Termokimia
0
komentar
BAB I
PENDAHULUAN
I.
Latar
Belakang
Dalam makalah ini, kami mengambil tema
mengenai Termokimia. Kami memilih tema ini karena kami rasa materi ini sangat
penting untuk dipelajari. Termokimia merupakan salah satu materi dasar dalam
kimia yang harus dikuasai.
Di dalam makalah ini kami membahas
tentang konsep dasar dari termokimia yang kami sajikan pada bagian awal dari
isi makalah. Hal ini kami lakukan karena kami menilai untuk memahami suatu materi,
kita harus mengetahui konsep dasar terlebih dahulu, kemudian dilanjutkan pada
bagian inti materi.
Termokimia dapat
didefinisikan sebagai bagian ilmu kimia yang mempelajari dinamika atau
perubahan reaksi kimia dengan mengamati panas/termal nya saja. Salah satu
terapan ilmu ini dalam kehidupan sehari-hari ialah reaksi kimia dalam tubuh
kita dimana produksi dari energi-energi yang dibutuhkan atau dikeluarkan untuk
semua tugas yang kita lakukan. Pembakaran dari bahan bakar seperti minyak dan
batu bara dipakai untuk pembangkit listrik. Bensin yang dibakar dalam mesin
mobil akan menghasilkan kekuatan yang menyebabkan mobil berjalan. Bila kita
mempunyai kompor gas berarti kita membakar gas metan (komponen utama dari gas
alam) yang menghasilkan panas untuk memasak.
Dan melalui urutan reaksi yang disebut metabolisme, makanan yang dimakan akan
menghasilkan energi yang kita perlukan untuk tubuh agar berfungsi.
karena
termokimia ini merupakan salah satu materi dasar dalam kimia yang harus
dikuasai. Di dalam makalah ini kami membahas tentang konsep dasar dari
termokimia yang kami sajikan pada bagian awal dari isi makalah. Hal ini kami
lakukan karena kami menilai untuk memahami suatu materi, kita harus tahu konsep
dasarnya terlebih dahulu, setelah itu baru masuk ke inti materinya. Termokimia
merupakan materi yang harus dipahami dengan baik karena di dalamnya mencakup
cukup banyak materi lainnya, seperti termodinamika I, kalor reaksi, kerja,
entalpi, kalorimeter, hukum Hess, penentuan H reaksi, energi ikatan, dan
jenis-jenis kalor. Maka dari itu, kami berusaha untuk membuat materi termokimia
dalam makalah ini menjadi ringkas dan mudah dipahami.
Dasar Termokimia adalah ilmu yang mempelajari hubungan
antara energi panas dan energi kimia. Sedangkan energi kimia didefinisikan
sebagai energi yang dikandung setiap unsur atau senyawa. Energi kimia yang
terkandung dalam suatu zat adalah semacam energi potensial zat tersebut. Energi
potensial kimia yang terkandung dalam suatu zat disebut panas dalam atauentalpi
dan dinyatakan dengan simbol H. Selisih antara entalpi reaktan dan entalpi
hasil pada suatu reaksi disebut perubahan entalpi reaksi. Perubahan entalpi
reaksi diberi simbol ΔH. 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. Termokimia merupakan penerapan hukum pertama termodinamika
terhadap peristiwa kimia yang membahas tentang kalor yang menyertai reaksi
kimia. II.2. Termodinamika I Termodinamika kimia dapat didefenisikan sebagai
cabang kimia yang menangani hubungan kalor, kerja dan bentuk lain energy,
dengan kesetimbangan dalam reaksi kimia dan dalam perubahan keadaan. Termokimia
erat kaitannya dengan termodinamika, karena termokimia menangani pengukuran dan
penafsiran perubahan kalor yang menyertai reaksi kimia, perubahan keadaan dan
pembentukan larutan. Penerapan hukum termodinamika pertama dalam bidang kimia
merupakan bahan kajian dari termokimia.” Energi tidak dapat diciptakan atau
dimusnahkan, tetapi dapat diubah dari satu bentuk ke bentuk yang lain,
atau energi alam semesta adalah konstan.”
II.
Tujuan
Penulisan
1. Untuk mempelajari konsep dasar termokimia
2. Untuk mempelajari materi-materi yang terkait dengan termokimia
3.
Memahami
tentang termokimia lebih mendalam
4.
Memahami tentang termokimia dengan baik
5. Untuk mengetahui peristiwa –
peristiwa termokimia dan aplikasinya dalam kehidupan sehari – hari dalam berbagai
bidang.
III.
Metode
Penulisan
Dalam menulis makalah ini, kami memperoleh kajian materi dari beberapa sumber,
yaitu studi literatur dari buku-buku yang terkait dengan topik dan berbagai
artikel dari internet.
BAB II
ISI
I.
Konsep Dasar
Termokimia
adalah ilmu yang mempelajari hubungan antara energi panas dan energi kimia.
Sedangkan energi kimia didefinisikan sebagai energi yang dikandung setiap unsur
atau senyawa. Energi kimia yang terkandung dalam suatu zat adalah semacam energi
potensial zat tersebut. Energi potensial kimia yang terkandung dalam suatu zat
disebut panas dalam atau entalpi dan dinyatakan dengan simbol H. Selisih antara entalpi reaktan dan
entalpi hasil pada suatu reaksi disebut
perubahan entalpi reaksi. Perubahan entalpi reaksi diberi simbol ΔH.
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. Termokimia merupakan penerapan hukum pertama termodinamika
terhadap peristiwa kimia yang membahas tentang kalor yang menyertai reaksi
kimia.
Termokimia membahas hubungan antara kalor sengan
reaksi kimia atau proses-proses yang berhubungan dengan reaksi kimia. Dalam
praktiknya termokimia lebih banyak berhubungan dengan pengukuran kalor yang
menyertai kimia atau proses- proses yang berhubungan dengan perubahan struktur
zat, misalnya perubahan wujud atau perubahan struktur kristal. Untuk
mempelajari perubahan kalor dari suatu proses perlu kiranya dikaji beberapa hal
yang berhubungan dengan energi apa saja yang dimiliki oleh suatu zat, bagaimana
energi tersebut berubah, bagaimana mengukur perubahan energi tersebut, serta
bagaimana pula hubungannya dengan struktur zat.
II.
Termodinamika
I
Termodinamika kimia dapat didefenisikan
sebagai cabang kimia yang menangani hubungan kalor, kerja dan bentuk lain
energi, dengan kesetimbangan dalam reaksi kimia dan dalam perubahan keadaan.
Termokimia erat kaitannya dengan termodinamika, karena termokimia menangani
pengukuran dan penafsiran perubahan kalor yang menyertai reaksi kimia,
perubahan keadaan dan pembentukan larutan.
Thermodinamika merupakan ilmu tentang
energi, yang secara spesifik membahas tentang hubungan antara energi panas
dengan kerja. Seperti telah diketahui bahwa energi di dalam alam dapat
terwujud dalam berbagai bentuk, selain energi panas dan kerja, yaitu energi
kimia, energi listrik, energi nuklir, energi gelombang elektromagnit, energi
akibat gaya magnit, dan lain-lain. Energi dapat berubah dari satu bentuk ke
bentuk lain, baik secara alami maupun hasil rekayasa tehnologi. Selain
itu energi di alam semesta bersifat kekal, tidak dapat dibangkitkan atau
dihilangkan, yang terjadi adalah perubahan energi dari satu bentuk menjadi
bentuk lain tanpa ada pengurangan atau penambahan. Prinsip ini disebut sebagai
prinsip konservasi atau kekekalan energi
Suatu sistem thermodinamika adalah suatu masa atau daerah yang
dipilih untuk dijadikan obyek analisis. Daerah sekitar sistem
tersebut disebut sebagai lingkungan. Batas antara sistem dengan lingkungannya
disebut batas sistem (boundary), seperti terlihat pada Gambar 1.1. Dalam
aplikasinya batas sistem nerupakan bagian dari sistem maupu lingkungannya, dan
dapat tetap atau dapat berubah posisi atau bergerak.
Penerapan hukum termodinamika pertama
dalam bidang kimia merupakan bahan kajian dari termokimia.” Energi tidak
dapat diciptakan atau dimusnahkan, tetapi dapat diubah dari satu bentuk ke
bentuk yang lain, atau energi alam semesta adalah konstan.” hukum
termodinamika 1
Perubahan kalor pada tekanan konstan:
DH = DE + PDV
W= PDV
DE = energi dalam
Pada proses siklis (keadaan akhir
identik dengan kedaan awal) U1 =U2 è U2 - U1 = 0 , karena U adalah fungsi
keadaan dan dalam keadaan sama nilai U juga sama. Pada proses siklis
dimungkinkan adanya panas yang keluar sistem. Sehingga panas netto yg
masuk ke dalam sistem seluruhnya dipakai untuk melakukan usaha
Hukum pertama termodinamika dapat dirumuskan sbg
∆U = Q – W
Dimana :
∆U = perubahan tenaga dakhil sistem
Q = panas yang masuk/keluar dari sistem
W = Usaha yang dilakukan thp sistem
Tenaga dakhil adalah jumlah tenaga
kinetik dan tenaga potensial molekul-molekulnya (pada gas sempurna molekulnya
tidak tarik-menarik). Perumusan di atas tidak meninjau kemungkinan sistem
yg bergerak nisbi terhadap lingkungan Mekanika ∆Ek = W (tenaga kinetik benda = usaha yg
dilakukan thp sistem) Termodinamika, W-nya (-) Ã ∆Ek = -W
Pada suatu proses, tenaga kinetik maupun
tenaga dakhil dapat berubah yg disebabkan oleh arus panas ataupun usaha.
Sehingga hukum pertama dapat ditulis :
∆U + ∆Ek = Q – Wt
Dimana :
Wt = Usaha total (usaha sistem sendiri, juga gaya-gaya yg lain).
Usaha tersebut karena gaya konservatif maupun nonkonservatif
Wt = Wk + Wnk
Dengan rumus hukum pertama termodinamika
berubah. Menurut mekanika besar usaha oleh gaya konservatif, misalnya
gaya gravitasi Wk = -∆Ep, pada termodinamika menjadi Wk = ∆Ep
∆U + ∆Ek + ∆EP = Q – Wnk
III.
Kalor
Reaksi
Perubahan energi dalam reaksi kimia
selalu dapat dibuat sebagai panas, sebab itu lebih tepat bila istilahnya
disebut panas reaksi. Kebanyakan, reaksi kimia tidaklah tertutup dari dunia
luar. Bila temperatur dari campuran reaksi naik dan energi potensial dari
zat-zat kimia yang bersangkutan turun, maka disebut sebagai reaksi eksoterm.
Namun bila pada pada suatu reaksi temperatur dari campuran turun dan energi
potensial dari zat-zat yang ikut dalam reaksi naik, maka disebut sebagai reaksi
endoterm.
Ada beberapa macam jenis perubahan pada
suatu sistem. Salah satunya adalah sistim terbuka, yaitu ketika massa, panas,
dan kerja, dapat berubah-ubah. Ada juga sistim tertutup, dimana tidak ada
perubahan massa, tetapi hanya panas dan kerja saja. Sementara, perubahan
adiabatis merupakan suatu keadaan dimana sistim diisolasi dari lingkungan
sehingga tidak ada panas yang dapat mengalir. Kemudian, ada pula perubahan yang
terjadi pada temperature tetap, yang dinamakan perubahan isotermik.
Pada perubahan suhu, ditandai dengan ∆t
(t menunjukkan temperatur), dihitung dengan cara mengurangi temperatur akhir
dengan temperatur mula-mula.
∆t = takhir – tmula-mula
Demikian juga, perubahan energi potensial;
∆(E.P) = (E.P)akhir – (E.P)mula-mula
Dari definisi ini didapat suatu
kesepakatan dalam tanda aljabar untuk perubahan eksoterm dan endoterm. Dalam
perubahan eksotermik, energi potensial dari hasil reaksi lebih rendah dari
energi potensial pereaksi, berarti EPakhir lebih rendah dari EPmula-mula.
Sehingga harga ∆(E.P) mempunyai harga negatif. Pada reaksi endoterm, terjadi
kebalikannya sehingga harga ∆(E.P) adalah positif.
Pada suatu reaksi, reaksi pembentukannya
didefinisikan sebagai reaksi yang membentuk senyawa tunggal dari unsur-unsur
penyusunnya (contoh: C + ½O2 + 2H2 → CH3OH).
Sementara panas pembentukannya didasarkan pada 1 mol senyawa terbentuk. Panas
pembentukan standar yaitu 298.15 K (∆H°f298).
Panas standar adalah
pada 25°C, seperti contoh reaksi
·
4HCl(g)
→ 2H2(g) + 2Cl2(g) ∆H°298 = (4)(92307)
·
2H2(g)
+ O2(g) → 2H2O(g) ∆H°298
= (2)(-241818)
Sementara, panas reaksi
pada temperatur tidak standar
·
DHOT
= DH0298 + òT298 D Cp dT
Dapat disimpulkan bahwa kalor reaksi
(∆H) adalah kalor yang diserap (diperlukan) atau dilepaskan (dihasilkan) dalam
reaksi, disebut juga perubahan entalpi. Pada beberapa reaksi kimia jumlah
kalor reaksi dapat diukur melallui suatu percobaan di dalam laboratorium.
Pengukuran kalor reaksi tersebut dapat dilakukan dengan menggunakan alat yang
disebut kalorimeter. Kalorimeter merupakan alat yang digunakan untuk
mengukur jumlah kalor yang diberikan atau diambil dalam suatu proses tertentu.
Sebuah termometer sederhana terdiri dari bejana terisolasi, alat pengaduk, dan
termometer.
IV.
Kerja
Istilah kerja merupakan konsep yang telah
didefinisikan oleh ilmu utama mekanika. Dalam termodinamika, kerja secara umum
didefinisikan sebagai gaya kali jarak. Jika perpindahan jarak akibat gaya F
adalah sebesar ds (ds=distance/jarak), maka kerja yang dilakukan.
DW=
F ds
Simbol DW digunakan untuk jumlah kecil dari
kerja dan merupakan fungsi yang tidak pasti karena kerja yang dilakukan
tergantung pada jalannya reaksi. Terdapat berbagai jenis kerja yang
didefinisikan dengan persamaan:
Kerja
mekanik
DW = F ds
Kerja
ekspansi
DW = p dV
Kerja
gravitasi
DW = mgdh
Kerja
permukaan
DW = γ dA
Kerja
listrik
DW = e dq
Sejumlah kecil tidak terhingga dari kerja, dw,
dapat dilakukan oleh sistem yang bersangkutan pada lingkungannya, atau oleh
lingkunganya pada sistem itu. Rekomendasi I.U.P.A.C. 1970 adalah untuk
mengambil dw positif dalam kasus yang terakhir dan negatif dalam kasus
sebelumnya, yakni kerja positif dilakukan pada sistem. Asal perubahan
yang terjadi itu lambat dan tanpa gesekan, kerja biasanya dapat dinyatakan
dalam bentuk
Dw =
ydx,
atau
sebagai jumlah suku-suku seperti
dw = ∑
yidxi
yi dan xi masing-masing adalah gaya dalam bentuk
umum dan perpindahannya. Misalnya, kerja yang dilakukan pada benda
dengan kenaikan yang kecil tidak terhingga dari volumenya, dV, terhadap tekanan
yang melawannya, p, adalah 
.
Denikian pula kerja yang dilakukan pada fase homogeny bila ia meningkatkan luas
permukaannya dengan dA adalah +γ dA, γ adalah tegangan permukaan
terhadap lingkungan khusus itu. Bila suatu sistem seperti sel galvani
mengakibatkan dQ coulomb listrik mengalir ke dalam kondensor, yang antara
pelat-pelatnya terdapat tegangan E volt, kerja yang dilakukan pada
sel galvani adalah –EdQ joule. (Bersamaan dengan itu, atmosfer melakukan
sejumlah kerja –pdV pada sel, dV adalah perubahan volume sel
selama proses kimia yang bersangkutan). Pernyataan-pernyataan serupa dapat
diperoleh bagi peregangan kawat, kerja magnetisasi, dan sebagainya.
.
Denikian pula kerja yang dilakukan pada fase homogeny bila ia meningkatkan luas
permukaannya dengan dA adalah +γ dA, γ adalah tegangan permukaan
terhadap lingkungan khusus itu. Bila suatu sistem seperti sel galvani
mengakibatkan dQ coulomb listrik mengalir ke dalam kondensor, yang antara
pelat-pelatnya terdapat tegangan E volt, kerja yang dilakukan pada
sel galvani adalah –EdQ joule. (Bersamaan dengan itu, atmosfer melakukan
sejumlah kerja –pdV pada sel, dV adalah perubahan volume sel
selama proses kimia yang bersangkutan). Pernyataan-pernyataan serupa dapat
diperoleh bagi peregangan kawat, kerja magnetisasi, dan sebagainya.
Tanda
yang akan digunakan selanjutnya adalah:
a.
Kerja adalah positif
jika sistem melakukan kerja terhadap sekeliling.
b.
Kerja adalah negatif
jika kerja dilakukan terhadap sistem oleh sekeliling.
Kerja total yang dilakukan sistem dapat diperoleh
dengan mengintegrasikan persamaan di atas. Sebagai contoh, kerja ekspansi
diberikan sebagai
Dapat dicatat bahwa semua bentuk kerja dapat saling
dipertukarkan dengan menggunakan sarana mekanik sederhana seperti kerekan tanpa
gesekan, motor listrik, dan sebagainya. Bila istilah ‘kerja’ dipakai dengan
benar, bentuk apa pun kerja yang kita bahas selalu dapat diubah (karena saling
dipertukarkan) untuk mengangkat sebuah beban. Dalam kebanyakan sistem kimia,
selain sel galvani, kerja perubahan volume adalah satu-satunya bentuk kerja
yang sebagian besar dapat dirasakan. Tetapi, kemungkinan bahwa bentuk lain
menjadi penting, harus selalu diingat dalam pendekatan masalah baru. Dalam hal
itu mungkin perlu untuk memperkenalkan variable keadaan tambahan, misalnya luas
permukaan dari sistem atau kuat medan magnetik.
Dalam penggunaan pernyataan dw = ydx biasanya perlu
dirincikan bahwa proses yang bersangkutan adalah lambat, jika tidak, ada
kekaburan tentang nilai gaya y. Misalnya, bila suatu gas mengembang atau
mengempis dengan tiba-tiba, tekanan dalamnya tidak sama dengan gaya luar per
satuan luas, dan memang tekanannya berubah dari satu daerah gas ke daerah
lainnya. Di sini terjadi percepatan, dan kerja dilakukan dalam menciptakan
energi kinetik. Kesulitan ini hilang bilang perubahan-perubahannya berlaku
lambat sekali dan bila gesekan tidak ada karena gaya-gaya yang sebaliknya
mendekati kesetaraan.
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
Tertutup
Suatu sistem yang antara sistem dan
lingkungan dapat terjadi perpindahan energi, tetapi tidak dapat terjadi
pertukaran materi disebut sistem tertutup.
3.
Sistem
Terisolasi
Sistem 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.
V.
Entalpi
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. Energi
kinetik ditimbulkan karena atom – atom dan molekul molekul dalam zat bergerak
secara acak. Jumlah total dari semua bentuk energi itu disebut entalpi (H) . Entalpi 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 )
DH
= DE + ( P.
DV )
DH
= (q + w ) + ( P. DV )
DH
= qp – ( P. DV ) + ( P. DV
)
DH
= qp
Untuk
reaksi kimia :
DH
= Hp – Hr
Hp
= entalpi produk
Hr
= entalpi reaktan
Reaksi
pada tekanan tetap : qp =
DH ( perubahan entalpi )
Reaksi
pada volume tetap : qv
= DE ( 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. Misalnya pada perubahan es menjadi air, yaitu 89
kalori/gram. Pada perubahan es menjadi air, ΔH adalah positif, karena entalpi
hasil perubahan, entalpi air lebih besar dari pada entalpi es. Pada perubahan
kimia selalu terjadi perubahan entalpi. Besarnya perubahan entalpi adalah sama
besar dengan selisih antara entalpi hasil reaksi dan jumlah entalpi pereaksi.
Setiap sistem atau zat mempunyai energi
yang tersimpan didalamnya. Energi potensial berkaitan dengan wujud zat, volume,
dan tekanan. Energi kinetik ditimbulkan karena atom – atom dan molekul-molekul
dalam zat bergerak secara acak. Jumlah total dari semua bentuk energi itu disebut
entalpi (H) . Entalpi 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).
Entalpi (H) suatu zat ditentukan oleh
jumlah energi dan semua bentuk energi yang dimiliki zat yang jumlahnya tidak
dapat diukur. Perubahan kalor atau entalpi yang terjadi selama proses
penerimaan atau pelepasan kalor dinyatakan dengan ” perubahan entalpi (ΔH)
” . Misalnya pada perubahan es menjadi air, maka dapat ditulis sebagai
berikut:
Δ H = H H20 (l) -H H20 (s)
Apabila kita amati reaksi pembakaran
bensin di dalam mesin motor. Sebagian energi kimia yang dikandung bensin,
ketika bensin terbakar, diubah menjadi energi panas dan energi mekanik untuk
menggerakkan motor. Demikian juga pada mekanisme kerja sel aki. Pada saat sel
aki bekerja, energi kimia diubah menjadi energi listrik, energi panas yang
dipakai untuk membakar bensin dan reaksi pembakaran bensin menghasilkan gas,
menggerakkan piston sehingga menggerakkan roda motor.
Harga entalpi zat sebenarnya tidak dapat
ditentukan atau diukur. Tetapi ΔH dapat ditentukan dengan cara mengukur jumlah
kalor yang diserap sistem. Misalnya pada perubahan es menjadi air, yaitu 89
kalori/gram. Pada perubahan es menjadi air, ΔH adalah positif, karena entalpi
hasil perubahan, entalpi air lebih besar dari pada entalpi es.
Termokimia merupakan bagian dari ilmu
kimia yang mempelajari perubahan entalpi yang menyertai suatu reaksi. Pada
perubahan kimia selalu terjadi perubahan entalpi. Besarnya perubahan entalpi
adalah sama besar dengan selisih antara entalpi hasil reaksi dam jumlah entalpi
pereaksi.
Pada reaksi endoterm, entalpi sesudah
reaksi menjadi lebih besar, sehingga ΔH positif. Sedangkan pada reaksi
eksoterm, entalpi sesudah reaksi menjadi lebih kecil, sehingga ΔH negatif.
Perubahan entalpi pada suatu reaksi disebut kalor reaksi. Kalor reaksi
untuk reaksi-reaksi yang khas disebut dengan nama yang khas pula, misalnya
kalor pembentukan,kalor penguraian, kalor pembakaran, kalor pelarutan dan
sebagainya.
1.
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.
2.
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.
3.
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)
4.
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.
5.
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 DHn. Satuannya =
kJ / mol
6.
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 DHvap. Satuannya = kJ /
mol.
7.
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 DHfus. Satuannya = kJ / mol.
8.
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 DHsub.
Satuannya = kJ / mol.
VI.
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 :
dengan
:
q
= jumlah kalor ( J )
m
= massa zat ( g )
DT
= 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.
Beberapa jenis
kalorimeter :
1.
Kalorimeter bom
Kalorimeter bom adalah
alat yang digunakan untuk mengukur jumlah kalor (nilai kalori) yang dibebaskan
pada pembakaran sempurna (dalam O2 berlebih) suatu senyawa, bahan makanan, bahan bakar atau khusus digunakan untuk
menentukan kalor dari reaksi-reaksi pembakaran. Kalorimeter ini terdiri dari
sebuah bom (tempat berlangsungnya reaksi pembakaran, terbuat dari bahan stainless
steel dan diisi dengan gas oksigen pada tekanan tinggi ) dan sejumlah
air yang dibatasi dengan wadah yang kedap panas. Sejumlah
sampel ditempatkan pada tabung beroksigen yang tercelup dalam medium
penyerap kalor (kalorimeter), dan sampel akan terbakar oleh api listrik dari kawat logam terpasang dalam tabung. Reaksi
pembakaran yang terjadi di dalam bom, akan menghasilkan kalor dan diserap oleh
air dan bom. Oleh karena tidak ada kalor yang terbuang ke lingkungan, maka :
Jumlah
kalor yang diserap oleh air dapat dihitung dengan rumus :
qair
= m x c x DT
dengan
:
m = massa air
dalam kalorimeter ( g )
c = kalor
jenis air dalam kalorimeter (J / g.oC ) atau ( J / g. K )
DT = perubahan suhu ( oC
atau K )
Jumlah
kalor yang diserap oleh bom dapat dihitung dengan rumus :
qbom
= Cbom x DT
dengan
:
Cbom
= kapasitas kalor bom ( J / oC ) atau ( J / K )
DT =
perubahan suhu ( oC atau K )
Reaksi yang berlangsung pada kalorimeter bom
berlangsung pada volume tetap ( DV = nol ). Oleh karena itu,
perubahan kalor yang terjadi di dalam sistem = perubahan energi dalamnya.
DE
= q + w dimana w = - P.
DV ( jika DV = nol maka w = nol )
maka
DE = qv
Kalorimeter makanan adalah alat untuk
menentukan nilai kalor zat makanan karbohidrat, protein, atau lemak. Alat ini terdiri dari sebuah tabung kaca
yang tingginya kurang lebih 19 cm dan garis menengahnya kurang lebih 7,5 cm.
Bagian dasarnya melengkung ke atas membentuk sebuah penyungkup. Penyungkup ini
disumbat dengan sebuah sumbat karet yang yang berlubang di bagian tengah. Bagian atas tabung kaca ini
ditutup dengan lempeng ebonit yang bundar. Di dalam tabung kaca itu terdapat sebuah pengaduk,
yang tangkainya menembus tutup ebonit, juga terdapat sebuah pipa spiral dari tembaga. Ujung bawah pipa spiral itu menembus lubang sumbat karet pada
penyungkup dan ujung atasnya menembus tutup ebonit bagian tengah. Pada tutup
ebonit itu masih terdapat lagi sebuah lubang, tempat untuk memasukkan sebuah
termometer ke dalam tabung kaca. Tabung kaca itu diletakkan di atas sebuah
keping asbes dan ditahan oleh 3 buah keping. Keping itu berbentuk bujur sangkar yang sisinya kurang lebih 9,5 cm. Di bawah keping asbes itu
terdapat kabel listrik yang akan dihubungkan dengan sumber listrik bila digunakan. Di
atas keping asbes itu terdapat sebuah cawan aluminium. Di atas cawan itu
tergantung sebuah kawat nikelin yang berhubungan dengan kabel listrik di bawah keping
asbes. Kawat nikelin itulah yang akan menyalakan makanan dalam cawan bila
berpijar oleh arus listrik. Dekat cawan terdapat pipa logam untuk mengalirkan oksigen.
2.
Kalorimeter Sederhana
Pengukuran kalor reaksi; selain kalor reaksi
pembakaran dapat dilakukan dengan menggunakan kalorimeter pada tekanan tetap
yaitu dengan kalorimeter sederhana yang dibuat dari gelas stirofoam.
Kalorimeter ini biasanya dipakai untuk mengukur kalor reaksi yang reaksinya
berlangsung dalam fase larutan ( misalnya reaksi netralisasi asam – basa /
netralisasi, pelarutan dan pengendapan ).
Pada kalorimeter ini, kalor reaksi = jumlah kalor
yang diserap / dilepaskan larutan sedangkan kalor yang diserap oleh gelas dan
lingkungan; diabaikan.
qreaksi
= - (qlarutan +
qkalorimeter )
qkalorimeter
= Ckalorimeter x DT
dengan
:
Ckalorimeter
= kapasitas kalor kalorimeter ( J / oC ) atau ( J / K )
DT = perubahan suhu
( oC atau K )
Jika harga kapasitas kalor kalorimeter sangat
kecil; maka dapat diabaikan sehingga perubahan kalor dapat dianggap hanya
berakibat pada kenaikan suhu larutan dalam kalorimeter.
qreaksi
= - qlarutan
qlarutan
= m x c x DT
dengan
:
m = massa larutan
dalam kalorimeter ( g )
c =
kalor jenis larutan dalam kalorimeter (J / g.oC ) atau ( J / g. K )
DT = perubahan suhu ( oC
atau K )
Pada kalorimeter ini, reaksi berlangsung pada tekanan
tetap (DP = nol ) sehingga perubahan kalor yang terjadi dalam sistem =
perubahan entalpinya.
DH
= qp
Kalorimeter larutan adalah alat yang
digunakan untuk mengukur jumlah kalor yang terlibat pada reaksi kimia dalam sistem larutan. Pada dasarnya, kalor yang dibebaskan/diserap menyebabkan
perubahan suhu pada kalorimeter. Berdasarkan perubahan suhu per kuantitas
pereaksi kemudian dihitung kalor reaksi dari reaksi sistem larutan tersebut.
Kini kalorimeter larutan dengan ketelitian cukup tinggi dapat diperoleh
dipasaran.
Dalam menentukan entalpi berlaku persamaan
Qreaksi = - (Qlarutan + Q kalorimeter )
Q reaksi = - (m.c.∆T + c.∆T)
Jika kapasitas kalori dalam kalorimeter diabaikan, maka
Qreaksi = - (m.c.∆T)
Keterangan :
m = massa zat
(kg)
c = kalor jenis (J/kg⁰C)
∆t = perubahan suhu (Celcius)
Sementara itu, persamaan reaksi yang mengikutsertakan perubahan
entalpinya disebut persamaan termokimia.
H2 (g) + 1/2 O2
(g) ——> H2O (l) ΔH = -286 kJ
Pada reaksi endoterm, sistem menyerap
energi. Oleh karena itu, entalpi sistem akan bertambah. Artinya entalpi produk
(Hp) lebih besar daripada entalpi pereaksi (Hr). Akibatnya, perubahan entalpi,
merupakan selisih antara entalpi produk dengan entalpi pereaksi (Hp -Hr)
bertanda positif. Sehingga perubahan entalpi untuk reaksi endoterm dapat
dinyatakan:
ΔH =
Hp- Hr > 0
Reaksi eksoterm , sistem membebaskan
energi, sehingga entalpi sistem akan berkurang, artinya entalpi produk lebih
kecil daripada entalpi pereaksi. Oleh karena itu , perubahan entalpinya
bertanda negatif. Sehingga p dapat dinyatakan sebagai berikut:
ΔH = Hp- Hr
< 0
VII. Hukum Hess
Pengukuran perubahan entalpi suatu reaksi kadangkala
tidak dapat ditentukan langsung dengan kalorimeter, misalnya penentuan
perubahan entalpi pembentukan standar (DHf o )CO. Reaksi pembakaran
karbon tidak mungkin hanya menghasilkan gas CO saja tanpa disertai terbentuknya
gas CO2. Jadi, bila dilakukan pengukuran perubahan entalpi dari
reaksi tersebut; yang terukur tidak hanya reaksi pembentukan gas CO saja tetapi
juga perubahan entalpi dari reaksi pembentukan gas CO2.
Untuk mengatasi hal tersebut, Henry Hess
melakukan serangkaian percobaan dan menyimpulkan bahwa perubahan entalpi
suatu reaksi merupakan fungsi keadaan.
Artinya
: “ perubahan entalpi suatu reaksi hanya tergantung pada keadaan awal (
zat-zat pereaksi ) dan keadaan akhir ( zat-zat hasil reaksi ) dari
suatu reaksi dan tidak tergantung pada jalannya reaksi.” Pernyataan ini
disebut Hukum Hess, rumus yang dapat dipakai yaitu :
ΔHreaksi
= ΔH1 + ΔH2 +…
Menurut 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.
Hal ini menyebabkan perubahan entalpi
suatu reaksi dapat dihitung sekalipun tidak dapat diukur secara langsung.
Caranya adalah dengan melakukan operasi aritmatika pada beberapa persamaan
reaksi yang perubahan entalpinya diketahui. Persamaan-persamaan reaksi tersebut
diatur sedemikian rupa sehingga penjumlahan semua persamaan akan menghasilkan
reaksi yang kita inginkan. Jika suatu persamaan reaksi dikalikan (atau dibagi)
dengan suatu angka, perubahan entalpinya juga harus dikali (dibagi). Jika
persamaan itu dibalik, maka tanda perubahan entalpi harus dibalik pula (yaitu
menjadi -ΔH). Berdasarkan Hukum Hess, penentuan DH
dapat dilakukan melalui 3 cara yaitu :
1)
Perubahan entalpi ( DH
) suatu reaksi dihitung melalui penjumlahan dari perubahan entalpi beberapa
reaksi yang berhubungan.
2)
Perubahan entalpi ( DH
) suatu reaksi dihitung berdasarkan selisih entalpi pembentukan ( DHf o
) antara produk dan reaktan.
3)
Perubahan entalpi ( DH
) 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 untuk reaksi-reaksi lainnya secara umum.
Dengan mengetahui ΔHf
(perubahan entalpi pembentukan) dari reaktan dan produknya, dapat diramalkan
perubahan entalpi reaksi apapun, dengan rumus
ΔH=ΔHfP-ΔH fR
Perubahan entalpi suatu reaksi juga
dapat diramalkan dari perubahan entalpi pembakaran reaktan dan produk, dengan
rumus
ΔH=-ΔHcP+ΔHcR
Konsep dari hukum Hess juga dapat
diperluas untuk menghitung perubahan fungsi keadaan lainnya, seperti entropi
dan energi bebas. Kedua aplikasi ini amat berguna karena besaran-besaran
tersebut sulit atau tidak bisa diukur secara langsung, sehingga perhitungan
dengan hukum Hess digunakan sebagai salah satu cara menentukannya.
Untuk perubahan
entropi:
·
ΔSo
= Σ(ΔSfoproduk) - Σ(ΔSforeaktan)
·
ΔS = Σ(ΔSoproduk)
- Σ(ΔSoreaktan).
Untuk perubahan energi
bebas:
·
ΔGo
= Σ(ΔGfoproduk) - Σ(ΔGforeaktan)
·
ΔG = Σ(ΔGoproduk)
- Σ(ΔGoreaktan).
VIII. Penentuan ΔH Reaksi
Hukum Hess menyatakan bahwa perubahan
entalpi tidak tergantung pada berapa banyak tahapan reaksi, tetapi tergantung
pada keadaan awal dan akhir. Dengan kata lain, untuk suatu reaksi keseluruhan
tertentu, perubahan entalpi selalu sama, tak peduli apakah reaksi itu
dilaksanakan secara langsung ataukah secara tak langsung dan lewat tahap-tahap
yang berlainan.
1.
Penentuan ∆H Reaksi
berdasarkan Eksperimen (Kalorimeter)
Penentuan kalor reaksi secara kalorimetris merupakan penentuan yang didasarkan atau diukur dari perubahan suhu larutan dan kalorimeter dengan prinsip perpindahan kalor, yaitu jumlah kalor yang diberikan sama dengan jumlah kalor yang diserap. Kalorimeter adalah suatu sistem terisolasi (tidak ada pertukaran materi maupun energi dengan lingkungan di luar kalorimeter). Dengan demikian, semua kalor yang dibebaskan oleh reaksi yang terjadi dalam kalorimeter, kita dapat menentukan jumlah kalor yang diserap oleh air serta perangkat kalorimeter berdasarkan rumus:
q.larutan = m c ∆T
q.kalorimeter = C ∆T
dimana :
q = jumlah kalor
m = massa air
(larutan) di dalam calorimeter
c = kalor jenis
air (larutan) di dalam calorimeter
C = kapasitas
kalor dari calorimeter
∆T = kenaikan
suhu larutan (kalorimeter)
Oleh karena tidak ada kalor yang
terbuang ke lingkungan, maka kalor reaksi sama dengan kalor yang diserap oleh
larutan dan kalorimeter, tetapi tandanya berbeda :
Kalorimeter yang sering digunakan
adalah kalorimeter bom. Kalorimeter bom terdiri dari sebuah bom (wadah
tempatberlangsungnya reaksi pembakaran, biasanya terbuat dari berlangsungnya
reaksi pembakaran, biasanya terbuat dari bahan stainless steel) dan sejumlah
air yang dibatasi dengan wadah kedap panas. Jadi kalor reaksi sama dengan kalor
yang diserap atau dilepaskan larutan, sedangkan kalor yang diserap atau
dilepaskan larutan, sedangkan kalor yang diserap oleh gelas dan lingkungan
diabaikan.
2.
Penentuan ∆H Reaksi
dengan Hukum Hess
Hukum Hess : ” Kalor reaksi yang
dilepas atau diserap hanya bergantung pada keadaan awal dan keadaan akhir”. Untuk mengubah zat A
menjadi zat B (produk) diperlukan kalor reaksi sebesar ∆H. Atau cara lain yaitu
mengubah zat A menjadi zat B dengan kalor reaksi ∆H1, zat B diubah menjadi zat
C dengan kalor reaksi ∆H2 dan zat C diubah menjadi zat D dengan kalor reaksi
∆H3 . Sehingga harga perubahan entalpi adalah :
∆Hreaksi = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3 .
Hal tersebut dapat dibuat siklus dan diagram tingkat energinya sebagai
berikut :
·
Siklus energi
pembentukan zat D dari zat A
·
Diagram tingkat energi
pembentukan zat D dari zat A
Contoh Soal :
Diketahui data entalpi reaksi sebagai berikut :
Ca(s) + ½ O2(g) → CaO(s) ∆H = - 635,5 kJ
C(s) + O2(g) → CO2(g) ∆H = - 393,5 kJ
Ca(s) + C(s) + ½ O2(g) → CaCO3(g) ∆H = - 1207,1 kJ
Hitunglah perubahan entalpi reaksi : CaO(s) + CO2(g) → CaCO3(s) !
Diketahui data entalpi reaksi sebagai berikut :
Ca(s) + ½ O2(g) → CaO(s) ∆H = - 635,5 kJ
C(s) + O2(g) → CO2(g) ∆H = - 393,5 kJ
Ca(s) + C(s) + ½ O2(g) → CaCO3(g) ∆H = - 1207,1 kJ
Hitunglah perubahan entalpi reaksi : CaO(s) + CO2(g) → CaCO3(s) !
Penyelesaian :
CaO(s) .............................→ Ca(s) + ½ O2(g) ....∆H = + 635,5 kJ
CO2(g)............................ → C(s) + O2(g) ............∆H = + 393,5 kJ
Ca(s) + C(s) + ½ O2(g) → CaCO3(s)................. ∆H = - 1207,1 kJ
_________________________________________ _
CaO(s) + CO2(g) ...........→ CaCO3(s).................. ∆H = - 178,1 kJ
3.
Penentuan ∆H Reaksi
Berdasarkan Data Perubahan Entalpi
Pembentukan
Standar ( ∆Hof )
Cara
lain perhitungan entalpi reaksi yaitu berdasarkan entalpi pembentukan standar(
∆Hof ) zat-zat yang ada pada reaksi tersebut.
∆Hreaksi = ∑∆Hof produk -
∑∆Hof reaktan
TABEL ENTALPI
PEMBENTUKAN BEBERAPA ZAT
|
Zat
|
DHof
( kJ/mol )
|
Zat
|
DHof
( kJ/mol )
|
|
H2(g)
|
0
|
C2H4(g)
|
+
52,5
|
|
O2(g)
|
0
|
CCl4(g)
|
-
96,0
|
|
C(s)
|
0
|
NH3(g)
|
-
45,9
|
|
H2O(g)
|
-
241,8
|
NO2(g)
|
+
33,2
|
|
H2O(l)
|
-
285,8
|
SO2(g)
|
-
296,8
|
|
CO2(g)
|
-
393,5
|
HCl(g)
|
-
92,3
|
|
CO(g)
|
-110,5
|
NO(g)
|
+
90,3
|
Contoh Soal :
Dari tabel entalpi pembentukan diatas, tentukan :
a.
∆H reaksi pembakaran
C2H4 !
b.
Tentukan jumlah kalor
yang dibebaskan pada pembakaran 56 g gas C2H4
c.
Reaksi pembakaran C2H4
a.
C2H4(g) + 3
O2(g)→2CO2(g) + 2H2O(l)
b.
∆H reaksi = ∆Hof hasil
reaksi - ∆Hof pereaksi
= (
2. ∆Hof CO2 + 2. .∆Hof H2O ) – ( 1. ∆HofC2H4 + 3. ∆Hof O2)
= ( 2 . -393,5 + 2. -285,8 ) – ( 1. 52,5 + 3. 0 )
= -787 – 571,6 + 52,5
= - 1306,1 kJ/mol
= ( 2 . -393,5 + 2. -285,8 ) – ( 1. 52,5 + 3. 0 )
= -787 – 571,6 + 52,5
= - 1306,1 kJ/mol
c.
Mr C2H4 = (2x12) +
(4x1) = 28
Mol C2H4 = 56/28 = 2 mol
∆H pembakaran 2 mol C2H4 = 2 mol x ( -1306,1 kJ/mol )
Mol C2H4 = 56/28 = 2 mol
∆H pembakaran 2 mol C2H4 = 2 mol x ( -1306,1 kJ/mol )
= -2612,2 kJ
Jadi pada
pembakaran 56 gram gas C2H4 dibebaskan kalor sebesar = 2612,2 Kj
4.
Penentuan ∆H Reaksi
Dari Energi Ikatan
Reaksi kimia antarmolekul dapat
dianggap berlangsung dalam 2 tahap yaitu :
I.
Pemutusan ikatan pada
pereaksi
II.
Pembentukan ikatan pada
produk
Misalnya, pada
reaksi antara gas klorin dengan gas hidrogen membentuk gas hidrogen klorida
dapat digambarkan sebagai berikut :
Sesuai dengan
hukum Hess, ∆H reaksi total adalah ∆H tahap-I + ∆H tahap-II.
∆H tahap-I
= ∑ Energi ikatan pada pereaksi (yang putus)
∆H tahap-II = -∑ Energi ikatan pada
produk (yang terbentuk).
∆H reaksi
= ∑ Energi ikatan pereaksi yang putus - ∑ Energi ikatan produk yang terbentuk
∆H reaksi =
∑ Eruas kiri - ∑ Eruas kanan
TABEL ENERGI
IKATAN
|
Ikatan
|
E
(kJ/mol)
|
Ikatan
|
E
(kJ/mol)
|
|
H-H
|
436
|
O=O
|
498
|
|
H-C
|
415
|
C≡N
|
891
|
|
H-N
|
390
|
F-F
|
160
|
|
C-C
|
345
|
Cl-Cl
|
243
|
|
C≡C
|
837
|
H-Cl
|
432
|
|
C-O
|
350
|
C=C
|
611
|
|
C=O
|
741
|
I-I
|
150
|
|
C-Cl
|
330
|
N=N
|
418
|
|
O-H
|
450
|
C-F
|
485
|
Penyelesaian :
H – C – O-H +1 ½ O=O → O=C=O +2H-O-H
∆H reaksi = ∑Epemutusan -∑Epembentukan
= { (3.Ec-H)+( 1.EO-H) +(1.EC-O)+
(1 ½ EO=O)} – {(2.EC=O) + (4.EO-H)}
= {(3.415)+(1.460)+(1.350)+1 ½.498)}
–{(2.741)+(4.460)}
= 2802-3322
= -520 kJ/mol
IX.
Energi
Ikatan
Energi ikatan didefinisikan sebagai panas reaksi
yang dihubungkan dengan pemecahan ikatan kimia dari molekul gas menjadi
bagian-bagian gas. Terkadang disebut juga entalpi ikatan, nama yang
sesungguhnya lebih tepat.
Energi
disosiasi ikatan (B,E) dapat digunakan untuk menghitung panas reaksi yang
dihubungkan dengan
ΔH0= - ∑ ni BEi
+ ∑ njBEj
dimana
BE adalah energi ikatan per mol ikatan, nj dan ni adalah jumlah mol ikatan yang
pecah atau terbentuk dalam hal reaktan dan produk.
Dalam hal yang sama, data panas reaksi dapat juga
digunakan untuk menghitung energi disosiasi ikatan dari setiap ikatan tertentu,
asal saja data lain dalam persamaan diketahui. Satu hal yang harus diingat
bahwa lingkungan sekeliling atom sangat mempengaruhi energy ikatan dari ikatan
tertentu; oleh karena itu harga yang diperoleh dari persamaan adalah harga
rata-rata atau harga kira-kira.
Walaupun energi ikatan adalah untuk molekul dalam
fase gas, tetapi harga kira-kira panas reaksi dapat dihitung dari fase
terkondensasi dapat dikoreksi jika panas penguapan, panas sublimasi dan
lain-lain dapat diikutsertakan.
Suatu reaksi yang DH–nya ditentukan dengan menggunakan energi ikatan, maka
atom-atom yang terlibat dalam reaksi harus berwujud gas.
Berdasarkan jenis dan letak atom terhadap atom-atom lain dalam
molekulnya, dikenal 3 jenis energi ikatan yaitu :
a. Energi Atomisasi.
Adalah energi yang diperlukan untuk
memutuskan semua ikatan 1 mol molekul menjadi atom-atom bebas dalam keadaan
gas.
Energi atomisasi = jumlah seluruh ikatan atom-atom dalam 1 mol
senyawa.
b. Energi Disosiasi Ikatan.
Adalah energi yang diperlukan untuk
memutuskan salah 1 ikatan yang terdapat pada suatu molekul atau senyawa
dalam keadaan gas.
c. Energi Ikatan Rata-Rata.
Adalah energi rerata yang diperlukan
untuk memutuskan ikatan atom-atom pada suatu senyawa ( notasinya = D ). Energi
ikatan suatu molekul yang berwujud gas dapat ditentukan dari data entalpi
pembentukan standar (DHf ) dan energi ikat unsur-unsurnya. Prosesnya melalui 2
tahap yaitu :
o Penguraian senyawa menjadi unsur-unsurnya.
o Pengubahan unsur menjadi atom gas.
Reaksi kimia pada dasarnya terdiri dari 2 proses :
o Pemutusan ikatan pada pereaksi.
o Pembentukan ikatan pada produk
reaksi.
Pada proses pemutusan ikatan
= memerlukan
energi.
Pada proses pembentukan ikatan
= membebaskan energi
1.
Jenis-Jenis
Kalor
Setiap sistem atau zat mempunyai energi yang
tersimpan didalamnya. Energi potensial berkaitan dengan wujud zat, volume, dan
tekanan. Energi kinetik ditimbulkan karena atom–atom dan molekul-molekul dalam
zat bergerak secara acak. Jumlah total dari semua bentuk energi itu disebut entalpi
(H). Sedangkan kalor adalah bentuk energi yang berpindah dari suhu
tinggi ke suhu rendah. Jika suatu benda menerima / melepaskan kalor maka suhu
benda itu akan naik/turun atau wujud benda berubah.
2.
Kalor Pembentukan
Standar
Adalah nama lain dari entalpi yang terjadi pada pembentukan
1 mol senyawa dari unsur-unsurnya pada suhu dan tekanan standar ( 25 oC,
1 atm ). Entalpinya bisa dilepaskan maupun diserap. Satuannya
adalah kJ / mol. Bentuk standar dari suatu unsur adalah bentuk yang
paling stabil dari unsur itu pada keadaan standar ( 298 K, 1 atm ). Jika
perubahan entalpi pembentukan tidak diukur pada keadaan standar maka
dinotasikan dengan DHf.
Catatan
:
o
DHf unsur bebas = nol
o
Dalam entalpi pembentukan, jumlah zat yang dihasilkan adalah 1 mol.
o
Dibentuk dari unsur-unsurnya dalam bentuk standar.
3.
Kalor Penguraian
Standar
Adalah nama lain dari entalpi yang terjadi pada
penguraian 1 mol senyawa menjadi unsur-unsur penyusunnya pada keadaan standar.
Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan
DHd. Satuannya = kJ / mol. Perubahan entalpi penguraian standar merupakan kebalikan
dari perubahan entalpi pembentukan standar, maka nilainya pun akan berlawanan
tanda.
Menurut
Marquis de Laplace, “ jumlah kalor yang dilepaskan pada pembentukan senyawa
dari unsur-unsur penyusunnya = jumlah kalor yang diperlukan pada penguraian
senyawa tersebut menjadi unsur-unsur penyusunnya. “ Pernyataan ini disebut
Hukum Laplace.
4.
Kalor Pembakaran
Standar
Adalah nama lain dari entalpi yang terjadi pada
pembakaran 1 mol suatu zat secara sempurna pada keadaan standar. Jika
pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHc.
Satuannya = kJ / mol.
5.
Kalor Netralisasi
Standar
Adalah nama lain dari 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
DHn. Satuannya = kJ / mol.
6.
Kalor Penguapan Standar
Adalah nama lain dari 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 DHvap.
Satuannya = kJ / mol.
7.
Kalor Peleburan Standar
Adalah nama lain dari 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 DHfus. Satuannya = kJ / mol.
8.
Kalor 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 DHsub.
Satuannya = kJ / mol.
9.
Pelarutan Standar
Adalah nama lain dari entalpi yang terjadi ketika 1
mol zat melarut dalam suatu pelarut ( umumnya air ) pada keadaan standar. Jika
pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHsol.
Satuannya = kJ / mol.
BAB III
PENUTUP
I.
Kesimpulan
Singkatnya, materi pembelajaran pada termokimia ini merupakan materi dasar yang
wajib untuk dipelajari dan dipahami secara mendalam. Materi yang secara umum mencakup
termodinamika I, kalor reaksi, kerja, entalpi, kalorimeter, hukum Hess,
penentuan DH reaksi, energi ikatan, dan jenis-jenis kalor merupakan
materi-materi dasar dalam pelajaran kimia yang berguna untuk mempelajari materi
selanjutnya yang tentu saja lebih rumit. Dalam makalah ini materi duraikan
secara singkat agar para pembaca lebih mudah memahaminya.
Berdasarkan pembahasan yang tinjauan pustaka yang
kami susun dalam makalah ini, maka kami dapat menyimpulkan sebagai berikut :
1.
Setiap
sistem atau zat mempunyai energi yang tersimpan didalamnya. Energi potensial
berkaitan dengan wujud zat, volume, dan tekanan.
2.
Berdasarkan perubahan
entalpinya, reaksi kimia dibedakan menjadi dua yaitu,
a.
Reaksi Eksoterm dan,
b.
Reaksi Endoterm
3.
Sistem
merupakan Pusat fokus perhatian yang diamati dalam suatu percobaan. Lingkungan merupakan hal-hal diluar
sistem yang membatasi sistem
dan dapat mempengaruhi sistem. Berdasarkan
interaksinya dengan lingkungan, Sistem dibedakan menjadi 3 macam:
2.
Sistem Terbuka
3.
Sistem Tertutup
3.
Sistem terisolasi
4.
Dalam persamaan
termokimia, nilai DH yang dituliskan di persamaan termokimia, disesuaikan
dengan stoikiometri reaksinya, artinya = jumlah mol zat yang terlibat dalam
reaksi kimia = koefisien reaksinya; ( fase reaktan maupun produk reaksinya harus dituliskan).
5.
Ada beberapa jenis
dalam menentukan Harga Perubahan
Entalpi ∆H , yaitu :
a.
Penentuan
∆H Reaksi Berdasarkan Data Perubahan Entalpi
b.
Penentuan
∆H Reaksi dengan Hukum Hess
c.
Penentuan
kalor reaksi secara kalorimetris
II.
Saran
Dengan adanya makalah sederhana ini, penyusun mengharapkan agar para pembaca
dapat memahami materi termokimia ini dengan mudah. Saran dari penyusun agar
para pembaca dapat menguasai materi singkat dalam makalah ini dengan baik,
kemudian dilanjutkan dengan pelatihan soal sesuai materi yang berhubungan agar
semakin menguasai materi.
DAFTAR PUSTAKA
Brady, James .E. 1999. Kimia Universitas Azas & Struktur
Jilid 1, Edisi ke-5. Jakarta :
Binarupa Aksara
Kleinfelter, Wood. 1989.Kimia Untuk Universitas Jilid 1.ed.6.Jakarta
: Erlangga
Rahayu,Nurhayati,dan Jodhi Pramuji G.2009.Rangkuman Kimia SMA.Jakarta
: Gagas Media
Sutresna,Nana. 2007.Cerdas Belajar Kimia untuk Kelas XI.Jakarta
: Grafindo Media Pratama
Kuliah Kimia Dasar I oleh Pak Umar
Dogra, SK. 1990. Kimia Fisik dan Soal-Soal. Jakarta:
Universitas Indonesia
Denbigh, Kenneth. 1980. Prinsip-Prinsip Keseimbangan Kimia
edisi ke-empat. Jakarta:
Universitas Indonesia
free.vlsm.org/v12/sponsor/.../0281%20Fis-1-4d.htm
http://blog.ums.ac.id/vitasari/files/2009/06/kuliah-11_panas-reaksi.pdf
http://elearning.gunadarma.ac.id/docmodul/pengantar_kimia/Bab_8
http://id.wikipedia.org/wiki/Hukum_Hess
http://id.wikipedia.org/wiki/Kalorimeter\
http://www.scribd.com/doc/20100823/Kalorimeter
http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia_fisika1/termokimia/pengertian-termokimia/
http://elearning.uin-suka.ac.id/attachment/hukum_i_termo_sh8y0_11975.ppt
http://mesin.brawijaya.ac.id/diktat_ajar/data/02_c_bab1n2_termo1.pdf
http://ocw.gunadarma.ac.id/course/diploma-three-program/study-program-of-computer-engineering-d3/fisika-dasar-2/termokimia
Wijayanti.
2009. Penentuan Entalpi Reaksi. Kamis, 10 Desember.
http://kimia-asyik.blogspot.com/2009/12/penentuan-entalpi-reaksi.html
http://www.kimiaku.info/termokimia.pdf
