Successfully reported this slideshow.

Hukum Pertama Termodinamika

2,407 views

Published on

Termodinamika 1, Entalpi

  • Be the first to comment

Hukum Pertama Termodinamika

  1. 1. Linda Jati Kusumawardani (1206179725) FMIPA-Kimia, Universitas Indonesia
  2. 2. Linda J K Kalor & Entalpi •Kalorimetri •Entalpi •Pengukuran Perubahan Entalpi •Termokimia Perubahan Entalpi Standar •Entalpi Perubahan Fisik •Entalpi Perubahan Kumua •Hukum Hess
  3. 3.   Enthalpi  Panas yang terkandung dalam suatu senyawa pada tekanan konstan. Secara Matematis : H = U + PV Energi dalam (ΔU)  Energi yang dimiliki oleh suatu sistem dalam keadaan tertentu (suhu, volume, tekanan dan jumlah mol). Tidak bergantung pada jalan yang dilalui sistem. • Jika sebuah sistem bebas, untuk mengubah volumenya terhadap tekanan luar yang tetap, perubahan energi dalamnya tidak lagi sama dengan energi yang diberikan sebagai kalor. • Energi yang diberikan sebagai kalor diubah menjadi kerja untuk memberikan tekanan balik terhadap lingkungannya, sehingga dU < dq. • Pada tekanan tetap, kalor yang diberikan sama dengan perubahan dalam sifat termodinamika (pada sistem), yaitu entalpi, H. Entalpi cukup berperan dalam bidang kimia karena pada banyak perubahan energi yang terjadi pada reaksi kimia yang terjadi dengan menggunakan wadah terbuka, sehingga tekanan bersifat konstan.
  4. 4.   Perubahan Enthalpi (ΔH) sama dengan energi yang diberikan sebagai kalor pada tekanan tetap kepada sistem yang tidak dapat melakukan kerja tambahan. Untuk perubahan keadan umum sistem, U berubah sebesar dU, dan hasil kali pV berubah sebesar d(pV) sehingga H berubah : dH = dU + d(p.V) = dU + p.dV + V.dp  Jika : dU = dq + dwe –peks.dV dwe = kerja lain peks.dV = kerja pemuaian Maka : dH = dq + dwe –peks.dV + p.dV + V.dp Jika sistem dalam kesetimbangan mekanis dengan lingkungannya pada tekanan P (sehingga peks = p), maka : dH = dq + dwe +V.dp Pada kondisi tidak adanya kerja tambahan (dwe =0) dan kondisi pemanasan pada tekanan tetap (dp =0). Maka : dH = dq pada tekanan tetap, tidak ada kerja tambahan.
  5. 5.  Perubahan Enthalpi (ΔH)  menjadi perhatian orang kimia dan sesuatu yang biasa diukur di laboratorium. ΔH dapat diukur jika sistem mengalami perubahan. Jika suatu reaksi berlangsung pada tekanan tetap , maka perubahan entalpinya sama dengan kalor yang dipindahkan dari sistem ke lingkungan atau sebaliknya agar suhu sistem kembali ke keadaan semula. Deskripsi : Panas yang dibutuhkan (+) , Endoterm. atau dilepaskan (-) pada sistem tertutup (tekanan konstan), Ekstoterm.  ΔΗ = Η(akhir)− Η(awal)  Hal yang mempengaruhi perubahan entalpi : Jumlah zat Keadaan fisis zat Suhu (T) Tekanan (P)    a. b. c. d.
  6. 6.    Bom Kalorimeter Bersifat adiabatik : Mengukur ΔU, dimana dU=dq  Kalorimeter Sederhana Bom Kalorimeter Bekerja dalam wadah volume tetap. Direndam dalam bak air berpengaduk. Dilakukan dengan cara mengukur ΔT yang kemudian dapat menentukan nilai q (kalor). q = C x ΔT Kajian tentang kalor yang dihasilkan atau dibutuhkan oleh reaksi kimia
  7. 7.  Perubahan Enthalpi (ΔH) dapat diukur dengan kalorimeter adiabatik dan mengukur nilai ΔT pada saat sejumlah sampel terbakar air dengan oksigen yang diberikan. ΔH dapat ditentukan dengan menggunakan nilai kapasitas kalor sebagai faktor konversi.  Cara lain dengan mengukur perubahan energi dalam dengan kalorimeter bom dan kemudian mengubah nilai ΔU menjadi ΔH. Mengingat padatan dan cairan mempunyai volume molar yang sangat kecil, maka pV menjadi sangat kecil. Nilai ΔU dan ΔH hampir sama untuk reaksi yang tidak melibatkan gas.
  8. 8.         Harga ΔH yang positif mengindikasikan bahwa energi ditransfer dari lingkungan ke sistem . Hal ini disebut proses endothermis. Air yang mendidih adalah contoh proses endothermis H2O(l)  H2O(g) ΔHvap = + 44.0 kJ/mol H2O(l) + 44.0 kJ  H2O(g) Harga ΔH yang negatif mengindikasikan bahwa energi ditransfer dari sistem ke lingkungan. Hal ini disebut proses eksothermis. Air yang mengembun adalah contoh proses eksothermis H2O(g)  H2O(l) ΔHcond = - 44.0 kJ/mol H2O(g)  H2O(l) + 44.0 kJ
  9. 9.  Keadaan standar suatu zat adalah suatu bentuk yang dicirikan untuk suatu cairan dan padatan murni pada tekanan 1 atm dan suhu 25oC, dan untuk gas ideal pada suhu 0oC dan tekanan 1 atm.  Perubahan entalpi standar ΔHo adalah perubahan entalpi untuk proses yang zat awal dan akhirnya dalam keadaan standar.  Entalpi reaksi standar adalah perubahan entalpi ketika reaktan yang dalam keadaan standar berubah menjadi produk dalam keadaan standar. CH4(g)+ 2O2(g)→CO2(g) + 2H2O(l) ΔHo(298 K) = -890 kJ mol-1 
  10. 10. 1. Entalpi Pelarutan Standar, ΔHo sol  Adalah Perubahan entalpi standar bila zat melarut didalam pelarut dengan jumlah tertentu  Entalpi pembatas pelarutan adalah perubahan entalpi standar jika zat melarut dalam pelarut dengan jumlah tak terhingga, sehingga dua ion (atau molekul terlarut untuk zat bukan elektrolit) dapat diabaikan.  Contoh : HCl(g)  HCl(aq) ΔHo sol = -75,14 Kj/mol  75 kJ energi dibebaskan sebagai kalor jika 1 mol HCl(g) melarut dan menghasilkan larutan encer
  11. 11. 1. Entalpi Pelarutan Standar, ΔHo sol   Perubahan entalpi tidak bergantung pada jalan antara dua keadaan. Perubahan entalpi yang sama akan diperoleh selama keadaan awal dan akhir sama. Contoh : A(s)  A(g) ΔHosub (T) , hal ini akan sama dengan A(s)  A (l) ΔHofus (T) A(l)  A(g) ΔHouap (T) A(s)  A(g) ΔHofus (T) + ΔHo uap(T)
  12. 12. 2. Entalpi Pengionan, ΔHoi  Adalah perubahan entalpi standar untuk penghilangan satu elektron. E(g)  E+(g) + e-(g) , ΔHoi  Karena 1 mol reaktan gas menghasilkan 2 mol produk gas, energi dalam dan entalpi pengionan berbeda kirakira sebesar RT. ΔHoi = ΔUoi + RT
  13. 13. 3. Energi Pengionan, Ei  Adalah perubahan energi dalam untuk proses yang sama T = 0 ΔHoi = Ei + RT  Kation juga dapat diionkan, dimana dalam hal ini energi dalam (pada T= 0) disebut energi pengionan kedua (Ei.2)
  14. 14. 4. Entalpi Afinitas Elektron, ΔHoea ΔHoea = -Eea - RT     Entalpi Afinitas Elektron : Perubahan entalpi standar yang menyertai perlekatan elektron pada suatu atom, ion, atau molekul dalam fase gas Nilai negatif dari perubahan energi dalam yang bersesuaian pada T=0 Perubahan energi dalam dab perubahan entalpi berbeda sebesar RT Karena perolehan elektron adalah kebalikan dari kehilangan elektron, entalpi perolehan elektron adalah negatif dari entalpi pengionan anionnya E(g) + e-  E-(g) E-(g)  E(g) + e- (g) ΔHoea (0) ΔHoea (E-) = -ΔHoea (E)
  15. 15. 5. Entalpi Pembentukan dan Disosiasi Ikatan  Entalpi Disosiasi Ikatan adalah entalpi reaksi standar untuk proses dimana ikatan A-B dipatahkan A-B(g) A(g) + B(g)     ΔHo (A-B) A dan B dapat berupa atom atau kelompok atom, contoh CH3OH(g)  CH3(g) + OH(g) ΔHo (CH3-OH) = + 380 kJ mol-1 Entalpi disosiasi suatu ikatan bergantung pada struktur molekul sisanya, Contoh : H2O  OH-H ΔHo (OH-H) = +499 kJ mol-1 ΔHo (O-H) = +428 kJ mol-1 Penghilangan atom H pertama dan kedua menghasilkan perubahan entalpi yang berbeda, karena sesudah atom pertama dihilangkan struktur elektronik molekul menyesuaikan diri.
  16. 16. 6. Entalpi Pengatoman, ΔHo(a)   Entalpi Pengatoman adalah Perubahan entalpi standar yang menyertai pemisahan semua atom dalam suatu zat (dapat berupa unsur atau senyawa). Contoh : Padatan yang menguap menjadi gas monoatom, entalpi pengatoman = entalpi sublimasi Na(s)  Na(g) ΔHo(a) = ΔHo(sub) = + 107 kJ mol-1 Kedua perubahan entalpi tersebut tidak sama, jika uapnya terdiri atas molekul-molekul seperti pada sublimasi N2 padat
  17. 17. 1. Entalpi Pembakaran Standar, ΔHo(c)   Adalah entalpi reaksi standar untuk oksidasi zat organik menjadi CO2 dan H2O bagi senyawa yang mengandung C, H dan O dan menjadi N2 bagi senyawa yang mengandung N. C16H12O6 (s) + 6O2(g)  6CO2(g) + 6H2O(l) ΔHo(c) = -2808 kJ mol-1
  18. 18. 2. Entalpi Hidrogenasi Standar, ΔHo    Adalah entalpi reaksi standar untuk hidrogenasi senyawa organik tak penuh. CH2=CH2 (g) + H2(g)  CH2CH2(g) ΔHo(c) = -137 kJ mol-1
  19. 19.  Adalah Penerapan hukum pertama, dilakukan dengan cara menggabungkan entalpi standar reaksi-reaksi individual untuk memperoleh entalpi reaksi lain.  Contoh :
  20. 20. Parameter : Pengukuran Nilai Entalpi  • • • Latar Belakang : Efektivitas terapi obat yang digunakan secara topikal tergantung dari kemampuannya untuk berpenetrasi ke dalam kulit. Sehingga perlu dilakukan penelitian terhadap permeabiltas obat melalui kulit untuk pengembangan formulasi sediaan transdermal. Sehingga perlu dilakukan penelitian dengan uji permeabilitas intrinsik dan termodinamika difusi piroksikam dalam dapar fosfat pH 3,5 secara in vitro menggunakan alat uji sel difusi model side by side yang dilengkapi dengan membran kulit kelinci.
  21. 21.   Tujuan : Untuk mengetahui reaksi yang terjadi apakah eksoterm/ endoterm? Metode : Piroksikam 20,0 µg/mL sebanyak125,0 mL dimasukkan ke dalam kompartemen donor sel difusi. kompartemen reseptor dimasukkan larutan dapar fosfat pH 3,5 sebanyak 125,0 mL. Setelah itu sel difusi dimasukkan ke dalam waterbath dengan suhu dijaga pada 32 10 oC. Motor pengaduk dijalankan. Pengambilan sampel sebanyak 5,0 mL dilakukan pada bagian reseptor setiap waktu tertentu yaitu pada menit ke 30, 60, 90, 120, 180, 240, 300, 360, 420 dan 480
  22. 22. Dapar fosfat sebanyak 5,0 ml ditambahkan untuk menggantikan sampel yang telah diambil. Sampel ditentukan konsentrasi piroksikamnya dengan spektrofotometer UV pada λmaks. • Uji termodinamika difusi piroksikam dalam 0,05 M larutan dapar fosfat pH 3,5 dengan kekuatan ionik (μ) = 0,15. Dengan metode yang sama, Uji termodinamika permeabilitas kulit ini dilakukan pada suhu 32 ± 10, 42 ± 10, dan 52 ± 10 C. ΔH = Ep – R T Dimana, Ep adalah Energi Aktivasi
  23. 23. ΔH = Ep – RT Dimana, Ep adalah Energi Aktivasi ΔH = +4,73 kkal/mol Perubahan entalpi piroksikam adalah sebesar 4,73 kkal/mol. Nilai ∆H yang positip menunjukkan bahwa proses difusi tersebut merupakan proses yang endotermik. Sejumlah energi diperlukan untuk membuat piroksikam tertranspor dari kompartemen donor ke membran dan dari membran menuju kompartemen reseptor. Reaksi tidak berlangsung spontan, sehingga membutuhkan Energi.
  24. 24. STRUCTURE – ANTIOXIDANT ACTIVITIES RELATIONSHIP ANALYSIS OF ISOEUGENOL, EUGENOL, VANILIN AND THEIR DERIVATIVES Tujuan : Memprediksi aktivitas antioksidan Dengan Cara Menghitung Entalpi Disosiasi Ikatan
  25. 25. Latar Belakang    Antioksidan adalah senyawa yang mampu menghambat proses autooksidasi pada semua bahan yang mengandung lipid. Antioksidan menghambat pembentukkan radikal bebas dengan bertindak sebagai donor H terhadap radikal bebas sehingga radikal bebas berubah menjadi bentuk yang lebih stabil. mekanisme antioksidan erat hubungannya dengan proses transfer atom hidrogen dari gugus fenolik senyawa antioksidan ke substrat. Antioksidan alami kebanyakkan dalam bentuk fenolik. Gugus fenol pada antioksidan inilah yang memiliki kemampuan untuk menangkap radikal bebas dari rantai peroksida (ROO•)
  26. 26. Latar Belakang  Antioksidan akan bereaksi lebih cepat dengan radikal peroksida, sehingga mampu menghambat reaksi dengan substrat. Kemudahan antioksidan untuk memberikan atom hidrogennya pada radikal bebas menunjukan aktivitas dari antioksidan tersebut.  Besaran entalpi disosiasi ikatan (BDE) pada ArOH erat kaitannya dengan aktivitas antioksidan. Lemahnya energi disosiasi ikatan O-H akan mempercepat reaksi dengan radikal bebas. 
  27. 27. Metode Penelitian      Pemodelan molekul terhadap keenam struktur senyawa antioksidan dilakukan dengan menggunakan program HyperChem 7.0. Selanjutnya, masing-masing antioksidan dibuat menjadi bentuk radikal dengan menghilangkan satu atom hidrogen pada gugus hidroksi (-OH), kemudian dihitung secara single point. Struktur senyawa asal dan radikal, masing-masing dicatat energi ikat dan muatan. Perhitungan harga entalpi disosiasi ikatan (BDE) : ΔBDE = E.molekul radikal − E.ikat antioksidan Penentuan aktivitas antioksidan dengan menganalisis energi pemutusan ikatan (BDE) dari masing-masing senyawa antioksidan.
  28. 28. Hasil & Pembahasan Nilai entalpi pemutusan ikatan (BDE) berturut-turut adalah : BHT < isoeugenol < eugenol < vanilin. Semakin kecil energi yang dibutuhkan untuk memutus ikatan (-O-H) maka semakin mudah untuk memberikan atom hidrogen ke radikal bebas hasil oksidasi lemak menjadi senyawa non-radikal sehingga semakin cepat pula laju penghambatan terhadap reaksi pembentukkan peroksida. Hal ini berarti aktivitas antioksidan meningkat.
  29. 29.  Tujuan : Menentukan dan membandingkan reaksi pembakaran bensin dan minyak tanah. HOW????
  30. 30. Air dimasukan ke dalam piala gelas Bahan Bakar dimasukkan kedalam spirtus  Timbang Susun piala gelas dengan dengan spirtus. Nyalakan spirtus Timbang pembakar spirtus Catat suhu air sebelum dan sesaat sebelum spirtus dimatikan
  31. 31. Perhitungan Qm.tanah/bensin = m x c x ΔT Δ H = Q m.tanah/bensin mol

×