TERMOKIMIA 1 2 3 4 Asas kekekalan energi

TERMOKIMIA 1. 2. 3. 4. Asas kekekalan energi Entalpi molar Penentuan entalpi reaksi Energi bahan bakar

1. ASAS KEKEKALAN ENERGI Asas kekekalan energi merupakan Hukum pertama Termodinamika Energi tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan tetapi dapat diubah dari satu bentuk ke bentuk lain Contoh : kalor pembakaran kayu/ minyak tanah/ elpiji kalor reaksi zat-zat kimia (nuklir)

SISTEM DAN LINGKUNGAN

KALOR (Q) DAN KERJA (W) Perpindahan energi dapat berupa kalor dan kerja. Jika sistem menerima kalor q = +, melepas q = -. Jika sistem melakukan kerja w = -, menerima kerja w = +.

KALOR (Q) Kalor adalah energi yang berpindah dari sitem ke lingkungan atau sebaliknya karena perbedaan suhu. o Kalor dinyatakan dalam kalori (kal) atau joule (J) 1 kal = 4, 184 J Mengukur jumlah kalor : q = m × c × ΔT q = C × ΔT o

HUKUM I TERMODINAMIKA Energi dapat diubah tetapi tidak dapat dimusnahkan atau diciptakan. ΔE = q + w

KALOR REAKSI : ΔE DAN ΔH Jika reaksi berlangsung pada sistem tertutup dengan volume tetap, maka ΔV = 0 w = 0, maka : ΔE = qv, dimana w = P. ΔV Jika reaksi berlangsung pada sistem terbuka, dengan tekanan tetap (qp), maka : ΔE = qp + w atau qp = ΔE – w Kalor reaksi pada tekanan tetap H (entalpi) ΔH = qreaksi ΔH = Hp - Hr

REAKSI EKSOTERM Reaksi eksoterm adalah reaksi yang membebaskan kalor (∆H < 0 ) kalor H R SISTEM Lingkungan ∆H = HP – HR < 0 P

CIRI-CIRI REAKSI EKSOTERM Entalpi produk < entalpi reaktan ∆H < 0 Sistem melepaskan kalor Berlangsung pada suhu rendah Melepas kalor menghasilkan kalor suhu lingkungan meningkat.

REAKSI ENDOTERM Reaksi endoterm adalah reaksi yang menyerap kalor (∆H > 0 ) kalor H P SISTEM ∆ H = HP – HR > 0 Lingkungan R

CIRI-CIRI REAKSI ENDOTERM Entalpi produk > entalpi reaktan ∆H > 0 Sistem menerima kalor. Berlangsung pada suhu tinggi. Menerima kalor membutuhkan kalor suhunya lingkungan menurun.

PERSAMAAN TERMOKIMIA Persamaan reaksi yang mengikut sertakan perubahan entalpi. Nilai ΔH yang dituliskan pada persamaan termokimia disesuaikan dengan stoikiometri reaksi jumlah mol = koefisien reaksi. Wujud zat yang terlibat dalam reaksi harus dinyatakan. Ex : H 2(g) + ½ O 2(g) H 2 O(l) ΔH = -286 k. J 2 H 2(g) + O 2(g) 2 H 2 O(l) ΔH = -572 k. J

2. ENTALPI MOLAR Perubahan entalpi standar (∆Ho) Pengukuran ∆H pada suhu 25 o. C dan tekanan 1 atm; satuan ∆Ho = k. J ; satuan ∆Ho molar = k. J/mol Perubahan entalpi pembentukan standar (∆Hfo) / Standard Enthalpy of Formation Perubahan entalpi penguraian standar (∆Hdo) / Standard Enthalpy of Dissociation Perubahan entalpi pembakaran standar (∆Hco) / Standard Enthalpy of Combustion

STANDAR ENTHALPY OF FORMATION (∆HFO ) Perubahan entalpi pada pembentukan 1 mol zat langsung dari unsur-unsurnya diukur pada keadaan standar. Contoh : ∆Hf o H 2 O (l) = – 286 k. J/mol Persamaan termokimia: H 2(g) + ½ O 2(g) H 2 O(l) ∆Hfo = – 286 k. J/mol Contoh: ∆Hf o C 2 H 5 OH(l) = – 278 k. J/mol Persamaan termokimia : 2 C(s) + 3 H 2(g) + ½ O 2(g) C 2 H 5 OH(l) ∆Hf o = – 278 k. J/mol

STANDARD ENTHALPY OF DISSOCIATION (∆HDO) Perubahan entalpi pada penguraian 1 mol zat menjadi unsur-unsurnya diukur pada keadaan standar. Contoh : ∆Hdo H 2 O (l) = + 286 k. J/mol Persamaan termokimia : H 2 O(l) H 2(g) + ½ O 2(g) ∆Hdo = +286 k. J/mol Contoh : ∆Hdo Na. OH(l) = + 426 k. J/mol Persamaan termokimia : Na. OH(l) Na(s) + ½ O 2(g) + ½ H 2(g) ∆Hdo = +426 k. J/mol

STANDARD ENTHALPY OF COMBUSTION (∆HCO) Perubahan entalpi pada pembakaran 1 mol zat (unsur / senyawa) diukur pada keadaan standar Contoh : ∆Hco C(s) = – 394 k. J/mol Persamaan termokimia : C(s) + O 2(g) CO 2(g) ∆Hco = – 394 k. J/mol ∆Hco C 2 H 2(g) = – 1300 k. J/mol Persamaan termokimia : 2 C 2 H 2 (g) + 5 O 2(g) 4 CO 2(g) + 2 H 2 O(l) ∆Hc = – 2600 k. J

3. PENENTUAN ENTALPI REAKSI Kalorimetri Hukum Hess Berdasarkan tabel entalpi pembentukan (hal 253) Berdasarkan data energi ikatan (hal 116 / 255)

1. KALORIMETRI Menggunakan alat kalorimeter ( sistem terisolasi) Rumus : q lar = m x c x ∆T q kal = C x ∆T dimana : q = jumlah kalor (J) m = massa larutan (gram) c = kalor jenis larutan (J/g/K) C= Kapasitas kalorimeter(J/K) ∆T= perubahan suhu (o. C atau K) q reaksi = - (q larutan + q kalorimeter) Pada tekanan tetap ∆H = q reaksi

GAMBAR ALAT KALORIMETER

A. KALORIMETRI Contoh soal: 1. 7, 5 gram kristal Li. OH ditambahkan ke dalam kalorimeter yang berisi 120 gram air. Setelah kristal larut, ternyata suhu kalorimeter beserta isinya naik dari 23, 25 o. C menjadi 34, 9 o. C. Tentukan entalpi pelarutan Li. OH dalam air. Li. OH(s) Li +(aq) + OH- (aq) ∆H =. . . kalor jenis larutan = 4, 2 J/g/o. C ; kapasitas kalorimeter = 11, 7 J/o. C

A. KALORIMETRI 2. Sebanyak 50 ml larutan HCl 1 M bersuhu 27 o. C dicampur dengan 50 ml larutan Na. OH 1 M bersuhu 27 o. C dalam suatu kalorimeter. Ternyata suhu campuran naik sampai 33, 5 o. C. Jika kalor jenis larutan = kalor jenis air. Tentukanlah perubahan entalpi reaksi penetralan.

B. HUKUM HESS (HUKUM PENJUMLAHAN KALOR) Kalor reaksi hanya bergantung pada keadaan awal dan keadaan akhir, tidak pada lintasan. Hukum Hess dapat dinyatakan dalam bentuk diagram siklus atau diagram tingkat energi. Contoh: C(s) + O 2(g) CO 2(g) ∆H = - 394 k. J Tahap 1: C(s) + ½ O 2(g) CO(g) ∆H = - 111 k. J Tahap 2: CO(g) + ½ O 2(g) CO 2(g) ∆H = -283 k. J+ C(s) + O 2(g) CO 2(g) ∆H = -394 k. J

DIAGRAM SIKLUS

DIAGRAM TINGKAT ENERGI

B. HUKUM HESS Contoh soal: Diketahui : (1) H 2(g) + F 2(g) 2 HF(g) ∆H = - 537 k. J (2) C(s) + 2 F 2(g) CF 4(g) ∆H = - 680 k. J (3) 2 C(s) + 2 H 2(g) C 2 H 4(g) ∆H = + 52, 3 k. J Tentukanlah entalpi reaksi : C 2 H 4(g) + 6 F 2(g) 2 CF 4(g) + 4 HF(g) ∆H =. . .

C. PENENTUAN KALOR REAKSI BERDASARKAN TABEL ENTALPI PEMBENTUKAN

D. PENENTUAN KALOR REAKSI BERDASARKAN ENERGI IKATAN Energi ikatan : energi yang diperlukan untuk memutuskan 1 mol ikatan dari suatu molekul dalam wujud gas. Satuan : k. J/mol dengan lambang D Contoh : Energi ikatan H-H (DH-H) = 436 k. J/mol. Persamaan termokimianya : H 2(g) 2 H(g) ∆H = 436 k. J/mol Energi ikatan rata-rata digunakan untuk molekul biner yang terdiri dari lebih dari dua atom. Contoh : Untuk memutuskan ikatan dalam CH 4 diperlukan 1. 664 k. J, maka energi ikatan rata-rata C-H dalam CH 4 adalah : 1. 664 : 4 = 416 k. J/mol

D. PENENTUAN KALOR REAKSI BERDASARKAN ENERGI IKATAN ∆H reaksi = Ʃ energi ikatan pereaksi – Ʃ energi ikatan produk Contoh soal : Dengan menggunakan data energi ikatan ; 1. Hitunglah perubahan entalpi pembentukan 16, 2 gram HBr(l) 2. Tentukan energi yang dibebaskan pada pembakaran 4 gram gas metana 3. Hitunglah perubahan entalpi reaksi adisi gas etena dengan HCl (g)

4. ENERGI BAHAN BAKAR Bahan bakar utama : bahan bakar fosil yaitu: a. gas alam: metana, propana, butana (ditambah merkaptan) b. minyak bumi: LPG, bensin, minyak tanah, kerosin, solar c. batu bara: bahan bakar padat terdiri atas hidrokarbon suku tinggi Bahan bakar lain: a. gas sintetis dibuat dari gasifikasi batu bara b. Hidrogen dibuat dari air melalui reaksi endoterm

PROSES GASIFIKASI BATU BARA

BERBAGAI JENIS BAHAN BAKAR