SNMPTN 2010

·  PERSYARATAN

1. Seleksi



1. Lulus Ujian Satuan Pendidikan dan Ujian Nasional SMA/MA/SMK/MAK atau yang setara tahun 2008, 2009 dan 2010.


2. Sehat


3. Tidak buta warna bagi program studi tertentu.

2. Penerimaan
   Lulus Ujian Satuan Pendidikan dan Ujian Nasional, lulus SNMPTN 2010, sehat dan memenuhi persyaratan lain yang ditentukan oleh masing-masing PTN penerima.

·  CARA PENDAFTARAN
Cara pendaftaran SNMPTN dilakukan oleh calon peserta secara online melalui internet dari manapun.

·  LINTAS WILAYAH
Peserta ujian dapat memilih Program Studi di setiap PTN di luar wilayah tempat peserta mengikuti ujian. Tempat ujian tidak merupakan kriteria penerimaan, sehingga peserta ujian tidak perlu mengikuti ujian di tempat Program Studi atau Perguruan Tinggi Negeri yang menjadi pilihannya. Peserta dapat memilih lokasi ujian yang dikehendaki.

·  JENIS UJIAN

1. Ujian Tertulis :



1. Tes Potensi Akademik (TPA).


2. Tes Bidang Studi Prediktif (TBSP) :



1. Tes Bidang Studi Dasar terdiri atas mata ujian Matematika Dasar, Bahasa Indonesia, dan Bahasa Inggris.


2. Tes Bidang Studi IPA terdiri atas mata ujian Matematika, Biologi, Kimia, dan Fisika.


3. Tes Bidang Studi IPS terdiri atas mata ujian Sosiologi, Sejarah, Geografi, dan Ekonomi.




2. Ujian Keterampilan untuk beberapa program studi.

·  PENYELENGGARAAN TES KETERAMPILAN
Peserta ujian yang memilih program studi Keolahragaan dan/atau kesenian diwajibkan mengikuti Ujian Keterampilan. Peserta Ujian Keterampilan dapat mengikuti ujian di Perguruan Tinggi Negeri penyelenggara Ujian Keterampilan terdekat yang memiliki Program Studi yang sama dengan Program Studi di Perguruan Tinggi Negeri yang menjadi pilihannya.

·  JADWAL UJIAN

1. Ujian Tulis



• Rabu, 16 Juni 2010 :



• Tes Potensi Akademik


• Tes Bidang Studi Dasar




• Kamis, 17 Juni 2010 :



• Tes Bidang Studi IPA


• Tes Bidang Studi IPS




2. Ujian Keterampilan
   Tes Keterampilan dilaksanakan pada tanggal 18 dan 19 Juni 2010.

·  PEMBOBOTAN HASIL UJIAN

1. Program Studi yang tidak mengadakan Tes Keterampilan, proporsi bobotnya adalah sebagai berikut:



1. Tes Potensi Akademik (TPA) : 30%


2. Tes Bidang Studi Prediktif (TBSP) : 70%




2. Program Studi yang mengadakan Tes Keterampilan, proporsi bobotnya adalah sebagai berikut:



1. TPA & TBSP : 50%


2. Ujian Keterampilan : 50%

·  PENILAIAN HASIL UJIAN
Penilaian hasil ujian menggunakan ketentuan sebagai berikut :

    Jawaban BENAR      : + 4

    Jawaban SALAH      : - 1

    Tidak Menjawab     :  0

                              

Setiap mata ujian akan dinilai berdasarkan peringkat dengan skala nol sampai seratus sebelum nilai tersebut dijumlahkan. Oleh karena itu, setiap mata ujian harus dikerjakan sebaik mungkin dan tidak ada yang diabaikan.

·  KELOMPOK UJIAN
Peserta SNMPTN terbagi menjadi 3 Kelompok :

1. Kelompok Ujian IPA


2. Kelompok Ujian IPS


3. Kelompok Ujian IPC (campuran IPA dan IPS)

Setiap peserta dapat mengikuti kelompok Ujian IPA, IPS atau IPC tidak harus sesuai dengan jurusan SMA/MA/SMK/MAK yang bersangkutan.

·  KELOMPOK PROGRAM STUDI DAN JUMLAH PILIHAN

1. Program Studi yang ada di Perguruan Tinggi Negeri dibagi menjadi dua kelompok, yaitu Program Studi kelompok IPA dan IPS.


2. Setiap peserta ujian kelompok IPA/IPS dapat memilih maksimal dua program studi sesuai dengan kelompok ujian yang diikuti.


3. Setiap peserta ujian kelompok IPC dapat memilih maksimal tiga program studi dengan catatan minimal satu program studi kelompok IPA dan satu program studi kelompok IPS.


4. Urutan pilihan Program Studi merupakan prioritas pilihan.


5. Peserta ujian yang memilih satu program studi boleh memilih program studi dari PTN di wilayah mana saja (lintas wilayah).


6. Peserta ujian yang memilih dua program studi atau lebih, salah satu program studi tersebut harus merupakan program studi dari PTN yang berada satu wilayah dengan tempat peserta mengikuti ujian. Pilihan yang lain dapat merupakan program studi dari PTN di luar wilayahnya (lintas wilayah).


7. Daftar program studi, daya tampung tahun 2010 dan jumlah peminat tahun 2009 akan dicantumkan dalam Buku Panduan Peserta yang dapat dilihat di http://www.snmptn.ac.id

·  BIAYA UJIAN

1. Rp150.000,00 ( Seratus lima puluh ribu rupiah) per peserta untuk kelompok IPA atau Kelompok IPS.


2. Rp175.000,00 (Seratus tujuh puluh lima ribu rupiah) per peserta untuk kelompok IPC ( IPA + IPS).


3. Biaya tersebut disetor ke Bank Mandiri. Biaya yang sudah disetor tersebut tidak dapat ditarik kembali dengan alasan apapun.


4. Rp150.000,- (Seratus lima puluh ribu rupiah) per peserta per ujian keterampilan dan dibayarkan pada saat peserta mengikuti ujian keterampilan di PTN penyelenggara.

·  MEKANISME PENDAFTARAN
Bagi lulusan tahun 2008, 2009, dan 2010 Ujian Nasional Utama pendaftaran secara online dilaksanakan mulai tanggal 2 Mei 2010 pukul 08.00 WIB dan berakhir tanggal 31 Mei 2010 pukul 16.00 WIB. Bagi lulusan tahun 2010 Ujian Nasional Ulangan dilaksanakan mulai tanggal 10 Juni pukul 08.00 WIB dan berakhir tanggal 12 Juni 2010 pukul 16.00 WIB. Bagi lulusan tahun 2008 dan 2009 dianjurkan mendaftar tanggal 2 – 12 Mei 2010
Pendaftaran online dapat dilakukan dari manapun melalui website http://www.snmptn.ac.id dengan tata cara sebagai berikut :

1. Calon peserta membayar biaya ujian pada tanggal 2 - 31 Mei 2010 melalui Loket/ATM/Internet Banking Bank Mandiri.


2. Ketika melakukan pembayaran, calon peserta harus memasukkan nomor kartu identitas calon peserta (KTP/SIM/Paspor/Kartu Keluarga) dan memilih kelompok ujian yang dikehendaki (IPA/IPS/IPC). Khusus bagi yang menggunakan paspor sebagai identitas diri, pembayaran hanya dapat dilakukan melalui Loket atau Internet Banking.


3. Setelah melakukan pembayaran, calon peserta akan menerima bukti pembayaran yang berisi: (a) Nomor Identitas calon peserta, dan (b) PIN SNMPTN sepanjang 16 karakter.
   PERHATIAN : Nomor Identitas dan PIN SNMPTN ini bersifat sangat rahasia dan tidak boleh diperlihatkan pada orang lain. Konsekuensi kelalaian menjaga kerahasiaan informasi tersebut sepenuhnya menjadi tanggung jawab calon peserta.


4. Calon peserta melakukan pendaftaran secara online (melalui Internet) dengan mengunjungi alamat http://www.snmptn.ac.id dan memilih menu Pendaftaran. Untuk melakukan pendaftaran secara online, calon peserta harus menyiapkan :



1. Bukti pembayaran.


2. Kartu identitas yang dipakai ketika melakukan pembayaran.


3. Fotokopi ijazah/tanda lulus.


4. File pasfoto berwarna ukuran 4 x 6 cm (1 bulan terakhir), berformat JPG atau PNG, dengan ukuran maksimum 100 KB.




5. Calon peserta harus melakukan Login dengan memasukkan Nomor Identitas dan PIN SNMPTN yang tercantum dalam bukti pembayaran.


6. Calon peserta mengisi borang (formulir) pendaftaran online sesuai dengan petunjuk yang ada secara benar. Semua informasi yang diisikan dalam borang ini harus benar. Kesalahan/kecurangan dalam pengisian borang ini berakibat pembatalan penerimaan di PTN yang dituju.


7. Calon peserta harus menyimpan dan mencetak file Kartu Bukti Pendaftaran online.

Tutorial tatacara pendaftaran dapat diunduh (download) di website dengan alamat http://www.snmptn.ac.id mulai tanggal 17 April 2010.

·  PENGUMUMAN HASIL UJIAN
Hasil ujian diumumkan di website dengan alamat http://www.snmptn.ac.id yang dapat diakses pada hari Sabtu, 17 Juli 2010 mulai pukul 00.00 WIB.

·  SITUS RESMI SNMPTN

1. Website resmi SNMPTN 2010 adalah http://www.snmptn.ac.id Segala informasi mengenai SNMPTN dapat diakses melalui situs web tersebut.


2. Alamat Panitia Pelaksana SNMPTN 2010 adalah Gedung Rektorat IPB lantai 2 Kampus IPB Darmaga, Bogor. Telp. (0251) 8622634, 8622635; Fax. (0251) 8622708; e-mail: panitia@snmptn.ac.id

·  LAIN-LAIN
Panitia Pelaksana SNMPTN berhak mengubah informasi ini tanpa pemberitahuan terlebih dulu.

> Hukum II Termodinamika

Hukum I termodinamika menyatakan bahwa energi adalah kekal, tidak dapat diciptakan dan tidak dapat dimusnahkan. Energi hanya dapat berubah dari satu bentuk ke bentuk lainnya. Berdasarkan teori ini, Anda dapat mengubah energi kalor ke bentuk lain sesuka Anda asalkan memenuhi hukum kekekalan energi. 

Namun, kenyataannya tidak demikian. Energi tidak dapat diubah sekehendak Anda. Misalnya, Anda menjatuhkan sebuah bola besi dari suatu ketinggian tertentu. 

Pada saat bola besi jatuh, energi potensialnya berubah menjadi energi kinetik. Saat bola besi menumbuk tanah, sebagian besar energi kinetiknya berubah menjadi energi panas dan sebagian kecil berubah menjadi energi bunyi. 

Sekarang, jika prosesnya Anda balik, yaitu bola besi Anda panaskan sehingga memiliki energi panas sebesar energi panas ketika bola besi menumbuk tanah, mungkinkah energi ini akan berubah menjadi energi kinetik, dan kemudian berubah menjadi energi potensial sehingga bola besi dapat naik? 

Peristiwa ini tidak mungkin terjadi walau bola besi Anda panaskan sampai meleleh sekalipun.  Hal ini menunjukkan proses perubahan bentuk energi di atas hanya dapat berlangsung dalam satu arah dan tidak dapat dibalik. 

Proses yang tidak dapat dibalik arahnya dinamakan proses irreversibel. Proses yang dapat dibalik arahnya dinamakan proses reversibel.  Peristiwa di atas mengilhami terbentuknya hukum II termidinamika. Hukum II termodinamika membatasi perubahan energi mana yang dapat terjadi dan yang tidak dapat terjadi. 

Pembatasan ini dapat dinyatakan dengan berbagai cara, antara lain, hukum II termodinamika dalam pernyataan aliran kalor: “Kalor mengalir secara spontan dari benda bersuhu tinggi ke benda bersuhu rendah dan tidak mengalir secara spontan dalam arah kebalikannya”;  hukum II termodinamika dalam pernyataan tentang mesin kalor: “

Tidak mungkin membuat suatu mesin kalor yang bekerja dalam suatu siklus yang semata-mata menyerap kalor dari sebuah reservoir dan mengubah seluruhnya menjadi usaha luar”; hukum II termodinamika dalam pernyataan entropi: “Total entropi semesta tidak berubah ketika proses reversibel terjadi dan bertambah ketika proses ireversibel terjadi”.  

1. Entropi 

Entropi adalah ukuran banyaknya energi atau kalor yang tidak dapat diubah menjadi usaha. Besarnya entropi suatu sistem yang mengalami proses reversibel sama dengan kalor yang diserap sistem dan lingkungannya ( ^ Q) dibagi suhu mutlak sistem tersebut (T).  

2. Mesin Pendingin 

Mesin yang menyerap kalor dari suhu rendah dan mengalirkannya pada suhu tinggi dinamakan mesin pendingin (refrigerator). Misalnya, pendingin rungan (AC) dan almari es (kulkas).  Kalor diserap dari suhu rendah T2 dan kemudian diberikan pada suhu tinggi T1. 

Berdasarkan hukum kedua termodinamika, kalor yang dilepaskan ke suhu tinggi sama dengan kerja yang ditambah kalor yang diserap. Secara matematis dapat ditulis dalam persamaan berikut. Q1 = Q2 + W

> Kapasitas Kalor

Kapasitas kalor adalah banyaknya kalor yang diperlukan untuk menaikkan suhu sebesar 1 kelvin. Secara matematis dapat dinyatakan dengan persamaan berikut.
Q = C x ^T

Keterangan:
Q : kalor yang diserap (J)
C : kapasitas kalor (J/K)
^ T : perubahan suhu (K)

Persamaan ini berlaku untuk gas. Kalor yang diberikan kepada gas untuk menaikkan suhunya dapat dilakukan pada tekanan tetap (proses isobarik) atau pada volume tetap (proses isokorik). Oleh karena itu, pada gas ada dua jenis kapasitas kalor, yaitu kapasitas kalor pada tekanan tetap (Cp) dan kapasitas kalor pada volume tetap (CV).  

Keterangan: QV : kalor yang diberikan pada volume tetap Qp : kalor yang diberikan pada tekanan tetap Hukum I termodinamika pada proses isobaris Qp = ^ U + W, sedangkan untuk proses isobarik VQ U.

Bila kedua persamaan digabungkan, diperoleh: p Q = V Q + W  Siklus Carnot 

1. Pengertian Siklus 

Siklus adalah suatu rangkaian sedemikian rupa sehingga akhirnya kembali kepada keadaan semula. Misalnya, terdapat suatu siklus termodinami-ka yang melibatkan proses isotermal, isobarik, dan isokorik. 

Sistem menjalani proses isotermal dari keadaan A sampai B, kemudian menjalani proses isobarik untuk mengubah sistem dari  keadaan B ke keadaan C. Akhirnya proses isokorik membuat sistem kembali ke keadaan awalnya (A). Proses dari A ke keadaan B, kemudian ke keadaan C, dan akhirnya kembali ke keadaan A, menyatakan suatu siklus. 

Apabila siklus tersebut berlangsung terus menerus, kalor yang diberikan dapat diubah menjadi usaha mekanik. Tetapi tidak semua kalor dapat diubah menjadi usaha. Kalor yang dapat diubah menjadi usaha hanya pada bagian yang diarsir (diraster) saja  

Siklus Carnot 

Berdasarkan percobaan joule diketahui bahwa tenaga mekanik dapat seluruhnya diubah menjadi energi kalor. Namun, apakah energi kalor dapat seluruhnya diubah menjadi energi mekanik? Adakah mesin yang dapat mengubah kalor seluruhnya menjadi usaha?  

Pada tahun 1824, seorang insinyur berkebangsaan Prancis, Nicolas Leonardi Sadi Carnot, memperkenalkan metode baru untuk meningkatkan efisiensi suatu mesin berdasarkan siklus usaha. Metode efisiensi jadi Carnot ini selanjutnya dikenal sebagai siklus Carnot. 

Siklus Carnot terdiri atas empat proses, yaitu dua proses isotermal dan dua proses adiabatik.  

1. Proses AB adalah pemuaian isotermal pada suhu T1. 

Pada proses ini sistem menyerap kalor Q1 dari reservoir bersuhu tinggi T1 dan melakukan usaha WAB. 

 

2. Proses BC adalah pemuaian adiabatik. 

Selama proses ini berlangsung suhu sistem turun dari T1 menjadi T2 sambil melakukan usaha WBC. 

3. Proses CD adalah pemampatan isoternal pada suhu T2. 

Pada proses ini sistem menerima usaha WCD dan melepas kalor Q2 ke reservoir bersuhu rendah T2. 

4. Proses DA adalah pemampatan adiabatik. 

Selama proses ini suhu sistem naik dari T2 menjadi T1 akibat menerima usaha WDA. Siklus Carnot merupakan dasar dari mesin ideal yaitu mesin yang memiliki efisiensi tertinggi yang selanjutnya disebut mesin Carnot. Usaha total yang dilakukan oleh sistem untuk satu siklus sama dengan luas daerah di dalam siklus pada diagram p - V.  

Mengingat selama proses siklus Carnot sistem menerima kalor Q1 dari reservoir bersuhu tinggi T1 dan melepas kalor Q2 ke reservoir bersuhu rendah T2, maka usaha yang dilakukan oleh sistem menurut hukum I termodinamika adalah sebagai berikut. 

Q= ^U+W Dalam menilai kinerja suatu mesin, efisiensi merupakan suatu faktor yang penting. Untuk mesin kalor, efisiensi mesin (n ) ditentukan dari perbandingan usaha yang dilakukan terhadap kalor masukan yang diberikan.  

Efisiensi mesin Carnot merupakan efisiensi yang paling besar karena merupakan mesin ideal yang hanya ada di dalam teori. Artinya, tidak ada mesin yang mempunyai efisien melebihi efisiensi mesin kalor Carnot.  Berdasarkan persamaan di atas terlihat efisiensi mesin kalor Carnot hanya tergantung pada suhu kedua tandon atau reservoir. 

Untuk mendapatkan efisiensi sebesar 100%, suhu tandon T2 harus = 0 K. Hal ini dalam praktik tidak mungkin terjadi.

Oleh karena itu, mesin kalor Carnot adalah mesin yang sangat ideal. Hal ini disebabkan proses kalor Carnot merupakan proses reversibel. Sedangkan kebanyakan mesin biasanya mengalami proses irreversibel (tak terbalikkan).

> Hukum Pertama Termodinamika

Hukum pertama termodinamika merupakan salah satu contoh hukum kekekalan energi. Artinya, energi tidak dapat diciptakan dan tidak dapat dimusnahkan. Energi hanya dapat berubah dari bentuk satu ke bentuk lainnya.  

Hukum I termodinamika menyatakan bahwa untuk setiap proses apabila kalor (Q) diberikan kepada sistem dan sistem melakukan usaha (W), maka akan terjadi perubahan energi dalam ( ^ U ). Pernyataan ini dapat dituliskan secara matematis sebagai berikut. 

^ U = Q – W atau Q = ^ U + W 

Peraturan tanda positif dan negatif adalah sebagai berikut:
1. Q dianggap positif (+) apabila kalor memasuki sistem.
2. W dianggap positif (+) apabila usaha dilakukan oleh sistem.
3. ^ U dianggap positif (+) apabila energi dalam sistem bertambah.
4. Q dianggap negatif (–) apabila kalor keluar dari sistem.
5. W dianggap negatif (–) apabila lingkungan melakukan usaha pada sistem.
6. ^ U dianggap negatif (–) apabila energi dalam sistem berkurang.

Berdasarkan teori kinetik gas energi dalam (U) merupakan energi total molekul-molekul gas yang besarnya tergantung pada jumlah molekul (N) dan suhu mutlak gas (T).
U = NEk = Nf ( 1 kT),
......................... 2
dengan f sebagai derajat kebebasan.

> Hukum Kekekalan Energi

Dalam setiap materi terkandung energi dengan kualitas dan kuantitas yang berbeda-beda. Energi yang terkandung dalam tiap materi dalam bentuk energi kinetik atau energi potensial. Misalnya energi yang digunakan untuk menggerakkan partikel-partikel dan energi yang digunakan untuk mengadakan interaksi dalam molekul atau energi dalam (internal energi).  

Melalui proses kimia, energi tersebut dapat diubah menjadi energi bentuk lain, seperti: energi panas, energi mekanik (gerak), energi listrik, dan energi cahaya. Jumlah energi dari semua bentuk energi yang dimiliki zat disebut entalpi standar, dinyatakan dengan notasi H (heat contents = isi panas). Perbedaan entalpi standar yang terdapat dalam tiap zat menyebabkan terjadinya reaksi eksoterm dan reaksi endoterm.  

Besarnya entalpi standar yang terkandung dalam tiap zat tidak dapat diukur. Oleh karena itu, dalam pelajaran termokimia tidak menghitung besarnya entalpi standar yang dimiliki suatu zat, melainkan berapa besar perubahan entalpi standar yang menyertai suatu reaksi kimia. 

Perubahan entalpi standar yang menyertai suatu reaksi dinyatakan dengan notasi (Delta H).  Perubahan entalpi standar yang terjadi pada reaksi kimia disebabkan oleh perbedaan entalpi standar yang dimiliki oleh setiap zat yang terlibat pada reaksi kimia. 

Oleh karena itu, besarnya perubahan entalpi standar reaksi ditentukan oleh besarnya entalpi standar zat-zat yang bereaksi dan hasil reaksi.  

Perubahan Entalpi Standar  

Kandungan entalpi standar yang terdapat dalam tiap zat dapat berubah-ubah jika suhunya mengalami perubahan. Contoh, jika suatu zat dipanaskan, zat tersebut akan menyerap energi panas lalu suhunya naik. 

Oleh karena untuk menaikkan suhu zat tersebut harus menyerap kalor, maka entalpi standar pada suhu yang lebih tinggi juga lebih besar.  Berdasarkan hal ini perubahan entalpi standar suatu reaksi yang sama akan berbeda jika diukur pada suhu yang berbedabeda. 

Untuk memudahkan perhitungan-perhitungan termokimia ditetapkan entalpi standar. Entalpi standar ialah perubahan entalpi standar yang diukur pada kondisi standar, yaitu pada suhu 25 °C tekanan 1 atmosfer. 

> 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.  

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. 

CH4(g) CH3(g) + H(g) H = +424 kJ/mol
CH3(g) CH2(g) + H(g) H = +480 kJ/mol
CH2(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.

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 umber 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).  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.

> Penentuan Perubahan entalpi

1. Kalorimeter  

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: kalorimeter, hukum Hess 

q = m × c × T
dengan, q = perubahan kalor (J)
m = massa zat (g)
c = kalor jenis zat (J/g.K)
T = perubahan suhu (K)

2. 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.

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.

3. 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

> Entalpi dan Perubahan Entalpi

1. Sistem dan lingkungan  
Sistem adalah segala sesuatu yang menjadi pusat perhatian yang kita pelajari perubahan energinya. Sedangkan yang disebut lingkungan adalah segala sesuatu di luar sistem. Contoh: Reaksi antara logam seng dengan larutan asam klorida (HCl) dalam suatu tabung reaksi disertai dengan munculnya gelembung-gelembung gas. 

Pada contoh di atas yang menjadi pusat perhatian adalah logam seng dan larutan HCl. Jadi, logam seng dan larutan HCl disebut sistem, sedangkan tabung reaksi, suhu udara, tekanan udara merupakan lingkungan.  Berdasarkan interaksinya dengan lingkungan, sistem dibedakan menjadi tiga macam, yaitu: 
a. Sitem Terbuka, suatu sistem yang memungkinkan terjadinya pertukaran kalor dan zat (materi) antara lingkungan dan sistem.
b. Sistem Tertutup, suatu sistem yang memungkinkan terjadinya pertukaran kalor antara sistem dan lingkungannya, tetapi tidak terjadi pertukaran materi.
c. Sistem Terisolasi (tersekat), suatu sistem yang tidak memungkinkan terjadinya pertukaran kalor dan materi antara sistem dan lingkungan. 


2. Energi dan entalpi
Dalam setiap reaksi kimia selalu terjadi perubahan energi.
Satuan-satuan energi:
1 kalori = 4,184 Joule
1 kJ = 1000 Joule
1 kkal = 1000 kalori
1kkal = 4,184 k J
Keseluruhan energi yang dimiliki oleh suatu sistem dalam keadaan tertentu disebut energi dalam (U). Energi dalam merupakan suatu fungsi keadaan, hanya bergantung pada keadaan sistem (suhu, volume, tekanan, dan jumlah mol), tidak bergantung pada jalan yang dilalui sistem. Energi dalam tidak dapat diukur tetapi perubahannya dapat diukur. Jika perubahan itu dilakukan pada tekanan tetap (sistem terbuka), perubahan energi dalam yang terjadi dinamakan perubahan entalpi.

Reaksi kimia pada umumnya dilakukan dalam sistem terbuka (tekanan tetap).
Oleh karena itu, pada setiap proses yang melibatkan perubahan volum akibat tekanan tetap, ada kerja yang menyertai proses tersebut meskipun kecil tetapi cukup berarti.
Menurut Hukum Termodinamika I (Hukum Kekekalan Energi),
H = U + PV
Perubahan entalpi dinyatakan dengan persamaan :
H = U + PV
Dari persamaan dapat disimpulkan bahwa jika reaksi dilakukan pada tekanan tetap maka perubahan kalor yang terjadi akan sama dengan perubahan entalpi sebab perubahan tekanannya 0 (nol). Jadi, entalpi sama dengan besarnya energi dalam yang disimpan dalam suatu sistem. Sehingga entalpi (H) merupakan energi dalam bentuk kalor yang tersimpan di dalam suatu sistem.

3. Perubahan entalpi
Perubahan entalpi suatu sistem dapat diukur jika sistem mengalami perubahan.
Perubahan entalpi ( H):
Jika suatu reaksi berlangsung pada tekanan tetap, maka perubahan entalpinya sama
dengan kalor yang harus dipindahkan dari sistem ke lingkungan atau sebaliknya agar
suhu sistem kembali ke keadaan semula.
H = qp (qp = kalor reaksi pada tekanan tetap)
Besarnya perubahan entalpi adalah selisih besarnya entalpi sistem setelah mengalami perubahan dengan besarnya entalpi sistem sebelum perubahan pada tekanan tetap.
H = Hakhir – Hawal
Perubahan entalpi yang menyertai suatu reaksi dipengaruhi oleh:
• Jumlah zat
• Keadaan fisis zat
• Suhu (T)
• Tekanan (P)

4. Reaksi eksoterm dan reaksi endoterm
1. Reaksi Eksoterm adalah reaksi yang melepaskan kalor atau menghasilkan energi.
Entalpi sistem berkurang (hasil reaksi memiliki entalpi yang lebih rendah dari zat semula).
Hakhir < Hawal
Hakhir – Hawal < 0
H berharga negatif
Contoh:
Reaksi antara kalsium oksida (kapur tohor) dengan air Kapur tohor dimasukkan ke dalam air dalam tabung reaksi. Reaksi ini berlangsung ditandai dengan kenaikan suhu campuran (sistem). Karena suhu sistem lebih tinggi dari lingkungan, maka kalor akan keluar dari sistem ke lingkungan sampai suhu keduanya menjadi sama.
CaO(s) + H2O(l) Ca(OH)2(aq)

2. Reaksi Endoterm adalah reaksi yang menyerap kalor atau memerlukan energi.
Entalpi sistem bertambah (hasil reaksi memiliki entalpi yang lebih tinggi dari zat semula).
Hakhir > Hawal
Hakhir – Hawal > 0
H berharga positif
Contoh:
Reaksi antara kristal barium hidroksida oktahidrat dengan kristal amonium klorida.
Ketika kristal barium hidroksida oktahidrat, Ba(OH)2. 8H2O dicampur dengan kristal amonium klorida (NH4Cl), reaksi segera berlangsung yang ditandai dengan penurunan suhu campuran dan pembentukan gas amonia. Oleh karena suhu  campuran (sistem) menjadi lebih rendah daripada lingkungan, maka kalor akan mengalir dari lingkungan ke dalam sistem sampai suhu keduanya menjadi sama. Ba(OH)2. 8H2O(s) + 2NH4Cl BaCl2.2H2O(s) + 2NH3(g) + 8H2O(l)

5. 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 25oC
(298 K), 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.
H2(g) + O2(g) H2O() H = –286 kJ
atau,
2H2(g) + O2(g) 2H2O() H = –572 kJ

b. Reaksi karbon dan gas hidrogen membentuk 1 mol C2H2 pada temperatur 25oC
dan tekanan 1 atm memerlukan kalor 226,7 kJ.
Persamaan termokimianya :
Kata “memerlukan” menyatakan bahwa reaksi tergolong endoterm.
2 C(s) + H2(g) C2H2(g) H = + 226,7 kJ

6. Perubahan entalpi standar ( Ho)
Perubahan entalpi reaksi yang diukur pada temperatur 25oC (298 K) dan
tekanan 1 atm disepakati sebagai perubahan entalpi standar, dinyatakan
dengan simbol Ho
Keadaan standar ini diperlukan karena pengukuran pada suhu dan tekanan yang berbeda akan menghasilkan harga perubahan entalpi yang berbeda pula. Satuan yang digunakan untuk menyatakan perubahan entalpi adalah kJ. Perubahan entalpi dalam molar adalah kJ/mol.

Jenis perubahan entalpi berdasarkan kondisi perubahan kimia yang terjadi:
1. Perubahan entalpi pembentukan standar ( Hf o)
( Hf o = standard enthalpy of formation)
Adalah perubahan entalpi pada pembentukan 1 mol senyawa dari unsur-unsurnya yang paling stabil, pada keadaan standar. Satuan perubahan entalpi pembentukan standar menurut Sistem Internasional (SI) adalah kJ/mol.
Contoh:
Perubahan entalpi pembentukan standar dari gas karbondioksida (CO2) adalah –393,5 kJ/mol.
Persamaan termokimianya:
C(s) + O2(g) CO2(g) Hf
o = –393,5 kJ/mol

2. Perubahan entalpi penguraian standar ( Hd o)
( Hd o = standard enthalpy of decomposition)
Adalah perubahan entalpi pada penguraian 1 mol senyawa menjadi unsur-unsurnya, pada keadaan standar.
Contoh:
Perubahan entalpi penguraian H2O adalah +286 kJ/mol.
Persamaan termokimianya:
H2O( ) H2(g) + O2(g) Hd
o = + 286 kJ/mol

3. Perubahan entalpi pembakaran standar ( Hc o)
( Hc o = standard enthalpy of combustion )
Adalah perubahan enthalpi pada pembakaran sempurna 1 mol unsur atau senyawa pada keadaan standar. Pembakaran adalah reaksi suatu zat dengan oksigen.

> Penggunaan Senyawa Hidrokarbon dalam Kehidupan Sehari-hari

Seperti pembahasan di awal bab bahwa hidrokarbon merupakan senyawa karbon yang hanya tersusun atas unsur karbon dan unsur hidrogen dan dikelompokkan dalam dua golongan, yaitu hidrokarbon alifatik yang mencakup alkana, alkena, dan alkuna dan hidrokarbon aromatik yang mencakup benzena dan senyawa turunannya (Carey, F., 2001: 53). 

Semua bahan bakar fosil (batu bara, minyak bumi, dan gas) merupakan sumber utama hidrokarbon (Olah, George A and ´Arp´ad Moln´ar, 2003 : 3).  

Hidrokarbon (minyak dan gas) mayoritas digunakan sebagai bahan bakar untuk menghasilkan energi dan untuk memanaskan ruangan. Penyulingan minyak bumi menghasilkan bensin, bahan bakar diesel, minyak pemanasan, minyak pelumas, lilin, dan aspal. Relatif kecil (4%) penggunaan minyak bumi untuk bahan baku industri kimia yang menghasilkan bahan-bahan penting untuk kehidupan seharihari, seperti plastik, tekstil, dan farmasi (Olah and ´Arp´ad Moln´ar, 2003 : 23).  

Penjelasan lebih lengkap tentang minyak bumi dan senyawa-senyawa yang dihasilkannya lewat distilasi fraksinasi akan dibahas pada bab Minyak bumi dan gas alam. Hidrokarbon rantai tak jenuh mempunyai kegunaan penting sebagai bahan dasar industri kimia dan polimer (Olah, George A and ´Arp´ad Moln´ar, 2003 : 43). 

Hidrokarbon mempunyai turunan senyawa yang sangat banyak sekali, dan boleh dikatakan semua senyawa karbon atau senyawa organik merupakan senyawa turunan hidrokarbon karena unsur utama penyusunnya adalah hidrogen dan karbon.  

Senyawa turunan hidrokarbon mempunyai kegunaan yang sangat banyak dan mencakup semua bidang kehidupan. Adapun beberapa penggunaan dari senyawasenyawa turunan hidrokarbon, antara lain sebagai berikut.  

A. Bidang Pangan 

Beberapa bahan kimia hanya terdiri dari karbon dan hidrogen (hidrokarbon). Hidrokarbon digunakan dalam industri, khususnya pada industri petroleum dan aspal cair. Energi kimia tersimpan dalam hidrokarbon, unsur-unsur penyusunnya adalah karbon dan hidrogen. Hidrokarbon memperoleh energi dari matahari saat tumbuh-tumbuhan menggunakan sinar matahari selama proses fotosintesis untuk menghasilkan glukosa (makanan).  

Glukosa, karbohidrat yang paling sederhana mengalir dalam aliran darah sehingga tersedia bagi seluruh sel tubuh. Sel-sel tubuh tersebut menyerap glukosa. Gula ini kemudian oleh sel dioksidasi (dibakar) dengan bantuan oksigen yang kita hirup menjadi energi dan gas CO2 dalam bentuk respirasi (pernapasan). Energi yang dihasilkan dan tidak digunakan akan disimpan di bawah jaringan kulit dalam bentuk lemak.  

B. Bidang Sandang 

Senyawa-senyawa turunan hi-drokarbon yang berperan di bidang pakaian, antara lain kapas, wol (merupakan suatu protein), sutra (protein), nilon (polimer), dan serat sintetis.  

C. Bidang Papan 

Bidang papan, senyawa turunan hidrokarbon yang berperan, antara lain selulosa, kayu, lignin, dan polimer.  

D. Bidang Perdagangan 

Minyak bumi merupakan senyawa hidrokarbon yang menjadi komoditi perdagangan yang sangat penting bagi dunia karena minyak bumi merupakan salah satu sumber energi yang paling utama saat ini. Negara-negara di dunia penghasil minyak bumi membentuk organisasi antarnegara penghasil minyak bumi yang diberi nama OPEC (Organization of Petrolleum Exporting Country). 

Hasil penyulingan minyak bumi banyak menghasilkan senyawa-senyawa hidrokarbon yang sangat penting bagi kehidupan manusia, seperti bensin, petroleum eter (minyak tanah), gas elpiji, minyak pelumas, lilin, dan aspal.  

E. Bidang Seni dan Estetika 

Di bidang seni, senyawa hidrokarbon yang sering dipakai, antara lain lilin (wax) untuk melapisi suatu karya pahat agar tampak lebih mengkilat. Bahkan ada seniman yang membuat patung dari lilin dengan cara memadatkan lilin dalam ukuran besar kemudian dipahat atau diukir sesuai keinginan sang seniman.  

Selain itu juga ada seni pewarnaan, baik pada kain maupun benda-benda lain menggunakan senyawa-senyawa kimia. Bahan-bahan yang dilapisi dengan lilin akan tampak lebih menarik dan di samping itu juga akan terhindar dari air karena air tidak dapat bereaksi dengan lilin karena perbedaan kepolaran.

> Senyawa Hidrokarbon

Senyawa karbon yang paling sederhana adalah hidrokarbon karena hanya terdiri dari dua unsur, yaitu karbon (C) dan hidrogen (H). Meskipun demikian jumlah senyawa yang dihasilkan dari kedua unsur ini sangat banyak.
Macam-macam atom karbon, yaitu atom karbon primer, sekunder, tersier, dan kuarterner.

Keistimewaan atom karbon yang dapat membentuk ikatan kovalen sebanyak 4 buah dan kemampuannya dalam membentuk rantai karbon, menyebabkan atom karbon mempunyai kedudukan yang berbeda-beda. Kedudukan tersebut adalah:
1. Atom karbon primer, yaitu atom karbon yang terikat langsung pada 1 atom karbon yang lain.
2. Atom karbon sekunder, yaitu atom karbon yang terikat langsung pada 2 atom karbon yang lain.
3. Atom karbon tersier, yaitu atom karbon yang terikat langsung pada 3 atom karbon yang lain.
4. Atom karbon kuarterner, yaitu atom karbon yang terikat langsung pada 4 atom karbon yang lain.


A Penggolongan Hidrokarbon
Penggolongan hidrokarbon didasarkan pada dua hal, yaitu bentuk rantai karbon dan jenis ikatan.
1. Berdasarkan Bentuk Rantai Karbon
a. Rantai karbon alifatis, yaitu rantai karbon terbuka. Rantai karbon alifatis ini bisa lurus dan bisa juga bercabang.
b. Rantai karbon siklis, yaitu rantai karbon tertutup. Dibedakan atas karbosiklik dan heterosiklik.

1) Karbosiklik adalah senyawa karbon siklik yang rantai lingkarnya hanya terdiri dari atom C saja. Yang termasuk karbosiklik adalah senyawa aromatis dan alisiklik.
a) Senyawa aromatis adalah senyawa karbosiklik yang terdiri atas 6 atom karbon atau lebih yang memiliki ikatan rangkap 2 terkonjugasi (selengkapnya akan Anda pelajari di kelas XII).
b) Senyawa alisiklik adalah senyawa karbosiklik yang hanya mempunyai ikatan tunggal.
2) Heterosiklik adalah senyawa karbosiklik yang di dalam rantai lingkarnya terdapat atom lain selain atom karbon.

2. Berdasarkan Jenis Ikatan
a. Ikatan jenuh, jika semua ikatan karbonnya merupakan ikatan tunggal (– C – C –).
b. Ikatan tak jenuh, jika mengandung ikatan rangkap 2 (– C = C –) maupun rangkap 3 (– C ≡ C –) pada ikatan karbon-karbon.
Dikatakan tak jenuh karena ikatan rangkap, baik rangkap 2 maupun rangkap 3 ini masih dapat mengalami pemutusan ikatan.

B. Tata Nama Senyawa Hidrokarbon
1. Alkana
a. Rumus Umum Alkana
Alkana merupakan senyawa hidrokarbon alifatik jenuh, yaitu hidrokarbon dengan rantai terbuka dan semua ikatan karbonnya merupakan ikatan tunggal. Senyawa alkana mempunyai rumus (James E. Brady):
C_nH2_{n + 2}
b. Gugus Alkil
Gugus alkil adalah alkana yang telah kehilangan satu atom H. Gugus
alkil ini dapat dituliskan dengan menggunakan rumus:
C_nH_{2n + 1}

> Senyawa Karbon

Sejak zaman dahulu orang sudah mengenal bahwa berbagai zat dapat dihasilkan dari makhluk hidup. Bangsa Mesir Kuno sudah mengenal formalin, suatu zat pengawet yang dihasilkan oleh semut. Bangsa Mesopotamia juga sudah mengenal zat-zat pewarna dari hewan Mollusca.  

Pada tahun 1780, seorang bernama Karl Wilhelm Scheele (1742 – 1786) membedakan senyawa-senyawa menjadi dua kelompok, yaitu: 

1. Senyawa organik, adalah senyawa yang dihasilkan oleh makhluk hidup. 

2. Senyawa anorganik, adalah senyawa yang dihasilkan oleh benda mati. 

Sementara itu pada tahun 1807, Jons Jacob Berzelius (1779 – 1848) menyatakan teori vis vitalis, yaitu bahwa senyawa-senyawa organik hanya dapat dibuat di dalam tubuh makhluk hidup dengan bantuan daya hidup (vis vitalis), sehingga menurutnya tidak mungkin senyawa organik dibuat di laboratorium dengan menggunakan bahan senyawa anorganik.  

Hingga abad ke-19, kedua teori tersebut masih terus dipegang karena belum pernah ada senyawa organik yang dibuat di laboratorium. 

Sampai kemudian Friederich Wohler (1800 – 1882) yang juga murid Berzelius berhasil menumbangkan teori sebelumnya, setelah dia berhasil menyintesis senyawa organik. Senyawa tersebut adalah urea (yang biasa dihasilkan dari urine makhluk hidup) dengan menggunakan zat anorganik, yaitu dengan mereaksikan perak sianat dengan amonium klorida membentuk amonium sianat.  AgOCN + NH4Cl ⎯⎯→ NH4OCN + AgCl Ternyata ketika amonium sianat diuapkan untuk memperoleh kristalnya, pada pemanasan yang terlalu lama, amonium sianat berubah menjadi urea. NH4OCN Δ ⎯⎯→ (NH2)2CO Urea Sejak saat itulah banyak disintesis zat-zat organik menggunakan zat-zat anorganik di laboratorium.  

A. Menguji Keberadaan Unsur C, H, dan O dalam Senyawa Karbon 

Di dalam tubuh makhluk hidup terdapat unsur karbon. Hal ini dapat dibuktikan secara sederhana dengan membakar bahan-bahan yang berasal dari makhluk hidup, misalnya kayu, beras, dan daging. Ketika dibakar, bahan-bahan tersebut akan menjadi arang (karbon).  

B. Keunikan Atom Karbon 

Atom karbon mempunyai nomor atom 6, sehingga dalam sistem periodik terletak pada golongan IVA dan periode 2. Keadaan tersebut membuat atom karbon mempunyai beberapa keistimewaan sebagai berikut. 

1. Atom Karbon Memiliki 4 Elektron Valensi 

Berdasarkan konfigurasi keenam elektron yang dimiliki atom karbon didapatkan bahwa elektron valensi yang dimilikinya adalah 4. Untuk mencapai kestabilan, atom ini masih membutuhkan 4 elektron lagi dengan cara berikatan kovalen. Tidak ada unsur dari golongan lain yang dapat membentuk ikatan kovalen sebanyak 4 buah dengan aturan oktet.  

2. Atom Unsur Karbon Relatif Kecil 

Ditinjau dari konfigurasi elektronnya, dapat diketahui bahwa atom karbon terletak pada periode 2, yang berarti atom ini mempunyai 2 kulit atom, sehingga jari-jari atomnya relatif kecil. Hal ini menyebabkan ikatan kovalen yang dibentuk relatif kuat dan dapat membentuk ikatan kovalen rangkap.  

3. Atom Karbon Dapat Membentuk Rantai Karbon 

Keadaan atom karbon yang demikian menyebabkan atom karbon dapat membentuk rantai karbon yang sangat panjang dengan ikatan kovalen, baik ikatan kovalen tunggal, rangkap 2, maupun rangkap 3. Selain itu dapat pula membentuk rantai lingkar (siklik).  

C. Isomer 

Pada senyawa kidrokarbon dikenal istilah isomer. Isomer adalah suatu keadaan di mana senyawa-senyawa mempunyai rumus molekul sama, tetapi rumus strukturnya berbeda.

> Sistem Periodik Unsur

Setelah para ahli secara terus-menerus menemukan unsur-unsur baru, maka jumlah unsur semakin banyak dan hal ini akan menimbulkan kesulitan dalam mempelajarinya, jika tidak ada cara yang praktis untuk mempelajarinya. Oleh karena itu, para ahli berusaha membuat pengelompokan sehingga unsur-unsur tersebut tertata dengan baik. 

Puncak dari usaha tersebut adalah terciptanya suatu tabel unsur yang disebut sistem periodik unsur. Sistem periodik unsur ini mengandung banyak sekali informasi tentang sifat-sifat unsur, sehingga sangat membantu dalam mempelajari unsur-unsur yang kini berjumlah tidak kurang dari 118, yang meliputi unsur alam dan unsur sintetis.  

A. Perkembangan Sistem Periodik Unsur 

Upaya untuk mengelompokkan unsur-unsur ke dalam kelompok-kelompok tertentu sebenarnya sudah dilakukan para ahli sejak dulu, tetapi pengelompokan masa itu masih sederhana. 

Pengelompokan yang paling sederhana ialah membagi unsur ke dalam kelompok logam dan nonlogam. Seiring perkembangan ilmu kimia, usaha pengelompokan unsur-unsur yang semakin banyak tersebut dilakukan oleh para ahli dengan berbagai dasar pengelompokan yang berbeda-beda, tetapi tujuan akhirnya sama, yaitu mempermudah dalam mempelajari sifat-sifat unsur. 

Dimulai pada tahun 1829, Johan Wolfgang Dobereiner mengelompokkan unsur-unsur yang sangat mirip sifatnya. Ternyata tiap kelompok terdiri dari tiga unsur, sehingga kelompok itu disebut triad. Apabila unsur-unsur dalam satu triad disusun menurut kenaikan massa atom relatifnya, ternyata massa atom maupun sifat-sifat unsur yang kedua merupakan rata-rata dari massa atom relatif maupun sifat-sifat unsur pertama dan ketiga.  Sistem triad ini ternyata ada kelemahannya. 

Sistem ini kurang efisien karena ternyata ada beberapa unsur lain yang tidak termasuk dalam satu triad, tetapi mempunyai sifat-sifat mirip dengan triad tersebut. Usaha selanjutnya dilakukan oleh seorang ahli kimia asal Inggris bernama A. R. Newlands, yang pada tahun 1864 mengumumkan penemuannya yang disebut hukum oktaf. Newlands menyusun unsur berdasarkan kenaikan massa atom relatifnya. 

Ternyata unsur yang berselisih 1 oktaf (unsur ke-1 dan ke-8, unsur ke-2 dan unsur ke-9), menunjukkan kemiripan sifat. Hukum oktaf ini juga mempunyai kelemahan karena hanya berlaku untuk unsur-unsur ringan. Jika diteruskan, ternyata kemiripan sifat terlalu dipaksakan. Misalnya, Zn mempunyai sifat yang cukup berbeda dengan Be, Mg, dan Ca.  

Kemudian pada tahun 1869, seorang sarjana asal Rusia bernama Dmitri Ivanovich Mendeleev, berdasarkan pengamatannya terhadap 63 unsur yang sudah dikenal ketika itu, menyimpulkan bahwa sifat-sifat unsur adalah fungsi periodik dari massa atom relatifnya dan persamaan sifat. 

Artinya, jika unsurunsur disusun menurut kenaikan massa atom relatifnya, maka sifat tertentu akan berulang secara periodik. Mendeleev menempatkan unsur-unsur yang mempunyai kemiripan sifat dalam satu lajur vertikal, yang disebut golongan. 

Lajur-lajur horizontal, yaitu lajur unsur-unsur berdasarkan kenaikan massa atom relatifnya, disebut periode. Sistem periodik Mendeleev ini mempunyai kelemahan dan juga keunggulan.  Kelemahan sistem ini adalah penempatan beberapa unsur tidak sesuai dengan kenaikan massa atom relatifnya. Selain itu masih banyak unsur yang belum dikenal. 

Sedangkan keunggulan sistem periodik Mendeleev adalah bahwa Mendeleev berani mengosongkan beberapa tempat dengan keyakinan bahwa masih ada unsur yang belum dikenal (James E. Brady, 1990). Kurang lebih 45 tahun berikutnya, tepatnya pada tahun 1914, Henry G. Moseley (1887 – 1915) menemukan bahwa urutan unsur dalam sistem periodik sesuai dengan kenaikan nomor atom unsur. 

Penempatan telurium (Ar = 128) dan iodin (Ar = 127) yang tidak sesuai dengan kenaikan massa atom relatif, ternyata sesuai dengan kenaikan nomor atomnya (nomor atom Te = 52; I = 53). Jadi, sifat periodik lebih tepat dikatakan sebagai fungsi nomor atom. Sistem periodik unsur modern disusun berdasarkan kenaikan nomor atom dan kemiripan sifat. Sistem periodik unsur modern merupakan penyempurnaan dari sistem periodik Mendeleev.  

1. Dasar Penyusunan Sistem Periodik 

Unsur Modern Sistem periodik unsur modern (lihat gambar 1.14) disusun berdasarkan kenaikan nomor atom dan kemiripan sifat. Lajur horizontal, yang selanjutnya disebut periode, disusun menurut kenaikan nomor atom, sedangkan lajur vertikal, yang selanjutnya disebut golongan, disusun menurut kemiripan sifat. 

Unsur segolongan bukannya mempunyai sifat yang sama, melainkan mempunyai kemiripan sifat. Setiap unsur memiliki sifat khas yang membedakannya dari unsur lainnya. Unsur-unsur dalam sistem periodik dibagi menjadi dua bagian besar, yaitu unsur-unsur yang menempati golongan A yang disebut unsur golongan utama, dan unsur-unsur yang menempati golongan B yang disebut unsur transisi (James E. Brady, 1990).  

2. Susunan Sistem Periodik 

Unsur Modern Sistem periodik unsur modern yang disebut juga sistem periodik bentuk panjang, terdiri atas 7 periode dan 8 golongan. Periode 1, 2, dan 3 disebut periode pendek karena berisi sedikit unsur, sedangkan periode lainnya disebut periode panjang. Golongan terbagi atas golongan A dan golongan B. 

Unsur-unsur golongan A disebut golongan utama, sedangkan golongan B disebut golongan transisi. Golongan-golongan B terletak antara golongan IIA dan IIIA. Golongan B mulai terdapat pada periode 4. Dalam sistem periodik unsur yang terbaru, golongan ditandai dengan golongan 1 sampai dengan golongan 18 secara berurutan dari kiri ke kanan. Dengan cara ini, maka unsur transisi terletak pada golongan 3 sampai dengan golongan 12. 

3. Sifat-sifat Periodik

Unsur Beberapa sifat periodik yang akan dibicarakan di sini adalah jari-jari atom, energi ionisasi, keelektronegatifan, afinitas elektron, sifat logam, dan titik leleh serta titik didih (Martin S. Silberberg, 2000). 

a. Jari-jari Atom 

Jari-jari atom adalah jarak dari inti atom sampai kulit terluar. Bagi unsur-unsur yang segolongan, jari-jari atom makin ke bawah makin besar sebab jumlah kulit yang dimiliki atom makin banyak, sehingga kulit terluar makin jauh dari inti atom. 

Unsur-unsur yang seperiode memiliki jumlah kulit yang sama. Akan tetapi, tidaklah berarti mereka memiliki jari-jari atom yang sama pula. Semakin ke kanan letak unsur, proton dan elektron yang dimiliki makin banyak, sehingga tarik-menarik inti dengan elektron makin kuat. Akibatnya, elektron-elektron terluar tertarik lebih dekat ke arah inti. Jadi, bagi unsur-unsur yang seperiode, jari-jari atom makin ke kanan makin kecil.  

Dalam satu golongan, konfigurasi unsur-unsur satu golongan mempunyai jumlah elektron valensi sama dan jumlah kulit bertambah. Akibatnya, jarak elektron valensi dengan inti semakin jauh, sehingga jari-jari atom dalam satu golongan makin ke bawah makin besar. Jadi dapat disimpulkan: 

1) Dalam satu golongan, jari-jari atom bertambah besar dari atas ke bawah. 

2) Dalam satu periode, jari-jari atom makin kecil dari kiri ke kanan.  

b. Energi Ionisasi 

Energi ionisasi adalah energi yang diperlukan untuk melepaskan elektron terluar suatu atom. Energi ionisasi ini dinyatakan dalam satuan kJ mol–1. Unsur-unsur yang segolongan, energi ionisasinya makin ke bawah semakin kecil karena elektron terluar makin jauh dari inti (gaya tarik inti makin lemah), sehingga elektron terluar makin mudah dilepaskan. Sedangkan unsur-unsur yang seperiode, gaya tarik inti makin ke kanan makin kuat, sehingga energi ionisasi pada umumnya makin ke kanan makin besar. 

Ada beberapa perkecualian yang perlu diperhatikan. Golongan IIA, VA, dan VIIIA ternyata mempunyai energi ionisasi yang sangat besar, bahkan lebih besar daripada energi ionisasi unsur di sebelah kanannya, yaitu IIIA dan VIA. Hal ini terjadi karena unsur-unsur golongan IIA, VA, dan VIIIA mempunyai konfigurasi elektron yang relatif stabil, sehingga elektron sukar dilepaskan.  

c. Keelektronegatifan  

Keelektronegatifan adalah kemampuan atau kecenderungan suatu atom untuk menangkap atau menarik elektron dari atom lain. Misalnya, fluorin memiliki kecenderungan menarik elektron lebih kuat daripada hidrogen. Jadi, dapat disimpulkan bahwa keelektronegatifan fluorin lebih besar daripada hidrogen. 

Konsep keelektronegatifan ini pertama kali diajukan oleh Linus Pauling (1901 – 1994) pada tahun 1932. Unsur-unsur yang segolongan, keelektronegatifan makin ke bawah makin kecil sebab gaya tarik inti makin lemah. 

Sedangkan unsur-unsur yang seperiode, keelektronegatifan makin ke kanan makin besar. Akan tetapi perlu diingat bahwa golongan VIIIA tidak mempunyai keelektronegatifan. Hal ini karena sudah memiliki 8 elektron di kulit terluar. Jadi keelektronegatifan terbesar berada pada golongan VIIA.

d. Afinitas Elektron 

Afinitas elektron adalah energi yang menyertai proses penambahan 1elektron pada satu atom netral dalam wujud gas, sehingga terbentuk ion bermuatan –1. Afinitas elektron juga dinyatakan dalam kJ mol–1. Unsur yang memiliki afinitas elektron bertanda negatif, berarti mempunyai kecenderungan lebih besar dalam menyerap elektron daripada unsur yang afinitas elektronnya bertanda positif. 

Makin negatif nilai afinitas elektron, maka makin besar kecenderungan unsur tersebut dalam menyerap elektron (kecenderungan membentuk ion negatif). Dari sifat ini dapat disimpulkan bahwa:

1) Dalam satu golongan, afinitas elektron cenderung berkurang dari atas ke bawah. 2) Dalam satu periode, afinitas elektron cenderung bertambah dari kiri ke kanan. 

3) Kecuali unsur alkali tanah dan gas mulia, semua unsur golongan utama mempunyai afinitas elektron bertanda negatif. Afinitas elektron terbesar dimiliki oleh golongan halogen.  

e . Sifat Logam 

Secara kimia, sifat logam dikaitkan dengan keelektronegatifan, yaitu kecenderungan melepas elektron membentuk ion positif. Jadi, sifat logam tergantung pada energi ionisasi. Ditinjau dari konfigurasi elektron, unsurunsur logam cenderung melepaskan elektron (memiliki energi ionisasi yang kecil), sedangkan unsur-unsur bukan logam cenderung menangkap elektron (memiliki keelektronegatifan yang besar). 

Sesuai dengan kecenderungan energi ionisasi dan keelektronegatifan, maka sifat logam-nonlogam dalam periodik unsur adalah: 

1) Dari kiri ke kanan dalam satu periode, sifat logam berkurang, sedangkan sifat nonlogam bertambah. 

2) Dari atas ke bawah dalam satu golongan, sifat logam bertambah, sedangkan sifat nonlogam berkurang.  

f. Titik Leleh dan Titik Didih 

Berdasarkan titik leleh dan titik didih dapat disimpulkan sebagai berikut. 

1) Dalam satu periode, titik cair dan titik didih naik dari kiri ke kanan sampai golongan IVA, kemudian turun drastis. Titik cair dan titik didih terendah dimiliki oleh unsur golongan VIIIA. 

2) Dalam satu golongan, ternyata ada dua jenis kecenderungan: unsurunsur golongan IA – IVA, titik cair dan titik didih makin rendah dari atas ke bawah; unsur-unsur golongan VA – VIIIA, titik cair dan titik didihnya makin tinggi.

> Lup dan Mikroskop

1. Lup 

Lup atau yang diberi nama kaca pembesar merupakan alat optik yang berupa lensa cembung. Alat optik ini digunakan untuk memperbesar benda-benda kecil, biasanya tulisan kecil atau komponen-komponen kecil.

Untuk memanfaatkan lensa cembung sebagai lup, maka benda harus diletakkan di ruang I lensa ( 0 < S < f ) sehingga sifat bayangannya adalah maya, tegak, dan diperbesar.  Pengamatan dengan lup memiliki dua keadaan akomodasi yang penting yaitu akomodasi maksimum dan akomodasi minimum.  

Akomodasi maksimum Pengamatan akomodasi maksimum dengan lup berarti bayangan oleh lensa lup harus berada pada titik dekat mata. Titik dekat normal di sini selalu Sn. Berarti berlaku: S’ = - Sn Dan benda harus diletakkan dari lup sejauh S.

Akomodasi minimum Pengamatan akomodasi minimum dengan lup berarti bayangan oleh lup harus di jauh tak hingga. Bayangan ini terjadi jika benda ditempatkan pada fokus lensa (S = f ).

Mikroskop tersusun dari dua lensa positif. Lensa yang dekat benda dinamakan lensa objektif (fob) dan lensa yang dekat mata dinamakan lensa okuler (fok). Benda ditempatkan di ruang kedua lensa objektif sehingga bayangannya bersifat nyata, terbalik diperbesar.  Kemudian bayangan oleh lensa objektif diteruskan pada lensa okuler. 

Lensa okuler mikroskop bertindak sebagai lup berarti bayangannya adalah maya, tegak diperbesar. Bayangan akhir oleh mikroskop adalah maya, terbalik, diperbesar.  Karena untuk melihat benda renik maka hal utama yang perlu diperhatikan pada mikroskop adalah perbesarannya. Perbesaran total mikroskop merupakan perkalian dari perbesaran kedua lensanya. M = Mob × Mok ............................ (6.12) 

Untuk menganalisa perbesaran oleh mikroskop kalian harus mengingat betul bahwa lensa objektif bersifat seperti lensa positif biasa, sedangkan lensa okuler seperti lup. Berarti setiap analisanya perlu memperhatikan sifat-sifat lensa dan lup.  

Sedangkan jarak antara lensa pada lup dapat memenuhi: d = Sob’ + Sok ............................... (6.13) dengan : d = jarak antar lensa Sob’ = jarak bayangan oleh lensa objektif Sok = jarak benda lensa okuler  Karena lensa objektif bersifat seperti lup maka pengamatan dengan mikroskop juga memiliki dua jenis akomodasi utama. 

Pahami penjelasan di bawah.  Akomodasi maksimum Pengamatan dengan akomodasi maksimum bisa terjadi jika jarak bayangan oleh lensa okuler jatuh pada titik dekat mata. Untuk mata normal memenuhi Sok’ = -25 cm. Sedangkan perbesaran anguler lensa okulernya memenuhi persamaan.  

Akomodasi minimum Pengamatan dengan akomodasi minimum bisa terjadi jika bayangan lensa okuler di jauh tak hingga (Sok’ = ~) berarti jarak benda memenuhi : Sok = fok. Teropong disebut juga dengan nama teleskop. Mungkin kalian pernah melihat teropong, misalnya di planetarium. 

Teropong merupakan alat optik yang dapat digunakan untuk membantu melihat benda-benda jauh. Teropong tersusun oleh dua lensa utama seperti mikroskop. Lensa yang dekat objek juga diberi nama lensa objektif dan yang dekat mata lensa okuler. Lensa okulerpun punya sifat yang sama yaitu berfungsi sebagai lup.  

Teropong Bintang Teropong memiliki jenis yang banyak tetapi memiliki dasar yang sama. Dasar dari teropong itu adalah teropong bintang yaitu teropong yang digunakan untuk melihat benda-benda di langit. Setiap teropong diharapkan dapat digunakan untuk melihat bayangan dengan cara berakomodasi minimum, sehingga pembentukan bayangan oleh teropong bintang.  

Teropong Bumi Teropong bumi adalah teropong yang digunakan untuk melihat benda-benda jauh di bumi. Supaya bayangan tegak maka teropong bumi dapat dirancang dari teropong bintang dengan menambahkan lensa pembalik. 

Teropong Panggung Teropong panggung memiliki fungsi yang sama dengan teropong bumi. Tetapi untuk membalik bayangannya (supaya tegak) digunakan lensa negatif (cekung) pada lensa okuler.

> Mata dan Kaca Mata

Pernahkah kalian berfikir, bagaimana sebenarnya sifat-sifat mata kalian? Untuk mengetahui coba kalian bedakan keadaan mata kalian saat melihat benda dekat dan saat melihat benda jauh. Lihatlah tulisan buku ini pada jarak kurang lebih 25 cm, kemudian lihatlah benda paling jauh. 

Adakah bedanya? Jika kalian perhatikan betul akan ada perbedaan pada lensa mata kalian. Mata kita memiliki bagian-bagian penting seperti pada Gambar 6.6. Tetapi yang memiliki sifat unik sehubungan dengan optik adalah lensa mata. Lensa mata ini memiliki sifat yang dapat berubah-ubah.  

Kemampuan mata untuk mengubah ketebalan lensa ini disebut daya akomodasi. Lensa mata akan menipis saat melihat benda jauh dan keadaan paling tipis disebut akomodasi minimum. Dan saat melihat benda dekat, lensa mata akan menebal hingga paling tebal disebut akomodasi maksimum.     

Mata yang normal memiliki batas-batas normal akomodasi. Mata normal berakomodasi maksimum saat melihat benda pada jarak terdekat 25 cm dan berakomodasi minimum saat melihat benda di jauh tak hingga. Jarak terdekat yang dapat dilihat mata disebut titik dekat (Punctum Proximum = PP) dan jarak terjauh yang dapat dilihat disebut titik jauh (Punctum Remotum = PR). Berarti mata yang normal memenuhi sifat sebagai berikut. Mata normal PP = 25 cm ..................................... (6.7) PR = ~     

Sekarang dapat timbul pertanyaan, apakah semua mata manusia itu normal? Ternyata banyak orang yang memiliki titik dekat atau titik jauh yang tidak sesuai dengan sifat mata normal. Mata yang sifatnya tidak normal dinamakan mata rabun. Mata yang rabun ini berarti lensa matanya tidak dapat berakomodasi secara normal.  

Hipermetropi Hipermetropi atau rabun dekat disebut juga mata jauh karena hanya dapat melihat jelas benda-benda yang jauh. Mata ini tidak dapat berakomodasi maksimum secara normal berarti titik dekatnya lebih besar dari 25 cm (PP > 25 cm). Karena sifat di atas maka setiap melihat benda pada titik baca normal (25 cm) bayangannya akan berada di belakang retina. 

Untuk mengatasinya diperlukan lensa positif.  Miopi Miopi atau rabuh jauh disebut juga mata dekat karena hanya dapat melihat jelas benda-benda yang dekat. Mata ini tidak dapat berakomodasi minimum secara normal. Titik jauh matanya kurang dari jauh tak hingga (PR < ~).  Presbiopi Presbiopi disebut juga mata tua yaitu mata yang titik dekat dan titik jauhnya telah berubah. 

Titik dekatnya menjauh dan titik jauhnya mendekat. Berarti mata presbiopi tidak bisa melihat benda dekat maupun jauh dengan jelas. Mata yang memiliki sifat seperti ini mengalami miopi maupun hipermetropi. Cara menanganinya adalah menggunakan kaca mata rangkap.

> Cermin Lengkung dan Lensa

Kalian tentu sudah tidak asing lagi dengan kacamata, lup, mikroskop dan teropong. Alat-alat itu merupakan alatalat yang menggunakan sifat-sifat cahaya untuk membantu penglihatan mata dan dikenal sebagai alat-alat optik. Tahukah kalian komponen-komponen yang ada pada alat optik itu?  

Ternyata komponen utamanya adalah cermin lengkung dan lensa. Oleh sebab itu untuk mempelajari alat-alat optik ini perlu memahami sifat-sifat cahaya yang mengenai cemin lengkung dan lensa tipis. Pahamilah sifat-sifat cahaya tersebut pada penjelasan berikut.  

1. Pemantulan pada cermin Lengkung 

Sewaktu di SMP kalian telah dikenalkan tentang cermin lengkung. Cermin lengkung ada dua jenis yaitu cermin cembung dan cemin cekung. Pertama-tama yang perlu kalian ketahui adalah daerah di sekitar cermin lengkung. Daerah ini dibagi menjadi empat ruang.  

Persamaan danperbedaan dari cermin cekung dan cermin cembung. Pembagian ruang pada cermin cekung itu dibatasi oleh cermin (titik O), titik R (titik pusat kelengkungan) dan titik F (titik fokus).  

a. Sifat-sifat bayangan 

Bayangan-bayangan benda oleh cermin lengkung dapat ditentukan dengan berbagai metode. Metode itu diantaranya adalah dengan percobaan dan penggambaran sinar-sinar istimewa. Ada tiga sinar istimewa yang melalui cermin yaitu: 

(1) Sinar yang menuju fokus akan dipantulkan sejajar sumbu utama. (

2) Sinar yang sejajar sumbu utama akan dipantulkan menuju fokus (untuk cermin cekung) atau seolaholah dari fokus (untuk cermin cekung). 

(3) Sinar yang menuju atau melalui titik pusat kelengkungan (R) akan dipantulkan kembali. 

b. Hubungan antar besaran 

Sifat-sifat bayangan oleh cermin lengkung juga dapat ditentukan secara matematis. Masih ingat hubungan jarak benda ke cermin (S), jarak bayangan ke cermin (S’) dan jarak fokus (f)?  

2. Pembiasan pada Lensa Tipis 

Sifat cahaya kedua yang perlu kalian ketahui adalah pembiasan. Pada bab ini, pembiasan yang dipelajari adalah pembiasan pada lensa. Sudah tahukah kalian dengan lensa itu? Lensa merupakan benda bening yang di batasi oleh dua permukaan lengkung.  Seperti halnya pada cermin lengkung, pada lensa juga dibagi menjadi empat ruang. 

Pembagian ruangannya berbeda antara ruang benda dan ruang bayangan.  Pembentukan bayangan hasil pembiasan lensa juga mirip pada cermin lengkung, ada tiga sinar istimewa yang perlu dimengerti. Tiga sinar istimewa itu adalah sebagai berikut. 

1. Sinar yang menuju fokus akan dibiaskan sejajar sumbu utama. 

2. Sinar yang sejajar sumbu utama akan dibiaskan menuju fokus lensa atau seolah-olah dari fokus.

3. Sinar yang menuju pusat lensa akan diteruskan.  

a. Hubungan antar besaran Hubungan antar besaran pada lensa ini sama juga dengan cermin lengkung. Setiap benda yang berjarak S dari lensa, jarak fokusnya f dan jarak bayangan S’.  

b. Daya lensa Kalian telah mengenal fokus lensa. Ada besaran lagi yang dimiliki lensa yang berkaitan erat dengan fokus yaitu daya lensa. Daya atau kekuatan lensa didefinisikan sebagai nilai kebalikan dari fokusnya.

> Usaha dan Proses Termodinamika

Sampai permulaan abad sembilan belas, kalor dianggap sebagai zat alir atau kalori yang terdapat pada setiap benda. Benda yang panas dianggap mempunyai kalori yang lebih banyak daripada benda yang bersuhu rendah. Benyamin Thomson, seorang Amerika yang kemudian berganti nama menjadi Count Rumford, merupakan orang pertama yang membuktikan bahwa kalor tidak mungkin merupakan zat.  

Ketika melakukan pemboran meriam, ia mengamati suatu fakta bahwa meskipun mata bor telah tumpul sehingga tidak dapat mengebor lagi, air yang digunakan untuk pendingin tetap mendidih. Ia menarik kesimpulan bahwa gesekan antara air dan bor dapat menimbulkan kalor atau panas. Artinya, panas atau kalor adalah bentuk energi, bukan zat alir seperti yang dipahami sebelumnya.  

Sekitar tahun 1850, James Prescout Joule melakukan percobaan untuk mengukur kesetaraan antara kalor dan energi mekanik. Berdasarkan percobaan tersebut diperoleh nilai antara kalori dan joule, yaitu 1 kalori setara dengan 4,18 joule atau 1 joule setara 0,24 kalori.  

Energi selalu berkaitan dengan usaha. Telah Anda ketahui bahwa usaha merupakan hasil perkalian gaya dengan perpindahan (W = F × s).  Oleh karena itu, usaha yang dilakukan gas adalah sebagai berikut. 

W = F × ^ s
Jika F = p × A, maka
W = p × A × ^ s

Keterangan:
W : usaha (J)
p : tekanan tetap (N/m2)
V1 : volume awal (m3)
V2 : volume akhir (m3)
Gas dalam ruang tertutup dapat mengalami beberapa proses yaitu proses
isobarik, proses isotermal, proses isokori, dan proses adiabatik.

1. Proses Isobarik 

Proses yang berlangsung pada tekanan tetap dinamakan proses isobarik. Bila volume gas bertambah, berarti gas melakukan usaha atau usaha gas positif (proses ekspansi). Jika volume gas berkurang, berarti pada gas dilakukan usaha atau usaha gas negatif (proses kompresi). 

Usaha yang dilakukan oleh gas pada proses isobarik besarnya sebagai berikut W = p × ^ V atau W = p (V2 – V1) Usaha yang dilakukan gas terhadap lingkungannya atau kebalikannya sama dengan luas daerah bawah grafik tekanan terhadap volume (grafik p – V).  

2. Proses Isotermal 

Proses isotermal adalah proses yang dialami gas pada suhu tetap. Usaha yang dilakukan gas pada proses ini tidak dapat dihitung dengan persamaan W = p × ^ V . Hal ini dikarenakan tekanannya tidak konstan.  

3. Proses Isokorik 

Proses isokorik adalah proses yang dialami oleh gas di mana gas tidak mengalami perubahan volume atau volume tetap (^ V = 0 ). Oleh karena itu, usaha yang dilakukan gas pada proses isokorik adalah nol (W = p x 0 = 0).  

4. Proses Adiabatik 

Pada proses isobarik, isotermal, dan isokorik dipengaruhi oleh lingkungan yaitu menerima atau melepaskan kalor. Proses adiabatik merupakan proses yang tidak ada kalor yang masuk atau keluar dari sistem (gas) ke lingkungan (^ Q = 0). Hal ini dapat terjadi apabila terdapat sekat yang tidak menghantarkan kalor atau prosesnya berlangsung cepat. Pada proses adiabatik berlaku rumus Poison.