Penulis : Tiyas Abror Huda

Dr. Noor Fadiawati, M.Si.

Lisa Tania, S.Pd., M.Sc.

Perancang Cover : Tiyas Abror Huda

Ilustrator : Tiyas Abror Huda

Tahun Terbit : 2015

Ketentuan Pidana Sanksi Pelanggaran

Pasal 72Undang-Undang Republik IndonesiaNomor 19 Tahun 2002Perubahan atas Undang-Undang Nomor 7 Tahun 1987tentang Hak Cipta

1. Barang siapa dengan sengaja dan tanpa hak mengumumkan atau memperbanyak suatu ciptaan atau memberikan izin untuk itu, dipidana dengan pidana penjara paling singkat 1 (satu) bulan dan/atau denda paling sedikit Rp 1.000.000,00 (satu juta rupiah), atau pidana penjara paling lama 7 (tujuh) tahun dan/atau denda paling banyak Rp 5.000.000.000,00 (lima miliar rupiah).

2. Barang siapa dengan sengaja menyerahkan, menyiarkan, memamerkan, mengedarkan, atau menjual kepada umum sesuatu ciptaan barang atau hasil pelanggaran Hak Cipta atau Hak Terkait sebagaimana dimaksudkan pada ayat (1), dipidana dengan pidana penjara paling lama 5 (lima) tahun dan/atau denda paling banyak Rp 500.000.000,00 (lima ratus juta rupiah).

Gambar 1 Cover

Assalaamu’alaikum Wr. Wb.

Alhamdulillahirabbil’alamin banyak nikmat yang Allah berikan, tetapi sedikit sekali yang

kita ingat. Segala puji hanya layak untuk Allah SWT tuhan seru sekalian alam atas segala

berkat, taufik, serta hidayah-Nya yang tiada terkira besarnya, sehingga penulis dapat

menyelesaikan produk pengembangan e-book interaktif pada materi termokimia berbasis

representasi kimia ini dengan baik.

Selama penyelesaian produk pengembangan ini tidak terlepas dari dukungan banyak

pihak. Oleh karena itu, penulis mengucapkan terima kasih terutama kepada Dosen

Pendidikan Kimia FKIP Universitas Lampung Dr. Noor Fadiawati, M.Si. dan Lisa Tania, S.Pd.,

M.Sc. yang telah bersedia membimbing penulis serta Dra. Ila Rosilawati, M.Si. yang

bersedia memberi masukan kepada penulis sehingga produk ini dapat diselesaikan.

Penulis berharap produk pengembangan e-book interaktif pada materi termokimia berbasis

representasi kimia ini dapat memberikan manfaat bagi semua pihak. Penulis menyadari

bahwa tak masih ada kesalahan-kesalahan dalam pengembangan. Oleh karena itu, kritik

dan saran yang bersifat membangun sangat penulis harapkan demi kesempurnaan produk

ini. Sehingga bermanfaat luas guna mewujudkan pendidikan Indonesia yang lebih baik

dari sebelumnya.

Wassalaamu’alaikum Wr.Wb.

Bandar Lampung, Juni 2015

Tim Penyusun

COVER LUAR...........................................................................................................iCOVER DALAM....................................................................................... iiIDENTITAS E-BOOK INTERAKTIF..........................................................................iiiKATA PENGANTAR..................................................................................................ivDAFTAR ISI..............................................................................................................v

I. PENDAHULUANA. Deskripsi............................................................................................................ 1B. Petunjuk Penggunaan E-book Interaktif............................................................ 1C.Manfaat Penggunaan E-book Interaktif.............................................................. 2

II. URAIAN MATERIA. TERMOKIMIA

1. Hukum Kekekalan Energi...............................................................................52. Sistem dan Lingkungan.................................................................................53. Kalor dan Kerja..............................................................................................94. Eksoterm dan Endoterm................................................................................115. Persamaan Termokimia.................................................................................146. Entalpi dan perubahannya.............................................................................15

B. ENTALPI MOLAR1. Entalpi Pembentukan Standar.......................................................................152. Entalpi Peruraian Standar..............................................................................163. Entalpi Pembakaran Standar.........................................................................164. Berbagai Entalpi Molar Lain...........................................................................16

C. PENENTUAN ENTALPI REAKSI1.Penentuan Kalor Reaksi Berdasarkan Percobaan...........................................182.Penentuan Kalor Reaksi Berdasarkan Hukum Hess........................................253. Penentuan Kalor Reaksi Berdasarkan Data Entalpi Pembentukan.................284. Penentuan Kalor Reaksi Berdasarkan Data Energi Ikatan..............................39

D. ENERGI BAHAN BAKAR1. Pengertian Bahan Bakar................................................................................332. Jenis-Jenis Bahan Bakar.................................................................................33

E. RANGKUMAN

II. PENUTUPSoal –Soal Bab Termokimia................................................................................... 37

DAFTAR PUSTAKA

Dalam e-book interaktif ini anda akan mempelajari tentang termokimia yang merupakan bagian dari ilmu kimia yang mempelajari tentang perubahan energi yang menyertai reaksi kimia. Salah satu terapan ilmu ini dalam kehidupan sehari-hari ialah reaksi kimia dalam tubuh kita dimana produksi dari energi-energi yang dibutuhkan atau dikeluarkan untuk semua tugas yang kita lakukan. Pembakaran dari bahan bakar seperti minyak dan batu bara dipakai untuk pembangkit listrik. Bensin yang dibakar dalam mesin mobil akan menghasilkan kekuatan yang menyebabkan mobil berjalan. Bila kita mempunyai kompor gas berarti kita membakar gas metan (komponen utama dari gas alam) yang menghasilkan panas untuk memasak. Dan melalui urutan reaksi yang disebut metabolisme, makanan yang dimakan akan menghasilkan energi yang kita perlukan untuk tubuh agar berfungsi. Hampir semua reaksi kimia selalu ada energi yang diambil atau dikeluarkan.

Dalam termokimia ini akan dibahas tentang pengertian termokimia yang meliputi energi yang dimiliki setiap zat, azas kekekalan energi, entalpi dan perubahan entalpi, reaksi eksoterm, reaksi endoterm, persamaan termokimia, entalpi molar, dan perhitungan perubahan entalpi berdasarkan Hukum Hess, data perubahan entalpi pembentukan, data energi ikatan,

Dalam e-book interaktif ini anda akan mempelajari materi termokimia. Pembahasan materi termokimiadalam e-book interaktif ini akan diawali dengan konsepdasar termokimia, termasuk pengertian kalor reaksi, selanjutnya akan dibahas cara penentuan kalor reaksi, sedangkan pada bagian akhir akan dibahas kalor dari berbagai jenis reaksi bahan bakar serta penerapannya dalam bidang industri. Semua materi tersebut diupayakan untuk diawali dengan fenomena dalam kehidupan sehari-hari mengacu pada kompetensi yang terdapat dalam kurikulum 2013. Materi-materi tersebut dikemas dengan tampilan yang menarik dan dilengkapi dengan gambar, animasi serta video yang akan mendukung materi sehingga akan membantu Anda untuk lebih mudah mempelajari konsep materi dalam e-book interaktif termokimia ini.

Berikut adalah tata cara penggunaan e-book interaktif

1. Bacalah daftar isi e-book interaktif dengan cermat dan teliti.2. Bacalah pendahuluan yang mewakili isi dalam e-book interaktif ini dengan cermat dan teliti.3. Bacalah petunjuk penggunaan e-book interaktif dengan cermat dan teliti sehingga kalian

dapat menggunakan e-book interaktif ini dengan maksimal dan mendapatkan manfaatnya.4. Pada bagian indikator, jika Anda ingin mengetahui indikator apa saja yang perlu dicapai

dalam materi ini maka silahkan klik pada kotak indikator, jika tidak maka boleh dilewati.5. Pelajari isi materi dalam e-book interaktif ini secara urutan dan utuh sehingga diperoleh

pemahaman yang maksimal.6. Setiap sub materi dalam e-book interaktif ini akan dilengkapi dengan gambar, animasi atau

video. Untuk dapat melihatnya silahkan kalian klik pada masing-masing kotak gambar,

atau video. 7. Setiap sub materi akan dilengkapi dengan kolom pertanyaan dan kolom jawaban atau kolom

hasil identifikasi. Kolom pertanyaan kalian baca setelah kalian mengamati fenomena berupa peristiwa, gambar, animasi, atau video. Selanjutnya, kalian dapat mengisi jawaban kalian dari pertanyaan tersebut dalam kolom jawaban atau kolom hasil identifikasi dengan cara mengetik jawaban kalian dalam kolom tersebut. Kalian harus mengetik jawaban agar selanjutnya kalian dapat mengetahui penjelasan detail dari materi.

8. Setiap sub materi dilengkapi dengan rangkuman, jika kalian ingin membaca rangkumannya silahkan kalian klik pada kotak rangkuman untuk dapat memunculkan rangkuman materinya.

9. Setiap sub materi dilengkapi dengan latihan soal dan di akhir materi dilengkapi soal evaluasi untuk menguji kemampuan kalian setelah mempelajari materi, latihan soal maupun soal evaluasi tersebut sudah dilengkapi dengan tampilan hasil skor kalian sehingga kalian dapat mengetahui sudah sejauh mana pemahaman kalian terhadap materi yang sudah kalian pelajari.

10. Bacalah sumber belajar lainnya yang berhubungan dengan materi termokimia dalam e-book interaktif ini untuk mendapatkan pengetahuan tambahan.

E-book interaktif termokimia memiliki berbagai manfaat bagi peserta didik yaitu sebagai

berikut.

1. Peserta didik dapat lebih aktif berinteraksi dengan sumber belajar berupa e-book interaktif

ini.

2. Belajar menjadi lebih menarik karenae-bookinteraktif dapat dipelajari di luar kelas dan di

luar jam pembelajaran, serta mudah dibawa kemana saja.

3. Peserta didik dapat lebih memahami materi termokimiw karena materi yang disampaikan

dilengkapi dengan fenomena dalam kehidupan sehari-hari beserta gambar, animasi atau

video yang mendukung materi.

4. Berkesempatan menguji kemampuan diri sendiri dengan mengerjakan latihan dan evaluasi

yang disajikan dalam e-book interaktif.

5. Mengembangkan kemampuan peserta didik dalam berinteraksi langsung dengan lingkungan

dan sumber belajar lainnya.

6. Menambah keterampilan intelektual pendidik dan peseta didik.

7. Meningkatkan kemampuan Teknologi Informasi dan Komunikasi baik oleh pendidik maupun

peserta didik.

Pembakaran hidrogen menghasilkan banyak api/panas.Yang kita sebut kalor.Darimanakah

asal kalor tersebut?Apakah kalor tersebut manghilang begitu saja?Kemanakah kalor itu pada akhirnya?Temukan jawabannya pada e-

book ini.

Gambar 2 Jenis-Jenis Sistem

Video 2 Peluncuran Roket

Azas Kekekalan EnergiEntalpi Molar

Penentuan Entalpi ReaksiEnergi Bahan Bakar

Termokimia adalah cabang dari ilmu kimia yang mempelajari tentang kalor reaksi. Pada bagian pertama dalam bab ini akan dibahas beberapa konsep dasar termokimia, termasuk pengertian kalor reaksi, selanjutnya akan dibahas cara penentuan kalor reaksi, sedangkan pada bagian akhir akan dibahas kalor dari berbagai jenis reaksi bahan bakar.

Matahari yang diciptakan oleh Tuhan yang Maha Esa memberikan keuntungan bagi manusia dan makhluk hidup lainnya. Matahari dapat dimanfaatkan sebagai sumber energi, antara lain sebagai pembangkit listrikdan tenaga panas. Untuk keperluan sehari-hari, contohnya pada saat kamu menggunakan energi panas untuk menjemur baju, energi untuk berjalan ke sekolah, membantu orang tua di rumah, dan bersepeda. Berikut adalah video yang dapat kalian klik untuk melihatnya.

Video 3 Proses Pemanfaatan Energi Matahari dalam Kehidupan Sehari-hari

Apakah energi dapat berubah menjadi bentuk energi yang lainnya? Saat kamu ingin memperoleh informasi dari radio, kamu menggunakan baterai yang terpasang untuk mengalirkan arus listrik ke radio. Kemudian, radio dapat mengeluarkan bunyi dengan adanya aliran arus listrik sehingga kamu dapat mendengarkan dan memperoleh informasi yang diinginkan. Ternyata, energi listrik yang terdapat pada radio dapat berubah menjadi energi bunyi. Energi listrik merupakan bentuk energi yang paling mudah diubah ke bentuk energi lain yang berguna. Contoh ini menunjukkan bahwa energi tidak dapat diciptakan dan tidak dapat dimusnahkan. Energi hanya dapat diubah dari satu bentuk ke bentuk lainnya. Pernyataan itu energi ini merupakan hukum pertama termodinamika. Hukum ini menyatakan jika suatu benda mengalami perubahan yang akhirnya kembali ke keadaan awal, perubahan energi keseluruhannya adalah nol.Jadi, energi benda adalah tetap.

Sebelum kamu mempelajari sub materi selanjutnya, kamu perlu memahami tentang sistem dan

Masih Belum paham??

lingkungan. Gambar uraian singkat tentang definisi sistem dan lingkungan. Apakah yang sedang dilakukan Ferdi ? Ferdi sedang memberikan makan ayam jantannya yang diberi nama Jago. Jago ditempatkan di dalam kandang berupa kurungan sederhana yang terbuat dari bilah-bilah bambu, sedangkan binatang lain, yaitu dua ekor kambing dan dua ekor angsa dibiarkan bebas berkeliaran di halaman belakang rumah. Jika kamu memerhatikan Jago yang berbeda dalam kurungan, Jago dan

kurungannya menjadi pusat perhatian atau sistem, sedangkan Ferdi, dua ekor kambing, dan dua ekor angsa menjadi lingkungan yang membatasi system. Hal yang sama juga dapatdilakukan jika kamu memerhatikan dua angsa. Dua ekor angsa menjadi pusat perhatian atau sistem, sedangkan Ferdi, Jago, kurungan ayam dan dua ekor kambing menjadi lingkungan yang membatasi sistem.

Sederhananya lagi, mari perhatikan rumah kalian masing – masing dan disekitarnya ada rumah – rumah tetangga kalian. Ketika rumah kalian adalah sebuah sistem, maka rumah – rumah tetangga kalian adalah lingkungan. Sebaliknya, jika rumah – rumah tetangga kalian dinamakan sistem maka rumah kalian dinamakan lingkungan.

Silahkan mengecek kunci jawaban di halaman berikutnya !

Gambar 3 Ilustrasi Sistem dan Lingkungan

KATA MOTIVASI

“Tingkatkanlah motivasi belajar anda, agar anda bisa mengerjakan tugas-tugas pekerjaan anda dengan mudah.”

PEMBAHASAN

Berdasarkan pertukaran energi dan materi sistem dapat dibedakan menjadi tiga jenis, yaitu sebagai berikut.

Baiklah, Jika sudah mengisi jawaban di kotak dialog di atas, Selanjutnya kita sesuaikan dengan teori berikut ini.

Berdasarkan pertukaran energi dan materi sistem dapat dibedakan menjadi tiga jenis, yaitu sebagai berikut.

Selanjutnya untuk menguji kepahaman kalian, Silahkan kerjakan soal evaluasi interaktif berikut ini ! (video 4 Reaksi Pita Magnesium dengan Larutan HCl)

Sistem dikatakan terbuka jika antara sistem dan lingkungan dapat mengalami pertukaran materi dan energi. Pertukaran materi artinya ada hasil reaksi yang dapat meninggalkan sistem (wadah reaksi). Sebagai contoh adalah gambar (a) gelas kopi

Sistem dikatakan tertutup jika antara sistem dan lingkungan tidak dapat terjadi pertukaran materi, tetapi dapat terjadi pertukaran energi. Sebagai contoh adalah gambar (b) gelas kopi yang tertutup.

Sistem dikatakan terisolasi, jika tidak terjadi pertukaran materi maupun energi dengan lingkungannya. Sebagai contoh adalah air panas dalam botol termos. Sebagai contoh gambar (c) sebuah termos.

Sudah Pahamkah Kalian ?

Sejak itu, alat ukur suhu dan skalanya terus berkembang. Skala Fahrenheit yang diciptakan oleh Gabriel Daniel Fahrenheit mengacu pada suhu normal tubuh manusia.Skala celcius yang diciptakan oleh Anders Celcius merupakan skala yang mengacu pada titik beku dan titik didih air.Oleh karena itu, pengukuran suhu yang dilakukan bersifat relatif. Skala suhu yang dapat digunakan untuk umum dan ilmiah dikenal dengan nama Kelvin.

Sumber : Wibowo, Tedy, 2004

Tahun 1593, Galileo Galilei membuat termometer yang pertama kali. Termometer buatan Galileo terdiri dari sebuah labu bulat dengan leher yang panjang, gelas penampungan seperti gelas beaker , air, dan udara. Alat sederhana ini disebut termoskop.Prinsip kerjanya memanfaatkan pemuaian dan penyusutan udara dalam labu bulat akibat pengaruh suhu di sekitarnya.Keadaan tersebut menyebabkan permukaan air dalam pipa labu ikut berubah dan dijadikan indicator perubahan suhu. Model thermometer tersebut memiliki kelemahan karena hanya digunakan untuk rentang skala suhu yang pendek dan sifat air yang mudah menguap akan membuat pengukuran suhu tidak akurat.

CHARGER ILMU YUK !!!

Di Kehidupan sehari–hari, Kita membutuhkan energi untuk beraktifitas baik aktifitas yang ringan maupun berat begitu juga dalam reaksi kimia selalu melibatkan energi.Dalam percobaan kimia, energi ada yang dibutuhkan ada juga yang dibebaskan.Selanjutnya, pertukaranenergi antara sistem dan lingkungan dapat berupa kalor (q) atau bentuk energi lainnya yang secara kolektif kita sebut kerja (w).

Salah satu bentuk kerja yang sering menyertai reaksi kimia adalah kerja tekanan-volume, yaitu kerja yang berkaitan dengan pertambahan atau pengurangan volume sistem.Sistem memiliki sejumlah energi tertentu.Energi yang tersimpan dalam sistem disebut energi dalam.Nilai energi dalam (E) dari suatu zat tidak dapat diukur. Namun, hal itu tidak menjadi masalah karena dalam termodinamika, kita hanya akan berkepentingan dengan perubahan energi dalam. Karena besarnya energi dalam tidak dapat ditentukan, yang dapat ditentukan sebagai nilai adalah perubahan energi dalamnya (∆ E).Perubahan energi dalam (∆ E), yaitu selisih anatar energi-energi dalam produk (Ep) dengan energi pereaksi (Er).

(∆ E) = Ep - Er ……………………………………………………….. (1)

Selanjutnya kita akan mempelajari pengertian kalor reaksi dalam kaitannya dengan energi dlam pereaksi dan energi dalam produknya. Perubahan energi dalam yang menyertai reaksi adalah ∆ E = E1– E2. Perubahan energi dalam tersebut akan muncul sebagai kalor dan/atau kerja.

∆ E=q ( kalor )+w(kerja)

Tanda untuk kalor dan kerja ditetapkan sebagai berikut :Sistem menerima kalor, q bertanda positif (+).Sistem membebaskan kalor, q bertanda megatif (-).Sistem melakukan kerja, w bertanda negatif (-).Sistem menerima kerja, w bertanda positif (+).

Dalam hal ini, q kita sebut kalor reaksi ( qreaksi).Sekarang, marilah kita perhatikan jika reaksi berlangsung pada sistem tertutup dengan volume tetap. Jika berlangsung pada volumetetap ∆V=0, berarti sistem tidak melakukan kerja (w=0). Hal itu berarti bahwa semua perubahan energi dalam yang menyertai reaksi akan muncul sebagai kalor. Jika reaksi pada volume tetap dinyatakan dengan qv.

Dari pers (2) ∆ E=q ( kalor )+w(kerja)

∆ E = q(pada volume tetap) + 0

∆ E=qv

Hal itu berarti bahwa semua perubahan energi dalam yang menyertai reaksi akan muncul sebagai kalor.

Bagaimana jika reaksi berlangsung dalam sistem terbuka dengan tekanan tetap? Dalam hal seperti itu, maka sistem mungkin melakukan atau menerima kerja tekanan volume sehingga w tidak sama dengan nol (0). Oleh karena itu, kalor reaksi dapat berbeda dari ∆ E . Jika kalor reaksi pada tekanan tetap dinyatakan dengan qp, maka :

∆E = qp+ w

qp = ∆E – w

Rumus untuk kerja adalah (w = P∆V);

∆E = qp+ P∆V

qp = ∆E - P∆V

Karena P tetap maka P∆V = ∆(PV) dan persamaannya sebagai berikut.

qp = ∆(E - PV)

E, P dan V adalah fungsi keadaan.Oleh karena itu, E - PV juga merupakan fungsi keadaan. Fungsi ini dinamakan entalpi dan diberi simbol H. Jadi, suatu reaksi kimia yang berlangsung dalam keadaan tekanan tetap dapat dituliskan sebagai berikut.

………………………………………………………. (2)

…………………………………………………………… (3)

……………………………………………………………. (4)

H = E – PV

∆H= qp

Berdasarkan persamaan tersebut dapat dikatakan bahwa kalor yang dipertukarkan antara sistem dan lingkungan pada keadaan tekanan tetap adalah sama dengan perubahan entalpi sistem.

Perubahan entalpi sistem suatu reaksi ditentukan oleh keadaan awal (reaktan) dan keadaan akhir (produk).

∆H= qp

∆H reaksi = H reaktan – Hproduk

Sekarang, kita mempunyai besaran untuk menyatakan kalor reaksi yang berlangsungpada tekanan tetap, yaitu sama dengan perubahan entalpinya.

Reaksi pada tekanan tetap : qreaksi = ∆H

Reaksi pada volume tetap : qreaksi = ∆E

Oleh karena sebagian besar reaksi berlangsung pada tekanan tetap, yaitu tekanan atmosfir, maka kalor biasanya dinyatakan sebagai perubahan entalpi (∆H).

a. EksotermApa yang kamu lakukan menjelang malam saat berkemah? Kamu akan membuat api

unggun supaya badanmu hangat dan menghindari binatang liar ke tempat berkemah. Mengapa badanmu merasa hangat jika duduk di dekat api unggun? Jika kamu duduk di dekat api unggun, badanmu merasa hangat karena sistem, yaitu api unggun melepaskan kalor ke lingkungan. Peristiwa seperti itu merupakan contoh reaksi eksoterm.Tahukah anda? Pada saat proses respirasi dan dekomposisi tumbuhan menjadi kompos juga merupakan reaksi eksoterm yang mana keduanya mengalami pelepasan kalor. Menariknya lagi, kalian tahu kembang api? Hiasan langit yang sering terlihat pada malam tahun baru juga merupakan contoh reaksi eksoterm yaitu pada saat terjadi ledakan kembang api yang menghasilkan panas. Salah satu contoh reaksi kimianya adalah reaksi antara pita Mg dengan larutan HCl pada Video 4 pada materi sistem dan lingkungan.

Diagram perubahan entalpi pada reaksi eksoterm dapat dilihat pada Gambar (5). Berdasarkan gambar (5.1) disimpulkan bahwa ∆H berharga negatif (-) jika produk mempunyai harga entalpi yang lebih rendah atau kecil dari reaktan.Secara singkat konsep reaksi eksoterm dapat digambarkan seperti gambar 5.2.

……………………………………………………………. (5)

qp

Selanjutnya jawablah pertanyaan berikut ini.

b. Endoterm

(Contoh 1) Pada musim hujan, sebaiknya kamu tidak lupa membawa payung dan jaket saat meninggalkan rumah. Payung berguna untuk melindungi kepala dan tubuh dari guyuran air hujan. Jaket melindungi langsung tubuh dari kontak langsung dengan hawa dingin. Mengapa saat hujan turun, tubuhmu merasa kedinginan?. (Contoh 2) Apakah kalian tahu contoh yang lain? Selanjutnya kalian pasti tahu apa itu es batu, Bagaimana es batu jika didiamkan di udara luar? Ya, pasti meleleh, mengapa bisa begitu ? Jawablah di kotak dialog berikut ini !

Sumber : Maria & Dyah

Gambar 5.1 Diagram perubahan entalpi pada reaksi eksoterm

Sumber : Maria & Dyah

Gambar 5.2 Perpindahan kalor dari sistem ke lingkungan

Gambar 5 Perubahan Entalpi Pada Reaksi Eksoterm

KATA MOTIVASI

“Jaga terus motivasi anda untuk belajar. Jaga seakan-akan hidup mati anda tergantung padanya.”

Pada (contoh 1) Sistem, yaitu hawa dingin saat hujan turun menyerap kalor yang berasal dari tubuhmu yang berperan sebagai lingkungan di luar sistem. Peristiwa tersebut merupakan contoh reaksi endoterm. Pada (contoh 2) sistem yaitu es batu yang menyerap kalor yang berasal dari udara yang berperan sebagai lingkungan.

Diagram perubahan entalpi pada reaksi endoterm dapat dilihat pada gambar 6. Berdasarkan gambar 6.1 disimpulkan bahwa ∆H berharga positif (+) jika produk mempunyai harga entalpi yang lebih tinggi atau besar dari reaktan. Secara singkat reaksi endoterm dapat digambarkan seperti gambar 6.2 disampingnya.

Sumber : Maria & Dyah

Gambar 6.1 Diagram perubahan entalpi pada reaksi endoterm

Sumber : Maria & Dyah

Gambar 6.2 Perpindahan kalor dari lingkungan ke sistem

ENTAL

PI

H1

H2

Selanjutnya jawablah pertanyaan berikut ini.

James Prescott Joule lahir di kota Salford, 24 Desember 1818. Pertama kali, Joule diajarkan oleh Orang tuanya sebelum dibimbing oleh John Dalton saat usianya 16 tahun. Akhirnya Joule mulai mengadakan penelitian di laboratorium yang berada di gudang bawah tanah milik ayahnya di rumah.

Sekitar tahun 1840, para ilmuwan telah menyadari bahwa panas, listrik, magnet, perubahan kimia, dan energi gerak saling berhubungan. Joule telah membuktikannya dengan melakukan percobaan antara tahun 1837 dan 1847. Ia menyatakan seuatu yang tidak dapat dipungkiri, yaitu prinsip konservasi energi dan kesetaraan antara panas dan bentuk lain energy. Konservasi energi merupakan pengantar unutk menemukan Hukum Kedua Termodinamika dan konsep entropi. Joule meninggal dunia tanggal 11 Oktober 1889 di Sale dan dimakamkan di Westminster Abbey. (Sumber : id.wikipedia.org)

Gambar 6 Perubahan Entalpi Pada Reaksi Endoterm

Untuk lebih memahami reaksi eksoterm dan endoterm dengan mengerjakan soal evaluasi berikut :

Anda tentu sudah tahu bukan tentang persamaan kimia ? Ya, persamaan kimia adalah rumusan reaksi, berisi rumus kimia zat-zat pereaksi dan zat-zat hasil reaksi. Nah, apa yang dimaksud dengan persamaan termokimia? Persamaan termokimia adalah persamaan reaksi yang mengikutsertakan perubahan entalpinya.

Contoh persamaan termokimia :

N2(g) +  O2(g)    →       NO2(g)       ∆H  = +33,8 kJ/mol

C(s) + 2 H2(g) + ½ O2(g) →CH3OH(l) ∆Hfo  = -238,6 kJ/mol

H2O(1) → H2(g) + ½ O2(g)   ∆Hd° = +285,8 kJ/mol

C2H2(g) + 5/2 O2(g) → 2 CO2(g) + H2O(g)     ∆Hc° = -1256 kJ/mol

2 NaOH(aq) + H2SO4(aq) → Na2SO4(aq) + H2O(aq)  ∆Hno  = - 57,27 kJ/mol

Umumnya, reaksi kimia banyak dilakukan dalam keadaan tetap dan bukan dalam keadaan

volume tetap. Persamaannya dapat dituliskan sebagai berikut.

∆E = qp + W

Jika tekanan eksternal tetap, persamaannya sebagai berikut.

∆E = qp + W

∆E = qp - P∆V

qp = ∆E + P∆V

Karena P tetap maka P∆V = ∆(PV) dan persamaannya sebagai berikut.

qp = ∆(E + PV)

KATA MOTIVASI

“Jadikan diri anda senang dalam belajar, sehingga anda selalu termotivasi dalam belajar, sehingga anda dimudahkan dalam belajar.”

E, P dan V adalah fungsi keadaan. Oleh karena itu, E + PV juga merupakan fungsi keadaan. Fungsi ini dinamakan entalpi dan diberi symbol H. Jadi, suatu reaksi kimia yang berlangsung dalam keadaan tekanan tetap dapat dituliskan sebagai berikut.

H = E + PV

H= qp

Berdasarkan persamaan tersebut dapat dikatakan bahwa kalor yang dipertukarkan antara sistem dan lingkungan pada keadaan tekanan tetap adalah sama dengan perubahan entalpi sistem. Perubahan entalpi sistem suatau reaksi ditentukan oleh keadaan awal (reaktan) dan keadaan akhir (produk).

∆H= qp

∆Hreaksi= Hreaktan – Hproduk

Kita telah melihat bahwa entalpi reaksi bergantung pada jumlah zat yang bereaksi. Dalam pencatatan data termokimia, diperlukan cara tertentu yang mengaitkan jumlah kalor dengan jumlah zat yang terlibat. Untuk keperluan itulah didefinisikan besaran entalpi molar. Entalpi molar dikaitkan pula dengan jenis reaksinya, seperti reaksi pembentukan, peruraian, dan pembakaran.

Perubahan entalpi pada pembentukan 1 mol zat langsung dari unsur-unsurnya disebut entalpi molar pembentukan atau entalpi pembentukan. Jika pengukuran dilakukan pada keadaanstandar (298K, 1 atm) dan semua unsur-unsurnya dalam bentuk standar, maka perubahan entalpinya disebut entalpi pembentukan standar (∆Hf). Entalpi pembentukan dinyatakan dalam kilojoule per mol (kJ Mol -1). Yang dimaksud dengan bentuk standar dari suatu unsur adalah bentuk yang paling stabil dari unsur itu pada keadaan standar (298 K, 1 atm). Untuk unsur yang mempunyai bentuk alotropi, bentuk standarnya ditetapkan berdasarkan pengertian tersebut.

Misalnya, karbon yang dapat berbentuk intan, grafit, atau fullerene, bentuk standarnya adalah grafit, karena grafit adalah bentuk karbon yang paling stabil pada 298 K, 1 atm.

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

H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (g) ∆Hf0= -241,8 kJ/mol

Reaksi peruraian merupakan kebalikan dari reaksi pembentukan. Oleh karena itu, sesuai dengan azas kekekalan energi, nilai entalpi peruraian sama dengan entalpi pembentukannya, tetapi tandanya berlawanan.

Contoh:Jika ∆Hf0H2O(g) =-241,8 kJ mol-1, maka ∆Hd

0 H2O(g) = +241,8 kJ mol-1. Persamaan termokimianya adalah:

H2O(g) →H2(g) + ½ O2(g) ∆Hd0 H2O(g) = +241,8 kJ mol-1

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

- Karbon (C) terbakar menjadi CO2persamaan kimianyaC(s) + O2(g)→CO2(g)- Hidrogen (H) terbakar menjadi H2O persamaan kimianya H2(g) + ½ O2(g)→H2O(g)

- Belerang (S) terbakar menjadi SO2persamaan kimianya S(s) + O2(g)→SO2(g)

Perubahan entalpi pada pembakaran sempurna 1 mol suatu zat yang diukur pada 298 K, 1 atm disebut entalpi pembakaran standard an dinyatakan dengan ∆Hc. Entalpi pembakaran juga dinyatakan dalam kJ mol-1.

Contoh:Perubahan entalpi pembakaran standar dari karbon adalah sebesar -393,5 kJ mol -1. Persamaan termokimia dari pernyataan tersebut adalah:

C(s) + O2(g) →CO2(g) Hc0 = -393,5 kJ mol-1

Selain entalpi molar yang telah dibahas di atas, masih terdapat berbagai entalpi molar lain, seperti entalpi penetralan, entalpi peleburan, entalpi penguapan, dan entalpi pelarutan.

Entalpi penetralan adalah perubahan entalpi pada penetralan asam (H+) oleh basa (OH-) membentuk 1 mol air.Entalpi pengenceran standar adalah besarnya kalor yang diserap atau dilepaskan ketika larutan atau zat diencerkan dengan batas konsentrasi tertentu pada keadaan standar.Entalpi pelarutan adalah perubahan entalpi pada pelarutan 1 mol zat.Semua entalpi molar dnyatakan dalam kJ mol-1.

Contoh persamaan termokimianya adalah sebagai berikut :

Entalpi penetralan HCN (aq) + KOH (aq) → KCN(aq) + H2O(l) ∆Hon= -12 kJ/mol

Entalpi pelarutan NaCl(s) + aq → NaCl (aq) ∆Hos = +4 kJ/mol

Germain Henry Hess adalah ahli kimia berkebangsaan Swiss. Dia lahir pada tanggal 7 Agustus 1802 di Geneva, Swiss dan meninggal saat  30  November tahun   1850 di St. Petersburg, Rusia. Sejak 1829, dia sudah menjadi guru besar  di universitas serta sekolah artileri di St. Petersburg. Dia banyak melakukan penelitian di bidang kimia organik, kimia mineral, dan termokimia. Penelitian awal adalah tentang mineral juga gas alam yang ditemukan di wilayah dekat Baku. Dia pernah menemukan oksidasi gula untuk menghasilkan asam saccharic. Selanjutnya ketika 1834, Hess mempublikasikannya karyanya di bidang kimia yang mana kemudian hal tersebut dijadikan sebuah patokan di Rusia selama bertahun-tahun. Pada tahun 1840, dia membuat sebuah rumusan yang kemudian dikenal sebagai hukum Hess, hukum  termokimia mengenai asas-asas panas yang konstan.

Setelah mempraktekkan ilmu kedokteran selama beberapa tahun di Irkutsk, Rusia, Hess menjadi seorang profesor kimia pada tahun 1830 di Technological Institute, Universitas of St. Petersburg. Di Rusia, di mana dia tinggal selamahidupnya, dia disebut dengan German Ivanovich Gess. Dia melanjutkan studike University of Dorpat  (sekarang Tartu, Estonia) tahun 1825 lalu berkunjung ke laboratory of Berzelius in Stockholm. Sumber : http://id.wikipedia.org/wiki/Germain_Henry_Hess

Misalkan anda diminta menentukan jumlahkalor yang dihasilkan pada pembakaran secarik kertas, bagaimanakah anda melakukannya? Kalor reaksi dapat ditentukan melalui percobaan, yaitu dengan kalorimeter. Namun demikian, penentuan kalor reaksi melalui percobaan bukanlah pekerjaan yang mudah. Henry Hess, seorang ahli kimia dari Rusia kelahiran Swiss, menemukan cara lain untuk dapat menentukan kalor reaksi, yaitu berdasarkan data termokimia yang ada, jadi tidak harus melalui percobaan. Kita akan membahas penentuan kalor reaksi, melalui percobaan dan berdasarkan penemuan Hess.

Sebelum masuk ke materi, mari kita membaca tentang Henry Hessberikut di edukimia.

Mari lanjut ke materi !!!

Cara penentuan kalor reaksi dengan menggunakan termokimia disebut kalorimetri.Data ∆H reaksi yang terdapat pada table-tabel umumnya ditentukan secara

kalorimetris.Kalorimetris adalah suatu sistem terisolasi (tidak ada pertukaran materi maupun energi dengan lingkungan di luar kalorimeter).

Dengan demikian, semua kalor yang dibebaskan oleh reaksi yang terjadi di dalam kalorimeter, tidak ada yang terbuang ke luar kalorimeter. Dengan mengukur kenaikan suhu di dalam kalorimeter, kita dapat menentukan jumlah kalor yang diserap oleh air serta pernagkat kalorimeter berdasarkan rumus :

qp = m x c x ∆T

qbom= C x ∆T

dengan, q = jumlah kalorm = massa air (larutan) di dalam kalorimeterc = kalor jenis air (larutan) di dalam kalorimeterC = kapasitas kalor dari bom kalorimeter∆T = kenaikan suhu larutan (kalorimeter)

Berikut ini adalah video 5 tentang praktikum kalorimeter sederhana, Silahkan pelajari tatacara percobaan yang dapat kalian lihat. (sumber : https://www.youtube.com/watch?

v=4SodlF9Q5z0)

Apa yang dapat kalian dapat setelah melihat video di atas ? Tulislah di kolom berikut ini.

Selanjutnya, mari kita lihat mengetahui lebih dalam tentang Kalorimeter. Berikut ini adalah animasi/video tentang kalorimeter biasa (A) dan kalorimeter boom (B).

A. Animasi kalorimeter sederhana – virtual – yang dapat digunakan sebagai alat ketika tidak dapat praktikum di LAB

Setelah melihat edu kimia di atas, serta materi sebelumnya bahwa kalorimeter adalah salah satu contoh sistem terisolasi, dapat disimpulkan bahwa tidak ada kalor yang terbuangke lingkungan, sehingga kalor reaksi sama dengan kalor yang diserap oleh air (larutan) dan bom, tetapi tandanya berbeda.

Qreaksi = -(qair + qbom)

Desain dari suatu contoh kalorimeter yang biasa digunakan untuk menentukan kalor dari reaksi-reaksi pembakaran ditunjukkan pada gambar atau video di atas yang disebut dengan Kalorimeter biasa dan kalorimeter bom.Perbedaannya yaitu pada kalorimeter bom terdiri dari sebuah bom tempat berlangsungnya reaksi pembakaran, biasanya terbuat dari bahan stainless steel dan sejumlah air atau suatu larutan yang dibatasi dengan wadah kedap panas.

Selanjutnya, Marilah kita perhatikan panduan praktikum berikut hasil percobaannya.

Ada dua tahap prosedur penentuan kalor penetralan HCl-NaOH yang dapat dilihat dibawah ini :

1. Prosedur Percobaan : Siswa mengukur temperatur 25 ml H2Odalam gelas kimia menggunakan termometer Siswa memanaskan 25 ml H2O pada pembakar bunsen hingga temperatur naik 10 oC

lalu memasukkan ke dalam kalorimeter yang berisi H2O dingin Siswa mencampurkan dan mengaduk-aduk kedua nya dalam kalorimeter.

Siswa mencatat suhu selama 5 menit dengan selang waktu 12 menit pada tabel hasil

percobaan.

Setelah di dapat tetapan kalorimeter, selanjutnya menentukan kalor penetralan HCl-NaOH:

2. Prosedur percobaan :

Siswa mengukur temperatur 20 ml HCl dalam kalorimeter menggunajkan termometer Siswa mengukur temperatur 20 ml NaOH menggunakan termometer Siswa mencampurkan dan mengaduk-aduk kedua larutan dalam kalorimeter.

B. Video Kalorimeter Boom (https://www.youtube.com/watch?v=xB_AbgpdG4E)

KATA MOTIVASI

“Waktu dan tenaga yang anda habiskan untuk belajar, akan selalu melahirkan sesuatu yang berguna bagi kehidupan anda.”

Siswa mencatat suhu selama 5 menit dengan selang waktu 12 menit pada tabel hasil

percobaan. Menghitung ∆H reaksi berdasarkan percobaan.

Berikut adalah data hasil praktikum penentuan kalor penetralan HCl dan NaOH

Pembahasan :

1. Penentuan Tetapan Kalorimeter

Pada percobaan pertama,kami memasukkan 25 mL air dengan suhu normal kedalam

kalorimeter. Kami mengukur temperaturnya (T1)yakni sebesar 31º C atau sebesar 304o K.

Setelah itu kami memanaskan air sebanyak 25 mL sampai temperaturnya naik 10º C dari

suhu T1 atau hingga suhu air (T2) itu mencapai 41º C atau 314 K. Selanjutnya kami

mencampurkan air yang telah dipanaskan tadi dengan air dingin yang ada dalam

kalorimeter. Lalu kami aduk hingga keduanya bercampur. Kita mengukur suhu campuran

(ΔT) tersebut yakni sebesar 36º C atau

KATA MOTIVASI

“Belajar akan memberikan anda pemahaman baru, sehingga anda bisa bisa menghadapi tantangan baru yang membentang di depan.”

309 K. Tahap berikutnya kami menghitung nilai dari kalor yang diserap oleh air dingin (q1)

dengan menggunakan rumus: Q1= mair dingin x cair x (ΔT- T1) dengan catatan massa jenis (ρ) air

dianggap konstan yakni 1 gr / mL dan kalor jenis (c) air sebesar 4,2 J / K.

Kami akan memperoleh nilai dari Q1 sebasar 525 J. Kami juga menghitung kalor yang

dilepas oleh air panas (q2) dengan menggunakan rumus : Q2=mair panas x cair x (ΔT- T2). Dan kita

akan mempooleh nilai Q2 sebesar -525 J dan Q3 = jumlah dari Q1 dan Q2 sebesar -1050 J.

Dengan demikian kami dapat menghitung tetapan kalorimeter dengan mengunakan rumus :

K= q3∆T−T 1

Maka kita akan memperoleh tetapan kalorimeter sebesar -210 J / oK dengan perhitungan

sebagai berikut :

Perhitungan

Diketahui: mair dingin= 25mL= 25gram

mairpanas= 25mL=25gram

T1=31oC= 304 K

T2= 41oC= 309 K

Ditanya: K

Jawab: a. q1= mair dingin x kalor jenis air x kenaikan suhu

= 25 gram x 4,2 J/gram K x (309-304) K

= 525 J

b. q2= mair panas x kalor jenis air x penurunan suhu

= 25 gram x 4,2 J/gram K x (309-314) K

= -525 J

c. q3= q2-q1

= -525-525

= -1050 J

d. K=q3

(∆T−T 1)

= −1050309−304

= -210 J/k

2. Kalor Penetralan HCl – NaOH

Dalam percobaan yang ketiga ini pada awal percobaan kami memasukkan HCl dengan konsentrasi

0,5 M sebanyak 25 mL kedalam kalorimeter. Kami mengukur suhu HCl itu dan kami peroleh suhu (T5)

sebesar 31ºC atau 304 K. Suhu HCl. Selanjutnya kami mengambil NaOH dengan konsentrasi 0,5 M

sebanyak 25 mL dan mengatur suhunya agar sama dengan suhu HCl. Lalu masukkan NaOH tersebut

ke dalam kalorimeter yang di dalam telah terdapat HCl. Kami mengaduk agar kedua larutan itu

tercampur dan Kami mengukur suhu campurannya (T6) sebesar 33º C atau 306oK. Reaksi antara HCl

dan NaOH adalah sebagai berikut:

HCl + NaOH NaCl + H2O

Setelah itu kami menghitung kalor penetralan HCl – NaOH. Caranya adalah awalnya kami hitung

mol HCl dan NaOH yang beraksi dengan cara mengalikan Molaritas dengan volume larutan,maka

kami akan mengetahui mol NaCl yang terbentuk. Selanjutnya kami hitung massa NaCl yang terbentuk

dengan cara mengalikan mol NaCl yang terbentuk dengan massa molekul relatif (Mr) NaCl. Kami akan

mendapatkan massa NaCl sebesar 51,5 gram. Kemudian kami menghitung kalor yang diserap larutan

(q7) dengan cara mengalikan massa larutan NaCl dengan kalor jenis larutan dan kenaikan suhu

larutan. q7 = mlarutan x clarutan x ΔT. Maka kami memperoleh q7 sebesar 380,07 J. kemudian kami

menghitung kalor yang diserap kalorimeter (q8 ) dengan cara mengalikan tetapan kalorimeter dengan

perubahan suhu. q8 = k x (T6 – T5).

Maka kami mendapatkan kalor yang diserap kalorimeter (q8) sebesar -420 J. Dengan diketahuinya

q7 dan q8 maka kami dapat menghitung kalor yang dihasilkan sistem reaksi (q9) dengan cara

menambahkan kalor yang diserap larutan (q7) dan kalor yang diserap kalorimeter (q8). Maka kami

memperoleh kalor yang dihasilkan sistem reaksi (q9) sebesar -39,93 J. Dengan demikian kami dapat

menghitung kalor penetralan yang dihasilkan dalam satu mol larutan (ΔHn). Caranya yaitu dengan

membagi kalor yang dihasilkan sistem reaksi (q9) dengan jumlah mol NaCl yang terbentuk. Maka kami

memperoleh kalor penetralan (ΔHn) sebesar -45,375 J/mol.

Perhitungan

Diketahui: mNaCl= 51,5 gram

Mol NaCl= 0,88 mol

Mr NaCl= 58,5

Massa jenis larutan 1,03 gram/ml

Kalor jenis larutan= 3,09 J/gram K.

T6= 33oC= 306 K

T5= 31oC= 304 K

Ditanya: ∆Hn?

Jawab:

q7= mlarutan x kalor jenis larutan x kenaikan suhu

= 51,5 gram x 3,69 J/gram K x (306-304) K

= 380,07 J

q8= K x (T6-T5)

= -210J/K x (306-304)

= -420 J

q9= q7+q8

= 380,07 J + (-420 J)

= -39,93 J

∆ H n=q9

mol larutanNaCl

= −39,930,88

= -45,375 J/mol

Sebagai uji pemahaman, tentukanlah kalor penetralan Zn-CuSO4 berikut ini.

Pembahasan

Hukum Hess berkaitan dengan reaksi – reaksi yang dapat dilangsungkan menurut dua atau lebih cara (lintasan). Contohnya, yaitu reaksi antara karbon (grafit) dengan oksigen membentuk karbon dioksida. 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,

Cara-1 : reaksi satu tahap

Satu mol karbon direaksikan dengan 1 mol oksigen, sehingga membentuk 1 mol karbondioksida.

C(s) + O2 (g) →CO2(g) ∆H = -394 kJ/mol

Cara-2 : Reaksi dua tahap

Tahap 1 : satu mol karbon mula-mula direaksikan dengan ½ mol oksigen (setengah mol oksigen masih tersisa) sehingga terbentuk 1 mol karbon monoksida.

C(s) + ½ O2(g) →CO(g) ∆H = -111 kJ/mol

Tahap 2 : gas karbon monoksida yang terbentuk pada tahap – 1 direaksikan dengan ½ mol oksigen yang tersisa, sehingga terbentuk 1 mol karbon dioksida.

CO(g) + ½ O2(g) →CO2(g)∆H = -283 kJ/mol

Jika tahap 1 dan tahap 2 dijumlahkan, maka sama dengan hasil reaksi satu tahap yaitu Satu mol karbon direaksikan dengan 1 mol oksigen, sehingga membentuk 1 mol karbon dioksida.

Tahap-1 : C(s) + ½ O2(g) →CO(g) ∆H = -111 kJ/mol

Tahap-2 : CO(g) + ½ O2(g) →CO2(g)∆H = -283 kJ/mol

C(s) + O2(g) →CO2(g) ∆H = -394 kJ/mol

Selanjutnya pada tahun 1940, Henry Hess menemukan bahwa kalor reaksi dari kedua cara di atas adalah sama.

Cara -1 :C(s) + O2(g) →CO2(g) ∆H = -394 kJ …………………. (1)

Cara -2 :

Tahap-1 : C(s) + ½ O2(g) →CO(g) ∆H = -111 kJ …………………..(2)

Tahap-2 : CO(g) + ½ O2(g) →CO2(g)∆H = -283 kJ …………………..(3)

C(s) + O2(g) →CO2(g) ∆H = -394 kJ

Gambar 7 tentang siklus reaksi pembakaran karbon menurut dua lintasan. Lintasan-1: langsung membentuk 2 molekul gas CO2. Lintasan-2 : mula-mula membentuk 2 molekul gas CO dan 1 molekul gas oksigen, kemudian membentuk 2 molekul gas karbon dioksida. ∆H reaksi tindak tidak kergantung pada lintasan, ∆Hf=∆H2 + ∆H3

Diagram Tingkat Energi Reaksi Pembakaran Karbon Membentuk CO2 Menurut Dua Lintasan.

+

+

2C(grafit) + 2O2(g)

2CO(g) + O2(g)

2CO2(g)

Keadaaan Akhir

Lintasan-1

∆H1 = -788 kJ

Lintasan-2

Keadaan Awal

∆H3 = -566 kJ∆H1 = -788 kJ

Gambar 7 Siklus reaksi pembakaran karbon menurut dua lintasan

Gambar 8 Diagram Tingkat Energi Reaksi Pembakaran Karbon Membentuk CO2 Menurut Dua Lintasan

Hess menyimpulkan penemuannya dalam suatu hukum yang kita kenal sebagai Hukum Hess: “Kalor reaksi hanya bergantung pada keadaan awal dan keadaan akhir, tidak pada lintasan”. Sebagai ilustrasi adalah gambar berikut ini.

Dengan kata lain, Kalor reaksi total sama dengan jumlah kalor tahap-tahap reaksinya. Hukum Hess dapat dinyatakan dalam bentuk diagram siklus atau diagram tingkat energi. Diagram siklus dan diagram tingkat energi untuk pembakaran karbon yang dibahas di atas dapat dilihat pada Gambar7 dan Gambar 8.

Berdasarkan Hukum Hess, kalor reaksi dapat ditentukan secara tidak langsung, artinya tidak melalui suatu percobaan, tetapi dari kalor reaksi-reaksi yang berhubungan. Caranya dengan menyusun reaksi-reaksi yang telah diketahui perubahan entalpinya. Sehingga penjumlahannya sama dengan reaksi yang akan ditentukan perubahan entalpinya. Dalam hal ini, “menyusun” dapat berarti mengalikan koefisien atau membalik arah reaksi (produk menjadi pereaksi).

Perhatikan contoh soal berikut ini.

Diketahui

(1)H2(g) + F2(g) →2HF(g) ∆H = -537 kJ(2)C(s) + 2F2(g) →CF4(g) ∆H = -680 kJ(3)2C(s) + 2H2(g) →C2H4(g) ∆H = 52,3 kJ

Tentukan entalpi reaksi :

(4)C2H4(g) + 6F2(g) →2CF4(g) + 4HF(g) ∆H = ?

Jawab :

Perubahan reaksi (4) dapat ditentukan dengan menyusun reaksi (1), (2), dan (3), sehingga penjumlahannya sama dengan reaksi (4) tersebut.

Reaksi (1): Acuannya adalah HF. Oleh karena koefisien HF pada reaksi 4 adalah 4, maka koefisien reaksi (1) harus dikali dua.

Reaksi (1) disusun menjadi : 2H2(g) + 4F2(g) →4HF(g) ∆H = -1074 kJ

Di mana menurut Hess, perjalanan seseorang yang berwarna biru berbeda dengan berwarna merah yang lebih berkelok-kelok untuk menuju puncak gunung. Meskipun begitu, Hukum Hess pada penentuan kalor reaksi hanya bergantung pada keadaan awal dan akhir tanpa melihat keadaan apapun.

Reaksi (2) : Acuannya adalah CF4. Oleh karena koefisien CF4 pada reaksi (4) adalah 2, maka koefisien reaksi (2) harus dikali dua.

Reaksi (2) disusun menjadi : 2C(g) + 4F2(g) →2CF4(g) ∆H = -1360 kJ

Reaksi (3) : Acuannya adalah C2H4. Koefisien C2H4pada reaksi (3) dan reaksi (4) sudah sama, tetapi reaksi (3) perlu dibalik, sehingga C2H4berada di ruas kiri.

Reaksi (3) disusun menjadi : C2H4(g) → 2C(s) + 2H2(g) ∆H = -52,3 kJ

Selanjutnya, ketiga reaksi tersebut dijumlahkan.

2H2(g) + 2F2(g) →4HF(g) ∆H = -1074 kJ2C(s) + 4F2(g) →2CF4(g) ∆H = -1360 kJC2H4(g)→ 2C(s) + 2H2(g) ∆H = - 52,3 kJ

C2H4(g) + 6F2(g) →2CF4(g) + 4HF(g) ∆H = -2486,3 kJ

Untuk menguji pemahaman anda, silahkan kerjakan soal evaluasi berikut ini.

+

Kalor reaksi dapat juga ditentukan berdasarkan data entalpi pembentukan zat pereaksi dan produknya.Dalam hal ini, zat pereaksi dianggap terlebih dahulu terurai menjadi unsur-unsurnya, kemudian unsur-unsur itu bereaksi membentuk zat produk.

Contoh : penentuan entalpi reaksi pembakaran metanol. Reaksi ini dapat digambarka dengan diagram siklus sebagai berikut.

Dari reaksi tersebut, berikut adalah data entalpi reaksi :

∆HfoCH4O(l) = entalpi pembentukanCH4O(l) = -238,6 kJ/mol

∆HfoO2(g) = entalpi pembentukan O2(g) = 0 kJ/mol

∆HfoCO2(g) = entalpi pembentukan CO2(g) = -393,5 kJ/mol

∆Hfo H2O(l) = entalpi pembentukan H2O(l) = -286 kJ/mol

CH4O(l) + 3/2 O2(g)

CO2(g) + 2 H2O(l)

∆H = -726,9 kJ/mol

(Produk)(Pereaksi)

a. Pengertian energi ikatan

Di kelas X, Anda telah mempelajari gaya-gaya yang mengukuhkan atom–atom dalam molekul, yaitu adalah ikatan kovalen. Untuk memutuskan suatu ikatan kovalen diperlukan energi.Energi ikatan didefinisikan sebagai energi yang diperlukan untuk memutuskan 1 mol ikatan dari suatu molekul wujud gas. Energi ikatan dinyatakan dalam kilojoule per mol (kJ mol -1) dengan lambing D. Energi dari berbagai ikatan diberikan pada table berikut.

Tabel energi berbagai jenis ikatan (dalam kJ mol-1)

Ikatan TunggalC-H 413 N-H 391 O-H 463 F-F 155C-C 348 N-N 163 O-O 146C-N 293 N-O 201 O-F 190 Cl-F 253C-O 358 N-F 272 O-Cl 203 Cl-Cl 242C-F 485 N-Cl 200 O-I 234C-Cl 328 N-Br 243 Br-F 237C-Br 276 S-H 339 Br-Cl 218C-I 240 H-H 436 S-F 327 Br-Br 193C-S 259 H-F 567 S-Cl 253

H-Cl 431 S-Br 218 I-Cl 208Si-H 323 H-Br 366 S-S 266 I-Br 175Si-Si 226 H-I 299 I-I 151Si-C 301Si-O 368

Ikatan GandaC=C 614 N=N 418 O=O 495C≡C 839 N≡N 941C=N 615 S=O 323C≡N 891 S=S 418C=O 799C≡O 107

2

b. Energi Ikatan Rata-rata

KATA MOTIVASI

“Semakin banyak ilmu yang anda pelajari, semakin besar peluang anda untuk menerima hasil yang lebih besar.”

Molekul biner yang terdiri dari tiga atau lebih atom mempunyai dua atau lebih ikatan. Untuk molekul seperti itu digunakan pengertian energi ikatan rata-rata.

Metana (CH4), sebagai contoh, mengandung 4 ikatan C-H. pemutusan ikatan C-H satu per satu dari molekul CH4 memerlukan energi yang berbeda.

CH4(g)→ CH3(g) + H(g) ∆H = p kJCH3(g)→CH2(g)+ H(g) ∆H = q kJCH2(g)→CH(g)+ H(g) ∆H = r kJCH(g)→C(g)+ H(g) ∆H = skJ

Energi ikatan C-H dalam CH4, merupakan rata-rata dari ikatan C-H tersebut, yaitu sama dengan (p + q + r + s)/4. Untuk memutuskan keempat ikatan dalam CH4 diperlukan 1.664 kJ, maka energi ikatan rata-rata C-H dalam CH4 adalah 1.664 kJ/4 mol = 416 kJ mol-1.

Menentukan ∆H reaksi berdasarkan data energi ikatan : Reaksi kimia antarmolekul dapat dianggap berlangsung dalam dua tahap, yaitu:

1. Pemutusan ikatan pada pereaksi2. Pembentukan ikatan pada produk.

Misalnya, reaksi antara gas klorin dengan gas hidrogen membentuk gas hidrogen klorida dapat dianggap berlangsung dalam dua tahap, sebagai berikut:

Sesuai Hukum Hess, perubahan entalpi reaksi (∆H) gas hidrogen degan gas klorin sama dengan ∆H tahap-I + ∆H tahap-II. Adapun ∆H tahap-I = ∑ energi ikatan pada pereaksi (yang putus), sedangkan ∆H reaksi tahap-II = - ∑ energi ikatan pada produk (yang terbentuk). Oleh karena itu, ∆H reaksi = ∑ energi ikatan pada pereaksi (ikatan yang putus) dikurangi dengan ∑ energi ikatan pada produk (ikatan yang terbentuk).

∆Ho = ∑Eikatan yang putus - ∑Eikatan yang terbentuk

p ≠ q ≠ r ≠ s

Entalpi reaksi yang dihitung berdasarkan data energi ikatan rata-rata sering berbeda dari entalpi reaksi yang dihitung berdasarkan data entalpi pembentukan standar. Misalnya, berdasarkan data entalpi pembentukan standar, entalpi reaksi pada pembakaran metana membentuk gas karbon dioksida dan uap air adalah -802,3 kJ mol-1, sedangkan berdasarkan data energi ikatan adalah -808 kJ mol-1.

Dalam hal ini, harga yang lebih benar adalah entalpi yang dihitung berdasarkan data entalpi pembentukan. Perbedaan tersebut terjadi karena energi ikatan yang terdapat dalam data adalah energi ikatan rata-rata. Seperti diuraikan sebelumnya, energi ikatan yang sama (ikatan C-H sebagai contoh) sedikit berbeda antara senyawa yang satu dengan senyawa yang lain. Jadi, energi ikatan C-H yang digunakan untuk menjawab pertanyaan tersebut bukanlah ikatan C-H dalam CH4 melainkan energi ikatan rata-rata C-H.

1. Pengertian Bahan bakar

Bahan bakar yaitu bahan yang apabila dibakar dapat meneruskan proses pembakaran dengan sendirinya, disertai pengeluaran kalor. Ada beberapa bahan bakar yang digunakan pada kendaraan. Beberapa diantaranya berisikan racun dan zat kimia yang mudah terbakar, dan ini harus ditangani dengan berhati-hati. Gunakan tipe bahan bakar yang sesuai agar tidak terjadi kesalahan, karena ini dapat menyebabkan kerusakan bekerjanya komponen.

Bahaya bakar utama dewasa ini adalah bahan bakar fosil, yaitu gas alam, minyak bumi, dan

batu bara. Bahan bakar fosil itu berasal dari pelapukan sisa organisme, baik tumbuhan ataupun hewan. Pembentukan bahan bakar fosil ini memerlukan waktu ribuan sampai jutaan tahun. Bahan bakar fosil terutama terdiri atas senyawa hidrokarbon, yaitu senyawa yang hanya terdiri atas karbon dan hidrogen.

Minyak bumi adalah cairan yang mengandung ratusan jenis senyawa, terutama alkana, dari metana hingga yang memiliki atom karbon mencapai lima puluhan. Dari minyak bumi diperoleh bahan bakar LPG, bensin, minyak tanah, kerosin, solar, dan lain-lain.2. Jenis-jenis Bahan Bakar

Berdasarkan materinya jenis-jenis bahan bakar yaitu:A. Bahan Bakar Padat

Bahan bakar padat merupakan bahan bakar berbentuk padat, dan kebanyakan menjadi sumber energi panas. Misalnya uranium, kayu dan batubara. Energi panas yang

dihasilkan bisa digunakan untuk memanaskan air menjadi uap untuk menggerakkan peralatan dan menyediakan energi.

B. Bahan Bakar CairBahan bakar yang berbentuk cair, paling populer adalah bahan bakar minyak atau

BBM. Selain bisa digunakan untuk memanaskan air menjadi uap, bahan bakar cair biasa digunakan untuk kendaraan bermotor. Karena bahan bakar cair seperti Bensin bisa dibakar dalam karburator dan menjalankan mesin. Macam-macam bahan bakar cair antara lain : bensin, solar, minyak tanah, spirtus, alkohol dan lain-lain.

C. Bahan Bakar GasBahan bakar gas ada dua jenis, yakni Compressed Natural Gas (CNG) dan Liquid

Petroleum Gas (LPG.CNG pada dasarnya terdiri dari metana sedangkan LPG adalah campuran dari propana, butana dan bahan kimia lainnya. LPG yang digunakan untuk kompor rumah tangga, sama bahannya dengan Bahan Bakar Gas yang biasa digunakan untuk sebagian kendaraan bermotor.

Seiring majunya Ilmu Pengetahuan dan Teknologi, para ilmuwan berlomba-lomba melakukan inovasi sehingga menciptakan bahan bakar yang ramah lingkungan dan terwujudnya bahan bakar yang aman terhadap bumi.Minat menggunakan bahan bakar alternatif untuk mobil atau truk yang terus tumbuh pada dasarnya dimotivasi oleh tigapertimbangan berikut ini:

1. Bahan bakar alternatif umumnya menghasilkan lebih sedikit emisi kendaraan yang berkontribusi terhadap kabut asap, polusi udara dan pemanasan global;

2. Sebagian besar bahan bakar alternatif tidak diturunkan dari bahan bakar fosil yang merupakan sumber daya yang terbatas.

3. Bahan bakar alternatif dapat membantu negara memenuhi kebutuhan energi secara lebih mandiri.

Ada delapan bahan bakar alternatif yang paling potensial.Beberapa darinya sudah banyak digunakan, dan yang lainnya masih berupa bahan bakar eksperimental atau belum tersedia secara luas. Semuanya memiliki potensi yang tinggi sebagai bahan bakar alternatif murni atau campuran untuk bensin dan diesel.

1. Etanol Sebagai Bahan Bakar Alternatif

Etanol adalah bahan bakar alternatif berbasis alkohol yang dibuat dengan cara fermentasi dan penyulingan dari tanaman seperti jagung atau gandum. Etanol

dapat dicampur dengan bensin untuk meningkatkan kadar oktan bahan bakar dan meningkatkan kualitas emisi.

2. Gas Alam Sebagai Bahan Bakar Alternatif

Gas alam merupakan bahan bakar alternatif yang bersih dan sudah tersedia bagi banyak orang di banyak negara melalui berbagai fasilitas penyedia gas alam untuk di rumah dan bisnis. Ketika digunakan pada kendaraan bertenaga gas - mobil atau

truk yang dirancang khusus - gas alam menghasilkan jauh lebih sedikit emisi berbahaya daripada bensin atau diesel.

3. Listrik Sebagai Bahan Bakar Alternatif

Listrik dapat digunakan sebagai bahan bakar alternatif, seperti dengan menggunakan baterai.Kendaraan listrik mendapatkan sumber tenaganya dari

baterai yang dapat diisi ulang menggunakan sumber listrik standar. Bahan bakar ini menghasilkan tenaga tanpa ada pembakaran ataupun polusi, namun sebagian

dari sumber tenaga ini masih tercipta dari batu bara dan meninggalkan gas karbon.

4. Hidrogen Sebagai Bahan Bakar Alternatif

Hidrogen dapat dicampur dengan gas alam untuk membuat bahan bakar alternatif untuk kendaraan.Hidrogen juga digunakan pada kendaraan yang menggunakan

listrik sebagai bahan bakarnya.Walaupun begitu, harga untuk penggunaan hidrogen masih relatif mahal.

5. Propana Sebagai Bahan Bakar Alternatif

Propana yang juga disebut sebagai bahan bakar gas cair atau LPG adalah produk sampingan dari pengolahan gas alam dan penyulingan minyak mentah. Propana

sudah banyak digunakan sebagai bahan bakar untuk kegiatan memasak dan pemanas, propana juga merupakan bahan bakar alternatif yang populer bagi

kendaraan. Propana menghasilkan emisi yang lebih sedikit dibandingkan bensin, dan sudah tersedia infrastruktur yang sangat maju untuk transportasi,

penyimpanan dan distribusi propana.

6. Biodiesel Sebagai Bahan Bakar Alternatif

Biodiesel merupakan bahan bakar alternatif yang berbasis minyak nabati atau lemak hewan, salah satu bahkan bakunya berupa limbah minyak makan dari

restoran. Mesin kendaraan dapat dikonversi untuk dapat membakar biodiesel dalam bentuk murni, dan biodiesel juga dapat dicampur dengan diesel

konvensional untuk digunakan pada mesin yang tidak dimodifikasi. Biodiesel aman, biodegradable, dan dapat mengurangi polusi udara.

7. Metanol Sebagai Bahan Bakar AlternatifMetanol juga dikenal sebagai alkohol kayu, dapat digunakan sebagai bahan bakar

alternatif pada kendaraan yang didesain berbahan bakar M85, campuran 85 persen metanol dan 15 persen bensin, tapi saat ini perusahaan mobil sudah banyak yang

KATA MOTIVASI“Orang tua kerja untuk menghidupi anaknya, anaknya sekolah agar mendapatkan

kehidupan yang lebih layak di kemudian hari. Dengan belajar dan mendapatkan nilai baik adalah cara jitu pelajar untuk membahagiakan orang tuanya.”

tidak lagi memproduksi kendaraan berbahan bakar metanol. Namun, metanol bisa menjadi bahan bakar alternatif yang penting di masa depan.

8. P-Series  Sebagai Bahan Bakar Alternatif

P-Series merupakan perpaduan bahan bakar etanol, gas alam cair dan methyltetrahydrofuran (MeTHF). P-Series merupakan bahan bakar yang bersih dan beroktan tinggi. Penggunaannya pun sangat mudah jika ingin dicampurkan tanpa

ada proses dengan teknologi lain. Akan tetapi, hingga sekarang belum ada produsen kendaraan yang menciptakan kendaraan dengan bahan bakar fleksibel.

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

Maria Suharsini dan Dyah Saptarini. 2007. Kimia dan Kecakapan Hidup. Jakarta : Ganeca Exact.

Purba, Michael. 2006. Kimia Untuk SMA Kelas XI . Jakarta : Erlangga.

S, Johnson. 2003. Soal & Pembahasan Kimia. Jakarta : Erlangga.

Syukri, S. 1999. Kimia Dasar I. Bandung : ITB.

www.katamotivasi.com

http://katabijakbagus.com/

www.id.wikipedia.org

www.youtube.com