TERMOKIMIA

                   Termokimia dapat didefinisikan sebagai bagian ilmu kimia yang mempelajari dinamika atau perubahan reaksi kimia dengan mengamati panas/termal nya saja. Salah satu terapan ilmu ini dalam kehidupan sehari-hari ialah reaksi kimia dalam tubuh kita dimana produksi dari energi-energi yang dibutuhkan atau dikeluarkan untuk semua tugas yang kita lakukan. Pembakaran dari bahan bakar seperti minyak dan batu bara dipakai untuk pembangkit listrik. Bensin yang dibakar dalam mesin mobil akan menghasilkan kekuatan yang menyebabkan mobil berjalan. Bila kita mempunyai kompor gas berarti kita membakar gas metan (komponen utama dari gas alam) yang menghasilkan panas untuk memasak. Dan melalui urutan reaksi yang disebut metabolisme, makanan yang dimakan akan menghasilkan energi yang kita perlukan untuk tubuh agar berfungsi.

Hampir semua reaksi kimia selalu ada energi yang diambil atau dikeluarkan. Mari kita periksa terjadinya hal ini dan bagaimana kita mengetahui adanya perubahan energi.

-) ENTALPI

Entalpi adalah istilah dalam termodinamika yang menyatakan jumlah energi internal dari suatu sistem termodinamika ditambah energi yang digunakan untuk melakukan kerja. Entalpi tidak bisa diukur, yang bisa dihitung adalah nilai perubahannya. Secara matematis, perubahan entalpi dapat dirumuskan sebagai berikut:

ΔH = ΔU + PΔV

di mana:

  • H = entalpi sistem (joule)
  • U = energi internal (joule)
  • P = tekanan dari sistem (Pa)
  • V = volume sistem (m3)

-)Persamaan Termokimia

C(s)  +   O2(g)       ——->       CO2(g)  393,52 kJ dibebaskan

N2(s)  +   2O2(g)   —->         2NO2(g)  66,54 kJ diserap

H2(s)  +   1/2O2(g)  —–>     H2O(l) 285,83 kJ dibebaskan

-)REAKSI EKSOTERM DAN ENDOTERM

1.   REAKSI EKSOTERM

Adalah reaksi yang pada saat berlangsung disertai pelepasan panas atau kalor. Panas reaksi ditulis dengan tanda negatif.

Contoh :

N2 (g)   +  3H2 (g)    —–>   2NH3 (g)  – 26,78 Kkal

2.    REAKSI ENDOTERM

Adalah reaksi yang pada saat berlangsung membutuhkan panas. Panas reaksi ditulis de

ngan tanda positif

Contoh :

2NH3  ——> N2 (g)  +  3H2 (g)   + 26,78 Kkal

-)

1.   REAKSI EKSOTERM

Adalah reaksi yang pada saat berlangsung disertai pelepasan panas atau kalor. Panas reaksi ditulis dengan tanda negatif.

Contoh :

N2 (g)   +  3H2 (g)                   2NH3 (g)  – 26,78 Kkal

2.    REAKSI ENDOTERM

Adalah reaksi yang pada saat berlangsung membutuhkan panas. Panas reaksi ditulis de

ngan tanda positif

Contoh :

2NH3           N2 (g)  +  3H2 (g)   + 26,78 Kkal

-)

1.   REAKSI EKSOTERM

Adalah reaksi yang pada saat berlangsung disertai pelepasan panas atau kalor. Panas reaksi ditulis dengan tanda negatif.

Contoh :

N2 (g)   +  3H2 (g)                   2NH3 (g)  – 26,78 Kkal

2.    REAKSI ENDOTERM

Adalah reaksi yang pada saat berlangsung membutuhkan panas. Panas reaksi ditulis de

ngan tanda positif

Contoh :

2NH3           N2 (g)  +  3H2 (g)   + 26,78 Kkal

-)PERUBAHAN ENTALPI (ΔH)

PENGERTIAN

Perubahan entalpi adalah perubahan panas dari reaksi pada suhu dan tekanan yang tetap, yaitu selisih antara entalpi zat-zat hasil dikurangi entalpi zat-zat reaktan.

Rumus  :     ΔH = Hh -  Hr

ΔH : perubahan entalpi

Hh  : entalpi hasil reaksi

Hr  : entalpi zat reaktan.

1. PADA REAKSI EKSOTERM

P  +  Q              R  +    x Kkal

P dan Q = zat awal

R            = zat hasil reaksi

x            = besarnya panas reaksi

Menurut hukum kekekalan energi :

Isi panas (P + Q)  = Isi panas  R  +  x Kkal

H (P  +  Q)            = H ( R)  +  x Kkal

H (R) -  H (P + Q)  =  – x Kkal

ΔH =  – x Kkal 

2. PADA REAKSI ENDOTERM

R                P + Q – x Kkal

Berlaku :

H (P + Q) -  H (R) = x Kkal

ΔH  = x Kkal

Kesimpulan :

Besarnya perubahan entalpi (ΔH) sama dengan besarnya

panas reaksi, tetapi dengan tanda berlawanan.

Contoh soal :

Hitung entalpi perubahan CH4 (g) menjadi CO2 (g) dan H2O(g)

Pada temperatur 298 oK, bila diketahui pada temperatur

tersebut : ΔH. CH4 = -74,873 KJ mol-1 ; ΔH. O2 = 0,00 KJ mol-1

-)PERUBAHAN ENTALPI (ΔH)

Reaksi tertentu tersebut, antara lain :

1.Reaksi dalam larutan
2.Reaksi gas yang tidak mengalami perubahan koefisien antara sebelum dan sesudah reaksi.

Contoh :

Pada perubahan dari 12,425 gram karbon menjadi CO2

pada, suhu reaksi yang semula 30o C, terjadi kenaikan

suhu sebesar 0,484o C. Apabila panas jenis kalorimeter

200 Kkal / derajat. Berapa ΔH tiap

mol karbon yang dibakar ?

Jawab :

C  +  O2 ———>   CO2

HUKUM HESS

Bunyi HUKUM HESS :

“Kalor reaksi dari suatu reaksi tidak bergantung apakah

reaksi tersebut berlangsung satu tahap atau beberapa

tahap”

KEPENTINGAN :

Hukum Hess sangat penting dalam perhitungan kalor

reaksi yang tidak dapat ditentukan secara eksperimen.

Contoh reaksi :

1. Reaksi langsung

A——> B                                      ΔH1 = x Kkal

2. Secara tidak langsung

a) lewat C            A——>  C                ΔH2 = b Kkal

C——-> B                 ΔH3 = c Kkal

b) Lewat D dan E

A  D  ΔH4 = a Kkal

D  E  ΔH5 = d Kkal

E  B  ΔH6 = e Kkal

-) JENIS PERUBAHAN ENTALPI

1. Perubahan entalpi pembentukan   (ΔHf)‏

2. Perubahan entalpi penguraian   ( ∆Hd )‏

3. Perubahan entanpi pembakaran ( ∆Hc)‏

4. Perubahan entalpi netralisasi    ( ∆Hnet)‏

Senyawa yang dibentuk, diuraikan

dibakar dan reaksi asam basa harus 1 mol

1. Perubahan entalpi pembentukan   (ΔHf)‏

2. Perubahan entalpi penguraian   ( ∆Hd )‏

3. Perubahan entanpi pembakaran ( ∆Hc)‏

4. Perubahan entalpi netralisasi    ( ∆Hnet)‏

Senyawa yang dibentuk, diuraikan

dibakar dan reaksi asam basa harus 1 mol

Karena tidak terdapat cara untuk mengukur nilai absolut dari entalpi suatu zat, haruskah dilakukan pengukuran pada perubahan entalpi dari setiap reaksi yg terjadi?

Titik rujukan “permukaan air laut” untuk semua ungkapan entalpi disebut entalpi pembentukan standar (DH0).

Entalpi Pembentukan Standar (DH0) adalah perubahan kalor yang dihasilkan ketika 1 mol suatu senyawa dibentuk dari unsur-unsurnya pada tekanan 1 atm.

Entalpi pembentukan standar setiap unsur dalam bentuknya yang paling stabil adalah nol.-) Perubahan entalpi pembentukan   (ΔHf)

adalah perubahan entalpi pembentukan 1 mol senyawa dari unsurnya.

[ΔHf beberapa unsur telah ditabelkan.]

Misal  :        ΔHf     CH3OH (l)       =  – 200,6  kj /mol

∆Hf     Fe(OH)3  (s)    =  – 823 kj / mol

∆Hf     KMnO4 (s)       =  – 837,2 Kj/mol

∆Hf     CHCl3 (s)        =  – 103,14 kj/mol

 

Penulisan persamaannya sebagai berikut :

§C(s) +2H2(g)+1/2O2 ——–>CH3OH , ΔH=-200 kj

 

•Fe(s)+3/2 O2(g)+3/2 H2(g)———->Fe(OH)3(s)   ΔH=-823 kj

 

•K(s) + Mn(s) + 2O2(g)——-> KMnO4

∆H =  – 837,2 kj

 

§C(s) +1/2 H2(g) + 3/2Cl2(g) ,∆H =  – 103,14 Kj

 

 

 

About these ads

2 Tanggapan to “TERMOKIMIA”

  1. yolyolyolanda Says:

    kasih tau cara gampang untuk mhaminyo oo …

Tinggalkan Balasan

Isikan data di bawah atau klik salah satu ikon untuk log in:

WordPress.com Logo

You are commenting using your WordPress.com account. Logout / Ubah )

Twitter picture

You are commenting using your Twitter account. Logout / Ubah )

Facebook photo

You are commenting using your Facebook account. Logout / Ubah )

Google+ photo

You are commenting using your Google+ account. Logout / Ubah )

Connecting to %s


Ikuti

Get every new post delivered to your Inbox.

%d bloggers like this: