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)