Termodinamika II

Termodinamika II

Oleh : @Kel-P08, Hana Muyesca (@P10-HANA), Gayatri Wahyu Andini (@P13-GAYATRI)

Kata Kunci : Hukum termodinamika II, entropi, energi bebas

I.                    Pendahuluan

Formulasi Kelvin-Planck atau hukum termodinamika kedua menyebutkan bahwa adalah tidak mungkin untuk membuat sebuah mesin kalor yang bekerja dalam suatu siklus yang semata-mata mengubah energi panas yang diperoleh dari suatu reservoir pada suhu tertentu seluruhnya menjadi usaha mekanik. Hukum kedua termodinamika mengatakan bahwa aliran kalor memiliki arah; dengan kata lain, tidak semua proses di alam semesta adalah reversible (dapat dibalikkan arahnya). Sebagai contoh jika seekor beruang kutub tertidur di atas salju, maka salju di bawah tubuh nya akan mencair karena kalor dari tubuh beruang tersebut. Akan tetapi beruang tersebut tidak dapat mengambil kalor dari salju tersebut untuk menghangatkan tubuhnya. Dengan demikian, aliran energi kalor memiliki arah, yaitu dari panas ke dingin. Satu aplikasi penting dari hukum kedua adalah studi tentang mesin kalor.

II.                 Pembahasan

Entropi

Entropi adalah fungsi keadaan, dan merupakan kriteria yang menentukan apakah suatu keadaan dapat dicapai dengan spontan dari keadaan lain. (Taro Saito, Kimia Anorganik 1 hal. 42)

Entropi merupakan besaran termodinamika yang menyatakan derajat ketidakteraturan partikel. Jika sistem kemasukan kalor, maka entropi bertambah., dan sebaliknya jika kalor keluar maka entropi berkurang. Menentukan entropi (S) suatu sistem tidak mudah karena menyangkut energi yang di kandungnya. Akan tetapi besarnya perbahan entropi (DS) dalam suatu peristiwa dapat di hitung dari besarnya kalor yang masuk atau yang keluar. Kalor dapat menambah ketidakteraturan (entropi) partikel sistem, tetapi perubahan itu tidak linier, dan bergantung pada suhu sistem. Seperti energi dalam (U) dan entalpi (H), Entropi adalah besaran termodinamika yang nilainya tergantung pada keadaan awal dan keadaan akhir dan tidak di pengaruhi oleh jalan yang di tempuh. Oleh sebab itu, ΔS proses reversibel sama dengan irreversibel walaupun kalor yang di serap tidak sama.

qir = ΔU + P (V2 – V1)

Perubahan entropi suatu proses di hitung dari qr  dan bukan dari qir, baik prosesnya reversibel maupun irreversibel.

ΔS = qr/T

Karena qr lebih besar dari qir maka dalam proses irreversibel :

ΔS >  qir/T

(syukri, Kimia Dasar 1. Hal 99-100)

Hukum ke-2 termodinamika menyatakan bahwa entropi, S, sistem yang terisolasi dalam proses spontan meningkat. Dinyatakan secara matematis

ΔS > 0 (Taro Saito, Kimia Anorganik 1 hal. 43)

ΔS > 0, prosesnya irreversibel = spontan

ΔS = 0, prosesnya reversibel = kesetimbangan

ΔS ≥ 0, prosesnya alami yakni irreversibel atau reversibel = tidak spontan.

Jika suhu di turunkan terus menerus,mengakibatkan entropi makin lama makin mengecil. Dalam dunia keilmuan, suhu terendah adalah 0 K sehingga di asumsikanpada suhu ini zat murni tersusun paling teratur. Berdasarkan asumsi itu, di sepakati suatu perjanjian yang di sebut hukum ketiga termodinamika. Berdasarkan hukum ini di lakukan pengukuran dan perhitungan kalor yang di serap suatu zat murni dari suhu 0 K sampai suhu tertentu. Akhirnya di hitung entropi zat tersebut pada suhu 250 C dan tekanan 1 atm yang di sebut entropi standar. Dengan adanya entropi standar, dapat di hitung nilai dari ΔSsebuah reaksi anorganik.

ΔS = Σ entropi produk – Σ entropi reaktan

Ada sistem menerima kalor dari lingkungan Sistem & lingkungan tersebut berada dalam sistem yang lebih besar yg terisolasi

∆S = ∫ f dqrev i T

∆Stotal = ∆Ssis + ∆Slingk > 0

dq = CdT

Contoh :

 1 g es 0oC dimasukkan ke dalam 4 g air 10oC. Diketahui Cair = 1kal/goC dan kalor lebur es = 80 kal/g. Apakah proses peleburan spontan ?

Jawab:

Q dilepaskan pada pendinginan air = 4 g x 1 kal/g oC x 10 oC = 40 kal

Jumlah es yang melebur dengan 40 kal = 40 kal x 1g / 80 kal = 0,5 g

∆Ses = 0,5 x 80 / 273 = 0,1465 kal/K

∆ Sair = ∫C dT/T = -C ln 283/273 = - 0,1439 kal/K

∆ Stotal = ∆ Ses + ∆ Sair = 0,0026 kal/K = 0,0109 J/K

∆ Stotal > 0 proses peleburan es spontan

∆Ssis untuk proses isotermal ∆S = = dqrev = ∫ f dqrev i T

∫ f i 1T qrev T Transisi fasa ∆Sfus = = qrev ∆Hfus Tf Tf

Energi Bebas Gibbs Standar (ΔG°)

Energi bebas Gibbs dilambangkan dengan ΔG digunakan untuk memprediksi apakah suatu reaksi dapat berjalan atau tidak (spontan atau tidak). Ada beberapa hal yang perlu kita pelajari dan akan dijelaskan pada penjelasan di bawah ini :

Menghitung ΔG°
Untuk menghitung energi bebas Gibbs standar, dapat kita gunakan rumus di bawah ini :
ΔG° = ΔH° - TΔS°

Mudah kan. Dengan ΔH° adalah perubahan entalpi, T dalah suhu (kelvin) dan ΔS° adalah perubahan entropi. Jika semua data rumus diatas diketahui, maka tentu kita dapat dengan mudah mencarinya harga ΔG° bukan!

Namun harus kalian ingat adalah perubahan entropi biasanya dihitung dalam satuan energi joule sedangkan energi bebeas Gibbs dan perubahan entalpi dihitung dalam Kj. Agar tidak terjadi kesalahan jangan lupa mengubah satuan entropi dari joule menjadi kJ ya!

Contoh Soal :
Perhatikan reaksi pembakaran metana berikut ini :
CH4(g) + O2(g) ==> CO2(g) + 2H2O(l)
Jika diketahui harga perubahan entropinya adalah – 242,2 J/K mol dan perubahan entalpinya – 890,4 kJ/mol, hitunglah harga perubahan energi bebas gibs standar pada suhu 25 degC?

Pembahasan :
Langkah pertama yang akan kita lakukan adalah mengubah satuan perubahan entropi dari J ke kJ.
1 kJ = 1000 j

ΔS° = - 242,2 J/K mol = - 242,2/1000 kJ/ K mol = - 0,2422 kJ/mol K

Energi Gibbs dan Perubahan Spontan

Kespontanan reaksi secara langsung, fungsi termodinamika baru yang disebut energi bebas Gibbs (G) digunakan dimana

G = H – TS.................................................................................... (2)

Semua besaran dalam persamaan merujuk ke sistem dan T merupakan suhu sistem. G merupakan fungsi keadaan :

ΔG = ΔH  - T ΔS------------------------------------------------------------ (3)

Kondisi kespontanan dan kesetimbangan pada suhu dan tekanan tetap dapat disimpulkan berdasarkan ΔG sebagai berikut:

ΔG < 0 reaksi spontan

ΔG > 0 reaksi tidak spontan (reaksi spontan dalam arah yang berlawanan)

ΔG = 0 sistem berada pada kesetimbangan

Perubahan Energi Gibbs Standar

Pada penelitian, potensial sel diukur digunakan untuk menghitung perubahan entalpi dan perubahan entropi. Perubahan energi bebas gibbs standar dinyatakan :

ΔGo = - nFEosel-------------------------------------------------------------------------------------------------------- (4)

Selanjutnya, dapat dihubungkan dengan tetapan kesetimbangan K dari reaksi redoks. Hubungn antara ΔG dengan  ΔGo  ditulis:

ΔG =  ΔGo + RT ln Q.................................................................... (5)

dengan R merupakan tetapan gas (8,314 J.K-1mol-1), T adalah tetapan suhu mutlak reaksi. Jika ΔG bernilai negatif (-) berarti reaksi berlangsung secara spontan, tetapi jika ΔG bernilai positif (+) berarti reaksi berlangsung tidak spontan. Pada saat setimbang adalah ΔG = 0 dan Q = K , dengan K adalah tatpan kesetimbangan maka,

ΔGo  = -RT ln K------------------------------------------------------------- (6)

Sari persamaan (4) disubtitusikan ke persamaan (6) maka diperoleh :

-nFEosel  = - RT ln K---------------------------------------------- (7)

Berdasarkan proses yang akan dilewati tentunya terjadi reaksi kimia yang melibatkan berbagai macam reaksi. Salah satu diantaranya adalah reaksi yang berkaitan dengan perubahan bilangan oksidasi dari atom-atom sebelum dan sesudah reaksi, redoks ( reduksi-oksidasi). Reduksi adalah penerimaan elektron atau penurunan bilangan oksidasi, sedangkan Oksidasi adalah pelepasan elektron atau peningkatan bilangan oksidasi.

Rangkaian sel elektrokimia pertama kali dipelajari oleh LUIGI GALVANI (1780) danALESSANDRO VOLTA (1800). Sehingga disebut sel Galvani atau sel Volta. Keduanya menemukan adanya pembentukan energi dari reaksi kimia tersebut. Energi yang dihasilkan dari reaksi kimia sel Volta berupa energi listrik berikut ilustrasinya,

Notasi sel untuk sel volta, penulisannya adalah:

anoda || katoda atau zat yang teroksidasi || zat yang tereduksi

Seperti pada contoh diatas, berarti notasi selnya adalah:

Zn | Zn2+ || Cu2+ | Cu, Esel= 1,1 volt

Sel Volta terdiri atas elektroda (logam seng dan tembaga) larutan elektrolit (ZnSO4 dan CuSO4), dan jembatan garam (agar-agar yang mengandung KCl). Logam seng dan tembaga bertindak sebagai elektroda. Keduanya dihubungkan melalui sebuah voltmeter. Elektroda tempat berlangsungnya oksidasi disebut Anoda (elektroda negatif), sedangkan elektroda tempat berlangsungnya reduksi disebut Katoda (elektroda positif).

Berdasarkan percobaan dengan rumus perhitungan beserta ilustrasi gambar yang ditunjukkan dapat dugunakan segaai penentu entalpi dan energi bebas gibbs.

Daftar Pustaka :

Saito, Taro.1996. Kimia Anorganik 1. Tokyo : Penerbit Iwanami Shoten

Syukri. 1999. Kimia Dasar 1. Bandung : Penerbit ITB

Unkwon. Dalam http://web.ipb.ac.id/~tpb/files/materi/kimia101/Bab6-Kesetimbangan%20Kimia.pdf

Vernandes, Adrian. 2017. Dalam https://www.avkimia.com/2017/06/konsep-energi-bebas-gibbs-dan-hubungannya-dengan-kespontanan-reaksi.html

Siami, L.N. 2017. Dalam http://chemistryb15.blogspot.com/2017/06/elektrokimia-energi-bebas-gibbs.html