praktikum kimia anorganik: Materi kimia fisik 1

Materi kimia fisika 1

Nama : Rosanni Sinurat

Nim : 1416150011

Dosen Pembimbing : Leony S.L.Purba.Mpd

Hukum Hess

Hukum Hess juga berbunyi :

“Entalpi reaksi tidak tergantung pada jalan reaksi melainkan tergantung pada hasil akhir reaksi”.

Dari Hukum Hess tersebut, perubahan entalpi suatu reaksi mungkin untuk dihitung dari perubahan entalpi reaksi lain yang nilainya sudah diketahui. Hal ini dilakukan supaya tidak usah dilakukan eksperimen setiap saat.

Hukum Hess dapat digambarkan secara skematis sebagai berikut. [3]

Diketahui diagram Hess reaksi A → C

Gambar 1. Diagram Hess.

Perubahan A menjadi C dapat berlangsung 2 tahap.

Tahap I (secara Iangsung)

A → C → ∆H₁

Tahap II (secara tidak langsung)

Berdasarkan Hukum Hess maka harga ∆H₁ = ∆H₂ + ∆H₃

A → B		∆H₂
B → C		∆H₃
A → C		∆H₂ + H₃

Banyak reaksi dapat berlangsung menurut dua atau lebih tahapan.

Kalorimetri

Kalorimetri adalah ilmu dalam pengukuran panas dan reaksi kimia atau perubahan fisik. Pada kalorimetri ini dapat melakukan pengukuran perubahan kalor yang bergantung pada pemahaman tentang kalor jenis dan kapasitas kalor. Dengan demikian kita dapat mengetahui suhu pada suatu ruangan atau benda-benda lainnya.

Kalor Jenis dan Kapasitas Kalor[

Kalor jenis suatu zat adalah jumlah kalor yang dibutuhkan untuk menaikkan suhu satu gram zat sebesar satu derajat Celsius. Kapasitas kalor suatu zat adalah jumlah kalor yang dibutuhkan untuk menaikkan suhu sejumlah zat sebesar satu derajat Celsius. Hubungan kapasitas kalor dan kalor jenis suatu zat adalah C=ms dimana m adalah massa zat dalam gram.

Dalam sebuah percobaan yang sering dilakukan besar kecilnya kalor yang dibutuhkan suatu benda(zat) bergantung pada 3 faktor :

1. massa zat

2. jenis zat (kalor jenis)

3. perubahan suhu

Dapat dirumuskan:

Q= m.c(t2-t1)

keterangan:

Q adalah kalor yang dibutuhkan (J)

m adalah massa banda (kg)

c adalah kalor jenis (J/kgC)

(t2-t1) adalah perubahan suhu

Rumus kapasitas kalor:

H=Q/(t2-t1)

Keterangan:

H adalah kapasitas kalor

Q adalah kalor yang dibutuhkan (J)

(t2-t1) adalah perubahan suhu.

Batas-batas Hukum termodinamika II

ü Menurut clausius

Sifatnya reversibel (bolak-balik) entropi di alam semesta tidak akan berkurang dan tidak bertambah.Kalor yang di lepaskan dari suhu rendah ke suhu tinggi akan membutuhkan usaha.

ü Menurut Calvin Plank

Tidak semua kalor yang di serap dari lingkungan di ubah menjadi energi.

NB: Proses dalam Termodinamika cenderung tidak teratur ukuran ketidakteraturannya disebut Entropi (S) di pengaruhi oleh kalor yang di terima dan di keluarkan.

Hukum Gay lussac (Hukum perbandingan volume)

bunyi hukum tersebut adalah : "Bila di ukur pada suhu dan tekanan yang sama, volume gas gas yang bereaksi dan volume gas gas hasil reaksi berbanding sebagai bilangan bulat dan sederhana"
Hukum gay lussac di dasari oleh hasil penemuan ahli kimia inggris yang bernama Henry Cavendish (1731-1810)bahwa perbandingan volume gas hidrogen yang bereaksi dengan gas oksigen membentuk air adalah 2:1 dengan syarat harus di ukur pada suhu dan tekanan yang sama.pada tahun 1808, Joseph Louis Gay Lussac melakukan percobaan serupa dengan menggunakan berbagai macam gas. Ia menemukan bahwa perbandingan vo- lume gas-gas dalam reaksi selalu merupakan bilangan bulat sederhana.
2 volume gas hidrogen + 1 volume gas oksigen → 2 volume uap air
1 volume gas nitrogen + 3 volume gas hidrogen → 2 volume gas amonia
1 volume gas hidrogen + 1 volume gas klorin → 2 volume gas hidrogen klorida
dari hasil percobaan inilah gay lussac mengemukakan hukumnya.

Avogadro pada tahun 1811. Hipotesis Avogadro menyatakan bahwa dua sampel gas ideal dengan volume, suhu, dan tekanan yang sama, maka akan mengandung molekul yang jumlahnya sama. Contohnya adalah, ketika hidrogen dan nitrogen dengan volume yang sama mengandung jumlah molekul yang sama ketika mereka berada pada suhu dan tekanan yang sama. Avogadro menyebut partikel sebagai molekul.

Untuk suatu massa dari gas ideal, volume dan mol gas secara langsung akan proporsional jika suhu dan tekanannya konstan. Persamaan tersebut dapat ditulis sebagai berikut:

atau

Dimana:

V adalah volume gas

n adalah jumlah zat dari gas (dalam satuan mol)

k adalah konstanta yang sama dengan RT/P, di mana R adalah konstanta gas universal, T adalah suhu Kelvin, dan P adalah tekanan. Sebagai suhu dan tekanan yang konstan, RT/P juga konstan dan disebut sebagai k. Ini berasal dari hukum gas ideal.

Hukum ini menjelaskan bagaimana dalam kondisi suhu, tekanan, dan volume gas yang sama pasti mengandung jumlah molekul yang sama. Untuk membandingkan substansi yang sama di bawah dua set yang kondisinya berbeda, hukum ini dapat dinyatakan sebagai berikut:

Persamaan ini menunjukkan bahwa, jika jumlah mol gas meningkat, volume gas juga akan meningkat secara proporsional. Dan sebaliknya, jika jumlah mol gas berkurang, maka volume juga menurun.

Dalam kimia, hukum perbandingan tetap atau hukum Proust (diambil dari namakimiawan Perancis Joseph Proust) adalah hukum yang menyatakan bahwa suatusenyawa kimia terdiri dari unsur-unsur dengan perbandingan massa yang selalu tepat sama. Dengan kata lain, setiap sampel suatu senyawa memiliki komposisi unsur-unsur yang tetap. Misalnya, air terdiri dari ⁸/₉ massa oksigen dan ¹/₉ massahidrogen. Bersama dengan hukum perbandingan berganda (hukum Dalton), hukum perbandingan tetap adalah hukum dasar stoikiometri.

Dari hasil eksperimen yang dilakukan Joseph Louis Proust (1807) ditemukan fakta sebagai berikut:Perbandingan massa unsur-unsur dalam setiap senyawa adalah selalu tetap. Inilah yang menjadi salah satu hukum dassar kimia yang kemudian dikenal sebagai Hukum Perbandingan Tetap atau Hukum Proust. Perhatikan data reaksi hidrogen dan oksigen menghasilkan air berikut!.

ENERGI BEBAS GIBBS

Termodinamika klasik meliputi keadaan kesetimbangan dinamis. Keadaan lokal dari suatu sistem pada kesetimbangan termodinamika ditentukan oleh nilai dari parameter intensifnya, seperti tekanan dan suhu.

• Menunjukkan perubahan entropi total dari sistem

• Batasan à suhu dan tekanan tetap

G = H – TS

DG = DH – TDS (suhu tetap)

DG = - TDS (tekanan tetap)

• Energi Bebas Gibbs (DG) digunakan u menggambarkan perub energi sistem, Pada temperatur dan tekanan konstan, DG = Energi bebas Gibbs

Untuk menentukan kespontanan reaksi dengan fokus hanya pada system.

Penentuan Perubahan Entalpi (∆H) Reaksi Dengan Hukum Hess

Perubahan suhu yang menyertai reaksi kimia menunjukan adanya perubahan energi dalam bentuk kalor pada pereaksi dan hasil reaksi. Kalor yang diserap akan dibebaskan oleh sistem menyebabkan suhu sistem berubah. Secara sederhana kalor tersebut dapat dihitung dengan rumus :

q = m. c. ∆t.

Dimana:

q = kalor reaksi (Q) m = massa sistem (gram)

∆t = perubahan suhu (oC, K) c = kalor jenis sistem (j/g.K)

Perubahan entalpi (∆H) reaksi adalah q untuk jumlah mol pereaksi/hasil reaksi sesuai persamaan reaksi, disertai tanaada positif (reaksi endoterm) negatif (rekasi eksoterm).

Hukum Hess adalah sebuah hukum dalam kimia fisik untuk ekspansi Hess dalamsiklus Hess. Hukum ini digunakan untuk memprediksi perubahan entalpi dari hokum kekekalan energi (dinyatakan sebagai fungsi keadaan ΔH) . Menurut hukum Hess , karena entalpi adalah fungsi keadaan, perubahan entalpi dari suatu reaksi kimia adalah sama, walaupun langkah-langkah yang digunakan untuk memperoleh produk berbeda.

Jika perubahan kimia terjadi oleh beberapa jalur yang berbeda, perubahan entalpi keseluruhan tetaplah sama. Hukum Hess menyatakan bahwa entalpi merupakan fungsi keadaan. Dengan demikian ΔH untuk reaksi tunggal dapat dihitung dengan:

ΔHreaksi = ∑ ΔHf (produk) - ∑ ΔHf (reaktan)

Jika perubahan entalpi bersih bernilai negatif (ΔH < 0), reaksi tersebut merupakan eksoterm dan bersifat spontan. Sedangkan jika bernilai positif (ΔH > 0), maka reaksi bersifat endoterm. Entropimempunyai peran yang penting untuk mencari spontanitas reaksi, karena beberapa reaksi dengan entalpi positif juga bisa bersifat spontan.

Jenis-Jenis Perubahan Entalpi

Perubahan entalpi yang diukur pada suhu 25 oC dan tekanan 1 atm ( keadaan standar) disebut perubahan entalpi standar ( dinyatakan dengan tanda DHo atau DH298 ).

Perubahan entalpi yang tidak merujuk pada kondisi pengukurannya dinyatakan dengan lambang DH saja.

Entalpi molar = perubahan entalpi tiap mol zat ( kJ / mol ).

Perubahan entalpi, meliputi :

a. Perubahan Entalpi Pembentukan Standar ( DHf o ) = kalor pembentukan

Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada pembentukan 1 mol senyawa dari unsur-unsurnya pada suhu dan tekanan standar ( 25 oC, 1 atm ). Entalpinya bisa dilepaskan maupun diserap. Satuannya adalah kJ / mol.

Bentuk standar dari suatu unsur adalah bentuk yang paling stabil dari unsur itu pada keadaan standar ( 298 K, 1 atm ).

Jika perubahan entalpi pembentukan tidak diukur pada keadaan standar maka dinotasikan dengan DHf

Contoh :

Catatan :

DHf unsur bebas = nol

Dalam entalpi pembentukan, jumlah zat yang dihasilkan adalah 1 mol.

Dibentuk dari unsur-unsurnya dalam bentuk standar.

b. Perubahan Entalpi Penguraian Standar ( DHd o )

Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada penguraian 1 mol senyawamenjadi unsur-unsur penyusunnya pada keadaan standar.

Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHd. Satuannya = kJ / mol.

Perubahan entalpi penguraian standar merupakan kebalikan dari perubahan entalpi pembentukan standar, maka nilainya pun akan berlawanan tanda.

Menurut Marquis de Laplace, “ jumlah kalor yang dilepaskan pada pembentukan senyawa dari unsur-unsur penyusunnya = jumlah kalor yang diperlukan pada penguraian senyawa tersebut menjadi unsur-unsur penyusunnya. “ Pernyataan ini disebut Hukum Laplace.

Contoh :

Diketahui DHf o H2O(l) = -286 kJ/mol, maka entalpi penguraian H2O(l) menjadi gas hidrogen dan gas oksigen adalah +286 kJ/mol.

c. Perubahan Entalpi Pembakaran Standar ( DHc o )

Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada pembakaran 1 mol suatu zatsecara sempurna pada keadaan standar.

Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHc. Satuannya = kJ / mol.

Contoh :

d. Perubahan Entalpi Netralisasi Standar ( DHn o )

Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada penetralan 1 mol asam oleh basa atau 1 mol basa oleh asam pada keadaan standar.

Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHn. Satuannya = kJ / mol.

Contoh :

DHn reaksi = -200 kJ

DHn NaOH = -200 kJ / 2 mol = -100 kJ/mol

DHn H2SO4 = -200 kJ / 1 mol = -200 kJ/mol

e. Perubahan Entalpi Penguapan Standar ( DHovap)

Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada penguapan 1 mol zat dalam fase cair menjadi fase gas pada keadaan standar.

Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHvap. Satuannya = kJ / mol.

Contoh :

f. Perubahan Entalpi Peleburan Standar ( DHofus )

Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada pencairan / peleburan 1 mol zat dalam fase padat menjadi zat dalam fase cair pada keadaan standar.

Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHfus. Satuannya = kJ / mol.

Contoh :

g. Perubahan Entalpi Sublimasi Standar ( DHosub )

Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada sublimasi 1 mol zat dalam fase padat menjadi zat dalam fase gas pada keadaan standar.

Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHsub. Satuannya = kJ / mol.

Contoh :

h. Perubahan Entalpi Pelarutan Standar ( DHosol ) Adalah perubahan entalpi yang terjadi ketika 1 mol zat melarut dalam suatu pelarut ( umumnya air ) pada keadaan standar.

Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHsol. Satuannya = kJ / mol.