KTSP & K-13
kimia TERMOKIMIA I TUJUAN PEMBELAJARAN Setelah mempelajari materi ini, kamu diharapkan memiliki kemampuan berikut. 1. Menjelaskan hukum kekekalan energi, membedakan sistem dan lingkungan, serta membedakan reaksi eksoterm dan endoterm. 2. Memahami konsep entalpi reaksi dan perubahannya. 3. Memahami cara menentukan energi yang dilepaskan untuk pemanasan. Pada sesi ini, kita akan belajar tentang termokimia. Termokimia adalah kajian dalam ilmu kimia yang membahas tentang perubahan energi selama reaksi kimia berlangsung. Untuk belajar termokimia, mari kita tinjau kembali hukum kekekalan energi berikut ini.
A.
HUKUM KEKEKALAN ENERGI Hukum kekekalan energi menyatakan bahwa energi tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan, tetapi energi dapat diubah dari satu bentuk ke bentuk yang lain. Berdasarkan hukum tersebut dapat diketahui bahwa tidak ada energi yang hilang dalam suatu sistem, melainkan hanya diubah menjadi bentuk lainnya. Contoh perubahan energi dalam kehidupan sehari-hari dapat kamu amati ketika mengisi baterai ponsel. Saat baterai dihubungkan dengan sumber daya, ada panas yang menyertai
1
K e l a s
XI
proses tersebut. Hal ini menunjukkan bahwa energi listrik yang dialirkan dari sumber daya ke ponsel juga diubah menjadi energi panas. Contoh lain dari perubahan energi adalah energi cahaya matahari yang diubah menjadi karbohidrat oleh tumbuhan pada proses fotosintesis. Demikian pula pada proses metabolisme, energi kimia yang tersimpan dalam ikatan karbohidrat diubah menjadi energi yang dapat digunakan untuk melakukan berbagai aktivitas sel dalam bentuk ATP. Perpindahan energi berbentuk kalor (Q) atau kerja (W) yang memengaruhi jumlah keseluruhan energi pada sistem disebut dengan energi dalam (E). Nilai mutlak energi dalam tidak dapat ditentukan, yang dapat ditentukan hanyalah perubahan energi dalamnya (∆E). Hubungan antara perubahan energi dalam, kalor, dan kerja dirumuskan dalam hukum termodinamika berikut. ∆E = Q + W Keterangan: ∆E = perubahan energi dalam (J); Q = jumlah kalor yang diserap atau dilepas sistem (J); dan W = kerja yang dilakukan sistem (J). Q dan W dapat bernilai positif atau negatif. Untuk menentukan nilai Q dan W dapat digunakan aturan berikut. •
Q bernilai positif (+) jika sistem menyerap kalor (Q > 0).
•
Q bernilai negatif (-) jika sistem melepaskan kalor (Q < 0).
•
W bernilai positif (+) jika sistem menerima kerja (W > 0).
•
W bernilai negatif (-) jika sistem melakukan kerja (W < 0).
Contoh Soal 1 Suatu sistem melakukan kerja sebesar 250 kJ dan menyerap kalor sebesar 150 kJ. Berapakah perubahan energi dalam sistem tersebut? Pembahasan: Diketahui: Sistem melakukan kerja: W = -250 kJ Sistem menyerap kalor: Q = +150 kJ
2
Ditanya: ∆E = ... ? Dijawab: Perubahan energi dalam dirumuskan sebagai berikut. ∆E = Q + W ∆E = +150 + (-250) ∆E = -100 kJ Jadi, perubahan energi dalam sistem tersebut adalah -100 kJ.
Contoh Soal 2 Suatu sistem dengan perubahan energi dalam sebesar 500 kJ, melepaskan kalor sebesar 150 kJ. Berapakah kerja yang dilakukan oleh sistem tersebut? Pembahasan: Diketahui: ∆E = 500 kJ Sistem melepaskan kalor: Q = -150 kJ Sistem melakukan kerja: W bernilai negatif Ditanya: Q = ... ? Dijawab: Perubahan energi dalam dirumuskan sebagai berikut. ∆E = Q + W 500 = -150 - W W = -150 - 500 W = -650 kJ Jadi, sistem tersebut melakukan kerja sebesar 650 kJ.
B.
SISTEM DAN LINGKUNGAN Dalam mempelajari termodinamika, kita perlu memahami definisi sistem dan lingkungan. Sistem adalah sejumlah zat atau campuran yang dipelajari sifat-sifat dan perilakunya (bagian yang menjadi pusat perhatian dalam mempelajari perubahan energi), sedangkan lingkungan adalah segala sesuatu di luar sistem. Contoh dari sistem dan lingkungan dapat dilihat pada proses pelarutan HCl dan NaOH dalam segelas air yang menyebabkan terjadinya perubahan suhu air. Gelas dan udara di sekitar larutan adalah lingkungan, sedangkan larutan tersebut adalah sistem.
3
Interaksi antara sistem dan lingkungan dapat berupa pertukaran materi dan energi. Berdasarkan pertukaran materi dan energinya, sistem dibedakan menjadi tiga macam, yaitu sebagai berikut. 1.
Sistem terbuka, yaitu sistem yang dapat mengalami pertukaran materi dan energi dengan lingkungannya. Contohnya, kopi yang ditempatkan dalam gelas yang terbuka.
2.
Sistem tertutup, yaitu sistem yang dapat mengalami pertukaran energi dengan lingkungannya, tetapi tidak mengalami pertukaran materi. Contohnya, kopi yang ditempatkan dalam teko dari baja yang tertutup.
3.
Sistem terisolasi, yaitu sistem yang tidak dapat mengalami pertukaran materi dan energi dengan lingkungannya. Contohnya, kopi yang ditempatkan dalam termos.
Setiap sistem kimia memiliki energi yang besarnya bergantung pada keadaan sistem, yaitu keadaan fisis masing-masing zat (gas, cair, padat), jumlah zat, temperatur, dan tekanan. Energi sistem itulah yang disebut sebagai energi dalam.
C.
REAKSI EKSOTERM DAN ENDOTERM Dalam mempelajari termokimia, kita akan mengenal istilah kalor reaksi. Kalor reaksi adalah kalor yang menyertai suatu reaksi kimia yang dapat berpindah dari sistem ke lingkungan atau dari lingkungan ke sistem. Adanya perpindahan kalor ini bertujuan agar temperatur sistem sesudah reaksi sama dengan temperatur sistem sebelum reaksi. Berdasarkan arah perpindahan energi, reaksi dibedakan menjadi dua jenis, yaitu reaksi eksoterm dan reaksi endoterm.
a.
Reaksi Eksoterm Reaksi eksoterm adalah reaksi yang disertai dengan perpindahan kalor dari sistem ke lingkungan. Pada reaksi eksoterm, sistem yang melepaskan kalor akan mengalami penurunan energi, sehingga energi sebelum reaksi (E1) akan lebih besar daripada energi setelah reaksi (E2). Dengan demikian, perubahan energi (∆E) akan bernilai negatif, karena E2 – E1 akan menghasilkan nilai negatif (∆E < 0). Oleh karena kalor tersebut mengalir dari sistem ke lingkungan, maka dapat diketahui bahwa pada reaksi eksoterm terjadi kenaikan suhu lingkungan.
b.
Reaksi Endoterm Reaksi endoterm adalah reaksi yang disertai dengan perpindahan kalor dari lingkungan ke sistem. Pada reaksi endoterm, sistem yang menerima kalor akan mengalami kenaikan
4
energi sehingga energi sebelum reaksi (E1) akan lebih kecil daripada energi setelah reaksi (E2). Dengan demikian, perubahan energi (∆E) akan bernilai positif karena E2 – E1 akan menghasilkan nilai positif (∆E > 0). Oleh karena kalor tersebut mengalir dari lingkungan ke sistem, maka dapat diketahui bahwa pada reaksi endoterm terjadi penurunan suhu lingkungan.
D.
KONSEP ENTALPI REAKSI Entalpi (H) adalah istilah yang menyatakan jumlah energi dari suatu sistem termodinamika. Besarnya entalpi dalam suatu sistem termodinamika (seperti reaksi kimia) tidak dapat diukur secara langsung, tetapi perubahannya (∆H) dapat dihitung. Satuan Internasional (SI) untuk ∆H adalah kJ/mol (kJ mol-1). ‘mol-1’ tidak menyatakan jumlah penyusun senyawa, tetapi jumlah per mol dalam persamaan tersebut, biasanya dengan acuan mol produk atau reaktan adalah 1. Contoh: CO(g) +
1 O (g) → CO2(g) 2 2
∆H = -283 kJ mol-1
2CO(g) + O2(g) → 2CO2(g) ∆H = -566 kJ mol-1 Catatan: Terkadang mol-1 hanya dituliskan jika mol reaktan atau produk adalah 1, atau tidak dituliskan sama sekali. Persamaan-persamaan dalam termokimia seperti di atas dinamakan persamaan termokimia. Persamaan termokimia merupakan persamaan yang menyatakan jumlah mol reaktan dan produk, serta jumlah energi yang terlibat. Persamaan termokimia dituliskan dalam keadaan standar sebagai acuannya, yaitu 1 atm (101,3 kPa) dan 25oC (298 K). Suhu dan tekanan tersebut digunakan karena unsur pada kondisi ini berada pada tingkat yang paling stabil. Penulisan persamaan termokimia harus disertai dengan kondisi fisis senyawanya. Contoh: 2H2 (g) + O2(g) → 2H2O (g)
∆H = -484 kJ mol-1
Artinya: 2 mol gas H2 yang bereaksi dengan 1 mol gas O2 akan menghasilkan 2 mol H2O dengan melepas kalor sebesar 484 kJ.
5
Perubahan entalpi (∆H) yang diukur pada keadaan standar dinamakan dengan perubahan entalpi standar (∆Ho). Ada beberapa jenis perubahan entalpi standar, yaitu sebagai berikut.
a.
Perubahan Entalpi Pembentukan Standar (∆Hoƒ) Perubahan entalpi pembentukan standar adalah kalor reaksi yang dilepaskan pada pembentukan 1 mol senyawa dari unsur-unsurnya pada keadaan standar. Perubahan entalpi pembentukan standar pada umumnya bernilai negatif (reaksi eksoterm). Contoh: H2(g) +
1 O (g) → H2O(l) 2 2
∆H = -285,8 kJ mol-1
1 Artinya: 1 mol gas H2 yang bereaksi dengan mol gas O2 akan menghasilkan 1 mol H2O 2 dengan melepas kalor sebesar 285,8 kJ.
b.
Perubahan Entalpi Penguraian Standar (∆Hod) Perubahan entalpi penguraian standar adalah kalor reaksi yang diserap pada penguraian 1 mol senyawa menjadi unsur-unsurnya pada keadaan standar. Nilai perubahan entalpi penguraian standar merupakan kebalikan dari nilai perubahan entalpi pembentukan standar. Pada umumnya, nilai perubahan entalpi penguraian standar adalah positif (reaksi endoterm). Contoh: 1 O (g) ∆H = +285,8 kJ mol-1 2 2 1 Artinya: Untuk menguraikan 1 mol H2O menjadi 1 mol gas H2 dan mol gas O2 2 dibutuhkan kalor sebesar 285,8 kJ. H2O(l) → H2(g) +
c.
Perubahan Entalpi Pembakaran Standar (∆Hoc) Perubahan entalpi pembakaran standar adalah kalor yang dilepaskan pada pembakaran 1 mol zat pada keadaan standar. Nilai entalpi pembakaran standar selalu negatif (reaksi eksoterm). Contoh: C(s) + O2(g) → CO2 (g)
∆H = -393,5 kJ mol-1
Nilai perubahan entalpi di atas disebut sebagai entalpi pembakaran standar unsur karbon.
6
d.
Perubahan Entalpi Penetralan Standar (∆Hon) Perubahan entalpi penetralan standar adalah kalor yang menyertai reaksi 1 mol H+ dan 1 mol OH- pada keadaan standar. Nilai entalpi penetralan standar selalu negatif (reaksi eksoterm).
E.
ENERGI YANG DILEPASKAN UNTUK PEMANASAN Jumlah kalor yang diserap (ditandai dengan penurunan suhu) atau dilepaskan (ditandai dengan kenaikan suhu) suatu larutan dapat ditentukan dengan mengukur perubahan suhunya. Jumlah kalor yang diserap atau dilepaskan pada pemanasan dapat dirumuskan sebagai berikut. Q = mc∆T Keterangan: Q = kalor yang diserap/dibebaskan (J); m = massa zat (g); c = kalor jenis (J/gK atau J/goC); dan ∆T = T2 – T1 = perubahan suhu (K atau oC)
Contoh Soal 3 Pembakaran 1 mol etanol melepaskan kalor sebesar 500 J. Jika kalor yang dilepaskan mampu mendidihkan 100 gram air bersuhu 25oC, maka berapakah jumlah mol etanol yang terbakar? (cair = 4,2 J/goC, asumsi efisiensi 100%) Pembahasan: Diketahui: Kalor pembakaran 1 mol etanol = 500 J T2 = 100°C (mendidih) T1 = 25°C cair = 4,2 J/goC m = 100 g Ditanya : jumlah mol etanol yang terbakar = ... ? Dijawab: Mula-mula, tentukan jumlah kalor yang dilepaskan pada pembakaran 100 gram etanol.
7
Q = mc∆T Q = (100) (4,2) (100 - 25) Q = 31.500 J Oleh karena pembakaran 1 mol etanol melepaskan kalor sebesar 500 J, maka jumlah mol yang terbakar pada pembakaran 100 gram etanol adalah sebagai berikut. mol etanol terbakar =
31.500 = 65 mol. 500
Jadi, jumlah mol etanol yang terbakar pada pembakaran 100 gram etanol adalah 65 mol.
8
