RSS

TERMOKIMIA

05 Jun

Baik disadari ataupun tidak, kita pasti pernah mengalami gejala-gejala termokimia, misalnya saat kita berolah raga. Kita mampu melakukan berbagai aktivitas karena tubuh kita memiliki energi cukup untuk melakukannya. Beberapa saat setelah berolah raga, tubuh kita mengeluarkan keringat dan suhu badan meninggi. Gejala tersebut merupakan pertanda bahwa tubuh mengeluarkan energi.

A.    Energi dan Entalpi

Pada hampir semua reaksi kimia, selalu ada energi yang diserap atau dikeluarkan, biasanya dalam bentuk energi kalor. Cabang ilmu kimia yang mempelajari perubahan energi kalor pada suatu reaksi disebut termokimia.

1.      Hukum Kekekalan Energi

Pada tahun 1818-1889 James Prescott Joule merumuskan hukum kekekalan energi yang dinyatakan berikut ini. Dengan kata lain, energi alam semesta adalah tetap sehingga energi yang terlibat dalam sutu proses reaksi kimia dan fisika hanya merupakan perpindahan atau perubahan bentuk energi.

 2.      Entalpi dan Perubahan Entalpi

Jumlah energi yang dimiliki suatu zat dalam segala bentuk disebut entalpi (H), sedangkan perubahan entalpi suatu sistem dapat diukur jika sistem mengalami perubahan yang disebut perubahan entalpi (∆H):esarnya perubahan entalpi adalah selisih besarnya entalpi sistem setelah mengalami perubahan dengan besarnya entalpi sistem sebelum perubahan pada tekanan tetap Perubahan entalpi yang menyertai suatu reaksi dipengaruhi oleh: jumlah zat, keadaan fisis zat, suhu (T), dan tekanan (P).

3.      Sistem dan Lingkungan

Sistem adalah segala sesuatu yang menjadi pusat perhatian yang kita pelajari perubahan energinya. Sedangkan yang disebut lingkungan adalah segala sesuatu di luar sistem.

Contoh 1

NaOH (aq) + HCl (aq) → NaCl (aq) + H2O (l) = X Kj

 Campuran NaOH + HCl yang berubah menjadi NaCl (aq) dan H2O menjadi fokus yang dipelajari, sedangkan termometer dan gelas kimia sebagai peralatan yang menunjang proses. Segala sesuatu yang menjadi fokus atau sesuatu yang dipelajari disebut sistem, sedangkan termometer dan gelas merupakan lingkungan.

Berdasarkan transformasi materi dan energinya, sistem dibagi menjadi 3, yaitu:

  1. Sistem terbuka, yaitu sistem yang dapat terjadi pertukaran materi dan energi dari lingkungan ke sistem atau sebaliknya. Misalnya air teh dalam gelas terbuka.
  2. Sistem tertutup, yaitu sistem yang hanya dapat terjadi perpindahan energi dari lingkungan ke sistem atau sebaliknya tanpa ada pertukaran materi. Misalnya air panas dalam gelas yang tertutup rapat.
  3. Sistem terisolasi, yaitu sistem yang tidak dapat terjadi pertukaran baik materi maupun energi dari sistem ke lingkungan atau sebaliknya. Misalnya air panas dalam termos
  4. Persamaan Termokimia

Persamaan yang menggambarkan suatu reaksi yang disertai informasi tentang perubahan entalpi (kalor). Oleh karena entalpi merupakan sifat ekstensif (nilainya bergantung pada besar dan ukuran sistem) maka pada persamaan termokimia juga tercantum jumlah mol zat yang dinyatakan dengan koefisien reaksi, dan keadaan fasa zat yang terlibat. Untuk lebih memahaminya, marilah perhatikan contoh berikut:

Contoh 2

Pada pembentukan 1 mol air dari gas hidrogen dan gas oksigen dibebaskan 286 kJ.  Maka persamaan reaksi termokimianya adalah

H2 (g) + ½ O2 (g) →  H2O (l)      ∆H = -286 kJ

 Contoh 3

Untuk menguraikan 1 mol ammonium menjadi gas hidrogen dan gas nitrogen diperlukan kalor 46 kJ. Maka persamaan reaksi termokimianya adalah

NH3 (g) →  ½ N2 (g) + ½ H2 (g)  ∆H = + 46 Kj

 6.      Entalpi Molar

Keadaan standar ini diperlukan karena pengukuran pada suhu dan tekanan yang berbeda akan menghasilkan harga perubahan entalpi yang berbeda pula. Satuan yang digunakan untuk menyatakan perubahan entalpi adalah kJ. Perubahan entalpi dalam molar adalah kJ/mol. Jenis perubahan entalpi berdasarkan kondisi perubahan kimia yang terjadi:

1)      Perubahan entalpi pembentukan standar (∆Hfo)

(∆Hfo = standard enthalpy of formation)

Adalah perubahan entalpi pada pembentukan 1 mol senyawa dari unsur-unsurnya

yang paling stabil, pada keadaan standar. Satuan perubahan entalpi pembentukan standar menurut Sistem Internasional (SI) adalah kJ/mol.

Contoh 4

Perubahan entalpi pembentukan standar dari gas karbondioksida (CO2) adalah –393,5 kJ/mol. Persamaan termokimianya:

C(s) + O2(g) → CO2(g)      ∆Hf o = –393,5 kJ/mol

 

2)      Perubahan entalpi penguraian standar (∆Hdo)

(∆Hdo = standard enthalpy of decomposition)

Adalah perubahan entalpi pada penguraian 1 mol senyawa menjadi unsur-unsurnya, pada keadaan standar.

Contoh 5

Perubahan entalpi penguraian H2O adalah +286 kJ/mol. Persamaan termokimianya:

H2O(aq) → H2(g) + O2(g)    ∆Hdo = + 286 kJ/mol

 

3)      Perubahan entalpi pembakaran standar (∆Hco)

(∆Hco = standard enthalpy of combustion)

Adalah perubahan enthalpi pada pembakaran sempurna 1 mol unsur atau senyawa

pada keadaan standar. Pembakaran adalah reaksi suatu zat dengan oksigen.

Contoh 6

Perubahan entalpi pembakaran gas CH4 adalah –802 kJ/mol. Persamaan termokimianya:

CH4(g) + O2(g)→ CO2(g) + 2H2O(g) ∆Hco = –802 kJ/mol

 B.     Penentuan ∆H Reaksi

Jika anda diminta menentukan jumlah kalor yang dihasilkan pada pembakaran secarik kertas, bagaimanakah anda melakukannya?

Kalor reaksi dapat ditentukan melalui percobaan, yaitu dengan kalorimeter. Kalorimeter adalah alat untuk mengukur kalor yang diserap atau dilepaskan oleh suatu reaksi kimia yang dilangsungkan di dalam kalorimeter. Kalorimeter terdiri dari bejana yang dilengkapi dengan batang pengaduk dan  termometer. Namun demikian, penentuan kalor reaksi melalui percobaan bukanlah pekerjaan yang mudah. Henry Hess, seorang ahli kimia dari Rusia kelahiran Swiss, menentukan cara lain untuk dapat menentukan kalor reaksi, yaitu berdasarkan data termokimia yang ada. Berikut akan dipaparkan penentuan kalor reaksi.

1.      Kalorimeter

Harga ∆H suatu reaksi dapat ditentukan melalui eksperimen kalorimetri. Proses pengukuran kalor reaksi ini dilakukan dalam suatu alat yang disebut dengan kalorimeter. Dalam eksperimen ini digunakan prinsip bahwa kalor yang dihasilkan oleh reaksi sama dengan kalor yang diterima oleh air dan kalorimeter.

Besar kalor yang dihasilkan atau diserap oleh reaksi dapat dihitung dengan persamaan

2.      Hukum Hess

Setiap reaksi memiliki ∆H yang tetap, dan harga ∆H tersebut tidak bergantung pada jumlah tahap reaksi. Hal ini dikenal dengan HUKUM HESS.

Contoh 8

Diketahui:

H2 (g) + F2 (g) →    2HF           ∆H = -537 Kj

C (s) + 2F2 (g) →  CF4 (g)        ∆H = -680 Kj

2C (s) + 2H2 (g)  →  C2H4 (g)   ∆H = 52,3 Kj

Tentukan entalpi reaksi:

C2H4 (g) + 6F2 (g) →2CF4 (g) + 4HF (g)        ∆H = …?

 

 

 
 

Leave a Reply

Fill in your details below or click an icon to log in:

WordPress.com Logo

You are commenting using your WordPress.com account. Log Out / Change )

Twitter picture

You are commenting using your Twitter account. Log Out / Change )

Facebook photo

You are commenting using your Facebook account. Log Out / Change )

Google+ photo

You are commenting using your Google+ account. Log Out / Change )

Connecting to %s

 
%d bloggers like this: