Termokimia adalah : cabang Ilmu kimia yang mempelajari

Termokimia
adalah
:
cabang Ilmu kimia yang mempelajari
hubungan antara reaksi kimia dengan
energi panas/kalor yang menyertainya
Sistim dan lingkungan






Setiap Proses kimia (reaksi kimia ) selalu disertai
dengan perubahan energi
Energi yang menyertai reaksi kimia dipertukarkan
antara sistim dan lingkungannya.
Sistim : segala sesuatu yang menjadi pusat perhatian
kita
Lingkungan : semua yang ada diluar sistim.
Contoh : untuk mengamati kelarutan garam NaCl
dalam air, maka kristan NaCl dimasukkan kedalam
bejana yang berisi air
Dalam hal ini yang menjadi sistim adalah Kristal NaCl
dan air, sedangkan lingkungan adalah bejana dan udara
sekitarnya.
Sistim dapat dibedakan atas 3 :
1.Sistem
terbuka : sistem dimana baik materi maupun energi
dapat dipertukarkan dengan lingkungan. Misalnya teh panas
dlm gelas akan melepaskan panas ke lingkungannya sehingga
menjadi dingin.
2.Sistem tertutup : sistem dimana hanya dapat mengalami
pertukaran energi dengan lingkungannya, sedangkan materi
tidak dapat dipertukarkan.
Misalnya teh panas dalam botol tertutup dapat melepas panas
ke lingkungannya sehingga menjadi dingin, tapi volume air
tetap.
1.Sistem terisolasi : sistem dimana baik materi maupun energi
(panas) tidak dapat dipertukarkan ke lingkungan. Misalnya teh
panas dalam termos, energi panas yang dikandung teh
berpindah ke lingkungan dengan sangat lambat.
Proses yang terjadi dalam sistim dapat dibedakan atas 2
yaitu :
1. Proses Isotermal : terjadi perpindahan kalor antara
sistim dan lingkungannya atau sebaliknya, sehingga
suhu sistim tetap selama proses berlangsung
2. Proses adiabatik : antara sistim dan lingkungan tidak
terjadi perpindahan kalor selama proses berlangsung
Azas kekekalan Energi
•
•
•
•
Energi adalah kemampuan untuk melakukan kerja
Setiap sistim memiliki energi.
Beberapa bentuk energi antara lain : Energi kalor,
energi kimia, energi listrik, energi cahaya, energi bunyi,
energi mekanik dll.
Suatu bentuk energi dapat berubah menjadi bentuk
energi lain
•
•
•
•
•
Energi Listrik  Energi panas : pada setrika listrik
Energi mekanik  Energi Listrik : pada generator
Listrik
Energi Kimia  Energi Listrik : pada accu (baterai
basah )
Energi Listrik  Energi Kimia : pada proses
penyepuhan
Dll
Secara umum energi sistim dapat dikelompokkan atas 2
yaitu :
1. Energi Potensial :Energi sistim karena posisi
(kedudukan)nya terhadap sistim lain
Ep = mgh
1. Energi Kinetik : energi sistim karena gerakannya
Ek = ½𝑚𝑣 2
Energi sistim adalah jumlah total Energi potensial dan
energi Kinetik
Energi sistim ini disebut juga Energi dalam (E)
•
•
•
•
•
Energi mutlak suatu sistim tidak dapat diketahui
dengan pasti, yang dapat diketahui adalah
perubahan energi yang dialami sistim
Sistim dapat menerima energi dari luar
(lingkungan) atau melepaskan energi ke luar
(lingkungan)
Jika sistim menerima energi  Energi dalam sistim
bertambah
Jika sistim melepaskan energi  Energi dalam
sistim berkurang
E = 𝐸2 − 𝐸1
Perubahan energi dalam sistim terjadi karena sistim
menerima atau melepaskan sejumlah kalor (q) dan
menerima atau melakukan kerja (w), maka perubahan
itu dinyatakan sebagai berikut :
E = q + w
Jika q negatif () : sistim melepaskan kalor
q positif () : sistim menerima kalor
w negatif () : sistim melakukan kerja
w positif () : sistim menerima kerja
Persamaan di atas merupakan pernyataan
matematik dari Hukum Pertama Termodinamika
yang berbunyi :
Perubahan energi dalam (E) suatu sistim
adalah jumlah panas (q) yang diserap
atau dilepas dengan kerja (w) yang
dilakukan
atau di terima oleh sistim itu
• Hukum ini sesuai dengan Hukum Kekekalan
Energi yang berbunyi : Energi tidak dapat
diciptakan dan tidak dapat dimusnahkan.
• jika suatu energi hilang akan timbul energi
dalam bentuk lain yang jumlahnya sama.
•
•
•
•
Jika selama proses berlangsung tidak terjadi
perpindahan kalor dari sistim ke lingkungan atau
sebaliknya (proses adiabatik) maka perubahan energi
dalam sistim sama dengan jumlah kerja yang dilakukan
atau diterima oleh sistim itu
E = w
Jika selama proses berlangsung tidak ada kerja yang
dilakukan atau diterima (w=0), maka perubahan energi
dalam sistim sama dengan jumlah panas yang di serap
atau dilepas oleh sistim itu
E = q
Jika selama proses tidak terjadi perpindahan panas dan
tidak ada kerja yang dilakukan, maka perubahan energi
dalam sisitim sama dengan nol
E = 0
Entalpi reaksi
•
•
•
•
Kerja yang dilakukan oleh proses kimia pada tekanan
tetap adalah kerja ekspansi, yaitu kerja yang
diakibatkan perubahan volume.
Besarnya kerja ekspansi suatu sistim adalah hasil kali
tekanan dengan perubahan volume
W = PV atau W = P(𝑉2 − 𝑉1 )
Sehingga perubahan energi dalam (∆U) sisitim
menjadi :
∆U = Q + P∆V atau U2 – U1 = Q + P(V2 – V1)
U2 – U1 = Q + PV2 – PV1
Q = (U2 – PV2 ) – (U1 – PV1)
•
•
•
•
•
•
Q adalah selisih dari dua besaran (U + PV) yang
merupakan fungsi keadaan .
Fungsi keadaan yang baru ini disebut Entalpi dan diberi
lambang H dari Heat Conten (Ingg) atau Enthalen (ger) =
kandungan panas
jadi H = U + PV
Entalpi (H) adalah jumlah total bentuk energi yang
dikandung oleh suatu sistim /zat
Entalpi mutlak suatu sistim tidak dapat ditentukan, yang
dapat ditentukan adalah perubahan entalpinya (∆H).
perubahan entalpi sisitim adalah selisish antara entalpi hasil
reaksi (akhir) dengan entalpi pereaksi (awal)
∆H = H2 – H1
umumnya proses kimia berlangsung pada tekanan tetap
sehingga :
Q = (U2 – PV2 ) – (U1 – PV1) maka
Q = H2 – H1 atau ∆H = Qp
Qp = kalor reaksi pada tekanan tetap
•
Jadi perubahan entalpi suatu sistim sama dengan kalor
yang diserap atau dilepaskan oleh sistim pada tekanan
tetap.
•
Jika suatu sistim membebaskan sebanyak Q joule kalor,
maka entalpi sistim akan berkurang sebesar Q joule dan
jika sistim menerima sebanyak Q joule kalor maka entalpi
sistim akam bertambah sebesar Q joule
Jadi :
►jika reaksi membebaskan kalor maka ∆H = -Qp
►jika reaksi menyerap kalor maka ∆H = +Qp
•
Persamaan Termokimia
adalah : Persamaan reaksi yang disertai dengan perubahan
entalpinya (∆H)
• Harga ∆H yang tertera dalam persamaan termokimia
berhubungan erat dengan koefisien reaksi dan fase
zat-zat yang terlibat dalam reaksi tersebut.
Contoh :
• Pembentukan 1 mol gas ammoniak dari gas Nitrogen
dan gas Hidrogen pada suhu 25oC dan tekanan 1 atm
dibebaskan kalor sebesar 46,19 kJ
• Pernyataan ini dapat dituliskan dalam bentuk
persamaan termokimia sebagai berikut :
N2(g) + H2(g) → NH3(g) ∆H = -46,19 kJ
Reaksi Eksoterm
adalah reaksi yang membebaskan kalor.
Pembebasan kalor ditandai dengan naiknya suhu
lingkungan
Pembebasan kalor
mengakibatkan kandungan
energi (entalpi) sistim berkurang
dari keadaan semula
( H2  H1 ), sehingga perubahan
entalpi (∆H) sistim harganya
negatif (  )
∆H = H2 – H1  0
Diagram tingkat energi untuk reaksi
eksoterm : A + B → C + D
dapat digambarkan sebagai berikut
:
contoh reaksi eksoterm
1. C2H6(g) + 3½O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(g) + 212,8 kkal atau
C2H6(g) + 3½O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(g) ∆H = - 212,8 kkal
2. CaO(s) + H2O(l) → Ca(OH)2(s) + 39,06 kkal atau
CaO(s) + H2O(l) → Ca(OH)2(s)
∆H = - 39,06 kkal
Reaksi endoterm
adalah reaksi yang memerlukan/menyerap kalor
Penyerapan kalor ditandai dengan turunnya suhu
lingkungan
Penyerapan kalor akan
mengakibatkan kandungan
kalor (entalpi) sistim lebih
tinggi dari entalpi semula
( H2  H1), sehingga harga
perubahan entalpi sistim adalah
Positif ()
∆H = H2 – H1  0
Diagram tingkat energi untuk reaksi
endoterm : A + B → C + D dapat
digambarkan sebagai berikut :
Contoh reaksi endoterm
1. Ba(OH)2(s)+2NH4Cl(s) → BaCl2(s)+2NH3 (g)+2H2O(l) -12,68 kkal
atau
Ba(OH)2(s)+2NH4Cl(s)→BaCl2(s)+2NH3(g)+2H2O(l)∆H=+2,68kkal
2. 2NaHCO3 → Na2CO3 + CO2 + H2O - 128,4 kJ
atau
2NaHCO3 → Na2CO3 + CO2 + H2O
∆H = +128,4 kJ
Perubahan entalpi standar (𝐻0 )
•
•
•
•
adalah : Perubahan entalpi yang menyertai suatu
reaksi kimia pada suhu dan tekanan tertentu.
Perubahan entalpi reaksi sangat tergantung pada suhu
dan tekanan, oleh karena itu perlu ditetapkan suatu
keadaan yang tetap sebagai standar.
Berdasarkan kesepakatan, suhu 250C (298K) dan
tekanan 1atm (76 cmHg) ditetapkan sebagai
keadaan sandar, karena pada suhu 250C dan tekanan
1atm umumnya zat memiliki bentuk yang paling stabil.
Jadi perubahan entalpi suatu reaksi yang diukur pada
suhu 250C dan tekanan 1atm disebut Perubahan
Entalpi Standar yang diberi lambang ∆Ho
Jenis-jenis perubahan entalpi standar
1.
Entalpi Pembentukan Standar/ Standard
Enthalpy Of Formation ( ∆HfO ) adalah
Perubahan entalpi pada pembentukan
1 mol
suatu zat / senyawa dari unsur-unsurnya pada
keadaan standar ( suhu 25oC, tekanan 1atm)
misalnya
pada pembentukan 1mol gas CO2 dari gas karbon dan
gas oksigen pada suhu 25oC dan tekanan 1atm
dibebaskan kalor sebesar 94,1 kkal. Jadi ∆HfO CO2 = 94,1 kkal
C(s) + O2(g) → CO2(g) ∆HO = -94,1 kkal
2. Entalpi Penguraian Standar/Standard
Enthalpy of Decomposition (∆HdO )
Adalah :
Perubahan entalpi pada penguraian 1 mol senyawa
menjadi unsur-unsurnya pada keadaan standar
( suhu 25oC, dan tekanan 1atm)
Misalnya :
Untuk menguraikan 1 mol gas CO menjadi gas karbon
dan gas oksigen pada suhu 25oC, dan tekanan 1atm
diperlukan kalor sebesar 110,5 kJ
Jadi ∆HdO CO(g) = 110,5 kJ/mol
CO(g) → C(g) + ½ O2(g) ∆Ho = 110,5 kJ
Hukum Lavoisier-Laplace
"Jumlah kalor yang dilepaskan pada pembentukan 1 mol zat
dari unsur-unsurya = jumlah kalor yang diperlukan untuk
menguraikan
zat
tersebut
menjadi
unsur-unsur
pembentuknya."
Artinya : Apabila reaksi dibalik maka tanda kalor yang
terbentuk juga dibalik dari positif menjadi negatif atau
sebaliknya
Jadi : ∆Hfo = ∆Hdo
Contoh:
N2(g) + 3H2(g)
2NH3(g) ;
2NH3(g)
N2(g) + 3H2(g) ;
H = - 112 kJ
H = + 112 kJ
3.
Entalpi
Pembakaran
Standar/Standard
Enthalpy of Combustion (∆HCO )
Adalah
Perubahan entalpi pada pembakaran 1 mol unsur atau
senyawa pada keadaan standar (suhu 25oC, dan tekanan
1atm)
Misalnya :
Pada pembakaran 1 mol alkohol (C2H5OH) dibebaskan
kalor sebesar 227 kkal
Maka ∆HCO C2H5OH = 227 kkal/mol
C2H5OH(l) + 3O2 → 2CO2 + 3H2O ∆Ho = -128,4 kJ
4. Entalpi Penetralan Standar/Standard Enthalpy of
Netralisation (∆Hno)
Adalah
Perubahan entalpi pada penetralan asam atau basa yang
menghasilkan 1 mol air pada keadaan standar (suhu25oC,
dan tekanan 1atm)
Misalnya :
• Pada penetralan asam klorida oleh basa NaOH yang
menghasilkan 1 mol air dibebaskan kalor sebesar
13,7 kkal
• Maka ∆Hno NaOH atau HCl = -13,7 kkal/mol
•
NaOH(aq) + HCl(aq) → NaCl(aq) + H2O(l) ∆Ho = -13,7kkal
5. Entalpi Pelarutan Standar/Standard Enthalpy of
Solubility ( ∆HSo )
Adalah :
Perubahan entalpi pada pelarutan 1 mol zat menjadi larutan encer pada
keadaan standar (suhu25oC, dan tekanan 1atm)
• Misalnya pada pelarutan 1 mol NaOH dibebaskan kalor sebesar 10,25
kkal, Maka ∆HSo NaOH(s) = -10,25 kkal/mol
• Entalpi pelarutan tergantung pada jenis zat yang dilarutkan, jenis
pelarut, suhu, tekanan dan konsentrasi larutan yang akan dicapai
• Contoh : entalpi pelarutan 1 mol H2SO4 dalam 4 mol air adalah 12,92
kkal/mol
•
H2SO4(l) + 4H2O(l) → H2SO4.4H2O
∆HSo = -12,92 kkal/mol
•
Fraksi mol H2SO4 dalam larutan yang terbentuk adalah:
1
1+4
= 0,2
6. Entalpi Penguapan Standar/Standard Enthlpy of
Vaporation (∆Hvapo)
Adalah :
Perubahan entalpi pada penguapan 1 mol zat cair menjadi
gas sesuai titik didihnya pada keadaan standar (suhu25oC,
dan tekanan 1atm)
Misalnya
Untuk menguapkan 1 mol air yang berwujud cair
diperlukan kalor sebesar 44 kJ
Maka ∆Hvapo H2O = +44 kJ/mol
H2O(l) → H2O(g) ∆Ho = +44 kJ
7. Entalpi Pengatoman Standar/ Standard
Enthalpy of Atomisation (∆Hato)
adalah :
Perubahan entalpi pada pembentukan 1 mol atomatom unsur dalam fase gas pada keadaan standar
(suhu25oC, dan tekanan 1atm)
misalnya : Pada pembentukan 1 mol atom Karbon
dalam fase gas pada keadaan standar diperlukan
kalor sebesar 718,4 kJ
maka ∆Hato = + 718 kJ/mol
C (s) → C (g) ∆Ho = + 718 kJ
8. Entalpi Peleburan Standar/ Standard Enthalpy
of Fusion(∆Hfuso)
Adalah :
Perubahan entalpi pada peleburan 1 mol zat padat
menjadi zat cair sesuai titik leburnya pada keadaan
standar (suhu25oC, dan tekanan 1atm)
Misalnya :
Untuk melebur 1 mol air berwujud padat (es)
menjadi cair diperlukan kalor sebesar 6,01
kJ
Maka ∆Hfuso H2O = +6,01 kJ/mol
H2O(s) → H2O(l) ∆Ho = +6,01 kJ
Bersambung……..!

Sampai jumpa pada pelajaran berikutnya.