termokimia

LOGO

“ Add your company slogan ”

TERMOKIMIA

Jurusan Teknik kimia S1Kelas B

TERMOKIMIA

Pengertian Termokimia1

Sistim dan lingkungan2

Energi Dalam3

Hukum Termodinamika I4

5

6

7

8

Perhitungan Panas Reaksi

Hukum Termodinamika II

Hukum Termodinamika III

Ruang Lingkup Termodinamika

Pengertian Termokimia

Bagian dari ilmu kimia yang mempelajari perubahan kalor atau panas suatu zat yang menyertai suatu reaksi atau proses kimia dan fisika disebut termokimia. Secara operasional termokimia berkaitan dengan pengukuran dan pernafsiran perubahan kalor yang menyertai reaksi kimia, perubahan keadaan, dan pembentukan larutan.

Yang Mempelopori Termokimia

Termokimia dipelopori oleh Germain Henri Hess, atau yang biasa disebut Hess. Istilah termokimia ini berasal dari bahasa Yunani, yaitu thermos dan kimia. termos berarti panas atau kalor. Dengan demikian, termokimia adalah ilmu kimia yang mempelajari banyaknya panas yang dilepas atau diserap akibat reaksi kimia.

MENU

Sistem dan Lingkungan

•Lingkungan adalah bagian lain dari alam semesta

yang berinteraksi dengan sistem.

Sistem adalah bagian dari alam semesta yang menjadi pusat perhatian . Sistim dapat dibedakan 3 macam :

A.Sistem Terbuka

B. Sistem Tertutup

C. Sistem Terisolasi

Sistem dan Lingkungan

a)Sistem terbuka, b) tertutup dan c) terisolasi

MENU

ENERGI DALAM

Adalah total energi (potensial dan kinetik) yang dimiliki oleh

sistem.

E termasuk fungsi keadaan yaitu besaran yang

harganya bergantung pada keadaan sistem, tidak pada

asal-usul sistem.

Keadaan sistem ditentukan oleh mol (jumlah zat),

termperatur, dan tekanan.

Energi dalam (E)

Energi dalam sistem (E) tidak dapat ditentukan jumlahnya,

yang dapat ditentukan adalah perubahan energi dalam

(∆E) yang menyertai suatu proses.

Energi dalam akan bertambah apabila:

1. sistem menyerap atau menerima panas

2. sistem menerima kerja

∆E = E2 – E1 = Eproduk – Ereaktan

Ketentuan Entalpi (H) dan Perubahan Entalpi (ΔH)

Entalpi adalah jumlah total dari semua bentuk energi. Entalpi suatu

zat ditentukan oleh jumlah energi dan semua bentuk energi yang

dimiliki zat yang jumlahnya tidak dapat diukur dan akan tetap

konstan selama tidak ada energi yang masuk atau keluar dari zat.

Perubahan kalor atau entalpi yang terjadi selama proses

penerimaan atau pelepasan kalor dinyatakan dengan “perubahan

entalpi”

Besarnya perubahan entalpi adalah sama besar dengan

selisih antara entalpi hasil reaksi dan jumlah entalpi pereaksi

REAKSI EKSOTERM

Entalpi H

REAKSI ENDOTERM

REAKSI EKSOTERM

1.Reaksi yang membebaskan kalor2.Suhu sistem > suhu lingkungan3.Kalor berpindah dari sistem ke lingkungan 4.Disertai kenaikan suhu.5. Penulisan persamaan reaksinya sbb : reaksi A + B C dibebaskan kalor 10 kj

r > p ΔH = Hp - Hr kecil - besar

ΔH <0

ΔH = - MENU

REAKSI ENDOTERM

Reaksi yang memerlukan kalor Suhu sistem < suhu lingkungan Kalor berpindah dari lingkungan ke sistem Disertai dengan penurunan suhu. Penulisan persamaan reaksinya sbb: reaksi A + B C diserap kalor 25 kj

r < p ΔH = Hp - Hr besar kecil

ΔH > 0 ΔH = +

Diagram Tingkat Reaksi

Perubahan Entalpi Standar (∆H˚)

Perubahan entalpi reaksi yang diukur pada temperatur

298K dan tekanan 1 atmosfer disepakati sebagai perubahan

entalpi standar. Jenis-jenis perubahan entalpi standar :1. Perubahan entalpi pembentukan standar (ΔH˚f = standard entalphy of formation).2. Perubahan entalpi penguraian standar (ΔH˚d = standard entalphy of decomposition).3. Perubahan entalpi pembakaran standar (ΔH˚c = standard entalphy of combustion).4. Perubahan entalpi pelarutan standar (ΔH˚s = standard entalphy of solubility).

Perubahan Entalpi Standar (∆H˚)

ΔH˚f

Perubahan entalpi pembentukan standar (ΔH˚f = standard entalphy of formation).

ΔH˚d

Perubahan entalpi penguraian standar (ΔH˚d = standard entalphy of decomposition).

ΔH˚c

Perubahan entalpi pembakaran standar (ΔH˚c = standard entalphy of combustion).

ΔH˚s

Perubahan entalpi pelarutan standar(ΔH˚s = standard entalphy ofsolubility).

Perubahan Entalpi Pembentukan Standar (ΔH˚f)

Perubahan entalpi pembentukan standar adalah

perubahan entalpi pada pembentukan 1 mol senyawa dari

unsur-unsurnya pada keadaan standar. (temperatur 298,

tekanan 1 atm).

Contoh:

Entalpi pembentukan standar NaCl sebesar -401,9 kJ/mol

Na(s) + ½ Cl2 (g) NaCl(s) ΔH˚f = -401,9 kJ/mol

MENU

Tabel 1. Daftar ΔHºf Pembentukan Standar Senyawa

Perubahan Entalpi Penguraian Standar (ΔH˚d)

Perubahan entalpi penguraian standar adalah perubahan entalpi pada penguraian 1 mol senyawa menjadi unsur-unsurnya pada keadaan standar. [merupakan kebalikan dari perubahan entalpi pembentukan ]

Contoh :∆Hf CO2 = - 393,5 kj/mol

∆Hd CO2 = +393,5 kj/mol

Persamaan termonya :

CO2(g) C(s) +O2(g) ∆H=393,5 kj

MENU

Perubahan Entalpi Pembakaran Standar (ΔH˚c)

Perubahan entalpi pembakaran standar adalah perubahan

entalpi pada pembakaran sempurna 1 mol unsur atau

senyawa dalam keadaan standar.

Contoh :

C2H5OH(l) + 3O2(g) 2CO2(g) + 3H2O(g)

ΔH˚c = -1350 kJ/mol

MENU

Perubahan Entalpi Pelarutan Standar (ΔH˚s)

Perubahan entalpi pelarutan standar adalah

perubahan entapi pada pelarutan 1 mol zat

menjadi larutan encer.

Contoh :

1. NaOH(s) -------- NaOH(aq)

2. NaCl(s) -------- NaCl(aq)

Kalorimeter

Hukum Hess

Menentukan Harga

Perubahan Entalpi

Menentukan Harga Perubahan Entalpi

1. Kalorimeter.

Kalorimeter adalah suatu sistem terisolasi ( tidak ada perpindahan materi maupun

energi dengan lingkungan di luar kalorimeter ). Jika dua buah zat atau lebih

dicampur menjadi satu maka zat yang suhunya tinggi akan melepaskan kalor

sedangkan zat yang suhunya rendah akan menerima kalor, sampai tercapai

kesetimbangan termal.

Menurut azas Black : Kalor yang dilepas = kalor yang diterima

Keterangan :

Q = kalor yang diserap atau dikeluarkan

m = massa zat (gram)

∆t = perubahan temperatur

c = kalor jenis (J/gr K)

Q = m.c.∆t

MENU


2. Hukum Hess.

Henry Hess melakukan serangkaian percobaan dan

menyimpulkan bahwa perubahan entalpi suatu reaksi merupakan

fungsi keadaan.

Artinya : “ perubahan entalpi suatu reaksi hanya tergantung pada

keadaan awal ( zat-zat pereaksi ) dan keadaan akhir ( zat-zat

hasil reaksi ) dari suatu reaksi dan tidak tergantung pada jalannya

reaksi.”

Kegunaan hukum Hess ialah untuk menghitung ∆H yang sukar

diperoleh melalui percobaan.


2.1. ∆H Reaksi Berdasarkan Diagram Siklus (Diagram Tingkat Energi)

Untuk mengubah zat A menjadi zat D (produk) diperlukan kalor reaksi sebesar ∆H. Atau cara lain yaitu mengubah zat A menjadi zat B dengan kalor reaksi ∆H1, zat B diubah menjadi zat C dengan kalor reaksi ∆H2 dan zat C diubah menjadi zat D dengan kalor reaksi ∆H3 . Sehingga harga perubahan entalpi adalah

∆Hreaksi = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3 .Hal tersebut dapat dibuat siklus dan diagram tingkat energinya sebagai berikut :

Siklus energi pembentukan zat

D dari zat A

Diagram tingkat energi pembentukan

zat D dari zat A


2.2. Menetukan harga perubahan entalpi dengan menggunakan entalpi pembentukan standar (ΔH˚f ).

a PQ + b RS c PS + d QR

reaktan produk

∆H = (c. ∆H˚f PS + d. ∆H˚f QR) –

(a. ∆H˚f PQ + b. ∆H˚f RS)

∆H = ∑n ∆H˚f (produk) - ∑m ∆H˚f (reaktan)

Menetukan Harga Perubahan Entalpi

2.3. ∆H Reaksi Berdasarkan Energi Ikatan

Energi ikatan adalah jumlah energi yang diperlukan atau

yang timbul untuk memutuskan atau menggabungkan

suatu ikatan kimia tertentu.

Suatu reaksi yang H–nya ditentukan dengan

menggunakan energi ikatan, maka atom-atom yang

terlibat dalam reaksi harus berwujud gas. Berdasarkan

jenis dan letak atom terhadap atom-atom lain dalam

molekulnya, dikenal 3 jenis energi ikatan yaitu :

Diagram

Energi ikatan

1. Energi Atomisasi

2. Energi Disosiasi Ikatan3. Energi Ikatan Rata-Rata


1. Energi Atomisasi.

Adalah energi yang diperlukan untuk memutuskan semua

ikatan 1 mol molekul menjadi atom-atom bebas dalam

keadaan gas. Contoh :

CH4(g) C(g) + 4H(g) ∆H =1660 kJ

Molekul CH4 memiliki 4 ikatan C-H. Jika energi ikatan

C-H = 415 kJ, maka energi atomisasi pada CH4 = 4 x

415 kJ = 1660 kJ

Energi atomisasi = jumlah seluruh ikatan atom-atom

dalam 1 mol senyawa. MENU

MENU


2. Energi Disosiasi Ikatan.

Adalah energi yang diperlukan untuk memutuskan salah

1 ikatan yang terdapat pada suatu molekul atau senyawa

dalam keadaan gas.

Contoh:

CH4(g) CH3(g) + H(g) ∆H = 431 kJ

Energi ikatan untuk memutuskan 1 atom H dari

molekul CH4 sebesar 431 kJ

Menentukan Harga Perunahan Entalpi

3. Energi Ikatan Rata-Rata.

Adalah energi rerata yang diperlukan untuk

memutuskan ikatan atom-atom pada suatu senyawa

( notasinya = D ). Energi ikatan suatu molekul yang

berwujud gas dapat ditentukan dari data entalpi

pembentukan standar (Hf ) dan energi ikat unsur-

unsurnya. Secara umum dirumuskan :

reaksi hasilikatanEnergipereaksiikatanEnergioΔH


Contoh:Tentukan kalor reaksiC2H4(g) + H2(g) C2H6(g) H= ?Jawab :Reaksi dengan struktur molekul nya adalah

H H

H – C = C - H(g) + H2(g) H - C – C - H(g)

H H H H

4(C – H) + 1(C = C) + H 2 6(C – H) + 1(C – C )4(415) + 607 + (216) 6(415) + 3482483 2838

H = 2483 - 2838= -355 kJ


Contoh soal :

Ada 2 cara untuk memperoleh gas CO2 yaitu :

1. Cara langsung.

C(s) + O2(g) CO2(g) ∆H = -393,5 kJ

2. Cara tidak langsung.

C + ½O2 CO ∆H = -110,5 kJ

CO + ½O2 CO2 ∆H = -283,0 kJ +

C + O2 CO2 ∆H = -393,5 kJ

Gambar 3. Reaksi Pembentukan Gas CO2

C + O2C + O2 CO2CO2

CO + ½O2CO + ½O2

∆H3 = -393,5kJ

∆H1 = -110,5kJ ∆H2 = -283,5kJ

Gambar 4. Diagram Tingkat Reaksi Pembentukan Gas CO2

H

0 kea keadaan awal

∆H1 = -110,5 kJ

-110,5

∆H3 = -393,5 kJ

∆H2 = -283kJ

keadaan akhir

-393,5

CO2CO2

C + O2C + O2

CO + ½O2CO + ½O2

TERMODINAMIKA

Secara terminologi: kata ”termodinamika” berasal dari bahasa Yunani yang terdiri dari dua unsur kata, therme (kalor) dan dynamics (tenaga gerak atau gaya). Kajian termodinamika secara formal di mulai pada awal abad ke-19 melalui pemikiran mengenai hubungan antara kalor/panas (heat) dan kerja (work).

HUKUM TERMODINAMIKA

1

HUKUM TERMODINAMIKA 1

2


3


HUKUM PERTAMA TERMODINAMIKA

Hukum I Termodinamika : Hukum kekekalan masa dan energi, yaitu : energi tidak dapat diciptakan dan dimusnahkan. Secara matematis dirumuskan sbb :1. Bilamana dalam suatu sistim terjadi perubahan energi,

maka besarnya perubahan energi ini ditentukan oleh dua faktor :

a. energi panas yang diserap (q) b. usaha (kerja) yang dilakukan oleh sistim (w)

Untuk sistim yang menyerap panas → q : positip (+)Untuk sistim yang mengeluarkan panas → q : negatif (-)


Untuk sistim yang melakukan usaha (kerja) → w : positip

Jika usaha dilakukan terhadap sistim → w : negatip

Energi sistim akan naik apabila : q (+) dan w (-)

Energi sistim akan berkurang apabila : q (-) dan w (+)

Berlaku :

ΔE = q – w

ΔE = perubahan energi

q = energi panas yang diserap

w = usaha yang dilakukan oleh sistim


- Suatu usaha dilakukan oleh sistim apabila terjadi perubahan volume pada tekanan tetap.

w = P. ΔV

Jadi ΔE = q - P.ΔV → P = tekanan

ΔV = perubahan volume

- Jika sistim berlangsung pada V dan P tetap, maka

ΔV = 0 dan w = 0, maka ΔE = qv (pada P dan V tetap)

2. Hubungannya dengan entalpi (H)

Definisi entalpi :

H = E + P.V


- Jika P tetap, maka ΔH :

ΔH = H2 - H1

= (E2 + P2. V2) – ( E1 + P1.V1)

= (E2 - E1) – (P2.V2 - P1.V1)

= (E2 - E1) + P (V2 – V1)ΔH = ΔE + P.ΔV

Karena ΔE = qp – P.ΔV, maka :

ΔH = qp- P.ΔV + P.ΔV

ΔH = qp Jadi perubahan entalpi = perubahan panas yang terjadi Pada (P,T tetap)


Jika V tetap (ΔV = 0), maka ΔH :

ΔH = H2 - H1

=(E2 + P2. V2) – ( E1 + P1.V1)

= (E2 - E1) – (P2.V2 - P1.V1)

= (E2 - E1) + P (V2 – V1)ΔH = ΔE + P.ΔV

Karena : ΔE = qv dan ΔV = 0, maka ΔH = qv

Jadi perubahan entalpi sama dengan perubahan panas

Yang terjadi pada (V,T tetap).

HUKUM PERTAMA TERMODINAMIMKA

3. PENGUKURAN ΔH DAN ΔE a. Untuk reaksi-reaksi yang tidak ada perubahan volume

berlaku ΔH = ΔE Reaksi-reaksi yang berlangsung tanpa perubahan volume, adalah : - Reaksi-reaksi gas yang tidak mengalami perubahan koefisien reaksi ( koefisien sebelum = sesudah reaksi)

Contoh : H2(g) + Cl2(g) → 2HCl(g)

C(g) + O2(g) → CO2(g))

- Reaksi –reaksi dalam larutan atau zat padat ( sebenar- nya terjadi perubahan volume, tetapi sangat kecil dan diabaikan.


b. Reaksi-rteaksi gas yang mengalami perubahan jumlah molekul

Dari persamaan gas ideal : PV = nRT

P.ΔV = Δn.RT

Dari ΔH = ΔE + P. ΔV

maka : ΔH = ΔE + Δn.RT

Keterangan :

ΔH = perubahan entalpi

ΔE = perubahan energi

Δn = perubahan jumlah molekul

R = tetapan gas umum : 1,987 kalori/mol oK

Atau 0,082 L atm /mol oKMENU

HUKUM KEDUA TERMODINAMIKA

HK. II. TERMODINAMIKA : TIDAK DIRUMUSKAN SECARA MATEMATIS DITERANGKAN BEBERAPA PERISTIWA YANG

BERHUBUNGAN DENGAN HK KEDUA TERMODINAMIKA

1. Proses Spontan dan Tak Spontan

Proses Spontan : proses yang dapat berlangsung dengan sendirinya dan tidak dapat balik tanpa pengaruh dari luar . Contoh :

a. Panas, selalu mengalir dari temperatur tinggi ke tem

peratur rendah.

b. Gas mengalir dari tekanan tinggi ke tekanan rendah


c. Air mengalir dari tempat yang tinggi ke tempat yang rendah.

Manfaat Proses Spontan : Energi panas dapat menggerakkan mesin panas Ekspansi gas dapat menggerakkan piston (motor

bakar) Air terjun untuk menggerakkan turbin listrik.

Proses tak spontan : proses yang tidak dapat berlangsung tanpa pengaruh dari luar. Contoh :

panas tak dapat mengalir dari suhu rendah ke suhu tinggi tanpa pengaruh dari luar.


Semua proses spontan berlangsung dari energi potensial tinggi ke energi potensial yang lebih rendah

Reaksi kimia akan berlangsung secara spontan apabila reaksinya eksoterm. Jadi diikuti penurunan entalpi. Untuk hal ini entalpi sebagai energi potensial kimia.

Jika entalpi reaktan lebih tinggi dari entalpi zat hasil, sehingga ΔH negatif, maka reaksi bersifat spontan.

Reaksi endoterm dapat juga berlangsung spontan. Prosesnya berlangsung terus hingga tercapai keadaan setimbang.contoh : air menguap secara spontan ke atmosfer. Jumlah air yang menguap = uap yang kembali mengembun.


Reaksi yang dapat balik juga dapat terjadi secara spontan. Contoh : H2 bereaksi dengan Cl2 membentuk HCl. Sebaliknya HCl akan terurai menjadi H2 dan Cl2

sampai terjadi keadaan setimbang. Proses menuju ke keadaan setimbang juga merupakan

proses spontan. Kesimpulan : Semua perubahan spontan berlangsung

dengan arah tertentu. ENTROPI (s) Selain perubahan entalpi, perubahan kimia maupun

fisika melibatkan perubahan dalam kekacaubalauan (disorder) relatif dari atom-atom, molekul-molekul ataupun ion-ion. Kekacaubalauan (ketidakteraturan) suatu sistim disebut ENTROPI.

MENU

HUKUM KETIGA TERMODINAMIKA

Pernyataan Hukum Ketiga Termodinamika : Suatu kristal sempurna pada temperatur nol mutlak

mempunyai keteraturan sempurna → entropinya adalah nol.

Entropi suatu zat yang dibandingkan dengan entropinya dalam suatu bentuk kristal sempurna pada nol mutlak, disebut Entropi Mutlak

Makin tinggi temperatur zat, makin besar entropi mutlaknya

1. Pembangkit listrik tenaga uap

2. Motor bakar

3. Turbin gas

4. Generator termoelektrik

5. Mesin pendingin

RRUANG UANG LINGKUPLINGKUP

TERMODINAMIKATERMODINAMIKA

RRUANG UANG LINGKUPLINGKUP

TERMODINAMIKATERMODINAMIKA

RUANG LINGKUP TERMODINAMIKA

Beberapa contoh ruang lingkup penerapan ilmu

termodinamika adalah sebagai berikut:

1. Pembangkit listrik Tenaga Uap

Uap dihasilkan pada unit penghasil uap lalu

diekspansi pad turbin uap. Tenaga yang dihasilkan

turbin digunakan untuk menggerakkan generator

listrik.

MENU


2. Motor bakar

Termasuk dalam motor bakar ini mesin bensin

dan mesin disel. Bahan bakar dibakar dalam ruang

bakar mesin menghasilkan tekanan tinggi, lalu tekanan

tersebut mendorong torak sehingga menghasilkan

tenaga.

MENU


3. Turbin Gas

Udara dinaikkan tekanannya dengan kompresor

lalu masuk ruang bakar. Dalam ruang bakar

disemprotkan bahan bakar dan sekaligus dinyalakan

sehingga terjadi pembakaran yang menghasilkan

tekanan tinggi. Kemudian gas pembakaran bertekanan

dan bertemperatur tinggi tersebut diekspansi pada turbin

gas untuk menghasilkan tenaga.

MENU


4. Generator Termoelektrik

Sebuah junction yang dibuat dari material

semikonduktor tipe N dan P diberikan kalor.

Karena kedua logam tersebut tidak sama akan

ada aliran elektron , disebabkan oleh beda

potensial dari dua logam berbeda tipe yang

bertemperatur sama tersebut.

MENU


5. Mesin Pendingin

Media pendingin (Freon) menyerap kalor

sehingga berubah phasa menjadi uap lalu dikompresi

dengan kompresor supaya tekanan dan temperaturnya

tinggi. Hal ini bertujuan supaya Kalor yang diserap Freon

tadi mudah dibuang ke atmosfer sehingga Freon

terkondensasi menjadi cair lagi.


Selanjutnya Freon cair diturunkan tekanannya dan temperaturnya dengan cara diekspansi pada katup ekspansi. Hasilnya Freon kembali menjadi dingin dan siap menyerap kalor lagi.

SEKIAN DAN TERIMAKASIH

termokimia

Documents