Pertemuann ke 2(dua)
Pengertian Termokimia
Termokimia adalah cabang dari kimia fisika yang mempelajari tentang kalor dan energi
berkaitan dengan reaksi kimia dan/atau perubahan fisik. Sebuah reaksi kimia
dapat melepaskan atau menerima kalor. Begitu juga dengan perubahan fase,
misalkan dalam proses mencair dan mendidih. Termokimia fokus pada perubahan
energi, secara khusus pada perpindahan energi antara sistem dengan lingkungan.
Jika dikombinasikan dengan entropi, termokimia juga
digunakan untuk memprediksi apakah reaksi kimia akan berlangsung spontan atau
tak spontan.
Termokimia berawal dari hasil kerja Antoine Laurent Lavoisier pada abad ke 18, dilanjutkan dengan adanya hukum Hess. Termokimia masuk dalam kategori hukum pertama termodinamika.
Termokimia berawal dari hasil kerja Antoine Laurent Lavoisier pada abad ke 18, dilanjutkan dengan adanya hukum Hess. Termokimia masuk dalam kategori hukum pertama termodinamika.
Sejarah Termokimia
Termokimia mengalami dua macam generalisasi. Pernyataan tentang termokimia
bervariasi sesuai dengan pengusulnya, yaitu:
- Hukum
Lavoisier dan Laplace
Perubahan energi
selama reaksi bisa sama dengan atau berkebalikan dengan perubahan energi pada
proses kebalikan.
- Hukum
Hess
Perubahan energi
selama reaksi adalah sama, walaupun perubahan itu berjalan tahap demi tahap.
Lavoisier, Laplace, dan Hess juga meneliti tentang kalor jenis dan kalor
laten. Selanjutnya Joseph Black yang memberi peranan besar dalam penelitian
kalor laten.
Gustav Kirchoff menunjukkan bahwa variasi kalor reaksi diungkapkan dalam kapasitas kalor antara produk dan reaktan dengan rumus:
Gustav Kirchoff menunjukkan bahwa variasi kalor reaksi diungkapkan dalam kapasitas kalor antara produk dan reaktan dengan rumus:
dΔH / dT = ΔCp
Bentuk integral persamaan ini mengindikasikan adanya koreksi panas pada
satu temperatur dari perhitungan dengan temperatur lain.
Persamaan Kalor
Jika dilihat dari jenis reaksi, terdapat beberapa macam jenis kalor, yaitu:
Kalor pembentukan
Kalor pembentukan adalah kalor yang dilepas atau diterima pada saat satu
mol senyawa terbentuk dari unsur-unsurnya. Sebagai contoh adalah pada saat
pembentukan amonia dari unsur-unsurnya, maka akan dilepaskan energi sebesar 46
kJ.
½ N2 (g) + 1½ H2 (g) → NH3 (g) ΔHo =
-46 kJ mol-1
Kalor penguraian
Kalor penguraian adalah kalor yang dilepas atau diterima pada saat satu mol
senyawa terurai menjadi unsur-unsur pembentuknya. Contohnya adalah peruraian
asam fluorida menjadi unsur-unsurnya membutuhkan kalor sebesar 271 kJ.
HF(g) → ½ H2 (g) + ½ F2 (g) ΔH
= +271 kJ mol-1
Kalor pembakaran
Kalor pembakaran adalah kalor yang dilepaskan pada saat satu mol senyawa
dibakar menggunakan oksigen.
CH4 (g) + 2 O2 (g) CO2 (g) +
H2O (g) ΔH = +-802 kJ mol-1
Simbol negatif (-) pada ΔH menyatakan sistem melepaskan kalor,
sedangkan simbol positif (+) menyatakan sistem menerima kalor.
Kalorimetri
Pengukuran perubahan kalor dilakukan menggunakan kalorimetri, yang biasanya
berupa chambertertutup yang dapat mengukur perubahan energi.
Temperatur chamber diamati menggunakan termometer atau thermocouple.
Temperatur yang didapatkan diplot melawan waktu membentuk grafik. Kalorimeter
modern dapat membaca informasi yang dibutuhkan dengan cepat. Sebagai contoh
adalah DSC (Differential Scanning Calorimeter).
.
Sejarah Termokimia
Termokimia mengalami dua macam generalisasi. Pernyataan tentang termokimia
bervariasi sesuai dengan pengusulnya, yaitu:
- Hukum
Lavoisier dan Laplace
Perubahan energi
selama reaksi bisa sama dengan atau berkebalikan dengan perubahan energi pada
proses kebalikan.
- Hukum
Hess
Perubahan energi
selama reaksi adalah sama, walaupun perubahan itu berjalan tahap demi tahap.
Lavoisier, Laplace, dan Hess juga meneliti tentang kalor jenis dan kalor
laten. Selanjutnya Joseph Black yang memberi peranan besar dalam penelitian
kalor laten.
Gustav Kirchoff menunjukkan bahwa variasi kalor reaksi diungkapkan dalam kapasitas kalor antara produk dan reaktan dengan rumus:
Gustav Kirchoff menunjukkan bahwa variasi kalor reaksi diungkapkan dalam kapasitas kalor antara produk dan reaktan dengan rumus:
dΔH / dT = ΔCp
Bentuk integral persamaan ini mengindikasikan adanya koreksi panas pada
satu temperatur dari perhitungan dengan temperatur lain.
Persamaan Kalor
Jika dilihat dari jenis reaksi, terdapat beberapa macam jenis kalor, yaitu:
Kalor pembentukan
Kalor pembentukan adalah kalor yang dilepas atau diterima pada saat satu
mol senyawa terbentuk dari unsur-unsurnya. Sebagai contoh adalah pada saat
pembentukan amonia dari unsur-unsurnya, maka akan dilepaskan energi sebesar 46
kJ.
½ N2 (g) + 1½ H2 (g) → NH3 (g) ΔHo =
-46 kJ mol-1
Kalor penguraian
Kalor penguraian adalah kalor yang dilepas atau diterima pada saat satu mol
senyawa terurai menjadi unsur-unsur pembentuknya. Contohnya adalah peruraian
asam fluorida menjadi unsur-unsurnya membutuhkan kalor sebesar 271 kJ.
HF(g) → ½ H2 (g) + ½ F2 (g) ΔH
= +271 kJ mol-1
Kalor pembakaran
Kalor pembakaran adalah kalor yang dilepaskan pada saat satu mol senyawa
dibakar menggunakan oksigen.
CH4 (g) + 2 O2 (g) CO2 (g) +
H2O (g) ΔH = +-802 kJ mol-1
Simbol negatif (-) pada ΔH menyatakan sistem melepaskan kalor,
sedangkan simbol positif (+) menyatakan sistem menerima kalor.
Kalorimetri
Pengukuran perubahan kalor dilakukan menggunakan kalorimetri, yang biasanya
berupa chambertertutup yang dapat mengukur perubahan energi.
Temperatur chamber diamati menggunakan termometer atau thermocouple.
Temperatur yang didapatkan diplot melawan waktu membentuk grafik. Kalorimeter
modern dapat membaca informasi yang dibutuhkan dengan cepat. Sebagai contoh
adalah DSC (Differential Scanning Calorimeter).
Tidak ada komentar:
Posting Komentar