ALIRAN ENERGI DAN PERUBAHAN KIMIA 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 Tekanan-Volume (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) Weaker bonds Enthalpi, H ∆Hrx = – 546 kJ Enthalpi, H 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 ∆Hcomb (kJ/g) Lemak Minyak sayur Margarine Butter 37,0 30,1 30,0 Karbohidrat Gula makan (sukrosa) Beras Sirup Maple 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 masing-masing (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) ∆Hrxn = 572 kJ 2H2(g) + O2(g)  2H2O(l) ∆Hrxn = -572 kJ H2(g) + ½ O2(g)  H2O(l) ∆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) Unsur Dekom posisi -∆Hof ∆Hof Reaktan Pembentukan Enthalpi, H ∆Horx Produk