TERMOKIMIA
1. PENGERTIAN TERMOKIMIA
Termokimia adalah ilmu yang mempelajari
hubungan antara energi panas dan energi kimia. Sedangkan energi kimia
didefinisikan sebagai energi yang dikandung setiap unsur atau senyawa. Energi
kimia yang terkandung dalam suatu zat adalah semacam energi potensial. Energi
potensial kimia yang terkandung dalam suatu zat disebut panas dalam atau entalpi
dan dinyatakan dengan simbol H. Selisih antara entalpi reaktan dan entalpi
hasil pada suatu reaksi disebut perubahan entalpi reaksi. Perubahan
entalpi reaksi disimbolkan dengan ΔH.
Bagian dari ilmu kimia yang mempelajari perubahan kalor atau panas
suatu zat yang menyertai suatu reaksi atau proses kimia dan fisika disebut
termokimia. Secara operasional termokimia berkaitan dengan pengukuran dan
pernafsiran perubahan kalor yang menyertai reaksi kimia, perubahan keadaan, dan
pembentukan larutan.
Termokimia merupakan
pengetahuan dasar yang perlu diberikan atau yang dapat diperoleh dari
reaksi-reaksi kimia, tetapi juga perlu sebagai pengetahuan dasar untuk
pengkajian teori ikatan kimia dan struktur kimia. Fokus bahasan dalam
termokimia adalah tentang jumlah kalor yang dapat dihasilkan oleh sejumlah
pereaksi serta cara pengukuran kalor reaksi.
2. HUKUM
TERMOKIMIA
Dalam mempelajari reaksi kimia dan
energi kita perlu memahami hukum-hukum yang mendasari tentang perubahan dan
energi.
Hukum kekekalan energi
Dalam perubahan kimia atau fisika energi tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan, energi hanya dapat diubah dari satu bentuk ke bentu lainnya. Hukum ini merupakan hukum termodinamika pertama dan menjadi dasar pengembangan hukum tentang energi selanjutnya, seperti konversi energi.
Hukum Laplace
Hukum ini diajukan oleh Marquis de Laplace dan dia menyatakan bahwa jumlah kalor yang dilepaskan dalam pembentukan sebuah senyawa dari unsur-unsurnya sama dengan jumlah kalor yang dibutuhkan untuk menguraikan senyawa tersebut menjadi unsur-unsurnya.
Panjabaran dari hukum ini untuk entalphi reaksi ΔH dan kalor reaksi;
C + O2 → CO2 ΔH = -94 Kkal
CO2 → C + O2 ΔH = +94 Kkal
Sedangkan untuk kalor reaksi,
C + O2 → CO2 -94 Kkal
CO2 → C + O2 +94 Kkal
Untuk reaksi pertama, unsur C bereaksi dengan gas oksigen menghasilkan karbondioksida dan kalor sebesar 94 Kkal. Sedangkan reaksi kedua karbondioksida terurai menjadi unsur C dan gas oksigen dengan membutuhkan kalor sebesar 94 Kkal.
Dari sisi tanda, tampak jelas perbedaan antara entalphi reaksi dengan kalor reaksi, jika entalphi bernilai positif maka kalor reaksi bernilai negatif, demikian pula sebaliknya jika entalphi negatif maka kalor reaksi positif.
Hukum kekekalan energi
Dalam perubahan kimia atau fisika energi tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan, energi hanya dapat diubah dari satu bentuk ke bentu lainnya. Hukum ini merupakan hukum termodinamika pertama dan menjadi dasar pengembangan hukum tentang energi selanjutnya, seperti konversi energi.
Hukum Laplace
Hukum ini diajukan oleh Marquis de Laplace dan dia menyatakan bahwa jumlah kalor yang dilepaskan dalam pembentukan sebuah senyawa dari unsur-unsurnya sama dengan jumlah kalor yang dibutuhkan untuk menguraikan senyawa tersebut menjadi unsur-unsurnya.
Panjabaran dari hukum ini untuk entalphi reaksi ΔH dan kalor reaksi;
C + O2 → CO2 ΔH = -94 Kkal
CO2 → C + O2 ΔH = +94 Kkal
Sedangkan untuk kalor reaksi,
C + O2 → CO2 -94 Kkal
CO2 → C + O2 +94 Kkal
Untuk reaksi pertama, unsur C bereaksi dengan gas oksigen menghasilkan karbondioksida dan kalor sebesar 94 Kkal. Sedangkan reaksi kedua karbondioksida terurai menjadi unsur C dan gas oksigen dengan membutuhkan kalor sebesar 94 Kkal.
Dari sisi tanda, tampak jelas perbedaan antara entalphi reaksi dengan kalor reaksi, jika entalphi bernilai positif maka kalor reaksi bernilai negatif, demikian pula sebaliknya jika entalphi negatif maka kalor reaksi positif.
Hukum Hess
Hukum ini diajukan oleh Germain Hess, dia menyatakan bahwa entalphi reaksi (ΔH) hanya tergantung pada keadaan awal reaksi dan hasil reaksi dan tidak bergantung pada jalannya reaksi. Jika suatu reaksi merupakan penjumlahan aljabar dari dua atau lebih reaksi, maka perubahan entalphi (ΔH) atau kalor reaksinya juga merupakan penjumlahan aljabar dari (ΔH) yang menyertai reaksi. Berdasarkan persamaan reaksi gas karbon dioksida dapat terbentuk melalui dua tahap, yang pertama pembentukan karbonmonoksida dari unsur-unsurnya dan dilanjutkan dengan oksidasi dari karbonmonoksida menjadi karbondioksida.
Penjumlahan aljabar ΔHreaksi dari setiap tahap reaksi juga dilakukan sesuai dengan tahap reaksi, maka ΔHreaksi dari pembentukan gas Karbon dioksida juga dapat dilakukan.
Berdasarkan berbagai jenis reaksi, maka kita juga dapat mengembangkan jenis kalor reaksi atau ΔH yang disesuaikan dengan jenis reaksinya, ada empat jenis kalor reaksi yaitu kalor reaksi pembentukan, penguraian, pembakaran dan pelarutan.
Hukum ini diajukan oleh Germain Hess, dia menyatakan bahwa entalphi reaksi (ΔH) hanya tergantung pada keadaan awal reaksi dan hasil reaksi dan tidak bergantung pada jalannya reaksi. Jika suatu reaksi merupakan penjumlahan aljabar dari dua atau lebih reaksi, maka perubahan entalphi (ΔH) atau kalor reaksinya juga merupakan penjumlahan aljabar dari (ΔH) yang menyertai reaksi. Berdasarkan persamaan reaksi gas karbon dioksida dapat terbentuk melalui dua tahap, yang pertama pembentukan karbonmonoksida dari unsur-unsurnya dan dilanjutkan dengan oksidasi dari karbonmonoksida menjadi karbondioksida.
Penjumlahan aljabar ΔHreaksi dari setiap tahap reaksi juga dilakukan sesuai dengan tahap reaksi, maka ΔHreaksi dari pembentukan gas Karbon dioksida juga dapat dilakukan.
Berdasarkan berbagai jenis reaksi, maka kita juga dapat mengembangkan jenis kalor reaksi atau ΔH yang disesuaikan dengan jenis reaksinya, ada empat jenis kalor reaksi yaitu kalor reaksi pembentukan, penguraian, pembakaran dan pelarutan.
3. ENTALPI
Entalpi (H) adalah jumlah total dari semua bentuk energi. Entalpi
(H) suatu zat ditentukan oleh jumlah energi dan semua bentuk energi yang
dimiliki zat yang jumlahnya tidak dapat diukur dan akan tetap konstan selama
tidak ada energi yang masuk atau keluar dari zat.
Untuk
menyatakan kalor reaksi pada tekanan tetap (qp )
digunakan besaran yang disebut Entalpi ( H ).H = E + ( P.V )
Perubahan
kalor atau entalpi yang terjadi selama proses penerimaan atau pelepasan kalor
dinyatakan dengan ” perubahan entalpi (ΔH) ” . Harga entalpi zat
sebenarnya tidak dapat ditentukan atau diukur. Tetapi ΔH dapat ditentukan
dengan cara mengukur jumlah kalor yang diserap sistem. Misalnya pada perubahan
es menjadi air, yaitu 89 kalori/gram. Pada perubahan es menjadi air, ΔH adalah
positif, karena entalpi hasil perubahan, entalpi air lebih besar dari pada
entalpi es. Pada perubahan kimia selalu terjadi perubahan entalpi. Besarnya
perubahan entalpi adalah sama besar dengan selisih antara entalpi hasil reaksi
dan jumlah entalpi pereaksi.
Setiap
sistem atau zat mempunyai energi yang tersimpan didalamnya. Energi potensial
berkaitan dengan wujud zat, volume, dan tekanan. Energi kinetik ditimbulkan
karena atom – atom dan molekul-molekul dalam zat bergerak secara acak. Jumlah
total dari semua bentuk energi itu disebut entalpi (H) . Entalpi akan
tetap konstan selama tidak ada energi yang masuk atau keluar dari zat. . Misalnya
entalpi untuk air dapat ditulis H H20 (l) dan untuk es ditulis H H20
(s).
Entalpi
(H) suatu zat ditentukan oleh jumlah energi dan semua bentuk energi yang
dimiliki zat yang jumlahnya tidak dapat diukur. Perubahan kalor atau entalpi
yang terjadi selama proses penerimaan atau pelepasan kalor dinyatakan dengan ”
perubahan entalpi (ΔH) ” . Misalnya pada perubahan es menjadi air,
maka dapat ditulis sebagai berikut:
Δ H = H H20
(l) -H H20 (s)
Termokimia
merupakan bagian dari ilmu kimia yang mempelajari perubahan entalpi yang
menyertai suatu reaksi. Pada perubahan kimia selalu terjadi perubahan entalpi.
Besarnya perubahan entalpi adalah sama besar dengan selisih antara entalpi
hasil reaksi dam jumlah entalpi pereaksi.
4. JENIS-JENIS TERMOKIMIA
A.
Reaksi Eksoterm
Reaksi eksoterm adalah reaksi yang disertai perpindahan
kalor dari Sistem ke Lingkungan. Pada reaksi eksoterm ditandai dengan
pelepasan energi dan saat terjadi reaksi ditandai dengan suhu sistem yang
naik. Sistem melepaskan kalor ke lingkungan karena adanya kenaikan suhu. Reaksi
eksoterm ini berharga NEGATIF.
ΔH = Hp – Hr
KETERANGAN:
·
Hp adalah Entalpi produk
·
Hr adalah Entalpi reaktan/ pereaksi
·
Dengan ketentuan: Hp < Hr dan ΔH < 0
B. Reaksi Endoterm
Reaksi endoterm adalah reaksi yang disertai perpindahan
kalor dari Lingkungan ke Sistem. Pada reaksi eksoterm ditandai dengan
penyerapan energi dan saat terjadi reaksi ditandati dengan suhu sistem
yang turun.Sistem menyerap kalor oleh sistem karena adanya penurunan suhu.
Reaksi Endoterm ini berharga POSITIF.
ΔH = Hp – Hr
Dengan ketentuan Hp > Hr dan ΔH > 0
5. PERUBAHAN ENTALPI STANDAR
Berikut macam-macamp erubahan entalpi
standar:
A. Perubahan entalpi pembentukan (formation)
standar (∆Hof)
Yakni perubahan entalpi yang terjadi pada pembentukan 1 mol
senyawa dari unsur-unsurnya, yang diukur pada keadaan standar.
Contoh :
·K(s) + Mn(s) + 2O2(g) →
KMnO4 ∆Hof = – 813 kJ/mol
·
Ag(s) + ½ Cl2(g) → AgCl2(s) ∆Hof
= – 127 kJ/mol
B. Perubahan entalpi penguraian (deformation)
standar (∆Hod)
Yakni perubahan entalpi yang terjadi pada penguraian 1 mol
senyawa menjadi unsur-unsurnya dan diukur pada keadaan standar.
Contoh :
AgCl2(s) → Ag(s) + ½ Cl2(g) ∆Hof
= + 127 kJ/mol
KMnO4→ K(s) + Mn(s) + 2O2(g) ∆Hof
= + 813 kJ/mol
C. Perubahan entalpi pembakaran (combussion) standar
(∆Ho C)
Yakni perubahan entalpi yang terjadi pada pembakaran 1 mol
unsur atau senyawa diukur pada keadaan standar. Reaksi pembakaran selalau
membutuhkan oksigen (O2) untuk bereaksi dan reaksi bersifat eksoterm
(melepas panas), walaupun biasanya reaksi pembakaran juga membutuhkan panas/
api. Namun jumlah energi yang dihasilkan lebih besar dari energi yang
dibutuhkan untuk pembakaran.
Contoh :
CH4(g) + O2(g) → CO2(g) +
2H2O(g) ∆HoC = – 889,5 kJ
C2H2(g) + O2(g) → 2CO2(g)
+ H2O(g) ∆HoC = – 129,9 Kj
D. Perubahan entalpi netralisasi (∆HoN)
Yakni perubahan entalpi yang terjadi saat asam dengan basa
bereaksi tiap mol asam atau basa.
Contoh : NaOH(aq) + HCl(aq) → NaCl(aq) + H2O(l)
∆HoN = – 57,1 Kj
6. Persamaan Termokimia
Persamaan reaksi yang mengikutsertakan perubahan entalpinya
disebut persamaan termokimia. Nilai ΔH yang dituliskan pada
persamaan termokimia disesuaikan dengan stokiometri reaksi. Artinya jumlah mol
zat yang terlibat dalam reaksi sama dengan koefisien reaksinya.Oleh karena
entalpi reaksi juga bergantung pada wujud zat harus dinyatakan, yaitu dengan
membubuhkan indeks s untuk zat padat , l untuk zat cair, dan g untuk zat gas.
Perhatikan contoh berikut
. Contoh: Pada
pembentukan 1a mol air dari gas hidrogen dengan gas oksigen dibebaskan 286 kJ.
Kata “dibebaskan” menyatakan bahwa reaksi tergolong eksoterm. Oleh karena itu
?H = -286 kJ Untuk setiap mol air yang terbentuk. Persamaan termokimianya
adalah:
H2 (g) + 1/2 O2 (g) ——> H2O (l)
ΔH = -286 kJ
Atau
2 H2 (g) + O2 (g) ——> 2 H2O
(l)
ΔH = -572 kJ
(karena koefisien reaksi dikali dua, maka harga ΔH
juga harus dikali dua).
7. Kalor Pembakaran
Reaksi kimia yang umum digunakan untuk menghasilkan energi
adalah pembakaran, yaitu suatu reaksi cepat antara bahan bakar denga oksigen
yang disertai terjadinya api. Bahan bakar utama dewasa ini adalah bahan bakar
fosil, yaitu gas alam, minyak bumi, dan batu bara. Bahan bakar fosil itu
berasal dari pelapukan sisa organisme, baik tumbuhan atau hewan. Pembentukan
bahan bakar fosil ini memerlukan waktu ribuan sampai jutaan tahun.
Bahan bakar fosil terutama terdiri atas senyawa hidrokarbon,
yaitu senyawa yang hanya terdiri atas karbon dan hidrogen. Gas alam terdiri
atas alkana suku rendah terutama metana dan sedikit etana, propana, dan butana.
Seluruh senyawa itu merupakan gas yang tidak berbau. Oleh karena itu, kedalam
gas alam ditambahkan suatu zat yang berbau tidak sedap, yaitu merkaptan,
sehingga dapat diketahui jika ada kebocoran. Gas alam dari beberapa sumber
mengandung H2S, suatu kontaminan yang harus disingkirkan sebelum gas digunakan
sebagai bahan bakar karena dapat mencemari udara. Beberapa sumur gas juga
mengandung helium.Minyak bumi adalah cairan yang mengandung ratusan macam
senyawa, terutama alkana, dari metana hingga yang memiliki atom karbon mencapai
lima puluhan. Dari minyak bumi diperoleh bahan bakar LPG (Liquified Petroleum
gas), bensin, minyak tanah, kerosin, solar dan lain-lain. Pemisahan komponen
minyak bumi itu dillakukan dengan destilasi bertingkat. Adapun batu bara adalah
bahan bakar padat, yang terutama, terdiri atas hidrokarbon suku tinggi. Batu
bara dan minyak bumi juga mengandung senyawa dari oksigen, nitrogen, dan
belerang.Bahan bakar fosil, terutama minyak bumi, telah digunakan dengan
laju yang jauh lebih cepat dari pada proses pembentukannya. Oleh karena itu,
dalam waktu yang tidak terlalu lama lagi akan segera habis. Untuk menghemat
penggunaan minyak bumi dan untuk mempersiapkan bahan bakar pengganti, telah
dikembangkan berbagai bahan bakar lain, misalnya gas sintesis (sin-gas) dan
hidrogen. Gas sintetis diperoleh dari gasifikasi batubara. Batu bara merupakan
bahan bakar fosil yang paling melimpah, yaitu sekitar 90 %
dari cadangan bahan bakar fosil. Akan tetapi penggunaan bahan bakar batubara
menimbulkan berbagai masalah, misalnya dapat menimbulkan polusi udara yang
lebih hebat daripada bahan bakar apapun. Karena bentuknya yang padat terdapat
keterbatasan penggunaannya. Oleh karena itu, para ahli berupaya mengubahnya
menjadi gas sehingga pernggunaannya lebih luwes dan lebih bersih.
Gasifikasi batubara dilakukan dengan mereaksikan batubara
panas dengan uap air panas. Hasil proses itu berupa campuran gas CO,H2 dan CH4.
Sedangkan bahan sintetis lain yang juga banyak
dipertimbangkan adalah hidrogen. Hidrogen cair bersama-sama dengan oksigen cair
telah digunakan pada pesawat ulang-alik sebagai bahan bakar roket pendorongnya.
Pembakaran hidrogen sama sekali tidak memberi dampak negatif pada lingkungan
karena hasil pembakarannya adalah air. Hidrogen dibuat dari air melalui
reaksi endoterm berikut: H2O (l) —> 2 H2 (g) + O2 (g)
ΔH = 572 kJ
Apabila energi yang digunakan untuk menguraikan air tersebut
berasal dari bahan bakar fosil, maka hidrogen bukanlah bahan bakar yang
konversial. Tetapi saat ini sedang dikembangkan penggunaan energi nuklir atau
energi surya. Jika proyek itu berhasil, maka dunia tidak perlu khawatir akan
kekurangan energi. Matahari sesungguhnya adalah sumber energi terbesar di
bumi, tetapi tekonologi penggunaan energi surya belumlah komersial. Salah satu
kemungkinan penggunaan energi surya adalah menggunakan tanaman yang dapat
tumbuh cepat. Energinya kemudian diperoleh dengan membakar tumbuhan itu. Dewasa
ini, penggunaan energi surya yang cukup komersial adalah untuk pemanas air
rumah tangga (solar water heater). Nilai kalor dari berbagai jenis bahan
bakar diberikan pada tabel 4 berikut.
Tabel 4. Komposisi dan nilai kalor dari berbagai jenis bahan
bakar
8.
Entalpi
Pembakaran
Reaksi suatu zat dengan oksigen disebut reaksi pembakaran.
Zat yang mudah terbakar adalah unsur karbon, hidrogen, belerang, dan berbagai
senyawa dari unsur tersebut. Pembakaran dikatakan sempurna apabila karbon (c)
terbakar menjadi CO2, hidrogen (H) terbakar menjadi H2O, belerang (S)
terbakar menjadi SO2.
Perubahan entalpi pada pembakaran sempurna 1 mol suatu zat yang
diukur pada 298 K, 1 atm disebut entalpi pembakaran standar (standard
enthalpy of combustion), yang dinyatakan dengan ΔHc0 .
Entalpi pembakaran juga dinyatakan dalam kJ mol -1 . Harga entalpi
pembakaran dari berbagai zat pada 298 K. 1 atm diberikan pada tabel 3 berikut.
Tabel 3 . Entalpi Pembakaran dari berbagai zat pada 298 K, 1
atm
9. Entapi Pembentukan
Perubahan entalpi pada pembentukan 1 mol zat langsung dari
unsur-unsurnya disebut entalpi molar pembentukan atau entalpi
pembentukan. Jika pengukuran dilakukan pada keadaan standar (298 k, 1
atm) dan semua unsur-unsurnya dalam bentuk standar, maka perubahan entalpinya
disebut entalpi pembentukan standar (ΔHf 0). Entalpi
pembentukan dinyatakan dalam kJ per mol (kJ mol -1).
Supaya terdapat keseragaman, maka harus ditetapkan keadaan
standar, yaitu suhu 25 0 C dan tekanan 1 atm. Dengan demikian
perhitungan termokimia didasarkan pada keadaan standar.
Pada umumnya dalam persamaan termokimia dinyatakan:
AB + CD ———-> AC + BD Δ H0 = x kJ/mol
Δ H0 adalah lambang dari perubahan entalpi pada
keadaan itu. Yang dimaksud dengan bentuk standar dari suatu unsur adalah bentuk
yang paling stabil dari unsur itu pada kondisi standar (298 K, 1 atm).
Untuk unsur yang mempunyai bentuk alotropi, bentuk standarnya
ditetapkan berdasarkan pengertian tersebut. Misalnya, karbon yang dapat
berbentuk intan dan grafit, bentuk standarnya adalah grafit, karena grafit
adalah bentuk karbon yang paling stabil pada 298 K, 1 atm. Dua hal yang perlu
diperhatikan berkaitan dengan entalpi pembentukan yaitu bahwa zat yang dibentuk
adalah 1 mol dan dibentuk dari unsurnya dalam bentuk standar.
Contoh: Entalpi pembentukan etanol (C2H5OH) (l) adalah
-277,7 kJ per mol. Hal ini berarti: Pada pembentukan 1 mol (46 gram) etanol
dari unsur-unsurnya dalam bentuk standar, yaitu karbon (grafit), gas hidrogen
dan gas oksigen, yang diukur pada 298 K, 1 atm dibebaskan 277,7 kJ dengan
persamaan termokimianya adalah:
2 C (s, grafit) + 3H2 (g) + ½ O2 (g) –> C2 H5 OH (l) ΔH = -277,7kJ
2 C (s, grafit) + 3H2 (g) + ½ O2 (g) –> C2 H5 OH (l) ΔH = -277,7kJ
Nilai entalpi pembentukan dari berbagai zat serta persamaan
termokimia reaksi pembentukannya diberikan pada tabel 2 berikut.
Tabel 2. Nilai entalpi pembentukan berbagai zat & Persamaan
termokimia reaksi pembentukannya
10.
Entalpi Penguraian
Reaksi penguraian adalah kebalikan dari reaksi pembentukan.
Oleh karena itu, sesuai dengan azas kekekalan energi, nilai entalpi penguraian
sama dengan entalpi pembentukannya, tetapi tandanya berlawanan.
Contoh:
Diketahui ΔHf 0 H2O (l) = -286
kJ mol -1, maka entalpi penguraian H2O (l) menjadi gas hidrogen dan gas oksigen
adalah + 286 kJ mol-1
H2O (l) ——> H2 (g) + ½ O2 (g) ΔH = + 286 kJ
11.
Energi Ikatan
Pada dasarnya reaksi kimia terdiri
dari dua proses, yaitu pemutusan ikatan antar atom-atom dari senyawa yang
bereaksi (proses yang memerlukan energi) dan penggabungan ikatan kembali dari
atom-atom yang terlibat reaksi sehingga membentuk susunan baru (proses yang
membebaskan energi).
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.
Entalpi reaksi yang dihitung berdasarkan
harga energi ikatan rata-rata sering berbeda dari entalpi reaksi yang dihitung
berdasarkan harga entalpi pembentukan standar. Perbedaan ini terjadi karena
energi ikatan yang terdapat dalam suatu tabel adalah energi ikatan rata-rata.
Energi ikatan C – H dalam contoh di atas bukan ikatan C – H dalam CH4,
melainkan energi ikatan rata-rata C – H.
CH4(g) CH3(g) + H(g) H = +424 kJ/mol
CH3(g) CH2(g) + H(g) H = +480 kJ/mol
CH2(g) CH(g) + H(g) H = +425 kJ/mol
CH(g) C(g) + H(g) H = +335 kJ/mol
Jadi, energi ikatan rata-rata dari ikatan C – H adalah 416 kJ/mol. Sedangkan energi
ikatan C – H yang dipakai di atas adalah +413 kJ/mol.
CH3(g) CH2(g) + H(g) H = +480 kJ/mol
CH2(g) CH(g) + H(g) H = +425 kJ/mol
CH(g) C(g) + H(g) H = +335 kJ/mol
Jadi, energi ikatan rata-rata dari ikatan C – H adalah 416 kJ/mol. Sedangkan energi
ikatan C – H yang dipakai di atas adalah +413 kJ/mol.
Bahan Bakar dan Perubahan Entalpi Reaksi pembakaran adalah reaksi suatu zat dengan oksigen. Biasanya reaksi semacam ini digunakan untuk menghasilkan energi. Bahan bakar adalah merupakan suatu senyawa yang bila dilakukan pembakaran terhadapnya dihasilkan kalor yang dapat dimanfaatkan untuk berbagai keperluan.
Jenis bahan bakar yang banyak kita
kenal adalah bahan bakar fosil. Bahan bakar fosil berasal dari pelapukan sisa
organisme, baik tumbuhan maupun hewan yang memerlukan waktu ribuan sampai
jutaan tahun, contohnya minyak bumi dan batu bara.
Namun selain bahan bakar fosil
dewasa ini telah dikembangkan pula bahan bakar jenis lain, misalnya alkohol dan
hidrogen. Hidrogen cair dengan oksigen cair bersama-sama telah digunakan pada
pesawat ulang-alik sebagai bahan bakar roket pendorongnya. Pembakaran hidrogen
tidak memberi dampak negatif pada lingkungan karena hasil pembakarannya adalah
air.
Matahari adalah umber energi
terbesar di bumi, tetapi penggunaan energi surya belum komersial. Dewasa ini
penggunaan energi surya yang komersial adalah untuk pemanas air rumah tangga
(solar water heater). Nilai kalor dari bahan bakar umumnya dinyatakan
dalam satuan kJ/gram, yang menyatakan berapa kJ kalor yang dapat dihasilkan
dari pembakaran 1 gram bahan bakar tersebut.
Contoh : nilai kalor bahan bakar
bensin adalah 48 kJ/g, artinya setiap pembakaran sempurna 1 gram bensin akan
dihasilkan kalor sebesar 48 kJ. Pembakaran bahan bakar dalam mesin
kendaraan atau dalam industri umumnya tidak terbakar sempurna. Pembakaran
sempurna senyawa hidrokarbon (bahan bakar fosil) membentuk karbon dioksida dan
uap air.
Sedangkan pembakaran tidak
sempurnanya menghasilkan karbon monoksida dan uap air. Pembakaran tak
sempurna mengurangi efisiensi bahan bakar, kalor yang dihasilkan akan lebih
sedikit dibandingkan apabila zat itu terbakar sempurna. Kerugian lainnya adalah
dihasilkannya gas karbon monoksida (CO) yang bersifat racun.
DAFTAR
PUSTAKA
Brady, James .E. 1999. Kimia
Universitas Azas & Struktur Jilid 1 Edisi ke-5. Jakarta : Binarupa
Aksara
Dogra, SK. 1990. Kimia
Fisik dan Soal-Soal. Jakarta: Universitas Indonesia
Denbigh, Kenneth. 1980. Prinsip-Prinsip
Keseimbangan Kimia edisi ke-empat. Jakarta: Universitas Indonesia.
Kleinfelter, Wood. 1989.Kimia Untuk Universitas Jilid 1.ed.6.Jakarta
: Erlangga
Rahayu,Nurhayati,dan
Jodhi Pramuji G.2009.Rangkuman Kimia SMA.Jakarta : Gagas Media
Sutresna,Nana. 2007.Cerdas
Belajar Kimia untuk Kelas XI.Jakarta : Grafindo Media Pratama
Tidak ada komentar:
Posting Komentar