BAB I
PENDAHULUAN
1.1 Latar Belakang
Energi merupakan sumber esensial bagi kehidupan manusia serta makhluk hidup lainnya. Makanan yang kita makan merupakan sumber energi yang memberikan kekuatan kepada kita untuk dapat bekerja, belajar, dan beraktivitas lainnya. Setiap materi mengandung energi dalam bentuk energi potensial dan energi kinetik. Kedua energi ini dinamakan energi internal. Jika energi yang terkandung dalam materi berubah maka perubahan energi dinamakan kalor. Perubahan energi (kalor) pada tekanan tetap dinamakan perubahan entalpi (ΔH).
Setiap materi mengandung energi yang disebut energi internal (U). Besarnya energi ini tidak dapat diukur, yang dapat diukur hanyalah perubahannya. Mengapa energi internal tidak dapat diukur? Sebab materi harus bergerak dengan kecepatan sebesar kuadrat kecepatan cahaya sesuai persamaan Einstein (E = mc2). Di alam, yang tercepat adalah cahaya. Perubahan energi internal ditentukan oleh keadaan akhir dan keadaan awal ( ΔU = Uakhir – Uawal).
1.2 Rumusan Masalah
- Apa yang dimaksud dengan Termokimia?
- Apa yang dimaksud dengan reaksi endoterm dan eksoterm?
- Apa yang dimaksudkan dengan entalpi pembentukan standar ?
- Bagaimana cara menetukan ΔH reaksi ?
1.3 Tujuan Penulisan
- Untuk mengetahui apa yang dimaksud dengan termokimia
- Untuk mengetahui apa yang dimaksud dengan reaksi endoterm dan eksoterm.
- Untuk mengetahui tentang entalpi pembentukan standar
- Untuk mengetahui bagaimana cara menentukan ΔH reaksi.
BAB II
PEMBAHASAN
2.1 Pengertian Termokimia
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.
2.2 Reaksi Eksoterm dan Reaksi Endoterm
a. Reaksi Eksoterm
Reaksi eksoterm adalah reaksi yang pada saat berlangsung disertai pelepasan panas atau kalor. Panas reaksi ditulis dengan tanda positip. Ciri-ciri reaksi eksoterm :
· Reaksi yang membebaskan kalor
· Suhu sistem > suhu lingkungan
· Kalor berpindah dari sistem ke lingkungan
· Disertai kenaikan suhu
· Penulisan persamaan reaksinya sbb :
reaksi A + B C dibebaskan kalor 10 kj Pers. Reaksi :
A + B C + 10 kj r = p + 10 kj
r > p
ΔH = Hp - Hr
kecil - besar
ΔH = -
Contoh :
N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3 (g) ΔH = + 26,78 Kkal b. Reaksi Endoterm
Reaksi endoterm dalah reaksi yang pada saat berlangsung membutuhkan panas. Panas reaksi ditulis dengan tanda negatif . Ciri-ciri reaksi endoterm adalah :
• Reaksi yang memerlukan kalor
• Suhu sistem < suhu lingkungan
• Kalor berpindah dari lingkungan ke sistem
• Disertai dengan penurunan suhu.
• Penulisan persamaan reaksinya sbb:
reaksi A + B C diserap kalor 25 kj pers. Reaksi :
A + B + 25 kj C 
A + B C - 25 kj r = p - 25 kj
r < p
ΔH = Hp - Hr
besar kecil
ΔH = +
Contoh :
2NH3 N2 (g) + 3H2 (g) ΔH = - 26,78 Kkal 2.3 Entalpi Pembentukan Standar
Entalpi pembentukan dari setiap senyawa adalah entalpi reaksi yang menunjukkan pembentukan satu mol senyawa dari unsur-unsurnya. Jika semua spesies dari reaksi kimia berada dalam keadaan standarnya, panas pembentukan (ΔH°f) disebut panas pembentukan standar.Panas pembentukan standar dari unsur-unsur dalam keadaannya yang paling stabil dianggap sama dengan nol. Jika panas pembentukan reaktan dan produk dari suatu reaksi kimia diketahui, panas reaksi dapat dihitung dari hubungan :
ΔH° = ∑ n1 ΔH°f (produk) - ∑ n2 ΔH°f (reaktan)
dimana n1 dan n2 adalah jumlah mol spesies produk dan spesies reaktan. ΔH°f adalah panas pembentukan molar. (SK.Dogra. 209 : 332)
contoh:
H2(g) +1/2 O2(g) → H2O(l) ΔH°= –286 kJ mol–1
2.4 Cara Menetukan ΔH reaksi
a. Pengukuran Panas Reaksi
Panas reaksi diukur dengan bantuan kalorimeter. Kalorimeter adalah alat untuk mengukur kalor. Untuk mengukur kalor reaksi dalam kalorimeter, perlu diketahui terlebih dahulu kalor yang dipertukarkan dengan kalorimeter sebab pada saat terjadi reaksi, sejumlah kalor dipertukarkan antara sistem reaksi dan lingkungan (kalorimeter dan media reaksi). Besarnya kalor yang diserap atau dilepaskan oleh kalorimeter dihitung dengan persamaan:
Q = m × c × Dt
Qkalorimeter = Ck. Δ T
dengan Ck adalah kapasitas kalor kalorimeter.
(Hardjono S. 2005 : 217)
Contoh :
Berapa kalor yang diperlukan untuk menaikkan suhu 50 g air dari 25°C menjadi
60°C? Diketahui kalor jenis air, c = 4,18 J g–1°C–1.
Jawab:
Kalor yang diperlukan untuk menaikkan suhu 50 g air adalah sebesar 50 kali 1 g air. Kalor yang diperlukan untuk menaikkan suhu sebesar 35°C adalah sebanyak 35 kali kalor yang diperlukan untuk menaikkan suhu 1°C.
Jadi, kalor yang diperlukan untuk menaikkan suhu 50 g air dari 25°C menjadi 60°C
(ΔT = 35°C) adalah
Q = m c ΔT
= 50 g × 4,18 J g–1°C–1 × 35°C
= 7,315 kJ
b. Hukum Hess
Hukum Hess menyatakan bahwa “perubahan entalpi keseluruhan dari suatu proses hanya tergantung pada keadaan awal dan akhir reaksi, dan tidak tergantung kepada rute atau langkah-langkah diantaranya”. Dengan mengetahui ΔHf (perubahan entalpi pembentukan) dari reaktan dan produknya, dapat diramalkan perubahan entalpi reaksi apapun. (http://id.wikipedia.org/wiki/Hukum_Hess)
Kita dapat menggabungkan entapi standar reaksi-reaksi individual untuk memperoleh entalpi reaksi lain. Penerapan hukum pertama itu disebut Hukum Hess.
Entalpi reaksi secara keseluruhan adalah jumlah entalpi dari reaksi-reaksi individual yang merupakan bagian dari suatu reaksi.
Tahap-tahap individual perlu direalisasikan dalam praktek bisa saja hanya reaksi reaksi hipotesis, satu-satunya syarat adalah reaksi itu harus seimbang. dasar termodinamika hokum ini adalah ΔH° tidak bergantung pada jalannya, dan pengertian bahwa kita dapat mereaksikan reaktan tertentu melalui berbagai reaksi ( yang mungkin hipotesis ) menghasilkan produk tertentu, dan secara keseluruhan memperoleh perubahan entalpi yang sama. (P.W. Atkins. 1996 : 54)
Contoh.
Pembentukan gas NO2 dari unsur-unsurnya dapat dilakukan dalam satu tahap atau dua tahap reaksi. Jika diketahui:
N2(g) + O2(g) → NO(g) ΔH° = +90,4 kJ
NO(g) + O2(g) → NO2(g) ΔH° = +33,8 kJ
Berapakah ΔH°pembentukan gas NO2?
Jawab:
Reaksi pembentukan gas NO2 dari unsur-unsurnya:
N2(g) + O2(g) → NO2(g) ΔH° = ? kJ
Menurut hukum Hess, ΔH° hanya bergantung pada keadaan awal dan akhir reaksi. Dengan demikian, ΔH° pembentukan gas NO2 dapat ditentukan dari dua tahap reaksi tesebut.
N2(g) + O2(g) → NO(g) ΔH°1= +90,4 kJ
NO(g) + O2(g) → NO2(g) ΔH°2= +33,8 kJ
N2(g) + O2(g) → NO2(g) ΔH°1 + ΔH°2 = +124,2 kJ
Ada tiga cara yang dapat digunakan untuk mencari ΔH reaksi dengan hokum Hess, yaitu :
Cara Diagram
Perhitungan dengan cara diagram adalah dengan memperhatikan keadaan awal, keadaan akhir, dan tanda panah reaksi (atas atau bawah).
Contoh:
Contoh:
Besarnya ΔH untuk reaksi pembentukan 2 mol NO2 dari N2 dan O2 adalah :
½ N2(g) + O2(g) NO2(g) (dibalik, ΔH3 negatif)
- ΔH3= -57,5 kJ – (-90,25kJ)
› = 33,2 kJ
› N2(g) + 2O2(g) 2NO2(g)
N2(g) + 2O2(g) 2NO2(g) › (2 mol NO2, reaksi dan ΔH x 2)
› ΔH = (- ΔH3) x 2
= 33,2 kJ x 2 = 66,4 kJ
Siklus Born-Harber
Berdasarkan hukum Hess, disebutkan bahwa perubahan entalpi yang menyertai suatu reaksi adalah sama, tidak bergantung dari jalannya reaksi baik berlangsung satu tahap maupun beberapa tahap. Born dan Haber pada tahun 1919 menerapkan hukum Hess untuk menghitung entalpi pembentukan suatu zat padat ionik. Tahap-tahap yang diperlukan dalam pembentukan kristal ionik beserta perubahan entalpi yang menyertai setiap tahap tersebut dapat digambarkan dalam suatu daur yang disebut dengan daur Born-Haber (Born-Haber Cycle). Sebagai contoh, dalam pembentukan kristal alkali halida dari unsur-unsurnya melalui tahap-tahap siklus berikut:
M(s) + ½ X2(g) MX(s) ΔH1=S ΔH2= - ½D ΔH5 = U
X(g) ΔH4= -A X-(g) +
M(g) ΔH3 = Ei M+(g) Keterangan:
Q = kalor pembentukan kristal dari unsur-unsurnya pada keadaan standar
S = panas sublimasi logam
D = panas disosiasi Halosssgen
I = energi disosiasi logam
A = afinitas elektron halogen
U = energi kisi kristal
Persamaan Reaksi Termokimia
Bukan hanya tata nama yang memiliki peraturan, penulisan perubahan entalpi reaksi juga dibuat aturannya, yaitu:
a. Tuliskan persamaan reaksi lengkap dengan koefisien dan fasanya, kemudian tuliskan ΔH di ruas kanan (hasil reaksi).
b. Untuk reaksi eksoterm, nilai ΔH negatif, sebaliknya untuk reaksi endoterm, nilai ΔH positif.
Contoh: Diketahui persamaan termokimia
2H2(g) + O2(g) 2H2O(l) ΔH = a kJ
2Ca(s) + O2(g) 2CaO(s) ΔH = b kJ CaO(s) + H2O(l) Ca(OH)2(s) ΔH = c kJNilai ΔH untuk reaksi pembentukan Ca(OH)2(s) adalah
H2(g) + ½ O2(g) H2O(l) ΔH = a kJ x ½ 
Ca(s) + ½ O2(g) CaO(s) ΔH = b kJ x ½ 
CaO(s) + H2O(l) Ca(OH)2(s) ΔH = c kJ + Ca(s) + O2(g) + H2(g) Ca(OH)2(s) ΔH = ½ a + ½ b + c kJ
c. Energi Ikatan Rata-rata
Energi ikatan rata-rata adalah energi rata-rata yang diperlukan untuk memutuskan ikatan antara dua atom dalam senyawa. Jika zat yang terlibat dalam reaksi berupa unsure bebas, maka dipakai data energy pengatoman unsure (ΔH°atom). Energi pengatoman unsure adalah energy yang diperlukan untuk memutuskan ikatan antar atom dalam unsur (dalam suhu kamar) sehingga menjadi atom-atom bebas.
Proses pengatoman bersifat endotermik, karena diperlukan energy untuk memutuskan ikatan. Dalam reaksi terjadi pemutusan ikatan pereaksi dan pembentukan ikatan hasil reaksi. Dengan kata lain, pengatoman reaksi membutuhkan energy, sedangkan pembentukan hasil reaksi melepaskan energi. Energi pengatoman reaksi sama dengan energi yang dibutuhkan, dan energi pengatoman hasil reaksi sama dengan energi yang dilepaskan. Oleh karena itu, kalor reaksi (ΔH) adalah perbedaan energi yang dibutuhkan dengan yang dilepaskan.
ΔHreaksi =ΣD(pemutusan ikatan) – ΣD(pembentukan ikatan)
Dengan Σ menyatakan jumlah ikatan yang terlibat, D menyatakan energi ikatan rata-rata per mol ikatan. (Syukri.S.1999 : 92-93)
Contoh.
Tentukan ΔH reaksi dari persamaan reaksi di bawah ini :
N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)
Jika diketahui energi ikatan sebagai berikut :
N ≡ N = 418 kJ mol–1
H–H = 432 kJ mol–1
N–H = 386 kJ mol–1
Jawab.
Persamaan reaksinya:
N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)
Ikatan yang putus pada pereaksi:
N ≡ N 1 mol × 418 kJ mol–1 = 418 kJ
H–H 3 mol × 432 kJ mol–1= 1296 kJ
Total energi yang diperlukan = 1714 kJ
Ikatan yang terbentuk pada hasil reaksi:
N–H 2 mol × 386 kJ mol–1 = 1158 kJ
Total energi yang dilepaskan = 1158 kJ
Perubahan entalpi reaksi pembentukan amonia:
ΔHreaksi = Dpemutusan ikatan – Dpembentukan ikatan
= 1.714 kJ – 1.158 kJ = 556 kJ
Oleh karena ΔH positif maka pembentukan 2 mol amonia menyerap energi sebesar 556 kJ atau sebesar 278 kJ mol–1.
BAB III
PENUTUP
3.1 Kesimpulan
- Termokimia dapat didefinisikan sebagai bagian ilmu kimia yang mempelajari dinamika atau perubahan reaksi kimia dengan mengamati panas/termal nya saja.
- Reaksi eksoterm adalah reaksi yang pada saat berlangsung disertai pelepasan panas atau kalor. Reaksi endoterm dalah reaksi yang pada saat berlangsung membutuhkan panas. Panas reaksi ditulis dengan tanda negatif .
- Entalpi pembentukan dari setiap senyawa adalah entalpi reaksi yang menunjukkan pembentukan satu mol senyawa dari unsur-unsurnya. entalpi dapat dihitumh dengan persamaan :
ΔH° = ∑ n1 ΔH°f (produk) - ∑ n2 ΔH°f (reaktan)
- Panas reaksi diukur dengan bantuan kalorimeter. Kalorimeter adalah alat untuk mengukur kalor. Besarnya kalor yang diserap atau dilepaskan oleh kalorimeter dihitung dengan persamaan:
Q = m × c × Dt
Qkalorimeter = Ck. Δ T
dengan Ck adalah kapasitas kalor kalorimeter.
- Hukum Hess menyatakan bahwa “perubahan entalpi keseluruhan dari suatu proses hanya tergantung pada keadaan awal dan akhir reaksi, dan tidak tergantung kepada rute atau langkah-langkah diantaranya”.
- Energi ikatan adalah energi rata-rata yang diperlukan untuk memutuskan ikatan antara dua atom dalam senyawa. Jika zat yang terlibat dalam reaksi berupa unsure bebas, maka dipakai data energy pengatoman unsure (ΔH°atom). Energi pengatoman unsure adalah energy yang diperlukan untuk memutuskan ikatan antar atom dalam unsure (dalam suhu kamar) sehingga menjadi atom-atom bebas.
3.2 Saran
Pembaca diharapkan mencari literature lain mengenai materi Termokimia untuk lebih memahami materi ini.
DAFTAR PUSTAKA
Atkins, P.W. 1996. Kimia Fisika Jilid I Edisi ke Empat. Jakarta : Erlangga
Dogra, SK. 1984. Kimia Fisik dan Soal-soal. Jakarta: UI Press
Sastrohamidjodjo, H. 2005. Kimia Dasar Edisi ke Dua. Yogyakarta : UGM Press
Syukri, S. 1999. Kimia Dasar I. Bandung : ITB
Sumber lain :
Anonim.2008. http://www.scrib.files.com/Termokimia/Siklus-Born_Harber/. Diakses pada 21 Oktober 2010.
Anonim. 2008. http://www.ppt.persamaan-reaksi-termokimia.com/. Diakses pada 23 Oktober 2010.
Anonim.2009.http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia-smk/kelas_x/definisi-termokimia-dan-pengukuran-energi-dalam-reaksi-kimia/. Diakses pada 6 November 2010.
Anonim.2009.http://www.chem-is-try.org/materi-kimia/kimia-untuk-universitas/reaksi-eksoterm – reaksi-endoterm/. Diakses pada 06 November 2010.
Anonim.2009.http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/Termokimia/Cara-Diagram/2009-01-15/. Diakses pada 06 November 2010.
Anonim. 2010. http://id.wikipedia.org/wiki/Hukum_Hess. Diakses pada 6 November 2010.
Tidak ada komentar:
Posting Komentar