hukum termodinamika i
Post on 30-Nov-2015
53 Views
Preview:
TRANSCRIPT
BAB II
HUKUM PERTAMA TERMODINAMIKA
Pendahuluan
Pengalaman menunjukkan bahwa kalor memainkan peranan penting dalam
menentukan tingkat reaksi kimia. Kalor mempercepat beberapa reaksi dan
memperlambat reaksi lainnya. Tepat kiranya apabila untuk memulai kajian
kesetimbangan kimia dengan pendahuluan termodinamika, yang menjelaskan
asal-usul kalor dan memberikan cara untuk mengukur perpindahan kalor secara
kuantitatif. Setelah itu prinsip-prinsip termodinamika akan diterapkan dalam
mengkaji kesetimbangan kimia dalam berbagai macam jenis reaksi.
Termodinamika, dimana sejumlah kecil hukum yang kelihatannya
sederhana meringkas banyak perilaku yang kita amati, adalah satu alat konsep
yang meyakinkan dan paling ampuh yang kita miliki dalam bidang ilmu
pengetahuan. Sifat utama termodinamika adalah keumuman hukum-hukum
dasarnya, serta keindahan materinya yang sedemikian rupa, sehingga banyak
kesimpulan-kesimpulan fisik dapat ditarik dari hukum-hukum yang sedikit
tersebut. Hukum termodinamika sendiri tidak dapat diturunkan atau dibuktikan.
Hukum-hukum tersebut merupakan generalisasi yang dihasilkan dari banyak
pengalaman perilaku zat (Oxtoby, 2001).
Seperti banyak ilmu lainnya, sejarah termodinamika telah penuh dengan
kesalahpahaman. Bila kita kembali ke awal disiplin ilmu ini pada abad ke-19,
perkembangannya sangat lambat. Namun demikian, ilmu ini telah berkembang,
dan hukum-hukumnya merupakan dasar dimana banyak ilmu modern lain
bertopang. Hampir semua ilmu termodinamika saat ini berada dalam bentuk
akhirnya. Namun demikian, ilmu ini masih saja diterapkan dalam penelitian di
garis terdepan ilmu pengetahuan dalam sistem-sistem mulai dari lubang hitam
bagian yang jauh dari semesta sampai dengan pertumbuhan serta perkembangan
sel biologis (Oxtoby, 2001). Konsep termodinamika merupakan konsep yang
paling mendasar dan penting bagi para insinyur, ahli fisika, dan ahli kimia.
Insinyur menggunakan ilmu ini dalam masalah pembakaran dan tenaga, ahli fisika
dengan masalah radiasi dan elektromagnetik, sedangkan ahli kimia menggunakan
1
hukum termodinamika dalam hal menentukan kelayakan atau kesertamertaan
suatu perubahan kimia (Keenan, 1984).
Termodinamika merupakan cabang ilmu yang mempelajari hubungan
antara bentuk-bentuk energi. Bentuk-bentuk energi dapat berupa energi kimia,
energi listrik, energi panas, energi radiasi, dan lainnya. Dengan termodinamika
dapat diduga apakah suatu reaksi dapat berlangsung apa tidak dan mengetahui
bagaimana mendapatkan kondisi optimum untuk memaksimalkan produk reaksi.
Namun, termodinamika tidak memberikan bagaimana laju suatu reaksi.
Contoh : reaksi pembakaran glukosa yang melepaskan energi cukup besar
C6H12O6 + 6O2 6CO2 + 6H2O ; ΔH = -1274 kJ/mol
Secara termodinamika reaksi di atas berlangsung spontan. Namun pada suhu
ruang reaksi sangat lambat sehingga dapat diabaikan. Jadi laju reaksi tidak ada
hubungannya dengan termodinamika (Suardana,dll, 2001).
Dalam termodinamika, ada empat hukum termodinamika yakni hukum
pertama termodinamika yang membahas konsep kekekalan energi, hukum kedua
termodinamika membahas arah proses, hukum ketiga termodinamika membahas
entropi absolut, dan hukum ke-nol yang membahas konsep temperatur.
Pada kesempatan ini, akan dibahas hukum pertama termodinamika yang
diawali dengan memberikan terminologi-terminologi yang terkait termodinamika,
jenis-jenis proses, pembahasan rumusan hukum pertama termodinamika, entalpi
dan perubahannya, kapasitas kalor, dan aplikasi hukum pertama termodinamika
pada proses fisis dan kimia. Namun pada kesempatan ini, kelompok kami akan
membahas tentang terminologi-terminologi yang terkait termodinamika, rumusan
hukum pertama termodinamika, entalpi dan perubahannya.
a. Terminologi Terkait Termodinamika
Sebelum pembahasan termodinamika dipaparkan lebih jauh, perlu
dipahami terlebih dahulu istilah-istilah yang banyak berkaitan dengan
termodinamika. Beberapa istilah tersebut adalah sistem dan lingkungan,
keadaan sistem dan persamaan keadaan, fungsi keadaan, perubahan keadaan,
kalor dan kerja.
Sistem dan Lingkungan
2
Sistem adalah sejumlah zat atau campuran zat yang akan dipelajari sifat-
sifat dan perilakunya, sedangkan lingkungan adalah segala sesuatu yang
berada di luar sistem. Terdapat batas-batas yang nyata ataupun tidak antara
sistem dengan lingkungannya. Antara sistem dan lingkungan dapat terjadi
antaraksi yang dapat menyebabkan terjadinya pertukaran materi dan
energi. Berdasarkan antaraksi antara sistem dan lingkungan, sistem
diklasifikasikan menjadi 3 jenis yakni :
1. Sistem tersekat (terisolasi), pada sistem ini antara sistem dengan
lingkungan tidak terjadi pertukaran materi dan energi sehingga energi
dalam sistem tetap. Untuk membuat suatu sistem yang tidak
memungkinkan terjadi pertukaran energi antara sistem dan lingkungan
harus menggunakan dinding penyekat. Contohnya : botol termos ideal.
2. Sistem tertutup, yaitu suatu sistem yang dengan lingkungan hanya
dapat mempertukarkan energi, tetapi tidak dapat mempertukarkan
materi. Sistem yang memungkinkan terjadi pertukaran energi dapat
dibuat dengan menggunakan dinding selain hampar udara, misalnya
dengan menggunakan bahan gelas atau logam. Contohnya adalah
sistem gas dengan silinder tertutup.
3. Sistem terbuka, yaitu suatu sistem yang dengan lingkungan dapat
mempertukarkan energi dan materi. Sistem semacam ini banyak sekali
ditemukan dalam percobaan-percobaan di laboratorium. Contohnya
adalah sejumlah zat dalam wadah terbuka.
Keadaan Sistem, Variabel Keadaan dan Fungsi Keadaan
Keadaan sistem dapat didefinisikan sebagai sifat-sifat yang mempunyai
nilai tertentu apabila sistem ada dalam kesetimbangan pada kondisi
tertentu. Keadaan sistem ditentukan oleh sejumlah parameter atau variabel.
Variabel sistem dapat disebut sebagai variabel keadaan yang dapat bersifat
intensif dan ekstensif. Variabel intensif adalah variabel sistem yang tidak
bergantung pada ukuran sistem seperti suhu, massa jenis, dan tekanan, dll.
Sedangkan variabel ekstensif adalah variabel sistem yang bergantung pada
ukuran sistem seperti volume, panas, dan massa, dll.
3
Hubungan antara variabel-variabel sistem dinyatakan dalam persamaan
keadaan. Misalnya persamaan keadaan gas ideal, PV = nRT, persamaan
Van der Waals, (p + an2/V2)(v – nb) = nRT, dan sebagainya (Ijang
Rohman dan Sri Mulyani, 2004).
Setiap variabel sistem yang hanya bergantung pada keadaan sistem dan
tidak bergantung pada bagaimana keadaan itu tercapai disebut fungsi
keadaan. Beberapa contoh fungsi keadaan adalah suhu, tekanan, volume,
energi dalam, entalpi, entropi, dan energi bebas Gibbs (Suardana, dkk,
2001).
Energi dalam, panas (kalor), dan kerja
Ketika suatu benda sedang bergerak, benda tersebut memiliki energi
kinetik dan berdasarkan energi kinetik ini benda dapat melakukan usaha.
Serupa dengan itu, benda yang berada pada ketinggian tertentu dari suatu
acuan memiliki energi potensial dan berdasarkan energi potensial ini
benda juga dapat melakukan usaha. Kedua macam energi ini disebut
energi luar (Kanginan, 2004).
Sebagai tambahan terhadap energi luar ini, setiap benda memiliki energi
yang tidak tampak dari luar. Energi ini disebut energi dalam. Energi dalam
berhubungan dengan aspek mikroskopik zat. Kita ketahui bahwa setiap zat
terdiri dari atom-atom atau molekul-molekul yang bergerak terus-menerus.
Dari gerakan ini zat memiliki energi kinetik. Antara molekul-molekul zat
juga terdapat gaya yang disebut gaya intermolekular. Karena gaya
intermolekular ini, molekul-molekul memiliki energi potensial. Jumlah
energi kinetik dan energi potensial yang berhubungan dengan atom-atom
atau molekul-molekul disebut energi dalam (Kanginan, 2004).
Energi dalam yang dilambangkan dengan U merupakan keseluruhan
energi potensial dan energi kinetik zat-zat dalam suatu sistem. Energi
dalam merupakan salah satu contoh fungsi keadaan yang hanya
bergantung pada keadaan sistem, yaitu bergantung pada suhu awal dan
suhu akhir, serta tidak tergantung pada lintasan yang ditempuh sistem
untuk mencapai keadaan itu. Jika sistem berubah dari keadaan I (energi
4
dalam UI) ke keadaan II (energi dalam U2), maka perubahan energi dalam
sistem, ΔU adalah
ΔU = U2- UI
Bila perubahan energi dalam sangat kecil, maka ΔU ditulis dalam bentuk
diferensial dU. Besarnya energi dalam suatu sistem tidak dapat diketahui,
yang dapat ditentukan adalah perubahan energi dalam melalui eksperimen.
Sistem dapat mengalami perubahan energi dalam melalui panas (kalor)
dan kerja.
Ketika telah mempelajari teorema ekuipartisi energi, kita telah mengetahui
bahwa energi dalam suatu gas didefinisikan sebagai jumlah energi kinetik
seluruh molekul gas yang terdapat dalam suatu wadah tertutup (Kanginan,
2004).
Untuk gas monoatomik
Untuk gas diatomik
Tentu saja perubahan energi dalam, ΔU untuk sistem yang berubah dari
suhu awal T1 ke suhu akhir T2 dapat dinyatakan sebagai:
Untuk gas monoatomik
Untuk gas diatomik
Panas yang dilambangkan dengan q merupakan energi yang dipindahkan
melalui batas-batas sistem sebagai akibat adanya perbedaan suhu antara
sistem dengan lingkungan. Panas akan berpindah ke sistem yang lebih
dingin. Panas (q) adalah besaran aljabar yang dapat bernilai positif atau
negatif. Panas akan bernilai positif jika sistem menyerap panas, sedangkan
panas akan bernilai negatif jika sistem melepas kalor. Panas yang
dipindahkan antara sistem dan lingkungan bergantung pada prosesnya
(bagaimana keadaan itu tercapai), jadi panas bukan merupakan fungsi
keadaan.
Perlu diingat bahwa panas (kalor) berbeda dengan suhu). Panas merupakan
besaran ekstensif karena bergantung pada jumlah zat (ukuran sistem)
5
sedangkan suhu merupakan besaran intensif karena tidak bergantung pada
jumlah zat. Besarnya panas sistem ditentukan oleh tiga faktor yakni suhu,
jenis zat dan jumlah zat. Ketiga faktor tersebut digabung menjadi kapasitas
kalor (panas). Kapasitas kalor suatu zat adalah banyaknya kalor yang
diperlukan untuk menaikkan suhu suatu zat 1oC. Kalor jenis adalah jumlah
kalor yang diperlukan untuk menaikkan suhu 1 gram zat 1oC. Kapasitas
kalor molar adalah banyaknya kalor yang dibutuhkan untuk menaikkan
suhu 1 mol zat 1oC.
Kerja yang dilambangkan dengan w merupakan bentuk energi bukan
kalor, yang dipertukarkan antara sistem dan lingkungan. Kerja juga
merupakan besaran aljabar yang dapat bernilai positif atau negatif. Kerja
akan bernilai postif jika sistem menerima kerja dari lingkungan
(lingkungan melakukan kerja terhadap sistem), dan kerja akan bernilai
negatif jika sistem melakukan kerja terhadap lingkungan. Kerja yang
dilakukan oleh sistem dan lingkungan bergantung pada proses, sehingga
kerja bukan merupakan fungsi keadaan.
Ada berbagai jenis kerja sebagai produk dari faktor intensitas dan faktor
kapasitas. Hal tersebut dapat dilihat pada tabel di bawah ini.
Tabel 1. Faktor Intensitas dan Kapasitas Untuk Berbagai Jenis Kerja
Jenis Kerja Faktor Intensitas Faktor Kapasitas
Mekanik (J) Gaya (N) Perubahan Jarak (m)
Ekspansi Volume
(J)
Tekanan (Nm-2) Perubahan Volume (m3)
Permukaan (J) Tegangan Permukaan
(γ)
Perubahan Luas Permukaan
(m2)
Listrik (J) Beda Potensial (v) Perubahan Muatan Listrik
(C)
Diferensial Eksak dan Tak Eksak
Diferensial dari suatu fungsi keadaan adalah diferensial eksak. Jika dz
adalah diferensial eksak, maka dz memiliki sifat-sifat sebagai berikut.
6
1. Jika sistem z berlangsung dari keadaan a ke keadaan b dan tidak
bergantung pada proses keadaan itu tercapai maka berlaku :
2. Jika sistem z melakukan proses siklik yang artinya proses yang
dilaksanakan melalui tahapan-tahapan yang akhirnya mengembalikan
sistem ke keadaan awal, maka berlaku :
3. Jika dz = Mdx + Ndy, dimana M dan N adalah fungsi dari x dan y,
maka berlaku :
Panas, q dan kerja, w bukan merupakan fungsi keadaan, jadi diferensialnya
adalah diferensial tak eksak. Integral dari diferensialnya bila sitem
berlangsung dari keadaan a ke keadaan b bergantung pada proses. Apabila
kerja yang dilakukan sistem bergerak dari keadaan a ke keadaan b
dinyatakan sebagai berikut.
Proses pada termodinamika
Suatu sistem dapat megalami perubahan dari keadaan awal ke keadaan
akhir melalui berbagai proses. Ada beberapa jenis proses yang dikenal
dalam termodinamika yakni :
1. Proses reversibel merupakan proses yang dapat dibalik arahnya
sehingga setiap keadaan yang telah dilalui oleh sistem akan dilalui
kembali dengan arah yang berlawanan atau proses yang berlangsung
sedemikian lambat sehingga setiap keadaan antara yang dilalui sistem
berada dalam kesetimbangan (proses reversibel berlangsung pada
waktu tak-hingga)
2. Proses irreversibel merupakan proses pada suatu sistem yang tidak
dapat balik.
7
3. Proses isoterm merupakan proses pada suatu sistem dalam keadaan
suhu tetap.
Secara umum, usaha yang dilakukan gas dinyatakan oleh persamaan
integral berikut:
Dari persamaan gas ideal telah kita peroleh , sehingga :
Karena nRT tetap, maka faktor-faktor tersebut dapat dikeluarkan dari
tanda integral. Kemudian dengan menggunakan sifat integral
, kita peroleh:
4. Proses isobar merupakan proses yang berlangsung pada tekanan tetap.
Rumusnya adalah:
Persamaan gas ideal untuk proses isobarik adalah:
5. Proses isokhorik merupakan proses yang berlangsung pada volume
tetap.
Berikut adalah ilustrasi tentang proses isokhorik saat gas dipanaskan:
a. Gas akan memuai jika dipanaskan.
b. Wadah gas yaang kaku menjaga volume tetap.
c. Pemuaian wadah diabaikan.
d. Karena volume tetap, tekanan gas di dalam naik, dan gas melakukan
gaya yang makin membesar pada dinding.
e. Gaya yang sangat besar dibangkitkan dalam wadah tertutup, usaha
sama dengan nol karena dinding wadah tidak berpindah.
Persamaan pada proses isokhorik adalah sebagai berikut:
8
Maka:
6. Proses adiabatik merupakan proses yang berlangsung pada kalor
(panas) tetap dimana pada proses ini tidak terjadi pertukaran panas
antara sistem dan lingkungan, yaitu Q = 0.
Proses adiabatik sangat penting dalam bidang rekayasa. Beberapa
contoh proses adiabatik meliputi pemuaian gas panas dalam suatu
mesin diesel, pemuaian gas cair dalam sistem pendingin dan langkah
kompresi dalam mesin diesel.
Persamaan yang menyatakan lengkung adiabatik (lengkung yang
memiliki tanda panah) diantara tekanan beserta volume awal (P1, V1)
dan tekanan akhir (P2, V2) dapat diturunkan dengan persamaan
integral. Hasilnya adalah:
Dengan γ > 1 merupakan hasil perbandingan kalor jenis gas pada
tekanan tetap Cp dan kalor jenis pada volume tetap Cv.
Untuk gas ideal, , sehingga persamaan di atas dapat ditulis
dalam bentuk
b. Rumusan Hukum Pertama Termodinamika
Hukum pertama termodinamika juga disebut sebagai hukum kekekalan energi
yang dapat dinyatakan dalam beberapa kalimat :
9
Energi tak dapat diciptakan dan tidak dapat dihilangkan
Dalam sistem terisolasi tidak ada perubahan energi
Jika sistem kehilangan sejumlah energi maka lingkungan akan menerima
energi yang sama besar, dan sebaliknya.
Misalnya sebuah gas yang memiliki energi dalam sebesar U1 setelah
dibiarkan mengalami ekspansi maka gas tersebut akan memiliki energi dalam
sebesar U2. Dalam proses ekspansi tersebut gas melakukan suatu usaha (w)
dan menerima kalor (q) dari lingkungan sehingga besarnya energi yang
dimiliki gas adalah
U1-U2 = w + q
ΔU = w + q
Pada keadaan isoterm (suhu tetap) tidak terjadi perubahan energi ΔU = 0
sehingga q = -w.
Pada tekanan tetap, usaha yang dilakukan gas dalam tabung silinder dengan
penutup sama dengan gaya terhadap tekanan luar (P) dikali panjang
pergeseran penutup (s) yang menandakan terjadinya perubahan volume.
w = F x s
F = - P x A
P = -F/A
w = -F/A x A x s
w = -p ΔV
Sistem Gas I Komponen dan Tersekat
Energi dalam merupakan fungsi dari tekanan, volume, temperatur,dan jumlah
zat (U = U(P,V,T,n1,n2)). Untuk sistem satu komponen memiliki 2 derajat
kebebasan, sehingga energi dalam, U dapat dinyatakan sebagai berikut: U =
U (P,V), U = U (T,V) dan U = U (P,T).
U = U(P,V) maka
U = U(T,V) maka
U = U(P,T) maka
10
Karena pada sistem tersekat tidak terjadi pertukaran panas, δq = 0, maka dU =
δw. Bila δw = -PdV, maka:
Atau
………………………………..(Suardana, 2001)
Sistem Gas 1 Komponen dan Tertutup
Pada sistem tertutup, panas dapat keluar masuk sistem, sehingga dU = δq+δw.
Bila δw-PdV dan U = U(T,V), maka:
…………………………(Suardana, 2001)
Sistem Gas 1 Komponen dan Terbuka
Pada sistem terbuka materi juga dapat keluar masuk sistem. ,apabila δw = -
PdV dan U = U(T,V), maka berlaku:
Bila dn = 0, sistemnya adalah sistem tertutup. Bila dn = 0 dan = 0,
sistemnya menjadi sitem tersekat.
Untuk sistem gas banyak komponen rumusan hukum pertama termodinamika
dapat dinyatakan sebagai berikut:
11
c. Entalpi dan Perubahannya
Dalam sebuah reaksi selalu disertai kalor/panas yang sama dengan perubahan
energi dalam sistem. Untuk mengetahui ketrlibatan kalor dalam reaksi kimia
dilakukan dengan tekanan tetap, diperkenalkan fungsi keadaan baru yang
dinamakan entalpi, H, yaitu
H = U + PV
ΔU = qp + w
qp = ΔU – w
qp = U2 - U1 + (P (V2 – V2))
qp = (U2 + PV2) - (U1 + PV2)
qp = ΔH
qp = H2 – H1
ΔH = H2 – H1
Untuk perubahan kecil, persamaan di atas di ubah menjadi bentuk differensial
Pada proses isobar dP = 0
dH = dU + PdV = qp
Dalam bentuk differensial parsial, entalpi yang merupakan fungsi dari tekanan
dan suhu dapat ditulis dengan H=H(P,T) dan
Jenis-Jenis Entalpi (Panas Reaksi)
Perubahan entalpi pada reaksi kimia sama dengan panas reaksi yang terjadi
pada tekanan tetap. Ada beberapa jenis entalpi/panas reaksi, yaitu panas
pembentukan dan penguraian, panas pembakaran, panas netralisasi, dan panas
pelarutan. Berikut ini merupakan uraian jenis-jenis entalpi reaksi.
1. Panas Pembentukan (ΔHf) dan Panas Penguraian (ΔHd)
12
Panas pembentukan (ΔHf) adalah banyaknya panas yang diserap atau
dilepaskan kerika 1 mol senyawa dibentuk dari unsur-unsurnya. Panas
pembentukan yang diukur pada keadaan standar disebut panas
pembentukan standar (ΔHf°).
Contoh:
H2(g) + 1/2O2(g) H2O(l) ΔHf0 = -285,85kJ/mol
Berdasarkan hokum kekekalan energy, apabila arah reaksi dibalik, akan
diserap panas yang sama dengan panas yang dilepaskan pada reaksi di
atas. Hal ini dikenal sebagai hokum Lavoisier-Laplace. Jadi jika reaksi di
atas dibalik arahnya maka akan diperoleh:
H2O(l) H2(g) + 1/2O2(g) ΔHf0 = +285,85kJ/mol
Jadi Panas Penguraian (ΔHd) adalah banyaknya panas yang diserap atau
dilepaskan ketika 1 mol senyawa diuraikan menjadi penyusunya. Panas
penguraian yang diukur pada keadaan standar disebut panas penguraian
standar (ΔHd°).
2. Panas pembakaran (ΔHc)
Panas pembakaran (ΔHc) adalah banyaknya panas yang dilepaskan ketika
satu mol unsur atau senyawa dibakar sempurna dalam oksigen.
Contoh:
C(grafit) + O2(g) CO2(g) ΔHc = -393kJ/mol
3. Panas Netralisasi
Panas Netralisasi adalah panas yang dilepaskan ketika 1 mol air terbentuk
akibat reaksi netralisasi asam oleh basa atu sebaliknya. Untuk netralisasi
asam kuat oleh basa kuat, nilai ΔH0 selalu tetap yaitu -57 kJ/mol. Hal ini
disebabkan pada proses netralisasi asam kuat oleh basa kuat reaksi yang
terjadi asam, yaitu:
H+(aq) + OH-
(aq) H2O(l) ΔH0 = -57 kJ/mol
Apabila basa lemah atau asam lemah dinetralisasi, panas netralisasi selalu
akan lebih kecil -57 kJ/mol. Missal:
HCN(aq) + KOH(aq) KCN(aq) + H2O(l) ΔH0 = -12
kJ/mol
13
Hal ini disebabkan terjadi reaksi ionisasi disamping reaksi netralisasi.
Reaksi ionisasi bersifat endotermik.
HCN(aq) H+(aq) + CN(aq) ΔH0 = +45 kJ/mol
4. Panas Pelarutan (ΔHs)
Panas Pelarutan (ΔHs) adalah panas yang dilepaskan atau diserap ketika 1
mol senyawa dilarutkan dalam pelarut berlebih yaitu sampai suatu keadaan
dimana pada penambahan pelarut selanjutnya tidak ada panas yang diserap
atau dilepaskan lagi. Karena air biasanya digunakan sebagai pelarut, maka
reaksi secara umum dapat ditulis:
X + aq X(aq)
X adalah senyawa yang panas pelarutnya ditentukan. Senyawa x dapat
berwujud padat, cair atau gas. Pada X(aq), symbol aq menunjukkan terdapat
air dalam jumlah yang banyak.
Contoh:
NaCl(s) + aq NaCl(aq) ΔHs = +4 kJ/mol
Kebergantungan Entalpi Terhadap Suhu
Pada umumnya entalpi reaksi bergantung pada suhu, walaupun kadang
sangat kecil dan sering diabaikan. Untuk reaksi
Maka
Kebergantungan ΔH terhadap suhu diperoleh dengan mendiferensialkan
persamaan tersebut
(persamaan Kirchhoff)
Jika Cp tidak bergantung pada suhu, maka ΔCp adalah tetapan, sehingga
persamaan di atas dapat diintegrasikan menjadi:
14
aA + bB cC + dD
ΔH=cHC + dHD - aHA + - bHB
ΔH2 + ΔH1 = ΔCp(T2-T1)
Tetapi apabila Cp bukan tetapan tetapi bergantung pada suhu, maka terlebih
dahulu ΔCp dinyatakan sebagai fungsi suhu baru kemudian persamaan
diintegrasi.
Contoh:
Pada reaksi Mg(s) + 1/2O2(g) MgO(s) ΔH298 = -610,7 kJ. Tentukan ΔH
reaksi tersebut pada 1298 K. diketahui: Cp (Mg) = 24,9 JK-1mol-1, Cp (O2) =
29,4 JK-1mol-1 dan Cp (MgO) = 37,2 JK-1mol-1
Penyelesaian:
ΔCp = 2Cp(MgO) – Cp(Mg) - 3Cp(O2)
= (37,2 – 24,9 – 14,7) JK-1mol-1
= -2,4 JK-1mol-1
ΔH2 – ΔH1 = ΔCp(T2-T1)
ΔH1298 - ΔH298 = ΔCp(T2-T1)
ΔH1298 – 601,7 = -2,4 (1298 – 298) (10-3)
ΔH1298 = -604,1 kJ
DAFTAR PUSTAKA
Kanginan, Marthen. 2004. Fisika untuk SMA Kelas XB. Jakarta : Erlangga
Kanginan, Marthen. 2004. Fisika untuk SMA Kelas XIB. Jakarta : Erlangga
Kanginan, Marthen. 2006. Fisika untuk SMA Kelas XI. Jakarta : Erlangga
Keenan, et.al.1984. Kimia untuk Universitas. Terjemahan Aloysius Hadyana
Pudjaatmaka, Ph.D. General College Chemistry. 1980. Jakarta:
Erlangga
15
Oxtoby, David W.,et al. 2001. Prinsip-Prinsip Kimia Modern. Terjemahan
Suminar Setiati Achmadi, Ph.D. Principle of Modern Chemistry. 1990.
Jakarta: Erlangga
Rohman, Ijang dan Sri Mulyani. 2004. Kimia Fisika I. Universitas Pendidikan
Indonesia
Suardana, I Nyoman., I Made Kirna.,I Nyoman Retug. 2001. Buku Ajar Kimia
Fisika I. Jurusan Pendidikan Kimia Fakultas Pendidikan MIPA IKIP
Negeri Singaraja
Supiyanto. 2006. Fisika untuk SMA Kelas XI. Jakarta : Erlangga
16
top related