Bab III Energetika Kimia

7/28/2019 Bab III Energetika Kimia

1/42

ENERGETIKA KIMIA

[termodinamika kimia]Kuliah III

PGTM STKIPI/10/2012


2/42

Termodinamika Kimia

1. Energi dalam, kalor, kerja

2. Hukum I Termodinamika

3. Entalpi, H & Kapasitas Kalor4. Aplikasi HPT pada Sistem Kimia

5. Hukum II Termodinamika

6. Hukum III Termodinamika

7. Konsep Energi Bebas
http://localhost/var/www/apps/conversion/tmp/scratch_2/Bab%20III%20ENERGETIKA%20KIMIA-2.pptxhttp://localhost/var/www/apps/conversion/tmp/scratch_2/Bab%20III%20ENERGETIKA%20KIMIA-2.pptx


3/42

Ruang Lingkup

Termodinamika Kimia adalah ilmu yang

mempelajari perubahan energi yang

terjadi dalam proses atau reaksi. Studi ini mencakup 2 (dua) aspek

penting:

I. Penentuan/perhitungan kalor reaksi, danII. Studi tentang arah proses dan sifat-sifat

sistem dalam kesetimbangan


4/42

Ruang Lingkup

Ilmu pengetahuan termodinamika didasarkan

atas 2 (dua) postulat;

I. Hukum Termodinamika I

Energi sistem tersekat adalah tetap

(asas kekekalan energi)

II. Hukum Termodinamika II

Entropi sistem tersekat adalah tetap

(asas peningkatan entropi)


5/42

Ruang Lingkup

Termodinamika tidak bersandarkan pada

teori-teori tentang struktur atom maupun

struktur molekul

Termodinamika tidak memberikan informasi

apapun mengenai kecepatan ataupun

mekanisme reaksi


6/42

Sistem, Lingkungan, & Batas

Sistem adalah sejumlah zat atau campuran

zat-zat yang dipelajari sifat-sifat dan

perilakunya

Lingkungan adalah segala sesuatu atau

daerah di luar sistem

Batas pemisah antara sistem dan

lingkungan. Bisa bersifat nyata atau maya.

Bisa tetap (fixed boundary) atau berubah

(movable boundary)


7/42

3 Jenis Sistem

TersekatEnergi=0Massa=0

TertutupEnergi0

Massa=0

TerbukaEnergi0

Massa0


8/42

3 Jenis

Sistem

Pertukaran energidan

materiantara Sistem

dan Lingkungan.

I. Sistem Tersekat botol

termos yang ideal

II. Sistem Tertutupsejumlah gas dalam

silinder tertutup

III. Sistem Terbuka

sejumlah zat dalamwadah terbuka. Suatu

sistem reaksi dalam

wadah tertutup


9/42

1. ENERGI DALAM, KALOR, DAN KERJA


10/42

1A. Energi Dalam

SISTEM I

[Energi Potensial +

Energi Kinetik] I

SISTEM II

[Energi Potensial +

Energi Kinetik] II

PROSES

Keseluruhan energi potensial dan energi kinetik zat-zat yang

terdapat dalam suatu sistem disebut energi dalam, U

U = Fungsi KeadaanU f (Proses)

U = U2 U1

U = q + w


11/42

1A. Proses

Proses merubah sistem (1 2) Isobar (P=0), Isokhor(V=0), Isoterm(T=0), atau

adiabatik (q=0)

Semua proses di alam terjadi secara ireversibel

Proses Reversibel syarat

Proses dapat dikembalikan dengan pola perjalananyang sama tetapi pada arah berlawanan

Perlu waktu banyak (t), karena setiapkeadaan-antaranya memerlukan kondisikesetimbangan


12/42

1A. Kalor, q

Energi yang dipindahkan melalui batas-batas sistem, sebagai

akibat dari adanya perbedaan Temperaturantara sistem dan

lingkungan disebut KALOR, q

SISTEM

KALOR

q Fungsi Keadaan

q = f (proses)

q > 0q < 0

Kalor keluar dari sistem Kalor masuk ke sistem


13/42

1A. Kerja, w

Bentuk energi selain kaloryang dipertukarkan antara sistem dan

lingkungan disebut KERJA, w

SISTEM

KERJA

w Fungsi Keadaan

w = f (proses)

w > 0w < 0

Sistem melakukan kerja Sistem menerima kerja


14/42

1A. Kerja, wKerja pada kebanyakan sistem kimia berkaitan denganperubahan

volume sistem. Kerja ini disebut kerja ekspansi.Dimana Ptmerupakan tekanan (luar) terhadap sistem

dVpw t.

Jika proses berlangsung pada tekanan luar tetap, maka integrasinya :

VPVVPw

dVpw

tt

t

.).( 12

Untuk proses reversibelPt P (tekanan sistem), sehingga

dVpw .


15/42

2. Hukum Termodinamika I

Jika dalam suatuperubahan keadaan, sistemmenyerap sejumlah (kecil) kalor, q danmelakukan sejumlah (kecil) kerja, w, maka

sistem akan mengalamiperubahan energi dalamsebesar dU = q + watau perubahan besanyaU=q + w

Berarti energi dapat berubah melalui kalor,q dan

kerja, w Pada sistem tersekat, (q=0 & w=0) maka U=0

artinya, sistem ini memiliki energi dalam tetap.


16/42

2. Hukum Termodinamika I

Jika perubahan energi dalam, dU = q + wdan kerjasistem hanya terbatas pada kerja volume, w = -ptdV, maka perubahan energi dalam menjadi:

Dan karena pada volume tetap, V=0, maka

dU = q atau

U=qvArtinya, pada proses volume tetap,kalor yang diserap sistem adalah sama dengan

perubahan energi dalamnya

dVpqdU t.


17/42

3. Entalpi, H

Jika suatu reaksi kimia dikerjakan pada Pkonstan yangbesarnya sama dengan tekanan luar, Ptmaka berlaku

Pt = P1 = P2 =P dan dU = qp - P dV .

Atau integrasinya U2 U1 = qp P(V2 V1)

U + PV merupakanfungsi keadaan & disebut entalpi, H

Artinya: pertukaran kalor pada tekanan tetap antara

sistem dan lingkungan sama dengan perubahan

entalpi

pp

p

qHqHH

qPVUPVU

atau12

12 ][][


18/42

3. Entalpi, H

1. Entalpi pembentukan [Entalpi pembentukan 1 mol senyawa dariunsur-unsurnya (STP)]

2. Entalpi penguraian [Kebalikan entalpi pembentukan]

3. Entalpi pembakaran [Entalpi pmebakaran sempurna 1 mol zat

pada STP]

4. Entalpi penetralan [asam H+ oleh basa OH- membentuk 1 mol air]

5. Entalpi peleburan [perubahan entalpi pada perubahan 1 mol zat daribentuk padat ke bentuk cair pada titik leburnya]

6. Entalpi penguapan [perubahan entalpi pada perubahan 1 molzat dari bentuk cair ke bentuk uap pada titik uapnya]

7. Entalpi pelarutan [perubahan entalpi pada pelarutan 1 mol zat]


19/42

3. Entalpi, H

Pada pembakaran bensin (anggap sebagai isooktana, C8H18)terjadi pelepasan kalor. Tentukanlah pembebasan kalor pada

pembakaran 1 L bensin. Jika diketahui densitasnya 0,7 kg/lt,

dan entalpi pembakarannya, -5460 kJ/mol

Massa 1 L isooktana = 1 L x 0,7 kg/L = 700 gram

Mol isooktana = (700 gr/114 gr.mol-1) = 6,14 mol

Jadi kalor yang dibebaskan pada pembakaran 1 L bensin adalah

6,14 mol isooktana x (5460 kJ/mol) = 33524, kJ


20/42

3. Kapasitas Kalor, C

Kapasitas kalor adalah jumlah kalor yang diperlukansistem untuk menaikkan temperatur sistem sebanyak

1 derajat, C = q/dT

Karena q bergantung pada proses, maka kapasitas

kalor ada banyak macamnya. Dalam kimia, hanyaada dua yang penting, kapasitas kalor volume tetap,

Cv dan kapasitas kalor tekanan tetap, Cp

P

p

p

V

vV

T

H

dT

qC

T

U

dT

qC

dan


21/42

LINGKUNGAN

4. Aplikasi HPT pada Sistem Kimia

SISTEM

REAKSI ENDOTERM

Q > 0

= HProduk- Hreaktan > 0REAKSI EXOTERM

Q < 0

= HProduk- Hreaktan < 0

Kalor dipindahkan dari

lingkungan ke sistem

Tsistem > T Lingkungan

Kalor dipindahkan dari

sistem ke lingkungan

Tsistem < T Lingkungan


22/42

4. REAKSI ENDOTERM vs EKSOTERMENDOTERM

Kalor mengalir dari

lingkungan ke sistem

Entalpi Produk > Entalpi

Reaktan H > 0

Menyebabkan kenaikan

temperatur sistem

EKSOTERM

Kalor mengalir dari sistemke lingkungan

Entalpi Produk < Entalpi

Reaktan H < 0

Menyebabkan kenaikantemperatur lingkungansekitar

Baik reaksi eksoterm maupun endoterm bisa berlangsung pada temperatur rendah

dan temperatur tinggi .

Reaksi membebaskan kalor : H2 + O2 2 H2O H = - 286

Reaksi memerlukan kalor : NH3 N2 + 1H2 H = + 46

Jika koefisien reaksi dikali dua, maka H pun dikalikan dua


23/42

4. ENTALPI PEMBENTUKAN

Contoh Soal :

Pada pembentukan 1 gr NaCl dibebaskan kalor sebesar 7,024 kJ .

Tentukan entalpi pembentukan dan tulis reaksi termokimianya.

Entalpi pembentukan selalu dalam satuan, kJ/mol, sementaradata adalah kJ/gram. jadi harus dibagi Mr NaCl = 58,5 gr/mol.sehingga, H = (7,024 kJ/gr).(58,5 gr/mol) = - 410,9 kJ/mol.Perhatikan bentuk standar unsur dalam menulis persamaan

termokimia. Na adalahpadatan, sedang klorin adalah gasdiatomik, maka penulisannya:

Na(s) + Cl2(g) NaCl(s) H = - 410,9 kJ/mol


24/42

4. ENERGI DAN REAKSI

Harga kalor reaksi, q = f (kondisi reaksi)

pada volume tetap qv = U atau

pada tekanan tetap

qp = H

Hubungan H & U

H = U + pVH = U + (pV)

Kondisi ideal pV = (nRT) = (n)RT, maka

H = U + (n)RT


25/42

4. ENERGI DAN REAKSI

H = U + (n)RTn = selisih mol gas |produk ~ reaktan|

Persamaan ini berlaku u/ H & U pd T yg sama

Untuk reaksi yang (pV) kecil sekali dibanding

U, sehingga dapat diabaikan, maka berlakuH = U


26/42

4. ENERGI DAN REAKSI [soal]

N2 (g) + 3 H2(g) 2 NH3 H298= -92,0 kJ

Berapakah U298 ?

Jawab: reaksi berlangsung pada T sama, makaberlaku hub H ~ U

H = U + (n)RTU = H - (n)RT

n = mol produk mol reaktan = 2 4 = -2

U = - 92,0 kJ - (-2mol).(8,31 10-3 kJ/mol.K).(298 K)U = - 87,0 kJ


27/42

4. ENERGI DAN REAKSI [soal]

C(s) + O2(g) CO2(g) H298= -393,5 kJ

Berapakah U298 ?

Jawab: Perhatikan, mol yang dihitung hanyafasa gas

n = mol produk mol reaktan = 1 1 = 0

U = - 393,5 kJ (0 mol).(8,31 10-3 kJ/mol.K).(298 K)

U = - 393,5 kJ


28/42

4. Kalorimetri Hanya reaksi-reaksi yang berkesudahan dan berlangsung

dengan spontan yang dapat ditentukan kalor reaksinyasecara experimen

Pembakaran : C(s) + O2 (g) CO2(g)

Penetralan : NaOH(aq) + HCl(aq) NaCl(aq)+H2O(l)

Pelarutan : Na2CO3(s) + aq Na2CO3(aq)

Contoh1) : Cuplikan, n heptana, C7H16 (0,5 g) dibakarsempurna oksigen berlebih di kontainer vol. tetap menjadiCO2 (g) dan H2O(l). Temperatur air sekitar kontainer,

meningkat 2,934 C. Jika kapasitas kalor kontainer +perlengkapannya adalah 8175 J/K dan temperatur rata-ratakontainer 25 C, hitungU dan H, per mol heptana dalamproses ini


29/42

4. Contoh Penentuan Kalor ReaksiKarena reaksi berjalan pada volume tetap, maka hubungan kalor reaksi

pembakaran, qvdengan kapasitas kalornya, Cvadalah

qv = Cv = U

Atau kalor reaksibagi proses pembakaran ini adalah sama dengan

perubahan energi dalamnya,

U = (8,175kJ/K).(2,934 C) = - 24,0 kJ per 0,5 gram heptana

Atau (100 gr/mol).(-24,0 kJ/0,5 gr) = - 4800,0 kJ/mol (298 K)

2) Entalpi reaksi C7H16 (l) + 11 O2(g) 7 CO2(g) + 8 H2O(l)

H = U (n) RT

n = 7 11 = - 4

H = (-4800,0 kJ/mol) (- 4 mol).(8,31 10-3 kJ/mol.K).(298 K)

H = - 4809,9 kJ/mol


30/42

4. Contoh Penentuan Kalor Reaksi

Larutan 1500 cm3 HCl 0,4 M, dinetralkan dengan NH4OH

memberikan kenaikan temperatur larutan sebesar 2,36OC.

Dengan asumsi reaksi tekanan tetap dan kapasitas kalor

(kontainer dan isinya) sesudah reaksi adalah 1318 J/K,

tentukanlah kalor penetralan HCl.

Jawab : tekanan tetap berlaku hubungan kapasitas kalor pada

tekanan tetap, Cp vs Entalpi, H

P

p

pT

H

dT

qC

TCpHC

PTH

p .


31/42

4. Contoh Penentuan Kalor Reaksi

> Karena satuan entalpi, kJ/mol, maka tentukan dahulu

mol HCl

M = mol / litermol = M . Liter = (0,4 M).(0,150 ltr) = 0,06

mol> Hitung entalpi, H dengan rumus hasil integrasi, dan harga

Cp dalam satuan kJ serta temperatur dalam Kelvin

H = (1,318 kJ/K).(2,36 C)/(0,06 mol) HCl = 51,8 kJ/mol HCl

> Karena reaksi penetralan berlangsung eksoterm (produkreaksi menghasilkan kenaikan temperatur, 2,36 C), maka

kalor penetralan HCl adalah-51,8 kJ/mol


32/42

4. Perhitungan Kalor Reaksi

Reaksi kimia yang dilakukan pada kondisi

tekanan tetap, maka pada perhitungan ini

hanya diperhitungkan entalpi reaksi, H

MenurutHess, entalpi reaksi tidak bergantung

kepada apakah reaksi yang bersangkutan

berlangsung dalam satu tahap atau melalui

beberapa tahap atau

Entalpi reaksif (tahapan reaksi)


33/42

4. Perhitungan Kalor Reaksi - Hess

C(s) + O2(g) CO(g) H = ?

H dari reaksi ini dapat dihitung dari data

entalpi pembakaran; karbon, Cdan karbon

monoksida, CO.

C + O2 CO2 H = -393,5 kJ

CO + O2

CO2

H = -283,0 kJ -

C + O2 CO H = -110,5 kJ


34/42

4. Perhitungan Kalor Reaksi - Diagram

2CO(g) + 3H2O(l)

2C(s) + 3 H2(g) C2H6 (g)H

H1 H2 H3Data entalpi pembakaran

C(s) = - 393,5 kJ/mol

H2(s) = - 285,8 kJ/molC2H6(g) = - 1559,7 kJ/mol

H = H1 + H2 - H3

H = 2.(-393,5) + 3.(-285,8) 1.(-1559,7)

H = - 84,7 kJ


35/42

4. Perhitungan Kalor Reaksi - Hf Entalpi pembentukan standar, H

f

adalahperubahanentalpi yang terjadi dalam reaksi pembentukan 1 molsenyawa dari unsur-unsurnya, dengan semua zat beradadalam keadaan standar.

H2 (g) + O2 (g) H2O(l), H298 = -285,8 kJ/mol

2Fe(s) + 3/2 O2 (g) Fe2O3(s), H298 = -824,3 kJ/mol

artinya :

Entalpi formasi, Hf 1 mol H2O(l) & 1 mol Fe2O3 (s) dari

unsur-unsurnya (diukur pada 298K, 1 atm), disertaipembebasan panas masing2 sebesar 285,8 & 824,3kJ/mol.

Harga negatifH298 menunjukkan stabilitas senyawalebih tinggi daripada unsur-unsurnya.


36/42

4. Perhitungan Kalor Reaksi - HfPerubahan entalpi, H (kond. Std) untuk reaksi :

2Fe(s) + 3/2 O2 (g) Fe2O3(s), H

298 = -824,3 kJ/mol adalah

H =H(Fe2O3) 2 H (Fe) 3/2 H (O2)

Dari perjanjian, entalpi standar unsuradalah NOL, maka

H =H(Fe2O3) = H

f(Fe2O3)

Sehingga entalpi standar senyawa, Hidapat disamakan denganentalpi pembentukan standarnya, Hf,i


37/42

4. Perhitungan Kalor Reaksi - HfJadi bagi sembarang reaksi dengan koefisien dan unsur

aA + bBgC + D

H =g HC + H

D - a H

A - b H

B atau

H =g Hf, C + H

f, D - a H

f, A - b H

f, B

Dengan ungkapan ini entalpi reaksi dapat dihitung

dari data entalpi pembentukan standar, Hf


38/42

4. Perhitungan Kalor Reaksi - HfContoh Soal entalpi reaksi:

1) CaO(s) + CO2 (g) CaCO3(s)

H298 = H

fCaCO3 - H

f(CaO) - H

f(CO2)

= 1206,9 (-635,1) (-393,5)

= -178,3 kJ

2) SO2 (g) + O2 (g) 2SO3(g)

H298 = 2H

f(SO3 ) - H

f(SO2)

= 2 (-395,7) 2(-296,8)

= -197,8 kJ


39/42

4. Perhitungan Kalor Reaksi - HfContoh Soal entalpi reaksi:

3) AgCl(s) Ag+(aq) + Cl- (Aq)

H298 = H

f(Ag+) + Hf(Cl

-) - Hf(AgCl)

= 105,6 (-167,2) (-127,1)

= 65,5 kJ


40/42

4. Perhitungan Kalor Reaksi - Hf0,505 g suatu contoh hidro karbon naftalena C10H8,

dibakar sempurna dalam kalorimeter bom. Massa air

dalam kalorimeter 1215 g. Reaksi mengakibatkan

suhu air naik dari 25,62 ke29,06C. Kapasitas kalor

dari bom 826 J/C. Berapakah kalor reaksi padavolume tetap, qv, dinyatakan dalam:

J/g C10H8

kj/mol C10H8

kkal/mol C10H8

Kalor jenis, c (Jg-1K-1); kapasitas kalor, C (JK-1)

q = m.c. T = C. T.


41/42

Mol naftalena : (0,505/128) = 0.0039

= 3,44

Cv = 826 J/C

qv = Cv.

= 826.3,44 = 2841,4 J = 5626,6 J/g

= (2841,4 J/0,0039 mol) = 728,56 kJ/mol

= (728,56 kJ/mol)/(4,2 kkal/J) = 173,5 kkal/mol


42/42

HUKUM II THERMODINAMIKA

Hukum II Thermodinamika muncul karena

batasan bahwa tidak seluruhnya kalor yang

dikandung dapat dirubah menjadi kerja dan

bahwa proses spontan mempunyai arahtertentu

Dalam bentuk paling umum, hukum ini

dirumuskan melalui suatu fungsi yang disebutentropi

Bab III Energetika Kimia

Documents

Transcript of Bab III Energetika Kimia