Successfully reported this slideshow.
We use your LinkedIn profile and activity data to personalize ads and to show you more relevant ads. You can change your ad preferences anytime.

Termokimiaaaa

520 views

Published on

Memahas tentang termokimia kelas 11 sma

Published in: Education
  • Be the first to comment

  • Be the first to like this

Termokimiaaaa

  1. 1. Tugas Kimia tentang Termokimia Disusun oleh Kelompok 7 : 1. Anggi Galuh P. ( 2 ) 2. Clara Prahara J. ( 8 ) 3. Fifita Trajuning A. (11) 4. Mega Wimar P. (20) 5. M. Jeckha O. (22) 6. Reandi Rachmawan B. (33)
  2. 2. Termokimia • Termokimia adalah perubahan energi yang menyertai suatu proses reaksi khususnya energi panas atau kalor. • Entalphi (H = Heat) adalah jumlah total semua bentuk energi yang terkandung atau tersimpan dalam suatu zat. • Entalphi tidak dapat diukur , yang dapat diukur adalah Perubahannya ( ∆H )  ∆H dirumuskan ∆H = H akhir - H awal       
  3. 3. Berdasarkan perubahan entalpinya, Reaksi kimia dibedakan menjadi :  REAKSI EKSOTERM REAKSI ENDOTERM
  4. 4. • Ditinjau dari Perubahan Entalphi, reaksi dibagi menjadi 2, yaitu . . : 1. Reaksi Eksoterm : Reaksi yang melepas atau menghasilkan kalor. Akibatnya sistem mempunyai entalphi yang lebih kecil. Kalor berpindah dari sistem ke lingkungan. ∆H = - (negatif) - Diagram Entalpi panah kebawah Reaksi Eksoterm: ∆H = Hp – Hr < 0 R P
  5. 5. Contoh : N2 (g) + 3H2 (g) → 2NH3 (g) ∆H = -92 kJ
  6. 6. 2. Reaksi Endoterm m adalah reaksi yang memerlukan atau menyerap kalor. Akibatnya sistem mempunyai entalpi yang lebih besar. Kalor berpindah dari lingkungan ke sistem. ∆H = + (positif) rumus : ∆H = HB-HA = + ( positif ) Reaksi Endoterm: ∆H = Hp – Hr > 0 R P
  7. 7. Contoh : CaCO3(s)  →   CaO(s) + CO2(g)- 178.5 kJ ; ΔH =  +178.5 kJ.
  8. 8. Cara Menulis Termokimia
  9. 9. Cara Menulis Termokimia
  10. 10. 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
  11. 11. Sistem dan Lingkungan Sistem adalah bagian yang menjadi pusat perhatian / zat yang akan diukur Lingkungan adalah bagian diluar sistem Sistem dapat dibedakan menjadi 3 macam : • Sistem terbuka • Sistem tertutup • Sistem terisolasi
  12. 12. Sistem Terbuka • Adalah jika terjadi pertukaran materi dan energi antara sistem dengan lingkungan. Misal: larutan teh panas dalam gelas terbuka.
  13. 13. Sistem tertutup • Adalah suatu sistem dimana tidak terjadi pertukaran materi, tetapi hanya pertukaran energi saja. Misal: Larutan kopi panas dalam gelas tertutup
  14. 14. Sistem Terisolasi • Adalah suatu sistem dimana tidak terjadi pertukaran materi maupun energi. Misal: Air panas dalam termos tertutup.
  15. 15. Sistem dan Lingkungan • a)Sistem terbuka, b) tertutup dan c) terisolasi
  16. 16. Perubahan Entalphi Standar Perubahan entalpi adalah perubahan panas dari reaksi pada suhu dan tekanan yang tetap, yaitu selisih antara entalpi zat-zat hasil dikurangi entalpi zat- zat reaktan. Rumus : ΔH = Hh - Hr ΔH: perubahan entalpi Hh : entalpi hasil reaksi Hr : entalpi zat reaktan. Disebut Entalphi Standar karena suatu perubahan yang diukur pada suhu 298 k / 250 C dan pada tekanan 1 atm / 76 CmHg.
  17. 17. 1. Perubahan Entalphi Pembentukan (∆Hf = formation) Adalah perubahan entalphi yang terjadi pada reaksi pembentukan 1 mol senyawa dari unsur-unsurnya yang paling stabil dalam keadaan standar. • Pada senyawa diatomik ∆H = nol (0) Contoh : Entalpi pembentukan standar NaCl sebesar -401,9 kJ/mol Na(s) + ½ Cl2 (g) → NaCl(s) ΔH˚f = -401,9 kJ/mol
  18. 18. 2. Perubahan Entalphi Penguraian (∆Hd = decomposition) adalah Perubahan entalphi yang terkaji pada penguraian 1 mol senyawa menjadi unsur-unsur yang stabil pada keadaan stadar. ⇒ Menurut MarQuis de LA’PLACE “menurut yang dilepas pada pembentukan senyawa dari unsur- unsurnya sama dengan jumlah energi yang diperlukan pada penguraian senyawa menjadi unsur-unsurnya. Contoh : C₂H ₂OH => 2C + 3H ₂+ ½O ₂ ΔH= +277,7 kj/mol H ₂O => H ₂ + ½O ₂ ΔH = +286 kj/mol
  19. 19. 3. Perubahan Entalphi Pembakaran (∆Hc = combustion ) adalah perubahan entalphi pada pembakaran 1 mol zat dengan oksigen secara sempurna menjadi oksidanya. Contoh : C + O ₂ => CO₂ ΔH= -393,5 kj/mol CH₄ + 2O₂ => CO ₂ + 2H₂O ΔH= -890,39 kj/mol
  20. 20. 4 .Perubahan Entalpi Netralisasi Standar ( DHn o ) Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada penetralan 1 mol asam oleh basa atau 1 mol basa oleh asam pada keadaan standar. Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHn. Satuannya = kJ / mol. Contoh : DHn reaksi = -200 kJ DHn NaOH = -200 kJ / 2 mol = -100 kJ/mol DHn H2SO4 = -200 kJ / 1 mol = -200 kJ/mol
  21. 21. Menentukan Harga Perubahan Entalphi Ada beberapa cara untuk menentukan harga perubahan entalphi, yakni dengan cara : 1.Kalorimetri 2.Hukum Hess
  22. 22. Kalorimetri. Kalorimetri 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
  23. 23. Hukum Hess. Henry Hess melakukan serangkaian percobaan dan menyimpulkan bahwa perubahan entalpi suatu reaksi merupakan fungsi keadaan. Lebih mudahnya Hukum Hess menyatakan bahwa : Suatu kalor reaksi tidak bergantung pada jalannya reaksi,tetapi bergantung pada keadaan awal dan keadaan akhir. Kegunaan hukum Hess ialah untuk menghitung ∆H yang sukar diperoleh melalui percobaan.
  24. 24. Contoh : Proses Pembentukan CO₂ Cara I : C(s) + O2(g) CO→ 2(g) ∆Hf = -394 kJ Cara II : Tahap I C(s) + ½ O2(g) → CO(g) ∆H= -111 kJ Tahap II CO(g) + ½ O2 (g) → CO2(g) ∆H= -283 kJ C(s) + O2(g) CO→ 2(g) ∆H = -394 kJ
  25. 25. Cara III : sehingga -394 kJ = -111 + -283 kJ C + O2 C + O2 CO2 CO2 CO + ½O2 CO + ½O2 ∆H1 = -394kJ ∆H2 = -111kJ ∆H3 = -283kJ
  26. 26. Tabel Daftar ΔHºf Pembentukan Standar Senyawa
  27. 27. Energi Ikatan  Energi ikatan adalah energi yang diperlukan untuk memutuskan satu mol ikatan dari suatu molekul dalam wujud gas. Energi ikatan dinyatakan dalam kilojoule per mol (KJmol-1 ) dengan lambang D.
  28. 28. Tabel Energi Ikatan
  29. 29. Energi Ikatan Rata-Rata Energi ikatan rata-rata adalah energi rata- rata yang diperoleh dari hasil pemutusan ikatan satu mol senyawa dalam wujud gas.
  30. 30. Terima Kasih . . .

×