PERKEMBANGAN TERMOKIMIA, PERUBAHAN ENTALPI DAN HUKUM HESS ~ MATERI DAN SOAL IPA UNTUK SMA

PERKEMBANGAN TERMOKIMIA

Reaksi-reaksi kimia selalu disertai oleh perubahan energi. Ada, yang melepaskan (menghasilkan) energi, dan adapula rekasi yang menyerap (memerlukan energi). Dalam sebagian besar rekasi kimia perubahn energi itu berwujud perubahan kalor (panas), bail kalor yang dilepaskan maupun kalor yang diserap selama rekasi berlangsung. Itulah sebabnya, cabang ilmu kimia yang memepelajari perubahan energi itu disebut termokimia (bahasa Yunani; thermos = panas).
Sampai pertengahan abad ke 19, para ilmuwan masih menganggap panas sebagai salah satu materi. Antonie Laurent Lavoisier dalam bukunya Traite Elementare de Chimie tahun 1790, menciptakan istilah Kalor (calorique) untuk menyatakan " materi penyusun panas". John Dalton dalam bukunya New System of Chemical Philosophy tahun 1803 yang mengemukakan teori atom, mendeskripsikan kalor sebagai "materi fluida" yang mengelilingi atom-atom suatu zat yang dapat dilepaskan melalui reaksi-reaksi yang menghasilkan panas. Demikian juga dalam buku Lehrbuch der Chemi karya Jons Jakob Berzellius tahun 1825, kalor masih tercantum dalam daftar unsur-unsur.
Ilmuwan yang pertama kali mengemukakan kalor (panas) merupakan salah satu bentuk energi adalah Julius Robert Mayer dari Jerman, yang sekitar tahun 1840 bekerja sebagai dokter kapal pada angkatan laut Hindia Belanda di Surabaya. Mayer mengamati bahwa darah pasien orang-orang Jawa berwarna lebih merah terang dibandingkan dengan pasien darah orang-orang Eropa. Ini berarti dahwa darah penduduk daerah tropis mengandung lebih banyak oksigen. Mayer menyimpulkan bahwa di daerah tropis diperlukan lebih sedikit pembakaran makanan untuk menjaga agar suhu tubuh konstan, dan panas dari pembakaran makanan itu lebih banyak dipakai untuk melakukan kerja dari individu. Jika ternyata panas dapat dirubah menjadi kerja, hal ini berarti bahwa keduanya merupakan bentuk energi. Mayer mempublikasikan pemikirannya itu tatkala ia kembali ke Eropa tahun 1842.
Pada tahun 1850-an para ilmuwan mulai mengakui panas (kalor) sebagai salah satu bentuk energi. Hal ini berkat beberapa eksperimen dari James Prescott Joule, seolad murid Dalton di Inggris. Dari berbagai eksperimennya, Joule merumuskan Asas Kekekalan Energi.
Energi tidak dapat diciptakan ataupun dimusnahkan, tetapi dapat diubah dari bentuk energi yang satu menjadi bentuk energi yang lain.

Nama Joule diabadikan dalam satuan energi menurut System International d'unites (SI). Satuan joule adalah kerja yang dilakukan jika gaya satu newton bergerak sepanjang satu meter
Joule    = newton x meter
   = kg . m . s ^-2 x m
Joule = kg .    m²   . s^-2
Jika percapatan gravitasi adalah 10 ms ^-2, maka energy yang diperlukan untuk mengangkat benda   bermassa 1 kg setinggi 1 meter adalah 10 joule.

Hubungan satuan Joule dengan satuan-satuan energy yang lain sebagai berikut.

Hubungan satuan joule dengan satuan-satuan energy yang lain sebagai berikut :

1 kalori = 4,184 joule
1 liter atm = 101,2 joule
1 kilowatt hour (kWh) = 3,6 x 10⁶ joule
1 elektron volt (eV) = 1,6 x 10 ^-19 joule

Oleh karena di Indonesia beberapa buku dan guru kimia masih banyak yang menggunakan satuan kilokalori (kkal), maka dalam buku ini beberapa soal menggunakan kkal.

1 kJ    = 1000 joule
1 kkal =   1000 kalori
1 kkal =   4,184 kJ

PERUBAHAN ENTALPI
Alam semesta ini memiliki energi yang konstan. Berdasarkan asas kekekalan energi, kita tidak mungkin menciptakan atau memusnahkan energi. Yang dapat kita lakukan hanyalah mengubah suatu bentuk energi menjadi bentuk energi yang lain.
Sesuatu yang kita pelajari perubahan energinya disebut sistem, dan apa saja yang berada di luar sistem disebut lingkungan (sekeliling). Suatu sistem dapat menyerap energi dari lingkungan atau melepaskan energi ke lingkungan. Dalam ilmu kimia, yang dimaksud dengan sistem adalah reaksi kimia atau zat-zat yang direaksikan, sedangkan tabung reaksi atau gelas kimia beserta segala sesuatu di sekelilinginya merupakan lingkungan.

Jumlah energi yang terkandung atau tersimpan dalam suatu zat pada suhu 298 K ( 25 ^o C) dan tekanan 1 atm disebut entalpi, dengan lambang H. Istilah ini diambil dari bahasa jerman, entalphien yang artinga "kandungan", dan diusulkan oleh Hermann Helmholtz tahun 1847.

Sebagaimana kita maklumi, pada setiap reaksi kimia selalu terbentuk zat baru. Oleh karena masing-msing zat mengandung jumlah energi yang berbeda-beda (memiliki entalpi yang tidak sama), maka setiap reaksi kimia selalu disertai oleh perubahan entalpi ( ΔH ).

ΔH = entalpi hasil reaksi - entalpi pereaksi

= H _{ruas kanan} - H _{ruas kiri}

Perhatikan reaksi sederhana berikut ini :

A -----> B

ΔH = H_B - H_A

Dengan

H_A = entalpi pereaksi

H_B = entalpi hasil reaksi, dan

ΔH = perubahan entalpi
Bila perubahan terjadi pada sebuah sistim maka dikatakan bahwa sistim bergerak dari keadaan satu ke keadaan yang lain. Bila sistim diisolasi dari lingkungan sehingga tak ada panas yang dapat mengalir maka perubahan yang terjadi di dalam sistim adalah perubahan adiabatik. Selama ada perubahan adiabatik, maka suhu dari sistim akan menggeser, bila reaksinya eksotermik akan naik sedangkan bila reaksinya endotermik akan turun. Bila sistim tak diisolasi dari lingkungannya, maka panas akan mengalir antara keduanya, maka bila terjadi reaksi, suhu dari sistim dapat dibuat tetap. Perubahan yang terjadi pada temperatur tetap dinamakan perubahan isotermik. Telah dikatakan, bila terjadi reaksi eksotermik atau endotermik maka pada zat-zat kimia yang terlibat akan terjadi perubahan energi potensial. Panas reaksi yang kita ukur akan sama dengan perubahan energi potensial ini. Mulai sekarang kita akan menggunakan perubahan ini dalam beberapa kuantitas sehingga perlu ditegakkan beberapa peraturan untuk menyatakan perubahan secara umum

Ditinjau dari perubahan entalpi (ΔH), kita mengenal dua jenis reaksi kimia :
1. Reaksi Endoterm, yaitu reaksi yang menyerapkan kalor atau memerlukan energy. Akibatnya, hasil reaksi memiliki entalpi yang lebih tinggi daripada zat semula

HB > HA

HB - HA > 0

ΔH berharga positif

2. Reaksi Eksoterm, yaitu reaksi yang melepaskan kalor atau menghasilkan energy. Akibatnya, hasil reaksi mempunyai entalpi yang lebih rendah daripada zat semula.

HB < HA

HB - HA < 0

ΔH berharga negatif

Beberapa hal yang perlu diperhatikan :

1. Menurut IUPAC, satuan ΔH adalah kJ mol ^-1 . Akan tetapi dalam buku ini kita cukup menuliskan kJ.

2. ΔH adalah sifat ekstensif, yaitu sifat yang tergantung pada jumlah zat. Oleh karena itu, dibuat perjanjian bahwa koeffisien dalam persamaan termokimia sekaligus menyatakan jumlah mol zat.
Persamaan reaksi :
C(s) + O₂(g) → CO₂(g) ΔH = -393.5 kJ
Menyatakan bahwa reaksi 1 mol C dan 1 mol O2 menjadi 1 mol CO2 akan melepaskan kalor sebesar 393,5 kJ

3. Suatu reaksi eksoterm merupakan kebalikan dari reaksi endoterm. Jika reaksi pembentukan CO2 diatas merupakan eksoterm, maka penguraian CaCO3 dibawah ini merupakan reaksi endoterm atau memerlukan kalor .

CaCO_3(s)→ CaO_(s) + CO_2(g) ; ΔH = +178.5 kJ

HUKUM HESS

Bunyi Hukum Hess yaitu
“kalor reaksi tidak bergantung pada lintasan, tetapi hanya ditentukan keadaan awal dan keadaan akhir”.
Maksudnya jika suatu reaksi dapat berlangsung menurut dua tahap atau lebih, maka kalor reaksi totalnya sama dengan jumlah aljabar kalor tahapan reaksinya. Jadi Hukum Hess adalah suatu hukum yang mengemukkan bahwa setiap reaksi memiliki ∆H tetap dan tidak bergantung pada jalan reaksinya atau jumlah tetap reaksi melainkan hanya tergantung dari keadaan awal dan keadaan akhir.
Contoh :
Reaksi karbon dan oksigen membentuk karbondioksida dapat berlangsung satu tahap dan dapat juga dua tahap dengan harga dela H yang sama
Satu tahap : C(s) + O₂(g) →   CO₂(g)            ∆H = -395,2 kJ
Dua tahap :
CO(g) + ½O₂(g) → CO₂(g)     ∆H = -284,3 kJ
CO(g) + ½O₂(g) →   CO₂(g)     ∆H₂ = -284,3 kJ
C(s) + O₂(g) →   CO₂(g)            ∆H = -395,2 kJ

∆H dari beberapa reaksi dapat dijumlahkan sesuai dengan penjumlahan reaksi-rekasinya
Hukum Hess kita gunakan untuk menghitung harga ∆H suatu reaksi, berdasarkan beberapa ∆H dari reaksi lain yang sudah diketahui.
Contoh soal 1 :

Secara kalorimetris entalpi pembentukan CO tidak dapat ditentukan, namun berdasarkan tahapan reaksi pembentukan CO₂ entalpi pembentukan CO dapat ditentukan. Telah diketahui reaksi pembentukan CO₂ dapat dilakukan dengan dua tahap yaitu :

CO(g) + ½O₂(g) → CO₂(g) ∆H = -284,3 kJ

C(s) + O₂(g) → CO₂(g) ∆H = -395,2 kJ
Berdasarkan kedua tahapan reaksi ini maka entalpi pembentukan CO dapat ditentukan sebagai berikut :

C(s) + ½O₂(g) → CO(g) ∆H₁ = ………..kJ

CO(g) + ½O₂(g) → CO₂(g) ∆H₂ = -284,3 kJ

C(s) + O₂(g) → CO₂(g) ∆H₃ = -395,2 kJ

Menurut Hukum Hess :

∆H₃ = H₁ + ∆H₂ atau ∆H₁ = ∆H₃- ∆H₁

∆H₁ = -395,2 kJ - (-284,3 kJ) = -110,9 kJ

Contoh Soal 2:

Jika diketahui : C₂H₅OH + 3O₂ → 2CO₂ + 3H₂O ∆H = -327 kkal

C + O₂ → CO₂ ∆H = -94 kkal

H₂ + ½O₂ → H₂O ∆H = -68,4 kkal

Hitunglah perubahan entalpi yang timbul pada pembentukan C₂H₅OH dari unsur-unsurnya menurut persamaan reaksi : 2C + 3H₂ + ½O₂→ C₂H₅OH

Jawab :

Ketiga reaksi di atas kita susun sedemikian rupa sehingga bila dijumlahkan akan menghasilkan reaksi pembentukan C₂H₅OH , dan ∆H nya adalah jumlah ∆H dari ketiga reaksi tersebut.

( C + O₂ → CO₂ ) x2 ∆H = -188 kJ (harga ∆H dikali 2)

( H₂ + ½O₂ → H₂O ) x3 ∆H = -205,2 kJ (harga ∆H dikali 3)

2CO₂ + 3H₂O → C₂H₅OH + 3O₂ ∆H = -327 kJ +

2C + ½O₂ + 3H₂ → C₂H₅OH ∆H = -66,2 kJ

Jadi perubahan entalpi yang timbul pada pembentukan C₂H₅OH adalah -66,2 kJ

MATERI DAN SOAL TERMOKIMIA :

sumber :
Acuan Pelajaran KIMIA 2 SMU untuk kelas 2, Irfan Anshory dan Hiskia Ahmad, Penerbit Erlangga, 2000

http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia-smk/kelas_x/panas-reaksi-dan-termokimia/
http://elangbiru3004.blogspot.com/2010/09/hukum-hess.html
http://blogmudahkimia.blogspot.com/2012/08/perhitungan-h-reaksi-menggunakan-hukum.html