Termokimia Kelas XI Kimia Presentasi.pptx

Materi Termokimia

1. MEDIA MENGAJAR KIMIA Kelompok Peminatan Matematika dan Ilmu-Ilmu Alam Untuk SMA/MA Kelas XI

2. TERMOKIMIA BAB 2 Sumber : bdyczewski , pixabay.com

3. PERHATIKAN GAMBAR BERIKUT ! Kemanakah kalor yang dihasilkan dari proses pembakaran kayu ? Saat kayu dibakar , dihasilkan kalor sehingga keadaan sekitarnya menjadi panas dan saat api padam , keadaan menjadi normal kembali Apakah kalor itu hilang ? Sumber : dfespi , pixabay.com

4. SISTEM DAN LINGKUNGAN Sistem berdasarkan interaksi sistem dan lingkungan :

5. TERMOKIMIA

6. ASAS KEKEKALAN ENERGI Hukum Termodinamika I “ Energi tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan , tetapi dapat diubah dari satu bentuk ke bentuk yang lain.”

7. PERTUKARAN ENERGI ANTARA SISTEM LINGKUNGAN DAPAT BERUPA KALOR (Q) ATAU BENTUK ENERGI LAINNYA YANG SECARA KOLEKTIF DISEBUT KERJA (W)

8. BENTUK-BENTUK ENERGI Energi Dalam ( U )

9. Perubahan energi dalam muncul sebagai kalor dan / atau kerja , sehingga : ∆ U = q ( kalor ) + w ( kerja )

10. PERUBAHAN ENTALPI (∆ H ) Entalpi reaksi pada tekanan tetap : ∆ H = q reaksi Perubahan entalpi tergantung pada keadaan akhir dan awal saja , sehingga : ∆ H = H akhir - H awal

11. REAKSI EKSOTERM DAN ENDOTERM Reaksi yang melepaskan kalor (  H = -) Reaksi yang membebaskan kalor (  H = +)

12. DIAGRAM TINGKAT ENERGI REAKSI EKSOTERM DAN ENDOTERM

13. PERUBAHAN ENTALPI STANDAR  H O Entalpi Pembentukan Standar (  H o f ) Perubahan entalpi yang terjadi pada pembentukan 1 mol suatu senyawa dari unsur-unsurnya yang paling stabil pada keadaan standar (298 K dan 1 atm.) Contoh : C( grafit ) + O 2 ( g ) →   CO 2 ( g )  H f = -393,5 kJ Entalpi Penguraian (  H o d ) Perubahan entalpi pada penguraian 1 mol suatu senyawa menjadi unsur-unsurnya yang paling stabil pada keadaan standar (  H o d = -  H o f ) Contoh : CO 2 ( g ) →  C( grafit ) + O 2 ( g )  H d = + 393,5 kJ

14. Entalpi Pembakaran Standar (  H o c ) Perubahan entalpi yang terjadi pada pembakaran 1 mol suatu zat secara sempurna keadaan standar . Contoh : CH 4 ( g ) + 2O 2 ( g ) →  CO 2 ( g ) + 2H 2 O( l )  H c = -802 kJ Entalpi Netralisasi Standar (  H o n ) Perubahan entalpi yang dihasilkan ( selalu eksoterm ) pada reaksi penetralan asam atau basa pada keadaan standar . Contoh : NaOH ( aq ) + HCl ( aq ) → NaCl ( aq ) + H 2 O( l )  H = -890.4 kJ

15. PENENTUAN PERUBAHAN ENTALPI REAKSI

16. Dimana : q = jumah kalor m = massa air ( larutan didalam kaloirmeter ) (g) c = kalor jenis (Jg -1 . o C -1 )  T = perubahan suhu ( T akhir – T awal ) Penentuan kalor reaksi ( q ) menggunakan kalorimeter KALORIMETRI q air = m x c x ∆ T q kalorimeter = C x ∆ T

17. Kalorimeter bom merupakan sistem terisolasi sehingga tidak ada kalor yang terbuang q reaksi = - ( q larutan + q kalorimeter ) Sumber : Dokumen Penerbit KALORIMETER BOM

18. Jumlah kalor yang diserap /yang berpindah ke lingkungan dapat diabaikan , sehingga : q reaksi = - q larutan Sumber : Dokumen Penerbit KALORIMETER SEDERHANA

19. Kalor reaksi total sama dengan jumlah kalor tahap-tahap reaksinya , maka : Menurut Henry Germain Hess, “ Perubahan entalpi reaksi hanya bergantung pada keadaan awal ( zat-zat pereaksi ) dan keadaan akhir ( zat-zat hasil reaksi ) dari suatu reaksi dan tidak tergantung bagaimana jalannya reaksi ”  H =  H 1 +  H 2 + ... +  H n HUKUM HESS

20. Reaksi pembakaran karbon juga dapat berlangsung dalam dua tahap yaitu : Tahap I : C( s ) + ½O 2 ( g ) → CO( g ) ................∆ H 2 Tahap 2 : CO( g ) + ½O 2 ( g ) → CO 2 ( g ) .........∆ H 3 Reaksi pembakaran karbon dalam satu tahap : C( s ) + O 2 ( g ) → CO 2 ( g ) .....................................∆ H 1  H 1 =  H 2 +  H 3 Sehingga , perubahan entalpi pada reaksi pembakaran karbon :

21. DIAGRAM SIKLUS REAKSI PEMBAKARAN KARBON

22. DIAGRAM TINGKAT ENERGI REAKSI PEMBAKARAN KARBON

23. DATA ENTALPI PEMBENTUKAN Zat pereaksi dianggap terlebih dahulu terurai menjadi unsur - unsurnya kemudian unsur-unsur itu bereaksi membentuk zat produk Pada reaksi : m AB + n CD  p AD + q BC  H reaksi =  n  H o f produk -  n  H o f reaktan = (p.  H o f AD + q.  H o f BC ) – (m.  H o f AB + n.  H o f CD )

24. ENERGI IKATAN Energi yang diperlukan untuk memutuskan salah satu ikatan 1 mol suatu molekul dalam wujud gas Energi disosiasi ikatan (D) Reaksi kimia antarmolekul dianggap melalui 2 tahap , yaitu : Menguraikan senyawa menjadi unsurnya Mengubah unsur menjadi atom gas Energi rata – rata yang diperlukan untuk memutuskan sebuah ikatan dari seluruh ikatan suatu molekul gas menjadi atom – atom gas Energi Ikatan Rata-Rata ∆ H reaksi = Σ energi pemutusan ikatan – Σ energi pembentukan ikatan

25. DATA ENERGI IKATAN RATA-RATA

26. BAHAN BAKAR DAN PERUBAHAN ENTALPI Bahan bakar merupakan suatu senyawa yang bila dibakar menghasilkan kalor yaang dapat dimanfaatkan untuk berbagai keperluan

27. NILAI KALOR BAKAR BEBERAPA BAHAN BAKAR

28. PERHATIKAN REAKSI PEMBAKARAN ISOOKTANA BERIKUT! Reaksi pembakaran sempurna : C 8 H 18 ( l ) + 12O 2 ( g ) → 8CO 2 ( g ) + 9H 2 O( g ) ; ∆ H = -5460 kJ Reaksi pembakaran tak sempurna : C 8 H 18 (l) + 8O 2 (g) → 7CO 2 (g) + CO (g) + 9H 2 O (g) ; ∆ H = -5170,2 kJ C 8 H 18 (l) + 8O 2 (g) → 6CO 2 (g) + 2CO (g) + 9H 2 O (g) ; ∆ H = -4887,2 kJ C 8 H 18 (l) + 8O 2 (g) → 6CO (g) + 9H 2 O (g) ; ∆ H = -2924,4 kJ

29. Semakin tidak sempurna pembakaran suatu bahan bakar , semakin sedikit kalor yang dihasilkan . Dengan demikian , semakin kurang efisien penggunaan bahan bakar tersebut PEMBAKARAN TIDAK SEMPURNA MENGHASILKAN LEBIH SEDIKIT KALOR DAN MENGURANGI EFISIENSI BAHAN BAKAR