Embed Size (px)
Citation preview
MAKALAH KIMIA
THERMOKIMIA
Disusun oleh:
Rizky Andiarta 02.2008.1.07799
Adi Setiawan 02.2008.1.07800
Imron F 02.2008.1.07852
Budi 02.2008.1.07855
Kaharudin V 02.2008.1.07859
Prius Hayo 02.2008.1.07878
Davis A 02.2008.1.07868
Lucky Ivan 02.2008.1.07804
TEKNIK MESIN
FAKULTAS TEKNOLOGI INDUSTRI
INSTITUT TEKNOLOGI ADHI TAMA SURABAYA
2009
1
KATA PENGANTAR
Segala puja dan puji syukur kami panjatkan kepada Allah SWT atas segala
rahmad-NYA,yang mana telah memberikan kesehatan dan kesempatan kepada
kami ,sehingga kami dapat menyelesaikan makalah kimia thermokimia ini dengan
baik.Dengan adanya makalah kimia thermokimia ini kami berharap dapat
membantu memperbaiki nilai dan juga sebagai tugas.
Kami menyadari bahwa dalam makalah kimia thermokimia ini masih
sangat banyak kekurangan yang dikarenakan keterbatasan ilmu dan kemampuan
yang kami miliki,oleh sebab dari itu, kami mengharapkan kritik dan saran yang
membangun untuk tercapainya kesempurnaan dari makalah ini.
Semoga dengan adanya makalah ini dapat member ilmu pengetahuan
maupun wawasan bagi para pembacanya, khususnya para mahasiswa jurusan
teknik mesin dan mahasiswa teknik ITATS pada umumnya.
Surabaya, November 2009
Penulis
1
DAFTAR ISI
KATA PENGANTAR ...................................................................................ii
DAFTAR ISI ................................................................................................iii
PENDAHULUAN..........................................................................................4
BAB I PENGERTIAN...................................................................................5
BAB II PERISTILAHAN.................................................................................
BAB III REAKSI ...........................................................................................8
BAB IV ENTALPI.........................................................................................6
BAB V BENTUK – BENTUK ENTALPI ......................................................
BAB VI PENENTUAN ENTALPI REAKSI ..................................................
BAB VII ENTROPI .........................................................................................
KESIMPULAN DAN SARAN........................................................................
DAFTAR PUSTAKA ......................................................................................
1
PENDAHULUAN
Latar Belakang Masalah
Seiring dengan pesatnya metode pembelajaran di zaman teknologi yang
canggih ini, yang mana tiap – tiap perusahaan & instansi tenaga kerja menuntut
standar yang tinggi yaitu individu yang berkualitas, baik dari segi fisik maupun
mental , yang mana pula tiap – tiap individu di wajibkan untuk menguasai
berbagai ilmu yang salah satunya adalah ilmu kimia.
Di zaman yang serba canggih ini,ilmu kimia merupakan ilmu yang yang
sangat banyak penerapannya, akan tetapi ilmu kimia ini sekarang menjadi ilmu
yang di takuti oleh banyak orang.
Tujuan
Tujuan dalam penulisan makalah ini adalah untuk menambah pengetahuan dan
diharapkan bermanfaat bagi kita semua.
Dan juga sebagai menambah nilai akademik.
Metode Penulisan
Penulis mempergunakan metode observasi dan kepustakaan.
Cara-cara yang digunakan pada penelitian ini adalah :
Studi Pustaka
Dalam metode ini penulis membuat mengambil data dari internet dan buku yang
berkaitan denga penulisan makalah ini.
1
BAB I
PENGERTIAN
1.1 Pengertian Termokimia
Thermokimia adalah bagian dari ilmu kimia yang mempelajari perubahan
energi dari suatu zat atau materi dalam reaksi-reaksi kimia.
Termodinamika adalah cabang dari ilmu kimia yang membahas hubungan
kalor dengan bentuk energi lain (kerja) pada reaksi kimia dan proses fisika.
Termokimia adalah cabang ilmu kimia yang membahas kalor reaksi pada
reaksi kimia dan proses fisika.
Termodinamika dan termokimia saling berkaitan karena termokimia
merupakan dasar menuju pemahaman termodinamika. Pada pembahasan
termodinamika dan termokimia dikenal istilah sistem dan lingkungan.
1.2 Contoh aplikasi dari termokimia
a. reaksi kimia dalam tubuh kita dimana produksi dari energi-energi
yang dibutuhkan atau dikeluarkan untuk semua tugas yang kita
lakukan.
b. Pembakaran dari bahan bakar seperti minyak dan batu bara
dipakai untuk pembangkit listrik.
c. Bensin yang dibakar dalam mesin mobil akan menghasilkan
kekuatan yang menyebabkan mobil berjalan.
d. Bila kita mempunyai kompor gas berarti kita membakar gas metan
(komponen utama dari gas alam) yang menghasilkan panas untuk
memasak.
e. melalui urutan reaksi yang disebut metabolisme, makanan yang
dimakan akan menghasilkan energi yang kita perlukan untuk tubuh
agar berfungsi.
2
BAB II
PERISTILAHAN
2.1 Pengertian
Sistem adalah objek yang menjadi pusat perhatian.
Contoh : Matahari sebagai pusat tata surya galaksi Bima Sakti
Lingkungan adalah segala sesuatu di luar system
Contoh : Planet – planet yang mengitari Mataharinergi dalam materi.
Energi dalam adalah energy yang tersimpan dalam system.
Kerja ( W ) adalah kemampuan untuk melakukan usaha.
Berdasarkan pertukarannnya sistem di bagi menjadi yaitu :
a. Terbuka
Sistem terbuka dapat mempertukarkan energi dan materi dengan
lingkungannya.
Contoh : air es dalam gelas
b. Tertutup
Sistem tertutup hanya dapat menukarkan energy dengan
lingkungannya.
Contoh : gas dalam tabung tertutup
c. Terisolasi
Sistem terisolasi tidak dapat menukarkan energy dan materi dengan
lingkungannya.
Contoh : Air panas dalam botol termos
2.2 Teori
Besarnya tidak dapat ditentukan ,yang di ukur adalah perubahan
energy dalam ( ∆U )
3
Sistem mengalami perubahan energy dalam melalui kalor ( q ) dan
kerja ( W )
Kalor berharga positif ( + ) jika sisrem menyerap kalor (kalor masuk
ke system) dan berharga negative ( - ) jika system melepas kalor (kalor
keluar dari system).
Kerja ( W ) berharga positif ( + ) jika lingkungan melakukan kerja
terhadap system dan berharga negative ( - ) jika system melakukan
kerja terhadap lingkungan.
Hubungan antara energy dalam , kalor , dan kerja dapat di rumuskan :
∆U = q + w
Keterangan :
∆U = Energi dalam
q = Kalor yang diserap / dilepaskan oleh system
W = Kerja yang dilakukan / diterima oleh system
2.2 Contoh soal
Jika suatu gas melakukan kerja sebesar 235 J saat memuai dan menyerap
kalor sebesar 220 J dari sekelilingnya, berapa besarnya perubahan energy
dalam gas tersebut ?
Jawab :
Diket : q = 220 J (positif karena menyerap kalor)
W = 235 J (positif karena melakukan kerja terhadap system)
Dit : ∆U ?
Jwb : ∆U = q + W
= 220 + 235
= 457 J
17
BAB III
REAKSI
3.1 Pengertian
Reaksi kimia adalah merupakan perubahan suatu bentuk materi ke bentuk
materi lain, maka dalam perubahan materi akan diikuti perubahan entalpi
(∆H )
Eksoterm adalah reaksi kimia yang melepaskan kalor.
Contoh : panas yang kita rasakan pada saat kita didekat api unggun
(system/api unggun melepaskan kalor ke lingkungan/ badan kita)
Endoterm adalah reaksi kimia yang menyerap kalor.
Contoh : Badan terasa dingin bila saat di tempat yang dingin (system/tempat
yang dingin menyerap kalor dari lingkungan/ badan)
Entalpi adalah banyaknya energy yang terkandung dalam suatu zat.
Entalpi adalah istilah dalam termodinamika yang menyatakan jumlah energi
internal dari suatu sistem termodinamika ditambah energi yang digunakan
untuk melakukan kerja pada sebuah materi.
Entalpi yang dimiliki materi tidak dapat di ukur,yang hanya dapat di ukur
adalah perubahan entalpi ( ∆H )
3.2 Teori
Persamaan entalpi
Entalpi ( H )
Perubahan entalpi ( ∆H )
Rumus entalpi :
∆H = H produk – H reaktan
17
Untuk reaksi eksoterm mempunyai harga ∆H = negative ( - ) karena H
reaktan > H zat hasil.
Reaksi A B
Persamaannya : ∆H = - x KJ
Reaksi endoterm mempunyai harga ∆H = positif ( + ) karena H rektan
< H hasil
Reaksi P Q
Persamaannya : ∆H = + y KJ
3.3 Contoh soal reaksi Eksoterm dan endoterm :
a. Reaksi eksoterm
C(s) + O2(g) CO2(g) ∆H = -394 KJ
C3H8(g) + 5 O2(g) 3CO2(g) + 4H2O ∆H = - 531 KJ
b. Reaksi endoterm
CO2(g) C(s) + O2(g) ∆H = +394 KJ
2SO3(g) 2SO2(g) + O2(g) ∆H = +190 KJ
Kesimpulan :
Bila persamaan reaksi dibalik,maka harga ∆H berlawanan
tanda.
Rekasi eksoterm merupakan kebalikan dari reksi endoterm.
17
BAB IV
ENTALPI
4.1 Pengertian
Entalpi adalah banyaknya energy yang terkandung dalam suatu zat.
Entalpi adalah istilah dalam termodinamika yang menyatakan jumlah energi
internal dari suatu sistem termodinamika ditambah energi yang digunakan
untuk melakukan kerja pada sebuah materi.
Entalpi yang dimiliki materi tidak dapat di ukur,yang hanya dapat di ukur
adalah perubahan entalpi ( ∆H )
4.2 Teori
Persamaan entalpi
Entalpi ( H )
Perubahan entalpi ( ∆H )
Rumus entalpi :
∆H = H produk – H reaktan
Perubahan entalpi dari suatu reaksi = jumlah kalor yang diserap
Perubahan entalpi dinyatakan dalam kilojoule per mol (kJ/mol)
17
BAB V
BENTUK – BENTUK ENTALPI
5.1 Pengertian
Jenis perubahan entalpi reaksi bergantung pada jenis reaksi yang terjadi.
Besarnya perubahan entalpi reaksi bergntung pada jumlah zat yang
bereaksi ,wujud zat yang bereaksi dalam reaksi,suhu dan tekanan.
5.2 Bentuk - bentuk entalpi
o Perubahan entalpi yang diukur pada suhu 25 oC dan tekanan 1 atm
( keadaan standar) disebut perubahan entalpi standar ( dinyatakan dengan
tanda Ho atau H298 ).
o Perubahan entalpi yang tidak merujuk pada kondisi pengukurannya
dinyatakan dengan lambang H saja.
o Entalpi molar = perubahan entalpi tiap mol zat ( kJ / mol ).
o Perubahan entalpi, meliputi :
a. Perubahan Entalpi Pembentukan Standar ( Hf o ) = kalor
pembentukan
Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada pembentukan 1 mol
senyawa dari unsur-unsurnya pada suhu dan tekanan standar ( 25 oC, 1
atm ). Entalpinya bisa dilepaskan maupun diserap. Satuannya adalah
kJ / mol.
Bentuk standar dari suatu unsur adalah bentuk yang paling stabil dari
unsur itu pada keadaan standar ( 298 K, 1 atm ).
Jika perubahan entalpi pembentukan tidak diukur pada keadaan standar
maka dinotasikan dengan Hf
Contoh :
17
Catatan :
o Hf unsur bebas = nol
o Dalam entalpi pembentukan, jumlah zat yang dihasilkan adalah 1
mol.
o Dibentuk dari unsur-unsurnya dalam bentuk standar.
b. Perubahan Entalpi Penguraian Standar ( Hd o )
Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada penguraian 1 mol senyawa
menjadi unsur-unsur penyusunnya pada keadaan standar.
Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka
dinotasikan dengan Hd. Satuannya = kJ / mol.
Perubahan entalpi penguraian standar merupakan kebalikan dari
perubahan entalpi pembentukan standar, maka nilainya pun akan
berlawanan tanda.
Menurut Marquis de Laplace, “ jumlah kalor yang dilepaskan pada
pembentukan senyawa dari unsur-unsur penyusunnya = jumlah kalor
yang diperlukan pada penguraian senyawa tersebut menjadi unsur-
unsur penyusunnya. “ Pernyataan ini disebut Hukum Laplace.
Contoh :
Diketahui Hf o H2O(l) = -286 kJ/mol, maka entalpi penguraian H2O(l)
menjadi gas hidrogen dan gas oksigen adalah +286 kJ/mol.
c. Perubahan Entalpi Pembakaran Standar ( Hc o )
Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada pembakaran 1 mol suatu
zat secara sempurna pada keadaan standar.
Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka
dinotasikan dengan Hc. Satuannya = kJ / mol.
Contoh :
17
d. Perubahan Entalpi Netralisasi Standar ( Hn o )
Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada penetralan 1 mol asam
oleh basa atau 1 mol basa oleh asam pada keadaan standar.
Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka
dinotasikan dengan Hn. Satuannya = kJ / mol.
Contoh :
Hn reaksi = -200 kJ
Hn NaOH = -200 kJ / 2 mol = -100 kJ/mol
Hn H2SO4 = -200 kJ / 1 mol = -200 kJ/mol
e. Perubahan Entalpi Penguapan Standar ( Hovap)
Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada penguapan 1 mol zat
dalam fase cair menjadi fase gas pada keadaan standar.
Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka
dinotasikan dengan Hvap. Satuannya = kJ / mol.
Contoh :
f. Perubahan Entalpi Peleburan Standar ( Hofus )
Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada pencairan / peleburan 1
mol zat dalam fase padat menjadi zat dalam fase cair pada keadaan
standar.
Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka
dinotasikan dengan Hfus. Satuannya = kJ / mol.
Contoh :
g. Perubahan Entalpi Sublimasi Standar ( Hosub )
Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada sublimasi 1 mol zat dalam
fase padat menjadi zat dalam fase gas pada keadaan standar.
17
Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka
dinotasikan dengan Hsub. Satuannya = kJ / mol.
Contoh :
h. Perubahan Entalpi Pelarutan Standar ( Hosol )
Adalah perubahan entalpi yang terjadi ketika 1 mol zat melarut dalam
suatu pelarut ( umumnya air ) pada keadaan standar.
Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka
dinotasikan dengan Hsol. Satuannya = kJ / mol.
Contoh :
17
BAB V
PENENTUAN ENTALPI REAKSI
5.1 Pengertian
Penentuan entalpi reaksi dapat dilakukan dengan 3 cara yaitu :
a. Pengukuran panas reaksi
b. Hukum Hess
c. Dengan data ∆H ikatan
A. Pengukuran panas reaksi
Pengukuran jumlah kalor reaksi yang diserap atau dilepaskan pada suatu
reaksi kimia dengan eksperimen disebut kalorimetri. Dengan
menggunakan hukum Hess, kalor reaksi suatu reaksi kimia dapat
ditentukan berdasarkan data perubahan entalpi pembentukan standar,
energi ikatan dan secara eksperimen. Proses dalam kalorimeter
berlangsung secara adiabatik, yaitu tidak ada energi yang lepas atau masuk
dari luar ke dalam kalorimeter.
Kalor yang dibutuhkan untuk menaikan suhu kalorimeter sebesar 1 0C
pada air dengan massa 1 gram disebut tetapan kalorimetri .Dalam proses
ini berlaku azas Black yaitu:
q lepas = q terima
q air panas = q air dingin + q kalorimeter
m1 c (Tp – Tc) = m2 c (Tc – Td) + C(Tc – Td)
keterangan:
17
m1 = massa air panas m2 = massa air dingin
c = kalor jenis air C = kapasitas kalorimeter
Tp = suhu air panas Tc = suhu air campuran
Td = suhu air dingin
Pengukuran panas reaksi juga dapat dilakukan dengan :
a. Kalorimeter Bom
o Merupakan kalorimeter yang khusus digunakan untuk menentukan
kalor dari reaksi-reaksi pembakaran.
o Kalorimeter ini terdiri dari sebuah bom ( tempat berlangsungnya reaksi
pembakaran, terbuat dari bahan stainless steel dan diisi dengan gas
oksigen pada tekanan tinggi ) dan sejumlah air yang dibatasi dengan
wadah yang kedap panas.
o Reaksi pembakaran yang terjadi di dalam bom, akan menghasilkan
kalor dan diserap oleh air dan bom.
o Oleh karena tidak ada kalor yang terbuang ke lingkungan, maka :
qreaksi = - (qair + qbom )
o Jumlah kalor yang diserap oleh air dapat dihitung dengan rumus :
qair = m x c x T
dengan :
m = massa air dalam kalorimeter ( g )
c = kalor jenis air dalam kalorimeter (J / g.oC ) atau ( J / g. K )
T = perubahan suhu ( oC atau K )
o Jumlah kalor yang diserap oleh bom dapat dihitung dengan rumus :
qbom = Cbom x T
dengan :
17
Cbom = kapasitas kalor bom ( J / oC ) atau ( J / K )
T = perubahan suhu ( oC atau K )
o Reaksi yang berlangsung pada kalorimeter bom berlangsung pada
volume tetap ( V = nol ). Oleh karena itu, perubahan kalor yang
terjadi di dalam sistem = perubahan energi dalamnya.
E = q + w
dimana w = - P. V ( jika V = nol maka w = nol )
maka
E = qv
Contoh soal :
Suatu kalorimeter bom berisi 250 mL air yang suhunya 25oC, kemudian
dibakar 200 mg gas metana. Suhu tertinggi yang dicapai air dalam
kalorimeter = 35oC. Jika kapasitas kalor kalorimeter = 75 J / oC dan kalor
jenis air = 4,2 J / g.oC, berapakah Hc gas metana?
Jawaban :
qair = m x c x T
= ( 250 ) x ( 4,2 ) x ( 35 - 25 )
= 10.500 J
qbom = Cbom x T
= ( 75 ) x ( 35 – 25 )
= 750 J
qreaksi = - (qair + qbom )
qreaksi = - ( 10.500 J + 750 J )
= - 11.250 J = - 11,25 kJ
200 mg CH4 = 0,2 g CH4 = ( 0,2 / 16 ) mol = 0,0125 mol
Hc CH4 = ( - 11,25 kJ / 0,0125 mol ) = - 900 kJ / mol ( reaksi eksoterm)
17
b. Hukum Hess
“Perubahan entalpi suatu reaksi hanya tergantung pada keadaan awal
( zat –zat pereaksi) dan keadaan akhir ( zat – zat hasil reaksi ) dari suatu
reaksi dan tidak tergantung bagaimana jalannya reaksi.”
o Pengukuran perubahan entalpi suatu reaksi kadangkala tidak dapat
ditentukan langsung dengan kalorimeter, misalnya penentuan
perubahan entalpi pembentukan standar ( Hf o )CO.
Reaksinya :
o Reaksi pembakaran karbon tidak mungkin hanya menghasilkan gas
CO saja tanpa disertai terbentuknya gas CO2. Jadi, bila dilakukan
pengukuran perubahan entalpi dari reaksi tersebut; yang terukur tidak
hanya reaksi pembentukan gas CO saja tetapi juga perubahan entalpi
dari reaksi pembentukan gas CO2.
o Untuk mengatasi hal tersebut, Henry Hess melakukan serangkaian
percobaan dan menyimpulkan bahwa perubahan entalpi suatu reaksi
merupakan fungsi keadaan.
o Artinya : “ perubahan entalpi suatu reaksi hanya tergantung pada
keadaan awal ( zat-zat pereaksi ) dan keadaan akhir ( zat-zat hasil
reaksi ) dari suatu reaksi dan tidak tergantung pada jalannya reaksi. “
Pernyataan ini disebut Hukum Hess.
o Berdasarkan Hukum Hess, penentuan H dapat dilakukan melalui 3
cara yaitu :
1). Perubahan entalpi ( H ) suatu reaksi dihitung melalui
penjumlahan dari perubahan entalpi beberapa reaksi yang
berhubungan.
Contoh :
Reaksi pembakaran gas hidrogen akan menghasilkan air, menurut
persamaan reaksi :
17
Reaksi tersebut dapat berlangsung melalui 2 tahap :
Jika kedua reaksi tersebut dijumlahkan maka diperoleh :
Gambar Siklus Hess :
Gambar Diagram Entalpi ( Tingkat Energi ) :
Contoh Soal :
Diketahui :
17
Tentukan perubahan entalpi ( H ) dari reaksi berikut ini :
Jawaban :
2). Perubahan entalpi ( H ) suatu reaksi dihitung berdasarkan selisih
entalpi pembentukan ( Hf o ) antara produk dan reaktan.
Secara umum, untuk reaksi :
Contoh :
Diketahui :
Hf o metanol [ CH4O( l ) ] = - 238,6 kJ / mol
Hf o CO2( g ) = - 393,5 kJ / mol
Hf o H2O( l ) = - 286 kJ / mol
17
a). Tentukan entalpi pembakaran metanol membentuk gas CO2 dan
air.
b). Tentukan jumlah kalor yang dibebaskan pada pembakaran 8
gram metanol
( Ar.H = 1;C = 12; O = 16 )
Jawaban :
Reaksi pembakaran metanol :
b). 8 gram CH4O = ( 8 / 32 ) mol = 0,25 mol.
Jumlah kalor yang dibebaskan pada pembakaran 8 gram CH4O
adalah = 0,25 mol x 726,9 kJ / mol = 181,725 kJ
17
c. Dengan data ∆H ikatan
1. Pengertian
Penentuan ∆H reaksi menggunakan data energy ikatan hanya bias untuk
reaksi kimia berwujud gas.
Energi ikatan menyatakan besarnya kekuatan suatu ikatan – ikatan tertentu
dalam molekul.
2. Teori
Data energy ikatan dapat digunakan untuk menentukan ∆H reaksi :
∆Hreaksi = ∑ ∆H ikatan yang pecah + ∑ ∆H ikatan yang dibentuk
∆H untuk ikatan yang dipecah selalu positif dan ∆H uuntuk ikatan
yang dibentuk selalu negative ,sehingga ∆H berdasarkan energy
ikatan dapat ditulis sbb :
∆Hreaksi = ∆Htotal pemutusan ikatan - ∆Htotal pembentukan ikatan
3. Contoh soal:
Hitunglah berapa enthalpi pembakaran methanol CH3OH per mol Jika diketahui
data energi ikatan tiap-tiap ikatan adalah sebagai berikut:
Diket :
C-H 412kJmol-1
C-O 360kJmol-1
C=O 743kJmol-1
O=O 496kJmol-1
O-H 463kJmol-1
Jawab :
Menghitung entalpi reaksi pembakaran methanol dari data energi ikatan adalah
sangat mudah anda tinggal menjumlahkan semua energi ikatan reaktan dan
3
menguranginya dengan total energi ikatan produk. Tapi tentunya anda
menyetarakan reaksinya terlebih dahulu agar perhitungan berapa mol reaktan dan
produk yang dihasilkan tepat. Reaksi pemabakaran methanol adalah sebagai
berikut:
2CH3OH + 3O2 -> 2CO2 + 4H2O
terdapat 3 ikatan C-H, 1 ikatan C-O dan 1 ikatan O-H dalam methanol dan
terdapat 1 ikatan O=O dalam O2 sehingga total enthalpi ikatan yang putus adalah:
= 2[3xC-H + C-O + H-O] + (3xO=O)
= 2[3x412 + 360 + 463] + (3×496)
= 4118 + 1488
= 5606 KJ
Terdapat 2 ikatan C=O dalam CO2 dan 2 ikatan H-O dalam H2O dengan
demikian enthalpi pembentukan ikatan adalah
= 2[2xC=O ] + 4(2xH-O)
= 2[2x743] + 4(2×463)
= 2972 + 3704
= 6676 KJ
Entalpi reaksinya adalah :
Enthalpi reaksi = Enthalpi pemutusan ikatan – Enthalpi pembentukan reaksi
Sehingga enthalpi reaksinya:
= 5606 KJ – 6676 KJ
= -1070 KJ
Enthalpi pembakaran methanol permol adalah:
= -1070 KJ/2
= -535 KJ/mol
dibagi 2 sebab dalam reaksi diatas digunakan 2 mol methanol
27
4. Bentuk – bentuk ∆H
a. Hf (pembentukan)
Entalpi Pembentukan Standar (Hf ):
Hf untuk membentuk 1 mol persenyawaan langsung dari unsur-unsurnya
yang diukur pada 298 K dan tekanan 1 atm.
Contoh: H2(g) + 1/2 O2(g) ® H20 (l) ; Hf = -285.85 kJ / mol
b. Hd (Disosiasi)
Adalah energi yang diperlukan untuk memutuskan salah 1 ikatan yang terdapat
pada suatu molekul atau senyawa dalam keadaan gas.
Contoh :
Energi disosiasi untuk melepas 1 atom H dari molekul CH4 = 431 kJ / mol
c. Hc (Pembakaran)
Entalpi Pembakaran Standar (Hc ):
DH untuk membakar 1 mol persenyawaan dengan O2 dari udara yang
diukur pada 298 K dan tekanan 1 atm.
Contoh: CH4(g) + 2O2(g) ® CO2(g) + 2H2O(l) ; DHc = -802 kJ / mol
d. Hn (Netralisasi)
Entalpi Netralisasi:
Hn yang dihasilkan (selalu eksoterm) pada reaksi penetralan asam atau
basa.
Contoh: NaOH(aq) + HCl(aq) ® NaCl(aq) + H2O(l) ; Hn = -890.4
kJ/mol
e. Hlaten (Perubahan Wujud)
27
f. Hs (Pelarutan)
g. Hik (Ikatan)
h. Hr (Reaksi)
Entalpi Reaksi:
Hr dari suatu persamaan reaksi di mana zat-zat yang terdapat dalam
persamaan reaksi dinyatakan dalam satuan mol dan koefisien-koefisien
persamaan reaksi bulat sederhana.
Contoh: 2Al + 3H2SO4 ® Al2(SO4)3 + 3H2 ; Hr = -1468 kJ/mol
27
BAB VI
ENTROPI
6.1 Pengertian
Entropi didefinisikan sebagai bentuk ketidakteraturan perilaku partikel
dalam sistem terhadap semesta (lingkungan).
Entropi adalah fungsi keadaan baru yang menunjukkan arah proses
spontan dan akan bertambah besar sesuai dengan arah spontanitas.
Entropi didasarkan pada perubahan setiap keadaan yang dialami partikel
dari keadaan awal hingga keadaan akhirnya.
Semakin tinggi entropi suatru sistem, semakin tidak teratur pula sistem tersebut
(sistem menjadi lebih rumit, kompleks, sukar diprediksi secara absolut dan eksak).
6.2 Sifat –sifat umum entropi
Secara kuantitatif, nilai numerik dari entropi suatu sistem makroskopik
yang berada dalam keadaan termodinamika tertentu merupakan hasil ukur
dari berbagai gerakan momentum yang bisa dilakukan bila sistem dijaga
dalam keadaan termodinamika tertentu.
Setiap perubahan dalam dalam sifat makroskopik, molekul yang berpindah
ke ruang yang lebih besar atau menaikkan kecepatan molekul akan
meningkatkan entropi sistem.
Entropi dalam sistem yang teratur memiliki nilai yang rendah karena
molekul-molekulnya hanya menempati posisi tertentu di dalam ruang.
6.3 Contoh Soal
Hitung perubahan entropi jika 3,00 mol benzena menguap pada titik didih
normalnya yaitu 80,1˚C. Entropi penguapan molar Benzena pada suhu ini
adalah 30,8 kJ mol-1 .
Jawab :
1 mol benzena diuapkan pada suhu 80,1˚C (353,25 K) adalah :
ΔSvap = ΔHvap = 30.800 J mol-1 = 87,2 JK-1mol-1
27
Tb 353,25 K
ΔS = (3,00 mol)(87,2 JK-1MOL-1) = 262 J K-1
6.4 Hukum-hukum Dasar Termodinamika
Terdapat empat Hukum Dasar yang berlaku di dalam sistem
termodinamika, yaitu:
Hukum Awal (Zeroth Law) Termodinamika
Hukum ini menyatakan bahwa dua sistem dalam keadaan setimbang
dengan sistem ketiga, maka ketiganya dalam saling setimbang satu dengan
lainnya.
Hukum Pertama Termodinamika
Hukum ini terkait dengan kekekalan energi. Hukum ini menyatakan
perubahan energi dalam dari suatu sistem termodinamika tertutup sama
dengan total dari jumlah energi kalor yang disuplai ke dalam sistem dan
kerja yang dilakukan terhadap sistem.
Hukum kedua Termodinamika
Hukum kedua termodinamika terkait dengan entropi. Hukum ini
menyatakan bahwa total entropi dari suatu sistem termodinamika terisolasi
cenderung untuk meningkat seiring dengan meningkatnya waktu,
mendekati nilai maksimumnya.
Hukum ketiga Termodinamika
Hukum ketiga termodinamika terkait dengan temperatur nol absolut.
Hukum ini menyatakan bahwa pada saat suatu sistem mencapai temperatur
nol absolut, semua proses akan berhenti dan entropi sistem akan
mendekati nilai minimum. Hukum ini juga menyatakan bahwa entropi
benda berstruktur kristal sempurna pada temperatur nol absolut bernilai
nol.
27
6.5 Teori Boltzmann
Entropi bertambah bila suatu zat padat mencair atau zat cair menguap dan
akan turun bila transisi fasa terjadi dalam arah yang berlawanan.
ΔSfus = qrev = ΔHfus
Tf Tf
Konstanta Boltzmann (k atau kB) adalah konstanta fisika yang
menghubungkan energi pada tingkatan partikel dengan temperatur teramati
pada tingkatan makroskopik. Konstanta ini merupakan konstanta gas yang
dibagi dengan konstanta Avogadro:
Konstanta ini memiliki satuan yang sama dengan entropi, dinamakan
sesuai dengan nama fisikawan Austria, Ludwig Boltzmann. Dia
mempunyai kontribusi penting dalam bidang teori mekanika statistik,
dimana konstanta ini mempunyai peranan penting.
27
KESIMPULAN DAN SARAN
Kesimpulan :
Dengan adanya penjelasan yang seperti di atas sebelumnya,maka kita jadi
dapat sedikit memahami apa yang disebut dengan ilmu kimia termokimia
dengan berbagai macam bentuk perubahan entalpi maupun penggunaan
ilmu tersebut dalam kehidupan sehari - hari.
Saran :
Dengan penjelasan yang ada seharusnya kita tidak perlu takut atau
membenci kimia dan kita dapat memahami ilmu kimia denagan baik.
27
DAFTAR PUSTAKA
Suharsini,Maria dan Dyah Saptarini.2007.Kimia dan kecakapan hidup
pelajaran untuk sma / ma kelas XI.cetakn pertama.Jakarta:Ganeca Exact.
Berbagai web yang berkaitan dengan termokimia di Internet.
Termokimia by Yustia Wulandari M, ST.MT
27
