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
(-) à ∆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.
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 disebutkalorimeter.
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 listrikdari 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 makanankarbohidrat, 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 spiraldari 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 kepingasbes 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 kaloryang 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 disebutpersamaan 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) !
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
C. 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 :
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 dariunsur-unsurnya pada suhu dan
tekanan standar ( 25 oc, 1 atm ). Entalpinya
bisadilepaskan 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.
Judul: Makalah Termo Kimia
Ditulis Oleh: Unknown
Blogger Sejati Selalu Meninggalkan Komentar Berupa Kritik dan Saran
