Transcript TERMOKIMIA - WordPress.com

TERMOKIMIA
1.
2.
3.
4.
Asas kekekalan energi
Entalpi molar
Penentuan entalpi reaksi
Energi bahan bakar
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)
SISTEM DAN LINGKUNGAN




Sistem
: reaksi/ proses yang menjadi pusat
perhatian
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.
1. Sistem terbuka : terjadi perpindahan materi
dan energi.
2. Sistem tertutup : hanya perpindahan energi.
3. Sistem terisolasi : tidak ada perpindahan
materi maupun energi.
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 = +.
KALOR (Q)
Kalor adalah energi yang berpindah
dari sitem ke lingkungan atau
sebaliknya karena perbedaan suhu.
o Kalor dinyatakan dalam kalori (kal)
atau joule (J)
1 kal
= 4,184 J
 Mengukur jumlah kalor :
q = m × c × ΔT
q = C × ΔT
o
HUKUM I TERMODINAMIKA
 Energi
dapat diubah tetapi tidak
dapat dimusnahkan atau diciptakan.
ΔE = q + w
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
REAKSI EKSOTERM
 Reaksi
eksoterm adalah reaksi yang
membebaskan kalor (∆H < 0 )
kalor
H
R
SISTEM
Lingkungan
∆H = HP – HR < 0
P
CIRI-CIRI REAKSI EKSOTERM
 Entalpi
 ∆H
produk < entalpi reaktan
<0
 Sistem melepaskan kalor
 Berlangsung pada suhu rendah
 Melepas kalor  menghasilkan
kalor  suhu lingkungan
meningkat.
REAKSI ENDOTERM
 Reaksi
endoterm adalah reaksi yang menyerap
kalor (∆H > 0 )
kalor
H
P
SISTEM
∆
Lingkungan
H = HP – HR > 0
R
CIRI-CIRI REAKSI ENDOTERM
 Entalpi
 ∆H
produk > entalpi reaktan
>0
 Sistem menerima kalor.
 Berlangsung pada suhu tinggi.
 Menerima kalor  membutuhkan
kalor  suhunya lingkungan
menurun.
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
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
STANDAR ENTHALPY OF
FORMATION (∆HFO )
 Perubahan
entalpi pada pembentukan 1 mol
zat langsung dari unsur-unsurnya diukur
pada keadaan standar.
 Contoh : ∆Hf o H2O (l) = – 286 kJ/mol
Persamaan termokimia:
H2(g) + ½ O2(g)  H2O(l) ∆Hfo = –286 kJ/mol
 Contoh: ∆Hf o C2H5OH(l) = – 278 kJ/mol
Persamaan termokimia :
2C(s) + 3H2(g) + ½ O2(g)  C2H5OH(l)
∆Hf o = – 278 kJ/mol
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
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
3.PENENTUAN ENTALPI REAKSI
 Kalorimetri
 Hukum
Hess
 Berdasarkan tabel entalpi
pembentukan (hal 253)
 Berdasarkan data energi ikatan (hal
116 / 255)
1. KALORIMETRI
 Menggunakan
 Rumus
:
alat kalorimeter ( sistem terisolasi)
q lar = m x c x ∆T
q kal = C x ∆T
dimana : q = jumlah kalor (J)
m = massa larutan (gram)
c = kalor jenis larutan (J/g/K)
C= Kapasitas kalor kalorimeter(J/K)
∆T= perubahan suhu (oC atau K)
q reaksi = - (q larutan + q kalorimeter)
Pada tekanan tetap
∆H = q reaksi
GAMBAR ALAT KALORIMETER
A.
KALORIMETRI
Contoh soal:
1.
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
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.
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
DIAGRAM SIKLUS
DIAGRAM TINGKAT ENERGI
B.
HUKUM HESS
Contoh soal:
Diketahui :
(1)
H2(g) + F2(g)  2HF(g) ∆H = - 537 kJ
(2)
C(s) + 2F2(g)  CF4(g) ∆H = - 680 kJ
(3)
2C(s) + 2H2(g)  C2H4(g) ∆H = + 52,3 kJ
Tentukanlah entalpi reaksi :
C2H4(g) + 6F2(g)  2CF4(g) + 4 HF(g) ∆H = .....
C. PENENTUAN KALOR REAKSI
BERDASARKAN TABEL ENTALPI
PEMBENTUKAN

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
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)
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
PROSES GASIFIKASI BATU BARA
BERBAGAI JENIS BAHAN BAKAR