Termokimia
Upcoming SlideShare
Loading in...5
×
 

Termokimia

on

  • 2,311 views

 

Statistics

Views

Total Views
2,311
Slideshare-icon Views on SlideShare
2,311
Embed Views
0

Actions

Likes
5
Downloads
346
Comments
0

0 Embeds 0

No embeds

Accessibility

Categories

Upload Details

Uploaded via as Microsoft PowerPoint

Usage Rights

© All Rights Reserved

Report content

Flagged as inappropriate Flag as inappropriate
Flag as inappropriate

Select your reason for flagging this presentation as inappropriate.

Cancel
  • Full Name Full Name Comment goes here.
    Are you sure you want to
    Your message goes here
    Processing…
Post Comment
Edit your comment

    Termokimia Termokimia Presentation Transcript

    • LOGO “ Add your company slogan ” TERMOKIMIA Jurusan Teknik kimia S1 Kelas B
    • TERMOKIMIA Pengertian Termokimia1 Sistim dan lingkungan2 Energi Dalam3 Hukum Termodinamika I4 5 6 7 8 Perhitungan Panas Reaksi Hukum Termodinamika II Hukum Termodinamika III Ruang Lingkup Termodinamika
    • Pengertian Termokimia Bagian dari ilmu kimia yang mempelajari perubahan kalor atau panas suatu zat yang menyertai suatu reaksi atau proses kimia dan fisika disebut termokimia. Secara operasional termokimia berkaitan dengan pengukuran dan pernafsiran perubahan kalor yang menyertai reaksi kimia, perubahan keadaan, dan pembentukan larutan.
    • Yang Mempelopori Termokimia  Termokimia dipelopori oleh Germain Henri Hess, atau yang biasa disebut Hess. Istilah termokimia ini berasal dari bahasa Yunani, yaitu thermos dan kimia. termos berarti panas atau kalor. Dengan demikian, termokimia adalah ilmu kimia yang mempelajari banyaknya panas yang dilepas atau diserap akibat reaksi kimia. MENU
    • Sistem dan Lingkungan •Lingkungan adalah bagian lain dari alam semesta yang berinteraksi dengan sistem. Sistem adalah bagian dari alam semesta yang menjadi pusat perhatian . Sistim dapat dibedakan 3 macam : A. Sistem Terbuka B. Sistem Tertutup C. Sistem Terisolasi
    • Sistem dan Lingkungan  a)Sistem terbuka, b) tertutup dan c) terisolasi MENU
    • ENERGI DALAM Adalah total energi (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.
    • Energi dalam (E) Energi dalam sistem (E) tidak dapat ditentukan jumlahnya, yang dapat ditentukan adalah perubahan energi dalam (∆E) yang menyertai suatu proses. Energi dalam akan bertambah apabila: 1. sistem menyerap atau menerima panas 2. sistem menerima kerja ∆E = E2 – E1 = Eproduk – Ereaktan
    • Ketentuan Entalpi (H) dan Perubahan Entalpi (ΔH) Entalpi adalah jumlah total dari semua bentuk energi. Entalpi suatu zat ditentukan oleh jumlah energi dan semua bentuk energi yang dimiliki zat yang jumlahnya tidak dapat diukur dan akan tetap konstan selama tidak ada energi yang masuk atau keluar dari zat. Perubahan kalor atau entalpi yang terjadi selama proses penerimaan atau pelepasan kalor dinyatakan dengan “perubahan entalpi” Besarnya perubahan entalpi adalah sama besar dengan selisih antara entalpi hasil reaksi dan jumlah entalpi pereaksi
    • REAKSI EKSOTERM Entalpi H REAKSI ENDOTERM
    • REAKSI EKSOTERM 1.Reaksi yang membebaskan kalor 2.Suhu sistem > suhu lingkungan 3.Kalor berpindah dari sistem ke lingkungan 4.Disertai kenaikan suhu. 5. Penulisan persamaan reaksinya sbb : reaksi A + B  C dibebaskan kalor 10 kj r > p ΔH = Hp - Hr kecil - besar ΔH < 0 ΔH = - MENU
    • REAKSI ENDOTERM  Reaksi yang memerlukan kalor  Suhu sistem < suhu lingkungan  Kalor berpindah dari lingkungan ke sistem  Disertai dengan penurunan suhu.  Penulisan persamaan reaksinya sbb: reaksi A + B  C diserap kalor 25 kj r < p ΔH = Hp - Hr besar kecil ΔH > 0 ΔH = +
    • Diagram Tingkat Reaksi
    • Perubahan Entalpi Standar (∆H˚) Perubahan entalpi reaksi yang diukur pada temperatur 298K dan tekanan 1 atmosfer disepakati sebagai perubahan entalpi standar. Jenis-jenis perubahan entalpi standar : 1. Perubahan entalpi pembentukan standar (ΔH˚f = standard entalphy of formation). 2. Perubahan entalpi penguraian standar (ΔH˚d = standard entalphy of decomposition). 3. Perubahan entalpi pembakaran standar (ΔH˚c = standard entalphy of combustion). 4. Perubahan entalpi pelarutan standar (ΔH˚s = standard entalphy of solubility).
    • Perubahan Entalpi Standar (∆H˚) ΔH˚f Perubahan entalpi pembentukan standar (ΔH˚f = standard entalphy of formation). ΔH˚d Perubahan entalpi penguraian standar (ΔH˚d = standard entalphy of decomposition). ΔH˚c Perubahan entalpi pembakaran standar (ΔH˚c = standard entalphy of combustion). ΔH˚s Perubahan entalpi pelarutan standar (ΔH˚s = standard entalphy of solubility).
    • Perubahan Entalpi Pembentukan Standar (ΔH˚f) Perubahan entalpi pembentukan standar adalah perubahan entalpi pada pembentukan 1 mol senyawa dari unsur-unsurnya pada keadaan standar. (temperatur 298, tekanan 1 atm). Contoh: Entalpi pembentukan standar NaCl sebesar -401,9 kJ/mol Na(s) + ½ Cl2 (g) NaCl(s) ΔH˚f = -401,9 kJ/mol MENU
    • Tabel 1. Daftar ΔHºf Pembentukan Standar Senyawa
    • Perubahan Entalpi Penguraian Standar (ΔH˚d) Perubahan entalpi penguraian standar adalah perubahan entalpi pada penguraian 1 mol senyawa menjadi unsur- unsurnya pada keadaan standar. [merupakan kebalikan dari perubahan entalpi pembentukan ] Contoh : ∆Hf CO2 = - 393,5 kj/mol ∆Hd CO2 = +393,5 kj/mol Persamaan termonya : CO2(g)  C(s) +O2(g) ∆H=393,5 kj MENU
    • Perubahan Entalpi Pembakaran Standar (ΔH˚c) Perubahan entalpi pembakaran standar adalah perubahan entalpi pada pembakaran sempurna 1 mol unsur atau senyawa dalam keadaan standar. Contoh : C2H5OH(l) + 3O2(g) 2CO2(g) + 3H2O(g) ΔH˚c = -1350 kJ/mol MENU
    • Perubahan Entalpi Pelarutan Standar (ΔH˚s) Perubahan entalpi pelarutan standar adalah perubahan entapi pada pelarutan 1 mol zat menjadi larutan encer. Contoh : 1. NaOH(s) -------- NaOH(aq) 2. NaCl(s) -------- NaCl(aq)
    • Kalorimeter Hukum Hess Menentukan Harga Perubahan Entalpi
    • Menentukan Harga Perubahan Entalpi 1. Kalorimeter. Kalorimeter adalah suatu sistem terisolasi ( tidak ada perpindahan materi maupun energi dengan lingkungan di luar kalorimeter ). Jika dua buah zat atau lebih dicampur menjadi satu maka zat yang suhunya tinggi akan melepaskan kalor sedangkan zat yang suhunya rendah akan menerima kalor, sampai tercapai kesetimbangan termal. Menurut azas Black : Kalor yang dilepas = kalor yang diterima Keterangan : Q = kalor yang diserap atau dikeluarkan m = massa zat (gram) ∆t = perubahan temperatur c = kalor jenis (J/gr K) Q = m.c.∆t MENU
    • Menentukan Harga Perubahan Entalpi 2. Hukum Hess. Henry Hess melakukan serangkaian percobaan dan menyimpulkan bahwa perubahan entalpi suatu reaksi merupakan fungsi keadaan. Artinya : “ perubahan entalpi suatu reaksi hanya tergantung pada keadaan awal ( zat-zat pereaksi ) dan keadaan akhir ( zat-zat hasil reaksi ) dari suatu reaksi dan tidak tergantung pada jalannya reaksi.” Kegunaan hukum Hess ialah untuk menghitung ∆H yang sukar diperoleh melalui percobaan.
    • Menentukan Harga Perubahan Entalpi 2.1. ∆H Reaksi Berdasarkan Diagram Siklus (Diagram Tingkat Energi) Untuk mengubah zat A menjadi zat D (produk) diperlukan kalor reaksi sebesar ∆H. Atau cara lain yaitu mengubah zat A menjadi zat B dengan kalor reaksi ∆H1, zat B diubah menjadi zat C dengan kalor reaksi ∆H2 dan zat C diubah menjadi zat D dengan kalor reaksi ∆H3 . Sehingga harga perubahan entalpi adalah ∆Hreaksi = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3 . Hal tersebut dapat dibuat siklus dan diagram tingkat energinya sebagai berikut :
    •  Siklus energi pembentukan zat D dari zat A  Diagram tingkat energi pembentukan zat D dari zat A
    • Menentukan Harga Perubahan Entalpi 2.2. Menetukan harga perubahan entalpi dengan menggunakan entalpi pembentukan standar (ΔH˚f ). a PQ + b RS  c PS + d QR reaktan produk ∆H = (c. ∆H˚f PS + d. ∆H˚f QR) – (a. ∆H˚f PQ + b. ∆H˚f RS) ∆H = ∑n ∆H˚f (produk) - ∑m ∆H˚f (reaktan)
    • Menetukan Harga Perubahan Entalpi 2.3. ∆H Reaksi Berdasarkan Energi Ikatan Energi ikatan adalah jumlah energi yang diperlukan atau yang timbul untuk memutuskan atau menggabungkan suatu ikatan kimia tertentu. Suatu reaksi yang H–nya ditentukan dengan menggunakan energi ikatan, maka atom-atom yang terlibat dalam reaksi harus berwujud gas. Berdasarkan jenis dan letak atom terhadap atom-atom lain dalam molekulnya, dikenal 3 jenis energi ikatan yaitu :
    • Diagram Energi ikatan 1. Energi Atomisasi 2. Energi Disosiasi Ikatan3. Energi Ikatan Rata-Rata
    • Menetukan Harga Perubahan Entalpi 1. Energi Atomisasi. Adalah energi yang diperlukan untuk memutuskan semua ikatan 1 mol molekul menjadi atom-atom bebas dalam keadaan gas. Contoh : CH4(g) C(g) + 4H(g) ∆H =1660 kJ Molekul CH4 memiliki 4 ikatan C-H. Jika energi ikatan C-H = 415 kJ, maka energi atomisasi pada CH4 = 4 x 415 kJ = 1660 kJ Energi atomisasi = jumlah seluruh ikatan atom-atom dalam 1 mol senyawa. MENU
    • MENU Menetukan Harga Perubahan Entalpi 2. Energi Disosiasi Ikatan. Adalah energi yang diperlukan untuk memutuskan salah 1 ikatan yang terdapat pada suatu molekul atau senyawa dalam keadaan gas.  Contoh:  CH4(g) CH3(g) + H(g) ∆H = 431 kJ  Energi ikatan untuk memutuskan 1 atom H dari molekul CH4 sebesar 431 kJ
    • Menentukan Harga Perunahan Entalpi 3. Energi Ikatan Rata-Rata. Adalah energi rerata yang diperlukan untuk memutuskan ikatan atom-atom pada suatu senyawa ( notasinya = D ). Energi ikatan suatu molekul yang berwujud gas dapat ditentukan dari data entalpi pembentukan standar ( Hf ) dan energi ikat unsur-unsurnya. Secara umum dirumuskan : reaksihasilikatanEnergipereaksiikatanEnergi o ΔH
    • Menetukan Harga Perubahan Entalpi Contoh: Tentukan kalor reaksi C2H4(g) + H2(g) C2H6(g) H= ? Jawab : Reaksi dengan struktur molekul nya adalah H H H – C = C - H(g) + H2(g) H - C – C - H(g) H H H H 4(C – H) + 1(C = C) + H 2 6(C – H) + 1(C – C ) 4(415) + 607 + (216) 6(415) + 348 2483 2838 H = 2483 - 2838 = -355 kJ
    • Menentukan Harga Perubahan Entalpi Contoh soal : Ada 2 cara untuk memperoleh gas CO2 yaitu : 1. Cara langsung. C(s) + O2(g)  CO2(g) ∆H = -393,5 kJ 2. Cara tidak langsung. C + ½O2  CO ∆H = -110,5 kJ CO + ½O2  CO2 ∆H = -283,0 kJ + C + O2  CO2 ∆H = -393,5 kJ
    • Gambar 3. Reaksi Pembentukan Gas CO2 C + O2 CO2 CO + ½O2 ∆H3 = -393,5kJ ∆H1 = -110,5kJ ∆H2 = -283,5kJ
    • Gambar 4. Diagram Tingkat Reaksi Pembentukan Gas CO2 H 0 kea keadaan awal ∆H1 = -110,5 kJ -110,5 ∆H3 = -393,5 kJ ∆H2 = -283kJ keadaan akhir -393,5 CO2 C + O2 CO + ½O2
    • TERMODINAMIKA Secara terminologi: kata ”termodinamika” berasal dari bahasa Yunani yang terdiri dari dua unsur kata, therme (kalor) dan dynamics (tenaga gerak atau gaya). Kajian termodinamika secara formal di mulai pada awal abad ke-19 melalui pemikiran mengenai hubungan antara kalor/panas (heat) dan kerja (work).
    • HUKUM TERMODINAMIKA 1 HUKUM TERMODINAMIKA 1 2 HUKUM TERMODINAMIKA 2 3 HUKUM TERMODINAMIKA 3
    • HUKUM PERTAMA TERMODINAMIKA Hukum I Termodinamika : Hukum kekekalan masa dan energi, yaitu : energi tidak dapat diciptakan dan dimusnah kan. Secara matematis dirumuskan sbb : 1. Bilamana dalam suatu sistim terjadi perubahan energi, maka besarnya perubahan energi ini ditentukan oleh dua faktor : a. energi panas yang diserap (q) b. usaha (kerja) yang dilakukan oleh sistim (w) Untuk sistim yang menyerap panas → q : positip (+) Untuk sistim yang mengeluarkan panas → q : negatif (-)
    • HUKUM PERTAMA TERMODINAMIKA Untuk sistim yang melakukan usaha (kerja) → w : positip Jika usaha dilakukan terhadap sistim → w : negatip Energi sistim akan naik apabila : q (+) dan w (-) Energi sistim akan berkurang apabila : q (-) dan w (+) Berlaku : ΔE = q – w ΔE = perubahan energi q = energi panas yang diserap w = usaha yang dilakukan oleh sistim
    • HUKUM PERTAMA TERMODINAMIKA - Suatu usaha dilakukan oleh sistim apabila terjadi perubahan volume pada tekanan tetap. w = P. ΔV Jadi ΔE = q - P.ΔV → P = tekanan ΔV = perubahan volume - Jika sistim berlangsung pada V dan P tetap, maka ΔV = 0 dan w = 0, maka ΔE = qv (pada P dan V tetap) 2. Hubungannya dengan entalpi (H) Definisi entalpi : H = E + P.V
    • HUKUM PERTAMA TERMODINAMIKA - Jika P tetap, maka ΔH : ΔH = H2 - H1 = (E2 + P2. V2) – ( E1 + P1.V1) = (E2 - E1) – (P2.V2 - P1.V1) = (E2 - E1) + P (V2 – V1) ΔH = ΔE + P.ΔV Karena ΔE = qp – P.ΔV, maka : ΔH = qp- P.ΔV + P.ΔV ΔH = qp Jadi perubahan entalpi = perubahan panas yang terjadi Pada (P,T tetap)
    • HUKUM PERTAMA TERMODINAMIKA Jika V tetap (ΔV = 0), maka ΔH : ΔH = H2 - H1 =(E2 + P2. V2) – ( E1 + P1.V1) = (E2 - E1) – (P2.V2 - P1.V1) = (E2 - E1) + P (V2 – V1) ΔH = ΔE + P.ΔV Karena : ΔE = qv dan ΔV = 0, maka ΔH = qv Jadi perubahan entalpi sama dengan perubahan panas Yang terjadi pada (V,T tetap).
    • HUKUM PERTAMA TERMODINAMIMKA 3. PENGUKURAN ΔH DAN ΔE a. Untuk reaksi-reaksi yang tidak ada perubahan volume berlaku ΔH = ΔE Reaksi-reaksi yang berlangsung tanpa perubahan volume, adalah : - Reaksi-reaksi gas yang tidak mengalami perubahan koefisien reaksi ( koefisien sebelum = sesudah reaksi) Contoh : H2(g) + Cl2(g) → 2HCl(g) C(g) + O2(g) → CO2(g)) - Reaksi –reaksi dalam larutan atau zat padat ( sebenar- nya terjadi perubahan volume, tetapi sangat kecil dan diabaikan.
    • HUKUM PERTAMA TERMODINAMIKA b. Reaksi-rteaksi gas yang mengalami perubahan jumlah molekul Dari persamaan gas ideal : PV = nRT P.ΔV = Δn.RT Dari ΔH = ΔE + P. ΔV maka : ΔH = ΔE + Δn.RT Keterangan : ΔH = perubahan entalpi ΔE = perubahan energi Δn = perubahan jumlah molekul R = tetapan gas umum : 1,987 kalori/mol oK Atau 0,082 L atm /mol oK MENU
    • HUKUM KEDUA TERMODINAMIKA HK. II. TERMODINAMIKA :  TIDAK DIRUMUSKAN SECARA MATEMATIS  DITERANGKAN BEBERAPA PERISTIWA YANG BERHUBUNGAN DENGAN HK KEDUA TERMODINAMIKA 1. Proses Spontan dan Tak Spontan Proses Spontan : proses yang dapat berlangsung dengan sendirinya dan tidak dapat balik tanpa pengaruh dari luar . Contoh : a. Panas, selalu mengalir dari temperatur tinggi ke tem peratur rendah. b. Gas mengalir dari tekanan tinggi ke tekanan rendah
    • HUKUM KEDUA TERMODINAMIKA c. Air mengalir dari tempat yang tinggi ke tempat yang rendah. Manfaat Proses Spontan :  Energi panas dapat menggerakkan mesin panas  Ekspansi gas dapat menggerakkan piston (motor bakar)  Air terjun untuk menggerakkan turbin listrik. Proses tak spontan : proses yang tidak dapat berlangsung tanpa pengaruh dari luar. Contoh : panas tak dapat mengalir dari suhu rendah ke suhu tinggi tanpa pengaruh dari luar.
    • HUKUM KEDUA TERMODINAMIKA  Semua proses spontan berlangsung dari energi potensial tinggi ke energi potensial yang lebih rendah  Reaksi kimia akan berlangsung secara spontan apabila reaksinya eksoterm. Jadi diikuti penurunan entalpi. Untuk hal ini entalpi sebagai energi potensial kimia.  Jika entalpi reaktan lebih tinggi dari entalpi zat hasil, sehingga ΔH negatif, maka reaksi bersifat spontan.  Reaksi endoterm dapat juga berlangsung spontan. Prosesnya berlangsung terus hingga tercapai keadaan setimbang. contoh : air menguap secara spontan ke atmosfer. Jumlah air yang menguap = uap yang kembali mengembun.
    • HUKUM KEDUA TERMODINAMIKA  Reaksi yang dapat balik juga dapat terjadi secara spontan. Contoh : H2 bereaksi dengan Cl2 membentuk HCl. Sebaliknya HCl akan terurai menjadi H2 dan Cl2 sampai terjadi keadaan setimbang.  Proses menuju ke keadaan setimbang juga merupakan proses spontan.  Kesimpulan : Semua perubahan spontan berlangsung dengan arah tertentu. ENTROPI (s)  Selain perubahan entalpi, perubahan kimia maupun fisika melibatkan perubahan dalam kekacaubalauan (disorder) relatif dari atom-atom, molekul-molekul ataupun ion-ion. Kekacaubalauan (ketidakteraturan) suatu sistim disebut ENTROPI. MENU
    • HUKUM KETIGA TERMODINAMIKA Pernyataan Hukum Ketiga Termodinamika :  Suatu kristal sempurna pada temperatur nol mutlak mempunyai keteraturan sempurna → entropinya adalah nol.  Entropi suatu zat yang dibandingkan dengan entropinya dalam suatu bentuk kristal sempurna pada nol mutlak, disebut Entropi Mutlak  Makin tinggi temperatur zat, makin besar entropi mutlaknya
    • 1. Pembangkit listrik tenaga uap 2. Motor bakar 3. Turbin gas 4. Generator termoelektrik 5. Mesin pendingin RUANG LINGKUP TERMODINAMIKA
    • RUANG LINGKUP TERMODINAMIKA Beberapa contoh ruang lingkup penerapan ilmu termodinamika adalah sebagai berikut: 1. Pembangkit listrik Tenaga Uap Uap dihasilkan pada unit penghasil uap lalu diekspansi pad turbin uap. Tenaga yang dihasilkan turbin digunakan untuk menggerakkan generator listrik. MENU
    • RUANG LINGKUP TERMODINAMIKA 2. Motor bakar Termasuk dalam motor bakar ini mesin bensin dan mesin disel. Bahan bakar dibakar dalam ruang bakar mesin menghasilkan tekanan tinggi, lalu tekanan tersebut mendorong torak sehingga menghasilkan tenaga. MENU
    • RUANG LINGKUP TERMODINAMIKA 3. Turbin Gas Udara dinaikkan tekanannya dengan kompresor lalu masuk ruang bakar. Dalam ruang bakar disemprotkan bahan bakar dan sekaligus dinyalakan sehingga terjadi pembakaran yang menghasilkan tekanan tinggi. Kemudian gas pembakaran bertekanan dan bertemperatur tinggi tersebut diekspansi pada turbin gas untuk menghasilkan tenaga. MENU
    • RUANG LINGKUP TERMODINAMIKA 4. Generator Termoelektrik Sebuah junction yang dibuat dari material semikonduktor tipe N dan P diberikan kalor. Karena kedua logam tersebut tidak sama akan ada aliran elektron , disebabkan oleh beda potensial dari dua logam berbeda tipe yang bertemperatur sama tersebut. MENU
    • RUANG LINGKUP TERMODINAMIKA 5. Mesin Pendingin Media pendingin (Freon) menyerap kalor sehingga berubah phasa menjadi uap lalu dikompresi dengan kompresor supaya tekanan dan temperaturnya tinggi. Hal ini bertujuan supaya Kalor yang diserap Freon tadi mudah dibuang ke atmosfer sehingga Freon terkondensasi menjadi cair lagi.
    • RUANG LINGKUP TERMODINAMIKA  Selanjutnya Freon cair diturunkan tekanannya dan temperaturnya dengan cara diekspansi pada katup ekspansi. Hasilnya Freon kembali menjadi dingin dan siap menyerap kalor lagi.
    • SEKIAN DAN TERIMAKASIH