Termodinamika kimia adalah studi tentang transformasi energi dalam sistem kimia. Ini memberikan landasan teoritis untuk memprediksi apakah reaksi terjadi secara spontan, luasnya reaksi pada kesetimbangan, dan perubahan energi yang terkait dengan proses kimia.

Konsep Fundamental

Dalam termodinamika, sistem adalah bagian dari alam semesta yang sedang dipelajari, yang dapat terbuka, tertutup, atau terisolasi, sedangkan lingkungan adalah segala sesuatu lainnya. Fungsi keadaan seperti P, V, T, U, H, S, dan G hanya tergantung pada keadaan sistem saat ini, bukan jalur yang ditempuh untuk mencapainya. Hukum Pertama Termodinamika menyatakan bahwa energi tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan, hanya diubah antara bentuk: ΔU = q + w, di mana ΔU adalah perubahan energi internal, q adalah panas, dan w adalah kerja.

Entalpi (H)

Entalpi didefinisikan sebagai H = U + PV, dan pada tekanan konstan, ΔH = qp, artinya panas yang diserap atau dilepaskan sama dengan perubahan entalpi. Reaksi eksotermik melepaskan panas (ΔH < 0), sedangkan reaksi endotermik menyerap panas (ΔH > 0). Entalpi pembentukan standar (ΔHf°) adalah perubahan entalpi ketika satu mol senyawa dibentuk dari unsur-unsurnya dalam keadaan standar, dan Hukum Hess menyatakan bahwa ΔH untuk suatu reaksi adalah jumlah ΔHf° produk dikurangi reaktan. Energi disosiasi ikatan dapat memperkirakan entalpi reaksi: ΔH ≈ Σ(energi ikatan yang putus) - Σ(energi ikatan yang terbentuk).

Entropi (S)

Entropi adalah ukuran ketidakteraturan atau keacakan dalam suatu sistem, dan Hukum Kedua menyatakan bahwa total entropi alam semesta selalu meningkat untuk proses spontan. Gas memiliki entropi lebih tinggi daripada cairan, yang memiliki entropi lebih tinggi daripada padatan, dan melarutkan zat terlarut meningkatkan entropi. Entropi molar standar (S°) bernilai positif dan meningkat dengan suhu dan kompleksitas molekul. ΔS° untuk suatu reaksi sama dengan ΣS°(produk) - ΣS°(reaktan).

Energi Bebas Gibbs (G)

Energi bebas Gibbs menggabungkan entalpi dan entropi: G = H - TS, dan pada suhu dan tekanan konstan, ΔG = ΔH - TΔS. Ketika ΔG < 0, proses bersifat spontan (eksergonik); ΔG = 0 menunjukkan kesetimbangan; dan ΔG > 0 berarti proses bersifat tidak spontan (endergonik). Perubahan energi bebas Gibbs standar (ΔG°) terkait dengan konstanta kesetimbangan oleh ΔG° = -RT ln K, sehingga ΔG° negatif besar sesuai dengan K >> 1. Perhatikan bahwa ΔG bukan laju reaksi — termodinamika memprediksi spontanitas, bukan kinetika.

Ketergantungan Suhu dari Spontanitas

Ketika ΔH negatif dan ΔS positif, reaksi bersifat spontan pada semua suhu. Ketika ΔH positif dan ΔS negatif, reaksi bersifat tidak spontan pada semua suhu. Ketika ΔH negatif dan ΔS negatif, reaksi bersifat spontan pada suhu rendah di mana |TΔS| < |ΔH|. Ketika ΔH positif dan ΔS positif, reaksi bersifat spontan pada suhu tinggi di mana TΔS > ΔH. Suhu di mana reaksi menjadi spontan adalah T = ΔH/ΔS, di mana ΔG = 0.

Kesetimbangan Kimia

Pada kesetimbangan, laju reaksi maju dan mundur sama dan ΔG = 0. Konstanta kesetimbangan K tergantung pada suhu menurut persamaan van’t Hoff: d(ln K)/dT = ΔH°/RT2. Prinsip Le Chatelier menyatakan bahwa sistem pada kesetimbangan merespons gangguan konsentrasi, tekanan, atau suhu dengan bergeser untuk melawan perubahan.

Aplikasi

Termodinamika kimia digunakan untuk memprediksi kelayakan reaksi dalam sintesis kimia industri; menghitung kerja maksimum yang dapat diperoleh dari sel bahan bakar dan baterai; memahami transduksi energi biokimia, seperti bagaimana hidrolisis ATP mendorong reaksi endergonik; dan merancang proses dengan kondisi suhu dan tekanan optimal untuk hasil maksimum.