TERMOKIMIA

TERMOKIMIA

Standar Kompetensi

Menentukan perubahan entalpi berdasarkan konsep termokimia

Kompetensi Dasar 

1. Menjelaskan entalpi dan perubahan entalpi
2. Menentukan perubahan entalpi reaksi
3. Menentukan kalor pembakaran berbagai bahan bakar

Indikator

1. Menyebutkan pengetian sistem dan lngkungan
2. Mengidentifikasi sistem ke dalam sistem tertutup, sistem terbuka dan sistem terisolasi
3. Menyatakan  reaksi kimia dikelompokkan menjadi reaksi eksoterm dan endoterm berdasarkan panas yang dihasilkannya
4. Menjelaskan pengertian entalpi (H) sebagai jumlah kalor yang masuk atau keluar dari sistem pada tekanan tetap
5. Menjelaskan pengertian perubahan entalpi (ΔH)
6. Menghitung perubahan entalpi reaksi sebagai selisih entalpi produk dan reaktan.
7. Menentukan besarnya perubahan entalpi reaksi
8. Menjelaskan pengetian kalor pembakaran sebagai kalor yang dilepaskan jika 1 mol bahan bakar dibakar
9. Menghitung kalor pembakaran berbagai bahan bakar

PENGERTIAN TERMOKIMIA

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 tertentu pereaksi serta cara pengukuran kalor reaksi.

Supaya lebih mudah memahami energi yang menyertai perubahan suatu zat, maka perlu dijawab beberapa pertanyaan berikut ini:
1. Energi apa yang dimiliki oleh suatu zat?
2. Hukum apa yang berlaku untuk energi suatu zat?
3. Bagaimana menentukan jumlah energi yang menyertai suatu reaksi?
4. Bagaimana energi suatu zat dapat diukur?
5. Bagaimana kaitan antara energi yang dibebaskan atau diserap pada perubahan kimia dengan ikatan kimia?

Termokimia merupakan penerapan hukum pertama termodinamika terhadap peristiwa kimia yang membahas tentang kalor yang menyertai reaksi kimia.

Untuk memahami termokimia perlu dibahas tentang:
(a) Sistem, lingkungan, dan alam semesta.
(b) Energi yang dimiliki setiap zat.
(c) Hukum kekekalan energi.

 SISTEM, LINGKUNGAN, DAN ALAM SEMESTA

Jika sepotong pita magnesium kita masukkan ke dalam larutan asam klorida, maka pita magnesium akan segera larut atau bereaksi dengan HCl disertai pelepasan kalor yang menyebabkan gelas kimia beserta isinya menjadi panas. Campuran pita magnesium dan larutan HCl itu kita sebut sebagai Sistem. Sedangkan gelas kimia serta udara sekitarnya kita sebut sebagai Lingkungan. Jadi, sistem adalah bagian dari alam semesta yang sedang menjadi pusat perhatian. Bagian lain dari alam semesta yang berinteraksi dengan sistem kita sebut lingkungan.

Sistem kimia adalah campuran pereaksi yang sedang dipelajari seperti pada Gambar 4.1.

 
 Gambar 4.1. Sistem Campuran magnesium dan larutan asam klorida

Pada umumnya sebuah sistem jauh lebih kecil dari lingkungannya. Di alam ini terjadi banyak kejadian atau perubahan sehingga alam mengandung sistem dalam jumlah tak hingga, ada yang berukuran besar (seperti tata surya), berukuran kecil (seorang manusia dan sebuah mesin), dan berukuran kecil sekali (seperti sebuah sel dan satu atom). Akibatnya, satu sistem kecil dapat berada dalam sistem besar, atau satu sistem merupakan lingkungan bagi sistem yang lain. Akan tetapi bila sebuah sistem dijumlahkan dengan lingkungannya, akan sama besarnya dengan sebuah sistem lain dijumlahkan dengan lingkungannya, yang disebut alam semesta. Alam semesta adalah sistem ditambah lingkungannya  Oleh sebab itu, alam semesta hanya ada satu, tiada duanya.

Interaksi antara sistem dan lingkungan dapat berupa pertukaran materi dan atau pertukaran energi. Berkaitan dengan itu maka sistem dibedakan menjadi tiga , yaitu sistem terbuka, sistem tertutup, dan sistem terisolasi.

Sistem dikatakan terbuka jika 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.

Sistem pada gambar 1 tergolong sistem terbuka. Selanjutnya sistem dikatakan tertutup jika antara sistem dan lingkungan tidak dapat terjadi pertukaran materi, tetapi dapat terjadi pertukaran energi. Pada sistem terisolasi, tidak terjadi pertukaran materi maupun energy dengan lingkungannnya (perhatikan Gambar 4.2 berikut)

 

Gambar 4.2. a)Sistem terbuka, b) tertutup dan c) terisolasi

Pertukaran energi antara sistem dan lingkungan dapat berupa kalor (q) atau bentuk-bentuk energi lainnya yang secara kolektif kita sebut kerja (w). Adanya pertukaran energi tersebut akan mengubah jumlah energi yang terkandung dalam sistem. Kerja adalah suatu bentuk pertukaran energi antara sistem dan lingkungan di luar kalor.

ENTALPI DAN PERUBAHAN ENTALPI

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 molekulmolekul 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).

Perhatikan lampu spiritus, jumlah panas atau energi yang dikandung oleh spiritus pada tekanan tetap disebut entalpi spiritus. Entalpi tergolong sifat eksternal, yakni sifat yang bergantung pada jumlah mol zat. Bahan bakar fosil seperti minyak bumi, batubara mempunyai isi panas atau entalpi.

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:

ΔH = H H₂0 (l) - H H₂0 (s)   

Marilah kita amati reaksi pembakaran bensin di dalam mesin motor. Sebagian energi kimia yang dikandung bensin, ketika bensin terbakar, diubah menjadi energi panas dan energi mekanik untuk menggerakkan motor.

Demikian juga pada mekanisme kerja sel aki. Pada saat sel aki bekerja, energi kimia diubah menjadi energi listrik, energi panas yang dipakai untuk membakar bensin dan reaksi pembakaran bensin menghasilkan gas, menggerakkan piston sehingga menggerakkan roda motor.

Gambar 4.3 berikut ini menunjukkan diagram perubahan energy kimia menjadi berbagai bentuk energi lainnya.

 
Gambar 4.3. Diagram perubahan energi

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, H adalah positif, karena entalpi hasil perubahan, entalpi air lebih besar dari pada entalpi es.

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 dan jumlah entalpi pereaksi.

Contoh :

A     +     B     →    C     +     D

Reaktan (pereaksi)              Produk (hasil reaksi)

Δ H = H Produk - H Reaktan

Pada reaksi endoterm, entalpi sesudah reaksi menjadi lebih besar, sehingga DH positif. Sedangkan pada reaksi eksoterm, entalpi sesudah reaksi menjadi lebih kecil, sehingga ΔH negatif. Perubahan entalpi pada suatu reaksi disebut kalor reaksi. Kalor reaksi untuk reaksi-reaksi yang khas disebut dengan nama yang khas pula, misalnya kalor pembentukan,kalor penguraian, kalor pembakaran, kalor pelarutan dan sebagainya.

PENGERTIAN REAKSI EKSOTERM DAN ENDOTERM

Perubahan entalpi (ΔH) positif menunjukkan bahwa dalam perubahan terdapat penyerapan kalor atau pelepasan kalor.Reaksi kimia yang melepaskan atau mengeluarkan kalor disebut reaksi eksoterm, sedangkan reaksi kimia yang menyerap kalor disebut reaksi endoterm.

Pada reaksi endoterm, sistem menyerap energi. Oleh karena itu, entalpi sistem akan bertambah. Artinya entalpi produk (Hp) lebih besar daripada entalpi pereaksi (Hr). Akibatnya, perubahan entalpi, merupakan selisih antara entalpi produk dengan entalpi pereaksi (Hp – Hr) bertanda positif.

Sehingga perubahan entalpi untuk reaksi endoterm dapat dinyatakan:

ΔH = Hp – Hr > 0  Sebaliknya, pada reaksi eksoterm , sistem membebaskan energi, sehingga entalpi sistem akan berkurang, artinya entalpi produk lebih kecil daripada entalpi pereaksi. Oleh karena itu , perubahan entalpinya bertanda negatif. Sehingga p dapat dinyatakan sebagai berikut:

ΔH = Hp – Hr < 0  Perbedaan reaksi endoterm dan reaksi eksoterm

Reaksi Endoterm	Reaksi Eksoterm
Energi berpindah dari lingkungan ke sistem	Energi Berpindah dari sistem ke lingkungan
Sistem menyerap/menerima kalor	Sistem melepas kalor
ΔH = +	ΔH = –
Hp  > Hr	Hp  <  Hr

Perubahan entalpi yang diukur pada keadaan standar (25 ⁰C /298 K, 1 atm) disebut perubahan entalpi standar (ΔH⁰). Kalor reaksi yang tidak diukur dalam keadaan standar ditulis ΔH saja.

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 zatm padat , l untuk zat cair, dan g untuk zat gas.

Perhatikan contoh berikut .

Pembentukan 1 mol gas sulfur trioksida dari gas sulfur dioksida dan gas oksigen dibebaskan kalor 190 KJ (Kata “dibebaskan“ menyatakan bahwa reaksi tergolong eksoterm).

Maka persamaan termokimianya adalah:

SO₂ (g) + ½ O₂ (g)  → SO₃  (g)    ΔH = –190 KJ

2SO₂ (g) +   O₂ (g)  → 2SO₃  (g)   ΔH = –380 KJ

(karena koefisien reaksi dikali dua, maka harga ΔHjuga harus dikali dua).

SATUAN ENERGI Kalori (kal), kilokalori (kkal), Joule (J), Kilojoule (KJ)

JENIS-JENIS KALOR REAKSI atau ΔH REAKSI1.     Kalor Pembentukan Standar (ΔHf⁰)

Kalor pembentukan standar adalah kalor yang dilepaskan atau diserap pada pembentukan 1 mol senyawa dari unsur-unsurnya pada keadaan standar.

Contoh : kalor pembentukan karbon dioksida adalah –394 KJ/mol

C (s) + O₂ (g)  → CO₂ (g)   ΔHf⁰ = – 394 KJ/mol

2.     Kalor Penguraian Standar (ΔHd⁰)

Kalor penguraian standar adalah kalor yang dilepaskan atau diserap untuk menguraikan 1 mol senyawa menjadi unsur-unsurnya pada keadaan standar.

Contoh : kalor penguraian gas amoniak = +92 KJ/mol

NH₃ (g)    →   H₂ (g) + 3/2 N₂ (g)   ΔHd⁰ =+92 KJ

3.     Kalor Pembakaran Standar (ΔHc⁰)

Kalor pembakaran standar adalah jumlah kalor yang dilepaskan atau diserap pada pembakaran 1 mol unsur atau senyawa pada keadaan standar.

Contoh : kalor pembakaran etanol = –1380 KJ/mol

C₂H₅OH (g)  + 3O₂(g)  → 2CO₂ (g)  + 3H₂O (g)   ΔHc⁰ = –1380 KJ

4.     Kalor Pelarutan Standar (ΔHs⁰)

Kalor pelarutan standar adalah jumlah kalor yang dilepaskan atau diserap pada pelarutan 1 mol zat menjadi larutan encer pada keadaan standar.

Contoh : kalor pelarutan natrium karbonat (Na₂CO₃) = –23 KJ/mol

Na₂CO₃ (s) + nH2O (l) → Na₂CO₃ (aq)    ΔHs⁰ = –23 KJ

5.     Kalor Penetralan Standar (ΔH⁰ penetralan) 

Kalor penetralan standar adalah kalor yang dibebaskan atau diserap pda penetraln asam atau basa yang mengfhasilkan 1 mol air.

Contoh : kalor penetralan asam atau basa menjadi air adalah –57,3 KJ/mol

H⁺ (aq)  + OH^–  (aq) → H₂O (l)    ΔH⁰ penetralan =  – 57,3 KJ

MENENTUKAN HARGA  ΔH REAKSI
1.     MENENTUKAN HARGA  ΔH REAKSI DENGAN MENGGUNAKAN PERCOBAAN

Menghitung harga perubahan entalpi dengan menggunakan percobaan adalah dengan mengolah data yang dihasilkan dari panas reaksi dari suatu reaksi kimia. Reaksi tersebut dapat diamati perubahan temperaturnya dengan menggunakankalorimeter.

Dengan kalorimeter dapat diukur jumlah kalor yang dilepas atau diserap pada reaksi kimia.Pada reaksi dalam larutan, kalor yang diserap atau dilepaskan oleh larutan dapat dihitung dengan rumus berikut :

q  =  m × c × Δt

 dimana: q = jumlah kalor (dalam joule)
               m = massa zat (dalam gram)
              Δt = perubahan suhu (t akhir – t awal)
               c = kalor jenis

Harga kalor reaksi : ΔH= – q

Contoh:

Suatu campuran reaksi eksoterm dimasukkan kedalam kalorimeter yang berisi 100 gram air , akibat reaksi tersebut suhu naik dari 25⁰C menjadi 100⁰C. Tentukan kalor reaksi yang dilepas (Kalor jenis air = 4. 18 J g^-1 K^-1)

Jawab:

q  = m × c  × Δt
    = 100 g x 4,18 J g-1 K-1  x (100 – 25) K
    = 31. 350 J = 31,35 KJ

ΔH = – q
ΔH = –31,35 KJ
 

2.     MENENTUKAN HARGA  ΔH BERDASARKAN HUKUM HESS (HUKUM PENJUMLAHAN KALOR)

Banyak reaksi yang dapat berlangsung secara bertahap. Misalnya pembakaran karbon atau grafit. Jika karbon dibakar dengan oksigen berlebihan terbentuk karbon dioksida menurut persamaan reaksi:

C(s) + O₂ (g)  → CO₂ (g)   ΔH = - 394 kJ

Reaksi diatas dapat berlangsung melalui dua tahap. Mula-mula karbon dibakar dengan oksigen yang terbatas sehingga membentuk karbon monoksida. Selanjutnya, karbon monoksida itu dibakar lagi untuk membentuk karbon dioksida. Persamaan termokimia untuk kedua reaksi tersebut adalah:

C(s) + ½ O₂ (g) →CO (g)          ΔH = - 111 kJ
CO (g) + ½ O₂ (g) →CO₂ (g)    ΔH = - 283 kJ

Jika kedua tahap diatas dijumlahkan, maka diperoleh:

C(s) + ½ O₂ (g) → CO (g)        ΔH = - 111 kJ
CO (g) + ½ O₂ (g)  →CO₂ (g)  ΔH = - 283 kJ
------------------------------------------------------------------------- +

C(s) + O₂ (g) → CO₂ (g)           ΔH = - 394 kJ

Contoh 1 :

Tentukan ΔH dari reaksi : S (g) + O₂ (g ) → SO₃(g)
Bila diketahui :
S (g) + O₂ (g ) →  SO₂(g)          ΔH = –297 KJ/mol
SO₃ (g) → SO₂(g) + ½ O₂ (g)    ΔH = –99 KJ/mol

JAWAB :

S (g) + 3/2 O2 (g )→SO3(g)   ΔH = ?

 S (g) + O₂ (g ) →  SO₂(g)          ΔH = –297 KJ/mol
SO₂(g) + ½ O₂ (g)  →  SO₃ (g)  ΔH = +99 KJ/mol
------------------------------------------------------------------------- +
S (g) + 3/2 O₂ (g )→ SO₃(g)     ΔH = – 198 KJ/mol

Contoh 2 :

C (s)  + O₂ (g)     → CO₂   (g)                          ΔH = –94 kkal
2H₂ (g) + O₂ (g)  →  2H₂O (g)                         ΔH = –136 kkal
4C (s)  + 4H₂ (g) +O₂ (g) →C₃H₇COOH (aq) ΔH = –125 kkal
Hitung ΔH reaksi :

C3H7COOH (aq) + 5O2 (g)   → 4CO2 + 4H2O (g)

 JAWAB :

C₃H₇COOH (aq) → 4C (s)  + 4H₂ (g) +O₂ (g)       ΔH = +125 kkal
4C (s)  + 4O₂ (g)     → 4CO₂   (g)                          ΔH = –136 kkal
4H₂ (g) + 2O₂ (g)  →  4H₂O (g)                              ΔH = –272 kkal

-------------------------------------------------------------------------------- +

C₃H₇COOH (aq) + 5O₂ (g)   → 4CO₂ + 4H₂O (g)  ΔH = –523 kkal

3.     MENENTUKAN HARGA  ΔH BERDASARKAN ENTALPI PEMBENTUKAN

Kalor suatu reaksi dapat juga ditentukan dari data entalpi pembentukan zat pereaksi dan produknya. Dalam hal ini, zat pereaksi dianggap terlebih dahulu terurai menjadi unsur-unsurnya, kemudian unsur-unsur itu bereaksi membentuk zat produk.

Secara umum untuk reaksi:

   p A   +   q B  →   r C  +  s D

(reaktan)          (produk)
 

ΔH reaksi =  ΣΔHf0 produk –  ΣΔHf 0reaktan

 Maka ΔH dari reaksi diatas :

ΔH = {rΔHf⁰ C + s ΔHf⁰ D} – {pΔHf⁰ A + qΔHf⁰B}

Contoh :

Diketahui ΔHf⁰ C₂H₆ = –84 KJ/mol
                 ΔHf⁰ CO₂  = –394 KJ/mol
                 ΔHf⁰ H₂O  = –286 KJ/mol
Tentukan ΔH pembakaran standar C₂H₆

Jawab: (Pembakaran) ditambahkan O₂

C₂H₆ + 7/2 O₂ → 2 CO₂ + 3 H₂O
ΔH reaksi = S ΔHf⁰ produk – S ΔHf ⁰reaktan
ΔH reaksi = {(2×–394)+(3×–286)} – {–84}
                 = {–788+–856} + 84
                 = –1646 + 84
                 = –1562 KJ
 

 4.     MENENTUKAN HARGA  ΔH BERDASARKAN ENERGI IKATAN

Energi ikatan didefinisikan sebagai energi yang diperlukan untuk memutuskan 1 mol ikatan dari suatu molekul dalam wujud gas. Energi ikatan dinyatakan dalam kilojoule per mol (kJ mol -1 )Energi berbagai ikatan diberikan pada tabel 1

ΔH reaksi = Σ Energi pemutusan ikatan – Σ Energi pembentukan ikatan

 Contoh :

Jika diketahui energi ikatan :
C = C : 146 kkal/mol
H – H : 104 kkal/mol
C – C : 85  kkal/ mol
C – H : 99 kkal/mol
Tentukan DH reaksi dari reaksi berikut :
C₂H₄   +   H₂   →  C₂H₆

 Jawab:

 

Σ Energi pemutusan, C = C : 1 x 146 = 146 kkal/mol
                                   C – H : 4 x 99   = 396 kkal/mol
                                   H – H : 1 x 104 = 104 kkal/mol +
                                                                 646 kkal/mol

Σ Energi pembentukan, C – C : 1 x 85  = 85 kkal/ mol
                                       C – H : 6 x 99 = 594 kkal/mol +
                                                                   679 kkal/mol

ΔH reaksi = 646 – 679
= -33 kkal

 BERBAGAI ENTALPI MOLAR LAIN

Selain entalpi molar yang telah dibahas, masih terdapat berbagai entalpi molar lain, seperti penetralan, entalpi peleburan, entalpi penguapan , entalpi pelarutan, dan entalpi pengatoman. Masing – masing dihitung berdasarkan kuantitas per mol. Semua entalpi molar dinyatakan dalam kJ mol -1.

Reaksi kimia yang umum digunakan untuk menghasilkan energy 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 energy 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

Jenis Bahan Bakar	Komposisi (%)			Nilai kalor (kJ per gram)
	C	H	O
Gas alam	70	23	0	49
Batu bara (antrasit)	82	1	2	31
Batu bara (bituminos)	77	5	7	32
Minyak mentah	85	12	0	45
Bensin	85	15	0	48
Arang	100	0	0	34
Kayu	50	6	44	18
Hidrogen	0	100	0	142

PEMBAKARAN SEMPURNA DAN TIDAK SEMPURNA

Pembakaran bahan bakar dalam mesin kendaraan atau dalam industry tidak terbakar sempurna. Pembakaran sempurna senyawa hidrokarbon (bahan bakar fosil) membentuk karbon dioksida dan uap air. Sedangkan pembakaran tak sempurna membentuk karbon monoksida dan uap air. Misalnya:

a. Pembakaran sempurna isooktana:
    C₈H₁₈ (l) + 12 ½ O₂ (g) → 8 CO₂ (g) + 9 H₂O (g) ΔH = -5460 kJ

b. Pembakaran tak sempurna isooktana:
    C₈H₁₈ (l) + 8 ½ O ₂ (g) → 8 CO (g) + 9 H₂O (g)  ΔH = -2924,4 kJ

DAMPAK PEMBAKARAN TAK SEMPURNA

Sebagaimana terlihat pada contoh di atas, pembakaran tak sempurna menghasilkan lebih sedikit kalor. Jadi, pembakaran tak sempurna mengurangi efisiensi bahan bakar. kerugian lain dari pembakaran tak sempurna adalah dihasilkannya gas karbon monoksida (CO), yang bersifat racun. Oleh karena itu, pembakaran tak sempurna akan mencemari udara.

Rangkuman

1. Termokimia adalah bagian dari ilmu kimia yang mempelajari perubahan kalor atau panas suatu zat yang menyertai suatu reaksi atau proses kimia, perubahan keadaan dan pembentukan larutan.
2. sistem adalah bagian dari alam semesta yang sedang menjadi pusat perhatian. Bagian lain dari alam semesta yang berinteraksi dengan sistem kita sebut lingkungan. Alam semesta adalah sistem ditambah lingkungannya. Sistem dibedakan menjadi tiga , yaitu sistem terbuka, sistem tertutup, dan sistem terisolasi. Energi yang dimiliki oleh suatu benda apabila benda itu bergerak disebut energi kinetik .
3. Entalpi adalah suatu besaran termodinamika untuk menyatakan kalor reaksi yang berlangsung pada tekanan tetap. Suatu Perubahan kalor atau entalpi yang terjadi selama proses penerimaan atau pelepasan kalor dinyatakan dengan “ perubahan entalpi (ΔH) “ . Kalor adalah energi yang berpindah dari sistem ke lingkungan atau sebaliknya  ).
4. Hukum I termodinamika dapat dinyatakan dengan ungkapan atau kata-kata sebagai berikut. “Energi tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan, tetapi dapat diubah dari satu bentuk ke bentuk yang lain, atau energi alam semesta adalah konstan.“ Perubahan entalpi pada suatu reaksi disebut kalor reaksi.
5. Reaksi kimia yang melepaskan atau mengeluarkan kalor disebut reaksi eksoterm, sedangkan reaksi kimia yang menyerap kalor disebut reaksi endoterm.
6. Persamaan reaksi yang mengikutsertakan perubahan entalpinya disebut persamaan termokimia.
7. Perubahan entalpi pada pembentukan 1 mol zat langsung dari unsur-unsurnya disebut entalpi molar pembentukan atau entalpi pembentukan. Reaksi penguraian adalah kebalikan dari reaksi pembentukan. Perubahan entalpi pada pembakaran sempurna 1 mol suatu zat yang diukur pada 298 K, 1 atm disebut entalpi pembakaran.
8. Reaksi kimia yang umum digunakan untuk menghasilkan energi adalah pembakaran, yaitu suatu reaksi cepat antara bahan bakar dengan oksigen yang disertai terjadinya api. Bahan bakar utama dewasa ini adalah bahan bakar fosil, yaitu gas alam, minyak bumi, dan batu bara.
9. Pembakaran bahan bakar dalam mesin kendaraan atau dalam industri tidak terbakar sempurna. Pembakaran sempurna senyawa hidrokarbon (bahan bakar fosil) membentuk karbon dioksida dan uap air. Berbagai jenis bahan bakar mempunyai nilai kalor yang berbeda.
10. Dampak pembakaran tak sempurna antara lain adalah menghasilkan lebih sedikit kalor, dapat mengurangi efisiensi bahan bakar, dihasilkannya gas karbon monoksida (CO), yang bersifat racun, yang pada akhirnya dapat mencemari lingkungan.

sumber : http://smktarunabhakti.net