TERMODINAMIKA KIMIA - Copy

TERMODINAMIKA
KIMIA
MICHELL JEANESTEEN
M011191236
A. Sistem Dan Lingkungan
Jika kita mempelajari termodinamika maka kita menyorot suatu bagian
tertentu dari alam semesta yang disebut sistem. Segala sesuatu yang berada
disekitar atau diluar sistem disebut lingkungan. Sistem dan lingkungannya
dipisahkan oleh batas-batas tertentu yang dapat nyata atau tidak nyata. Pertukaran
energi dan materi/massa dapat terjadi antara sistem dan lingkungannya. Karena
adanya pertukaran ini, sistem dapat dibagi dalam tiga kelompok yaitu:
a.
Sistem tersekat apabila antara sistem dan lingkungan tidak terjadi
pertukaran energi dan/atau pertukaran materi misalnya termos air yang ideal
(isolator berfungsi dengan sempurna).
b.
Sistem tertutup jika pertukaran energi antara sistem dan lingkungan
dapat terjadi tetapi tidak tejadi pertukaran materi antara keduanya. Contoh sebuah
gas dalam silinder yang dilengkapi dengan pengisap
c.
Sistem terbuka jika pertukaran energi dan pertukaran materi dapat
terjadi, misalnya zat atau campuran zat dalam gelas kimia terbuka.
B. Hukum Pertama Termodinamika
Jika sebongkah batu dijatuhkan, energi potensialnya diubah menjadi
energi kinetik, sebaliknya jika ‘barbel’ diangkat maka energi kinetiknya diubah
menjadi energi potensial. Secara umum, energi dapat diubah dari satu bentuk ke
bentuk yang lain. Energi tidak dapat diciptakan atau dimusnakan: energi total yang
hilang oleh suatu sistem sama dengan energi total yang diberikan oleh
lingkungannya. Demikian juga energi total yang diberikan oleh sistem yang sama
dengan energi yang hilang oleh lingkungan. Pertanyaan penting ini dikenal sebagai
hukum kekekalan energi. Karena hukum ini merupakan konsep dari termodinamika
paling dasar maka hukum ini disebut hukum pertama termodinamika.
1. Energi Dalam
Energi total sistem merupakan jumlah semua energi kinetik dan energi
potensial dari tiap komponennya. Untuk sistem seperti Gambar 8.1, energi total
mencakup tidak hanya gerakan dan interaksi molekul-molekul H2 dan O2 tetapi juga
komponen-komponen inti dan elektronnya.
Gambar 8.1. Gas–gas hidrogen dan oksigen dalam silinder
Energi total ini disebut energi dalam sistem. Karena ada banyak jenis gerakan
dan interaksi, energi yang tetap dari suatu sistem tidak dapat ditentukan. Pengukuran
perubahan energi dalam yang menyertai proses kimia dan proses fisika dapat
dilakukan. Perubahan energi dalam dinyatakan sebagai perbedaan antara energi dalam
yang dinyatakan sebagai E, didefenisikan sebagai perbedaan antara energi dalam
sistem pada akhir proses dan energi dalam sistem pada awal proses.
ΔE = Eakhir – Eawal
Besaran termodinamika seperti E terdiri atas 3 bagian; bilangan, satuan dan
tanda. E positif jika E akhir > E awal; menunjukkan bahwa sistem memberikan
energi kelingkungannya. Dalam reaksi kimia, keadaan awal sistem merujuk pada
pereaksi dan keadaan akhir hubungan dengan hasil. Jika hidrogen dan oksigen
bereaksi membentuk air, sistem kehilangan energi; kandungan energi hasil lebih kecil
dari pereaksi, E proses negatif. Ini berarti energi dalam hidrogen dan oksigen lebih
besar dari energi dalam air seperti terlihat pada Gambar 8.2.
2. Hubungan EΔE
dengan
= q + W panas (q) dan kerja (W)
jika sistem menerima panas, q mempunyai tanda positif (+), kerja dilakukan pada
sistem W positif (+) terlihat pada Gambar 8.3.
Panas diberikan pada sistem dan kerja dilakukan pada sistem keduanya
menaikkan energi dalam. Sebaliknya jika sistem melepaskan panas dan melakukan
kerja, E negatif. Contoh, jika sistem menyerap 50 J panas dan 10 J kerja dilakukan
pada lingkungannya, maka ΔE = q + w = 50 J + (-10 J) = 40 J. Kadang–kadang
persamaan di atas dituliskan sebagai ΔE = q – w. Jika dituliskan demikian, maka kerja
yang dilakukan oleh sistem diberi tanda positif.
3. Fungsi Keadaan
Kondisi yang mempengaruhi energi ini termasuk temperatur, tekanan. Sebagai
tambahan, energi dalam total sistem berbanding lurus dengan jumlah total materi
dalam sistem; energi merupakan merupakan sifat ekstensif (sifat yang nilainya
bergantung pada jumlah materi). Misalkan suatu sistem dari atas 50 gram air pada 25
‘C separti terlihat pada gambar sistem ini dapat dicapai melalui pendinginan 50 g air
dari 100’C atau pancairan 50 g es dan selanjutnya pemanasan air sampai 25’C
Contoh berikut dapat digunakan untuk menjelaskan perbedaan antara besaran–
besaran yang merupakan fungsi keadaan dan bukan fungsi keadaan. Misalkan kita
melakukan perjalanan antara A dan B. A berada 660 kaki di atas permukaan laut,
sedangkan B berada 5280 kaki di atas permukaan laut. Jalan manapun yang ditempuh,
perbedaan ketinggian dari permukaan laut akan sama, 4620 kaki. Tetapi jarak yang
ditempuh akan bergantung pada jalan yang dilalui. Ketinggian dari permukaan laut
analog dengan fungsi keadaan, sedangkan jarak yang dilalui bukan merupakan fungsi
keadaan. Beberapa besaran termodinamika merupakan fungsi keadaan. Beberapa
besaran termodinamika merupakan fungsi keadaan (energi dalam, entalpi, entropi,
energi bebas gibbs) dan beberapa bukan merupakan fungsi keadaan (panas, kerja).
Jika reaksi atau perubahan fisik tejadi dimana sistem menyerap panas, panas
4.proses
Panas
dan perubahan entalpi
disebut endotermis (endo, awalan yang berarti ke dalam). Pada kasus ini panas
mengalir ke dalam sistem dari lingkungannya. Misalkan proses endotermis terjadi
dalam bejana yang pada awalnya berada pada temperatur kamar kemudian kita
sebagai bagian dari lingkungan menyentuh bejana tersebut, maka kita merasa dingin
karena panas dipindahkan dari tangan kita ke bejana. Proses yang melepaskan panas
adalah eksotermis (exo, awalan yang berarti keluar). Jadi panas mengalir ke luar dari
sistem dan masuk ke lingkungannya. Jika kita menyentuh bejana dimana reaksi
eksotermis terjadi, kita merasa hangat karena panas mengalir dari bejana ke tangan.
Pembakaran bensin merupakan proses eksotermis, pencairan es adalah proses
endortemis.
4.1 Entalpi
Untuk menghitung panas yang mengalir kedalam atau keluar sistem pada
tekanan tetap, ahli kimia menggunakan konsep entalpi yang diberi symbol H dan
didefinisikan sebagai E + PV. Tetapi sebenarnya perubahan entalpi (ΔH) yang diukur
sebagai selisih antar entalpi hasil dan entalpi pereaksi, dengan kata lain ΔH sama
dengan panas yang dilepaskan atau diserap, hal ini dapat dirumuskan sebagai berikut :
ΔH = Hhasil - Hpereaksi
Entalpi reaksi dapat positif atau negatif tergantung pada proses. Untuk proses
endotermis (panas diserap oleh sistem dari lingkungannya), ΔH positif (ΔH > 0).
Untuk proses eksotermis (panas didilepaskan oleh sistem dari lingkungan), ΔH negatif
(ΔH < 0). Aplikasi perubahan entalpi dapat terjadi pada 2 proses umum, pertama yang
melibatkan perubahan fisika dan yang kedua melibatkan perubahan kimia. Pada 0˚C
dan tekanan 1 atm, es mencair membentuk air. Pengukuran menunjukkan bahwa
untuk tiap mol es yang dicairkan pada kondisi ini, 6,01 kJ energi diserap oleh sistem
(es). Karena H yang positif, proses ini adalah endotermis Gambar 8.5 dan persamaan
reaksi perubahan ini dapat dituliskan sebagai H2O (p) → H2O (c) ΔH = 6,01 kJ.
Contoh lain adalah pembakaran metana (CH4) sebagai komponen gas alam.
CH4 (g) + 2 O2 (g)  CO2 (g) + 2 H2O (c) ΔH = - 890,4 kJ
Dari pengalaman kita tahu pembakaran gas alam melepaskan panas ke lingkungan
sehingga proses adalah eksotermis dan ΔH mempunyai nilai negatif Gambar 8.6.
Petunjuk dalam menuliskan dan menginterpretasikan persamaan termokimia:
1. Koefisien stoikiometri selalu merujuk pada jumlah mol tiap zat. Jadi persamaan
yang menunjukkan pencairan es dapat diinterpretasikan sebagai berikut : jika 1
mol air terbentuk dari 1 mol es pada 0˚C, perubahan energi adalah 6,01 kJ. Untuk
pembakaran CH4 jika 1 mol gas metana dengan 2 mol gas oksigen membentuk 1
mol gas CO2 dan 2 mol H2O, perubahan entalpi adalah -890,4 kJ.
2. Jika persamaan dibalik, fungsi pe reaksi diubah menjadi hasil. Akibatnya besar
untuk persamaan ini tetap tetapi tandanya berbeda
H 2 O (c) 
H2O
?H
.
? H = -6,01 kJ
CO 2 (g) + 2 H 2 O (c) 
CH 4 (g) + 2 O 2 (g) ? H = 890,4 kJ
Jadi dengan membalikkan pencairan es dan pembakaran met
ana, persamaan
termokimia berubah dari endotermis menjadi eksotermis dan sebaliknya.
3. Jika kedua sisi persamaan dikalikan dengan faktor n, maka
? H juga berubah
dengan faktor yang sama. Jadi untuk pencairan es, jika n = 2, maka
2H 2 O (p) 
2H 2 O (c)
?H = 2 (6,01 kJ) = 12,02 kJ
Dan jika n = ½ maka
½ H 2 O (p)

½ H 2 O (c)
? H = ½ (6,01 kJ) = 3,005 kJ
4. Pada penulisan persamaan termokimia, keadaan fisik dari pereaksi dan hasil reaksi
harus dituliskan karena keadaan fisik tersebut m
embantu menentukan perubahan
entalpi sebenarnya. Sebagai contoh, dalam persamaan untuk pembakaran metana,
jika uap air yang digunakan mengganti air sebagai hasil,

CH 4 (g) + 2 O 2 (g)
perubahan entalpi adalah
CO 2 (g) + 2 H 2 O (g)
-802,4 kJ (bukan -890,4 kJ) karena 88,0 kJ energi
diperlukan untuk mengubah 2 mol air menjadi uap air, jadi
2 H 2 O (c)

2 H 2 O (g)
?H = 88,0 kJ
5. Entalpi zat bergantung pada suhu, dan perubahan entalpi juga bergantung pada
suhu tertentu.  H biasanya diekspresikan untuk suhu standar (25 ?C)
4.2 Entalpi Pembentukan Standard dan Entalpi Reaksi Standar
Nilai standar semua ekspresi entalpi disebut entalpi standar (ΔHOf) yang
didefinisakan sebagai perubahan panas yang menyertai perubahan satu mol zat dari
unsur unsurnya pada tekanan 1 atm. Pada 1 atm unsur unsur dikatakan berada dalam
keadaan standar oleh karena itu istilah entalpi standar digunakan. Tanda o
menunjukkan bahwa pengukuran dilakukan pada keadaan standar 1 atm dan fungsi f
singkatan dari formation (pembentukan).
Meskipun keadaan standar tidak menunjukkan suhu, nilai ΔH˚f selalu diukur
pada 25 ˚C. kegunaan entalpi pembentukan standar bahwa jika nilai entalpi ini
diketahui maka entalpi reaksi dapat dihitung.
Contoh :
CH4 (g) + 2 O2 (g)  CO2 (g) + 2 H2O (c)
Entalpi reaksi yang dilakukan pada keadaan standar disebut entalpi reaksi standar, Δ
H˚rxn.
Δ H˚rxn. = [ 1 x ΔH˚f (CO2) + 2 x ΔH˚f (H2O) – [ 1 x ΔH˚f (CH4) + 2 x ΔH˚f (O2)
dimana 1,2,1 dan 2 merupakan koefisien stoikiometri CO2, H2O, CH4 dan O2 yang
mempunyai satuan mol.
Rumus di atas dapat dituliskan secara umum sebagai:
ΔH˚rxn. = n ΔH˚f (hasil reaksi) – m ΔH˚f (pereaksi)
dimana m dan n masing-masing menunjukkan koefisien stoikiometri pereaksi dan
hasil reaksi. Persamaan tersebut menunjukkan bagaimana ΔH˚rxn dihitung dari nilainilai ΔH˚f zat-zat. Melalui konvensi, entalpi pembentukan standar unsur-unsur dalam
bentuk yang paling stabil adalah nol
4.2.1 Metode Langsung
Misalkan kita ingin mengetahui entalpi pembentukan karbon dioksida, untuk
ini pengukuran entalpi reaksi karbon (grafit) dengan oksigen dalam keadaan standar
membentuk karbon dioksida (CO2) diperlukan.
CO2 (g) ΔH˚rxn = - 393,5 kJ
C (grafit) + O2 (g)
ΔH˚rxn = [1 mol) ΔH˚f (CO2, g)] – [(1 mol) ΔH˚f (C,grafit) + (1 mol) ΔH˚f (O2,g)] =
- 393,5 kJ
Karena grafit dan oksigen merupakan bentuk yang stabil maka ΔH˚f (C,grafut) dan
ΔH˚f (O2,g) = 0 sehingga
ΔH˚rxn = ( 1 mol ) ΔH˚f (CO2,g) = -393,5 kJ
Atau
ΔH˚f (CO2,g) = -393,5 kJ
Senyawa – senyawa yang dapat dipelajari dengan metode langsung adalah SF6 dan
CS2
S (rombik) + 3 F2 (g)

SF 6 (g)
C (grafit) + 2 S (rombik)  CS2 (c)
4.2.2 Metode Tidak Langsung
misalkan reaksi pembentukan gas metana (CH4) :
C (grafit) + 2 H2 (g) 
CH4 (g)
Reaksi tidak terjadi seperti yang tertulis, jadi kita tidak dapat mengukur perubahan
entalpi secara langsung. Untuk menentukan panas pembentukan CH4 maka digunakan
reaksi – reaksi berikut :
(a)
C (grafit) + O2 (g)
(b)
2 H2 (g) + O2 (g)
(c)
CH4 (g) + 2 O2 (g)
ΔH˚f = -393,5 kJ
CO2 (g)
2H2O (c)
ΔH˚f = -571,6 kJ
CO2 (g) + 2H2O (c) ΔH˚f = -890,4 kJ
Karena persamaan yang hanya mengandung C dan H2 sebagai pereaksi dan CH4
sebagai hasil reaksi diinginkan maka persamaan (c) dibalik menjadi
(d)
CO2 (g) + 2 H2O (c)
CH4 (g) + 2 O2 (g)
ΔH˚f = +890,4 kJ
Selanjutnya persamaan (a), (b), dan (d) ditambahkan diperoleh :
(a)
C (grafit) + O2 (g)
(b)
2 H2 (g) + O2 (g)
(d)
CO2 (g) + 2 H2O (c)
CO2 (g)
2H2O (c)
CH4 (g) + 2 O2 (g)
ΔH˚f = -393,5 kJ
ΔH˚f = -571,6 kJ
ΔH˚f = +890,4 kJ
-
(e)
C (grafit) + 2 H2 (g)
CH4 (g)
ΔH˚f = -74,7 kJ
4.3 Entalpi dan Hukum I Termodinamika
Bagaimana mengaplikasikan hukum termodinamika pertama kedalam proses
Persamaan tersebut menyatakan bahwa perubahan entalpi proses merupakan
yang dilakukan pada tekanan tetap dan volume tetap. Jika reaksi dijalankan pada
jumlah perubahan energi sistem dan kerja yang dilakukan (apakah pada sistem oleh
reaksi tetap, maka ΔV = 0, tidak ada kerja yang dilakukan sehingga diperoleh:
lingkungan atau pada lingkungan pada sistem). Dengan demikian, entalpi sistem dapat
∆E = q + W =qv
didefinisikan sebagai berikut:
Jadi perubahan energi sama dengan panas yang diserap atau dilepaskan pada V tetap.
Umumnya reaksi terjadi pada tekanan tetap (pada tekanan atmosfir). Jika
reaksi yang dilakukan pada tekanan tetap menghasilkan kenaikan jumlah total mol
gas, maka sistem akan melakukan kerja terhadap lingkungannya (ekspansi).
Sebaliknya, jika lebih ganyak mol gas yang digunakan daripada yang dihasilkan,
maka kerja akan dilakukan oleh lingkungan terhadap sistem (kompresi). Untuk reaksi
H = E + PV
dimana E = energi dalam sistem, P = tekanan dan V = volume sistem. Karena E dan
hasil kali PV mempunyai satuan energi. Selain itu, karena E, P, dan V merupakan
fungsi keadaan, perubahan dalam (E+PV) bergantung hanya pada keadaan awal dan
akhir. Sehingga perubahan entalpi juga bergantung hanya pada keadaan awal dan
yang tidak melibatkan evolusi atau konsumsi gas, perubahan volume akan sangat
akhir dan H merupakan fungsi keadaan. Persamaan di atas dapat digunakan untuk
kecil sehingga dapat dianggap bahwa ΔV = 0. Pada tekanan tetap, panas reaksi sama
menghitung perubahan energi dalam (∆E) reaksi yang melibatkan gas-gas. Secara
dengan ∆H (qp = ∆H). Jadi pada tekanan tetap, diperoleh hubungan sebagai berikut :
umum, perubahan dalam entalpi (H) dapat dituliskan sebagai berikut :
∆H = ∆E + ∆(PV)
∆E = qp + w
= ∆H – P ∆V
Atau
∆H = ∆E + P ∆V
Atau
∆E = ∆H - ∆(PV)
Tabel 8.1 Entalpi Pembentukan Standar Beberapa Zat Anorganik pada 25 oC
Zat
ΔHᵒf (kJ/mol)
Zat
ΔHᵒf (kJ/mol)
Ag (p)
AgCl (p)
Al (p)
Al2O3 (p)
Br2 (c)
HBr (g)
C (grafit)
CO (g)
CO2 (g)
Ca (p)
CaO (p)
CaCO3 (p)
Cl2 (g)
HCl (g)
Cu (p)
CuO (p)
F2 (g)
HF (g)
H2 (g)
H2O (g)
H2O (c)
0
-127,04
0
-1669,8
0
-36,2
0
-110,5
-393,5
0
-635,6
-1206,9
0
-92,3
0
-155,2
0
-268,61
0
-241,8
-285,8
H2O2 (c)
Hg (c)
I2 (p)
HI (p)
Mg (p)
MgO (p)
MgCO3 (p)
N2 (g)
NH3 (g)
NO (g)
NO2 (g)
N2O4 (g)
N2O (g)
O2 (g)
O3 (g)
S (rombik)
SO2 (g)
SO3 (g)
H2S (g)
ZnO (p)
-187,6
0
0
25,94
0
-601,8
-1112,9
0
-46,3
90,4
33,85
9,66
81,56
0
142,2
0
-296,1
-395,2
-20,15
-347,98
Jika dianggap gas bersifat ideal dan pada
temperatur tetap, maka diperoleh:
∆E = ∆H - ∆(nRT)
∆E = ∆H – RT (∆n)
dimana ∆n = jumlah mol gas hasil reaksi (produk) –
jumlah mol gas pereaksi (reaktan).
Contoh:
Hitung perubahan energi dalam jika 2 mol gas CO
diubah menjadi 3 mol gas CO2 pada 1 atm dan 25 C
Pembahasan: ∆n = 2-3 = -1 mol
∆E = ∆H – RT (∆n) = -566 kJ – (8,314 J/mol) (298 K )
-1 mol = - 563,5 kJ
5. Proses Spontan dan Entropi
5.1 Proses Spontan
Salah satu tujuan mempelajari termodinamika adalah untuk memprediksi
apakah reaksi akan terjadi atau tidak jika pereaksi bergabung bersama pada kondisi
tertentu. Reaksi yang terjadi pada kondisi tertentu disebut reaksi spontan. Reaksi
yang tidak terjadi pada kondisi tertentu disebut reaksi non-spontan. Proses fisika dan
kimia yang spontan dapat diamati sehari-hari termasuk contoh di bawah ini :

Air terjun jatuh ke bawah secara spontan tetapi tidak sebaliknya

Gula melarut secara spontan dalam secangkir kopi, tetapi gula yang terlarut tidak
diperoleh kembali secara spontan dalam bentuk awalnya

Air membeku secara spontan pada suhu dibawah 0˚C, dan es mencair secara
spontan pada suhu diatas 0˚C (pada 1 atm)

Ekspansi gas ke dalam bola vakum merupakan proses spontan Gambar 8.7a).
proses sebaliknya yakni penyatuan molekul – molekul dalam satu bola tidak
spontan (Gambar 8.7b)
•
Sepotong logam natrium bereaksi
dengan air untuk membentuk natrium
hidroksida dan gas hidrogen. Tetapi gas
hidrogen tidak dapat bereaksi dengan
natrium hidroksida untuk membentuk air
dan natrium.
•
Besi yang diekspos ke air dan oksigen
akan membentuk oksidasinya, tetapi
oksida besi tidak dapat berubah secara
spontan membentuk besi jika diletakkan
di udara terbuka.
5.2 Entropi
Perubahan entalpi dan entropi sistem perlu diketahui untuk memprediksi
spontanitas dari proses tersebut. Entropi (S) merupakan ukuran langsung dari
ketidak teraturan sistem. Dengan kata lain entropi menjelaskan tingkat pada mana
atom-atom, molekul-molekul atau ion-ion distribusikan secara tidak teratur pada
daerah tertentu. Makin besar ketidak teraturan sistem, makin besar entropi.
Sebaliknya, makin teratur sistem makin kecil entropi.
Jadi untuk setiap zat, entropi selalu bertambah dalam urutan berikut :
Spadat < Scair < Sgas
Sama halnya dengan energi dan entalpi, entropi merupakan fungsi keadaan.
∆S = ASakhir - Sawal
Jika perubahan menghasilkan kenaikan ketidakteraturan, maka Sakhir > Sawal atau ∆S >
0. jika kristal gula dilarutkan dalam air, struktur yang teratur dari padatan dan
sebagian struktur air yang teratur menjadi rusak. Akibatnya larutan mempunyai
ketidakaturan yang lebih besar daripada zat terlarut murni dan pelarut murni.
6. Hukum Kedua Termodinamika
Hubungan antara entropi dan kespontanan reaksi yang dinyatakan oleh hukum
kedua termodinamika : entropi dari alam semesta bertambah dalam proses spontan
dan tidak berubah pada proses keseimbangan. Karena alam semesta terdiri atas sistem
dan lingkungan, perubahan entropi sistem dan perubahan entropi lingkungan.
Proses spontan
∆Stotal = ∆Ssis + ∆Slingk > 0
Proses kesetimbangan ∆Stotal = ∆Ssis + ∆Slingk = 0
Untuk proses spontan hukum ini menyatakan bahwa harus lebih dari nol, tetapi tidak
menjelaskan tentang entropi sistem atau entropi lingkungan. Jadi mungkin entropi
sistem atau entropi lingkungan akan negatif
7. PERUBAHAN ENTROPI SISTEM
Untuk menghitung ∆Stotal , kita perlu mengetahui ∆Ssis dan ∆Slingk. Diskusi
berikut ini akan menjelaskan bagaimana menghitung ∆Ssis.
Misalkan suatu sistem dinyatakan oleh reaksi berikut :
aA + bB
cC + dD
sama halnya dengan entalpi reaksi, maka perubahan entropi, ∆S˚ diberikan oleh
∆S˚rxn = [ cS˚(C) + d S˚(D) – [aS˚(A) + b S˚(B)]
atau secara umum dapat dituliskan sebagai
∆S˚rxn = ∑ n S˚ (hasil reaksi) - ∑ m S˚ (pereaksi)
7.1 Entropi Lingkungan
Perubahan entropi lingkungan, Slingk, sebanding dengan ΔHsis ( Slingk  -ΔHsis)
Tanda negatif diperlukan karena jika proses eksotermis, ΔHsis negatif Ssis positif
(berhubungan dengan kenaikan entropi). Sebaliknya untuk proses endotermis, ΔHsis
positif dan tanda negatif menunjukkan bahwa entropi lingkungan berkurang.
Perubahan entropi untuk sejumlah panas yang diberikan juga bergantung pada suhu,
jika lingkungan berada pada suhu yang tinggi berbagai jenis gerakan molekul cukup
energik. Sehingga, peyerapan panas dari peruses eksotermis dalam sistem akan
mempunyai sedikit pengaruhpada gerakan molekul dan kenaikan entropi akan
menjado kecil.
Dari hubungan terbalik antara ΔSlingk dan suhu T (dalam Kelvin), yakni makin
tinggi suhu makin kecil ΔSlingk dan sebaliknya, diperoleh hubungan sebagai berikut.
Slingk 
 Hsis
T
Contoh :
Tentukan ΔSlingk dan ΔStotal untuk reaksi pembentukan amonia pada 25 ˚
N2 (g) + 3 H2 (g)
2 NH3 (g) ∆H = 0 92,6 kJ
Pembahasan :
Slingk 
 Hsis  (92,6  1000) J

 311J / K
T
298K
Dari contoh soal sebelumnya diperoleh ∆sis = - 199 J/K
Perubahan entropi total:
∆Stotal = ∆Ssis + ∆Slingk
= - 199 J/K + 311 J/K
= 112 J/K
8. Hukum Ketiga Termodinamika
Hal penting dari hukum ketiga termodinamika adalah bahwa entropi mutlak dari zat dapat ditentukan dengan hukum
ini. Dengan pengetahuan bahwa entropi zat kristal murni adalah nol pada suhu nol mutlak, kita dapat mengukur
kenikan entropi zat jika dipanaskan. Perubahan entropi diberikan oleh:
∆S = Sakhir – Sawal
∆S = Sakhir – 0, jadi ∆S = Sakhir (karena Sawal = 0)
8.1 Energi Bebas Gibbs
Hukum kedua termodinamika menyatakan bahwa reaksi spontan terjadi jika terjadi
kenaikan entropi alam semesta. Jadi Stotal > 0. Untuk menentukan tanda dari Stotal ,
ΔSsis dan Slingk harus diketahui.
Untuk proses spontan, diperoleh hubungan:
∆Stotal = ∆Ssis + ∆Slingk > 0
Stotal  Ssis 
Hsis
0
T
atau
T ∆Stotal = -∆Hsis + T∆Ssis > 0
Kriteria kespontanan reaksi dapat diekspresikan berdasarakan sifat sistem
(ΔHsis dan Ssis) dan tidak lagi memperhatikan lingkungan. Persamaan di atas dapat
dituliskan sebagai berikut:
T ∆Stotal = ∆Hsis – T∆Ssis < 0
Untuk menyatakan kespontanan reaksi secara langsung, fungsi termodinamika baru
yang disebut energi bebas Gibbs (G) digunakan dimana:
G = H – TS
Semua besaran dalam persamaan di atas merujuk ke sistem dan T merupakan suhu
sistem. G mempunyai satuan energi karena H dan TS mempunyai satuan energi dan
sama halnya dengan H dan S, G juga merupakan fungsi keadaan sehingga:
G = H – TS
Kondisi kespontanan dan kesetimbangan pada suhu dan tekanan tetap dapat
disimpulkan berdasarkan ∆G sebagai beikut :
∆G < 0 reaksi spontan
∆G > 0 reaksi tidak spontan (reaksi spontan dalam arah berlawanan)
∆G = 0 sistem berada pada kesetimbangan
8.2 Perubahan Energi Bebas Standar
untuk menghitung ∆G˚ dapat dimulai dari persamaan reaksi berikut
aA + bB
cC + dD
Perubahan energi bebas standar, ∆G˚rxn diberikan oleh
Perubahan energi bebas standar adalah :
∆G˚rxn = [1 x ∆G˚f (CO2)] - [1 x ∆G˚f (grafit) +[1 x ∆G˚f (O2)]
Sebagaimana dengan entalpi pembentukan standar, energi bebas pembentukan standar
setiap unsur dalam keadaan stabil sama dengan nol. Jadi
∆G˚rxn = [c ∆G˚f (C) + d ∆G˚f (D) – [a ∆G˚f (A) + b ∆G˚f (B)]
∆G˚f (C,grafit) = 0 dan ∆G˚f(O2) = 0
Sehingga
∆G˚rxn = ∆G˚f (CO2)
atau secara umum dapat dituliskan sebagai
∆G˚rxn = ∑∆G˚f (hasil reaksi) - ∑m∆G˚f (pereaksi)
dimana n dan m merupakan kkoefisien stoikiometri, ∆G˚f adalah energi bebas
pembentukan standar senyawa, perubahan energi bebas yang terjadi jika 1 mol
senyawa disintetis dari unsur–unsurnya pada keadaan standar. Untuk pembakaran
grafit misalnya,
C (grafit) + O2
CO2 (g)
Soal Latihan
1. Berikan penjelasan dan contoh tentang: system, lingkungan, kalor, kerja, energy
dalam, entalpi, entropi, spontan, reversibel.
a. Sistem adalah benda atau sekumpulan apa saja yang akan diteliti atau diamati dan menjadi pusat
perhatian. Contoh : Air mendidih dalam panci tanpa tutup (panas dan uap, yang penting, lepas ke udara)
b. lingkungan adalah benda-benda yang berada diluar dari sistem tersebut. Contoh : Contoh lainnya
ialah pada saat mengamati sup yang direbus hingga mendidih, maka isi sup di dalam panci merupakan
sistem sedangkan udara di bagian permukaan air dan dinding panci merupakan lingkungan.
c. Kalor adalah energi yang di transfer dari suatu benda ke benda lainnya karena adanya perbedaan
suhu. Contoh : ketika matahari bersinar terik pada siang hari, maka kita akan merasakan gerah atau
kepanasan. Atau ketika kita duduk dan mengelilingi api unggun, kita merasakan hangat walaupun kita
tidak bersentukan dengan apinya secara langsung.
d. Kerja / usaha adalah proses perpindahan energi secara mekanik . Contoh :
Suatu gas dipanaskan pada tekanan tetap sehingga memuai, seperti terlihat pada gambar.
Tentukanlah usaha yang dilakukan gas. (1 atm = 105 N/m2)
Kunci Jawaban :
Diketahui: p = 2 atm, V1 = 0,3 L, dan V2 = 0,5 L.
1 liter = 1 dm3 = 10–3 m3
W = p ( ΔV) = p (V2 – V1)
W = 2 × 105 N/m2 (0,5 L – 0,2 L) × 10–3 m3 = 60 Joule.
e. Energy dalam adalah jumlah energi kinetik seluruh partikel penyusunnya , di tambah jumlah seluruh
energi potensial dari interaksi antara seluruh partikel tersebut. Contoh :
Suatu gas memiliki volume awal 2,0 m3 dipanaskan dengan kondisi isobaris hingga volume akhirnya
menjadi 4,5 m3. Jika tekanan gas adalah 2 atm, tentukan usaha luar gas tersebut!
(1 atm = 1,01 x 105 Pa)
Pembahasan
Data :
V2 = 4,5 m3
V1 = 2,0 m3
P = 2 atm = 2,02 x 105 Pa
Isobaris → Tekanan Tetap
W = P (ΔV)
W = P(V2 − V1)
W = 2,02 x 105 (4,5 − 2,0) = 5,05 x 105 joule
f. Entalpi adalah jumlah energi dari suatu sistem termodinamika. Contoh : Kompresor kulkas dan
penghangat tangan adalah contoh nyata dari entalpi. Penguapan refrigeran pada kompresor dan reaksi
oksidasi besi pada penghangat tangan menghasilkan perubahan kandungan panas di bawah tekanan
konstan.
g. spontan adalah proses irreversible, maka perubahan- perubahan fungsi keadaan sistem seperti
tekanan, temperatur, volume atau fungsi keadaan lain akan berbeda dari keadaan lingkungannya.
Contoh : air mengalir dari tempat tinggi ke tempat yang lebih rendah. Atau listrik mengalir dari
potensial tinggi ke potensial yang lebih rendah.
h. Proses reversibel adalah proses termodinamik yang dapat berlanggsung secara bolak-balik. Contoh :
proses ekspansi gas dapat dibuat sebagai proses reversibel dengan cara meningkatkan sedikit demi
sedikit tekanan sistem dengan laju yang sangat lambat.
I. Contoh : Es yang meleleh pada suhu ruangan merupakan contoh dari naiknya entropi . Entropi adalah
ukuran banyaknya energi atau kalor yang tidak dapat diubah menjadi usaha.
2. Seorang mahasiswa makan jalangkote yang nilai kalorinya adalah sebesar 102
Joule (sesuai dengan informasi dari penjual jalangkote) di Pintu 1. Setelah makan,
mahasiswa itu jalan kaki masuk ke kampus. Dari kalorimeter digital yang dia miliki
tercatat nilai sebesar 57 Joule untuk aktivitas itu. Hitung perubahan energy dalam
mahasiswa tersebut, jika system tubuhnya hanya tergantung dari kedua aktivitas
itu.
=> Dik
: q (Panas)
= +102 Joule
: w (Kersa)
= -57 joule
Dit
: Perubahan Energi Dalam
Peny
: ∆E = q + w
= 102 + (-57)
= 45 Joule
3. Satu mol uap benzene dicairkan pada titik diidh normalnya, yaitu 80,1 C. Proses
ini merupakan proses reversibel, dan berlangsung pada tekanan tetap 1 atm. Jika
diketahui panas penguapan benzene adalah 30,75 kJ/mol, hitung q, w, U (atau
E), H, S dan G. (tetapan R = 8,31 J/mol.K)
=>
C6H6(g) -----> C6H6(l)
1 atm
Q =qp = ΔH = -30,75 kJ
W = -p ΔV
= nRT
= 1 . 8,31 x 353.1
= 2934,3 joule = 2,93 kJ
ΔU = q + w = -30,75 + 2,93 = -27,82 kJ
ΔS = q rev / T = -30750 / 353,1 = 87,08 j/k
4. Suatu cuplikan n-heptana sebanyak 0,5 g dibakar secara sempurna dengan
oksigen berlebih dalam calorimeter bom (pada volume tetap) menjadi CO2(g) dan
H2O(l). Suhu air yang mengelilingi wadah pembakaran meningkat sebanyak 2,934
C. Jika kapasitas kalor calorimeter dan perlengkapannya adalah 8175 J/K dan suhu
rata-rata calorimeter adalah 25 C, hitung U dan H, per mol heptana, bagi proses
ini.
Mr heptana (C7H16) = 100
∆U/∆H = 100/0,5 . 8175. 2934. 10-3
= 4797,09 Kj/mol
= -4797,09 (Reaksi Eksoterm)
∆n
= -4
∆H
= -4797,09/4 . 8,31 . 298x10-3
= -4806,995 Kj/mol
5. Hitung entalpi standard dari reaksi disosiasi gas PCl5 menjadi PCl3 dan Cl2 .
Apakah reaksi berlangsung eksotermik atau endotermik. Note: lihat data-data
entalpi reaksi di diktat/buku referensi.
ΔH pembentukan PCl₅ adalah -382,2 kJ/mol
Reakasi eksoterm adalah reaksi yang melepaskan kalor dari sistem ke lingkungan.
Pelepasan kalor ke lingkungan akan menurunkan energi di dalam sistem. Entalpi
hasil reaksi menjadi berkurang atau menjadi lebih kecil dari entalpi awal. Dengan
demikian perubahan entalpi sistem bernilai negatif (∆H = –)
6. Hitung entalpi standard untuk reaksi pembakaran etanol. Apakah reaksi
berlangsung eksotermik atau endotermik. Note: lihat data-data entalpi reaksi di
diktat/buku referensi.
=> C₂H₅OH + 3O₂ ---> 2CO₂ + 3H₂O
ΔH = ƩΔH kanan/produk – ƩΔH kiri/reaktan
ΔH = { (2. ΔH°f CO₂) + (3. ΔH°f H₂O) } - (1. ΔH°f C₂H₅OH)
ΔH = { {2. -393,5) + (3. -285,85) } - (1. - 278)
ΔH = { (787) + (-857,55) } + 278
ΔH = -70,55 + 278
ΔH = 207,45 kJ
Pada reaksi endoterm, system menyerap enegri. Sehingga entalpi system akan
bertambah. Ini artinya, entalpi produk (HP) lebih besar dari entalpi pereaksi (Hr).
Dengan demikian, perubahan entalpi yang merupakan selisih antara entalpi produk
dengan entalpi pereaksi atau Hp – Hr bertanda positif.
7. Jika serbuk tembaga ditambahkan pada larutan perak nitrat di dalam tabung
reaksi ? Dengan kata lain, apakah reaksi: Cu(s) + 2 Ag+ (aq)  Cu2+(aq) + 2 Ag(s),
merupakan reaksi spontan ? (T,P  standard)
Reaksi Spontan karena jika dilihat dari deret volta, Cu lebih dahulu dibandingkan
Ag yang menandakan bahwa Eo = Positif.
8. Berikan penjelasan secara termodinamika terhadap pertanyaan ini: mengapa
mulut terasa dingin pada saat mengunyah es krim ?
karena pada lidah terdapat krausa yang bisa merasakan dingin lalu
menghantarkan impuls dingin ke otak