HUKUM PERTAMA TERMODINAMIKA DAN TERMOKIMIA

Oleh : @Kel-K06, @K17-Natalia, @K19-Luthfiah

Termodinamika adalah ilmu yang mempelajari hubungan antara usaha dan kalor. Di dalam termodinamika dikenal dengan adanya sistem dan lingkungan. Dalam termodinamika sistem diarttikan sebagai kumpulan dari benda – benda atau objek yang diteliti atau menjadi pusat perhatian kita sedangkan lingkungan diartikan sebagai benda atau objek yang berada di luar sistem.

Pernyataan paling umum dari hukum pertama termodinamika ini berbunyi:

“Kenaikan energi internal dari suatu sistem termodinamika sebanding dengan jumlah energi panas yang ditambahkan ke dalam sistem dikurangi dengan kerja yang dilakukan oleh sistem terhadap lingkungannya.”

Hukum Pertama Termodinamika melibatkan tiga variabel yaitu kalor, usaha dan perubahan energi dalam. Terdapat dua jenis proses dalam sistem termodinamika , yaitu kalor dan usaha diberikan pada sistem atau dihasilkan oleh sistem.

Secara matematis, Hukum Pertama Termodinamika dituliskan sebagai berikut.

Q = ΔU + W

Q = kalor yang diterima atau dilepaskan oleh sistem (J)

ΔU = U₂ — U₁ = perubahan energi dalam sistem (J)

W = usaha yang dilakukan sistem (J)

Perjanjian tanda yang berlaku untuk persamaan di atas tersebut adalah sebagai berikut.

1. Jika sistem melakukan kerja maka nilai W berharga positif.

2. Jika sistem menerima kerja maka nilai W berharga negatif

3. Jika sistem melepas kalor maka nilai Q berharga negatif

4. Jika sistem menerima kalor maka nilai Q berharga positif

Sumber : 3.bp.blogspot.com

 

Termokimia

Termokimia merupakan ilmu kimia yang mempelajari perubahan kalor atau panas suatu zat yang menyertai suatu reaksi atau proses kimia dan fisika. Termokimia mempelajari hubungan antara energi panas dan energi kimia. Energi potensial kimia yang trkandung dalam suatu zat disebut panas dalam atau entalpi dan dinyatakan dengan simbol H. Selisih antara entalpi reaktan dan entalpi hasil pada suatu reaksi disebut perubahan entalpi reaksi, dan diberi simbol ΔH.

Reaksi pada termokimia terbagi atas :

1. Reaksi Eksoterm (-)

Reaksi yang terjadi saat berlangsungnya pelepasan panas atau kalor.

2. Reaksi Endoterm (+)

Reaksi yang terjadi ketika berlangsungnya penyerapan panas atau kalor.

Jenis Perubahan Entalpi

1. Perubahan entalpi pembentukan (ΔHf)

Merupakan perubahan entalpi pembentukan 1 mol senyawa dari unsur-unsur penyusunnya pada keadaan standar.

2. Perubahan entalpi penguraian (ΔHd)

Adalah ΔH untuk menguraikan 1 mol suatu senyawa menjadi unsur-unsur penyusunnya pada keadaan standar

3. Perubahan entalpi pembakaran (ΔHc)

Adalah ΔH dalam pembakaran sempurna 1 mol suatu senyawa pada keadaan standar.

4. Perubahan entalpi netralisasi (ΔHn)

Termasuk reaksi eksoterm. Adalah kalor yang dilepas pada pembentukan 1 mol air dan reaksi asam-basa pada suhu 25 derjat celsius dan tekanan 1 atmosfer.

Penentuan Entalpi Reaksi

1. Penentuan dengan kalorimetri

Dengan mengukur perubahan suhu, kita dapat menentukan jumlah energi kalor reaksi berdasarkan rumus:

Ql = m.c. Δt                 Qk = C. Δt

Ql        = energi kalor pada larutan (J)

m         = massa zat (kg)

c          = kalor jenis zat (J/kg°C)

C          = kapasitas kalor (J/°C)

Δt         = perubahan suhu (°C)

Karena kalorimeter merupakan sistem terisolasi, maka tidak ada energi yang terbuang ke lingkungan, sehingga mlah energi kalor reaksi dan perubahan entalpi reaksi menjadi:

Qreaksi = Ql +Qk                                ΔH = -Qreaksi/jumlah mol

2. Penentuan dengan data energi ikatan

Energi ikatan (E) adalah energi yang dibutuhkan untuk memutuskan 1 mol ikatan kovalen dari suatu senyawa, setiap ikatan membutuhkan energi yang berbeda agar dapat terputus.

Reaksi berlangsung dalam dua tahap:

1) Pemutusan ikatan reaktan

2) Pembentukan ikatan produk

Hukum yang terkait :

1. Hukum Laplace

Hukum ini dikemukakan oleh Marquis de Laplace (1749-1827), yang berbunyi :

“Jumlah kalor yang dilepaskan pada pembentukan suatu senyawa dari unsur-unsurnya sama dengan jumlah kalor yang diperlukan untuk menguraikan senyawa itu menjadi unsure-unsurnya.

2. Hukum Hess

Hukum ini dikemukakan oleh German Hess (1840), yang berbunyi :

“Bila suatu perubahan kimia dapat dibuat menjadi beberapa jalan/cara berbeda, jumlah perubahan energy panas keseluruhannya (total) adalah tetap, tidak bergantung pada jalan/cara yang ditempuh.”

Contoh Soal

1. Diketahui :

H2 + F2 → 2HF  dH = -537 kj

C + 2F2 → CF4  dH = -680 kj

2C + 2H2 → C2H4  dH = 52,3 kj

Maka tentukanlah dH reaksi berikut !

C2H4 + 6F2 → 2CF4 + 4HF

→ Untuk menjawab soal di atas, kita harus menggunakan prinsip hokum hess. Berikut ini penjelasanya :

2. Diketahui :

dHf  C2H8 = -150 kj

dHf CO2 = -393,5 kj

dHf H2O = -242 kj

Reaksi pembakaran etana adalah :

2C2H6  +  7O2 → 4CO2 +  6H2O

Berapakah harga dH reaksi pembakaran 2 mol gas etana di atas ?

→  Untuk menjawab soal di atas, kita harus melakukan langkah-langkah berikut :

Daftar Pustaka

• Suryantari, Risti. 2013. Tinjauan Terhadap Formulasi Hukum Pertama Termodinamika, [online], (http://download.garuda.ristekdikti.go.id/article.php?article=160664&val=4509&title=Problem%20Solving%20dengan%20Metode%20Identifikasi%20Variabel%20berdasarkan%20Skema:%20Tinjauan%20terhadap%20Formulasi%20Hukum%20Pertama%20Termodinamika, diakses tanggal 29 September 2018)
• Wikipedia. 2006. Hukum Pertama Termodinamika, [online],  (https://id.wikipedia.org/wiki/Hukum_pertama_termodinamika, diakses tanggal 29 September 2018)
• Anonim. 2015. Hukum I Termodinamika dan Penerapannya, [online], (http://fiskadiana.blogspot.com/2015/04/hukum-i-termodinamika-dan-penerapannya.html, diakses tanggal 29 September 2018)
• Anonim. 2015. Hukum I Termodinamika, [online], (http://www.informasi-pendidikan.com/2015/02/hukum-i-termodinamika.html, diakses tanggal 29 September 2018)
• Anonim. 2015. Contoh Soal dan Pembahasan Termokimia, [online], (http://www.panduankimia.net/2017/05/contoh-soal-termokimia-50-contoh-soal.html?m=1, diakses tanggal 30 September 2018)