TERMOKIMIA (1)
1.
Hukum kekekalan energi
Hukum
kekekalan energi disebut juga sebagai Hukum Termodinamika I. hukum ini
ditemukan berkat beberapa percobaan yang dilakukan James Prescott Joule
(1818-1889) seorang ahli fisika berkebangsaan Inggris. Hukum kekekalan energi
yang menyatakan energi tidak dapat diciptakan dan tidak dapat dimusnahkan,
hanya bentuknya dapat berubah dari bentuk satu ke bentuk yang lain.
2.
Sistem
dan lingkungan
Dalam
termokimia, kita senantiasa berhadapan dengan reaksi kimia, khususnya energi
yang menyertai reaksi tersebut. Reaksi
atau proses yang menjadi pusat perhatian kita sebut sebagai sistem. Segala
sesuatu yang berada di sekitar sistem, yaitu dengan apa sistem tersebut
beinteraksi, disebut lingkungan.
Contoh:
Reaksi
antara logam seng dengan larutan asam klorida (HCl) dalam suatu tabung reaksi disertai
dengan munculnya gelembung-gelembung gas.
Sistem = Logam seng dan larutan HCl
Lingkungan = Tabung reaksi, suhu udara dan tekanan udara
3.
Entalpi
(H) dan perubahan entalpi (ΔH)
Entalpi (H) menyatakan besarnya energy dalam bentuk
kalor yang dimiliki oleh suatu zat. Entalpi suatu zat tidak
berubah (tetap) selama tidak ada energi yang masuk atau keluar. Entalpi suatu
zat tidak dapat diukur, tetapi hanya perubahan entalpinya yang dapat diukur.
Perubahan entalpi diberi notasi ΔH.
Perubahan entalpi adalah perubahan panas dari reaksi pada suhu dan tekanan yang
tetap, yaitu selisih antara entalpi zat- zat hasil dikurangi entalpi zat- zat
reaktan untuk reaksi.
4.
Reaksi
endoterm dan eksoterm
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 ΔH = (+)
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 dapat dinyatakan sebagai
berikut:
ΔH = Hp – Hr < 0 ΔH = (-)
Reaksi Endoterm Reaksi
Eksoterm
ΔH = (+) ΔH = (-)
5.
Persamaan
termokimia
Persamaan
termokimia adalah persamaan reaksi kimia yang menyertakan perubahan entalpi (ΔH). Nilai ΔH yang tertera dalam persamaan
termokimia bergantung pada nilai koefisien reaksinya. Contoh:
Pada penguapan 1 mol air
diserap kalor sebesar 50 kJ.
Persamaan thermokimianya :
H2O(l) à H2O (g) ∆H =
50 kJ
6.
Perubahan
entalpi standard dan
macam- macam entalpi
Data
termokimia pada umumnya ditetapkan pada suhu 250C dan tekanan 1 atm
yang selanjutnya disebut kondisi standar . Perubahan entalpi yang diukur pada suhu
25oC
dan tekanan 1 atm disebut perubahan entalpi standar dan dinyatakan dengan
lambang ΔH0 atau ΔH298. Sedangkan perubahan entalpi yang
pengukurannya tidak merujuk kondisi pengukurannya dinyatakan dengan lambang ΔH
saja.
Entalpi
molar adalah perubahan entalpi reaksi yang dikaitkan dengan kuantitas zat yang
terlibat dalam reaksi. Dalam termokimia dikenal berbagai macam entalpi molar,
seperti entalpi pembentukan, entalpi penguraian, dan entalpi pembakaran.
a) Entalpi Pembentukan
Standar (ΔHf)
Entalpi
pembentukan standar adalah besarnya perubahan entalpi (kalor) yang diserap atau
yang dilepaskan pada pembentukan satu mol senyawa dari unsur-unsurnya..
Contoh:
H2 (g)
+ ½ O2 (g) à H2O (l) ΔHf0 =
-285,85 kJ
Latihan:
Tuliskan persamaan reaksi termokimia untuk pembentukan
1 mol NH3 dari gas H2 dan N2 yang melepaskan
kalor sebesar 46,2 kJ/mol!
b) Entalpi Penguraian
Standar (DHdo)
Reaksi
penguraian adalah kebalikan dari reaksi pembentukan. Entalpi penguraian adalah
besarnya
perubahan entalpi (kalor) yang diserap untuk menguraikan satu mol senyawa
menjadi unsur-unsurnya. Oleh karena itu, sesuai dengan azas kekekalan energi,
nilai entalpi penguraian sama dengan entalpi pembentukannya, tetapi tandanya
berlawanan
Contoh:
H2O (l)
à H2
(g) + ½ O2 (g) ΔHf0 = +285,85 kJ
Latihan :
Tuliskan persamaan reaksi termokimia untuk penguraian 1
mol NH3 menjadi gas H2 dan N2 yang melepaskan
kalor sebesar 46,2 kJ/mol!
c) Entalpi Pembakaran
Standar ( DHco)
Reaksi
suatu zat dengan oksigen disebut reaksi pembakaran . Zat yang mudah terbakar
adalah unsur karbon, hidrogen, belerang, dan berbagai senyawa dari unsur
tersebut. Pembakaran dikatakan sempurna apabila karbon (c) terbakar menjadi CO2,
hidrogen (H) terbakar menjadi H2O, belerang (S) terbakar menjadi SO2.
Entalpi
pembakaran standar adalah besarnya perubahan entalpi (kalor) yang dibebaskan
untuk membakar satu mol senyawa menjadi unsur atau senyawa.
Contoh :
CH4(g) +O2(g) →CO2(g) +2H2O(g)
∆Hc° = –802 kJ/mol
Latihan :
Tuliskan persamaan reaksi untuk pembakaran 1 mol butana
(C4H10) dan kalor yang dilepaskan sebesar 2901 kJ/mol!
Pembakaran Sempurna dan Tidak
Sempurna
Pembakaran
bahan bakar dalam mesin kendaraan atau dalam industri tidak terbakar sempurna.
Pembakaran sempurna senyawa hidro karbon (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) à 8 CO2 (g) + 9 H2O
(g) ΔH = -5460 kJ
b.
Pembakaran tak sempurna isooktana:
C8H18
(l) + 8 ½ O2 (g) à 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.
Latihan
Soal
1. Jika diketahui
reaksi termokimia
CO2 +
H2O à CH3OH
+ 3/2 O2 ΔH
= 160 kkal
Tentukan harga
ΔH reaksi :
2CH3OH
+ 3O2 à 2CO2
+ 4H2O
2. Jika diketahui
reaksi :
NH3 + 5/4
O2 à NO2 + 3/2
H2O ΔH = -292 kJ/mol
Tentukan ΔH reaksi :
4NO2 +
6H2O à 4NH3 +
5 O2
3. Diketahui ∆ H C2H6
adalah -25 kJ/mol, tentukan kalor yang dilepas pada pembentukan 3,6 gram C2H6 dan tuliskan persamaan termokimianya !
4. Diketahui ∆Hdo CO2 = 400 kJ, Tentukan kalor yang
menyertai penguraian 2 mol CO2
Ar C=12, Ar
O=16
5. Tuliskan
persamaan reaksi untuk pembakaran 1 mol etanol (C2H5OH)
dan kalor yang dilepaskan sebesar 949 kJ/mol!
TERMOKIMIA (2)
PENENTUAN
PERUBAHAN ENTALPI
1. Kalorimeter
 |
|||
 |
|||
Gambar
1. Kalorimeter Bom Gambar
2. Kalorimeter Sederhana
Untuk menentukan perubahan entalpi (DH) suatu reaksi dapat dilakukan dengan suatu percobaan
menggunakan kalorimeter, baik kalorimeter bomb maupun kalorimeter sederhana. Dalam
menentukan DH menggunakan kalorimeter, kita akan selalu berhubungan
dengan kalor atau panas. Untuk menentukan jumlah kalor suatu zat secara umum
berlaku rumus :
 |
Dengan, q =
jumlah kalor ( joule )
m = massa zat ( gram )
c = kalor
jenis ( Jg-1 K-1)
C = kapasitas kalor dalam JK-1
ΔT = perubahan suhu ( Takhir – Tawal )
Kalorimeter bom merupakan suatu calorimeter yang
dirancang khusus, sehingga sistem benar- benar berada dalam keadaan terisolasi.
Reaksi pembakaran yang terjadi di dalam bom, akan menghasilkan kalor dan
diserap oleh air dan bom pada suhu yang sama, yang ditunjukkan dengan adanya
kenaikan suhu air. Oleh karena itu, dianggap idak ada kalor yang diserap maupun
dilepaskan oleh sistem ke lingkungan selama reaksi pembakaran berlangsung,
maka:
qreaksi = -(qbom
+ qair)
dengan q
= kalor
Jumlah kalor yang diserap oleh bom dapat dihitung
dengan mengukur kapasitas kalor bom.
qbom = Cbom
+ ΔT
dengan, Cbom =
kapasitas kalor bom (Jo C-1 atau JK-1)
ΔT = perubahan suhu (oC atau K)
Besarnya kalor yang menyebabkan perubahan suhu (kenaikan
atau penurunan suhu) air yang terdapat dalam kalorimeter dirumuskan sebagai
berikut:
qair = m
x c x ΔT
dengan, m = massa air dalam calorimeter (gram)
c = kalor jenis air dalam calorimeter (J
g-1 K-1)
ΔT = perubahan suhu (K atau oC)
Contoh:
Di
dalam suatu kalorimeter
bom direaksikan 0,16 gram gas metana (CH4) dengan oksigen berlebihan. Ternyata terjadi kenaikan suhu
1,56°C. Jika diketahui kapasitas kalor kalorimeter adalah 958 J°Cˉ¹, massa air
didalam kalorimeter adalah 1000 gram dan kalor jenis air 4,18 Jgˉ¹°Cˉ¹.
Tentukan kalor pembakaran (∆Hoc) gas metana dalam kJ.molˉ¹. (Ar
C=12, H=1)
CH4(g) + 2O2(g) →
CO2(g) + 2H2O(g)
Jawab:
Kalor yang dilepas sama dengan kalor
yang diserap oleh air dalam kolorimeter dan oleh kalorimeternya, maka:
qair = mair x cair x ∆T
=
1000 g x 4,18 Jgˉ¹°Cˉ¹ x 1,56°C
=
6520 J
qkal = Ckal x ∆T
=
958 J°Cˉ¹ x 1,56°C
= 1494 J
Sesuai azas Black :
q reaksi = - ( q air + q kalorimeter)
q
reaksi = - (6520 + 1494) J
=
- 8014 J
= - 8,014 kJ
Jumlah metana yang dibakar sebanyak 0,16
gram
Mol CH4 =
gram / Mr = 0,16 gram /
16
= 0,01 mol
Maka
∆Hco untuk setiap 1 mol
CH4 sebanyak
= - 8,014 kJ/0,01 mol
= - 801,4 kJ.molˉ¹
Latihan Soal 1.1 :
Dalam
suatu calorimeter direaksikan 100 cm-3 larutan NaOH 1 M dengan 100
cm-3 larutan HCl 1M, ternyata suhunya naik dari 25oC
menjadi 31oC. Kalor jenis larutan dianggap sama dengan kalor jenis
air yaitu 4,18 J g-1 K-1 dan massa jenis larutan dianggap
1 g cm-3. Jika dianggap bahwa kalorimeter tidak menyerap kalor,
tentukanlah entalpi dari reaksi:
NaOH (aq) + HCl
(aq) à NaCl (aq) + H2O
(l)
2. Hukum
Hess
Kalor
reaksi atau ∆H tidak bergantung pada jalannya reaksi, tetapi hanya ditentukan
oleh keadaan awal dan akhir.
Contoh
Soal:
Diketahui :
2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l) ΔH = - 136 Kkal
H2(g)
+ O2(g) → H 2O2(l) ΔH = - 44,8 Kkal
Hitung ΔH untuk reaksi :
2H2O2(l) → 2H2O(l) + O2(g)
Jawab:
2H2(g) + O2(g) →2H2O(cair) ΔH = - 136 Kkal
2H2O2(cair) →2H2(g) + 2O2(g) ΔH = + 89,6 Kkal
+
2H2O2(l)→ 2H2O(l) + O2(g) ΔH = -46,4 Kkal
Latihan Soal 2.1
Diketahui reaksi- reaksi berikut:
S(s) + O2 (g) à SO2 (g)
ΔH
= A kkal
2 SO2 (g) + O2
(g) à 2SO3 (g) ΔH
= B kkal
Hitung perubahan entalpi (ΔH)
untuk reaksi berikut:
2 S(s) + 3 O2 (g) à 2SO3 (g)
3. Data
ΔH Pembentukan Standar
Apabila
dalam suatu reaksi diketahui entalpi pembentukan standar senyawa-senyawa yang
ikut bereaksi, maka perubahan entalpi reaksi tersebut dapat dicari :
Contoh Soal:
Kalau kita mengetahui entalpi pembentukan Fe3O4 =
-266 kkal dan entalpi pembentukan H2O (g) = -58 kkal, maka ΔH reaksi :
3Fe + 4 H2O (g) à Fe3O4
+ 4 H2 adalah
sebesar …
Jawab:
ΔH = ΣΔH hasil reaksi –
ΣΔH pereaksi
=
( 1. ΔH Fe3O4
+ 4. ΔH H2
) – (3. ΔH Fe + 4. ΔH H2O )
= (1. -277 + 4.0 ) –
(3. 0 + 4. 58)
= -34 kkal
Latihan 3.1
Diketahui:
∆Hf° CH4O(l)
= –238,6 kJ/mol
∆Hf° CO2(g)
= –393,5 kJ/mol
∆Hf° H2O(l)
= –286 kJ/mol
a)
Tentukan
∆H reaksi pembakaran CH4O sesuai reaksi:
CH4O(l) + 2 O2(g) D CO2(g) +
2 H2O(l)
b)
Tentukan
jumlah kalor yang dibebaskan pada pembakaran 8 gram metanol (CH4O) (Ar C
= 12, O = 16, dan H = 1)!
4. Energi
Ikatan
Besarnya Energi yang
diperlukan untuk memutuskan 1 mol ikatan dari suatu molekul dalam wujud gas.
|
atau
|
Contoh Soal:
Diketahui energi ikatan:
C-H = 413 kJ/mol
O=O = 495 kJ/mol
C=O = 799 kJ/mol
H-O = 463 kJ/mol
Maka besarnya kalor yang dilepas dari
pembakaran 3,2 gram CH4 (C=12, H=1) sesuai reaksi: CH4 + 2O2→ CO2
+ 2 H2O
adalah.......
Jawab:
∆H Reaksi = ∆H Pemutusan Ikatan - ∆H Pembentukan
Ikatan
∆H Reaksi = ∆H Pereaksi- ∆H Produk
∆H Reaksi = {1(4
x C-H)+2(1 x O=O)} – {1(2 x C=O)+2(2 x O-H)}
∆H Reaksi = {1(4
x 413)+2(1 x 495)}–{1(2 x 799)+2(2 x 463)}
∆H Reaksi =
(1652 + 990) kJ/mol – (1598 + 1852)kJ/mol
∆H Reaksi = 2642
kJ/mol – 3450 kJ/mol
∆H Reaksi = -808
kJ/mol → untuk 1 mol CH4
3,2 gram CH4
= 3,2 gram x 1mol/16gram = 0,2 mol
Untuk 0,2 mol CH4
= -808 kJ/mol x 0,2 mol = -161,6 kJ
Latihan 4.1
Diketahui energi ikatan rata-rata sebagai berikut.
H – H = 436 kJ/mol
Cl – Cl = 242 kJ/mol
H – Cl = 431 kJ/mol
Untuk menguraikan 73 gram HCl menjadi H2 dan Cl2
mempunyai ΔH sebesar …
LATIHAN SOAL TERMOKIMIA (2)
1.
Jika diketahui
C2H4(g) + 3O2(g) → 2CO2(g)
+ 2H2O(l) DH = -1411,00 kJ
C2H4(g) + H2O(l) → C2H5OH(l) DH = -44,15 kJ
Maka berapa nilai DH dalam kJ untuk reaksi
C2H5OH(l) + 3O2(g)
→ 2CO2(g) + 3H2O(l) ?
2.
Diketahui:
D
C3H8(g)
= -104 kJ/mol
C3H8(g)
= -104 kJ/mol
D CO2(g)
= -393,5 kJ/mol
CO2(g)
= -393,5 kJ/mol
D H2O(g)
= -242 kJ/mol
H2O(g)
= -242 kJ/mol
Perubahan entalpi pada reaksi:
C3H8(g) + 5O2(g) →
3CO2(g) + 4H2O(g) adalah ... kJ.
3. Diketahui
data-data berikut:
Ca(s) +
½O2(g) → CaO(s) DH = -635,5 kJ
C(s) + O2(g)
→ CO2(g) DH = -393,5 kJ
Ca(s) +
C(s) + 3/2O2(g) → CaCO3(s) DH = -1.207,1 kJ
Hitunglah DH reaksi: CaO(s)
+ CO2(g) → CaCO3(s) !
4.
Logam aluminium dapat diperoleh menurut reaksi:
Al2O3(s)
+ 3C(s) → 2Al(s) + 3CO(g)
Diketahui:
D Al2O3(s)
= -1.699,8 kJ/mol
Al2O3(s)
= -1.699,8 kJ/mol
DCO(g) = -110,5 kJ/mol
CO(g) = -110,5 kJ/mol
Hitunglah kalor yang diperlukan untuk memperoleh 13,5
gram Al!
5.
Diketahui data energi ikatan:
H – H = 436 kJ/mol
C – H = 415 kJ/mol
C – C = 350 kJ/mol
C = C = 611 kJ/mol
Hitunglah DH reaksi untuk reaksi adisi gas etena menjadi
gas etana berdasarkan reaksi C2H4(g) + H2(g)
→ C2H6(g)
!
6.
Diketahui D NH3(g)
= -46,2 kJ/mol; Energi ikatan H – H = 436 kJ/mol; Energi ikatan N – H = 390,2
kJ/mol. Nilai Energi ikatan NºN = ... kJ/mol.
NH3(g)
= -46,2 kJ/mol; Energi ikatan H – H = 436 kJ/mol; Energi ikatan N – H = 390,2
kJ/mol. Nilai Energi ikatan NºN = ... kJ/mol.