Materi Laju Reaksi Bagian 3

Pada pembahasan sebelumnya telah dibahas tentang kemolaran dan pengertian laju reaksi, persamaan laju reaksi, orde reaksi, serta faktor-faktor yang mempengaruhi laju reaksi. Pada pembahasan penutup tentang laju reaksi ini akan dibahas tentang apa itu teori tumbukan dan pengunaan katalis di dunia industri.

A. Teori Tumbukan

Pengaruh dari berbagai faktor terhadap laju reaksi dapat dijelaskan dengan teori tumbukan. Menurut teori ini, suatu reaksi berlangsung sebagai hasil tumbukan antar partikel pereaksi. Akan tetapi, tidaklah setiap tumbukan menghasilkan reaksi melainkan hanya tumbukan antar partikel saja. Suatu tumbukan akan menghasilkan reaksi jika pada saat tumbukan, partikel-partikel yang bertumbukan pada posisi yang baik dan memiliki sejumlah energy tertentu. Makin banyak kemungkinan terjadinya tumbukan, makin cepat kemungkinan terjadinya reaksi. Makin baik posisi partikel, makin cepat kemungkinan terjadinya reaksi dan makin rendah energy kinetic minimum yang diperlukan, makin cepat pula kemungkinan terjadinya reaksi.

Teori tumbukan menggambarkan pertemuan partikel-partikel pereaksi sebagai suatu tumbukan. Tumbukan yang dapat menghasilkan partikel-partikel produk reaksi disebut tumbukan yang efektif. Ada dua yang menentukan terjadinya suatu tumbukan yang efektif, yaitu:

1. Orientasi atau arah partikel yang bertumbukan

Suatu tumbukan efektif dapat terjadi jika partikel-partikel pereaksi juga mempunyai orientasi yang tepat pada saat bertumbukan. Contohnya reaksi antara gas nitrogen oksida (NO) dengan ozon (O3) 

NO(g) + O3 → NO2(g) + O2(g)

2. Energi kinetik partikel

Suatu tumbukan efektif dapat terjadi jika partikel-partikel pereaksi memiliki energi kinetik yang cukup untuk mengatasi gaya tolak menolak sewaktu kedua partikel mengendap. Dengan denikian, terjadi penetrasi partikel-partikel satu sama lain sehingga terjadi pemutusan ikatan partikel-partikel pereaksi dan pembentukkan ikatan partikel-partikel produk reaksi. Energi kinetik minimum yang diperlukan partikel untuk menghasilkan tumbukan efektif disebut energi pengaktifan ( Ea ). Energi pengaktifan ditafsirkan sebagai energi penghalang (barrier) antara pereaksi dan produk. Pereaksi harus didorong, sehingga dapat melewati energi penghalang tersebut baru. Kemungdian dapat berubah menjadi produk.

Dari penjelasan di atas, sekarang dapat dipahami bahwa laju reaksi ditentukan oleh banyak sedikitnya tumbukan efektif yang terjadi. Selanjutnya berdasarkan teori tumbukan ini akan dijelaskan bagaimana faktor kosentrasi, luas permukaan, suhu, dan katalis dapat mempengaruhi laju reaksi

1. Konsentrasi

Semakin besar konsentrasi pereaksi, maka semakin besar jumlah partikel pereaksi sehingga semakin banyak peluang terjadinya tumbukan. Hal ini menyebabkan semakin besar peluang untuk terjadinya tumbukan efektif antar-partikel. Semakin banyak tumbukan efektif berarti laju reaksi semakin cepat.

2. Luas Permukaan

Semakin luas permukaan, semakin banyak peluang terjadinya tumbukan antar pereaksi. Semakin banyak tumbukan yang terjadi mengakibatkan semakin besar peluang terjadinya tumbukan yang menghasilkan reaksi (tumbukan efektif). Akibatnya, laju reaksi semakin cepat.

3. Suhu

Pada suhu tinggi, partikel-partikel yang terdapat dalam suatu zat akan bergerak (bergetar) lebih cepat daripada suhu rendah. Oleh karena itu, apabila terjadi kenaikan suhu, partikel-partikel akan bergerak lebih cepat, sehingga energi kinetik partikel meningkat. Semakin tinggi energi kinetik partikel yang bergera, jika saling bertabrakan akan menghasilkan energi yang tinggi pula, sehingga makin besar peluang terjadinya tumbukan yang dapat menghasilkan reaksi (tumbukan efektif)

4. Katalis

Energi minimal yang diperlukan untuk berlangsungnya suatu reaksi disebut energi pengaktifan atau energi aktivasi. Tiap reaksi mempuyai energi aktivasi yang berbeda-beda. Jika energi suatu aktivasi rendah, reaksi tersebut akan lebih mudah terjadi. Semakin rendah energi aktivasi, semakin mudah reaksi berlangsung. Katalis mempercepat reaksi dengan cara mengubah jalannya reaksi, dimana jalur reaksi yang ditempuh tersebut mempunyai energi aktivasi yang lebih rendah daripada jalur reaksi yang biasanya ditempuh. Jadi dapat dikatakan bahwa katalis berperan dalam menurunkan energi aktivasi.

B. Penggunaan Katalis di Bidang Industri

Katalis adalah sebuah zat yang memiliki fungsi untuk meningkatkan kecepatan laju reaksi kimia terhadap suhu yang tidak menentu tanpa mengalami perubahan maupun terpakai oleh reaksi itu sendiri. Sebuah katalis memiliki fungsi dalam reaksi namun bukan sebagai pereaksi maupun produk. Katalis sangat penting digunakan dalam industri. Kebanyakan industri kimia menggunakan katalis dalam proses produksinya. Berikut ini beberapa penggunaan katalis dalam industri:

1. Industri Amonia

Bahan dasar amonia adalah nitrogen yang tersedia melimpah di udara. Bahkan, nitrogen merupakan gas yang paling banyak di atmosfer, yaitu kira-kira 78%. Walaupun demikian, nitrogen sukar bereaksi sehingga senyawanya tidak banyak ditemukan di alam. Satu-satunya senyawa nitrogen yang ada di alam adalah sendawa chili (NaNO3).

Di sisi lain, permintaan terhadap senyawa nitrogen semakin hari semakin tinggi, senyawa nitrogen biasanya digunakan untuk industri pupuk dan bahan peledak. Karena hal itulah, sintesis senyawa nitrogen adalah suatu proses yang sangat penting untuk dilakukan dan diterapkan. Senyawa nitrogen yang paling penting adalah amonia yang merupakan hasil reaksi antara nitrogen dan hidrogen. Selanjutnya, amonia dapat diubah menjadi senyawa nitrogen yang lain, misalnya asam nitrat dan garamnya.

Katalis Fe2O3 digunakan dalam pabrik amonia. Katalis tersebut menyebabkan terjadinya reaksi antara nitrogen dan hidrogen.

N2(g) + 3 H2(g) → 2NH3(g)

2. Industri Asam Nitrat

Asam nitrat merupakan salah satu asam anorganik yang sangat penting. Asam nitrat digunakan untuk membuat pupuk, pewarna obat-obatan, dan bahan peledak. Dalam pembuatan asam nitrat (HNO3), amonia bereaksi dengan oksigen membentuk nitrogen monoksida (NO) dan uap air (H2O) dengan bantuan katalis platina (Pt). Gas NO dalam keadaan kontak udara dilarutkan kedalam air membentuk asam nitrat.

4 NH₃(g) + 5 O₂(g) → 4 NO(g) + 6 H₂O(l)

       2 NO(g) + O₂(g)     → 2 NO₂(g) (tanpa katalis)

4 NO₂(g) + O₂(g) + H2O(l) → 4 HNO₃(aq)

3. Industri Asam Sulfat

Dalam pabrik asam sulfat (H2SO4), gas SO2 dibuat dengan membakar bijih belerang (FeS). Pada proses kontak, gas SO2 dan udara dipanaskan kemudian dilewatkan pada katalis vanadium (V) oksida (V2O5). Asam sulfat dibuat dengan cara melarutkan gas SO3 dalam H2SO4 dan kemudian diencerkan dengan air.

Materi Laju Reaksi Bagian 2

Pembelajaran pada postingan kali ini melanjutkan pembahasan pada postingan sebelumnya tentang laju reaksi. Pada pembelajaran kali ini terdapat 3 pembahasan utama yaitu persamaan laju reaksi, orde reaksi dan faktor-faktor yang mempengaruhi laju reaksi. 

A. Persamaan Laju Reaksi

Penentuan laju reaksi pada umumnya dilakukan pada laju awal (konsentrasi awal). Terdapat dua alasan penentuan laju reaksi dilakukan pada konsentrasi awal. Pertama, pada saat reaksi berlangsung konsentrasi zat pereaski akan menurun sehingga tidak dapat ditentukan konsentrasi pada saat reaksi sedang berjalan. Kedua, kemungkinan reaksi berbalik arah, artinya zat hasil reaksi berubah kembali menjadi zat pereaksi. Persamaan laju reaksi menyatakan hubungan kuantitatif laju reaksi dengan konsentrasi pereaksi. Bentuk persamaan laju reaksi : 

v = k [A]^m [B]^n

Keterangan:

k  = tetapan jenis reaksi

m = orde reaksi terhadap pereaksi A

n  = orde reaksi terhadap pereaksi B

B. Orde Reaksi

Orde reaksi adalah pangkat konsentrasi dalam persamaan laju reaksi. Semakin besar orde reaksi, semakin besar pengaruh perubahan konsentrasi pereaksi itu terhadap laju reaksi. Orde reaksi ditentukan melalui percobaan dan tidak dapat ditentukan dari stoikiometri (koefisien) reaksi.

Orde reaksi menyatakan besarnya pengaruh konsentrasi pereaksi pada laju reaksi. Ada tiga macam orde reaksi, yaitu :

1. Orde nol

Reaksi dikatakan berorde nol terhadap salah satu pereaksi apabila perubahan konsentrasi pereaksi tersebut tidak mempengaruhi laju reaksi.

2. Orde satu

 Suatu reaksi dikatakan berorde satu terhadap salah satu pereaksinya jika laju reaksi berbanding lurus dengan konsentrasi pereaksi itu.

3. Orde dua

Suatu reaksi dikatakan berorde dua terhadap salah satu pereaksi jika laju reaksi merupakan pangkat dua dari konsentrasi pereaksi itu.

C. Faktor-Faktor yang Mempengaruhi Laju Reaksi 

Dari pengalaman sehari-hari dapat diketahui bahwa laju reaksi dipengaruhi oleh berbagai faktor. Misalnya, kita dapat mengamati bahwa serpihan kayu terbakar lebih cepat daripada balok kayu. Berikut Faktor-faktor yang mempengaruhi laju reaksi :

1. Konsentrasi

Konsentrasi berkaitan dengan jumlah partikel yang bereaksi. Makin besar konsentrasi, maka makin banyak partikel sehingga semakin banyak tumbukan yang terjadi. dengan demikian semakin banyak partikel yang bertumbukan, maka laju reaksi pun semakin besar.

Pengaruh konsentrasi terhadap laju reaksi dapat dijelaskan sebagai berikut: supaya suatu reaksi dapat berlangsung , partikel – partikel tersebut pertama – tama haruslah bertubrukan. Hal ini berlaku ketika dua partikel itu larutan atau salah satu larutan satunya lagi benda padat. Jika konsentrasi tinggi maka kemungkinan untuk bertubrukan pun besar. Jika reaksi hanya melibatkan satu partikel tersebut keberbagai arah, maka tubrukan – tubrukan tidak saling berhubungan.

2. Luas Permukaan

Suatu reaksi mungkin banyak melibatkan pereaksi dalam bentuk padatan., bila kita mempunyai kubus dengan ukuran panjang, lebar dan tinggi masing-masing 1cm. Luas permukaan kubus bagian depan 1 cm x 1 cm = 1 cm². Luas permukaan bagian belakang, kiri, kanan, atas dan bawah, masing-masing juga 1 cm² . Jadi luas permukaan seluruhnya 6 cm².

Kemudian kubus tersebut kita pecah jadi dua, maka luas permukaan salah satu kubus hasil pecahan tadi adalah 2(1 cm x 1 cm) + 4 (0,5 cm x 1 cm) = 4 cm². Berarti luas dua kubus hasil pecahan adalah 8 cm². Apa yang dapat Anda simpulkan mengenai hal ini? Jadi makin kecil pecahan tersebut, luas permukaannya makin besar. Bila kubus 1 cm³ dipecah menjadi dua, maka luas permukaan sentuh meningkat dua kalinya, dan permukaan sentuh tadi bereaksi dengan cairan atau gas. Hal ini merupakan contoh bagaimana penurunan ukuran partikel dapat memperluas permukaan sentuh zat.

Bagaimana pengaruh ukuran kepingan zat padat terhadap laju reaksi? Misalkan, kita mengamati reaksi antara batu gamping dengan larutan asam klorida (HCl). Percobaan dilakukan sebanyak dua kali, masing-masing dengan ukuran keping batu gamping yang berbeda, sedangkan faktor-faktor lainnya seperti massa batu gamping, volume larutan HCl, konsentrasi larutan HCl dan suhu dibuat sama. Dengan demikian, perubahan laju reaksi semata-mata sebagai akibat perbedaan ukuran kepingan batu gamping (kepingan halus dan kepingan kasar). Dalam hal ini, ukuran keping batu gamping kita sebut variabel manipulasi, perubahan laju reaksi (waktu reaksi) disebut variable respon, dan semua faktor lain yang dibuat tetap (sama) disebut variable kontrol.

Mengapa kepingan yang lebih halus bereaksi lebih cepat? Pada campuran pereaksi yang heterogen, reaksi hanya terjadi pada bidang batas campuran yang selanjutnya kita sebut bidang sentuh. Oleh karena itu, makin luas bidang sentuh makin cepat bereaksi. Jadi makin halus ukuran kepingan zat padat makin luas permukaannya. Pengaruh luas permukaan banyak diterapkan dalam industri, yaitu dengan menghaluskan terlebih dahulu bahan yang berupa padatan sebelum direaksikan. Ketika kita makan, sangat dianjurkan untuk mengunyah makanan hingga lembut, agar proses reaksi di dalam lambung berlangsung lebih cepat dan penyerapan sari makanan lebih sempurna.

3. Suhu

Suhu merupakan salah satu faktor - faktor yang mempengaruhi laju reaksi. Besarnya suhu menyebabkan laju reaksi semakin besar. Suhu juga akan mempengaruhi harga konstanta suatu laju reaksi. Kecepatan laju reaksi sebagai pengaruh suhu, dapat dilihat pada proses pembuatan kopi. Gula akan lebih cepat larut apabila air pada gelas lebih panas. Sebaliknya gula akan lebih lambat larut apa bila air pada gelas itu masih dingin.

Pada umumnya reaksi akan lambat cepat apabila suhu dinaikkan. Dengan menaikan suhu maka energi kinetik molekul – molekul zat yang bereaksi akan bertambah sehingga semakin banyak molekul yang memiliki energi sama atau lebih besar dari Ea. hubungan antara nilai tetapan laju reaksi (k) terhadap suhu dinyatakan oleh persamaan ARRHENIUS : 

k = A . e –E/RT

4. Katalis

Katalis adalah zat yang dapat mempercepat atau memperlambat laju reaksi. Zat yang mempercepat laju reaksi disebut katalisator. Dan zat yang memperlambat suatu reaksi disebut inibitor. Ada dua jenis katalis yaitu:

 Katalis homogen : yaitu katalis yang wujudnya sama dengan wujud pereaksi

 Katalis heterogen : yaitu katalis yang wujudnya berbeda dengan wujud partikel

 laju reaksi bergantung pada energi rintangan reaksi atau energi aktivitasi katalis juga didefinisikan sebagai suatu zat yang dapat mengurangi energi aktivitasi suatu reaksi. Contoh katalis yang digunakan:

Reaksi	Katalis
Dikomposisi hidrogen peroxida	Mangan ( IV ) Oksida ( MnO2)
Nitrasi benzen	Asam sulfat pekat
Produksi amonia dengan proses haber	Besi
Konversi dari SO2 ke SO3 melalui proses untuk memproduksi asam sulfat	Vonadium ( V ) oxida ( V2O5 )

5. Tekanan

Peningkatan tekanan pada reaksi yang melibatkan gas pereaksi akan meningkatkan laju reaksi. Perubahan tekanan pada suatu reaksi yang melibatkan zat padat maupun zat cair tidak memberikan perubahan apapun terhadap laju reaksi. Dalam proses pembuatan amonia dengan proses haber, laju reaksi antara hidrogen dan nitrogen ditingkatkan dengan menggunakan tekanan yang sangat tinggi.

N_{2 (g)} + 3H_{2 (g)} → 2NH_{3 (g)}

Sesungguhnya, alasan untuk menggunakan tekanan tinggi adalah untuk meningkatkan persentase amonea didalam kesetimbangan campuran. Peningkatan tekanan dari gas adalah sama dengan peningkatan pada konsentrasi.

pembahasan selanjutnya klik disini

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