Hubungan Antara Hukum Termodinamika Pertama Dengan Hukum Termodinamika Kedua

HUKUM PERTAMA TERMODINAMIKA
Untuk menjelaskan Hukum Pertama Termodinamika, dapat digunakan sebuah sistem tertutup yang dapat diubah dari satu keadaan kesetimbangan ke keadaan kesetimbangan yang lain dengan mempergunakan interaksi kerja, namun tidak terjadi perpindahan kalor dari sistem ke lingkungannya. Proses semacam ini disebut sebagai proses adiabatik (Moran, 2004).

Efek Joule Thomson

Perubahan temperatur suatu gas atau cairan saat dipaksa melalui suatu katup atau bahan berpori sementara dalam keadaan terinsulasi sehingga tidak ada panas dipertukarkan dengan lingkungan sekitarnya. Semua gas, kecuali helium, hidrogen dan neon akan mendingin dalam proses pengambangan melalui proses Joule Thomson. Dikenal dengan hukum joule yang kedua dikembangkan oleh Koule dengan ilmuwan Inggris, William Thomson (1824-1907). (Untara,2014).

Fungsi Keadaan Dan Diferensial

Fungsi keadaan yaitu sifat-sifat yang tidak tergantung pada penyiapan cuplikan atau tidak bergantung pada proses, karena sifat tersebut tergantung pada keadaan akhir sistem, bukan pada bagaimana keadaan tersebut diperoleh. Contohnya adalah tekanan, energi dalam, dan kapasitas kalor. Sedangkan fungsi jalan yaitu sifat-sifat yang berhubungan dengan penyiapan keadaan atau bergantung pada proses bagaimana keadaan tersebut diperoleh bukan pada keadaan akhirnya. Contohnya adalah kerja yang dilakukan dalam penyiapan suatu keadaan atau energi yang dipindahkan sebagai kalor (Atkins,1996)

Untuk mulai melihat pentingnya perbedaan antara fungsi keadaan dan fungsi jalan dengan mengingat implikasinya pada Hukum Pertama. Suatu fungsi keadaan perubahan entalpi dari suatu proses perubahan dari keadaan awal ke keadaan akhir, tetapi tidak bergantung pada jalan antara kedua keadaan itu. Dinyatakan tidak bergantung pada jalan ini dengan mengatakan bahwa dU adalah Diferensial Eksak, dapat dinyatakan dengan (Fatimah,2015) :

 
dU = ∆U = Uakhir –Uawal
contoh serupa adalah perubahan entalpi, perubahan fungsi Gibs dan perubahan entropi :
dH = ∆H = Hakhir – Hawal
dG = ∆G = Gakhir – Gawal
    dS = ∆S = Sakhir – Sawal
Sebaliknya, fungsi jalan adalah fungsi yang bergantung pada proses bagaimana keadaan tersebut diperoleh. Sebagai contoh kerja, adalah fungsi jalan sehingga secara sistematis :
    dW ≠ Wakhir - Wawal
demikian halnya dengan perubahan kalor :
 
dq ≠ qakhir - qawal
Terdapat perbedaan antara persamaan ini dengan persamaan yang sebelumnya. Pertama, tidak ditulis ∆q karena q bukan fungsi keadaan dan energi yang diberikan sebagai kalor tidak dapat dinyatakan dengan qakhir - qawal. Kedua, harus menentukan jalan integrasi karena q bergantung pada jalan yang dipilih (jalan adiabatik mempunyai q = 0 sedangkan jalan nonadiabatik antara dua keadaan yang sama mempunyai q ≠ 0). Ketergantungan pada jalan ini dengan menyatakan bahwa dq adalah Diferensial Tak Eksak ¬(Fatimah,2015).
Kembali ke persamaan hukum pertama termodinamika :
    dU = dq + dw
jika pada suatu sistem terjadi perubahan energi internal, maka perubahan itu dapat diwujudkan dalam perubhan kalor (dq) dan perubahan kerja (dw) ¬(Fatimah,2015). Untuk sistem tersebut, kerja dW dapat dinyatakan sebagai dW = pdV . Dengan demikian, hukum pertama termodinamika dalam bentuk diferensial menjadi (Ruwanto,2005) :
    dU = dq – pdV

Perubahan Energi Dalam (dU atau ∆U)
    Sebagaimana yang sudah dibahas, perubahan energi internal merupakan diferensial eksak. U adalah fungsi volume dan temperature. Jika temperature tetap V berubah menjadi V+dV maka U berubah menjadi (Atkins,1996) :
    
Koefisien  , yaitu V kemiringan U terhadap V pada temperatur tetap adalah turunan parsial U terhadap V. tetapi T yang berubah menjadi T + dT pada volume tetap, energi dalam berubah menjadi (Atkins,1996) :
 
Jika diambil peubah dari perubahan energi internal ini adalah volume (V) dan temperatur (T), maka besarnya perubahan energi internal dapat dinyatakan sebagai (Fatimah,2015) :
 
Selisih energi dalam U’ dan U adalah jumlah yang sangat kecil, dU. Dengan demikian persamaan terakhir diperoleh :
 
Maksud dari persamaan tersebut adalah besarnya perubahan energi internal tergantung kepada perubahan temperature (dT) dan perubahan volume (dV) dan juga ditentukan oleh koefisien ketergantungan energi internal pada perubahan temperature dengan kondisi volume konstan serta ketergantungan energi internal pada perubahan volume dengan kondisi temperatur konstan   (Fatimah,2015). Interpretasi dari persamaan diatas yaitu dalam sistem tertutup dengan komposisi tetap, perubahan energi dalam yang sangat kecil sebanding dengan perubahan volume dan temperature yang sangat kecil, koefisien perbandingannya merupakan turunan parsialnya (Atkins,1996).
    Besarnya perubahan energi internal pada perubahan temperatur dengan kondisi volume tetap sendiri umumnya secara fisik disebut sebagai kapasitas panas pada volume tetap atau Cv, sehingga persamaan tersebut dapat dinyatakan sebagai (Fatimah,2015) :

 

Koefisien yang ke dua   merupakan ukuran ketergantungan perubahan energi terhadap perubahan volume dalam kondisi temperatur konstan yang diberi nama . Sehingga persamaan dapat dinyatakan sebagai :
 

Khusus untuk gas ideal, besarnya   = 0, ini dikarenakan salah satu sifat gas ideal adalah tidak memiliki interaksi tarik-menarik dan tolak-menolak sehingga jika dilakukan suatu perubahan volume tidak terjadi perubahan energi didalamnya (Fatimah,2015).




DAFTAR PUSTAKA

Atkins, P.W. 1996. Kimia Fisika Jilid 1 Edisi Keempat. Jakarta : Erlangga
Fatimah, Is. 2015. Kimia Fisika. Yogyakarta : Deepublish
Ruwanto, Bambang. 2005. Asas – Asas Fisika. Bogor : Yudhistira

By : Chintya p 16630057

Penentuan ΔH Berdasarkan Hukum Hess

Entalpi secara keseluruhan adalah jumlah reaksi entalpi dan reaksi – reaksi individual yang merupakan bagian dari suatu reaksi. pernyataan diatas merupakan bunyi hukum hess menurut (atkins,1990). Dasar dari hukum termodinamika ini adalah ΔH tidak bergantung dari jalan yg ditempuh akan tetapi bergantung pada hasil reaksinya. Walaupun ada alat untuk mengukur kalor reaksi, yang berlangsung terlalu cepat atau lambat yang sulit untuk diukur. Di samping itu, ada reaksi yang tidak terjadi tapi kita ingin mengetahui kalor reaksinya. Masalah ini dapat kita tentukan dengan hukum Hess yang telah dinyatakan diatas (Syukri,1999).   

Perubahan dari suatu reaksi kadang kala tidak dapat ditentukan secara langsung dengan alat seperti calorimeter , tetapi dapat ditentukan dengan berbagai tahap reaksi. Jadi, jika suatu reaksi berlangsung secara dua tahap atau lebih, maka kalor reaksi total yang dihasilkan sama dengan jumlah kalor dari tahap reaksi yang berlangsung. Dalam hukum hess, entalpi adalah fungsi keadaan, dimana perubahan entalpi yang terjadi dari suatu reaksi kimia adalah sama, walaupun langkah langkah yang digunakan agar memperoleh produk tersebut berbeda. Berdasarkan hukum hess ΔH dapat ditentukan dengan beberapa cara yaitu :
a)    ΔH reaksi itu dapat dihitung dengan menjumlahkan perubahan entalpi dari beberapa reaksi yang  saling berhubungan satu sama lain.
b)    ΔH reaksi dapat ditentukan dengan mencari selisih dari ΔHf antara produk dengan reaktan,dan
c)    ΔH reaksi dapat juga dihitung dengan berdasarkan data dari energi ikatan nya.

Dalam hukum hess dapat dinyatakan  dengan menggunakan diagram yang mana diagram tersebut disebut diagram siklus Hess. Seperti yang dijelaskan dalam buku (ruminten, 2009) bahwa Hukum Hess dapat digambarkan secara skematis sebagai berikut :

Perubahan A menjadi C dapat berlangsung 2 tahap.
 

Tahap I (secara Iangsung)
 
Tahap II (secara tidak langsung)

 
Berdasarkan Hukum Hess maka harga ΔH1 = ΔH2 + ΔH3 (ruminten, 2009)

Menurut (premono, 2009) Tidak semua reaksi kimia berlangsung dalam satu tahap, contohnya reaksi pembuatan belerang (baik melalui proses kontak maupun kamar timbal)
dan reaksi pembuatan besi dari biji besi. Namun, menurut Hess (1840) berapa pun tahap reaksinya, jika bahan awal dan hasil akhirnya sama, akan memberikan perubahan entalpi yang sama. Perhatikan contoh berikut :

•    Reaksi langsung:
S(s) + 3/2 O2(g) SO3(g) H = - 395,72 kJ
•    Reaksi tak langsung, 2 tahap:
S(s) + O2(g) SO2(g) H = -296,81 kJ
SO2(g) + ½ O2(g) SO3(g) H = - 98,96 kJ
•    Bila dijumlahkan:
S(s) + 3/2 O2(g) SO3(g) H = -395,72 kJ
 

Persamaan reaksi tersebut dapat dinyatakan dalam diagram tingkat energi atau diagram siklus, seperti pada gambar  (premono, 2009) :

 
Diagram diatas dapat juga digambarkan  sebagai berikut  :
 
Konsep dari Hukum Hess ini juga dapat diperluas penggunaan nya seperti dapat digunakan untuk menentukan fungsi keadaan dari entropi dan energi bebas dari suatu reaksi. Pengaplikasian hukum hess untuk menentukan  fungsi keadaan dari perubahan entropi dapat dihitung dari besarnya kalor yang masuk atau keluar . menurut (syukri,1999 ) system yang teratur menjadi tidak teratur lebih mudah dibandingkan mengubah yang tidak teratur menjadi lebih tidak teratur lagi.Oleh sebab itu perubahan entropi dalam proses reversible sama dengan irreversible walaupun kalaor yang diserap itu tidaklah sama. Maka dari itu hukum hess ini dapat berlaku juga dalam menentukan fungsi keadaan dari entropi karena besaran besaran dalam entropi sulit atau tidak bisa dihitung secara langsung.   

Daftar pustaka :
Atkins, P. W., 1999, Kimia Fisika, (diterjemahkan oleh : Kartahadiprojo Irma I), edisi ke-2, Erlangga, Jakarta.
Ruminten. 2009. Kimia 2 untuk SMA/MA kelas XI. Jakarta. Pusat Perbukuan, Departemen Pendidikan Nasional.
Ruminten. 2009. Kimia 2 untuk SMA/MA kelas XI. Jakarta. Pusat Perbukuan, Departemen Pendidikan Nasional.
Syukri.1999. Kimia Dasar Jilid 2.Bandung: UI Press.

By : Bagas Febrianto 16630053

Entalpi

Jika sebuah sistem bebas untuk mengubah volumenya terhadap tekanan luar yang tetap, perubahan energi dalamnya tidak lagi sama dengan energi yang diberikan sebagai kalor. Energi yang diberikan sebagai kalor diubah menjadi kerja untuk memberikan tekanan balik terhadap lingkungannya, sehingga dU<dq. Kita akan menunjukkan bahwa pada tekanan tetap, kalor yang diberikan sama dengan perubahan dalam sifat termodinamika yang lain dari sistem, yaitu entalpi (H). hal ini dinyatakan dalam (Atkins, 1996):

H=U+pV
 

p adalah tekanan sistem, pV adalah sebagian dari definisi H untuk sembarang sistem dan tidak terbatas hanya untuk gas sempurna. Seperti halnya energi dalam, entalpi hanya bergantung pada keadaan sistem sekarang, sehingga entalpi merupakan fungsi keadaan. Seperti juga untuk fungsi keadaan yang manapun, perubahan entalpi setiap pasangan keadaan awal dan keadaan akhir tidak bergantung pada jalannya.

Perubahan Entalpi Standar
Perubahan entalpi pada saat sistem mengalami perubahan fisika atau kimia biasanya dilaporkan untuk proses yang terjadi pada sekumpulan kondisi standar. Dalam banyak pembahasan, kita akan memperhatikan perubahan entalpi standar (∆H°), yaitu perubahan entalpi untuk proses yang zat awal dan akhirnya ada dalam keadaan standar. Keadaan standar suatu zat pada temperatur tertentu adalah bentuk murni zat tersebut pada tekanan 1 bar (1 atm) (Atkins, 1996).
 

Sebagai contoh perubahan entalpi standar, entalpi penguapan standar (∆H°uap) adalah perubahan entalpi per mol jika cairan murni pada tekanan 1 bar menguap menjadi gas pada tekanan 1 bar, seperti 

dalam (Atkins, 1996) :
                       ∆H°uap (373 K) = +40.66 kJ mol-1

Macam-macam Entalpi (Santoso, 2008)

Entalpi Pembentukan (∆H°f) 

Entalpi pembentukan merupakan perubahan entalpi yang terjadi pada reaksi pembentukan satu mol suatu senyawa dari unsur-unsurnya pada keadaan standar. Contoh perubahan entalpi pembentukan standar HCl :

                     ∆H°f = -92.5 kJ mol-1
 

Entalpi Penguraian (∆H°d)

Entalpi penguraian merupakan perubahan entalpi yang terjadi pada reaksi penguraian satu mol suatu senyawa menjadi unsur-unsurnya pada keadaan standar. Contoh perubahan entalpi pembentukan air adalah -242 kJ mol-1, maka entalpi penguraiannya adalah +242 kJ mol-1 :

                      ∆H°f = -242 kJ mol-1

                       ∆H°d = +242 kJ mol-1
 

Entalpi Pembakaran (∆H°c)
Entalpi pembakaran merupakan perubahan entalpi yang terjadi pada reaksi pembakaran sempurna satu mol suatu zat pada keadaan standar. Contoh :

              ∆H°c = -889 kJ mol-1
 

Entalpi Penetralan (∆H°n)
Entalpi penetralan merupakan perubahan entalpi yang terjadi pada reaksi penetralan satu mol asam dengan satu mol basa dalam suatu larutan. Contoh :

                       ∆H°n = -57.3 kJ mol-1
 

Entalpi Pelarutan Standar (∆H°sol)
Entalpi pelarutan standar adalah perubahan entalpi standar jika zat itu melarut di dalam pelarut dengan jumlah tertentu. Entalpi pembatas pelarutan adalah perubahan entalpi standar jika zat melarut dalam pelarut dengan jumlah tak terhingga, sehingga interaksi antara 2 ion (atau molekul terlarut untuk zat bukan elektrolit) dapat diabaika. Contohnya untuk HCl (Atkins, 1996) :

                      ∆H°sol 1 = -75.14 kJ mol-1
 

Entalpi Pengionan (∆H°i)
Entalpi pengionan adalah perubahan entalpi standar untuk penghilangan satu elektron. Contoh (Atkins, 1996) :


 

Entalpi Perolehan Elektron (∆H°ea)
Entalpi perolehan electron adalah perubahan entalpi standar yang menyertai perlekatan electron pada suatu atom, ion, atau molekul dalam fase gas. Contoh (Atkins, 1996) :


 

Entalpi Disosiasi Ikatan (∆H° (A-B))
Entlpi disoasi ikatan adalah entalpi reaksi standar untuk proses dimana ikatan A-B dipatahkan (Atkins, 1996) :



               ∆H° (CH3-OH) = +380 kJ mol-1
 

Entalpi Pengatoman (∆H°a)
Entalpi pengatoman adalah perubahan entalpi standar yang menyertai pemisahan semua atom dalam suatu zat (dapat berupa unsur atau senyawa). Untuk padatan yang menguap menjadi gas monoatom, entalpi pengatoman sama dengan entalpi sublimasinya. Contoh (Atkins, 1996) :

                 ∆H°a = ∆H°sub = +107 kJ mol-1

Aplikasi Tentang Entalpi

Pengaruh Temperatur Terhadap Entalpi dan Kinetic Rate Gas Pirolisis Kayu Mahoni
Pirolisis merupakan proses dekomposisi kimia bahan organik melalui proses pemanasan tanpa melibatkan oksigen, untuk mendapatkan molekul yang lebih kecil dan ringan. Pada temperatur diatas 200°C, lignocellulosic material (kayu), terdegradasi dan akan terbentuk gas, cairan (tar) dan padatan (char) sebagai hasil utamanya, dimana semua komponen tersebut mampu terbakar. Penelitian mengenai entalpi dari gas hasil pirolisis penting untuk dilakukan, apabila ditinjau dari proses gasifikasi. Hasil dari proses pirolisis bereaksi bersama-sama dengan media gasifikasi untuk membentuk produk akhir dari gasifikasi. Dengan mengetahui jumlah entalpi yang ada dalam gas, dapat diketahui jumlah energi yang terkandung sehingga dapat meningkatakan energi pada proses pembakaran. Pirolisis adalah proses dekomposisi biomassa yang membutuhkan energi panas (endoterm), menurut hukum kekekalan energi panas yang dibutuhkan dalam proses pirolisis akan digunakan untuk memecah komposisi kimia dalam biomassa menjadi hidrokarbon. Akan terkandung banyak energi baik pada char, tar maupun gas. Reaksi endotermis pada proses pirolisis berbanding terbalik dengan reaksi pembakaran yang merupakan reaksi eksotermis. Pada pirolisis, energi yang terkandung dalam char, tar dan gas merupakan nilai entalpi pembentukannya. Diantara produk hasil pirolisis yang berupa char, tar dan gas, entalpi produk gas merupakan produk yang dapat diukur secara akurat sebagai fungsi temperatur, dimana komposisi setiap gas dapat diketahui menggunakan gas chromatograph. Gas yang dihasilkan berupa H2, CO2, CO, H2O hidrokarbon ringan dan gas lain yang berupa nitrogen dan sulfur. Entalpi dari tiap-tiap gas dapat kita notasikan sebagai j, dengan standar entalpi pembentukan (Hj,0) dan kapasitas panas (Cp,j) adalah (Suwandono, Vol. 6(1) : 61-62) :
Dimana T1 adalah temperatur awal dan T2 temperatur akhir. Cpavg adalah Cp rata-rata dari gas :

Cp untuk tiap gas bervariasi dan berupa fungsii temperatur. Persamaan untuk Cp adalah :

Sehingga entalpi gas adalah :



Pemodelan Matematika dan Sifat Termodinamika Isoterm Sorpsi Air Tepung Singkong Terfermentasi Angkak

Persamaan Clausius - Clapeyron digunakan untuk menghitung nilai entalpi dan entropi proses penyerapan air pada tepung singkong terfermentasi angkak. Nilai entalpi bernilai negatif dan proses penyerapan air menurun dengan meningkatnya kadar air. Hal ini menjelaskan bahwa nilai entalpi yang bernilai negatif menunjukkan reaksi eksoterm yang terjadi pelepasan kalor dari sistem ke lingkungan. Pada tingkat kadar air yang tinggi maka kekuatan untuk mengikat air akan menurun sedangkan pada kadar air rendah paling banyak terjadi penyerapan sehingga menimbulkan interaksi energi yang besar. Hasil Penelitian Ayala - Aponte (2015) pada tepung singkong dan penelitian Owo et al. (2016) pada tepung ubi, nilai entalpi dan entropi menurun dengan meningkatnya kadar air (Alfiah, Vol. 13(1) : 37).
 
DAFTAR PUSTAKA

Alfiah, Mutiara Nur, dkk. 2017. Pemodelan Matematika dan Sifat Termodinamika Isoterm Sorpsi Air Tepung Singkong Terfermentasi Angkak : ALCHEMY Jurnal Penelitian Kimia. Vol. 13(1) : 37
Atkins, P. W. 1996. Kimia Fisika Jilid 1 Edisi Keempat. Jakarta : Erlangga
Santoso, Anwar. 2008. Rumus Lengkap Kimia SMA. Jakarta : PT. WahyuMedia
Suwandono, Purbo. 2015. Pengaruh Temperatur Terhadap Entalpi dan Kinetic Rate Gas Pirolisis Kayu Mahoni : Jurnal Rekayasa Mesin. Vol. 6(1) : 61-62

By : Ummi Nurul Haqiqi 16630052

Hukum Ketiga Termodinamika

Kristal adalah zat padat yang terdiri dari atom-atom diam dalam suatu barisan statik barbaniar. Suatu keadaan dinamik yang paling teratur. Zat padat ini merupakan tingkat wujud materi yang amat langka dan terdapat di alam sebagai planet dan meteorit. Kristal suatu zat padat sebenarnya seperti statik atau diam saja. Pada tingkat atomik, masing-masing atom itu sebenarnya bergetar di sekitar tempat kedudukannya dengan arah acak. Getaran semakin berkurang jika suhu kristal diturunkan alias didinginkan. Jika dibiarkan, getaran itu akan menjadi semakin giat, benda menjadi panas dan akhirnya membuat molekul-molekul itu terlepas satu sama lain sehingga relatif saling bebas membentuk zat cair.

Hukum ketiga termodinamika menyatakan bahwa suatu kristal sempurna pada nol mutlak mempunyai keteraturan sempurna, jadi entropinya adalah nol. Pada temperatur lain selain nol mutlak, terdapat kekacau-balauan yang disebabkan oleh eksisitas termal (Keenan, 1999).

Susunan paling teratur dari zat ialah zat kristalin sempurna pada nol mutlak (0 K), dimana pada susunan seperti ini atom atau molekul paling sulit bergerak. Jadi, entropi paling rendah yang dapat dicapai setiap zat ialah entropi dari suatu kristal sempurna pada nol mutlak. Berdasarkan hukum ketiga termodinamika, entropi kristal sempurna adalah nol pada suhu nol mutlak. Jika suhu meningkat, kebebasan gerak juga meningkat. Jadi, entropi pada suhu di atas 0 K lebih besar dari nol. Perhatikan juga bahwa jika kristal terkotori atau ada cacat, entropinya lebih besar dari nol meskipun pada 0 K sebab susunannya tidak akan teratur secara sempurna.

Hal penting tentang hukum ketiga termodinamika ialah bahwa hukum ini memungkinkan kita menentukan entropi mutlak suatu zat. Dimulai dengan mengetahui bahwa entropi suatu zat kristal murni adalah nol pada suhu 0 K, kita dapat mengukur peningkatan entropi zat bila dipanaskan, katakanlah pada 298 K. Perubahan entropi, ∆S, diberikan oleh :

∆S = Sf – Si
      = Sf

Karena Si adalah nol. Entropi zat pada 298 K, dengan demikian, adalah ∆S atau Sfyang disebut entropi mutlak karena merupakan nilai sejati (true) dan bukan nilai yang diturunkan dengan menggunakan acuan sembarang. Jadi, nilai entropi yang dikutip sejauh ini adalah entropi mutlak. Sebaliknya, kita tak dapat mengetahui energi mutlak atau entalpi mutlak suatu zat karena nilai nol dari energi atau entalpi tidak didefinisikan. Gambar 18.5


Gambar 18.5 menunjukkan perubahan (peningkatan) entropi suatu zat terhadap suhu. Pada nol mutlak, nilai entropi zat adalah nol (dengan asumsi zat kristal sempurna). Sewaktu di panaskan, entropi meningkat secara bertahap karena gerakan molekul semakin besar. Pada titik leleh, entropi naik cukup tinggi karena terbentuknya keadaan cairan yang lebih acak. Pemanasan lebih lanjut meningkatkan entropi cairan lagi karena meningkatnya gerakan molekul. Pada titik didih terjadi peningkatan entropi yang besar akibat transisi dari cairan ke gas. Di atas suhu itu, entropi gas terus meningkat dengan meningkatnya suhu (Chang, 2004).

Dalil kalor Nernst

Pengamatan termodinamika yang sesuai dengan kesimpulan ini dikenal sebagai dalil kalor Nernst , yaitu :

“ perubahan entropi dalam suatu transformasi, mendekati nol, ketika temperatur mendekati nol : ∆S-->0 ketika T --> 0”

Dari dalil Nernst ini jika kita mengganggap entropi unsur-unsur dalam bentuk kristal sempurnanya bernilai nol pada T = 0, semua kristal sempurna senyawa-senyawa juga mempunyai entropi sebesar nol pada T = 0 (karena perubahan entropi yang menyertai pembentukan senyawa-senyawa, seperti halnya semua transformasi, bernilai nol). Karena itu, semua kristal sempurna dianggap mempunyai entropi nol pada T=0. Kesimpulan ini dinyatakan dengan hukum ketiga Termodinamika.
Hukum ketiga : Jika entropi semua unsur dalam keadaan stabilnya pada T = 0 diambil sama dengan nol, semua zat mempunyai entropi positif yang pada T = 0 dapat menjadi nol, dan untuk semua zat kristal sempurna termasuk senyawa-senyawa entropinya menjadi nol.

Perhatikanlah, keadaan sempurna non kristal, seperti keadaan superfluida dari He, termasuk dalam kalimat pembukaan di atas. Perhatikan juga, bahwa hukum ketiga tidak menyatakan bahwa entropi adalah nol pada T = 0 : hukum itu hanya menyiratkan bahwa semua material sempurna mempunyai entropi yang sama. Sejauh menyangkut termodinamika, memilih nilai umum ini sebagai nol hanyalah untuk kemudahan (P.W Atkins, 1993).

Entropi Hukum ketiga
Untuk selanjutnya, dibuat pilihan S(0) = 0 untuk kristal sempurna. Entropi yang tercatat berdasarkan hal itu disebut entropi hukum ketiga (dan sering juga hanya disebut “entropi”). Jika zat dalam keadaan standarnya pada temperatur T, entropi standar (hukum ketiga) nya diberi notasi S°(T). 

Entropi reaksi standar ∆S° didefinisikan, seperti entalpi reaksi standar, sebagai selisih antara entropi produk murni terpisah dengan reaktan murni, semua zat itu dalam keadaan standar pada temperatur tertentu. Jadi, secara umum (P.W Atkins, 1993) :

Aplikasi 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. Teori termodinamika menyatakan bahwa panas (dan tekanan gas) terjadi karena gerakan kinetik dalam skala molekular. Jika gerakan ini dihentikan, maka suhu material tersebut akan mencapai 0 derajat kelvin. Aplikasinya yakni kebanyakan logam bisa menjadi superkonduktor pada suhu sangat rendah, karena tidak banyak keacakan gerakan kinetik dalam skala molekular yang mengganggu aliran elektron (Rahma, 2015).

Sumber :
Chang, Raymond. 2004. Kimia Dasar: Konsep-konsep Inti Edisi Ketiga Jilid 2. Jakarta: Erlangga
Keenan, W.C. 1999. Ilmu Kimia Untuk Universitas Edisi keenam Jilid 2. Jakarta: Erlangga
P.W Atkins. 1993. Kimia Fisika Jilid 1 Edisi Keempat. Jakarta: Erlangga
Rahma, Rizkaaulia. 2015. Hukum III Termodinamika. [Online].http://rar4869.blogspot.co.id/2015/04/hukum-iii-termodinamika.html. Diakses Tanggal 04 Desember 2017, pukul 22.13.