TERMOKIMIA

 

SK/KD/INDIKATOR/TUJUAN PEMBELAJARANØ  Standar Kompetensi

Memahami perubahan energi dalam reaksi kimia dan cara pengukurannya.Ø  Kompetensi Dasar

Mendeskripsikan perubahan entalpi suatu reaksi, reaksi eksoterm dan reaksi endoterm

Ø  Indikator1. Menjelaskan hukum / asas kekekalan energi2. Membedakan antara system dengan lingkungan3. Membedakan reaksi yang melepas kalor (eksoterm) dengan reaksi yang

menerima kalor (endoterm).4. Menghitung enthalpi molar5. Menentukan  perubahan enthalpy (∆H) secara secara kalorimetri,6. Menentukan  perubahan enthalpy (∆H), hokum hess.7. Menentukan  perubahan enthalpy (∆H) dengan Enthalpy pembentukan dan

data energy ikat8. Menentukan  perubahan enthalpy (∆H) dengan data energy ikatan

Ø  Tujuan Pembelajaran1. Siswa dapat membedakan antara system dengan lingkungan2. Siswa dapat membedakan antara reaksi eksoterm dan reaksi endoterm3. Siswa dapat menentukan persamaan termokimia.4. Siswa dapat menggambarkan diagram energy.5. Siswa dapat menghitung nilai enthalpy molar.6. Siswa dapat menentukan  perobahan enthalpy secara kalorimetri.7. Siswa dapat menentukan  perobahan enthalpy secara hokum hess.8. Siswa dapat menentukan  perobahan enthalpy secara enthalpy

pembentukan.9. Siswa dapat menentukan  perobahan enthalpy secara data energy ikatan.10.Siswa dapat menentukan  perobahan enthalpy secara atomisasi.

      A. Konsep DasarTermokimia 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.

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.

     B. Termodinamika ITermodinamika 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 dari satu bentuk ke bentuk yang lain, atau energi alam semesta adalah konstan.” hukum termodinamika 1Perubahan kalor pada tekanan konstan:∆H = ∆E + P∆VW= P∆V∆E = energi dalamHukum pertama termodinamika dapat dirumuskan sbg∆U = Q – W∆U = perubahan tenaga dalam sistemQ = panas yang masuk/keluar dari sistemW = Usaha yang dilakukan thp sistem

     C. Kalor ReaksiPerubahan 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

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.

     D. KerjaIstilah kerja merupakan konsep yang telah didefinisikan oleh ilmu

utama mekanika. Dalam termodinamika, kerja secara umum didefinisikan sebagai gaya kali jarak. Jika perpindahan jarak akibat gaya F adalah sebesar ds (ds=distance/jarak), maka kerja yang dilakukan.

∆W= F dsSimbol ∆W digunakan untuk jumlah kecil dari kerja dan merupakan

fungsi yang tidak pasti karena kerja yang dilakukan tergantung pada jalannya reaksi.Tanda yang akan digunakan selanjutnya adalah:a.   Kerja adalah positif jika sistem melakukan kerja terhadap sekeliling.b.   Kerja adalah negatif jika kerja dilakukan terhadap sistem oleh sekeliling.

Kerja total yang dilakukan sistem dapat diperoleh dengan mengintegrasikan persamaan di atas. Sebagai contoh, kerja ekspansi diberikan sebagai

W = ʃ p dVDalam termokimia ada dua hal yang perlu diperhatikan yang

menyangkut perpindahan energi, yaitu sistem dan lingkungan. Segala sesuatu yang menjadi pusat perhatian dalam mempelajari perubahan energi disebut sistem, sedangkan hal-hal yang membatasi sistem dan dapat mempengaruhi sistem disebut lingkungan.

Berdasarkan interaksinya dengan lingkungan, sistem dibedakan menjadi tiga macam, yaitu :

1.         Sistem TerbukaSistem terbuka adalah suatu sistem yang memungkinkan terjadi

perpindahan energi dan zat (materi) antara lingkungan dengan sistem. Pertukaran materi artinya ada hasil reaksi yang dapat meninggalkan sistem (wadah reaksi), misalnya gas, atau ada sesuatu dari lingkungan yang dapat memasuki sistem.

2.       Sistem Tertutup

Suatu sistem yang antara sistem dan lingkungan dapat terjadi perpindahan energi, tetapi tidak dapat terjadi pertukaran materi disebut sistem tertutup.

3.       Sistem TerisolasiSistem terisolasi merupakan sistem yang tidak memungkinkan

terjadinya perpindahan energi dan materi antara sistem dengan lingkungan.Energi adalah kapasitas untuk melakukan kerja (w) atau menghasilkan

panas (kalor=q). Pertukaran energi antara sistem dan lingkungan dapat berupa kalor (q) atau bentuk energi lainnya yang secara kolektif kita sebut kerja (w). Energi yang dipindahkan dalam bentuk kerja atau dalam bentuk kalor yang memengaruhi jumlah total energi yang terdapat dalam sistem disebut energi dalam (internal energy). Kerja adalah suatu bentuk pertukaran energi antara sistem dan lingkungan di luar kalor. Salah satu bentuk kerja yang sering menyertai reaksi kimia adalah kerja tekanan-volum, yaitu kerja yang berkaitan dengan pertambahan atau pengurangan volum sistem.

     E. EntalpiEntalpi (H) adalah jumlah total dari semua bentuk energi. Entalpi (H)

suatu zat ditentukan oleh jumlah energi dan semua bentuk energi yang dimiliki zat yang jumlahnya tidak dapat diukur dan akan tetap konstan selama tidak ada energi yang masuk atau keluar dari zat. . Misalnya entalpi untuk air dapat ditulis H H20 (l) dan untuk es ditulis H H20 (s).Untuk menyatakan kalor reaksi pada tekanan tetap (qp ) digunakan besaran yang disebut Entalpi ( H ).

Untuk reaksi kimia :∆H = Hp – HrHp = entalpi produkHr  = entalpi reaktanReaksi pada tekanan tetap      : qp  = ∆H ( perubahan entalpi )Reaksi pada volume tetap       : qv  = ∆E ( perubahan energi dalam )

Perubahan kalor atau entalpi yang terjadi selama proses penerimaan atau pelepasan kalor dinyatakan dengan ” perubahan entalpi (ΔH) ” . Harga entalpi zat sebenarnya tidak dapat ditentukan atau diukur. Tetapi ΔH dapat ditentukan dengan cara mengukur jumlah kalor yang diserap sistem.

Misalnya pada perubahan es menjadi air, yaitu 89 kalori/gram. Pada perubahan es menjadi air, ΔH adalah positif, karena entalpi hasil perubahan, entalpi air lebih besar dari pada entalpi es. Pada perubahan kimia selalu terjadi perubahan entalpi. Besarnya perubahan entalpi adalah sama besar dengan selisih antara entalpi hasil reaksi dan jumlah entalpi pereaksi.

Setiap sistem atau zat mempunyai energi yang tersimpan didalamnya. Energi potensial berkaitan dengan wujud zat, volume, dan tekanan. Energi kinetik ditimbulkan karena atom – atom dan molekul-molekul dalam zat bergerak secara acak. Jumlah total dari semua bentuk energi itu disebut entalpi (H) . Entalpi akan tetap konstan selama tidak ada energi yang masuk atau keluar dari zat. . Misalnya entalpi untuk air dapat ditulis H H20 (l) dan untuk es ditulis  H H20 (s).

Entalpi (H) suatu zat ditentukan oleh jumlah energi dan semua bentuk energi yang dimiliki zat yang jumlahnya tidak dapat diukur. Perubahan kalor atau entalpi yang terjadi selama proses penerimaan atau pelepasan kalor dinyatakan dengan ” perubahan entalpi (ΔH) ” . Misalnya pada perubahan es menjadi air, maka dapat ditulis sebagai berikut:Δ H = H H20 (l) - H H20 (s)

Harga entalpi zat sebenarnya tidak dapat ditentukan atau diukur. Tetapi ΔH dapat ditentukan dengan cara mengukur jumlah kalor yang diserap sistem. Misalnya pada perubahan es menjadi air, yaitu 89 kalori/gram. Pada perubahan es menjadi air, ΔH adalah positif, karena entalpi hasil perubahan, entalpi air lebih besar dari pada entalpi es.

Termokimia merupakan bagian dari ilmu kimia yang mempelajari perubahan entalpi yang menyertai suatu reaksi. Pada perubahan kimia selalu terjadi perubahan entalpi. Besarnya perubahan entalpi adalah sama besar dengan selisih antara entalpi hasil reaksi dam jumlah entalpi pereaksi.

Pada reaksi endoterm, entalpi sesudah reaksi menjadi lebih besar, sehingga ΔH positif. Sedangkan pada reaksi eksoterm, entalpi sesudah reaksi menjadi lebih kecil, sehingga ΔH negatif. Perubahan entalpi pada suatu reaksi disebut kalor reaksi. Kalor reaksi untuk reaksi-reaksi yang khas disebut dengan nama yang khas pula, misalnya kalor pembentukan, kalor penguraian, kalor pembakaran, kalor pelarutan dan sebagainya.

      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-1C (grafit) + O2(g) à CO2(g) ΔH=-393 kJ mol-1K(s) + Mn(s) + 2O2 à KMnO4(s) ΔH=-813 kJ mol-1Catatan:

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-1Catatan:

ΔHc selalu negatif, karena panas pasti dilibatkan 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 StandarAdalah 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 StandarAdalah  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 StandarAdalah 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.

     F. KalorimeterKalorimetri 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 diterimaRumus yang digunakan adalah :

q = m x c x ∆Tqkalorimeter  = 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.

qreaksi = - (qlarutan  + qkalorimeter )Beberapa jenis kalorimeter :

    1. Kalorimeter bomKalorimeter bom adalah alat yang digunakan untuk mengukur jumlah

kalor (nilai kalori) yang dibebaskan pada pembakaran sempurna (dalam

O2 berlebih) suatusenyawa, 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 beroksigenyang 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 ∆Tdengan :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

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 DTdengan :

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 kaloryang 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 )Q reaksi = - (m.c.∆T + c.∆T)

Jika kapasitas kalori dalam kalorimeter diabaikan, makaQreaksi = - (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 kJPada 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 > 0Reaksi 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 

     G. Hukum HessPengukuran 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.

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 ∆H dapat dilakukan melalui 3 cara yaitu :1). Perubahan entalpi (∆H ) suatu reaksi dihitung melalui penjumlahan dari perubahan entalpi beberapa reaksi yang berhubungan.2). Perubahan entalpi (∆H ) suatu reaksi dihitung berdasarkan selisih entalpi pembentukan (∆Hf o ) antara produk dan reaktan.3). Perubahan entalpi (∆H ) 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.

Konsep dari hukum Hess juga dapat diperluas untuk menghitung perubahan fungsi keadaan 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(ΔSforeaktan) ΔS = Σ(ΔSoproduk) - Σ(ΔSoreaktan).

Untuk perubahan energi bebas:

ΔGo = Σ(ΔGfoproduk) - Σ(ΔGforeaktan) ΔG = Σ(ΔGoproduk) - Σ(ΔGoreaktan).

     H. Penentuan ΔH ReaksiHukum Hess menyatakan bahwa perubahan entalpi tidak tergantung

pada berapa banyak tahapan reaksi, tetapi tergantung pada keadaan awal dan akhir. Dengan kata lain, untuk suatu reaksi keseluruhan tertentu, perubahan entalpi selalu sama, tak peduli apakah reaksi itu dilaksanakan secara langsung ataukah secara tak langsung dan lewat tahap-tahap yang berlainan. Rumus yang dapat dipakai yaitu:

1. Penentuan ∆H Reaksi berdasarkan Eksperimen (Kalorimeter)

Penentuan kalor reaksi secara kalorimetris merupakan penentuan yang didasarkan atau diukur dari perubahan suhu

larutan dan kalorimeter dengan prinsip perpindahan kalor, yaitu jumlah kalor yang diberikan sama dengan jumlah kalor yang diserap. Kalorimeter 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 dalam kalorimeter, kita dapat menentukan jumlah kalor yang diserap oleh air serta perangkat kalorimeter berdasarkan rumus:q.larutan = m c ∆Tq.kalorimeter = C ∆Tq = jumlah kalorm = massa air (larutan) di dalam calorimeterc = kalor jenis air (larutan) di dalam calorimeterC = kapasitas kalor dari calorimeter∆T = kenaikan suhu larutan (kalorimeter)

Oleh karena tidak ada kalor yang terbuang ke lingkungan, maka kalor reaksi sama dengan kalor yang diserap oleh larutan dan kalorimeter, tetapi tandanya berbeda :

qreaksi = -(qlarutan + qkalorimeter)Kalorimeter yang sering digunakan adalah kalorimeter bom. Kalorimeter

bom terdiri dari sebuah bom (wadah tempatberlangsungnya reaksi pembakaran, biasanya terbuat dari berlangsungnya reaksi pembakaran,

biasanya terbuat dari bahan stainless steel) dan sejumlah air yang dibatasi dengan wadah kedap panas. Jadi kalor reaksi sama dengan kalor yang diserap atau dilepaskan larutan, sedangkan kalor yang diserap atau dilepaskan larutan, sedangkan kalor yang diserap oleh gelas dan lingkungan diabaikan.qreaksi = -qlarutan

     2. Penentuan ∆H Reaksi dengan Hukum HessHukum 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 .Contoh Soal :

Diketahui data entalpi reaksi sebagai berikut :Ca(s) + ½ O2(g) → CaO(s) ∆H = - 635,5 kJC(s) + O2(g) → CO2(g) ∆H = - 393,5 kJCa(s) + C(s) + ½ O2(g) → CaCO3(g) ∆H = - 1207,1 kJHitunglah perubahan entalpi reaksi : CaO(s) + CO2(g) → CaCO3(s) !Penyelesaian :CaO(s) .............................→ Ca(s) + ½ O2(g) ....∆H = + 635,5 kJCO2(g)............................ → C(s) + O2(g) ............∆H = + 393,5 kJCa(s) + C(s) + ½ O2(g) → CaCO3(s)................. ∆H = - 1207,1 kJ_________________________________________ _CaO(s) + CO2(g) ...........→ CaCO3(s).................. ∆H = - 178,1 kJ

     3. Penentuan ∆H Reaksi Berdasarkan Data Perubahan Entalpi        Pembentukan Standar ( ∆Hof )Cara lain perhitungan entalpi reaksi yaitu berdasarkan entalpi pembentukan standar( ∆Hof ) zat-zat yang ada pada reaksi tersebut.

∆Hreaksi = ∑∆Hof produk - ∑∆Ho

f reaktan

TABEL ENTALPI PEMBENTUKAN BEBERAPA ZATZat ∆Hof ( kJ/mol ) Zat ∆Hof ( kJ/mol )H2(g) 0 C2H4(g) + 52,5O2(g) 0 CCl4(g) - 96,0C(s) 0 NH3(g) - 45,9H2O(g) - 241,8 NO2(g) + 33,2H2O(l) - 285,8 SO2(g) - 296,8CO2(g) - 393,5 HCl(g) - 92,3CO(g) -110,5 NO(g) + 90,3

Contoh Soal :Dari tabel entalpi pembentukan diatas, tentukan :a. ∆H reaksi pembakaran C2H4 !b. Tentukan jumlah kalor yang dibebaskan pada pembakaran 56 g gas C2H4c. Reaksi pembakaran C2H4C2H4(g) + 3 O2(g)→2CO2(g) + 2H2O(l)∆H reaksi = ∆Hof hasil reaksi - ∆Hof pereaksi= ( 2. ∆Hof CO2 + 2. .∆Hof H2O ) – ( 1. ∆HofC2H4 + 3. ∆Hof O2)= ( 2 . -393,5 + 2. -285,8 ) – ( 1. 52,5 + 3. 0 )= -787 – 571,6 + 52,5= - 1306,1 kJ/molb. Mr C2H4 = (2x12) + (4x1) = 28Mol C2H4 = 56/28 = 2 mol∆H pembakaran 2 mol C2H4 = 2 mol x ( -1306,1 kJ/mol )= -2612,2 kJJadi pada pembakaran 56 gram gas C2H4 dibebaskan kalor sebesar 2612,2 Kj

4.       Penentuan ∆H Reaksi Dari Energi Ikatan        Reaksi kimia antarmolekul dapat dianggap berlangsung dalam 2 tahap yaitu :

a.        Pemutusan ikatan pada pereaksib.        Pembentukan ikatan pada produk

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 + ∆Htahap-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 IKATANIkatan E (kJ/mol) Ikatan E (kJ/mol)H-H 436 O=O 498H-C 415 C≡N 891H-N 390 F-F 160C-C 345 Cl-Cl 243C≡C 837 H-Cl 432C-O 350 C=C 611C=O 741 I-I 150C-Cl 330 N=N 418O-H 450 C-F 485

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

DAFTAR PUSTAKA

Brady, James .E. 1999. Kimia Universitas Azas & Struktur Jilid 1, Edisi ke-5. Jakarta : Binarupa      AksaraKleinfelter, Wood. 1989.Kimia Untuk Universitas Jilid 1.ed.6.Jakarta : ErlanggaRahayu,Nurhayati,dan Jodhi Pramuji G.2009.Rangkuman Kimia SMA.Jakarta : Gagas MediaSutresna,Nana. 2007.Cerdas Belajar Kimia untuk Kelas XI.Jakarta : Grafindo Media PratamaKuliah Kimia Dasar I oleh Pak Umarfree.vlsm.org/v12/sponsor/.../0281%20Fis-1-4d.htmhttp://blog.ums.ac.id/vitasari/files/2009/06/kuliah-11_panas-reaksi.pdfhttp://elearning.gunadarma.ac.id/docmodul/pengantar_kimia/Bab_8http://id.wikipedia.org/wiki/Hukum_Hesshttp://id.wikipedia.org/wiki/Kalorimeter/http://www.scribd.com/doc/20100823/Kalorimeterhttp://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia_fisika1/termokimia/pengertian-termokimia/

 file ppt dapat didownload diSINIAyooo Silakan dicoba Soal-SoalnyaContoh soal bisa didownload di SINIKerjakan dengan baik dan benar ya???Selamat mengerjakanSemoga Sukses ( ^--^ )