Makalah Kimia Fisik [PDF]

Citation preview

BAB I PENDAHULUAN



A. Latar Belakang Energi merupakan kemampuan untuk melakukan kerja (misalnya untuk energi listrik dan mekanika), daya (kekuatan) yg dapat digunakan untuk melakukan berbagai proses kegiatan, misalnya dapat merupakan bagian suatu bahan atau tidak terikat pada bahan (spt sinar matahari), tenaga. Energi di alam semesta memiliki berbagai macam cakupan, seperti energi mekanis, nuklir, potensial, masih banyak lagi. Namun, pada pembahasan makalah ini lebih menjurus pada energi bebas dalam hubungannya dengan termodinamika. Parameter termodinamika untuk perubahan keadaan diperlukan untuk mendeskripsikan ikatan kimia, sruktur dan reaksi. Pengetahuan termodinamika sederhana sangat bermanfaat untuk memutuskan apakah struktur suatu senyawa akan stabil, kemungkinan kespontanan reaksi, perhitungan kalor reaksi, penentuan mekanisme reaksi dan pemahaman elektrokimia. Sistem dalam termodinamika adalah obyek atau kawasan yang menjadi perhatian kita. Kawasan di luar sistem disebut lingkungan. Sistem mungkin berupa sejumlah materi atau suatu daerah yang kita bayangkan dibatasi oleh suatu bidang batas, yaitu bidang yang membatasi sistem terhadap lingkungannya. Bidang batas ini dapat kita bayangkan pula mampu mengisolasi sistem dari lingkungannya ataupun memberikan suatu cara interaksi tertentu antara sistem dan lingkungannya. Jika sistem terisolasi maka ia tidak dapat dipengaruhi oleh lingkungannya. Walaupun demikian perubahan-perubahan mungkin saja terjadi di dalam sistem . Perubahan-perubahan tersebut misalnya temperatur dan tekanan. Namun demikian perubahan yang terjadi dalam sistem yang terisolasi seperti ini tidak dapat berlangsung terus tanpa batas; suatu saat akan tercapai



kondisi keseimbangan internal yaitu kondisi di mana perubahan- perubahan dalam sistem sudah berhenti. umum adalah sumber energi yang dapat dengan cepat dipulihkan kembali secara alami, dan prosesnya berkelanjutan. Pembahasan dalam esai ini lebih menuju pada energi Bebas Gibbs (∆G) dan energi bebas Helmholtz(∆A).



B. RUMUSAN MASALAH 1. Bagaimanaka energi bebas gibbs dan energi bebas helmholtz dalam lingkungan? 2. Apa sajakah faktor-faktor yang menyebabkan perubahan energi bebas dalam hubungannya dengan perubahan entalpi dan entropi? 3. Bagaimanakah definisi energi bebas gibbs dan helmholt?



C.



TUJUAN



1. Mengetahui energi bebas gibbs dan energi bebas helmholtz dalam lingkungan 2. Mengetahui faktor-faktor yang menyebabkan perubahan energi bebas dalam hubungannya dengan perubahan entalpi dan entropi 3. Mengetahui definisi energi bebas gibbs dan helmholtz



BAB II PEMBAHASAN



ENERGI BEBAS GIBBS Energy bebas Gibbs adalah fungsi keadaan termodinamika yang secara alami sangat cocok untuk menjelaskan kelangsungan suatu reaksi kimia pada T dan P tetap. Hukum kedua termodinamika menyatakan bahwa reaksi spontan akan meningkatkan entropi semesta, artinya, ∆Suniv > 0. Namun untuk menetapkan tanda ∆Suniv suatu reaksi, kita perlu menghitung baik ∆Ssis maupun ∆Ssurr. Namun yang biasanya kita perhatikan hanyalah apa-apa yang terjadi dalam sistem tertentu, dan perhitungan ∆Ssurr bisa saja cukup sulit. Untuk itu, kita biasanya memakai fungsi termodinamika lain untuk membantu kita menetapkan apakah reaksi akan terjadi spontan jika kita hanya melihat sistem itu sendiri. Proses spontan didasarkan atas 2 faktor, yaitu :  H yang menurun  S yang meningkat Untuk merumuskan dua faktor di atas diperlukan besaran yang disebut : Energi Bebas (G) Rumus : G =  Hsistem – T. Ssistem Keterangan : G= perubahan energi bebas H= perubahan entalpi T = temperatur S = perubahan entropi (Joule/K. mol) Pengembangan energy bebas Gibbs



1.1 Kondisi Umum Kesetimbangan dan Kespontanan



Tujuan kita sekarang adalah mencari perbedaan karakteristik transformasi irreveresibel dengan reversibel (ideal).Dimulai dengan melihat hubungan yang eksis antara perubahan entropi dalam suatu transformasi dan aliran panas irreversibel, sistem hanya menyimpang sangat kecil dari kesetimbangan.Sistem yang telah ditransformasi, masih tersisa secara efektif pada kesetimbangan melalui perubahan keadaan reversibel. Karena itu kondisi reversibel adalah suatu kondisi kesetimbangan; dari definisi persamaan dS, kondisi reversibel adalah TdS=d Qrev (1.1) Karena itu persamaan (1.1) adalah kondisi kesetimbangan. Kondisi yang terletak pada suatu perubahan keadaan kesetimbangan adalah ketidaksamaan Clausius, yang ditulis dalam bentuk TdS>dQ (1.2) Perubahan irreversibel adalah perubahan nyata atau perubahan alamiah atau perubahan spontan.Kita menghubungkan perubahan alamiah sebagai perubahan spontan, dan ketidaksamaan (1.2) sebagai kondisi kespontanan. Dua hubungan persamaan (1.1) dan (1.2) dapat dikombinasikan menjadi TdS ≥ dQ(1.3)



Dimana tanda ‘samadengan’ menyatakan suatu harga reversibel dQ. Dengan menggunakan hukum pertama termodinamika dalam bentukdQ ¿ dU +dW



, hubungan dalam (1.3) dapat ditulis



TdS ≥ dU +dW



atau −dU−dW +TdS ≥ 0(1.4)



Kerja memasukkan semua jenis; hubungan (1.4) menjadi



dW =Pop dV +d W a



. Harga dW ini membawa



−dU−Pop dV −d W a +TdS ≥ 0(1.5)



1.2 Kondisi Kesetimbangan dan Kespontanan dalam Batasan 1.2.1 Transformasi dalam system yang terisolasi Untuk system terisolasi, ¿ 0 , dW = 0, dQ = 0, jadi hubungan (1.4) menjadi dS ≥ 0(1.6)



Dari hubungan (1.6) sistem terisolasi pada kesetimbangan harus memiliki temperatur yang sama dalam semua bagian. Diasumsikan sistem terisolasi dibagi menjadi 2 bagian negatif dan positif. Jika jumlah positif



panas,



dQrev,



berlangsung reversibel dari bagian negatif ke positif, diperoleh



d S ∝=



−d Qrev d Qrev dan d S β= T∝ Tβ



Perubahan total entropi adalah dS=d S ∝ +d S β=



(



1 1 − d Qrev T β T∝



)



Jika aliran panas terjadi spontan, maka dengan hubungan (1.6) dS > 0. Karena dQrev positif, yang berarti



( T1 − T1 )>0 atauT >T β



∝



∝



β



yang berarti panas mengalir secara spontan dari daerah temperatur lebih tinggi, , ke temperatur lebih rendah, . Lebih jauh pada kesetimbangan dS = 0, memerlukan



T ∝ =T β Ini adalah kondisi kesetimbangan termal; suatu sistem dalam kesetimbangan harus memiliki temperatur yang sama dalam keseluruhan bagian.



1.2.3 Transformasi pada temperature dan tekanan konstan Sistem dibatasi pada tekanan konstan, Pop = p,tekanan kesetimbangan sistem. Karena p konstan , pdV = d(pV). Temperatur konstan sehingga TdS = d(TS). Hubungan (1.5) menjadi −[dU +d ( pV )−d ( TS ) ] ≥ d W a −d ( U + pV −TS ) ≥ d W a Kombinasi variable U + pV – TS sering muncul, karena itu diberi symbol G. dengen defenisi G≡ U + pV −TS=H−TS= A+ pV



G disebut energi Gibbs sistem, biasa disebut energi bebas sistem. Dengan menggunakan persamaan (1.12), hubungan (1.11) menjadi −dG≥ dW a (1.13) denganintegrasi diperoleh G≥ W i



(1.14)



Ada 3 kemungkinan harga G : 1.



G < 0; transformasi dapat terjadi secara spontan, atau alamiah



2.



G = 0; sistem dalam kesetimbangan



3.



G > 0; transformasi tidak spontan



SIFAT-SIFAT FUNGSI GIBBS 2.1 Persamaan Fundamental Termodinamika Sebagai tambahan sifat mekanik pdan V, suatu sistem memiliki tiga sifat fundamental T, U, dan S, didefinisikan oleh hukum termodinamika, dan tiga sifat gabungan yaitu H, Adan G.



Pada batasan kerja ekspansi, dimana dWa= 0, kondisi umum kesetimbangan dU =T dS− p dV (1.15)



Kombinasi hukum termodinamika pertama dan kedua ini adalah persamaan fundamental termodinamika. Dengan menggunakan definisi fungsi gabungan H=U + pV , A=U −TS , G=U + pV −TS



Hasil diferensiasinya dH =dU + p dV +V dp ,



dA=dU −T dS + S dT , dG=dU + p dV +V dp−T dS+ S dT



Jika persamaan untuk dU dimasukkan maka diperoleh persamaan dU =T dS− p dV (1.16)



dH=T dS+ V dp (1.17) dA=−S dT −p dV (1.18)



dG=−S dT +V dp



memandang energi Gibbs sebagai suatu fungsi temperatur dan tekanan; ungkapan yang sama dG=



dp(1.33) ( ∂∂TG ) dT +( ∂G ∂p) p



T



dengan membandingkan dua persamaan ini diperoleh =−S (1.34) ( ∂G ∂T ) p



=V (1.35) ( ∂G ∂p ) T



karena pentingnya energi Gibbs persamaan (1.34) dan (1.35) mengandung 2 hal penting dalam termodinamika. Karena entropi suatu zat positif, tanda minus dalam persamaan (1.34) menunjukkan bahwa meningkatnya temperatur akan mengurangi energi Gibbs jika tekanan konstan. Laju berkurangnya lebih besar untuk gas, yang mana memiliki entropi besar, daripada untuk cairan atau padatan, yang memiliki entropi kecil. Karena Vselalu positif, peningkatan tekanan akan meningkatkan energi Gibbs pd temperatur konstan, seperti ditunjukkan oleh persamaan (1.35). Semakin membesar Volume sistem yang lebih besar akan meningkatkan energi gibbs untuk tekanan yang ditentukan. Volume [yang] besar suatu gas menyiratkan bahwa energi Gibbs suatu gas meningkat jauh lebih cepat dengan tekanan dibanding untuk suatu cairan atau suatu padatan.



Energi Gibbs suatu material murni sebaiknya diungkapkan dengan mengintegrasikan persamaan (1.35) pada temperatur konstan dari tekanan standar, p o= 1 atm, ke suatu tekanan p p



p



dG=¿∫ V dp G−G°=∫ V dp p



°



p



°



p



∫¿ p



°



Dimana Go(T) adalah energi Gibbs suatu zat pada tekanan 1 atm Energi Gibbs standar yang merupakan fungsi temperatur. Jika zat adalah cairan atau padatan, volume hampir tidak terikat pada tekanan dan dapat dihilangkan dari tanda integral, maka p



G=G ° ( T ) +∫ V dp p



°



G ( T , p )=G° ( T )+V ( p−p ° ) Karena volume cairan dan padatan kecil, kecuali jika tekanan adalah sangat besar, term yang kedua pada sisi kanan persamaan (1.36) kecil dapat diabaikan; biasanya untuk fase yang dipadatkan akan ditulis G=G ° ( T ) dan mengabaikan ketergantungan G dari tekanan. Volume gas itu sangat besar dibanding cairan atau padatan dan sangat tergantung pada tekanan, dengan menerapkan persamaan (1.36) untuk gas ideal, didapat p



G=G ° ( T ) +∫ p



°



nRT G G ° (T ) p atm dp , = + RT ln p n n 1 atm



(



)



Suatu hal biasa untuk menggunakan lambang khusus, µ, untuk energi Gibbs per mol; didefinisikan



μ=



G n



Jadi untuk energi Gibbs molar gas ideal, diperoleh μ=μ ° ( T ) + RT ln p simbol p dalam persamaan (1.40) menunjukkan jumlah murni, jumlah yang kemudian dikalikan dengan 1 atm menghasilkan harga tekanan dalam atmosfir. Istilah logaritmis dalam persamaan (1.40) adalah sangat besar dalam kebanyakan keadaan dan tidak bisa diabaikan. Dari persamaan ini jelas bahw pada temperatur spesifik, tekanan menggambarkan energi Gibbs gas ideal; semakin tinggi tekanan maka semakin besar energy Gibbs . Suatu hal berharga untuk ditekankan bahwa jika kita mengetahui format yang fungsional dari G(T,p), maka dapat diperoleh keseluruhan fungsi termodinamika dengan diferensiasi, menggunakan persamaan (1.34) dan (1.35), dan mengkombinasikan dengan definisi µ–µ °



2.2 Energi Gibbs Gas Real Bentuk fungsional persamaan (1.40) terutama sekali sesuai dan sederhana. Akan sangat berguna jika energi Gibbs molar gas real dapat diungkapkan dalam bentuk matematika yang sama. Sehingga ditemukan suatu fungsi keadaan yang akan mengungkapkan energi Gibbs molar gas real dengan persamaan: μ=μ ° ( T ) + RT ln f (1.41)



Fungsi f disebut fugasitas gas. Fugasitas mengukur energi Gibbs gas nyata dengan jalan yang sama sebagaimana tekanan mengukur energi Gibbs gas ideal. Suatu fungsi yang ditemukan seperti fugasitas memiliki sedikit kegunaan kecuali jika



dapat dihubungkan dengan sifat terukur gas. Pembagian persamaan dasar (1.19) dengan n, yaitu jumlah mol gas, dan dibatasi temperatur konstan, dT= 0, diperoleh untuk gas nyata dµ= Vdp, sedangkan untuk gas ideal dµid= Viddp, dimana Vdan Vid adalah volume molar gas real dan ideal. Dengan pengurangan dua persamaan ini, diperoleh d(µ − µid) = (V − Vid)dp. Dengan integrasi antara batas p* dan pmenghasilkan p



( μ−μ id )−( μ ¿−μ¿ id )=∫ ( V −V id ) dp , p



°



Diasumsikan p*→0. Sifat suatu gas real mendekati harga idealnya selagi tekanan gas mendekati nol. Karena itu selagi p*→0, maka µ*→ µ* id. Persamaan menjadi p



μ−μid =∫ ( V −V id ) dp ,(1.42) 0



tetapi dengan persamaan (1.40), µid= µo(T) + RT ln p, dan dengan definisi f, persamaan (1.41), µ= µo(T) + RT ln f. Dengan menggunakan harga ini untuk µdan µid, persamaan (1.42) menjadi p lnf −ln ¿ ¿ RT ¿ p



1 lnf =ln p + ∫ ( V −V id ) dp ,(1.43) RT 0 Integral dalam persamaan (1.43) dapat dievaluasi secara grafik; dengan mengetahui V sebagai suatu fungsi tekanan, maka ploting besaran ( V − V id)/RT sebagai suatu fungsi tekanan.Daerah di bawah kurva dari p= 0 sampai padalah harga kedua sisi kanan persamaan (1.43).Atau jika V dapat diekspresikan sebagai suatu fungsi tekanan dengan suatu persamaan keadaan,integral dapat dievaluasi secara analitik, karena Vid = RT/p. Integral dapat diekspresikan denganbaik dalam ungkapan faktor kompresibilitas Z, dengan definisi V= ZVid. Dengan menggunakanharga ini untuk Vdan Vid = RT/p, dalam integral persamaan (1.43), maka menjadi p



lnf =ln p +∫ 0



(Z −1) dp ,(1.44) p



Integral dalam persamaan (1.44) dievaluasi secara grafik dengan ploting ( Z−1)/pterhadap p dan mengukur daerah di bawah kurva. Untuk gas di bawah temperatur Boyle, Z−1 adalah negative 16 pada tekanan cukupan, dan fugasitas, persamaan (1.44) akan lebih kecil dibanding tekanan. Untuk gas di atas temperatur Boyle, fugasitas adalah lebih besar dibanding tekanan.. 2.3 Ketergantungan Energi Gibbs pada Temperatur Ketergantungan energi Gibbs pada temperatur diekspresikan dalam beberapa cara yang berbeda. Dengan menulis kembali persamaan (1.34) didapat =−S (1.45) ( ∂G ∂T ) p



Dari definisi G = H−TS, diperoleh − S = (G−H)/T, dan persamaan (1.38) menjadi G−H = (1.46) ( ∂G ) ∂T T p



Dengan aturan diferensiasi biasa, dapat dilihat bagaimana fungsi G/T tergantung pada temperatur G ) T 1 ∂G 1 = − 2 G. ∂T p T ∂T P T



( ) ∂(



( )



Menggunakan persamaan (1.45) persamaan ini menjadi G ) T −TS+G = ∂T p T2



( ) ∂(



kemudian G ) T −H = (1.47) ∂T p T 2



( ) ∂(



Suatu persamaan Gibbs−Helmholtz, persamaan yang sering digunakan. Karena d(1/T) = −(1/T2) dT, maka kita dapat menggantikan ∂T dalam derivative persamaan (1.47) dengan −T2 ∂(1/T); sehingga diperoleh



G ) T =H (1.48) 1 ∂( ) T p



( ) ∂(



3. ENERGI BEBAS GIBBS DALAM CAMPURAN GAS 3.1 Persamaan Fundamental Secara mutlak sistem diasumsikan tersusun oleh suatu zat murni atau jika tersusun oleh suatu campuran, maka komposisi campuran tidak berubah dalam perubahan keadaan.Selagi rekasi kimia berlangsung komposisi sistem dan sifat termodinamika berubah.Karena itu ketergantungan pada komposisi harus dimasukkan dalam persamaan termodinamika.Pertama kali dimasukkan dalam Energi Gibbs G. Untuk suatu zat murni atau campuran komposisi tertentu persamaan energi Gibbs adalah dG=−S dT +V dp (2.1) Jika jumlah mol (n1, n2, ..) zat muncul bervariasi, maka G = G(T,p,n1,n2,…), dan diferensial totalnya adalah:



( ∂∂Gp )



p .∋¿ dT +



T . p .nj



dp+



∂G ∂ n2



( )



T . p . nj



dG=



∂G ∂n 2



( )



d n1 +



d n2 +…(2.2)



T . p . nj



( ∂∂TG )



¿



Dimana ni pada derivative parsial berarti semua jumlah mol konstan dalam diferensiasi dan nj pada derivative parsial berarti semua jumlah mol kecuali satu dalam derivative adalah konstan dalam diferensiasi. Jika suatu system tidak mengalami suatu perubahan komposisi, maka dn1 = 0, dn2 = 0, sehingga



T .∋¿(2.3) ∂G p .∋¿ dT + ∂p ∂G dG= ∂T ¿



( ) ( )



¿



Pembandingan persamaan (2.3) dan (2.1) menunjukkan T .∋¿=V (2.4 a , b) ∂G p .∋¿=−S dan ∂T ¿ ∂G ∂T ¿



( )



( )



Untuk penyederhanaan, μi ¿



∂G ∂ ni



( )



(2.5)



T . p . ns



Dengan melihat persamaan (2.4) dan (2.5), diferensial total G dalam persamaan (2.2) menjadi dG=−SdT +Vdp+ μ1 dn1 + μ2 dn2 +…(2.6) Persamaan (2.6) menghubungkan perubahan energy Gibbs dengan perubahan temperature, tekanan, dan jumlah mol. Biasanya ditulis dG=−SdT +Vdp+ ∑ μ 1 dn1 ,(2.7) i



3.2 Energi Bebas Campuran Jika campuran mengandung n1, n2, …, mol, maka µ1, µ2,… adalah potensial kimia dari komponen 1, 2, … energi bebas campuran pada temperatur dan tekanan konstan adalah G=∑ ni μi i



μi=



G n



3.3 Potensial Kimia Gas Ideal Murni Potensial kimia dari setiap komponen ditetapkan sebagai perubahan dalam energi bebas system jika satu mol komponen ditambahkan pada sistem dengan jumlah tidak terhingga, sehingga tidak ada perubahan dalam komposisi yang terjadi dalam sistem. Secara matematik didefinisikan sebagai μi=



∂G ∂ ni



( )



T . p . nj



Potensial kimia dari gas murni adalah μ=μ ° ( T ) + RT ln p 3.4 Kesetimbangan Kimia dalam Campuran Gas Ideal



Telah diperlihatkan dalam persamaan (2.12), bahwa gas ideal dalam suatu campuran gas diberikan dengan: μi=μ°i +RT ln pi Dimana pi adalah tekanan parsial gas dalam campuran.Harga ini digunakan untuk menghitung G reaksi αA + βB → γC +δD Dimana A, B, C dan D menunjukkan rumus kimia zat, sedangkan α , menunjukkan koefisien stoikiometrik. Kemudian ∆ G=γμ °c + γRT ln pc +δμ °D +δRT ln p D −αμ °A−αRTln p A −βμ°B −βRTln pB ,



β, γ ,δ



¿ γμ °c + δμ °D −( αμ °A −βμ°B ) + RT [ γ ln p c + δ ln p D−( α ln p A + β ln p B ) ] misal



∆ G° =γμ °C + δμ °D −( αμ°A + βμ°B ) (2.14) Go adalah energy Gibbs reaksi standar. Kemudian dengan mengkombinasikan term logaritma diperoleh PCγ PδD ∆ G=∆ G + RT ln α β ( 2.15) P A PB °



jika γ



Q p=



δ



PC P D (2.16) α β PA PB



maka



∆ G=∆ G° + RT ln Q p (2.17) Pada kesetimbangan G = 0 dan persamaan (2. 37) menjadi 0=∆ G° + RT ln



( Pc )γe ( Pd )δe ( Pa )αe ( Pb )ϑe



(2.18)



Dimana subskrip e menandai tekanan parsial kesetimbangan.Hasil bagi tekanan kesetimbangan adalah konstanta kesetimbangan tekanan Kp:



K p=



( Pc )γe ( Pd )eδ ( Pa )αe ( Pb )ϑe



(2.19)



Dengan menggunakan notasi yang lebih umum, harga dapat diletakkan untuk memperoleh persamaan: ∆ G=



∂G ( ∂ moles )T . P=∑ v (μ + RT ln P ) i



Dapat ditentukan



i



° i



t



°



∆ G=∑ v i μ i + RT ∑ v i ln p t i



i



tetapi



∑ v i μ°i =∆ G° (2.20 a) i



Perubahan energy Gibbs standar ∆ G , dan ln pi = ln pii, sehingga persamaan menjadi ∆ G=∆ G ° + RT ∑ ln pi vt (2.20b) i



Tetapi ini merupakan logaritma produk sehingga Pv1 1 Pv2 2 (¿ Pv3 3 .. .) ln Pv1 1+ ln Pv2 2+ ln Pv3 3+ .. .=ln ¿



kemudian



∏i Ptvt =Pv1 1 P2v2 Pv3 3 . . . Disebut sebagai hasil bagi tekanan yang sesuai, Q Q p=∏ Pvti (2.21) i



Catatan bahwa karena vi untuk komponen reaktan adalah negatif, kita mempunyai reaksi yang dimasalahkan v 1=−α v 2=−β v 3=γ v 4 =δ dan −β γ δ Q p=P−α A P B PC P D =



δ P−β B PD (2.22) PCγ PδD



Sehingga Kp dapaat ditulis



K P =∏ ( Pi )vte (2.23) i



Persamaan (2.18) menjadi



∆ G° =−RT ln K p (2.24) 3.5 Kesetimbangan Kimia dalam Campuran Gas Nyata



Untuk gas nyata maka persamaan dapat ditulis sebagai berikut Kf =



( fc )γe ( fd )δe ( fa )αe ( fb ) βe



(2.25)



Sehingga



∆ G° =−RT ln K f ( 2.26 ) Untuk gas nyata K, bukannya KP yang sekedar fungsi temperature 3.6 Konstanta Kesetimbangan KX dan KC



Ada baiknya juga untuk mengungkapkan konstanta kesetimbangan suatu gas dalam terminology fraksimol, xi, atau konsentrasi, ci, daripada sekedar tekanan parsial. Tekanan parsial, pi, fraksimol, dan tekanan total, p, dihubungkan dengan pi = xi . p. Dengan menggunakan hubungan ini untuk setiap tekanan parsial dalam konstanta kesetimbangan, dari persamaan (2) diperoleh K p=



( pc )γe ( pd )δe ( pa )αe ( pb )eβ



=



( XcP )γe ( XdP )δe ( XaP )αe ( XbP )eβ



=



( Xc )γe ( Xd )δe ( Xa )αe ( Xb )βe



kemudian



K x =K x p ∆ v Dimana v adalah jumlah koefisien stoikiometri .Untuk term konsentrasi dipenuhi hubungan K p=K c RT



Sehingga jika v = 0 maka Kp = Kc, dan harga perubahan energy Gibbs menjadi G° =RT ln K C



ENERGI BEBAS HELMHOLTZ Energi bebas Helmholtz merupakan potensi termodinamika yang mengukur "berguna" kerja diperoleh dari suatu sistem termodinamika tertutup pada suhu konstan. Perbedaan negatif dari energy Helmholtz adalah sama dengan jumlah maksimum pekerjaan yang sistem dapat melakukan dalam proses termodinamikadimanasuhutetap konstan. Jikavolume tidaktetap konstan, bagian dari pekerjaan ini akan dilakukan sebagai pekerjaan batas. Energi helmholtz yang biasa digunakan untuk sistem yang diadakan pada volume konstan. Karena dalam kasus ini tidak ada pekerjaan dilakukan pada lingkungan, penurunan energi Helmholtz adalah sama dengan jumlah maksimum pekerjaan yang berguna yang dapat diekstraksi dari sistem. Untuk sistem pada suhu konstan dan volume, energi Helmholtz



diminimalkan pada



kesetimbangan.



Energi bebas



Helmholtz



dikembangkan oleh Hermann von Helmholtz, seorang fisikawan Jerman, dan biasanya dilambangkan dengan huruf A (dari Jerman "Arbeit" atau bekerja). IUPAC merekomendasikan huruf A serta penggunaan nama energy Helmholtz. Sementara energi bebas Gibbs ini paling sering digunakan sebagai ukuran potensi termodinamika, khususnya di bidang kimia, itu tidak nyaman untuk beberapa aplikasi yang tidak terjadi pada tekanan konstan. Sebagai contoh, dalam penelitian bahan peledak, energi bebas helmholtz sering digunakan sejak reaksi eksplosif, menurut sifatnya menyebabkan perubahan tekanan. Hal ini juga sering digunakan untuk menentukan persamaan dasar negara zat murni. Helmholtz energi didefinisikan sebagai:



Keterangan :  A adalah energi bebas Helmholtz



 U adalah energi internal sistem  T adalah suhu mutlak (kelvin)  S adalah entropi Transformasi pada Temperatur Konstan Jika suatu sistem berlaku perubahan isotermal, maka TdS = d(TS), dan hubungan (1.4) dapat ditulis −dU +d ( TS ) ≥dW −d ( U −TS ) ≥ dW (1.7)



Kombinasi variabel U─TS sering muncul, karena itu diberi simbol khusus, A, jadi A ≡U −TS(1.8) A adalah fungsi keadaan sistem yang disebut sebagai energi Helmholts. Dimana −dA ≥ dW (1.9)



dengan integrasi −∆ A ≥ ∆W (1.10)



SIFAT-SIFAT FUNGSI HELMHOLTS Sifat energi Helmholts A diungkapkan dengan persamaan fundamental (1.18) dA=−S dT −p dV



Persamaan ini memandang A sebagai suatu fungsi terhadap T dan V, diperoleh persamaan identik:



( ∂∂ TA ) dT +( ∂∂ VA ) dV



dA=



V



T



Dengan membandingkan dua persamaan ini didapat



( ∂∂TA ) =−S(1.31) V



( ∂∂ VA ) =−p(1.32) T



Karena entropi suatu zat berharga positif, persamaan (1.31) menunjukkan bahwa energy Helmholtz suatu zat berkurang (tanda minus) dengan bertambahnya temperatur.Laju berkurangnya lebih besar dari daripada besarnya entropi zat. Untuk gas, yang memiliki entropi besar, laju berkurangnya A terhadap temperatur lebih besar daripada untuk zat cair dan padatan, yang memiliki entropi kecil. Demikian pula, tanda minus dalam persamaan (1.32) menunjukkan bahwa dengan bertambahnya volume akan mengurangi energi Helmholtz; laju pengurangannya adalah lebih besar daripada tekanan yang lebih tinggi.



CONTOH ENERGI BEBAS DALAM KEHIDUPAN SEHARI-HARI 1. Mengeringkan pakaian 2. Air yang menguap 3. Es yang mencair



spontan CONTOH SOAL DAN PEMBAHASANNYA



2



Solusi