Entalpi 5620g

MATA DIKLAT 4 APLIKASI ENTALPI DAN PERUBAHANNYA

KODE: KITER 4 MATA DIKLAT 4 APLIKASI ENTALPI DAN PERUBAHANNYA

Oleh: An an Herliani, S.Si Teni Rodiani, S.Si

KEMENTERIAN PENDIDIKAN NASIONAL PUSAT PENGEMBANGAN DAN PEMBERDAYAAN PENDIDIK DAN TENAGA KEPENDIDIKAN PERTANIAN 2011

DAFTAR ISI Halaman DAFTAR ISI PENDAHULUAN I.

1

MATERI PEMBELAJARAN 1. MENJELASKAN ENTALPI DAN PERUBAHANNYA A. Tujuan .......................................................................................................... B.Materi Pembelajaran .................................................................................... 1. Sistem dan Lingkungan ........................................................................... 2. Energi dan Entalpi ................................................................................... 3. Reaksi Eksoterm dan Endoterm .............................................................. 4. Persamaan Termokimia ...........................................................................

2 2 2 2 3 5 6

II. MATERI PEMBELAJARAN 2. MENENTUKAN PERUBAHAN ENTALPI REAKSI A. Tujuan .......................................................................................................... B.Materi Pembelajaran ....................................................................................

9 9 9

III. MATERI PEMBELAJARAN 3. MENENTUKAN KALOR PEMBAKARAN BERBAGAI BAHAN BAKAR A. Tujuan .......................................................................................................... B.Materi Pembelajaran .................................................................................... 1. Kalor Pembakaran ................................................................................... 2. Bahan Bakar dan Kalor Pembakaran ...................................................

13 13 13 13 13

DAFTAR PUSTAKA

17

PENDAHULUAN Termokimia dapat didefinisikan sebagai bagian ilmu kimia yang mempelajari dinamika atau perubahan reaksi kimia dengan mengamati panas/termal nya saja. Salah satu terapan ilmu ini dalam kehidupan sehari-hari ialah reaksi kimia dalam tubuh kita dimana produksi dari energi-energi yang dibutuhkan atau dikeluarkan untuk semua tugas yang kita lakukan. Pembakaran dari bahan bakar seperti minyak dan batu bara dipakai untuk pembangkit listrik. Bensin yang dibakar dalam mesin mobil akan menghasilkan kekuatan yang menyebabkan mobil berjalan. Bila kita mempunyai kompor gas berarti kita membakar gas metan (komponen utama dari gas alam) yang menghasilkan panas untuk memasak. Dan melalui urutan reaksi yang disebut metabolisme, makanan yang dimakan akan menghasilkan energi yang kita perlukan untuk tubuh agar berfungsi. Hampir semua reaksi kimia selalu ada energi yang diambil atau dikeluarkan dan dalam sebagian besar reaksi kimia selalu disertai dengan perubahan energi yang berwujud perubahan kalor, baik kalor yang dilepaskan maupun diserap. Kalor merupakan salah satu bentuk dari energi. James Prescott Joule (1818-1889) merumuskan Asas Kekekalan Energi: “Energi tidak dapat diciptakan maupun dimusnahkan, tetapi dapat diubah dari bentuk energi yang satu menjadi bentuk energi yang lain”. Jadi, energi yang menyertai suatu reaksi kimia, ataupun proses fisika, hanya merupakan perpindahan atau perubahan bentuk energi. Untuk mempelajari perubahan kalor dari suatu proses perlu dikaji beberapa hal yang berhubungan dengan: energi yang dimiliki oleh suatu zat, bagaimana energi tersebut berubah, bagaimana mengukur perubahan energi tersebut dan bagaimana hubungan energi dengan struktur zat.

PJJ VEDCA – KITER 4

|

1

MATERI PEMBELAJARAN I MENJELASKAN ENTALPI DAN PERUBAHANNYA A. Tujuan Pembelajaran Setelah mempelajari bahan ajar ini diharapkan Anda mampu menjelaskan entalpi dan perubahannya B. Uraian Materi Pembelajaran 1.

Sistem dan Lingkungan Sistem adalah segala sesuatu yang menjadi pusat perhatian yang kita pelajari perubahan energinya. Mungkin saja misalnya suatu reaksi kimia yang terjadi dalam suatu gelas kimia. Sedangkan yang disebut lingkungan adalah segala sesuatu di luar system. Dalam menerangkan suatu sistem, kita harus merinci sifat-sifatnya secara tepat. Diberikan suhunya, tekanan, jumlah mol dari tiap zat dan berupa cairan, padat atau gas. Setelah semua variabel ini ditentukan berarti semua sifat-sifat sistem sudah pasti, berarti kita telah menggambarkan keadaan dari sistem. Contoh: Reaksi antara logam seng dengan larutan asam klorida (HCl) dalam suatu tabung reaksi disertai dengan munculnya gelembung-gelembung gas. Pada contoh di atas yang menjadi pusat perhatian adalah logam seng dan larutan HCl. Jadi, logam seng dan larutan HCl disebut sistem, sedangkan tabung reaksi, suhu udara, tekanan udara merupakan lingkungan. Berdasarkan interaksinya dengan lingkungan, sistem dibedakan menjadi tiga macam, yaitu: a. Sistem Terbuka, suatu sistem yang memungkinkan terjadinya pertukaran kalor

dan zat (materi) antara lingkungan dan sistem. b. Sistem Tertutup, suatu sistem yang memungkinkan terjadinya pertukaran kalor

antara sistem dan lingkungannya, tetapi tidak terjadi pertukaran materi. c. Sistem Terisolasi (tersekat), suatu sistem yang tidak memungkinkan terjadinya

pertukaran kalor dan materi antara sistem dan lingkungan.

PJJ VEDCA – KITER 4

|

2

Gambar 1 Contoh sistem terbuka, sistem tertutup, dan sistem isolasi Sumber: http://cwx.prenhall.com/petrucci/medialib/media_portfolio/text_images/ FG07_012.JPG

Tabel 1 Sifat-sifat sistem dan perbedaannya No

Nama Sistem

1 2 3

Sistem Terbuka Sistem Tertutup Sistem Tersekat

Pertukaran Energi Ya Ya Tidak

Materi Ya Tidak Tidak

2. Energi dan entalpi

Dalam setiap reaksi kimia selalu terjadi perubahan energi. Satuan-satuan energi: 1 kalori = 4,184 Joule 1 kJ = 1000 Joule 1 kkal = 1000 kalori 1kkal = 4,184 k J Keseluruhan energi yang dimiliki oleh suatu sistem dalam keadaan tertentu disebut energi dalam (U). Energi dalam merupakan suatu fungsi keadaan, hanya bergantung pada keadaan sistem (suhu, volume, tekanan, dan jumlah mol), tidak bergantung pada jalan yang dilalui sistem. Energi dalam tidak dapat diukur tetapi perubahannya dapat diukur. Jika perubahan itu dilakukan pada tekanan tetap (sistem terbuka), perubahan energi dalam yang terjadi dinamakan perubahan entalpi. Reaksi kimia pada umumnya dilakukan dalam sistem terbuka (tekanan tetap). Oleh karena itu, pada setiap proses yang melibatkan perubahan volum akibat tekanan tetap, ada kerja yang menyertai proses tersebut meskipun kecil tetapi cukup berarti. Menurut Hukum Termodinamika I (Hukum Kekekalan energi) PJJ VEDCA – KITER 4

|

3

dengan H = entalpi U = energi dalam P = tekanan V = volume Perubahan entalpi dinyatakan dengan persamaan : H = U + PV

dengan

H = perubahan entalpi U = perubahan energi dalam Dari persamaan dapat disimpulkan bahwa jika reaksi dilakukan pada tekanan

tetap maka perubahan kalor yang terjadi akan sama dengan perubahan entalpi sebab perubahan tekanannya 0 (nol). Jadi, entalpi sama dengan besarnya energi dalam yang disimpan dalam suatu sistem. Sehingga entalpi (H) merupakan energi dalam bentuk kalor yang tersimpan di dalam suatu sistem. Perubahan entalpi Perubahan entalpi suatu sistem dapat diukur jika sistem mengalami perubahan. Perubahan entalpi (

H): Jika suatu reaksi berlangsung pada tekanan

tetap, maka perubahan entalpinya sama dengan kalor yang harus dipindahkan dari sistem ke lingkungan atau sebaliknya agar suhu sistem kembali ke keadaan semula. H = qp

(qp = kalor reaksi pada tekanan tetap)

Besarnya perubahan entalpi adalah selisih besarnya entalpi sistem setelah mengalami perubahan dengan besarnya entalpi sistem sebelum perubahan pada tekanan tetap. H = Hakhir – Hawal Perubahan entalpi yang menyertai suatu reaksi dipengaruhi oleh: • Jumlah zat

PJJ VEDCA – KITER 4

|

4

• Keadaan fisis zat • Suhu (T) • Tekanan (P)

3. Reaksi Eksoterm dan Endoterm kalor

kalor

Lingkungan kalor

Kalor

a.

kalor

Reaksi Eksoterm

Reaksi Eksoterm adalah reaksi yang melepaskan kalor atau menghasilkan energi. Entalpi sistem berkurang (hasil reaksi memiliki entalpi yang lebih rendah dari zat semula). Hakhir < Hawal Hakhir – Hawal < 0 H berharga negatif Contoh: Reaksi antara kalsium oksida (kapur tohor) dengan air Kapur tohor dimasukkan ke dalam air dalam tabung reaksi. Reaksi ini berlangsung ditandai dengan kenaikan suhu campuran (sistem). Karena suhu sistem lebih tinggi dari lingkungan, maka kalor akan keluar dari sistem ke lingkungan sampai suhu keduanya menjadi sama. CaO(s) + H2O(l)

PJJ VEDCA – KITER 4

|

Ca(OH)2(aq)

5

Pada reaksi eksoterm terjadi perpindahan kalor dari sistem ke lingkungan atau pada reaksi tersebut dikeluarkan panas. Pada reaksi eksoterm harga ΔH = negatif ( - ) Contoh : C(s) + O2(g)Æ CO2(g) + 393.5 kJ ; ΔH = -393.5 kJ

b. Reaksi endoterm Reaksi Endoterm adalah reaksi yang menyerap kalor atau memerlukan energi. Entalpi sistem bertambah (hasil reaksi memiliki entalpi yang lebih tinggi dari zat semula). Hakhir > Hawal Hakhir – Hawal > 0 H berharga positif Contoh: Reaksi antara kristal barium hidroksida oktahidrat dengan kristal amonium klorida. Ketika kristal barium hidroksida oktahidrat, Ba(OH)2. 8H2O dicampur dengan kristal amonium klorida (NH4Cl), reaksi segera berlangsung yang ditandai dengan penurunan suhu campuran dan pembentukan gas amonia. Oleh karena suhu campuran (sistem) menjadi lebih rendah daripada lingkungan, maka kalor akan mengalir dari lingkungan ke dalam sistem sampai suhu keduanya menjadi sama. Ba(OH)2. 8H2O(s) + 2NH4Cl

BaCl2.2H2O(s) + 2NH3(g) + 8H2O(l)

Pada reaksi terjadi perpindahan kalor dari lingkungan ke sistem atau pada reaksi tersebut dibutuhkan panas. Pada reaksi endoterm harga ΔH = positif ( + ) 4.

Persamaan termokimia Persamaan yang menggambarkan suatu reaksi yang disertai informasi tentang

perubahan entalpi (kalor). Oleh karena entalpi merupakan sifat ekstensif (nilainya bergantung pada besar dan ukuran sistem) maka pada persamaan termokimia juga PJJ VEDCA – KITER 4

|

6

tercantum jumlah mol zat yang dinyatakan dengan koefisien reaksi, dan keadaan fasa zat yang terlibat. Contoh: a. Pada pembentukan 1 mol air dari gas hidrogen dengan gas oksigen pada 25oC (298 K), 1 atm, dilepaskan kalor sebesar 286 kJ. Persamaan termokimia dari pernyataan di atas adalah Kata “dilepaskan” menyatakan bahwa reaksi tergolong eksoterm. Oleh karena itu, H = –286 kJ untuk setiap mol air yang terbentuk. H2(g) +

O2(g)

H2O() H = –286 kJ

atau, 2H2(g) + O2(g)

2H2O() H = –572 kJ

b. Reaksi karbon dan gas hidrogen membentuk 1 mol C2H2 pada temperatur 25oC dan tekanan 1 atm memerlukan kalor 226,7 kJ. Persamaan termokimianya : Kata “memerlukan” menyatakan bahwa reaksi tergolong endoterm. 2 C(s) + H2(g)

C2H2(g)

H = + 226,7 kJ

Perubahan entalpi standar (Ho) Perubahan entalpi reaksi yang diukur pada temperatur 25oC (298 K) dan tekanan 1 atm disepakati sebagai perubahan entalpi standar, dinyatakan dengan symbol Ho Keadaan standar ini diperlukan karena pengukuran pada suhu dan tekanan yang berbeda akan menghasilkan harga perubahan entalpi yang berbeda pula. Satuan yang digunakan untuk menyatakan perubahan entalpi adalah kJ. Perubahan entalpi dalam molar adalah kJ/mol. Jenis perubahan entalpi berdasarkan kondisi perubahan kimia yang terjadi: 1.

Perubahan Entalpi Pembentukan Standar (Hfo) Adalah perubahan entalpi pada pembentukan 1 mol senyawa dari unsur-unsurnya

yang paling stabil, pada keadaan standar. Satuan perubahan entalpi pembentukan PJJ VEDCA – KITER 4

|

7

standar menurut Sistem Internasional (SI) adalah kJ/mol. Contoh: Perubahan entalpi pembentukan standar dari gas karbondioksida (CO2) adalah –393,5 kJ/mol. Persamaan termokimianya: C(s) + O2(g)

CO2(g)

Hfo = -393,5 kJ/mol

Perubahan entalpi penguraian standar (Hdo)

2.

Adalah perubahan entalpi pada penguraian 1 mol senyawa menjadi unsur-unsurnya, pada keadaan standar. Contoh: Perubahan entalpi penguraian H2O adalah +286 kJ/mol. Persamaan termokimianya: lH2O

3.

H2(g) +

O2(g)

Hdo = + 286 kJ/mol

Perubahan entalpi pembakaran standar (Hco) Adalah perubahan entalpi pada pembakaran sempurna 1 mol unsur atau senyawa

pada keadaan standar. Pembakaran adalah reaksi suatu zat dengan oksigen. Contoh: Perubahan entalpi pembakaran gas CH4 adalah –802 kJ/mol. Persamaan termokimianya: CH4(g) + O2(g)

PJJ VEDCA – KITER 4

|

CO2(g) + 2H2O(g)

Hco =-802 kJ/mol

8

MATERI PEMBELAJARAN II MENENTUKAN PERUBAHAN ENTALPI REAKSI A. Tujuan Pembelajaran Setelah mempelajari bahan ajar ini diharapkan Anda mampu menentukan perubahan entalpi reaksi B. Uraian Materi Pembelajaran 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. 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. 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 dam jumlah entalpi pereaksi. Pada reaksi endoterm, entalpi sesudah reaksi menjadi lebih besar, sehingga ΔH 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.

PJJ VEDCA – KITER 4

|

9

Suatu reaksi kimia dapat dipandang sebagai suatu sistem yang terdiri dari dua bagian yang berbeda, yaitu pereaksi dan hasil reaksi atau produk. Perhatikan suatu reaksi yang berlangsung pada sistem tertutup dengan volume tetap (ΔV = 0), maka sistem tidak melakukan kerja, w = 0. Jika kalor reaksi pada volume tetap dinyatakan dengan qv , maka persamaan hukum I termodinamika dapat ditulis: ΔU = qv + 0 = qv = q reaksi (8) q

reaksi

disebut sebagai kalor reaksi. Hal ini berarti bahwa semua perubahan energi

yang menyertai reaksi akan muncul sebagai kalor. Misal: suatu reaksi eksoterm mempunyai perubahan energi dalam sebesar 100 kJ. Jika reaksi itu berlangsung dengan volume tetap, maka jumlah kalor yang dibebaskan adalah 100 kJ. Kebanyakan reaksi kimia berlangsung dalam sistem terbuka dengan tekanan tetap (tekanan atmosfir). Maka sistem mungkin melakukan atau menerima kerja tekanan – volume, w = 0). Oleh karena itu kalor reaksi pada tekanan tetap dinyatakan dengan qp , maka hukum I termodinamika dapat ditulis sebagai berikut: ΔU = qp + w atau qp = ΔU – w = q reaksi (9) Untuk menyatakan kalor reaksi yang berlangsung pada tekanan tetap, para ahli mendefinisikan suatu besaran termodinamika yaitu entalpi (heat content) dengan lambang “H”. Entalpi didefinisikan sebagai jumlah energi dalam dengan perkalian tekanan dan volume sistem, yang dapat dinyatakan: H = U + P V (10) Reaksi kimia termasuk proses isotermal, dan bila dilakukan di udara terbuka maka kalor reaksi dapat dinyatakan sebagai: qp = Δ H (11) Jadi, kalor reaksi yang berlangsung pada tekanan tetap sama dengan perubahan entalpi. Oleh karena sebagian besar reaksi berlangsung pada tekanan tetap, yaitu tekanan atmosfir, maka kalor reaksi selalu dinyatakan sebagai perubahan entalpi (ΔH). Akibatnya, kalor dapat dihitung dari perubahan entalpi reaksi, dan perubahan entalpi reaksi yang menyertai suatu reaksi hanya ditentukan oleh keadaan awal (reaktan) dan keadaan akhir (produk). PJJ VEDCA – KITER 4

|

10

q = ΔH reaksi = Hp-Hr (12) Contoh: Suatu reaksi berlangsung pada volume tetap disertai penyerapan kalor sebanyak 200 kJ. Tentukan nilai Δ U , Δ H, q dan w reaksi itu Jawab: Sistem menyerap kalor

sebanyak

200 kJ

, berarti q = + 200 kJ

Reaksi berlangsung pada volume tetap , maka w = 0 kJ. ΔU = q + w = + 200 kJ + 0 kJ = 200 kJ Δ H = q = + 200 kJ Kalorimeter

Termometer

Pengaduk

Air

Tempat reaksi Gambar 2.3 Kalorimeter sederhana (kiri) dan kalorimeter bom (kanan)

Kalorimeter adalah suatu alat untuk mengukur jumlah kalor yang diserap atau dibebaskan sistem. Data

H reaksi yang terdapat pada tabel-tabel pada

umumnya ditentukan secara kalorimetri. Kalorimeter sederhana dapat dibuat dari wadah yang bersifat isolator (tidak menyerap kalor). Sehingga wadah dianggap tidak menyerap kalor pada saat reaksi berlangsung. Kalorimeter Bom merupakan suatu kalorimeter yang dirancang khusus sehingga benar-benar terisolasi. Pada umumnya sering digunakan untuk menentukan perubahan entalpi dari reaksi-reaksi pembakaran yang melibatkan gas. Meskipun sistem diusahakan terisolasi, tetapi ada kemungkinan sistem masih PJJ VEDCA – KITER 4

|

11

dapat menyerap atau melepaskan kalor ke lingkungan, dalam hal ini lingkungan nya adalah kalorimeter sendiri. Jika kalorimeter juga terlibat dalam pertukaran kalor, maka besarnya kalor yang diserap atau dilepas oleh kalorimeter (kapasitas kalorimeter, C) harus diperhitungkan. Jumlah kalor yang dilepas atau diserap sebanding dengan massa, kalor jenis zat, dan perubahan suhu. Hubungannya adalah sebagai berikut: q = m×c× ΔT dimana:

q

= perubahan kalor (J)

m

= massa zat (g)

c

= kalor jenis zat

(J/g.K) T = perubahan suhu (K)

PJJ VEDCA – KITER 4

|

12

MATERI PEMBELAJARAN III MENENTUKAN KALOR PEMBAKARAN BERBAGAI BAHAN BAKAR

A. Tujuan Pembelajaran Setelah mempelajari bahan ajar ini diharapkan Anda mampu menentukan kalor pembakaran berbagai bahan bakar B. Uraian Materi Pembelajaran 1.

Kalor Pembakaran Reaksi pembakaran adalah reaksi suatu zat dengan oksigen. Biasanya reaksi semacam ini digunakan untuk menghasilkan energi. Bahan bakar adalah merupakan suatu senyawa yang bila dilakukan pembakaran terhadapnya dihasilkan kalor yang dapat dimanfaatkan untuk berbagai keperluan. Jenis bahan bakar yang banyak kita kenal adalah bahan bakar fosil. Bahan bakar fosil berasal dari pelapukan sisa organisme, baik tumbuhan maupun hewan yang memerlukan waktu ribuan sampai jutaan tahun, contohnya minyak bumi dan batu bara. Namun selain bahan bakar fosil dewasa ini telah dikembangkan pula bahan bakar jenis lain, misalnya alkohol dan hidrogen. Hidrogen cair dengan oksigen cair bersama-sama telah digunakan pada pesawat ulang-alik sebagai bahan bakar roket pendorongnya. Pembakaran hidrogen tidak memberi dampak negatif pada lingkungan karena hasil pembakarannya adalah air. Matahari adalah sumber energi terbesar di bumi, tetapi penggunaan energi surya belum komersial. Dewasa ini penggunaan energi surya yang komersial adalah untuk pemanas air rumah tangga (solar water heater).

2.

Bahan Bakar dan Kalor Pembakaran Bahan bakar merupakan sumber energi utama yang dipergunakan dalam kehidupan sehari-hari. Para ibu rumah tangga mengandalkan gas elpiji atau minyak tanah sebagai sumber panas yang dipergunakan untuk memasak. Kendaraan bermotor menggunakan bensin atau gasoline dan solar untuk sebagai sumber PJJ VEDCA – KITER 4

|

13

energi untuk menggerakkan mesin. Pembangkit listrik tenaga diesel juga menggunakan bahan bakar minyak bakar untuk membangkitkan listrik. Bagaimana bahan bakar dibakar dan menghasilkan energi merupakan hal yang sangat kita butuhkan. Beberapa senyawa-senyawa yang ada dalam minyak bumi merupakan contoh mudah kita amati. Misalnya gas butana yang ada dalam gas elpiji : C4H10 + 4,5 O2 → 4 CO2 + 5 H2O ΔH = -685,6 kkal/mol Untuk setiap mol dihasilkan 685,6 kkal. Contoh lainnya kita ambil dari beberapa senyawa yang tergolong dalam kelompok parafin, olefin dan naften. Parafin : CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O ΔH = -192 kkal C4H10 + 4,5 O2 → 4 CO2 + 5 H2O ΔH = -685,6 kkal Olefin : C2H4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O ΔH = -647,1 kkal C3H6 +4,5 O2 → 3 CO2 + 3 H2O ΔH = -646,1 kkal Naften : C5H10 + 7,5 O2 → 5 CO2 + 5 H2O ΔH = – 793.5 kkal C6H12 + 9 O2 → 6 CO2 + 6 H2O ΔH = – 944,5 kkal Dari data diatas tampak bahwa semakin banyak jumlah atom karbon mengapa semakin besar panas yang dihasilkan yang diindikasikan dengan besarnya ΔH Di bawah ini adalah nilai kalor dari berbagai jenis bahan bakar yang umum dikenal: PJJ VEDCA – KITER 4

|

14

Tabel 3. Nilai kalor bakar beberapa bahan bakar Jenis bahan bakar Gas Alam (LNG)

C 70

Batu Bara (Antrasit) Batu Bara (Bituminos) Minyak Mentah Bensin Arang Kayu Hidrogen

82 77 85 85 100 50

Komposisi (%) H O 23 0 1 5 12 15 0 6

Nilai kalor (kJ/g)

2 7 0 0 0 44

49 31 32 45 48 34 18

Nilai kalor dari bahan bakar umumnya dinyatakan dalam satuan kJ/gram, yang menyatakan berapa kJ kalor yang dapat dihasilkan dari pembakaran 1 gram bahan bakar tersebut. Contoh : nilai kalor bahan bakar bensin adalah 48 kJ/g, artinya setiap pembakaran sempurna 1 gram bensin akan dihasilkan kalor sebesar 48 kJ. Pembakaran bahan bakar dalam mesin kendaraan atau dalam industri umumnya tidak terbakar sempurna. Pembakaran sempurna senyawa hidrokarbon (bahan bakar fosil) membentuk karbon dioksida dan uap air. Sedangkan pembakaran tidak sempurnanya menghasilkan karbon monoksida dan uap air. Pembakaran tak sempurna mengurangi efisiensi bahan bakar, kalor yang dihasilkan akan lebih sedikit dibandingkan apabila zat itu terbakar sempurna. Kerugian lainnya adalah dihasilkannya gas karbon monoksida (CO) yang bersifat racun. Nilai kalor bakar dapat digunakan untuk memperkirakan harga energi suatu bahan bakar. Contoh soal: Misalkan harga arang adalah Rp.500/kg, dan harga LPG Rp900/kg. Nilai kalor bakar arang 34 kJ/gram. Dari informasi tersebut dapat diketahui yang mana harga kalor yang lebih murah, yang berasal dari arang atau LPG. Nilai kalor bakar arang = 34 kJ/gram, sehingga dengan uang Rp500,00 dapat diperoleh 1000 gram arang dan diperoleh kalor sebanyak: = 34 × 100 kJ = 34.000 kJ PJJ VEDCA – KITER 4

|

15

Jadi, dari tiap rupiahnya mendapat kalor sebanyak : 68 kJ/rupiah. Nilai kalor bakar LPG = 40 kJ/gram, sehingga dengan uang Rp 900, diperoleh 1000 gram LPG dan kalor sebanyak = 40 × 1000 kJ = 40.000 kJ Jadi, tiap rupiahnya mendapat kalor sebanyak : 44 kJ/rupiah.

PJJ VEDCA – KITER 4

|

16

DAFTAR PUSTAKA Irvan Permana, 2009, Memahami Kimia 2 : SMA/MA Untuk Kelas XI, Semester 1 dan 2, Pusat Perbukuan, Departemen Pendidikan Nasional, Jakarta Ratna Ediati dkk, 2008. Kimia untuk SMK. Direktorat Pembinaan Sekolah Menengah Kejuruan Departemen Pendidikan Nasional. Jakarta

PJJ VEDCA – KITER 4

|

17