Termokimia perb

Termodinamika

Ilmu yang mempelajari transformasi dari pelbagai bentuk energi,

•

Termodinamika didasarkan pada hkm

pertama dan kedua.

•

Hukum pertama menyangkut masalah

energi

•

Hukum kedua membahas arah dari

pertukaran tersebut

•

Aplikasi termodinamika pada sistem

Sistem dan lingkungan

• Sistem adalah sebagian dari alam semesta yang sedang dipelajari.

• Misalnya, suatu reaksi kimia terjadi dalam suatu gelas kimia dan di luar sistem adalah Lingkungan

Sistem dengan lingkungan terjadi

pertukaran energi dan materi

• Sistem tersekat, sistem yang dengan

lingkungantidak terjadi pertukaran baik energi dan materi. Contoh botol termos yang ideal. Sistem ini  sistem dengan energi tetap

• Sistem tertutup, dengan lingkungannya hanya dapat mempertukarkan energi, contoh sejml gas dalam silinder

• Sistem terbuka, dgn lingkungan dapat

Perubahan keadaan

• Suatu sistem mengalami perubahan keadaan dari keadaan awal menjadi keadaan akhir .

• Perubahan keadaan yang berlangsung melalui jalan yang sudah ditentukan disebut proses. Proses dapat bersifat reversibel dan ireversibel

• Proses reversibel: proses yang memenuhi dua

persyaratan yaitu proses dapat dibalikkan arahnya dan proses itu harus berlangsung demikian lambat shg

setiap keadaaan yang dilalui sistem dapat dianggap sebagai suatu kesetimbangan

Endoterm dan eksoterm

• Reaksi eksoterm  perpindahan kalor dari sistem ke lingkungan atau pada reaksi tersebut dikeluarkan panas. ΔH = negatif ( – )

• C(s) + O₂(g) → CO₂(g) + 393.5 kJ ;

ΔH = -393.5 kJ

• Reaksi Endoterm

perpindahan kalor dari lingkungan ke sistem atau pada reaksi

tersebut dibutuhkan panas. ΔH = positif ( + )

• CaCO_3(s) → CaO_(s) + CO_2(g)- 178.5 kJ

Entalpi

• Entalpi adalah kandungan kalor sistem pada tekanan tetap, perubahan eltalpi (∆H) bernilai negatif untuk reaksi eksoterm, dan positif untuk reaksi endoterm.

• Entalpi reaksi standar, ∆H0, adalah perubahan entalpi dari 1 mol reaktan dan produk pada keadaan standar (105 Pa dan 298.15 K).

• Entalpi pembentukan standar, ∆H_f0, suatu senyawa adalah entalpi reaksi standar untuk pembentukan senyawa dari unsur-unsurnya.

• Karena entalpi adalah fungsi keadaan, entalpi reaksi standar dihitung dengan mendefinisikan entalpi

Penentuan Panas /kalor

• Perubahan panas yang terjadi pada reaksi kimia digunakan kalorimeter.

• Bersarnya panas reaksi dapat dinyatakan dengan ; tekanan tetap atau volume tetap

• Pada olu e V tetap: = ∆U + = ∆U+∫ Pd

• Jika dv= 0  q = dU, qv= panas reaksi pd V tetap

• Pada tekanan (P) tetap: (q)_p= ∆U + P∆V

(q)_p= (Up-Uv) + P.(Vp-Vv) = (Up-Pvp) – (Uv + PVv) = Hp-Hv

(q)_P = ∆H , _p = panas reaksi pada P tetap

Bomb Kalorimeter

• ∆H : H_akhir – H_mula-mula

• Perubahan eksoterm H_akhir lebih kecil dari H_mula-mula sehingga ΔH adalah negatif dan

ha ga ΔH u tuk

Beberapa istilah

• Entalpi Pe e taka “ta da ΔH_f adalah ΔH u tuk e e tuk mol persenyawaan langsung dari unsurunsurnya yang diukur pada 298 K dan tekanan 1 atm. Contoh : H_2(g) + 1/2 O_2(g)  H₂O_(l) ; ΔH_f = -285.85 kJ

• Entalpi Pe gu aia adalah ΔH da i pe gu aia ol pe se a aa langsung menjadi unsur-u su a ke alika da i ΔH

pembentukan).

• Contoh : H₂O_(l)  H_2(g) + 1/2 O_2(g) ; ΔH = + . kJ.

• E talpi Pe aka a “ta da ΔHc adalah ΔH u tuk e aka

mol persenyawaan dengan O₂ dari udara yang diukur pada 298 K dan tekanan 1 atm.Contoh: CH_4(g) + 2O_2(g) o CO_2(g) + 2H₂O_(l) ; ΔH = -802 kJ.

• E talpi Reaksi adalah ΔH da i suatu persamaan reaksi dengan zat-zat yang terdapat dalam persamaan reaksi dinyatakan dalam satuan mol dan koefisien-koefisien persamaan reaksi bulat sederhana.

Lanjutan

• Entalpi Netralisasi adalah ΔH a g dihasilka selalu eksote

pada reaksi penetralan asam atau basa.

NaOH_(aq) + HCl_(aq)  NaCl_(aq) + H₂O_(l); ΔH = -890,4 kJ/mol

• Hukum Lavoisier-Laplace adalah Jumlah kalor yang

dilepaskan pada pembentukan 1 mol zat dari unsur-unsurnya = jumlah kalor yang diperlukan untuk menguraikan zat

menjadi unsur-unsur pembentuknya. Artinya, apabila reaksi dibalik, tanda kalor yang terbentuk juga dibalik dari positif menjadi negatif atau sebaliknya.

• Contoh: N_2(g) + 3H₂  2NH₃ ΔH = – 112 kJ

• 2NH_3(g)  N_2(g) + 3H_2(g) ; ΔH = + kJ

Pe e tua ∆H, aplikasi hk pe ta a,

termokimia

• Untuk menentukan perubahan entalpi pada

suatu reaksi kimia biasanya digunakan alat seperti kalorimeter, termometer dan

sebagainya yang mungkin lebih sensitif. • Perhitungan :

ΔH eaksi = “ ΔH_fo _produk – “ Δ H

Hukum Hess

• Ju lah pa as a g di utuhka atau dilepaska pada

suatu reaksi kimia tidak tergantung pada jalannya

eaksi, tetapi dite tuka oleh keadaa a al da akhi .

• Contoh:

• C(s) + O₂(g) → CO₂(g) ; ΔH_fo _{= x kJ} → _{1 tahap}

• C(s) + 1/2 0₂(g) → CO(g) ; ΔH_fo = y kJ → 2 tahap

• CO(g) + 1/2 O₂(g)→ CO₂(g) ; ΔH_fo _{= z kJ}

• ———————————————————— +

• C(s) + O₂(g) → CO₂(g) ; ΔH_fo _{= y + z kJ}

Berdasarkan persamaan termokimia

• Tentukan panas reaksi pembakaran metana CH₄ +2 O₂ = CO₂ + 2H₂O

• ∆H eaksi = ∆ Hf p oduk – ∆Hf pe eaksi

• ∆H eaksi = ∆Hf CO + ∆HfH2O) – ∆HfCH + ∆HfO2)

• ∆H eaksi = -393,5 + 2(- 385)]-(-197 +0) = -393,5 – 770 + 197 kJ

= -1163,5 +197 kJ = - 9166,5 kJ

Latihan soal

Hitung panas yang dihasilkan pada pembakaran: • 10 liter alkohol (C₂H₅OH)masa jenis 0,8

gram/mL

• 4 gram gas metana

• 3 Kg LPG yang berisi ( 80 % metan dan 20%

etana)

Hukum Termodinamika 1

• Dalam suatu sitem terisolasi, jumlah energinya selalu tetap, atau apabila sistem memungkinkan terjadi perpindahan panas atau kerja dengan

lingkungan, total energi sistem dan lingklungan tetap.

• ∆U = =W, de ga : + e e gi dise ap siste ,

dan + energi dilepas sistem

• W : + sistem dikenai kerja dan tanda – (neg) sistem melakukan kerja,

Pe e tua ∆U da i ∆H

• Pe sa aa ; ∆H = ∆U + P.∆V

• U tuk eaksi zat padat, ai esa a ∆V

adalah ke il , sa pai ∆H  ∆U. U tuk eaksi

gas, hal ini berbeda. Jika gas dianggap ideal

• Reaktan(gas)  Produk (gas)

• PV_r = n_rRT dan PVp = n_pRT, ka e a ∆V =Vp-Vr,

aka P.∆V = P Vp-Vr) = (n_p-n_r) RT, sehingga

P.∆V= ∆ _gas RT

Pe ga uh suhu pada ∆H

• Untuk menentukan pengaruh suhu terhadap

panas reaksi diperlukan data kapasitas panas ( Cp dan Cv)

• Pada P tetap: ∆H = ∆U + P.∆V

• Jika ∆H, ∆U atau positip, e a ti siste

memperoleh kerja . Jika w>0, kerja dilakukan sistem dan w<0 kerja dilakukan terhadap

Kapasitas Panas

• Bila sistem menerima kalor sebesar dq dan suhu naik setinggi dT, maka kapasitas kalor (C)

C = dq/dT, dq = du + PdV  C = (dU+PdV)/dT

• Pada V tetap; dV=0  Cv=(dU/dT)v

• Pada P tetap, dP=0, Cp=(dU/dT)p + P(dV/dT)v

• Bila pers: H= U+PV dideferensialkan terhadap T pada P tetap, (dH/dT)p=(dU/Dt)p+P(dV/dT)p  Cp=(dH/dT)p

• Demikian pula Cv = (dU/dT)

Lanjutan

• Diderensial terhadap T pada P tetap (dH/dT)p = (dU/dT)p + P(dV/dT)p

Cp-Cv = (dU/dT)p + P(dV/dT)p – (dU/dT)v • Energi dalam (U) adalah fungsi P,V, dan T. Jika

diambil V dan T sebagai variabel. U = f(V,T) dU = (dU/dT)vdT + (dU/dv)_Tdv dibagi dT

• Pada P tetap:(dU/dT)p=(dU/dT)v+(dU/dT)_T (dV/dT)p

• Cp-Cv= (dU/dT)v+(dU/dT)_T (dV/dT)p + P(dv/dT)p-(dU/dT)v

• Cp-Cv = (dU/dT)_T (dV/dT)p + P(dv/dT)p

• Untuk gas ideal : (dU/dv)_T =0, PV = RT  P(dV/dT)p = R

• Bila cp tetap terhadap suhu

• Ƒd∆H/T = ƒ ∆Cp atau ∆H = ∆H + ∆Cp T -T1)

Kalor dan Kerja

Kerja ekspansi gas

• Kerja karena perubahan P-V oleh suatu gas ;

• = ∫ Pd , P adalah teka a ela a gas. Bila dV = ,

berarti volume gas tetap w = 0. bila P=0, berarti gas dikembangkan ke dalam vakum, dan w = 0. Ini disebut pengembangan bebas

• ∆ U= –w

• Untuk dv=0, atau P=0  dU = q

• Bila gas dikembangkan terhadap P tetap

• W = P∫ dV atau = P -V1)

• V2>V1  kerja dilakukan oleh gas (ekspansi)

Ekspansi isotermal dan adiabatis

• Ekspansi iso termal : pengembangan pada T

tetap, utk gas ideal U = ƒ T , pada Tetap  ∆U= .

∆U = -w  q = w

Q=W = ƒ Pd ƒ ; i te g al

• Bila P tetap , q=w = P(V2-v1)

• Bila P tetap , = = ƒ Pd

• Adia atis : tdk te jadi pe e apa pa as, = , ∆U

= q-w  ∆U = -w

Proses Reversibel & kerja Maks

• Reversibel : bila gaya yg menyebabkan proses hanya sedikit lebih besar daripada gaya yang melawannya. Contoh: penguapan air,

pengukuran potensial, pengembangan gas

• Bila gas ideal dikembangkan pada vakum (P=0)

dan kerja yg dilakukan Pdv=0

• Ke ja aks; W aks = ƒPd = ƒ RTd /V= RTƒd /V, u tuk T tetap 

W_maks = nRTlnV2/V1 ATAU

Contoh

• Suatu sistem menyerap kalor sebanyak 1000

kJ dan melakukan kerja sebanyak 5 kJ.

Berapakah perubahan energi dalam sistem ini?

Jawab:

• Karena sistem menyerap kalor, maka q

bertanda positif, tetapi karena sistem

CONTOH

• 1 Mol gas H2 berkembang isotermal dari 15

Liter menjadi 50Liter pada tekanan tetap 1

atm dan suhu 250C. Berapa W. Berapa W pada

pengembangan isotermal dan reversibel

• W maks = PdV = 1( 50-15) = 35 L atm = 847,5 kal ( 1 L atm = 24,2 kal)

Siklus Carnot

• Siklus Carnot adalah suatu proses yang berurutan dan pada

akhir dikembalikan pada kondisi awal

• Siklus Carnot terdiri atas 4 tingkatan yaitu 2

• Tingkat 1: ekspansi eksoterm

Suatu gan dengan P2, V2, dan T2 berisi n mol dikembangkan reversibel dan isoterm dengan menyerap kalor q1 menjadi P1, V1.

W1 = nRT2 lnV1/v2 = q

Tingkat II : ekspansi adiabatis

Ekspansi adiabatis reversibel terjadi P3,V3, T1 W2 = -∆U = C T -T2)

• Tingkat 4: kompresi adiabatis

Proses dikembalikan ke keadaan awal W4 = - ∆U = - nCv(T2-T1) = nCv(T1-T2)

Total Kerja ; W maks = W1 + W2 + W3 + W4

W maks = nRT2 lnV1/V2 + nRT1Ln V4/V3 = q2 – q1 Wmaks/q2 =

(nRT2 lnV1/V2 + nRT1Ln V4/V3)/(nRT2 lnV1/V2) Juga diperolah : T2 Cv/R, V2 = T1 Cv/R, V4 (adiabatilk) V1/V2 = V3/V4 dan Ln V4/V3 = - ln V1/V2

W maks /q2 = (T2-T1) /T2 W maks = q2 (T2-T1)/T2

Persamaan Clapeyron

• Menurut siklus Carnot : W _maks = q₂ [(T₂-T₁)/T₂] • Untuk T2-T1 sangat kecil= dT  T2 = T1

• = ∆U + P V -V , = ∆H

Entropi

• Entropi adalah fungsi keadaan, dan merupakan kriteria yang menentukan apakah suatu keadaan dapat dicapai dengan spontan dari keadaan lain.

• Hukum ke-2 termodinamika menyatakan bahwa entropi, S, sistem yang terisolasi dalam proses spontan entropinya meningkat atau ∆“ > da U tuk e agai p oses di ala semesta tingkat ketidakteraturan alam semakin meningkat

• Jika sistem mengalamui perubahan isotermal dan reversibel . Sistem 1  sistem 2

∆“ =d /T. kalo i/ ol.K

• Bila proses dilakukan untuk sistem terisolasi, maka untuk

p oses isote da e e si el . ∆“ = /T. Kalo i/ ol.K . “ekelili g : ∆“kel =-qr/T.

Total : ∆“total = ∆“ gas + ∆“kel =

Lanjutan

• Proses isoterm dan irreversibel, sistem1sistem 2

∆“ = /T. Ka e a kalo a g dise ap oleh gas = , da

q<qr, maka perubahan entropi sekeliling = q/T,

“ehi gga : ∆“ = /T – q/T > 0

• Jadi proses ireversibel dalam sistem terisolasi

e e a ka ∆“ > da p oses siklus ∆“> .

Proses non isoterm reversibel masing-masing mempunyai dS = dqr/T, hingga untuk perubahan

sistem 1  sistem 2: ∆“ = ∫ d /T. Persamaan ini juga berlaku untuk non isoterm dan

ireversibel

• Proses yang secara termodinamika

ireversibel akan menghasilkan entropi.

• Entropi berkaitan dengan ketidakteraturan

sistem dalam termodinamika statistik, menurut

persamaan: S ₌ kln_{W .}

• k adalah tetapan Boltzmann, dan W adalah

jumlah susunan atom atau molekul dalam sistem dengan energi yang sama, dan

berhubungan dengan besarnya ketidakteraturan.

• Dengan meningkatnya entropi, meningkat pula

Perhitungan

• Pe u aha e t opi ∆“ da i siste te isolasi dapat tetap atau e ta ah, seda g ∆“

masing-masing sistem dapat tetap, bertambah

atau e ku a g. Pe hitu ga ∆“ iasa a

dilakukan terhadap setiap sistem, tidak terhadap sistem terisolasi (sistem dan sekeliling)

• Hitu g ∆“ u tuk ekspa si ol gas ideal

Penyelesaian

• Isotermal  ∆U = ,

• ∆“ = W aks /T = Rl V /V

• ∆U = -w  q = w

• Reversibel  W = W maks = qr

• ∆“ = /T = W aks/T = R l V /V

• ∆“ = , . , log / = . , . , .

∆“ u tuk gas ideal

• Untuk gas ideal (T dan V);

dS = dqr/T  ∆“= ∫d /T

• dqr = dU + dWmaks = CvdT + RT dv/v

• ∆“ = ∫C dT/T + ∫R d /

• Untuk n mol

∆“ = ∫ C dT/T + ∫ R d /

∆“ = C l T /T + R l V /V

• Analog untuk gas ideal (T dan P berubah)

∆“ = Cpl T /T – RlnP2/P1

U tuk ol : ∆“ = Cpl T /T – nR ln P2/P1

Keadaan-keadaan Penting

• T tetap isote : ∆“T =nRlnV2/V1-nRlnP2/P1 ( T2=T1)

• P tetap iso a : ∆“_P = nCp lnT2/T1

• V tetap isokho : ∆“V =nCv lnT2/T1

Perubahan entropi pada perubahan fisika seperti peleburan, penguapan, dan transisi yang diikuti penyerapan kalor

Pele u a : ∆“ = /T = ∆Hf/Tf Pe guapa ∆“ = /T = ∆H /T T a sisi : ∆“ = /T = ∆Ht/Tt

1 mol es 00C dipanaskan menjadi uap 100 0C pada P tetap 1 atm. Panas peleburan molar es = 1436 kalori, panas penguapan molar =9720 kalori, kalor jenis air = 1

Penyelesaian

• H₂O(s) = H₂O(l)  H₂O(l) = H₂O(g)

• ∆“ = ∆Hf/T = / = , kal/ olK

• ∆“ = ∆H /T= / = , kal/ ol.K

• ∆“ = Cpl T /T = . . , log / =

5,62 kal/mol K

Hk Termodinamika III

• Entropi kristal zat padat pada nol mutlak (0 K) besarnya adalah nol. Entropi absolut zat murni dihitung dari kapasitas panas. ds = Cp dT/T

• S_T = , ƒT₀ Cp d log T

• Untuk menentukan entropi absolut suatu zat

pada suhu kamar –perlu diperhitungkan entropi pada suhu sebelumnya

• Contoh berapa entropi absolut gas A pada suhu

250C

Energi bebas (

∆G

)

• Energi bebas Gibbs didefinisikan dengan:

∆G = ∆H – T∆S

• reaksi spontan terjadi bila energi Gibbs reaksi pada suhu dan tekanan tetap negatif (∆G <0).

• Perubahan energi bebas Gibbs standar (∆G0) berhubungan dengan tetapan kesetimbangan reaksi A = B melalui:

∆ G0 _{= -RT ln K.}

• Hu u ga ∆G da P

• Pada T tetap; dG = V dP  ∆G= ƒVdP = ƒRTdP/P

∆G= RTƒP2

P1dP/P  ∆G= RT l P /P • Hu u ga ∆G da ∆H

Be dasa ka pe sa aa : ∆G= ∆H – T ∆“ atau ∆G - ∆H = -T ∆“

Percobaan di lab

1. Penetapan harga kalorimeter 2. Penentuan panas netralisasi 3. Penentuan panas reaksi

Penentuan panas reaksi

• Penentuan tetapan kalorimeter

• Timbang kalorimeter (w1) isi 40 mL air (T1) dan timbang lagi (W2)

• Tambahkan air panas (T2 > 10 0C T1)  aduk ukur Ta (suhu akhir)

• Pa as a g dise ap kalo i ete Q : ∆T

kalor jenis air (4,2J/gK)

• Pa as g di e ika ai pa as Q : ∆T

Penentuan Panas reaksi

• Ukur 50 mL larutan CuSO₄ 1,0M

• Masukan dalam kalorimeter dan ukur suhu T1

• Timbang serbuk seng (Zn) sebanyak 5 gram

• Tambahkan ke dalam larutan CuSO₄, aduk dan ukur suhu tertingginya (T2)

• Tentukan panas reaksi yang dihasilkan (Q)

• Jika diketahui : ∆T = T akhir – T awal

• Kalo a g dise ap kalo i ete = k ∆T

• Kalor yang diserap larutan = massa larutan x kalor jenis

la uta ∆T

• Kalor reaksi = Kalor yang dierap kalorimeter + Kalor yang diserap larutan

• ∆H eaksi = kalo eaksi/ ol pe eaksi

• Massa jenis larutan ZnSO₄ = 1.14 g/mL

Reaksi : Zn + CuSO

₄

= Cu + ZnSO

₄

• 50 mL CuSO4 1M = 0,05 x 1 mol = 0,05 mol

• 5 gram Zn = 5/64,5 mol = 0,077mol

• Kalor diserap kalorimeter = k x AT

• masa larutan = massa jenis x vol lar = 1,14 g/mL x 50 mL = 57 g

• Kalor yang diserap larutan = massa larutan x kalor

je is la uta ∆T

• Kalor reaksi = kalor yang diserap kalorimeter + kalor yang diserap larutan

Latihan

• Hitung perubahan entalpi pembakaran gas metan pada suhu 27 0_{C dan 1000} 0_{C. Cp=35,3 J/mol K}

• 1 mol perak dipanaskan pada P tetap dari 00_c

sampai 30 0C, Cp = , J/ ol K. Hitu g ∆“!

• Logam aluminium dipanaskan pada suhu 600 sampai 700 0C. Titik leleh Al pada suhu 600 0C

dan Cp pelelehan 393 J/molK, Cp Al padat = 31,8

J/ ol da Cp Al ai = , J/ ol, hitu g ∆“!

• 1 mol gas ideal pada 270_{C diekspansi secara}

isoterm dan reversibel dari 10 atm ke 1 atm terhadap tekanan yang direduksi secara

Penyelesaian

• CH₄ + 2O2  CO₂ + 2H₂O ∆H = -802 kJ/mol • ∆H pada da 0_C

• ∆H = Cp dT/T + ∆H0_{= 35,3 .2,303 log 1273/298} = --- kJ

• ∆H = Cp dT/T + ∆H0_{= 35,3 .2,303 log 300/298 =} kJ/mol

Al(s) = Al(l) --- Al l , ∆“ da ∆“

∆“ = ∆Hf/Tf = / =

∆“ = Cp dT/T = , . , log / = ∆“₁+ ∆“₂ = ...

1 Mol gas ideal ekspansi secara reversibel dan isoterm (250C) dari tekanan 1 atm sampai 0,1

at . Hitu g ∆G

2 Satu mol uap dikondensasikan pada 100 0C dan air didinginkan sampai 0 0C dibekukan menjadi

es. Be apa ∆“!, jika kalo je is ai = , J/K.g,