m.E. ist das eine Frage, ob überhaupt reversible Reaktionen praktisch möglich sind, und da sagt die Thermodynamik ganz klar, daß sie praktisch nicht möglich sind, aber theoretisch denkbar sind (oder so ähnlich).
Damit die Einbeziehung der Entropie in die Betrachtungen überhaupt sinnvoll ist, postuliert man einfach die Reversibilität bestimmter Vorgänge, weil sie sonst "unberechenbar" wären.
Ich erkenne nicht, was das mit der von mir angezweifelten Richtigkeit der im Aufgabentext zu Grunde gelegten Aussage zu tun hat.
Aber wenn es denn sein soll : Die mMn einfachste Formulierung des zweiten Hauptsatzes lautet so : " In jedem abgeschlossenen System laufen nur Vorgänge ab, bei denen die Entropie zunimmt ". Was natürlich, wie die Energieerhaltung letztlich ein Postulat ist.
Nur kann die dabei erzeugte Entropie alle Werte > 0 annehmen, sich also beliebig nahe dem Wert "Null" nähern. So dass der reversible Fall dS = 0 einen Grenzfall darstellt .
Wo bitte ist da das Problem ?
Da in der angesprochenen "Definition" wegen Delta H = 0 die Entropie der Umgebung nicht zunimmt, bedeutet sie letztlich, daß die Entropie des Systems zunehmen muß, wenn die Reaktion spontan verlaufen soll.
Woraus liest Du "Delta H = 0 heraus ?
Ob das nun eine "glückliche" Formulierung des 2.Hauptsatzes der Thermodynamik ist, sei dahingestellt. Ich kenne auch andere Formulierungen, die zwar richtig sein mögen, aber genauso unanschaulich sind.
Um Anschaulichkeit geht es hier aber doch gar nicht. Aber nach meinem Verständnis folgt aus \[ d G \ < \ 0 \ => \ \delta S \ > \ 0 \] oder z.B. für chemische Reaktionen geschrieben
\[ \Delta_rG \ < \ 0 \ \ => \ \ S(erzeugt) \ > \ 0 \] nur dann , wenn nicht nur der Druck, sondern auch die Temperatur konstant ist.
Gruß FKS