ENERGI GIBBS PEMBENTUKAN STANDAR

7
Kelompok : 1. Dewi Adriana Putri 121810301053 2. Fenly Arismaya 121810301066 11.12 ENERGI GIBBS PEMBENTUKAN STANDAR Setelah memperoleh nilai ΔGº dari pengukuran konstanta kesetimbangan, tentu memungkinkan untuk menghitung nilai-nilai konvensional energi Gibbs standar molar µ° tiap senyawa. Sama seperti dalam kasus entalpi standar zat, kita bebas untuk menetapkan nilai dari nol dengan energi Gibbs dari unsur-unsur dalam keadaan stabil mereka pada suhu 25°C dan tekanan 1 atm. Misalnya, pada 25°C μ o (H 2 ,g) = 0, μ o (Br 2 ,l) = 0, μ o Untuk reaksi pembentukan dari suatu senyawa seperti CO: C(grafit) + 1 2 O 2 (g) → CO 2 (g) ∆G o f = μ o (CO, g) – [μ o (C, grafit) + 1 2 μ o (O 2, g)]. Karena μ o (C, grafit) = 0 dan μ o (O 2 , g) = 0 dengan konvensi, kita mempunyai ∆G o f = μ o (CO,g) (11.51) Akibatnya, energi Gibbs pembentukan standar senyawa apapun adalah sama dengan energi gibbs standar molar konvensional dari senyawa tersebut. Beberapa nilai energy Gibbs pembentukan standar pada 25°C diberikan dalam Tabel A-V.

description

kesetimbangan kimia

Transcript of ENERGI GIBBS PEMBENTUKAN STANDAR

Kelompok :

1. Dewi Adriana Putri 121810301053

2. Fenly Arismaya 121810301066

11.12 ENERGI GIBBS PEMBENTUKAN STANDAR

Setelah memperoleh nilai ΔGº dari pengukuran konstanta kesetimbangan, tentu

memungkinkan untuk menghitung nilai-nilai konvensional energi Gibbs standar molar µ° tiap

senyawa. Sama seperti dalam kasus entalpi standar zat, kita bebas untuk menetapkan nilai dari

nol dengan energi Gibbs dari unsur-unsur dalam keadaan stabil mereka pada suhu 25°C dan

tekanan 1 atm. Misalnya, pada 25°C

μo(H2,g) = 0, μo(Br2,l) = 0, μo

Untuk reaksi pembentukan dari suatu senyawa seperti CO:

C(grafit) + 12

O2 (g) → CO2 (g)

∆Gof = μo(CO, g) – [μo(C, grafit) +

12

μo(O2, g)].

Karena μo(C, grafit) = 0 dan μo(O2, g) = 0 dengan konvensi, kita mempunyai

∆Gof = μo(CO,g) (11.51)

Akibatnya, energi Gibbs pembentukan standar senyawa apapun adalah sama dengan energi gibbs

standar molar konvensional dari senyawa tersebut. Beberapa nilai energy Gibbs pembentukan

standar pada 25°C diberikan dalam Tabel A-V.

Itu selalu mungkin untuk menghubungkan komposisi dari kesetimbangan campuran ke

nilai keseimbangan kemajuan, (tingkat kekuatan dari masing2 senyawa dalam reaksi -sebanding

dengan aktivitas) ξe, angka mol awal, niº, dan koefisien stoikiometri, vi. Dua contoh tersebut akan

dibahas.

Contoh 11.2 Disosiasi dinitrogen tetroksida.

N2O4(g) → 2NO2(g)

Kesetimbangan ini dapat dengan mudah dipelajari di laboratorium melalui pengukuran massa

jenis uap dari kesetimbangan campuran. Dalam formulasi berikut mengikuti berbagai jumlah

yang tercantum dalam kolom di bawah formula dari senyawa dalam persamaan kimia seimbang.

Misalkan n° menjadi jumlah mol awal N2O4, ξe kesetimbangan kemajuan, dan αe (dissosiasi)

fraksi dipisahkan pada kesetimbangan αe = ξe / n°.

N2O4 (g) → 2 NO2(g)

Koefisien stoikiometri -1 +2

Mol saat awal, niº nº 0

Mol saat kesetimbangan, ni nº - ξe 0 + 2ξe

Total jumlah mol n = nº + ξe

Fraksi mol, xi

Atau mulai αe = ξe / n°, xi adalah

Tekanan parsial pi = xi p

Dengan menggunakan nilai-nilai dari tekanan parsial, kita memperoleh :

Menurut hukum gas ideal, pV = nRT, dimana n = (1 + αe) n°. Dengan demikian pV = n° (1 +

αe)RT. Tapi n° = w / M, dimana w adalah massa gas dalam volume V dan M adalah massa molar

dari N2O4. Jadi, jika kita tahu nilai dari p, T, V, dan w kita dapat menghitung αe dan kemudian,

menggunakan Persamaan (11.52), kita dapat memperoleh Kp.

Suatu pengukuran αe pada setiap tekanan p cukup untuk menentukan Kp. Dari Kp, ΔGº dapat

dihitung (van holf materi sebelumnya). Ketergantungan αe pada tekanan dapat diperoleh secara

eksplisit dengan memecahkan persamaan (11.52) untuk αe :

αe = √ KpKp+4 p

Hal ini jelas bahwa p→0, αe→1, (terionisasi sempurna) sedangkan p → ∞ (tak hingga besar) , αe

→ 0. Ini adalah apa yang diharapkan dari prinsip LeChatelier. Pada tekanan cukup tinggi, Kp <<

4p dan αe = 12

Kp21/p2

1, kira-kira.

Contoh 11.3 Sintetis ammonia.

Misalkan kita mencampur satu mol N2 dengan 3 mol H2 (rasio stoikiometri) dan

mempertimbangkan keseimbangan:

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

Koefisien stoikiometri -1 -3 2

Mol saat awal, niº 1 3 0

Mol saat kesetimbangan, ni 1 - ξ 3 - 3ξ 2 ξ

Total jumlah mol n = nº + ξe

Fraksi mol, xi

Tekanan parsial pi = xi p

Kita mencatat bahwa PH2 = 3PN2; menggunakan nilai-nilai ini pada Kp, maka dapat diperoleh :

Mengambil akar kuadrat, kita memiliki :

atau, menggunakan tekanan parsial dari tabel,

Analisis campuran menghasilkan nilai XNH3 yang mana kita dapat memperoleh nilai ξ pada

kesetimbangan. Dari nilai eksperimental ξ, kita dapat menghitung Kp, dan dari itu, ΔGº. Kita

juga data merumuskan pernyataan dalam hal PNH3 dan tekanan total. Karena P = PN2 + PH2 +

PNH3 dan PH2 = 3 PN2, maka P = 4 PN2 + PNH3 atau PN2 = 14

(P – PNH3)

Kemudian :

Dari hubungan ini, tekanan parsial NH3 dapat dihitung pada setiap tekanan total. Jika perubahan

ke NH3 rendah, maka P - PNH3 ≈ p, dan PNH3 = 0.325Kp1/2 p2, sehingga tekanan parsial amonia

adalah kira-kira sebanding dengan kuadrat dari tekanan. Jika reaktan tidak tercampur awalnya

dalam rasio stoikiometrik, pernyataannya akan lebih kompleks.

Sebuah pengukuran kesetimbangan tekanan parsial NH3 pada temperatur dan tekanan

tertentu menghasilkan nilai ΔGº untuk reaksi ini, yang mana keduanya adalah energy gibbs

standar molar dari nh3 pada temperatur ini.

Perhatikan bahwa kita telah menekan subscript pada ξe dan (PNH3)e untuk menghindari

notasi rumit. Kami biasanya akan menghilangkan subscript kecuali bila diperlukan untuk

menghindari kebingungan. Hal ini harus dipahami bahwa semua jumlah dalam konstanta

kesetimbangan adalah nilai-nilai keseimbangan.

Energi-bebas reaksi standar (∆G°rxn) ialahperubahan 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.

Tabel dibawah ini meringkas konvensi yang digunakan para kimiawan untuk

mendefinisikan keadaan standar zat murniserta larutan. 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°fadalah            energi-bebas

pembentukan standar dari senyawa, artinya, perubahan energi-bebas yang terjadi bila 1 mol

senyawa disintesis dari unsur-unsurnya dalam keadaan standarnya. Untuk pembakaran grafit:

C(grafit) + O2(g) ——> CO2(g)

perubahan energi-bebas standarnya ialah

∆G°rxn = ∆G°f (CO2) - [ ∆G°f (C, grafit) + ∆G°f (O2) ]

Seperti pada entalpi pembentukan standar, kita definisikan energi bebas pembentukan standar

setiap unsur dalam bentuk stabilnya adalah nol. Jadi,

∆G°rxn (C, grafit) = 0      dan     ∆G°f (O2) = 0

Dengan demikian, perubahan energi-bebas standar untuk reaksi dalam kasus ini sama nilainya

dengan energi bebas pembentukan standar CO2:

∆G°rxn = ∆G°f (CO2)

Perhatikan bahwa ∆G°rxn dalam satuan kJ, tetapi ∆G°fdalam kJ/mol. Persamaan ini berlaku

karena koefisien di depan ∆G°f (dalam hal ini 1) mempunyai satuan "mol."