Diese Präsentation wurde erfolgreich gemeldet.
Wir verwenden Ihre LinkedIn Profilangaben und Informationen zu Ihren Aktivitäten, um Anzeigen zu personalisieren und Ihnen relevantere Inhalte anzuzeigen. Sie können Ihre Anzeigeneinstellungen jederzeit ändern.

6 termokimia (entalphi)

Teaching Slide

  • Als Erste(r) kommentieren

6 termokimia (entalphi)

  1. 1. TERMOKIMIA
  2. 2. TERMOKIMIA PENGERTIAN Termokimia adalah cabang dari ilmu kimia yang mempelajari hubungan antara reaksi dengan panas. HAL-HAL YANG DIPELAJARI • Perubahan energi yang menyertai reaksi kimia • Reaksi kimia yang berlangsung secara spontan • Reaksi kimia dalam kedudukan kesetimbangan.
  3. 3. REAKSI EKSOTERM DAN ENDOTERM 1. REAKSI EKSOTERM Adalah reaksi yang melepaskan kalor atau menghasilkan energi. Entalpi sistem berkurang (hasil reaksi memiliki entalpi yang lebih rendah dari zat semula). Contoh : N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3 (g) - 26,78 Kkal 2. REAKSI ENDOTERM Adalah reaksi yang menyerap kalor atau memerlukan energi. Entalpi sistem bertambah (hasil reaksi memiliki entalpi yang lebih tinggi dari zat semula). Contoh : 2NH3 N2 (g) + 3H2 (g) + 26,78 Kkal
  4. 4. REAKSI EKSOTERM DAN ENDOTERM Hakhir < Hawal Hakhir – Hawal < 0 H berharga negatif Hakhir > Hawal Hakhir – Hawal > 0 H berharga positif
  5. 5. DIAGRAM TINGKAT ENERGI REAKSI EKSOTERM • Persamaan reaksi eksoterm • A + B  C + 10 kj • A + B  C , ΔH = -10 kj • Diagram tingkat energi : ( r >p ) A + B C 0 - 10 ΔH = -10 kj
  6. 6. DIAGRAM TINGKAT ENERGI REAKSI ENDOTERM • Persamaan reaksi endoterm • A + B  C - 25 kj atau • A + B  C , ΔH = + 25 KJ • Diagram tingkat energi : ( r < p ) A + B C 0 25 ΔH = 25 kj
  7. 7. PERUBAHAN ENTALPI (ΔH) 1. PADA REAKSI EKSOTERM P + Q R + x Kkal P dan Q = zat awal R = zat hasil reaksi x = besarnya panas reaksi Menurut hukum kekekalan energi : Isi panas (P + Q) = Isi panas R + x Kkal H (P + Q) = H ( R) + x Kkal H (R) - H (P + Q) = - x Kkal ΔH = - x Kkal
  8. 8. PERUBAHAN ENTALPI (ΔH) 2. PADA REAKSI ENDOTERM R P + Q – x Kkal Berlaku : H (P + Q) - H (R) = x Kkal ΔH = x Kkal Kesimpulan : Besarnya perubahan entalpi (ΔH) sama dengan besarnya panas reaksi, tetapi dengan tanda berlawanan.
  9. 9. HUKUM HESS Bunyi HUKUM HESS : “Kalor reaksi dari suatu reaksi tidak bergantung apakah reaksi tersebut berlangsung satu tahap atau beberapa tahap” KEPENTINGAN : Hukum Hess sangat penting dalam perhitungan kalor reaksi yang tidak dapat ditentukan secara eksperimen. Contoh reaksi : 1. Reaksi langsung A B ΔH1 = x Kkal 2. Secara tidak langsung a) lewat C A C C B ΔH2 = b Kkal ΔH3 = c Kkal
  10. 10. HUKUM HESS b) Lewat D dan E A D ΔH4 = a Kkal D E ΔH5 = d Kkal E B ΔH6 = e Kkal Maka berlaku hubungan : x = b + c = a + d + e ΔH1 = ΔH2 + ΔH3 = ΔH4 + ΔH5 + ΔH6 A B C D E a d e b c x
  11. 11. H2O (s) H2O (l) ∆H = 6,01 kJ • Koefisien stoikiometri selalu menunjukkan jumlah mol zat Persamaan Termokimia • Ketika kita membalik suatu persamaan, kita mengubah peran reaktan dan produk, ∆H sama tetapi berubah tanda H2O (l) H2O (s) ∆H = -6,01 kJ • Jika kita mengalikan kedua ruas persamaan termokimia dg suatu faktor n, maka ∆H jg harus berubah dg faktor yg sama n. 2H2O (s) 2H2O (l) ∆H = 2 x 6,01 = 12,0 kJ
  12. 12. H2O (s) H2O (l) ∆H = 6.01 kJ • Kita harus selalu menuliskan wujud fisis semua reaktan dan produk, karena akan membantu penentuan perubahan entalpi yg sesungguhnya. Persamaan Termokimia H2O (l) H2O (g) ∆H = 44.0 kJ Berapa kalor dihasilkan jika 266 g fosfor putih (P4) dibakar di udara? P4 (s) + 5O2 (g) P4O10 (s) ∆H = -3.013 kJ 266 g P4 1 mol P4 123,9 g P4 x 3.013 kJ 1 mol P4 x = 6.470 kJ
  13. 13. HUKUM HESS Contoh soal : 1. Diketahui : 2H2(g) + O2(g) 2H2O(cair) ΔH = -136 Kkal H2(g) + O2(g) H2O2(cair) ΔH = -44,8 Kkal Hitung ΔH untuk reaksi : 2H2O2(cair) 2H2O + O2 2. Diketahui : I. C + O2 CO2 ΔH = - 94 Kkal II. H2 + ½ O2 H2O ΔH = - 68 Kkal III. 2C + 3H2 C2H6 ΔH = - 20 Kkal Ditanyakan : berapa x pada reaksi : C2H6 + 7/2 O2 2CO2 + 3H2O ΔH = x Kkal
  14. 14. PERUBAHAN ENTALPI (ΔH) PENGERTIAN Perubahan entalpi adalah perubahan panas dari reaksi pada suhu dan tekanan yang tetap, yaitu selisih antara entalpi zat- zat produk dikurangi entalpi zat-zat reaktan. Rumus : ΔH = Hh - Hr ΔH: perubahan entalpi Hh : entalpi hasil reaksi Hr : entalpi zat reaktan.
  15. 15. HUKUM PERTAMA TERMODINAMIKA Untuk sistem yang melakukan usaha (kerja) → w : positif Jika usaha dilakukan terhadap sistim → w : negatif Energi sistim akan naik apabila : q (+) dan w (-) Energi sistim akan berkurang apabila : q (-) dan w (+) Berlaku : ΔU = q – w ΔU = perubahan energi q = energi panas yang diserap w = usaha yang dilakukan oleh sistim
  16. 16. HUKUM PERTAMA TERMODINAMIKA - Suatu usaha dilakukan oleh sistim apabila terjadi perubahan volume pada tekanan tetap. w = P. ΔV Jadi ΔU = q - P.ΔV → P = tekanan ΔV = perubahan volume - Jika sistim berlangsung pada V dan P tetap, maka ΔV = 0 dan w = 0, maka ΔU = qv (pada P dan V tetap) 2. Hubungannya dengan entalpi (H) Definisi entalpi : H = U + P.V
  17. 17.  Apabila reaksi berlangsung pada kondisi tekanan tetap yaitu sebesar tekanan atmosfer. Sehingga bila suatu senyawa dibakar pada wadah terbuka,panas reaksi pada tekanan tetap = qp  Dengan menggunakan hukum termodinamika I = ∆ U = q – w ∆ U = qp – p ∆ V  Pada tekanan tetap (U2 – U1) = qp – p (V2 – V1) qp = (U2 + pV2) – (U1 + pV1) Menurut hukum termodinamika I H = U + pV Maka qp = H2 – H1 = ∆H atau qp = ∆H Jadi perubahan entalpi = perubahan panas yang terjadi Pada (P,T tetap) HUKUM PERTAMA TERMODINAMIKA
  18. 18. HUKUM PERTAMA TERMODINAMIKA Jika V tetap (ΔV = 0), maka ΔH : ΔH = H2 - H1 =(U2 + P2. V2) – ( U1 + P1.V1) = (U2 - U1) – (P2.V2 - P1.V1) = (U2 - U1) + P (V2 – V1) ΔH = ΔU + P.ΔV Karena : ΔU = qv dan ΔV = 0, maka ΔH = qv Jadi perubahan entalpi sama dengan perubahan panas Yang terjadi pada (V,T tetap).
  19. 19. HUKUM PERTAMA TERMODINAMIKA 3. PENGUKURAN ΔH DAN ΔU a. Untuk reaksi-reaksi yang tidak ada perubahan volume berlaku ΔH = ΔU Reaksi-reaksi yang berlangsung tanpa perubahan volume, adalah : - Reaksi-reaksi gas yang tidak mengalami perubahan koefisien reaksi ( koefisien sebelum = sesudah reaksi) Contoh : H2(g) + Cl2(g) → 2HCl(g) C(g) + O2(g) → CO2(g)) - Reaksi –reaksi dalam larutan (zat cair) atau zat padat (sebenar-nya terjadi perubahan volume, tetapi sangat kecil dan diabaikan.
  20. 20. HUKUM PERTAMA TERMODINAMIKA b. Reaksi-reaksi gas yang mengalami perubahan jumlah molekul Dari persamaan gas ideal : PV = nRT P.ΔV = Δn.RT Dari ΔH = ΔU + P. ΔV maka : ΔH = ΔU + Δn.RT Keterangan : ΔH = perubahan entalpi ΔU = perubahan energi Δn = perubahan jumlah molekul R = tetapan gas umum : 1,987 kalori/mol o K
  21. 21. Contoh Soal 1. Hitung ∆H untuk reaksi berikut (T = 298 K) CH3H7OH(l) + 9/2O2(g)  3CO2(g) + 4H2O(l) Jika diketahui energi dalam (∆U) -2000 kJ / mol dan pada kondisi gas ideal? 2. Hitung entalpi pembakaran gas CH4(g) menjadi CO2(g) dan H2O(g) Pada temperatur 298 K, bila diketahui pada temperatur tersebut : ΔH CH4 = -74,873 KJ mol-1 ; ΔH O2 = 0,00 KJ mol-1 ; ΔH CO2 = - 393,522 KJ mol-1 dan ΔH H2O = -241,827 KJ mol-1
  22. 22. PERUBAHAN ENTALPI (ΔH) PENENTUAN PERUBAHAN ENTALPI Penentuan perubahan entalpi selalu dilakukan pada tekanan dan temperatur yang tetap. Untuk reaksi tertentu dapat ditentukan dengan kalorimeter. Reaksi tertentu tersebut, antara lain : 1. Reaksi dalam larutan 2. Reaksi gas yang tidak mengalami perubahan koefisien antara sebelum dan sesudah reaksi.
  23. 23. Gambar Kalorimeter
  24. 24. PERUBAHAN ENTALPI (ΔH) Pada perubahan dari 12,425 gram karbon menjadi CO2 pada suhu reaksi yang semula 30o C, terjadi kenaikan suhu sebesar 0,484o C. Apabila panas jenis kalorimeter 200 Kkal / derajat. Berapa ΔH tiap mol karbon yang dibakar ? Jawab : C + O2 CO2
  25. 25. PERUBAHAN ENTALPI (ΔH) mol C Kalor reaksi pada reaksi di atas = Panas jenis kalorimeter x Δt = 200 x 0,484 12,435/12 = 93,414 Kkal Pada pembakaran 1 mol C dibebaskan panas 93,414 Kkal. Jadi ΔH = - 93,414 Kkal
  26. 26. JENIS PERUBAHAN ENTALPIJENIS PERUBAHAN ENTALPI 1. Perubahan entalpi pembentukan (ΔHf) 2. Perubahan entalpi penguraian (∆Hd) 3. Perubahan entanpi pembakaran (∆Hc) 4. Perubahan entalpi netralisasi (∆Hnet) 5. Perubahan entalphi pelarutan (∆Hdis) 6. Perubahan entalphi pengenceran (∆Hdil)
  27. 27. Karena tidak terdapat cara untuk mengukur nilai absolut dari entalpi suatu zat, haruskah dilakukan pengukuran pada perubahan entalpi dari setiap reaksi yg terjadi? Titik rujukan “permukaan air laut” untuk semua ungkapan entalpi disebut entalpi pembentukan standar (∆H0 ).f Entalpi Pembentukan Standar (∆H0 ) adalah perubahan kalor yang dihasilkan ketika 1 mol suatu senyawa dibentuk dari unsur-unsurnya pada tekanan 1 atm. f Entalpi pembentukan standar setiap unsur dalam bentuknya yang paling stabil adalah nol. ∆H0 (O2) = 0f ∆H0 (O3) = 142 kJ/molf ∆H0 (C, grafit) = 0f ∆H0 (C, intann) = 1,90 kJ/molf 6.6
  28. 28. 6.6
  29. 29. 1. Perubahan entalpi pembentukan (ΔHf)1. Perubahan entalpi pembentukan (ΔHf) adalah perubahan entalpi pembentukan 1 mol senyawa dari unsurnya. Unsur + Unsur  Senyawa Misal : ΔHf CH3OH (l) = - 200,6 kj /mol ∆Hf H2O (l) = - 285,85 kj/mol Penulisan persamaannya sebagai berikut :  C(s) + 2H2(g) + 1/2O2(g) CH3OH(l) ΔH= -200 kj  H2(g) + 1/2O2(g)  H2O(l) ΔH= -285,85 kj
  30. 30. Hitung entalpi pembentukan standar dari CS2 (l) dimana: C(grafit) + O2 (g) CO2 (g) ∆H0 = -393,5 kJreaksi S(rombik) + O2 (g) SO2 (g) ∆H0 = -296.1 kJreaksi CS2(l) + 3O2 (g) CO2 (g) + 2SO2 (g) ∆H0 = -1.072 kJrea Tuliskan entalpi pembentukan standar untuk CS2
  31. 31. 2. Perubahan entalpi penguraian [2. Perubahan entalpi penguraian [ ∆H∆Hdd ]] • Adalah perubahan entalpi pada penguraian 1 mol senyawa menjadi unsur unsurnya. Senyawa  unsur + unsur [merupakan kebalikan dari perubahan entalpi pembentukan ] Misal : ∆Hf CO2 = - 393,5 kj/mol ∆Hd CO2 = +393,5 kj/mol Persamaan termonya : CO2(g)  C(s) +O2(g) ∆H=393,5 kj
  32. 32. 3. Perubahan entalpi pembakaran[3. Perubahan entalpi pembakaran[ ∆H∆Hcc]] • Adalah banyaknya panas yang dilepaskan ketika 1 mol unsur atau senyawa terbakar sempurna dalam oksigen CxHy + (x+(y/4))O2  xCO2 + (y/2)H2O Misal : * ∆H pembakaran CH4 = 112 kkal/mol Persamaan termonya ................................ * Perhatikan persamaan termokimia berikut : C(grafit) + O2(g)  CO2(g) ∆H = - 393 kj/mol C(intan) + O2(g)  CO2(g) ∆H = - 395 kj/mol Kesimpulan dari kedua reaksi= ........................
  33. 33. Benzena (C6H6) terbakar diudara dan menghasilkan karbon dioksida dan air cair. Berapakah panas yang dilepaskan per mol oleh pembakaran benzena? Entalpi pembentukan standar benzena adalah 49,04 kJ/mol.
  34. 34. 44. Perubahan entalpi pe. Perubahan entalpi penetralannetralan [[ ∆H∆Hnetnet]] • Adalah jumlah panas yang dilepas ketika 1 mol air terbentuk akibat reaksi netralisasi asam oleh basa atau sebaliknya. • Persamaan reaksinya Asam + Basa  Garam + H2O • Untuk netralisasi asam kuat oleh basa kuat, nilai ∆H selalu tetap yaitu -57 kJ/mol. Hal ini karena H+ (aq) + OH- (aq)  H2O(l) ∆H = - 57 kj/mol • Tetapi jika basa lemah atau asam lemah dinetralisasi, panas netralisasinya selalu akan lebih besar dari -57 kj/mol. HCN(aq) + KOH (aq)  KCN + H2O(l) ∆H = - 12 kj/mol
  35. 35. 55. Perubahan entalpi pe. Perubahan entalpi pelarutanlarutan [[ ∆H∆Hdisdis]] • Adalah jumlah panas yang dilepas atau diserap ketika 1 mol senyawa dilarutkan dalam pelarut berlebih yaitu sampai keadaan pada penambahan pelarut selanjutnya tidak ada panas yang diserap atau dilepaskan. • Reaksi dapat dituliskan X(s) + (aq)  X(aq) Karena air yang biasa digunakan sebagai pelarut. Maka pada X(aq) simbol aq menunjukkan terdapat air dalam jumlah banyak. Contoh Pelarutan garam dapur NaCl(s) + aq  NaCl(aq) ∆H = + 4 kj/mol
  36. 36. 66. Perubahan entalpi pe. Perubahan entalpi pengenceranngenceran [[ ∆H∆Hdildil]] • Adalah banyaknya panas yang dilepaskan atau diserap ketika suatu zat atau larutan diencerkan dalam batas konsentrasi tertentu. • Persamaan reaksinya X(g) (aq) (l) + H2O  X(aq) • Sebagai contoh apabila gas HCl pekat diencerkan dalam sejumlah air, akan didapatkan persamaan sbg berikut : HCl (g) + H2O  HCl (aq) ∆H = - 72,4 kj/mol
  37. 37. ENERGI IKATAN PENGERTIAN Energi ikatan adalah jumlah energi yang diperlukan atau yang timbul untuk memutuskan atau menggabungkan suatu ikatan kimia tertentu. Pada reaksi eksoterm, besarnya energi yang timbul dari Penggabungan ikatan lebih besar daripada energi yang diperlukan untuk memutuskan ikatan. Besarnya energi ikatan ditentukan secara eksperimen :
  38. 38. ENERGI IKATAN ENERGI IKATAN (dalam kJ/mol)
  39. 39. ENERGI IKATAN CONTOH SOAL 1. Diketahui : H2 H + H ΔH = +104 Kkal Cl2 Cl + Cl ΔH = + 58 Kkal 2HCl H2 + Cl2 ΔH = +206 Kkal Ditanyakan : ΔH pada reaksi berikut : H2 + Cl2 2 HCl Jawab : H2 H + H ΔH = + 104 Kkal Cl2 Cl + Cl ΔH = + 58 Kkal 2H + 2 Cl 2HCl ΔH = - 206 Kkal + H2 + Cl2 2HCl ΔH = - 44 Kkal Jadi ΔH = - 44 Kkal
  40. 40. Contoh Soal 1. Diketahui energi ikatan C-C = 348 kJ/mol ; C=C = 614 kJ/mol ; C-H = 413 kJ/mol ; C-Cl = 328 kJ/mol ; H-Cl = 431 kJ/mol. Tentukan ∆H reaksi C2H4 + HCl  C2H5Cl? 2. Kalor pembentukkan NF3(g) = -128 kJ/mol, N=N = +914 kJ/mol, dan F-F = +155 kJ/mol. Tentukan energi ikatan N-F?
  41. 41. ENERGI IKATAN HUBUNGAN ANTARA ELEKTRONEGATIVITAS DENGAN ENERGI IKATAN Linus Pauling (1912) : Jika gas P2 bereaksi dengan gas Q2, maka seharusnya energi ikatan P-Q = rata-rata energi ika- tan P-P dan Q-Q . Ternyata hasil eksperimen menunjukkan Adanya kelebihan energi (Δ) → untuk stabilitas ikatan P-Q
  42. 42. ENERGI IKATAN ENERGI DISSOSIASI IKATAN : Perubahan entalpi dalam proses pemutusan ikatan, dengan pereaksi dan hasil reaksi dalam keadaan gas. Pada reaksi : P2 + Q2 → 2PQ, berlaku : DP-Q = ½ (DP-P + DQ-Q ) + Δ Keterangan : DP-Q = energi dissosiasi dari ikatan P-Q DP-P = energi dissosiasi dari ikatan P-P DQ-Q = energi dissosiasi dari ikatan Q-Q Δ = kelebihan energi untuk kestabilan ikatan P-Q
  43. 43. ENERGI IKATAN Kelebihan energi stabilisasi sebanding dengan : Kuadrat dari selisih elektronegatifitas P dengan Q. Dirumuskan sebagai berikut : I Xp –Xq I = 0,208 x Δ1/2 Keterangan : Xp = elektronegatifitas P Xq = elektronegatifitas Q Pauling : harga I Xp –Xq I = 1,7 → merupakan batas antara ikatan ion dengan ikatan kovalen. Di bawah 1,7 merupakan ikatan kovalen dan di atas 1,7 merupakan Ikatan ionik.
  44. 44. ENERGI IKATAN Contoh Soal : Diketahui : H2 → H + H ΔH = + 104 Kkal Br2 → Br + Br ΔH = + 46 Kkal HBr → H + Br ΔH = + 88 Kkal Ditanyakan : a) Selisih elektronegatifitas H dengan Br b) Jika elektronegatifitas H = 2,1, berapakah elektronegatifitas Br? Jawab : Δ = DH-Br – ½ ( DH-H + DBr-Br) = 88 - ½ ( 104 + 106) = 88 – 75 = 13 Kkal
  45. 45. ENERGI IKATAN IXH - XBr I = 0,208 x Δ1/2 = 0,208 x 131/2 = 0,208 x 3,605 = 0,760 Karena elektronegatifitas H = 2,1, maka elektronegatifitas Br = 2,1 +0,76 = 2,86

×