1. Sistem dan Lingkungan 2. Macam

TRANSPARANSI INTI
Energetika Kimia
1. Sistem dan Lingkungan
Sistem: bagian dari alam yang kita amati, yang dipisahkan dari
bagian lainnya dengan batas-batas yang jelas.
Lingkungan: bagian di luar sistem.
2. Macam-Macam Sistem
Sistem terbuka: bisa terjadi aliran materi dan aliran energi
Sistem tertutup: tak bisa terjadi aliran materi. ∆ni = 0
Sistem tersekat: tak bisa terjadi aliran kalor. q = 0 (Lihat pengertian
kalor di bawah).
Sistem terisolasi: tak bisa terjadi aliran kalor maupun kerja.
Dinding diatermal: dinding yang dapat dilalui kalor secara bebas.
Dinding adiatermal: tak dapat dilalui kalor.
3. Perubahan Terhadap Sistem
Proses isoterm: ∆T = 0
Proses isobar: ∆p = 0;
Proses isokhor: ∆V = 0
Proses adiabat: q = 0, dq = 0
Proses reversibel: proses yang dapat balik dengan perubahan
keadaan lingkungan yang amat kecil; ATAU proses yang setiap
tahapnya dapat dianggap berada dalam keadaan setimbang.
Contoh proses reversibel:
• Ekspansi gas pada keadaan pl ≈ ps
• Penguapan air pada suhu 100°C dan 1 atm
• Pembekuan air pada suhu 0°C dan 1 atm
• Pemanasan
Contoh proses tak reversibel:
• Ekspansi gas dengan tekanan sistem jauh lebih besar.
• Penguapan air pada suhu 25°C dan 1 atm
• Pembakaran
KIMIA-TPB
Departemen Kimia FMIPA ITB
TRANSPARANSI INTI
4. Kalor dan Kerja
Kalor (q): suatu bentuk energi yang berpindah akibat perbedaan
suhu.
Kerja (w): energi yang berpindah, selain kalor.
q > 0: kalor diterima oleh sistem
w > 0: kerja dilakukan terhadap sistem
Kerja volume:
Kerja listrik:
w = − ∫ pl dV
V = volume
w = ∫ VdQ = ∫ Vidt
V = beda potensial
pl = tekanan luar
Contoh Perhitungan Kerja
Untuk ekspansi terhadap tekanan luar tetap, atau kompresi oleh
tekanan luar tetap:
V2
V2
V1
V1
w = − ∫ pl dV = − pl ∫ dV = − pl (V2 − V1 )
Untuk ekspansi atau kompresi reversibel: pada proses ini: pl ≈ ps
V2
V2
V2
V
2
nRT
T
w = − ∫ pl dV = − ∫ p s dV Gas ideal: w = − ∫
dV = − nR ∫ dV
V
V
V1
V1
V1
V1
5. Besaran Intensif dan Ekstensif, Fungsi
Keadaan
Besaran intensif: besaran yang tidak bergantung pada ukuran
sistem. Contoh: p, T, konsentrasi, rapat massa
Besaran ekstensif: besaran yang bergantung pada ukuran sistem.
Contoh: m, n, V, …
Fungsi keadaan: besaran yang bergantung pada keadaan sistem.
Perubahan dari besaran tersebut, tak bergantung pada jalannya
proses, tapi hanya bergantung pada keadaan awal dan akhir proses
tersebut.
Contoh fungsi keadaan: T, p, V, …
Contoh besaran yang bukan merupakan fungsi keadaan: q, w.
KIMIA-TPB
Departemen Kimia FMIPA ITB
TRANSPARANSI INTI
6. Energi Dalam dan Hukum I Termodinamika
6.1 Energi Dalam
Energi-dalam (U): energi total yang dimiliki sistem.
Energi-dalam dapat bertambah atau berkurang akibat aliran kalor
antara sistem dan lingkungan, atau akibat kerja yang dilakukan/
diterima sistem, atau akibat aliran materi keluar/masuk sistem.
6.2 Hukum I Termodinamika
Hukum I Termodinamika pada dasarnya hukum kekekalan energi
yang menyatakan bahwa kalor atau kerja yang masuk/keluar
sistem tidak akan hilang atau terciptakan, melainkan akan
menyebabkan terjadinya perubahan pada energi-dalam sistem.
∆U = q + w
dU = đ q + đ w = đ q − pl dV
Untuk proses isokhor: dU = đq
atau dU = đ qv
Untuk gas ideal, energi dalam tak berubah pada suhu tetap.
Dengan kata lain, pada proses isoterm untuk gas ideal: ∆U = 0
7. Entalpi
Entalpi: H = U + pV
dH = dU + d(pV) = dU + pdV + Vdp
= (đq – pdV) + pdV + Vdp
dH = đq + Vdp
Untuk proses isobar: dH = đq
atau dH = đ q p
(Karena itulah, dalam buku-buku sekolah menengah, perubahan entalpi
kadang didefinisikan sebagai kalor reaksi pada tekanan tetap).
Untuk gas ideal, entalpi tak berubah pada suhu tetap.
Dapat diturunkan hubungan ∆H dan ∆U:
∆H = ∆U + ∆ ( pV ) = ∆U + ( p2V2 − p1V1 )
Untuk reaksi kimia yang melibatkan gas, dapat diubah menjadi:
∆H = ∆U + ∆ ( nRT )
= ∆U + RT ( ∆n ) (jika isotermal)
KIMIA-TPB
Departemen Kimia FMIPA ITB
TRANSPARANSI INTI
8. Kapasitas Kalor dan Kalor Jenis
8.1 Kapasitas Kalor (C)
Kapasitas kalor (C) adalah kalor yang dibutuhkan untuk menaikkan
suhu sistem sebesar satu derajat.
đq
dT
C=
Cp = kapasitas kalor pada tekanan tetap
Cv = kapasitas kalor pada volume tetap
Cv =
đ qv  ∂U 
=

dT  ∂T V
Cp =
đq p
∂H 
= 

dT  ∂T  p
8.2 Kalor Jenis (c)
Kalor jenis (c) adalah kalor yang dibutuhkan untuk menaikkan suhu
satu mol zat sebesar satu derajat.
c=
1 đq
n dT
Kalor jenis pada volume tetap: cv =
1 đ qv 1  ∂U 
= 

n dT n  ∂T V
Kalor jenis pada tekanan tetap: c p =
1 đ q p 1  ∂H 
= 

n dT n  ∂T  p
T2
Kalor yang diserap/dilepas: q p = ∫ nc p dT
T1
8.3 Perubahan U dan H pada Pemanasan
Pemanasan pada volume tetap:
dU = ncv dT
T2
∆U = ∫ ncv dT
T1
Pemanasan pada tekanan tetap:
T2
∆H = ∫ nc p dT
T1
KIMIA-TPB
Departemen Kimia FMIPA ITB
TRANSPARANSI INTI
9. Termokimia
9.1 Pengertian
Termokimia adalah studi tentang energi yang menyertai suatu
perubahan kimia.
Kalor reaksi adalah energi yang dipindahkan dari atau ke dalam
sistem, sehingga suhu hasil reaksi menjadi sama dengan suhu
pereaksi.
Pada volume tetap:
kalor reaksi = qv = ∆U
Pada tekanan tetap:
kalor reaksi = qp = ∆H
Hubungan antara ∆H dan ∆U:
∆H = ∆U + ∆(pV)
Untuk reaksi yang melibatkan gas, dengan anggapan gas ideal,
hubungan tersebut dapat ditulis sebagai:
∆H = ∆U + (∆n)RT
dengan ∆n adalah selisih mol gas hasil reaksi dan gas pereaksi.
9.2 Macam-Macam ∆H Reaksi
∆H pembentukan (∆Hf): perubahan entalpi pada pembentukan 1
mol senyawa dari unsur-unsurnya.
∆H pembakaran (∆Hc): perubahan entalpi pada pembakaran 1 mol
senyawa menjadi oksida-oksidanya.
∆H penguraian (∆Hd): perubahan entalpi pada penguraian 1 mol
senyawa menjadi unsur-unsurnya.
∆H penetralan (∆Hn): perubahan entalpi pada reaksi antara 1 mol
ion hidrogen dan 1 mol ion hidroksida menghasilkan air.
∆H pelarutan (∆Hs): perubahan entalpi pada pelarutan 1 mol zat
terlarut.
∆H° = perubahan entalpi standar = perubahan entalpi pada suhu
25°C dan tekanan 1 atmosfer.
KIMIA-TPB
Departemen Kimia FMIPA ITB
TRANSPARANSI INTI
9.3 Penentuan ∆H Reaksi dengan Kalorimetri
Kalorimeter bom: kalorimeter volume tetap
Kalorimeter biasa: kalorimeter tekanan tetap
Dengan kalorimeter, kita mengukur perubahan suhu akibat
terjadinya reaksi.
9.4 Hukum Hess
Perubahan entalpi reaksi tak bergantung pada jalannya reaksi, tapi
hanya bergantung pada keadaan awal dan keadaan akhir reaksi.
Contoh:
C + ½O2 → CO
∆H = -110,5 kJ/mol
CO + ½O2 → CO2
∆H = -283,0 kJ/mol
______________________________
C + O2 → CO2
Dengan diagram:
C
+
O2
∆H = -393,5 kJ/mol
→
CO2
+
½O2
½O2
+
CO
Jika diketahui ∆H pembentukan berbagai senyawa, maka kita dapat
menghitung ∆H suatu reaksi dengan:
∆H reaksi = Σ ∆Hf hasil reaksi - Σ ∆Hf pereaksi
(Bisa dibuktikan dengan hukum Hess).
Contoh:
Al2O3(s) + 2NaOH(s) → 2NaAlO2(s)+ H2O(l)
∆H =
∆H = ∆Hf,H2O + 2∆Hf,NaAlO2 - ∆Hf,Al2O3 - 2∆Hf,NaOH
∆H pembentukan senyawa-senyawa di atas:
Na(s) + ½O2(g) + ½H2(g) → NaOH(s)
2Al(s) + 1½O2(g) → Al2O3(s)
Na(s) + Al(s) + O2(g) → NaAlO2(s)
H2(g) + ½O2(g) → H2O(l)
KIMIA-TPB
∆Hf,NaOH
∆Hf,Al2O3
∆Hf,NaAlO2
∆Hf,H2O
Departemen Kimia FMIPA ITB
TRANSPARANSI INTI
9.5 Energi Ikatan
Energi ikatan adalah energi yang dibutuhkan untuk memutuskan
satu mol ikatan kimia dalam fasa gas.
Untuk molekul yang mengandung beberapa ikatan sejenis (mis.
C-H), maka data energi ikatan merupakan energi ikatan rata-rata.
∆H reaksi dapat ditentukan dari data energi ikatan.
Contoh:
Tentukan ∆H reaksi pembakaran C3H8!
Jawab:
C3H8 + 5O2 → 3 CO2 + 4 H2O
3C(g) + 8H(g) + 10O(g)
9.6 Pengaruh Suhu Terhadap ∆H
Untuk reaksi: αA + βB → γC + δD, entalpi reaksi dinyatakan
∆H = γHC + δHD - αHA - βHB.
dengan:
Kebergantungan ∆H terhadap suhu dapat diperoleh lewat,
 ∂H 
 ∂H B 
 ∂H A 
 ∂H D 
 ∂∆H 

 − β
 − α

 =γ C  +δ
 ∂T 
 ∂T 
 ∂T 
 ∂T 
 ∂T 
= γc p (C ) + δc p ( D ) − αc p ( A ) − βc p ( B )
= ∆c p
(Persamaan Kirchoff)
Jika cp tidak bergantung suhu, maka
∆H 2 − ∆H 1 = ∆c p (T2 − T1 )
KIMIA-TPB
Departemen Kimia FMIPA ITB
TRANSPARANSI INTI
Contoh:
Mg(s) + ½O2(g) → MgO(s)
∆H298 = -601,7 kJ/mol
∆H1298 = ?
cp(Mg) = 24,9 J K-1 mol-1
cp(O2) = 29,4 J K-1 mol-1
cp(MgO) = 37,2 J K-1 mol-1
∆cp = cp(MgO) - cp(Mg) - ½cp(O2)
= 37,2 – 24,9 – 14,7 = -2,4 JK-1
∆H 1298 − ∆H 298 = ∆c p (T2 − T1 )
∆H 1298 + 601,7 = −2,4(1298 − 298)10 −3
∆H 1298 = −604,1 kJ/mol
KIMIA-TPB
Departemen Kimia FMIPA ITB
TRANSPARANSI INTI
10. Entropi dan Hukum Kedua Termodinamika
10.1 Pengertian Entropi
Perubahan entropi:
dS =
đ qrev
T
∆S = ∫
đ qrev
T
Entropi menunjukkan derajat ketakteraturan sistem.
Contoh-contoh proses dengan peningkatan entropi:
•
•
•
•
•
Perubahan es menjadi air
Pemanasan air
Penguraian senyawa menjadi unsur-unsurnya
Ekspansi isotermal dari gas
Pelarutan garam dapur dalam air
10.2 Perhitungan Entropi
Perubahan fasa
Tentukan perubahan entropi pada penguapan 2 mol air pada titik
didih normalnya, jika kalor penguapan air adalah 40,8 kJ/mol.
Perubahan suhu
Tentukan perubahan entropi pada pemanasan 2 mol air dari 25°C
ke 100°C. Kalor jenis air pada tekanan tetap adalah 4,2 J/g °C.
Jawab:
T2
T
đqrev 2 mc p dT
dT
∆S = ∫
=∫
= mc p ∫
T
T
T
T1
T1
Perubahan fasa secara tak reversibel
Tentukan perubahan entropi untuk perubahan 2 mol air pada 25°C
menjadi uap air bersuhu 100°C.
Perubahan entropi reaksi
Perubahan entropi reaksi adalah selisih antara entropi hasil reaksi
dan entropi pereaksi. Data entropi zat biasanya dinyatakan pada
keadaan standar, yaitu 25°C dan 1 atmosfer.
KIMIA-TPB
Departemen Kimia FMIPA ITB
TRANSPARANSI INTI
10.3 Hukum Kedua Termodinamika
“Semua proses atau reaksi yang terjadi di alam semesta, selalu
disertai dengan peningkatan entropi”
∆Sas ≥ 0
∆S + ∆Sl ≥ 0
Tanda “=” berlaku untuk proses reversibel.
Tanda “>” berlaku untuk proses-proses spontan (ireversibel).
Untuk sistem terisolasi:
• Reversibel:
• Spontan:
∆S = 0
∆S > 0
10.4 Kebergantungan Entropi Terhadap Suhu
Untuk reaksi: αA + βB → γC + δD, perubahan entropi reaksi:
∆S = γSC + δSD - αSA - βSB.
Kebergantungan perubahan entropi reaksi terhadap suhu,
 ∂S C 
 ∂S B 
 ∂S A 
 ∂S D 
 ∂ (∆S )
=
γ
δ
α
β
−
−
+








 ∂T 
∂
T
T
T
T
∂
∂
∂
p







p
Karena proses pada tekanan tetap,
đqrev đq p c p dT
=
=
T
T
T
∂S c p
=
∂T T
dS =
 c p( B) 
 c p ( A) 
 c p( D) 
 c p (C ) 
 ∂ (∆S )








γ
δ
α
β
−
−
+
=
 T 
 T 
 T 
 ∂T 
T
p








∆c p
=
T
Jika cp tidak bergantung pada suhu,
∆S 2 − ∆S1 = ∆c p ln
T2
T1
Contoh:
KIMIA-TPB
Departemen Kimia FMIPA ITB
TRANSPARANSI INTI
11. Hukum Ketiga Termodinamika
Menurut hukum ketiga, entropi nol berlaku untuk kristal sempurna
pada suhu 0 K.
12. Fungsi Energi Bebas Gibbs dan Kriteria
Kespontanan
Penggunaan entropi dalam merumuskan kriteria kespontanan
reaksi kurang praktis, karena terbatas pada proses atau reaksi
dalam sistem terisolasi. Untuk proses yang berlangsung pada
sistem yang tidak terisolasi, perlu diperhitungkan perubahan
entropi lingkungan.
Untuk reaksi spontan berikut pada tekanan tetap,
A→B
perubahan entalpi:
∆H = HB – HA
perubahan entropi:
∆S = SB – SA.
Menurut hukum kedua termodinamika,
∆ S + ∆ Sl > 0
sedangkan,
∆Sl = -∆H /T = (HA – HB)/T
sehingga,
(S B − S A ) + H A − H B
>0
T
TS B − TS A + H A − H B > 0
(H B − TS B ) − (H A − TS A ) < 0
(H − TS )B − (H − TS )A < 0
(H – TS) merupakan fungsi keadaan yang baru, yang disebut energi
bebas Gibbs, G = H – TS.
Jadi, syarat kespontanan untuk proses pada tekanan dan suhu tetap
adalah: GB – GA < 0 atau ∆G < 0 atau ∆H – T∆S < 0.
Ilustrasi untuk proses berikut pada tekanan 1 atmoster:
1. Proses air 100°C → uap air 100°C
2. Proses air 70°C → uap air 70°C
3. Proses air 105°C → uap air 105°C
KIMIA-TPB
∆G = 0 (reversibel)
∆G = ∆H – T∆S > 0
∆G = ∆H – T∆S < 0
Departemen Kimia FMIPA ITB