5. Hukum hukum pada Termodinamika

Hukum hukum pada
Termodinamika
Oleh:
1. Muhammad Iqbal
2. Muhammad Syah Dau H.
3. Nury Akbar
4. Mutia Salfa
5. Patricia Sulia
6. Raden Bima
Termodinamika
Termodinamika adalah ilmu pengetahuan yang mempelajari
transformasi dari berbagai bentuk energo,pembatasan-pembatasan
dalam transformasi ini serta penggunannya. Termodinamika
didasarkan atas dua postulat pokok yang dikenal sebagai hukum
pertama dan hukum kedua. Hukum pertama menyangkut masalah
pertukaran energy, sedangkan hukum kedua membahas arah dari
pertukaran tersebut.
1. Entalpi (H)
Entalpi (H) adalah jumlah energi yang dimiliki sistem pada
tekanan tetap. Entalpi (H) dirumuskan sebagai jumlah energi yang
terkandung dalam energi sistem (E) dan kerja (W).
Dimana :
H=E+W
H = entalpi
E = energi sistem
W = kerja
dengan W = P V
P = Tekanan
V = Volume
2. Perubahan Entalpi (ΔH)
Perubahan isi kalor/entalpi yang terjadi selama proses
penambahan atau pelepasan kalor disebut perubahan entalpi :
ΔH = Hakhir – Hawal
Pada reaksi ;
Maka,
A → B
ΔH = HB - HA
a. Bila H produk/B > H reaktan/A, maka ΔH bertanda positif, berarti
terjadi penyerapan kalor dari lingkungan ke sistem.
b. Bila H reaktan/A > H produk/B, maka ΔH bertanda negatif, berarti
terjadi pelepasan kalor dari sistem ke lingkungan.
Sistem dapat dikelompokkan menjadi:
a. Sistem terbuka:
sistem di mana dapat terjadi pertukaran materi dan energi antara
sistem dan lingkungan.
b. Sistem tertutup:
sistem di mana dapat terjadi pertukaran energi, tetapi tidak dapat
terjadi pertukaran materi antara sistem dan lingkungan.
c. Sistem terisolasi:
sistem di mana tidak dapat terjadi pertukaran materi maupun energi
antara sistem dan lingkungan. Berdasarkan perubahan entalpinya,
reaksi kimia dibedakan menjadi dua, yaitu:
a. Reaksi eksoterm:
1)
2)
3)
4)
Reaksi yang melepaskan panas.
Panas berpindah dari sistem ke lingkungan.
ΔH = negatif (–)
H akhir < H awal
Contoh : H2 + O2 → H2O ΔH = - 270 kJ
b. Reaksi endoterm:
1)
2)
3)
4)
Reaksi yang menyerap panas.
Panas berpindah dari lingkungan ke sistem.
ΔH = positif (+)
H akhir > H awal
Contoh : H2O →H2 + O2
ΔH = + 270 kJ
Harga perubahan entalpi reaksi eksoterm dan endoterm dalam
reaksi yang sama adalah kebalikannya :
ΔH eksoterm = - ΔH endoterm
Berbagai macam perubahan entalpi diukur pada kondisi standar,
yaitu pada suhu 25oC (298 K) dan tekanan 1 atm dinyatakan dalam
satuan kJ dan perubahan entalpi molar dalam satuan kJ/mol.
a. Perubahan Entalpi Pembentukan Standar (ΔHf0)
Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada pembentukan 1 mol
senyawa dari unsur-unsurnya pada kondisi standar.
Contoh :
1. Reaksi pembentukan air (H2O)
H2 + O2 → H2O ΔHf0 = - 270 kJ
2. Reaksi pembentukan HN3
N2 +
H2 → NH3 ΔHf0 = + 300 kJ
Contoh soal :
Diketahui reaksi termokimia :
1. H2 + I2 → 2 HI
ΔH = - 650 kJ
2. N2 + 2 O2 → 2 NO2 ΔH = + 245 kJ
Tentukan reaksi pembentukkan standar dari reaksi di atas !
Jawab :
1. H2 + I2 → 2 HI
ΔH = - 650 kJ
H2 + I2 → 2 x HI
H2 + I2 → HI
2. N2 + 2 O2 → 2 NO2
N2 + 2 x
O2 → 2 x
ΔHf0 = -
kJ = - 325 kJ
ΔHf0 = - 325 kJ
ΔH = + 245 kJ
NO2
N2 + O2 → NO2
ΔHf0 = + 245 x
kJ = + 122,5 kJ
ΔHf0 = + 122,5 kJ
b. Perubahan Entalpi Penguraian Standar (ΔHd0)
Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada penguraian 1 mol senyawa
menjadi unsur-unsurnya pada kondisi standar.
Contoh :
1. Reaksi penguraian air (H2O)
H2O →H2 + O2
ΔHd0 = + 270 kJ
2. Reaksi pembentukan HN3
NH3 → N2 +
H2
ΔHd0 = - 300 kJ
Contoh soal :
Diketahui reaksi termokimia :
1. 2 HI → H2 + I2
ΔH = + 650 kJ
2. 2 NO2 →N2 + 2 O2 ΔH = - 245 kJ
Tentukan reaksi penguraian standar dari reaksi di atas !
Jawab :
1. 2 HI → H2 + I2
2 x HI → H2 + I2
HI →
H2 + I2
2. 2 NO2 → N2 + 2 O2
2x
NO2 → N2 + 2 x
NO2 → N2 + O2
ΔH = + 650 kJ
ΔHd0 = +
kJ = + 325 kJ
ΔHd0 = + 325 kJ
ΔH = - 245 kJ
O2 ΔHd0 = - 245 x
kJ = - 122,5 kJ
ΔHd0 = - 122,5 kJ
c. Perubahan Entalpi Pembakaran Standar (ΔHc0)
Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada pembakaran 1 mol zat
pada kondisi standar.
Contoh :
Tentukan reaksi termokimia pembakaran alkohol standar jika
ΔHc0 C2H5OH = - 560 kJ !
Jawab :
C2H5OH + 2 O2 → 2 CO2 + 3 H2O ΔHc0= - 560 kJ
d. Perubahan Entalpi Penguapan Standar
Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada penguapan 1 mol zat dari
fase cair menjadi fase gas pada kondisi standar.
Contoh :
H2O (l) → H2O (g) ΔH = + 250 kJ
e. Perubahan Entalpi Netralisasi
Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada penetralan 1 mol asam
oleh basa atau 1 mol basa oleh asam pada kondisi standar.
Contoh :
NaOH + HCl → NaCl + H2O ΔH = - 199 kJ
Selain kalor reaksi di atas masih terdapat berbagai kalor reaksi yang
lain, yaitu:
a. Kalor pelarutan, adalah kalor reaksi yang menyertai pelarutan 1 mol
zat menjadi larutan encer.
Contoh :
NaOH (s) → Na+ (aq) + OH- (aq) ΔH = + 89 kJ
b. Kalor peleburan, adalah kalor reaksi yang menyertai perubahan 1 mol
zat dari padat menjadi bentuk cair pada titik leburnya.
Contoh :
C12H22O11 (s) → C12H22O11 (l)
ΔH = + 1700 kJ
Penerepan Hukum Laplace
Hukum Laplace
Hukum ini diajukan oleh Marquis de Laplace dan dia menyatakan
bahwa jumlah kalor yang dilepaskan dalam pembentukan sebuah
senyawa dari unsur-unsurnya sama dengan jumlah kalor yang
dibutuhkan untuk menguraikan senyawa tersebut menjadi unsurunsurnya.
Panjabaran dari hukum ini untuk entalphi reaksi ΔH dan kalor
reaksi;
C + O2 → CO2 ΔH = -94 Kkal
CO2 → C + O2 ΔH = +94 Kkal
Sedangkan untuk kalor reaksi,
C + O2 → CO2 -94 Kkal
CO2 → C + O2 +94 Kkal
Untuk reaksi pertama, unsur C bereaksi dengan gas oksigen
menghasilkan karbondioksida dan kalor sebesar 94 Kkal. Sedangkan
reaksi kedua karbondioksida terurai menjadi unsur C dan gas
oksigen dengan membutuhkan kalor sebesar 94 Kkal.
Dari sisi tanda, tampak jelas perbedaan antara entalphi reaksi
dengan kalor reaksi, jika entalphi bernilai positif maka kalor reaksi
bernilai negatif, demikian pula sebaliknya jika entalphi negatif maka
kalor reaksi positif.
Hukum Hess
Hukum ini diajukan oleh Germain Hess, dia menyatakan bahwa
entalphi reaksi (ΔH) hanya tergantung pada keadaan awal reaksi
dan hasil reaksi dan tidak bergantung pada jalannya reaksi.
Jika suatu reaksi merupakan penjumlahan aljabar dari dua atau
lebih reaksi, maka perubahan entalphi (ΔH) atau kalor reaksinya
juga merupakan penjumlahan aljabar dari (ΔH) yang menyertai
reaksi. Untuk lebih mudah memahaminya kita perhatikan Bagan
10.17.
Bagan 10.17. Penjumlahan aljabar reaksi dan entalphi menurut
Germain Hess
Berdasarkan persamaan reaksi gas karbon dioksida dapat terbentuk
melalui dua tahap, yang pertama pembentukan karbonmonoksida
dari unsur-unsurnya dan dilanjutkan dengan oksidasi dari
karbonmonoksida menjadi karbondioksida.
Penjumlahan aljabar ΔHreaksi dari setiap tahap reaksi juga dilakukan
sesuai dengan tahap reaksi, maka ΔHreaksi dari pembentukan gas
Karbon dioksida juga dapat dilakukan.
Berdasarkan berbagai jenis reaksi, maka kita juga dapat
mengembangkan jenis kalor reaksi atau ΔH yang disesuaikan
dengan jenis reaksinya, ada empat jenis kalor reaksi yaitu kalor
reaksi pembentukan, penguraian, pembakaran dan pelarutan.
Keempat klasifikasi tersebut disederhanakan dalam bagan pada
Bagan 10.18.