KONSEP TERMODINAMIKA

TERMOKIMIA

 oleh : Aryo Yudha Utama

Termokimia merupakan bagian dari ilmu kimia yang mempelajari perubahan isi kalor suatu zat yang menyertai suatu reaksi. secara operasional termokimia berkaitan dengan pengukuran dan perubahan kalor yang menyertai reaksi kimia, perubahan keadaan dan pembentukan larutan.

 Termokimia merupakan pengetahuan dasar yang perlu dipelajaribukan saja untuk mengetahui beberapa energi yang perlu diberikan atauyang dapat diperoleh dari reaksi-reaksi kimia, tetapi juga perlu sebagai pengetahuan dasar untuk pengkajian teori ikatan kimia dan struktur kimia.

=>  Energi yang Dimiliki Setiap Zat 
Memahami energi lebih sulit daripada memahami zat, sebab energi tidak dapat dilihat, tidak dapat dipegang, atau dimasukkan kedalam botol untuk dipelajari. yang dapat dipelajari tentang energi adalah dampak energi pada suatu benda. energi biasanya dinyatakan sebagai kapasitas atau kemampuan untuk melakukan kerja. sebagai contoh : benda yang jatuh dapat melakukan kerja terhadap benda lain, misalnya memecahkan kaca. energi yang dimiliki pada suatu benda apabila benda itu bergerak disebut energi kinetik. Minyak dan batu bara mempunyai energi yang dibebaskanpada saat pembakaran sebagai kalor yang selanjutnyadapat menjadikan mesin melakukan kerja, enrgi semacam ini disebut energi potensial.

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 (q_p ) digunakan besaran yang disebut Entalpi ( H ).

H   = E + ( P.V )

DH       = DE + ( P. DV )

DH = (q + w ) + ( P. DV )

DH = q_p – ( P. DV ) + ( P. DV )

DH = q_p

Untuk reaksi kimia :

DH = Hp – Hr

Hp = entalpi produk

Hr  = entalpi reaktan

Reaksi pada tekanan tetap      : q_p  = DH ( perubahan entalpi )

Reaksi pada volume tetap       : q_v  = 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.

  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.

  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.

  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)

  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.

  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

  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.

  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.

  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.

=>   Azas Kekekalan Energi

menyerap energidisebutkan bahwa jumlah energi yang dimiliki sistem dinyatakan sebagai energi dalam (U). Hukum I termodinamika menyatakan hubungan antara energi sistem dengan lingkungannya jika terjadi peristiwa. Energi dalam sistem akan berubah jika sistem menyerap atau membebaskan kalor. Jika sistem kalor, berarti lingkungan kehilangan kalor, energi dalamnya bertambah (

Δ

U > 0), dan sebaliknya, jika lingkungan menyerap kalor atau sistem membebasakan kalor maka energi dalam sistem akan berkurang (

Δ

U < 0), dengan kata lain sistem kehilangan kalor dengan  jumlah yang sama. Energi dalam juga akan berubah jika sistem melakukan atau menerima kerja.  Walaupun sistem tidak menyerap atau membebaskan kalor, energi dalam sistem akan berkurang jika sistem melakukan kerja, sebaliknya akan  bertambah jika sistem menerima kerja. Sebuah pompa bila dipanaskan akan menyebabkan suhu gas dalam pompa naik dan volumenya bertambah. Berarti energi dalam gas bertambah dan sistem melakukan kerja. Dengan kata lain, kalor (q) yang diberikan kepada sistem sebagian disimpan sebagai energi dalam (

Δ

U) dan sebagian lagi diubah menjadi kerja (w). Secara matematis hubungan antara energi dalam, kalor dan kerja dalam hukum I termodinamika dapat dinyatakan sebagai berikut:

ΔU = q + W (6)

 Persamaan (6) menyatakan bahwa perubahan energi dalam (

Δ

U) sama dengan jumlah kalor yang diserap (q) ditambah dengan jumlah kerja yang diterima sistem (w). Rumusan hukum I termodinamika dapat dinyatakan dengan ungkapan atau kata-kata sebagai berikut.

‖

 Energi tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan, tetapi dapat diubah dari satu bentuk ke bentuk yang lain, atau energi alam semesta adalah k

onstan.”

Karena itu hukum ini disebut juga

hukum kekekalan energi.

Berdasarkan hukum I termodinamika, kalor yang menyertai suatu reaksi hanyalah merupakan perubahan bentuk energi. Energi listrik dapat diubah menjadi bentuk energi kalor. Energi kimia dapat diubah menjadi energi listrik dan energi listrik dapat diubah menjadi energi kimia. Agar tidak terjadi kekeliruan dalam menggunakan rumus diatas, perlu ditetapkan

suatu  perjanjian.

Maka perjanjian itu adalah: 1. Yang diutamakan dalam ilmu kimia adalah sistem, bukan lingkungan 2. Kalor (q) yang masuk sistem bertanda positif (+), sedangkan yang keluar  bertanda negatif (-) 3. Kerja (w) yang dilakukan sistem (ekspansi) bertanda negatif (-) , dan yang dilakukan lingkungan (kompresi) bertanda positif.

=>         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 = t_akhir – t_mula-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 EP_akhir lebih rendah dari EP_mula-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) → 2H_2(g) + 2Cl_2(g)  ∆H°₂₉₈ = (4)(92307)
• 2H_2(g) + O_2(g) → 2H₂O_(g)  ∆H°₂₉₈ = (2)(-241818)

Sementara, panas reaksi pada temperatur tidak standar

• DH^O_T = DH⁰₂₉₈ + ò^T₂₉₈ 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.

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 ΔH_reaksi = 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 ΔH_f (perubahan entalpi pembentukan) dari reaktan dan produknya, dapat diramalkan perubahan entalpi reaksi apapun, dengan rumus

ΔH=ΔH_fP-ΔH _fR

Perubahan entalpi suatu reaksi juga dapat diramalkan dari perubahan entalpi pembakaran reaktan dan produk, dengan rumus

ΔH=-ΔH_cP+ΔH_cR

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:

• ΔS^o = Σ(ΔS_f^o_produk) - Σ(ΔS_f^o_reaktan)
• ΔS = Σ(ΔS^o_produk) - Σ(ΔS^o_reaktan).

Untuk perubahan energi bebas:

• ΔG^o = Σ(ΔG_f^o_produk) - Σ(ΔG_f^o_reaktan)
• ΔG = Σ(ΔG^o_produk) - Σ(ΔG^o_reaktan).

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.

Kalor Pembentukan Standar

Adalah nama lain dari entalpi yang terjadi pada pembentukan 1 mol senyawa dari unsur-unsurnya pada suhu dan tekanan standar ( 25 ^oC, 1 atm ). Entalpinya bisa dilepaskan 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.

. 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.

  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.

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.

  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.

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.

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.

  Kalor 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.

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
 

i

ΔH⁰= - ∑ n_i BE_{i +} ∑ n_jBE_j

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

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

q_kalorimeter  = 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.

q_reaksi = - (q_larutan  + q_kalorimeter )

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 :

q_reaksi = - (q_air  + q_bom )

           

            Jumlah kalor yang diserap oleh air dapat dihitung dengan rumus :

q_air  = 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 :

q_bom   = C_bom x DT

dengan :

C_bom  = 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  = q_v

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.

q_reaksi          = - (q_larutan  + q_kalorimeter )

q_kalorimeter     = C_kalorimeter x DT

dengan :

C_kalorimeter  = 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.

q_reaksi    = - q_larutan  

q_larutan   = 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 = q_p

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

 

06 April 2015