Termokimia

Josiah Willard Gibbs - pendiri termodinamika kimia

Termokimia adalah cabang ilmu kimia yang mempelajari energi yang menyertai perubahan fisika atau reaksi kimia.[1][2] Tujuan utama termokimia ialah pembentukan kriteria untuk ketentuan penentuan kemungkinan terjadi atau spontanitas dari transformasi yang diperlukan.[3] Dengan cara ini, termokimia digunakan memperkirakan perubahan energi yang terjadi dalam reaksi kimia, perubahan fase, dan pembentukan larutan. Termokimia merupakan bagian dari termodinamika, lebih tepatnya pada bahasan Hukum I Termodinamika.[2] Sebagian besar ciri-ciri dalam termokimia berkembang dari penerapan hukum I termodinamika, hukum 'kekekalan' energi, untuk fungsi energi dalam, entalpi, entropi, dan energi bebas Gibbs.

Energi

Energi merupakan kemampuan untuk melakukan kerja.[4] Dalam KBBI energi didefiniskan sebagai daya yang dapat digunakan untuk melakukan berbagai proses kegiatan.[5] Setiap benda memiliki energi. Berkaitan dengan gerak suatu benda, energi yang dimiliki benda dapat dibedakan menjadi energi kinetik dan energi potensial.[5] Energi kinetik adalah energi yang dimiliki oleh benda-benda yang bergerak. Contohnya energi pada angin, air terjun, dan kipas angin yang berputar. Energi potensial adalah energi yang dimiliki benda karena keadaan atau kedudukan benda tersebut. Contohnya energi potensial gravitasi dan pegas.[6]

Kalor

Kalor merupakan energi yang berpindah dari satu benda ke benda lain karena perbedaan temperatur. Satuan kalor sama dengan satuan energi yaitu Joule. Adakalanya satuan yang dipakai adalah kalori atau kilokalori.[6] Kalor reaksi adalah kalor yang menyertai suatu reaksi kimia.[7]

Sistem dan Lingkungan

Sistem adalah segala sesuatu yang menjadi pusat perhatian.[7] Sistem merupakan bagian yang sedang diamati perubahan energinya. Misalnya dalam pengamatan proses pelarutan garam dapur dalam air, maka garam dapur dan air merupakan sistem. Lingkungan merupakan bagian di luar sistem. Contohnya dalam proses pelarutan garam dapur tersebut, maka selain garam dapur dan air merupakan lingkungan, misalnya udara di sekitarnya.[8]

Sistem dibagi menjadi tiga, yaitu:

  1. Sistem terbuka merupakan sistem yang memungkinkan pertukaran energi dan materi antara sistem dan lingkungan.[6] Contoh: melarutkan garam dapur di beker gelas yang terbuka.[8]
  2. Sistem tertutup merupakan sistem yang memungkinkan pertukaran energi antara sistem dan lingkungan, tetapi tidak memungkinkan terjadinya pertukaran materi.[6] Contoh: mengamati perubahan panas pada reaksi pelarutan di tempat beker gelas yang tertutup. Pada keadaan itu materi tidak dapat keluar atau masuk beker gelas, karena beker gelas dalam keadaan tertutup. Akan tetapi energi masih dapat keluar masuk beker gelas tersebut. Hal ini ditandai dengan panas yang menempel pada dinding beker gelas atau sebaliknya energi panas dapat dialirkan ke dalam sistem tersebut dengan cara dipanaskan di atas nyala api.[8]
  3. Sistem terisolasi merupakan sistem yang tidak memungkinkan pertukaran energi dan materi antara sistem dan lingkungan karena adanya batas yang mengisolasi sistem dan lingkungan.[6] Contohnya air dalam termos. Air panas yang disimpan dalam termos tidak mengalami perubahan panas dan volume air tidak berkurang. Dengan demikian, baik benda maupun energi panas tidak mengalami perubahan.[8]

Reaksi Eksoterm dan Endoterm

Reaksi termokimia dapat dibedakan menjadi reaksi eksoterm dan reaksi endoterm. Perbedaan kedua reaksi tersebut dapat dilihat pada tabel berikut.[6]

Reaksi Eksoterm Reaksi Endoterm
Menghasilkan energi Memerlukan energi
Sistem melepas kalor Sistem menyerap kalor
Kalor berpindah dari sistem ke lingkungan Kalor berpindah dari lingkungan ke sistem
Suhu naik Suhu turun
∆H akhir < ∆H awal ∆H akhir > ∆H awal
∆H negative ∆H positif

Entalpi dan Perubahan Entalpi

Entalpi merupakan energi kimia yang terkandung di dalam suatu sistem. Entalpi suatu sistem tidak dapat diukur, yang dapat diukur adalah perubahan entalpi (ΔH) yang menyertai perubahan sistem tersebut.[9] Entalpi juga diartikan sebagai jumlah kalor dalam suatu zat. Perubahan entalpi adalah perubahan kalor yang terjadi pada suatu reaksi kimia.[6]

ΔH = HP - HR

Keterangan:

ΔH = Perubahan entalpi

HP = Entalpi produk

HR = Entalpi reaktan

Persamaan Termokimia

Persamaan Termokimia adalah persamaan kimia yang dilengkapi dengan harga perubahan entalpi.[6]

Contoh persamaan termokimia:

  1. Reaksi 1 mol gas metana dengan 2 mol gas oksigen yang menghasilkan karbon dioksida dan air membebaskan kalor sebesar 802,3 kJ pada temperatur 298K (25oC) dan tekanan 1 atm. Persamaan termokimianya dapat ditulis: CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 O2(g) ∆H = -802,3 kJ.
  2. Reaksi karbon dan gas hidrogen membentuk 1 mol gas etuna (C2H2) pada temperatur 25oC dan tekanan 1 atm membutuhkan kalor sebesar +226,8 kJ. Persamaan termokimianya dapat ditulis: 2C(s) + H2(g) → C2H2(g) ∆H = +226,8 kJ.[6]

Jenis-jenis Perubahan Entalpi Standar

a. Perubahan Entalpi Pembentukan Standar (ΔHf0)

Entalpi pembentukan standar adalah kalor yang diserap atau dilepas pada pembentukan satu mol zat dari unsur-unsurnya diukur pada suhu 250C dan tekanan 1 atm.

Contoh: C(S) + O2(g) → CO2(g) ∆Hfo = -393,5 kJ.[6]

b. Entalpi Penguraian Standar (ΔHd0)

Entalpi penguraian standar adalah kalor yang diserap atau dilepas pada peruraian satu mol zat menjadi unsur-unsurnya.[7]

Contoh: H2O(l) → H2(g) + 1/2 O2(g) ∆Hdo = +285,8 kJ.[6]

c. Entalpi Pembakaran Standar (ΔHc0)

Entalpi pembakaran standar adalah kalor yang dilepas pada pembakaran 1 mol zat(reaksi dengan oksigen) diukur pada suhu 250C dan tekanan 1 atm.

Contoh: CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(g) ∆Hco = -802 kJ.[6]

d. Entalpi Netralisasi (ΔHn0)

Entalpi netralisasi adalah kalor yang dilepas pada pembentukan 1 mol air dan reaksi asam-basa pada suhu 250C dan tekanan 1 atmosfer.[7]

e. Entalpi Pelarutan (ΔHs0)

Entalpi pelarutan adalah kalor yang dilepas atau diserap pada pelarutan satu mol zat.[7]

NaCl(s) → Na+(aq) + Cl-(aq) ΔHs0 = 4 kJ

Perhitungan Perubahan Entalpi Reaksi

  • Hukum Hess menyatakan bahwa perubahan kalor pada suatu reaksi tidak bergantung pada jalannya reaksi, tapi bergantung pada keadaan awal dan akhir suatu reaksi.[7] Hukum Hess dapat diaplikasikan dalam 4 cara:
    • Menggunakan diagram siklus
    • Menggunakan diagram tingkat energi
    • Menggunakan data entalpi pembentukan standar(ΔHf0)
    • Menggunakan data reaksi
  • Menggunakan data energi ikatan.
    Energi ikatan (D) adalah besarnya energi yang dibutuhkan untuk memutuskan 1 mol ikatan dari suatu molekul dalam wujud gas dengan satuan kJ mol-

Penerapan

Kromatografi lapis tipis

Aktivasi termokimia menjadi bagian dari proses pengembangan noda pada kromatografi lapis tipis. Noda akan berpendar di tempat yang terpapar sinar ultraungu saat dipanaskan pada suhu tinggi. Reaksi larutan dapat dideteksi melalui pemisahan pada silika gel dengan ikatan aminopropil. Permukaan lempeng silika gel bertindak sebagai katalis yang melakukan konjugasi dengan senyawa π- elektron yang melimpah. Reaksi larutan akan membentuk produk yang mengalami fluoresensi ketika telah dalam kondisi jenuh.[10]

Intensitas senyawa flouresensi yang terbentuk dipengaruhi oleh lempeng kromatogram dengan cairan parafin atau polietilena glikol. Pelarutan senyawa dilakukan dalam heksana atau heptana. Jika aminopropil berisi indikator berflurorensensi maka hasil fluoresensi dapat terlihat jelas di bawah sinar ulatrungu pada 254 nm (F254). Setelah aktivasi termal dan peningkatan fluoresensi melalui penyerapan yang kuat, terkadang senyawa yang lemah dapat berpendar. Jenis senyawa ini ialah asam vanillik dan asam homovanillik. Senyawa heteroatom memiliki kepekaan yang tinggi terhadap aktivasi termal dibandingkan dengan senyawa hidrokarbon murni. Jenis senyawa heteroatom meliputi nitogen, oksigen, sulfur, atau fosfor. Perubahan eksitasi dan emisi gelombang dipengaruhi oleh perubahan pH. Selain itu, aktivasi termal juga digunakan untuk mendeteksi katekolamin, asam buah, dan beberapa karbohidrat.[11] Pemanasan lempeng kromatografi lapis tipis juga menyediakan pereaksi bebas pendeteksi zat kimia tertentu. Fungsi ini terjadi pada lempeng ikatan amino setelah pengembangan untuk suhu minimal 150-220 oC.[12]

Pembuatan bioetanol

Termokimia telah diterapkan dalam pembuatan bioetanol dengan bahan baku berupa biomassa lignoselulosa.[13] Etanol dihasilkan dari pencampuran gas karbon monoksida dan dua atom hidrogen. Reaksi eksotermis dihasilkan pada tekanan 200 bar melalui bantuan katalis logam dengan suhu 300 oC. Proses termokimia juga menghasilkan produk sampingan berupa alkohol dalam bentuk propanol, butanol, dan metanol.[14]

Proses termokimia menghasilkan bioetanol dengan tingkat daya guna yang tinggi. Termokimia mampu memanfaatkan komponen lignin yang hanya terbuang pada pembuatan bioetanol dengan proses biokimia. Kerumitan dari pembuatan bioetanol dengan proses termokimia adalah penggunaan katalis yang tepat. Katalisasi dilakukan dengan bahan dasar berupa rhodium, tembaga, kobalt, molibdenum, seng, dan besi.[15]

Gasifikasi

Gasifikasi merupakan pengubahan biomassa menjadi bahan bakar gas atau bahan kimia. Bahan dasar proses gasifikasi adalah karbon yang diubah melalui proses termokimia. Suhu standar dalam gasifikasi yaitu antara 600–1.000 oC. Proses oksidasi dalam gasifier dilakukan dengan media udara, oksigen, uap air, atau gabungan ketiganya. Bahan baku yang digunakan untuk gasifikasi dengan termokimia ialah biomassa lignoselulosa yang telah dikeringkan dan digiling menjadi ukuran tertentu.[16]

Pembuatan bahan bakar minyak atau gas

Termokimia dapat dimanfaatkan untuk membuat bahan bakar cair dan gas. Bahan baku yang digunakan berasal dari mikroalga. Tahapan pengubahan mikroalga menjadi bahan bakar minyak atau gas meliputi gasifikasi, pirolisis, hidrogenasi dan likuefaksi.[17]

Lihat pula

 Portal Kimia

Referensi

  1. ^ Dewi, Komang Melina (2018). "MODEL MENTAL SISWA TENTANG TERMOKIMIA". Jurnal Pendidikan Kimia Undiksha. 2 (2): 45–52. 
  2. ^ a b Media, Kompas Cyber (2023-07-25). "Apa itu Termokimia?". KOMPAS.com. Diakses tanggal 2024-01-07. 
  3. ^ Klotz, I. (1950). Chemical Thermodynamics (textbook). New York: Prentice-Hall, Inc.
  4. ^ Sutresna, Nana. 2007. Cerdas Belajar Kimia. Bandung: Grafindo.
  5. ^ a b Media, Kompas Cyber (2021-11-22). "Energi: Pengertian, Bentuk, dan Sumbernya Halaman all". KOMPAS.com. Diakses tanggal 2024-01-07. 
  6. ^ a b c d e f g h i j k l Ernavita (2013). Kimia SMA/MA Kelas XI. Jakarta: PT Bumi Aksara. hlm. 67. ISBN 978-602-217-753-1. 
  7. ^ a b c d e f Bakri, Mustafal. 2012. Seri Pendalaman Materi. Jakarta:ESIS.
  8. ^ a b c d Partana, Crys Fajar (2009). Mari Belajar Kimia untuk SMA-MA Kelas XI IPA. Jakarta: Pusat Perbukuan Departemen Pendidikan Nasional. hlm. 41. ISBN 978-979-068-188-0. 
  9. ^ "Salinan arsip". Diarsipkan dari versi asli tanggal 2015-05-04. Diakses tanggal 2019-10-13. 
  10. ^ Wulandari 2011, hlm. 78.
  11. ^ Wulandari 2011, hlm. 78-79.
  12. ^ Wulandari 2011, hlm. 155.
  13. ^ Sudiyani, dkk. 2019, hlm. 157.
  14. ^ Sudiyani, dkk. 2019, hlm. 157-158.
  15. ^ Sudiyani, dkk. 2019, hlm. 158-159.
  16. ^ Sudiyani, dkk. 2019, hlm. 162.
  17. ^ Hadiyanto dan Adetya, N. P. (2018). Biorefinery Mikroalga (PDF). Semarang: EF Press Digimedia. hlm. 53. ISBN 978-602-0962-53-5. 

Daftar pustaka

  1. Sudiyani, dkk. (2019). Perkembangan Bioetanol G2: Teknologi dan Perspektif (PDF). Jakarta: LIPI Press. ISBN 978-602-496-070-4. Diarsipkan dari versi asli (PDF) tanggal 2021-01-12. Diakses tanggal 2021-01-04. 
  2. Wulandari, Lestyo (2011). Kromatografi Lapis Tipis (PDF). Jember: PT. Taman Kampus Presindo. ISBN 978-979-17068-1-0. 

Bacaan lebih lanjut

  • Johari, J.M.C. (2007). Kimia 2 SMA dan MA Untuk Kelas XI. Jakarta: Esis/Erlangga. ISBN 974-734-720-6.  (Indonesia)

Pranala luar