BAB I PENDAHULUAN Latar Belakang

Transkripsi

1 BAB I PENDAHULUAN I. Latar Belakang Dalam makalah ini, kami mengambil tema mengenai Termokimia. Kami memilih tema ini karena kami rasa materi ini sangat penting untuk dipelajari. Termokimia merupakan salah satu materi dasar dalam kimia yang harus dikuasai. Di dalam makalah ini kami membahas tentang konsep dasar dari termokimia yang kami sajikan pada bagian awal dari isi makalah. Hal ini kami lakukan karena kami menilai untuk memahami suatu materi, kita harus mengetahui konsep dasar terlebih dahulu, kemudian dilanjutkan pada bagian inti materi.. Termokimia dapat didefinisikan sebagai bagian ilmu kimia yang mempelajari dinamika atau perubahan reaksi kimia dengan mengamati panas/termal nya saja. Salah satu terapan ilmu ini dalam kehidupan sehari-hari ialah reaksi kimia dalam tubuh kita dimana produksi dari energi-energi yang dibutuhkan atau dikeluarkan untuk semua tugas yang kita lakukan. Pembakaran dari bahan bakar seperti minyak dan batu bara dipakai untuk pembangkit listrik. Bensin yang dibakar dalam mesin mobil akan menghasilkan kekuatan yang menyebabkan mobil berjalan. Bila kita mempunyai kompor gas berarti kita membakar gas metan (komponen utama dari gas alam) yang menghasilkan panas untuk memasak. Dan melalui urutan reaksi yang disebut metabolisme, makanan yang dimakan akan menghasilkan energi yang kita perlukan untuk tubuh agar berfungsi. Karena termokimia ini merupakan salah satu materi dasar dalam kimia yang harus dikuasai. Di dalam makalah ini kami membahas tentang konsep dasar dari termokimia yang kami sajikan pada bagian awal dari isi makalah. Hal ini kami lakukan karena kami menilai untuk memahami suatu materi, kita harus tahu konsep dasarnya terlebih dahulu, setelah itu baru masuk ke inti materinya. Termokimia merupakan materi yang harus dipahami dengan baik karena di dalamnya mencakup cukup banyak materi lainnya, seperti termodinamika I, kalor reaksi, kerja, entalpi, kalorimeter, hukum Hess, penentuan H reaksi, energi ikatan, dan jenis-jenis kalor. Maka dari itu, kami berusaha untuk membuat materi termokimia dalam makalah ini menjadi ringkas dan mudah dipahami. Dasar Termokimia adalah ilmu yang mempelajari hubungan antara energi panas dan energi kimia. Sedangkan energi kimia didefinisikan sebagai energi yang dikandung

2 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 atauentalpi 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. Termokimia merupakan pengetahuan dasar yang perlu diberikan atau yang dapat diperoleh dari reaksi-reaksi kimia, tetapi juga perlu sebagai pengetahuan dasar untuk pengkajian teori ikatan kimia dan struktur kimia. 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.. II. Tujuan Penulisan Untuk mempelajari konsep dasar termokimia Untuk mempelajari materi-materi yang terkait dengan termokimia Memahami tentang termokimia lebih mendalam Memahami tentang termokimia dengan baik Untuk mengetahui peristiwa peristiwa termokimia dan aplikasinya dalam kehidupan sehari hari dalam berbagai bidang. III. Metoda Penulisan Dalam menulis makalah ini, kami memperoleh kajian materi dari beberapa sumber, yaitu studi literatur dari buku-buku yang terkait dengan topik dan berbagai artikel dari internet.. BAB II ISI I. Konsep Dasar

3 Termokimia 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. Termokimia merupakan pengetahuan dasar yang perlu diberikan atau yang dapat diperoleh dari reaksi-reaksi kimia, tetapi juga perlu sebagai pengetahuan dasar untuk pengkajian teori ikatan kimia dan struktur kimia. 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. Termokimia membahas hubungan antara kalor sengan reaksi kimia atau prosesproses yang berhubungan dengan reaksi kimia. Dalam praktiknya termokimia lebih banyak berhubungan dengan pengukuran kalor yang menyertai kimia atau prosesproses yang berhubungan dengan perubahan struktur zat, misalnya perubahan wujud atau perubahan struktur kristal. Untuk mempelajari perubahan kalor dari suatu proses perlu kiranya dikaji beberapa hal yang berhubungan dengan energi apa saja yang dimiliki oleh suatu zat, bagaimana energi tersebut berubah, bagaimana mengukur perubahan energi tersebut, serta bagaimana pula hubungannya dengan struktur zat. II. Termodinamika I Termodinamika 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. Termod inamika merupakan ilmu tentang energi, yang secara spesifik membahas tentang hubungan antara energi panas dengan kerja. Seperti telah diketahui bahwa

4 energi di dalam alam dapat terwujud dalam berbagai bentuk, selain energi panas dan kerja, yaitu energi kimia, energi listrik, energi nuklir, energi gelombang elektromagnit, energi akibat gaya magnit, dan lain-lain. Energi dapat berubah dari satu bentuk ke bentuk lain, baik secara alami maupun hasil rekayasa tehnologi. Selain itu energi di alam semesta bersifat kekal, tidak dapat dibangkitkan atau dihilangkan, yang terjadi adalah perubahan energi dari satu bentuk menjadi bentuk lain tanpa ada pengurangan atau penambahan. Prinsip ini disebut sebagai prinsip konservasi atau kekekalan energi. Suatu sistem thermodinamika adalah suatu masa atau daerah yang dipilih untuk dijadikan obyek analisis. Daerah sekitar sistem tersebut disebut sebagai lingkungan. Batas antara sistem dengan lingkungannya disebut batas sistem (boundary). Dalam aplikasinya batas sistem nerupakan bagian dari sistem maupun lingkungannya, dan dapat tetap atau dapat berubah posisi atau bergerak. 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 1 Perubahan kalor pada tekanan konstan: DH = DE + PDV W= PDV DE = energi dalam Pada proses siklis (keadaan akhir identik dengan kedaan awal) U1 =U2 è U2 - U1 = 0, karena U adalah fungsi keadaan dan dalam keadaan sama nilai U juga sama. Pada proses siklis dimungkinkan adanya panas yang keluar sistem. Sehingga panas netto yg masuk ke dalam sistem seluruhnya dipakai untuk melakukan usaha Hukum pertama termodinamika dapat dirumuskan sebagai U = Q W Dimana : U = perubahan tenaga dakhil sistem Q W = panas yang masuk/keluar dari sistem = Usaha yang dilakukan tahap sistem Tenaga dakhil adalah jumlah tenaga kinetik dan tenaga potensial molekulmolekulnya (pada gas sempurna molekulnya tidak tarik-menarik). Perumusan di atas tidak meninjau kemungkinan sistem yg bergerak nisbi terhadap lingkungan Mekanika Ek = W (tenaga kinetik benda = usaha yg dilakukan thp sistem) Termodinamika, W- nya (-) à Ek = -W Pada suatu proses, tenaga kinetik maupun tenaga dakhil dapat berubah yg disebabkan oleh arus panas ataupun usaha. Sehingga hukum pertama dapat ditulis : U + Ek = Q Wt Dimana :

5 III. Wt = Usaha total (usaha sistem sendiri, juga gaya-gaya yg lain). Usaha tersebut karena gaya konservatif maupun nonkonservatif Wt = Wk + Wnk Dengan rumus hukum pertama termodinamika berubah. Menurut mekanika besar usaha oleh gaya konservatif, misalnya gaya gravitasi Wk = - Ep, pada termodinamika menjadi Wk = Ep U + Ek + EP = Q Wnk. Kalor Reaksi Perubahan energi dalam reaksi kimia selalu dapat dibuat sebagai panas, sebab itu lebih tepat bila istilahnya disebut panas reaksi. Kebanyakan, reaksi kimia tidaklah tertutup dari dunia luar. Bila temperatur dari campuran reaksi naik dan energi potensial dari zat-zat kimia yang bersangkutan turun, maka disebut sebagai reaksi eksoterm. Namun bila pada pada suatu reaksi temperatur dari campuran turun dan energi potensial dari zat-zat yang ikut dalam reaksi naik, maka disebut sebagai reaksi endoterm. 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 Dari definisi ini didapat suatu kesepakatan dalam tanda aljabar untuk perubahan eksoterm dan endoterm. Dalam perubahan eksotermik, energi potensial dari hasil reaksi lebih rendah dari energi potensial pereaksi, berarti EP akhir lebih rendah dari EP mulamula. Sehingga harga (E.P) mempunyai harga negatif. Pada reaksi endoterm, terjadi kebalikannya sehingga harga (E.P) adalah positif. Pada suatu reaksi, reaksi pembentukannya didefinisikan sebagai reaksi yang membentuk senyawa tunggal dari unsur-unsur penyusunnya. (Contoh: C + ½O2 + 2H2 CH3OH). Sementara panas pembentukannya didasarkan pada 1 mol senyawa terbentuk. Panas pembentukan standar yaitu K ( H f 298 ). Panas standar adalah pada 25 C, seperti contoh reaksi: 4HCl(g) 2H2(g) + 2Cl2(g) H 298 = (4)(92307) 2H2(g) + O2(g) 2H2O(g) H 298 = (2)( ) Sementara, panas reaksi pada temperatur tidak standar DHOT = DH òt298 D Cp dt.

6 Dapat disimpulkan bahwa 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. IV. Kerja Istilah 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. DW= F ds. Simbol DW digunakan untuk jumlah kecil dari kerja dan merupakan fungsi yang tidak pasti karena kerja yang dilakukan tergantung pada jalannya reaksi. Terdapat berbagai jenis kerja yang didefinisikan dengan persamaan: : Kerja mekanik DW = F ds Kerja ekspansi DW = p dv Kerja gravitasi DW = mgdh Kerja permukaan DW = γ da Sejumlah kecil tidak terhingga dari kerja, dw, dapat dilakukan oleh sistem yang bersangkutan pada lingkungannya, atau oleh lingkunganya pada sistem itu. Rekomendasi I.U.P.A.C adalah untuk mengambil dw positif dalam kasus yang terakhir dan negatif dalam kasus sebelumnya, yakni kerja positif dilakukan pada sistem. Asal perubahan yang terjadi itu lambat dan tanpa gesekan, kerja biasanya dapat dinyatakan dalam bentuk Dw = ydx atau sebagai jumlah suku-suku seperti dw = yidxi yi dan xi masing-masing adalah gaya dalam bentuk umum dan perpindahannya. Misalnya, kerja yang dilakukan pada benda dengan kenaikan yang kecil tidak terhingga dari volumenya, dv, terhadap tekanan yang melawannya, p, adalah. Denikian pula kerja yang dilakukan pada fase homogeny bila ia meningkatkan luas permukaannya dengan da adalah +γ da, γ adalah tegangan permukaan terhadap lingkungan khusus itu. Bila suatu sistem seperti sel galvani mengakibatkan dq coulomb listrik mengalir ke dalam kondensor, yang antara pelat-pelatnya terdapat tegangan E volt, kerja yang dilakukan pada sel galvani adalah EdQ joule. (Bersamaan dengan itu, atmosfer melakukan sejumlah kerja pdv pada sel, dv adalah perubahan volume sel selama

7 proses kimia yang bersangkutan). Pernyataan-pernyataan serupa dapat diperoleh bagi peregangan kawat, kerja magnetisasi, dan sebagainya. 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. Dalam penggunaan pernyataan dw = ydx biasanya perlu dirincikan bahwa proses yang bersangkutan adalah lambat, jika tidak, ada kekaburan tentang nilai gaya y. Misalnya, bila suatu gas mengembang atau mengempis dengan tiba-tiba, tekanan dalamnya tidak sama dengan gaya luar per satuan luas, dan memang tekanannya berubah dari satu daerah gas ke daerah lainnya. Di sini terjadi percepatan, dan kerja dilakukan dalam menciptakan energi kinetik. Kesulitan ini hilang bilang perubahanperubahannya berlaku lambat sekali dan bila gesekan tidak ada karena gaya-gaya yang sebaliknya mendekati kesetaraan. Dalam 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 Terbuka Sistem 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 Terisolasi. Sistem 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

8 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.. V. Entalpi Entalpi (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. 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 H 2 O (l) dan untuk es ditulis H H 2 O (s). Untuk menyatakan kalor reaksi pada tekanan tetap (qp ) digunakan besaran yang disebut Entalpi ( H ). H = E + ( P.V ) DH = DE + ( P. DV ) DH = (q + w ) + ( P. DV ) DH = qp ( P. DV ) + ( P. DV ) DH = qp Untuk reaksi kimia : DH = Hp Hr Hp = entalpi produk Hr = entalpi reaktan Reaksi pada tekanan tetap : qp = DH ( perubahan entalpi ) Reaksi pada volume tetap : qv = DE ( 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

9 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). Apabila kita amati reaksi pembakaran bensin di dalam mesin motor. Sebagian energi kimia yang dikandung bensin, ketika bensin terbakar, diubah menjadi energi panas dan energi mekanik untuk menggerakkan motor. Demikian juga pada mekanisme kerja sel aki. Pada saat sel aki bekerja, energi kimia diubah menjadi energi listrik, energi panas yang dipakai untuk membakar bensin dan reaksi pembakaran bensin menghasilkan gas, menggerakkan piston sehingga menggerakkan roda motor. 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)

10 Entalpi pembentukan standar suatu senyawa menyatakan jumlah kalor yang diperlukan atau dibebaskan untuk proses pembentukan 1 mol senyawa dari unsurunsurnya 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: H 2 (g) + 1/2 O 2 àh 2 O(l) ΔH=-286 kj mol -1 C (grafit) + O 2 (g) à CO 2 (g) ΔH=-393 kj mol -1 K(s) + Mn(s) + 2O 2 à KMnO 4 (s) ΔH=-813 kj mol -1 Catatan: ΔH f elemen stabil adalah 0 ΔH f digunakan untuk memperkirakan stabilitas senyawa dibanding penyusunnya Semakin kecil ΔH f, semakin stabil energi senyawa itu ΔH f 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 unsureunsurnya 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: H 2 O(l) -> H 2 (g) + 1/2 O2(g) ΔH=+286 kj mol -1 (bnd. contoh H f 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 unsurunsurnya yang stabil pada keadaan standar (STP). Entalpi penguraian standar diberi simbol (ΔH c) simbol d berasal dari kata combustion yang berarti pembakaran.

11 Pembakaran selalu membebaskan kalor sehingga nilai entalpipembakaran selallu negatif (eksoterm). Contoh : 1/2 C 2 H 4 (g) + 3/2 O 2 -> CO 2 (g) + H 2 O(l) ΔH= kj mol -1 Catatan: 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: NH 3 (g) + aq -> NH 3 (aq) ΔH s =-35.2 kj mol -1 HCl(g) + aq -> H + (aq) + Cl - (aq) ΔH s =-72.4 kj mol -1 NaCl(s) + aq -> Na + (aq) + Cl - (aq) ΔH=+4.0 kj mol -1 Catatan: Jika ΔH s 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 Standar Adalah 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 Standar

12 Adalah 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 Standar Adalah 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. VI. Hukum Hess Pengukuran 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 DH dapat dilakukan melalui 3 cara yaitu :

13 1. Perubahan entalpi ( DH ) suatu reaksi dihitung melalui penjumlahan dari perubahan entalpi beberapa reaksi yang berhubungan. 2. Perubahan entalpi ( DH ) suatu reaksi dihitung berdasarkan selisih entalpi pembentukan ( DHf o ) antara produk dan reaktan. 3. Perubahan entalpi ( DH ) 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. Secara matematis untuk reaksi-reaksi lainnya secara umum. 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 ΔH=-ΔHcP+ΔHcR 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). VII. Kalorimeter Kalorimetri 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

14 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 diterima Rumus yang digunakan adalah : q = m x c x T qkalorimeter = C x T dengan : q = jumlah kalor ( J ) m = massa zat ( g ) T = perubahan suhu ( o C atau K ) c = kalor jenis ( J / g. o C ) atau ( J / g. K ) C = kapasitas kalor ( J / o C ) 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 = - (q larutan + q kalorimeter ) Beberapa jenis kalorimeter : 1. Kalorimeter bom Kalorimeter bom adalah alat yang digunakan untuk mengukur jumlah kalor (nilai kalori) yang dibebaskan pada pembakaran sempurna (dalam O2 berlebih) suatu senyawa, 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 beroksigen yang 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. 2. Kalorimeter Sederhana

15 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 ) VIII. Penentuan ΔH Reaksi Hukum 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. 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 T q.kalorimeter = C T q = jumlah kalor m = massa air (larutan) di dalam calorimeter c = kalor jenis air (larutan) di dalam calorimeter C = 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

16 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 Hess Hukum 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 kj C(s) + O2(g) CO2(g) H = - 393,5 kj Ca(s) + C(s) + ½ O2(g) CaCO3(g) H = ,1 kj Hitunglah perubahan entalpi reaksi : CaO(s) + CO2(g) CaCO3(s)! Penyelesaian : CaO(s)... Ca(s) + ½ O2(g)... H = + 635,5 kj CO2(g)... C(s) + O2(g)... H = + 393,5 kj Ca(s) + C(s) + ½ O2(g) CaCO3(s)... H = ,1 kj CaO(s) + CO2(g)... CaCO3(s)... H = - 178,1 kj 3. Penentuan H Reaksi Berdasarkan Data Perubahan Entalpi Pembentukan Standar ( H o f ) Cara lain perhitungan entalpi reaksi yaitu berdasarkan entalpi pembentukan standar( Hof ) zat-zat yang ada pada reaksi tersebut. H reaksi = H o f produk - H o f reaktan TABEL ENTALPI PEMBENTUKAN BEBERAPA ZAT Zat H o f ( kj/mol ) Zat H o f ( kj/mo l )

17 H 2(g) 0 C 2 H 4(g) + 52,5 O 2(g) 0 CCl 4(g) - 96,0 C (s) 0 NH 3(g) - 45,9 H 2 O (g) - 241,8 NO 2(g) + 33,2 H 2 O (l) - 285,8 SO 2(g) - 296,8 CO 2(g) - 393,5 HCl (g) - 92,3 CO (g) -110,5 NO (g) + 90,3 4. Penentuan H Reaksi Dari Energi Ikatan Reaksi kimia antarmolekul dapat dianggap berlangsung dalam 2 tahap yaitu : a. Pemutusan ikatan pada pereaksi b. 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 + H tahap-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 IKATAN Ikatan E (kj/mol) Ikatan E (kj/mol) H-H 436 O=O 498 H-C 415 C N 891 H-N 390 F-F 160 C-C 345 Cl-Cl 243 C C 837 H-Cl 432 C-O 350 C=C 611

18 C=O 741 I-I 150 C-Cl 330 N=N 418 O-H 450 C-F 485 H reaksi = Epemutusan - Epembentukan = { (3.E c-h )+( 1.E O-H ) +(1.E C-O )+ (1 ½ E O=O )} {(2.E C=O ) +(4.E O-H )} = {(3.415)+(1.460)+(1.350)+1 ½.498)} {(2.741)+(4.460)} = = -520 kj/mol BAB III PENUTUP I. Kesimpulan Singkatnya, materi pembelajaran pada termokimia ini merupakan materi dasar yang wajib untuk dipelajari dan dipahami secara mendalam. Materi yang secara umum mencakup termodinamika I, kalor reaksi, kerja, entalpi, kalorimeter, hukum Hess, penentuan DH reaksi, energi ikatan, dan jenis-jenis kalor merupakan materi-materi dasar dalam pelajaran kimia yang berguna untuk mempelajari materi selanjutnya yang tentu saja lebih rumit. Dalam makalah ini materi duraikan secara singkat agar para pembaca lebih mudah memahaminya. Berdasarkan pembahasan yang tinjauan pustaka yang kami susun dalam makalah ini, maka kami dapat menyimpulkan sebagai berikut :

19 1. Setiap sistem atau zat mempunyai energi yang tersimpan didalamnya. Energi potensial berkaitan dengan wujud zat, volume, dan tekanan. 2. Berdasarkan perubahan entalpinya, reaksi kimia dibedakan menjadi dua yaitu, a. Reaksi Eksoterm dan, b. Reaksi Endoterm 3. Sistem merupakan Pusat fokus perhatian yang diamati dalam suatu percobaan. Lingkungan merupakan hal-hal diluar sistem yang membatasi sistem dan dapat mempengaruhi sistem. Berdasarkan interaksinya dengan lingkungan, Sistem dibedakan menjadi 3 macam: 1. Sistem Terbuka 2. Sistem Tertutup 3. Sistem terisolasi 4. Dalam persamaan termokimia, nilai DH yang dituliskan di persamaan termokimia, disesuaikan dengan stoikiometri reaksinya, artinya = jumlah mol zat yang terlibat dalam reaksi kimia = koefisien reaksinya; ( fase reaktan maupun produk reaksinya harus dituliskan). 5. Ada beberapa jenis dalam menentukan Harga Perubahan Entalpi H, yaitu : a. Penentuan H Reaksi Berdasarkan Data Perubahan Entalpi b. Penentuan H Reaksi dengan Hukum Hess c. Penentuan kalor reaksi secara kalorimetris II. Saran Dengan adanya makalah sederhana ini, penyusun mengharapkan agar para pembaca dapat memahami materi termokimia ini dengan mudah. Saran dari penyusun agar para pembaca dapat menguasai materi singkat dalam makalah ini dengan baik, kemudian dilanjutkan dengan pelatihan soal sesuai materi yang berhubungan agar semakin menguasai materi.