bab 2.docx
TRANSCRIPT
BAB II
TINJAUAN PUSTAKA
Hukum kekekalan energi merupakan dasar dari kalorimetri, misalnya yang
dirumuskan sebagai persamaan dasar kalorimeter bom.
qrks + qair + qkalori = 0
Persamaan diatas menyatakan bahwa jumlah seluruh kalor dalam suatu proses
adalah nol. Atau semua kalor yang dilepaskan oleh sistem (campuran kimia) diterima
oleh sekeliling (air untuk meredam bom, beserta unit kalorimeter lainnya). Atau,
energi tak dapat diciptakan atau dihilangkan dalam suatu proses (Petrucci dan
Suminar,1985).
Hukum pertama termodinamika merupakan pernyataan ulang dari hukum
kekekalan energi, yang dalam bentuknya memperhatikan energi-dalam (internal) dari
suatu sistem, dan memisahkan adanya dua bentuk dasar pengalihan energi, yaitu
kalor dan kerja. Dalam sistem terisolasi, energi total tetap sama. Atau jika suatu
sistemmenukar kalor dan/atau kerja dengan sekelilingnya, maka proses ini harus
mengakibatkan energi total dari sistem dengan kelilingnya tetap sama. Dalam
pengertian energi dalam (E), kalor (q) dan kerja (w), maka ΔE = q – w (Petrucci dan
Suminar,1985).
Tidak semua reaksi dapat ditentukan kalor reaksinya secara kalorimetrik;
penentuan ini terbatas pada reaksi-reaksi berkesudahan yang berlangsung dengan
cepat, seperti reaksi pembakaran, reaksi penetralan dan reaksi pelarutan ( Taba dkk,
2011).
Panas reaksi dapat dinyatakan sebagai perubahan energi produk dan reaktan
pada volume konstan (ΔE) atau pada tekanan konstan (ΔH). Sebagai contoh adalah
reaksi
Reaktan (T) Produk (T)
ΔE = E (produk) – E(reaktan)
Pada temperatur konstan dan volume konstan, dan
ΔH = H(produk) – H(reaktan)
Pada temperatur konstan dan tekanan konstan.
Jika ΔE atau ΔH positif, reaksi dikatakan endotermis dan jika ΔE dan ΔH
negatif reaksi disebut eksotermis (Dogra dan Dogra,1990).
Panas reaksi diukur dengan bantuan kalorimeter. Harga ΔE diperoleh apabila
reaksi dilakukan dalam kalorimeter bom, yaitu pada volume konstan dan ΔH adalah
panas reaksi yang diukur pada tekanan konstan, dalam gelas piala atau labu yang
diisolasi, botol termos, labu Dewar dan lain-lain. Karena proses diperinci dengan
baik, maka panas yang dilepaskan atau yang diabsorbsi hanyalah fungsi-fungsi
keadaan, yaitu Qp = ΔH atau Qv = ΔE adalah fungsi keadaan. Besaran-besaran ini
dapat diukur oleh persamaan:
Q = ΔE atau ΔH =∫T 1
T 2
ΔCi (produk, kalorimeter) dT
Dimana Ci dapat berupa Cv untuk pengukuran E dan Cp untuk H. Dalam
banyak percobaan Ci untuk kalorimeter dijaga tetap konstan (Dogra dan Dogra,
1990).
Suatu reaksi kimia yang diinginkan dapat ditulis sebagai rangkaian dari
banyak reaksi kimia. Jika seseorang mengetahui panas reaksi dari masing-masing
tahap, maka panas reaksi yang diinginkan dapat dihitung dengan menambahkan atau
mengurangi panas reaksi dari masing-masing tahap. Prinsip ini, dimana panas reaksi
ditambahkan atau dikurangi secara aljabar, disebut hukum Hess mengenai
penjumlahan panas konstan. Dasar dari hukum ini adalah entalpi atau energi internal
adalah suatu besaran yang tidak tergantung pada jalannya reaksi, yaitu
ΔHp = qp dan ΔE = qv, sehingga
ΔH = ΔH1 + ΔH2 + ΔH3 + ... atau qp = qp’ + qp
’’ + qp’’’ + ...
Panas pembentukan dari setiap senyawa adalah entalpi reaksi yang
menunjukkan pembentukan satu mol senyawa unsur-unsurnya. Jika semua spesies
dari reaksi kimia diatas berada dalam keadaan standarnya, panas pembentukan (ΔHfo)
disebut panas pembentukan standar. Panas pembentukan standar dari unsur-unsur
dalam keadaannya yang paling stabil dianggap sama dengan nol (Dogra dan Dogra,
1990).
Panas pembakaran adalah panas reaksi dimana 1 mol zat dioksidasi secara
sempurna. Jika senyawa berisi C, H, O, dan N produk teroksidasi adalah CO2, H2O
dan N2 dan persamaannya dapat diseimbangkan. Disamping itu untuk senyawa yang
mengandung halogen, sulfur, fosfor dan lain-lain, persamaan reaksi menjadi sulit
diseimbangkan karena unsur-unsur ini membentuk banyak oksida (Dogra dan Dogra,
1990).
Panas reaksi yang melibatkan netralisasi asam oleh basa dikenal sebagai
panas netralisasi. Panas netralisasi asam kuat dan basa kuat adalah konstan, yaitu -
55,90 kJ mol-1. Tetapi panas netralisasi asam lemah dan basa lemah kurang dari -
55,90 kJ mol -1 karena asam atau basa menjadi ion-ion OH dan kation, sedangkan
asam kuat dan basa kuat berdisosiasi sempurna dan reaksinya hanyalah
H+ (dalam air) + OH- (dalam air) = H2O
Sehingga
ΔHo = ΔHoionisasi + ΔHo
netralisasi
Kalorimetri adalah ilmu “perhitungan kalori”. Kalorimetri sering digunakan
untuk mengukur energy yang diperoleh atau yang dilepaskan selama reaksi kimia,
proses biologi atau aktivitas. Teknik didasarkan pada prinsip kekekalan energy
(energy termal) yang sudah dibicarakan selanjutnya (Bresnick, 1996).
Dalam buku lain dikatakan bahwa kalorimetri adalah teknik pengukuran kalor
(energi panas) yang yang diterapkan pada penetapan kapasitas panas, kalor laten,
nilai kalori, kalor pembakaran atau kalor reaksi. Kalorimeter adalah alat yang
digunakan untuk mengukur jumlah kalor yang terlibat dalam suatu perubahan atau
reaksi kimia. Beberapa tipe kalorimeter antara lain kalorimeter bom dan kalorimeter
larutan. Kalorimeter larutan adalah alat yang digunakan untuk mengukur jumlah
kalor yang terlibat pada reaksi kimia dalam sistem larutan. Pada dasarnya, kalor yang
dibebaskan/diserap menyebabkan perubahan suhu pada kalorimeter. Berdasarakan
perubahan suhu per kuantitas pereaksi kemudian dihitung (Mulyono, 2006).
Kalorimeter adalah suatu peralatan berupa wadah tertutup yang
memungkinkan terciptanya suatu system termal yang tertutup. Secara ideal, tidak
mungkin terjadi perpindahan kalor dari lingkungan sekitar kedalam system atau dari
system ke lingkungan sekitar. Kondisi yang ideal itu, direalisasikan melalui
rancangan dan konstruksi calorimeter yang baik. Kalorimeter tersusun dari sebuah
wadah yang terbuat dari logam yang tahan lama, kaca, atau bahan lainnya yang kuat
yang biasanya dilingkupi oleh suatu bahan isolator yang baik seperti stirofoam, yang
menghalagi perpindahan kalor (Bresnick, 1996).
Proses termal dapat diukur, dengan mengetahui bahwa energy kalor yang
didapatkan oleh benda yang lebih dingin harus sama dengan energy yang dilepaskanj
oleh benda yang lebih hangat (yakni, tidak terjadi perubahan netto pada kalor
yang dikandung oleh suatu system ). Pernyataan-penyataan ini sepadan namun
dapat dinyatakan secara terpisah melalui persamaan
Qyang diperoleh = Qyang dilepas atau ΔQ = 0
Proses isobaric adalah proses dimana tekanan system tidak berubah,
sedangkan proses isotermik adalah proses dimana suhu tidak berubah. Proses
adiabatic adalah proses dimana tidak ada kalor yang masuk atau keluar dari system,
maka ΔQ = 0 sehingga untuk proses demikian hokum pertama menjadi:
0 = ΔU + Δ W artinya
Apabila system melakukan kerja, energy dalamnya haruslah turun. Apabila
kerja dilakukan pada system, energy dalamnya akan naik (Bueche,1989).
Kalor reaksi (entalpi reaksi atau panas reaksi) adalah kalor yang diserap atau
yang dibebaskan suatu reaksi kimia pada tekanan tetap, simbol ΔH. Kalor reaksi atau
entalpi reaksi merupakan perbedaan antara “entalpi hasil reaksi” dan “entalpi
pereaksi”.
ΔH = Hhasil reaksi - Hpereaksi
Jika ΔH berharga positif, jika Hhasil reaksi > Hpereaksi, berarti sistem reaksi
menyerap kalor, disebut reaksi endoterm sedangkan jika ΔH berharga negatif, jika
Hhasil reaksi < Hpereaksi, berarti sistem reaksi membebaskan kalor, disebut reaksi eksoterm
(Mulyono, 2006).
Metode termokimia juga bermanfaat untuk mengkonversi biomassa menjadi
berbagai jenis bahan bakar dan produk. Berbagai keuntungan metode pencairan
secara termokimia ini, menjadikannya potensial untuk dikembangkan khusunya di
Indonesia yang kaya akan sumber biomassa. Namun perancangan sistem dan
peralatannya membutuhkan data karakteristik proses dan kondisi operasi yang tepat
untuk menghasilkan produk yang optimal (Sembodo dan Jumari, 2009)