TERMOKIMIA / TERMODINAMIKA

PENGERTIAN TERMODINAMIKA

Termodinamika berasal dari bahasa Yunani, yaitu thermos yang berarti panas, dan dynamic yang berarti perubahan.

Termodinamika mempelajari perubahan energi yang menyertai perubahan kimia dan fisika.

Termokimia, mengamati, mengukur, dan memprediksi (perhitungan) perubahan energi pada proses kimia.

Mengapa perubahan terjadi ?

Proses spontan

Berlangsung dengan sendirinya “secara alami” tanpa memerlukan pemicu

Proses tidak spontan

Diperlukan sesuatu untuk bisa berlangsung

Proses yang spontan pada suatu arah, non spontan pada arah sebaliknya.

Proses yang spontan pada suatu suhu, bisa jadi nonspontan pada suhu lain.

Diatas 0C es melebur secara spontan.

Dibawah 0C proses sebaliknya yang spontan.

Istilah dalam Termodinamika

Sistem → materi yang terlibat dalam perubahan kimia atau fisika

Lingkungan → apa saja yang berada disekeliling sistem Batas Sistem → batas antara sistem dengan

lingkungannya.

Energi Dalam, Kalor, Kerja

Tiap partikel memiliki energi potensial dan kinetik, jumlah keduanya disebut energi dalam, E (kadang disimbolkan U)

Saat sistem kimia berubah dari reaktan membentuk produk, energi dalam sistem berubah

∆E = Eakhir – Eawal = Eproduk – E reaktan

Transfer energi dari dan ke sistem dapat berupa 2 bentuk :

Kalor (energi termal, q) energi yang ditransfer antara sistem dan lingkungan sebagai akibat perbedaan temperatur

Kerja (w) energi yang ditransfer ketika suatu objek bergerak akibat gaya. Bentuk energi ini bisa berupa energi mekanik, listrik dll.

Perubahan total energi dalam menjadi

∆E = q + w

Tanda nilai q dan w

q + → sistem menyerap energiq - → sistem melepaskan energiw + → kerja dilakukan pada

sistem oleh lingkunganw - → kerja dilakukan oleh sistemJika :q dan w (+) = energi masuk ke

sistemq dan w (-) = energi keluar dari

sistem

Sistem

Lingkungan

w

q+ -

+ -

Hukum Kekekalan Energi

Saat sistem memperoleh energi, lingkungan menyediakannya dan saat sistem melepas energi, lingkungan menyerapnya

Energi dapat berubah bentuk (q atau w) saat transfer terjadi, tetapi energi tidak dapat musnah atau diciptakan

Hukum Kekekalan Energi : Energi total alam semesta adalah konstan (alam semesta = sistem + lingkungan)

∆Ealam semesta = ∆Esistem + ∆Elingkungan = 0

Perubahan Entalpi, ∆H

Perubahan entalpi, ∆H, adalah perubahan energi pada tekanan tetap.

Berdasarkan perubahan entalpinya, reaksi kimia dibagi dua jenis, yaitu reaksi eksoterm dan reaksi endoterm

Reaksi Eksoterm Reaksi Endoterm

Sistem melepas kalor ke lingkungan

Sistem menyerap kalor dari lingkungan

Sistem jadi dingin, lingkungan jadi panas

Sistem jadi panas, lingkungan jadi dingin

ΔH bernilai negatif (-) ΔH bernilai positif (+)

Jenis-jenis Perubahan Entalpi

Keadaan standar : T = 25oC = 298 K, P = 1 atm = 76 cmHg

1. Perubahan entalpi pembentukan standar (ΔHof)

yaitu perubahan entalpi pembentukan 1 mol senyawa dari unsur-unsurnya.

Contoh :

½ H2(g) + ½ Cl2(g) → HCl(g) ΔHof = -92,31 kJ.

½ N2(g) + ½ O2(g) → NO(g) ΔHof = +90,25 kJ.

2. Perubahan entalpi penguraian standar (ΔHod)

yaitu perubahan entalpi penguraian 1 mol senyawa membentuk unsur-unsurnya.

NaCl(s) → Na(s) + ½ Cl2(g) ΔHod = +411 kJ.

PH3(g) → P(s) + 3/2 H2(g) ΔHod = -23,1 kJ.

3. Perubahan entalpi pembakaran standar (ΔHoc)

yaitu perubahan entalpi pembakaran 1 mol senyawa.

Contoh :

C(s) + O2(g) → CO2(g) ΔHoc = -393,52 kJ.

CO(g) + ½ O2(g) → CO2(g) ΔHoc = -283 kJ.

4. Perubahan entalpi pelarutan standar (ΔHos)

yaitu perubahan entalpi yang menyertai pelarutan 1 mol senyawa.

NaCl(s) → NaCl(aq) ΔHos = +3,9 kJ.

A. Penentuan Nilai ∆H Reaksi Melalui Eksperimen1. Kalor Jenis Reaksi dan Kapasitas KalorKalor jenis (c) = kalor yang dibutuhkan oleh 1 gr zat untuk menaikkan

suhunya sebesar 1oC.Kapasitas kalor = kalor yang dibutuhkan untuk menaikkan suhu suatu

zat sebesar 1oC.C = m . c

q = m . c . ΔTq = C . ΔT

Dimana : C = Kapasitas kalor (JoC-1)m = massa zat (g)c = kalor jenis (Jg-1oC-1)Q = kalor yang dilepaskan / diserap

ΔT = perubahan suhu (Takhir-Tawal)

Penentuan Nilai Perubahan Entalpi, ∆H

Contoh :Pada pemanasan 400 g air bersuhu 25oC diperlukan kalor 84 kJ.

Jika diketahui kalor jenis air = 4,2 Jg-1oC-1, tentukan suhu air setelah pemanasan !

Jawab :q = 84 kJ = 84.000 Jq = m . c. ΔT84.000 J = 400 g x 4,2 Jg-1oC-1 x ΔtΔt = 84.000 J / 1680 Jg-1oC-1 = 50oC

ΔT = T2 –T1

T2 = ΔT + T1

= 50oC + 25oC = 75oCJadi, suhu air setelah pemanasan = 75oC

2. Penentuan ΔH Reaksi menggunakan Kalorimeter Tekanan Tetap

qreaksi = -(qsistem + qkalorimeter)

Contoh :

Dalam suatu percobaan penentuan ΔH reaksi menggunakan kalorimeter, sejumlah 0,05 mol logam nikel dimasukkan ke dalam larutan CuSO4. Termometer menunjukkan kenaikan suhu sistem (larutan) sebesar 5oC. Jika kapasitas kalor larutan sebesar 4 kJoC-1 dan kapasitas kalorimeter dianggap nol, tentukan kalor reaksi !

Jawab :

qsistem = C x ΔT

= 4 kJoC-1 x 5oC = 20 kJ

qkalorimeter = 0

qreaksi = -(qsistem + qkalorimeter)

= - (20 kJ + 0)

= - 20 kJ

Angka tersebut menunjukkan kalor reaksi untuk 1 mol nikel. Karena yang bereaksi 0,05 mol nikel, perubahan entalpinya yaitu :

ΔH = - 20 kJ / 0,05 mol = -400 kJmol-1

B. Penentuan Nilai ∆H Reaksi Menggunakan Hukum Hess Kalor reaksi yang dibebaskan atau diperlukan pada suatu reaksi tidak

bergantung pada jalannya reaksi, tetapi hanya bergantung pada keadaan awal dan akhir reaksi.

ΔH = Hakhir- Hawal

Perubahan entalpi suatu reaksi tetap sama, baik berlangsung dalam satu tahap maupun beberapa tahap

Contoh :

Perhatikan diagram entalpi berikut, kemudian tentukan ΔH3 !

N2(g) + 2O2(g)

2 NO(g) + O2(g)

2 NO2(g)

ΔH1= 66,4 kJ

ΔH3= x kJΔH2= -114,1 kJ

Δ H1 = Δ H2 + Δ H3

66,4 kJ = x + (-114,1 kJ)

x = 180,5 kJ (Δ H3)

Diketahui :

Reaksi (1) : S(s) + O2(g) → SO2(g) ΔH = -297kJ

Reaksi (2) : 2S(s) + 3O2(g) → 2SO3(g) ΔH = -781kJ

Tentukan ΔH reaksi 2SO2(g) + O2(g) → 2SO3(g)

Jawab :

Reaksi (1) 2SO2(g) → 2S(s) + 2O2(g) ΔH = +594kJ

Reaksi (2) 2S(s) + 3O2(g) → 2SO3(g) ΔH = -781kJ +

2SO2(g) + O2(g) → 2SO3(g) ΔH = -187kJ

Latihan Soal !