BAHAN AJAR PERKULIAHAN KIMIA FISIKA 1

TERMODINAMIKA DAN KESETIMBANGAN KIMIA

Nama Perguruan Tinggi : Fakultas Keguruan dan Ilmu Pendidikan

Universitas Lambung Mangkurat Banjarmasin

Mata Kuliah : Kimia Fisika I

Semester : IV (Genap)

Waktu : 3 x 50 menit

A. Kompetensi Dasar

Mendeskripsikan hukum pertama, kedua dan ketiga termodinamika, serta

kesetimbangan kimia.

B. Standar Kompetensi

1. Memahami hukum termodinamika pertama

2. Mengaplikasikan hukum termodinamika pertama

3. Menguasai hukum termodinamika kedua

4. Mengaplikasikan hukum termodinamika kedua

5. Menguasai hukum termodinamika ketiga

6. Mengaplikasikan hukum termodinamika ketiga

7. Menguasai konsep kesetimbangan kimia

8. Mengaplikasikan kesetimbangan kimia pada kondisi tertentu.

C. Indikator

1. Menjelaskan hukum termodinamika pertama

2. Menjelaskan hubungan antara energi dalam dengan kalor dan kerja

3. Menghubungkan perubahan jumlah mol gas pada persamaan reaksi dengan

besaran entalpi dan energi dalam

2

4. Memprediksikan nilai entropi dan entalpi sistem pada suatu reaksi

5. Meramalkan arah reaksi dari nilai entalpi dan entropi

6. Menerapkan hukum Hess untuk menentukan kalor reaksi (entalpi reaksi)

7. Menghitung kalor reaksi (entalpi reaksi) dari data entalpi pembentukan

standar dan data energi ikatan

8. Menafsirkankan diagram lingkar Carnot

9. Menghitung perubahan entropi pada suatu reaksi

10. Menjelaskan hubungan antara energi bebas Gibbs dengan entalpi dan entropi.

11. Menentukan nilai tetapan kesetimbangan pada temperatur dan tekanan

tertentu

12. Menggunakan besaran energi bebas Gibbs untuk menentukan kedudukan

kesetimbangan dari suatu reaksi.

13. Menjelaskan hubungan antara Kp , dan Kc

D. Pendekatan Model dan Metode Pembelajaran

Pendekatan pembelajaran yang digunakan dalam perkuliahan ini adalah

pendekatan konstruktivistik. Model pembelajaran yang digunakan adalah problem

solving-kooperatif. Metode pembelajaran yang digunakan adalah think-aloud

pair, yaitu mendiskusikan dengan teman yang menjadi pasangannya untuk

menyelesaikan soal/tugas yang diberikan.

E. Media Pembelajaran

Seperangkat komputer dan LCD serta bahan ajar perkuliahan kimia fisika I,

buku-buku teks yang mendukung seperti;

3

1. Atkins, PW, 1999. Kimia Fisika (terjemahan) edisi keempat. Jakarta.

2. Bahl, B.S, Tuli, G.D, & Arum, B, 2004. Essential of Physical Chemistry, Two

colour edition, Longman , New Delhi.

3. Dogra, S.K & Dogra, S. 1997. Kimia Fisik dan Soal-soal. Penerbit UI Press

Jakarta

4. Mark, M & Foster, A. R, 1979. Thermodynamics : Principles and Aplication.

Allyn and Bacon, Inc. Boston.

5. Rahayu, S. I, 2006. Termodinamika (Azas Dasar dan Terapan Kimia). Penerbit

ITB Bandung.

6. Sukardjo, 1997. Kimia Fisika. Penerbit Rineka Cipta Jakarta.

4

TERMODINAMIKA

Termodinamika adalah ilmu yang mempelajari transformasi dari berbagai

bentuk energi, pembatasan-pembatasan dalam transformasi energi serta

penggunaannya. Termodinamika didasarkan atas dua postulat pokok yang dikenal

sebagai hukum pertama dan hukum kedua. Hukum pertama menyangkut masalah

pertukaran energi, sedangkan hukum kedua membahas arah dari pertukaran tersebut.

Bab ini berisi tentang konsep-konsep dasar termodinamika, kalor dan kerja,

perumusan hukum pertama termodinamika, fungsi entalpi, kapasitas kalor dan

aplikasi hukum pertama termodinamika (termokimia), serta kesetimbangan kimia.

A. KONSEP-KONSEP DASAR TERMODINAMIKA

1. Sistem dan Lingkungan

Sistem adalah sejumlah zat atau campuran zat-zat yang dipelajari sifat-sifat dan

perilakunya. Segala sesuatu di luar sistem disebut lingkungan. Suatu sistem terpisah

dari lingkungannya dengan batas-batas tertentu yang dapat nyata atau tidak nyata.

Sebagai contoh, bila dalam botol yang tertutup terdapat air yang terisi setengah, maka

yang menjadi sistem adalah air. Dinding dan tutup botol merupakan batas-batas

sistem dan segala yang berada disekeliling botol adalah lingkungan.

Antara sistem dan lingkungan dapat terjadi pertukaran energi dan materi, namun

ada pula yang tidak dapat mempertukarkan energi dan materi. Berdasarkan

5

pertukaran ini dapat dibedakan tiga jenis sistem, yaitu sistem tersekat, sistem

tertutup, dan sistem terbuka.

Sistem tersekat merupakan sistem yang tidak dapat melakukan pertukaran materi

maupun energi dengan lingkungannya. Sistem tersekat memiliki jenis energi yang

tetap. Contoh untuk sistem tersekat adalah botol termos ideal.

Sistem tertutup adalah sistem yang hanya dapat melakukan pertukaran energi

dengan lingkungannya. Contoh untuk sistem tertutup ini adalah sejumlah gas dalam

silinder tertutup.

Sistem terbuka adalah sistem yang dapat mempertukarkan materi dan energi

dengan lingkungannya. Akibatnya komposisi dari sistem terbuka tidak tetap

(berubah). Contoh untuk sistem terbuka ini adalah sejumlah zat-zat dalam wadah

terbuka.

2. Keadaan sistem dan Fungsi keadaan

Keadaan sistem ditentukan oleh sejumlah parameter atau variabel, misalnya suhu,

tekanan, volume, massa dan konsentrasi. Variabel sistem dapat bersifat intensif,

artinya tidak bergantung pada ukuran sistem (tekanan, suhu, massa jenis, dan sebagai-

nya), atau bersifat ekstensif yang berarti bergantung pada ukuran sistem (massa,

volume, energi, entropi, dan sebagainya).

6

Setiap besaran atau variabel yang hanya bergantung pada keadaan sistem dan

tidak bergantung pada bagaimana keadaan sistem itu tercapai, disebut fungsi

keadaan. Fungsi keadaan, misalnya suhu, tekanan, volume, energi dalam, entropi,

dan lain-lain. Sebagai contoh fungsi keadaan, bila kita melakukan pendakian puncak

gunung yang tingginya 1500 meter dari permukaan laut. Saat mula-mula di kaki

gunung memulai mendaki hingga mencapai puncak gunung di ketinggian 1500 meter

di atas permukaan laut, tidak bergantung pada cara kita mendaki atau arah pendakian

kita. Ketinggian puncak gunung dari permukaan air laut inilah yang dinamakan

fungsi keadaan

Kalor dan Kerja

Kalor dan kerja adalah dua konsep penting dalam termodinamika. Oleh karena itu

pengertian tentang kedua konsep ini harus dipahami dengan baik. Kalor, q,

didefinisikan sebagai energi yang dipindahkan melalui batas-batas sistem sebagai

akibat langsung dan perbedaan temperatur antara sistem dan lingkungannya. Menurut

perjanjian, q dihitung positip bila kalor masuk sistem dan negatip bila kalor ke luar

dan sistem.

Kerja, w, adalah energi yang bukan kalor, yang dipertukarkan antara sistem dan

lingkungannya dalam suatu perubahan keadaan. Menurut perjanjian, w dihitung

positip, bila lingkungan melakukan kerja terhadap sistem (misalnya pada proses

pemampatan gas), dan negatip bila sistem melakukan kerja terhadap lingkungan

(misalnya bila gas memuai terhadap tekanan atmosfir).

7

Kerja memiliki berbagai bentuk (misalnya, kerja ekspansi, kerja listrik, kerja

mekanik, kerja permukaan, dan sebagainya). Salah satu bentuk kerja yang penting

adalah kerja yang berhubungan dengan perubahan volume sistem yang disebut kerja

ekspansi. Kerja ini dapat ditentukan sebagai berikut. Perhatikan sejumlah gas yang

berada dalam sebuah silinder yang dilengkapi dengan pengisap (lihat gambar.1).

Gambar 1. Proses ekspansi gas dalam sebuah silinder

Bila Penghisap bergerak sepanjang jarak dx terhadap tekanan luar p, maka kerja yang

dilakukan oleh gas adalah,

kerja = gaya x jarak

δw = - p A dx..…………………………………………………………. ……..(1)

di mana A dx merupakan perubahan volume dV, sehingga

δw = - p dV..…………………………………………………………………...(2)

Tanda minus dalam persamaan (1) adalah sesuai dengan perjanjian bahwa

kerja yang dilakukan oleh gas dihitung negatip. Kerja yang dilakukan oleh gas

bila volume berubah dan V1 ke V2 dapat mengintegrasikan persamaan (2),

sehingga diperoleh persamaan berikut ini

δw = - P ∆V………………………………………………………..………… (3)

Untuk perubahan yang berlangsung secara reversibel, akan berlaku:

dx

gas

8

..…………………………..……………………………………....(4)

.…………………………………………………….…..(5)

.…………………………………………………….… ..(6)

dVV

nRTv

v

2

1

wrev = -

Dengan p adalah tekanan gas. Harga integral ini dapat dihitung bila persamaan

keadaan dari gas yang bersangkutan diketahui. Misalnya untuk gas ideal pada

temperatur tetap,

wrev = -

= -nRT

B. PERUMUSAN HUKUM PERTAMA TERMODINAMIKA

Keseluruhan energi potensial dan energi kinetik zat-zat yang terdapat dalam

suatu sistem, disebut energi dalam, U. Energi dalam merupakan fungsi keadaan

karena besarnya hanya bergantung pada keadaan sistem. Bila dalam suatu perubahan

sistem menyerap sejumlah (kecil) kalor, δq, dan melakukan kerja (kecil), δw, maka

sistem akan mengalami perubahan energi dalam, dU, sebesar

dU = δq + δw...………………………………………………………………………(7)

untuk perubahan yang besar pada suatu sistem dari keadaan 1 (energi dalam U1) ke

keadaan 2 (energi dalam U2), maka akan terjadi perubahan energi dalam (∆U),

sebesar

∆U = U2 - U1…………………………………………...……………………………(8)

V

dVv

v

2

1

2

1

v

v

pdV

1

2lnV

VnRTwrev

9

sehingga diperoleh

U2 - U1 = q + w...……………………………….……………………………………(9)

∆U = q + w…………………………………………………………………………..(10)

Persamaan (10) merupakan bentuk matematik dari hukum pertama termodinamika.

Menurut ungkapan ini, energi suatu sistem dapat berubah melalui kalor dan kerja.

Bila kerja yang dilakukan oleh sistem hanya terbatas pada kerja ekspansi (misalnya

pada kebanyakan reaksi kimia), maka persamaan (10) dapat diubah menjadi

dU = δq – p dV.…….. ..……………………………………………………………(11)

pada volume tetap, dV = 0, maka

dU = δq..….……………………………………………………………………….. (12)

atau untuk perubahan besar,

∆U = q.....…………………………………………………………………………. (13)

Menurut persamaan (13) perubahan energi dalam adalah kalor yang diserap oleh

sistem bila proses berlangsung pada volume tetap.

1. Fungsi Entalpi dan Perubahan Entalpi

Kebanyakan reaksi-reaksi kimia dilakukan pada tekanan tetap yang sama

dengan tekanan atmosfir. Dalam hal ini, bila pada persamaan (11)

dU = δq – p dV diintegrasikan (di mana p ialah tekanan sistem) akan diperoleh

U2 – U1 = q - p(V2 - V1)……………………………………………………………..(14)

dan karena p1 = p2 = p,

(U2 + p2V2) - (U1 + p1V1) = q……………………………………………………… (15)

10

oleh karena U, p dan V adalah fungsi keadaan, maka (U + pV) juga merupakan fungsi

keadaan. Fungsi ini disebut entalpi, H,

H=U+pV . Jadi, menurut persamaan (15),

H2 - H1 = q

∆H = q……………………………………………………………………………...(16)

Berdasarkan hasil ini dapat dikatakan bahwa, kalor yang dipertukarkan antara

sistem dan lingkungan pada tekanan tetap besarnya sama dengan perubahan entalpi

sistem.Mengingat entalpi, H merupakan fungsi keadaan, maka perubahan entalpi,

∆H, hanya bergantung pada keadaan awal dan keadaan akhir sistem. Pada reaksi-

reaksi kimia, ∆H adalah kalor reaksi pada tekanan tetap.

2. Kapasitas Kalor

Kapasitas kalor suatu sistem didefinisikan sebagai jumlah kalor yang diperlukan

untuk menaikkan temperatur sistem sebanyak satu derajat. Secara matematik

diungkapkan,

Karena δq hanya bergantung pada jalannya perubahan, maka sistem mempunyai

banyak harga-harga untuk kapasitas kalor. Dua diantaranya yang paling penting, yaitu

kapasitas kalor pada volume tetap (Cv) dan pada tekanan tetap (Cp). Apabila kerja

yang dapat dilakukan oleh sistem terbatas pada kerja ekspansi, maka δq = dU + pdV,

sehingga persamaan (17) dapat diubah menjadi,

……….………………………………..…………………….….(18)

dT

qC

……………………………………………………………………….(17)

dT

pdVdUq

11

Pada volume tetap, C = Cv dan dV = 0, maka,

……...…………………………………………………..…………..(19)

Kapasitas kalor pada tekanan tetap dapat diturunkan sebagai berikut,

Pada p tetap, dH = dU + pdV dan

sehingga,

…………………………………………………………(20)

Jadi, kapasitas kalor pada tekanan tetap adalah sama dengan penambahan entalpi

sistem perderajat kenaikan temperatur pada tekanan tetap. Baik kapasitas kalor pada

volume tetap maupun kapasitas kalor pada tekanan tetap biasanya dinyatakan per mol

zat.

Pada umumnya kapasitas kalor merupakan fungsi dan temperatur, fungsi ini

biasanya dinyatakan secara empiris sebagai

Cp = a + bT + cT2 ..………………………………………………………………...(21)

dengan a, b, c adalah tetapan.

C. APLIKASI HUKUM PERTAMA PADA REAKSI KIMIA (TERMOKIMIA)

Termokimia mempelajari efek panas yang terjadi baik dalam perubahan

secara kimia (reaksi kimia) maupun secera fisika (proses penguapan, peleburan, dsb.).

Efek panas dapat bersifat eksoterm, yaitu bila terjadi pelepasan kalor, dan endoterm,

yaituu bila proses disertai dengan penyerapan kalor. Jum!ah kalor yang bersangkutan

v

vT

UC

dT

pdVdU

dT

qC

p

p

ppp U

Vp

T

U

T

H

pp

VT

H

T

qC

12

dalam suatu reaksi bergantung pada jenis dan jumlah zat-zat yang béreaksi,

wujud/fasa keadaan fisik zat-zat pereaksi dan hasil reaksi, temperatur dan tekanan

(terutama pada reaksi gas). Oleh karena itu kalor reaksi dari suatu reaksi hendaknya

dinyatakan bersama-sama dengan persamaan reaksinya, di mana kondisi-kondisi

reaksi tertera dengan jelas.

1. Kalor reaksi pada Volume Tetap dan pada Tekanan Tetap

Dalam termokimia ada dua kondisi perubahan khusus yang penting, yaitu

perubahan pada volume tetap dan tekanan tetap, oleh karena pada kedua kondisi ini

kalor reaksi dapat dikaitkan dengan fungsi-fungsi termodinamika tertentu. Bila reaksi

dikerjakan pada volume tetap (misalnya dalam kalorimeter bom), maka kalor

reaksinya sama dengan perubahan energi dalam sistem, qp = ∆U, sedangkan pada

tekanan tetap, kalor reaksi sama dengan perubahan entalpi, qv = ∆H. Hubungan

antara kedua besaran ini dapat diturunkan sebagai berikut,

H= U+pV

dH =dU + d(pV) atau

∆H = ∆U + ∆(pV) ………..……………………………………………………….. (22)

Bila semua zat-zat pereaksi dan hasil reaksi sebagai cairan atau padatan, maka harga

∆(pV) sangat kecil (kecuali bila tekanan sangat tinggi) dibandingkan terhadap ∆H

atau ∆U sehingga dapat diabaikan, dalam hal ini ∆H ≈ ∆U. Dalam reaksi yang

menyangkut gas, harga ∆(pV) bergantung pada perubahan jumlah mol gas yang

terjadi dalam reaksi. Dengan pengandaian gas bersifat ideal, ∆(pV) = ∆n(RT),

sehingga persamaan (22) menjadi;

13

∆H = ∆U + ∆n(RT) (T tetap) ..………………………………………………...(23)

di mana ∆n = jumlah mol gas hasil reaksi — jumlah mol gas pereaksi. Persamaan ini

berlaku apabila sistem hanya dapat melakukan kerja volume.

2. Penentuan Kalor Reaksi Secara Eksperimen (Kalorimetri)

Hanya reaksi-reaksi berkesudahan yang berlangsung dengan cepat dapat

ditentukan kalor reaksinya secara eksperimen, seperti reaksi pembakaran, reaksi

penetralan dan reaksi pelarutan. Penentuan ini biasanya menyangkut pengukuran

perubahan suhu dari larutan atau dari air dalam kalorimeter.

3. Perhitungan Kalor Reaksi

Reaksi kimia kebanyakan dikerjakan pada tekanan tetap, sehingga pada

perhitungan kalor reaksi hanya diperhatikan entalpi reaksi, ∆H.

Perhitungan kalor reaksi ini dapat dilaksanakan dengan cara;

1) Perhitungan dengan menggunakan Hukum Hess.

2) Perhitungan dari data Entalpi Pembentukan Standar.

3) Perkiraan Entalpi Reaksi dari data Energi Ikatan.

4. Kebergantungan Entalpi Reaksi pada temperatur.

Pada umumnya entapi reaksi merupakan fungsi dari temperatur dan tekanan.

Karena pengaruh tekanan cukup rumit, maka disini hanya akan diturunkan pengaruh

temperatur pada ∆H.

Perhatikan reaksi,

v1 A1 + v2 A2 → v3 A3 + v4 A4

Perubahan entalpi reaksi diberikan oleh,

14

∆H = Hhasil reaksi — Hpereaksi

∆H = ∑ vi Hi ..……………………………………………………………………...(24)

Perubahan ∆H dengan temperatur diperoleh dengan cara mendeferensialkan

persamaan (24) terhadap temperatur pada tekanan tetap,

....…………………………………………………………….(25)

Persamaan ini dikenal sebagai persamaan Kirchhoff. Persamaan (25) dapat

diintegrasi apabila Cp, sebagai fungsi temperatur diketahui. Kalau Cp, dapat dianggap

tetap antara T1 dan T2, misalnya kalau perbedaan antara kedua temperatur ini tidak

besar, maka integrasi dan persamaan (25) menghasilkan,

∆H2 - ∆H1 = ∆H (T2 – T1) ..……………………………………………………. (26)

Kalau Cp tidak dianggap tetap, maka

………..……………………………………………...…(27)

untuk dapat memudahkan perhitungan ∆H pada berbagai temperatur, pada tekanan

tetap, sebaiknya terlebih dahulu ditentukan ∆H = f(T). Hal ini dapat dilakukan

dengan,

...……….…………………………………………………..(28)

dengan I adalah tetapan integrasi.

p

p

CT

H

1

2

12

T

T

pdTCHH

IdTCH pT

15

RANGKUMAN

Termodinamika merupakan ilmu yang mengkaji berbagai bentuk energi dan

hubungannya satu dengan yang lain. bersifat mendasar untuk semua ilmu. Ruang

lingkup termodinamika kimia ialah hubungan antara berbagai energi jenis tertentu

dengan sistem kimia. Hukum pertama termodinamika adalah suatu pernyataan hukum

pelestarian energi. Energi total suatu sistem adalah energi dalamnya yang merupakan

suatu fungsi keadaan. Suatu perubahan energi dalam, ∆U, dilaksanakan dengan

transfer kalor ataupun perlakuan kerja.

Termokimia menangani pengukuran dan penafsiran perubahan kalor yang

menyertai proses kimia. Kebanyakan pengukuran semacam itu dilakukan dengan

sebuah kalorimeter.

SOAL-SOAL LATIHAN

Petunjuk: Jawablah pertanyaan berikut dengan singkat dan benar

1. Berikan definisi dari ; sistem, lingkungan, fungsi keadaan, kapasitas kalor molar,

kapasitas kalor jenis, keadaan standar, perubahan isoterm, perubahan adiabat.

2. Jelaskan apa yang dimaksud dengan; fungsi keadaan, proses spontan, proses

reversibel, proses lingkar.

3. Berapakah energi dalam yang dimiliki pada reaksi

N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g) ∆H298 = - 46,1 kJ

16

4. Berapakah energi dalam yang dimiliki pada reaksi pembakaran karbon secara

sempurna bila C(s) + O2(g) → CO2(g) ∆H = -393,5 kJ ?

5. Kalor penguapan air pada 25 0C ialah 43,9 kJ/mol. Hitung q, w, dan ∆U, jika satu

mol air diuapkan pada 25 0C dan tekanan tetap.

6. Suatu cuplikan n-heptana (C7H16) sebanyak 0,500 gram dibakar dengan oksigen

berlebih dalam kalorimeter-bom (volume tetap) secara sempurna menjadi CO2(g)

dan H2O(l). Suhu air yang mengelilingi wadah pembakaran meningkat sebanyak

2,934 0C. Jika kapasitas kalor kalorimeter dan perlengkapannya ialah 8175 J/K dan

suhu rata-rata kalorimeter ialah 25 0C, hitung ∆U dan ∆H permol heptana, bagi

proses ini.

7. Sebanyak 150 mL larutan HCl 0,40 M yang dinetralkan dengan NH4OH dalam

labu Dewar menimbulkan kenaikan suhu larutan sebesar 2,36 0C. Bila diketahui

bahwa kapasitas kalor labu Dewar dan isinya sesudah reaksi ialah 1318 J/K.

Tentukanlah kalor penetralan HCl.

8. Dalam sebuah kalorimeter dicampurkan 250 mL NaOH 0,400 M dengan 250 mL

HCl 0,400 M. suhu awal kedua larutan dan kalorimeter adalah 17,50 0C. Massa

kalorimeter 500 g dan kalor jenisnya 400 J K-1

kg-1

. Jika suhu akhir ialah 19,55 0C

dan kalor jenis larutan ialah 4200 J K-1

kg-1

, hitung entalpi penetralan.

9. Tentukan entalpi pembentukan standar C2H2(g) bila diketahui entalpi pembakaran

standar dari : C2H2(g), C(s), H2(g) berturut-turut ialah : -1300, -394, dan -286

kJ/mol.

17

10. Reaksi N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g) ∆H298 = - 46,1 kJ, bila diketahui kapasitas

kalor antara 250 – 450 K untuk masing-masing gas berikut ini adalah :

Cp (N2) = 27,9 + 0,00418 T

Cp (H2) = 29,6 + 0,00231 T

Cp (NH3) = 29,9 + 0,00261 T

Maka berapakah entalpi pembentukan NH3(g) pada 400 K ?

18

HUKUM KEDUA DAN KETIGA TERMODINAMIKA

Pada umumnya perubahan yang terjadi di alam disertai dengan perubahan

energi. Dalam proses perubahan energi ini ada dua aspek penting, yaitu arah

pemindahan energi dan pengubahan energi dari satu bentuk ke bentuk yang lain.

Walaupun hukum pertama termodinamika menetapkan hubungan antara kalor yang

diserap dengan kerja yang dilakukan oleh sistem, tetapi hukum ini tidak menunjukkan

batas-batas mengenai sumber maupun arah aliran energi.

Hukum kedua termodinamika dirumuskan untuk menyatakan pembatasan-

pembatasan yang berhubungan dengan pengubahan kalor menjadi kerja, dan juga

untuk menunjukkan arah perubahan proses di alam. Dalam bentuknya yang paling

umum, hukum kedua termodinamika dirumuskan dengan mempergunakan suatu

fungsi keadaan yang disebut entropi.

A. PROSES LINGKAR CARNOT

Proses lingkar ialah deretan perubahan yang dqalankan sedemikian rupa

sehingga pada akhirnya sistem kembali lagi ke keadaan semula. Dari pengalaman

diketahui bahwa mesin kalor yang bekerja secara berkala menurut suatu proses

lingkar hanya dapat mengubah sebagian dari kalor yang diserap menjadi kerja,

pengubahan ini hanya mungkin dengan adanya suatu perbedaan temperatur.

Sadi Cannot (1824) berhasil menghitung kerja maksimum yang dapat

diperoleh dan suatu mesin yang bekerja secara reversibel. Pada mesin Carnot,

sejumlah gas ideal menjalani suatu proses lingkar yang terdiri atas empat langkah

19

d

ekspansi

isotermal

Pemampatan

isotermal

isoterm

p

pemampatan

adiabatik

ekspansi

adiabatik

perubahan reversibel, yaitu pemampatan isotermal, pemampatan adiabatik, ekspansi

isotermal, dan ekspansi adiabatik.

Gambar 2. Diagram proses lingkar Carnot

Dari diagram di atas, 4 langkah perubahan reversibel pada lingkar Carnot

adalah sebagai berikut :

1. Ekspansi isotermal

Lingkar dimulai dengan sistem mula-mula berisi n mol gas pada tekanan pa dan

Volume Va. Saat katup dibuka gas mengalami ekspansi dari volume Va menjadi

Volume Vb, akibatnya tekanan sistem menjadi berkurang dari pa menjadi pb.

Dalam proses ekspansi ini, sistem memiliki suhu yang sama dengan

lingkungannya sehingga tidak terjadi pertukaran kalor.

2. Ekspansi adiabatik

Langkah kedua, katup ditutup dan gas dibiarkan mengembang secara adiabatik

akibatnya volume naik dari Vb menjadi Vc dan tekanan semakin turun dari pb

menjadi pc.

a

b

c

V

20

3. Pemampatan isotermal

Langkah ketiga, gas dimampatkan dari volume Vc hingga volume Vd, di mana

suhu sistem sama dengan lingkungannya sehingga tidak terjadi pertukaran kalor.

4. Pemampatan adiabatik

Langkah keempat, gas kembali dimampatkan secara adiabatik (tanpa penambahan

kalor, q = 0). Pemampatan adiabatik ini mengakibatkan volume sistem menjadi

berkurang dari Vc menjadi Vd, akibatnya tekanan sistem naik dari Pc menjadi Pd

atau kembali ke tekanan mula-mula.

Kerja maksimum diungkapkan secara matematik adalah sebagai berikut ;

T1 – T2

w =- q1 ……………………..………………………………...(29)

T1

dapat dilihat bahwa kerja yang dihasilkan dalam proses selalu lebih kecil dan

kalor yang diserap.

B. FUNGSI ENTROPI DAN PERUBAHAN ENTROPI

Entropi adalah suatu fungsi keadaan yang secara matematis didefinisikan sebagai,

dS = δqrev / T …..………………………………………………………………….. (30)

dalam ungkapan ini δqrev ialah kalor yang dipertukarkan antara sistem dan lingkungan

secara reversibel. Karena dS merupakan diferensial total, maka perubahan entropi

yang terjadi dalam setiap proses atau reaksi diberikan oleh,

dS = S2 - S1 .………………………………………………………………………..(31)

dengan S1 dan S2 berturut-turut ialah entropi sistem dalam keadaan awal dan akhir.

21

C. PERHITUNGAN PERUBAHAN ENTROPI

Perhitungan perubahan entropi dapat dilakukan melalui dua cara, yaitu

a. Proses fisis, di mana merupakan :

1) Proses yang tidak disertai dengan pengubahan fasa.

2) Proses pengubahan fasa secara revorsibel

3) Proses pengubahan fasa secara tak-reversibel

b. Reaksi kimia

D. PERUMUSAN HUKUM KEDUA TERMODINAMIKA

Menurut hukum ini : Semua proses atau reaksi yang terjadi di alam semesta,

selalu disertai dengan peningkatan entropi. Jika ∆Sas ialah perubahan entropi yang

terjadi di alam semesta, maka bagi setiap proses spontan berlaku, ∆Sas > 0.

Dengan memandang alam semesta itu sebagai sistem dan lingkungan, maka dapat

pula dikatakan bahwa untuk semua proses spontan berlaku,

∆Ssistem + ∆Slingkungan > 0 ..………………………………………………………...(32)

dengan ∆Ssistem ialah perubahan entropi sistem dan ∆Slingkungan ialah perubahan entropi

lingkungan.

1. Perubahan Entropi Sebagai Persyaratan Kesetimbangan

Telah diuraikan bahwa setiap proses yang berlangsung secara spontan dalam

sistem tersekat selalu disertai dengan peningkatan entropi. Bila entropi sistem

mencapai harga yang maksimum, maka entropi tidak akan dapat berubah lagi

(∆S = 0), keadaan ini akan tercapai apabila proses berjalan reversibel atau apabila

22

sistem mencapai kesetimbangan. Jadi bagi setiap perubahan dalam ‘sistem tersekat’

berlaku:

∆S ≥ 0 ..…………………………………………………………………………….(33)

dengan tanda > untuk proses spontan dan tanda = untuk reversibel dan sistem dalam

kesetimbangan.

2. Kebergantungan Entropi pada Temperatur

Entropi reaksi (S) bergantung pada suhu. Kebergantungan ini dapat

diturunkan sebagai berikut:

misalnya pada reaksi berikut,

α A + β B → γ C + δD maka,

∆S = γ SC + δ SD - α SA- β SB

diferensiasi entropi terhadap suhu pada tekanan tetap memberikan ,maka

…..……………………………………………………..………(34)

ungkapan di atas dapat diubah menjadi,

……..…………………………………………………………..(35)

jika pada kurun suhu tertentu Cp , tidak banyak bergantung pada temperatur, sehingga

dapat dianggap tetap, maka persamaan (35) dapat diintegrasi menjadi,

…………..…………………...………………………. (36)

dengan ∆S1 dan ∆S2 berturut-turut ialah perubahan entropi pada suhu T1 dan T2.

T

dTC

T

dH

T

qdS p

rev

T

dTCp

T

S

p

p

p

CT

S

1

212 ln

T

TCpSS

23

E. HUKUM KETIGA TERMODINAMIKA

1. Entropi zat mumi pada titik not absolut

Entropi dapat dipandang sebagai besaran makroskopis yang mengukur

ketidakteraturan sistem, yang berarti suatu sifat menyangkut sejumlah besar molekul

yang tersusun secara tidak teratur dalam ruangan termasuk distribusi energinya.

Sebagai ilustrasi, dua buah balon yang sama besar dan saling berhubungan melalui

sebuah kran. Satu balon berisi N molekul gas ideal, sedangkan balon yang satu hampa

udara. Jika kran dibuka, maka gas akan berdifusi ke dalam balon yang kosong secara

secara spontan, sehingga distribusi gas dalam dua buah balon menjadi merata.

Kebolehjadian untuk menemukan sebuah molekul gas pada salah satu balon

adalah ½. Kebolehjadian untuk menemukan dua buah molekul dalam balon yang

sama adalah (½)2, dan kebolehjadian untuk menemukan N molekul berada dalam

balon yang sama adalah (½)N. Kebolehjadian semakin kecil dan praktis mendekati nol

apabila harga N sangat besar (misalnya sebesar tetapan Avogadro). Gas yang

berdifusi secara spontan dan mengisi stiap ruang yang ada dalam balon merupakan

keadaan dengan kebolehjadian yang paling tinggi, atau keadaan yang paling

memungkinkan.

Jika W menyatakan besarnya kebolehjadian sistem untuk mencapai suatu

keadaan tertentu, maka menurut Boltzmann dan Planck hubungan antara entropi dan

keboleh jadian diberikan oleh ungkapan

S = k lnW (k = tetapan Boltzmann) ……………………………….…… (37)

Entropi dapat dihubungkan dengan ‘kekacauan’ atau ketidakteraturan sistem.

Keadaan sistem yang kacau ialah keadaan di mana partikel-partikel (molekul, atom

24

atau ion) tersusun secara tidak teratur. Makin kacau susunan keadaan sistem, makin

besar kebolehjadian keadaan sistem dan makin besar entropi. Oleh karena itu zat

padat kristal pada umumnya mempunyai entropi yang relatif rendah dibandingkan

dengan cairan atau gas. Gas mempunyai entropi yang paling tinggi karena keadaan

sistem paling tidak teratur.

Seperti telah diuraikan di atas bahwa makin kacau atau tidak teratur susunan

molekul, makin tinggi harga W dan entropi. Sebaliknya makin teratur susunan

molekul sistem, makin rendah harga W dan entropi. Kalau suatu zat murni

didinginkan hingga dekat 0 K, semua gerakan translasi dan rotasi terhenti dan

molekul-molekul mengambil kedudukan tertentu dalam kisi kristal. Molekul hanya

memiliki energi vibrasi yang sama besar sehingga berada dalam keadaan kuantum

tunggal. Ditinjau dan kedudukan dan distribusi energi, penyusunan molekul-molekul

dalam suatu kristal yang sempurna pad 0 K hanya dapat dilaksanakan dengan satu

cara. Dalam hal ini W = 1 dan ln W = 0, sehingga menurut persamaan boltzmann S =

0. Jadi, entropi suatu kristal murni yang sempurna ialah nol pada 0 K. Pernyataan ini

terkenal sebagai Hukum Ketiga Temomedinamika. Ungkapan matematik hukum

termodinamika ketiga adalah

0

ST=0 = 0 …………………………..………………………………………….(38)

25

2. Perhitungan Entropi Mutlak

Entropi zat murni, pada temperatur T, dapat dihitung dengan dua cara, yaitu

dengan menggunakan hukum ketiga termodinamika dan data termokimia dan dengan

metoda mekanika statistik dari data spektroskopi. Disini hanya dibicarakan cara yang

pertama.

Dari persamaan (34),

(p tetap) jika diintegrasi persamaan ini menghasilkan,

……………….……………………………………….…………(39)

Secara eksperimen, kapasitas kalor Cp hanya dapat ditentukan hingga 15 K. Untuk

memudahkan ektrapolasi hingga 0 °C biasanya dipergunakan ‘hukum pangkat tiga’

Debye, Cp = α T3 ..………………………………………………..………………(40)

Substitusi dari persamaan ini ke dalam persamaan (39) menghasilkan,

dS0 = α T

2 dT ( p tetap) ..………………………………………………………….(41)

yang dapat diintegrasi dari temperatur 0 hingga T menjadi

dS° = 1/3 α T3 ..……………………………………………………………………(42)

persamaan (42) mengungkapkan bahwa, pada temperatur rendah, entropi standar

sama dengan sepertiga harga Cp.

3. Fungsi Energi Bebas Helmholtz

Bagi suatu perubahan kecil yang berlangsung tak reversibel pada temperatur T

berlaku:

dS > δq/T atau δq - TdS <0 ..……………………………………………………….(43)

T

dTCp

T

S

p

T

pT TdCS0

0 ln

26

kalau sistem hanya dapat melakukan kerja volume, maka persamaan (43) dapat

diubah menjadi

dU + pdV -TdS < 0 ..……………………………………………………………….(44)

pada volume tetap, dV = 0, sehingga

dU - TdS < 0 atau d(U —TS)T,p < 0 ………………………………………………(45)

fungsi U - TS, yang merupakan fungsi keadaan, disebut energi bebas Helmholtz,A,

A=U-TS ………………………………………..…………………………………..(46)

Bila persamaan (46) dideferensiasi, diperoleh

dA = dU - TdS - SdT

bagi proses yang berjalan reversibel dan isoterm,

dA = δW ..………………………………………………………………………….(47)

jadi penurunan energi bebas helmholtz, - ∆A, ialah kerja maksimum yang dapat

dihasilkan dan suatu proses yang dikerjakan secara isoterm.

4. Fungsi Energi Bebas Gibbs

Kebanyakan proses biasanya dikerjakan pada temperatur dan tekanan tetap.

Pada kondisi ini, persamaan (44) dapat ditulis dalam bentuk,

d(U — pV — TS)T,p < 0 .……………………………………………………………(48)

besaran U + PV — TS merupakan fungsi keadaan, disebut energi bebas Gibbs, G.

G =U+PV—TS =H -TS =A + PV ………………………………………………..(49)

Jadi, suatu proses yang berlangsung pada temperatur dan tekanan tetap disertai

dengan penurunan energi bebar Gibbs,

27

(dG)T,p < 0 (hanya kerja volume) ………………………………………………...(50)

Suatu persamaan penting yang mengkaitkan ∆H, ∆S dan ∆G dapat diturunkan sebagai

berikut,

∆G = ∆H - T ∆S …………………………………………………………………(51)

28

RANGKUMAN

Kespontanan suatu reaksi kimia tertentu dapat terjadi tidak hanya bergantung

pada perubahan entalpi, ∆H, tetapi juga pada temperatur dan perubahan entropi, ∆S,

yang mengukur perubahan dalam derajat ketidakteraturan suatu sistem. Entropi

cenderung mencapai harga maksimum yang dimungkinkan oleh besarnya energi

dalam sistem. Hal ini diungkapkan dalam hukum kedua termodinamika. Pada 0 K

(suhu mutlak) nilai entropi pada semua zat nyata adalah nol, dan ini merupakan

hukum ketiga termodinamika.

Dalam suatu proses yang berlangsung pada temperatur dan tekanan konstan,

komponen perubahan entalpi total yang dihubungkan dengan perubahan entropi

sistem dianggap sebagai energi yang tak dapat digunakan untuk melakukan kerja

yang berguna. Komponen sisanya, yang dianggap sebagal energi yang dapat

melakukan kerja yang berguna, adalah perubahan energi bebas Gibbs, ∆G, dari

sistem. Perubahan energi bebas suatu reaksi dapat dihitung dari selisih harga energi

bebas pembentukan standar dari pereaksi dan produk.

29

SOAL-SOAL LATIHAN

Petunjuk: Jawablah pertanyaan berikut ini dengan singkat dan benar

1. Diskusikan perubahan manakah dibawah ini yang menimbulkan peningkatan

entropi sistem?

a. kenaikan suhu

b. pembentukan produk gas dari pereaksi berupa padatan

c. pembentukan endapan dalam larutan

d. peningkatan volume sistem

e. pengembunan uap air

2. Diskusikan tanda untuk ∆S bagi reaksi berikut ini:

a. HCl(g) → H(g) + Cl(g) c. H2(g) + O2(g) → H2O(l)

b. C(s) + O2(g) → CO2(g) d. CO2 (g) + CaO(s) → CaCO3(s)

e. NH3(g) + HCl(g) → NH4Cl(s)

f. CaO(s) + 2NH4Cl(s) → CaCl2(s) + NH3(g) + H2O(g)

3. Satu mol gas ideal dimuaikan secara isotermal dan reversibel dari 1 liter hingga 10

liter pada 300 K. Jika diketahui bahwa energi dalam gas ideal hanya bergantung

pada suhu, hitung q, w, ∆U, ∆H, ∆S, dan ∆G bagi proses ini.

4. Diskusikan kemungkinan mereduksikan kadmium sulfida menjadi logam dengan

menggunakan hidrogen pada suhu 1100 °C. Gunakan data berikut (pada 1100

°C)

Cd(g) + ½ S2(g) → CdS(g) ∆G° = -127 kJ

H2(g) + ½ S2(g) → H2S(g) ∆G° = - 50 kJ

30

KESETIMBANGAN KIMIA

Studi tentang peristiwa kimia menyangkut tiga aspek penting, yaitu mengapa

suatu reaksi dapat berjalan pada kondisi tertentu, bagaimana dan dengan kecepatan

berapa suatu reaksi berjalan dan bilamana reaksi itu selesai. Suatu reaksi akan

mencapai kesetimbangan apabila memiliki kecepatan reaksi yang sama besar dalam

kedua arah. Dalam hal ini reaksi masih berjalan terus sampai konsentrasi hasil reaksi

dan pereaksi tidak berubah dengan waktu.

Kesetimbangan kimia merupakan suatu kesetimbangan dinamik. Suatu aspek

penting dalam kesetimbangan kimia ialah kedudukan kesetimbangan. Kedudukan

kesetimbangan menentukan jumlah hasil reaksi yang dapat diperoleh dari suatu reaksi

dan dinyatakan secara kuantitatif dengan tetapan kesetimbangan.

1. Reaksi Kimia sebagai suatu Sistem dengan Komposisi yang Berubah-ubah

a. Koordinat reaksi

Dalam sistem di mana terjadi reaksi kimia, komposisi selalu berubah-ubah

oleh karena ada zat yang berkurang (pereaksi) dan ada yang bertambah (produk).

Pada setiap saat, jumlah mol dan tiap zat dalam campuran reaksi bergantung pada

jumlah reaksi yang terjadi

Perhatikan reaksi umum, va A + vb B vc C + vd D

dengan A dan B ialah zat-zat pereaksi, C dan D ialah zat-zat hasil reaksi, dan va, vb ,

vc dan vd adalah koefisien reaksi. Bila va mol A bereaksi dengan vb mol B, maka akan

terbentuk vc mol C dan vd mol D.

31

b. Syarat bagi Kesetimbangan Kimia

Sistem berada dalam kesetimbangan, bila ∆G = ∑ vi μi = 0 ..……………. (52)

contoh reaksi,

N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)

mencapai kesetimbangan pada T dan P tetap, kalau

∆G = 2 μ - 2 μ + 3 μ = 0

NH

3 N

2 H

2

di mana μ = potensial kimia

c. Isotermal Reaksi

Dalam raksi kimia yang dilakukankan pada P dan T tetap, energi bebas Gibbs

ditentukan oleh konsentrasi atau keaktifan zat-zat dalam campuran reaksi. Kaitan

antara ∆G reaksj dengan keaktifan dapat diturunkan sebagai berikut.

Perhatikan kembali reaksi umum,

va A + vb B vc C + vd D

∆G = vc μ C + vd μ D - va μ A + vb μ B

karena μi = μio + RT ln vi, maka pada tekanan dan temperatur tetap, berlaku

……………………………………. ……………(53)

Persamaan ini terkenal sebagai reaksi isotermal van’t Hoff yang menyatakan

perubahan energi bebas Gibbs, pada setiap saat, sebagai fungsi dan keaktifan zat-zat

dalam reaksi, bila reaksi berjalan pada T dan P tetap. ∆G ° ialah perubahan energi

babas Gibbs standar, yaitu harga ∆G pada keaktifan zat, ai, = 1.

a

a

a

aVB

B

vd

D

Va

A

vc

CRTGG ln0

32

Untuk reaksi antara gas-gas ideal, ai, = pi, sehingga persamaan (53) mengambil

bentuk:

…..……………………………………... ……….(54)

Dalam persamaan ini ∆G° ialah perubahan energi bebas Gibbs pada tekanan parsial

dan semua gas sama dengan 1 atm.

2. Tetapan Kesetimbangan

a. Berbagai Bentuk Tetapan Kesetimbangan

Pada bagian terdahulu sudah dijelaskan bahwa reaksi akan mencapai

kesetimbangan, jika

∆G = ∑ vi μi = 0 pada kondisi ini,

atau,

..…………………………………………(55)

∆G° hanya fungsi temperatur, jadi pada temperatur tetap harganya tetap. ini berarti

bahwa pada temperatur tetap, besaran dibelakang tanda ln dalam persamaan (55) juga

tetap. Besaran ini disebut sebagai tetapan kesetimbangan termodinamika, K.

……………………..…………………………………………(56)

pp

ppvb

B

va

A

vd

D

vc

CRTGG ln0

0ln0

gankesetimban

vb

B

va

A

vd

D

vc

C

aa

aaRTGG

0ln0

gankesetimban

vb

B

va

A

vd

D

vc

C

aa

aaRTG

aa

aavb

B

va

A

vd

D

vc

CK

33

Substitusi dari persamaan (56) ke dalam persamaan (55) memberikan suatu

persamaan yang mengkaitkan tetapan kesetimbangan dengan perubahan energi bebas

Gibbs standar

∆G° = - RT ln K ..………………………………………………………………….(57)

Persamaan ini dapat digunakan untuk menghitung tetapan kesetimbangan kalau ∆G°

diketahui.

Untuk reaksi antara gas-gas ideal, persamaan (57) mengambil bentuk;

∆G° = - RT ln Kp ….……………………………………………………………….(58)

dengan Kp ialah tetapan kesetimbangan yang dinyatakan dalam tekanan parsial.

Untuk gas ideal,

, sehingga :

∑v

i

Kp = Kc (RT) ..……………………………………………………………………...(59)

Dengan Kp ialah tetapan kesetimbangan, dinyatakan dalam konsentrasi molar.

Tekanan parsial suatu komponen dalam campuran gas ideal dapat dihubungkan

dengan fraksi molnya melalui hukum Dalton,

pi = xi p

Dengan p ialah tekanan total campuran gas. Jika persamaan ini disubstitusikan ke

dalam persamaan (56) diperoleh:

∑vi

Kp = Kx p ..……...………………………………………………………………...(60)

di mana Kx ialah tetapan kesetimbangan, dinyatakan dalam fraksi mol. K menjadi

sama dengan Kp kalau ∑vi = 0.

RTv

np i

i

34

3. Sifat-sifat Tetapan Kesetimbangan

Pada perhitungan kesetimbangan ada beberapa hal tentang tetapan kesetimbangan

yang perlu diperhatikan.

a. Dari berbagai bentuk tetapan kesetimbangan yang dibahas di atas, hanya tetapan

kesetimbangan termodinamika, K, yang benar-benar merupakan tetapan. K hanya

bergantung pada temperetur dan tidak bergantung pada tekanan atau konsentrasi.

Kp atau Kc hanya merupakan tetapan pada sistem ideal.

b. Prinsip tetapan kesetimbangan hanya berlaku pada sistem dalam kesetimbangan.

c. Tetapan kesetimbangan bergantung pada temperatur. Kalau temperatur berubah, K

akan berubah pula.

d. Besarnya tetapan kesetimbangan menentukan sampai seberapa jauh reaksi telah

berlangsung. Harga K yang besar menunjukkan konsentrasi hasil reaksi yang lebih

besar dari pada konsentrasi pereaksi dalam sistem. Jadi K yang besar

menguntungkan pembentukan hasil reaksi.

e. Besarnya tetapan kesetimbangan bergantung pada cara menuliskan reaksinya.

f. Tetapan kesetimbangan menyatakan secara kuantitatif pengaruh konsentrasi

pereaksi dan hasil reaksi terhadap tingkat selesai reaksi.

4. Pengaruh Temperatur terhadap Tetapan Kesetimbangan

Persamaan (57) dapat disusun ulang menjadi,

kalau persamaan ini didiferensiasikan terhadap T pada tekanan tetap

diperoleh,

d ln K = - 1 d( ∆G°) sehingga,

dT R RT

RT

GK

ln

35

d ln K = ∆H° (p tetap) ..………………………..…………………(61)

dT RT 2

untuk reaksi gas dan dengan pengandaian bahwa gas bersifat ideal, K = Kp, dan

persamaan (61) menjadi,

d ln Kp = ∆H° (p tetap) ..…………………………………...…..……………(62)

dT RT 2

Persamaan (61) dan (62) terkenal sebagai isobar reaksi van’t Hoff. Kedua persamaan

ini digunakan untuk menghitung kesetimbangan sebagai fungsi dari temperatur. Pada

selang temperatur yang cukup kecil, ∆H° dapat dianggap tetap dan integrasi dari

persamaan (62) memberikan,

ln Kp = ∆H° + I (p tetap) ..………………………………...…..……………(63)

RT

di mana I adalah tetapan integrasi yang dapat dievaluasi kalau harga Kp pada suatu

temperatur diketahui.

Persamaan (61) dapat pula diintegrasikan antara dua temperatur T1 dan T2. Hasilnya,

dengan pengandaian bahwa AH° antara kedua temperatur ini bukan fungsi dari

temperatur, ialah

ln K2 = ∆H° (T2 – T1)......…………………………………...…..……………(64)

K1 R T1 T2

di mana K1 dan K2 masing-masing ialah harga Kp pada T1 dan T2. Persamaan ini

digunakan untuk menghitung ∆H° rata-rata antara T1 dan T2 atau untuk menghitung

Kp pada T2 kalau harganya pada T1 dan ∆H° diketahui.

36

5. Kesetimbangan pada Sistem Serbasama (Homogen)

a. Kesetimbangan dalam Fasa Gas

Sebagai contoh reaksi dalam fasa gas, perhatikan reaksi pembentukan

amoniak dari nitrogen dan hidrogen berikut,

½N2(g) + 3/2H2(g) NH3(g)

tetapan kesetimbangan reaksi ini diberikan oleh,

a

K = NH

3 ..………………………………………………………..(65)

a1/2

a3/2

N

2 H

2

Atau, karena untuk gas, keaktifan, ai, sama dengan fugasitas, fi

f

K = NH

3 ……………………………………………..…………..(66)

f1/2

f3/2

N

2 H

2

b. Kesetimbangan dalam Fasa Cair

Pembahasan ini terbatas pada reaksi antara zat-zat bukan elektrolit yang

terlarut dalam pelarut tertentu. Perhatikan reaksi umum,

va A + vb B vc C + vd D

Evaluasi dari keaktifan (a) dalam persamaan di atas memerlukan pengetahuan tentang

keadaan standar yang digunakan, karena keaktifan merupakan ukuran dari selisih

antara potensial kimia dalam keadaan tertentu dan dalam keadaan standar.

Jika konsentrasi dinyatakan dalam mol per liter, ai = χi Ci, dan persamaan (65) dapat

diubah menjadi,

K =Kχ.KC …………………………………………..………………………...…....(67)

aa

aavb

B

va

A

vd

D

vc

CK

37

dengan Kc ialah tetapan kesetimbangan yang dinyatakan dalam konsentrasi molar,

..……….……………..………………………………………(68)

6. Kesetimbangan dalam Sistem Serbaneka (heterogen)

Sistem serbaneka (heterogen) ialah menyangkut fasa padat dan fasa gas.

Perhatikan reaksi penguraian kalsium karbonat berikut,

CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g)

Perubahan energi bebas reaksi mi diberikan oleh isoterm reaksi van’t Hoff;

∆G = ∆G° + RT ln (aCaO. aCO2)/( aCaCO3) …………………………………………(69)

Seperti pada cairan, sebagai keadaan standar padatan diambil padatan murni pada

tekanan 1 atm dan temperatur percobaan. Jadi untuk padatan murni pada 1 atm, a = 1.

Pada umumnya pengaruh tekanan terhadap keaktifan padatan dapat diabaikan

sehingga keaktifan padatan sama dengan satu pada semua tekanan. Karena dalam

reaksi di atas CaO dan CaCO3 berada sebagai padatan murni, aCaO = 1 dan aCaCO3 = 1,

sehingga persamaan (69) dapat diubah menjadi,

∆G = ∆G° + RT ln aCO2 ………………...…………………………………………(70)

kesetimbangan akan tercapai jika AG = 0, jadi

∆G° + RT ln ( aCO2 )kstb = 0 atau

∆G° + RT ln ( aCO2 )kstb = - RT ln K .………………………………………………(71)

dengan tetapan kesetimbangan K, diberikan sebagai tetapan kesetimbangan yang

dinyatakan dalam tekanan parsial, karena tekanan gas dalam sistem biasanya rendah

CC

CCvb

B

va

A

vd

D

vc

CKC

38

maka, keaktifan dapat disamakan dengan tekanan, sehingga persamaan (72) berubah

menjadi,

……………………………….……………………………..(72)

gankesetimbanCOpK

2

39

RANGKUMAN

Perubahan kimia disebut reversibel jika membentuk produk-produk yang

diperoleh dapat menghasilkan zat asal kembali. Dalam suatu sistem reversibel

kesetimbangan kimia tercapai bila reaksi maju dan balik memiliki laju yang sama.

Kesetimbangan yang melibatkan hanya satu fasa homogen disebut

kesetimbangan homogen. Sedangkan kesetimbangan yang melibatkan dua atau lebih

fasa yang berbeda adalah kesetimbangan heterogen.

LATIHAN SOAL

Petunjuk: Berilah penjelasan dengan singkat dan benar

1. Suatu reaksi kimia mempunyaikalor reaksi H = + a J pada suhu T1 dengan

tetapan kesetimbangan K1. Bila suhu dinaikkan menjadi T2, tetapan

kesetimbangan menjadi K2. dalam hal ini

a. K2 > K1

b. K2 < K1

c. K2 = K1

d. K2 = H / (RT2)

e. K2 = H / (RT22

)

2. Untuk reaksi, H2(g) + CO2(g) H2O(g) + CO(g), bila temperatur reaksi

tersebut diperbesar, maka

a. tekanan akan tetap, karena jumlah tetap

b. tekanan akan lebih kecil

c. tekanan akan lebih besar

d. reaksi bergeser ke arah reaksi yang eksoterm

e. tidak mengelami pergeseran reaksi

3. Diketahui reaksi, 2 SO2(g) + O2(g) 2 SO3(g), pernyataan manakah yang

benar

a. tetapan kesetimbangan bertambah jika suhu diturunkan

b. tetapan kesetimbangan bertambah jika ditambahkan katalis

c. tetapan kesetimbangan berkurang jika tekanan dinaikkan

40

d. Kp = Kc (RT)

e. Kc = Kx p-1

4. Untuk reaksi kesetimbangan, 2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(g), harga tetapan

kesetimbangan akan bertambah jika

a. suhu dinaikkan

b. tekanan dinaikkan

c. tekanan diturunkan

d. H2 dikurangi

e. H2O ditambah

5. Jika suatu sistem pada P dan T konstan mencapai kesetimbangan, maka

a. H = 0

b. S = 0

c. U = 0

d. q = 0

e. G = 0

6. Untuk reaksi N2(g) + 2 O2(g) 2 NO2 (g), harga Kp pada 2000 dan 2500 K

masing-masing 4, 08 x 10-4

dan 36 x 10-4

tentukan harga H°.

7. Hitung Kp untuk reaksi, CO(g) + H2O(g) CO2(g) + H2(g) pada 25 °C,

Harga G° = - 6,816 kkal.

41

PETA KONSEP TERMODINAMIKA

dihitung dengan

G = - RT ln K

maka maka

jika jika

jika jika jika

G < 0 G = 0 G > 0

maka maka

spontan setimbang tak spontan

dinyatakan oleh

TERMODINAMIKA

Luas reaksi Arah reaksi

hubungan

Bentuk lain dari energi Panas

Hukum kekekalan energi

dijelaskan oleh

Hukum pertama

termodinamika

ditunjukkan oleh ditunjukkan oleh

Perubahan energi

bebas, G

Konstanta

Kesetimbangan, K

Mempelihatkan peningkatan

Ketidakteraturan molekuler

Entropi, S

Dijelaskan dengan

probabilitas

S < 0 S > 0 Penurunan ketidakteraturan

melibatkan

meramalkan

Hukum kedua dan ketiga Termodinamika

maka

Peningkatan

ketidakteraturan

diukur dengan