Dokumen tersebut membahas tentang hubungan energi dalam reaksi kimia, termasuk jenis-jenis energi, perubahan energi dalam reaksi kimia, entalpi reaksi, dan hukum termodinamika pertama.

1. Hubungan Energi dalam Reaksi Kimia
Bab 6
Presentasi Powerpoint Pengajar
oleh
Penerbit ERLANGGA
Divisi Perguruan Tinggi

2. Energi adalah kemampuan untuk melakukan kerja
• Energi Radiasi berasal dari matahari dan
merupakan sumber energi utama di Bumi.
• Energi Termal adalah energi yang berkaitan
dengan gerak acak atom-atom dan molekul.
• Energi Kimia tersimpan dalam satuan struktur
zat kimia.
• Energi Nuklir merupakan energi yg tersimpan
dalam gabungan neutron dan proton pada atom.
• Potential energy adalah energi yang tersedia
akibat posisi suatu benda.
6.1

3. Kalor adalah perpindahan energi termal antara dua benda
yang suhunya berbeda.
Perubahan Energi dalam Reaksi Kimia
Suhu adalah pengukur thermal energy.
900
C
400
C
Energi termal yg lbh besar
6.2
Suhu = Energi Termal

4. Termokimia adalah ilmu yang mempelajari perubahan kalor
yang menyertai reaksi kimia.
Sistem adalah bagian tertentu dr alam yg menjadi perhatian kita.
terbuka
massa & energiPerpindahan:
tertutup
energi
terisolasi
tdk terjadi apa2
SISTEM
LINGKUNGAN
6.2

5. Proses eksotermik adalah setiap proses yang melepaskan
kalor (yaitu, perpindahan energi termal ke lingkungan).
Proses endotermik adalah setiap proses dimana kalor harus
disalurkan ke sistem oleh lingkungan.
2H2 (g) + O2 (g) 2H2O (l) + energi
H2O (g) H2O (l) + energi
energi + 2HgO (s) 2Hg (l) + O2 (g)
6.2
energi + H2O (s) H2O (l)

6. Eksotermik Endotermik
6.2

7. Pengantar Termodinamika
Fungsi keadaan merupakan sifat-sifat yang ditentukan oleh
keadaan sistem, terlepas dari keadaan tersebut dicapai.
Energi potential gravitasi potensial
pendaki 1 dan pendaki 2 adalah sama,
tidak bergantung pada lintasan yang
dipilih.
energi , tekanan, volume, suhu
6.3
∆E = Ek. akhir – Eik. awal
∆P = Pk. akhir – Pk. awal
∆V = Vk. akhir- Vk. awal
∆T = Tk. akhir- Tk. awal

8. Hukum termodinamika pertama – energi
dpt diubah dr satu bentuk ke bentuk yg lain,
tetapi tdk dpt diciptakan atau dimusnahkan.
∆Esistem + ∆Elingkungan = 0
or
∆Esistem = -∆Elingkungan
C3H8 + 5O2 3CO2 + 4H2O
Reaksi kimia eksotermik!
6.3
Energi kimia yg hilang dr pembakaran = Energi yg diperoleh dari lingkungan
sistem lingkungan

9. Bentuk Hukum Pertama untuk ∆Esistem
6.3
∆E = q + w
∆E perubahan energi dalam suatu sistem
q jumlah kalor yang dipertukarkan antar sistem dan lingkungan
w adalah kerja yang dilakukan pada (atau oleh) sistem tersebut
w = -P∆V ketika gas memuai thd tekanan eksternal yg konstan
merupakan kerja yg dilakukan gas pd lingkungannya

10. Kerja yang Dilakukan pada Suatu Sistem
6.3
w = Fd
w = -P ∆V
P x V = x d3
= Fd = w
F
d2
∆V > 0
-P∆V < 0
wsis < 0
Kerja
bukan
merupakan
fungsi
keadaan!
∆w = wk. akhir- wk. awal kondisi awal Kondisi akhir

11. Suatu sampel gas nitrogen volumenya memuai dari 1,6 L
menjadi 5,4 L pada suhu yg konstan. Berapakah kerja
yang dilakukan dalam satuan joule jika gas memuai (a)
pada tabung dan (b) pada tekanan tetap 3,7 atm?
w = -P ∆V
(a) ∆V = 5,4 L – 1,6 L = 3,8 L P = 0 atm
W = -0 atm x 3,8 L = 0 L•atm = 0 joule
(b) ∆V = 5,4 L – 1,6 L = 3,.8 L P = 3,7 atm
w = -3,7 atm x 3,8 L = -14,1 L•atm
w = -14,1 L•atm x
101,3 J
1L•atm
= -1.430 J
6.3

12. Kimia dalam Kehidupan: Membuat Salju
∆E = q + w
q = 0
w < 0, ∆E < 0
∆E = C∆T
∆T < 0, SALJU!
6.3

13. Entalpi Reaksi Kimia
6.4
∆E = q + w
∆E = ∆H - P∆V
∆H = ∆E + P∆V
q = ∆H dan w = -P∆V
Pada tekanan konstan:

14. Entalpi (H) biasanya digunakan untuk menghitung aliran kalor
ke dalam atau ke luar sistem dalam suatu proses yang terjadi
pada tekanan konstan.
∆H = H (produk) – H (reaktan)
∆H = kalor yg diberikan atau diterima selama rekasi pada tekanan konstan
Hproduk < Hreaktan
∆H < 0
Hproduk > Hreaktan
∆H > 0 6.4

15. Persamaan Termokimia
H2O (s) H2O (l) ∆H = 6,01 kJ
Apakah ∆H negatif atau positif?
Sistem menerima panas
Endotermik
∆H > 0
6,01 kJ diterima untuk setiap 1 mol es yg meleleh
pada suhu 00
C dan tekanan 1 atm.
6.4

16. Persamaan Termokimia
CH4 (g) + 2O2 (g) CO2 (g) + 2H2O (l) ∆H = -890,4 kJ
Apakah ∆H negatif atau positif?
Sistem melepas panas
Eksotermik
∆H < 0
890,4 kJ dilepaskan untuk setiap pembakaran 1 mol
metana pada suhu 250
C dan tekanan 1 atm.
6.4

17. H2O (s) H2O (l) ∆H = 6,01 kJ
• Koefisien stoikiometri selalu menunjukkan jumlah mol zat
Persamaan Termokimia
• Ketika kita membalik suatu persamaan, kita mengubah
peran reaktan dan produk, ∆H sama tetapi berubah tanda
H2O (l) H2O (s) ∆H = -6,01 kJ
• Jika kita mengalikan kedua ruas persamaan termokimia
dg suatu faktor n, maka ∆H jg harus berubah dg faktor yg
sama n.
2H2O (s) 2H2O (l) ∆H = 2 x 6,01 = 12,0 kJ
6.4

18. H2O (s) H2O (l) ∆H = 6.01 kJ
• Kita harus selalu menuliskan wujud fisis semua reaktan
dan produk, karena akan membantu penentuan
perubahan entalpi yg sesungguhnya.
Persamaan Termokimia
6.4
H2O (l) H2O (g) ∆H = 44.0 kJ
Berapa kalor dihasilkan jika 266 g fosfor putih (P4) dibakar
di udara?
P4 (s) + 5O2 (g) P4O10 (s) ∆H = -3.013 kJ
266 g P4
1 mol P4
123,9 g P4
x
3.013 kJ
1 mol P4
x = 6.470 kJ

19. Perbandingan ∆H dan ∆E
2Na (s) + 2H2O (l) 2NaOH (aq) + H2 (g) ∆H = -367,5 kJ/mol
∆E = ∆H - P∆V At 25 0
C, 1 mol H2 = 24,5 L pd 1 atm
P∆V = 1 atm x 24,5 L = 2,5 kJ
∆E = -367,5 kJ/mol – 2,5 kJ/mol = -370,0 kJ/mol
6.4

20. Kalor jenis suatu zat adalah jumlah kalor yang dibutuhkan
untuk menaikkan suhu 1 gram zat sebesar 1 derajat Celcius.
Kapasitas kalor suatu zat adalah jumlah kalor yang
dibutuhkan untuk menaikkan sejumlah zat sebesar 1 derajat
Celcius.
C = ms
Kalor (q) diterima atau dilepaskan:
q = ms∆t
q = C∆t
∆t = tk. awal- tk. akhir
6.5

21. Berapa banyak kalor yang diberikan jika 869 g batang besi
didinginkan dari suhu 940
C menjadi 50
C?
s dr Fe = 0,444 J/g • 0
C
∆t = tk. akhir– tk. awal = 50
C – 940
C = -890
C
q = ms∆t = 869 g x 0,444 J/g • 0
C x –890
C = -34.000 J
6.5

22. Kalorimetri Volume-Konstan
Tidak ada kalor yang diserap
atau dilepaskan!
qsistem = qair + qbom+ qreaksi
qsistem = 0
qreaksi = - (qair + qbom)
qair = ms∆t
qbom = Cbom∆t
6.5
Reaksi pd V konstan
∆H ~ qreaksi
∆H = qreaksi

23. Kalorimetri Volume-Konstan
Tidak ada kalor yang diserap
atau dilepaskan!
qsistem = qair + qkal + qreaksi
qsistem = 0
qreaksi = - (qair + qkal)
qair = ms∆t
qkal = Ckal∆t
6.5
Reaksi pada P Konstan
∆H = qreaksi

24. 6.5

25. Kimia dalam Kehidupan:
Nilai Energi Makanan dan Zat Lainnya
C6H12O6 (s) + 6O2 (g) 6CO2 (g) + 6H2O (l) ∆H = -2.801 kJ/mol
1 kal = 4.184 J
1 Kal = 1.000 kal = 4.184 J
6.5

26. Karena tidak terdapat cara untuk mengukur nilai absolut
dari entalpi suatu zat, haruskah dilakukan pengukuran
pada perubahan entalpi dari setiap reaksi yg terjadi?
Titik rujukan “permukaan air laut” untuk semua ungkapan
entalpi disebut entalpi pembentukan standar (∆H0
).f
Entalpi Pembentukan Standar (∆H0
) adalah perubahan
kalor yang dihasilkan ketika 1 mol suatu senyawa dibentuk
dari unsur-unsurnya pada tekanan 1 atm.
f
Entalpi pembentukan standar setiap unsur dalam
bentuknya yang paling stabil adalah nol.
∆H0
(O2) = 0f
∆H0
(O3) = 142 kJ/molf
∆H0
(C, grafit) = 0f
∆H0
(C, intann) = 1,90 kJ/molf
6.6

27. 6.6

28. Entalpi perubahan standar (∆H0
) didefiniskan sebagai
entalpi reaksi yang berlangsung pada tekanan 1 atm.
reaksi
aA + bB cC + dD
∆H0
rxn d∆H0
(D)fc∆H0
(C)f= [ + ] - b∆H0
(B)fa∆H0
(A)f[ + ]
∆H0
rxn n∆H0
(produk)f= Σ m∆H0
(reaktan)fΣ-
6.6
Hukum Hess: bila reaktan diubah menjadi produk,
perubahan entalpinya adalah sama, terlepas apakah reaksi
berlangsung dalam satu tahap atau dalam beberapa tahap.
(Entaalpi adalah fungsi keadaan. Tidak peduli bagaimana
caranya, yg dilakukan adalah memulai dan mengakhirinya.)

29. Hitung entalpi pembentukan standar dari CS2 (l) dimana:
C(grafit) + O2 (g) CO2 (g) ∆H0
= -393,5 kJreaksi
S(rombik) + O2 (g) SO2 (g) ∆H0
= -296.1 kJreaksi
CS2(l) + 3O2 (g) CO2 (g) + 2SO2 (g) ∆H0
= -1.072 kJrea
1. Tuliskan entalpi pembentukan standar untuk CS2
C(grafit) + 2S(rombik) CS2 (l)
2. Tambahkan reaksi yg diberikan shg hasilnya merupakan
reaksi yg diharapkan.
reaksiC(grafit) + O2 (g) CO2 (g) ∆H0
= -393,5 kJ
2S(rombik) + 2O2 (g) 2SO2 (g) ∆H0
= -296,1x2 kJrea
CO2(g) + 2SO2 (g) CS2 (l) + 3O2 (g) ∆H0
= +1.072 kJrea+
C(grafit) + 2S(rombik) CS2 (l)
∆H0
= -393,5 + (2x-296,1) + 1.072 = 86,3 kJrea6.6

30. Benzana (C6H6) terbakar diudara dan menghasilkan
karbon dioksida dan air cair. Berapakah panas yang
dilepaskan per mol oleh pembakaran benzana? Entalpi
pembentukan standar benzana adalah 49,04 kJ/mol.
2C6H6 (l) + 15O2 (g) 12CO2 (g) + 6H2O (l)
∆H0
rea n∆H0
(produk)f= Σ m∆H0
(reaktan)fΣ-
∆H0
rea 6∆H0
(H2O)f12∆H0
(CO2)f= [ + ] - 2∆H0
(C6H6)f[ ]
∆H0
rea = [ 12x–393,5 + 6x–187.6 ] – [ 2x49,04 ] = -5.946 kJ
-5.946 kJ
2 mol
= - 2.973 kJ/mol C6H6
6.6

31. entalpi cairan (∆Hcairan) adalah panas yang dilepaskan atau
diterima ketika sejumlah cairan larut dalam sejumlah tertentu
zat pelarut.
∆Hcair = Hcair - Hkomponen
6.7
Zat manakah yang dapat
digunakan untuk mencairkan
es?
Zat manakah yang dapat
digunakan untuk pendingin?

32. Proses pencairan NaCl
∆Hcair = Tahap 1 + Tahap 2 = 788 – 784 = 4 kJ/mol 6.7