Termokimia

Persamaan termokimia berbeda dengan persamaan stoikiometri, pada persamaan termokimia koefisien reaksi selain menunjukkan perbandingan jumlah mol, juga menyatakan jumlah mol yang bereaksi.Persamaan termokimia juga menyertakan nilai perubahan entalpi.

Kalor reaksi dapat ditentukan  melalui percobaan dengan menggunakan alat yang disebutKalorimeter.Kalorimeter adalah suatu sistem terisolasi (tidak ada pertukaran materi dan energi dengan lingkungan di luar kalorimeter).Dengan demikian semua kalor yang dibebaskan oleh reaksi yang terjadi di dalam kalorimeter tidak ada yang terbuang keluar.

Pada penentuan kalor reaksi secara eksperimen, ada reaksi yang sulit ditentukan kalor reaksinya. Hal itu dapat kita lihat pada reaksi yang mempunyai tahapan-tahapan. Misalnya, pada reaksi pembentukan gas CO₂ dari pembakaran karbon (C) dengan gas O₂.

·           Satu tahap

C_(s) + ½O_2(g)   →   CO_{2 (g)}         

·           Dua tahap

a.         C_(s)  +   ½O_2(g)   →    CO_(g)       

b.        

+

CO_(g)  + ½O_2(g)         →    CO_{2 (g)}   

 C_(s) +  O_2(g)    →   CO_{2 (g)}         

Pada tahun 1940, berdasarkan percobaan-percobaan yang dilakukannya, Henry Hess menemukan bahwa kalor reaksi tidak bergantung pada lintasan, tetapi hanya bergantung pada keadaan awal dan keadaan akhir. Artinya, jika keadaan awal dan keadaan akhir sama, maka kalor reaksi adalah sama, meski berlangsung menurut lintasan yang berbeda.

Pada reaksi pembentukan gas CO₂ dari pembakaran karbon (C) dengan gas O₂ di atas, maka kalor reaksi satu tahap adalah sama dengan kalor reaksi dua tahap karena keduanya mempunyai keadaan awal dan akhir yang sama.

Perubahan entalpi pada kedua macam reaksi di atas adalah sebagai berikut :

·           Satu tahap

C_(s) + ½O_2(g)   →   CO_{2 (g)}                ∆H = - 394 kJ

·           Dua tahap

a.         C_(s)  +   ½O_2(g)   →    CO_(g)        ∆H = - 111 kJ

b.        

+

CO_(g)  + ½O_2(g)         →    CO_{2 (g)}  ∆H = - 283 kJ   

 C_(s) +  O_2(g)    →   CO_{2 (g)}          ∆H = - 394 kJ 

Hess menyimpulkan penemuannya dalam suatu hukum yang dikenal sebagai Hukum Hess : “Kalor reaksi hanya bergantung pada keadaan awal dan keadaan akhir, idak pada lintasannya”. Dengan kata lain, kalor reaksi total sama dengan jumlah kalor tahap-tahap reaksinya.  Hukum Hess disebut juga hukum penjumlahan kalor.

Perhitungan ∆ H reaksi juga dapat dilakukan dengan cara menggunakan data dasar kalor reaksi pembentukan standar (∆ H°f). Kalor pembentukan standar merupakan kalor pembentukan senyawa dari unsur-unsurnya. Perhatikan persamaan reaksi kesetimbangan umum berikut.

aA + bB   →  cC + dD

∆ Hreaksi = (c × C + d × D) – (a × A + b × B)

=∑ ∆ H °f produk – ∑ ∆  H°f reaktan

Jadi, secara umum  ∆ H reaksi dapat ditentukan dengan rumus

Hreaksi = =∑ ∆ H °f produk – ∑ ∆  H°f reaktan

∑ ∆ H °f produk  merupakan jumlah entalpi pembentukan standar dari zat-zat produk.

∑ ∆  H°f reaktan : merupakan jumlah entalpi pembentukan standar dari zat-zat reaktan.

Entalpi dan kalor reaksi selain dapat ditentukan dengan kalorimeter atau dengan cara hukum Hess , dapat pula ditentukan dengan menghitung energi ikatan yang digunakan untuk melepas atau membentuk suatu ikatan. Energi ikatan atau energi dissosiasi merupakan energi yang diperlukan untuk memutuskan 1 mol ikatan molekul gas menjadi atom-atomnya dalam fase gas.

Perubahan entalpi reaksi dapat dihitung dengan menggunakan data energi ikatan.

Energi ikatan adalah energi yang diperlukan untuk memutuskan ikatan oleh satu

molekul gas menjadi atom-atom dalam keadaan gas. Harga energi ikatan selalu positif, dengan satuan kJ atau kkal, serta diukur pada kondisi zat-zat berwujud gas.