Dalam termodinamika, penting untuk mendefinisikan batas pengamatan:

• Sistem: Bagian alam semesta yang sedang kita amati (misalnya, zat kimia dalam bejana reaksi).
• Lingkungan: Segala sesuatu di luar batas sistem.
• Jenis Sistem:
  • Terbuka: Dapat bertukar materi dan energi (panas dan kerja) dengan lingkungan (contoh: air mendidih dalam panci terbuka).
  • Tertutup: Dapat bertukar energi tetapi tidak bertukar materi (contoh: air mendidih dalam panci tertutup).
  • Terisolasi: Tidak dapat bertukar materi maupun energi (contoh: bejana tertutup vakum dan terinsulasi sempurna, mendekati termos).
• Fungsi Keadaan: Properti yang nilainya hanya bergantung pada keadaan awal dan akhir sistem, tidak pada jalannya proses (contoh: Energi Internal (ΔU), Entalpi (ΔH), Entropi (ΔS), dan Energi Bebas Gibbs (ΔG)).

---

2. Hukum-Hukum Termodinamika

Dasar Termodinamika Kimia dibangun di atas empat hukum utama:

Hukum	Pernyataan Utama	Konsep Kunci Kimia
Ke-Nol (Zeroth Law)	Jika sistem A setimbang termal dengan B, dan B setimbang termal dengan C, maka A setimbang termal dengan C.	Mendefinisikan Temperatur (T) sebagai properti yang mengukur kesetimbangan termal.
Pertama (First Law)	Hukum Kekekalan Energi: Energi total alam semesta adalah konstan. Perubahan energi internal (ΔU) sistem adalah jumlah kalor (Q) yang diserap dan kerja (W) yang dilakukan pada sistem.	ΔU=Q+W. Entalpi (ΔH) diperkenalkan sebagai perubahan kalor pada tekanan konstan: ΔH=ΔU+PΔV.
Kedua (Second Law)	Entropi (S) alam semesta cenderung meningkat dalam setiap proses spontan.	Entropi (ΔS) sebagai ukuran ketidakteraturan/acak. Digunakan untuk memprediksi arah spontanitas. ΔSsemesta​>0 untuk proses spontan.
Ketiga (Third Law)	Entropi zat kristal sempurna murni adalah nol pada suhu nol absolut (0 K).	Menetapkan titik nol mutlak untuk skala entropi.

Ekspor ke Spreadsheet

---

3. Entalpi, Entropi, dan Spontanitas

A. Entalpi (ΔH) – Energi dan Panas

Entalpi (ΔH) adalah jumlah energi internal sistem ditambah hasil kali tekanan dan volumenya. Dalam kimia, ΔH mengukur perubahan panas yang terjadi selama reaksi pada tekanan konstan.

• Reaksi Eksotermik: Melepaskan panas ke lingkungan. ΔH<0. (Spontan dipertimbangkan).
• Reaksi Endotermik: Menyerap panas dari lingkungan. ΔH>0. (Tidak spontan dipertimbangkan).
• Entalpi Pembentukan Standar (ΔHf∘​): Perubahan entalpi ketika 1 mol zat dibentuk dari unsur-unsurnya dalam keadaan standar (298 K, 1 atm).

B. Entropi (ΔS) – Ketidakteraturan

Entropi (ΔS) adalah ukuran kuantitatif dari ketidakteraturan atau jumlah cara energi dapat didistribusikan dalam sistem (mikro-keadaan).

• Peningkatan Entropi (ΔS>0): Menuju keadaan yang lebih acak atau tidak teratur (misalnya, padat → cair → gas; peningkatan jumlah partikel).
• Penurunan Entropi (ΔS<0): Menuju keadaan yang lebih teratur.

C. Energi Bebas Gibbs (ΔG) – Kriteria Spontanitas

Untuk memprediksi spontanitas (apakah reaksi akan terjadi dengan sendirinya) pada kondisi suhu (T) dan tekanan (P) konstan, kita menggunakan Perubahan Energi Bebas Gibbs (ΔG), yang menggabungkan entalpi dan entropi:

ΔG=ΔH−TΔS

Nilai ΔG	Makna Kimia
ΔG<0	Proses Spontan (disukai)
ΔG=0	Proses berada dalam Kesetimbangan
ΔG>0	Proses Tidak Spontan (Reaksi spontan dalam arah sebaliknya)

Ekspor ke Spreadsheet

D. Pengaruh Suhu pada Spontanitas

Tanda ΔH dan ΔS menentukan bagaimana suhu mempengaruhi spontanitas:

ΔH	ΔS	Spontanitas (ΔG=ΔH−TΔS)	Contoh
− (Eksoterm)	+ (Lebih acak)	Selalu Spontan pada semua suhu	Pembakaran
− (Eksoterm)	− (Lebih teratur)	Spontan hanya pada Suhu Rendah	Pembentukan air dari unsur-unsur
+ (Endoterm)	+ (Lebih acak)	Spontan hanya pada Suhu Tinggi	Peleburan es
+ (Endoterm)	− (Lebih teratur)	Tidak Pernah Spontan pada suhu berapapun	Penguraian air menjadi gas H₂ dan O₂

Ekspor ke Spreadsheet

Termodinamika kimia memungkinkan kita memprediksi apakah suatu reaksi akan berlangsung, berapa energi yang terlibat, dan kondisi apa yang dibutuhkan agar reaksi tersebut dapat terjadi.