ENERGITIKA 2

2. ENERGITIKA KIMIA
Salah satu aspek yang dipelajari dalam termodinamika adalah
spontanitas suatu proses. Jatuhnya air terjun dan terbakarnya
bahan bakar adalah contoh dari proses yang spontan
(Brady, 1988)
ENERGITIKA KIMIA
atau
TERMODINAMIKA KIMIA
“Ilmu yang mempelajari
perubahan energi yang
terjadi dalam proses atau
reaksi.”
2.1. Ruang Lingkup
ENERGITIKA KIMIA :
‰ Penentuan / perhitungan
kalor reaksi
‰ Studi tentang arah proses dan
sifat-sifat sistem dalam
kesetimbangan
Dua postulat dasar
TERMODINAMIKA KIMIA :
1. Hukum Pertama Termodinamika:
“Energi sistem tersekat adalah
tetap” (asas kekekalan energi)
2. Hukum Kedua Termodinamika :
“Entropi sistem tersekat cenderung
mencapai suatu nilai maksimum”
(asas peningkatan entropi)
2.2. BEBERAPA PENGERTIAN DASAR
DAN KONSEP
(1)Sistem
Sejumlah zat atau campuran zatzat yang dipelajari sifat-sifat dan
perilakunya.
(2) Lingkungan
Segala sesuatu diluar sistem
disebut lingkungan
(3) Bidang batas
Sesuatu yang membatasi sistem
dan lingkungan, bisa nyata bisa
tidak.
Antara sistem dan lingkungan dapat terjadi pertukaran
energi dan materi. Ada tiga jenis sistem :
(1)
(2)
(3)
(1) Sistem tersekat ; tidak dapat terjadi pertukaran
energi dan massa (ex: termos ideal)
(2) Sistem tertutup ; hanya terjadi pertukaran energi
(ex ; gas dalam silinder tertutup)
(3) Sistem terbuka ; dapat terjadi pertukaran energi
dan massa
KEADAAN SISTEM DAN FUNGSI KEADAAN
Keadaan sistem ditentukan oleh sejumlah variabel,
misalnya suhu, tekanan, massa, volume, konsentrasi,
dll.
Sifat Variabel Sistem:
1. Intensif (tidak tergantung pada ukuran sistem).
Ex : tekanan, suhu, massa jenis, dll
2. Ekstensif (tergantung pada ukuran sistem).
Ex : massa, volume, energi, entropi, dll)
Variabel yang hanya bergantung pada keadaan sistem
dan tidak bergantung pada bagaimana keadaan itu
tercapai-Æ FUNGSI KEADAAN
Perubahan keadaan awal sistem menjadi keadaan akhir
Æ PROSES
PROSES :
1. Reversibel (dapat dibalik arah prosesnya dan dapat
membentuk suatu kesetimbangan)
2. Irreversibel (tidak dapat dibalik arah prosesnya)
Proses dapat berlangsung pada keadaan :
1. Isoterm (suhu tetap)
2. Isobar (tekanan tetap)
3. Isokhor (volume tetap)
4. Adiabatis (tidak terjadi pertukaran kalor)
ENERGI DALAM, KALOR DAN KERJA
Energi dalam (U) :
Jumlah energi potensial dan kinetik zat-zat yang
terdapat dalam sistem.
Sistem dapat mengalami perubahan keadaan, dari
keadaan 1 (U1) ke keadaan 2 (U2).
Perubahan energi dalam yang terjadi
ΔU = U2 – U1
(Jika perubahan sangat kecil dU)
Perubahan energi dalam dapat melalui
kalor (q) dan kerja (w)
Kalor (q) :
Energi yang dipindahkan karena ada perbedaan suhu
antara sistem dan lingkungan.
q (+) jika kalor masuk sistem
q (-) jika kalor keluar sistem
q bukan merupakan fungsi keadaan (δq)
Kerja (w) :
Bentuk energi selain kalor yang dipertukarkan
antara sistem dan lingkungan. Ex : kerja
ekspansi, kerja mekanis, kerja listrik, dsb.
w (+) jika sistem menerima pekerjaan
w(-) jika sistem melakukan pekerjaan
w bukan merupakan fungsi keadaan (δw)
LINGKUNGAN
q (+)
Sistem menerima pekerjaan
w (+)
SISTEM
q(-)
Sistem melakukan kerja
w (-)
Pada reaksi kimia kerja yang dapat dilakukan adalah kerja
ekspansi (kerja yang berkaitan dengan perubahan volume
sistem / kerja volume)
δw = -p dV
w = -p (V2-V1) = -p.ΔV
p = tekanan
(a) Jika piston
menekan gas, maka
gas dikenai
pekerjaan (w + )
(b) Jika piston
dilepaskan, maka
gas akan
menggerakkan
piston / melakukan
pekerjaan ( w -)
(R.Chang, 2002)
2.3. Hukum Pertama Termodinamika
“Energi sistem tersekat adalah tetap”
(asas kekekalan energi)
Dalam suatu perubahan keadaan, dimana sistem menyerap
sejumlah kalor (δq) dan melakukan kerja (δw), maka
perubahan energi dalam sistem (dU ) adalah :
dU = δq + δw
untuk perubahan besar,
ΔU = q + w
Untuk sistem tersekat q = 0, w = 0, maka ΔU =0
Jika sistem hanya melakukan kerja volume,
dU = δq - p dV
Pada volume tetap (isokhor) dV = 0, maka
dU = δqv
Energi dalam baterei dapat diubah menjadi
energi panas (1) dan energi gerak (2) (R.Chang, 2002)
Contoh soal:
„
Dalam suatu proses sistem menyerap kalor
sebanyak 35 J dan melakukan kerja sebanyak
40 J. Berapakah perubahan energi dalamnya?
„
Sejumlah gas berekspansi dari 2 L menjadi 6 L
pada temperatur konstan. Hitung kerja yang
dilakukan oleh gas tersebut jika ekspansi
melawan tekanan 1,2 atm.
2.4. Fungsi Entalpi (H)
Kebanyakan reaksi kimia dilakukan pada tekanan tetap
( tekanan atmosfer), maka :
dU = δqp - p dV
Jika diintegrasikan menjadi :
U2 – U1 = qp – p(V2-V1)
(U2 + p2V2) – (U1 + p1V1) = qp
p1 = p2 = p
(U + pV)2 - (U + pV)1 = qp
(U + pV) adalah fungsi keadaan Æ ENTALPI (H)
H = U + pV
H2-H1 = qp atau ΔH = qp
PERUBAHAN ENTALPI (ΔH) :
kalor yang dipertukarkan antara
sistem dan lingkungan pada
tekanan tetap
2.5 Kapasitas Kalor
Kapasitas kalor (C) suatu sistem adalah jumlah
kalor yang diperlukan untuk menaikkan suhu sistem
sebanyak satu derajat. Satuan C : Kal/0C atau J/0C
C = δq / dT
Karena δq tergantung pada proses, maka ada δqv
dan δqp
Cv = δqv / dT = (dU/dT)v
Cp = δqp /dT = (dH/dT)p
Pada gas ideal Cp – Cv = R
Cp juga merupakan fungsi dari suhu (T)
Cp = a + bT + cT2 , dimana a,d,c = konstanta
Kalor Jenis (c) suatu zat adalah:
Panas yang dibutuhkan untuk meningkatkan
temperatur 1 gram zat tersebut sebanyak satu derajat
Celcius. Satuan c : kal/g0C atau J/g0C
Hubungan Kapasitas kalor (C) dengan Kalor Jenis (c) :
C = m. c
Contoh Soal:
466 g air, dipanaskan dari 8,5 0C sampai 74,60C. Hitung
berapa jumlah panas yang diserap air jika c H2O 4,184
J/g0.
2.6. TERMOKIMIA
= studi tentang efek panas yang terjadi pada proses fisis
maupun kimia.
Kalor reaksi : energi yang dipindahkan dari sistem ke
lingkungan atau sebaliknya sehingga suhu hasil reaksi sama
dengan suhu pereaksi.
Jika energi dipindahkan dari sistem ke lingkungan Æ
EKSOTERM
Jika energi dipindahkan dari lingkungan ke sistem Æ
ENDOTERM
Diagram entalpi reaksi pembakaran metana
( EKSOTERM) ΔH = -
Diagram entalpi reaksi pelelehan es
(ENDOTERM) ΔH = +
Contoh soal:
Jika diketahui persamaan termokimia sebagai berikut:
SO2(g) + ½ O2(g) Æ SO3(g)
ΔH = - 99,1 kJ
Hitung panas yang terlibat jika 74,6 g SO2 (Mr=64)
diubah menjadi SO3
Kalor reaksi pada volume tetapÆqv = ΔU
Kalor reaksi pada tekanan tetap Æqp = ΔH
Hubungan antara ΔU dan ΔH :
H = U + pV
ΔH = ΔU + p ΔV
(a) Gelas kimia berisi air dan dimasukkan ke dalam piston
(tekanan udara dan uap air sama dengan P atm.
(b)Ke dalam gelas kimia dimasukan logam natrium yang akan
menghasilkan gas H2 yang akan menggerakkan piston.
Pada gas ideal
ΔH = ΔU + p ΔV
ΔH = ΔU+ (Δn) RT
Contoh soal:
Hitung perubahan energi internal jika 2 mol gas CO
dioksidasi menjadi 2 mol CO2 pada tekanan 1 atm
25oC, menurut reaksi
2 CO(g) + ½ O2(g) Æ 2 CO2(g)
ΔHo = -566,0 kJ
Break !!!
Kumbang Pembom (Danaus), sedang melakukan penyemprotan
zat kimia yang beracun untuk mempertahankan diri dari serangan
musuh.
Semprotan kimia adalah hasil reaksi eksotermis antara
hidrokuinon dan hidrogenperoksida yang beracun
(ΔH reaksi = -204 kJ)
2.6.1. Penentuan Kalor Reaksi secara
Eksperimen (Kalorimeter)
Bisa dilakukan pada reaksi berkesudahan yang
berlangsung dengan cepat.
•Reaksi Pembakaran, C(s) + O2(g) Æ CO2(g)
•Reaksi Penetralan, NaOH(aq) + HCl(aq) Æ NaCl + H2O
•“Reaksi” pelarutan, Na2CO3(s) Æ Na2CO3(aq)
Pada eksperimennya dilakukan pengukuran perubahan
suhu dari air dalam kalorimeter.
KALORIMETER
REAKSI
PEMBAKARAN
KALORIMETER
REAKSI DALAM
LARUTAN
Contoh Soal 1. :
Dalam sebuah kalorimeter dicampurkan 250 mL
NaOH dan 0,4 M, 250 mL HCl 0,4 M. Suhu awal
kedua larutan dan kalorimeter adalah 17,50C. Massa
kalorimeter adalah 500 g dan kalor jenisnya
400J/K.kg.Jika suhu akhir adalah 19,550C dan kalor
jenis larutan 4200 J/K.kg, hitung entalpi penetralan.
Contoh soal 2. :
Heptana sebanyak 0,5 g yang dibakar
sempurna dalam sebuah kalorimeter
menimbulkan kenaikkan suhu sebesar2,940C.
Jika kapasitas kalor kalorimeter adalah 8179 J/K
dan suhu rata-ratanya 250C, hitung kalor
pembakaran heptana (C7H16) dalam kJ/mol,
pada 250C
Break !!!
Klik alamat di bawah ini untuk
mempelajari panas reaksi secara
interaktif…….
PERCOBAAN PANAS NETRALISASI
http://www.chem.iastate.edu/group/Greenbowe/sections/projectfolder/
flashfiles/thermochem/calorimetry.html
PANAS REAKSI LOGAM DAN AIR
http://www.chem.iastate.edu/group/Greenbowe/sections/projectfolder/
flashfiles/thermochem/heat_metal.html
PANAS REAKSI PELARUTAN GARAM DALAM AIR
http://www.chem.iastate.edu/group/Greenbowe/sections/projectfolder/
flashfiles/thermochem/heat_soln.html
2.6.2. Perhitungan Kalor Reaksi
Karena kebanyakan reaksi kimia dilakukan pada
tekanan tetap maka kita hanya menggunakan entalpi
reaksi (ΔH )
(1) Perhitungan dengan Menggunakan Hukum Hess
Hukum Hess mengenai panas adalah bahwa untuk reaksi yang
dapat dinyatakan dalam beberapa jalur, ΔH° adalah sama
dengan penjumlahan dari nilai ΔH° setiap tahap.
ΔH jalur biru sama
dengan jalur merah.
Dilakukan jika perhitungan kalor reaksi tidak dapat
dilkukan secara eksperimen, misalnya pada reaksi
C(s) + ½ O2(g) Æ
CO(g)
∆H = ?
∆H dapat dihitung dari data pembakaran karbon dan
karbon monoksida
C(s) + O2(g) Æ
CO2(g)
∆H0 = -393,5 kJ
CO(g) + ½ O2(g)Æ
CO2(g)
∆H0 = -283.0 kJ
C(s) + ½ O2(g) Æ
CO(g)
∆H = -110,5 kJ
(2). Perhitungan dari data Entalpi Pembentukan Standar
Entalpi Pembentukan Standar adalah perubahan entalpi yang
terjadi dalam reaksi pembentukan satu mol suatu senyawa dari
unsur-unsurnya, dimana semua zat berada dalam keadaan standar
(25 oC, 1 atm)
H2 (g) + ½ O2(g) Æ H2O(l) ∆Hf0 = -285,8 kJ
2Fe(s) + 3/2 O2(g) Æ Fe2O3(s) ∆Hf0 = -824,3 kJ
Untuk sembarang reaksi :
aA + bB Æ cC + dD
∆H0 = ( c. ∆Hf0 C + d ∆Hf0 D) - ( a. ∆Hf0 A + b. ∆Hf0 B)
Tabel Entalpi Pembentukan Standar
Zat
Ag (s)
AgBr (s)
AgCl (s)
Al (s)
Al2O3 (s)
C (s, grafit)
CO (g)
CO2 (g)
CH4 (g)
CH3Cl (g)
CH3I (g)
CH3OH (l)
CO(NH2)2 (s) (urea)
CO(NH2)2 (aq)
C2H2 (g)
C2H4 (g)
C2H6 (g)
C2H5OH (l)
Ca (s)
CaBr2 (s)
CaCO3 (s)
CaCl2 (s)
CaO (s)
Ca(OH)2 (s)
CaSO4 (s)
CaSO4.1/2 H2O (s)
CaSO4.2H2O (s)
Cl2 (g)
Fe (s)
Fe2O3 (s)
H2 (g)
H2O (g)
H2O (l)
ΔH°f (kJ mol-1)
Zat
ΔH°f (kJ mol-1)
0,00
-100,4
-127,0
0,00
-1669,8
0,00
-110,5
-393,5
-74,848
-82,0
14,2
-238,6
-333,19
-319,2
226,75
52,284
-84,667
-277,63
0,00
-682,8
-1207
-795,0
-635,5
-986,59
-1432,7
-1575,2
-2021,1
0,00
0,00
-822,2
0,00
-241,8
-285,9
H2O2 (l)
HBr (g)
HCl (g)
HI (g)
HNO3 (l)
H2SO4 (l)
HC2H3O2 (l)
Hg (l)
Hg (g)
I2 (s)
K (s)
KCl (s)
K2SO4 (s)
N2 (g)
NH3 (g)
NH4Cl (s)
NO (g)
NO2 (g)
N2O (g)
N2O4 (g)
N2O5 (g)
Na (s)
NaHCO3 (s)
Na2CO3 (s)
NaCl (s)
NaOH (s)
Na2SO4 (s)
O2 (g)
Pb (s)
PbO (s)
S (s)
SO2 (g)
SO3 (g)
-187,6
-36
-92,30
26,6
-173,2
-811,32
-487,0
0,00
60,84
0,00
0,00
-435,89
-1433,7
0,00
-46,19
-315,4
90,37
33,8
81,57
9,67
11
0,00
-947,7
-1131
-411,0
-426,8
-1384,5
0,00
0,00
-219,2
0,00
-296,9
-395,2
(3). Perkiraan Entalpi Reaksi dari data Energi Ikatan
Metoda ini hanya berlaku untuk senyawa-senyawa gas dan
berikatan kovalen.
Energi ikatan yang terlibat dalam reaksi :
1. Energi disosiasi ikatan, D.
Contoh: H2(g) Æ 2H(g) D H-H = 436,0 kJ
2. Energi Ikatan Rata-rata, ε.
Energi rata-rata yang diperlukan untuk memutuskan ikatan
tertentu dalam semua senyawa yang mengandung ikatan
tersebut. Contoh dalam senyawa CH4, CH3OH, dsb
εC-H = 414,2 kJ/mol
3. Kalor sublimasi
Kalor yang diperlukan suatu unsur untuk merubah wujudnya
dari padat ke gas.
Hubungan ∆H dengan Energi ikatan :
∆H = ∑ (energi ikatan pereaksi) - ∑ ( energi ikatan produk)
Contoh Soal :
1. Hitung entalpi pembentukan standar C2H2(g), jika diketahui
entalpi pembakaran standar dari C2H2(g), C(s) dan H2(g) berturut-turut
adalah –1300, -394 dan –286 kJ/mol
2. Diberikan data : energi ikatan rata-rata
H-CN = 414,2 kJ/mol
H-H = 436,0 kJ/mol
N=N = 945,6 kJ/mol
C=N = 878,6 kJ/mol
Kalor sublimasi C = 719,7 kJ/mol
Entalpi pembentukan standar HCN, dalam kJ/mol adalah..
2.6.2. Kebergantungan Entalpi Reaksi pada Suhu
Pada umumnya entalpi reaksi bergantung pada suhu,
walaupun dalam banyak reaksi kebergantungan ini tidak
besar dan sering diabaikan.
∆H2 - ∆H1 = ∆Cp (T2 – T1)
2.7. HUKUM KEDUA
TERMODINAMIKA
Entropi
2.7.1. Fungsi Entropi dan Perubahan Entropi
Probabilitas statistik yang menentukan keadaan
kimia dan fisika, secara termodinamika dikenal
dengan nama entropi (S), menggambarkan derajat
ketidakteraturan sistem. Makin besar entropi,
maka makin acak sistem.
Secara matematis :
ΔS = δqrev / T
= dH/T
= ΔH / T
Entropi dan Perubahan Spontan
“
Entropi ( S) adalah derajat ketidak teraturan
suatu sistem.
“
Entropi adalah fungsi keadaan
“
Untuk suatu perubahan
ΔS = ΔSakhir - Δ Sawal
“
Untuk suatu reaksi kimia
ΔS = ΔSproduk - Δ Sreaktan
“
ΔS positif Æ derajat ketidakteraturan bertambah
Æ cenderung spontan
“
ΔS negatif Æ derajat ketidakteraturan berkurang
Æ cenderung tidak spontan
Reaksi spontan antara
gas hidrogen dan
oksigen di udara
menghancurkan
Hindenburg, kapal udara
Jerman. Tiga puluh
orang tewas.
Semakin tidak teratur (entropi bertambah)
Meramalkan ΔS untuk Perubahan
Fisika dan Kimia
“
“
“
“
“
“
“
Es mencair Æ ΔS positif Æ spontan
2NO2(g) Æ N2O4(g)
ΔS negatif Æ tidak spontan
Kondensasi uap air jadi cair Æ ΔS ?
Sublimasi padatan Æ ΔS ?
2SO2(g) + O2(g) Æ 2SO3 (g)
2NaHCO3(s) Æ Na2CO3(s) + CO2(g) + H2O(g)
2 H2(g) + O2(g) Æ 2 H2O(l)
2.7.2. Perhitungan Perubahan Entropi
A. Perubahan Fisis
(1) Proses yang tidak disertai perubahan fasa
ΔS = δqrev / T
= dH/T
= ΔH / T
= Cp dT/T
ΔS = Cp ln T2/T1
(2) Proses perubahan fasa secara reversibel
ΔS = Kalor perubahan wujud / T
Contoh:
Perubahan entropi untuk penguapan air
ΔS = ΔH penguapan / T
(3) Proses perubahan bertahap
ΔS total = ΔS1 + ΔS2
Karena ΔS adalah fungsi keadaan
B. Perubahan entropi pada reaksi kimia
“
Secara umum :
a A + b B Æ cC + d D
ΔS = Sproduk – Sreaktan
ΔS = c SC + d SD – a SA – b SB
Harga S untuk A, B, C dan D didapat dari data termodinamika
dihitung melalui Hukum Termodinamika Ketiga
2.7.3. Perumusan Hukum Termodinamika
Kedua
“
“Semua proses atau reaksi yang terjadi pada
alam semesta, selalu disertai dengan
peningkatan entropi”
ΔS alam semesta
>0
ΔS sistem + ΔS lingkungan > 0 (reaksi spontan)
ΔSsistem = Sproduk – S reaktan
ΔSlingkungan = ΔH / T
Contoh soal :
Hitung ΔS° untuk reaksi :
CO(NH 2 ) 2 (aq) + H 2 O(l) → CO 2 (g) + 2NH 3 (g)
Diketahui :
(dari tabel)
CO(NH 2 ) 2
S0 = 173,8 (J/mol k)
H 2 O(l)
S0 = 69,96
CO 2 (g)
S0 = 213,6
NH 3 (g)
S0 = 192,5
6
Solusi :
ΔS
0
= [S
0
(CO2 ) + 2S
0
( NH )]− [S
3
0
(CO ( NH 2 ) 2 ) + S ( H 2O)
0
]
= [213,6+2(192,5)] – [173,8 + 69,96]
= (598,6 – 243,8) J /K
= 354,8 J/K
7
“
Perubahan entropi sebagai persyaratan
kesetimbangan
Untuk reaksi setimbang;
ΔSsis. + ΔSling. = 0
“
Kebergantungan entropi terhadap suhu
ΔS2 - ΔS1 = ΔCp ln (T2/T1)
2.8. HUKUM KETIGA
TERMODINAMIKA
“Entropi sebuah kristal murni
pada suhu 0 K adalah 0”
“
Jika suatu zat murni didinginkan hingga suhu 0 K,
maka semua gerak translasi atau gerak rotasi
molekul terhenti dan molekul-molekul menempati
kedudukan tertentu dalam kisi kristal.
“
Molekul hanya memiliki energi vibrasi
“
Secara matematik :
S=0
“
Jika entropi diukur pada STP ( 1 atm, 250C)
dinyatakan dengan S0
2.9. Energi Bebas Gibbs (G)
Energi bebas Gibbs memberikan
informasi tentang spontanitas suatu
proses atau reaksi dengan
menggabungkan faktor ,entalpi dan
entropi.
“
Penguapan air laut Æ spontan
ΔH + Æ tidak spontan
ΔS + Æ spontan
“
Reaksi antara H2 dan O2Æ spontan
ΔH - Æ spontan
ΔS - Æ tidak spontan
“
Josiah Willard Gibbs (1839 – 1903)
Energi Bebas Gibbs, G.
“
G merupakan fungsi dari H, S dan T
G = H-TS
ΔG = ΔH - TΔS
“
G adalah fungsi keadaan
ΔG = Gakhir – G awal
“
“
ΔG negatif Æ spontan
ΔG positif Æ tidak spontan
ΔG = ΔH – T ΔS
ΔH
Selalu
spontan
Spontan dengan
ΔS
Spontan dengan
Tidak Spontan
ΔH = +
ΔS = +
Spontan dengan T ↑, karena T ΔS > ΔH
Sehingga ΔG = ΔH – T ΔS → ΔG = Contoh : H2O(s) → H2O(l )
10
2.9.2. Penentuan ΔG untuk reaksi
kimia :
ΔG0 = Gf0 produk – Gf0 reaktan
ΔG
- berlangsung spontan
+ tidak spontan
8
Contoh soal:
1. C 2 H 5OH ( l ) + 30 2(g) → 2CO 2(g) + 3H 2 O (g)
Jika ΔG 0 f
CO 2 = −394,4 Kj
H 2 O = −228,6 Kj
C 2 H 5OH = −174,8 Kj
Solusi :
ΔG0 = [ 2 ΔG0 CO2 + 3 ΔG0 H2O ] – [ΔG0 C2H5OH+3 ΔG0O2]
= [2(-394,4) + 3(-228,6)] – [-174,8 + 3 (o) ]
= - 1299,8 kj
9
Contoh soal penentuan ΔG0 dari ΔH0 dan ΔS0 :
CO ( NH 2 )(aq ) + H 2O(l) → CO2 ( g ) + 2 NH 3 ( g )
Diketahui : ΔH0f CO2
NH3
CO(NH2)2
H2 O
= -393,5 kj
= -46,19 kj
= -319,2 kj
= -285,9 kj
ΔS0 = 354,8 J/K
T = 250C
ΔG0 ?
Solusi :
ΔH0 = [ΔH0f CO2 + 2 ΔH0f NH3] – [ΔH0f CO(NH2)2 + ΔH0f H2O]
= [-393,5 + 2 (-46,19)] – [-319,2 + (-285,9)]
= 119,2 kj
ΔG0
= ΔH0 – T. ΔS0
= 119,2 - (298) ( 0,3548)
= +13,4 kj
11
2.9.3. Energi bebas dan kerja maksimum
“
Kerja maksimum akan diperoleh jika proses atau
reaksi ada dalam keadaan setimbang (reversible)
W maks = ΔU – q rev.
“
Karena ΔU = ΔH - p ΔV
q rev = T ΔS
W maks = ΔG + p ΔV
2.9.4. Energi Bebas dan Kesetimbangan
Jika nilai ΔG yang diperoleh negatif, perubahan terjadi
secara spontan, dan jika diperoleh harga positif,
perubahan terjadi secara tidak spontan. Jika ΔG positif
atau negatif, perubahan spontan atau tidak, sistem
berada dalam kesetimbangan; maka dikatakan bahwa
ΔG sama dengan nol.
Gproduk = Greaktan dan ΔG = 0
2.9.4. Menghitung Konstanta Kesetimbangan
dari Data Termodinamika
Konstanta kesetimbangan dari suatu reaksi dapat
dihitung dengan menggunakan ΔGo.
ΔGo = - RT ln K
atau
ΔGo = - 2,303 RT log K
Jika T bukan 25 oC
R = 8,314 J/mol.K
ΔG’ = - RT ln K