Termokimia: kalor & entalpi

Sederhana · Fase A–C · SD kelas 1–6 (IPAS)

Setiap perubahan melibatkan energi. Ada perubahan yang melepaskan panas dan ada yang menyerap panas:

• Kompor gas menyala: gas terbakar dan melepaskan panas untuk memasak.
• Tubuh kita "membakar" makanan pelan-pelan sehingga badan tetap hangat dan kita bisa bergerak. Energi makanan ditulis dalam kalori (kkal) pada kemasan.
• Es batu mencair di tangan: es menyerap panas dari tanganmu, jadi tanganmu terasa dingin.
• Kompres dingin instan untuk cedera olahraga menjadi dingin karena zat di dalamnya menyerap panas saat larut dalam air.

Panas selalu mengalir dari benda yang lebih panas ke benda yang lebih dingin. Karena itu segelas teh panas lama-lama menjadi hangat, dan es teh lama-lama tidak dingin lagi.

Standar · Fase D · SMP kelas 7–9 (IPA)

Dalam termokimia, zat yang bereaksi disebut sistem dan semua di luarnya lingkungan.

• Reaksi eksoterm: sistem melepaskan kalor ke lingkungan, sehingga lingkungan menjadi panas. Contoh: pembakaran metana, respirasi, kapur tohor dengan air.
• Reaksi endoterm: sistem menyerap kalor dari lingkungan, sehingga lingkungan menjadi dingin. Contoh: melarutkan amonium nitrat dalam air, fotosintesis, penguraian batu kapur.

Kalor berbeda dengan suhu. Suhu menunjukkan seberapa panas benda, sedangkan kalor adalah energi yang berpindah. Satuannya joule (J); 1 kalori = 4,184 J.

Kalor yang diserap air dapat dihitung: q = m · c · ΔT. Kalor jenis air c = 4,18 J/(g °C), artinya 4,18 J diperlukan untuk memanaskan 1 g air sebanyak 1 °C. Cara mengukur kalor reaksi disebut kalorimetri; di sekolah cukup dengan gelas plastik berpenutup dan termometer.

Lanjutan · Fase E–F · SMA kelas 10–12 (Kimia)

Perubahan entalpi (ΔH) adalah kalor reaksi pada tekanan tetap. ΔH < 0 untuk reaksi eksoterm dan ΔH > 0 untuk endoterm. Persamaan termokimia mencantumkan wujud zat dan ΔH-nya:

CH₄(g) + 2O₂(g) → CO₂(g) + 2H₂O(l) ΔH° = −890 kJ

Bila persamaan dikali 2, ΔH dikali 2; bila dibalik, tanda ΔH dibalik.

Empat cara menentukan ΔH:

1. Kalorimetri: q = m·c·ΔT, lalu ΔH = −q per mol pereaksi pembatas.
2. Hukum Hess: ΔH tidak bergantung pada jalannya reaksi, jadi persamaan-persamaan termokimia dapat dijumlahkan.
3. Entalpi pembentukan standar (ΔHf°, unsur dalam wujud standarnya = 0): ΔH° = ΣΔHf°(produk) − ΣΔHf°(pereaksi). Dengan ΔHf° CH₄ = −74,6, CO₂ = −393,5, dan H₂O(l) = −285,8 kJ/mol: ΔH° = −393,5 + 2(−285,8) − (−74,6) ≈ −890 kJ.
4. Energi ikatan rata-rata: ΔH ≈ Σ ikatan diputus − Σ ikatan dibentuk (hasilnya perkiraan karena memakai nilai rata-rata).

Keadaan standar: 1 bar dan biasanya 25 °C. Nilai kalor bahan bakar (kJ/g) membantu membandingkan: hidrogen sekitar 142, metana sekitar 55, etanol sekitar 30. Bandingkan pembakaran di pustaka reaksi.

Mendalam · Perguruan tinggi · Kimia dasar dan lanjut

Hukum pertama termodinamika: ΔU = q + w, dengan kerja ekspansi w = −PΔV (konvensi IUPAC). Entalpi didefinisikan H = U + PV, sehingga pada tekanan tetap ΔH = q_p, sedangkan pada volume tetap (bom kalorimeter) ΔU = q_v. Untuk reaksi gas ideal ΔH = ΔU + Δn_gas·RT.

Kapasitas kalor: C_p = (∂H/∂T)_p dan C_v = (∂U/∂T)_v; untuk gas ideal C_p − C_v = R per mol. Hukum Kirchhoff memberi ΔH pada suhu lain: ΔH(T₂) = ΔH(T₁) + ∫ΔC_p dT.

Siklus Born–Haber memakai hukum Hess untuk memperoleh energi kisi yang tidak dapat diukur langsung. Entalpi pelarutan adalah jumlah energi kisi dan entalpi hidrasi ion. Energi ikatan rata-rata berbeda dari entalpi disosiasi ikatan tertentu: melepas H pertama dari CH₄ memerlukan energi berbeda dari H terakhir.

Data termokimia rujukan (ΔHf°, S°, C_p) dikumpulkan misalnya dalam NIST Chemistry WebBook dan lampiran buku OpenStax Chemistry 2e; nilai "Heat of Combustion" untuk ribuan senyawa juga tercantum di data eksperimen PubChem pada halaman molekul Alchemist. Kimia komputasi (metode ab initio dan DFT) dapat memperkirakan entalpi reaksi yang belum diukur.