Archive for 07/27/16
A. PENGERTIAN TERMOKIMIA
Termokimia merupakan ilmu kimia yang mempelajari perubahan kalor atau panas suatu zat yang menyertai suatu reaksi atau proses kimia dan fisika.
Termokimia ini mempelajari hubungan antara energi panas dan energi kimia. Energi kimia merupakan energi yang dikandung setiap unsur atau senyawa, energi kimia yang terkandung dalam suatu zat adalah semacam energi potensial zat tersebut. Energi potensial kimia yang trkandung 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, dan diberi simbol ΔH.
 |
| TERMOKIMIA |
B. BAHAN KAJIAN TERMOKIMIA
Bahan kajian termokimia adalah penerapan hukum kekekalan energi dan hukum termodinamika I dalam bidang kimia.
Hukum kekekalan energi berbunyi :
1. Energi tidak dapat diciptakan dan tidak dapat dimusnahkan.
2. Energi dapat berubah bentuk menjadi energi lain.
Hukum termodinamika I berbunyi :
“Jumlah total energi dalam alam semesta konstan atau tetap”
C. SISTEM DAN LINGKUNGAN TERMOKIMIA
Segala sesuatu yang menjadi pusat perhatian dalam mempelajari perubahan energi dan berubah selama proses itu berlangsung disebut dengan sistem
Sedangkan hal-hal yang tidak berubah selama proses berlangsung dan yang membatasi sistem dan juga dapat mempengaruhi sistem disebut lingkungan
Berdasarkan interaksinya dengan lingkungan, sistem diagi menjadi tiga macam, yaitu
1. Sistem Terbuka
Sistem terbuka adalah suatu sistem yang memungkinkan terjadi perpindahan energi dan zat (materi) antara lingkungan dengan sistem. Pertukaran materi artinya ada reaksi yang dapat meninggalkan wadah reaksi, misalnya gas
2. Sistem tertutup
Suatu sistem yang mana antara sistem dan lingkungan dapat terjadi perpindahan energi, tapi tidak terjadi pertukaran materi
3. Sistem terisolasi
Suatu sistem yang memungkinkan terjadinya perpindahan energi dan materi antara sistem dengan lingkungan
D. REAKSI TERMOKIMIA
Reaksi pada termokimia terbagi atas reaksi eksoterm dan reaksi endoterm.
1. Reaksi Eksoterm
Reaksi yang terjadi saat berlangsungnya pelepasan panas atau kalor. Reaksi panas ditulis dengan tanda negatif.
Contoh : N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3 (g) - 26,78 Kkal
Perubahan entalpi pada reaksi ini digambarkan sebagai berikut:
Menurut hukum kekekalan energi :
2. Reaksi Endoterm
Reaksi yang terjadi ketika berlangsungnya penyerapan panas atau kalor, maka perubahan entalpi reaksi bernilai positif.
Contoh : 2NH3 N2 (g) + 3H2 (g) + 26,78 Kkal
Perubahan entalpi pada reaksi endoterm dirumuskan sebagai berikut:
Kesimpulan :
Besarnya perubahan entalpi (ΔH) sama dengan besarnya panas reaksi, tapi dengan tanda berlawanan.
Artikel Penunjang : Hukum Perbandingan Tetap (Hukum Proust)
E. JENIS PERUBAHAN ENTALPI
1. Perubahan entalpi pembentukan (ΔHf)
Merupakan perubahan entalpi pembentukan 1 mol senyawa dari unsur-unsur penyusunnya pada keadaan standar.
Nilai entalpi pembentukan standar ditentukan menggunakan tabel data entalpi pembentukan standar.
Nilai entalpi pembentukan standar:
- Bernilai positif, jika menerima energi
- Bernilai negatif, jika melepas energi
- Bernilai nol, jika unsur tersebut sudah terdapat di alam secara alami
- Bentuk unsur yang sdah di alam terbagi atas monoatomik dan poliatomik. Poliatomik berarti unsur pembentuknya lebih dari 1 unsur.
- Contoh monoatomik : C(s), Fe(s), H+(aq), Ba(s), Ca(s), Mg(s), Na(s), Al(s), B(s), Zn(s), P(s). Monoatomik termasuk golonga gas mulia dan logam lainnya.
- Contoh poliatomik : O2(g), Cl2(g), P4(s), H2(g), Br2(l), N2(g), I2(g), F2(g). Poliatomiktermasuk halogaen dan gas selain gas mulia.
Semua unsur-unsur yang sudah terdapat dialam ini nilai entalpi pembentukannya nol.
Misal:
2. Perubahan entalpi penguraian (ΔHd)
Adalah ΔH untuk menguraikan 1 mol suatu senyawa menjadi unsur-unsur penyusunnya pada keadaan standar.
Nilai entalpi penguraian standar berlawanan dengan nilai entalpi pembentukan standar. Pada reaksi penguraian reaktan berpindah ke kanan dan produk berpindah ke kiri.
 |
| PERUBAHAN ENTALPI PENGURAIAN |
3. Perubahan entalpi pembakaran (ΔHc)
Adalah ΔH dalam pembakaran sempurna 1 mol suatu senyawa pada keadaan standar.
Nilai entalpi pembakaran standar ditentukan menggunakan tabel data entalpi pembakaran standar
Ciri utama dari reaksi pembakaran adalah:
- Merupakan reaksi eksoterm
- Melibatkan oksigen dalam reaksinya
- Karbon terbakan menjadi CO2, hidrogen terbakar menjadi H2O, dan belerang terbakar menjadi SO2.
 |
| PERUBAHAN ENTALPI PEMBAKARAN |
4. Perubahan entalpi netralisasi (ΔHn)
Termasuk reaksi eksoterm. Adalah kalor yang dilepas pada pembentukan 1 mol air dan reaksi asam-basa pada suhu 25 derjat celsius dan tekanan 1 atmosfer.
 |
| PERUBAHAN ENTALPI NETRALISASI |
F. PENENTUAN ENTALPI REAKSI
Penentuan ini dilakukan dengan:
- Menggunakan kalorimetri
- Menggunakan hukum Hess atau hukum penjumlahan
- Menggunakan data tabel entalpi pembentukan
- 4Menggunakan data energi ikatan
1. Penentuan dengan kalorimetri
Kalorimetri adalah cara penentuan energi kalor reaksi dengan kalorimeter. Kalorimeter adalah sistem terisolasi, sehingga semua energi yang dibutuhkan atau dibebaskan tetap berada dalam kalorimeter. Dengan mengukur perubahan suhu, kita dapat menentukan jumlah energi kalor reaksi berdasarkan rumus:
Ql = energi kalor pada larutan (J)
m = massa zat (kg)
c = kalor jenis zat (J/kg°C)
C = kapasitas kalor (J/°C)
Δt = perubahan suhu (°C)
Karena kalorimeter merupakan sistem terisolasi, maka tidak ada energi yang terbuang ke lingkungan, sehingga mlah energi kalor reaksi dan perubahan entalpi reaksi menjadi:
2. Penentuan dengan data energi ikatan
Energi ikatan (E) adalah energi yang dibutuhkan untuk memutuskan 1 mol ikatan kovalen dari suatu senyawa, setiap ikatan membutuhkan energi yang berbeda agar dapat terputus.
Reaksi berlangsung dalam dua tahap:
1) Pemutusan ikatan reaktan
Tentukan perubahan entalpi reaksi dari pembakaran CH2 dibawah ini:
CH2(g) + 3 /2O2(g) → CO2(g) + H2O(g) ΔH = ?
(H–C–H)+ 3 /2(O=O)→(O=C=O)+(H–O–H)
G. HUKUM TERKAIT TERMOKIMIA
1. Hukum Laplace
Hukum ini dikemukakan oleh Marquis de Laplace (1749-1827), yang berbunyi :
“Jumlah kalor yang dilepaskan pada pembentukan suatu senyawa dari unsur-unsurnya sama dengan jumlah kalor yang diperlukan untuk menguraikan senyawa itu menjadi unsur-unsurnya”.
Contoh :
H2(g) + ½ O2(g) à H2O(l) ΔH = -68,3 kkal/mol
H2O(l) à H2(g) + ½ O2(g) ΔH = 68,3 kkal/mol
2. Hukum Hess
Hukum ini dikemukakan oleh German Hess (1840), yang berbunyi :
“Bila suatu perubahan kimia dapat dibuat menjadi beberapa jalan/cara yang berbeda, jumlah perubahan energi panas keselurahannya (total) adalah tetap, tidak bergantung pada jalan/cara yang ditempuh”.
Menurut hukum Hess, suatu reaksi dapat terjadi melalui beberapa tahap reaksi, dan bagaimanapun tahap atau jalan yang ditempuh tidak akan mempengaruhi entalpi reaksi. Perubahan entalpi reaksi hanya tergantung pada keadaan awal dan akhir sistem. Bukan tahap atau jalan yang ditempuh. Perubahan entalpi ini juga merupakan penjumlahan entalpi reaksi dari setiap tahap.
Dengan demikian hukum Hess dapat digunakan untuk menghitung ΔH reaksi berdasarkan reaksi-reaksi lain yang ΔH-nya sudah diketahui.
Nah, itulah pembahasan kali ini tentag TERMOKIMIA, Semoga ilmunya dapat bermanfaat. Apabila masih ada yang belum dimengerti, silahkan sahabat tanyakan melalui kotak komentar di bawah. Kami akan berusaha merespon dengan cepat dan tepat. Terimakasih telah berkunjung di softilmu, jangan lupa like, follow, dan komentarnya ya J
Hukum Hess adalah suatu hubungan kimia fisika yang dikemukakan oleh seorang kimiawan Rusia bernama Germain Hess.
Hukum Hess menyatakan bahwa perubahan entalpi reaksi dalam menghasilkan produk akan selalu sama, baik proses yang melalui satu tahapan raksi ataupun banyak tahapan reaksi. Perubahan entalpi suatu reaksi tidak dipengaruhi oleh bagaimana jalannya reaksi, namun hanya akan bergantung pada keadaan awal sebelum reaksi dan setelah reaksi.
Hukum hess memiliki kesamaan prinsip dengan hukum pertama termodinamika. Hukum Hess ini memberikan gambaran keseluruhan energi yang diperlukan dalam suatu reaksi kimia untuk menghasilkan produk. Perhatikan penjelasan gambar berikut:
Diagram tersebut menjelaskan bahawasannya untuk mereaksikan dari senyawa A menjadi D bisa melalui jalur B maupun C, dan keduanya memiliki nilai perubahan entalpi yang sama. (ΔH1+ ΔH2= ΔH3+ ΔH4).
Hukum Hess memberikan kejelasan bahwa entalpi adalah fungsi keadaan yang memberikan hasil perubahan entalpi yang sama walaupun jalur reaksi kimianya berbeda-beda. Maka persamaan untuk perubahan entalpi ΔHreaksi dapat dirumuskan dengan:
ΔHoreaksi=ΣΔHo(produk) - ΣΔHo(reaktan)
Dari diagram di atas dapat diketahui bahwa jika C(s)+2H2O(g) direaksikan menjadi CO2(g) + 2H2(g) maka perubahan entalpinya ialah -393,5kJ. Walaupun ditempuh menggunakan dua tahapan reaksi, perubahan entalpi reaksinya akan tetap sama.Berikut ini adalah contoh-contoh soal materi Hukum Hess yang sering muncul dalam pelajaran Kimia.
Hukum Hess adalah suatu hubungan kimia fisika yang dikemukakan oleh seorang kimiawan Rusia bernama Germain Hess.
 |
| Penemu Hukum Hess |
Hukum Hess menyatakan bahwa perubahan entalpi reaksi dalam menghasilkan produk akan selalu sama, baik proses yang melalui satu tahapan raksi ataupun banyak tahapan reaksi. Perubahan entalpi suatu reaksi tidak dipengaruhi oleh bagaimana jalannya reaksi, namun hanya akan bergantung pada keadaan awal sebelum reaksi dan setelah reaksi.
Hukum hess memiliki kesamaan prinsip dengan hukum pertama termodinamika. Hukum Hess ini memberikan gambaran keseluruhan energi yang diperlukan dalam suatu reaksi kimia untuk menghasilkan produk. Perhatikan penjelasan gambar berikut:
Diagram tersebut menjelaskan bahawasannya untuk mereaksikan dari senyawa A menjadi D bisa melalui jalur B maupun C, dan keduanya memiliki nilai perubahan entalpi yang sama. (ΔH1
ΔHoreaksi=ΣΔHo(produk) - ΣΔHo(reaktan)
Contoh Soal Hukum Hess dan Penyelesaiannya
