Termodinamika

Termodinamika

Termodinamika adalah suatu tool  yang sangat berguna dalam memahami kesetimbangan kimia yang terjadi secara alami. Termodinamika kimia mempelajari perubahan energi yang menyertai proses kimia dan perubahan fase zat. (Olimpiade kimia SMA, hal.61)

Termodinamika (bahasa Yunani: thermos = 'panas' and dynamic = 'perubahan') adalah fisika energi , panas, kerja, entropi dan kespontanan proses. Termodinamika berhubungan dekat dengan mekanika statistik di mana banyak hubungan termodinamika berasal. (wikipedia)

Parameter termodinamika untuk perubahan keadaan diperlukan untuk mendeskripsikan ikatan kimia, sruktur dan reaksi. Hal ini juga berlaku dalam kimia anorganik, dan konsep paling penting dalam termodinamika dipaparkan di bagian ini. Pengetahuan termodinamika sederhana sangat bermanfaat untuk memutuskan apakah struktur suatu senyawa akan stabil, kemungkinan kespontanan reaksi, perhitungan kalor reaksi, penentuan mekanisme reaksi dan pemahaman elektrokimia. (Taro Saito, Kimia Anorganik 1 hal. 42)

Hukum-hukum Dasar Termodinamika

    Terdapat empat Hukum Dasar yang berlaku di dalam sistem termodinamika, yaitu:

§     Hukum Awal (Zeroth Law) Termodinamika

Hukum ini menyatakan bahwa dua sistem dalam keadaan setimbang dengan sistem ketiga, maka ketiganya dalam saling setimbang satu dengan lainnya.

·                      Hukum Pertama Termodinamika

Hukum ini terkait dengan kekekalan energi. Hukum ini menyatakan perubahan energi dalam dari suatu sistem termodinamika tertutup sama dengan total dari jumlah energi kalor yang disuplai ke dalam sistem dan kerja yang dilakukan terhadap sistem.

·                      Hukum kedua Termodinamika

Hukum kedua termodinamika terkait dengan entropi. Hukum ini menyatakan bahwa total entropi dari suatu sistem termodinamika terisolasi cenderung untuk meningkat seiring dengan meningkatnya waktu, mendekati nilai maksimumnya.

·                      Hukum ketiga Termodinamika

Hukum ketiga termodinamika terkait dengan temperatur nol absolut. Hukum ini menyatakan bahwa pada saat suatu sistem mencapai temperatur nol absolut, semua proses akan berhenti dan entropi sistem akan mendekati nilai minimum. Hukum ini juga menyatakan bahwa entropi benda berstruktur kristal sempurna pada temperatur nol absolut bernilai nol. Ikatan entropi diasosiasikan dengan kekacauan maka pernyataan hukum kedua termodinamika di dalam proses-proses alami cenderung bertambah ekivalen dengan menyatakan, kekacauan dari sistem dan lingkungan cenderung semakin besar.

A.       Entalpi dan Perubahan Entalpi

1.    Pengertian Entalpi

Entalpi adalah kandungan kalor sistem dalam tekanan tetap.  Entalpi di lambangkan dengan H, sedangkan perubahan entalpi adalah selisih antara entalpi akhir dan entalpi awal di simbolkan dengan dengan DH.

ΔH = H_akhir – H_mula-mula

Walaupun ini merupakan definisi yang biasa dari DH, keadaan entalpi H, mula-mula dan akhir (yang sebenarnya berhubungan dengan jumlah energi yang adapada keadaan ini) tidak dapat di ukur. Ini di sebabkan jumlah energi total dari sistem adalah jumlah dari semua energi kinetik dan energi potensialnya. Jumlah energi total ini tidak dapat di ketahui karena kita tidak dapat mengetahui secara pasti berapa kecepatan pergerakan molekul-molekul dari sistem dan juga beberapa gaya tarik menarik dan tolak menolak antara molekul dalam sistem tersebut. Bagaimanapun, defenisi di atas sangat penting karena telah menegakan tanda aljabar DH eksoterm dan endoterm. Perubahan eksoterm, H_akhir lebih kecil dari H_mula-mula. Jadi harga DH  adalah negatif. Dengan analisis yang sama, kita mendapatkan bahwa harga DH untuk perubahan endoterm adalah positif. (Brady, Kimia Universitas Asas & Struktur. Hal. 274)

                 Jika reaksi kimia meningkatkan panas, sistem kehilangan panas dan panas tersebut hilang pada tekanan konstan adalah berkurangnya dalam entalpi (DH<0). Reaksi seperti itu dengan DH negatif adalah eksotermik. Pembakaran etama adalah reaksi eksotermis yang sangat kuat ;

CH₄ (g) + O₂ (l) --> CO₂(g) + 2H₂O (l)                       DH < 0, eksotermis

Hasil reaksi ini memberikan entalpi lebih rendah daripada reaktan. Dalam reaksi endotermis, panas di serap oleh reaksi dari lingkungan, membuat DH bernilai positif. Sebagai contoh reaksi endotermis adalah pembentukan nitrogen oksida dari unsurnya.

N₂ (g) + 2 O₂ (g) -->2NO₂ (g)                                     DH > 0, endotermis

                        (Widi Prasetiawan, Kimia Dasar 1. Hal.97)

Proses Eksoterm dan Endoterm

Hukum pertama termodinamika menunjukan bahwa perubahan energi dalam (ΔU) tidak dapat diukur, tetapi dapat di hitung dari nilai kalor (q) dan kerja (w). (syukri, Kimia Dasar 1. Hal79)

 Jika kalor yang menyertai perubahan pada volume tetap adalah ΔU maka kalor pada tekanan tetap adalah  ΔH. Hubungan antara energi dalam dan entalpi adalah :

                                                ΔH = ΔU + Δ(PV), dapat di tuliskan H = U + PV

                          (Olimpiade kimia SMA. Hal 63)

1.        Jenis-Jenis Perubahan Entalpi

a.        Perubahan Entalpi Pembentukan Standar (ΔH ^o f) = kalor pembentukan

Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada pembentukan 1 mol senyawa dari unsur-unsurnya pada suhu dan tekanan standar ( 25 ^oC, 1 atm ). Entalpinya bisa dilepaskan maupun diserap. Satuannya adalah kJ / mol.

Contoh :

H₂(g) + 1/2 O₂ → H₂O(l)               ΔH=-286 kJ mol^-1

C (grafit) + O₂(g) → CO₂(g)                      ΔH=-393 kJ mol^-1

K(s) + Mn(s) + 2O₂ → KMnO₄(s) ΔH=-813 kJ mol^-1

Catatan:

·         ΔH_f elemen stabil adalah 0

·         ΔH_f digunakan untuk memperkirakan stabilitas senyawa dibanding penyusunnya

·         Semakin kecil ΔH_f, semakin stabil energi senyawa itu

·         ΔH_f tidak mencerminkan laju reaksi (akan dibahas pada bab selanjutnya)

b.          Perubahan Entalpi Penguraian Standar (ΔH ^o d)

Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada penguraian 1 mol senyawa menjadi unsur-unsur penyusunnya pada keadaan standar.

Perubahan entalpi penguraian standar merupakan kebalikan dari perubahan entalpi pembentukan standar, maka nilainya pun akan berlawanan tanda.

Menurut Marquis de Laplace, “ jumlah kalor yang dilepaskan pada pembentukan senyawa dari unsur-unsur penyusunnya = jumlah kalor yang diperlukan pada penguraian senyawa tersebut menjadi unsur-unsur penyusunnya. “ Pernyataan ini disebut Hukum Laplace.

Contoh :

H₂O(l) → H₂(g) + 1/2 O2(g) ΔH=+286 kJ mol^-1 (bnd. contoh H_f no. 1)

c.        Perubahan Entalpi Pembakaran Standar (ΔH ^o c)

Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada pembakaran 1 mol suatu zat secara sempurna pada keadaan standar.

Contoh :

1/2 C₂H₄(g) + 3/2 O₂ → CO₂(g) + H₂O(l) ΔH=-705.5 kJ mol^-1

Catatan:

·         ΔHc selalu negatif, karena panas pasti dilibatkan

·         ΔHc bisa digunakan untuk menilai kandungan energi bahan bakar atau makanan

d.        Perubahan Entalpi Netralisasi Standar (ΔH  ^o n)

Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada penetralan 1 mol asam oleh basa atau 1 mol basa oleh asam pada keadaan standar.

Contoh :

NaOH(aq) + HCl(aq) →NaCl(aq) + H₂O(l)     ΔHn = -57,1 kJ mol-1

e.         Perubahan Entalpi Penguapan Standar (ΔH ^ovap)

Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada penguapan 1 mol zat dalam fase cair menjadi fase gas pada keadaan standar.

Contoh : H₂O_(l)  ---> H₂O_(g)  ; DH^o_vap = +44kJ

f.          Perubahan Entalpi Peleburan Standar (ΔH ^ofus )

Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada pencairan / peleburan 1 mol zat dalam fase padat menjadi zat dalam fase cair pada keadaan standar.

Contoh :

NaCl(s) ⎯⎯→ NaCl(l) ΔH = –112 kJ/mol

g.         Perubahan Entalpi Sublimasi Standar (ΔH ^osub )

Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada sublimasi 1 mol zat dalam fase padat menjadi zat dalam fase gas pada keadaan standar.

Contoh : H₂O_(s)----> H₂O_(g)  ; DH^o_sub = +50,01 kJ

h.         Perubahan Entalpi Pelarutan Standar (ΔH ^osol )

Adalah perubahan entalpi yang terjadi ketika 1 mol zat melarut dalam suatu pelarut ( umumnya air ) pada keadaan standar.

Contoh :

·         NH₃(g) + aq -> NH₃(aq) ΔH_s=-35.2 kJ mol^-1

·         HCl(g) + aq -> H⁺(aq) + Cl^-(aq) ΔH_s=-72.4 kJ mol^-1

·         NaCl(s) + aq -> Na⁺(aq) + Cl^-(aq) ΔH=+4.0 kJ mol^-1

Catatan:

·         Jika ΔH_s sangat positif, zat itu tidak larut dalam air

·         Jika ΔH negatif, zat itu larut dalam air

3.        Penentuan Perubahan Entalpi

a.     Penentuan Perubahan Entalpi Berdasarkan Energi Ikatan

Energi ikatan adalah energi yang diperlukan untuk memutuskan ikatan kimia dalam 1 mol suatu molekul / senyawa berwujud gas menjadi atom-atomnya. Lambang energi ikatan = D. Energi ikatan rerata pada ikatan rangkap 3 > ikatan rangkap 2 > ikatan tunggal. Suatu reaksi yang DH–nya ditentukan dengan menggunakan energi ikatan, maka atom-atom yang terlibat dalam reaksi harus berwujud gas. Berdasarkan jenis dan letak atom terhadap atom-atom lain dalam molekulnya, dikenal 3 jenis energi ikatan yaitu :

1)      Energi Atomisasi.

Adalah energi yang diperlukan untuk memutuskan semua ikatan 1 mol molekul menjadi atom-atom bebas dalam keadaan gas.

Energi atomisasi = jumlah seluruh ikatan atom-atom dalam 1 mol senyawa.

Contoh :

Pada molekul NH₃ terdapat 3 ikatan N – H. Sementara itu, energi ikatan N – H = 93 kkal / mol sehingga energi atomisasinya = 3 x 93 kkal / mol = 297 kkal / mol.

2)      Energi Disosiasi Ikatan.

Adalah energi yang diperlukan untuk memutuskan salah 1 ikatan yang terdapat pada suatu molekul atau senyawa  dalam keadaan gas.

Contoh :

Energi disosiasi untuk melepas 1 atom H dari molekul CH₄ = 431 kJ.

3)      Energi Ikatan Rata-Rata.

Adalah energi rerata yang diperlukan untuk memutuskan ikatan atom-atom pada suatu senyawa ( notasinya = D ).

Contoh :

Dalam molekul CH₄ terdapat 4 ikatan C - H .

Energi ikatan rerata C - H ( D_C-H ) = ( 1668 / 4 ) kJ = 417 kJ

Energi ikatan suatu molekul yang berwujud gas dapat ditentukan dari data entalpi pembentukan standar (DHf ) dan energi ikat unsur-unsurnya. Prosesnya melalui 2 tahap yaitu :

o   Penguraian senyawa menjadi unsur-unsurnya.

o   Pengubahan unsur menjadi atom gas.

Reaksi kimia pada dasarnya terdiri dari 2 proses :

o   Pemutusan ikatan pada pereaksi.

o   Pembentukan ikatan pada produk reaksi.

Pada proses pemutusan ikatan      = memerlukan energi.

Pada proses pembentukan ikatan = membebaskan energi.

Secara umum di rumuskan dengan :

b.         Penentuan Perubahan Entalpi Berdasarkan Hukum Hess

Hukum Hess “Perubahan entalpi yang dilepas atau diserap tidak tergantung pada jalannya reaksi, melainkan tergantung pada kondisi zat – zat yang bereaksi ( reaktan ) dan zat – zat hasil reaksi ( produk )”.

Berdasarkan hukum Hess, penentuan DH dapat dilakukan melalui 2 cara, yaitu :

1.         Perubahan entalpi ( DH ) dihitung melalui penjumlahan dari perubahan entalpi beberapa reaksi yang berhubungan

DH = DH₁ + DH₂ + DH₃

2.         Perubahan entalpi ( DH ) suatu reaksi dihitung berdasarkan selisih entalpi pembentukan ( DH^o_f ) antara produk dan reaktan

Entalpi reaksi standar, ΔH⁰, adalah perubahan entalpi dari 1 mol reaktan dan produk pada keadaan standar (105 Pa dan 298.15 K). Entalpi pembentukan standar, ΔHf⁰, suatu senyawa adalah entalpi reaksi standar untuk pembentukan senyawa dari unsur-unsurnya. Karena entalpi adalah fungsi keadaan, entalpi reaksi standar dihitung dengan mendefinisikan entalpi pembentukan zat sederhana (unsur) bernilai nol. Dengan demikian:

ΔH =Σ ΔHf_(produk) −Σ ΔHf⁰_(reaktan)
(Taro Saito, Kimia Anorganik 1 hal. 42)

  

B.        Entropi

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

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

q_ir = ΔU + P (V₂ – V₁)

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

ΔS = qr/T

 

Karena q_r lebih besar dari q_ir maka dalam proses irreversibel :

ΔS >  qir/T

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

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

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

ΔS > 0, prosesnya irreversibel = spontan

ΔS = 0, prosesnya reversibel = kesetimbangan

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

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

     ΔS = Σ entropi produk – Σ entropi reaktan

(syukri, Kimia Dasar 1. Hal 104)

C.       Energi bebas GiBBs (G)

Untuk menyatakan reaksi yang berjalan spontan, maka di gunakan fungsi termodinamika yang lain yaitu Energi Bebas Gibbs atau dapat di sebut juga sebagai energi bebas. (olimpiade kimia SMA, hal 66)

Energi bebas suatu sistem adalah selisih entalpi dengan temperatur yang di kalikan dengan entropi.

G = H – TS

Sehingga perubahan energi bebas pada suhu konstan adalah ;

ΔG = ΔH – TΔS

Dan pada keadaan standar, energi bebas dapat di hitung dengan persamaan ;

ΔG⁰ = ΔH⁰ – TΔS⁰

Energi bebas dalam keadaan standar telah di ukur untuk setiap senyawa dan telah di tabulasikan secara global sehingga perubahan energi gibbs (ΔG) suatu reaksi anorganik, dapat di hitung dengan rumus :

            ΔG⁰= Σ ΔG_f⁰_produk - Σ ΔG_f⁰_reaktan

Dari persamaan tersebut dapat di ketahui hal-hal seperti berikut ;

ΔG  < 0, reaksi berjalan secara spontan

ΔG  > 0, reaksi berjalan tidak spontan

ΔG = 0 , reaksi dalam keadaan setimbang

Tabel hubungan ΔH, ΔS, ΔG dengan kelangsungan reaksi anorganik :

ΔH	ΔS	ΔG	Kelangsungan reaksi
< 0	> 0	< 0	Reaksi akan berlangsung secara spontan pada suhu tertentu dan akan selalu bernilai negatif
> 0	< 0	> 0	Reaksi akan berlangsung secara tidak spontan pada suhu tertentu dan akan selalu bernilai positif

Hubungan energi bebas dengan konstanta kesetimbangan :

ΔG = ΔG⁰ + RT ln K

Di mana ;

ΔG      = energi bebas pada kondisi tertentu

ΔG⁰       = energi bebas pada kondisi standar

R         = Tetapan gas ideal = 8.314 J/mol-K

T          = Temperatur (K)

K         = Tetapan kesetimbangan

Saat kesetimbangan, ΔG = 0 maka persamaan menjadi :

ΔG⁰= - RT ln K

Dengan hubungan :

·         Jika ΔG⁰ negatif, K > 1 maka reaksi akan berlangsung spontan

·         Jika ΔG⁰ positif, K < 1 maka reaksi akan berlangsung tidak spontan

D.       Kesimpulan :

·         Termodinamika adalah suatu tool  yang sangat berguna dalam memahami kesetimbangan kimia yang terjadi secara alami. Termodinamika sangat bermanfaat untuk memutuskan apakah struktur suatu senyawa akan stabil, kemungkinan kespontanan reaksi, perhitungan kalor reaksi, penentuan mekanisme reaksi dan pemahaman elektrokimia.

·         Parameter Termodinamika yaitu Entalpi (H), Entropi (S) dan Energi Gibbs (G)

·         Entalpi adalah kandungan kalor sistem dalam tekanan tetap. Entalpi dan segala perubahan energi yang terjadi di dalam suatu reaksi anorgaik di jelaskan dengan Hukum termodinamika pertama.

·         Entropi adalah fungsi keadaan, dan merupakan kriteria yang menentukan apakah suatu keadaan dapat dicapai dengan spontan dari keadaan lain. Entropi di bahas oleh Hukum termodinamika yang kedua dan ketiga

·         Energi Bebas Gibbs adalah salah satu dari parameter  termodinamika yang menyatakan apakah kelangsungan suatu reaksi terjadi secara spontan atau tidak spontan.

DAFTAR PUSTAKA

1.         Brady, James .E. 1999. Kimia Universitas Azas & Struktur Jilid 1,

Edisi ke-5. Jakarta : Binarupa Aksara

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

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

4.         Prasetiawan, Widi. 2009. Kimia Dasar I.Jakarta : Cerdas Pustaka

5.         Riyanto, Nurdin.2009. Super Genius Olimpiade Kimia SMA Nasional dan

Internasional . Jakarta: Pustaka Widyatama

6.         http://id.wikipedia.org/wiki/Termodinamika

7.         http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia_sma1/kelas-2/entalpi-dan-perubahan-entalpi-%CE%B4h/

Untuk presentasi powerpoint nya klik di sini :
Termodinamika