REVIEW KIMIA DASAR
PERTEMUAN KESEMBILAN
NAMA: LORANZA AFRIANTI
NIM: A1C217039
KELAS: R-003
DOSEN
PENGAMPU: Dr.Yusnelti,M.Si.
PROGRAM STUDI PENDIDIKAN MATEMATIKA FAKULTAS
KEGURUAN DAN ILMU PENDIDIKAN
UNIVERSITAS JAMBI
2017
BAB I
PENDAHULUAN
1.1
Latar
Belakang
Hukum
kekekalan energi menyatakan bahwa “Energi tidak dapat dimusnahkan atau
diciptakan namun dapat di ubah dari satu energi ke energiyang lain dan
termokimia merupakan cabang dari ilmu kmia yang mempelajari tentang kalor
reaksi. Termokimia adalah cabang dari ilmu
kimia yang mempelajari tentang kalor
reaki. Termokimia membahas hubungan antara kalor dengan reaksi kimia atau
proses yang berhubungan dengan reaksi kimi. Reaki yang membebaskan kalor
disebut reaksi eksotrm. Sedangkan reaksi yng menyerap kalor disebut reaksi
endotrm.
Termokimia membahas tentang
perubahan energy yang menyertai suatu reaksi kimia yang dimanifestasikan
sebagai kalor reaksi. Perubahan yang terjadi dapat berupa pelepasan enrgi
(reaksi eksoterm) atau penyerapan kalor (endoterm). Kalor reaksi dapat
digolongkan dalam kategori yang lebih khusus (1) Kalor Pembentukan (2) Kalor
Pembakaran (3) Kalor Pelarutan (4) dan Kalor Netralisai.
1.2 Tujuan
·
Mengetahui energi dan perubahan energi (termokimia)
·
Mengetahui energi dan perpindahan energi
·
Mengetahui perubahan energi dalam reaksi kimia
·
Mengetahui pengukuran energi dalam reaksi kimia
·
Mengetahui panas reaksi dan termokimia
·
Mengetahui hukum
Hess mengenai jumlah panas
·
Serta keadaan standar
BAB II
PEMBAHASAN
2.1
Energi
dan perubahan energi (Termokimia)
Termokimia merupakan
ilmu kimia yang mempelajari perubahan kalor atau panas suatu zat yang menyertai
suatu reaksi atau proses kimia dan fisika.
Termokimia ini mempelajari hubungan antara energi
panas dan energi kimia. Energi kimia merupakan energi yang dikandung setiap
unsur atau senyawa, energi kimia yang terkandung dalam suatu zat adalah semacam
energi potensial zat tersebut. Energi potensial kimia yang trkandung 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, dan diberi simbol ΔH.
·
BAHAN KAJIAN TERMOKIMIA
Bahan kajian termokimia adalah penerapan hukum
kekekalan energi dan hukum termodinamika I dalam bidang kimia.
Hukum
kekekalan energi berbunyi :
1. Energi
tidak dapat diciptakan dan tidak dapat dimusnahkan.
2. Energi
dapat berubah bentuk menjadi energi lain.
Hukum
termodinamika I berbunyi :
“Jumlah total energi dalam alam
semesta konstan atau tetap
2.2 Energi dan perpindahan energi
2.2.1 Reaksi Eksoterm dan Reaksi Endoterm
Perubahan entalpi (ΔH) positif menunjukkan bahwa
dalam perubahan terdapat penyerapan kalor atau pelepasan kalor. Reaksi kimia
yang melepaskan atau mengeluarkan kalor disebut reaksi
eksoterm, sedangkan reaksi kimia yang menyerap kalor disebut reaksi
endoterm. Aliran kalor pada kedua jenis reaksi diatas dapat
dilihat pada gambar berikut:
·
REAKSI EKSOTERM
Reaksi eksoterm adalah reaksi yang melepaskan kalor. Reaksi eksoterm
merupakan reaksi yang disertai dengan perpindahan kalor dari sistem ke
lingkungan ( kalor dibebaskan oleh sistem ke lingkungannya ) ditandai dengan
adanya kenaikan suhu lingkungan di sekitar sistem.
Contoh reaksi
eksoterm adalah gamping atau kapur tohor, CaO(s) dimasukkan ke dalam air.
CaO(s) + H2O(l)
→ Ca(OH)2(aq)
Selain itu, contoh reaksi eksoterm dikehidupan sehari-hari adalah membakar minyak tanah di
kompor minyak dan nyala api unggun.
Pada 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 (negatif)
Perubahan
entalpi pada reaksi eksoterm dapat dinyatakan dengan diagram tingkat energi
seperti berikut ini:
·
REAKSI
ENDOTERM
Reaksi endoterm adalah
reaksi yang menyerap kalor. Reaksi endoterm merupakan reaksi yang disertai
dengan perpindahan kalor dari lingkungan ke sistem ( kalor diserap oleh sistem
dari lingkungannya )dan ditandai dengan adanya penurunan suhu lingkungan di
sekitar sistem.
Contoh reaksi endoterm adalah
pelarutan amonium khlorida, NH4Cl.
NH4Cl(s) + Air → NH4Cl(aq)
Selain itu,
contoh lain dari reaksi endoterm yakni proses fotosintesis pada tumbuhan dan
asimilasi.
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 (Positif)
Perubahan entalpi pada reaksi
endoterm dapat dinyatakan dengan diagram tingkat energi seperti berikut ini:
2.3 Perubahan energi dalam reaksi kimia
Ada tiga
jenis sistem. Sistem terbuka dapat bertukar massa dan energi (biasanya dalam
bentuk kalor) dengan lingkungan. Sebagai contoh, sistem terbuka dapat terdiri
dari sejumlah air di dalam wadah terbuka, seperti yang ditunjukkan pada Gambar
1 (a). Jika kita menutup termos, seperti pada Gambar 1 (b), sehingga tidak ada
uap air dapat keluar dari wadah, kita membuatnya menjadi sistem tertutup, yang
memungkinkan perpindahan energi (kalor) tetapi tidak untuk massa. Dengan
menempatkan air dalam wadah yang benar-benar terisolasi, kita dapat membuat
sebuah sistem yang terisolasi, yang tidak memungkinkan perpindahan baik massa
maupun energi, seperti yang ditunjukkan pada Gambar 1 (c).
Gambar 1.
Tiga jenis sistem diwakili oleh air dalam botol: (a) sistem terbuka, yang
memungkinkan pertukaran energi dan massa dengan lingkungan; (b) sistem
tertutup, yang memungkinkan pertukaran energi tetapi tidak untuk massa; dan (c)
suatu sistem yang terisolasi, yang tidak memungkinkan pertukaran energi ataupun
massa (di sini termos tertutup oleh jaket vakum).
Pembakaran gas hidrogen dengan oksigen adalah salah satu dari banyak reaksi kimia yang melepaskan sejumlah besar energi (Gambar 2):
Pembakaran gas hidrogen dengan oksigen adalah salah satu dari banyak reaksi kimia yang melepaskan sejumlah besar energi (Gambar 2):
2H2(g)
+ O2(g) 2H2O(l) + energi
Gambar 2
Bencana Hindenburg, suatu kapal udara Jerman diisi dengan gas hidrogen, hancur
dalam sebuah kebakaran spektakuler di Lakehurst, New Jersey, pada tahun 1937.
Dalam hal ini, kita beri label campuran yang bereaksi (hidrogen, oksigen, dan molekul air) sebagai sistem dan alam semesta di sekitar sebagai lingkungan. Karena energi tidak dapat diciptakan ataupun dimusnahkan, setiap energi yang dilepas oleh sistem harus diterima oleh lingkungan. Dengan demikian, kalor yang dihasilkan oleh proses pembakaran dipindahkan dari sistem ke lingkungan. Reaksi ini adalah contoh dari proses eksotermik, yaitu setiap proses yang melepaskan panas, perpindahan kalor ke lingkungan. Gambar 3 (a) menunjukkan perubahan energi untuk pembakaran gas hidrogen.
Sekarang perhatikan reaksi lain, dekomposisi merkuri (II) oksida (HgO) pada suhu tinggi:
Dalam hal ini, kita beri label campuran yang bereaksi (hidrogen, oksigen, dan molekul air) sebagai sistem dan alam semesta di sekitar sebagai lingkungan. Karena energi tidak dapat diciptakan ataupun dimusnahkan, setiap energi yang dilepas oleh sistem harus diterima oleh lingkungan. Dengan demikian, kalor yang dihasilkan oleh proses pembakaran dipindahkan dari sistem ke lingkungan. Reaksi ini adalah contoh dari proses eksotermik, yaitu setiap proses yang melepaskan panas, perpindahan kalor ke lingkungan. Gambar 3 (a) menunjukkan perubahan energi untuk pembakaran gas hidrogen.
Sekarang perhatikan reaksi lain, dekomposisi merkuri (II) oksida (HgO) pada suhu tinggi:
energi +
2HgO(s) 2Hg(l) + O2(g)
Reaksi ini adalah proses endotermis, di mana kalor harus diserap oleh sistem (yaitu, untuk HgO) dari lingkungan [Gambar 3 (b)].
Dari Gambar 3 kita dapat melihat bahwa dalam reaksi eksotermis, energi total produk lebih kecil atau kurang dari total energi reaktan. Perbedaannya adalah kalor yang disediakan oleh sistem ke lingkungan. Justru sebaliknya yang terjadi dalam reaksi endotermis. Di sini, perbedaan antara energi produk dan energi reaktan sama dengan kalor yang disuplai ke sistem oleh lingkungan.
Gambar 3. (a) Sebuah proses eksoterm. (b) Sebuah
proses endoterm. Bagian (a) dan (b) tidak digambarkan pada skala yang sama;
kalor yang dilepaskan dalam pembentukan H2O dari H2 dan O2 tidak
sama dengan kalor yang diserap dalam dekomposisi HgO.
2.4 Pengukuran energi dalam reaksi kimia
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
·
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 disebut kalorimeter.
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
qkalorimeter = 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.
qreaksi = - (qlarutan
+ qkalorimeter )
2.5 Panas reaksi dan termokimia
Pelajaran mengenai panas reaksi dinamakan
termokimia yang merupakan bagian dari cabang ilmu pengetahuan yang lebih besar
yaitu termodinamika. Sebelum pembicaraan mengenai prisip termokimia ini kita
lanjutkan, akan dibuat dulu definisi dari beberapa istilah. Salah satu dari
istilah yang akan dipakai adalah sistim. Sistim adalah sebagian dari alam
semesta yang sedang kita pelajari. Mungkin saja misalnya suatu reaksi kimia
yang terjadi dalam suatu gelas kimia.
Bila perubahan terjadi pada sebuah sistim maka dikatakan
bahwa sistim bergerak dari keadaan satu ke keadaan yang lain. Bila sistim
diisolasi dari lingkungan sehingga tak ada panas yang dapat mengalir maka
perubahan yang terjadi di dalam sistim adalah perubahan adiabatik. Selama ada
perubahan adiabatik, maka suhu dari sistim akan menggeser, bila reaksinya
eksotermik akan naik sedangkan bila reaksinya endotermik akan turun. Bila
sistim tak diisolasi dari lingkungannya, maka panas akan mengalir antara
keduanya, maka bila terjadi reaksi, suhu dari sistim dapat dibuat tetap.
Perubahan yang terjadi pada temperatur tetap dinamakan perubahan isotermik.
Telah dikatakan, bila terjadi reaksi eksotermik atau endotermik maka pada
zat-zat kimia yang terlibat akan terjadi perubahan energi potensial. Panas
reaksi yang kita ukur akan sama dengan perubahan energi potensial ini. Mulai
sekarang kita akan menggunakan perubahan ini dalam beberapa kuantitas sehingga
perlu ditegakkan beberapa peraturan untuk menyatakan perubahan secara umum.
Simbol Δ (huruf Yunani untuk delta) umumnya
dipakai untuk menyatakan perubahan kuantitas. Misalnya perubahan suhu dapat
ditulis dengan ΔT, dimana T menunjukkan temperatur. Dalam praktek biasanya
dalam menunjukkan perubahan adalah dengan cara mengurangi temperatur akhir
dengan temperatur mula-mula.
ΔT = T akhir – T
mula-mula Demikian juga, perubahan energi potensial
(Ep) Δ(E.P) = EP akhir – EP awal
Dari definisi ini didapat suatu kesepakatan dalam
tanda aljabar untuk perubahan eksoterm dan endoterm. Dalam perubahan
eksotermik, energi potensial dari hasil reaksi lebih rendah dari energi
potensial pereaksi berarti EP akhir lebih rendah dari EP
mula-mula . Sehingga harga ÷EP mempunyai harga negatif. Kebalikannya
dengan reaksi endoterm, dimana harga ÷EP adalah positif.
2.6 Hukum Hess mengenai jumlah panas
Pada tahun
1840, ahli Kimia Jerman, Gerrmain Henry Hess, memanipulasi persamaan termokimia
untuk menghitung ΔH dalam sebuah hukum yang disebut hukum Hess atau hukum
penjumlahan kalor. Ia menyatakan bahwa : [2]
“Jika suatu reaksi berlangsung dalam dua tahap reaksi
atau lebih, maka perubahan entalpi untuk reaksi tersebut sama dengan jumlah
perubahan entalpi dari semua tahapan”.
Hukum Hess
juga berbunyi :
“Entalpi reaksi tidak tergantung pada jalan reaksi
melainkan tergantung pada hasil akhir reaksi”.
Dari Hukum
Hess tersebut, perubahan entalpi suatu reaksi mungkin untuk dihitung dari
perubahan entalpi reaksi lain yang nilainya sudah diketahui. Hal ini dilakukan
supaya tidak usah dilakukan eksperimen setiap saat.
Hukum Hess dapat
digambarkan secara skematis sebagai berikut. [3]
Diketahui
diagram Hess reaksi A → C
Perubahan A
menjadi C dapat berlangsung 2 tahap.
Tahap I
(secara Iangsung)
A → C → ∆H1
Tahap II
(secara tidak langsung)
Berdasarkan
Hukum Hess maka harga ∆H1 = ∆H2 + ∆H3
|
A → B
|
∆H2
|
|
|
B → C
|
∆H3
|
|
|
A → C
|
∆H2
+ H3
|
Banyak
reaksi dapat berlangsung menurut dua atau lebih tahapan.
Contoh :
|
½ N2(g) + O2(g)
→ NO2(g)
|
ΔH1 = x kJ = + 33,85
kJ/mol
|
1 tahap
|
|
|
½ N2(g) + ½ O2(g)
→ NO(g)
|
ΔH2 = y kJ = + 90,37
kJ/mol
|
+
|
2 tahap
|
|
NO(g) + ½ O2(g) → NO2(g)
|
ΔH3 = z kJ = – 56,52
kJ/mol
|
||
|
½ N2(g) + O2(g)
→ NO2(g)
|
ΔH1 = ΔH2+
ΔH3
|
x = y + z
|
Menurut
Hukum Hess :
ΔH1 = ΔH2+ ΔH3 atau x = y + z
ΔH1 = ΔH2+ ΔH3 atau x = y + z
|
Gambar
. Perubahan dari N2 g) dan O2 g)
menjadi NO(g) disertai dengan perubahan entalpi (ΔH1) sebesar
+33,85 kJ/mol, meskipun reaksi ditetapkan dalam satu tahap atau dua
tahap, ΔH1 = ΔH2+ ΔH3.
|
2.7 Keadaan standar
Untuk
melakukan pengukuran terhadap volume gas, diperlukan suatu keadaan standar
untuk digunakan sebagai titik acuan. Keadaan ini yang juga dikenal sebagai STP
(Standart Temperature and Pressure) yaitu keadaan dimana gas mempunyai tekanan
sebesar 1 atm (760 mmHg) dan suhu °C (273,15 K).
Satu mol gas ideal, yaitu gas yang memenuhi ketentuan semua hukum-hukum gas akan mempunyai volume sebanyak 22,414 liter pada keadaan standar ini.
Satu mol gas ideal, yaitu gas yang memenuhi ketentuan semua hukum-hukum gas akan mempunyai volume sebanyak 22,414 liter pada keadaan standar ini.
·
Hukum Gas Ideal
Definisi mikroskopik gas ideal, antara lain:
- Suatu gas yang terdiri dari partikel-partikel yang dinamakan molekul.
- Molekul-molekul bergerak secara serampangan dan memenuhi hukum-hukum gerak Newton.
- Jumlah seluruh molekul adalah besar
- Volume molekul adalah pecahan kecil yang diabaikan dari volume yang ditempati oleh gas tersebut.
- Tidak ada gaya yang cukup besar yang beraksi pada molekul tersebut kecuali selama tumbukan.
- Tumbukannya elastik (sempurna) dan terjadi dalam waktu yang sangat singkat.
·
Tekanan
Tekanan gas
adalah gaya yang diberikan oleh gas pada satu satuan luas dinding wadah.
Toricelli, ilmuan dari Italia yang menjadi asisten Galileo adalah orang pertama
yang melakukan penelitian tentang tekanan gas ia menutup tabung kaca panjang di
satu ujungnya dan mengisi dengan merkuri. Toricelli menunjukkan bahwa tinggi
aras yang tepat sedikit beragam dari hari ke hari dan dari satu tempat ke
tempat yang lain, hal ini terjadi karena dipengaruhi oleh atmosfer bergantung
pada cuaca ditempat tersebut. Peralatan sederhana ini yang disebut Barometer.
·
Suhu
Definisi
suhu merupakan hal yang sepele tapi sulit untuk disampaikan tetapi lebih mudah
untuk dideskripsikan. Penelitian pertama mengenai suhu dilakukan oleh ilmuan
Perancis yang bernama Jacques Charles.
·
Campuran Gas
Pengamatan
pertama mengenai perilaku campuran gas dalam sebuah wadah dilakukan oleh Dalton
ia menyatakan bahwa tekanan total, Ptol, adalah jumlah tekanan
parsial setiap gas. Pernyataan ini selanjutnya disebut sebagai Hukum Dalton,
hukum ini berlaku untuk gas dalam keadaan ideal. Tekanan parsial setiap
komponen dalam campuran gas ideal ialah
tekanan total dikalikan dengan
fraksi mol komponen tersebut
DAFTAR PUSTAKA
http://artikeltop.xyz/perbedaan-reaksi-eksoterm-dan-reaksi-endoterm.html
http://www.kampus-digital.com/2017/02/termokimia-perubahan-energi-dalam.html
http://www.nafiun.com/2013/06/persamaan-termokimia-entalpi-pembentukan-standar.htmlhttp://kimiabisa.blogspot.co.id/2012/12/termokimia_12.html
http://www.nafiun.com/2013/06/bunyi-hukum-hess-termokimia-contoh-soal.html
