SENJATA NUKLIR

Senjata nuklir adalah senjata yang mendapat tenaga dari reaksi nuklir dan mempunyai daya pemusnah yang dahsyat - sebuah bom nuklir mampu memusnahkan sebuah kota. Senjata nuklir telah digunakan hanya dua kali dalam pertempuran - semasa Perang Dunia II oleh Amerika Serikat terhadap kota-kota Jepang, Hiroshima dan Nagasaki.Pada masa itu daya ledak bom nuklir yg dijatuhkan di Hiroshima dan Nagasakimega(jutaan) ton TNT sebesar 20 kilo(ribuan) ton TNT. Sedangkan bom nuklir sekarang ini berdaya ledak lebih dari 70

Negara pemilik senjata nuklir yang dikonfirmasi adalah Amerika Serikat, Rusia, Britania Raya (Inggris), Perancis, Republik Rakyat Cina, India, Korea Utara dan Pakistan. Selain itu, negara Israel dipercayai mempunyai senjata nuklir, walaupun tidak diuji dan Israel enggan mengkonfirmasi apakah memiliki senjata nuklir ataupun tidak. Lihat daftar negara dengan senjata nuklir lebih lanjut.

Bentuk bom nuklir yang dijatuhkan di Hiroshima dan Nagasaki

 

Senjata nuklir kini dapat dilancarkan melalui berbagai cara, seperti melalui pesawat pengebom, peluru kendali, peluru kendali balistik, dan Peluru kendali balistik jarak benua.http://id.wikipedia.org

Senjata nuklir mempunyai dua tipe dasar. Tipe pertama menghasilkan energi ledakannya hanya dari process reaksi fisi. Senjata tipe ini secara umum dinamai bom atom (atomic bomb, A-bombs). Energinya hanya diproduksi dari inti atom.

Pada senjata tipe fisi, masa fissile material (uranium yang diperkaya atau plutonium) dirancang mencapai supercritical mass - jumlah massa yang diperlukan untuk membentuk reaksi rantai- dengan menabrakkan sebutir bahan sub-critical terhadap butiran lainnya (the "gun" method), atau dengan memampatkan bulatan bahan sub-critical menggunakan bahan peledak kimia sehingga mencapai tingkat kepadatan beberapa kali lipat dari nilai semula. (the "implosion" method). Metoda yang kedua dianggap lebih canggih dibandingkan yang pertama. Dan juga penggunaan plutonium sebagai bahan fisil hanya bisa di metoda kedua.

Tantangan utama di semua desain senjata nuklir adalah untuk memastikan sebanyak mungkin bahan bakar fisi terkonsumsi sebelum senjata itu hancur. Jumlah energi yang dilepaskan oleh pembelahan bom dapat berkisar dari sekitar satu ton TNT ke sekitar 500.000 ton (500 kilotons) dari TNT.

Tipe kedua memproduksi sebagian besar energinya melalui reaksi fusi nuklir. Senjata jenis ini disebut senjata termonuklir atau bom hidrogen (disingkat sebagai bom-H), karena tipe ini didasari proses fusi nuklir yang menggabungkan isotop-isotop hidrogen (deuterium dan tritium). Meski, semua senjata tipe ini mendapatkan kebanyakan energinya dari proses fisi (termasuk fisi yang dihasilkan karena induksi neutron dari hasil reaksi fusi.) Tidak seperti tipe senjata fisi, senjata fusi tidak memiliki batasan besarnya energy yang dapat dihasilkan dari sebuah sejata termonuklir.

Dasar kerja desain Tellr-Ulam pada bomb hidrogen: sebuah bomb fisi menghasilkan radiasi yang kemudian mengkompresi dan memanasi butiran bahan fusi pada bagian lain.

Senjata termonuklir bisa berfungsi dengan melalui sebuah bomb fisi yang kemudian memampatkan dan memanasi bahan fisi. Pada desain Teller-Ulam, yang mencakup semua senjata termonuklir multi megaton, metoda ini dicapai dengan meletakkan sebuah bomb fisi dan bahan bakar fusi (deuterium atau lithium deuteride) pada jarak berdekatan didalam sebuah wadah khusus yang dapat memantulkan radiasi. Setelah bomb fisi didetonasi, pancaran sinar gamma and sinar X yang dihasilkan memampatkan bahan fusi, yang kemudian memanasinya ke ke suhu termonuklir. Reaksi fusi yang dihasilkan, selanjutnya memproduksi neutron berkecepatan tinggi yang sangat banyak, yang kemudian menimbulkan pembelahan nuklir pada bahan yang biasanya tidak rawan pembelahan, sebagai contoh depleted uranium. Setiap komponen pada design ini disebut "stage" (atau tahap). Tahap pertama pembelahan atom bom adalah primer dan fusi wadah kapsul adalah tahap sekunder. Di dalam bom-bom hidrogen besar, kira-kira separuh dari 'yield' dan sebagian besar nuklir fallout, berasal pada tahapan fisi depleted uranium. Dengan merangkai beberapa tahap-tahap yang berisi bahan bakar fusi yang lebih besar dari tahap sebelumnya, senjata termonuklir bisa mencapai "yield" tak terbatas. Senjata terbesar yang pernah diledakan (the Tsar Bomba dari USSR) merilis energi setara lebih dari 50 juta ton (50 megaton) TNT. Hampir semua senjata termonuklir adalah lebih kecil dibandingkan senjata tersebut, terutama karena kendala praktis seperti perlunya ukuran sekecil ruang dan batasan berat yang bisa di dapatkan pada ujung kepala roket dan misil.

Ada juga tipe senjata nuklir lain, sebagai contoh boosted fission weapon, yang merupakan senjata fisi yang memperbesar 'yield'-nya dengan sedikit menggunakan reasi fisi. Tetapi fisi ini bukan berasal dari bom fusi. Pada tipe 'boosted bom', neutron-neutron yand dihasilkan oleh reaksi fusi terutama berfungsi untuk meningkatkan efisiensi bomb fisi. contoh senjata didesain untuk keperluan khusus; bomb neutron adalah senjata termonuklir yang menghasilkan ledakan relatif kecil, tetapi dengan jumlah radiasi neutron yang banyak. Meledaknya senjata nuklir ini diikuti dengan pancaran radiasi neutron. Senjata jenis ini, secara teori bisa digunakan untuk membawa korban yang tinggi tanpa menghancurkan infrastruktur dan hanya membuat fallout yang kecil. Membubuhi senjata nuklir dengan bahan tertentu (sebagain contoh cobalt atau emas) menghasilkan senjata yang dinamai "salted bomb". Senjata jenis ini menghasilkan kontaminasi radioactive yang sangat tinggi. Sebagian besar variasi di disain senjata nuklir terletak pada beda "yield" untuk berbagai keperluan, dan untuk mencapai ukuran fisik yang sekecil mungkin.

Reaksi fusi merupakan reaksi yang bisa membuat bintang-bintang dan matahari bisa bersinar terang, dan reaksi ini berlangsung dalam suhu dan tekanan yang ekstrim tingginya.Seperti halnya matahari yang memiliki temperature permukaan sekitar 15-20 juta derajat celcius dn tekanan seperempat triliun atmosfer bumi, serta dengan tingkat kerapatan sekitar delapan kali kerapatan emas.

ALKOHOL

                                      ALKOHOL

 

Pengertian Alkohol

Contoh-contoh

Alkohol adalah senyawa-senyawa dimana satu atau lebih atom hidrogen dalam sebuah alkana digantikan oleh sebuah gugus -OH. Pada pembahasan kali ini, kita hanya akan melihat senyawa-senyawa yang mengandung satu gugus -OH.

Sebagai contoh:

Jenis-jenis alkohol

Alkohol dapat dibagi kedalam beberapa kelompok tergantung pada bagaimana posisi gugus -OH dalam rantai atom-atom karbonnya. Masing-masing kelompok alkohol ini juga memiliki beberapa perbedaan kimiawi.

Alkohol Primer

Pada alkohol primer(1°), atom karbon yang membawa gugus -OH hanya terikat pada satu gugus alkil.

Beberapa contoh alkohol primer antara lain:

Perhatikan bahwa tidak jadi masalah seberapa kompleks gugus alkil yang terikat. Pada masing-masing contoh di atas, hanya ada satu ikatan antara gugus CH₂ yang mengikat gugus -OH dengan sebuah gugus alkil.

Ada pengecualian untuk metanol, CH₃OH, dimana metanol ini dianggap sebagai sebuah alkohol primer meskipun tidak ada gugus alkil yang terikat pada atom karbon yang membawa gugus -OH.

Alkohol sekunder

Pada alkohol sekunder (2°), atom karbon yang mengikat gugus -OH berikatan langsung dengan dua gugus alkil, kedua gugus alkil ini bisa sama atau berbeda.

Contoh:

Alkohol tersier

Pada alkohol tersier (3°), atom karbon yang mengikat gugus -OH berikatan langsung dengan tiga gugus alkil, yang bisa merupakan kombinasi dari alkil yang sama atau berbeda.

Contoh:

Sifat-sifat fisik alkohol

Titik Didih

Grafik berikut ini menunjukan titik didih dari beberapa alkohol primer sederhana yang memiliki sampai 4 atom karbon.

Yakni:

Alkohol-alkohol primer ini dibandingkan dengan alkana yang setara (metana sampai butana) yang memiliki jumlah atom karbon yang sama.

Dari grafik di atas dapat diamati bahwa:

·         Titik didih sebuah alkohol selalu jauh lebih tinggi dibanding alkana yang memiliki jumlah atom karbon sama.

·         Titik didih alkohol meningkat seiring dengan meningkatnya jumlah atom karbon.

Pola-pola titik didih mencerminkan pola-pola gaya tarik antar-molekul.

Ikatan hidrogen

Ikatan hidrogen terjadi antara molekul-molekul dimana sebuah atom hidrogen terikat pada salah satu dari unsur yang sangat elektronegatif – fluorin, oksigen atau nitrogen.

Untuk alkohol, terdapat ikatan hidrogen antara atom-atom hidrogen yang sedikit bermuatan positif dengan pasangan elektron bebas pada oksigen dalam molekul-molekul lain.

Atom-atom hidrogen sedikit bermuatan positif karena elektron-elektron ikatan tertarik menjauh dari hidrogen menuju ke atom-atom oksigen yang sangat elektronegatif.

Pada alkana, satu-satunya gaya antar-molekul yang ada adalah gaya dispersi van der Waals. Ikatan-ikatan hidrogen jauh lebih kuat dibanding gaya-gaya tersebut sehingga dibutuhkan lebih banyak energi untuk memisahkan molekul-molekul alkohol dibanding untuk memisahkan molekul-molekul alkana.

Inilah sebab utama mengapa titik didih alkohol lebih tinggi dari alkana.

Pengaruh gaya van der Waals

Pengaruh terhadap titik didih alkohol:

Ikatan hidrogen bukan satu-satunya gaya antar-molekul dalam alkohol. Dalam alkohol ditemukan juga gaya-gaya dispersi van der Waals dan interaksi dipol-dipol.

Ikatan hidrogen dan interaksi dipol-dipol hampir sama untuk semua alkohol, tapi gaya dispersi akan meningkat apabila alkohol menjadi lebih besar.

Gaya-gaya tarik ini menjadi lebih kuat jika molekul lebih panjang dan memiliki lebih banyak elektron. Ini meningkatkan besarnya dipol-dipol temporer yang terbentuk.

Inilah yang menjadi penyebab mengapa titik didih meningkat apabila jumlah atom karbon dalam rantai meningkat. Diperlukan lebih banyak energi untuk menghilangkan gaya-gaya dispersi, sehingga titik didih meningkat.

Pengaruh terhadap perbandingan antara alkana dan alkohol:

Bahkan jika tidak ada ikatan hidrogen atau interaksi dipol-dipol, titik didih alkohol tetap lebih tinggi dibanding alkana sebanding yang memiliki jumlah atom karbon sama.

Bandingkan antara etana dan etanol:

Etanol memiliki molekul yang lebih panjang, dan oksigen yang terdapat dalam molekulnya memberikan 8 elektron tambahan. Struktur yang lebih panjang dan adanya atom oksigen akan meningkatkan besarnya gaya dispersi van der Waals, demikian juga titik didihnya.

Jika kita hendak membuat perbandingan yang cermat untuk mengamati efek ikatan hidrogen terhadap titik didih, maka akan lebih baik jika kita membandingkan etanol dengan propana bukan dengan etana. Propana memiliki panjang molekul yang kurang lebih sama dengan etanol, dan jumlah elektronnya tepat sama.

Kelarutan alkohol dalam air

Alkohol-alkohol yang kecil larut sempurna dalam air. Bagaimanapun perbandingan volume yang kita buat, campurannya akan tetap menjadi satu larutan.

Akan tetapi, kelarutan berkurang seiring dengan bertambahnya panjang rantai hidrokarbon dalam alkohol. Apabila atom karbonnya mencapai empat atau lebih, penurunan kelarutannya sangat jelas terlihat, dan campuran kemungkinan tidak menyatu.

Kelarutan alkohol-alkohol kecil di dalam air

Perhatikan etanol sebagai sebuah alkohol kecil sederhana. Pada etanol murni dan air murni yang akan dicampur, gaya tarik antar-molekul utama yang ada adalah ikatan hidrogen.

Untuk bisa mencampur kedua larutan ini, ikatan hidrogen antara molekul-molekul air dan ikatan hidrogen antara molekul-molekul etanol harus diputus. Pemutusan ikatan hidrogen ini memerlukan energi.

Akan tetapi, jika molekul-molekul telah bercampur, ikatan-ikatan hidrogen yang baru akan terbentuk antara molekul air dengan molekul etanol.

Energi yang dilepaskan pada saat ikatan-ikatan hidrogen yang baru ini terbentuk kurang lebih dapat mengimbangi energi yang diperlukan untuk memutus ikatan-ikatan sebelumnya.

Disamping itu, gangguan dalam sistem mengalami peningkatan, yakni entropi meningkat. Ini merupakan faktor lain yang menentukan apakah penyatuan larutan akan terjadi atau tidak.

Kelarutan yang lebih rendah dari molekul-molekul yang lebih besar

Bayangkan apa yang akan terjadi jika ada, katakanlah, 5 atom karbon dalam masing-masing molekul alkohol.

Rantai-rantai hidrokarbon menekan diantara molekul-molekul air sehingga memutus ikatan-ikatan hidrogen antara molekul-molekul air tersebut.

Ujung -OH dari molekul alkohol bisa membentuk ikatan-ikatan hidrogen baru dengan molekul-molekul air, tetapi "ekor-ekor" hidrogen tidak membentuk ikatan-ikatan hidrogen.

Ini berarti bahwa cukup banyak ikatan hidrogen awal yang putus tidak diganti oleh ikatan hidrogen yang baru.

Yang menggantikan ikatan-ikatan hidrogen awal tersebut adalah gaya-gaya dispersi van der Waals antara air dan "ekor-ekor" hidrokarbon. Gaya-gaya tarik ini jauh lebih lemah. Itu berarti bahwa energi yang terbentuk kembali tidak cukup untuk mengimbangi ikatan-ikatan hidrogen yang telah terputus. Walaupun terjadi peningkatan entropi, proses pelarutan tetap kecil kemungkinannya untuk berlangsung.

Apabila panjang alkohol meningkat, maka situasi ini semakin buruk, dan kelarutan akan semakin berkurang.

KIMIA ORGANIK

             Asam Alkanoat/Asam Karboksilat

1. Rumus Umum
Asam alkanoat atau asam karboksilat merupakan golongan senyawa karbon yang
mempunyai gugus fungsional –COOH terikat langsung pada gugus alkil, sehingga rumus
umum asam alkanoat adalah : R-COOH

2. Tata Nama
Penamaan senyawa-senyawa asam alkanoat atau asam karboksilat juga ada dua cara
yaitu :
1) Menurut IUPAC : mengikuti nama alkananya dengan menambahkan nama asam di
depannya dan mengganti akhiran “ ana “ pada alkana dengan akiran “ anoat “ pada
asam Alkanoat.
2) Menurut Trivial, penamaan yang didasarkan dari sumber penghasilnya.

Contoh:
Tabel PENAMAAN SENYAWA ASAM KARBOKSILAT

Rumus Struktur	Nama IUPAC	Nama Trivial	Sumber
HCOOH CH3COOH C2H5COOH CH3(CH2)COOH CH3(CH2)3COOH CH3(CH2)4COOH	Asam Metanoat Asam Etanoat Asam Propanoat Asam Butanoat Asam Rentanoat Asam Heksanoat	Asam Format Asam Asetat Asam Propionat Asam Butirat Asam Valerat Asam Kaproat	Semut (Formica) Cuka (Asetum) Susu (Protospion) Mentega (Butyrum) Akar Valerian (Valere) Domba (Caper)

Untuk senyawa-senyawa asam alkanoat yang mempunyai rumus struktur bercabang
aturan penamaan IUPAC adalah sebagai berikut :
1) Tentukan rantai utama dengan memilih deretan C paling panjang dan mengandung
gugus fungsi –COOH, kemudian diberi nama seperti pada tabel di atas.
2) Penomoran atom C dimulai dari atom C gugus fungsi, sedang aturan selanjutnya sama
dengan yang berlaku pada senyawa-senyawa hidrokarbon.
Contoh :
a) CH3–CH2–CH (CH3)–COOH Asam 2, metil Butanoat

3. Sifat – Sifat Asam Karboksilat
Secara umum senyawa-senyawa asam alkanoat atau asam karboksilat mempunyai
sifat-sifat sebagai berikut :
1) a) Asam alkanoat yang mengandung C1 sampai C4 berbentuk cairan encer dan larut
sempurna dalam air
b) Asam alkanoat dengan atom C5 sampai C9 berbentuk cairan kental dan sedikit larut
dalam air
c) Asam alkanoat suku tinggi dengan C10 atau lebih berbentuk padatan yang sukat
larut dalam air.
2) Titik didih asam alkanoat lebih tinggi dibandingkan titik didih alkohol yang memiliki
jumlah atom C yang sama.
3) Asam alkanoat pada umumnya merupakan asam lemah. Semakin panjang rantai
karbonnya semakin lemah sifat asamnya.
Contoh :
HCOOH Ka = 1,0 . 10–4

CH3COOH Ka = 1,8 . 10–5

CH3CH2COOH Ka = 1,3 . 10–5

4) Asam alkanoat dapat bereaksi dengan basa menghasilkan garam. Reaksi ini disebut
reaksi penetralan.
a) CH3COOH + NaOH -------------> CH3COONa + H2O
Asam Etanoat Natrium Etanoat

5) Asam alkanoat dapat bereaksi dengan alkohol menghasilkan senyawa ester. Reaksi ini
dikenal dengan reaksi esterifikasi.
a) CH3COOH + CH3–OH ------------------> CH3COOHCH3 + H2O
Asam Etanoat Metanol Metil Etanoat

b) CH3CH2COOH + CH3CH2–OH -------------> CH3CH2COOCH3 + H2O
Asam Propanoat Etanol Etil Propanoat

4. Kegunaan Asam Alkanoat
Penggunaan asam alkanoat dalam kehidupan sehari-hari antara lain :
1) Asam format (asam metanoat) yang juga dikenal asam semut merupakan cairan tak
berwarna dengan bau yang merangsang. Biasanya digunakan untuk :
a) menggumpalkan lateks (getah karet)
b) obat pembasmi hama
2) Asam asetat atau asam etanoat yang dalam kehidupan sehari-hari dikenal dengan nama
asam cuka. Asam cuka banyak digunakan sebagai pengawet makanan, dan penambah
rasa makanan (baksa dan soto)
3) Asam sitrat biasanya digunakan untuk pengawet buah dalam kaleng
4) Asam stearat, asam ini berbentuk padat, berwarna putih. Dalam kehidupan sehari-hari
terutama digunakan untuk membuat lilin.

5. REAKSI ASAM KARBOKSILAT

Asam karboksilat adalah golongan senyawa organik yang memiliki rumus umum R-COOH. Beberapa reaksi yang dapat terjadi pada asam karoksilat antara lain:

1. Reaksi penetralan

Asam karboksilat bereaksi dengan basa membentuk garam dan air.

Garam natrium atau kalium dari asam karboksilat suku tinggi dikenal sebagai sabun. Sabun natrium disebut sabun keras, sedangkan sabun kalium disebut sabun lunak. Sebagai contoh, yaitu natrium stearat (NaC₁₇H₃₅COO) dan kalium stearat (KC₁₇H₃₅COO).
Asam alkanoat tergolong asam lemah, semakin panjang rantai alkilnya, semakin lemah asamnya. Jadi, asam alkanoat yang paling kuat adalah asam format, HCOOH. Asam format mempunyai Ka=1,8x10^-4. Oleh karena itu, larutan garam natrium dan kaliumnya mengalami hidrolisis parsial dan bersifat basa.

2. Reaksi Pengesteran

Asam karboksilat bereaksi dengan alkohol membentuk ester. Reaksi ini disebut esterifikasi (pengesteran).

FORMULA MOTIVASI

FORMULA MOTIVASI:

• Dalam hidup harapan adalah tujuan. Masalah adalah hambatan. Seseorang yang kuat tidak dilihat dari air mata yang tidak pernah jatuh, namun dilihat dari seberapa mampu ia memotivasi dirinya sendiri.

• Hebat jika menjadi orang penting, tapi lebih penting untuk menjadi orang hebat, dan yang paling penting adalah mencetak orang-orang hebat.

• Kehidupan adalah insirasi yan luar biasa, setiap kelokan kehidupan adalah guru yang berharga, semakin banyak kelokan kehidupan, semakin matang dan dewasa kita dibuatnya, walau bukan usia penentunya.

• BECOME SUKSES :

                S : SELEKSI TUJUAN,
                U : URUTKAN PRIORITAS,
                K : KOMITMEN PADA RENCANA
                S : SIAPKAN PERJALANANMU,
                E : EKSPRESIKAN VISI KE DEPAN,
                S : SERAHKAN HASIL PADA ALLAH

• Lebih baik menjaga mulut anda tetap tertutup dan membiarkan orang lain menganggap anda BODOH, daripada membuka mulut anda dan menegaskan semua anggapan mereka.

• Orang-orang yang GAGAL dibagi menjadi dua, yaitu : mereka yang berpikir GAGAL padahal tidak pernah melakukannya, dan mereka yang melakukan KEGAGALAN dan tak pernah memikirkannya.

• Orang yang tidsk bisa memotivasi dirinya sendiri akan berada pada level rata-rata, tidak peduli bagaimana mengesankannya bakatnya yang lain.

• Masalah yang ada pada kita adalah bahwa kita lebih suka dihancurkan oleh PUJIAN ketimbang diselamatkan oleh kritikan yang DIBERIKAN.

• Orang luar biasa hanya percaya pada hal yang mungkin. Orang luar biasa mampu menggambarkan dengan jelas banyak hal yang tidak mungkin, kemudian mengubahnya menjadi MUNGKIN.

• Manusia tidak dirancang untuk GAGAL. Tetapi manusialah yang GAGAL untuk merancang.

• Belajar tanpa berpikir tidak berguna. Berpikir tanpa belajar BERBAHAYA.

• Sebuah tong yang penuh dengan PENGETAHUAN belum tentu sama nilainya dengan SETETES BUDI. (phytagoras)

• Kata “MUSTAHIL” hanya ada dalam kamus orang-orang DUNGU. (NAPOLEON)

hukum hess

BAB I
PENDAHULUAN
1.1 Latar Belakang
Energi merupakan sumber esensial bagi kehidupan manusia serta makhluk hidup lainnya. Makanan yang kita makan merupakan sumber energi yang memberikan kekuatan kepada kita untuk dapat bekerja, belajar, dan beraktivitas lainnya. Setiap materi mengandung energi dalam bentuk energi potensial dan energi kinetik. Kedua energi ini dinamakan energi internal. Jika energi yang terkandung dalam materi berubah maka perubahan energi dinamakan kalor. Perubahan energi (kalor) pada tekanan tetap dinamakan perubahan entalpi (ΔH).
Setiap materi mengandung energi yang disebut energi internal (U). Besarnya energi ini tidak dapat diukur, yang dapat diukur hanyalah perubahannya. Mengapa energi internal tidak dapat diukur? Sebab materi harus bergerak dengan kecepatan sebesar kuadrat kecepatan cahaya sesuai persamaan Einstein (E = mc2). Di alam, yang tercepat adalah cahaya. Perubahan energi internal ditentukan oleh keadaan akhir dan keadaan awal ( ΔU = Uakhir – Uawal).

1.2 Rumusan Masalah
a. Apa yang dimaksud dengan Termokimia?
b. Apa yang dimaksud dengan reaksi endoterm dan eksoterm?
c. Apa yang dimaksudkan dengan entalpi pembentukan standar ?
d. Bagaimana cara menetukan ΔH reaksi ?

1.3 Tujuan Penulisan
a. Untuk mengetahui apa yang dimaksud dengan termokimia
b. Untuk mengetahui apa yang dimaksud dengan reaksi endoterm dan eksoterm.
c. Untuk mengetahui tentang entalpi pembentukan standar
d. Untuk mengetahui bagaimana cara menentukan ΔH reaksi.

BAB II
PEMBAHASAN
2.1 Pengertian Termokimia
Termokimia dapat didefinisikan sebagai bagian ilmu kimia yang mempelajari dinamika atau perubahan reaksi kimia dengan mengamati panas/termal nya saja. Salah satu terapan ilmu ini dalam kehidupan sehari-hari ialah reaksi kimia dalam tubuh kita dimana produksi dari energi-energi yang dibutuhkan atau dikeluarkan untuk semua tugas yang kita lakukan. Pembakaran dari bahan bakar seperti minyak dan batu bara dipakai untuk pembangkit listrik. Bensin yang dibakar dalam mesin mobil akan menghasilkan kekuatan yang menyebabkan mobil berjalan. Bila kita mempunyai kompor gas berarti kita membakar gas metan (komponen utama dari gas alam) yang menghasilkan panas untuk memasak. Dan melalui urutan reaksi yang disebut metabolisme, makanan yang dimakan akan menghasilkan energi yang kita perlukan untuk tubuh agar berfungsi.
http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia-smk/kelas_x/definisi-termokimia-dan-pengukuran-energi-dalam-reaksi-kimia/

2.2 Reaksi Eksoterm dan Reaksi Endoterm

a. Reaksi Eksoterm
Reaksi eksoterm adalah reaksi yang pada saat berlangsung disertai pelepasan panas atau kalor. Panas reaksi ditulis dengan tanda positip. Ciri-ciri reaksi eksoterm :
• Reaksi yang membebaskan kalor
• Suhu sistem > suhu lingkungan
• Kalor berpindah dari sistem ke lingkungan
• Disertai kenaikan suhu
• Penulisan persamaan reaksinya sbb :
reaksi A + B C dibebaskan kalor 10 kj
Pers. Reaksi :
A + B C + 10 kj
r = p + 10 kj
r > p
ΔH = Hp - Hr
kecil - besar
ΔH = ¬¬-


Contoh :
N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3 (g) ΔH = + 26,78 Kkal

b. Reaksi Endoterm
Reaksi endoterm dalah reaksi yang pada saat berlangsung membutuhkan panas. Panas reaksi ditulis dengan tanda negatif . Ciri-ciri reaksi endoterm adalah :
• Reaksi yang memerlukan kalor
• Suhu sistem < suhu lingkungan
• Kalor berpindah dari lingkungan ke sistem
• Disertai dengan penurunan suhu.
• Penulisan persamaan reaksinya sbb:
reaksi A + B C diserap kalor 25 kj
pers. Reaksi :
A + B + 25 kj C
A + B à C - 25 kj
r = p - 25 kj
r < p
ΔH = Hp - Hr
besar kecil
ΔH = +

Contoh :
2NH3 N2 (g) + 3H2 (g) ΔH = - 26,78 Kkal

2.3 Entalpi Pembentukan Standar
Entalpi pembentukan dari setiap senyawa adalah entalpi reaksi yang menunjukkan pembentukan satu mol senyawa dari unsur-unsurnya. Jika semua spesies dari reaksi kimia berada dalam keadaan standarnya, panas pembentukan (ΔH°f) disebut panas pembentukan standar.Panas pembentukan standar dari unsur-unsur dalam keadaannya yang paling stabil dianggap sama dengan nol. Jika panas pembentukan reaktan dan produk dari suatu reaksi kimia diketahui, panas reaksi dapat dihitung dari hubungan :
ΔH° = ∑ n1 ΔH°f (produk) - ∑ n2 ΔH°f (reaktan)
dimana n1 dan n2 adalah jumlah mol spesies produk dan spesies reaktan. ΔH°f adalah panas pembentukan molar. (SK.Dogra. 209 : 332)
contoh.
H2(g) +1/2 O2(g) → H2O(􀁁) ΔH°= –286 kJ mol–1

2.4 Cara Menetukan ΔH reaksi
a. Pengukuran Panas Reaksi
Panas reaksi diukur dengan bantuan kalorimeter. Harga ΔE diperoleh apabila reaksi dilakukan dalam kalorimeter bom, yaiti pada volume konstan dan ΔH adalah panas reaksi yang diukur pada tekana konstan, dalam gelas piala atau labu yang diisolasi, botol termos, labu dewar dan lain-lain.Karena diperinci dengan baik, maka panas yang dilepaskan atau di absorbs hanyalah fungsi-fungsi keadaan, yaitu Qp = ΔH atau Qv = ΔE adalah fungsi keadaan. (SK.Dogra. 2009 : 328)
b. Hukum Hess
Hukum Hess menyatakan bahwa “perubahan entalpi keseluruhan dari suatu proses hanya tergantung pada keadaan awal dan akhir reaksi, dan tidak tergantung kepada rute atau langkah-langkah diantaranya”. Dengan mengetahui ΔHf (perubahan entalpi pembentukan) dari reaktan dan produknya, dapat diramalkan perubahan entalpi reaksi apapun. (http://id.wikipedia.org/wiki/Hukum_Hess)
Ada tiga cara yang dapat digunakan untuk mencari ΔH reaksi dengan hokum Hess, yaitu :
Cara Diagram
Perhitungan dengan cara diagram adalah dengan memperhatikan keadaan awal, keadaan akhir, dan tanda panah reaksi (atas atau bawah).
Contoh:

Besarnya ΔH untuk reaksi pembentukan 2 mol NO2 dari N2 dan O2 adalah :
½ N2(g) +O2(g) NO2(g)
(dibalik, ΔH3 negatif)
ΔH3= -57,5 kJ – (-90,25kJ)
o = 33,2 kJ
o N2(g) + 2O2(g) 2NO2(g)
o (2 mol NO2, reaksi dan ΔH x 2)
o ΔH = (- ΔH3) x 2
= 33,2 kJ x 2 = 66,4 kJ


Siklus Born-Harber
Berdasarkan hukum Hess, disebutkan bahwa perubahan entalpi yang menyertai suatu reaksi adalah sama, tidak bergantung dari jalannya reaksi baik berlangsung satu tahap maupun beberapa tahap. Born dan Haber pada tahun 1919 menerapkan hukum Hess untuk menghitung entalpi pembentukan suatu zat padat ionik. Tahap-tahap yang diperlukan dalam pembentukan kristal ionik beserta perubahan entalpi yang menyertai setiap tahap tersebut dapat digambarkan dalam suatu daur yang disebut dengan daur Born-Haber (Born-Haber Cycle). Sebagai contoh, dalam pembentukan kristal alkali halida dari unsur-unsurnya melalui tahap-tahap siklus berikut:

M(s) + ½ X2(g) MX(s)

ΔH1=S ΔH2= - ½D ΔH5 = U

X(g) ΔH4= -A X-(g)
+
M(g) ΔH3 = Ei M+(g)
Keterangan:
Q = kalor pembentukan kristal dari unsur-unsurnya pada keadaan standar
S = panas sublimasi logam
D = panas disosiasi Halosssgen
I = energi disosiasi logam
A = afinitas elektron halogen
U = energi kisi kristal
(Sunarya,2003).

Persamaan Reaksi Termokimia
Bukan hanya tata nama yang memiliki peraturan, penulisan perubahan entalpi reaksi juga dibuat aturannya, yaitu:
a. Tuliskan persamaan reaksi lengkap dengan koefisien dan fasanya, kemudian tuliskan ΔH di ruas kanan (hasil reaksi).
b. Untuk reaksi eksoterm, nilai ΔH negatif, sebaliknya untuk reaksi endoterm, nilai ΔH positif.

Contoh:
Tinjau persamaan reaksi berikut:
2Na(s) + 2H2O( ) → 2NaOH(aq) + H2(g) H = –367,5 kJ
Persamaan ini menyatakan bahwa dua mol natrium bereaksi dengan dua mol air menghasilkan dua mol natrium hidroksida dan satu mol gas hidrogen. Pada reaksi ini dilepaskan kalor sebesar 367,5 kJ.

Pada persamaan termokimia harus dilibatkan fasa zat-zat yang bereaksi sebab perubahan entalpi bergantung pada fasa zat.

Contoh:
Reaksi gas H2 dan O2 membentuk H2O. Jika air yang dihasilkan berwujud cair, kalor yang dilepaskan sebesar 571,7 kJ. Akan tetapi, jika air yang dihasilkan berupa uap, kalor yang dilepaskan sebesar 483,7 kJ. Persamaan termokimianya:
2H2(g) + O2(g) → 2H2O( ) H = –571,7 kJ
2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g) H = –483,7 kJ

Gejala ini dapat dipahami karena pada saat air diuapkan menjadi uap air memerlukan kalor sebesar selisih H kedua reaksi tersebut.

c. Energi Ikatan
Energi ikatan adalah energi rata-rata yang diperlukan untuk memutuskan ikatan antara dua atom dalam senyawa. Jika zat yang terlibat dalam reaksi berupa unsure bebas, maka dipakai data energy pengatoman unsure (ΔH°atom). Energi pengatoman unsure adalah energy yang diperlukan untuk memutuskan ikatan antar atom dalam unsure (dalam suhu kamar) sehingga menjadi atom-atom bebas.
Proses pengatoman bersifat endotermik, karena diperlukan energy untuk memutuskan ikatan. Dalam reaksi terjadi pemutusan ikatan pereaksi dan pembentukan ikatan hasil reaksi. Dengan kata lain, pengatoman reaksi membutuhkan energy, sedangkan pembentukan hasil reaksi melepaskan energi. Energi pengatoman reaksi sama dengan energi yang dibutuhkan, dan energi pengatoman hasil reaksi sama dengan energi yang dilepaskan. Oleh karena itu, kalor reaksi (ΔH) adalah perbedaan energi yang dibutuhkan dengan yang dilepaskan.
ΔHreaksi =ΣD(pemutusan ikatan) – ΣD(pembentukan ikatan)

Dengan Σ menyatakan jumlah ikatan yang terlibat, D menyatakan energi ikatan rata-rata per mol ikatan. (Syukri.S.1999 : 92-93)

Contoh.

Tentukan ΔH reaksi dari persamaan reaksi di bawah ini :
N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)
Jika diketahui energi ikatan sebagai berikut :
N ≡ N = 418 kJ mol–1
H–H = 432 kJ mol–1
N–H = 386 kJ mol–1

Jawab.
Persamaan reaksinya:
N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)

Ikatan yang putus pada pereaksi:
N ≡ N 1 mol × 418 kJ mol–1 = 418 kJ
H–H 3 mol × 432 kJ mol–1= 1296 kJ
Total energi yang diperlukan = 1714 kJ

Ikatan yang terbentuk pada hasil reaksi:
N–H 2 mol × 386 kJ mol–1 = 1158 kJ
Total energi yang dilepaskan = 1158 kJ

Perubahan entalpi reaksi pembentukan amonia:
ΔHreaksi = Dpemutusan ikatan – Dpembentukan ikatan
= 1.714 kJ – 1.158 kJ = 556 kJ
Oleh karena ΔH positif maka pembentukan 2 mol amonia menyerap energi sebesar 556 kJ atau sebesar 278 kJ mol–1.