KESETIMBANGAN KIMIA

1. Keadaan KesetimbanganReaksi yang dapat berlangsung dalam dua arah disebut reaksi dapat balik(reversibel). Apabila dalam suatu reaksi kimia, kecepatan reaksi ke kanan samadengan kecepatan reaksi ke kiri, maka reaksi dikatakan dalam keadaan setimbang.Secara umum, reaksi kesetimbangan dapat dinyatakan sebagai:

A + B ←⎯⎯⎯⎯→ C + D Ada dua macam sistem kesetimbangan, yaitu kesetimbangan dalam sistem homogen dan kesetimbangan dalam sistem heterogen. A. Kesetimbangan dalam Sistem Homogen

1. Kesetimbangan dalam sistem gas–gas

Contoh: 2 SO2(g) + O2(g) ←⎯⎯⎯⎯→ 2 SO3(g)2. Kesetimbangan dalam sistem larutan–larutan

Contoh: NH4OH(aq) ←⎯⎯⎯⎯→ NH4+(aq) + OH–(aq) B. Kesetimbangan dalam Sistem Heterogen

1. Kesetimbangan dalam sistem padat–gas

Contoh:CaCO3(s) ←⎯⎯⎯⎯→ CaO(s) + CO2(g)2. Kesetimbangan dalam sistem padat–larutan

Contoh:BaSO4(s) ←⎯⎯⎯⎯→ Ba2+(aq) + SO42–(aq)3. Kesetimbangan dalam sistem larutan–padat–gas Contoh:

Ca(HCO3)2(aq) ←⎯⎯⎯⎯→ CaCO3(s) + H2O(l) + CO2(g)

2. Pergeseran KesetimbanganApakah yang akan terjadi bila simpanan air di bumi habis? Penggundulan

hutan karena pohon-pohon ditebang untuk diambil kayunya atau membuka lahanuntuk ladang. Tidak ada simpanan air tanah. Siklus air menjadi terganggu, sehinggasistem kesetimbangan air di alam juga akan terganggu. Kalau ada pengaruh dariluar, sistem kesetimbangan akan mengadakan aksi untuk mengurangi pengaruhatau gangguan tersebut. Asas Le Chatelier menyatakan: “Bila pada sistemkesetimbangan diadakan aksi, maka sistem akan mengadakan reaksi sedemikianrupa, sehingga pengaruh aksi itu menjadi sekecil-kecilnya”. Perubahan dari keadaankesetimbangan semula ke keadaan kesetimbangan yang baru akibat adanya aksiatau pengaruh dari luar itu dikenal dengan pergeseran kesetimbangan (Martin S.Silberberg, 2000). Faktor-faktor yang dapat mempengaruhi pergeseran kesetimbanganadalah:

1. perubahan konsentrasi salah satu zat2. perubahan volume atau tekanan3. perubahan suhu

A. Perubahan KonsentrasiApabila dalam sistem kesetimbangan homogen, konsentrasi salah satu zatdiperbesar, maka kesetimbangan akan bergeser ke arah yang berlawanan darizat tersebut. Sebaliknya, jika konsentrasi salah satu zat diperkecil, makakesetimbangan akan bergeser ke pihak zat tersebut. Bila zat diencerkan denganmenambah air pada sistem, maka kesetimbangan bergeser pada jumlah molekulterbanyak.

B. Perubahan Volume atau TekananJika dalam suatu sistem kesetimbangan dilakukan aksi yang menyebabkanperubahan volume (bersamaan dengan perubahan tekanan), maka dalam sistemakan mengadakan reaksi berupa pergeseran kesetimbangan sebagai berikut.

1. Jika tekanan diperbesar (volume diperkecil), maka kesetimbangan akanbergeser ke arah jumlah koefisien reaksi kecil.

2. Jika tekanan diperkecil (volume diperbesar), maka kesetimbangan akanbergeser ke arah jumlah koefisien reaksi besar. Catatan: Pada sistem kesetimbangan di mana jumlah koefisien reaksi sebelah kiri sama denganjumlah koefisien reaksi sebelah kanan, maka perubahan tekanan atau volume tidak menggeser letak kesetimbangan Contoh: Pada reaksi kesetimbangan:

N2(g) + 3 H2(g) ←⎯⎯⎯⎯→ 2 NH3(g)jumlah koefisien reaksi di kanan = 2jumlah koefisien reaksi di kiri = 1 + 3 = 4• Bila pada sistem kesetimbangan tersebut tekanan diperbesar (volumediperkecil), maka kesetimbangan akan bergeser ke kanan (jumlah koefisienkecil).• Bila pada sistem kesetimbangan tersebut tekanan diperkecil (volumediperbesar), maka kesetimbangan akan bergeser ke kiri (jumlah koefisienbesar).

C. Perubahan suhuMenurut Van’t Hoff:1. Bila pada sistem kesetimbangan suhu dinaikkan, maka kesetimbangan

reaksi akan bergeser ke arah yang membutuhkan kalor (ke arah reaksiendoterm).

2. Bila pada sistem kesetimbangan suhu diturunkan, maka kesetimbanganreaksi akan bergeser ke arah yang membebaskan kalor (ke arah reaksieksoterm).

Contoh: NO(g) + O2(g) ←⎯⎯⎯⎯→ 2 NO2(g) ΔH = –216 kJ(reaksi ke kanan eksoterm)Reaksi ke kanan eksoterm berarti reaksi ke kiri endoterm.• Jika pada reaksi kesetimbangan tersebut suhu dinaikkan, maka kesetimbanganakan bergeser ke kiri (ke arah endoterm atau yang membutuhkankalor).• Jika pada reaksi kesetimbangan tersebut suhu diturunkan, maka kesetimbangan akan bergeser ke kanan (ke arah eksoterm).

D. Pengaruh Katalisator terhadap KesetimbanganFungsi katalisator dalam reaksi kesetimbangan adalah mempercepattercapainya kesetimbangan dan tidak merubah letak kesetimbangan (hargatetapan kesetimbangan Kc tetap). Hal ini disebabkan katalisator mempercepat reaksi ke kanan dan ke kiri sama besar.

TERMOKIMIA

      A. Konsep Dasar

Termokimia adalah ilmu yang mempelajari hubungan antara energi panas dan energi

kimia. Sedangkan energi kimia didefinisikan sebagai energi yang dikandung setiap unsur atau

senyawa. Energi kimia yang terkandung dalam suatu zat adalah semacam energi potensial zat

tersebut. Energi potensial kimia yang terkandung dalam suatu zat disebut panas dalam

atau entalpi dan dinyatakan dengan simbol H. Selisih antara entalpi reaktan dan entalpi hasil

pada suatu reaksi disebut perubahan entalpi reaksi. Perubahan entalpi reaksi diberi simbol ΔH.

Bagian dari ilmu kimia yang mempelajari perubahan kalor atau panas suatu zat yang

menyertai suatu reaksi atau proses kimia dan fisika disebut termokimia. Secara operasional

termokimia berkaitan dengan pengukuran dan pernafsiran perubahan kalor yang menyertai reaksi

kimia, perubahan keadaan, dan pembentukan larutan.

Fokus bahasan dalam termokimia adalah tentang jumlah kalor yang dapat dihasilkan oleh

sejumlah tertentu pereaksi serta cara pengukuran kalor reaksi. Termokimia merupakan penerapan

hukum pertama termodinamika terhadap peristiwa kimia yang membahas tentang kalor yang

menyertai reaksi kimia.

     B. Termodinamika I

Termodinamika kimia dapat didefenisikan sebagai cabang kimia yang menangani

hubungan kalor, kerja dan bentuk lain energi, dengan kesetimbangan dalam reaksi kimia dan

dalam perubahan keadaan. Termokimia erat kaitannya dengan termodinamika, karena

termokimia menangani pengukuran dan penafsiran perubahan kalor yang menyertai reaksi kimia,

perubahan keadaan dan pembentukan larutan. Termodinamika merupakan ilmu tentang energi,

yang secara spesifik membahas tentang hubungan antara energi panas dengan kerja.

Penerapan hukum termodinamika pertama dalam bidang kimia merupakan bahan kajian

dari termokimia.” Energi tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan, tetapi dapat diubah dari

satu bentuk ke bentuk yang lain, atau energi alam semesta adalah konstan.” hukum

termodinamika 1

Perubahan kalor pada tekanan konstan:

∆H = ∆E + P∆V

W= P∆V

∆E = energi dalam

Hukum pertama termodinamika dapat dirumuskan sbg

∆U = Q – W

∆U = perubahan tenaga dalam sistem

Q = panas yang masuk/keluar dari sistem

W = Usaha yang dilakukan thp sistem

     C. Kalor Reaksi

Perubahan energi dalam reaksi kimia selalu dapat dibuat sebagai panas, sebab itu lebih

tepat bila istilahnya disebut panas reaksi.

Ada beberapa macam jenis perubahan pada suatu sistem. Salah satunya adalah sistim

terbuka, yaitu ketika massa, panas, dan kerja, dapat berubah-ubah. Ada juga sistim tertutup,

dimana tidak ada perubahan massa, tetapi hanya panas dan kerja saja. Sementara, perubahan

adiabatis merupakan suatu keadaan dimana sistim diisolasi dari lingkungan sehingga tidak ada

panas yang dapat mengalir. Kemudian, ada pula perubahan yang terjadi pada temperature tetap,

yang dinamakan perubahan isotermik.

Pada perubahan suhu, ditandai dengan ∆t (t menunjukkan temperatur), dihitung dengan

cara mengurangi temperatur akhir dengan temperatur mula-mula.

∆t = takhir – tmula-mula

Demikian juga, perubahan energi potensial;

∆(E.P) = (E.P)akhir – (E.P)mula-mula

Kalor reaksi (∆H) adalah kalor yang diserap (diperlukan) atau dilepaskan (dihasilkan)

dalam reaksi, disebut juga perubahan entalpi.  Pada beberapa reaksi kimia jumlah kalor reaksi

dapat diukur melallui suatu percobaan di dalam laboratorium. Pengukuran kalor reaksi tersebut

dapat dilakukan dengan menggunakan alat yang disebut kalorimeter.  Kalorimeter merupakan

alat yang digunakan untuk mengukur jumlah kalor yang diberikan atau diambil dalam suatu

proses tertentu. Sebuah termometer sederhana terdiri dari bejana terisolasi, alat pengaduk, dan

termometer.

     D. Kerja

Istilah kerja merupakan konsep yang telah didefinisikan oleh ilmu utama mekanika.

Dalam termodinamika, kerja secara umum didefinisikan sebagai gaya kali jarak. Jika

perpindahan jarak akibat gaya F adalah sebesar ds (ds=distance/jarak), maka kerja yang

dilakukan.

∆W= F ds

Simbol ∆W digunakan untuk jumlah kecil dari kerja dan merupakan fungsi yang tidak

pasti karena kerja yang dilakukan tergantung pada jalannya reaksi.

Tanda yang akan digunakan selanjutnya adalah:

a.   Kerja adalah positif jika sistem melakukan kerja terhadap sekeliling.

b.   Kerja adalah negatif jika kerja dilakukan terhadap sistem oleh sekeliling.

Kerja total yang dilakukan sistem dapat diperoleh dengan mengintegrasikan persamaan di

atas. Sebagai contoh, kerja ekspansi diberikan sebagai

W = ʃ p dV

Dalam termokimia ada dua hal yang perlu diperhatikan yang menyangkut perpindahan

energi, yaitu sistem dan lingkungan. Segala sesuatu yang menjadi pusat perhatian dalam

mempelajari perubahan energi disebut sistem, sedangkan hal-hal yang membatasi sistem dan

dapat mempengaruhi sistem disebut lingkungan.

Berdasarkan interaksinya dengan lingkungan, sistem dibedakan menjadi tiga macam,

yaitu :

1.         Sistem Terbuka

Sistem terbuka adalah suatu sistem yang memungkinkan terjadi perpindahan energi dan

zat (materi) antara lingkungan dengan sistem. Pertukaran materi artinya ada hasil reaksi yang

dapat meninggalkan sistem (wadah reaksi), misalnya gas, atau ada sesuatu dari lingkungan yang

dapat memasuki sistem.

2.       Sistem Tertutup

Suatu sistem yang antara sistem dan lingkungan dapat terjadi perpindahan energi, tetapi

tidak dapat terjadi pertukaran materi disebut sistem tertutup.

3.       Sistem Terisolasi

Sistem terisolasi merupakan sistem yang tidak memungkinkan terjadinya perpindahan

energi dan materi antara sistem dengan lingkungan.

Energi adalah kapasitas untuk melakukan kerja (w) atau menghasilkan panas (kalor=q).

Pertukaran energi antara sistem dan lingkungan dapat berupa kalor (q) atau bentuk energi lainnya

yang secara kolektif kita sebut kerja (w). Energi yang dipindahkan dalam bentuk kerja atau

dalam bentuk kalor yang memengaruhi jumlah total energi yang terdapat dalam sistem disebut

energi dalam (internal energy). Kerja adalah suatu bentuk pertukaran energi antara sistem dan

lingkungan di luar kalor. Salah satu bentuk kerja yang sering menyertai reaksi kimia adalah kerja

tekanan-volum, yaitu kerja yang berkaitan dengan pertambahan atau pengurangan volum sistem.

     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 (qp ) digunakan besaran yang

disebut Entalpi ( H ).

Untuk reaksi kimia :

∆H = Hp – Hr

Hp = entalpi produk

Hr  = entalpi reaktan

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

Reaksi pada volume tetap       : qv  = ∆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:

ΔHf elemen stabil adalah 0

ΔHf digunakan untuk memperkirakan stabilitas senyawa dibanding penyusunnya

Semakin kecil ΔHf, semakin stabil energi senyawa itu

ΔHf 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 Hf 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) ΔHs=-35.2 kJ mol-1

HCl(g) + aq -> H+(aq) + Cl-(aq) ΔHs=-72.4 kJ mol-1

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

Catatan:

Jika ΔHs 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

qkalorimeter  = 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.

qreaksi = - (qlarutan   + qkalorimeter )

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) suatu senyawa,

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 beroksigen yang 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 :

qreaksi = - (qair   + qbom )

            Jumlah kalor yang diserap oleh air dapat dihitung dengan rumus :

qair  = 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 :

qbom   = Cbom x ∆T

dengan :

Cbom  = 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  = qv

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.

qreaksi          = - (qlarutan   + qkalorimeter )

qkalorimeter     = Ckalorimeter x DT

dengan :

Ckalorimeter  = 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.

qreaksi    = - qlarutan   

qlarutan   = 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 = qp

Contoh kalorimeter sederhana adalah 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. 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

ΔHreaksi = 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:

ΔSo = Σ(ΔSfoproduk) - Σ(ΔSf

oreaktan)

ΔS = Σ(ΔSoproduk) - Σ(ΔSo

reaktan).

Untuk perubahan energi bebas:

ΔGo = Σ(ΔGfoproduk) - Σ(ΔGf

oreaktan)

ΔG = Σ(ΔGoproduk) - Σ(ΔGo

reaktan).