termokimia

KALOR

Pengertian kalor dan perbedaannya dengan suhu

Jika gelas berisi air ledeng dicelupkan sebagian ke dalam bak yang berisi air panas, air ledeng mengalami kenaikkan suhu dan air panas mengalami penurunan suhu. Ini menunjukkan terjadinya perpindahan energi dari benda bersuhu tinggi (air panas) ke benda bersuhulebih rendah (air ledeng). Uraian diatas jelas mempertegas kesimpulan bahwa perpindahan energi secara alami selalu terjadi dari benda bersuhu tinggi ke benda bersuhu lebih rendah.

Enegri yang berpindah disebut kalor. Jadi kita mendefinisikan kalor sebagai energi yang berpindah dari benda yang suhunya lebih tinggi ke benda yang suhunya lebih rendah ketika benda bersentuhan.

Apakah perbedaan antara suhu, kalor, dan energi dalam ?

Joseph black pada tahun 1760 merupakan orang pertama yang menyatakan perbedaan antara suhu dan kalor. Suhu adalah derajat panas atau dinginnya suatu benda yang diukur oleh termometer, sedangkan kalor adalah sesuatu yang mengalir dari benda panas ke benda lebih dingin untuk menyamakan suhunya. Suhu sesungguhnya adalah ukuran energi kinetikrata-rata partikel dalam suatu benda. Sedangkan dalam fisika, istilah “kalor” selalu mengacu pada energi yang berpindah dari suatu benda ke benda yang lainnya karena perbedaan suhu. Begitu proses pemindahan energi ini berhenti maka kalor tidak lagi memiliki arti. Jadi, kalor bukanlah jumlah energi yang terkandung dalam suatu benda. Karena itu, tidaklah tepat menyatakan bahwa suatu benda mengandung kalor.

Secara sederhana kita dapat menyatakan beda antara suhu, kalor, dan energi dalam sebagai berikut. Suhu merepresentasikan energi kinetik satu molekul zat. Energi dalam adalah ukuran energi seluruh molekul dalam zat. Sedangkan kalor adalah perpindahan sebagian energi dalam dari suatu zat ke zat lain karena adanya perbedaan suhu.

Teori kalorik dan teori kinetik

Sebelum mengetahui bahwa kalor adalah salah satu bentuk energi, para ilmuwan menganggap bahwa kalor adalah sejenis zat alir ( disebut kalorik )yang terkandung dalam setiap benda dan tidak dapat dilihat oleh mata manusia. Teori ini disebut teori kalorik dan pertama kali diperkenalkan oleh Antoine Laurent Lavoisier (1743-1794),ahli kimia berkembangsaan Perancis. Berdasarkan teori, satuan kalor mula-mula diberi nama kalori (disingkat kal, menggunakan huruf keci). Kandungan energi dalam makanan sering kali dinyatakan dalam kalori (ditulis dengan huruf besar K) yang berarti kilokalori (disingkat kkal).

Teori kalorik menyatakan bahwa benda yang suhunya tinggi mengandung lebih banyak kalorik daripada benda yang suhunya rendah. Ketika kedua benda disentuhkan, benda kaya kalorik kehilangan sebagaian kaloriknya yang diberikan kepada benda miskin kalorik sampai kedua benda mencapai suhu yang sama (tercapai keseimbangan termal).

Setelah orang mengetahui bahwa kalor adalah salah satu bentuk energi maka di perteengahan abad sembilan belas, ilmuwan mengembangkan suatu teori baru untuk mengganti teori kalorik. Teori ini berdasarkan pada anggapan bahwa zat disusun oleh partikel-partikel sangat kecil yang selalu bergerak. Dalam benda yang panas, partikel-partikel bergerak lebih capat, dan karena itu memiliki energi  yang lebih besar dari pada partikel-partikel dalam benda yang lebih dingin. Teori ini disebut teori kinetik.

KALOR TEORITIS

E. Entalpi

Entalpi (H) adalah jumlah total dari semua bentuk energi. Entalpi (H) suatu zat ditentukan oleh jumlah energi dan semua bentuk energi yang dimiliki zat yang jumlahnya tidak dapat diukur dan akan tetap konstan selama tidak ada energi yang masuk atau keluar dari zat. . Misalnya entalpi untuk air dapat ditulis H H20 (l) dan untuk es ditulis H H₂0 (s).

Untuk menyatakan kalor reaksi pada tekanan tetap (q_p ) digunakan besaran yang disebut Entalpi ( H ).

Untuk reaksi kimia :

∆H = Hp – Hr

Hp = entalpi produk

Hr  = entalpi reaktan

Reaksi pada tekanan tetap      : q_p  = ∆H ( perubahan entalpi )

Reaksi pada volume tetap       : q_v  = ∆E ( perubahan energi dalam )

Perubahan kalor atau entalpi yang terjadi selama proses penerimaan atau pelepasan kalor dinyatakan dengan ” perubahan entalpi (ΔH) ” . Harga entalpi zat sebenarnya tidak dapat ditentukan atau diukur. Tetapi ΔH dapat ditentukan dengan cara mengukur jumlah kalor yang diserap sistem. Misalnya pada perubahan es menjadi air, yaitu 89 kalori/gram. Pada perubahan es menjadi air, ΔH adalah positif, karena entalpi hasil perubahan, entalpi air lebih besar dari pada entalpi es. Pada perubahan kimia selalu terjadi perubahan entalpi. Besarnya perubahan entalpi adalah sama besar dengan selisih antara entalpi hasil reaksi dan jumlah entalpi pereaksi.

Setiap sistem atau zat mempunyai energi yang tersimpan didalamnya. Energi potensial berkaitan dengan wujud zat, volume, dan tekanan. Energi kinetik ditimbulkan karena atom – atom dan molekul­-molekul dalam zat bergerak secara acak. Jumlah total dari semua bentuk energi itu disebut entalpi (H) . Entalpi akan tetap konstan selama tidak ada energi yang masuk atau keluar dari zat. . Misalnya entalpi untuk air dapat ditulis H H20 (l) dan untuk es ditulis  H H₂0 (s).

Entalpi (H) suatu zat ditentukan oleh jumlah energi dan semua bentuk energi yang dimiliki zat yang jumlahnya tidak dapat diukur. Perubahan kalor atau entalpi yang terjadi selama proses penerimaan atau pelepasan kalor dinyatakan dengan ” perubahan entalpi (ΔH) ” . Misalnya pada perubahan es menjadi air, maka dapat ditulis sebagai berikut:

Δ H = H H₂0 (l) - H H₂0 (s)

Harga entalpi zat sebenarnya tidak dapat ditentukan atau diukur. Tetapi ΔH dapat ditentukan dengan cara mengukur jumlah kalor yang diserap sistem. Misalnya pada perubahan es menjadi air, yaitu 89 kalori/gram. Pada perubahan es menjadi air, ΔH adalah positif, karena entalpi hasil perubahan, entalpi air lebih besar dari pada entalpi es.

Termokimia merupakan bagian dari ilmu kimia yang mempelajari perubahan entalpi yang menyertai suatu reaksi. Pada perubahan kimia selalu terjadi perubahan entalpi. Besarnya perubahan entalpi adalah sama besar dengan selisih antara entalpi hasil reaksi dam jumlah entalpi pereaksi.

Pada reaksi endoterm, entalpi sesudah reaksi menjadi lebih besar, sehingga ΔH positif. Sedangkan pada reaksi eksoterm, entalpi sesudah reaksi menjadi lebih kecil, sehingga ΔH negatif. Perubahan entalpi pada suatu reaksi disebut kalor reaksi. Kalor reaksi untuk reaksi-reaksi yang khas disebut dengan nama yang khas pula, misalnya kalor pembentukan, kalor penguraian, kalor pembakaran, kalor pelarutan dan sebagainya.

      1.  Entalpi Pembentukan Standar (ΔH^◦_f)

Entalpi pembentukan standar suatu senyawa menyatakan jumlah kalor yang diperlukan atau dibebaskan untuk proses pembentukan 1 mol senyawa dari unsur-unsurnya yang stabil pada keadaan standar (STP). Entalpi pembentukan standar diberi simbol (ΔH^◦_f), simbol f berasal dari kata formation yang berarti pembentukan. Contoh unsur-unsur yang stabil pada keadaan standar, yaitu : H₂,O₂,C,N₂,Ag,Cl₂,Br₂,S,Na,Ca, dan Hg.

Contoh:

H₂(g) + 1/2 O₂àH₂O(l) ΔH=-286 kJ mol^-1

C (grafit) + O₂(g) à CO₂(g) ΔH=-393 kJ mol^-1

K(s) + Mn(s) + 2O₂ à KMnO₄(s) ΔH=-813 kJ mol^-1

Catatan:

·         ΔH_f elemen stabil adalah 0

·         ΔH_f digunakan untuk memperkirakan stabilitas senyawa dibanding penyusunnya

·         Semakin kecil ΔH_f, semakin stabil energi senyawa itu

·         ΔH_f tidak mencerminkan laju reaksi (akan dibahas pada bab selanjutnya)

     2.  Entalpi Penguraian Standar (ΔH^◦_d)

Entalpi penguraian standar suatu senyawa menyatakan jumlah kalor yang diperlukan atau dibebaskan untuk proses penguraian 1 mol senyawa dari unsure-unsurnya yang stabil pada keadaan standar (STP). Entalpi penguraian standar diberi simbol (ΔH^◦_d) simbol d berasal dari kata decomposition yang berarti penguraian.

Menurut Hukum Laplace, 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 senyawa yang sama. Dengan demikian jumlah kalornya sama tetapi tandanya berlawanan karena reaksinya berlawanan arah.

Contoh:

H₂O(l) -> H₂(g) + 1/2 O2(g) ΔH=+286 kJ mol^-1 (bnd. contoh H_f no. 1)

     3. Entalpi Pembakaran Standar (ΔH^◦_c)

Entalpi pembakaran standar suatu senyawa menyatakan jumlah kalor yang diperlukan atau dibebaskan untuk proses pembakaran 1 mol senyawa dari unsur-unsurnya yang stabil pada keadaan standar (STP). Entalpi penguraian standar diberi simbol (ΔH^◦_c) simbol d berasal dari kata combustion yang berarti pembakaran.

Pembakaran selalu membebaskan kalor sehingga nilai entalpipembakaran selallu negatif (eksoterm)

Contoh :

1/2 C₂H₄(g) + 3/2 O₂ -> CO₂(g) + H₂O(l) ΔH=-705.5 kJ mol^-1

Catatan:

·         ΔHc selalu negatif, karena panas pasti dilibatkan

·         ΔHc bisa digunakan untuk menilai kandungan energi bahan bakar atau makanan

     4. Entalpi Pelarutan Standar (ΔH^◦_s)

Entalpi pelarutan standar menyatakan jumlah kalor yang diperlukan atau dibebaskan untuk melarutkan 1 mol zat pada keadaan standar (STP). Entalpi penguraian standar diberi simbol (ΔH^◦_s) simbol s berasal dari kata solvation yang berarti pelarutan.

Contoh:

·         NH₃(g) + aq -> NH₃(aq) ΔH_s=-35.2 kJ mol^-1

·         HCl(g) + aq -> H⁺(aq) + Cl^-(aq) ΔH_s=-72.4 kJ mol^-1

·         NaCl(s) + aq -> Na⁺(aq) + Cl^-(aq) ΔH=+4.0 kJ mol^-1

Catatan:

·         Jika ΔH_s sangat positif, zat itu tidak larut dalam air

·         Jika ΔH negatif, zat itu larut dalam air

     5. Entalpi Netralisasi Standar

Adalah entalpi yang terjadi pada penetralan 1 mol asam oleh basa atau 1 mol basa oleh asam pada keadaan standar. Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHn. Satuannya = kJ / mol

     6. Entalpi Penguapan Standar

Adalah entalpi yang terjadi pada penguapan 1 mol zat dalam fase cair menjadi fase gas pada keadaan standar. Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHvap. Satuannya = kJ / mol.

     7. Entalpi Peleburan Standar

Adalah  entalpi yang terjadi pada pencairan / peleburan 1 mol zat dalam fase padat menjadi zat dalam fase cair pada keadaan standar. Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHfus. Satuannya = kJ / mol.

     8. Entalpi Sublimasi Standar

Adalah entalpi yang terjadi pada sublimasi 1 mol zat dalam fase padat menjadi zat dalam fase gas pada keadaan standar. Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHsub. Satuannya = kJ / mol.

     F. Kalorimeter

Kalorimetri yaitu cara penentuan kalor reaksi dengan menggunakan kalorimeter. Perubahan entalpi adalah perubahan kalor yang diukur pada tekanan konstan, untuk menentukan perubahan entalpi dilakukan dengan cara yang sama dengan penentuan perubahan kalor yang dilakukan pada tekanan konstan. Perubahan kalor pada suatu reaksi dapat diukur melalui pengukuran perubahan suhu yang terjadi pada reaksi tersebut. Pengukuran perubahan kalor dapat dilakukan dengan alat yang disebut kalorimeter.

Kalorimeter adalah suatu sistem terisolasi ( tidak ada perpindahan materi maupun energi dengan lingkungan di luar kalorimeter ). Kalorimeter terbagi menjadi dua, yaitu kalorimeter bom dan kalorimeter sederhana. Jika dua buah zat atau lebih dicampur menjadi satu maka zat yang suhunya tinggi akan melepaskan kalor sedangkan zat yang suhunya rendah akan menerima kalor, sampai tercapai kesetimbangan termal.

Menurut azas Black : Kalor yang dilepas = kalor yang diterima

Rumus yang digunakan adalah :

q = m x c x ∆T

q_kalorimeter  = C x ∆T

dengan :

q    = jumlah kalor ( J )

m   = massa zat ( g )

∆T = perubahan suhu ( ^oC atau K )

c    = kalor jenis ( J / g.^oC ) atau ( J / g. K )

C   = kapasitas kalor ( J / ^oC ) atau ( J / K )

Oleh karena tidak ada kalor yang terbuang ke lingkungan, maka kalor reaksi = kalor yang diserap / dibebaskan oleh larutan dan kalorimeter, tetapi tandanya berbeda.

q_reaksi = - (q_larutan  + q_kalorimeter )

Beberapa jenis kalorimeter :

    1. Kalorimeter bom

Kalorimeter bom adalah alat yang digunakan untuk mengukur jumlah kalor (nilai kalori) yang dibebaskan pada pembakaran sempurna (dalam O₂ berlebih) suatusenyawa, bahan makanan, bahan bakar atau khusus digunakan untuk menentukan kalor dari reaksi-reaksi pembakaran. Kalorimeter ini terdiri dari sebuah bom (tempat berlangsungnya reaksi pembakaran, terbuat dari bahan stainless steel  dan diisi dengan gas oksigen pada tekanan tinggi ) dan sejumlah air yang dibatasi dengan wadah yang kedap panas. Sejumlah sampel ditempatkan pada tabung beroksigenyang tercelup dalam medium penyerap kalor (kalorimeter), dan sampel akan terbakar oleh api listrik dari kawat logam terpasang dalam tabung. Reaksi pembakaran yang terjadi di dalam bom, akan menghasilkan kalor dan diserap oleh air dan bom. Oleh karena tidak ada kalor yang terbuang ke lingkungan, maka :

q_reaksi = - (q_air  + q_bom )

            Jumlah kalor yang diserap oleh air dapat dihitung dengan rumus :

q_air  = m x c x ∆T

dengan :

m   = massa air dalam kalorimeter ( g )

c    = kalor jenis air dalam kalorimeter (J / g.^oC ) atau ( J / g. K )

∆T = perubahan suhu ( ^oC atau K )

            Jumlah kalor yang diserap oleh bom dapat dihitung dengan rumus :

q_bom   = C_bom x ∆T

dengan :

C_bom  = kapasitas kalor bom ( J / ^oC ) atau ( J / K )

∆T    = perubahan suhu ( ^oC atau K )

Reaksi yang berlangsung pada kalorimeter bom berlangsung pada volume tetap (∆V = nol). Oleh karena itu, perubahan kalor yang terjadi di dalam sistem = perubahan energi dalamnya.

∆E = q + w dimana  w  = - P. ∆V  ( jika ∆V = nol maka w  = nol )

maka  ∆E  = q_v

Contoh kalorimeter bom adalah kalorimeter makanan.

    2. Kalorimeter Sederhana

Pengukuran kalor reaksi; selain kalor reaksi pembakaran dapat dilakukan dengan menggunakan kalorimeter pada tekanan tetap yaitu dengan kalorimeter sederhana yang dibuat dari gelas stirofoam. Kalorimeter ini biasanya dipakai untuk mengukur kalor reaksi yang reaksinya berlangsung dalam fase larutan ( misalnya reaksi netralisasi asam – basa / netralisasi, pelarutan dan pengendapan ).

Pada kalorimeter ini, kalor reaksi = jumlah kalor yang diserap / dilepaskan larutan sedangkan kalor yang diserap oleh gelas dan lingkungan; diabaikan.

q_reaksi          = - (q_larutan  + q_kalorimeter )

q_kalorimeter     = C_kalorimeter x DT

dengan :

C_kalorimeter  = kapasitas kalor kalorimeter ( J / ^oC ) atau ( J / K )

DT  = perubahan suhu ( ^oC atau K )

Jika harga kapasitas kalor kalorimeter sangat kecil; maka dapat diabaikan sehingga perubahan kalor dapat dianggap hanya berakibat pada kenaikan suhu larutan dalam kalorimeter.

q_reaksi    = - q_larutan  

q_larutan   = m x c x DT

dengan :

m   = massa larutan dalam kalorimeter ( g )

c    = kalor jenis larutan dalam kalorimeter (J / g.^oC ) atau ( J / g. K )

DT = perubahan suhu ( ^oC atau K )

Pada kalorimeter ini, reaksi berlangsung pada tekanan tetap (DP = nol ) sehingga perubahan kalor yang terjadi dalam sistem = perubahan entalpinya.

DH = q_p

Contoh kalorimeter sederhana adalah kalorimeter larutan.

Kalorimeter larutan adalah alat yang digunakan untuk mengukur jumlah kaloryang terlibat pada reaksi kimia dalam sistem larutan. Pada dasarnya, kalor yang dibebaskan/diserap menyebabkan perubahan suhu pada kalorimeter. Berdasarkan perubahan suhu per kuantitas pereaksi kemudian dihitung kalor reaksi dari reaksi sistem larutan tersebut. Kini kalorimeter larutan dengan ketelitian cukup tinggi dapat diperoleh dipasaran.

Dalam menentukan entalpi berlaku persamaan

Qreaksi = - (Qlarutan + Q kalorimeter )

Q reaksi = - (m.c.∆T + c.∆T)

Jika kapasitas kalori dalam kalorimeter diabaikan, maka

Qreaksi = - (m.c.∆T)

Keterangan :

m = massa zat     (kg)                                        
c = kalor jenis   (J/kg⁰C)

∆t = perubahan suhu (Celcius)

           

Sementara itu, persamaan reaksi yang mengikutsertakan perubahan entalpinya disebut persamaan termokimia.

H₂ (g)  + 1/2 O₂ (g) ——> H₂O (l)     ΔH = -286 kJ

Pada reaksi endoterm, sistem menyerap energi. Oleh karena itu, entalpi sistem akan bertambah. Artinya entalpi produk (Hp) lebih besar daripada entalpi pereaksi (Hr). Akibatnya, perubahan entalpi, merupakan selisih antara entalpi produk dengan entalpi pereaksi (Hp -Hr) bertanda positif. Sehingga perubahan entalpi untuk reaksi endoterm dapat dinyatakan:

ΔH = Hp- Hr > 0

Reaksi eksoterm , sistem membebaskan energi, sehingga entalpi sistem akan berkurang, artinya entalpi produk lebih kecil daripada entalpi pereaksi. Oleh karena itu , perubahan entalpinya bertanda negatif. Sehingga p dapat dinyatakan sebagai berikut:

ΔH = Hp- Hr < 0

     G. Hukum Hess

Pengukuran perubahan entalpi suatu reaksi kadangkala tidak dapat ditentukan langsung dengan kalorimeter, misalnya penentuan perubahan entalpi pembentukan standar ( DHf ^o )CO.

Reaksi pembakaran karbon tidak mungkin hanya menghasilkan gas CO saja tanpa disertai terbentuknya gas CO₂. Jadi, bila dilakukan pengukuran perubahan entalpi dari reaksi tersebut; yang terukur tidak hanya reaksi pembentukan gas CO saja tetapi juga perubahan entalpi dari reaksi pembentukan gas CO₂.

Untuk mengatasi hal tersebut, Henry Hess  melakukan serangkaian percobaan dan menyimpulkan bahwa perubahan entalpi suatu reaksi merupakan fungsi keadaan.

Artinya : “ perubahan entalpi suatu reaksi hanya tergantung pada keadaan awal ( zat-zat pereaksi )   dan keadaan akhir ( zat-zat hasil reaksi ) dari suatu reaksi dan tidak tergantung pada jalannya reaksi.” Pernyataan ini disebut Hukum Hess, rumus yang dapat dipakai yaitu ΔH_reaksi = ΔH₁ + ΔH₂ +….

Menurut hukum Hess, karena entalpi adalah fungsi keadaan, perubahan entalpi dari suatu reaksi kimia adalah sama, walaupun langkah-langkah yang digunakan untuk memperoleh produk berbeda. Dengan kata lain, hanya keadaan awal dan akhir yang berpengaruh terhadap perubahan entalpi, bukan langkah-langkah yang dilakukan untuk mencapainya.

Hal ini menyebabkan perubahan entalpi suatu reaksi dapat dihitung sekalipun tidak dapat diukur secara langsung. Caranya adalah dengan melakukan operasi aritmatika pada beberapa persamaan reaksi yang perubahan entalpinya diketahui. Persamaan-persamaan reaksi tersebut diatur sedemikian rupa sehingga penjumlahan semua persamaan akan menghasilkan reaksi yang kita inginkan. Jika suatu persamaan reaksi dikalikan (atau dibagi) dengan suatu angka, perubahan entalpinya juga harus dikali (dibagi). Jika persamaan itu dibalik, maka tanda perubahan entalpi harus dibalik pula (yaitu menjadi -ΔH). Berdasarkan Hukum Hess, penentuan ∆H dapat dilakukan melalui 3 cara yaitu :

1). Perubahan entalpi (∆H ) suatu reaksi dihitung melalui penjumlahan dari perubahan entalpi beberapa reaksi yang berhubungan.

2). Perubahan entalpi (∆H ) suatu reaksi dihitung berdasarkan selisih entalpi pembentukan (∆Hf ^o ) antara produk dan reaktan.

3). Perubahan entalpi (∆H ) suatu reaksi dihitung berdasarkan data energi ikatan.

Selain itu, dengan menggunakan hukum Hess, nilai ΔH juga dapat diketahui dengan pengurangan entalpi pembentukan produk-produk dikurangi entalpi pembentukan reaktan.

Konsep dari hukum Hess juga dapat diperluas untuk menghitung perubahan fungsi keadaan lainnya, seperti entropi dan energi bebas. Kedua aplikasi ini amat berguna karena besaran-besaran tersebut sulit atau tidak bisa diukur secara langsung, sehingga perhitungan dengan hukum Hess digunakan sebagai salah satu cara menentukannya.

Untuk perubahan entropi:

·         ΔS^o = Σ(ΔS_f^o_produk) - Σ(ΔS_f^o_reaktan)

·         ΔS = Σ(ΔS^o_produk) - Σ(ΔS^o_reaktan).

Untuk perubahan energi bebas:

·         ΔG^o = Σ(ΔG_f^o_produk) - Σ(ΔG_f^o_reaktan)

·         ΔG = Σ(ΔG^o_produk) - Σ(ΔG^o_reaktan).

     H. Penentuan ΔH Reaksi

Hukum Hess menyatakan bahwa perubahan entalpi tidak tergantung pada berapa banyak tahapan reaksi, tetapi tergantung pada keadaan awal dan akhir. Dengan kata lain, untuk suatu reaksi keseluruhan tertentu, perubahan entalpi selalu sama, tak peduli apakah reaksi itu dilaksanakan secara langsung ataukah secara tak langsung dan lewat tahap-tahap yang berlainan. Rumus yang dapat dipakai yaitu:

1. Penentuan ∆H Reaksi berdasarkan Eksperimen (Kalorimeter)

Penentuan kalor reaksi secara kalorimetris merupakan penentuan yang didasarkan atau diukur dari perubahan suhu larutan dan kalorimeter dengan prinsip perpindahan kalor, yaitu jumlah kalor yang diberikan sama dengan jumlah kalor yang diserap. Kalorimeter adalah suatu sistem terisolasi (tidak ada pertukaran materi maupun energi dengan lingkungan di luar kalorimeter).

Dengan demikian, semua kalor yang dibebaskan oleh reaksi yang terjadi dalam kalorimeter, kita dapat menentukan jumlah kalor yang diserap oleh air serta perangkat kalorimeter berdasarkan rumus:

q.larutan = m c ∆T

q.kalorimeter = C ∆T

q = jumlah kalor

m = massa air (larutan) di dalam calorimeter

c = kalor jenis air (larutan) di dalam calorimeter

C = kapasitas kalor dari calorimeter

∆T = kenaikan suhu larutan (kalorimeter)

Oleh karena tidak ada kalor yang terbuang ke lingkungan, maka kalor reaksi sama dengan kalor yang diserap oleh larutan dan kalorimeter, tetapi tandanya berbeda :

qreaksi = -(qlarutan + qkalorimeter)

Kalorimeter yang sering digunakan adalah kalorimeter bom. Kalorimeter bom terdiri dari sebuah bom (wadah tempatberlangsungnya reaksi pembakaran, biasanya terbuat dari berlangsungnya reaksi pembakaran, biasanya terbuat dari bahan stainless steel) dan sejumlah air yang dibatasi dengan wadah kedap panas. Jadi kalor reaksi sama dengan kalor yang diserap atau dilepaskan larutan, sedangkan kalor yang diserap atau dilepaskan larutan, sedangkan kalor yang diserap oleh gelas dan lingkungan diabaikan.
qreaksi = -qlarutan

     2. Penentuan ∆H Reaksi dengan Hukum Hess

Hukum Hess : ” Kalor reaksi yang dilepas atau diserap hanya bergantung pada keadaan awal dan keadaan akhir”.

Untuk mengubah zat A menjadi zat B (produk) diperlukan kalor reaksi sebesar ∆H. Atau cara lain yaitu mengubah zat A menjadi zat B dengan kalor reaksi ∆H1, zat B diubah menjadi zat C dengan kalor reaksi ∆H2 dan zat C diubah menjadi zat D dengan kalor reaksi ∆H3 . Sehingga harga perubahan entalpi adalah

∆Hreaksi = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3 .

Contoh Soal :
Diketahui data entalpi reaksi sebagai berikut :
Ca(s) + ½ O2(g) → CaO(s) ∆H = - 635,5 kJ
C(s) + O2(g) → CO2(g) ∆H = - 393,5 kJ
Ca(s) + C(s) + ½ O2(g) → CaCO3(g) ∆H = - 1207,1 kJ
Hitunglah perubahan entalpi reaksi : CaO(s) + CO2(g) → CaCO3(s) !
Penyelesaian :
CaO(s) .............................→ Ca(s) + ½ O2(g) ....∆H = + 635,5 kJ
CO2(g)............................ → C(s) + O2(g) ............∆H = + 393,5 kJ
Ca(s) + C(s) + ½ O2(g) → CaCO3(s)................. ∆H = - 1207,1 kJ
_________________________________________ _
CaO(s) + CO2(g) ...........→ CaCO3(s).................. ∆H = - 178,1 kJ

     3. Penentuan ∆H Reaksi Berdasarkan Data Perubahan Entalpi

        Pembentukan Standar ( ∆H^of )

Cara lain perhitungan entalpi reaksi yaitu berdasarkan entalpi pembentukan standar( ∆Hof ) zat-zat yang ada pada reaksi tersebut.

∆H_reaksi = ∑∆H^o_{f produk} - ∑∆H^o_{f reaktan}

TABEL ENTALPI PEMBENTUKAN BEBERAPA ZAT

Zat	∆Hof ( kJ/mol )	Zat	∆Hof ( kJ/mol )
H2(g)	0	C2H4(g)	+ 52,5
O2(g)	0	CCl4(g)	- 96,0
C(s)	0	NH3(g)	- 45,9
H2O(g)	- 241,8	NO2(g)	+ 33,2
H2O(l)	- 285,8	SO2(g)	- 296,8
CO2(g)	- 393,5	HCl(g)	- 92,3
CO(g)	-110,5	NO(g)	+ 90,3

Contoh Soal :
Dari tabel entalpi pembentukan diatas, tentukan :
a. ∆H reaksi pembakaran C2H4 !
b. Tentukan jumlah kalor yang dibebaskan pada pembakaran 56 g gas C2H4
c. Reaksi pembakaran C2H4
C2H4(g) + 3 O2(g)→2CO2(g) + 2H2O(l)
∆H reaksi = ∆Hof hasil reaksi - ∆Hof pereaksi
= ( 2. ∆Hof CO2 + 2. .∆Hof H2O ) – ( 1. ∆HofC2H4 + 3. ∆Hof O2)
= ( 2 . -393,5 + 2. -285,8 ) – ( 1. 52,5 + 3. 0 )
= -787 – 571,6 + 52,5
= - 1306,1 kJ/mol
b. Mr C2H4 = (2x12) + (4x1) = 28
Mol C2H4 = 56/28 = 2 mol
∆H pembakaran 2 mol C2H4 = 2 mol x ( -1306,1 kJ/mol )
= -2612,2 kJ
Jadi pada pembakaran 56 gram gas C2H4 dibebaskan kalor sebesar 2612,2 Kj

4.       Penentuan ∆H Reaksi Dari Energi Ikatan

        Reaksi kimia antarmolekul dapat dianggap berlangsung dalam 2 tahap yaitu :

a.        Pemutusan ikatan pada pereaksi

b.        Pembentukan ikatan pada produk

Misalnya, pada reaksi antara gas klorin dengan gas hidrogen membentuk gas hidrogen klorida dapat digambarkan sebagai berikut :

Sesuai dengan hukum Hess, ∆H reaksi total adalah ∆H tahap-I + ∆H

tahap-II.

∆H tahap-I = ∑ Energi ikatan pada pereaksi (yang putus)
∆H tahap-II = -∑ Energi ikatan pada produk (yang terbentuk).
∆H reaksi = ∑ Energi ikatan pereaksi yang putus - ∑ Energi ikatan produk yang terbentuk
= ∑ Eruas kiri - ∑ Eruas kanan

TABEL ENERGI IKATAN

Ikatan	E (kJ/mol)	Ikatan	E (kJ/mol)
H-H	436	O=O	498
H-C	415	C≡N	891
H-N	390	F-F	160
C-C	345	Cl-Cl	243
C≡C	837	H-Cl	432
C-O	350	C=C	611
C=O	741	I-I	150
C-Cl	330	N=N	418
O-H	450	C-F	485

Penyelesaian :
........H
.........l
H – C – O-H      +       1 ½ O=O →     O=C=O   +    2H-O-H
........l
.......H

∆H reaksi = ∑Epemutusan -∑Epembentukan

= { (3.E_c-H)+( 1.E_O-H) +(1.E_C-O)+ (1 ½ E_O=O)} – {(2.E_C=O)

+(4.E_O-H)}

= {(3.415)+(1.460)+(1.350)+1 ½.498)} –{(2.741)+(4.460)}

= 2802-3322

= -520 kJ/mol