7/28/2019 Bab III Energetika Kimia
1/42
ENERGETIKA KIMIA
[termodinamika kimia]Kuliah III
PGTM STKIPI/10/2012
7/28/2019 Bab III Energetika Kimia
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.pptx7/28/2019 Bab III Energetika Kimia
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
7/28/2019 Bab III Energetika Kimia
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)
7/28/2019 Bab III Energetika Kimia
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
7/28/2019 Bab III Energetika Kimia
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)
7/28/2019 Bab III Energetika Kimia
7/42
3 Jenis Sistem
TersekatEnergi=0Massa=0
TertutupEnergi0
Massa=0
TerbukaEnergi0
Massa0
7/28/2019 Bab III Energetika Kimia
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
7/28/2019 Bab III Energetika Kimia
9/42
1. ENERGI DALAM, KALOR, DAN KERJA
7/28/2019 Bab III Energetika Kimia
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
7/28/2019 Bab III Energetika Kimia
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
7/28/2019 Bab III Energetika Kimia
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
7/28/2019 Bab III Energetika Kimia
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
7/28/2019 Bab III Energetika Kimia
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 .
7/28/2019 Bab III Energetika Kimia
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.
7/28/2019 Bab III Energetika Kimia
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.
7/28/2019 Bab III Energetika Kimia
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 ][][
7/28/2019 Bab III Energetika Kimia
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]
7/28/2019 Bab III Energetika Kimia
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
7/28/2019 Bab III Energetika Kimia
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
7/28/2019 Bab III Energetika Kimia
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
7/28/2019 Bab III Energetika Kimia
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
7/28/2019 Bab III Energetika Kimia
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
7/28/2019 Bab III Energetika Kimia
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
7/28/2019 Bab III Energetika Kimia
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
7/28/2019 Bab III Energetika Kimia
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
7/28/2019 Bab III Energetika Kimia
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
7/28/2019 Bab III Energetika Kimia
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
7/28/2019 Bab III Energetika Kimia
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
7/28/2019 Bab III Energetika Kimia
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 .
7/28/2019 Bab III Energetika Kimia
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
7/28/2019 Bab III Energetika Kimia
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)
7/28/2019 Bab III Energetika Kimia
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
7/28/2019 Bab III Energetika Kimia
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
7/28/2019 Bab III Energetika Kimia
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.
7/28/2019 Bab III Energetika Kimia
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
7/28/2019 Bab III Energetika Kimia
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
7/28/2019 Bab III Energetika Kimia
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
7/28/2019 Bab III Energetika Kimia
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
7/28/2019 Bab III Energetika Kimia
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.
7/28/2019 Bab III Energetika Kimia
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
7/28/2019 Bab III Energetika Kimia
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