Merry Suryani

Termokimia

A. Hukum Termokimia

• Azas kekekalan energi menyatakan bahwa energi tidak dapat

diciptakan maupun dimusnahkan tetapi energi dapat diubah dari

satu bentuk ke bentuk lain.

• Jumlah energi yang dimiliki sistem dinyatakan dengan energi

dalam (E).

• Jika sistem menyerap kalor, maka E > 0 sedangkan jika sistem

membebaskan kalor, maka E < 0

• Hubungan antara energi dalam. kalor dan keda diumuskan dalam

hukum termodinamika.

– ΔE = q + W

• Keterangan:

• ΔE = perubahan energi dalam

• q = jumlah kalor yang diserap atau dilepas sistem

• q =+ jika sistem menyerap / menerima kalor

• q = – jika sistem melepaskan kalor

• w = jumlah kalor yang diterima/dRakukan sistem

• w =+ jika sistem menerima kera

• w = – jika sistem melakukan kerja

B. Sistem dan Lingkungan

• Sistem adalah sejumlah zat atau campuran yang di

pelajari sifat-sifat dan perilakunya (bagian dari

alam semesta yang sedang jadi pusat perhatian). Sedangkan

lingkungan adalah segala sesuatu di luar sistem.

• Interaksi antara sistem dan lingkungan dapat berupa

pertuakaran materi dan energi.

C. Reaksi Ekeoterm dan Endoterm

D. Entalpi Reaksi

• Perubahan entalpi (ΔH) diukur pada keadaan standar yaitu

perubahan entalpi diukur pada suhu 25°C dan tekanan 1 atm

yang disebut dengan perubahan entalpi standar (Ho).

• Persamaan reaksi yang mengikutsertakan H reaksi disebut

persamaan termokimia, contohnya:

2 H2 + O2 → H2O

• H= -404 kJ/mol

• Artinya: 2 mol gas H2, bereaksi dengan 1 mol gas O2,

menghasilkan 2 mol H2O dengan melepas kalor sebesar 404

kl/mol.

E. Perubahan Entalpi Reaksi standar

1. Entalpi Pembentukan Standar (Hof)

• Merupakan kalor reaksi yang diperlukan atau dilepaskan

pada pembentukan 1 mol senyawa dari unsur-unsurnya

pada keadaan standar.

H2 + 1/2 O2 → H2O

• H= -285,8 kJ/mol

• Artinya: 1 mol gas H2 bereaksi dengan 1/2 mol gas

O2 menghasilkan 1 mol H2O dengan melepas kalor

sebesar 285,8 kJ/mol

2. Entalpi Penguraian Standar (Hod)

• Merupakan kalor yang dilepaskan atau diserap pada penguraian 1 mol senyawa menjadi unsur- unsurnya pada keadaan standar. Contoh:

H2O → H2 + 1/2 O2 H = +285,8 kJ/mol

• Artinya: Untuk menguraikan 1 mol H2O menjadi 1 mol gas H2 dan mol gas O2 dibutuhkan kalor sebesar 285,8 kJ/mol.

3. Entalpi Pembakaran Standar (Hoc)

• Merupakan kalor yang dilepaskan pada pembakaran 1 mol zat pada keadaan standar. Pada reaksi pembakaran selalu dihasilkan gas CO2 dan H2O yang dikenal juga dengan pembakaran sempurna.

• Sedangkan pembakaran tidak sempurna menghasilkan gas CO2 dan H2O.

4. Entalpi Pelarutan Standar (Hos)

Merupakan kalor yang dilepaskan atau diserap pada

pelarutan 1 mol senyawa pada keadaan standar.

F. Kalorimeter

• Kalorimeter adalah alat yang mengukur kalor yang

dilepas ataupun diserap sistem. Pada kalorimeter

tidak terjadi perpindahan kalor antara sistem dan

lingkungan sehingga berlaku:

• Qreaksi = -(Qsistem + Qkalorimeter)

• Jumlah kalor yang diserap (ditandai dengan suhu yang turun) atau

dibebaskan (ditandai dengan suhu naik) larutan dapat ditemukan

dengan pengukur perubahan suhunya. Jumlah kalor yang yang

diserap atau dibebaskan dapat dirumuskan:

• Q = m.c.ΔT

Keterangan:

• Q = kalor yang diserap/dibebaskan (Joule)

• m = massa zat (gr)

• C = kalor jenis (J/groC)

• Δt = perubahan suhu (t2 – t1) oC

G. Hukum Hess

“Kalor reaksi yang dibebaskan ataupun yang diserap tidak tergantung

pada jalannya reaksi tetapi tergantung pada keadaan awal dan

keadaan akhir reaksi” Artinya perubahan entalpi suatu reaksi tetap

sama baik berlangsung dalam satu tahap maupun beberapa tahap.

Skema dari hukum Hess:

H. Entalpi Reaksi Berdasarkan Data

Perubahan

• p A + q B → r C + s D

• ΔHreaksi = ΔHofhasil – ΔHo

f pereaksi

• ΔHreaksi = (r.ΔHofC + s.ΔHo

fD) – (p.ΔHofA +

q.ΔHofB)

I. Energi Ikatan

• Energi Ikatan adalah energi yang diperlukan untuk

memutuskan 1 mol senyawa dalam keadaan gas

menjadi atom atom gas. Secara Umum :

• ΔHreaksi = ΔHofpereaksi – ΔHo

fhasi