TERMOKIMIA TERMOKIMIA I.PENGERTIAN 1. SISTEM : Sesuatu yang menjadi pusat perhatian kita dalam hal ini adalah seluruh proses kimia yang terjadi. 2. LINGKUNGAN : Sesuatu diluar sistem. 3. KALOR REAKSI : Besarnya kalor yang menyertai reaksi yaitu bentuk energi yang mengalir dari sistem ke lingkungan atau sebaliknya karena ada perbedaan suhu. atau sebaliknya karena ada perbedaan suhu.

4. ENTALPHI(H) : Jumlah total semua bentuk energi. Perubahan entalphi (ΔH)terjadi bila sistem melepas atau menyerap kalor. Dalam reaksi : A + B  AB ( reaktan ) ( produk )‏ maka : ΔH reaksi = Hp - Hr

REAKSI EKSOTERM 1.Reaksi yang membebaskan kalor 2.Suhu sistem > suhu lingkungan 3.Kalor berpindah dari sistem ke lingkungan 4.Disertai kenaikan suhu. 5. Penulisan persamaan reaksinya sbb : reaksi A + B  C dibebaskan kalor 10 kj Pers. Reaksi : A + B  C + 10 kj r = p + 10 kj r > p ΔH = Hp - Hr kecil - besar ΔH = -

DIAGRAM TINGKAT ENERGI REAKSI EKSOTERM Persamaan reaksi eksoterm A + B  C + 10 kj A + B  C, ΔH = -10 kj Diagram tingkat energi : ( r >p ) A + B C ΔH = -10 kj

REAKSI ENDOTERM Reaksi yang memerlukan kalor Suhu sistem < suhu lingkungan Kalor berpindah dari lingkungan ke sistem Disertai dengan penurunan suhu. Penulisan persamaan reaksinya sbb: reaksi A + B  C diserap kalor 25 kj pers. Reaksi : A + B + 25 kj  C A + B  C - 25 kj r = p - 25 kj r < p ΔH = Hp - Hr besar kecil ΔH = +

DIAGRAM TINGKAT ENERGI REAKSI ENDOTERM Persamaan reaksi endoterm A + B  C - 25 kj atau A + B  C, ΔH = + 25 KJ Diagram tingkat energi : ( r < p )‏ A + B C 0 25 ΔH = 25 kj

JENIS PERUBAHAN ENTALPI 1. Perubahan entalpi pembentukan (ΔHf)‏ 2. Perubahan entalpi penguraian ( ∆Hd )‏ 3. Perubahan entanpi pembakaran ( ∆Hc)‏ 4. Perubahan entalpi netralisasi ( ∆Hnet)‏ Yang jelas senyawa yang dibentuk, diuraikan dibakar dan reaksi asam basa harus 1 mol

1. Perubahan entalpi pembentukan (ΔHf) 1. Perubahan entalpi pembentukan (ΔHf) adalah perubahan entalpi pembentukan 1 mol senyawa dari unsurnya. [ΔHf beberapa unsur telah ditabelkan.] Misal : ΔHf CH 3 OH (l) = - 200,6 kj /mol ∆Hf Fe(OH) 3 (s) = kj / mol ∆Hf KMnO 4 (s) = - 837,2 Kj/mol ∆Hf CHCl 3 (s) = - 103,14 kj/mol Penulisan persamaannya sebagai berikut :

Persamaan termokimianya  C(s) +2H 2 (g)+1/2O 2  CH 3 OH, ΔH=-200 kj Fe(s)+3/2 O 2 (g)+3/2 H 2 (g)  Fe(OH) 3 (s) ΔH=-823 kj K(s) + Mn(s) + 2O 2 (g)  KMnO 4 ∆H = - 837,2 kj  C(s) +1/2 H 2 (g) + 3/2Cl 2 (g),∆H = - 103,14 Kj

Tulis persamaan pembentukan 2 mol air dengan membebaskan 136,6 kkal Persamaan termokimia : 2 H 2 (g)  2H 2 O,ΔH = 136,6 kkal Kalor reaksi : ……… ΔH reaksi : ………………………… Kalor pembentukan : ΔH pembentukan : ……………

2. Perubahan entalpi penguraian [ ∆H d ] Adalah perubahan entalpi pada penguraian 1 mol senyawa menjadi unsur unsurnya. [merupakan kebalikan dari perubahan entalpi pembentukan ] Misal : ∆Hf CO2 = - 393,5 kj/mol ∆Hd CO2 = +393,5 kj/mol Persamaan termonya : CO 2 (g)  C(s) +O 2 (g) ∆H=393,5 kj

3. Perubahan entalpi pembakaran[ ∆H c ] Adalah perubahan entalpi pada pembakaran 1 mol zat. Misal : * ∆H pembakaran CH 4 = 112 kkal/mol Persamaan termonya * Perhatikan persamaan termokimia berikut : 2H 2 (g) + O 2  2H 2 O ∆H = kj Tentukan ∆H c =

Latihan soal dulu ah !!! Latihan soal dulu ah !!! Buka buku cetakmu, kerjakan * halaman 79, uji kepahaman no 14 dan 15. * Latihan 2.1 nomor * Hal. 83 uji kepahaman no * Latihan 2.2

∆H REAKSI DAPAT DIHITUNG DENGAN BEBERAPA CARA 1. DENGAN ALAT KALORIMETER 2. DENGAN HUKUM HESS 3. DENGAN MENGGUNAKAN DATA ∆Hf ZAT 4. DENGAN DATA ENERGI IKAT.

LANJUTKAN DOWN LOAD FILE LK KALORIMETER - HUKUM HESS DAN ENERGI IKATAN