Reaksi kimia yang terjadi selalu diiringi dengan pelepasan atau penyerapan energi. Bagian dari ilmu kimia yang yang mempelajari tentang hubungan antara reaksi kimia dengan perubahan energi yang menyertainya disebut dengan termokimia.

Salah satu hal yang tidak dapat dipisahkan dalam pembahasan termokimia ini adalah sistem dan lingkungan yang meliputi perpindahan energi antara sistem dan lingkungan yang berkaitan dengan perubahan entalpi dalam sistem.

Sistem dan Lingkungan

Sistem merupakan suatu objek yang sedang diamati atau diteliti perubahannya, sementara itu lingkungan merupakan apa saja yang berada diluar sistem. Misalnya air mineral dingin dalam botol, maka dalam hal ini yang menjadi sistem adalah air mineral dan botol kemasan merupakan lingkungan.

Sistem dan lingkungan dapat melakukan interaksi dengan cara pertukaran energi maupun pertukaran materi. Pertukaran energi yang terjadi antara sistem dan lingkungan dapat mengakibatkan berubahnya jumlah energi yang terdapat dalam sistem. Semakin besar jumlah energi yang dilepaskan oleh sistem ke lingkungan, maka semakin kecil energi yang ada dalam sistem.

Berdasarkan interaksinya terhadap lingkungan, sistem dibedakan menjadi tiga, yaitu sistem terbuka, sistem tertutup, dan sistem terisolasi.

Sistem terbuka

Sistem terbuka merupakan sistem yang memungkinkan adanya perpindahan baik energi maupun materi antara sistem dan lingkungan. Contohnya reaksi pemanasan CaCO3 dalam gelas beker.

Sistem tertutup

Sistem tertutup merupakan sistem yang masih memungkinkan terjadinya perpindahan energi antara sistem dan lingkungan, namun tidak memungkinkan terjadinya perpindahan materi. Contohnya reaksi antara CaCO3 dengan HCl dalam erlenmeyer yang diberi tutup.

Sistem terisolasi

Sistem terisolasi merupakan sistem yang tidak memungkinkan terjadinya perpindahan energi maupun materi antara sistem dan lingkungan. Contohnya adalah air panas yang dimasukkan kedalam termos.

Entalpi (H) dan Perubahan Entalpi (∆H)

Entalpi (H) merupakan energi kalor yang diserap atau dibebaskan oleh sistem pada tekanan tetap. Nilai entalpi ini sangat sulit untuk ditentukan,yang dapat ditentukan ialah perubahan entalpi (∆H). Yang dimaksud dengan perubahan entalpi adalah fungsi keadaan yang hanya bergantung pada keadaan awal dan keadaan akhir, sehingga perubahan entalpi dapat dituliskan secara matematis sebagai berikut.

Reaksi Eksoterm dan Reaksi Endoterm

Reaksi termokimia dapat digolongkan menjadi dua jenis berdasarkan perpindahan energi kalor antara sistem dengan lingkungannya, yaitu reaksi eksoterm dan reaksi endoterm.

Reaksi eksoterm

Reaksi eksoterm merupakan reaksi termokimia yang terjadi apabila zat-zat yang bereaksi (reaktan) memiliki nilai entalpi yang lebih besar dibandingkan dengan entalpi hasil reaksi (produk), sehingga terjadi perpindahan kalor dari sistem ke lingkungan atau sistem melepaskan kalor ke lingkungan.

Keadaan ini mengakibatkan suhu pada lingkungan lebih tinggi dibandingkan dengan suhu sistem. Dengan demikian, pada reaksi eksoterm ini terjadi kenaikan suhu. Dan perubahan entalpinya bernilai negatif yang menunjukkan bahwa reaksi melepaskan kalor ke lingkungan. Berikut ini contoh reaksi eksoterm.

Reaksi pembakaran metanol

CH3OH(l) + O2(g) → CO2(g) + H2O(g)          H = – 638 kJ

  1. Fermentasi glukosa

C6H12O6(s) → 2C2H5OH(l) + 2CO2(g)         H = – 118 kJ

Reaksi Endoterm

Reaksi endoterm merupakan reaksi termokimia yang terjadi apabila nilai entalpi zat-zat yng bereaksi (reaktan) lebih kecil daripada entalpi zat hasil reaksi (produk), sehingga terjadi perpindahan kalor dari lingkungan ke sistem atau dengan kata lain sistem menyerap kalor dari lingkungan.

Hal ini menyebabkan suhu lingkungan menjadi lebih kecil dibandingkan dengan suhu sistem. Dengan demikian, pada reaksi endoterm terjadi penurunan suhu dan perubahan entalpinya bernilai positif yang menunjukkan bahwa reaksi menyerap kalor dari lingkungan. Reaksi endoterm ini hanya dapat terjadi pada sistem terbuka dan sistem tertutup. Berikut contoh reaksi endoterm.

  1. Proses fotosintesis pada tumbuhan dengan bantuan energi matahari

6CO2(g) + 6H2O(l) → C6H12O6(s) + 6O2(g)                 H = + 2.820 kJ

  1. Reaksi pembentukan gas asetilena

2C(grafit, s) + H2(g) → C2H2(g                        H = + 226,7 kJ

Persamaan Termokimia

Persamaan termokimia adalah persamaan reaksi kimia yang ditulis dengan menyertakan nilai perubahan entalpi (H) reaksi. Dalam persamaan termokimia, besarnya perubahan entalpi bergantung pada perbandingan koefisien reaksinya. Koefisien reaksi pada reaksi termokimia menunjukkan perbandingan mol pereaksi dan produk dalam reaksi kimia. sehingga apabila koefisien reaksi diubah, maka perubahan entalpi reaksinya juga berubah. Berikut ini beberapa aturan terkait dengan penulisan reaksi termokimia.

  1. Persamaan termokimia ditulis dengan disertai nilai perubahan entalpi serta fase zat dari unsur atau senyawa yang terlibat dalam reaksi.
  2. Jika arah reaksi kimia dibalik, maka nilai perubahan entalpinya (∆H) akan berubah tanda. Contoh persamaan reaksi pembakaran 1 mol gas asetilena.

C2H2(g) +  O2(g) → 2CO2(g) + H2O(g)        ∆H = – 142 kJ

Apabila arah reaksi pembakaran 1 mol gas asetilena tersebut dibalik, maka nilai perubahan entalpinya menjadi + 142 kJ mol-1.

2CO2(g) + H2O(g→ C2H2(g) +  O2(g)        ∆H =  + 142 kJ

  1. Jika koefisien reaksi dikalikan dengan faktor pengali a, maka perubahan entalpinya juga dikalikan dengan faktor pengali a tersebut.

C(s) + O2(g) → CO2(g)                ∆H = -393,5 kJ

Apabila koefisien reaksinya diubah menjadi setengahnya, maka perubahan entalpi reaksinya juga akan berubah menjadi setengah dari ∆H semula.

 C(s) +  O2(g) →  CO2(g)        ∆H = -196,75 kJ

Perubahan Entalpi Standar (∆Ho)

Perubahan entalpi standar (∆Ho) adalah perubahan entalpi yang diukur pada kondisi standar, yaitu pada suhu 25 oC dan tekanan 1 atm. Terdapat beberapa jenis perubahan entalpi standar antara lain:

  1. Perubahan entalpi pembentukan standar (∆Hfo)

adalah perubahan entalpi yang menyertai pembentukan 1 mol senyawa dari unsur-unsurnya yang diukur pada keadaan standar.

Contoh :

 N2(g) +  H2(g) → NH3(g)                ∆Hfo = –  46,1 kJ mol-1

  1. Perubahan entalpi pembakaran standar (∆Hco)

adalah perubahan entalpi yang menyertai reaksi pembakaran sempurna 1 mol zat yang diukur pada keadaan standar.

Contoh :

Mg(s O2(g) → MgO(s)                ∆Hco = – 601,7 kJ mol-1

  1. Perubahan entalpi penguraian standar (∆Hdo)

adalah perubahan entalpi yang menyertai penguraian 1 mol senyawa menjadi unsur-unsurnya yang diukur pada keadaan standar.

Contoh :

NaCl(s) → Na(s) +  Cl2(g)                ∆Hdo = + 176, 6 kJ mol-1

  1. Perubahan entalpi netralisasi standar (∆Hno)

adalah perubahan entalpi yang menyertai reaksi netralisasi 1 mol asam oleh 1 mol basa atau sebaliknya yang diukur pada keadaan standar.

Contoh :

NaOH(aq) + HCl(aq) → NaCl(aq+ H2O(l)        ∆Hno = – 890,4 kJ mol-1

  1. Perubahan entalpi penguapan standar (∆Hovap)

adalah perubahan entalpi yang menyertai perubahan 1 mol zat dari fase cair menjadi fase gas yang diukur pada keadaan standar.

Contoh :

H2O(l) → H2O(g)                ∆Hovap = + 44 kJ mol-1        

  1. Perubahan entalpi peleburan standar (∆Hofus)

adalah perubahan entalpi yang menyertai perubahan 1 mol zat dari fase padat menjadi fase cair yang diukur pada keadaan standar.

Contoh :

H2O(s) → H2O(l)                ∆Hofus = + 6,01 kJ mol-1

  1. Perubahan entalpi pelarutan standar (∆Hosol)

adalah perubahan entalpi yang menyertai pelarutan 1 mol zat dalam pelarut (air, alkohol, dan heksana) yang diukur pada keadaan standar.

Contoh :

NaOH(s) → Na+(aq) + OH(aq)                ∆Hosol = – 6,01 kJ mol-1

  1. Perubahan entalpi sublimasi standar (∆Hosub)

adalah perubahan entalpi yang menyertai perubahan 1 mol zat dari fase padat menjadi fase gas yang diukur pada keadaan standar.

Contoh :

H2O(s) → H2O(g)                         ∆Hosub = + 50,01 kJ mol-1

Penentuan Perubahan Entalpi Reaksi (∆H)

  1. Penentuan perubahan entalpi (∆H) dengan kalorimeter

Kalorimeter merupakan alat yang digunakan untuk mengukur besarnya perubahan kalor dalam suatu reaksi kimia. perubahan entalpi reaksi dapat ditentukan melalui persamaan berikut.

Untuk perubahan entalpi 1 mol zat = 

Keterangan :

∆H        = perubahan entalpi (kJ)

q        = jumlah kalor (kJ)

m        = massa zat (gram)

c        = kalor jenis (J g-1 oC-1)

∆T        = perubahan suhu (oC)

C        = kapasitas kalor (J oC-1)

  1. Penentuan perubahan entalpi (∆H) dengan hukum Hess

Seorang ilmuan bernama Germain Henry Hess melakukan penelitian perubahan entalpi yang hasilnya perubahan entalpi tidak bergantung pada jalannya reaksi apakah berlangsung dalam satu tahap atau beberapa tahap. Penemuan ini selanjutnya dikenal dengan hukum hess.

Contohnya penentuan perubahan entalpi pembentukan CO2 dapat dilakukan dalam beberapa cara, antara lain :

Cara 1 : berlangsung dalam satu tahap

C(g) + O2(g) → CO2(g)                ∆H = – 394 kJ

Cara 2 : berlangsung dalam dua tahap


  1. Penentuan perubahan entalpi (∆H) berdasarkan data perubahan entalpi pembentukan standar (∆Hfo)

Perubahan entalpi dapat dihitung dengan cara menentukan selisih antara entalpi pembentukan standar hasil reaksi (produk) dengan pereaksi (reaktan), sehingga persamaan perubahan entalpi dapat dirumuskan sebagai berikut.

  1. Penentuan perubahan entalpi (∆H) berdasarkan energi ikatan

Energi ikatan adalah energi yang dibutuhkan untuk memutus ikatan kimia dalam satu mol senyawa berwujud gas menjadi atom-atom penyusunnya dalam keadaan standar. Berdasarkan jenis dan letak atom terhadap atom lain dalam suatu molekul, energi ikatan dapat dibedakan menjadi tiga jenis, yaitu ;

  1. Energi atomisasi

Energi atomisasi adalah energi yang diperlukan untuk memutus semua ikatan kovalen dalam satu molekul menjadi atom-atom penyusunnya dalam fase gas. Misalnya untuk memutuskan 1 mol ikatan H – H dari satu molekul gas H2 membutuhkan energi sebesar 436 kJ mol-1.

H2(g) → 2H(g)                ∆H = 436 kJ mol-1

  1. Energi disosiasi

Energi disosiasi tersebut sepakat disimbolkan dengan D merupakan energi yang dibutuhkan guna memutuskan satu ikatan dalam satu mol senyawa pada saat fase gas. Misalnya untuk memutuskan satu ikatan C – H dalam senyawa metana (CH4) dibutuhkan energi sebesar 435 kJ mol-1.

CH4(g) → CH3(g) + H(g)        ∆H = + 435 kJ mol-1

  1. Energi ikatan rata-rata

Energi ikatan rata-rata merupakan nilai rata-rata dari energi disosiasi. Perubahan entalpi (∆H) dapat ditentukan melalui selisih antara energi ikatan rata-rata antara pereaksi dengan produk, sehingga dapat dirumuskan sebagai berikut.