Bab 6 : Termokimia

 

Tujuan:

1. Memahami materi chapter 6

2. Meringkas materi chapter 6

6.1 Sifat Energi dan Jenis Energi

Energi didefinisikan sebagai kapasitas untuk melakukan pekerjaan. Ahli kimia mendefinisikan kerja sebagai perubahan energi terarah yang dihasilkan dari suatu proses. Ini ada beberapa energi yang ada dalam kimia, seperti :

Energi Radiasi, Energi ini berasal dari matahari yang dimanfaatkan panasnya.

Energi Panas, Energi ini terkait dengan gerakan acak atom dan molekul. Secara umum energi panas dapat dihitung dari pengukuran suhu. Semakin kuat gerakan atom dan molekul dalam sampel materi, semakin panas sampel tersebut dan semakin besar energi panasnya.

Energi Kimia, Energi ini disimpan dalam unit struktural zat kimia; kuantitasnya ditentukan oleh jenis dan susunan atom penyusunnya. Ketika zat berpartisipasi dalam reaksi kimia, energi kimia dilepaskan, disimpan, atau diubah menjadi bentuk energi lain.

Energi Potensial, Energi ini tersedia berdasarkan posisi benda berada. Energi kimia juga dapat dianggap sebagai bentuk energi potensial karena dikaitkan dengan posisi dan pengaturan relatif atom dalam zat tertentu.

Semua bentuk energi dapat diubah (setidaknya secara prinsip) dari satu bentuk ke bentuk lainnya. Meskipun energi dapat mengambil banyak bentuk berbeda yang dapat dipertukarkan, para ilmuwan telah menyimpulkan bahwa energi tidak dapat dihancurkan atau diciptakan. Ketika satu bentuk energi menghilang, beberapa bentuk energi lain (dengan besaran yang sama) harus muncul, dan sebaliknya. Prinsip ini dirangkum oleh hukum kekekalan energi: jumlah total energi di alam semesta dianggap konstan.

6.2 Perubahan Energi dalam Reaksi Kimia

Seringkali perubahan energi yang terjadi selama reaksi kimia sama menariknya dengan hubungan massa. Hampir semua reaksi kimia menyerap atau menghasilkan (melepaskan) energi, umumnya dalam bentuk panas.

Untuk menganalisis perubahan energi yang terkait dengan reaksi kimia, pertama-tama kita harus mendefinisikan sistem. Ada tiga jenis sistem, yaitu :

Sistem Terbuka, Sistem ini dapat bertukar massa dan energi, biasanya berupa panas dengan lingkungannya.

Sistem Tertutup Sistem ini memungkinkan transfer energi (panas) tetapi tidak massa.

Sistem Terisolasi, Sistem ini tidak memungkinkan transfer massa atau energi.

 

 

Pembakaran gas hidrogen dalam oksigen adalah salah satu dari banyak reaksi kimia yang melepaskan energi dalam jumlah besar:

Ada dua proses dalam sistem yaitu :

Proses Eksoterm, yang mana proses apa pun yang mengeluarkan panas itu adalah mentransfer energi panas ke lingkungan.

2H₂( g) +  O₂( g) = 2H₂O(l) + energi

Dalam hal ini, terdapat campuran yang bereaksi (hidrogen, oksigen, dan molekul air) sebagai sistem dan sisa alam semesta lingkungan. Karena energi tidak bisa diciptakan atau dihancurkan, energi apa pun yang hilang oleh sistem harus diperoleh oleh lingkungan sekitar. Dengan demikian, panas yang dihasilkan dari proses pembakaran dipindahkan dari sistem ke lingkungannya.

Proses Endotermik, di mana panas harus disuplai ke sistem oleh sekitar.

Energi + 2HgO(s) = 2Hg(l) + O₂(g)

     Grafik Endoterm dan Eksoterm:

6.3 Termodinamika

Termodinamika, studi ilmiah tentang interkonversi kalor dan jenis energi lainnya. Hukum termodinamika memberikan pedoman yang berguna untuk memahami energetika dan arah proses.

Dalam termodinamika, akan mempelajari perubahan dalam keadaan sistem, yang didefinisikan oleh nilai dari semua sifat makroskopik yang relevan, misalnya komposisi, energi, suhu, tekanan, dan volume. Energi, tekanan, volume, dan suhu dikatakan sebagai fungsi keadaan, yaitu sifat yang ditentukan oleh status sistem, terlepas dari bagaimana kondisi itu dicapai. Dengan kata lain, ketika keadaan suatu sistem berubah, besarnya perubahan dalam fungsi keadaan apa pun hanya bergantung pada keadaan awal dan akhir sistem dan bukan pada bagaimana perubahan itu dilakukan.

Keadaan sejumlah gas ditentukan oleh volume, tekanan, dan suhunya. Pertimbangkan gas pada 2 atm, 300 K, dan 1 L (keadaan awal). Menurut Hukum Boyle, volumenya harus meningkat menjadi 2 L. Keadaan akhir kemudian sesuai dengan 1 atm, 300 K, dan 2 L.

ΔV = V₂ – V₁

        = 2 L - 1 L

 = 1 L

Dimana V₁ dan V₂ menunjukkan volume awal dan akhir, masing-masing. Tidak peduli bagaimana kita sampai pada keadaan akhir, perubahan volume selalu 1 L. Jadi, volume suatu gas adalah fungsi keadaan. Dengan cara yang sama, kita dapat menunjukkan bahwa tekanan dan suhu juga merupakan fungsi keadaan.

Energi juga termasuk fungsi keadaan. Dengan contoh energi potensial, bahwasanya kenaikan bersih energi potensial gravitasi ketika di titik awal hingga puncak gunung selalu sama.

Hukum Pertama Termodinamika

Hukum pertama termodinamika, yang didasarkan pada hukum kekekalan energi, menyatakan bahwa energi dapat diubah dari satu bentuk ke bentuk lainnya, tetapi tidak dapat diciptakan atau dihancurkan. kita dapat menguji validitas hukum pertama hanya dengan mengukur perubahan dalam energi internal suatu sistem antara keadaan awal dan keadaan akhir dalam suatu proses.

Perubahan energi internal (ΔU)

ΔU = U₂ – U₁

Dimana U₁ dan U₂ masing-masing adalah energi internal sistem di tingkat awal dan akhir.

Energi internal suatu sistem memiliki dua komponen, yaitu Komponen energi kinetik, terdiri dari berbagai jenis gerakan molekuler dan pergerakan elektron di dalam molekul. Energi potensial, ditentukan oleh interaksi yang menarik antara elektron dan inti dan oleh interaksi tolakan antara elektron dan antara inti dalam molekul individu, serta oleh interaksi antar molekul.

Pertimbangkan reaksi antara 1 mol sulfur dan 1 mol gas oksigen untuk menghasilkan 1 mol sulfur dioksida:

S(s) + O₂(g) = SO₂(g)

Dalam hal ini, sistem terdiri dari molekul reaktan S dan O₂ dan produk molekul SO₂. Kita tidak tahu kandungan energi internal dari molekul reaktan atau molekul produk, tapi kita bisa mengukur secara akurat perubahan dalam kandungan energi, ΔU :

ΔU = U(produk) - U(reaktan)

      = energi dari 1 mol SO₂(g) - energi dari [1 mol S(s) 11 mol O₂(g)]

Reaksi ini mengeluarkan kalor. Oleh karena itu, energi produk lebih kecil dari pada reaktan, dan ΔU negatif.

Mengartikan pelepasan kalor dalam reaksi ini dengan maksud bahwa sebagian energi kimia yang terkandung dalam molekul telah diubah menjadi energi kalor, dapat dimpulkan bahwa transfer energi dari sistem ke lingkungan tidak mengubah energi total alam semesta. Artinya, jumlah perubahan energi harus nol:

ΔU_sys  + ΔU_surr = 0

or ΔU_sys = -ΔU_surr

Dimana subskrip "sys" dan "surr" masing-masing menunjukkan sistem dan lingkungan. Jadi, jika salah satu sistem mengalami perubahan energi (ΔU_sys), sisa alam semesta, atau lingkungan, harus mengalami perubahan energi yang sama besarnya tetapi berlawanan dalam tanda (-ΔU_surr); energi yang diperoleh di satu tempat pasti hilang di tempat lain. Selanjutnya, karena energi dapat diubah dari satu bentuk ke bentuk lainnya, maka energi yang hilang oleh satu sistem dapat diperoleh oleh sistem lain dalam bentuk yang berbeda.

bentuk hukum pertama yang lebih berguna adalah

ΔU = q + w

Bahwa perubahan energi internal (ΔU), dari suatu sistem adalah jumlah dari pertukaran kalor q antara sistem dan lingkungan dan pekerjaan yang dilakukan w pada sistem. Konvensi tanda untuk q dan w adalah sebagai berikut: q positif untuk proses endotermik dan negatif untuk proses eksotermik dan w adalah positif untuk pekerjaan yang dilakukan pada sistem oleh lingkungan dan negatif untuk pekerjaan yang dilakukan oleh sistem di sekitarnya.

 

Kerja dan Kalor

Kerja dapat diartikan sebagai gaya dikalikan dengan jarak :

w = F x d

Dalam termodinamika, pekerjaan memiliki arti yang lebih luas yang meliputi pekerjaan mekanik.

Salah satu cara untuk mengilustrasikan kerja mekanis adalah dengan mempelajari pemuaian atau kompresi suatu gas. Contohnya terdapat pada gas dalam silinder yang dilengkapi dengan piston yang dapat digerakkan tanpa bobot dan tanpa gesekan pada suhu, tekanan, dan volume tertentu. Pekerjaan yang dilakukan oleh gas di sekitarnya adalah

w = -P ΔV

Persamaan ini berasal dari fakta bahwa tekanan dikali volume dapat dinyatakan sebagai (gaya / luas) dikali volume; itu adalah

P x V = F /d² x d³  = F x d = w

Pressure         volume

Jadi, hasil kali tekanan dan volume sama dengan gaya dikalikan jarak, atau kerja. Anda dapat melihat itu untuk peningkatan volume tertentu (yaitu, untuk nilai tertentu ΔV), pekerjaan yang dilakukan tergantung pada besarnya tekanan eksternal yang berlawanan P. Jika P. adalah nol (yaitu, jika gas mengembang melawan ruang hampa), pekerjaan yang dilakukan juga harus nol. Jika P. adalah beberapa nilai positif, bukan nol, maka pekerjaan yang dilakukan diberikan oleh    -PΔV.

Satuan kerja yang dilakukan oleh atau pada gas adalah atmosfer liter. Untuk mengekspresikan pekerjaan yang dilakukan dalam satuan joule yang lebih dikenal, kita menggunakan faktor konversi

1 L  atm = 101.3 J

Kalor

Energi ini dapat diperoleh (a) langsung sebagai energi panas dari pembakar Bunsen, tanpa melakukan pekerjaan apa pun pada air; (b) dengan mengerjakan air tanpa menambah energi panas (misalnya dengan mengaduk air dengan batang pengaduk magnet); atau (c) dengan beberapa kombinasi dari prosedur yang dijelaskan dalam (a) dan (b).

Singkatnya, panas dan kerja bukanlah fungsi status karena keduanya bukan properti sistem. Mereka memanifestasikan dirinya hanya selama proses (selama perubahan). Dengan demikian, nilai-nilai mereka bergantung pada jalur proses dan bervariasi sesuai.

6.4  Entalpi Reaksi Kimia

Jika reaksi kimia berlangsung pada volume konstan, maka ΔV = 0 dan tidak ada kerja P-V akan dihasilkan dari perubahan ini.

ΔU = q - PΔV

= q_v

Entalpi

Proses tekanan konstan

ΔU = q + w

          = q_p - PΔV

or q_p = ΔU + PΔV

Fungsi termodinakmika baru yaitu entalpi (H)

H = U + PV

Dimana U adalah energi internal sistem dan P. dan V. adalah tekanan dan volume sistem.

Perubahan entalpi

ΔH = ΔU + Δ (PV)

Jika tekanan dijaga konstan

ΔH = ΔU + PΔV

Jika reaksi terjadi dalam kondisi volume konstan, maka panas berubah, q v, adalah sama dengan ΔU. Sebaliknya, jika reaksi dilakukan pada tekanan konstan, perubahan panas, q p, adalah sama dengan ΔH.

Entalpi Reaksi

Karena sebagian besar reaksi adalah proses tekanan konstan, maka

                                                                        Reaktan            Produk

ΔH = H(produk) - H(reaktan)

Entalpi reaksi bisa positif atau negatif, tergantung pada prosesnya. Untuk proses endotermik ΔH positif (yaitu, ΔH>0). Untuk proses eksotermik, ΔH negatif (yaitu, ΔH<0).

 

Persamaan Termokimia

H₂O(s) = H₂O(l)                      ΔH = 6.01 kJ/mol

Istilah "Per mol" dalam satuan untuk ΔH. artinya ini adalah perubahan entalpi per mol reaksi (atau proses) seperti yang tertulis; yaitu, ketika 1 mol es diubah menjadi 1 mol air cair.

CH₄(g) + 2O₂(g) = CO₂(g) + 2H₂O(l)             ΔH = 2890.4 kJ/mol

Dapat diketahui bahwa pembakaran gas alam melepaskan panas ke lingkungan, sehingga merupakan proses eksotermik.

Persamaan untuk mencairnya es dan pembakaran metana adalah contohnya persamaan termokimia, yang menunjukkan perubahan entalpi serta hubungan massa.

Cara menulis dan menafsirkan persamaan termokimia :

1.       Saat menulis persamaan termokimia, kita harus selalu menentukan keadaan fisika dari semua reaktan dan produk, karena keduanya membantu menentukan perubahan entalpi yang sebenarnya.

2.       Jika kita mengalikan kedua sisi persamaan termokimia dengan sebuah faktor n, kemudian ΔH. juga harus diubah oleh faktor yang sama.

3.       Saat kita membalik persamaan, kita mengubah peran reaktan dan produk. Akibatnya, besarnya ΔH untuk persamaannya tetap sama, tetapi tandanya berubah.

Perbandingan ΔH dan ΔU

2Na(s) + 2H₂O(l) = 2NaOH(aq) + H₂(g)      ΔH = 2367.5 kJ/mol

Persamaan termokimia ini mengatakan bahwa ketika dua mol natrium bereaksi dengan air berlebih, panas 367,5 kJ dilepaskan.

Untuk menghitung perubahan energi dalam, dapat dibuat sebagai berikut:

 ΔU = ΔH – PΔV

Jika suhunya 25 C dan abaikan perubahan kecil pada volume solusi, kita dapat menunjukkan bahwa volume 1 mol gas H₂ pada 1,0 atm dan 298 K adalah 24,5 L, sehingga  -PdV = - 24,5 L atm atau -2,5 kJ. Akhirnya,

ΔU = -367.5 kJ/mol - 2.5 kJ/mol

 = 2370.0 kJ/mol

Perhitungan ini menunjukkan hal itu ΔU dan ΔH. kira-kira sama. Alasannya ΔH lebih kecil dari ΔU besarnya adalah bahwa sebagian dari energi internal yang dilepaskan digunakan untuk melakukan pekerjaan pemuaian gas, jadi lebih sedikit panas yang dihasilkan. Untuk reaksi yang tidak melibatkan gas, ΔV. biasanya sangat kecil dan begitu ΔU praktis sama dengan ΔH.

Cara lain untuk menghitung perubahan energi dalam dari reaksi gas adalah dengan mengasumsikan perilaku gas ideal dan suhu tetap. 

Link Download:

Download Ebook Chapter 6: 6.1-6.4 [klik]