ABSTRAK
Termokimia adalah kajian dalam ilmu kimia yang
membahas tentang perubahan energi selama reaksi kimia berlangsung.
Termodinamika kimia dapat didefenisikan sebagai cabang kimia yang menangani
hubungan kalor, kerja dan bentuk lain energi, dengan kesetimbangan dalam reaksi
kimia dan dalam perubahan keadaan. Termokimia erat kaitannya dengan
termodinamika, karena termokimia menangani pengukuran dan penafsiran perubahan
kalor yang menyertai reaksi kimia, perubahan keadaan dan pembentukan larutan.
KATA KUNCI : termokimia, termodinamika
PENDAHULUAN
Termodinamika (bahasa Yunani: thermos =
'panas' and dynamic = 'perubahan') adalah fisika energi , panas, kerja, entropi
dan kespontanan proses. Termodinamika ilmu yang menggambarkan usaha untuk
mengubah kalor (perpindahan energi yang disebabkan perbedaan suhu) menjadi
energi serta sifat-sifat pendukungnya. Sedangkan Termokimia adalah ilmu yang
mempelajari perubahan kalor yang menyertai suatu reaksi kimia.
PEMBAHASAN
A. Hukum 1 termodinamika (HUKUM KEKEKALAN
ENERGI)
Bunyi Hukum Termodinamika 1
"Jumlah kalor pada suatu sistem adalah
sama dengan perubahan energi di dalam sistem tersebut ditambah dengan usaha
yang dilakukan oleh sistem."
Hukum kekekalan energi menyatakan bahwa
energi tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan, tetapi energi dapat diubah dari
satu bentuk ke bentuk yang lain. Perpindahan energi berbentuk kalor (Q) atau
kerja (W) yang memengaruhi jumlah keseluruhan energi pada sistem disebut dengan
energi dalam (E).
Nilai mutlak energi dalam tidak dapat
ditentukan, yang dapat ditentukan hanyalah perubahan energi dalamnya (∆E).
Hubungan antara perubahan energi dalam, kalor, dan kerja dirumuskan dalam hukum
termodinamika berikut.
∆E =
Q + W
Keterangan:
∆E = perubahan energi dalam (J);
Q = jumlah kalor yang diserap atau dilepas
sistem (J); dan
W = kerja yang dilakukan sistem (J).
Q dan W dapat bernilai positif atau
negatif. Untuk menentukan nilai Q dan W dapat digunakan aturan berikut.
• Q bernilai positif (+) jika sistem
menyerap kalor (Q > 0).
• Q bernilai negatif (-) jika sistem
melepaskan kalor (Q < 0).
• W bernilai positif (+) jika sistem
menerima kerja (W > 0).
• W bernilai negatif (-) jika sistem
melakukan kerja (W < 0).
B. SISTEM DAN LINGKUNGAN
Dalam mempelajari termodinamika, perlu
memahami definisi sistem dan lingkungan. Sistem adalah sejumlah zat atau
campuran yang dipelajari sifat-sifat dan perilakunya (bagian yang menjadi pusat
perhatian dalam mempelajari perubahan energi), sedangkan alingkungan adalah
segala sesuatu di luar sistem. Interaksi antara sistem dan lingkungan dapat
berupa pertukaran materi dan energi.
Berdasarkan pertukaran materi dan
energinya, sistem dibedakan menjadi tiga macam, yaitu sebagai berikut.
1. Sistem terbuka, yaitu sistem yang dapat
mengalami pertukaran materi dan energi dengan lingkungannya. Contohnya, kopi
yang ditempatkan dalam gelas yang terbuka.
2. Sistem tertutup, yaitu sistem yang dapat
mengalami pertukaran energi dengan lingkungannya, tetapi tidak mengalami
pertukaran materi. Contoh sistem tertutup yaitu suatu balon udara yang
dipanaskan, dimana massa udara didalam balon tetap, tetapi volumenya berubah
dan energi panas masuk kedalam masa udara didalam balon.
Suatu sistem bisa mengalami pertukaran
panas atau kerja atau keduanya, biasanya dipertimbangkan sebagai sifat pembatasnya:
a. Pembatas Adiabatik: tidak memperbolehkan
pertukaran panas
b. Pembatas Rigid: tidak memperbolehkan
pertukaran kerja.
Atau dikenal juga istilah dinding, ada dua
jenis dinding yaitu:
a. dinding adiabatik, yaitu dinding yang
menyababkan kedua zat mencapai suhu yang sama dalam waktu yang lama (lambat).
Untuk dinding adiabatik sempurna tidak memungkinkan terjadinya suatu pertukaran
kalor antara dua zat.
b. dinding diatermik yaitu dinding yang
memungkinkan kedua zat mencapai suhu yang sama dalam waktu yang singkat
(cepat).
3. Sistem terisolasi, yaitu sistem yang
tidak dapat mengalami pertukaran materi dan energi dengan lingkungannya.
Contohnya, kopi yang ditempatkan dalam termos.
PENERAPAN HUKUM I TERMODINAMIKA PADA
BEBERAPA PROSES
proses-proses dalam termodinamika terbagi
atas empat jenis, yaitu :
a. Proses Isotermal
Besar usaha yang dilakukan sistem proses
isotermal ini adalah W = nRT In (V2/V1). Oleh karena ΔT = 0, menurut Teori
Kinetik Gas, energi dalam sistem juga tidak berubah (ΔU = 0) karena perubahan
energi dalam bergantung pada perubahan suhu. Dengan demikian, persamaan Hukum
Pertama Termodinamika dapat dituliskan
sebagai berikut.
Q = ΔU + W = 0 + W
Q = W = nR T ln (V2/V1)
b. Proses Isokhorik
Dalam proses isokhorik perubahan yang
dialami oleh sistem berada dalam keadaan volume tetap. Kita telah memahami
bahwa besar usaha pada proses isokhorik dituliskan W = pΔV = 0. Dengan
demikian, persamaan Hukum Pertama Termodinamika untuk proses ini dituliskan
sebagai
Q = ΔU + W = ΔU + 0
Q = ΔU = U2 - U1
c. Proses Isobarik
Jika gas mengalami proses isobarik,
perubahan yang terjadi pada gas berada dalam keadaan tekanan tetap. Usaha yang
dilakukan gas dalam proses ini memenuhi persamaan W = P ΔV = p(V2 – V1). Dengan
demikian, persamaan Hukum Pertama Termodinamika untuk proses isobarik dapat
dituliskan sebagai berikut.
Q = ΔU + W
Q = ΔU + p(V2 – V1)
d. Proses adiabatik
Dalam proses ini tidak ada kalor yang
keluar atau masuk ke dalam sistem sehingga Q = 0. Persamaan Hukum Pertama
Termodinamika untuk proses adiabatik ini dapat dituliskan menjadi
Q = ΔU + W
0 = ΔU + W atau W = - ΔU = - (U2 - U1)
Berdasarkan Persamaan tersebut, Kita dapat menyimpulkan bahwa usaha
yang dilakukan oleh sistem akan mengakibatkan terjadinya perubahan energi dalam
sistem di mana energi dalam tersebut dapat bertambah atau berkurang dari
keadaan awalnya.
C. REAKSI EKSOTERM DAN ENDOTERM
Dalam termokimia, akan mengenal istilah
kalor reaksi. Kalor reaksi adalah kalor yang menyertai suatu reaksi kimia yang
dapat berpindah dari sistem ke lingkungan atau dari lingkungan ke sistem.
Adanya perpindahan kalor ini bertujuan agar temperatur sistem sesudah reaksi
sama dengan temperatur sistem sebelum reaksi.
Berdasarkan arah perpindahan energi, reaksi
dibedakan menjadi dua jenis, yaitu reaksi eksoterm dan reaksi endoterm.
a. Reaksi Eksoterm
Reaksi eksoterm adalah reaksi yang disertai
dengan perpindahan kalor dari sistem ke lingkungan. Pada reaksi eksoterm,
sistem yang melepaskan kalor akan mengalami penurunan energi, sehingga energi
sebelum reaksi (E1) akan lebih besar daripada energi setelah
reaksi (E2). Dengan demikian, perubahan energi (∆E)
akan bernilai negatif, karena E2 – E1 akan
menghasilkan nilai negatif (∆E < 0). Oleh karena kalor tersebut
mengalir dari sistem ke lingkungan, maka dapat diketahui bahwa pada reaksi
eksoterm terjadi kenaikan suhu lingkungan.
b. Reaksi Endoterm
Reaksi endoterm adalah reaksi yang disertai
dengan perpindahan kalor dari lingkungan ke sistem. Pada reaksi endoterm,
sistem yang menerima kalor akan mengalami kenaikan energi sehingga energi
sebelum reaksi (E1) akan lebih kecil daripada energi setelah
reaksi (E2). Dengan demikian, perubahan energi (∆E)
akan bernilai positif karena E2 – E1 akan
menghasilkan nilai positif (∆E > 0). Oleh karena kalor tersebut
mengalir dari lingkungan ke sistem, maka dapat diketahui bahwa pada reaksi
endoterm terjadi penurunan suhu lingkungan.
D. KONSEP ENTALPI REAKSI
Entalpi (H) adalah istilah yang menyatakan
jumlah energi dari suatu sistem termodinamika. Besarnya entalpi dalam suatu
sistem termodinamika (seperti reaksi kimia) tidak dapat diukur secara langsung,
tetapi perubahannya (∆H) dapat dihitung. Satuan Internasional (SI) untuk ∆H
adalah kJ/mol (kJ mol-1). ‘mol-1’ tidak menyatakan jumlah
penyusun senyawa, tetapi jumlah per mol dalam persamaan tersebut, biasanya
dengan acuan mol produk atau reaktan adalah 1. Contoh:
CO(g)
+ 1/2 O2(g) → CO2(g) ∆H = -283 kJ mol-1
2CO(g)
+ O2(g) → 2CO2(g) ∆H = -566 kJ mol-1
Catatan: Terkadang mol-1 hanya
dituliskan jika mol reaktan atau produk adalah 1, atau tidak dituliskan sama
sekali.
Persamaan-persamaan dalam termokimia
seperti di atas dinamakan persamaan termokimia. Persamaan termokimia merupakan
persamaan yang menyatakan jumlah mol reaktan dan produk, serta jumlah energi
yang terlibat. Persamaan termokimia dituliskan dalam keadaan standar sebagai
acuannya, yaitu 1 atm (101,3 kPa) dan 25oC (298 K). Suhu dan tekanan
tersebut digunakan karena unsur pada kondisi ini berada pada tingkat yang
paling stabil. Penulisan persamaan termokimia harus disertai dengan kondisi‑fisis
senyawanya.
Contoh:
2H2
(g) + O2(g) → 2H2O (g) ∆H = -484 kJ mol-1
Artinya: 2 mol gas H2 yang
bereaksi dengan 1 mol gas O2 akan menghasilkan 2 mol H2O dengan
melepas kalor sebesar 484 kJ.Perubahan entalpi (∆H) yang diukur pada keadaan
standar dinamakan dengan perubahan entalpi standar (∆Ho).
Ada
beberapa jenis perubahan entalpi standar, yaitu sebagai berikut.
a. Perubahan Entalpi Pembentukan Standar
(∆Ho ƒ)
Perubahan entalpi pembentukan standar
adalah kalor reaksi yang dilepaskan pada pembentukan 1 mol senyawa dari
unsur-unsurnya pada keadaan standar. Perubahan entalpi pembentukan standar pada
umumnya bernilai negatif (reaksi eksoterm).
Contoh:
H2(g)
+ 1/2 O2(g) → H2O(l) ∆H = -285,8 kJ mol-1
Artinya: 1 mol gas H2 yang
bereaksi dengan 1/2 mol gas O2 akan menghasilkan 1 mol H2O
dengan melepas kalor sebesar 285,8 kJ.
b. Perubahan Entalpi Penguraian Standar (∆Hod)
Perubahan entalpi penguraian standar adalah
kalor reaksi yang diserap pada penguraian 1 mol senyawa menjadi unsur-unsurnya
pada keadaan standar. Nilai perubahan entalpi penguraian standar merupakan
kebalikan dari nilai perubahan entalpi pembentukan standar. Pada umumnya, nilai
perubahan entalpi penguraian standar adalah positif (reaksi endoterm).
Contoh:
H2O(l)
→ H2(g) + 1/2 O2(g) ∆H = +285,8 kJ mol-1
Artinya: Untuk menguraikan 1 mol H2O
menjadi 1 mol gas H2 dan 1/2 mol gas O2 dibutuhkan kalor
sebesar 285,8 kJ.
c. Perubahan Entalpi Pembakaran Standar (∆Hoc)
Perubahan entalpi pembakaran standar adalah
kalor yang dilepaskan pada pembakaran 1 mol zat pada keadaan standar. Nilai
entalpi pembakaran standar selalu negatif (reaksi eksoterm). Contoh:
C(s)
+ O2(g) → CO2 (g) ∆H = -393,5 kJ mol-1
Nilai perubahan entalpi di atas disebut
sebagai entalpi pembakaran standar unsur karbon.
d. Perubahan Entalpi Penetralan Standar (∆Hon)
Perubahan entalpi penetralan standar adalah
kalor yang menyertai reaksi 1 mol H+ dan 1 mol OH- pada
keadaan standar. Nilai entalpi penetralan standar selalu negatif (reaksi eksoterm).
E. ENERGI YANG DILEPASKAN UNTUK PEMANASAN
Jumlah kalor yang diserap (ditandai dengan
penurunan suhu) atau dilepaskan (ditandai dengan kenaikan suhu) suatu larutan
dapat ditentukan dengan mengukur perubahan suhunya. Jumlah kalor yang diserap
atau dilepaskan pada pemanasan dapat dirumuskan sebagai berikut.
Q =
mc∆T
Keterangan:
Q = kalor yang diserap/dibebaskan (J);
m = massa zat (g);
c = kalor jenis (J/gK atau J/goC);
dan
∆T = T2 – T1 = perubahan suhu (K atau oC)
Secara umum, perubahan entalpi dapat
ditentukan dengan tiga cara, yaitu berdasarkan hukum Hess, data entalpi
pembentukan standar (∆Hƒo), dan data energi ikatan.
A.
HUKUM HESS
Menurut Henry Hess, “Kalor yang diserap
atau dibebaskan oleh suatu reaksi tidak tergantung pada jalannya reaksi, tetapi
tergantung pada keadaan awal dan akhir reaksi”. Ini berarti, nilai perubahan
entalpi suatu reaksi yang berlangsung dalam satu tahap maupun beberapa tahap
adalah sama. Skema dari hukum Hess dapat digambarkan sebagai berikut.
B. PERHITUNGAN ENTALPI BERDASARKAN ENTALPI
PEMBENTUKAN STANDAR
Berdasarkan entalpi pembentukan standar,
perubahan entalpi reaksi didefinisikan sebagai selisih antara total energi yang digunakan untuk
membentuk produk dan total energi yang digunakan untuk membentuk reaktan.
∆H reaksi = ∆Hƒo
produk – ∆Hƒo reaktan
(kanan) (kiri)
Perhatikan reaksi kimia berikut.
pA + qB → rC + sD
Perubahan entalpi pada reaksi kimia
tersebut dapat ditentukan dengan:
∆H reaksi = (r.∆Hƒo C
+ s.∆Hƒo D) – (p.∆HƒoA + q.∆Hƒo
B)
Catatan:
- ∆Hƒo molekul
diatomik (O2, Cl2, H2) = 0 kJ.mol-1
- ∆Hƒo unsur bebas
(Al, Mg, Cu) = 0 kJ.mol-1
C. PERHITUNGAN ENTALPI BERDASARKAN ENERGI
IKATAN
Energi ikatan adalah energi yang diperlukan
untuk memutuskan 1 mol senyawa dalam keadaan gas menjadi atom-atomnya. Dalam
suatu reaksi kimia, besarnya perubahan entalpi reaksi dapat ditentukan jika
data energi ikatan rata-rata spesinya diketahui. Berdasarkan energi ikatan,
perubahan entalpi reaksi didefinisikan sebagai selisih antara jumlah energi
yang dibutuhkan untuk memutuskan ikatan pada reaktan dan jumlah energi yang
dilepaskan untuk membentuk ikatan pada produk.
∆H reaksi = (∑energi ikatan reaktan) –
(∑energi ikatan produk)
(kiri) (kanan)
KESIMPULAN DAN SARAN
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. Diharapkan ada tambahan materi
mengenai Termodinamika ini, karena apa yang kami muat didalam artikel ini belum
tentu sempurna dan baik.
DAFTAR PUSTAKA
https://www.google.com/amp/s/www.quipper.com/id/blog/mapel/fisika/pengertian-termodinamika-lengkap/amp/
https://www.google.com/url?sa=t&source=web&rct=j&url=http://web.ipb.ac.id/~tpb/files/materi/fisika_pdf/P09-TERMODINAMIKA.pdf&ved=2ahUKEwi6hsyunNzkAhUOfSsKHb_AAXcQFjAiegQICBAB&usg=AOvVaw310iJ99X1y11MfzsW6pOlY&cshid=1568873517227
http://www.informasi-pendidikan.com/2015/02/hukum-i-termodinamika.html?m=1
https://www.google.com/url?sa=t&source=web&rct=j&url=http://staffnew.uny.ac.id/upload/198307302008122004/pendidikan/termokimia%2B(12-13).pdf&ved=2ahUKEwihjrDnq-HkAhUO6nMBHUTrAX0QFjADegQIBxAB&usg=AOvVaw3rijdOY8QWAuORYAxbJMDx&cshid=1569049297203
http://sectoranalyst.blogspot.com/2011/10/makalah-termokimia.html?m=1
Tidak ada komentar:
Posting Komentar
Catatan: Hanya anggota dari blog ini yang dapat mengirim komentar.