Termokimia

Pengertian Termokimia

Termokimia adalah cabang dari kimia fisika yang mempelajari tentang kalor dan energi berkaitan dengan reaksi kimia dan/atau perubahan fisik. Sebuah reaksi kimia dapat melepaskan atau menerima kalor. Begitu juga dengan perubahan fase, misalkan dalam proses mencair dan mendidih. Termokimia fokus pada perubahan energi, secara khusus pada perpindahan energi antara sistem dengan lingkungan. Jika dikombinasikan dengan entropi, termokimia juga digunakan untuk memprediksi apakah reaksi kimia akan berlangsung spontan atau tak spontan.

Termokimia berawal dari hasil kerja Antoine Laurent Lavoisier pada abad ke 18, dilanjutkan dengan adanya hukum Hess. Termokimia masuk dalam kategori hukum pertama termodinamika.

Sejarah Termokimia

Termokimia mengalami dua macam generalisasi. Pernyataan tentang termokimia bervariasi sesuai dengan pengusulnya, yaitu:

• Hukum Lavoisier dan Laplace
Perubahan energi selama reaksi bisa sama dengan atau berkebalikan dengan perubahan energi pada proses kebalikan.
• Hukum Hess
Perubahan energi selama reaksi adalah sama, walaupun perubahan itu berjalan tahap demi tahap.

Lavoisier, Laplace, dan Hess juga meneliti tentang kalor jenis dan kalor laten. Selanjutnya Joseph Black yang memberi peranan besar dalam penelitian kalor laten.

Gustav Kirchoff menunjukkan bahwa variasi kalor reaksi diungkapkan dalam kapasitas kalor antara produk dan reaktan dengan rumus:

dΔH / dT = ΔC_p

Bentuk integral persamaan ini mengindikasikan adanya koreksi panas pada satu temperatur dari perhitungan dengan temperatur lain.

Persamaan Kalor

Jika dilihat dari jenis reaksi, terdapat beberapa macam jenis kalor, yaitu:

Kalor pembentukan

Kalor pembentukan adalah kalor yang dilepas atau diterima pada saat satu mol senyawa terbentuk dari unsur-unsurnya. Sebagai contoh adalah pada saat pembentukan amonia dari unsur-unsurnya, maka akan dilepaskan energi sebesar 46 kJ.

½ N_{2 (g)} + 1½ H_{2 (g)} → NH_{3 (g)} ΔH^o = -46 kJ mol^-1

Kalor penguraian

Kalor penguraian adalah kalor yang dilepas atau diterima pada saat satu mol senyawa terurai menjadi unsur-unsur pembentuknya. Contohnya adalah peruraian asam fluorida menjadi unsur-unsurnya membutuhkan kalor sebesar 271 kJ.

HF_(g) → ½ H_{2 (g)} + ½ F_{2 (g)} ΔH = +271 kJ mol^-1

Kalor pembakaran

Kalor pembakaran adalah kalor yang dilepaskan pada saat satu mol senyawa dibakar menggunakan oksigen.

CH_{4 (g)} + 2 O_{2 (g)} CO_{2 (g)} + H₂O _(g) ΔH = +-802 kJ mol^-1

Simbol negatif (-) pada ΔH  menyatakan sistem melepaskan kalor, sedangkan simbol positif (+) menyatakan sistem menerima kalor.

Kalorimetri

Pengukuran perubahan kalor dilakukan menggunakan kalorimetri, yang biasanya berupa chamber tertutup yang dapat mengukur perubahan energi.

Temperatur chamber diamati menggunakan termometer atau thermocouple. Temperatur yang didapatkan diplot melawan waktu membentuk grafik. Kalorimeter modern dapat membaca informasi yang dibutuhkan dengan cepat. Sebagai contoh adalah DSC (Differential Scanning Calorimeter).

Publisher: Unknown - 17.00

Entropi

Entropi berbeda dengan energi. Walaupun dengan sekilas namanya hampir sama, namun keduanya mempunyai konsep yang jauh berbeda. Temperatur dan energi dalam dapat dihubungkan dengan hukum kedua temodinamika.

Pengertian Entropi

Rudolf Clausius membuat teori entropi berdasarkan sifat termodinamika. Jika total energi dihitung tidak dapat digunakan dalam beberapa proses seperti termodinamika, maka konsep entropi dapat dipakai. Kecenderungan sistem atau reaksi untuk berproses ke arah tertentu disebut entropi sistem. Dengan kata lain, entropi merupakan derajat ketidakteraturan atau keacakan suatu sistem.

Persamaan Entropi

Beberapa persamaan antropi adalah:

S = k log W

Dimana
S adalah entropi
k adalah tetapan Boltzmann
W adalah jumlah mikrostat

ΔS = ΔQT

Dimana
S adalah entropi

Q adalah kalor

ΔS = Cln t2t1

dU=TdS–PdV

Satuan Entropi

Satuan internasional untuk entropi adalah Joule per Kelvin (J/K). Pokok dari satuan ini adalah energi dibagi dengan temperatur.

Entropi Molar

Entropi molar adalah entropi yang dihitung dari satu mol suatu zat. Entropi molar pada dasarnya diukur pada kondisi standar, dengan simbol S°.  Satuan entropi molar adalah Joule per Kelvin per mol. Jika dipertimbangkan dengan hukum ketiga termodinamika, maka kristal murni suatu senyawa dapat  mempunyai entropi nol.

S°= ∑Nk=1∫ dqTdT

Di sini dq/T mempunyai perubahan kalor yang sangat kecil pada temperatur T yang diberikan.

Tabel Entropi Standar

Di bawah ini ada beberapa data entropi senyawa yang diukur pada STP, yaitu 25^o C dan 101,3 kPa.

Senyawa	Smo /J K-1mol-1
Padat
C (intan)	2,377
C (grafit)	5,74
Si	18,8
Ge	31,1
Sn (abu-abu)	44,1
Pb	64,8
Li	29,1
Na	51,2
K	64,2
Rb	69,5
Cs	85,2
NaF	51,5
MgO	26,9
AlN	20,2
NaCl	72,1
KCl	82,6
Mg	32,7
Ag	42,6
I2	116,1
MgH2	31,1
AgN3	99,2
Cairan
Hg	76,0
Br2	152,2
H2O	69,9
H2O2	109,6
CH3OH	126,8
C2H5OH	160,7
C6H6	172,8
BCl3	206,3
Gas Monoatomik
He	126,0
Ne	146,2
Ar	154,8
Kr	164,0
Xe	169,6
Gas Diatomik
H2	130,7
D2	145,0
HCl	186,9
HBr	198,7
HI	206,6
N2	191,6
O2	205,1
F2	202,8
Cl2	223,1
Br2	245,5
I2	260,7
CO	197,7
Gas Triatomik
H2O	188,8
NO2	240,1
H2S	205,8
CO2	213,7
SO2	248,2
N2O	219,9
O3	238,9
Gas Poliatomik ( > 3)
CH4	186,3
C2H6	229,6
C3H8	269,9
C4H10	310,2
C5H12	348,9
C2H4	219,6
N2O4	304,3
B2H6	232,0
BF3	254,0
NH3	192,5

Publisher: Unknown - 16.00

Entalpi Pembentukan Standar

Pengertian Entalpi Pembentukan Standar

Entalpi pembentukan standar H_f suatu senyawa adalah perubahan entalpi yang menyertai pembentukan satu mol molekul dari unsur-unsurnya dengan semua zat pada keadaan standar. Entalpi pembentukan standar mempunyai simbol ∆H_f^o. Superskrip nol pada fungsi termodinamik mengindikasikan adanya proses yang berlangsung pada keadaan standar.

Penjelasan Entalpi Pembentukan Standar

Pada reaksi pada tekanan konstan, entalpi dapat diketahui dengan menggunakan kalorimeter. Nilai H pada proses tidak dapat diketahui dengan pengukuran langsung pada sebuah kalorimeter karena proses terlalu lambat pada tekanan normal. Jadi H dalam proses ini dapat dihitung dari jumlah pembakaran. Simbol derajat pada fungsi termodinamik (H^o) mengindikasikan bahwa proses yang sama telah dilakukan pada keadaan standar. Sebagai fungsi termodinamik, seringkali tergantung pada konsentrasi atau tekanan zat yang bersangkutan.

Nilai entalpi standar diukur pada temperatur 298,15 K dan tekanan 100 kPa. Meskipun demikian, reaksi tidak berlangsung secara normal pada kondisi standar ini dan maka dari itu penting untuk mengetahui hubungan untuk melihat pengaruh temperatur dan tekanan pada kalor reaksi.

Entalpi Pembentukan Standar

Di bawah ini adalah contoh bebarapa entalpi pembentukan standar zat kimia.

Senyawa	∆Hfo (kJ mol-1)
H2O(l)	-285,8
H2O(g)	-241,8
H2(g)	0
O2(g)	0
I2(s)	0
I2(g)	62,4
Al(s)	0
Al2O3(s)	-1675,7
Ca(s)	0
CaO(s)	-635,1
CaCO3(s)	-1206,9
C (grafit)	0
C (intan)	1,9
CO2(g)	-393,5
N2(g)	0
NO2(g)	33,2
N2O4(g)	9,2

Hukum Kirchhoff

Hukum Kirchhoff menjelaskan bahwa variasi entalpi sebuah reaksi dengan perubahan temperatur. Pada tekanan konstan, perubahan entalpi reaksi setara dengan kapasitas kalor dan perubahan temperatur.

ΔHT_f –ΔHT_i = (C_pf-C_pi) (T_f-T_i)

Dimana ΔHT_f dan ΔHT_i adalah perubahan entalpi pada temperatur T_f and T_i berturut-turut, C_pf dan C_pi adalah kapasitas kalor produk dan reaktan.
Persamaan diatas hanya berlaku untuk perubahan temperatur yang kecil (<100 K) sehingga kapasitas kalor tidak konstan dengan perubahan suhu yang lebih besar.

Publisher: Unknown - 16.00

Entalpi

Pengertian Entalpi

Sebenarnya penjelasan mengenai  pengertian entalpi akan sangat mudah dipahami jika menggunakan penerapan. Entalpi merupakan suatu kuantitas termodinamika. Entalpi adalah jumlah kalor yang dimiliki sebuah zat yang secara matematis, entalpi suatu sistem dinyatakan sebagai

H = U + pV

dimana,
H adalah entalpi sistem.
U adalah energi dalam suatu sistem.
p adalah tekanan sistem / di sekeliling sistem.
V adalah volume sistem.
 
Perubahan entalpi seringkali sama dengan energi panas yang diserap atau dikeluarkan oleh sistem selama reaksi. Pada dasarnya entalpi dapat dihitung secara matematis ketika energi dari sistem telah diketahui.

Satuan Entalpi

Entalpi dinyatakan dalam bentuk energi per massa. Energi mempunyai satuan Joule (J) dan massa mempunyai satuan kilogram (kg). Dengan demikian, satuan entalpi adalah  J/kg. Satuan entalpi yang lain adalah erg/gram; BTU/lbm; kal/gram; dsb.
Konversi satuan entalpi adalah sebagai berikut:
1 kal/gram = 4184 J/kg.
1 BTU/lbm = 2326 J/kg.

Jenis-jenis Entalpi

Ada banyak sekali macam entalpi, namun yang sering digunakan adalah sebagai berikut:

1. Entalpi pembakaran
2. Entalpi pembentukan
3. Entalpi peruraian
4. Entalpi pelarutan
5. Entalpi penggabungan
6. Entalpi penguapan
7. Entalpi netralisasi
8. Entalpi sublimasi
9. Entalpi transisi
10. Entalpi hidrasi

Nilai Entalpi

Entalpi Positif

Entalpi positif terjadi pada reaksi yang bersifat endotermik. Reaksi ini mengambil energi dari lingkungan. Energi yang diserap digunakan untuk membuat ikatan. Energi yang dibutuhkan untuk membentuk ikatan lebih besar daripada untuk memutus ikatan.

Entalpi Negatif

Entalpi yang bernilai negatif mengindikasikan bahwa reaksi berlangsung secara eksotermik. Energi yang ada berasal dari reaksi yang berlangsung. Reaksi jenis ini membutuhkan lebih banyak energi untuk memutus ikatan daripada membentuk ikatan. Temperatur akan lebih tinggi sebagai hasil dari reaksi eksotermik.

Entalpi Kisi

Ketika ion-ion dalam keadaan gas bereaksi satu dengan yang lainnya membentuk senyawa kemudian melepaskan entalpi atau mengubah nilai entalpi, itulah yang disebut entalpi kisi. Sebagai contoh adalah pembentukan NaCl yang biasanya melepaskan kalor ke lingkungan:

Na⁺ (g) + Cl ^- (g) ⇌ NaCl (s)

Tabel Entalpi

Di bawah ini adalah tabel yang berisi data entalpi beberapa hidrokarbon.

Nama	Rumus Kimia	Entalpi (kkal/mol)
Hidrogen	H2	0.0
Metana	CH4	-17.9
Etana	C2H6	-20.0
Asetilena	C2H2	+54.2
n-propana	C3H8	-25.0
n-butana	C4H10	-30.0
n-pentana	C5H12	-35.1
n-heksana	C6H14	-40.0
n-heptana	C7H16	-44.9
n-oktana	C8H18	-49.8
n-nonana	C9H20	-54.8
n-dekana	C10H22	-59.6
2-metilpropana (Isobutana)	C4H10	-32.1
2,2-dimetilpropana	C6H14	-40.1
2-metilbutana (Isopentana)	C5H12	-36.9
2,2-dimetilbutana	C6H14	-44.5
2-metilpentana (Isoheksana)	C6H14	-41.8

Publisher: Unknown - 16.00