Proses Alam Secara Termodinamik

Presentasi berjudul: "Proses Alam Secara Termodinamik"— Transcript presentasi:

1 Proses Alam Secara Termodinamik
Termodinamika 1

2 Dalam kehidupan sehari-hari kita membutuhkan :
Makanan sebagai energi untuk mempertahankan hidup Minyak dan gas alam sbg sumber energi utk mengolah makanan Energi listrik untuk penerangan, pemanasan, dan aplikasi lain Kendaraan (mobil,pesawat,dll) yg butuh bahan baku sbg sumber energi Sumber energi surya untuk tanaman Hasil-hasil industri (obat, kertas logam,dll) : setiap proses butuh energi BAGAIMANA UTK MEMENUHI KEBUTUHAN ITU ? PERLU RISET DAN PENGEMBANGAN !!!

3 Beberapa riset/penelitian dasar dan terapan utk solusi masalah ENERGI:
Pencarian & pengolahan bahan makanan nabati dan hewani di bidang pertanian dan peternakan : ditemukannya bibit unggul tanaman (kedelai berprotein tinggi, buah-buahan hibrida),pengolahan hasil peternakan(daging,susu,keju) yang didukung penelitian di bidang Biologi dan Kimia pangan(ditemukan DHA,makanan non kolesterol) Penelitian dalam eksplorasi bahan tambang sumber energi : minyak,gas,batubara dalam bidang Geologi yang didukung penelitian dalam bidang Kimia dan Fisika dalam pengolahannya, serta modifikasi sumber energi alternatif (energi surya,energi nuklir,energi biogas)

4 3. Kajian dan penggalian obat-obat baru serta penerapannya di bidang kesehatan yang didukung kuat bidang Farmasi,Biologi dan Kimia 4. Penelitian dalam bidang rekayasa dan keteknikan : menciptakan mesin energi berefisien tinggi utk mesin industri, kendaraan bermotor,dll Dari berbagai masalah energi ini diperlukan pemahaman akan konsep dasar TERMODINAMIKA yg mengkaji hubungan kalor dan energi. TERMOKIMIA ADALAH ILMU YANG MEMPELAJARI PERUBAHAN ENERGI (PANAS) YANG MENYERTAI REAKSI – REAKSI KIMIA YANG DINYATAKAN DALAM PERUBAHAN ENTALPI (ΔH)

5 Termodinamika PERUBAHAN ENERGI DALAM REAKSI KIMIA
energi total sistem (  Energi kinetik + Energi potensial ) Yang dapat ditentukan adalah perubahan energinya ΔE = E akhir - E awal ΔE = E produk - E reaktan 2 kemungkinan : E produk > E reaktan, maka E + (Endoterm) E produk < E reaktan, maka E – (Eksoterm) 2

6 Panas dan Kerja Dua bentuk energi perubahan : panas dan kerja.
Sistem mengalami perubahan mungkin menyerap atau melepas panas/kalor. Sama halnya, mungkin sistem juga mengerjakan kerja terhadap lingkungan. Secara matematis : E = q + W Q = + panas diserap oleh sistem Q = - panas dilepas dari sistem W = + sistem dikenai kerja W = - sistem melakukan kerja 3

7 Panas Reaksi Pada V Tetap
W = -P V, maka E = q + W = q – P. V E = q - 0 = qV Untuk V= 0 Entalpi H = E + P V H = E + P. V Karena W = - P V, maka : E = q – P. V dan H = E + P. V H = q – P. V + P. V H = q p (Kalor pada P tetap) 4

8 JENIS – JENIS PERUBAHAN ENTALPI
(ΔH) PEMBENTUKAN MENYATAKAN PERUBAHAN ENTALPI PADA PEMBENTUKAN 1 MOL SENYAWA DARI UNSUR – UNSURNYA, PADA KEADAAN STANDAR (1 ATM 250C) CONTOH REAKSI : Pb(s) + S(s) + 2 O2(g)  PbSO4(s) ΔH = -920,1 kJ reaksi pembentukan 1 mol PbSO4(s) yang berasal dari unsur – unsurnya menghasilkan energi sebesar = 920,1 kJ

9 (ΔH)PENGURAIAN Menyatakan perubahan entalpi pada penguraian 1 mol senyawa menjadi unsur – unsurnya, pada keadaan standar (1 atm 250C).contoh : Na2CO3(s)  2 Na(s) + C(s) + (3/2) O2 (g) ΔH = kJ Artinya energi sebesar 1131 kJ diterima sistem dari lingkungan untuk menguraikan 1 mol senyawa Na2CO3(s) dari unsur – unsur penyusunnya

10 (ΔH) PENETRALAN Menyatakan perubahan energi dari reaksi penetralan 1 mol asam oleh 1 mol basa atau sebaliknya, pada keadaan standar (1 atm 250C).contoh reaksi : HCl(aq) + NaOH(Aq)  NaCl(aq) + H2O(l) ΔH = -54,6 kJ energi sebesar 54,6 kJ dilepaskan dari sistem ke lingkungan karena reaksi 1 mol HCL dan 1 mol NaOH

11 (ΔH)PEMBAKARAN C2H6 + (7/2) O2  2 CO2 + 3 H2O ΔH = -1.560 kJ
Menyatakan perubahan energi dari reaksi pembakaran 1 mol unsur atau 1 mol senyawa oleh oksigen pada keadaan standar (1 atm 25 0C).contoh : C(s)+O2(g)  CO2(g) ΔH = -393,5 kJ C2H6 + (7/2) O2  2 CO2 + 3 H2O ΔH = kJ

12 SPONTANITAS REAKSI DAN H
H – (Eksoterm) umumnya berlangsung spontan Air terjun Bensin terbakar, dsb. Air menguap, spontan sedangkan H + ? PERUBAHAN ENTROPI Entropi (S) = derajat ketidakteraturan S + semakin tidak teratur S – semakin teratur S = S akhir – S awal S = S produk - reaktan Semakin tidak teratur (S + ) reaksi cenderung spontan 5

13 < < S padat S cair S gas Prediksi S dari perubahan Fisika
Contoh : Bagaimana S untuk pencairan es padat cairan S = S cairan S padatan = + PERHITUNGAN S° DARI ENTROPI STANDAR (S°) S° =  S° produk -  S° reaktan Hitung : S° untuk reaksi : Diketahui : (dari tabel) 6

14 Solusi = [213,6+2(192,5)] – [173,8 + 69,96] = (598,6 – 243,8) J /K
Soal : Hitung S° dari a) CaO(s) + 2HCl (g) CaCl2 (s) + H2O (l) b) C2H4 (s) + H2 (g) C2H6 (g) 7

15 ENERGI BEBAS GIBBS (G°)
Proses pada P,T tetap, perubahan total energi H dibagi 2 bagian : tersedia untuk melakukan kerja (G) tak tersedia untuk melakukan kerja ( T. S) H = G + T. S G = H – T. S G = G produk – G reaktan G berlangsung spontan + tidak spontan 8

16 G0 = [ 2 G0 CO2 + 3 G0 H2O ] – [G0 C2H5OH+3 G0O2]
solusi G0 = [ 2 G0 CO2 + 3 G0 H2O ] – [G0 C2H5OH+3 G0O2] = [2(-394,4) + 3(-228,6)] – [-174,8 + 3 (o) ] = ,8 kj 9

17 Spontan dengan T , karena T S > H
G = H – T S S H = + S = + Contoh : H2O(s)  H2O(l ) Spontan dengan T , karena T S > H Sehingga G = H – T S  G = - 10

18 Solusi Penentuan G0 dari H0 dan S0 Diketahui : H0f CO2 = -393,5 kj
NH3 = -46,19 kj CO(NH2)2 = -319,2 kj H2O = -285,9 kj S0 = 354,8 J/K T = 250C G0 ? Solusi H0 = [H0f CO2 + 2 H0f NH3] – [H0f CO(NH2)2 + H0f H2O] = [-393,5 + 2 (-46,19)] – [-319,2 + (-285,9)] = 119,2 kj G0 = H0 – T. S0 = 119,2 - (298) (0,3548) = 13,4 kj 11

19 Contoh : 12

20 PERHITUNGAN KONSTANTA KESETIMBANGAN (K) DARI G
Contoh 1 2 NO(g) + O2(g) 2 NO(g) + O2 2 NO(g) Diketahui Kp = 1,7 x 1012 pada 250C Berapakah G0 ? Solusi 13

21 Contoh 2: 2N2O(g) 2N2(g) + O2(g) H0 = -163 kj S0 = +148 j/k
Berapa Kp pada 400C Solusi 15

22 Hukum Termodinamika I O3 O2
Perubahan di dalam energi dalam sistem (E) E = q + W Spontan G – S + , kompleks molekul menurun Contoh : pembentukan molekul diatomik dari molekul triatomik O3 O2 16

23 Hukum Termodinamika II
Entropi (S) mengalami kenaikan pada waktu terjadi perubahan spontanitas. Entropi sampai mencapai Entropi total, misalnya : Pencemaran Hukum Termodinamika III Entropi zat kristal murni = 0 Standar (S0) pada 250C dan I atm sebagai penbanding untuk menghitung S0 reaksi kimia 17