Dos recipientes separados por una partición tienen un volumen igual $V_0$ y una temperatura igual $T_0$. Ambos contienen el mismo gas ideal, y las partículas son indistinguibles. El recipiente izquierdo tiene una presión $P_0$ y el recipiente derecho tiene una presión $2P_0$. Después de que se retire la partición y el sistema se equilibre, ¿cuál es el cambio neto en la entropía?
Al principio, mi intuición me dice que $\Delta S=0$ ya que, para todo el sistema, $dQ=0$ y $dW=0$ durante todo el proceso. Además, si solo observamos un recipiente, digamos, el izquierdo, el cambio en la entropía está dado por:
$$\begin{align}\Delta S_1&=\frac{\Delta E_1}{T_0}\\ &=\frac{\Delta (c_V NT)}{T_0}\\ &=\frac{c_V T_0\Delta (N)}{T_0}\\ &=c_V\frac{N_0}{2} \,\,\,\,\textrm{(de la fórmula del gas ideal)} \end{align}$$
Si lo hacemos para el recipiente derecho, simplemente obtenemos $\Delta S_2 = -\Delta S_1$, entonces una vez más $\Delta S=0$. Pero la respuesta aceptada a esta pregunta de Physics SE dice lo contrario. ¿Hay algo que me esté perdiendo?
[EDICIÓN] Para mostrar de dónde obtengo $\Delta N$, observa que si el recipiente izquierdo tiene $N_0$ moles de gas al principio, el recipiente derecho tiene $2N_0$ moles de gas.
$$N_2=\frac{P_2T_0}{V_0}=\frac{2P_0T_0}{V_0}=2N_0$$
Entonces, al final, el sistema total tendrá $N_0+2N_0=3N_0$ moles de gas. Dado que los volúmenes son iguales, al final cada uno tendrá $\frac{3}{2}N_0$ moles de gas.
