ENERGI GIBBS PEMBENTUKAN STANDAR
-
Upload
dewi-adriana -
Category
Documents
-
view
192 -
download
9
description
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."