ENERGITIKA

MAKALAH

Disusun Guna Memenuhi Tugas

Mata Kuliah: Kimia Dasar I (TIPABIO-D/I)

Dosen Pengampu: Dr. Kartimi, M.Pd.

Disusun oleh:

1. Rida Nuraida

2. Suci Anadila Nurkaromah

3. Yuyun Yunita

FAKULTAS ILMU TARBIYAH DAN KEGURUAN

INSTITUT AGAMA ISLAM NEGERI SYEKH NURJATI CIREBON

2014

KATA PENGANTAR

Segala puji hanya bagi Allah SWT, atas berkat

rahmat dan hidayah-Nya penulis mampu

menyelesaikan makalah ini guna memenuhi tugas

mata kuliah Kimia Dasar 1. Shalawat beserta

salam semoga selalu tercurah limpahkan kepada

Nabi Muhammad SAW.

Reaksi kimia berlangsung dengan menyerap

atau melepaskan energi. Energi sendiri

didefinisikan sebagai kemampuan melakukan

kerja, setiap zat memiliki sejumlah tertentu

energi, salah satunya yang akan dibahas pada

makalah ini yaitu energitika “energi terkait

dengan ikatan kimia dan interaksi antar

molekul”.

Dalam menyusun makalah ini penulis mengalami

beberapa tantangan dan hambatan. Namun berkat

bantuan dari berbagai pihak yang terkait,

semuanya dapat diatasi dengan baik. Oleh karena

itu, penulis mengucapkan terima kasih kepada

Ibu Dr. Kartimi, M.Pd. yang telah membimbing

penulis dalam pembelajaran, juga kepada semua

i

pihak yang telah membantu selesainya makalah

ini tepat waktu.

Penulis menyadari bahwa masih banyak kekurangan

dalam makalah ini. Oleh karena itu, penulis

mengharapkan saran dan kritik agar menjadi

acuan serta bahan koreksi bagi makalah

berikutnya. Semoga karya tulis ini bermanfaat

khususnya bagi penulis dan umumnya untuk semua

pembaca.

Cirebon, September 2014

Penulis

DAFTAR ISI

KATA PENGANTAR ................................. i

DAFTAR ISI...................................... ii

BAB I

...........................................

PENDAHULUAN

A. Latar Belakang.................................. 1

B. Rumusan Masalah................................. 1

C. Tujuan Penulisan................................ 1

ii

BAB II..........................................

PEMBAHASAN

A. Persamaan Termokimia............................

2...............................................

B. Entalpi Reaksi..................................

3

C. Pengukuran Entalpi Reaksi.......................

5

D. Faktor yang Mempengaruhi Entalpi Reaksi.........

10

BAB III PENUTUP

Kesimpulan...................................... 12

DAFTAR PUSTAKA

iii

BAB I

PENDAHULUAN

A. Latar Belakang

Dalam kehidupan sehari-hari kita sering

berhadapan dengan hal-hal yang panas. Misalnya

ketika kita memasak air, proses pemanasan air dari

dingin hingga mendidih memerlukan kalor sebagai

energi untuk meningkatkan suhu air. Dalam kimia,

proses ini merupakan salah satu contoh kecil dari

bidang kimia yaitu termokimia.

Energitika kimia atau termokimia adalah

cabang ilmu kimia yang mempelajari perubahan kalor

dan reaksi kimia.Secara umum, termokimia ialah

penerapan termodinamika untuk kimia. Termodinamika

yaitu sinonim dari termokimia. Termodinamika dalam

bahasa Yunani yaitu thermos=panas dan

dynamic=perubahan.

Dalam makalah ini akan membahas mengenai

persamaan termokimia, entalpi reaksi, pengukuran

entalpi reaksi, dan faktor yang mempengaruhi

entalpi reaksi.

B. Rumusan Masalah

1

Untuk memperjelas latar belakang masalah di

atas, penulis membatasi permasalahan berdasarkan

pertanyaan-pertanyaan berikut:

1. Bagaimanakah persamaan termokimia?

2. Apa yang dimaksud dengan entalpi reaksi?

3. Bagaimana cara pengukuran entalpi reaksi?

4. Apa saja faktor yang mempengaruhi entalpi

reaksi?

C. Tujuan Penulisan

1. Untuk mengetahui persamaan termokimia

2. Untuk mengetahui yang dimaksud dengan entalpi

reaksi

3. Untuk mengetahui cara pengukuran entalpi reaksi

4. Untuk mengetahui faktor apa saja yang

mempengaruhi entalpi reaksi.

BAB II

PEMBAHASAN

A. Persamaan Termokimia

Persamaan reaksi yang mengikutsertakan

perubahan entalpinya disebut persamaan termokimia.

Nilai ∆H yang dituliskan pada persamaan

termokimia disesuaikan dengan stokiometri reaksi,

artinya jumlah mol zat yang terlibat dalam reaksi

sama dengan koefisien reaksinya. Selanjutnya,

karena entalpi reaksi juga bergantung pada wujud

2

zat yang terlibat dalam reaksi, maka wujud atau

keadaan zat harus dinyatakan, yaitu dengan

membubuhkan indeks s untuk zat padat, l untuk zat

cair dan g untuk zat gas.

Contoh Soal :

1. Pada pembentukkan 1 mol air dari gas hidrogen

dengan gas oksigen dibebaskan 286 kJ. Kata

“dibebaskan” menyatakan bahwa reaksi tergolong

eksoterm. Olehkarena itu, ∆H=−286kJ untuk

setiap mol air yang terbentuk. Persamaan

termokimianya adalah,

H2 (g )+12O2 (g)→H2O (l )∆H=−286kJ

2H2 (g )+O2→2H2O (l )∆H=−572kJ

(Karena koefisien reaksi dikalikan dua, maka harga

∆H juga harus dikalikan dua)2. Untuk menguraikan 1 mol amonia menjadi gas

nitrogen dan gas hidrogen diperlukan kalor 46

kJ. Kata “diperlukan” menunjukkan bahwa reaksi

tergolong endoterm. Oleh karena itu,∆H=+46kJuntuk setiap mol amonia yang diuraikan.

Persamaan termokimianya adalah,

NH3 (g)→ 12N2 (g )+1 1

2H2 (g)∆H=+46kJ

atau

2NH3 (g )→N2 (g)+3H2 (g )∆H=+90k

B. Entalpi Reaksi

3

Entalpi reaksi adalah perubahan entalpi reaksi

yang dikaitkan dengan kuantitas zat yang terlibat

dalam reaksi. Dalam termokimia dikenal berbagai

entalpi reaksi, seperti entalpi pembentukkan,

entalpi penguraian dan entalpi pembakaran.

a. Entalpi Pembentukkan Standar (∆Hf°=StandardEnthalpyofFormation)

Perubahan entalpi pada pembentukkan 1 mol zat

langsung dari unsur-unsurnya disebut entalpi molar

pembentukkan atau entalpi pembentukkan. Jika

pengukuran dilakukan pada keadaan standard (298 K,

1 atm) dan semua unsur-unsurnya dalam bentuk

standar, maka perubahan entalpinya disebut entalpi

pembentukkan standar ¿).entalpi pembentukkan

dinyatakan dalam kilijoule per mol (kJ mol-1).

Yang dimaksud dengan bentuk standar dari suatu

unsur adalah bentuk yang paling stabil dari unsur

itu pada kondisi standar (298 K, 1 atm). Untuk

unsur yang memiliki bentuk alotropi, bentuk

standarnya ditetapkan berdasarkan pengertian

tersebut. Misalnya, karbon yang dapat berbentuk

intan atau grafit, bentuk standarnya adalah

grafit, karena grafit adalah bentuk karbon yang

paling stabil pada 298 K, 1 atm.

Dua hal yang perlu diperhatikan berkaitan

dengan entalpi pembentukkan yaitu bahwa zat yang

4

dibentuk adalah 1 mol dan dibentuk dari unsurnya

dalam bentuk standar.

Contoh Soal:

Entalpi pembentukkan etenol {C2H5OH(l)} adalah -277,7 kj

mol-1. Berarti, pada pembentukkan 1 mol (= 46

gram) etenol dariunsurnya dalam bentuk standar,

yaitu karbon (grafit), gas hidrogen dan gas

oksigen, yang diukur pada 298 K, 1 atm dibebaskan

277,7 kJ. Persamaan termokimianya adalah:

2C (s,grafit)+3H2 (g )+12O2 (g)→C2H5OH (l )∆H=−277,7kJ

b. Entalpi Penguraian ¿)

Reaksi penguraian adalah kebalikan dari

reaksi pembentukkan. Oleh karena itu, sesuai

dengan azas kekekalan energi, nilai entalpi

penguraian sama dengan entalpi pembentukannya,

tetapi tandanya berlawanan.

Contoh:

Diketahui ∆Hf°H2O (l )=−286kJmol−1, maka gas hidrogen dan

gas oksigen adalah +286 kJ.mol-1.

H2O (l)→H2 (g )+12O2∆H=¿+286kJ

5

c. Entalpi Pembakaran Standar (∆Hc°=StandarEntalpyofCombustion)

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 CO2

Hidrogen (H) terbakar menjadi H2O

Belerang (S) terbakar menjadi CO2Perubahan entalpi pada pembakaran sempurna 1

mol suatu zat diukur pada 298 K, 1 atm disebut

entalpi pembakaran standar dan dinyatakan dengan (∆Hc°=StandarEntalpyofCombustion). Entalpi

pembakaran juga dinyatakan dalam kJ mol-1. Contoh

harga entalpi pembakaran unsur karbon

Karbon ∆Hc°393,

5

C+O2→CO2

Contoh :

Pembakaran bensin adalah suatu proses eksoterm.

Apabila bensin dianggap terdiri atas isooktana,C8H18 (sebenarnya isooktana hanyalah salah satu

komponen bensin),tentukanlah jumlah kalor yang

dibebaskan pada pembakaran 1 liter bensin.

Diketahui entalpi pembakaran isooktana = -5460

6

kJ.mol-1 dam massa jenis isooktana = 0,7 kg.L-1 . (H

= 1 ; C = 12).

Jawab: Dalam hal ini telah diketahui entalpi pembakaran

isooktana, yaitu -5460 kJ.mol-1. Jadi, yang

diperlukan adalah menentukan jumlah mol isooktana

dalam 1 liter bensin = 1 L x 0,7 kg.L-1 = 700 gram

Mol isooktana = 700g114g.mol−1 = 6,14 mol

Jadi, kalor yang dibebaskan pada pembakaran 1 liter

bensin adalah:

= 6,14 mol x 5460 kJ.mol-1

= 332524,4 kJ

d. Berbagai Entalpi Molar Lain

Selain entalpi reaksi yang telah

dibahas,masih banyak terdapat berbagai entalpi

reaksi lain, seperti entalpi penetralan entalpi

peleburan, entalpi penguapan, entalpi pelarutan,

dan entalpi pengatoman.

Entalpi penetralan adalah perubahan entalpi

pada penetralan asam (H+) oleh basa (OH-)

membentuk 1 mol air. Entalpi peleburan adalah

perubahan entalpi pada perubahan 1 mol zat dari

bentuk padat menjadi bentuk cair pada titik

leburnya. Entalpi pelarutan adalah perubahan

entalpi pada pelarutan 1 mol zat. Semua entalpi

molar dinyatakan dalam kJ.mol-1 .

7

C. Pengukuran Entalpi Reaksi

Ada beberapa cara untuk menentukkan entalpi

reaksi, diantaranya:

a. Melalui Percobaan (Kalorimetri)

Kalor reaksi dapat ditentukan melaui

percobaan yaitu dengan alat yang disebut

kalorimeter. Proses pengukuran kalor reaksi

disebut kalorimetri. Data ΔH reaksi yang

terdapat pada tabel-tabel pada umumnya

ditentukan secara kalorimetris.

Kalorimeter adalah suatu sistem terisolasi

(tidak ada pertukaran materi maupun energi

dengan lingkungan di luar kalorimeter). Dengan

demikian, semua kalor yang di bebaskan oleh

reaksi yang terjadi di dalam kalorimeter, tidak

ada yang terbuang ke luar kalorimeter. Dengan

mengukur kenaikan suhu di dalam kalorimeter,

kita dapat menentukan kalor yang diserap oleh

air serta perangkat kalorimeter berdasarkan

rumus:

qlarutan=m.c.∆T atau qkalorimeter=C.∆T

Keterangan:

q = jumlah kalor

m = massa air (larutan) di dalam kalorimeter

c = kalor jenis air (larutan) di dalam

kalorimeter

8

C = kapasitas kalor dari kalorimeter

∆T = kenaikan suhu larutan (kalorimeter)Oleh karena tidak ada kalor yang terbuang

ke lingkungan, maka kalor reaksi samadengan

kalor yang diserap oleh larutan dan

kalorimeter, tetapi tandanya berbeda:

qreaksi=−(qlarutan+qkalorimeter)

Desain dari suatu contoh kalorimeter yang

biasa digunakan untuk menentukan kalor dari

reaksi-reaksi pembakaran ditunjukkan pada

gambar. Kalorimeter seperti itu biasa juga

disebut kalorimeter bom. Kalorimeter sederhana

dapat disusun dari dua buah gelas plastik .

plastik merupakan bahan non-konduktor, sehingga

jumlah kalor yang diserap atau yang berpindah

ke lingkungan dapat diabaikan. Jika suatu

reaksi berlangsung secara eksoterm maka kalor

sepenuhnya akan diserap oleh larutandi dalam

gelas. Sebaliknya, jika reaksi yang berlangsung

tergolong endoterm, maka kalor itu diserap dari

larutan di dalam gelas. Jadi, kalor reaksi

samadengan jumlah kaloryang diserap atau yang

dilepakan larutan, sedangkan kalor yang diserap

oleh gelas dan lingkungan diabaikan.

qreaksi=−qlarutanContoh:

9

Sebanyak 7,5 garam kristal LiOH ditambahkan ke

dalam kalorimeter yang berisi 120 gram air.

Setelah kristal LiOH itu larut, ternyata suhu

kalorimeter beserta isinya naik dari 23,25℃.

Tentukanlah entalpi pelarutan LiOH dalam air!

LiOH (s )→Li+¿ (aq)+OH−¿ ¿¿ ∆H=?

Diketahui kalor jenis larutan = 4,2J.g−1.℃−1,

dan kapasitas kalor kalorimeter = 11,7J.℃−1 ;

Mr LiOH = 24.

Jawab :

qreaksi=−qlarutan qlarutan=m.c.∆T

= (120 + 7,5) g x

4,2J.g−1.℃−1 x (34,9 – 23,25)℃

= 6238,6 J

qkalorimeter=C.∆T

= 11,7 J.℃−1 x (34,9 – 23,25)℃= 136,3 J

Jadi, qreaksi = -(6238,6 + 136,3)J = -6374,9 J.

b. Hukum Hess

Gambaran visual dari hukum Hess dalam reaksi.

10

Hukum Hess adalah sebuah hukum dalam kimia

fisik untuk ekspansi Hess dalam siklus Hess.

Hukum ini digunakan untuk memprediksi

perubahan entalpi dari hukum kekekalan

energi (dinyatakan sebagai fungsi keadaan ΔH).

Penjelasan

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

11

perubahan entalpi harus dibalik pula (yaitu

menjadi -ΔH).

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

Hukum Hess menyatakan bahwa perubahan entalpi

keseluruhan dari suatu proses hanya tergantung

pada keadaan awal dan akhir reaksi, dan tidak

tergantung kepada rute atau langkah-langkah

diantaranya. 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

12

ΔH=-ΔHcP+ΔHcR

Contoh umum

Contoh tabel yang digunakan untuk menerapkan

hukum Hess

Zat

ΔHfɵ /

KJ.mo

l-1

CH4 (

g

)

-75

O2 (g

)0

CO2 (

g

)

-394

H2O (

l

)

-286

Dengan menggunakan data entalpi pembentukan di

atas dapat diketahui perubahan entalpi untuk

reaksi-reaksi dibawah ini:

13

CH4(g)+2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l)

ΔHcɵ+-75+0=-394+2x-286

ΔHcɵ-75=-966

ΔHcɵ=-891KJ.mol-1

Contoh lainnya

Jika diketahui:

B2O3(s) + 3H2O(g) → 3O2(g) + B2H6(g) ΔH = +2035

kJ

H2O(l) → H2O(g) ΔH = +44 kJ

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

2B(s) + 3H*2B(s) + (3/2)O2(g) → B2O3(s)

Persamaan-persamaan reaksi di atas (berikut

perubahan entalpinya) dikalikan dan/atau dibalik

sedemikian rupa:

B2H6(g) + 3O2(g) → B2O3(s) + 3H2O(g) ΔH = -2035

kJ

3H2O(g) → 3H2O(l) ΔH = -132 kJ

3H2O(l) → 3H2(g) + (3/2)O2(g) ΔH = +858 kJ

2B(s) + 3H2(g) → B2H6(g) ΔH = +36 kJ

Sehingga penjumlahan persamaan-persamaan di atas

akan menghasilkan

2B(s) + (3/2)O2(g) → B2O3(s) ΔH = -1273 kJ

Konsep dari hukum Hess juga dapat diperluas

untuk menghitung perubahan fungsi keadaan

14

lainnya, seperti entropi dan energi bebas. Kedua

aplikasi ini amat berguna karena 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(ΔSf

oreaktan)

ΔS = Σ(ΔSoproduk) - Σ(ΔSo

reaktan).

Untuk perubahan energi bebas:

ΔGo = Σ(ΔGfoproduk) - Σ(ΔGf

oreaktan)

ΔG = Σ(ΔGoproduk) - Σ(ΔGo

reaktan).

D. Faktor yang Mempengaruhi Reaksi Entalpi

Reaksi kimia dapat berlangsung dengan

cepat, juga dapat berlangsung lambat. Ada beberapa

faktor yang mempengaruhi kecepatan reaksi, antara

lain :

Faktor yang Mempengaruhi Reaksi

1. Konsentrasi

Larutan dengan konsentrasi yang besar

(pekat) mengandung partikel yang lebih rapat,

jika dibandingkan dengan larutan encer. Semakin

tinggi konsentrasi berarti semakin banyak

molekul-molekul dalam setiap satuan luas ruangan,

15

akibatnya tumbukan antar molekul makin sering

terjadi dan reaksi berlangsung semakin cepat.

Semakin tinggi konsentrasi suatu larutan, makin

besar laju reaksinya

2. Luas permukaan sentuh

Suatu zat akan bereaksi apabila bercampur dan

bertumbukan. Pada pencampuran reaktan yang terdiri

dari dua fasa atau lebih, tumbukan berlangsung pada

bagian permukaan zat. Padatan berbentuk serbuk halus

memiliki luas permukaan bidang sentuh yang lebih

besar daripada padatan berbentuk lempeng atau

butiran. Semakin luas permukaan partikel, maka

frekuensi tumbukan kemungkinan akan semakin tinggi

sehingga reaksi dapat berlangsung lebih cepat.

Laju reaksi berbanding lurus dengan luas permukaan

reaktan.

3. Temperatur

Setiap partikel selalu bergerak. Dengan naiknya

suhu, energi gerak (kinetik) partikel ikut meningkat

sehingga makin banyak partikel yang memiliki energi

kinetik di atas harga energi aktivasi (Ea).

Kenaikan suhu akan memperbesar laju reaksi

Harga tetapan laju reaksi (k) akan berubah jika

suhunya berubah. Berdasarkan hasil percobaan, laju

16

reaksi akan menjadi 2 kali lebih besar untuk setiap

kenaikan suhu 10 0C.

 

4. Katalisator

Katalis adalah zat yang dapat memperbesar laju

reaksi, tetapi tidak mengalami perubahan kimia secara

permanen, sehingga pada akhir reaksi zat tersebut

dapat diperoleh kembali.

Katalis mempercepat reaksi dengan cara

menurunkan harga energi aktivasi (Ea). Katalisis

adalah peristiwa peningkatan laju reaksi sebagai

akibat penambahan suatu katalis. Meskipun katalis

menurunkan energi aktivasi reaksi, tetapi ia tidak

mempengaruhi perbedaan energi antara produk dan

pereaksi. Dengan kata lain, penggunaan katalis tidak

akan mengubah entalpi reaksi.

17

BAB III

PENUTUP

Kesimpulan:

Persamaan termokimia yaitu Persamaan reaksi yang

mengikutsertakan perubahan entalpinya.Jumlah mol

zat yang terlibat dalam reaksi sama dengan

koefisien reaksinya.

Entalpi reaksi adalah perubahan entalpi reaksi

yang dikaitkan dengan kuantitas zat yang terlibat

dalam reaksi.Dalam termokimia dikenal berbagai

entalpi reaksi, seperti entalpi pembentukkan,

entalpi penguraian dan entalpi pembakaran.

Ada beberapa cara untuk menentukkan entalpi

reaksi, yang pertama melalui Percobaan

(Kalorimetri), yaitu suatu sistem terisolasi

(tidak ada pertukaran materi maupun energi dengan

lingkungan di luar kalorimeter). Yang kedua yaitu

dengan Hukum Hess, yaitu sebuah hukum dalam kimia

fisik untuk ekspansi Hess dalam siklus Hess. Hukum

ini di gunakan untuk memprediksi perubahan entalpi

dari hukum kekekalan energi.

Faktor yang mempengaruhi entalpi reaksi

diantaranya yaitu konsentrasi, luas permukaan

sentuh, temperatur dan katalisator.

18

DAFTAR PUSTAKA

Purba, Michael.2004.Kimia SMA Kelas XI 2A.Jakarta:

Erlangga.

19

20