TERMOKIMIA

Definisi Termokimia dan Pengukuran Energi Dalam Reaksi Kimia

• Definisi Termokimia

Termokimia dapat didefinisikan sebagai bagian ilmu kimia yang mempelajari dinamika atau perubahan reaksi kimia dengan mengamati panas/termal nya saja. Salah satu terapan ilmu ini dalam kehidupan sehari-hari ialah reaksi kimia dalam tubuh kita dimana produksi dari energi-energi yang dibutuhkan atau dikeluarkan untuk semua tugas yang kita lakukan. Pembakaran dari bahan bakar seperti minyak dan batu bara dipakai untuk pembangkit listrik. Bensin yang dibakar dalam mesin mobil akan menghasilkan kekuatan yang menyebabkan mobil berjalan. Bila kita mempunyai kompor gas berarti kita membakar gas metan (komponen utama dari gas alam) yang menghasilkan panas untuk memasak. Dan melalui urutan reaksi yang disebut metabolisme, makanan yang dimakan akan menghasilkan energi yang kita perlukan untuk tubuh agar berfungsi. Hampir semua reaksi kimia selalu ada energi yang diambil atau dikeluarkan. Mari kita periksa terjadinya hal ini dan bagaimana kita mengetahui adanya perubahan energi.

Misalkan kita akan melakukan reaksi kimia dalam suatu tempat tertutup sehingga tak ada panas yang dapat keluar atau masuk kedalam campuran reaksi tersebut. Atau reaksi dilakukan sedemikian rupa sehingga energi total tetap sama. Juga misalkan energi potensial dari hasil reaksi lebih rendah dari energi potensial pereaksi sehingga waktu reaksi terjadi ada penurunan energi potensial. Tetapi energi ini tak dapat hilang begitu saja karena energi total (kinetik dan potensial) harus tetap konstan. Sebab itu, bila energi potensialnya turun, maka energi kinetiknya harus naik berarti energi potensial berubah menjadi energi kinetik. Penambahan jumlah energi kinetik akan menyebabkan harga rata-rata energi kinetik dari molekulmolekul naik, yang kita lihat sebagai kenaikan temperatur dari campuran reaksi. Campuran reaksi menjadi panas.

Kebanyakan reaksi kimia tidaklah tertutup dari dunia luar. Bila campuran reaksi menjadi panas seperti digambarkan dibawah, panas dapat mengalir ke sekelilingnya. Setiap perubahan yang dapat melepaskan energi ke sekelilingnya seperti ini disebut perubahan eksoterm. Perhatikan bahwa bila terjadi reaksi eksoterm, temperatur dari campuran reaksi akan naik dan energi potensial dari zat-zat kimia yang bersangkutan akan turun.

Kadang-kadang perubahan kimia terjadi dimana ada kenaikan energi potensial dari zat-zat bersangkutan. Bila hal ini terjadi, maka energi kinetiknya akan turun sehingga temperaturnya juga turun. Bila sistem tidak tertutup di sekelilingnya, panas dapat mengalir ke campuran reaksi dan perubahannya disebut perubahan endoterm. Perhatikan bahwa bila terjadi suatu reaksi endoterm, temperatur dari campuran reaksi akan turun dan energi potensial dari zat-zat yang ikut dalam reaksi akan naik.

Pengukuran Energi Dalam Reaksi Kimia

Satuan internasional standar untuk energi yaitu Joule (J) diturunkan dari energi kinetik. Satu joule = 1 kgm²/s². Setara dengan jumlah energi yang dipunyai suatu benda dengan massa 2 kg dan kecepatan 1 m/detik (bila dalam satuan Inggris, benda dengan massa 4,4 lb dan kecepatan 197 ft/menit atau 2,2 mile/jam).

1 J = 1 kg m²/s² 

Satuan energi yang lebih kecil yang dipakai dalam fisika disebut erg yang harganya = 1×10^-7 J. Dalam mengacu pada energi yang terlibat dalam reaksi antara pereaksi dengan ukuran molekul biasanya digantikan satuan yang lebih besar yaitu kilojoule (kJ). Satu kilojoule = 1000 joule (1 kJ = 1000J).

Semua bentuk energi dapat diubah keseluruhannya ke panas dan bila seorang ahli kimia mengukur energi, biasanya dalam bentuk kalor. Cara yang biasa digunakan untuk menyatakan panas disebut kalori (singkatan kal). Definisinya berasal dari pengaruh panas pada suhu benda. Mula-mula kalori didefinisikan sebagai jumlah panas yang diperlukan untuk menaikkan temperatur 1 gram air dengan suhu asal 15⁰C sebesar 1⁰C. Kilokalori (kkal) seperti juga kilojoule merupakan satuan yang lebih sesuai untuk menyatakan perubahan energi dalam reaksi kimia. Satuan kilokalori juga digunakan untuk menyatakan energi yang terdapat dalam makanan.

Dengan diterimanya SI, sekarang juga joule (atau kilojoule) lebih disukai dan kalori didefinisi ulang dalam satuan SI. Sekarang kalori dan kilokalori didefinisikan secara eksak sebagai berikut :

1 kal = 4,184 J

1 kkal = 4,184 kJ

Panas Reaksi dan Termokimia

Hubungan sistem dengan lingkungan

Pelajaran mengenai panas reaksi dinamakan termokimia yang  merupakan  bagian  dari  cabang  ilmu  pengetahuan  yang  lebih  besar yaitu   termodinamika.   Sebelum   pembicaraan   mengenai   prisip termokimia ini kita lanjutkan, akan dibuat dulu definisi dari beberapa istilah. Salah satu dari istilah yang akan dipakai adalah sistim. Sistim adalah sebagian dari alam semesta yang sedang kita pelajari. Mungkin saja misalnya suatu reaksi kimia yang terjadi dalam suatu gelas kimia. Di  luar  sistim  adalah  lingkungan.  Dalam  menerangkan  suatu  sistim, kita harus memperinci sifat-sifatnya secara tepat. Diberikan suhunya, tekanan, jumlah mol dari tiap zat dan berupa cairan, padat atau gas. Setelah semua variabel ini ditentukan berarti semua sifat-sifat sistim sudah pasti, berarti kita telah menggambarkan keadaan dari sistim.

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.

Simbol  Δ  (huruf Yunani untuk delta) umumnya dipakai untuk menyatakan  perubahan  kuantitas.  Misalnya  perubahan  suhu  dapat ditulis dengan ΔT, dimana T menunjukkan temperatur. Dalam praktek biasanya   dalam   menunjukkan   perubahan   adalah   dengan   cara mengurangi temperatur akhir dengan temperatur mula-mula.

ΔT = T_akhir – T_mula-mula

Demikian juga, perubahan energi potensial

(Ep) Δ(E.P) = EP_akhir – EP_awal

Dari  definisi  ini  didapat  suatu  kesepakatan  dalam  tanda aljabar untuk perubahan eksoterm dan endoterm. Dalam perubahan eksotermik, energi potensial dari hasil reaksi lebih rendah dari energi potensial pereaksi berarti EP_akhir lebih rendah dari EP_mula-mula. Sehingga harga ÷EP  mempunyai  harga  negatif.  Kebalikannya  dengan  reaksi endoterm, dimana harga ÷EP adalah positif.

Reaksi Eksoterm dan Endoterm

Peristiwa endoterm (kanan) dan eksoterm (kiri)

Reaksi Eksoterm

Pada reaksi eksoterm terjadi perpindahan kalor dari sistem ke lingkungan atau pada reaksi tersebut dikeluarkan panas. Pada reaksi eksoterm harga ΔH = negatif ( – )

Contoh :

C(s) + O₂(g)   →   CO₂(g) + 393.5 kJ ;

ΔH = -393.5 kJ

Reaksi Endoterm

Pada  reaksi  terjadi  perpindahan  kalor  dari  lingkungan  ke sistem atau pada reaksi tersebut dibutuhkan panas. Pada reaksi endoterm harga ΔH = positif ( + )

Contoh :

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

Proses eksoterm dan proses endoterm

 

KEMOLARAN & LAJU REAKSI

KEMOLARAN

Kemolaran adalah salah satu cara menyatakan kepekataan larutan. Kemolaran menyatakan jumlah mol zat terlarut dalam setiap larutan. Kemolaran dinyatakan dengan lambang M. Berikut Rumus Kemolaran :

V1.M1=V2.M2
V1=Volume sebelum pengenceran(liter)
M1=Molaritas sebelum pengenceran(M)
V2=Volume sesudah pengenceran(liter)
M2=Molaritas sesudah pengenceran(M)

 

Contoh Soal :

1.  Sebanyak 16,4 gram Ca(NO₃)₂ dilarutkan dalam air hingga volume 250 ml. Jika diketahui Mr Ca(NO₃)₂ = 164, tentukan Konsentrasi larutan !

Jawab :

  

2. Sebanyak 50 ml larutan HCl 0,2 M ditambah air hingga membentuk larutan HCl dengan konsentrasi 0,05 M. Hitunglah volume air yang harus ditambahkan !

Jawab :

M₁ . V₁ = M₂ . V₂

0,2 . 50 = 0,05 . V₂

V₂ = 200 ml

V air = 200-50 = 150 ml

Hubungan Kemolaran dengan Kadar Larutan

Kadar menyatakan massa zat terlarut dalam 100 gram larutan, sedangkan kemolaran menyatakan jumlah mol zat terlarut dalam setiap liter larutan. Oleh karena massa merupakan hasil kali volum dengan massa jenis, maka kemolaran larutan dapat ditentukan jika kadar dan massa jenisnya di ketahui. 

_{Sebaiknya Anda Tahu !}

_{Menambahkan air ke dalam asam sulfat pekat sangat berbahaya.}

_{Ketika mengencerkan asam sulfat pekat, kita menambahkan asam sulfat ke air, tidak sebaliknya. Hal itu karena percampuran asam sulfat dengan air sangat eksoterm dan massa jenis asam sulfat pekat lebih besar daripada air.} 

_{Jika air ditambahkan ke dalam asam sulfat pekat akan membentuk lapisan dengan asam sulfat di lapisan bawah. Ketika asam sulfat dan air bercampur, terbentuk panas yang dapat menyemburkan air di lapisan atas. Jika asam sulfat yang ditambahkan ke dalam air, maka asam sulfat akan segera menyebar sehingga lebih aman. Namun demikian, penambahan asam sulfat ke dalam air tetap harus dilakukan secara hati-hati, sedikit demi sedikit.}

 

_{LAJU REAKSI}

Laju reaksi adalah perubahan konsentrasi pereaksi atau hasil reaksi tiap satuan

waktu :

Reaksi = A + B à C, dapat diartikan:

a. Berkurannya konsentrasi A dan B tiap satuan waktu

b. Bertambahnya konsentrasi C tiap satuan waktu

PERSAMAAN LAJU REAKSI

Pada reaksi: mA + nB à C, persamaan laju reaksi dapat dinyatakan dengan

v = k [A]^m [B]ⁿ

v = laju reaksi

k = tetapan laju reaksi

[A] = konsentrasi/molaritas A

[B] = konsentrasi/molari tas B

m = orde/tingkat reaksi terhadap A

n = orde/tingkat reaksi terhadap B

m + n = orde reaksi total

FAKTOR-FAKTOR YANG MEMPENGARUHI LAJU REAKSI 

1. LUAS PERMUKAAN SENTUH

Luas permukaan sentuh memiliki peranan yang sangat penting dalam laju reaksi, sebab semakin besar luas permukaan bidang sentuh antar partikel, maka tumbukan yang terjadi semakin banyak, sehingga menyebabkan laju reaksi semakin cepat. Begitu juga, apabila semakin kecil luas permukaan bidang sentuh, maka semakin kecil tumbukan yang terjadi antar partikel, sehingga laju reaksi pun semakin kecil. Karakteristik kepingan yang direaksikan juga turut berpengaruh, yaitu semakin halus kepingan itu, maka semakin cepat waktu yang dibutuhkan untuk bereaksi ; sedangkan semakin kasar kepingan itu, maka semakin lama waktu yang dibutuhkan untuk bereaksi. Untuk membuktikan dilakukan percobaan untuk melihat pengaruh

Luas permukaan bidang sentuh terhadap laju reaksi. Pengamatan dilakukan pada reaksi antara batu pualam (CaCO₃) dengan larutan asam klorida dengan reaksi sebagai berikut :

CaCO_3(s) + 2HCl_(aq) → CaCl_2(aq) + H₂O_(l) + CO_2(g)

2. KONSENTRASI

Dari berbagai percobaan menunjukkan bahwa makin besar konsentrasi zat-zat yang bereaksi makin cepat reaksinya berlangsung. Makin besar konsentrasi makin banyak zat-zat yang bereaksi sehingga makinbesar kemungkinan terjadinya tumbukan dengan demikian makin besar pula kemungkinan terjadinya reaksi.

3. SUHU

Suhu juga turut berperan dalam mempengaruhi laju reaksi. Apabila suhu pada suatu rekasi yang berlangusng dinaikkan, maka menyebabkan partikel semakin aktif bergerak, sehingga tumbukan yang terjadi semakin sering, menyebabkan laju reaksi semakin besar. Sebaliknya, apabila suhu diturunkan, maka partikel semakin tak aktif, sehingga laju reaksi semakin kecil.
Pada umumnya, untuk setiap kenaikan suhu sebesar 10^oC, laju reaksi akan naik menjadi dua sampai tiga kali cepat dari semula. Hal tersebut dapat dirumuskan sebagai berikut :

Keterangan :

∆v = kenaikan laju reaksi T₀ = suhu awal

∆T = kenaikan suhu (10⁰C) v₀ = laju reaksi awal

T_t = suhu akhit v_t = laju reaksi akhir

4. KATALIS

Katalis adalah suatu zat yang mempercepat laju reaksi kimia pada suhu tertentu, tanpa mengalami perubahan atau terpakai oleh reaksi itu sendiri. Suatu katalis berperan dalam reaksi tapi bukan sebagai pereaksi ataupun produk. Katalis memungkinkan reaksi berlangsung lebih cepat atau memungkinkan reaksi pada suhu lebih rendah akibat perubahan yang dipicunya terhadap pereaksi. Katalis menyediakan suatu jalur pilihan dengan energi aktivasi yang lebih rendah. Katalis mengurangi energi yang dibutuhkan untuk berlangsungnya reaksi.

Katalis dapat dibedakan ke dalam dua golongan utama: katalis homogen dan katalis heterogen. Katalis heterogen adalah katalis yang ada dalam fase berbeda dengan pereaksi dalam reaksi yang dikatalisinya, sedangkan katalis homogen berada dalam fase yang sama. Satu contoh sederhana untuk katalisis heterogen yaitu bahwa katalis menyediakan suatu permukaan di mana pereaksi-pereaksi (atau substrat) untuk sementara terjerat. Ikatan dalam substrat-substrat menjadi lemah sedemikian sehingga memadai terbentuknya produk baru. Ikatan atara produk dan katalis lebih lemah, sehingga akhirnya terlepas.

Katalis homogen umumnya bereaksi dengan satu atau lebih pereaksi untuk membentuk suatu perantarakimia yang selanjutnya bereaksi membentuk produk akhir reaksi, dalam suatu proses yang memulihkan katalisnya. Berikut ini merupakan skema umum reaksi katalitik, di mana C melambangkan katalisnya:

         A + C   → AC (1) 

         B + AC → AB + C (2) 

Meskipun katalis (C) termakan oleh reaksi 1, namun selanjutnya dihasilkan kembali oleh reaksi 2, sehingga untuk reaksi keseluruhannya menjadi :

         A + B + C → AB + C 

Beberapa katalis yang pernah dikembangkan antara lain berupa katalis Ziegler-Natta
yang digunakan untuk produksi masal polietilen dan polipropilen. Reaksi katalitis
yang paling dikenal adalah proses Haber, yaitu sintesis amoniak menggunakan besi biasa
sebagai katalis. Konverter katalitik yang dapat menghancurkan produk emisi kendaraan
yang paling sulit diatasi, terbuat dari platina dan rodium.