Termokimia merupakan salah satu kajian khusus dari
Termodinamika,
yaitu kajian mendalam mengenai hubungan antara kalor dengan bentuk energi
lainnya. Dalam
termodinamika, kita mempelajari
keadaan
sistem, yaitu sifat
makroskopis yang dimiliki materi, seperti
energi, temperatur, tekanan, dan volume. Keempat sifat tersebut merupakan
fungsi
keadaan, yaitu sifat materi yang hanya bergantung pada
keadaan
sistem, tidak memperhitungkan bagaimana cara mencapai keadaan
tersebut. Artinya, pada saat
keadaan sistem mengalami
perubahan, besarnya perubahan hanya bergantung pada kondisi awal dan akhir
sistem, tidak bergantung pada cara mencapai keadaan tersebut.
Hukum Termodinamika I disusun berdasarkan konsep
hukum
kekekalan energi yang menyatakan bahwa
energi tidak dapat diciptakan
maupun dimusnahkan; energi hanya dapat diubah dari satu bentuk ke bentuk
lainnya. Dalam kajian
Hukum Termodinamika I, kita akan
mempelajari hubungan antara
kalor,
usaha (kerja),
dan
perubahan energi dalam (ΔU).
Perubahan energi dalam (ΔU) dapat dinyatakan dalam persamaan ΔU = U
f
–
U
i, dimana U
f adalah energi dalam setelah
mengalami suatu proses dan U
i adalah energi dalam sebelum mengalami
suatu proses. Perubahan energi dalam (ΔU) merupakan fungsi keadaan. Energi
dalam (U) akan bertambah jika sistem menerima kalor dari lingkungan dan
menerima usaha (kerja) dari lingkungan. Sebaliknya, energi dalam (U) akan
berkurang jika sistem melepaskan kalor ke lingkungan dan melakukan kerja (usaha)
terhadap lingkungan. Dengan demikian, hubungan antara
kalor,
usaha
(kerja), dan
perubahan energi dalam (ΔU) dapat
dinyatakan dalam persamaan sederhana berikut:
ΔU = Q + W
Perubahan energi dalam (ΔU) adalah penjumlahan dari perpindahan kalor (Q)
yang terjadi antar sistem-lingkungan dan kerja (W) yang dilakukan
oleh-diberikan kepada sistem.
Proses
|
Tanda
|
Melepaskan kalor (Q) dari sistem ke lingkungan (eksoterm)
|
-
|
Menerima kalor (Q) dari lingkungan ke sistem (endoterm)
|
+
|
Kerja (W) dilakukan oleh sistem terhadap lingkungan
(melakukan kerja)
|
-
|
Kerja (W) dilakukan oleh lingkungan terhadap sistem
(menerima kerja)
|
+
|
Reaksi kimia umumnya berlangsung pada tekanan tetap. Sesuai dengan
Hukum
Termodinamika I, persamaan pada kondisi tekanan tetap akan menjadi
seperti berikut:
ΔU = Q + W
ΔU = Q
p – P.ΔV
Sehingga, Q
p = ΔU + P.ΔV atau ΔH = ΔU +
P.ΔV
Q
p disebut dengan istilah
perubahan entalpi (ΔH),
yaitu perubahan kalor yang dialami suatu zat pada tekanan tetap.
Perubahan
entalpi (ΔH) adalah penjumlahan energi dalam dan kerja. Oleh karena U,
P, dan V merupakan
fungsi keadaan, maka
H juga
merupakan
fungsi keadaan. Dengan demikian,
perubahan
entalpi (ΔH) adalah fungsi yang hanya bergantung pada keadaan awal dan
akhir zat, tidak bergantung pada cara mencapai keadaan tersebut.
Berdasarkan jenis reaksi yang terjadi,
perubahan entalpi (ΔH) reaksi
dapat dikelompokkan menjadi empat jenis, antara lain:
1. Perubahan entalpi pembentukan standar (ΔH°f)
Merupakan kalor yang terlibat dalam proses pembentukan satu mol senyawa
melalui unsur-unsurnya. Sebagai contoh, reaksi ½ H
2(g) +
½ I
2(s) HI
(g) merupakan reaksi pembentukan 1 mol senyawa
HI. Kalor yang terlibat dalam reaksi ini disebut ΔH°
f HI.
2. Perubahan entalpi penguraian standar (ΔH°d)
Merupakan kalor yang terlibat dalam proses penguraian satu mol senyawa
menjadi unsur-unsur pembentuknya. Sebagai contoh, reaksi HI
(g) ½ H
2(g)
+ ½ I
2(s) merupakan reaksi penguraian 1 mol senyawa HI. Kalor
yang terlibat dalam reaksi ini disebut ΔH°
d HI. Reaksi
penguraian merupakan kebalikan dari reaksi pembentukan. Dengan demikian, tanda
ΔH°
d berkebalikan dengan tanda ΔH°
f.
3. Perubahan entalpi pembakaran standar (ΔH°c)
Merupakan kalor yang terlibat dalam proses pembakaran satu mol unsur atau
satu mol senyawa dengan oksigen. Sebagai contoh, reaksi C
(s) + O
2(g)
CO
2(g) merupakan reaksi pembakaran 1 mol unsur C. Kalor yang
terlibat dalam reaksi ini disebut ΔH°
c C. Contoh lain, reaksi
pembakaran belerang dioksida, SO
2(g) + ½ O
2(g) SO
3(g).
Kalor yang terlibat dalam reaksi ini disebut ΔH°
c SO
2.
4. Perubahan entalpi netralisasi standar (ΔH°n)
Merupakan kalor yang terlibat dalam proses reaksi satu mol senyawa asam (H
+)
dengan satu mol senyawa basa (
OH-).
Sebagai contoh, reaksi HCl
(aq) + NaOH
(aq) NaCl
(aq)
+ H
2O
(l) merupakan reaksi netralisasi satu mol asam
terhadap satu mol basa. Kalor yang terlibat dalam reaksi ini disebut ΔH°
n.
Reaksi kimia umumnya berlangsung pada tekanan tetap. Perpindahan kalor yang
terjadi saat reaktan berubah menjadi produk disebut
perubahan entalpi
reaksi (ΔH) dan dapat dituliskan dalam persamaan berikut:
ΔH = Hproduk - Hreaktan
Entalpi reaksi (ΔH) dapat bertanda positif maupun negatif, tergantung proses
yang terjadi. Pada reaksi
endoterm, kalor berpindah dari
lingkungan ke sistem, menyebabkan entalpi produk lebih tinggi dibandingkan
entalpi reaktan, sehingga
ΔH bertanda positif (ΔH>0).
Sebaliknya, pada reaksi
eksoterm, kalor berpindah dari sistem
ke lingkungan, menyebabkan entalpi produk lebih rendah dibandingkan entalpi
reaktan, sehingga
ΔH bertanda negatif (ΔH<0).
Persamaan Termokimia merupakan persamaan reaksi kimia yang
dilengkapi dengan nilai entalpi reaksinya. Melalui persamaan termokimia, selain
mengetahui perubahan yang terjadi dari reaktan menjadi produk, kita juga
sekaligus dapat mengetahui apakah proses ini membutuhkan kalor (
endoterm)
atau melepaskan panas (
eksoterm). Berikut ini diberikan
beberapa persamaan termokimia:
CH
4(g) + 2 O
2(g) –> CO
2(g) + 2 H
2O
(l)
ΔH = -890,4 kJ/mol
SO
2(g) + ½ O
2(g) –> SO
3(g)
ΔH = -99,1 kJ/mol
Entalpi merupakan salah satu sifat
ekstensif materi. Sifat
ekstensif materi bergantung pada kuantitas (jumlah) materi tersebut. Oleh
karena itu, bila suatu persamaan termokimia dikalikan dengan faktor n, maka
nilai ΔH juga ikut dikalikan dengan faktor n. Sebagai contoh:
H
2O
(s) –> H
2O
(l) ΔH = +6,01
kJ/mol
(untuk melelehkan satu mol es diperlukan kalor sebesar 6,01 kJ)
2 H
2O
(s) –> 2 H
2O
(l) ΔH
= 2(+6,01 kJ/mol) = +12,02 kJ/mol
(untuk melelehkan dua mol es diperlukan kalor sebesar dua kali kalor
pelelehan satu mol es)
Ketika suatu persamaan reaksi dibalik, posisi reaktan dan produk akan saling
tertukar satu sama lainnya. Dengan demikian, nilai ΔH akan tetap dipertahankan,
akan tetapi tandanya berubah [dari (+) menjadi (–) atau sebaliknya dari (–
)menjadi( +)]. Sebagai contoh:
H
2O
(s) –> H
2O
(l) ΔH =
+6,01 kJ/mol
H
2O
(l) –> H
2O
(s) ΔH
= -6,01 kJ/mol
Dalam laboratorium, perubahan kalor yang terjadi akibat proses fisika maupun
kimia dapat diukur dengan
kalorimeter. Prinsip perhitungan
entalpi reaksi melalui metode kalorimeter memanfaatkan
Azas Black,
yaitu kalor reaksi sebanding dengan
massa
zat yang bereaksi, kalor jenis zat yang bereaksi, dan perubahan temperatur yang
diakibatkan oleh reaksi tersebut. Secara matematis,
Azas Black
dapat dinyatakan dalam persamaan berikut:
Q = m . c . ΔT
Q = kalor reaksi (J)
m =
massa zat
yang bereaksi (g)
c = kalor jenis zat (J/g.°C)
ΔT = perubahan temperatur (°C)
Jumlah mol zat yang bereaksi dapat dihitung dengan salah satu dari persamaan
berikut:
n =
massa zat yang bereaksi /
massa molar (Mr) zat
tersebut
atau
n = Molaritas . Volume (
khusus untuk larutan)
Satuan ΔH adalah joule per mol atau kilojoule per mol. Hubungan kalor reaksi
(Q), jumlah mol zat yang bereaksi (n), dan entalpi reaksi (ΔH) dapat dinyatakan
dalam persamaan berikut:
ΔH = Q / n
Selain menggunakan metode kalorimeter, entalpi reaksi dapat pula ditentukan
melalui beberapa metode lainnya. Salah satu metode yang sering digunakan para
kimiawan untuk mempelajari entalpi suatu reaksi kimia adalah melalui
kombinasi
data-data ΔH°f. Keadaan standar (
subskrip °)
menunjukkan bahwa pengukuran entalpi dilakukan pada keadaan standar, yaitu pada
tekanan 1 atm dan suhu 25°C. Sesuai kesepakatan, ΔH°
f unsur bebas
bernilai 0, sedangkan ΔH°
f senyawa tidak sama dengan nol (ΔH°
f
unsur maupun senyawa dapat dilihat pada
Tabel Termokimia). Kita
dapat menghitung entalpi suatu reaksi kimia apabila ΔH°
f unsur
maupun senyawa yang terlibat dalam reaksi tersebut diberikan. Sebagai contoh,
berikut ini diberikan suatu reaksi hipotetis:
a A + b
B —————> c C + d D
Jika diberikan data:
ΔH°
f A = p kJ/mol
ΔH°
f B = q kJ/mol
ΔH°
f C = r kJ/mol
ΔH°
f D = s kJ/mol
a, b, c, dan d adalah koefisien reaksi untuk masing-masing zat A, B, C, dan
D. Maka ΔH reaksi dapat dihitung dengan persamaan berikut:
ΔHreaksi = [c(ΔH°f
C )+ d(ΔH°f D)] – [a(ΔH°f A) + b(ΔH°f B)]
ΔHreaksi = [c.r + d.s] –
[a.p + b.q]
Dengan demikian, entalpi suatu reaksi adalah penjumlahan entalpi produk yand
dikurangi dengan penjumlahan entalpi reaktan. Singkat kata,
ΔHreaksi = ΣΔH°f
produk – ΣΔH°f reaktan
(jangan lupa masing-masing
dikalikan terlebih dahulu dengan koefisien reaksinya)
Beberapa senyawa tidak dapat dihasilkan langsung dari unsur-unsurnya. Reaksi
semacam ini melibatkan beberapa tahapan reaksi. Untuk menentukan entalpi
reaksinya, kita dapat menggunakan hukum penjumlahan entalpi reaksi yang
dikembangkan oleh
Germain Hess, seorang ilmuwan berkebangsaan
Swiss. Metode ini lebih dikenal dengan istilah
Hukum Hess.
Hukum Hess menyatakan bahwa
entalpi reaksi tidak
bergantung pada jalannya reaksi, tetapi hanya bergantung pada kondisi awal
(reaktan) dan kondisi akhir (produk)reaksi. Ini merupakan konsekuensi dari
sifat
fungsi keadaan yang dimilki oleh entalpi. Hal ini
berarti, nilai ΔH akan sama, baik reaksi berlangsung dalam satu tahap maupun
beberapa tahap.
Sebagai contoh, kita ingin menentukan entalpi pembentukan gas karbon
monoksida (CO). Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut:
C
(grafit) + ½ o
2(g) –> CO
(g)
Kita tidak dapat menentukan ΔH°
f CO secara langsung, sebab
pembakaran grafit akan menghasilkan sejumlah gas CO
2. Oleh sebab
itu, kita dapat menggunakan cara tidak langsung dengan
Hukum Hess.
Diberikan dua persamaan reaksi termokimia yang berkaitan dengan gas CO,
masing-masing adalah sebagai berikut:
(1) C
(grafit) + O
2(g) –> CO
2(g)
ΔH = -393,5 kJ/mol
(2) CO
(g) + ½ o
2(g)
–> CO
2(g) ΔH = -283,0 kJ/mol
Untuk mendapatkan reaksi pembentukan CO, reaksi (1) dipertahankan (tetap),
sementara reaksi (2) dibalik (jangan
lupa mengubah tanda pada ΔH).
Selanjutnya jumlahkan kedua reaksi tersebut.
(1) C
(grafit) + O
2(g) –> CO
2(g)
ΔH = -393,5 kJ/mol
(2) CO
2(g) –> CO
(g) +
½ o
2(g) ΔH = +283,0 kJ/mol +
C
(grafit) + ½ o
2(g) –> CO
(g)
ΔH = -110,5 kJ/mol
Dengan menjumlahkan kedua reaksi tersebut, kita telah memperoleh reaksi
pembentukan CO dengan ΔH reaksi sebesar -110,5 kJ/mol. Spesi CO
2 di
ruas kiri dan kanan saling meniadakan. Dengan demikian, reaksi-reaksi yang akan
dijumlahkan harus disusun sedemikian rupa, sehingga spesi yang tidak diharapkan
dapat dihilangkan dan hanya tersisa reaktan dan produk yang diinginkan dalam
reaksi kimia.
Kestabilan suatu molekul ditentukan oleh besarnya
energi (entalpi)
ikatan, yaitu perubahan entalpi yang terjadi saat pemutusan satu mol
molekul dalam wujud gas. Semakin besar
energi ikatan, semakin
stabil ikatan bersangkutan. Besarnya
entalpi ikatan dapat
dilihat pada
Tabel Termokimia.
Reaksi kimia pada dasarnya merupakan peristiwa
pemutusan-penggabungan
ikatan. Saat reaksi kimia berlangsung, reaktan akan mengalami pemutusan ikatan,
menghasilkan atom-atom yang akan bergabung kembali membentuk produk dengan
sejumlah ikatan baru. Dengan mengetahui nilai entalpi masing-masing ikatan,
kita dapat menghitung entalpi suatu reaksi kimia. Oleh karena pemutusan ikatan
kimia selalu membutuhkan sejumlah kalor dan sebaliknya pembentukan ikatan kimia
baru selalu disertai dengan pelepasan kalor, maka selisihnya dapat berupa
pelepasan (
eksoterm) maupun penyerapan (
endoterm)
kalor.
Jika kalor yang dibutuhkan untuk memutuskan ikatan lebih tinggi dibandingkan
kalor yang dilepaskan pada saat pembentukan ikatan, maka reaksi tersebut
membutuhkan kalor (
endoterm)
Jika kalor yang dibutuhkan untuk memutuskan ikatan lebih rendah dibandingkan
kalor yang dilepaskan pada saat pembentukan ikatan, maka reaksi tersebut
melepaskan kalor (
eksoterm)
Persamaan yang dapat digunakan untuk menghitung entalpi reaksi dari data
energi
ikatan adalah sebagai berikut:
ΔH = Σenergi ikatan reaktan –
Σenergi ikatan produk
ΔH = Σenergi yang dibutuhkan
– Σenergi yang dilepaskan
Sebagai contoh, diberikan data energi ikatan sebagai berikut:
H-H = 436,4 kJ/mol
O=O = 498,7 kJ/mol
O-H = 460 kJ/mol
Dengan menggunakan data-data tersebut, maka entalpi reaksi 2 H
2(g) +
O
2(g) –> 2 H
2O
(g) dapat dihitung dengan
cara sebagai berikut:
ΔH = Σenergi ikatan reaktan – Σenergi ikatan produk
ΔH = [2.energi ikatan H-H + 1.energi ikatan O=O] – [4.energi ikatan O-H]
ΔH = [2(436,4) + 1(498,7)] – [4(460)]
ΔH = 1371,5 – 1840 = -468,5 kJ/mol