TERMOKIMIA
Tahukah kamu bahwa sebenarnya reaksi kimia itu berlangsung dengan cara menyerap atau membebaskan kalor. Reaksi yang berlangsung dengan membebaskan energi itu sering disebut dengan reaksi eksoterm, contohnya reaksi pembakaran gas alam pada kompor. Sedangkan reaksi yang berlangsung dengan menyerap energi sering kita sebut dengan reaksi endoterm, contohnya adalah proses perubahan beras menjadi nasi. Nah, jumlah kalor yang menyertai suatu reaksi itulah yang sering kita dengan sebut dengan kalor reaksi. Fokus bahasan yang akan kita pelajari dalam termokimia ini adalah tentang jumlah kalor yang dihasilkan oleh sejumlah tertentu pereaksi serta cara pengukuran kalor reaksi tersebut.
Azas Kekekalan Energi
Azas kekekalan energi menyatakan bahwa energi tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan, tetapi dapat diubah dari suatu bentuk ke bentuk lainnya. Azas kekekalan energi disebut juga sebagai hukum termodinamika pertama. Berikut beberapa hal yang perlu diketahui sebelumnya :
Sistem dan Lingkungan
Sistem adalah reaksi atau proses yang sedang menjadi pusat perhatian, sedangkan lingkungan adalah segala sesuatu yang berada disekitar sistem dan berinteraksi dengan sistem. Sistem terdiri atas sistem terbuka, sistem tertutup, dan sistem terisolasi. Sistem dikatakan terbuka jika antara sistem dan lingkungan terjadi pertukaran energi dan materi. Sedangkan sistem dikatakan tertutup jika antara sistem dan lingkungan tidak terjadi pertukaran materi, tetapi dapat terjadi pertukaran energi. Dan pada sistem terisolasi, antara sistem dan lingkungan tidak terjadi pertukaran baik materi maupun energi.
Kalor dan Kerja
Transfer (pertukaran) energi antara sistem dan lingkungan dapat berupa kalor (q) atau bentuk energi lainnya yang biasa disebut kerja (w). Kalor dan kerja diberi tanda positif (+) atau negatif (-) sesuai dengan arah pertukarannya terhadap sistem. Jika energi (kalor atau kerja) meninggalkan sistem, diberi tanda negatif (-); sedangkan jika energi memasuki sistem, diberi tanda positif (+).
Gambar1. Tanda untuk kalor dan kerja
sumber :dsupardi.wordpress.com
Sistem menerima kalor, q bertanda positif (+)
Sistem membebaskan kalor, q bertanda negatif (-)
Sistem melakukan kerja, w bertanda negatif (-)
Sistem menerima kerja, w bertanda positif (+)
Energi Dalam
Setiap zat atau sistem mempunyai sejumlah tertentu energi. Energi yang dimilki oleh oleh suatu zat atau sistem berupa energi kinetik atau energi potensial. Energi kinetik adalah energi yang berkaitan dengan gerakan molekul-molekul sistem, sedangkan energi potensial adalah energi yang tidak berhubungan dengan gerak. Jumlah energi yang dimilki oleh suatu zat atau sistem disebut energi dalam (internal energy) dan dinyatakan dengan E. Nilai energi dalam tidak dapat diukur, tetapi yang dapat dihitung adalah perubahan energi dalam, yaitu selisih antara-energi dalam produk (EP) dengan energi-energi pereaksi (ER).
Kalor Reaksi
Perubahan energi dalam yang menyertai reaksi adalah ∆E = E1-E2. Perubahan energi dalam itu yang akan muncul sebagai kalor dan/ kerja.
∆E = q ( kalor) + w (kerja)
Jika reaksi berlangsung pada volum tetap, berarti sistem tidak melakuukan kerja ( w=0). Hal ini berarti bahwa semua perubahan energi dalam yang menyertai reaksi akan muncul sebagai kalor.
∆E = qV
Namun jika reaksi berlangsung dalam sistem terbuka dengan tekanan tetap, maka sistem mengkin melakukan atau menerima kerja tekanan-volum. Oleh karena itu, kalor reaksi dapat berbeda dari ∆E.
∆E = qp + w atau qp = ∆E - w
Kalor reaksi yang berlangsung pada tekanan tetap dikaitkan dengan sifat lain dari sistem, yaitu entalpi (H). Entalpi juga menyatakan sejuumlah energi yang dimiliki sistem. Kalor reaksi yang berlangsung pada tekanan tetap sama dengan perubahan entalpi (∆H ) sistem. Sebagian besar reaksi akan berlangsung pada tekanan tetap.
Reaksi Eksoterm dan Endoterm
Seperti yang telah kita ketahui bahwa reaksi eksoterm adalah reaksi yang membebaskan kalor, sedangkan reaksi endoterm adalah reaksi yang menyerap kalor. Aliran kalor pada jenis reaksi itu dapat digambarkan sebagai berikut :
Reaksi eksoterm : kalor mengalir dari sistem ke lingkungan
Reaksi endoterm : kalor mengalir dari lingkungan ke sistem
Pada reaksi endoterm, sistem menyerap energi. Maka dari itu, entalpi sistem akan bertambah, artinya entalpi produk (HP) lebih besar daripada entalpi pereaksi (HR). Akibatnya, perubahan entalpi (∆H ), yaitu selisih antara entalpi produk dengan entalpi pereaksi bertanda positif. Sebaliknya, pada 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.
Persamaan Termokimia
Persamaan termokimia adalah persamaan reaksi yang mengikutsertakan perubahan entalpinya. Nilai ∆H yang dituliskan pada persamaan termokimia disesuaikan dengan stoikiometri reaksi, artinya jumlah mol zat yang terlibat dalam reaksi sama dengan koefisien reaksinya.
ENTALPI MOLAR
Entalpi molar adalah perubahan entalpi yang dikaitkan dengan kuantitas zat yang bereaksi. Entalpi molar dinyatakan dalam kJ/mol. Perubahan entalpi yang ditentukan pada kondisi standar ( 25◦C, 1 atm ) dinyatakan dengan perubahan entalpi standar dan dilambangkan dengan ∆H◦ atau ∆H298.
1. Entalpi Pembentukan Standar (∆Hf◦ = Standard Enthalpy of Formation )
Entalpi pembentukan standar adalah perubahan entalpi pada pembentukan 1 mol zat langsung dari unsur-unsurnya dalam bentuk dan keadaan standar ( 25◦C, 1 atm ). Entalpi pembentukan dinyatakan dalam kJ/mol. Contoh : Entalpi pembentukan etanol (C2H5OH) adalah -277,7 kJ/mol. Berarti pembentukan 1 mol (=46 gram) etanol dari unsur-unsurnya dalam bentuk standar, yaitu karbon, gas hidrogen, dan gas oksigen, yang diukur pada 298 K, 1 atm disertai pembebasan kalor sebanyak 277,7 kJ.
2. Entalpi Peruraian Standar ( ∆Hd◦ = Standard Enthalpy of Dissociation )
Reaksi peruraian merupakan kebalikan dari reaksi pembentukan. Oleh karena itu, sesuai dengan asas kekakalan energi, nilai entalpi peruraian sama dengan entalpi pembentukan, tetapi tandanya berlawanan ( bertanda positif). Contoh : Diketahui ∆Hf◦H2O (l) = -286 kJ/mol, maka entalpi peruraian H2O (l) menjadi gas hidrogen dan gas oksigen adalah +286 kJ/mol.
3. Entalpi Pembakaran Standar ( ∆Hc◦ = Standard Enthalpy of Combustion )
Reaksi suatu zat dengan oksigen disebut dengan reaksi pembakaran. Pembakaran dikatakan sempurna jika :
- karbon (C) terbakar menjadi CO2
- hidrogen terbakar menjadi H2O
- belerang terbakar menjadi SO2
Perubahan entalpi pada pembakaran sempurna 1 mol suatu zat yang diukur pada 298 K, 1 atm disebut entalpi pembakaran standar.
4. Berbagai Entalpi Molar Lain
Selain ketiga entalpi molar diatas, masih terdapat juga entalpi molar lain, yaitu entalpi penetralan, entalpi peleburan, entalpi penguapan, dan entalpi pelarutan.
Entalpi penetrralan adalah perubahan entalpi pada penetralan asam oleh basa mebentuk l mol air. Entalpi peleburan adalah perubahan entalpi padaperubahan 1 mol zat dari bentuk padat menjadi bentuk cair pada titik leburnya. Entalpi pelarutan adalah perubahan entalpi pada pelarutan 1 mol zat. Semua entalpi molar dinyatakan dalam kJ/mol.
PENENTUAN ENTALPI REAKSI
1. Kalorimetri
Gambar 1. Bagan Kalorimeter
Sumber : zahwawawa.blogspot.com
Cara penentuan kalor reaksi dengan menggunakan kalorimeter disebut dengan kalorimetri. 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 di dalam kalorimeter, tidaka akan terbuang ke luar kalorimeter. Dengan mengukur kenaikan suhu di dalam kalorimeter, kita dapat menentukan jumlah kalor yang diserap oleh air serta perangkat kalorimeter berdasarkan rumus :
qair = m x c x ∆T
qbom = C x ∆T
dengan, q = jumlah kalor
m = massa air (larutan) di dalam kalorimeter
c = kalor jenis air (larutan) di dalam kalorimeter
C = Kapasitas kalor dai bom kalorimeter
∆T = kenaikan suhu larutan (kalorimeter)
Oleh karena tidak ada kalor yang terbuanh ke lingkungan, maka kalor reaksi sama dengan kalor yang diserap oleh air (larutan) dari bom, tetapi tandanya berbeda.
qreaksi = - (qair + q bom )
2.Hukum Hess
Hukum Hess berkaitan dengan reaksi-reaksi yang dapat dilangsungkan menurut dua atau lebih cara (lintasan). Hess menyimpulkan penemuannya dalam suatu hukum yang kita kenal, yaitu hukum Hess : " Kalor reaksi hanya bergantung pada keadaan awal dan keadaan akhir, tidak pada lintasan". Dengan kata lain, kalor reaksi total sama dengan jumlah kalor tahap-tahap reaksinya. Hukum Hess disebut juga hukum penjumlahan kalor. Hukum Hess biasanya dinyatakan dalam bentuk diagram siklus atau diagram tingkat energi.
 |
| Sumber : http://kimia.upi.edu |
3. Penentuan Kalor Reaksi Berdasarkan Hukum Hess
Berdasarkan hukum Hess, kalor reaksi tidak dapat ditentukan secara langsung, artinya tidak melalui percobaan, melainkan dari reaksi-reaksi lain yang berhubungan. Caranya dengan menyusun reaksi-reaksi yang telah diketahui perubahan entalpinya, sehingga penjumlahannya sama dengan reaksi yang akan ditentukan perubahan entalpinya. Dalam hali ini, "menyusun" dapat berarti mengalikan koefisien atau membalik arah reaksi (produk menjadi pereaksi ).
4. Penentuan Kalor Reaksi Berdasarkan Tabel Entalpi Pembentukan
Kalor suatu reaksi juga dapat ditentukan berdasarkan data entalpi pembentukan zat pereaksi dan produknya. Dalam hal ini, zat pereaksi dianggap terlebih dahulu terurai menjadi unsur-unsurnya, kemudian unsur-unsur itu bereaksi membentuk zat produk. Perhatikanlah contoh berikut ini :
5. Penentuan Kalor Reaksi Berdasarkan Energi Ikatan
Energi ikatan didefinisikan sebagai energi yang diperlukan untuk memutuskan 1 mol ikatan dari suatu molekul dalam wujud gas. Energti ikatan dinyatakan dalam kJ/mol dengan lambang D. Berikut energi dari berbagai ikatan :
Molekul biner yang terdiri dari tiga atau lebih atom mempunyai dua atau lebih ikatan. Untuk molekul seperti ini kita gunakan pengertian nergi ikatan rata-rata. Sebagai contoh ikatan pada metana (CH4) yang mengandung 4 ikatan C-H. Pemutusan ikatan C-H satu per satu dari molekul CH4 memerlukan energi yang berbeda. Enegi ikatan C-H dalam CH4 merupaka rata-rata dari 4 ikatan C-H tersebut.
6. Menentukan ∆H Reaksi Berdasarkan Data Energi Ikatan
Reaksi kimia antarmolekul berlangsung dalam dua tahap, yaitu pemutusan ikatan pada pereaksi dan pembentukan ikatan pada produk. Oleh karena itu, ∆H reaksi = ∑ energi ikatan pada pereaksi ( ikatan yang putus ) - ∑ energi ikatan pada produk ( ikatan yang terbentuk ).
6. Menentukan ∆H Reaksi Berdasarkan Data Energi Ikatan
Reaksi kimia antarmolekul berlangsung dalam dua tahap, yaitu pemutusan ikatan pada pereaksi dan pembentukan ikatan pada produk. Oleh karena itu, ∆H reaksi = ∑ energi ikatan pada pereaksi ( ikatan yang putus ) - ∑ energi ikatan pada produk ( ikatan yang terbentuk ).
