TERMOKIMIA PENGERTIAN

Presentasi berjudul: "TERMOKIMIA PENGERTIAN"— Transcript presentasi:

1 TERMOKIMIA PENGERTIAN
Termokimia adalah cabang dari ilmu kimia yang mempelajari hubungan antara reaksi dengan panas.

2 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. 4. ENTALPI : Jumlah total semua bentuk energi.

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

4 REAKSI EKSOTERM 1.Reaksi yang membebaskan kalor
2.Kalor berpindah dari sistem ke lingkungan ΔH = Hp Hr kecil besar ΔH = -

5 REAKSI ENDOTERM Reaksi yang memerlukan kalor
Penulisan persamaan reaksinya sbb: ΔH = Hp - Hr besar kecil ΔH = +

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

7 1. Perubahan entalpi pembentukan (ΔHf)
adalah perubahan entalpi pembentukan 1 mol senyawa dari unsurnya. [ΔHf beberapa unsur telah ditabelkan.] Misal : ΔHf CH3OH (l) = ,6 kj /mol ∆Hf Fe(OH)3 (s) = kj / mol ∆Hf KMnO4 (s) = ,2 Kj/mol ∆Hf CHCl3 (s) = ,14 kj/mol Penulisan persamaannya sebagai berikut :

8 Persamaan termokimianya
C(s) +2H2(g)+1/2O2 CH3OH , ΔHf=-200 kj Fe(s)+3/2 O2(g)+3/2 H2(g) Fe(OH)3(s) ΔHf=-823 kj K(s) + Mn(s) + 2O2(g)  KMnO ∆Hf = ,2 kj C(s) +1/2 H2(g) + 3/2Cl2(g)  CHCl3 (s) ∆Hf = ,14 Kj

9 Tulis persamaan pembentukan 2 mol air dengan membebaskan 136,6 kkal
Persamaan termokimia : 2 H2(g)  2H2O ,ΔH = 136,6 kkal ΔH pembentukan : ……………

10 2. Perubahan entalpi penguraian [ ∆Hd ]
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 : CO2(g)  C(s) +O2(g) ∆Hd=393,5 kj

11 3. Perubahan entalpi pembakaran[ ∆Hc]
Adalah perubahan entalpi pada pembakaran 1 mol zat. Misal : * ∆H pembakaran CH4 = 112 kkal/mol Persamaan termonya * Perhatikan persamaan termokimia berikut : 2H2(g) + O2  2H2O ∆H = kj Tentukan ∆Hc =

12 4. Perubahan entalpi netralisasi[ ∆Hn]
Adalah perubahan entalpi pada penetralan 1 mol asam oleh basa atau 1 mol basa oleh asam. Misal : * ∆H netralisasi H2 SO4 oleh NaOH = 200 kj/mol Persamaan termonya H2 SO4 + 2NaOH  Na2 SO4 + 2H2O ∆Hn H2 SO4 = kj/mol

13 LATIHAN SOAL Buatlah persamaan termokimia dari : Penguraian Ca CO3
Pembakaran C 3H6 Pembakaran C 5H10 Netralisasi Mg(OH)2 oleh HNO3 Netralisasi H3PO4 oleh KOH

14 ∆H REAKSI DAPAT DIHITUNG DENGAN BEBERAPA CARA
PERUBAHAN ENTALPH (∆H) /KALOR REAKSI : Perubahan jumlah total semua bentuk energi pada suatu reaksi kimia. 1. DENGAN ALAT KALORIMETER 2. DENGAN HUKUM HESS 3. DENGAN MENGGUNAKAN DATA ∆Hf ZAT 4. DENGAN DATA ENERGI IKAT.

15 KALORIMETER Pengukuran perubahan kalor dengan menggunakan alat kalorimeter. q larutan = m.c.∆t Keterangan : q = kalor (joule) m = massa air atau larutan dalam kalorimeter (gram) c = kalor jenis (J/gK) ∆t = kenaikan suhu ( K ) CATATAN : q reaksi = - q larutan ∆H = q reaksi ∆H = - q larutan

16 Pembahasan : Q lart = m.c.∆t = (100+100) gx4,2 J/gKx(37,5 - 29)K
Contoh soal : Jika 100 ml larutan NaOH 1 M direaksikan dengan 100 ml HCl 1 M dalamsebuah bejana, ternyata suhu larutan naik dari 290C menjadi 37,50C . Jika larutan dianggap sama dengan air, kalor jenis 4,2 J/gK, massa jenis air 1 g/ml. Tentukan ∆H ! Pembahasan : Q lart = m.c.∆t = ( ) gx4,2 J/gKx(37,5 - 29)K = 7149 joule ∆H = -q larutan ∆H= joule

17 HUKUM HESS Bunyi HUKUM HESS : “Kalor reaksi dari suatu reaksi tidak bergantung apakah reaksi tersebut berlangsung satu tahap atau beberapa tahap” KEPENTINGAN : Hukum Hess sangat penting dalam perhitungan kalor reaksi yang tidak dapat ditentukan secara eksperimen. Contoh reaksi : 1. Reaksi langsung A B ΔH1 = x Kkal 2. Secara tidak langsung a) lewat C A C C B ΔH2 = b Kkal ΔH3 = c Kkal

18 HUKUM HESS b) Lewat D dan E A D ΔH4 = a Kkal D E ΔH5 = d Kkal E B ΔH6 = e Kkal Maka berlaku hubungan : x = b + c = a + d + e ΔH1 = ΔH2 + ΔH3 = ΔH4 + ΔH5 + ΔH6 A B C c b x a e D E d

19 HUKUM HESS Contoh soal :
1. Diketahui : 2H2(g) + O2(g) H2O(cair) ΔH = -136 Kkal H2(g) + O2(g) H 2O2(cair) ΔH = -44,8 Kkal Hitung ΔH untuk reaksi : 2H2O2(cair) H2O(cair) + O2 Jawab : 2H2 + O H2O (cair) ΔH = -136 Kkal 2H2O H2 + 2O ΔH = +89,6 Kkal + 2H2O2 (cair) H2O(cair) + O ΔH = -46,4 Kkal

20 HUKUM HESS 2. Diketahui : C + O2 CO2 ΔH = - 94 Kkal
H2 + ½ O H2O ΔH = - 68 Kkal 2C + 3H C2H ΔH = - 20 Kkal Ditanyakan : berapa x pada reaksi : C2H /2 O CO H2O ΔH = x Kkal Jawab : 2C + 2O CO ΔH = -188 Kkal 3H2+ 3/2 O H2O ΔH = Kkal C2H C + 3H ΔH = 20 Kkal + C2H6 + 7/2 O CO H2O ΔH = -372 Kkal ΔH = Kkal, maka x = -372 Kkal.

21 3. Menentukan ∆H menggunakan entalpi pembentukan ( ∆H0f)
Untuk reaksi : mA + nB  pC + qD ∆H=…?

22 Contoh

23

24 Latihan soal : Diketahui ∆Hf sebagai berikut :
∆Hf C2H2(g) = + 52 kj/mol ∆Hf CO = kj/mol ∆Hf H2 O = kj/mol a. hitunglah perubahan entalpi pembakaran etena (C2H2 )! b. hitunglah perubahan entalpi untuk 26 gram etena!

25 Latihan soal : 2. Diket ∆H pembentukan standar: ∆ Hf CH3OH= -238,6 kj/mol ∆ Hf CO2 = kj/mol ∆ Hf H20 = -250 kj/mol tentukan entalpi pembakaran 22,4 L metanol dalam keadaan STP 3. Diket entalpi pebentukan standar NH3 (∆ Hf NH3 = 46, 1 kj/mol). Tentukan entalpi pembentukan standar 0.34 gr NH3

26 Jawaban 2. Reaksi Pembakaran metanol : CH3OH + 3/2O2 ---> CO2 + 2H2O ∆ H = (delta Hf CO2 + delta Hf H2O) - (delta Hf CH3OH + delta Hf O2) ∆ H = (-4905 kj/mol + 2 x (-250 kj/mol)) - (-238,6 kj/mol + 3/2 x 0) ∆ H = (-4905 kj/mol kj/mol) - (-238,6 kj/mol + 0) ∆ H = (-5405 kj/mol) - (-238,6 kj/mol) ∆ H = (-5405 kj/mol + 238,6 kj/mol) ∆ H = -5166,4 kj/mol 3. 1/2 N2 + 3/2H2 ---> NH3 ∆ H f= 46, 1 kj/mol mol NH3 = 0,34/17 mol NH3 = 0,02 ∆Hf 1 mol NH3 = 46, 1 kj/mol maka ∆ Hf 0,02 mol NH3 = 46, 1 kj/mol x 0,02 = 0,922 kJ entalpi pembentukan standar 0.34 gr NH3 (atau 0,02 mol) = 0,922 kJ

27 Back 4. Menentukan ∆H dengan mengunakan data Energi Ikatan energi ikat adalah energi yg diperlukan untuk memutuskan ikatan 1 mol molekul gas menjadi atom-atom gas. ∆H = jumlah energi ikatan yang putus – jumlah energi ikatan hasil yang terbentuk ∆H = jumlah energi ikatan ruas kiri – jumlah energi ikatan ruas kanan

28

29 Contoh

30 Contoh Soal: Jika diketahui energi ikatan N-N = 946 kJ/mol dan H – H = 436 kJ/mol, dan reaksi: 2 NH3 (g) >.N2 (g) + 3 H2 (g) H = +92 kJ maka energi ikatan rata-rata N – H adalah … a. 1173,0 kJ d. 195,5 kJ b. 586,5 kJ e. 159,5 kJ c. 391,0 kJ Jawab: C 2 H–N–H > N-N + 3 H–H H = + 92 kJ | H H = EI (kiri) - EI (kanan) +92 = (6 . N – H) – (N N H – H) +92 = (6 . N – H) – ( x 436) N – H = = 391 kJ

31 Latihan soal

32

33 Contoh Soal Persamaan Termokimia
1. Reaksi 1 mol gas metana dengan 2 mol gas oksigen membebaskan kalor sebesar 802,3 kJ pada temperatur 298 K dan tekanan 1 atm. Tentukan persamaan termokimianya! 2. Rekasi karbon dan gas hidrogen membentuk 1 mol C2H2 pada temperatur 25° dan tekanan 1 atm membutuhkan kalor 226,7 kJ/mol. Tentukan persamaan termokimianya!

34 Contoh Soal Dalam kalorimeter terdapat zat yang bereaksi secara eksotermik dan ternyata 0,5 kg air yang mengelilinginya sebagai pelarut mengalami kenaikan temperatur sebesar 3˚C. Kalor jenis air = 4,2 J/gram ˚C. Berapa kalor reaksi zat yang bereaksi itu?

35 Menentukan Harga Perubahan Entalpi
Menentukan harga perubahan entalpi dengan menggunakan hukum Hess. Hukum Hess “ perubahan entalpi reaksi hanya tergantung keadaan awal dan keadaan akhir sistem yang tidak tergantung pada jalannya reaksi. Kegunaan hukum Hess ialah untuk menghitung ∆H yang sukar diperoleh melalui percobaan.

36 Contoh Soal Ada 2 cara untuk memperoleh gas CO2 yaitu : 1. Cara langsung. C(s) + O2(g)  CO2(g) ∆H = -393,5 kJ 2. Cara tidak langsung. C + ½O2  CO ∆H = -110,5 kJ CO + ½O2  CO2 ∆H = -283,0 kJ + C + O2  CO2 ∆H = -393,5 kJ

37 Gambar 3. Reaksi Pembentukan Gas CO2
∆H3 = -393,5kJ C O2 CO2 ∆H1 = -110,5kJ ∆H2 = -283,5kJ CO + ½O2

38 Gambar 4. Diagram Tingkat Reaksi Pembentukan Gas CO2
H keadaan awal ∆H1 = -110,5 kJ -110,5 ∆H3 = -393,5 kJ ∆H2 = -283kJ keadaan akhir -393,5 C + O2 CO + ½O2 CO2

39 Menentukan Harga Perubahan Entalpi
Menetukan harga perubahan entalpi dengan menggunakan entalpi pembentukan. a PQ + b RS  c PS + d QR reaktan produk ∆H = (c. ∆H˚f PS + d. ∆H˚f QR) – (a. ∆H˚f PQ + b. ∆H˚f RS) ∆H = ∑ ∆H˚f (produk) - ∑ ∆H˚f (produk)

40 Soal 1 Tentukan entalpi pembakaran gas etana, jika diketahui :
∆H˚f C2H6 (g) = - 84,7 kJ/mol-1 ∆H˚f CO2 (g) = -393,5 kJ/mol-1 ∆H˚f H2O (l) = -285,8 kJ/mol-1

41 Soal 2 Tulislah persamaan termokimianya : a. Entalpi pembakaran C2H5OH(l) = ,7 kJ/mol-1 b. Entalpi pembentukan NH4Cl = -317,1 kJ/mol-1

42 Soal 3 Pada penguraian 1 mol gas amonia
diperlukan kalor sebesar 46,2 kJ/mol-1 Tulis persamaan termokimianya. Berapa harga ∆H pembentukan gas amonia? Pembentukan amonia tergolong reaksi eksoterm atau endoterm? Buatlah diagram tingkat energi untuk penguraian gas amonia.

43 Soal 4 Diketahui : ∆H˚f CO2 (g) = -393,5 kJ/mol-1
∆H˚f H2O (l) = -285,8 kJ/mol-1 ∆H˚f C3H8 (g) = -103,8 kJ/mol-1 Tentukan perubahan entalpi pembakaran C3H8 (g) membentuk gas CO2 dan air! Tentukan jumlah kalor yang dibebaskan pada pembakaran sempurna 4,4 gram C3H8 (g)

44 Soal 5 Diketahui reaksi-reaksi sebagai berikut :
C6H12O6 + 6O2  6CO2 + 6H2O ∆H= kJ/mol-1 C2H5OH + 3O2  2CO2 + 3H2O ∆H= kJ/mol-1 Hitunglah perubahan entalpi untuk reaksi fermentasi glukosa C6H12O  2C2H5OH + 2CO2 fermen

45 Tabel 1. Daftar ΔHºf Pembentukan Standar Senyawa

46 Energi Ikatan Energi ikatan adalah energi yang diperlukan untuk memutuskan ikatan kimia dalam 1 mol senyawa berwujud gas menjadi atom-atom gas pada keadaan standar. Energi ikatan diberi simbol D dan dinyatakan dalam satuan kJ/mol.

47 Contoh Soal 1 Tentukan energi ikatan dari : 1. Reaksi penguraian Cl2(g). 2. Reaksi penguraian HBr(g). Catatan : Atom adalah partikel terkecil materi yang tidak dapat dibagi. Unsur adalah bentuk materi yang tidak dapat disederhanakan lagi dengan reaksi kimia.

48 Energi Ikatan Rata-rata
Untuk molekul yang terdiri dari tiga atau lebih atom maka digunakan istilah energi ikatan rata-rata. Cara menghitung energi ikatan rata- rata yaitu dengan menggunakan entalpi pembentukan standar dan entalpi atomisasi standar.

49 Contoh Soal 2 Diketahui data-data sbb : ΔH˚f CH4(g) = -78,8 kJ/mol ΔH˚f atom C(g) = +718,4 kJ/mol ΔH˚f atom H(g) = 217,9 kJ/mol Hitunglah energi ikatan C-H dalam molekul metana.

50 ΔH Reaksi Berdasarkan Energi Ikatan
Reaksi kimia terjadi karena ada pemutusan ikatan dan pembentukan ikatan. Ikatan- ikatan pada reaktan akan putus dan terjadi ikatan baru pada produk. Oleh karena itu, perubahan entalpi dapat dicari dari selisih ΔH pemutusan ikatan dan ΔH pembentukan ikatan. ΔH = ΔH pemutusan ikatan – ΔH pembentukan ikatan

51 Contoh Soal 3 Dengan menggunakan tabel energi ikatan, hitunglah energi yang dibebaskan pada pembakaran 1 mol gas etana (C2H6)! Catatan : Pada pemutusan ikatan diperlukan energi (ΔH = +). Pada pembentukan ikatan dilepaskan energi (ΔH = -)

52 Tabel 2. Energi Ikatan Rata-rata

53