Termodinamika

Ilmu yang mempelajari transformasi dari pelbagai bentuk energi,

pembatasan dalam transformasi dan penggunaannya.

Termodinamika didasarkan pada hkm pertama dan kedua.

Hukum pertama menyangkut masalah energi

Hukum kedua membahas arah dari pertukaran tersebut

Aplikasi termodinamika pada sistem kimia ; persyaratan kespontanan reaksi dan kesetimbangan reaksi

Sistem dan lingkungan

Sistem adalah sebagian dari alam semesta yang sedang dipelajari.

Misalnya, suatu reaksi kimia terjadi dalam suatu gelas kimia dan di luar sistem adalahLingkungan

T awal T akhir = T

Sistem dengan lingkungan terjadi pertukaran energi dan materi

Sistem tersekat, sistem yang dengan lingkungantidak terjadi pertukaran baik energi dan materi. Contoh botol termos yang ideal. Sistem ini sistem dengan energi tetap

Sistem tertutup, dengan lingkungannya hanya dapat mempertukarkan energi, contoh sejml gas dalam silinder

Sistem terbuka, dgn lingkungan dapat mempertukarkan energi dan materi. Contoh zat dalam gelas terbuka

Perubahan keadaan

Suatu sistem mengalami perubahan keadaan dari keadaan awal menjadi keadaan akhir .

Perubahan keadaan yang berlangsung melalui jalan yang sudah ditentukan disebut proses. Proses dapat bersifat reversibel dan ireversibel

Proses reversibel: proses yang memenuhi dua persyaratan yaitu proses dapat dibalikkan arahnya dan proses itu harus berlangsung demikian lambat shg setiap keadaaan yang dilalui sistem dapat dianggap sebagai suatu kesetimbangan

Contoh : H2O (l) - H2O (g) ( P= 1atm, 1000C)

Endoterm dan eksoterm

Reaksi eksoterm perpindahan kalor dari sistem ke lingkungan atau pada reaksi tersebut dikeluarkan panas. H = negatif ( )

C(s) + O2(g) CO2(g) + 393.5 kJ ;H = -393.5 kJ

Reaksi Endotermperpindahan kalor dari lingkunganke sistem atau pada reaksi

tersebut dibutuhkan panas. H = positif ( + )

CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)- 178.5 kJ ; H = +178.5 kJ

Entalpi Entalpi adalah kandungan kalor sistem pada tekanan

tetap, perubahan eltalpi (H) bernilai negatif untukreaksi eksoterm, dan positif untuk reaksi endoterm.

Entalpi reaksi standar, H0, adalah perubahan entalpidari 1 mol reaktan dan produk pada keadaan standar(105 Pa dan 298.15 K).

Entalpi pembentukan standar, Hf0, suatu senyawa

adalah entalpi reaksi standar untuk pembentukansenyawa dari unsur-unsurnya.

Karena entalpi adalah fungsi keadaan, entalpi reaksistandar dihitung dengan mendefinisikan entalpipembentukan zat sederhana (unsur) bernilai nol.

Penentuan Panas /kalor

Perubahan panas yang terjadi pada reaksi kimia digunakan kalorimeter.

Bersarnya panas reaksi dapat dinyatakan dengan ; tekanan tetap atau volume tetap

Pada volume (V) tetap: q = U +w = U+ Pdv Jika dv= 0 q = dU, qv= panas reaksi pd V tetap Pada tekanan (P) tetap: (q)p= U + PV

(q)p= (Up-Uv) + P.(Vp-Vv) = (Up-Pvp) (Uv + PVv)

= Hp-Hv(q)P = H , qp = panas reaksi pada P tetapHubungan antara keduanya : H = U + P.V

Bomb Kalorimeter

H : Hakhir Hmula-mula Perubahan eksoterm

Hakhir lebih kecil dari Hmula-mula sehingga H adalah negatif dan harga H untuk perubahan endotermik harganya positif

Beberapa istilah Entalpi Pembentakan Standar (Hf) adalah H untuk membentuk 1

mol persenyawaan langsung dari unsurunsurnya yang diukur pada 298 K dan tekanan 1 atm. Contoh : H2(g) + 1/2 O2(g) H2O(l) ; Hf = -285.85 kJ

Entalpi Penguraian adalah H dari penguraian 1 mol persenyawaan langsung menjadi unsur-unsurnya (kebalikan dari H pembentukan).

Contoh : H2O(l) H2(g) + 1/2 O2(g) ; H = +285.85 kJ. Entalpi Pembakaran Standar (Hc) adalah H untuk membakar 1

mol persenyawaan dengan O2 dari udara yang diukur pada 298 K dan tekanan 1 atm.Contoh: CH4(g) + 2O2(g) o CO2(g) + 2H2O(l) ; Hc = -802 kJ.

Entalpi Reaksi adalah H dari suatu persamaan reaksi dengan zat-zat yang terdapat dalam persamaan reaksi dinyatakan dalam satuan mol dan koefisien-koefisien persamaan reaksi bulat sederhana.

Contoh: 2Al + 3H2SO4 Al2(SO4)3 + 3H2 ; H = -1468 kJ

Lanjutan Entalpi Netralisasi adalah H yang dihasilkan (selalu eksoterm)

pada reaksi penetralan asam atau basa.

NaOH(aq) + HCl(aq) NaCl(aq) + H2O(l); H = -890,4 kJ/mol

Hukum Lavoisier-Laplace adalah Jumlah kalor yang dilepaskan pada pembentukan 1 mol zat dari unsur-unsurnya = jumlah kalor yang diperlukan untuk menguraikan zat menjadi unsur-unsur pembentuknya. Artinya, apabila reaksi dibalik, tanda kalor yang terbentuk juga dibalik dari positif menjadi negatif atau sebaliknya.

Contoh: N2(g) + 3H2 2NH3 H = 112 kJ

2NH3(g) N2(g) + 3H2(g) ; H = + 112 kJ

Entalpi molar adalah perubahan entalpi reaksi yang dikaitkan dengan kuantitas zat yang terlibat dalam reaksi.

Panas pembentukan

Panas pembakaran

Penentuan H, aplikasi hk pertama, termokimia

Untuk menentukan perubahan entalpi pada suatu reaksi kimia biasanya digunakan alat seperti kalorimeter, termometer dan sebagainya yang mungkin lebih sensitif.

Perhitungan :

H reaksi = S Hfo produk S Hf

o reaktan

Hukum Hess Jumlah panas yang dibutuhkan atau dilepaskan pada

suatu reaksi kimia tidak tergantung pada jalannya reaksi, tetapi ditentukan oleh keadaan awal dan akhir.

Contoh:

C(s) + O2(g) CO2(g) ; Hfo = x kJ 1 tahap

C(s) + 1/2 02(g) CO(g) ; Hfo = y kJ 2 tahap

CO(g) + 1/2 O2(g) CO2(g) ; Hfo = z kJ

+

C(s) + O2(g) CO2(g) ; Hfo = y + z kJ

Menurut Hukum Hess : x = y + z

Berdasarkan persamaan termokimia

Tentukan panas reaksi pembakaran metanaCH4 +2 O2 = CO2 + 2H2O

H reaksi = Hf produk Hf pereaksi H reaksi = (Hf CO2 + 2 HfH2O) (HfCH4 + HfO2) H reaksi = *-393,5 + 2(- 385)]-(-197 +0)

= -393,5 770 + 197 kJ= -1163,5 +197 kJ= - 9166,5 kJ

Jadi panas yang dibebaskan pada pembakaran 1 mol gas metan = 9166,5 kJ

Latihan soal Hitung panas yang dihasilkan pada pembakaran:

10 liter alkohol (C2H5OH)masa jenis 0,8 gram/mL

4 gram gas metana

3 Kg LPG yang berisi ( 80 % metan dan 20% etana)

2 liter bensin premium (85)

2 kg asetelin (C2H2)

Hukum Termodinamika 1

Dalam suatu sitem terisolasi, jumlah energinya selalu tetap, atau apabila sistem memungkinkan terjadi perpindahan panas atau kerja dengan lingkungan, total energi sistem dan lingklungan tetap.

U = q =W, dengan q: + energi diserap sistem, dan + energi dilepas sistem

W : + sistem dikenai kerja dan tanda (neg) sistem melakukan kerja,

U : perubahan energi dalam sistem.

Penentuan U dari H

Persamaan ; H = U + P.V

Untuk reaksi zat padat, cair besarnya V adalah kecil , sampai H U. Untuk reaksi gas, hal ini berbeda. Jika gas dianggap ideal

Reaktan(gas) Produk (gas)

PVr = nrRT dan PVp = npRT, karena V =Vp-Vr, maka P.V = P(Vp-Vr) = (np-nr) RT, sehingga P.V= ngas RT

H = U + P.V = U + P.ngas RT

Pengaruh suhu pada H

Untuk menentukan pengaruh suhu terhadap panas reaksi diperlukan data kapasitas panas ( Cp dan Cv)

Pada P tetap: H = U + P.V

Jika H, U atau q positip, berarti sistem memperoleh kerja . Jika w>0, kerja dilakukan sistem dan w

Kapasitas Panas

Bila sistem menerima kalor sebesar dq dan suhu naik setinggi dT, maka kapasitas kalor (C)

C = dq/dT, dq = du + PdV C = (dU+PdV)/dT

Pada V tetap; dV=0 Cv=(dU/dT)v

Pada P tetap, dP=0, Cp=(dU/dT)p + P(dV/dT)v

Bila pers: H= U+PV dideferensialkan terhadap T pada P tetap, (dH/dT)p=(dU/Dt)p+P(dV/dT)p Cp=(dH/dT)p

Demikian pula Cv = (dU/dT)

Beda Cp dan Cv : Cp-Cv = (dH/dT)p (dU/dT)v

Lanjutan Diderensial terhadap T pada P tetap

(dH/dT)p = (dU/dT)p + P(dV/dT)p

Cp-Cv = (dU/dT)p + P(dV/dT)p (dU/dT)v

Energi dalam (U) adalah fungsi P,V, dan T. Jika diambil V dan T sebagai variabel. U = f(V,T)

dU = (dU/dT)vdT + (dU/dv)Tdv dibagi dT

Pada P tetap:(dU/dT)p=(dU/dT)v+(dU/dT)T (dV/dT)p Cp-Cv= (dU/dT)v+(dU/dT)T (dV/dT)p + P(dv/dT)p-(dU/dT)v

Cp-Cv = (dU/dT)T (dV/dT)p + P(dv/dT)p

Untuk gas ideal : (dU/dv)T =0, PV = RT P(dV/dT)p = R

Cp-Cv = R

Bila cp tetap terhadap suhu

dH/T = Cp atau H2 = H1 + Cp(T2-T1)

Bila H = (T), maka H = CpdT + H

Kalor dan KerjaKerja ekspansi gas Kerja karena perubahan P-V oleh suatu gas ; w = Pdv , P adalah tekanan melawan gas. Bila dV = 0,

berarti volume gas tetap w = 0. bila P=0, berarti gas dikembangkan ke dalam vakum, dan w = 0. Ini disebut pengembangan bebas

U= q w Untuk dv=0, atau P=0 dU = q Bila gas dikembangkan terhadap P tetap W = P dV atau w = P( v2-V1) V2>V1 kerja dilakukan oleh gas (ekspansi) V2

Ekspansi isotermal dan adiabatis

Ekspansi iso termal : pengembangan pada T tetap, utk gas ideal U = (T), pada Tetap U= 0. U = q-w q = wQ=W = Pdv ( ; intergral)

Bila P tetap , q=w = P(V2-v1) Bila P tetap , q=w= Pdv Adiabatis : tdk terjadi penyerapan panas, q=0, U

= q-w U = -w Bila sistem emlakukan kerja, energi dalam turun,

kerja maks dari penurunan U , dE = nCpdT

Proses Reversibel & kerja Maks

Reversibel : bila gaya yg menyebabkan proses hanya sedikit lebih besar daripada gaya yang melawannya. Contoh: penguapan air, pengukuran potensial, pengembangan gas

Bila gas ideal dikembangkan pada vakum (P=0) dan kerja yg dilakukan Pdv=0

Kerja maks; Wmaks = Pdv = nRTdv/V= nRTdv/V, untuk T tetap

Wmaks = nRTlnV2/V1 ATAU

Wmaks = nRTlnP2/P1

Contoh

Suatu sistem menyerap kalor sebanyak 1000 kJ dan melakukan kerja sebanyak 5 kJ. Berapakah perubahan energi dalam sistemini?

Jawab:

Karena sistem menyerap kalor, maka q bertanda positif, tetapi karena sistemmelakukan kerja, maka w bertanda negatif.

U= q + w =100 kJ 5 kJ = 95 kJ

CONTOH

1 Mol gas H2 berkembang isotermal dari 15 Liter menjadi 50Liter pada tekanan tetap 1 atm dan suhu 250C. Berapa W. Berapa W pada pengembangan isotermal dan reversibel

W maks = PdV = 1( 50-15) = 35 L atm = 847,5 kal ( 1 L atm = 24,2 kal)

W maks = nRT ln V2/V1 = 1.1,987.298.2,303 . Log 50/15 = 1428 kal

Siklus Carnot

Siklus Carnot adalah suatu proses yang berurutan dan pada akhir dikembalikan pada kondisi awal

Siklus Carnot terdiri atas 4 tingkatan yaitu 2 proses isotermal dan 2 proses adiabatis

Tingkat 1: ekspansi eksoterm

Suatu gan dengan P2, V2, dan T2 berisi n mol dikembangkan reversibel dan isoterm dengan menyerap kalor q1 menjadi P1, V1.

W1 = nRT2 lnV1/v2 = q

Tingkat II : ekspansi adiabatis

Ekspansi adiabatis reversibel terjadi P3,V3, T1

W2 = -U = 1 nCv(T1-T2)

Tingkat III: Kompresi isoterm pada T1

W3 = nRT1 lnV4/V3 = -q1

Tingkat 4: kompresi adiabatisProses dikembalikan ke keadaan awalW4 = - U = - nCv(T2-T1) = nCv(T1-T2)Total Kerja ; W maks = W1 + W2 + W3 + W4W maks = nRT2 lnV1/V2 + nRT1Ln V4/V3 = q2 q1Wmaks/q2 =

(nRT2 lnV1/V2 + nRT1Ln V4/V3)/(nRT2 lnV1/V2) Juga diperolah : T2 Cv/R, V2 = T1 Cv/R, V4 (adiabatilk)V1/V2 = V3/V4 dan Ln V4/V3 = - ln V1/V2W maks /q2 = (T2-T1) /T2W maks = q2 (T2-T1)/T2

Kerja disini merupakan kerja maksimumm karena prose sreversibel dan w maks /q2 disebut efisiensi dan harganya bergantung pada T2 dan T1

Persamaan Clapeyron

Menurut siklus Carnot : W maks = q2 [(T2-T1)/T2]

Untuk T2-T1 sangat kecil= dT T2 = T1

q2 = U + P(V2-V1), q2 = H

W maks = H dT/T dan W maks = (V2-V1)dP

H dT/T = (V2-V1)dP (dP/dT)= (H/VT)

dP = (H/V)dT/T

Entropi Entropi adalah fungsi keadaan, dan merupakan kriteria

yang menentukan apakah suatu keadaan dapat dicapaidengan spontan dari keadaan lain.

Hukum ke-2 termodinamika menyatakan bahwa entropi, S, sistem yang terisolasi dalam proses spontan entropinya meningkat atau S > 0 dan Untuk berbagai proses di alam semesta tingkat ketidakteraturan alam semakin meningkat

Jika sistem mengalamui perubahan isotermal dan reversibel . Sistem 1 sistem 2

S =dqr/T. (kalori/mol.K) Bila proses dilakukan untuk sistem terisolasi, maka untuk

proses isoterm dan reversibel . S =qr/T. ( Kalori/mol.K). Sekeliling : Skel =-qr/T. Total : Stotal = S gas + Skel = 0

Jadi untuk proses isoterm dan reversibel , perubahan entropi total adalah nol

Lanjutan

Proses isoterm dan irreversibel, sistem1sistem 2

S = qr/T. Karena kalor yang diserap oleh gas = q, dan q 0

Jadi proses ireversibel dalam sistem terisolasi menyebabkan S > 0 dan proses siklus S> 0.

Proses non isoterm reversibel masing-masing mempunyai dS = dqr/T, hingga untuk perubahan

sistem 1 sistem 2: S = dqr/T.

Persamaan ini juga berlaku untuk non isoterm dan ireversibel

Jadi setiap proses non isoterm : reversibel atau siklus : S = 0 ireversibel atau siklus : S > 0

Proses yang secara termodinamikaireversibel akan menghasilkan entropi.

Entropi berkaitan dengan ketidakteraturansistem dalam termodinamika statistik, menurutpersamaan: S = klnW .

k adalah tetapan Boltzmann, dan W adalahjumlah susunan atom atau molekul dalamsistem dengan energi yang sama, danberhubungan dengan besarnyaketidakteraturan.

Dengan meningkatnya entropi, meningkat pula ketidakteraturan sistem.

Perhitungan

Perubahan entropi (S) dari sistem terisolasi dapat tetap atau bertambah, sedang S masing-masing sistem dapat tetap, bertambah atau berkurang. Perhitungan S biasanya dilakukan terhadap setiap sistem, tidak terhadap sistem terisolasi (sistem dan sekeliling)

Hitung S untuk ekspansi 5 mol gas ideal secara isoterm dan reversibel dari 10 L menjadi 50 l pada suhu 300K

Penyelesaian

Isotermal U = 0,

S = W maks /T = nRln V2/V1

U = q-w q = w

Reversibel W = W maks = qr

S = qr/T = W maks/T = nR ln V2/V1

S = 5 1,987.2,303 log 50/10 =5.1,987.2,303. 0,6990 = ------------ kal/mol.K

S untuk gas ideal

Untuk gas ideal (T dan V);

dS = dqr/T S= dqr/T

dqr = dU + dWmaks = CvdT + RT dv/v

S = CvdT/T + R dv/v

Untuk n mol

S = nCvdT/T + nR dv/v

S = nCv lnT2/T1 + nR ln V2/V1

Analog untuk gas ideal (T dan P berubah)

S = CplnT2/T1 RlnP2/P1

Untuk n mol : S =nCpln T2/T1 nR ln P2/P1

Bila Cp =f(T), S = nCpdT/T nR ln P2/P1

Keadaan-keadaan Penting T tetap (isoterm) : ST =nRlnV2/V1-nRlnP2/P1 ( T2=T1) P tetap (isobar): SP = nCp lnT2/T1 V tetap (isokhor): SV =nCv lnT2/T1Perubahan entropi pada perubahan fisika seperti

peleburan, penguapan, dan transisi yang diikuti penyerapan kalor

Peleburan : S = qr/T = Hf/TfPenguapan S = qr/T = Hv/Tv Transisi : S = qr/T = Ht/Tt1 mol es 00C dipanaskan menjadi uap 100 0C pada P tetap

1 atm. Panas peleburan molar es = 1436 kalori, panas penguapan molar =9720 kalori, kalor jenis air = 1 kalori/ K gram. Tentukan perubahan entropinya.

Penyelesaian

H2O(s) = H2O(l) H2O(l) = H2O(g)

S1 = Hf/T = 1436/273 = 5,26kal/molK

S3 = Hv/T= 9720/373 = 26,06 kal/mol.K

S2 = nCpln T2/T1 = 1. 18.2,303 log 373/273 = 5,62 kal/mol K

S = S1 + S2 + S3 = 36,94 kal/mol K

Hk Termodinamika III Entropi kristal zat padat pada nol mutlak (0 K)

besarnya adalah nol. Entropi absolut zat murni dihitung dari kapasitas panas. ds = Cp dT/T

ST = 2,303 T

0 Cp d log T

Untuk menentukan entropi absolut suatu zat pada suhu kamar perlu diperhitungkan entropi pada suhu sebelumnya

Contoh berapa entropi absolut gas A pada suhu 250C

Padat padat = cair Cair = gas gas

ST = S1 + S2 + S3 + S4 + S5

Energi bebas (G )

Energi bebas Gibbs didefinisikan dengan:G = H TS

reaksi spontan terjadi bila energi Gibbs reaksipada suhu dan tekanan tetap negatif (G

Hubungan G dan P

Pada T tetap; dG = V dP G= VdP = RTdP/P

G= RTP2P1dP/P G= RT ln P2/P1

Hubungan G dan H

Berdasarkan persamaan : G= H T S atau

G - H = -T S

G - H = +T(aG/aT)p (pers Gibbs-Helmholtz)

Percobaan di lab

1. Penetapan harga kalorimeter

2. Penentuan panas netralisasi

3. Penentuan panas reaksi

4. Penentuan panas pelarutan

Penentuan panas reaksi

Penentuan tetapan kalorimeter

Timbang kalorimeter (w1) isi 40 mL air (T1) dan timbang lagi (W2)

Tambahkan air panas (T2 > 10 0C T1) aduk ukur Ta (suhu akhir)

Panas yang diserap kalorimeter (Q1): m x T x kalor jenis air (4,2J/gK)

Panas yg diberikan air panas (Q2) : m x T

Tetapan = Q3/T atau (Q2-Q1)/T

Penentuan Panas reaksi Ukur 50 mL larutan CuSO4 1,0M Masukan dalam kalorimeter dan ukur suhu T1 Timbang serbuk seng (Zn) sebanyak 5 gram Tambahkan ke dalam larutan CuSO4, aduk dan ukur suhu

tertingginya (T2) Tentukan panas reaksi yang dihasilkan (Q) Jika diketahui : T = T akhir T awal Kalor yang diserap kalorimeter = k x T Kalor yang diserap larutan = massa larutan x kalor jenis

larutan x T Kalor reaksi = Kalor yang dierap kalorimeter + Kalor yang

diserap larutan H reaksi = kalor reaksi/mol pereaksi Massa jenis larutan ZnSO4 = 1.14 g/mL Kalor jenis/kapasitas kalor larutan ZnSO4 = 3.52 j g

-1K-1

Reaksi : Zn + CuSO4 = Cu + ZnSO4

50 mL CuSO4 1M = 0,05 x 1 mol = 0,05 mol 5 gram Zn = 5/64,5 mol = 0,077mol Kalor diserap kalorimeter = k x AT masa larutan = massa jenis x vol lar = 1,14 g/mL x

50 mL = 57 g Kalor yang diserap larutan = massa larutan x kalor

jenis larutan x T Kalor reaksi = kalor yang diserap kalorimeter +

kalor yang diserap larutan H reaksi = kalor reaksi /mol pereaksi

Latihan Hitung perubahan entalpi pembakaran gas metan

pada suhu 27 0C dan 1000 0C. Cp=35,3 J/mol K 1 mol perak dipanaskan pada P tetap dari 00c

sampai 30 0C, Cp =25,48 J/mol K. Hitung S! Logam aluminium dipanaskan pada suhu 600

sampai 700 0C. Titik leleh Al pada suhu 600 0C dan Cp pelelehan 393 J/molK, Cp Al padat = 31,8 J/mol dan Cp Al cair = 34,3 J/mol, hitung S!

1 mol gas ideal pada 270C diekspansi secara isoterm dan reversibel dari 10 atm ke 1 atm terhadap tekanan yang direduksi secara bertahap. Hitung q, w, u, H, S, dan G

Penyelesaian

CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O H = -802 kJ/mol

H pada 27 dan 1000 0C

H = Cp dT/T + H0= 35,3 .2,303 log 1273/298 = ------ kJ

H = Cp dT/T + H0= 35,3 .2,303 log 300/298 = kJ/mol

2) .

3)

Al(s) = Al(l) ------ Al(l), S1 dan S2

S1 = Hf/Tf = 393/873 =

S2 = Cp dT/T = 34,3. 2,303 log 973/873 =

S1+ S2 = .......

1 Mol gas ideal ekspansi secara reversibel dan isoterm (250C) dari tekanan 1 atm sampai 0,1 atm. Hitung G

2 Satu mol uap dikondensasikan pada 100 0C dan air didinginkan sampai 0 0C dibekukan menjadi es. Berapa S!, jika kalor jenis air = 4,2 J/K.g, kalor penguapan = 2258,1 J/g dan kalor pelelehan pada ttk beku = 333,5 J/g