ENERGI BEBAS DAN KESETIMBANGAN KIMIA

MUNAS MARTYNIS

Konsep Kesetimbangan

1. Kesetimbangan fisis

H2O (l) H2O (g)

2. Kesetimbangan Kimia

N2O4(g) 2NO2 (g)tdk bewarna coklat gelap

100 0C

Uap air

air

Jumlah molekul air menjadi uap (gas) sama dengan jumlah uap air menjadi cair.

AKIBATNYA jumlah molekul air dan uap air dalam kesetimbangan dapat dikatakan konstan, tetapi kedua perubahan itu berlangsung terus menerus

Kesetimbangan Kimia merupakan kesetimbangan dinamis, karena dalam sistem terjadi perubahan zat pereaksi menjadi hasil reaksi

AB + CD == AC + BD

Akibatnya, keempat zat dalam sistem jumlahnya mendekati konstan

Secara umum

N2O4

NO2

NO2

N2O4

N2O4

NO2

kons

entr

asi

waktuko

nsen

tras

i

kons

entr

asi

waktuwaktu

Dalam reaksi setimbang, pada mulanya hanya ada pereaksi misalnya AB dan CD, sedangkan hasil reaksi adalah AC dan BD nol.

Selama reaksi berlangsung jumlah pereaksi berkurang dan hasil reaksi terbentuk dan bertambah. Akhirnya dicapai kesetimbangan sehingga jumlah pereaksi dan hasil reaksi menjadi konstan

I (laju berkurang)

II (laju bertambah)

I =II

P

H

P = pereaksi (AB dan CD)

H = Hasil reaksi (AC dan CD

Perbandingan bergantung pada suhu dan jenis kesetimbangan

AB + CD ==== AC + BDI

II

AB

CD

AC(BD)

Konstanta Kesetimbangan

Contoh :

N2O4 2NO2(g)

H2 (g) + I2 (g) 2HI (g)

N2 (g) + 3H2 (g) 2 NH3 (g)

Berdasarkan hasil percobaan dilab pada suhu 250 C untuk reaksi N2O4 ,suhu 425,4 0C untuk reaksi H2 + I2 dan suhu 500 0C untuk reaksi N2 + H2 didapatkan hubungan :

32

4

2

23

32 2

2[ ]4,63 10

[ ]2

[ ] 5,44[ ][ ]

2 2

0,005998

NOx

N O

HIH I

NH

N H

Contoh diatas adalah kesetimbangan gas, campuran beberapa gas dalam wadah yang sama mempunyai volume, tekanan dan suhu yang sama maka jumlah partikel masing-masing komponen setara dengan jumlah molnya. Karena tekanan parsial gas dikenal dengan konstanta kesetimbangan tekanan (Kp)

c d

a b

P AC x P BDP AB x P CD

Kp

a AB (g) + b CD (g) ==== c AC (g) + d BD(g)

Secara umum : a AB + b CD ===== c AC + d BD

bCDaAB

dBDcACKc][][][][ ( 2.1 )

( 2.2 )

Nilai Kp dan Kc suatu kesetimbangan tidak selalu sama, tetapi saling berhubunganDari reaksi diatas

bCDaAB

dBDcACKc][][][][

Menurut persamaan gas ideal : PV = nRTRT

P

V

n

Soal1.Tentukan persamaan untuk Kc dan Kp jika mungkin, untuk reaksi reversibel pada kesetimbangan

a. 2NO (g) + O2(g) 2NO2(g) b. CH3COOH (aq) CH3COOC2H5(aq)

+H2O(l)

2. Konstanta kesetimbangan Kp untuk reaksi penguraian ; PCL5 (g) PCl3 (g) + Cl2 (g)

diketahui sebesar 1,05 pada suhu 2500 C. Jika tekanan parsial kesetimbangan PCl5 dan PCl3 berturut-turut adalah 0,875 atm dan 0,463 atm, berapa tekanan parsial kesetimbangan Cl2 pada suhu 2500C?3.Pada temperatur8000 C, reaksi kesetimbangan ,

CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g)tekanan CO2 adalah 0,236 atm. Hitunglah Kp dan Kc untuk reaksi tersebut.

4.Pada awal reaksi ada 0,249 mol N2, 3,21x10-2 mol H2, dan 6,42x10-4 mol NH3. dalam sebuah wadah reaksi berukuran 3,50 liter pada 375 0C. Jika konstanta kesetimbangan (Kc) untuk reaksi ; N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3 (g) adalah 1,2 pada suhu tersebut, tentukan apakah sistim tersebut berada pada kesetimbangan. Jika tidak, prediksi arah reaksinya.5.Campuran 0,50 mol H2 dan 0,500 mol I2 dimasukkan kedalamlabu baja anti karat 1 liter pada suhu 4300 C. Konstanta kesetimbangan Kc untuk reaksi ; H2 (g) I2(g)

2 HI (g) adalah 54,3 pada suhu ini. Hitunglah konsentrasi H2, I2 ,dan HI pada kesetimbangan

Dalam sistem terdapat gas AB, CD, AC dan BD dengan konsentrasi masing-masing :

RTBDBDPRTBD

P

VBD

nBD

RTACAC

PRTAC

P

VAC

nAC

RTCDCD

PRTCD

P

VCD

nCD

RTABAB

PRTAB

P

VAB

nAB

][][

][][

][][

][][

d)(cb)RT(abCDaAB

dBDcACbRTbCDxaRTaAB

dRTdBDxcRTcAC

CDbPxABaPBDdPxACcPKp

][][

][][

][][][

][][][

[ ] nKp Kc RT

∆ng = Selisih koef hasil reaksi dengan pereaksiR = Konstanta (0.082)T = Temperatur (K)

( 2.3 )

Kesetimbangan Kimia ada 2 jenis :1.Kesetimbangan homogen (wujud zat sama)2.Kesetimbangan heterogen

Kesetimbangan heterogen yaitu kesetimbangan yang wujud zatnya berbedaContoh : CaCO3 (s) ==== CaO (s) + CO2 (g) 2 NaHCO3 (s) ==== Na2CO3 (s) + CO2 (g) + H2O (g)

Jumlah zat padat dalam kesetimbangan heterogen tidak mempengaruhi kesetimbangan -- konsentrasi zat padat dapat dianggap konstan

]2

][2

[,]2

[

tan]

3[

]32

[,tan

]3

[][

OHCOKcCOKcsehingga

konsNaHCO

CONakons

CaCOCaO

Jadi konstanta kesetimbangan zat heterogen merupakan hasil perkalian konsentrasi zat hasil reaksi dalam wujud gas dibagi dengan perkalian konsentrasi

yang berupa gas, dan masing-masing dipangkatkan dengan koefisiennya.

Contoh : 5 CO (g) + I2O5 (s) ==== I2 (g) + 5 CO2 (g)

COP

COPxPIKp

CO

COIKc

52

52

5][

5]2

][2

[

Reaksi disosiasi yaitu penguraian senyawa menjadi yang lebih sederhana.Jika reaksi disosiasi dapat balik terjadilah kesetimbangan disosiasi.Contoh :COCl2(g) ==== CO(g) + Cl2(g)

N2O4 (g) ==== 2NO2(g)

NH4Cl (g) ==== NH3(g) + HCl(g)

Dalam reaksi disosiasi tidak semuanya yang terdisosiasi berarti masih ada terdapat sebahagian yang tidak terdisosiasi. Bagian yang terdisosiasi ini disebut DERAJAT DISOSIASI (α)

mulamulapereaksimoljumlah

siterdisosiayangpereaksimoljumlah

Nilai α berada antara 0 – 1Jika α = 0, pereaksi tidak terurai sama sekaliJika α = 1, pereaksi terurai sempurna

Contoh :Kesetimbangan AB === A + B mengandung [AB] = 0,2 M, [A] = [B] = 0,05 M. tentukan derajat disosiasi

Jawab :AB === A + B

0,05 0,05 0,05[AB] yang terurai = 0,05 M[AB] mula-mula = (0,2 + 0,05)M = 0,25 M

2,025,0

05,0

][

][

mulamulaAB

teruraiAB

Kesetimbangan kimia bersifat mantap, yang ditandai dengan konstanta kesetimbangan, KspNamun demikian dapat berubah bila mendapat gangguan dari luar. Perubahan itu menuju kearah kesetimbangan baru yang disebut “ PERGESERAN KESETIMBANGAN “Hal ini sesuai dengan azas Le Chatelier : “ Apabila suatu sistem kesetimbangan dinamis mendapat gangguan dari luar, maka sistem akan bergeser sedemikian rupa sehingga pengaruh gangguan itu sekecil mungkin”

Beberapa faktor yang dapat menggeser kesetimbangan adalah perubahan :a.Konsentrasib.Volume / tekananc.Katalisd.Suhu

PERUBAHAN KONSENTRASI

Perubahan konsentrasi suatu kesetimbangan mengakibatkan pergeseran beberapa saat sampai tercapai kesetimbangan baru. Arah pergeseran bergantung pada jenis perubahannya :

Jika salah satu konsentrasi zat ditambah, kesetimbangan bergeser meninggalkan zat yang ditambah. Jika salah satu konsentrasi zat dikurangi, kesetimbangan bergeser kearah yang dikurangi

Contoh:Pada suhu 4400C, kesetimbangan : H2(g) + I2(g) ==== 2 HI(g)

Mengandung 0,044 mol H2, 0,044 mo I2, 0,310 mol HI dalam ruang 10 literJika ditambah 0,2 mol HI, maka :a.Tentukanlah arah pergeseran kesetimbanganb.Komposisi kesetimbangan setelah pergeseran

Jawab :a.Arah pergeseran adalah kekiri atau dari HI ke H2 dan I2

b.[H2] = [I2]

5,490044,00044,0

2031,0

]2

][2

[

2][

031,010

310,0][

0044,010

044,0

xIH

HIKc

Mliter

molHI

Mliter

mol

[HI] ditambahkan = 0,2 mol = 0,02 M 10 liter[HI] setelah ditambah = (0,031 + 0,02) M = 0,051 M

Misalkan [HI] yang bergeser = x M.Setelah bergeser komposisi kesetimbangan adalah : H2(g) + I2(g) 2HI(g)0,0044 +1/2 x (0,0044 + ½ x) (0,051-x)

5,49225,00044,00000194,0

2102,00026,0

5,492

)2/10044,0(

2)051,0(

xx

xx

x

xKc

Dengan persamaan kuadrat didapatkan nilai x = 0,00443 M

Komposisi kesetimbangan setelah bergeser adalah :[HI] = (0,051 – 0,00443)M = 0,04657 M[H2] = [I2] = 0,0044 M + 0,002215 M = 0,006615 M

Nilai Kc setelah pergeseran adalah :

56,492

)006615,0(

2)04657,0(

Kc

(sama dengan sebelum pergeseran)

PERUBAHAN SUHU

Jika suhu dinaikkan maka reaksi yang lebih cepat adalah yang bersifat endotermik

2 NH3(g) N2(g) + 3H2(g) ∆H0 = 92,22 kJ (endotermik)

Akibatnya kesetimbangan kekiri sehingga jumlah N2 dan H2 bertambah dan NH3 berkurang.Pada saat tertentu, pergeseran itu akan berhenti setelah tercapai kesetimbangan baru, dengan nilai Kc atau Kp yang lebih kecil.Sebaliknya, penurunan suhu akan mengakibatkan reaksi eksotermik lebih cepat sehingga Kc atau Kp yang baru lebih besar.

Berdasarkan reaksi Haber-Bosch:

N2 (g) + 3H2(g) 2NH3(g) ∆H0 = -92,22 kJeksotermik

endotermik

Berdasarkan azas Le Chatelier dan fakta diatas, lahirlah hukum VAN’T HOFF yang berbunyi :“ Jika sistem berada dalam kesetimbangan, kenaikan suhu , menyebabkan kesetimbangan bergeser kearah reaksi endoterm dan penurunan suhu menimbulkan pergeseran ke arah reaksi eksoterm”

PENGARUH TEKANAN DAN VOLUMEPerubahan tekanan biasanya tidak mempengaruhi konsentrasi spesi yang bereaksi dalam fasa terkondensasi ( misalnya larutan berair) sebab cairan dan padatan pada dasarnya tidak dapat dimampatkan.

Sebaliknya, konsntrasi gas sangat dipengaruhi oleh perubahan tekanan.

PV = nRT

P = RT

Jadi, P dan V berbanding terbalik

, konsentrasi gas dalam mol per liter, dan berbanding lurus dengan tekanan

nV

nV

Jika tekanan diperbesar 2x, berarti volume menjadi V/2 liter sehingga :

3

22

3]

2/][

2/[

2]

2/[

3]

2][

2[

2]

3[

'ab

cV

Vb

Va

Vc

HN

NHKc

38

22

3]][[

2]/[

3]

2][

2[

2]

3[

ab

cV

Vb

Va

Vc

HN

NHKc

Sesuai dengan hukum Boyle, bila tekanan gas diperbesar berarti volumenya diperkecil, dan sebaliknya bila tekanan diperkecil berarti volumenya diperbesar.

N2(g) + 3H2(g) ===== 2NH3 (g)a mol b mol c mol

Jika voume mula-mula V liter, maka :

Memberikan tekanan yang tinggi berarti cenderung membuat peluang terbentuknya amonia makin besar karena jarak antar molekul makin rapat dan peluang kolisi makin besar.

Ternyata nilai Kc < Kc’, berarti konsentrasi pereaksi menjadi lebih besar.

Sebaliknya bila tekanan diperkecil maka kesetimbangan bergeser kekiri (arah N2 dan H2). Yang berbeda antara kiri dan kanan adalah jumlah molnya.

Sebelah kiri ada 4 (yaitu N2 + 3 H2) dan sebelah kanan ada 2 yaitu 2 NH3

Berdasarkan itu dapat disimpulkan bahwa :

“ bila tekanan kesetimbangan diperbesar, kesetimbangan bergeser kearah molekul yang terkecil dan sebaliknya bila tekanan diperkecil, kesetimbangan bergeser ke molekul terbesar”

N2(g) + 3H2(g) ===== 2NH3 (g)a mol b mol c mol

= N

= H

Tekanan

Memberikan tekanan yang tinggi berarti cenderung membuat peluang terbentuknya amonia makin besar karena jarak antar molekul makin rapat dan peluang kolisi makin besar

P0

P1

P0 > P1

Bila jumlah molekul sebelah kiri dan kanan sama, maka perubahan tekanan tidak akan menggeser kesetimbangan.

H2(g) + CO2(g) ===== H2O (g) + CO (g)a mol b mol c mol d molMisalkan volume sistem V liter, maka :

ab

cd

Vb

Va

VdVcKc

]][[

]/][/[

Bila volume diperbesar menjadi 2V, maka :

ab

cd

Vb

Va

VdVcKc

]2

][2

[

]2/][2/[

PENGARUH KATALIS

Katalis adalah zat kimia yang mempercepat reaksi, tetapi tidak bereaksi secara permanen.Berarti katalis tidak mempengaruhi kesetimbangan reaksi

Termodinamika Kesetimbangan Kimia

Proses Spontan

Proses spontan terjadi dengan tujuan menurunkan energi suatu sistim, seperti bola bergulir dari atas kebawah, besi yang terkena air dan oksigen membentuk karat

Arah Reaksi

Suatu reaksi kimia selalu menjalani tiga keadaan, yaitu spontan (irreversibel),

setimbang (reversibel) dan tidak spontan.

1.a AB + b CD c AC + d BD (spontan)2.a AB + b CD c AC + d BD (setimbang)3.a AB + b CD c AC + d BD (tidak spontan)

a AB + b CD c AC + d BD (tidak spontan)

Dalam konteks ini, energi bebas ialah energi yang tersedia untuk melakukan

kerja. Jadi, jika suatu reaksi diiringi dengan pelepasan energi yang berguna

(ΔG = negatif) menunjukkan reaksinya spontan.

Untuk kespontanan dan kesetimbangan pada suhu dan tekanan tetap suatu

reaksi dapat ditinjau dari nilai ΔG nya :

Jika : ΔG ˂ 0 reaksi spontan ke arah kanan (reaksi 1)

ΔG = 0 reaksi setimbang (reaksi 2)

ΔG ˃ 0 reaksi non spontan . Reaksi ini spontan kearah yang

berlawanan (reaksi 3)

1. Energi bebas Gibbs

Untuk menyatakan kespontanan reaksi secara langsung, kita dapat menentukan

dari energi bebas Gibbs (G)

Perubahan energi bebas (ΔG) suatu sistim pada proses pada suhu tetap

ialah

Energi Bebas

G = H - TS

ΔG = Δ H – T ΔS

( 2.4 )

( 2.5 )

=Σn (produk) - 0fG Σm (reaktan) 0

fG0rxnG

n dan m adalah koefisien stoikiometri = energi bebas pembentukan standar dari senyawa, artinya perubahan energi bebas yang terjadi bila 1 mol senyawa disintesis dari unsur-unsurnya dalam keadaan standar

0fG

Perubahan Energi Bebas Standar

Energi bebas reaksi standar,(ΔG0rxn) ialah perubahan energi bebas untuk

reaksi itu bila reaksi itu terjadi pada kondisi keadaan standar, artinya, bila reaktan berada dalam keadaan standarnya diubah menjadi produk dalam keadaan standarnya

aA + bB cC + dD

Perubahan energi bebas standar untuk reaksi ini adalah :

=[ c0rxnG )]([ 0 AGa f

)](0 BGb f)(0 CG f )](0 DG f+ d

atau

Soal : Hitung perubahan energi bebas standar reaksi berikut pada 250C a. CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O (l) b. 2MgO (s) 2Mg(s) + O2(g)

Tugas !

200

200 (),()( OGgrafitCGCOGG fffrxn

0),(0 grafitCG f

0)( 20 OG f

)( 200 COGG frxn

Contoh, pembakaran grafit

C (grafit) + O2 (gas) CO2(gas)

Perubahan energi standarnya adalah

=- 394,4 kJ/mol

Untuk memprediksi tanda ΔG, kita perlu mengetahui baik ΔH, maupun ΔS

ΔH negatif (reaksi eksotermik) dan ΔS positif (reaksi yang menyebabkan peningkatan ketidak teraturan sistim) cenderung akan membuat ΔG negatif, meskipun suhu dapat juga mempengaruhi arah dari suatu reaksi spontan.Empat kemungkinan hasil dari hubungan ini adalah :

•Jika ΔH maupun ΔS positif, maka ΔG akan negatif jika TΔS ˃ ΔH T ˃•Jika ΔH positif, ΔS negatif maka ΔG akan selalu positif, pada T sembarang•Jika ΔH negatif, ΔS positif, maka ΔG akan negatif, pada T sembarang•Jika ΔH negatif, ΔS negatif, maka ΔG akan negatif jika TΔS ˂ ΔH T˂

Suhu dan Reaksi Kimia

Pada reaksi pembentukan kapur tohor(CaO) yang dibuat dari penguraian CaCO3 (batu gamping) pada suhu tinggi.

CaCO3(s) CaO (s) + CO2 (g) (reversibel)

PCO2 dalam kesetimbangan akan selalu meningkat dengan naiknya suhu.Dalam pembuatan kapur tohor di pabrik sistemnya tidak pernah diatur pada kesetimbangan, sebaliknya CO2 terus menerus diambil dari tanur untuk menggeser kesetimbangan dari kiri ke kanan untuk meningkatkan pembentukan CaO.

Pada saat CaCO3 cukup banyak terurai (pada saat reaksi menjadi spontan), kita dapat membuat perkiraan yang baik untuk suhu operasionalnya, yakni : mula-mula dihitung ΔH0 dan ΔS0 reaksi pada 250C

)3(0)2(0)(00 CaCOfHCOfHCaOfHH

= (1 mol) – (-635,6 kJ/mol) + (1 mol)(-393,5 kJ/mol)

(1 mol)(-1206,9 kJ/mol-

= 177,8 kJ

)3(0)2(0)(00 CaCOoSCOmSCaOnSrxnS

= (1 mol)(39,8 J/K.mol) + (1 mol)(213,6 J/K.mol)

= 160,5 J/K

(1 mol)(92,9 J/k.mol-

Untuk menghitung ΔS0rxn digunakan rumus :

ΔS0rxn = ΣnS0(produk) - ΣmS0(pereaksi)

1 kJ1000 JΔG0 = 177,8 kJ- (298 K)(160,5J/K)

= 130,0 kJ

Karena ΔG0 bernilai positif dengan kuantitas besar, reaksi ini akan sulit terjadi pada 250C (2980K).Untuk membuat ΔG0 negatif, kita cari suhu pada saat ΔG0 = 0artinya,

= 11080 K atau 8350 C

0 = ΔH0 - TΔS0

ΔS0T =ΔH0

160,5 J/ 0K =

(177,8 kJ)(1000 J/kJ

Untuk reaksi yang dilakukan pada kondisi standar, pers.nya

ΔG0 = ΔH0 - TΔS0

sehingga

( 2.6 )

STHG 00

= 177,8 kJ – (11130 K)(160,5 J/ 0K 1 kJ

1000 J

= - 0,8 kJ

Pada suhu yang lebih tinggi dari 8350C, ΔG0 menjadi negatif, menunjukkan

bahwa penguraiannya spontan. Contohnya, pada 8400C atau 11130K

2. Energi bebas Helmholtz

Energi bebas Helmholtz dikenaljuga sebagai “ Fungsi Kerja Total” yang dilambangkan dengan A.

dan untuk perubahan kecil,

Dengan menggunakan hukum Termodinamika 1

Pada temperatur dan volume konstan

A = E - TS

dA = dE = TdS - SdT

dE = TdS - pdV

dA = -pdV - SdT

dA = -DW

( 2.7 )

( 2.8 )

( 2.9 )

( 2.10 )

( 2.11 )

Jika dikaitkan dengan Energi Bebas Gibb

untuk perubahan kecil

dengan menggabungkan pesamaan (2.13)dengan (2.9)

G = E + pV - TS ( 2.12 )

G = H – TS = A + pV

( 2.12 )

dG = dE + pdV + Vdp – TdS - SdT ( 2.13 )

dG = Vdp - SdT ( 2.14 )

Contoh :1.Hitung harga ΔA dan ΔG untuk proses

2He (g, 270C, 1 atm) 2He (g, 270C, 5 atm)

Jwb.Proses diatas dilakukan pada temperatur konstan, dan secara reversibel

ΔA = -Wmaks (kompresi) = -nRTln = - (2mol) (8,314 J/K mol) (300K) (ln ) = 8,029 kJ

ΔG = ΔH – TΔSKarena temperatur konstan, ΔH = 0 dan

ΔS = n R ln

= (2 mol) (8,314 J/K mol ln ( ) = 26,76 J/K

ΔG = - (300 K) (26,76 J/K) = 8028 J = 8,028 kJ

15

p1

p2

p1

p2

15

2. Hitung harga ΔA untuk proses C8 H18(g) + 25/2 O2(g) 8 CO2(g) + 9 H2O (l)

Diketahui ; ΔH0 = -5,93x103 kJ. Entropi standar n , O2, CO2 dan H2O masing-

masing adalah 463,67 J/K, 205,03 J/K, 213,64 J/K dan 69,94 J/K, dan reaksi dilakukan dalam kalorimeter bom. Reaktan mula-mula berada pada 1 atm dan 250

C, dan reaksi berjalan sempurna.

Jwb :ΔA = ΔE – TΔS

ΔE = ΔH – Δ (pV) = ΔH – ΔnRT=-5,93 x 103 kJ – 8-25/2 -1X (8,314J/Kmol) (298 K)

= - 5916, 67 kJ

ΔS tidak dapat dihitung semata-mata sebagai perbedaan entropi produk dengan reaktan, karena ada perbedaan jumlah mol peroduk dengan reaktan, sehingga tekanan produk tidakakan sama dengan reaktan. Sehingga

pakhir = pperc = (1 atm) = 0,593 atm

C8 H18

nprod

nreak

8 mol13,5 mol

ΔS =Δsproduk – Δsreaktan

= (8 mol) (217,99 J/K) + (9mol)(69,94 J/K) - (463, 67 J/K) – (12,5 mol)(205,03 J/K) = - 653,165 J/K

ΔA = ΔE – T ΔS = -5916,67 kJ – (298 K) (-653,165 J/K) (10-3 kJ J-1) = - 5722,03 kJ

Transisi Fasa

STHG STH 0

T

HS

molKJK

molJS aires ./0,22

273

/6010

Pada suhu sewaktu transisi fasa terjadi (titik leleh atau titik didih), sistim berada pada kesetimbangan (ΔG=0), sehingga persamaanberubah menjadi

Pada kesetimbangan es-air, untuk transisi es air ΔH adalah kalor lebur molar dan T adalah titik leleh. Maka entropi perubahannya adalah

Jadi ketika 1 mol es meleleh pada 00C, terdapat kenaikan entropi sebesar 22,0 J/K. kenaikan entropi konsisten dengan peningkatan ketidak teraturan dari padatan ke cairan. Sebaliknya, untuk transisi air es, penurunan entropi adalah

molKJK

molJ./0,22

273

/6010ΔSair es

0 200 400 600

1

2

3

800

8350

.

.

...

.

.P

CO

2(at

m)

t (0 C)

Tekanan kesetimbangan gas CO2 akibat penguraian CO2 sebagai fungsi suhu. Kurva ini berasumsi ΔH0 dan reaksi tidak terpengaruh suhuΔS0

˅

Energi Bebas dan Kesetimbangan Kimia

Asumsikan reaksi dalam larutan dimulai dengan semua reaktan dalam keadaan standar (semua konsentrasi 1M). Begitu reaksi dimulai, kondisi standar tidak ada lagi, baik untuk reaktan maupun produknya.Maka yang digunakan adalah ΔG bukan ΔG0

Hubungan ΔG dengan ΔG0

ΔG = ΔG0 + RT ln Q

R = konstanta gas (8,314 J/K.molT = suhu mutlak ( 0K )Q = hasil bagi reaksi

Nilai ΔG0 tetap namun nilai RT lnQ tidak karena Q berubah tergantung komposisi campuran yang bereaksi

Pada kesetimbangan, ΔG = 0 dan Q = K (konstanta kesetimbangan) maka, 0= ΔG0 + RT ln K

ΔG0 = - RT ln K

Tabel hubungan antara ΔG0 dan K berdasarkan persamaan diatas

Nilai K ln K ΔG0 Keterangan

> 1 Positif Negatif Produk > reaktan pada kesetimbangan

= 1 0 0 Produk = reaktan pada kesetimbangan

< 1 Negatif Positif Reaktan > produk pada kesetimbangan

Hubungan konstanta kesetim- bangan dengan energi bebas standar, bukan ΔG

ΔG0 = G0 (produk)-G0(reaktan) < 0

Campuran kesetimbangan reaktan dan produk

Reaktan murni Produk murni

Posisi kesetimbangan

G0 (produk)

G0 (reaktan)

Campuran kesetimbangan reaktan dan produk

Reaktan murni Produk murni

ΔG0 = G0 (produk)-G0(reaktan) >0

Posisi kesetimbangan

(a) G0produk < G0

reaktan sehingga ΔG0 <0, pada kesetimbangan produk > reaktan(b) G0

produk > G0reaktan sehingga ΔG0 >0, pada kesetimbangan reaktan > produk

G0 (produk)

G0

(reaktan)

Jarak reaksi (a)

Jarak reaksi (b)

Ene

rgi b

ebas

(G

) da

risis

tim y

ang

bere

aksi

Ene

rgi b

ebas

(G

) da

risis

tim y

ang

bere

aksi

Contoh

Dengan menggunakan data yang tercantum di Lampiran 2, hitung konstanta kesetimbangan (Kp) untuk reaksi berikut pada 250C.

2H2O(l) 2H2(g) + O2(g)

Solusi

=Σn (produk) - 0fG Σm (reaktan) 0

fG0rxnG

ΔG0 = [ 2 ΔGf0 (H2) + ΔGf

0(O2)] – [2ΔGf0(H2O)]

= [(2mol)(0kJ/mol) + (1mol)(0kJ/mol)] – [(2mol)(-237,2kJ/mol)] = - 472,4 kJ

ΔG0 = -RT ln Kp

-472,4 kJ/mol x 1000 J = -(8,314 J/K)(298K) ln Kp

1kJ

ln Kp = e-191,5

Kp = 7 x 10-84

Tugas

1. Hitung konstanta kesetimbangan (Kp) untuk reaksi 2O3 (g) 3O2(g)2. Dengan menggunakan data yang tercantum di lampiran 2, hitung konstanta kesetimbangan (Kp) untuk reaksi berikut pada 250C

2H2O (l) 2H2(g) + O2(g)3. Perubahan energi bebas standar untuk reaksi ; N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) adalah -33,2 kJ dan konstanta kesetimbangan Kp ialah 6,59 x 105 pada 250 C. Dalam suatu percobaan , tekanan awal adalah PN2 = 0,250 atm, dan PH2 = 12,9 atm. Hitung ΔG untuk reaksi ini pada tekanan-tekanan ini dan prediksi arah reaksi 4. Kalor lebur molar (fussion) dan kalor penguapan (vaporization) molar dari benzena masing-masing 10,9 kJ/mol dan 31,0 kJ/mol. Hitung perubahan entropi (ΔS) untuk transisi padatan cairan dan transisi cairan uap untuk benzena. Pada tekanan 1 atm benzena meleleh pada 5,50 C dan mendidih pada 80,10 C.