DEDE TRIE KURNIAWAN S.Si

Presentasi berjudul: "DEDE TRIE KURNIAWAN S.Si"— Transcript presentasi:

1 DEDE TRIE KURNIAWAN S.Si
TERMODINAMIKA KIMIA DEDE TRIE KURNIAWAN S.Si

2 Proses Alam Secara Termodinamik
ENERGI SANGAT DIBUTUHKAN DALAM KEHIDUPAN MANUSIA, BAYANGKAN MANUSIA HIDUP TANPA SUMBER ENERGI.! SUMBER ENEGERGI SEMAKIN TERBATAS, MAKA PERLU DI CARI SUMBER ENERGI YANG BARU PERLU PENGEMBANGAN DAN PENELITIAN DALAM SUMBER ENERGI DARI BERBAGAI MASALAH ENERGI INI DEPERLUKAN PEMAHAMAN AKAN KONSEP DASAR TERMODINAMIKA YANG MENGKAJI HUBUNGAN KALOR DENGAN ENERGI.

3 PENDAHULUAN TERMODINAMIKA DALAM ARTI LUAS PENGKAJIAN HUBUNGAN KUANTITATIF ANTARA KALOR DAN BENTUK LAIN ENERGI. TERMOKIMIA ADALAH ILMU YANG MEMPELAJARI PERUBAHAN ENERGI (PANAS) YANG MENYERTAI REAKSI – REAKSI KIMIA YANG DINYATAKAN DALAM PERUBAHAN ENTALPI (ΔH)

4 Termodinamika PERUBAHAN ENERGI DALAM REAKSI KIMIA
energi total sistem (  Energi kinetik + Energi potensial ) Yang dapat ditentukan adalah perubahan energinya ΔE = E akhir - E awal ΔE = E produk - E reaktan 2 kemungkinan : E produk > E reaktan, maka E + (Endoterm) E produk < E reaktan, maka E – (Eksoterm) 2

5 ENTALPIENTHALPEIN(YUNANI) MENGHANGATKAN PERUBAHAN KALOR SELAMA PROSES SUATU PROSES YANG DILAKUKAN PADA SUATU TEKANAN KONSTAN REAKSI ENDOTERM(ΔH=+) REAKSI YANG MEMERLUKAN ATAU MENYERAP PANAS/ENERGI DARI LINGKUNGAN KE SISTEM. RAKSI EKSOTERM (ΔH=-) REAKSI YANG MENGHASILKAN ATAU MELEPASKAN PANAS/ENERGI DARI SISTEM KE LINGKUNGAN .

6 JENIS – JENIS PERUBAHAN ENTALPI
(ΔH) PEMBENTUKAN MENYATAKAN PERUBAHAN ENTALPI PADA PEMBENTUKAN 1 MOL SENYAWA DARI UNSUR – UNSURNYA, PADA KEADAAN STANDAR (1 ATM 250C) CONTOH REAKSI : Pb(s) + S(s) + 2 O2(g)  PbSO4(s) ΔH = -920,1 kJ reaksi pembentukan 1 mol PbSO4(s) yang berasal dari unsur – unsurnya menghasilkan energi sebesar = 920,1 kJ

7 (ΔH)PENGURAIAN Menyatakan perubahan entalpi pada penguraian 1 mol senyawa menjadi unsur – unsurnya, pada keadaan standar (1 atm 250C).contoh : Na2CO3(s)  2 Na(s) + C(s) + (3/2) O2 (g) ΔH = kJ Artinya energi sebesar 1137 kJ diterima sistem dari lingkungan untuk menguraikan 1 mol senyawa Na2CO3(s) dari unsur – unsur penyusunnya

8 (ΔH) PENETRALAN Menyatakan perubahan energi dari reaksi penetralan 1 mol asam oleh 1 mol basa atau sebaliknya, pada keadaan standar (1 atm 250C).conoth reaksi : HCl(aq) + NaOH(Aq)  NaCl(aq) + H2O(l) ΔH = -54,6 kJ energi sebesar 54,6 kJ dilepaskan dari sistem ke lingkungan karena reaksi 1 mol HCL dan 1 mol NaOH

9 (ΔH)PEMBAKARAN C2H6 + (7/2) O2  2 CO2 + 3 H2O ΔH = -1.560 kJ
Menyatakan perubahan energi dari reaksi pembakaran 1 mol unsur atau 1 mol senyawa oleh oksigen pada keadaan standar (1 atm 25 0C).contoh : C(s)+O2(g)  CO2(g) ΔH = -393,5 kJ C2H6 + (7/2) O2  2 CO2 + 3 H2O ΔH = kJ

10 Contoh (ΔH) Pembentukan 1 mol HBr berasal dari reaksi 1 mol H2(s) dan 1 mol Br2(g), Jika diketahui H2(g) + Br2(g)  2 HBr(g) ΔH = -72kJ untuk dapat menguraikan 11,2 dm3 (pada STP) gas HBr menjadi H2 dan gas Br2 diperlukan kalor sebanyak……. Tentukan kalor reaksi dari pembakaran 2,2 g C3H8 seperti pada reaksi berikut : C3H8 + 5 O2  3 CO2 + 4 H2O ; ΔH = -2220kJ Diketahui ΔH pembentukan NH3(g) sama dengan -46 kJ mol-1 untu reaksi : 2 NH3(g)  N2(g) + 3 H2(g) ΔH adalah…

11 Hukum Hess Harga ΔH reaksi hanya di tentukan dari keadaan akhir dan awal, tidak tergantung dari jalannya / tahapan suatu reaksi.

12 Data perubahan entalpi pembentukan
Perubahan entalpi suatu reaksi dapat ditentukan dari jumlah perubahan entalpi pembentukan produk (hasil) dikurangi dengan jumlah entalpi pembentukan reaktan (awal) reaksi : ΔHf = (Σ ΔHf produk - ΔHf reaktan )

13 Contoh Hukum hess CO2 = -393,5 kj NH3 = -46,19 kj CO(NH2)2 = -319,2 kj
Jika diketahui entalpi pembentukan ΔHf C2H2 = +52 kJ mol-1, ΔHf CO2 = -393 kJ mol-1, ΔHf H2O = -283 kJ mol-1, energi yang dihasilkan dari reaksi pembakaran gas C2H2 adalah….. hitunglah energi yang dihasilkan antara carbon monoksiada dan hidrogen untuk menghasilkan metil alcohol (CH3OH).jika diktahui ΔHf CO = -110,5 kJ mol-1, ΔHf H2 = 0 kJ mol-1, dan ΔHf CH3OH = -23,90 kJ mol-1, ! Hitung besar energi dari reaksi berikut Jika dikethui H0f CO2 = -393,5 kj NH3 = -46,19 kj CO(NH2)2 = -319,2 kj H2O = -285,9 kj

14 Data energi ikatan rata – rata
Perubahan energi reaksi dapat ditentukan dari jumlah enegi ikatan rata – rata yang putus (AWAL) dikurangi dengan jumlah energi ikatan rata – rata yang dibentuk (AKHIR). ΔHf = (Σ EI Yang putus – EI yang dibentuk )

15 CONTOH JIKA DIKETAHUI ENERGI IKATAN RATA – RATA : C – H = 415 KJ MOL-1
C – C = 348 KJ MOL-1 C = O = 724 KJ MOL-1 H – H = 436 KJ MOL-1 C – O = 356 KJ MOL-1 O – H = 463 KJ MOL-1 PERUBAHAN ENTALPI REAKSI UNTUK REAKSI BERIKUT ADALAH ….. CH3COCH3 + H2  CH3-CHOH-CH3.