Termokimia-Memahami-Perubahan-Energi-dalam-Reaksi[1].pptx

TERMOKIMIA

1. Termokimia: Memahami Perubahan Energi dalam Reaksi Selamat datang dalam penjelajahan dunia Termokimia, sebuah cabang ilmu kimia yang mempelajari perubahan energi yang menyertai reaksi kimia. Dalam presentasi ini, kita akan mengungkap rahasia di balik panas dan dingin, serta bagaimana energi memengaruhi setiap reaksi yang terjadi di sekitar kita.

2. Pengenalan Termokimia: Sistem, Lingkungan, dan Energi Sistem Bagian dari alam semesta yang menjadi fokus perhatian kita dalam reaksi kimia. Ini bisa berupa zat-zat yang bereaksi atau wadah reaksinya. Lingkungan Segala sesuatu di luar sistem yang dapat berinteraksi dengannya, seperti udara di sekitar tabung reaksi atau pelarut. Energi Kemampuan untuk melakukan kerja atau menghasilkan panas. Dalam termokimia, kita fokus pada energi panas (kalor) yang diserap atau dilepaskan. Memahami perbedaan antara sistem dan lingkungan sangat penting untuk menganalisis aliran energi dalam suatu reaksi.

3. Entalpi (H): Pengertian dan Jenis Perubahan Entalpi Standar Pengertian Entalpi (H) Entalpi adalah jumlah total energi panas dalam suatu sistem pada tekanan konstan. Kita tidak bisa mengukur entalpi absolut, tapi kita bisa mengukur perubahannya (ΔH). Perubahan Entalpi Standar (ΔH°) ΔH°f (Pembentukan Standar): Perubahan entalpi ketika 1 mol senyawa terbentuk dari unsur-unsurnya dalam keadaan standar (25°C, 1 atm). ΔH°d (Penguraian Standar): Kebalikan dari ΔH°f, yaitu perubahan entalpi saat 1 mol senyawa terurai menjadi unsur-unsurnya dalam keadaan standar. ΔH°c (Pembakaran Standar): Perubahan entalpi ketika 1 mol zat terbakar sempurna dengan oksigen dalam keadaan standar. Nilai ΔH menunjukkan apakah suatu reaksi melepaskan panas (eksoterm) atau menyerap panas (endoterm).

4. Reaksi Eksoterm dan Endoterm: Karakteristik dan Contoh Penerapan Reaksi Eksoterm Melepaskan kalor ke lingkungan. ΔH bernilai negatif. Suhu lingkungan meningkat. Contoh: Pembakaran kayu, reaksi netralisasi asam-basa. Reaksi Endoterm Menyerap kalor dari lingkungan. ΔH bernilai positif. Suhu lingkungan menurun. Contoh: Peleburan es, fotosintesis. Kedua jenis reaksi ini memiliki peran krusial dalam berbagai proses alami dan industri, mulai dari sistem pemanas hingga pendingin.

5. Hukum Hess: Penentuan Perubahan Entalpi Reaksi Hukum Hess menyatakan bahwa perubahan entalpi suatu reaksi ( ΔH ) hanya bergantung pada keadaan awal dan akhir reaksi, tidak pada jalannya reaksi. Ini memungkinkan kita menghitung ΔH reaksi yang sulit diukur langsung dengan menjumlahkan ΔH dari reaksi-reaksi tahapannya. Contoh Penerapan: Menghitung ΔH pembentukan suatu senyawa kompleks. Memprediksi kelayakan termodinamika suatu proses industri. Hukum Hess adalah alat yang sangat kuat dalam termokimia untuk menghitung perubahan entalpi.

6. Energi Ikatan: Hubungan dengan Perubahan Entalpi Reaksi Energi Ikatan Energi yang dibutuhkan untuk memutuskan 1 mol ikatan kimia tertentu dalam fasa gas. Nilai energi ikatan selalu positif karena pemutusan ikatan selalu memerlukan energi. Hubungan dengan ΔH Reaksi Dalam suatu reaksi, energi dibutuhkan untuk memutuskan ikatan pada reaktan dan energi dilepaskan saat ikatan baru terbentuk pada produk. Persamaan ini membantu kita memahami mengapa beberapa reaksi endoterm (lebih banyak energi untuk memutuskan ikatan) dan beberapa eksoterm (lebih banyak energi dilepaskan saat ikatan terbentuk).

7. Kalorimeter: Prinsip Pengukuran Kalor Reaksi Apa itu Kalorimeter? Kalorimeter adalah alat yang digunakan untuk mengukur jumlah kalor yang diserap atau dilepaskan dalam suatu reaksi kimia. Prinsip kerjanya adalah mengukur perubahan suhu air di sekitar bejana reaksi. Prinsip Pengukuran Jumlah kalor (q) yang diserap atau dilepaskan dapat dihitung dengan rumus: m: massa air (atau larutan) c: kalor jenis air (atau larutan) ΔT: perubahan suhu Dengan mengetahui kalor yang diukur, kita dapat menentukan perubahan entalpi reaksi. Kalorimeter adalah instrumen penting untuk memverifikasi hukum termokimia secara eksperimen.

8. Contoh Soal 1: Menghitung ΔH Reaksi dengan Data Entalpi Pembentukan Hitunglah ΔH reaksi untuk pembakaran metana ( CH_4 ) berikut: CH_4(g) + 2O_2(g) \rightarrow CO_2(g) + 2H_2O(l) Diketahui data entalpi pembentukan standar (ΔH°f): ΔH°f CH_4(g) = -74.8 kJ/mol ΔH°f CO_2(g) = -393.5 kJ/mol ΔH°f H_2O(l) = -285.8 kJ/mol ΔH°f O_2(g) = 0 kJ/mol (karena unsur bebas) Penyelesaian: Pembakaran metana adalah reaksi eksoterm yang sangat kuat, melepaskan 890.3 kJ/mol.

9. Contoh Soal 2: Aplikasi Hukum Hess dan Energi Ikatan Aplikasi Hukum Hess Diberikan reaksi: C(s) + O2(g) → CO2(g) ; ΔH = -393.5 kJ H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l) ; ΔH = -285.8 kJ C2H2(g) + 5/2 O2(g) → 2CO2(g) + H2O(l) ; ΔH = -1300 kJ Hitung ΔH untuk reaksi pembentukan C_2H_2(g) dari unsur-unsurnya: 2C(s) + H_2(g) \rightarrow C_2H_2(g) Aplikasi Energi Ikatan Dengan menggunakan data energi ikatan: C-H: 413 kJ/mol C=C: 614 kJ/mol C≡C: 839 kJ/mol H-H: 436 kJ/mol Hitung ΔH reaksi adisi etena ( C_2H_4 ) dengan hidrogen: C_2H_4(g) + H_2(g) \rightarrow C_2H_6(g) Penyelesaian detail untuk soal-soal ini akan dibahas dalam sesi diskusi.

10. Contoh soal dan pembahasan Didalam suatu bom kalorimeter yang berisi 200 gram air dilakukan pembakaran 1,6 gram metanol (CH 3 OH). Temperatur air dalam kalorimeter naik 4 o C, jika kapasitas kalor kalorimeter 10,4 kJ/ o C dan kalor jenis air 4,2 J/ gK , berapa panas pembakaran metanol dalam satuan kJ/mol ( ar C = 12, H =1, O =16). q kal = C kal x  t = 10,4 kJ/ o C x 4 o C = 41,6 kJ q air = m x c x  t = 200 g x 4,2 J/ gK x 4K = 3.360 J = 3,36 kJ q total = 41,6 + 3,36 kJ = 44,96 kJ Metanol yang dibakar = 1,6 g Mr CH 3 OH = 32 g/mol = = 0,5 mol   Pada pembakaran 0,5 mol CH 3 OH dilepaskan kalor ( suhu naik) = 44,96 kJ Maka untuk 1 mol CH 3 OH dilepas kalor = = 89,92 kJ/mol  H c CH 3 OH = - 89,92 kJ/mol