Materi Termokimia

TERMOKIMIA

A.  Entalpi

1.     Pengertian Entalpi

Sebenarnya penjelasan mengenai  pengertian entalpi akan sangat mudah dipahami jika menggunakan penerapan. Entalpi merupakan suatu kuantitas termodinamika. Entalpi adalah jumlah kalor yang dimiliki sebuah zat yang secara matematis, entalpi suatu sistem dinyatakan sebagai

H = U + pV

dimana,
H adalah entalpi sistem.
U adalah energi dalam suatu sistem.
p adalah tekanan sistem / di sekeliling sistem.
V adalah volume sistem.

Perubahan entalpi seringkali sama dengan energi panas yang diserap atau dikeluarkan oleh sistem selama reaksi. Pada dasarnya entalpi dapat dihitung secara matematis ketika energi dari sistem telah diketahui.

2.     Satuan Entalpi

Entalpi dinyatakan dalam bentuk energi per massa. Energi mempunyai satuan Joule (J) dan massa mempunyai satuan kilogram (kg). Dengan demikian, satuan entalpi adalah  J/kg. Satuan entalpi yang lain adalah erg/gram; BTU/lbm; kal/gram; dsb.

Konversi satuan entalpi adalah sebagai berikut:
1 kal/gram = 4184 J/kg.
1 BTU/lbm = 2326 J/kg.

3.     Jenis-jenis Entalpi

Ada banyak sekali macam entalpi, namun yang sering digunakan adalah sebagai berikut:

1. Entalpi pembakaran
2. Entalpi pembentukan
3. Entalpi peruraian
4. Entalpi pelarutan
5. Entalpi penggabungan
6. Entalpi penguapan
7. Entalpi netralisasi
8. Entalpi sublimasi
9. Entalpi transisi
10. Entalpi hidrasi

4.     Nilai Entalpi

a.      Entalpi Positif

Entalpi positif terjadi pada reaksi yang bersifat endotermik. Reaksi ini mengambil energi dari lingkungan. Energi yang diserap digunakan untuk membuat ikatan. Energi yang dibutuhkan untuk membentuk ikatan lebih besar daripada untuk memutus ikatan.

b.      Entalpi Negatif

Entalpi yang bernilai negatif mengindikasikan bahwa reaksi berlangsung secara eksotermik. Energi yang ada berasal dari reaksi yang berlangsung. Reaksi jenis ini membutuhkan lebih banyak energi untuk memutus ikatan daripada membentuk ikatan. Temperatur akan lebih tinggi sebagai hasil dari reaksi eksotermik.

c.      Entalpi Kisi

Ketika ion-ion dalam keadaan gas bereaksi satu dengan yang lainnya membentuk senyawa kemudian melepaskan entalpi atau mengubah nilai entalpi, itulah yang disebut entalpi kisi. Sebagai contoh adalah pembentukan NaCl yang biasanya melepaskan kalor ke lingkungan:

Na⁺ (g) + Cl ^- (g) ⇌ NaCl (s)

5.     Tabel Entalpi

Di bawah ini adalah tabel yang berisi data entalpi beberapa hidrokarbon.

Nama	Rumus Kimia	Entalpi (kkal/mol)
Hidrogen	H2	0.0
Metana	CH4	-17.9
Etana	C2H6	-20.0
Asetilena	C2H2	+54.2
n-propana	C3H8	-25.0
n-butana	C4H10	-30.0
n-pentana	C5H12	-35.1
n-heksana	C6H14	-40.0
n-heptana	C7H16	-44.9
n-oktana	C8H18	-49.8
n-nonana	C9H20	-54.8
n-dekana	C10H22	-59.6
2-metilpropana (Isobutana)	C4H10	-32.1
2,2-dimetilpropana	C6H14	-40.1
2-metilbutana (Isopentana)	C5H12	-36.9
2,2-dimetilbutana	C6H14	-44.5
2-metilpentana (Isoheksana)	C6H14	-41.8

B.  Entalpi Pembentukan Standar

1.     Pengertian Entalpi Pembentukan Standar

Entalpi pembentukan standar H_f suatu senyawa adalah perubahan entalpi yang menyertai pembentukan satu mol molekul dari unsur-unsurnya dengan semua zat pada keadaan standar. Entalpi pembentukan standar mempunyai simbol ∆H_f^o. Superskrip nol pada fungsi termodinamik mengindikasikan adanya proses yang berlangsung pada keadaan standar.

2.     Penjelasan Entalpi Pembentukan Standar

 Pada reaksi pada tekanan konstan, entalpi dapat diketahui dengan menggunakan kalorimeter. Nilai H pada proses tidak dapat diketahui dengan pengukuran langsung pada sebuah kalorimeter karena proses terlalu lambat pada tekanan normal. Jadi H dalam proses ini dapat dihitung dari jumlah pembakaran. Simbol derajat pada fungsi termodinamik (H^o) mengindikasikan bahwa proses yang sama telah dilakukan pada keadaan standar. Sebagai fungsi termodinamik, seringkali tergantung pada konsentrasi atau tekanan zat yang bersangkutan.

Nilai entalpi standar diukur pada temperatur 298,15 K dan tekanan 100 kPa. Meskipun demikian, reaksi tidak berlangsung secara normal pada kondisi standar ini dan maka dari itu penting untuk mengetahui hubungan untuk melihat pengaruh temperatur dan tekanan pada kalor reaksi.

3.     Entalpi Pembentukan Standar

Di bawah ini adalah contoh bebarapa entalpi pembentukan standar zat kimia.

Senyawa	∆Hfo (kJ mol-1)
H2O(l)	-285,8
H2O(g)	-241,8
H2(g)	0
O2(g)	0
I2(s)	0
I2(g)	62,4
Al(s)	0
Al2O3(s)	-1675,7
Ca(s)	0
CaO(s)	-635,1
CaCO3(s)	-1206,9
C (grafit)	0
C (intan)	1,9
CO2(g)	-393,5
N2(g)	0
NO2(g)	33,2
N2O4(g)	9,2

4.     Hukum Kirchhoff

Hukum Kirchhoff menjelaskan bahwa variasi entalpi sebuah reaksi dengan perubahan temperatur. Pada tekanan konstan, perubahan entalpi reaksi setara dengan kapasitas kalor dan perubahan temperatur.

ΔHT_f –ΔHT_i = (C_pf-C_pi) (T_f-T_i)

Dimana ΔHT_f dan ΔHT_i adalah perubahan entalpi pada temperatur T_f and T_i berturut-turut, C_pf dan C_pi adalah kapasitas kalor produk dan reaktan.
Persamaan diatas hanya berlaku untuk perubahan temperatur yang kecil (<100 K) sehingga kapasitas kalor tidak konstan dengan perubahan suhu yang lebih besar.

C.  Orde Reaksi

1.     Pengertian Orde Reaksi

Orde reaksi terhadap suatu komponen merupakan pangkat dari konsentrasi komponen itu, dalam hukum laju. Contohnya, reaksi dengan hukum laju persamaan v = k[A][B] merupakan orde pertama dalam A dan orde pertama dalam B.

Orde keseluruhan reaksi merupakan penjumlahan orde semua komponennya. Jadi, secara keseluruhan hukum laju dalam persamaan tersebut adalah orde kedua.

2.     Penerapan Orde Reaksi

Reaksi tidak harus mempunyai orde bilangan bulat. Demikian halnya dengan reaksi fase-fase. Contohnya, jika reaksi mempunyai hukum laju:

v = k[A]^1/2[B]

maka reaksi ini mempunyai orde setengah dalam A, orde pertama dalam B, dan secara keseluruhan mempunyai orde satu setengah. Jika hukum laju tidak berbentuk [A]^x[B]^y[C]^z . . ., maka reaksi itu tidak mempunyai orde. Hukum laju yang ditentukan secara eksperimen untuk reaksi fase gas:

H₂ + Br₂ 2 HBr  

adalah v = {k[H₂][Br₂]^3/2} / { [Br₂] + k'[HBr]}

Walaupun reaksi ini mempunyai orde pertama dalam H₂, tetapi ordenya terhadap Br₂, HBr dan keseluruhan, tidak tertentu (kecuali pada kondisi yang disederhanakan, seperti jika         [Br₂] >> k' [HBr]).

Hukum laju berasal dari eksperimen, dan umumnya tidak dapat diduga dari persamaan reaksi. Contohnya, reaksi hidrogen dengan brom mempunyai stoikiometri sangat sederhana, tetapi hukum lajunya sangat rumit. Demikian pula dengan dekomposisi termal dari nitrogen(V) oksida:

2 N₂O₅ (g) 4 NO₂ (g) + O₂ (g)                v = k[ N₂O₅]

dan reaksinya merupakan orde pertama. Walaupun demikian, dalam beberapa kasus, hukum lajunya menggambarkan stoikiometri reaksi. Inilah halnya dengan oksidasi nitrogen(II) oksida, yang pada kondisi tertentu mempunyai hukum laju orde ketiga:

2 NO (g) + O₂ (g) 2 NO₂ (g)                  v = k[ NO]²[O₂]

            Beberapa reaksi mentaati laju reaksi ke nol, dan karenanya mempunyai laju yang tidak bergantung pada konsentrasi reaktan (selama masih ada sejumlah reaktan). Jadi, dekomposisi katalitik dari fosfin pada wolfram panas tekanan tinggi mempunyai hukum laju: PH₃ terdekomposisi pada laju tetap sampai habis seluruhnya. Pada saat itulah reaksi berhenti dngan tiba-tiba. Hanya reaksi heterogen yang dapat mempunyai hukum laju dengan orde ke nol secara keseluruhan

v = k

Pernyataan itu menunjukkan adanya tiga masalah. Pertama harus mencari cara menentukan hukum laju dan mendapatkan konstanta laju dari data eksperimen. Kedua harus mencari cara untuk menyusun mekanisme reaksi yang konsisten dengan hukum laju. Ketiga harus menjelaskan tentang nilai konstanta laju dan tentang ketergantungan konstanta laju itu pada temperatur.