Dan PENGANTAR TERMODINAMIKA TERMOKIMIA Dan PENGANTAR TERMODINAMIKA

LINGKUNGAN SISTEM SISTEM SISTEM terbuka tertutup terisolasi Termokimia adalah ilmu yang mempelajari perubahan kalor yang menyertai reaksi kimia. Sistem adalah bagian tertentu dr alam yg menjadi perhatian kita. LINGKUNGAN SISTEM SISTEM SISTEM terbuka tertutup terisolasi Perpindahan: massa & energi energi tdk terjadi apa2 6.2

2H2 (g) + O2 (g) 2H2O (l) + energi Proses eksotermik adalah setiap proses yang melepaskan kalor (yaitu, perpindahan energi termal ke lingkungan). 2H2 (g) + O2 (g) 2H2O (l) + energi H2O (g) H2O (l) + energi Proses endotermik adalah setiap proses dimana kalor harus disalurkan ke sistem oleh lingkungan. energi + H2O (s) H2O (l) energi + 2HgO (s) 2Hg (l) + O2 (g) 6.2

Eksotermik Endotermik 6.2

DH = H (produk) – H (reaktan) Entalpi (H) biasanya digunakan untuk menghitung aliran kalor ke dalam atau ke luar sistem dalam suatu proses yang terjadi pada tekanan konstan. DH = H (produk) – H (reaktan) DH = kalor yg diberikan atau diterima selama rekasi pada tekanan konstan Hproduk < Hreaktan Hproduk > Hreaktan DH < 0 DH > 0 6.4

Persamaan Termokimia Apakah DH negatif atau positif? Sistem menerima panas Endotermik DH > 0 6,01 kJ diterima untuk setiap 1 mol es yg meleleh pada suhu 00C dan tekanan 1 atm. H2O (s) H2O (l) DH = 6,01 kJ 6.4

CH4 (g) + 2O2 (g) CO2 (g) + 2H2O (l) Persamaan Termokimia Apakah DH negatif atau positif? Sistem melepas panas Eksotermik DH < 0 890,4 kJ dilepaskan untuk setiap pembakaran 1 mol metana pada suhu 250C dan tekanan 1 atm. CH4 (g) + 2O2 (g) CO2 (g) + 2H2O (l) DH = -890,4 kJ 6.4

Persamaan Termokimia Koefisien stoikiometri selalu menunjukkan jumlah mol zat H2O (s) H2O (l) DH = 6,01 kJ Ketika kita membalik suatu persamaan, kita mengubah peran reaktan dan produk, DH sama tetapi berubah tanda H2O (l) H2O (s) DH = -6,01 kJ Jika kita mengalikan kedua ruas persamaan termokimia dg suatu faktor n, maka DH jg harus berubah dg faktor yg sama n. 2H2O (s) 2H2O (l) DH = 2 x 6,01 = 12,0 kJ 6.4

P4 (s) + 5O2 (g) P4O10 (s) DH = -3.013 kJ Persamaan Termokimia Kita harus selalu menuliskan wujud fisis semua reaktan dan produk, karena akan membantu penentuan perubahan entalpi yg sesungguhnya. H2O (s) H2O (l) DH = 6.01 kJ H2O (l) H2O (g) DH = 44.0 kJ Berapa kalor dihasilkan jika 266 g fosfor putih (P4) dibakar di udara? P4 (s) + 5O2 (g) P4O10 (s) DH = -3.013 kJ 1 mol P4 123,9 g P4 x 3.013 kJ 1 mol P4 x 266 g P4 = 6.470 kJ 6.4

Kalor (q) diterima atau dilepaskan: Kalor jenis suatu zat adalah jumlah kalor yang dibutuhkan untuk menaikkan suhu 1 gram zat sebesar 1 derajat Celcius. Kapasitas kalor suatu zat adalah jumlah kalor yang dibutuhkan untuk menaikkan sejumlah zat sebesar 1 derajat Celcius. C = ms Kalor (q) diterima atau dilepaskan: q = msDt q = CDt Dt = tk. awal- tk. akhir 6.5

Dt = tk. akhir– tk. awal = 50C – 940C = -890C Berapa banyak kalor yang diberikan jika 869 g batang besi didinginkan dari suhu 940C menjadi 50C? s dr Fe = 0,444 J/g • 0C Dt = tk. akhir– tk. awal = 50C – 940C = -890C q = msDt = 869 g x 0,444 J/g • 0C x –890C = -34.000 J 6.5

Kalorimetri Volume-Konstan qsistem = qair + qbom+ qreaksi qsistem = 0 qreaksi = - (qair + qbom) qair = msDt qbom = CbomDt Reaksi pd V konstan DH = qreaksi DH ~ qreaksi Tidak ada kalor yang diserap atau dilepaskan! 6.5

Kalorimetri Volume-Konstan qsistem = qair + qkal + qreaksi qsistem = 0 qreaksi = - (qair + qkal) qair = msDt qkal = CkalDt Reaksi pada P Konstan DH = qreaksi Tidak ada kalor yang diserap atau dilepaskan! 6.5

6.5

Kimia dalam Kehidupan: Nilai Energi Makanan dan Zat Lainnya C6H12O6 (s) + 6O2 (g) 6CO2 (g) + 6H2O (l) DH = -2.801 kJ/mol 1 kal = 4.184 J 1 Kal = 1.000 kal = 4.184 J 6.5

Karena tidak terdapat cara untuk mengukur nilai absolut dari entalpi suatu zat, haruskah dilakukan pengukuran pada perubahan entalpi dari setiap reaksi yg terjadi? Titik rujukan “permukaan air laut” untuk semua ungkapan entalpi disebut entalpi pembentukan standar (DH0). f Entalpi Pembentukan Standar (DH0) adalah perubahan kalor yang dihasilkan ketika 1 mol suatu senyawa dibentuk dari unsur-unsurnya pada tekanan 1 atm. f Entalpi pembentukan standar setiap unsur dalam bentuknya yang paling stabil adalah nol. DH0 (O2) = 0 f DH0 (C, grafit) = 0 f DH0 (O3) = 142 kJ/mol f DH0 (C, intann) = 1,90 kJ/mol f 6.6

6.6

Entalpi perubahan standar (DH0 ) didefiniskan sebagai entalpi reaksi yang berlangsung pada tekanan 1 atm. reaksi aA + bB cC + dD DH0 rxn dDH0 (D) f cDH0 (C) = [ + ] - bDH0 (B) aDH0 (A) DH0 rxn nDH0 (produk) f = S mDH0 (reaktan) - Hukum Hess: bila reaktan diubah menjadi produk, perubahan entalpinya adalah sama, terlepas apakah reaksi berlangsung dalam satu tahap atau dalam beberapa tahap. (Entaalpi adalah fungsi keadaan. Tidak peduli bagaimana caranya, yg dilakukan adalah memulai dan mengakhirinya.) 6.6

Hitung entalpi pembentukan standar dari CS2 (l) dimana: C(grafit) + O2 (g) CO2 (g) DH0 = -393,5 kJ reaksi S(rombik) + O2 (g) SO2 (g) DH0 = -296.1 kJ reaksi CS2(l) + 3O2 (g) CO2 (g) + 2SO2 (g) DH0 = -1.072 kJ rea 1. Tuliskan entalpi pembentukan standar untuk CS2 C(grafit) + 2S(rombik) CS2 (l) 2. Tambahkan reaksi yg diberikan shg hasilnya merupakan reaksi yg diharapkan. C(grafit) + O2 (g) CO2 (g) DH0 = -393,5 kJ reaksi 2S(rombik) + 2O2 (g) 2SO2 (g) DH0 = -296,1x2 kJ rea + CO2(g) + 2SO2 (g) CS2 (l) + 3O2 (g) DH0 = +1.072 kJ rea C(grafit) + 2S(rombik) CS2 (l) DH0 = -393,5 + (2x-296,1) + 1.072 = 86,3 kJ rea 6.6

2C6H6 (l) + 15O2 (g) 12CO2 (g) + 6H2O (l) Benzena (C6H6) terbakar diudara dan menghasilkan karbon dioksida dan air cair. Berapakah panas yang dilepaskan per mol oleh pembakaran benzana? Entalpi pembentukan standar benzana adalah 49,04 kJ/mol. 2C6H6 (l) + 15O2 (g) 12CO2 (g) + 6H2O (l) DH0 rea nDH0 (produk) f = S mDH0 (reaktan) - DH0 rea 6DH0 (H2O) f 12DH0 (CO2) = [ + ] - 2DH0 (C6H6) DH0 rea = [ 12x–393,5 + 6x–187.6 ] – [ 2x49,04 ] = -5.946 kJ -5.946 kJ 2 mol = - 2.973 kJ/mol C6H6 6.6

DHcair = Hcair - Hkomponen entalpi cairan (DHcairan) adalah panas yang dilepaskan atau diterima ketika sejumlah cairan larut dalam sejumlah tertentu zat pelarut. DHcair = Hcair - Hkomponen Zat manakah yang dapat digunakan untuk mencairkan es? Zat manakah yang dapat digunakan untuk pendingin? 6.7

Proses pencairan NaCl DHcair = Tahap 1 + Tahap 2 = 788 – 784 = 4 kJ/mol 6.7

Pengantar Termodinamika Fungsi keadaan merupakan sifat-sifat yang ditentukan oleh keadaan sistem, terlepas dari keadaan tersebut dicapai. energi , tekanan, volume, suhu DE = Ek. akhir – Eik. awal DP = Pk. akhir – Pk. awal DV = Vk. akhir- Vk. awal DT = Tk. akhir- Tk. awal Energi potential gravitasi potensial pendaki 1 dan pendaki 2 adalah sama, tidak bergantung pada lintasan yang dipilih. 6.3

Hukum termodinamika pertama – energi dpt diubah dr satu bentuk ke bentuk yg lain, tetapi tdk dpt diciptakan atau dimusnahkan. DEsistem + DElingkungan = 0 or DEsistem = -DElingkungan C3H8 + 5O2 3CO2 + 4H2O Reaksi kimia eksotermik! Energi kimia yg hilang dr pembakaran = Energi yg diperoleh dari lingkungan sistem lingkungan 6.3

Bentuk Hukum Pertama untuk DEsistem DE = q + w DE perubahan energi dalam suatu sistem q jumlah kalor yang dipertukarkan antar sistem dan lingkungan w adalah kerja yang dilakukan pada (atau oleh) sistem tersebut w = -PDV ketika gas memuai thd tekanan eksternal yg konstan merupakan kerja yg dilakukan gas pd lingkungannya 6.3

Kerja yang Dilakukan pada Suatu Sistem w = Fd DV > 0 -PDV < 0 wsis < 0 w = -P DV P x V = x d3 = Fd = w F d2 Kerja bukan merupakan fungsi keadaan! Dw = wk. akhir- wk. awal kondisi awal Kondisi akhir 6.3

W = -0 atm x 3,8 L = 0 L•atm = 0 joule Suatu sampel gas nitrogen volumenya memuai dari 1,6 L menjadi 5,4 L pada suhu yg konstan. Berapakah kerja yang dilakukan dalam satuan joule jika gas memuai (a) pada tabung dan (b) pada tekanan tetap 3,7 atm? w = -P DV (a) DV = 5,4 L – 1,6 L = 3,8 L P = 0 atm W = -0 atm x 3,8 L = 0 L•atm = 0 joule (b) DV = 5,4 L – 1,6 L = 3,.8 L P = 3,7 atm w = -3,7 atm x 3,8 L = -14,1 L•atm w = -14,1 L•atm x 101,3 J 1L•atm = -1.430 J 6.3

Kimia dalam Kehidupan: Membuat Salju DE = q + w q = 0 w < 0, DE < 0 DE = CDT DT < 0, SALJU! 6.3

Entalpi Reaksi Kimia Pada tekanan konstan: DE = q + w q = DH dan w = -PDV Pada tekanan konstan: DE = DH - PDV DH = DE + PDV 6.4

2Na (s) + 2H2O (l) 2NaOH (aq) + H2 (g) DH = -367,5 kJ/mol Perbandingan DH dan DE 2Na (s) + 2H2O (l) 2NaOH (aq) + H2 (g) DH = -367,5 kJ/mol DE = DH - PDV At 25 0C, 1 mol H2 = 24,5 L pd 1 atm PDV = 1 atm x 24,5 L = 2,5 kJ DE = -367,5 kJ/mol – 2,5 kJ/mol = -370,0 kJ/mol 6.4