Buena pregunta.
Sabemos por nuestra experiencia que los gases siempre se dispersan y ocupan todo el volumen del contenedor en el que se libera. Si analiza la situación termodinámicamente, se dará cuenta de que durante la difusión, las moléculas de gas gastan su energía interna para moverse de mayor concentración a menor, de acuerdo con la primera ley de la termodinámica. ¿Pero por qué lo hacen?
La respuesta es entropía.
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Usted ve, en un estado cerrado, las moléculas de un gas estaban en un estado altamente ordenado. La cantidad de desorden en el sistema es baja y, por lo tanto, la entropía del sistema es baja. Pero tan pronto como se abre el contenedor, los gases tienden a estar más desordenados, por lo tanto, se difunden para tener más aleatoriedad y estar más desordenados, por lo que poseen una entropía mucho mayor.
Pero la entropía es solo una parte del rompecabezas. La parte más grande es otro parámetro termodinámico, llamado energía de Gibbs. Este parámetro determina si un proceso debe ocurrir espontáneamente o no. Incorpora los factores de entropía y entalpía, y se expresa como
[matemáticas] \ Delta G = \ Delta HT \ Delta S [/ matemáticas]
Esta pequeña ecuación describe maravillosamente todo el fenómeno de difusión. A ver cómo.
Cuando un gas se difunde dentro de un recipiente (preferiblemente aislado), se enfría. Básicamente usa su energía interna para expandirse uniformemente dentro del contenedor. Como resultado, el cambio de entalpía para el proceso es negativo. Además, el cambio de aleatoriedad / entropía del proceso es positivo. El resultado neto es que el cambio de energía de Gibbs resulta negativo, lo que impulsa el proceso de difusión espontáneamente.
Esta ecuación también predice otra idea importante; la velocidad de difusión aumenta con el aumento de la temperatura, ya que el aumento de la temperatura hace que el valor de [matemática] \ Delta G [/ matemática] sea más negativo, por lo que aumenta la velocidad de difusión espontánea, que es lo que observamos experimentalmente.
