ENERGI BEBAS GIBBS

Kombinasi hukum termodinamika pertama dan kedua dengan

menghubungkan fungsi keadaan entalphi (dengan proses pada tekanan tetap).

Kombinasi ini dapat memberikan informasi yang sederhana kepada kita tentang

apakah reaksi dapat berlangsung atau tidak berlangsung. Kombinasi ini

menghasilkan Persamaan Energi bebas Gibbs yang didapat dari persamaan entropi

dan entalphi. Hal ini mengindikasikan bahwa selisih atau tidak selisih dari kedua

fungsi keadaan memberikan informasi baru tentang keadaan reaksi.

Penurunan Energi bebas Gibbs dari entropi

Sehingga energi bebas Gibbs didefinisikan sebagai energi yang menyertai reaksi

merupakan ukuran pasti kecenderungan reaksi. Nilai energi bebas Gibbs

mengindikasikan apakah reaksi berlangsung sampai akhir atau tidak, dengan

persamaan

Persamaan tersebut adalah :

dimana ΔG = Energi bebas Gibbs.

Jika ΔG sangat besar dan tandanya negatif menunjukkan bahwa reaksi

berlangsung sampai akhir, sebaliknya jika ΔG bernilai kecil dan bertanda negatif

menunujukan ada kemungkinan reaksi berlangsung pada satu arah sampai pada

titik tertentu untuk reaksi selanjutnya akan menjadi nol dan reaksi berjalan pada

arah balik. Pada kondisi ΔG = 0, reaksi dikatakan secara termodinamika

reversibel.

Energi bebas Gibbs didefinisikan sebagai perbedaan antara energi entalpi

(H) dengan energi yang tidak digunakan untuk kerja berupa entropi (S) pada

temperatur absolut (T).G  = H  -  TS. Entropi dihitung sebagai perubahan energi

perderajat dengan satuan kal/K.mol atau J/K.mol.Perubahan energi bebas Gibbs

dapat dinyatakan dengan persamaan :

∆G  =  ∆H -T∆S                                                                              

Perubahan energi bebas Gibbs (∆G) merupakan salah satu besaran

termodinamika yang dapat digunakan untuk meramalkan arah reaksi kimia.

Secara termodinamika reaksi kimia cendeung berlangsung spontan kearah

penurunan energi bebas Gibbs (∆G < 0). Hal ini akan terjadi jika :

1. Energi ikat total produk lebih besar dari energi ikat total reaktan  (∆H < 0),

dan tingkat ketidakteraturan produk lebih tinggi daripada tingkat

ketidakteraturan reaktan (DS > 0). Sebagai contoh, pembentukan gas

karbon monoksida dari unsur karbon dan gas oksigen.

1/2O2(g)  +  C(s) =  CO(g)                        ∆Go   =  -137,2 kJ/mol

                                                                         ∆Ho  =   -110,5 kJ/mol

                                                                         T∆So =  + 26,7 kJ/mol2. Energiikat total  produk  lebih  besar  daripada  energi  ikat  total  reaktan 

(DH < 0), dan tingkat ketidakteraturan produk lebih rendah daripada

tingkat ketidakteraturan reaktan (DS < 0), tetapi DS tidak boleh terlalu

kecil untuk membuat T∆S melampaui ∆H. Sebagai contoh, sintesis

amonia dalam industri.      N2(g)  +  3H2(g) =  2NH3(g)            ∆Go   =  -167,

kJ/mol

                                                                       ∆Ho  =   - 46,2 kJ/mol

                                                                       T∆So =  - 29,5 kJ/mol

Besaran entropi yang negatif menunjukkan keteraturan produk yang lebih

besar daripada reaktan. Dalam hal ini, produk hanya mengandung 2 mol

molekul bebas dibanding reaktan yang mengandung 4 mol molekul

bebas.  

3. Energi ikat total produk lebih kecil dari energi ikat total reaktan  (∆H > 0),

dan tingkat ketidakteraturan produk lebih tinggi daripada tingkat

ketidakteraturan reaktan (∆S > 0), dan T∆S > 0. Contoh dari kasus

tersebut adalah senyawa yang dilarutkan secara endotermis menghasilkan

larutan jenuh yang konsentrasinya lebih dari 1 M misalnya natrium

klorida. NaCl(s)   =  Na+(aq)  +  Cl-

(aq)          ∆Go  =  - 2,7 kJ/mol

                                                                         ∆

Ho  =   + 1,9 kJ/mol

                                                                       T∆So =  + 4,6 kJ/mol

Perlu dipahami bahwa besaran ∆Go hanya menyatakan kecenderungan

arah reaksi. Arah reaksi sangat erat kaitannya dengan kesetimbangan

kimia. Karena itu ∆Go tidak menyatakan hasil yang sesungguhnya dalam

suatu reaksi kimia. Untuk memahami hasil yang sesungguhnya dalam

suatu reaksi kimia dipelajari lebih lanjut dalam kinetika kimia.

Energi bebas gibbs

•         Menunjukkan perubahan entropi total dari sistem

•         Batasan à suhu dan tekanan tetap

                                      G = H – TS

                                    DG = DH – TDS (suhu tetap)

                                    DG = - TDS (tekanan tetap)

Proses spontan : ∆Ssemesta = ∆Ssis + ∆Sling > 0

Untuk proses suhu-konstan: ∆Gsis = ∆Hsis -T∆Ssis

DG < 0     Reaksi spontan dalam arah maju.

DG > 0     Rx nonspontan, reaksi ini spontan dlm arahberlawanan

DG = 0     Reaksi dalam kesetimbangan.

Ssemesta > 0 proses spontan              G < 0 proses spontan

Ssemesta < 0 proses nonspontan        G > 0 proses nonspontan

Ssemesta = 0 proses  kesetimbangan    G = 0 proses kesetimbangan

Rumus entropi

Jika entropi dari sistem meningkat pada waktu es meleleh, maka entropi akan

menurun pada waktu air membeku. Maka :

∆Stotal = ∆Ssemesta = ∆Ssistem + ∆Ssekeliling > 0

Energi bebas dan perubahan spontan

Perubahan entropi total merupakan kriteria yang berlaku untuk spontanitas.

Perubahan entropi sekeliling merupakan pekerjaan yang rumit, yang diperlukan

adalah kriteria yang lepas dari keliling dan dapat diterapkan pada sistem itu saja.

∆Ssem = ∆Ssis - ∆Hsis/T

Perkalian dengan T menghasilkan

T ∆Ssem = T ∆Ssis - ∆Hsis = - (∆Hsis - T ∆Ssis)

- T∆Ssem = ∆Hsis - T ∆Ssis

suku di sebelah kanan hanya mengandung besaran untuk sistem dan di sebelah

kiri muncul suku ∆Ssem untuk proses spontan harus bernilai positif.

Persamaan tersebut, kriteria dasar bagi perubahan spontan, namun melalui sifat

termodinamika yang baru dikenal dengan energi bebas Gibbs (G), maka :

G = H - TS

Jika perubahan dilakukan pada T dan P tetap, maka

∆G = ∆H - T ∆S……maka

∆G = - T ∆Ssem

Karena kriteria untuk spontan ialah ∆Ssem >0 untuk proses yang berlangsung pada

P dan T tetap dalam sistem tertutup, perubahan spontan diiringi dengan penurunan

energi bebas, atau ∆G < 0

Entropi pada reaksi spontan

Reaksi spontan terjadi bila keadaan terbawa pada kondisi kekacauan yang lebih

besar. Dalam volume yang mengembang, molekul gas individual memiliki derajat

kebebasan yang lebih besar untuk bergerak sehingga lebih tidak teratur. Ukuran

ketidak teraturan sistem disebut dengan istilah entropi.

Pada suhu nol mutlak, semua gerakan atom dan molekul berhenti, dan

ketidak teraturan – dan entropi – zat padat sempurna demikian adalah nol.

(Entropi nol pada suhu nol sesuai dengan hukum ketiga termodinamika). Semua

zat diatas nol mutlak akan memiliki nilai entropi positif yang terus bertambah

seiring meningkatnya suhu. Saat sebuah zat panas mendingin, energi termal yang

terlepas darinya lewat ke udara sekitar, yang berada pada suhu lebih rendah. Saat

entropi zat yang mendingin menurun, entropi udara sekitar meningkat. Faktanya,

peningkatan entropi di udara lebih besar daripada penurunan entropi pada zat yang

mendingin. Ini sesuai dengan hukum kedua termodinamika, yang mengatakan

kalau entropi sistem dan lingkungannya selalu meningkat dalam reaksi spontan.

Jadi hukum pertama dan kedua termodinamika menunjukkan kalau, untuk semua

proses perubahan kimia di alam semesta, energi selalu kekal namun entropi selalu

meningkat.

Penerapan hukum termodinamika pada sistem kimia memungkinkan ahli

kimia meramalkan perilaku reaksi kimia. Saat energi dan entropi membantu

pembentukan molekul hasil, molekul pereaksi akan bertindak untuk membentuk

molekul hasil hingga keseimbangan tercapai antara hasil reaksi dan pereaksi.

Rasio hasil reaksi dengan pereaksi diberi istilah tetapan keseimbangan, yaitu

sebuah fungsi selisih entropi dan energi antara kedua zat. Walau begitu,

termodinamika tidak dapat meramalkan kecepatan reaksi. Untuk reaksi yang

cepat, campuran hasil reaksi dan pereaksi yang seimbang dapat diperoleh dalam

waktu seperseribu detik atau kurang; untuk reaksi yang lambat, waktunya bisa

mencapai ratusan tahun

Perubahan energi bebas standar (∆g°)

Sebagaimana fungsi termodinamika lainnya, energi bebas zat kimia tergantung

pada keadaannya. Maka perlu ditentukan keadaan standarnya.

Padatan (zat murni pada tekanan 1 atm)

Cairan (zat murni pada tekanan 1 atm)

Gas (gas ideal pada tekanan parsial 1 atm)

Zat terlarut / solut (larutan ideal pada 1 M)

Untuk reaksi yang senyawanya terbentuk dari unsur-unsurnya maka ∆G°rxn dan

energi bebas standar pembentukan ∆G°f°

∆G° = ∆H - T ∆S

Energi bebas dan kesetimbangan

Telah diketahui bahwa untuk proses spontan ∆G < 0 dan ∆G > 0 pada proses

nonspontan, maka bagaimana jika ∆G = 0

Keadaan ∆G = 0 adalah keadaan kesetimbangan. Berarti ada kecenderungan yang

sama untuk proses ke arah kiri dan kanan.

Hubungan antara ∆G° dengan K adalah

∆G° = -2,303 RT log K