Termokimia

990 views

Published on

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

No Downloads
Views
Total views
990
On SlideShare
0
From Embeds
0
Number of Embeds
3
Actions
Shares
0
Downloads
106
Comments
0
Likes
4
Embeds 0
No embeds

No notes for slide

Termokimia

  1. 1. E S A L A A M T P G I
  2. 2. TERMOKIMIA DISUSUN OLEH : 1. RILWANO RAHARJO 2. WILLY AZHAR 3. HERU DERMAWAN 4. DIAN ANGGRAINI 5. FENDY ASNANDA YUSUF 6. FAHRI HAKIM 7. FAHRUL ARSYAD
  3. 3. Pengertian  Adalah cabang-cabang ilmu kimia yang mempelajari kalor reaksi
  4. 4. RANGKUMAN  Sistem  HK. Termodinamika 1  Lingkungan  Entalpi = Heat content  Macam Sistem  Eksoterm & Endoterm  Pertukaran Energi  Macam Entalpi Molar Standar  Energi Dalam  Kalorimeter  En. Dalam Sistem  HK. Hess  Tabel ∆H0f  Energi ikatan  Kerja  Kalor
  5. 5.  Adalah Reaksi / bagian dari alam yang sedang dipelajari perubahan energinya.  Sistem tidak mempunyai energi dalam bentuk kalor dan kerja, Kalor dan Kerja adalah bentuk energi dalam perubahan
  6. 6.  Adalah bagian lain dari alam yang berinteraksi dengan sistem. Sistem= …… Air Lingkungan=….. NaOH
  7. 7. A. Sistem Terbuka Adalah jika terjadi pertukaran materi dan energi antara sistem dengan lingkungan. Misal: larutan kopi panas dalam gelas terbuka Next
  8. 8. B. Sistem Tertutup Adalah suatu sistem dimana tidak terjadi pertukaran materi, tetapi hanya pertukaran energi saja Misal: Larutan kopi panas dalam gelas tertutup Next
  9. 9. C. Sistem Terisolasi Adalah suatu sistem dimana tidak terjadi pertukaran materi maupun energi. Misal: air panas dalam termos tertutup Termos
  10. 10. Pertukaran energi dapat berupa kalor (q) dan kerja (w)
  11. 11. Energi Dalam (E) Adalah total eneergi (potensial dan kinetik) yang dimiliki oleh sistem. E termasuk fungsi keadaan yaitu besaran yang harganya bergantung pada keadaan sistem, tidak pada asal-usul sistem. Keadaan sistem ditentukan oleh mol (jumlah zat), termperatur, dan tekanan.
  12. 12. Energi dalam sistem (E) tidak dapat ditentukan jumlahnya, yang dapat ditentukan adalah perubahan energi dalam (∆E) yang menyertai suatu proses. Rumusnya apa? ∆ E = E2 − E1 = E produksi − Ereak tan
  13. 13. Kerja (w) Adalah bentuk-bentuk pertukaran energi lain diluar kalor. Misalnya: arus listrik yang dihasilkan dari sel Volta dan terutama kerja expansi terhadap atmosfer, yaitu kerja yang berhubungan dengan perubahan volume sistem (∆V). w = P × ∆V
  14. 14. Kalor (q) Adalah energi yang berpindah dari atau ke sistem atau lingkungan, karena perbedaan suhu. Transfer kalor terjadi ketika molekul dari benda yang lebih panas bertumbukan dengan molekul dari benda yang lebih dingin. q =m × × t c ∆ Dari data experimen: q = × t C ∆ Ket: m= masa zat dalam gram ∆t= t2-t1 c= kalor jenis zat dalam J/gr K C= kapasitas kalor dalam J/K
  15. 15. Hk. Termodinamika 1 (azas kekekalan energi) Perubahan energi dalam sistem sama dengan kalor yang diserap ditambah kerja yang diterima sistem. ∆E = q + w Jika sistem menerima kalor, q = positif Jika sistem melepas kalor q = negatif Jika sistem menerima kerja w = positif Jika sistem melakukan kerja w = negatif Next
  16. 16. Pada proses yang berlangsung pada volume tetap (isokhoris): ∆V = 0 → ∆E = q v = q reaksi - qv = kalor reaksi pada volume tetap Umumnya reaksi terjadi ditempat terbuka: Tekanan tetap : ∆P = 0 → ∆E = q p + w q p = ∆E − w = q reaksi - qp = kalor pada tekanan tetap Next
  17. 17. Ternyata semua perubahan energi dalam (∆E) yang menyertai reaksi akan muncul sebagai kalor reaksi, dan kalor reaksi pada tekanan tetap dapat berbeda dari perubahan energi dalam karena sistem melakukan atau menerima kerja.
  18. 18. Entalpi (Heat Content) / H Menyatakan kandungan kalor zat atau sistem yang didefinisikan sebagai jumlah energi dalam dengan perkalian tekanan dan volume sistem. H = E + PV Next
  19. 19. Nilai absolut entalpi tidak dapat ditentukan, yang dapat ditentukan adalah perubahan entalpi (∆H) yang menyertai suatu proses. ∆H = q reaksi Pada V tetap : (∆V = 0 yaitu untuk reaksi yang menyangkut padatan dan cairan. ∆H = q v = q reaksi = ∆E Next
  20. 20. Pada V tetap : ∆H = q p = q reaksi ≠ ∆E Jika sistem melakukan kerja, misalnya reaksi yang menyangkut gas, memungkinkan adanya perubahan volume berlaku: ∆H = ∆E + ∆(PV) ∆H = ∆E + ∆nRT Note: PV= nRT ∆n= Jumlah koefisien reaksi gas ruas kanan dikurangi ruas kiri ∆ H = H produk (akhir ) − H reak tan (awal ) R= 0,08205 l Atm/mol K
  21. 21. Reaksi Eksoterm  Menghasilkan panas  Panas berpindah dari sistem ke lingkungan  Ciri : kenaikan suhu lingkungn  H awal > H akhir  Penurunan entalpi  ∆H = negatif  Dalam diagram entalpi arah panah ke bawah R P ∆H = -10 Next
  22. 22. Reaksi Endoterm  Menyerap panas  Panas berpindah dari lingkungan ke sistem  Ciri: kenaikan suhu sistem  H akhir > H awal  Terjadi kenaikan entalpi  ∆H = positif  Dalam diagram entalpi panah ke atas
  23. 23. Persamaan Termokimia Contoh: 1 H 2 ( g ) + O2 ( g ) → 2 O( g ) ⇔ Η=− H ∆ 242kj 2 1 H 2 ( g ) + O2 ( g ) → 2 O(l ) ⇔ Η=− H ∆ 286 kj 2 2 H 2 ( g ) +O2 ( g ) → H 2 O(l ) ⇔ Η=− 2 ∆ 572kj Catatan: Dalam persamaan termokimia:  Koefisien Reaksi sama dengan zat yang bereaksi.  Wujud zat harus dicantumkan.  ∆H dicantumkan. Next
  24. 24. Harga ∆H ditentukan oleh: Mol zat yang bereaksi, suhu dan tekanan sistem (wujud zat yang bereaksi). Perubahan entalpi standar(∆H) adalah perubahan entalpi(∆H) yang diukur dalam keadaan standar= 25 ˚C, 1 atm.
  25. 25. Macam-macam Entalpi Molar Standar A. Entalpi Pembentukan standar= ∆H0f (f=formation) Adalah ∆H pada pembentukan 1 mol suatu zat langsung dari unsurunsurnya pada keadaan standar. Note: Partikel-partikel Unsur: 1. Monoatomic:  Gas: gas mulia= He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn  Padat: C, S, logam: Fe, Zn, Ag, NA, K, Cu, dan sebagainya.  Cair: logam cair=raksa(Hg). 2. Diatomic:  Gas: O2, H2, N2, F2, Cl2  Cair: Br2  Padat: I2 Next
  26. 26. 4. Tetra atomic : P4, As4, Sb4 5. Okta atimic : uap belerang = S8 Contoh entalpi pembakaran standar ∆H0f 1. ∆H 0 f → CO2 = −393,5kj / mol ⇒ C ( s ) + O2 ( g ) → 1CO2 ( g ) → ∆H = −393,5kj ∆H 0 f → CH 3 OH ( l ) = −239kj / mol 2. ⇒ C( s ) + H 2 S ( g ) 1 + O2 ( g ) → 1CH 3 OH (l ) → ∆H = −239kj 2 Next
  27. 27. B. Entalpi Penguraian Standar = ∆H0d (disosiation=penguraian) ialah perubahan entalpi pada penguraian 1 mol suatu zat menjadi unsur-unsurnya pada keadaan standar. Note: - Reksi penguraian >< dengan pembentukan - ∆H Penguaian = ∆H Pembentukan, TETAPI dengan tanda yang berlawanan. Hk. Lavoisier – Laplace : jika suatu reaksi dapat balik maka harga ∆H akan sama tetapi dengan tanda yang berlawanan. Next
  28. 28. Contoh: ∆H 0 d → CO2 ( g ) = +393,5kj / mol ⇒ 1CO2 ( g ) → 1C ( s ) + 1O2 ( g ) → ∆H = +393,5kj ∆H 0 f → CH 3 OH ( l ) = +239kj / mol ⇒ 1CH 3 OH (l ) → C ( s ) + H 2 S ( g ) 1 + O2 ( g ) → ∆H = −239kj 2 Next
  29. 29. C. Entalpi Pembakaran Standar = ∆H0C (combustion = pembakaran) ialah ∆H yang menyertai pembakaran sempurna (reaksi dengan oksigen) 1 mol suatu zat pada keadaan standar. Note: Pada pembakaran sempurna: C CO2 H H2O∆ S SO2 Next
  30. 30. Contoh: ∆H C C2 H 6 = −1560kj / mol 0 1 1C 2 H 6 + 3 O 2 → 2CO2 + H 2O ⇒ ∆H = −1560kj 2 INGAT! Harus dijadikan 1 Next
  31. 31. Penentuan ∆H reaksi 1. Melaui exsperimen (kalorimeter) 2. Berdasarkan hukum Hess untuk reaksi yang ∆H nya tidak dapat ditentukan dengan exsperimen 3. Berdasarkan tabel ∆H0f 4. Berdasarkan energi ikatan
  32. 32. KALORIMETER “Rumus-Rumus Penting”  Jika q reaksi = q larutan (q yang diserap wadah / lingkungan diabaikan)  Jika q reaksi = q larutan + q kalorimeter m × c × ∆t ∆H = − n (m × c × ∆t )lar + (C × ∆t )kalorimeter n (C × ∆t ) wadah + isi ∆H = − n ∆H = −
  33. 33. Hukum Hess “Kalor reasi atau ∆H tidak bergantung pada jalannya reaksi, tetapi hanya ditentukan oleh keadaan awal dan akhir.” B a b b C x A pp P A A c D qq (diagram siklis) X=a+b+c=p+q a x D b c B C p P q (diagram entalpi) (diagram Hk. K. Energi) Next
  34. 34. a a d b b p q c X=a+b+c=p+q a+b=p+q a b x c a+b+c=q
  35. 35. Tabel ∆H0f Untuk reaksi : mA + nB = pC + qD ∆H=…? ∆H = ∑ ∆H f Pr oduk ( R.kanan) − ∑ ∆ f Re ak tan( R.kiri ) 0 ( 0 ) ( ∆H = p∆H 0 C + q∆H 0 fD − m∆H 0 fA + n∆H 0 fB )
  36. 36. Energi Ikatan ∆ H = jumlah energi ikatan yang putus – jumlah energi ikatan hasil yang terbentuk ∆ H = jumlah energi ikatan ruas kiri – jumlah energi ikatan ruas kanan
  37. 37. QUIS SIAPA CEPAT DIA DAPAT !!!
  38. 38. DIKET : ΔHOf CS2 = +88 KJ/mol ΔHof CO2 = -394 KJ/mol ΔHof SO2 = -297 KJ/mol Tentukan ΔH pembakaran standar CS2 ? A. 900 B. -900 C. - 1076 D. 1076 5 Point salah salah salah benar benar
  39. 39. DIKET : ΔH pembakaran C2H6 = - 1565 KJ/mol ΔHof CO2 = -394 KJ/mol ΔHof H2O = -287 KJ/mol Tentukan ΔH pembentukan standar C2H6 ?   A. - 3214 B. 3214 C. 84 D. - 84 E. -1649 10 Poin t NO NOOKNO NO
  40. 40. DIKET : Energi ikatan : C – H = 413 KJ C – C = 694 KJ O = O = 2.490 KJ C = O = 749 KJ O – H = 3.712 KJ Tentukan ΔH Reaksi pembakaran C3H8 ? A 51.332 B – 51.332 C 17.142 D 17.048 E – 17.048 15 Point tidak tidak tidak tidak Ya

×