Termokimia (Pendahuluan) J

Jurnal “Termokimia”

TERMOKIMIA

ABSTRACT

Heat changes accompanying chemical reaction called thermochemical. Thermo is a branch of chemistry that studies about the heat of reaction. The focus of discussion in the thermochemical is about the amount of heat that can be produced by a certain amount of reagent and measurement of heat of reaction.

The purpose of the lab is to study the thermochemical that any chemical reactions, always accompanied by energy changes. Changes in heat can be measured or studied with a simple experiment and the reaction can take place exothermic and endothermic

The principle of thermochemical practicum is based on: 1. Hess Law: "Heat the reaction does not depend on the trajectory, but only determined the initial and final", 2. Law of Thermodynamics I: "the total amount of energy in the universe remains constant or, which is another statement of the law of conservation of energy: energy can not be created or destroyed but energy can be converted into other energy forms", 3. Law of Thermodynamics II: "a natural process of change from the balanced state first - first to a state of balance in the direction that causes natural enthalpy rise. "

PENDAHULUAN

Latar BelakangDalam kimia, salah satu sumber

perubahan energi yang penting adalah kalor yang dihasilkan atau yang diserap selama reaksi berlangsung. Perubahan kalor yang menyertai reaksi kimia dinamakan termokimia. Termokimia adalah cabang dari ilmu kimia yang mempelajari tentang kalor reaksi. Fokus bahasan dalam termokimia adalah tentang jumlah kalor yang dapat dihasilkan oleh sejumlah tertentu pereaksi serta cara pengukuran kalor reaksi tersebut.

Reaksi kimia berlangsung dengan menyerap atau membebaskan kalor. Reaksi yang membebaskan kalor disebur reaksi eksoterm, sedangkan reaksi yang menyerap kalor disebut reaksi endoterm. Contoh reaksi eksoterm yaitu pembakaran gas alam dalam kompor, sedangkan contoh reaksi endoterm yaitu beras yang berubah menjadi nasi. Reaksi eksoterm umumnya berlangsung lebih dramatis daripda reaksi endoterm. Jumlah kalor yang menyertai

(dibebaskan atau diserap). Suatu reaksi kita sebut kalor reaksi.

Energi yang menyertai reaksi kimia lebih sering dinyatakan dalam bentuk entalpi, sebab banyak reaksi-reaski kimia yang dilakukan pada tekanan tetap, bukan pada volum tetap. Suatu besaran yang sangat berguna dalam reaksi kimia adalah perubahan entalpi molar standar, dilambangkan dengan ∆H0, yang menyatakan perubahan entalpi jika satu mol pereaksi diubah menjadi produk pada keadaan standar.

Tujuan PercobaanTujuan dari praktikum termokimia

adalah untuk mempelajari bahwa setiap reaksi kimia, selalu disertai dengan perubahan energi. Perubahan kalor dapat diukur atau dipelajari dengan percobaan yang sederhana dan reaksi dapat berlangsung eksoterm dan endoterm.

Prinsip PercobaanPrinsip dari praktikum termokimia

adalah berdasarkan :1. Hukum Hess

“kalor reaksi tidak bergantung pada lintasan, tetapi hanya ditentukan keadaan awal dan akhir.”


2. Hukum Termodinamika I“jumlah total energi dalam alam

semesta konstan atau tetap yang merupakan pernyataan lain dari hukum kekekalan energi : energi tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan tetapi energi dapat diubah menjadi bentuk energi lain.”3. Hukum Termodinamika II

“suatu proses alam berubah dari keadaan seimbang mula – mula ke keadaan seimbang ke arah yang menyebabkan entalpi alam naik.”

TINJAUAN PUSTAKA

Pengertian TermokimiaTermokimia adalah bagian dari

termodinamika yang membahas masalah perubahan panas reaksi kimia. Umumnya reaksi kimia berlangsung pada tekanan tetap sehingga energi panas yang diserap atau dilepaskan dinyatakan dengan ∆H atau disebut juga dengan perubahan entalpi.

Jika panas dikeluarkan untuk berlangsungnya suatu reaksi, maka reaksi dinamakan reaksi eksotermis, sedangkan jika sejumlah panas diserap oleh suatu reaksi maka dinamakan endotermis.

Persamaan Termokimia Persamaan termokimia adalah

persamaan kimia yang sudah setara berikut perubahan entalpi reksi untuk sejumlah molar yang dituliskan secara langsung setelah persamaan kimia. Untuk reaksi natrium dan air, persamaan termokimianya dapat ditulis :2Na (s) + 2H2O (l) 2NaOH (g) + H2

(g) ∆H = -367,5 kJPersamaan ini menyatakan bahwa

dua mol natrium bereaksi dengan dua mol air menghasilkan dua mol natrium hidroksida dan satu mol hidrogen serta kalor yang dilepaskan sebesar 367,5 kJ.

Persamaan termokimia harus melibatkan fasa zat-zat yang bereaksi, sebab perubahan entalpi bergantung

pada fasa zat. Sebagai contoh, reaksi antara gas hidrogen dan gas oksigen membentuk air. Jika air yang dihasilkan berwujud cair akan dilepaskan kalor sebesar 483,7 kJ. Tetapi jika air yang diproduksi berupa uap, kalor yang dilepaskan sebesar 571,7 kJ. Persamaan termokimianya adalah :2H2(g) + O2(g) 2H2O (l) ∆H = -571,1 kJ2H2(g) + O2(g) 2H2O (g) ∆H = -483,7 kJ

Perbedaan kalor menunjukkan bahwa ketika uap air mengembun menjadi cair melepaskan kalor sebesar selisih ∆H kedua reaksi di atas.

Reaksi Endoterm dan Reaksi Eksoterm

Ditinjau dari perubahan entalpi, dikenal dua jenis reaksi kimia yaitu :1. Reaksi Endoterm

Reaksi endoterm adalah reaksi yang menyerap kalor atau memerlukan energi. Sehingga hasil reaksinya memiliki entalpi yang lebih tinggi daripada zat semula.HB > HAHB –HA > OHA = entalphi pereaksiHB = entalphi hasil reaksiHarga perubahan entalphi (∆H) adalah positif.

Reaksi endoterm pada umumnya membutuhkan adanya kalor untuk terjadinya suatu reaksi. Sehingga reaksi endoterm tidak dapat terjadi secara spontan.2. Reaksi eksoterm

Reaksi eksoterm adalah reaksi yang melepaskan kalor atau menghasilkan energi. Akibatnya hasil reaksi mempunyai entalphi yang lebih rendah daripada zat semula.HB < HAHB – HA < OHA = entalphi pereaksiHB = entalphi hasil reaksi


Harga perubahan entalphi (∆H) adalah negatif.

Reaksi eksoterm pada umumnya dapat beraksi secara spontan dan kalor yang dihasilkan dapat dimanfaatkan sebagai suatu sumber energi panas. Bila suatu reaksi eksoterm dibalik persamaan reaksinya, maka reaksi tersebut akan endoterm.

Besar perubahan entalpi suatu reaksi kimia tergantung pada jumlah kalor yang dilepaskan (eksoterm) atau jumlah kalor yang diserap (endoterm) selama reaksi kimia tersebut berlangsung pada tekanan konstan.

Pengukuran Kalor ReaksiPengukuran kalor suatu reaksi lebih

sering dilakukan pada keadaan tekanan tetap daripada volum tetap, sebab banyak reaksi kimia membutuhkan pengadukan, juga pengamatan secara langsung terhadap sistem reaksi untuk melihat perubahannya. Oleh karena itu, mereaksikan zat dalam wadah terbuka atau tekanan tetap lebih sering dilakukan di laboratorium kimia, seperti tabung reaksi atau gelas kimia.

Besaran termodinamika atau fungsi keadaan yang terlibat dalam reaksi kimia pada tekanan tetap adalah entalpi, lebih tepatnya perubahan entalpi reaksi. Dengan demikian, untuk mengukur kalor reaksi pada sistem terbuka (tekanan tetap) dapat dilakukan melalui pengukuran perubahan entalpi sistem reaksi (∆Hreaksi).

Untuk mengukur ∆Hreaksi dapat dilakukan dengan cara mengukur perubahan panas yang terjadi. Sebagai indikator panas adalah suhu. Jadi, perubahan kalor yang terlibat dalam suatu reaksi dapat diukur melalui perubahan suhu selama reaksi bergantung. Hubungan suhu dan kalor diungkapkan melalui kapasitas kalor, lebih tepatnya menggunakan prinsip

Black. Wadah atau reaktor yang digunakan harus kedap panas agar tidak banyak kalor yang hilang atau diserap oleh reaktor, reaktor ini dinamakan kalorimeter.

Perubahan Entalpi StandarDalam kajian termodinamika,

reaksi kimia dianggap sempurna jika tidak ada perubahan dalam komposisi dan zat hasil reaksi dapat kembali kepada suhu semula biasanya pada suhu kamar. Jumlah total kalor yang diserap atau dilepaskan selama reaksi berlangsung dan mengembalikan zat ke keadaan suhu semula dinamakan kalor reaksi. Jika reaksi terjadi pada tekanan tetap, kalor reaksi dinyatakan sebagai perubahan entalpi, ∆H. Nilai ∆H bergantung pada:1.Jenis pereaksi2.Jumlah pereaksi yang terlibat3.Suhu

Oleh sebab itu, perubahan entalpi harus dinyatakan dalam jumlah kalor per jumlah zat dan suhu reaksi. Nilai ∆H biasanya diberikan dalam jumlah kalor yang diserap atau dilepaskan unutk reaksi dalam satuan mol yang diungkapkan dalam persamaan kimia yang telah setara.

Oleh karena entalpi merupakan fungsi keadaan, maka sangat penting untuk menerapkan keadaan sistem pada saat entalpi diukur, terutama suhu dan tekanan sistem. Untuk maksud tersebut telah disepakati bahwa perubahan entalpi pada keadaan standar adalah pengukuran entalpi zat pada tekanan tetap 1 atm dan 298,15 K dalam keadaan paling stabil dari zat itu. Dengan kata lain, perubahan entalpi standar adalah perubahan kalor yang terjadi dalam suatu reaksi kimia diukur pada 1atm dan 298,15 K.

Perubahan entalpi standar suatu reaksi dapat digolongkan menurut jenis reaksinya, seperti :1.Entalpi pembentukan standar (∆Hf0)


2.Entalpi penguraian standar (∆Hd0)3.Entalpi pembakaran standar (∆Hc0)

Huruf dalam indeks yaitu f, d, dan c masing-masing berasal dari kata formation (pembentukan), dissosation (penguraian), dan combustion (pembakaran). Tapi pada dasarnya, semua jenis perubahan entalpi standar, kadang-kadang digolongkan sebagai entalpi reaksi (∆Hr0). Sebab, baik reaksi pembentukan, reaksi penguraian, maupun reaksi pembakaran, semua tergolong reaksi kimia.1. Perubahan Entalpi Pembentukan

StandarEntalpi pembentukan standar

(∆Hf0) suatu senyawa adalah kalor yang dilepaskan atau diperlukan pada reaksi pembentukan satu mol senyawa dari unsur-unsurnya yang diukur pada 1 atm 298,15 K. berdasarkan perjanjian, entalpi untuk unsur-unsur dalam bentuk paling stabil dikukuhkan sebesar 0 kJ/mol. Misalnya, keadaan standar dari karbon yang paling stabil adalah grafit (bukan intan) untuk gas oksigen, hidrogen adalah gas diatom masing-masing memiliki entalpi standar 0 kJ/mol. 2.Perubahan Entalpi Penguraian Standar

Reaksi penguraian merupakan kebalikan dari reaksi pembentukan, yaitu penguraian senyawa menjadi unsur-unsurnya. Karena itu, entalpi penguraian suatu senyawa menjadi unsur-unsurnya sama besar tetapi berlawanan tanda sesuai dengan sifat ekstensif. Jika entalpi pembentukan bertanda negatif (eksoterm) maka entalpi penguraiannya bertanda positif (endoterm). Contoh :C(s) + O2 (g)

CO2(g) ∆H = -393,509 kJ/molCO2 (g) C(s) + O2 (g) ∆H = + 393,509 kJ/mol3. Perubahan Entalpi Pembakaran

Standar

Entalpi pembakaran standar adalah kalor yang dilepaskan jika salah satu mol zat dibakar sempurna pada keadaan standar. Istilah pembakaran dalam ilmu kimia agak berbeda makna dengan yang biasa dipakai dalam keseharian. Dalam kehidupan sehari-hari pembakaran berarti membakar sesuatu dengan api. Tetapi dalam ilmu kimia, pembakaran berarti mereaksikan suatu zat dengan oksigen. Contoh reaksi pembakaran : C(s) + O2 (g)

CO2(g) ∆H = -393,509 kJ/molCH4 (g) + 2O2 (g) CO2(g) + 2H2O (l) ∆H = -393,509 kJ/molCH3OH (s) + 3/2 O2 (g) CO2(g) + 2H2O (l) ∆H = -393,509 kJ/mol

Hukum HessPerubahan entalpi yang terlibat

dalam reaksi-reaksi kimia dapat ditentukan secara laboratorium menggunakan kalorimeter. Namun demikian, banyak reaksi kimia yang sukar, bahkan tidak mengkin diukur secara laboratorium. Contohnya reaksi pembentukan metanol dari unsur-unsurnya. Persamaan kimianya :C(s) + 2H2(g) +1/2O2 (g) CH3OH(l)

Oleh karena banyak reaksi kimia yang sukar ditentukan perubahan entalpinya secara laboratorium, maka pakar kimia berusaha menemukan alternatif pemecahannya. Pada tahun 1840, pakar kimia Swiss bernama German H. Hess mampu memecahkan permasalahan tersebut, dengan memanfaatkan data perubahan entalpi pembentukan standar.

Berdasarkan sejumlah percobaan yang dilakukan dan sifat-sifat entalpi, Hess mengemukakan temuannya, karena entalpi adalah suatu fungsi keadaan, maka perubahan entalpi yang berlangsung dari keadaan awal ke keadaan akhir tidak bergantung pada jalannya reaksi. Dengan kata lain, perubahan kalor dalam suatu reaksi


hanya bergantung pada keadaan awal (pereaksi) dan keadaan akhir (hasil reaksi) dari sistem reaksi. Besarnya perubahan kalor selalu tetap walaupun reaksi yang bersangkutan dilangsungkan dalam satu tahap atau sederet tahap. Prinsip ini dikenal sebagai Hukum Hess. Contoh :N2(g) + O2(g) 2NO (g)

∆H1 = 180 kJ2NO (g) + O2(g) 2NO2(g) ∆H2 = -113 KJN2(g) + 2O2(g) 2NO2(g)

ALAT, BAHAN DAN METODE PERCOBAAN

Alat yang digunakanAlat yang digunakan dalam

percobaan destilasi adalah labu destilasi, condenser liebig, thermometer, adafter, penampung, slang air, pembakar bunsen, kaki tiga, statif, dan klem

Bahan yang DigunakanBahan yang digunakan dalam

percobaan destilasi adalah larutan kecap.

Metode Percobaan1. Penentuan Tetapan Kalorimeter

20 ml aquadest dimasukkan kedalam kalorimeter, suhu dari air dingin dicatat. 20 ml aquadest dipanaskan dalam gelas kimia hingga ± 90 oC, suhu aquadest panas dicatat, kemudian air panas tersebut dicampurkan dalam kalorimeter dan diaduk.

Perubahan temperatur diamati selama 10 menit, selang 1 menit setelah pencampuran. Dibuat kurva pengamatan untuk menentukan harga penurunan temperatur air dan penaikan temperatur air panas.q1 = kalor yang diserap air dingin = 20 x c x T (penaikkan temperatur)q2 = kalor yang diberikan air panas = 20 x c x t (penurunan temperatur)q3 = q2 – q1

a =

b =

Y = a + bx

K =

2.Penetapan Kalor Zn+ Cu2+

40 ml larutan CuSO4 dimasukkan kedalam kalorimeter, temperatur larutan dicatat selama 2 menit selang 0,5 menit. 3,00 gram Zn(s) dimasukkan kedalam larutan CuSO4/kalorimeter. Perubahan temperatur dicatat selama 2 menit selang 0,5 menit. Kenaikan temperatur diukur dengan menggunakan grafik. ∆T1j = Perpotongan Grafikq4 = kalor yang diserap kalorimeter = K x T1jq5 = m x mj x kj x T1jq6 = kalor yang dihasilkan oleh

reaksi = q4 + q5

Hr = (j/mol)

3.Penentuan Kalor Etanol Dalam Air18 cm3 air dimasukkan dalam

kalorimeter. Temperatur air diukur selama 2 menit dengan selang 0.5 menit. 29 cm3 etanol yang telah diukur temperaturnya dimasukkan ke dalam kalorimeter, kemudian dikocok dan diukur temperatur campurannya selama 4 menit selang 0.5 menit. Percobaan diulangi untuk campuran yang lain. H pelarutan per mol etanol dihitung pada berbagai tingkat perbandingan mol air/mol etanol. Dibuat grafik H terhadap mol air/mol etanol.

a =

b =

Y = a + bx


TM =

TA =

q7 = kalor yang diserap air = mair x 4.2 x T2j q8 = kalor yang diserap etanol = methanol x 1.92 x T2jq9 = kalor yang diserap kalorimeter = K x T2jq10 = kalor yang dihasilkan reaksi = q7 + q8 + q9

H = (J.mol-1)

4.Penentuan Kalor Penetrlan HCl + NaOH

20 cm3 HCl 2 M dimasukkan dalam kalorimeter dan diukur temperaturnya, kemudian 20 cm3 NaOH 2.05 M diukur temperaturnya sedemikian rupa sehingga temperaturnya sama dengan temperatur HCl, lalu basa dicampurkan ke dalam kalorimeter dan diukur temperatur campuran selama 5 menit selang 0.5 menit.. Grafik perubahan tempertur dibuat.

a =

b =

Y= a + bx

TM =

TA =

∆T3j = TA - TMq11 = kalor yang diserap larutan = m canp.x s x T3j(s = 3.96 Jg-1K-1)q12 = kalor yang diserap kalorimeter = K x T3j

q13 = kalor yang dihasilkan reaksi = q11 + q12

Hn = (j/mol)

DAFTAR PUSTAKA

Anonim, (2009), Termokimia Dasar, www.//wikipedia_edukimia.co.id.

Ahmad, Hiskia., (1993), Penuntun Dasar Dasar Praktikum Kimia, Kimia FMIP-ITB, Bandung.

Brady, J.E, (1998). Kimia Universitas Asas dan Struktur, Jilid I Edisi Kelima, Binapura Aksara, Jakarta.

Team Ganeca Exact, (1984), Panduan (Ringkasan Kimia) Masuk UMPTN, Penerbit Ganeca Exact, Bandung.

Tim Dosen, (2010), Penuntun Praktikum Kimia Dasar, FT UNPAS, Bandung.

Documents

Termokimia (Pendahuluan) J