PERKEMBANGAN TERMOKIMIA

” PERKEMBANGAN TERMOKIMIA ”

Reaksi kimia selalu disertai perubahan energi. Ada reaksi yang melepas (menghasilkan) energi, dan ada pula reaksi yang menyerap (memerlukan) energi. Dalam sebagian besar reaksi-reaksi kimia, perubahan energi berwujud perubahan kalor (Panas), baik kalor yang di lepaskan maupun kalor yang di serap selama reasksi berlangsung. Itulah sebabnya, cabang ilmu kimia yang mempelajari perubahan energi disebut termo kimia. Sampai pertengahan abad ke 19, para ilmuwan masih menganggap panas sebagai salah satu materi. Antoine Laurent Lavoisier dalam bukunya Traite Elementaire de Chimie tahun seribu tujuh ratus delapan puluh sembilan, menciptakan istilah “kalor” dengan bukunya New System of Chemical Philosophy tahun 1803 yang mengemukakan teori atom, mendeskripsikan kalor sebagai “materi fluida” yang mengelilingi atom-atom suatu zat dan dapat dilepaskan melalui reaksi-reaksi yang menghasilkan panas. Demikian pula dalam Buku Lehrbuch der Chemie karya Jons Jakob Berzelius tahun 1825, kalor masih tercantum dalam daftar unsur-unsur.

Ilmuwan yang pertama kali mengemukakan bahwa kalor merupakan salah satu bentuk energi adalah Julius Robert Mayer (1814-1878) dari jerman, yang sekitar tahun 1840an bekerja sebagai Dokter Kapal pada angkatan laut hindia belanda di surabaya. Mayer mengamati bahwa darah pasien orang-orang di Jawa berwarna lebih merah terang dibandingkan dengan darah pasiennya dari eropa. Ini berarti bahwa darah penduduk daerah tropis mengandung lebih banyak oksigen. Mayer menyimpulkan bahwa didaerah tropis diperlukan lebih sedikit pembakaran makanan untuk menjaga agar suhu tubuh constant, dan panas daripada pembakaran makanan itu lebih banyak dipakai untuk melakukan kerja dari individu. Jika ternyata panas dapat di ubah menjadi kerja, hal ini berarti bahwa ke-duanya merupakan bentuk energi. Mayer mempublikasikan pemikiran itu tatkala ia kembali ke eropa tahun 1842.

Pada tahun 1850 an para ilmuwan mulai mengakui panas (kalor) sebagai salah satu bentuk energi. Hal ini berkat beberapa eksperimen dari James Prescott Joule (1818-1889), seorang murid John Dalton di Inggeris. Dari berbagai eksperimennya, Joule merumuskan Asas Kekekalan Energi, yang berbunyi: “Energi tidak dapat diciptakan ataupun dimusnahkan, tetapi dapat diubah dari bentuk energi yang satu menjadi bentuk energi yang lain”. Nama Joule diabadikan dalam satuan energi menurut System International d’Unites (S.I.), satu Joule adalah kerja yang dilakukan jika gaya 1 Newton bergerak sepanjang 1 Meter.

A. AZAS KEKEKALAN ENERGI

1.Sistem dan lingkungan

Sistem adalah bagian dari alam semesta yang sedang menjadi pusat perhatian. Bagian lain dari alam semesta yang beriteraksi dengan sistem kita sebut lingkungan. Sistem kimia adalah campuran pereaksi yang sedang dipelajari. Interaksi antaraj sistem dan lingkungan dapat berupa pertukran materi dan/atau pertukaran energi. Berkaitan dengan itu, sistem dapat dibedakan atas sistem terbuka,sistem tertutup, dan sistem terisolasi. Sistem dikatakan terbuka jiak antara sistem dan lingkungan dapat mengalami pertukaran materi dan energi. Pertukaran materi artinya ada hasil reaksi yang dapat meninggalkan sistem (wadah reaksi), misalnya gas, atau ada sesuatu dari lingkungan yang dapat memasuki sistem. Selanjutnya, sistem dikatakan tertutup jika antara sistemj dan lingkungan tidak dapat terjadi pertukaran materi, tetapi dapat terjai pertukaran energi. Pada siste3m terisolasi, tidak terjadi pertukaran materi maupun enrgi dengan lingkungannya.

2.Energi Dalam

Energi didefinisikan sebagai kemmpuan melakukan kerja. Setiap zat atau sistem mempunyai sejumlah energi tertentu dan dapat digolongkan ke dalam energi kinetik dan energi potensial. Energi kinetik adalah energi yang berkaitan dengan gerakan molekul-molekul sistem. Sedangkan bentuk energi lain yang tidak berhububgan dengan gerak disebut energi potensial. Jumlah energi yang dimiliki oleh suatu sistem disebut energi dalam (Internal eneryi) dan dinyataka dengan lambang E. Komponen utama dari energi dalam yang menjadi pusat perhatian kita adalah energi termal, yaitu energi yang terkait dengan gerakan molekul-molekul sistem, dan energi kimia, yaiu energi yang terkait dengan ikatan kimia dan interaksi antarmolekul.

3.Kalor
Kalor adalah energi yang berpindah dari sistem ke lingkungan atau sebaliknya karena perbedaan suhu, yaitu dari suhu tinggi ke suhu yang lebih rendah.

Apabila suatu zat menyerap kalor, maka suhu zat itu akan naik sampai tingkat tertentu hingga zat ituakan mencair (jika zat padat) atau menguap (jika zat cair). Sebaliknya jika kalor dilepakan dari suatu zat, maka suhu zat itu akan turun sampai tingkat tertentuhingga zat itu akan mengembun (jika zat gas) atau membeku (jika zat cair).

4.Hukum Pertama Termodinamika (Azas Kekalan Enegi)

Hubungan antara energi dalam, kalor dan kerja dirumuskan dalam hukum I termodinamika, yang disebut juga hukum kekekalan energi : ”Energi dapat diubah tetapi tidak dapat dimusnahkan atau diciptakan.” secara matematika, hukum pertama termodinamika dapat dinyatakan sebagai berikut:

ΔE = q + w

Persamaan tersebut menytakan bahwa perubahan energi dalam (ΔE) sama dengan jumlah kalor yang diserap (q) ditambah dengan jumlah kerja yang diterima sistem (w).

5.Kalor Reaksi : ΔE dan ΔH

Suatu reaksi kimia dapat dipandang sebagai terdiri dua sistem yang berbeda, yaitu pereaksi dengan energi dalam E1 dan produk dengan energi dalam E2. Perubahan energi yang menyertai reaksi adalah ΔE = E2 – E­­1. sesuai dengan hukum I termodinamika, perubahan energi tersebut akan muncul sebagai kalor dan/atau kerja,

ΔE = q (kalor) + w (kerja)

Dalam hal ini, q kita sebut kalor reaksi (q reaksi).Sekarang, marilahkita perhatikan reaksi yang berlangsung paa sistem tertutup dengan volum tetap. Oleh karena berlangsung pda volum tetap (ΔV = 0), maka sistem tidak melakukan kerja, w = 0. jika kalor reaksi pada volum tetap dinyatakan dengan qv, maka persamaan hukum I termodinamika di atas dapat di tulis sebagai berikut :

ΔE = qv + 0 = qv = q reaksi

Hal itu berarti bahwa semua perubahan energi yamg menyertai reaksi akan muncul sebagai kalor. Untuk menyatakan kalor reaksi yang berlangsung pada tekanan tetap, para ahli mendefinisikan suatu besaran termodinamika, yaitu entalpi (heat content) yang diberi lambang H. Entalpi menyatakan kanungan kalor zat atau sistem. Sama halnya dengan energi dalam, nilai absolut dari entalpi tidak diketahui, tetapi perubahan entalpi yang menyertai suatu proses dapat diketahui. Perubahan entalpi (ΔH) dari suatu reaksi sama dengan jumlah kalor yang diserap atau dibebaskan oleh reaksi itu.

ΔH = q reaksi

Jadi, untuk reaksi yang berlagsung pada volum tetap,

q reaksi = ΔH = ΔE

untuk reaksi yang berlangsung peda tekanan tetap, q reaksi = ΔH; ΔH akan berbeda dari ΔE jika sistem melakukan atau menerima kerja. Entalpi tergolong fungsi keadaan dan merupakan sifat ekstensif. Oleh karena itu, perubahan entalpi yamg menyertai suatu reaksi hanya ditentukan keadaan awal dan keadaan akhir:

ΔH = Hp - Hr

Oleh karena sebagian besar reaksi berlangsung pada tekanan tetap, yitu tekanan atmosfir, maka kalor reaksi selalu dinyatakan sebagai perubahan entalpi (ΔH).

6.Reaksi Eksoterm dan Endoterm
Telah disebutkan bahwa reaksi Eksoterm adalah reaksi yang membebaskan kalor,sedangkan reaksi Endoterm adalah reaksi yang menyerap kalor. Aliran kalor padsa keduajenis reaksi itu adalah sebagai berikut.
Reaksi Eksoterm: Kalor mengalir dari sistim ke lingkungan
Reaksi Endoterm: Kalor mengalir darji lingkungan ke sistem

Pada reaksi endoterm, sistem menyerap energi. Oleh karena itu, entalpi sistem akan bertambah. Artinya entalpi produk (Hp) lebih besar dari pada entalpi pereaksi (HR). Akibatnya, perubahyan entalpi (ΔH), yaitu selisih antara entalpi produk dengan entalpi pereaksi (Hp - HR) bertanda positif.

Reaksi Endoterm: ΔH = Hp - HR > 0
Sebaliknya, pada reaksi eksoterm, sistem membebaskan energi, sehingga entalpi sistem akan berkurang, artinya entalpi produk lebih kecil daripada entalpi pereaksi. Oelh karena itu, perubahan entalpinya bertanda negatif.

Reaksi Eksoterm: ΔH = Hp - HR < 0 7.Persamaan Termokimia Persamaan reaksi ang mengikutsertakan perubahan entalpinya disebut persamaan temokimia. Nilai ΔH yang dituliskan pada persamaan termokimia disesuaikan dengan stoikiometri reaksi, artinya jumlah mol zat yang terlibat dalam reaksi sama dengan koefisien reaksinya. Selanjutnya, kerena entalpi reaksi juga bergantung paa wujud zat yang terlibat alam reaksi, maka wujud atau keadaan zat harus dinyatakan, yaitu dengan membubuhkan indeks s untuk zat padat, i uyntuk zat cair, dan g untuk zat gas. 

 

B. BERBAGAI JENIS ENTALPI MOLAR 

1.Perubahan Entalpi Standar (ΔH°) 

        Kondisi standar bagi berbagai ΔH reaksi adalah 298 K dan i atm, serta satuan ΔH adalah kJ dan satuan ΔH molar adalah kJ mol-1. Harga perubahan entalpi (ΔH) reaksi dipengaruhi oleh kondisi (suhu an tekanan) pengukuran. Oleh karena itu, perlu mencantumkan suhu dan tekanan pengukuran untuk setiap data termokimia. Data termokimia pada umumnya ditetapkan pada suhu 25° C dan tekanan 1 atm yang selanjutnya disebut kondisi standar. Perubahan entalpi yang diukur pada 25° C dan 1 atm, disebut perubahan entalpi standar dan dinyatakan dengan lambang ΔH° atau ΔH298. perubahan enytalpi reaksi yang tidak merujuk kondisi pengukurannya dinyatakan dengan lambang ΔH saja. 2.Entalpi Molar a.Entalpi Pembentukan Standar (ΔHf °= Standard Enthalpy of Formation) Perubahan entalpi pada pembentukan 1 mol zat langsung dari unsur-unsurnya disebut entalpi molar pembentukan atau enalpi pembentukan. Jika pengukuran dilakukan pada keadaan standar (298 K, 1 atm) danb semua unsur-unsurnya dalam bentuk standar, maka perubahan entalpinya disebut entalpi pembentukan standar (ΔHf°). Entalpi pembentukan dinyatakan dalam kilijoule per mol (kJ mol-1). Yang dimaksud bentuk standar dari suatu unsur adalah bentuk yang paling stabil dari unsur itu pada kondisi standar (298 K, 1 atm). Dua hal yang perlu diperhatikan berkaitan dengan entalpi pembentuka yaitu bahwa zat yang dibentuk adalah 1 mol dan dibentuk dari unsurnya dalam bentuk standar. b.Entalpi Penguraian (ΔHd ° : Standard Enthalpy of Dissosiation) Reksi penguraian adalah kebalikan dari reksi pembentukan. Oleh karena itu, sesuai dengan azas kekalan enregi, nilai entalpi penguraian sama dengan entalpi pembentukannya, etapi tandanya berlawanan. c.Entalpi Pembakaran Standar (ΔHc° = Standard Enthalpy of Combution) Reaksi suatu zat dengan oksigen disebut reaksim pembakaran. Zat yang mudah terbakar adalah unsur karbon, hidrogen, belerang dan berbagai senyawa dari unsur tersebut. Pembakaran dinyatakan sempurna jika, Karbon (C) terbakar menjadi CO2 Hidrogen (H) terbakar menjadi H2O Belerang (S) terbakar menjadi SO2 Perubahn entalpi pada pembakaran sempurna 1 mol suatu zat yang diukur pada 298 K, 1 atm disebut entalpi pembakaran standar dan dinyatakan dengan ΔHc° (standard enthalpy of combution). ELEKTROKIMIA Pengenalan Penemuan dalam bidang Sains dapat berlaku secara tidak sengaja.Contohnya, Elektrokimia ditemui secara  tidak sengaja di makmal ahli fisiologi yang bernama Luigi Galvani [1737 - 1798] dalam abad yang ke-18. Apabila Galvani menggantungkan dawai yang disambung kepada  kaki katak pada rod besi, beliau mendapati bahawa kaki  katak itu tersentak. Rakannya, Allesandro Volta [1745 - 1827] mencadangkan bahawa sentakan ini disebabkan oleh arus elektrik yang terhasil apabila apabila dua logam yang berlainan disambungkan melalui suatu larutan yang dapat mengalirkan arus elektrik. Penemuan ini telah membuka jalan kepada ahli sains untuk menguraikan sebatian dan seterusnya menganalisis unsur juzuknya. Penemuan ini juga telah membawa kepada penghasilan Sel Kimia. Elektrokimia Elektrolit Elektrokimia adalah kajian mengenai proses perubahan antara Tenaga Kimia dan Tenaga Elektrik. Perubahan tenaga dalam elektrokimia terdiri daripada: 1.Tenaga Elektrik --> Tenaga Kimia [Proses Elektrolisis]

2.Tenaga Kimia -->  Tenaga Elektrik [Sel Kimia]

Semua bahan yang berada dalam keadaan sebatian leburan ataupun larutan akueus terbahagi kepada dua kategori - dari segi elektrokimia, iaitu:

Elektrolit merupakan bahan kimia yang boleh mengkonduksikan elektrik dalam keadaan sebatian leburan dan larutan akueus garam.     

Contoh bahan elektrolit ialah larutan asid cair, leburan garam dan larutan akueus garam.

Bukan Elektrolit merupakan bahan kimia yang tidak dapat mengkonduksikan elektrik dalam sebarang keadaan.

Contoh bagi bahan bukan elektrolit ialah sebatian kovalen seperti ubat gegat (naftalena), produk getah (lateks) dan larutan gula. 

Proses Elektrolisis
 

Istilah elektrolisis diperkenalkan oleh Michael Faraday [1791 - 1867]. 'Lisis' bermaksud memecah dalam bahasa Yunani. Jadi, elektrolisis bermaksud pemecahan oleh arus elektrik.

Proses Elektrolisis adalah keadaan di mana apabila elektrolit mengkonduksikan elektrik, perubahan kimia berlaku dan elektrolit terurai kepada juzuk-juzuk unsurnya di elektrod.

Kekonduksian elektrik dalam sesuatu bahan berasaskan pergerakan zarah-zarah yang bercas.

Dalam logam, pergerakan elektron menyebabkan kekonduksian.

Dalam elektrolit, kekonduksian adalah disebabkan oleh pergerakan ion positif dan ion negatif.

Kebanyakan sebatian kovalen adalah bukan elektrolit kerana terdiri daripada molekul yang tidak bercas. Namun begitu, terdapat sebatian yang tergolong sebagai elektrolit. Contohnya ialah asid hidroklorik, asid etanoik dan ammonia. Sebatian-sebatian ini akan menghasilkan ion-ion bebas apabila bertindakbalas dengan air.

Ion ialah zarah bercas sama ada positif ataupun negatif yang terbentuk apabila atom atau kumpulan atom membebaskan elektron atau menerima elektron.

Ion positif ataupun kation terbentuk apabila atom neutral membebaskan elektron .Biasanya, atom logam membentuk ion positif.

Ion negatif ataupun anion terbentuk apabila atom neutral menerima elektron.Biasanya, atom bukan logam membentuk ion negatif.

 
SIFAT FISIK SUATU MOLEKUL

Sifat fisik suatu molekul ditentukan oleh gaya tarik antar molekul antara lain titik didih dan titik leleh.

Marilah kita pelajari pengaruh masing-masing gaya tarik antar molekul terhadap titik didih molekulnya suatu molekul Gaya London mengakibatkan titik leleh dan titik didih molekulnya menjadi lebih rendah daripada molekul lain dengan massa atom relatif (Mr) sama yng tidak memiliki Gaya London. Jika molekul-molekulnya kecil, zat-zat ini biasanya berbentuk gas pada suhu kamar.

Molekul yang mempunyai gaya tarik-menarik dipol-dipol menyebabkan titik didih dan titik leleh lebih tinggi daripada molekul yang memiliki Gaya London pada molekul dengan massa molekul relatif sama. Hal ini karena gaya tarik dipol-dipol lebih kuat daripada Gaya London.

Bagaimana titik didih dan titik leleh senyawa yang massa molekul relatifnya (Mr) berbeda jauh sedangkan keduanya bersifat polar ?

HI memiliki titik didih yang lebih tinggi daripada HCl sehingga lebih polar dari HI. Massa molekul relatif HI lebih besar daripada HCl sehingga titik didih HI lebih tinggi dari HCl. Hal ini menunjukkan bahwa Gaya London lebih dapat digunakan dalam membandingkan sifat zat dengan massa molekul relatif yang jauh berbeda.

Selanjutnya, bagaimana pengaruh ikatan hidrogen terhadap sifat fisik suatu senyawa ?

Ikatan hidrogen tidak hanya berpengaruh pada titik didih dan titk leleh suatu zat tetapi juga kalarutannya dalam suatu pelarut.

Senyawa yang berikatan hidrogen mudah larut dalam senyawa lain yang juga berikatan hidrogen. Contohnya NH3 dalam H2O seperti pada gambar 11.
Gambar 11 . Ikatan Hidrogen antara NH3 dengan air.
Senyawa organik-alkohol, asam karboksilat, amina, glukosa-larut dalam air karena membentuk ikatan hidrogen dengan molekul air.
Gambar 12. Ikatan Hidrogen antar Molekul Etanol dengan air

Senyawa yang memilih ikatan hydrogen akan memilih titik didih lebih tinggi dari pada molekul yang memilih ikatan Van Der Waals atau gaya tarik dipol-dipol. Senyawa hydrida dari unsur golongan IV, V dan VI memilih gaya Van Der Waals yang bertambah dari atas ke bawah setiap golongannya, sehingga titik didih dan titik lelehnya seharusnya meningkat tetepi kenyataannya berbeda.

Perhatikan gambar 13 grafik berikut ini.

Gambar 13. Titik leleh dan titik didih gas mulia dan
senyawa Hidrogen dari golongan IVA,VA,VIA dan VIIA.

Pada gambar 13 ditunjukan titik didih dan titik leleh untuk lima golongan zat. Perhatikan grafik Ne Ke Xe dan CH4 ke SnH4, molekul non polar saling tarik menarik oleh dipol terimbas sesaat atau Gaya London. Kedua grafik ini untuk membandingkan titik didih dari pasangan molekul yang Massa Molekul relatif hampir sama. Perhatikan Ne dan CH4. molekul gas mulia mempunyai distribusi elektron yang sederhana sedangkan CH4 merupakan tetrahedron (segi empat) yang menggembung dan saling tarik menarik lebih kuat. Akibatnya titik didih CH4 lebih tinggi daripada Ne.

Bandingkan molekul yang strukturnya berlainan tetapi massa molekul relatifnya hampir sama.

Perhatikan titk didih Ve, SnH4, HI, SbH3, dan H2Te. Tiga yang terakhir ini memiliki titik didh yang lebih tinggi karena molekul-molekul ini merupakan senyawa polar yang memerlukan energi kinetik yang lebih besar untuk memisahkan masing-masing unsurnya satu sama lain.

Dapat Anda perhatikan unsur satu golongan (gambar 18) akan memiliki titik didih dan titik leleh yang bertambah, sesuai dengan bertambahnya nomor atom, massa atom relatif dan perioda.

Senyawa yang memiliki ikatan Hidrogen akan memiliki titk didih dan titik leleh yang lebih tinggi dari senyawa lain yang tidak memiliki ikatan hidrogen. Perhatikan gambar 14 sampai 17.

Bandingkanlah molekul yang memiliki ikatan hidrogen (HF, NH3, H2O) dengan molekul segolongannya.
Titik didih H2O lebih tinggi daripada H2S, H2Se dan H2Te. Begitu pula titik didih NH3 lebih tinggi daripada PH3, AsH3, SbH3.
Hal ini ternyata disebabkan terdapatnyan ikatan Hidrogen yang kuat antar molekul-molekulnya.
Bagaimana senyawa organik ?
Apakah ikatan Hidrogen dapat mempengaruhi titik didihnya juga ?
Coba Anda bandingkan titik didih propane dengan etanol menggunakan data dalam tabel 4.

Etanol memiliki titik didih yang sangat tinggi dibandingkan dengan propana walaupun massa molekul relatif (Mr) keduanya tidak jauh berbeda. Hal ini terjadi karena dalam molekul etanol terdapat ikatan hidrogen sedangkan propana tidak. Perhatikan rumus struktur etanol dan propana berikut ini :

Gambar 19. Rumus struktur etanol dan propana

Akibat lain dari adanya ikatan hidrogen adalah terjadinya penyimpanan massa molekul relatif. Seperti halnya asam etanoat (asam asetat) atau dalam kehidupan sehari-hari dikenal dengan asam cuka, yang biasa di jumpai dalam wujud larutan tetapi dapat di jumpai dalam wujud gas. Wujud yang terakhir ini terjadi karena du molekul asam cuka bergabung bersama dengan ikatan hidrogen sehingga massa molekul relatifnya (Mr) menjadi 120, dua kali besar dari biasanya yaitu 60.

Terjadinya pengabungan dua molekul sehingga berpasangan di sebut “dimerisation”. Peristiwa ini dapat di gambarkan sebagai berikut :

Gambar 20. Rumus struktur dua molekul asam etanoat.

Senyawa yang membentuk ikatan hidrogen inter molekul akan memiliki titik didih dan titik leleh yang lebih tinggi dibandingkan dengan senyawa yang membentuk ikatan hidrogen intra molekul. Hal ini karena energi kinetik ikatan hidrogen inter molekul lebih besar dari pada ikatan hidrogen intra molokul.

Selesailah uraian materi pada kegiatan belajar 2. untuk menguji pemahaman Anda, silakan kerjakan Tugas 2.