Langkah kita selanjutnya adalah untuk melihat bagaimana hukum pertama termodinamika dapat diterapkan untuk proses yang dilakukan pada keadaan yang berbeda. Secara spesifik, kita akan mempertimbangkan dua situasi yang paling umum ditemui di laboratorium, yaitu: volume yang diterapkan pada sistem dipertahankan tetap dan satunya lagi tekanan yang diterapkan pada sistem dipertahankan tetap.
Jika reaksi kimia dijalankan pada volume tetap, maka ΔV = 0 dan tidak ada kerja P-V yang akan dihasilkan dari perubahan ini. Dari Persamaan (1) didapat bahwa:
ΔE = q - PΔV = qv
Kita menambahkan subskrip "v" untuk mengingatkan kita bahwa ini adalah proses pada volume tetap. kesetaraan ini mungkin tampak aneh pada awalnya, karena kita menunjukkan sebelumnya bahwa q bukan fungsi keadaan. Proses ini dilakukan dalam keadaan volume tetap, bagaimanapun, sehingga perubahan kalor hanya dapat memiliki satu nilai spesifik, yang sama dengan ΔE.
Entalpi
Keadaan volume tetap sering merepotkan dan kadang-kadang mustahil untuk dicapai. Kebanyakan reaksi terjadi dalam keadaan tekanan tetap (biasanya tekanan atmosfer). Jika sutau reaksi menghasilkan peningkatan jumlah mol gas, maka sistem melakukan kerja pada lingkungan (ekspansi). Hal ini mengikuti fakta bahwa untuk gas yang dibentuk memasuki atmosfer, harus mendorong kembali udara disekitarnya. Sebaliknya, jika molekul gas lebih banyak yang dikonsumsi daripada yang diproduksi, kerja dilakukan pada sistem oleh lingkungan (kompresi). Akhirnya, tidak ada kerja yang dilakukan jika tidak ada perubahan dalam jumlah mol gas dari reaktan menjadi produk.
Secara umum, untuk proses tekanan tetap dapat kita tulis:
ΔE = q + w
= qp - PΔV
qp = ΔE + PΔV (persamaan 5)
dimana subskrip "p" menunjukkan keadaan tekanan tetap.
Kita sekarang diperkenalkan dengan fungsi termodinamika yang baru dari sistem yang disebut entalpi (H), yang didefinisikan oleh persamaan:
H = E + PV (persamaan 6)
di mana E adalah energi dalam sistem, P adalah tekanan dan V adalah volume sistem. Karena E dan PV memiliki satuan energi, entalpi juga memiliki satuan energi. Selanjutnya, E, P, dan V adalah fungsi keadaan, yaitu bahwa, perubahan (E + PV) hanya tergantung pada keadaan awal dan keadaan akhir. Ini mengikuti, karena itu, bahwa perubahan H, atau ΔH, juga tergantung hanya pada keadaan awal dan akhir. Dengan demikian, H adalah fungsi keadaan.
Untuk setiap proses, perubahan entalpi menurut Persamaan (6) diberikan oleh
ΔH = ΔE + Δ(PV) (persamaan 7)
Jika tekanan dipertahankan tetap, maka
ΔH = ΔE + PΔV (persamaan 8)
Membandingkan Persamaan (8) dengan Persamaan (5), kita melihat bahwa untuk proses tekanan tetap, qp = ΔH. Sekali lagi, meskipun q bukan fungsi keadaan, perubahan kalor pada tekanan tetap sama dengan ΔH karena "jalan/proses yang dilalui" didefinisikan demikian dan oleh karena itu hanya dapat memiliki nilai tertentu.
Kita sekarang memiliki dua kuantitas-ΔE dan ΔH- yang dapat dikaitkan dengan reaksi kimia. Jika reaksi terjadi pada keadaan volume tetap, maka perubahan kalor (qv), sama dengan ΔE. Di sisi lain, ketika reaksi dilakukan pada tekanan tetap, perubahan kalor (qp), sama dengan ΔH.
Entalpi Reaksi
Karena sebagian besar reaksi adalah proses pada tekanan tetap, kita bisa menyamakan perubahan kalor dalam kasus ini dengan perubahan entalpi (q = ΔH). Untuk beberapa reaksi dengan jenis:
reaktan --> produk
kita mendefinisikan perubahan entalpi yang disebut entalpi reaksi (ΔH), sebagai perbedaan antara entalpi produk dan entalpi reaktan:
ΔH = H(produk) - H(reaktan) (persamaan 9)
Entalpi reaksi dapat bertanda positif atau bertanda negatif, tergantung pada proses. Untuk proses endotermik (kalor diserap oleh sistem dari lingkungan), ΔH bertanda positif (ΔH > 0). Untuk proses eksotermik (kalor yang dilepaskan oleh sistem ke lingkungan), ΔH bertanda negatif (ΔH < 0).
Sebuah analogi untuk perubahan entalpi adalah perubahan dalam saldo rekening bank. Misalkan saldo awal rekening adalah Rp10.000. Setelah transaksi (deposit atau penarikan), perubahan saldo bank (ΔX) diberikan oleh persamaan:
ΔX = X(akhir) - X(awal)
di mana X merupakan saldo bank. Jika deposit Rp8.000 ke rekening, maka saldo akhir rekening adalah Rp18.000, sehingga ΔX = 18.000 - 10.000 = + 8.000. Hal ini terkait dengan reaksi endotermik. (Peningkatan kesetimbangan dan begitu juga entalpi sistem). Di sisi lain, jika penarikan Rp 6.000, maka saldo akhir rekening adalah Rp4.000, sehingga ΔX = 4000 - 10.000 = - 6.000. Tanda negatif ΔX berarti saldo rekening mengalami penurunan. Demikian pula, nilai negatif dari ΔH mencerminkan penurunan entalpi sistem sebagai hasil dari proses eksotermik. Perbedaan antara analogi ini dan Persamaan (9) adalah bahwa kita selalu tahu saldo bank kita dengan tepat, tetapi tidak ada cara untuk mengetahui nilai entalpi produk dan reaktan. Dalam prakteknya, kita hanya dapat mengukur perbedaan atau selisih antara nilai-nilai tersebut.
Sekarang mari kita menerapkan ide perubahan entalpi untuk dua proses yang umum kita jumpai, pertama melibatkan perubahan fisika, kedua perubahan kimia.
Persamaan Termokimia
Pada suhu 0°C dan tekanan 1 atm, es mencair membentuk cairan. Pengukuran menunjukkan bahwa untuk per mol es yang dikonversi menjadi air pada keadaan ini kalor sebesar 6,01 kilojoule (kJ) diserap oleh sistem (es). Karena tekanan tetap, perubahan kalor adalah sama dengan perubahan entalpi (ΔH). Proses ini adalah proses endotermik, seperti yang diharapkan untuk perubahan kalor dari pencairan es [Gambar 6 (a)]. Oleh karena itu, ΔH adalah besaran positif. Persamaan untuk perubahan fisika ini
H2O(s) ---> H2O(l) ΔH = 6,01 kJ/mol
Istilah "per mol" pada satuan untuk ΔH berarti bahwa ini adalah perubahan entalpi per mol reaksi (atau proses) seperti yang tertulis; yaitu, ketika 1 mol es dikonversi menjadi 1 mol air.
CH4(g) + 2O2(g) --> CO2(g) + 2H2O(l) ΔH = -890,4 kJ/mol
Dari pengalaman kita tahu bahwa pembakaran melepaskan kalor gas alam ke lingkungan, sehingga merupakan proses eksotermik. Pada keadaan tekanan tetap perubahan kalor ini adalah sama dengan perubahan entalpi dan ΔH harus memiliki tanda negatif [Gambar 6 (b)]. Sekali lagi, satuan per mol reaksi untuk ΔH berarti bahwa ketika 1 mol CH4 bereaksi dengan 2 mol O2 menghasilkan 1 mol CO2 dan 2 mol H2O, 890,4 kJ energi kalor dilepaskan ke lingkungan. Hal ini penting untuk diingat bahwa nilai ΔH tidak merujuk pada reaktan atau produk tertentu. Ini hanya berarti bahwa nilai ΔH dikutip mengacu pada semua jenis reaksi dalam jumlah molar. Dengan demikian, faktor konversi berikut dapat dibuat:
Mengekspresikan ΔH dalam satuan kJ/mol (bukan hanya kJ) sesuai dengan konvensi standar; manfaatnya akan menjadi jelas ketika kita melanjutkan pelajaran termodinamika.
Persamaan untuk mencairnya es dan pembakaran metana adalah contoh dari persamaan termokimia, yang menunjukkan perubahan entalpi serta hubungan massa. Hal ini penting untuk menentukan persamaan yang seimbang ketika mengutip perubahan entalpi dari reaksi. Pedoman berikut ini membantu dalam menulis dan menafsirkan persamaan termokimia.
1. Saat menulis persamaan termokimia, kita harus selalu menentukan keadaan fisika dari semua reaktan dan produk, karena dapat membantu dalam menentukan perubahan entalpi yang sebenarnya. Misalnya, dalam persamaan untuk pembakaran metana, jika kita menunjukkannya air dalam bentuk uap dan bukan air dalam bentuk cair sebagai produk, maka
CH4(g) + 2O2(g) --> CO2(g) + 2H2O(g) ΔH = -802,4 kJ/mol
perubahan entalpi adalah -802,4 kJ bukan -890,4 kJ karena 88,0 kJ diperlukan untuk mengkonversi 2 mol air menjadi uap air;
H2O(l) ---> H2O(g) ΔH = -88,0 kJ/mol
2. Jika kita kalikan kedua sisi dari persamaan termokimia dengan faktor n, maka ΔH juga harus berubah dengan faktor yang sama. Kembali ke mencairnya es
H2O(s) ---> H2O(l) ΔH = + 6,01 kJ/mol
Jika kita kalikan persamaan seluruhnya dengan 2; yaitu, jika kita menetapkan n = 2, maka
2H2O(s) ---> 2H2O(l) ΔH = + 12,02 kJ/mol
3. Ketika kita membalikkan persamaan, kita mengubah peran reaktan dan produk. Akibatnya, besarnya ΔH untuk persamaan tetap sama, tetapi terjadi perubahan tandanya. Misalnya, jika reaksi mengkonsumsi energi termis dari lingkungan (yaitu, proses endotermis), maka reaksi balik harus melepaskan energi termis kembali ke lingkungan (yaitu, proses eksotermis) dan ekspresi perubahan entalpi juga harus mengubah tandanya. Dengan demikian, membalikkan reaksi mencairnya es, persamaan termokimia menjadi
H2O(l) ---> H2O(s) ΔH = - 6,01 kJ/mol
dan proses endotermik menjadi eksotermik, dan sebaliknya.
Contoh 3
Mengingat persamaan termokimia
2SO2(g) + O2(g) --> 2SO3(g) ΔH = -198,2 kJ/mol
hitung perubahan kalor ketika 87,9 g SO2 (massa molar = 64,07 g/mol) dibakar menjadi SO3.
strategi
Persamaan termokimia menunjukkan bahwa untuk setiap 2 mol SO2 yang bereaksi, 198,2 kJ kalor yang dilepaskan (perhatikan tanda negatif). Oleh karena itu, faktor konversinya
Penyelesaian
Pertama kita perlu menghitung jumlah mol SO2 dalam 87,9 g senyawa dan kemudian menemukan jumlah kilojoule yang dihasilkan dari reaksi eksotermis. Urutan konversi adalah sebagai berikut:
gram SO2 --> mol SO2 --> kilojoule kalor yang dihasilkan
Oleh karena itu, perubahan entalpi untuk reaksi ini diberikan oleh
Periksa
Karena 87,9 g kurang dari dua kali massa molar SO2 (2 x 64,07 g) seperti yang ditunjukkan dalam persamaan termokimia sebelumnya, kita berharap kalor yang dilepaskan lebih kecil dari 198,2 kJ.
Perbandingan ΔH dan ΔE
Apa hubungan antara ΔH dan ΔE untuk suatu proses? Untuk menemukan jawabannya, mari kita perhatikan reaksi antara logam natrium dan air:
2Na(s) + 2H2O(l) --> 2NaOH(aq) + H2(g) ΔH = -367,5 kJ/mol
Persamaan termokimia ini menyatakan bahwa ketika dua mol natrium bereaksi dengan air berlebih, 367,5 kJ kalor dilepaskan. Perhatikan bahwa salah satu produk adalah gas hidrogen, yang harus mendorong kembali udara masuk atmosfer. Akibatnya, beberapa dari energi yang dihasilkan oleh reaksi digunakan untuk melakukan kerja mendorong kembali volume udara (ΔV) terhadap tekanan atmosfer (P) (Gambar 7). Untuk menghitung perubahan energi dalam, kita mengatur ulang Persamaan (8) sebagai berikut:
ΔE = ΔH - PΔV
Jika kita asumsikan suhu menjadi 25°C dan mengabaikan perubahan kecil dalam volume larutan, kita dapat menunjukkan bahwa volume 1 mol gas H2 pada 1,0 atm dan 298 K adalah 24,5 L, sehingga - PΔV = -24,5 L.atm atau -2,5 kJ. Akhirnya,
ΔE = -367,5 kJ/mol - 2,5 kJ/mol
= -370,0 kJ/mol
Perhitungan ini menunjukkan bahwa ΔE dan ΔH yang kurang lebih sama. Alasan ΔH lebih kecil dari ΔE adalah bahwa beberapa energi dalam dilepas digunakan untuk melakukan kerja ekspansi gas, sehingga lebih sedikit kalor yang dilepas. Untuk reaksi yang tidak melibatkan gas, ΔV biasanya sangat kecil dengan begitu ΔE secara praktis sama dengan ΔH.
Cara lain untuk menghitung perubahan energi dalam dari reaksi gas adalah dengan mengasumsikan perilaku gas ideal dan suhu tetap. Pada kasus ini,
ΔE = ΔH - Δ(PV)
= ΔH - Δ(nRT)
= ΔH - RTΔn (persamaan 10)
di mana Δn didefinisikan sebagai
Δn = jumlah mol gas produk - jumlah mol gas reaktan
Contoh 4
Hitung perubahan energi dalam ketika 2 mol CO dikonversi menjadi 2 mol CO2 pada 1 atm dan 25°C:
2CO(g) + O2(g) --> 2CO2(g) ΔH = -566,0 kJ/mol
Strategi
Kita diberi perubahan entalpi, DH, untuk reaksi dan diminta untuk menghitung perubahan energi dalam (ΔE). Oleh karena itu, kita perlu terapkan persamaan (10). Berapakah perubahan jumlah mol gas? ΔH diberikan dalam kilojoule, jadi apa satuan yang harus kita gunakan untuk R?
Penyelesaian
Dari persamaan kimia kita melihat bahwa 3 mol gas dikonversi menjadi 2 mol gas sehingga
Δn = jumlah mol gas produk - jumlah mol gas reaktan
= 2 - 3
= -1
gunakan 8,314 J/K mol untuk R dan T = 298 K dalam persamaan 10, kita dapatkan
ΔE = ΔH - RTΔn
= -566,0 kJ/mol - (8,314 J/K mol)(1kJ/1000J)(298K)(-1)
= -563,5 kJ/mol
Periksa
Mengetahui bahwa sistem gas bereaksi mengalami kompresi (3 mol menjadi 2 mol), adalah masuk akal untuk memiliki ΔH > ΔE besarnya?
<<<3 5>>>
No comments:
Post a Comment