HUKUM HESS (Termokimia)

Hukum Hess
Hukum ini diajukan oleh Germain Hess, dia menyatakan bahwa entalphi reaksi (ΔH) hanya tergantung pada keadaan awal reaksi dan hasil reaksi dan tidak bergantung pada jalannya reaksi.

Jika suatu reaksi merupakan penjumlahan aljabar dari dua atau lebih reaksi, maka perubahan entalphi (ΔH) atau kalor reaksinya juga merupakan penjumlahan aljabar dari (ΔH) yang menyertai reaksi. Untuk lebih mudah memahaminya kita perhatikan Bagan 10.17.

Bagan 10.17. Penjumlahan aljabar reaksi dan entalphi menurut Germain Hess
Berdasarkan persamaan reaksi gas karbon dioksida dapat terbentuk melalui dua tahap, yang pertama pembentukan karbonmonoksida dari unsur-unsurnya dan dilanjutkan dengan oksidasi dari karbonmonoksida menjadi karbondioksida.
Penjumlahan aljabar ΔH_reaksi dari setiap tahap reaksi juga dilakukan sesuai dengan tahap reaksi, maka ΔH_reaksi dari pembentukan gas Karbon dioksida juga dapat dilakukan.
Berdasarkan berbagai jenis reaksi, maka kita juga dapat mengembangkan jenis kalor reaksi atau ΔH yang disesuaikan dengan jenis reaksinya, ada empat jenis kalor reaksi yaitu kalor reaksi pembentukan, penguraian, pembakaran dan pelarutan. Keempat klasifikasi tersebut disederhanakan dalam bagan pada Bagan 10.18.

Hukum Keppler I , II , dan III

Pencarian manusia akan pertanyaan bagaimana benda-benda langit sesungguhnyabergerak, telah didengungkan secara berabad-abad dan telah banyak gagasan dan teori (baik dengan dasar logika maupun murni khayalan) yang mencoba menjelaskannya. Dalam posting kali ini kami akan menguraikan sedikit mengenai hal tersebut, semoga dapat bermanfaat bagi teman-teman pembaca.Pada abad ke-16 muncul banyak Astronom yang mulai menentang paham Geosentris yang telah lama diimani. Salah satunya adalah Tycho Brahe, astronom Denmark yang melakukan pengamatan dengan peralatan minimum, namun dengan akurasi yang sangat baik.Di dalam astronomi dan juga pembelejaran fisika ada tiga Hukum Gerakan Planet Kepler yaitu sebagai berikut:·         Setiap planet bergerak dengan lintasan elips, Matahari berada di salah satu fokusnya.·         Luas daerah yang disapu pada selang waktu yang sama akan selalu sama.·         Perioda kuadrat suatu planet berbanding dengan pangkat tiga jarak rata-ratanya dari Matahari.Adalah murid Brahe, Johannes Kepler, yang kemudian berhasil merumuskan teori dasar tentang pergerakan planet-planet, berdasarkan data pengamatan yang dikumpulkan Brahe, menjelaskan gerakan planet di dalam tata surya. Hukum di atas menjabarkan gerakan dua benda yang saling mengorbit.Hukum Kepler mempertanyakan kebenaran astronomi dan fisika warisan zaman Aristoteles dan Ptolemaeus. Ungkapan Kepler bahwa Bumi beredar sekeliling, berbentuk elips dan bukannya epicycle, dan membuktikan bahwa kecepatan gerak planet bervariasi, mengubah astronomi dan fisika. Hampir seabad kemudian, Isaac Newton mendeduksi Hukum Kepler dari rumusan hukum karyanya, hukum gerak dan hukum gravitasi Newton, dengan menggunakan Euclidean geometri klasik.Pada era modern, hukum Kepler digunakan untuk aproksimasi orbit satelit dan benda-benda yang mengorbit Matahari, yang semuanya belum ditemukan pada saat Kepler hidup (contoh: planet luar dan asteroid). Hukum ini kemudian diaplikasikan untuk semua benda kecil yang mengorbit benda lain yang jauh lebih besar, walaupun beberapa aspek seperti gesekan atmosfer (contoh: gerakan di orbit rendah), atau relativitas (contoh: prosesi preihelion merkurius), dan keberadaan benda lainnya dapat membuat hasil hitungan tidak akurat dalam berbagai keperluan.1. Hukum Kepler Pertama“Orbit setiap planet berbentuk elips dengan matahari berada di salah satu fokusnya”Elips adalah bentuk bangun datar yang merupakan salah satu dari irisan kerucut (selain lingkaran, hiperbola, dan parabola). Dimana eksentrisitas elips bernilai antara 0 dan 1. Lintasan suatu planet mengelilingi matahari akan berupa sebuah elips, dan matahariakan selalu berada di salah satu dari dua focus elips tersebut. 
Hukum pertama kepler jelas-jelas menentang pernyataan Nicolaus Copernicus yang menyatakan bahwa orbit planet berbentuk lingkaran dengan matahari berada di pusat lingkaran. Dan terbukti dari hasil pengamatan bahwa orbit elips Kepler dapatmemberikan posisi yang lebih akurat dibandingkan orbit lingkaran.Kesalahan Copernicus ini dapat dipahami sebab meskipun memiliki lintasan elips, namun eksentrisitas orbit planet mendekati nol, sehingga sekilas akan tampak mendekati lingkaran, bahkan untuk perhitungan-perhitungan sederhana kita boleh mengasumsikan orbit planet adalah lingkaran.2. Hukum Kepler Kedua“vektor radius suatu planet akan menempuh luas areal yang sama untuk selang waktu yang sama”Vektor radius ialah garis hubung antara planet dengan pusat gravitasi (matahari).Gambaran dari hukum kepler kedua ialah :Apabila Planet membutuhkan waktu yang sama untuk menempuh P1 – P2 dan P3 – P4, maka luas areal P1 – F – P2 akan sama dengan P3 – F – P4, begitu pula sebaliknya. Dengan kata lain kita dapat menyatakan bahwa kecepatan angulernya konstan.Karena planet selalu mematuhi hokum kepler, maka konsekuensi dari hukum kedua kepler ini ialah kecepatan linear planet di setiap titik di orbitnya tidaklah konstan, tetapi bergantung pada jarak planet. Contohnya planet akan bergerak paling cepat saatdia ada di perihelium, dan akan bergerak paling lambat saat dia ada di aphelium.3. Hukum Kepler Ketiga“pangkat tiga sumbu semi major orbit suatu planet sebanding dengan kuadrat dari periode revolusi planet tersebut”Kepler menemukan hubungan diatas, atau apabila sumbu semi mayor kita nyatakan dengan a dan periode revolusi planet kita nyatakan dengan T, maka secara matematis hukum ketiga kepler dapat ditulis : 

Ternyata untuk benda-benda yang mengelilingi pusat gravitasi yang sama, besarnya kontanta akan sama, misalnya bagi planet Venus dan planet Bumi, atau bagi Io dan Europa. Untuk benda-benda yang memenuhi syarat tersebut berlaku :
Apabila benda yang kita tinjau adalah planet yang mengitari matahari, dan kita nyatakan a dalam Satuan Astronomi dan T dalam tahun, maka kita akan mendapati
Persamaan di atas adalah bentuk sederhana dari hukum kepler 3, namun hanya bisa digunakan apabila a dinyatakan dalam Satuan Astronomi, T dalam tahun dan pusat gravitasi adalah benda bermassa sama dengan matahari.Perlu diingat bahwa hukum kepler tidak hanya berlaku pada planet di tata surya saja, namun juga berlaku pada satelit planet-planet, asteroid, komet, pada sistem bintang ganda, dan lain-lain.Oh, iya jika pembaca ingin mengetahui lebih lanjut mengenai siapa Johannes Kepler itu, silahkan klik disini.

Pembahasan Hukum Keppler I , II , dan III

(Ringkasan Fisika). Dalam perkembangan ilmu Astronomi dikenal nama Ptolemaeus (sekitar tahun 125 M) yang mengemukakan bahwa bumi adalah pusat jagad raya. Pendapat ini dikenal sebagai pandangan geosentris. Semua benda langit beredar mengelilingi bumi. Untuk menjelaskan adanya gerak balik (retrograde motion) planet-planet, dibayangkan model "deferent and epicycle" yang melukiskan pergerakan planet pada sebuah lingkaran yang lebih kecil (epicycle) pada saat melakukan peredarannya mengelilingi bumi pada lingkaran yang lebih besar (deferent). Titik pusat epicycle itu terletak pada diferent.

Diawali oleh para pendahulunya, Copernicus (1473-1543), membuat pembaruan dengan pandangan heliosentris, yaitu pandangan yang menyatakan bahwa matahari sebagai pusat peredaran planet-planet, termasuk bumi, serta bintang-bintang. Dengan pandangan heliosentris dijelaskan bagaimana gerak balik (retrograde motion). Lebih lanjut mengenai lintasan dan pergerakan planet dijelaskan oleh Johannes Kepler (1571-1630). Setelah dengan teliti mengamati lintasan Mars. Kepler pada tahun 1609 merumuskan Hukum I dan II Kepler. Hukum I Kepler atau Hukum elips berbunyi Lintasan setiap planet menyerupai sebuah elips dan matahari menempati salah satu titik api elips tersebut. Dengan Hukum I Kepler dijelaskan bahwa jarak antara planet dengan matahari dalam lintasan elipsnya itu selalu berubah.

Hukum II Kepler atau hukum tentang luas yang sama berbunyi; Dalam selang waktu yang sama, garis hubung planet-matahari menyapu bidang yang sama luasnya. Dengan Hukum II Kepler dijelaskan bahwa Kecepatan gerak planet dalam menempuh lintasannya mempunyai kecepatan yang bervariasi. Makin kecil jarak antara planet dan matahari, makin tinggi kecepatannya. Dengan demikian, di sekitar perihelium, planet bergerak paling cepat dan sekitar aphelium gerakannya melambat.

Baru pada tahun 1618 Kepler menemukan Hukum III Kepler. Hukum III Kepler atau hukum harmonis berbunyi bahwaKuadrat kala edar planet berbanding lurus dengan pangkat tiga jarak rata-rata planet ke matahari. Hukum III Kepler memberikan penjelasan bahwa planet yang jaraknya paling besar, memiliki kala edar yang lebih lama. Hal itu juga menunjukkan bahwa gravitasi matahari terhadap planet berkurang jika jaraknya bertambah.

Pada dasarnya Hukum Kepler merupakan uraian dari gerak antara dua benda, relatif satu sama lain, dan dapat diterapkan kepada sistem gerak dua benda apa saja. Khususnya dalam astronomi, hukum ini sangat penting untuk mempelajari gerak benda-benda langit. Misalnya di tata surya, gerak suatu planet dengan induknya yakni matahari. Atau dapat juga diterapkan untuk gerak antara planet dengan satelitnya, misalnya bulan ganymede dengan induknya Jupiter, dan sebagainya.

TERMOKIMIA

A. Konsep Dasar

Termokimia adalah ilmu yang mempelajari hubungan antara energi panas dan energi kimia. Sedangkan energi kimia didefinisikan sebagai energi yang dikandung setiap unsur atau senyawa. Energi kimia yang terkandung dalam suatu zat adalah semacam energi potensial zat tersebut. Energi potensial kimia yang terkandung 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. Perubahan entalpi reaksi diberi simbol ΔH.

Bagian dari ilmu kimia yang mempelajari perubahan kalor atau panas suatu zat yang menyertai suatu reaksi atau proses kimia dan fisika disebut termokimia. Secara operasional termokimia berkaitan dengan pengukuran dan pernafsiran perubahan kalor yang menyertai reaksi kimia, perubahan keadaan, dan pembentukan larutan.

Fokus bahasan dalam termokimia adalah tentang jumlah kalor yang dapat dihasilkan oleh sejumlah tertentu pereaksi serta cara pengukuran kalor reaksi. Termokimia merupakan penerapan hukum pertama termodinamika terhadap peristiwa kimia yang membahas tentang kalor yang menyertai reaksi kimia.

     B. Termodinamika I

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. Termodinamika merupakan ilmu tentang energi, yang secara spesifik membahas tentang hubungan antara energi panas dengan kerja.

Penerapan hukum termodinamika pertama dalam bidang kimia merupakan bahan kajian dari termokimia.” Energi tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan, tetapi dapat diubah dari satu bentuk ke bentuk yang lain, atau energi alam semesta adalah konstan.” hukum termodinamika 1

Perubahan kalor pada tekanan konstan:

∆H = ∆E + P∆V

W= P∆V

∆E = energi dalam

Hukum pertama termodinamika dapat dirumuskan sbg

∆U = Q – W

∆U = perubahan tenaga dalam sistem

Q = panas yang masuk/keluar dari sistem

W = Usaha yang dilakukan thp sistem

     C. Kalor Reaksi

Perubahan energi dalam reaksi kimia selalu dapat dibuat sebagai panas, sebab itu lebih tepat bila istilahnya disebut panas reaksi.

Ada beberapa macam jenis perubahan pada suatu sistem. Salah satunya adalah sistim terbuka, yaitu ketika massa, panas, dan kerja, dapat berubah-ubah. Ada juga sistim tertutup, dimana tidak ada perubahan massa, tetapi hanya panas dan kerja saja. Sementara, perubahan adiabatis merupakan suatu keadaan dimana sistim diisolasi dari lingkungan sehingga tidak ada panas yang dapat mengalir. Kemudian, ada pula perubahan yang terjadi pada temperature tetap, yang dinamakan perubahan isotermik.

Pada perubahan suhu, ditandai dengan ∆t (t menunjukkan temperatur), dihitung dengan cara mengurangi temperatur akhir dengan temperatur mula-mula.

∆t = t_akhir – t_mula-mula

Demikian juga, perubahan energi potensial;

∆(E.P) = (E.P)_akhir – (E.P)_mula-mula

Kalor reaksi (∆H) adalah kalor yang diserap (diperlukan) atau dilepaskan (dihasilkan) dalam reaksi, disebut juga perubahan entalpi.  Pada beberapa reaksi kimia jumlah kalor reaksi dapat diukur melallui suatu percobaan di dalam laboratorium. Pengukuran kalor reaksi tersebut dapat dilakukan dengan menggunakan alat yang disebut kalorimeter.  Kalorimeter merupakan alat yang digunakan untuk mengukur jumlah kalor yang diberikan atau diambil dalam suatu proses tertentu. Sebuah termometer sederhana terdiri dari bejana terisolasi, alat pengaduk, dan termometer.

     D. Kerja

Istilah kerja merupakan konsep yang telah didefinisikan oleh ilmu utama mekanika. Dalam termodinamika, kerja secara umum didefinisikan sebagai gaya kali jarak. Jika perpindahan jarak akibat gaya F adalah sebesar ds (ds=distance/jarak), maka kerja yang dilakukan.

∆W= F ds

Simbol ∆W digunakan untuk jumlah kecil dari kerja dan merupakan fungsi yang tidak pasti karena kerja yang dilakukan tergantung pada jalannya reaksi.

Tanda yang akan digunakan selanjutnya adalah:

a.   Kerja adalah positif jika sistem melakukan kerja terhadap sekeliling.

b.   Kerja adalah negatif jika kerja dilakukan terhadap sistem oleh sekeliling.

Kerja total yang dilakukan sistem dapat diperoleh dengan mengintegrasikan persamaan di atas. Sebagai contoh, kerja ekspansi diberikan sebagai

W = ʃ p dV

Dalam termokimia ada dua hal yang perlu diperhatikan yang menyangkut perpindahan energi, yaitu sistem dan lingkungan. Segala sesuatu yang menjadi pusat perhatian dalam mempelajari perubahan energi disebut sistem, sedangkan hal-hal yang membatasi sistem dan dapat mempengaruhi sistem disebut lingkungan.

Berdasarkan interaksinya dengan lingkungan, sistem dibedakan menjadi tiga macam, yaitu :

1.         Sistem Terbuka

Sistem terbuka adalah suatu sistem yang memungkinkan terjadi perpindahan energi dan zat (materi) antara lingkungan dengan sistem. Pertukaran materi artinya ada hasil reaksi yang dapat meninggalkan sistem (wadah reaksi), misalnya gas, atau ada sesuatu dari lingkungan yang dapat memasuki sistem.

2.       Sistem Tertutup

Suatu sistem yang antara sistem dan lingkungan dapat terjadi perpindahan energi, tetapi tidak dapat terjadi pertukaran materi disebut sistem tertutup.

3.       Sistem Terisolasi

Sistem terisolasi merupakan sistem yang tidak memungkinkan terjadinya perpindahan energi dan materi antara sistem dengan lingkungan.

Energi adalah kapasitas untuk melakukan kerja (w) atau menghasilkan panas (kalor=q). Pertukaran energi antara sistem dan lingkungan dapat berupa kalor (q) atau bentuk energi lainnya yang secara kolektif kita sebut kerja (w). Energi yang dipindahkan dalam bentuk kerja atau dalam bentuk kalor yang memengaruhi jumlah total energi yang terdapat dalam sistem disebut energi dalam (internal energy). Kerja adalah suatu bentuk pertukaran energi antara sistem dan lingkungan di luar kalor. Salah satu bentuk kerja yang sering menyertai reaksi kimia adalah kerja tekanan-volum, yaitu kerja yang berkaitan dengan pertambahan atau pengurangan volum sistem.

     E. Entalpi

Entalpi (H) adalah jumlah total dari semua bentuk energi. Entalpi (H) suatu zat ditentukan oleh jumlah energi dan semua bentuk energi yang dimiliki zat yang jumlahnya tidak dapat diukur dan akan tetap konstan selama tidak ada energi yang masuk atau keluar dari zat. . Misalnya entalpi untuk air dapat ditulis H H20 (l) dan untuk es ditulis H H₂0 (s).

Untuk menyatakan kalor reaksi pada tekanan tetap (q_p ) digunakan besaran yang disebut Entalpi ( H ).

Untuk reaksi kimia :

∆H = Hp – Hr

Hp = entalpi produk

Hr  = entalpi reaktan

Reaksi pada tekanan tetap      : q_p  = ∆H ( perubahan entalpi )

Reaksi pada volume tetap       : q_v  = ∆E ( perubahan energi dalam )

Perubahan kalor atau entalpi yang terjadi selama proses penerimaan atau pelepasan kalor dinyatakan dengan ” perubahan entalpi(ΔH) ” . Harga entalpi zat sebenarnya tidak dapat ditentukan atau diukur. Tetapi ΔH dapat ditentukan dengan cara mengukur jumlah kalor yang diserap sistem. Misalnya pada perubahan es menjadi air, yaitu 89 kalori/gram. Pada perubahan es menjadi air, ΔH adalah positif, karena entalpi hasil perubahan, entalpi air lebih besar dari pada entalpi es. Pada perubahan kimia selalu terjadi perubahan entalpi. Besarnya perubahan entalpi adalah sama besar dengan selisih antara entalpi hasil reaksi dan jumlah entalpi pereaksi.

Setiap sistem atau zat mempunyai energi yang tersimpan didalamnya. Energi potensial berkaitan dengan wujud zat, volume, dan tekanan. Energi kinetik ditimbulkan karena atom – atom dan molekul­-molekul dalam zat bergerak secara acak. Jumlah total dari semua bentuk energi itu disebut entalpi (H) . Entalpi akan tetap konstan selama tidak ada energi yang masuk atau keluar dari zat. . Misalnya entalpi untuk air dapat ditulis H H20 (l) dan untuk es ditulis  H H₂0 (s).

Entalpi (H) suatu zat ditentukan oleh jumlah energi dan semua bentuk energi yang dimiliki zat yang jumlahnya tidak dapat diukur. Perubahan kalor atau entalpi yang terjadi selama proses penerimaan atau pelepasan kalor dinyatakan dengan ” perubahan entalpi (ΔH) ” . Misalnya pada perubahan es menjadi air, maka dapat ditulis sebagai berikut:

Δ H = H H₂0 (l) - H H₂0 (s)

Harga entalpi zat sebenarnya tidak dapat ditentukan atau diukur. Tetapi ΔH dapat ditentukan dengan cara mengukur jumlah kalor yang diserap sistem. Misalnya pada perubahan es menjadi air, yaitu 89 kalori/gram. Pada perubahan es menjadi air, ΔH adalah positif, karena entalpi hasil perubahan, entalpi air lebih besar dari pada entalpi es.

Termokimia merupakan bagian dari ilmu kimia yang mempelajari perubahan entalpi yang menyertai suatu reaksi. Pada perubahan kimia selalu terjadi perubahan entalpi. Besarnya perubahan entalpi adalah sama besar dengan selisih antara entalpi hasil reaksi dam jumlah entalpi pereaksi.

Pada reaksi endoterm, entalpi sesudah reaksi menjadi lebih besar, sehingga ΔH positif. Sedangkan pada reaksi eksoterm, entalpi sesudah reaksi menjadi lebih kecil, sehingga ΔH negatif. Perubahan entalpi pada suatu reaksi disebut kalor reaksi. Kalor reaksi untuk reaksi-reaksi yang khas disebut dengan nama yang khas pula, misalnya kalor pembentukan, kalor penguraian, kalor pembakaran, kalor pelarutan dan sebagainya.

      1.  Entalpi Pembentukan Standar (ΔH^◦_f)

Entalpi pembentukan standar suatu senyawa menyatakan jumlah kalor yang diperlukan atau dibebaskan untuk proses pembentukan 1 mol senyawa dari unsur-unsurnya yang stabil pada keadaan standar (STP). Entalpi pembentukan standar diberi simbol (ΔH^◦_f), simbol f berasal dari kata formation yang berarti pembentukan. Contoh unsur-unsur yang stabil pada keadaan standar, yaitu : H₂,O₂,C,N₂,Ag,Cl₂,Br₂,S,Na,Ca, dan Hg.

Contoh:

H₂(g) + 1/2 O₂àH₂O(l) ΔH=-286 kJ mol^-1

C (grafit) + O₂(g) à CO₂(g) ΔH=-393 kJ mol^-1

K(s) + Mn(s) + 2O₂ à KMnO₄(s) ΔH=-813 kJ mol^-1

Catatan:

• ΔH_f elemen stabil adalah 0
• ΔH_f digunakan untuk memperkirakan stabilitas senyawa dibanding penyusunnya
• Semakin kecil ΔH_f, semakin stabil energi senyawa itu
• ΔH_f tidak mencerminkan laju reaksi (akan dibahas pada bab selanjutnya)

     2.  Entalpi Penguraian Standar (ΔH^◦_d)

Entalpi penguraian standar suatu senyawa menyatakan jumlah kalor yang diperlukan atau dibebaskan untuk proses penguraian 1 mol senyawa dari unsure-unsurnya yang stabil pada keadaan standar (STP). Entalpi penguraian standar diberi simbol (ΔH^◦_d) simbol d berasal dari kata decomposition yang berarti penguraian.

Menurut Hukum Laplace, jumlah kalor yang dibebaskan pada pembentukan senyawa dari unsur-unsurnya sama dengan jumlah kalor yang diperlukan pada penguraian senyawa tersebut menjadi unsur-unsurnya. Jadi, entalpi penguraian merupakan kebalikan dari entalpi pembentukan senyawa yang sama. Dengan demikian jumlah kalornya sama tetapi tandanya berlawanan karena reaksinya berlawanan arah.

Contoh:

H₂O(l) -> H₂(g) + 1/2 O2(g) ΔH=+286 kJ mol^-1 (bnd. contoh H_f no. 1)

     3. Entalpi Pembakaran Standar (ΔH^◦_c)

Entalpi pembakaran standar suatu senyawa menyatakan jumlah kalor yang diperlukan atau dibebaskan untuk proses pembakaran 1 mol senyawa dari unsur-unsurnya yang stabil pada keadaan standar (STP). Entalpi penguraian standar diberi simbol (ΔH^◦_c) simbol d berasal dari kata combustion yang berarti pembakaran.

Pembakaran selalu membebaskan kalor sehingga nilai entalpipembakaran selallu negatif (eksoterm)

Contoh :

1/2 C₂H₄(g) + 3/2 O₂ -> CO₂(g) + H₂O(l) ΔH=-705.5 kJ mol^-1

Catatan:

• ΔHc selalu negatif, karena panas pasti dilibatkan
• ΔHc bisa digunakan untuk menilai kandungan energi bahan bakar atau makanan

     4. Entalpi Pelarutan Standar (ΔH^◦_s)

Entalpi pelarutan standar menyatakan jumlah kalor yang diperlukan atau dibebaskan untuk melarutkan 1 mol zat pada keadaan standar (STP). Entalpi penguraian standar diberi simbol (ΔH^◦_s) simbol s berasal dari kata solvation yang berarti pelarutan.

Contoh:

• NH₃(g) + aq -> NH₃(aq) ΔH_s=-35.2 kJ mol^-1
• HCl(g) + aq -> H⁺(aq) + Cl^-(aq) ΔH_s=-72.4 kJ mol^-1
• NaCl(s) + aq -> Na⁺(aq) + Cl^-(aq) ΔH=+4.0 kJ mol^-1

Catatan:

• Jika ΔH_s sangat positif, zat itu tidak larut dalam air
• Jika ΔH negatif, zat itu larut dalam air

     5. Entalpi Netralisasi Standar

Adalah entalpi yang terjadi pada penetralan 1 mol asam oleh basa atau 1 mol basa oleh asam pada keadaan standar. Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHn. Satuannya = kJ / mol

     6. Entalpi Penguapan Standar

Adalah entalpi yang terjadi pada penguapan 1 mol zat dalam fase cair menjadi fase gas pada keadaan standar. Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHvap. Satuannya = kJ / mol.

     7. Entalpi Peleburan Standar

Adalah  entalpi yang terjadi pada pencairan / peleburan 1 mol zat dalam fase padat menjadi zat dalam fase cair pada keadaan standar. Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHfus. Satuannya = kJ / mol.

     8. Entalpi Sublimasi Standar

Adalah entalpi yang terjadi pada sublimasi 1 mol zat dalam fase padat menjadi zat dalam fase gas pada keadaan standar. Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHsub. Satuannya = kJ / mol.

     F. Kalorimeter

Kalorimetri yaitu cara penentuan kalor reaksi dengan menggunakan kalorimeter. Perubahan entalpi adalah perubahan kalor yang diukur pada tekanan konstan, untuk menentukan perubahan entalpi dilakukan dengan cara yang sama dengan penentuan perubahan kalor yang dilakukan pada tekanan konstan. Perubahan kalor pada suatu reaksi dapat diukur melalui pengukuran perubahan suhu yang terjadi pada reaksi tersebut.Pengukuran perubahan kalor dapat dilakukan dengan alat yang disebutkalorimeter.

Kalorimeter adalah suatu sistem terisolasi ( tidak ada perpindahan materi maupun energi dengan lingkungan di luar kalorimeter ). Kalorimeter terbagi menjadi dua, yaitu kalorimeter bom dan kalorimeter sederhana. Jika dua buah zat atau lebih dicampur menjadi satu maka zat yang suhunya tinggi akan melepaskan kalor sedangkan zat yang suhunya rendah akan menerima kalor, sampai tercapai kesetimbangan termal.

Menurut azas Black : Kalor yang dilepas = kalor yang diterima

Rumus yang digunakan adalah :

q = m x c x ∆T

q_kalorimeter  = C x ∆T

dengan :

q    = jumlah kalor ( J )

m   = massa zat ( g )

∆T = perubahan suhu ( ^oC atau K )

c    = kalor jenis ( J / g.^oC ) atau ( J / g. K )

C   = kapasitas kalor ( J / ^oC ) atau ( J / K )

Oleh karena tidak ada kalor yang terbuang ke lingkungan, maka kalor reaksi = kalor yang diserap / dibebaskan oleh larutan dan kalorimeter, tetapi tandanya berbeda.

q_reaksi = - (q_larutan  + q_kalorimeter )

Beberapa jenis kalorimeter :

    1. Kalorimeter bom

Kalorimeter bom adalah alat yang digunakan untuk mengukur jumlah kalor (nilai kalori) yang dibebaskan pada pembakaran sempurna (dalam O₂ berlebih) suatu senyawa, bahan makanan, bahan bakar ataukhusus digunakan untuk menentukan kalor dari reaksi-reaksi pembakaran. Kalorimeter ini terdiri dari sebuah bom (tempat berlangsungnya reaksi pembakaran, terbuat dari bahan stainless steel  dan diisi dengan gas oksigen pada tekanan tinggi ) dan sejumlah air yang dibatasi dengan wadah yang kedap panas. Sejumlah sampel ditempatkan pada tabung beroksigen yang tercelup dalam medium penyerap kalor (kalorimeter), dan sampel akan terbakar oleh api listrik dari kawat logam terpasang dalam tabung. Reaksi pembakaran yang terjadi di dalam bom, akan menghasilkan kalor dan diserap oleh air dan bom. Oleh karena tidak ada kalor yang terbuang ke lingkungan, maka :

q_reaksi = - (q_air  + q_bom )

            Jumlah kalor yang diserap oleh air dapat dihitung dengan rumus :

q_air  = m x c x ∆T

dengan :

m   = massa air dalam kalorimeter ( g )

c    = kalor jenis air dalam kalorimeter (J / g.^oC ) atau ( J / g. K )

∆T = perubahan suhu ( ^oC atau K )

            Jumlah kalor yang diserap oleh bom dapat dihitung dengan rumus :

q_bom   = C_bom x ∆T

dengan :

C_bom  = kapasitas kalor bom ( J / ^oC ) atau ( J / K )

∆T    = perubahan suhu ( ^oC atau K )

Reaksi yang berlangsung pada kalorimeter bom berlangsung pada volume tetap (∆V = nol). Oleh karena itu, perubahan kalor yang terjadi di dalam sistem = perubahan energi dalamnya.

∆E = q + w dimana  w  = - P. ∆V  ( jika ∆V = nol maka w  = nol )

maka  ∆E  = q_v

Contoh kalorimeter bom adalah kalorimeter makanan.

    2. Kalorimeter Sederhana

Pengukuran kalor reaksi; selain kalor reaksi pembakaran dapat dilakukan dengan menggunakan kalorimeter pada tekanan tetap yaitu dengan kalorimeter sederhana yang dibuat dari gelas stirofoam. Kalorimeter ini biasanya dipakai untuk mengukur kalor reaksi yang reaksinya berlangsung dalam fase larutan ( misalnya reaksi netralisasi asam – basa / netralisasi, pelarutan dan pengendapan ).

Pada kalorimeter ini, kalor reaksi = jumlah kalor yang diserap / dilepaskan larutan sedangkan kalor yang diserap oleh gelas dan lingkungan; diabaikan.

q_reaksi          = - (q_larutan  + q_kalorimeter )

q_kalorimeter     = C_kalorimeter x DT

dengan :

C_kalorimeter  = kapasitas kalor kalorimeter ( J / ^oC ) atau ( J / K )

DT  = perubahan suhu ( ^oC atau K )

Jika harga kapasitas kalor kalorimeter sangat kecil; maka dapat diabaikan sehingga perubahan kalor dapat dianggap hanya berakibat pada kenaikan suhu larutan dalam kalorimeter.

q_reaksi    = - q_larutan  

q_larutan   = m x c x DT

dengan :

m   = massa larutan dalam kalorimeter ( g )

c    = kalor jenis larutan dalam kalorimeter (J / g.^oC ) atau ( J / g. K )

DT = perubahan suhu ( ^oC atau K )

Pada kalorimeter ini, reaksi berlangsung pada tekanan tetap (DP = nol ) sehingga perubahan kalor yang terjadi dalam sistem = perubahan entalpinya.

DH = q_p

Contoh kalorimeter sederhana adalah kalorimeter larutan.

Kalorimeter larutan adalah alat yang digunakan untuk mengukur jumlah kalor yang terlibat pada reaksi kimia dalam sistem larutan. Pada dasarnya, kalor yang dibebaskan/diserap menyebabkan perubahan suhupada kalorimeter. Berdasarkan perubahan suhu per kuantitas pereaksi kemudian dihitung kalor reaksi dari reaksi sistem larutan tersebut. Kini kalorimeter larutan dengan ketelitian cukup tinggi dapat diperoleh dipasaran.

Dalam menentukan entalpi berlaku persamaan

Qreaksi = - (Qlarutan + Q kalorimeter )

Q reaksi = - (m.c.∆T + c.∆T)

Jika kapasitas kalori dalam kalorimeter diabaikan, maka

Qreaksi = - (m.c.∆T)

Keterangan :

m = massa zat     (kg)                                          
c = kalor jenis   (J/kg⁰C)

∆t = perubahan suhu (Celcius)

           

Sementara itu, persamaan reaksi yang mengikutsertakan perubahan entalpinya disebut persamaan termokimia.

H₂ (g)  + 1/2 O₂ (g) ——> H₂O (l)     ΔH = -286 kJ

Pada reaksi endoterm, sistem menyerap energi. Oleh karena itu, entalpi sistem akan bertambah. Artinya entalpi produk (Hp) lebih besar daripada entalpi pereaksi (Hr). Akibatnya, perubahan entalpi, merupakan selisih antara entalpi produk dengan entalpi pereaksi (Hp -Hr) bertanda positif. Sehingga perubahan entalpi untuk reaksi endoterm dapat dinyatakan:

ΔH = Hp- Hr > 0

Reaksi eksoterm , sistem membebaskan energi, sehingga entalpi sistem akan berkurang, artinya entalpi produk lebih kecil daripada entalpi pereaksi. Oleh karena itu , perubahan entalpinya bertanda negatif. Sehingga p dapat dinyatakan sebagai berikut:

ΔH = Hp- Hr < 0

 

     G. Hukum Hess

Pengukuran perubahan entalpi suatu reaksi kadangkala tidak dapat ditentukan langsung dengan kalorimeter, misalnya penentuan perubahan entalpi pembentukan standar ( DHf ^o )CO.

Reaksi pembakaran karbon tidak mungkin hanya menghasilkan gas CO saja tanpa disertai terbentuknya gas CO₂. Jadi, bila dilakukan pengukuran perubahan entalpi dari reaksi tersebut; yang terukur tidak hanya reaksi pembentukan gas CO saja tetapi juga perubahan entalpi dari reaksi pembentukan gas CO₂.

Untuk mengatasi hal tersebut, Henry Hess  melakukan serangkaian percobaan dan menyimpulkan bahwa perubahan entalpi suatu reaksi merupakan fungsi keadaan.

Artinya : “ perubahan entalpi suatu reaksi hanya tergantung pada keadaan awal ( zat-zat pereaksi )   dan keadaan akhir ( zat-zat hasil reaksi ) dari suatu reaksi dan tidak tergantung pada jalannya reaksi.” Pernyataan ini disebut Hukum Hess, rumus yang dapat dipakai yaitu ΔH_reaksi = ΔH₁ + ΔH₂+….

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). Berdasarkan Hukum Hess, penentuan ∆H dapat dilakukan melalui 3 cara yaitu :

1). Perubahan entalpi (∆H ) suatu reaksi dihitung melalui penjumlahan dari perubahan entalpi beberapa reaksi yang berhubungan.

2). Perubahan entalpi (∆H ) suatu reaksi dihitung berdasarkan selisih entalpi pembentukan (∆Hf ^o ) antara produk dan reaktan.

3). Perubahan entalpi (∆H ) suatu reaksi dihitung berdasarkan data energi ikatan.

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

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:

• ΔS^o = Σ(ΔS_f^o_produk) - Σ(ΔS_f^o_reaktan)
• ΔS = Σ(ΔS^o_produk) - Σ(ΔS^o_reaktan).

Untuk perubahan energi bebas:

• ΔG^o = Σ(ΔG_f^o_produk) - Σ(ΔG_f^o_reaktan)
• ΔG = Σ(ΔG^o_produk) - Σ(ΔG^o_reaktan).

     H. Penentuan ΔH Reaksi

Hukum Hess menyatakan bahwa perubahan entalpi tidak tergantung pada berapa banyak tahapan reaksi, tetapi tergantung pada keadaan awal dan akhir. Dengan kata lain, untuk suatu reaksi keseluruhan tertentu, perubahan entalpi selalu sama, tak peduli apakah reaksi itu dilaksanakan secara langsung ataukah secara tak langsung dan lewat tahap-tahap yang berlainan. Rumus yang dapat dipakai yaitu:

1. Penentuan ∆H Reaksi berdasarkan Eksperimen (Kalorimeter)

Penentuan kalor reaksi secara kalorimetris merupakan penentuan yang didasarkan atau diukur dari perubahan suhu larutan dan kalorimeter dengan prinsip perpindahan kalor, yaitu jumlah kalor yang diberikan sama dengan jumlah kalor yang diserap. Kalorimeter adalah suatu sistem terisolasi (tidak ada pertukaran materi maupun energi dengan lingkungan di luar kalorimeter).

Dengan demikian, semua kalor yang dibebaskan oleh reaksi yang terjadi dalam kalorimeter, kita dapat menentukan jumlah kalor yang diserap oleh air serta perangkat kalorimeter berdasarkan rumus:

q.larutan = m c ∆T

q.kalorimeter = C ∆T

q = jumlah kalor

m = massa air (larutan) di dalam calorimeter

c = kalor jenis air (larutan) di dalam calorimeter

C = kapasitas kalor dari calorimeter

∆T = kenaikan suhu larutan (kalorimeter)

Oleh karena tidak ada kalor yang terbuang ke lingkungan, maka kalor reaksi sama dengan kalor yang diserap oleh larutan dan kalorimeter, tetapi tandanya berbeda :

qreaksi = -(qlarutan + qkalorimeter)

Kalorimeter yang sering digunakan adalah kalorimeter bom. Kalorimeter bom terdiri dari sebuah bom (wadah tempatberlangsungnya reaksi pembakaran, biasanya terbuat dari berlangsungnya reaksi pembakaran, biasanya terbuat dari bahan stainless steel) dan sejumlah air yang dibatasi dengan wadah kedap panas. Jadi kalor reaksi sama dengan kalor yang diserap atau dilepaskan larutan, sedangkan kalor yang diserap atau dilepaskan larutan, sedangkan kalor yang diserap oleh gelas dan lingkungan diabaikan.
qreaksi = -qlarutan

     2. Penentuan ∆H Reaksi dengan Hukum Hess

Hukum Hess : ” Kalor reaksi yang dilepas atau diserap hanya bergantung pada keadaan awal dan keadaan akhir”.

Untuk mengubah zat A menjadi zat B (produk) diperlukan kalor reaksi sebesar ∆H. Atau cara lain yaitu mengubah zat A menjadi zat B dengan kalor reaksi ∆H1, zat B diubah menjadi zat C dengan kalor reaksi ∆H2 dan zat C diubah menjadi zat D dengan kalor reaksi ∆H3 . Sehingga harga perubahan entalpi adalah

∆Hreaksi = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3 .

Contoh Soal :
Diketahui data entalpi reaksi sebagai berikut :
Ca(s) + ½ O2(g) → CaO(s) ∆H = - 635,5 kJ
C(s) + O2(g) → CO2(g) ∆H = - 393,5 kJ
Ca(s) + C(s) + ½ O2(g) → CaCO3(g) ∆H = - 1207,1 kJ
Hitunglah perubahan entalpi reaksi : CaO(s) + CO2(g) → CaCO3(s) !
Penyelesaian :
CaO(s) .............................→ Ca(s) + ½ O2(g) ....∆H = + 635,5 kJ
CO2(g)............................ → C(s) + O2(g) ............∆H = + 393,5 kJ
Ca(s) + C(s) + ½ O2(g) → CaCO3(s)................. ∆H = - 1207,1 kJ
_________________________________________ _
CaO(s) + CO2(g) ...........→ CaCO3(s).................. ∆H = - 178,1 kJ

     3. Penentuan ∆H Reaksi Berdasarkan Data Perubahan Entalpi

        Pembentukan Standar ( ∆H^of )

Cara lain perhitungan entalpi reaksi yaitu berdasarkan entalpi pembentukan standar( ∆Hof ) zat-zat yang ada pada reaksi tersebut.

∆H_reaksi = ∑∆H^o_{f produk} - ∑∆H^o_{f reaktan}

TABEL ENTALPI PEMBENTUKAN BEBERAPA ZAT

Zat	∆Hof ( kJ/mol )	Zat	∆Hof ( kJ/mol )
H2(g)	0	C2H4(g)	+ 52,5
O2(g)	0	CCl4(g)	- 96,0
C(s)	0	NH3(g)	- 45,9
H2O(g)	- 241,8	NO2(g)	+ 33,2
H2O(l)	- 285,8	SO2(g)	- 296,8
CO2(g)	- 393,5	HCl(g)	- 92,3
CO(g)	-110,5	NO(g)	+ 90,3

Contoh Soal :
Dari tabel entalpi pembentukan diatas, tentukan :
a. ∆H reaksi pembakaran C2H4 !
b. Tentukan jumlah kalor yang dibebaskan pada pembakaran 56 g gas C2H4
c. Reaksi pembakaran C2H4
C2H4(g) + 3 O2(g)→2CO2(g) + 2H2O(l)
∆H reaksi = ∆Hof hasil reaksi - ∆Hof pereaksi
= ( 2. ∆Hof CO2 + 2. .∆Hof H2O ) – ( 1. ∆HofC2H4 + 3. ∆Hof O2)
= ( 2 . -393,5 + 2. -285,8 ) – ( 1. 52,5 + 3. 0 )
= -787 – 571,6 + 52,5
= - 1306,1 kJ/mol
b. Mr C2H4 = (2x12) + (4x1) = 28
Mol C2H4 = 56/28 = 2 mol
∆H pembakaran 2 mol C2H4 = 2 mol x ( -1306,1 kJ/mol )
= -2612,2 kJ
Jadi pada pembakaran 56 gram gas C2H4 dibebaskan kalor sebesar 2612,2 Kj

4.       Penentuan ∆H Reaksi Dari Energi Ikatan

        Reaksi kimia antarmolekul dapat dianggap berlangsung dalam 2 tahap yaitu :

a.        Pemutusan ikatan pada pereaksi

b.        Pembentukan ikatan pada produk

Misalnya, pada reaksi antara gas klorin dengan gas hidrogen membentuk gas hidrogen klorida dapat digambarkan sebagai berikut :

Sesuai dengan hukum Hess, ∆H reaksi total adalah ∆H tahap-I + ∆H

tahap-II.

∆H tahap-I = ∑ Energi ikatan pada pereaksi (yang putus)
∆H tahap-II = -∑ Energi ikatan pada produk (yang terbentuk).
∆H reaksi = ∑ Energi ikatan pereaksi yang putus - ∑ Energi ikatan produk yang terbentuk
= ∑ Eruas kiri - ∑ Eruas kanan

TABEL ENERGI IKATAN

Ikatan	E (kJ/mol)	Ikatan	E (kJ/mol)
H-H	436	O=O	498
H-C	415	C≡N	891
H-N	390	F-F	160
C-C	345	Cl-Cl	243
C≡C	837	H-Cl	432
C-O	350	C=C	611
C=O	741	I-I	150
C-Cl	330	N=N	418
O-H	450	C-F	485

Penyelesaian :
........H
.........l
H – C – O-H      +       1 ½ O=O →     O=C=O   +    2H-O-H
........l
.......H
∆H reaksi = ∑Epemutusan -∑Epembentukan

= { (3.E_c-H)+( 1.E_O-H) +(1.E_C-O)+ (1 ½ E_O=O)} – {(2.E_C=O)

+(4.E_O-H)}

= {(3.415)+(1.460)+(1.350)+1 ½.498)} –{(2.741)+(4.460)}

= 2802-3322

= -520 kJ/mol

Description: TERMOKIMIA
Rating: 5
Reviewer: Kiki ads
ItemReviewed: TERMOKIMIA

 0  0 Digg0 

 

Komentar →

Ditulis oleh: Mochammad Fikri Ilmu Pengetahuan Updated at : 9:50 AM