TERMODINAMIKA 

Termodinamika Kimia
—  Cabang ilmu kimia yang mempelajari hubungan kalor, kerja dan bentuk lain dengan kesetimbangan dalam reqksi kimia, perubahan keadaan dan pembentukan larutan.
erat hubungannya dengan
—  Termokimia : pengukuran dan penafsiran perubahan kalor yang menyertai reaksi kimia, perubahan keadaan dan pembentukan larutan.
Definisi :
—  Termokimia dapat didefinisikan sebagai bagian ilmu kimia yang mempelajari dinamika atau perubahan reaksi kimia dengan mengamati panas/termal nya saja.
—  Salah satu terapan ilmu ini dalam kehidupan sehari-hari ialah reaksi kimia dalam tubuh kita dimana produksi dari energi-energi yang dibutuhkan atau dikeluarkan untuk semua tugas yang kita lakukan.
Hukum Termodinamika I (Hkm Kekekalan Energi) :
—  Energi tidak dapat diciptakan dan dimusnahkan, manusia hanya mampu mengubah bentuk energi satu menjadi bentuk energi lain.
∆U   =  q   +  w
—  ∆U = perubahan energi dalam reaksi …….(joule)
—  q    = kalor ………………………………(joule)
—  w   =  kerja yang dilakukan sistem  ……..(joule)
                                Joule dapat disimbolkan dengan J
—  Kerja dapat dituliskan sebagai kerja volume dengan rumus :

—  w = kerja …………………….(J)
—  p  = tekanan ………………..(atm)
—  V = volume ………………….(liter)
Tanda minus diberikan agar sesuai dengan aturan  bahwa kerja akan diberi notasi positif jika dikenal pada sistem, dan diberi notasi negatif, jika sistem melakukan kerja.
—  Satuan internasional standar untuk energi yaitu Joule (J) diturunkan dari energi kinetik.
—  Satu joule = 1 kgm2/s2. Setara dengan jumlah energi yang dipunyai suatu benda dengan massa 2 kg dan kecepatan 1 m/detik (bila dalam satuan Inggris, benda dengan massa
4,4 lb dan kecepatan 197 ft/menit atau 2,2 mile/jam).
1 J = 1 kg m2/s2
—  Dengan diterimanya SI, sekarang juga joule (atau kilojoule) lebih disukai dan kalori didefinisi ulang dalam satuan SI.
—  Sekarang kalori dan kilokalori didefinisikan secara eksak sebagai berikut :
1 kal = 4,184 J
1 kkal = 4,184 kJ
Contoh :
—  Pembakaran dari bahan bakar seperti minyak dan batu bara dipakai untuk pembangkit listrik.
—  Bensin yang dibakar dalam mesin mobil akan menghasilkan kekuatan yang menyebabkan mobil berjalan.
—  Bila kita mempunyai kompor gas berarti kita membakar gas metan (komponen utama dari gas alam) yang menghasilkan panas untuk memasak.
—  Dan melalui urutan reaksi yang disebut metabolisme, makanan yang dimakan akan menghasilkan energi yang kita perlukan untuk tubuh agar berfungsi.
—  Hampir semua reaksi kimia selalu ada energi yang diambil atau dikeluarkan.
—  Mari kita periksa terjadinya hal ini dan bagaimana kita mengetahui adanya perubahan energi.
—  Misalkan akan melakukan reaksi kimia dalam suatu tempat tertutup sehingga tak ada panas yang dapat keluar atau masuk kedalam campuran reaksi tersebut.
—  Atau reaksi dilakukan sedemikian rupa sehingga energi total tetap sama.
—  Juga misalkan energi potensial dari hasil reaksi lebih rendah dari energi potensial pereaksi sehingga waktu reaksi terjadi ada penurunan energi potensial.


Sistem dan lingkungan

Klasifikasi sistem berdasarkan pertukaran energi:
—  Sistem terisolasi, bila dengan lingkungan tidak dapat mempertukarkan materi/energi
—  Sistem tertutup, bila hanya dapat mempertukarkan energi saja dengan lingkungan.
—  Sistem terbuka, bila dengan lingkungan dapat bertukar energi maupun materi.
Panas reaksi dan termokimia
—  Pelajaran mengenai panas reaksi dinamakan termokimia yang merupakan bagian dari cabang ilmu pengetahuan yang lebih besar yaitu termodinamika.
—  Sistim adalah sebagian dari alam semesta yang sedang kita pelajari.
—  Mungkin saja misalnya suatu reaksi kimia yang terjadi dalam suatu gelas kimia.
—  Di luar sistim adalah lingkungan.
Reaksi eksoterm dan endoterm
—  Perubahan panas atau kalor dalam suatu sistem dapat ditandai dengan berkurang atau bertambahnya suhu lingkungan.
—  Reaksi eksoterm merupakan reaksibyang mengeluarkan panas ke lingkungan, dengan demikian suhu        lingkungan mengalami kenaikan.
—  Reaksi endoterm merupakan reaksi yang membutuhkan panas.
—  Pada reaksi endoterm sistem menyerap panas sehingga suhu lingkungan menjadi dingin.



Reaksi eksoterm
—  Pada reaksi eksoterm terjadi perpindahan kalor dari sistem kelingkungan atau pada reaksi tersebut dikeluarkan panas.
—  Pada reaksi eksoterm harga ∆ H = negatif ( – )
Contoh :
—  C(s) + O2(g) à  CO2(g) + 393.5 kJ ;
∆ H = -393.5 kJ
Reaksi Eksoterm
—  Reaksi Pebakaran
1. PembakarMan gas dapur
C3H8(g) + 3O2(g) à 3CO2(g) + 4H2O(l)
2. Pembakaran kawat magnesium (Mg)
2 Mg(s) + O2(g) à 2MgO(s)
—  Reaksi Penetralan
1.   Netralisasi asam klorida dengan natrium         hidroksida
HCl(aq) + NaOH(aq) à NaCl(aq) + H2O(l)
2.   Netralisasi  asam sulfat dengan kalium             hidroksida
H2SO4(aq) + 2KOH(aq) à K2SO4(aq) + 2H2O(l)
—  Pelarutan garam alkali dalam air
1.  NaOH(s) + H2O(l) à  NaOH(aq)
2.  CaO(s) +  H2O(l) à Ca(OH)2(aq)
—  Pengenceran asam pekat
1.  H2SO4(pekat)  + H2O(l) à  H2SO4(aq)
2.  HNO3(pekat) + H2O(l) à  HNO3(aq)
—  Reaksi Logam alkali dengan air
1.  2Na(s) + H2O(l) à 2NaOH(aq) + H2(g)
2.  2K(s) + 2H2O(l) à 2KOH(aq)  +  H2(g)
Reaksi Endoterm

1. Penguraian garam karbonat

CaCO3 à  CaO(s)  +  CO2(g)

2. Pelarutan garam nitrat

KNO3(s)  +  H2O(l)  à  KNO3(aq)

3. Pelarutan garam ammonium nitrat

NH4NO3(s)  + H2O(l)  à  NH4NO3(aq)
Reaksi Endoterm
—  Pada reaksi endoterm terjadi perpindahan kalor dari lingkungan ke sistem atau pada reaksi tersebut dibutuhkan panas.
—  Pada reaksi endoterm harga ∆ H = positif ( + )
Contoh :
—  CaCO3(s) à CaO(s) + CO2(g) – 178.5 kJ ; ∆ H = +178.5 kJ

Proses eksoterm dan proses endoterm
Entalpi (H) dan perubahan entalpi (∆ H)
Kalorimeter Bomb


Kalorimeter Bomb
—  Reaksi yang terjadi dalam ”kalorimeter bomb” berada pada volume yang tetap karena bejana bomb tak dapat membesar atau mengecil. Berarti bila gas terbentuk pada reaksi di sini, tekanan akan membesar maka tekanan pada sistim dapat berubah.
—  Karena pada keadaan volume yang tetap maka panas reaksi yang diukur dengan kalorimeter bomb disebut panas reaksi pada volume tetap.
—  Panas reaksi pada tekanan tetap disebut perubahan entalpi dan reaksi dan diberikan dengan simbol ∆H.
Definisinya :
                     ∆H = H_akhir – H_mula-mula
—  ∆H, keadaan entalpi H, mula-mula dan akhir (yang sebenarnya berhubungan dengan jumlah energi yang ada pada keadaan ini) tak dapat diukur. Ini disebabkan karena jumlah energi dari sistem termasuk jumlah dari semua energi kinetik dan energi potensialnya.
Istilah yang digunakan pada perubahan entalpi :
1. Entalpi Pembentukan Standar (∆H_f^◦):
—  ∆H untuk membentuk 1 mol persenyawaan langsung dari unsurunsurnya yang diukur pada 298 K dan tekanan 1 atm.
—  Contoh : H2(g) + 1/2 O2(g) àH2O (l) ;
                                                ∆H_f ^◦ = -285.85 kJ
2. Entalpi Penguraian Standar (∆H_d ^◦): :
—  ∆H dari penguraian 1 mol persenyawaan langsung menjadi
unsur-unsurnya (= Kebalikan dari ∆H pembentukan).
—  Contoh : H2O(l) à H2(g) + 1/2 O2(g) ;  ∆H_d^◦ = +285.85 kJ.
3. Entalpi Pembakaran Standar  (∆H_c^◦ )
—  ∆H untuk membakar 1 mol persenyawaan dengan O2 dari udara yang diukur pada 298 K dan tekanan 1 atm. Satuan  ∆H_c^◦ adalah kj/mol.
1.  Karbon (C) terbakar sempurna menjadi CO2
2.   Hidrogen (H) terbakar sempurna menjadi H2O
               
Contoh:
                CH4(g) + 2O2(g) à CO2(g) + 2H2O(l) ; ∆H_c^◦ = – 802 kJ.
4. Entalpi Reaksi:
—  ∆H dari suatu persamaan reaksi di mana zat-zat yang terdapat dalam persamaan reaksi dinyatakan dalam satuan mol dan koefisien-koefisien persamaan reaksi bulat sederhana.
                Contoh: 2Al + 3H2SO4 à Al2(SO4)3 + 3H2 ; ∆H = -1468 kJ
5. Entalpi Netralisasi:
—  ∆H  yang dihasilkan (selalu eksoterm) pada reaksi penetralan asam atau basa.
                Contoh:
                NaOH(aq) + HCl(aq) à NaCl(aq) + H2O(l)  ; ∆H = -890.4 kJ/mol
6. Hukum Lavoisier-Laplace
—  “Jumlah kalor yang dilepaskan pada pembentukan 1 mol zat dari unsur-unsurnya sama dengan jumlah kalor yang diperlukan untuk menguraikan zat tersebut menjadi unsur-unsur pembentuknya.“  Artinya : Apabila reaksi dibalik maka tanda kalor yang terbentuk  juga dibalik dari positif menjadi negatif atau sebaliknya.
                Contoh:
—  N2(g) + 3H2 à 2NH3    ∆H = – 112 kJ
—  2NH3(g)  à N2(g) + 3H2(g) ;     ∆H = + 112 kJ
HUKUM HESS
—  Menghitung ∆H reaksi menggunakan Hukum Hess.
“Jika suatu reaksi berlangsung dalam dua tahap reaksi atau lebih, maka perubahan enthalpi 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”

1. Hukum Hess mengenai jumlah panas

2. Contoh Soal :

Diketahui diagram siklus sebagai berikut :

Maka reaksinya bisa digambarkan sebagai berikut :
2S(s) + 2O2(g)  à  2SO2(g) ; ∆H1
                2SO2(g) + O2(g)  à 2SO3(g) ; ∆H2
                2S(s) + 3O2(g)  à 2SO3(g) ; ∆H3
                Jadi ∆H3  = ∆H1  + ∆H2
SIKLUS HESS

—  Karena entalpi adalah fungsi keadaan, maka besaran ∆H dari reaksi kimia tak tergantung dari lintasan yang dijalani pereaksi untuk membentuk hasil reaksi.
—  Untuk melihat pentingnya pelajaran mengenai panas dari reaksi ini, kita lihat perubahan yang sudah dikenal yaitu penguapan dari air pada titik didihnya.
—  Khususnya, kita perhatikan perubahan 1 mol cairan air, H2O(l) menjadi 1 mol air berupa gas, H2O(g) pada 1000C dan tekanan 1 atm.
Contoh :
Diketahui reaksi :
C(s) + O2(g)  à  CO2(g)          ∆H  = – 94 kJ (reaksi 1)
2H2(g) + O2(g) à  2H2O(g)    ∆H = – 136 kJ (Reaksi 2)
3C(s)  +  4H2(g) à  C3H8 (g)  ∆H  = – 24 kJ  (reaksi 3)
Tentukan ∆H pada reaksi  :
C3H8(g)  +  5O2 (g) à 3CO2(g)  + 4H2O(g)
Jawab :
—  Menyesuaikan masing-masing reaksi (1),(2), dan (3) dengan pertanyaan.
—  Lihatlah C3H8(g)  +  5O2 (g) à 3CO2(g) + 4H2O(g)
—  Reaksi (1) dikalikan 3 (agar CO2 menjadi 3CO2)
—  Reaksi (2) dikalikan 2 (agar  2H2O menjadi 4H2O)
—  Reaksi (3) dibalik, maka tanda H menjadi + (agar C3H8 menjadi disebelah kiri )
—  Jadi ;
3C(s) + 3O2 à 3CO2(g)     ∆H  = – 282 kJ
4H2(g) + 2O2 –> 4H2O(g) ∆H  = – 272 kJ
C3H8(g)  à 3C(s) + 4H2(g) ∆H  =    24 kJ       +
C3H8(g)+5O2(g)à3CO2(g)+4H2O(g) ∆H= – 530 kJ

1. Berdasarkan Tabel entalpi Pembentukan

Kalor suatu reaksi juga dapat ditentukan dari data entalpi pembentukan (∆H_f^◦) zat-zat pereaksi dan zat-zat hasil reaksi.
∆H _reaksi  = ∑ ∆H_f^◦_produk  - ∑ ∆H_f^◦_reaktan
Misalnya :
mAB + nCD à pAD + qCB   ∆H = ?
 ∆H _reaksi   = (p. ∆H_f^◦ AD + q ∆H_f^◦  CB)- (m ∆H_f^◦ AB + n . ∆H_f^◦ CD)

1. Energi Ikatan

Reaksi kimia merupakan proses pemutusan dan pembentukan ikatan, proses ini selalu disertai perubahan energi.
Energi yang dibutuhkan untuk memutuskan 1 mol ikatan kimia dalam suatu molekul gas menjadi atom-atomnya dalam fase gas disebut  energi ikatan  atau energi disosiasi (D).
Untuk molekul kompleks, energi yang dibutuhkan untuk memecah molekul itu sehingga membentuk atom-atom bebas disebut energi atomisasi.

1. Kalor Pembakaran Bahan Bakar

Reaksi kimia yang digunakan untuk menghasilkan energi adalah Reaksi Pembakaran, yaitu reaksi yang cepat antara bahan bakar dengan oksigen disertai terjadinya api.
Jenis bahan bakar : bahan bakar fosil (gas alam), minyak bumi, batu bara.