TERMOKIMIA

Energi merupakan besaran skalar yang menyatakan kemampuan untuk melakukan usaha. Kalor merupakan salah satu bentuk dari energi. Sinar matahari yang diserap oleh tumbuh-tumbuhan diubah menjadi energi kimia berupa karbohidrat. Dari contoh tersebut dapat dilihat bahwa suatu bentuk energi dapat diubah menjadi bentuk energi yang lain. James Prescott Joule (1818-1889) merumuskan azas/kekekalan energi.” Energi tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan, tetapi dapat diubah dari bentuk energi yang satu ke bentuk energi yang lain”. Jadi, energi yang menyertai suatu reaksi kimia, ataupun proses fisika, hanya merupakan perpindahan atau perubahan bentuk energi. Jumlah total energi kalor yang terkandung dalam suatu materi disebut entalpi dan diberi simbol huruf H. Entalpi suatu reaksi suatu zat tidak berubah (tetap) selama tidak ada energi yang masuk atau keluar.

1.    Sistem dan Lingkungan

Sistem adalah segala sesuatu yang  menjadi pusat perhatian atau pusat pengamatan yang kita pelajari perubahan energinya. Sedangkan yang disebut lingkungan adalah segala sesuatu di luar sistem. Interaksi anatara sistem dan lingkungan dapat berupa pertukaran materi dana/atau pertukaran energi. Berkaitan dengan itu, sitem dapat dibedakan atas sitem terbuka, sistem tertutup, dan sistem terisolasi.

a.    Sistem terbuka adalah sistem yang mungkin terjadi perpindahan kalor dan perpindahan materi antara sistem tersebut dengan lingkungannya. Misalnya:

 

b.    Sistem tertutup adalah antara sistem dan lingkungan dapat terjadi  perpindahan  energi,  tetapi  tidak  dapat  terjadi  pertukaran  materi disebut sistem tertutup. Misalnya :

 

c.    Sistem terisolasi adalah sistem yang tidak memingkinkan terjadinya perpindahan energi dan materi antara sistem dan lingkungan. Misalnya :

 

2.    Entalpi dan Perubahan Entalpi

Jika suatu sistem mengalami perubahan dan dalam perubahan tersebut terjadi penyerapan kalor, sebagian energi kalor yang diserap digunakan untuk melakukan kerja (w). Sebagian lain dari energi tersebut disimpan dalam sistem, dan energi tersebut disebut energi dalam (U).

Energi dalam (U) adalah total energi kinetik (E_k) dan energi potensial (E_P) yang ada di dalam sistem. Oleh karena itu, energi dalam bisa dirumuskan dengan persamaan :

U = E_k + E_p

Perubahan energi dalam dapat diketahui dengan mengukur kalor (q) dan kerja (w), yang akan timbul jika suatu sistem bereaksi. Oleh karena itu, perubahan energi dalam dirumuskan dengan persamaan :

∆H= q + w

Jika sistem menyerap kalor, q bernilai positif, sedangkan jika sistem mengeluarkan kalor, q bernilai negatif. Jika sistem melakukan kerja, w pada rumus tersebut bernilai negatif, sedangkan jika sistem dikenai kerja oleh lingkungan, w bernilai positif.

Perubahan kalor pada tekanan tetap yang merupakan fungsi keadaan, disebut dengan entalpi dan dilambangkan dengan huruf “H” (dari kata heat) sehingga  :

H = U + PV

3.    Kalor Reaksi

Kalor reaksi adalah kalor yang berpindah dari sistem ke lingkungan atau dari lingkungan ke sistem agar temperatur sistem sesudah reaksi sama dengan temperatur sistem sebelum reaksi.

a.    Reaksi Eksoterm dan Reaksi Endoterm

Reaksi eksoterm : kalor mengalir dari sistem ke lingkungan Reaksi endoterm : kalor mengalir dari lingkungan ke sistem

Berdasarkan perubahan entalpinya, reaksi kimia dibedakan menjadi dua, yaitu reaksi eksoterm dan endoterm.

 

Pada reaksi eksoterm, sistem melepas energi. Oleh karena itu, entalpi akan berkurang, artinya entalpi produk (H_P) lebih kecil daripada entalpi pereaksi (H_R). Oleh karena itu , perubahan entalpinya bertanda negatif

Hproduk < Hreaktan

△Hreaksi <0 (negatif)

Pada reaksi endoterm, sistem menyerap energi. Oleh karena itu, entalpi akan bertambah, artinya entalpi produk (H_P) lebih besar daripada entalpi pereaksi (H_R). Akibatnya, perubahan entalpi (∆H), yaitu selisih antara entalpi produk dengan entalpi pereakasi (H_P –H_R) bertanda positif.

Hproduk > Hreaktan

△Hreaksi > 0 (positif)

Perubahan entalpi pada reaksi eksoterm dan endoterm dapat dinyatakan dengan diagram tingkat energi, seperti berikut :

Diagram reaksi endoterm dan eksoterm

Pada reaksi eksoterm sistem melepaskan kalor ke lingkungan, dengan kata lain entalpi sistem akan berkurang, artinya entalpi produk  lebih kecil dari pada entalpi pereaksi. Oleh karena itu perubahan entalpinya bertanda negative (-).

Pada reaksi endoterm entalpi produk lebih tinggi daripada entalpi reaktan, hal ini dikarenakan reaksi endoterm menyerap energi kalor, dengan kata lain energi systjem akan bertambah, artinya entalpi produk lebih besar dari pada entalpi pereaksi. Oleh karena itu perubahan entalpi bertanda postif (+).

4.    Persamaan Termokimia

Persamaan reaksi yang menyatakan Jumlah mol dan keadaan fisik masing-masing zat (perekasi amaupun hasil reaksi) serta perubahan entalpi (∆H) untuk reaksi yang bersangkutan disebut dengan Persamaan Termokimia. Jika zat-zat yang terlibat dalam reaksi pada keadaan standar (tekanan 1 atm dan temperatur 25ºC) maka perubahan entalpinya ditandai dengan (∆Hº).

Sebagai contoh reaksi anatara gas nitrogen dan gas hidrogen membentuk amonia menurut reaksi sebagai berikut :

N_2(g) + 3H_2(g) →2NH_3(g)           ∆Hº = -92,0 kJ

Persamaan reaksi tersebut menunjukkan bahwa reaksi antara 1 mol gas N₂ dengan 3 mol gas NH₃ pada 25ºC dan tekanan 1 atm membebaskan kalor sebesar 92,0 Kj. Jika zat-zat yang direaksikan dilipatkan dua maka kalor reaksi yang dibebaskan juga menjadi dua kali lipatnya. Demikian pula jika hanya direaksikan 0,5 mol gas N₂ atau setengahnya maka kalor yang dibebaskan juga hanya akan setengahnya. Persamaan termokimianya dituliskan :

2N_2(g) + 6H_2(g) ^→ 4NH_3(g)         ∆Hº = -184,0 kJ

½N_2(g) + 1½H_2(g) → NH_3(g)         ∆Hº = -46,0 kJ

MATERI PEMBELAJARAN

1.        Perubahan Entalpi Molar Standar

Perubahan entalpi standar adalah suatu perubahan entalpi yang diukur pada kondisi standar, yakni pada suhu (25ºC) dan tekanan 1 atm. ∆Hº mempunyai satuan energi, yakni kJ (kilo Joule) dalam sistem Internasional. Nilai ∆Hº umumnya diberikan dengan basis 1 mol dari suatu zat yang terlibat dalam suatu reaksi. Oleh karena itu dikenal juga istilah perubahan entalpi molar standar dengan satuan kj/mol. Terdapat berbagai jenis perubahan entalpi molar standar untuk reaksi kimia dan juga perubahan fisikanya, di antarnya :

a.    Perubahan Entalpi Pembentukan Standar (∆Hº_f)

Menyatakan perubahan entalpi pada pembentukan 1 mol zat zat dari unsur-unsurnya pada kondisi standar. Sebagai contoh, ∆Hº_f untuk pembentukan 1 mol gas metana (CH₄) adalah sebesar -74,8 kJ/mol. Maka persamaan termokimianya adalah :

C_{(s, grafit)} + 2H_2(g)   → CH_4(g)                   ∆Hº = -74,8 kJ/mol

                                    Contoh persamaan termokimia untuk pembentukan senyawa lainnya adalah :

Entalpi pembentukan standar (∆Hº_f) uap air sebesar -242 kJ/mol

½O_2(g) + H_2(g) → H₂O_(g)          ∆Hº = -241,84 kJ/mol

Zat	∆Hº	Zat	∆Hº
Al2O3(s)	-1.676	H2O(g)	-242
Br2(g)	+30.9	H2O2(l)	187,8
HBr(g)	-36	I2(g)	+62,4
CaCO3(s)	-1.207	HI(g)	+26
CaCl2(s)	-795.8	Fe2O3(s)	-822,2
CaO(s)	-635,5	Fe3O4(s)	-1.118,4
Ca(OH)2(s)	-986,6	Pb(s)	0
CaSO4(s)	-1.433	PbO(s)	-217,3
C(s) grafit	0	PbO2(s)	-277
C(s) intan	+1,88	Pb(OH) (s)2	-515,9
CO(g)	-110	PbSO4(s)	-920,1
CO2(l)	-394	MgCl2(s)	-641,8
CO2(aq)	-413,8	Mg(OH)2(s)	-924,7
CS2(l)	+89,5	NH3(g)	-46,0
CS2(g)	+117	NH4Cl(s)	-314,4
CH4(g)	-79,4	NO(g)	+90,4
C2H2(g)	+227	NO2(g)	+34
C2H4(g)	+51,9	N2O(g)	+81,5
C2H6(g)	-84,5	HNO3(l)	-174,1
C3H8(g)	-104	O2(g)	0
C4H10(g)	-126	O3(g)	+143
C6H6(g)	+49,0	KCl(s)	-436,8
CH3OH(l)	-238	SiH4(s)	+33
C2H5OH(l)	-278	NaF(s)	-571
HC2H3O2(l)	-487,0	NaCl(s)	-413
HCHO(g)	-108,6	NaBr(s)	-360
C6H5CO2H(s)	-385,1	NaI(s)	-288
CO(NH2)2(s)	-333,5	NaHCO3(s)	-947.7
Cl2(g)	0	Na2CO3(s)	-1131
HCl(g)	-92,5	NaO2(s)	-504
HCl(aq)	-167,2	NaOH(s)	-426,8
CuCl2(s)	-172	Na2SO4(s)	-1.384,49
CuO(s)	-155	S(s, rombik)	0
Cu2S(s)	-79,5	SO2(g)	-297
CuS	-53,1	SO3(g)	-396
CuSO4	-771,4	H2SO4(l)	-813,8
HF(g)	-271	ZnO(s)	-348
H2(g)	0	ZnSO4(s)	-982,8
H2O(l)	-286

b.    Perubahan Entalpi Penguraian Standar (∆Hº_d)

Merupakan kebalikan dari reaksi pembentukan. Artinya perubahan entalpi yang terjadi pada reaksi penguraian 1 mol suatu senyawa menjadi unsur-unsurnya.

Entalpi penguraian standar gas amonia (NH₃₎ = +46,19. Persamaan Termokiamnya ditulis sebagai berikut :

NH_3(g)  →  ½N_2(g) + 1½H_2(g)         ∆Hº = +46,19 kJ/mol

Contoh persamaan termokimia penguraian yang lainnya adalah :

HI_(g) → ½ H_2(g) + ½ I_2(s)               ∆Hº = +25,94 kJ/mol

Besarnya entalpi penguraian standar sama dengan entapi pembentukan standar, hanya tandanya yang berlawanan.

c.    Perubahan Entalpi Pembakaran Standar (∆Hº_c)

Reaksi suatu zat dengan oksigen disebut reaksi pembakaran. Zat yang mudah terbakar adalah unsur Carbon, hidrogen, belerang, dan berbagai senyawa dari unsur berikut.Pembakaran dikatakan sempurna jika :

1)        Karbon (C) terbakar menjadi CO₂

2)        Hidrogen (H) terbakar menjadi H₂O

3)        Belerang (S) terbakar menjadi SO₂

Jadi perubahan entalpi pembakaran merupakan perubahan entalpi yang terjadi pada reaksi pembakaran 1 mol suatu zat dengan oksigen diukur pada keadaan standar. 

Sebagai contoh, Entalpi pembakaran CH_4(g) = -802 kJ/mol. Maka persamaan termokimianya adalah sebagai berikut :

CH_4(g) + 2O_{2   →}CO_2(g) + 2H₂O_(g)          ∆Hº = -802 kJ/mol

Nama Zat	ΔHºc  (kJ/mol)	Persamaan Reaksi Pembakaran
Karbon	-393,5	C (s) + O2 (g) → CO2 (g)	ΔH = -393,5
Hidrogen	-285,85	H2 (g) + ½O2 (g) → H2O (l)	ΔH = -285,85
Hidrogen	-241,8	H2 (g) + ½O2 (g) → H2O (g)	ΔH = -241,8
Belerang	-297	S (s) + O2 (g) → SO2 (g)	ΔH = -297
Karbonmonoksida	-283	CO (g) + ½O2 (g)→ CO2 (g)	ΔH = -283
Metana	-802	CH4 (g) + 2O2 (g) → CO2 (g) +2H2O (g)	ΔH = -802
Asetilen	-1256	C2H2 (g) + 2½O2 (g) → 2CO2 (g) + H2O (g)	ΔH = -1256
Metanol	-638	CH3OH (l) + 1½O2 (g) → CO2 (g) +2H2O (g)	ΔH = -638
Isooktana	-5460	C8H18 (l) + 12O2 (g) → 8CO2 (g) + 9H2O (g)	ΔH = -5460

2.        Perubahan Entalpi Reaksi

Perubahan entalpi (ΔH) suatu reaksi dapat ditentukan melalui berbagai cara yaitu melalui eksperimen, berdasarkan data perubahan entalpi pembentukan ΔHf⁰   dan berdasarkan hukum Hess.

a.         Penentuan ΔH Melalui Eksperimen

Perubahan entalpi reaksi dapat ditentukan dengan menggunakan suatu alat yang disebut kalorimeter (alat pengukur kalor). Dalam kalorimeter, zat yang akan direaksikan dimasukkan ke dalam tempat reaksi. Tempat ini dikelilingi oleh air yang telah diketahui massanya. Kalor reaksi yang dibebaskan terserap oleh air dan suhu air akan naik. Perubahan suhu air ini diukur dengan termometer. Kalorimeter ditempatkan dalam wadah terisolasi yang berisi air untuk menghindarkan terlepasnya kalor.

Gambar: Kalorimeter

Berdasarkan hasil penelitian, untuk menaikkan suhu 1 kg air sebesar 1⁰C diperlukan kalor sebesar 4,2 kJ atau 1 kkal. Untuk 1 gram air diperlukan kalor sebesar 4,2 J atau 1 kal. Jumlah kalor ini disebut kalor jenis air dengan lambang c.

Jumlah kalor yang terserap ke dalam air dihitung dengan mengalikan 3 faktor yaitu massa air dalam kalorimeter (gram), perubahan suhu air (⁰C), dan kalor jenis air. Rumusnya ditulis:   

                          

q = kalor yang dibebaskan atau diserap

m = massa air (gram)

c = kapasitas kalor air (J)

Δt = perubahan suhu (⁰C)

b.         Penentuan ΔH Berdasarkan ΔHf⁰

Kondisi standar bagi berbagai ΔH reaksi adalah 298 K dan 1 atm, serta satuan ΔH adalah kJ dan satuan ΔH molar adalah kJ mol^-1.
Harga perubahan entalpi (ΔH) reaksi dipengaruhi oleh kondisi (suhu da tekanan) pengukuran. Oleh karena itu, perlu mencantumkan suhu dan tekanan pengukuran untuk setiap data termokimia. Data termokimia yang pada umumnya ditetapkan pada suhu 25⁰C dan tekanan 1 atm disebut perubahan entalpi standard dan dinyatakan dengan lambing ΔH⁰ atau ΔH₂₉₈. Perubahan entalpi reaksi yang tidak menunjukkan kondisi pengukurannya dinyatakan dengan lambang ΔH saja.

Perubahan energi (kalor) pada pembentukan 1 mol zat langsung dari unsur-unsurnya disebut entalpi pembentukan. Jika pengukuran dilakukan pada keadaan standar ( 298 K, 1 atm ) dan semua unsur-unsurnya dalam bentuk standar, maka perubahan energinya disebut entalpi pembentukan standar (∆H_f^o). Contoh :

C _{(s, grafit)} + 2 H_{2 (g)} → CH_{4 (g)}   ∆H_f^o = -74,8 kJ/moL

Tabel 1. Perubahan Entalpi Pembentukan Standar dari Beberapa Zat

Data dari entalpi pembentukan standar dapat juga digunakan untuk menghitung H reaksi (ΔH_R). Zat-zat pereaksi mengurai membentuk unsur-unsurnya, kemudian unsur-unsur hasil uraian tersebut membentuk zat baru. Rumus yang digunakan adalah :

Cara menghitung ∆H reaksi berdasarkan data entalpi pembentukan standar :

∆H_reaksi = ∑∆H_f^o_produk - ∑∆H_f^o_reaktan

Perhatikan contoh perhitungan berikut.

Contoh Soal:

CH₄(g) + 2O₂(g) → CO₂(g) + 2 H₂O(l) ΔH = - 890,27 kJ

Berdasarkan entalpi pembentukan standar, hitunglah ΔH_f CH₄(g).

Jawaban :

ΔH_R                      = [1 ΔH_f CO₂ + 2 ΔH_f H₂O] – [ ΔH_f CH₄ + 3 ΔH_f O₂)

- 890,27 kJ           = [1(- 393,51) + 2 (-285,83)] – [ ΔH_f CH₄ + 3 . 0] kJ

- 890,27 kJ           = [- 393,51 + (-571,66)] kJ – [ ΔH_f CH₄] kJ

ΔH_f CH₄   = - 74,9 kJ

Jadi, entalpi pembentukannya adalah -74,9 Kj.

Contoh Soal:

Tentukan entalpi pembakaran dari H₂S(g), bila entalpi pembentukan H₂S, H₂O, dan SO₂, berturut-turut = 20,6 kJ/mol; - 241,81 kJ/mol; dan – 296,81 kJ/mol.

Pembahasan :

Reaksi pembakaran H₂S adalah :             

H₂S(g) + ½ O₂(g) → H₂O(g) + SO₂(g)

ΔH_R         = [ΔH_f H₂O(g) + ΔH_f SO₂(g)] – [ΔH_f H₂S + ΔH_f O₂]

                 = [- 241,81 + (- 296,81)] kJ – [(-20,6) + 0] kJ

                 = 518,02 kJ

Jadi, entalpi pembakarannya adalah 518,02 Kj

2.         Hukum Hess

Pada tahun 1848 seorang ilmuwan Jerman, Henry Germain Hess (1802-1850) mengemukakan bahwa apabila suatu reaksi dapat terjadi dalam beberapa tahap reaksi, maka perubahan entalpi untuk reaksi tersebut secara keseluruhan dapat ditentukan dengan menjumlahkan perubahan entalpi tiap tahap reaksi tersebut. Pernyataan ini kemudian dikenal dengan hukum Hess. Hukum Hess ini juga dapat dinyatakan dalam pernyataan lain yaitu perubahan entalpi suatu reaksi hanya bergantung pada keadaan awal dan keadaan akhir reaksi tersebut dan tidak bergantung pada proses reaksi.

Prinsip hukum Hess ini dapat digunakan untuk menghitung perubahan entalpi suatu reaksi berdasarkan informasi perubahan entalpi reaksi lain yang bersangkutan. Jika tahap-tahap reaksi dinyatakan seperti pada gambar di bawah ini, maka ΔH menurut prinsip Hukum Hess adalah sebagai berikut.

Untuk n tahap reaksi, maka:  

Contohnya, yaitu reaksi antara karbon (grafit) dengan oksigen membentuk karbondioksida. Misalkan, kita mempunyai 1 mol karbon dan 1 mol oksigen. Kedua zat ini dapat bereaksi membentuk 1 mol karbon dioksida. Reaksinya dapat dilangsungkan menurut dua cara sebagai berikut.

Pada cara 1, reaksi berlangsung satu tahap, sedangkan cara 2 dan cara 3 berlangsung dua tahap. Ternyata dengan beberapa cara, perubahan entalpinya sama yaitu –394 kJ.

3.      Energi Ikatan

Reaksi kimia pada dasarnya terdiri dari dua proses. Proses yang pertama adalah pemutusan ikatan antar-atom dari senyawa yang bereaksi dan selanjutnya proses penggabungan ikatan kemabli dari atom-atom dari senyawa yang bereaksi dan selanjutnya proses penggabungan ikatan kembali dari atom-atom yang terlibat reaksi sehingga membentuk susunan baru. Proses pemutusan ikatan merupakan proses yang memerlukan kalor (endoterm), sedangkan proses penggabungan ikatan adalah proses yang membebaskan kalor (eksoterm). Contoh :

a.    Energi Disosiasi Ikatan (D)

Energi disosiasi ikatan merupakan energi yang diperlukan untuk memutuskan salah satu ikatan 1 mol suatu molekul gas menjadi gugus-gugus molekul gas. Contoh :

b.         Energi Ikatan Rata-rata

Energi ikatan rata-rata merupakan energi rata-rata yang diperlukan untuk memutuskan sebuah ikatan dari seluruh ikatan suatu molekul gas menjadi atom-atom gas.

Contoh :

Energi ikatan rata-rata merupakan besaran yang cukup berarti untuk memperkirakan besarnya energi dari suatu reaksi yang sukar ditentukan melalui pengukuran langsung dengan calorimeter, meskipun terdapat penyimpangan-penyimpangan.

Tabel Energi ikatan rata-rata beberapa ikatan

     

        

Energi ikatan dapat digunakan sebagai petunjuk kekuatan ikatan kestabilan suatu molekul. Molekul dengan energi ikatan besar berarti ikatan dalam molekul tersebut kuat, yang berarti stabil. Molekul dengan energi ikatan kecil berarti mudah terurai.

Contoh :

Selain dapat digunakan sebagai informasi kestabilan suatu molekul, nilai energi ikatan rata-rata atau energi disosiasi ikatan dapat digunakan untuk memperkirakan nilai perubahan entalpi suatu reaksi. Perubahan entalpi merupakan selisih dari energi yang digunakan untuk memutuskan ikatan dengan energi yang terjadi dari penggabungan ikatan

Rumus:

H = Energi ikatan zat pereaksi - Energi ikatan zat hasil reaksi