Termokimia

PETA KONSEP

A. Pengertian Termokimia

Termokimia berasal dari bahasa Yunani thermos yang berarti ‘panas’atau ‘kalor’ dan kimia. Termokimia merupakan ilmu kimia yang mempelajari banyaknya panas yang dilepas atau diserap (disorpsi) akibat reaksi kimia

B. Hukum Kekekalan Energi

          Energi tidak dapat diciptakan dan tidak dapat dimusnahkan, tetapi dapat diubah dari bentuk energi satu ke bentuk energi yang lain. Satuan joule dapat dikonversi (diubah) ke dalam satuan energi yang lain, seperti berikut.

            1 kJ    = 1000 J

      1 kalori     = 4,184 J

        1 kkal     = 1000 kal

    1liter atm   = 101,2 joule

1. Energi

      Energi didefinisikan sebagai kemampuan suatu materi untuk melakukan kerja. Energi yang akan kita pelajari dalam termokimia adalah “energy dalam” dari suatu sistem/reaksi-reaksi kimia. Suatu benda dapat memiliki energi dalam bentuk energi kinetik dan energi potensial

2. Energi Dalam

          Energi dalam disebut juga internal energy (E) yang merupakan “jumlah energi“ dari semua bentuk energi yang dimiliki oleh sistem molekul atau benda. Energi dalam terdiri dari energi kinetik dan energi potensial. Energi dalam suatu sistem dapat berubah bila sistem menyerap atau melepas panas.

Energi dalam akan bertambah apabila:

a. sistem menyerap/menerima panas

b. sistem menerima kerja

Energi dalam berkurang apabila:

a. sistem melepaskan panas

b. sistem melakukan kerja

        Energi dalam dari suatu sistem tidak dapat diukur, namun perubahannya dapat diukur dan dinyatakan sebagai ΔE dengan perumusan sebagai berikut

                ΔE = E produk - E reaktan

3. Kalor

Kalor adalah energi yang berpindah dari sistem ke lingkungan atau sebaliknya, dikarenakan adanya perbedaan suhu di antara keduanya. Kalor dapat berpindah dengan tiga macam cara:

a. Konduksi (hantaran), yaitu perpindahan kalor melalui media

b. Konversi, yaitu aliran kalor melalui partikel-partikel yang bergerak

c. Radiasi, yaitu kalor memancar ke segala arah tanpa media

Adapun jumlah kalor yang berpindah dari sistem ke lingkungan tergantung dari massa benda (m), kalor jenis (c), kapasitas kalor (C), dan perubahan suhu ( T), sehingga untuk menghitung kalor dirumuskan sebagai berikut.

                q = m.c. Δt

atau

                q = C. Δt

Keterangan:

q = kalor yang diserap atau dilepas

Bila sistem menyerap kalor, q bertanda positif.

Bila sistem melepas kalor, q bertanda negatif.

m = massa zat

c = kalor jenis zat

T = perubahan suhu dari sistem

C = kapasitas kalor

4. Entalpi

    Entalpi disebut juga sebagai heat content (H), yakni besarnya kalor reksi yang diukur pada tekanan tetap Entalpi dari suatu reaksi tidak dapat diukur, namun demikian perubahan entalpinya dapat diketahui. Entalpi secara keseluruhan dihitung dengan rumus berikut.

Setiap reaksi kimia selalu disertai perubahan entalpi (ΔH)

             ΔH = H hasil reaksi – H pereaksi

C. Sistem dan Lingkungan

Pengertian sistem adalah bagian dari keseluruhan yang kita pelajari, sedangkan lingkungan adalah sesuatu yang berada di luar sistem.

contoh ; 

ingin mempelajari pertumbuhan dari sebatang pohon, maka pohon tersebut dikatakan sebagai sistem, sedangkan sesuatu di luar pohon disebut lingkungan.

  D. Reaksi Eksoterm dan Endoterm

       Berdasarkan arah berpindahnya kalor dalam sistem dan lingkungan, maka reaksi dibedakan menjadi dua jenis, yaitu reaksi eksoterm dan reaksi endoterm

            

1. Reaksi Eksoterm

    Dikatakan reaksi eksoterm (berasal dari kata eks (keluar) dan therm (panas)) apabila kalor berpindah dari sistem ke lingkungan, artinya sistem melepas kalor.

Dalam tubuh, nasi yang kita makan akan bereaksi dengan oksigen yang kita hirup dengan reaksi seperti berikut.

Cn(H₂O)m + O₂ →  nCO₂ + m H₂O + energi

Persamaan termokimianya:

amilum + O₂(g) →   n CO₂(g) + m H₂O(aq) ΔH = -X kJ

Di dalam reaksi eksoterm, panas berpindah dari sistem ke lingkungan, karenanya panas dalam sistem berkurang sehingga H-nya bertanda negatif. Secara  matematis, H dirumuskan sebagai berikut.

      Hakhir < Hawal

      Hakhir – Hawal < 0

      ΔH berharga negatif

digambarkan dalam diagram berikut.

Arah panah ke bawah menunjukkan bahwa energi semakin berkurang karena sebagian terlepas

2. Reaksi Endoterm

    Reaksi endoterm terjadi apabila sistem menyerap kalor atau kalor berpindah dari lingkungan ke sistem.

Untuk mengubah CaCO₃(s) menjadi batu gamping (CaO) dan gas CO₂ diperlukan energi panas.

Persamaan termokimianya:

      CaCO₃(s) →  CaO(s) + CO₂(g) ΔH = +178,3 kJ

      Hakhir > Hawal

      Hakhir – Hawal > 0

      ΔH berharga positif 

digambarkan dalam diagram berikut

E. Persamaan Termokimia

tidak boleh dilupakan, kita harus menuliskan fase dari zat-zatnya, misalnya fase padat atau solid (s), fase cair atau aqueous (aq), fase gas (g) serta fase liquid (l) untuk pelarut murni. Simak baik-baik contoh penulisan persamaan termokimia berikut.

     Na(s) + ½ Cl₂(g) →  NaCl(s)          ΔH = - 411 kJ/mol

1. Entalpi Pembentukan Standar ( ΔHf  )

         ΔHf adalah besarnya perubahan entalpi (kalor) yang dibebaskan atau diserap pada pembentukan satu mol senyawa dari unsur-unsurnya.

Contoh ;

          H₂(g) + 1/2 O₂(g) →   H₂O(l)                        ΔH = -285,8 kJ mol-1

          H₂(g) + 12 O₂(g)  →   H₂O(g)                      ΔH  = -241,8 kJ mol-1

          C(s)  +  O₂ (g))  + 2H₂  →   CH₃OH(l)          ΔH  = - 238,6kJ/mol. 

Perubahan entalpi pembentukan KMnO₄ adalah perubahan entalpi dari reaksi:

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

Berdasarkan perjanjian, ΔHf unsur = 0 pada semua temperatur, 

misalnya:    ΔHfC = 0, ΔHfFe = 0, ΔHfO₂ = 0, ΔHfN₂ = 0.

2.  Entalpi Penguraian Standar ( ΔHd  )

         Perubahan entalpi penguraian standar merupakan kebalikan dari perubahan

entalpi pembentukan. ΔHd suatu zat adalah perubahan entalpi yang terjadi pada reaksi penguraian 1 mol zat menjadi unsur-unsur pada keadaan standar.

Contoh:

      H₂O(l) →  H₂(g) + 1/2 O₂(g)         ΔH = +285,8 kJ mol-1

      H₂O(g)  →  H₂(g) + 12 O₂(g)        ΔH   = +241,8 kJ mol-1

3.  Entalpi Pembakaran Standar ( ΔHc )

     Perubahan entalpi pembakaran, ΔHc adalah perubahan entalpi yang terjadi

pada pembakaran 1 mol unsur atau senyawa pada keadaan standar.

Apabila proses pembakaran senyawa hidrokarbon sempurna, akan dihasilkan gas CO₂ dan H₂O. Namun, apabila pembakaran senyawanya tidak sempurna, gas CO dan H₂O

Contoh:

       CH₄(g) + 2 O₂(g)  →  CO₂(g) + 2 H₂O(l)          ΔHc = -889,5 kJ

       C₂H₂(g) + 5/2 O₂(g)  →  2 CO₂(g) + H₂O(g)     ΔHc = -129,9 kJ

1. Berapa kJ panas yang dihasilkan oleh 1 tangki kendaraan bermotor yang bervolume 3,5 L, jika berat jenis bensin setelah dihitung secara kasar adalah 0,7 kg/L. ( ΔHc isooktana = -5460 kJ/mol, Mr isooktana = 114 kg/mol)

Penyelesaian:

Diketahui : Volume tangki kendaraan (v)= 3,5 L

                   Berat jenis bensin (ρ) = 0,7 kg/L

                   ΔHc isooktana = -5460 kJ/mol

Ditanyakan : Hc pada tangki kendaraan.

Jawab : 
       Nassa tangki kendaraan = 3,5L . 0,7 kg/L = 2,45 kg

       ΔHc tangki = mol . (-5450) kJ/mol

                         = 117127,19 kJ

       Jadi, panas yang dihasilkan adalah 117127,19 kJ

4. Entalpi Netralisasi Standar ( ΔHn = Standard Enthalpy of  Netralization)

        ΔHn adalah banyaknya kalor yang dibebaskan atau diperlukan untuk menetralkan 1 mol asam dengan basa atau sebaliknya

      2 NaOH(aq) + H₂SO₄(aq)   →    Na₂SO₄(aq) + H₂O(aq)       ΔH = - 57,27 kJ

F. Penentuan ΔH Reaksi

Perubahan H reaksi dapat ditentukan dengan beberapa cara, yakni dari hasil eksperimen, dari penerapan Hukum Hess, atau dengan data entalpi pembentukan dan energi ikatan. Salah satu cara yang digunakan untuk mengukur perubahan entalpi reaksi adalah dengan kalorimetri, yaitu proses pengukuran jumlah panas dari sistem reaksi menggunakan calorimeter

1. eksperimen

Prinsip kerja dari kalorimeter ini menggunakan Azas Black, yaitu jumlah kalor yang dilepas suatu benda sama dengan jumlah kalor yang diterima oleh benda lain, atau q dilepas = q diterima. Adapun besarnya transfer kalor tersebut tergantung pada faktor-faktor berikut.

a. jumlah zat

b. kalor jenis zat

c. perubahan suhu

d. kapasitas kalor dari kalorimeter

Rumus yang digunakan untuk menghitung jumlah kalor bila kalor dari kalorimeter diabaikan adalah sebagai berikut.

           q = m c Δt

Namun, bila kalor dari kalorimeter diperhitungkan, rumusnya menjadi:

           q = (m c Δt) + (C Δt)

Keterangan:

       q = kalor reaksi (J)

      m = massa zat( g)

       c = kalor jenis zat (J/g °C atau J/gK)

      Δt = perubahan suhu ( °C atau K)

       C = kapasitas kalor zat (J/ °C atau J/K)

Perlu diketahui juga, yang dimaksud dengan kalor jenis (c) adalah jumlah kalor yang dibutuhkan untuk menaikkan suhu 1 gram zat sebesar 1° C sedangkan kapasitas kalor adalah jumlah kalor yang dibutuhkan untuk menaikkan suhu suatu zat sebesar 1 °C atau 1

1.  10 g NaOH dimasukkan ke dalam kalorimeter yang berisi 150 g air. Jika kalor jenis air = 4,2 J/g °C dan selisih suhu sebelum dan sesudah reaksi 5 °C, maka hitunglah:

      a. Kalor pelarutan NaOH, bila jumlah kalor dari calorimeter diabaikan.

      b. Kalor pelarutan NaOH, bila menggunakan bejana aluminium dan tanpa mengabaikan        banyaknya kalor dari kalorimeter (kapasitas kalor dari kalorimeter = 9,1 kJ/ °C)

Penyelesaian:

Diketahui : 
        Massa NaOH = 10 g

        Massa H₂O = 150 g

       Massa larutan = 160 g

       c = 4,2 J/g °C

       C = 9,1 kJ/ °C

        t = 5 °C

Ditanyakan : q.

Jawab :

      a. Bila kalor dari kalorimeter diabaikan, maka:

               q = m c T

                  = 160 g 4,2 J/g °C 5 °C

                  = 3360 J

           Jadi, kalor pelarutan NaOH adalah 3360 J.

      b. q = q larutan NaOH – q kalorimeter.

Karena dalam pelarutan NaOH terjadi kenaikan suhu, maka sistem melepaskan kalor. Oleh karena itu, tanda untuk larutan NaOH negatif, sehingga:

       q = - (q larutan + q kalorimeter)

          = - (m c t larutan + C t kalorimeter)

         = -((160 g 4,2 J/g C 5 C) + (9,1 kJ/ °C .5 °C))

         = 3360 J+ 45500 J

         = 48860 J

Jadi, kalor pelaruan NaOH adalah 48860 J.

2. Berapakah jumlah kalor yang diterima 1 kg air bila dipanaskan dari suhu 20 °C menajadi 30 C? (diketahui kalor jenis air = 4,2 J /g °C)

Penyelesaian:

Diketahui : 
           m = 1 kg = 1000 g

            t= (30-20) C = 10 °C

           c = 4,2 J/g °C

Ditanyakan : q.

Jawab : 
       q = m c t

          = 1000g 4,2 J/g °C 10 C

          = 42 kJ

Jadi, kalor yang diterima 1 kg air sebesar 42 kJ.

3. 50 mL NaOH 0,1 M direaksikan dengan 50 mL CH₃COOH 0,1 M dalam kalorimeter yang terbuat dari aluminium (dengan kalor jenis aluminium = 9,0 kJ/ °C) Reaksi ini mengalami kenaikan suhu 4 °C. Bila kalor yang diserap aluminium diabaikan, hitunglah kalor reaksinya

(Berat jenis larutan dianggap 1 g/mL, c = 4,18 J/g °C)

Penyelesaian:

Diketahui : 
       VNaOH            = 50 mL

       [NaOH]            = 0,1 M

       V CH₃COOH   = 50 mL

      [CH₃COOH]     = 0,1 M

      C kalorimeter   = 9,0 kJ/ °C

      t                       = 4 °C

      larutan             = 1 g/mL

kalor yang diserap aluminium diabaikan.

Ditanyakan : q.

Jawab : 
       Vtotal = 50 ml + 50 ml = 100 ml

             m = Vtotal

                = 1 g/mL 100 mL

                = 100 g

             q = m c T

                = 100 g 4,18 J/g C 4 C

                = 1672 J

    Jadi, kalor reaksinya sebesar 1672 J

2. Berdasarkan Hukum Hess

    Perubahan entalpi reaksi kadang-kadang tidak dapat ditentukan secara langsung tetapi harus melalui tahap-tahap reaksi.Perubahan entalpi hanya bergantung pada keadaan awal dan keadaan akhir reaksi.

Reaksi langsung:

        S(s) + 3/2 O₂(g) → SO₃(g)        ΔH = - 395,72 kJ

Reaksi tak langsung, 2 tahap:

      1.   S(s) + O₂(g)  →  SO₂(g)                ΔH = -296,81 kJ

      2.   SO₂(g) + ½ O₂(g)   →  SO₃(g)      ΔH = - 98,96 kJ

Bila dijumlahkan:

               S(s) + 3/2 O₂(g)  →   SO₃(g)      ΔH = -395,72 kJ

Persamaan reaksi tersebut dapat dinyatakan dalam diagram tingkat energi atau diagram siklus

Tentukan harga entalpi dari reaksi:

        C(s) + 2 H₂(g) + ½ O₂(g) →    CH₃OH(g)

Bila diketahui:

       I. CH₃OH(g) + 2 O₂(g) →  CO₃(g) + 2H₂O(g)     ΔH = - 764 kJ

       II. C(s) + O₂(g)  →  CO₂(g)                                  ΔH = - 393,5 kJ

      III. H₂(g) + ½ O₂(g) →  H₂O(g)                             ΔH = - 241,8 kJ

Jawab:

        II. C(s) + O₂(g)   →  CO₂(g)                       ΔH = - 393,5 kJ.

       III. 2 H₂(g) + O₂(g)  →    2 H₂O(g)             ΔH = - 483,6 kJ

        I. CO₂(g) + 2H₂O(g) →   CH₃OH(g)           ΔH = + 764 kJ

        C(s) + 2 H₂(g) + 2O₂(g)  →   CH₃OH(g)     ΔH = + 113,1 kJ

3. Berdasarkan Entalpi Pembentukan Standar

         Data dari entalpi pembentukan standar dapat juga digunakan untuk menghitung ΔH reaksi (ΔHr). Zat-zat pereaksi mengurai membentuk unsur-unsurnya, kemudian unsur-unsur hasil uraian tersebut membentuk zat baru. Rumus yang digunakan adalah:
                  
                ΔHr = Σ Hf hasil reaksi – Σ Hf pereaksi

Perhatikan contoh perhitungan berikut.

1.  Tentukan ΔH reaksi pembakaran C₂H₆ jika diketahui:

ΔHf C₂H₆ = –84,7 kJ mol–1, ΔHf CO₂ = –393,5 kJ mol–1,  ΔHf H₂O = –285,8 kJ mol–1

Penyelesaian:

      C₂H₆(g) + 3 1/2 O₂(g)  →   2 CO₂(g) + 3 H₂O(l)

      ΔHr C₂H₆ = [2. ΔHfCO₂(g) + 3. ΔHfH₂O(l)] – [ΔHfC₂H6(g) + 3 1/2 . ΔHfO₂(g)]

                       = [2.(–393,5) + 3. (–285,8)] – [–84,7 + 0] = –1559,7 kJ

Jadi, ΔH pembakaran C2H₆ adalah –1559,7 kJ.1.

2. Tentukan entalpi pembakaran dari H₂S(g), bila entalpi pembentukan H₂S, H₂O, dan SO₂, berturut-turut = 20,6 kJ/mol; - 241,81 kJ/mol; dan – 296,81 kJ/mol.

Jawab:

Reaksi pembakaran H₂S adalah:

       H₂S(g) + ½ O₂(g) H₂O(g) + SO₂(g)

Hr = Σ Hf hasil reaksi – Σ Hf pereaksi

Hr = [ Hf H₂O(g) + Hf SO₂(g)] – [ Hf H₂S + Hf O₂]

        = [- 241,81 + (- 296,81)] kJ – [(-20,6) + 0] kJ

        = 518,02 kJ

Jadi, entalpi pembakarannya adalah 518,02 kJ

4. Berdsarkan energi ikatan

Adapun proses pemutusan dan pembentukan ikatan dapat digambarkan

sebagai berikut.

A – B(g) + C – D(g)  →   A – C(g) + B – D(g)

Secara umum, perhitungan entalpinya dirumuskan dengan:

ΔH reaksi = ∑E pemutusan ikatan – ∑E pembentukan ikatan

Dari rumus ini dapat ditentukan:

a. ΔH dari reaksi yang bersangkutan

b. energi ikatan rata-rata dari suatu molekul

c. energi disosiasi ikatan

.
contoh ;

Dengan menggunakan harga energi ikatan,

C– H = 415  kJ                       C – Cl =  330 kJ

Cl – Cl =  243 kJ                     H – Cl =  432 kJ

hitunglah ΔH reaksi:

CH₄(g) + 4 Cl₂(g)  →   CCl₄(g) + 4 HCl(g)

          H                                                          Cl

           I                                                           I

       

H   -   C    -  H   + 4[ Cl  -  Cl ]  à       Cl   -   C    -  Cl  +   4 [ H  -  Cl ]

           I                                                           I          

          H                                                         Cl

Penyelesaian:

Energi ikatan yang diputuskan:                  Energi ikatan yang dibentuk:

4.C – H   = 4 . 415 = 1.660 kJ                       4.C – Cl = 4 . 330 = 1.320 kJ

4.Cl – Cl = 4 . 243 =    972 kJ                       4.H – Cl = 4 . 432 = 1.728 kJ

                                 2.632 kJ                                                       3.048 kJ

ΔH reaksi = ∑E pemutusan ikatan – ∑E pembentukan ikatan

ΔH reaksi = 2.632 kJ – 3.048 kJ  = – 416 kJ

D. Kalor Pembakaran

        Kalor pembakaran adalah kalor yang dibebaskan apabila 1 mol bahan bakar

terbakar dengan sempurna dalam oksigen berlebihan

Contoh:

1CH₄(g) + 2 O₂(g)    →  CO₂(g) + 2 H₂O(l)       ΔH = -889 kJ