Termokimia: Pengertian, Rumus, Contoh Soal

Pembahasan mengenai termokimia adalah salah satu cabang ilmu kimia penting yang membahas mengenai kalor reaksi. Fokus pembahasan dalam termokimia mengenai berapa jumlah kalor yang bisa dihasilkan dari sejumlah pereaksi dan juga cara mengukur kalor reaksi tersebut.

Entalpi dan Perubahan Entalpi (ΔH)

Entalpi (H) merupakan jumlah energi yang dimiliki oleh sistem pada kondisi tekanan yang tetap. Entalpi (H) adalah penjumlahan dari energi yang ada di dalam sistem (E) dengan kerja sistem (W).

H = E + W

Keterangan:

W = P x V, kerja sistem (Joule)
E = Energi (Joule)
V = volume (liter)
P = Tekanan (atm)

Entalpi sebagaimana energi tidak dapat diukur nilainya namun yang dapat diukur adalah perubahan entalpinya (ΔH). Hal ini sebagaimana pada hukum kekekalan energi yang berbunyi bahwa energi tidak bisa diciptakan serta tidak bisa dimusnahkan.

Energi hanya bisa dikonversi dari satu bentuk energi ke bentuk lainnya.

ΔH = Hp – Hr

Keterangan:

ΔH = perubahan entalpi
Hp = entalpi produk
Hr = entalpi pereaksi atau reaktan

Persamaan Termokimia

Persamaan termokimia merupakan suatu persamaan reaksi yang di dalamnya mengikutsertakan perubahan nilai entalpinya. Nilai perubahan entalpi yang dihitung menggunakan persamaan termokimia harus sesuai dengan stoikiometri reaksi.

Stoikiometri reaksi yakni artinya jumlah mol zat yang terlibat pada reaksi nilainya sama dengan koefisien reaksi. Selain itu, mengingat entalpi reaksi bergantung pada wujud zat yang terlibat pada reaksi, sehingga keterangan wujud zat juga harus disertakan yakni s (zat padat), l (zat cair), g (zat gas).

Jenis-Jenis Perubahan Entalpi Standar

  1. Perubahan Entalpi Standar (∆H⁰)

Perubahan entalpi standar merupakan perubahan entalpi (∆H) reaksi yang nilainya diukur saat kondisi standar yakni di suhu 298 K dengan tekanan 1 atm. Satuan perubahan entalpi standar ∆H adalah kilo Joule. Sementara satuan ∆H molar reaksi yakni kJ/mol.

  1. Perubahan Entalpi Pembentukan Standar (∆Hformation⁰/∆Hf⁰)

Entalpi pembentukan standar merupakan perubahan entalpi ∆H yang membentuk 1 mol persenyawaan langsung dari unsur-unsurnya yang diukur pada suhu 298 K dan tekanan 1 atm. Contoh reaksi entalpi pembentukan standar yakni:

4 C (s) + 2 H2 (g) → 2 C2H2 (g)               ∆H = +454 kJ

Pada senyawa C2H2 yang terbentuk, koefisien 2 menunjukkan 2 mol senyawa C2H2 sehingga semua koefisien reaksi dibagi 2 termasuk ∆H. Maka reaksi diubah menjadi:

2 C (s) + H2 (g) → C2H2 (g)                    ∆H = +227 kJ

Disimpulkan bahwa pada pembentukan 1 mol senyawa C2H2 dari unsur karbon dan unsur hidrogen diperlukan kalor sebanyak 227 kJ (endoterm).

  1. Perubahan Entalpi Penguraian Standar (∆Hdissociation⁰/∆Hd⁰)

Reaksi penguraian adalah kebalikan dari reaksi pembentukan standar. Berdasarkan azas kekekalan energi, maka nilai entalpi penguraian sama dengan entalpi pembentukan dengan tanda yang berlawanan.

Entalpi penguraian standar merupakan ∆H dari reaksi penguraian 1 mol persenyawaan langsung menjadi unsur pembentuknya. Sebagai contoh, persamaan termokimia penguraian H2O jika diketahui bahwa ∆Hf⁰ H2O = -285,85 kJ/mol adalah ∆Hd⁰ = +285,85 kJ.

H2O (l) → H2 (g) + ½ O2 (g)

Koefisien H2O 1 untuk setiap 1 mol zat yang diuraikan. Tanda ∆Hd⁰ adalah kebalikan dari tanda ∆Hf⁰.

  1. Perubahan Entalpi Pembakaran Standar (∆Hcombustion⁰/∆Hc⁰)

Reaksi pembakaran adalah reaksi suatu zat dengan oksigen. Beberapa zat yang mudah terbakar yakni unsur hidrogen, karbon, belerang dan juga senyawa-senyawa lainnya dari unsur tersebut. Suatu reaksi pembakaran disebut sempurna apabila:

a. Hidrogen (H) terbakar membentuk H2O
b. Karbon (C) terbakar membentuk CO2
c. Belerang (S) terbakar membentuk SO2.

Entalpi pembakaran standar, dalam satuan kJ/mol, adalah perubahan entalpi pada pembakaran sempurna sebanyak 1 mol zat yang diukur di suhu 298 K dan tekanan 1 atm.

Menentukan Harga Perubahan Entalpi (∆H)

  1. Menentukan Besarnya Energi yang Diserap atau Dibebaskan oleh Air dengan Kalorimeter

Kalorimeter merupakan suatu sistem terisolasi yang mana tidak terjadi pertukaran materi dan energi dengan lingkungan di luar kalorimeter. Sehingga seluruh kalor yang dibebaskan oleh reaksi yang terjadi di dalam kalorimeter tidak terbuang ke sistem di luar kalorimeter.

Sehingga untuk menghitung jumlah kalor yang diserap air di dalam kalorimeter menggunakan persamaan berikut:

Q air = m x c x ∆T

Keterangan:

m = massa larutan di dalam kalorimeter
c = kalor jenis larutan di dalam kalorimeter
∆T = kenaikan suhu larutan

  1. Menentukan Besar ∆H Berdasar Hukum Hess

Berdasarkan hukum Hess dijelaskan bahwa kalor reaksi bisa ditentukan secara tidak langsung yakni tidak harus melalui suatu eksperimen namun dilihat dari reaksi-reaksi lainnya yang terkait. Cara menentukan besar ∆H dengan hukum Hess dengan menyusun reaksi yang sudah diketahui besar perubahan entalpinya.

Sehingga nilai penjumlahannya sama dengan reaksi yang akan ditentukan perubahan entalpinya. Penyusunan reaksi dilakukan baik dengan membalik arah reaksi ataupun mengalikan koefisien.

Contoh tentukan berapakah nilai entalpi reaksi di bawah ini:

C2H4 (g) + 6 F2 (g) → 2 CF4 (g) + 4 HF (g)         ∆H = ?

(a) H2 (g) + F2 (g) → 2 HF (g)     ∆H = -537 kJ

(b) C (s) + 2 F2 (g) → CF4 (g)                                  ∆H = -680 kJ

(c) 2 C (s) + 2 H2 (g) → C2H4 (g)                           ∆H = +52,3 kJ

Pembahasan

Jawab:

(a) 2 H2 (g) + 2 F2 (g) → 4 HF (g)           ∆H = -1074 kJ (dikali 2)

(b) 2 C (s) + 4 F2 (g) → 2 CF4 (g)            ∆H = -1360 kJ (dikali 2)

(c) Pada reaksi ketiga ini dilihat acuannya yakni C2H4 yang mana untuk menghitung entalpi reaksi maka reaksi (c) harus dibalik.

C2H4 (g) → 2 C (s) + 2 H2 (g)     ∆H = -52,3 kJ

Ketiga reaksi dijumlahkan:

∆H = -1074 kJ + -1360 kJ + -52,3 kJ = -2486,3 kJ

  1. Menentukan Besar ∆H Berdasarkan Tabel Entalpi Pembentukan

Untuk menghitung kalor reaksi bisa ditentukan nilainya berdasarkan data entalpi pembentukan zat pereaksi dan juga produknya. Zat pereaksi dianggap terlebih dulu terurai menjadi unsur-unsurnya yang selanjutnya unsur-unsur tersebut bereaksi membentuk zat produk.

∆H⁰ =  ∆Hf⁰ (produk) – 𝛴 ∆Hf⁰ (pereaksi)

  1. Menentukan Besar ∆H Berdasar Data Energi Ikatan

Energi ikatan merupakan energi yang dibutuhkan untuk memutuskan 1 mol ikatan dari suatu molekul berwujud gas. Energi ikatan dituliskan dalam satuan kilojoule per mol.

Untuk menghitung ∆H reaksi dengan data energi ikatan adalah mengurangi jumlah energi ikatan pada pereaksi (ikatan yang putus) terhadap jumlah energi ikatan pada produk (ikatan yang terbentuk).

∆H⁰ = 𝛴 E ikatan yang putus – 𝛴 E  ikatan yang terbentuk

Pemahaman mengenai konsep termokimia sangat penting dalam ilmu kimia karena berkaitan dengan kalor reaksi. Di dalam mempelajari konsep termokimia, harus dipahami bahwa kalor reaksi yang berlangsung pada tekanan tetap disebut sebagai perubahan entalpi (∆H).

Kembali ke Materi Kimia