.

Sabtu, 21 September 2019

Termodinamika dan Termokimia


ABSTRAK

 Termodinamika dapat diartikan sebagai cabang dari ilmu kimia yang menangani hubungan kalor, kerja dan bentuk lain energi dengan kesetimbangan dalam reaksi kimia dan dalam perubahan keadaan. Termodinaika sangat berkaitan dengan termokimia, yakni yang mempelajari tentang pengukuran dan penafsiran perubahan kalor yang menyertai reaksi kimia, perubahan keadaan dan pembentuk larutan.

I.PENDAHULUAN
Termokimia adalah ilmu yang mempelajari perubahan kalor yang menyertai suatu reaksi kimia. Termokimia mengenal sistem dan lingkungan, sistem adalah bagian tertentu dari alam yang menjadi pusat perhatian dan lingkungan adalah bagian diluar sistem atau yang berada di sekitar sistem

II.PEMBAHASAN
Materi adalah segala sesuatu yang memiliki massa dan menempati ruang. Materi dapat berupa salah satu dari tiga wujud berikut, yaitu: padat, cair, dan gas.
padatan mempunyai bentuk tertentu dan menempati ruang tertentu pula. Pada tingkat mikroskopis (ketika bendanya sangat kecil sehingga tidak dapat diamati secara langsung), partikel penyusun padatan sangat berdekatan satu sama lainnya, merapat membentuk struktur dengan tatanan pola tertentu (struktur Kristal), dan tidak dapat bergerak dengan mudah.

cairan tidak memiliki bentuk tertentu tetapi memiliki volume tertentu seperti pada padatan. Bentuk cairan mengikuti wadah dimana cairan tersebut berada. Partikel-partikel pada cairan terpisah lebih jauh dibandingkan padatan, dan partikel tersebut lebih mudah bergerak. Kekuatan tarik-menarik antar partikel cairan lebih lemah dibandingkan padatan.

Gas tidak memiliki bentuk dan volume tertentu. Pada gas, partikel-partikel terpisah lebih jauh daripada ketika berupa padatan atau cairan. Gerakan partikel pada gas tidak saling tergantung. Karena jarak antar partikel yang jauh dan masing-masing partikel dapat bergerak bebas, gas mengambang memenuhi seluruh ruang yang ditempatinya.
Energi adalah kemampuan untuk melakukan kerja. Energi dapat berbentuk macam-macam, seperti energi panas, energi cahaya, energi listrik, dan energi mekanik. Ada dua penggolongan energi yang umum dan penting bagi kimiawan, yaitu:

• Energi potensial, yaitu energi yang dihasilkan oleh suatu benda pada posisi tertentu saat              melakukan usaha. Contoh, bola yang diangkat ke atas lalu dilepaskan sehingga bola tersebut kembali ke posisi semula.
• Energi kinetik, yaitu energi yang dihasilkan suatu benda karena pergerakannya. Semakin tinggi kecepatan suatu benda maka semakin besar energi kinetiknya. Contoh, mobil yang melaju kencang akan menghasilkan energi kinetik yang besar.

Semua reaksi kimia dapat menyerap maupun melepaskan energi dalam bentuk panas (kalor). Kalor adalah perpindahan energi termal antara dua materi yang memiliki perbedaan temperatur. Kalor selalu mengalir dari benda panas menuju benda dingin.

Semua reaksi kimia mengikuti dua hukum dasar, yaitu hukum kekekalan massa dan hukum kekekalan energi. Hukum kekekalan massa menyatakan bahwa massa zat sebelum bereaksi harus sama dengan massa zat setelah bereaksi. Sementara hukum kekekalan energi (Hukum Termodinamika I) menyatakan bahwa energi tidak dapat diciptakan maupun dimusnahkan;

 energi hanya dapat diubah dari satu bentuk ke bentuk lainnya. Dengan kata lain, total energi di alam semesta selalu konstan.
Sistem adalah segala bentuk proses yang menjadi pusat perhatian pengamat. Contoh: keadaan zat, reaksi, perubahan zat. Sistem terdiri dari:

1. Sistem terbuka, yaitu sistem dapat mengalami pertukaran energi dan materi dengan lingkungan.
2. Sistem tertutup, yaitu sistem dapat mengalami pertukaran energi dengan lingkungan, tidak dengan pertukaran materi.
3. Sistem terisolasi, yaitu sistem tidak dapat mengalami pertukaran energi dan materi dengan lingkungan.

Lingkungan adalah segala sesuatu yang berada di luar sistem, dan membantu kerja sistem. Contoh: alat-alat, wadah, tabung reaksi, udara.

Dalam konsep termokimia, reaksi terbagi menjadi dua, yaitu reaksi eksoterm dan reaksi endoterm.

1) Reaksi eksoterm, yaitu reaksi yang sistemnya membebaskan/melepas energi, sehingga lingkungan menjadi naik temperaturnya. Contoh: reaksi diatas suhu kamar (pembakaran), pelarutan NaOH, reaksi Mg dengan HCl.
2) Reaksi endoterm, yaitu reaksi yang sistemnya menyerap/menerima energi, sehingga lingkungan menjadi turun temperaturnya. Contoh: reaksi Ba(OH)2 dengan NH4Cl, pemanasan CuCO3.

Berdasarkan jenis reaksi yang terjadi, perubahan entalpi (ΔH) reaksi dapat dikelompokkan menjadi empat jenis, antara lain:

1. Perubahan entalpi pembentukan standar (ΔH°f)

 Merupakan kalor yang terlibat dalam proses pembentukan satu mol senyawa melalui unsur-unsurnya. Sebagai contoh, reaksi  ½ H2(g) +  ½ I2(s) HI(g) merupakan reaksi pembentukan 1 mol senyawa HI. Kalor yang terlibat dalam reaksi ini disebut  ΔH°f HI.

2. Perubahan entalpi penguraian standar (ΔH°d)

 Merupakan kalor yang terlibat dalam proses penguraian satu mol senyawa menjadi unsur-unsur pembentuknya. Sebagai contoh, reaksi HI(g) ½ H2(g) +  ½ I2(s) merupakan reaksi penguraian 1 mol senyawa HI. Kalor yang terlibat dalam reaksi ini disebut  ΔH°d HI. Reaksi penguraian merupakan kebalikan dari reaksi pembentukan. Dengan demikian, tanda ΔH°d berkebalikan dengan tanda ΔH°f.

3. Perubahan entalpi pembakaran standar (ΔH°c)

 Merupakan kalor yang terlibat dalam proses pembakaran satu mol unsur atau satu mol senyawa dengan oksigen. Sebagai contoh, reaksi C(s) + O2(g) CO2(g) merupakan reaksi pembakaran 1 mol unsur C. Kalor yang terlibat dalam reaksi ini disebut ΔH°c C. Contoh lain, reaksi pembakaran belerang dioksida, SO2(g) +  ½ O2(g) SO3(g). Kalor yang terlibat dalam reaksi ini disebut ΔH°c SO2.

4. Perubahan entalpi netralisasi standar (ΔH°n)

 Merupakan kalor yang terlibat dalam proses reaksi satu mol senyawa asam (H+) dengan satu mol senyawa basa (OH–). Sebagai contoh, reaksi HCl(aq) + NaOH(aq) NaCl(aq) + H2O(l) merupakan reaksi netralisasi satu mol asam terhadap satu mol basa. Kalor yang terlibat dalam reaksi ini disebut ΔH°n.

Reaksi kimia umumnya berlangsung pada tekanan tetap. Perpindahan kalor yang terjadi saat reaktan berubah menjadi produk disebut perubahan entalpi reaksi (ΔH) dan dapat dituliskan dalam persamaan berikut:

ΔH = Hproduk – Hreaktan

Entalpi reaksi (ΔH) dapat bertanda positif maupun negatif, tergantung proses yang terjadi. Pada reaksi endoterm, kalor berpindah dari lingkungan ke sistem, menyebabkan entalpi produk lebih tinggi dibandingkan entalpi reaktan, sehingga ΔH bertanda positif (ΔH>0). Sebaliknya, pada reaksi eksoterm, kalor berpindah dari sistem ke lingkungan, menyebabkan entalpi produk lebih rendah dibandingkan entalpi reaktan, sehingga ΔH bertanda negatif (ΔH<0).

 Entalpi reaksi ditentukan dengan:Menggunakan kalorimetri. Menggunakan hukum Hess (penjumlahan). Menggunakan data entalpi pembentukan. Menggunakan data energi ikatan.

Kalorimetri adalah cara penentuan energi kalor reaksi dengan kalorimeter. Kalorimeter adalah sistem terisolasi, sehingga semua energi yang dibutuhkan atau dibebaskan tetap berada dalam kalorimeter. Dengan mengukur perubahan suhu, kita dapat menentukan jumlah energi kalor reaksi dan entalpi reaksi:

Q = m . c . ΔT

Q = kalor reaksi (J)

m =massa zat yang bereaksi (g)

c = kalor jenis zat (J/g.°C)

ΔT = perubahan temperatur (°C)

Jumlah mol zat yang bereaksi dapat dihitung dengan salah satu dari persamaan berikut:

n = massa zat yang bereaksi / massa molar (Mr) zat tersebut

atau

n = Molaritas . Volume (khusus untuk larutan)

Satuan ΔH adalah joule per mol atau kilojoule per mol. Hubungan kalor reaksi (Q), jumlah mol zat yang bereaksi (n), dan entalpi reaksi (ΔH) dapat dinyatakan dalam persamaan berikut:

ΔH = Q / n

Menurut hukum Hess, suatu reaksi dapat terjadi melalui beberapa tahap reaksi, dan bagaimanapun tahap atau jalan yang ditempuh tidak akan mempengaruhi entalpi reaksi. Perubahan entalpi reaksi menurut hukum Hess: Hanya tergantung pada keadaan awal dan akhir sistem, bukan tahap yang ditempuh. Merupakan penjumlahan entalpi reaksi dari setiap tahap.
Dari konsep hukum Hess, energi kalor suatu reaksi berarti juga dapat ditentukan dari data entalpi pembentukan reaktan dan produknya. Berarti dalam reaksi, zat reaktan terurai terlebih dahulu menjadi bentuk dasar, lalu bereaksi kembali membentuk zat produk.

ΔHreaksi = ΣΔH°f produk – ΣΔH°f reaktan

(jangan lupa masing-masing dikalikan terlebih dahulu dengan koefisien reaksinya)
Energi ikatan rata adalah energi rata-rata yang dibutuhkan untuk memutuskan 1 ikatan kovalen tertentu. Setiap ikatan membutuhkan energi yang berbeda agar dapat terputus. Reaksi berlangsung dalam dua tahap, yaitu pemutusan ikatan reaktan dan pembentukan ikatan produk.

ΔH = Σenergi ikatan reaktan – Σenergi ikatan produk

 ΔH = Σenergi yang dibutuhkan – Σenergi yang dilepaskan

Sebagai contoh, diberikan data energi ikatan sebagai berikut:

H-H = 436,4 kJ/mol

O=O = 498,7 kJ/mol

O-H = 460 kJ/mol

Dengan menggunakan data-data tersebut, maka entalpi reaksi 2 H2(g) + O2(g) –> 2 H2O(g) dapat dihitung dengan cara sebagai berikut:

ΔH = Σenergi ikatan reaktan – Σenergi ikatan produkΔH = [2.energi ikatan H-H + 1.energi ikatan O=O] – [4.energi ikatan O-H]

ΔH = [2(436,4) + 1(498,7)] – [4(460)]

ΔH = 1371,5 – 1840 = -468,5 kJ/mol

III.KESIMPULAN
Dapat disimpulkan bahwa dalam setiap reaksi kimia akan selalu disertai dengan perubahan energi. Perubahan energi ini dapat dilihat salah satunya dari perubahan suhu yang terjadi. Dari hasil grafik semakin besarnya mol air/mol etanol, maka semakin kecil pula kalor pelarutan (ΔH) nya.

DAFTAR PUSTAKA
Diposting oleh di
Label: , ,

Tidak ada komentar:

Posting Komentar

Catatan: Hanya anggota dari blog ini yang dapat mengirim komentar.

Langganan: Posting Komentar (Atom)