Termodinamika: entropi & energi bebas

Sederhana · Fase A–C · SD kelas 1–6 (IPAS)

Ada perubahan yang terjadi dengan sendirinya dan sulit dibalik:

• Wangi parfum menyebar ke seluruh ruangan, tetapi tidak pernah berkumpul kembali ke dalam botol.
• Gula yang sudah larut dalam teh tidak kembali menjadi butiran gula.
• Es batu di ruangan hangat mencair, tetapi air di ruangan hangat tidak membeku sendiri.
• Teh panas mendingin sampai suhunya sama dengan udara di sekitarnya.

Alam cenderung membuat energi dan partikel menyebar dan bercampur. Kecenderungan menyebar ini dipelajari dalam termodinamika. Untuk membalik perubahan seperti itu, misalnya membuat es di kulkas, kita harus terus memakai energi (listrik).

Standar · Fase D · SMP kelas 7–9 (IPA)

Energi tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan, hanya berubah bentuk: energi kimia bensin menjadi energi gerak dan panas di mesin. Ini adalah hukum pertama termodinamika.

Namun perubahan energi punya arah. Kalor selalu mengalir sendiri dari benda panas ke benda dingin, dan setiap mesin selalu membuang sebagian energinya sebagai panas. Tidak ada mesin yang dapat mengubah seluruh panas menjadi kerja.

Proses yang dapat berlangsung sendiri tanpa terus didorong disebut proses spontan: besi berkarat, kayu terbakar setelah dinyalakan, gula larut. "Spontan" tidak berarti cepat; berkarat itu spontan tetapi lambat.

Para ilmuwan mengukur kecenderungan menyebar dengan besaran entropi. Gas memiliki entropi lebih besar daripada cairan, dan cairan lebih besar daripada padatan. Karena itu mencair, menguap, dan melarut biasanya menaikkan entropi.

Lanjutan · Fase E–F · SMA kelas 10–12 (Kimia)

Hukum kedua termodinamika: pada setiap proses spontan, entropi alam semesta (sistem + lingkungan) bertambah. Hukum ketiga: entropi kristal sempurna pada 0 K adalah nol, sehingga entropi mutlak (S°) setiap zat dapat ditabelkan.

Arah perubahan entropi sistem (ΔS):

• Naik (ΔS > 0): padat → cair → gas, zat melarut, jumlah mol gas bertambah, suhu naik.
• Turun (ΔS < 0): gas mengembun, mol gas berkurang (misalnya N₂ + 3H₂ → 2NH₃).

Untuk sistemnya sendiri, energi bebas Gibbs menggabungkan entalpi dan entropi: ΔG = ΔH − TΔS. Reaksi spontan (pada T dan P tetap) bila ΔG < 0.

Contoh: melarutkan NH₄NO₃ endotermik (ΔH > 0) tetapi spontan karena entropi naik besar. Penguraian CaCO₃ endotermik dan ΔS > 0, sehingga baru spontan pada suhu tinggi di tungku kapur.

ΔG° juga menentukan posisi kesetimbangan: ΔG° = −RT ln K. ΔG° negatif berarti K > 1 (produk dominan). Di dalam sel, reaksi yang tidak spontan dijalankan dengan dipasangkan pada hidrolisis ATP (ΔG°′ sekitar −30,5 kJ/mol).

Mendalam · Perguruan tinggi · Kimia dasar dan lanjut

Entropi statistik (Boltzmann): S = k ln W, dengan W jumlah keadaan mikro yang sesuai dengan keadaan makro. Menambah volume, jumlah partikel, atau energi menambah W. Secara termodinamika klasik, dS = δq_rev/T; untuk perubahan fase pada suhu transisi ΔS = ΔH_trans/T.

Mesin kalor dibatasi hukum kedua: efisiensi Carnot η = 1 − T_dingin/T_panas. Karena itu pembangkit listrik termal selalu membuang sebagian kalor ke lingkungan.

Energi bebas dan potensial kimia: μᵢ = (∂G/∂nᵢ)_{T,P}. Untuk campuran reaksi yang belum setimbang, ΔG = ΔG° + RT ln Q; reaksi berjalan ke arah yang menurunkan G sampai Q = K (ΔG = 0). Persamaan van ’t Hoff, d ln K/dT = ΔH°/RT², menjelaskan pergeseran kesetimbangan akibat suhu; persamaan Gibbs–Helmholtz menghubungkan G dan H terhadap suhu.

Hubungan dengan elektrokimia: ΔG° = −nFE°, sehingga potensial sel standar dapat diubah menjadi tetapan kesetimbangan. Hubungan dengan kinetika: termodinamika menentukan apakah reaksi dapat terjadi dan seberapa jauh, sedangkan kinetika menentukan seberapa cepat. Intan secara termodinamika tidak stabil terhadap grafit pada kondisi kamar, tetapi perubahannya sangat lambat karena energi aktivasinya sangat besar.