Termokimia

1. Termokimia adalah : cabang Ilmukimia yang mempelajarihubunganantarareaksi kimia denganenergi panas/kalor yang menyertainya

2. Sistim dan lingkungan • Setiap Proses kimia(reaksi kimia ) selaludisertaidenganperubahanenergi • Energi yang menyertai reaksi kimia dipertukarkan antara sistim dan lingkungannya. • Sistim : segala sesuatu yang menjadi pusat perhatian kita • Lingkungan : semua yang ada diluar sistim. • Contoh : untuk mengamati kelarutan garam NaCl dalam air, maka kristan NaCl dimasukkan kedalam bejana yang berisi air • Dalam hal ini yang menjadi sistim adalah Kristal NaCl dan air, sedangkan lingkungan adalah bejana dan udara sekitarnya.

4. Sistim dapat dibedakan atas 3 : Sistemterbuka : sistemdimanabaikmaterimaupunenergidapatdipertukarkandenganlingkungan. Misalnyateh panasdlmgelasakan melepaskanpanaskelingkungannyasehinggamenjadidingin. Sistemtertutup : sistemdimanahanya dapat mengalami pertukaran energi dengan lingkungannya, sedangkan materi tidak dapat dipertukarkan. Misalnyateh panasdalambotol tertutupdapatmelepaspanaskelingkungannyasehinggamenjadidingin, tapivolume air tetap. Sistemterisolasi : sistemdimanabaikmaterimaupunenergi (panas) tidakdapatdipertukarkankelingkungan. Misalnyateh panasdalamtermos, energipanas yang dikandung teh berpindah kelingkungandengansangatlambat.

6. Proses yang terjadi dalam sistim dapat dibedakan atas 2 yaitu : Proses Isotermal : terjadi perpindahan kalor antara sistim dan lingkungannya atau sebaliknya, sehingga suhu sistim tetap selama proses berlangsung Proses adiabatik : antara sistim dan lingkungan tidak terjadi perpindahan kalor selama proses berlangsung

7. Azas kekekalan Energi Energi adalah kemampuan untuk melakukan kerja Setiap sistim memiliki energi. Beberapa bentuk energi antara lain : Energikalor, energikimia, energilistrik, energicahaya, energibunyi, energimekanik dll. Suatu bentuk energi dapat berubah menjadi bentuk energi lain

8. Energi Listrik  Energi panas : pada setrika listrik Energi mekanik  Energi Listrik : pada generator Listrik Energi Kimia Energi Listrik : pada accu (baterai basah ) Energi Listrik  Energi Kimia : pada proses penyepuhan Dll

9. Secara umum energi sistim dapat dikelompokkan atas 2 yaitu : Energi Potensial :Energi sistim karena posisi (kedudukan)nya terhadap sistim lain Ep = mgh Energi Kinetik : energi sistim karena gerakannya Energi sistim adalah jumlah total Energi potensial dan energi Kinetik Energi sistim ini disebut juga Energi dalam (E)

10. Energi mutlak suatu sistim tidak dapat diketahui dengan pasti, yang dapat diketahui adalah perubahan energi yang dialami sistim Sistim dapat menerima energi dari luar (lingkungan) atau melepaskan energi ke luar (lingkungan) Jika sistim menerima energi  Energi dalam sistim bertambah Jika sistim melepaskan energi  Energi dalam sistim berkurang E =

11. Perubahan energi dalam sistim terjadi karena sistim menerima atau melepaskan sejumlah kalor (q) dan menerima atau melakukan kerja (w), maka perubahan itu dinyatakan sebagai berikut : E = q + w Jika q negatif () : sistim melepaskan kalor q positif () : sistim menerima kalor w negatif () : sistim melakukan kerja w positif () : sistim menerima kerja

12. Persamaan di atas merupakan pernyataan matematik dari Hukum Pertama Termodinamika yang berbunyi : Perubahan energi dalam (E) suatu sistim adalah jumlah panas (q) yang diserap atau dilepas dengan kerja (w) yang dilakukan atau di terima oleh sistim itu Hukum ini sesuai dengan Hukum Kekekalan Energi yang berbunyi : Energi tidak dapat diciptakan dan tidak dapat dimusnahkan. jika suatu energi hilang akan timbul energi dalam bentuk lain yang jumlahnya sama.

13. Jika selama proses berlangsung tidak terjadi perpindahan kalor dari sistim ke lingkungan atau sebaliknya (proses adiabatik) maka perubahan energi dalam sistim sama dengan jumlah kerja yang dilakukan atau diterima oleh sistim itu E = w Jika selama proses berlangsung tidak ada kerja yang dilakukan atau diterima (w=0), maka perubahan energi dalam sistim sama dengan jumlah panas yang di serap atau dilepas oleh sistim itu E = q Jika selama proses tidak terjadi perpindahan panas dan tidak ada kerja yang dilakukan, maka perubahan energi dalam sisitim sama dengan nol E = 0

14. Entalpi reaksi Kerja yang dilakukan oleh proses kimia pada tekanan tetap adalah kerja ekspansi, yaitu kerja yang diakibatkan perubahan volume. Besarnya kerja ekspansi suatu sistim adalah hasil kali tekanan dengan perubahan volume W = PV atau W = P( Sehinggaperubahanenergidalam (∆U) sisitimmenjadi : ∆U = Q + P∆V atau U2 – U1 = Q + P(V2 – V1) U2 – U1 = Q + PV2 – PV1 Q = (U2 – PV2 ) – (U1 – PV1)

15. Q adalahselisihdariduabesaran (U + PV) yang merupakanfungsikeadaan . Fungsikeadaan yang baruinidisebutEntalpidandiberilambang H dari Heat Conten (Ingg) atauEnthalen (ger) = kandunganpanas jadiH = U + PV Entalpi (H) adalahjumlah total bentukenergi yang dikandungolehsuatusistim /zat Entalpimutlaksuatusistimtidakdapatditentukan,yang dapatditentukanadalahperubahanentalpinya (∆H). perubahanentalpisisitimadalahselisishantaraentalpihasilreaksi (akhir) denganentalpipereaksi (awal) ∆H = H2 – H1

16. umumnya proses kimiaberlangsungpadatekanantetapsehingga : Q = (U2 – PV2 ) – (U1 – PV1) maka Q = H2 – H1 atau ∆H = Qp Qp = kalor reaksi pada tekanan tetap Jadi perubahan entalpi suatu sistim sama dengan kalor yang diserap atau dilepaskan oleh sistim pada tekanan tetap. Jika suatu sistim membebaskan sebanyak Q joule kalor, maka entalpi sistim akan berkurang sebesar Q joule dan jika sistim menerima sebanyak Q joule kalor maka entalpi sistim akam bertambah sebesar Q joule Jadi : ►jika reaksi membebaskan kalor maka ∆H = -Qp ►jika reaksi menyerap kalor maka ∆H = +Qp

17. Persamaan Termokimia adalah : Persamaan reaksi yang disertai dengan perubahan entalpinya(∆H) Harga ∆H yang tertera dalam persamaan termokimia berhubungan erat dengan koefisien reaksi dan fase zat-zat yang terlibat dalam reaksi tersebut. Contoh : Pembentukan 1 mol gas ammoniak dari gas Nitrogen dan gas Hidrogen pada suhu 25oC dan tekanan 1 atm dibebaskan kalor sebesar 46,19 kJ Pernyataan ini dapat dituliskan dalam bentuk persamaan termokimia sebagai berikut : N2(g) + H2(g) → NH3(g) ∆H = -46,19 kJ

18. Reaksi Eksoterm adalah reaksi yang membebaskan kalor. Pembebasan kalor ditandai dengan naiknya suhu lingkungan Pembebasankalormengakibatkankandunganenergi(entalpi) sistimberkurang dari keadaansemula ( H2 H1 ), sehinggaperubahanentalpi(∆H) sistimharganyanegatif (  ) ∆H = H2 – H10

19. Diagram tingkat energi untuk reaksi eksoterm : A + B → C + Ddapat digambarkan sebagai berikut

20. :contoh reaksi eksoterm 1. C2H6(g) + 3½O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(g) + 212,8 kkalatau C2H6(g) + 3½O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(g) ∆H = - 212,8 kkal 2. CaO(s) + H2O(l) → Ca(OH)2(s) + 39,06 kkalatau CaO(s) + H2O(l) → Ca(OH)2(s) ∆H = - 39,06 kkal

21. Reaksi endoterm adalahreaksi yang memerlukan/menyerapkalor Penyerapan kalor ditandai dengan turunnya suhu lingkungan Penyerapankalorakan mengakibatkankandungankalor(entalpi) sistimlebihtinggidarientalpisemula ( H2 H1), sehinggahargaperubahanentalpisistimadalah Positif () ∆H = H2 – H1 0

22. Diagram tingkat energi untuk reaksi endoterm : A + B → C + D dapat digambarkan sebagai berikut :

23. Contoh reaksi endoterm 1. Ba(OH)2(s)+2NH4Cl(s) → BaCl2(s)+2NH3 (g)+2H2O(l) -12,68 kkalatau Ba(OH)2(s)+2NH4Cl(s)→BaCl2(s)+2NH3(g)+2H2O(l)∆H=+2,68kkal 2. 2NaHCO3→ Na2CO3 + CO2 + H2O - 128,4 kJ atau 2NaHCO3→ Na2CO3 + CO2 + H2O ∆H = +128,4 kJ

24. Perubahan entalpi standar ( adalah : Perubahan entalpi yang menyertai suatu reaksi kimia pada suhu dan tekanan tertentu. Perubahanentalpireaksisangattergantungpadasuhudantekanan, olehkarenaituperluditetapkansuatukeadaan yang tetapsebagaistandar. Berdasarkankesepakatan, suhu250C (298K)dantekanan1atm (76 cmHg)ditetapkansebagaikeadaansandar, karenapadasuhu 250C dantekanan 1atm umumnyazatmemilikibentuk yang paling stabil. Jadiperubahanentalpisuatureaksi yang diukurpadasuhu 250C dantekanan 1atm disebutPerubahanEntalpiStandaryang diberilambang ∆Ho

25. Jenis-jenis perubahan entalpi standar EntalpiPembentukanStandar/ Standard Enthalpy Of Formation ( ∆HfO)adalahPerubahanentalpipadapembentukan1 molsuatuzat / senyawadariunsur-unsurnyapadakeadaanstandar ( suhu 25oC, tekanan 1atm) misalnya padapembentukan 1mol gas CO2 dari gas karbondan gas oksigenpadasuhu 25oC dantekanan1atm dibebaskankalorsebesar 94,1 kkal. Jadi ∆HfO CO2 = -94,1 kkal C(s) + O2(g) → CO2(g) ∆HO = -94,1 kkal

26. 2. Entalpi Penguraian Standar/Standard Enthalpy of Decomposition (∆HdO) Adalah : Perubahanentalpipadapenguraian 1 molsenyawamenjadiunsur-unsurnyapadakeadaanstandar ( suhu 25oC, dan tekanan 1atm) Misalnya : Untuk menguraikan 1 mol gas CO menjadi gas karbon dan gas oksigen pada suhu 25oC, dan tekanan 1atm diperlukan kalor sebesar 110,5 kJ Jadi∆HdOCO(g) = 110,5 kJ/mol CO(g) → C(g) + ½ O2(g) ∆Ho = 110,5 kJ

27. Hukum Lavoisier-Laplace "Jumlahkalor yang dilepaskanpadapembentukan 1 molzatdariunsur-unsurya = jumlahkaloryang diperlukanuntukmenguraikanzattersebutmenjadiunsur-unsurpembentuknya." Artinya : Apabila reaksi dibalik maka tanda kalor yang terbentuk juga dibalik dari positif menjadi negatif atau sebaliknya Jadi :   ∆Hfo = ∆Hdo Contoh: N2(g) + 3H2(g)    2NH3(g) ; H = - 112 kJ 2NH3(g)    N2(g) + 3H2(g) ; H = + 112 kJ

28. 3. Entalpi Pembakaran Standar/Standard Enthalpy of Combustion (∆HCO) Adalah Perubahan entalpi pada pembakaran 1 mol unsur atau senyawa pada keadaan standar (suhu 25oC, dan tekanan 1atm) Misalnya : Pada pembakaran 1 mol alkohol (C2H5OH) dibebaskan kalor sebesar 227 kkal Maka∆HCO C2H5OH = 227 kkal/mol C2H5OH(l) + 3O2→ 2CO2 + 3H2O ∆Ho = -128,4 kJ

29. 4. Entalpi Penetralan Standar/Standard Enthalpy of Netralisation (∆Hno) Adalah Perubahanentalpi pada penetralanasamatau basa yang menghasilkan 1 mol air pada keadaanstandar (suhu25oC, dan tekanan 1atm) Misalnya : PadapenetralanasamkloridaolehbasaNaOH yang menghasilkan 1 mol air dibebaskankalorsebesar 13,7 kkal Maka∆HnoNaOHatauHCl = -13,7 kkal/mol NaOH(aq)+ HCl(aq)→NaCl(aq)+ H2O(l) ∆Ho = -13,7kkal

30. 5. Entalpi Pelarutan Standar/Standard Enthalpy of Solubility ( ∆HSo) Adalah: Perubahanentalpipadapelarutan 1 molzatmenjadilarutanencerpadakeadaanstandar(suhu25oC,dantekanan 1atm) Misalnyapadapelarutan 1 molNaOHdibebaskankalorsebesar 10,25 kkal, Maka∆HSoNaOH(s) = -10,25 kkal/mol Entalpipelarutantergantungpadajeniszat yang dilarutkan, jenispelarut, suhu, tekanandankonsentrasilarutan yang akandicapai Contoh: entalpipelarutan 1 mol H2SO4dalam 4 mol air adalah 12,92 kkal/mol H2SO4(l) + 4H2O(l) → H2SO4.4H2O ∆HSo= -12,92 kkal/mol Fraksimol H2SO4 dalamlarutan yang terbentukadalah:

31. 6. Entalpi Penguapan Standar/Standard Enthlpy of Vaporation (∆Hvapo) Adalah: Perubahanentalpi pada penguapan 1 mol zat cair menjadi gas sesuaititikdidihnya pada keadaanstandar (suhu25oC, dan tekanan 1atm) Misalnya Untukmenguapkan 1 mol air yang berwujudcair diperlukankalorsebesar 44 kJ Maka∆HvapoH2O = +44 kJ/mol H2O(l) → H2O(g) ∆Ho = +44 kJ

32. 7. Entalpi Pengatoman Standar/ Standard Enthalpy of Atomisation (∆Hato) adalah: Perubahanentalpipadapembentukan 1 mol atom-atom unsurdalamfase gas padakeadaanstandar(suhu25oC, dantekanan 1atm) misalnya: Padapembentukan 1 mol atom Karbondalamfase gas padakeadaanstandardiperlukankalorsebesar 718,4 kJ maka∆Hato = + 718 kJ/mol C (s) → C (g)∆Ho = + 718 kJ

33. 8. Entalpi Peleburan Standar/ Standard Enthalpy of Fusion(∆Hfuso) Adalah: Perubahanentalpipadapeleburan 1 molzatpadatmenjadizatcairsesuaititikleburnyapadakeadaanstandar(suhu25oC, dantekanan 1atm) Misalnya: Untukmelebur 1 mol air berwujudpadat (es) menjadicairdiperlukankalorsebesar 6,01 kJ Maka ∆HfusoH2O = +6,01 kJ/mol H2O(s) → H2O(l) ∆Ho = +6,01 kJ

34. Bersambung……..! • Sampaijumpapadapelajaranberikutnya.