KONSEP KESETIMBANGAN KIMIA 1. 2. 3.
HUKUM KEKEKALAN ENERGI PENGERTIAN KERJA DAN KALOR PENGERTIAN SISTEM, LINGKUNGAN, DAN FUNGSI KEADAAN 4. HUKUM PERTAMA TERMODINAMIKA 5. HUKUM KEDUA TERMODINAMIKA 6. ENERGI BEBAS DAN KESETIMBANGAN 7. KONSEP KESETIMBANGAN 8. TETAPAN KESETIMBANGAN 9. PENDUGAAN ARAH REAKSI 10. FAKTOR YANG MEMPENGARUHI KESETIMBANGAN KIMIA
1. HUKUM KEKEKALAN ENERGI
Emekanik = Ek + Ep , kekal Energi Kinetik (Ek) = ½ mv2
Energi Potensial (Ep) = m.g.h. Ep = 10 unit Ek = 0 unit
energi potensial
Ep = 5 unit Ek = 5 unit
energi kinetik
2. PENGERTIAN KERJA DAN KALOR Kerja (W) Hasil kali antara gaya luar pada suatu benda dengan jarak dimana gaya tersebut bekerja W=FS
Kerja utk mengangkat benda dalam medan gravitasi W = m g h Kerja tekanan-volume kerja mekanik yang dihasilkan apabila. Suatu gas ditekan/diekspansi di bawah pengaruh tekanan luar W = PV
Kalor (q) ● Kalor (q): energi yang dipindahkan sebagai akibat adanya perbedaan suhu
q = m.c.∆T
C=mc qlogam + qair = 0 qlogam = - qair
m = Massa (g) c = Kalor spesifik (kal K-1 g-1) atau kalor jenis T = Suhu (K)
CONTOH 1 Berapa energi kalor yang dibutuhkan untuk menaikkan suhu 735 g air dari 21,0 oC ke 98,0 oC? (anggap kalor jenis air 1,00 kal g-1 oC-1)
Penyelesaian: q = m x kalor jenis x ∆T = 735 g x 1,00 kal/g oC x (98,0 – 21,0) oC = 5,7 x 104 kal
CONTOH 2 Berapakah kalor jenis timbal jika 150 g timbal (100°C) dimasukkan ke dalam gelas piala terisolasi berisi air 50,0 g (22,0°C), jika suhu timbal-air 28,8°C ?
Penyelesaian : q air = 50,0 g x 1,00 kal/g °C x (28,0 - 22,0) °C= 340 kal
qtimbal = - qair = -340 kal ctimbal = -340 kal / {150 g x (28,8 – 100) °C} = 3,2 x 10-2kal g-1 °C-1
3. PENGERTIAN SISTEM, LINGKUNGAN, DAN FUNGSI KEADAAN
Sistem:
Lingkungan:
Sejumlah materi atau daerah dalam ruang yang dijadikan sebagai objek studi
Massa atau daerah yang berada di luar sistem
Batas: Pemisah sistem & lingkungan (nyata/maya) ● Batas tetap (fixed boundary) ● Batas berubah (movable boundary)
EMPAT JENIS SISTEM: Terbuka, Tertutup, Terisolasi, dan Adiabatik.
Pertukaran Massa Kalor
Terbuka + +
Tertutup +
Terisolasi -
Sistem Adiabatik: tidak memungkinkan kalor keluar dari sistem ke lingkungannya
•
Besaran Ekstensif: Volume, Massa, Energi, Entalpi, Energi Bebas Gibbs, Energi Dalam, Kapasitas Kalor, Entropi
•
Besaran Intensif: Tekanan, Densitas, Suhu, Viskositas, Tegangan permukaan, Kalor Jenis
•
Fungsi Keadaan: ∆U, ∆H, ∆S, ∆G
6.4 HUKUM PERTAMA TERMODINAMIKA bentuk lain dari Hukum Kekekalan Energi SISTEM TERISOLASI:
U(awal) – U(akhir) = ∆U = ∆E= q - W Besaran q (kalor)
+ sistem menyerap kalor
W (kerja)
sistem melakukan kerja
sistem melepaskan kalor sistem dikenai kerja
∆U (energi dalam)
+
-
CONTOH 6.3 Jika diketahui 5000 J energi diserap oleh sistem dan sistem melakukan kerja sebesar 6750 J terhadap lingkungan. Berapa ∆U sistem? Penyelesaian: ∆U = q - w = (+5000 J) - (+6750 J) = 5000 J – 6750 J = - 1750 J
Termokimia
Entalpi Reaksi Hubungan yang melibatkan ∆H • Eksotermik : Kalor dilepaskan oleh reaksi (∆H negatif) • Endotermik : Kalor diambil oleh reaksi (∆H positif)
∆H akan berubah tanda bila arah reaksi berbalik ∆H = -283,0 kJ/mol CO(g) + ½O2(g) → CO2(g) ∆H = +283,0 kJ/mol CO2(g) → CO(g) + ½O2(g)
HUKUM PENJUMLAHAN KALOR
Hukum Hess C(p) + O2(g) ∆H = -110,5 kJ ∆H = -393,5 kJ
C(p,gr) + O2(g) → CO2(g)
∆H1 = -393,5 kJ
CO2(g) → CO(g) + ½O2(g)
∆H2 = +283,0 kJ
C(s,gr) + ½O2(g) → CO(g) ∆H = ∆H1 + ∆H2 = -110,5 kJ CO(g) + ½O2(g)
∆H = +283,0 kJ
CO2(g) Hukum Hess: Jika dua atau lebih persamaan kimia ditambahkan untuk menghasilkan persamaan kimia lainnya, masing-masing entalpi reaksinya harus ditambahkan
Macam-macam Proses Reaksi kimia Atau perubahan lainnya
Spontan Irreversible
Setimbang
Tidak spontan
Reversible
Bagaimana mengetahui spontan tidaknya? Reversible: reaksi dua arah Irreversible: reaksi tidak dapat balik
Entropi (S) Energi bebas (G)
Menentukan arah proses/reaksi
Entropi (S): ● besaran termodinamika seperti halnya U (E) atau H ● merupakan fungsi keadaan ● ukuran kuantitatif tingkat kespontanan suatu proses yang dinyatakan dalam ∆S total (+) utk spontan, atau sebaliknya
Energi bebas (G):
● besaran termodinamika seperti halnya U, H atau S ● merupakan fungsi keadaan ● ukuran kuantitatif kespontanan suatu proses yang dinyatakan dalam ∆G sistem (-) utk spontan, atau sebaliknya
6.5 Hukum Kedua Termodinamika
Rumusan matematika entropi: ● Ada sistem menerima kalor dari lingkungan Sistem & lingkungan tersebut berada dalam sistem yang lebih besar yg terisolasi
∆S =
f dqrev
∫i
T
∆Stotal = ∆Ssis + ∆Slingk dq = CdT C = dq/dT
>0
Contoh 6.4: 1 g es 0oC dimasukkan ke dalam 4 g air 10oC. Diketahui cair = 1kal/goC dan kalor lebur es = 80 kal/g. Apakah proses peleburan spontan ?
CATATAN UTK DIKUASAI (latar belakang, pengertian, kegunaan): • LIMIT • TURUNAN (DEFERENSIAL)gradien • INTEGRAL • MATRIKS (komposit, pemrograman) • NUMERIK • Log (juga ln) • Trigonometri
Penyelesaian q dilepaskan pada pendinginan air = 4 g x 1 kal/g oC x 10 oC = 40 kal Massa es yang melebur dengan 40 kal = 40 kal / (80 kal/g) = 0,5 g
∆Ses = 0,5 x 80 / 273 = 0,1465 kal/K ∆ Sair = ∫C dT/T = -C ln 283/273 = - 0,1439 kal/K ∆ Stotal = ∆ Ses + ∆ Sair = 0,0026 kal/K = 0,0109 J/K ∆ Stotal > 0 proses peleburan es spontan
∆Ssis untuk proses isotermal ∆S =
f dqrev
∫i
T
=
1
f
T ∫i dq
Transisi fasa ∆Sfus =
qrev ∆Hfus = Tf Tf
rev
=
qrev T
6.6 Energi Bebas (G) ∆Gsis < 0 Proses spontan
G = H - TS
∆Gsis = 0 Proses reversibel
∆Gsis > 0 Proses tak spontan
● Pendugaan arah perubahan suatu proses reaksi ∆G = ∆H – T ∆S < 0 No
H S G
Hasil
Contoh
1
- + -
Spontan semua T
2H2O(g)→2H2(g)+O2(g)
2
-
- +
Spontan T ↓ ≠ spontan T ↑
H2O(c) → 2H2O(p)
3
+ + + -
≠ Spontan T ↓ Spontan T ↑
2NH3(g)→N2(g)+3H2(g)
4
+ - +
≠ Spontan semua T
3O2(g) → 2O3(g)
Transisi fasa, ∆G = ∆H – T ∆S = 0 ∆Str =
qrev ∆Htr Ttr = T tr
Tr = transisi (peleburan, pembekuan, penguapan, kondensasi) .
CONTOH 6.5
Sikloheksana, C6H12 memiliki kalor penguapan 360 J/g dengan titik didih 81°C. Berapakah perubahan entropi untuk tiap mol penguapan sikloheksana
PENYELESAIAN ∆S =
∆H
= 84 g/mol x 360/354 J/gK
T = 85 J /K mol .
6.7 KONSEP KESETIMBANGAN
Setimbang
N2O4(g) A
akhir reaksi
Campuran produk dan reaktan yang tidak bereaksi dalam jumlah relatif tetap
2NO2(g) C % Kons
% Kons 100 98
100
A
A
98
∆C1 2
∆C2 2
C Waktu
C ∆t1
∆t2
Waktu
6.8 TETAPAN KESETIMBANGAN
Hukum Empiris Aksi Massa (Guldberg & Waage) aA + bB
cC + dD
Tetapan kesetimbangan empiris (KC)
KC =
[C]c [D]d [A]a [B]b
Subskrip C: Reaksi dalam larutan
Reaksi dalam fasa gas .............................
[PC]c [PD]d
KP =
[PA]a [PB]b
P = Tekanan parsial
Kesetimbangan Reaksi dalam Fasa Gas 3NO(g)
N2O(g) + NO2(g) ∆G
3NO (PNO)
∆G1
N2O (P N2O) + NO2 (P NO2)
∆G = ∆G1 + ∆G° +∆G3
∆G3
N2O (Pref) + NO2 (Pref)
3NO (Pref) ∆G2 = ∆G°
-∆G° = RT ln K
CONTOH 6.6
Tulis persamaan kesetimbangan untuk kesetimbangan kimia fasa gas berikut: a. 2NOCl(g) 2NO(g) + Cl2(g) b. CO(g) + ½O2(g) CO2(g)
Penyelesaian a.
(P NO) (P Cl2) 2
(P NOCl)2 b.
= K
(P CO2) = K (P CO) (P O2)½
Pangkat 2 berasal dari faktor 2 dalam persamaan yang balans tersebut
Pangkat pecahan muncul pada persamaan kesetimbangan setiap kali mereka terdapat dalam persamaan yang balans
CONTOH 6.7
Hitunglah tetapan kesetimbangan untuk reaksi N2O4 (g)
2 NO2 (g)
Jika pada saat kesetimbangan terdapat 0,1 mol N2O4 dan 0,06 mol NO2 dalam volume 2 L Penyelesaian : Molaritas NO2
K = [NO2]2 / [N2O4] = (0,03)2 / 0,05 = 1,8 x 10-2
6.9 PENDUGAAN ARAH REAKSI
Kuosien Reaksi (Q)
G
∆G = ∆G° + RT ln Q ∆G = -RT ln K + RT ln Q
Q
Q>K ∆G > 0
∆G = RT ln (Q/K) Jika Q < K, ∆G < 0 Q > K, ∆G > 0
arah reaksi ke kanan arah reaksi ke kiri Kesetimbangan ∆G = 0 Reaktan murni
Produk murni
CONTOH 6.8 •
Reaksi H2 + I2 2 HI mempunyai nilai K = 49,5 pada suhu 440 oC. Jika pada suhu tersebut ke dalam wadah bervolume 2 L dimasukkan 5 mol H2, 2 mol I2 dan 4 mol HI, ke arah manakah reaksi berlangsung dan berapa konsentrasi masingmasing zat pada saat kesetimbangan tercapai?
Penyelesaian: Q = (2)2 / (2,5)(1) = 1,6 Q
H2 (g) + I2 (g) ⇄ 2 HI (g) Awal Reaksi Kesetimbangan
K=
[HI]2 [H2 [I2 ]
5 -x (5-x)
=
2 -x (2-x)
4 mol / 2L +2x (4+2x)
= 49,5
{(4+2 x) / 2}2 {(5 x) / 2}{(2 x) / 2}
X1 = 1,672 mol [HI] = 3,672 M [H2] = 1,664 M [I2] = 0,164 M
x2 = 6,29 (tak mungkin)
6.10 FAKTOR YANG MEMPENGARUHI KESETIMBANGAN KIMIA PRINSIP LE CHATELIER : Bila suatu sistem dalam kesetimbangan mendapat gangguan eksternal maka sistem tersebut akan melakukan perubahan yang mengatasi gangguan tersebut.
1. Perubahan Konsentrasi 2. Perubahan Volume dan Tekanan 3. Perubahan Suhu mengubah nilai K sehingga Q ≠ K
Pengaruh perubahan konsentrasi Konsentrasi hasil reaksi
Ke arah reaktan
Pengaruh perubahan volume N2O4 (g)
2NO2 (g) V → Ke arah reaktan V → Ke arah produk
Pengaruh perubahan suhu, jika suhu Reaksi eksoterm → Ke arah eksoterm Reaksi endoterm → Ke arah endoterm
