MAKALAH TERMOKIMIA

ACHMAD WINARKO 07211001

DIMAS ARDI PUNGKASONO 07211029

M. FAISAL IDRIS SIA 07211071

M. FANDY A. 07211081

TEKNIK GEOLOGI

FAKULTAS TEKNIK KEBUMIAN DAN ENERGI

UNIVERSITAS TRISAKTIJAKARTA

2014

1

KATA PENGANTAR

Puji syukur saya panjatkan kepada ALLAH SWT karena atas rahmat-Nya, kami

dimampukan untuk menyelesaikan makalah ini dengan baik. Adapun proses penyusunan

makalah ini sekitar 1 bulan berturut-turut terhitung dari Oktober.

Makalah tentang "Termokimia" ini disusun dengan tujuan untuk melengkapi tugas

semester VII mata kuliah kimia fisika dan diharapkan melalui makalah ini, kami sebagai

penulis dapat memahami konsep Termokimia lebih detail.

Kami mengucapkan terima kasih kepada semua pihak yang telah membantu kami

dalam proses penyusunan makalah ini khususnya kepada dosen dan asisten dosen Kimia

Fisika yang telah membimbing dan mengarahkan kami dalam penyusunan makalah ini.

Semoga penyusunan makalah ini dapat memberikan manfaat kepada pembaca

makalah ini.

Jakarta, 30 Oktober 2014

PENYUSUN

2

DAFTAR ISI

KATA PENGANTAR

DAFTAR ISI

BAB I PENDAHULUAN 1

I.1 Latar Belakang 1

I.2 Maksud dan Tujuan 2

BAB II PEMBAHASAN 3

II.1 Konsep Dasar 3

II.2 Sistem dan Lingkungan 4

II.3 Kalor Reaksi 5

II.4 Entalpi 6

II.5 Hukum-Hukum dalam Termokimia 13

II.6 Energi Ikatan 16

BAB III PENUTUP 20

III.1 Kesimpulan 20

DAFTAR PUSTAKA 21

3

4

BAB I

PENDAHULUAN

I.1 LATAR BELAKANG

Dalam makalah ini, kami mengambil tema mengenai Termokimia yang merupakan bagian dari ilmu kimia yang mempelajari tentang perubahan energi yang menyertai reaksi kimia. Termokimia merupakan penerapan dari hukum I termodinamika dan kaitannya dengan reaksi kimia. Termokimia berawal dari hasil kerja Antoine Laurent Lavoisier pada abad ke 18, dilanjutkan dengan adanya hukum Hess. Termokimia mengalami dua macam generalisasi. Pernyataan tentang termokimia bervariasi sesuai dengan pengusulnya, yaitu:

Hukum Lavoisier dan Laplace

Perubahan energi selama reaksi bisa sama dengan atau berkebalikan dengan perubahan energi pada proses kebalikan.

Hukum Hess

Perubahan energi selama reaksi adalah sama, walaupun perubahan itu berjalan tahap demi tahap. Lavoisier, Laplace, dan Hess juga meneliti tentang kalor jenis dan kalor laten. Selanjutnya Joseph Black yang memberi peranan besar dalam penelitian kalor laten.

Salah satu terapan ilmu termokimia 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.

Termokimia membahas hubungan antara kalor dengan reaksi kimia atau proses-proses yang berhubungan dengan reaksi kimia. Dalam praktiknya termokimia lebih banyak berhubungan dengan pengukuran kalor yang menyertai kimia atau proses- proses yang berhubungan dengan perubahan struktur zat, misalnya perubahan wujud atau perubahan struktur kristal. Untuk mempelajari perubahan kalor dari suatu proses perlu kiranya dikaji beberapa hal yang berhubungan dengan energi apa saja yang dimiliki oleh suatu zat, bagaimana energi tersebut berubah, bagaimana mengukur perubahan energi tersebut, serta bagaimana pula hubungannya dengan struktur zat.

Oleh karena itu termokimia merupakan pengetahuan dasar yang perlu diberikan atau yang dapat diperoleh dari reaksi-reaksi kimia, tetapi juga perlu sebagai pengetahuan dasar untuk pengkajian teori ikatan kimia dan struktur kimia. Fokus bahasan dalam termokimia

5

adalah tentang jumlah kalor yang dapat dihasilkan oleh sejumlah tertentu pereaksi serta cara pengukuran kalor reaksi.

I.2 MAKSUD DAN TUJUAN

Maksud dan tujuan dari penulisan makalah tentang termokimia ini adalah agar mengetahui dan memahami konsep dasar termokimia, dapat membedakan entalpi dan perubahan entalpi, reaksi kimia dalam kedudukan kesetimbangan serta bisa menentukan perubahan entalpi, baik berdasarkan hukum Hess ataupun hukum Lavoiser serta memahami perubahan entalpi pembentukan standar dan data energi ikatan.

6

BAB II

PEMBAHASAN

II.1. Konsep Dasar

Termokimia adalah cabang ilmu kimia yang mempelajari tentang kalor reaksi, yaitu pengukuran kalor yang menyertai reaksi kimia. Karena dalam sebagian besar reaksi kimia selalu disertai dengan perubahan energi yang berwujud perubahan kalor, baik kalor yang di lepaskan maupun di serap. Kalor merupakan salah satu bentuk energi. James Prescott joule (1818-1889) merupakan asaz kekekalan energi. “Energi tidak dapat di ciptakan maupun di musnahkan, tetapi dapat di ubah dari bentuk energi yang satu menjadi bentuk yang lain.

Termokimia adalah ilmu yang mempelajari hubungan antara energi panas dan energi kimia. Sedangkan energi kimia didefinisikan sebagai energi yang dikandung setiap unsur atau senyawa. Energi kimia yang terkandung dalam suatu zat adalah semacam energi potensial zat tersebut. Energi potensial kimia yang terkandung dalam suatu zat disebut panas dalam atau entalpi dan dinyatakan dengan simbol H. Selisih antara entalpi reaktan dan entalpi hasil pada suatu reaksi disebut perubahan entalpi reaksi. Perubahan entalpi reaksi diberi simbol ΔH.

Bagian dari ilmu kimia yang mempelajari perubahan kalor atau panas suatu zat yang menyertai suatu reaksi atau proses kimia dan fisika disebut termokimia. Secara operasional termokimia berkaitan dengan pengukuran dan pernafsiran perubahan kalor yang menyertai reaksi kimia, perubahan keadaan, dan pembentukan larutan.

Termokimia merupakan pengetahuan dasar yang perlu diberikan atau yang dapat diperoleh dari reaksi-reaksi kimia, tetapi juga perlu sebagai pengetahuan dasar untuk pengkajian teori ikatan kimia dan struktur kimia. Fokus bahasan dalam termokimia adalah tentang jumlah kalor yang dapat dihasilkan oleh sejumlah tertentu pereaksi serta cara pengukuran kalor reaksi.

Termokimia merupakan penerapan hukum pertama termodinamika terhadap peristiwa kimia yang membahas tentang kalor yang menyertai reaksi kimia.

Termodinamika I

Termodinamika kimia dapat didefenisikan sebagai cabang kimia yang menangani hubungan kalor, kerja dan bentuk lain energi, dengan kesetimbangan dalam reaksi kimia dan dalam perubahan keadaan. Termokimia erat kaitannya dengan termodinamika, karena termokimia menangani pengukuran dan penafsiran perubahan kalor yang menyertai reaksi kimia, perubahan keadaan dan pembentukan larutan. Termodinamika merupakan ilmu tentang energi, yang secara spesifik membahas tentang hubungan antara energi panas dengan kerja.

Penerapan hukum termodinamika pertama dalam bidang kimia merupakan bahan kajian dari termokimia.” Energi tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan, tetapi dapat diubah

7

dari satu bentuk ke bentuk yang lain, atau energi alam semesta adalah konstan.” hukum termodinamika 1

Perubahan kalor pada tekanan konstan:

∆H = ∆E + P∆V

W= P∆V

∆E = energi dalam

Hukum pertama termodinamika dapat dirumuskan sebagai

∆U = Q – W

∆U = perubahan tenaga dalam sistem

Q = panas yang masuk/keluar dari sistem

W = Usaha yang dilakukan thp sistem

II.2 Sistem dan Lingkungan

Sistem adalah segala sesuatu yang sedang diamati. Sedangkan lingkungan adalah segla sesuatu di luar system atau segala sesuatu yang berada di sekitar system (dengan apa system tersebut berinteraksi).

Contoh : Reaksi larutan HCl dan NaOH di dalam tabung reaksi  yang diukur suhunya dengan thermometer.

                        “ Larutan HCl dan NaOH sebagai system dan tabung reaksi, thermometer, rak tabung reaksi dan udara sebagai lingkungan.

Selanjutnya, Transfer (pertukaran) energi antara system dan lingkungan dapat berupa kalor (a) atau bentuk engergi lainnya yang sama secara kolektif kita sebut kerja (w).

Tanda untuk kalor dan kerja ditetapkan sebagai berikut : Jika energi (kalor dan kerja) meninggalkan system di beri tanda  negative (-), sebaiknya jika engergi memasuki system di beri tanda positif (+).

Berdasarkan interaksi dengan lingkungan, system di bedakan menjadi 3 macam yaitu, system terbuka system tertutup, system terisolasi.

a. Sistem Terbuka

Sistem terbuka adalah suatu system yang memungkinkan terjadi perpindahan energi dan zat (materi) antara lingkungan dengan system).

Contoh :  Reaksi antara logm magnesium dengan asam klorida encer yang dilakukan pada tabung reaksi yang terbuka. Pada peristiwa ini terjadi reaksi.

8

Mg(s) + 2HCl (aq) → MgCl2 (aq) + H2 (g)

Oleh karena reaksidilakukan pada tabung terbuka maka gas hydrogen yang terbentuk akan keluar dari system ke lingkungan, dan energi yang di hasilkan pada reaksi tersebut akan merambat keluar dari system kelingkungan pula.

b. Sistem  Tertutup

Sistem tertutup adalah suatu system yang antara system dan lingkungan dapat terjadi perpindahan energi, tetpi tidak dapat  terjadi pertukaran materi.

Contoh : Bila reaksi antar logam magnesium dengan asam klorida encer tersebut dilakukan pada tabung reaksi yang tersumbat dan rapat, maka gas hydrogen (materi) di dalam system tidak dapat meninggalkan (keluar) dari system, tetpi perpindahan energi keluar dari system tetap terjadi melalui dinding tabung reaksi.

c. Sistem Terisolasi

Sistem terisolasi merupakan system  yang tidak memungkinkan terjadinya perpindahan energi dan materi antara system dan lingkungan.

Contoh :  Bila reaksiantara logam magnesium dan asam kelorida encer tersebut di lakukan di dalam suatu tempat yang tertutup rapat (terisolasi) seperti di dalam penyimpanan air panas.

Energi yang dimiliki oleh suatu zat system dapat di golongkan ke dalam energi kinetic dan energi potensial. Energi kinetic dan energi  yang berkaitan dengan gerak molekul-molekul  system, sedangkan bentuk energi lain yang tidak berhubungan dengan gerak disebut energi potensil.

II.3 Kalor Reaksi

Perubahan energi dalam reaksi kimia selalu dapat dibuat sebagai panas, sebab itu lebih tepat bila istilahnya disebut panas reaksi.

Ada beberapa macam jenis perubahan pada suatu sistem. Salah satunya adalah sistim terbuka, yaitu ketika massa, panas, dan kerja, dapat berubah-ubah. Ada juga sistim tertutup, dimana tidak ada perubahan massa, tetapi hanya panas dan kerja saja. Sementara, perubahan adiabatis merupakan suatu keadaan dimana sistim diisolasi dari lingkungan sehingga tidak ada panas yang dapat mengalir. Kemudian, ada pula perubahan yang terjadi pada temperature tetap, yang dinamakan perubahan isotermik.

Pada perubahan suhu, ditandai dengan ∆t (t menunjukkan temperatur), dihitung dengan cara mengurangi temperatur akhir dengan temperatur mula-mula.

∆t = takhir – tmula-mula

Demikian juga, perubahan energi potensial;

∆(E.P) = (E.P)akhir – (E.P)mula-mula

9

Kalor reaksi (∆H) adalah kalor yang diserap (diperlukan) atau dilepaskan (dihasilkan) dalam reaksi, disebut juga perubahan entalpi. Pada beberapa reaksi kimia jumlah kalor reaksi dapat diukur melallui suatu percobaan di dalam laboratorium. Pengukuran kalor reaksi tersebut dapat dilakukan dengan menggunakan alat yang disebut kalorimeter. Kalorimeter merupakan alat yang digunakan untuk mengukur jumlah kalor yang diberikan atau diambil dalam suatu proses tertentu. Sebuah termometer sederhana terdiri dari bejana terisolasi, alat pengaduk, dan termometer.

II.4 Entalpi

Entalpi adalah jumlah total dari semua bentuk energi yang dimiliki dari suatu materi atau zat yang mempunyai isi kalor tertentu, dengan simbol (H) yang berasal dari bahasa Yunani “Enthalpein” yang berarti menghangatkan.

Besarnya entalpi (H) dari suatu zat tidak dapat diukur, akan tetapi perubahan entalpi (∆H) yang dapat ditentukan, yaitu perubahan kalor yang terjadi dalam suatu reaksi kimia. Dengan demikian, besarnya entalpi dari suatu zat hanya bisa diketahui dari perubahannya.

a) Perubahan Entalpi (∆H)

Entalpi dari suatu materi tidak dapat dihitung, sedangkan yang dapat dihitung adalah perubahan entalpinya. Istilah perubahan entalpi merujuk pada perubahan kalor selama suatu proses yang dilakukan pada suatu tekanan yang konstan.

Ada dua macam perubahan entalpi, yaitu:

1)      Reaksi eksoterm (penurunan entalpi)

Yaitu terjadi perubahan panas dari sistem ke lingkungan, sehingga suhu lingkungan akan naik, sehingga ∆H berharga negatif (-). Reaksi eksoterm yaitu reaksi yang membebaskan kalor, kalor mengalir dari sistem ke lingkungan (terjadi penurunan entalpi), entalpi produk lebih kecil daripada entalpi pereaksi. Oleh karena itu, perubahan entalpinya bertanda negatif. Pada reaksi eksoterm umumnya suhu sistem menjadi naik, adanya kenaikan suhu inilah yang menyebabkan sistem melepas kalor ke lingkungan.

Reaksi eksoterm: DH = HP - HR < 0 atau DH = (-)

A= H dari pereaksi

B= H dari zat hasil

Hpereaksi > Hzat hasil atau HA > HB

Sehingga: ∆H = Hzat hasil – Hpereaksi= HB – HA

2)      Reaksi endoterm (kanaikan entalpi)

Yaitu perpindahan panas dari lingkungan kedalam sistem, sehingga suhu lengkungan akan turun, sehingga ∆H berharga pisotif (+).Reaksi Endoterm yaitu reaksi yang memerlukan

10

kalor, kalor mengalir dari lingkungan ke sistem (terjadi kenaikan entalpi), entalpi produk lebih besar daripada entalpi pereaksi. Oleh karena itu, perubahan entalpinya bertanda positif. Pada reaksi endoterm umumnya suhu sistem terjadi penurunan, adanya penurunan suhu inilah yang menyebabkan sistem menyerap kalor dari lingkungan.

Reaksi endoterm: DH = HP - HR > 0 atau DH = (+)

Reaksi eksoterm terlihat bahwa kalor dibebaskan dalam reaksi yang ditunjukkan oleh produk/hasil reaksi yang mempunyai kalor/entalpi yang lebih rendah dari pada pereaksi. Reaksi endoterm terlihat dari hasil reaksi yang mempunyai kalor yang lebih tinggi dari pada pereaksi.

Contoh Soal: Hitung entalpi perubahan CH4 (g) menjadi CO2 (g) dan H2O(g). Pada temperatur 298 K, bila diketahui pada temperatur tersebut :

ΔH CH4 = -74,873 KJ mol-1 ; ΔH O2 = 0,00 KJ mol-1

ΔH CO2 = - 393,522 KJ mol-1 dan ΔH H2O = -241,827 KJ mol-1

Jawab : CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O

ΔH = H {CO2 + (2 x H2O)} – H {CH4 + (2 x O2)}

ΔH = {- 393,522 + (2 x (- 241,827)} - {- 74,873 + (2 x 0,000)}

ΔH = - 802,303 KJ mol-1

Tanda negatif menunjukkan bahwa reaksi di atas merupakan reaksi eksoterm.

b) Jenis-jenis perubahan entalpi standar (∆Ho)

Jenis perubahan entalpi yang dialami oleh suatu zat kimia bergantung pada jenis reaksi/perubahan yang terjadi pada zat kimia tersebut. Jadi, Perubahan entalpi standar adalah perubahan kalor yang terjadi pada suatu reaksi yang berlangsung pada keadaan standar, yaitu pada suhu 298̊ K ( 25̊ C) dan tekanan 1 atm.

 1.  Entalpi Pembentukan Standar (ΔH◦f)

Entalpi pembentukan standar suatu senyawa menyatakan jumlah kalor yang diperlukan atau dibebaskan untuk proses pembentukan 1 mol senyawa dari unsur-unsurnya yang stabil pada keadaan standar (STP). Entalpi pembentukan standar diberi simbol (ΔH◦

f), simbol f berasal dari kata formation yang berarti pembentukan. Contoh unsur-unsur yang stabil pada keadaan standar, yaitu : H2,O2,C,N2,Ag,Cl2,Br2,S,Na,Ca, dan Hg.

Contoh:

H2(g) + 1/2 O2àH2O(l) ΔH=-286 kJ mol-1

11

C (grafit) + O2(g) à CO2(g) ΔH=-393 kJ mol-1

K(s) + Mn(s) + 2O2 à KMnO4(s) ΔH=-813 kJ mol-1

Catatan:

ΔHf elemen stabil adalah 0

ΔHf digunakan untuk memperkirakan stabilitas senyawa dibanding penyusunnya

Semakin kecil ΔHf, semakin stabil energi senyawa itu

ΔHf tidak mencerminkan laju reaksi (akan dibahas pada bab selanjutnya)

     2.  Entalpi Penguraian Standar (ΔH◦d)

Entalpi penguraian standar suatu senyawa menyatakan jumlah kalor yang diperlukan atau dibebaskan untuk proses penguraian 1 mol senyawa dari unsure-unsurnya yang stabil pada keadaan standar (STP). Entalpi penguraian standar diberi simbol (ΔH◦

d) simbol d berasal dari kata decomposition yang berarti penguraian.

Menurut Hukum Laplace, jumlah kalor yang dibebaskan pada pembentukan senyawa dari unsur-unsurnya sama dengan jumlah kalor yang diperlukan pada penguraian senyawa tersebut menjadi unsur-unsurnya. Jadi, entalpi penguraian merupakan kebalikan dari entalpi pembentukan senyawa yang sama. Dengan demikian jumlah kalornya sama tetapi tandanya berlawanan karena reaksinya berlawanan arah.

Contoh:

H2O(l) -> H2(g) + 1/2 O2(g) ΔH=+286 kJ mol-1 (bnd. contoh Hf no. 1)

     3. Entalpi Pembakaran Standar (ΔH◦c)

Entalpi pembakaran standar suatu senyawa menyatakan jumlah kalor yang diperlukan atau dibebaskan untuk proses pembakaran 1 mol senyawa dari unsur-unsurnya yang stabil pada keadaan standar (STP). Entalpi penguraian standar diberi simbol (ΔH◦

c) simbol d berasal dari kata combustion yang berarti pembakaran.

Pembakaran selalu membebaskan kalor sehingga nilai entalpipembakaran selallu negatif (eksoterm)

Contoh :

1/2 C2H4(g) + 3/2 O2 -> CO2(g) + H2O(l) ΔH=-705.5 kJ mol-1

Catatan:

ΔHc selalu negatif, karena panas pasti dilibatkan

12

ΔHc bisa digunakan untuk menilai kandungan energi bahan bakar atau makanan

     4. Entalpi Pelarutan Standar (ΔH◦s)

Entalpi pelarutan standar menyatakan jumlah kalor yang diperlukan atau dibebaskan untuk melarutkan 1 mol zat pada keadaan standar (STP). Entalpi penguraian standar diberi simbol (ΔH◦

s) simbol s berasal dari kata solvation yang berarti pelarutan.

Contoh:

NH3(g) + aq -> NH3(aq) ΔHs=-35.2 kJ mol-1

HCl(g) + aq -> H+(aq) + Cl-(aq) ΔHs=-72.4 kJ mol-1

NaCl(s) + aq -> Na+(aq) + Cl-(aq) ΔH=+4.0 kJ mol-1

Catatan:

Jika ΔHs sangat positif, zat itu tidak larut dalam air

Jika ΔH negatif, zat itu larut dalam air

     5. Entalpi Netralisasi Standar

Adalah entalpi yang terjadi pada penetralan 1 mol asam oleh basa atau 1 mol basa oleh asam pada keadaan standar. Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHn. Satuannya = kJ / mol

     6. Entalpi Penguapan Standar

Adalah entalpi yang terjadi pada penguapan 1 mol zat dalam fase cair menjadi fase gas pada keadaan standar. Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHvap. Satuannya = kJ / mol.

     7. Entalpi Peleburan Standar

Adalah  entalpi yang terjadi pada pencairan / peleburan 1 mol zat dalam fase padat menjadi zat dalam fase cair pada keadaan standar. Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHfus. Satuannya = kJ / mol.

     8. Entalpi Sublimasi Standar

Adalah entalpi yang terjadi pada sublimasi 1 mol zat dalam fase padat menjadi zat dalam fase gas pada keadaan standar. Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHsub. Satuannya = kJ / mol.

c) Penentuan harga perubahan entalpi

1)      Perhitungan besarnya energi.

13

Penentuan besarnya energi tidak bisa dilakukan secara langsung, tetapi hanya bisa diukur perubahan suhu akibat adanya transfer energi.

q = kalor (energi)

m = massa air

c = kalor jenis air = 1 kalori/gramoC = 4,184 Joule /gram oC.

∆t = perubahan suhu = t2 – t1

C = kapasitas panas.

2)      Kalorimetri

Kalorimetri yaitu cara penentuan kalor reaksi dengan menggunakan kalorimeter. Perubahan entalpi adalah perubahan kalor yang diukur pada tekanan konstan, untuk menentukan perubahan entalpi dilakukan dengan cara yang sama dengan penentuan perubahan kalor yang dilakukan pada tekanan konstan. Perubahan kalor pada suatu reaksi dapat diukur melalui pengukuran perubahan suhu yang terjadi pada reaksi tersebut. Pengukuran perubahan kalor dapat dilakukan dengan alat yang disebut kalorimeter.

Kalorimeter adalah suatu sistem terisolasi ( tidak ada perpindahan materi maupun energi dengan lingkungan di luar kalorimeter ). Kalorimeter terbagi menjadi dua, yaitu kalorimeter bom dan kalorimeter sederhana. Jika dua buah zat atau lebih dicampur menjadi satu maka zat yang suhunya tinggi akan melepaskan kalor sedangkan zat yang suhunya rendah akan menerima kalor, sampai tercapai kesetimbangan termal.

Menurut azas Black : Kalor yang dilepas = kalor yang diterima

Rumus yang digunakan adalah :

q = m x c x ∆T

qkalorimeter  = C x ∆T

dengan :

q    = jumlah kalor ( J )

m   = massa zat ( g )

∆T = perubahan suhu ( oC atau K )

c    = kalor jenis ( J / g.oC ) atau ( J / g. K )

C   = kapasitas kalor ( J / oC ) atau ( J / K )

Oleh karena tidak ada kalor yang terbuang ke lingkungan, maka kalor reaksi = kalor yang diserap / dibebaskan oleh larutan dan kalorimeter, tetapi tandanya berbeda.

14

qreaksi = - (qlarutan  + qkalorimeter )

Beberapa jenis kalorimeter :

    1. Kalorimeter bom

Kalorimeter bom adalah alat yang digunakan untuk mengukur jumlah kalor (nilai kalori) yang dibebaskan pada pembakaran sempurna (dalam O2 berlebih) suatu senyawa, bahan makanan, bahan bakar atau khusus digunakan untuk menentukan kalor dari reaksi-reaksi pembakaran. Kalorimeter ini terdiri dari sebuah bom (tempat berlangsungnya reaksi pembakaran, terbuat dari bahan stainless steel  dan diisi dengan gas oksigen pada tekanan tinggi ) dan sejumlah air yang dibatasi dengan wadah yang kedap panas. Sejumlah sampel ditempatkan pada tabung beroksigen yang tercelup dalam medium penyerap kalor (kalorimeter), dan sampel akan terbakar oleh api listrik dari kawat logam terpasang dalam tabung. Reaksi pembakaran yang terjadi di dalam bom, akan menghasilkan kalor dan diserap oleh air dan bom. Oleh karena tidak ada kalor yang terbuang ke lingkungan, maka :

qreaksi = - (qair  + qbom )

            Jumlah kalor yang diserap oleh air dapat dihitung dengan rumus :

qair  = m x c x ∆T

dengan :

m   = massa air dalam kalorimeter ( g )

c    = kalor jenis air dalam kalorimeter (J / g.oC ) atau ( J / g. K )

∆T = perubahan suhu ( oC atau K )

            Jumlah kalor yang diserap oleh bom dapat dihitung dengan rumus :

qbom   = Cbom x ∆T

dengan :

Cbom  = kapasitas kalor bom ( J / oC ) atau ( J / K )

∆T    = perubahan suhu ( oC atau K )

Reaksi yang berlangsung pada kalorimeter bom berlangsung pada volume tetap (∆V = nol). Oleh karena itu, perubahan kalor yang terjadi di dalam sistem = perubahan energi dalamnya.

∆E = q + w dimana  w  = - P. ∆V  ( jika ∆V = nol maka w  = nol )

maka  ∆E  = qv

Contoh kalorimeter bom adalah kalorimeter makanan.

    2. Kalorimeter Sederhana

15

Pengukuran kalor reaksi; selain kalor reaksi pembakaran dapat dilakukan dengan menggunakan kalorimeter pada tekanan tetap yaitu dengan kalorimeter sederhana yang dibuat dari gelas stirofoam. Kalorimeter ini biasanya dipakai untuk mengukur kalor reaksi yang reaksinya berlangsung dalam fase larutan ( misalnya reaksi netralisasi asam – basa / netralisasi, pelarutan dan pengendapan ).

Pada kalorimeter ini, kalor reaksi = jumlah kalor yang diserap / dilepaskan larutan sedangkan kalor yang diserap oleh gelas dan lingkungan; diabaikan.

qreaksi          = - (qlarutan  + qkalorimeter )

qkalorimeter     = Ckalorimeter x DT

dengan :

Ckalorimeter  = kapasitas kalor kalorimeter ( J / oC ) atau ( J / K )

DT  = perubahan suhu ( oC atau K )

Jika harga kapasitas kalor kalorimeter sangat kecil; maka dapat diabaikan sehingga perubahan kalor dapat dianggap hanya berakibat pada kenaikan suhu larutan dalam kalorimeter.

qreaksi    = - qlarutan  

qlarutan   = m x c x DT

dengan :

m   = massa larutan dalam kalorimeter ( g )

c    = kalor jenis larutan dalam kalorimeter (J / g.oC ) atau ( J / g. K )

DT = perubahan suhu ( oC atau K )

Pada kalorimeter ini, reaksi berlangsung pada tekanan tetap (DP = nol ) sehingga perubahan kalor yang terjadi dalam sistem = perubahan entalpinya.

DH = qp

Contoh kalorimeter sederhana adalah kalorimeter larutan.

Kalorimeter larutan adalah alat yang digunakan untuk mengukur jumlah kalor yang terlibat pada reaksi kimia dalam sistem larutan. Pada dasarnya, kalor yang dibebaskan/diserap menyebabkan perubahan suhu pada kalorimeter. Berdasarkan perubahan suhu per kuantitas pereaksi kemudian dihitung kalor reaksi dari reaksi sistem larutan tersebut. Kini kalorimeter larutan dengan ketelitian cukup tinggi dapat diperoleh dipasaran.

Dalam menentukan entalpi berlaku persamaan

Qreaksi = - (Qlarutan + Q kalorimeter )

16

Q reaksi = - (m.c.∆T + c.∆T)

Jika kapasitas kalori dalam kalorimeter diabaikan, maka

Qreaksi = - (m.c.∆T)

Keterangan :

M = massa zat (kg) c = kalor jenis   (J/kg⁰C) ∆t = perubahan suhu

(Celcius)      

Sementara itu, persamaan reaksi yang mengikutsertakan perubahan entalpinya disebut persamaan termokimia.

H2 (g)  + 1/2 O2 (g) ——> H2O (l)     ΔH = -286 kJ

Pada reaksi endoterm, sistem menyerap energi. Oleh karena itu, entalpi sistem akan bertambah. Artinya entalpi produk (Hp) lebih besar daripada entalpi pereaksi (Hr). Akibatnya, perubahan entalpi, merupakan selisih antara entalpi produk dengan entalpi pereaksi (Hp -Hr) bertanda positif. Sehingga perubahan entalpi untuk reaksi endoterm dapat dinyatakan:

ΔH = Hp- Hr > 0

Reaksi eksoterm , sistem membebaskan energi, sehingga entalpi sistem akan berkurang, artinya entalpi produk lebih kecil daripada entalpi pereaksi. Oleh karena itu , perubahan entalpinya bertanda negatif. Sehingga p dapat dinyatakan sebagai berikut:

ΔH = Hp- Hr < 0

II.5 Hukum-Hukum Dalam Termokimia

Hukum HESS

Pengukuran perubahan entalpi suatu reaksi kadangkala tidak dapat ditentukan langsung dengan kalorimeter, misalnya penentuan perubahan entalpi pembentukan standar ( DHf o )CO.

Reaksi pembakaran karbon tidak mungkin hanya menghasilkan gas CO saja tanpa disertai terbentuknya gas CO2. Jadi, bila dilakukan pengukuran perubahan entalpi dari reaksi tersebut; yang terukur tidak hanya reaksi pembentukan gas CO saja tetapi juga perubahan entalpi dari reaksi pembentukan gas CO2.

Untuk mengatasi hal tersebut, Henry Hess melakukan serangkaian percobaan dan menyimpulkan bahwa perubahan entalpi suatu reaksi merupakan fungsi keadaan.

17

Artinya : “ perubahan entalpi suatu reaksi hanya tergantung pada keadaan awal ( zat-zat pereaksi ) dan keadaan akhir ( zat-zat hasil reaksi ) dari suatu reaksi dan tidak tergantung pada jalannya reaksi.” Pernyataan ini disebut Hukum Hess, rumus yang dapat dipakai yaitu ΔHreaksi = ΔH1 + ΔH2 +….

Menurut hukum Hess, karena entalpi adalah fungsi keadaan, perubahan entalpi dari suatu reaksi kimia adalah sama, walaupun langkah-langkah yang digunakan untuk memperoleh produk berbeda. Dengan kata lain, hanya keadaan awal dan akhir yang berpengaruh terhadap perubahan entalpi, bukan langkah-langkah yang dilakukan untuk mencapainya.

Hal ini menyebabkan perubahan entalpi suatu reaksi dapat dihitung sekalipun tidak dapat diukur secara langsung. Caranya adalah dengan melakukan operasi aritmatika pada beberapa persamaan reaksi yang perubahan entalpinya diketahui. Persamaan-persamaan reaksi tersebut diatur sedemikian rupa sehingga penjumlahan semua persamaan akan menghasilkan reaksi yang kita inginkan. Jika suatu persamaan reaksi dikalikan (atau dibagi) dengan suatu angka, perubahan entalpinya juga harus dikali (dibagi). Jika persamaan itu dibalik, maka tanda perubahan entalpi harus dibalik pula (yaitu menjadi -ΔH). Berdasarkan Hukum Hess, penentuan DH dapat dilakukan melalui 3 cara yaitu :

1). Perubahan entalpi ( DH ) suatu reaksi dihitung melalui penjumlahan dari perubahan entalpi beberapa reaksi yang berhubungan.

2). Perubahan entalpi ( DH ) suatu reaksi dihitung berdasarkan selisih entalpi pembentukan ( DHf o ) antara produk dan reaktan.

3). Perubahan entalpi ( DH ) suatu reaksi dihitung berdasarkan data energi ikatan.

Selain itu, dengan menggunakan hukum Hess, nilai ΔH juga dapat diketahui dengan pengurangan entalpi pembentukan produk-produk dikurangi entalpi pembentukan reaktan. Secara matematis

Untuk reaksi-reaksi lainnya secara umum

Kegunaan

Dengan mengetahui ΔHf (perubahan entalpi pembentukan) dari reaktan dan produknya, dapat diramalkan perubahan entalpi reaksi apapun, dengan rumus

ΔH=ΔHfP-ΔH fR

Perubahan entalpi suatu reaksi juga dapat diramalkan dari perubahan entalpi pembakaran reaktan dan produk, dengan rumus

ΔH=-ΔHcP+ΔHcR

Konsep dari hukum Hess juga dapat diperluas untuk menghitung perubahan fungsi keadaan lainnya, seperti entropi dan energi bebas. Kedua aplikasi ini amat berguna karena

18

besaran-besaran tersebut sulit atau tidak bisa diukur secara langsung, sehingga perhitungan dengan hukum Hess digunakan sebagai salah satu cara menentukannya.

Untuk perubahan entropi:

ΔSo = Σ(ΔSfoproduk) - Σ(ΔSforeaktan)

ΔS = Σ(ΔSoproduk) - Σ(ΔSoreaktan).

Untuk perubahan energi bebas:

ΔGo = Σ(ΔGfoproduk) - Σ(ΔGforeaktan)

ΔG = Σ(ΔGoproduk) - Σ(ΔGoreaktan).

Penentuan ∆H Reaksi dengan Hukum Hess

Hukum Hess : ” Kalor reaksi yang dilepas atau diserap hanya bergantung pada keadaan awal dan keadaan akhir”.

Untuk mengubah zat A menjadi zat B (produk) diperlukan kalor reaksi sebesar ∆H. Atau cara lain yaitu mengubah zat A menjadi zat B dengan kalor reaksi ∆H1, zat B diubah menjadi zat C dengan kalor reaksi ∆H2 dan zat C diubah menjadi zat D dengan kalor reaksi ∆H3 . Sehingga harga perubahan entalpi adalah

∆Hreaksi = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3 .

Hal tersebut dapat dibuat siklus dan diagram tingkat energinya sebagai

berikut :

Siklus energi pembentukan zat D dari zat A

Diagram tingkat energi pembentukan zat D dari zat A

Contoh Soal :

Diketahui data entalpi reaksi sebagai berikut :

Ca(s) + ½ O2(g) → CaO(s) ∆H = - 635,5 kJ

C(s) + O2(g) → CO2(g) ∆H = - 393,5 kJ

Ca(s) + C(s) + ½ O2(g) → CaCO3(g) ∆H = - 1207,1 kJ

Hitunglah perubahan entalpi reaksi : CaO(s) + CO2(g) → CaCO3(s) !

19

Penyelesaian :

CaO(s) .............................→ Ca(s) + ½ O2(g) ....∆H = + 635,5 kJ

CO2(g)............................ → C(s) + O2(g) ............∆H = + 393,5 kJ

Ca(s) + C(s) + ½ O2(g) → CaCO3(s)................. ∆H = - 1207,1 kJ

_________________________________________ _

CaO(s) + CO2(g) ...........→ CaCO3(s).................. ∆H = - 178,1 kJ

Hukum Lavoiser-Laplace

Hukum ini diajukan oleh Marquis de Laplace dan dia menyatakan bahwa jumlah kalor yang dilepaskan dalam pembentukan sebuah senyawa dari unsur-unsurnya sama dengan jumlah kalor yang dibutuhkan untuk menguraikan senyawa tersebut menjadi unsur-unsurnya.

Panjabaran dari hukum ini untuk entalphi reaksi ΔH dan kalor reaksi;

C + O2 → CO2 ΔH = -94 Kkal

CO2 → C + O2 ΔH = +94 Kkal

Sedangkan untuk kalor reaksi,

C + O2 → CO2 -94 Kkal

CO2 → C + O2 +94 Kkal

Untuk reaksi pertama, unsur C bereaksi dengan gas oksigen menghasilkan karbondioksida dan kalor sebesar 94 Kkal. Sedangkan reaksi kedua karbondioksida terurai menjadi unsur C dan gas oksigen dengan membutuhkan kalor sebesar 94 Kkal.

Dari sisi tanda, tampak jelas perbedaan antara entalphi reaksi dengan kalor reaksi, jika entalphi bernilai positif maka kalor reaksi bernilai negatif, demikian pula sebaliknya jika entalphi negatif maka kalor reaksi positif.

II.6 Energi Ikatan

Energi ikatan didefinisikan sebagai panas reaksi yang dihubungkan dengan pemecahan ikatan kimia dari molekul gas menjadi bagian-bagian gas. Terkadang disebut juga entalpi ikatan, nama yang sesungguhnya lebih tepat.

Energi disosiasi ikatan (B,E) dapat digunakan untuk menghitung panas reaksi yang dihubungkan dengan

20

ΔH0= - ∑ ni BEi + ∑ njBEj

dimana BE adalah energi ikatan per mol ikatan, nj dan ni adalah jumlah mol ikatan yang pecah atau terbentuk dalam hal reaktan dan produk.

Dalam hal yang sama, data panas reaksi dapat juga digunakan untuk menghitung energi disosiasi ikatan dari setiap ikatan tertentu, asal saja data lain dalam persamaan diketahui. Satu hal yang harus diingat bahwa lingkungan sekeliling atom sangat mempengaruhi energy ikatan dari ikatan tertentu; oleh karena itu harga yang diperoleh dari persamaan adalah harga rata-rata atau harga kira-kira.

Walaupun energi ikatan adalah untuk molekul dalam fase gas, tetapi harga kira-kira panas reaksi dapat dihitung dari fase terkondensasi dapat dikoreksi jika panas penguapan, panas sublimasi dan lain-lain dapat diikutsertakan.

Suatu reaksi yang DH–nya ditentukan dengan menggunakan energi ikatan, maka atom-atom yang terlibat dalam reaksi harus berwujud gas.

Berdasarkan jenis dan letak atom terhadap atom-atom lain dalam molekulnya, dikenal 3 jenis energi ikatan yaitu :

a. Energi Atomisasi.

Adalah energi yang diperlukan untuk memutuskan semua ikatan 1 mol molekul menjadi atom-atom bebas dalam keadaan gas.

Energi atomisasi = jumlah seluruh ikatan atom-atom dalam 1 mol senyawa.

b. Energi Disosiasi Ikatan.

Adalah energi yang diperlukan untuk memutuskan salah 1 ikatan yang terdapat pada suatu molekul atau senyawa dalam keadaan gas.

c. Energi Ikatan Rata-Rata.

Adalah energi rerata yang diperlukan untuk memutuskan ikatan atom-atom pada suatu senyawa ( notasinya = D ). Energi ikatan suatu molekul yang berwujud gas dapat ditentukan dari data entalpi pembentukan standar (DHf ) dan energi ikat unsur-unsurnya. Prosesnya melalui 2 tahap yaitu :

o Penguraian senyawa menjadi unsur-unsurnya.

o Pengubahan unsur menjadi atom gas.

Penentuan ∆H Reaksi Dari Energi Ikatan

Reaksi kimia pada dasarnya terdiri dari 2 proses :

21

o Pemutusan ikatan pada pereaksi.

o Pembentukan ikatan pada produk reaksi.

Pada proses pemutusan ikatan = memerlukan energi.

Pada proses pembentukan ikatan = membebaskan energi

        Misalnya, pada reaksi antara gas klorin dengan gas hidrogen membentuk gas hidrogen klorida dapat digambarkan sebagai berikut :

Sesuai dengan hukum Hess, ∆H reaksi total adalah ∆H tahap-I + ∆H

tahap-II.

∆H tahap-I = ∑ Energi ikatan pada pereaksi (yang putus)∆H tahap-II = -∑ Energi ikatan pada produk (yang terbentuk).∆H reaksi = ∑ Energi ikatan pereaksi yang putus - ∑ Energi ikatan produk yang terbentuk= ∑ Eruas kiri - ∑ Eruas kanan

TABEL ENERGI IKATAN

Ikatan E (kJ/mol) Ikatan E (kJ/mol)

H-H 436 O=O 498

H-C 415 C≡N 891

H-N 390 F-F 160

C-C 345 Cl-Cl 243

C≡C 837 H-Cl 432

C-O 350 C=C 611

C=O 741 I-I 150

C-Cl 330 N=N 418

O-H 450 C-F 485

22

Penyelesaian :........H.........lH – C – O-H      +       1 ½ O=O →     O=C=O   +    2H-O-H........l.......H∆H reaksi = ∑Epemutusan -∑Epembentukan

= { (3.Ec-H)+( 1.EO-H) +(1.EC-O)+ (1 ½ EO=O)} – {(2.EC=O)

+(4.EO-H)}

= {(3.415)+(1.460)+(1.350)+1 ½.498)} –{(2.741)+(4.460)}

= 2802-3322

= -520 kJ/mol

23

BAB III

PENUTUP

III.1 Kesimpulan

• Untuk mengerti termokimia, perlu dipahami konsep sistem dan lingkungan.

• Entalpi adalah suatu besaran termodinamika untuk menyatakan kalor reaksi yang berlangsung pada tekanan tetap .

• Suatu Perubahan kalor atau entalpi yang terjadi selama proses penerimaan atau pelepasan kalor dinyatakan dengan “ perubahan entalpi(∆H)“ .

• Besarnya perubahan entalpi (ΔH) sama dengan besarnya panas reaksi, tetapi dengan tanda berlawanan.

• Reaksi termokimia dapat di bedakan menjadi dua yaitu reaksi eksoterm dan endoterm.

Reaksi Eksoterm        :           Kalor dari system ke lingkungan

Reaksi Endoterm        :           Kalor dari lingkungan ke system   

• Hk.Hess : Jumlah panas yang dibutuhkan atau dilepaskan pada suatu reaksi tidak tergantung pada jalannya reaksi tetapi ditentukan oleh keadaan awal dan akhir.

• Hukum Lavoisier-Laplace : Jumlah kalor yang dilepaskan pada pembentukan 1 mol zat dari unsur-unsurya = jumlah kalor yang diperlukan untuk menguraikan zat tersebut menjadi unsur-unsur pembentuknya.

24

DAFTAR PUSTAKA

Brady, James .E. 1999. Kimia Universitas Azas & Struktur Jilid 1, Edisi ke-5. Jakarta : Binarupa Aksara

Michel Purba. 2007. Kimia. Jakarta: Departemen Pendidikan

http://blogmerko.blogspot.com/2013/04/makalah-kimia-tentang-termo-kimia.html

http://septiankurniaa.blogspot.com/2013/05/makalah-termokimia.html

http://kimiabisa.blogspot.com/2012/12/termokimia_12.html

http://sectoranalyst.blogspot.com/2011/10/makalah-termokimia.html#.VGH0MvmUcZ4

25