TERMODINAMIKA Termodinamika dalam arti luas adalah pengkajian hubungan kuantitatif antara kalor dan bentuk lain energi, seperti energi yang dikaitkan dengan gejala elektromagnet permukaan dan kimia Termodinamika kimia dapat didefinisikan sebagai cabang kimia yang menangani hubungan kalor, kerja dan bentuk lain energi, dengan kesetimbangan dalam reaksi kimia dan dalam perubahan keadaan

Dua metode termokimia eksperimen yang paling biasa disebut kalorimetri pembakaran dan kalorimetri reaksi Contoh : Kalor yang dibebaskan dalam reaksi antara aluminium yang dibubuk dan gas oksigen untuk membentuk aluminium oksida padat ditentukan dalam sebuah kalorimeter yang mirip dengan yang ditunjukkan dalam gambar 13-1. Andaikan pengukuran terdahulu menunjukkan bahwa bahan-bahan kalorimeter kecuali airnya, menyerap kalor sebanyak 62,8 J untuk tiap kenaikan temperatur 1˚C. Dengan 0,1 g Aluminium dan oksigen berlebih yang disumbat dalam bom itu serta 500 g air dalam kalorimeter, temperatur air dan isinya naik dari 20,58 ke 22,02 ˚C, setelah reaksi selesai. Hitunglah kalor yang dibebaskan per mol aluminium yang bereaksi.

Solusi : energi total yang dibebaskan bila 0,1 g aluminium bereaksi adalah : Untuk 1 mol aluminium yang bereaksi , = 837.000 J/mol Al = 837 kJ/mol Al

Persamaan termokimia Bila perubahan panas yang dikaitkan dengan suatu reaksi kimia dinyatakan dengan suatu reaksi, pernyataan lengkapnya dirujuk sebagai persamaan termokimia Reaksi eksoterm adalah reaksi yang membebaskan kalor Reaksi endoterm adalah reaksi yang menyerap kalor Perubahan kalor dalam suatu reaksi kimia disebut perubahan entalpi (ΔH) Perubahan entalpi merujuk ke perubahan kalor selama suatu proses yang dilakukan pada suatu tekanan konstan

Dengan menggunakan lambang Σ, yang berarti “jumlah semua” atau “penjumlahan dari”, para ahli kimia secara sembarang telah mendefinisikan perubahan entalpi, ΔH, dari suatu reaksi, sebagai : RUMUS : ΔH = Σ H Produk – Σ H pereaksi Bila entalpi pereaksi lebih besar daripada entalpi produk, reaksi itu adalah eksoterm, sebaliknya jika entalpi produk lebih besar daripada pereaksi, maka reaksi itu endoterm Jika suatu reaksi eksoterm, maka reaksi kebalikannya adalah endoterm. Kalor yang dibebaskan dalam suatu reaksi eksoterm sama besar dengan kalor yang diserap dalam reaksi endoterm kebalikannya

Untuk suatu cairan atau zat padat, keadaan standar adalah zat murni pada 1 atm; untuk suatu gas , adalah gas ideal hipotesis pada tekanan parsial 1 atm. Lambang ΔHr˚ merujuk ke ΔH untuk suatu reaksi dimana pereaksi dan produk berada dalam keadaan standar pada suatu temperatur rujukan yang ditetapkan. Harga-harga ΔHr˚ adalah untuk reaksi berimbang yang ditulis, dengan mengandaikan terlibatnya kuantitas-kuantitas molar. Harga-harga ΔHr˚ adalah untuk reaksi yang berimbang yang ditulis, dengan mengandaikan terlibatnya kuantitas-kuantitas molar. Misalnya, dalam reaksi berikut (pada 25˚C)

H2(g) + ½ O2(g)  H2O(l) ΔHr˚ = -285.83 kJ Harga ΔHr˚ adalah per mol pereaksi H2(g) atau per pereaksi ½ mol O2(g) atau per 1 mol produk H2O(l) Hukum Hess (G.H. Hess – 1840) adalah untuk suatu reaksi keseluruhan tertentu, perubahan entalpi selalu sama, tak peduli apakah reaksi itu dilaksanakan secara langsung ataukah secara tak langsung dan lewat tahap-tahap yang berlainan.

S(s) + O2(g)  SO2(g) ΔHr˚ = - 296.83 kJ SO2(s) + ½ O2(g)  SO3(g) ΔHr˚ = - 98.9 kJ Jika kedua tahap ini dianggap berlangsung sebagai suatu reaksi keseluruhan satu-tahap sederhana, maka kalor yang dibebaskan adalah jumlah kedua tahap itu: S(s) + 1 ½ O2  SO3(g) ΔHr˚ = - 395.73 kJ Satu akibat hukum Hess yang berguna adalah bahwa persamaan termokimia dapat dijumlahkan atau diperkurangkan untuk menghasilkan data yang sukar ditentukan secara eksperimen langsung. +

C(s) + O2(g)  CO2(g) ΔHr˚ = - 393 C(s) + O2(g)  CO2(g) ΔHr˚ = - 393.52 kJ CO(g) + ½ O2  CO2(g) ΔHr˚ = - 283.00 kJ Untuk ΔHr˚ untuk pembakaran karbon menjadi karbon monoksida dengan perhitungan adalah : C(s) + O2  CO2(g) ΔHr˚ = - 393.52 kJ CO2(g)  CO(g) + ½ O2 ΔHr˚ = 283.00 kJ C(s) + ½ O2  CO(g) ΔHr˚ = - 110.52 kJ +

Contoh : dengan menggunakan harga-harga ΔHr˚ yang telah diberikan, untuk pembakaran karbon dalam seksi ini untuk pembakaran karbon menjadi karbon dioksida dan hidrogen menjadi air, bersama-sama dengan harga untuk pembakaran metana CH4(g), CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g) + 2H2O(l) ΔHr˚ = -890.37 kJ Hitunglah harga ΔHr˚ untuk reaksi berikut : C(s) + 2H2(g)  CH4(g) Solusi : Tujuan keseluruhan adalah menggunakan hukum Hess dengan menata persamaan-persamaan yang diketahui untuk ditambahkan sedemikian rupa sehingga diperoleh persamaan dengan C(s) dan 2H2(g) sebagai pereaksi dan CH4(g) sebagai hasil reaksi.

C(s) + O2(g)  CO2(g) ΔHr˚ = - 393 C(s) + O2(g)  CO2(g) ΔHr˚ = - 393.52 kJ (1) H2(g) + ½ O2(g)  H2O(l) ΔHr˚ = -285.83 kJ (2) CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g) + 2H2O(l) ΔHr˚ = -890.37 kJ (3) Persamaan pertama mempunyai C(s) yang diperlukan sebagai pereaksi , jadi biarkan begitu; untuk memperoleh 2H2 (g). Persamaan kedua dikalikan dua; untuk memperoleh CH4(g) sebagai produk, reaksi ketiga dibalik. Akhirnya ketiganya dijumlah : C(s) + O2(g)  CO2(g) ΔHr˚ = - 393.52 kJ 2H2(g) + O2(g)  2H2O(l) ΔHr˚ = -571.66 kJ CO2(g) + 2H2O(l)  CH4(g) + 2O2(g) ΔHr˚ = 890.37 kJ C(s) + 2H2(g)  CH4(g) ΔHr˚ = - 74.81 kJ +

Entalpi pembentukan standar, ΔHf ˚ suatu zat merupakan suatu contoh fungsi keadaan, yakni fungsi yang bergantung hanya pada keadaan sekarang suatu zat dan tidak pada jalan, dengan mana keadaan sekarang itu dicapai. Perhitungan entalpi reaksi standar dari entalpi pembentukan standar RUMUS : ΔHr˚ = Σ ΔHf ˚ produk - Σ ΔHf ˚ pereaksi

Contoh : hitunglah ΔHr˚ untuk reaksi antara karbonmonoksida, CO(g) dan hidrogen, H2(g) untuk menghasilkan metil alkohol, CH3OH(l) CO(g) + 2H2(g)  CH3OH(l) -110.5 0 -239.0 ΔHr˚ = (-239.0) – (-110.5 + 0) = -128.5 kJ Contoh : hitunglah ΔHr˚ untuk pembakaran amonia, NH3 (g) yang menghasilkan nitrogen oksida, NO(g) dan air, H2O(l)

4NH3(g) + 5O2(g)  4NO(g) + 6H2O(l) 4(-46.11) 0 4(90.25) 6(-285.83) ΔHr˚ = [361 + (-1714.98)] – (-184.44 + 0) = - 1169.54 kJ Ini adalah perubahan entalpi standar untuk pembakaran 4 mol NH3, sedangkan untuk pembakaran 1 mol NH3

Perhitungan entalpi pembentukan standar dari entalpi reaksi standar Dari definisi, kalor pembentukan standar metana dinyatakan sebagai berikut : C(s) + 2H2(g)  CH4(g) ΔHr˚ = ΔHf ˚ = - 74.81 kJ Contoh : hitunglah ΔHf ˚ oktana [C8H18 (l)] dari harga ΔHr˚ eksperimental sebesar -5470,68 kJ/mol untuk pembakarannya. C8H18(l) + 12 ½ O2  8 CO2(g) + 9 H2O(l) x 0 8(-393.52) + 9(-285.83) - 5470.68 = ΔHf ˚

- 5470.68 = [(-3148.16) + (-2572.47)] – (x + 0) x = [(-3148.16) + (-2572.47)] + 5470.68 x = -249.95 kJ Jadi ΔHf ˚ untuk C8H18(l) adalah -249.95 kJ Energi disosiasi ikatan ( Bond Disosiation energies) AB(g)  A(g) + B(g) ΔH˚ dis A – B = ΔHf ˚ A(g) + ΔHf ˚ B(g) - ΔHf ˚ AB(g) Contoh : HCl (g)  H(g) + Cl(g) ΔH˚ dis H – Cl = ΔHf ˚ H(g) + ΔHf ˚ Cl(g) - ΔHf ˚ HCl(g)

= 218 + 121.3 – (- 92.31) = 431.6 kJ Energi ikatan rata-rata, ΔH˚dis avg adalah energi rata-rata per ikatan yang diperlukan untuk mendisosiasikan 1 mol molekul menjadi atom-atom penyusunnya ΔH˚ dis , kJ NH3(g)  NH2(g) + H(g) 431 NH2(g)  NH(g) + H(g) 381 NH(g)  N(g) + H(g) 360 ΔH˚dis avg = 391 kJ

CH4  C(g) + 4H(g) ΔH˚dis avg = ¼ [ΔHf ˚ C(g) + 4 ΔHf ˚ H(g) - ΔHf ˚CH4(g) = ¼ [716.7 + 4(218) – (-74.81)] = ¼ (1663.5) = 415.9 kJ per mol ikatan C – H Perhitungan kalor pembentukan radikal dari energi disosiasi ikatan CH4(g)  CH3(g) + H(g) ΔH˚dis = 435.1 kJ ΔH˚dis H – CH3  ΔHf ˚ CH3(g) + ΔHf ˚ H(g) - ΔHf ˚CH4(g) 435.1  ΔHf ˚ CH3(g) + 218 – (-74.81) ΔHf ˚ CH3(g) = 435.1 – 218 – 74.81 = 142.3 kJ

Contoh : Hitunglah energi disosiasi ikatan karbon – karbon dalam etana, C2H6 C2H6(g)  2CH3(g) Dan rumus untuk energi disosiasi ikatan yang diinginkan adalah : ΔH˚dis CH3 – CH3 = 2 ΔHf ˚ CH3(g) + ΔHf ˚ CH3CH3(g) = 2(142.3 ) – (-84.68) = 369.3 kJ

Hukum Pertama Termodinamika Energi dapat diubah dari satu bentuk ke bentuk lain, namun energi tak dapat diciptakan maupun dimusnahkan Energi total suatu sistem zat-zat kimia dirujuk sebagai energi dalam, E Perubahan kalor dalam suatu proses tekanan konstan didefinisikan sebagai perubahan entalpi, ΔH. Harga ΔH yang diinginkan dihubungkan dengan ΔE yang mudah diukur oleh persamaan : ΔH = ΔE + ΔnRT