KU-3. Termokimia

 Termokimia

• Termodinamika adalah ilmu yang mempelajari perubahan antar kalor dan bentuk-bentuk energi lainnya

• Dalam termodinamika kita mempelajari keadaan suatu sistem meliputi energi, suhu, tekanan, dan volume. Energi, tekanan, volume, dan suhu merupakan suatu fungsi keadaan yaitu sifat-sifat yang ditentukan oleh keadaan sistem tanpa memperhatikan bagaimana keadaan tersebut di capai, sedangkan kerja bukan fungsi keadaan

• Energi dapat didefiniskan sebagai kemampuan melakukan suatu kerja, sedangkan Kerja adalah perubahan energi yang langsung dihasilkan oleh suatu proses tertentu.

• Bentuk-bentuk energi sangat banyak diantaranya energi radiasi, energi termal, energi kimia, dan energi potensial. Sedangkan yang Energi kimia adalah energi yang tersimpan dalam satuan struktur zat kimia

• Energi mematuhi Hukum Kekekalan Energi yaitu total energi alam semesta adalah konstan. Jadi energi tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan, energi hanya dapat berubah bentuk dari satu bentuk energi ke bentuk lainnya

• Kalor adalah perubahan energi termal antara dua benda yang suhunya berbeda sedangkan Termokimia adalah ilmu yang mempelajari perubahan kalor yang menyertai suatu reaksi kimia

• Dalam reaksi kimia terdapat sistem dan lingkungan. Sistem adalah bagian tertentu dari alam yang menjadi perhatian kita, sedangkan Lingkungan adalah sisa alam yang berada di luar system

• Terdapat 3 jenis sistem yaitu Sistem terbuka (dapat terjadi pertukaran massa dan energi antara sistem dengan lingkungan), Sistem tertutup (dapat terjadi hanya pertukaran massa antara sistem dengan lingkungan), dan Sistem terisolasi (tidak dapat terjadi pertukaran massa dan energi antara sistem dengan lingkungan)

• Reaksi kimia ada kalanya bersifat eksotermik dan ada kalanya bersifat endotermik. Reaksi Eksotermik adalah reaksi yang melepaskan kalor ke lingkungan sedangkan Reaksi Endotermik adalah terjadi penyerapan kalor dari lingkungan ke system.

• Hukum termodinamika pertama

• Hukum termodinamika pertama menyatakan bahwa energi tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan tetapi energi dapat diubah dari satu bentuk ke bentuk lain 

• Tidak mungkin kita dapat menghitung semua kontribusi energi pada suatu sistem, akan tetapi perubahan energi dapat diukur secara tepat dalam suatu percobaan. Adapun perubahan energi dirumuskan sebagai berikut 

ΔEsistem = E(produk) - E(reaktan)

Padahal ΔEsistem  + ΔElingkungan = 0

Maka ΔEsistem = - ΔElingkungan 

• Adapun hubungan antara energi dalam (ΔE), kerja (w), dan kalor (q) adalah :

                                              ΔE = q + w, dimana

Proses	Tanda
Kerja dilakukan pada sistem oleh lingkungan	-
Kerja dilakukan oleh sistem pada lingkungan	+
Kalor diserap oleh sistem dari  lingkungan	+
Kerja diserap oleh lingkungan dari sistem	-

Sedangkan w = F.d 

Dan pada reaksi tekanan konstan maka w= - P.ΔV = -P.(Vakhir-Vawal)

• Kalorimeter adalah alat yang digunakan untuk mengukur perubahan kalor

• Kalor jenis (c) suatu zat adalah jumlah kalor yang dibutuhkan untuk menaikan suhu 1 gram zat tersebut sebesar 1⁰C. Sedangkan Kapasitas kalor (C) adalah jumlah kalor yang dibutuhkan untuk menaikan  suhu sejumlah zat sebesar satu derajat Celsius

  Q = m.c.Δt = C.Δt

• Secara umum ada dua jenis kalorimeter yaitu kalorimeter tekanan konstan dan kalorimeter bom

• Kalorimeter Volume konstan/ bom calorimeter yaitu calorimeter yang selama reaksi volume wadah dijaga konstan. Jika suatu reaksi kimia terjadi pada V konstan

ΔE = qv – PΔV = qv 

• Calorimeter tekanan konstan yaitu calorimeter yang selama reaksi tekanan dijaga konstan. Jika suatu reaksi kimia terjadi pada P konstan

ΔE = q – PΔV = qp – PΔV  

ΔE + PΔV = qp = ΔH

Dimana H adalah entalpi sedangkan ΔH adalah perubahan entalpi, Entalpi sendiri kalor yang menyertai suatu reaksi kimia saat diukur pada tekanan konstan

1. Entalpi

• Aturan Persamaan termokimia untuk entalpi adalah :

• Koefisien stoikiometri selalu menunjukan jumlah mol zat

• Ketika arah reaksi dibalik maka nilai ΔH berubah tanda dari (-) menjadi (+) atau sebaliknya

• Jika kita mengkalikan kedua ruas persamaan dengan n maka nilai ΔH juga harus dikalikan dengan n

• Dalam menuliskan persamaan termokimia, harus selalu menuliskan wujud fisis semua reaktan dan produk

• Hubungan antara ΔH dan ΔE pada reaksi yang melibatkan gas adalah:

ΔE = ΔH – Δ(PV) = ΔH – Δ(nRT) = ΔH- RT (Δn)

• Berikut definisi beberapa jenis Entalpi reaksi yang umum

• Perubahan Entalpi Pembentukan(ΔHf) : Perubahan entalpi pada pembentukan 1 mol suatu senyawa langsung dari unsur-unsur bebas penyusunnya. Contoh : 

H2(g)  +  ½ O2(g) → H2O(g)  ΔHf = -241,82 kJ

• Perubahan Entalpi Peruraian (ΔHd): perubahan entalpi yang menyertai peruraian 1 mol suatu senyawa menjadi unsur-unsurnya. Contoh :

H2O(g) →  H2(g)  + ½ O2(g) ΔHd = +241,83 kJ  

ΔH peruraian = - ΔH pembentukan

• Perubahan Entalpi Pembakaran (ΔHc) : perubahan entalpi pada pembakaran 1 mol zat.

C2H4(g)  +  3 O2(g) → 2 CO2(g)  +  2 H2O(g)   ΔHc = -1,441 kJ

2. Hukum Hess

• Secara umum entalpi reaksi dapat dihitung dengan dua cara yaitu dengan energi ikatan rata-rata dan dengan hukum hess (menggunakan entalpi pembentukan standar)

• Menghitung entalpi reaksi dengan Energi ikatan rata-rata

1. Energi ikatan untuk molekul dwiatom adalah perubahan entalpi pada pemutusan satu mol ikatan dalam molekul-molekul gas menjadi atom-atom gas.

2. Untuk molekul poli-atom dipakai pengertian energi ikatan rata-rata yaitu energi rata-rata yang diperlukan untuk memutuskan satu mol ikatan tersebut. 

ΔHreaksi  = energi pemutusan ikatan –  energi pembentukan ikatan

• Menghitung entalpi reaksi dengan Hukum Hess

1. Hukum Hess: “Perubahan entalpi (ΔH) suatu reaksi hanya bergantung keadaan awal (pereaksi) dan keadaan akhir (hasil reaksi) dan tidak tergantung pada jalannya reaksi”.

ΔH rute 1 = ΔH rute 2

2. Entalpi reaksi dapat dihitung dengan cara

ΔHreaksi = Entalpi pembentukan produk –  Entalpi pembentukan reaktan