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 :
- Energi radiasi diubah menjadi energi panas.
- Energi potensial diubah menjadi energi listrik.
- 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
- Jika reaksi berlangsung pada sistem terbuka dengan tekanan ( P ) tetap maka :
DE = qp + 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 :
qp = DE
– w
= -100 kJ – ( -5 kJ ) = – 95 kJ
- Jika reaksi berlangsung pada sistem tertutup dengan volume tetap ( DV = 0 ) artinya = sistem tidak melakukan kerja ( w = 0 ).
DE = qv + w
DE = qv + 0
DE = qv
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 = qv + 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 = Takhir – Tmula-mula
Demikian juga,
perubahan energi potensial
(Ep) Δ(E.P) = EPakhir – EPawal
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 EPakhir lebih rendah dari EPmula-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 :
CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(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.
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
Contoh: H2 2H - a kJ ; H= +akJ
b. Pembentukan
ikatan memberikan energi (= eksoterm)
Contoh: 2H H2 + a kJ ; H = -a kJ
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
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
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)
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)
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.
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.
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 = Hfo produk
- Hfo 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