KONSEP KESETIMBANGAN KIMIA HUKUM KEKEKALAN ENERGI

Presentasi berjudul: "KONSEP KESETIMBANGAN KIMIA HUKUM KEKEKALAN ENERGI"— Transcript presentasi:

1

2 KONSEP KESETIMBANGAN KIMIA 1. 2. 3. 4. 5. HUKUM KEKEKALAN ENERGI
PENGERTIAN KERJA DAN KALOR PENGERTIAN SISTEM, LINGKUNGAN, DAN FUNGSI KEADAAN HUKUM PERTAMA TERMODINAMIKA HUKUM KEDUA TERMODINAMIKA ENERGI BEBAS DAN KESETIMBANGAN KONSEP KESETIMBANGAN TETAPAN KESETIMBANGAN PENDUGAAN ARAH REAKSI FAKTOR YANG MEMPENGARUHI KESETIMBANGAN KIMIA

3 E total = Ek + Ep = tetap ………… Joule
1. HUKUM KEKEKALAN ENERGI E total = Ek + Ep = tetap ………… Joule Energi Kinetik (Ek) = ½ mv2 Energi Potensial (Ep) = m.g.h. Ep = 10 unit Ek = 0 unit Ep = 5 unit Ek = 5 unit energi potensial kinetik

4 2. PENGERTIAN KERJA DAN KALOR Kerja (w) Hasil kali antara gaya luar pada suatu benda dengan jarak dimana gaya tersebut bekerja w = F (rf - ri) Kerja untuk mengangkat benda dalam medan gravitasi w = m g (hf - hi) kerja mekanik yang dihasilkan apabila suatu gas ditekan/diekspansi di bawah pengaruh tekanan luar Kerja tekanan-volume w = -Fekst (hf - hi) w = -Pekst A∆h

5 Kalor (q) ● Kalor (q): energi yang dipindahkan sebagai akibat
● Energi tidak dapat dimusnahkan maupun diciptakan. ● Energi hanya ditransformasikan dari satu bentuk ke bentuk lainnya ● Kalor (q): energi yang dipindahkan sebagai akibat adanya perbedaan suhu q = m.cs.∆T m = Massa (g) cs = Kalor spesifik (kal K-1 g-1) atau kalor jenis T = Suhu (K) qlogam + qair = 0 qlogam = - qair

6 CONTOH 1 Penyelesaian: Berapa energi kalor yang dibutuhkan untuk
menaikkan suhu 735 g air dari 21,0 oC ke 98,0 oC? (anggap kalor jenis air 1,00 kal g-1 oC-1) Penyelesaian: q = m x kalor jenis x ∆T = 735 g x 1,00 kal/g oC x (98,0 – 21,0) oC = 5,7 x 104 kal

7 CONTOH 2 Penyelesaian : Berapakah kalor jenis timbal jika 150 g timbal
(100°C) dimasukkan ke dalam gelas piala terisolasi berisi air 50,0 g (22,0°C), jika suhu timbal-air 28,8°C ? Penyelesaian : q air = 50,0 g x 1,00 kal/g °C x (28,0 - 22,0) °C= 340 kal qtimbal = - qair = -340 kal ctimbal = -340 kal / {150 g x (28,8 – 100) °C} = 3,2 x 10-2kal g-1 °C-1

8 3. PENGERTIAN SISTEM, LING- KUNGAN, DAN FUNGSI KEADAAN
Sejumlah materi atau daerah dalam ruang yang dijadikan sebagai objek studi Lingkungan: Massa atau daerah yang berada di luar sistem Batas: Pemisah sistem & lingkungan (nyata/maya) ● Batas tetap (fixed boundary) ● Batas berubah (movable boundary)

9 Terbuka, Tertutup, Terisolasi, dan Adiabatik.
EMPAT JENIS SISTEM: Terbuka, Tertutup, Terisolasi, dan Adiabatik. Pertukaran Terbuka Tertutup Terisolasi Massa + - Kalor Sistem Adiabatik: tidak memungkinkan kalor keluar dari sistem ke lingkungannya

10 Volume, Massa, Energi, Entalpi,
• Besaran Ekstensif: Volume, Massa, Energi, Entalpi, Energi Bebas Gibbs, Energi Dalam, Kapasitas Kalor, Entropi Besaran Intensif: Tekanan, Densitas, Suhu, Viskositas, Tegangan permukaan, Kalor Jenis Fungsi Keadaan: ∆U, ∆H, ∆S, ∆G

11 U(awal) – U(akhir) = ∆U = q + w
6.4 HUKUM PERTAMA TERMODINAMIKA bentuk lain dari Hukum Kekekalan Energi SISTEM TERISOLASI: U(awal) – U(akhir) = ∆U = q + w Besaran + - q (kalor) energi diserap sistem melepaskan energi w (kerja) sistem dikenai kerja melakukan kerja ∆U (energi dalam)

12 CONTOH 6.3 Jika diketahui 5000 J energi diserap oleh sistem
dan sistem melakukan kerja sebesar 6750 J terhadap lingkungan. Berapa ∆U sistem? Penyelesaian: ∆U = q + w = (+5000 J) + (-6750 J) = 5000 J – 6750 J = J

13 Hubungan yang melibatkan ∆H
Termokimia Entalpi Reaksi Hubungan yang melibatkan ∆H • Eksotermik : Kalor dilepaskan oleh reaksi (∆H negatif) • Endotermik : Kalor diambil oleh reaksi (∆H positif) ∆H akan berubah tanda bila arah reaksi berbalik CO(g) + ½O2(g) → CO2(g) CO2(g) → CO(g) + ½O2(g) ∆H = -283,0 kJ/mol ∆H = +283,0 kJ/mol

14 Hukum Hess HUKUM PENJUMLAHAN KALOR ∆H1 = -393,5 kJ CO(g) + ½O2(g)
C(p,gr) + O2(g) → CO2(g) CO2(g) → CO(g) + ½O2(g) ∆H1 = -393,5 kJ ∆H2 = +283,0 kJ C(p) + O2(g) ∆H = -110,5 kJ ∆H = -393,5 kJ C(s,gr) + ½O2(g) → CO(g) ∆H = ∆H1 + ∆H2 = -110,5 kJ CO(g) + ½O2(g) ∆H = +283,0 kJ CO2(g) Hukum Hess: Jika dua atau lebih persamaan kimia ditambahkan untuk menghasilkan persamaan kimia lainnya, masing-masing entalpi reaksinya harus ditambahkan

15 Proses Spontan Reaksi kimia • Mengukur tingkat kespontanan
Atau perubahan lainnya Spontan Setimbang Bagaimana? • Mengukur tingkat kespontanan • Mengukur tingkat ketidakspontanan • Menetapkan keadaan setimbang Tidak spontan Entropi (S) Energi bebas (G) Menentukan arah proses/reaksi

16 Entropi (S): Energi bebas (G):
● besaran termodinamika seperti halnya U atau H ● merupakan fungsi keadaan ● ukuran kuantitatif tingkat kespontanan suatu proses yang dinyatakan dalam ∆S total (+), atau sebaliknya Energi bebas (G): ● besaran termodinamika seperti halnya U, H atau S ● merupakan fungsi keadaan ● ukuran kuantitatif kespontanan suatu proses yang dinyatakan dalam ∆G sistem (-), atau sebaliknya

17 ∫i Rumusan matematika entropi: > 0 ∆Stotal = ∆Ssis + ∆Slingk ∆S =
6.5 Hukum Kedua Termodinamika Rumusan matematika entropi: ● Ada sistem menerima kalor dari lingkungan Sistem & lingkungan tersebut berada dalam sistem yang lebih besar yg terisolasi f dqrev T > 0 ∫i ∆Stotal = ∆Ssis + ∆Slingk dq = CdT ∆S = Contoh 6.4: 1 g es 0oC dimasukkan ke dalam 4 g air 10oC. Diketahui Cair = 1kal/goC dan kalor lebur es = 80 kal/g. Apakah proses peleburan spontan ?

18 Penyelesaian ∆Ses = 0,5 x 80 / 273 = 0,1465 kal/K
Q dilepaskan pada pendinginan air = 4 g x 1 kal/g oC x 10 oC = 40 kal Jumlah es yang melebur dengan 40 kal = 40 kal x 1g / 80 kal = 0,5 g ∆Ses = 0,5 x 80 / 273 = 0,1465 kal/K ∆ Sair = ∫C dT/T = -C ln 283/273 = - 0,1439 kal/K ∆ Stotal = ∆ Ses + ∆ Sair = 0,0026 kal/K = 0,0109 J/K ∆ Stotal > 0 proses peleburan es spontan

19 ∫i ∫i dq ∆Ssis untuk proses isotermal ∆S = = = Transisi fasa qrev
f dqrev T 1 T f qrev T ∫i ∫i dq ∆S = = = rev Transisi fasa qrev Tf ∆Hfus Tf ∆Sfus = =

20 6.6 Energi Bebas (G) G = H - TS No H S G Hasil Contoh - + - - - - +
∆Gsis < 0 Proses spontan ∆Gsis = 0 Proses reversibel ∆Gsis > 0 Proses tak spontan ● Pendugaan arah perubahan suatu proses reaksi ∆G = ∆H – T ∆S < 0 No H S G Hasil Contoh 1 Spontan semua T 2H2O(g)→2H2(g)+O2(g) 2 + Spontan T ↓ ≠ spontan T ↑ H2O(c) → 2H2O(p) 3 - ≠ Spontan T ↓ Spontan T ↑ 2NH3(g)→N2(g)+3H2(g) 4 ≠ Spontan semua T 3O2(g) → 2O3(g)

21 Transisi fasa, ∆G = ∆H – T ∆S = 0
qrev ∆Htr ∆Str = = T Ttr tr Tr = transisi (peleburan, pembekuan, penguapan, kondensasi) .

22 CONTOH 6.5 Sikloheksana, C6H12 memiliki kalor penguapan 360 J/g dengan titik didih 81°C. Berapakah perubahan entropi untuk tiap mol penguapan sikloheksana PENYELESAIAN ∆H T ∆S = = 84 g/mol x 360/354 J/gK = 85 J /K mol .

23 6.7 KONSEP KESETIMBANGAN A A C C Setimbang akhir reaksi
Campuran produk dan reaktan yang tidak bereaksi dalam jumlah relatif tetap N2O4(g) A 2NO2(g) C % Kons % Kons 100 98 100 98 A A ∆C1 C ∆C2 2 C 2 Waktu ∆t1 ∆t2 Waktu

24 Hukum Empiris Aksi Massa (Guldberg & Waage)
6.8 TETAPAN KESETIMBANGAN Hukum Empiris Aksi Massa (Guldberg & Waage) aA + bB cC + dD [C]c [D]d [A]a [B]b Tetapan kesetimbangan empiris (KC) KC = Subskrip C: Reaksi dalam larutan [PC]c [PD]d [PA]a [PB]b Reaksi dalam fasa gas KP = P = Tekanan parsial

25 Kesetimbangan Reaksi dalam Fasa Gas
3NO(g) N2O(g) + NO2(g) ∆G 3NO (PNO) N2O (P N2O) + NO2 (P NO2) -∆G° = RT ln K ∆G = ∆G1 + ∆G° +∆G3 ∆G2 = ∆G° ∆G1 3NO (Pref) ∆G3 N2O (Pref) + NO2 (Pref)

26 CONTOH 6.6 Tulis persamaan kesetimbangan untuk kesetimbangan kimia fasa gas berikut: a. 2NOCl(g) NO(g) + Cl2(g) b. CO(g) + ½O2(g) CO2(g) Penyelesaian a. Pangkat 2 berasal dari faktor 2 dalam persamaan yang balans tersebut (P NO)2 (P Cl2) (P NOCl)2 = K (P CO2) (P CO) (P O2)½ b. Pangkat pecahan muncul pada persamaan kesetimbangan setiap kali mereka terdapat dalam persamaan yang balans = K

27 Hitunglah tetapan kesetimbangan untuk reaksi
CONTOH 6.7 Hitunglah tetapan kesetimbangan untuk reaksi N2O4 (g) 2 NO2 (g) Jika pada saat kesetimbangan terdapat 0,1 mol N2O4 dan 0,06 mol NO2 dalam volume 2 L Penyelesaian : Molaritas NO2 K = [NO2]2 / [N2O4] = (0,03)2 / 0,05 = 1,8 x 10-2

28 6.9 PENDUGAAN ARAH REAKSI Kuosien Reaksi (Q) G ∆G = ∆G° + RT ln Q
∆G = -RT ln K + RT ln Q ∆G = RT ln (Q/K) Q<K ∆G < 0 Q>K ∆G > 0 Jika Q < K, ∆G < 0 arah reaksi ke kanan Q > K, ∆G > 0 arah reaksi ke kiri Kesetimbangan ∆G = 0 Reaktan murni Produk murni

29 CONTOH 6.8 Penyelesaian: •
Reaksi H2 + I HI mempunyai nilai K = 49,5 pada suhu 440 oC. Jika pada suhu tersebut ke dalam wadah bervolume 2 L dimasukkan 5 mol H2, 2 mol I2 dan 4 mol HI, ke arah manakah reaksi berlangsung dan berapa konsentrasi masing- masing zat pada saat kesetimbangan tercapai? Penyelesaian: Q = (2)2 / (2,5)(1) = 1,6 Q<K Reaksi berlangsung ke arah kanan

30 = = 49,5 H2 (g) + I2 (g) ⇄ 2 HI (g) {(5−x) / 2}{(2−x) / 2} [H2 [I2 ]
Awal Reaksi Kesetimbangan 5 -x (5-x) 2 -x (2-x) 4 +2x (4+2x) mol / 2L [HI]2 [H2 [I2 ] = {(4+2 x) / 2}2 {(5−x) / 2}{(2−x) / 2} = 49,5 K= X1 = 1,672 mol [HI] = 3,672 M [H2] = 1,664 M [I2] = 0,164 M x2 = 6,29 (tak mungkin)

31 1. Perubahan Konsentrasi
6.10 FAKTOR YANG MEMPENGARUHI KESETIMBANGAN KIMIA PRINSIP LE CHATELIER : Bila suatu sistem dalam kesetimbangan mendapat gangguan eksternal maka sistem tersebut akan melakukan perubahan yang mengatasi gangguan tersebut. 1. Perubahan Konsentrasi 2. Perubahan Volume dan Tekanan 3. Perubahan Suhu mengubah nilai K sehingga Q ≠ K

32 Pengaruh perubahan konsentrasi
Konsentrasi hasil reaksi Ke arah reaktan Pengaruh perubahan volume N2O4 (g) 2NO2 (g) V → Ke arah reaktan V → Ke arah produk Pengaruh perubahan suhu, jika suhu Reaksi eksoterm → Ke arah eksoterm Reaksi endoterm → Ke arah endoterm

33