Termokimia

A. Asas Kekekalan Energi

Telah disebutkan bahwa jumlah energi yang dimiliki sistem dinyatakan sebagai energi dalam (U). Hukum I termodinamika menyatakan hubungan antara energi sistem dengan lingkungannya jika terjadi peristiwa. Energi dalam sistem akan berubah jika sistem menyerap atau membebaskan kalor. Jika sistem menyerap energi kalor, berarti lingkungan kehilangan kalor, energi dalamnya bertambah (ΔU > 0),  dan sebaliknya, jika lingkungan menyerap kalor atau sistem membebasakan kalor maka energi dalam sistem akan berkurang (ΔU < 0),  dengan kata lain sistem kehilangan kalor dengan jumlah yang sama.

Energi dalam juga akan berubah jika sistem melakukan atau menerima kerja. Walaupun sistem tidak menyerap atau membebaskan kalor, energi dalam sistem akan berkurang jika sistem melakukan kerja, sebaliknya akan bertambah jika sistem menerima kerja.

Sebuah pompa bila dipanaskan akan menyebabkan suhu gas dalam pompa naik dan volumenya bertambah. Berarti energi dalam gas bertambah dan sistem melakukan kerja. Dengan kata lain, kalor (q) yang diberikan kepada sistem sebagian disimpan sebagai energi dalam (ΔU) dan sebagian lagi diubah menjadi kerja (w).

Secara matematis hubungan antara energi dalam, kalor dan kerja dalam hukum I termodinamika dapat dinyatakan sebagai berikut:

ΔU = q + W (6)

Persamaan (6) menyatakan bahwa perubahan energi dalam (ΔU) sama dengan jumlah kalor yang diserap (q) ditambah dengan jumlah kerja yang diterima sistem (w). Rumusan hukum I termodinamika dapat dinyatakan dengan ungkapan atau kata-kata sebagai berikut.

” Energi tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan, tetapi dapat diubah dari satu bentuk ke bentuk yang lain, atau energi alam semesta adalah konstan.” Karena itu hukum ini disebut juga hukum kekekalan energi .

Berdasarkan hukum I termodinamika, kalor yang menyertai suatu reaksi hanyalah merupakan perubahan bentuk energi. Energi listrik dapat diubah menjadi bentuk energi kalor. Energi kimia dapat diubah menjadi energi listrik dan energi listrik dapat diubah menjadi energi kimia. Agar tidak terjadi kekeliruan dalam menggunakan rumus diatas, perlu ditetapkan suatu perjanjian. Maka perjanjian itu adalah:

1.    Yang diutamakan dalam ilmu kimia adalah sistem, bukan lingkungan

2.   Kalor (q) yang masuk sistem bertanda positif (+), sedangkan yang keluar bertanda negatif (-)

3.   Kerja (w) yang dilakukan sistem (ekspansi) bertanda negatif (-) , dan yang dilakukan lingkungan (kompresi) bertanda positif.

Gambar 8 Ekspansi gas pada tekanan eksternal konstan.

Tanda untuk q dan w dapat dilihat pada Gambar 9 berikut

Gambar 9. Tanda untuk q dan w

4.    Yang diutamakan dalam ilmu kimia adalah sistem, bukan lingkungan.

5.    Kerja dihitung dengan rumus:

W=-P(V1-V2) (7)

Dimana  w = kerja (pada tekanan 1 atm), V1 = volume awal, dan V2 = volume akhir, dan P = tekanan yang melawan gerakan piston pompa (atm), P untuk ekspansi adalah P ex dan untuk kompresi adalah P in . Penerapan hukum termodinamika pertama dalam bidang kimia merupakan bahan kajian dari termokimia.

Contoh:
Suatu sistem menyerap kalor sebanyak 1000 kJ dan melakukan kerja sebanyak 5 kJ. Berapakah perubahan energi dalam sistem ini?

Jawab:
Karena sistem menyerap kalor, maka q bertanda positif, tetapi karena
sistem m elakukan kerja, maka w bertanda negatif.

ΔU= q + w

=100 kJ – 5 kJ

= 95 kJ

Pengertian Reaksi Eksoterm dan Endoterm

Ditulis oleh Bambang Sugianto pada 07-06-2009

Perubahan entalpi (ΔH) positif menunjukkan bahwa dalam perubahan terdapat penyerapan kalor atau pelepasan kalor.

Reaksi kimia yang melepaskan atau mengeluarkan kalor disebut reaksi eksoterm, sedangkan reaksi kimia yang menyerap kalor disebut reaksi endoterm. Aliran kalor pada kedua jenis reaksi diatas dapat dilihat pada gambar 11 berikut:

Gambar 11 Aliran kalor pada reaksi eksoterm dan endoterm

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 (13 )

Sebaliknya, pada 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 ( 14 )

Perubahan entalpi pada reaksi eksoterm dan endoterm dapat dinyatakan dengan diagram tingkat energi. Seperti pada gambar 12. berikut

Persamaan Termokimia

Ditulis oleh Bambang Sugianto pada 09-06-2009

Persamaan reaksi yang mengikutsertakan perubahan entalpinya disebut persamaan termokimia. Nilai ΔH yang dituliskan pada persamaan termokimia disesuaikan dengan stokiometri reaksi. Artinya jumlah mol zat yang terlibat dalam reaksi sama dengan koefisien reaksinya.

Oleh karena entalpi reaksi juga bergantung pada wujud zat harus dinyatakan, yaitu dengan membubuhkan indeks s untuk zat padat , l untuk zat cair, dan g untuk zat gas. Perhatikan contoh berikut .           Contoh: Pada pembentukan 1a mol air dari gas hidrogen dengan gas oksigen dibebaskan 286 kJ. Kata “dibebaskan” menyatakan bahwa reaksi tergolong eksoterm. Oleh karena itu ?H = -286 kJ Untuk setiap mol air yang terbentuk. Persamaan termokimianya adalah:

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

Atau

2 H2 (g)  + O2 (g) ——> 2 H2O (l)                 ΔH = -572 kJ

(karena koefisien reaksi dikali dua, maka harga ΔH  juga harus dikali dua).

Pembakaran Sempurna dan Tidak Sempurna

Ditulis oleh Bambang Sugianto pada 16-06-2009

Pembakaran bahan bakar dalam mesin kendaraan atau dalam industri tidak terbakar sempurna. Pembakaran sempurna senyawa hidrokarbon (bahan bakar fosil) membentuk karbon dioksida dan uap air. Sedangkan pembakaran tak sempurna membentuk karbon monoksida dan uap air.  Misalnya:

a. Pembakaran sempurna isooktana:

C8H18 (l) +12 ½ O2 (g) –> 8 CO2 (g) + 9 H2O (g) ΔH = -5460 kJ

b. Pembakaran tak sempurna isooktana:

C8H18 (l) + 8 ½ O2 (g) -> 8 CO (g) + 9 H2O (g) ΔH  = -2924,4 kJ

Dampak Pembakaran tak Sempurna

Sebagaimana terlihat pada contoh di atas, pembakaran tak sempurna menghasilkan lebih sedikit kalor. Jadi, pembakaran tak sempurna mengurangi efisiensi bahan bakar. kerugian lain dari pembakaran tak sempurna adalah dihasilkannya gas karbon monoksida (CO), yang bersifat racun. Oleh karena itu, pembakaran tak sempurna akan mencemari udara.

Kalor Pembakaran

Ditulis oleh Bambang Sugianto pada 15-06-2009

Reaksi kimia yang umum digunakan untuk menghasilkan energi adalah pembakaran, yaitu suatu reaksi cepat antara bahan bakar denga oksigen yang disertai terjadinya api. Bahan bakar utama dewasa ini adalah bahan bakar fosil, yaitu gas alam, minyak bumi, dan batu bara. Bahan bakar fosil itu berasal dari pelapukan sisa organisme, baik tumbuhan atau hewan. Pembentukan bahan bakar fosil ini memerlukan waktu ribuan sampai jutaan tahun.

Bahan bakar fosil terutama terdiri atas senyawa hidrokarbon, yaitu senyawa yang hanya terdiri atas karbon dan hidrogen. Gas alam terdiri atas alkana suku rendah terutama metana dan sedikit etana, propana, dan butana. Seluruh senyawa itu merupakan gas yang tidak berbau. Oleh karena itu, kedalam gas alam ditambahkan suatu zat yang berbau tidak sedap, yaitu merkaptan, sehingga dapat diketahui jika ada kebocoran. Gas alam dari beberapa sumber mengandung H2S, suatu kontaminan yang harus disingkirkan sebelum gas digunakan sebagai bahan bakar karena dapat mencemari udara. Beberapa sumur gas juga mengandung helium.

Minyak bumi adalah cairan yang mengandung ratusan macam senyawa, terutama alkana, dari metana hingga yang memiliki atom karbon mencapai lima puluhan. Dari minyak bumi diperoleh bahan bakar LPG (Liquified Petroleum gas), bensin, minyak tanah, kerosin, solar dan lain-lain. Pemisahan komponen minyak bumi itu dillakukan dengan destilasi bertingkat. Adapun batu bara adalah bahan bakar padat, yang terutama, terdiri atas hidrokarbon suku tinggi. Batu bara dan minyak bumi juga mengandung senyawa dari oksigen, nitrogen, dan belerang.

Bahan bakar fosil, terutama minyak bumi,  telah digunakan dengan laju yang jauh lebih cepat dari pada proses pembentukannya. Oleh karena itu, dalam waktu yang tidak terlalu lama lagi akan segera habis. Untuk menghemat penggunaan minyak bumi dan untuk mempersiapkan bahan bakar pengganti, telah dikembangkan berbagai bahan bakar lain, misalnya gas sintesis (sin-gas) dan hidrogen. Gas sintetis diperoleh dari gasifikasi batubara. Batu bara merupakan bahan bakar fosil yang paling melimpah, yaitu sekitar 90 % dari cadangan bahan bakar fosil. Akan tetapi penggunaan bahan bakar batubara menimbulkan berbagai masalah, misalnya dapat menimbulkan polusi udara yang lebih hebat daripada bahan bakar apapun. Karena bentuknya yang padat terdapat keterbatasan penggunaannya. Oleh karena itu, para ahli berupaya mengubahnya menjadi gas sehingga pernggunaannya lebih luwes dan lebih bersih.

Gasifikasi batubara dilakukan dengan mereaksikan batubara panas dengan uap air panas. Hasil proses itu berupa campuran gas CO,H2 dan CH4.

Sedangkan bahan sintetis lain yang juga banyak dipertimbangkan adalah hidrogen. Hidrogen cair bersama-sama dengan oksigen cair telah digunakan pada pesawat ulang-alik sebagai bahan bakar roket pendorongnya. Pembakaran hidrogen sama sekali tidak memberi dampak negatif pada lingkungan karena hasil pembakarannya adalah air. Hidrogen dibuat dari air melalui reaksi  endoterm berikut:

H2O (l) —> 2 H2 (g) + O2 (g) ΔH = 572 kJ

Apabila energi yang digunakan untuk menguraikan air tersebut berasal dari bahan bakar fosil, maka hidrogen bukanlah bahan bakar yang konversial. Tetapi saat ini sedang dikembangkan penggunaan energi nuklir atau energi surya. Jika proyek itu berhasil, maka dunia tidak perlu khawatir akan kekurangan energi. Matahari sesungguhnya adalah sumber  energi terbesar di bumi, tetapi tekonologi penggunaan energi surya belumlah komersial. Salah satu kemungkinan penggunaan energi surya adalah menggunakan tanaman yang dapat tumbuh cepat. Energinya kemudian diperoleh dengan membakar tumbuhan itu. Dewasa ini, penggunaan energi surya yang cukup komersial adalah untuk pemanas air rumah tangga (solar water heater). Nilai kalor dari berbagai jenis bahan bakar diberikan pada tabel 4  berikut.

Tabel 4. Komposisi dan nilai kalor dari berbagai jenis bahan bakar

Entalpi Pembakaran

Kata Kunci: Entalpi Pembakaran, Entalpi Penguraian

Ditulis oleh Bambang Sugianto pada 14-06-2009

Reaksi suatu zat dengan oksigen disebut reaksi pembakaran. Zat yang mudah terbakar adalah unsur karbon, hidrogen, belerang, dan berbagai senyawa dari unsur tersebut. Pembakaran dikatakan sempurna apabila karbon (c) terbakar menjadi CO2, hidrogen (H)  terbakar menjadi H2O, belerang (S) terbakar menjadi SO2.

Perubahan entalpi pada pembakaran sempurna 1 mol suatu zat yang diukur pada 298 K, 1 atm disebut entalpi pembakaran standar (standard enthalpy of  combustion), yang dinyatakan dengan ΔHc⁰ . Entalpi pembakaran juga dinyatakan dalam kJ mol ^-1 .

Harga entalpi pembakaran dari berbagai zat pada 298 K, 1 atm diberikan pada tabel 3 berikut.

Tabel 3 . Entalpi Pembakaran  dari berbagai zat pada 298 K, 1 atm

Pembakaran bensin adalah suatu proses eksoterm. Apabila bensin dianggap terdiri atas isooktana, C8H18 (salah satu komponen bensin) tentukanlah jumlah kalor yang dibebaskan pada pembakaran 1 liter bensin. Diketahui entalpi pembakaran isooktana = -5460 kJ mol^-1 dan massa jenis isooktan = 0,7 kg L ^-1 (H = 1; C =12).

Jawab:
Entalpi pembakaran isooktana yaitu – 5460 kJ mol^{-1 .} Massa 1 liter bensin = 1 liter x 0,7 kg L-1 = 0,7 kg = 700 gram . Mol isooktana = 700 gram/114 gram  mol^-1 = 6,14 mol.  Jadi kalor yang dibebaskan pada pembakaran 1 liter bensin adalah: 6,14 mol x 5460 kJ mol ^-1 = 33524,4 kJ.

Entalpi Penguraian

Reaksi penguraian adalah kebalikan dari reaksi pembentukan. Oleh karena itu, sesuai dengan azas kekekalan energi, nilai entalpi penguraian sama dengan entalpi pembentukannya, tetapi tandanya berlawanan.

Contoh:

Diketahui ΔHf ⁰ H2O (l) = -286  kJ mol -1, maka entalpi penguraian H2O (l) menjadi gas hidrogen dan gas oksigen adalah + 286 kJ mol^-1

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

Entalpi Pembentukan, Penguraian dan Pembakaran

Ditulis oleh Bambang Sugianto pada 13-06-2009

Harga perubahan entalpi reaksi dapat dipengaruhi oleh kondisi yakni suhu dan tekanan saat pengukuran. Oleh karena itu, perlu kondisi suhu dan tekanan perlu dicantumkan untuk setiap data termokimia.

Data termokimia pada umumnya ditetapkan pada suhu 25 ⁰ C dan tekanan 1 atm yang selanjutnya disebut kondisi standar. Perubahan entalpi yang diukur pada suhu 25 ⁰ C dan tekanan 1 atm disebut perubahan entalpi standar dan dinyatakan dengan lambang  Δ H⁰ atau ΔH298. Sedangkan perubahan entalpi yang pengukurannya tidak merujuk kondisi pengukurannya dinyatakan dengan lambang ΔH saja.

Entalpi molar adalah perubahan entalpi reaksi yang dikaitkan dengan kuantitas zat yang terlibat dalam reaksi. Dalam termokimia dikenal berbagai macam entalpi molar, seperti entalpi pembentukan, entalpi penguraian, dan entalpi pembakaran.

Entalpi Pembentukan

Ditulis oleh Bambang Sugianto pada 12-06-2009

Perubahan entalpi pada pembentukan 1 mol zat langsung dari unsur-unsurnya disebut entalpi molar pembentukan atau entalpi pembentukan. Jika pengukuran dilakukan pada keadaan standar (298 k, 1 atm) dan semua unsur-unsurnya dalam bentuk standar, maka perubahan entalpinya disebut entalpi pembentukan standar (ΔHf ⁰). Entalpi pembentukan dinyatakan dalam kJ per mol (kJ mol ^-1).

Supaya terdapat keseragaman, maka harus ditetapkan keadaan standar, yaitu suhu 25 ⁰ C dan tekanan 1 atm. Dengan demikian perhitungan termokimia didasarkan pada keadaan standar.

Pada umumnya  dalam persamaan termokimia dinyatakan:

AB + CD ———-> AC + BD Δ H⁰ = x kJ/mol

Δ H⁰ adalah lambang dari perubahan entalpi pada keadaan itu. Yang dimaksud dengan bentuk standar dari suatu unsur adalah bentuk yang paling stabil dari unsur itu pada kondisi standar (298 K, 1 atm).

Untuk unsur yang mempunyai bentuk alotropi, bentuk standarnya ditetapkan berdasarkan pengertian tersebut. Misalnya, karbon yang dapat berbentuk intan dan grafit, bentuk standarnya adalah grafit, karena grafit adalah bentuk karbon yang paling stabil pada 298 K, 1 atm. Dua hal yang perlu diperhatikan berkaitan dengan entalpi pembentukan yaitu bahwa zat yang dibentuk adalah 1 mol dan dibentuk dari unsurnya dalam bentuk standar.

Contoh: Entalpi pembentukan etanol (C2H5OH) (l)  adalah -277,7 kJ per mol. Hal ini berarti: Pada pembentukan 1 mol (46 gram) etanol dari unsur-unsurnya dalam bentuk standar, yaitu karbon (grafit), gas hidrogen dan gas oksigen, yang diukur pada 298 K, 1 atm dibebaskan 277,7 kJ  dengan persamaan termokimianya adalah:
2 C (s, grafit) + 3H2 (g) + ½ O2 (g) –> C2 H5 OH (l) ΔH = -277,7kJ

Nilai entalpi pembentukan dari berbagai zat serta persamaan termokimia reaksi pembentukannya diberikan pada tabel 2 berikut.

Tabel 2. Nilai entalpi pembentukan berbagai zat & Persamaan termokimia reaksi pembentukannya

Perubahan Entalpi Berdasarkan Energi Ikatan

Ditulis oleh Bambang Sugianto pada 08-06-2009

Energi ikatan didefinisikan sebagai energi yang diperlukan untuk memutuskan 1 mol ikatan dari suatu molekul dalam wujud gas. Energi ikatan dinyatakan dalam kilojoule per mol (kJ mol ^-1 )

Energi berbagai ikatan diberikan pada tabel 1.

Tabel 1. Harga Energi ikatan berbagai molekul (kJ/mol)

Perubahan Entalpi Berdasarkan Entalpi Pembentukan

Kalor suatu reaksi dapat juga ditentukan dari data entalpi pembentukan zat pereaksi dan produknya. Dalam hal ini, zat pereaksi dianggap terlebih dahulu terurai menjadi unsur-unsurnya, kemudian unsur-unsur itu bereaksi membentuk zat produk. Secara umum untuk reaksi:

m AB + n CD —–> p AD  + q CB

ΔH⁰ = jumlah ΔH⁰ f (produk) -   jumlah ΔH⁰ f (pereaksi)

Perubahan Entalpi Berdasarkan Hukum Hess

Banyak reaksi yang dapat berlangsung secara bertahap. Misalnya pembakaran karbon atau grafit. Jika karbon dibakar dengan oksigen berlebihan terbentuk karbon dioksida menurut persamaan reaksi:

C(s) + O2 (g) —–> CO2 (g)            Δ H   = – 394 kJ

Reaksi diatas dapat  berlangsung melalui dua tahap. Mula-mula karbon dibakar dengan oksigen yang terbatas sehingga membentuk karbon monoksida. Selanjutnya, karbon monoksida itu dibakar lagi untuk membentuk karbon dioksida. Persamaan termokimia untuk kedua reaksi tersebut adalah:

C(s) + ½ O2 (g) —–> CO (g) ΔH   = – 111 kJ

CO (g) + ½ O2 (g) —–> CO2 (g) Δ H   = – 283 kJ

Jika kedua tahap diatas dijumlahkan, maka diperoleh:

C(s) + ½ O2 (g) —–> CO (g) ΔH   = – 111 kJ

CO (g) + ½ O2 (g) —–> CO2 (g) ΔH   = – 283 kJ

————————————————————————- +

C(s) + O2 (g) —–> CO2 (g)           ΔH   = – 394 kJ