Entropi molar standar

Dari Wikipedia bahasa Indonesia, ensiklopedia bebas
Lompat ke: navigasi, cari

Dalam kimia, entropi molar standar adalah kandungan entropi dalam satu mol zat pada keadaan standar (bukan dalam STP).

Entropi molar standar biasanya disimbolkan dengan S°, dan dinyatakan dalam satuan joule per mol kelvin (J mol−1 K−1). Tidak seperti perubahan entalpi pembentukan, nilai S° bersifat absolut. Artinya, unsur dalam keadaan standar memiliki, nilai bukan nol yang pasti S pada suhu ruangan. Entropi dari suatu struktur kristalin murni dapat memiliki nilai 0 J mol−1 K−1 hanya pada 0 K, menurut hukum termodinamika ketiga. Namun, hal ini mengasumsikan bahwa materi membentuk 'kristal sempurna' tanpa adanya kebekuan dalam entropi (cacat, dislokasi), yang mana hal tersebut tidak selalu sepenuhnya benar karena kristal selalu tumbuh pada suhu yang terbatas. Namun entropi sisa hal ini seringkali agak diabaikan.

Termodinamika[sunting | sunting sumber]

Jika suatu mol zat yang pada 0 K, kemudian dihangatkan oleh lingkungan sekitarnya menjadi 298 K, Total entropi molar yang akan menjadi tambahan bagi seluruh kontribusi individu N:

Di sini, dqk/T merupakan pertukaran yang sangat kecil dari energi panas pada suhu T. Entropi molar adalah jumlah dari banyak perubahan kecil dalam entropi molar, di mana setiap perubahan kecil dapat dianggap sebagai proses reversibel.

Kimia[sunting | sunting sumber]

Entropi molar standar dari gas pada STP termasuk di antaranya kontribusi dari:[1]

Perubahan entropi berhubungan dengan transisi fase dan reaksi kimia. Persamaan kimia memanfaatkan entropi molar standar reaktan dan produk untuk menemukan entropi standar reaksi:[2]

ΔS°rxn = S°produkS°reaktan

Entropi standar reaksi membantu menentukan apakah reaksi kimia akan berlangsung spontan. Menurut hukum termodinamika kedua, reaksi spontan selalu menghasilkan peningkatan total entropi dari sistem dan lingkungan:

ΔStotal = ΔSsistem + ΔSlingkungan > 0

Entropi molar tidak sama untuk semua gas. Dalam kondisi yang sama, nilai entropi lebih besar untuk gas yang lebih berat.

Lihat pula[sunting | sunting sumber]

Referensi[sunting | sunting sumber]

  1. ^ Kosanke, K. (2004). "Chemical Thermodynamics". Pyrotechnic chemistry. Journal of Pyrotechnics. p. 29. ISBN 1-889526-15-0. 
  2. ^ Chang, Raymond; Brandon Cruickshank (2005). "Entropy, Free Energy and Equilibrium". Chemistry. McGraw-Hill Higher Education. p. 765. ISBN 0-07-251264-4. 

Pranala luar[sunting | sunting sumber]