Termokimia

TERMOKIMIA

Setiap reaksi kimia selalu membutuhkan energi minimum (Energi Aktivasi) agar terjadi dan menghasilkan produk. Semua reaksi kimia juga menghasilkan energi. Dalam Kimia, reaksi kimia yang lebih banyak membutuhkan energi tinimbang menghasilkan energi disebut reaksi endotermik. Kebalikan dari reaksi endotermik adalah reaksi eksotermik, reaksi eksotermik lebih banyak menghasilkan energi tinimbang membutuhkan energi. Sampai saat ini kita belum bisa menghitung energi yang dikandung oleh zat (entalpi), kita hanya bisa menghitung perubahan entalpi, ∆H. Termokimia adalah bagian dari ilmu kimia yang membahas perubahan energi yang terjadi dalam reaksi kimia.

Hal-Hal Penting dalam Termokimia

Dalam termokimia, ada yang harus kita pahami loh sobat, hal yang harus kita pahami adalah:

1. Koefisien reaksi menunjukkan mol zat.
2. Apabila reaksi dibalik, maka ∆H menjadi berubah tanda, yang tadinya plus menjadi minus.
3. Kalau persamaan termokimianya koefisiennya kita kali atau bagi dengan x, maka harga ∆H pun ikut dikali atau dibagi dengan x.
4. Bila persamaan termokimia kita jumlahkan, maka ∆H merupakan hasil penjumlahan dari ∆H reaksi-reaksi yang kita jumlahkan.
   

Reaksi Endotermik

Seperti telah dibahas di pendahuluan oleh vhisncrow barusan, kita dapat mengilustrasikan reaksi endotermik seperti gambar ini:

Untuk menghasilkan C, reaksi A dengan B membutuhkan energi minimum sebesar Ea (energi aktivasi), setelah mencapai energi aktivasi maka A dan B akan menghasilkan C. Terlihat sekali bahwa energi yang dibutuhkan pada reaksi A dan B menghasilkan C lebih besar dari energi yang dihasilkan. Nah inilah yang dimaksud dengan reaksi endotermik. Pada reaksi endotermik, perubahan entalpi bernilai positif.

Contoh-contoh reaksi endotermik adalah:

1. fotosintesis
2. pembekuan air
3. pelarutan garam

Reaksi Eksotermik

Setelah sobat vhisncafe membaca pendahuluan dan mempelajari reaksi endotermis, semoga sobat memahami bahwa pada reaksi eksotermis, energi yang dilepaskan setelah reaksi mencapai energi aktivasi lebih besar dari energi reaksi sebelum mencapai energi aktivasi. Ilustrasi reaksi eksotermik adalah seperti ini:

Reaksi eksotermik memiliki perubahan entalpi yang bernilai negatif. Entalpi produk lebih kecil dari entalpi reaktan.

Contoh-contoh reaksi eksotermik adalah:

1. pembakaran bensin
2. pelarutan NaOH
3. pelarutan asam pekat
4. pelarutan asam pekat

Hukum Hess

Berdasar pada Hukum Hess, perubahan entalpi reaksi tidak bergantung pada tahapan reaski yang terjadi, perubahan entalpi hanya memperhitungkan entalpi akhir dan awal. Dengan demikian, kalau kita memiliki data termokimia beberapa reaksi, kita dapat menentukan perubahan entalpi reaksi, ∆H, dengan menggunakan rumus:

∆H reaksi = ∆H₁ + ∆H₂ + ∆H₃ + ...

Untuk lebih jelasnya, silakan simak contoh soal berikut ya sobat Vhisn!

Berikut ini adalah beberapa data termokimia:

1. 2NO+ O₂ → N₂O₄ ∆H= -x kJ
2. NO+ 1/2O₂ → NO₂ ∆H= -y kJ

Hitunglah ∆H reaksi 2NO₂ → N₂O₄!

Jawab

Termokimia nomor 2 kita balik dan kita kali dua, agar diperoleh NO₂ sebanyak 2 mol di ruas kiri, ∆H berubah menjadi 2y kJ.

Termokimia nomor 1 tetap seperti keadaan semula, ∆H tetap = -x kJ.

Nah harga ∆H reaksi 2NO₂ → N₂O₄ adalah penjumlahan 2y kilojoule dan -x kilojoule, yaitu (2y-x) kilojoule.

Macam-Macam ∆H Standard, ∆H^o

∆H Standard, ∆H^o adalah perubahan entalpi yang melibatkan 1 mol zat dalam berbagai reaksi yang dijalani. Reaksi kimia itu buanyak banget, ada yang pembakaran, pengendapan, pelarutan, penguapan dan lain-lain. Nah pastinya nanti akan ada banyak banget ∆H Standard atau yang dilambangkan dengan ∆H^o.

Yang akan sering kalian jumpai adalah:

1. ∆H^o_c
Merupakan perubahan entalpi yang terjadi ketika 1 mol senyawa direaksikan dengan oksigen. Contohnya misal, C+ 1/2 O₂ → CO ∆H^o_c= -120 kJ/mol.
2. ∆H^o_f
Yaitu perubahan entalpi yang terjadi saat 1 mol senyawa dibentuk dari unsur-unsurnya. Contohnya misal, C+ 2 H₂ → CH₄ ∆H^o_f= +220 kJ/mol.
3. ∆H^o_d
Yaitu perubahan entalpi yang terjadi saat 1 mol senyawa di uraikan menjadi unsur-unsur pembentuknya. Contohnya misal, C₆H₆ → 6 C + 6 H ∆H^o_d= +450 kJ/mol.

Cara Menghitung ∆H reaksi

Ada beberapa cara menghitung harga ∆H reaksi. Cara-cara tersebut adalah:

1. Hukum Hess
Menghitung ∆H dengan Hukum Hess ini dapat kita lakukan apabila kita memiliki termokimia yang dilengkapi dengan tahap reaksi atau diagram reaksinya.
2. Rumus ∆H reaksi = Total ∆H^o_f (kanan - kiri)
Apabila kita mengetahui data ∆H^o_f zat-zat yang terlibat dalam reaksi, maka kita dapat menggunakan rumus ini. Yang perlu diingat adalah, ∆H^o_f unsur = nol.
3. Rumus ∆H reaksi = Total Energi Ikatan (E.I.) (kiri - kanan)
Reaksi kimia terjadi dari pemutusan ikatan reaktan yang diikuti dengan penataulangan ikatan produk reaksi.
4. Dengan menggunakan teknik kalorimetri.
Kalorimetri dilakukan dengan alat kalorimeter bom. Prinsip dari kalorimetri adalah kalor yang dihasilkan dalam reaksi akan sama besarnya dengan kalor yang diserap oleh air dalam kalorimeter dan kalorimeter itu sendiri, atau sebaliknya, kalor yang dibutuhkan oleh reaksi sama dengan kalor yang diberikan oleh air dan kalorimeter. Dalam kalorimetri akan kita dapati bahwa ∆H reaksi = -q (kalor).

q = m.c.∆T + C.∆T

m = massa air, biasanya diasumsikan sama dengan masa larutan.

c = kalor jenis air, besarnya sekitar 4,2 kJ/g.^oC.

∆T = perubahan suhu sebelum dan sesudah reaksi.

C = kapasitas kalor kalorimeter.

Biasanya C.∆T sering diabaikan.