USAHA DAN ENERGI

U S A H AUsaha adalah hasil kali komponen gaya dalam arah perpindahan dengan

perpindahannya.Jika suatu gaya F menyebabkan perpindahan sejauh X, maka gaya F melakukan usaha sebesar W, yaitu W = F. XW = usaha ; F = gaya ; X= perpindahan SATUANBESARAN SATUAN MKS SATUAN CGSUsaha (W) joule ergGaya (F) newton dynePerpindahan (X) meter cm

1 joule = 107 ergCatatan : Usaha (work) disimbolkan dengan huruf besar W Berat (weight) disimbolkan dengan huruf kecil wJika ada beberapa gaya yang bekerja pada sebuah benda, maka usaha total yang dilakukan terhadap benda tersebut sebesar :Jumlah usaha yang dilakukan tiap gaya, atau Usaha yang dilakukan oleh gaya resultan.

D A Y ADaya (P) adalah usaha yang dilakukan tiap satuan waktu.

P =

Wt

P = daya ; W = usaha ; t = waktuDaya termasuk besaran scalar yang dalam satuan MKS mempunyai satuan watt atau J/sSatuan lain adalah : 1 HP = 1 DK = 1 PK = 746 watt HP = Horse power ; DK = Daya kuda ; PK = Paarden Kracht1 Kwh adalah satuan energi besarnya = 3,6 .106 watt.detik = 3,6 . 106 joule

KONSEP ENERGISuatu system dikatakan mempunyai energi/tenaga, jika system tersebut

mempunyai kemampuan untuk melakukan usaha. Besarnya energi suatu system sama dengan besarnya usaha yang mampu ditimbulkan oleh system tersebut. Oleh karena itu, satuan energi sama dengan satuan usaha dan energi juga merupakan besaran scalar.

Dalam fisika, energi dapat digolongkan menjadi beberapa macam antara lain :Energi mekanik (energi kinetik + energi potensial) , energi panas , energi listrik, energi kimia, energi nuklir, energi cahaya, energi suara, dan sebagainya.

Energi tidak dapat diciptakan dan tidak dapat dimusnahkan yang terjadi hanyalah transformasi/perubahan suatu bentuk energi ke bentuk lainnya, misalnya dari energi mekanik diubah menjadi energi listrik pada air terjun.

ENERGI KINETIKEnergi kinetik adalah energi yang dimiliki oleh setiap benda yang bergerak.

Energi kinetik suatu benda besarnya berbanding lurus dengan massa benda dan kuadrat kecepatannya. Ek = ½ m v2

Ek = Energi kinetik ; m = massa benda ; v = kecepatan bendaSATUAN

BESARAN SATUAN MKS SATUAN CGSEnergi kinetik (Ek) joule ergMassa (m) Kg grKecepatan (v) m/det cm/det

Usaha = perubahan energi kinetik.

W = Ek = Ek2 – Ek1

ENERGI POTENSIAL GRAFITASIEnergi potensial grafitasi adalah energi yang dimiliki oleh suatu benda karena

pengaruh tempatnya (kedudukannya). Energi potensial ini juga disebut energi diam, karena benda yang diam-pun dapat memiliki tenaga potensial.

Sebuah benda bermassa m digantung seperti di bawah ini.Besarnya Energi potensial benda sama dengan usaha yang sanggup dilakukan gaya beratnya selama jatuh menempuh jarak h. Ep = w . h = m . g . hEp = Energi potensial , w = berat benda , m = massa benda ; g = percepatan grafitasi ; h = tinggi bendaSATUAN

BESARAN SATUAN MKS SATUAN CGSEnergi Potensial (Ep) joule ergBerat benda (w) newton dyneMassa benda (m) Kg grPercepatan grafitasi (g) m/det2 cm/det2

Tinggi benda (h) m cm

Energi potensial grafitasi tergantung dari :percepatan grafitasi bumikedudukan bendamassa benda

ENERGI POTENSIAL PEGAS.Energi potensial yang dimiliki benda karena elastik pegas.

Gaya pegas (F) = k . x Ep Pegas (Ep) = ½ k. x2

k = konstanta gaya pegas ; x = reganganHubungan usaha dengan Energi Potensial :

W = Ep = Ep1 – Ep2

ENERGI MEKANIKEnergi mekanik (Em) adalah jumlah antara energi kinetik dan energi potensial

suatu benda. Em = Ek + Ep

HUKUM KEKEKALAN ENERGI MEKANIK.“Energi tidak dapat diciptakan dan tidak dapat dimusnahkan.Jadi energi itu adalah KEKAL.” Em1 = Em2

Ek1 + Ep1 = Ek2 + Ep2

TERMODINAMIKA1. Sistem dan proses

Sistem dalam termodinamika adalah benda kerja atau objek yang ditinjau dan dibatasi oleh ruang tertutup. Permukaan tertutup dibedakan menajdi dua, yaitu nyata dan khayal. Permukaan tertutup nyata, misalnya suatu gas yang dibatasi oleh silinder yang dilengkapi dengan piston atau penghisap. Sedangkan permukaan tertutup khayal, misalnya sebongkah es yang terapung diatas air. Permukaan tertutupnya adalah permukaan yang terletak dii sekitar es tersebut.Proses adalah lintasan yang dilalui sistem selama perubahan keadaan. ketika sistem menjalani suatu proses praktis, berawal dari suatu keadaan kesetimbangan termodinamik dan beberapa atau semua keadaan-keadaan diantaranya mungkin keadaan-keadaan tak setimbang untuk mendapatkan suatu proses yang selalu dalam kesetimbangan akan ditinjau suatu

proses yang diidealkan. Proses yang diidealkan atau proses kuasi-setimbang.adalah suatu proses yang hanya menyimpang sejumlah infinitisemsl (menyimpang sedikit) dari keadaan setimbang termodinamik.

2. Hukum I Termodinamika .

a. Energi dalamTelah kita ketahui bahwa energi tidak dapat dimusnahkan dan tidak dapat

diciptakan. Kita hanya dapat mengubah bentuk energi dari energi satu ke bentuk energi yang lain. Beberapa contoh perubahan bentuk energi antara lain: energi listrik diubah menjadi energi mekanik; energi panas diubah menjadi energi listrik; energi mekanik diubah menjadi energi panas, atau sebaliknya.

Kalor atau panas dapat diubah menjadi energi gerak, dan sebaliknya energi gerak dapat diubah menjadi energi kalor. Apabila suatu gas dalam ruang tertutup diberi kalor, kalor itu akan digunakan untuk mengubah energi dalam dan juga digunakan untuk melakukan usaha. Pernyataan ini dapat dirumuskan dalam bentuk deferensial sebagai berikut:dQ = = dU + Wjika perubahannya finit, dapat dituliskan sebagai berikut:

Q = Δ U + WSistem melakukan usaha jika W>0 dan dikenai usaha jika W<0.

b. Proses - proses pada hukum termodinamika I.1). Hukum I termodinamika untuk Proses Isobarik.

Pada proses ini gas dipanaskan dengan tekanan tetap.Dengan demikian pada proses ini berlaku persamaan Boyle-GayLussac.Karena tidak ada perubahan tekanan maka persamaan gas idealnya menjadi:V 1

T 1

=V 2

T 2

Usaha luar yang dilakukan adalah : W = p ( V2 - V1 ). karena itu hukum I termodinamika dapat dinyatakan perubahan kalor dipengaruhi oleh perubahan energi internal sistem dan usaha sistem:D Q = D U + p ( V2 - V1 )Panas yang diperlukan untuk meningkatkan suhu gas pada tekanan tetap merupakan perkalian massa dengan kapasitas panas tetap dan perubahan suhunya. dapat dinyatakan dengan persamaan :D Q = m cp ( T2 - T1 )

Pertambahan energi dalam gas merupakan perkalian massa dengan kapasitas panas konstan dan perubahan suhunya. dapat pula dinyatakan dengan persamaan :D U = m cv ( T2 - T1 )Karena itu pula maka usaha yang dilakukan pada proses isobarik dapat pula dinyatakan dengan persamaan :D W =D Q - D U = m ( cp - cv ) ( T2 - T1 )Dari persamaan diatas dapat disimpulkan bahwa usaha luar tergantung pada massa dan perubahan temperatur, juga tergantung pada kapasitas panas dengan volume tetap dan tekanan tetap.

2). Hukum I Termodinamika untuk Proses Isokhorik ( Isovolumik ) Pada proses ini volume Sistem konstan. Dengan demikian dalam proses ini berlaku Hukum Boyle-Gay Lussac dalam bentuk :P1

T1

=P2

T2

Karena D V = 0 maka W = p . D VW = 0 ( tidak ada usaha luar selama proses )D Q = U2 - U1

Karena tidak ada usaha luar selama proses maka kalor yang diserap oleh

sistem hanya dipakai untuk menambah energi dalam (D U )D Q = D UD U = m . cv ( T2 - T1 )

3). Hukum I termodinamika untuk proses Isotermik. Selama proses suhunya konstan.Oleh karena suhunya tetap, maka berlaku Hukum BOYLE.

P1 V2 = P2 V2

Karena suhunya konstan T2 = T1 maka :

D U = U2 - U1 = 32 n R T2 -

32 n R T1 = 0 ( Usaha dalamnya nol ) .Karena

energi internal atau usaha dalamnya 0 maka kalor yang diserap sistem hanya dipakai untuk usaha luar saja.

W =P1 V 1( lnV 2

V 1

)=P2V 2( lnV 2

V 1

)

W =P1 V 1( lnP1

P2

)=P2V 2( lnP1

P2

)

W =nRT1 ( ln

V 2

V 1

)=nRT 2( lnV 2

V 1

)

W =nRT1 ( ln

P1

P2

)=nRT 2( lnP1

P2

)

Persamaan diatas menunjukkan bahwa pada proses isotermik, usaha luar tergantung pada temperatur awal, temperatur akhir dan tekanan awal serta tekanan akhir. Karena perubahannya bersifat infinit maka usaha juga bergantung pada perubahan volume dan tekanan yang mengikuti persamaan exponensial.

4). Hukum I Termodinamika untuk proses Adiabatik.Selama proses tak ada panas yang masuk / keluar sistem jadi Q = 0

oleh karena tidak ada panas yang masuk atau keluar sistem maka berlaku Hukum Boyle-Gay Lussac

P1 V 1

T 1

=P2 V 2

T 2

Karena D Q = 0 maka O = D U + D W sehingga U2 -U1 = -D W .Bila D W negatif ( -

W = sistem ditekan ) usaha dalam sistem (D U) bertambah. Sedangkan hubungan antara suhu mutlak dan volume gas pada proses adibatik, dapat dinyatakan dengan persamaan :

T.V-1 = konstan atau T1.V1-1 = T2.V2-1

Usaha yang dilakukan pada proses adiabatik adalah :

W = m . cv ( T1 - T2 ) atau W =

P1 .V 1

1−g ( V2-1 - V1-1 )

Juga berlaku persamaan : P1.V1 = P2.V2

c. Kapasitas kalor gas .Anda telah mengetahui bahwa kapasitas kalor suatu zat adalah jumlah kalor

yang diperlukan untuk menaikkan suhu suatu zat sebesar 1ºC atau 1 K. kapasitas kalor dirumuskan :

C =

QΔT

Persamaan diatas juga berlaku untuk gas. Akan tetapi mengingat volume gas bergantung pada tekanan, kapasitas kalor gas ditentukan dengan menggunakan kapasitas gas pada volume tetap dan pada tekanan tetap. Pada volume tetap kalor yang dimasukkan pada sistem semuanya digunakan untuk merubah energi dalam. Sedangkan pada tekanan tetap, kalor yang diberikan pada sistem selain digunakan untuk mengubah energi dalam juga digunakan untuk melakukan usaha.Pada volume tetap:

Qv=Cv ΔT

Pada tekanan tetap:

Qp=C p ΔT

1) Kapasitas kalor gas pada volume tetapTelah dijelaskan di depan bahwa pada volume tetap seluruh kalor

digunakan untuk merubah energi dalam.Dari persamaan dQ = dU +W untuk V tetap, W=0 sehingga

dU= Cv dT

C v=dUdT

Pada teori kinetik gas kita mempunyai persamaan untuk U=3/2 nRT dan untuk gas diatomik U=5/2 nRT. Dengan mensubtitusikan dua persamaan tersebut ke persamaan (2.24), diperoleh persamaan sebagai berikut:

Cv=dUdT

=

ddT

( 32

nRT )=32

nRdTdT

Cv=32

nR

Untuk gas monoatomik dengan cara yang sama diperoleh:

C v=52

nR

2) Kapasitas kalor gas pada tekanan tetapPada tekanan tetap kalor yang diberikan digunakan untuk mengubah

energi dalam dan untuk melakukan usaha.dQ = dU + p dV

C p dT = Cv dT + p dVUntuk gas ideal pada tekanan tetap kita mempunyai rumus:p dV = nR dTSehingga diperoleh persamaan:

C p dT = Cv dT + nR dT

C p - Cv = nRBerdasarkan persamaan (2.28), besar kapasitas kalor pada tekanan tetap dapat

ditulis sebagai berikut:

C p = 3/2 nR + nR

C p = 5/2 nRUntuk gas diatomic :

C p = 5/2 nR + nR

C p = 7/2 nRPada proses adiabatik, Q = 0, 0 = dU + W

maka W = -Cv dT bila perubahan suhunya finit

W =Cv Δ T

e. Hukum II TermodinamikaPerumusan Kelvin-Plank Tentang Hukum II Termodinamika

Pada dasarnya perumusan antara Kelvin dan Plank mengenai suatu hal yang sama, sehingga perumusan keduanya dapat digabungkan dan sering disebut : Perumusan Kelvin-Plank Tentang Hukum II Termodinamika. Perumusan Kelvin-Plank secara sederhana dapat dinyatakan sebagai berikut :“Tidak Mungkin Membuat Pesawat Yang Kerjanya Semata-Mata enyerap Kalor Dari Sebuah Reservoir Dan Mengubahnya Menjadi Usaha”

TERMOKIMIA

A. Entalpi dan PerubahannyaSetiap 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 dankeadaan awal ( ΔU = Uakhir – Uawal).

1. Entalpi ( ΔH )Perubahan energi internal dalam bentuk panas dinamakan kalor.Kalor adalah energi panas yang ditransfer (mengalir) dari satu materi ke materi lain. Jika tidak ada energi yang ditransfer, tidak dapat dikatakan bahwa materi mengandung kalor. Jadi, Anda dapat mengukur kalor jika ada aliran energi dari satu materi ke materi lain. Besarnya kalor ini, ditentukan oleh selisih keadaan akhir dan keadaan awal.Besarnya kalor ini diukur berdasarkan perbedaan suhu dan dihitung menggunakan persamaan berikut.Q = m c Δ T

Keterangan:Q = kalorm = massa zatc = kalor jenis zatΔ T = selisih suhuJika perubahan energi terjadi pada tekanan tetap, misalnya dalam wadah terbuka (tekanan atmosfer) maka kalor yang terbentuk dinamakan perubahan entalpi (ΔH). Entalpi dilambangkan dengan H (berasal darikata ‘Heat of Content’). Dengan demikian, perubahan entalpi adalah kalor yang terjadi pada tekanan tetap, atau Δ H = QP(Qpmenyatakan kalor yang diukur pada tekanan tetap)

Dalam termokimia ada dua hal yang perlu diperhatikan yang menyangkut perpindahan energi, yaitu sistem dan lingkungan. Segala sesuatu yang menjadi pusat perhatian dalam mempelajari perubahan energi disebut sistem, sedangkan hal-hal yang membatasi sistem dan dapat mempengaruhi sistem disebut lingkungan.

Berdasarkan interaksinya dengan lingkungan, sistem dibedakan menjadi tiga macam, yaitu : 1. Sistem Terbuka

Sistem terbuka adalah suatu sistem yang memungkinkan terjadi perpindahan energi dan zat (materi) antara lingkungan dengan sistem. Pertukaran materi artinya ada hasil reaksi yang dapat meninggalkan sistem (wadah reaksi), misalnya gas, atau ada sesuatu dari lingkungan yang dapat memasuki sistem.

2. Sistem TertutupSuatu sistem yang antara sistem dan lingkungan dapat terjadi perpindahan energi, tetapi tidak dapat terjadi pertukaran materi disebut sistem tertutup.

3. Sistem TerisolasiSistem terisolasi merupakan sistem yang tidak memungkinkan terjadinya perpindahan energi dan materi antara sistem dengan lingkungan.Energi adalah kapasitas untuk melakukan kerja (w) atau menghasilkan panas

(kalor=q). Pertukaran energi antara sistem dan lingkungan dapat berupa kalor (q) atau bentuk energi lainnya yang secara kolektif kita sebut kerja (w). Energi yang dipindahkan dalam bentuk kerja atau dalam bentuk kalor yang memengaruhi jumlah total energi yang terdapat dalam sistem disebut energi dalam (internal energy). Kerja adalah suatu bentuk pertukaran energi antara sistem dan lingkungan di luar kalor. Salah satu bentuk kerja yang sering menyertai reaksi kimia adalah kerja tekanan-volum, yaitu kerja yang berkaitan dengan pertambahan atau pengurangan volum sistem.

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 ).

H = E + ( P.V )H = E + ( P. V )H = (q + w ) + ( P. V )H = qp – ( P. V ) + ( P. V )H = qp

Untuk reaksi kimia :H = Hp – HrHp = entalpi produkHr = entalpi reaktanReaksi 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.

Entalpi Pembentukan Standar (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 standar (STP). Entalpi pembentukan standar diberi simbol (ΔH◦

f), simbol f berasal dari kata formation yang berarti pembentukan. Contoh unsur-unsur yang stabil pada keadaan standar, yaitu : H2,O2,C,N2,Ag,Cl2,Br2,S,Na,Ca, dan Hg.

Entalpi Penguraian Standar (ΔH◦d)

Entalpi penguraian standar 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 standar 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 karena reaksinya berlawanan arah.

Entalpi Pembakaran Standar (ΔH◦c)

Entalpi pembakaran standar suatu senyawa menyatakan jumlah kalor yang diperlukan atau dibebaskan untuk proses pembakaran 1 mol senyawa dari unsur-unsurnya yang stabil pada keadaan standar (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)

Entalpi Pelarutan Standar (ΔH◦s)

Entalpi pelarutan standar menyatakan jumlah kalor yang diperlukan atau dibebaskan untuk melarutkan 1 mol zat pada keadaan standar (STP). Entalpi penguraian standar diberi simbol (ΔH◦

s) simbol s berasal dari kata solvation yang berarti pelarutan.

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

basa oleh asam pada keadaan standar. Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan Hn. Satuannya = kJ / mol

Entalpi Penguapan Standar Adalah entalpi yang terjadi pada penguapan 1 mol zat dalam fase cair menjadi

fase gas pada keadaan standar. Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan Hvap. Satuannya = kJ / mol.

Entalpi Peleburan Standar Adalah entalpi yang terjadi pada pencairan / peleburan 1 mol zat dalam fase

padat menjadi zat dalam fase cair pada keadaan standar. Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan Hfus. Satuannya = kJ / mol.

Entalpi Sublimasi Standar Adalah entalpi yang terjadi pada sublimasi 1 mol zat dalam fase padat

menjadi zat dalam fase gas pada keadaan standar. Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan Hsub. Satuannya = kJ / mol.

Kalorimeter

Kalorimetri yaitu 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 kalor 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 maupun energi dengan lingkungan di luar kalorimeter ). Kalorimeter terbagi menjadi dua, yaitu 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 Tqkalorimeter = C x Tdengan :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 )

Hukum HessMenurut 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. Berdasarkan Hukum Hess, penentuan H dapat dilakukan melalui 3 cara yaitu :

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. Secara matematis

.

Energi Listrik

Besarnya energi ini dapat ditulis dalam persamaan sebagai berikut :

W=Q.V

Dengan,

W = energi (joule)

Q = besar muatan yang dipindahkan (coulomb)

V = beda potensial (V)

Jika beda potensial ditulis V, kuat arus I, dan waktunya t maka energi yang dilepaskan oleh alat dan diubah menjadi energi kalor W adalah :

W=V.I.t

Dengan,

V = beda potensial (volt)

I = kuat arus (ampere)

t = waktu (sekon)

W = energi yang dilepaskan oleh sumber tegangan (joule)

Satuan energi dalam SI memang joule. Namun untuk energi kalor sering digunakan satuan lain, yaitu kalori (kal) atau kilokalori (kkal). Hubungan antar atuan kalori dengan joule adalah

1 kal = 0,24 joule

Karena itu dalam peristiwa perubahan energi listrik menjadi energi kalor, berlaku persamaan energi yang bersatuan kalori :

W=0,24 V.I.t

Menurut hukum Ohm :

V=I.R

Dengan demikian, persamaan W=VIt dapat diubah menjadi :

W=I2R.t

Daya listrik adalah besarnya usaha yang dilakukan oleh sumber tegangan dalam 1 sekon. Jika dalam waktu t sekon sumber tegangan telah melakukan usaha sebesar W, maka daya alat tersebut adalah

P=W/t

Dengan,

W = usaha (joule)

t =  waktu (sekon)

P = daya (joule/sekon) atau watt

1 joule/sekon =1 watt

Jika pada alat-alat listrik kita dapati tulisan , misalnya 220 V 50 W, artinya bahwa alat tersebut akan dapat bekerja dengan baik jika dipasang pada tegangan 220 V dan daya yang digunakan adalah 50 watt. Daya 50 watt sendiri dalam tiap sekon alat tersebut menggunakan energi listrik sebesar 50 joule.

Penghitungan Pemakaian Energi Listrik Di Rumah

Meteran yang dipakai sebagai pengukur energi yang dipakai dirumah, diukur dengan satuan kilowatt-hour (disingkat kWh). Angka yang ditunjukkan oleh meteran inilah yang dipakai sebagai dasar pembayaran rekening listrik dirumah.

Karena satuan daya P adalah watt dan satuan waktu t adalah sekon, maka satuan usaha atau energi adalah watt-sekon atau Ws. Satuan ini dianggap terlalu kecil dalam pengukuran pemakaian listrik sehari-hari. Untuk itu, perlu ditentukan satuan yang lebih besar yaitu watt-jam atau watt hour atau Wh.

1 Wh = 3600 Ws

Meteran dirumahmu memakai satuan kilowatt-jam atau kilowatt-hour (kWh).

1 kWh =1000 x 3600 Ws