BAB II ENERGETIKA
I.
Beberapa Pengertian Dasar dan Konsep Sistem : Bagian dari alam semesta yang menjadi pusat perhatian kita dengan batasbatas yang jelas Lingkungan : Bagian di luar sistem Antara sistem dan lingkungan dapat terjadi penukaran energi atau materi
Berdasarkan pertukaran ini, dapat dibedakan 3 macam sistem : Sistem tersekat : yang dengan lingkunganya tidak dapat tukar-menukar energi atau materi Sistem tertutup : yang dengan lingkungannya dapat tukar-menukar energi saja, materi tidak Sistem terbuka : yang dengan lingkungannya dapat tukar-menukar energi atau materi
II.
Keadaan Sistem
Ditentukan oleh sejumlah parameter atau variabel Sifat variabel : Intensif : tidak bergantung pada ukuran sistem Ekstensif : bergantung pada ukuran sistem
Intensif Ekstensif
T S Energi
P V Energi
F l Energi
γ A energi
III. Fungsi Keadaan dan Fungsi Proses Fungsi keadaan : variabel yang hanya bergantung pada keadaan sistem dan tidak bergantung pada bagaimana keadaan itu dicapai (awal s/d akhir)
Sifat fungsi keadaan : 2
1
dx = x2 − x1 = ∆x
1
2
dx = 0
3 dx = Mdy + Ndz M dan N fungsi y dan z ∂M ∂z
y
∂N = ∂y
z
Contoh: Energi potensial, Energi dalam
Fungsi proses : bergantung pada lintasan yang ditempuh Sifat : 2
1
dx = x
1
2
dx ≠ 0
Contoh : Kerja, kalor
Proses
reversibel
Contoh : proses pengubahan fasa pada titik transisi
H 2O(l ,100°C ,1atm ) → H 2O( g ,100°C ,1atm ) Proses
tak reversibel
H 2O(l ,25°C ,1atm ) → H 2O( g ,100°C ,1atm )
Proses pada gas ideal Isoterm (n,T tetap) Isokhor (n,V tetap) Isobar (n,P tetap) Adiabatis (tidak ada perubahan kalor)
→ PV 1 1 = PV 2 2
P1 P2 → = T1 T2 V1 V2 → = T1 T2
→ dq=0
IV. Kalor dan Kerja Kalor (q) : energi yang dipindahkan melalui batas-batas sistem, akibat perbedaan suhu sistem dan lingkungan Kerja (w) : setiap bentuk energi yang bukan kalor yang dipertukarka antara sistem dan lingkungan Contoh : kerja ekspansi, kerja mekanis, kerja listrik
2
dq=q
1
2
1
dw=w
Perjanjian w
S
L
q
w positif kompresi q
kerja = F .dx = PAdx = Pdv
negatif ekspansi
Agar perjajian ini benar, maka rumusan kerja
d w = − Pdv l
Pl = tekanan luar
Bagi proses yang reversibel, Pl harus diganti dengan PS (tekanan sistem) Maka,
Pl = PS
dp
d w = − PS dv
− = ekspansi
+ = kompresi suku kedua diabaikan karena terlalu kecil daripada suku kedua
Perhitungan Kerja Ekspansi isobarik reversibel → w = − PS (V2 − V1 )
V Ekspansi isoterm reversibel → w = − nRT ln 2 V1 Isokhorik
→w=0
Ekspansi adiabatik
→w≠0
( Mengapa ??? )
V.
Hukum I Termodinamika
Energi alam semesta kekal, tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan Rumusan :
dU = d q + d w ∆U = q + w
Perhitungan ∆U Isokhorik
w = 0 → ∆U = q
Isobar reversibel ∆U = q − P (V − V ) S 2 1 Isoterm reversibel ∆U = 0 Adiabat reversibel
∆U = w
( Mengapa ??? )
VI. Fungsi Entalpi ( ∆H ) Kebanyakan reaksi kimia dikerjakan pada tekanan tetap. Dalam hal ini : ∆U = qP − P (V2 − V1 )
U 2 − U1 = qP − P (V2 − V1 ) karena P1 = P2 = P maka :
(U 2 + PV 2 2 ) − (U1 + PV 1 1 ) = qP H 2 − H1 = qP
∆H = qP
Perhitungan ∆H Isokhorik reversibel Isobar reversibel
∆H = ∆U + V dP
Buktikan !!!
∆H = qP
Isoterm gas ideal
∆H = 0 ( Mengapa ??? )
Adiabat reversibel
∆H = VdP Buktikan !!!
VII. Kapasitas Kalor Kalor yang diperlukan untuk menaikkan suhu benda sebanyak satu derajat
dq C= dT Dalam kimia, hanya ada 2 macam kapasitas kalor
d qV ∂U 1) CV = = dT ∂T
V
∆U = CV dT d qP ∂H 2 ) CP = = dT ∂T
∆H = CP dT
Ingat, CV = CV (T )
P
Ingat, CP = CP (T )
Hubungan CP dan CV untuk gas ideal :
CP − CV = R R = tetapan gas
VIII. TERMOKIMIA Aplikasi HPT pada sistem kimia adalah pada Termikimia Termokimia : Studi tentang efek panas yang terjadi baik pada proses fisis maupun dalam reaksi kimia Efek panas ini yang biasanya disebut kalor reaksi (q) q = − ( eksoterm )
q = + ( endoterm )
Kalor reaksi bergantung pada kondisi reaksi Volume tetap
:
qV = ∆U
Tekanan tetap
:
qP = ∆H
Hubungan ∆U dan ∆H pada reaksi kimia ∆H = ∆U + ∆ng RT Buktikan!! ∆ng = selisih mol gas hasil reaksi dan mol gas pereaksi
Contoh : C( S ) + O2( g ) → CO2( g ) ∆H 298 = −393.5 kJ/mol ∆ng = 0
( Mengapa ?? )
∴∆U = ∆H = −393.5 kJ/mol
Perhitungan Entalpi Reaksi, ∆H 1) Menggunakan Hukum Hess
C( s ) + O2( g )
CO2( g )
∆H
∆H1 1 CO( g ) + O2( g ) 2
∆H 2
∆H = ∆H1 + ∆H 2
2) Menggunakan data entalpi pembentukan (∆Hf0)
∆Hf0 : Perubahan entalpi yang menyertai
pembentukan 1 mol senyawa tersebut dari unsur-unsurnya dengan semua zat berada pada keadaan standar
Perjanjian entalpi pembentukan standar bagi unsur adalah nol
Contoh : CH 4( g ) + O2( g ) → CO2( g ) + 2 H 2O(l )
(
∆H = ∆H
0 f ,CO2( g )
+ 2∆H
0 f , H 2O( l )
) − ( ∆H
0 f ,CH 4 ( g )
)
3) Menggunakan data energi ikatan Ada dua macam energi ikatan Energi disosiasi ikatan, D : energi yang diperlukan untuk memutuskan 1 mol ikatan dari molekul diatom dalam fasa gas menjadi atom-atomnya dalam fasa gas Energi ikatan rata-rata,ε : energi rata-rata yang diperlukan untuk memutuskan ikatan tertentu dalam molekul poliatomik dalam fasa gas Contoh : Dalam senyawa CH 4 ; CH 3OH , dsb
ε C − H = 414.2 kJ/mol
∆H =
( energi ikatan pereaksi ) −
( energi ikatan produk )
Contoh : H 2C =CH 2( g ) + H 2( g ) → H 3C − CH 3( g ) Putus : ( perlu energi ) : 1( C=C ) ; 1( H − H )
terbentuk : ( melepaskan energi ) :1( C − C ) ; 2 ( C − H )
Jadi,
∆H = {1( C =C ) + 4(C − H ) + 1( H − H )} − {1( C − C ) + 6 ( C − H )}
Kebergantungan entalpi reaksi pada suhu awal
C( s ) + O2( g )
∆H
0 r ,25
∆H1 = CP ,C ( s ) x75 ∆H 2 = CP ,O2(g) x75
C( s ) + O2( g )
∴∆H
0 r ,25
∆H
akhir
CO2( g ) T = 25°C ∆H 3 = CP ,CO2( g ) x ( −75 )
CO2( g ) T = 100°C
0 r ,100
= ∆H1 + ∆H 2 + ∆H
0 r ,100
atau ∆H r0,100 = ∆H r0,25 + ∆CP x75
+ ∆H 3
Ramalan fisis : ∆H 0 > ∆H 0 r ,100 r ,25
(
(
)) x75
∆H
0 r ,100
= −393.51 + CP ,CO2 ( g ) − CP ,C ( s ) + CPO2 ( g )
∆H
0 r ,100
= −393.51 + ( Cari Sendiri dari Handbook datanya!!) ) x75
∆H
0 r ,100
=
kJ/mol
IX. Hukum Kedua Termodinamika Terlahir dari : Kalor tidak dapat diubah seluruhnya menjadi kerja Semua proses spontan mempunyai arah tertentu Yang dirumuskan melalui suatu fungsi yang disebut Entropi
Fungsi Entropi dan Perubahan Entropi ∆S = S (V , T ) ∆S = S ( P, T )
Secara matematik didefinisikan sbg :
qrev d qrev atau dS = ∆S = T T
Perhitungan Perubahan Entropi A. Proses fisis tanpa disertai perubahan fasa secara reversibel
H 2O(l ,25°C ,1atm ) → H 2O(l ,75°C ,1atm ) Ramalan fisis : ∆S > 0
( Mengapa?? )
d qrev d qP dH CP dT = = dS = = T T T T 348 ∆S = CP , H 2O (l ) ln >0 298
B. Proses perubahan fisis disertai perubahan fasa secara reversibel
H 2O(l ,100°C ,1atm ) → H 2O( g ,100°C ,1atm ) Ramalan fisis : ∆S > 0
( Mengapa?? )
qrev q p ∆H tr ∆H v ∆S = = = = >0 T T T T
C. Proses fisis disertai perubahan fasa tidak reversibel
H 2O( l ,25°C ,1atm ) rev 373
∆S1 = CP,H2O(l) ln
298
H 2O( l ,100°C ,1atm )
∆S tak rev
rev
H 2O( g ,100°C ,1atm ) ∆H trans ∆H v ∆S2 = = 373 T
Ramalan fisis : ∆S tak rev > 0
( Mengapa? )
∆S tak rev = ∆S1 + ∆S2
∆S tak rev = ( > 0 ) + ( > 0 )
∴∆S tak rev > 0
D. Perubahan entropi pada reaksi kimia Contoh : C( s ) + 2 H 2( g ) → CH 4( g ) ∆S = Shasil − S pereaksi
(
∆S = SCH 4 ( g ) − SC ( s ) + 2 S H 2 ( g )
Ramalan fisis : ∆S < 0
)
( Mengapa? )
∆S = 186.16 − ( 5.74 + 2 x130.57 ) ∆S = −80.72 J/K mol < 0
Kebergantungan entropi pada suhu awal
C( s ) 373 ∆S1 = CP,C(s) ln 298
C( s )
+
O2( g )
∆S r0,25
akhir
CO2( g )
298 ∆S3 = CP,CO2 (g) ln 373 373 ∆S2 = CP,O2 (g) ln 298
+
O2( g )
∆S
0 r ,100
CO2( g )
∆S r0,25 = ∆S1 + ∆S 2 + ∆S r0,100 + ∆S3 atau ∆S
0 r ,100
= ∆S
0 r ,25
373 + ∆CP ln 298
Ramalah fisis : ∆S ∆S
0 r ,100
∆S
0 r ,100
∆S r0,100
(
0 r ,100
> ∆S
= 213.64 + CP ,CO2( g ) − CPC( s ) + CP ,O2( g )
0 r .25
)
373 ln 298
373 = 213.64 + ( Cari sendiri dari Handbook datanya!) ln 298 = J/K mol
X.
Fungsi energi bebas
Contoh :
A→ B
∆H = H B − H A ∆S = S B − S A
Menurut Hk II Termodinamika
∆S S + ∆S L = ∆Sa.s ≥ 0
> artinya spontan = artinya reversibel
−∆H ≥0 ( SB − S A ) + T HB − H A ) ( ≥0 ( SB − S A ) + T
TS B − TS A + H A − H B ≥ 0
( H B − TS B ) − ( H A − TS A ) ≤ 0
Definisi : G = H − TS
dg G : Energi bebas
Jadi, GB − GA ≤ 0 P, T tetap,spontan
∆G = 0 P, T tetap,reversibel
Perhitungan perubahan energi bebas (∆G) 1. Perhitungan dari data ∆H dan ∆S G = H − TS ∆G = ∆H − ∆ (TS )
Pada suhu tetap : ∆G = ∆H − T ∆S Apakah pada suhu tetap, proses reversibel ?? ∆G = 0
Contoh : H 2O(l .100°C ,1atm ) → H 2O( g .100°C ,1atm ) Ramalan fisis : ∆G = 0 Perhitungan :
( P, T
tetap )
∆H v , H 2O = 40.77 kJ/mol
∆H v ∆S = T ∆G = ∆H − T ∆S ∆H v ∆G = ∆H − T =0 T
2. Perhitungan menggunakan data energi bebas pembentukan standar ∆Gf0 Contoh : CH 4( g ) + 2O2 → CO2( g ) + 2 H 2O(l )
Ramalan fisis : ∆G < 0
∆G = ∆G 0 r
0 f ,CO2 ( g )
+ 2∆G
0 f , H 2O ( l )
( P, T
tetap )
( Mengapa? ) − ∆G
0 f ,CH 4 ( g )
∆Gr0 = −394.36 + 2 x ( −237.18 ) − [ −50.75] ∆G = −817.97 kJ < 0 0 r
Perjanjian ∆G 0f Unsur dalam keadaan standar bernilai NOL
