RumusHitung.Com

A. Pengertian Termokimia

Termokimia adalah salah satu cabang dari ilmu kimia yang mempelajari tentang suatu perubahan kalor atau energi terhadap suatu reaksi kimia, baik itu energi yang diserap maupun dilepas. Masih ada kaitannya dengan hukum kekekalan energi yang menyatakan bahwa “Energi tidak dapat diciptakan ataupun dimusnahkan, akan tetapi energi hanya bisa diubah dari suatu bentuk ke bentuk lain, energi juga bisa mengalami suatu perpindahan dari sistem ke lingkungan dan sebaliknya”. Lalu apa yang dimaksud sistem dan lingkungan disini? sistem yaitu sesuat yang sedang diteliti perubahan energinya, sedangkan lingkungan adalah segala sesuatu yang diluar sistem. Contohnya, sistem dan lingkungan adalah air panas di dalam panci. Dari contoh tersebut, yang merupakan sistemnya adalah air panas, sedangkan yang menjadi lingkungannya adalah panci yang merupakan wadah air panas.

Interaksi antara sistem dan lingkungan dapat menyebabkan pertukaran energi. Pertukaran energi yang dimaksud dapat berupa kalor ataupun jenis energi yang lan. Dikarenakan adanya pertukaran energi tersebut menyebabkan terjadinya perubahan energi yang terkandung dalam sistem. Berdasarkan interaksi dengan lingkungan, sistem dapat diklasifikasikan menjadi tiga jenis, yaitu sistem terbuka, sistem tertutup, dan sistem terisolasi.

B. Sistem dan Lingkungan Termokimia

1. Sistem Terbuka

Sistem terbuka yaitu suatu sistem di yang mana pertukaran antara energi dan materi yang keluar masuk sistem dapat terjadi. Contohnya, air dalam gelas terbuka.

2. Sistem Tertutup

Sistem tertutup yaitu suatu sistem yang mana antara sistem dan lingkungan hanya dapat terjadi pertukaran energi saja. Contohnya, air panas dalam gelas tertutup.

3. Sistem Terisolasi

Sistem terisolasi yaitu suatu sistem yang tidak memungkinkan terjadinya pertukaran materi maupun energi, Contoh air panas dalam termos.

C. Reaksi Termokimia

1. Reaksi Eksoterm

Reaksi eksoterm yaitu suatu reaksi yang terjadi saat berlangsungnya pelepasan energi panas atau kalor, maka perubahan entalpi pada reaksi ini bernilai negatif.
Contoh: N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3 (g) – 26,78 Kkal
Perubahan entalpi reaksi eksoterm dituliskan dalam bentuk rumus seperti berikut.

Menurut hukum kekekalan energi:

2. Reaksi Endoterm

Reaksi endoterm yaitu reaksi yang terjadi ketika berlangsungnya penyerapan energi panas atau kalor, maka perubahan entalpi pada reaksi ini bernilai positif.
Contoh: 2NH3 N2 (g) + 3H2 (g) + 267, 78
Perubahan entalpi pada reaksi endoterm dirumuskan seperti berikut.

Menurut hukum kekekalan energi:

Kesimpulan: Besarnya perubahan entalpi (ΔH) sama dengan besarnya panas reaksi, akan tetapi dengan tanda yang berlawanan.

C. Jenis-jenis Perubahan Entalpi

1. Perubahan Entalpi Pembentukan (ΔHf)

ΔHf yaitu suatu perubahan entalpi dalam proses pembentukan setiap 1 mol senyawa dari unsur-unsur penyusunnya pada keadaan standar. Penentuan besar nilai entalpi pembentukan standar dapat ditentukan dengan menggunakan tabel data entalpi pembentukan standar.
Nilai entalpi pembentukan standar:

• Bernilai positif, apabila menerima energi
• Bernilai negatif, apabila melepas energi
• Bernilai nol, apabila unsur-unsur tersebut sudah ada di dalam secara alami
• Unsur-unsur yang sudah ada alam secara alami terbagi atas unsur monoatomik dan unsur poliatomik.

Contoh unsur monoatomik: C(s), Fe(s), H+(aq), Ba(s), Ca(s), Mg(s), Na(s), Al(s), B(s), Zn(s), P(s), H+(aq). Unsur monoatomik adalah unsur-unsur yang termasuk golongan gas mulia dan logam lainnya.

Contoh unsur poliatomik: Cl2(g), P4(s), H2(g), Br2(l), I2(g), F2(g), N2(g), O2(g). Unsur poliatomik adalah unsur-unsur yang termasuk golongan halogen dan gas selain gas mulia.

Semua unsur-unsur yang sudah ada di alam ini nilai entalpi pembentuknya adalah nol.
Misal:

2. Perubahan Entalpi Penguraian (ΔHd)

ΔHd yaitu suatu proses perubahan entalpi dalam menguraikan setiap 1 mol senyawa menjadi unsur-unsurnya pada keadaan standar. Pada reaksi penguraian, reaktan berpindah ke kanan dan produk berpindah ke kiri seperti berikut.

3. Perubahan Entalpi Pembakaran (ΔHc)

ΔHc yaitu suatu proses perubahan entalpi dalam pembakaran setiap 1 mol senyawa pada keadaan standar. Penentuan besar nilai perubahan entalpi standar dapat ditentukan degnan menggunakan tabel data entalpi pembakaran standar.
Beberapa ciri utama dari reaksi pembakaran yaitu sebagai berikut.

• Merupakan reaksi eksoterm.
• Melibatkan oksigen dalam reaksinya.
• Karbon terbakar menjadi CO2, hidrogen terbakar menjadi H2O, dan belerang terbakar menjadi SO2.

4. Perubahan Entalpi Netralisasi (ΔHn)

ΔHn yaitu suatu proses perubahan entalpi yang terjadi pada penetralan setiap 1 mol asam oleh basa atau sebaliknya dalam keadaan standar.

D. Penentuan Entalpi Reaksi

1. Penentuan dengan Kalorimetri

Kalorimetri yaitu sebuah cara yang dapat digunakan dalam menentukan energi kalor reaksi dengan kalorimeter. Kalorimeter yaitu suatu sistem terisolasi, sehingga semua energi yang dibutuhkan atau dibebaskan tetap dalam kalorimeter. Dengan melakukan pengukuran perubahan suhu yang terjadi kita dapat menentukan jumlah energi kalor reaksi dengan berpedoman pada rumus berikut.

Keterangan:

Ql = Energi kalor pada larutan (J)
m = Massa zat (Kg)
c = Kalor jenis zat  (J/kg°C)
C = Kapasitas kalor (J/°C)
Δt = Perubahan suhu (°C)

Karena kalorimeter merupakan sebuah sistem yang terisolasi, maka dari itu tidak akan ada energi yang terbuang ke lingkungan sehingga jumlah energi kalor reaksi dan perubahan entalpi reaksi menjadi seperti berikut:

2. Penentuan dengan Data Energi Ikatan

Energi ikatan (E) yaitu suatu ikatan yang diperlukan untuk memutuskan setiap 1 mol ikatan kovalen dari suatu senyawa dan setiap ikatan membutuhkan sebuah energi yang berbeda supaya dapat memutuskan tiap 1 mol.
Reaksi yang terjadi berlangsung dalam dua tahap:

• Tahap pemutusan ikatan reaktan
• Tahap pembentukan ikatan produk

Tentukan perubahan entalpi reaksi dari pembakaran CH2 dibawah ini:

CH2(g) + 3 /2O2(g) → CO2(g) + H2O(g) ΔH = ?
(H–C–H)+ 3 /2(O=O)→(O=C=O)+(H–O–H)

E. Hukum Terkait Termokimia

1. Hukum Laplace

Hukum ini dikenalkan oleh Marquis de Laplace (1749-1827), yang berbunyi:

Jumlah kalor yang dilepaskan pada pembentukan suatu senyawa dari unsur-unsurnya sama dengan jumlah kalor yang diperlukan untuk menguraikan senyawa itu menjadi unsur-unsurnya.

Contoh : 
H2(g) + ½ O2(g) à H2O(l) ΔH = -68,3 kkal/mol
H2O(l) à H2(g) + ½ O2(g) ΔH = 68,3 kkal/mol

2. Hukum Hess

Hukum ini dikenalkan oleh German Hess(1840), yang berbunyi:

Jika suatu perubahan senyawa kimia bisa dibuat menjadi beberapa jalan atau cara yang berbeda, jumlah perubahan energi panas keseluruhannya (total) yaitu tetap, tidak bergantung pada jalan atau cara yang ditempuh.

Contoh:

Menurut hukum Hess, suatu reaksi dapat terjadi melalui beberapa reaksi, dimana cara yang ditempuh tidak akan mempengaruhi entalpi reaksi. Perubahan entalpi reaksi ini tergantung pada reaksi dalam keadaan semula dan akhir sistem. Perubahan entalpi ini juga merupakan penjumlahan entalpi reaksi dari setiap tahap. Dengan demikian hukum Hess dapat digunakan untuk menghitung perubahan entalpi berdasarkan reaksi-reaksi lain yang perubahan entalpinya sudah diketahui.