Besarnya kalor yang dapat ditentukan dengan kalorimeter sederhana umumnya berupa reaksi

1. thermokimia 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. 1. Hukum kekekalanenergi Tujuan utama termodinamika kimia ialah pembentukan krieteria untuk ketentuan penentuan kemungkinan terjadi atau ketentuan penentuan kemungkinan terjadi atau spontanitas dari trasformas digunakan memperkirakan perubahan energi yang terjadi dalam proses-proses berikut: a. Reaksi kimia b. Perubahan fase c. Pembentukan larutan Hukum Termodinamika I Sebagian besar ciri-ciri dalam termokimia berkembang dari penerapan hukum termodinamika I, atau Hukum Kekekalan Energi, dialah Wilard Gibs, pendiri Termodinamika Pertama. Bunyi Hukum Kekekalan Energi Energi tidak dapat diciptakan, dimusnahkan, hanya dapat berubah bentuk dari satu bentuk ke bentuk lainnya Energi Energi apa yang dimiliki setiap zat? Energi = kapasitas atau kemampuan untuk melakukan kerja Menurut teori kinetik, baik zat berwujud padat, cair dan gas pada suhu 0 Kelvin terdiri banyak partikel-partikel kecil berupa molekul-molekul atau atom-atom yang terus bergerak secara acak dan beranekaragam yang saling brtumbukan dan berpantulan. Setiap gerakan, dipengaruhi oleh banyak faktor dan dapat berubah bentuk saling bertumbukan. Hal ini menyebabkan energi gerakan satu partikel akan berbeda dengan yang lain. Jumlah total semua partikel dalam sistem disebut energi dalam (U) Energi = fungsi keadaan (bergantung pada keadaan sistem) Termokimia hanya berkepentingan pada perubahan energi dalam U
2. Kerja Kerja adalah pertukaran energi antara sistem dan lingkungan selain dalam bentuk kalor (w). W = gaya x jarak = P x A x h P x h = perubahan volume Maka: W = P x V Jika tekanan dinyatakan dalam atm dan volume dalam liter maka satuan kerja adalah liter atm. 1Latm = 101,32 J Kalor Kalor adalah energi yang berpindah dai sistem ke lingkungan atau sebaliknya karena perbedaan suhu, yaitu suhu yang lebih tinggi ke suhu yang lebbih rendah. 1kal = 4,148 J Rumus menghitung kalor : Q= m. c. T atau Q = C.T Kalorimeter Bom Penentuan kalor reaksi pada volume tetap ditentukan dengan menggunakan bom kalorimeter, harga kalor yang diperoleh merupakan harga U 1. Entalpi dan Perubahan Entalpi a. Sistem dan Lingkungan Sistem adalah sesuatu yang menjadi pusat perhatian kota dalam hal ini adalah peroses kimia yang terjadi Lingkungan adalah sesuatu yang berada diluar sistem Sebagai Contoh : Gelas kimia yang berisi air dan es. Yang merupakan sistem adalah es batu yang sedang mencair dan yang menjadi lingkungannya air, gelas kimia, dan udara sekitar.
3. Berdasarkan kemampuan untuk melakukan pertukaran, maka sistem dikelompokkan menjadi tiga yaitu : 1. sistem terbuka 2. sistem tertutup 3. sistem terisolasi b. Reaksi Eksoterm dan Endoterm 1. Reaksi Eksoterm Reaksi yang membebaskan kalor Suhu sistem > suhu lingkungan Kalor berpindah dari sistem ke lingkungan Disertai kenaikan suhu Penulisan persamaan reaksinya : A + B C dibebaskan kalor 10 kj (misalnya) A + B C +10kj (dibebaskan kalor) Reaktan = produk +10kj r > p H = Hp Hr Kecil Besar H = (negatif) 2. Reaksi Endoterm
4. Reaksi yang memerlukan kalor Suhu sistem < suhu lingkungan Kalor berpindah dari lingkungan kesistem Disertai penurunan suhu Penulisan persamaan reaksinya : A + B +25kj C A + B C -25kj r = p-25kj r < p H = Hp- Hr Besar Kecil H = positif (+) a. Energi dan Entalpi Alam semesta ciptaan Tuhan memiliki energi yang konstan. Berdasarkan asas kekekalan energi yang tidak dapat diciptakan atau memusnahkan energi. Yang dapat kita lakukan hanyalah mengubah suatu bentuk energi menjdi bentuk energi yang lain. Di alam ini banyak sekali terjadi berbagai energi, contohnya energi kinetik, potensial, mekanik dan lain sebagainnya. Jumlah total semua bentuk enegi tersebut inilah dapat kita sebut sebagai Entalpi (H), yang artinya jumlah energi yang terkandung atau tersimpan dalam suatu zat pada suhu 298 k ( 250C). Istilah ini diambil dari bahasa Jerman, Entalphien yang artinya kandungan yang diusulkan oleh Herman Helmholtz. b. Perubahan Entalpi Kita asumsikan sebuah mobil yang bergerak dari satu titik tertentu ke titik yang lain dimana dalam menentukan berapa besar energi yang dikeluarkan oleh mobil dilihat dari besarnya perubahan energinya mobil tersebut berpindah tempat. Begitu pula dengan entalpi dimana dalam menentukannya dilihat dari besarnya perubahan entalpi yang terjadi. H = H2 H1 Begitu juga dengan proses kimia, bahwa perubahan entalpi terjadi bila sistem melepas atau menyerap kalor. Dalam reaksi dituliskan dalam : A + B AB Reaktan Produk H = Hp Hr Jenis perubahan entalpi Perubahan entalpi pembentukan (Hf) Perubahan entalpi penguraian (Hd) Perubahan entalpi pembakaran (Hc) Perubahan entalpi penetralan (Hnet)
5. Perubahan Entalpi Pembentukan (Hf) Perubahan entalpi pembentukan pada 1 mol senyawa dari unsurnya. Contohnya : C + O2 CO2 Hf f = formation = pembentukan Unsur + Unsur Senyawa Misal : C + 2H2 + O2 CH3OH = 200 kJ H0 f = nH0 f produk nH0 f reaktan Contoh Soal : Tentukanlah perubahan entalpi reaksi berikut : C2H4(g) + H2O(l) C2H3OH(l) Jika diketahui masing-masing H0 f C2H3OH(l) = -277,7 kJ/mol, H0 f C2H4(g) = + 523 kJ/mol dan H0 f H2O(l) = 285,8 kJ/mol Jawab : Mari kita lihat ciri soal yang diketahui adalah data entalpi dari masing-masing senyawa yang bereaksi, lalu kita ketahui bahwa yang menjadi produk ialah C2H3OH, sedangkan yang menjadi reaktannya ialah C2H4(g) + H2O(l) Maka, H0 f = nH0 f produk nH0 f reaktan H0 f = -277,7 kJ/mol (+ 523 kJ/mol + 285,8 kJ/mol) = -277,7 kJ/mol 237, 2 kJ/mol = -514,9 kJ/mol Perubahan Entalpi Penguraian Hd Perubahan entalpi penguraian pada 1 mol senyawa dari unsurnya. Contoh : CO2 C + O2 Hd d = decomposition = penguraian Senyawa Unsur + Unsur Misal : CO2(g) C(g) + O2(g) H = 393,5 kJ Perubahan Entalpi Pembakaran Hc Perubahan entalpi pembekaran pada 1 mol senyawa dari unsurnya. Hc c = combustion = pembakaran O2 Misal : C + O2 CO CO2 Entalpi Netralisasi Hnet H yang dihasilkan (selalu eksoterm) pada reaksi penetralan asam atau basa. Contoh: NaOH(aq) + HCl(aq) NaCl(aq) + H2O(l) H = -890,4 kJ/mol
6. c. Persamaan Termokimia Persamaan yang menggambarkan suatu reaksi yang disertai informasi tentang perubahan entalpi (kalor). Oleh karena entalpi merupakan sifat ekstensif (nilainya bergantung pada besar dan ukuran sistem) maka pada persamaan termokimia juga tercantum jumlah mol zat yang dinyatakan dengan koefisien reaksi, dan keadaan fasa zat yang terlibat. Contoh: a. Pada pembentukan 1 mol air dari gas hidrogen dengan gas oksigen pada 250C (298K), 1 atm, dilepaskan kalor sebesar 286 kJ. Persamaan termokimia dari pernyataan di atas adalah Kata dilepaskan menyatakan bahwa reaksi tergolong eksoterm. Oleh karena itu, H = 286 kJ untuk setiap mol air yang terbentuk. H2(g) + O2(g) H2O(l) H = 286 kJ atau, 2H2(g) + O2(g) 2H2O(l) H = 572 kJ b. Reaksi karbon dan gas hidrogen membentuk 1 mol C2H2 pada temperatur 250C dan tekanan 1 atm memerlukan kalor 226,7 kJ. Persamaan termokimianya : Kata memerlukan menyatakan bahwa reaksi tergolong endoterm. 2C(s) + H2(g) C2H2(g) H = + 226,7 kJ d. Perubahan Entalpi Standar (H0) Pengukuran pada temperatur 250C, 1 atm disebut sebagai keadaan standar untuk entalpi sebagai perubahan entalpi standar 1. Penentuan Perubahan Entalpi a. Kalorimetri Kalorimeter Sederhana (kiri) dan kalorimeter Bom (kanan) Kalorimeter adalah suatu alat untuk mengukur jumlah kalor yang diserap atau dibebaskan sistem. Data H reaksi yang terdapat pada tabel-tabel pada umumnya ditentukan secara kalorimetri.
7. Kalorimeter sederhana dapat dibuat dari wadah yang bersifat isolator (tidak menyerap kalor). Sehingga wadah dianggap tidak menyerap kalor pada saat reaksi berlangsung. Kalorimeter Bom merupakan suatu kalorimeter yang dirancang khusus sehingga benar-benar terisolasi. Pada umumnya sering digunakan untuk menentukan perubahan entalpi dari reaksi- reaksi pembakaran yang melibatkan gas. Meskipun sistem diusahakan terisolasi, tetapi ada kemungkinan sistem masih dapat menyerap atau melepaskan kalor ke lingkungan, dalam hal ini lingkungan nya adalah kalorimeter sendiri. Jika kalorimeter juga terlibat dalam pertukaran kalor, maka besarnya kalor yang diserap atau dilepas oleh kalorimeter (kapasitas kalorimeter, C) harus diperhitungkan. Jumlah kalor yang dilepas atau diserap sebanding dengan massa, kalor jenis zat, dan perubahan suhu. Hubungannya adalah sebagai berikut: q = m c T dengan, q = perubahan kalor (J) m = massa zat (g) c = kalor jenis zat (J/g.K) T = perubahan suhu (K) Contoh Soal: Pada suatu percobaan direaksikan 50 cm3 larutan HCl 1 M dengan 50 cm3 larutan NaOH 1 M dalam gelas plastik yang kedap panas, ternyata suhunya naik dari 29oC menjadi 35,5oC. Kalor jenis larutan dianggap sama dengan kalor jenis air yaitu 4,18 Jg1K1 dan massa jenis larutan dianggap 1 g/cm3. Tentukan perubahan entalpi dari reaksi: NaOH(aq) + HCl(aq) NaCl(aq) + H2O(l) Jawab : qsistem = qlarutan + qkalorimeter karena qkal diabaikan, maka qsistem = qlarutan massa larutan = volume larutan massa jenis air = 100 cm3 1 g/cm3 = 100 g T = (35,5 29)oC = 6,5oC atau T = (35,5 + 273)K (29 + 273)K = 6,5 K qlarutan = mlarutan clarutan T
8. = 100 g 4,18 J g1K1 6,5 K = 2717 Joule = 2,72 kJ mol NaOH = mol HCl = 0,05 L 1 mol L1 = 0,05 mol Jadi, pada reaksi antara 0,05 mol NaOH dan 0,05 mol HCl