Entalpi dan Entropi

Entalpi dan entropi menggambarkan bagian yang berbeda dari perubahan kimia yang sama. Dalam kimia, perubahan entalpi $\Delta H$ memberi tahu Anda tentang kalor yang diserap atau dilepaskan pada tekanan konstan, sedangkan perubahan entropi $\Delta S$ memberi tahu apakah keadaan akhir memiliki lebih banyak atau lebih sedikit susunan mikroskopik yang dapat diakses.

Jika Anda ingin perbedaan singkatnya, gunakan ini:

• $\Delta H$ memberi tahu apakah suatu proses menyerap atau melepaskan kalor pada tekanan konstan.
• $\Delta S$ memberi tahu apakah keadaan akhir lebih tersebar atau lebih terbatasi dibandingkan keadaan awal.

Entalpi vs. Entropi dalam Satu Gambaran

Kedua gagasan ini sering diajarkan bersama karena masing-masing, jika berdiri sendiri, tidak memberikan gambaran termodinamika yang lengkap. Suatu proses bisa menyerap kalor dan tetap menguntungkan, atau melepaskan kalor dan tetap tidak menguntungkan. Itulah sebabnya ahli kimia melacak keduanya.

Apa yang Diberitahukan Entalpi

Entalpi didefinisikan sebagai

$$H = U + pV$$

dengan $U$ adalah energi dalam. Dalam kebanyakan soal kimia, besaran yang penting bukan nilai mutlak $H$, melainkan perubahannya, yaitu $\Delta H$.

Jalan pintas praktisnya adalah ini: untuk proses pada tekanan konstan dengan hanya kerja tekanan-volume,

$$\Delta H = q_p$$

Jadi, $\Delta H$ negatif berarti sistem melepaskan kalor dalam kondisi tersebut, dan $\Delta H$ positif berarti sistem menyerap kalor. Itulah sebabnya entalpi reaksi sangat penting dalam termokimia dan kalorimetri.

Apa yang Diberitahukan Entropi

Entropi lebih sulit diringkas dengan satu kata sehari-hari. Menyebutnya sebagai "ketidakteraturan" bisa menjadi petunjuk awal yang berguna, tetapi itu bukan definisi lengkapnya. Deskripsi yang lebih cermat adalah bahwa entropi melacak berapa banyak susunan mikroskopik yang konsisten dengan keadaan makroskopik.

Jika suatu keadaan akhir dapat terwujud dengan lebih banyak cara mikroskopik daripada keadaan awal, maka entropinya lebih tinggi. Dalam kimia, hal ini sering terjadi ketika partikel menjadi kurang terkungkung, ketika zat-zat bercampur, atau ketika padatan berubah menjadi cairan atau gas.

Untuk lintasan reversibel, perubahan entropi berhubungan dengan perpindahan kalor melalui

$$dS = \frac{\delta q_{rev}}{T}$$

Hubungan ini memiliki syarat bawaan: suku kalor tersebut berlaku untuk lintasan reversibel, bukan sembarang proses nyata.

Contoh Dikerjakan: Mengapa Es Mencair Memakai Kedua Gagasan

Pertimbangkan es yang mencair menjadi air cair pada $1\ \mathrm{atm}$.

Pencairan memerlukan masukan kalor, jadi untuk sistem berlaku $\Delta H > 0$. Struktur kristal es yang diikat oleh ikatan hidrogen juga lebih teratur daripada air cair, sehingga cairan memiliki lebih banyak susunan molekul yang dapat diakses. Itu berarti $\Delta S > 0$ untuk sistem juga.

Ini adalah contoh yang kuat karena entalpi dan entropi sama-sama mudah dilihat:

• $\Delta H > 0$ menyatakan bahwa pencairan memerlukan kalor.
• $\Delta S > 0$ menyatakan bahwa keadaan cair secara entropi lebih tidak terbatasi.

Anda juga dapat menghitung perubahan entropinya. Untuk perubahan fase pada suhu kesetimbangannya,

$$\Delta S = \frac{\Delta H}{T}$$

Untuk air pada titik leleh normalnya, $\Delta H_{fus} \approx 6.01\ \mathrm{kJ/mol}$ dan $T = 273.15\ \mathrm{K}$. Jadi

$$\Delta S_{fus} \approx \frac{6.01 \times 10^3\ \mathrm{J/mol}}{273.15\ \mathrm{K}} \approx 22.0\ \mathrm{J/(mol\cdot K)}$$

Hasil positif itu sesuai dengan gambaran fisiknya: air cair memiliki lebih banyak susunan molekul yang dapat diakses daripada es.

Tepat pada titik leleh normal air, $0^\circ \mathrm{C}$ pada $1\ \mathrm{atm}$, es dan air cair berada dalam kesetimbangan. Dalam kondisi itu, perubahan energi bebas Gibbs bernilai nol:

$$\Delta G = \Delta H - T\Delta S$$

Pada suhu dan tekanan konstan, ahli kimia menggunakan $\Delta G$ untuk menilai keberlangsungan termodinamika suatu proses. Untuk pencairan, suhu yang sedikit lebih tinggi membuat suku $T\Delta S$ lebih besar, sehingga pencairan menjadi menguntungkan.

Kesalahan Umum tentang Entalpi dan Entropi

Menganggap Entropi Hanya sebagai "Ketidakteraturan"

"Ketidakteraturan" adalah jalan pintas kasar, bukan definisi lengkap. Entropi lebih baik dipahami dalam hal susunan mikroskopik yang dapat diakses dan kendala pada sistem.

Menganggap Eksoterm Berarti Spontan

$\Delta H$ negatif dapat membantu membuat suatu proses menjadi menguntungkan, tetapi itu tidak menjamin spontanitas. Pada suhu dan tekanan konstan, tanda dari $\Delta G = \Delta H - T\Delta S$ adalah yang menentukan.

Melupakan Syarat di Balik $\Delta H = q_p$

Pernyataan $\Delta H = q_p$ berguna ketika proses ditinjau pada tekanan konstan. Di luar kondisi itu, Anda perlu lebih berhati-hati dalam menafsirkan apa yang diberitahukan kalor dan entalpi.

Lupa Sistem Mana yang Dimaksud

Ketika Anda mengatakan entropi meningkat atau menurun, jelaskan sistem yang dimaksud. Sistem dapat kehilangan entropi bahkan ketika proses keseluruhannya spontan, karena lingkungan juga berperan.

Kapan Ahli Kimia Menggunakan Entalpi dan Entropi dalam Kimia

Gagasan-gagasan ini muncul ketika ahli kimia ingin:

• menafsirkan data kalorimetri
• membandingkan perubahan fase seperti pencairan, pembekuan, penguapan, dan pengembunan
• membahas mengapa beberapa reaksi menjadi lebih menguntungkan pada suhu yang lebih tinggi
• menghubungkan kalor reaksi dengan kesetimbangan dan energi bebas

Jika suatu soal menanyakan berapa banyak kalor yang diserap atau dilepaskan, entalpi biasanya menjadi pusatnya. Jika soal menanyakan apakah suatu keadaan lebih tersebar atau mengapa suhu mengubah keseimbangan, entropi biasanya juga menjadi pusat perhatian.

Coba Kasus Serupa

Cobalah versi Anda sendiri dengan empat perubahan fase air: pencairan, pembekuan, penguapan, dan pengembunan. Prediksikan tanda $\Delta H$ dan $\Delta S$ untuk masing-masing sebelum melakukan perhitungan apa pun. Satu perbandingan itu biasanya cukup untuk membuat perbedaan antara entalpi dan entropi benar-benar melekat.