FUNGSI GIBBS MOLAR PARSIAL

            Fungsi Gibbs molar parsial merupakan salah satu bagian dari kuantitas molar parsial. Fungsi Gibbs molar parsial ini lebih sering disebut sebagai potensial kimia. Potensial kimia di sini bisa dijadikan sebagai acuan untuk memperkirakan reaksi kimia dan perubahan fasa yang terjadi. Potensial kimia dapat ditentukan melalui persamaan berikut:

Dengan demikian maka fungsi Gibbs total campurannya adalah

Persamaan Gibbs-Duhem

Persamaan fungsi Gibbs total campuran di atas dapat didiferensiasi menjadi

Karena fungsi Gibbs di sini berlaku pada tekanan dan temperatur konstan, maka fungsi Gibbs (dG) tersebut bernilai 0, begitu juga dengan perubahan mol (dn_i) juga berniali 0. Sehingga berlaku persamaan Gibbs-Duhem sebagai berikut:

Persamaan di atas menunjukkan bahwa potensial kimia campuran tidak bisa secara bebas diubah-ubah. Dalam campuran biner, jika terjadi penambahan pada satu komponen, maka komponen lainnya akan berkurang. Hal ini berlaku untuk semua kuantitas molar parsial. Untuk membuktikan pernyataan tersebut, kita analogkan persamaan Gibbs-Duhem dengan volume molar, jadi didapatkan persamaan sebagai berikut:

Pada campuran biner, terjadi persamaan sebagai berikut:

sehingga,

Maka dari itu, apabila satu volume molar parsial bertambah (dV_B > 0), maka volume parsial yang lain harus berkurang (dV_A < 0).

DAFTAR PUSTAKA

Atkins, P.W. 1990. Kimia Fisika Jilid 1 Edisi Keempat. Jakarta: Erlangga

Denbigh, Kenneth. 2009. Prinsip-prinsip Keseimbangan Kimia Edisi Keempat. Jakarta: UI-Press

Dogra, S.K. 1990. Kimia Fisik dan Soal-soal. Jakarta. UI-Press

Fasa, Komponen dan Derajat Kebebasan

1.      Fasa

Fasa merupakan bagian materi dari suatu sistem yang memiliki kesamaan diseluruh bagiannya baik dalam hal sifat-sifat fisika dan komposisi kimia. Bagian ini mampu dibedakan dari bagian materi yang lain dalam suatu sistem. Fasa dapat dipisahkan secara mekanik. Fasa yang sudah lama dikenal yakni fasa padat, cair dan gas. Banyaknya fasa dalam suatu sistem dinotasikan dengan huruf P. Dengan istilah lain P merupakan jumlah bagian-bagian yang seragam atau homogen dalam suatu sistem. Contohnya ;

a.       Kristal, gas atau campuran Gas, dan dua cairan yang dapat bercampur secara keseluruhan merupakan fase tunggal (P=1).

b.      Campuran es dan air, air ditambahkan alkohol dan uapnya, campuran logam-logam yang tidak dapat bercampur, merupakan dua fase (P=2)

c.       Air ditambahkan minyak dan uapnya, merupakan tiga fase (P=3)

d.      Susu, santan, pembersih muka, merupakan banyak fasa (P=banyak)

Dispersi merupakan kesamaan pada skala makroskopik, namun tidak sama pada sekala mikroskopik, karena dispersi hanya terdiri atas butiran atau tetesan komponen yang berada didalam matriks komponen yang lainnya. Dispersi adalah hal yang penting karena terdapat banyak material tingkat tinggi seperti baja yang memiliki mekanisme perlakuan panas digunakan untuk mendapatkan pengendapan dispersi halus komponen atau partikel-partikel dari satu fase di dalam suatu matrik yang berasal dari fase larutan padat jenuh. Penyesuaian sifat mekanik material pada sebuah pemakaian dapat ditentukan dari kemungkinan kemampuan mengontrol struktur mikro yang dihasilkan oleh kesetimbangan fase.



2.      Jumlah Komponen

Komponen sistem merupakan unsur maupun senyawa yang menyusun suatu sistem. Sedangkan jumlah komponen adalah jumlah terkecil spesies-spesies kimia bebas yang dibutuhkan untuk menyatakan komposisi semua fase yang terdapat dalam sistem. Hal tersebut mudah dilakukan apabila spesies kimia yang terdapat dalam sistem tidak mampu bereaksi, sehingga yang perlu dihitung hanya banyaknya saja. Contohnya  sistem air murni merupakan satu komponen (C=1) sedangkan campuran air dan etanol adalah dua komponen (C=2).

Jika terdapat suatu spesies bereaksi dalam keadaan setimbang, maka semua fase didalamnya harus diperhatikan. Misalnya Amonium Klorida yang setimbang dengan uapnya

NH4Cl(s)  è NH3(g)  + HCl(g)

Sistem tersebut memiliki satu komponen, dan kedua fase mempunyai komposisi formal NH4Cl. Apabila ditambahkan HCl(g) , sistem akan memiliki dua komponen karena setelah penambahan tersebut jumlah NH3 dan  HCl  tidak tetap atau berubah-ubah. Sedangkan pada Kalsium Karbonat juga setimbang dengan uapnya :

CaCO3(s) è CaO(s) + CO2(g)

sistem yang memiliki dua komponen karena komposisi uap pada CaCO3 tidak digambarkan.



3.      Derajat Kebebasan

Derajat kebebasan adalah suatu keadaan setimbang yang merupakan jumlah variabel intensif yang dibutuhkan untuk menggambarkan keadaan suatu sistem tersebut. Masa atau besar setiap fasa tidak mempengaruhi kesetimbangan fasa, karena kesetimbangan fasa hanya dipengaruhi oleh keseragaman potensial kimia, dimana merupakan variabel intensif independen. Misalnya, terdapat sistem yang terdiri dari dua fasa yaitu larutan AgBr dan padatan AgBr pada temperatur dan tekanan tertentu. Kesetimbangan Agbr yang larut tidak tergantung pada massa dari fasa, sedikit banyaknya larutan atau padatan AgBr tidak diperhatikan, asalkan kedua fasa tersebut dalam keadaan setimbang dalam larutan memiliki nilai tertentu pada temperatur dan tekanan tertentu. Variabel intensif seperti tekanan, temperatur dan komposisi (fraksi mol) perlu ditinjau dalam kesetimbangan fasa. Banyaknya variabel intensif independen inilah yang diperlukan untuk menggambarkan keadaan suatu sistem yang disebut derajat kebebasan suatu sistem.



Referensi :

Atkins, P.W. 1996. Kimia Fisika Jilid 1 edisi keempat. Jakarta: Erlangga.

Barrow, Gordon M. 1983. Physical Chemistry. Tokyo: Mc Graw Hill International Book Company

Levine, Ira N. 1983. Physical Chemstry. New York: Mc Graw Hill Book Company

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).

Sifat Sifat dan Fungsi Gibbs

Untuk sebagian besar reaksi kimia, terdapat beberapa perubahan besar dalam energi dan entalpi, dan ini menjadi ketertarikan mengenai bagaimana reaksi yang terjadi saat T dan P dalam keadaan konstan.

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

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

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

Termodinamika: Arah Perubahan Spontan (Reversible/Irreversible)

Pentingnya Belajar Termodinamika!

Salah satu hal penting mempelajari termodinamika ialah agar dapat memprediksi apakah suatu reaksi akan terjadi atau tidak pada kondisi tertentu (misalnya, pada suhu, tekanan, dan konsentras tertentu). Bagi seseorang kimiawan yang sedang mensintesis dan membuat bahan dalam proses besar mempelajari hal ini adalah sangat penting. Reaksi yang sesungguhnya terjadi pada kondisi-kondisi tersebut dinamakan reaksi spontan. Jika reaksinya tidak terjadi, kita terjemahkan sebagai reaksi nonspontan. 

Proses tak reversibel disebut juga proses spontan, jadi prosesnya disertai dengan kenaikkan entropi. Kita dapat menyatakan bahwa proses tak reversibel menghasilkan entropi, sedangkan proses reversibel adalah perubahan yang sangat seimbang, dengan sistem dalam keseimbangan dengan lingkungannya pada setiap tahap. Proses reversible terjadi tanpa menyebarkan energy secara kacau, sehingga juga tanpa kenaikkan entropi: proses reversibel tidak menghasilkan entropi, melainkan hanya memindahkan entropi dari satu bagian sistem terisolasi ke bagian lainnya. Kita melihat proses fisika dan proses kimia spontan setiap hari, termasuk beragam contoh berikut :

• Air terjun bergerak ke bawah, tidak pernah ke atas, secara spontan.
• Sebongkah gula secara spontan larut dalam secangkir kopi, tapi gula yang terlarut tidak pernah spontan muncul kembali dalam bentuk aslinya.
• Udara membeku secara spontan di bawah 0 C, dan es meleleh secara spontan di atas (pada 1 atm)
• Kalor mengalir dari benda yang lebih panas ke objek yang lebih dingin, sebaliknya proses sebaliknya tidak pernah terjadi secara spontan.
• Sepotong logam natrium bereaksi keras dengan air membentuk natrium hidroksida dan gas hidrogen. Namun, gas hidrogen tidak menyala dengan natrium hidroksida membentuk air dan natrium.
• Besi yang terkena air dan oksigen membentuk karat, tapi karat tidak spontan berubah menjadi besi kembali.

 

Mainan Berpegas

Contoh-contoh di atas menunjukkan bahwa proses yang terjadi secara spontan terjadi pada satu arah (irreversibel). Sedangkan, reaksi tidak spontan terjadi pada arah yang berlawanan (reversibel).
Sebagian besar dari kita tentu pernah bermain mainan berpegas, baik mobil-mobilan, gasing atau kotak musik. Dalam setiap kasus, begitu gasing kita lepas, gasing akan bergerak hingga energi yang tersimpan dalam pegas terbebaskan: lalu, gerakan mainan berhenti. Pegas dalam mainan tidak pernah menggulung sendiri. Campur tangan manusia diperlukan (diputar dengan tangan). Gerakan gasing yang pegasnya sudah digulung merupakan contoh proses spontan. Penggulungan kembali pegas adalah proses nonspontan. Mari kita lihat makna ilmiah kedua istilah ini.

Proses spontan (spontaneous process) merupakan proses yang terjadi dalam sistem itu sendiri begitu dimulai, tidak lagi diperlukan kerja dari luar sistem (kerja eksternal) agar proses tersebut berlanjut. Sebaliknya, proses nonspontan (nonspontaneous process) tidak akan terjadi kecuali ada kerja eksternal yang terus-menerus diberikan. Lihatlah prorses pengaratan pipa besi. Meskipun berlangsung lambat, proses ini berjalan terus. Akibatnya, jumlah besi menurun dan jumlah karat meningkat sampai keadaan kesetimbangan akhir tercapai, dengan hampir semua terkonversi menjadi oksida. Kita mengatakan bahwa reaksi berjalan secara spontan atau irresversibel.
 

Kita tidak dapat memprediksi suatu proses apakah spontan atau nonspontan dari perubahan entalpinya (ΔH) saja. Kita harus melihat fungsi termodinamik selain perubahan entalpi sebagai kriteria untuk perubahan spontan.

ΔG° DAN ΔG: MEMPREDIKSI ARAH PERUBAHAN KIMIA
Kita dapat melihat baik ΔG° maupun ΔG dalam kaitannya dengan spontanitas reaksi kimia, dan ini saat yang baik untuk meringkas beberapa gagasan tentang hal itu :
•    ΔG  < 0 menandakan bahwa reaksi berlangsung spontan dalam arah maju (ke kanan) untuk kondisi yang dinyatakan.
•    ΔG° < 0 menandakan bahwa reaksi maju adalah spontan bila reaktan dan produk berada pada keadaan standarnya. Ini juga menandakan bahwa K > 1. berapa pun konsentrasi awal atau tekanan awal reaktan dan produknya.
•    ΔG = 0 menandakan bahwa reaksi berada pada kesetimbangan pada kondisi yang dinyatakan.
•    ΔG° = 0 menandakan bahwa reaksi berada pada kesetimbangan bila reaktan dan produk berada pada keadaan standarya. Ini juga menandakan bahwa K = 1, yang hanya dapat terjadi pada suhu tertentu.
•    ΔG > 0 menandakan bahwa reaksi atau proses adalah nonspontan ke arah maju pada kondisi yang dinyatakan. berada
•    ΔG° > 0 menandakan bahwa reaksi maju adalah nonspontan bila reaktan dan produk pada keadaan standarnya. Ini juga menandakan bahwa K < 1, berapa pun konsentrasi awal atau tekanan awal reaktan dan produknya. standarnya.
•    ΔG° = ΔG hanya bila semua reaktan dan produk berada pada keadaan standarnya. Jika tidak, ΔG = ΔG° + RT ln Q.


REFERENSI   
Atkins, P.W. 1994. Kimia Fisika Edisi IV Jilid I. Jakarta: Erlangga.
Chang, Raymond. 2004. Kimia Dasar: Konsep-Konsep Inti Jilid 2 Edisi III. Jakarta : Erlangga.
Petrucci, Harwood, dan Herring. 2011. Kimia Dasar: Prinsip-Prinsip dan Aplikasi Modern Edisi Kesembilan – Jilid 3. Jakarta: Erlangga.

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