TERMOKIMIA

Hukum kekekalan Energi dalam Fisika berbunyi: Energi hanya dapat berubah bentuk, namun tidak dapat diciptakan dan dimusnahkan.
Persamaan dalam Energi tersebut adalah:

Em = Ep + Ek

Total sebuah energi terdiri dari energi potensial dan energi mekanik, dimana kesemuanya memiliki hubungan yang searah, semakin besar energi-energi tersebut, maka semakin besar energi totalnya.
Energi potensial adalah energi yang dimiliki suatu benda karena posisinya secara vertikal dan dapat dirumuskan sebagai:

Ep = m.g.h

Dimana “h” menggambarkan ketinggian.
Energi kinetik adalah energi yang dimiliki suatu benda karena geraknya dan dirumuskan sebagai berikut:

Ek = 1/2 . m . v2

Dimana “v” merupakan kecepatan dan bernilai kuadrat artinya jika kecepatan bergerak meningkat 2 kali lipat maka energinya meningkat 4 kali lipat.

Entalpi dan Perubahan Entalpi (ΔH)

 Entalpi (H) adalah jumlah energi yang dimiliki sistem pada tekanan tetap. Entalpi (H) dirumuskan sebagai jumlah energi yang terkandung dalam sistem (E) dan kerja (W).
H = E + W
dengan:
W = P × V
E = energi (joule)
W = kerja sistem (joule)
V = volume (liter)
P = tekanan (atm)
Hukum kekekalan energi menjelaskan bahwa energi tidak dapat diciptakan dan tidak dapat dimusnahkan, tetapi hanya dapat diubah dari bentuk energi yang  satu menjadi bentuk energi yang lain.
 Nilai energi suatu materi tidak dapat diukur, yang dapat diukur hanyalah perubahan energi (ΔE). Demikian juga halnya dengan entalpi, entalpi tidak dapat diukur, kita hanya dapat mengukur perubahan entalpi (ΔH).
ΔH = H_p – H_r
dengan:
ΔH = perubahan entalpi
H_p = entalpi produk
H_r = entalpi reaktan atau pereaksi
a. Bila H produk > H reaktan, maka ΔH bertanda positif, berarti terjadi penyerapan kalor dari lingkungan ke sistem.
b. Bila H reaktan > H produk, maka ΔH bertanda negatif, berarti terjadi pelepasan kalor dari sistem ke lingkungan.

Eksotermik

Eksotermik ("pemanasan luar") dalam kaidah pembahasan termodinamika menjelaskan suatu proses atau reaksi yang melepaskan energi panas atau energi cahaya (contohnya percikan api atau ledakan), energi listrik (contohnya pada baterai), atau bisa juga energi suara. Asal kata eksotermik adalah dari awalan kata bahasa Yunani "ex-" (yang berarti di luar) dan "thermein" (yang berarti panas). Istilah ini pertama kali dicetuskan oleh Marcellin Berthelot, seorang ahli kimia dari Perancis. Kebalikan dari proses eksotermik adalah proses endotermik, yang menyerap energi dalam bentuk panas.
Konsep ini sering diterapkan dalam ilmu fisika untuk suatu reaksi kimia, di mana energi ikatan kimia diubah bentuknya menjadi energi panas (bahasa Inggris: thermal).

Beberapa contoh dari sebuah reaksi eksotermik dalam kehidupan sehari-hari adalah ^[1]:

• Proses pengembunan (kondensasi) uap air menjadi hujan.
• Proses pembakaran bahan bakar seperti kayu, batubara dan minyak.
• Proses pencampuran air dengan asam kuat (bahasa Inggris: strong acid).
• Proses pencampuran alkali dengan asam.
• Beberapa reaksi polimer, seperti proses pencampuran lem besi (Plastic Steel) (bahasa Inggris: epoxy resin).
• Adukan semen
• Reaksi termit.

Endotermik

 Endotermik ("pemanasan dalam") dalam kaidah pembahasan termodinamika menggambarkan suatu proses atau reaksi yang menyerap panas. Asal kata eksotermik adalah dari awalan kata bahasa Yunani "endo-" (yang berarti di dalam) dan "thermein" (yang berarti panas). Kebalikan dari proses endotermik adalah proses eksotermik, yaitu proses yang melepaskan energi dalam bentuk panas. Istilah "endotermik" diciptakan oleh Marcellin Berthelot (25 Oktober 1827 - 18 Maret 1907), seorang ahli kimia dari Perancis.

 Contoh produk bungkusan es kimia

Beberapa contoh dari sebuah reaksi endotermik dalam kehidupan sehari-hari adalah ^[1]:

• Proses penguapan air dan fotosintesis.
• Sebungkus es kimia (bahasa Inggris: chemical ice pack), untuk penghilang rasa sakit saat cedera berolahraga yang terdiri dari ammonium nitrat dan air. ^[2  
• 
  

  Reaksi Endoterm dan Reaksi Eksoterm

  Reaksi Endoterm dan Eksoterm
  v  Reaksi endoterm adalah reaksi yang disertai dengan perpindahan kalor dari lingkungan ke sistem ( kalor diserap oleh sistem dari lingkungannya ); ditandai dengan adanya penurunan suhu lingkungan di sekitar sistem.
  v  Reaksi eksoterm adalah 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.
  v  Reaksi eksoterm pada umumnya berlangsung spontan, sedangkan reaksi endoterm tidak.
  v  Pada reaksi endoterm : DH    = Hp – Hr > 0 ( bertanda positif )
  v  Pada reaksi eksoterm : DH     = Hp – Hr < 0 ( bertanda negatif )
  
  
  

  PERSAMAAN TERMOKIMIA

  Persamaan Termokimia
  
• Adalah persamaan reaksi yang mengikutsertakan perubahan entalpinya ( DH ).
• Nilai DH yang dituliskan di persamaan termokimia, disesuaikan dengan stoikiometri reaksinya, artinya = jumlah mol zat yang terlibat dalam reaksi kimia = koefisien reaksinya; ( fase reaktan maupun produk reaksinya harus dituliskan).
• Contoh :

Pada pembentukan 1 mol air dari gas hidrogen dengan oksigen pada 298 K, 1 atm dilepaskan kalor sebesar 285, 5 kJ.
Persamaan termokimianya :
Jika koefisien dikalikan 2, maka harga DH reaksi juga harus dikalikan 2.

• Beberapa hal yang harus diperhatikan dalam menuliskan persamaan termokimia :

1. Koefisien reaksi menunjukkan jumlah mol zat yang terlibat dalam reaksi.
2. Ketika persamaan reaksinya dibalik ( mengubah letak reaktan dengan produknya ) maka nilai DH tetap sama tetapi tandanya berlawanan.
3. Jika kita menggandakan kedua sisi persamaan termokimia dengan faktor y maka nilai DH juga harus dikalikan dengan faktor y tersebut.
4. Ketika menuliskan persamaan reaksi termokimia, fase reaktan dan produknya harus dituliskan.

9).    Jenis-Jenis Perubahan Entalpi

• Perubahan entalpi yang diukur pada suhu 25 ^oC dan tekanan 1 atm ( keadaan standar) disebut perubahan entalpi standar ( dinyatakan dengan tanda DH^o atau DH₂₉₈ ).
• Perubahan entalpi yang tidak merujuk pada kondisi pengukurannya dinyatakan dengan lambang DH saja.
• Entalpi molar = perubahan entalpi tiap mol zat ( kJ / mol ).
• Perubahan entalpi, meliputi :

1. a. Perubahan Entalpi Pembentukan Standar ( DHf ^o ) = kalor pembentukan

Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada pembentukan 1 mol senyawa dari unsur-unsurnya pada suhu dan tekanan standar ( 25 ^oC, 1 atm ). Entalpinya bisa dilepaskan maupun diserap. Satuannya adalah kJ / mol.
Bentuk standar dari suatu unsur adalah bentuk yang paling stabil dari unsur itu pada keadaan standar ( 298 K, 1 atm ).
Jika perubahan entalpi pembentukan tidak diukur pada keadaan standar maka dinotasikan dengan DHf
Contoh :
Catatan :

• DHf unsur bebas = nol
• Dalam entalpi pembentukan, jumlah zat yang dihasilkan adalah 1 mol.
• Dibentuk dari unsur-unsurnya dalam bentuk standar.

1. b. Perubahan Entalpi Penguraian Standar ( DHd ^o )

Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada penguraian 1 mol senyawa menjadi unsur-unsur penyusunnya pada keadaan standar.
Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHd. Satuannya = kJ / mol.
Perubahan entalpi penguraian standar merupakan kebalikan dari perubahan entalpi pembentukan standar, maka nilainya pun akan berlawanan tanda.
Menurut Marquis de Laplace, “ jumlah kalor yang dilepaskan pada pembentukan senyawa dari unsur-unsur penyusunnya = jumlah kalor yang diperlukan pada penguraian senyawa tersebut menjadi unsur-unsur penyusunnya. “ Pernyataan ini disebut Hukum Laplace.
Contoh :
Diketahui DHf ^o H₂O(l) = -286 kJ/mol, maka entalpi penguraian H₂O(l) menjadi gas hidrogen dan gas oksigen adalah +286 kJ/mol.

1. c. Perubahan Entalpi Pembakaran Standar ( DHc ^o )

Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada pembakaran 1 mol suatu zat secara sempurna pada keadaan standar.
Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHc. Satuannya = kJ / mol.
Contoh :

1. d. Perubahan Entalpi Netralisasi Standar ( DHn ^o )

Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada penetralan 1 mol asam oleh basa atau 1 mol basa oleh asam pada keadaan standar.
Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHn. Satuannya = kJ / mol.
Contoh :
DHn reaksi = -200 kJ
DHn NaOH = -200 kJ / 2 mol  =  -100 kJ/mol
DHn H₂SO₄ = -200 kJ / 1 mol  =  -200 kJ/mol

1. e. Perubahan Entalpi Penguapan Standar ( DH^ovap)

Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada penguapan 1 mol zat dalam fase cair menjadi fase gas pada keadaan standar.
Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHvap. Satuannya = kJ / mol.
Contoh :

1. f. Perubahan Entalpi Peleburan Standar ( DH^ofus )

Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada pencairan / peleburan 1 mol zat dalam fase padat menjadi zat dalam fase cair pada keadaan standar.
Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHfus. Satuannya = kJ / mol.
Contoh :

1. g. Perubahan Entalpi Sublimasi Standar ( DH^osub )

Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada sublimasi 1 mol zat dalam fase padat menjadi zat dalam fase gas pada keadaan standar.
Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHsub. Satuannya = kJ / mol.
Contoh :

1. h. Perubahan Entalpi Pelarutan Standar ( DH^osol )

Adalah perubahan entalpi yang terjadi ketika 1 mol zat melarut dalam suatu pelarut ( umumnya air ) pada keadaan standar.
Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHsol. Satuannya = kJ / mol.

•