termodinamika

1. TERMODINAMIKA
Tim Dosen Kimia Fisika

2. CPL
• S12: Menunjukkan sikap bertanggungjawab atas pekerjaan di bidang
keahliannya secara mandiri
• P1: Menguasai teori, metode, aplikasi ilmu, dan teknologi farmasi (farmasetika,
kimia farmasi, farmakognosi, farmakologi) konsep dan aplikasi ilmu biomedik
(biologi, anatomi manusia, mikrobiologi, fisiologi, patofisiologi, etik biomedik,
biostatistik), konsep farmakoterapi, pharmaceutical care, pharmacy practice
serta prinsip pharmaceutical calculation, epidemiologi, pengobatan berbasis
bukti dan farmakoekonomi.
CPMK
• Mampu menguraikan Hukum Termodinamika
Sub-CPMK
• Mahasiswa mampu menguraikan penjelasan mengenai termodinamika,
termokimia, kespontanan dan kesetimbangan reaksi

3. INTEGRASI DENGAN NILAI AIK
(QS. Ar-Rahman: 7)

4. Pendahuluan
■ Termodinamika berkaitan dgn hubungan kuantitatif
antara panas & bentuk lain dr energi, termasuk
mekanika, kimia, elektrik & energi radiasi
■ Suatu benda memiliki energi kinetik (dikarenakan
gerakannya / gerakan dr bagian-bagiannya seperti
molekul, atom & elektron) & energi potensial
(disebabkan oleh posisinya / konfigurasi dr bagian-
bagiannya)
■ Tidak mungkin untuk mengetahui harga mutlak energi
suatu sistem
■ Yang dpt diketahui adalah perubahan energi yg terjadi
saat suatu sistem mengalami perubahan
4

5. ■ Perubahan energi mekanik dinyatakan dlm erg atau
joule & perubahan panas dlm kalori
1 kalori = 4,1840 x 107 erg = 4,1840 joule
1 atm = 1,013 x 106 dyne/cm2
1 liter atm = 24,22 kal
 Energi dpt dinyatakan sbg hasil dr suatu faktor
intensitas/potensial (sifat intensif) & suatu faktor
kapasitas/kuantitas (sifat ekstensif)
 berbagai jenis energi dpt dinyatakan sbg suatu hasil
sifat intensif yg tdk bergantung kepada kuantitas
bahan, & diferensial dr sifat ekstensif yg sebanding dgn
massa sistem
5

6. ■ Contoh: kerja mekanik yg dihasilkan o/ gas trhdp sekitarnya
adalah P dV, & kerja yg dihasilkan o/ molekul pd permukaan
cairan menentang tegangan permukaan adalah γ dA
6

7. Bentuk energi Intensitas/faktor
potensial (sifat
intensif)
Kapasitas/faktor
kuantitas (sifat
ekstensif)
Unit energi
yg lazim
digunakan
Panas (termal) Suhu (derajat) Perubahan
entropi (kal/der)
kalori
Pengembangan Tekanan
(dyne/cm2)
Perubahan volum
(cm3)
erg
Permukaan TP (dyne/cm) Perubahan luas
(cm2)
erg
Elektrika Daya
elektromotif atau
beda potensial
(volt)
Kuantitas elektrik
(coulomb)
joule
Kimia Potensial kimia
(kal/mol)
Jumlah mol Kalori
7

8. ■ Termodinamika ⇒ 3 hukum atau kenyataan percobaan yg
tdk pernah dibuktikan secara langsung
– Hukum pertama termodinamika
– Hukum kedua termodinamika
– Hukum ketiga termodinamika
8

9. Hukum Pertama Termodinamika
■ Merupakan pernyataan dari kekekalan energi :
– energi tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan,
tapi energi dapat diubah dari suatu bentuk ke
bentuk lain.
■ Dengan kata lain, total energi dari suatu sistem dan
lingkungan disekitarnya (merupakan sistem terisolasi)
adalah tetap dalam tiap proses
■ Pernyataan ini berdasarkan kenyataan bahwa
berbagai bentuk energi adalah sama dan jika satu
jenis terbentuk, sejumlah yang sama dari jenis lain
akan hilang
9

10. ■ Gambaran relativitas sekarang dinyatakan oleh
persamaan einstein: energi = (perubahan massa) x
(kecepatan cahaya)2,
– menunjukkan bahwa benda dapat dianggap
sebagai bentuk lain dari energi: 1 gram = 9x1020
erg = 9x1013 joule.
■ Hukum I Termodinamika: ∆E = Q – W , dimana ∆E
adalah kenaikan energi dalam, Q = panas yg
diabsorbsi, W kerja yg dilakukan sistem.
■ Perlu diperhatikan: selalu diperlukan suatu
tambahan panas sebelum sistem dpt melakukan
kerja, sebaliknya kerja yg dilakukan sistem selalu
disertai dgn perubahan panas
10

11. ■ Panas yg diabsorpsi diberi tanda positif +Q dan kerja
yg dihasilkan diberi tanda negatif –W. Sebaliknya,
panas yg dikeluarkan diberi tanda negatif –Q, & kerja
yg diabsorbsi diberi tanda +W
■ Energi dalam adalah hasil dr gerakan molekul,
elektron & inti dlm suatu sistem & bergantung pd
sifat yg dapat diukur: P, V dan T.
■ Dua dari variabel ini harus diketahui u/ menentukan
energi dalam
■ Untuk suatu peningkatan yg sangat kecil pd energi,
persamaan dapat ditulis: dE = q – w
■ Dimana q adalah panas yg diabsorbsi & w adalah
kerja yg dilakukan selama perubahan kecil dr sistem
11

12. ■ Huruf besar Q dan W digunakan untuk panas & kerja
untuk menyatakan perubahan tertentu dlm kuantitas.
Huruf kecil q & w menyatakan perubahan yg sangat
kecil
■ Perubahan energi dalam : ∆E = E2 – E1, dimana E2
merupakan energi dr suatu sistem pd keadaan akhir,
katakanlah 1 g air pd 5 atm dan 150°C, & E1 adalah
energi sistem pd keadaan mula2, 1 g air pada 1 atm
dan 10°C
■ Energi dalam hanya bergantung pd keadan awal &
akhir (dr tekanan & suhu) serta tidak bergantung pd
jalan yg dilalui dr keadaan 1 menuju keadaan 2
12

13. Kandungan panas (entalpi)
■ Dari persamaan W = P ∆V = P(V2-V1) , maka hukum
pertama termodinamika dapat ditulis: ∆E = Qp – P(V2-
V1), dimana Qp adalah panas yg diabsobsi pada tekanan
tetap.
■ Diubah lagi menjadi: Qp = E2-E1 + P(V2-V1) = (E2+PV2) –
(E1+PV1)
■ Istilah E + PV atau dE + d(PV) disebut: kandungan panas
entalpi (H) atau dH
■ Kenaikan dalam entalpi ∆H sama dengan panas yang
diabsorbsi pada tekanan tetap oleh sistem
■ Perubahan entalpi tdk tergantung pd jalur & mekanisme
reaksi yg digunakan, tetapi bergantung pd keadaan awal
& akhir sistem
13

14. ■ Panas yang dibutuhkan untuk menaikkan energi dalam dan
menghasilkan kerja ekspansi (dengan mensubstitusi H dalam persaman
di atas) adalah:
Qp = H2 – H1 = ∆H, sehingga persamaan dpt ditulis :
∆H = ∆E + P ∆V
■ Untuk perubahan yang sangat kecil dapat ditulis:
dQp= dH (8)
■ Panas yang diabsorbsi dalam suatu reaksi yang berlangsung pada
tekanan atmosfer tidak bergantung pada jumlah langkah dan
mekansime reaksi, hanya bergantung pada keadaan awal dan akhir.
14

15. Termokimia
■ Dlm reaksi kimia & fisika, panas dpt diabsorbsi /
dilepaskan
■ Jika panas diabsobsi: reaksi endoterm
■ Jika panas dilepaskan: reaksi eksoterm
■ Termokimia berhub dgn perubahan panas yg menyertai
reaksi kimia isotermal. Proses ini biasanya berlangsung
pd tekanan (tetap) atmosfer & panas yg diabsorbsi
sama dengan kenaikan kandungan panas, dlm hal ini
Qp = ∆H. jika reaksi berlangsung pd vol tetap, maka Qv
= ∆E. pd reaksi yg terjadi dlm larutan, P ∆V tdk berarti,
maka ∆H ≈ ∆E. Pendekatan ini tdk berlaku untuk reaksi
yg melibatkan gas.
15

16. Contoh
 C(s) + O2(g) ↔ CO2(g), ∆H° 25°C = -94,052 kal
 Notasi dlm tanda kurung menyatakan keadaan fisika, (s) untuk
padatan, & (g) untuk gas. Simbol lain: (l) untuk cairan & (aq)
untuk cairan encer
 ∆H° 25°C adalah panas standar reaksi pd 25°C. Tanda negatif
yg menyertai ∆H° dlm reaksi di atas menandakan bahwa panas
dilepaskan, dlm hal ini reaksi adalah eksoterm.
 Reaksi di atas menyatakan bahwa jika 1 mol karbon padatan
(grafit) beraksi dgn 1 mol gas oksigen u/ menghasilkan 1 mol
gas karbon dioksida pd 25°C, akan dibebaskan 94,052 kalori.
Ini berarti bahwa reaktan mengandung 94,052 kalori berlebih
dibanding produk, sehingga jml panas ini dibebaskan selama
reaksi. 16

17. ■ Jika reaksi dibalik & CO2 diubah menjadi karbon dan
oksigen, reaksi akan menjadi endoterm, akan terjadi
penyerapan 94,052 kalori & ∆H akan memiliki nilai
positif
■ Jika tekanan tidak ditentukan, maka dapat dianggap
seperti dlm hal ini, bahwa reaksi berlangsung dlm 1
atm
■ Panas pembentukan : panas yg terlibat dlm
pembentukan senyawa dr unsur2nya.
■ Panas pembakaran : panas yg terlibat dlm oksidasi
sempurna 1 mol senyawa pd tekanan 1 atm
17

18. ■ Dalam suatu reaksi: ∆H reaksi = Σ∆H produk - Σ∆H
reaktan
■ Tabel panas pembentukan standar 25C
18
Bahan H
(kkal/mol)
Bahan H
(kkal/mol)
H2(g)
H(g)
O2(g)
O(g)
I2(g)
H2O(g)
H2O(l)
HCl(g)
HI(g)
CO2(g)
0
52,09
0
59,16
14,88
-57,798
-68,317
-22,063
6,20
-94,052
Metana(g)
Etana(g)
Etilena(g)
Benzena(g)
Benzena(l)
Asetaldehid(g)
Etil alkohol (l)
Glisina (g)
Asam asetat (l)
-17,889
-20,236
12,496
19,820
11,718
-39,76
-66,356
-126,33
-116,4

19. ■ Contoh soal
1. CH4(g) + 2 O2 = CO2(g) + 2H2O(l)
pembentukan CH4(g) = -17,889 kkal,
CO2(g)= -94,052 dan H2O(l) = -68,317 kkal, berapa ∆H reaksi?
2. Panas reaksi sehubungan dengan pembentukan kalsium hidroksida
adalah
CaO(s) + H2O(l) = Ca(OH)2(s) ∆H = -15,6kkal
berapa panas pembentukan standar ∆H dari Ca(OH)2 jika H2O(l) = -
68,3 kkal dan
CaO(s) = -151,9 kkal
19

20. Jawab
■ ∆H reaksi = Σ∆H produk - Σ∆H reaktan
= (-94,052 + 2(-68,317)) – (-17,889 + 0)
= -212,797 kkal
■ ∆H reaksi = Σ∆H produk - Σ∆H reaktan
-15,6 = Σ∆H produk – (-151,9 + -68,3)
Σ∆H produk = -15,6 + (-220,2) = -235,8 kkal
20

21. ■ Hess menunjukkan bahwa ∆H hanya bergantung pd
keadaan awal & akhir, persamaan termokimia u/
beberapa langkah dlm reaksi dpt ditambah atau
dikurangi u/ mempero/ panas dr keseluruhan reaksi
⇒ Hukum Hess
■ Hukum Hess digunakan u/ memperol/ panas dr reaksi
yg tdk dpt diukur dgn mudah scr langsung yg tdk dpt
berlangsung dlm suatu kalorimeter
■ Panas diferensial larutan = efek panas yg dihasilkan jk
1 mol zat terlarut dilarutkan dlm sejml besar larutan
dgn konsentrasi tertentu atau perubahan panas yg
terjadi jk zat terlarut dlm jml sangat kecil dilarutkan
dlm sejml tertentu larutan yg tdk mengakibatkan
terjadinya perubahan konsentrasi
21

22. ■ Dlm panas diferensial, panas yg dihasilkan
bergantung pd perubahan zat terlarut bentuk kristal
menjadi keadaan terlarut & pelarut tetap dlm
keadaan sama sebelum / sesudah pelarutan
■ Panas integral larutan = efek panas yg dipero/ jk 1
mol zat terlarut dilarutkan dlm sejml tertentu pelarut
murni u/ menghasilkan larutan, baik zat terlarut dan
pelarut dipengaruhi selama proses berlangsung
■ Berdasarkan panas integral larutan ⇒panas hidrasi,
panas hidrasi dibutuhkan untuk mengatasi energi
kristal (memecahkan kristal) → zat padat terlarut
22

23. ■ Data panas pencampuran dpt digunakan u/ menentukan
apakah reaksi seperti pengendapan terjadi selama
pencampuran 2 lar garam, jk tdk ada reaksi yg terjadi saat
lar garam dicampurkan maka panas reaksi = 0
■ Data panas netralisasi dpt digunakan u/ membedakan
antara elektrolit kuat dan elektrolit lemah
23

24. Hukum Kedua Termodinamika
■ Panas mengalir secara spontan dr bahan yg lebih
panas ke yg lebih dingin
■ Tidak ada kerja yg dpt dihasilkan dr panas pd suhu
tetap
■ Gas mengembang scr alamiah dr tekanan tinggi ke
rendah & molekul zat terlarut berdifusi dr daerah
konsentrasi tinggi ke rendah
■ Proses spontan ini, tdk akan berlangsung sebaliknya
tanpa pengaruh dari luar
■ Hukum pertama scr sederhana menyatakan bahwa
energi harus dilindungi saat diubah dr satu bentuk ke
bentuk lain. Tidak ada yg dpt dikatakan mengenai
kemungkinan terjadinya suatu proses
24

25. ■ Sederhanany hk ke-2 menunjukkan keadaan dmana
proses biasany terjadi scr spontan ke arah dmana
kurangny kerja yg tersedia untuk digunakan
■ Hukum II berhubungan dgn kemungkinan terjadinya
suatu proses didasarkan pd pengamatan
kecenderungan suatu sistem untuk mendekati keadaan
keseimbangan energi
■ Energi yg dpt dibebaskan untuk kerja yg dilakukan dlm
gas, cairan / padatan, atau campuran reaksi dikenal
sbg energi bebas sistem.
■ Secara umum, proses spontan pd suhu & tekanan tetap
diikuti dgn berkurangnya energi bebas & penurunan ini
menandakan kecenderungan alamiah untuk terjadinya
perubahan
25

26. ■ Jika suatu bahan mencair, akan melewati keadaan kandungan
panas rendah & derajat keteraturan tinggi ke keadaan dgn
kandungan panas yg lebih tinggi & lebih tidak teratur
■ Hk II termodinamika dpt d kemukakan dlm istilah entropi tanpa
memperhatikan motor panas, reaksi kimia atau transformasi
biologi dr energi dlm organisme
■ Entropi digunakan untuk memprediksikan arah kespontanan
reaksi
26

27. Entropi (S)
■ Perubahan dr keadaan teratur menjadi tdk teratur ini dikatakan
menunjukkan kenaikan dlm entropi sistem
■ Selain panas scr isotermal tdk tersedia untuk kerja, juga panas tdk pernah
dpt diubah menjadi kerja scr sempurna
■ Sifat spontan dari proses alamiah dan batasan dalam mengubah panas
menjadi kerja merupakan bagian dari hukum kedua termodinamika
27

28. Entropi (S)
■ Perubahan entropi total dlm proses siklik reversibel
adalah nol
– ∆S total sistem = ∆S sistem + ∆S lingkungan = o
■ Artinya:
– Sistem adalah suatu proses siklik reversibel
– Sistem & lingkungannya dlm setiap proses
reversibel
■ Entropi dpt didefenisikan sbg energi molar per derajat
suhu absolut yg tdk disediakan untuk kerja &
merupakan faktor kapasitas dr energi termal
■ Dlm proses irreversibel, entropi sistem & lingkunganny
 (selalu positif); karena ∆S lingkungan selalu lebih
kecil dr ∆S sistem. Ditulis: ∆S total sistem > 0. Hal ini
dpt dijadikan kriteria dr kespontanan suatu proses
28

29. Entropi dan ketidakteraturan
■ Ketidakmampuan mengubah seluruh energi panas
menjadi kerja, diakibatkan o/ ketidakteraturan
molekul di dlm sistem
■ Setiap benda pd suhu kamar memiliki sejumlah
entropi tertentu akibat pergerakan molekular
■ Semua sistem cendrung mengalami kenaikan
kebebasan gerak & kenaikan dlm kerandoman /
ketidakteraturan suatu proses alamiah dicakup dlm
hukum kedua termodinamika
29

30. ■ Hukum ini dapat dinyatakan dlm bentuk:
– suatu reaksi spontan yg menyangkut sistem &
lingkungannya berlangsung dgn kenaikan
entropi;
– jk sistem akhirnya mencapai keseimbangan,
perubahan entropi bersih dr sistem &
lingkungannya = nol
■ Terdapat hub entropi & jml konfigurasi (gerakan
random molekular = W) yg dpt diduga u/ suatu
sistem yg digambarkan dlm Boltzman : S = k ln W,
dimana k = tetapan Boltzmann 1,38x10-16
erg/mol0K
30

31. Fungsi Energi Bebas dan Aplikasi
■ Dgn mengabaikan energi listrik & bentuk lain dr energi, kita anggap kerja
(PV) sbg satu-satunya kerja berguna / energi eksternal yg dpt dihasilkan
sistem
■ Kandungan panas / energi total sistem kemudian dibagi atas energi
internal & eksternal:
■ Dgn klasifikasi kedua, panas total dpt dibedakan atas energi yg tersedi
secara isotermal (F) / energi bebas & energi yg tdk tersedia scr isotermal
(TS)
31
H
Energi total
=
E
energi internal
+
PV
Energi eksternal
H
Energi total
F
energi yg tersedia
scr isotermal (Gibbs)
TS
Energi yg tdk tersedia
scr isotermal
= +

32. Fungsi Energi Bebas dan Aplikasi
■ Akhirnya, energi internal dapat dibagi atas energi internal
yang tersedia secara isotermal (fungsi kerja A) dan energi
yang tidak tersedia secara isotermal, TS. Maka untuk suatu
proses isotermal:
■ Sejml hub dpt diperoleh dgn penataan ulang besaran ini &
menetapkan berbagai batasan pd proses yg ditentukan.
Maka persamaan ditata ulang menjadi:
F = H – TS, dan menggantikan H dengan E + PV diperoleh: F = E + PV
– TS
karena A = E – TS, maka dapat ditulis: F = A + PV
32
E
Energi internal
= A
energi internal yg
tersedia scr isotermal
(Helmholtz)
+ TS
energi yg tdk tersedia
scr isotermal
(12)

33. Kriteria keseimbangan
■ Perubahan energi bebas zat terlarut jk konsentrasi
diubah diberikan o/ persamaan : ∆F = 2,303 nRT
log(a2/a1)
■ kriteria u/ keseimbangan pd T & P tetap adalah ∆F =
0 (kerja bersih tdk dpt lagi diperoleh dr suatu proses, F
berada pd minimum).
■ Perubahan energi bebas, - ∆F atau ∆F < 0,
menunjukkan bahwa proses adalah spontan.
■ Jk ∆F positif atau ∆F > 0, menunjukkan bahwa kerja
bersih harus diabsobsi agar reaksi dpt berlangsung,
karenanya reaksi tdk spontan
33

34. ■ Jika proses berlangsung scr isotermal pd V tetap &
bukan P tetap, ∆A digunakan sbg kriteria
kespontanan & keseimbangan. A negatif u/ proses
spontan & nol pd keseimbangan
■ ∆H yg negatif (perubahan panas) membuktikan
kespontanan reaksi, hubungannya: ∆F = ∆H – T ∆S
■ Jika T ∆S lebih kecil dr ∆H, akan diperoleh ∆H yg
negatif, jk ∆F negatif, dlm hal ini jk proses adalah
spontan
■ Jk T ∆S besar, ∆F mungkin negatif, & proses adalah
spontan walaupun ∆H positif
■ Entropi sistem adalah pengukuran dr kecenderungan
“salah arah” alamiah / “kenaikan campuran” dr
molekul (Gibbs)
34

35. ■ Semua sistem secara spontan cendrung menuju
ketidakteraturan, menurut hukum kedua
termodinamika, hingga makin tidak teratur suatu
sistem, makin tinggi probabilitasnya dan makin besar
entropinya
■ ∆F akan menjadi negatif dan reaksi akan menjadi
spontan baik pada penurunan kandungan panas
maupun saat kenaikan probabilitas sistem pada suhu
reaksi
35
∆F =
Perubahan dalam energi
ikatan atau energi tarik
menarik antara produk
dan reaktan, ∆H
-
Perubhan
probabilitas
selama proses,
T ∆S

36. ■ Banyak kompleks yg membentuk lar dgn penyerapan panas, &
prosesnya spontan karena perubahan entropi positif
■ Kenaikan ketidakteraturan terjadi untuk sebab berikut ini:
– Kelarutan zat terlarut dlm air diikuti o/ penurunan entropi karena baik
molekul air maupun molekul zat terlarut kehilangan kebebasan gerak
saat hidrasi terjadi
– Dalam kompleksasi, penataan yg sangat teratur akan pecah saat
ion/molekul yg terpisah bereaksi melalui koordinasi & konstituennya
menunjukkan lebih bebas pd kompleks akhir dibanding terhadap kondisi
terhidrasinya
■ Kenaikan entropi (kenaikan ketidakteraturan) → reaksi spontan seperti yg
direfleksikan pd nilai negatif ∆F
■ Jk ∆S digunakan u/ menguji kespontanan reaksi maka hrs
diperhitungkan perubahan entropi keseluruhan sistem
■ u/ reaksi pd T & P tetap, perubahan energi bebas lazim
digunakan sbg kriteria kespontanan reaksi dibandingkan ∆S
36

37. Kriteria kespontanan dan keseimbangan
Fungsi Batasan Tanda fungsi
Spontan Tidak
spontan
keseimbang
an
∆S ∆E = 0,
∆V = 0
+ atau > 0 - atau < 0 0
∆F ∆T = 0,
∆P = 0
- atau < 0 + atau > 0 0
∆A ∆T = 0,
∆V = 0
- atau < 0 + atau > 0 0
37

38. Parameter Termodinamika
■ Energi bebas (ΔF°)
– Harga negatif : reaksi spontan (proses dapat terjadi dengan sendirinya tanpa
penambahan kalor dari luar sistem)
– Harga positif : reaksi tidak spontan
■ Entalpi (ΔH°)
– Harga negatif : reaksi eksotermik (melepaskan panas)
– Harga positif : reaksi endotermik (memerlukan panas)
– Peningkatan suhu mengakibatkan peningkatan kelarutan : umumnya proses
pelarutan berlangsung secara endotermik
■ Entropi (ΔS°)
– Harga negatif : derajat ketidakteraturan menurun (peningkatan keteraturan sistem)
: Reaksi tidak spontan
– Harga positif : derajat ketidakteraturan meningkat (penurunan keteraturan sistem)
: Reaksi spontan
38

39. Penentuan parameter termodinamika (1)
■ Tentukan energi bebas standar (ΔF°) tiap suhu dari
harga tetapan kestabilan K (konstanta
kesetimbangan) yang diperoleh dengan rumus :
ΔF° = 2,303 RT log K,
dimana R = 1,987 kal/mol °K,
T = suhu dalam °K.
Catatan: Untuk kompleks 1: 1, nilai K diperoleh dengan rumus
(dari persamaan regresi linear) :
)
1
(
1
:
1
B
A
B
K
−
=
39

40. Penentuan parameter termodinamika (2)
■ Tentukan entalpi standar (ΔH°) yang diperoleh dari nilai slope hubungan (plot) log K
terhadap 1/T, mengikuti persamaan:
log K = - ΔH°/2,303 RT + tetapan,
atau menggunakan persamaan :
log K2/K1 = ΔH°/2,303R (T2-T1)/T1T2
■ Tentukan entropi standar ΔS° tiap suhu dengan rumus:
ΔF° = ΔH° - TΔS°
40

41. Contoh : Kompleks PVP-Furosemid
Suhu (°K) Tetapan
stabilitas
komplek
s K (1/M)
Parameter termodinamika
ΔH°
Kal/mol
ΔF°
Kal/mol
ΔS°
Kal/mol/
der
308 797 3661 -4089 25
313 813 3661 -4168 25
318 961 3661 -4340 25
41

42. Hukum Ketiga Termodinamika
■ Menyatakan bahwa entropi zat murni berbentuk
kristal adalah nol pd nol absolut, karena penataan
kristal akan menunjukkan keteraturan tertinggi pd
suhu ini
■ Konsekuensi hukum ketiga ialah dpt dihitungnya
entropi absolut dr zat murni
42