BAB II. TERMODINAMIKA

Termodinamika adalah ilmu pengetahuan yang mempelajari transformasi dari

pelbagai bentuk energi, pembatasan-pembatasan dalam transformasi ini serta

penggunaannya. Termodinamika didasarkan atas dua postulat pokok yang dikenal

sebagai hukum pertama dan hukum kedua. Hukum pertama menyangkut masalah

pertukaran energi, sedangkan hukum kedua membahas arah dari pertukaran tersebut.

Bab ini berisi tentang konsep-konsep dasar termodinamika, kalor dan kerja,

perumusan hukum pertama termodinamika, fungsi entalpi, kapasitas kalor dan aplikasi

hukum pertama termodinamika (termokimia), serta kesetimbangan kimia.

A. KONSEP-KONSEP DASAR TERMODINAMIKA

1. Sistem dan Lingkungan

Sistem adalah sejumlah zat atau campuran zat-zat yang dipelajari sifat-sifat dan

perilakunya. Segala sesuatu di luar sistem disebut lingkungan. Suatu sistem terpisah dari

lingkungannya dengan batas-batas tertentu yang dapat nyata atau tidak nyata. Sebagai

contoh, bila dalam botol yang tertutup terdapat air yang terisi setengah, maka yang

menjadi sistem adalah air. Sedangkan dinding dan tutup botol merupakan batas-batas

sistem dan segala yang berada disekeliling botol adalah lingkungan.

Antara sistem dan lingkungan dapat terjadi pertukaran energi dan materi. Berdasarkan

pertukaran ini dapat dibedakan tiga jenis sistem, yaitu sistem tersekat, sistem tertutup,

dan sistem terbuka.

Sistem tersekat merupakan sistem yang tidak dapat melakukan pertukaran materi

maupun energi dengan lingkungannya. Sistem tersekat memiliki jenis energi yang tetap.

Contoh untuk sistem tersekat adalah botol termos ideal.

Sistem tertutup adalah sistem yang hanya dapat melakukan pertukaran energi

dengan lingkungannya. Contoh untuk sistem tertutup ini adalah sejumlah gas dalam

silinder tertutup.

Sistem terbuka adalah sistem yang dapat mempertukarkan materi dan energi dengan

lingkungannya. Akibatnya komposisi dari sistem terbuka tidak tetap (berubah). Contoh

untuk sistem terbuka ini adalah sejumlah zat-zat dalam wadah terbuka.

2. Keadaan sistem dan Fungsi keadaan

Keadaan sistem ditentukan oleh sejumlah parameter atau variabel, misalnya suhu,

tekanan, volume, massa dan konsentrasi. Variabel sistem dapat bersifat intensif,

artinya tidak bergantung pada ukuran sistem (tekanan, suhu, massa jenis, dan sebagai-

nya), atau bersifat ekstensif yang berarti bergantung pada ukuran sistem (massa,

volume, energi, entropi, dan sebagainya).

Setiap besaran atau variabel yang hanya bergantung pada keadaan sistem dan

tidak bergantung pada bagaimana keadaan sistem itu tercapai, disebut fungsi

keadaan. Fungsi keadaan, misalnya suhu, tekanan, volume, energi dalam, entropi,

dan lain-lain.

2

dx

3. Kalor dan Kerja

Kalor dan kerja adalah dua konsep penting dalam termodinamika. Oleh karena itu

pengertian tentang kedua konsep ini harus dipahami dengan baik. Kalor, q,

didefinisikan sebagai energi yang dipindahkan melalui batas-batas sistem sebagai

akibat langsung dari perbedaan temperatur antara sistem dan lingkungannya. Menurut

perjanjian, q dihitung positip bila kalor masuk sistem dan negatip bila kalor ke luar

dan sistem.

Kerja, w, adalah energi yang bukan kalor, yang dipertukarkan antara sistem dan

lingkungannya dalam suatu perubahan keadaan. Menurut perjanjian, w dihitung

positip, bila lingkungan melakukan kerja terhadap sistem (misalnya pada proses

pemampatan gas), dan negatip bila sistem melakukan kerja terhadap lingkungan

(misalnya bila gas memuai terhadap tekanan atmosfir).

Kerja memiliki berbagai bentuk (misalnya, kerja ekspansi, kerja listrik, kerja

mekanik, kerja permukaan, dan sebagainya). Salah satu bentuk kerja yang penting

adalah kerja yang berhubungan dengan perubahan volume sistem yang disebut kerja

ekspansi. Kerja ini dapat ditentukan sebagai berikut. Perhatikan sejumlah gas yang

berada dalam sebuah silinder yang dilengkapi dengan pengisap (lihat gambar.1).

Gambar 1. Proses ekspansi gas dalam sebuah silinder

3

gas

..……………………………..……………………………………....(4)

.…………………………………………………….……....(5)

.…………………………………………………….……....(6)

Bila Penghisap bergerak sepanjang jarak dx terhadap tekanan luar p, maka kerja yang

dilakukan oleh gas adalah,

kerja = gaya x jarak

δw = - p A dx..…………………………………………………………. ……..(1)

dimana A dx merupakan perubahan volume dV, sehingga

δw = - p dV..…………………………………………………………………...(2)

Tanda minus dalam persamaan (1) adalah sesuai dengan perjanjian bahwa kerja

yang dilakukan oleh gas dihitung negatip. Kerja yang dilakukan oleh gas bila volume

berubah dan V1 ke V2 dapat mengintegrasikan persamaan (2), sehingga diperoleh

persamaan berikut ini

δw = - P ∆V………………………………………………………..………… (3)

Untuk perubahan yang berlangsung secara reversibel, akan berlaku:

wrev = -

Dengan p adalah tekanan gas. Harga integral ini dapat dihitung bila persamaan keadaan

dari gas yang bersangkutan diketahui. Misalnya untuk gas ideal pada temperatur tetap,

wrev = -

= -nRT

wrev = - nRT ln (V2/V1) B. PERUMUSAN HUKUM PERTAMA TERMODINAMIKA

4

Keseluruhan energi potensial dan energi kinetik zat-zat yang terdapat dalam

suatu sistem, disebut energi dalam, U. Energi dalam merupakan fungsi keadaan

karena besarnya hanya bergantung pada keadaan sistem. Bila dalam suatu perubahan

sistem menyerap sejumlah (kecil) kalor, δq, dan melakukan kerja (kecil), δw, maka

sistem akan mengalami perubahan energi dalam, dU, sebesar

dU = δq + δw...………………………………………………………………………(7)

untuk perubahan yang besar pada suatu sistem dari keadaan 1 (energi dalam U1) ke

keadaan 2 (energi dalam U2), maka akan terjadi perubahan energi dalam (∆U),

sebesar

∆U = U2 - U1…………………………………………...……………………………(8)

sehingga diperoleh

U2 - U1 = q + w...……………………………….……………………………………(9)

∆U = q + w…………………………………………………………………………..(10)

Persamaan (10) merupakan bentuk matematik dari hukum pertama termodinamika.

Menurut ungkapan ini, energi suatu sistem dapat berubah melalui kalor dan kerja.

Bila kerja yang dilakukan oleh sistem hanya terbatas pada kerja ekspansi (misalnya

pada kebanyakan reaksi kimia), maka persamaan (10) dapat diubah menjadi

dU = δq – p dV.…….. ..……………………………………………………………(11)

pada volume tetap, dV = 0, maka

dU = δq..….……………………………………………………………………….. (12)

atau untuk perubahan besar,

∆U = q.....…………………………………………………………………………. (13)

5

Menurut persamaan (13) perubahan energi dalam adalah kalor yang diserap oleh

sistem bila proses berlangsung pada volume tetap.

1. Fungsi Entalpi dan Perubahan Entalpi

Kebanyakan reaksi-reaksi kimia dilakukan pada tekanan tetap yang sama

dengan tekanan atmosfir. Dalam hal ini, bila pada persamaan (11)

dU = δq – p dV diintegrasikan (dimana p ialah tekanan sistem) akan diperoleh

U2 – U1 = q - p(V2 - V1)……………………………………………………………..(14)

dan karena p1 = p2 = p,

(U2 + p2V2) - (U1 + p1V1) = q……………………………………………………… (15)

oleh karena U, p dan V adalah fungsi keadaan, maka (U + pV) juga merupakan fungsi

keadaan. Fungsi ini disebut entalpi, H,

H=U+pV . Jadi, menurut persamaan (15),

H2 - H1 = q

∆H = q……………………………………………………………………………...(16)

Berdasarkan hasil ini dapat dikatakan bahwa, kalor yang dipertukarkan antara

sistem dan lingkungan pada tekanan tetap besarnya sama dengan perubahan entalpi

sistem. Mengingat entalpi, H merupakan fungsi keadaan, maka perubahan entalpi,

∆H, hanya bergantung pada keadaan awal dan keadaan akhir sistem. Pada reaksi-

reaksi kimia, ∆H adalah kalor reaksi pada tekanan tetap.

.

6

2. Kapasitas Kalor

Kapasitas kalor suatu sistem didefinisikan sebagai jumlah kalor yang diperlukan untuk

menaikkan temperatur sistem sebanyak satu derajat. Secara matematik diungkapkan,

δqC = ─ ………………………………………………………………………………….(17) dT

Karena δq hanya bergantung pada jalannya perubahan, maka sistem mempunyai banyak

harga-harga untuk kapasitas kalor. Dua diantaranya yang paling penting, yaitu kapasitas

kalor pada volume tetap (Cv) dan pada tekanan tetap (Cp).

Apabila kerja yang dapat dilakukan oleh sistem terbatas pada kerja ekspansi, maka

δq = dU + pdV, sehingga persamaan (17) dapat diubah menjadi,

δq = d U + p d V …………………………………………………………………….…(18) dT

Pada volume tetap, C = Cv dan dV = 0, maka,

∂UCv = ﴾ ﴿v …………………………………………………………………………(19) ∂T

Kapasitas kalor pada tekanan tetap dapat diturunkan sebagai berikut,

δqp

Cp = ─ = d U + p d V dT dT

Pada p tetap,

dH = dU + pdV

dan ﴾ ∂H/∂T ﴿p = ﴾ ∂U/∂T ﴿p + p ﴾ ∂V/∂T ﴿p , sehingga ∂q ∂HCv = ﴾ ﴿p = ﴾ ﴿p ………………………………………………………………...(20) ∂T ∂T

7

Jadi, kapasitas kalor pada tekanan tetap adalah sama dengan penambahan entalpi sistem

perderajat kenaikan temperatur pada tekanan tetap. Baik kapasitas kalor pada volume

tetap maupun kapasitas kalor pada tekanan tetap biasanya dinyatakan per mol zat.

Pada umumnya kapasitas kalor merupakan fungsi dan temperatur, fungsi ini

biasanya dinyatakan secara empiris sebagai

Cp = a + bT + cT2 ……………………………………………………………………...(21)

dengan a, b, c adalah tetapan.

C. APLIKASI HUKUM PERTAMA PADA REAKSI KIMIA (TERMOKIMIA)

Termokimia mempelajari efek panas yang terjadi baik dalam perubahan secara kimia

(reaksi kimia) maupun secera fisika (proses penguapan, peleburan, dsb.). Efek panas

dapat bersifat eksoterm, yaitu bila terjadi pelepasan kalor, dan endoterm, yaitu bila proses

disertai dengan penyerapan kalor. Jumlah kalor yang bersangkutan dalam suatu reaksi

bergantung pada jenis dan jumlah zat-zat yang béreaksi, pada keadaan fisik zat-zat

pereaksi dan hasil reaksi, pada temperatur dan pada tekanan (terutama pada reaksi gas).

Oleh karena itu kalor reaksi dari suatu reaksi hendaknya dinyatakan bersama-sama

dengan persamaan reaksinya, dimana kondisi-kondisi reaksi tertera dengan jelas.

1. Kalor reaksi pada Volume Tetap dan pada Tekanan Tetap

Dalam termokimia ada dua kondisi khusus yang penting, yaitu volume tetap dan

tekanan tetap, oleh karena pada kedua kondisi ini kalor reaksi dapat dikaitkan dengan

fungsi-fungsi termodinamika tertentu. Bila reaksi dikerjakan pada volume tetap (misalnya

dalam kalorimeter bom), maka kalor reaksinya sama dengan perubahan energi dalam

8

sistem, qp = ∆U, sedangkan pada tekanan tetap, kalor reaksi sama dengan perubahan

entalpi, qv = ∆H. Hubungan antara kedua besaran ini dapat diturunkan sebagai berikut,

H= U+pV

dH =dU + d(pV) atau

∆H = ∆U + ∆(pV) …………………………………………………………………….. (22)

Bila semua zat-zat pereaksi dan hasil reaksi sebagai cairan atau padatan, maka harga

∆(pV) sangat kecil (kecuali bila tekanan sangat tinggi) dibandingkan terhadap ∆H atau

∆U sehingga dapat diabaikan, dalam hal ini ∆H ≈ ∆U. Dalam reaksi yang menyangkut

gas, harga ∆(pV) bergantung pada perubahan jumlah mol gas yang terjadi dalam reaksi.

Dengan pengandaian gas bersifat ideal, ∆(pV) = ∆n(RT), sehingga persamaan (22)

menjadi;

∆H = ∆U + ∆n(RT) (T tetap) ……………………………………………………...(23)

dimana ∆n = jumlah mol gas hash reaksi — jumlah mol gas pereaksi. Persamaan ini

berlaku apabila sistem hanya dapat melakukan kerja volume.

2. Penentuan Kalor Reaksi Secara Eksperimen (Kalorimetri)

Hanya reaksi-reaksi berkesudahan yang berlangsung dengan cepat dapat ditentukan kalor

reaksinya secara eksperimen, seperti reaksi pembakaran, reaksi penetralan dan reaksi

pelarutan. Penentuan ini biasanya menyangkut pengukuran perubahan suhu dari larutan

atau dari air dalam kalorimeter.

9

3. Perhitungan Kalor Reaksi

Reaksi kimia kebanyakan dikerjakan pada tekanan tetap, sehingga pada

perhitungan ini hanya diperhatikan entalpi reaksi, ∆H.

Perhitungan kalor reaksi ini dapat dilaksanakan dengan cara;

1) Perhitungan dengan menggunakan Hukum Hess.

2) Perhitungan dari data Entalpi Pembentukan Standar.

3) Perkiraan Entalpi Reaksi dan data Energi Ikatan.

4. Kebergantungan Entalpi Reaksi pada temperatur.

Pada umumnya entapi reaksi merupakan fungsi dari temperatur dan tekanan.

Karena pengaruh tekanan cukup rumit, maka disini hanya akan diturunkan pengaruh

temperatur pada ∆H.

Perhatikan reaksi,

v1 A1 + v2 A2 → v3 A3 + v4 A4

Perubahan entalpi reaksi diberikan oleh,

∆H = Hhasil reaksi — Hpereaksi

∆H = ∑ vi Hi …………………………………………………………………………...(24)

Perubahan ∆H dengan temperatur diperoleh dengan cara mendeferensialkan persamaan

(24) terhadap temperatur pada tekanan tetap,

[∂(∆H)/∂T ]p = ∆Cp…………………………………………………………………….(25)

Persamaan ini dikenal sebagai persamaan Kirchhoff. Persamaan (25) dapat diintegrasi

apabila Cp, sebagai fungsi temperatur diketahui. Kalau Cp, dapat dianggap tetap antara T1

10

dan T2, misalnya kalau perbedaan antara kedua temperatur ini tidak besar, maka integrasi

dan persamaan (25) menghasilkan,

∆H2 - ∆H1 = ∆H (T2 – T1) …………………………………………………………. (26)

Kalau Cp tidak dianggap tetap, maka

∆H2 - ∆H1 = ∆Cp dT ……………………………………………………………

(27)

untuk dapat memudahkan perhitungan ∆H pada pelbagai temperatur, pada tekanan tetap,

sebaiknya terlebih dahulu ditentukan ∆H = f(T). Hal ini dapat dilakukan dengan,

∆HT = ∫∆Cp dT + I ……………………………………………………………………..(28)

dengan I ialah tetapan integrasi.

11

RANGKUMAN

Termodinamika merupakan ilmu yang mengkaji hubungan energi dari segala

bentuk, bersifat mendasar untuk semua ilmu. Daerah termodinamika kimia ialah

hubungan energi jenis-jenis tertentu dengan sistem kimia. Hukum pertama

termodinamika adalah suatu pernyataan hukum pelestarian energi. Energi total suatu

sistem adalah energi dalamnya, suatu fungsi keadaan. Suatu perubahan energi dalam, ∆U,

dilaksanakan dengan transfer kalor ataupun perlakuan kerja.

Termokimia menangani pengukuran dan penafsiran perubahan kalor yang

menyertai proses kimia. Kebanyakan pengukuran semacam itu dilakukan dengan sebuah

kalorimeter.

SOAL-SOAL LATIHAN

Petunjuk: pilih salah satu jawaban yang benar

1. Bagi suatu sistem pada volume tetap, ∆U sama dengan

A. ∆H

B. q

C. ∆H + w

D. P∆V

E. q+w

12

2. Jika gas ideal dimuaikan ke dalam ruang hampa, maka besaran yang mempunyai nilai

nol ialah

A.w

B.q

C. ∆U

D. ∆H

E. ∆S

3. Jika suatu proses berlangsung dalam sistem tersekat, maka yang tidak benar adalah

A. ∆U =0

B. q = 0

C. w = 0

D. ∆S = 0

E. ∆H = 0

4. Diketahui:

HCl (aq) + NaOH (aq) → NaCI (aq) + H20 (l), ∆H = - 56 kJ

Jika 10 cm3 larutan HCl 0,25 M direaksikan dengan 20 cm3 larutan NaOH 0,15M,

maka kalor yang dihasilkan ialah

A. 56 J

B. 5,5x56J

C. 3x 56 J

D. 2,5 x 5,6 J

E. 0,5 x 56 J

13

5. Jika kalor penguapan air ialah, ∆Hv= + 10,73 kkal/mol dan kalor pembekuan air ialah,

∆Hf = - 1,44 kkal/mol, maka kalor sublimasi es, ∆Hs, dalam kkal/mol, adalah

A. — 12,17

B. —9,30

C. + 1,44

D. + 9,30

E. +12,17

6. Sebanyak 2 x 1029 atom karbon bereaksi dengan hidrogen menghasilkan etuna

2 C (s) + H2 (g) → C2H2 (g), ∆H = + 54 kJ. Kalor yang diserap dalam reaksi ini ialah

A. 9 kJ

B. 10 kJ

C. 27 kJ

D. 36 kJ

E. 54 kJ

7. Pembakaran satu mol dengan oksigen dalam kalorimeter bom (volume tetap),

memberikan kalor sebanyak 393 kJ. Bagi reaksi ini

A. ∆H = - 393 kJ

B. ∆U = - 393 kJ

C. q = +393kJ

D. H = + 393 kJ

E. U = + 393 kJ

14

8. Dalam suatu proses sistem menyerap kalor 5100 J dan melakukan kerja 2800 J. Maka

energi dalam sistem ialah

A. 5100J

B. 2300 J

C. 7900 J

D.—7900J

E.—2300J

9. Untuk menaikkan suhu satu mol gas ideal (C = 3 kal/K.mol) dan 25 °C hingga

125 °C pada volume tetap, diperlukan kalor sebanyak

A. 100 kal

B. 200 kal

C. 300 kal

D. 450 kal

E. 600 kal

10. Suatu proses akan disertai dengan ∆U = 0, jika

A. Proses tersebut berlangsung isoterm

B. Pada proses tersebut kalor yang dilepaskan sama dengan kerja yang dilakukan oleh

sistem.

C. Proses tersebut berlangsung dalam sistem tersekat

D. Proses tersebut berlangsung adiabatik

E. Pada proses tersebut entalpi sistem tidak berubah

Kunci Jawaban

1.B 2.A 3.E 4.D 5.E 6.A 7.B 8.B 9.C 10.C

15

HUKUM KEDUA DAN KETIGA TERMODINAMIKA

Pada umumnya perubahan yang teqadi di alam disertai dengan perubahan energi.

Dalam proses perubahan energi ini ada dua aspek penting, yaitu arah pemindahan energi

dan pengubahan energi dari satu bentuk ke bentuk yang lain.

Walaupun hukum pertama termodinamika menetapkan hubungan antara kalor yang

diserap dengan kerja yang dilakukan oleh sistem, tetapi hukum ini tidak menunjukkan

batas-batas mengenai sumber maupun arah aliran energi.

Hukum kedua termodinamika dirumuskan untuk menyatakan pembatasan-

pembatasan yang berhubungan dengan pengubahan kalor menjadi kerja, dan juga untuk

menunjukkan arah perubahan proses di alam. Dalam bentuknya yang paling umum,

hukum kedua termodinamika dirumuskan dengan mempergunakan suatu fungsi keadaan

yang disebut entropi.

A. PROSES LINGKAR CARNOT

Proses lingkar ialah deretan perubahan yang dqalankan sedemikian rupa sehingga

pada akhirnya sistem kembali lagi ke keadaan semula. Dari pengalaman diketahui bahwa

mesin kalor yang bekerja secara berkala menurut suatu proses lingkar hanya dapat

mengubah sebagian dari kalor yang diserap menjadi kerja, pengubahan ini hanya

mungkin dengan adanya suatu perbedaan temperatur.

Sadi Cannot (1824) berhasil menghitung kerja maksimum yang dapat diperoleh

dan suatu mesin yang bekerja secara reversibel. Pada mesin Carnot, sejumlah gas ideal

menjalani suatu proses lingkar yang terdiri atas empat langkah perubahan reversibel,

16

d

ekspansi isotermal

Pemampatan isotermal isoterm

p

pemampatan adiabatik

ekspansi adiabatik

yaitu ekspansi isotermal, ekspansi adiabatik, pemampatan isotermal dan pemampatan

adiabatik.

Gambar 2. Diagram proses lingkar Carnot

Kerja maksimum diungkapkan secara matematik adalah sebagai berikut ; T1 – T2

w = - q1 ……………………………..………………………………...(29) T1

dapat dilihat bahwa kerja yang dihasilkan dalam proses selalu lebih kecil dan kalor yang

diserap.

B. FUNGSI ENTROPI DAN PERUBAHAN ENTROPI

Entropi adalah suatu fungsi keadaan yang secara matematis didefinisikan sebagai,

dS = δqrev / T ………………………………………………………………………….. (30)

dalam ungkapan ini δqrev ialah kalor yang dipertukarkan antara sistem dan lingkungan

secara reversibel. Karena dS merupakan diferensial total, maka perubahan entropi yang

terjadi dalam setiap proses atau reaksi diberikan oleh,

dS = S2 - S1 ……………………………………………………………………………..(31)

dengan S1 dan S2 berturut-turut ialah entropi sistem dalam keadaan awal dan akhir.

17

a

b

c

V

C. PERHITUNGAN PERUBAHAN ENTROPI

a. Pada proses fisis

1) Proses yang tidak disertai dengan pengubahan fasa.

2) Proses pengubahan fasa secara revorsibel

3) Proses pengubahan fasa secara tak-reversibel

b. Perubahan entropi pada reaksi kimia

D. PERUMUSAN HUKUM KEDUA TERMODINAMIKA

Menurut hukum ini : Semua proses atau reaksi yang terjadi di alam semesta,

selalu disertai dengan peningkatan entropi. Jika ∆Sas ialah perubahan entropi yang terjadi

di alam semesta, maka bagi setiap proses spontan berlaku, ∆Sas > 0.

Dengan memandang alam semesta itu sebagai sistem dan lingkungan, maka dapat pula

dikatakan bahwa untuk semua proses spontan berlaku,

∆Ssistem + ∆Slingkungan > 0 ……………………………………………………………...(32)

dengan ∆Ssistem ialah perubahan entropi sistem dan ∆Slingkungan ialah perubahan entropi

lingkungan.

1. Perubahan Entropi Sebagai Persyaratan Kesetimbangan

Telah diuraikan bahwa setiap proses yang berlangsung secara spontan dalam

sistem tersekat selalu disertai dengan peningkatan entropi. Bila entropi sistem mencapai

harga yang maksimum, maka entropi tidak akan dapat berubah lagi dan bila ∆S = 0,

keadaan ini akan tercapai apabila proses berjalan reversibel atau apabila sistem mencapai

kesetimbangan. Jadi bagi setiap perubahan dalam ‘sistem tersekat’ berlaku:

∆S ≥ 0 ………………………………………………………………………………….(33)

18

dengan tanda > untuk proses spontan dan tanda = untuk reversibel dan sistem dalam

kesetimbangan.

2. Kebergantungan Entropi pada Temperatur

Entropi reaksi (S) bergantung pada suhu. Kebergantungan ini dapat diturunkan

sebagai berikut:

α A + β B → γ C + δD

∆S = γ SC + δ SD - α SA- β SB

diferensiasi terhadap suhu pada tekanan tetap memberikan,

dS = δqrev / T = dH / T = Cp dT / T

maka [∂S/∂T]p = Cp dT /T ……………………………………………………………(34)

ungkapan di atas dapat diubah menjadi,

[∂ (∆S) /∂T]p = ∆Cp /T……..……..……………………………………………..(35)

jika pada kurun suhu tertentu Cp , tidak banyak bergantung pada temperatur, sehingga

dapat dianggap tetap, maka persamaan (35) dapat diintegrasi menjadi,

∆S2 - ∆S1 = ∆Cp ln (T2/T1) ……………………………………………………………. (36)

dengan ∆S1 dan ∆S2 berturut-turut ialah perubahan entropi pada suhu T1 dan T2.

E. HUKUM KETIGA TERMODINAMIKA

1. Entropi zat mumi pada titik not absolut

Perhatikan persamaan Planck-Boltzmann,

S = k lnW …………….………………………………………………….…… (37)

Entropi dapat dihubungkan dengan ‘kekacauan’ atau ketidakteraturan sistem. Keadaan

sistem yang kacau ialah keadaan di mana partikel-partikel (molekul, atom atau ion)

19

tersusun secara tidak teratur. Makin kacau susunan keadaan sistem, makin besar

kebolehjadian keadaan sistem dan makin besar entropi. Oleh karena itu zat padat kristal

pada umumnya mempunyai entropi yang relatif rendah dibandingkan dengan cairan atau

gas. Gas mempunyai entropi yang paling tinggi karena keadaan sistem paling tidak

teratur.

Diuraikan di atas bahwa makin kacau atau tidak teratur susunan molekul, makin

tinggi harga W dan entropi. Sebaliknya makin teratur susunan molekul sistem, makin

rendah harga W dan entropi. Kalau suatu zat murni didinginkan hingga dekat 0 K, semua

gerakan translasi dan rotasi terhenti dan molekul-molekul mengambil kedudukan tertentu

dalam kisi kristal. Molekul hanya memiliki energi vibrasi yang sama besar sehingga

berada dalam keadaan kuantum tunggal. Ditinjau dan kedudukan dan distribusi energi,

penyusunan molekul-molekul dalam suatu kristal yang sempurna pad 0 K hanya dapat

dilaksanakan dengan satu cara. Dalam hal ini W = 1 dan ln W = 0, sehingga menurut

persamaan boltzmann S = 0. Jadi, entropi suatu kristal murni yang sempurna ialah nol

pada 0 K. Pernyataan ini terkenal sebagai Hukum Ketiga Temomedinamika. Ungkapan

matematik nya adalah

0

ST=0 == 0 ………………………………………………………………………….(38)

2. Perhitungan Entropi Mutlak

Entropi zat murni, pada temperatur T, dapat dihitung dengan dua cara, yaitu

dengan menggunakan hukum ketiga termodinamika dan data termokimia dan dengan

metoda mekanika statistik dari data spektroskopi. Di sini hanya dibicarakan cara yang

pertama.

Daripersamaan (34),

20

[∂S/∂T]p = Cp dT /T (p tetap) jika diintegrasi persamaan ini menghasilkan,

0 T

ST = ∫ Cp d lnT ……………………………………………………….…………(39) 0

Secara eksperimen, kapasitas kalor Cp hanya dapat ditentukan hingga 15 K. Untuk

memudahkan ektrapolasi hingga 0 °C biasanya dipergunakan ‘hukum pangkat tiga’

Debye,

Cp = α T3 ………………………………………………………………..………………(40)

Substitusi dari persamaan mi ke dalam persamaan (39) menghasilkan,

dS0 = α T2 dT ( p tetap) ……………………………………………………………….(41)

yang dapat diintegrasi dari temperatur 0 hingga T menjadi

dS° = 1/3 α T3 …………………………………………………………………………(42)

persamaan (42) mengungkapkan bahwa, pada temperatur rendah, entropi standar sama

dengan sepertiga harga Cp.

3. Fungsi Energi Bebas Helmholtz

Bagi suatu perubahan kecil yang berlangsung tak reversibel pada temperatur T berlaku:

dS > δq/T atau δq - TdS <0 …………………………………………………………….(43)

kalau sistem hanya dapat melakukan kerja volume, maka persamaan (43) dapat diubah

menjadi

dU + pdV -TdS < 0 …………………………………………………………………….(44)

pada volume tetap, dV = 0, sehingga

dU - TdS < 0 atau d(U —TS)T,p < 0 ……………………………………………………(45)

fungsi U - TS, yang merupakan fungsi keadaan, disebut energi bebas Helmholtz,A,

21

A=U-TS ………………………………………………………………………………..(46)

Bila persamaan (46) dideferensiasi, diperoleh

dA = dU - TdS - SdT

bagi proses yang berjalan reversibel dan isoterm,

dA = δW ……………………………………………………………………………….(47)

jadi penurunan energi bebas helmholtz, - ∆A, ialah kerja maksimum yang dapat

dihasilkan dan suatu proses yang dikerjakan secara isoterm.

4. Fungsi Energi Bebas Gibbs

Kebanyakan proses biasanya dikerjakan pada temperatur dan tekanan tetap.

Pada kondisi ini, persamaan (44) dapat ditulis dalam bentuk,

d(U ÷ pV — TS)T,p < 0 …………………………………………………………………(48)

besaran U + PV — TS, yang merupakan fungsi keadaan, disebut energi bebas Gibbs, G.

G =U+PV—TS =H -TS =A + PV ……………………………………………………..(49)

Jadi, suatu proses yang berlangsung pada temperatur dan tekanan tetap disertai dengan

penurunan energi bebar Gibbs,

(dG)T,p < 0 (hanya kerja volume) ……………………………………………………...(50)

Suatu persamaan penting yang mengkaitkan ∆H, ∆S dan ∆G dapat diturunkan sebagai

berikut,

∆G = ∆H - T ∆S ………………………………………………………………………(51)

22

RANGKUMAN

Apakah suatu reaksi kimia tertentu dapat terjadi secara sertamerta (spontan) atau

tidak, tidak hanya bergantung pada perubahan entalpi, ∆H, tetapi juga pada temperatur

dan perubahan entropi, ∆S, yang mengukur perubahan dalam derajat ketidakteraturan

suatu sistem. Kecendrungan entropi yang selalu mencapai harga maksimum yang

dimungkinkan oleh energi dalam sistem. Hal ini diungkapkan dalam hukum kedua

termodinamika dan adanya harga positif dari entropi mutlak dan semua zat nyata adalah

suatu akibat dari hukum ketiga termodinamika.

Dalam suatu proses yang berlangsung pada temperatur dan tekanan konstan,

komponen perubahan entalpi total yang dihubungkan dengan perubahan dalam entropi

sistem dianggap sebagai energi yang tak dapat melakukan kerja yang berguna.

Komponen sisanya, yang dianggap sebagal energi yang dapat melakukan kerja yang

berguna, adalah perubahan energi bebas Gibbs, ∆G, dari sistem. Perubahan ini dapat

dihitung dan harga-harga energi bebas pembentukan standar dan pereaksi dan produk.

SOAL-SOAL LATIHAN

23

Petunjuk : Pilih salah satu jawaban yang benar

1. Reaksi, A (g) + B (g) → 2 C (g), yang berlangsung pada T dan p tetap,

merupakan reaksi endoterm. Maka dapat dikatakan bahwa

A. ∆H>O, ∆S > 0

B. ∆H<O,∆S >0

C. ∆H=0,∆S >0

D. ∆H <0, ∆S < 0

E. ∆H>0,∆S = 0

2. Dan data : - entalpi sublimasi grafit = 725 kJ/mol

- energi disosiasi ikatan H-H = 436 kJ/mol

- entalpi pembentukan metana = - 76 kJ/mol

dapat dihitung energi ikatan rata-rata C-H sebesar

A. + 418 kJ/mol

B. —255 kJ/mol

C. + 255 kJ/mol

D. + 76 kJ/mol

E. —418 kJ!mol

3. Untuk proses spontan selalu berlaku

A. ∆G<O

B. ∆Sas>O

C. ∆H<O

D. ∆S>O

E. AH <O, ∆S>O

24

4. Jika suatu proses, pada I atm dan 500 K, disertai dengan penurunan entalpi sebesar 42

kJ dan penurunan entropi sebesar 84 J/K, maka proses tersebut adalah

A. spontan

B. tidak spontan

C. adiabatis

D. reversibel

E. tidak reversibel

5. Pada reaksi, Na (g) + Cl (g) → NaCl (s),

A. entropi berkurang, entalpi berkurang

B. entropi berkurang, entalpi meningkat

C. entropi berkurang, entalpi tetap

D. entropi meningkat, entalpi meningkat

E. entropi meningkat, entalpi berkurang

6. Jika entalpi penguapan dan entropi penguapan HCl berturut-turut ialah 16,15 kJ/mol

dan 85,8 JK-1, pada 1 atm, maka titik didih normal HCl adalah

A. 188°C

B. 5,3°C

C. -34°C

D. -85°C

E. —110°C

7. Jika bagi reaksi, A + 2 B —, 3 C, S > 0, maka hal ini berarti

A. reaksi tersebut spontan C. produk C harus merupakan gas

B. reaksi tersebut endoterm D. ∆G < 0

E. bukan salah satu jawaban di atas

25

8. Pada reaksi manakah ∆S < 0?

A. 2 H20 (g) → 2 H2 (g) + 02 (g)

B. Na (s) + ½ Cl2 (g) → NaCl (s)

C. H2O (s) → H20 (l)

D. 2 NH3 (g) → N2 (g) + CO2 (g)

E. CaCO3 (s) → CaO (s) + CO2 (g)

9. Suatu proses yang dikerjakan pada suhu tetap 27 °C disertai peningkatan entalpi

sebesar 900 J. Pernyataan bahwa ∆S = 3 J/K hanya benarjika proses tersebut

berlangsung

A. tanpa ada kerja yang dilakukan

B. reversibel

C. dalam sistem tersekat

D. isobar

E. reversibel dan isobar

10. Suatu proses tidak akan terjadi jika

A. ∆G>O

B. ∆S<O

C. ∆H>O

D. ∆G=O

E. bukan salah satu jawaban di atas

Kunci Jawaban

l.A 2.A 3.B 4.D 5.A 6.D 7.E 8.B 9.E lO.E

26

KESETIMBANGAN KIMIA

Studi dari peristiwa kimia menyangkut tiga aspek penting, yaitu mengapa suatu

reaksi dapat berjalan pada kondisi tertentu, bagaimana dan dengan kecepatan apa reaksi

berjalan dan bilamana reaksi itu selesai. Suatu reaksi akan mencapai kesetimbangan

apabila memiliki kecepatan reaksi yang sama besar dalam kedua arah. Dalam hal ini

rekasi masih berjalan terus, sehingga konsentrasi hasil reaksi dan pereaksi tidak berubah

dengan waktu.

Kesetimbangan kimia merupakan suatu kesetimbangan dinamik. Suatu aspek

penting dalam kesetimbangan kimia ialah kedudukan kesetimbangan. Kedudukan

kesetimbangan menentukan jumlah hasil reaksi yang dapat diperoleh dari suatu reaksi

dan dinyatakan secara kuantitatif dengan tetapan kesetimbangan.

1. Reaksi Kimia sebagai Sistem dengan Komposisi yang Berubah-ubah

a. Koordinat reaksi

Dalam sistem dimana terjadi reaksi kimia, komposisi selalu berubah-ubah oleh karena

ada zat yang berkurang (pereaksi). Pada setiap saat, jumlah mol dan tiap zat dalam

campuran reaksi bergantung pada jumlah reaksi yang terjadi

Perhatikan reaksi umum, va A + vb B ↔ vc C + vd D

dengan A dan B ialah zat-zat pereaksi, C dan D ialah zat-zat hasil reaksi, dan va, vb , vc

dan vd adalah koefisien stoikiometri. Bila va mol A bereaksi dengan vb mol B, maka akan

terbentuk vc mol C dan vd mol D.

b. Syarat bagi Kesetimbangan Kimia

Sistem berada dalam kesetimbangan, bila ∆G = ∑ vi μi = 0 …………………………. (52)

27

contoh reaksi,

N2 (g) + 3H2 (g) ↔ 2NH3 (g)

mencapai kesetimbangan pada T dan P tetap, kalau

∆G = 2 μ - 2 μ + 3 μ = 0 NH

3 N2 H

2

μ = potensial kimia

c. Isotermal Reaksi

Dalam raksi kimia yang dikerjakan pada p dan T tetap, energi bebas Gibbs ditentukan

oleh konsentrasi atau keaktifan zat-zat dalam campuran reaksi. Kaitan antara ∆G reaksj

dengan keaktifan dapat diturunkan sebagai berikut.

Perhatikan kembali reaksi umum,

va A + vb B ↔ vc C + vd D

∆G = vc μ C + vd μ D - va μ A + vb μ B

karena μi = μio + RT ln vi, maka pada tekanan dan temperatur tetap,

vc v

d va v

b

∆G = ∆G ° + RT ln {(aC aD )/( aA . aB)}…………………………………………. (53)

Persamaan ini terkenal sebagai ‘reaksi isotermal van’t Hoff’ yang menyatakan perubahan

energi bebas Gibbs, pada setiap saat, sebagai fungsi dan keaktifan zat-zat dalam reaksi,

bila reaksi berjalan pada T dan P tetap. ∆G ° ialah perubahan energi babas Gibbs standar,

yaitu harga ∆G pada ai, = 1.

Untuk reaksi antara gas-gas ideal, ai, = pi, sehingga persamaan (53) mengambil bentuk:

vc vd va vb

∆G = ∆G ° + RT In {(pc pd ) / (pa pb)}……………………………………………... (54)

28

Dalam persamaan ini ∆G° ialah perubahan energi bebas Gibbs pada tekanan parsial dan

semua gas sama dengan 1 atm.

2. Tetapan Kesetimbangan

a. Pelbagai Bentuk Tetapan Kesetimbangan

Pada bagian terdahulu sudah dijelaskan bahwa reaksi akan mencapai kesetimbangan, jika

∆G = ∑ vi μi = 0

pada kondisi ini,

vc v

d va v

b

∆G = ∆G ° + RT ln {(aC aD )/( aA . aB)} kesetimbangan = 0 atau

vc v

d va v

b

∆G ° = - RT ln {( aC aD )/( aA . aB)}kesetimbangan …………………………………(55)

∆G° hanya fungsi temperatur, jadi pada temperatur tetap harganya tetap. ini berarti bahwa

pada temperatur tetap, besaran dibelakang tanda ln dalam persamaan (55) juga tetap.

Besaran ini disebut tetapan kesetimbangan termodinamika, K.

vc v

d va v

b

K = {( aC aD )/( aA . aB)} ………………………………………………………………(56)

Substitusi dari persamaan (56) ke dalam persamaan (55) memberikan suatu persamaan

yang mengkaitkan tetapan kesetimbangan dengan perubahan energi bebas Gibbs standar

∆G° = - RT ln K …… ………………………………………………………………….(57)

Persamaan ini dapat digunakan untuk menghitung tetapan kesetimbangan kalau ∆G°

diketahui.

Untuk reaksi antara gas-gas ideal, persamaan (57) mengambil bentuk;

∆G° = - RT ln Kp ……………………………………………………………………….(58)

29

dengan Kp ialah tetapan kesetimbangan yang dinyatakan dalam tekanan parsial. Jika untuk

gas ideal,

pi =( ni / v ) RT, maka :

∑vi

Kp = Kc (RT) …………………………………………………………………………...(59)

Dengan Kp ialah tetapan kesetimbangan, dinyatakan dalam konsentrasi molar. Tekanan

parsial suatu komponen dalam campuran gas ideal dapat dihubungkan dengan fraksi

molnya melalui hukum Dalton,

pi = xi p

Dengan p ialah tekanan total campuran gas. Jika persamaan ini disubstitusikan ke dalam

persamaan (56) diperoleh:

∑vi

Kp = Kx p …………...………………………………………………………………...(60)

Dengan Kx ialah tetapan kesetimbangan, dinyatakan dalam fraksi mol. K menjadi sama

dengan Kp kalau ∑vi = 0.

3. Sifat-sifat Tetapan Kesetimbangan

Pada perhitungan kesetimbangan ada beberapa hal tentang tetapan kesetimbangan yang

perlu diperhatikan.

a. Dari pelbagai bentuk tetapan kesetimbangan yang dibahas di atas, hanya tetapan

kesetimbangan termodinamika, K, yang benar-benar merupakan

tetapan. K hanya bergantung pada temperetur dan tidak bergantung pada tekanan atau

konsentrasi. Kp atau Kc hanya merupakan tetapan pada sistem ideal.

b. Prinsip tetapan kesetimbangan hanya berlaku pada sistem dalam kesetimbangan.

30

c. Tetapan kesetimbangan bergantung pada temperatur. Kalau temperatur berubah, K

akan berubah pula.

d. Besarnya tetapan kesetimbangan menentukan sampai seberapa jauh reaksi telah

berlangsung. Harga K yang besar menunjukkan konsentrasi hasil reaksi yang lebih

besar dari pada konsentrasi pereaksi dalam sistem. Jadi K yang besar menguntungkan

pembentukan hasil reaksi.

e. Besarnya tetapan kesetimbangan bergantung pada cara menuliskan reaksinya.

f. Tetapan kesetimbangan menyatakan secara kuantitatif pengaruh konsentrasi pereaksi

dan hasil reaksi terhadap tingkat selesai reaksi.

4. Pengaruh Temperatur terhadap Tetapan Kesetimbangan

Persamaan (57) dapat disusun ulang menjadi,

ln K = -∆G° / RT

kalau persamaan inididiferensiasikan terhadap T pada tekanan tetap diperoleh,

d ln K = - 1 d( ∆ G °) sehingga, dT R RT

d ln K = ∆ H ° (p tetap) ……………………………………………..……………(61) dT RT 2

untuk reaksi gas dan dengan pengandaian bahwa gas bersifat ideal, K = Kp, dan

persamaan (61) menjadi,

d ln K p = ∆ H ° (p tetap) ………………………………………...…..……………(62) dT RT 2

Persamaan (61) dan (62) terkenal sebagai isobar reaksi van’t Hoff. Kedua persamaan ini

digunakan untuk menghitung kesetimbangan sebagai fungsi dari temperatur. Pada selang

31

temperatur yang cukup kecil, ∆H° dapat dianggap tetap dan integrasi dari persamaan (62)

memberikan,

ln Kp = ∆ H ° + I (p tetap) ……………………………………...…..……………(63) RT

dengan I ialah tetapan integrasi yang dapat dievaluasi kalau harga Kp pada suatu

temperatur diketahui.

Persamaan (61) dapat pula diintegrasikan antara dua temperatur T1 dan T2. Hasilnya,

dengan pengandaian bahwa AH° antara kedua temperatur mi bukan fungsi dan

temperatur, ialah

ln K 2 = ∆ H ° (T2 – T1)... ………………………………………...…..……………(64) K1 R T1 T2

dengan K1 dan K2 masing-masing ialah harga Kp pada T1 dan T2. Persamaan ini digunakan

untuk menghitung ∆H° rata-rata antara T1 dan T2 atau untuk menghitung Kp pada T2 kalau

harganya pada T1 dan ∆H° diketahui.

5. Kesetimbangan pada Sistem Serbasama

a. Kesetimbangan dalam Fasa Gas

Sebagai contoh reaksi dalam fasa gas, perhatikan reaksi pembentukan amoniak dari

nitrogen dan hidrogen,

½N2 (g) + 3/2H2 (g) ↔ NH3 (g)

tetapan kesetimbangan reaksi ini diberikan oleh,

aK = NH

3 ……………………………………………………………..(65) a1/2 a3/2 N

2 H

2

Atau, karena untuk gas, keaktifan, ai, sama dengan fugasitas, fi

32

fK = NH

3 ……………………………………………………………..(66) f1/2 f3/2 N

2 H

2

b. Kesetimbangan dalam Fasa Cair

Pembahasan ini terbatas pada reaksi antara zat-zat bukan elektrolit yang terlarut dalam

pelarut tertentu. Perhatikan reaksi umum,

va A + vb B ↔ vc C + vd D

vc v

d va v

b

K = {( aC aD )/( aA . aB)}

Evaluasi dari keaktifan dalam persamaan ini memerlukan pengetahuan tentang keadaan

standar yang digunakan. Oleh karena keaktifan merupakan ukuran dan selisih antara

potensial kimia dalam keadaan tertentu dan dalam keadaan standar.

Jika konsentrasi dinyatakan dalam mol per liter, ai = χi Ci, dan persamaan (65) dapat

diubah menjadi,

K =Kχ.Kc …………………………………………………………………………...….(67)

dengan Kc ialah tetapan kesetimbangan yang dinyatakan dalam konsentrasi molar,

vc v

d va v

b

K = {( CC CD )/( CA . CB)}…………………………………………………………(68)

6. Kesetimbangan dalam Sistem Serbaneka

Sistem serbaneka (heterogen) ialah menyangkut fasa padat dan fasa gas. Perhatikan

reaksi penguraian kalsium karbonat,

CaCO3 (s) →CaO (s) + CO2 (g)

Perubahan energi bebas reaksi mi diberikan oleh isoterm reaksi van’t Hoff;

∆G = ∆G° + RT ln (aCaO. aCO2)/( aCaCO3) ..……………………………………………(69)

33

Seperti pada cairan, sebagai keadaan standar padatan diambil padatan murni pada tekanan

1 atm dan temperatur percobaan. Jadi untuk padatan murni pada 1 atm, a = 1. pada

umumnya pengaruh tekanan terhadap keaktifan padatan dapat diabaikan sehingga

keaktifan padatan sama dengan satu pada semua tekanan. Karena dalam reaksi di atas

CaO dan CaCO3 berada sebagai padatan murni, aCaO = 1 dan aCaCO3 = 1, sehingga

persamaan (69) dapat diubah menjadi,

∆G = ∆G° + RT ln aCO2 ………………... ..……………………………………………(70)

kesetimbangan akan tercapai jika AG = 0, jadi

∆G° + RT ln ( aCO2 )kstb = 0 atau

∆G° + RT ln ( aCO2 )kstb = - RT ln K ……………………………………………………(71)

dengan tetapan kesetimbangan K, diberikan sebagai tetapan kesetimbangan yang

dinyatakan dalam tekanan parsial. Karena tekanan gas dalam sistem biasanya rendah,

keaktifan dapat disamakan dengan tekanan, sehingga persamaan (72) berubah menjadi,

K = (pCO2)kstb …………………………………………………………………………..(72)

34

RANGKUMAN

Perubahan kimia reversibel membentuk produk-produk yang dapat bertindak untuk

menghasilkan (kembali) produk aslinya. Suatu keadaan kesetimbangan kimia terjadi

dalam suatu sistem reversibel bila reaksi maju dan balik memiliki laju yang sama.

Kesetimbangan yang melibatkan hanya satu fasa homogen disebut kesetimbangan

homogen. Sedangkan kesetimbangan yang melibatkan dua atau lebih fasa yang berbeda

adalah kesetimbangan heterogen.

LATIHAN SOAL

Petunjuk: Pilih salah satu jawaban yang benar

1. Perhatikan lima buah reaksi, dalam keadaan standar, masing-masing dengan perubahan

entalpi yang tertera di bawah. Dalam hal manakah temperatur mempunyai pengaruh

yang paling besar terhadap tetapan kesetimbangan?

A. —20 kkal/mol

B. — 10 kkal/mol

C. 0 kkal/mol

D. 10 kkal/mol

E. 15 kkal/mol

2. Kedudukan kesetimbangan dan suatu reaksi, pada temperatur tertentu, dapat

ditentukan dari harga

A. ∆E° D. ∆S° dan ∆H°

B. ∆H° E. ∆S°dan ∆E°

C. ∆S°

35

3. Tetapan kesetimbangan untuk reaksi, A + B ↔ C + D Kc = 100. Jumlah mol B yang

harus dicampurkan pada 4 mol A untuk menghasilkan 2 mol C pada kesetimbangan

ialah

A. 1 mol D. 4 mol

B. 2 mol E. 5 mol

C. 3 mol

4. Bila tetapan kesetimbangan dari reaksi N2 (g) + 3 H2 (g) ↔2 NH3 (g) adalah Kp = K1,

maka tetapan kesetimbangan dari reaksi, 1/2 N2 (g) + 3/2 H2 (g) ↔ NH3 (g), adalah

A. 2K1 D. K12

B. K1 E. √K1

C. 1/2 K1

5. Untuk reaksi kesetimbangan, 2 NO (g) + O2 (g) ↔ 2 NO2 (g) berlaku

A. Kx = Kp / p C. Kx = Kc

B. Kx = Kp p D. Kc= Kp . p E. Kc = Kp / RT

6. Pada temperatur, harga tetapan kesetimbangan dan reaksi 2 NO (g) + O2 (g) ↔ 2 NO2 (g)

sebesar 16, maka tetapan kesetimbangan dari reaksi NO (g) + 1/2 O2 (g) ↔ NO2 (g)

adalah

A. 1/16 B. 1/4 C.4 D. 8 E. 1/8

7. Jika tetapan kesetimbangan K suatu reaksi adalah K < 1, maka bagi reaksi tersebut

berlaku

A. ∆G° > 1 B. ∆H° > 1 C. ∆ H° < 1

D. ∆G° <O E. ∆G° >O

36

8. Suatu reaksi kesetimbangan A (g) ↔ B (g) + C (g)

Mempunyai harga Kp = 0,328 pada suhu 127 °C. Harga Kc sama dengan

A. 1 x 10-2 D. 3,2x10-2

B. 2x10-2 E. 1,6x10-2

C. 4x10-2

9. Pada suatu temperatur, harga tetapan kesetimbangan dari reaksi

N2 (g) + 2 O2(g) ↔ 2NO2 (g) adalah 36, maka tetapan kesetimbangan dan reaksi

NO2 (g) ↔ N2 (g) + O2 (g) adalah

A. 1/36 B. 1/8 C. 1/6 D.6 E. 9

10. Suatu reaksi kimia mempunyai kalor reaksi, ∆H = + a kal pada suhu T1 dengan

tetapan kesetimbangan K1. Bila suhu dinaikkan menjadi T2, tetapan kesetimbangan

menjadi K2. Dalam hal ini

A. K2 > K1

B. K2 < K1

C. K2 = K1

D. K2 = ∆H/RT2

E. K2 = ∆/RT22

Kunci Jawaban

l.A 2.D 3.D 4.E 5.B 6.B 7.E 8.A 9.C l0.D

37