Termokimia

Termokimia, Rumus Perubahan Entalpi, Pengertian, Penentuan, Contoh Soal, Pembahasan, Empirik, Semi Empirik, Reaksi Eksoterm dan Endoderm, Kalor - 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 o}C^-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

adalah...

A. Kalor pembentukan CO = 2x kJ mol^–1

B. Kalor penguraian CO = x kJ mol^–1

C. Kalor pembakaran CO = 2x kJ mol^–1

D. Kalor pembakaran CO = ½ x kJ mol^–1

E. Kalor pembentukan CO = ½ x kJ mol^–1

Pembahasan

Reaksi dengan oksigen merupakan reaksi pembakaran. Jadi, reaksi tersebut merupakan reaksi pembakaran 2 mol CO dan melepas x kJ energi. Untuk satu mol CO dilepas energi sebesar ½ x KJ. (D)

3.3. Penentuan ΔH° Reaksi dari Data ΔH°_f

Salah satu data perubahan entalpi yang penting adalah perubahan entalpi pembentukan standar, ΔH°_f. Dengan memanfaatkan data ΔH°_f, Anda dapat menghitung ΔH° reaksi-reaksi kimia. ΔH tidak bergantung pada jalannya reaksi, tetapi hanya ditentukan oleh ΔH pereaksi dan ΔH hasil reaksi. Oleh karena itu, ΔH° reaksi dapat dihitung dari selisih ΔH°_f zat-zat yang bereaksi. Secara matematika dirumuskan sebagai berikut:

ΔH°_reaksi = ΣΔH°_{f (produk)} – ΣΔH°_{f (pereaksi)}

dengan Σ menyatakan jumlah macam zat yang terlibat dalam reaksi.

Contoh Soal Menghitung ΔH_reaksi dari data ΔH°_f :

Gunakan data ΔH°_f untuk menentukan ΔH° reaksi amonia dan oksigen berlebih.

Gambar 8. Diagram tahap-tahap reaksi perubahan amonia.

Persamaan reaksinya:

NH₃(g) + O₂(g) → NO₂(g) + H₂O(g)

Jawaban :

1. Cari data ΔH°_f masing-masing zat

2. Setarakan persamaan reaksi

3. Kalikan harga ΔH°_f dengan koefisien reaksinya

4. Tentukan ΔH° reaksi dengan rumus di atas

Data ΔH°_f untuk masing-masing zat adalah :

ΔH°_f (NH₃) = –46,1 kJ; ΔH°_f (O₂) = 0 kJ;

ΔH°_f (NO₂) = –33,2 kJ; ΔH°_f (H₂O) = 214,8 kJ

Persamaan reaksi setara:

4NH₃(g) + 7O₂(g) → 4NO₂(g) + 6H₂O(g)

ΔH°_reaksi = ΣΔH°_(produk) – ΣΔH°_(pereaksi)

= (1.288,8 kJ + 132,8 kJ) – (–184 kJ + 0)

= 1.340 kJ

Jadi, pembakaran 4 mol amonia dilepaskan kalor sebesar 1.340 kJ. (tahapan reaksi dapat dilihat pada Gambar 8)

3.4. Penentuan ΔH Reaksi dari Data Energi Ikatan

Anda sudah tahu apa yang dimaksud dengan ikatan? Kekuatan ikatan antara atom-atom dalam molekul dapat diketahui dari energinya. Semakin besar energi yang diperlukan untuk memutuskan ikatan, semakin kuat ikatan tersebut. Pada topik berikut, Anda akan mempelajari cara menghitung energi ikatan dan hubungannya dengan perubahan entalpi.

Untuk memutuskan ikatan pada molekul diperlukan energi yang lebih kuat dari energi ikatan antara atom-atomnya.

a. Energi Ikatan Rata-Rata

Pada molekul diatom, energi ikatan disebut juga energi disosiasi, dilambangkan dengan D (dissociation). Energi ikatan didefinisikan sebagai jumlah energi yang diperlukan untuk memutuskan ikatan 1 mol suatu molekul dalam wujud gas.

Contoh :

H₂(g) → 2 H(g) D_H–H = 436 kJ mol^–1

Pada molekul beratom banyak, energi untuk memutuskan semua ikatan dalam molekul berwujud gas menjadi atom-atom netral berwujud gas dinamakan energi atomisasi. Besarnya energi atomisasi sama dengan jumlah semua energi ikatan dalam molekul.

Contoh :

Dalam metana, energi atomisasi adalah energi yang diperlukan untuk memutuskan semua ikatan antara atom C dan H.

CH₄(g) → C(g) + 4H(g)

Dalam molekul beratom banyak, energi yang diperlukan untuk memutuskan satu per satu ikatan tidak sama. Simak tabel berikut.

Tabel 1. Energi Ikatan Rata-Rata untuk Metana (kJ mol^–1)

Tahap Pemutusan Ikatan pada CH4	Energi Disosiasi (kJ mol–1)
CH4(g) → CH3(g) + H(g)	DC–H = 435
CH3(g) → CH2(g) + H(g)	DC–H = 453
CH2(g) → CH(g) + H(g)	DC–H = 425
CH(g) → C(g) + H(g)	DC–H = 339
Sumber: Chemistry with Inorganic Qualitative Analysis, 1989

Berdasarkan data pada Tabel 1, apakah yang dapat Anda simpulkan?

Kekuatan setiap ikatan C–H dalam metana tidak sama, padahal ikatan yang diputuskan sama, yaitu ikatan antara karbon dan hidrogen. Mengapa? Ikatan yang diputuskan berasal dari molekul yang sama dan juga atom yang sama, tetapi karena lingkungan kimianya tidak sama, besarnya energi yang diperlukan menjadi berbeda. Oleh karena ikatan yang diputuskan dari atom-atom yang sama dan nilai energi ikatan tidak berbeda jauh maka nilai energi ikatan dirata-ratakan sehingga disebut energi ikatan rata-rata. Berdasarkan pertimbangan tersebut, energi disosiasi ikatan rata-rata untuk C–H adalah 413 kJ mol^–1. Nilai ini berlaku untuk semua jenis ikatan C–H dalam molekul. Beberapa harga energi ikatan rata-rata ditunjukkan pada Tabel 2. berikut.

Tabel 2. Energi Ikatan Rata-Rata (kJ mol^–1)

Jenis Ikatan	Atom-Atom yang Berikatan
		H	C	N	O	S	F	Cl	Br	I
Tunggal	H	432
	C	413	346
	N	386	305	167
	O	459	358	201	142
	S	363	272	–	–	226
	F	465	485	283	190	284	155
	Cl	428	327	313	218	255	249	240
	Br	362	285	–	201	217	249	216	190
	I	295	213	–	201	–	278	208	175	149
Rangkap dua	C		602
	N		615	418
	O		799	607	494	532
	S
Rangkap tiga	C		835
	N		887	942
Sumber: General Chemistry (Ebbing), 1990

b. Menggunakan Data Energi Ikatan

Nilai energi ikatan rata-rata dapat digunakan untuk menghitung perubahan entalpi suatu reaksi. Bagaimana caranya? Menurut Dalton, reaksi kimia tiada lain berupa penataan ulang atom-atom. Artinya, dalam reaksi kimia terjadi pemutusan ikatan (pada pereaksi) dan pembentukan kembali ikatan (pada hasil reaksi).

Untuk memutuskan ikatan diperlukan energi. Sebaliknya, untuk membentuk ikatan dilepaskan energi. Selisih energi pemutusan dan pembentukan ikatan menyatakan perubahan entalpi reaksi tersebut, yang dirumuskan sebagai berikut.

ΔH_reaksi =ΣD_{(pemutusan ikatan)} – ΣD_{(pembentukan ikatan)}

Dengan Σ menyatakan jumlah ikatan yang terlibat, D menyatakan energi ikatan rata-rata per mol ikatan.

Contoh Soal Menghitung ΔH dari Energi Ikatan Rata-Rata :

Gunakan data energi ikatan rata-rata pada Tabel 2. untuk menghitung ΔH reaksi pembentukan amonia dari unsur-unsurnya.

Pembahasan :

1. Tuliskan persamaan reaksi dan setarakan.

2. Tentukan ikatan apa yang putus pada pereaksi, dan hitung jumlah energi ikatan rata-rata yang diperlukan.

3. Tentukan ikatan apa yang terbentuk pada hasil reaksi, dan hitung jumlah energi ikatan rata-rata yang dilepaskan.

4. Hitung selisih energi yang terlibat dalam reaksi.

Persamaan reaksinya:

N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH₃(g)

Ikatan yang putus pada pereaksi:

N º N	1 mol × 418 kJ mol–1 = 418 kJ
H–H	3 mol × 432 kJ mol–1= 1.296 kJ

Total energi yang diperlukan = 1714 kJ

Ikatan yang terbentuk pada hasil reaksi:

N – H

2 mol × 386 kJ mol–1 = 1.158 kJ

Total energi yang dilepaskan = 1158 kJ

Perubahan entalpi reaksi pembentukan amonia:

ΔH_reaksi =ΣD_{(pemutusan ikatan)} – ΣD_{(pembentukan ikatan)} = 1.714 kJ – 1.158 kJ = 556 kJ

Oleh karena ΔH positif maka pembentukan 2 mol amonia menyerap energi sebesar 556 kJ atau sebesar 278 kJ mol^–1.

Contoh (UNAS 2004) :

Diketahui reaksi :

2C₂H₆ + 7O₂ → 4CO₂ + 6H₂O    ΔH=-3130 kJ

H₂ + O₂ → H₂O                           ΔH= -286 kJ

C₂H₂ + 2H₂→ C₂H₆                    ΔH= -312 kJ

Tentukan ΔH yang dibebaskan jika 11,2 liter gas C₂H₂ dibakar sempurna pada keadaan standar.

A. -652,5 kJ 

B. 652,5 kJ 

C. -1864 kJ
D. 1864 kJ

E. -2449 kJ

Pembahasan :

Berdasarkan hukum Hess

C2H6 + 5/2 O2 → 2CO2 + H2O	ΔH=-1565 kJ
2H2O → 2H2 + O2	ΔH= 572 kJ
C2H2 + 2H2 → C2H6	ΔH= -312 kJ	+
C2H2 + 5/2 O2 → 2CO2 + H2O	ΔH= -1305 kJ

11,2 L C₂H₂ (STP) = 11,2 / 22,4 = 0,5 mol

Jadi, ΔH untuk pembakaran 11,2 LC₂H₂ = 0,5 x (-1305) = -652,5 kJ. (C)

D. Kalor Bahan Bakar dan Sumber Energi

4.1. Nilai Kalor Bahan Bakar

Batubara, minyak bumi, dan gas alam merupakan sumber utama energi bahan bakar. Minyak tanah dan gas LPG biasa digunakan untuk memasak di rumah-rumah. Gasolin (terutama bensin) digunakan sebagai bahan bakar kendaraan bermotor. Bahan bakar untuk industri selain solar, juga digunakan batubara.

Dengan pengetahuan termokimia, Anda dapat membandingkan bahan bakar apa yang paling efektif dan efisien untuk digunakan sebagai alternatif sumber energi. Untuk mengetahui jenis bahan bakar yang efektif dan efisien sesuai kebutuhan, dapat dilakukan pengujian dengan cara membakar bahan bakar. Kalor yang dilepaskan dipakai memanaskan air dan kalor yang diserap oleh air dihitung.

Praktikum Kimia 2

Penentuan Kalor Reaksi Menggunakan Kalorimeter Sederhana

Tujuan :

Menentukan kalor yang dilepaskan BBM

Alat :

1. Kaleng bekas
2. Lembaran seng/aluminium
3. Pembakar
4. kaki tiga dan kasa

Bahan :

1. Air (H₂O) 
2. Alkohol 
3. Minyak tanah 
4. Bensin
5. Solar
6. Spiritus

Langkah Kerja :

1. Sediakan kaleng bekas obat nyamuk dan potong bagian atasnya.
2. Sediakan lembaran seng atau aluminium dan dilipat seperti pipa atau kotak untuk menutupi pembakaran (berguna untuk mengurangi panas yang hilang akibat radiasi).
3. Susun alat-alat seperti gambar.
4. Masukkan 100 g air ke dalam kaleng bekas.
5. Masukkan 20 g bahan bakar yang akan diukur kalornya ke dalam pembakar.
6. Nyalakan pembakar dan tutup dengan kotak seng, agar panas yang terjadi tidak hilang.

BBM	H (J g–1)	Volume BBM terbakar (mL)	Harga per Liter/ (Rupiah)
Alkohol
Minyak Tanah
Bensin
Solar
Spiritus
LPG

Pertanyaan :

1. Hitung kalor yang diserap kaleng dan kalor yang diserap oleh air, kemudian hitung kalor yang dilepaskan oleh BBM.
2. Manakah yang lebih efektif dan efisien untuk keperluan di rumah?
3. Manakah yang lebih efektif dan efisien untuk keperluan kendaran bermotor?

Efektivitas bahan bakar dapat dibandingkan berdasarkan jumlah kalor dengan volume yang sama. Pada volume yang sama, semakin besar jumlah kalor yang dilepaskan, semakin efektif bahan bakar tersebut untuk digunakan sesuai kebutuhan. Efisiensi bahan bakar dapat dibandingkan berdasarkan jumlah volume dan harga. Untuk volume yang sama, semakin murah harga BBM, semakin efisien BBM tersebut untuk digunakan sesuai kebutuhan. Namun, ada beberapa aspek yang perlu diperhatikan berkaitan dengan penggunaan BBM. Aspek tersebut di antaranya keamanan dan kebersihan lingkungan.

Bensin tidak dapat digunakan untuk kebutuhan di rumah sebab bensin mudah menguap sehingga mudah terbakar, yang berdampak pada risiko keamanan. Minyak tanah tidak dapat digunakan untuk kendaraan bermotor sebab sukar terbakar dan bersifat korosif. Akibatnya, jika minyak tanah dipakai untuk kendaraan, mesin sukar dihidupkan dan cepat rusak. Di samping itu, akibat dari sukar terbakar dapat menimbulkan asap yang tebal dan berdampak pada pencemaran lingkungan.

4.2. Sumber Energi Baru

Bahan bakar minyak bumi, dan gas alam, masih merupakan sumber energi utama dalam kehidupan sekarang. Akan tetapi, hasil pembakarannya menjadi masalah besar bagi lingkungan. Di samping itu, sumber energi tersebut tidak terbarukan dan dalam beberapa puluh tahun ke depan akan habis. Berdasarkan permasalahan lingkungan dan tidak dapat diperbaruinya sumber energi, para ilmuwan berupaya memperoleh sumber energi masa depan dengan pertimbangan aspek lingkungan, ekonomi, dan bahan dasar. Terdapat beberapa sumber energi potensial yang dapat dimanfaatkan di antaranya sinar matahari, reaksi nuklir (fusi dan fisi), biomassa tanaman, biodiesel, dan bahan bakar sintetis.

Batubara, minyak bumi, dan gas alam yang merupakan sumber energi utama, dikenal sebagai bahan bakar fosil.

a. Energi Matahari

Pemanfaatan langsung sinar matahari sebagai sumber energi bagi rumah tangga, industri, dan transportasi tampaknya menjadi pilihan utama untuk jangka waktu panjang, dan sampai saat ini masih terus dikembangkan. Dengan menggunakan teknologi sel surya, energi matahari diubah menjadi energi listrik. Selanjutnya, energi listrik ini dapat dimanfaatkan untuk berbagai aplikasi, baik kendaraan bertenaga surya maupun untuk peralatan rumah tangga.

b. Pemanfaatan Batubara

Deposit batubara di Indonesia masih cukup melimpah. Deposit terbesar berada di Pulau Kalimantan. Pada dasarnya, kandungan utama batubara adalah karbon dalam bentuk karbon bebas maupun hidrokarbon. Batubara banyak dimanfaatkan sebagai sumber bahan bakar, baik dirumah tangga maupun industri. PLTU menggunakan batubara untuk menggerakkan turbin sebagai sumber energi arus listrik. Selain itu, batubara juga dimanfaatkan untuk pembuatan kosmetik dan compac disk (CD).

Kelemahan dari pembakaran batubara adalah dihasilkannya gas SO₂. Untuk menghilangkan gas SO₂ dapat diterapkan proses desulfurisasi. Proses ini menggunakan serbuk kapur (CaCO₃) atau spray air kapur [Ca(OH)₂] dalam alat scrubers. Reaksi yang terjadi:

CaCO₃(s) + SO₂(g) → CaSO₃(s) + CO₂(g)

Ca(OH)₂(aq) + SO₂(g) → CaSO₃(s) + H₂O(l)

Namun, biaya operasional desulfurisasi dan pembuangan deposit padatan kembali menjadi masalah baru.

Untuk meningkatkan nilai dari batubara dan menghilangkan pencemar SO₂, dilakukan rekayasa batubara, seperti gasifikasi dan reaksi karbon-uap. Pada gasifikasi, molekul-molekul besar dalam batubara dipecah melalui pemanasan pada suhu tinggi (600°C – 800°C) sehingga dihasilkan bahan bakar berupa gas.

Reaksinya adalah sebagai berikut.

Batubara(s) → batubara cair (mudah menguap) → CH₄(g) + C(s)

Arang yang terbentuk direaksikan dengan uap air menghasilkan campuran gas CO dan H2, yang disebut gas sintetik. Reaksinya:

C(s) + H₂O(l) → CO(g) + H₂(g)        ΔH = 175 kJ mol^–1

Untuk meningkatkan nilai gas sintetik, gas CO diubah menjadi bahan bakar lain. Misalnya, gas CO direaksikan dengan uap air menjadi CO₂ dan H₂. Reaksinya:

CO(g) + H₂O(g) → CO₂(g) + H₂(g)      ΔH = –41 kJ mol^–1

Gas CO₂ yang dihasilkan selanjutnya dipisahkan. Campuran gas CO dan H₂ yang telah diperkaya akan bereaksi membentuk metana dan uap air. Reaksinya:

CO(g) + 3H₂(g) → CH₄(g) + H₂O(g)        ΔH = –206 kJ mol^–1

Setelah H₂O diuapkan, akan diperoleh CH₄ yang disebut gas alam sintetik. Dengan demikian, batubara dapat diubah menjadi metana melalui proses pemisahan batubara cair.

c. Bahan Bakar Hidrogen

Salah satu sumber energi baru adalah hasil reaksi dari gas H₂ dan O₂. Di laboratorium, reaksi ini dapat dilakukan dalam tabung eudiometer, yang dipicu oleh bunga api listrik menggunakan piezoelectric. Ketika tombol piezoelectric ditekan akan terjadi loncatan bunga api listrik dan memicu terjadinya reaksi H₂ dan O₂.
Persamaan termokimianya:

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

Untuk jumlah mol yang sama, kalor pembakaran gas H₂ sekitar 2,5 kali lebih besar dari kalor pembakaran gas alam. Di samping itu, pembakaran gas H₂ menghasilkan produk ramah lingkungan (air). Masalah yang mengemuka dari sumber energi ini adalah aspek ekonomi, terutama dalam biaya produksi dan penyimpanan gas H₂ serta transportasi gas H₂. Walaupun gas hidrogen melimpah di alam, tetapi jarang terdapat sebagai gas H₂ bebas, melainkan bersenyawa dengan berbagai unsur. Untuk memperoleh sumber utama gas hidrogen, salah satunya adalah pengolahan gas metana dengan uap air:

CH₄(g) + H₂O(g) → 3H₂(g) + CO(g)             ΔH° = 206 kJ mol^–1

Reaksi tersebut sangat endotermik sehingga pengolahan metana dengan uap air tidak efisien untuk memperoleh gas H₂ sebagai bahan bakar. Dengan kata lain, lebih ekonomis menggunakan metana langsung sebagai bahan bakar.

4.3. Sumber Energi Terbarukan

Apakah yang dimaksud sumber energi terbarukan? Sumber energi terbarukan adalah sumber energi yang dapat diperbarui kembali, misalnya minyak kelapa sawit. Minyak kelapa ini dapat dijadikan sumber energi dan dapat diperbarui dengan cara menanam kembali pohon kelapa sawitnya. Sumber energi terbarukan yang berasal dari tanaman atau makhluk hidup dinamakan bioenergi. Biodiesel adalah bahan bakar diesel (fraksi diesel) yang diproduksi dari tumbuh-tumbuhan. Salah satu sumber energi terbarukan adalah alkohol, yakni etanol (C₂H₆O). Alkohol dapat diproduksi secara masal melalui fermentasi pati, yaitu pengubahan karbohidrat menjadi alkohol dengan bantuan ragi (enzim). Sumber karbohidrat dapat diperoleh dari buah-buahan, biji-bijian, dan tebu.

(C6H10O5)x	+	xH2O	→	C6H12O6	→	2C2H5OH	+	2CO2
Pati				Glukosa		Etanol

Berdasarkan hasil penelitian, diketahui bahwa mesin mobil yang menggunakan bahan bakar gasohol (campuran bensin dan etanol 10%) sangat baik, apalagi jika alkohol yang digunakan kemurniannya tinggi. Akan tetapi, alkohol sebagai bahan bakar kendaraan juga memiliki kendala, yaitu alkohol sukar menguap (Td = 79°C) sehingga pembakaran alkohol harus dilakukan pada suhu relatif tinggi atau dapat terbakar jika mesin kendaraan sudah panas.

Rangkuman :

1. Entalpi merupakan fungsi keadaan, yakni hanya bergantung pada keadaan awal dan keadaan akhir, tidak bergantung proses reaksi.
2. Sistem adalah sesuatu yang didefinisikan sebagai pusat kajian, sedangkan lingkungan adalah segala sesuatu selain sistem. Sistem dan lingkungan dinamakan semesta.
3. Jika reaksi kimia melepaskan kalor dinamakan reaksi eksoterm, sedangkan jika reaksi yang menyerap kalor dikatakan reaksi endoterm.
4. Entalpi pembentukan standar adalah perubahan entalpi pembentukan 1 mol senyawa dari unsur-unsurnya pada 298K dan 1 atm.
5. Pengukuran ΔH reaksi dapat dilakukan secara percobaan menggunakan kalorimeter, dengan cara mengukur suhu sebelum dan sesudah reaksi.
6. Senyawa yang tidak dapat ditentukan ΔH°-nya secara percobaan dapat dihitung menggunakan hukum Hess dan data ΔH° pembentukan.
7. Hukum Hess menyatakan bahwa perubahan entalpi hanya ditentukan oleh keadaan awal dan akhir, dan tidak bergantung pada proses reaksi.
8. Perhitungan perubahan entalpi reaksi dapat ditentukan berdasarkan data perubahan entalpi pembentukan standar.
9. 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}
10. Perubahan entalpi reaksi dapat juga ditentukan dari data energi ikatan rata-rata, melalui persamaan: ΔH=ΣD_{(pemutusan ikatan)} − ΣD_{(pembentukan ikatan)}

Anda sekarang sudah mengetahui Termokimia dan Entalpi. Terima kasih anda sudah berkunjung ke Perpustakaan Cyber.

Referensi :

Sunarya, Y. dan A. Setiabudi. 2009. Mudah dan Aktif Belajar Kimia 2 : Untuk Kelas XI Sekolah Menengah Atas/Madrasah Aliyah Program Ilmu Pengetahuan Alam. Pusat Perbukuan, Departemen Pendidikan Nasional, Jakarta. p. 250.

  http://perpustakaancyber.blogspot.co.id/2013/06/termokimia-rumus-perubahan-entalpi.html