TERMOKIMIA

1. TERMOKIMIA Asas kekekalan energi Entalpi molar Penentuan entalpi reaksi Energi bahan bakar

2. 1. Asas Kekekalan Energi • Asas kekekalan energi merupakan Hukum pertama Termodinamika • Energi tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan tetapi dapat diubah dari satu bentuk ke bentuk lain • Contoh : kalor pembakaran kayu/ minyak tanah/ elpiji kalor reaksi zat-zat kimia (nuklir)

3. Sistem dan Lingkungan • Sistem: reaksi/ proses yang menjadipusatperhatian • Lingkungan : segala sesuatu di luar sistem • Interaksi antara sistem dan lingkungan dapat berupa perpindahan materi dan/ atau perpindahan energi • Interaksi antara sistem dan lingkungan ada 3 jenis. • Sistem terbuka : terjadi perpindahan materi dan energi. • Sistem tertutup : hanya perpindahan energi. • Sistem terisolasi: tidak ada perpindahan materi maupun energi.

4. Kalor (q) dan Kerja (w) • Perpindahan energi dapat berupa kalor dan kerja. • Jika sistem menerima kalor q = +, melepas q = -. • Jika sistem melakukan kerja w = -, menerima kerja w = +.

5. Kalor (q) • Kalor adalah energi yang berpindah dari sitem ke lingkungan atau sebaliknya karena perbedaan suhu. • Kalor dinyatakan dalam kalori (kal) atau joule (J) 1 kal = 4,184 J • Mengukur jumlah kalor : q = m × c × ΔT q = C × ΔT

6. Hukum I Termodinamika • Energi dapat diubah tetapi tidak dapat dimusnahkan atau diciptakan. ΔE = q + w

7. Kalor Reaksi : ΔE dan ΔH • Jika reaksi berlangsung pada sistem tertutup dengan volume tetap, maka ΔV = 0  w = 0, maka : ΔE = qv, dimana w = P. ΔV • Jika reaksi berlangsung pada sistem terbuka, dengan tekanan tetap (qp), maka : ΔE = qp + w atau qp = ΔE – w • Kalor reaksi pada tekanan tetap  H (entalpi) ΔH = qreaksi ΔH = Hp - Hr

8. Reaksi eksoterm • Reaksi eksoterm adalah reaksi yang membebaskan kalor (∆H < 0 ) kalor ∆H = HP – HR < 0 Lingkungan H R SISTEM P

9. Ciri-Ciri Reaksi Eksoterm • Entalpi produk < entalpi reaktan • ∆H < 0 • Sistem melepaskan kalor • Berlangsung pada suhu rendah • Melepas kalor  menghasilkan kalor  suhu lingkungan meningkat.

10. Reaksi Endoterm • Reaksi endoterm adalah reaksi yang menyerap kalor (∆H > 0 ) kalor ∆H = HP – HR > 0 Lingkungan H P SISTEM R

11. Ciri-Ciri Reaksi Endoterm • Entalpi produk > entalpi reaktan • ∆H > 0 • Sistem menerima kalor. • Berlangsung pada suhu tinggi. • Menerima kalor  membutuhkan kalor  suhunya lingkungan menurun.

13. Persamaan Termokimia • Persamaan reaksi yang mengikut sertakan perubahan entalpi. • Nilai ΔH yang dituliskan pada persamaan termokimia disesuaikan dengan stoikiometri reaksi  jumlah mol = koefisien reaksi. • Wujud zat yang terlibat dalam reaksi harus dinyatakan. Ex : H2(g) + ½ O2(g)  H2O(l)ΔH = -286 kJ 2H2(g) + O2(g)  2H2O(l)ΔH = -572 kJ

14. 2.Entalpi Molar • Perubahan entalpi standar (∆Ho) Pengukuran ∆H pada suhu 25 oC dan tekanan 1 atm; satuan ∆Ho = kJ ; satuan ∆Ho molar = kJ/mol • Perubahan entalpi pembentukan standar (∆Hfo) / Standard Enthalpy of Formation • Perubahan entalpi penguraian standar (∆Hdo) / Standard Enthalpy of Dissociation • Perubahan entalpi pembakaran standar (∆Hco) / Standard Enthalpy of Combustion

15. StandarEnthalpy of Formation (∆Hfo ) • Perubahan entalpi pada pembentukan 1 mol zat langsung dari unsur-unsurnya diukur pada keadaan standar. • Contoh : ∆Hfo H2O (l) = – 286 kJ/mol Persamaan termokimia: H2(g) + ½ O2(g)  H2O(l) ∆Hfo= –286 kJ/mol • Contoh: ∆Hfo C2H5OH(l) = – 278 kJ/mol Persamaan termokimia : 2C(s) + 3H2(g) + ½ O2(g)  C2H5OH(l) ∆Hfo = – 278 kJ/mol

16. Standard Enthalpy of Dissociation(∆Hdo) • Perubahan entalpi pada penguraian 1 mol zat menjadi unsur-unsurnya diukur pada keadaan standar. • Contoh : ∆Hdo H2O (l) = + 286 kJ/mol Persamaan termokimia : H2O(l)  H2(g) + ½ O2(g)∆Hdo= +286 kJ/mol • Contoh : ∆Hdo NaOH(l) = + 426 kJ/mol Persamaan termokimia : NaOH(l) Na(s) + ½ O2(g) + ½ H2(g) ∆Hdo = +426 kJ/mol

17. Standard Enthalpy of Combustion(∆Hco) • Perubahan entalpi pada pembakaran 1 mol zat (unsur / senyawa) diukur pada keadaan standar • Contoh : ∆Hco C(s) = – 394 kJ/mol Persamaan termokimia : C(s) + O2(g)  CO2(g) ∆Hco = – 394 kJ/mol • ∆Hco C2H2(g) = – 1300 kJ/mol Persamaan termokimia : 2C2H2 (g) +5O2(g)  4CO2(g) + 2H2O(l) ∆Hc = – 2600 kJ

18. 3.Penentuan entalpi reaksi • Kalorimetri • Hukum Hess • Berdasarkan tabel entalpi pembentukan (hal 253) • Berdasarkan data energi ikatan (hal 116 / 255)

19. 1. KALORIMETRI • Menggunakan alat kalorimeter ( sistem terisolasi) • Rumus : dimana : q = jumlah kalor (J) m = massa larutan (gram) c = kalor jenislarutan (J/g/K) C= Kapasitas kalor kalorimeter(J/K) ∆T= perubahansuhu (oCatau K) q reaksi = - (q larutan + q kalorimeter) Pada tekanan tetap q lar = m x c x ∆T q kal = C x ∆T ∆H = q reaksi

20. Gambar alat kalorimeter

21. a. KALORIMETRI Contoh soal: • 7,5 gram kristal LiOH ditambahkan ke dalam kalorimeter yang berisi 120 gram air. Setelah kristal larut, ternyata suhu kalorimeter beserta isinya naik dari 23,25 oC menjadi 34,9 oC. Tentukan entalpi pelarutan LiOH dalam air. LiOH(s)  Li +(aq) + OH- (aq) ∆H = ..... kalor jenis larutan = 4,2 J/g/oC ; kapasitas kalor kalorimeter = 11,7 J/oC

22. a. KALORIMETRI 2. Sebanyak 50 ml larutan HCl 1M bersuhu 27 oC dicampur dengan 50 ml larutan NaOH 1M bersuhu 27 oC dalam suatu kalorimeter. Ternyata suhu campuran naik sampai 33,5 oC. Jika kalor jenis larutan = kalor jenis air. Tentukanlah perubahan entalpi reaksi penetralan.

23. b. HUKUM HESS (hukum penjumlahan kalor) • Kalor reaksi hanya bergantung pada keadaan awal dan keadaan akhir, tidak pada lintasan. • Hukum Hess dapat dinyatakan dalam bentuk diagram siklus atau diagram tingkat energi. • Contoh: C(s) + O2(g)  CO2(g) ∆H = - 394 kJ • Tahap 1: C(s) + ½ O2(g)  CO(g) ∆H = - 111 kJ Tahap 2: CO(g) + ½ O2(g)  CO2(g) ∆H = -283 kJ+ C(s) + O2(g)  CO2(g) ∆H = -394 kJ

24. Diagram siklus

25. Diagram tingkat energi

26. b. HUKUM HESS Contoh soal: Diketahui : • H2(g) + F2(g)  2HF(g) ∆H = - 537 kJ • C(s) + 2F2(g)  CF4(g) ∆H = - 680 kJ • 2C(s) + 2H2(g)  C2H4(g) ∆H = + 52,3 kJ Tentukanlah entalpi reaksi : C2H4(g) + 6F2(g)  2CF4(g) + 4 HF(g) ∆H = .....

27. c. Penentuan kalor reaksi berdasarkan tabel entalpi pembentukan

28. d. Penentuan kalor reaksi berdasarkan energi ikatan • Energi ikatan : energi yang diperlukan untuk memutuskan 1 mol ikatan dari suatu molekul dalam wujud gas. • Satuan : kJ/mol dengan lambang D • Contoh : Energi ikatan H-H (DH-H) = 436 kJ/mol. Persamaan termokimianya : H2(g)  2H(g) ∆H = 436 kJ/mol • Energi ikatan rata-rata digunakan untuk molekul biner yang terdiri dari lebih dari dua atom. • Contoh : Untuk memutuskan ikatan dalam CH4 diperlukan 1.664 kJ, maka energi ikatan rata-rata C-H dalam CH4 adalah : 1.664 : 4 = 416 kJ/mol

29. d. Penentuan kalor reaksi berdasarkan energi ikatan • ∆H reaksi = Ʃ energi ikatan pereaksi – Ʃ energi ikatan produk • Contoh soal : Dengan menggunakan data energi ikatan ; 1. Hitunglah perubahan entalpi pembentukan 16,2 gram HBr(l) 2. Tentukan energi yang dibebaskan pada pembakaran 4 gram gas metana 3. Hitunglah perubahan entalpi reaksi adisi gas etena dengan HCl (g)

30. 4.Energi bahan bakar • Bahan bakar utama : bahan bakar fosil yaitu: a. gas alam: metana, etana, propana, butana (ditambah merkaptan) b. minyak bumi: LPG, bensin, minyak tanah, kerosin, solar c. batu bara: bahan bakar padat terdiri atas hidrokarbon suku tinggi • Bahan bakar lain: a. gas sintetis dibuat dari gasifikasi batu bara b. Hidrogen dibuat dari air melalui reaksi endoterm

31. Proses gasifikasi batu bara

32. Berbagai jenis bahan bakar