KONSEP KESETIMBANGAN KIMIA 1 2 3 4 5

KONSEP KESETIMBANGAN KIMIA 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10. HUKUM KEKEKALAN ENERGI PENGERTIAN KERJA DAN KALOR PENGERTIAN SISTEM, LINGKUNGAN, DAN FUNGSI KEADAAN HUKUM PERTAMA TERMODINAMIKA HUKUM KEDUA TERMODINAMIKA ENERGI BEBAS DAN KESETIMBANGAN KONSEP KESETIMBANGAN TETAPAN KESETIMBANGAN PENDUGAAN ARAH REAKSI FAKTOR YANG MEMPENGARUHI KESETIMBANGAN KIMIA

1. HUKUM KEKEKALAN ENERGI Emekanik = Ek + Ep , kekal Energi Kinetik (Ek) = ½ mv 2 Energi Potensial (Ep) = m. g. h. Ep = 10 unit Ek = 0 unit energi potensial Ep = 5 unit Ek = 5 unit energi kinetik

2. PENGERTIAN KERJA DAN KALOR Kerja (W) Hasil kali antara gaya luar pada suatu benda dengan jarak dimana gaya tersebut bekerja W=FS Kerja utk mengangkat benda dalam medan gravitasi W = m g h Kerja tekanan-volume kerja mekanik yang dihasilkan apabila. Suatu gas ditekan/diekspansi di bawah pengaruh tekanan luar W=PV

Kalor (q) ● Kalor (q): energi yang dipindahkan sebagai akibat adanya perbedaan suhu q = m. c. ∆T C=mc qlogam + qair = 0 qlogam = - qair m = Massa (g) c = Kalor spesifik (kal K-1 g-1) atau kalor jenis T = Suhu (K)

CONTOH 1 Berapa energi kalor yang dibutuhkan untuk menaikkan suhu 735 g air dari 21, 0 o. C ke 98, 0 o. C? (anggap kalor jenis air 1, 00 kal g-1 o. C-1) Penyelesaian: q = m x kalor jenis x ∆T = 735 g x 1, 00 kal/g o. C x (98, 0 – 21, 0) o. C = 5, 7 x 104 kal

CONTOH 2 Berapakah kalor jenis timbal jika 150 g timbal (100°C) dimasukkan ke dalam gelas piala terisolasi berisi air 50, 0 g (22, 0°C), jika suhu timbal-air 28, 8°C ? Penyelesaian : q air = 50, 0 g x 1, 00 kal/g °C x (28, 0 - 22, 0) °C= 340 kal qtimbal = - qair = -340 kal ctimbal = -340 kal / {150 g x (28, 8 – 100) °C} = 3, 2 x 10 -2 kal g-1 °C-1

3. PENGERTIAN SISTEM, LINGKUNGAN, DAN FUNGSI KEADAAN Sistem: Sejumlah materi atau daerah dalam ruang yang dijadikan sebagai objek studi Batas: Lingkungan: Massa atau daerah yang berada di luar sistem Pemisah sistem & lingkungan (nyata/maya) ● Batas tetap (fixed boundary) ● Batas berubah (movable boundary)

EMPAT JENIS SISTEM: Terbuka, Tertutup, Terisolasi, dan Adiabatik. Pertukaran Massa Kalor Terbuka + + Tertutup + Terisolasi - Sistem Adiabatik: tidak memungkinkan kalor keluar dari sistem ke lingkungannya

• Besaran Ekstensif: Volume, Massa, Energi, Entalpi, Energi Bebas Gibbs, Energi Dalam, Kapasitas Kalor, Entropi • Besaran Intensif: Tekanan, Densitas, Suhu, Viskositas, Tegangan permukaan, Kalor Jenis • Fungsi Keadaan: ∆U, ∆H, ∆S, ∆G

6. 4 HUKUM PERTAMA TERMODINAMIKA bentuk lain dari Hukum Kekekalan Energi SISTEM TERISOLASI: U(awal) – U(akhir) = ∆U = ∆E= q - W Besaran q (kalor) + sistem menyerap kalor W (kerja) sistem melakukan kerja sistem melepaskan kalor sistem dikenai kerja ∆U (energi dalam) + -

CONTOH 6. 3 Jika diketahui 5000 J energi diserap oleh sistem dan sistem melakukan kerja sebesar 6750 J terhadap lingkungan. Berapa ∆U sistem? Penyelesaian: ∆U = q - w = (+5000 J) - (+6750 J) = 5000 J – 6750 J = - 1750 J

Termokimia Entalpi Reaksi Hubungan yang melibatkan ∆H • Eksotermik : Kalor dilepaskan oleh reaksi (∆H negatif) • Endotermik : Kalor diambil oleh reaksi (∆H positif) ∆H akan berubah tanda bila arah reaksi berbalik ∆H = -283, 0 k. J/mol CO(g) + ½O 2(g) → CO 2(g) ∆H = +283, 0 k. J/mol CO 2(g) → CO(g) + ½O 2(g)

HUKUM PENJUMLAHAN KALOR Hukum Hess C(p) + O 2(g) ∆H = -110, 5 k. J ∆H = -393, 5 k. J C(p, gr) + O 2(g) → CO 2(g) ∆H 1 = -393, 5 k. J CO 2(g) → CO(g) + ½O 2(g) ∆H 2 = +283, 0 k. J C(s, gr) + ½O 2(g) → CO(g) ∆H = ∆H 1 + ∆H 2 = -110, 5 k. J CO(g) + ½O 2(g) ∆H = +283, 0 k. J CO 2(g) Hukum Hess: Jika dua atau lebih persamaan kimia ditambahkan untuk menghasilkan persamaan kimia lainnya, masing-masing entalpi reaksinya harus ditambahkan

Macam-macam Proses Reaksi kimia Atau perubahan lainnya Setimbang Spontan Irreversible Tidak spontan Reversible Bagaimana mengetahui spontan tidaknya? Reversible: reaksi dua arah Irreversible: reaksi tidak dapat balik Entropi (S) Energi bebas (G) Menentukan arah proses/reaksi

Entropi (S): ● besaran termodinamika seperti halnya U (E) atau H ● merupakan fungsi keadaan ● ukuran kuantitatif tingkat kespontanan suatu proses yang dinyatakan dalam ∆S total (+) utk spontan, atau sebaliknya Energi bebas (G): ● besaran termodinamika seperti halnya U, H atau S ● merupakan fungsi keadaan ● ukuran kuantitatif kespontanan suatu proses yang dinyatakan dalam ∆G sistem (-) utk spontan, atau sebaliknya

6. 5 Hukum Kedua Termodinamika Rumusan matematika entropi: ● Ada sistem menerima kalor dari lingkungan Sistem & lingkungan tersebut berada dalam sistem yang lebih besar yg terisolasi ∆S = ∫ f dqrev i T ∆Stotal = ∆Ssis + ∆Slingk dq = Cd. T C = dq/d. T >0 Contoh 6. 4: 1 g es 0 o. C dimasukkan ke dalam 4 g air 10 o. C. Diketahui cair = 1 kal/go. C dan kalor lebur es = 80 kal/g. Apakah proses peleburan spontan ?

CATATAN UTK DIKUASAI (latar belakang, pengertian, kegunaan): • LIMIT • TURUNAN (DEFERENSIAL) gradien • INTEGRAL • MATRIKS (komposit, pemrograman) • NUMERIK • Log (juga ln) • Trigonometri

Penyelesaian q dilepaskan pada pendinginan air = 4 g x 1 kal/g o. C x 10 o. C = 40 kal Massa es yang melebur dengan 40 kal = 40 kal / (80 kal/g) = 0, 5 g ∆Ses = 0, 5 x 80 / 273 = 0, 1465 kal/K ∆ Sair = ∫C d. T/T = -C ln 283/273 = - 0, 1439 kal/K ∆ Stotal = ∆ Ses + ∆ Sair = 0, 0026 kal/K = 0, 0109 J/K ∆ Stotal > 0 proses peleburan es spontan

∆Ssis untuk proses isotermal ∆S = ∫ f dqrev i T = 1 T f ∫ dq i Transisi fasa ∆Sfus = qrev = ∆Hfus Tf Tf rev = qrev T

6. 6 Energi Bebas (G) G = H - TS ∆Gsis < 0 Proses spontan ∆Gsis = 0 Proses reversibel ∆Gsis > 0 Proses tak spontan ● Pendugaan arah perubahan suatu proses reaksi ∆G = ∆H – T ∆S < 0 No H S G Hasil Contoh 1 - + - Spontan semua T 2 H 2 O(g)→ 2 H 2(g)+O 2(g) 2 - - + Spontan T ↓ ≠ spontan T ↑ H 2 O(c) → 2 H 2 O(p) 3 + + + - ≠ Spontan T ↓ Spontan T ↑ 2 NH 3(g)→N 2(g)+3 H 2(g) 4 + - ≠ Spontan semua T 3 O 2(g) → 2 O 3(g) +

Transisi fasa, ∆G = ∆H – T ∆S = 0 ∆Str = qrev ∆Htr Ttr = T tr Tr = transisi (peleburan, pembekuan, penguapan, kondensasi).

CONTOH 6. 5 Sikloheksana, C 6 H 12 memiliki kalor penguapan 360 J/g dengan titik didih 81°C. Berapakah perubahan entropi untuk tiap mol penguapan sikloheksana PENYELESAIAN ∆S = ∆H = 84 g/mol x 360/354 J/g. K T = 85 J /K mol .

6. 7 KONSEP KESETIMBANGAN Setimbang N 2 O 4(g) A akhir reaksi Campuran produk dan reaktan yang tidak bereaksi dalam jumlah relatif tetap 2 NO 2(g) C % Kons 100 98 100 A A 98 ∆C 1 2 C C ∆C 2 2 Waktu ∆t 1 ∆t 2 Waktu

6. 8 TETAPAN KESETIMBANGAN Hukum Empiris Aksi Massa (Guldberg & Waage) a. A + b. B c. C + d. D Tetapan kesetimbangan empiris (KC) [C]c [D]d KC = [A]a [B]b Subskrip C: Reaksi dalam larutan Reaksi dalam fasa gas. . . . KP = [PC]c [PD]d [PA]a [PB]b P = Tekanan parsial

Kesetimbangan Reaksi dalam Fasa Gas 3 NO(g) N 2 O(g) + NO 2(g) ∆G 3 NO (PNO) ∆G 1 N 2 O (P N 2 O) + NO 2 (P NO 2) ∆G = ∆G 1 + ∆G° +∆G 3 N 2 O (Pref) + NO 2 (Pref) 3 NO (Pref) ∆G 2 = ∆G° -∆G° = RT ln K

CONTOH 6. 6 Tulis persamaan kesetimbangan untuk kesetimbangan kimia fasa gas berikut: a. 2 NOCl(g) 2 NO(g) + Cl 2(g) b. CO(g) + ½O 2(g) CO 2(g) Penyelesaian a. (P NO) (P Cl 2) 2 (P NOCl)2 b. (P CO 2) (P CO) (P O 2) = K ½ Pangkat 2 berasal dari faktor 2 dalam persamaan yang balans tersebut Pangkat pecahan muncul pada persamaan kesetimbangan setiap kali mereka terdapat dalam persamaan yang balans

CONTOH 6. 7 Hitunglah tetapan kesetimbangan untuk reaksi N 2 O 4 (g) 2 NO 2 (g) Jika pada saat kesetimbangan terdapat 0, 1 mol N 2 O 4 dan 0, 06 mol NO 2 dalam volume 2 L Penyelesaian : Molaritas NO 2 K = [NO 2]2 / [N 2 O 4] = (0, 03)2 / 0, 05 = 1, 8 x 10 -2

6. 9 PENDUGAAN ARAH REAKSI Kuosien Reaksi (Q) G ∆G = ∆G° + RT ln Q ∆G = -RT ln K + RT ln Q Q<K ∆G < 0 Q>K ∆G > 0 ∆G = RT ln (Q/K) Jika Q < K, ∆G < 0 Q > K, ∆G > 0 arah reaksi ke kanan arah reaksi ke kiri Kesetimbangan ∆G = 0 Reaktan murni Produk murni

CONTOH 6. 8 • Reaksi H 2 + I 2 2 HI mempunyai nilai K = 49, 5 pada suhu 440 o. C. Jika pada suhu tersebut ke dalam wadah bervolume 2 L dimasukkan 5 mol H 2, 2 mol I 2 dan 4 mol HI, ke arah manakah reaksi berlangsung dan berapa konsentrasi masing zat pada saat kesetimbangan tercapai? Penyelesaian: Q = (2)2 / (2, 5)(1) = 1, 6 Q<K Reaksi berlangsung ke arah kanan

H 2 (g) + I 2 (g) ⇄ 2 HI (g) Awal Reaksi Kesetimbangan K= [HI]2 [H 2 [I 2 ] = 5 2 4 -x -x +2 x (5 -x) (2 -x) (4+2 x) mol / 2 L = 49, 5 {(4+2 x) / 2}2 {(5−x) / 2}{(2−x) / 2} X 1 = 1, 672 mol [HI] = 3, 672 M [H 2] = 1, 664 M [I 2] = 0, 164 M x 2 = 6, 29 (tak mungkin)

6. 10 FAKTOR YANG MEMPENGARUHI KESETIMBANGAN KIMIA PRINSIP LE CHATELIER : Bila suatu sistem dalam kesetimbangan mendapat gangguan eksternal maka sistem tersebut akan melakukan perubahan yang mengatasi gangguan tersebut. 1. Perubahan Konsentrasi 2. Perubahan Volume dan Tekanan 3. Perubahan Suhu mengubah nilai K sehingga Q ≠ K

Pengaruh perubahan konsentrasi Konsentrasi hasil reaksi Ke arah reaktan Pengaruh perubahan volume N 2 O 4 (g) 2 NO 2 (g) V → Ke arah reaktan V → Ke arah produk Pengaruh perubahan suhu, jika suhu Reaksi eksoterm → Ke arah eksoterm Reaksi endoterm → Ke arah endoterm