AZAS KEKEKALAN ENERGI Azas kekekalan energi menyatakan bahwa energi tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan, tetapi dapat diubah dari satu bentuk ke bentuk lain. 1. Sistem dan Lingkungan Sistem adalah sebuah benda atau sekumpulan benda yang akan diteliti, sedangkan benda-benda lainnya di alam semesta disebut lingkungan. (http://www.gurumuda.com/kerja-suhu-kalor-sistem-lingkungan-energi-dalam). Contoh:

Dry ice yang dicelupkan ke dalam wadah berisi air akan mengalami suatu reaksi. Campuran dry ice dan air tersebut disebut dengan sistem, sedangkan wadah beserta udara sekitarnya disebut lingkungan. (http://www.allwater.org/Water_Cycle.html) Ada tiga macam sistem: sistem terbuka, sistem tertutup, dam sistem terisolasi. Sistem terbuka adalah adanya pertukaran materi dan energi antara sistem dan lingkungan. Pertukaran materi artinya ada hasil reaksi yang dapat meninggalkan sistem, misalnya gas, atau ada sesuatu dari lingkungan yang dapat masuk ke dalam sistem. Sistem dikatakan tertutup jika antara sistem dan lingkungan tidak dapat terjadi pertuakaran materi, tetapi dapat terjadi pertukaran energi. Pada sistem terisolasi, tidak terjadi pertukaran materi atau energi dengan lingkungan. 2. Kalor dan Kerja Pertukaran energi antara sistem dan lingkungan dapat berupa kalor (q) atau bentuk energi lainnya yang secara kolektif disebut kerja (w). Jika energi (kalor atau kerja) meninggalkan sistem, maka diberi tanda negatif (-). Jika energi memasuki sistem diberi tanda positif (+). 3. Energi Dalam (E) Setiap benda memiliki energi yang terkandung di dalamnya. Energi ini dapat digolongkan ke dalam energi kinetik atau energi potensial. Jumlah energi yang dimiliki oleh suatu zat dalam sistem disebut energi dalam (E). Dalam termokimia, nilai energi dalam dari suatu zat tidaklah penting, perubahan energi dalam (E) yang merupakan hal utama didapat dari selisih antara energi dalam produk (E P) dengan energi pereaksi (ER). E = EP - ER 4. Kalor Reaksi (E dan H) Kalor reaksi adalah kalor yang diserap (diperlukan) atau dilepaskan (dihasilkan) dalam reaksi.

Perubahan energi dalam (E) timbul sebagai kalor dan/atau kerja: E = q (kalor) + w (kerja) Dalam hal ini, q kita sebut kalor reaksi (qreaksi). Apabila berlangsung dalam sistem tertutup dengan volum tetap (V=0), berarti sistem tidak melakukan kerja sehingga semua perubahan energi dalam akan muncul sebagai kalor (E = qreaksi). Apabila reaksi berlangsung pada sistem terbuka dengan tekanan tetap, maka sistem mungkin melakukan atau menerima kerja tekanan-volum. E = qP + w atau qP = E - w qP : kalor reaksi *Suatu reaksi berlangsung pada volum tetap dengan E = -175 kJ, maka jumlah kalor yang menyertai reaksi itu adalah -175 kJ. **Suatu reaksi eksoterm mempunyai E = -175 kJ. Sistem melakukan kerja -10 kJ, maka jumlah kalo yang dibebaskan adalah... qP = E - w = -175 kJ - (- 10 kJ) = -165 kJ Kalor reaksi yang berlangsung pada tekanan tetap (volum dapat berubah) dapat berbeda dari kalor reaksi yang berlangsung pada volum tetap. Kalor reaksi yang berlangsung pada tekanan tetap dihubungkan dengan sifat lain sistem. yaitu entalpi (H). Entalpi juga menyatakan sejumlah energi yang dimiliki sistem. H = qreaksi Sebagian besar reaksi terjadi pada tekanan yang tetap, yaitu tekanan atmosfir, maka kalor reaksi biasanya dinyatakan sebagai perubahan entalpi (H). 5. Reaksi Eksoterm dan Endoterm Reaksi eksoterm adalah reaksi yang membebaskan kalor, kalor mengalir dari sistem ke lingkungan; sebaliknya, reaksi endoterm adalah reaksi yang menyerap kalor, kalor mengalir dari lingkungan ke sistem. Pada reaksi endoterm terjadi penyerapan energi, maka entalpi sistem akan bertambah dengan entalpi produk (HP) lebih besar daripada entalpi pereaksi (HR). Akibatnya H bernilai positif dengan HP - HR. Pada reaksi eksoterm H bernilai negatif karena sistem membebaskan energi, sehingga entalpi sistem akan berkurang dengan entalpi produk lebih kecil daripada entalpi pereaksi. Perubahan entalpi pada reaksi eksoterm dan endoterm dapat dinyatakan dengan diagram tingkat energi:

(kimia-asyik.blogspot.com/2009/11/reaksi-endoterm-dan-eksoterm.html) 6. Persamaan Termokimia Persamaan termokimia adalah persamaan reaksi yang mengikutsertakan perubahan entalpinya dengan nilai H disesuaikan dengan stoikiometri reaksi, artinya jumlah mol zat yang terlibat sama dengan koefisien reaksinya. Entalpi reaksi juga bergantung pada wujud zat yang terlibat, sehingga indeksnya harus dinyatakan. *Tuliskan persamaan termokimia untuk reaksi: Pembakaran 1 mol gas etana membentuk karbon dioksida dan uap air menghasilkan 142 kJ. C2H4(g) + O2(g) 2 CO2(g) + 2 H2O(g) , H = -142 kJ

ENTALPI MOLAR 1. Entalpi Pembentukan Standar (Hf = Standard Enthalpy of Formation) Perubahan entalpi pada pembentukan 1 mol zat langsung dari unsur-unsurnya disebut entalpi pembentukan. Jika pengukuran dilakukan pada 298 K, 1 atm dan semua unsurnya dalam bentuk standar, maka perubahan entalpinya disebut entalpi kJ pembentukan standar (Hf) yang dinyatakan dalam kilojoule per mol ( /mol). Unsur dengan bentuk standar artinya bentuk unsur yang paling stabil pada keadaan standar. Ada pun 2 hal yang perlu diperhatikan berkaitan dengan entalpi pembentukan: zat yang dibentuk adalah 1 mol dan dibentuk dari unsurnya dalam bentuk standar. *Pembentukan 2 gr etanol dibebaskan 12,07 kJ. Tuliskan persamaan termokimia pembentukan etanol dan tentukan entalpi pembentukan etanol! 2gr C2H5OH(l) 12,07 kJ n = 2 : (122+6+16) = 0,043 mol 1 mol C2H5OH(l) 1 : 0,043 12,07 = 277,61 kJ 2 C (s) + 3 H2 (g) + O2 (g) C2H5OH (l) , Hf = 277,61 kJ 2. Entalpi Peruraian Standar (Hd = Standard Enthalpy of Dissociation) Seperti yang telah diketahui, reaksi peruraian merupakan kebalikan dari reaksi pembentukan. Sesuai dengan azas kekekalan energi, nilai entalpi peruraian sama dengan entalpi pembentukan, hanya saja tandanya berlawanan.

*Diketahui Hf H2O(l) adalah -285,85 kJ/mol. Berapa kalor diperlukan untuk menguraikan 90 gr air menjadi hidrogen dan oksigen pada keadaan standar? n H2O(l) = 90 : (2+16) = 18 mol 1 mol H2O(l) -285,85 kJ 18 mol H2O(l) -285,85 kJ 18 5145,3 kJ Untuk menguraikan 90 gr air menjadi H2 dan O2 pada keadaan standar, diperlukan 5145,3 kJ kalor. 3. Entalpi Pembakaran Standar (Hc = Standard Enthalpy of Combustion) Reaksi pembakaran adalah reaksi suatu zat dengan oksigen. Zat-zat yang mudah terbakara adalah karbon, hidrogen, belerang, dan berbagai senyawa dari unsur tersebut. Pembakaran dikatakan sempurna jika C terbakar menjadi CO2, H terbakar menjadi H2O, dan belerang menjadi SO2. Entalpi pembakaran standar (Hc) adalah perubahan entalpi pada pembakaran sempurna 1 mol suatu zat yang diukur pada 298 K, 1 atm. *Pembakaran sempurna 1 gr CH4(g) membentuk gas CO2 dan air pada keadaan standar menghasilkan 55,625 kJ. Tentukanlah entalpi pembakaran molar standar! n 1 gr CH4 = 1 : (12+4) = 0,0625 mol 55,625 kJ Hc CH4 = 1 : 0,0625 55,625 kJ = 890 kJ/mol 4. Entalpi Molar Lainnya Selain entalpi pembentukan, penguraian, dan pembakaran, masih ada entalpi penetralan, entalpi penguapan, dan entalpi pelarutan. Entalpi penetralan adalah perubahan entalpi pada penetralan asam (H+) oleh basa (OH-) membentuk 1 mol air. Entalpi peleburan adalah perubahan 1 mol zat dari bentuk padat menjadi bentuk cair pada titik leburnya. Entalpi pelarutan adalah perubahan entalpi pada pelarutan 1 mol zat. Semua entalpi molar dinyatakan dalam kJ/mol. PENENTUAN KALOR REAKSI BERDASARKAN TABEL ENTALPI PEMBENTUKAN Zat pereaksi dianggap terlebih dahulu terurai menjadi unsur-unsurnya, kemudian unsurunsur itu bereaksi membentuk zat produk. H = Hf(produk) - Hf(pereaksi) *Diketahui entalpi pembentukan metanol, CH4O(l) = -283,6 kJ mol-1; CO2(g) = -393,5 kJ mol-1; dan H2O(l) = -286 kJ mol-1. a. Tentukan entalpi pembakaran methanol membentuk gas CO2(g) dan air! b. Tentukan jumlah kalor yang dibebaskan pada pembakaran 8 gram metanol! CH4O(l) + 1O2(g) CO2(g) + 2H2O(l) a. H = *HfCO2(g) + 2 HfH2O(l)] [Hf CH4O(l) + 1 HfO2(g)] = [-393,5 kJ + (2 -286 kJ)] [-286 kJ + (1 0 kJ)] = -726,9 kJ b. n 8 gr metanol = 8 : (12+4+16) = 0,25 mol Hc 8 gr metanol = 0,25 -726,9 kJ mol-1 = 181,725 kJ Sumber : Purba, Michael. 2007. Kimia 2 untuk SMA Kelas XI. Jakarta : Penerbit Erlangga.