termokimia - anita_sugianto.staff.gunadarma.ac.id
TRANSCRIPT
TERMOKIMIA
- ANITA -
2020
TERMOKIMIA
Termokimia adalah cabang ilmu kimia
yang mempelajari perubahan energi (
kalor / panas) yang menyertai suatu
reaksi kimia.
Berdasarkan asas kekekalan energi, kita tidak mungkin
menciptakan dan memusnahkan energi.
Yang dapat dilakukan hanyalah mengubah suatu bentuk
energi menjadi bentuk energi yang lain.
Sistem dan lingkungan Termokimia
SISTEMsesuatu yang akan kita dipelajari mengenaiperubahan energi dan berubah selama proses berlangsung.
LINGKUNGANSesuatu yang tidak berubah selama proses berlangsung dan yang membatasi sistem (diluarsistem) dan juga bisa mempengaruhi system.
Suatu sistem dapat menyerap energi dari lingkungan , atau melepaskan energi ke lingkungan.
Berdasarkan interaksinya dengan lingkungan,
Sistem terbagi menjadi:
Sistem Terbuka
Sistem yang memungkinkan terjadi suatu perpindahan energi dan
zat (materi) antara lingkungan dengan system. Pertukaran materi
artinya ada suatu reaksi yang bisa meninggalkan wadah reaksinya,
misalnya gas.
Sistem Tertutup
Antara system dan lingkungan bisa terjadi suatu perpindahan energi
tetapi tidak terjadi pertukaran materi.
Sistem Terisolasi
Sistem yang memungkinkan terjadinya perpindahan energi dan
materi antara system dengan lingkungan.
PERUBAHAN ENTALPHI
• ENTALPHI (H)
jumlah energi yang tersimpan dalam
suatu zat pada suhu 298 K (kelvin) dan
tekanan 1 atm (atmosfer).
• Pada setiap reaksi kimia selalu disertai
dengan perubahan entalphi (∆H)
∆H = entalphi hasil reaksi - entalphi pereaksi
= H ruas kanan – H ruas kiri
• Perhatikan reaksi sederhana berikut :
A -------→ B
∆H = H B – H A
Dimana :
HA = entalphi pereaksi
HB = entalphi hasil reaksi
∆H = perubahan entalphi
Ditinjau dari perubahan entalphi , dikenal ada
dua jenis reaksi, yaitu reaksi eksoterm dan
reaksi endoterm.
REAKSI TERMOKIMIA
– Reaksi Eksoterm
Pada reaksi eksoterm terjadi perpindahan
kalor dari sistem ke lingkungan atau pada
reaksi tersebut dikeluarkan panas. Reaksi
panas ditulis dengan tanda negative.
Pada reaksi eksoterm harga ∆H = ( - )
sebab : H B < H AH B – H A < 0
jadi ∆H berharga negatif
• Reaksi Endoterm
Pada reaksi endoterm terjadi
perpindahan kalor dari lingkungan ke
sistem atau pada reaksi tersebut
dibutuhkan panas.
Pada reaksi endoterm harga ∆H = (+)
sebab : H B > H AH B – H A > 0
jadi ∆H berharga positif.
Contoh reaksi eksoterm dan endoterm
• Reaksi eksoterm (Sistem-Lingkungan)
C(s)+O2(g) → CO2(g)+393.5 kJ; ∆H = -393.5 kJ
N2(g)+3H2(g) → 2NH2(g)+26,78 Kkal; ∆H = –26,78 Kkal
• Reaksi endoterm (Lingkungan-Sistem)
CaCO3(s) → CaO(s)+CO2(g)-178.5 kJ; ∆H = +178.5 kJ
2NH3 → N2 (g) + 3H2 (g) - 26,78 Kkal; ∆H = + 26,78 Kkal
Energi Ikatan
Energi ikatan (E) yaitu suatu energi yang dibutuhkan untuk memutuskan 1 mol ikatan kovalen dari suatu senyawa, setiap ikatan membutuhkan sebuah energi yang berbeda supaya bisa terputus.
ΔH = Σ Energi ikat kiri − Σ Energi ikat kanan
• Data energi ikatan rata-rata:C = C : 609 kJ/mol;C − Cl : 326 kJ/mol;C − H : 412 kJ/mol;C − C : 345 kJ/mol;H − Cl : 426 kJ/mol;
• Besarnya entalpi reaksiCH2 = CH2 + HCl → CH3CH2Cl
Gambar reaksi
Coret beberapa ikatan yang sama antara
ruas kiri dan ruas kanan
Sisanya:
1 ikatan C = C dan 1 ikatan H − Cl diruas kiri
1 ikatan C − H, 1 ikatan C − C dan 1 ikatan C − Cl diruas kanan.
ΔH = Σ Energi ikat kiri − Σ Energi ikat kananΔH = [1(C = C) + 1(H − Cl) ] − [1(C − H) + 1(C − C) + 1 (C − Cl)]ΔH = [609 + 426] − [412 + 345 + 326]
= 1035 − 1083 = − 48 kJ/mol
Hukum Hess
Dikemukakan oleh German Hess (1840):
“Jika suatu perubahan kimia bisa dibuat
menjadi beberapa jalan/cara yang
berbeda, jumlah perubahan energi panas
keseluruhannya (total) yaitu tetap, tidak
bergantung pada jalan/cara yang
ditempuh.”
Istilah yang digunakan pada
perubahan entalpi :
1. Entalpi Pembentukan Standar ( ∆Hf ):
∆H untuk membentuk 1 mol persenyawaan
langsung dari unsur-unsurnya yang diukur
pada 298 K dan tekanan 1 atm.
Contoh:
H2 (g) + 1/2 O2 (g) → H20 (l) ∆Hf = -285.85
kJ
2. Entalpi Penguraian (∆Hd):
∆H dari penguraian 1 mol persenyawaan
langsung menjadi unsur-unsurnya
(= Kebalikan dari ∆H pembentukan. Pada reaksipenguraian reaktan berpindah ke kanan dan produk berpindah ke kiri).
Contoh:
H2O (l) → H2(g) + 1/2 O2(g) ∆H = +285.85 kJ
3.Entalpi Pembakaran Standar ( ∆Hc):
∆H untuk membakar 1 mol persenyawaan
dengan O2 dari udara yang diukur pada
298 K dan tekanan 1 atm.
Contoh:CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l) ∆Hc = -802 kJ
4.Entalpi Reaksi:
∆H dari suatu persamaan reaksi di mana
zat-zat yang terdapat dalam persamaan
reaksi dinyatakan dalam satuan mol dan
koefisien-koefisien persamaan reaksi bulat
sederhana.
Contoh:
2Al(s) + 3H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3H2 ∆H = -
1468 kJ
5.Entalpi Netralisasi:
∆H yang dihasilkan (selalu eksoterm) pada
reaksi penetralan asam atau basa.
Termasuk reaksi eksoterm, yaitu suatu kalor
yang dilepas pada pembentukan 1 mol air
dan reaksi asam-basa pada suhu 25 derajat
Celsius dan tekanan 1 atmosfer.
Contoh:NaOH(aq) + HCl(aq) → NaCl(aq) + H2O(l) ∆H = -890.4 kJ/mol
6.Hukum Laplace
Dikemukakan oleh Marquis de Laplace
(1749-1827), yang berbunyi:
"Jumlah kalor yang dilepaskan pada
pembentukan 1 mol zat dari unsur-unsurya
= jumlah kalor yang diperlukan untuk
menguraikan zat tersebut menjadi unsur-
unsur pembentuknya."
Artinya : Apabila reaksi dibalik maka tanda
kalor yang terbentuk juga dibalik dari positif
menjadi negatif atau sebaliknya.
Contoh:
N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g) ∆H = - 112 kJ
2NH3(g) → N2(g) + 3H2(g H =+ 112 kJ
Latihan
• Jika diketahui: