Transcript Termokimia

TERMOKIMIA
Dan PENGANTAR TERMODINAMIKA
Termokimia adalah ilmu yang mempelajari perubahan kalor
yang menyertai reaksi kimia.
Sistem adalah bagian tertentu dr alam yg menjadi perhatian
kita.
LINGKUNGAN
SISTEM
SISTEM
tertutup
energi
terisolasi
tdk terjadi apa2
SISTEM
terbuka
Perpindahan: massa & energi
6.2
Proses eksotermik adalah setiap proses yang melepaskan
kalor (yaitu, perpindahan energi termal ke lingkungan).
2H2 (g) + O2 (g)
H2O (g)
2H2O (l) + energi
H2O (l) + energi
Proses endotermik adalah setiap proses dimana kalor harus
disalurkan ke sistem oleh lingkungan.
energi + 2HgO (s)
energi + H2O (s)
2Hg (l) + O2 (g)
H2O (l)
6.2
Eksotermik
Endotermik
6.2
Entalpi (H) biasanya digunakan untuk menghitung aliran kalor
ke dalam atau ke luar sistem dalam suatu proses yang terjadi
pada tekanan konstan.
DH = H (produk) – H (reaktan)
DH = kalor yg diberikan atau diterima selama rekasi pada tekanan konstan
Hproduk < Hreaktan
DH < 0
Hproduk > Hreaktan
DH > 0
6.4
Persamaan Termokimia
Apakah DH negatif atau positif?
Sistem menerima panas
Endotermik
DH > 0
6,01 kJ diterima untuk setiap 1 mol es yg meleleh
pada suhu 00C dan tekanan 1 atm.
H2O (s)
H2O (l)
DH = 6,01 kJ
6.4
Persamaan Termokimia
Apakah DH negatif atau positif?
Sistem melepas panas
Eksotermik
DH < 0
890,4 kJ dilepaskan untuk setiap pembakaran 1 mol
metana pada suhu 250C dan tekanan 1 atm.
CH4 (g) + 2O2 (g)
CO2 (g) + 2H2O (l) DH = -890,4 kJ
6.4
Persamaan Termokimia
•
Koefisien stoikiometri selalu menunjukkan jumlah mol zat
H2O (s)
•
DH = 6,01 kJ
Ketika kita membalik suatu persamaan, kita mengubah
peran reaktan dan produk, DH sama tetapi berubah tanda
H2O (l)
•
H2O (l)
H2O (s)
DH = -6,01 kJ
Jika kita mengalikan kedua ruas persamaan termokimia
dg suatu faktor n, maka DH jg harus berubah dg faktor yg
sama n.
2H2O (s)
2H2O (l)
DH = 2 x 6,01 = 12,0 kJ
6.4
Persamaan Termokimia
•
Kita harus selalu menuliskan wujud fisis semua reaktan
dan produk, karena akan membantu penentuan
perubahan entalpi yg sesungguhnya.
H2O (s)
H2O (l)
DH = 6.01 kJ
H2O (l)
H2O (g)
DH = 44.0 kJ
Berapa kalor dihasilkan jika 266 g fosfor putih (P4) dibakar
di udara?
P4 (s) + 5O2 (g)
P4O10 (s)
DH = -3.013 kJ
1 mol P4
3.013 kJ
= 6.470 kJ
266 g P4 x
x
1 mol P4
123,9 g P4
6.4
Kalor jenis suatu zat adalah jumlah kalor yang dibutuhkan
untuk menaikkan suhu 1 gram zat sebesar 1 derajat Celcius.
Kapasitas kalor suatu zat adalah jumlah kalor yang
dibutuhkan untuk menaikkan sejumlah zat sebesar 1 derajat
Celcius.
C = ms
Kalor (q) diterima atau dilepaskan:
q = msDt
q = CDt
Dt = tk. awal- tk. akhir
6.5
Berapa banyak kalor yang diberikan jika 869 g batang besi
didinginkan dari suhu 940C menjadi 50C?
s dr Fe = 0,444 J/g • 0C
Dt = tk. akhir– tk. awal = 50C – 940C = -890C
q = msDt = 869 g x 0,444 J/g • 0C x –890C = -34.000 J
6.5
Kalorimetri Volume-Konstan
qsistem = qair + qbom+ qreaksi
qsistem = 0
qreaksi = - (qair + qbom)
qair = msDt
qbom = CbomDt
Reaksi pd V konstan
DH = qreaksi
Tidak ada kalor yang diserap
atau dilepaskan!
DH ~ qreaksi
6.5
Kalorimetri Volume-Konstan
qsistem = qair + qkal + qreaksi
qsistem = 0
qreaksi = - (qair + qkal)
qair = msDt
qkal = CkalDt
Reaksi pada P Konstan
DH = qreaksi
Tidak ada kalor yang diserap
atau dilepaskan!
6.5
6.5
Kimia dalam Kehidupan:
Nilai Energi Makanan dan Zat Lainnya
C6H12O6 (s) + 6O2 (g)
6CO2 (g) + 6H2O (l) DH = -2.801 kJ/mol
1 kal = 4.184 J
1 Kal = 1.000 kal = 4.184 J
6.5
Karena tidak terdapat cara untuk mengukur nilai absolut
dari entalpi suatu zat, haruskah dilakukan pengukuran
pada perubahan entalpi dari setiap reaksi yg terjadi?
Titik rujukan “permukaan air laut” untuk semua ungkapan
entalpi disebutf entalpi pembentukan standar (DH0).
Entalpi Pembentukan Standar (DH0f) adalah perubahan
kalor yang dihasilkan ketika 1 mol suatu senyawa
dibentuk dari unsur-unsurnya pada tekanan 1 atm.
Entalpi pembentukan standar setiap unsur dalam
bentuknya yang paling stabil adalah nol.
DH0f (O2) = 0
DH0f (C, grafit) = 0
DH0f (O3) = 142 kJ/mol
DH0f (C, intann) = 1,90 kJ/mol
6.6
6.6
0
Entalpi perubahan standar (DHreaksi
) didefiniskan sebagai
entalpi reaksi yang berlangsung pada tekanan 1 atm.
aA + bB
cC + dD
DH0rxn = [ cDH0f (C) + dDH0f (D) ] - [ aDH0f (A) + bDH0f (B) ]
DH0rxn = S nDH0f (produk)
- S mDHf0 (reaktan)
Hukum Hess: bila reaktan diubah menjadi produk,
perubahan entalpinya adalah sama, terlepas apakah reaksi
berlangsung dalam satu tahap atau dalam beberapa tahap.
(Entaalpi adalah fungsi keadaan. Tidak peduli bagaimana
caranya, yg dilakukan adalah memulai dan mengakhirinya.)
6.6
Hitung entalpi pembentukan standar dari CS2 (l) dimana:
C(grafit) + O2 (g)
CO2 (g) DH0reaksi = -393,5 kJ
S(rombik) + O2 (g)
CS2(l) + 3O2 (g)
SO2 (g)
DH0reaksi = -296.1 kJ
CO2 (g) + 2SO2 (g)
0 = -1.072 kJ
DHrea
1. Tuliskan entalpi pembentukan standar untuk CS2
C(grafit) + 2S(rombik)
CS2 (l)
2. Tambahkan reaksi yg diberikan shg hasilnya merupakan
reaksi yg diharapkan.
C(grafit) + O2 (g)
CO2 (g) DH0reaksi = -393,5 kJ
0 = -296,1x2 kJ
2S(rombik) + 2O2 (g)
2SO2 (g) DHrea
+ CO2(g) + 2SO2 (g)
CS2 (l) + 3O2 (g)
0 = +1.072 kJ
DHrea
C(grafit) + 2S(rombik)
CS2 (l)
0 = -393,5 + (2x-296,1) + 1.072 = 86,3 kJ
DH
rea
6.6
Benzena (C6H6) terbakar diudara dan menghasilkan
karbon dioksida dan air cair. Berapakah panas yang
dilepaskan per mol oleh pembakaran benzana? Entalpi
pembentukan standar benzana adalah 49,04 kJ/mol.
2C6H6 (l) + 15O2 (g)
12CO2 (g) + 6H2O (l)
DH0rea = S nDH0f (produk)
- S mDHf0 (reaktan)
DH0rea = [ 12DH0f (CO2) + 6DH0f (H2O)] - [ 2DH0f (C6H6)]
DH0rea = [ 12x–393,5 + 6x–187.6 ] – [ 2x49,04 ] = -5.946 kJ
-5.946 kJ
= - 2.973 kJ/mol C6H6
2 mol
6.6
entalpi cairan (DHcairan) adalah panas yang dilepaskan atau
diterima ketika sejumlah cairan larut dalam sejumlah tertentu
zat pelarut.
DHcair = Hcair - Hkomponen
Zat manakah yang dapat
digunakan untuk mencairkan
es?
Zat manakah yang dapat
digunakan untuk pendingin?
6.7
Proses pencairan NaCl
DHcair = Tahap 1 + Tahap 2 = 788 – 784 = 4 kJ/mol
6.7
Pengantar Termodinamika
Fungsi keadaan merupakan sifat-sifat yang ditentukan oleh
keadaan sistem, terlepas dari keadaan tersebut dicapai.
energi , tekanan, volume, suhu
DE = Ek. akhir – Eik. awal
DP = Pk. akhir – Pk. awal
DV = Vk. akhir- Vk. awal
DT = Tk. akhir- Tk. awal
Energi potential gravitasi potensial
pendaki 1 dan pendaki 2 adalah sama,
tidak bergantung pada lintasan yang
dipilih.
6.3
Hukum termodinamika pertama – energi
dpt diubah dr satu bentuk ke bentuk yg lain,
tetapi tdk dpt diciptakan atau dimusnahkan.
DEsistem + DElingkungan = 0
or
DEsistem = -DElingkungan
C3H8 + 5O2
3CO2 + 4H2O
Reaksi kimia eksotermik!
Energi kimia yg hilang dr pembakaran = Energi yg diperoleh dari lingkungan
sistem
lingkungan
6.3
Bentuk Hukum Pertama untuk DEsistem
DE = q + w
DE perubahan energi dalam suatu sistem
q jumlah kalor yang dipertukarkan antar sistem dan lingkungan
w adalah kerja yang dilakukan pada (atau oleh) sistem tersebut
w = -PDV ketika gas memuai thd tekanan eksternal yg konstan
merupakan kerja yg dilakukan gas pd lingkungannya
6.3
Kerja yang Dilakukan pada Suatu Sistem
w = Fd
DV > 0
w = -P DV
-PDV < 0
F
P x V = 2 x d3 = Fd = w
d
wsis < 0
Kerja
bukan
merupakan
fungsi
keadaan!
Dw = wk. akhir- wk. awal
kondisi awal
Kondisi akhir
6.3
Suatu sampel gas nitrogen volumenya memuai dari 1,6 L
menjadi 5,4 L pada suhu yg konstan. Berapakah kerja
yang dilakukan dalam satuan joule jika gas memuai (a)
pada tabung dan (b) pada tekanan tetap 3,7 atm?
w = -P DV
(a)
DV = 5,4 L – 1,6 L = 3,8 L
P = 0 atm
W = -0 atm x 3,8 L = 0 L•atm = 0 joule
(b)
DV = 5,4 L – 1,6 L = 3,.8 L P = 3,7 atm
w = -3,7 atm x 3,8 L = -14,1 L•atm
w = -14,1 L•atm x
101,3 J = -1.430 J
1L•atm
6.3
Kimia dalam Kehidupan: Membuat Salju
DE = q + w
q=0
w < 0, DE < 0
DE = CDT
DT < 0, SALJU!
6.3
Entalpi Reaksi Kimia
DE = q + w
Pada tekanan konstan:
q = DH dan w = -PDV
DE = DH - PDV
DH = DE + PDV
6.4
Perbandingan DH dan DE
2Na (s) + 2H2O (l)
DE = DH - PDV
2NaOH (aq) + H2 (g) DH = -367,5 kJ/mol
At 25 0C, 1 mol H2 = 24,5 L pd 1 atm
PDV = 1 atm x 24,5 L = 2,5 kJ
DE = -367,5 kJ/mol – 2,5 kJ/mol = -370,0 kJ/mol
6.4