BAB 6

1. BAB 6 (lihat diktat kuliah KIMIA : Bab 6 dan 7)

2. KONSEP KESETIMBANGAN KIMIA 1. 2. 3. 4. 5. HUKUM KEKEKALAN ENERGI PENGERTIAN KERJA DAN KALOR PENGERTIAN SISTEM, LINGKUNGAN, DAN FUNGSI KEADAAN HUKUM PERTAMA TERMODINAMIKA HUKUM KEDUA TERMODINAMIKA 6. ENERGI BEBAS DAN KESETIMBANGAN 7. KONSEP KESETIMBANGAN 8. TETAPAN KESETIMBANGAN 9. PENDUGAAN ARAH REAKSI 10. FAKTOR YANG MEMPENGARUHI KESETIMBANGAN KIMIA 11. KESETIMBANGAN PENGIONAN

3. Termodinamika digunakan sebagai alat untuk meramalkan apakah suatu proses yang belum diketahui dapat dilaksanakan atau tidak. TERMODINAMIKA DAPAT MENJELASKAN : Proses pertumbuhan dan reproduksi sistem • hayati • Mengapa reaksi fotosintesis dapat berlangsung • Mengapa ikan dapat bernafas dalam air • Mengapa O2 menjadi O3 berlangsung dengan sendirinya tidak dapat

4. 6.1 HUKUM KEKEKALAN ENERGI E total = Ek + Ep = tetap ………… Joule Energi Kinetik (Ek) = ½ mv2 Energi Potensial (Ep) = m.g.h. Ep = 10 unit Ek = 0 unit Ep = 5 unit Ek = 5 unit energi potensial energi kinetik

5. 6.2 PENGERTIAN KERJA DAN KALOR Kerja (w) Hasil kali antara gaya luar pada suatu benda dengan jarak dimana gaya tersebut bekerja w = F (rf - ri) Kerja untuk mengangkat benda dalam medan gravitasi w = m g (hf - hi) Kerja tekanan-volume kerja mekanik yang dihasilkan apabila suatu gas ditekan/diekspansi di bawah pengaruh tekanan luar w = -Fekst (hf - hi) w = -Pekst A∆h

6. Kalor (q) ● Energi tidak dapat dimusnahkan maupun diciptakan. ● Energi hanya ditransformasikan dari satu bentuk ke bentuk lainnya ● Kalor (q): energi yang dipindahkan sebagai akibat adanya perbedaan suhu q = m.cs.∆T m = Massa (g) cs = Kapasitas kalor spesifik (kal K-1 g-1) atau kalor jenis T = Suhu (K) qlogam + qair = 0 Q logam = - qair

7. CONTOH 6.1 Berapa energi kalor yang dibutuhkan untuk menaikkan suhu 735 g air dari 21,0 oC ke 98,0 oC? (anggap kalor jenis air 1,00 kal g-1 oC-1) Penyelesaian: q = m x kalor jenis x ∆T = 735 g x 1,00 kal/g oC x (98,0 – 21,0) oC = 5,7 x 104 kal

8. CONTOH 6.2 Berapakah kalor jenis timbal jika 150 g timbal (100 oC) dimasukkan ke dalam gelas piala terisolasi berisi air 50,0 g (22,0 oC), jika suhu timbal-air 28,8 oC ? Penyelesaian : q air = 50,0 g x 1,00 kal/g oC x (28,0 - 22,0) oC= 340 kal qtimbal = - qair = -340 kal qtimbal = -340 kal / 150 g x (28,8 – 100) oC = 3,2 x 10-2 kal g-1 oC-1

9. 6.3 PENGERTIAN SISTEM, LING- KUNGAN, DAN FUNGSI KEADAAN Sistem: Sejumlah materi atau daerah dalam ruang yang dijadikan sebagai objek studi Lingkungan: Massa atau daerah yang berada di luar sistem Batas: Pemisah sistem & lingkungan (nyata/maya) ● Batas tetap (fixed boundary) ● Batas berubah (movable boundary)

10. EMPAT JENIS SISTEM: Terbuka, Tertutup, Terisolasi, dan Adiabatik. Sistem Adiabatik: tidak memungkinkan kalor keluar dari sistem ke lingkungannya

11. • • • Besaran Ekstensif: Volume, Massa, Energi, Entalpi, Energi Bebas Gibbs, Energi Dalam, Kapasitas Kalor, Entropi Besaran Intensif: Tekanan, Densitas, Suhu, Viskositas, Tegangan permukaan, Kalor Jenis Fungsi Keadaan: ∆U, ∆H, ∆S, ∆G

12. 6.4 HUKUM PERTAMA TERMODINAMIKA bentuk lain dari Hukum Kekekalan Energi SISTEM TERISOLASI: U(awal) – U(akhir) = ∆U = q + w

13. CONTOH 6.3 Jika diketahui 5000 J energi diserap oleh sistem dan sistem melakukan kerja sebesar 6750 J terhadap lingkungan. Berapa ∆U sistem? Penyelesaian: ∆U = q + w = (+5000 J) + (-6750 J) = 5000 J – 6750 J = - 1750 J

14. Termokimia Entalpi Reaksi Hubungan yang melibatkan ∆H • Eksotermik : Kalor dilepaskan oleh reaksi (∆H negatif) • Endotermik : Kalor diambil oleh reaksi (∆H positif) ∆H akan berubah tanda bila arah reaksi berbalik CO(g) + ½O2(g) → CO2(g) CO2(g) → CO(g) + ½O2(g) ∆H = -283,0 kJ/mol ∆H = +283,0 kJ/mol

15. HUKUM PENJUMLAHAN KALOR Hukum Hess C(p,gr) + O2(g) → CO2(g) CO2(g) → CO(g) + ½O2(g) ∆H1 = -393,5 kJ ∆H2 = +283,0 kJ C(p) + O2(g) ∆H = -110,5 kJ C(s,gr) + ½O2(g) → CO(g) ∆H = ∆H1 + ∆H2 = -110,5 kJ ∆H = -393,5 kJ CO(g) + ½O2(g) ∆H = +283,0 kJ CO2(g) Hukum Hess: Jika dua atau lebih persamaan kimia ditambahkan untuk menghasilkan persamaan kimia lainnya, masing-masing entalpi reaksinya harus ditambahkan

16. Proses Spontan Reaksi kimia Atau perubahan lainnya Spontan Setimbang Bagaimana? • Mengukur tingkat kespontanan • Mengukur tingkat ketidakspontanan • Menetapkan keadaan setimbang Tidak spontan Menentukan arah proses/reaksi Entropi (S) Energi bebas (G)

17. Entropi (S): ● besaran termodinamika seperti halnya U atau H ● merupakan fungsi keadaan ● ukuran kuantitatif tingkat kespontanan suatu proses yang dinyatakan dalam ∆S total (+), atau sebaliknya Energi bebas (G): ● besaran termodinamika seperti halnya U, H atau S ● merupakan fungsi keadaan ● ukuran kuantitatif kespontanan suatu proses yang dinyatakan dalam ∆G sistem (-), atau sebaliknya

18. Contoh proses spontan

19. 6.5 Hukum Kedua Termodinamika Rumusan matematika entropi: ● Ada sistem menerima kalor dari lingkungan Sistem & lingkungan tersebut berada dalam sistem yang lebih besar yg terisolasi > 0 f dqrev T ∆Stotal = ∆Ssis + ∆Slingk dq = CdT ∫i ∆S = Contoh 6.4: 1 g es 0oC dimasukkan ke dalam 4 g air 10oC. Diketahui Cair = 1kal/goC dan kalor lebur es = 80 kal/g. Apakah proses peleburan spontan ?

20. Penyelesaian Q dilepaskan pada pendinginan air = 4 g x 1 kal/g oC x 10 oC = 40 kal Jumlah es yang melebur dengan 40 kal = 40 kal x 1g / 80 kal = 0,5 g ∆Ses = 0,5 x 80 / 273 = 0,1465 kal/K ∆ Sair = ∫C dT/T = -C ln 283/273 = - 0,1439 kal/K ∆ Stotal = ∆ Ses + ∆ Sair = 0,0026 kal/K = 0,0109 J/K ∆ Stotal > 0 proses peleburan es spontan

21. ∆Ssis untuk proses isotermal f dqrev T f 1 T qrev T ∫i ∫i dq ∆S = = = rev Transisi fasa qrev Tf ∆Hfus Tf ∆Sfus = =

22. 6.6 Energi Bebas (G) G = H - TS ∆Gsis < 0 Proses spontan ∆Gsis = 0 Proses reversibel ∆Gsis > 0 Proses tak spontan ● Pendugaan arah perubahan suatu proses reaksi ∆G = ∆H – T ∆S < 0

23. Transisi fasa, ∆G = ∆H – T ∆S = 0 qrev ∆Htr ∆Str = = T Ttr tr Tr = transisi (peleburan, pembekuan, penguapan, kondensasi) .

24. CONTOH 6.5 Sikloheksana, C6H12 memiliki kalor penguapan 360 J/g dengan titik didih 81°C. Berapakah perubahan entropi untuk tiap mol penguapan sikloheksana PENYELESAIAN ∆H T ∆S = = 84 g/mol x 360/354 J/gK = 85 J /K mol .

25. 6.7 KONSEP KESETIMBANGAN Setimbang akhir reaksi Campuran produk dan reaktan yang tidak bereaksi dalam jumlah relatif tetap N2O4(g) A 2NO2(g) C % Kons % Kons 100 98 100 98 A A ∆C1 C ∆C2 2 C 2 ∆t1 Waktu ∆t2 Waktu

26. 6.8 TETAPAN KESETIMBANGAN Hukum Empiris Aksi Massa (Guldberg & Waage) aA + bB cC + dD [C]c [D]d [A]a [B]b KC = Tetapan kesetimbangan empiris (KC) Subskrip C: Reaksi dalam larutan [PC]c [PD]d [PA]a [PB]b Reaksi dalam fasa gas ............................. KP = P = Tekanan parsial

27. Kesetimbangan Reaksi dalam Fasa Gas 3NO(g) N2O(g) + NO2(g) ∆G 3NO (PNO) N2O (P N2O) + NO2 (P NO2) -∆G° = RT ln K ∆G = ∆G1 + ∆G° +∆G3 ∆G2 = ∆G° ∆G1 3NO (Pref) ∆G3 N2O (Pref) + NO2 (Pref)

28. CONTOH 6.6 Tulis persamaan kesetimbangan untuk kesetimbangan kimia fasa gas berikut: a. 2NOCl(g) 2NO(g) + Cl2(g) b. CO(g) + ½O2(g) CO2(g) Penyelesaian a. Pangkat 2 berasal dari faktor 2 dalam persamaan yang balans tersebut (P NO)2 (P Cl2) (P NOCl)2 = K (P CO2) (P CO) (P O2)½ b. Pangkat pecahan muncul pada persamaan kesetimbangan setiap kali mereka terdapat dalam persamaan yang balans = K

29. CONTOH 6.7 Hitunglah tetapan kesetimbangan untuk reaksi N2O4 (g) 2 NO2 (g) Jika pada saat kesetimbangan terdapat 0,1 mol N2O4 dan 0,06 mol NO2 dalam volume 2 L Penyelesaian : K = [NO2]2 / [N2O4] = (0,03)2 / 0,05 = 1,8 x 10-2

30. 6.9 PENDUGAAN ARAH REAKSI Kuosien Reaksi (Q) G ∆G = ∆G° + RT ln Q ∆G = -RT ln K + RT ln Q ∆G = RT ln (Q/K) Q<K ∆G < 0 Q>K ∆G > 0 Jika Q < K, ∆G < 0 arah reaksi ke kanan Q > K, ∆G > 0 arah reaksi ke kiri Kesetimbangan ∆G = 0 Reaktan murni Produk murni

31. CONTOH 6.8 • Reaksi H2 + I2 2 HI mempunyai nilai K = 49,5 pada suhu 440 oC. Jika pada suhu tersebut ke dalam wadah bervolume 2 L dimasukkan 5 mol H2, 2 mol I2 dan 4 mol HI, ke arah manakah reaksi berlangsung dan berapa konsentrasi masing- masing zat pada saat kesetimbangan tercapai? Penyelesaian: Q = (2)2 / (2,5)(1) = 1,6 Q<K Reaksi berlangsung ke arah kanan

32. H2 (g) + I2 (g) ⇄ 2 HI (g) Awal Reaksi Kesetimbangan 5 -x (5-x) 2 -x (2-x) 4 +2x (4+2x) mol / 2L {(4+2 x) / 2}2 {(5−x) / 2}{(2−x) / 2} [HI]2 [H2 [I2 ] = = 49,5 K= X1 = 1,672 mol [HI] = 3,672 M [H2] = 1,664 M [I2] = 0,164 M x2 = 6,29 (tak mungkin)

33. 6.10 FAKTOR YANG MEMPENGARUHI KESETIMBANGAN KIMIA PRINSIP LE CHATELIER : Bila suatu sistem dalam kesetimbangan mendapat gangguan eksternal maka sistem tersebut akan melakukan perubahan yang mengatasi gangguan tersebut. 1. Perubahan Konsentrasi 2. Perubahan Volume dan Tekanan 3. Perubahan Suhu mengubah nilai K sehingga Q ≠ K

34. Pengaruh perubahan konsentrasi Konsentrasi hasil reaksi Ke arah reaktan Pengaruh perubahan volume N2O4 (g) 2NO2 (g) V → Ke arah reaktan V → Ke arah produk Pengaruh perubahan suhu, jika suhu Reaksi eksoterm → Ke arah eksoterm Reaksi endoterm → Ke arah endoterm

35. Ketergantungan K Terhadap T -RT ln K = ∆G° = ∆H° - T∆S° ∆H° negatif → eksoterm ln k = = - ∆H° -∆G° ∆S° RT R RT ∆H° positif → endoterm ln K ln K Eksoterm Slope = -∆H°/R Produk naik Intersep = -∆S°/R Endoterm 1/T Persamaan van’t Hoff Ln = - K1 R T2 T1 1/T ( ) [ ] T naik K2 -∆H° 1 1

36. Contoh 6.9 Ke arah manakah reaksi di bawah ini bergeser bila pada suhu yang tetap, tekanan diperbesar (volume diperkecil) a. CaCO3 (p) → CaO (p) + CO2 (g) b. PCl5 (g) → PCl3 (g) + Cl2 (g) c. H2 (g) + CO2 (g) → H2O (g) + CO (g) d. N2 (g) + 3H2 (g) → 2NH3 (g) Penyelesaian: a. kiri b. kiri c. tidak terjadi d. kanan

37. 6.11 KESETIMBANGAN PENGIONAN • • • DERAJAT PENGIONAN (α ) Zat elektrolit mengion dalam larutan dengan α yang berbeda EFEK ION SENAMA HUKUM PENGENCERAN OSTWALD Bila suatu elektrolit lemah diencerkan maka derajat ionisasinya meningkat → Bab 7. Konsep Asam Basa.

38. LATIHAN SOAL-SOAL • Sebanyak 0,505 g suatu contoh hidrokarbon naftalena C10H8, dibakar sempurna dalam kalorimeter bom. Massa air dalam kalorimeter 1215 g. Reaksi mengakibatkan suhu air naik dari 25,62 ke 29,06°C. Kapasitas kalor dari bom 826 J/°C. Berapakah kalor reaksi pada volume tetap, qv, dinyatakan dalam: a. J/g C10H8 b. kj/mol C10H8 c. kkal/mol C10H8 2. Sebanyak 2 gram es dimasukkan ke dalam 4 gram air yang suhunya 8oC. Bila kalor spesifik air 1 kal/g dan kalor lebur es 80 kal/g. Apakah proses tersebut merupakan proses spontan

39. 3. 4. 5. Tuliskan rumus tetapan kesetimbangan Kc dan Kp (bila ada) dan hubungan antara Kc dan Kp untuk reaksi: (a). 2CO2(g) CO(g) + O2(g) (b). 2NO2(g) + 7H2(g) 2NH3(g) + H2O(aq) (c). 2HgO(p) 2Hg(aq) + O2(g) (d). 2ZnS(p) + 3O2(g) 2ZnO(p) + 2SO2(g) (e). 2HCrO4- (aq) Cr2O72- (aq) + H2O (aq) Suatu campuran terdiri dari 0,5 mol N2O (g) dan 0,5 mol O2 (g) dimasukkan dalam wadah bervolume 4 L dan dibiarkan mencapai kesetimbangan menurut reaksi : 2N2O(g) + 3O2(g) 4NO2(g) Setelah tercapai kesetimbangan jumlah N2O menjadi 0,45 mol/4L a. Berapakah konsentrasi N2O, O2, dan NO2 saat kesetimbangan? b. Berapakah nilai Kc reaksi tersebut Pada suhu 25 oC, reaksi HCl(g) H2(g) + Cl2(g) mempunyai K=4,17x10-34. Berapakah K untuk reaksi: ½H2(g) + ½Cl2(g) HCl(g).

40. 6. Fenol pada suhu 298,15 K, ∆H°f = -3054 kJ/mol, ∆S° = 144,0 J/K mol. Berapakah ∆G°f untuk fenol pada suhu tersebut dan tentukan pula berapa konstanta kesetimbangannya. 7. Berapakah nilai ∆G° pada 298 K untuk reaksi C(p) + CO2(g) → 2CO(g) Apakah reaksi tersebut akan berjalan secara spontan ke arah pembentukkan CO pada suhu 298 K? (∆G°f untuk C, CO2, dan CO berturut-turut adalah 0; - 394,38; dan -137,28 kJ/mol) 8. Berapakah entropi penguapan molar standar air pada 100°C. Entalpi penguapan molar standar pada suhu 100°C adalah 40,7 kJ/mol.

41. 9. Pada suhu tertentu terdapat kesetimbangan antara 0,4 mol H2, 0,3 mol I2, dan 0,2 mol HI dalam wadah bervolume 2 liter. Hitunglah tetapan kesetimbangan reaksi: H2(g) + I2(g) 2HI(g) 10. Reaksi N2O4(g) 2NO2(g) Memiliki nilai K = 4,66 x 10-3, jika 0,80 mol N2O4 dimasukkan ke dalam botol 1 liter. Hitung a. Konsentrasi gas pada kesetimbangan b. Konsentrasi masing-masing gas bila volume menjadi separuhnya 11. Pada suhu 454 K, Al2Cl6(g) bereaksi membentuk Al3Cl9(g) 3 Al2Cl6(g) 2 Al3Cl9(g) Dalam percobaan pada suhu ini, tekanan parsial kesetimbangan untuk Al2Cl6(g) dan Al3Cl9(g) berturut-turut adalah 1,00 atm dan 1,02 x 10-2. Hitung tetapan kesetimbangan reaksi tersebut.