Termokimia

Termokimia

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.

1.     Hukum kekekalan energi

Tujuan utama termodinamika kimia ialah pembentukan krieteria untuk ketentuan penentuan kemungkinan terjadi atau ketentuan penentuan kemungkinan terjadi atau spontanitas dari trasformas digunakan memperkirakan perubahan energi yang terjadi dalam proses-proses berikut:

a.       Reaksi kimia

b.      Perubahan fase

c.       Pembentukan larutan

Hukum Termodinamika I

Sebagian besar ciri-ciri dalam termokimia berkembang dari penerapan hukum termodinamika I, atau Hukum Kekekalan Energi, dialah Wilard Gibs, pendiri Termodinamika Pertama.

Bunyi Hukum Kekekalan Energi

 

Energi

Energi apa yang dimiliki setiap zat?

Energi = kapasitas atau kemampuan untuk melakukan kerja

Menurut teori kinetik, baik zat berwujud padat, cair dan gas pada suhu 0 Kelvin terdiri banyak partikel-partikel kecil berupa molekul-molekul atau atom-atom yang terus bergerak secara acak dan beranekaragam yang saling brtumbukan dan berpantulan.

Setiap gerakan, dipengaruhi oleh banyak faktor dan dapat berubah bentuk saling bertumbukan. Hal ini menyebabkan energi gerakan satu partikel akan berbeda dengan yang lain. Jumlah total semua partikel dalam sistem disebut energi dalam (U)

Energi = fungsi keadaan (bergantung pada keadaan sistem)

Termokimia hanya berkepentingan pada perubahan energi dalam ∆U

Kerja

Kerja adalah pertukaran energi antara sistem dan lingkungan selain dalam bentuk kalor (w).

W = gaya x jarak = P x A x h

P x h = perubahan volume

Maka: W = P x ∆V

Jika tekanan dinyatakan dalam atm dan volume dalam liter maka satuan kerja adalah liter atm. 1Latm = 101,32 J

Konversi beberapa satuan tekanan dan volume

Kalor

Kalor adalah energi yang berpindah dai sistem ke lingkungan atau sebaliknya karena perbedaan suhu, yaitu suhu yang lebih tinggi ke suhu yang lebbih rendah.

1kal = 4,148 J

Rumus menghitung kalor :

 

Kalorimeter Bom

Penentuan kalor reaksi pada volume tetap ditentukan dengan menggunakan bom kalorimeter, harga kalor yang diperoleh merupakan harga ∆U

1.     Entalpi dan Perubahan Entalpi

a.  Sistem dan Lingkungan

Sistem adalah sesuatu yang menjadi pusat perhatian kota dalam hal ini adalah peroses kimia yang terjadi

Lingkungan adalah sesuatu yang berada diluar sistem

Sebagai Contoh :

Gelas kimia yang berisi air dan es. Yang merupakan sistem adalah es batu yang sedang mencair dan yang menjadi lingkungannya air, gelas kimia, dan udara sekita.

Berdasarkan kemampuan untuk melakukan pertukaran, maka sistem dikelompokkan menjadi tiga yaitu :

b.  Reaksi Eksoterm dan Endoterm

1.  Reaksi Eksoterm

·         Reaksi yang membebaskan kalor

·         Suhu sistem > suhu lingkungan

·         Kalor berpindah dari sistem ke lingkungan

·         Disertai kenaikan suhu

·         Penulisan persamaan reaksinya :

A + B → C dibebaskan kalor 10 kj (misalnya)

A + B → C           +10kj (dibebaskan kalor)

Reaktan = produk +10kj

r             > p

∆H         = H_p - H_r

                 Kecil – Besar

∆H = - (negatif)

2.  Reaksi Endoterm

·         Reaksi yang memerlukan kalor

·         Suhu sistem < suhu lingkungan

·         Kalor berpindah dari lingkungan kesistem

·         Disertai penurunan suhu

·         Penulisan persamaan reaksinya :

A + B +25kj → C

A + B → C -25kj

r                = p-25kj

r                < p

∆H            = H_p- H_r

                 Besar – Kecil

∆H            = positif (+)

a.  Energi dan Entalpi

Alam semesta ciptaan Tuhan memiliki energi yang konstan. Berdasarkan asas kekekalan energi yang tidak dapat diciptakan atau memusnahkan energi. Yang dapat kita lakukan hanyalah mengubah suatu bentuk energi menjdi bentuk energi yang lain. Di alam ini banyak sekali terjadi berbagai energi, contohnya energi kinetik, potensial, mekanik dan lain sebagainnya.

Jumlah total semua bentuk  enegi tersebut inilah dapat kita sebut sebagai Entalpi (H), yang artinya jumlah energi yang terkandung atau tersimpan dalam suatu zat pada suhu 298 k ( 25⁰C). Istilah ini diambil dari bahasa Jerman, Entalphien yang artinya kandungan yang diusulkan oleh Herman Helmholtz.

b.  Perubahan Entalpi

Kita asumsikan sebuah mobil yang  bergerak dari satu titik tertentu ke titik yang lain dimana dalam menentukan berapa besar energi yang dikeluarkan oleh mobil dilihat dari besarnya perubahan energinya mobil tersebut berpindah tempat. Begitu pula dengan entalpi dimana dalam menentukannya dilihat dari besarnya perubahan entalpi yang terjadi.

∆H = H₂ – H₁

Begitu juga dengan proses kimia, bahwa perubahan entalpi terjadi bila sistem melepas atau menyerap kalor. Dalam reaksi dituliskan dalam :

A + B        → AB

Reaktan     Produk

∆H = H_p – H_r

Jenis perubahan entalpi

      Perubahan entalpi pembentukan (∆H_f)

      Perubahan entalpi penguraian (∆H_d)

      Perubahan entalpi pembakaran (∆H_c)

      Perubahan entalpi penetralan  (∆H_net)

Perubahan Entalpi Pembentukan (∆H_f)

Perubahan entalpi pembentukan pada 1 mol senyawa dari unsurnya.

Contohnya : C + O₂ → CO₂

            ∆H_f  → f = formation = pembentukan

            Unsur + Unsur  →  Senyawa

Misal :

C + 2H₂ + ½ O₂   → CH₃OH = - 200 kJ

∆H⁰_f  = ∑ n∆H⁰ _f produk - ∑ n∆H⁰ _f reaktan

Contoh Soal :

Tentukanlah perubahan entalpi  reaksi berikut :

C₂H_4(g) + H₂O_(l) → C₂H₃OH_(l)

Jika diketahui masing-masing ∆H⁰_f   C₂H₃OH_(l) = -277,7 kJ/mol, ∆H⁰_f  C₂H_4(g) = + 523 kJ/mol dan  ∆H⁰_f  H₂O_(l) = - 285,8 kJ/mol...

Jawab :

Mari kita lihat ciri soal yang diketahui adalah data entalpi dari masing-masing senyawa yang bereaksi, lalu kita ketahui bahwa yang menjadi produk ialah C₂H₃OH, sedangkan yang menjadi reaktannya ialah C₂H_4(g) + H₂O_(l)

Maka, ∆H⁰_f  = ∑ n∆H⁰ _f produk - ∑ n∆H⁰ _f reaktan

∆H⁰_f  = -277,7 kJ/mol – (+ 523 kJ/mol + - 285,8 kJ/mol)

          = -277,7 kJ/mol – 237, 2 kJ/mol

          = -514,9 kJ/mol

Perubahan Entalpi Penguraian ∆H_d

Perubahan entalpi penguraian pada 1 mol senyawa dari unsurnya.

Contih : CO₂ → C + O₂

            ∆H_d → d = decomposition = penguraian

            Senyawa → Unsur + Unsur

Misal : CO_2(g) → C_(g) + O_2(g) ∆H = 393,5 kJ

Perubahan Entalpi Pembakaran ∆H_c

Perubahan entalpi pembekaran pada 1 mol senyawa dari unsurnya.

            ∆H_c → c = combustion = pembakaran

                                      ½ O₂

Misal : C + ½ O₂ → CO → CO₂

Entalpi Netralisasi ∆H_net

∆H yang dihasilkan (selalu eksoterm) pada reaksi penetralan asam atau basa.

Contoh:

NaOH_(aq) + HCl_(aq)  à NaCl_(aq) + H₂O_(l)   ∆H = -890,4 kJ/mol

c.   Persamaan Termokimia

Persamaan yang menggambarkan suatu reaksi yang disertai informasi tentang perubahan entalpi (kalor). Oleh karena entalpi merupakan sifat ekstensif (nilainya bergantung pada besar dan ukuran sistem) maka pada persamaan termokimia juga tercantum jumlah mol zat yang dinyatakan dengan koefisien reaksi, dan keadaan fasa zat yang terlibat.

Contoh:

a.       Pada pembentukan 1 mol air dari gas hidrogen dengan gas oksigen pada 25⁰C (298K), 1 atm, dilepaskan kalor sebesar 286 kJ.

Persamaan termokimia dari pernyataan di atas adalah

Kata “dilepaskan” menyatakan bahwa reaksi tergolong eksoterm. Oleh karena itu,

H = –286 kJ untuk setiap mol air yang terbentuk.

H_2(g) + O_2(g) → H₂O_(l)   ∆H = –286 kJ

atau,

2H_2(g) + O_2(g) → 2H₂O_(l)  ∆H = –572 kJ

b.      Reaksi karbon dan gas hidrogen membentuk 1 mol C₂H₂ pada temperatur 25⁰C dan tekanan 1 atm memerlukan kalor 226,7 kJ.

Persamaan termokimianya :

Kata “memerlukan” menyatakan bahwa reaksi tergolong endoterm.

2C_(s) + H_2(g) → C₂H_2(g)  ∆H = + 226,7 kJ

d.  Perubahan Entalpi Standar (∆H⁰)

Pengukuran pada temperatur 205⁰C, 1 atm disebut sebagai keadaan standar untuk entalpi sebagai perubahan entalpi standar.

1.     Penentuan Perubahan Entalpi

a.  Kalorimetri

Kalorimeter Sederhana (kiri) dan kalorimeter Bom (kanan)

Kalorimeter adalah suatu alat untuk mengukur jumlah kalor yang diserap atau dibebaskan sistem. Data H reaksi yang terdapat pada tabel-tabel pada umumnya ditentukan secara kalorimetri.

Kalorimeter sederhana dapat dibuat dari wadah yang bersifat isolator (tidak menyerap kalor). Sehingga wadah dianggap tidak menyerap kalor pada saat reaksi berlangsung.

Kalorimeter Bom merupakan suatu kalorimeter yang dirancang khusus sehingga benar-benar terisolasi. Pada umumnya sering digunakan untuk menentukan perubahan entalpi dari reaksi-reaksi pembakaran yang melibatkan gas.

Meskipun sistem diusahakan terisolasi, tetapi ada kemungkinan sistem masih dapat menyerap atau melepaskan kalor ke lingkungan, dalam hal ini lingkungan nya adalah kalorimeter sendiri. Jika kalorimeter juga terlibat dalam pertukaran kalor, maka besarnya kalor yang diserap atau dilepas oleh kalorimeter (kapasitas kalorimeter, C) harus diperhitungkan.

Jumlah kalor yang dilepas atau diserap sebanding dengan massa, kalor jenis zat, dan perubahan suhu. Hubungannya adalah sebagai berikut:

q = m × c × ∆T

dengan,

q          = perubahan kalor (J)

m         = massa zat (g)

c          = kalor jenis zat (J/g.K)

∆T       = perubahan suhu (K)

Contoh Soal:

Pada suatu percobaan direaksikan 50 cm³ larutan HCl 1 M dengan 50 cm³ larutan NaOH 1 M dalam gelas plastik yang kedap panas, ternyata suhunya naik dari 29^oC menjadi 35,5^oC. Kalor jenis larutan dianggap sama dengan kalor jenis air yaitu 4,18 Jg^–1K^–1 dan massa jenis larutan dianggap 1 g/cm³. Tentukan perubahan entalpi dari reaksi:

NaOH_(aq) + HCl_(aq) → NaCl_(aq) + H₂O_(l)

Jawab :

qsistem = qlarutan + qkalorimeter

karena qkal diabaikan, maka

qsistem = qlarutan

massa larutan = volume larutan × massa jenis air

                        = 100 cm³ × 1 g/cm³

                        = 100 g

T     = (35,5 – 29)^oC

       = 6,5^oC

atau

T     = (35,5 + 273)K – (29 + 273)K

       = 6,5 K

qlarutan           = mlarutan × clarutan × T

                        = 100 g × 4,18 J g^–1K^–1 × 6,5 K

                        = 2717 Joule

                        = 2,72 kJ

mol NaOH      = mol HCl

                        = 0,05 L × 1 mol L^–1

                        = 0,05 mol

Jadi, pada reaksi antara 0,05 mol NaOH dan 0,05 mol HCl terjadi perubahan kalor sebesar 2,72 kJ. Maka untuk setiap 1 mol NaOH bereaksi dengan 1 mol HCl akan terjadi perubahan kalor :

= 2, 72 kJ  : 0,05 mol

= 54,4 kJ/mol

Oleh karena pada saat reaksi suhu sistem naik berarti reaksi berlangsung eksoterm, perubahan entalpinya berharga negatif.

Persamaan termokimianya:

NaOH_(aq) + HCl_(aq) → NaCl_(aq) + H₂O_(l) ∆H = –54,4 kJ

a.  Hukum Hess

Perubahan entalpi kadang sukar diukur atau ditentukan langsung dengan percobaan. Pada tahun 1840 Henry Hess dari Jerman menyatakan, perubahan entalpi reaksi hanya tergantung pada keadaan awal dan akhir sistem, tidak bergantung pada jalannya reaksi.

Banyak reaksi dapat berlangsung menurut dua atau lebih tahapan.

Contoh:

Reaksi karbon dan oksigen untuk membentuk CO₂ dapat berlangsung dalam satu tahap (cara langsung) dan dapat juga dua tahap(cara tidak langsung).

1) Satu tahap: C_(s) + O_2(g)  → CO_2(g) ∆H = –394 kJ

2) Dua tahap: C_(s) + O_2(g) → CO_(g) ∆H = –110 kJ

CO(g) + O2(g) → CO2(g) ∆H = –284 kJ

C_(s) + O_2(g) → CO_2(g) ∆H = –394 kJ

H dari beberapa reaksi dapat dijumlahkan sesuai dengan penjumlahan reaksireaksinya.

Jadi, jika suatu reaksi berlangsung menurut dua tahap atau lebih, maka kalor reaksi totalnya sama dengan jumlah kalor tahap reaksinya. Hukum Hess kita gunakan untuk menghitung H suatu reaksi, berdasarkan beberapa harga H dari reaksi lain yang sudah diketahui.

Hukum Hess dapat dinyatakan dalam bentuk diagram siklus atau diagram tingkat energi. Diagram siklus untuk reaksi pembakaran karbon pada contoh di atas adalah sebagai berikut:

Diagram siklus reaksi pembakaran karbon.

Dari siklus reaksi di atas, pembakaran karbon dapat melalui dua lintasan, yaitu lintasan-1 yang langsung membentuk CO₂, sedangkan lintasan-2, mula-mula membentuk CO, kemudian CO₂. Jadi H₁ = H₂ + H₃

Diagram tingkat energi:

Diagram tingkat energi reaski karbon dengan oksigen

membentuk CO₂ menurut dua lintasan.

a.  Menggunakan Entalpi Pembentukan

Kalor suatu reaksi dapat juga ditentukan dari data pembentukan zat pereaksi dan produknya.

Secara umum untuk reaksi:

a PQ + b RS → c PS + d QR

reaktan               produk

maka,

H reaksi = [ c. ∆Hf⁰ PS + d. ∆Hf⁰ QR] – [ a. ∆Hf⁰ PQ + b. ∆Hf⁰ RS]

∆H reaksi = ∆Hf⁰ (produk) - ∆Hf⁰ (reaktan)

Contoh soal:

Tentukan entalpi reaksi pembakaran etanol, jika diketahui :

∆Hf⁰ C₂H₅OH = –266 kJ

∆Hf⁰ CO₂ = –394 kJ

∆Hf⁰ H₂O = –286 kJ

Jawab:

Reaksi pembakaran etanol :

C₂H₅OH + O_2(g) → 2CO₂ + 3H₂O

∆H reaksi = [2 ∆Hf⁰ CO2 + 3 ∆Hf⁰ H2O] – [1 ∆Hf⁰ C2H5OH + 1 ∆Hf⁰ O2]

                 = [2 (–394) + 3 (–286)] kJ – [1 (–266) + 1 (0)] kJ

                 = [–1646 + 266] kJ

                 = –1380 kJ

1.     Energi Ikatan

Pada dasarnya reaksi kimia terdiri dari dua proses, yaitu pemutusan ikatan antar atom-atom dari senyawa yang bereaksi (proses yang memerlukan energi) dan penggabungan ikatan kembali dari atom-atom yang terlibat reaksi sehingga membentuk susunan baru (proses yang membebaskan energi).

Perubahan entalpi reaksi dapat dihitung dengan menggunakan data energi ikatan. Energi ikatan adalah energi yang diperlukan untuk memutuskan ikatan oleh satu molekul gas menjadi atom-atom dalam keadaan gas. Harga energi ikatan selalu positif, dengan satuan kJ atau kkal, serta diukur pada kondisi zat-zat berwujud gas.

Energi ikatan rata-rata dari beberapa ikatan (kJ/mol)

Menghitung ∆H reaksi berdasarkan energi ikatan:

∆H = ∑ Energi ikatan yang diputuskan – ∑ Energi ikatan yang terbentuk

Contoh Soal:

Dengan menggunakan tabel energi ikatan, tentukan (ramalkan) energi yang dibebaskan pada pembakaran gas metana.

Jawab:

Reaksi pembakaran gas metana :

CH_4(g) + 2O_2(g)  → CO_2(g) + 2H₂O_(g)

Pemutusan Ikatan:                      Pembentukan ikatan:

4 mol C – H = 1652 kJ                2 mol C = O = 1598 kJ

2 mol O = O = 990 kJ +              4 mol O – H = 1852 kJ  +

                     = 2642 kJ                                    = 3450 kJ

∆H    = ∑ Energi ikatan yang diputuskan – ∑ Energi ikatan yang terbentuk

          = (2642 – 3450) kJ = –808 kJ

∆H reaksi bertanda negatif, artinya ikatan dalam produk lebih kuat daripada ikatan dalam pereaksi.

Entalpi reaksi yang dihitung berdasarkan harga energi ikatan rata-rata sering berbeda dari entalpi reaksi yang dihitung berdasarkan harga entalpi pembentukan standar. Perbedaan ini terjadi karena energi ikatan yang terdapat dalam suatu tabel adalah energi ikatan rata-rata. Energi ikatan C – H dalam contoh di atas bukan ikatan C – H dalam CH₄, melainkan energi ikatan rata-rata C – H.

CH_4(g)         → CH_3(g) + H_(g)              ∆H = +424 kJ/mol

CH_3(g)         → CH_2(g) + H_(g)              ∆H = +480 kJ/mol

CH_2(g)         → CH_(g) + H_(g)               ∆H = +425 kJ/mol

CH_(g)          → C_(g) + H_(g)                  ∆H = +335 kJ/mol

Jadi, energi ikatan rata-rata dari ikatan C – H adalah 416 kJ/mol. Sedangkan energi ikatan C – H yang dipakai di atas adalah +413 kJ/mol.

1.     Bahan Bakar dan Perubahan Entalpi

Reaksi pembakaran adalah reaksi suatu zat dengan oksigen. Biasanya reaksi semacam ini digunakan untuk menghasilkan energi. Bahan bakar adalah merupakan suatu senyawa yang bila dilakukan pembakaran terhadapnya dihasilkan kalor yang dapat dimanfaatkan untuk berbagai keperluan.

Jenis bahan bakar yang banyak kita kenal adalah bahan bakar fosil. Bahan bakar fosil berasal dari pelapukan sisa organisme, baik tumbuhan maupun hewan yang memerlukan waktu ribuan sampai jutaan tahun, contohnya minyak bumi dan batu bara. Namun selain bahan bakar fosil dewasa ini telah dikembangkan pula bahan bakar jenis lain, misalnya alkohol dan hidrogen. Hidrogen cair dengan oksigen cair bersama-sama telah digunakan pada pesawat ulang-alik sebagai bahan bakar roket pendorongnya. Pembakaran hidrogen tidak memberi dampak negatif pada lingkungan karena hasil pembakarannya adalah air.

Matahari adalah sumber energi terbesar di bumi, tetapi penggunaan energi surya belum komersial. Dewasa ini penggunaan energi surya yang komersial adalah untuk pemanas air rumah tangga (solar water heater). Di bawah ini adalah nilai kalor dari berbagai jenis bahan bakar yang umum dikenal:

Nilai kalor bakar beberapa bahan bakar

Nilai kalor dari bahan bakar umumnya dinyatakan dalam satuan kJ/gram, yang menyatakan berapa kJ kalor yang dapat dihasilkan dari pembakaran 1 gram bahan bakar tersebut. Contoh : nilai kalor bahan bakar bensin adalah 48 kJ/g, artinya setiap pembakaran sempurna 1 gram bensin akan dihasilkan kalor sebesar 48 kJ.

Pembakaran bahan bakar dalam mesin kendaraan atau dalam industri umumnya tidak terbakar sempurna. Pembakaran sempurna senyawa hidrokarbon (bahan bakar fosil) membentuk karbon dioksida dan uap air. Sedangkan pembakaran tidak sempurnanya menghasilkan karbon monoksida dan uap air.

Pembakaran tak sempurna mengurangi efisiensi bahan bakar, kalor yang dihasilkan akan lebih sedikit dibandingkan apabila zat itu terbakar sempurna. Kerugian lainnya adalah dihasilkannya gas karbon monoksida (CO) yang bersifat racun. Nilai kalor bakar dapat digunakan untuk memperkirakan harga energi suatu bahan bakar.