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

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

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. Secar

aoperasional 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 proses-

proses yang berhubungan dengan reaksi kimia. Dalam praktiknya termokimia lebih

banyak berhubungan dengan pengukuran kalor yang menyertai kimia atau proses-

proses 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

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         = panas yang masuk/keluar dari sistem

W        = Usaha yang dilakukan tahap sistem

Tenaga dakhil adalah jumlah tenaga kinetik dan tenaga potensial molekul-

molekulnya (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 :

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.

III. 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 mula-

mula. 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 298.15 K (∆H°f298).

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)(-241818)

Sementara, panas reaksi pada temperatur tidak standar

DHOT = DH0298 + òT298 D Cp dT

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. 1970 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

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 perubahan-

perubahannya 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

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 H2O (l) dan untuk es

ditulis H H2O (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

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)

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-1

C (grafit) + O2(g) à CO2(g) ΔH=-393 kJ mol-1

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

Catatan:

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-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:

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 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

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 :

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

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 ( 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 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

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

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 = - 1207,1 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 = - 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 ZAT

Zat ∆Hof ( kJ/mol ) Zat

∆Hof (

kJ/mol )

H2(g) 0 C2H4(g) + 52,5

O2(g) 0 CCl4(g) - 96,0

C(s) 0 NH3(g) - 45,9

H2O(g) - 241,8 NO2(g) + 33,2

H2O(l) - 285,8 SO2(g) - 296,8

CO2(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

C=O 741 I-I 150

C-Cl 330 N=N 418

O-H 450 C-F 485

∆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

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 :

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.