Termokimia

6,346 views

Published on

0 Comments
8 Likes
Statistics
Notes
  • Be the first to comment

No Downloads
Views
Total views
6,346
On SlideShare
0
From Embeds
0
Number of Embeds
4
Actions
Shares
0
Downloads
663
Comments
0
Likes
8
Embeds 0
No embeds

No notes for slide

Termokimia

  1. 1. TERMOKIMIA KELAS XI SEMESTER 2 Aries Eko Wibowo PEMBELAJARAN KIMIA
  2. 2. Standar Kompetensi Memahami perubahan energi dalam reaksi kimia dan cara pengukurannya Kompetensi Dasar 2.1. Mendeskripsikan perubahan entalpi suatu reaksi, reaksi eksoterm, dan reaksi endoterm 2.2. Menentukan ∆H reaksi berdasarkan percobaan, hukum Hess, data perubahan entalpi pembentukan standar, dan data energi ikatan. LANJUT Indikator  Menjelaskan hukum/azas kekekalan energi.  Membedakan sistem dan lingkungan.  Membedakan reaksi yang melepaskan kalor (eksoterm) dan reaksi yang membutuhkan kalor (endoterm).  Menjelaskan macammacam perubahan entalpi.  Menentukan harga ΔH reaksi dengan melakukan eksperimen sederhana.  Menghitung harga ΔH reaksi dengan menggunakan hukum Hess.  Menghitung harga ΔH reaksi dengan menggunakan data energi ikatan.
  3. 3. TERMOKIMIA ENERGI ENTALPI KALOR PEMBAKARAN PERUBAHAN ENTALPI EKSPERIMEN SEDERHANA HUKUM HESS ENTALPI PEMBENTUKAN SEDERHANA ENERGI IKATAN
  4. 4. TERMOKIMIA  Cabang ilmu yang mempelajari kalor reaksi dan merupakan salah satu bagian pembahasan termodinamika KEMBALI MENU LANJUT
  5. 5. ENERGI  Sesuatu yang dimiliki materi sehingga dapat melakukan sesuatu atau kapasitas melakukan kerja  Em = Ek + Ep  Contoh Energi kinetik  Contoh Energi potensial KEMBALI MENU LANJUT
  6. 6. ENTALPI (H) => Heat Content  Merupakan besaran yang menyatakan jumlah energi  Besar entalpi bergantung pada jumlah zat  Anda perlu paham : 1. hukum kekekalan energi 2. membedakan lingkungan dan sistem 3. reaksi eksoterm dan reaksi endoterm KEMBALI MENU LANJUT
  7. 7. Hukum Kekekalan Energi  Energi tidak dapat diciptakan dan tidak dapat dimusnahkan. Energi hanya dapat diubah bentuknya dari satu jenis ke jenis lain  Hukum Kekekalan Energi merupakan hukum pertaman termodinamika : ∆U = Q + W - ∆U = perubahan energi dalam - Q = perubahan kalor - W = kerja yang dilakukan KEMBALI MENU LANJUT
  8. 8. Pengertian Sistem dan Lingkungan  Sistem merupakan bagian alam semesta yang sedang kita bicarakan, misalnya : sistem itu merupakan reaksi yang terjadi di dalam gelas kimia. Di luar sistem disebut Lingkungan  contoh KEMBALI MENU LANJUT
  9. 9.  Jika terjadi perubahan sistem, dikatakan bahwa sistem itu telah berubah dari satu keadaan ke keadaan lain.  Jika disekat terhadap sekitar sehingga kalor tidak mengalir antara sistem dan lingkungan maka perubahan yang terjadi di dalam sistem disebut adiabatik  Selama perubahan adiabatik, suhu sistem akan bertambah jika sistem melepaskan panas => reaksi eksoterm, suhu sistem akan berkurang jika sistem menyerap panas => reaksi endoterm KEMBALI MENU LANJUT
  10. 10.  Diperlukan suatu besaran baru yang berhubungan dengan perubahan kalor pada tekanan tetap => entalpi (H)  Dari hukum termodinamika I : H = U + pV  Sehingga perubahan entalpi dapat dinyatakan : ∆H = ∆U + p∆V KEMBALI MENU LANJUT
  11. 11. Sistem dibedakan menjadi tiga :  Sistem terbuka : adalah suatu sistem yang memungkinkan pertukaran kalor dan materi antara sistem dan lingkungan, contoh : reaksi antara logam Na denagan air di dalam tabung terbuka Na (s) + H2O (l)  NaOH (aq) + ½ H2 (g)  H2 yang terbentuk dan kalor yang dihasilkan akan keluar dari sistem menuju ke lingkungan KEMBALI MENU LANJUT
  12. 12.  Sistem Tertutup adalah suatu sistem yang memungkinkan terjadi pertukaran kalor, tetapi tidak terjadi pertukaran materi  contoh KEMBALI MENU LANJUT
  13. 13.  Sistem Terisolasi adalah sistem yang tidak memungkinkan terjadi pertukaran materi dan kalor antara sistem dan lingkungan, misalnya reaksi yang terjadi dalam termos yang rapat  Jika sistem tidak terisolasi dari sekitar, kalor dapat mengalir diantara sistem dan sekitar sehingga memungkinkan suhu sistem konstan ketika reaksi terjadi. Perubahan yang terjadi pada suhu konstan disebut perubahan isoterm  contoh KEMBALI MENU LANJUT
  14. 14. KEMBALI MENU LANJUT
  15. 15. Reaksi Eksoterm dan Endoterm  Sebagian besar reaksi kimia tidak tersekat dengan lingkungannya.  Jika campuran reaksi membebaskan energi maka akan melepaskan panas, setiap perubahan yang membebaskan energi ke lingkungannya disebut reaksi eksoterm  Jadi jika terjadi reaksi eksoterm, suhu campuran reaksi akan naik dan energi potensial bahan kimia yang terlibat berkurang KEMBALI MENU LANJUT
  16. 16.  Kadang-kadang perubahan kimia terjadi dengan menaikkan energi potensial zat-zat yang terlibat  Berarti terjadi penurunan energi kinetik atau penurunan suhu, jika campuran reaksi tidak tersekat maka kalor dari lingkungan masuk ke dalam sistem, reaksi ini disebut reaksi endoterm  Suhu campuran reaksi turun dan energi potensial bahan bertambah KEMBALI MENU LANJUT
  17. 17. Perubahan Entalpi => ∆H  Perubahan entalpi merupakan selisih antara entalpi produk (akhir) dan entalpi reaktan (awal)  ∆H = H akhir – H awal  1 kalori = 4,184 Joule  1 kilokalori = 4,184 kilojoule KEMBALI MENU LANJUT
  18. 18. Menentukan ∆H dengan eksperimen  Kapasitas Panas dan Kalor Jenis Kapasitas Panas = kalor jenis x massa Energi Panas = m x c x ∆t c = kalor jenis ∆t = perubahan suhu  Kalorimeter : alat untuk mengukur kalor reaksi  Kalorimeter Termos = kalorimeter gelas kopi KEMBALI MENU LANJUT
  19. 19. Menentukan Harga ∆H dengan Data Perubahan Entalpi Standar  Perubahan entalpi yang dikaitkan dengan reaksi pembentukan zat disebut kalor pembentukan atau entalpi pembentukan  Entalpi Pembentukan dinyatakan ∆Hf  Misal : H2(g) + ½O2(g)  H2O(l) ∆Hf = -283 kJ (eksoterm) H2(g) + ½O2(g)  H2O(g) ∆Hf = +242 kJ (endoterm)  Besar ∆Hf bergantung pada suhu, tekanan, dan keadaan fisis pereaksi dan produk  ∆Hf = ∆Hf produk - ∆Hf pereaksi KEMBALI MENU LANJUT
  20. 20. Menentukan Harga ∆H dengan Data Energi Ikatan  Energi Ikatan (kovalen) : merupakan energi yang diperlukan untuk memutuskan ikatan suatu molekul dalam bentuk gas sebanyak 1 mol (dinyatakan dg satuan kJ per mol dan dilambangkan dg D  Makin kuat ikatan, makin besar energi untuk memisahkan atom-atom dalam molekul  AB (g)  A (g) + B (g) DA-B = ∆H0  Cl2 (g)  2 Cl (g) ∆H0 = 242 kJ Jadi DCl-Cl = 242 kJ/mol KEMBALI MENU LANJUT
  21. 21.  Jika molekul terdiri atas tiga atau lebih atom, digunakan energi ikatan rata-rata karena memiliki 2 atau lebih ikatan  Jumlah semua energi ikatan pada molekul seperti itu = entalpi standar (∆H) untuk memutuskan semua ikatan sehingga berubah menjadi atom berfase gas KEMBALI MENU LANJUT
  22. 22. Misal :  Metana terdiri atas 4 ikatan C – H H Ι H – C – H (g)  C (g) + 4 H(g) ∆H = 1.664 kJ Ι H Jadi energi rata-rata C-H pada metana adalah 1.664 kJ DC-H = = 416 kJ/mol 4 mol KEMBALI MENU LANJUT
  23. 23. KEMBALI MENU LANJUT
  24. 24. KEMBALI MENU LANJUT
  25. 25. KEMBALI MENU LANJUT
  26. 26. KEMBALI MENU LANJUT

×