File

Proses Alam Secara Termodinamik
1
Dalam kehidupan sehari-hari kita membutuhkan :
•
Makanan sebagai energi untuk mempertahankan hidup
•
Minyak dan gas alam sbg sumber energi utk mengolah
•
Energi listrik untuk penerangan, pemanasan, dan aplikasi lain
•
Kendaraan (mobil,pesawat,dll) yg butuh bahan baku sbg sumber
energi
•
Sumber energi surya untuk tanaman
•
Hasil-hasil industri (obat, kertas logam,dll) : setiap proses butuh
energi
BAGAIMANA UTK MEMENUHI KEBUTUHAN ITU ?
PERLU RISET DAN PENGEMBANGAN !!!
makanan
Beberapa riset/penelitian dasar dan terapan utk solusi masalah
ENERGI:
1. Pencarian & pengolahan bahan makanan nabati dan hewani
di bidang pertanian dan peternakan : ditemukannya bibit
unggul tanaman (kedelai berprotein tinggi, buah-buahan
hibrida),pengolahan hasil peternakan(daging,susu,keju) yang
didukung penelitian di bidang Biologi dan Kimia
pangan(ditemukan DHA,makanan non kolesterol)
2. Penelitian dalam eksplorasi bahan tambang sumber energi :
minyak,gas,batubara dalam bidang Geologi yang didukung
penelitian dalam bidang Kimia dan Fisika dalam
pengolahannya, serta modifikasi sumber energi alternatif
(energi surya,energi nuklir,energi biogas)
3. Kajian dan penggalian obat-obat baru serta
penerapannya di bidang kesehatan yang didukung kuat
bidang Farmasi,Biologi dan Kimia
4. Penelitian dalam bidang rekayasa dan keteknikan :
menciptakan mesin energi berefisien tinggi utk mesin
industri, kendaraan bermotor,dll
Dari berbagai masalah energi ini diperlukan
pemahaman akan konsep dasar
TERMODINAMIKA yg mengkaji hubungan
kalor dan energi.
TERMOKIMIA ADALAH ILMU YANG MEMPELAJARI
PERUBAHAN ENERGI (PANAS) YANG MENYERTAI
REAKSI – REAKSI KIMIA YANG DINYATAKAN DALAM
PERUBAHAN ENTALPI (ΔH)
 PERUBAHAN ENERGI DALAM REAKSI KIMIA
Energi dalam =
energi total sistem (  Energi
kinetik + Energi potensial )
Yang dapat ditentukan adalah perubahan energinya
ΔE = E akhir - E awal
ΔE = E produk - E reaktan
2 kemungkinan :
• E produk > E reaktan, maka E + (Endoterm)
• E produk < E reaktan, maka E – (Eksoterm)
2
Dua bentuk energi perubahan : panas dan kerja.
Sistem mengalami perubahan mungkin menyerap
atau melepas panas/kalor. Sama halnya,
mungkin sistem juga mengerjakan kerja
terhadap lingkungan.
Secara matematis :
E = q + W
Q = + panas diserap oleh sistem
Q = - panas dilepas dari sistem
W = + sistem dikenai kerja
W = - sistem melakukan kerja
3
W = -P V, maka E = q + W
= q – P. V
Untuk V= 0
H=E+PV
E = q - 0
= qV
H = E + P. V
Karena W = - P V,
maka : E = q – P. V
dan H = E + P. V
H = q – P. V + P. V
H = q p
(Kalor pada P tetap)
4
JENIS – JENIS
PERUBAHAN ENTALPI

(ΔH) PEMBENTUKAN
MENYATAKAN PERUBAHAN ENTALPI PADA
PEMBENTUKAN 1 MOL
SENYAWA DARI
UNSUR – UNSURNYA, PADA KEADAAN
STANDAR (1 ATM 250C)
CONTOH REAKSI :
Pb(s) + S(s) + 2 O2(g)  PbSO4(s)
ΔH = -920,1 kJ
reaksi pembentukan 1 mol PbSO4(s) yang
berasal dari unsur – unsurnya menghasilkan
energi sebesar = 920,1 kJ
(ΔH)PENGURAIAN

Menyatakan perubahan entalpi pada penguraian
1 mol senyawa menjadi unsur – unsurnya, pada
keadaan standar (1 atm 250C).contoh :
Na2CO3(s)  2 Na(s) + C(s) + (3/2) O2 (g)
ΔH = +1.131 kJ
Artinya energi sebesar 1131 kJ diterima sistem
dari lingkungan untuk menguraikan 1 mol
senyawa Na2CO3(s)
dari unsur – unsur
penyusunnya
(ΔH) PENETRALAN

Menyatakan perubahan energi dari reaksi
penetralan 1 mol asam oleh 1 mol basa atau
sebaliknya, pada keadaan standar (1 atm
250C).contoh reaksi :
HCl(aq) + NaOH(Aq)  NaCl(aq) + H2O(l)
ΔH = -54,6 kJ
energi sebesar 54,6 kJ dilepaskan dari
sistem ke lingkungan karena reaksi 1 mol
HCL dan 1 mol NaOH
(ΔH)PEMBAKARAN

Menyatakan perubahan energi dari reaksi
pembakaran 1 mol unsur atau 1 mol
senyawa oleh oksigen pada keadaan
standar (1 atm 25 0C).contoh :

C(s)+O2(g)  CO2(g) ΔH = -393,5 kJ
+ (7/2) O2  2 CO2 + 3 H2O
ΔH = -1.560 kJ
 C2H6
 SPONTANITAS REAKSI DAN H
H – (Eksoterm) umumnya berlangsung spontan
- Air terjun
- Bensin terbakar, dsb.
Air menguap, spontan sedangkan H + ?
 PERUBAHAN ENTROPI
Entropi (S) = derajat ketidakteraturan
S + semakin tidak teratur
S – semakin teratur
S = S akhir – S awal
S = S produk - reaktan
Semakin tidak teratur (S + ) reaksi cenderung spontan
5
Prediksi S dari perubahan Fisika
S padat
<
S cair
< S gas
Contoh : Bagaimana S untuk pencairan es
padat
cairan
S = S cairan
S padatan = +
 PERHITUNGAN S° DARI ENTROPI STANDAR (S°)
S° =  S° produk -  S° reaktan
Hitung : S° untuk reaksi :
CO(NH2 ) 2 (aq)  H 2O()  CO2 (g)  2NH3 (g)
Diketahui :
(dari tabel)
CO(NH2 ) 2
S0 = 173,8 (J/mol k)
H 2 O()
S0 = 69,96
CO 2 (g)
S0 = 213,6
NH3 (g)
S0 = 192,5
6
Solusi

 
S 0 = S 0 (CO2 )  2S 0 ( NH 3 ) - S 0 (CO( NH 2 ) 2 )  S 0 ( H 2O)

= [213,6+2(192,5)] – [173,8 + 69,96]
= (598,6 – 243,8) J /K
= 354,8 J/K
Soal : Hitung S° dari
a) CaO(s) + 2HCl (g)
CaCl2 (s) + H2O (l)
b) C2H4 (s) + H2 (g)
C2H6 (g)
7
 ENERGI
BEBAS GIBBS (G°)
Proses pada P,T tetap, perubahan total energi
H dibagi 2 bagian :
 tersedia untuk melakukan kerja (G)
 tak tersedia untuk melakukan kerja ( T. S)
H = G + T. S
G = H – T. S
G = G produk – G reaktan
G
- berlangsung spontan
+ tidak spontan
8
1. C 2 H 5OH(  )  30 2(g)  2CO2(g)  3H 2O (g)
Jika ΔG 0 f
CO2 = -394,4 Kj
H 2O = -228,6 Kj
C 2 H 5OH = -174,8 Kj
solusi
G0 = [ 2 G0 CO2 + 3 G0 H2O ] – [G0 C2H5OH+3 G0O2]
= [2(-394,4) + 3(-228,6)] – [-174,8 + 3 (o) ]
= - 1299,8 kj
9
G = H – T S
H
Selalu
spontan
Spontan dengan
S
Spontan dengan
Tidak Spontan
H = +
S = +
Spontan dengan T , karena T S > H
Sehingga G = H – T S  G = Contoh : H2O(s)  H2O(l )
10
Penentuan G0 dari H0 dan S0
CO( NH 2 )2(aq)  H 2O()  CO2 ( g )  2 NH3 ( g )
Diketahui : H0f
CO2
= -393,5 kj
NH3
= -46,19 kj
CO(NH2)2
= -319,2 kj
H2O
= -285,9 kj
T = 250C
G0 ?
S0 = 354,8 J/K
Solusi
H0 = [H0f CO2 + 2 H0f NH3] – [H0f CO(NH2)2 + H0f H2O]
= [-393,5 + 2 (-46,19)] – [-319,2 + (-285,9)]
= 119,2 kj
G0 = H0 – T. S0
= 119,2 - (298) (0,3548)
= 13,4 kj
11
Contoh :
N 2 O 4 (g)  2NO2 (g)
Bila
ΔG 0 = 5,40 kj, Berapa ΔG 1pada suhu 100 0 C
ΔH 0 f N 2 O 4 = 9,67 kj/mol
NO2 = 33,8 kj / mol
S0 N 2 O 4 = 304 J / mol K
S0 NO2 = 240,5 J / mol K
H 0 = 2H 0 f NO2 - H 0 f N 2O4
= 2(33,8) - (9,67)
= 57,9kj
ΔS0 = 2(240,5) - 304 = 177J/K = 0,177 kj / K
ΔG 1 = 57,9 - (373) (0,177)
= -8,1 k j
12
 PERHITUNGAN KONSTANTA
KESETIMBANGAN (K) DARI G
ΔG0 = -RT n Kp
Contoh 1
2 NO(g) + O2(g)
2 NO(g)
Diketahui Kp = 1,7 x 1012 pada 250C
Berapakah G0 ?
Solusi
ΔG 0 = - RT n Kp
= -( 8,314 x 298 ) n 1,7 x 1012
= -6,982 x 10 4 J
= -69,82 kj
13
Contoh 2:
2N2O(g)
2N2(g) + O2(g)
H0 = -163 kj
S0 = +148 j/k
Berapa Kp pada 400C
Solusi
G1 = ΔH 0 - T.ΔS 0
= -163.000 - (313) (148J/K)
= -209.000J
- 209.000 = -(8,314) (313)n Kp
n Kp = 80,3
Kp = e 803= 7 x 1034
15
Perubahan di dalam energi dalam sistem (E)
E = q + W
Spontan
G –
S + , kompleks molekul menurun
Contoh : pembentukan molekul diatomik dari molekul triatomik
O3
O2
16
Entropi (S) mengalami kenaikan pada waktu terjadi
perubahan spontanitas.
Entropi sampai mencapai Entropi total, misalnya :
Pencemaran
Entropi zat kristal murni = 0
Standar (S0) pada 250C dan I atm sebagai penbanding untuk
menghitung S0 reaksi kimia
17