kimia anorganik ii.ppt
TRANSCRIPT
BAB I ENERGI DALAM REAKSI KIMIA
Energi adalah kemampuan untuk melakukan kerja
• Energi Radiasi berasal dari matahari dan merupakan sumber energi utama di Bumi.
• Energi Termal adalah energi yang berkaitan dengan gerakan atom-atom dan molekul.
• Energi Kimia tersimpan dalam satuan struktur zat kimia.
• Energi Nuklir merupakan energi yg tersimpan dalam gabungan neutron dan proton pada atom.
• Energi Potential adalah energi yang tersedia akibat posisi suatu benda.
Kalor adalah perpindahan energi termal antara dua benda yang suhunya berbeda.
Perubahan Energi dalam Reaksi Kimia
Suhu adalah ukuran energi termal.
900C 400CEnergi termalnya lbh besar
(walaupun suhunya lebih rendah)
Suhu = Energi Termal
Termokimia adalah ilmu yang mempelajari perubahan kalor yang menyertai reaksi kimia.
Sistem adalah bagian tertentu dr alam yg menjadi perhatian kita.
terbuka
massa & energiPerpindahan:
tertutup
energiterisolasi
tdk terjadi apa2
SISTEM
LINGKUNGAN
Proses eksotermik adalah setiap proses yang melepaskan kalor (yaitu, perpindahan energi termal ke lingkungan).
Proses endotermik adalah setiap proses dimana kalor harus disalurkan ke sistem oleh lingkungan.
2H2 (g) + O2 (g) 2H2O (l) + energi
H2O (g) H2O (l) + energi
energi + 2HgO (s) 2Hg (l) + O2 (g)
Eksotermik Endotermik
6.2
Fungsi keadaan merupakan sifat-sifat yang ditentukan oleh keadaan sistem, terlepas dari cara keadaan tersebut dicapai.
Energi potential gravitasi potensial pendaki 1 dan pendaki 2 adalah sama, tidak bergantung pada lintasan yang dipilih.
energi, tekanan, volume, suhu
6.3
E = Ek. akhir – Ek. awal
P = Pk. akhir – Pk. awal
V = Vk. akhir- Vk. awal
T = Tk. akhir- Tk. awal
Hukum termodinamika pertama – energi dpt diubah dr satu bentuk ke bentuk yg lain, tetapi tdk dpt diciptakan atau dimusnahkan.
Esistem + Elingkungan = 0
or
Esistem = -Elingkungan
C3H8 + 5O2 3CO2 + 4H2O
Reaksi kimia eksotermik!
6.3
Energi kimia yg hilang dr pembakaran = Energi yg diperoleh dari lingkungansistem lingkungan
Bentuk Hukum Pertama untuk Esistem
E = q + w
E perubahan energi dalam suatu sistem
q jumlah kalor yang dipertukarkan antar sistem dan lingkungan
w adalah kerja yang dilakukan pada (atau oleh) sistem tersebut
w = -PV ketika gas memuai thd tekanan eksternal yg konstan merupakan kerja yg dilakukan gas pd lingkungannya
Sistem menyerap kalor dari lingkungan: q bertanda +Sistem melepas kalor ke lingkungan: q bertanda –
Sistem melakukan kerja kpd lingkungan: w bertanda +Sistem menerima kerja dari lingkungan: w bertanda -
Kerja yang Dilakukan pada Suatu Sistemw = Fd
w = -P V
P x V = x d3 = Fd = wFd2
V > 0
-PV < 0
wsis < 0
kondisi awal Kondisi akhir
Suatu sampel gas nitrogen volumenya memuai dari 1,6 L menjadi 5,4 L pada suhu yg konstan. Berapakah kerja yang dilakukan dalam satuan joule jika gas memuai pada tekanan tetap 3,7 atm?
w = -P V
V = 5,4 L – 1,6 L = 3,.8 L P = 3,7 atm
w = -3,7 atm x 3,8 L = -14,1 L•atm
w = -14,1 L•atm x 101,3 J1L•atm
= -1.430 J
Entalpi Reaksi Kimia
E = q + w
E = H - PV
H = E + PV
q = H dan w = -PV
Pada tekanan konstan:
Entalpi (H) biasanya digunakan untuk menghitung aliran kalor ke dalam atau ke luar sistem dalam suatu proses yang terjadi pada tekanan konstan.
H = H (produk) – H (reaktan)
H = kalor yg diberikan atau diterima selama rekasi pada tekanan konstan
Hproduk < Hreaktan
H < 0Hproduk > Hreaktan
H > 0
Persamaan Termokimia
H2O (s) H2O (l) H = 6,01 kJ
Apakah H negatif atau positif?
Sistem menerima panas
Endotermik
H > 0
6,01 kJ diterima untuk setiap 1 mol es yg meleleh pada suhu 00C dan tekanan 1 atm.
Persamaan Termokimia
CH4 (g) + 2O2 (g) CO2 (g) + 2H2O (l) H = -890,4 kJ
Apakah H negatif atau positif?
Sistem melepas panas
Eksotermik
H < 0
890,4 kJ dilepaskan untuk setiap pembakaran 1 mol metana pada suhu 250C dan tekanan 1 atm.
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
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
x3.013 kJ1 mol P4
x = 6.470 kJ
Perbandingan H dan E
2Na (s) + 2H2O (l) 2NaOH (aq) + H2 (g) H = -367,5 kJ/mol
E = H - PV pada 25 0C, 1 mol H2 = 24,5 L pd 1 atm
PV = 1 atm x 24,5 L = 2,5 kJ
E = -367,5 kJ/mol – 2,5 kJ/mol = -370,0 kJ/mol
Tanda dari H dan Kespontanan
Semua reaksi pembakaran adalah spontan dan eksotermik:
CH4 (g) + 2 O2 (g) CO2 (g) + 2 H2O(g) Horxn = -802 kJ
Besi berkarat secara spontan dan eksotermik:
2 Fe(s) + O2 (g) Fe2O3 (s) Horxn = -826 kJ
Senyawa-senyawa ion secara spontan terbentuk dari unsur-unsurnya dgn melepas kalor:
Na(s) + Cl2 (g) NaCl(s)
32
12
Horxn = -411 kJ
Pd tekanan normal, air membeku di bawah 0°C dan mencair di atas 0°C. keduanya adalah proses spontan, namun yang pertama termasuk eksotermik sedangkan yang kedua termasuk endotermik.
H2O(l) H2O(s) Horxn = -6,02 kJ
(eksotermik; spontan pada T < 0oC)H2O(s) H2O(l) Ho
rxn = +6,02 kJ (endotermik; spontan pada T > 0oC)
Apakah dengan menurunkan entalpi berarti bahwa suatu proses terjadi secara spontan?
CH4 (g) + 2O2 (g) CO2 (g) + 2H2O (l) H0 = -890.4 kJ
H+ (aq) + OH- (aq) H2O (l) H0 = -56.2 kJ
H2O (s) H2O (l) H0= 6.01 kJ
NH4NO3 (s) NH4+(aq) + NO3
- (aq) H0 = 25 kJH2O
Reaksi-reaksi Spontan
Entropi (S) adalah ukuran keacakan atau ketidakteraturan suatu sistem.
teratur SacakS
S = Sakhir - Sawal
Jika perubahan mengakibatkan kenaikan keacakan
Sf > Si S > 0
Untuk semua zat, keadaan padatnya lebih teratur daripada keadaan cair dan keadaan cairnya lebih teratur daripada keadaan gas
Spadat < Scari << Sgas
H2O (s) H2O (l) S > 0
Proses-proses yang
menghasilkan kenaikan entropi
(S > 0)
Memprediksi Nilai Entropi Relatif
Soal: 1. Pilihlah yang memiliki entropi lebih tinggi dalam masing-masing soal di bawah ini, dan jelaskan. (a) 1 mol NaCl(s) atau 1 mol NaCl(aq)
(b) 1 mol O2 dan 2 mol H2 atau 1 mol H2O (c) 1 mol H2O(s) atau 1 mol H2O(g)
(d) semangkuk sup pada 24oC atau pada 95oC 2. Apakah perubahan entropinya positif ataukah negatif untuk: (a) pembekuan etanol (b) penguapan bromin (c) pelarutan urea di dalam air (d) pendinginan gas N2
Perubahan Entropi dalam suatu Sistem (Ssis)
aA + bB cC + dD
S0 dS0(D)cS0(C)= [ + ] - bS0(B)aS0(A)[ + ]
S0 nS0(produk)= mS0(reaktan)-
Entropi reaksi standar (S0 ) adalah perubahan entropi untuk reaksi yang terjadi pada1 atm dan 250C.
S0(CO) = 197,9 J/K•molS0(O2) = 205,0 J/K•mol
S0(CO2) = 213,6 J/K•mol
S0 = 2 x S0(CO2) – [2 x S0(CO) + S0 (O2)]
S0 = 427,2 – [395,8 + 205,0] = -173,6 J/K•mol
Tentukan tanda dari perubahan entropi untuk reaksi 2Zn (s) + O2 (g) 2ZnO (s)
Perubahan Entropi dalam Sistem (Ssis)
Ketika gas-gas dihasilkan (atau dipergunakan)
• Jika reaksi menghasilkan gas lebih banyak dibandingkan yang dipergunakan, S0 > 0.
• Jika jumlah total molekul gas berkurang, S0 < 0.
• Jika tidak ada perubahan bersih dalam jumlah total molekul gas, maka S0 bisa positif atau negatif TETAPI S0 nilainya akan kecil.
Tentukan tanda dari perubahan entropi untuk reaksi 2Zn (s) + O2 (g) 2ZnO (s)
Jumlah total molekul gas berkurang, S bertanda negatif.
Ssemesta = Ssis + Sling > 0Proses spontan :
Ssemesta = Ssis + Sling = 0Proses Kesetimbangan :
Energi Bebas Gibbs
Untuk proses suhu-konstan:
G = Hsis -TSsisEnergi Bebas
Gibbs(G)
G < 0 Reaksi spontan dalam arah maju.
G > 0 Reaksi nonspontan. Reaksi ini spontan dalam arah yang berlawanan.G = 0 Reaksi dalam kesetimbangan.
Kespontanan Reaksi dan Tanda untuk Ho, So, and Go
Ho So -T So Go Keterangan
- + - - spontan pada semua T
+ - + + nonspontan pada semua T
+ + - + atau - spontan pada T tinggi; nonspontan pada T rendah
- - + + atau - spontan pada T rendah; nonspontan pada T tinggi
Reaksi endotermik bisa spontan hanya jika terdapat kenaikan entropi (semakin tidak teratur).
aA + bB cC + dD
G0 dG0 (D)fcG0 (C)f= [ + ] - bG0 (B)faG0 (A)f[ + ]
G0 nG0 (produk)f= mG0 (reaktan)f-
Energi-bebas reaksi standar (G0 ) adalah perubahan energi bebas suatu reaksi pada kondisi-kondisi standar.
Energi bebas pembentukan standar adalah perubahan energi bebas yang terjadi ketika 1 mol senyawa terbentuk dari unsur-unsurnya pada keadaan standar.
G0 dari semua unsur dalam bentuk standarnya adalah nol.
f
G0)
2C6H6 (l) + 15O2 (g) 12CO2 (g) + 6H2O (l)
G0 nG0 (produk)f= mG0 (reaktan)f-
Berapakah perubahan energi bebas standar untuk reaksi di bawah ini pada 25 0C?
G0 6G0 (H2O)f12G0 (CO2)f= [ + ] - 2G0 (C6H6)f[ ]
G0 = [ 12x–394,4 + 6x–237,2 ] – [ 2x124,5 ] = -6405 kJ
G0 = -6405 kJ < 0
spontan
Persamaan penting yang menghubungkan antaraperubahan energi bebas gibbs dan konstanta kesetimbangan. Go = -RT ln K
CUKUP
CUKUP
Berapa banyak kalor yang diberikan jika 869 g batang besi didinginkan dari suhu 940C menjadi 50C?
s dr Fe = 0,444 J/g • 0C
t = tk. akhir– tk. awal = 50C – 940C = -890C
q = mst = 869 g x 0,444 J/g • 0C x –890C = -34.000 J
6.5
Kalorimetri Volume-Konstan
Tidak ada kalor yang diserapatau dilepaskan!
qsistem = qair + qbom+ qreaksi
qsistem = 0
qreaksi = - (qair + qbom)
qair = mst
qbom = Cbomt
6.5
Reaksi pd V konstan
H ~ qreaksi
H = qreaksi
Kalorimetri Volume-Konstan
Tidak ada kalor yang diserapatau dilepaskan!
qsistem = qair + qkal + qreaksi
qsistem = 0
qreaksi = - (qair + qkal)
qair = mst
qkal = Ckalt
6.5
Reaksi pada P KonstanH = qreaksi
6.5
Kimia dalam Kehidupan:
Nilai Energi Makanan dan Zat Lainnya
C6H12O6 (s) + 6O2 (g) 6CO2 (g) + 6H2O (l) H = -2.801 kJ/mol
1 kal = 4.184 J
1 Kal = 1.000 kal = 4.184 J
6.5
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/molf6.6
6.6
Entalpi perubahan standar (H0 ) didefiniskan sebagai entalpi reaksi yang berlangsung pada tekanan 1 atm.
reaksi
aA + bB cC + dD
H0rxn dH0 (D)fcH0 (C)f= [ + ] - bH0 (B)faH0 (A)f[ + ]
H0rxn nH0 (produk)f= mH0 (reaktan)f-
6.6
Hukum Hess: bila reaktan diubah menjadi produk, perubahan entalpinya adalah sama, terlepas apakah reaksi berlangsung dalam satu tahap atau dalam beberapa tahap.
(Entaalpi adalah fungsi keadaan. Tidak peduli bagaimana caranya, yg dilakukan adalah memulai dan mengakhirinya.)
Hitung entalpi pembentukan standar dari CS2 (l) dimana:C(grafit) + O2 (g) CO2 (g) H0 = -393,5 kJ reaksi
S(rombik) + O2 (g) SO2 (g) H0 = -296.1 kJreaksi
CS2(l) + 3O2 (g) CO2 (g) + 2SO2 (g) H0 = -1.072 kJrea
1. Tuliskan entalpi pembentukan standar untuk CS2
C(grafit) + 2S(rombik) CS2 (l)
2. Tambahkan reaksi yg diberikan shg hasilnya merupakan reaksi yg diharapkan.
reaksiC(grafit) + O2 (g) CO2 (g) H0 = -393,5 kJ
2S(rombik) + 2O2 (g) 2SO2 (g) H0 = -296,1x2 kJrea
CO2(g) + 2SO2 (g) CS2 (l) + 3O2 (g) H0 = +1.072 kJrea+
C(grafit) + 2S(rombik) CS2 (l)
H0 = -393,5 + (2x-296,1) + 1.072 = 86,3 kJrea6.6
Benzana (C6H6) terbakar diudara dan menghasilkan karbon dioksida dan air cair. Berapakah panas yang dilepaskan per mol oleh pembakaran benzana? Entalpi pembentukan standar benzana adalah 49,04 kJ/mol.
2C6H6 (l) + 15O2 (g) 12CO2 (g) + 6H2O (l)
H0rea nH0 (produk)f= mH0 (reaktan)f-
H0rea 6H0 (H2O)f12H0 (CO2)f= [ + ] - 2H0 (C6H6)f[ ]
H0rea = [ 12x–393,5 + 6x–187.6 ] – [ 2x49,04 ] = -5.946 kJ
-5.946 kJ2 mol
= - 2.973 kJ/mol C6H6
6.6
entalpi cairan (Hcairan) adalah panas yang dilepaskan atau diterima ketika sejumlah cairan larut dalam sejumlah tertentu zat pelarut.
Hcair = Hcair - Hkomponen
6.7
Zat manakah yang dapat digunakan untuk mencairkan es?
Zat manakah yang dapat digunakan untuk pendingin?
Proses pencairan NaCl
Hcair = Tahap 1 + Tahap 2 = 788 – 784 = 4 kJ/mol 6.7