Mandiri & Kreatif

Halo kawan smua, saya ada kabar baik bagi pengguna Android terkhusus bagi pengguna Samsung Galaxy Wonder GT-I8150. Yang mana, postingan saya tentang Cara Update Samsung Galaxy W I8150 ke Android 4.3.1 Jelly Bean. Yeah, langsung saja cekidot. :)

Baru-baru ini kami telah menerbitkan sebuah panduan untuk memperbarui Samsung Galaxy S I9000 ke Android 4.3.1 Jelly Bean dan sekarang update yang sama yang tersedia untuk Samsung Galaxy W I8150 . Secara resmi , tidak ada berita dan tanda-tanda bahwa Galaxy W I8150 akan menerima update Android 4.3 Jelly Bean melalui OTA . Tapi banyak terima kasih kepada pengembang yang versi lebih baik dari Android OS untuk pengguna .
Tutorial ini akan memandu Anda untuk memperbarui Samsung Galaxy W I8150 ke Android 4.3.1 Jelly Bean via menginstal CarbonRom Kustom ROM . Sekarang tentang ROM ini , baik versi ini tidak resmi dan relatif sangat cepat , halus dan stabil . Ini membiarkan Anda rasa dan menikmati ton perubahan baru , aplikasi dan fitur dari Android 4.3.1 Jelly Bean .

CarbonRom Android 4.3.1 Fitur Jelly Bean :

a. Android 4.3.1 Jelly Bean Berbasis
b. PIE , HALO & AOKP Ribbon porting
c. Peningkatan kecepatan dan kinerja
d. Carousel Lockscreen
e. Cincin navbar Customizable
f. Terpadu Tema Mesin
g. Cincin navbar transparan
h. Menu Daya Customizable
i. LCD Density
j. Tweaks untuk meningkatkan masa pakai baterai dan banyak lagi .

Ingat ini adalah versi resmi sehingga Anda harus merawat sementara memperbarui perangkat melalui tutorial kami . Nah tentang bug , pengembang melaporkan bahwa jika ada bug , mereka akan sama dengan apa yang kami temukan dalam 4,3 ROM berbasis Jelly Bean . Untuk memperbarui perangkat berhasil Anda harus membaca dan mengikuti panduan ini langkah demi langkah tanpa mengacaukan dengan beberapa langkah atau penggabungan mereka, dapat dikenakan biaya sangat buruk .
Yah kita sudah disebutkan bahwa CarbonROM aman , bersih dan stabil ROM tanpa bug . Namun dalam kasus jika Anda tidak menyukai antarmuka baru atau tidak puas dengan versi update atau telepon Anda mendapatkan bata atau kerusakan setelah menginstal kustom ROM ini maka kita akan tidak bertanggung jawab untuk itu . Panduan ini hanya dimaksudkan untuk tujuan pendidikan , sehingga melakukannya di risiko Anda sendiri . Nah dalam kasus jika ponsel Anda dapat bata atau Anda ingin OS lama Anda kembali maka untuk itu kami akan membuat backup pertama kemudian ikuti prosedur selanjutnya .

A. Prasyarat
1. ROM ini hanya bekerja pada Samsung Galaxy W I8150 dan berarti apa-apa untuk perangkat lain . Jika melintas atau dipasang ke perangkat lain maka dapat menyebabkan beberapa situasi serius seperti bata atau buruk dirugikan perangkat . Jadi, jangan mencobanya pada perangkat lain .
2. Ini membutuhkan perangkat Berakar untuk instalasi sukses . Karena yang sebuah Kustom ROM , sehingga membutuhkan akses root untuk menginstal semua file yang . Jadi sebelum pergi lebih jauh , membasmi perangkat Anda terlebih dahulu dan kemudian kembali . Rooting perangkat Anda akan membatalkan garansi , jadi pastikan itu . Tapi kapan saja Anda dapat menghapus akses root untuk mendapatkannya kembali .
3. Backup ROM Anda saat ini, akan sangat bermanfaat bagi aspek masa depan . Dalam kasus jika ada yang tidak beres atau antarmuka baru sekarang apa yang Anda mengharapkan atau mendapatkan masalah maka Anda dapat menginstal ROM lama Anda menggunakan backup ini . Untuk membuat backup , Anda perlu pergi ke recovery mode (ikuti langkah no . 2 diberikan dalam panduan instalasi bawah ) . Pada mode recovery di sana, mencari opsi backup dan membuat cadangan dan Anda sudah selesai dengan itu .
4. Backup data pribadi Anda seperti MMS , SMS , musik , dokumen yang disimpan di memori internal ponsel . Karena proses instalasi akan melalui proses yang benar-benar akan menghapus memori internal perangkat menyeka . Hal ini tidak dapat membatalkan , Anda dapat menggunakan aplikasi seperti MyBackup atau PC client untuk membuat cadangan dari perangkat Anda .
5. Aktifkan USB Debugging di bawah pengaturan . Untuk mengaktifkannya pergi ke "Pengaturan - > Aplikasi - > pembangunan" dan kemudian mengaktifkan USB Debugging . Ini adalah langkah penting , itu memungkinkan ponsel Anda sehingga dapat terdeteksi oleh komputer atau PC file dan data transfer . Juga pastikan Anda telah menginstal driver perangkat Anda . Jika tidak maka Anda dapat men-download dari situs resmi Samsung atau bijak lain jendela Anda secara otomatis akan menginstal mereka .
6. Pastikan bahwa Anda memiliki ponsel - kurangnya 50 % pengisian sebelum pergi lebih jauh . Dalam proses instalasi terinfeksi atau berhenti di tengah-tengah , maka dapat merusak perangkat Anda buruk . Jadi sebelum menginstal pembaruan ini mengisi daya perangkat Anda ke tingkat yang baik.

B. Downloads
1. Download CarbonRom Android 4.3.1 Jelly Bean firmware di sini.
2. Download paket Google Apps terbaru di sini. ( Optional! Tidak perlu men-download dan menginstal ) .

C. Cara Update Samsung Galaxy W I8150 ke Android 4.3.1 Jelly Bean

1. Pertama download file zip Firmware dan Google Apps Zip ( pilihan) dan menyalinnya ke kartu SD ponsel Anda menggunakan kabel USB .
2. Sekarang, matikan perangkat dan boot ke mode Recovery dengan menekan dan menahan Volume UP + Home + tombol Power di waktu yang sama sampai Anda mendapatkan ke recovery mode .
3. Sekarang, Anda akan di recovery mode , ada pertama-tama pilih " wipe pabrik Reset data " kemudian mengkonfirmasi Anda seleksi dan "menghapus partisi cache" . Kembali , pilih " muka " dan kemudian pilih "menghapus dalvick cache" .
4. Sekarang kembali ke menu utama , ada pilih " install zip dari kartu SD " dan kemudian pilih " pilih zip dari kartu SD " dan kemudian mencari dan menemukan men-download file zip firmware Anda . Ini akan memakan waktu menyelesaikan proses instalasi jadi bersabarlah .
5. Setelah selesai proses instalasi , lakukan yang sama dengan Google Apps file zip dan flash ( Langkah opsional , dapat dihindari )
6. Dapatkan kembali ke opsi pemulihan dan pilih " sistem reboot sekarang " dan kamu selesai
7. Selamat yah, silahkan nikmati versi Android yg lebih baru dan lebih menarik.
Anda telah berhasil memperbarui perangkat Anda . Jadi itu semua tentang panduan kami tentang cara Update Samsung Galaxy W I8150 ke Android 4.3.1 Jelly Bean . Jika Anda masalah ketika memperbarui perangkat kemudian membiarkan penggunaan tahu melalui membuat komentar .
Sekian postingan saya, smoga bermanfaat! :) jangan lupa tinggalkan komentar yah?

Perayaan Hari Guru Nasional yang ke-20 dan Ultah PGRI ke-68

Hari Guru SMAN 1 Sibolga

*SELAMAT HARI GURU yang ke–20 dan Selamat ULTAH PGRI ke-68*

Guru adalah seseorang yang mampu mengubah dunia menjadi lebih baik.

Guru adalah seorang seseorang yang mengubah insan generasi muda.

Guru adalah..... Pahlawan tanpa tanda jasa....

Itu adalah kutipan sedikit kata-kata indah dari saya mengenai sosok guru..

          Nah, setiap sekolah pasti merayakan hari spesial ini. Momen hari guru menjadi sangat berwarna di setiap sekolah. Kadangkala, ada juga yang merayakannya dengan berbagai perlombaan. Tapi... Di sekolah kami SMA NEGERI 1 SIBOLGA, perayaan Hari Guru tahun ini tidak semeriah tahun sebelumnya. Tak ada perlombaan. Meskipun begitu, acara Hari Guru tahun ini tetap seru dan tetap gokil kok!  Untuk melihat kegiatan apa saja yg SMAN 1 Sibolga buat, cekidot di bawah ini :)

          Acara hari guru di sekolah saya itu :

         
  Upacara bendera.

 

 

Siswa SMA Negeri 1 Sibolga  lagi baris.

                          

          Penyematan bunga untuk guru siswa dari perwakilan tiap kelas.

         

Nah, ini adalah penyematan bunga spesial buat guru tersayang Pak Syukri dari teman saya.

 

 

           Salam-salaman dengan guru

 

          Pertunjukan drama dari kelas X- 1 “ Say No To Drugs”

 

          Itu waktu Upacara dan selesai upacara di Halaman sekolah saya. Sekarang mari merapat ke kelas kami XI-IPA 3, c'mon cekidot!

Ini adalah acara pas motong kue Wali Kelas tercinta kami Pak Syukri + Hadiah kenang-kenangan dari kelas kami.. Keren kann?? Gak sombong yaa... Hahahah.. Ternyata tak disangka pak Syukri juga narsis! hahah :D

Cekidot!

Itulah sekilas mengenai Perayaan Hari Guru di sekolah kami. Walaupun tidak ada perlombaan tapi menurut saya semuanya berjalan cukup khidmat. Yang terpenting Hari Guru itu bukan hanya dijadikan sebagai momen untuk cari kesempatan gak belajar tapi sebagai perenungan bahwa kita harus semakin menghormati guru dan menyayangi guru kita. Khususnya buat anak Smansa.

HAPPY TEACHER’S DAY

Termokimia

Termokimia

Bagian dari ilmu kimia yang mempelajari perubahan kalor atau panas suatu zat yang menyertai suatu reaksi atau proses kimia dan fisika disebut TERMOKIMIA. Secara operasional termokimia berkaitan dengan pengukuran dan pernafsiran perubahan kalor yang menyertai reaksi kimia, perubahan keadaan, dan pembentukan larutan.

Termokimia merupakan pengetahuan dasar yang perlu diberikan atau yang dapat diperoleh dari reaksi-reaksi kimia, tetapi juga perlu sebagai pengetahuan dasar untuk pengkajian teori ikatan kimia dan struktur kimia. Fokus bahasan dalam termokimia adalah tentang jumlah kalor yang dapat dihasilkan oleh sejumlah tertentu pereaksi serta cara pengukuran kalor reaksi.

1.     Hukum kekekalan energi

Tujuan utama termodinamika kimia ialah pembentukan krieteria untuk ketentuan penentuan kemungkinan terjadi atau ketentuan penentuan kemungkinan terjadi atau spontanitas dari trasformas digunakan memperkirakan perubahan energi yang terjadi dalam proses-proses berikut:

a.       Reaksi kimia

b.      Perubahan fase

c.       Pembentukan larutan

Hukum Termodinamika I

Sebagian besar ciri-ciri dalam termokimia berkembang dari penerapan hukum termodinamika I, atau Hukum Kekekalan Energi, dialah Wilard Gibs, pendiri Termodinamika Pertama.

Bunyi Hukum Kekekalan Energi

 

Energi

Energi apa yang dimiliki setiap zat?

Energi = kapasitas atau kemampuan untuk melakukan kerja

Menurut teori kinetik, baik zat berwujud padat, cair dan gas pada suhu 0 Kelvin terdiri banyak partikel-partikel kecil berupa molekul-molekul atau atom-atom yang terus bergerak secara acak dan beranekaragam yang saling brtumbukan dan berpantulan.

Setiap gerakan, dipengaruhi oleh banyak faktor dan dapat berubah bentuk saling bertumbukan. Hal ini menyebabkan energi gerakan satu partikel akan berbeda dengan yang lain. Jumlah total semua partikel dalam sistem disebut energi dalam (U)

Energi = fungsi keadaan (bergantung pada keadaan sistem)

Termokimia hanya berkepentingan pada perubahan energi dalam ∆U

Kerja

Kerja adalah pertukaran energi antara sistem dan lingkungan selain dalam bentuk kalor (w).

W = gaya x jarak = P x A x h

P x h = perubahan volume

Maka: W = P x ∆V

Jika tekanan dinyatakan dalam atm dan volume dalam liter maka satuan kerja adalah liter atm. 1Latm = 101,32 J

Konversi beberapa satuan tekanan dan volume

Kalor

Kalor adalah energi yang berpindah dai sistem ke lingkungan atau sebaliknya karena perbedaan suhu, yaitu suhu yang lebih tinggi ke suhu yang lebbih rendah.

1kal = 4,148 J

Rumus menghitung kalor :

 

Kalorimeter Bom

Penentuan kalor reaksi pada volume tetap ditentukan dengan menggunakan bom kalorimeter, harga kalor yang diperoleh merupakan harga ∆U

1.     Entalpi dan Perubahan Entalpi

a.  Sistem dan Lingkungan

Sistem adalah sesuatu yang menjadi pusat perhatian kota dalam hal ini adalah peroses kimia yang terjadi

Lingkungan adalah sesuatu yang berada diluar sistem

Sebagai Contoh :

Gelas kimia yang berisi air dan es. Yang merupakan sistem adalah es batu yang sedang mencair dan yang menjadi lingkungannya air, gelas kimia, dan udara sekita.

Berdasarkan kemampuan untuk melakukan pertukaran, maka sistem dikelompokkan menjadi tiga yaitu :

b.  Reaksi Eksoterm dan Endoterm

1.  Reaksi Eksoterm

·         Reaksi yang membebaskan kalor

·         Suhu sistem > suhu lingkungan

·         Kalor berpindah dari sistem ke lingkungan

·         Disertai kenaikan suhu

·         Penulisan persamaan reaksinya :

A + B → C dibebaskan kalor 10 kj (misalnya)

A + B → C           +10kj (dibebaskan kalor)

Reaktan = produk +10kj

r             > p

∆H         = H_p - H_r

                 Kecil – Besar

∆H = - (negatif)

2.  Reaksi Endoterm

·         Reaksi yang memerlukan kalor

·         Suhu sistem < suhu lingkungan

·         Kalor berpindah dari lingkungan kesistem

·         Disertai penurunan suhu

·         Penulisan persamaan reaksinya :

A + B +25kj → C

A + B → C -25kj

r                = p-25kj

r                < p

∆H            = H_p- H_r

                 Besar – Kecil

∆H            = positif (+)

a.  Energi dan Entalpi

Alam semesta ciptaan Tuhan memiliki energi yang konstan. Berdasarkan asas kekekalan energi yang tidak dapat diciptakan atau memusnahkan energi. Yang dapat kita lakukan hanyalah mengubah suatu bentuk energi menjdi bentuk energi yang lain. Di alam ini banyak sekali terjadi berbagai energi, contohnya energi kinetik, potensial, mekanik dan lain sebagainnya.

Jumlah total semua bentuk  enegi tersebut inilah dapat kita sebut sebagai Entalpi (H), yang artinya jumlah energi yang terkandung atau tersimpan dalam suatu zat pada suhu 298 k ( 25⁰C). Istilah ini diambil dari bahasa Jerman, Entalphien yang artinya kandungan yang diusulkan oleh Herman Helmholtz.

b.  Perubahan Entalpi

Kita asumsikan sebuah mobil yang  bergerak dari satu titik tertentu ke titik yang lain dimana dalam menentukan berapa besar energi yang dikeluarkan oleh mobil dilihat dari besarnya perubahan energinya mobil tersebut berpindah tempat. Begitu pula dengan entalpi dimana dalam menentukannya dilihat dari besarnya perubahan entalpi yang terjadi.

∆H = H₂ – H₁

Begitu juga dengan proses kimia, bahwa perubahan entalpi terjadi bila sistem melepas atau menyerap kalor. Dalam reaksi dituliskan dalam :

A + B        → AB

Reaktan     Produk

∆H = H_p – H_r

Jenis perubahan entalpi

      Perubahan entalpi pembentukan (∆H_f)

      Perubahan entalpi penguraian (∆H_d)

      Perubahan entalpi pembakaran (∆H_c)

      Perubahan entalpi penetralan  (∆H_net)

Perubahan Entalpi Pembentukan (∆H_f)

Perubahan entalpi pembentukan pada 1 mol senyawa dari unsurnya.

Contohnya : C + O₂ → CO₂

            ∆H_f  → f = formation = pembentukan

            Unsur + Unsur  →  Senyawa

Misal :

C + 2H₂ + ½ O₂   → CH₃OH = - 200 kJ

∆H⁰_f  = ∑ n∆H⁰ _f produk - ∑ n∆H⁰ _f reaktan

Contoh Soal :

Tentukanlah perubahan entalpi  reaksi berikut :

C₂H_4(g) + H₂O_(l) → C₂H₃OH_(l)

Jika diketahui masing-masing ∆H⁰_f   C₂H₃OH_(l) = -277,7 kJ/mol, ∆H⁰_f  C₂H_4(g) = + 523 kJ/mol dan  ∆H⁰_f  H₂O_(l) = - 285,8 kJ/mol...

Jawab :

Mari kita lihat ciri soal yang diketahui adalah data entalpi dari masing-masing senyawa yang bereaksi, lalu kita ketahui bahwa yang menjadi produk ialah C₂H₃OH, sedangkan yang menjadi reaktannya ialah C₂H_4(g) + H₂O_(l)

Maka, ∆H⁰_f  = ∑ n∆H⁰ _f produk - ∑ n∆H⁰ _f reaktan

∆H⁰_f  = -277,7 kJ/mol – (+ 523 kJ/mol + - 285,8 kJ/mol)

          = -277,7 kJ/mol – 237, 2 kJ/mol

          = -514,9 kJ/mol

Perubahan Entalpi Penguraian ∆H_d

Perubahan entalpi penguraian pada 1 mol senyawa dari unsurnya.

Contih : CO₂ → C + O₂

            ∆H_d → d = decomposition = penguraian

            Senyawa → Unsur + Unsur

Misal : CO_2(g) → C_(g) + O_2(g) ∆H = 393,5 kJ

Perubahan Entalpi Pembakaran ∆H_c

Perubahan entalpi pembekaran pada 1 mol senyawa dari unsurnya.

            ∆H_c → c = combustion = pembakaran

                                      ½ O₂

Misal : C + ½ O₂ → CO → CO₂

Entalpi Netralisasi ∆H_net

∆H yang dihasilkan (selalu eksoterm) pada reaksi penetralan asam atau basa.

Contoh:

NaOH_(aq) + HCl_(aq)  à NaCl_(aq) + H₂O_(l)   ∆H = -890,4 kJ/mol

c.   Persamaan Termokimia

Persamaan yang menggambarkan suatu reaksi yang disertai informasi tentang perubahan entalpi (kalor). Oleh karena entalpi merupakan sifat ekstensif (nilainya bergantung pada besar dan ukuran sistem) maka pada persamaan termokimia juga tercantum jumlah mol zat yang dinyatakan dengan koefisien reaksi, dan keadaan fasa zat yang terlibat.

Contoh:

a.       Pada pembentukan 1 mol air dari gas hidrogen dengan gas oksigen pada 25⁰C (298K), 1 atm, dilepaskan kalor sebesar 286 kJ.

Persamaan termokimia dari pernyataan di atas adalah

Kata “dilepaskan” menyatakan bahwa reaksi tergolong eksoterm. Oleh karena itu,

H = –286 kJ untuk setiap mol air yang terbentuk.

H_2(g) + O_2(g) → H₂O_(l)   ∆H = –286 kJ

atau,

2H_2(g) + O_2(g) → 2H₂O_(l)  ∆H = –572 kJ

b.      Reaksi karbon dan gas hidrogen membentuk 1 mol C₂H₂ pada temperatur 25⁰C dan tekanan 1 atm memerlukan kalor 226,7 kJ.

Persamaan termokimianya :

Kata “memerlukan” menyatakan bahwa reaksi tergolong endoterm.

2C_(s) + H_2(g) → C₂H_2(g)  ∆H = + 226,7 kJ

d.  Perubahan Entalpi Standar (∆H⁰)

Pengukuran pada temperatur 205⁰C, 1 atm disebut sebagai keadaan standar untuk entalpi sebagai perubahan entalpi standar.

1.     Penentuan Perubahan Entalpi

a.  Kalorimetri

Kalorimeter Sederhana (kiri) dan kalorimeter Bom (kanan)

Kalorimeter adalah suatu alat untuk mengukur jumlah kalor yang diserap atau dibebaskan sistem. Data H reaksi yang terdapat pada tabel-tabel pada umumnya ditentukan secara kalorimetri.

Kalorimeter sederhana dapat dibuat dari wadah yang bersifat isolator (tidak menyerap kalor). Sehingga wadah dianggap tidak menyerap kalor pada saat reaksi berlangsung.

Kalorimeter Bom merupakan suatu kalorimeter yang dirancang khusus sehingga benar-benar terisolasi. Pada umumnya sering digunakan untuk menentukan perubahan entalpi dari reaksi-reaksi pembakaran yang melibatkan gas.

Meskipun sistem diusahakan terisolasi, tetapi ada kemungkinan sistem masih dapat menyerap atau melepaskan kalor ke lingkungan, dalam hal ini lingkungan nya adalah kalorimeter sendiri. Jika kalorimeter juga terlibat dalam pertukaran kalor, maka besarnya kalor yang diserap atau dilepas oleh kalorimeter (kapasitas kalorimeter, C) harus diperhitungkan.

Jumlah kalor yang dilepas atau diserap sebanding dengan massa, kalor jenis zat, dan perubahan suhu. Hubungannya adalah sebagai berikut:

q = m × c × ∆T

dengan,

q          = perubahan kalor (J)

m         = massa zat (g)

c          = kalor jenis zat (J/g.K)

∆T       = perubahan suhu (K)

Contoh Soal:

Pada suatu percobaan direaksikan 50 cm³ larutan HCl 1 M dengan 50 cm³ larutan NaOH 1 M dalam gelas plastik yang kedap panas, ternyata suhunya naik dari 29^oC menjadi 35,5^oC. Kalor jenis larutan dianggap sama dengan kalor jenis air yaitu 4,18 Jg^–1K^–1 dan massa jenis larutan dianggap 1 g/cm³. Tentukan perubahan entalpi dari reaksi:

NaOH_(aq) + HCl_(aq) → NaCl_(aq) + H₂O_(l)

Jawab :

qsistem = qlarutan + qkalorimeter

karena qkal diabaikan, maka

qsistem = qlarutan

massa larutan = volume larutan × massa jenis air

                        = 100 cm³ × 1 g/cm³

                        = 100 g

T     = (35,5 – 29)^oC

       = 6,5^oC

atau

T     = (35,5 + 273)K – (29 + 273)K

       = 6,5 K

qlarutan           = mlarutan × clarutan × T

                        = 100 g × 4,18 J g^–1K^–1 × 6,5 K

                        = 2717 Joule

                        = 2,72 kJ

mol NaOH      = mol HCl

                        = 0,05 L × 1 mol L^–1

                        = 0,05 mol

Jadi, pada reaksi antara 0,05 mol NaOH dan 0,05 mol HCl terjadi perubahan kalor sebesar 2,72 kJ. Maka untuk setiap 1 mol NaOH bereaksi dengan 1 mol HCl akan terjadi perubahan kalor :

= 2, 72 kJ  : 0,05 mol

= 54,4 kJ/mol

Oleh karena pada saat reaksi suhu sistem naik berarti reaksi berlangsung eksoterm, perubahan entalpinya berharga negatif.

Persamaan termokimianya:

NaOH_(aq) + HCl_(aq) → NaCl_(aq) + H₂O_(l) ∆H = –54,4 kJ

a.  Hukum Hess

Perubahan entalpi kadang sukar diukur atau ditentukan langsung dengan percobaan. Pada tahun 1840 Henry Hess dari Jerman menyatakan, perubahan entalpi reaksi hanya tergantung pada keadaan awal dan akhir sistem, tidak bergantung pada jalannya reaksi.

Banyak reaksi dapat berlangsung menurut dua atau lebih tahapan.

Contoh:

Reaksi karbon dan oksigen untuk membentuk CO₂ dapat berlangsung dalam satu tahap (cara langsung) dan dapat juga dua tahap(cara tidak langsung).

1) Satu tahap: C_(s) + O_2(g)  → CO_2(g) ∆H = –394 kJ

2) Dua tahap: C_(s) + O_2(g) → CO_(g) ∆H = –110 kJ

CO(g) + O2(g) → CO2(g) ∆H = –284 kJ

C_(s) + O_2(g) → CO_2(g) ∆H = –394 kJ

H dari beberapa reaksi dapat dijumlahkan sesuai dengan penjumlahan reaksireaksinya.

Jadi, jika suatu reaksi berlangsung menurut dua tahap atau lebih, maka kalor reaksi totalnya sama dengan jumlah kalor tahap reaksinya. Hukum Hess kita gunakan untuk menghitung H suatu reaksi, berdasarkan beberapa harga H dari reaksi lain yang sudah diketahui.

Hukum Hess dapat dinyatakan dalam bentuk diagram siklus atau diagram tingkat energi. Diagram siklus untuk reaksi pembakaran karbon pada contoh di atas adalah sebagai berikut:

Diagram siklus reaksi pembakaran karbon.

Dari siklus reaksi di atas, pembakaran karbon dapat melalui dua lintasan, yaitu lintasan-1 yang langsung membentuk CO₂, sedangkan lintasan-2, mula-mula membentuk CO, kemudian CO₂. Jadi H₁ = H₂ + H₃

Diagram tingkat energi:

Diagram tingkat energi reaski karbon dengan oksigen

membentuk CO₂ menurut dua lintasan.

a.  Menggunakan Entalpi Pembentukan

Kalor suatu reaksi dapat juga ditentukan dari data pembentukan zat pereaksi dan produknya.

Secara umum untuk reaksi:

a PQ + b RS → c PS + d QR

reaktan               produk

maka,

H reaksi = [ c. ∆Hf⁰ PS + d. ∆Hf⁰ QR] – [ a. ∆Hf⁰ PQ + b. ∆Hf⁰ RS]

∆H reaksi = ∆Hf⁰ (produk) - ∆Hf⁰ (reaktan)

Contoh soal:

Tentukan entalpi reaksi pembakaran etanol, jika diketahui :

∆Hf⁰ C₂H₅OH = –266 kJ

∆Hf⁰ CO₂ = –394 kJ

∆Hf⁰ H₂O = –286 kJ

Jawab:

Reaksi pembakaran etanol :

C₂H₅OH + O_2(g) → 2CO₂ + 3H₂O

∆H reaksi = [2 ∆Hf⁰ CO2 + 3 ∆Hf⁰ H2O] – [1 ∆Hf⁰ C2H5OH + 1 ∆Hf⁰ O2]

                 = [2 (–394) + 3 (–286)] kJ – [1 (–266) + 1 (0)] kJ

                 = [–1646 + 266] kJ

                 = –1380 kJ

1.     Energi Ikatan

Pada dasarnya reaksi kimia terdiri dari dua proses, yaitu pemutusan ikatan antar atom-atom dari senyawa yang bereaksi (proses yang memerlukan energi) dan penggabungan ikatan kembali dari atom-atom yang terlibat reaksi sehingga membentuk susunan baru (proses yang membebaskan energi).

Perubahan entalpi reaksi dapat dihitung dengan menggunakan data energi ikatan. Energi ikatan adalah energi yang diperlukan untuk memutuskan ikatan oleh satu molekul gas menjadi atom-atom dalam keadaan gas. Harga energi ikatan selalu positif, dengan satuan kJ atau kkal, serta diukur pada kondisi zat-zat berwujud gas.

Energi ikatan rata-rata dari beberapa ikatan (kJ/mol)

Menghitung ∆H reaksi berdasarkan energi ikatan:

∆H = ∑ Energi ikatan yang diputuskan – ∑ Energi ikatan yang terbentuk

Contoh Soal:

Dengan menggunakan tabel energi ikatan, tentukan (ramalkan) energi yang dibebaskan pada pembakaran gas metana.

Jawab:

Reaksi pembakaran gas metana :

CH_4(g) + 2O_2(g)  → CO_2(g) + 2H₂O_(g)

Pemutusan Ikatan:                      Pembentukan ikatan:

4 mol C – H = 1652 kJ                2 mol C = O = 1598 kJ

2 mol O = O = 990 kJ +              4 mol O – H = 1852 kJ  +

                     = 2642 kJ                                    = 3450 kJ

∆H    = ∑ Energi ikatan yang diputuskan – ∑ Energi ikatan yang terbentuk

          = (2642 – 3450) kJ = –808 kJ

∆H reaksi bertanda negatif, artinya ikatan dalam produk lebih kuat daripada ikatan dalam pereaksi.

Entalpi reaksi yang dihitung berdasarkan harga energi ikatan rata-rata sering berbeda dari entalpi reaksi yang dihitung berdasarkan harga entalpi pembentukan standar. Perbedaan ini terjadi karena energi ikatan yang terdapat dalam suatu tabel adalah energi ikatan rata-rata. Energi ikatan C – H dalam contoh di atas bukan ikatan C – H dalam CH₄, melainkan energi ikatan rata-rata C – H.

CH_4(g)         → CH_3(g) + H_(g)              ∆H = +424 kJ/mol

CH_3(g)         → CH_2(g) + H_(g)              ∆H = +480 kJ/mol

CH_2(g)         → CH_(g) + H_(g)               ∆H = +425 kJ/mol

CH_(g)          → C_(g) + H_(g)                  ∆H = +335 kJ/mol

Jadi, energi ikatan rata-rata dari ikatan C – H adalah 416 kJ/mol. Sedangkan energi ikatan C – H yang dipakai di atas adalah +413 kJ/mol.

1.     Bahan Bakar dan Perubahan Entalpi

Reaksi pembakaran adalah reaksi suatu zat dengan oksigen. Biasanya reaksi semacam ini digunakan untuk menghasilkan energi. Bahan bakar adalah merupakan suatu senyawa yang bila dilakukan pembakaran terhadapnya dihasilkan kalor yang dapat dimanfaatkan untuk berbagai keperluan.

Jenis bahan bakar yang banyak kita kenal adalah bahan bakar fosil. Bahan bakar fosil berasal dari pelapukan sisa organisme, baik tumbuhan maupun hewan yang memerlukan waktu ribuan sampai jutaan tahun, contohnya minyak bumi dan batu bara. Namun selain bahan bakar fosil dewasa ini telah dikembangkan pula bahan bakar jenis lain, misalnya alkohol dan hidrogen. Hidrogen cair dengan oksigen cair bersama-sama telah digunakan pada pesawat ulang-alik sebagai bahan bakar roket pendorongnya. Pembakaran hidrogen tidak memberi dampak negatif pada lingkungan karena hasil pembakarannya adalah air.

Matahari adalah sumber energi terbesar di bumi, tetapi penggunaan energi surya belum komersial. Dewasa ini penggunaan energi surya yang komersial adalah untuk pemanas air rumah tangga (solar water heater). Di bawah ini adalah nilai kalor dari berbagai jenis bahan bakar yang umum dikenal:

Nilai kalor bakar beberapa bahan bakar

Nilai kalor dari bahan bakar umumnya dinyatakan dalam satuan kJ/gram, yang menyatakan berapa kJ kalor yang dapat dihasilkan dari pembakaran 1 gram bahan bakar tersebut. Contoh : nilai kalor bahan bakar bensin adalah 48 kJ/g, artinya setiap pembakaran sempurna 1 gram bensin akan dihasilkan kalor sebesar 48 kJ.

Pembakaran bahan bakar dalam mesin kendaraan atau dalam industri umumnya tidak terbakar sempurna. Pembakaran sempurna senyawa hidrokarbon (bahan bakar fosil) membentuk karbon dioksida dan uap air. Sedangkan pembakaran tidak sempurnanya menghasilkan karbon monoksida dan uap air.

Pembakaran tak sempurna mengurangi efisiensi bahan bakar, kalor yang dihasilkan akan lebih sedikit dibandingkan apabila zat itu terbakar sempurna. Kerugian lainnya adalah dihasilkannya gas karbon monoksida (CO) yang bersifat racun. Nilai kalor bakar dapat digunakan untuk memperkirakan harga energi suatu bahan bakar.