—


—Termokimia

Pengertian Termokimia

Termokimia adalah cabang kimia yang  berhubungan dengan hubungan timbal balik panas dengan reaksi kimia atau dengan perubahan keadaan fisika.—A. Hukum TermokimiaAzas kekekalan energi menyatakan bahwa energi tidak dapat diciptakan maupun dimusnahkan tetapi energi dapat diubah dari satu bentuk ke bentuk lain.Jumlah energi yang dimiliki sistem dinyatakan dengan energi dalam (E).Jika sistem menyerap kalor, maka E > 0 sedangkan jika sistem membebaskan kalor, maka E < 0Hubungan antara energi dalam. kalor dan keda diumuskan dalam hukum termodinamika.
—ΔE = q + W—
Keterangan:

qΔE = perubahan energi dalam

qq    = jumlah kalor yang diserap atau dilepas sistem

qq    =+ jika sistem menyerap / menerima kalor

qq    = – jika sistem melepaskan kalor

qw    = jumlah kalor yang diterima/dRakukan sistem

qw    =+ jika sistem menerima kera

qw    = – jika sistem melakukan kerja ——B. Sistem dan LingkunganSistem adalah sejumlah zat atau campuran yang di pelajari sifat-sifat dan perilakunya (bagian dari alam semesta yang sedang jadi pusat perhatian). Sedangkan lingkungan adalah segala sesuatu di luar sistem.Interaksi antara sistem dan lingkungan dapat berupa pertuakaran materi dan energi.—

—C. Reaksi Ekeoterm dan Endoterm
—
D. Entalpi Reaksi
Perubahan entalpi (ΔH) diukur pada keadaan standar yaitu perubahan entalpi diukur pada suhu 25°C dan tekanan 1 atm yang disebut dengan perubahan entalpi standar (Ho).Persamaan reaksi yang mengikutsertakan H reaksi disebut persamaan termokimia, contohnya:
—
—E. Perubahan Entalpi Reaksi standar
—
—1. Entalpi Pembentukan Standar (Hof)
vMerupakan kalor reaksi yang diperlukan atau dilepaskan pada pembentukan 1 mol senyawa dari unsur-unsurnya pada keadaan standar.
—
—2.Entalpi Penguraian Standar (Hod)
vMerupakan kalor yang dilepaskan atau diserap pada penguraian 1 mol senyawa menjadi unsur-
unsurnya pada keadaan standar. Contoh:
  2. H = +285,8 kJ/mol
—
—  3. Entalpi Pembakaran Standar (Hoc)
qMerupakan kalor yang dilepaskan pada pembakaran 1 mol zat pada keadaan standar. Pada reaksi pembakaran selalu dihasilkan gas CO2 dan H2O yang dikenal juga dengan pembakaran sempurna.
—
qSedangkan pembakaran tidak sempurna menghasilkan gas CO2 dan H2O.
—
—4.Entalpi Pelarutan Standar(Hos)
qMerupakan kalor yang dilepaskan atau diserap pada pelarutan 1 mol senyawa pada keadaan standar.
—F.Kalorimeter
q
qKalorimeter adalah alat yang mengukur kalor yang dilepas ataupun diserap sistem. Pada kalorimeter tidak terjadi perpindahan kalor antara sistem dan lingkungan sehingga berlaku:
qJumlah kalor yang diserap (ditandai dengan suhu yang turun) atau dibebaskan (ditandai dengan suhu naik) larutan dapat ditemukan dengan pengukur perubahan suhunya. Jumlah kalor yang yang diserap atau dibebaskan dapat dirumuskan:
vKeterangan:
1.Q  = kalor yang diserap/dibebaskan (Joule)
m  = massa zat (gr)
3.C  = kalor jenis (J/groC)
4.Δt = perubahan suhu (t2 – t1) oC
—
—G. Hukum Hess
—“Kalor reaksi yang dibebaskan ataupun yang diserap tidak tergantung pada jalannya reaksi tetapi tergantung pada keadaan awal dan keadaan akhir reaksi” Artinya perubahan entalpi suatu reaksi tetap sama baik berlangsung dalam satu tahap maupun beberapa tahap. Skema dari hukum Hess:
—
—H. Entalpi Reaksi Berdasarkan Data Perubahan
—
—I. Energi Ikatan
Energi Ikatan adalah energi yang diperlukan untuk memutuskan 1 mol senyawa dalam keadaan gas menjadi atom atom gas. Secara Umum :
—
—

   1. 2 H2 + O2 → H2O

  2.H= -404 kJ/mol

Artinya: 2 mol gas H2, bereaksi dengan 1 mol gas O2, menghasilkan 2 mol H2O dengan melepas kalor sebesar 404 kl/mol.

1.Entalpi Pembentukan Standar (Hof)

2. Entalpi Penguraian Standar (Hod)

3. Entalpi Pembakaran Standar (Hoc)

4. Entalpi Pelarutan Standar (Hos)

  H2 + 1/2 O2 → H2O

  H= -285,8 kJ/mol

Artinya: 1 mol gas H2 bereaksi dengan 1/2 mol gas O2  menghasilkan 1 mol H2O dengan melepas kalor sebesar 285,8 kJ/mol

  1. H2O → H2 + 1/2 O2

Artinya: Untuk menguraikan 1 mol H2O menjadi 1 mol gas H2 dan mol gas O2 dibutuhkan kalor sebesar 285,8 kJ/mol.

  Qreaksi = -(Qsistem + Qkalorimeter)

    Q = m.c.ΔT

p A + q B → r C + s D

ΔHreaksi = ΔHofhasil – ΔHof pereaksi

ΔHreaksi = (r.ΔHofC + s.ΔHofD) – (p.ΔHofA + q.ΔHofB)

 

  ΔHreaksi = ΔHofpereaksi – ΔHofhasil

http://www.atep-afia.net/2015/09/tugas-01-kpli-reguler-artikel-kimia.html