Thermochemical Material

TERMOKIMIA

A. Pengertian

Termokimia adalah cabang dari kimia fisika yang mempelajari tentang kalor dan energi berkaitan dengan reaksi kimia dan/atau perubahan fisik. Sebuah reaksi kimia dapat melepaskan atau menerima kalor. Begitu juga dengan perubahan fase, misalkan dalam proses mencair dan mendidih. Termokimia fokus pada perubahan energi, secara khusus pada perpindahan energi antara sistem dengan lingkungan. Jika dikombinasikan dengan entropi, termokimia juga digunakan untuk memprediksi apakah reaksi kimia akan berlangsung spontan atau tak spontan.
Termokimia berawal dari hasil kerja Antoine Laurent Lavoisier pada abad ke 18, dilanjutkan dengan adanya hukum Hess. Termokimia masuk dalam kategori hukum pertama termodinamika.

B. Sejarah Termokimia

Termokimia mengalami dua macam generalisasi. Pernyataan tentang termokimia bervariasi sesuai dengan pengusulnya, yaitu:

• Hukum Lavoisier dan Laplace
Perubahan energi selama reaksi bisa sama dengan atau berkebalikan dengan perubahan energi pada proses kebalikan.
• Hukum Hess
Perubahan energi selama reaksi adalah sama, walaupun perubahan itu berjalan tahap demi tahap.

Lavoisier, Laplace, dan Hess juga meneliti tentang kalor jenis dan kalor laten. Selanjutnya Joseph Black yang memberi peranan besar dalam penelitian kalor laten.

Gustav Kirchoff menunjukkan bahwa variasi kalor reaksi diungkapkan dalam kapasitas kalor antara produk dan reaktan dengan rumus:

dΔH / dT = ΔC_p

Bentuk integral persamaan ini mengindikasikan adanya koreksi panas pada satu temperatur dari perhitungan dengan temperatur lain.

C. Sistem & Lingkungan

Untuk mengerti termokimia, perlu dipahami konsep sistem dan lingkungan. Pertama, kita akan membahas mengenai sistem. Sistem adalah reaksi atau tempat yang dijadikan titik pusat perhatian. Lingkungan adalah semua hal yang menunjang sistem, atau dengan kata lain, semua hal di luar sistem. Contohnya, bila anda melihat segelas air, maka segelas air adalah sistem, sementara ruangan dan semua lainnya adalah lingkungan. 

Ada 3 jenis sistem, berdasarkan transformasi materi dan energinya, yaitu:

1. Sistem terbuka, yaitu sistem dimana pertukaran materi dan energi keluar masuk sistem dapat dilakukan. Contohnya, air dalam gelas terbuka.
2. Sistem tertutup, dimana hanya ada pertukaran energi atau materi satu arah. Contohnya, air panas dalam gelas tertutup, dimana hanya panas (energi) dari dalam gelas yang bergerak ke arah lingkungan.
3. Sistem terisolasi, yaitu dimana tidak terjadi pertukaran materi dan energi sama sekali. Contohnya, air dalam termos.

 

 

D. Entalpi

Entalpi, seperti asal kata Yunaninya, berarti kandungan energi pada suatu benda. Jika kita bayangkan kita melihat sebuah ember yang kita tidak tahu volumenya dan berisi air. Seperti banyak air yang tidak kita tahu, besar entalpi juga tidak kita ketahui. Namun, jika dari ambil atau beri air sebanyak satu gayung dari/pada ember tersebut, kita tahu perubahan isinya. Begitulah kita tahu perubahan entalpi.

Entalpi dilambangkan dengan huruf H (terkadang dengan h). Kita dapat mengetahui perubahan entalpi pada suatu reaksi dengan:

ΔH = H_produk - H_reaktan

Dimana semuanya terdapat dalam satuan J atau kal.

Jika kita hubungkan entalpi dengan hukum termodinamika yang pertama, kita akan tahu bahwa entalpi secara global tidak pernah berubah. Energi hanya bergerak, namun tidak bertambah atau berkurang.

 

E. Reaksi Eksoterm dan Endoterm

Reaksi dibagi menjadi dua jenis, sesuai dengan arah perpindahan energi. Mereka adalah : (a) reaksi eksoterm dan (b) reaksi endoterm. Kita akan membahas yang pertama dahulu.

Reaksi Eksoterm

Reaksi eksoterm, adalah kejadian dimana panas mengalir dari sistem ke lingkungan. Maka, ΔH < O dan suhu produk akan lebih kecil dari reaktan. Ciri lain, suhu sekitarnya akan lebih tinggi dari suhu awal. 

Contoh

C(s)+O₂ -> CO₂ (g) ΔH=-393.4 kJ mol^-1 

 Diagram reaksi eksoterm berupa: 

  

Reaksi Endoterm

Reaksi endoterm adalah kejadian dimana panas diserap oleh sistem dari lingkungan. Maka, ΔH > 0 dan suhu sekitarnya turun.

Contoh:

• H₂(g) + I₂(g) -> 2HI(g) ΔH=51.9 kJ mol^-1
• Ba(OH)₂(s) + 2NH₄Cl (s) -> BaCl₂(l) + 2NH₃(g) + 2H₂O(l)
• Penguapan Alkohol
   Berikut diagram reaksi endoterm
   
   
  F. Kondisi Standar & Persamaan Termokimia

  Semua persamaan termokimia akan dituliskan dengan kondisi standar (STP) sebagai acuannya, yaitu 1 atm (101.3 kPa) dan 25^oC (298 K). Ini digunakan karena unsur pada kondisi ini berada dalam tingkat paling stabil.

  
  

  Persamaan termokimia akan menyatakan jumlah mol reaktan dan produk, serta menyatakan jumlah energi yang terlibat. SI untuk ΔH adalah kJ mol^-1. 'mol^-1' tidak menyatakan jumlah penyusun senyawa, namun jumlah per mol dalam persamaan tersebut, biasanya dengan acuan mol produk adalah 1. Contoh

  CO(g) + 1/2 O₂(g) -> CO₂(g) ΔH= -283 kJ mol^-1

  2CO(g) + O₂(g) -> 2CO₂(g) ΔH= -566 kJ mol^-1

  Catatan:

  1. Terkadang mol^-1 hanya dituliskan jika mol reaktan adalah 1, atau tidak dituliskan sama sekali 
  2.Persamaan termokimia juga harus memasukkan kondisi fisis senyawanya
   
  G.Jenis-Jenis Perubahan Entalpi
  

  Ada beberapa jenis entalpi, namun kurikulum Indonesia hanya mensyaratkan 4 diantaranya (anda boleh lega, karena siswa Singapura belajar 7

  1. Entalpi Pembentukan Standar (ΔH_f⁰= Standard Enthalpy of Formation)
     Entalpi pembentukan standar adalah perubahan entalpi untuk membentuk senyawa satu mol dari unsur-unsurnya pada kondisi standar.
     Contoh:
     H₂(g) + 1/2 O₂-> H₂O(l) ΔH=-286 kJ mol^-1
     C (grafit) + O₂(g) -> CO₂(g) ΔH=-393 kJ mol^-1
     K(s) + Mn(s) + 2O₂ -> KMnO₄(s) ΔH=-813 kJ mol^-1
     Catatan:

  jenis), yaitu:

  • 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_d⁰= Standard Enthalpy of Decomposition)
     Entalpi penguraian standar adalah kebalikan pembentukan, yaitu kembalinya senyawa ke unsur dasarnya. Maka, entalpinya pun akan berbalik.
     Contoh:
     H₂O(l) -> H₂(g) + 1/2 O2(g) ΔH=+286 kJ mol^-1 (bnd. contoh H_f no. 1)
  3. Entalpi Pembakaran Standar (ΔH_c⁰= Standard Enthalpy of Combustion)
     Entalpi pembakaran standar adalah perubahan entalpi ketika 1 mol materi dibakar habis menggunakan oksigen pada kondisi standar.
     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 (ΔHs⁰= Standard Enthalpy of Solution)
     Entalpi pelarutan standar adalah perubahan entalpi ketika 1 mol materi terlarut pada sebuah larutan menghasilkan larutan encer. Setelah itu, tidak akan terjadi perubahan suhu bila larutan awal ditambahkan.
     Contoh:

  • NH₃(g) + aq -> NH₃(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
   
  H. Kalorimetri
  Pengukuran perubahan kalor dilakukan menggunakan kalorimetri, yang biasanya berupa chamber tertutup yang dapat mengukur perubahan energi.
  

  

  Temperatur chamber diamati menggunakan termometer atau thermocouple. Temperatur yang didapatkan diplot melawan waktu membentuk grafik. Kalorimeter modern dapat membaca informasi yang dibutuhkan dengan cepat. Sebagai contoh adalah DSC (Differential Scanning Calorimeter).
  I. Perhitungan ∆H reaksi Menggunakan Hukum Hess

  Dari hasil pengamatan menggunakan kalorimeter  Germain Hess menyimpulkan  bahwa :

      "Setiap reaksi memiliki perubahan entalpi yang tetap, dan perubahan entalpi dari suatu reaksi tidak bergantung pada jalannya reaksi atau tahapan reaksi, tetapi hanya tergantung pada keadaan awal dan  keadaan akhir.”

  Contoh : 

          Secara kalorimetris entalpi pembentukan CO tidak dapat ditentukan, namun berdasarkan tahapan reaksi pembentukan CO₂ entalpi pembentukan CO dapat ditentukan. Telah diketahui reaksi pembentukan CO₂  dapat dilakukan dengan dua tahap yaitu :

  CO(g)  +  ½O₂(g)  →  CO₂(g)     ∆H  =  -284,3 kJ

  C(s)  +  O₂(g) →   CO₂(g)            ∆H  =  -395,2 kJ

  
  

  Berdasarkan kedua tahapan reaksi ini maka entalpi pembentukan CO dapat ditentukan sebagai berikut :

  C(s)  +  ½O₂(g)  →  CO(g)          ∆H₁ =  -111,1 kJ

  CO(g)  +  ½O₂(g) →   CO₂(g)      ∆H₂ =  -284,3 kJ

  C(s)  +  O₂(g) →   CO₂(g)            ∆H₃  =  -395,2 kJ

  
  

  Menurut Hukum Hess :

      ∆H₃  =  H₁   +  ∆H₂        atau    ∆H₁  =  ∆H₃  - ∆H₁ 

       ∆H₁   =  -395,2 kJ  -  (-284,3 kJ)  =  -110,9 kJ

  Tahapan reaksi di atas dapat digambarkan dalam bentuk diagram sebagai berikut :
  
  

  

  Contoh Soal:

  Jika diketahui :  C₂H₅OH  +  3O₂  →  2CO₂  +  3H₂O  ∆H = -327 kkal

  C  +  O₂               →  CO₂                   ∆H  =  -94 kkal

  H₂  +  ½O₂               →  H₂O                   ∆H = -68,4 kkal

  Hitunglah perubahan entalpi yang timbul pada pembentukan C₂H₅OH dari unsur-unsurnya menurut       persamaan reaksi : 2C  +  3H₂  +  ½O₂    →  C₂H₅OH

  Jawab :

  Ketiga reaksi di atas kita susun sedemikian rupa sehingga bila dijumlahkan akan menghasilkan reaksi       pembentukan C₂H₅OH , dan ∆H nya adalah jumlah ∆H dari ketiga reaksi tersebut.

  ( C  +  O₂  →  CO₂ ) x2                         ∆H = -188 kJ      (harga ∆H dikali 2)

  ( H₂  +    ½O₂  →  H₂O  ) x3                 ∆H = -205,2 kJ   (harga ∆H dikali 3)

    2CO₂  +  3H₂O →  C₂H₅OH   + 3O₂  ∆H = -327 kJ            +

  2C  +  ½O₂  +  3H₂ →  C₂H₅OH      ∆H = -66,2 kJ

  Jadi perubahan entalpi yang timbul pada pembentukan C₂H₅OH adalah -66,2 kJ

  
  

  Berapa hal yang perlu diperhatikan dalam menyelesaiakan soal-soal yang berhubungan dengan Hukum Hess

  1.   Jika persamaan reaksi dibalik, maka harga entalpi reaksi (∆H) harus berubah tanda

  Contoh : 
                H₂(g) +  ½O₂(g)   →  H₂O(g)         ∆H = -68,4 kkal……. jika reaksinya dibalik menjadi :

                H₂O(g)    →    ½O₂(g) +  H₂(g)      ∆H = +68,4 kkal

  
  

  2.   Jika koefisien reaksi dikali atau dibagi dengan suatu bilangan, maka harga entalpi reaksi (∆H) juga harus dikali atau dibagi dengan bilangan pengali atau pembagi itu

  Contoh : 

  H₂(g) +  ½O₂(g)   →  H₂O(g)            ∆H = -68,4 kkal   jika reaksi ini dikalikan dengan 2 maka

  2H₂(g) +  O₂(g)   →  2H₂O(g)          ∆H = -136,8 kkal  (∆H nya juga dikali 2 )

  H₂(g) +  ½O₂(g)   →  H₂O(g)            ∆H = -68,4 kkal  jika reaksi ini dibagi 2 menjadi :

  ½H₂(g) +  O₂(g)   →  ½H₂O(g)         ∆H = -34,2 kkal  (∆H nya juga dibagi 2)

  
  

  3.   Pada penjumlahan reaksi, apabila di ruas kanan dan ruas kiri persamaan reaksi terdapat zat-   zat yang  sejenis (molekul dan fasenya sama) maka zat-zat tersebut dapat dihilangkan sebelum reaksi tersebut dijumlahkan.

  Contoh :  H₂(g) +  ½O₂(g)   →  H₂O(g)                 ∆H = +241,80 kJ

                   H₂O(l)              →  H₂(g) +  ½O₂(g)     ∆H = -285,85 kJ +

                  H₂O(l)               →  H₂O(g)                  ∆H = -44,05 kJ 
  J. Penentuan ∆H Reaksi Berdasarkan Data Energi Ikatan

  
  

        Setiap senyawa memiliki energi yang mengikat atom-atom penyusun senyawa tersebut. Misalnya, senyawa kovalen memiliki energi yang mengikat pasangan elekron yang menjadi milik bersama. memiliki Contohnya, gas Cl_2(g)  memiliki ikatan antar atom Cl yaitu ikatan Cl-Cl, dan gas O_2(g)  memiliki ikatan antar atom O yaitu ikatan, yaitu O=O.   

          

          Peristiwa pemutusan pembentukan ikatan membebaskan sejumlah energi sehingga perhitungan ∆H reaksi menggunakan data energi ikatan dapat dirumuskan sebagai berikut:

  
  ∆Hreaksi = ∑ (Energi ikatan pereaksi) - ∑ (Energi ikatan produk reaksi)

  Contoh :

  Jika diketahui : D_N-N = 226 kkal, D_N-H = 93,4 kkal dan D_H-H = 104,2 kkal

  Hitung entalpi yang timbul pada reaksi : N₂(g)  +  3H₂(g)  →  2NH₃(g)

  Jawab :

  Energi pemutusan ikatan

  1 ikatan N-N diperlukan energi : 1 x 226 kkal = 226 kkal

  3 ikatan H-H diperlukan energi : 3 x 104,2 kkal = 312,6 kkal

  Energi pembentukan ikatan:

  6 ikatan N-H dibebaskan energi : 6 x 93,4 kkal = 560,4 kkal

  Maka ;

  ∆H reaksi       = Σ Energi pemutusan ikatan – Σ Energi pembentukan ikatan

                          = (226 kkal + 312 kkal) – 560,4 kkal

                        = -21,8 kkal