REAKSI KIMIA SPONTAN
Nilai fungsi gibbs G yang lebih rendah terjadi karena arah perubahan spontan pada temperatur dan tekanan yang tetap yang diterapkan pada perubahan reaksi.
1. Minimum Fungsi Gibbs
Dimulai dengan kesetimbangan kimia yang sederhana A ↔ B. Walaupun terlihat sederhana, tetapi reaksi ini memiliki banyak contoh.
a. Tingkat Reaksi
ξ adalah ukuran kemajuan reaksi atau disebut dengan tingkat reaksi. Pada reaksi A → B, A murni sesuai dengan ξ = 0 dan ξ = 1 mol yang menunjukkan bahwa 1 mol A sudah musnah dan 1 mol B sudah terbentuk. Perubahan yang disebabkan oleh dξ reaksi, dalam G sistem keseluruhan berkenaan dengan potensial kimia (fungsi Gibbs molar parsial) zat - zat dalam campuran. Pada temperatur dan tekanan yang tetap :
dG = µAdnA + µBdnB = -µAdξ + µBdξ
Persamaan ini dapat disusun ulang menjadi :
(dG¦dξ) p, T = µB - µA
Karena potensial kimia bergantung pada komposisi, kemiringan G berubah tergantung pada berlangsungnya reaksi. Jika µA>µB , reaksi berlangsung A→B, sedangkan µA< µB, reaksi berlangsung A←B. Dan jika µA= µB maka kemiringan kurva G bernilai 0.
b. Fungsi Gibbs Reaksi (ΔGr)
ΔGr = (dG¦dξ) p, T
Dimana subskrip r pada ΔG sebagai kemiringan, Δ adalah koefisien diferensial, kemiringan kurva G terhadap ξ. Harus berhati - hati untuk membedakan fungsi Gibbs reaksi, yaitu kemiringan kurva G pada komposisi tertentu dengan fungsi Gibbs reaksi standar ΔGᵒ :
ξG = µᵒB - µᵒA
Dalam praktik dapat dihitung ΔGᵒ pembentukan standar :
ΔGᵒ = ΔGfᵒ(B) - ΔGfᵒ(A)
c. Reaksi eksergonik dan endergenik
Jika ΔGr < 0, reaksi ini bersifat spontan dan cenderung berlangsung A→B disebut eksergonik. Sedangkan jika ΔGr > 0, reaksi bersifat spontan dengan arah kebalikan dan cenderung berlangsung A←B disebut endergonik.
2. Komposisi Reaksi Pada Kesetimbangan
a. Kesetimbangan gas sempurna
Perbandingan tekanan parsial dalam logaritma adalah kuosien reaksi Ǫp , sehingga :
ΔG = ΔGᵒ + RT ln Ǫp
Jika ΔGr = 0, maka nilai Ǫp pada kesetimbangan yaitu Kp reaksi :
Kp = (Ǫp )kesetimbangan = (pB¦PA)eq
Jika Ǫp = Kp, maka :
RT ln Kp = -ΔGᵒ
b. Kasus Umum Dari Reaksi.
Penurunan hubungan antara G dan konstanta kesetimbangan reaksi umum terjadi dengan cara yang sama. Konstanta kesetimbangan termodinamika dapat ditulis dengan rumus, yaitu :
K = ΠJ a J vJ
Pada fase gas setiap aktivitas diganti dengan fugasitas, yaitu :
K = ΠJ (FJ¦Pᵒ) vJ
Jika gas itu dianggap gas sempurna, maka fugasitas diganti dengan tekanan parsial, yaitu :
Kp = ΠJ (PJ¦Pᵒ) vJ
c. Hubungan antara konstanta kesetimbangan termodinamika dan tetapan kesetimbangan praktis.
Hal yang menjadi masalah dengan konstanta kesetimbangan termodinamika dalam fraksi mol, harus diketahui koefisien aktivitas. Koefisien aktivitas harus di evaluasi pada komposisi kesetimbangan. Komposisi kesetimbangan dapat diketahui jika konstanta kesetimbangan Km sudah diketahui. Kesetimbangan dibahas dalam suatu molalitas atau konsentrasi itu sendiri.
DAFTAR PUSTAKA
Atkins, P.W. 1996. Kimia Fisika Jilid 1 Edisi Ke Empat. Jakarta : Erlangga.
Nama : Dini Ma’rufa Tsani
NIM : 16630073
Kelas : Kimia B
.jpeg)
