BAB II

HUKUM PERTAMA TERMODINAMIKA

Pendahuluan

Pengalaman menunjukkan bahwa kalor memainkan peranan penting dalam

menentukan tingkat reaksi kimia. Kalor mempercepat beberapa reaksi dan

memperlambat reaksi lainnya. Tepat kiranya apabila untuk memulai kajian

kesetimbangan kimia dengan pendahuluan termodinamika, yang menjelaskan

asal-usul kalor dan memberikan cara untuk mengukur perpindahan kalor secara

kuantitatif. Setelah itu prinsip-prinsip termodinamika akan diterapkan dalam

mengkaji kesetimbangan kimia dalam berbagai macam jenis reaksi.

Termodinamika, dimana sejumlah kecil hukum yang kelihatannya

sederhana meringkas banyak perilaku yang kita amati, adalah satu alat konsep

yang meyakinkan dan paling ampuh yang kita miliki dalam bidang ilmu

pengetahuan. Sifat utama termodinamika adalah keumuman hukum-hukum

dasarnya, serta keindahan materinya yang sedemikian rupa, sehingga banyak

kesimpulan-kesimpulan fisik dapat ditarik dari hukum-hukum yang sedikit

tersebut. Hukum termodinamika sendiri tidak dapat diturunkan atau dibuktikan.

Hukum-hukum tersebut merupakan generalisasi yang dihasilkan dari banyak

pengalaman perilaku zat (Oxtoby, 2001).

Seperti banyak ilmu lainnya, sejarah termodinamika telah penuh dengan

kesalahpahaman. Bila kita kembali ke awal disiplin ilmu ini pada abad ke-19,

perkembangannya sangat lambat. Namun demikian, ilmu ini telah berkembang,

dan hukum-hukumnya merupakan dasar dimana banyak ilmu modern lain

bertopang. Hampir semua ilmu termodinamika saat ini berada dalam bentuk

akhirnya. Namun demikian, ilmu ini masih saja diterapkan dalam penelitian di

garis terdepan ilmu pengetahuan dalam sistem-sistem mulai dari lubang hitam

bagian yang jauh dari semesta sampai dengan pertumbuhan serta perkembangan

sel biologis (Oxtoby, 2001). Konsep termodinamika merupakan konsep yang

paling mendasar dan penting bagi para insinyur, ahli fisika, dan ahli kimia.

Insinyur menggunakan ilmu ini dalam masalah pembakaran dan tenaga, ahli fisika

dengan masalah radiasi dan elektromagnetik, sedangkan ahli kimia menggunakan

1

hukum termodinamika dalam hal menentukan kelayakan atau kesertamertaan

suatu perubahan kimia (Keenan, 1984).

Termodinamika merupakan cabang ilmu yang mempelajari hubungan

antara bentuk-bentuk energi. Bentuk-bentuk energi dapat berupa energi kimia,

energi listrik, energi panas, energi radiasi, dan lainnya. Dengan termodinamika

dapat diduga apakah suatu reaksi dapat berlangsung apa tidak dan mengetahui

bagaimana mendapatkan kondisi optimum untuk memaksimalkan produk reaksi.

Namun, termodinamika tidak memberikan bagaimana laju suatu reaksi.

Contoh : reaksi pembakaran glukosa yang melepaskan energi cukup besar

C6H12O6 + 6O2 6CO2 + 6H2O ; ΔH = -1274 kJ/mol

Secara termodinamika reaksi di atas berlangsung spontan. Namun pada suhu

ruang reaksi sangat lambat sehingga dapat diabaikan. Jadi laju reaksi tidak ada

hubungannya dengan termodinamika (Suardana,dll, 2001).

Dalam termodinamika, ada empat hukum termodinamika yakni hukum

pertama termodinamika yang membahas konsep kekekalan energi, hukum kedua

termodinamika membahas arah proses, hukum ketiga termodinamika membahas

entropi absolut, dan hukum ke-nol yang membahas konsep temperatur.

Pada kesempatan ini, akan dibahas hukum pertama termodinamika yang

diawali dengan memberikan terminologi-terminologi yang terkait termodinamika,

jenis-jenis proses, pembahasan rumusan hukum pertama termodinamika, entalpi

dan perubahannya, kapasitas kalor, dan aplikasi hukum pertama termodinamika

pada proses fisis dan kimia. Namun pada kesempatan ini, kelompok kami akan

membahas tentang terminologi-terminologi yang terkait termodinamika, rumusan

hukum pertama termodinamika, entalpi dan perubahannya.

a. Terminologi Terkait Termodinamika

Sebelum pembahasan termodinamika dipaparkan lebih jauh, perlu

dipahami terlebih dahulu istilah-istilah yang banyak berkaitan dengan

termodinamika. Beberapa istilah tersebut adalah sistem dan lingkungan,

keadaan sistem dan persamaan keadaan, fungsi keadaan, perubahan keadaan,

kalor dan kerja.

Sistem dan Lingkungan

2

Sistem adalah sejumlah zat atau campuran zat yang akan dipelajari sifat-

sifat dan perilakunya, sedangkan lingkungan adalah segala sesuatu yang

berada di luar sistem. Terdapat batas-batas yang nyata ataupun tidak antara

sistem dengan lingkungannya. Antara sistem dan lingkungan dapat terjadi

antaraksi yang dapat menyebabkan terjadinya pertukaran materi dan

energi. Berdasarkan antaraksi antara sistem dan lingkungan, sistem

diklasifikasikan menjadi 3 jenis yakni :

1. Sistem tersekat (terisolasi), pada sistem ini antara sistem dengan

lingkungan tidak terjadi pertukaran materi dan energi sehingga energi

dalam sistem tetap. Untuk membuat suatu sistem yang tidak

memungkinkan terjadi pertukaran energi antara sistem dan lingkungan

harus menggunakan dinding penyekat. Contohnya : botol termos ideal.

2. Sistem tertutup, yaitu suatu sistem yang dengan lingkungan hanya

dapat mempertukarkan energi, tetapi tidak dapat mempertukarkan

materi. Sistem yang memungkinkan terjadi pertukaran energi dapat

dibuat dengan menggunakan dinding selain hampar udara, misalnya

dengan menggunakan bahan gelas atau logam. Contohnya adalah

sistem gas dengan silinder tertutup.

3. Sistem terbuka, yaitu suatu sistem yang dengan lingkungan dapat

mempertukarkan energi dan materi. Sistem semacam ini banyak sekali

ditemukan dalam percobaan-percobaan di laboratorium. Contohnya

adalah sejumlah zat dalam wadah terbuka.

Keadaan Sistem, Variabel Keadaan dan Fungsi Keadaan

Keadaan sistem dapat didefinisikan sebagai sifat-sifat yang mempunyai

nilai tertentu apabila sistem ada dalam kesetimbangan pada kondisi

tertentu. Keadaan sistem ditentukan oleh sejumlah parameter atau variabel.

Variabel sistem dapat disebut sebagai variabel keadaan yang dapat bersifat

intensif dan ekstensif. Variabel intensif adalah variabel sistem yang tidak

bergantung pada ukuran sistem seperti suhu, massa jenis, dan tekanan, dll.

Sedangkan variabel ekstensif adalah variabel sistem yang bergantung pada

ukuran sistem seperti volume, panas, dan massa, dll.

3

Hubungan antara variabel-variabel sistem dinyatakan dalam persamaan

keadaan. Misalnya persamaan keadaan gas ideal, PV = nRT, persamaan

Van der Waals, (p + an2/V2)(v – nb) = nRT, dan sebagainya (Ijang

Rohman dan Sri Mulyani, 2004).

Setiap variabel sistem yang hanya bergantung pada keadaan sistem dan

tidak bergantung pada bagaimana keadaan itu tercapai disebut fungsi

keadaan. Beberapa contoh fungsi keadaan adalah suhu, tekanan, volume,

energi dalam, entalpi, entropi, dan energi bebas Gibbs (Suardana, dkk,

2001).

Energi dalam, panas (kalor), dan kerja

Ketika suatu benda sedang bergerak, benda tersebut memiliki energi

kinetik dan berdasarkan energi kinetik ini benda dapat melakukan usaha.

Serupa dengan itu, benda yang berada pada ketinggian tertentu dari suatu

acuan memiliki energi potensial dan berdasarkan energi potensial ini

benda juga dapat melakukan usaha. Kedua macam energi ini disebut

energi luar (Kanginan, 2004).

Sebagai tambahan terhadap energi luar ini, setiap benda memiliki energi

yang tidak tampak dari luar. Energi ini disebut energi dalam. Energi dalam

berhubungan dengan aspek mikroskopik zat. Kita ketahui bahwa setiap zat

terdiri dari atom-atom atau molekul-molekul yang bergerak terus-menerus.

Dari gerakan ini zat memiliki energi kinetik. Antara molekul-molekul zat

juga terdapat gaya yang disebut gaya intermolekular. Karena gaya

intermolekular ini, molekul-molekul memiliki energi potensial. Jumlah

energi kinetik dan energi potensial yang berhubungan dengan atom-atom

atau molekul-molekul disebut energi dalam (Kanginan, 2004).

Energi dalam yang dilambangkan dengan U merupakan keseluruhan

energi potensial dan energi kinetik zat-zat dalam suatu sistem. Energi

dalam merupakan salah satu contoh fungsi keadaan yang hanya

bergantung pada keadaan sistem, yaitu bergantung pada suhu awal dan

suhu akhir, serta tidak tergantung pada lintasan yang ditempuh sistem

untuk mencapai keadaan itu. Jika sistem berubah dari keadaan I (energi

4

dalam UI) ke keadaan II (energi dalam U2), maka perubahan energi dalam

sistem, ΔU adalah

ΔU = U2- UI

Bila perubahan energi dalam sangat kecil, maka ΔU ditulis dalam bentuk

diferensial dU. Besarnya energi dalam suatu sistem tidak dapat diketahui,

yang dapat ditentukan adalah perubahan energi dalam melalui eksperimen.

Sistem dapat mengalami perubahan energi dalam melalui panas (kalor)

dan kerja.

Ketika telah mempelajari teorema ekuipartisi energi, kita telah mengetahui

bahwa energi dalam suatu gas didefinisikan sebagai jumlah energi kinetik

seluruh molekul gas yang terdapat dalam suatu wadah tertutup (Kanginan,

2004).

Untuk gas monoatomik

Untuk gas diatomik

Tentu saja perubahan energi dalam, ΔU untuk sistem yang berubah dari

suhu awal T1 ke suhu akhir T2 dapat dinyatakan sebagai:

Untuk gas monoatomik

Untuk gas diatomik

Panas yang dilambangkan dengan q merupakan energi yang dipindahkan

melalui batas-batas sistem sebagai akibat adanya perbedaan suhu antara

sistem dengan lingkungan. Panas akan berpindah ke sistem yang lebih

dingin. Panas (q) adalah besaran aljabar yang dapat bernilai positif atau

negatif. Panas akan bernilai positif jika sistem menyerap panas, sedangkan

panas akan bernilai negatif jika sistem melepas kalor. Panas yang

dipindahkan antara sistem dan lingkungan bergantung pada prosesnya

(bagaimana keadaan itu tercapai), jadi panas bukan merupakan fungsi

keadaan.

Perlu diingat bahwa panas (kalor) berbeda dengan suhu). Panas merupakan

besaran ekstensif karena bergantung pada jumlah zat (ukuran sistem)

5

sedangkan suhu merupakan besaran intensif karena tidak bergantung pada

jumlah zat. Besarnya panas sistem ditentukan oleh tiga faktor yakni suhu,

jenis zat dan jumlah zat. Ketiga faktor tersebut digabung menjadi kapasitas

kalor (panas). Kapasitas kalor suatu zat adalah banyaknya kalor yang

diperlukan untuk menaikkan suhu suatu zat 1oC. Kalor jenis adalah jumlah

kalor yang diperlukan untuk menaikkan suhu 1 gram zat 1oC. Kapasitas

kalor molar adalah banyaknya kalor yang dibutuhkan untuk menaikkan

suhu 1 mol zat 1oC.

Kerja yang dilambangkan dengan w merupakan bentuk energi bukan

kalor, yang dipertukarkan antara sistem dan lingkungan. Kerja juga

merupakan besaran aljabar yang dapat bernilai positif atau negatif. Kerja

akan bernilai postif jika sistem menerima kerja dari lingkungan

(lingkungan melakukan kerja terhadap sistem), dan kerja akan bernilai

negatif jika sistem melakukan kerja terhadap lingkungan. Kerja yang

dilakukan oleh sistem dan lingkungan bergantung pada proses, sehingga

kerja bukan merupakan fungsi keadaan.

Ada berbagai jenis kerja sebagai produk dari faktor intensitas dan faktor

kapasitas. Hal tersebut dapat dilihat pada tabel di bawah ini.

Tabel 1. Faktor Intensitas dan Kapasitas Untuk Berbagai Jenis Kerja

Jenis Kerja Faktor Intensitas Faktor Kapasitas

Mekanik (J) Gaya (N) Perubahan Jarak (m)

Ekspansi Volume

(J)

Tekanan (Nm-2) Perubahan Volume (m3)

Permukaan (J) Tegangan Permukaan

(γ)

Perubahan Luas Permukaan

(m2)

Listrik (J) Beda Potensial (v) Perubahan Muatan Listrik

(C)

Diferensial Eksak dan Tak Eksak

Diferensial dari suatu fungsi keadaan adalah diferensial eksak. Jika dz

adalah diferensial eksak, maka dz memiliki sifat-sifat sebagai berikut.

6

1. Jika sistem z berlangsung dari keadaan a ke keadaan b dan tidak

bergantung pada proses keadaan itu tercapai maka berlaku :

2. Jika sistem z melakukan proses siklik yang artinya proses yang

dilaksanakan melalui tahapan-tahapan yang akhirnya mengembalikan

sistem ke keadaan awal, maka berlaku :

3. Jika dz = Mdx + Ndy, dimana M dan N adalah fungsi dari x dan y,

maka berlaku :

Panas, q dan kerja, w bukan merupakan fungsi keadaan, jadi diferensialnya

adalah diferensial tak eksak. Integral dari diferensialnya bila sitem

berlangsung dari keadaan a ke keadaan b bergantung pada proses. Apabila

kerja yang dilakukan sistem bergerak dari keadaan a ke keadaan b

dinyatakan sebagai berikut.

Proses pada termodinamika

Suatu sistem dapat megalami perubahan dari keadaan awal ke keadaan

akhir melalui berbagai proses. Ada beberapa jenis proses yang dikenal

dalam termodinamika yakni :

1. Proses reversibel merupakan proses yang dapat dibalik arahnya

sehingga setiap keadaan yang telah dilalui oleh sistem akan dilalui

kembali dengan arah yang berlawanan atau proses yang berlangsung

sedemikian lambat sehingga setiap keadaan antara yang dilalui sistem

berada dalam kesetimbangan (proses reversibel berlangsung pada

waktu tak-hingga)

2. Proses irreversibel merupakan proses pada suatu sistem yang tidak

dapat balik.

7

3. Proses isoterm merupakan proses pada suatu sistem dalam keadaan

suhu tetap.

Secara umum, usaha yang dilakukan gas dinyatakan oleh persamaan

integral berikut:

Dari persamaan gas ideal telah kita peroleh , sehingga :

Karena nRT tetap, maka faktor-faktor tersebut dapat dikeluarkan dari

tanda integral. Kemudian dengan menggunakan sifat integral

, kita peroleh:

4. Proses isobar merupakan proses yang berlangsung pada tekanan tetap.

Rumusnya adalah:

Persamaan gas ideal untuk proses isobarik adalah:

5. Proses isokhorik merupakan proses yang berlangsung pada volume

tetap.

Berikut adalah ilustrasi tentang proses isokhorik saat gas dipanaskan:

a. Gas akan memuai jika dipanaskan.

b. Wadah gas yaang kaku menjaga volume tetap.

c. Pemuaian wadah diabaikan.

d. Karena volume tetap, tekanan gas di dalam naik, dan gas melakukan

gaya yang makin membesar pada dinding.

e. Gaya yang sangat besar dibangkitkan dalam wadah tertutup, usaha

sama dengan nol karena dinding wadah tidak berpindah.

Persamaan pada proses isokhorik adalah sebagai berikut:

8

Maka:

6. Proses adiabatik merupakan proses yang berlangsung pada kalor

(panas) tetap dimana pada proses ini tidak terjadi pertukaran panas

antara sistem dan lingkungan, yaitu Q = 0.

Proses adiabatik sangat penting dalam bidang rekayasa. Beberapa

contoh proses adiabatik meliputi pemuaian gas panas dalam suatu

mesin diesel, pemuaian gas cair dalam sistem pendingin dan langkah

kompresi dalam mesin diesel.

Persamaan yang menyatakan lengkung adiabatik (lengkung yang

memiliki tanda panah) diantara tekanan beserta volume awal (P1, V1)

dan tekanan akhir (P2, V2) dapat diturunkan dengan persamaan

integral. Hasilnya adalah:

Dengan γ > 1 merupakan hasil perbandingan kalor jenis gas pada

tekanan tetap Cp dan kalor jenis pada volume tetap Cv.

Untuk gas ideal, , sehingga persamaan di atas dapat ditulis

dalam bentuk

b. Rumusan Hukum Pertama Termodinamika

Hukum pertama termodinamika juga disebut sebagai hukum kekekalan energi

yang dapat dinyatakan dalam beberapa kalimat :

9

Energi tak dapat diciptakan dan tidak dapat dihilangkan

Dalam sistem terisolasi tidak ada perubahan energi

Jika sistem kehilangan sejumlah energi maka lingkungan akan menerima

energi yang sama besar, dan sebaliknya.

Misalnya sebuah gas yang memiliki energi dalam sebesar U1 setelah

dibiarkan mengalami ekspansi maka gas tersebut akan memiliki energi dalam

sebesar U2. Dalam proses ekspansi tersebut gas melakukan suatu usaha (w)

dan menerima kalor (q) dari lingkungan sehingga besarnya energi yang

dimiliki gas adalah

U1-U2 = w + q

ΔU = w + q

Pada keadaan isoterm (suhu tetap) tidak terjadi perubahan energi ΔU = 0

sehingga q = -w.

Pada tekanan tetap, usaha yang dilakukan gas dalam tabung silinder dengan

penutup sama dengan gaya terhadap tekanan luar (P) dikali panjang

pergeseran penutup (s) yang menandakan terjadinya perubahan volume.

w = F x s

F = - P x A

P = -F/A

w = -F/A x A x s

w = -p ΔV

Sistem Gas I Komponen dan Tersekat

Energi dalam merupakan fungsi dari tekanan, volume, temperatur,dan jumlah

zat (U = U(P,V,T,n1,n2)). Untuk sistem satu komponen memiliki 2 derajat

kebebasan, sehingga energi dalam, U dapat dinyatakan sebagai berikut: U =

U (P,V), U = U (T,V) dan U = U (P,T).

U = U(P,V) maka

U = U(T,V) maka

U = U(P,T) maka

10

Karena pada sistem tersekat tidak terjadi pertukaran panas, δq = 0, maka dU =

δw. Bila δw = -PdV, maka:

Atau

………………………………..(Suardana, 2001)

Sistem Gas 1 Komponen dan Tertutup

Pada sistem tertutup, panas dapat keluar masuk sistem, sehingga dU = δq+δw.

Bila δw-PdV dan U = U(T,V), maka:

…………………………(Suardana, 2001)

Sistem Gas 1 Komponen dan Terbuka

Pada sistem terbuka materi juga dapat keluar masuk sistem. ,apabila δw = -

PdV dan U = U(T,V), maka berlaku:

Bila dn = 0, sistemnya adalah sistem tertutup. Bila dn = 0 dan = 0,

sistemnya menjadi sitem tersekat.

Untuk sistem gas banyak komponen rumusan hukum pertama termodinamika

dapat dinyatakan sebagai berikut:

11

c. Entalpi dan Perubahannya

Dalam sebuah reaksi selalu disertai kalor/panas yang sama dengan perubahan

energi dalam sistem. Untuk mengetahui ketrlibatan kalor dalam reaksi kimia

dilakukan dengan tekanan tetap, diperkenalkan fungsi keadaan baru yang

dinamakan entalpi, H, yaitu

H = U + PV

ΔU = qp + w

qp = ΔU – w

qp = U2 - U1 + (P (V2 – V2))

qp = (U2 + PV2) - (U1 + PV2)

qp = ΔH

qp = H2 – H1

ΔH = H2 – H1

Untuk perubahan kecil, persamaan di atas di ubah menjadi bentuk differensial

Pada proses isobar dP = 0

dH = dU + PdV = qp

Dalam bentuk differensial parsial, entalpi yang merupakan fungsi dari tekanan

dan suhu dapat ditulis dengan H=H(P,T) dan

Jenis-Jenis Entalpi (Panas Reaksi)

Perubahan entalpi pada reaksi kimia sama dengan panas reaksi yang terjadi

pada tekanan tetap. Ada beberapa jenis entalpi/panas reaksi, yaitu panas

pembentukan dan penguraian, panas pembakaran, panas netralisasi, dan panas

pelarutan. Berikut ini merupakan uraian jenis-jenis entalpi reaksi.

1. Panas Pembentukan (ΔHf) dan Panas Penguraian (ΔHd)

12

Panas pembentukan (ΔHf) adalah banyaknya panas yang diserap atau

dilepaskan kerika 1 mol senyawa dibentuk dari unsur-unsurnya. Panas

pembentukan yang diukur pada keadaan standar disebut panas

pembentukan standar (ΔHf°).

Contoh:

H2(g) + 1/2O2(g) H2O(l) ΔHf0 = -285,85kJ/mol

Berdasarkan hokum kekekalan energy, apabila arah reaksi dibalik, akan

diserap panas yang sama dengan panas yang dilepaskan pada reaksi di

atas. Hal ini dikenal sebagai hokum Lavoisier-Laplace. Jadi jika reaksi di

atas dibalik arahnya maka akan diperoleh:

H2O(l) H2(g) + 1/2O2(g) ΔHf0 = +285,85kJ/mol

Jadi Panas Penguraian (ΔHd) adalah banyaknya panas yang diserap atau

dilepaskan ketika 1 mol senyawa diuraikan menjadi penyusunya. Panas

penguraian yang diukur pada keadaan standar disebut panas penguraian

standar (ΔHd°).

2. Panas pembakaran (ΔHc)

Panas pembakaran (ΔHc) adalah banyaknya panas yang dilepaskan ketika

satu mol unsur atau senyawa dibakar sempurna dalam oksigen.

Contoh:

C(grafit) + O2(g) CO2(g) ΔHc = -393kJ/mol

3. Panas Netralisasi

Panas Netralisasi adalah panas yang dilepaskan ketika 1 mol air terbentuk

akibat reaksi netralisasi asam oleh basa atu sebaliknya. Untuk netralisasi

asam kuat oleh basa kuat, nilai ΔH0 selalu tetap yaitu -57 kJ/mol. Hal ini

disebabkan pada proses netralisasi asam kuat oleh basa kuat reaksi yang

terjadi asam, yaitu:

H+(aq) + OH-

(aq) H2O(l) ΔH0 = -57 kJ/mol

Apabila basa lemah atau asam lemah dinetralisasi, panas netralisasi selalu

akan lebih kecil -57 kJ/mol. Missal:

HCN(aq) + KOH(aq) KCN(aq) + H2O(l) ΔH0 = -12

kJ/mol

13

Hal ini disebabkan terjadi reaksi ionisasi disamping reaksi netralisasi.

Reaksi ionisasi bersifat endotermik.

HCN(aq) H+(aq) + CN(aq) ΔH0 = +45 kJ/mol

4. Panas Pelarutan (ΔHs)

Panas Pelarutan (ΔHs) adalah panas yang dilepaskan atau diserap ketika 1

mol senyawa dilarutkan dalam pelarut berlebih yaitu sampai suatu keadaan

dimana pada penambahan pelarut selanjutnya tidak ada panas yang diserap

atau dilepaskan lagi. Karena air biasanya digunakan sebagai pelarut, maka

reaksi secara umum dapat ditulis:

X + aq X(aq)

X adalah senyawa yang panas pelarutnya ditentukan. Senyawa x dapat

berwujud padat, cair atau gas. Pada X(aq), symbol aq menunjukkan terdapat

air dalam jumlah yang banyak.

Contoh:

NaCl(s) + aq NaCl(aq) ΔHs = +4 kJ/mol

Kebergantungan Entalpi Terhadap Suhu

Pada umumnya entalpi reaksi bergantung pada suhu, walaupun kadang

sangat kecil dan sering diabaikan. Untuk reaksi

Maka

Kebergantungan ΔH terhadap suhu diperoleh dengan mendiferensialkan

persamaan tersebut

(persamaan Kirchhoff)

Jika Cp tidak bergantung pada suhu, maka ΔCp adalah tetapan, sehingga

persamaan di atas dapat diintegrasikan menjadi:

14

aA + bB cC + dD

ΔH=cHC + dHD - aHA + - bHB

ΔH2 + ΔH1 = ΔCp(T2-T1)

Tetapi apabila Cp bukan tetapan tetapi bergantung pada suhu, maka terlebih

dahulu ΔCp dinyatakan sebagai fungsi suhu baru kemudian persamaan

diintegrasi.

Contoh:

Pada reaksi Mg(s) + 1/2O2(g) MgO(s) ΔH298 = -610,7 kJ. Tentukan ΔH

reaksi tersebut pada 1298 K. diketahui: Cp (Mg) = 24,9 JK-1mol-1, Cp (O2) =

29,4 JK-1mol-1 dan Cp (MgO) = 37,2 JK-1mol-1

Penyelesaian:

ΔCp = 2Cp(MgO) – Cp(Mg) - 3Cp(O2)

= (37,2 – 24,9 – 14,7) JK-1mol-1

= -2,4 JK-1mol-1

ΔH2 – ΔH1 = ΔCp(T2-T1)

ΔH1298 - ΔH298 = ΔCp(T2-T1)

ΔH1298 – 601,7 = -2,4 (1298 – 298) (10-3)

ΔH1298 = -604,1 kJ

DAFTAR PUSTAKA

Kanginan, Marthen. 2004. Fisika untuk SMA Kelas XB. Jakarta : Erlangga

Kanginan, Marthen. 2004. Fisika untuk SMA Kelas XIB. Jakarta : Erlangga

Kanginan, Marthen. 2006. Fisika untuk SMA Kelas XI. Jakarta : Erlangga

Keenan, et.al.1984. Kimia untuk Universitas. Terjemahan Aloysius Hadyana

Pudjaatmaka, Ph.D. General College Chemistry. 1980. Jakarta:

Erlangga

15

Oxtoby, David W.,et al. 2001. Prinsip-Prinsip Kimia Modern. Terjemahan

Suminar Setiati Achmadi, Ph.D. Principle of Modern Chemistry. 1990.

Jakarta: Erlangga

Rohman, Ijang dan Sri Mulyani. 2004. Kimia Fisika I. Universitas Pendidikan

Indonesia

Suardana, I Nyoman., I Made Kirna.,I Nyoman Retug. 2001. Buku Ajar Kimia

Fisika I. Jurusan Pendidikan Kimia Fakultas Pendidikan MIPA IKIP

Negeri Singaraja

Supiyanto. 2006. Fisika untuk SMA Kelas XI. Jakarta : Erlangga

16