Review Termokimia
DOSEN
PENGAMPU:
Dr.
YUSNELTI, M.Si
NAMA : REFI
RIZKIANDI
NIM :
A1C217030
PROGRAM
STUDI PENDIDIKAN MATEMATIKA
FAKULTAS
KEGURUAN DAN ILMU PENGETAHUAN
UNIVERSITAS
JAMBI
2017
BAB I
PENDAHULUAN
I.1. Latar Belakang
Dalam makalah ini, kami mengambil tema mengenai
Termokimia. Kami memilih tema ini karena kami rasa materi ini sangat penting
untuk dipelajari. Termokimia merupakan salah satu materi dasar dalam kimia yang
harus dikuasai.
Di dalam makalah ini kami membahas tentang konsep
dasar dari termokimia yang kami sajikan pada bagian awal dari isi makalah. Hal
ini kami lakukan karena kami menilai untuk memahami suatu materi, kita harus
mengetahui konsep dasar terlebih dahulu, kemudian dilanjutkan pada bagian inti
materi.
Termokimia merupakan materi yang harus dipahami dengan
baik karena di dalamnya mencakup cukup banyak materi lainnya, seperti
termodinamika I, kalor reaksi, kerja, entalpi, kalorimeter, hukum Hess,
penentuan DH reaksi, energi ikatan, dan jenis-jenis kalor. Maka dari itu, kami
berusaha untuk membuat materi termokimia dalam makalah ini menjadi ringkas dan
mudah dipahami.
I.2. Tujuan Penulisan
1. Untuk mempelajari
konsep dasar termokimia
2. Untuk mempelajari
materi-materi yang terkait dengan termokimia
3. Memahami tentang
termokimia lebih mendalam
I.3. Metode Penulisan
Dalam
menulis makalah ini, kami memperoleh kajian materi dari beberapa sumber, yaitu
studi literatur dari buku-buku yang terkait dengan topik dan berbagai artikel
dari internet.
BAB II
ISI
II.1. Konsep Dasar
Termokimia adalah ilmu yang mempelajari hubungan
antara energi panas dan energi kimia. Sedangkan energi kimia didefinisikan
sebagai energi yang dikandung setiap unsur atau senyawa. Energi kimia yang
terkandung dalam suatu zat adalah semacam energi potensial zat tersebut. Energi
potensial kimia yang terkandung dalam suatu zat disebut panas dalam atau entalpi dan
dinyatakan dengan simbol H. Selisih antara entalpi reaktan dan entalpi hasil
pada suatu reaksi disebut perubahan entalpi reaksi. Perubahan entalpi
reaksi diberi simbol ΔH.
Bagian dari ilmu kimia yang mempelajari perubahan
kalor atau panas suatu zat yang menyertai suatu reaksi atau proses kimia dan
fisika disebut termokimia. Secara operasional termokimia berkaitan dengan
pengukuran dan pernafsiran perubahan kalor yang menyertai reaksi kimia,
perubahan keadaan, dan pembentukan larutan.
Termokimia merupakan pengetahuan dasar yang perlu
diberikan atau yang dapat diperoleh dari reaksi-reaksi kimia, tetapi juga perlu
sebagai pengetahuan dasar untuk pengkajian teori ikatan kimia dan struktur
kimia. Fokus bahasan dalam termokimia adalah tentang jumlah kalor yang dapat
dihasilkan oleh sejumlah tertentu pereaksi serta cara pengukuran kalor reaksi.
Termokimia merupakan penerapan hukum pertama termodinamika terhadap
peristiwa kimia yang membahas tentang kalor yang menyertai reaksi kimia.
II.2. Termodinamika I
Termodinamika kimia dapat didefenisikan sebagai cabang
kimia yang menangani hubungan kalor, kerja dan bentuk lain energi, dengan
kesetimbangan dalam reaksi kimia dan dalam perubahan keadaan. Termokimia erat
kaitannya dengan termodinamika, karena termokimia menangani pengukuran dan
penafsiran perubahan kalor yang menyertai reaksi kimia, perubahan keadaan dan
pembentukan larutan.
Thermodinamika merupakan ilmu tentang energi, yang
secara spesifik membahas tentang hubungan antara energi panas dengan kerja.
Seperti telah diketahui bahwa energi di dalam alam dapat terwujud dalam
berbagai bentuk, selain energi panas dan kerja, yaitu energi kimia, energi
listrik, energi nuklir, energi gelombang elektromagnit, energi akibat gaya
magnit, dan lain-lain. Energi dapat berubah dari satu bentuk ke bentuk lain,
baik secara alami maupun hasil rekayasa tehnologi. Selain itu energi di
alam semesta bersifat kekal, tidak dapat dibangkitkan atau dihilangkan, yang
terjadi adalah perubahan energi dari satu bentuk menjadi bentuk lain tanpa ada
pengurangan atau penambahan. Prinsip ini disebut sebagai prinsip konservasi
atau kekekalan energi
Suatu sistem thermodinamika adalah
suatu masa atau daerah yang dipilih untuk dijadikan obyek analisis.
Daerah sekitar sistem tersebut disebut sebagai lingkungan. Batas antara sistem
dengan lingkungannya disebut batas sistem (boundary), seperti terlihat pada
Gambar 1.1. Dalam aplikasinya batas sistem nerupakan bagian dari sistem maupu
lingkungannya, dan dapat tetap atau dapat berubah posisi atau bergerak.
Penerapan hukum termodinamika pertama dalam bidang
kimia merupakan bahan kajian dari termokimia.” Energi tidak dapat diciptakan
atau dimusnahkan, tetapi dapat diubah dari satu bentuk ke bentuk yang lain,
atau energi alam semesta adalah konstan.” hukum termodinamika 1
Perubahan kalor pada tekanan konstan:
DH = DE + PDV
W= PDV
DE = energi dalam
Pada proses siklis (keadaan
akhir identik dengan kedaan awal) U1 =U2 è U2 - U1 = 0 , karena
U adalah fungsi keadaan dan dalam keadaan sama nilai U juga sama. Pada
proses siklis dimungkinkan adanya panas yang keluar sistem. Sehingga panas netto yg masuk
ke dalam sistem seluruhnya dipakai untuk melakukan usaha
Hukum pertama termodinamika dapat dirumuskan sbg
∆U = Q – W
∆U è perubahan tenaga dakhil sistem
Q è panas yang masuk/keluar dari sistem
W è Usaha yang dilakukan thp sistem
Tenaga dakhil adalah jumlah tenaga kinetik dan tenaga
potensial molekul-molekulnya (pada gas sempurna molekulnya tidak
tarik-menarik). Perumusan di atas tidak meninjau kemungkinan sistem yg
bergerak nisbi terhadap lingkungan
Mekanika è ∆Ek = W (tenaga kinetik benda = usaha yg
dilakukan thp sistem)
Termodinamika, W-nya (-) è ∆Ek = -W
Pada suatu proses, tenaga kinetik maupun tenaga dakhil
dapat berubah yg disebabkan oleh arus panas ataupun usaha. Sehingga hukum
pertama dapat ditulis :
∆U + ∆Ek = Q – Wt
Wt è Usaha total (usaha sistem sendiri, juga gaya-gaya
yg lain. Usaha tersebut karena gaya konservatif maupun nonkonservatif
è Wt = Wk + Wnk
Dengan rumus hukum pertama termodinamika
berubah. Menurut mekanika besar usaha oleh gaya konservatif, misalnya
gaya gravitasi Wk = -∆Ep, pada termodinamika menjadi Wk = ∆Ep
∆U + ∆Ek + ∆EP = Q – Wnk
II.3.
Entalpi
Entalpi (H) adalah jumlah total dari semua bentuk
energi. Entalpi (H) suatu zat ditentukan oleh jumlah energi dan semua bentuk
energi yang dimiliki zat yang jumlahnya tidak dapat diukur dan akan tetap
konstan selama tidak ada energi yang masuk atau keluar dari zat. . Misalnya
entalpi untuk air dapat ditulis H H20 (l) dan untuk es ditulis H H20
(s).
Untuk
menyatakan kalor reaksi pada tekanan tetap (qp )
digunakan besaran yang disebut Entalpi ( H ).
H = E + ( P.V )
DH = DE + ( P. DV )
DH = (q + w ) + ( P. DV )
DH = qp – ( P. DV ) + ( P. DV )
DH = qp
Untuk reaksi kimia :
DH = Hp – Hr
Hp = entalpi produk
Hr = entalpi reaktan
Reaksi pada tekanan tetap : qp
= DH ( perubahan entalpi )
Reaksi pada volume tetap : qv
= DE ( perubahan energi dalam )
Perubahan kalor atau entalpi yang terjadi selama
proses penerimaan atau pelepasan kalor dinyatakan dengan ” perubahan entalpi
(ΔH) ” . Harga entalpi zat sebenarnya tidak dapat ditentukan atau
diukur. Tetapi ΔH dapat ditentukan dengan cara mengukur jumlah kalor yang
diserap sistem. Misalnya pada perubahan es menjadi air, yaitu 89 kalori/gram.
Pada perubahan es menjadi air, ΔH adalah positif, karena entalpi hasil
perubahan, entalpi air lebih besar dari pada entalpi es. Pada perubahan kimia
selalu terjadi perubahan entalpi. Besarnya perubahan entalpi adalah sama besar
dengan selisih antara entalpi hasil reaksi dan jumlah entalpi pereaksi.
Setiap sistem atau zat mempunyai energi yang tersimpan
didalamnya. Energi potensial berkaitan dengan wujud zat, volume, dan tekanan.
Energi kinetik ditimbulkan karena atom – atom dan molekul-molekul dalam zat
bergerak secara acak. Jumlah total dari semua bentuk energi itu disebut
entalpi (H) . Entalpi akan tetap konstan selama tidak ada energi yang masuk
atau keluar dari zat. . Misalnya entalpi untuk air dapat ditulis H H20
(l) dan untuk es ditulis H H20 (s).
Entalpi (H) suatu zat ditentukan oleh jumlah energi
dan semua bentuk energi yang dimiliki zat yang jumlahnya tidak dapat diukur.
Perubahan kalor atau entalpi yang terjadi selama proses penerimaan atau
pelepasan kalor dinyatakan dengan ” perubahan entalpi (ΔH) ” .
Misalnya pada perubahan es menjadi air, maka dapat ditulis sebagai berikut:
Δ H = H H20 (l) -H H20 (s)
Apabila kita amati reaksi pembakaran bensin di dalam
mesin motor. Sebagian energi kimia yang dikandung bensin, ketika bensin
terbakar, diubah menjadi energi panas dan energi mekanik untuk menggerakkan
motor. Demikian juga pada mekanisme kerja sel aki. Pada saat sel aki bekerja,
energi kimia diubah menjadi energi listrik, energi panas yang dipakai untuk
membakar bensin dan reaksi pembakaran bensin menghasilkan gas, menggerakkan
piston sehingga menggerakkan roda motor.
Gambar berikut ini menunjukkan diagram perubahan energi kimia menjadi
berbagai bentuk energi lainnya.
Harga entalpi zat sebenarnya tidak dapat ditentukan
atau diukur. Tetapi ΔH dapat ditentukan dengan cara mengukur jumlah kalor yang
diserap sistem. Misalnya pada perubahan es menjadi air, yaitu 89 kalori/gram.
Pada perubahan es menjadi air, ΔH adalah positif, karena entalpi hasil
perubahan, entalpi air lebih besar dari pada entalpi es.
Termokimia merupakan bagian dari ilmu kimia yang
mempelajari perubahan entalpi yang menyertai suatu reaksi. Pada perubahan kimia
selalu terjadi perubahan entalpi. Besarnya perubahan entalpi adalah sama besar
dengan selisih antara entalpi hasil reaksi dam jumlah entalpi pereaksi.
Pada reaksi endoterm, entalpi sesudah reaksi menjadi
lebih besar, sehingga ΔH positif. Sedangkan pada reaksi eksoterm, entalpi
sesudah reaksi menjadi lebih kecil, sehingga ΔH negatif. Perubahan entalpi pada
suatu reaksi disebut kalor reaksi. Kalor reaksi untuk reaksi-reaksi yang
khas disebut dengan nama yang khas pula, misalnya kalor pembentukan,kalor
penguraian, kalor pembakaran, kalor pelarutan dan sebagainya.
II.3.1. Entalpi
Pembentukan Standar (ΔH◦f)
Entalpi pembentukan standar suatu senyawa menyatakan jumlah kalor yang
diperlukan atau dibebaskan untuk proses pembentukan 1 mol senyawa dari
unsur-unsurnya yang stabil pada keadaan standar (STP). Entalpi pembentukan
standar diberi simbol (ΔH◦f), simbol f berasal dari kata
formation yang berarti pembentukan. Contoh unsur-unsur yang stabil pada keadaan
standar, yaitu : H2,O2,C,N2,Ag,Cl2,Br2,S,Na,Ca,
dan Hg.
II.3.2. Entalpi
Penguraian Standar (ΔH◦d)
Entalpi penguraian standar suatu senyawa menyatakan jumlah kalor yang
diperlukan atau dibebaskan untuk proses penguraian 1 mol senyawa dari unsure-unsurnya
yang stabil pada keadaan standar (STP). Entalpi penguraian standar diberi
simbol (ΔH◦d) simbol d berasal dari kata decomposition
yang berarti penguraian.
Menurut Hukum Laplace, jumlah kalor yang dibebaskan
pada pembentukan senyawa dari unsur-unsurnya sama dengan jumlah kalor yang
diperlukan pada penguraian senyawa tersebut menjadi unsur-unsurnya. Jadi,
entalpi penguraian merupakan kebalikan dari entalpi pembentukan senyawa yang
sama. Dengan demikian jumlah kalornya sama tetapi tandanya berlawanan karena
reaksinya berlawanan arah.
II.3.3. Entalpi
Pembakaran Standar (ΔH◦c)
Entalpi pembakaran standar suatu senyawa
menyatakan jumlah kalor yang diperlukan atau dibebaskan untuk proses pembakaran
1 mol senyawa dari unsur-unsurnya yang stabil pada keadaan standar (STP).
Entalpi penguraian standar diberi simbol (ΔH◦c) simbol d
berasal dari kata combustion yang berarti pembakaran.
Pembakaran selalu membebaskan kalor sehingga nilai
entalpipembakaran selallu negatif (eksoterm)
II.3.4. Entalpi
Pelarutan Standar (ΔH◦s)
Entalpi pelarutan standar menyatakan jumlah
kalor yang diperlukan atau dibebaskan untuk melarutkan 1 mol zat pada keadaan
standar (STP). Entalpi penguraian standar diberi simbol (ΔH◦s)
simbol s berasal dari kata solvation yang berarti pelarutan.
II.3.5. Entalpi Netralisasi
Standar
Adalah 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
II.3.6. Entalpi Penguapan Standar
Adalah 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.
II.3.7. Entalpi Peleburan Standar
Adalah 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.
II.3.8. Entalpi Sublimasi Standar
Adalah 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,
II.4.
Hukum Hess
Pengukuran perubahan entalpi suatu reaksi kadangkala tidak dapat ditentukan
langsung dengan kalorimeter, misalnya penentuan perubahan entalpi pembentukan
standar ( DHf o )CO.
Reaksi pembakaran karbon tidak mungkin hanya menghasilkan gas CO saja tanpa
disertai terbentuknya gas CO2. Jadi, bila dilakukan pengukuran
perubahan entalpi dari reaksi tersebut; yang terukur tidak hanya reaksi
pembentukan gas CO saja tetapi juga perubahan entalpi dari reaksi pembentukan
gas CO2.
Untuk mengatasi hal tersebut, Henry Hess melakukan
serangkaian percobaan dan menyimpulkan bahwa perubahan entalpi suatu
reaksi merupakan fungsi keadaan.
Artinya : “ perubahan
entalpi suatu reaksi hanya tergantung pada keadaan awal ( zat-zat pereaksi
) dan keadaan akhir ( zat-zat hasil reaksi ) dari suatu reaksi dan
tidak tergantung pada jalannya reaksi.” Pernyataan ini disebut Hukum
Hess, rumus yang dapat dipakai yaitu ΔHreaksi = ΔH1 +
ΔH2 +….
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. Dengan kata
lain, hanya keadaan awal dan akhir yang berpengaruh terhadap perubahan
entalpi, bukan langkah-langkah yang dilakukan untuk mencapainya.
Hal ini menyebabkan perubahan entalpi suatu reaksi
dapat dihitung sekalipun tidak dapat diukur secara langsung. Caranya adalah
dengan melakukan operasi aritmatika pada beberapa persamaan reaksi yang
perubahan entalpinya diketahui. Persamaan-persamaan reaksi tersebut diatur
sedemikian rupa sehingga penjumlahan semua persamaan akan menghasilkan reaksi
yang kita inginkan. Jika suatu persamaan reaksi dikalikan (atau dibagi) dengan
suatu angka, perubahan entalpinya juga harus dikali (dibagi). Jika persamaan
itu dibalik, maka tanda perubahan entalpi harus dibalik pula (yaitu menjadi
-ΔH). Berdasarkan Hukum Hess, penentuan DH dapat dilakukan melalui 3 cara yaitu
:
1). Perubahan entalpi ( DH ) suatu reaksi dihitung melalui penjumlahan dari
perubahan entalpi beberapa reaksi yang berhubungan.
2). Perubahan entalpi ( DH ) suatu reaksi dihitung berdasarkan selisih
entalpi pembentukan ( DHf o ) antara produk dan reaktan.
3). Perubahan entalpi ( DH ) suatu reaksi dihitung berdasarkan data energi
ikatan.
Selain itu, dengan menggunakan hukum Hess, nilai ΔH
juga dapat diketahui dengan pengurangan entalpi pembentukan produk-produk
dikurangi entalpi pembentukan reaktan. Secara matematis
.
Untuk reaksi-reaksi lainnya secara umum
Kegunaan
Dengan mengetahui ΔHf (perubahan entalpi pembentukan) dari
reaktan dan produknya, dapat diramalkan perubahan entalpi reaksi apapun, dengan
rumus
ΔH=ΔHfP-ΔH fR
Perubahan entalpi suatu reaksi juga dapat diramalkan dari perubahan entalpi
pembakaran reaktan dan produk, dengan rumus
ΔH=-ΔHcP+ΔHcR
Konsep dari hukum Hess juga dapat diperluas untuk menghitung perubahan
fungsi keadaan lainnya, seperti entropi dan energi bebas. Kedua aplikasi ini
amat berguna karena besaran-besaran tersebut sulit atau tidak bisa diukur
secara langsung, sehingga perhitungan dengan hukum Hess digunakan sebagai salah
satu cara menentukannya.
Untuk perubahan entropi:
- ΔSo = Σ(ΔSfoproduk) - Σ(ΔSforeaktan)
- ΔS = Σ(ΔSoproduk) - Σ(ΔSoreaktan).
Untuk perubahan energi bebas:
- ΔGo = Σ(ΔGfoproduk) - Σ(ΔGforeaktan)
- ΔG = Σ(ΔGoproduk) - Σ(ΔGoreaktan).
II.5.
Penentuan ΔH Reaksi
Hukum Hess menyatakan bahwa perubahan entalpi tidak tergantung pada berapa banyak
tahapan reaksi, tetapi tergantung pada keadaan awal dan akhir. Dengan kata
lain, untuk suatu reaksi keseluruhan tertentu, perubahan entalpi selalu sama,
tak peduli apakah reaksi itu dilaksanakan secara langsung ataukah secara tak
langsung dan lewat tahap-tahap yang berlainan. Rumus yang dapat dipakai yaitu:
II.5.1. Penentuan ∆H Reaksi berdasarkan Eksperimen (Kalorimeter)
Penentuan kalor reaksi secara kalorimetris merupakan penentuan yang didasarkan atau diukur dari perubahan suhu larutan dan kalorimeter dengan prinsip perpindahan kalor, yaitu jumlah kalor yang diberikan sama dengan jumlah kalor yang diserap. Kalorimeter adalah suatu sistem terisolasi (tidak ada pertukaran materi maupun energi dengan lingkungan di luar kalorimeter). Dengan demikian, semua kalor yang dibebaskan oleh reaksi yang terjadi dalam kalorimeter, kita dapat menentukan jumlah kalor yang diserap oleh air serta perangkat kalorimeter berdasarkan rumus:
q.larutan = m c ∆T
q.kalorimeter = C ∆T
q = jumlah kalor
m = massa air (larutan) di dalam kalorimeter
c = kalor jenis air (larutan) di dalam kalorimeter
C = kapasitas kalor dari kalorimeter
∆T = kenaikan suhu larutan (kalorimeter)
Oleh karena tidak ada kalor yang terbuang ke lingkungan, maka kalor reaksi sama dengan kalor yang diserap oleh larutan dan kalorimeter, tetapi tandanya berbeda :
qreaksi = -(qlarutan + qkalorimeter)
Kalorimeter yang sering digunakan adalah kalorimeter bom. Kalorimeter bom terdiri dari sebuah bom (wadah tempatberlangsungnya reaksi pembakaran, biasanya terbuat dari berlangsungnya reaksi pembakaran, biasanya terbuat dari bahan stainless steel) dan sejumlah air yang dibatasi dengan wadah kedap panas. Jadi kalor reaksi sama dengan kalor yang diserap atau dilepaskan larutan, sedangkan kalor yang diserap atau dilepaskan larutan, sedangkan kalor yang diserap oleh gelas dan lingkungan diabaikan.
qreaksi = -qlarutan
II.5.2. Penentuan ∆H Reaksi dengan Hukum Hess
Hukum Hess : ” Kalor reaksi yang dilepas atau diserap hanya bergantung pada keadaan awal dan keadaan akhir”.
Untuk mengubah zat A menjadi zat B (produk) diperlukan kalor reaksi sebesar ∆H. Atau cara lain yaitu mengubah zat A menjadi zat B dengan kalor reaksi ∆H1, zat B diubah menjadi zat C dengan kalor reaksi ∆H2 dan zat C diubah menjadi zat D dengan kalor reaksi ∆H3 . Sehingga harga perubahan entalpi adalah
∆Hreaksi = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3 .
Hal tersebut dapat dibuat siklus dan diagram tingkat energinya sebagai
berikut :
Siklus energi pembentukan zat D dari zat A
Diagram tingkat energi pembentukan zat D dari zat A
Contoh Soal :
Diketahui data entalpi reaksi sebagai berikut :
Ca(s) + ½ O2(g) → CaO(s) ∆H = - 635,5 kJ
C(s) + O2(g) → CO2(g) ∆H = - 393,5 kJ
Ca(s) + C(s) + ½ O2(g) → CaCO3(g) ∆H = - 1207,1 kJ
Hitunglah perubahan entalpi reaksi : CaO(s) + CO2(g) → CaCO3(s) !
Penyelesaian :
CaO(s) .............................→ Ca(s) + ½ O2(g) ....∆H = + 635,5 kJ
CO2(g)............................ → C(s) + O2(g) ............∆H = + 393,5 kJ
Ca(s) + C(s) + ½ O2(g) → CaCO3(s)................. ∆H = - 1207,1 kJ
_________________________________________ _
CaO(s) + CO2(g) ...........→ CaCO3(s).................. ∆H = - 178,1 kJ
Hukum Hess : ” Kalor reaksi yang dilepas atau diserap hanya bergantung pada keadaan awal dan keadaan akhir”.
Untuk mengubah zat A menjadi zat B (produk) diperlukan kalor reaksi sebesar ∆H. Atau cara lain yaitu mengubah zat A menjadi zat B dengan kalor reaksi ∆H1, zat B diubah menjadi zat C dengan kalor reaksi ∆H2 dan zat C diubah menjadi zat D dengan kalor reaksi ∆H3 . Sehingga harga perubahan entalpi adalah
∆Hreaksi = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3 .
Hal tersebut dapat dibuat siklus dan diagram tingkat energinya sebagai
berikut :
Siklus energi pembentukan zat D dari zat A
Diagram tingkat energi pembentukan zat D dari zat A
Contoh Soal :
Diketahui data entalpi reaksi sebagai berikut :
Ca(s) + ½ O2(g) → CaO(s) ∆H = - 635,5 kJ
C(s) + O2(g) → CO2(g) ∆H = - 393,5 kJ
Ca(s) + C(s) + ½ O2(g) → CaCO3(g) ∆H = - 1207,1 kJ
Hitunglah perubahan entalpi reaksi : CaO(s) + CO2(g) → CaCO3(s) !
Penyelesaian :
CaO(s) .............................→ Ca(s) + ½ O2(g) ....∆H = + 635,5 kJ
CO2(g)............................ → C(s) + O2(g) ............∆H = + 393,5 kJ
Ca(s) + C(s) + ½ O2(g) → CaCO3(s)................. ∆H = - 1207,1 kJ
_________________________________________ _
CaO(s) + CO2(g) ...........→ CaCO3(s).................. ∆H = - 178,1 kJ
II.6.
Energi Ikatan
Energi ikatan didefinisikan sebagai panas reaksi yang dihubungkan dengan
pemecahan ikatan kimia dari molekul gas menjadi bagian-bagian gas. Terkadang
disebut juga entalpi ikatan, nama yang sesungguhnya lebih tepat.
Energi disosiasi ikatan (B,E) dapat digunakan untuk menghitung panas reaksi
yang dihubungkan dengan
|
ΔH0= - ∑ ni BEi
+ ∑ njBEj
dimana BE
adalah energi ikatan per mol ikatan, nj dan ni adalah jumlah mol ikatan yang
pecah atau terbentuk dalam hal reaktan dan produk.
Dalam hal yang sama, data panas reaksi dapat juga digunakan untuk
menghitung energi disosiasi ikatan dari setiap ikatan tertentu, asal saja data
lain dalam persamaan diketahui. Satu hal yang harus diingat bahwa lingkungan
sekeliling atom sangat mempengaruhi energy ikatan dari ikatan tertentu; oleh
karena itu harga yang diperoleh dari persamaan adalah harga rata-rata atau
harga kira-kira.
Walaupun energi ikatan adalah untuk molekul dalam fase gas, tetapi harga
kira-kira panas reaksi dapat dihitung dari fase terkondensasi dapat dikoreksi
jika panas penguapan, panas sublimasi dan lain-lain dapat diikutsertakan.
Suatu
reaksi yang DH–nya ditentukan dengan menggunakan energi ikatan, maka atom-atom
yang terlibat dalam reaksi harus berwujud gas.
Berdasarkan jenis dan letak atom terhadap atom-atom lain dalam molekulnya,
dikenal 3 jenis energi ikatan yaitu :
a. Energi Atomisasi.
Adalah energi yang diperlukan untuk memutuskan semua
ikatan 1 mol molekul menjadi atom-atom bebas dalam keadaan gas.
Energi atomisasi = jumlah seluruh ikatan atom-atom dalam 1 mol senyawa.
b. Energi Disosiasi
Ikatan.
Adalah energi yang diperlukan untuk memutuskan salah 1
ikatan yang terdapat pada suatu molekul atau senyawa dalam keadaan gas.
c. Energi Ikatan
Rata-Rata.
Adalah energi rerata yang diperlukan untuk memutuskan
ikatan atom-atom pada suatu senyawa ( notasinya = D ). Energi ikatan suatu
molekul yang berwujud gas dapat ditentukan dari data entalpi pembentukan
standar (DHf ) dan energi ikat unsur-unsurnya. Prosesnya melalui 2 tahap yaitu
:
o Penguraian senyawa menjadi unsur-unsurnya.
o Pengubahan unsur
menjadi atom gas.
Reaksi kimia pada dasarnya terdiri dari 2 proses :
o
Pemutusan ikatan pada pereaksi.
o
Pembentukan ikatan pada produk reaksi.
Pada proses pemutusan ikatan
= memerlukan
energi.
Pada proses pembentukan ikatan =
membebaskan energi
Secara umum dirumuskan :
II.7.
Jenis-Jenis Kalor
Setiap sistem atau zat mempunyai energi yang tersimpan didalamnya. Energi
potensial berkaitan dengan wujud zat, volume, dan tekanan. Energi kinetik
ditimbulkan karena atom–atom dan molekul-molekul dalam zat bergerak secara
acak. Jumlah total dari semua bentuk energi itu disebut entalpi (H).
Sedangkan kalor adalah bentuk energi yang berpindah dari suhu tinggi ke suhu
rendah. Jika suatu benda menerima / melepaskan kalor maka suhu benda itu akan
naik/turun atau wujud benda berubah.
II.7.1. Kalor Pembentukan Standar
Adalah nama lain dari 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.
Catatan :
o DHf unsur bebas = nol
o Dalam entalpi pembentukan,
jumlah zat yang dihasilkan adalah 1 mol.
o Dibentuk dari unsur-unsurnya
dalam bentuk standar.
II.10.2. Kalor Penguraian Standar
Adalah nama lain dari entalpi yang terjadi pada penguraian 1 mol senyawa
menjadi 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.
II.7.3. Kalor Pembakaran Standar
Adalah nama lain dari entalpi yang terjadi pada pembakaran 1 mol suatu zat secara
sempurna pada keadaan standar. Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan
standar, maka dinotasikan dengan DHc. Satuannya = kJ / mol.
II.7.4. Kalor Netralisasi Standar
Adalah nama lain dari 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.
II.7.5. Kalor Penguapan Standar
Adalah nama lain dari 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.
II.7.6. Kalor Peleburan Standar
Adalah nama lain dari 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.
II.7.7. Kalor Sublimasi Standar
Adalah 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.
II.7.8. Kalor Pelarutan Standar
Adalah nama lain dari 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.
BAB III
PENUTUP
III.1. Kesimpulan
Singkatnya, materi pembelajaran pada termokimia ini merupakan materi dasar yang
wajib untuk dipelajari dan dipahami secara mendalam. Materi yang secara umum
mencakup termodinamika I, kalor reaksi, kerja, entalpi, kalorimeter, hukum
Hess, penentuan DH reaksi, energi ikatan, dan jenis-jenis kalor merupakan
materi-materi dasar dalam pelajaran kimia yang berguna untuk mempelajari materi
selanjutnya yang tentu saja lebih rumit. Dalam makalah ini materi duraikan
secara singkat agar para pembaca lebih mudah memahaminya.
III.2. Saran
Dengan
adanya makalah sederhana ini, penyusun mengharapkan agar para pembaca dapat
memahami materi termokimia ini dengan mudah. Saran dari penyusun agar para
pembaca dapat menguasai materi singkat dalam makalah ini dengan baik, kemudian
dilanjutkan dengan pelatihan soal sesuai materi yang berhubungan agar semakin
menguasai materi.
DAFTAR PUSTAKA
Brady, James .E. 1999. Kimia Universitas Azas &
Struktur Jilid 1, Edisi ke-5. Jakarta : Binarupa
Aksara
Kleinfelter, Wood. 1989.Kimia Untuk Universitas Jilid 1.ed.6.Jakarta
: Erlangga
Rahayu,Nurhayati,dan Jodhi Pramuji G.2009.Rangkuman Kimia SMA.Jakarta
: Gagas Media
Sutresna,Nana. 2007.Cerdas Belajar Kimia untuk Kelas XI.Jakarta :
Grafindo Media Pratama
Kuliah Kimia Dasar I oleh Pak Umar
Dogra, SK. 1990. Kimia Fisik dan Soal-Soal. Jakarta: Universitas
Indonesia
Denbigh, Kenneth. 1980. Prinsip-Prinsip
Keseimbangan Kimia edisi ke-empat. Jakarta: Universitas Indonesia
free.vlsm.org/v12/sponsor/.../0281%20Fis-1-4d.htm
http://blog.ums.ac.id/vitasari/files/2009/06/kuliah-11_panas-reaksi.pdf
http://elearning.gunadarma.ac.id/docmodul/pengantar_kimia/Bab_8
http://id.wikipedia.org/wiki/Hukum_Hess
http://id.wikipedia.org/wiki/Kalorimeter\
http://www.scribd.com/doc/20100823/Kalorimeter
http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia_fisika1/termokimia/pengertian-termokimia/
http://elearning.uin-suka.ac.id/attachment/hukum_i_termo_sh8y0_11975.ppt
http://mesin.brawijaya.ac.id/diktat_ajar/data/02_c_bab1n2_termo1.pdf
http://ocw.gunadarma.ac.id/course/diploma-three-program/study-program-of-computer-engineering-d3/fisika-dasar-2/termokimia
Wijayanti.
2009. Penentuan Entalpi Reaksi. Kamis, 10 Desember.
http://kimia-asyik.blogspot.com/2009/12/penentuan-entalpi-reaksi.html
http://www.kimiaku.info/termokimia.pdf
Komentar
Posting Komentar