Transcript TERMOKIMIA - addyrachmat

TERMOKIMIA
ALIRAN ENERGI DAN
PERUBAHAN KIMIA
Bentuk-bentuk Energi dan
Perubahannya



Semua perubahan materi apakah secara
fisika atau kimia selalu disertai dengan
perubahan isi energi materi tsb
Kayu terbakar, kilat menyambar, air
mendidih, es mencair, dll.
Secara umum energi terbagi 2: (i) Energi
Potensial  energi akibat posisinya dan (ii)
Energi Kinetik  energi akibat
pergerakannya
Sistem dan Lingkungan

Agar bisa berdiskusi
harus punya topik, agar
bisa observasi dan
mengukur energi harus
punya sistem (bagian
alam semesta yang
perubahannya diamati)
dan selain itu adalah
lingkungan
Aliran Energi dari dan ke
Sistem



Tiap partikel memiliki energi potensial dan
kinetik, jumlah keduanya disebut energi
dalam, E (kadang disimbolkan U)
Saat sistem kimia berubah dari reaktan
membentuk produk, energi dalam sistem
berubah
∆E = Eakhir – Eawal = Eproduk – E reaktan
Perubahan energi sistem selalu disertai
perubahan berlawanan pada energi
lingkungan



Sistem reaksi kimia dapat berubah energi
dalamnya dengan 2 cara:
Energi hilang ke lingkungan Eakhir < Eawal
Energi diperoleh dari lingkungan Eakhir > Eawal
Kalor dan Kerja




Transfer energi dari dan ke sistem dapat berupa 2
bentuk:
Kalor (energi termal, q) energi yang ditransfer antara
sistem dan lingkungan sebagai akibat perbedaan
temperatur
Kerja (w) energi yang ditransfer ketika suatu objek
bergerak akibat gaya. Bentuk energi ini bisa berupa
energi mekanik, listrik dll.
Perubahan total energi dalam menjadi
∆E = q + w
Transfer Energi sebagai Kalor
saja

Nilai q dan w bisa positif atau negatif tergantung dari perubahan
yang dialami sistem (tandanya ditinjau dari sudut sistem)
Transfer Energi sebagai Kerja
saja
Zn (s) + 2HCl(aq)  H2(g) + ZnCl2(aq)
Hukum Konservasi Energi



Saat Sistem memperoleh energi, lingkungan
menyediakannya dan saat sistem melepas energi
lingkungan menyerapnya
Energi dapat berubah bentuk (q atau w) saat
transfer terjadi, tetapi energi tidak dapat musnah
atau diciptakan
Hukum Kekekalan Energi: Energi total alam
semesta adalah konstan (alam semesta = sistem +
lingkungan)
∆Ealam semesta = ∆Esistem + ∆Elingkungan = 0
Contoh Soal

Saat bensin dibakar dalam mesin mobil,
panas yang dilepaskan menyebabkan gas
CO2 dan H2O yang dihasilkan mengembang
dan mendorong piston keluar. Kelebihan
panas didinginkan oleh radiator, jika gas yang
mengembang menghasilkan kerja
mendorong piston 451 J dan melepas kalor
kelingkungan sebesar 325 J, berapa
perubahan energi dalam sistem (dalam kJ
dan kkal)
Fungsi Keadaan dan Perubahan
Energi Tak Tergantung Jalan
Enthalpi: Kalor Reaksi dan
Perubahan Kimia




Sebagian besar perubahan fisika dan kimia
berlangsung pada tekanan atmosfir (jika
berlangsung di udara terbuka)
Perubahan energi pada tekanan tetap disebut
dengan enthalpi.
Untuk menentukan ∆E kita harus menentukan kalor
(q) dan kerja (w)
Dua bentuk kerja yang penting yaitu : (i) kerja listrik,
kerja akibat partikel bermuatan yang bergerak dan
(ii) kerja PV, yaitu kerja akibat gas yang
mengembang (w = -P∆V)
Kerja TekananVolume (PV)
Interpretasi Enthalpi


Untuk reaksi yang terjadi pada tekanan konstan,
enthalpi membuat kita tidak perlu menghitung kerja
PV
H = E + PV
∆H = ∆E + P∆V
∆E = q + w = q + (-P∆V) = q - P∆V
q pada tekanan konstan  qP
Sehingga qP = ∆E + P∆V = ∆H
Perubahan enthalpi sama dengan perubahan kalor
pada tekanan konstan
Antara ∆E dan ∆H



Dengan mengetahui enthalpi, kita bisa mengetahui
perubahan energinya, ini disebabkan kerja PV
sedikit sekali terlibat dalam reaksi kimia, berikut 3
contoh kasus:
Reaksi yang tidak melibatkan gas (rx presipitasi,
asam-basa, redoks)
2KOH(aq) + H2SO4(aq)  K2SO4(aq) + 2H2O(l)
Karena liquid dan solid sedikit sekali mengalami
perubahan volume ∆V ≈ 0 sehingga P∆V ≈ 0 dan
∆H = ∆E
Antara ∆E dan ∆H



Kasus ke-2, reaksi dimana jumlah (mol) gas tidak
berubah, saat total gas reaktan sama dengan total
gas produk maka ∆V = 0 dan P∆V = 0 sehingga ∆H
= ∆E
N2(g) + O2(g)  2NO(g)
Kasus ke-3, reaksi dimana jumlah (mol) gas
berubah, tetapi biasanya qP jauh lebih besar dari
P∆V mis: 2H2(g) + O2(g)  2H2O(g). Pada reaksi ini
∆H = -483,6 kJ dan P∆V = -2,5 kJ
sehingga ∆E = -483,6 kJ - (-2,5)kJ = -481,1 kJ
Sebagian besar ∆E terjadi sebagai perubahan kalor
sehingga ∆H ≈ ∆E. Dan untuk kebanyakan reaksi
∆H sama atau hampir mendekati ∆E
Reaksi Eksotermik dan
Endotermik

Karena E, P dan V fungsi keadaan maka H juga
adalah fungsi keadaan. Perubahan enthalpi reaksi
atau kalor reaksi ∆Hrx selalu merujuk pada
∆Hrx = Hakhir – Hawal = Hproduk – Hreaktan
Beberapa Tipe Perubahan Enthalpi
yang Penting




Kalor Pembakaran (ΔHcomb) saat 1 mol zat bereaksi
dengan O2 dalam reaksi pembakaran:
C4H10(l) + 13/2 O2(g)  4CO2(g) + 5H2O(l) ΔH = ΔHcomb
Kalor Pembentukan (ΔHf) saat 1 mol senyawa terbentuk
dari unsur-unsurnya:
K(s) + ½ Br2(l)  KBr(s) ΔH = ΔHf
Kalor pelelehan (ΔHfus) saat 1 mol senyawa
meleleh/mencair
NaCl(s)  NaCl(l)
Kalor Penguapan (ΔHvap) saat 1 mol senyawa menguap
C6H6(l)  C6H6(g)
Perubahan Kekuatan Ikatan,
Asal Mula Kalor Reaksi


Ketika 2 g H2 (1 mol) dan 38 g F2 (1 mol)
bereaksi pada 298 K (25oC), 40 g HF (2 mol)
terbentuk dan kalor sebesar 546 kJ dilepas
H2(g) + F2(g)  2HF(g) + 546 kJ
Timbul pertanyaan, Dari mana Kalor ini??
Ditinjau dari jumlah (mol) gas tidak ada
perubahan.
Kontribusi Kinetik dan
Potensial
Kontribusi Kinetik dan
Potensial



3 Kontribusi E.Kinetik pertama berbanding lurus
dengan temperatur absolut, konstan pada 298 K,
sehingga E.Kinetik ini tidak berubah. Gerak elektron
tidak terpengaruh oleh reaksi sehingga E tidak
berubah
Kontribusi E.Potensial atom dan inti tidak berubah
karena atom yang terlibat masih sama. E.Potensial
vibrasi sedikit berubah. Kontribusi yang
berpengaruh besar pada E.Potensial adalah Ep
ikatan
Energi yang dilepaskan saat reaksi adalah akibat
perbedaan kekuatan ikatan reaktan dan ikatan
produk
∆H dan Kekuatan Ikatan
H2(g) + F2(g)
Enthalpi, H
Weaker bonds
∆Hrx = – 546 kJ
2HF(g)
Stronger bonds
Pemutusan dan Pembentukan
Ikatan Kimia



Kita bisa beranggapan bahwa saat ikatan reaktan
menyerap energi ia akan terputus dan saat ikatan
produk melepas energi ketika terbentuk
Saat 1 mol H – H dan 1 mol F – F putus, mereka
menyerap energi, namun saat 2 mol H – F terbentuk
ia akan melepas panas jauh lebih besar dibanding
yang diabsorb oleh reaktan sehingga net reaksi
melepas kalor.
Ikatan yang lemah lebih mudah putus dibanding
ikatan kuat karena memiliki energi lebih tinggi
(kurang stabil, lebih reaktif)
Ikatan dalam Fuel dan Food
Zat
Lemak
Minyak sayur
Margarine
Butter
Karbohidrat
Gula makan (sukrosa)
Beras
Sirup Maple
∆Hcomb (kJ/g)
37,0
30,1
30,0
16,2
14,9
10,4
Kalorimetri:
Kapasitas Panas Spesifik




Saat zat menyerap kalor, ia akan semakin panas, kalor yang
diserap (q) berbanding lurus dengan perubahan temperatur
q ∞ ∆T atau q = konstanta x ∆T atau
(q/∆T) = konstanta
Setiap zat memiliki kapasitas menyerap panas masingmasing (kapasitas panas) jumlah kalor yang diperlukan
merubah temperatur sebesar 1 K
Kapasitas Panas = (q/∆T) (dalam J/K)
Kapasitas panas spesifik (c) adalah jumlah kalor untuk
mengubah suhu 1 gram zat sebesar 1 K
Kapasitas panas spesifik (c) = q/(massa x ∆T) J/g.K
Jika c zat diketahui maka massa dan perubahan temperatur
dapat ditentukan dan kalor yang dilepas/serap bisa dihitung
q = c x massa x ∆T
Bayangkan Bumi tanpa Air!!
Soal Latihan


Suatu lapisan tembaga pada bagian bawah
wajan memiliki berat 125 g. Berapa panas
yang dibutuhkan untuk menaikkan
temperatur lapisan tembaga dari 25oC
menjadi 300oC? Kapasitas panas spesifik Cu
0,387 J/g.K
Hitung panas yang ditransfer saat 5,5 g paku
besi didinginkan dari 37 ke 25oC. Kapasitas
panas spesifik besi 0,450 J/g.K
Kalorimetri
Soal Latihan


25,64 g sampel padatan dipanaskan dalam tabung
test hingga 100oC dan dimasukkan secara hati-hati
kedalam kalorimeter coffee cup yang berisi 50 g air.
Suhu air meningkat dari 25,10 ke 28,49oC. Berapa
kapasitas panas spesifik padatan dengan asumsi
semua panas diserap oleh air. (c air 4,184 J/g.K)
Seorang praktikan membakar 0,8650 g grafit dalam
bom kalorimeter hingga terbentuk CO2 jika per mol
grafit melepaskan kalor 393,5 kJ dan suhu
meningkat sebesar 2,613 K, berapa kapasitas
panas kalorimeter tersebut?
Stoikiometri Persamaan
Termokimia


Persamaan Termokimia adalah persamaan reaksi
setimbang yang menyatakan juga kalor reaksi yang
terlibat
Nilai ∆Hrx yang tertulis merujuk pada perubahan
enthalpi untuk jumlah zat yang tertulis pada reaksi
dan memiliki 2 aspek





Tanda ∆H tergantung pada arah reaksi
Besar ∆H sebanding dengan jumlah zat dalam reaksi
2H2O(l)  2H2(g) + O2(g)
2H2(g) + O2(g)  2H2O(l)
H2(g) + ½ O2(g)  H2O(l)
∆Hrxn = 572 kJ
∆Hrxn = -572 kJ
∆Hrxn = -286 kJ
Soal Latihan

Sumber utama alumunium dunia adalah
bauxite. Dekomposisi termalnya dituliskan
Al2O3(s)  2Al(s) + 3/2 O2(g) ∆Hrxn = 1676 kJ
Jika alumunium dihasilkan dengan cara ini,
berapa gram alumunium terbentuk ketika
diberikan panas sebesar 1,000 x 103 kJ?
Hukum Hess: Penjumlahan
Kalor
Tidak semua reaksi dapat perform didalam
eksperimen
 Berdasarkan sifat fungsi keadaan enthalpi Hess
menyimpulkan bahwa perubahan enthalpi proses
overall adalah jumlah perubahan enthalpi tahap
masing-masing
Pers 1: S(s) + O2(g)  SO2(g)
∆H1 = -296,8 kJ
Pers 2: 2SO2(g) + O2(g)  2SO3(g) ∆H2 = -198,4 kJ
Pers 3: S(s) + 3/2 O2(g)  SO3(g)
∆H3 = ?

Soal Latihan



Nitrogen oksida dapat bereaksi dalam
berbagai jenis. Hitung persamaan overall
untuk: 2NO2(g) + ½ O2(g)  N2O5(s) dari
informasi reaksi berikut ini:
N2O5(s)  2NO(g) + 3/2 O2(g) ∆H = 223,7 kJ
NO(g) + ½ O2(g)  NO2(g)
∆H = -57,1 kJ
Kalor Reaksi Standar (∆Horx)



Untuk gas keadaan standar pada 1 atm
Untuk zat larutan aqueous (ion) keadaan
standar adalah pada konsentrasi 1 M (larutan
1 mol/L)
Untuk zat murni (unsur atau senyawa)
keadaan standar biasanya bentuk yang
paling stabil pada 1 atm dan suhu 25oC
Kalor Pembentukan Standar
(∆Hof)




Pada persamaan pembentukan senyawa, 1 mol
senyawa terbentuk dari unsur-unsurnya sembari
melepas/menyerap kalor pembentukan standar
Kalor pembentukan metana (CH4)
C(grafit) + 2H2(g)  CH4(g)
∆Hof = -74,9 kJ
Unsur pada keadaan standarnya diberi nilai
∆Hof = 0
Sebagian besar senyawa memiliki nilai ∆Hof
negatif mengindikasikan bentuk senyawa lebih
stabil dibanding bentuk unsur-unsurnya
Penentuan Kalor reaksi standar
dari kalor pembentukan standar
∆Horx = Σm∆Hof (produk) - Σn∆Hof (reaktan)
Dekom
posisi
Reaktan
-∆Hof
∆Hof
Pembentukan
Enthalpi, H
Unsur
∆Horx
Produk