BAB II

TINJAUAN PUSTAKA

Hukum kekekalan energi merupakan dasar dari kalorimetri, misalnya yang

dirumuskan sebagai persamaan dasar kalorimeter bom.

qrks + qair + qkalori = 0

Persamaan diatas menyatakan bahwa jumlah seluruh kalor dalam suatu proses

adalah nol. Atau semua kalor yang dilepaskan oleh sistem (campuran kimia) diterima

oleh sekeliling (air untuk meredam bom, beserta unit kalorimeter lainnya). Atau,

energi tak dapat diciptakan atau dihilangkan dalam suatu proses (Petrucci dan

Suminar,1985).

Hukum pertama termodinamika merupakan pernyataan ulang dari hukum

kekekalan energi, yang dalam bentuknya memperhatikan energi-dalam (internal) dari

suatu sistem, dan memisahkan adanya dua bentuk dasar pengalihan energi, yaitu

kalor dan kerja. Dalam sistem terisolasi, energi total tetap sama. Atau jika suatu

sistemmenukar kalor dan/atau kerja dengan sekelilingnya, maka proses ini harus

mengakibatkan energi total dari sistem dengan kelilingnya tetap sama. Dalam

pengertian energi dalam (E), kalor (q) dan kerja (w), maka ΔE = q – w (Petrucci dan

Suminar,1985).

Tidak semua reaksi dapat ditentukan kalor reaksinya secara kalorimetrik;

penentuan ini terbatas pada reaksi-reaksi berkesudahan yang berlangsung dengan

cepat, seperti reaksi pembakaran, reaksi penetralan dan reaksi pelarutan ( Taba dkk,

2011).

Panas reaksi dapat dinyatakan sebagai perubahan energi produk dan reaktan

pada volume konstan (ΔE) atau pada tekanan konstan (ΔH). Sebagai contoh adalah

reaksi

Reaktan (T) Produk (T)

ΔE = E (produk) – E(reaktan)

Pada temperatur konstan dan volume konstan, dan

ΔH = H(produk) – H(reaktan)

Pada temperatur konstan dan tekanan konstan.

Jika ΔE atau ΔH positif, reaksi dikatakan endotermis dan jika ΔE dan ΔH

negatif reaksi disebut eksotermis (Dogra dan Dogra,1990).

Panas reaksi diukur dengan bantuan kalorimeter. Harga ΔE diperoleh apabila

reaksi dilakukan dalam kalorimeter bom, yaitu pada volume konstan dan ΔH adalah

panas reaksi yang diukur pada tekanan konstan, dalam gelas piala atau labu yang

diisolasi, botol termos, labu Dewar dan lain-lain. Karena proses diperinci dengan

baik, maka panas yang dilepaskan atau yang diabsorbsi hanyalah fungsi-fungsi

keadaan, yaitu Qp = ΔH atau Qv = ΔE adalah fungsi keadaan. Besaran-besaran ini

dapat diukur oleh persamaan:

Q = ΔE atau ΔH =∫T 1

T 2

ΔCi (produk, kalorimeter) dT

Dimana Ci dapat berupa Cv untuk pengukuran E dan Cp untuk H. Dalam

banyak percobaan Ci untuk kalorimeter dijaga tetap konstan (Dogra dan Dogra,

1990).

Suatu reaksi kimia yang diinginkan dapat ditulis sebagai rangkaian dari

banyak reaksi kimia. Jika seseorang mengetahui panas reaksi dari masing-masing

tahap, maka panas reaksi yang diinginkan dapat dihitung dengan menambahkan atau

mengurangi panas reaksi dari masing-masing tahap. Prinsip ini, dimana panas reaksi

ditambahkan atau dikurangi secara aljabar, disebut hukum Hess mengenai

penjumlahan panas konstan. Dasar dari hukum ini adalah entalpi atau energi internal

adalah suatu besaran yang tidak tergantung pada jalannya reaksi, yaitu

ΔHp = qp dan ΔE = qv, sehingga

ΔH = ΔH1 + ΔH2 + ΔH3 + ... atau qp = qp’ + qp

’’ + qp’’’ + ...

Panas pembentukan dari setiap senyawa adalah entalpi reaksi yang

menunjukkan pembentukan satu mol senyawa unsur-unsurnya. Jika semua spesies

dari reaksi kimia diatas berada dalam keadaan standarnya, panas pembentukan (ΔHfo)

disebut panas pembentukan standar. Panas pembentukan standar dari unsur-unsur

dalam keadaannya yang paling stabil dianggap sama dengan nol (Dogra dan Dogra,

1990).

Panas pembakaran adalah panas reaksi dimana 1 mol zat dioksidasi secara

sempurna. Jika senyawa berisi C, H, O, dan N produk teroksidasi adalah CO2, H2O

dan N2 dan persamaannya dapat diseimbangkan. Disamping itu untuk senyawa yang

mengandung halogen, sulfur, fosfor dan lain-lain, persamaan reaksi menjadi sulit

diseimbangkan karena unsur-unsur ini membentuk banyak oksida (Dogra dan Dogra,

1990).

Panas reaksi yang melibatkan netralisasi asam oleh basa dikenal sebagai

panas netralisasi. Panas netralisasi asam kuat dan basa kuat adalah konstan, yaitu -

55,90 kJ mol-1. Tetapi panas netralisasi asam lemah dan basa lemah kurang dari -

55,90 kJ mol -1 karena asam atau basa menjadi ion-ion OH dan kation, sedangkan

asam kuat dan basa kuat berdisosiasi sempurna dan reaksinya hanyalah

H+ (dalam air) + OH- (dalam air) = H2O

Sehingga

ΔHo = ΔHoionisasi + ΔHo

netralisasi

Kalorimetri adalah ilmu “perhitungan kalori”. Kalorimetri sering digunakan

untuk mengukur energy yang diperoleh atau yang dilepaskan selama reaksi kimia,

proses biologi atau aktivitas. Teknik didasarkan pada prinsip kekekalan energy

(energy termal) yang sudah dibicarakan selanjutnya (Bresnick, 1996).

Dalam buku lain dikatakan bahwa kalorimetri adalah teknik pengukuran kalor

(energi panas) yang yang diterapkan pada penetapan kapasitas panas, kalor laten,

nilai kalori, kalor pembakaran atau kalor reaksi. Kalorimeter adalah alat yang

digunakan untuk mengukur jumlah kalor yang terlibat dalam suatu perubahan atau

reaksi kimia. Beberapa tipe kalorimeter antara lain kalorimeter bom dan kalorimeter

larutan. Kalorimeter larutan adalah alat yang digunakan untuk mengukur jumlah

kalor yang terlibat pada reaksi kimia dalam sistem larutan. Pada dasarnya, kalor yang

dibebaskan/diserap menyebabkan perubahan suhu pada kalorimeter. Berdasarakan

perubahan suhu per kuantitas pereaksi kemudian dihitung (Mulyono, 2006).

Kalorimeter adalah suatu peralatan berupa wadah tertutup yang

memungkinkan terciptanya suatu system termal yang tertutup. Secara ideal, tidak

mungkin terjadi perpindahan kalor dari lingkungan sekitar kedalam system atau dari

system ke lingkungan sekitar. Kondisi yang ideal itu, direalisasikan melalui

rancangan dan konstruksi calorimeter yang baik. Kalorimeter tersusun dari sebuah

wadah yang terbuat dari logam yang tahan lama, kaca, atau bahan lainnya yang kuat

yang biasanya dilingkupi oleh suatu bahan isolator yang baik seperti stirofoam, yang

menghalagi perpindahan kalor (Bresnick, 1996).

Proses termal dapat diukur, dengan mengetahui bahwa energy kalor yang

didapatkan oleh benda yang lebih dingin harus sama dengan energy yang dilepaskanj

oleh benda yang lebih hangat (yakni, tidak terjadi perubahan netto pada kalor

yang dikandung oleh suatu system ). Pernyataan-penyataan ini sepadan namun

dapat dinyatakan secara terpisah melalui persamaan

Qyang diperoleh = Qyang dilepas atau ΔQ = 0

Proses isobaric adalah proses dimana tekanan system tidak berubah,

sedangkan proses isotermik adalah proses dimana suhu tidak berubah. Proses

adiabatic adalah proses dimana tidak ada kalor yang masuk atau keluar dari system,

maka ΔQ = 0 sehingga untuk proses demikian hokum pertama menjadi:

0 = ΔU + Δ W artinya

Apabila system melakukan kerja, energy dalamnya haruslah turun. Apabila

kerja dilakukan pada system, energy dalamnya akan naik (Bueche,1989).

Kalor reaksi (entalpi reaksi atau panas reaksi) adalah kalor yang diserap atau

yang dibebaskan suatu reaksi kimia pada tekanan tetap, simbol ΔH. Kalor reaksi atau

entalpi reaksi merupakan perbedaan antara “entalpi hasil reaksi” dan “entalpi

pereaksi”.

ΔH = Hhasil reaksi - Hpereaksi

Jika ΔH berharga positif, jika Hhasil reaksi > Hpereaksi, berarti sistem reaksi

menyerap kalor, disebut reaksi endoterm sedangkan jika ΔH berharga negatif, jika

Hhasil reaksi < Hpereaksi, berarti sistem reaksi membebaskan kalor, disebut reaksi eksoterm

(Mulyono, 2006).

Metode termokimia juga bermanfaat untuk mengkonversi biomassa menjadi

berbagai jenis bahan bakar dan produk. Berbagai keuntungan metode pencairan

secara termokimia ini, menjadikannya potensial untuk dikembangkan khusunya di

Indonesia yang kaya akan sumber biomassa. Namun perancangan sistem dan

peralatannya membutuhkan data karakteristik proses dan kondisi operasi yang tepat

untuk menghasilkan produk yang optimal (Sembodo dan Jumari, 2009)