TERMOKIMIA & ENTALPI

TERMOKIMIA & ENTALPI

Download link: Termokimia & Entalpi

Pendahuluan

Pada tulisan ini akan dibahas mengenai reaksi kimia dan hubungannya dengan panas dan energi yang berubah saat terjadi reaksi tersebut.

Sistem & Lingkungan

Untuk mengerti termokimia, perlu dipahami konsep sistem dan lingkungan. Pertama, kita akan membahas mengenai sistem. Sistem adalah reaksi atau tempat yang dijadikan titik pusat perhatian. Lingkungan adalah semua hal yang menunjang sistem, atau dengan kata lain, semua hal di luar sistem. Contohnya, bila anda melihat segelas air, maka segelas air adalah sistem, sementara ruangan dan semua lainnya adalah lingkungan.

Ada 3 jenis sistem, berdasarkan transformasi materi dan energinya, yaitu:

1. Sistem terbuka, yaitu sistem dimana pertukaran materi dan energi keluar masuk sistem dapat dilakukan. Contohnya, air dalam gelas terbuka.
   
   
2. Sistem tertutup, dimana hanya ada pertukaran energi atau materi satu arah. Contohnya, air panas dalam gelas tertutup, dimana hanya panas (energi) dari dalam gelas yang bergerak ke arah lingkungan.
   
   
3. Sistem terisolasi, yaitu dimana tidak terjadi pertukaran materi dan energi sama sekali. Contohnya, air dalam termos.

Entalpi

Entalpi, seperti asal kata Yunaninya, berarti kandungan energi pada suatu benda. Jika kita bayangkan kita melihat sebuah ember yang kita tidak tahu volumenya dan berisi air. Seperti banyak air yang tidak kita tahu, besar entalpi juga tidak kita ketahui. Namun, jika dari ambil atau beri air sebanyak satu gayung dari/pada ember tersebut, kita tahu perubahan isinya. Begitulah kita tahu perubahan entalpi.

Entalpi dilambangkan dengan huruf H (terkadang dengan h). Kita dapat mengetahui perubahan entalpi pada suatu reaksi dengan:

ΔH = H_produk - H_reaktan

Dimana semuanya terdapat dalam satuan J atau kal.

Jika kita hubungkan entalpi dengan hukum termodinamika yang pertama, kita akan tahu bahwa entalpi secara global tidak pernah berubah. Energi hanya bergerak, namun tidak bertambah atau berkurang. Lebih jauh akan dibahas dalam tulisan Pengayaan Termokimia.

Reaksi Eksoterm dan Endoterm

Reaksi dibagi menjadi dua jenis, sesuai dengan arah perpindahan energi. Mereka adalah : (a) reaksi eksoterm dan (b) reaksi endoterm. Kita akan membahas yang pertama dahulu.

1. Reaksi Eksoterm
   
   
   Reaksi eksoterm, adalah kejadian dimana panas mengalir dari sistem ke lingkungan. Maka, ΔH < O dan suhu produk akan lebih kecil dari reaktan. Ciri lain, suhu sekitarnya akan lebih tinggi dari suhu awal.
   
   Contoh
   
   C(s)+O₂ -> CO₂ (g) ΔH=-393.4 kJ mol^-1
   
    Diagram reaksi eksoterm berupa:
   
   
   
   
   
   

2. Reaksi Endoterm
   
   
   Reaksi endoterm adalah kejadian dimana panas diserap oleh sistem dari lingkungan. Maka, ΔH > 0 dan suhu sekitarnya turun.
   
   Contoh:
   
   
   
   

• H₂(g) + I₂(g) -> 2HI(g) ΔH=51.9 kJ mol^-1
• Ba(OH)₂(s) + 2NH₄Cl (s) -> BaCl₂(l) + 2NH₃(g) + 2H₂O(l)
• Penguapan Alkohol
  Berikut diagram reaksi endoterm:
  

 











Kondisi Standar & Persamaan Termokimia

Semua persamaan termokimia akan dituliskan dengan kondisi standar (STP) sebagai acuannya, yaitu 1 atm (101.3 kPa) dan 25^oC (298 K). Ini digunakan karena unsur pada kondisi ini berada dalam tingkat paling stabil.

Persamaan termokimia akan menyatakan jumlah mol reaktan dan produk, serta menyatakan jumlah energi yang terlibat. SI untuk ΔH adalah kJ mol^-1. 'mol^-1' tidak menyatakan jumlah penyusun senyawa, namun jumlah per mol dalam persamaan tersebut, biasanya dengan acuan mol produk adalah 1. Contoh

CO(g) + 1/2 O₂(g) -> CO₂(g) ΔH= -283 kJ mol^-1

2CO(g) + O₂(g) -> 2CO₂(g) ΔH= -566 kJ mol^-1

Catatan:

1. Terkadang mol^-1 hanya dituliskan jika mol reaktan adalah 1, atau tidak dituliskan sama sekali
2. Persamaan termokimia juga harus memasukkan kondisi fisis senyawanya
    Jenis-Jenis Perubahan Entalpi

Ada beberapa jenis entalpi, namun kurikulum Indonesia hanya mensyaratkan 4 diantaranya (anda boleh lega, karena siswa Singapura belajar 7 jenis), yaitu:

1. Entalpi Pembentukan Standar (ΔH_f⁰= Standard Enthalpy of Formation)
   
   
   Entalpi pembentukan standar adalah perubahan entalpi untuk membentuk senyawa satu mol dari unsur-unsurnya pada kondisi standar.
   
   Contoh:
   
   H₂(g) + 1/2 O₂-> H₂O(l) ΔH=-286 kJ mol^-1
   
   C (grafit) + O₂(g) -> CO₂(g) ΔH=-393 kJ mol^-1
   
   K(s) + Mn(s) + 2O₂ -> KMnO₄(s) ΔH=-813 kJ mol^-1
   
   Catatan:
   

• ΔH_f elemen stabil adalah 0
• ΔH_f digunakan untuk memperkirakan stabilitas senyawa dibanding penyusunnya
• Semakin kecil ΔH_f, semakin stabil energi senyawa itu
• ΔH_f tidak mencerminkan laju reaksi (akan dibahas pada bab selanjutnya)

2. Entalpi Penguraian Standar (ΔH_d⁰= Standard Enthalpy of Decomposition)
   
   
   Entalpi penguraian standar adalah kebalikan pembentukan, yaitu kembalinya senyawa ke unsur dasarnya. Maka, entalpinya pun akan berbalik.
   
   Contoh:
   
   H₂O(l) -> H₂(g) + 1/2 O2(g) ΔH=+286 kJ mol^-1 (bnd. contoh H_f no. 1)
   
   
   
   
3. Entalpi Pembakaran Standar (ΔH_c⁰= Standard Enthalpy of Combustion)
   
   
   Entalpi pembakaran standar adalah perubahan entalpi ketika 1 mol materi dibakar habis menggunakan oksigen pada kondisi standar.
   
   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 Standar (ΔHs⁰= Standard Enthalpy of Solution)
   
   Entalpi pelarutan standar adalah perubahan entalpi ketika 1 mol materi terlarut pada sebuah larutan menghasilkan larutan encer. Setelah itu, tidak akan terjadi perubahan suhu bila larutan awal ditambahkan.
   
   Contoh:
   

• NH₃(g) + aq -> NH₃(aq) ΔH_s=-35.2 kJ mol^-1
• HCl(g) + aq -> H⁺(aq) + Cl^-(aq) ΔH_s=-72.4 kJ mol^-1
• NaCl(s) + aq -> Na⁺(aq) + Cl^-(aq) ΔH=+4.0 kJ mol^-1

Catatan:

• Jika ΔH_s sangat positif, zat itu tidak larut dalam air
• Jika ΔH negatif, zat itu larut dalam air

Catatan: Pengukuran entalpi akan dibahas dalam tulisan tersendiri

Sumber:

Suyatno, dkk. Kimia Untuk SMA/MA Kelas XI. 2007. Jakarta: Grasindo

Purba, Michael. Kimia 2A Untuk SMA Kelas XI. 2006. Jakarta: Erlangga

Toh, CS. A-Level Study Guide-Chemistry-Edition 3.0.3 for Higher 2. 2009. Singapore: Step-by-Step

Encyclopaedia Britannica 2007

http://www.cem.msu.edu/~reusch/VirtualText/intro3.htm

Kirimkan semua pertanyaan pada: pauly.simanjuntak@gmail.com

BANGUN & BENTUK MOLEKUL

BANGUN & BENTUK MOLEKUL

Download link: Bangun & Bentuk Molekul.pdf (lebih lengkap)

Pendahuluan

Tulisan berikut akan membahas mengenai susunan elektron dan ikatan pada molekul mempengaruhi bentuk ikatannya.

Valence Shell Electron Pair Repulsion

VSEPR adalah salah satu metode untuk menentukan bentuk molekul, dan paling sering digunakan karena cukup sederhana. Teori ini menyatakan bahwa:

1. Pasangan elektron pada molekul (terikat atau bebas) saling bertolak dan bergerak sejauh mungkin satu sama lain
2. Pasangan elektron bebas (PEB) bertolak lebih besar dari pasangan elektron terikat (PEI)
3. Besar tolakan berjalan sebanding dengan perubahan keelektronegatifan pada atom pusat

Pertama-tama, sebelum mulai, harus diketahui bahwa domain elektron adalah ikatan elektron, baik tunggal atau rangkap. Satu domain juga termasuk pasangan elektron bebas tak berikatan. Mudahnya, bayangkan domain adalah kelompok elektron pada satu sisi atom, seperti yang terlihat di diagram Lewis.

Setelah itu, dengan rumus:

Dimana:

1. E adalah domain elektron bebas
2. EV adalah elektron valensi atom pusat
3. X adalah domain elektron bebas (jumlah atom yang terikat pada atom pusat)

Namun, rumus tersebut hanya berlaku pada ikatan molekul yang berikatan tunggal. Maka, jika ditemukan ikatan rangkap atau datif, memakai rumus:

Dimana X’ adalah jumlah elektron yang digunakan untuk berikatan oleh atom pusat (jika ada ikatan datif, maka elektron milik atom lain itu tidak dihitung).

Bagaimana menentukan atom pusat? Pertama, perhatikan massa atom tersebut. Jika atom tersebut massanya lebih besar, ia cenderung menjadi atom pusat (ingat hukum Newton tentang gravitasi). Kedua, lihat banyak valensinya. Elektron bervalensi lebih banyak cenderung menjadi atom pusat (karena memiliki lebih banyak ‘tangan’). Ketiga (lebih sulit), lihat keelektronegatifannya. Atom yang elektronegatif akan cenderung menarik atom lain.

Setelah mengetahui detil domain-domain pada sebuah molekul, maka dapat hasilnya dapat dinyatakan dengan:

Dimana m dan n adalah jumlah domain yang terpakai.

Maka, anda akan melihat bahwa:

Catatan untuk senyawa tidak netral:

1. Untuk setiap ion negatif, ada satu ikatan tunggal dengan atom O (- O^-)
2. Setiap atom O lainnya membentuk ikatan rangkap (= O)

Hibridisasi

Hibridisasi adalah cara lain menentukan bentuk molekul. Ini melihat dari sudut pandang atom tersebut.

Pertama, buat konfigurasi s, p, d, f dari atom pusat tanpa meng-gunakan aturan rintik hujan. Kea-daan ini ada-lah keadaan dasar (ground state). Lihat berapa atom yang masih tidak berpasangan. Bandingkan dengan pasangan yang ada. Jika belum cukup, maka pecah salah satu orbital penuh menjadi dua. Lalukan sebanyak kebutuhan. Ini disebut keadaan tereksitasi (excited state). Sisa elektron yang tidak terpakai adalah PEB. Orbital hibrida adalah gabungan orbital-orbital separuh tersebut.

Berikut ringkasan hasil hibridisasi:

Hibridisasi	Total Ikatan	Total PEI	Total PEB	Bentuk	Contoh
Sp	2	2	0	Linier	BeCl2, C2H2
Sp2	3	3	0	Segitiga	BCl3, C2H4, BO32-
Sp3	4	4	0	Tetrahedral	CH4, CCl4, SnCl4
	4	3	1	Piramida Trigonal	NH3, PH3, PCl3, AgH3, SbH3
	4	2	2	Huruf V	H2O, H2S, H2Se, H2Te
Sp3d	5	5	0	Bipiramida Trigonal	PCl5, SbCl5, VF5
Sp3d2	6	6	0	Oktahedral	SF6, SeF6, FeF6

Sumber:

Suyatno, dkk. Kimia Untuk SMA/MA Kelas XI. 2007. Jakarta: Grasindo

Purba, Michael. Kimia 2A Untuk SMA Kelas XI. 2006. Jakarta: Erlangga

Toh, CS. A-Level Study Guide-Chemistry-Edition 3.0.3 for Higher 2. 2009. Singapore: Step-by-Step

Encyclopaedia Britannica 2007

http://www.cem.msu.edu/~reusch/VirtualText/intro3.htm

Kirimkan semua pertanyaan pada: pauly.simanjuntak@gmail.com

Elastisitas & Gerak Harmonik Sederhana

Berikut download link untuk bab Elastisitas & Gerak Harmonik Sederhana:
Elastisitas & Gerak Harmonik Sederhana

Maaf karena tidak diposting langsung, karena keterbatasan kemampuan blog.

Terima Kasih

Adminbelajar

---

Gaya Antar Molekul

Gaya Antar Molekul

Untuk Download Versi PDF:Gaya Antar Molekul(ada tambahannya)

Pendahuluan

Tulisan berikut akan menjelaskan berbagai macam ikatan pada atom dan mengapa ikatan tersebut dapat terjadi. Selain itu, dijelaskan pula akibatnya pada sifat fisis ikatan tersebut.

Gaya Van der Waals

Gaya Van der Waals adalah istilah untuk menyatakan keseluruhan gaya-gaya antar molekul pada atom-atom nonlogam. Gaya ini adalah jumlah dari : (a) gaya London/dispersi; (b) gaya dipol. Keduanya akan dibahas lebih lanjut.

(a) Gaya London/dispersi

Gaya ini digagas oleh ilmuwan Jerman, Fritz London. Ini adalah gaya untuk menjelaskan kekuatan tarik-menarik antara zat NONPOLAR. Gaya ini bersifat sementara, namun berlangsung terus-menerus sehingga terlihat tetap.

Gaya ini terbentuk ketika elektron pada sebuah atom tidak tersebar secara merata, namun bergerak condong pada satu sisi secara terus menerus (istilah: berosilasi), membentuk dipol (kutub) sementara. Dipol ini akan menginduksi atom lainnya, sehingga tercipta IKATAN LEMAH diantaranya, dan disebut sebagai gaya dispersi.

(b) Gaya Dipol

Gaya dipol terjadi HANYA pada IKATAN POLAR. Gaya ini memiliki dua jenis, yaitu antara (1) dipol-dipol dan (2) dipol terinduksi (kadang disebut terimbas).

(1) Gaya Tarik Dipol-dipol

Gaya dipol-dipol adalah gaya yang PERMANEN yang terjadi di antara dua molekul POLAR. Gaya ini lebih kuat dari gaya London, walau lebih lemah dari ikatan kovalen. Ikatan ini terbentuk ketika molekul yang memiliki pol (kutub) tetap bertemu dengan molekul polar lainnya.

Sebagai catatan, gaya ini dapat terjadi pada molekul tanpa momen dipol.

(2) Gaya Tarik Dipol - Dipol Terinduksi (Terimbas)

Gaya ini terbentuk antara molekul polar dengan molekul non polar. Secara prinsip, kejadiannya sama dengan pembentukan gaya London. Ketika molekul polar bertemu molekul nonpolar, pol pada molekul polar menginduksi molekul nonpolar.

Dari kedua jenis gaya ini, dianalisis hal-hal yang mempengaruhi besar gaya Van der Waals. Keduanya adalah:

1.Banyak elektron

Banyak elektron atau besar massa atom menentukan kekuatan gaya Van der Waals. Semakin besar Ar, semakin kuat ikatannya. Perhatikan tabel berikut!

Unsur	Ar	Titik didih (oC)
He	2	-269
Ne	10	-246
Ar	18	-186
Kr	36	-152
Xe	54	-108
Rn	86	-61.8

Catatan: Pada dasarnya memanaskan memecah ikatan molekul. Semakin tinggi titik didih menandakan lebih banyak energi diperlukan untuk memecah, karena ikatan makin kuat.

2.Bentuk molekul

Bentuk molekul ikut memengaruhi kekuatan ikatan. Jika molekul makin panjang atau memiliki daerah sentuh yang luas, maka ikatannya makin kuat. Perhatikan gambar berikut!

Ikatan Hidrogen

Ada satu jenis ikatan yang jauh lebih kuat dari gaya Van der Waals. Ia adalah ikatan hidrogen. Untuk membentuknya, diperlukan dua hal, yaitu:
1.Sebuah atom hidrogen yang sepi elektron karena elektronnya diambil karena berpasangan dengan atom yang sangat elektronegatif (N, O, dan F)
2.Sebuah pasangan elektron bebas (PEB) pada atom yang sangat elektronegatif (N, O, dan F)

Contoh Ikatan Hidrogen

Perhatikan grafik berikut! Lihat bahwa ikatan hidrogen dengan N, O, dan F memiliki titik didih lebih tinggi.Catatan: Ikatan hidrogen sering ditemukan pada hidrida, alkohol, dan asam karbosilik.

Sumber:
Purba, Michael. 2006. Kimia Untuk SMA Kelas XI Semester I. Jakarta: Erlangga
Suyatno, dkk. 2007. Kimia Untuk SMA/MA Kelas XI. Jakarta: Grasindo
Toh, CS. 2009. A-Level Study Guide- Chemistry- Edition 3.0.3. Singapore: Step-by-Step
http://antoine.frostburg.edu/chem/senese/101/liquids/faq/h-bonding-vs-london-forces.shtml
Encyclopaedia Britannica 7.0