BAB I

PENDAHULUAN

A. Latar Belakang

Dalam makalah ini, kami mengambil tema mengenai Termokimia. Kami memilih

tema ini karena kami rasa materi ini sangat penting untuk dipelajari. Termokimia

merupakan salah satu materi dasar dalam kimia yang harus dikuasai.

Di dalam makalah ini kami membahas tentang konsep dasar dari termokimia yang

kami sajikan pada bagian awal dari isi makalah. Hal ini kami lakukan karena kami

menilai untuk memahami suatu materi, kita harus mengetahui konsep dasar terlebih

dahulu, kemudian dilanjutkan pada bagian inti materi.

Termokimia merupakan materi yang harus dipahami dengan baik karena di

dalamnya mencakup cukup banyak materi lainnya, seperti termodinamika I, kalor

reaksi, kerja, entalpi, kalorimeter, hukum Hess, penentuan DH reaksi, energi ikatan,

dan jenis-jenis kalor. Maka dari itu, kami berusaha untuk membuat materi termokimia

dalam makalah ini menjadi ringkas dan mudah dipahami.

B. Tujuan Penulisan

1.  Untuk mempelajari konsep dasar termokimia

2.  Untuk mempelajari materi-materi yang terkait dengan termokimia

3.  Memahami tentang termokimia lebih mendalam

1

BAB II

PEMBAHASAN

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.

  Termokimia merupakan pengetahuan dasar yang perlu diberikan atau yang dapat

diperoleh dari reaksi-reaksi kimia, tetapi juga perlu sebagai pengetahuan dasar untuk

pengkajian teori ikatan kimia dan struktur kimia. Fokus bahasan dalam termokimia

adalah tentang jumlah kalor yang dapat dihasilkan oleh sejumlah tertentu pereaksi

serta cara pengukuran kalor reaksi.

B. Energi panas dan Reaksi kimia

Termokimia mempelajari kalor (panas) reaksi yang dibebaskan atau diserap

selama reaksi berlangsung. Pembakaran sepotong kayu menunjukkan bahwa reaksi

kimia disertai dengan perubahan energy. Ketika kayu di bakar, energy dilepaskan.

Beberapa energi berupa panas ke lingkungan dan sebagian lagi dilepaskan sebagai

cahaya. Zat yang bila bereaksi menghasilakn panas dalam jumlah yang besar

seringkali digunakan sebagai bahan bakar. Kayu, batu bara, minyak, kerosene dan gas

alam kesemuanya dapat digunakan menghasilakn energiuntuk tujuan pemanasan jika

direaksikan dengan oksigen di udara.

2

Reaksi kimia yang melepaskan kalor disebut eksoterm (∆H<0) dan reaksi kimia

yang membutuhkan kalor disebut endoterm (∆H>0). Pengamatan panas reaksi kimia

biasanya dilakukan pada tekanan tetap, sehingga kalor reaksi dinyatakan dalam

perubahan entalphi (∆H). Sehingga :

∆Hreaksi =∑energi ikatan produk - ∑energi ikatan reaktan

Jadi: Reaksi endoterm, Hproduk > Hreaktan, atau ∆Hreaksi > 0

Reaksi eksoterm, Hproduk < Hreaktan, atau ∆Hreaksi < 0

C. Perubahan entalphi (∆H)

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 H2O (l) dan untuk es ditulis  H H2O (s).

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.

3

Macam-Macam Perubahan Entalpi (ΔH) standart, yaitu :

1. Pembentukan entalpi Standar (ΔH◦f)

      Perubahan entalphi standar suatu senyawa menyatakan jumlah kalor yang

diperlukan atau dibebaskan untuk proses pembentukan 1 mol senyawa dari unsur-

unsurnya dalam keadaan stabil pada keadaan standart (25℃atau 1 atm). 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.

TABEL ENTALPI PEMBENTUKAN BEBERAPA ZAT

Zat DHof ( kJ/mol ) Zat DHo

f ( kJ/mol )

H2(g) 0 C2H4(g) + 52,5

O2(g) 0 CCl4(g) - 96,0

C(s) 0 NH3(g) - 45,9

H2O(g) - 241,8 NO2(g) + 33,2

H2O(l) - 285,8 SO2(g) - 296,8

CO2(g) - 393,5 HCl(g) - 92,3

CO(g) -110,5 NO(g) + 90,3

Cotohnya :

1) Perubahan entalpi pembentukan AgCl adalah perubahan entalpi dari reaksi:

Ag(s) + 1/2Cl2(g)→AgCl(s) ΔH°f = -127 kJmol-1

2) Perubahan entalpi pembentukan KMnO4 adalah perubahan entalpi dari reaksi:

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

Nilai-nilai ΔH°f tersebut dapat digunakan untuk menghitung ΔH reaksi dari

berbagai reaksi. Nilai ΔH°f dapat digunakan untuk menghitung perubahn entalphhi

reaksi standart. Harga ΔH°r ditentukan menggunakan persamaan :

4

∆ H °r = ∑ n ΔH°f produk - ∑ n ΔH°f reaktan

n = koefisien dalam persamaan reaksi

Contoh:

Hitung perubahan entalpi reaksi : SnO2(s) + 2CO(g) → Sn(s) = 2CO2(g)

Bila diketahui: ΔHf SnO2 = -581 Kj/mol

ΔHf CO = -111 Kj/mol

ΔHf CO2 = -394 Kj/mol

Jawaban:

∆ H r = ∑ n ΔHf produk - ∑ n ΔHf reaktan

= (ΔHf Sn + 2 ΔHf CO2) – (ΔHf SnO2 + 2 ΔHf CO)

= { 1(0) + 2 (-394) } – { (-581) + 2 (-111) }

= ( -798 + 803 )

= + 15 Kj/mol SnO2

2.   Perubahan 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-unsur

bereaksi sempurna dengan oksigen. Perubahan entalpi penguraian standar diberi

simbol (ΔH◦c) simbol c berasal dari kata combustion yang berarti pembakaran.

Pembakaran selalu membebaskan kalor sehingga nilai entalpi pembakaran selalu

negatif (eksoterm).

Berikut ini dikemukakan beberapa persamaan reeaksi yang merupakan reaksi

pembakaran ;

C(s)grafit + O2(g) →CO2(g) ΔH◦c = -393,5 Kj/mol

     CH4(g) + 2O2 → CO2(g) + 2H2O(l) ΔH◦c = -890,36 Kj/mol

C2H4(g) + 3O2 → 2CO2(g) + 2H2O(l) ΔH◦c = -1411 Kj/mol

Contoh:

Tentukan entalpi pembakaran gas propana jika diketahui entalpi pembentukan sbb:

5

ΔH°f C3H8(g) = -103,8 kj/mol

ΔH°f CO2(g) == -393,5 kj/mol

ΔH°f H2O(l) = -285,8 kj/mol

Jawaban:

ΔH◦c C3H8(g) = ( 3ΔH°f CO2(g) + 4 ΔH°f H2O(l) ) – (ΔH°f C3H8(g) + 5 ΔH°f O2(g))

= { 3(-393,5) + 4(-285,8)} – {(1(-103,8) + 5(0) }

= (-2323,7) – (-103,8)

= -2219,9 kj/mol propana

3. Entalpi Penguraian Standar (ΔH◦d)

            Entalpi penguraian standar suatu senyawa menyatakan jumlah kalor yang

diperlukan atau dibebaskan untuk proses penguraian 1 mol senyawa dari unsur-unsur.

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.

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.

D. Entalpi dan energi ikatan

6

Energi disosiasi ikatan (D) adalah perubahan entalpi dalam keadaan standart

untuk memutuskan ikatan molekul dalam fase gas. Energi ikatan adalah energy yang

diperlukan untuk memutuskan ikatan kimia dalam 1 mol senyawa pada keadaan

standart.

Makin kuat ikatan antaratom reaktan, makin besar energi untuk memutuskan

ikatan, dan makin kuat ikatan antar atom produk, makin besar energi yang dilepaskan

untuk membentuk ikatan.

TABEL ENERGI IKATAN

Ikatan E (kJ/mol) Ikatan E (kJ/mol)

H-H 436 O=O 498

H-C 415 C≡N 891

H-N 390 F-F 160

C-C 345 Cl-Cl 243

C≡C 837 H-Cl 432

C-O 350 C=C 611

C=O 741 I-I 150

C-Cl 330 N=N 418

O-H 450 C-F 485

E. Perubahan entalpi ikatan rata-rata (∆H°a)

Perubahan entalpi ikatan rata-rata adalah energy rata-rata yang diperlukan untuk

memutuskan ikatan dalam 1 mol molekul poliatom.

∆H°a = ∑ ∆H°disosiasi ikatan

n

n : jumlah ikatan

F. Hukum Hess

7

∆Hreaksi = ∑∆Hpemutusan ikatan reaktan - ∑ ∆Hpembentukan ikatan rangkap

Pengukuran perubahan entalpi suatu reaksi kadangkala tidak dapat ditentukan

langsung dengan kalorimeter, misalnya penentuan perubahan entalpi pembentukan

standar ( Hf 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.

8

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

G. Energi kisi dan siklus Born Haber

Energi kisi adalah energi yang dilepaskan bila ion positip dan ion negatip dalam

keadaan gas membentuk padatan kristal ion.

M(g)z+ +X(g)

z- → M+X-(g)

Siklus Born-Haber memberikan pandangan tentang pembentukan kristal yang

stabil secara termodinamik, yang melibatkan kalor reaksi (ΔH), bukan perubahan

energi bebas. Siklus Born Haber adalah metoda analisi perubahan entalpi proses

reaksi dimana nilai ∆H untuk keseluruhan proses diseterakan dengan jumlah entalpi ∆

H sederetan langkah reaksi yang berlangsung dan menghasilakan perubahan yang

sama. Karena energi kisi tidak dapat ditentan langsung, maka siklus born harber ini

biasanya digunakan untuk menentukan energi kisi Kristal garam atau oksida garam.

BAB III

           PENUTUP

A.   Kesimpulan

9

            Singkatnya, materi pembelajaran pada termokimia ini merupakan materi dasar

yang wajib untuk dipelajari dan dipahami secara mendalam. Materi yang secara

umum mencakup termodinamika I, kalor reaksi, kerja, entalpi, kalorimeter, hukum

Hess, penentuan H reaksi, energi ikatan, dan jenis-jenis kalor merupakan materi-

materi dasar dalam pelajaran kimia yang berguna untuk mempelajari materi

selanjutnya yang tentu saja lebih rumit. Dalam makalah ini materi duraikan secara

singkat agar para pembaca lebih mudah memahaminya.

B.   Saran

            Dengan adanya makalah sederhana ini, penyusun mengharapkan agar para

pembaca dapat memahami materi termokimia ini dengan mudah. Saran dari penyusun

agar para pembaca dapat menguasai materi singkat dalam makalah ini dengan baik,

kemudian dilanjutkan dengan pelatihan soal sesuai materi yang berhubungan agar

semakin menguasai materi.

DAFTAR PUSTAKA

Brady, James .E. 1999. Kimia Universitas Azas & Struktur. Jakarta :Binarupa Aksara.

10

Denbigh,Kenneth.1980. Prinsip-Prinsip Keseimbangan Kimia.Jakarta: Universitas

Indonesia.

Dogra, SK. 1990. Kimia Fisik dan Soal-Soal. Jakarta: Universitas Indonesia.

Kleinfelter, Wood. 1989.Kimia Untuk Universitas Jilid 1.ed.6.Jakarta : Erlangga.

Nugraha, Asep Wahyu.2010.Gas dan TermodinamikaKimia. Medan: Unimed.

Purba, Michel. 2007. Kimia. Jakarta: Departemen Pendidikan.

Rahayu,Nurhayati dan Jodhi Pramuji G.2009.Rangkuman Kimia SMA.Jakarta : Gagas

Media.

Sutresna,Nana. 2007.Cerdas Belajar Kimia untuk Kelas XI.Jakarta : Grafindo Media

Pratama.

11