materi termokimia

NAMA   KELOMPOK : 1. RIFKY AZMI SADEWO

                                       2. SENDY EKI PRAMUJA

                                       3. SINTA PUSPITA SARI

                                       4. SULIS MAWARDIANINGRUM

                                       5. YENI ASTIFAH

                                       6. YURIKA ATIKA MILASARI

MAPEL                        :KIMIA

TUGAS                         : MEMBUAT MODUL

                                        (TERMOKIMIA DAN LAJU REAKSI)

v TERMOKIMIA

Termokimia adalah ilmu yang mempelajari perubahan kalor dalam suatu reaksi kimia. Energi merupakan sumber esensial bagi kehidupan manusia serta makhluk hidup lainnya. Makanan yang kita makan merupakan sumber energi yang memberikan kekuatan kepada kita untuk dapat bekerja, belajar, dan beraktivitas lainnya. Setiap materi mengandung energi dalam bentuk energi potensial dan energi kinetik. Kedua energi ini dinamakan energi internal. Jika energi yang terkandung dalam materi berubah maka perubahan energi dinamakan kalor. Perubahan energi (kalor) pada tekanan tetap dinamakan perubahan entalpi (ΔH).

Bagaimanakah perubahan entalpi suatu reaksi? Apakah reaksi eksoterm dan endoterm? Bagaimanakah menentukan ΔH reaksi berdasarkan percobaan? Anda dapat menjawabnya jika Anda mempelajari bab ini dengan baik.

A. Perubahan Entalpi

Setiap materi mengandung energi yang disebut energi internal (U). Besarnya energi ini tidak dapat diukur, yang dapat diukur hanyalah perubahannya. Mengapa energi internal tidak dapat diukur? Sebab materi harus bergerak dengan kecepatan sebesar kuadrat kecepatan cahaya sesuai persamaan Einstein (E = mc²). Di alam, yang tercepat adalah cahaya. Perubahan energi internal ditentukan oleh keadaan akhir dan keadaan awal ( ΔU = U_akhir – U_awal).

1.1. Pengertian Entalpi (ΔH)

Perubahan energi internal dalam bentuk panas dinamakan kalor. Kalor adalah energi panas yang ditransfer (mengalir) dari satu materi ke materi lain. Jika tidak ada energi yang ditransfer, tidak dapat dikatakan bahwa materi mengandung kalor. Jadi, Anda dapat mengukur kalor jika ada aliran energi dari satu materi ke materi lain. Besarnya kalor ini, ditentukan oleh selisih keadaan akhir dan keadaan awal.

Contoh :

Tinjau air panas dalam termos. Anda tidak dapat mengatakan bahwa air dalam termos mengandung banyak kalor sebab panas yang terkandung dalam air termos bukan kalor, tetapi energi internal. Jika terjadi perpindahan panas dari air dalam termos ke lingkungan sekitarnya atau dicampur dengan air dingin maka akan terbentuk kalor.

Besarnya kalor ini diukur berdasarkan perbedaan suhu dan dihitung menggunakan persamaan berikut.

Q = m c ΔT

Keterangan :

Q = kalor

m = massa zat

c = kalor jenis zat

ΔT = selisih suhu

Jika perubahan energi terjadi pada tekanan tetap, misalnya dalam wadah terbuka (tekanan atmosfer) maka kalor yang terbentuk dinamakan perubahan entalpi (ΔH). Entalpi dilambangkan dengan H (berasal dari kata ‘Heat of Content’). Dengan demikian, perubahan entalpi adalah kalor yang terjadi pada tekanan tetap, atau Δ H = Q_P (Q_p menyatakan kalor yang diukur pada tekanan tetap).

1.2. Sistem dan Lingkungan

Secara umum, sistem didefinisiskan sebagai bagian dari semesta yang merupakan fokus kajian dan lingkungan adalah segala sesuatu di luar sistem yang bukan kajian.

Gambar 1. Diagram proses eksoterm dan endoterm antara sistem dan lingkungan.

Dalam reaksi kimia, Anda dapat mendefinisikan sistem. Misalnya pereaksi maka selain pereaksi disebut lingkungan, seperti pelarut, hasil reaksi, tabung reaksi, udara di sekitarnya, dan segala sesuatu selain pereaksi.

Contoh Soal Sistem dan Lingkungan :

Ke dalam gelas kimia yang berisi air, dilarutkan 10 g gula pasir. Jika gula pasir ditetapkan sebagai sistem, manakah yang termasuk lingkungan?

Jawaban :

Karena gula pasir dipandang sebagai sistem maka selain dari gula pasir termasuk lingkungan, seperti air sebagai pelarut, gelas kimia, penutup gelas kimia, dan udara di sekelilingnya.

1.3. Reaksi Eksoterm dan Endoterm

Jika dalam reaksi kimia terjadi perpindahan panas dari sistem ke lingkungan maka suhu lingkungan meningkat. Jika suhu sistem turun maka dikatakan bahwa reaksi tersebut eksoterm. Reaksi endoterm adalah kebalikan dari reaksi eksoterm (perhatikan Gambar 1). Ungkapkanlah dengan kalimat Anda sendiri.

Contoh :

Jika NaOH dan HCl direaksikan dalam pelarut air, kemudian suhu larutan diukur maka ketinggian raksa pada termometer akan naik yang menunjukkan suhu larutan meningkat.

Apakah reaksi tersebut eksoterm atau endoterm? Semua literatur menyatakan reaksi NaOH dan HCl melepaskan kalor (eksoterm). Jika melepaskan kalor suhunya harus turun, tetapi faktanya naik. Bagaimana menjelaskan fakta tersebut dihubungkan dengan hasil studi literatur?

NaOH dan HCl adalah sistem yang akan dipelajari (fokus kajian).

Selain kedua zat tersebut dikukuhkan sebagai lingkungan, seperti pelarut, gelas kimia, batang termometer, dan udara sekitar. Ketika NaOH dan HCl bereaksi, terbentuk NaCl dan H₂O disertai pelepasan kalor. Kalor yang dilepaskan ini diserap oleh lingkungan, akibatnya suhu lingkungan naik. Kenaikan suhu lingkungan ditunjukkan oleh naiknya suhu larutan. Jadi, yang Anda ukur bukan suhu sistem (NaOH dan HCl) melainkan suhu lingkungan (larutan NaCl sebagai hasil reaksi). Zat NaOH dan HCl dalam larutan sudah habis bereaksi. Oleh karena reaksi NaOH dan HCl melepaskan sejumlah kalor maka dikatakan reaksi tersebut eksoterm. Dengan demikian, antara fakta dan studi literatur cocok. Salah satu contoh reaksi endoterm dapat diperhatikan pada Gambar 2.

Gambar 2. Sistem reaksi: Ba(OH)2(s) + NH4Cl (l) + kalor → BaCl2 (s) + NH3(g) + H2O(l) Akibat kuatnya menyerap kalor, bantalan menempel kuat pada labu erlenmeyer. Mengapa?

Bagaimana hubungan antara reaksi eksoterm/endoterm dan perubahan entalpi? Dalam reaksi kimia yang melepaskan kalor (eksoterm), energi yang terkandung dalam zat-zat hasil reaksi lebih kecil dari zat-zat pereaksi. Oleh karena itu, perubahan entalpi reaksi berharga negatif.

ΔH = H_produk – H_pereaksi < 0

Pada reaksi endoterm, perubahan entalpi reaksi akan berharga positif.

ΔH= H_produk – H_pereaksi > 0

Secara umum, perubahan entalpi dalam reaksi kimia dapat diungkapkan dalam bentuk diagram reaksi berikut.

A + B → C + kalor (reaksi eksoterm)

Gambar 3. Diagram entalpi reaksi.

C + kalor → A + B (reaksi endoterm)

Pada Gambar 3. tanda panah menunjukkan arah reaksi. Pada reaksi eksoterm, selisih entalpi berharga negatif sebab entalpi hasil reaksi (C) lebih rendah daripada entalpi pereaksi (A+B). Adapun pada reaksi endoterm, perubahan entalpi berharga positif sebab entalpi produk (A+B) lebih besar daripada entalpi pereaksi (C).

Contoh Soal Reaksi Eksoterm :

Kapur tohor (CaO) digunakan untuk melabur rumah agar tampak putih bersih. Sebelum kapur dipakai, terlebih dahulu dicampur dengan air dan terjadi reaksi yang disertai panas. Apakah reaksi ini eksoterm atau endoterm? Bagaimana perubahan entalpinya?

Pembahasan :

Reaksi yang terjadi:

CaO(s) + H₂O(l)→ Ca(OH)₂ (s)

Oleh karena timbul panas, artinya reaksi tersebut melepaskan kalor atau reaksinya eksoterm, ini berarti kalor hasil reaksi lebih rendah dari pereaksi. Jika reaksi itu dilakukan pada tekanan tetap (terbuka) maka kalor yang dilepaskan menyatakan perubahan entalpi (ΔH) yang harganya negatif.

Contoh Soal Reaksi Endoterm

Sepotong es dimasukkan ke dalam botol plastik dan ditutup. Dalam jangka waktu tertentu es mencair, tetapi di dinding botol sebelah luar ada tetesan air. Dari mana tetesan air itu?

Penyelesaian :

Perubahan es menjadi cair memerlukan energi dalam bentuk kalor. Persamaan kimianya:

H₂O(s) + kalor → H₂O(l)

Kalor yang diperlukan untuk mencairkan es diserap dari lingkungan sekitar, yaitu botol dan udara. Ketika es mencair, es menyerap panas dari botol sehingga suhu botol akan turun sampai mendekati suhu es.

Oleh karena suhu botol bagian dalam dan luar mendekati suhu es maka botol akan menyerap panas dari udara sekitar. Akibatnya, uap air yang ada di udara sekitar suhunya juga turun sehingga mendekati titik leleh dan menjadi cair yang kemudian menempel pada dinding botol.

1.4. Persamaan Termokimia

Bukan hanya tata nama yang memiliki peraturan, penulisan perubahan entalpi reaksi juga dibuat aturannya, yaitu:

1.   Tuliskan persamaan reaksi lengkap dengan koefisien dan fasanya, kemudian tuliskan ΔH di ruas kanan (hasil reaksi).

2.   Untuk reaksi eksoterm, nilai ΔH negatif, sebaliknya untuk reaksi endoterm, nilai ΔH positif.

Contoh :

Tinjau persamaan reaksi berikut:

2Na(s) + 2H₂O( ) → 2NaOH(aq) + H₂(g)              ΔH = –367,5 kJ

Persamaan ini menyatakan bahwa dua mol natrium bereaksi dengan dua mol air menghasilkan dua mol natrium hidroksida dan satu mol gas hidrogen. Pada reaksi ini dilepaskan kalor sebesar 367,5 kJ. Pada persamaan termokimia harus dilibatkan fasa zat-zat yang bereaksi sebab perubahan entalpi bergantung pada fasa zat.

Contoh :

Reaksi gas H₂ dan O₂ membentuk H₂O. Jika air yang dihasilkan berwujud cair, kalor yang dilepaskan sebesar 571,7 kJ. Akan tetapi, jika air yang dihasilkan berupa uap, kalor yang dilepaskan sebesar 483,7 kJ.

Persamaan termokimianya:

2H₂(g) + O₂(g) → 2H₂O(l)      ΔH = –571,7 kJ

2H₂(g) + O₂(g) → 2H₂O(g)     ΔH = –483,7 kJ

Gejala ini dapat dipahami karena pada saat air diuapkan menjadi uap air memerlukan kalor sebesar selisih H kedua reaksi tersebut.

Contoh Soal Menuliskan Persamaan Termokimia :

Larutan NaHCO₃ (baking soda) bereaksi dengan asam klorida menghasilkan larutan natrium klorida, air, dan gas karbon dioksida. Reaksi menyerap kalor sebesar 11,8 kJ pada tekanan tetap untuk setiap mol baking soda. Tuliskan persamaan termokimia untuk reaksi tersebut.

Pembahasan :

Persamaan kimia setara untuk reaksi tersebut adalah

NaHCO₃(aq) + HCl(aq)→ NaCl(aq) + H₂O(l) + CO₂(g)

Oleh karena reaksi membutuhkan kalor maka entalpi reaksi dituliskan positif.

Persamaan termokimianya:

NaHCO₃(aq) + HCl(aq)→ NaCl(aq) + H₂O(l) + CO₂(g)     ΔH= +11,8 kJ

Selain aturan tersebut, ada beberapa aturan tambahan, yaitu:

a. Jika persamaan termokimia dikalikan dengan faktor tertentu, nilai ΔH juga harus dikalikan dengan faktor tersebut.

Contoh :

Persamaan termokimia untuk sintesis amonia:

N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH₃(g)             ΔH = –91,8 kJ.

Jika jumlah pereaksi dinaikkan dua kali lipat, kalor reaksi yang dihasilkan juga dua kali dari semula.

2N₂(g) + 6H₂(g) → 4NH₃(g)           ΔH = –184 kJ.

b. Jika persamaan kimia arahnya dibalikkan, nilai ΔH akan berubah tanda.

Contoh :

Sintesis amonia pada contoh di atas dibalikkan menjadi reaksi penguraian amonia. Persamaan termokimianya adalah :

2NH₃(g) → N₂(g) + 3H₂(g)             ΔH = + 91,8 kJ

Contoh Soal Memanipulasi Persamaan Termokimia :

Sebanyak 2 mol H₂(g) dan 1 mol O₂(g) bereaksi membentuk air disertai pelepasan kalor sebesar 572 kJ.

2H₂(g) + O₂(g) → 2H₂O(l) ΔH = –572 kJ

Tuliskan persamaan termokimia untuk pembentukan satu mol air. Tuliskan juga reaksi untuk kebalikannya.

Jawaban :

Pembentukan satu mol air, berarti mengalikan persamaan termokimia dengan faktor 1/2.

H₂(g) + ½ O₂(g)→ H₂O(l) ΔH = – 286 kJ

Untuk reaksi kebalikannya:

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

B. Penentuan ΔH Reaksi secara Empirik

Penentuan perubahan entalpi suatu reaksi dapat dilakukan secara empirik maupun secara semiempirik. Secara empirik, artinya melakukan pengukuran secara langsung di laboratorium, sedangkan semiempirik adalah menggunakan data termodinamika yang sudah ada di handbook. Perubahan entalpi reaksi dapat ditentukan melalui pengukuran secara langsung di laboratorium berdasarkan perubahan suhu reaksi karena suhu merupakan ukuran panas (kalor). Jika reaksi dilakukan pada tekanan tetap maka kalor yang terlibat dalam reaksi dinamakan perubahan entalpi reaksi (ΔH reaksi).

2.1. Pengukuran Kalor

Anda pasti pernah memasak air, bagaimana menentukan kalor yang diperlukan untuk mendidihkan air sebanyak 2 liter? Untuk mengetahui ini, Anda perlu mengukur suhu air sebelum dan sesudah pemanasan. Dari selisih suhu, Anda dapat menghitung kalor yang diserap oleh air, berdasarkan persamaan:

Q = m c ΔT

Keterangan :

m = massa air (dalam gram)

c = kalor jenis zat, yaitu jumlah kalor yang diperlukan untuk

menaikkan suhu satu gram zat sebesar 1°C

ΔT = perubahan suhu

Contoh Soal  Menghitung Kalor

Berapa kalor yang diperlukan untuk menaikkan suhu 50 g air dari 25°C menjadi 60°C? Diketahui kalor jenis air, c = 4,18 J g–1°C^–1.

Penyelesaian :

Kalor yang diperlukan untuk menaikkan suhu 50 g air adalah sebesar 50 kali 1 g air.

Kalor yang diperlukan untuk menaikkan suhu sebesar 35°C adalah sebanyak 35 kali

kalor yang diperlukan untuk menaikkan suhu 1°C.

Jadi, kalor yang diperlukan untuk menaikkan suhu 50 g air dari 25°C menjadi 60°C (ΔT = 35°C) adalah :

Q = m c ΔT

= 50 g × 4,18 J g–1°C^–1 × 35°C

= 7,315 kJ

Metode lain menentukan kalor adalah didasarkan pada hukum kekekalan energi yang menyatakan bahwa energi semesta tetap. Artinya, kalor yang dilepaskan oleh zat X sama dengan kalor yang diterima oleh zat Y.

Anda sering mencampurkan air panas dan air dingin, bagaimana suhu air setelah dicampurkan? Pada proses pencampuran, kalor yang dilepaskan oleh air panas diserap oleh air dingin hingga suhu campuran menjadi sama. Secara matematika dirumuskan sebagai berikut.

Q_{Air panas} = Q_{Air dingin}

Jadi, pertukaran kalor di antara zat-zat yang berantaraksi, energi totalnya sama dengan nol.

Q_{Air panas} + Q_{Air dingin} = 0

Contoh Soal Menghitung Kalor Berdasarkan Hukum Kekekalan Energi :

Sebanyak 75 mL air dipanaskan dengan LPG. Jika tidak ada kalor yang terbuang, berapa kalor yang dilepaskan oleh LPG jika suhu air naik dari 25°C menjadi 90°C? Kalor jenis air, c = 4,18 J g –1°C–1, massa jenis air 1 g mL^–1

Jawaban :

• Ubah satuan volume air (mL) ke dalam berat (g) menggunakan massa jenis air.

• Hitung kalor yang diserap oleh air

• Hitung kalor yang dilepaskan dari hasil pembakaran gas LPG

ρ _air = 1 g mL^–1 atau m_air = ρ _air × volume air

m_air = 1 g mL^–1 × 75 mL= 75 g

Kalor yang diserap air:

Q_air = 75 g × 4,18 J g^–1°C^–1 × (90–25) °C = 20,377 kJ

Kalor yang diserap air sama dengan kalor yang dilepaskan oleh pembakaran gas LPG.

Q_air = Q_LPG atau Q_LPG = 20,377 kJ

Jadi, kalor yang dilepaskan oleh hasil pembakaran gas LPG sebesar 20,377 kJ.

2.2. Pengukuran Tetapan Kalorimeter

Kalorimeter adalah alat untuk mengukur kalor. Skema alatnya ditunjukkan pada Gambar 4.

Gambar 4. Skema kalorimeter volume tetap.

Kalorimeter ini terdiri atas bejana yang dilengkapi dengan pengaduk dan termometer. Bejana diselimuti penyekat panas untuk mengurangi radiasi panas, seperti pada termos. Kalorimeter sederhana dapat dibuat menggunakan wadah styrofoam, Gambar 5.

Gambar 5. Kalorimeter sederhana bertekanan tetap.

Untuk mengukur kalor reaksi dalam kalorimeter, perlu diketahui terlebih dahulu kalor yang dipertukarkan dengan kalorimeter sebab pada saat terjadi reaksi, sejumlah kalor dipertukarkan antara sistem reaksi dan lingkungan (kalorimeter dan media reaksi). Besarnya kalor yang diserap atau dilepaskan oleh kalorimeter dihitung dengan persamaan:

Q_kalorimeter = C_k. ΔT

dengan C_k adalah kapasitas kalor kalorimeter.

Contoh Soal Menentukan Kapasitas Kalor Kalorimeter :

Ke dalam kalorimeter dituangkan 50 g air dingin (25°C), kemudian ditambahkan 75g air panas (60°C) sehingga suhu campuran menjadi 35°C. Jika suhu kalorimeter naik sebesar 7°, tentukan kapasitas kalor kalorimeter? Diketahui kalor jenis air = 4,18 J g^–1 °C^–1.

Jawaban :

Kalor yang dilepaskan air panas sama dengan kalor yang diserap air dingin dan kalorimeter.

Q_{Air panas} = _{QAir dingin} + Q_Kalorimeter

Q_{Air panas} = 75 g × 4,18 J g^–1 °C^–1× (35 – 60)°C = – 7.837,5 J

Q_{Air dingin} = 50 g × 4,18 J g^–1 °C^–1 × (35 – 25)°C = + 2.090 J

Q_kalorimeter = C_k × ΔT

Oleh karena energi bersifat kekal maka :

QAir panas + QAir dingin + QKalorimeter = 0

–7.837,5 J + 2.090 J + (Ck . 7°C) = 0

Jadi, kapasitas kalor kalorimeter 821 J °C–1.

Dalam reaksi eksoterm, kalor yang dilepaskan oleh sistem reaksi akan diserap oleh lingkungan (kalorimeter dan media reaksi). Jumlah kalor yang diserap oleh lingkungan dapat dihitung berdasarkan hukum kekekalan energi. Secara matematika dirumuskan sebagai berikut.

Q_reaksi + Q_larutan + Q_kalorimeter = 0

Contoh Soal Menentukan Kalor Reaksi :

Dalam kalorimeter yang telah dikalibrasi dan terbuka direaksikan 50g alkohol dan 3g logam natrium. Jika suhu awal campuran 30 °C dan setelah reaksi suhunya 75 °C, tentukan ΔHreaksi. Diketahui kalor jenis larutan 3,65 J g–1 °C^–1, kapasitas kalor kalorimeter 150 J °C^–1, dan suhu kalorimeter naik sebesar 10°C.

Pembahasan :

Kalor yang terlibat dalam reaksi:

Q_reaksi + Q_larutan + Q_kalorimeter = 0

Q_reaksi = – (Q_larutan + Q_kalorimeter)

Q_larutan = (m_larutan) (c_larutan) (ΔT)

= (53g) (3,65 J g^–1 °C^–1) (45°C)

= 8.705,25 J

Q_kalorimeter = (C_k) (ΔT) = (150 J °C^–1) (10°C) = 1.500 J

Q_reaksi = – (8.705,25 + 1.500) J = –10.205,25 J

Jadi, reaksi alkohol dan logam natrium dilepaskan kalor sebesar 10.205 kJ. Oleh karena pada percobaan dilakukan pada tekanan tetap maka

Q_reaksi = ΔH_reaksi = –10.205 kJ.

Kalorimetri dalam Biologi

Setiap makhluk hidup adalah suatu sistem pemrosesan energi (menyerap dan melepas kalor). Analisis terhadap aliran energi dalam sistem biologi dapat memberikan informasi tentang bagaimana organisme menggunakan energi untuk tumbuh, berkembang, bereproduksi, dan proses biologis lainnya. Kalorimetri dapat digunakan untuk mempelajari berbagai proses penyerapan/ pelepasan energi dalam makhluk hidup, seperti laju metabolisme pada jaringan tanaman, aktivitas otot manusia, keseimbangan energi dalam ekosistem, dan kandungan energi dalam bahan makanan. Dengan menggunakan data hasil kalorimetri terhadap berbagai bahan makanan, para ahli gizi dapat menyusun program diet yang sehat. (Sumber: Chemistry The Central Science, 2000)

Praktikum Kimia 1 :

Penentuan Kalor Reaksi Menggunakan Kalorimeter Sederhana Bertekanan Tetap

Tujuan :

Menentukan kalor reaksi penetralan HCl dan NaOH.

Alat :

1.   Gelas kimia

2.   Kalorimeter sederhana

3.   termometer

Bahan :

1.   Larutan HCl 10%

2.   Larutan NaOH 10%

Langkah Kerja :

1.   Ukur kapasitas kalor kalorimeter dengan cara mencampurkan air panas dan air dingin, seperti pada Contoh penentuan kapasitas kalor kalorimeter, atau asumsikan bahwa kalorimeter tidak menyerap kalor hasil reaksi (C_k = 0).

2.   Masukkan 50 mL HCl 10% ke dalam gelas kimia dan 50 mL NaOH 5% ke dalam gelas kimia yang lain. Samakan suhu awal pereaksi dan ukur (T₁).

3.   Campurkan kedua pereaksi itu dalam kalorimeter, kemudian aduk.

4.   Catat suhu campuran setiap 30 detik sampai dengan suhu reaksi turun kembali. Buat grafik suhu terhadap waktu (grafik berbentuk parabola), kemudian diinterpolasi mulai dari waktu akhir (ta) sampai waktu 0 detik (t₀).

5.   Suhu akhir reaksi (T₂) adalah suhu pada waktu mendekati 0 detik (hasil interpolasi).

Waktu	Suhu
30 detik
1 menit
1,5 menit

Pertanyaan

1.   Jika kalor jenis larutan (CLarutan)= 3,89 J g^-1 oC^-1, hitunglah kalor reaksi. Asumsikan larutan ρ = 1 g/mL.

2.   Bagaimana caranya menyamakan suhu pereaksi?

3.   Berapa selisih suhu akhir dan suhu awal?

4.   Berapa kalor yang diserap oleh larutan?

5.   Berapa kalor yang dilepaskan oleh sistem reaksi?

6.   Apakah percobaan yang Anda lakukan pada tekanan tetap atau bukan?

7.   Jika pada tekanan tetap, berapa perubahan entalpi reaksinya, ΔH_reaksi ?

Pada percobaan kalorimeter tersebut, mengapa suhu akhir reaksi harus diperoleh melalui interpolasi grafik? Ketika pereaksi dicampurkan, pada saat itu terjadi reaksi dan seketika itu pula kalor reaksi dibebaskan (T₂ ≈ 0,00…1 detik).

Kalor reaksi yang dibebaskan diserap oleh larutan NaCl (hasil reaksi). Termometer tidak dapat mengukur kalor yang diserap oleh larutan NaCl seketika (misal dari 30 °C tiba-tiba menjadi 77 °C) karena raksa pada termometer naik secara perlahan. Oleh karena kenaikan derajat suhu pada termometer lambat, dalam kurun waktu sekitar 5 menit sudah banyak kalor hasil reaksi terbuang (diserap oleh udara di sekitarnya) sehingga termometer hanya mampu mengukur suhu optimum di bawah suhu hasil reaksi (pada contoh grafik = 60 °C), perhatikan Gambar 6.

Gambar 6. Pada percobaan menggunakan kalorimeter suhu akhir reaksi diperoleh dari hasil interpolasi grafik (garis lurus). Pada grafik tersebut suhu akhir reaksi T2 = 77°C.

Dengan demikian, yang dapat Anda lakukan adalah menginterpolasi grafik suhu setelah optimum. Dasar pemikirannya adalah ketika reaksi terjadi, kalor dibebaskan dan diserap oleh lingkungan. Serapan kalor reaksi oleh lingkungan mengakibatkan panasnya berkurang (turun secara linear) sampai pada saat suhu reaksi terukur oleh termometer (suhu optimum). Akhirnya, panas reaksi dan suhu termometer turun bersama dan terukur oleh termometer.

C. Penentuan ΔH secara Semi Empirik

Penentuan ΔH suatu reaksi, selain dapat diukur secara langsung di laboratorium juga dapat ditentukan berdasarkan data perubahan entalpi standar suatu zat yang terdapat dalam handbook.

3.1. Perubahan Entalpi Standar (ΔH)

Harga perubahan entalpi ditentukan oleh keadaan awal dan keadaan akhir sehingga perlu menetapkan kondisi pada saat entalpi diukur karena harga entalpi bergantung pada keadaan. Para ahli kimia telah menetapkan perubahan entalpi pada keadaan standar adalah kalor yang diukur pada tekanan tetap 1 atm dan suhu 298K. Perubahan entalpi standar dilambangkan dengan ΔH°. Satuan entalpi menurut Sistem Internasional (SI) adalah joule (disingkat J).

Perubahan entalpi standar untuk satu mol zat dinamakan ΔH° molar.

Satuan untuk ΔH° molar adalah J mol^–1. Jenis perubahan entalpi standar bergantung pada macam reaksi sehingga dikenal perubahan entalpi pembentukan standar (  ), perubahan entalpi penguraian standar (  ), dan perubahan entalpi pembakaran standar (  ).

a. Perubahan Entalpi Pembentukan Standar

Perubahan entalpi pembentukan standar () adalah kalor yang terlibat dalam reaksi pembentukan satu mol senyawa dari unsur-unsurnya, diukur pada keadaan standar. Contohnya, pembentukan satu mol air dari unsur-unsurnya.

H₂(g) + ½ O₂(g) → H₂O(l) ΔH° = –286 kJ mol^–1

Berdasarkan perjanjian, ΔH° untuk unsur-unsur stabil adalah 0 kJ mol^–1.

Keadaan stabil untuk karbon adalah grafit ( C_grafit = 0 kJ), keadaan stabil untuk gas diatom, seperti O₂, N₂, H₂, Cl₂, dan lainnya sama dengan nol ( O₂, H₂, N₂, Cl₂ = 0 kJ).

b. Perubahan Entalpi Penguraian Standar

Reaksi penguraian merupakan kebalikan dari reaksi pembentukan, yaitu penguraian senyawa menjadi unsur-unsurnya. Harga perubahan entalpi penguraian standar suatu zat sama besar dengan perubahan entalpi pembentukan standar, tetapi berlawanan tanda.

Contoh :

Pembentukan standar satu mol CO₂ dari unsur-unsurnya:

C(s) + O₂(g) → CO₂(g) = –393,5 kJ mol^–1

Penguraian standar satu mol CO2(g) menjadi unsur-unsurnya:

CO₂(g) → C(s) + O₂(g) = +393,5 kJ mol^–1

Pada dasarnya, semua jenis perubahan entalpi standar dapat dinyatakan ke dalam satu istilah, yaitu perubahan entalpi reaksi (ΔH°_reaksi) sebab semua perubahan tersebut dapat digolongkan sebagai reaksi kimia.

Contoh Soal (UNAS 2005)

Diketahui diagram reaksi sebagai berikut :

Berdasarkan diagram tersebut, harga ΔH₂ adalah …

A. ΔH₁ – ΔH₂ – ΔH₃

B. ΔH₁ + ΔH₂ – ΔH₄

C. ΔH₁ – ΔH₃ – ΔH₄

D. ΔH₁ – ΔH₃ + ΔH₄

E. ΔH₁ + ΔH₃ + ΔH₄

Pembahasan :

Dari diagram diketahui :

ΔH₁ = ΔH₂ + ΔH₃ + ΔH₄

maka

ΔH₂ = ΔH₁ – ΔH₃ – ΔH₄.

Jadi, jawabannya (C)

2.2. Hukum Hess

Hukum Hess muncul berdasarkan fakta bahwa banyak pembentukan senyawa dari unsur-unsurnya tidak dapat diukur perubahan entalpinya secara laboratorium.

Contoh :

Reaksi pembentukan asam sulfat dari unsur-unsurnya.

S(s) + H₂(g) + 2O₂(g) → H₂SO₄(l)

Pembentukan asam sulfat dari unsur-unsurnya tidak terjadi sehingga tidak dapat diukur perubahan entalpinya. Oleh karena itu, ahli kimia berusaha menemukan alternatif pemecahannya. Pada 1840, pakar kimia dari Swiss Germain H. Hess mampu menjawab tantangan tersebut.

Berdasarkan hasil pengukuran dan sifat-sifat entalpi, Hess menyatakan bahwa entalpi hanya bergantung pada keadaan awal dan akhir reaksi maka perubahan entalpi tidak bergantung pada jalannya reaksi (proses).

Pernyataan ini dikenal dengan hukum Hess. Dengan kata lain, perubahan entalpi reaksi hanya ditentukan oleh kalor pereaksi dan kalor hasil reaksi. 

Tinjau reaksi pembentukan CO₂ (perhatikan Gambar 7).

Gambar 7. Bagan tahapan reaksi pembakaran karbon. ΔH1 = ΔH2 + ΔH3.

Reaksi keseluruhan dapat ditulis dalam satu tahap reaksi dan perubahan entalpi pembentukan standarnya dinyatakan oleh ΔH°₁. Persamaan termokimianya :

C(s) + O₂(g) → CO₂(g)    ΔH°₁ = –394 kJ

Reaksi ini dapat dikembangkan menjadi 2 tahap reaksi dengan perubahan entalpi standar adalah ΔH°₂ dan ΔH°₃ :

C(s) + ½ O2(g) → CO(g)	ΔH°2 = –111 kJ
CO(g) + ½ O2(g) → CO2(g)	ΔH°3 = –283 kJ
Reaksi total: C(g) + O2(g) → CO2(g)	ΔH°2 + ΔH°3 = –394 kJ

Pembentukan asam sulfat dapat dilakukan melalui 4 tahap reaksi:

S(s) + O2(g) → SO2(g)	ΔH°1= –296,8 kJ
SO2(g) + ½ O2(g) → SO3(g)	ΔH°2= –395,7 kJ
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l)	ΔH°3= –285,8 kJ
SO3(g) + H2O(l) → H2SO4(l)	ΔH°4= +164,3 kJ
S(s) + 2O2(g) + H2(g) → H2SO4(l)	ΔH° = –814,0 kJ

Contoh Soal Hukum Hess :

Pembentukan gas NO₂ dari unsur-unsurnya dapat dilakukan dalam satu tahap atau dua tahap reaksi. Jika diketahui:

½ N2(g) + ½ O2(g) → NO(g)	ΔH° = +90,4 kJ
NO(g) + ½ O2(g) → NO2(g)	ΔH° = +33,8 kJ

Berapakah ΔH°pembentukan gas NO₂ ?

Jawab:

Reaksi pembentukan gas NO₂ dari unsur-unsurnya:

½ N₂(g) + O₂(g) → NO₂(g)         ΔH° = ? kJ

Menurut hukum Hess, ΔH° hanya bergantung pada keadaan awal dan akhir reaksi.

Dengan demikian, ΔH° pembentukan gas NO₂ dapat ditentukan dari dua tahap reaksi tersebut.

½ N2(g) + ½ O2(g) → NO(g)	ΔH°1 = +90,4 kJ
NO(g) + ½ O2(g) → NO2(g)	ΔH°2 = +33,8 kJ
½ N2(g) + O2(g) → NO2(g)	ΔH°1 + ΔH°2 = +124,2 kJ

Hukum Hess dapat diterapkan untuk menentukan perubahan entalpi reaksi zat-zat kimia, dengan catatan bahwa setiap tahap reaksi diketahui perubahan entalpinya.

Contoh Soal Aplikasi Hukum Hess :

Asetilen (C₂H₂) tidak dapat diproduksi langsung dari unsur-unsurnya:

2C(s) + H₂(g) → C₂H₂(g)

Hitung ΔH° untuk reaksi tersebut berdasarkan persamaan termokimia berikut.

(a) C(s) + O₂(g) → CO₂(g)    ΔH°₁ = –393,5 kJ mol^–1

(b) H₂(g) + ½ O₂(g) → H₂O(l)     ΔH°₂ = –285,8 kJ mol^–1

(c) C₂H₂(g) + 5/2 O₂(g) → 2CO₂(g) + H₂O(l)    ΔH°₃ = –1.299,8 kJ mol^–1

Jawaban :

Aturan yang harus diperhatikan adalah

1.   Posisi pereaksi dan hasil reaksi yang diketahui harus sama dengan posisi yang ditanyakan. Jika tidak sama maka posisi yang diketahui harus diubah.

2.   Koefisien reaksi (mol zat) yang diketahui harus sama dengan yang ditanyakan.

Jika tidak sama maka harus disamakan terlebih dahulu dengan cara dibagi atau dikalikan, demikian juga dengan nilai entalpinya.

1.   Persamaan (a) harus dikalikan 2 sebab reaksi pembentukan asetilen memerlukan 2 mol C.

2.   Persamaan (b) tidak perlu diubah sebab sudah sesuai dengan persamaan reaksi pembentukan asetilen ( 1 mol H₂)

3.   Persamaan (c) perlu dibalikkan arahnya, sebab C₂H₂ berada sebagai pereaksi.

Persamaan termokimianya menjadi :

2C(s) + 2O2(g) → 2CO2(g)	ΔH°1 = 2(–393,5) kJ mol–1
H2(s) + ½ O2(g) → H2O(l)	ΔH°2 = –285,8 kJ mol–1
2CO2(g) + H2O(l) → 2C2H2(g) + 5/2 O(g)	ΔH°3 = +1.299,8 kJ mol–1
2C(s) + H2(g) → C2H2(g)	ΔH°1 + ΔH°2 + ΔH°3 = + 227,0 kJ mol–1

Jadi, perubahan entalpi pembentukan standar asetilen dari unsur-unsurnya adalah 227 kJ mol–1.

Persamaan termokimianya :

2C(s) + H₂(g) → C₂H₂(g)      ΔH°_f = 227,0 kJ mol^–1.

Contoh Soal (UNAS 2004) :

Pernyataan yang benar untuk reaksi :

2CO(g) + O₂(g)→ 2CO₂(g)       ΔH= x kJ

eres reaksi.

1.   Perhitungan perubahan entalpi reaksi dapat ditentukan berdasarkan data perubahan entalpi pembentukan standar.

2.   Perubahan entalpi dapat ditentukan dari perubahan entalpi standar yang terdapat dalam handbook menggunakan rumus: ΔH^o _Reaksi =ΣΔH^o_f Produk−ΣΔH^o_f Pereaksi

3.   Perubahan entalpi reaksi dapat juga ditentukan dari data energi ikatan rata-rata, melalui persamaan: ΔH=ΣD_{(pemutusan ikatan)} − ΣD_{(pembentukan ikatan)}