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.
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.
B. 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. Termodinamika
merupakan ilmu tentang energi, yang secara spesifik membahas tentang hubungan
antara energi panas dengan kerja.
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:
∆H = ∆E + P∆V
W= P∆V
∆E = energi dalam
Hukum pertama termodinamika
dapat dirumuskan sbg
∆U = Q – W
∆U = perubahan tenaga dalam
sistem
Q = panas yang masuk/keluar
dari sistem
W = Usaha yang dilakukan
thp sistem
C. Kalor Reaksi
Perubahan
energi dalam reaksi kimia selalu dapat dibuat sebagai panas, sebab itu lebih
tepat bila istilahnya disebut panas reaksi.
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
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.
D. 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.
∆W=
F ds
Simbol ∆W digunakan untuk jumlah kecil dari kerja
dan merupakan fungsi yang tidak pasti karena kerja yang dilakukan tergantung
pada jalannya reaksi.
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
W = ʃ p dV
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.
E. 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. . 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 ).
Untuk reaksi kimia :
∆H
= Hp – Hr
Hp
=
entalpi produk
Hr
= entalpi reaktan
Reaksi pada tekanan
tetap : qp = ∆H ( perubahan entalpi )
Reaksi pada volume
tetap : qv = ∆E ( perubahan energi dalam )
Perubahan
kalor atau entalpi yang terjadi selama proses penerimaan atau pelepasan kalor
dinyatakan dengan ” perubahan entalpi (ΔH) ” . Harga entalpi zat
sebenarnya tidak dapat ditentukan atau diukur. Tetapi ΔH dapat ditentukan
dengan cara mengukur jumlah kalor yang diserap sistem. 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)
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.
Contoh:
H2(g)
+ 1/2 O2àH2O(l)
ΔH=-286 kJ mol-1
C (grafit) + O2(g) à
CO2(g) ΔH=-393 kJ mol-1
K(s)
+ Mn(s) + 2O2 à KMnO4(s)
ΔH=-813 kJ mol-1
Catatan:
- ΔHf elemen stabil adalah 0
- ΔHf digunakan untuk memperkirakan stabilitas senyawa dibanding penyusunnya
- Semakin kecil ΔHf, semakin stabil energi senyawa itu
- ΔHf tidak mencerminkan laju reaksi (akan dibahas pada bab selanjutnya)
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.
Contoh:
H2O(l)
-> H2(g) + 1/2 O2(g) ΔH=+286 kJ mol-1 (bnd. contoh
Hf no. 1)
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)
Contoh
:
1/2
C2H4(g) + 3/2 O2 -> CO2(g) + H2O(l)
ΔH=-705.5 kJ mol-1
Catatan:
- ΔHc selalu negatif, karena panas pasti dilibatkan
- ΔHc bisa digunakan untuk menilai kandungan energi bahan bakar atau makanan
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.
Contoh:
- NH3(g) + aq -> NH3(aq) ΔHs=-35.2 kJ mol-1
- HCl(g) + aq -> H+(aq) + Cl-(aq) ΔHs=-72.4 kJ mol-1
- NaCl(s) + aq -> Na+(aq) + Cl-(aq) ΔH=+4.0 kJ mol-1
Catatan:
- Jika ΔHs sangat positif, zat itu tidak larut dalam air
- Jika ΔH negatif, zat itu larut dalam air
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.
F. Kalorimeter
Kalorimetri yaitu
cara penentuan kalor reaksi dengan menggunakan kalorimeter. Perubahan
entalpi adalah perubahan kalor yang diukur pada tekanan konstan, untuk
menentukan perubahan entalpi dilakukan dengan cara yang sama dengan penentuan
perubahan kalor yang dilakukan pada tekanan konstan. Perubahan kalor
pada suatu reaksi dapat diukur melalui pengukuran perubahan suhu yang terjadi
pada reaksi tersebut. Pengukuran perubahan kalor dapat dilakukan dengan
alat yang disebut kalorimeter.
Kalorimeter adalah
suatu sistem terisolasi ( tidak ada perpindahan materi maupun energi dengan
lingkungan di luar kalorimeter ). Kalorimeter terbagi
menjadi dua, yaitu kalorimeter bom dan kalorimeter sederhana. Jika dua buah zat
atau lebih dicampur menjadi satu maka zat yang suhunya tinggi akan melepaskan
kalor sedangkan zat yang suhunya rendah akan menerima kalor, sampai tercapai
kesetimbangan termal.
Menurut
azas Black : Kalor yang dilepas = kalor yang diterima
Rumus yang digunakan adalah :
q
= m x c x ∆T
qkalorimeter
= C x ∆T
dengan :
q
= jumlah kalor ( J )
m
= massa zat ( g )
∆T
= perubahan suhu ( oC atau K )
c
= kalor jenis ( J / g.oC ) atau ( J / g. K )
C
= kapasitas kalor ( J / oC ) atau ( J / K )
Oleh karena tidak ada kalor yang
terbuang ke lingkungan, maka kalor reaksi = kalor yang diserap / dibebaskan
oleh larutan dan kalorimeter, tetapi tandanya berbeda.
qreaksi
= - (qlarutan + qkalorimeter )
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 :
qreaksi
= - (qair + qbom )
Jumlah kalor yang diserap oleh air dapat dihitung dengan rumus :
qair
= m x c x ∆T
dengan :
m
= massa air dalam kalorimeter ( g )
c
= kalor jenis air dalam kalorimeter (J / g.oC ) atau (
J / g. K )
∆T
= perubahan suhu ( oC atau K )
Jumlah kalor yang diserap oleh bom dapat dihitung dengan rumus :
qbom
= Cbom x ∆T
dengan :
Cbom
= kapasitas kalor bom ( J / oC ) atau ( J / K )
∆T
= perubahan suhu ( oC atau K )
Reaksi yang berlangsung pada
kalorimeter bom berlangsung pada volume tetap (∆V
= nol). Oleh karena itu, perubahan kalor yang terjadi di dalam sistem =
perubahan energi dalamnya.
∆E
= q + w dimana w = - P. ∆V ( jika ∆V
= nol maka w = nol )
maka ∆E = qv
Contoh
kalorimeter bom adalah kalorimeter makanan.
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
Contoh
kalorimeter sederhana adalah kalorimeter larutan.
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)
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
G. 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 ∆H dapat
dilakukan melalui 3 cara yaitu :
1).
Perubahan entalpi (∆H ) suatu reaksi dihitung
melalui penjumlahan dari perubahan entalpi beberapa reaksi yang berhubungan.
2).
Perubahan entalpi (∆H ) suatu reaksi dihitung
berdasarkan selisih entalpi pembentukan (∆Hf o
) antara produk dan reaktan.
3).
Perubahan entalpi (∆H ) suatu reaksi dihitung
berdasarkan data energi ikatan.
Selain
itu, dengan menggunakan hukum Hess, nilai ΔH juga dapat diketahui dengan
pengurangan entalpi pembentukan produk-produk dikurangi entalpi pembentukan
reaktan.
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).
H. 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. Rumus yang dapat dipakai yaitu:
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
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 :
qreaksi
= -(qlarutan + qkalorimeter)
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.
qreaksi = -qlarutan
qreaksi = -qlarutan
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 .
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) !
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
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
|
∆Hof
( kJ/mol )
|
Zat
|
∆Hof
( 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
C2H4(g) + 3 O2(g)→2CO2(g) + 2H2O(l)
∆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
b. Mr C2H4 = (2x12) + (4x1) = 28
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 :
a.
Pemutusan ikatan pada pereaksi
b.
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
= ∑ Eruas kiri - ∑ Eruas kanan
∆H tahap-II = -∑ Energi ikatan pada produk (yang terbentuk).
∆H reaksi = ∑ Energi ikatan pereaksi yang putus - ∑ Energi ikatan produk yang terbentuk
= ∑ 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
.........l
H – C – O-H + 1 ½ O=O → O=C=O + 2H-O-H
........l
.......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/molDemikianlah artikel singkat ini mengenai Termokimia - Kimia. Semoga bermanfaat. Terima Kasih
Silahkan berkomentar dengan baik. Komentar anda sangat diperlukan untuk perkembangan Blog ini. Gunakan lah OPEN ID. Komentar disini tanpa kode verifikasi. Baca juga Posting lain | Daftar Isi