KIMIA TEKNIK (TKK – 4103/ 3 SKS)

KIMIA TEKNIK

(TKK – 4103/ 3 SKS)

Program Studi Teknik Kimia Fakultas Teknik

Universitas Brawijaya

TERMOKIMIA

• Apakah yang dimaksud sistem?

• Apakah yang dimaksud lingkungan?

TERMOKIMIA

• Sistem : Suatu bagian yang menjadi fokus untuk dipelajari

• Lingkungan : Sesuatu hal di luar sistem.

• Contoh:

TERMOKIMIA

• Tiap sistem (partikel) memiliki energi potensial (E_p) dan energi kinetik (E_k)

• Penjumlahan energi tersebut disebut energi dalam (E)→ beberapa literatur digunakan simbol U.

TERMOKIMIA

E_Initial

E_final

Energi, E Energi

keluar E_final< E_initial

∆E<0

E_Initial

E_final

Energi, E Energi

masuk E_final> E_initial

∆E>0

• Aliran Energi bisa digambarkan

TERMOKIMIA

• Perpindahan energi nampak dalam dua bentuk, yaitu panas (q) dan kerja (w)

• Perubahan panas

∆𝐸 = 𝑞 + 𝑤

H₂O panas

Temperatur ruangan

Energi, E Panas ke

lingkungan, q<0

∆E<0

Temperatur ruangan

H₂O panas

Energi, E Panas dari

lingkungan, q>0

∆E>0

TERMOKIMIA

• Perubahan Kerja

TERMOKIMIA

• Hukum kekekalan energi ( Hk. Termodinamika I)

“Meskipun energi dinyatakan dalam banyak bentuk, total energi di dunia

adalah konstan, dan saat energi menghilang dalam satu bentuk, secara simultan akan berubah ke bentuk lain.”

∆𝐸_{𝑠𝑖𝑠𝑡𝑒𝑚} + ∆𝐸_{𝑙𝑖𝑛𝑔𝑘𝑢𝑛𝑔𝑎𝑛} = 0

TERMOKIMIA

• Untuk menentukan ∆𝐸, perlu mengukur panas ataupun kerja.

• Nilai kerja (w) dapat dinyatakan:

𝑤 = −𝑃 ∆𝑉

• Jika perubahan energi terjadi pada tekanan tetap, misalnya dalam wadah

terbuka (tekanan atmosfer) maka kalor yang terbentuk dinamakan perubahan entalpi (ΔH), dinyatakan dengan:

∆𝐻 = ∆𝐸 + 𝑃 ∆𝑉

PETA KONSEP

PERUBAHAN ENTALPI (ΔH)

PENGERTIAN

Perubahan entalpi adalah perubahan panas dari reaksi pada suhu dan tekanan yang tetap, yaitu selisih antara entalpi zat- zat hasil dikurangi entalpi zat-zat reaktan.

Rumus : ΔH = H_h- Hr

ΔH _: perubahan entalpi H_h : entalpi hasil reaksi H_r : entalpi zat reaktan.

www.uin-suka.ac.id

PERSAMAAN TERMOKIMIA

persamaan reaksi kimia + panas yang diserap/dilepas

CH₄ (g) + 2O₂ (g) CO₂ (g) + 2H₂O (l) DH = -890,4 kJ Elemen persaman reaksi kimia:

1. Rumus kimia spesies reaktan + fasanya 2. Rumus kimia spesies produk + fasanya

3. Koefisien reaksi = rasio mol spesies-spesies

tanda + / - menunjukkan arah transfer panas

Persamaan Termokimia

H₂O (s) H₂O (l) DH = 6,01 kJ

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.

6.4

Persamaan Termokimia

CH₄ (g) + 2O₂ (g) CO₂ (g) + 2H₂O (l) DH = -890,4 kJ

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.

6.4

H₂O (s) H₂O (l) DH = 6,01 kJ

• Koefisien stoikiometri selalu menunjukkan jumlah mol zat

Persamaan Termokimia

• 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

H₂O (s) H₂O (l) DH = 6.01 kJ

• Kita harus selalu menuliskan wujud fisis semua reaktan dan produk, karena akan membantu penentuan

perubahan entalpi yg sesungguhnya.

Persamaan Termokimia

6.4

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

266 g P₄ 1 mol P₄ 123,9 g P₄

x ^{3.013 kJ}

1 mol P₄

x ^{= 6.470 kJ}

PANAS JENIS (S)

& KAPASITAS PANAS (C)

• Panas (kalor) jenis suatu zat = s = jumlah kalor yang dibutuhkan untuk menaikkan suhu 1 gram zat sebesar 1 derajat Celcius.

• Untuk zat tunggal (1 macam zat)

• Kapasitas panas (kalor) suatu benda = jumlah kalor yang dibutuhkan untuk menaikkan suhu benda tersebut sebesar 1 derajat Celcius.

• Cocok untuk kalorimeter (1 set alat, kumpulan berbagai zat).

C = q / DT

s = q / (m.DT)

www.uin-suka.ac.id

1. Berapa banyak kalor yang dilepas jika 869 g batang besi didinginkan dari suhu 94⁰C menjadi 5⁰C?

2. Suatu kalorimeter mengalami

kenaikan suhu sebesar 2 ⁰C akibat pembakaran 1 gram zat standar. Jika diketahui entalpi pembakaran zat standar tersebut (Mr = 140) adalah 2000 kJ/mol, hitunglah kapasitas kalor kalorimeter itu.

Panas jenis & kapasitas panas

Kalorimetri Tekanan-Konstan

Tidak ada kalor yang diserap atau dilepaskan!

q_sistem = q_air + q_kal + q_reaksi q_sistem = 0

q_reaksi = - (q_air + q_kal) q_air = msDt

q_kal = C_kalDt

Reaksi pada p Konstan DH = q_reaksi

s = panas jenis air

Kalorimetri Volume-Konstan

Tidak ada kalor yang diserap atau dilepaskan!

q_sistem = q_air + q_bom+ q_reaksi q_sistem = 0

q_reaksi = - (q_air + q_bom) q_air = msDt

q_bom = C_bomDt

Reaksi pd V konstan DH ~ q_reaksi DH = q_reaksi

Perbandingan D H dan D E

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

DH ~ q

_reaksi

= DE

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

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

D E a

d

e

b c

x

HUKUM HESS

Contoh soal :

1. Diketahui : 2H_2(g) + O_2(g) 2H₂O_(cair) ΔH = -136 Kkal H_2(g) + O2(g) H ₂O2(cair) ΔH = -44,8 Kkal Hitung ΔH untuk reaksi :

2H₂O2(cair) 2H₂O + O₂ Jawab :

2H₂ + O₂ 2H₂O ΔH = -136 Kkal 2H₂O2 2 H₂ + 2O₂ ΔH = +89,6 Kkal

+ 2H₂O2 2H₂O + O₂ ΔH = -46,4 Kkal

HUKUM HESS

2. Diketahui :

I. C + O₂ CO2 ΔH = - 94 Kkal II. H₂ + ½ O₂ H₂O ΔH = - 68 Kkal III. 2C + 3H2 C₂H6 ΔH = - 20 Kkal Ditanyakan : berapa x pada reaksi :

C₂H₆ + 7/2 O₂ 2CO₂ + 3H₂O ΔH = x Kkal Jawab :

I. 2C + 2O₂ 2CO₂ ΔH = -188 Kkal II. 3H₂+ 3/2 O₂ 3 H₂O ΔH = - 204 Kkal III. C₂H₆ 2C + 3H₂ ΔH = 20 Kkal

+

C₂H₆ + 7/2 O₂ 2CO₂ + 3 H₂O ΔH = -372 Kkal ΔH = - 372 Kkal, maka x = -372 Kkal.

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_f (DH⁰).

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_f (O₂) = 0

DH⁰_f (O₃) = 142 kJ/mol

DH⁰_f (C, grafit) = 0

DH⁰_f (C, intan) = 1,90 kJ/mol

6.6

PERUBAHAN ENTALPI STANDAR (DH

⁰

)

Entalpi perubahan standar (DH⁰ ) didefinisikan sebagai entalpi reaksi yang berlangsung pada tekanan 1 atm.

reaksi

aA + bB cC + dD

DH⁰_rxn = [cDH⁰_f (C) + dDH⁰_f (D)] - [aDH⁰_f (A) + bDH⁰_f (B)] DH⁰_rxn = SnDH⁰_f (produk) - SmDH_f⁰ (reaktan)

6.6

Hukum Hess: bila reaktan diubah menjadi produk,

perubahan entalpinya adalah sama, terlepas apakah reaksi berlangsung dalam satu tahap atau dalam beberapa tahap.

(Entalpi adalah fungsi keadaan. Tidak peduli bagaimana caranya, yg dilakukan adalah memulai dan mengakhirinya.)

Benzana (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 = SnDH⁰_f (produk) - SmDH_f⁰ (reaktan)

DH⁰_rea = [12DH⁰_f (CO₂)+ 6DH⁰_f (H₂O)] - [ 2DH⁰_f (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

entalpi pelarutan (DH_pelarutan) adalah panas yang dilepaskan atau diterima ketika sejumlah zat larut dalam sejumlah tertentu zat pelarut.

DH_pelarutan = H_larutan - SH_komponen

Zat manakah yang dapat

digunakan untuk mencairkan es?

Zat manakah yang dapat digunakan untuk pendingin?

Proses pencairan NaCl

DH_pelarutan = Tahap 1 + Tahap 2 = 788 – 784 = 4 kJ/mol

Contoh Soal

Pada pembentukan 1 gram NaCl dibebaskan kalor sebesar 7,024 kJ. Berapakah entalpi pembentukan NaCl? Tuliskan persamaan reaksinya. (Na = 23; Cl = 35,5)

Jawab:

Massa molar NaCl = 58,5 g/mol DH_f = ^{58,5 𝑔𝑟𝑎𝑚}

1 𝑚𝑜𝑙

×

^{−7,024 𝑘𝐽}

1 𝑔𝑟𝑎𝑚

= −410,9 𝑘𝐽 𝑚𝑜𝑙

⁻¹

Persamaan Reaksi:

Na(s) + Cl₂(g) NaCl(s) DH = −410,9 kJ

Reaksi penguraian adalah kebalikan dari reaksi pembentukan.

Sesuai dengan azas kekekalan energi, nilai entalpi penguraian sama dengan entalpi pembentukan, tetapi tandanya berlawanan

Entalpi Penguraian Standar

(DH 0 d )

Contoh

Tuliskan persamaan reaksinya!

Diketahui DH

_f

CO

₂

(g) adalah −393,5 kJ/mol, maka entalpi penguraian CO

₂

(g) adalah +393,5 kJ/mol.

CO

₂

(g) C(grafit) + O

₂

(g) D H = +393,5 kJ/mol

Perubahan entalpi pada pembakaran

sempurna 1 mol suatu zat yang diukur pada keadaan standar

Pembakaran dikatakan sempurna apabila:

• karbon (C) terbakar sempurna menjadi CO₂

• hidrogen (H) terbakar sempurna menjadi H₂O

• belerang (S) terbakar sempurna menjadi SO₂

• senyawa hidrokarbon (CxHy) terbakar sempurna menurut reaksi:

C_xH_y + O₂ CO₂ + H₂O (belum setara)

Entalpi Pembakaran Standar (DH

⁰_c

)

Contoh Soal

Berapa kJ kalor yang dihasilkan oleh 1 tangki kendaraan bermotor yang memiliki volume 3,5 L, jika massa jenis bensin adalah 0,7 kG/L? (Anggap bensi terdiri dari isooktana, maka:

DH⁰_c isooktana = −5460 kJ/mol, massa jenis = 114 g/mol)

Jawab:

Massa tangki kendaraan = 3,5 L  0,7 kg/L = 2,45 kg = 2450 gram

n isooktana = ^{2450 𝑔𝑟𝑎𝑚}

114 𝑔/𝑚𝑜𝑙 = 21,49 mol

Jadi, kalor yang dibebaskan pada pembakaran 3,5 L bensin adalah:

= 21,49 mol  (−5460) kJ/mol

= − 117335,4 kJ

ENERGI IKATAN

PENGERTIAN

Energi ikatan adalah jumlah energi yang diperlukan atau yang timbul untuk memutuskan atau menggabungkan suatu ikatan kimia tertentu.

Pada reaksi eksoterm, besarnya energi yang timbul dari Penggabungan ikatan lebih besar daripada energi yang diperlukan untuk memutuskan ikatan.

Besarnya energi ikatan ditentukan secara eksperimen :

ENERGI IKATAN

IKATAN Kkal/mol IKATAN Kkal/mol

H – H H – F H – Cl H – Br H – I F – F Cl – Cl

C – Cl

104 135 103 88 71 37 58 79

Br – Br I – I C – C C – H N – H N – N

O - O O - H

46 36 83 99 93 226 119 111

ENERGI IKATAN

ENERGI IKATAN

CONTOH SOAL

1. Diketahui : H₂ H + H ΔH = +104 Kkal Cl₂ Cl + Cl ΔH = + 58 Kkal 2HCl H₂ + Cl₂ ΔH = +206 Kkal Ditanyakan : ΔH pada reaksi berikut :

H₂ + Cl₂ 2 HCl Jawab :

H2 H + H ΔH = + 104 Kkal Cl₂ Cl + Cl ΔH = + 58 Kkal

2H + 2 Cl 2HCl ΔH = - 206 Kkal + H₂ + Cl₂ 2HCl ΔH = - 44 Kkal

Jadi ΔH = - 44 Kkal

ENERGI IKATAN

2. Diketahui : kalor pembentukan CH_{4 (g)} = -17,9 Kkal Kalor penguapan C (grafit) = +170 Kkal Kalor dissosiasi H₂ = +104 Kkal Ditanyakan : energi ikatan rata-rata C – H ?

Jawab :

C (grafit) + 2H2 CH₄

C _(g) + H₄

ΔH₁ ΔH₂ ΔH₃

Menurut Hk. Hess ΔH = ΔH₁ + ΔH₂ + ΔH₃

-17,9 = +170 + (2 X 104) + ΔH₃ ΔH

ENERGI IKATAN

ΔH₃ = -17,9 - 170 - 208

ΔH₃ = - 395, 9 Kkal. Energi ikatan = 395,9 Kkal

ΔH₃ merupakan energi ikatan 4 x (C-H). Jadi energi ikatan Rata-rata C-H = 395/4 Kkal = 99 Kkal.

HUBUNGAN ANTARA ELEKTRONEGATIVITAS DENGAN ENERGI IKATAN

Linus Pauling (1912) : Jika gas P₂ bereaksi dengan gas Q_2, maka seharusnya energi ikatan P-Q = rata-rata energi ika- tan P-P dan Q-Q . Ternyata hasil eksperimen menunjukkan Adanya kelebihan energi (Δ) → untuk stabilitas ikatan P-Q

ENERGI IKATAN

ENERGI DISSOSIASI IKATAN :

Perubahan entalpi dalam proses pemutusan ikatan, dengan pereaksi dan hasil reaksi dalam keadaan gas.

Pada reaksi : P

₂

+ Q

₂

→ 2PQ, berlaku : D

_P-Q

= ½ (D

_P-P

+ D

_Q-Q

) + Δ

Keterangan :

D_P-Q = energi dissosiasi dari ikatan P-Q D_P-P = energi dissosiasi dari ikatan P-P D_Q-Q = energi dissosiasi dari ikatan Q-Q

Δ = kelebihan energi untuk kestabilan ikatan P-Q

ENERGI IKATAN

Kelebihan energi stabilisasi sebanding dengan :

Kuadrat dari selisih elektronegatifitas P dengan Q.

Dirumuskan sebagai berikut :

I

^{Xp –Xq}

I = 0,208 x Δ

^1/2

Keterangan :

Xp = elektronegatifitas P Xq = elektronegatifitas Q

Pauling : harga

I

^{Xp –Xq}

I = 1,7 →

merupakan batas antara ikatan ion dengan ikatan kovalen. Di bawah 1,7 merupakan ikatan kovalen dan di atas 1,7 merupakan Ikatan ionik.

ENERGI IKATAN

Contoh Soal :

Diketahui : H₂ → H + H ΔH = + 104 Kkal Br₂ → Br + Br ΔH = + 46 Kkal HBr → H + Br ΔH = + 88 Kkal

Ditanyakan : a) Selisih elektronegatifitas H dengan Br

b) Jika elektronegatifitas H = 2,1, berapakah elektronegatifitas Br?

Jawab :

Δ = D_H-Br – ½ ( D_H-H + D_Br-Br)

= 88 - ½ ( 104 + 106)

= 88 – 75

= 13 Kkal

ENERGI IKATAN

I

^X_H ^{- X}_Br

I

^{= 0,208 x Δ1/2}

= 0,208 x 13^1/2

= 0,208 x 3,605

= 0,760

Karena elektronrgatifitas H = 2,1, maka elektronegatifitas Br = 2,1 + 0,76 = 2,86