Termodinamika

Termodinamika

Ilmu yang mempelajari perubahan bentuk energi berkenaan dengan proses perubahan-perubahan fisis dan atau kimia dari suatu sistem.

Untuk memberi jawaban atas 3 masalah umum bidang kimia yaitu:

Untuk apa belajar Termodinamika ?

• Perubahan energi apa yang terjadi dalam suatu proses kimia dan berapa besarnya?HK TD I

• Apakah suatu reaksi kimia yang kita tinjau berlangsung spontan atau tidak ? (ΔG dan ΔS)

• Seberapa jauh suatu reaksi yang dimaksud akan tercapai ?( Hub G dan K )

Konsep-Konsep dasar :

1. SistemBagian dari alam yang punya batas-batas tertentu (sifat-sifat yang dapat diatur)yang diperlakukan sebagai objek pengamatan (diluar sistem disebut lingkungan);

Ada 4 macam sistem :

materi

energi

Terbuka

materi

energi

materi

energi

materi

kerja

kalor

Terisolasi Tertutup Adiabatik

2. Keadaan sistem dan fungsi keadaanKeadaan sistem

kondisi dimana sistem punya sifat-sifat tertentu yang tak berubah terhadap waktu, ditentukan oleh sejumlah parameter /variabel sistem, spt: suhu (T), tekanan (P), volume (V),jumlah zat, dsb.

Fungsi keadaan :

Besaran atau variabel yang hanya bergantung pada keadaann sistem(keadaan awal dan akhir ) dan tak tergantung pada bagaimana keadaan itu tercapai,Spt : T,P,V, U,dan E.

Secara matematis biasanya dinyatakan sebagai fungsi dari 1 set variabel, spt: V=V(n,T,p) ; P=P(n,T,V)

Hukum Termodinamika I dan Termokimia

• Setiap energi yang hilang selalu diikuti oleh lahirnya bentuk energi lain dalam jumlah setara

• Energi tak dapat diciptakan dari keadaan sesuatu dan tak dapat dilenyapkan , tanpa ada suatu akibat

• Total energi yang dikandung suatu sistem tersekat (materi dan energi tak bisa keluar masuk sistem) adalah konstan.

Hukum Termodinamika I identik dengan Hukum Kekekalan Energi

Rumus Hukum Termodinamika I

dimana : ΔU = selisih energi dalamq = kalor w = kerja|

ΔU = q + w

2. Proses dengan suhu konstan (isotherm). Dalam hal ini suhu sepanjang proses konstan atau setelah proses suhu dikembalikan pada T seperti semula .

1. Proses dengan volume konstan (isochor); dV = 0 sehingga

w = - pdV =0, maka : ΔU = qv untuk gas

qv = n cv

Ada beberapa macam proses yang mungkin terjadi:

A. Proses isoterm pada expansi daan kompresi gasi ideal dilakukan tanpa efek kalor, (q = 0; U = 0)Memakai hukum Boyle P1V1 = P2V2

B. Proses tranformasi fasa;Rumus : U = q + wdimana : q = kalor laten ( c ) dan W = - Pl .dV

3. Proses Adiabatik:Tidak terjadi aliran kalor; q = 0 sehingga : U = w dimana:

U = - w (expansi)U = + w (kompresi)

Dalam hal ini kerja yang terjadi dari hasil perubahan energi dalam yang menimbulkan perubahan suhu

4. Proses dengan tekanan konstan(isobar)ini merupakan proses yang paling banyak dipakai dalam proses kimia, karena praktis.dimana tekanan biasanya Pl = 1 atmRumus: U = q + w dan W = -Pl dV sehingga :

U = q - Pl.dVdisini Psistem = Pl (konstan)

TERMOKIMIATERMOKIMIA

Bagian dari Termodinamika yang mempelajari perubahan energi (kalor) dalam peristiwa-peristiwa kimia

KALOR REAKSI

Kalor yang trelibat dalam suatu reaksi kimia(kalor pembakaran, kalor pembentukan, dlsb)

Sesuai dengan proses yang terjadi

KALOR PEMBAKARAN

Kalor reaksi yang berkaitan dengan pembakaran 1 mol suatu zat

Reaksi Pembakaran :

Reaksi oksidasi dengan O2 (tidak semua reaksi oksidasi merupakan reaksi pembakaran, tapi semua reaksi pembakaran adalah reaksi oksidasi

Contoh :

C + O2 CO2

Reaksi pembakaran & oksidasi

HCOH + H2O2 HCOOH + H2O

Reaksi oksidasi tapi bukan reaksi pembakaran

KALOR PEMBENTUKANKalor reaksi dari reaksi pembentukan 1 mol suatu senyawa dari unsur-unsur pembentuknya dalam keadaan standar

Reaksinya ada 2 macam Reaksi Eksoterm

Reaksi EndotermContoh :

½ N2 + 2 H2 + ½ Cl2 NH4Cl (Reaksi pembentukan)

SO2 + ½ O2 SO3

(Bukan reaksi pembentukan karena tidak terdiri dari unsur-unsur pembentuknya)

3 C + 4 H2 CH4 + C2H4

(Bukan reaksi pembentukan karena terbentuk 2 jenis senyawa)

Dalam suatu reaksi kimia kalor reaksi dinyatakan sbb:

Hreaksi = Hoproduk – Ho

reaktan

dimana : Ho = entalpi molar (1 mol) absolute ssuatu zat

Kandungan secara mutlak entalpi dari setiap macam zat tak bisa diketahui, sehingga dicari nilai realtifnya untuk dapat menentukan nilai selisihnya.

Contoh : Reaksi pembentukan K2SO4

2 K + S + 2 O2 K2SO4

Hreaksi = Hf = H K2SO4 – ( 2 H K + H S + 2 H O2)

Cara menentukan H reaksi ada 2 :1. Menggunakan rumus H reaksi2. Berdasarkan Hukum Hess

Cara I menggunakan rumus H reaksi

Cara II : Menggunakan Hukum Hess

Hukum Hess

Kalor ybs dari suatu jenis reaksi adalah selalu konstan dan besarnya tak tergantung pada jalan yang ditempuh kearah reaksi yang dimaksud, asalkan T dan P konsatan(karena H fungsi keadaan)

Contoh : 1. P + 5/2 Cl2 PCl5

2. P + Cl2 PCl3 PCl5

Kedua reaksi di atas H nya sama.

Cl2

C + O2 CO2 H = -393,5 kJ CO2 CO + ½ O2 H = +283 kJ

+ C + ½ O2 CO H = - 110,5 kJ

Soal 1. Diketahui : C + O2 CO2 H = - 393,5 kJ CO + ½ O2 CO2 H = -283 kJ

Jawab : susun reaksi yang diketahui untuk mendapat reaksi yang ditanya

C + ½ O2 CO reaksi yang ditanya

ENERGI DISSOSSIASI IKATAN

Contoh:

Energi pemutusan dan pembentukan ikatan 1 mol senyawadari unsur-unsur pembentuknya.

Contoh:

X---Y X + Y H = D = energi dissossiasi ikatan

Rumus:

H = D D = energi pemutusan ikatan – energi pembentukan ikatan

H-H + Cl-Cl 2 H-Cl

energi pemutusan ikatan

energi pembentukan ikatan

Bila diketahui :energi pemutusan ikatan : C-H : D = 410 kJ/mol

Cl-Cl : D = 243,6kJ/molenergi pembentukan ikatan: C-Cl : D = 330kJ/mol H-Cl : D = 432 kJ/mol

H = D pemutusan ikatan – D pembentukan ikatan = (DCl-Cl + DH-H) - (2 DH-Cl) = {(1 mol x 243kJ/mol) + (1mol x 436kJ/mol)}–{2mol x 432kJ/mol}

= -185 kJ

Contoh 2 :

CH4(g) + 3 Cl2(g) CHCl3(g) + 3 HCl(g)

H + 3 Cl-Cl H + 3H-Cl H - C-H Cl- C-Cl H Cl

Ho = D pemutusan ikaatan - D pembentukan ikatan = ( 3 DCl-Cl + 3 DC-H ) – (3 DH-Cl + 3 DCl-Cl) = {( 3mol x 243kJ/mol) + (3 mol x 410kJ/mol)} – {(3mol x 432kJ/mol) + (3mol x 330kJ/mol)} = - 327 kJ

Maka :

HUKUM TERMODINAMIKA II

Pada proses spontan entopi total dari suatu sistem dan lingkungan selalu meningkat

S total = S sistem + S lingkungan

menunjukkan arah spontanitas reaksi

fungsi termodinamika yang memberi petunjuk arah berlangsungnya suatu reaksi

entropi (S)

Catatan :S = entropi sistem, merupakan fungsi keadaan

S’ = entropi lingkungan,bukan fungsi keadaan

ENTROPIbesaran yang menunjukkan tingkat ketidak teraturan molekul suatu sistem

• Makin tak teratur susunan molekul suatu sistem entropi makin besar

• Merupakan fungsi keadaan seperti U dan H• Setiap proses di alam cendrung pada peningkatan entropi

(S meningkat)• Setiap sistem mempunyai entropi, dan setiap perubahan

entropi sistem(S) selalu diikuti perubahan entropi sekitarnya/lingkungannya (S’) .

Berdasarkan hukum kekalan energi :

S + S’ = St

Untuk proses reversibel : St = 0dimana : S = - S’

Untuk proses irreversibel : S tidak sama dengan S’ sehingga St :

St > 0 proses spontanSt < 0 proses tak spontan

Rumus entropi

S =qrev

TS’ = -

Hsistem

Tdan

St = S + S’

Soal 1 :

Zn(s) + H2SO4 (aq) ZnSO4(aq) + H2(g)Pada kondisi standar H = -151,88 kJ dan qrev = -4,85 kJDitanya: U dan St

St = S + S’ = -16,275 J/mol K + 509,66 J/mol K = 493,36 J /mol K

Jawab:

T = ( 25 + 273 ) K = 298 K n = 1 - 0 = 1H = U + n.R.T -151,88 = U + 1 . 8,314 x 298U = -15435,572 J = 15,44 kJ

S = = = 16,275 J/mol Kqrev

T- 4,85 kJ/mol

298 K

S’ = = = 509,66 J/mol KH

T151,88 kJ/mol

298 K

Jawab :

Ho = ΣHo produk - ΣHo reaktan

Ho = Σ ( Hfo(Y) + Hf

o(Z) ) – Σ (Hfo(A) - 2 Hf

o(B))

= (-58,6 – 69,4 ) - (-23,9 - (-14,8))

= -74,5 kJ

Soal 2 :

Zat A B Y Z

Hfo (kJ/mol) -23,9 -14,8 -58,6 -69,4

So (J/K) 98 86 56 44

Bila reaksi : A + 2B Y + ZApakah dalam keadaan standar reaksi tersebut berlangsung spontan atau tidak ?

So = Σ So produk - Σ So reaktan

= (56 + 44) - (98 + 2. (86) )

= - 170 J /K

S’ = q / T S’ = q/T = H /T

Karena H sistem = negatif (-74,5 kJ), maka H lingkungan menjadi positif (+ 74,5 kJ)

Maka : S’ = 74,5 kJ/298 = 74500 J/298K = 250 J/K St = S + S’ = -170 J/K + 250 J/K = 80 J/KKarena harga S positif, maka reaksi berlangsung spontan.

ENERGI BEBAS

Definisi:Rumus : G = H - T. S pada T konstan

Dimana : S total = S sistem + S lingkungan

S lingkungan =-H sistem

T

Jadi : S total = S sistem -H sistem

T-TStotal = H - TSsistem

G-TStotal = G

Bila G < 0 proses spontan G > 0 proses non spontan G = 0 proses setimbang

H S G = H – TS Spontanitas Reaksi

- + - Spontan untuk semua suhu

- - - Spontan pada suhu rendah sehingga H > TS

- - + Non spontaan pada T tinggi sehinggaTS > H

+ - + Non spontan untuk semua suhu

+ + - Spontan pada T tinggi sehingga TS > H

+ + + Non spontan pada T rendah sehinggaH > TS

Berbagai variasi keadaan proses reaksi:

b. Agar reaksi spontan Go harus berharga negatif, pada Ho positif, maka TSo harus lebih besar dari Ho. Jadi T harus besar.

Soal 1 :

Fe2O3 (s) + 3 H2 (g) 2 Fe (s) + 3 H2O (g)Ho = + 98,8 kJ dan So = + 141,5 J/KDit: a. Tentukan apakah reaksi spontan pada 25oC b. Tentukan T agar reaksi spontan .

Jawab :

a. Pada 25 C ( 298 K )Go = Ho - T So

= 98,8 kJ - (298 K ) ( 0,1415 kJ/K ) = 98,8 kJ - 42,2 kJ = 56,6 kJ Jadi pada 25oC reaksi non spontan (Go positf )

Dit : a. Apakah reaksi spontan pada 25 C ? b. Apakaah reaksi sebaliknya spontan pada suhu lebih tinggi?

Go < 0, maka Ho – T So < 0 TSo > Ho

T > Ho/So

T > 98,8kJ/0,1415 kJ/K T > 698 KJadi pada T = 698 K reaksi mulai spontan

Soal 2 : Fe2O3 (s) + 3 CO(g) 2 Fe(s) + 3 CO2 (g)

Fe2O3(s) CO(g) Fe(s) CO2(g)

Hfo (kJ/mol) 824,2 -110,5 0 -393,5

So (J/K mol) 87,4 197,6 27,3 213,6

Sehingga :Go = Ho – T So

= - 24800 J/K - 298.15,0 J/K= - 29300 J

Karena Go negatif pada 25oC, maka reaksi spontan pada suhu tsb.

Jawab:

Ho = {2 Hf o(Fe) + 3 Hf

o(CO2)}- {Hfo(Fe2O3) + 3 Hf

o(CO)} = -24,8 kJSo = {2 So(Fe) + 3 So(CO2)} – {So(Fe2O3 ) + 3 So(CO)}

= + 15,0 J/K

b. Karena Ho negatif dan So positif, maka Go < 0 untuk semua suhu. Jadi reaksi ke kanan berlangsung spontan untuk semua suhu dan reaksi ke kiri tak spontan pada suhu yang lebih tinggi.

a.

Note : So tidak sama dengan So dimana So = entropi absolut So = entropi standar (pada 25C)

HUKUM TERMODINAMIKA III:

Entropi dari suatu zat dalam keadaan struktur kristal sempurna (0 K) adalah = 0 J/K.mol pada T = 0 K (disebut entropi absolut) Gambar:

Rumus : S = So produk - So reaktan Bila : a A + b B c C + d Dmaka: S = {c S(C) + d S(D)} – {a S(A) + b S(B)}

Jawab : S = 2 So (NO2) – So (N2O4)

= 2 mol ( 240,0 J/K.mol) -1 mol ( 304,2 J/K.mol ) = 175,8 J/K

Soal :

Reaksi : N2O4 (g) 2 NO2(g) Bila diketahui : So NO2 = 240 J/Kmol So N2O4 = 304,2 J/K.molBerapakah : So = ?