1. Pengertian Termokimia

Termokimia adalah cabang ilmu kimia yang mempelajari tentang kalor reaksi.

fokus bahasannya meliputi jumlah kalor yang dapat dihasilkan oleh sejumlah pereaksi

tertentu dan cara pengukuran reaksi tersebut.

2. Hukum Kekekalan Energi

Energi merupakan kemampuan untuk melakukan kerja. Pada sistem yang

melakukan kerja sebagian energi digunakan untuk melakukan kerja dan sebagian lagi

disimpan yang disebut energi dalam (W)n.

Menurut hukum kekekalan energi, energi tidak dapat diciptakan dan

dimusnahkan, tetapi energi hanya dapat diubah dari satu bentuk ke bentuk yang lain.

Dengan demikian, tidak ada energi yang hilang tetapi hanya berubah bentuk. Jumlah

total energi yang dimiliki oleh suatu sistem disebut entalpi (H). Bila sistem mengalami

perubahan pada tekanan tetap, maka besarnya perubahan kalor disebut entalpi (∆H).

Dalam setiap materi terkandung energi dengan kualitas dan kuantitas yang

berbeda-beda. Energi yang terkandung dalam tiap materi dalam bentuk energi kinetik

atau energi potensial. Misalnya energi yang digunakan untuk menggerakkan partikel-

partikel dan energi yang digunakan untuk mengadakan interaksi dalam molekul atau

energi dalam (internal energi). Melalui proses kimia, energi tersebut dapat diubah

menjadi energi bentuk lain, seperti: energi panas, energi mekanik (gerak), energi listrik,

dan energi cahaya. Jumlah energi dari semua bentuk energi yang dimiliki zat disebut

entalpi standar, dinyatakan dengan notasi H (heat contents = isi panas). Perbedaan

entalpi standar yang terdapat dalam tiap zat menyebabkan terjadinya reaksi eksoterm

dan reaksi endoterm. Besarnya entalpi standar yang terkandung dalam tiap zat tidak

dapat diukur. Oleh karena itu, dalam pelajaran termokimia tidak menghitung besarnya

entalpi standar yang dimiliki suatu zat, melainkan berapa besar perubahan entalpi

standar yang menyertai suatu reaksi kimia. Perubahan entalpi standar yang menyertai

suatu reaksi dinyatakan dengan notasi ∆H (Delta H).

Perubahan entalpi standar yang terjadi pada reaksi kimia disebabkan oleh

perbedaan entalpi standar yang dimiliki oleh setiap zat yang terlibat pada reaksi kimia.

HANDOUT

Oleh karena itu, besarnya perubahan entalpi standar reaksi ditentukan oleh besarnya

entalpi standar zat-zat yang bereaksi dan hasil reaksi.

3. Reaksi Eksoterm dan Endoterm

Dalam termokimia ada dua hal yang perlu diperhatikan yang menyangkut

perpindahan energi, yaitu sistem dan lingkungan. Sistem adalah segala sesuatu yang

diperhatikan (objek) dan dipelajari, sedangkan hal-hal diluar sistem yang dapat

mempengaruhi sistem adalah lingkungan. Berasarkan interaksinya dengan lingkungan,

sistem dibedakan menjadi tiga macam, yaitu (1) sistem terbuka: suatu sistem yang

memungkinkan terjadi pertukaran kalor dan materi antara sistem dengan lingkungan,

(2) sistem terisolasi: suatu sistem yang memungkinkan terjadi pertukaran kalor tetapi

tidak terjadi pertukaran materi, (3) sistem tertutup : suatu sistem yang tidak

memungkinkan terjadinya pertukaran kalor dan materi antara sistem dan lingkungan.

Reaksi eksoterm ialah reaksi yang membebaskan panas. Reaksi eksoterm

terjadi jika entalpi standar zat-zat yang bereaksi lebih besar dari entalpi standar zat-zat

hasil reaksi. Sehingga pada perubahan kimia sebagian energi dibebaskan ke

lingkungan.

Reaksi endoterm ialah reaksi yang rnemerlukan panas. Reaksi endoterm

terjadi jika entalpi standar zat-zat yang bereaksi lebih kecil dari entalpi standar zat-zat

hasil reaksi. Jadi, untuk perubahan tersebut zat-zat yang bereaksi memerlukan sejumlah

energi agar berubah menjadi zat-zat hasil. Reaksi endoterm dapat diamati dengan

turunnya suhu sistem, atau diperlukannya energi selama reaksi berlangsung (agar reaksi

berlangsung zat harus dipanaskan terus sampai seluruh reaktan berubah menjadi zat

hasil).

Bila sistem menerima kalor, maka q bertanda positif, dan bila sistem

melepaskan kalor, maka q bertanda negatif. Jika pada suatu proses kalor berpindah dari

lingkungan ke sistem, maka proses itu disebut proses endoterm. Jika pada suatu proses

kalor berpindah dari sistem ke lingkungan, maka proses itu disebut proses eksoterm.

Pada reaksi eksoterm, karena mengeluarkan kalor maka entalpi standar hasil reaksi

(Hh) lebih kecil daripada entalpi standar pereaksi (Hp), sehingga ΔH negatif. ΔH < 0

(karena Hp > Hh). Pada reaksi endoterm, karena menyerap kalor dari lingkungan, maka

entalpi standar hasil reaksi bertambah besar, sehingga Hh > Hp, jadi ΔH positif. ΔH > 0

(karena Hp < Hh).

4. Entalpi dan perubahannya

Entalpi adalah Ukuran sifat termodinamik suatu sistem yang sama dengan

jumlah energi dalam sistem tersebut dengan hasil kali tekanan dan volumenya.

H = U + PV

H = entalpi

U = energi dalam sistem

P = tekanan

V = volume

Perubahan Entalpi

Setiap reaksi kimia selalu disertai dengan perubahan entalpi (ΔH).

Untuk reaksi A B

ΔH = H produk – H pereaksi

ΔH = HB – HA

Jika reaksi dilakukan pada tekanan (P) yang tetap, maka perubahan entalpi reaksinya

sama dengan kalor yang diserap atau dilepaskan oleh sistem pada reaksi tersebut.

Persamaan Termokimia

Persamaan termokimia merupakan persamaan kimia setara berikut harga

perubahan entalpinya yang menggambarkan suatu reaksi kimia. Persamaan termokimia

harus melibatkan fasa atau wujud zat-zat yang bereaksi, karena harga perubahan entalpi

reaksi dipengaruhi oleh wujud zat

Contoh:

2H2 (g) + O2 (g) 2H2O(l) ΔH = – 571,1 Kj

2H2 (g) + O2 (g) 2H2O(g) ΔH = – 483,7 kJ

Jika persamaan termokimia dikalikan suatu bilangan tertentu yang menyatakan

kelipatan jumlah mol zat dalam reaksi, maka nilai ΔH merupakan kelipatan dari

bilangan itu. Contoh : Reaksi pembentukan gas ammonia

N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3 (g) ΔH = – 91,8 kJ

Misalnya, jumlah mol zat pereaksi dinaikkan menjadi dua kali semula, maka:

2N2(g) + 6H2 (g) 4NH3 (g) ΔH = –183,6 kJ

Persamaan termokimia reaksi eksoterm dengan zat-zat yang sama merupakan

kebalikan dari reaksi endoterm dan sebaliknya, sehingga harga ΔH reaksinya memiliki

harga yang sama, tetapi tandanya berbeda (positif dan negatif).

Contoh:

H2 (g) + Cl2 (g) 2HCl(g) ΔH = –185 kJ (eksoterm)

2HCl(g) H2 (g) + Cl2 (g) ΔH = +185 kJ (endoterm)

Perubahan Entalpi Standar

Perubahan entalpi standar adalah perubahan entalpi pada suatu reaksi kimia

yang diukur pada keadaan standar (suhu 25oC dan tekanan 1 atm). Perubahan entalpi

standar dilambangkan dengan ΔHo

a. Perubahan Entalpi Pembentukan Standar

Perubahan entalpi pembentukan standar adalah perubahan entalpi reaksi

pembentukan satu mol senyawa dari unsur-unsurnya yang diukur pada keadaan standar

(suhu 25oC dan tekanan 1 atm). Lambangnya: ΔHf o (f diambil dari kata formation).

Contoh :

ΔHf o Na(g) = 107,76 kJ/mol

ΔHf o Na(s) = 0

ΔHf o CH3COOH(l) = – 488 kJ/mol

ΔHf o NaCl(s) = –411,10 kJ/mol

Secara umum, reaksi pembentukan suatu senyawa mempunyai ΔHf o yang

negatif. Beberapa senyawa yang mempunyai ΔHf o positif antara lain HI, HCN,

Au2O3, CS2, semua hidrokarbon tidak jenuh, dan semua oksida nitrogen.

b. Perubahan Entalpi Penguraian Standar

Perubahan entalpi penguraian standar adalah perubahan entalpi reaksi

penguraian satu mol senyawa menjadi unsur-unsurnya yang diukur pada keadaan

standar (suhu 25oC dan tekanan 1 atm). Lambangnya: ΔHd o (f diambil dari kata

dissociation). Reaksi penguraian merupakan kebalikan dari reaksi pembentukan. Jika

perubahan entalpi pembentukan standar negatif, maka perubahan entalpi penguraian

standar untuk zat yang sama adalah positif dan sebaliknya.

Contoh:

N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3 (g) ΔH = – 92 kJ

maka ΔHfo NH3 = – 46 kJ/mol dan ΔHdo NH3 = + 46 kJ/mol

c. Perubahan Entalpi Pembakaran Standar

Perubahan entalpi penguraian standar adalah perubahan entalpi dalam

pembakaran sempurna suatu zat yang diukur pada keadaan standar (suhu 25oC dan

tekanan 1 atm). Lambangnya: ΔHco (f diambil dari kata combustion). Reaksi

pembakaran adalah reaksi suatu zat dengan oksigen (O2) menghasilkan kalor dan zat

hasil reaksi tertentu. Contoh :

Pembakaran sempurna gas metana (CH4)

CH4 (g) + 2O2 (g) CO2 (g) + 2H2O(l) ΔHCo = –393,5 kJ/mo

Menghitung Perubahan Entalpi Berdasarkan Perubahan Entalpi Standar

Data perubahan entalpi pembentukan standar dapat digunakan untuk

menghitung perubahan entalpi (ΔH ) suatu reaksi kimia.

Jika suatu persamaan kimia dinyatakan dengan Pereaksi Hasil reaksi dan

harga ΔHf o masing-masing zat yang terlibat dalam reaksi tersebut diketahui, maka

ΔH reaksi = ΔHf o hasil reaksi – ΔHf o pereaksi. Contoh Soal. Diketahui:

ΔHf o C2H5OH = – 266 kJ

ΔHf o CO2 = –394 kJ

ΔHf o H2O = –286 kJ

Berdasarkan data perubahan entalpi pembentukan standar zat-zat di atas, hitung

perubahan entalpi untuk reaksi berikut.

C2H5OH + 3O2 2CO2 + 3H2O

Penyelesaian

ΔH reaksi = ΔHf o hasil reaksi – ΔHf o pereaksi

= {2 ΔHf o CO2 + 3 ΔHf o H2O} – {ΔHf o C2H5OH + ΔHf o O2}

= {2 (–394 kJ) + 3 (–286 kJ)} – {–394 kJ + 0)

= –1.380 Kj

HANDOUT

Kalorimeter

Kalorimeter merupakan suatu alat untuk mengukur jumlah kalor reaksi yang diserap

maupun yang dilepas pada suatu reaksi kimia. Dalam menetukan ∆H menggunakan

calorimeter, kita akan selalu berhubungan dengan kalor atau panas. Panas jenis atau

kalor jenis (c) adalah jumlah kalor yang diperlukan untuk menaikan 1 gram zat

sebesar 1 oC atau K, dengan satuan Joule g-1C-1. Untuk menuntukan kalor suatu zat

secara umum berlaku rumus :

q = m . c . ∆t dimana : q = jumlah kalor (Joule)

m = massa zat (gram)

c = kalor jenis (J.g-1.C-1)

C = Kapasitas kalor

∆t = perubahan suhu

(takhir – tawal)

Dari rumus umum menentukan kalor diatas dapat diaplikasikan dalam kalorimeter,

berdasarkan rumus :

q air= m . c . ∆t

qkalorimeter = C . ∆t

q reaksi = - (qair + qkalorimeter)

Berdasarkan hukum kekekalan energi : q reaksi + q larutan = 0

Maka, q reaksi = - q larutan

∆H (perbahan entalpi) = q (kalor yang terlibat), sehingga :

∆H reaksi = q reaksi

HANDOUT

1. Hukum Hess

Jika suatu reaksi berlangsung dalam dua tahap atau lebih, maka perubahan entalpi

untuk reaksi tersebut sama dengan jumlah perubahan entalpi dari semua tahapan.

Secara umum, beberapa aturan yang perlu diketahui untuk menggunakan hukum

Hess :

Jika suatu persamaan reaksi harus dibalik, maka ubah tanda ∆H dari (+) menjadi (-)

atau sebaliknya.

Contoh :

Reaksi : H2(g) + O2(g) → H2O2(l) ∆H = − 187,8 kJ

Dibalik : H2O2(l) → H2(g) + O2(g) ∆H = + 187, 8 kJ

Pada penjumlahan reaksi, jika ada zat yang dihilangkan (zat muncul di ruas kiri dan

kanan persamaan), pastikan fase zat ( padat, cair, gas larutan ) adalah sama.

Contoh :

H2(g) + ½ O2(g) → H2O2(g) ∆H = + 241,80 kJ

H2O2(l) → H2(g) + ½ O2(g) ∆H = - 285,85 kJ

+

H2O2(l) → H2O2(g) ∆H = - 44,05 kJ

Perhatikan, H2O diruas kiri dan kanan tidak boleh dihilangkan karena fasenya

berbeda.

Jika semua koefisien reaksi dikali atau dibagi oleh suatu faktor yang sama, maka nilai

∆H juga harus dikali atau dibagi dengan faktor yang sama.

Contoh :

Reaksi : H2(g) + O2(g) → H2O2(l) ∆H = - 187,8 kJ

Dikali 2 : 2H2(g) + 2O2(g) → 2H2O2(l) ∆H = - 375,6 kJ

Dibagi 2 : ½H2(g) + O2(g) → ½H2O2(l) ∆H = - 93,90 kJ

2. Energi Ikatan Rata-Rata

Pada molekul diatom, energi ikatan disebut juga energi disosiasi, dilambangkan

dengan D (dissociation). Energi ikatan didefinisikan sebagai jumlah energi yang

diperlukan untuk memutuskan ikatan 1 mol suatu molekul dalam wujud gas.

Contoh: H2(g) ⎯→ 2 H(g) DH–H = 436 kJ mol–1

Pada molekul beratom banyak, energi untuk memutuskan semua ikatan dalam

molekul berwujud gas menjadi atom-atom netral berwujud gas dinamakan energi

atomisasi. Besarnya energi atomisasi sama dengan jumlah semua energi ikatan dalam

molekul. Dalam molekul beratom banyak, energi yang diperlukan untuk memutuskan satu

per satu ikatan tidak sama. Nilai energi ikatan rata-rata dapat digunakan untuk menghitung

perubahan entalpi suatu reaksi. Dalam reaksi kimia terjadi pemutusan ikatan (pada

pereaksi) dan pembentukan kembali ikatan (pada hasil reaksi). Untuk memutuskan ikatan

diperlukan energi. Sebaliknya, untuk membentuk ikatan dilepaskan energi. Selisih energi

pemutusan dan pembentukan ikatan menyatakan perubahan entalpi reaksi tersebut, yang

dirumuskan sebagai berikut.

Dengan ∑ menyatakan jumlah ikatan yang terlibat, D menyatakan energi ikatan rata-

rata per mol ikatan.

ΔHreaksi =∑D(pemutusan ikatan) – ∑D(pembentukan ikatan)