Tugas mata kuliah Kimia

1. Teknik Industri
TERMODINAMIKA
Rahthino Giovanni, NIM 41615110071

2. REAKSI EKSOTERM DAN ENDOTERM

3. Reaksi kimia dibedakan menjadi 2 :
1. Reaksi Endoterm
Suatu reaksi yang berlangsung memerlukan energi tambahan
dari luar (sistem menyerap panas dari luar). Akibatnya entalphi
sistem bertambah (∆H = +)
2. Reaksi Eksoterm
Suatu reaksi yang berlangsung melepaskan energi (panas) ke
lingkunngan. Akibatnya entalpi system berkurang (∆H= -)

4. JENIS-JENIS ENTALPI REAKSI (∆H)

5. 1. Entalpi Pembentukan Standar ( ΔHf o
)
“f” → formation
Entalpi pembentukan standar adalah perubahan entalpi pada
suatu reaksi pembentukan satu mol zat dari unsur unsurnya pada
keadaan standar (koefisien senyawa terbentuk harus satu)
Contoh persamaan termokimia pada pembentukan senyawa:
½H2(g) + ½Cl2(g) → HCl(g) ΔH = -92,31KJ
Artinya : reaksi antara gas hidrogen (H2) dan klorin (Cl2)
membentuk 1 mol asam klorida (HCl) dan membebaskan
kalor sebanyak 92,31 KJ.

6. 2. Entalpi Penguraian Standar (∆Hdo
)
“d” → decomposition
Entalpi penguraian standar adalah perubahan entalpi pada suatu reaksi
penguraian satu mol zat menjadi unsur unsurnya pada keadaan standar
(koefisien senyawa terurai harus 1)
Contoh persamaan termokimia:
HCl(g) →½H2(g) + ½Cl2(g) ΔH = 92,31KJ
*karena reaksi penguraian kebalikan dari reaksi pembentukan maka
hasil entalpi pun berlawanan tanda

7. 3. Entalpi Pembakaran Standar ( ΔHco
)
“c” → combustion
Entalpi pembakaran standar adalah perubahan entalpi pada satu reaksi
pembakaran satu mol zat (kefisien zat yang beraksi dengan oksigen
harus satu)
Contoh persamaan termokimia:
CO(g)+ ½O2(g) → CO2(g) ΔH = -283 KJ
Pembakaran selalu membebaskan kalor sehingga nilai kalor pembakaran
selalu negatif (eksoterm).

8. 4. Entalpi Pelarutan Standar (ΔHso
)
“s” → solvation
Entalpi pelarutan standar menyatakan kalor yang diperlukan /
dibebaskan untuk melarutkan 1 mol zat pada keadaan standar.
Persamaan termokimia ditulis dengan mengubah keadaan standar zat
menjadi bentuk larutan.
Contoh:
ΔHso
NaCl(aq) = +3,9 KJmol-1
Persamaan termokimianya:
NaCl(s) → NaCl (aq) ∆H = 3,9 KJ

9. HUKUM HESS

10. Pada suatu reaksi H adalah tetap, tidak tergantung pada jalannya
reaksi atau tahap reaksi. tetapi hanya ditentukan keadaan awal dan
keadaan akhir.

11. Penentuan kalor reaksi dapat dilakukan melalui 2 cara :
1. Berdasarkan kalor reaksi dari beberapa reaksi yang berhubungan.
Dalam hal ini reaksi yang diketahui kalor reaksinya disusun sedemikian rupa
sehingga penjumlahannya menjadi sama dengan reaksi yang diselidiki.
Contoh :
Diket: (1) S(s) + O2(g) → SO2(g) ΔH = -296,8 KJ
(2) 2SO2(g) + O2(g) → 2SO3(g) ΔH = -197,8 KJ
Tentukan entalpi reaksi : S(s) + 1½ O2 (g) → SO3(g)
Jawab :
Perubahan reaksi ini dapat diperoleh dengan menyusun dan menjumlahkan
2 reaksi yang diketahui sebagai berikut : reaksi(1) ditulis tetap sedangkan
reaksi(2) dibagi 2.
S(s) + O2(g) → SO2(g) ΔH = -296,8 KJ
SO2(g) + ½O2(g) → SO3(g) ΔH = -98,9 KJ
--------------------------------------------------------------------- +
S(s) + 1½O2(g) → SO3(g) ΔH = -395,7 KJ

12. 2. Berdasarkan tabel entalpi pembentukan
Kalor suatu reaksi dapat juga ditentukan dari data pembentukan zat
pereaksi dan produknya, dalam hal ini zat pereaksi dianggap terlebih
dahulu terurai menjadi unsur-unsurnya, kemudian unsur itu bereaksi
membentuk zat produk.
Secara umum, untuk reaksi :
mAB + nCD → pAD + qCB ΔH=…
ΔH = ( p. ΔHf
o
AD + q. ΔHf
o
CB) – (m. ΔHf
o
AB + n. ΔHf
o
CD)
Atau
ΔHo
= Σ ΔHf
o
(produk) - Σ ΔHf
o
(pereaksi)

13. Contoh Soal
CONTOH SOAL :
2H2 + CO → CH3OH
HoF CO = -110,54 KJ/mol
HoF CH3OH = -238,66 KJ/mol
ΔH = n HoF Produk – n HoF Reaktan
ΔH = (1 x HoF CH3OH) – (2 x HoF H2 + 1 x HoF CO)
ΔH = (1 x -238,66) – ( 2 x 0 + 1 x -110,54)
ΔH = 128,12 KJ

14. KALORIMETER

15. KALORIMETER
Kalor reaksi dapat ditentukan melalui percobaan yaitu dengan alat
kalorimeter.
Proses pengukuran kalor reaksi disebut kalorimetri.
Data ΔH reaksi yang terdapat pada tabel-tabel umumnyaditentukan secara
kalorimetris.
Kalorimetri sederhana = mengukur perubahan suhu dari sejumlah tertentu
larutan sebagai akibat dari suatu reaksi kimia dalam suatu wadah terisolasi.
Kalor reaksi sama dengan jumlah kalor yang diserap / yang dilepaskan larutan
di dalam gelas. Jumlah kalor yang diserap / dilepas larutan dapat ditentukan
dengan mengukur perubahan suhunya karena energi tidak dapat
dimusnahkan / diciptakan, maka :
qreaksi + q larutan = 0
qreaksi = - qlarutan

16. KALORIMETER
qreaksi + qkalorimeter + q larutan = 0
qreaksi = - (qkalorimeter + qlarutan)
Jumlah kalor yang dilepas atau diserap oleh suatu sistem sebanding dengan
massa, kalor jenis zat, dan perubahan suhunya. Hubungan antara ketiga faktor
tersebut dengan perubahan kalor dirumuskan dengan persamaan:
q = m x c x ΔT
Keterangan : q = perubahan kalor (J)
m = massa zat (g)
c = kalor jenis zat (J g-1
k-1
)
ΔT = perubahan suhu (K)

17. KALORIMETER
CONTOH SOAL
Di dalam suatu kalorimeter bom, sebanyal 5,6 gram padatan CaO direaksikan
dengan air membentuk padatan Ca(OH)2. reaksi tersebut menyebabkan suhu
kalrimeter bom naik dari 15oC menjadi 17.6oC. Jika diketahui C kalorimeter
adalah 350 J/oC, tentukan :
1.Kalor reaksi
2.ΔH reaksi dari 1 mol CaO
3.Tulis persamaan termokimia untuk reaksi 1 mol CaO
JAWAB :
1. ΔT = 17,6 – 15 = 2,6 oC
q reaksi = - q kalorimeter
= - C x ΔT
= - (350 x 2,6)
= - 910 J = 0,91 KJ

18. 2. ΔH = q reaksi
Untuk pembakaran 1 g CaO, ΔH -910 J
Untuk pembakarn 1 mol CaO :
mol = gram/mr
mol = 5,6 /56 = 0.1 mol
ΔH = - 910 / 0,1
= -9100 J/mol
3. CaO + H2 Ca(OH)2 ΔH = -9100 J/mol

19. ENERGI IKATAN

20. ENERGI IKATAN
Pengertian 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.
Secara umum, perhitungan ΔH reaksi menggunakan data energi ikatan dapat
dirumuskan sebagai berikut :
ΔH reaksi= (energi total pemutusan ikatan) – (energi total
pembentukan ikatan)

21. ENERGI IKATAN
Contoh :
CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l) ∆Hr = …
Reaksi pemutusan ikatan pada CH4(g) dan 2O2(g) adalah:
H
H – C – H → C + 4H ; ∆H1 = 4 x Ec – H
H
2. 2O = O → 4O ; ∆H2 = 2 x EO=O
Reaksi pembentukan ikatan pada senyawa CO2(g) dan 2H2O(l) adalah:
C + 2O → O = C = O ; ∆H3 = - (2EC=O)
4H + 2O → (2H – O – H) ; ∆H4 = - (4EO-H)

22. ENERGI IKATAN
Jika keempat reaksi tersebut dijumlahkan, akan diperoleh :
CH4(g) → C + 4H ∆H1 = +4EC-H
2O2(g) → 4O ∆H2 = +2EO=O
C + 2O → CO2(l) ∆H3 = -2EC=O
4H + 2O → 2H2O(l) ∆H4 = -4EO-H
------------------------------------------------------------------------------------------------ +
CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l),
∆Hr = ∆H1 + ∆H2 +∆H3 +∆H4
∆Hreaksi = (4EC-H + 2EO=O) + (-2EC=O - 4EO-H )
= (4EC-H + 2EO=O) - (2EC=O + 4EO-H )

23. ENERGI IKATAN
Contoh :
CH4(g) + Cl2(g) → CH3Cl(g) + HCl(g)
Reaksi tersebut dapat digambarkan sebagai berikut:
H H
H – C – H + Cl – Cl → H – C – Cl + H – Cl
H H
Perubahan entalpinya dapat dihitung sbb:
Ikatan yang terputus = 4 ikatan C – H : 4 x 413 KJ = 1652 KJ
1 ikatan Cl – Cl : 1 x 242 KJ = 242 KJ
Ikatan yang terbentuk = 3 ikatan C – H : 3 x 413 KJ = 1239 KJ
1 ikatan C – Cl : 1 x 328 KJ = 328 KJ
1 ikatan H – Cl : 1 x 431 KJ = 431 KJ
∆H = (Σ E pemutusan ikatan) – ( Σ E penggabungan ikatan)
= (1652 + 242) – (1239 + 328 + 431) KJ
= 1894 – 1998 KJ
= -104 KJ

24. Terima Kasih