Termokimia adalah : cabang Ilmu kimia yang mempelajari hubungan antara reaksi kimia dengan energi panas/kalor yang menyertainya

Sistim dan lingkungan Setiap Proses kimia (reaksi kimia ) selalu disertai dengan perubahan energi Energi yang menyertai reaksi kimia dipertukarkan antara sistim dan lingkungannya. Sistim : segala sesuatu yang menjadi pusat perhatian kita Lingkungan : semua yang ada diluar sistim. Contoh : untuk mengamati kelarutan garam NaCl dalam air, maka kristan NaCl dimasukkan kedalam bejana yang berisi air Dalam hal ini yang menjadi sistim adalah Kristal NaCl dan air, sedangkan lingkungan adalah bejana dan udara sekitarnya.

Sistim dapat dibedakan atas 3 : Sistem terbuka : sistem dimana baik materi maupun energi dapat dipertukarkan dengan lingkungan. Misalnya teh panas dlm gelas akan melepaskan panas ke lingkungannya sehingga menjadi dingin. Sistem tertutup : sistem dimana hanya dapat mengalami pertukaran energi dengan lingkungannya, sedangkan materi tidak dapat dipertukarkan. Misalnya teh panas dalam botol tertutup dapat melepas panas ke lingkungannya sehingga menjadi dingin, tapi volume air tetap. Sistem terisolasi : sistem dimana baik materi maupun energi (panas) tidak dapat dipertukarkan ke lingkungan. Misalnya teh panas dalam termos, energi panas yang dikandung teh berpindah ke lingkungan dengan sangat lambat.

Proses yang terjadi dalam sistim dapat dibedakan atas 2 yaitu : Proses Isotermal : terjadi perpindahan kalor antara sistim dan lingkungannya atau sebaliknya, sehingga suhu sistim tetap selama proses berlangsung Proses adiabatik : antara sistim dan lingkungan tidak terjadi perpindahan kalor selama proses berlangsung

Azas kekekalan Energi Energi adalah kemampuan untuk melakukan kerja Setiap sistim memiliki energi. Beberapa bentuk energi antara lain : Energi kalor, energi kimia, energi listrik, energi cahaya, energi bunyi, energi mekanik dll. Suatu bentuk energi dapat berubah menjadi bentuk energi lain

Energi Listrik  Energi panas : pada setrika listrik Energi mekanik  Energi Listrik : pada generator Listrik Energi Kimia  Energi Listrik : pada accu (baterai basah ) Energi Listrik  Energi Kimia : pada proses penyepuhan Dll

Secara umum energi sistim dapat dikelompokkan atas 2 yaitu : Energi Potensial :Energi sistim karena posisi (kedudukan)nya terhadap sistim lain Ep = mgh Energi Kinetik : energi sistim karena gerakannya Ek=½𝑚 𝑣 2 Energi sistim adalah jumlah total Energi potensial dan energi Kinetik Energi sistim ini disebut juga Energi dalam (E)

Energi mutlak suatu sistim tidak dapat diketahui dengan pasti, yang dapat diketahui adalah perubahan energi yang dialami sistim Sistim dapat menerima energi dari luar (lingkungan) atau melepaskan energi ke luar (lingkungan) Jika sistim menerima energi  Energi dalam sistim bertambah Jika sistim melepaskan energi  Energi dalam sistim berkurang E = 𝐸 2 − 𝐸 1

Perubahan energi dalam sistim terjadi karena sistim menerima atau melepaskan sejumlah kalor (q) dan menerima atau melakukan kerja (w), maka perubahan itu dinyatakan sebagai berikut : E = q + w Jika q negatif () : sistim melepaskan kalor q positif () : sistim menerima kalor w negatif () : sistim melakukan kerja w positif () : sistim menerima kerja

Persamaan di atas merupakan pernyataan matematik dari Hukum Pertama Termodinamika yang berbunyi : Perubahan energi dalam (E) suatu sistim adalah jumlah panas (q) yang diserap atau dilepas dengan kerja (w) yang dilakukan atau di terima oleh sistim itu Hukum ini sesuai dengan Hukum Kekekalan Energi yang berbunyi : Energi tidak dapat diciptakan dan tidak dapat dimusnahkan. jika suatu energi hilang akan timbul energi dalam bentuk lain yang jumlahnya sama.

Jika selama proses berlangsung tidak terjadi perpindahan kalor dari sistim ke lingkungan atau sebaliknya (proses adiabatik) maka perubahan energi dalam sistim sama dengan jumlah kerja yang dilakukan atau diterima oleh sistim itu E = w Jika selama proses berlangsung tidak ada kerja yang dilakukan atau diterima (w=0), maka perubahan energi dalam sistim sama dengan jumlah panas yang di serap atau dilepas oleh sistim itu E = q Jika selama proses tidak terjadi perpindahan panas dan tidak ada kerja yang dilakukan, maka perubahan energi dalam sisitim sama dengan nol E = 0

Entalpi reaksi Kerja yang dilakukan oleh proses kimia pada tekanan tetap adalah kerja ekspansi, yaitu kerja yang diakibatkan perubahan volume. Besarnya kerja ekspansi suatu sistim adalah hasil kali tekanan dengan perubahan volume W = PV atau W = P( 𝑉 2 − 𝑉 1 ) Sehingga perubahan energi dalam (∆U) sisitim menjadi : ∆U = Q + P∆V atau U2 – U1 = Q + P(V2 – V1) U2 – U1 = Q + PV2 – PV1 Q = (U2 – PV2 ) – (U1 – PV1)

Q adalah selisih dari dua besaran (U + PV) yang merupakan fungsi keadaan . Fungsi keadaan yang baru ini disebut Entalpi dan diberi lambang H dari Heat Conten (Ingg) atau Enthalen (ger) = kandungan panas jadi H = U + PV Entalpi (H) adalah jumlah total bentuk energi yang dikandung oleh suatu sistim /zat Entalpi mutlak suatu sistim tidak dapat ditentukan, yang dapat ditentukan adalah perubahan entalpinya (∆H). perubahan entalpi sisitim adalah selisish antara entalpi hasil reaksi (akhir) dengan entalpi pereaksi (awal) ∆H = H2 – H1

umumnya proses kimia berlangsung pada tekanan tetap sehingga : Q = (U2 – PV2 ) – (U1 – PV1) maka Q = H2 – H1 atau ∆H = Qp Qp = kalor reaksi pada tekanan tetap Jadi perubahan entalpi suatu sistim sama dengan kalor yang diserap atau dilepaskan oleh sistim pada tekanan tetap. Jika suatu sistim membebaskan sebanyak Q joule kalor, maka entalpi sistim akan berkurang sebesar Q joule dan jika sistim menerima sebanyak Q joule kalor maka entalpi sistim akam bertambah sebesar Q joule Jadi : ►jika reaksi membebaskan kalor maka ∆H = -Qp ►jika reaksi menyerap kalor maka ∆H = +Qp

Persamaan Termokimia adalah : Persamaan reaksi yang disertai dengan perubahan entalpinya (∆H) Harga ∆H yang tertera dalam persamaan termokimia berhubungan erat dengan koefisien reaksi dan fase zat-zat yang terlibat dalam reaksi tersebut. Contoh : Pembentukan 1 mol gas ammoniak dari gas Nitrogen dan gas Hidrogen pada suhu 25oC dan tekanan 1 atm dibebaskan kalor sebesar 46,19 kJ Pernyataan ini dapat dituliskan dalam bentuk persamaan termokimia sebagai berikut : N2(g) + H2(g) → NH3(g) ∆H = -46,19 kJ

Reaksi Eksoterm adalah reaksi yang membebaskan kalor. Pembebasan kalor ditandai dengan naiknya suhu lingkungan Pembebasan kalor mengakibatkan kandungan energi (entalpi) sistim berkurang dari keadaan semula ( H2  H1 ), sehingga perubahan entalpi (∆H) sistim harganya negatif (  ) ∆H = H2 – H1  0

Diagram tingkat energi untuk reaksi eksoterm : A + B → C + D dapat digambarkan sebagai berikut

: contoh reaksi eksoterm 1. C2H6(g) + 3½O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(g) + 212,8 kkal atau C2H6(g) + 3½O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(g) ∆H = - 212,8 kkal 2. CaO(s) + H2O(l) → Ca(OH)2(s) + 39,06 kkal atau CaO(s) + H2O(l) → Ca(OH)2(s) ∆H = - 39,06 kkal  

Reaksi endoterm adalah reaksi yang memerlukan/menyerap kalor Penyerapan kalor ditandai dengan turunnya suhu lingkungan Penyerapan kalor akan mengakibatkan kandungan kalor (entalpi) sistim lebih tinggi dari entalpi semula ( H2  H1), sehingga harga perubahan entalpi sistim adalah Positif () ∆H = H2 – H1  0

Diagram tingkat energi untuk reaksi endoterm : A + B → C + D dapat digambarkan sebagai berikut :

Contoh reaksi endoterm 1. Ba(OH)2(s)+2NH4Cl(s) → BaCl2(s)+2NH3 (g)+2H2O(l) -12,68 kkal atau Ba(OH)2(s)+2NH4Cl(s)→BaCl2(s)+2NH3(g)+2H2O(l)∆H=+2,68kkal 2. 2NaHCO3 → Na2CO3 + CO2 + H2O - 128,4 kJ atau 2NaHCO3 → Na2CO3 + CO2 + H2O ∆H = +128,4 kJ

Perubahan entalpi standar ( 𝐻 0 ) adalah : Perubahan entalpi yang menyertai suatu reaksi kimia pada suhu dan tekanan tertentu. Perubahan entalpi reaksi sangat tergantung pada suhu dan tekanan, oleh karena itu perlu ditetapkan suatu keadaan yang tetap sebagai standar. Berdasarkan kesepakatan, suhu 250C (298K) dan tekanan 1atm (76 cmHg) ditetapkan sebagai keadaan sandar, karena pada suhu 250C dan tekanan 1atm umumnya zat memiliki bentuk yang paling stabil. Jadi perubahan entalpi suatu reaksi yang diukur pada suhu 250C dan tekanan 1atm disebut Perubahan Entalpi Standar yang diberi lambang ∆Ho

Jenis-jenis perubahan entalpi standar Entalpi Pembentukan Standar/ Standard Enthalpy Of Formation ( ∆HfO ) adalah Perubahan entalpi pada pembentukan 1 mol suatu zat / senyawa dari unsur-unsurnya pada keadaan standar ( suhu 25oC, tekanan 1atm) misalnya pada pembentukan 1mol gas CO2 dari gas karbon dan gas oksigen pada suhu 25oC dan tekanan 1atm dibebaskan kalor sebesar 94,1 kkal. Jadi ∆HfO CO2 = - 94,1 kkal C(s) + O2(g) → CO2(g) ∆HO = -94,1 kkal

2. Entalpi Penguraian Standar/Standard Enthalpy of Decomposition (∆HdO ) Adalah : Perubahan entalpi pada penguraian 1 mol senyawa menjadi unsur-unsurnya pada keadaan standar ( suhu 25oC, dan tekanan 1atm) Misalnya : Untuk menguraikan 1 mol gas CO menjadi gas karbon dan gas oksigen pada suhu 25oC, dan tekanan 1atm diperlukan kalor sebesar 110,5 kJ Jadi ∆HdO CO(g) = 110,5 kJ/mol CO(g) → C(g) + ½ O2(g) ∆Ho = 110,5 kJ

Hukum Lavoisier-Laplace "Jumlah kalor yang dilepaskan pada pembentukan 1 mol zat dari unsur-unsurya = jumlah kalor yang diperlukan untuk menguraikan zat tersebut menjadi unsur-unsur pembentuknya." Artinya : Apabila reaksi dibalik maka tanda kalor yang terbentuk juga dibalik dari positif menjadi negatif atau sebaliknya Jadi :   ∆Hfo = ∆Hdo   Contoh: N2(g) + 3H2(g)    2NH3(g) ; H = - 112 kJ 2NH3(g)    N2(g) + 3H2(g) ; H = + 112 kJ

3. Entalpi Pembakaran Standar/Standard Enthalpy of Combustion (∆HCO ) Adalah Perubahan entalpi pada pembakaran 1 mol unsur atau senyawa pada keadaan standar (suhu 25oC, dan tekanan 1atm) Misalnya : Pada pembakaran 1 mol alkohol (C2H5OH) dibebaskan kalor sebesar 227 kkal Maka ∆HCO C2H5OH = 227 kkal/mol C2H5OH(l) + 3O2 → 2CO2 + 3H2O ∆Ho = -128,4 kJ

Maka ∆Hno NaOH atau HCl = -13,7 kkal/mol 4. Entalpi Penetralan Standar/Standard Enthalpy of Netralisation (∆Hno) Adalah Perubahan entalpi pada penetralan asam atau basa yang menghasilkan 1 mol air pada keadaan standar (suhu25oC, dan tekanan 1atm) Misalnya : Pada penetralan asam klorida oleh basa NaOH yang menghasilkan 1 mol air dibebaskan kalor sebesar 13,7 kkal Maka ∆Hno NaOH atau HCl = -13,7 kkal/mol NaOH(aq) + HCl(aq) → NaCl(aq) + H2O(l) ∆Ho = -13,7kkal

5. Entalpi Pelarutan Standar/Standard Enthalpy of Solubility ( ∆HSo ) Adalah : Perubahan entalpi pada pelarutan 1 mol zat menjadi larutan encer pada keadaan standar (suhu25oC, dan tekanan 1atm) Misalnya pada pelarutan 1 mol NaOH dibebaskan kalor sebesar 10,25 kkal, Maka ∆HSo NaOH(s) = -10,25 kkal/mol Entalpi pelarutan tergantung pada jenis zat yang dilarutkan, jenis pelarut, suhu, tekanan dan konsentrasi larutan yang akan dicapai Contoh : entalpi pelarutan 1 mol H2SO4 dalam 4 mol air adalah 12,92 kkal/mol H2SO4(l) + 4H2O(l) → H2SO4.4H2O ∆HSo = -12,92 kkal/mol Fraksi mol H2SO4 dalam larutan yang terbentuk adalah: 1 1+4 =0,2

6. Entalpi Penguapan Standar/Standard Enthlpy of Vaporation (∆Hvapo) Adalah : Perubahan entalpi pada penguapan 1 mol zat cair menjadi gas sesuai titik didihnya pada keadaan standar (suhu25oC, dan tekanan 1atm) Misalnya Untuk menguapkan 1 mol air yang berwujud cair diperlukan kalor sebesar 44 kJ Maka ∆Hvapo H2O = +44 kJ/mol H2O(l) → H2O(g) ∆Ho = +44 kJ

7. Entalpi Pengatoman Standar/ Standard Enthalpy of Atomisation (∆Hato) adalah : Perubahan entalpi pada pembentukan 1 mol atom- atom unsur dalam fase gas pada keadaan standar (suhu25oC, dan tekanan 1atm) misalnya : Pada pembentukan 1 mol atom Karbon dalam fase gas pada keadaan standar diperlukan kalor sebesar 718,4 kJ maka ∆Hato = + 718 kJ/mol C (s) → C (g) ∆Ho = + 718 kJ

8. Entalpi Peleburan Standar/ Standard Enthalpy of Fusion(∆Hfuso) Adalah : Perubahan entalpi pada peleburan 1 mol zat padat menjadi zat cair sesuai titik leburnya pada keadaan standar (suhu25oC, dan tekanan 1atm) Misalnya : Untuk melebur 1 mol air berwujud padat (es) menjadi cair diperlukan kalor sebesar 6,01 kJ Maka ∆Hfuso H2O = +6,01 kJ/mol H2O(s) → H2O(l) ∆Ho = +6,01 kJ  

Bersambung……..! Sampai jumpa pada pelajaran berikutnya.