Termokimia
This presentation is the property of its rightful owner.
Sponsored Links
1 / 30

TERMOKIMIA PowerPoint PPT Presentation


  • 348 Views
  • Uploaded on
  • Presentation posted in: General

TERMOKIMIA. Dan PENGANTAR TERMODINAMIKA. Termokimia adalah ilmu yang mempelajari perubahan kalor yang menyertai reaksi kimia. Sistem adalah bagian tertentu dr alam yg menjadi perhatian kita. LINGKUNGAN. SISTEM. SISTEM. SISTEM. tertutup. terisolasi. terbuka. Perpindahan:.

Download Presentation

TERMOKIMIA

An Image/Link below is provided (as is) to download presentation

Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author.While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server.


- - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - E N D - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - -

Presentation Transcript


Termokimia

TERMOKIMIA

Dan PENGANTAR TERMODINAMIKA


Termokimia

Termokimia adalah ilmu yang mempelajari perubahan kalor yang menyertai reaksi kimia.

Sistem adalah bagian tertentu dr alam yg menjadi perhatian kita.

LINGKUNGAN

SISTEM

SISTEM

SISTEM

tertutup

terisolasi

terbuka

Perpindahan:

massa & energi

energi

tdk terjadi apa2

6.2


Termokimia

2H2(g) + O2(g) 2H2O (l) + energi

H2O (g) H2O (l) + energi

energi + 2HgO (s) 2Hg (l) + O2(g)

energi + H2O (s) H2O (l)

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.

6.2


Termokimia

Eksotermik

Endotermik

6.2


Termokimia

Entalpi (H) biasanya digunakan untuk menghitung aliran kalor ke dalam atau ke luar sistem dalam suatu proses yang terjadi pada tekanan konstan.

DH = H (produk) – H (reaktan)

DH = kalor yg diberikan atau diterima selama rekasi pada tekanan konstan

Hproduk < Hreaktan

Hproduk > Hreaktan

DH < 0

DH > 0

6.4


Termokimia

H2O (s) H2O (l)

DH = 6,01 kJ

Persamaan Termokimia

Apakah DH negatif atau positif?

Sistem menerima panas

Endotermik

DH > 0

6,01 kJ diterima untuk setiap 1 mol es yg meleleh pada suhu 00C dan tekanan 1 atm.

6.4


Termokimia

DH = -890,4 kJ

CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O (l)

Persamaan Termokimia

Apakah DH negatif atau positif?

Sistem melepas panas

Eksotermik

DH < 0

890,4 kJ dilepaskan untuk setiap pembakaran 1 mol metana pada suhu 250C dan tekanan 1 atm.

6.4


Termokimia

2H2O (s) 2H2O (l)

H2O (s) H2O (l)

H2O (l) H2O (s)

DH = -6,01 kJ

DH = 6,01 kJ

DH = 2 x 6,01= 12,0 kJ

Persamaan Termokimia

  • Koefisien stoikiometri selalu menunjukkan jumlah mol zat

  • Ketika kita membalik suatu persamaan, kita mengubah peran reaktan dan produk, DH sama tetapi berubah tanda

  • Jika kita mengalikan kedua ruas persamaan termokimia dg suatu faktor n, maka DH jg harus berubah dg faktor yg sama n.

6.4


Termokimia

Berapa kalor dihasilkan jika 266 g fosfor putih (P4) dibakar di udara?

P4(s) + 5O2(g) P4O10(s)DH = -3.013 kJ

x

H2O (l) H2O (g)

H2O (s) H2O (l)

3.013 kJ

1 mol P4

x

DH = 6.01 kJ

DH = 44.0 kJ

1 mol P4

123,9 g P4

Persamaan Termokimia

  • Kita harus selalu menuliskan wujud fisis semua reaktan dan produk, karena akan membantu penentuan perubahan entalpi yg sesungguhnya.

= 6.470 kJ

266 g P4

6.4


Termokimia

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 = msDt

q = CDt

Dt = tk. awal- tk. akhir

6.5


Termokimia

Berapa banyak kalor yang diberikan jika 869 g batang besi didinginkan dari suhu 940C menjadi 50C?

s dr Fe = 0,444 J/g •0C

Dt = tk. akhir– tk. awal = 50C – 940C = -890C

q = msDt

= 869 g x 0,444 J/g •0C x –890C

= -34.000 J

6.5


Termokimia

DH = qreaksi

Kalorimetri Volume-Konstan

qsistem = qair + qbom+ qreaksi

qsistem = 0

qreaksi = - (qair + qbom)

qair = msDt

qbom = CbomDt

Reaksi pd V konstan

DH~qreaksi

Tidak ada kalor yang diserap

atau dilepaskan!

6.5


Termokimia

Kalorimetri Volume-Konstan

qsistem = qair + qkal + qreaksi

qsistem = 0

qreaksi = - (qair + qkal)

qair = msDt

qkal = CkalDt

Reaksi pada P Konstan

DH = qreaksi

Tidak ada kalor yang diserap

atau dilepaskan!

6.5


Termokimia

6.5


Termokimia

C6H12O6 (s) + 6O2 (g) 6CO2 (g) + 6H2O (l) DH = -2.801 kJ/mol

Kimia dalam Kehidupan:

Nilai Energi Makanan dan Zat Lainnya

1 kal = 4.184 J

1 Kal = 1.000 kal = 4.184 J

6.5


Termokimia

Titik rujukan “permukaan air laut” untuk semua ungkapan entalpi disebut entalpi pembentukan standar (DH0).

f

Entalpi Pembentukan Standar (DH0) adalah perubahan kalor yang dihasilkan ketika 1 mol suatu senyawa dibentuk dari unsur-unsurnya pada tekanan 1 atm.

f

DH0 (O2) = 0

DH0 (O3) = 142 kJ/mol

DH0 (C, grafit) = 0

DH0 (C, intann) = 1,90 kJ/mol

f

f

f

f

Karena tidak terdapat cara untuk mengukur nilai absolut dari entalpi suatu zat, haruskah dilakukan pengukuran pada perubahan entalpi dari setiap reaksi yg terjadi?

Entalpi pembentukan standar setiap unsur dalam bentuknya yang paling stabil adalah nol.

6.6


Termokimia

6.6


Termokimia

aA + bB cC + dD

-

[

+

]

[

+

]

=

-

S

S

=

DH0

DH0

rxn

rxn

nDH0 (produk)

mDH0 (reaktan)

dDH0 (D)

aDH0 (A)

bDH0 (B)

cDH0 (C)

f

f

f

f

f

f

Entalpi perubahan standar (DH0 ) didefiniskan sebagai entalpi reaksi yang berlangsung pada tekanan 1 atm.

reaksi

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.)

6.6


Termokimia

CS2(l) + 3O2(g) CO2(g) + 2SO2(g)DH0 = -1.072 kJ

rea

C(grafit) + 2S(rombik) CS2 (l)

C(grafit) + 2S(rombik) CS2 (l)

C(grafit) + O2(g) CO2(g)DH0 = -393,5 kJ

+

CO2(g) + 2SO2(g) CS2(l) + 3O2(g)DH0 = +1.072 kJ

rea

DH0 = -393,5 + (2x-296,1) + 1.072 = 86,3 kJ

rea

Hitung entalpi pembentukan standar dari CS2 (l) dimana:

C(grafit) + O2(g) CO2(g)DH0 = -393,5 kJ

reaksi

S(rombik) + O2(g) SO2(g)DH0 = -296.1 kJ

reaksi

1. Tuliskan entalpi pembentukan standar untuk CS2

2. Tambahkan reaksi yg diberikan shg hasilnya merupakan

reaksi yg diharapkan.

reaksi

2S(rombik) + 2O2(g) 2SO2(g)DH0 = -296,1x2 kJ

rea

6.6


Termokimia

2C6H6(l) + 15O2(g) 12CO2(g) + 6H2O (l)

-

S

S

=

DH0

DH0

DH0

-

[

]

[

+

]

=

rea

rea

rea

[ 12x–393,5 + 6x–187.6 ] – [ 2x49,04 ] = -5.946 kJ

=

12DH0 (CO2)

2DH0 (C6H6)

f

f

= - 2.973 kJ/mol C6H6

6DH0 (H2O)

-5.946 kJ

f

2 mol

mDH0 (reaktan)

nDH0 (produk)

f

f

Benzena (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.

6.6


Termokimia

entalpi cairan (DHcairan) adalah panas yang dilepaskan atau diterima ketika sejumlah cairan larut dalam sejumlah tertentu zat pelarut.

DHcair = Hcair - Hkomponen

Zat manakah yang dapat digunakan untuk mencairkan es?

Zat manakah yang dapat digunakan untuk pendingin?

6.7


Termokimia

Proses pencairan NaCl

DHcair = Tahap 1 + Tahap 2 = 788 – 784 = 4 kJ/mol

6.7


Termokimia

DP = Pk. akhir – Pk. awal

DV = Vk. akhir- Vk. awal

DT = Tk. akhir- Tk. awal

Pengantar Termodinamika

Fungsi keadaan merupakan sifat-sifat yang ditentukan oleh keadaan sistem, terlepas dari keadaan tersebut dicapai.

energi

, tekanan, volume, suhu

DE = Ek. akhir – Eik. awal

Energi potential gravitasi potensial pendaki 1 dan pendaki 2 adalah sama, tidak bergantung pada lintasan yang dipilih.

6.3


Termokimia

Hukum termodinamika pertama – energi dpt diubah dr satu bentuk ke bentuk yg lain, tetapi tdk dpt diciptakan atau dimusnahkan.

C3H8 + 5O2 3CO2 + 4H2O

Energi kimia yg hilang dr pembakaran = Energi yg diperoleh dari lingkungan

sistem

lingkungan

DEsistem + DElingkungan = 0

or

DEsistem = -DElingkungan

Reaksi kimia eksotermik!

6.3


Termokimia

Bentuk Hukum Pertama untuk DEsistem

DE = q + w

DE 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 = -PDVketika gas memuai thd tekanan eksternal yg konstan

merupakan kerja yg dilakukan gas pd lingkungannya

6.3


Termokimia

DV > 0

-PDV < 0

wsis < 0

P x V = x d3 = Fd = w

Kerja bukan merupakan fungsi keadaan!

F

d2

Kerja yang Dilakukan pada Suatu Sistem

w = Fd

w = -P DV

Dw = wk. akhir- wk. awal

kondisi awal

Kondisi akhir

6.3


Termokimia

(a)

(b)

DV = 5,4 L – 1,6 L = 3,8 L

DV = 5,4 L – 1,6 L = 3,.8 L

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?

101,3 J

= -1.430 J

w = -14,1 L•atm x

1L•atm

w = -P DV

P = 0 atm

W = -0 atm x 3,8 L = 0 L•atm = 0 joule

P = 3,7 atm

w = -3,7 atm x 3,8 L = -14,1 L•atm

6.3


Termokimia

Kimia dalam Kehidupan: Membuat Salju

DE = q + w

q = 0

w < 0, DE < 0

DE = CDT

DT < 0, SALJU!

6.3


Termokimia

Pada tekanan konstan:

q = DH dan w = -PDV

Entalpi Reaksi Kimia

DE = q + w

DE = DH - PDV

DH = DE + PDV

6.4


Termokimia

2Na (s) + 2H2O (l) 2NaOH (aq) + H2 (g) DH = -367,5 kJ/mol

Perbandingan DH dan DE

DE = DH - PDV

At 25 0C, 1 mol H2 = 24,5 L pd 1 atm

PDV = 1 atm x 24,5 L = 2,5 kJ

DE = -367,5 kJ/mol – 2,5 kJ/mol = -370,0 kJ/mol

6.4


  • Login