Termokimia

Termokimia adalah kajian tentang perubahan haba dalam tindak balas kimia. Bahan kimia mempunyai ikatan-ikatan di antara atom-atom atau molekul-molekul, bahan kimia ini memerlukan tenaga untuk bercantum dan berpecah antara satu sama lain. Perubahan haba akan wujud apabila suhu bahan kimia berubah setelah bertindak-balas.

Hukum termokimia bergantung kepada dua penyataan:

1. Hukum Lavoisier dan Laplace (1780)2. Hukum Hess (1840)

1. Tindak balas kimiao Tindak balas Eksotermiko Tindak balas Endotermik

2. Konsep perubahan tenaga haba3. Haba tindak balas

o Haba pemendakano Haba penyesarano Haba peneutralano Haba pembakaran

Tindak balas kimia

Terdapat 2 jenis tindak balas kimia iaitu:

1. Tindak balas Eksotermik2. Tindak balas Endotermik

Tindak balas Eksotermik

Ekso bermaksud luar manakala termik bermaksud haba. Eksotermik bermaksud haba yang disalurkan/dibebaskan keluar ke persekitaran dalam sistem. Oleh itu suhu di persekitaran akan meningkat.

Tindak balas Eksotermik berlaku apabila bahan kimia yang berlainan dicampur atau direaksikan untuk bertindak balas maka ini akan mengeluarkan / membebaskan haba ke persekitaran seterusnya menjadikan suhu persekitaran lebih tinggi daripada haba purata bahan-bahan kimia yang ditindak-balaskan.

Perubahan tenaga tindak balas Eksotermik ialah dari tenaga kimia kepada tenaga haba.

Di antara contoh-contoh tindak balas Eksotermik ialah:

Tindak balas pembakaran - Bahan bakar (bahan kimia yang mudah atau boleh terbakar) bertindak balas dengan gas oksigen

Tindak balas peneutralan - Tindak balas antara bahan kimia yang bersifat asid dan alkali Tindak balas pepejal dengan air - Tindak balas ini berlaku terutama antara unsur

kumpulan I dalam jadual berkala dengan air kerana lebih reaktif Tindak balas logam reaktif dengan air - Tindak balas redoks, terdapat tindak balas

penurun dan tindak balas pengoksidaan

Rajah aras tenaga Eksotermik

Perubahan tenaga tindak balas Eksotermik akan menunjukkan nilai negatif, iaitu

Perubahan Tenaga = Tenaga Hasil Tindak Balas - Tenaga Bahan Tindak Balas ΔH = Hh - Hb

Tindak balas Endotermik

Endo bermaksud dalam manakala termik bermaksud haba. Endotermik bermaksud haba yang diserap masuk ke dalam dalam bahan hasil tindak balas. Oleh itu suhu bahan tindak balas akan meningkat.

Tindak balas Endotermik berlaku apabila bahan kimia yang berlainan dicampur atau direaksikan untuk bertindak balas maka ini akan menyerap haba daripada persekitaran seterusnya suhu di pesekitaran akan menjadi lebih rendah daripada haba purata bahan-bahan kimia yang ditindak-balaskan.

Perubahan tenaga tindak balas Endotermik ialah dari tenaga haba kepada tenaga kimia.

Di antara contoh-contoh tindak balas Endotermik ialah:

Tindak balas Penguraian garam karbonat secara terma - Garam karbonat akan diuraikan menjadi oksida logam dan gas karbon dioksida.

Tindak balas pembakaran pada penunu bunsen - Apabila api dihidupkan pada radas penunu bunsen, pemukaan penunu bunsen akan terasa sejuk dan terdapat titisan stim/wap air .

Rajah aras tenaga Endotermik

Perubahan tenaga tindak balas Endotermik akan menunjukan nilai positif, iaitu

Perubahan Tenaga = Tenaga Hasil Tindak Balas - Tenaga Bahan Tindak Balas ΔH = Hh - Hb

Konsep perubahan tenaga haba[sunting]

Konsep perubahan tenaga haba ini disebabkan oleh pemecahan/pemutusan ikatan lama dan pembentukan/pembinaan ikatan baru.

Pembentukan/Pembinaan ikatan lama Tindak balas ini merupakan tindak balas Eksotermik. Contoh tindak balas kimia:

H+ + Cl- --> HCl ΔH= -430 KJ mol-1

Pemecahan/Pemutusan ikatan lama Tindak balas ini merupakan tindak balas Endotermik. Contoh tindak balas kimia:

HCl --> H+ + Cl- ΔH= +430 KJ mol-1

Haba tindak balas

Kuantiti haba tindak balas ialah haba yang dihasilkan hasil daripada tindak balas kimia. Tindak balas ini menglibatkan menyerap dan pembebasan haba.

Kuantiti haba ini boleh ditentukan pada keadaan piawai iaitu:

Suhu bilik 25oC atau 298 K 1 tekanan atmosfera iaitu 101.3/101 kPa

1.0 mol dm-3kepekatan larutan Berada dalam keadaan fizik - suhu dan tekanan piawai

Contoh persamaan termokimia HCl --> H+ + Cl- ΔH= +430 KJ mol-1 ΔH merupakan perubahan haba

Kuantiti haba tindak balas (Q) akan dipengaruhi oleh:

Jisim haba (m) Haba pendam tentu bahan (c) - biasanya air Perubahan suhu (θ)

Terdapat 4 jenis haba tindak balas iaitu:

1. Haba Pemendakan2. Haba Peneutralan3. Haba Penyesaran4. Haba Pembakaran

Haba pemendakan

Haba pemendakan ialah perubahan haba yang berlaku apabila 1 mol mendakan terbentuk hasil tindak balas ion-ion yang bertindak balas.

Haba penyesaran

Haba penyesaran ialah perubahan haba yang berlaku apabila 1 mol logam disesarkan daripada larutan garamnya oleh logam yang lebih elektropositif. Hanya logam elektropositif dapat menyesarkan ion logam yang kurang elektropositif.

Haba peneutralan

Haba peneutralan ialah perubahan haba yang berlaku apabila 1 mol ion H+ daripada asid untuk meneutral 1 mol ion OH- daripada alkali bagi menghasilkan air.

Haba pembakaran

Haba pembakaran ialah perubahan haba yang berlaku apabila 1 mol bahan bakar dibakar dengan lengkap dalam keadaan gas oksigen berlebihan.

Contoh-contoh bahan api/bakar ialah:

Alkohol Gas asli Gas metana Petroleum

Konsep Dasar

Termokimia adalah ilmu yang mempelajari hubungan antara energi panas dan energi

kimia. Sedangkan energi kimia didefinisikan sebagai energi yang dikandung setiap unsur atau

senyawa. Energi kimia yang terkandung dalam suatu zat adalah semacam energi potensial zat

tersebut. Energi potensial kimia yang terkandung dalam suatu zat disebut panas dalam atau

entalpi dan dinyatakan dengan simbol H. Selisih antara entalpi reaktan dan entalpi hasil pada

suatu reaksi disebut perubahan entalpi reaksi. Perubahan entalpi reaksi diberi simbol ΔH.

Bagian dari ilmu kimia yang mempelajari perubahan kalor atau panas suatu zat yang

menyertai suatu reaksi atau proses kimia dan fisika disebut termokimia. Secara operasi termo

kimia berkaitan dengan pengukuran dan pernafsiran perubahan kalor yang menyertai reaksi

kimia, perubahan keadaan, dan pembentukan larutan.

Fokus bahasan dalam termokimia adalah tentang jumlah kalor yang dapat dihasilkan oleh

sejumlah tertentu pereaksi serta cara pengukuran kalor reaksi. Termokimia merupakan penerapan

hukum pertama termo dinamik terhadap peristiwa kimia yang membahas tentang kalor yang

menyertai reaksi kimia.

Termodinamik

Termodinamika kimia dapat didefenisikan sebagai cabang kimia yang menangani

hubungan kalor, kerja dan bentuk lain energi, dengan kesetimbangan dalam reaksi kimia dan

dalam perubahan keadaan.Termokimia erat kaitannya dengan termodinamika, karena termokimia

menangani pengukuran dan penafsiran perubahan kalor yang menyertai reaksi kimia, perubahan

keadaan dan pembentukan larutan.Termodinamika merupakan ilmu tentang energi, yang secara

spesifik membahas tentang hubungan antara energi panas dengan kerja.

Penerapan hukum termodinamika pertama dalam bidang kimia merupakan bahan kajian

dari termokimia.”Energi tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan, tetapi dapat diubah dari satu

bentuk ke bentuk yang lain, atau energi alam semesta adalah konstan.” hukum termodinamika 1

Perubahan kalor pada tekanan konstan:

∆H = ∆E + P∆V

W= P∆V

∆E = energi dalam

Hukum pertama termodinamika dapat dirumuskan sbg

∆U = Q – W

∆U = perubahan tenaga dalam sistem

Q = panas yang masuk / keluar dari sistem

W = Usaha yang dilakukan thp sistem

termometer.

Entalpi

Entalpi (H) adalah jumlah total dari semua bentuk energi. Entalpi (H) suatu zat

ditentukan oleh jumlah energi dan semua bentuk energi yang dimiliki zat yang jumlahnya tidak

dapat diukur dan akan tetap konstan selama tidak ada energi yang masuk atau keluar dari zat. .

Misalnya entalpi untuk air dapat ditulis H H20 (l) dan untuk es ditulis H H20 (s).

Untuk menyatakan kalor reaksi pada tekanan tetap (qp) digunakan besaran yang disebut Entalpi (

H ).

Untuk reaksi kimia :

∆H = Hp – Hr

Hp= entalpi produk

Hr = entalpi reaktan

Reaksi pada tekanan tetap :qp = ∆H ( perubahan entalpi )

Reaksi pada volume tetap :qv = ∆E ( perubahan energi dalam )

Perubahan kalor atau entalpi yang terjadi selama proses penerimaan atau pelepasan kalor

dinyatakan dengan ” perubahan entalpi (ΔH) ” . Harga entalpi zat sebenarnya tidak dapat

ditentukan atau diukur. Tetapi ΔH dapat ditentukan dengan cara mengukur jumlah kalor yang

diserap sistem. Misalnya pada perubahan es menjadi air, yaitu 89 kalori/gram.Pada perubahan es

menjadi air, ΔH adalah positif, karena entalpi hasil perubahan, entalpi air lebih besar dari pada

entalpi es.Pada perubahan kimia selalu terjadi perubahan entalpi. Besarnya perubahan entalpi

adalah sama besar dengan selisih antara entalpi hasil reaksi dan jumlah entalpi pereaksi.

Setiap sistem atau zat mempunyai energi yang tersimpan didalamnya.Energi potensial

berkaitan dengan wujud zat, volume, dan tekanan.Energi kinetik ditimbulkan karena atom –

atom dan molekul-molekul dalam zat bergerak secara acak. Jumlah total dari semua bentuk

energi itu disebut entalpi (H) . Entalpi akan tetap konstan selama tidak ada energi yang masuk

atau keluar dari zat. . Misalnya entalpi untuk air dapat ditulis H H20 (l) dan untuk es ditulis H

H20 (s).

Entalpi (H) suatu zat ditentukan oleh jumlah energi dan semua bentuk energi yang

dimiliki zat yang jumlahnya tidak dapat diukur. Perubahan kalor atau entalpi yang terjadi selama

proses penerimaan atau pelepasan kalor dinyatakan dengan ” perubahan entalpi (ΔH) ” .

Misalnya pada perubahan es menjadi air, maka dapat ditulis sebagai berikut:

Δ H = H H20 (l) - H H20 (s)

Harga entalpi zat sebenarnya tidak dapat ditentukan atau diukur. Tetapi ΔH dapat

ditentukan dengan cara mengukur jumlah kalor yang diserap sistem. Misalnya pada perubahan es

menjadi air, yaitu 89 kalori/gram.Pada perubahan es menjadi air, ΔH adalah positif, karena

entalpi hasil perubahan, entalpi air lebih besar dari pada entalpi es.

Termokimia merupakan bagian dari ilmu kimia yang mempelajari perubahan entalpi yang

menyertai suatu reaksi.Pada perubahan kimia selalu terjadi perubahan entalpi. Besarnya

perubahan entalpi adalah sama besar dengan selisih antara entalpi hasil reaksi dam jumlah

entalpi pereaksi.

Pada reaksi endoterm, entalpi sesudah reaksi menjadi lebih besar, sehingga ΔH

positif.Sedangkan pada reaksi eksoterm, entalpi sesudah reaksi menjadi lebih kecil, sehingga ΔH

negatif.Perubahan entalpi pada suatu reaksi disebut kalor reaksi. Kalor reaksi untuk reaksi-reaksi

yang khas disebut dengan nama yang khas pula, misalnya kalor pembentukan, kalor penguraian,

kalor pembakaran, kalor pelarutan dan sebagainya.

1.Entalpi Pembentukan (ΔH◦f)

Entalpi pembentukan standar suatu senyawa menyatakan jumlah kalor yang diperlukan

atau dibebaskan untuk proses pembentukan 1 mol senyawa dari unsur-unsurnya yang stabil pada

keadaan (STP). Entalpi pembentukan diberi simbol (ΔH◦f), simbol f berasal dari kata formation

yang berarti pembentukan. Contoh unsur-unsur yang stabil pada keadaan , aitu :

H2,O2,C,N2,Ag,Cl2,Br2,S,Na,Ca, dan Hg.

Contoh:

H2(g) + 1/2 O2àH2O(l) ΔH=-286 kJ mol-1

C (grafit) + O2(g) à CO2(g) ΔH=-393 kJ mol-1

K(s) + Mn(s) + 2O2 à KMnO4(s) ΔH=-813 kJ mol-1

Catatan:

ΔHf elemen stabil adalah 0

ΔHf digunakan untuk memperkirakan stabilitas senyawa dibanding penyusunnya

Semakin kecil ΔHf, semakin stabil energi senyawa itu

ΔHf tidak mencerminkan laju reaksi (akan dibahas pada bab selanjutnya)

2. Entalpi Penguraian (ΔH◦d)

Entalpi penguraian suatu senyawa menyatakan jumlah kalor yang diperlukan atau

dibebaskan untuk proses penguraian 1 mol senyawa dari unsure-unsurnya yang stabil pada

keadaan standar (STP). Entalpi penguraian diberi simbol (ΔH◦d) simbol d berasal dari kata

decomposition yang berarti penguraian.

Menurut Hukum Laplace, jumlah kalor yang dibebaskan pada pembentukan senyawa dari

unsur-unsurnya sama dengan jumlah kalor yang diperlukan pada penguraian senyawa tersebut

menjadi unsur-unsurnya. Jadi, entalpi penguraian merupakan kebalikan dari entalpi pembentukan

senyawa yang sama. Dengan demikian jumlah kalornya sama tetapi tandanya berlawanan karana

reaksinya berlawanan arah.

Contoh:

H2O(l) -> H2(g) + 1/2 O2(g) ΔH=+286 kJ mol-1 (bnd. contoh Hfno. 1)

3.Entalpi Pembakaran (ΔH◦c)

Entalpi pembakaran suatu senyawa menyatakan jumlah kalor yang diperlukan atau

dibebaskan untuk proses pembakaran 1 mol senyawa dari unsur-unsurnya yang stabil pada

keadaan (STP). Entalpi penguraian standar diberi simbol (ΔH◦c) simbol d berasal dari kata

combustion yang berarti pembakaran.

Pembakaran selalu membebaskan kalor sehingga nilai entalpipembakaran selallu negatif

(eksoterm)

Contoh :

1/2 C2H4(g) + 3/2 O2 -> CO2(g) + H2O(l) ΔH=-705.5 kJ mol-1

Catatan:

ΔHc selalu negatif, karena panas pasti dilibatkan

ΔHc bisa digunakan untuk menilai kandungan energi bahan bakar atau makanan

4.Entalpi Pelarutan (ΔH◦s)

Entalpi pelarutan menyatakan jumlah kalor yang diperlukan atau dibebaskan untuk

melarutkan 1 mol zat pada keadaan (STP).Entalpi penguraian diberi simbol (ΔH◦s) simbol s

berasal dari kata solvation yang berarti pelarutan.

Contoh:

NH3(g) + aq -> NH3(aq) ΔHs=-35.2 kJ mol-1

HCl(g) + aq -> H+(aq) + Cl-(aq) ΔHs=-72.4 kJ mol-1

NaCl(s) + aq -> Na+(aq) + Cl-(aq) ΔH=+4.0 kJ mol-1

Catatan:

Jika ΔHs sangat positif, zat itu tidak larut dalam air

Jika ΔH negatif, zat itu larut dalam air

5.Entalpi Peneutralan

Adalah entalpi yang terjadi pada penetralan 1 mol asam oleh basa atau 1 mol basa oleh

asam pada keadaan jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan, maka DHn. Satuannya = kJ /

mol

6.Entalpi Penyeseran

Adalah entalpi yang terjadi pada penyeseran 1 mol zat dalam fase cair menjadi fase gas

pada keadaan biasa. Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan biasa, maka dinotasikan

dengan DHvap. Satuannya = kJ / mol.

7.Entalpi Peleburan

Adalah entalpi yang terjadi pada pencairan / peleburan 1 mol zat dalam fase padat

menjadi zat dalam fase cair pada keadaan biasa. Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan

dengan DHfus. Satuannya = kJ / mol.

F.Kalorimeter

Kalorimeter iaitu cara penentuan kalor reaksi dengan menggunakan kalorimeter.

Perubahan entalpi adalah perubahan kalor yang diukur pada tekanan konstan, untuk menentukan

perubahan entalpi dilakukan dengan cara yang sama dengan penentuan perubahan kalori yang

dilakukan pada tekanan konstan. Perubahan kalor pada suatu reaksi dapat diukur melalui

pengukuran perubahan suhu yang terjadi pada reaksi tersebut.Pengukuran perubahan kalor dapat

dilakukan dengan alat yang disebut kalorimeter.

Kalorimeter adalah suatu sistem terisolasi ( tidak ada perpindahan materi mahupun energi

dengan lingkungan di luar kalorimeter ). Kalorimeter terbagi menjadi dua, iaitu kalorimeter bom

dan kalorimeter sederhana. Jika dua buah zat atau lebih dicampur menjadi satu maka zat yang

suhunya tinggi akan melepaskan kalor sedangkan zat yang suhunya rendah akan menerima kalor,

sampai tercapai kesetimbangan termal.

Menurut azas Black : Kalor yang dilepas = kalor yang diterima

Rumus yang digunakan adalah :

q = m x c x ∆T

qkalorimeter = C x ∆T

dengan :

q = jumlah kalor ( J )

m = massa zat ( g )

∆T = perubahan suhu ( oC atau K )

c = kalor jenis ( J / g.oC ) atau ( J / g. K )

C = kapasitas kalor ( J / oC ) atau ( J / K )

Oleh karena tidak ada kalor yang terbuang ke lingkungan, maka kalor reaksi = kalor yang diserap

/ dibebaskan oleh larutan dan kalorimeter, tetapi tandanya berbeda.

qreaksi = - (qlarutan+ qkalorimeter )

Beberapa jenis kalorimeter :

1. Kalorimeter bom

Kalorimeter bom adalah alat yang digunakan untuk mengukur jumlah kalor (nilai kalori)

yang dibebaskan pada pembakaran sempurna (dalam O2 berlebih) suatu senyawa, bahan

makanan, bahan bakar atau khusus digunakan untuk menentukan kalor dari reaksi-reaksi

pembakaran. Kalorimeter ini terdiri dari sebuah bom (tempat berlangsungnya reaksi pembakaran,

terbuat dari bahan stainless steel dan diisi dengan gas oksigen pada tekanan tinggi ) dan sejumlah

air yang dibatasi dengan wadah yang kedap panas. Sejumlah sampel ditempatkan pada tabung

beroksigen yang tercelup dalam medium penyerap kalor (kalorimeter), dan sampel akan terbakar

oleh api listrik dari kawat logam terpasang dalam tabung. Reaksi pembakaran yang terjadi di

dalam bom, akan menghasilkan kalor dan diserap oleh air dan bom. Oleh karena tidak ada kalor

yang terbuang ke lingkungan, maka :

qreaksi = - (qair+ qbom )

Jumlah kalor yang diserap oleh air dapat dihitung dengan rumus :

qair = m x c x ∆T

dengan :

m = massa air dalam kalorimeter ( g )

c = kalor jenis air dalam kalorimeter (J / g.oC ) atau ( J / g. K )

∆T = perubahan suhu ( oC atau K )

Jumlah kalor yang diserap oleh bom dapat dihitung dengan rumus :

qbom = Cbom x ∆T

dengan :

Cbom = kapasitas kalor bom ( J / oC ) atau ( J / K )

∆T = perubahan suhu ( oC atau K )

Reaksi yang berlangsung pada kalorimeter bom berlangsung pada volume tetap (∆V = nol). Oleh

karena itu, perubahan kalor yang terjadi di dalam sistem = perubahan energi dalamnya.

∆E = q + w dimana w = - P. ∆V( jika ∆V = nol maka w = nol )

maka ∆E = qv

Contoh kalorimeter bom adalah kalorimeter makanan.

2. Kalorimeter Sederhana

Pembakaran dapat dilakukan dengan menggunakan kalorimeter pada tekanan tetap yaitu

dengan kalorimeter sederhana yang dibuat dari gelas stirofoam. Kalorimeter ini biasanya dipakai

untuk mengukur kalor reaksi yang reaksinya berlangsung dalam fase larutan ( misalnya reaksi

netralisasi asam – basa / netralisasi, pelarutan dan pengendapan ).

Pada kalorimeter ini, kalor reaksi = jumlah kalor yang diserap / dilepaskan larutan

sedangkan kalor yang diserap oleh gelas dan lingkungan; diabaikan.

qreaksi = - (qlarutan+ qkalorimeter )

qkalorimeter = Ckalorimeter x DT

dengan :

Ckalorimeter = kapasitas kalor kalorimeter ( J / oC ) atau ( J / K )

DT = perubahan suhu ( oC atau K )

Jika harga kapasitas kalorimeter sangat kecil; maka dapat diabaikan sehingga perubahan

dapat dianggap hanya akibat kenaikan suhu larutan dalam kalorimeter.

qreaksi = - qlarutan

qlarutan = m x c x DT

dengan :

m = massa larutan dalam kalorimeter ( g )

c = kalor jenis larutan dalam kalorimeter (J / g.oC ) atau ( J / g. K )

DT = perubahan suhu ( oC atau K )

Pada kalorimeter ini, reaksi berlangsung pada tekanan tetap (DP = nol ) sehingga

perubahan kalor yang terjadi dalam sistem = perubahan entalpinya.

DH = qp

Contoh kalorimeter sederhana adalah kalorimeter larutan.

Kalorimeter larutan adalah alat yang digunakan untuk mengukur jumlah kalor yang terlibat

pada reaksi kimia dalam sistem larutan.Pada dasarnya, kalor yang dibebaskan/diserap

menyebabkan perubahan suhu pada kalorimeter.Berdasarkan perubahan suhu per kuantitas

pereaksi kemudian dihitung kalor reaksi dari reaksi sistem larutan tersebut.Kini kalorimeter

larutan dengan ketelitian cukup tinggi dapat diperoleh dipasaran.

Dalam menentukan entalpi berlaku persamaan

Qreaksi = - (Qlarutan + Q kalorimeter )

Q reaksi = - (m.c.∆T + c.∆T)

Jika kapasitas kalori dalam kalorimeter diabaikan, maka

Qreaksi = - (m.c.∆T)

Keterangan :

m = massa zat (kg)

c = kalor jenis (J/kg C)⁰

∆t = perubahan suhu (Celcius)

Sementara itu, persamaan reaksi yang mengikutsertakan perubahan entalpinya disebut

persamaan termokimia.

H2 (g) + 1/2 O2 (g) ——> H2O (l) ΔH = -286 kJ

Pada reaksi endoterm, sistem menyerap energi. Oleh karena itu, entalpi sistem akan bertambah.

Artinya entalpi produk (Hp) lebih besar daripada entalpi pereaksi (Hr).Akibatnya, perubahan

entalpi, merupakan selisih antara entalpi produk dengan entalpi pereaksi (Hp -Hr) bertanda

positif. Sehingga perubahan entalpi untuk reaksi endoterm dapat dinyatakan:

ΔH = Hp- Hr > 0

Reaksi eksoterm , sistem membebaskan energi, sehingga entalpi sistem akan berkurang, artinya

entalpi produk lebih kecil daripada entalpi pereaksi. Oleh karena itu , perubahan entalpinya

bertanda negatif. Sehingga p dapat dinyatakan sebagai berikut:

ΔH = Hp- Hr < 0

G.Hukum Hess

Pengukuran perubahan entalpi suatu reaksi kadangkala tidak dapat ditentukan langsung

dengan kalorimeter, misalnya penentuan perubahan entalpi pembentukan standar ( DHfo )CO.

Reaksi pembakaran karbon tidak mungkin hanya menghasilkan gas CO saja tanpa disertai

terbentuknya gas CO2. Jadi, bila dilakukan pengukuran perubahan entalpi dari reaksi tersebut;

yang terukur tidak hanya reaksi pembentukan gas CO saja tetapi juga perubahan entalpi dari

reaksi pembentukan gas CO2.

Untuk mengatasi hal tersebut, Henry Hess melakukan percubaan dan menyimpulkan

bahawa perubahan entalpi suatu reaksi merupakan fungsi keadaan.

Menurut hukum Hess, karena entalpi adalah fungsi keadaan, perubahan entalpi dari suatu

reaksi kimia adalah sama, walaupun langkah-langkah yang digunakan untuk memperoleh produk

berbeda. Dengan kata lain, hanya keadaan awal dan akhir yang berpengaruh terhadap perubahan

entalpi, bukan langkah-langkah yang dilakukan untuk mencapainya.

Hal ini menyebabkan perubahan entalpi suatu reaksi dapat dihitung sekalipun tidak dapat

diukur secara langsung. Caranya adalah dengan melakukan operasi aritmatika pada beberapa

persamaan reaksi yang perubahan entalpinya diketahui. Persamaan-persamaan reaksi tersebut

diatur sehingga jumlah semua persamaan akan menghasilkan reaksi yang kita inginkan. Jika

suatu persamaan reaksi dikalikan (atau dibahagi) dengan suatu angka, perubahan entalpinya juga

harus dikali (dibahagi). Jika persamaan itu dibalik, maka tanda perubahan entalpi mesti terbalik

(iaitu menjadi -ΔH). Berdasarkan Hukum Hess, penentuan ∆H dapat dilakukan melalui 3 cara

iaitu :

1). Perubahan entalpi (∆H ) suatu reaksi dihitung melalui penjumlahan dari perubahan entalpi

beberapa reaksi yang berhubungan.

2). Perubahan entalpi (∆H ) suatu reaksi dihitung berdasarkan selisih entalpi pembentukan (∆Hf o

) antara produk dan reaktan.

3). Perubahan entalpi (∆H ) suatu reaksi dihitung berdasarkan data energi ikatan.

Selain itu, dengan menggunakan hukum Hess, nilai ΔH juga dapat diketahui dengan

pengurangan entalpi pembentukan produk-produk dikurangi entalpi pembentukan reaktan.

Konsep dari hukum Hess juga dapat diperluas untuk menghitung perubahan fungsi

keadaan lainnya, seperti entropi dan energi bebas. Kedua aplikasi ini amat berguna karena

besaran-besaran tersebut sulit atau tidak bisa diukur secara langsung, sehingga perhitungan

dengan hukum Hess digunakan sebagai salah satu cara menentukannya.

Untuk perubahan entropi:

ΔSo = Σ(ΔSfoproduk) - Σ(ΔSf

oreaktan)

ΔS = Σ(ΔSoproduk) - Σ(ΔSo

reaktan).

Untuk perubahan energi bebas:

ΔGo = Σ(ΔGfoproduk) - Σ(ΔGf

oreaktan)

ΔG = Σ(ΔGoproduk) - Σ(ΔGo

reaktan).

H.Penentuan ΔH Reaksi

Hukum Hess menyatakan bahwa perubahan entalpi tidak tergantung pada berapa banyak

tahap reaksi, tetapi bergantung pada keadaan awal dan akhir. Dengan kata lain, untuk suatu

reaksi keseluruhan tertentu, perubahan entalpi selalu sama.

SOALAN PCK 3

Pada akhir aktiviti, jawab soalan berikut :

1. Apakah yang anda pelajari daripada aktiviti ini?

Dalam pembelajaran ini saya dapat mengenal pasti dan mengetahui objek yang

berkarat dan tidak berkarat yang dapat kita temui di sekeliling kita. Karat

merupakan selaput perang kemerah – merahan yang terbentuk pada permukaan

besi. Saya juga dapat mengetahui bahawa sekiranya terdapau udara dan air maka

pengarata akan berlaku dengan cepat.

2. Bahagian manakah dalam kurikulum sains sekolah rendah mengajar topik

ini?

Tahun 4 / Tema : Alam Bahan

Tajuk : Pengaratan

3. Bincangkan bagaiman anda boleh menggunakan aktiviti – aktiviti ini dalam pengajaran dan pembelajaran

anda?

Melakukan amali dalam kumpulan supaya para pelajar dapat mengetahui dengan lebih jelas lagi

faktor – faktor yang menyebabkan berlakunya pengaratan dan cara mencegahnya.

Mengadakan perbincangan kumpulan. Minta murid kelaskan bahan yang berkarat dan tidak

berkarat.

Menggunakan Power Point. Minta murid kelaskan bahan yang berkarat dan tidak berkarat.

4. Apakah peranan guru dalam aktiviti ini?

Guru berperanan sebagai fasilitator kepada murid dalam membantu murid supaya

dapat memahami konsep sains dengan lebih jelas lagi dan tidak berlaku

miskonsepsi. Guru juga boleh mengenal pasti pelajar yang lemah dengan teknik

penyoalan dan aktiviti lembaran kerja supaya dapat mengukuhkan lagi

pemahaman murid. Melalui aktiviti amali yang dijalankan juga dapat

mengukuhkan lagi ingat murid tentang faktor – faktor yang menyebabkan

pengaratan berlaku.