TERMOKIMIA

A. Pengertian Termokimia

Hampir semua reaksi kimia menyerap atau menghasilkan (melepaskan)

energi, umumnya dalam bentuk kalor. Penting bagi kita untuk memahami

perbedaan antara energi termal dan kalor. Kalor (heat) adalah perpindahan

energy termal antara dua benda yang suhunya berbeda. Kita sering

mengatakan “aliran kalor” dari benda panas ke benda dingin. Walaupun

“kalor” itu sendiri mengandung arti perpindahan energy, kita biasanya

menyebut “kalor diserap” atau “kalor dibebaskan” ketika menggambarkan

perubahan energi yang terjadi selama proses tersebut. Ilmu yang mempelajari

perubahan kalor yang menyertai reaksi kimia disebut termokimia

(thermochemistry) (Chang, 2005: 161).

Dalam kimia, sumber perubahan energi tambahan yang penting berasal

dari kalor yang diberikan atau diambil dari lintasannya suatu reaksi kimia.

Penelitian tentang pengaruh kalor ini disebut termokimia. Karena reaksi kimia

biasanya dipelajari pada tekanan tetap, kalor reaksi diukur pada tekanan tetap.

Nilai tersebut ditabelkan dalam bentuk entalpi reaksi (Oxtoby, 2001: 204).

Reaksi kimia berlangsung dengan menyerap atau membebaskan kalor.

Reaksi yang membebaskan kalor disebut reaksi eksoterm, sedangkan reaksi

yang menyerap kalor disebut reaksi endoterm. Jumlah kalor yang menyertai

(dibebaskan atau diserap) suatu reaksi kita sebut kalor reaksi. Termokimia

adalah cabang dari ilmu kimia yang mempelajari tentang kalor reaksi. Fokus

bahasan dalam termokimia adalah tentang jumlah kalor yangdapat dihasilkan

oleh sejumlah tertentu pereaksi serta cara pengukuran kalor reaksi tersebut

(Purba, 2002: 56).

Termokimia adalah bagian dari pembahasan yang lebih luas yang disebut

termodinamika (thermodynamics), yaitu ilmu yang mempelajari perubahan

antar kalor dan bentuk-bentuk energi yang lain. Hukum-hukum termodinamika

menyediakan panduan yang berguna untuk pemahaman energetika dan arah

proses. Dalam termodinamika, kita mempelajari perubahan-perubahan dalam

keadaan sistem (state a system), yang didefinisikan sebagai nilai-nilai semua

sifat makroskopis yang relevan, seperti susunan, energi, suhu, tekanan, dan

volume. Energi, tekanan, volume, dan suhu dikatakan sebagai fungsi keadaan

(state function)- sifat-sifat yang ditentukan oleh keadaan sistem, terlepas

bagaimana keadaan tersebut dicapai. Dengan kata lain, ketika keadaan suatu

sistem berubah, besar perubahan dalam setiap fungsi keadaan hanya

bergantung pada keadaan awal dan keadaan akhir sistem dan tidak bergantung

pada bagaimana perubahan itu dilakukan (Chang, 2005: 162-163).

Setiap materi mengandung energi dalam bentuk energi potensial dan

energi kinetik. Kedua energi ini dinamakan energi internal. Jika energi yang

terkandung dalam materi berubah maka perubahan energi dinamakan kalor.

Perubahan energi (kalor) pada tekanan tetap dinamakan perubahan entalpi

(ΔH) (Sunarya, 2009: 53).

Jadi, termokimia merupakan cabang ilmu kimia yang mempelajari

tentang perubahan kalor reaksi yang menyertai reaksi kimia.

B. Hukum Termodinamika

Termodinamika adalah suatu cabang dari ilmu fisika yang mempelajari hubungan

antara usaha (energi) dan panas (kalor). Sedangkan menurut bahasa,

termodinamika adalah perubahan panas, berasal dari bahasa yunani, thermos =

panas dan dynamic = perubahan. Termodinamika ditemukan seiring

ditemukannya mesin uap praktis pada dekade 1800-an oleh James Watt.

Hukum Pertama

Jika suatu gas dengan volume tetap dipanaskan, maka suhu gasbertambah. Akibat kenaikan suhu ini, molekul-molekul gas bergerak lebih cepat yang mengakibatkan tumbukan antara molekul dengan dinding lebih banyak. Tumbukan ini menyebabkan tekanan gas bertambah. Selain tekanan yang bertambah besar, energi kinetik gas juga meningkat. Dengan pertambahan energi kinetik berarti energi dalam gas juga

bertambah. Untuk menaikkan suhu gas, sehingga mempunyai suhu tertentu, diperlukan sejumlah kalor (Q). Jika sejumlah kalor ditambahkan pada sistem, maka energi kalor akan digunakan untuk melakukan usaha. Namun, tidak semua energi kalor digunakan untuk usaha. Jadi, jumlah kalor yang diterima sistem digunakan untuk menambah energi dalam sistem dan untuk melakukan usaha. Pemberian kalor pada suatu sistem, akan menambah energi dalam sistem (U). Banyaknya kalor yang diperlukan untuk menaikkan energi dalam sebesar ΔU dan melakukan usaha sebesar W dapat dicaridengan persamaan :

Q = ΔU + WKeterangan:ΔU = perubahan energi dalam sistem (J)Q = jumlah kalor yang ditambahkan (J)W = usaha yang dilakukan sistem (J)Persamaan tersebut merupakan rumusan Hukum I Termodinamika yang digunakan apabila sistem menerima kalor dari lingkungan (Q bernilai positif) dan sistem melakukan usaha (W bernilai positif) (Surawan, 2016 : 3).

Bunyi Hukum I Termodinamika : "Energi dapat diubah dari satu bentuk ke

bentuk yang lain, tetapi tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan”. Keabhsahan

hukum I Termodinamika dapat diuji dengan mengukur perubahan energi dalam

suatu sistem antara keadaan awal dan keadaan akhir dalam suatu proses (Chang,

2005: 165).

Contohsoal:Kalorsebanyak 1000 J ditambahkankesistemsementarakerjadilakukanpada(terhadap) sistemsebesar 500 J. Berapaperubahanenergidalamsistem?Jawab = ΔU = Q U – W = ( + 1000 K ) – (-500 J) = 1500 J.

Perhatikan Bahwa Hukum Termodinamika 1 Dalam Bentuk ΔU = Q U – W

Q positif : kalor ditambahkan ke sistem Q negatif : kalor dilepaskan oleh sistem Wpositif : kerja dilakukan oleh sistem W negatif : kerja dilakukan pada sistem

(Khuriati, 2007: 6).Menurut (Chang, 2005: 165) Hukum 1 Termodinamika dibagi menjadi empat

proses, yaitu

a. Proses Isobarik (tekanan tetap)

Proses isobarik adalah proses perubahan gas dengan tahanan tetap. Pada garis P –

V proses isobarik dapat digambarkan seperti pada berikut.

Usaha proses isobarik dapat ditentukan dari luas kurva di bawah gra fik P – V.

b. Proses Isotermis (suhu tetap)

Proses isotermis adalah proses perubahan gas dengan suhu tetap. Perhatikan gra

fikk pada Gambar berikut.

Pada proses ini berlaku hukum Boyle.

Karena suhunya tetap maka pada proses isotermis ini tidak terjadi perubahan

energi dalam ∆U=O . Sedang usahanya dapat dihitung dari luas daerah di bawah

kurva, besarnya seperti berikut.

c. Proses Isokhoris (volume tetap)

Proses isokhoris adalah proses perubahan gas dengan volume tetap. Pada grafik

P.V dapat digambarkan seperti pada Gambar berikut.

Karena volumenya tetap berarti usaha pada gas ini nol,

d. Proses Adiabatis (kalor tetap)

Pada proses isotermis sudah kita ketahui, U = 0 dan pada proses isokoris, W = 0.

Bagaiaman jika terjadi proses termodinamika tetapi Q = 0 ?

Proses yang inilah yang dinamakan proses adiabatis. Berdasarkan hukum I

Termodinamika maka proses adiabatis memiliki sifat dibawah.

e. Proses Gabungan

Proses-proses selain 4 proses ideal diatas dapat terjadi. Untuk memudahkan

penyelesaian dapat digambarkan grafik  P – V prosesnya. Dari grafik tersebut

dapat ditentukan usaha proses sama dengan luas kurva dan perubahan energi

dalamnya

Sedangkan gabungan proses adalah gabungan dua proses adiabatis yang

berkelanjutan. Pada gabungan proses ini berlaku hukum I termodinamika secara

menyeluruh.

Hukum Kedua

Bunyi Hukum Termodinamika 2 : "Kalor mengalir secara spontan dari

benda bersuhu tinggi ke benda bersuhu rendah dan tidak mengalir secara

spontan dalam arah kebalikannya."(Khuriati, 2007: 11).Statemen hukum termodinamika II:

ΔS ≥ 0.Pada suatu sistem tertutup nilai entropi akan tetap atau bertambah, dengan catatan berbeda dengan hukum termodinamika I yang menunjukkan konservasi energi: “Energi tidak dapat diciptakan dan tidak dapat dimusnahkan”, Hukum termodinamika II menyatakan bahwa “entropi dapat diciptakan tetapi tidak dapat dimusnahkan” (Hikam, 2016: 50).

Menurut (Chang, 2005: 165) Hukum II Termodinamika menjelaskan tiga rumusan mengenaiperpindahan kalor sebagai berikut :a. Kalor tidak mungkin berpindah dari sistem bersuhu rendah kesistem bersuhu tinggi secara spontan. Menurut Asas Black, kalor berpindah dari benda bersuhu tinggike benda bersuhu lebih rendah. Hal ini sesuai dengan rumusanClausius bahwa tidaklah mungkin memindahkan kalor dari tandonyang bersuhu rendah ke tandon yang bersuhu lebih tinggi tanpa dilakukan usaha.b. Tidak ada mesin yang mengubah seluruh kalor yang

masukmenjadi usaha.Menurut Kelvin Planck, tidak ada mesin yang bekerja dalam satusiklus dapat mengubah kalor menjadi usaha seluruhnya.c. Jika suatu sistem mengalami perubahan secara spontan,

makaperubahan akan berarah sedemikian rupa sehingga entropisistem akan bertambah, atau akan tetap nilainya (Surawan, 2016 : 16).

Hukum Ketiga

Bunyi Hukum III Termodinamika :

"Suatu sistem yang mencapai temperatur nol absolut, semua prosesnya

akan berhenti dan entropi sistem akan mendekati nilai minimum."

"Entropi benda berstruktur kristal sempurna pada temperatur nol absolut bernilai

nol."(Chang, 2005: 165).

C. Sistem dan Lingkungan

Secara prinsip, perubahan entalpi disebabkan adanya aliran panas dari

sistem ke lingkungan, atau sebaliknya. Apakah yang disebut sistem dan

lingkungan? Secara umum, sistem didefinisiskan sebagai bagian dari semesta

yang merupakan fokus kajian dan lingkungan adalah segala sesuatu di luar sistem

yang bukan kajian. Dalam reaksi kimia, Anda dapat mendefinisikan sistem.

Misalnya pereaksi maka selain pereaksi disebut lingkungan, seperti pelarut, hasil

reaksi, tabung reaksi, udara di sekitarnya, dan segala sesuatu selain

pereaksi(Petrucci, 1992).

Termokimia mengenal sistem dan lingkungan, sistem adalah bagian tertentu dari alam yang menjadi pusat perhatian dan lingkungan adalah bagian diluar sistem atau yang berada di sekitar sistem.Sistem terbuka dapat terdiri dari sejumlah airdalam wadah terbuka. Jika kita tutup botol tersebut sedemikian rupa sehngga tidak ada uap air yang dapat lepas dari atau mengembun ke wadah maka kita menciptakan sistem tertutup (closed system) yang memungkinkan perpindahan energi (kalor) tetapi bukan massanya. Dengan menempatkan air dalam wadah yang disekat seluruhnya, maka kita membuat sistem terisolasi (isolated system) yang tidak memungkinkan perpindahan massa maupun energi.Pembakaran gas asetilena (C2H2) dalam oksigen adalah salah satu dari banyak reaksi kimia yang sudah dikenal yang melepaskan energi yang cukup besar.

2C2H2(g) + 5O2 (g) 4CO2 (g) + 2H2O(l) + energi

Pada kasus ini kita menyebut campuran reaksi (asetilena, oksigen, karbon dioksida, dan air) sebagai sistem dan alam sisanya sebagai lingkungan. Karena energi tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan ( hukum termodinamika), setiap energi yang hilang dari sistem harus diterima oleh lingkungannya. Jadi kalor yang dihasilkan oleh proses pembakaran dipindahkan dari sistem ke lingkungannya. Setiap proses yang melepaskan kalor ( yaitu perpindahan energi termal ke lingkungan ) disebut proses eksotermik (exothermic process) ( ekso adalah awalan yang berarti keluar) (Chang, 2004).

Sekarang perhatikan reaksi lain, penguraian merkuri (II) oksida (HgO) pada suhu tinggi:

Energi + 2HgO(s) 2Hg(l) + O2(g)

Ini merupakan contoh proses endotermik (endothermic process) (endo adalah awalanyang berarti kedalam), dimana kalor harus disalurkan ke sistem.

Kita dapat menyimpulkan bahwa dalam reaksi eksotermik energi total produk lebih kecil dari pada energi total reaktan. Perbedaan dalam energi tersebut adalah kalor yang disalurkan oleh sistem kelingkungan. Yang sebaliknya terjadi pada reaksi endotermik. Disini, perbedaan antara energi produk dan reaktan sama dengan kalor yang disalurkan ke sistem oleh lingkungan (Chang, 2004).

Reaksi Eksoterm dan Endoterm

Reaksi dalam termokimia terbagi menjadi reaksi eksoterm dan reaksi endoterm. Reaksi eksoterm adalah reaksi yang

melepaskan kalor dari sistem ke lingkungan. Sedangkan reaksi endoterm adalah reaksi yang menyerap kalor dari lingkungan ke sistem (Petrucci, 1992).

Reaksi endotermadalah reaksi yang disertai dengan perpindahan kalor dari lingkungan ke sistem ( kalor diserap oleh sistem dari lingkungannya ); ditandai dengan adanya penurunan suhu lingkungan di sekitar sistem.

Reaksi eksotermadalah reaksi yang disertai dengan perpindahan kalor dari sistem ke lingkungan ( kalor dibebaskan oleh sistem ke lingkungannya ); ditandai dengan adanya kenaikan suhu lingkungan di sekitar sistem.

Reaksi eksoterm pada umumnya berlangsung spontan, sedangkan reaksi endoterm tidak.

Pada reaksi endoterm:ΔH= Hproduk – Hpereaksi > 0 ( bertanda positif )

Pada reaksi eksoterm:∆H= Hproduk – Hpereaksi < 0 ( bertanda negatif)

(Alberty dan Daniel, 1992).

Proses pelepasan energi sebagai kalor disebut eksoterm. Semua reaksi pembakaran adalah eksoterm. Proses yang menyerap energi sebagai kalor disebut endoterm, contohnya adalah penguapan air. Proses endoterm dalam sebuah wadah adiabatik menghasilkan penurunan temperatur sistem, proses eksoterm menghasilkan kenaikan temperatur. Proses endoterm yang berlangsung dalam wadah diatermik, pada kondisi eksoterm dalam wadah diatermik menghasilkan aliran energi ke dalam sistem sebagai kalor. Proses eksoterm dalam wadah

diatermik menghasilkan pembebasan energi sebagai kalor dalam lingkungan. Aliran kalor yang terjadi dalam reaksi kimia dapat dijelaskan melalui konsep sistem-lingkungan. Sistem adalah bagian spesifik (khusus) yang sedang dipelajari oleh kimiawan. Reaksi kimia yang sedang diujicobakan (reagen-reagen yang sedang dicampurkan) dalam tabung reaksi merupakan sistem. Sementara, lingkunganadalah area di luar sistem, area yang mengelilingi sistem. Dalam hal ini, tabung reaksi, tempat berlangsungnya reaksi kimia, merupakan lingkungan. (Dogra, 1990).

Jika dalam reaksi kimia terjadi perpindahan panas dari sistem ke

lingkungan maka suhu lingkungan meningkat. Jika suhu sistem turun maka

dikatakan bahwa reaksi tersebut eksoterm. Reaksi endoterm adalah kebalikan dari

reaksi eksoterm.

Contoh: Jika NaOH dan HCl direaksikan dalam pelarut air, kemudian suhu

larutan diukur maka ketinggian raksa pada termometer akan naik yang

menunjukkan suhu larutan meningkat.

Apakah reaksi tersebut eksoterm atau endoterm? Semua literatur

menyatakan reaksi NaOH dan HCl melepaskan kalor (eksoterm). Jika melepaskan

kalor suhunya harus turun, tetapi faktanya naik. Bagaimana menjelaskan fakta

tersebut dihubungkan dengan hasil studi literatur?

NaOH dan HCl adalah sistem yang akan dipelajari (fokus kajian). Selain

kedua zat tersebut dikukuhkan sebagai lingkungan, seperti pelarut, gelas kimia,

batang termometer, dan udara sekitar. Ketika NaOH dan HCl bereaksi, terbentuk

NaCl dan H2O disertai pelepasan kalor. Kalor yang dilepaskan ini diserap oleh

lingkungan, akibatnya suhu lingkungan naik. Kenaikan suhu lingkungan

ditunjukkan oleh naiknya suhu larutan. Jadi, yang Anda ukur bukan suhu sistem

(NaOH dan HCl) melainkan suhu lingkungan (larutan NaCl sebagai hasil reaksi).

Zat NaOH dan HCl dalam larutan sudah habis bereaksi. Oleh karena reaksi NaOH

dan HCl melepaskan sejumlah kalor maka dikatakan reaksi tersebut eksoterm.

Dengan demikian, antara fakta dan studi literatur cocok.

Bagaimana hubungan antara reaksi eksoterm/endoterm dan perubahan

entalpi? Dalam reaksi kimia yang melepaskan kalor (eksoterm), energi yang

terkandung dalam zat-zat hasil reaksi lebih kecil dari zat -zat pereaksi. Oleh

karena itu, perubahan entalpi reaksi berharga negatif.

ΔH = Hproduk - Hpereaksi< 0

Pada reaksi endoterm, perubahan entalpi reaksi akan berharga positif.

ΔH = Hproduk - Hpereaksi> 0

Secara umum, perubahan entalpi dalam reaksi kimia dapat diungkapkan dalam

bentuk diagram reaksi berikut.

A + B → C + kalor(reaksi eksoterm)

C + kalor → A + B (reaksi endoterm)

Pada Gambar di atas, tanda panah menunjukkan arah reaksi. Pada reaksi

eksoterm, selisih entalpi berharga negatif sebab entalpi hasil reaksi (C) lebih

rendah daripada entalpi pereaksi (A+B). Adapun pada reaksi endoterm, perubahan

entalpi berharga positif sebab entalpi produk (A+B)lebih besar daripada entalpi

pereaksi (C).

Reaksi Eksoterm

Kapur tohor (CaO) digunakan untuk melabur rumah agar tampak putih bersih.

Sebelum kapur dipakai, terlebih dahulu dicampur dengan air dan terjadi reaksi

yang disertai panas. Apakah reaksi ini eksoterm atau endoterm? Bagaimana

perubahan entalpinya?

Jawab:

Reaksi yang terjadi: CaO(s) + H2O(l) → Ca(OH)2(s)

Oleh karena timbul panas, artinya reaksi tersebut melepaskan kalor atau reaksinya

eksoterm, ini berarti kalor hasil reaksi lebih rendah dari pereaksi. Jika reaksi itu

dilakukan pada tekanan tetap (terbuka) maka kalor yang dilepaskan menyatakan

perubahan entalpi (ΔH) yang harganya negatif.

Reaksi Endoterm

Sepotong es dimasukkan ke dalam botol plastik dan ditutup. Dalam jangka waktu

tertentu es mencair, tetapi di dinding botol sebelah luar ada tetesan air. Dari mana

tetesan air itu?

Jawab: Perubahan es menjadi cair memerlukan energi dalam bentuk kalor.

Persamaan kimianya: H2O(s) + kalor → H2O(l)

Kalor yang diperlukan untuk mencairkan es diserap dari lingkungan sekitar, yaitu

botol dan udara. Ketika es mencair, es menyerap panas dari botol sehingga suhu

botol akan turun sampai mendekati suhu es. Oleh karena suhu botol bagian dalam

dan luar mendekati suhu es maka botol akan menyerap panas dari udara sekitar.

Akibatnya, uap air yang ada di udara sekitar suhunya juga turun sehingga

mendekati titik leleh dan menjadi cair yang kemudian menempel pada dinding

botol.

D. Perubahan Entalpi

Definisi Entalpi ( ΔH )

Perubahan energi internal dalam bentuk panas dinamakan kalor. Kalor

adalah energi panas yang ditransfer (mengalir) dari satu materi ke materi lain. Jika

tidak ada energi yang ditransfer, tidak dapat dikatakan bahwa materi mengandung

kalor. Jadi, Anda dapat mengukur kalor jika ada aliran energi dari satu materi ke

materi lain. Besarnya kalor ini, ditentukan oleh selisih keadaan akhir dan keadaan

awal ()

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(Chang, 2004).

Perubahan entalpi adalah perubahan panas dari reaksi pada suhu dan tekanan yang tetap, yaitu selisih antara entalpi zat-zat hasil dikurangi entalpi zat-zat reaktan. Rumus :

ΔH = Hh - HrΔH : perubahan entalpi Hh : entalpi hasil reaksi Hr : entalpi zat reaktan ()

Entalpi merupakan besaran fisis yang nilainya dipengaruhi oleh jumlah dan wujud zat, serta dipengaruhi oleh lingkungan (suhu dan tekanan). Pengukuran entalpi pada suhu dan tekanan yang berbeda akan menghasilkan nilai entalpi yang berbeda. Oleh karena itu, disepakati suatu keadaan standar, yaitu pada suhu 298 K dan tekanan 1 atm. Jadi, perubahan entalpi standar adalah perubahan entalpi yang diukur pada 298 K dan tekanan 1 atm. Perubahan entalpi standar dibedakan berdasarkan jenis reaksi atau prosesnya (Hasanuddin, 2015: 1). Contoh: Tinjau air panas dalam termos. Anda tidak dapat mengatakan bahwa air

dalam termos mengandung banyak kalor sebab panas yang terkandung dalam air

termos bukan kalor, tetapi energi internal. Jika terjadi perpindahan panas dari air

dalam termos ke lingkungan sekitarnya atau dicampur dengan air dingin maka

akan terbentuk kalor. Besarnya kalor ini diukur berdasarkan perbedaan suhu dan

dihitung menggunakan persamaan berikut.

Q = m c Δ T

Keterangan:

Q = kalor

m = massa zat

c = kalor jenis zat

Δ T = selisih suhu

Jika perubahan energi terjadi pada tekanan tetap, misalnya dalam wadah

terbuka (tekanan atmosfer) maka kalor yang terbentuk dinamakan perubahan

entalpi (ΔH). Entalpi dilambangkan dengan H (berasal dari kata ‘Heat of

Content’). Dengan demikian, perubahan entalpi adalah kalor yang terjadi pada

tekanan tetap, atau Δ H = Qp (Qp menyatakan kalor yang diukur pada tekanan

tetap).

Berdasarkan kesepakatan internasional, entalpi pembentukan standar

unsur-unsur dalam bentuk yang paling stabil bernilai 0 (nol). Contohnya, O2

adalah bentuk alotrop oksigen yang lebih stabil daripada ozon (O3). Dengan

demikian, ΔHof O2 = 0, tetapi ΔHo

f O3 dan O2-> 0 (Sutresna, 2008: 70).

1. Perubahan entalpi pembentukan standar (∆Hfo)

Perubahan entalpi pembentukan standar (Standard Enthalpy of Formation) adalah

perubahan entalpi yang terjadi pada pembentukan 1 mol suatu senyawa dari

unsur-unsurnya yang palingn stabil pada keadaan standar. Satuan perubahan

entalpi pembentukan standar menurut Sistem Internasional (SI) adalah kilojoule

per mol (kJ mol-1) (Alberty, 1992).

Contoh:Perubahan entalpi pembentukan standar dari kristal amonium klorida adalah -314,4 kJ mol-1. Persamaan termokimia dari pernyataan tersebut adalah:

½ N2(g) + 2H2(g) + ½ Cl2(g) → NH4Cl(s)    ∆Hfo = -314,4 kJ mol-1

Catatan: Nilai perubahan entalpi pembentukan standar (∆Hfo) unsur adalah nol,

seperti N2, H2, dan Cl2.

2. Perubahan entalpi peruraian standar (∆Hdo)

Perubahan entalpi peruraian standar (Standard Enthalpy of Decomposition) adalah perubahan entalpi yang terjadi pada peruraian 1 mol suatu senyawa menjadi

unsur-unsurnya yang paling stabil pada keadaan standar. Pada dasarnya, perubahan entalpi perubahan entalpi standar merupakan kebalikan dari perubahan entalpi pembentukan standar, makan nilainya akan berlawanan tandanya.

Contoh:

Jika ∆Hfo H2O(g) = -240kJ mol-1, maka ∆Hd H2O = +240 kJ mol-1 dan persamaan

termokimianya adalah:

H2O(l) → H2(g) + ½ O2(g)  ∆H = +240 kJ

3. Perubahan entalpi pembakaran standar (∆Hco)

Perubahan entalpi pembakaran standar (Standard Enthalpy ogf Combustion) adalah perubahan entalpi yang terjadi pada pembakaran 1 mol suatu zat secara sempurna.Pembakaran merupakan reaksi suatu zat dengan oksigen, contohnya:

1. C(s) + O2(g) → CO2(g)2. H2(g) + ½ O2(g) → H2O(g)3. S(s) + O2(g) → SO2(g)4. N2(g) + O2(g) → 2NO(g)

Contoh soal

1. Nilai perubahan entalpi pembakaran standar (∆Hco) metanol (CH3OH) adalah -

638,5 kJ/mol. Tuliskan persamaan termokimianya.

Jawab:

CH3OH(l) + 3/2 O2(g) → CO2(g) + 2H2O(g)   ∆H = -638,5 kJ

2. Jika diketahui ∆Hco C = -393,5 kJ mol-1, berapa kalor yang terjadipada

pembakaran 1 kg arang,jika dianggap bahwa arang mengandung 48% karbon dan Ar C =12.

Jawab:

Diketahui:

∆Hco C   = -393,5 kJ mol-1

Massa C = (48/100) x 1.000 gram

                = 480 gram

Ditanya: q

Penyelesaian:

Pada pembakaran 1 mol karbon dibebaskan kalor 393,5 kJ maka pada pembakaran (480 g / 12 g/mol) karbon dihasilkan kalor sebanyak:

∆H = (480 g / 12 g/mol ) x 393,5 kJ/mol = 15.740 kJ (Sudarmo, 2013: 15).

4.Entalpi Netralisasi Standar Adalah entalpi yang terjadi pada penetralan 1 mol asam oleh basa atau 1 mol basaoleh asam pada keadaan standar. Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHn. Satuannya = kJ / mol (Purba, 2002).

Cara-cara Menentukan Perubahan Entalpi

1.Kalormetri atau eksperimenPenentuan perubahan entalpi selalu dilakukan pada tekanan dan temperatur yang tetap. Untuk reaksi tertentu dapat ditentukan dengan kalorimeter Sutresna, 2008).

Reaksi tertentu tersebut, antara lain : 1.Reaksi dalam larutan

2.Reaksi gas yang tidak mengalami perubahan koefisien antara sebelum dan sesudah reaksi. Contoh : Pada perubahan dari 12,425 gram karbon menjadi CO2 pada, suhu reaksi yang semula 30o C, terjadi kenaikan suhu sebesar 0,484o C. Apabila panas jenis kalorimeter 200 Kkal / gr derajat. Berapa ΔH tiap mol karbon yang dibakar ? Jawab : C + O2CO2

Kalor reaksi pada reaksi di atas = Panas jenis kalorimeter x Δt = 200 x 0,484 12,435/12 = 93,414 Kkal

Pada pembakaran 1 mol C dibebaskan panas 93,414 Kkal. Jadi ΔH = - 93,414 Kkal

q kalorimetri ; azaz black (q lepas= q terima) Q = w c Dt

= C DTSuhu naik : Ekso DH(-); Suhu turun: Endo, DH (+)

2.Hukum Hess

Bunyi Hukum Hess : “Kalor reaksi dari suatu reaksi tidak bergantung apakah reaksi tersebut berlangsung satu tahap atau beberapa tahap”.

Hukum Hess sangat penting dalam perhitungan kalor reaksi yang tidak dapat ditentukan secara eksperimen (Dogra, 1990).Contoh reaksi :

1. Reaksi langsung A B ΔH1 = x Kkal 2. Secara tidak langsung a. Lewat CA C ΔH2 = b Kkal C B ΔH3 = c Kkal b. Lewat D dan E A D ΔH4 = a Kkal D E ΔH5 = d Kkal E B ΔH6 = e Kkal Maka berlaku hubungan : x = b + c = a + d + e ΔH1 = ΔH2 + ΔH3 = ΔH4 + ΔH5 + ΔH6

Cb c

A B aD E e d

Contoh soal : Diketahui : 2H2(g) + O2(g)2H2O(cair) ΔH = -136 Kkal H2(g) + O2(g) H2O2(cair) ΔH = -44,8 Kkal Hitung ΔH untuk reaksi : 2H2O2(cair) 2H2O + O2

Jawab : 2H2 + O2 2H2O ΔH = -136 Kkal 2H2O2 2H2 + 2O2 ΔH = +89,6 Kkal 2H2O22H2O + O2ΔH = -46,4 Kkal

3.Data ΔH Pembentukan

Pembentukan Standar ( ∆Hof )Cara lain perhitungan entalpi reaksi yaitu berdasarkan entalpi pembentukan standar( ∆Hof ) zat-zat yang ada pada reaksi tersebut.

∆Hreaksi = ∑∆Hof produk - ∑∆Ho

f reaktan

Tabel Entalpi Pembentukan Beberapa ZatZat DHof ( kJ/mol ) Zat DHof ( kJ/mol )H2(g) 0 C2H4(g) + 52,5O2(g) 0 CCl4(g) - 96,0C(s) 0 NH3(g) - 45,9

H2O(g) - 241,8 NO2(g) + 33,2H2O(l) - 285,8 SO2(g) - 296,8CO2(g) - 393,5 HCl(g) - 92,3CO(g) -110,5 NO(g) + 90,3

Contoh Soal :Dari tabel entalpi pembentukan diatas, tentukan :a. ∆H reaksi pembakaran C2H4

b. Tentukan jumlah kalor yang dibebaskan pada pembakaran 56 g gas C2H4

Jawab :a. Reaksi pembakaran C2H4

C2H4(g) + 3 O2(g)→2CO2(g) + 2H2O(l)∆H reaksi = ∆Hof hasil reaksi - ∆Hof pereaksi= ( 2. ∆Hof CO2 + 2. .∆Hof H2O ) – ( 1. ∆HofC2H4 + 3. ∆Hof O2)= ( 2 . -393,5 + 2. -285,8 ) – ( 1. 52,5 + 3. 0 )= -787 – 571,6 + 52,5= - 1306,1 kJ/mol

b. Mr C2H4 = (2x12) + (4x1) = 28Mol C2H4 = 56/28 = 2 mol∆H pembakaran 2 mol C2H4 = 2 mol x ( -1306,1 kJ/mol )= -2612,2 kJJadi pada pembakaran 56 gram gas C2H4 dibebaskan kalor sebesar2612,2 Kj

4.Data ΔH IkatanEnergi ikatan adalah jumlah energi yang diperlukan atau yang timbul untuk memutuskan atau menggabungkan suatu ikatan kimia tertentu. Pada reaksi eksoterm, besarnya energi yang timbul dari Penggabungan ikatan lebih besar daripada energi yang diperlukan untuk memutuskan ikatan. Besarnya energi ikatan ditentukan secara eksperimen :

(Sudarmo, 2013)

Contoh Soal

1. Diketahui : H2H + H ΔH = +104 Kkal

Cl2Cl + Cl ΔH = + 58 Kkal

2HCl2H + 2Cl ΔH = +206 Kkal

Ditanyakan : ΔH pada reaksi berikut : H2 + Cl2 2 HCl

Jawab :

H2 H + H ΔH = + 104 Kkal

Cl2 Cl + Cl ΔH = + 58 Kkal

2H + 2 Cl 2HCl ΔH = - 206 Kkal +

H2 + Cl2 2HCl ΔH = - 44 Kkal

Jadi ΔH = - 44 Kkal

DAFTAR PUSTAKA

Alberty, R.A dan Daniel, F . 1992 . “ Kimia Fisika “ . Jilid I . Edisi 5 . Penerjemah : Sudja . Erlangga . Jakarta.

Chang, Raymond. 2005. Kimia Dasar: Konsep-konsep Inti Jilid 1. Jakarta:

Penerbit Erlangga.

Dogra, SK. 1990. Kimia Fisik dan Soal-soal. UI Press: Jakarta

Hikam, M. 2016. Termodinamika: Entropi dan Hukum Termodinamika II.

Yogyakarta: Universitas Negeri Yogyakarta.

Khuriati, Ainie. 2007. Termodinamika. Semarang: Universitas Diponegoro.

Oxtoby, David W., Gillis, H. P., Nachtrieb, Norman H. 2001. Prinsip-Prinsip

Kimia Modern Edisi Keempat Jilid 1. Jakarta: Penerbit Erlangga.

Petrucci, R.H, 1992. Kimia Dasar. Edisi 4. Jilid 1. Alih bahasa : Suminar. Erlangga. Jakarta.

Purba, Michael. 2002. Kimia Jilid 2. Jakarta: Penerbit Erlangga.

Sunarya, Yayan. Setiabudi, Agus. 2009. Mudah dan Aktif Belajar Kimia 2.

Jakarta: Pusat Perbukuan Departemen Pendidikan Nasional.

Surawan, Tri. 2016. Panas dan Hukum Termodinamika I. Yogyakarta :

Universitas Negeri Yogyakarta.

Sutresna, Nana. 2008. Kimia. Jakarta: PT Grafindo Media Pratama.

Sudarmo, U. 2013. Kimia. Erlangga: Jakarta