Termokimia

 TERMOKIMIA

A.    Definisi 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.

Hampir semua reaksi kimia selalu ada energi yang diambil atau dikeluarkan. Mari kita periksa terjadinya hal ini dan bagaimana kita mengetahui adanya perubahan energi.

Peristiwa termokimia

Misalkan kita akan melakukan reaksi kimia dalam suatu tempat tertutup sehingga tak ada panas yang dapat keluar atau masuk kedalam campuran reaksi tersebut. Atau reaksi dilakukan sedemikian rupa sehingga energi total tetap sama. Juga misalkan energi potensial dari hasil reaksi lebih rendah dari energi potensial pereaksi sehingga waktu reaksi terjadi ada penurunan energi potensial. Tetapi energi ini tak dapat hilang begitu saja karena energi total (kinetik dan potensial) harus tetap konstan. Sebab itu, bila energi potensialnya turun, maka energi kinetiknya harus naik berarti energi potensial berubah menjadi energi kinetik. Penambahan jumlah energi kinetik akan menyebabkan harga rata-rata energi kinetik dari molekulmolekul naik, yang kita lihat sebagai kenaikan temperatur dari campuran reaksi. Campuran reaksi menjadi panas.

Kebanyakan reaksi kimia tidaklah tertutup dari dunia luar. Bila campuran reaksi menjadi panas seperti digambarkan dibawah, panas dapat mengalir ke sekelilingnya. Setiap perubahan yang dapat melepaskan energi ke sekelilingnya seperti ini disebut perubahan eksoterm. Perhatikan bahwa bila terjadi reaksi eksoterm, temperatur dari campuran reaksi akan naik dan energi potensial dari zat-zat kimia yang bersangkutan akan turun.

Kadang-kadang perubahan kimia terjadi dimana ada kenaikan energi potensial dari zat-zat bersangkutan. Bila hal ini terjadi, maka energi kinetiknya akan turun sehingga temperaturnya juga turun. Bila sistem tidak tertutup di sekelilingnya, panas dapat mengalir ke campuran reaksi dan perubahannya disebut perubahan endoterm. Perhatikan bahwa bila terjadi suatu reaksi endoterm, temperatur dari campuran reaksi akan turun dan energi potensial dari zat-zat yang ikut dalam reaksi akan naik.

Peristiwa kebakaran menghasilkan panas

B.     Azaz Kekekalan Energi

1).    Hukum Kekekalan Energi

• “ Energi tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan, energi hanya dapat diubah dari 1 bentuk energi ke bentuk energi yang lain. “
• Energi alam semesta adalah tetap, sehingga energi yang terlibat dalam suatu proses kimia dan fisika hanya merupakan perpindahan atau perubahan bentuk energi.
• Contoh perubahan energi :

1. Energi radiasi diubah menjadi energi panas.
2. Energi potensial diubah menjadi energi listrik.
3. Energi kimia menjadi energi listrik.

2).    Sistem dan Lingkungan

• Sistem adalah bagian dari alam semesta yang menjadi pusat perhatian langsung dalam suatu percobaan tertentu.
• Lingkungan adalah bagian lain dari alam semesta yang terdapat di luar sistem.
• Secara umum terdapat 3 jenis sistem :

a. Sistem terbuka.

Suatu sistem dimana dapat terjadi perpindahan materi dan energi dengan lingkungannya.

Contoh : kopi panas dalam gelas terbuka, akan melepaskan panas dan uap air ke lingkungannya.

b. Sistem tertutup.

Suatu sistem dimana hanya dapat terjadi perpindahan energi ke lingkungannya tetapi tidak dapat terjadi perpindahan materi.

Contoh : kopi panas dalam gelas tertutup, dapat melepaskan panas / kalor ke lingkungannya tetapi tidak ada uap air yang hilang.

c. Sistem terisolasi.

Suatu sistem dimana tidak dapat terjadi perpindahan materi maupun energi ke lingkungannya.

Contoh : kopi panas dalam suatu termos.

3).    Energi dan Entalpi

• Sesuai dengan Hukum Termodinamika I, yang menyatakan bahwa energi tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan, tetapi energi hanya dapat diubah dari 1 bentuk energi ke bentuk energi yang lain, maka jumlah energi yang diperoleh oleh sistem akan = jumlah energi yang dilepaskan oleh lingkungan. Sebaliknya, jumlah energi yang dilepaskan oleh sistem akan = jumlah energi yang diperoleh oleh lingkungan.
• Energi adalah kapasitas untuk melakukan kerja ( w ) atau menghasilkan panas / kalor ( q ).
• Energi yang dimiliki oleh sistem dapat berupa energi kinetik ( berkaitan dengan gerak molekul sistem ) maupun energi potensial.
• Energi dalam ( E ) adalah jumlah energi yang dimiliki oleh suatu  zat atau sistem.
• Perpindahan energi antara sistem dan lingkungan terjadi dalam bentuk kerja ( w ) atau dalam bentuk kalor ( q ).
• Tanda untuk kerja ( w ) dan kalor ( q ) :

v  Sistem menerima kerja, w bertanda ( + ).

v  Sistem menerima kalor, q bertanda ( + ).

v  Sistem melakukan kerja, w bertanda ( – ).

v  Sistem membebaskan kalor, q bertanda ( – ).

• Energi dalam ( E ) termasuk fungsi keadaan yaitu besaran yang harganya hanya bergantung pada keadaan sistem, tidak pada asal-usulnya. Keadaan suatu sistem ditentukan oleh jumlah mol ( n ), suhu ( T ) dan tekanannya ( P ).
• Energi dalam juga termasuk sifat ekstensif yaitu sifat yang bergantung pada jumlah zat.
• Misalnya : jika E dari 1 mol air = y kJ maka E dalam 2 mol air ( T,P ) = 2y kJ.

• Nilai energi dalam dari suatu zat tidak dapat diukur, tetapi yang diperlukan dalam termokimia hanyalah perubahan energi dalam    (  DE ).

DE = E2 – E1

E1 = energi dalam pada keadaan awal

E2 = energi dalam pada keadaan akhir

• Untuk reaksi kimia :

DE = Ep – Er

Ep = energi dalam produk

Er = energi dalam reaktan

4).    Kerja ( w )

Kerja yang dilakukan oleh sistem :

w = - F. s ( kerja = gaya x jarak )

F = P. A

maka :

w  = - ( P. A ) . h

w  = - P. ( A . h )

w = - P. DV

Satuan kerja    = L. Atm

1 L. atm          = 101,32 J

Contoh : Hitunglah besarnya kerja ( J ) yang dilakukan oleh suatu sistem yang mengalami ekspansi melawan P = 2 atm dengan perubahan V = 10 L !

Jawaban :

w = - P. DV

= – 2 atm x 10 liter

= – 20 L.atm = – 2.026,4 J

5).    Kalor ( q )

• Kalor adalah energi yang berpindah dari sistem ke lingkungan atau sebaliknya, karena adanya perbedaan suhu yaitu dari suhu lebih tinggi ke suhu lebih rendah.
• Perpindahan kalor akan berlangsung sampai suhu antara sistem dan lingkungannya sama.
• Meskipun kita mengatakan bahwa sistem “ menerima “ atau “ membebaskan “ kalor, tetapi sistem tidak mempunyai energi dalam bentuk   “ kalor “.
• Energi yang dimiliki sistem adalah energi dalam ( E ), yaitu energi kinetik dan potensial.
• Perpindahan kalor terjadi ketika molekul dari benda yang lebih panas bertumbukan dengan molekul dari benda yang lebih dingin.
• Satuan kalor = kalori ( kal ) atau joule ( J ). 1 kal    = 4, 184 J

• Mengukur jumlah kalor :

q = m x c x DT

atau

q = C x DT    ;  q = m x L

dengan :

q = jumlah kalor ( J )

m = massa zat ( g )

DT = perubahan suhu ( ^oC atau K )

c = kalor jenis ( J / g.^oC ) atau ( J / g. K )

C = kapasitas kalor ( J / ^oC ) atau ( J / K )

L = kalor laten ( J / g ) = kalor peleburan / pelelehan dan kalor penguapan.

Contoh :

Berapa joule diperlukan untuk memanaskan 100 gram air dari 25 ^oC menjadi 100 ^oC? ( kalor jenis air = 4,18 J / g.K )

Jawaban :

q = m x c x DT

= 100 x 4,18 x ( 100 – 25 ) = 31.350 J = 31, 35 kJ.

• Hubungan antara E, q dan w :

DE = q + w

w = P. DV

1. Jika reaksi berlangsung pada sistem terbuka dengan tekanan ( P ) tetap maka :

DE = q_p + w

Contoh :

Suatu reaksi eksoterm mempunyai harga DE = – 100 kJ. Jika reaksi berlangsung pada P tetap dan V sistem bertambah, maka sebagian DE tersebut digunakan untuk melakukan kerja. Jika jumlah kerja yang dilakukan sistem = – 5 kJ, maka :

q_p = DE – w

= -100 kJ – ( -5 kJ ) = – 95 kJ

1. Jika reaksi berlangsung pada sistem tertutup dengan volume tetap ( DV = 0 ) artinya = sistem tidak melakukan kerja              ( w = 0 ).

DE = q_v + w

DE = q_v + 0

DE = q_v

Hal ini berarti bahwa semua perubahan energi dalam ( DE ) yang berlangsung pada sistem tertutup akan muncul sebagai kalor.

Contoh :

Suatu reaksi yang berlangsung pada V  tetap disertai penyerapan kalor = 200 kJ. Tentukan nilai DE, q dan w reaksi itu!

Jawaban :

Sistem menyerap kalor, artinya q = + 200 kJ.

Reaksi berlangsung pada V tetap, w = 0 kJ.

DE  = q_v + w

= + 200 kJ + 0 kJ = + 200 Kj

 

 

 

 

6. Panas Reaksi dan Termokimia

Hubungan sistem dengan lingkungan

Pelajaran mengenai panas reaksi dinamakan termokimia yang  merupakan  bagian  dari  cabang  ilmu  pengetahuan  yang  lebih  besar yaitu  termodinamika.   Sebelum   pembicaraan   mengenai   prisip termokimia ini kita lanjutkan, akan dibuat dulu definisi dari beberapa istilah. Salah satu dari istilah yang akan dipakai adalah sistim. Sistim adalah sebagian dari alam semesta yang sedang kita pelajari. Mungkin saja misalnya suatu reaksi kimia yang terjadi dalam suatu gelas kimia. Di  luar  sistim  adalah  lingkungan.  Dalam  menerangkan  suatu  sistim, kita harus memperinci sifat-sifatnya secara tepat. Diberikan suhunya, tekanan, jumlah mol dari tiap zat dan berupa cairan, padat atau gas. Setelah semua variabel ini ditentukan berarti semua sifat-sifat sistim sudah pasti, berarti kita telah menggambarkan keadaan dari sistim.

Bila  perubahan  terjadi  pada  sebuah  sistim  maka  dikatakan bahwa sistim bergerak dari keadaan satu ke keadaan yang lain. Bila sistim  diisolasi  dari  lingkungan  sehingga  tak  ada  panas  yang  dapat mengalir  maka  perubahan  yang  terjadi  di  dalam  sistim  adalah perubahan  adiabatik.  Selama  ada  perubahan  adiabatik,  maka  suhu dari  sistim  akan  menggeser,  bila  reaksinya  eksotermik  akan  naik sedangkan  bila  reaksinya  endotermik  akan  turun.  Bila  sistim  tak diisolasi  dari  lingkungannya,  maka  panas  akan  mengalir  antara keduanya,  maka  bila  terjadi  reaksi,  suhu  dari  sistim  dapat  dibuat tetap.  Perubahan  yang  terjadi  pada  temperatur  tetap  dinamakan perubahan isotermik. Telah dikatakan, bila terjadi reaksi eksotermik atau endotermik maka pada zat-zat kimia yang terlibat akan terjadi perubahan energi potensial. Panas reaksi yang kita ukur akan sama dengan  perubahan  energi  potensial  ini.  Mulai  sekarang  kita  akan menggunakan perubahan ini dalam beberapa kuantitas sehingga perlu ditegakkan beberapa peraturan untuk menyatakan perubahan secara umum.

Simbol  Δ  (huruf Yunani untuk delta) umumnya dipakai untuk menyatakan  perubahan  kuantitas.  Misalnya  perubahan  suhu  dapat ditulis dengan ΔT, dimana T menunjukkan temperatur. Dalam praktek biasanya   dalam   menunjukkan   perubahan   adalah   dengan   cara mengurangi temperatur akhir dengan temperatur mula-mula.

ΔT = T_akhir – T_mula-mula

Demikian juga, perubahan energi potensial

(Ep) Δ(E.P) = EP_akhir – EP_awal

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 ÷EP  mempunyai  harga  negatif.  Kebalikannya  dengan  reaksi endoterm, dimana harga ÷EP adalah positif.

Reaksi Eksoterm dan Endoterm

Peristiwa endoterm (kanan) dan eksoterm (kiri)

a.      Reaksi Eksoterm

Pada reaksi eksoterm terjadi perpindahan kalor dari sistem ke lingkungan atau pada reaksi tersebut dikeluarkan panas. Pada reaksi eksoterm harga ΔH = negatif ( – )

Contoh :

C(s) + O₂(g)   →   CO₂(g) + 393.5 kJ ;

ΔH = -393.5 kJ

b.      Reaksi Endoterm

Pada  reaksi  terjadi  perpindahan  kalor  dari  lingkungan  ke sistem atau pada reaksi tersebut dibutuhkan panas. Pada reaksi endoterm harga ΔH = positif ( + )

Contoh :

CaCO_3(s) →   CaO_(s) + CO_2(g)- 178.5 kJ ; ΔH = +178.5 kJ

Proses eksoterm dan proses endoterm

C.    Entalpi Molar

Entalpi molar adalah perubahan entalpi reaksi yang dikaitkan dengan kuantitas zat yang terlibat dalam reaksi. Dalam termokimia dikenal berbagai macam entalpi molar, seperti entalpi pembentukan, entalpi penguraian, dan entalpi pembakaran.

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: H₂    2H - a kJ ; H= +akJ

b.      Pembentukan ikatan memberikan energi (= eksoterm)
Contoh: 2H    H₂ + a kJ ; H = -a kJ

Istilah yang digunakan pada perubahan entalpi :

1.        Entalpi Pembentakan Standar ( Hf ): H untak membentuk 1 mol persenyawaan langsung dari unsur-unsurnya yang diukur pada 298 K dan tekanan 1 atm.

Contoh: H₂(g) + 1/2 O₂(g)  H₂0 (l) ; Hf = -285.85 kJ

2.        Entalpi Penguraian: H dari penguraian 1 mol persenyawaan langsung menjadi unsur-unsurnya(= Kebalikan dari H pembentukan).

Contoh: H₂O (l)    H₂(g) + 1/2 O₂(g) ; H = +285.85 kJ

3.        Entalpi Pembakaran Standar ( Hc ): H untuk membakar 1 mol persenyawaan dengan O₂ dari udara yang diukur pada 298 K dan tekanan 1 atm.

Contoh: CH₄(g) + 2O₂(g)  CO₂(g) + 2H₂O(l) ; Hc = -802 kJ

4.        Entalpi Reaksi: H dari suatu persamaan reaksi di mana zat-zat yang terdapat dalam persamaan reaksi dinyatakan dalam satuan mol dan koefisien-koefisien persamaan reaksi bulat sederhana.

Contoh: 2Al + 3H₂SO₄    Al₂(SO₄)₃ + 3H₂ ; H = -1468 kJ

5.        Entalpi Netralisasi: H yang dihasilkan (selalu eksoterm) pada reaksi penetralan asam atau basa.

Contoh: NaOH(aq) + HCl(aq)    NaCl(aq) + H₂O(l) ; H = -890.4 kJ/mol

6.        Hukum Lavoisier-Laplace

"Jumlah kalor yang dilepaskan pada pembentukan 1 mol zat dari unsur-unsurya = jumlah kalor yang diperlukan untuk menguraikan zat tersebut menjadi unsur-unsur pembentuknya."
Artinya : Apabila reaksi dibalik maka tanda kalor yang terbentuk juga dibalik dari positif menjadi negatif atau sebaliknya

Contoh:
N₂(g) + 3H₂(g)    2NH₃(g) ; H = - 112 kJ

2NH₃(g)    N₂(g) + 3H₂(g) ; H = + 112 kJ

1.   Entalpi Pembentukan

Perubahan entalpi pada pembentukan 1 mol zat langsung dari unsur-unsurnya disebut entalpi molar pembentukan atau entalpi pembentukan. Jika pengukuran dilakukan pada keadaan standar (298 k, 1 atm) dan semua unsur-unsurnya dalam bentuk standar, maka perubahan entalpinya disebut entalpi pembentukan standar(ΔHf ⁰). Entalpi pembentukan dinyatakan dalam kJ per mol (kJ mol ^-1).

Supaya terdapat keseragaman, maka harus ditetapkan keadaan standar, yaitu suhu 25 ⁰ C dan tekanan 1 atm. Dengan demikian perhitungan termokimia didasarkan pada keadaan standar.

Pada umumnya  dalam persamaan termokimia dinyatakan:

AB + CD ———-> AC + BD Δ H⁰ = x kJ/mol

Δ H⁰ adalah lambang dari perubahan entalpi pada keadaan itu. Yang dimaksud dengan bentuk standar dari suatu unsur adalah bentuk yang paling stabil dari unsur itu pada kondisi standar (298 K, 1 atm).

Untuk unsur yang mempunyai bentuk alotropi, bentuk standarnya ditetapkan berdasarkan pengertian tersebut. Misalnya, karbon yang dapat berbentuk intan dan grafit, bentuk standarnya adalah grafit, karena grafit adalah bentuk karbon yang paling stabil pada 298 K, 1 atm. Dua hal yang perlu diperhatikan berkaitan dengan entalpi pembentukan yaitu bahwa zat yang dibentuk adalah 1 mol dan dibentuk dari unsurnya dalam bentuk standar.

Contoh: Entalpi pembentukan etanol (C2H5OH) (l)  adalah -277,7 kJ per mol. Hal ini berarti: Pada pembentukan 1 mol (46 gram) etanol dari unsur-unsurnya dalam bentuk standar, yaitu karbon (grafit), gas hidrogen dan gas oksigen, yang diukur pada 298 K, 1 atm dibebaskan 277,7 kJ  dengan persamaan termokimianya adalah:

2 C (s, grafit) + 3H2 (g) + ½ O2 (g) –> C2 H5 OH (l) ΔH = -277,7kJ

Nilai entalpi pembentukan dari berbagai zat serta persamaan termokimia reaksi pembentukannya diberikan pada tabel 2 berikut.

Tabel 2. Nilai entalpi pembentukan berbagai zat & Persamaan termokimia reaksi pembentukannya

Contoh lain : misalnya persamaan termokimia untuk pembentukan air dan uap air pada 1000C dan 1 atm masing-masing. Lihat reaksi berikut:

Bagaimana dapat kita gunakan persamaan ini untuk mendapatkan panas penguapan dari air?

Yang jelas persamaan (1) harus kita balik, lalu dijumlahkan dengan persamaan (2)

hasilnya :

Jangan lupa untuk mengubah tanda ΔH. (Jika pembentukan H 2 O (l) eksoterm, seperti dicerminkan oleh ΔH f yang negatif, proses kebalikannya haruslah endoterm) yang berarti eksoterm menjadi positif yang berarti menjadi endoterm.

Eksoterm 
Eksoterm (menghasilkan panas)

Endoterm
Bila kita jumlahkan persamaan (1) dan (2), kita dapat Dan panas reaksinya = Perhatikan bahwa panas reaksi untuk seluruh perubahan sama dengan panas pembentukan hasil reaksi dikurangi panas pembentukan dari pereaksi. Secara umum dapat ditulis :
Harga perubahan entalpi reaksi dapat dipengaruhi oleh kondisi yakni suhu dan tekanan saat pengukuran. Oleh karena itu, perlu kondisi suhu dan tekanan perlu dicantumkan untuk setiap data termokimia.

Harga perubahan entalpi reaksi dapat dipengaruhi oleh kondisi yakni suhu dan tekanan saat pengukuran. Oleh karena itu, perlu kondisi suhu dan tekanan perlu dicantumkan untuk setiap data termokimia.

Data termokimia pada umumnya ditetapkan pada suhu 25 ⁰ C dan tekanan 1 atm yang selanjutnya disebut kondisi standar. Perubahan entalpi yang diukur pada suhu 25 ⁰ C dan tekanan 1 atm disebut perubahan entalpi standar dan dinyatakan dengan lambang  Δ H⁰atau ΔH298. Sedangkan perubahan entalpi yang pengukurannya tidak merujuk kondisi pengukurannya dinyatakan dengan lambang ΔH saja.

2.   Entalpi Pembakaran

Reaksi suatu zat dengan oksigen disebut reaksi pembakaran. Zat yang mudah terbakar adalah unsur karbon, hidrogen, belerang, dan berbagai senyawa dari unsur tersebut. Pembakaran dikatakan sempurna apabila karbon (c) terbakar menjadi CO2, hidrogen (H)  terbakar menjadi H2O, belerang (S) terbakar menjadi SO2.

Perubahan entalpi pada pembakaran sempurna 1 mol suatu zat yang diukur pada 298 K, 1 atm disebut entalpi pembakaran standar(standard enthalpy of  combustion), yang dinyatakan dengan ΔHc⁰ . Entalpi pembakaran juga dinyatakan dalam kJ mol ^-1 .

Harga entalpi pembakaran dari berbagai zat pada 298 K, 1 atm diberikan pada tabel 3 berikut.

Tabel 3 . Entalpi Pembakaran  dari berbagai zat pada 298 K, 1 atm

Pembakaran bensin adalah suatu proses eksoterm. Apabila bensin dianggap terdiri atas isooktana, C8H18 (salah satu komponen bensin) tentukanlah jumlah kalor yang dibebaskan pada pembakaran 1 liter bensin. Diketahui entalpi pembakaran isooktana = -5460 kJ mol^-1 dan massa jenis isooktan = 0,7 kg L ^-1 (H = 1; C =12).

Jawab:
Entalpi pembakaran isooktana yaitu – 5460 kJ mol^{-1 .} Massa 1 liter bensin = 1 liter x 0,7 kg L-1 = 0,7 kg = 700 gram . Mol isooktana = 700 gram/114 gram  mol^-1 = 6,14 mol.  Jadi kalor yang dibebaskan pada pembakaran 1 liter bensin adalah: 6,14 mol x 5460 kJ mol ^-1 = 33524,4 kJ.

3.                            Entalpi Penguraian

Reaksi penguraian adalah kebalikan dari reaksi pembentukan. Oleh karena itu, sesuai dengan azas kekekalan energi, nilai entalpi penguraian sama dengan entalpi pembentukannya, tetapi tandanya berlawanan.

Contoh:

Diketahui ΔHf ⁰ H2O (l) = -286  kJ mol -1, maka entalpi penguraian H2O (l) menjadi gas hidrogen dan gas oksigen adalah + 286 kJ mol^-1

H2O (l) ——> H2 (g) + ½ O2 (g) ΔH = + 286 kJ

D . Penetuan Entalpi reaksi

Untuk menentukan perubahan entalpi pada suatu reaksi kimia biasanya digunakan alat seperti kalorimeter, termometer dan sebagainya yang mungkin lebih sensitif.

Perhitungan : H reaksi =  H_f^o produk - H_f^o reaktan

1.      Kalorimeter

Kalorimetri adalah ilmu dalam pengukuran panas dari reaksi kimia atau perubahan fisik. Kalorimetri termasuk penggunaan calorimeter. Kata kalorimetri berasal dari bahasa Latin yaitu calor, yang berarti panas.

Kalorimetri tidak langsung (indirect calorimetry) menghitung panas pada makhluk hidup yang memproduksi karbondioksida dan buangan nitrogen (ammonia, untuk organisme perairan, urea, untuk organisme darat) atau konsumsi oksigen. Lavosier (1780) mengatakan bahwa produksi panas dapat diperkirakan dari konsumsi oksigen dengan menggunakan regresi acak. Hal itu membenarkan teori energi dinamik. Pengeluaran panas oleh makhluk hidup juga dapat dihitung oleh perhitungan kalorimetri langsung (direct calorymetry), dimana makhluk hidup ditempatkan didalam kalorimeter untuk dilakukan pengukuran

Jika benda atau system diisolasi dari alam, maka temperatur harus tetap konstan. Jika energi masuk atau keluar, temperatur akan berubah. Energi akan berpindah dari satu tempat ke tempat lainnya yang disebut dengan panas dan kalorimetri mengukur perubahan suhu tersebut, bersamaan dengan kapasitas panasnya, untuk menghitung perpindahan panas.

Kalorimetri adalah pengukuran panas secara kuantitatif yang masuk selama proses kimia. Kalorimeter adalah alat untuk mengukur panas dari reaksi yang dikeluarkan. Berikut adalah gambar calorimeter yang kompleks dan yang sederhana. Kalorimetri adalah pengukuran kuantitas perubahan panas. Sebagai contoh, jika energi dari reaksi kimia eksotermal diserap air, perubahan suhu dalam air akan mengukur jumlah panas yang ditambahkan. Kalorimeter digunakan untuk menghitung energi dari makanan dengan membakar makanan dalam atmosfer dan mengukur jumlah energi yang meningkat dalam suhu kalorimeter.

Bahan yang masuk kedalam kalorimetri digambarkan sebagai volume air, sumber panas yang dicirikan sebagai massa air dan wadah atau kalorimeter dengan massanya dan panas spesifik. Keseimbangan panas diasumsikan setelah percobaan perubahan suhu digunakan untuk menghitung energi tercapai.

               

2.      Hukum Hess

"Jumlah panas yang dibutuhkan atau dilepaskan pada suatu reaksi kimia tidak tergantung pada jalannya reaksi tetapi ditentukan oleh keadaan awal dan akhir."

Contoh:

C(s) + O2(g)	Δ   CO2(g)	; Δ H = x kJ	Δ   1 tahap
C(s) + 1/2 02(g)	Δ   CO(g)	; Δ H = y kJ	Δ   2 tahap
CO(g) + 1/2 O2(g)	Δ   CO2(g)	; Δ H = z kJ
------------------------------------------------------------ +
C(s) + O2(g)	Δ   CO2(g)	; Δ H = y + z kJ

Menurut Hukum Hess : x = y + z

3.      Perubahan Entalpi Berdasarkan Hukum Hess

Banyak reaksi yang dapat berlangsung secara bertahap. Misalnya pembakaran karbon atau grafit. Jika karbon dibakar dengan oksigen berlebihan terbentuk karbon dioksida menurut persamaan reaksi:

C(s) + O2 (g) —–> CO2 (g)            Δ H   = – 394 kJ

Reaksi diatas dapat  berlangsung melalui dua tahap. Mula-mula karbon dibakar dengan oksigen yang terbatas sehingga membentuk karbon monoksida. Selanjutnya, karbon monoksida itu dibakar lagi untuk membentuk karbon dioksida. Persamaan termokimia untuk kedua reaksi tersebut adalah:

C(s) + ½ O2 (g) —–> CO (g) ΔH   = – 111 kJ

CO (g) + ½ O2 (g) —–> CO2 (g) Δ H   = – 283 kJ

Jika kedua tahap diatas dijumlahkan, maka diperoleh:

C(s) + ½ O2 (g) —–> CO (g) ΔH   = – 111 kJ

CO (g) + ½ O2 (g) —–> CO2 (g) ΔH   = – 283 kJ

————————————————————————- +

C(s) + O2 (g) —–> CO2 (g)           ΔH   = – 394 kJ

4.      Perubahan Entalpi Berdasarkan Entalpi Pembentukan

Kalor suatu reaksi dapat juga ditentukan dari data entalpi pembentukan zat pereaksi dan produknya. Dalam hal ini, zat pereaksi dianggap terlebih dahulu terurai menjadi unsur-unsurnya, kemudian unsur-unsur itu bereaksi membentuk zat produk. Secara umum untuk reaksi:

m AB + n CD —–> p AD  + q CB

ΔH⁰ = jumlah ΔH⁰ f (produk) -   jumlah ΔH⁰ f (pereaksi)

5.      Penentuan Kalor Reaksi Berdasarkan Energi Ikatan

a.      Pengertian Energi ikatan

Energi yang dibutuhkan untuk memutuskan ikatan kimia, sehingga membentuk radikal-radikal bebas disebut energi ikatan. Energi ikatan didefinisikan sebagai energi yang diperlukan untuk memutuskan 1 mol ikatan dari suatu molekul dalam wujud gas. Energi ikatan dinyatakan dalam kilojoule per mol (kJ mol ^-1 )

Energi berbagai ikatan diberikan pada tabel 1.

Tabel 1. Harga Energi ikatan berbagai molekul (kJ/mol)

b.      Energi ikatan rata-rata

Pada dasarnya reaksi kimia terdiri dari dua proses, yaitu pemutusan ikatan antar atom-atom dari senyawa yang bereaksi (proses yang memerlukan energi) dan penggabungan ikatan kembali dari atom-atom yang terlibat reaksi sehingga membentuk susunan baru (proses yang membebaskan energi).  

Perubahan entalpi reaksi dapat dihitung dengan menggunakan data energi ikatan. Energi ikatan adalah energi yang diperlukan untuk memutuskan ikatan oleh satu molekul gas menjadi atom-atom dalam keadaan gas. Harga energi ikatan selalu positif, dengan satuan kJ atau kkal, serta diukur pada kondisi zat-zat berwujud gas.  

Entalpi reaksi yang dihitung berdasarkan harga energi ikatan rata-rata sering berbeda dari entalpi reaksi yang dihitung berdasarkan harga entalpi pembentukan standar. Perbedaan ini terjadi karena energi ikatan yang terdapat dalam suatu tabel adalah energi ikatan rata-rata. Energi ikatan C – H dalam contoh di atas bukan ikatan C – H dalam CH4, melainkan energi ikatan rata-rata C – H. 

CH4(g) CH3(g) + H(g) H = +424 kJ/mol

CH3(g) CH2(g) + H(g) H = +480 kJ/mol

CH2(g) CH(g) + H(g) H = +425 kJ/mol

CH(g) C(g) + H(g) H = +335 kJ/mol

Jadi, energi ikatan rata-rata dari ikatan C – H adalah 416 kJ/mol. Sedangkan energi
ikatan C – H yang dipakai di atas adalah +413 kJ/mol.

6.      Menentukan ΔH reaksi berdasarkan energi ikatan

Reaksi kimia merupakan proses pemutusan dan pembentukan ikatan. Proses ini selalu disertai perubahan energi. Energi yang dibutuhkan untuk memutuskan ikatan kimia, sehingga membentuk radikal-radikal bebas disebut energi ikatan. Untuk molekul kompleks, energi yang dibutuhkan untuk memecah molekul itu sehingga membentuk atom-atom bebas disebut energi atomisasi.

Harga energi atomisasi ini merupakan jumlah energi ikatan atom-atom dalam molekul tersebut. Untuk molekul kovalen yang terdiri dari dua atom seperti H₂, 0₂, N₂ atau HI yang mempunyai satu ikatan maka energi atomisasi sama dengan energi ikatan Energi atomisasi suatu senyawa dapat ditentukan dengan cara pertolongan entalpi pembentukan senyawa tersebut. Secara matematis hal tersebut dapat dijabarkan dengan persamaan :

ΔH reaksi	= Δ energi pemutusan ikatan	- Δ energi pembentukan ikatan
	= Δ energi ikatan di kiri	- Δ energi ikatan di kanan

Contoh:

Diketahui : 

energi ikatan

C - H = 414,5 kJ/Mol

C = C = 612,4 kJ/mol

C - C = 346,9 kJ/mol

H - H = 436,8 kJ/mol

Ditanya: 

ΔH reaksi = C₂H₄(g) + H₂(g) Δ C₂H₆(g)

Δ H reaksi = Jumlah energi pemutusan ikatan - Jumlah energi pembentukan ikatan

= (4(C-H) + (C=C) + (H-H)) - (6(C-H) + (C-C))

= ((C=C) + (H-H)) - (2(C-H) + (C-C))

= (612.4 + 436.8) - (2 x 414.5 + 346.9)

= - 126,7 kJ

E.  Energi Bahan Bakar

Bahan bakar adalah materi yang bisa diubah menjadi energi. Salah satu contoh bahan bakar yang cukup populer adalah bensin.

a.      Jenis-jenis bahan bakar

• Bahan bakar padat

Bahan bakar padat merupakan bahan bakar berbentuk padat, dan kebanyakan menjadi sumber energi panas. Misalnya kayu dan batubara. Energi panas yang dihasilkan bisa digunakan untuk memanaskan air menjadi uap untuk menggerakkan peralatan dan menyediakan energi.

• Bahan bakar cair

Bahan bakar yang berbentuk cair, paling populer adalah bahan bakar minyak atau BBM. Selain bisa digunakan untuk memanaskan air menjadi uap, bahan bakar cair biasa digunakan kendaraan bermotor. Karena bahan bakar cair seperti Bensin bisa dibakar dalam karburator dan menjalankan mesin.

• Bahan bakar gas

Bahan bakar gas ada dua jenis, yakni Compressed Natural Gas (CNG) dan Liquid Petroleum Gas (LPG. CNG pada dasarnya terdiri dari metana sedangkan LPG adalah campuran dari propana, butana dan bahan kimia lainnya. LPG yang digunakan untuk kompor rumah tangga, sama bahannya dengan Bahan Bakar Gas yang biasa digunakan untuk sebagian kendaraan bermotor.

b.      Berdasarkan materinya

• Bahan bakar tidak berkelanjutan

Bahan bakar tidak berkelanjutan bersumber pada materi yang diambil dari alam dan bersifat konsumtif. Sehingga hanya bisa sekali dipergunakan dan bisa habis keberadaannya di alam. Misalnya bahan bakar berbasis karbon seperti produk-produk olahan minyak bumi.

• Bahan bakar berkelanjutan

Bahan bakar berkelanjutan bersumber pada materi yang masih bisa digunakan lagi dan tidak akan habis keberadaannya di alam. Misalnya tenaga matahari.

Pembakaran Sempurna dan Tidak Sempurna

Pembakaran bahan bakar dalam mesin kendaraan atau dalam industri tidak terbakar sempurna. Pembakaran sempurna senyawa hidrokarbon (bahan bakar fosil) membentuk karbon dioksida dan uap air. Sedangkan pembakaran tak sempurna membentuk karbon monoksida dan uap air.  Misalnya:

a. Pembakaran sempurna isooktana:

C8H18 (l) +12 ½ O2 (g) –> 8 CO2 (g) + 9 H2O (g) ΔH = -5460 kJ

b. Pembakaran tak sempurna isooktana:

C8H18 (l) + 8 ½ O2 (g) -> 8 CO (g) + 9 H2O (g) ΔH  = -2924,4 kJ

Dampak Pembakaran tak Sempurna

Sebagaimana terlihat pada contoh di atas, pembakaran tak sempurna menghasilkan lebih sedikit kalor. Jadi, pembakaran tak sempurna mengurangi efisiensi bahan bakar. kerugian lain dari pembakaran tak sempurna adalah dihasilkannya gas karbon monoksida (CO), yang bersifat racun. Oleh karena itu, pembakaran tak sempurna akan mencemari udara.

Kalor Pembakaran

Reaksi kimia yang umum digunakan untuk menghasilkan energi adalah pembakaran, yaitu suatu reaksi cepat antara bahan bakar denga oksigen yang disertai terjadinya api. Bahan bakar utama dewasa ini adalah bahan bakar fosil, yaitu gas alam, minyak bumi, dan batu bara. Bahan bakar fosil itu berasal dari pelapukan sisa organisme, baik tumbuhan atau hewan. Pembentukan bahan bakar fosil ini memerlukan waktu ribuan sampai jutaan tahun.

Bahan bakar fosil terutama terdiri atas senyawa hidrokarbon, yaitu senyawa yang hanya terdiri atas karbon dan hidrogen. Gas alam terdiri atas alkana suku rendah terutama metana dan sedikit etana, propana, dan butana. Seluruh senyawa itu merupakan gas yang tidak berbau. Oleh karena itu, kedalam gas alam ditambahkan suatu zat yang berbau tidak sedap, yaitu merkaptan, sehingga dapat diketahui jika ada kebocoran. Gas alam dari beberapa sumber mengandung H2S, suatu kontaminan yang harus disingkirkan sebelum gas digunakan sebagai bahan bakar karena dapat mencemari udara. Beberapa sumur gas juga mengandung helium.

Minyak bumi adalah cairan yang mengandung ratusan macam senyawa, terutama alkana, dari metana hingga yang memiliki atom karbon mencapai lima puluhan. Dari minyak bumi diperoleh bahan bakar LPG (Liquified Petroleum gas), bensin, minyak tanah, kerosin, solar dan lain-lain. Pemisahan komponen minyak bumi itu dillakukan dengan destilasi bertingkat. Adapun batu bara adalah bahan bakar padat, yang terutama, terdiri atas hidrokarbon suku tinggi. Batu bara dan minyak bumi juga mengandung senyawa dari oksigen, nitrogen, dan belerang.

Bahan bakar fosil, terutama minyak bumi,  telah digunakan dengan laju yang jauh lebih cepat dari pada proses pembentukannya. Oleh karena itu, dalam waktu yang tidak terlalu lama lagi akan segera habis. Untuk menghemat penggunaan minyak bumi dan untuk mempersiapkan bahan bakar pengganti, telah dikembangkan berbagai bahan bakar lain, misalnya gas sintesis (sin-gas) dan hidrogen. Gas sintetis diperoleh dari gasifikasi batubara. Batu bara merupakan bahan bakar fosil yang paling melimpah, yaitu sekitar 90 % dari cadangan bahan bakar fosil. Akan tetapi penggunaan bahan bakar batubara menimbulkan berbagai masalah, misalnya dapat menimbulkan polusi udara yang lebih hebat daripada bahan bakar apapun. Karena bentuknya yang padat terdapat keterbatasan penggunaannya. Oleh karena itu, para ahli berupaya mengubahnya menjadi gas sehingga pernggunaannya lebih luwes dan lebih bersih.

Gasifikasi batubara dilakukan dengan mereaksikan batubara panas dengan uap air panas. Hasil proses itu berupa campuran gas CO,H2 dan CH4.

Sedangkan bahan sintetis lain yang juga banyak dipertimbangkan adalah hidrogen. Hidrogen cair bersama-sama dengan oksigen cair telah digunakan pada pesawat ulang-alik sebagai bahan bakar roket pendorongnya. Pembakaran hidrogen sama sekali tidak memberi dampak negatif pada lingkungan karena hasil pembakarannya adalah air. Hidrogen dibuat dari air melalui reaksi  endoterm berikut:

H2O (l) —> 2 H2 (g) + O2 (g) ΔH = 572 kJ

Apabila energi yang digunakan untuk menguraikan air tersebut berasal dari bahan bakar fosil, maka hidrogen bukanlah bahan bakar yang konversial. Tetapi saat ini sedang dikembangkan penggunaan energi nuklir atau energi surya. Jika proyek itu berhasil, maka dunia tidak perlu khawatir akan kekurangan energi. Matahari sesungguhnya adalah sumber  energi terbesar di bumi, tetapi tekonologi penggunaan energi surya belumlah komersial. Salah satu kemungkinan penggunaan energi surya adalah menggunakan tanaman yang dapat tumbuh cepat. Energinya kemudian diperoleh dengan membakar tumbuhan itu. Dewasa ini, penggunaan energi surya yang cukup komersial adalah untuk pemanas air rumah tangga (solar water heater). Nilai kalor dari berbagai jenis bahan bakar diberikan pada tabel 4  berikut.

Tabel 4. Komposisi dan nilai kalor dari berbagai jenis bahan bakar