KRKK Tugas Pak Taslim
1. Apa yang dimaksud dengan Fugasitas dan kapan digunakan ?
Dalam termodinamika, fugasitas dari gas nyata adalah nilai dari tekanan efektif
yang menggantukan nilai tekanan mekanis sebenarnya dalam perhitungan kesetimbangan
kimia yang lebih akurat. Dalam hal ini, gas ideal memiliki nilai tekanan yang sama
dengan nilai potensial kimia. Potensial kimia adalah suatu bentuk energi potensial yang
dapat dilepaskan atau dibutuhkan dalam proses reaksi kimia. Sebagai contoh gas nitrogen
pada suhu 00C dan tekanan 100atm memiliki fugasitas sebesar 97,03 atm. Hal ini berarti
potensial kimia dari gas nitrogen nyata pada tekanan 100 atm kurang dari gas nitrogen
sebagai gas ideal.
Besarnya nilai fugasitas dapat ditentukan dari eksperimen atau estimasi dari
berbagai model seperti Van der Waals. Tekanan gas ideal dan fugasitas dapat dikaitkan
satu dengan lainnya dengan bilangan tanpa dimensi koefisien fugasitas ∅ . Di mana
∅=
f
… … … … … … … … …(1)
P
Dalam contoh gas nitrogen seperti di atas, gas nitrogen tersebut memiliki koefisien
fugasitas 0,9703. Untuk gas ideal, di mana fugasitas dan tekanannya sama, maka nilai
koefisien fugasitasnya sama dengan 1.
Fugasitas Campuran
Apabila suatu campuran terdiri dari 2 macam senyawa dengan fraksi masingmasing Xa dan Xb, maka besarnya nilai fugasitas dari campuran tersebut adalah
f mix= Xa. P+ Xb . P … … … … … … … … …(2)
Persamaan Fugasitas
∞
fi
∂P
∅i=RT ln
=¿ ∫
yi . P
∂ ni
V
[( )
−
T , V ,ni
]
RT
dV −RT ln z … … … … … … … … …(3)
V
RT ln ¿
Di mana z adalah faktor kompresibilitas
z=
Pv
… … … … … … … … … (4)
RT
Fugasitas Campuran Berdasarkan Persamaan Van der Waals
Persamaan Van der Waals
P=
RT
a
− 2 … … … … … … … … …(5)
v −b v
Mengubah v
v=
yang berbasis molar menjadi berbasis total
V
… … … … … … … … …(6)
nT
Di mana nT
adalah jumlah mol.
Sehingga persamaan kita menjadi
P=
n T RT
n2 a
− T 2 … … … … … … … … …(7)
V −n T b V
Kemudian bila kita ingin menghitung fugasitas komponen i dalam campuran pada suhu,
tekanan, dan komposisi tertentu, maka kita menurunkan persamaan (7) terhadap ni
∂P
RT
(
)
=
+
∂ ni T , V ,n V −nT b
i
nT RT
(
∂ ( nT b )
∂ ni
(V −nT b)2
)
2
1 ∂ nT a
− 2
… … … … … … … … …(8)
∂ ni
V
( )
Mensubtitusi persamaan (8) dengan persamaan (3) kemudian mengintegeralkannya
sehingga menjadi
∞
[ ( )
∞
[
]
∞
] [( ) ]
∂ ( nT b )
fi
V −nT b
∂ n2T a 1
1
RT ln
= RT ln
− nT RT
+
yi . P
V
∂ ni (V −n T b) V
∂ ni V
V
−RT ln z … … … … … … … …
V
Batas atas integrasi V ∞ , sehingga
ln
V −nT b
1
1
→0
→0 → 0 … … … … … … … … …(10)
V
(V −nT b)
V
Persamaan akhirnya menjadi
∂ ( nT b )
fi
∂n 2T a 1
V
1
=RT ln
+nT RT
−
−RT ln z … … … … … … … … … (11)
yi . P
V −nT b
∂ ni (V −nT b)
∂ ni V
(
RT ln
)
( )
Jika kita meinjau lebih dalam lagi, a dan b dapat kita asumsikan tidak berdasarkan
pendapat secara termodinamis tetapi dapat diperoleh dari pertimbangan molekular.
Jika kita menginterpretasikan b konstan sebagai ukuran molekul yang proposional dan
mengasumsikan bahwa molekul itu bulat, maka kita memperoleh rata-rata diameter
molekularnya
adalah
m
b =∑ y i b 1/i 3 … … … … … … … … …(12)
1 /3
i=1
Menyederhanakan persamaannya menjadi
m
b=∑ y i b i … … … … … … … … …(13)
i=1
Jika kita menginterpretasikan a sebagai kekuatan atraksi dari 2 molekul, maka
m
m
a=∑ ∑ y i y j aij … … … … … … … … …(14)
i=1 j=1
Dimana
aij
adalah ukuran kekuatan atraksi antara molekul i dan j. Jika i dan j tidak
identik secara kimia dan jika kita tidak memiliki data eksperimental untuk campuran i-j,
maka kita perlu menyajikan aij
dalam ai dan a j .
aij = √a i a j … … … … … … … … …(15)
Relasi ini disebut degan asumsi rata-rata geometrik yang digunakan secara ekstensif oleh
Van der Waals dan pengikutinya dalam meneliti fugasitas campuran.
Jika kita menyatukan persamaan (11), (13), (14), dan (15), maka nilai fugasitas untuk
komponen i menjadi
m
ln
fi
b
v
=ln
+ i −
yi . P
v−b v −b
2 √a 1 ∑ y j √a j
j=1
vRT
−ln z … … … … … … … … …(16)
Non Ideal Vapor/Liquid Equilibrium
Hukum Henry
Hukum Henry cocok untuk larutan encer. Hukm ini mirip dengan hukum Raoult kecuali
untuk konstanta yang tidak proporsional untuk tekanan uap komponen murni yang tidak
konstan tetapi secara empiris ditentukan oleh data VLE. Konstanta Henry bergantung
pada temperatur dan sifat alami komponen. Tidak seperti tekanan uap komponen murni,
Henry bergantung pada solvent, jadi ketika menggunakan tabel kontanta Henry pastikan
solventnya sesuai.
Pa=Ha. xa … … … … … … … … … (17)
Hukum Henry cocok untuk jika konsentrasi kurang dari 10%
Excess Gibbs Energy
Ada 2 parameter koreksi yang sering digunakan yaitu koefisien aktivitas dan koefisien
fugasitas. Untuk fasa gas, ketika derajat non ideal digunakan, disebut Residual Gibbs
Energy sedangkan untuk fasa gas disebut Excess Gibbs Energy.
Persamaannya adalah
R
G =Greal −Gideal gas … … … … … … … … …(18)
GE =Greal −Gidealsolution … … … … … … … … …(19)
Koefisien aktivitas
Koefisien aktivitas memperhitungkan variasi Hukum Raoult karena adanya Excess Gibbs
Energy
GiE
ln γ i=
… … … … … … … … …(20)
RT
γ i adalah nilai komposisi yang berbeda untuk setiap komponen. Hukum Raoult bisa
diperlebar menjadi
y A∗P=x A∗P¿A∗γ i … … … … … … … … …(21)
Persamaan di atas bisa digunakan untuk menghitung koefisien aktivitas ketika tekanan
uap dan komposisi kesetimbangan diukur pada tekanan rendah.
Koefisien fugasitas
Berdasarkan Residual Gibbs Energy
GiR
ln ∅i=
… … … … … … … … …(22)
RT
Nilai koefisien fugasitas gas bergantung pada suhu. Jika kita memiliki data yang
berkaitan dengan faktor kompresibilitas dari gas murni, z, sebagai fungsi dari tekanan
pada temperatur tetap, maka fugasitas dapat dihitung menggunakan kalkulur atau
diestimasi menggunakan persamaan berikut
Z −1
ln ∅i=∆ P ∑ k
… … … … … … … … …(23)
Pk
Hukum Raoult dapat dimodifikasi untuk gas non ideal menjadi
∅i∗y i∗P¿ γ i∗xi∗P¿i … … … … … … … … …( 24)
(
)
2. Apa yang dimaksud dengan aktifitas , koefisien aktifitas dan kapan digunakan?
Sifat-sifat fisis dari larutan garam, seperti konduktivitas dan titik beku memberi
kesan bahwa ion-ionnya mungkin terklaster bersama dengan ion-ion positif yang memiliki
lebih banyak ion negatif daripada ion positif dalam lingkungan sekitar mereka, dan ion-ion
negatif pada gilirannya memiliki kelebihan ion positif di sekitar ion-ion negatif. Dalam
kondisi seperti ini, efektivitas dari ion dalam menentukan laju reaksi kimia, dan juga dalam
mengubah sifat-sifat fisik dari zat pelarutnya, akan lebih rendah dibandingkan efektivitas
seandainya setiap ion mampu bertindak sendiri-sendiri. Hanya dalam larutan yang encer
sajalah ion-ion bisa cukup bebas dari pengaruh ion-ion sekitarnnya sehingga dapat
bertindak sebagai partikel-partikel yang indipenden.
Untuk mencapai kesepakatan antara perhitungan kesetimbangan eksperimental
dengan hitungan yang teoritis, seorang kimiawan mengalikan konsentrasi aktual (molaritas,
sebagai contoh) dengan bilangan tertentu disebut “koefiensi aktivitas”, untuk mendapatkan
konsentrasi efektif disebut “aktivitas”.
Aktivitas dari spesies A dapat didefinisikan sebagai berikut:
aA = fA [A]
dimana aA adalah aktivitas, fA koefisien aktivitas, dan [A] molaritas dari spesies A.
Sebagai contoh, aktivitas dari ion hidronium adalah
aH3O+ = f H3O+ - [H3O+]
Dan aktivitas ion hidroksinya adalah
aOH-= fOH- [OH-]
Tetapan sebenarnya untuk disosiasi air, Kw adalah
Kw = aH3O+ x aOHKita bisa memilih apakah aktivitas atau koefisien yang akan kita buat tanpa
berdimensi namun umumnya yang kita pilih adalah koefisien aktivitas. Akibatnya, aktivitas
diekspresikan dengan satuan yang sama seperti konsentrasi. Dalam berair aktivitas
biasanya mol per liter. Dari definisinya terlihat bahwa semakin ideal suatu larutan berarti
semakin dekatya aktivitas dengan konsentrasi, koefisien aktivitas akan semakin mendekati
satu. Pada pengenceran tak terhingga, fA = 1 dan aA = [A].
Sejumlah besar bukti eksperimen menunjukkan bahwa interaksi elektrostatis antar
ion dan antara ion dan molekul pelarut dapat menyebabkan selisih yang besar antara
aktivitas dan konsentrasi. Hubungan semacam ini umum tidak hanya antara ion yang
menjalani reaksi kimia. Sebagai contoh, banyak senyawa yang kelarutannya meningkat
berkat adanya elektrolit yang tidak mengandung ion yang beraksi secara kimiawi dengan
ion yang dari endapan. Tetapan hasil kelarutan produk Ksp dari BaSO4
Ksp = [Ba2+][SO42-]
Kelarutannya bertambah dari 1.0x10-10 di air menjadi 2.9x10-10 di 0.01M larutan
KNO3 padasuhu 25ºC. Efek ini disebabkan hubungan elektrostatis dari ion-ion.
Pengklasteran ion NO3- disekitar Ba2+ dan pengklasteran ion K+ terhadap SO42- cenderung
akan melindungi ion Ba2+ dan SO42-sehingga mengurangi keefektifannya membentuk
BaSO4 kembali.
Selain konsentrasi dari elektrolit yang ditambahkan, besarnya muatan dari ion
menentukan seberapa tinggi tingkat interaksi elektrostatis dengan ion-ion lain dalam
larutan. Sebagai contoh ion dengan muatan +2 akan lebih mengurangi aktivitas suatu
subtansi daripada yang akan dilakukan oleh sebuah ion berkaonsentrasi sama namun
dengan muatan +1. Ketentuan ini digunakan untuk menghitung kekuatan ionik yang
dijelaskan melalui persamaan:
1 ❑
μ= ∑ C i Z i2
2 i
dengan Ci merupakan konsentrasi molar dan Zi merupakan muatan ion dari setiap
spesies ionic di dalam larutan. Jadi ion-ion yang bermuatan dua seperti Mg +2 dan SO42mempunyai efek yang (2)2 atau 4x lebih besar daripada ion-ion bermuatan tunggal seperti
Na+ dan Cl- dalam merendahkan aktivitas dari spesies yang bereaksi
Kita sekarang dapat merangkum fakta-fakta mengenai perilaku non ideal elektrolit
dengan cara membuat daftar yang membuat sifat-sifat koefisien aktivitasnya:
1. Dalam larutan elektrolit pengendapan tak terbatas, koefisien aktifitas pertamatama aka berkurang seiring naiknya kekuatan ionic akibat pengenceran tak terhingga,
kemudian bergerak melalui sebuah minimum yang relatif datar dalam daerah dengan
kekuatan ionic 0.4 sampai 1 dan kemudian bertambah ke suatu nilai-nilai yang seringkali
lebih besar dari 1 pada kekuatan ionic yang tinggi. Tampaknya, ketika konsentrasi
elektrolitt meningkat ke nilai yang besar, semakin banyak molekul air yang terikat pada
ion-ion zat terlarutnya sehingga molekul-molekul air tidak terikat yang bertindak sebagai
pelarut semakin lama semakin sedikit. Aktivitas ini mungkin saja nantinya lebih besar
daripada konsentrasi. Sehingga koefisien aktivitasnya akan lebih besar dari 1.
2. Yang menentukan nilai dari koefisien aktivitas adalah kekuatan ionic bukan sifat
dasar dari elektrolit di dalam larutannya
3. Koefsien aktivitas tergantung dari besarnya muatan listrik pada ion tersebut
namun bukan dari tandanya. Pada kekuatan ionic tertentu, kondisikoefisien aktivitas dari
ion +2
4. Koefisien aktivitas tergantung dari ukuraan ion-ion ion yang terhidrasi. Umumnya
ion-ion lebih kecil menunjukkan perilaku yang lebih menjauhi perilaku ideal daripada yang
ditunjukkan oleh ion-ion yang lebih besar ekuatan ionic yang sama
5. Secra umum kehadiran ion-ion akan mempunyai efek yang lebih kecil terhadap
aktivitas elektrolit lainnya. Ion-ion memang mempengaruhi molekul-molekul sampai suatu
tingkat tertentu dengan cara berinteraksi dengan dipole-dipol yang ada, atau
bahkan
menginduksi dipole-dipol itu. Namun merupakan hal yang wajar
apabila koefisien
aktivitas dari sebuah molekul netral dianggap bernilai satu pada kondisi-kondisi larutan
yang normal.
Telah dijelaskan sebelumnya bahwa kita dapat mensubtitusikan aktivitas dengan
molaritas jika senyawa sangat encer. Namun untuk senyawa yang lebih pekat, koefisien
aktifitas menurun dengan meningkatnya interaksi antar ion yang berlawanan muatan
.sehingga keefektifan ion untuk mempertahankan keseimbangan menurun dan endapan
akan larut untuk mengembalikan aktivitas. Konstanta kelarutan untuk AgCl adalah
Kºsp= αAg+ x αClDimana Kºsp merupakan konstanta kesetimbangan dalam bentuk aktivitas. Dalam
bentuk konsentrasi, persamaan ini menjadi
+¿
Ag¿
¿
−¿
Cl¿
−¿ ¿
+¿¿
K o sp=f Ag¿
Atau
+¿
Ag ¿
¿
−¿
Cl ¿
¿
+¿+ f Cl−¿ =Ksp
f Ag¿
¿
Tabel dibawah menunjukkan koefisien aktivitas rata-rata beberapa elektrolit 1-1 pada
suhu 25°C pada konsentrasi diatas 0.1m berdasakan rumus Debye–Hückel.
3. Apa yang dimaksud dengan energi bebas gibbs dan kapan digunakan?
Energi bebas Gibbs merupakan fungsi keadaan sehingga besaran ini memiliki nilai pada
keadaan standart, seperti halnya dengan entalphi. Hasil pengukuran standart untuk Energi
bebas Gibbs dilakukan pada keadaan 25 oC dan dengan tekanan 1 atm.
Energi bebas Gibbs pembentukan standart memiliki arti perubahan energi bebas yang
menyertai reaksi pembentukan satu mol senyawa dari unsur-unsur penyusunnya. Energi
Bebas Gibbs (G) berguna untuk menggambarkan perubahan energi system pada temperatur
dan tekanan konstan, dan untuk mengetahui apakah suatu reaksi akan berjalan secara
spontan atau tidak serta menunjukkan perubahan entropi total dari sistem.
Nilai Energi bebas Gibbs standar pembentukan, disajikan pada tabel berikut ini.
Hubungan antara Energi Bebas Gibbs dan Entropi
Seperti yang telah diketahui hukum kedua termodinamika menyatakan bahwa reaksi
spontan akan meningkatkan entropi semesta, artinya, ∆Suniv> 0. Namun untuk menetapkan
tanda ∆Suniv suatu reaksi, juga perlu menghitung baik ∆Ssis maupun ∆Ssurr. Untuk itu, perlu
memakai fungsi termodinamika lain untuk membantu menetapkan apakah reaksi akan terjadi
spontan dengan hanya melihat sistem itu sendiri.
Dari persamaan proses spontan, kita mengetahui bahwa untuk proses spontan, kita
mempunyai persamaan :
∆Suniv = ∆Ssis + ∆Ssurr >0
Dengan mensubstitusikan -∆Hsis /T pada ∆Ssurr, kita tuliskan:
- ∆Hsis
∆Suniv = ∆Ssis
>0
T
Dengan mengalikan kedua sisi persamaan dengan - T akan dihasilkan :
-T∆Suniv = ∆Hsis - T∆Ssis < 0
Dengan mensubstitusikan Gsis = Hsis - TSsis akan dihasilkan :
- TSuniv = Gsis
Persamaan ini menyatakan bahwa untuk proses yang dilaksanakan pada tekanan konstan
dan suhu T, jika perubahan entalpi dan entropi sistem itu sedemikian rupa sehingga ∆Hsis T∆Ssis lebih kecil daripada nol, maka proses itu haruslah spontan.
Untuk menyatakan kespontanan reaksi secara lebih langsung, dapat menggunakan satu
fungsi termodinamika lain yang disebut Energi Bebas Gibbs (G), atau lebih singkatnya
energi bebas (dari nama fisikawan Amerika Josiah Willard Gibbs):
G = H – TS
Semua kuantitas dalam Persamaan di atas, berhubungan dengan sistem, dan T adalah
suhu sistem. Dapat dilihat bahwa G mempunyai satuan energi (baik H maupun TS adalah
dalam satuan energi). Sama seperti H dan S, G adalah fungsi keadaan.
Perubahan energi bebas (∆G) suatu sistem pada suhu tetap ialah
∆G = ∆H - T∆S
Perubahan energi bebas (∆G) suatu sistem pada tekanan tetap ialah
G = - TS
Dalam konteks ini, energi bebas ialah energi yang tersedia untuk melakukan kerja.
Jadi, jika suatu reaksi diiringi dengan pelepasan energi yang berguna (dengan kata lain, jika
∆G negatif), kenyataan ini sendiri saja sudah menjamin bahwa reaksinya spontan, dan tak
perlu mengkhawatirkan bagian lain dari semesta.
Syarat-syarat untuk kespontanan dan kesetimbangan pada suhu dan tekanan tetap dari segi
∆G:
∆G < 0
Reaksi spontan
∆G > 0
Reaksi nonspontan. Reaksi ini spontan pada arah yang berlawanan.
∆G = 0
Sistem berada pada kesetimbangan. Tidak ada perubahan bersih.
Perubahan Energi Bebas Standar
Energi bebas reaksi standar (∆G°rxn) ialah perubahan energi bebas untuk reaksi bila reaksi
itu terjadi pada kondisi keadaan standar, artinya, bila reaktan berada dalam keadaan standarnya
diubah menjadi produk dalam keadaan standarnya.
Untuk menghitung ∆G°rxn, mulai dengan persamaan
aA + bB
cC + dD
Perubahan energi bebas standar untuk reaksi ini ialah
∆G°rxn = [ c∆G°f(C) + d∆G° f (D) ] - [ a∆G° f (A) + b∆G° f (B) ]
Atau, secara umum,
∆G°rxn = ∑n∆G°f (produk) - ∑m∆G°f (reaktan)
Di mana m dan n adalah koefisien stoikiometri. Suku ∆G°f adalah energi bebas
pembentukan standar dari senyawa, artinya, perubahan energi-bebas yang terjadi bila 1 mol
senyawa disintesis dari unsur-unsurnya dalam keadaan standarnya.
4. Apa yang dimaksud dengan entropi dan kapan digunakan ?
Entropi adalah salah satu besaran termodinamika yang mengukur energi dalam sistem per
satuan temperatur yang tak dapat digunakan untuk melakukan usaha. Mungkin manifestasi yang
paling umum dari entropi adalah (mengikuti hukum termodinamika), entropi dari
sebuah sistem tertutup selalu naik dan pada kondisi transfer panas, energi panas berpindah dari
komponen yang bersuhu lebih tinggi ke komponen yang bersuhu lebih rendah. Pada suatu sistem
yang panasnya terisolasi, entropi hanya berjalan satu arah (bukan proses reversibel/bolak-balik).
Entropi suatu sistem perlu diukur untuk menentukan bahwa energi tidak dapat dipakai untuk
melakukan usahapada proses-proses termodinamika. Proses-proses ini hanya bisa dilakukan oleh
energi yang sudah diubah bentuknya, dan ketika energi diubah menjadi kerja/usaha, maka secara
teoretis mempunyai efisiensi maksimum tertentu. Selama kerja/usaha tersebut, entropi akan
terkumpul pada sistem, yang lalu terdisipasi dalam bentuk panas buangan.
Pada
termodinamika
klasik,
konsep
entropi
didefinisikan
pada hukum
kedua
termodinamika, yang menyatakan bahwa entropi dari sistem yang terisolasi selalu bertambah
atau tetap konstan. Maka, entropi juga dapat menjadi ukuran kecenderungan suatu proses,
apakah proses tersebut cenderung akan "terentropikan" atau akan berlangsung ke arah tertentu.
Entropi juga menunjukkan bahwa energi panasselalu mengalir secara spontan dari daerah yang
suhunya lebih tinggi ke daerah yang suhunya lebih rendah.
Entropi
termodinamika
mempunyai dimensi energi dibagi temperatur,
yang
mempunyai Satuan Internasional joule per kelvin (J/K).
Kata entropi pertama kali dicetuskan oleh Rudolf Clausius pada tahun 1865, berasal dari
bahasa Yunani εντροπία [entropía], εν- [en-] (masuk) dan τροπή [tropē] (mengubah,
mengonversi).
5. Apa yang dimaksud dengan Energi Aktivasi dan cara menghitungnya
Energi aktivasi adalah energi minimum yang dibutuhkan oleh suatu reaksi
kimia agar dapat berlangsung. Energi aktivasi memiliki simbol Ea dengan E
menotasikan energi dan a yang ditulis subscribe menotasikan aktivasi. Kata aktivasi
memiliki makna bahwa suatu reaksi kimia membutuhkan tambahan energi untuk dapat
berlangsung.[3]
Nilai Ea dapat dijadikan parameter besarnya ketergantungan laju
reaksi terhadap suhu. Semakin tinggi nilai Ea maka semakin besar pengaruh
perubahan suhu terhadap laju reaksi.
Energi aktivasi biasanya dinotasikan dalam Ea, dan diberikan dalam satuan
kj/mol. Menurut Arrhenius, tetapan laju bergantung pada suhu dan energi aktivasi
berdasarkan persamaan berikut.
Ea
k Ae RT ....................................................................(6.2.1)
Dimana : k
A
= konstanta laju reaksi
= faktor frekuensi
Ea = energi aktivasi
Laju reaksi merupakan laju penurunan konsentrasi pereaksi atau peningkatan
konsentrasi hasil reaksi per satuan waktu. Laju reaksi akan menentukan ukuran
keaktifan dan kestabilan
yang diberikan oleh sistem. Jumlah variabel
yang
diamati mempengaruhi laju reaksi. Faktor-faktor yang mempengaruhi laju reaksi yaitu
:
1. Konsentrasi reaktan, produk dan katalis
2. Faktor lingkungan seperti suhu, tekanan, dan oksigen
3. Panjang gelombang dan intensitas cahaya
Katalis didefinisikan sebagai satu zat yang mempercepat laju reaksi namun
katalist tersebut tidak mengalami perubahan kimia. Katalis tidak ditulis pada
persamaan reaksi stoikiometri dan konsentrasinya dalam campuran reaksi tidak
berubah. Hal ini hanya mungkin jika pada suatu tahap reaksi yang katalisnya ikut
bereaksi dan tahapyang lain itu dihasilkan kembali. Oleh karena itu katalis tidak
terdapat
dalampersamaan reaksi, dan konsentrasinya pun tidak terdapat dalam
ungkapankesetimbangan. Dengan demikian katalis tidak mempengaruhi kedudukan
kesetimbangan reaksi. Secara umum katalis akan menurunkan besarnya energi
pengaktifan. Katalisator tidak mengalami perubahan pada akhir reaksi, karena itu
tidak memberikan energi ke dalam sistem, tetapi
mekanisme
reaksi alternatif
dibandingkan
dengan
dengan
reaksi tanpa
katalis
akan
memberikan
energi pengaktifan yang lebih rendah
katalis,
sehingga adanya katalis
akan
meningkatkan laju reaksi.
Laju didefinisikan sebagai perubahan konsentrasi per satuan waktu. Satuan
yang umumnya adalah mol dm-3-1. Umumnya laju reaksi meningkat
dengan meningkatnya konsentrasi, dan dapat dinyatakan sebagai:
Laju ∞f (C1, C2,...Ci)
Atau
Laju = k f (C1,C2,...Ci)
di mana k merupakan konstanta laju, juga disebut konstanta laju spesifik atau
konstanta kecepatan, C1, C2... adalah konsentrasi dari reaktan-reaktan dan produkproduk. Sebagai contoh dalam hal reaksi umum
aA+ bB + ...
Pp + Qq + ...
Konstanta laju didefinisikan sebagai laju reaksi bila konsentrasi dari masingmaasing jenis adalah satu. Satuannya tergantung pada orde reaksi. Umumnya kosntanta
laju meningkat dengan meningkatnya temperatur, dan harganya kira-kira 2 kali untuk
tiap kenaikan 10ºC. Hubungan kuantitatif pertama antara k dan temperatur adalah
karena persamaan Arrhenius.
Reaksi Dasar. Tiap reaksi yang merupakan proses satu tahap disebut reaksi dasar,
misalnya
H + Cl2
HCl + Cl
NO+ N2O5
3NO2
Molekularitas, banyak molekul yang diambil bagian dalam suatu tahap dasar dikenal
sebagai molekularitas. Orde dan molekularitas dari suatu tahap dasar adalah sama.
Orde
dari
suatu
reaksi
menggambarkan
bentuk
matematikdimana
hasil percobaan dapat ditunjukkan. Orde reaksi hanya dapat dihitung secara
eksperimen, dan hanya dapat diramaklkan jika suatu mekanisme reaksi diketahui ke
seluruh orde reaksi yang dapat ditentukan sebagai jumlah dari eksponen untuk
masing-masing reaktan, sedangkan harga eksponen untuk masing-masing rektan
dikenal sebagai orde reaksi untuk komponen itu.
Dalam termodinamika, fugasitas dari gas nyata adalah nilai dari tekanan efektif
yang menggantukan nilai tekanan mekanis sebenarnya dalam perhitungan kesetimbangan
kimia yang lebih akurat. Dalam hal ini, gas ideal memiliki nilai tekanan yang sama
dengan nilai potensial kimia. Potensial kimia adalah suatu bentuk energi potensial yang
dapat dilepaskan atau dibutuhkan dalam proses reaksi kimia. Sebagai contoh gas nitrogen
pada suhu 00C dan tekanan 100atm memiliki fugasitas sebesar 97,03 atm. Hal ini berarti
potensial kimia dari gas nitrogen nyata pada tekanan 100 atm kurang dari gas nitrogen
sebagai gas ideal.
Besarnya nilai fugasitas dapat ditentukan dari eksperimen atau estimasi dari
berbagai model seperti Van der Waals. Tekanan gas ideal dan fugasitas dapat dikaitkan
satu dengan lainnya dengan bilangan tanpa dimensi koefisien fugasitas ∅ . Di mana
∅=
f
… … … … … … … … …(1)
P
Dalam contoh gas nitrogen seperti di atas, gas nitrogen tersebut memiliki koefisien
fugasitas 0,9703. Untuk gas ideal, di mana fugasitas dan tekanannya sama, maka nilai
koefisien fugasitasnya sama dengan 1.
Fugasitas Campuran
Apabila suatu campuran terdiri dari 2 macam senyawa dengan fraksi masingmasing Xa dan Xb, maka besarnya nilai fugasitas dari campuran tersebut adalah
f mix= Xa. P+ Xb . P … … … … … … … … …(2)
Persamaan Fugasitas
∞
fi
∂P
∅i=RT ln
=¿ ∫
yi . P
∂ ni
V
[( )
−
T , V ,ni
]
RT
dV −RT ln z … … … … … … … … …(3)
V
RT ln ¿
Di mana z adalah faktor kompresibilitas
z=
Pv
… … … … … … … … … (4)
RT
Fugasitas Campuran Berdasarkan Persamaan Van der Waals
Persamaan Van der Waals
P=
RT
a
− 2 … … … … … … … … …(5)
v −b v
Mengubah v
v=
yang berbasis molar menjadi berbasis total
V
… … … … … … … … …(6)
nT
Di mana nT
adalah jumlah mol.
Sehingga persamaan kita menjadi
P=
n T RT
n2 a
− T 2 … … … … … … … … …(7)
V −n T b V
Kemudian bila kita ingin menghitung fugasitas komponen i dalam campuran pada suhu,
tekanan, dan komposisi tertentu, maka kita menurunkan persamaan (7) terhadap ni
∂P
RT
(
)
=
+
∂ ni T , V ,n V −nT b
i
nT RT
(
∂ ( nT b )
∂ ni
(V −nT b)2
)
2
1 ∂ nT a
− 2
… … … … … … … … …(8)
∂ ni
V
( )
Mensubtitusi persamaan (8) dengan persamaan (3) kemudian mengintegeralkannya
sehingga menjadi
∞
[ ( )
∞
[
]
∞
] [( ) ]
∂ ( nT b )
fi
V −nT b
∂ n2T a 1
1
RT ln
= RT ln
− nT RT
+
yi . P
V
∂ ni (V −n T b) V
∂ ni V
V
−RT ln z … … … … … … … …
V
Batas atas integrasi V ∞ , sehingga
ln
V −nT b
1
1
→0
→0 → 0 … … … … … … … … …(10)
V
(V −nT b)
V
Persamaan akhirnya menjadi
∂ ( nT b )
fi
∂n 2T a 1
V
1
=RT ln
+nT RT
−
−RT ln z … … … … … … … … … (11)
yi . P
V −nT b
∂ ni (V −nT b)
∂ ni V
(
RT ln
)
( )
Jika kita meinjau lebih dalam lagi, a dan b dapat kita asumsikan tidak berdasarkan
pendapat secara termodinamis tetapi dapat diperoleh dari pertimbangan molekular.
Jika kita menginterpretasikan b konstan sebagai ukuran molekul yang proposional dan
mengasumsikan bahwa molekul itu bulat, maka kita memperoleh rata-rata diameter
molekularnya
adalah
m
b =∑ y i b 1/i 3 … … … … … … … … …(12)
1 /3
i=1
Menyederhanakan persamaannya menjadi
m
b=∑ y i b i … … … … … … … … …(13)
i=1
Jika kita menginterpretasikan a sebagai kekuatan atraksi dari 2 molekul, maka
m
m
a=∑ ∑ y i y j aij … … … … … … … … …(14)
i=1 j=1
Dimana
aij
adalah ukuran kekuatan atraksi antara molekul i dan j. Jika i dan j tidak
identik secara kimia dan jika kita tidak memiliki data eksperimental untuk campuran i-j,
maka kita perlu menyajikan aij
dalam ai dan a j .
aij = √a i a j … … … … … … … … …(15)
Relasi ini disebut degan asumsi rata-rata geometrik yang digunakan secara ekstensif oleh
Van der Waals dan pengikutinya dalam meneliti fugasitas campuran.
Jika kita menyatukan persamaan (11), (13), (14), dan (15), maka nilai fugasitas untuk
komponen i menjadi
m
ln
fi
b
v
=ln
+ i −
yi . P
v−b v −b
2 √a 1 ∑ y j √a j
j=1
vRT
−ln z … … … … … … … … …(16)
Non Ideal Vapor/Liquid Equilibrium
Hukum Henry
Hukum Henry cocok untuk larutan encer. Hukm ini mirip dengan hukum Raoult kecuali
untuk konstanta yang tidak proporsional untuk tekanan uap komponen murni yang tidak
konstan tetapi secara empiris ditentukan oleh data VLE. Konstanta Henry bergantung
pada temperatur dan sifat alami komponen. Tidak seperti tekanan uap komponen murni,
Henry bergantung pada solvent, jadi ketika menggunakan tabel kontanta Henry pastikan
solventnya sesuai.
Pa=Ha. xa … … … … … … … … … (17)
Hukum Henry cocok untuk jika konsentrasi kurang dari 10%
Excess Gibbs Energy
Ada 2 parameter koreksi yang sering digunakan yaitu koefisien aktivitas dan koefisien
fugasitas. Untuk fasa gas, ketika derajat non ideal digunakan, disebut Residual Gibbs
Energy sedangkan untuk fasa gas disebut Excess Gibbs Energy.
Persamaannya adalah
R
G =Greal −Gideal gas … … … … … … … … …(18)
GE =Greal −Gidealsolution … … … … … … … … …(19)
Koefisien aktivitas
Koefisien aktivitas memperhitungkan variasi Hukum Raoult karena adanya Excess Gibbs
Energy
GiE
ln γ i=
… … … … … … … … …(20)
RT
γ i adalah nilai komposisi yang berbeda untuk setiap komponen. Hukum Raoult bisa
diperlebar menjadi
y A∗P=x A∗P¿A∗γ i … … … … … … … … …(21)
Persamaan di atas bisa digunakan untuk menghitung koefisien aktivitas ketika tekanan
uap dan komposisi kesetimbangan diukur pada tekanan rendah.
Koefisien fugasitas
Berdasarkan Residual Gibbs Energy
GiR
ln ∅i=
… … … … … … … … …(22)
RT
Nilai koefisien fugasitas gas bergantung pada suhu. Jika kita memiliki data yang
berkaitan dengan faktor kompresibilitas dari gas murni, z, sebagai fungsi dari tekanan
pada temperatur tetap, maka fugasitas dapat dihitung menggunakan kalkulur atau
diestimasi menggunakan persamaan berikut
Z −1
ln ∅i=∆ P ∑ k
… … … … … … … … …(23)
Pk
Hukum Raoult dapat dimodifikasi untuk gas non ideal menjadi
∅i∗y i∗P¿ γ i∗xi∗P¿i … … … … … … … … …( 24)
(
)
2. Apa yang dimaksud dengan aktifitas , koefisien aktifitas dan kapan digunakan?
Sifat-sifat fisis dari larutan garam, seperti konduktivitas dan titik beku memberi
kesan bahwa ion-ionnya mungkin terklaster bersama dengan ion-ion positif yang memiliki
lebih banyak ion negatif daripada ion positif dalam lingkungan sekitar mereka, dan ion-ion
negatif pada gilirannya memiliki kelebihan ion positif di sekitar ion-ion negatif. Dalam
kondisi seperti ini, efektivitas dari ion dalam menentukan laju reaksi kimia, dan juga dalam
mengubah sifat-sifat fisik dari zat pelarutnya, akan lebih rendah dibandingkan efektivitas
seandainya setiap ion mampu bertindak sendiri-sendiri. Hanya dalam larutan yang encer
sajalah ion-ion bisa cukup bebas dari pengaruh ion-ion sekitarnnya sehingga dapat
bertindak sebagai partikel-partikel yang indipenden.
Untuk mencapai kesepakatan antara perhitungan kesetimbangan eksperimental
dengan hitungan yang teoritis, seorang kimiawan mengalikan konsentrasi aktual (molaritas,
sebagai contoh) dengan bilangan tertentu disebut “koefiensi aktivitas”, untuk mendapatkan
konsentrasi efektif disebut “aktivitas”.
Aktivitas dari spesies A dapat didefinisikan sebagai berikut:
aA = fA [A]
dimana aA adalah aktivitas, fA koefisien aktivitas, dan [A] molaritas dari spesies A.
Sebagai contoh, aktivitas dari ion hidronium adalah
aH3O+ = f H3O+ - [H3O+]
Dan aktivitas ion hidroksinya adalah
aOH-= fOH- [OH-]
Tetapan sebenarnya untuk disosiasi air, Kw adalah
Kw = aH3O+ x aOHKita bisa memilih apakah aktivitas atau koefisien yang akan kita buat tanpa
berdimensi namun umumnya yang kita pilih adalah koefisien aktivitas. Akibatnya, aktivitas
diekspresikan dengan satuan yang sama seperti konsentrasi. Dalam berair aktivitas
biasanya mol per liter. Dari definisinya terlihat bahwa semakin ideal suatu larutan berarti
semakin dekatya aktivitas dengan konsentrasi, koefisien aktivitas akan semakin mendekati
satu. Pada pengenceran tak terhingga, fA = 1 dan aA = [A].
Sejumlah besar bukti eksperimen menunjukkan bahwa interaksi elektrostatis antar
ion dan antara ion dan molekul pelarut dapat menyebabkan selisih yang besar antara
aktivitas dan konsentrasi. Hubungan semacam ini umum tidak hanya antara ion yang
menjalani reaksi kimia. Sebagai contoh, banyak senyawa yang kelarutannya meningkat
berkat adanya elektrolit yang tidak mengandung ion yang beraksi secara kimiawi dengan
ion yang dari endapan. Tetapan hasil kelarutan produk Ksp dari BaSO4
Ksp = [Ba2+][SO42-]
Kelarutannya bertambah dari 1.0x10-10 di air menjadi 2.9x10-10 di 0.01M larutan
KNO3 padasuhu 25ºC. Efek ini disebabkan hubungan elektrostatis dari ion-ion.
Pengklasteran ion NO3- disekitar Ba2+ dan pengklasteran ion K+ terhadap SO42- cenderung
akan melindungi ion Ba2+ dan SO42-sehingga mengurangi keefektifannya membentuk
BaSO4 kembali.
Selain konsentrasi dari elektrolit yang ditambahkan, besarnya muatan dari ion
menentukan seberapa tinggi tingkat interaksi elektrostatis dengan ion-ion lain dalam
larutan. Sebagai contoh ion dengan muatan +2 akan lebih mengurangi aktivitas suatu
subtansi daripada yang akan dilakukan oleh sebuah ion berkaonsentrasi sama namun
dengan muatan +1. Ketentuan ini digunakan untuk menghitung kekuatan ionik yang
dijelaskan melalui persamaan:
1 ❑
μ= ∑ C i Z i2
2 i
dengan Ci merupakan konsentrasi molar dan Zi merupakan muatan ion dari setiap
spesies ionic di dalam larutan. Jadi ion-ion yang bermuatan dua seperti Mg +2 dan SO42mempunyai efek yang (2)2 atau 4x lebih besar daripada ion-ion bermuatan tunggal seperti
Na+ dan Cl- dalam merendahkan aktivitas dari spesies yang bereaksi
Kita sekarang dapat merangkum fakta-fakta mengenai perilaku non ideal elektrolit
dengan cara membuat daftar yang membuat sifat-sifat koefisien aktivitasnya:
1. Dalam larutan elektrolit pengendapan tak terbatas, koefisien aktifitas pertamatama aka berkurang seiring naiknya kekuatan ionic akibat pengenceran tak terhingga,
kemudian bergerak melalui sebuah minimum yang relatif datar dalam daerah dengan
kekuatan ionic 0.4 sampai 1 dan kemudian bertambah ke suatu nilai-nilai yang seringkali
lebih besar dari 1 pada kekuatan ionic yang tinggi. Tampaknya, ketika konsentrasi
elektrolitt meningkat ke nilai yang besar, semakin banyak molekul air yang terikat pada
ion-ion zat terlarutnya sehingga molekul-molekul air tidak terikat yang bertindak sebagai
pelarut semakin lama semakin sedikit. Aktivitas ini mungkin saja nantinya lebih besar
daripada konsentrasi. Sehingga koefisien aktivitasnya akan lebih besar dari 1.
2. Yang menentukan nilai dari koefisien aktivitas adalah kekuatan ionic bukan sifat
dasar dari elektrolit di dalam larutannya
3. Koefsien aktivitas tergantung dari besarnya muatan listrik pada ion tersebut
namun bukan dari tandanya. Pada kekuatan ionic tertentu, kondisikoefisien aktivitas dari
ion +2
4. Koefisien aktivitas tergantung dari ukuraan ion-ion ion yang terhidrasi. Umumnya
ion-ion lebih kecil menunjukkan perilaku yang lebih menjauhi perilaku ideal daripada yang
ditunjukkan oleh ion-ion yang lebih besar ekuatan ionic yang sama
5. Secra umum kehadiran ion-ion akan mempunyai efek yang lebih kecil terhadap
aktivitas elektrolit lainnya. Ion-ion memang mempengaruhi molekul-molekul sampai suatu
tingkat tertentu dengan cara berinteraksi dengan dipole-dipol yang ada, atau
bahkan
menginduksi dipole-dipol itu. Namun merupakan hal yang wajar
apabila koefisien
aktivitas dari sebuah molekul netral dianggap bernilai satu pada kondisi-kondisi larutan
yang normal.
Telah dijelaskan sebelumnya bahwa kita dapat mensubtitusikan aktivitas dengan
molaritas jika senyawa sangat encer. Namun untuk senyawa yang lebih pekat, koefisien
aktifitas menurun dengan meningkatnya interaksi antar ion yang berlawanan muatan
.sehingga keefektifan ion untuk mempertahankan keseimbangan menurun dan endapan
akan larut untuk mengembalikan aktivitas. Konstanta kelarutan untuk AgCl adalah
Kºsp= αAg+ x αClDimana Kºsp merupakan konstanta kesetimbangan dalam bentuk aktivitas. Dalam
bentuk konsentrasi, persamaan ini menjadi
+¿
Ag¿
¿
−¿
Cl¿
−¿ ¿
+¿¿
K o sp=f Ag¿
Atau
+¿
Ag ¿
¿
−¿
Cl ¿
¿
+¿+ f Cl−¿ =Ksp
f Ag¿
¿
Tabel dibawah menunjukkan koefisien aktivitas rata-rata beberapa elektrolit 1-1 pada
suhu 25°C pada konsentrasi diatas 0.1m berdasakan rumus Debye–Hückel.
3. Apa yang dimaksud dengan energi bebas gibbs dan kapan digunakan?
Energi bebas Gibbs merupakan fungsi keadaan sehingga besaran ini memiliki nilai pada
keadaan standart, seperti halnya dengan entalphi. Hasil pengukuran standart untuk Energi
bebas Gibbs dilakukan pada keadaan 25 oC dan dengan tekanan 1 atm.
Energi bebas Gibbs pembentukan standart memiliki arti perubahan energi bebas yang
menyertai reaksi pembentukan satu mol senyawa dari unsur-unsur penyusunnya. Energi
Bebas Gibbs (G) berguna untuk menggambarkan perubahan energi system pada temperatur
dan tekanan konstan, dan untuk mengetahui apakah suatu reaksi akan berjalan secara
spontan atau tidak serta menunjukkan perubahan entropi total dari sistem.
Nilai Energi bebas Gibbs standar pembentukan, disajikan pada tabel berikut ini.
Hubungan antara Energi Bebas Gibbs dan Entropi
Seperti yang telah diketahui hukum kedua termodinamika menyatakan bahwa reaksi
spontan akan meningkatkan entropi semesta, artinya, ∆Suniv> 0. Namun untuk menetapkan
tanda ∆Suniv suatu reaksi, juga perlu menghitung baik ∆Ssis maupun ∆Ssurr. Untuk itu, perlu
memakai fungsi termodinamika lain untuk membantu menetapkan apakah reaksi akan terjadi
spontan dengan hanya melihat sistem itu sendiri.
Dari persamaan proses spontan, kita mengetahui bahwa untuk proses spontan, kita
mempunyai persamaan :
∆Suniv = ∆Ssis + ∆Ssurr >0
Dengan mensubstitusikan -∆Hsis /T pada ∆Ssurr, kita tuliskan:
- ∆Hsis
∆Suniv = ∆Ssis
>0
T
Dengan mengalikan kedua sisi persamaan dengan - T akan dihasilkan :
-T∆Suniv = ∆Hsis - T∆Ssis < 0
Dengan mensubstitusikan Gsis = Hsis - TSsis akan dihasilkan :
- TSuniv = Gsis
Persamaan ini menyatakan bahwa untuk proses yang dilaksanakan pada tekanan konstan
dan suhu T, jika perubahan entalpi dan entropi sistem itu sedemikian rupa sehingga ∆Hsis T∆Ssis lebih kecil daripada nol, maka proses itu haruslah spontan.
Untuk menyatakan kespontanan reaksi secara lebih langsung, dapat menggunakan satu
fungsi termodinamika lain yang disebut Energi Bebas Gibbs (G), atau lebih singkatnya
energi bebas (dari nama fisikawan Amerika Josiah Willard Gibbs):
G = H – TS
Semua kuantitas dalam Persamaan di atas, berhubungan dengan sistem, dan T adalah
suhu sistem. Dapat dilihat bahwa G mempunyai satuan energi (baik H maupun TS adalah
dalam satuan energi). Sama seperti H dan S, G adalah fungsi keadaan.
Perubahan energi bebas (∆G) suatu sistem pada suhu tetap ialah
∆G = ∆H - T∆S
Perubahan energi bebas (∆G) suatu sistem pada tekanan tetap ialah
G = - TS
Dalam konteks ini, energi bebas ialah energi yang tersedia untuk melakukan kerja.
Jadi, jika suatu reaksi diiringi dengan pelepasan energi yang berguna (dengan kata lain, jika
∆G negatif), kenyataan ini sendiri saja sudah menjamin bahwa reaksinya spontan, dan tak
perlu mengkhawatirkan bagian lain dari semesta.
Syarat-syarat untuk kespontanan dan kesetimbangan pada suhu dan tekanan tetap dari segi
∆G:
∆G < 0
Reaksi spontan
∆G > 0
Reaksi nonspontan. Reaksi ini spontan pada arah yang berlawanan.
∆G = 0
Sistem berada pada kesetimbangan. Tidak ada perubahan bersih.
Perubahan Energi Bebas Standar
Energi bebas reaksi standar (∆G°rxn) ialah perubahan energi bebas untuk reaksi bila reaksi
itu terjadi pada kondisi keadaan standar, artinya, bila reaktan berada dalam keadaan standarnya
diubah menjadi produk dalam keadaan standarnya.
Untuk menghitung ∆G°rxn, mulai dengan persamaan
aA + bB
cC + dD
Perubahan energi bebas standar untuk reaksi ini ialah
∆G°rxn = [ c∆G°f(C) + d∆G° f (D) ] - [ a∆G° f (A) + b∆G° f (B) ]
Atau, secara umum,
∆G°rxn = ∑n∆G°f (produk) - ∑m∆G°f (reaktan)
Di mana m dan n adalah koefisien stoikiometri. Suku ∆G°f adalah energi bebas
pembentukan standar dari senyawa, artinya, perubahan energi-bebas yang terjadi bila 1 mol
senyawa disintesis dari unsur-unsurnya dalam keadaan standarnya.
4. Apa yang dimaksud dengan entropi dan kapan digunakan ?
Entropi adalah salah satu besaran termodinamika yang mengukur energi dalam sistem per
satuan temperatur yang tak dapat digunakan untuk melakukan usaha. Mungkin manifestasi yang
paling umum dari entropi adalah (mengikuti hukum termodinamika), entropi dari
sebuah sistem tertutup selalu naik dan pada kondisi transfer panas, energi panas berpindah dari
komponen yang bersuhu lebih tinggi ke komponen yang bersuhu lebih rendah. Pada suatu sistem
yang panasnya terisolasi, entropi hanya berjalan satu arah (bukan proses reversibel/bolak-balik).
Entropi suatu sistem perlu diukur untuk menentukan bahwa energi tidak dapat dipakai untuk
melakukan usahapada proses-proses termodinamika. Proses-proses ini hanya bisa dilakukan oleh
energi yang sudah diubah bentuknya, dan ketika energi diubah menjadi kerja/usaha, maka secara
teoretis mempunyai efisiensi maksimum tertentu. Selama kerja/usaha tersebut, entropi akan
terkumpul pada sistem, yang lalu terdisipasi dalam bentuk panas buangan.
Pada
termodinamika
klasik,
konsep
entropi
didefinisikan
pada hukum
kedua
termodinamika, yang menyatakan bahwa entropi dari sistem yang terisolasi selalu bertambah
atau tetap konstan. Maka, entropi juga dapat menjadi ukuran kecenderungan suatu proses,
apakah proses tersebut cenderung akan "terentropikan" atau akan berlangsung ke arah tertentu.
Entropi juga menunjukkan bahwa energi panasselalu mengalir secara spontan dari daerah yang
suhunya lebih tinggi ke daerah yang suhunya lebih rendah.
Entropi
termodinamika
mempunyai dimensi energi dibagi temperatur,
yang
mempunyai Satuan Internasional joule per kelvin (J/K).
Kata entropi pertama kali dicetuskan oleh Rudolf Clausius pada tahun 1865, berasal dari
bahasa Yunani εντροπία [entropía], εν- [en-] (masuk) dan τροπή [tropē] (mengubah,
mengonversi).
5. Apa yang dimaksud dengan Energi Aktivasi dan cara menghitungnya
Energi aktivasi adalah energi minimum yang dibutuhkan oleh suatu reaksi
kimia agar dapat berlangsung. Energi aktivasi memiliki simbol Ea dengan E
menotasikan energi dan a yang ditulis subscribe menotasikan aktivasi. Kata aktivasi
memiliki makna bahwa suatu reaksi kimia membutuhkan tambahan energi untuk dapat
berlangsung.[3]
Nilai Ea dapat dijadikan parameter besarnya ketergantungan laju
reaksi terhadap suhu. Semakin tinggi nilai Ea maka semakin besar pengaruh
perubahan suhu terhadap laju reaksi.
Energi aktivasi biasanya dinotasikan dalam Ea, dan diberikan dalam satuan
kj/mol. Menurut Arrhenius, tetapan laju bergantung pada suhu dan energi aktivasi
berdasarkan persamaan berikut.
Ea
k Ae RT ....................................................................(6.2.1)
Dimana : k
A
= konstanta laju reaksi
= faktor frekuensi
Ea = energi aktivasi
Laju reaksi merupakan laju penurunan konsentrasi pereaksi atau peningkatan
konsentrasi hasil reaksi per satuan waktu. Laju reaksi akan menentukan ukuran
keaktifan dan kestabilan
yang diberikan oleh sistem. Jumlah variabel
yang
diamati mempengaruhi laju reaksi. Faktor-faktor yang mempengaruhi laju reaksi yaitu
:
1. Konsentrasi reaktan, produk dan katalis
2. Faktor lingkungan seperti suhu, tekanan, dan oksigen
3. Panjang gelombang dan intensitas cahaya
Katalis didefinisikan sebagai satu zat yang mempercepat laju reaksi namun
katalist tersebut tidak mengalami perubahan kimia. Katalis tidak ditulis pada
persamaan reaksi stoikiometri dan konsentrasinya dalam campuran reaksi tidak
berubah. Hal ini hanya mungkin jika pada suatu tahap reaksi yang katalisnya ikut
bereaksi dan tahapyang lain itu dihasilkan kembali. Oleh karena itu katalis tidak
terdapat
dalampersamaan reaksi, dan konsentrasinya pun tidak terdapat dalam
ungkapankesetimbangan. Dengan demikian katalis tidak mempengaruhi kedudukan
kesetimbangan reaksi. Secara umum katalis akan menurunkan besarnya energi
pengaktifan. Katalisator tidak mengalami perubahan pada akhir reaksi, karena itu
tidak memberikan energi ke dalam sistem, tetapi
mekanisme
reaksi alternatif
dibandingkan
dengan
dengan
reaksi tanpa
katalis
akan
memberikan
energi pengaktifan yang lebih rendah
katalis,
sehingga adanya katalis
akan
meningkatkan laju reaksi.
Laju didefinisikan sebagai perubahan konsentrasi per satuan waktu. Satuan
yang umumnya adalah mol dm-3-1. Umumnya laju reaksi meningkat
dengan meningkatnya konsentrasi, dan dapat dinyatakan sebagai:
Laju ∞f (C1, C2,...Ci)
Atau
Laju = k f (C1,C2,...Ci)
di mana k merupakan konstanta laju, juga disebut konstanta laju spesifik atau
konstanta kecepatan, C1, C2... adalah konsentrasi dari reaktan-reaktan dan produkproduk. Sebagai contoh dalam hal reaksi umum
aA+ bB + ...
Pp + Qq + ...
Konstanta laju didefinisikan sebagai laju reaksi bila konsentrasi dari masingmaasing jenis adalah satu. Satuannya tergantung pada orde reaksi. Umumnya kosntanta
laju meningkat dengan meningkatnya temperatur, dan harganya kira-kira 2 kali untuk
tiap kenaikan 10ºC. Hubungan kuantitatif pertama antara k dan temperatur adalah
karena persamaan Arrhenius.
Reaksi Dasar. Tiap reaksi yang merupakan proses satu tahap disebut reaksi dasar,
misalnya
H + Cl2
HCl + Cl
NO+ N2O5
3NO2
Molekularitas, banyak molekul yang diambil bagian dalam suatu tahap dasar dikenal
sebagai molekularitas. Orde dan molekularitas dari suatu tahap dasar adalah sama.
Orde
dari
suatu
reaksi
menggambarkan
bentuk
matematikdimana
hasil percobaan dapat ditunjukkan. Orde reaksi hanya dapat dihitung secara
eksperimen, dan hanya dapat diramaklkan jika suatu mekanisme reaksi diketahui ke
seluruh orde reaksi yang dapat ditentukan sebagai jumlah dari eksponen untuk
masing-masing reaktan, sedangkan harga eksponen untuk masing-masing rektan
dikenal sebagai orde reaksi untuk komponen itu.