Termodinamika Kimia.docx

TERMODINAMIKA KIMIA

Termodinamika kimia merupakan cabang kimia yang menangani hubungan kalor, kerja dan bentuk lain dari energi. Melalui termodinamika diharapkan berbagai macam gejala alam yang teramati dapat dikembalikan sebagai akibat dari kaidah yang lebih mendasar. Dengan demikian akan diperoleh gambaran tentang adanya keteraturan global dalam sifat-sifat alam serta adanya keterkaitan antara berbagai sifat alam yang teramati. A.

Konsep konsep dasar

Karena objek dari termodinamika adalah alam, maka ada bagian dari alam yang pada saat tertentu menjadi perhatian dan menerapkan prinsip temodinamika yang disebut sistem termodinamika. Selanjutnya, bagian dari alam semesta yang berada di luar sistem disebut lingkungan. interaksi antara sistem dengan lingkungannya menghasilkan : -

Sistem tersekat (terisolasi)

Adalah sistem yang didalamnya tidak terjadi pertukaran energi atau materi, yakni sistem yang dindingnya tidak dapat ditembus atau kedap energi maupun zat, yang biasa disebut adiatermal. Contohnya adalah termos es. -

Sistem tertutup

Adalah sistem yang didalamnya hanya terjadi pertukaran energi secara bebas, yakni sistem yang dindingnya dapat tembus energi tetapi tidak tembus zat, yang biasa disebut diatermal. Contohnya adalah silinder baja penyimpan gas. Molekul gas tidak dapat menembus baja namun energi dapat keluar masuk melalui rambatan. -

Sistem terbuka

Adalah sistem yang didalamnya terjadi pertukaran energi maupun materi. Kandungan energi maupun zat dalam sistem terbuka tidak pernah tetap. Contohnya adalah sebutir telur, yang dindingnya dapat ditembus energi maupun zat.

Beberapa proses yang dapat terjadi pada sistem sesuai dengan keadaan adalah proses isotermal, proses isovolum atau isokhorik, dan proses adiabatik. Proses isotermal yaitu proses yang berlangsung pada suhu tetap, semua kalor yang diberikan kepada sistem diubah menjadi kerja. Proses isovolum atau isokhorik yaitu proses yang tidak mengalami perubahan volume, semua kalor yang masuk sistem disimpan sebagai energi dalam. Proses adiabatik yaitu proses yang tidak menyerap atau melepaskan kalor, dan semua energi digunakan untuk menghasilkan kerja

Yang menjadi kajian utama termodinamika adalah sistem setimbang. Suatu sistem disebut ada dalam keadaan setimbang bila harga semua variabel termodinamikanya tidak berubah dengan waktu, dan didalam sistem tak ada aliran-aliran energi maupun zat.

B.

Hukum termodinamika -

Hukum ke Nol termodinamika

Jika ada lebih dari dua sistem yang saling setimbang, tentu ada keterkaitan antara harga variabel sistem-sistem yang terlibat. Bagi sistem-sistem semacam itu, yakni ada dalam kesetimbangan termal satu dengan yang lain, berlaku suatu hukum yang kemudian dikenal sebagai Hukum ku Nol Termodinamika, yang menyatakan : “Jika ada dua sistem, masing masing setimbang dengan suatu sistem ketiga, maka kedua sistem harus setimbang satu dengan yang lain”. -

Hukum Pertama Termodinamika

Hukum ini merupakan pernyataan ulang dari hukum kekekalan energi, yang menyatakan bahwa : “ energi dapat diubah dari satu bentuk ke bentuk lain namun energi tidak dapat diciptakan ataupun dimusnahkan”. Hukum pertama termodinamika menyatakan hubungan antara kalor (q), kerja (w) dan perubahan energi dalam (∆U), yang menerangkan bahwa energi sistem tersekat adalah tetap. Hukum pertama termodinamika dapat dinyatakan dengan persamaan berikut: q = ∆U – W q, ∆U, dan W dalam satuan joule atau kalori. Hukum pertama termodinamika menunjukkan bahwa energi dalam tidak dapat diukur tapi dapat diukur dari nilai kalor dan kerja. Kalor dapat diukur dengan percobaan dan kerja. Kerja dihitung melalui volume dan tekanan yang melawan perubahan itu. a.

Kalor (q)

Kalor adalah energi yang berpindah dari sistem ke lingkungan atau sebaliknya karena perbedaan suhu, yaitu dari suhu tinggi ke suhu yang lebih rendah. Perpindahan kalor akan berlangsung hingga suhu di antara keduanya menjadi sama. Jumlah kalor dinyatakan dalam satuan kalori (kal) atau Joule (J). 1 kal = 4,184 J Sistem menerima kalor, q positif (+) Sistem membebaskan kalor, q negatif (-)

Kalor (q) bukan merupakan fungsi keadaan karena besarnya tergantung pada proses. Kapasitas kalor adalah banyaknya energi kalor yang dibutuhkan untuk mengikatkan suhu zat 1oC.

kapasitas kalor tentu saja tergantung pada jumlah zat. Kapasitas kalor spesifik dapat disederhanakan, kalor jenis adalah banyaknya energi kalor yang dibutuhkan untuk meningkatkan suhu 1 gram zat sebesar 1oC. Kalor jenis molar adalah banyaknya energi kalor yang dibutuhkan untuk meningkatkan suhu 1 mol zat sebesar 1oC. Persamaan ini diperoleh dari penurunan persamaan hukum pertama termodinamika pada tekanan tetap: q = ∆U – W q = ∆U + P∆V q = U2 –U1 + P(V2 –V1) q = (U2 + PV2) – (U1 + PV1) q = H2 – H1 q = ∆H b. Usaha/ kerja (w) Perpindahan energi antara sistem dengan lingkungan, diluar bentuk kalor disebut kerja. Satuan kerja adalah liter-atm, sehingga 1 L atm = 101,32 J

-

Hukum Kedua Termodinamika

Hukum kedua termodinamika terkadang dinyatakan sebagai transfer panas, dimana pada transformasi apapun, energi cenderung untuk semakin berkurang hingga tak tersedia cukup energi untuk melakukan kerja yang berhasil. Karena kerja yang berhasil terkait dengan keteraturan, hukum kedua termodinamika dapat dinyatakan sebagai kecenderungan di alam bagi sistem-sistem untuk bergerak ke arah ketidakteraturan atau keacakan yang semakin meningkat.Istilah bagi ketidakteraturan adalah entropi. Entropi meningkat pada proses pelelehan, penguapan, dan pelarutan. Perubahan entropi (dS) adalah suatu fungsi keadaan yang merupakan perbandingan perubahan kalor yang dipertukaran antara sistem dan lingkungan secara reversibel (δqrev) terhadap suhu tertentu T(°C). Persamaan besarnya entropi dinyatakan sebagai berikut: dS = δqrev/T -

Hukum Ketiga Termodinamika

“Entropi dari ksristal sempurna murni pada suhu nol mutlak ialah nol” . Kristal sempurna murni pada suhu nol mutlak menunjukkan keteraturan tertinggi yang dimungkinkan dalam sistem termodinamika. Jika suhu ditingkatkan sedikit diatas 0K, entropi meningkat. Entropi mutlak selalu bernilai positif.

Soo = 0 C. Entalpi dan Kalor Reaksi Standar Entalpi adalah perubahan energi kalor suatu sistem kimia yang berlangsung pada tekanan tetap. q = ∆U – W q = ∆U + P∆V q = U2 –U1 + P(V2 –V1) q = (U2 + PV2) – (U1 + PV1) q = H2 – H1 q = ∆H

Entalpi (H) adalah besaran mutlak yang tidak dapat diukur atau ditentukan. Pada suatu proses yang terukur adalah harga dari ∆H. Penetuan harga (∆H) tidak bergantung pada jalannya proses namun hanya tergantung pada keadaan awal dan akhir proses (∆H sebagai fungsi keadaan). Nilai ∆H dapat digunakan untuk meramalkan suatu proses reaksi. Bila ∆H > 0 proses berjalan secara endotermis, yaitu sistem menyerap kalor. Bila ∆H = 0 proses berjalan secara adiabatik, semua kalor diubah menjadi kerja. Bila ∆H < 0 proses berjalan secara eksotermis, yaitu sistem melepaskan kalor. Hubungan-hubungan yang melibatkan entalpi diantaranya adalah ∆H adalah suatu sifat ekstensif yaitu perubahan entalpi sebanding dengan jumlah zat yang terlibat dalam reaksi Jika kita gandakan dua kali jumlah zat yang terlibat dalam reaksi maka perubahan entalpi reaksi juga menjadi dua kali. ∆H akan berubah tanda bila arah reaksi berlangsung sebaliknya.

Sumber http://indriafatwindari.blogspot.co.id/2011/10/termodinamika-kimia.html http://amirakostader.blogspot.co.id/2017/02/termodinamika-kimia-dasar.html