TERMOKIMIA

loading...

loading...

Perubahan materi secara kimia atau fisika selalu diiring perubahan energi. Bentuknya bisa berupa pertukaran kalor dari sistem ke lingkungan atau sebaliknya. Pokok bahasan kimia yang mempelajari tentang perubahan energi yang menyertai perubahan materi disebut Termokimia.

A. SISTEM & LINGKUNGAN

• Sistem merupakan reaksi/proses yang sedang dipelajari perubahan energinya.
• Lingkungan adalah segala sesuatu yang ada disekitar dan berinteraksi dengan sistem.
• Batas adalah sesuatu yang membatasi sistem dan lingkungan. Batas terbagi menjadi batas adiabatis (tidak menyebabkan perpindahan panas) dan batas diatermal (menyebabkan perpindahan panas).
• Berdasarkan jenis interaksinya dengan lingkungan, sistem dibedakan menjadi sistem terbuka (terjadi pertukaran energi dan materi), sistem tertutup (terjadi pertukaran energi tetapi tidak pertukaran materi), dan sistem terisolasi (tidak terjadi pertukaran energi dan materi)

B. PERUBAHAN ENTALPI (∆H)

• Kerja/kalor merupakan pertukaran energi antara sistem dan lingkungan.
• Energi kalor yang dikandung suatu zat disebut entalpi. Entalpi (energi dalam) merupakan segala bentuk energi yang dimiliki sistem yang tidak dapat ditentukan jumlahnya, tetapi hanya dapat ditentukan perubahannya.
• Perubahan entalpi (∆H) merupakan selisih antara entalpi produk (H_P)dengan entalpi reaktan (H_R) yang dirumuskan: ∆H = H_P - H_R

C. REAKSI EKSOTERM & REAKSI ENDOTERM

• Berdasarkan perubahan entalpinya, ada dua jenis harga ∆H, yaitu ∆H berharga negatif (reaksi eksoterm) dan ∆H berharga positif (reaksi endotem)

• ∆H reaksi eksoterm dan reaksi endoterm dapat dinyatakan dengan diagram reaksi.

Diagram Reaksi

D. PERSAMAAN TERMOKIMIA

Persamaan termokimia adalah suatu persamaan reaksi kimia yang mengikutsertakan nilai perubahan entalpinya (∆H). Persamaan termokimia meliputi reaktan, produk, fase, dan perubahan entalpi.
Cara menuliskan persamaan termokimia;

• Koefisien reaksi sudah menyatakan mol.
• Jika persamaan reaksi dibalik, tanda (+) atau (-) ∆H juga dibalik.
• Jika persamaan reaksi dikalikan/dijumlahkan 𝓍, maka ∆H dikalikan/dijumlahkan 𝓍.

E. JENIS – JENIS ENTALPI MOLAR STANDAR

Entalpi molar standar (∆H°) adalah perubahan entalpi 1 mol zat yang diukur pada suhu 25°C dan tekanan 1 atm. Satuan ∆H adalah kJ dan satuan ∆H molar adalah kJ/mol.
Jenis – jenis entalpi molar :
1. Entalpi pembentukan standar (∆H°_f = standard enthalphy of Formation)
Merupakan perubahan entalpi pada pembentukan 1 mol senyawa dari unsur-unsurnya.
Contohnya; Pb_(s) + S _(s) + 2O _2(g) → PbSO₂ ∆H°_f = - 920 kJ/mol

Data Entalpi Pembentukan Standar

2. Entalpi penguraian standar (∆H°_d = standard enthalpy of Dissociation/Decomposition)
Merupakan perubahan entalpi pada penguraian 1 mol senyawa menjadi unsur-unsurnya.
∆H°_d adalah kebalikan dari ∆H°_f , sesuai dengan hukum Laplace yang menyatakan jumlah kalor yang dibebaskan pada pembentukan senyawa = jumlah kalor yang diperlukan pada penguraian senyawa senyawa.
 
3. Entalpi pembakaran standar (∆H°_c = standard enthalpy of Combustion)
Merupakan perubahan entalpi pada pembakaran 1 mol unsur/senyawa dengan oksigen.
Reaksi pembakaran selalu membebaskan kalor sehingga nilai ∆H°_d selalu negatif.

Data Entalpi Pembakaran Standar

F. MENGHITUNG ∆H REAKSI (∆Hr)

1. Melalui Percobaan/eksperimen (kalorimetri)

Perubahan entalpi dapat diukur menggunakan kalorimeter sederhana dan kalorimeter bom. Kalorimeter sederhana dapat dibuat dari wadah yang bersifat isolator, misalnya gelas styrofoam. Alat yang lebih teliti lagi untuk mengukur perubahan kalor adalah kalorimeter bom, yaitu suatu alat kalorimeter yang dirancang khusus sehingga sistem  benar-benar dalam keadaan terisolasi.

Kalorimeter Bom

2. Melalui Hukum Penjumlahan Kalor (Hukum Hess)

Pengukuran perubahan entalpi suatu reaksi kadangkala tidak dapat ditentukan langsung dengan kalorimeter. Untuk mengatasi persoalan tersebut, Henry Germain Hess (1840) melakukan serangkaian percobaan dan diperoleh kesimpulan yang dikenal dengan Hukum Hess: “Perubahan entalpi yang terjadi pada suatu reaksi hanya bergantung pada keadaan awal dan keadaan akhir reaksi, tidak pada prosesnya atau jauhnya jalan yang dilewati”.

∆H₁ = ∆H₂ + ∆H₃ + ∆H₄ + …

Ada 3 cara yang bisa dipakai untuk mencari ∆H reaksi dengan hukum hess, yaitu:

► Cara Diagram

Pembentukan SO_3(g) di atas dapat dinyatakan dengan diagram bertingkat berikut;

► Cara Siklus
Cara siklus mirip dengan cara diagram, hanya bentuknya lebih fleksibel. Diagram di atas jika dibuat siklus hasilnya adalah;

► Cara Menyusun Persamaan Reaksi
Cara ini dipakai jika diagram dan siklusnya tidak diketahui. Dengan menyusun berarti bisa mengalikan koefisien atau membalik arah reaksi.

3. Melalui Data Perubahan Entalpi Pembentukan Standar (∆H°_f)

∆H_reaksi = (Σ ∆H°_f produk) – (Σ ∆H°_f reaktan)

atau

∆H_reaksi = (Σ ∆H°_f kanan) – (Σ ∆H°_f kiri)

*Unsur bebas atau molekul diatomik selalu memiliki ∆H°_f = 0

4. Melalui Data Energi Ikatan
Reaksi kimia pada dasarnya berlangsung dalam dua tahap;

• Pemutusan ikatan antar-atom dari senyawa yang bereaksi (reaktan/pereaksi). Prosesnya memerlukan sejumlah energi/kalor (endoterm).
• Pembentukan kembali ikatan antar-atom membentuk senyawa baru (produk). Prosesnya membebaskan sejumlah energi/kalor (eksoterm).

Berdasarkan keterangan tersebut ∆H_reaksi dirumuskan sebagai;

∆H_reaksi = Σ E_{pemutusan ikatan} – Σ E _{pembentukan ikatan}

atau

∆H_reaksi = Σ E _{ikatan reaktan} – Σ E _{ikatan produk}

atau

∆H_reaksi = Σ E_(kiri) – Σ E_(kanan)

Energi disosiasi ikatan adalah energi yang diperlukan untuk memutuskan 1 mol ikatan dari suatu molekul dalam wujud gas . Ikatan yang dimaksud disini adalah ikatan kovalen. Energi ikatan dinyatakan dalam kJ/mol dengan lambang D.
Contoh, energi ikatan H─H (D_H─H) = 436 kJ/mol, artinya untuk memutuskan 1 mol ikatan H─H (yaitu mengubah 1 mol gas hidrogen menjadi atom – atomnya dalam bentuk gas) diperlukan energi sebesar 436 kJ. Persamaan termokimianya;

H─H_(g) → 2H_(g) ∆H = 436 kJ

Energi ikatan rata-rata adalah energi rata-rata yang diperoleh dari hasil pemutusan ikatan 1 mol senyawa dalam wujud gas.
Sebagai contoh, metana (CH₄) mengandung 4 ikatan C─H. Pemutusan ikatan C─H satu per satu dari molekul CH₄ memerlukan energi yang berbeda.
CH_4(g) → CH_3(g) + H _(g)     ∆H = +425 kJ/mol
CH_3(g) → CH_2(g) + H _(g)     ∆H = +480 kJ/mol
CH_2(g) → CH_(g) + H _(g)     ∆H = +425 kJ/mol
CH_(g) → C_(g) + H _(g)         ∆H = +335 kJ/mol
Energi ikatan C─H dalam CH₄, merupakan rata – rata dari 4 ikatan C─H tersebut, yaitu sama dengan (+425) + )+480) + (+425) + (+335)/4.
Untuk memutuskan keempat ikatan dalam CH₄ diperlukan 1664 kJ, maka energi ikatan rata – rata C─H dalam CH₄ adalah 1664 kJ/4 mol = 416 kJ/mol.