wujud zat - Daniel Setiyo Nugroho

Diktat Kimia Fisika
1
SIFAT-SIFAT GAS
Gas terdiri atas molekul-molekul yang bergerak menurut jalan-jalan yang lurus
ke segala arah, dengan kecepatan yang sangat tinggi. Molekul-molekul gas ini selalu
bertumbukan dengan molekul-molekul yang lain atau dengan dinding bejana.
Tumbukan terhadap dinding bejana ini yang menyebabkan adanya tekanan.
Volume dari molekul-molekul gas sangat kecil bila dibandingkan dengan volume
yang ditempati oleh gas tersebut, sehingga sebenarnya banyak ruang yang kosong
antara molekul-molekulnya. Hal ini yang menyebabkan gas mempunyai rapat yang
lebih kecil daripada cairan atau zat padat. Hal ini juga yang menyebabkan gas bersifat
kompresibel atau mudah ditekan.
Sebagian besar gas tidak berwarna, kecuali gas fluorin, klorin berwarna hijau
kekuningan, bromine berwarna merah coklat, iodine berwarna violet, nitrogen
dioksida, nitrogen trioksida merah coklat. Gas dapat memberikan perlawanan
terhadap gaya kepadanya sehingga akan berdifusi cepat didalam ruangan dan dapat
melewati penghalang yang porous(berpori). Gas dapat mengembang bila dipanaskan
dan menyusut bila pengurangan tekanan.
Besaran sifat gas dan satuannya :
Sifat gas yang dapat diukur adalah volume, suhu, tekanan dan massa. Volume
gas selalu sama dengan volume tempatnya berada, karena mobilitas gas yang sangat
tinggi. Satuan volume gas adalah liter, mililiter atau m3.
Tekanan
Gaya per satuan luas disebut tekanan. Gaya adalah segala sesuatu yang
menyebabkan benda berubah gerakannya atau arahnya. Gaya yang sangat penting
adalah gaya grafitasi. Gaya grafitasi yang menarik udara menciptakan pengaruh udara
yang menekan bumi dikenal dengan tekanan atmosfir.
Satuan gaya dalam system cgs adalah dyne yang didefinisikan sebagai gaya yang
diperlukan oleh massa 1 gram untuk memperoleh percepatan sebesar 1 cm sekon-2.
1 dyne = 1 gr cm s-2.
Dalam satuan SI satuan gaya adalah Newton (N) yang didefinisikan sebagai gaya
yang diperlukan untuk memberikan massa 1 kg percepatan sebesar 1 m sekon-2.
1 newton
= 1 kg m s-2.
Prodi Teknik Kimia S1-Fakultas Teknik UNNES-----------------------
Diktat Kimia Fisika
2
= 105 dyne
Maka satuan tekanan adalah dyne cm-2 atau N m-2.
Alat untuk mengukur tekanan udara (tekanan atmosfir) adalah barometer
torricelli, sesuai penemunya Evenge Torricelli (1608-1647). Tinggi kolom raksa
barometer tergantung pada lokasi barometer dan suhu. Pada suhu biasa di permukaan
laut kolom raksa tingginya 760 mm. Satu mmHg adalah tekanan yang diberikan oleh
kolom raksa dengan ketinggian 1 mm. Oleh karena tekanan udara tergantung pada
letak geografis dan suhu maka dinyatakan dengan konsep atmosfer standar. Satu (1)
atmosfer standar adalah tekanan yang diakibatkan oleh kolom air raksa setinggi 760
mm pada suhu 0oC.
1 atm = 760 mmHg (pada 0oC)
1 torr = 1 / 760 atm
= 133,3224 N m-2.
1 atm dengan sistem cgs :
1 atm = 1,01325 106 g cm-1 s-2.
= 1,01325 106 dyne cm-2.
1 atm dalam SI :
1 atm = 1,0132479 105 kg m-1 s-2.
= 1,0132479 105 N m-2.
1 Pa
= 1 N m-2.
1 bar = 106 dyne cm-2 = 0,987 atm
Alat untuk mengukur tekanan gas dalam system tertutup disebut manometer. Ada 2
jenis yaitu manometer ujung terbuka dan manometer ujung tertutup.
Patm
Patm
Patm
Prodi Teknik Kimia S1-Fakultas Teknik UNNES-----------------------
Diktat Kimia Fisika
3
Pada manometer ujung terbuka, apabila tinggi air raksa pada kedua kolom sama
berarti Pgas = Patm. Apabila tinggi raksa pada kolom sebelah kanan lebih tinggi daripada
sebelah kiri, berarti Pgas > Patm maka :
Pgas = Patm + PHg.
Pada saat tinggi kolom raksa sebelah kiri lebih tinggi berarti Pgas < Patm maka :
Pgas = Patm- PHg.
Manometer ujung-tertutup, umumnya digunakan untuk mengukur tekanan gas yang
bertekanan rendah, lebih rendah daripada tekanan atmosfer. Pada saat tekanan gas
sama dengan tekanan atmosfer, kolom raksa pada kolom sebelah kanan akan penuh.
Apabila tekanan gas di dalam sistem dikurangi, maka Pgas = PHg karena tekanan di
atas raksa pada kolom sebelah kanan adalah nol.
Latihan 1
Berapa tekanan pada sistem yang ditunjukkan oleh manometer tertutup dan
manometer terbuka. Hitunglah dalam satuan SI. Cairan yang dipakai Hg !
Prodi Teknik Kimia S1-Fakultas Teknik UNNES-----------------------
Diktat Kimia Fisika
4
Temperatur
Skala temperatur yang umum digunakan adalah skala derajat celcius dan sakla
farenheit. Skala celcius didasarkan pada titik beku air, yaitu 0oC dan titik didih air
100oC. Harga yang sama pada skala Fahrenheit adalah 32oF dan 212oF. Nol derajat
pada skala farenheit adalah titik beku larutan jenuh NaCl dalam air. Hubungan antara
kedua skala tersebut adalah
C F  32

5
9
(1.5)
dimana C dan F adalah temperatur pada kedua skala. Skala absolute temperatur atau
umumnya dikenal dengan skala Kelvin (K). Hubungan antara skala absolut dan skala
celcius dapat diperoleh :
T(K) = T (oC) + 273,15
(1.6)
Latihan 2
Temperatur badan normal dari manusia sehat adalah 98,4oF. Berapakah harga tersebut
dalam skala celcius ?
Gas dibagi menjadi dua jenis :
a. Gas Ideal
Yaitu gas yang mengikuti secara sempurna hukum-hukum gas (Boyle, Gay Lussac
dsb)
b. Gas Non Ideal/ Nyata
Yaitu gas yang hanya mengikuti hukum-hukum gas pada tekanan rendah.
Prodi Teknik Kimia S1-Fakultas Teknik UNNES-----------------------
Diktat Kimia Fisika
5
Gas ideal sebenarnya tidak ada, jadi hanya merupakan gas hipotesis. Semua gas
sebenarnya tidak ideal. Pada gas ideal, bahwa molekul-molekulnya tidak tarik menarik
dan volume molekulnya dapat diabaikan terhadap volume gas itu sendiri atau ruang
yang ditempati. Sifat gas ideal ini hanya didekati oleh gas beratom pada tekanan
rendah dan pada temperatur yang tinggi.
Hukum-hukum Gas Ideal
1. Hukum Boyle
Tekanan berbanding terbalik dengan volume pada temperatur tetap dan untuk
sejumlah tertentu gas, yaitu :
P1 V1 = P2 V2
(1.7)
Latihan 3
Hitung tekanan yang diperlukan untuk menekan 4,24 dm3 gas pada 412 torr menjadi
1,56 dm3 pada keadaan isotermis. Ubahlah tekanan dalam satuan SI !
Latihan 4
Sejumlah tertentu gas diekspansi dari tekanan 760 torr menjadi 250 torr pada
temperatur tetap. Bila volume mula-mula adalah 10 dm3, Hitung volume akhir !
2. Hukum Charles atau Gay Lussac
Sejumlah tertentu gas pada tekanan tetap (dalam keadaan isobar), volume (V)
berbanding lurus dengan temperature (T). Hubungannya adalah
V1 V 2

T1 T 2
(1.8)
3. Hukum Gas ideal
Hukum Boyle dan hukum Charles atau hukum Gay Lussac dapat digabungkan
bersama, yaitu untuk sejumlah massa tertentu dari gas,
PV
 kons tan
T
(1.9)
Kondisi sejumlah massa tertentu dapat dihilangkan dengan bantuan hipotesis
Avogadro yang menyatakan bahwa pada kondisi temperatur dan tekanan yang sama,
gas-gas dengan volume sama akan mengandung jumlah molekul yang sama. Maka
persamaan menjadi :
Prodi Teknik Kimia S1-Fakultas Teknik UNNES-----------------------
Diktat Kimia Fisika
6
PV
R
nT
dimana :
(1.10)
n = banyaknya mol
R = konstanta gas
Untuk 1 mol gas, persamaan idealnya adalah :

PV =RT
(1.11)

dimana V adalah volume 1 mol gas.
Tabel Harga
Tipe satuan
Harga
Satuan
Mekanik
0,082054
dm3 atm mol-1 K-1
Mekanik
82,054
ml atm mol-1 K-1
Cgs
8,3144
erg mol-1 K-1
Listrik
8,3144
Joule mol-1 K-1
Panas
1,9872
Kal mol-1 K-1
4. Hukum Dalton tentang Tekanan Parsial
Tekanan total dari sebuah campuran gas ideal adalah jumlah dari tekanan parsial
masing-masing gas, yaitu :
P total
= P gas1 + P gas2 + P gas3 + …….+ Pi.
=  Pi
(1.12)
dimana Pi adalah tekanan parsial dari gas dalam campuran. Tekanan parsial dari
semua komponen dalam suatu campuran gas ideal dapat dihubungkan dengan
tekanan totalnya dengan persamaan :
pi = xi . P
Xi
(1.13)
= fraksi mol dari gas ke i
=
jumlah mol gas ke i
jumlah seluruh mol sistem
(1.14)
Latihan 5
Sebuah bejana mempunyai kapasitas 4 dm3. Bila 4 gr O2 dan 10 gr N2 pada 27oC
dimasukkan. Hitung :
a. Fraksi mol dari masing-masing gas
b. Tekanan parsial
Prodi Teknik Kimia S1-Fakultas Teknik UNNES-----------------------
Diktat Kimia Fisika
7
c. Tekanan total
5. Teori Efusi Graham
Menurut teori efusi Graham, laju efusi (atau keluarnya gas melalui suatu lubang)
dari gas-gas pada tekanan dan temperatur yang sama berbanding terbalik dengan
akar kuadrat kerapatannya, yaitu bila V1 dan V2 adalah laju efusi dari kedua macam
gas, d1 dan d2 adalah kerapatan, maka
V1
 d 2 / d1
V2
(1.15)
d2 M 2

d1 M 1
(1.16)
Persamaan umum ini diturunkan dengan bantuan persamaan (1.16) yaitu pada
temperature dan tekanan yang sama, kerapatan masing-masing gas sebanding
dengan berat molekulnya. Sehingga :
V1
 M 2 / M1
V2
(1.17)
Persamaan umum untuk laju efusi bila kedua gas mempunyai tekanan yang
berlainan adalah
V1
p
 1 M 2 / M1
V2
p2
(1.18)
Latihan 6
Gas oksigen (1 dm3 pada 1 atm) membutuhkan waktu 2 menit untuk berefusi
melalui sebuah lubang. Berapa waktu yang dibutuhkan gas He, N2 dan uap SF6
untuk berefusi pada kondisi yang sama ?
6. Berat molekul Gas Ideal
Persamaan gas ideal untuk n mol gas adalah
PV
M
= n RT
=
W
RT
M
=
WRT
RT
d
PV
P
Prodi Teknik Kimia S1-Fakultas Teknik UNNES-----------------------
(1.19)
Diktat Kimia Fisika
Dimana :
8
M = berat molekul gas
d = density gas
W = berat gas
Pada tekanan dan temperatur tertentu, suatu gas dengan volume tertentu
ditimbang, beratnya = W. Dengan menggunakan rumus gas ideal diatas BM gas
dapat dihitung.
Latihan 7
1 dm3 udara sample pada tekanan 1 atm dan 27oC mempunyai berat 0,0012 kg.
Hitung berat molekul efektif udara bila udara bersifat seperti gas ideal !
7. Gas Nyata
Sifat gas nyata dapat dinyatakan dengan berbagai macam persamaan keadaan yang
hanya berlaku pada keadaan temperatur dan tekanan tertentu. Beberapa
persamaan tersebut :
a. Persamaan Van der Waals
(P +
dimana :
n2a
)(V – n b) = n R T
V2
(1.20)
a dan b adalah konstanta
a = koreksi untuk gaya tarik menarik antara molekul-molekul
b = koreksi untuk ukuran efektif (volume excluded)
Latihan 8
Hitung tekanan yang dihasilkan oleh 2 dm3mol-1 etana pada 27oC bila mengikuti
persamaan van der waals. (a= 5,489 dm6 atm mol-2 dan b = 0,0638 dm3 mol-1).
Bandingkan harganya bila gas adalah ideal !
b. Persamaan Virial
Persamaan virial dapat dinyatakan sebagai suatu fungsi tekanan atau volume,
yaitu :
-
p V  RT ( 1 
B

V
-
p V  RT ( 1 

C
2
V

D
3
 ......)
(1.21)
V
B
C
D
p
P2 
p 3  ......)
2
3
RT
( RT )
( RT )
Prodi Teknik Kimia S1-Fakultas Teknik UNNES-----------------------
(1.22)
Diktat Kimia Fisika
9
dimana B,C,D,…. Adalah koefisien virial kedua, ketiga, keempat dan dapat
ditentukan dengan bantuan mekanika statistika, hasil percobaan atau dari
persamaan van der waals.
Prodi Teknik Kimia S1-Fakultas Teknik UNNES-----------------------
Diktat Kimia Fisika
10
HUKUM-HUKUM THERMODINAMIKA
A. HUKUM THERMODINAMIKA I
Dalam memulai belajar termodinamika, sangat perlu untuk memahami istilahistilah yang terdapat dalam termodinamika. Istilah-istilah tersebut :
1.
Sistem: boundary dan lingkungan
 Sistem adalah bagian dari semesta fisik, yang sifat-sifatnya sedang diamati.
Sistem juga didefinisikan sebagai suatu tempat di dalam ruangan yang oleh
boundary dipisahkan dari lingkungannya.
 Lingkungan adalah daerah di luar sistem yang masih mempunyai kemungkinan
berinteraksi dengan sistem
 Boundary adalah batas antara sistem dengan lingkungan.
2.
Sistem tertutup dan sistem terbuka
 Sistem tertutup, jika boundary melindungi sistem itu dari interaksi dengan
lingkungan.
 Sistem terbuka, jika massa dapat menyeberangi boundary dari sistem ke
lingkungan atau sebaliknya
Kerja, Panas/ Kalor dan Energi
Kerja adalah kuantitas yang mengalir melalui boundary suatu sistem selama
terjadinya perubahan keadaan dan ini berpengaruh langsung terhadap gaya berat
sistem dalam lingkungan.
Kalor atau panas adalah kuantitas yang mengalir melalui boundary suatu sistem
selama terjadinya perubahan keadaan dan ini terjadi karena perbedaan temperatur.
Tanda yang digunakan disini, yaitu Q (panas) adalah positif jika panas diabsorbsi oleh
sistem dari sekelilingnya. Dan negatif jika panas dilkepaskan dari sistem ke lingkungan.
Kesamaan lainnya dengan kerja panas yang diserap atau dilepaskan juga tergantung
pada jalannya sistem.
Sistem memiliki sejumlah derajat kebebasan atau pergerakan, dan energi
internal merupakan jumlah dari hal-hal yang berhubungan dengan model tersebut.
Pembagian energi secara umum adalah enerrgi kinetik dan energi potensial, namun
dapat juga merupakan jumlah dari energi translasi, rotasi, vibrasi, elektron, nuklir,
posisi dan gravitasi. Karena dalam termodinamika sulit untuk memperoleh nilai absolut
Prodi Teknik Kimia S1-Fakultas Teknik UNNES-----------------------
Diktat Kimia Fisika
11
energi, maka sering dinyatakan sebagai perbedaan keadaan awal dan akhir sistem,
yaitu :
 E = E2 - E1
(2.1)
Berbeda dengan kerja atau panas, energi internal merupakan besaran yang pasti, tidak
tergantung pada jalannya reaksi, tetapi hanya pada keadaan awal dan akhir sistem,
maka disebut sebagai besaran pasti atau fungsi keadaan.
Hukum Pertama Termodinamika
Secara matematika, hukum pertama termodinamika dapat dituliskan sebagai berikut :
E=Q–W
dimana :
(2.2)
Q
= panas total yang diserap
W
= kerja yang dilakukan sistem
E
= perubahan energi yang terjadi
dalam bentuk deferensial :
dE = dQ – dW
(2.3)
selanjutnya persamaan 2-3 dapat ditulis dalam kondisi yang berbeda sebagai,
dE = dQ
dW = 0
(2.4)
dE = – dW
dQ = 0 (adiabatis)
(2.5)
Pada proses adiabatis, tidak ada panas yang diserap atau dilepaskan.
Proses Reversibel dan Irreversibel
Suatu proses disebut irreversibel jika tidak dapat balik, dan jika dapat balik
tidak dapat dilakukan tanpa meninggalkan perubahan yang tetap pada sekeliling.
Suatu proses disebut reversibel jika sistem dan sekelilingnya berada dalam
kesetimbangan dan tetap demikian selama proses berlangsung.
Suatu proses reversibel harus memenuhi persyaratan berikut :
1. Semua bagian sistem berada dalam kesetimbangan termodinamika, dalam hal ini
setiap bagian memiliki temperatur yang sama (kesetimbangan termal), setiap
bagian
memperoleh tekanan yang sama (kesetimbangan mekanik) dan setiap
bagian sistem berada dalam kesetimbangan kimia.
2. Sistem dan sekelilingnya bebas saling menukarkan energi dalam berbagai bentuk,
namun tetap dalam kesetimbangan satu dengan yang lain selama proses, jika
sistem dan lingkungan mempertukarkan energi panas, harus tetap dalam
Prodi Teknik Kimia S1-Fakultas Teknik UNNES-----------------------
Diktat Kimia Fisika
12
kesetimbangan termal. Jika pertukaran bebas dalam bentuk kerja mekanik,
tekanan yang diterima sistem harus sama dengan sekelilingnya selama proses
berlangsung dan demikian selanjutnya dengan pertukaran berbagai bentuk energi
secara bebas dengan sekelilingnya.
Proses pada Volume Konstan
Jika sistem hanya memperlihatkan kerja ekspansi, maka :
W
= P. V
(2.6)
Karena V = 0 dalam hal ini proses isokorik, maka hukum pertama termodinamika
menjadi :
Ev = Qv
(2.7)
yakni panas yang diserap atau dilepaskan sistem pada volume konstan merupakan
ukuran langsung dari perubahan dalam energi sistem. Contoh dari proses ini adalah
reaksi yang berlangsung dalam kalorimeter bom. Qv adalah fungsi keadaan.
Entalpi dan Proses pada Tekanan Tetap
Entalpi didefinisikan sebagai,
H = E + pV
(2.8)
Dan perubahan dalam entalpi,
 H =  E +  (pV)
(2.9)
Dalam bentuk deferensial
dH
= d E + d (p V)
(2.10)
= d E + pdV + V dP
(2.11)
Jika proses dilakukan pada tekanan konstan, yaitu dalam kondisi isobarik dP = P = 0
sehingga,
dH = dE + p dV
(2.12)
Menurut Hukum I Termodinamika :
dE = dQ – dW
(2.13)
Dan jika ekspansi merupakan satu-satunya kerja :
dW = p dV
(2.14)
Dengan substitusi persamaan 2.13 &2.14 ke dalam persamaan 2.12
dH = dQ – pdV + p dV
= dQp
Prodi Teknik Kimia S1-Fakultas Teknik UNNES-----------------------
(2.15)
Diktat Kimia Fisika
13
maka perubahan panas dalam kondisi isobarik merupakan ukuran langsung dari
perubahan entalpi sistem.
Hubungan antara Entalpi dan Energi
Untuk gas ideal, hubungan antara perubahan entalpi dan energi dapat
diturunkan sebagai :
 H =  E +  (pV)
(2.16)
 (pV) =  n R T
(2.17)
dengan
dimana  n = perubahan dalam jumlah mol reaksi.
 n (hasil )   n (reaktan )
n =
i
i
j
(2.18)
j
 H =  E +  n RT
(2.19)
Kapasitas Panas
Kapasitas panas adalah panas yang dibutuhkan untuk menaikkan temperatur
sistem sebesar satu derajat. Simbol dari kapasitas panas adalah C, dimana :
C
Q
dQ

T dT
(2.20)
Kapasitas molar adalah kapasitas panas dari 1 mol zat dan panas spesifik adalah
kapasitas panas per gram zat.
-
C = n c = w c’
Dimana
(2.21)
n = jumlah mol
w = berat zat
-
c = kapasitas panas molar
c’ = kapasitas panas spesifik
Q = panas yang dibutuhkan untuk menaikkan temperatur zat sebesar  T
derajat
Kapasitas panas pada tekanan konstan (Cp) dan pada volume konstan (CV) dapat
didefinisikan sbb :
 H 

 T  p
Cp = 
Prodi Teknik Kimia S1-Fakultas Teknik UNNES-----------------------
(2.22)
Diktat Kimia Fisika
14
E

  T v
Cv = 
Dimana
(2.23)
Cp = kapasitas panas pada tekanan konstan
Cv = kapasitas panas pada volume konstan
Hubungan antara Cp dan Cv
Hubungan antara Cp dan Cv dapat diturunkan sebagai berikut :

 E   V 
 

 T T  T  p
(2.24)
 H   p 
 

 p T  T v
(2.25)
Cp – Cv =  p  


Cp – Cv = v  

Untuk gas ideal :
 H 
 E 
  0

  
 V T  p T
(2.26)
nR
 V 

 
P
 T  p
(2.27)
nR
 p 

 
 T v V
(2.28)
sehingga persamaan 2-24 dan 2-25 menjadi :
Cp – Cv = n R
(2.29)
Untuk padatan dan cairan :
 2VT
Cp – Cv =

Dimana

1  V 


V  T  p
 -
1  V 


V  P T
(2.30)
(2.31)
(2.32)
Pemanasan pada volume konstan hanya menaikkan temperatur, sedangkan pemanasan
pada tekanan konstan :
1. Menaikkan temperatur
Prodi Teknik Kimia S1-Fakultas Teknik UNNES-----------------------
Diktat Kimia Fisika
15
2. Dilakukan kerja untuk mengembalikan lingkungan
3. Pengembangan zat akibat gaya antarmolekul
Efek ke-2 dan 3 yang menyebabkan perbedaan antara Cp & Cv .
Aplikasi Hukum Pertama Termodinamika Terhadap Gas Ideal
Ekspansi Isotermal Reversibel
Karena energi internal dari gas ideal hanya merupakan fungsi temperatur, maka pada
temperatur konstan,
E=H=0
(2.33)
Dengan menggabungkan persamaan 2-3 dan 2-26 diperoleh :
V1
Q=W=
V2
 pdV  nRT ln V
(2.34)
1
V2
Ekspansi Isobarik Isotermal dari Gas Ideal
E=H=0
V1
Q=W=
 pdV  pV
(2.35)
V2
Ekspansi Adiabatis Reversibel dari Gas Ideal
Pada kondisi ini Q = 0
T2
E=-W=

 n CV dT
(2.36)
T1
T2
H=

 n Cp dT
(2.37)
T1
Untuk menghitung perubahan total energi internal atau entalpi, perlu diketahui
temperatur awal dan akhir. Hal ini dapat dihitung dengan persamaan sbb :
T1V1R/Cv = T2 V2R/Cv
(2.38)
p1V1  p2V2
(2.39)
 
Cp
CV
Prodi Teknik Kimia S1-Fakultas Teknik UNNES-----------------------
(2.40)
Diktat Kimia Fisika
16
Ekspansi Adiabatis Isobarik dari Gas Ideal
Pada kondisi ini Q = 0
T2
E=

 n Cv dT
(2.41)
T1
T2
H=

 n Cp dT
(2.42)
T1
W =pV
(2.43)
Temperatur akhir dapat dihitung dengan bantuan hukum pertama termodinamika,
yaitu :
T2
-
pV =

 n Cv dT
(2.44)
T1

= n Cv (T2 – T1)
(2.45)

dengan mengasumsikan Cv tidak tergantung pada temperatur.
B. HUKUM TERMODINAMIKA KEDUA & KETIGA
Hukum Termodinamika Kedua dapat dinyatakan dalam berbagai cara :
1. Menurut Kelvin, tidak mungkin menggunakan proses siklis untuk memindahkan
panas dari benda panas dan mengubahnya menjadi kerja tanpa memindahkan
sebagian panas kepada benda dingin pada saat yang sama.
2. Menurut Clausius, tidak mungkin memindahkan panas dari benda dingin ke benda
panas tanpa melakukan sejumlah kerja.
3. dalam bentuk entropi, perubahan kecil dalam bentuk entropi dapat sama dengan,
atau lebih besar daripada dQ/T untuk tiap proses yang kecil sekali, yaitu :
dS 
dQ
T
(2.46)
Tanda kesamaan adalah bentuk untuk proses reversibel, dan tanda lebih besar
adalah untuk proses reversibel.
Prodi Teknik Kimia S1-Fakultas Teknik UNNES-----------------------
Diktat Kimia Fisika
17
Siklus Carnot
Siklus Carnot adalah mesin bakar hipotesis dan ideal yang mengabsorbsi panas pada
temperatur tinggi, melakukan kerja dan mengembalikan sisa panas ke reservoar lain
pada temperatur rendah. Siklus ini terlihat dalam Gambar 2-1 :
1. Ekspansi isoterm dan reversibel
V1,T1, p1
 E = 0,
V2,T2, p2 (V2 > V1 dan p2 < p1)
W = Q = n R T ln
V2
V1
(2.47)
2. Ekspansi adiabatis dan reversibel
V2,T1, p2
V3,T2, p3 (V3 > V2, T1 > T2, p2 < p1)
T2
Q = 0
E=-W=
 C dT
v
(2.48)
T1
3. Kompresi isoterm dan reversibel
V3,T2, p3
 E = 0,
V4,T2, p4 (V3 > V4 dan p4 < p3)
W = Q = n R T2 ln
V4
V3
4. Kompresi adiabatis dan reversibel
V4,T2, p4
V1,T1, p1 (p1 < p4, T1 > T2, V1 > V4)
Prodi Teknik Kimia S1-Fakultas Teknik UNNES-----------------------
(2.49)
Diktat Kimia Fisika
18
T1
E=-W=
Q = 0,
 C dT
v
(2.50)
T2
Efisiensi Mesin Bakar
Efisiensi mesin bakar didefinisikan sebagai perbandingan jumlah total kerja yang
dilakukan terhadap jumlah total panas, yaitu :

W
Q
(2.51)
Dalam siklus carnot, Q = Q1 dan W = Q1 + Q2

Q1  Q2
Q
= 1 2
Q1
Q1
(2.52)
 yaitu efisiensi, harganya tidak lebih dari satu dan Q2 yaitu panas yang dilepaskan
oleh sistem pada reservoar dingin adalah negatif. Sehingga persamaan 2.52
dapat
ditulis :

dimana :
= 1
T2
T1
(2.53)
T1
= temperatur reservoar panas
T2
= temperatur reservoar dingin
Pompa Panas dan Alat Pendingin
Perbedaan antara pompa panas dan alat pendingin adalah pada pompa panas,
panas dipasok ke dalam pompa pada temperatur rendah dengan melakukan kerja pada
sistem. Sedangkan pada alat pendingin, panas dihilangkan dari alat pada temperatur
rendah. Koefien penampilan / Coefficient of performance (COF) untuk masing-masing
dapat didefinisikan sebagai :
Pompa panas :

=
Alat Pendingin :

Q1
T1

- W T1  T2
(2.54)
Q1
- (Q1  Q 2 )
(2.55)
Q2
T2

- W T1  T2
(2.56)
Prodi Teknik Kimia S1-Fakultas Teknik UNNES-----------------------
Diktat Kimia Fisika
19
=
Q2
- (Q1  Q 2 )
(2.57)
Entropi
Dalam mesin carnot, efisiensi dberikan sebagai berikut :
Q1  Q2 T1  T2
=
; T1 > T2
T1
Q1

(2.58)
Apabila semua proses reversibel, maka :
1
Q2( rev)
Q1( rev)
Q1( rev)
T1
Q1( rev)
T1



Q1( rev )
i
 1
T1
T2
T1
Q2( rev)
(2.59)
T2
Q2( rev)
T2
0
0
(2.60)
Untuk setiap siklus proses reversibel, perbandingan panas yang diabsorbsi terhadap
temperatur reservoar adalah nol, dan perbandingan ini disebut Entropi, yaitu :
dS 
dQrev
T
(2.61)
T2
 S = S2 - S1 =
dQrev
T
T1

(2.62)
Menurut persamaan 2.60 untuk siklus carnot, perubahan bersih entropi adalah nol
tetapi dapat diperluas sampai setiap sistem siklus lain, sehingga merupakan fungsi
keadaan.
Persamaan 2.61 mengharuskan perubahan panas yang reversibel dalam proses yaitu
entropi hanya bisa dihitung jika prosesnya reversibel. Jika proses tidak reversibel
diantara dua titik, kemudian menghasilkan proses reversibel hipotesis diantara titiktitik tersebut, carilah perubahan panas sepanjang proses ini dan hitung perubahan
entropi diantara dua titik.
Proses Reversibel :
 Ssistem
= -  Ssekeliling
Prodi Teknik Kimia S1-Fakultas Teknik UNNES-----------------------
(2.63)
Diktat Kimia Fisika
 Skeseluruhan
20
= -  Ssistem + Ssekeliling
(2.64)
=0
Proses Irreversibel :
 Skeseluruhan
>0
(2.65)
Entropi pada Tekanan Tetap
Proses tekanan tetap berarti besaran-besaran termodinamika dipengaruhi oleh U dan
T. Dengan demikian :
dQ = dU + p dV
(2.66)
Maka
dS =
1
P
dU  dV
T
T
(2.67)
Jika p/T = n maka p = nT sehingga dp = n dT, jadi (p/T)= n. Dengan demikian p/T =
(
P
) sehingga :
T
dS =
1
 P 
dU  
 dV
T
 T v
(2.68)
1

dT + dV
T

(2.69)
maka,
dS = CV
Entropi pada Volume Tetap
Jika volumenya yang tetap, maka besaran-besaran termnodinamika dipengaruhi oleh
temperatur dan tekanan. Dari persamaan hukum I untuk volume tetap diperoleh :
dQ = dU
(2.70)
Tetapi persamaan tersebut belum memperlihatkan adanya pengaruh tekanan. Untuk
itu digunakan :
U
= H – pV
(2.71)
dU
= dH – pdV – V dp
(2.72)
Maka,
sehingga,
dQ
= dH – p dV – V dp + p dV
dQ
= dH – V dp
atau :
Prodi Teknik Kimia S1-Fakultas Teknik UNNES-----------------------
Diktat Kimia Fisika
21
= Cp dT – V dp
(2.73)
dengan demikian ,
dQ
= = Cp
1
V
dT –
dp
T
T
(2.74)
Entropi pada Temperatur Tetap
Entropi pada temperatur tetap, berarti dU = 0 jadi :
dQ = p dV
(2.75)
p
dV
T
(2.76)
dS =
Karena p dV = - V dp, maka untuk temperatur tetap, juga boleh dinyatakan :
dQ = - V dp
(2.77)
Maka,
dS =
V
dp
T
(2.78)
Entropi Standar Gas ideal
Yang dimaksud entropi standar gas ideal adalah entropi suatu gas pada tekanan p
dibandingkan dengan entropi gas pada tekanan 1 atm diukur pada temperatur tetap
25oC.
Untuk temperatur tetap :
ds =
p
dV
T
(2.79)
Untuk gas Ideal :
Jadi
P = R T V-1
(2.80)
dp = - RT V-2dV
(2.81)
V 2
dV =
dp
RT
(2.82)
sehingga
dV =
V 2
dp
RT
(2.83)
dS =
p V 2
dp
T RT
(2.84)
 pV 2
dp
RT 2
(2.85)
=
Prodi Teknik Kimia S1-Fakultas Teknik UNNES-----------------------
Diktat Kimia Fisika
=
S
22
R
dp
p
= - R ln
(2.86)
P2
P1
(2.87)
Jika P1 = 1 atm, maka S nya disebut S standar atau So
So = - R ln p
(2.88)
Hukum Termodinamika III
Hukum Termodinamika III membicarakan harga entropi zat padat dapa 0 Kelvin.
Pengembangan hukum ini adalah pembicaraan mengenai entropi zat padat pada
temperatur T, dimana T > 0 Kelvin
Untuk mempelajari hukum III, marilah kita amati perubahan entropi padatan
dari 0 Kelvin sampai T( T< titik leburnya) pada tekanan tetap. Untuk kasus tekanan
tetap berlaku :
dQ = dH = Cp dT
(0 - T)K
(2.89)
maka,
dS = Cp
1
dT
T
(2.90)
sehingga :
T
S = Cp
1
 T dT
(2.91)
0
dimana S = selisih S pada T dan S pada 0 Kelvin, sehingga dapat ditulis :
T
ST – S0 = Cp
1
 T dT
(2.92)
0
T
ST = S0 + Cp
1
 T dT
(2.93)
0
Karena Cp harganya selalu positif, maka nilai integral pada persamaan diatas, harus
positif. Jadi harga entropi akan makin besar seiring dengan naiknya temperatur.
Dengan demikian entropi padatan paling kecil pada 0 kelvin. Oleh karena itu
persamaan 2.93 dapat ditulis :
T
ST = Cp
1
 T dT
(Hukum Termodinamika III)
0
Prodi Teknik Kimia S1-Fakultas Teknik UNNES-----------------------
(2.94)
Diktat Kimia Fisika
23
TERMOKIMIA
Panas Reaksi
Panas reaksi dinyatakan sebagai perubahan energi produk dan reaktan pada
volume konstan (∆E) atau pada tekanan konstan (∆H). Contoh reaksi,
Pada temperatur konstan dan volume konstan :
Reaktan
produk
∆E = E produk – E reaktan
Pada temperatur konstan dan tekanan konstan :
∆H = H produk – H reaktan
Satuan SI untuk E dan H adalah joule, satuan umum lain adalah kalori. Umumnya harga
E dan H untuk tiap reaktan atau produk dinyatakan joule mol-1(J mol-1) atau KJ mol-1+
pada temperatur konstan tertentu yaitu 298 K.
Jika ∆E atau ∆H positif reaksi dikatakan endotermis dan jika ∆E atau ∆H negatif reaksi
dikatakan eksotermis.
Suatu reaksi kimia sempurna jika selain menuliskan persamaan keseimbangan
dan harga energi, dituliskan juga keadaan reaktan dan produk. Simbol untuk padatan
(s), untuk cairan (l) dan untuk gas (g). Jika wujud padat memiliki lebih dari satu
struktur, maka sifat struktur padat disebutkan juga. Sebagai contoh, karbon dapat
berbentuk intan atau grafit dan sulfur dalam bentuk rombis atau monoklinis. Di
sebelah kanan atas tulisan E dan H menunjukkan harga pada keadaan standar. Keadaan
standar untuk zat padat adalah keadaan kristalin khusus pada 1 atm pada temperatur
tertentu (misalnya karbon grafit dan sulfur adalah rombis). Untuk cairan bentuk
murninya adalah cairan pada 1 atm pada temperatur tertentu dan untuk gas adalah
gas ideal tekanan 1 atm pada temperatur tertentu.
Contoh soal 1:
Hitung ∆Ho untuk reaksi berikut ini :
CaC2(s) + 2H2O(l)
Ca(OH)2 (s) +
C2H2 (g)
∆Hof CaC2 (s) =-62,76 KJ/mol
∆Hof H2O (l)= -285,84 KJ/mol
∆Hof Ca(OH)2 (s) = -986,59 KJ/mol
∆ Hof C2H2 (g) = 226,75 KJ/mol
Prodi Teknik Kimia S1-Fakultas Teknik UNNES-----------------------
Diktat Kimia Fisika
24
Pengukuran Panas Reaksi
Panas reaksi diukur dengan kalorimeter, harga ∆E diperoleh apabila reaksi dilakukan
dalam kalorimeter bom yaitu pada volume konstan. Sedangkan ∆H adalah panas reaksi
yang diukur pada tekanan konstan dalam gelas piala atau labu yang terisolasi.
Hubungan antara ∆H dan ∆E
∆H = ∆E + ∆(PV)
Bentuk ∆(PV) sangat kecil untuk padatan dan cairan sehingga dapat diabaikan. Jadi ∆H
= ∆E untuk padatan dan cairan. Dalam gas ideal pada temperatur konstan, persamaan
di atas disederhanakan menjadi,
∆H = ∆E + ∆n RT
dimana ∆n adalah jumlah mol gas produk dikurangi reaktan.
Dari contoh soal 1 :
Hitung ∆E !
Hukum Hess
Suatu reaksi kimia dapat ditulis sebagai rangkaian dari banyak reaksi kimia. Jika panas
reaksi dari masing-masing tahap diketahui, maka panas reaksi yang diinginkan dapat
dihitung dengan menambahkan atau mengurangi panas reaksi dari masing-masing
tahap. Prinsip ini dikenal dengan Hukum Hess. Dasar hukum ini adalah entalpi atau
energi internal adalah suatu besaran yang tidak tergantung pada jalannya reaksi.
Contoh soal :
Hitung ∆H untuk reaksi berikut :
C (grafit) + H2O (g)
H2 (g) + CO (g)
Diketahui data :
C (grafit) + ½ O2 (g)
CO (g) ∆H = -110,50 KJ
H2 (g) + ½ O2 (g)
H2O (g) ∆H = -241,84 KJ
Panas Pembentukan
Panas
pembentukan
dari
setiap
senyawa
adalah
entalpi
reaksi
yang
menunjukkan pembentukan 1 mol senyawa dari unsur-unsurnya. Jika semua spesies
dari reaksi kimia diatas berada dalam keadaan standarnya, panas pembentukan (∆Hof)
disebut panas pembentukan standar. Panas pembentukan standar dari unsur-unsur
Prodi Teknik Kimia S1-Fakultas Teknik UNNES-----------------------
Diktat Kimia Fisika
25
dalam keadaan paling stabil dianggap nol. Jika panas pembentukan reaktan dan
produk dari suatu reaksi kimia diketahui, panas reaksi dapat dihitung dari hubungan :
∆Ho298 =
 ni ∆H
o
f
(produk) -
 nj ∆H
o
f
(reaktan)
j
i
dimana ni dan nj = jumlah mol spesies produk dan spesies reaktan,
∆Hof = panas pembentukan molar
Contoh soal :
Hitung ∆Ho untuk reaksi berikut :
CH3OH (l) + 3/2 O2 (g)
CO2 (g) + H2O (g)
Diketahui :
∆Hof CH3OH (l) = -238,57 KJ/mol
∆Hof H2O (g) = -241,84 KJ/mol
∆Hof CO2 (g) = -393,55 KJ/mol
Panas Pembakaran
Panas pembakaran adalah panas reaksi dimana 1 mol zat dioksidasi secara sempurna.
Jika senyawa berisi C, H, O dan N produk teroksidasi adalah CO2, H2O(l) dan N2 dan
persamaannya dapat diseimbangkan. Untuk senyawa yang mengandung halogen,
sulfur, fosfor dan lain-lain persamaan reaksi sulit diseimbangkan karena unsur-unsur ini
membentuk banyak oksida.
Energi Ikatan
Panas reaksi yang dihubungkan dengan pemecahan ikatan kimia dari molekul gas
menjadi bagian-bagian gas, disebut juga entalpi ikatan.
Energi disosiasi ikatan (BE) dapat digunakan untuk menghitung panas reaksi dengan
hubungan :
 o
H  
dimana :
produk
reak tan
i
j
 niBEi   njBEj
BE = energi disosiasi ikatan per mol ikatan
Prodi Teknik Kimia S1-Fakultas Teknik UNNES-----------------------
Diktat Kimia Fisika
26
nj dan ni = jumlah mol ikatan yang pecah atau terbentuk dalam reaktan
atau produk
Data panas reaksi dapat juga digunakan untuk menghitung energi disosiasi ikatan dari
setiap ikatan tertentu, asal saja data lain diketahui. Lingkungan sekeliling atom sangat
mempengaruhi energi ikatan dari ikatan tertentu, oleh karena itu harga yang
duperoleh adalah rata-rata. Energi ikatan adalah untuk molekul fase gas, untuk fase
terkondensasi yaitu keadaan cair atau padat dapat dikoreksi jika panas penguapan,
panas sublimasi diketahui.
Panas Netralisasi
Panas reaksi yang melibatkan netralisasi asam oleh basa. Panas reaksi untuk asam kuat
dan basa kuat adalah konstan yaitu -55,9 KJ mol-1. Tetapi panas netralisasi asam lemah
dan basa lemah < -55,9 KJ mol-1, karena asam atau basa ini terlibat dalam disosiasi
asam menjadi ion-ion H+ dan anion sedangkan basa menjadi ion-ion OH- dan kation.
Asam kuat dan basa kuat berdisosiasi sempurna reaksinya,
H (dalam air) + OH- (dalam air)
H2O
Sehingga,
∆Ho
= ∆Hoionisasi + ∆Honetralisasi
Panas Pelarutan
Panas pelarutan ada 2 yaitu panas pelarutan integral dan panas pelarutan diferensial.
Panas pelarutan integral didefinisikan perubahan entalpi jika 1 mol zat dilarutkan
dalam n mol pelarut. Sedangkan panas pelarutan diferensial sebagai perubahan entalpi
jika 1 mol zat terlarut dilarutkan dalam jumlah larutan yang tidak terhingga, sehingga
konsentrasinya tidak berubah dengan penambahan 1 mol zat terlarut. Secara
matematik didefinisikan
d ( mH )
yaitu perubahan panas diplot sebagai jumlah mol
dm
zat terlarut, dan panas pelarutan diferensial dapat diperoleh dengan mendapatkan
kemiringan kurva pada setiap konsentrasi. Jadi panas pelarutan diferensial tergantung
pada konsentrasi larutan.
Prodi Teknik Kimia S1-Fakultas Teknik UNNES-----------------------