Termokimia perb

Termodinamika
Ilmu yang mempelajari transformasi
dari pelbagai bentuk energi,
pembatasan dalam transformasi dan
penggunaannya.

• Termodinamika didasarkan pada hkm
pertama dan kedua.
• Hukum pertama menyangkut masalah
energi
• Hukum kedua membahas arah dari
pertukaran tersebut
• Aplikasi termodinamika pada sistem
kimia ; persyaratan kespontanan reaksi
dan kesetimbangan reaksi

Sistem dan lingkungan
• Sistem adalah sebagian
dari alam semesta yang
sedang dipelajari.
• Misalnya, suatu reaksi

kimia terjadi dalam
suatu gelas kimia dan
di luar sistem adalah
Lingkungan
• T awal – T akhi = ∆T

Sistem dengan lingkungan terjadi
pertukaran energi dan materi
• Sistem tersekat, sistem yang dengan
lingkungantidak terjadi pertukaran baik energi
dan materi. Contoh botol termos yang ideal.
Sistem ini  sistem dengan energi tetap
• Sistem tertutup, dengan lingkungannya hanya
dapat mempertukarkan energi, contoh sejml gas
dalam silinder
• Sistem terbuka, dgn lingkungan dapat
mempertukarkan energi dan materi. Contoh zat
dalam gelas terbuka

Perubahan keadaan

• Suatu sistem mengalami perubahan keadaan dari
keadaan awal menjadi keadaan akhir .
• Perubahan keadaan yang berlangsung melalui jalan
yang sudah ditentukan disebut proses. Proses dapat
bersifat reversibel dan ireversibel
• Proses reversibel: proses yang memenuhi dua
persyaratan yaitu proses dapat dibalikkan arahnya dan
proses itu harus berlangsung demikian lambat shg
setiap keadaaan yang dilalui sistem dapat dianggap
sebagai suatu kesetimbangan
• Contoh : H2O (l) - H2O (g) ( P= 1atm, 1000C)

Endoterm dan eksoterm
• Reaksi eksoterm  perpindahan
kalor dari sistem ke lingkungan atau
pada reaksi tersebut dikeluarkan
panas. ΔH = negatif ( – )
• C(s) + O2(g) → CO2(g) + 393.5 kJ ;
ΔH = -393.5 kJ
• Reaksi Endoterm

perpindahan kalor dari lingkungan
ke sistem atau pada reaksi
tersebut dibutuhkan panas. ΔH =
positif ( + )
• CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g)- 178.5 kJ
; ΔH = +
. kJ

Entalpi
• Entalpi adalah kandungan kalor sistem pada tekanan
tetap, perubahan eltalpi (∆H) bernilai negatif untuk
reaksi eksoterm, dan positif untuk reaksi endoterm.
• Entalpi reaksi standar, ∆H0, adalah perubahan entalpi
dari 1 mol reaktan dan produk pada keadaan standar
(105 Pa dan 298.15 K).
• Entalpi pembentukan standar, ∆Hf0, suatu senyawa
adalah entalpi reaksi standar untuk pembentukan
senyawa dari unsur-unsurnya.
• Karena entalpi adalah fungsi keadaan, entalpi reaksi
standar dihitung dengan mendefinisikan entalpi

pembentukan zat sederhana (unsur) bernilai nol.

Penentuan Panas /kalor
• Perubahan panas yang terjadi pada reaksi kimia digunakan
kalorimeter.
• Bersarnya panas reaksi dapat dinyatakan dengan ; tekanan
tetap atau volume tetap
• Pada olu e V tetap: = ∆U + = ∆U+∫ Pd
• Jika dv= 0  q = dU, qv= panas reaksi pd V tetap
• Pada tekanan (P) tetap: (q)p= ∆U + P∆V
(q)p= (Up-Uv) + P.(Vp-Vv)
= (Up-Pvp) – (Uv + PVv)
= Hp-Hv
(q)P = ∆H , p = panas reaksi pada P tetap
Hu u ga a ta a kedua a : ∆H = ∆U + P.∆V

Bomb Kalorimeter
• ∆H : Hakhir – Hmula-mula
• Perubahan eksoterm
Hakhir lebih kecil dari

Hmula-mula sehingga ΔH
adalah negatif dan
ha ga ΔH u tuk
perubahan endotermik
harganya positif

Beberapa istilah
• Entalpi Pe e taka “ta da ΔHf adalah ΔH u tuk e e tuk
mol persenyawaan langsung dari unsurunsurnya yang diukur pada
298 K dan tekanan 1 atm. Contoh : H2(g) + 1/2 O2(g)  H2O(l) ; ΔHf = 285.85 kJ
• Entalpi Pe gu aia adalah ΔH da i pe gu aia
ol pe se a aa
langsung menjadi unsur-u su a ke alika da i ΔH
pembentukan).
•
Contoh : H2O(l)  H2(g) + 1/2 O2(g) ; ΔH = +
. kJ.
• E talpi Pe aka a “ta da ΔHc adalah ΔH u tuk e aka
mol persenyawaan dengan O2 dari udara yang diukur pada 298 K
dan tekanan 1 atm.Contoh: CH4(g) + 2O2(g) o CO2(g) + 2H2O(l) ; ΔH = 802 kJ.

• E talpi Reaksi adalah ΔH da i suatu persamaan reaksi dengan zatzat yang terdapat dalam persamaan reaksi dinyatakan dalam satuan
mol dan koefisien-koefisien persamaan reaksi bulat sederhana.
• Contoh: 2Al + 3H2SO4  Al2(SO4)3 + 3H2 ; ΔH = -1468 kJ

Lanjutan
• Entalpi Netralisasi adalah ΔH a g dihasilka selalu eksote
pada reaksi penetralan asam atau basa.
NaOH(aq) + HCl(aq)  NaCl(aq) + H2O(l); ΔH = -890,4 kJ/mol
• Hukum Lavoisier-Laplace adalah Jumlah kalor yang
dilepaskan pada pembentukan 1 mol zat dari unsur-unsurnya
= jumlah kalor yang diperlukan untuk menguraikan zat
menjadi unsur-unsur pembentuknya. Artinya, apabila reaksi
dibalik, tanda kalor yang terbentuk juga dibalik dari positif
menjadi negatif atau sebaliknya.
• Contoh:
N2(g) + 3H2  2NH3
ΔH = – 112 kJ
•
2NH3(g)  N2(g) + 3H2(g) ;
ΔH = +

kJ
• Entalpi molar adalah perubahan entalpi reaksi yang dikaitkan
dengan kuantitas zat yang terlibat dalam reaksi.

Panas pembentukan

Panas pembakaran

Pe e tua ∆H, aplikasi hk pe ta a,
termokimia
• Untuk menentukan perubahan entalpi pada
suatu reaksi kimia biasanya digunakan alat
seperti kalorimeter, termometer dan
sebagainya yang mungkin lebih sensitif.
• Perhitungan :
ΔH eaksi = “ ΔHfo produk – “ Δ Hfo reaktan

Hukum Hess
•
•

•
•
•
•
•
•

Ju lah pa as a g di utuhka atau dilepaska pada
suatu reaksi kimia tidak tergantung pada jalannya
eaksi, tetapi dite tuka oleh keadaa a al da akhi .
Contoh:
C(s) + O2(g)
→ CO2(g) ; ΔHfo = x kJ → 1 tahap
C(s) + 1/2 02(g) → CO(g) ; ΔHfo = y kJ → 2 tahap
CO(g) + 1/2 O2(g)→ CO2(g) ; ΔHfo = z kJ
———————————————————— +
C(s) + O2(g)
→ CO2(g) ; ΔHfo = y + z kJ
Menurut Hukum Hess : x = y + z

Berdasarkan persamaan termokimia
• Tentukan panas reaksi pembakaran metana
CH4 +2 O2 = CO2 + 2H2O
• ∆H eaksi = ∆ Hf p oduk – ∆Hf pe eaksi
• ∆H eaksi = ∆Hf CO + ∆HfH2O) – ∆HfCH + ∆HfO2)
• ∆H eaksi = -393,5 + 2(- 385)]-(-197 +0)
= -393,5 – 770 + 197 kJ
= -1163,5 +197 kJ
= - 9166,5 kJ
Jadi panas yang dibebaskan pada pembakaran 1 mol gas
metan = 9166,5 kJ

Latihan soal
Hitung panas yang dihasilkan pada pembakaran:
• 10 liter alkohol (C2H5OH)masa jenis 0,8
gram/mL
• 4 gram gas metana
• 3 Kg LPG yang berisi ( 80 % metan dan 20%
etana)
• 2 liter bensin premium (85)

• 2 kg asetelin (C2H2)

Hukum Termodinamika 1
• Dalam suatu sitem terisolasi, jumlah energinya
selalu tetap, atau apabila sistem memungkinkan
terjadi perpindahan panas atau kerja dengan
lingkungan, total energi sistem dan lingklungan
tetap.
• ∆U = =W, de ga : + e e gi dise ap siste ,
dan + energi dilepas sistem
• W : + sistem dikenai kerja dan tanda – (neg)
sistem melakukan kerja,
• ∆U : pe u aha e e gi dala siste .

Pe e tua ∆U da i ∆H
• Pe sa aa ; ∆H = ∆U + P.∆V
• U tuk eaksi zat padat, ai esa a ∆V
adalah ke il , sa pai ∆H  ∆U. U tuk eaksi
gas, hal ini berbeda. Jika gas dianggap ideal
• Reaktan(gas)  Produk (gas)

• PVr = nrRT dan PVp = npRT, ka e a ∆V =Vp-Vr,
aka P.∆V = P Vp-Vr) = (np-nr) RT, sehingga
P.∆V= ∆ gas RT
• ∆H = ∆U + P.∆V = ∆U + P.∆ gas RT

Pe ga uh suhu pada ∆H
• Untuk menentukan pengaruh suhu terhadap
panas reaksi diperlukan data kapasitas panas (
Cp dan Cv)
• Pada P tetap: ∆H = ∆U + P.∆V
• Jika ∆H, ∆U atau positip, e a ti siste
memperoleh kerja . Jika w>0, kerja dilakukan
sistem dan wV1  kerja dilakukan oleh gas (ekspansi)
V2 da U tuk e agai p oses di ala
semesta tingkat ketidakteraturan alam semakin meningkat
• Jika sistem mengalamui perubahan isotermal dan
reversibel . Sistem 1  sistem 2
∆“ =d /T. kalo i/ ol.K
• Bila proses dilakukan untuk sistem terisolasi, maka untuk
p oses isote da e e si el . ∆“ = /T. Kalo i/ ol.K .
“ekelili g : ∆“kel =-qr/T.
Total : ∆“total = ∆“ gas + ∆“kel =
• Jadi untuk proses isoterm dan reversibel , perubahan
entropi total adalah nol

Lanjutan
• Proses isoterm dan irreversibel, sistem1sistem 2
∆“ = /T. Ka e a kalo a g dise ap oleh gas = , da
q 0
• Jadi proses ireversibel dalam sistem terisolasi
e e a ka ∆“ > da p oses siklus ∆“> .
Proses non isoterm reversibel masing-masing mempunyai
dS = dqr/T, hingga untuk perubahan
sistem 1  sistem 2:
∆“ = ∫ d /T.
Persamaan ini juga berlaku untuk non isoterm dan
ireversibel
Jadi setiap p oses o isote : e e si el atau siklus : ∆“
= ’ i e e si el atau siklus : ∆“ >

• Proses yang secara termodinamika
ireversibel akan menghasilkan entropi.
• Entropi berkaitan dengan ketidakteraturan
sistem dalam termodinamika statistik, menurut
persamaan: S = klnW .
• k adalah tetapan Boltzmann, dan W adalah
jumlah susunan atom atau molekul dalam
sistem dengan energi yang sama, dan
berhubungan dengan besarnya
ketidakteraturan.
• Dengan meningkatnya entropi, meningkat pula
ketidakteraturan sistem.

Perhitungan
• Pe u aha e t opi ∆“ da i siste te isolasi
dapat tetap atau e ta ah, seda g ∆“
masing-masing sistem dapat tetap, bertambah
atau e ku a g. Pe hitu ga ∆“ iasa a
dilakukan terhadap setiap sistem, tidak
terhadap sistem terisolasi (sistem dan
sekeliling)
• Hitu g ∆“ u tuk ekspa si
ol gas ideal
secara isoterm dan reversibel dari 10 L
menjadi 50 l pada suhu 300K

Penyelesaian
•
•
•
•
•
•

Isotermal  ∆U = ,
∆“ = W aks /T = Rl V /V
∆U = -w  q = w
Reversibel  W = W maks = qr
∆“ = /T = W aks/T = R l V /V
∆“ = ,
. ,
log / = . ,
0,6990 = ------------ kal/mol.K

. ,

.

∆“ u tuk gas ideal
• Untuk gas ideal (T dan V);
dS = dqr/T  ∆“= ∫d /T
• dqr = dU + dWmaks = CvdT + RT dv/v
• ∆“ = ∫C dT/T + ∫R d /
• Untuk n mol
∆“ = ∫ C dT/T + ∫ R d /
∆“ = C l T /T + R l V /V
• Analog untuk gas ideal (T dan P berubah)
∆“ = Cpl T /T – RlnP2/P1
U tuk
ol : ∆“ = Cpl T /T – nR ln P2/P1
• Bila Cp =f T , ∆“ = ∫ CpdT/T – nR ln P2/P1

Keadaan-keadaan Penting
• T tetap isote
: ∆“T =nRlnV2/V1-nRlnP2/P1 ( T2=T1)
• P tetap iso a : ∆“P = nCp lnT2/T1
• V tetap isokho : ∆“V =nCv lnT2/T1
Perubahan entropi pada perubahan fisika seperti
peleburan, penguapan, dan transisi yang diikuti
penyerapan kalor
Pele u a : ∆“ = /T = ∆Hf/Tf
Pe guapa ∆“ = /T = ∆H /T
T a sisi : ∆“ = /T = ∆Ht/Tt
1 mol es 00C dipanaskan menjadi uap 100 0C pada P tetap
1 atm. Panas peleburan molar es = 1436 kalori, panas
penguapan molar =9720 kalori, kalor jenis air = 1
kalori/ K gram. Tentukan perubahan entropinya.

Penyelesaian
•
•
•
•

H2O(s) = H2O(l)  H2O(l) = H2O(g)
∆“ = ∆Hf/T =
/
= , kal/ olK
∆“ = ∆H /T=
/
= , kal/ ol.K
∆“ = Cpl T /T = . . ,
log
/
5,62 kal/mol K
• ∆“ = ∆“1 + ∆“2 + ∆“3 = 36,94 kal/mol K

=

Hk Termodinamika III
• Entropi kristal zat padat pada nol mutlak (0 K)
besarnya adalah nol. Entropi absolut zat murni
dihitung dari kapasitas panas. ds = Cp dT/T
• ST = ,
ƒT0 Cp d log T
• Untuk menentukan entropi absolut suatu zat
pada suhu kamar –perlu diperhitungkan entropi
pada suhu sebelumnya
• Contoh berapa entropi absolut gas A pada suhu
250C
• Padat  padat = cair Cair = gas  gas
• ∆“T = ∆“1 + ∆“2 + ∆“3 + ∆“4 + ∆“5

Energi bebas (∆G )
• Energi bebas Gibbs didefinisikan dengan:
∆G = ∆H – T∆S
• reaksi spontan terjadi bila energi Gibbs reaksi
pada suhu dan tekanan tetap negatif (∆G 10 0C T1)  aduk ukur
Ta (suhu akhir)
• Pa as a g dise ap kalo i ete Q :
∆T
kalor jenis air (4,2J/gK)
• Pa as g di e ika ai pa as Q :
∆T
• Tetapa = Q /∆T atau Q -Q /∆T

•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•

Penentuan Panas reaksi

Ukur 50 mL larutan CuSO4 1,0M
Masukan dalam kalorimeter dan ukur suhu T1
Timbang serbuk seng (Zn) sebanyak 5 gram
Tambahkan ke dalam larutan CuSO4, aduk dan ukur suhu
tertingginya (T2)
Tentukan panas reaksi yang dihasilkan (Q)
Jika diketahui : ∆T = T akhir – T awal
Kalo a g dise ap kalo i ete = k ∆T
Kalor yang diserap larutan = massa larutan x kalor jenis
la uta ∆T
Kalor reaksi = Kalor yang dierap kalorimeter + Kalor yang
diserap larutan
∆H eaksi = kalo eaksi/ ol pe eaksi
Massa jenis larutan ZnSO4 = 1.14 g/mL
Kalor jenis/kapasitas kalor larutan ZnSO4 = 3.52 j g-1K-1

Reaksi : Zn + CuSO4 = Cu + ZnSO4
•
•
•
•

50 mL CuSO4 1M = 0,05 x 1 mol = 0,05 mol
5 gram Zn = 5/64,5 mol = 0,077mol
Kalor diserap kalorimeter = k x AT
masa larutan = massa jenis x vol lar = 1,14 g/mL x
50 mL = 57 g
• Kalor yang diserap larutan = massa larutan x kalor
je is la uta ∆T
• Kalor reaksi = kalor yang diserap kalorimeter +
kalor yang diserap larutan
• ∆H eaksi = kalo eaksi /mol pereaksi

Latihan
• Hitung perubahan entalpi pembakaran gas metan
pada suhu 27 0C dan 1000 0C. Cp=35,3 J/mol K
• 1 mol perak dipanaskan pada P tetap dari 00c
sampai 30 0C, Cp = , J/ ol K. Hitu g ∆“!
• Logam aluminium dipanaskan pada suhu 600
sampai 700 0C. Titik leleh Al pada suhu 600 0C
dan Cp pelelehan 393 J/molK, Cp Al padat = 31,8
J/ ol da Cp Al ai = , J/ ol, hitu g ∆“!
• 1 mol gas ideal pada 270C diekspansi secara
isoterm dan reversibel dari 10 atm ke 1 atm
terhadap tekanan yang direduksi secara
e tahap. Hitu g , , ∆u, ∆H, ∆“, da ∆G

Penyelesaian
• CH4 + 2O2  CO2 + 2H2O ∆H = -802 kJ/mol
0C
• ∆H pada da
• ∆H = Cp dT/T + ∆H0= 35,3 .2,303 log 1273/298
= ------ kJ
• ∆H = Cp dT/T + ∆H0= 35,3 .2,303 log 300/298 =
kJ/mol
2) .
3)

Al(s) = Al(l) ------ Al l , ∆“ da ∆“
∆“ = ∆Hf/Tf =
/
=
∆“ = Cp dT/T = , . ,
log
/
=
∆“1+ ∆“2 = .......
1 Mol gas ideal ekspansi secara reversibel dan
isoterm (250C) dari tekanan 1 atm sampai 0,1
at . Hitu g ∆G
2 Satu mol uap dikondensasikan pada 100 0C dan
air didinginkan sampai 0 0C dibekukan menjadi
es. Be apa ∆“!, jika kalo je is ai = , J/K.g,
kalor penguapan = 2258,1 J/g dan kalor
pelelehan pada ttk beku = 333,5 J/g