KIMIA DASAR I (Termokimia,Energi dan perpindahan energi,Perubahan dan pengukuran energi dalam reaksi kimia,Hukum Hess dan Keadaan standar)

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.

 

TERMOKIMIA

·         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 = H_p –H_r < 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):

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:

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

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 )

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

Gambar 1. Diagram Hess.

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

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.

·         Hukum Gas Ideal

Definisi mikroskopik gas ideal, antara lain:

1. Suatu gas yang terdiri dari partikel-partikel yang dinamakan molekul.
2. Molekul-molekul bergerak secara serampangan dan memenuhi hukum-hukum gerak Newton.
3. Jumlah seluruh molekul adalah besar
4. Volume molekul adalah pecahan kecil yang diabaikan dari volume yang ditempati oleh gas tersebut.
5. Tidak ada gaya yang cukup besar yang beraksi pada molekul tersebut kecuali selama tumbukan.
6. 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, P_tol, 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://kimia-fisika.blogspot.co.id/2012/12/hukum-keadaan-standar-dan-gas-ideal.html

http://www.softilmu.com/2015/11/Pengertian-Kajian-Perubahan-Entalpi-Reaksi-Hukum

Termokimia-Adalah.html

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.html
http://kimiabisa.blogspot.co.id/2012/12/termokimia_12.html

http://www.nafiun.com/2013/06/bunyi-hukum-hess-termokimia-contoh-soal.html

Share: