PENENTUAN KALOR REAKSI

                    TERMOKIMIA

A. ENTALPI DAN PERUBAHAN ENTALPI

B. REAKSI EKSOTERM DAN ENDOTERM
C. PERUBAHAN ENTALPI STANDAR DAN PERSAMAAN TERMOKIMIA

D. JENIS KALOR REAKSI

E. Penentuan Kalor Reaksi

Nilai perubahan entalpi (∆H) dapat ditentukan dengan             menggunakan 3 metode :

1.       Melakukan eksperimen menggunakan kalorimeter.  Untuk memperoleh  ∆H empiris.
Kalorimeter adalah alat yang dapat digunakan untuk mengukur jumlah kalor reaksi, yakni kalor yang diserap atau dilepas dalam reaksi kimia. 
Berdasarkan hukum Kekekalan Energi, maka berlaku :
q _reaksi   +   q _larutan   = 0   sehingga      q _reaksi   =   -q _larutan   
Besarnya q _larutan   dapat dihitung menggunakan rumus :
q = m x c x DT
q = kalor yang diserap atau dilepas ( J atau kJ)
m = massa ( g atau kg)
DT = perubahan suhu (K atau ^oC)

Ada 2 metode dalam penentuan kalor reaksi secara kalorimetris, yaitu kalorimetri pembakaran dan kalorimetri reaksi.  Metode kalorimetri pembakaran dilakukan dengan cara membakar suatu unsur atau senyawa dalam kalorimeter, kemudian kalor yang dibebaskan dalam reaksi pembakaran tersebut diukur. Kalorimeter yang digunakan untuk melakukan eksperimen metode kalorimetri pembakaran disebut kalorimeter tipe bom.  Metode kalorimetri reaksi merujuk pada penentuan kalor reaksi apa saja selain reaksi pembakaran.  Kalorimeter yang digunakan untuk melakukan eksperimen metode kalorimetri reaksi disebut kalorimeter tipe reaksi.  Jumlah kalor yang  yang diserap/dibebaskan oleh larutan di dalam kalorimeter.  Oleh karena energi tidak dapat dimusnahkan atau diciptakan, maka :
q _reaksi + q _kalorimeter + q _larutan  = 0
atau q _reaksi = -( q _larutan  +  q _calorimeter) 

Jika diasumsikan bahwa perpindahan kalor hanya terjadi antara reaksi kimia dengan kalorimeter bom dan tidak ada kalor yang keluar ke lingkungan (sistem terinsulasi), maka dapat rumuskan :
q _reaksi  +  q _kalorimeter  = 0
q _reaksi  = - q _kalorimeter
Besarnya  kalor kalorimeter bom biasanya ditentukan dari kapasitas kalor dan perubahan suhunya akibat penyerapan kalor reaksi.
q_kalorimeter = C_kalorimeter x ∆T

Contoh : 
Sebanyak 7,5 gram krital LiOH ditambahkan ke dalam kalorimeter berisi 120  gram air.  Setelah kristal LiOH itu larut, ternyata suhu kalorimeter beserta isinya naik dari 23,25  ^oC menjadi 34,9 ^oC.  Tentukan entalpi pelarutan LiOH dalam air ! Diket. Kalor jenis larutan = 4,2 J.g^-1oC^-1 dan kapasitas kalor kalorimeter = 11,7 J.^oC^-1 Mr LiOH = 24.
LiOH_(s)   + H₂O  ®  Li⁺ _(aq) + OH^-_(aq)                                ∆H = ?
Jawab : q _reaksi      = -( q _larutan +  q _calorimeter)
q_larutan     = m.c. ∆T
             = (120+7,5) . 4,2 . (34,9-23,25)
                = 6238,6 J
q_kalorimeter = C_kalorimeter x ∆T
                = (11,7 . 34,9-23,25)
                = 136,3 J
Jadi q_reaksi = -(6238,6 + 136,3) J
                  = -6374,9 J
Kalor tersebut dibebaskan pada pelarutan 7,5             gram LiOH.
Maka pada pelarutan 1 mol LiOH akan          dibebaskan kalor sebanyak :
-6374,9 J x   24   = -20399,7 J mol^-1
   7,5 g      1 mol
                   = -20,4 kJ mol^-1
Jadi ∆H pelarutan LiOH = -20,4 kJ mol^-1

2.       Menggunakan Hukum Hess (Hukum Penjumlahan Kalor). Metode ini menggunakan ∆H empiris yang diperoleh dari metode (1) untuk menentukan dari reaksi-reaksi yang sulit.
Tidak semua reaksi mudah dilakukan.  Sebagai contoh, pembentukan CO₂ dapat ditentukan dari pembakaran 1 mol C dengan O₂ dimana diperoleh ∆H sebesar -394 kJ.
C_(s)  +  O_(g)     ---->   CO_2 (g)           ∆H = -394 kJ        …(1)
Reaksi ini dapat dilangsungkan menurut dua tahap.  Persamaan tersebut :
C_(s)  +  ½O_2 (g)   ---->  CO_(g)          ∆H = -111 kJ        …(2)
CO_(g) + ½O_2 (g)   --->  CO_{2 (g)}      ∆H = -283 kJ        …(3)
Jika kedua tahap diatas (pers. 2 dan 3) dijumlahkan, maka diperoleh :
C_(s)  +  ½O_2 (g)   ---->  CO_(g)          ∆H = -111 kJ       
CO_(g) + ½O_2 (g)  ----->  CO_{2 (g)}      ∆H = -283 kJ   +
C_(s)  +  O_(g)     ---->   CO_{2               (g)}            ∆H = -394 kJ
Jumlah aljabar ∆H dari kedua tahap itu sama dengan ∆H dari pembakaran karbon yang langsung membentuk karbondioksida (pers. 1). Hal ini dikemukakan oleh Henry Hess yang dikenal dengan Hukum Hess : Kalor reaksi tidak bergantung pada lintasan, tetapi hanya ditentukan keadaan awal dan keadaan akhir.  Hukum Hess disebut juga hukum penjumlahan kalor.  Hukum Hess dapat dinyatakan dalam bentuk diagram tingkat energi atau diagram siklus.  Berdasarkan Hukum Hess, kalor reaksi dapat ditentukan secara tidak langsung, artinya tidak melalui suatu eksperimen, tetapi dari kalor reaksi-reaksi lain yang berhubungan.
Contoh :Diagram siklus pembakaran karbon.

Kesimpulan :

Menurut Hukum Hess :

∆H₁ = ∆H₂ + ∆H₃                        DH =   ?

	∆H reaksi  = å ∆Hof (produk)  -  å ∆Hof (reaktan)  = å ∆Hof ruas kanan - å ∆Hof ruas kiri

Dengan ketentuan : ∆H_f unsur bebas = 0.  Secara umum untuk reaksi :

        mAB + nCD   ----->  pAD + qCB

	∆H = [ p . ∆Hf AD + q . ∆Hf CB ]  -  [ m . ∆Hf AB + n . ∆Hf CD ]

  



Contoh soal :
 Entalpi pembentukan SO₃ , dan SO₂ masing-masing -395,2 kJ dan -296,9 kJ.   Tentukan  nilai ∆H untuk reaksi berikut ini !
SO_3(g) ----->    SO_{2 (g)}  + ½O_{2 (g)}

Jawab :

∆H reaksi  =  [p . ∆H_f AD + q . ∆H_f CB ] - [m .∆H_f AB + n . ∆H_f CD ]

           =  [ 1 mol x (-296,9 kJ)  + ½ mol x 0 kJ ] – [1 mol x (-395,2 kJ) ]

            = [ (-296,9 kJ) + 0 kJ ] – [ -395,2 kJ ]

            =  + 98,6 kJ

3.       Menggunakan data energi ikatan.
Energi ikatan adalah energi yang diperlukan untuk memutuskan 1 mol ikatan kovalen dari suatu molekul dalam wujud gas. 
Energi ikatan dalam suatu molekul dwiatom (XY), dilambangkan D_X-Y = entalpi standar reaksi endoterm
XY (g)   ------>   X (g)   +   Y (g)
   Dx-y   = ∆H

Contoh :
H_(g) ---->   2H_(g)                         ∆H = +436 kJ
 D_H-H = 436 kJ mol^-1
HCl_(g)  -----> H_(g) + Cl_(g)           ∆H = +432 kJ

Untuk molekul yang terdiri atas tiga atau lebih atom digunakan pengertian  energi ikatan rata-rata.
Contoh :
CH₄  ----> C_(g) + 4H_(g)             ∆H = 1664 kJ

Energi ikatan rata-rata C-H, yaitu D_C-H = 1664  = 416 kJ

                                          4
Untuk menghitung ∆H berdasarkan energi ikatan dapat digunakan rumus : 
∆H = S energi ikatan yang diputuskan - S energi ikatan yang terbentuk

= S energi ikatan ruas kiri - S energi ikatan ruas kanan

  Contoh : Diket. Energi ikatan

                                C—H      413 kJ

                                C=O       799 kJ

                                O=O       495 kJ

                                O—H      463 kJ

        Hitunglah ∆H reaksi CH_4(g) + 2O_2(g) ------> CO_2(g) + 2H₂O_(g)

                Jawab :

                                                   H

                                          H— C—H + 2 O=O  -----> O=C=O + 2H—O—H

 

                                                   H

                                ∆H = [4(C-H) + 2(O=O)] – [2(C=O) + 2(O-H)]

                                     = [1652 + 990] – [1598 + 1852]

                                     = 2642 – 3450

                                     = -808 kJ (Eksoterm)

MATERI DAN SOAL TERMOKIMIA

1. ENERGI PADA KEHIDUPAN SEHARI-HARI
2. ENTALPI PEMBENTUKAN, ENERGI IKATAN DAN ENTALPI PEMBAKARAN 
3. KALOR JENIS REAKSI
4. PENENTUAN KALOR REAKSI
5. PERKEMBANGAN TERMOKIMIA, PERUBAHAN ENTALPI DAN HUKUM HESS 
6. REAKSI EKSOTERM DAN ENDOTERM
7. TERMOKIMIA1
8. soal-soal termokimia 1

Sumber:
KIMIA untuk SMA kelas XI, Unggul Sudarmo, Penerbit Erlangga, 2004
KIMIA 2 SMU, untuk Kelas 2, Irfan Anshori dan Hiskia Ahmad, Penerbit Erlangga, 1999
KIMIA untuk SMA/MA, kelas XI, Tarti Harjani, dkk,  Penerbit Masmedia, 2012