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.
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
∆U è perubahan tenaga dakhil sistem
Q è panas yang masuk/keluar dari sistem
W è 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 è ∆Ek = W (tenaga kinetik benda = usaha yg dilakukan thp
sistem)
Termodinamika, W-nya (-) è ∆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
Wt è Usaha total (usaha sistem sendiri, juga gaya-gaya yg
lain. Usaha tersebut karena gaya konservatif maupun nonkonservatif
è 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
C. 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
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
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.
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 w= ∑ 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-pdV. 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
W = ʃ p dV
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.
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 ).
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.
Gambar berikut ini menunjukkan diagram perubahan energi kimia
menjadi berbagai bentuk energi lainnya.
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.
9. 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 DT
qkalorimeter
= C x DT
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.
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 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
Contoh kalorimeter bom adalah kalorimeter makanan.
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
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)
∆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
F. 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
Kegunaan
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).
G. 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:
a.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 kalorimeter
c = kalor jenis air (larutan) di dalam kalorimeter
C = kapasitas kalor dari kalorimeter
∆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
b.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
c.
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
a. 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
d. 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
= ∑ 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/mol
G. 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.
BAB III
PENUTUP
A. 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.
B. 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
