GAS

TERMODINAMIKAProdi Pend. FisikaDalam arti luas : mengkaji hubungan kuantitatif antara kalor dan bentuk lain dari energi. Termodinamika kimia : cabang ilmu kimia yg mempelajari tentang kalor, kerja dan energi dalam perubahan keadaanTermo kimia : pengukuran dan penafsiran perubahan kalor yg menyertai perubahan kimia, perubahan keadaan dan perubahan larutan.TERMOKIMIA : perubahan energi yang berasal dari kalor yg diberikan atau diambil dari lingkungan di dlm suatu reaksi kimia.

Reaksi kimia pd umumnya berlangsung pd tekanan tetap, mk kalor reaksi diukur pd tekanan tetap (ENTALPI REAKSI) banyaknya kalor yg diserap/dilepas o/ sistem selama proses pada tekanan tetap

Perubahan kalor diukur dgn alat kalorimetri# kalorimetri pembakaran (reaksi pembakaran)# kalorimetri reaksi (un semua jenis reaksi)Contoh :Kalor yg dibebaskan pd pembakaran Al membentuk Al2O3 padat. Bahan-bahan kalorimeter kecuali air menyerap kalor 62,8J untuk kenaikan 10C. Jika 0,1 g Al dan O2 berlebih serta 500 g air dlm kalorimeter pd suhu 20,58 menjadi 22,02 stlh reaksi selesai, hitunglah kalor yg dibebaskan per mol Al. Kalor jenis air 4,184J/g.0C.

Penyelesaian :Energi yg dibebaskan = energi yg diserap air + energi yg diserap alat kalorimeter.Energi yang diserap air = Energi yang diserap alat kalorimeter = Entalpi Reaksi :Entalpi pembakaran: CO(g) +1/2 O2 CO2(g)Kalor dipindahkan/dilepaskan dari sistem ke dlm kalorimetri, mk reaksi eksotermik H = qp = - 2,830 x 105 J = - 283,0 kJContoh :Jika 1 mol karbon dibakar dengan oksigen menurut reaksi : C(s)+ O2 CO2(g) H = - 393,5 kJPerkirakan H pembentukan CO(g), dengan bantuan entalpi pembakaran CO di atas.

Definisikan tentang entalpi pembakaran, pembentukan dan entalpi reaksi

SISTEM, KEADAAN, DAN PROSESSistem, bagian alam semesta yg menjadi pusat perhatian. Contoh: gas dlm tabung yg tertutup rapat (sistem). Mol gas, volume tabung adalah parameter.Sistem tertutup dan sistem terbuka.Lingkungan, bagian semesta yg dpt bertukar energi dgn sistem selama proses yg diamati berlangsung.

Termodinamika berhubungan dgn sifat makroskopis sistem dan bagaimana sifat tsb berubah. Sifat ekstensif dan sifat intensif.Keadaan termodinamika, adalah keadaan makroskopis dari suatu sistemProses termodinamika, menyebabkan perubahan keadaan termodinamika suatu sistem.Hukum Pertama TermodinamikaDidasarkan pd hukum kekekalan energiPerubahan energi dalam sistem adlh jumlah dari kalor dan kerja

Kerja dan kalor bukan merupakan fungsi keadaan, tetapi fungsi proses.

E = q + wKerja dilakukan terhadap sistem tanpa perpindahan kalor, maka q = 0 dan E = w proses ADIABATIKKalor dipindahkan ke sistem tanpa melakukan kerja, maka w = 0 dan E = q (qv) Energi dalam = 0, maka jumlah kalor yang masuk = jumlah kerja yang dilakukan (atau jika kalor yang dikeluarkan = kerja yg dikenakan pada sistem (q = W proses ISOTERMAL)

Kerja bernilai positip sistem melakukan kerja, dan negatip jika sistem dikenai kerja oleh lingkunganContoh :Bila sistem menyerap kalor dari lingkungan sebesar 10 kJ dan sistem tsb juga melakukan kerja sebesar 6 kJ, maka energi dalamnya sebesar 4 kJE= q + w tidak tergantung pd lingkungan, shg E merupakan fungsi keadaanKalor yg ditambahkan ke sistem dari lingkungan, shg : qsis = - qlingLingkungan melakukan kerja terhadap sistem, sehingga : wsis = - wling Esis = - Eling dan Esemesta= Esis+ Eling= 0 Proses apapun, energi total termodinamika semesta tidak berubah, energi selalu kekal ENTALPIBesaran termodinamika yang menyatakan jumlah energi internal sistem dan energi yang digunakan untuk melakukan kerja.Secara matematis :

dimana :H = entalpi sistem (joule)E = energi internal (joule)P = tekanan dari sistem (Pa)V = volume sistem (m2)H = E + PVTekanan tetap:

jika P eksternal dijaga konstan, maka E = qp- Peks V

Peks dianggap = Pinternal sistemqp = E + P.V qp = (E + PV)

Volume tetap: E = qp + wE = qp - PVqp = HqV = EKapasitas kalor dan kapasitas spesifikKapasitas kalor/panas : banyaknya energi yg dipindahkan sbg kalor untuk meningkatkan suhu 1K dari 1 gram zat. Tergantung pd proses dng volume tetap atau pada tekanan tetap.q = C.TKapasitas panas dari beberapa benda sebanding dengan massanya, maka lebih mudah bila didefinisikan kalor jenis (c) Kalor jenis : jumlah kalor yang diperlukan untuk menaikkan temperatur dari 1 gr massa bahan sebesar 1 C0.Q = m c T T2Bila harga c tidak konstan : Q = m c dT T1Catatan : untuk gas kalor jenis biasanya dinyatakan untuk satu mol bahan, disebut kalor jenis molar, Q = n c TContoh :Besi seberat 7,24 g dipanaskan sampai 1000C dan direndam kedalam 100 g air yg suhunya 100C. Hitunglah suhu akhir yg dicapai, dengan menganggap tidak ada kalor yang hilang ke lingkungan.Penyelesaian :Diasumsikan proses pd tekanan tetap.Diketahui: kapasitas kalor spesifik= 0,449 J/g.0CKalor jenis air= 4,18 J/g.0CJw: suhu akhir = 16,5 0C atau 289,5 KHk. II Termodinamika (proses Spontan/ tidak spontan)Tujuan Utama mempelajari termodinamika :

Reaksi yang terjadi SPONTAN

Memprediksi st reaksi akan terjadi atau tidak ketika reaktan dicampurkan pd kondisi tertentu. Misal: suhu, tekanan, konsentrasi.HK. Kedua TermodinamikaDiasumsikan proses spontan, menurunkan energi sistem.CH4 + O2 CO2+ H2O(l) H = - 890,4 kJH2O(s) H2O(l) H = 6,01 KjNH4NO3(aq) NH4+ + NO3- H = 25 kJ (spontan)2 HgO(s) 2 Hg(l) + O2 (dipanaskan)H = 90,7kJ . Endotermik tidak spontan Dlm hal ini asumsi di atas menjadi tidak benar, pelelehan es adl spontan walau endoterm

Untuk mengetahui spontanitas reaksi kimia memerlukan kuantitas termodinamika lain, yi ENTROPI (ukuran keacakan)Untuk zat apapun : Spadatan < Scairan < Sgas proses spontanMisalnya sistem dinyatakan dgn reaksi berikut : aA + bB cC + dD ---------- dlm J/K.molSreaksi= [c S0 C + d S0 D] [a S0 A + b S0 B]Hitung S0 dari reaksi: CaCO3 CaO + CO2 , N2+ 3H2 2NH3 , dan H2 + Cl2 2HCl(g).S > 0 S = q/TProses pelarutan.NaCl + H2O Na+ + Cl- .Dlm hal ini molekul air menjadi teratur disekitar ion-ion entropinya turunUn ion Al 3+ dan Fe 3+ penurunan entropi pd hidrasi menjadi lbh besar. Dlm hal tertentu sangat mkn penurunan entropi bahkan lbh besar dr pd peningkatan entropi akibat pencampuran, shg secara total menjadi NEGATIP REAKSI TIDAK SPONTANSoal entropiHitung perubahan entropi jika 3,0 mol bensen menguap secara reversibel pada titik didihnya 80,10C. Panas penguapan molar bensen pada suhu ini adalah 30,8kJ.mol-1.Hitunglah S untuk perubahanPenguapan 25 g bensen pada titik didih (panas penguapan 94,3kal/g pada 80,10C)Pengembuan 27 g air pada titik didihnya (panas penguapan pada ttk didih 539,7kal/g)HK. TERMODINAMIKA IIIHk II Termodinamika dimana reaksi spontan bila S > 0, yang dimaksud adl S universal. S univ ini merpkan jumlah dari S lingkungan dan S sistem. Namun umumnya yg diperhatikan hanya S sistem. Cukup sulit un menghitung S lingk. Pd proses yg dilaksanakan pd tekanan konstan dan suhu T, dapat digunakan besaran termodinamika lain : Energi Bebas GibbsHK. Ketiga TermodinamikaUntuk menetapkan reaksi terjadi spontan jika melihat sistem itu sendiri.Energi bebas Gibbs (G) : G = H T. S dlm konteks ini merpkan energi yg tersedia u/ melakukan kerja, jadi jk suatu reaksi melepaskan energi yg berguna (G neg) reaksi spontan

G = H - TSSyarat-syar at kespontanan dan kesetimbangan pd suhu dan tekanan tetap dari G : G < 0 reaksi spontan G > 0 reaksi tidak spontan G = 0 sistem pd kead kesetimbanganPenerapan G = H T. S :H dan S positip, mk G neg bila T besarH pos dan S neg, mk G selalu pos pd suhu berapapunH neg dan S pos, mk G selalu neg pd sebarang suhuH neg dan S neg, mk G neg bila T. S < H. (T kecil)HK. Ketiga TermodinamikaPerubahan energi bebas standar (G0)aA + bB cC + dDG0reaksi= [c.(G0fC) + d.(G0fD)] [a.(G0fA) + b.(G0fB)]Cth :Hitung perubahan energi bebas standar dari :CH4(g)+ 2 O2 CO2 + H2O(l)2 MgO(s) 2 Mg(s) + O2Soal:Untuk H2O2: Hf0 = -187,78kJ/mol dan S0 = 0,1096kJ/mol.K. Hitunglah energi bebas pembentukan (Gf0) jika diket.: S0 H2 =0,1306 kJ/mol.K dan O2 = 0,2050kJ/mol.K.