Entropy, Energi Bebas, Dan Equilibrum
Tujuan
2. Untuk memahami Entropy, Energi Bebas, Dan Equilibrum
3. Untuk mempelajari Entropy, Energi Bebas, Dan Equilibrum
Alat Dan Bahan
Alat :
Bahan :
DASAR TEORI
17.1 TIGA HUKUM TERMODINAMIKA
hukum pertama dari tiga hukum termodinamika, yang mengatakan ituenergi dapat diubah dari satu bentuk ke bentuk lainnya, tetapi tidak dapat diciptakan atau dihancurkan.Salah satu ukuran dari perubahan ini adalah jumlah panas yang dilepaskan atau diserap oleh suatu sistemselama proses tekanan konstan, yang oleh ahli kimia didefinisikan sebagai perubahan entalpi (ΔH). Hukum kedua termodinamika menjelaskan mengapa proses kimia cenderung demikianmendukung satu arah. Hukum ketiga merupakan perpanjangan dari hukum kedua.
17.2 PROSES SPONTAN
Reaksi yang tidak terjadi di bawah himpunan kondisi disebut spontan reaksi. Jika suatu reaksi tidak terjadi dalam kondisi tertentu, itu dikatakan non-spontan. Contoh proses fisik dan kimia konstan setiap hari adalah :
· Air terjun mengalir menuruni bukit, tetapi tidak pernah naik, secara spontan.
· Segumpal gula langsung larut dalam secangkir kopi, tapi gula larut tidak muncul kembali secara spontan dalam bentuk aslinya.
· Air membeku secara spontan di bawah 0 ° C, dan es mencair secara spontan di atas 0 ° C (pada 1 atm).
· Panas mengalir dari benda yang lebih panas ke yang lebih dingin, tetapi sebaliknya tidak pernah terjadi secara spontan.
Gambar 17.1 (a) A spontanproses. Setelah katup dibuka,molekul didistribusikan secara meratadi antara dua lampu. (b) Aproses yang tidak spontan. Setelah katup dibuka, molekul secara istimewa berkumpul satu bohlam.
· Ekspansi gas menjadi bola lampu yang dievakuasi adalah proses spontan [Gambar 17.1 (a)]. Proses kebalikannya, yaitu pengumpulan semua molekul menjadi satu bohlam, tidak spontan [Gambar 17.1 (b)].
· Sepotong logam natrium bereaksi hebat dengan air membentuk natrium hidroksida dan gas hidrogen. Namun, gas hidrogen tidak bereaksi dengan natrium hidroksida untuk membentuk air dan natrium.
· Besi yang terkena air dan oksigen membentuk karat, tetapi karat tidak terjadi secara spontan ganti kembali ke besi.
Demikian pula, sejumlah besar reaksi eksotermis bersifat spontan. Contohnya adalahpembakaran metana :
CH4(g) + 2O2(g) ➝ CO2(g) + 2H2O(l) ΔH° = -890.4 kJ/mol
Contoh lain adalah reaksi netralisasi asam basa :
H+(aq) + OH2(aq) ➝ H2O(l) ΔH° = -56.2 kJ/mol
Tetapi pertimbangkan transisi fase padat-ke-cair seperti :
H2O( s ) ➝ H2O( l ) ΔH ° 5 6,01 kJ / mol
Dalam hal ini, asumsi bahwa proses spontan selalu menurunkan system energi gagal. Pengalaman memberi tahu kita bahwa es mencair secara spontan di atas 0 ° C prosesnya endotermik.
17.3 ENTROPI
Entropi (S) sering digambarkan sebagai ukuran bagaimanamenyebarkan atau menyebarkan energi dari suatu sistem adalah di antara berbagai cara yang mungkin sistem itu dapat mengandung energi. Semakin besar penyebarannya, semakin besar entropinya.Sebagian besar proses disertai dengan perubahan entropi. Secangkir air panas memiliki asejumlah entropi karena penyebaran energi di antara berbagai keadaan energidari molekul air (misalnya, keadaan energi yang terkait dengan translasi,rotasi, dan getaran molekul air). Jika dibiarkan berdiri di atas meja,air kehilangan panas ke lingkungan yang lebih dingin. Akibatnya, terjadi secara keseluruhan peningkatan entropi karena penyebaran energi pada banyak keadaan energidari molekul udara.
17.3.1 Microstates dan Entrophy
Gambar 17.2 Beberapa kemungkinan caramendistribusikan empat molekulantara dua kompartemen yang sama.Distribusi I dapat dicapaihanya satu cara (keempat molekul masukkompartemen kiri) dan memiliki satumicrostate. Distribusi II bias dicapai dengan empat cara dan telah empat keadaan mikro. Distribusi III dapat dicapai dengan enam cara dan memiliki enam keadaan mikro.
Pada Gambar 17.2. Ada satu cara untuk mengatur semua molekul di kompartemen kiri, empat cara untuk memilikinya tiga molekul di kompartemen kiri dan satu di kompartemen kanan, dan enam cara untuk memiliki dua molekul di masing-masing dari dua kompartemen. Sebelas mungkincara mendistribusikan molekul disebut keadaan mikroskopis atau keadaan mikro dansetiap himpunan keadaan mikro yang serupa disebut distribusi. Seperti yang Anda lihat, distribusi III adalah yang paling mungkin karena ada enam keadaan mikro atau enam cara untuk mencapainya dandistribusi I adalah yang paling tidak mungkin karena memiliki satu keadaan mikro dan oleh karena itu adahanya satu cara untuk mencapainya.
Pada tahun 1868 Boltzmann menunjukkan bahwa entropi dari suatu sistem berhubungan dengan alam log dari jumlah keadaan mikro ( W ):
S = k ln W (17.1)
dimana k disebut konstanta Boltzmann (1,38 3 10223 J / K). Jadi, semakin besar W ,
semakin besar entropi sistem. Seperti entalpi, entropi adalah fungsi keadaan (lihat
Bagian 6.3). Pertimbangkan proses tertentu dalam suatu sistem. Perubahan entropi untuk
proses, ΔS , adalah
ΔS = Sf - Si (17.2)
di mana Si dan Sf adalah entropi sistem dalam keadaan awal dan akhir, masing-masing
giat. Dari Persamaan (17.1) kita bisa menulis
ΔS = k ln Wf - k ln Wi
=k ln 
(17.3)
di mana Wi dan Wf adalah jumlah yang sesuai dari keadaan mikro di awal dan akhirnegara bagian. Jadi, jika Wf . Wi , ΔS > 0 dan entropi sistem meningkat.
17.3.2 Perubahan Entropi
Ada hubungan antara deskripsi kualitatif entropi dalam istilah penyebaran energi dan definisi kuantitatif dari entropi dalam istilah keadaan mikro diberikan oleh Persamaan (17.1). Kami menyimpulkan itu
· Sistem dengan lebih sedikit keadaan mikro ( W lebih kecil ) di antaranya untuk menyebarkan energinya (penyebaran kecil) memiliki entropi yang lebih rendah.
· Sistem dengan lebih banyak keadaan mikro ( W lebih besar ) di antaranya untuk menyebarkan energinya (dispersal besar) memiliki entropi yang lebih tinggi.
Gambar 17.3 Proses yang memimpinuntuk peningkatan entropi fileSistem: (a) leleh : Scair > Spadat ;(b) penguapan: Suap > Scairan ;(c) pelarutan: secara umum, Ssoln > Ssolut + Spelarut (d) pemanasan : ST2 > ST1 .
Pertimbangkan situasi yang ditunjukkan pada Gambar 17.3. Dalam benda padat, atom atau molekul dibatasi pada posisi tetap dan jumlah keadaan mikro kecil. Setelah mencair,atom atau molekul ini dapat menempati lebih banyak posisi saat mereka menjauh daripoin kisi. Akibatnya jumlah microstates bertambah karena ada sekarangbanyak lagi cara untuk mengatur partikel. Oleh karena itu, kami memprediksi "gangguan urutan" inifase transisi menghasilkan peningkatan entropi karena banyaknya keadaan mikrotelah meningkat. Demikian pula kami memperkirakan proses penguapan juga akan berujung pada suatu peningkatan entropi sistem.
17.3 Entropi Standar
Gambar 17.4 (a) Getarangerakan dalam molekul air. Ituatom dipindahkan seperti yang ditunjukkan olehpanah dan kemudian membalikkanpetunjuk arah untuk menyelesaikan satu siklusgetaran. (b) Sebuah gerakan rotasidari molekul air tentang sumbumelalui atom oksigen. Itumolekul juga bisa bergetar danmemutar dengan cara lain.
Persamaan (17.1) memberikan interpretasi molekuler yang berguna untuk entropi, tetapi adalahbiasanya tidak digunakan untuk menghitung entropi suatu sistem karena sulitmenentukan jumlah keadaan mikro untuk sistem makroskopik yang mengandung banyak molekul. Sebaliknya, entropi diperoleh dengan metode kalorimetrik. Faktanya, seperti yang kita maulihat sebentar lagi, adalah mungkin untuk menentukan nilai absolut entropi suatu zat,disebut entropi absolut, sesuatu yang tidak dapat kita lakukan untuk energi atau entalpi. Standarentropi adalah entropi absolut suatu zat pada 1 atm dan biasanya dikutip dengan nyanilai pada 25 ° C. (Ingat bahwa keadaan standar hanya mengacu pada 1 atm.
Tabel 17.1
Mengacu pada Tabel 17.1, kita melihat bahwa entropi standar uap air lebih besar dari air cair. Demikian pula, uap brom memiliki standar yang lebih tinggi entropi daripada brom cair, dan uap yodium memiliki entropi standar yang lebih besar dari pada yodium padat. Untuk zat yang berbeda dalam fase yang sama, kompleksitas molekul menentukantambang yang memiliki entropi lebih tinggi.
17.4 HUKUM KEDUA TERMODINAMIKA
Hubungan antara entropi dan spontanitas suatu reaksi diungkapkan olehyang hukum kedua termodinamika: Entropi alam semesta semesta meningkat dalam proses spontan dan tetap tidak berubah dalam proses ekuilibrium . Karena alam semesta terdiri dari sistem dan lingkungan, entropi berubahalam semesta (ΔSuniv ) untuk proses apa pun adalah jumlah perubahan entropi dalam sistem(ΔSsys ) dan di sekitarnya (ΔSsurr ). Secara matematis, kita bisa mengekspresikan detikhukum termodinamika sebagai berikut:
Untuk proses spontan: ΔSuniv = ΔSsys - ΔSsurr > 0 (17.4)
Untuk proses keseimbangan: ΔSuniv = ΔSsys + ΔSsurr = 0 (17.5)
17.4.1 Perubahan Dalam Entropi Sistem
Untuk menghitung ΔSuniv , kita perlu mengetahui ΔSsys dan ΔSsurr . Mari kita fokus dulu pada ΔSsys .Misalkan sistem diwakili oleh reaksi berikut :
aA + bB ➝ cC + dD
Standarnya entropi reaksi ΔS°rxn diberikan oleh perbedaan entropi standar antara produk dan reaktan :
ΔS°rxn = [ cS°(C) + dS°(D)] - [ aS°(A) + bS°(B)] (17.6)
Atau, secara umum, menggunakan å untuk merepresentasikan penjumlahan dan m dan n untuk stoikiometri koefisien dalam reaksi :
ΔS° rxn = å nS °(produk) - å mS°(reaktan) (17.7)
Secara keseluruhan, mereka mendukung aturan umum berikut:
· Jika suatu reaksi menghasilkan lebih banyak molekul gas daripada yang dikonsumsi ΔS° positif.
· Jika jumlah total molekul gas berkurang, ΔS° negatif.
· Jika tidak ada perubahan bersih dalam jumlah total molekul gas, maka ΔS° mungkin positif atau negatif, tetapi akan relatif kecil secara numeric.
17.4.2 Perubahan Entropi Di Sekitar
Gambar 17.5 (a) Proses eksotermis mentransfer panas dari sistem ke lingkungan dan menghasilkan peningkatan entropisekeliling. (b) Proses endotermik menyerap panas dari lingkungan dan dengan demikian menurunkan entropi lingkungan.
Penyerapan panas dari program eksotermik dalam sistem akan berdampak relatif kecil pada gerakan molekuler dan akibatnya peningkatan entropi lingkungan akan menjadi kecil. Namun, jika file suhu lingkungan rendah, maka penambahan jumlah yang sama panas akan menyebabkan peningkatan gerak molekul yang lebih drastis dan karenanya lebih besar peningkatan entropi. Dengan analogi, seseorang yang batuk di restoran yang ramai tidak akan melakukannya mengganggu terlalu banyak orang, tetapi seseorang yang batuk di perpustakaan pasti akan melakukannya. Dari hubungan terbalik antara ΔSsurr dan suhu T (dalam kelvin) —yaitu, the semakin tinggi suhu, semakin kecil ΔSsurr dan sebaliknya — kita dapat menulis ulang di atas hubungan sebagai :
ΔSsurr = -ΔHsys / T (17,8)
17.4.3 Hukum Ketiga Termodinamika dan Entropi Mutlak
Menurut hukum ketiga termodinamika, entropi dari kristal yang sempurna zat adalah nol pada suhu nol mutlak. Saat suhu meningkat,kebebasan gerak meningkat dan karenanya juga jumlah keadaan mikro. Jadi,entropi zat apapun pada suhu di atas 0 K lebih besar dari nol.
Hal penting tentang hukum ketiga termodinamika adalah bahwa ia memungkinkan kita untuk menentukan entropi absolut zat. Dimulai dengan pengetahuan bahwa entropi zat kristal murni adalah nol pada nol mutlak, dapat kita ukur peningkatan entropi zat ketika dipanaskan dari 0 K menjadi, katakanlah, 298 K.Perubahan entropi, ΔS , diberikan oleh
ΔS = Sf - Si
= Sf
Gambar 17.6 Peningkatan entropizat sebagai suhunaik dari nol mutlak
17.5 ENERGI BEBAS GIBBS
Secara umum, kita biasanya hanya mementingkan apa yang terjadi dalam sistem tertentu. Karena itu, kita membutuhkan fungsi termodinamika lain untuk membantu kita menentukan apakah suatu reaksi akan terjadi terjadi secara spontan jika kita hanya mempertimbangkan sistem itu sendiri. Dari Persamaan (17.4), kita tahu bahwa untuk proses spontan, kita punya
ΔSuniv = ΔSsys + ΔSsurr > 0
Mengganti -ΔHsys / T untuk ΔSsurr :
ΔSuniv = ΔSsys - (ΔHsys/T) > 0
Mengalikan kedua sisi persamaan dengan T menghasilkan
T ΔSuniv = -ΔHsys + T ΔSsys > 0
Untuk mengekspresikan spontanitas suatu reaksi secara lebih langsung, fungsi termodinamika lain yang disebut Gibbs energi bebas (G), atau hanya energi bebas:
G = H – TS (17.9)
Semua kuantitas dalam Persamaan (17.9) berkaitan dengan sistem, dan T adalah suhu
sistem. Anda dapat melihat bahwa G memiliki satuan energi (baik H dan TS adalah energi
unit). Seperti H dan S , G adalah fungsi keadaan.
Perubahan energi bebas ( ΔG ) sistem untuk proses suhu konstan adalah
ΔG = ΔH - T ΔS. (17.10)
Dalam konteks ini, energi bebas adalah energi yang tersedia untuk melakukan pekerjaan .
17.5.1 Perubahan Energi Bebas Standar
Tabel 17.2
Standar energi bebas reaksi ( ΔG°rxn ) adalah perubahan energi bebas untuk reaksi ketika itu terjadi dalam kondisi keadaan standar, ketika reaktan dalam standarnya negara bagian dikonversi menjadi produk dalam keadaan standar mereka . Tabel 17.2 merangkum konvensi yang digunakan oleh ahli kimia untuk menentukan status standar zat murni juga sebagai solusi. Untuk menghitung ΔG°rxn kita mulai dengan persamaan :
aA + bB ➝ cC + dD
Perubahan energi bebas standar untuk reaksi ini diberikan oleh
ΔG°rxn = [ c ΔG°f (C) + d Δ°f (D)] - [ a ΔG°f (A) + b ΔG°f (B)] (17.11)
unit pendingin (pada suhu T c ). Menurut definisi, efisiensi mesin panas :
efisiensi = (Hasil Kerja Yang Berguna/Energi Input) x 100%
Analisis berdasarkan hukum kedua menunjukkan bahwa efisiensi juga bisa di ekspresikan sebagai :
ΔG°rxn = ån ΔG°f (produk) - å m ΔG°f (reaktan) (17.12)
Dengan m dan n adalah koefisien stoikiometri. Istilah ΔG°f adalah standar bebas-
energi pembentukan suatu senyawa, yaitu perubahan energi bebas yang terjadi saat
1 mol senyawa disintesis dari unsur-unsurnya dalam keadaan standarnya .
17.5.2 Aplikasi Persamaan (17.10)
· Jika ΔH dan ΔS positif, maka Δ negatif hanya jika T ΔS term lebih besar dalam besaran dari ΔH. Kondisi ini terpenuhi ketika T besar.
· Jika ΔH positif dan ΔS negatif, ΔG akan selalu positif, terlepas dari suhu.
· Jika Δ H negatif dan ΔS positif, maka ΔG akan selalu negative suhu.
· Jika ΔH negatif dan ΔS negatif, maka ΔG negatif hanya jika T ΔS besarnya lebih kecil dari ΔH. Kondisi ini terpenuhi ketika T kecil
17.6 ENERGI BEBAS DAN EQUILIBRUM KIMIA
Seperti disebutkan sebelumnya, selama reaksi kimia tidak semua reaktan dan produk akan berada pada status standarnya. Dalam kondisi ini, hubungan antara DG dan DG °, yang dapat diturunkan dari termodinamika, adalah
ΔG = ΔG° + RT ln Q (17.13)
Pada kesetimbangan, menurut definisi, ΔG = 0 dan Q = K , di mana K adalah kesetimbangan konstan. Jadi,
0 = 𝚫G ° + RT ln K
Atau
ΔG° = -RT ln K. (17.14)
Gambar 17.8 (a) ΔG °< 0. Pada kesetimbangan, ada konversi reaktan menjadi produk yang signifikan. (b) ΔG °>0. Pada kesetimbangan, reaktanlebih disukai daripada produk. Dalam kedua kasus, reaksi bersih menuju kesetimbangan adalah dari kiri ke kanan (reaktan menjadi produk) jika Q<K ,dan kananke kiri (produk untuk reaktan) jika Q>K.Pada kesetimbangan, Q= K.
17.7 TERMODINAMIKA DALAM SISTEM KEHIDUPAN
Dalam sistem kehidupan, reaksi ini digabungkan dengan energy proses yang menguntungkan, yang memiliki nilai ΔG ° negatif . Prinsip reaksi gabungan didasarkan pada konsep sederhana.
Kita dapat menggunakan reaksi yang disukai secara termodinamika mengendarai yang tidak menguntungkan. Pertimbangkan proses industri. Misalkan kita ingin mengekstrak
seng dari bijih sfalerit (ZnS). Reaksi berikut tidak akan berhasil karena sudah
nilai 𝚫G ° positif yang besar :
ZnS ( s ) ➝ Zn ( s ) + S ( s ) ΔG ° = 198,3 kJ / mol.
Di sisi lain, pembakaran belerang untuk membentuk belerang dioksida lebih disukai karena dari nilai ΔG ° negatifnya yang besar :
S ( s ) + O2 ( g ) ➝ SO2 ( g ) ΔG ° = -300,1 kJ / mol
Dengan menggabungkan kedua proses tersebut, kita dapat melakukan pemisahan seng dari seng sulfida. Dalam prakteknya, ini berarti memanaskan ZnS di udara sehingga S cenderung terbentuk SO2 akan mendorong dekomposisi ZnS :
ZnS( s ) ➝ Zn ( s ) + S ( s ) ΔG ° = 198,3 kJ / mol
S ( s ) + O2 ( g ) ➝ SO2 ( g ) ΔG ° = -300,1 kJ / mol
_________________________________________________________
ZnS ( s ) + O2 ( g ) ➝ Zn ( s ) + SO2 ( g ) ΔG ° = -101,8 kJ / mol
Percobaan
a. Prosedur Percobaan
B. Rangkaian (Tidak ada)
C. Prinsip Kerja
D. Video
Komentar
Posting Komentar