I. TERMOKIMIA
Bagian ilmu kimia yang mempelajari panas atau kalor suatu reaksi kimia disebut termokimia. Contohnya pada proses pembakaran kita merasakan adanya panas (kalor) yang dibebaskan. Contoh lainnya adalah proses fotosintesis. Fotosintesis hanya dapat berlangsung dengan bantuan energy cahaya matahari (ultraviolet).
II. ENTALPI
Entalpi adalah istilah dalam termodinamika yang menyatakan jumlah energi internal dari suatu sistem termodinamika ditambah energi yang digunakan untuk melakukan kerja. Entalpi tidak bisa diukur, yang bisa dihitung adalah nilai perubahannya. Secara matematis, perubahan entalpi dapat dirumuskan sebagai berikut:
ΔH = ΔU + PΔV
di mana:
H = entalpi sistem (joule)
U = energi internal (joule)
P = tekanan dari sistem (Pa)
V = volume sistem (m3)
Entalpi (H) adalah jumlah energi yang dimiliki sistem pada tekanan tetap. Entalpi (H) dirumuskan sebagai jumlah energi yang terkandung dalam sistem (E) dan kerja (W).
H = E + W
dengan:
W = P × V
E = energi (joule)
W = kerja sistem (joule)
V = volume (liter)
P = tekanan (atm)
Konsep kunci menghitung entalpi :
1.Ketika reaksinya dibalik, maka besar ΔH sama, yang berubah adalah tandanya (dari poistif menjadi negatif dan sebaliknya).
2.Ketika sebuah reaksi yang setara dikalikan dengan bilangan pengali, maka besaran ΔH juga harus dikalikan dengan bilangan pengali yang sama.
3.Perubahan entalpi reaksi dapat dihitung dari entalpi pembentukan reaktan dan produknya.
4.Elemen-elemen pada kondisi standar tidak disertakan dalam kalkulasi entalpi karena entalpi elemen tersebut pada kondisi standarnya adalah nol.
III. ENTALPI DAN PERUBAHANNYA
Menurut teori kenetika, pada suhu di atas 00 C (> -2730), setiap materi baik dalam wujud gas, cair atau padatan, memiliki partikel-partikel yang selalu bergerak secara acak dan saling bertumbukan dengan gaya yang saling meniadakan.
Perubahan entalpi pembentukan standar diukur dalam energi per satuan unit substansi. Satuan yang sering dipakai adalah kilojoule per mol (kJ mol−1), tapi juga dapat diukur dalam satuan kalori per mol, joule per mol, atau kilokalori per mol. Dalam ilmu fisika, energi per partikel sering dituliskan dalam satuan elektronvolt yang sama dengan kira-kira 100 kJ mol−1.
Di dalam atom terdapat electron yang bermuatan negative dan proton yang bermuatan positif. Dengan adanya partikel-partikel, terjadi gaya tarik menarik antarpartikel yang bermuatan berlawanan dan gaya tolak menolak antarpartikel yang bermuatan sama.
Pergerakan partikel-partikel dan gaya tolak/tarik antar partikel tersebut, menunjukkan adanya energy dalam materi. Jumlah total energy atau kalor yang terkandung dalam suatu materi disebut entalpi, yang diberi symbol H. Entalpi suatu zat tidak berubah (tetap) selama tidak ada energy yang masuk atau ke luar.
Entalpi suatu zat tidak dapat diukur, tetapi hanya perubahan entalpinya yang dapat diukur. Suatu zat mengalami perubahan entalpi jika mengalami reaksi kimia atau perubahan fisika. Perubahan entalpi diberi notasi ∆H. ∆H menyatakan kalor yang diterima atau dilepas, berupa penambahan atau pengurangan energy suatu zat dalam suatu proses perubahan materi.
IV. REAKSI EKSOTERM DAN REAKSI ENDOTERM
Perubahan entalpi bertanda positif jika reaksi membutuhkan atau menyerap kalor, dan bertanda negative jika membebaskan kalor. Perubahan entalpi yang bertanda positif menyatakan bahwa terdapat penambahan entalpi materi. Sebaliknya, perubahan entalpi yang bertanda negative menyatakan bahwa terdapat pengurangan entalpi materi yang beraksi.
Pada dasarnya, perubahan entalpi terjadi karena adanya perpindahan energy antara system dan lingkungan. Sistem adalah sesuatu yang menjadi pusat perhatian atau pusat pengamatan. Lingkungan adalah daerah di luar system.
Reaksi Eksoterm
Reaksi eksoterm adalah reaksi yang berlangsung dengan disertai perpindahan kalor dari system ke lingkungan. Pada reaksi eksoterm dibebaskan energy, sehingga entalpi system berkurang dan perubahan entalpi bertanda negative. Pada reaksi eksoterm, lingkungan penerima kalor sehingga terasa panas. Contohya ialah pembakaran.
Reaksi Endoterm
Reaksi endoterm adalah reaksi yang berlangsung dengan disertai perpindahan kalor dari lingkungan ke system. Pada reaksi endoterm diperlukan energy, sehingga perubahan entalpi system bertambah dan perubahan entalpi bertanda positif. Pada reaksi endoterm, lingkungan mengalami pengurangan kalor, sehingga suhu turun dan terasa dingin.
Contoh reaksi endoterm adalah reaksi antara barium hidroksida (Ba(OH)2) dan kristal amonium klorida (NH4Cl) dengan beberapa tetes air. Jika dilakukan pada tabung reaksi, bagian dasar tabung akan terasa dingin karena sistem menyerap kalor dari lingkungan.
V. PERUBAHAN ENTALPI STANDAR (∆H0)
Perubahan entalpi dapat terjadi pada reaksi kimia maupun pada perubahan fisika. Perubahan entalpi pada reaksi kimia, bergantung pada jumlah zat yang direaksikan. Jika pereaksinya semakin banyak, maka perubahan entalpi semakin besar. Perubahan entalpi pada perubahan fisika berkaitan dengan perubahan wujud zat.
Kondisi Standar Pembentukan Entalpi:
1.Untuk gas: kondisi standar untuk gas adalah tekanan tepat 1 bar
2.Untuk substansi pada sebuah larutan: konsentrasinya tepat 1 M pada tekanan 1 bar
3.Untuk substansi murni pada kondisi terkondensasi (cairan atau padatan): cairan atau padatan murni pada tekanan 1 bar
4.Untuk elemen kimia: dalam bentuk ketika elemen tersebut paling stabil dengan tekanan 1 bar dan suhu spesifik tertentu. (Biasanya 25 derajat Celsius atau 298.15 K). Satu pengecualian adalah fosforus: paling stabil dengan tekanan 1 bar adalah fosforus hitam, sedangkan fosforus putih dianggap sebagai referensi yang entalpi pembentukan standarnya nol[1].
Persamaan reaksi yang menyertakan perubahan entalpi disebut persamaan termokimia. Pengertian persamaan termokimia berbeda dengan persamaan reaksi stoikiometri. Pada persamaan reaksi stoikiometri, koefisien reaksi menunjukkan angka perbandingan jumlah mol, sedangkan koefisien reaksi pada persamaan termokimia sekaligus menyatakan jumlah mol.
Perhatikan contoh berkut ini !
Persamaan reaksi stoikiometri : 2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O(g)
Perbandingan jumlah mol H2 : jumlah mol O2 : jumlah mol H2O = 2 : 1 : 2
Jadi, perbandingan jumlah mol zat-zat tersebut dapat dinyatakan :
2 mol H2 : 1 mol O2 : 2 mol H2O
Persamaan termokimia : 2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O(g) ∆H = – 484 kJ
Pada reaksi antara 2 mol H2 dengan 1 mol dengan 1 mol O2 untuk menghasilkan 2 mol H2O dibebaskan kalor 484 kJ.
Kalor yang dibebaskan atau diperlukan (∆H) pada suatu reaksi, bergantung pada suhu dan tekanan saat reaksi berlangsung. Kalor yang dibebaskan atau diperlukan pada reaksi 1 mol zat yang berlangsung pada suhu 250C (298 K) dan tekanan 1 atm disebut perubahan entalpi standar (∆H0). Satuan ∆H0 adalah kJ/mol. Perubahan entalpi standar ini disebut juga kalor reaksi standar.
VI. JENIS PEMBENTUKAN ENTALPI
6.1 Perubahan Entalpi Pembentukan Standar (∆Hof)
Entalpi pembentukan standar menyatakan nilai kalor yang dibebaskan atau diperlukan untuk proses pembentukan 1 mol senyawa dari unsur-unsurnya, pada keadaan standar (298 K, 1 atm). Entalpi pembentukan standar diberi notasi ∆H0f.
6.2 Perubahan Entalpi Penguraian Standar (∆Hod)
Entalpi penguraian standar menyatakan nilai kalor yang dibebaskan atau diperlukan untuk proses penguraian 1 mol senyawa menjadi unsur-unsurnya, pada keadaan standar (298 K, 1 atm). Entalpi pembentukan standar diberi notasi ∆H0d.
Jumlah kalor yang dibebaskan pada pembentukan senyawa dari unsur-unsurnya, sama dengan jumlah kalor yang diperlukan pada penguraian senyawa tersebut menjadi unsur-unsurnya. Jadi, entalpi penguraian merupakan kebalikan dari entalpi pembentukan pada senyawa yang sama. Dengan demikian, jumlah kalor sama, tetapi memiliki tanda berlawanan karena reaksi berlawanan arah.
6.3 Perubahan Entalpi Pembakaran Standar (∆Hoc)
Entalpi pembakaran standar menyatakan kalor yang dibebaskan untuk proses pembakaran 1 mol zat (unsur atau senyawa), pada keadaan standar (298 K, 1 atm). Entalpi pembakaran standar diberi notasi ∆Hc0.
6.4 Perubahan Entalpi Pelarutan Standar (∆Hos)
Entalpi pelarutan standar adalah perubahan entalpi pada pelarutan 1
mol zat yang menghasilkan larutan encer pada keadaan standar.
Contoh : NaOH(s) →NaOH(aq) ∆Hos = -23 kj/mol
VII. Perhitungan Perubahan Entalpi Reaksi
Perhitungan perubahan entalpi atau perubahan kalor pada suatu reaksi didasarkan pada Hukum Hess, data entalpi pembentukan dan data energi ikatan.
7.1 Berdasarkan Hukum Hess
Hukum Hess dikemukakan oleh Germain Henri Hess. Hukum Hess menyatakan bahwa :
“Kalor reaksi yang dibebaskan atau diperlukan pada suatu reaksi tidak bergantung pada jalannya reaksi, tetapi bergantung pada keadaan akhir (zat-zat hasil reaksi)”.
Hukum Hess ini dapat juga dinyatakan sebagai berikut :
“Perubahan entalpi suatu reaksi tetap sama, baik berlangsung dalam satu tahap maupun beberapa tahap”.
Contoh, reaksi pembentukan SO3(g)
(1) melalui satu tahap reaksi : S(s) + O2(g) → SO3(g) ΔH = – 396 kJ
(2) melalui dua tahap reaksi :
Reaksi (1) : S(s) + O2(g) → SO2(g) ΔH = – 297
Reaksi (2) : SO2(g) + O2(g) → SO3 (g) ΔH = -99
Jika kedua tahap reaksi pembentukan SO3(g) dijumlahkan, maka diperoleh kalor reaksi yang sama seperti pada reaksi pembentukan SO3 (g) pada reaksi (1). Jika kalor reaksi dijumlahkan, maka juga akan diperoleh kalor reaksi yang sama seperti reaksi pembentukan SO3 (g) pada reaksi (1).
Reaksi (1) : S(s) + O2(g) → SO2(g) ΔH = – 297
Reaksi (2) : SO2(g) + O2(g) → SO3 (g) ΔH = -99
S(s) + (g) → SO3(g) ∆H = – 396
Jadi, nilai entalpi reaksi pembentukan SO3(g) tetap sama, baik berlangsung melalui satu tahap ataupun beberapa tehap reaksi.
Contoh :
Reaksi (1) : C2H5OH + 3 O2 → 2 CO2 + 3 H2O ∆H = – 1386 kJ
Reaksi (2) : 2 CH3CHO + 5 O2 → 4 CO2 + 4 H2O ∆H = – 2352 kJ
Tentukan ∆H reaksi : 2 C2H5OH + O2 → 2 CH3CHO + 2 H2O
Jawab :
Perhatikanlah bahwa dari reaksi yang ditanyakan yang dijadikan patokan adalah 2 C2H5OH dan 2 CH3CHO, sedangkan O2 dan 2 H2O tidak dapat dijadikan patokan karena terdapat pada reaksi (1) dan reaksi (2). Reaksi (1) dikalikan 2 dan reaksi (2) dibalik sehingga diperoleh :
Reaksi (1) : 2 C2H5OH + 6 O2 → 4 CO2 + 6 H2O ∆H = – 2772 kJ
Reaksi (2) : 4 CO2 + 4 H2O → 2 CH3CHO + 5 O2 ∆H = + 2352 kJ
2 C2H5OH + O2 → 2 CH3CHO + 2 H2O ∆H = – 420 kJ
7.2 Berdasarkan Data Entalpi Pembentukan
Berdasarkan cara ini, data entalpi yang diketahui harus berupa data entalpi pembentukan. Zat-zat pereaksi dianggap mengalami reaksi penguraian dan zat-zat hasil reaksi dianggap mengalami reaksi pembentukan. Jadi, entalpi penguraian suatu zat sama dengan entalpi pembentukannya, tetapi memiliki tanda berlawanan.
p A + q B → r C + s D ∆Hr = …..?
∆H reaksi = ∆Hf0 hasil reaksi – ∆Hf0 pereaksi
= (r ∆Hf0 C + s ∆Hf0 D) – (p ∆Hf0 A + q ∆Hf0 B)
∆Hf0 O2 tidak diikutsertakan dalam perhitungan entalpi, sebab sesuai dengan kesepakatan, entalpi unsur dalam bentuk yang lebih stabil dianggap sama dengan nol.
Contoh :
Diketahui kalor pembentukan(∆Hf0) dari C2H6 (g), CO2(g), H2O(l) masing-masing adalah – 85 , -394 , dan – 286 . Tentukan ∆Hc0 pembakaran C2H6(g).
Jawab :
Reaksi Pembakaran C2H6(g) :
C2H6(g) + O2(g) → 2 CO2(g) + 3 H2O(l) ∆Hr = ?
∆Hr = ∆Hf0 hasil – ∆Hf0 pereaksi
= ( 2 ∆Hf0 CO2 + 3 ∆Hf0 H2O ) – (∆Hf0 C2H6)
= (- 788) – 858 + 85 = – 1561
Jadi, ∆Hc0 C2H6(g) = – 1561
7.3 Berdasarkan Energi Ikatan
Suatu unsur atau senyawa terbentuk melalui ikatan antaratom penyusunnya. Ikatan-ikatan antaratom ini memiliki harga energi ikatan tertentu.
Pada saat bereaksi, dianggap semua molekul pereaksi memutuskan ikatannya sehingga menjadi atom-atom bebas. Proses pemutusan ikatan memerlukan sejumlah energi, sehingga perubahan entalpinya bertanda positif. Selanjutnya, atom-atom bebas (hasil penguraian pereaksi) ini membentukan zat-zat hasil reaksi melalui pembentukan ikatan baru. Peristiwa pembentukan ikatan membebaskan sejumlah energi, sehingga perubahan entalpi bertanda negatif.
p A + q B → r C + s D ∆Hr = …..?
∆Hreaksi=(energi total pemutusan ikatan) – (energi total pembentukan ikatan)
Contoh :
Diketahui kalor pembakaran :
CS2(g) + 3 O2(g) → CO2 (g) + 2 SO2(g) ∆H = – 445 kJ
Energi Ikatan () :
O ═ O = 495
S ═ O = 323
C ═ O = 799
Tentukan nilai energi ikatan C ═ S !
Jawab :
S ═ C ═ S + 3 (O ═ O) → O ═ C ═ O + 2 (O ═ S ═ O) ∆H = – 445 kJ
∆Hreaksi=(energi total pemutusan ikatan) – (energi total pembentukan ikatan)
445 = (2 × EC═S + 3 × EO═O) – (2 × EC═O + 4 × ES═O)
445 = (2 × EC═S + 3 × 495) – (2 × 799 + 4 × 323)
445 = 2 × EC═S + 1485 – 1598 – 1292
EC═S =
Jadi, energi ikatan C ═ s = 480
VIII. ENTALPI BERDASARKAN KALOR
Hukum kekekalan energi menjelaskan bahwa energi tidak dapat diciptakan dan tidak dapat dimusnahkan, tetapi hanya dapat diubah dari bentuk energi yang satu menjadi bentuk energi yang lain. Nilai energi suatu materi tidak dapat diukur, yang dapat diukur hanyalah perubahan energi (ΔE). Demikian juga halnya dengan entalpi, entalpi tidak dapat diukur, kita hanya dapat mengukur perubahan entalpi (ΔH).
ΔH = Hp – Hr
dengan:
ΔH = perubahan entalpi
Hp = entalpi produk
Hr = entalpi reaktan atau pereaksi
a. Bila H produk > H reaktan, maka ΔH bertanda positif, berarti terjadi penyerapan kalor dari lingkungan ke sistem.
b. Bila H reaktan > H produk, maka ΔH bertanda negatif, berarti terjadi pelepasan kalor dari sistem ke lingkungan.
Secara matematis, perubahan entalpi (ΔH) dapat diturunkan sebagai berikut.
H = E + W (1)
Pada tekanan tetap:
ΔH = ΔE + PΔV (2)
ΔE = q + W (3)
Wsistem = –PV (4)
Substitusi persamaan (3) dan (4) dalam persamaan (2):
H = (q + W) + PΔV
H = (q – PΔV) + PΔV
H = q
Jadi, pada tekanan tetap, perubahan entalpi (ΔH) sama dengan kalor (q) yang diserap atau dilepas (James E. Brady, 1990).
Macam-macam reaksi kimia berdasarkan kalor yang dibebaskan/kalor yang diserap (Martin S. Silberberg, 2000):
a. Reaksi kimia yang membutuhkan atau menyerap kalor disebut reaksi endoterm.
Contoh:
Reaksi pemutusan ikatan pada molekul unsur H2 adalah:
H2 → 2 H ΔH = +a kJ
Reaksi endoterm dengan ΔH bertanda positif (+).
b. Reaksi kimia yang membebaskan kalor disebut reaksi eksoterm.
Contoh:
Reaksi pembentukan ikatan pada molekul unsur H2 adalah:
2H → H2 ΔH = –a kJ
Reaksi eksoterm dengan ΔH bertanda (–).
Diagram entalpi (diagram tingkat energi)
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 ; DH= +akJ
b. Pembentukan ikatan memberikan energi (= eksoterm)
Contoh: 2H ® H2 + a kJ ; DH = -a kJ
IX. ISTILAH PERUBAHAN ENTALPI
9.1 Entalpi Pembentakan Standar ( DHf ):
DH 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) ; DHf = -285.85 kJ
9.2 Entalpi Penguraian:
DH dari penguraian 1 mol persenyawaan langsung menjadi unsur-unsurnya (= Kebalikan dari DH pembentukan).
Contoh: H2O (l) ® H2(g) + 1/2 O2(g) ; DH = +285.85 kJ
9.3 Entalpi Pembakaran Standar ( DHc ):
DH 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) ; DHc = -802 kJ
9.4 Entalpi Reaksi:
DH 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 ; DH = -1468 kJ
9.5 Entalpi Netralisasi:
DH yang dihasilkan (selalu eksoterm) pada reaksi penetralan asam atau basa.
Contoh: NaOH(aq) + HCl(aq) ® NaCl(aq) + H2O(l) ; DH = -890.4 kJ/mol
9.6 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) ; DH = – 112 kJ
2NH3(g) ® N2(g) + 3H2(g) ; DH = + 112 kJ
Sumber : Putu Suryaningsih