Buka menu utama
Josiah Willard Gibbs - pendiri termodinamika kimia

Termokimia ialah cabang kimia yang berhubungan dengan hubungan timbal balik panas dengan reaksi kimia atau dengan perubahan keadaan fisika. Secara umum, termokimia ialah penerapan termodinamika untuk kimia. Termokimia ialah sinonim dari termodinamika kimia.

Selayang pandangSunting

Tujuan utama termokimia ialah pembentukan kriteria untuk ketentuan penentuan kemungkinan terjadi atau spontanitas dari transformasi yang diperlukan.[1] Dengan cara ini, termokimia digunakan memperkirakan perubahan energi yang terjadi dalam proses-proses berikut:

  1. reaksi kimia
  2. perubahan fase
  3. pembentukan larutan

Sebagian besar ciri-ciri dalam termokimia berkembang dari penerapan hukum I termodinamika, hukum 'kekekalan' energi, untuk fungsi keadaan berikut ini.

Sistem, lingkungan, kalor reaksi, dan entalpiSunting

Sistem adalah segala sesuatu yang menjadi pusat perhatian kita.[2]

Lingkungan adalah segala sesuatu yang membatasi system[2].

Entalpi(H) adalah energi kimia yang terkandung di dalam suatu sistem. Entalpi suatu sitem tidak dapat diukur, yang dapat diukur adalah perubahan entalpi(ΔH) yang menyertai perubahan sistem tersebut[3].

Energi adalah kemampuan untuk melakukan kerja.[4]

Kalor reaksi adalah kalor yang menyertai suatu reaksi kimia.[2]

Reaksi eksoterm adalah reaksi yang melepaskan kalor (terjadi perpindahan kalor dari sistem kelingkungan)[4].

Reaksi endoterm adalah reaksi yang menyerap kalor(terjadi perpindahan kalor dari lingkungan ke sistem).[4]

Perubahan entalpi standar (ΔHf)Sunting

a. Perubahan entalpi pembentukan standar(ΔHf0)

Entalpi pembentukan standar adalah kalor yang diserap atau dilepas pada pembentukan satu mol zat dari unsur-unsurnya diukur pada suhu 250C dan tekanan 1 atmosfer.[2]

b. Entalpi peruraian standar(ΔHd0) Entalpi peruraian standar adalah kalor yang diserap atau dilepas pada peruraian satu mol zat menjadi unsur-unsurnya.[2]

c. Entalpi pembakaran(ΔHc0) Entalpi pembakaran standard adalah kalor yang dilepas pada pembakaran 1 mol zat(reaksi dengan oksigen) diukur pada suhu 250C dan tekanan 1 atmosfer.[2]

d. Entalpi netralisasi(ΔHn0) Entalpi netralisasi adalah kalor yang dilepas pada pembentukan 1 mol air dan reaksi asam-basa pada suhu 250C dan tekanan 1 atmosfer.[2]

e. Entalpi pelarutan(ΔHsoln0)

Entalpi pelarutan adalah kalor yang dilepas atau diserap pada pelarutan satu mol zat.[2]

NaCl(s) ---> Na+(aq) + Cl-(aq) ΔHsoln = 4kJmol-1

Perubahan entalpi suatu reaksi dapat dihitung melalui beberapa cara, yaitu:

Perhitungan perubahan entalpi reaksiSunting

a. Menggunakan hukum Hess

Menurut Hukum Hess: perubahan kalor pada suatu reaksi tidak bergantung pada jalannya reaksi, tapi bergantung pada keadaan awal dan akhir suatu reaksi.[2]

Hukum Hess dapat diaplikasikan dalam 4 cara:

(i) Menggunakan diagram siklus

(ii) Menggunakan diagram tingkat energi

(iii) Menggunakan data entalpi pembentukan standar(ΔHf0)

(iv) Menggunakan data reaksi

b. Menggunakan data energi ikatan Energi ikatan (D) adalah besarnya energi yang dibutuhkan untuk memutuskan 1 mol ikatan dari suatu molekul dalam wujud gas dengan satuan kJ mol-1


Lihat pulaSunting

ReferensiSunting

  1. ^ Klotz, I. (1950). Chemical Thermodynamics (textbook). New York: Prentice-Hall, Inc.
  2. ^ a b c d e f g h i Bakri, Mustafal. 2012. Seri Pendalaman Materi. Jakarta:ESIS.
  3. ^ http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia-kesehatan/kecepatan-reaksi-dan-energi/termokimia/
  4. ^ a b c Sutresna, Nana. 2007. Cerdas Belajar Kimia. Bandung: Grafindo.

Pranala luarSunting