TERMOKIMIA - KIMIA kls XI IPA


Pendahuluan



Tujuan penulisan makalah ini adalah untuk mengetahui peristiwa – peristiwa termokimia dan aplikasinya dalam kehidupan sehari – hari dalam berbagai bidang.

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.

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.










TERMOKIMIA


1.    Entalpi ( H  ) dan Perubahan Entalpi ( ∆H )

a.  Pengertian Entalpi ( H ) dan Perubahan Entalpi (∆H   )

. 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) (7)

 
 


Marilah 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.
Gambar 10 berikut ini menunjukkan diagram perubahan energi kimia menjadi berbagai bentuk energi lainnya.
            gb14
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.
·         Berdasarkan perubahan Entalpinya, reaksi kimia dapat dibedakan menjadi dua, yaitu :
1.      Reaski Endoterm
2.      Reaksi Eksoterm
ΔU = qv + 0  = qv = q reaksi (8)

 
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.Suatu reaksi kimia dapat dipandang sebagai suatu sistem yang terdiri dari dua bagian yang berbeda, yaitu pereaksi dan hasil reaksi atau produk. Perhatikan suatu reaksi yang berlangsung pada sistem tertutup dengan volume tetap (ΔV = 0), maka sistem tidak melakukan kerja, w = 0. Jika kalor reaksi pada volume tetap dinyatakan dengan qv , maka persamaan hukum I termodinamika dapat ditulis:


q reaksi disebut sebagai kalor reaksi. Hal ini berarti bahwa semua perubahan energi yang menyertai reaksi akan muncul sebagai kalor. Misal: suatu reaksi eksoterm mempunyai perubahan energi dalam sebesar 100 kJ. Jika reaksi itu berlangsung dengan volume tetap, maka jumlah kalor yang dibebaskan adalah 100 kJ.
Kebanyakan reaksi kimia berlangsung dalam sistem terbuka dengan tekanan tetap (tekanan atmosfir). Maka sistem mungkin melakukan atau menerima kerja tekanan – volume, w =0). Oleh karena itu kalor reaksi pada tekanan tetap dinyatakan dengan qp , maka hukum I termodinamika dapat ditulis sebagai berikut:


ΔU = qp + w atau qp  = ΔU – w = q reaksi (9)

 
 


Untuk menyatakan kalor reaksi yang berlangsung pada tekanan tetap, para ahli mendefinisikan suatu besaran termodinamika yaitu entalpi (heat content) dengan
lambang “H”Entalpi didefinisikan sebagai jumlah energi dalam dengan perkalian tekanan dan volume sistem, yang dapat dinyatakan:


H = U + P V (10)

 
 


Reaksi kimia termasuk proses isotermal, dan bila dilakukan di udara terbuka maka kalor reaksi dapat dinyatakan sebagai:
qp = Δ H (11)

 
 


Jadi, kalor reaksi yang berlangsung pada tekanan tetap sama dengan perubahan entalpi. Oleh karena sebagian besar reaksi berlangsung pada tekanan tetap, yaitu tekanan atmosfir, maka kalor reaksi selalu dinyatakan sebagai perubahan entalpi (ΔH).
q = ΔH reaksi = Hp-Hr (12)

 
akibatnya, kalor dapat dihitung dari perubahan entalpi reaksi, dan perubahan entalpi reaksi yang menyertai suatu reaksi hanya ditentukan oleh keadaan awal (reaktan) dan keadaan akhir (produk).



b.   Sistem dan Lingkungan
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
Memungkinkan terjadinya perpindahan energi dan Zat antara sistem dengan lingkungan.
2.      Sistem Tertutup
Memungkinkan terjadinya perpindahan energi tetapi, tidak dapat terjadi pertukaran materi antara sistem dan lingkungan
3.      Sistem terisolasi
Tidak memungkinkan terjadinya perpindahan energi dan Zat antara sistem dengan lingkungan.



c.    Persamaan Termokimia
Persamaan Termokimia Adalah persamaan reaksi yang mengikutsertakan perubahan entalpinya ( DH ).
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).
Contoh :
Pada pembentukan 1 mol air dari gas hidrogen dengan oksigen pada 298 K, 1 atm dilepaskan kalor sebesar 285, 5 kJ.
Persamaan termokimianya :
Jika koefisien dikalikan 2, maka harga DH reaksi juga harus dikalikan 2.
Beberapa hal yang harus diperhatikan dalam menuliskan persamaan termokimia :
·        Koefisien reaksi menunjukkan jumlah mol zat yang terlibat dalam reaksi.
·        Ketika persamaan reaksinya dibalik ( mengubah letak reaktan dengan
produknya ) maka nilai DH tetap sama tetapi tandanya berlawanan.
·        Jika kita menggandakan kedua sisi persamaan termokimia dengan faktor y
maka nilai DH juga harus dikalikan dengan faktor y tersebut.
·        Ketika menuliskan persamaan reaksi termokimia, fase reaktan dan produknya
harusdituliskan.

2.    Perubahan Entalpi Standar (H o)

Perubahan Entalpi Standar (H o) Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada pembentukan 1 mol senyawa dari unsur-unsurnya pada suhu dan tekanan standar ( 25oC, 1 atm ). Entalpinya bisa dilepaskan maupun diserap. Satuannya adalah kJ / mol.Bentuk standar dari suatu unsur adalah bentuk yang paling stabil dari unsur itu pada keadaan standar ( 298 K, 1 atm ).
Jika perubahan entalpi pembentukan tidak diukur pada keadaan standar maka dinotasikan dengan Hf o 
Catatan :
(H o) unsur bebas = nol
Dalam entalpi pembentukan, jumlah zat yang dihasilkan adalah1 mol.
Dibentuk dari unsur-unsurnya dalam bentuk standar.
  1. Perubahan Entalpi Penguraian Standar (Hd o)
Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada penguraian 1 mol senyawa menjadi unsur-unsur penyusunnya pada keadaan standar.
Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHd. Satuannya = kJ / mol.
Perubahan entalpi penguraian standar merupakan kebalikan dari perubahan entalpi pembentukan standar, maka nilainya pun akan berlawanan tanda.
Menurut Marquis de Laplace, “ jumlah kalor yang dilepaskan pada pembentukan senyawa dari unsur-unsur penyusunnya = jumlah kalor yang diperlukan pada penguraian senyawa tersebut menjadi unsur-unsur penyusunnya. “ Pernyataan ini disebut Hukum Laplace.

  1. Perubahan Entalpi Netralisasi Standar (Hn o)
Adalah perubahan 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.

  1. Perubahan Entalpi Penguapan Standar (H o vap)
Adalah perubahan 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.

  1. Perubahan Entalpi Pembakaran Standar (∆Hc o )
Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada pembakaran 1 mol suatu zat secara sempurna pada keadaan standar.
Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHc. Satuannya = kJ / mol.

  1. Perubahan Entalpi Pembentukan Standar (∆Hf o )= kalor pembentukan
Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada pembentukan 1 mol senyawa dari unsur-unsurnya pada suhu dan tekanan standar ( 25oC, 1 atm ). Entalpinya bisa dilepaskan maupun diserap. Satuannya adalah kJ / mol.
Bentuk standar dari suatu unsur adalah bentuk yang paling stabil dari unsur itu pada keadaan standar ( 298 K, 1 atm ).Jika perubahan entalpi pembentukan tidak diukur pada keadaan standar maka dinotasikan dengan Hf o 

3.    Menentukan Harga Perubahan Entalpi H

Entalpi = H = Kalor reaksi pada tekanan tetap = Qp
Perubahan entalpi adalah perubahan energi yang menyertai peristiwa perubahan kimia pada tekanan tetap.
a.
Pemutusan ikatan membutuhkan energi (= endoterm)
Contoh: H 2 → 2H – a kJ ; DH= +akJ
b.
Pembentukan ikatan memberikan energi (= eksoterm)
Contoh: 2H → H 2 + a kJ ; DH = -a kJ

1.      Penentuan kalor reaksi secara kalorimetris
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.
q.larutan = m c ∆T
q.kalorimeter = C ∆T


 
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 :



Keterangan
q = jumlah kalor
m = massa air (larutan) di dalam kalorimeter
c = kalor jenis air (larutan) di dalam kalorimeter
C = kapasitas kalor dari kalorimeter
∆T = kenaikan suhu larutan (kalorimeter)


qreaksi = -(qlarutan + qkalorimeter)

 


qreaksi = -qlarutan

 
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 yangdiserap oleh gelas dan lingkungan diabaikan.

2.      Penentuan ∆H Reaksi dengan Hukum Hess

∆Hreaksi = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3 .

 
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 :


Hal tersebut dapat dibuat siklus dan diagram tingkat energinya sebagai
berikut :

Siklus energi pembentukan zat D dari zat A

Diagram tingkat energi pembentukan zat D dari zat A 





  1. 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 - ∑∆Hof reaktan

 
 



TABEL ENTALPI PEMBENTUKAN BEBERAPA ZAT
Zat
DHof ( kJ/mol )
Zat
DHof ( 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

  1. Kalor Pembakaran Bahan Bakar
Bahan bakar merupakan sumber energi utama yang dipergunakan dalam kehidupan sehari-hari. Para ibu rumah tangga mengandalkan gas elpiji atau minyak tanah sebagai sumber panas yang dipergunakan untuk memasak. Bagaimana bahan bakar dibakar dan menghasilkan energi merupakan hal yang sangat kita butuhkan. Beberapa senyawa-senyawa yang ada dalam minyak bumi merupakan contoh mudah kita amati.Misalnya gas butana yang ada dalam gas elpiji :
C4H10 + 4,5 O2 → 4 CO2 + 5 H2O ΔH = -685,6 kkal/mol
Untuk setiap mol dihasilkan 685,6 kkal, anda dapat mengecek berapa kg gas yang ada di dapur dan kamu dapat menghitung berapa panas yang dihasilkan.
Contoh lainnya kita ambil dari beberapa senyawa yang tergolong dalam kelompok parafin, olefin dan naften.
·        Parafin :
CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O ΔH = -192 kkal
C4H10 + 4,5 O2 → 4 CO2 + 5 H2O ΔH = -685,6 kkal
·        Olefin :
C2H4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O ΔH = -647,1 kkal
C3H6 +4,5 O2 → 3 CO2 + 3 H2O ΔH = -646,1 kkal
·      Naften :
C5H10 + 7,5 O2 → 5 CO2 + 5 H2O ΔH = – 793.5 kkal
C6H12 + 9 O2 → 6 CO2 + 6 H2O ΔH = – 944,5 kkal

Dari data diatas tampak bahwa semakin banyak jumlah atom karbon mengapa
semakin besar panas yang dihasilkan yang diindikasikan dengan besarnya ΔH yang
dihasilkan.








RANGKUMAN


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,
    1. Reaksi Eksoterm dan,
    2. Reaksi Endoterm
  1. 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
  1. 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).
  1. 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



  • Digg
  • Del.icio.us
  • StumbleUpon
  • Reddit
  • RSS

0 komentar:

Poskan Komentar