2. TERMOKIMIA

Termokimia ialah cabang kimia yang berhubungan dengan hubungan timbal balik panas dengan reaksi kimia atau dengan perubahan keadaan fisika. Secara umum, termokimia ialah penerapan termodinamika untuk kimia. Termokimia ialah sinonim dari termodinamika kimia.

TERMODINAMIKA

Tujuan utama termodinamika kimia ialah pembentukan kriteria untuk ketentuan penentuan kemungkinan terjadi atau spontanitas dari transformasi yang diperlukan.[1] Dengan cara ini, termokimia digunakan memperkirakan perubahan energi yang terjadi dalam proses-proses berikut:

  1. reaksi kimia
  2. perubahan fase
  3. pembentukan larutan

Termokimia is terutama berkaitan dengan fungsi keadaan berikut ini yang ditegaskan dalam termodinamika:

Termodinamika (bahasa Yunani: thermos = ‘panas’ and dynamic = ‘perubahan’) adalah fisika energi , panas, kerja, entropi dan kespontanan proses. Termodinamika berhubungan dekat dengan mekanika statistik di mana banyak hubungan termodinamika berasal.

Pada sistem di mana terjadi proses perubahan wujud atau pertukaran energi, termodinamika klasik tidak berhubungan dengan kinetika reaksi (kecepatan suatu proses reaksi berlangsung). Karena alasan ini, penggunaan istilah “termodinamika” biasanya merujuk pada termodinamika setimbang. Dengan hubungan ini, konsep utama dalam termodinamika adalah proses kuasistatik, yang diidealkan, proses “super pelan”. Proses termodinamika bergantung-waktu dipelajari dalam termodinamika tak-setimbang.

Karena termodinamika tidak berhubungan dengan konsep waktu, telah diusulkan bahwa termodinamika setimbang seharusnya dinamakan termostatik.

Hukum termodinamika kebenarannya sangat umum, dan hukum-hukum ini tidak bergantung kepada rincian dari interaksi atau sistem yang diteliti. Ini berarti mereka dapat diterapkan ke sistem di mana seseorang tidak tahu apa pun kecual perimbangan transfer energi dan wujud di antara mereka dan lingkungan. Contohnya termasuk perkiraan Einstein tentang emisi spontan dalam abad ke-20 dan riset sekarang ini tentang termodinamika benda hitam.

Konsep dasar dalam termodinamika

Pengabstrakan dasar atas termodinamika adalah pembagian dunia menjadi sistem dibatasi oleh kenyataan atau ideal dari batasan. Sistem yang tidak termasuk dalam pertimbangan digolongkan sebagai lingkungan. Dan pembagian sistem menjadi subsistem masih mungkin terjadi, atau membentuk beberapa sistem menjadi sistem yang lebih besar. Biasanya sistem dapat diberikan keadaan yang dirinci dengan jelas yang dapat diuraikan menjadi beberapa parameter !

Sistem termodinamika

Sistem termodinamika adalah bagian dari jagat raya yang diperhitungkan. Sebuah batasan yang nyata atau imajinasi memisahkan sistem dengan jagat raya, yang disebut lingkungan. Klasifikasi sistem termodinamika berdasarkan pada sifat batas sistem-lingkungan dan perpindahan materi, kalor dan entropi antara sistem dan lingkungan.

Ada tiga jenis sistem berdasarkan jenis pertukaran yang terjadi antara sistem dan lingkungan:

  • sistem terisolasi: tak terjadi pertukaran panas, benda atau kerja dengan lingkungan. Contoh dari sistem terisolasi adalah wadah terisolasi, seperti tabung gas terisolasi.
  • sistem tertutup: terjadi pertukaran energi (panas dan kerja) tetapi tidak terjadi pertukaran benda dengan lingkungan. Rumah hijau adalah contoh dari sistem tertutup di mana terjadi pertukaran panas tetapi tidak terjadi pertukaran kerja dengan lingkungan. Apakah suatu sistem terjadi pertukaran panas, kerja atau keduanya biasanya dipertimbangkan sebagai sifat pembatasnya:
    • pembatas adiabatik: tidak memperbolehkan pertukaran panas.
    • pembatas rigid: tidak memperbolehkan pertukaran kerja.
  • sistem terbuka: terjadi pertukaran energi (panas dan kerja) dan benda dengan lingkungannya. Sebuah pembatas memperbolehkan pertukaran benda disebut permeabel. Samudra merupakan contoh dari sistem terbuka.

Dalam kenyataan, sebuah sistem tidak dapat terisolasi sepenuhnya dari lingkungan, karena pasti ada terjadi sedikit pencampuran, meskipun hanya penerimaan sedikit penarikan gravitasi. Dalam analisis sistem terisolasi, energi yang masuk ke sistem sama dengan energi yang keluar dari sistem.

Keadaan termodinamika

Ketika sistem dalam keadaan seimbang dalam kondisi yang ditentukan, ini disebut dalam keadaan pasti (atau keadaan sistem).

Untuk keadaan termodinamika tertentu, banyak sifat dari sistem dispesifikasikan. Properti yang tidak tergantung dengan jalur di mana sistem itu membentuk keadaan tersebut, disebut fungsi keadaan dari sistem. Bagian selanjutnya dalam seksi ini hanya mempertimbangkan properti, yang merupakan fungsi keadaan.

Jumlah properti minimal yang harus dispesifikasikan untuk menjelaskan keadaan dari sistem tertentu ditentukan oleh Hukum fase Gibbs. Biasanya seseorang berhadapan dengan properti sistem yang lebih besar, dari jumlah minimal tersebut.

Pengembangan hubungan antara properti dari keadaan yang berlainan dimungkinkan. Persamaan keadaan adalah contoh dari hubungan tersebut.

Hukum-hukum Dasar Termodinamika

Terdapat empat Hukum Dasar yang berlaku di dalam sistem termodinamika, yaitu:

  • Hukum Awal (Zeroth Law) Termodinamika

Hukum ini menyatakan bahwa dua sistem dalam keadaan setimbang dengan sistem ketiga, maka ketiganya dalam saling setimbang satu dengan lainnya.

  • Hukum Pertama Termodinamika

Hukum ini terkait dengan kekekalan energi. Hukum ini menyatakan perubahan energi dalam dari suatu sistem termodinamika tertutup sama dengan total dari jumlah energi kalor yang disuplai ke dalam sistem dan kerja yang dilakukan terhadap sistem.

  • Hukum kedua Termodinamika

Hukum kedua termodinamika terkait dengan entropi. Hukum ini menyatakan bahwa total entropi dari suatu sistem termodinamika terisolasi cenderung untuk meningkat seiring dengan meningkatnya waktu, mendekati nilai maksimumnya.

  • Hukum ketiga Termodinamika

Hukum ketiga termodinamika terkait dengan temperatur nol absolut. Hukum ini menyatakan bahwa pada saat suatu sistem mencapai temperatur nol absolut, semua proses akan berhenti dan entropi sistem akan mendekati nilai minimum. Hukum ini juga menyatakan bahwa entropi benda berstruktur kristal sempurna pada temperatur nol absolut bernilai nol.

Energi dalam

Energi dalam (E) adalah total energi kinetik (Ek) dan energi potensial (Ep) yang ada di dalam sistem. Oleh karena itu energi dalam bisa dirumuskan dengan persamaan E = Ek + Ep. Namun karena besar energi kinetik dan energi potensial pada sebuah sistem tidak dapat diukur, maka besar energi dalam sebuah sistem juga tidak dapat ditentukan, yang dapat ditentukan adalah besar perubahan energi dalam suatu sistem.

Perubahan energi dalam dapat diketahui dengan mengukur kalor (q) dan kerja(w), yang akan timbul bila suatu sistem bereaksi. Oleh karena itu, perubahan energi dalam dirumuskan dengan persamaan E = q + w.

Jika sistem menyerap kalor, maka q bernilai positif. Jika sistem mengeluarkan kalor, maka q bernilai negatif.

Jika sistem melakukan kerja, maka w pada rumus tersebut bernilai positif. Jika sistem dikenai kerja oleh lingungan, maka w bernilai negatif.

Jadi bila suatu sistem menyerap kalor dari lingkungan sebesar 10 kJ, dan sistem tersebut juga melakukan kerja sebesar 6 kJ, maka perubahan energi dalam-nya akan sebesar 16 kJ.

Perubahan energi dalam bernilai 0 jika jumlah kalor yang masuk sama besar dengan jumlah kerja yang dilakukan, dan jika kalor yang dikeluarkan sama besar dengan kerja yang dikenakan pada sistem. Artinya, tidak ada perubahan energi dalam yang terjadi pada sistem.

Hukum Hess adalah sebuah hukum dalam kimia fisik untuk ekspansi Hess dalam siklus Hess. Hukum ini digunakan untuk memprediksi perubahan entalpi dari hukum kekekalan energi (dinyatakan sebagai fungsi keadaan ΔH).

Penjelasan

Menurut hukum Hess, karena entalpi adalah fungsi keadaan, perubahan entalpi dari suatu reaksi kimia adalah sama, walaupun langkah-langkah yang digunakan untuk memperoleh produk berbeda. Dengan kata lain, hanya keadaan awal dan akhir yang berpengaruh terhadap perubahan entalpi, bukan langkah-langkah yang dilakukan untuk mencapainya.

Hal ini menyebabkan perubahan entalpi suatu reaksi dapat dihitung sekalipun tidak dapat diukur secara langsung. Caranya adalah dengan melakukan operasi aritmatika pada beberapa persamaan reaksi yang perubahan entalpinya diketahui. Persamaan-persamaan reaksi tersebut diatur sedemikian rupa sehingga penjumlahan semua persamaan akan menghasilkan reaksi yang kita inginkan. Jika suatu persamaan reaksi dikalikan (atau dibagi) dengan suatu angka, perubahan entalpinya juga harus dikali (dibagi). Jika persamaan itu dibalik, maka tanda perubahan entalpi harus dibalik pula (yaitu menjadi ΔH).

Selain itu, dengan menggunakan hukum Hess, nilai ΔH juga dapat diketahui dengan pengurangan entalpi pembentukan produk-produk dikurangi entalpi pembentukan reaktan. Secara matematis

.

Untuk reaksi-reaksi lainnya secara umum

.

Kegunaan

Hukum Hess menyatakan bahwa perubahan entalpi keseluruhan dari suatu proses hanya tergantung pada keadaan awal dan akhir reaksi, dan tidak tergantung kepada rute atau langkah-langkah diantaranya. Dengan mengetahui ΔHf (perubahan entalpi pembentukan) dari reaktan dan produknya, dapat diramalkan perubahan entalpi reaksi apapun, dengan rumus

ΔH=ΔHfP-ΔH fR

Perubahan entalpi suatu reaksi juga dapat diramalkan dari perubahan entalpi pembakaran reaktan dan produk, dengan rumus

ΔH=-ΔHcP+ΔHcR

Contoh umum

Contoh tabel yang digunakan untuk menerapkan hukum Hess

Zat

ΔHfɵ /KJ.mol-1

CH4 (g) -75
O2 (g) 0
CO2 (g) -394
H2O (l) -286

Dengan menggunakan data entalpi pembentukan diatas dapat diketahui perubahan entalpi untuk reaksi-reaksi dibawah ini:

CH4(g)+2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l)

ΔHcɵ+-75+0=-394+2x-286

ΔHcɵ-75=-966

ΔHcɵ=-891KJ.mol-1

Contoh lainnya

Jika diketahui:

  • B2O3(s) + 3H2O(g) → 3O2(g) + B2H6(g) ΔH = +2035 kJ
  • H2O(l) → H2O(g) ΔH = +44 kJ
  • H2(g) + (1/2)O2(g) → H2O(l) ΔH = -286 kJ
  • 2B(s) + 3H*2B(s) + (3/2)O2(g) → B2O3(s)

Persamaan-persamaan reaksi diatas (berikut perubahan entalpinya) dikalikan dan/atau dibalik sedemikian rupa:

  • B2H6(g) + 3O2(g) → B2O3(s) + 3H2O(g) ΔH = -2035 kJ
  • 3H2O(g) → 3H2O(l) ΔH = -132 kJ
  • 3H2O(l) → 3H2(g) + (3/2)O2(g) ΔH = +858 kJ
  • 2B(s) + 3H2(g) → B2H6(g) ΔH = +36 kJ

Sehingga penjumlahan persamaan-persamaan diatas akan menghasilkan

  • 2B(s) + (3/2)O2(g) → B2O3(s) ΔH = -1273 kJ

Konsep dari hukum Hess juga dapat diperluas untuk menghitung perubahan fungsi keadaan lainnya, seperti entropi dan energi bebas. Kedua aplikasi ini amat berguna karena besaran-besaran tersebut sulit atau tidak bisa diukur secara langsung, sehingga perhitungan dengan hukum Hess digunakan sebagai salah satu cara menentukannya.

Untuk perubahan entropi:

  • ΔSo = Σ(ΔSfoproduk) – Σ(ΔSforeaktan)
  • ΔS = Σ(ΔSoproduk) – Σ(ΔSoreaktan).

Untuk perubahan energi bebas:

  • ΔGo = Σ(ΔGfoproduk) – Σ(ΔGforeaktan)
  • ΔG = Σ(ΔGoproduk) – Σ(ΔGoreaktan).

Penentuan Perubahan Entalpi Dan Hukum Hess

PENENTUAN PERUBAHAN ENTALPI

Untuk menentukan perubahan entalpi pada suatu reaksi kimia biasanya digunakan alat seperti kalorimeter, termometer dan sebagainya yang mungkin lebih sensitif.

Perhitungan : ΔH reaksi = Jumlah ΔH f o produk – Jumlah ΔH f o reaktan

HUKUM HESS

“Jumlah panas yang dibutuhkan atau dilepaskan pada suatu reaksi kimia tidak tergantung pada jalannya reaksi tetapi ditentukan oleh keadaan awal dan akhir.”

Contoh:

C(s) + O 2 (g) → CO 2 (g) ; ΔH = x kJ → 1 tahap
C(s) + 1/2 0 2 (g) → CO(g) ; ΔH = y kJ → 2 tahap
CO(g) + 1/2 O 2 (g) → CO 2 (g) ; ΔH = z kJ
———————————————————— +
C(s) + O 2 (g) → CO 2 (g) ; ΔH = y + z kJ

Menurut Hukum Hess : x = y + z

Tinggalkan Balasan

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

Logo WordPress.com

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

Gambar Twitter

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

Foto Facebook

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

Foto Google+

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

Connecting to %s