17.5 Energi Bebas Gibbs
Hukum kedua termodinamika memberi tahu kita bahwa reaksi spontan meningkatkan entropi universe, dan kita mebutuhkan ΔSsys dan ΔSsurr. Dari persamaan 17.4 kita bisa mebuat persamaan
ΔSuniver = ΔSsys + ΔSsurr > 0
Kemudian ganti ΔSsurr dengan ΔHsys/T, maka:
-T ΔSuniver = - ΔHsys + T ΔSsys > 0
Persamaan ini mengatakan pada suhu dan tekanan konstan, jika persamaan terbut kurang dari nol maka reaksi tersubut spontan.
Untuk mengekspresikan reaksi spontan ini di dapat persamaan fungksi termodinamika lain yang di sebut dengan Gibbs free energy (G), dan persamaannya:
G = H – TS
ΔG = ΔH – TΔS
Di dalam konteks ini free enrgy atau energi bebas adalah energi yang apa di gunakan yaitu jika ΔG adalah negative. Sekarang kiat dapat menyimpulkan kondisi untuk spontanitas dan kesetimbangan pada suhu dan tekanan konstan dalam ΔG sebagai berikut :
ΔG < 0 Reaksinya berlangsung secara spontan
ΔG > 0 Reaksi yang terjadi tidak spontan
ΔG = 0 Reaksinya tidak mengalami perubahan
Perubahan energi bebas standar
Perubahan energi bebas standar ( ΔG0rxn ) adalah perubahan energi bebas untuk suatu reaksi yang berlangsung dalam kondisi standar. Kita bisa menghitung ΔG0rxn dengan persamaan:
ΔG0rxn = ΣnΔG0f (produk) - ΣmΔG0f (reaktan)
Dimana m dan n adalah koefisien, ΔG0f adalah standar formasi energi bebas. Contoh
C + O2 → CO2
ΔG0rxn = ΣΔG0f(CO2) – ( ΣΔG0f(C) + ΣΔG0f(O2) ).
Suhu dan Reaksi Kimia
Sebagai contoh kita menggunakan reaksi
Untuk menghitung nilai ΔG kita perlu menghitung nilai ΔS dan ΔH
Selanjutnya unruk nilai ΔS
Setelah itu kita bisa menghitung nilai ΔG menggunakan persamaan ΔG = ΔH – TΔS
17.6 Energi Bebas dan Ekuilibrium Kimia
Seperti disebutkan sebelumnya, selama reaksi kimia tidak semua reaktan dan produk akan berada pada keadaan standarnya. Dalam kondisi ini, hubungan antara ΔG dan ΔG °, yang dapat diturunkan dari termodinamika, adalah
ΔG = ΔG° + RTlnQ
dimana R adalah konstanta gas (8,314 J / K? mol), T adalah suhu absolut reaksi, dan Q adalah hasil bagi reaksi . Kami melihat bahwa ΔG tergantung pada dua kuantitas: ΔG° dan RT ln Q. Untuk reaksi tertentu pada suhu T nilai ΔG° diperbaiki tetapi dari RT ln Q bukan, karena Q bervariasi sesuai dengan komposisi campuran reaksi. Mari kita bahas dua kasus khusus:
Kasus 1: Nilai ΔG° yang negatif akan cenderung membuat ΔG juga negatif. Jadi, reaksi bersih akan berlanjut dari kiri ke kanan sampai sejumlah produk yang signifikan telah terbentuk. Pada saat itu, RTln Q akan menjadi cukup positif untuk mencocokkan negatif ΔG° dalam besarannya.
Kasus 2: Nilai ΔG° yang positif akan cenderung membuat ΔG juga positif. Jadi, reaksi bersih akan berlanjut dari kanan ke kiri sampai sejumlah reaktan yang signifikan telah terbentuk. Pada saat itu RT lnQ istilah akan menjadi cukup negatif untuk mencocokkan positif ΔG° dalam besarannya.
Pada kesetimbangan, menurut definisi, ΔG °= 0 dan Q = K, dimana K adalah konstanta kesetimbangan. Jadi,
0 = ΔG° + RTlnQ
ΔG∘ = –RTlnK p
Dalam persamaan ini, K P. digunakan untuk gas dan K c untuk reaksi dalam larutan. Perhatikan bahwa semakin besar K , semakin negatif ΔG°. Bagi ahli kimia, Persamaan ini adalah salah satu persamaan terpentingadalah termodinamika karena persamaan ini memungkinkan kita menemukan konstanta kesetimbangan suatu reaksi jika kita mengetahui perubahan energi bebas standar dan sebaliknya.
Pentingbahwa Persamaan ini mengaitkan konstanta kesetimbangan dengan standar perubahan energi bebas ΔG° dari pada kesebenarnya perubahan energi bebas ΔG. Perubahan energi bebas yang sebenarnya dari sistem bervariasi saat reaksi berlangsung dan menjadi nol pada kesetimbangan. Di sisi lain, ΔG ° adalah konstanta untuk reaksi tertentu pada suhu tertentu.
Gambar 17.8 (a) ΔG ∘ < 0. Pada kesetimbangan, terjadi konversi reaktan menjadi produk yang signifikan. (b) ΔG ∘> 0. Pada kesetimbangan, reaktan lebih disukai daripada produk. Dalam kedua kasus, reaksi bersih menuju kesetimbangan adalah dari kiri ke kanan (reaktan menjadi produk) jika Q <K dan kanan ke kiri (produk menjadi reaktan) jika Q> K.Pada kesetimbangan, Q = K.
Untuk reaksi yang memiliki konstanta kesetimbangan yang sangat besar atau sangat kecil, biasanya sangat sulit, jika tidak mustahil, untuk mengukur K nilai dengan memantau konsentrasi semua spesies yang bereaksi. Pertimbangkan, misalnya, pembentukan oksida nitrat dari nitrogen molekuler dan oksigen molekuler:
N2 (g) + O2 (g) → 2NO (g)
Pada 25 ° C, konstanta kesetimbangan KP adalah
 Nilai yang sangat kecil K P. berarti konsentrasi NO pada kesetimbangan akan sangat rendah. Dalam kasus seperti itu, Konstanta keseimbagan lebih mudah diperoleh dari ΔG °. (Seperti yang kita miliki terlihat, ΔG ∘ dapat dihitung dari Δ H. ° dan ΔS° |
17.7 Termodinamik dalam kehidupan sehari-hari
Banyak reaksi biokimia yang positif ΔG°nilai, namun mereka penting untuk pemeliharaan kehidupan. Dalam sistem kehidupan, reaksi ini digabungkan dengan proses yang menguntungkan secara energik, yang memiliki reaksi negatif ΔG°nilai. Prinsipreaksi gabungan didasarkan pada konsep sederhana: Kita dapat menggunakan reaksi yang disukai secara termodinamika untuk mendorong reaksi yang tidak disukai. Pertimbangkan proses industri. Misalkan kita ingin mengekstrak seng dari bijih sfalerit (ZnS). Reaksi berikut tidak akan berhasil karena memiliki nilai ΔG° positif yang besar :
Di sisi lain, pembakaran sulfur untuk membentuk sulfur dioksida disukai karena negatifnya yang besar dari nilai ΔG°:
Dengan menggabungkan kedua proses tersebut, kita dapat menghasilkan pemisahan seng dari seng sulfida. Dalam prakteknya, ini berarti memanaskan ZnS di udara sehingga kecenderungan S untuk membentuk SO2 akan mendorong dekomposisi ZnS:
Reaksi yang digabungkan memainkan peran penting dalam kelangsungan hidup kita. Dalam sistem biologis, enzim memfasilitasi berbagai macam reaksi nonspontan. Misalnya, dalam tubuh manusia, molekul makanan, yang diwakili oleh glukosa (C6H12O6), diubah menjadi karbon dioksida dan air selama metabolisme dengan pelepasan energi bebas yang substansial:
Dalam sel hidup, reaksi ini tidak berlangsung dalam satu langkah (seperti membakar glukosa dalam nyala api); sebaliknya, molekul glukosa dipecah dengan bantuan enzim dalam serangkaian langkah. Sebagian besar energi bebas yang dilepaskan di sepanjang jalan digunakan untuk mensintesis adenosin trifosfat (ATP) dari adenosin difosfat (ADP) dan asam fosfat :
ADP + H3PO4→ ATP + H2O ΔG ° = +31 kJ / mol
Fungsi ATP adalah menyimpan energi bebas hingga dibutuhkan oleh sel. Dalam kondisi yang sesuai, ATP mengalami hidrolisis untuk menghasilkan ADP dan asam fosfat, dengan pelepasan 31 kJ / mol energi bebas, yang dapat digunakan untuk mendorong reaksi yang tidak menguntungkan secara energi, seperti sintesis protein.
Protein adalah polimer yang terbuat dari asam amino. Sintesis bertahap dari molekul protein melibatkan penggabungan asam amino individu. Pertimbangkan pembentukan dipeptida (unit dua asam amino) alanylglycine dari alanin dan glisin. Reaksi ini merupakan langkah pertama dalam sintesis molekul protein:
Alanine + Glisin → Alanylglycine ΔG° = +29 kJ / mol
Seperti yang Anda lihat, reaksi ini tidak mendukung pembentukan produk, sehingga hanya sedikit dipeptida yang akan terbentuk pada kesetimbangan. Namun, dengan bantuan enzim, reaksinya digabungkan dengan hidrolisis ATP sebagai berikut:
ATP + H2O + Alanine + Glisin → ADP + H3PO4 + Alanylglycine
Perubahan energi bebas secara keseluruhan diberikan oleh ΔG ° = -31 kJ / mol + 29 kJ / mol = -2 kJ / mol, yang berarti bahwa reaksi gabungan sekarang mendukung pembentukan produk, dan sejumlah besar alanylglycine akan terbentuk pada kondisi ini.
Gambar 17.10 menunjukkan interkonversi ATP-ADP yang bertindak sebagai penyimpanan energi (dari metabolisme) dan pelepasan energi bebas (dari hidrolisis ATP) untuk mendorong reaksi esensial.
Komentar
Posting Komentar