Konsep termokimia 2

8,136 views

Published on

Published in: Technology, Business
0 Comments
4 Likes
Statistics
Notes
  • Be the first to comment

No Downloads
Views
Total views
8,136
On SlideShare
0
From Embeds
0
Number of Embeds
2
Actions
Shares
0
Downloads
182
Comments
0
Likes
4
Embeds 0
No embeds

No notes for slide

Konsep termokimia 2

  1. 1. Termokimia
  2. 2. Energi dan Entalpi 1. Hukum Kekekalan Energi Ditemukan oleh James Prescott Joule di abad ke-18. Isinya: Energi tidak dapat diciptakan maupun dimusnahkan, Tetapi hanya bisa diubah bentuknya.
  3. 3. 2. Entalpi dan perubahan entalpi Entalpi adalah kandungan kalor suatu zat. Simbol entalpi adalah H. Istilah entalpi berasal dari bahasa Jerman, yang berarti kandungan. Entalpi suatu zat tidak berubah selama tidak ada energi yang masuk ataupun keluar. Entalpi suatu zat tidak dapat diukur, tetapi perubahannya dapat diukur. Simbol perubahan entalpi adalah ΔH. ΔH merupakan penambahan atau pengurangan energi suatu zat dalam suatu reaksi yang berlangsung pada tekanan tetap.
  4. 4. Reaksi Eksoterm dan Endoter Eksotermadalah reaksi kimia yang melepaskan kalor. Perubahan entalpinya bernilai negatif. Contoh : reaksi antara oksida kapur dan air Endoterm adalah reaksi kimia yang menerima kalor. Perubahan entalpinya bernilai positif. Contoh : reaksi antara barium hidroksida dan kristal amonium klorida dengan beberapa tetes air
  5. 5. Persamaan Termokimia Dan jenis-jenis ΔH reaksi Persamaan termokimia berbeda sedikit dari stoikiometri, yaitu koefisien persamaan termokimia selain menunjukkan perbandingan jumlah mol, juga menyatakan jumlah mol yang bereaksi. 1. Persamaan Termokimia 2H2 (g) + ½ O2  H2O (g); ΔH= -242 kJ
  6. 6. 2. Jenis-jenis ΔH reaksi a. Entalpi pembentukan standar (ΔHf) Entalpi pembentukan standar adalah ΔH dalam suatu reaksi pembentukan suatu senyawa dari molekul-molekul unsur. b. Entalpi penguraian standar (ΔHd) Entalpi penguraian standar adalah ΔH dalam suatu reaksi penguraian suatu senyawa menjadi molekul-molekul unsur. c. Entalpi pembakaran standar (ΔHc) Entalpi pembakaran standar adalah ΔH dalam suatu reaksi pembakaran suatu senyawa. d. Entalpi pelarutan standar (ΔHs) Entalpi pelarutan standar adalah ΔH dalam suatu reaksi pelarutan suatu senyawa.
  7. 7. Penentuan Nilai Perubahan Entalpi 1. Penentuan nilai ΔH Reaksi melalui Eksperimen Sederhana a. Kalor jenis air dan kapasitas kalor C = m x c jika pada suatu reaksi terjadi perubahan suhu dan entalpi yang terjadi dapat dirumuskan q = m x c x ∆t atau q = C x ∆t
  8. 8. b. Penentuan ∆H reaksi memakai kalorimeter Pada tekanan tetap terjadi perpindahan kalor Antara sistem dan lingkungan, sehingga q reaksi = (q sistem + q kalorimeter )
  9. 9. 2. Hukum Hess Hukum Hess “kalorreaksi yang dibebaskan atau diperlukan pada suatu reaksi tidaktergantung pada jalannya reaksi, tetapi hanya bergantung pada keadaan awal dan akhirreaksi” Dapat juga berbunyi seperti ini : “perubahan entalpi suatu reaksi tetap sama, baikberlangsung dalamsatu tahap maupun beberapa tahap”
  10. 10. 3. Penentuan nilai ΔH Berdasarkan Data ΔH Pembentukan Standar Pada cara ini, data entalpi yang diketahui harus berupa data entalpi pembentukan. Zat-zat pereaksi dianggap mengalami reaksi penguraian dan zat-zat hasil reaksi dianggap mengalami reaksi pembentukan. Jadi, entalpi penguraian suatu zat sama dengan entalpi pemebentukannya, namun tandanya berlawanan. Atau dengan persamaan berikut : ∆H reaksi = ∆Hf o hasil reaksi - ∆Hf o pereaksi
  11. 11. 4. Penentuan nilai ΔH Menggunakan Data energi ikatan Pada cara ini pembentukan entalpi diberi tanda positif, selanjutnya hasil penguraian perubahan entalpi diberi tanda negatif. Secara umum dirumuskan seperti ini : ∆H reaksi = (energi total pemutusan ikatan)-(energi total pembentukan ikatan)
  12. 12. 5. Perhitungan Energi ikatan rata-rata Energi ikatan rata-rata adalah energi rata-rata yang diperoleh dari hasil pemutusan ikatan 1 mo; senyawa dalam wujud gas. Energi ikatan rata-rata dihitung dari energi ikatan molekul senyawa yang memiliki beberapa struktur ikatan yang sama. Energi ikatan rata-rata dihitung dengan cara membagi ∆H reaksi dengan jumlah ikatannya.

×