Perubahan Entalpi Reaksi

KIM 2
materi78.co.nr
Perubahan Entalpi Reaksi
A.
Contoh:
PERSAMAAN TERMOKIMIA
Pada pembentukan (NH4)2Cr2O7 dalam keadaan
standar dibebaskan energi sebesar 2780,08 kJ/mol,
tentukan
persamaan
reaksi
pembentukan
termokimianya!
Perubahan entalpi reaksi adalah jumlah energi
yang dibutuhkan untuk membentuk atau
mengurai suatu zat dalam reaksi.
Persamaan
reaksi
termokimia
adalah
persamaan reaksi yang dilengkapi dengan jumlah
energi (perubahan entalpi) yang digunakan
dalam reaksi.
Contoh:
N2(g) + 4H2(g) + 2Cr(s) + 7/2O2(g) → (NH4)2Cr2O7
ΔH°f = -2780,08 kJ
E.
Entalpi penguraian standar (ΔH°d) adalah
jumlah energi yang diterima atau dilepaskan
untuk menguraikan 1 mol zat menjadi unsurunsur pembentuknya.
1 mol air dibentuk dari hidrogen dan oksigen
dengan membebaskan energi sebesar 286 kJ.
H2 (g) + 1/2 O2 (g) d H2O (l)
B.
ΔH = -286 kJ
Nilai entalpi penguraian standar berlawanan
dengan nilai entalpi pembentukan standar.
ENTALPI STANDAR
Entalpi standar (molar) adalah perubahan
entalpi yang terjadi pada suhu 25° C (atau 298 K),
tekanan 1 atm, pada 1 mol suatu zat,
dilambangkan dengan ΔH°.
C.
Pada reaksi penguraian, reaktan berpindah ke
kanan dan produk berpindah ke kiri.
Contoh:
Diketahui entalpi pembentukan standar natrium
klorida adalah -410,9 kJ, buatlah persamaan
reaksi penguraian termokimianya!
MACAM-MACAM ENTALPI STANDAR
Entalpi standar terdiri dari banyak macam,
secara umum terdiri dari:
1) Entalpi pembentukan standar (formation)
2) Entalpi penguraian standar (dissociation/
decomposition)
NaCl(s) → Na(s) + 1/2 Cl2(g)
F.
ENTALPI PEMBENTUKAN STANDAR
Ciri utama dari reaksi pembakaran adalah:
1) Merupakan reaksi eksoterm.
Nilai entalpi pembentukan standar ditentukan
menggunakan tabel data entalpi pembentukan
standar.
2) Melibatkan oksigen (O2) dalam reaksinya.
3) Karbon terbakar menjadi CO2, hidrogen
terbakar menjadi H2O, dan belerang terbakar
menjadi SO2.
Nilai-nilai entalpi pembentukan standar:
1) Bernilai positif, jika menerima energi.
Contoh:
2) Bernilai negatif, jika melepas energi.
Tentukan
persamaan
termokimia
reaksi
pembakaran C3H6 jika nilai ΔH°d= -2377 kJ!
3) Bernilai nol, jika unsur tersebut sudah
terdapat di alam secara alami.
C3H6(s) + 9/2O2(g) → 3CO2(g) + 3H2O(l)
Bentuk unsur-unsur yang sudah terdapat
alami di alam, dan nilai ΔH°f nya nol:
Poliatomik
C(s)
Fe(s)
H+(aq)
O2(g)
Cl2(g)
Ba(s)
Ca(s)
Mg(s)
H2(g)
Br2(l)
Na(s)
Al(s)
B(s)
N2(g)
I2(s)
S(rombik,s)
Zn(s)
P(s)
F2(g)
S8(s)
gas mulia dan logam
lainnya
ENTALPI PEMBAKARAN STANDAR
Nilai entalpi pembakaran standar ditentukan
menggunakan tabel data entalpi pembakaran
standar.
Entalpi pembentukan standar (ΔH°f) adalah
jumlah energi yang diterima atau dilepaskan
untuk membentuk 1 mol zat dari unsur-unsur
pembentuknya.
Monoatomik
ΔH°d = +410,9 kJ
Entalpi pembakaran standar (ΔH°c) adalah
jumlah energi yang dilepaskan untuk membakar
1 mol zat.
3) Entalpi pembakaran standar (combustion)
D.
ENTALPI PENGURAIAN STANDAR
P4(s)
halogen dan gas
selain gas mulia
ΔH° = -2377 kJ
G.
ENTALPI LAIN
Macam-macam entalpi lain:
1) Entalpi atomisasi standar (endoterm)
Yaitu jumlah energi yang digunakan untuk
membentuk 1 mol atom-atom unsur pada
keadaan standar.
Contoh:
½O2(g) → O(g)
TERMOKIMIA
ΔH° = +249,16 kJ
1
KIM 2
materi78.co.nr
2) Entalpi netralisasi standar (eksoterm)
Karena kalorimeter merupakan sistem terisolasi,
maka tidak ada energi yang terbuang ke
lingkungan, sehingga jumlah energi kalor reaksi
dan perubahan entalpi reaksi menjadi:
Yaitu jumlah energi yang dihasilkan dari
reaksi antara 1 mol asam dengan basa, atau
1 mol basa dengan asam untuk menetralkan
kedua zat, pada keadaan standar.
Qreaksi = Ql + Qk
Contoh:
NaOH(aq) + HCl(aq) → NaCl(aq) + H2O(l)
ΔH° = -890,4 kJ
3) Entalpi peleburan standar (endoterm)
Yaitu jumlah energi yang digunakan untuk
meleburkan 1 mol zat padat menjadi zat cair
pada titik leburnya, dan pada keadaan
standar.
Contoh:
H2O(s) → H2O(l)
ΔH° = +6,01 kJ
4) Entalpi penguapan standar (endoterm)
PENENTUAN DENGAN HUKUM HESS DAN
TABEL ENTALPI PEMBENTUKAN
Menurut Henry Hess, suatu reaksi dapat terjadi
melalui
beberapa
tahap
reaksi,
dan
bagaimanapun tahap atau jalan yang ditempuh
tidak akan mempengaruhi entalpi reaksi.
Perubahan entalpi reaksi menurut hukum Hess:
1) Hanya tergantung pada keadaan awal dan
akhir sistem, bukan tahap atau jalan yang
ditempuh.
2) Merupakan penjumlahan entalpi reaksi dari
setiap tahap.
Contoh:
Tentukan perubahan entalpi penguapan air dari
wujud padat jika diketahui reaksi-reaksi berikut:
ΔH° = +44,05 kJ
Contoh:
H2(g) + 1/2O2(g) → H2O(g)
ΔH = -241,8 kJ
Yaitu jumlah energi yang digunakan untuk
menyublimkan 1 mol zat padat menjadi gas
pada keadaan standar.
H2O(l)
ΔH = -6,01 kJ
Contoh:
H2O(s) → H2O(g)
Berarti, seluruh air dalam bentuk padat diletakkan
disebelah kiri (reaktan), dan air dalam bentuk gas
diletakkan disebelah kanan (produk), sehingga
ketiga reaksi diatas menjadi:
5) Entalpi penyubliman standar
C(s) → C(g)
ΔH° = +716,6 kJ
PENENTUAN ENTALPI REAKSI
Penentuan entalpi reaksi dilakukan dengan:
1) Menggunakan kalorimetri.
2) Menggunakan hukum Hess atau hukum
penjumlahan.
3) Menggunakan data tabel entalpi pembentukan.
4) Menggunakan data energi ikatan.
I.
− Qreaksi
jumlah mol
Yaitu jumlah energi yang digunakan untuk
menguapkan 1 mol zat cair menjadi gas pada
titik uapnya, dan pada keadaan standar.
H2O(l) → H2O(g)
H.
J.
ΔH =
PENENTUAN DENGAN KALORIMETRI
Kalorimetri adalah cara penentuan energi kalor
reaksi dengan kalorimeter.
Kalorimeter adalah sistem terisolasi, sehingga
semua energi yang dibutuhkan atau dibebaskan
tetap berada dalam kalorimeter.
Dengan mengukur perubahan suhu, kita dapat
menentukan jumlah energi kalor reaksi
berdasarkan rumus:
Ql = m.c.Δt
Qk = C.Δt
Ql = energi kalor pada larutan (J)
m = massa zat (kg)
c = kalor jenis zat (J/kg°C)
C = kapasitas kalor (J/°C)
Δt = perubahan suhu (°C)
→ H2O(s)
1
H2(g) + /2O2(g) → H2O(l)
ΔH = -285,8 kJ
Reaksi yang diinginkan:
H2(g)+ 1/2O2(g) → H2O(g)
H2O(s)
H2O(l)
ΔH =-241,8 kJ
→ H2O(l)
ΔH = 6,01 kJ
1
→ H2(g) + /2O2(g) ΔH = 285,8 kJ +
H2O(s) → H2O(g)
ΔH = 50,01 kJ
Dari konsep hukum Hess, energi kalor suatu
reaksi berarti juga dapat ditentukan dari data
entalpi pembentukan reaktan dan produknya.
Berarti, dalam reaksi ini, zat reaktan terurai
terlebih dahulu menjadi bentuk dasar, lalu
bereaksi kembali membentuk zat produk.
Bentuk reaksi umum:
ΔH°f3 + ΔH°f4
AB + CD
ΔHR
AD + CB
(A + B) + (C + D)
ΔH°d1 + ΔH°d2 = - (ΔH°f1 + ΔH°f2)
ΔHR = (ΔH°f produk) - (ΔH°f reaktan)
TERMOKIMIA
2
KIM 2
materi78.co.nr
Contoh:
Diketahui persamaan reaksi berikut, tentukan
perubahan entalpi reaksi!
BaCl2(aq) + H2SO4(aq) → BaSO4(s) + 2HCl(aq)
ΔH = ?
Ba(s) + Cl2(g) + H2(g) + S(s) + 2O2(g)
Bentuk reaksi umum:
Senyawa
ΔH°f
Senyawa
ΔH°f
BaCl2 -858,6 kJ/mol BaSO4 -1473,3 kJ/mol
H2SO4
-909,27 kJ/mol
HCl
ΔHR
= (-1473,3 - 2 x 167,1) - (-858,6 - 909,27)
= -1807,5 +1767,87
pembentukan
ikatan
pemutusan
ikatan
w.A + x.B
Contoh:
Tentukan perubahan entalpi
pembakaran CH2 dibawah ini!
reaksi
dari
CH2(g) + 3/2O2(g) → CO2(g) + H2O(g) ΔH = ?
(H–C–H)+3/2(O=O)→(O=C=O)+(H–O–H)
= -39,63 kJ
PENENTUAN DENGAN DATA ENERGI IKATAN
Energi ikatan (E) adalah energi yang dibutuhkan
untuk memutuskan 1 mol ikatan kovalen dari
suatu senyawa.
Setiap ikatan membutuhkan
berbeda agar dapat terputus.
y.AB
ΔHR
ΔHR = ΣEikatan putus – ΣEikatan terbentuk
= (ΔH°f produk) - (ΔH°f reaktan)
= (ΔH°f BaSO4 + 2 x ΔH°f HCl) - (ΔH°f BaCl2
+ ΔH° H2SO4)
ΔHR
Aw + Bx
-167,1 kJ/mol
Masukkan ke dalam rumus:
reaksi
1) Pemutusan ikatan reaktan,
2) Pembentukan ikatan produk.
Data dari tabel entalpi pembentukan:
ditentukan
Sama dengan konsep sebelumnya,
berlangsung dalam dua tahap:
Reaksi dapat diubah menjadi:
→ BaSO4(s) + 2HCl(aq)
K.
Energi ikatan rata-rata dapat
menggunakan data energi ikatan.
energi
yang
Energi ikatan rata-rata adalah energi rata-rata
yang diperlukan untuk memutuskan seluruh
ikatan suatu senyawa kovalen.
Data dari tabel energi ikatan:
Ikatan Energi Ikatan Ikatan Energi Ikatan
C–H
413 kJ/mol
C=O
358 kJ/mol
O=O
146 kJ/mol
O–H
463 kJ/mol
E.I. putus
: (2x413) + (3/2x146) = 1045 kJ
E.I. terbentuk :
(2x431) + (2x463) = 1788 kJ ΔHR = -743 kJ
TERMOKIMIA
3