Energi bebas Gibbs

Dalam termodinamika, energi bebas Gibbs (nama yang direkomedasikan IUPAC: energi Gibbs atau fungsi Gibbs; juga dikenal sebagai entalpi bebas^[1] untuk membedakannya dari energi bebas Helmholtz) adalah suatu potensial termodinamika yang dapat digunakan untuk menghitung kerja reversibel maksimum yang dapat dilakukan oleh sistem termodinamika pada suhu dan tekanan konstan (isotermal, isobarik). Sama seperti dalam mekanika, di mana penurunan energi potensial didefinisikan sebagai kerja maksimum yang dapat dilakukan, potensial yang berbeda juga memiliki arti yang berbeda. Penurunan energi bebas Gibbs (J dalam SI) adalah jumlah maksimum pekerjaan non-ekspansi yang dapat diekstraksi dari sistem termodinamika tertutup; maksimum tersebut dapat dicapai hanya dalam proses yang sepenuhnya reversibel. Ketika sebuah sistem berubah secara reversibel dari keadaan awal ke keadaan akhir, penurunan energi bebas Gibbs sama dengan kerja yang dilakukan oleh sistem ke lingkungannya, dikurangi dengan kerja dari gaya tekanan.^[2]

Energi Gibbs (juga dirujuk sebagai G) juga merupakan potensial termodinamika yang diminimalkan saat sistem mencapai kesetimbangan pada tekanan dan suhu konstan. Derivasinya sehubungan dengan koordinat reaksi sistem yang hilang pada titik kesetimbangan. Dengan demikian, pengurangan G adalah kondisi yang diperlukan untuk spontanitas proses pada tekanan dan suhu konstan.

Energi bebas Gibbs, yang pada awalnya disebut energi yang tersedia, dikembangkan pada tahun 1870 oleh ilmuwan Amerika Josiah Willard Gibbs. Pada tahun 1873, Gibbs menggambarkan "energi yang tersedia" ini sebagai

Jumlah terbesar dari kerja mekanis yang dapat diperoleh dari suatu zat pada jumlah tertentu dalam keadaan awal tertentu, tanpa meningkatkan jumlah volume atau membiarkan panas mengalir ke atau dari luar benda, kecuali seperti pada penutupan proses yang tersisa dalam kondisi awal mereka.^[3]

Keadaan awal benda, menurut Gibbs, seharusnya sedemikian rupa sehingga "benda dapat dibuat untuk melewatinya dari keadaan energi yang dilepaskan melalui proses reversibel". Pada tahun 1876 magnum opus On The Equilibrium of Heterogeneous Substances, sebuah analisis grafis dari sistem kimia multi-fasa, dia melibatkan pemikirannya tentang energi bebas kimia secara penuh.

Definisi

Energi bebas Gibbs didefinisikan sebagai:

G(p,T)=U+pV-TS

yang sama dengan:

G(p,T)=H-TS

di mana:

U adalah energi dalam (satuan SI: joule)
p adalah tekanan (satuan SI: pascal)
V adalah volume (satuan SI: m³)
T adalah suhu (satuan SI: kelvin)
S adalah entropi (satuan SI: joule per kelvin)
H adalah entalpi (satuan SI: joule)

Ekspresi untuk perubahan reversibel yang sangat kecil dalam energi bebas Gibbs sebagai fungsi dari 'variabel alamiah' p dan T, untuk sistem sistem terbuka, mengalami operasi gaya eksternal (misalnya listrik atau magnet) X_i, yang menyebabkan parameter eksternal sistem a_i mengalami perubahan sejumlah da_i, dapat diturunkan mengikuti Hukum Pertama untuk proses reversibel:

T\mathrm {d} S=\mathrm {d} U+p\mathrm {d} V-\sum _{i=1}^{k}\mu _{i}\,\mathrm {d} N_{i}+\sum _{i=1}^{n}X_{i}\,\mathrm {d} a_{i}+\cdots

\mathrm {d} (TS)-S\mathrm {d} T=\mathrm {d} U+\mathrm {d} (pV)-V\mathrm {d} p-\sum _{i=1}^{k}\mu _{i}\,\mathrm {d} N_{i}+\sum _{i=1}^{n}X_{i}\,\mathrm {d} a_{i}+\cdots

\mathrm {d} (U-TS+pV)=V\mathrm {d} p-S\mathrm {d} T+\sum _{i=1}^{k}\mu _{i}\,\mathrm {d} N_{i}-\sum _{i=1}^{n}X_{i}\,\mathrm {d} a_{i}+\cdots

\mathrm {d} G=V\mathrm {d} p-S\mathrm {d} T+\sum _{i=1}^{k}\mu _{i}\,\mathrm {d} N_{i}-\sum _{i=1}^{n}X_{i}\,\mathrm {d} a_{i}+\cdots

di mana:

μ_i adalah potensial kimia dari komponen kimia ke-i. (satuan SI: joule per partikel^[4] atau joule per mol^[2])
N_i adalah jumlah partikel (atau jumlah mol) yang menyusun komponen kimia ke-i.

Hal ini merupakan satu bentuk persamaan dasar Gibbs.^[5] Dalam ekspresi yang sangat kecil, istilah yang melibatkan potensial kimia menyebabkan perubahan energi bebas Gibbs yang dihasilkan dari masuknya atau keluarnya partikel. Dengan kata lain, ini berlaku untuk sistem terbuka. Untuk sistem tertutup, istilah ini mungkin tidak digunakan.

Sejumlah persyaratan ekstra dapat ditambahkan, tergantung pada sistem tertentu yang dipertimbangkan. Selain dari kerja mekanis, sebuah sistem dapat, selain itu, melakukan banyak jenis kerja lainnya. Misalnya, dalam ekspresi yang sangat kecil, energi kerja kontraktil yang terkait dengan sistem termodinamika yaitu serat kontraktil yang lebih pendek dengan jumlah −dl dibawah gaya f dapat mengasilkan istilah f dl ditambahkan. Jika kuantitas muatan −de diperoleh sistem pada suatu potensial listrik Ψ, kerja listrik yang terkait dengannya −Ψde, yang akan disertakan dalam ekspresi yang sangat kecil. Istilah kerja lainnya ditambahkan pada persyaratan per sistem.^[6]

Energi Gibbs yang bergantung pada suhu bagi suatu gas ideal dinyatakan dalam persamaan Gibbs–Helmholtz dan ketergantungan tekanannya dapat dinyatakan sebagai:

{\frac {G}{N}}={\frac {G}{N}}^{\circ }+kT\ln {\frac {p}{p^{\circ }}}

jika volumenya diketahui dan bukan tekanannya maka menjadi:

{\frac {G}{N}}={\frac {G}{N}}^{\circ }+kT\ln {\frac {V^{\circ }}{V}}

atau lebih baik lagi sebagai potensial kimianya:

{\frac {G}{N}}=\mu =\mu ^{\circ }+kT\ln {\frac {p}{p^{\circ }}}.

Dalam sistem non-ideal, fugasitas ikut berperan.

Perubahan energi pembentukan standar

Energi bebas Gibbs pembentukan standar pada suatu senyawa adalah perubahan energi bebas Gibbs yang menyertai pembentukan 1 mol zat tersebut dari unsur penyusunnya, pada keadaan standar (keadaan unsur yang paling stabil pada suhu 25 °C dan tekanan 100 kilopascal). Simbolnya adalah Δ_fG˚.

Semua unsur dalam keadaan standarnya (gas oksigen diatomik, grafit, dll.) memiliki energi bebas Gibbs pembentukan standar sama dengan nol, seperti tidak ada perubahan yang terlibat.

Δ_fG = Δ_fG˚ + RT ln Q_f ; Q_f adalah hasil bagi reaksi.

Pada kesetimbangan, Δ_fG = 0 dan Q_f = K sehingga persamaan menjadi Δ_fG˚ = −RT ln K; K adalah konstanta kesetimbangan.

Tabel zat terpilih

Zat	Keadaan	Δ_fG°(kJ/mol)^[7]	Δ_fG°(kkal/mol)^[7]
NO	g	87.6	20.9
NO₂	g	51.3	12.3
N₂O	g	103.7	24.78
H₂O	g	-228.6	−54.64
H₂O	l	-237.1	−56.67
CO₂	g	-394.4	−94.26
CO	g	-137.2	−32.79
CH₄	g	-50.5	−12.1
C₂H₆	g	-32.0	−7.65
C₃H₈	g	-23.4	−5.59
C₆H₆	g	129.7	29.76
C₆H₆	l	124.5	31.00

Lihat pula

Catatan dan referensi

^ Greiner, Walter; Neise, Ludwig; Stöcker, Horst (1995). Thermodynamics and statistical mechanics. Springer-Verlag. hlm. 101.
^ ^a ^b Perrot, Pierre (1998). A to Z of Thermodynamics. Oxford University Press. ISBN 0-19-856552-6.
^ J.W. Gibbs, "A Method of Geometrical Representation of the Thermodynamic Properties of Substances by Means of Surfaces," Transactions of the Connecticut Academy of Arts and Sciences 2, Des. 1873, hal. 382-404 (kutipan pada hal. 400).
^ Chemical Potential - IUPAC Gold Book
^ Müller, Ingo (2007). A History of Thermodynamics - the Doctrine of Energy and Entropy. Springer. ISBN 978-3-540-46226-2.
^ Katchalsky, A.; Curran, Peter F. (1965). Nonequilibrium Thermodynamics in Biophysics. Harvard University Press. CCN 65-22045.
^ ^a ^b CRC Handbook of Chemistry and Physics, 2009, hal. 5-4 - 5-42, 90th ed., Lide

Pranala luar

IUPAC definition (Gibbs energy)^{[pranala nonaktif permanen]}
Gibbs free energy calculator
Gibbs energy Diarsipkan 2006-07-10 di Wayback Machine. - Florida State University
Gibbs Free Energy - Eric Weissteins World of Physics
Entropy and Gibbs Free Energy Diarsipkan 2011-11-04 di Wayback Machine. - www.2ndlaw.oxy.edu
Gibbs Free Energy - Georgia State University
Gibbs Free Energy Java Applet Diarsipkan 2006-06-21 di Wayback Machine. - University of California, Berkeley
Using Gibbs Free Energy for prediction of chemical driven material ageing Diarsipkan 2012-02-07 di Wayback Machine.

[1] Greiner, Walter; Neise, Ludwig; Stöcker, Horst (1995). Thermodynamics and statistical mechanics. Springer-Verlag. hlm. 101.

[Perrot-2] Perrot, Pierre (1998). A to Z of Thermodynamics. Oxford University Press. ISBN 0-19-856552-6.

[3] J.W. Gibbs, "A Method of Geometrical Representation of the Thermodynamic Properties of Substances by Means of Surfaces," Transactions of the Connecticut Academy of Arts and Sciences 2, Des. 1873, hal. 382-404 (kutipan pada hal. 400).

[4] Chemical Potential - IUPAC Gold Book

[5] Müller, Ingo (2007). A History of Thermodynamics - the Doctrine of Energy and Entropy. Springer. ISBN 978-3-540-46226-2.

[6] Katchalsky, A.; Curran, Peter F. (1965). Nonequilibrium Thermodynamics in Biophysics. Harvard University Press. CCN 65-22045.

[CRC-7] CRC Handbook of Chemistry and Physics, 2009, hal. 5-4 - 5-42, 90th ed., Lide

[1]

[2]

[3]

[4]

[5]

[6]

[7]