[vc_row type=”in_container” full_screen_row_position=”middle” column_margin=”default” scene_position=”center” text_color=”dark” text_align=”left” overlay_strength=”0.3″ shape_divider_position=”bottom” bg_image_animation=”none”][vc_column column_padding=”no-extra-padding” column_padding_position=”all” background_color_opacity=”1″ background_hover_color_opacity=”1″ column_link_target=”_self” column_shadow=”none” column_border_radius=”none” width=”1/1″ tablet_width_inherit=”default” tablet_text_alignment=”default” phone_text_alignment=”default” overlay_strength=”0.3″ column_border_width=”none” column_border_style=”solid” bg_image_animation=”none” offset=”vc_hidden-lg vc_hidden-md vc_hidden-sm vc_hidden-xs”][vc_column_text]

Belajar Online Kimia Termokimia Bersama Bimbel Educate

Belajar Online Kimia Termokimia ialah cabang kimia yang berhubungan dengan hubungan timbal balik panas dengan reaksi kimia[/vc_column_text][/vc_column][/vc_row][vc_row type=”in_container” full_screen_row_position=”middle” column_margin=”default” scene_position=”center” text_color=”dark” text_align=”left” overlay_strength=”0.3″ shape_divider_position=”bottom” bg_image_animation=”none”][vc_column column_padding=”no-extra-padding” column_padding_position=”all” background_color_opacity=”1″ background_hover_color_opacity=”1″ column_link_target=”_self” column_shadow=”none” column_border_radius=”none” width=”1/1″ tablet_width_inherit=”default” tablet_text_alignment=”default” phone_text_alignment=”default” overlay_strength=”0.3″ column_border_width=”none” column_border_style=”solid” bg_image_animation=”none”][vc_column_text]

Penjelasan Termokimia

Penjelasan Termokimia adalah cabang ilmu kimia yang memperhatikan aspek suhu dalam reaksi. Dalam konsep penjelasan termokimia dalam reaksi, terdapat istilah sistem dan lingkungan. Tujuan utama penjelasan termokimia ialah pembentukan kriteria untuk ketentuan penentuan kemungkinan terjadi atau spontanitas dari transformasi yang diperlukan. Dengan cara ini, penjelasan termokimia digunakan memperkirakan perubahan energi yang terjadi dalam proses-proses reaksi kimia, perubahan fase, pembentukan larutan.

Sistem adalah segala bentuk proses yang menjadi pusat perhatian pengamat.
Contoh: keadaan zat, reaksi, perubahan zat.

Sistem terdiri dari:

1. Sistem terbuka, yaitu sistem dapat mengalami pertukaran energi dan materi dengan lingkungan.
2. Sistem tertutup, yaitu sistem dapat mengalami pertukaran energi dengan lingkungan, tidak dengan pertukaran materi.
3. Sistem terisolasi, yaitu sistem tidak dapat mengalami pertukaran energi dan materi dengan lingkungan.

Lingkungan adalah segala sesuatu yang berada di luar sistem, dan membantu kerja sistem.
Contoh: alat-alat, wadah, tabung reaksi, udara.

Reaksi Eksoterm dan Endoterm

Dalam konsep Penjelasan termokimia, reaksi terbagi menjadi dua, yaitu reaksi eksoterm dan reaksi endoterm.

1. Reaksi eksoterm, yaitu reaksi yang sistemnya membebaskan/melepas energi, sehingga lingkungan menjadi naik temperaturnya.
   Contoh: reaksi diatas suhu kamar (pembakaran), pelarutan NaOH, reaksi Mg dengan HCl.
2. Reaksi endoterm, yaitu reaksi yang sistemnya menyerap/menerima energi, sehingga lingkungan menjadi turun temperaturnya.
   Contoh: reaksi Ba(OH)2 dengan NH4Cl, pemanasan CuCO3.
   Dalam kedua reaksi, terjadi perubahan tingkat energi yang disebut perubahan entalpi reaksi (ΔH), dapat dihitung:
   ΔH = H2 – H1
   ΔH = perubahan entalpi reaksi (J)
   ΔH1 = entalpi reaktan (J)
   ΔH2 = entalpi produk (J)

• Bila H produk > H reaktan, maka ΔH bertanda positif, berarti terjadi penyerapan kalor dari lingkungan ke sistem (reaksi endoterm).
• Bila H reaktan > H produk, maka ΔH bertanda negatif, berarti terjadi pelepasan kalor dari sistem ke lingkungan (reaksi eksoterm).

Pada tekanan tetap, perubahan entalpi (ΔH) sama dengan kalor (q) yang diserap atau dilepas.

Kalor adalah energi yang menyebabkan suatu benda mengalami kenaikan suhu dan memiliki satuan Joule (J).

Perbedaan reaksi eksoterm dan endoterm:

Diagram tingkat energi menunjukkan nilai perubahan entalpi reaksi.

1. Diagram tingkat energi reaksi eksoterm
   
2. Diagram tingkat energi reaksi endoterm
   

Persamaan Termokimia

• Perubahan entalpi reaksi adalah jumlah energi yang dibutuhkan untuk membentuk atau mengurai suatu zat dalam reaksi.
• Persamaan reaksi termokimia adalah persamaan reaksi yang dilengkapi dengan jumlah energi (perubahan entalpi) yang digunakan dalam reaksi.
  Contoh:
  1 mol air dibentuk dari hidrogen dan oksigen dengan membebaskan energi sebesar 286 kJ.
  H2 (g) + 1⁄2O2 (g) → H2O (l) ΔH = -286 kJ

Entalpi Standar

Entalpi standar (molar) adalah perubahan entalpi yang terjadi pada suhu 25°C (atau 298 K), tekanan 1 atm, pada 1 mol suatu zat, dilambangkan dengan ΔH°.

Entalpi standar secara umum terdiri dari:

1. Entalpi pembentukan standar (formation)
2. Entalpi penguraian standar (disosiation)
3. Entalpi pembakaran standar (combustion)

Entalpi pembentukan standar (ΔH°f) adalah energi yang diterima atau dilepas untuk membentuk 1 mol zat dari unsur-unsur pembentuknya.

Nilai entalpi pembentukan standar ditentukan menggunakan data entalpi pembentukan standar.
Nilai-nilai entalpi pembentukan standar:

1. Bernilai positif, jika menerima energi.
2. Bernilai negatif, jika melepas energi.
3. Bernilai nol, jika unsur tersebut sudah terdapat di alam secara alami.

Bentuk unsur-unsur yang sudah terdapat alami di alam, dan nilai ΔH°f nya nol:

Contoh:
Pada pembentukan (NH4)2Cr2O7 dalam keadaan standar, dibebaskan energi sebesar 2780,08 kJ/mol, tentukan persamaan reaksi pembentukan termokimia.

Jawab:
N2 (g) + 4H2 (g) + 2Cr (s) + 7⁄2O2 (g) → (NH4)2Cr2O7(aq) ΔH°f = -2780,08 kJ

Entalpi penguraian standar (ΔH°d) adalah energi yang diterima atau dilepas untuk meng-urai 1 mol zat menjadi unsur pembentuknya.

Nilai entalpi penguraian standar berlawanan dengan nilai entalpi pembentukan standar.

Pada reaksi penguraian, reaktan berpindah ke kanan dan produk berpindah ke kiri.
Contoh:
Diketahui entalpi pembentukan standar natrium klorida adalah -410,9 kJ, buatlah persamaan reaksi penguraian termokimianya.
NaCl (s) → Na (s) + 1⁄2Cl2 (g) ΔH°d = +410,9 kJ

Entalpi pembakaran standar (ΔH°c) adalah jumlah energi yang dilepaskan untuk membakar 1 mol zat. Dalam kimia, pembakaran berarti bereaksi dengan O2.

Nilai entalpi pembakaran standar ditentukan menggunakan data entalpi pembakaran standar.

Ciri utama dari reaksi pembakaran adalah:

1. Merupakan reaksi eksoterm.
2. Melibatkan oksigen (O2) dalam reaksinya.
3. Senyawa hidrokarbon terbakar menjadi CO2 dan H2O, nitrogen terbakar menjadi NO2, belerang terbakar menjadi SO2.

Contoh:
Tentukan persamaan termokimia reaksi pembakaran C3H6 jika nilai ΔH°c = -2377 kJ
C3H6 (s) + 9⁄2O2(g) → 3CO2 (g) + 3H2O (l) ΔH° = -2377 kJ

[/vc_column_text][/vc_column][/vc_row][vc_row type=”full_width_background” full_screen_row_position=”middle” column_margin=”default” scene_position=”center” text_color=”dark” text_align=”left” overlay_strength=”0.3″ shape_divider_position=”bottom” bg_image_animation=”none” shape_type=””][vc_column column_padding=”no-extra-padding” column_padding_position=”all” background_color_opacity=”1″ background_hover_color_opacity=”1″ column_link_target=”_self” column_shadow=”none” column_border_radius=”none” width=”1/6″ tablet_width_inherit=”default” tablet_text_alignment=”default” phone_text_alignment=”default” overlay_strength=”0.3″ column_border_width=”none” column_border_style=”solid” bg_image_animation=”none”][/vc_column][vc_column column_padding=”no-extra-padding” column_padding_position=”all” background_color_opacity=”1″ background_hover_color_opacity=”1″ column_link_target=”_self” column_shadow=”none” column_border_radius=”none” width=”2/3″ tablet_width_inherit=”default” tablet_text_alignment=”default” phone_text_alignment=”default” overlay_strength=”0.3″ column_border_width=”none” column_border_style=”solid” bg_image_animation=”none”][carousel script=”owl_carousel” desktop_cols=”1″ desktop_small_cols=”1″ tablet_cols=”1″ mobile_cols=”1″ column_padding=”0″ loop=”true” autorotate=”true” autorotation_speed=”7500″][item id=”1602216879513-5″ tab_id=”1602216879516-7″ title=”Item”][image_with_animation image_url=”10076″ alignment=”” animation=”Fade In” img_link_target=”_blank” hover_animation=”none” border_radius=”none” box_shadow=”none” image_loading=”default” max_width=”100%” max_width_mobile=”default” img_link=”https://eduline-privat.com/”][/item][item id=”1602216879759-7″ tab_id=”1602216879762-9″ title=”Item”][image_with_animation image_url=”10075″ alignment=”” animation=”Fade In” img_link_target=”_blank” hover_animation=”none” border_radius=”none” box_shadow=”none” image_loading=”default” max_width=”100%” max_width_mobile=”default” img_link=”https://eduline-privat.com/bimbel-camp-kedokteran/”][/item][item id=”1602216879953-10″ tab_id=”1602216879955-2″ title=”Item”][image_with_animation image_url=”10074″ alignment=”” animation=”Fade In” img_link_target=”_blank” hover_animation=”none” border_radius=”none” box_shadow=”none” image_loading=”default” max_width=”100%” max_width_mobile=”default” img_link=”https://eduline-privat.com/camp-sbmptn/”][/item][/carousel][/vc_column][vc_column column_padding=”no-extra-padding” column_padding_position=”all” background_color_opacity=”1″ background_hover_color_opacity=”1″ column_link_target=”_self” column_shadow=”none” column_border_radius=”none” width=”1/6″ tablet_width_inherit=”default” tablet_text_alignment=”default” phone_text_alignment=”default” overlay_strength=”0.3″ column_border_width=”none” column_border_style=”solid” bg_image_animation=”none”][/vc_column][/vc_row][vc_row type=”full_width_content” full_screen_row_position=”middle” column_margin=”default” scene_position=”center” text_color=”dark” text_align=”left” overlay_strength=”0.3″ shape_divider_position=”bottom” bg_image_animation=”none” shape_type=””][vc_column column_padding=”padding-2-percent” column_padding_position=”all” background_color_opacity=”1″ background_hover_color_opacity=”1″ column_link_target=”_self” column_shadow=”small_depth” column_border_radius=”none” width=”1/1″ tablet_width_inherit=”default” tablet_text_alignment=”default” phone_text_alignment=”default” overlay_strength=”0.3″ column_border_width=”none” column_border_style=”solid” bg_image_animation=”none”][vc_column_text]

Penentuan Entalpi Reaksi
Entalpi reaksi ditentukan dengan:

1. Menggunakan kalorimetri.
2. Menggunakan hukum Hess (penjumlahan).
3. Menggunakan data entalpi pembentukan.
4. Menggunakan data energi ikatan.

Kalorimetri adalah cara penentuan energi kalor reaksi dengan kalorimeter.
Kalorimeter adalah sistem terisolasi, sehingga semua energi yang dibutuhkan atau dibebaskan tetap berada dalam kalorimeter. Dengan mengukur perubahan suhu, kita dapat menentukan jumlah energi kalor reaksi dan entalpi reaksi:

Qreaksi = energi kalor reaksi (J)
m = massa zat (Kg)
c = kalor jenis zat (J/Kg K)
ΔT = perubahan suhu (K)

Menurut hukum Hess, suatu reaksi dapat terjadi melalui beberapa tahap reaksi, dan bagaimanapun tahap atau jalan yang ditempuh tidak akan mempengaruhi entalpi reaksi.

Perubahan entalpi reaksi menurut hukum Hess:

1. Hanya tergantung pada keadaan awal dan akhir sistem, bukan tahap yang ditempuh.
2. Merupakan penjumlahan entalpi reaksi dari setiap tahap.

Contoh:
Tentukan perubahan entalpi penguapan air dari wujud padat jika diketahui reaksi-reaksi berikut:
H2 (g) + 1⁄2O2 (g) → H2O (g) ΔH = -241,8 kJ
H2O (l) → H2O (s) ΔH = -6,01 kJ
H2(g) + 1⁄2O2 (g) → H2O (l) ΔH = -285,8 kJ

Jawab:
Reaksi yang diinginkan: H2O (s) → H2O (g)
Berarti, seluruh H2O (s) diletakkan di sebelah kiri (reaktan), dan H2O(g) diletakkan di sebelah kanan (produk), sehingga ketiga reaksi diatas menjadi:
H2 (g)+ 1⁄2O2 (g) → H2O (g) ΔH =-241,8 kJ
H2O (s) → H2O (l) ΔH = 6,01 kJ
H2O (l) → H2 (g) + 1⁄2O2 (g) ΔH = 285,8 kJ
H2O (s) → H2O (g) ΔH = 50,01 kJ

Dari konsep hukum Hess, energi kalor suatu reaksi berarti juga dapat ditentukan dari data entalpi pembentukan reaktan dan produknya. Berarti dalam reaksi, zat reaktan terurai terlebih dahulu menjadi bentuk dasar, lalu bereaksi kembali membentuk zat produk.

Bentuk reaksi umum:
Contoh:
Tentukan entalpi reaksi berikut,
BaCl2 (aq) + H2SO4 (aq) → BaSO4 (s) + 2HCl (aq)
jika diketahui entalpi pembentukan standar dari BaCl2, BaSO4, H2SO4 dan HCl berturut-turut adalah –
858,6 kJ/mol, -1473,3 kJ/mol, -909,27 kJ/mol, -167,1 kJ/mol.

Jawab:
Reaksi dapat diubah menjadi:
Ba (s) + Cl2 (g) + H2 (g) + S (s) + 2O2 (g) → BaSO4 (s) + 2HCl (aq)
Masukkan ke dalam rumus:
ΔH = (ΔH°f produk) – (ΔH°f reaktan)
= (ΔH°f BaSO4 + 2ΔH°f HCl) – (ΔH°f BaCl2 + ΔH°f H2SO4)
= (-1473,3 – (2 x 167,1)) – (-858,6 – 909,27)
ΔH = -39,63 kJ/mol

Energi ikatan rata adalah energi rata-rata yang dibutuhkan untuk memutuskan 1 ikatan kovalen tertentu. Setiap ikatan membutuhkan energi yang berbeda agar dapat terputus. Reaksi berlangsung dalam dua tahap, yaitu pemutusan ikatan reaktan dan pembentukan ikatan produk.

Bentuk reaksi umum:
ΔH = ΣE reaktan – ΣE produk

Contoh:

Tentukan perubahan entalpi reaksi dari pembakaran CH2 dibawah ini.
CH2 (g) + 3⁄2O2 (g) → CO2 (g) + H2O (g) ΔH = ?
H – C – H + 3⁄2 O = O → O = C = O + H – O – H

E reaktan : (2 x 413) + (3⁄2 x 146) = 1045 kJ
E produk : (2 x 431) + (2 x 463) = 1788 kJ
ΔH = 1045 – 1788 = -743 kJ

Baca Juga : Penjelasan Sistem Periodik Unsur

Panggil Guru Sekarang
[/vc_column_text][gravityform id=”110″ title=”false” description=”false” ajax=”false”][/vc_column][/vc_row][vc_row type=”in_container” full_screen_row_position=”middle” column_margin=”default” scene_position=”center” text_color=”dark” text_align=”left” overlay_strength=”0.3″ shape_divider_position=”bottom” bg_image_animation=”none”][vc_column column_padding=”no-extra-padding” column_padding_position=”all” background_color_opacity=”1″ background_hover_color_opacity=”1″ column_link_target=”_self” column_shadow=”none” column_border_radius=”none” width=”1/1″ tablet_width_inherit=”default” tablet_text_alignment=”default” phone_text_alignment=”default” overlay_strength=”0.3″ column_border_width=”none” column_border_style=”solid” bg_image_animation=”none”][vc_column_text][/vc_column_text][/vc_column][/vc_row]