bab ii energetika

BAB II
ENERGETIKA
I.
Beberapa Pengertian
Dasar dan Konsep
Sistem : Bagian dari alam semesta yang
menjadi pusat perhatian kita dengan batasbatas yang jelas
Lingkungan : Bagian di luar sistem
Antara sistem dan lingkungan dapat terjadi
penukaran energi atau materi
Berdasarkan pertukaran ini, dapat dibedakan
3 macam sistem :
Sistem tersekat : yang dengan lingkunganya tidak
dapat tukar-menukar energi atau materi
Sistem tertutup : yang dengan lingkungannya
dapat tukar-menukar energi saja, materi tidak
Sistem terbuka : yang dengan lingkungannya
dapat tukar-menukar energi atau materi
II.
Keadaan Sistem
Ditentukan oleh sejumlah parameter atau variabel
Sifat variabel :
Intensif : tidak bergantung pada ukuran sistem
Ekstensif : bergantung pada ukuran sistem
Intensif
Ekstensif
T
S
Energi
P
V
Energi
F
l
Energi
γ
A
energi
III. Fungsi Keadaan dan
Fungsi Proses
Fungsi keadaan : variabel yang hanya
bergantung pada keadaan sistem dan tidak
bergantung pada bagaimana keadaan itu
dicapai (awal s/d akhir)
Sifat fungsi keadaan :
2
1
dx = x2 − x1 = ∆x
1
2
dx = 0
3 dx = Mdy + Ndz
M dan N fungsi y dan z
∂M
∂z
y
∂N
=
∂y
z
Contoh:
Energi potensial, Energi dalam
Fungsi proses : bergantung pada lintasan
yang ditempuh
Sifat :
2
1
dx = x
1
2
dx ≠ 0
Contoh : Kerja, kalor
Proses
reversibel
Contoh : proses pengubahan fasa pada titik
transisi
H 2O(l ,100°C ,1atm ) → H 2O( g ,100°C ,1atm )
Proses
tak reversibel
H 2O(l ,25°C ,1atm ) → H 2O( g ,100°C ,1atm )
Proses pada gas ideal
Isoterm (n,T tetap)
Isokhor (n,V tetap)
Isobar (n,P tetap)
Adiabatis (tidak ada
perubahan kalor)
→ PV
1 1 = PV
2 2
P1 P2
→ =
T1 T2
V1 V2
→ =
T1 T2
→ dq=0
IV. Kalor dan Kerja
Kalor (q) : energi yang
dipindahkan melalui
batas-batas sistem,
akibat perbedaan suhu
sistem dan lingkungan
Kerja (w) : setiap bentuk
energi yang bukan kalor
yang dipertukarka antara
sistem dan lingkungan
Contoh : kerja ekspansi,
kerja mekanis, kerja listrik
2
dq=q
1
2
1
dw=w
Perjanjian
w
S
L
q
w
positif kompresi
q
kerja = F .dx
= PAdx
= Pdv
negatif ekspansi
Agar perjajian ini benar, maka rumusan kerja
d w = − Pdv
l
Pl = tekanan luar
Bagi proses yang reversibel, Pl harus diganti
dengan PS (tekanan sistem)
Maka,
Pl = PS
dp
d w = − PS dv
− = ekspansi
+ = kompresi
suku kedua diabaikan karena terlalu kecil
daripada suku kedua
Perhitungan Kerja
Ekspansi isobarik reversibel → w = − PS (V2 − V1 )
V
Ekspansi isoterm reversibel → w = − nRT ln 2
V1
Isokhorik
→w=0
Ekspansi adiabatik
→w≠0
( Mengapa ??? )
V.
Hukum I Termodinamika
Energi alam semesta kekal, tidak dapat
diciptakan atau dimusnahkan
Rumusan :
dU = d q + d w
∆U = q + w
Perhitungan ∆U
Isokhorik
w = 0 → ∆U = q
Isobar reversibel ∆U = q − P (V − V )
S
2
1
Isoterm reversibel ∆U = 0
Adiabat reversibel
∆U = w
( Mengapa ??? )
VI. Fungsi Entalpi ( ∆H )
Kebanyakan reaksi kimia dikerjakan pada
tekanan tetap. Dalam hal ini :
∆U = qP − P (V2 − V1 )
U 2 − U1 = qP − P (V2 − V1 )
karena P1 = P2 = P maka :
(U 2 + PV
2 2 ) − (U1 + PV
1 1 ) = qP
H 2 − H1 = qP
∆H = qP
Perhitungan ∆H
Isokhorik reversibel
Isobar reversibel
∆H = ∆U + V dP
Buktikan !!!
∆H = qP
Isoterm gas ideal
∆H = 0 ( Mengapa ??? )
Adiabat reversibel
∆H = VdP
Buktikan !!!
VII. Kapasitas Kalor
Kalor yang diperlukan untuk menaikkan suhu
benda sebanyak satu derajat
dq
C=
dT
Dalam kimia, hanya ada 2 macam kapasitas
kalor
d qV
∂U
1) CV =
=
dT
∂T
V
∆U = CV dT
d qP
∂H
2 ) CP =
=
dT
∂T
∆H = CP dT
Ingat, CV = CV (T )
P
Ingat, CP = CP (T )
Hubungan CP dan CV untuk gas ideal :
CP − CV = R
R = tetapan gas
VIII. TERMOKIMIA
Aplikasi HPT pada sistem kimia adalah pada
Termikimia
Termokimia : Studi tentang efek panas yang
terjadi baik pada proses fisis maupun dalam
reaksi kimia
Efek panas ini yang biasanya disebut
kalor reaksi (q)
q = − ( eksoterm )
q = + ( endoterm )
Kalor reaksi bergantung pada kondisi reaksi
Volume tetap
:
qV = ∆U
Tekanan tetap
:
qP = ∆H
Hubungan ∆U dan ∆H pada
reaksi kimia
∆H = ∆U + ∆ng RT Buktikan!!
∆ng = selisih mol gas hasil reaksi
dan mol gas pereaksi
Contoh :
C( S ) + O2( g ) → CO2( g ) ∆H 298 = −393.5 kJ/mol
∆ng = 0
( Mengapa ?? )
∴∆U = ∆H = −393.5 kJ/mol
Perhitungan Entalpi Reaksi,
∆H
1) Menggunakan Hukum Hess
C( s ) + O2( g )
CO2( g )
∆H
∆H1
1
CO( g ) + O2( g )
2
∆H 2
∆H = ∆H1 + ∆H 2
2) Menggunakan data entalpi
pembentukan (∆Hf0)
∆Hf0 : Perubahan entalpi yang menyertai
pembentukan 1 mol senyawa tersebut dari
unsur-unsurnya dengan semua zat berada
pada keadaan standar
Perjanjian entalpi pembentukan standar
bagi unsur adalah nol
Contoh :
CH 4( g ) + O2( g ) → CO2( g ) + 2 H 2O(l )
(
∆H = ∆H
0
f ,CO2( g )
+ 2∆H
0
f , H 2O( l )
) − ( ∆H
0
f ,CH 4 ( g )
)
3) Menggunakan data energi ikatan
Ada dua macam energi ikatan
Energi disosiasi ikatan, D : energi yang
diperlukan untuk memutuskan 1 mol ikatan
dari molekul diatom dalam fasa gas menjadi
atom-atomnya dalam fasa gas
Energi ikatan rata-rata,ε : energi rata-rata
yang diperlukan untuk memutuskan ikatan
tertentu dalam molekul poliatomik dalam fasa
gas Contoh :
Dalam senyawa CH 4 ; CH 3OH , dsb
ε C − H = 414.2 kJ/mol
∆H =
( energi ikatan pereaksi ) −
( energi ikatan produk )
Contoh :
H 2C =CH 2( g ) + H 2( g ) → H 3C − CH 3( g )
Putus : ( perlu energi ) : 1( C=C ) ; 1( H − H )
terbentuk : ( melepaskan energi ) :1( C − C ) ; 2 ( C − H )
Jadi,
∆H = {1( C =C ) + 4(C − H ) + 1( H − H )} − {1( C − C ) + 6 ( C − H )}
Kebergantungan entalpi reaksi
pada suhu
awal
C( s ) + O2( g )
∆H
0
r ,25
∆H1 = CP ,C ( s ) x75 ∆H 2 = CP ,O2(g) x75
C( s ) + O2( g )
∴∆H
0
r ,25
∆H
akhir
CO2( g ) T = 25°C
∆H 3 = CP ,CO2( g ) x ( −75 )
CO2( g ) T = 100°C
0
r ,100
= ∆H1 + ∆H 2 + ∆H
0
r ,100
atau
∆H r0,100 = ∆H r0,25 + ∆CP x75
+ ∆H 3
Ramalan fisis : ∆H 0 > ∆H 0
r ,100
r ,25
(
(
)) x75
∆H
0
r ,100
= −393.51 + CP ,CO2 ( g ) − CP ,C ( s ) + CPO2 ( g )
∆H
0
r ,100
= −393.51 + ( Cari Sendiri dari Handbook datanya!!) ) x75
∆H
0
r ,100
=
kJ/mol
IX. Hukum Kedua
Termodinamika
Terlahir dari :
Kalor tidak dapat diubah seluruhnya menjadi kerja
Semua proses spontan mempunyai arah tertentu
Yang dirumuskan melalui suatu fungsi yang
disebut Entropi
Fungsi Entropi dan Perubahan
Entropi
∆S = S (V , T )
∆S = S ( P, T )
Secara matematik didefinisikan sbg :
qrev
d qrev
atau dS =
∆S =
T
T
Perhitungan Perubahan
Entropi
A. Proses fisis tanpa disertai perubahan fasa
secara reversibel
H 2O(l ,25°C ,1atm ) → H 2O(l ,75°C ,1atm )
Ramalan fisis : ∆S > 0
( Mengapa?? )
d qrev d qP dH CP dT
=
=
dS =
=
T
T
T
T
348
∆S = CP , H 2O (l ) ln
>0
298
B. Proses perubahan fisis disertai
perubahan fasa secara reversibel
H 2O(l ,100°C ,1atm ) → H 2O( g ,100°C ,1atm )
Ramalan fisis : ∆S > 0
( Mengapa?? )
qrev q p ∆H tr ∆H v
∆S =
=
=
=
>0
T
T
T
T
C. Proses fisis disertai perubahan fasa tidak
reversibel
H 2O( l ,25°C ,1atm )
rev 373
∆S1 = CP,H2O(l) ln
298
H 2O( l ,100°C ,1atm )
∆S tak rev
rev
H 2O( g ,100°C ,1atm )
∆H trans ∆H v
∆S2 =
=
373
T
Ramalan fisis : ∆S tak rev > 0
( Mengapa? )
∆S tak rev = ∆S1 + ∆S2
∆S tak rev = ( > 0 ) + ( > 0 )
∴∆S tak rev > 0
D. Perubahan entropi pada reaksi kimia
Contoh : C( s ) + 2 H 2( g ) → CH 4( g )
∆S = Shasil − S pereaksi
(
∆S = SCH 4 ( g ) − SC ( s ) + 2 S H 2 ( g )
Ramalan fisis : ∆S < 0
)
( Mengapa? )
∆S = 186.16 − ( 5.74 + 2 x130.57 )
∆S = −80.72 J/K mol < 0
Kebergantungan entropi
pada suhu
awal
C( s )
373
∆S1 = CP,C(s) ln
298
C( s )
+
O2( g )
∆S r0,25
akhir
CO2( g )
298
∆S3 = CP,CO2 (g) ln
373
373
∆S2 = CP,O2 (g) ln
298
+
O2( g )
∆S
0
r ,100
CO2( g )
∆S r0,25 = ∆S1 + ∆S 2 + ∆S r0,100 + ∆S3
atau
∆S
0
r ,100
= ∆S
0
r ,25
373
+ ∆CP ln
298
Ramalah fisis : ∆S
∆S
0
r ,100
∆S
0
r ,100
∆S r0,100
(
0
r ,100
> ∆S
= 213.64 + CP ,CO2( g ) − CPC( s ) + CP ,O2( g )
0
r .25
)
373
ln
298
373
= 213.64 + ( Cari sendiri dari Handbook datanya!) ln
298
=
J/K mol
X.
Fungsi energi bebas
Contoh :
A→ B
∆H = H B − H A
∆S = S B − S A
Menurut Hk II Termodinamika
∆S S + ∆S L = ∆Sa.s ≥ 0
> artinya spontan
= artinya reversibel
−∆H
≥0
( SB − S A ) +
T
HB − H A )
(
≥0
( SB − S A ) +
T
TS B − TS A + H A − H B ≥ 0
( H B − TS B ) − ( H A − TS A ) ≤ 0
Definisi : G = H − TS
dg G : Energi bebas
Jadi, GB − GA ≤ 0 P, T tetap,spontan
∆G = 0 P, T tetap,reversibel
Perhitungan perubahan energi
bebas (∆G)
1. Perhitungan dari data ∆H dan ∆S
G = H − TS
∆G = ∆H − ∆ (TS )
Pada suhu tetap :
∆G = ∆H − T ∆S
Apakah pada suhu tetap, proses reversibel ??
∆G = 0
Contoh : H 2O(l .100°C ,1atm ) → H 2O( g .100°C ,1atm )
Ramalan fisis : ∆G = 0
Perhitungan :
( P, T
tetap )
∆H v , H 2O = 40.77 kJ/mol
∆H v
∆S =
T
∆G = ∆H − T ∆S
∆H v
∆G = ∆H − T
=0
T
2. Perhitungan menggunakan data energi
bebas pembentukan standar ∆Gf0
Contoh :
CH 4( g ) + 2O2 → CO2( g ) + 2 H 2O(l )
Ramalan fisis : ∆G < 0
∆G = ∆G
0
r
0
f ,CO2 ( g )
+ 2∆G
0
f , H 2O ( l )
( P, T
tetap )
( Mengapa? )
− ∆G
0
f ,CH 4 ( g )
∆Gr0 = −394.36 + 2 x ( −237.18 ) − [ −50.75]
∆G = −817.97 kJ < 0
0
r
Perjanjian ∆G 0f
Unsur dalam keadaan standar bernilai NOL