Entropi

Untuk memprediksi kespontanan suatu proses, kita perlu mengetahui dua hal tentang sistem itu. Yaitu entalpi dan entropi. Adapun pembahasan kali ini lebih kepada Entropi.

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).

Definisi Statis Entropi

Definisi Statis Entropi akan sangat membantu jika kita adapat mengetahuinya sejak permulaan, Karena itu dapat membantu kita untuk membayangkan definisi termodinamika. Pada defisni statistis dari entrotropi ini kita mengandaikan bahwa sebenarnya kita dapat menghitung derajat kekacauan dalam suatu sistem secara khusus, entropi dihitung dengan rumus yang diajukan oleh Ludwig Boltzman pada Tahun 1869.

Statistika Maxwell-Boltzmann sering digambarkan sebagai statistika bagi partikel klasik yang “terbedakan”. Sistem partikel klasik terbedakan merupakan sistem partikel yang konfigurasinya berbeda ketika dua atau lebih partikel dipertukarkan. Dari sudut pandang statistik, perubahan energy adalah akibat perubahan jumlah “microstate” yang mungkin. Ada hubungannya antara model statistic dengan entropi, dalam hal ini entropi dapat dihubungkan dengan probalitas termodinamik (jumlah “microstate” dalam assembly). 

S=k ln⁡W  (1)
 

Dengan k sebagai tetapan Boltzman
k=1,381 ×〖10〗^(-23) J K-1 (2)
 

Tetapan ini ada hubungannya dengan tetapan gas, dengan R =N_A k. Kuantitas W adalah banyaknya jalan agar energI sistem dapat dicapai dengan penyusunan ulang atom-atom atau molekul-molekul di antara keadaan-keadaan yang ada. Satuan entropi sama dengan satuan k. Dengan demikian, satuan entropi molar, yaitu entropi per mol, adalah J K-1 mol -1 (sama dengan R dan satuan kapasitas kalor molar).
Berikut ini gambaran tentang cara penggunaan persamaan 2. Padatan N molekul HCl pada T=0 mempunyai energi  terendah yang mungkin, ketika semua molekul-molekulnya teratur dengan sempurna (Gambar 4.3a). Pertama kita dapat membaca dan mengklarifikasi bahwa rumus Boltzmann setuju dengan Hukum Ketiga , maka W=1 karena hanya ada satu cara mencapai cuplikan yang teratur sempurna dan S = 0 (karena ln⁡〖1=0)〗. Sistem yang teratur sempurna ini mempunyai entropi nol.
Kemudian, kita dapat melihat bahwa Rumus Boltzmann adalah konsisten dengan entropi dari kenaikan substansi dengan suhu. Ketika T>0,molekul dari sebuah sampel dapat melengkapai level atas serta bawah dari energi, dan sekarang banyak perbedaan susunan molekul akan menyesuaikan dengan total energi yang sama.  Yaitu ketika T >0,W >1dan berdasarkan persamaan (1). Entropinya naik diatas nol (sebab ln⁡〖W >0〗 ketika W>1).
Ungkapan Boltzmann juga konsisten dengan entropi keniakan sebuah gas dengan volumenya penuh berrti meningkat. Ketika kita dihadapkan dengan teori kuantum kita dapat melihat bahwa level energi partikel dibatasi dengan sebuah kotak-seperti wilayahnya menjadi semakin berdekatan bersama sebagai kotak luas. Kjika kita memilih model ini untuk  menggambarkan gas, setelah kita mengapresiasikannya dengan sebuah kotak luas, level terpenuhi oleh molekul-molekul yang bersamaan berdekatan, da nada banyak cara untuk menyusun moleku-molekul setelah total energi diketahui.

Setelah cukup banyak membahas stasistik yang berbasis pada formulasi klasik, sekarang kita membangun statsitik yang berangkat dari postulat kuantum. Walaupun kita telah mempelajasi assembli boson dan fermion yang merupakan partikel kuantum, namun”interpretasi” statsitik yang kita gunakan masih berbasis pada interpretasi klasik. Salah satu ciri khas sistem kuantum yang direpresentasikan oleh fungsi gelombang belum muncul pada pembahasan sebelumnya. Pada bagian ini kita mempelajasi statistik yang berangkat dari postulat kuantum.

Ada dua postulat yang melandasi mekanika statistik kuantum, yaitu

1. Postulate of equal a priori probability
Postulat di atas menyatakan bahwa semua keadaan kuantum memiliki peluang yang sama untuk muncul. Kemudian, tidak ada keadaan yang memiliki energi kurang dari E atau lebih dari E+∆E karena energi assembli hanya ada dalam rentang E sampai E+∆E
2. Postulat fase random
Postulat ini menyatakan bahwa kemunculan satu keadaan tidak mempengaruhi oleh
kemunculan keadaan lainnya. Artinya tiap keadaan muncul secara random dari tidak mempengaruhi atau dipengaruhi oleh keadaan lainnya. Jikan munculnya satu keadaan dipengaruhi oleh keadaan lainnya.

Contoh: Perhitungan entropi menggunakan rumus Boltzman
Hitung entropi 1,00 mol CO(s) Pada T=0 asumsi setiap molekul CO dapat mengambil salah satu dari dua  orientasi (Gambar 4.3b) tanpa mempegaruhi energinya.

Jawaban: Cuplikan terdiri dari N molekul CO dengan . Karena setiap molekul dapat berada dalam dua orientasi pada Kristal tanpa mempengaruhi energinya, maka banyak cara untuk mencapai energi yang sama untuk N molekul adalah

Entropi cuplikan ini adalah


J K-1
Komentar: CO mempunyai dipol momen listrik jauh lebih kecil dari HCl, dan energy cuplikan bener-benar sama jika molekul-molekul berbentuk kepala ke ekor (head to tail) atau kepala ke kepala (head to head). Susunan tak teratus ini mempunyai entropi yang lebih tinggi.
Kita mengambil  pendekatan statistik terhadap entropi ini lebih jauh  dan hal yang sudah diperkenankan, dan yang berguna untuk diingat selanjutnya adalah bahwa dengan bertambahnya ketakteraturan sistem, bertambah pula entropinya.
 
DAFTAR PUSTAKA
Atkins, P. W. 1993. Kimia Fisika Edisi Keempat. Jakarta: Erlangga
Atkins, Peter dan Paula, Julio de. 2009. Elements of Physical Chemistry, Fifth Edition. Great Britain: Oxford University Press
Mikrajuddin, Abdullah. 2015. Mekanika Statistik. Bandung : Intsitut Teknologi Bndung

By : Siti Zulaikah 16630066

Mekanisme Dibalik Mesin Pendingin

Mesin pendingin adalah sesuatu hal yang tidak asing di penglihatan kita. Dalam kehidupan sehari-hari, pendingin tidak hanya  digunakan untuk mendinginkan makanan seperti freezer atau refrigator namun juga untuk mendinginkan mesin-mesin uap, dan cooling system pada kendaraan bermotor untuk menjaga suhu atau temperatur mesin agar tetap pada kondisi ideal. Tentu kita akan bertanya, bagaimanakah mekanisme atau cara kerja dari mesin pendingin itu hingga mampu untuk membuat rasa dingin di lingkungannya.

Mesin pendingin merupakan salah satu penerapan ilmu kimia fisika dari hukum termodinamika II yang berbunyi “Entropi suatu sistem yang terisolasi bertambah selama ada perubahan spontan” . Entropi ini dihasilkan dari proses irreversibel dimana terjadinya ketidakteraturan dari  energi dari sistem kepada lingkungannya akan semakin maksimal seiring dengan bertambahnya waktu proses ini disebut dengan kenaikan Entropi. Hukum kedua ini hanyalah pernyataa dari Clausius dan Kevin-Plank.

Dari proses perpindahan  energi sebagai kalor dari suatu sistem pendingin dari suhu atau temperatur yang rendah ke lingkungan yang bertemperatur tinggi, kemudian jika kalor  meninnggalkan sistem, entropi akan mengalami penurunan dan jika kalor memasuki sistem yang bertemperatur rendah, entropi akan mengalami kenaikan. Itulah sebabnya perubahan entropi secara menyeluruh adalah.

Dimana:
∆S    = perubahan entropi
|q|    = kalor
Tc    = temperatur rendah
Th     = temperatur tinggi

 Dari persamaan diatas diperoleh hasil yang positif (∆S > 0) , itu artinya kerja dari mesin pendingin bersifat spontan, Hal ini sesuai dengan prinsip kenaikan entropi dan pernyataan Clausius bahwa 

”Tidak mungkin suatu sistem apapun bekerja sedemikian rupa sehingga hasil satu-satunya adalah perpindahan energi sebagai panas dari sistem dengan temperatur tertentu ke sistem yang lebih tinggi tanpa dilakukan kerja dari luar”. 
 

Material pendingin yang menguap pada suhu -200oC. Dari proses penguapan yang berada di evaporator tersebut akan menyebabkan suhu dari lingkungan seluruhnya akan turun karena sirkulasi udara. Perlu diketahui bahwa prinsip kerja dari mesin pendingin adalah berkebalikan dengan mesin kalor. Mesin pendingin memindahkan energi kalor dari lingkungan bertempatur rendah ke lingkungan bertemperatur tinggi. Setiap melakukan kerja (W) energi kalor dari suhu rendah dalam pendingin (sistem) akan dikeluarkan ke ruangan yang bersuhu tinggi (lingkungan). 
 
(Gambar 1: Mesin Pendingin)
Kompresor dari pendingin akan mengirimkan energi kalor dari gas freon yang bertemperatur tinggi di dinding pendingin dimana energi kalor akan dikeluarkan dan diteruskan di kondensor dan mengalami penahanan di pipa kapirer sehingga suhu gas turun dan menjadi liquid atau cairan. Kemudian liquid akan melewati katup bertekanan tinggi hingga tabung bertekanan rendah dan menguap hingga menyerap energi kalor kembali dari evaporator dan membentuk liquid. Selebihnya liquid akan masuk lagi ke dalam kompresor dan memulai siklusnya dari awal. 

Dapat disimpulkan bahwa mekanisme perpindahan panas dari mesin pendingin merupakan penerapan dari hukum termodinamika II bagian sistem pendinginan spontan berdasarkan pada perubahan entropi sesuai dengan pernyataan Clausius dimana terjadi perpimdahan energi dari temperatur rendah ke temperatur tinggi berkebalikan dengan mesin kalor.

Literatur:
    Atkins, P.W. 1996. Kimia Fisika. Jakarta: Erlangga
    Atkins, P.W. 1996. Kimia Fisika. Jakarta: Erlangga
    Sears, Zemansky. 1985. Fisika untuk Universitas. Benacipta
    Foster, Bob. 2003. “Fisika Terpadu 2” Jakarta: Erlangga
    Foster, Bob. 2003. “Fisika Terpadu 2” Jakarta: Erlangga

By: Ririn Lailatul F 16630067

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.

Fungsi persamaan hukum Helmholtz dan Gibbs

Hukum Helmholtz
Dalam proses isotermis dalam sistem tertutup, akan sangat menguntungkan jika menggambarkan keadaan sisitem menggunakan suhu sebagai salah satu variable. Sisitem tertutup adalah suatu keadaan dimana energi dan materi tidak bisa keluar masuk dari sistem kelingkungan, melainkan hanya terjadi didalam sistem.sebagai ganti energy dalam U, diperlukan potensial termodinamika baru dengan mengganti entropi S dengan suhu T sebagia variable bebas, dan menerapkan tranformasi legendre pada U menghasilkan potensial baru. Potensial inilah yang dinamakan sebagai fungsi Helmholtz.

Sesuai dengan transformasi Legendre, fungsi Helhomz A diperoleh dari U melalui
A = U – S [∂U/∂S]V,11        (1)
 

Substitusi T menggantikan ungkapan turunan parsial U terhadap S menghasilkan

A = U – TS                        (2)
 

Yang manamerupakan ungkapan dari hubungan U dengan A. 

Sebagai kombinasi dari fungsi keadaan lainnya, A adalah fungsi keadaan suatu sistem, yang mana A disebut sebagai energy Helmholtz dari sistem, sehingga dari sini persamaan berubah menjadi
-dA ≥ dW                      (3)
 

Atau dengan mengintegralkan
-∆A ≥ W                     (4)
 

Sehingga signifikasi A diberikan oleh hubungan (4), yaitu kerja yang dihasilkan dalam perubahan isothermal lebih kecil sama dengan penurunan energy Helmholtz. Tanda sama dengan menunjukkan transformasi reversible, sehingga kerja maksimum yang dapat diperoleh dalam satu perubahan keadaan isothermal sama dengan penurunan enrgi Helmholtz. Kerja maksimum ini mencakup semua jenis kerja yang dihasilkan selama perubahan.

Bagi proses spontan yang berlangsung secara isothermal dan isokhor tanpa kerja kimia, berarti dT = 0 dan dV = 0, dari
 

dA + SdT ≤ đwM + đwK    (5)
 

diperoleh hubungan
dA < 0                          (6)
 

yang menunjukkan bahwa pada proses spontan harga fungsi Helmholtz akan turun, dan akan mencapai harga minimummnya saat sistem mencapai kesetimbangan. Jadi, pada suhu dan volume tetap keadaan setimbang adalah keadaan dengan harga energy bebas Helmholtz terendah, sesuai dengan sifatnya sebagai potensial termodinamika.

Energy gibbs. 

Energy bebas gibbs adalah fungsi kuantitas termodinamika yang menyatakan hubungan antar entalpi, entropi dan temperature sistem dan direpresentasikan dengan persamaan sebegai berikut:
G = H – TS                   (7)
Dengan: G : energy bebas gibbs
     H : entalpi
     T : temperature (K)
     S : entropi
Besaran H dan S adalah fungsi keadaan, sehingga besaran G juga merupakan fungsi keadaan. Dimana G ditentukan oleh keadaan awal dan akhir selama proses berlangsung. Karena besaran H dinyatakan pada tekanan tetap, maka besaran G juga pada tekanan suhu tetap.
 

Karena terbentuk atas sifat-sifat keadaan sistem, G adalah suatu sifat sistem, G dinamakn  energy Gibbs dari sistem, lebih umum lagi G dinamkan energy bebas suatu sistem. Dengan menggunakan persamaan
- [dU + d(pV) – d(TS)] ≥ dWa (8)
- d(U + pV – TS) ≥ dWa                    (9)
 

Menjadi
    dG ≥ dWa            (10)
 

jika diintegralkan
    ∆G ≥ dWa            (11)
 

Jika digunakan tanda sam dengan maka akan menjadi
    ∆G = dWa            (12)
 

Yang menunjukkan suatu sifat penting dari energy gibbs, penurunan energy gibbs (-∆G) yang terkait dengan perubahan keadaan pada T dan p constant adalah sama dengan kerja maksimum Wa,rev melewati dan diatas kerja ekspansi yang dapat diperoleh pada perubahan tersebut. Dengan persamaan (11) pada setiap perubahan riil kerja yang dihasilkan melampaui dan diatas kerja ekspansi adalah lebih kecil dari penurunan energy Gibbs yang meneyrtai perubahan keadaan pada T dan p konstan. Ketika ada dua ketidaksamaan
T ds ≥ dU (V tetap, tak ada kerja bukan-pemuaian) dan,
dS U,V  ≥ 0        dUS,V  ≥ 0
 

kedua bentuk ini adalah perubahan alaminyang berhubungan dengan sistem. Bentuk pertama mempunyai arti bahwa dalam sistem pada volume tetap (seperti dalam sistem yang terisolasi), dalam perubahan spontan,entropi bertambah.itu adalah kandungan utama dari hokum kedua. Ketak-samaan hukum yang kedua kurang begitu jelas, karena mempunyai arti bahwa jika entropi dan volume sistem tetap, maka dalam perubahan spontan, energy dalam kasus berkurang.
 

Dari kedua persamaan 1 dan 2 mempunyai bentuk dU – T dS ≤ 0 dan dH – T dS ≤ 0, persamaan tersebut dapat dinyatakan lebih sederhana dengan memperkenalkan dua fungsi termodinamika, yaitu fungsi Helmholtz A dan fungsi Gibbs G. dengan 

A = U – TS
G = H – TS

Fungsi persamaan fundamental termodinamika
Selain sifat mekanis p dan V, sisitem juga memiliki 3 sifat fundamental T, U dan S  yang didefinisikan oleh hokum termodinamika dan 3 sifat komposit H, A dan G yang juga penting. Sehingg sistem yang dihasilkan hanya kerja ekspansi sehingga dWa = 0. Dengan kondisi ini persamaan umum komdisi kesetimbangan adalah
dU = TdS – PdV        (13)
 

kombinasi hokum pertama dan kedua termodinamika adalah fundamental persamaa termodinamika. Dengan menggunakan definisi fungsi komposit
H = U + pV       
A = U – TS       
G = U + pV – TS
 

Dengan mendeferensiasikan maka akan diperoleh
dH = dU + pdV + Vdp
dA = dU – tdS – SdT
dG = dU + pdV +Vdp – TdS – SdT    (14)
 

Pada masing-masing persamaan diatas, dU disubstitusi dengan persamaan (13) sehingga diperoleh
dU = TdS – pdV        (15)
dH = TdS + Vdp        (16)
dA = - SdT – pdV    (17)
dG = -SdT + Vdp        (18)
 

keempat persamaan tersebut sering disebut persamaan fundamental termodinamika, walaupun sebetulnya ini hanya 4 sudut pandang untuk melihat satu persamaan fundamental (13).
Persamaan (15) menghubungkan perubahan energy terhadap perubahan entropi dan volume, persamaan (16) menghubungkan perubahan entalpi terhadap perubahan entropi dan tekanan, persamaan (17) menghubungkan perubahan energy Helmholtz dA terhadap perubahan temperature dan volume. Persamaan (18) menghubungkan perubahan energy Gibbs terhadap prubahan temperature dan tekanan, S dan V disebut juga variable alami untuk energy. S dan p adalah variable alami untuk entalpi, T dan V adalah variable alamai untuk energy gibbs.

Daftar pustaka
Atkins. 1993. Kimia Fisika jilid 1 edisi keempat – Jakarta : Erlangga
Oxtoby, David W. Prinsip – Prinsip Kimia Modern jilid 1 edisi keempat –Jakarta : Erlangga
Rahayu, susanto imam. 2006. TERMODINAMIKA: Azas dasar dan terapan kimia – Bandung : ITB

By : Yuni Auladatul Auliya 16630071

Persamaan Maxwell

Persamaan Maxwell adalah kumpulan himpunan empat persamaan diferensial yang bisa mendeskripsikan hubungannya dengan sumber-sumbernya.Keempat persamaan ini meliputi unsur dasar kimia fisik antara lain P,S,T,V.

 

Hubungan Maxwell karena persamaan fundamental adalah bentuk untuk diferensial eksak maka koefisien dS dan dV harus melewati uji uji hubungan. dengan a= T dan b=-P maka didapat persamaan

dengan ini sudah didapat hubungan antara kuantitas,yang pada awalnya seperti tidak berhubungan.
Variasi energi dalam berdasarkan volume
koefisien

kemudian persamaan selanjutnya


dari persamaan yang didapat sekarang dapat diturunkan rumus rumus yang baru, kita dapat memperolehπT dari persamaan diatas

turunan bentuk ini menunjukkan kepada hubungan maxwell mengubah(∂S/∂V)t menjadi
  hal ini membuktikan bahwa

Persamaan ini dinamakan persamaan keadaan termodinamik.,dan energi gibbs dan energi bebas helmhozt f.. Pada awalnya, kita menangani energi dalam U,enthalpy H.
Energi Dalam (U) Untuk energi dalam  (U) adalah Bentuk diferensial hukum termodinamika 1 untuk sistem tertutup stasioner, yang mengandung zat yang dapat dikompres dan mengalami proses reversibel internal, dapat dinyatakan sebagai:

du = δq rev - p ∙ dν → δq rev = du + p ∙ dν
Selain itu, entropi didefinisikan sebagai:

T ∙ ds = δq rev
Kemudian kita memiliki:

T ∙ ds = du + p ∙ dν → du = T ∙ ds - p ∙ dν
dan
 
Referensi:

Approach, Third Edition, WCB/ McGraw-Hill, United States of America,
Cengel, A., Yunus, Boles, A., Michael, 1989. Thermodynamics An engineering
David J Griffiths.1999.introduction electrodynamics Ed.3. Prentice Hall
Michael J moran.2004.Termodinamika teknik jilid 2 ed. 4. Erlangga: Jakarta
M.J. Moran dan H.N Shapiro.2000.Fundamentals of enginering thermodynamics ed.4. John Wiley & Sons Inc,
M.J. Moran dan H.N Shapiro, 2006. Fundamental of Engineering  Thermodynamics, Edisi 5, John Wiley & Sons Inc,

By: Chusnul Khotimah 16630074   

Fungsi Gibbs Molar Standart

Termodinamika adalah cabang ilmu yang mempelajari tentang proses kimia dan fisika yang terjadi dalam kehidupan sehari-hari. Biasanya termodinamika membahas perubahan energi dan sifat-sifat materi.  Termodnamika berasal dri bahsa Yunani yaitu therm yang artinya kalor dan dynamis yang artinya gaya. Dalam termodinamika ada beberapa hukum yang membedakan konsep termodinamika. Hukum Pertama menyatakan “energi dalam digunakan untuk mengenali perubahan yang diperbolehkan (perubahan yang mengekalkan energy)”; Hukum Kedua menyatakan “entropi suatu sistem yang terisolasi bertambah selama ada perubahan spontan”. Dari kedua hukum tersebut pasti ada suatu kesenambungan. Pembahasan kali ini akan memaparkan Fungsi Gibbs Molar Standar.

Energi gibbs atau kdang disebut sebagai energy bebas adalah fungsi kuantitas termodinamika yang menyatakan hubungan antara entalpi, entropi, dan temperatur. Argumentasi yang digunakan dalam energy dalam dapat juga digunakan dalam energy gibbs, G = H – TS.  Dengan keterangan:

    G = energi gibbs
    H = entalpi
    T = temperatur (K)
    S = entropi

Besaran H dan S merupakan fungsi keadaan, sehingga besaran G dapat dikatakan sebagai fungsi keadaan. Nilai G dikatakan fungsi keadaan sebab nilai G ditentukan pada keadaan awal dan keadaan akhir selama proses berlangsung. Jika sistem mengubah keadaannya, energi gibbs pastilah berubah sebab temperatur, entalpi, dan entropinya berubah. Untu setiap perubahan kecil tersebut dituliskan dengan:

dG = dH – T dS – S dT

karena H = U + pV, maka dH = dU + p dV + V dp. Untuk sistem tertutup dimana tidak terjadi pemuaian dU dipindahkan secara fundamental; dU = T dS – p dV. Sehingga hasil dari persamaan tersebut adalah

dG = (T dS – p dV) + p dV + V dP - T dS - S dT

Jadi, persamaan gibbs pada keadaan yang tidak terjadi pemuaian adalah

dG = V dP- S dT

pengembangan di atas menunjukkan bahwa G merupakan fungsi dari P dan T. Hal ini menunjukkan suatu kuantitas dalam kimia, dimana tekanan dan temperatur menjadi variabel kontrol. Dalam hal ini G menjadi konsekuensi penggabungan Hukum Pertama dan Hukum Kedua shingga dapat diterapkan dalam kimia.
    

Argumentasi lain menyatakan penurunan eksak dG, sehingga didapat persamaan seperti:
(∂G/∂T)_P= -S    (∂G/∂P)_T= V

Hubungan persamaan di atas menunjukkan variasi fungsi gibbs berdasarkan temperatur dan tekanan. Dimana, apabila S positif nilai G akan menurun ketika temperatur dinaikkan pada tekanan dan komposisi tetap. Nilai G akan menurun secara tajam pada saat entropi sistem bernilai sangat besar. Pada fase gas suatu zat dengan entropi yang tinggi, gibbs akan lebih peka terhadap temperatur dibandingkan dengan fse padat dan cairan. Karena V positif, gibbs selalu bertambah dengan semakin bertambahnya tekanan dengan tempertaur dan komposisi yang tetap. Karena volume molar gas yang besar, G untuk fase gas lebih peka terhadap perubahan temperatur dibandingkan pada keadaan cair dan padat.

Gibbs Molar Pembentukan ∆G0F sama dengan entalpi molar standar dari pembentukan ∆H0F. ∆G0F adalah perubahan energy bebas gibbs untuk reaksi di mana 1 mol senyawa dalam keadaan standarnya dibentuk dari unsure-unsurnya pada keadaan standar. Sebagai contohnya, ∆G0F untuk CO2(g) diberikan oleh perubahan energy bebas gibbs utuk reaksi

C(s.gr) + O2(g)              CO2(g)             ∆G0F =?

∆G0F didapat dari ∆H dan ∆S dari reaksi ini. Disini ∆H adalah ∆H0F untuk CO2.

∆H = ∆H0F (CO2) = -393,5 kJ

dan ∆S didapat dari entropi absolut dari zat-zat yang terlihat dari 250C dan tekanan 1 atm.

∆S0 = S0(CO2) – S0(C) - S0(O2) = 213,62 – 5,74 – 205,03 J K-1
    = +2,86 J K-1

Dengan demikian ∆G0F CO2 adalah

∆G0F = ∆H0F - T∆S0 = -393,5 kJ – (298,15 K)(2,86 J K-1)(10-3 kJ J-1)
    = -394,36 kJ

Dari definisi tersebut, didapat ∆G0F = 0 untuk sebuah unsure yang sudah berada dalam keadaan standarnya.
    Karena G adalah fungsi keadaan, reaksi kimia dapat dijumlahkan, dengan nilai-nilai ∆G0F mereka menggabungkan keadaan mereka untuk perubahan entalpi dan entropi.


Sumber :
Atkins, P.W. 1996. Kimia Fisika. Jakarta: Erlangga
Michael, J. Moran. Dan Howard N. Shapiro. 2004. Termodinamika Teknik. Jakarta: Erlangga
Oxtoby, David W. 2001. Prinsip-prinsip Kimia Modern. Jakarta: Erlangga
Young, Hugh D. 2002. Fisika Universitas. Jakarta: Erlangga

By : Vilanda Mauliya 16630072

Hubungan Antara Cv dengan Cp

Assalamu’alaikum warahmatulahi wabarakaatuh

Sebelum kita membahas tentang hubungan antara Cv dengan Cp pertama-tama kita akan membahas sedikit tentang kapasitas kalor. Pada kapasitas kalor dapat dinyatakan dalam per satuan massa, sehingga disebut juga sebagai kapasitas kalor jenis. Kapasitas kalor jenis ini dapat diartikan sebagai perubahan panas gas yang diakibatkan perubahan suhu pada suatu massa zat gas tertentu. Kapasitas kalor gas juga sangat dipengaruhi oleh tekanan, namun pengaruh tekanan pada sifat-sifat termodinamika tidak diperlukan dalam persamaan kapasitas kalor. Kapasitas kalor gas dapat berupa kapasitas kalor gas pada volume tetap (Cv) dan pada tekanan tetap (Cp).

Berbagai cara sering dilakukan untuk menentukan tekanan, temperature, volume, dan massa secara eksperimental. Sebagai tambahan, hubungan antara suhu panas spesifik Cv dengan Cp dan temperatur pada tekanan yang relative rendah dapat diperoleh melalui eksperimen. Nilai-nilai untuk bagian-bagian termodinamika lainnya juga dapat diukur tanpa banyak kesulitan. Namun, energi internal spesifik, entalpi dan entropi termasuk di antara bagian-bagian yang tidak mudah diperoleh melalui suatu eksperimen, sehingga diperlukan prosedur perhitungan untuk menentukan nilai-nilainya (Moran, 2004). Kemudian kali ini kita akan menurunkan hubungan umum antara kedua kapasitas kalor dan memperlihatkan bahwa hubungan itu tereduksi menjadi hasil untuk gas sempurna dengan tidak adanya gaya antarmolekul.

A.    Kapasitas Kalor Pada Volume Tetap (Cv)
Kapasitas kalor pada volume tetap artinya kalor yang diperlukan untuk menaikkan suhu suatu zat satu kelvin pada volume tetap sehingga kalor yang diberikan dijaga selalu konstan. Karena volume pada sistem selalu konstan, maka suatu sistem tidak dapat melakukan kerja pada lingkungan demikian juga sebaliknya. Jadi, kalor yang ditambahkan pada sistem digunakan untuk menaikkan energi dalam suatu sistem.

    Kapasitas kalor suatu zat dalam keadaan volume konstan  dapat kita misalkan sistem tersebut dipaksa untuk memiliki volume tetap dan tidak dapat melakukan kerja apapun. Kalor yang diperlukan agar mengubah temperatur dT adalah dengan Cv sebagai kapasitas kalor pada volume tetap. Walaupun demikian, karena dU = dqv sehingga dapat dituliskan sebagai berikut (Atkins, 1996): 

berdasarkan persamaan tersebut Cv dapat dinyatakan dengan dengan volume tetap. Jika satu variabel atau lebih, dijaga agar tetap selama perubahan variabel yang lain, maka turunannya disebut sebagai turunan parsial terhadap variabel yang berubah. Kemudian untuk notasi d diganti dengan dan variabel yang dibuat tetap ditambahkan sebagai subskrip dimana kali ini yang dibuat tetap adalah suhu (T), sehingga diperoleh (Atkins, 1996):


B.    Kapasitas Kalor Pada Tekanan Tetap (Cp)
Kapasitas kalor gas adalah kalor yang diperlukan untuk menaikan suhu suatu zat satu Kelvin pada tekanan tetap terhadap suatu sistem. Maka perubahan energi dalam, kalor, dan kerja pada proses ini tidak ada yang bernilai nol. Misalkan saja sistem mendapat tekanan tetap dan dapat memuai atau menyusut ketika dipanaskan.
Kalor yang diperlukan agar menghasilkan perubahan temperatur yang sama dan dinyatakan sebagai  dalam hal ini sistem dapat mengubah volumenya, sehingga sejumlah energi yang diberikan sebagai kalor dapat dikembalikan ke lingkungannya sebagai kerja dan tidak dikhususkan untuk menaikkan temperatur sistem. Oleh karena itu, secara umum  Cv berbeda dengan Cp . karena   maka dapat dituliskan (Atkins, 1996):


Pada kapasitas kalor bertekanan tetap Cp berbeda dengan kapasitas kalor bervolume tetap Cv, dalam suatu kerja yang diperlukan untuk mengubah volume sistem jika tekanan dibuat tetap. Kerja ini terbentuk dengan dua cara, yakni cara pertama adalah kerja mendorong kembali atmosfer, dan cara yang kedua adalah kerja merentang ikatan dalam material, termasuk interaksi antarmolekul yang lemah (Atkins, 1996).
C.    Hubungan Antara Cv dan Cp Pada Gas Sempurna
Kali ini untuk hubungan gas sempurna dilakukan perhitungan terlebih dahulu. Dalam kasus ini, kita dapat menggunakan persamaan diatas untuk menyatakan kedua kapasitas kalor dalam bentuk turunannya pada tekanan tetap dengan ,sehingga persamaan tersebut menunjukkan ketergantungan energi dalam terhadap temperatur pada tekanan tetap dalam bentuk  Cv, nilai  dapat diukur dengan eksperimen lain dan kuantitas yang terdapat dimana-mana  . Untuk gas sempurna , sehingga (Atkins, 1996):

Maka,dapat ditulis:

Kemudian kita memasukkan:


ke dalam suku pertama, sehingga menghasilkan:

Karena kerja pemuaian dilakukan pada tekanan luar itu tetap, untuk pemberian kalor tertentu, kenaikan temperatur pada tekanan tetap lebih kecil daripada kenaikan temperatur pada volume tetap. Jadi, untuk sampel tertentu Cp > Cv. Perbedaannya jauh lebih besar untuk gas daripada untuk cairan atau padatan, karena jika dipanaskan, cairan maupun padatan hanya sedikit mengubah volumenya. Oleh karena itu, umumnya cairan dan padatan hanya melakukan sedikit kerja.
Maka secara matematis dituliskan  :

Sehingga hubungan antara Cp dan Cv (Maria, 2015):

Kalor merupakan besaran yang bergantung pada jalannya proses, oleh karena itu terdapat bemacam-macam kapasitas-kapasitas kalor. Dari sejumlah besar kapasitas kalor yang ada, hanya dua nilai yang penting, yakni Cp dan Cv. Kedua nilai ini dapat dicari hubunganya dengan cara subsitusi persamaaan hingga kita dapat mendapatkan persamaan untuk hubungan Cp dan Cv untuk gas ideal adalah Cp - Cv = nR Kapasitas yang diperoleh pada persamaan tersebut adalah untuk gas monoatomik. Sedangkan untuk gas diatomik dan poliatomik tergantung pada derajat kebebasan gas.
Sekian yang bisa saya sampaikan mengenai pembahasan hubungan kapasitas kalor antara nilai Cv dan Cp. Semoga tulisan ini bermanfaat buat teman-teman semua dan menjadi sebuah pembelajaran bagi kita khususnya buat saya sendiri, bilamana masih banyak kesalahan dalam penulisan saya mohon maaf karena manusia tak luput dari kesalahan, hehe.. sekali lagi kurang lebihnya mohon dimaafkan. :D
Wassalamu’alaikum warahmatullahi wabarakaatuh.

DAFTAR PUSTAKA
Atkins, P.W. 1996. KIMIA FISIKA JILID I. Jakarta: Erlangga
Moran, Michael J, dkk. 2004. TERMODINAMIKA TEKNIK JILID 2. Jakarta: Erlangga
Maria, Siti. 2015. JAWARA UJIAN FISIKA. Jakarta: Tangga Pustaka

Demagnetisasi Adiabatik

Demagnetisasi adiabatik adalah metode yang digunakan untuk mencapai temperature paling rendah, dengan menggunakan sifat magnet suatu zat. Kita dapat melihat bahwa sifat suatu magnet timbul karena elektron elektron berperilaku sebagai magnet magnet kecil. Pada keadaan normal, dalam material paramagnetic ( material yang terdiri atas molekul molekul, yang tidak semua elektronnya berpasangan ), magnet magnet ini berorientasi secara acak. Walau demikian, dalam medan magnet lebih banyak magnet magnet yang searah dengan medan tersebut daripada yang arahnya berlawanan. Dalam istilah termodinamika, penerapan medan magnet merendahkan entropi sistem paramagnetic karena keteraturan yang disebabkannya, sehinggan entropi atau kurva temperatur berbeda, tergantung pada medan magnet yang dialaminya. Pada temperatur tertentu, entropi lebih rendah jika medan magnet diaktifkan daripada jika medan magnet dimatikan.

Teknik demagnetisasi adiabatik digunakan untuk mencapai temperature yang sangat rendah. Kurva diatas memperlihatkan variasi entropi sistem paramagnetic dengan tidak adanya medan magnet. Kurva diatas juga memperlihatkan variasi entropi jika medan diaktifkan dan menyebabkan magnet magnet elektron lebih teratur. Tahap magnetisasi isothermal adalah dari A ke B tahap demagnetisasi adiabatic (pada entropi tetap) adalah dari B ke C.

Suatu cuplikan material paramagnetic, seperti kompleks logam d- atau f-, didinginkan sampai mencapai temperature sekitar 1K dengan cara seperti yang sudah dipaparkan. (gadolinium sulfat sering digunakan kerena setiap ion gadolinium membawa beberapa elektron, tetapi ion itu dipisahan dari tetangganya oleh kantung elektron molekul yang melarut). Kemudian larutan itu dimagnetisasi dengan menerapkan medan magnet yang kuat. Magnetisasi ini terjadi ketika cuplikan dikelilingi oleh gas helium, yang menyebabkan kontak termal dengan reservoir dingin. Oleh karena itu, magnetisasi tersebut isothermal, dan kalor meninggalkan cuplikan ketika magnet magnet elektron merendahkan energinya dengan mengarah ke medan magnet. Tahap ini digambarkan dengan garis AB .

Kontak termal antara cuplikan dan lingkungannya kemudian diputuskan dengan memompa gas keluar dan kemudian medan magnet pelan pelan berkurang sampai nol. Karena dalam tahap reversibel adiabatik yang terakhir ini tidak ada aliran kalor, maka entropi cuplikan tetap sama. Dengan demikian, keadaan cuplikan berubah dari B ke C . Ketika medan mencapai nol, cuplikan mempunyai entropi lebih rendah daripada awalnya, tetapi pada tahap akhirnya sama. Oleh karena itu, kemudian cuplikan mempunyai temperature lebih rendah, jadi demagnetisasi adiabatic mendinginkan cuplikan.
Bahkan temperature lebih rendah dapat dicapai jika sebagai pengganti momen magnet elektron, digunakan momen magnet inti. Proses semagnetisasi inti adiabatik ini bekerja dengan prinsip yang sama seperti metode elektronik dan sudah digunakan untuk memperoleh rekor dunia (dalam tembaga).

Hubungan antara dalil Nernest dengan tak dapat dicapainya T = 0 digambarkan dalam pasangan diagram ini. Dalam (a) kita mengandaikan bahwa dalil itu salah, dan bahwa entropi tidak bertemu ketika T ---> 0. Kita melihat bahwa T = 0 dapat dicapai dalam tahap yang terbatas jumlahnya. Dalam (b) kita melihat bahwa tahap penurunan temperature menjadi jauh lebih kecil, jika seperti ditegaskan oleh dalil Nernes, entropi sama ketika T --> 0. Kini, tahap tahap dalam jumlah tertentu, tidak membawa sistem ke T = 0.

Dari hukum ketiga termodinamika, kita tahu bahwa kurva entropi zat zat bernilai sama ketika T --> 0. Ini menunjukkan bahwa demagnetisasi adiabatic dan nyatanya segala proses tidak dapat digunakan untuk mendinginkan objek sampai nol mutlak dalam tahap yang jumlahnya terbatas.

Daftar pustaka
Atkins, P.W.1996. Kimia Fisika Jilid 1 Edisi 4. Jakarta: Erlangga
Moran, Michael J. 2004. Termodinamika Teknik Jilid 1 Edisi 4. Jakarta: Erlangga
Oxtoby, David W. 2001. Prinsip Prinsi Kimia Modern Jilid 1 Edisi 4. Jakarta: Erlangga