La deuxième loi de la thermodynamique, l'évolution et la probabilité

Les créationnistes croient que la deuxième loi de la thermodynamique n'autorise pas l'apparition de l'ordre à partir du désordre, et par conséquent, l'évolution macroscopique d'êtres vivants complexes à partir d'ancêtres unicellulaires n'aurait pas pu se produire. L'argument créationniste repose sur leur interprétation de la relation entre la probabilité et une propriété thermodynamique appelée « entropie ».

Pour situer le contexte et afin de clarifier la position créationniste, permettez-moi de citer la littérature créationniste :

La remarquable naissance de la planète Terre, par Henry Morris :

(p. 14) Tous les processus manifestent une tendance vers la décadence et la désintégration, avec une augmentation nette de ce qu'on appelle l'entropie, ou l'état de randomisation ou de désordre, du système. C'est ce qu'on appelle la Deuxième Loi de la Thermodynamique.

(p. 19) Il existe une tendance universelle pour tous les systèmes à passer de l'ordre au désordre, comme énoncé dans la Deuxième Loi, et cette tendance ne peut être arrêtée et inversée que dans des circonstances très spéciales. Nous avons déjà vu, dans le Chapitre I, que le désordre ne peut jamais produire de l'ordre par tout type de processus aléatoire. Il doit être présent une forme de code ou de programme, pour diriger le processus d'ordonnancement, et ce code doit contenir au moins autant d'"information" que nécessaire pour fournir cette direction.
De plus, il doit être présent une sorte de mécanisme pour convertir l'énergie environnementale en l'énergie requise pour produire l'organisation plus élevée du système concerné. ...
Ainsi, tout système qui subit même une croissance temporaire en ordre et en complexité ne doit pas seulement être "ouvert" à l'énergie du soleil mais doit également contenir un "programme" pour diriger la croissance et un "mécanisme" pour alimenter la croissance.

Créationnisme scientifique, édité par Henry Morris :

(p.25) La deuxième loi (loi de la dégradation de l'énergie) stipule que tout système laissé à lui-même tend toujours à passer de l'ordre au désordre, son énergie tendant à se transformer en niveaux inférieurs de disponibilité, atteignant enfin l'état de complète randomisation et d'unavailability pour tout travail ultérieur.

Bien sûr, l'application créationniste de la deuxième loi de la thermodynamique au développement des êtres vivants est incompatible avec aucun modèle d'origine. Les créationnistes contournent ce problème en invoquant le surnaturel :

The Genesis Flood, par Whitcomb et Morris :

(p. 223) Mais durant la période de la Création, Dieu introduisait l'ordre et l'organisation dans l'univers dans une très grande mesure, même jusqu'à la vie elle-même ! Il est donc tout à fait évident que les processus utilisés par Dieu dans la création étaient totalement différents des processus qui opèrent actuellement dans l'univers !

Comme cela sera démontré plus tard, c'est uniquement l'entropie globale d'un système complet, ou fermé, qui doit augmenter lorsqu'un changement spontané se produit. Dans le cas de sous-systèmes interagissant spontanément au sein d'un système fermé, certains peuvent gagner en entropie, tandis que d'autres peuvent en perdre. Par exemple, il est un axiome fondamental de la thermodynamique que lorsque la chaleur circule du sous-système A vers le sous-système B, l'entropie de A diminue et l'entropie de B augmente. L'affirmation selon laquelle une augmentation de l'ordre ne peut survenir que comme résultat d'un mécanisme directionnel, d'un programme ou d'un code est trompeuse. Tout processus qui peut être démontré comme se produisant avec une augmentation de l'ordre/diminution de l'entropie est arbitrairement considéré comme la conséquence d'un « mécanisme directionnel » indéfini.

La probabilité, telle qu'elle est utilisée en thermodynamique, désigne la probabilité qu'un changement spécifique se produise. La probabilité est liée au concept thermodynamique d'irréversibilité. Un changement physique ou chimique irréversible est un changement qui ne s'inversera pas spontanément sans modification des conditions environnantes. Les changements irréversibles ont un degré élevé de probabilité. La probabilité qu'un changement irréversible s'inverse spontanément sans interférence extérieure est nulle.

Lorsque nous disons qu'un changement est irréversible (au sens de la thermodynamique), cela signifie uniquement que le changement ne s'inversera pas spontanément sans qu'il y ait une modification des conditions environnantes. Cela ne signifie pas qu'il ne peut être inversé par aucun moyen !

Il est important de se rappeler qu'un changement qui a un degré élevé de probabilité dans un ensemble de circonstances peut avoir un très faible degré de probabilité dans un autre ensemble de circonstances. Pour illustrer : si la température descend en dessous du point de congélation, la probabilité que l'eau devienne de la glace est très élevée. Le passage de l'eau à la glace est thermodynamiquement irréversible. Si la température ambiante devait par hasard monter au dessus du point de congélation, la probabilité que l'eau devienne de la glace, ou reste de la glace, est nulle. Dans ces conditions, le changement inverse de glace à eau liquide est également thermodynamiquement irréversible.

Le fait de ne pas comprendre que, en thermodynamique, les probabilités ne sont pas des entités fixes a conduit à une interprétation erronée responsable de la croyance répandue et totalement fausse selon laquelle la deuxième loi de la thermodynamique n'autorise pas l'apparition spontanée de l'ordre à partir du désordre. En réalité, il existe de nombreux exemples dans la nature où l'ordre apparaît spontanément à partir du désordre : les flocons de neige, avec leur symétrie cristalline à six faces, se forment spontanément à partir de molécules de vapeur d'eau en mouvement aléatoire. Les sels, avec leurs plans de symétrie cristalline précis, se forment spontanément lorsque l'eau s'évapore d'une solution. Les graines germent pour devenir des plantes à fleurs et les œufs se développent en poussins.

Dans les sections suivantes, nous essaierons d'expliquer la véritable relation entre l'entropie et la probabilité et de montrer pourquoi cette relation n'exclut pas la possibilité qu'un ordre émerge spontanément du désordre.

Lors de la description des lois de la thermodynamique, nous faisons souvent référence aux « systèmes ». Un système est une entité, un objet ou une région de l'espace spécifiques à évaluer en fonction de ses propriétés thermodynamiques et de ses changements possibles. Il pourrait s'agir d'un glaçon, d'un ballon de baudruche, d'une turbine à vapeur, ou même de la Terre entière.

Entropie

Le concept d'entropie est fondamental pour comprendre la deuxième loi de la thermodynamique. L'entropie (ou plus précisément, l'augmentation de l'entropie) est définie comme la chaleur (en calories ou Btu) absorbée par un système, divisée par la température absolue du système au moment où la chaleur est absorbée. La température absolue correspond au nombre de degrés au-dessus du « zéro absolu », la température la plus froide qui puisse exister.

L'entropie totale dans un système est représentée par le symbole S. Le symbole S est utilisé pour représenter une variation donnée de la teneur en entropie d'un système. Si le symbole q est utilisé pour représenter la quantité de chaleur absorbée par un système, l'équation pour l'augmentation d'entropie résultante est :

    S = q/T    (1)

L'"environnement" d'un système est tout ce qui se trouve en dehors du système et peut interagir avec lui ; l'environnement peut généralement être défini comme l'espace qui entoure un système. Lorsque la chaleur est dégagée par un système, cette même chaleur est absorbée par son environnement. Lorsque la chaleur est absorbée par un système, cette même chaleur doit nécessairement provenir de son environnement. Par conséquent, toute augmentation d'entropie dans un système due à un flux de chaleur doit être accompagnée d'une diminution d'entropie dans l'environnement, et vice versa. Lorsque la chaleur s'écoule spontanément d'une région plus chaude vers une région plus froide, la diminution d'entropie dans la région plus chaude sera toujours inférieure à l'augmentation d'entropie dans la région plus froide, car plus la température absolue est élevée, plus le changement d'entropie est faible pour un flux de chaleur donné. (Voir l'équation 1, ci-dessus)

À titre d'exemple, considérons la variation d'entropie lorsqu'un grand rocher à 500 degrés absolus est jeté dans de l'eau à 650 degrés absolus. (Nous utilisons une échelle de température absolue basée sur les degrés Fahrenheit ; sur cette échelle, l'eau gèle à 492 degrés.) Pour chaque Btu de chaleur qui s'écoule vers le rocher à ces températures, l'augmentation d'entropie du rocher est de 1/500 = 0,0020 et la diminution d'entropie de l'eau est de 1/650 = 0,0015. La différence entre ces valeurs est de 0,0020 - 0,0015 = 0,0005. Cela représente l'augmentation d'entropie globale du système (rocher) et de son environnement (eau).

Bien sûr, le rocher se réchauffera et l'eau se refroidira jusqu'à atteindre une température intermédiaire entre leurs températures initiales, ce qui complique considérablement le calcul de la variation d'entropie totale une fois l'équilibre atteint. Néanmoins, pour chaque Btu de chaleur transférée de l'eau au rocher, il y aura toujours une augmentation de l'entropie nette globale.

Comme mentionné précédemment, un changement spontané est un changement irréversible. Par conséquent, une augmentation de l'entropie nette globale peut être utilisée comme mesure de l'irréversibilité du flux de chaleur spontané.

Des changements irréversibles dans un système peuvent, et le font souvent, se produire même s'il n'y a aucune interaction et un flux de chaleur négligeable entre le système et son environnement. Dans des cas comme ceux-ci, l'entropie "contenu" du système est plus grande après le changement qu'avant. Même lorsque le flux de chaleur ne se produit pas entre le système et l'environnement, les changements spontanés à l'intérieur d'un système isolé sont toujours accompagnés d'une augmentation de l'entropie du système, et cette augmentation d'entropie calculée peut être utilisée comme une mesure de l'irréversibilité. Les paragraphes suivants expliqueront comment cette augmentation d'entropie peut, du moins dans certains cas, être calculée.

Il est un axiome de la thermodynamique que l'entropie, comme la température, la pression, la densité, etc., est une propriété d'un système et dépend uniquement de l'état actuel du système. Peu importe les procédures suivies pour atteindre un état donné, la teneur en entropie pour cet état est toujours la même. En d'autres termes, pour tout ensemble donné de valeurs de pression, température, densité, composition, etc., il ne peut y avoir qu'une seule valeur pour la teneur en entropie. Il est essentiel de se rappeler ceci : lorsqu'un système qui a subi un changement irréversible est ramené à son état initial (même température, pression, volume, etc.), sa teneur en entropie sera également la même qu'avant.

Dans les cas où un système isolé subit une augmentation d'entropie en raison d'un changement spontané à l'intérieur du système, nous pouvons calculer cette augmentation d'entropie en postulant une procédure par laquelle l'augmentation d'entropie du système est transférée à l'environnement d'une manière telle qu'il n'y a pas d'augmentation supplémentaire d'entropie nette et que le système est restauré à son état initial. L'augmentation d'entropie de l'environnement peut alors être facilement calculée par l'équation (1) : S = q/T, où q = chaleur absorbée par l'environnement, et T = température absolue de l'environnement.

Il convient de le répéter : lorsque le système est restauré à son état initial, sa teneur en entropie sera la même qu'avant son changement irréversible. Par conséquent, la quantité d'entropie absorbée par l'environnement lors de la restauration doit nécessairement être égale à l'augmentation d'entropie accompagnant le changement irréversible initial du système, à condition qu'il n'y ait pas d'augmentation supplémentaire de l'entropie nette lors de la restauration.

Cette procédure de restauration postulée et les propriétés postulées de l'environnement sont destinées uniquement aux calculs. Puisque nous ne traitons pas de l'environnement en tant que tel, il peut être postulé sous n'importe quelle forme nécessaire pour simplifier les calculs ; il n'est ni nécessaire ni souhaitable que l'environnement corresponde à une condition qui pourrait réellement exister. Par conséquent, nous postulerons une procédure de restauration théorique qui se déroule sans augmentation supplémentaire de l'entropie nette, même si une telle procédure ne peut pas être obtenue expérimentalement.

Le processus de restauration, s'il devait se produire en réalité, devrait être accompagné d'au moins une petite quantité d'irréversibilité, et donc d'une augmentation supplémentaire de l'entropie de l'environnement au-delà de l'augmentation d'entropie due à la modification initiale irréversible du système. Ceci est dû au fait que la chaleur ne peut circuler sans une différence de température, que le frottement ne peut être entièrement éliminé, etc. Par conséquent, le processus de restauration, s'il doit se produire sans augmentation supplémentaire de l'entropie nette globale, doit être postulé comme se déroulant sans irréversibilité. Si un tel processus pouvait être réalisé en réalité, il serait caractérisé par un état continu d'équilibre (c'est-à-dire aucune différence de pression ou de température) et se produirait à un rythme si lent qu'il nécessiterait un temps infini. Des processus de ce type sont appelés processus « réversibles ». Rappelez-vous que les processus réversibles sont postulés pour simplifier le calcul de la variation d'entropie dans un système ; il n'est pas nécessaire qu'ils soient capables d'être réalisés expérimentalement.

Il ne faut pas supposer que l'équation (1) exige que q, la chaleur absorbée, soit nécessairement absorbée de manière réversible. Le concept de réversibilité n'est qu'un moyen à une fin : le calcul de la variation d'entropie accompagnant un processus irréversible.

L'exemple suivant illustrera le calcul d'un processus de restauration réversible et développera simultanément l'équation qui constitue la base de la relation thermodynamique entre la probabilité et la deuxième loi. Nous postulons un système composé d'un gaz « idéal » contenu dans un réservoir connecté à un second réservoir qui a été complètement évacué, avec la vanne entre les deux réservoirs fermée. La température du système et de son environnement est postulée être la même. Un gaz idéal est un gaz dont les molécules sont infiniment petites et n'exercent aucune force attractive ou répulsive les unes sur les autres. (Dans des conditions ordinaires, l'hydrogène et l'hélium s'approchent étroitement des propriétés d'un gaz idéal.) Un gaz idéal est choisi afin de développer la relation de base sans introduire de facteurs de correction compliqués pour tenir compte de la taille des molécules et des forces qu'elles exercent les unes sur les autres.

Lorsque la vanne est ouverte, le gaz se dilate irréversiblement de V1 (son volume initial) à V2 (le volume des deux réservoirs). Il n'y a aucun travail de compression par ou sur les environs. Comme le gaz est idéal, il n'y a pas de changement de température, et par conséquent, aucun échange de chaleur ne se produit.

Après avoir expansé irréversiblement le gaz de V1 à V2, il est ramené à son état initial par une compression réversible jusqu'à V1. Cette compression nécessite un travail (force appliquée sur une distance) qui, à son tour, génère de la chaleur dans le gaz, une chaleur absorbée par l'environnement de sorte qu'il n'y ait pas d'augmentation de la température du gaz. Dans notre modèle mathématique de ce processus de restauration réversible, l'environnement est postulé être si vaste qu'il ne subit également aucune augmentation de température. La température T reste inchangée pendant l'ensemble du processus d'expansion irréversible et de restauration réversible subséquente.

Le travail nécessaire pour comprimer le gaz lors de la restauration est égal à la pression du gaz multipliée par la variation de volume due à la compression. Étant donné que la pression augmente pendant la compression, le travail de compression doit être déterminé par l'intégrale du calcul :

    compression work = PdV

    where: P = pressure
           V = volume
          dV = the small change in volume taking
               place at the corresponding pressure P 

L'équation reliant la température, la pression et le volume d'un gaz idéal est :

    PV = RT    (2) 

    where: P = pressure
           V = volume
           T = absolute temperature
           R = a constant which depends only on the
               amount of gas present 

Dans le cas d'une compression réversible et isotherme d'un gaz idéal, nous pouvons substituer P à partir de l'équation (2) dans l'équation du travail de compression. Lorsque cela est fait, nous obtenons :

    compression work = RTdV/V   (3)

Bien qu'il ne soit pas nécessaire que notre processus de restauration réversible postulé soit susceptible d'être mis en œuvre dans un sens pratique, il est néanmoins parfois utile de pouvoir visualiser le processus. À cette fin, le lecteur peut envisager le processus de compression de restauration provoqué par un piston adapté à l'extrémité du second réservoir. Lors de la compression de V2 à V1, le piston descend le long du second réservoir et, sans forces de friction mécanique, renvoie tout le gaz contenu à l'intérieur dans le premier réservoir V1.

Puisque le travail de compression est égal à q, la chaleur absorbée par l' environnement, q, peut être substituée dans l'équation (3) pour donner :

    q = RTdV/V     (4) 

    S = q/T     (1)

    S = RdV/V 

En intégrant (une procédure de calcul pour sommer les valeurs individuelles de dV/V), nous obtenons :

    S = Rln(V2/V1)    (5)

Entropie et probabilité

Le rapport entre la probabilité que toutes les molécules de gaz soient réparties uniformément entre les deux réservoirs et la probabilité que toutes les molécules, de leur propre initiative et par mouvement aléatoire, se trouvent dans le réservoir V1 est égal à (V2/V1)^N, où N est le nombre de molécules.

Si V2/V1 était égal à 2,0, par exemple, et N égal à 10, le rapport de probabilité serait 2 élevé à la puissance 10, soit 1024. Pour N = 100, le rapport serait d'environ 1,27 fois 10 à la puissance 30. Il est clair que le mouvement aléatoire de trillions de molécules de gaz favorise fortement une distribution uniforme.

   let X1 = the probability of all the gas molecules, after the valve is
            opened, remaining in the first tank V1

   let X2 = the probability of all the gas molecules, after the valve is
            opened, being uniformly distributed in V2, the volume of both
            tanks.

    X2/X1 = (V2/V1)N.

    R ln(X2/X1)   = RN ln(V2/V1)
    R/N ln(X2/X1) =  R ln(V2/V1)

    S = R/N ln(X2/X1)    (6)

L'équation (6) représente la relation fondamentale entre la probabilité et la deuxième loi de la thermodynamique. Elle stipule que l'entropie d'un système gazeux augmente lorsque sa distribution moléculaire passe d'une probabilité plus faible à une probabilité plus élevée (X2 supérieur à X1).

Sur la base de la croyance que les lois de la thermodynamique sont universelles, cette équation a été supposée s'appliquer à tous les systèmes, et non seulement aux gaz. En d'autres termes, toute variation d'entropie est proportionnelle au logarithme du rapport des probabilités. Par conséquent, pour le cas général, l'équation (6) peut s'écrire :

    S = K ln(X2/X1)    (7)

Comme nous l'avons vu précédemment, S peut être positif ou négatif. Lorsque S est négatif, l'équation (7) peut s'écrire :

    -S = -K ln(X2/X1)
        = K ln(X1/X2)

un système peut passer d'un état plus probable (X2) à un état moins probable (X1), à condition que S pour le système soit négatif.

Dans le cas de la formation des molécules complexes caractéristiques des organismes vivants, les créationnistes soulignent que lorsque les êtres vivants se décomposent après la mort, le processus de décomposition se produit avec une augmentation de l'entropie. Ils soulignent également, correctement, qu'un changement spontané dans un système se produit avec un degré élevé de probabilité. Ils ne réalisent cependant pas que la probabilité est relative, et qu'un changement spontané dans un système peut être inversé, à condition que le système interagisse avec son environnement d'une telle manière que l'augmentation de l'entropie dans l'environnement soit plus que suffisante pour inverser l'augmentation originale de l'entropie du système.

L'application d'énergie peut inverser une réaction spontanée, thermodynamiquement « irréversible ». Les feuilles brûlent spontanément (se combinent avec l'oxygène) pour former de l'eau et du dioxyde de carbone. L'énergie du soleil, par le processus de la photosynthèse, produira des feuilles à partir de vapeur d'eau et de dioxyde de carbone, et formera de l'oxygène.

Si nous débranchons un réfrigérateur, la chaleur s'écoule de l'extérieur vers l'intérieur ; l'augmentation d'entropie à l'intérieur du réfrigérateur sera supérieure à la diminution d'entropie à l'extérieur, et la variation nette d'entropie est positive. Si nous le branchons, ce changement spontané « irréversible » est inversé. En raison de l'apport d'énergie électrique au compresseur, la chaleur transférée à l'extérieur depuis les serpentins du condenseur est supérieure à la chaleur extraite du réfrigérateur, et l'augmentation d'entropie de l'extérieur est supérieure à la diminution d'entropie de l'intérieur, malgré le fait que l'extérieur soit à une température plus élevée. Ici encore, la variation nette d'entropie est positive, comme il serait attendu pour tout processus spontané.

De manière similaire, l'application d'énergie électrique peut inverser la réaction spontanée de l'hydrogène et de l'oxygène pour former de l'eau : lorsqu'un courant est fait passer à travers une solution d'eau, l'hydrogène est libéré à une électrode, l'oxygène à l'autre.

Comme il est facilement confirmé expérimentalement, agiter l'eau augmente sa température. Lorsque l'eau tombe librement d'une élévation plus élevée vers une élévation plus basse, son énergie passe de potentielle à cinétique, puis à de la chaleur lorsqu'elle éclabousse à la fin de sa chute. La deuxième loi de la thermodynamique stipule que l'eau ne peut pas spontanément remonter à son élévation initiale en utilisant la chaleur produite lors de l'éclaboussure comme seule source d'énergie. Pour y parvenir, il faudrait une machine thermique qui convertirait toute la chaleur de l'éclaboussure en énergie mécanique.

L'efficacité d'une machine thermique est limitée thermodynamiquement par le cycle de Carnot, qui limite l'efficacité de toute machine thermique à T/T, où T est l'augmentation de température due à l'éclaboussure, et T est la température absolue. Puisque T ne représente qu'une petite fraction de T, aucun dispositif ne pourrait être construit qui permettrait à toute l'eau de remonter spontanément à son élévation antérieure.

Nous pouvons, du moins en théorie, calculer l'augmentation d'entropie de l'eau résultant de son changement irréversible lors de sa chute. D'une manière analogue à celle utilisée dans l'exemple précédent, l'augmentation d'entropie serait égale à la chaleur générée par l'agitation due à l'éclaboussure, divisée par la température absolue. Si une partie de l'énergie de l'eau en chute est extraite par une roue hydraulique, il y aura moins de chaleur d'éclaboussure et donc moins d'augmentation d'entropie.

Une turbine correctement conçue pourrait extraire la majeure partie de l'énergie cinétique de l'eau. Ceci n'est pas la même chose que d'essayer d'utiliser la chaleur du splash comme source d'énergie pour un moteur thermique afin d'élever l'eau. En d'autres termes, utiliser l'énergie avant qu'elle ne devienne chaleur est beaucoup plus efficace que d'essayer de l'utiliser après qu'elle soit devenue chaleur.

Si une roue à eau est reliée par des arbres, des courroies, des poulies, etc., à une pompe, la pompe peut faire monter l'eau du côté aval de la roue à une élévation même supérieure à celle du réservoir amont. Une partie de l'eau se soulèverait spontanément à une élévation même supérieure à l'originelle, mais le reste finirait en dessous de la roue à eau du côté aval.

Bien qu'il ne soit pas possible pour tout l'eau de s'élever spontanément à une élévation supérieure à son élévation initiale, il est possible pour une partie de l'eau de s'élever spontanément à une élévation supérieure à l'initiale.

Comme pour tout autre changement irréversible, il y aura une augmentation de l'entropie globale. Cela signifie que l'augmentation d'entropie de l'eau qui passe sur la roue est supérieure à la diminution d'entropie de l'eau pompée à une élévation plus élevée.

Ceci sera confirmé mathématiquement dans les paragraphes suivants. représentera la lettre grecque gamma, représentant le poids unitaire en livres par pied cube. Une augmentation de la valeur d'un paramètre sera représentée par .

    Let:  = unit weight of water, lbs./cubic foot
         h = height of reservoir above downstream side, feet
        h = potential energy of water in reservoir
        h = additional height above reservoir (to which water is pumped)
    h + h = height to which water is pumped, feet above downstream side
         w = work of pumping water to higher elevation
         q = heat loss due to pump friction and downstream agitation
         f = fraction of water pumped to elevation h + h

    h = q + w

    Where: h = the total energy expended by the water
               in falling from height h. 
           q = the energy wasted as heat of splashing
           w = work expended in pumping the water to a higher elevation

    q = TS   (from equation 1)
    w = f(h + h)

    h = TS + f(h + h)

    TS = h - f(h + h)    (8)

    TS' = h    (9)

    S' - S = f(h + h)/T    (10)

    let q'= heat of splashing
        q'= TS'
            where S' is the entropy increase on free fall

Les créationnistes supposent qu'un changement caractérisé par une diminution de l'entropie ne peut se produire dans aucune circonstance. En réalité, des diminutions spontanées d'entropie peuvent, et se produisent, tout le temps, dès qu'une énergie suffisante est disponible. Le fait que la roue à eau et la pompe soient des dispositifs construits par l'homme n'a aucune incidence sur le cas : la thermodynamique ne s'occupe pas de la description détaillée d'un système ; elle ne traite que de la relation entre les états initial et final d'un système donné (dans ce cas, la roue à eau et la pompe).

Un argument favori des créationnistes est que la probabilité de l'évolution est à peu près la même que celle qu'un tourbillon traversant un décharge puisse former un avion. Ils fondent cet argument sur leur croyance que les changements chez les êtres vivants ont une très faible probabilité et ne pourraient se produire sans un « dessein intelligent » qui surmonte les lois de la thermodynamique. Cela représente une contradiction fondamentale dans laquelle (disent-ils) l'évolution est incompatible avec la thermodynamique car la thermodynamique n'autorise pas l'ordre à surgir spontanément du désordre, mais le créationnisme (sous les traits du dessein intelligent) n'a pas à être cohérent avec les lois de la thermodynamique.

Une analogie plus simple à la scène avion/décharge serait l'empilement de trois blocs soigneusement les uns sur les autres. Pour cela, le dessein intelligent est requis, mais l'empilement ne viole pas les lois de la thermodynamique. Les mêmes relations s'appliquent à cette activité qu'à toute autre activité impliquant des changements d'énergie thermodynamique. Il est vrai que les blocs ne s'empileront pas seuls, mais en ce qui concerne la thermodynamique, tout ce qui est requis est l'énergie pour les prendre et les placer les uns sur les autres. La thermodynamique ne fait que corrélérer les relations énergétiques lors du passage de l'état A à l'état B. Si les relations énergiques le permettent, le changement peut se produire. Si elles ne le permettent pas, le changement ne peut pas se produire. Une balle ne sautera pas spontanément du sol, mais si elle est lâchée, elle rebondira spontanément du sol. Qu'elle soit soulevée par le dessein intelligent ou qu'elle tombe simplement par hasard, cela ne fait aucune différence.

D'un autre côté, la thermodynamique n'exclut pas la possibilité d'un dessein intelligent ; elle est simplement sans incidence pour le calcul de la probabilité thermodynamique.

En considérant la Terre comme un système, tout changement accompagné d'une diminution de l'entropie (et donc d'un retour d'une probabilité plus élevée à une probabilité plus faible) est possible tant qu'une énergie suffisante est disponible. La source ultime de la plupart de cette énergie est, bien sûr, le soleil.

Le calcul numérique des variations d'entropie accompagnant les changements physiques et chimiques est très bien compris et constitue la base de la détermination mathématique de l'énergie libre, des caractéristiques de force électromotrice des piles voltaïques, des constantes d'équilibre, des cycles de réfrigération, des paramètres de fonctionnement des turbines à vapeur, et d'une multitude d'autres paramètres. La position créationniste nécessiterait d'abandonner l'ensemble du cadre mathématique de la thermodynamique et ne fournirait aucun fondement pour la conception d'ingénierie des turbines, des unités de réfrigération, des pompes industrielles, etc. Elle supprimerait les relations mathématiques bien développées de la chimie physique, y compris l'effet de la température et de la pression sur les constantes d'équilibre et les changements de phase.