BAB II - WordPress.com

www.nuklir.co.nr
www.qmia.co.nr
BAB II
TERMOKIMIA
A. Energi dan Entalpi
1). Hukum Kekekalan Energi
 “ Energi tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan, energi hanya dapat diubah dari 1 bentuk energi ke bentuk energi yang lain. “
 Energi alam semesta adalah tetap, sehingga energi yang terlibat dalam suatu proses kimia dan fisika hanya merupakan perpindahan
atau perubahan bentuk energi.
 Contoh perubahan energi :
a.
Energi radiasi diubah menjadi energi panas.
b.
Energi potensial diubah menjadi energi listrik.
c.
Energi kimia menjadi energi listrik.
2). Sistem dan Lingkungan

Sistem adalah bagian dari alam semesta yang menjadi pusat perhatian langsung dalam suatu percobaan tertentu.

Lingkungan adalah bagian lain dari alam semesta yang terdapat di luar sistem.

Secara umum terdapat 3 jenis sistem :
a.
Sistem terbuka.
Suatu sistem dimana dapat terjadi perpindahan materi dan energi dengan lingkungannya.
Contoh : kopi panas dalam gelas terbuka, akan melepaskan panas dan uap air ke lingkungannya.
b.
Sistem tertutup.
Suatu sistem dimana hanya dapat terjadi perpindahan energi ke lingkungannya tetapi tidak dapat terjadi perpindahan materi.
Contoh : kopi panas dalam gelas tertutup, dapat melepaskan panas / kalor ke lingkungannya tetapi tidak ada uap air yang
hilang.
c.
Sistem terisolasi.
Suatu sistem dimana tidak dapat terjadi perpindahan materi maupun energi ke lingkungannya.
Contoh : kopi panas dalam suatu termos.
3). Energi dan Entalpi
o
Sesuai dengan Hukum Termodinamika I, yang menyatakan bahwa energi tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan, tetapi energi
hanya dapat diubah dari 1 bentuk energi ke bentuk energi yang lain, maka jumlah energi yang diperoleh oleh sistem akan =
jumlah energi yang dilepaskan oleh lingkungan. Sebaliknya, jumlah energi yang dilepaskan oleh sistem akan = jumlah energi yang
diperoleh oleh lingkungan.
o
Energi adalah kapasitas untuk melakukan kerja ( w ) atau menghasilkan panas / kalor ( q ).
o
Energi yang dimiliki oleh sistem dapat berupa energi kinetik ( berkaitan dengan gerak molekul sistem ) maupun energi potensial.
o
Energi dalam ( E ) adalah jumlah energi yang dimiliki oleh suatu zat atau sistem.
o
Perpindahan energi antara sistem dan lingkungan terjadi dalam bentuk kerja ( w ) atau dalam bentuk kalor ( q ).
o
Tanda untuk kerja ( w ) dan kalor ( q ) :
 Sistem menerima kerja, w bertanda ( + ).
 Sistem menerima kalor, q bertanda ( + ).
 Sistem melakukan kerja, w bertanda ( - ).
 Sistem membebaskan kalor, q bertanda ( - ).
1
www.nuklir.co.nr
o
www.qmia.co.nr
Energi dalam ( E ) termasuk fungsi keadaan yaitu besaran yang harganya hanya bergantung pada keadaan sistem, tidak pada
asal-usulnya. Keadaan suatu sistem ditentukan oleh jumlah mol ( n ), suhu ( T ) dan tekanannya ( P ).
o
Energi dalam juga termasuk sifat ekstensif yaitu sifat yang bergantung pada jumlah zat.
o
Misalnya : jika E dari 1 mol air = y kJ maka E dalam 2 mol air ( T,P ) = 2y kJ.
1 mol air, 100oC, 1 atm
E = p kJ
1 mol air, 25oC, 1 atm
E = y kJ
1 mol air, 0oC, 1 atm
E = q kJ
y=z
p>q
o
1 mol air, 25oC, 1 atm
E = z kJ
Nilai energi dalam dari suatu zat tidak dapat diukur, tetapi yang diperlukan dalam termokimia hanyalah perubahan energi dalam
( E ).
E = E2 – E1
E1 = energi dalam pada keadaan awal
E2 = energi dalam pada keadaan akhir
o
Untuk reaksi kimia :
E = Ep – Er
Ep = energi dalam produk
Er = energi dalam reaktan
4). Kerja ( w )
Kerja yang dilakukan oleh sistem :
w = - F. s ( kerja = gaya x jarak )
F = P. A
maka :
w = - ( P. A ) . h
w = - P. ( A . h )
h
A
Gas
Gas
w = - P. V
A
Satuan kerja = L. atm
1 L. atm
= 101,32 J
Contoh :
Hitunglah besarnya kerja ( J ) yang dilakukan oleh suatu sistem yang mengalami ekspansi melawan P = 2 atm dengan perubahan V =
10 L !
Jawaban :
w = - P. V
= - 2 atm x 10 liter
= - 20 L.atm = - 2.026,4 J
2
www.nuklir.co.nr
www.qmia.co.nr
5). Kalor ( q )

Kalor adalah energi yang berpindah dari sistem ke lingkungan atau sebaliknya, karena adanya perbedaan suhu yaitu dari suhu
lebih tinggi ke suhu lebih rendah.

Perpindahan kalor akan berlangsung sampai suhu antara sistem dan lingkungannya sama.

Meskipun kita mengatakan bahwa sistem “ menerima “ atau “ membebaskan “ kalor, tetapi sistem tidak mempunyai energi dalam
bentuk “ kalor “.

Energi yang dimiliki sistem adalah energi dalam ( E ), yaitu energi kinetik dan potensial.

Perpindahan kalor terjadi ketika molekul dari benda yang lebih panas bertumbukan dengan molekul dari benda yang lebih dingin.

Satuan kalor = kalori ( kal ) atau joule ( J ).
1 kal = 4, 184 J

Mengukur jumlah kalor :
q = m x c x T
atau
q = C x T
; q =mxL
dengan :
q = jumlah kalor ( J )
m = massa zat ( g )
T
= perubahan suhu ( oC atau K )
c
= kalor jenis ( J / g.oC ) atau ( J / g. K )
C = kapasitas kalor ( J / oC ) atau ( J / K )
L = kalor laten ( J / g ) = kalor peleburan / pelelehan dan kalor penguapan.
Contoh :
Berapa joule diperlukan untuk memanaskan 100 gram air dari 25 oC menjadi 100 oC? ( kalor jenis air = 4,18 J / g.K )
Jawaban :
q = m x c x T
= 100 x 4,18 x ( 100 – 25 ) = 31.350 J = 31, 35 kJ.

Hubungan antara E, q dan w :
E = q + w
w = P. V
a.
Jika reaksi berlangsung pada sistem terbuka dengan tekanan ( P ) tetap maka :
E = qp + w
Contoh :
Suatu reaksi eksoterm mempunyai harga
E = - 100 kJ. Jika reaksi berlangsung pada P tetap dan V sistem bertambah,
maka sebagian E tersebut digunakan untuk melakukan kerja. Jika jumlah kerja yang dilakukan sistem = - 5 kJ, maka :
qp = E – w
= -100 kJ – ( -5 kJ ) = - 95 kJ
3
www.nuklir.co.nr
b.
www.qmia.co.nr
Jika reaksi berlangsung pada sistem tertutup dengan volume tetap ( V = 0 ) artinya = sistem tidak melakukan kerja
( w = 0 ).
E = qv + w
E = qv + 0
E = qv
Hal ini berarti bahwa semua perubahan energi dalam ( E ) yang berlangsung pada sistem tertutup akan muncul sebagai
kalor.
Contoh :
Suatu reaksi yang berlangsung pada V tetap disertai penyerapan kalor = 200 kJ. Tentukan nilai E, q dan w reaksi itu!
Jawaban :
Sistem menyerap kalor, artinya q = + 200 kJ.
Reaksi berlangsung pada V tetap, w = 0 kJ.
E = qv + w
= + 200 kJ + 0 kJ = + 200 kJ
6). Entalpi ( H )
o
Untuk menyatakan kalor reaksi pada tekanan tetap (qp ) digunakan besaran yang disebut Entalpi ( H ).
H
= E + ( P.V )
H = E + ( P. V )
H = (q + w ) + ( P. V )
H = qp – ( P. V ) + ( P. V )
 H = qp
o
Untuk reaksi kimia :
H = Hp – Hr
Hp = entalpi produk
Hr = entalpi reaktan
o
Contoh :
Suatu reaksi yang berlangsung pada P tetap disertai pelepasan kalor = 200 kJ dan sistem melakukan kerja sebanyak 5 kJ.
Tentukan nilai H, E, q dan w reaksi itu!
Jawaban :
Sistem melepaskan kalor, artinya q = - 200 kJ.
Sistem melakukan kerja, artinya w = - 5 kJ.
E = qp + w
E = - 200 kJ – 5 kJ = - 205 kJ
H = qp = - 200 kJ
o
Kesimpulan :
Reaksi pada tekanan tetap
: qp = H ( perubahan entalpi )
Reaksi pada volume tetap
: qv = E ( perubahan energi dalam )
4
www.nuklir.co.nr
www.qmia.co.nr
7). Reaksi Endoterm dan Eksoterm
 Reaksi endoterm adalah reaksi yang disertai dengan perpindahan kalor dari lingkungan ke sistem ( kalor diserap oleh sistem dari
lingkungannya ); ditandai dengan adanya penurunan suhu lingkungan di sekitar sistem.
 Reaksi eksoterm adalah reaksi yang disertai dengan perpindahan kalor dari sistem ke lingkungan ( kalor dibebaskan oleh sistem
ke lingkungannya ); ditandai dengan adanya kenaikan suhu lingkungan di sekitar sistem.
 Reaksi eksoterm pada umumnya berlangsung spontan, sedangkan reaksi endoterm tidak.
 Pada reaksi endoterm : H = Hp – Hr > 0 ( bertanda positif )
 Pada reaksi eksoterm : H = Hp – Hr < 0 ( bertanda negatif )
 Diagram tingkat energinya :
H
H
Produk
P
R
Reaktan
H = Hp - Hr < 0
H = Hp - Hr > 0
Reaktan
R
P
Reaksi Endoterm
Produk
Reaksi Eksoterm
8). Persamaan Termokimia

Adalah persamaan reaksi yang mengikutsertakan perubahan entalpinya ( H ).

Nilai H yang dituliskan di persamaan termokimia, disesuaikan dengan stoikiometri reaksinya, artinya = jumlah mol zat yang
terlibat dalam reaksi kimia = koefisien reaksinya; ( fase reaktan maupun produk reaksinya harus dituliskan).

Contoh :
Pada pembentukan 1 mol air dari gas hidrogen dengan oksigen pada 298 K, 1 atm dilepaskan kalor sebesar 285, 5 kJ.
Persamaan termokimianya :
H2(g) + ½ O2(g)
H2O(l)
H = -285, 5 kJ
atau
2H2(g) + O2(g)
2H2O(l)
H = -571 kJ
Jika koefisien dikalikan 2, maka harga H reaksi juga harus dikalikan 2.

Beberapa hal yang harus diperhatikan dalam menuliskan persamaan termokimia :
a.
Koefisien reaksi menunjukkan jumlah mol zat yang terlibat dalam reaksi.
b.
Ketika persamaan reaksinya dibalik ( mengubah letak reaktan dengan produknya ) maka nilai H tetap sama tetapi
tandanya berlawanan.
c.
Jika kita menggandakan kedua sisi persamaan termokimia dengan faktor y maka nilai H juga harus dikalikan dengan faktor
y tersebut.
d.
Ketika menuliskan persamaan reaksi termokimia, fase reaktan dan produknya harus dituliskan.
5
www.nuklir.co.nr
www.qmia.co.nr
9). Jenis-Jenis Perubahan Entalpi
o
Perubahan entalpi yang diukur pada suhu 25 oC dan tekanan 1 atm ( keadaan standar) disebut perubahan entalpi standar (
dinyatakan dengan tanda Ho atau H298 ).
o
Perubahan entalpi yang tidak merujuk pada kondisi pengukurannya dinyatakan dengan lambang H saja.
o
Entalpi molar = perubahan entalpi tiap mol zat ( kJ / mol ).
o
Perubahan entalpi, meliputi :
a.
Perubahan Entalpi Pembentukan Standar ( Hf o ) = kalor pembentukan
Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada pembentukan 1 mol senyawa dari unsur-unsurnya pada suhu dan tekanan
standar ( 25 oC, 1 atm ). Entalpinya bisa dilepaskan maupun diserap. Satuannya adalah kJ / mol.
Bentuk standar dari suatu unsur adalah bentuk yang paling stabil dari unsur itu pada keadaan standar ( 298 K, 1 atm ).
Jika perubahan entalpi pembentukan tidak diukur pada keadaan standar maka dinotasikan dengan Hf
Contoh :
Na(s) + 1/2 Cl2(g)
NaCl(s)
Hfo = -401,9 kJ/mol
Catatan :
b.
o
Hf unsur bebas = nol
o
Dalam entalpi pembentukan, jumlah zat yang dihasilkan adalah 1 mol.
o
Dibentuk dari unsur-unsurnya dalam bentuk standar.
Perubahan Entalpi Penguraian Standar ( Hd o )
Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada penguraian 1 mol senyawa menjadi unsur-unsur penyusunnya pada keadaan
standar.
Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan Hd. Satuannya = kJ / mol.
Perubahan entalpi penguraian standar merupakan kebalikan dari perubahan entalpi pembentukan standar, maka nilainya pun
akan berlawanan tanda.
Menurut Marquis de Laplace, “ jumlah kalor yang dilepaskan pada pembentukan senyawa dari unsur-unsur penyusunnya =
jumlah kalor yang diperlukan pada penguraian senyawa tersebut menjadi unsur-unsur penyusunnya. “ Pernyataan ini disebut
Hukum Laplace.
Contoh :
Diketahui Hf o H2O(l) = -286 kJ/mol, maka entalpi penguraian H2O(l) menjadi gas hidrogen dan gas oksigen adalah +286
kJ/mol.
H2O(l)
c.
H2(g) + ½ O2(g)
Hdo = +286 kJ/mol
Perubahan Entalpi Pembakaran Standar ( Hc o )
Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada pembakaran 1 mol suatu zat secara sempurna pada keadaan standar.
Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan Hc. Satuannya = kJ / mol.
Contoh :
C2H5OH(l) + 3 O2(g)
2 CO2(g) + 3 H2O(g)
6
Hco = -1.350 kJ/mol
www.nuklir.co.nr
d.
www.qmia.co.nr
Perubahan Entalpi Netralisasi
Standar ( Hn o )
Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada penetralan 1 mol asam oleh basa atau 1 mol basa oleh asam pada keadaan
standar.
Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan Hn. Satuannya = kJ / mol.
Contoh :
2 NaOH(aq) + H2SO4(aq)
Na2SO4(aq) + 2 H2O(l)
Hn = -200 kJ
Hn reaksi = -200 kJ
Hn NaOH = -200 kJ / 2 mol = -100 kJ/mol
Hn H2SO4 = -200 kJ / 1 mol = -200 kJ/mol
e.
Perubahan Entalpi Penguapan Standar ( Hovap)
Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada penguapan 1 mol zat dalam fase cair menjadi fase gas pada keadaan standar.
Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan Hvap. Satuannya = kJ / mol.
Contoh :
H2O(l)
f.
H2O(g)
Hovap = +44 kJ/mol
Perubahan Entalpi Peleburan Standar ( Hofus )
Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada pencairan / peleburan 1 mol zat dalam fase padat menjadi zat dalam fase cair
pada keadaan standar.
Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan Hfus. Satuannya = kJ / mol.
Contoh :
H2O(s)
g.
H2O(l)
Hofus = +6,01 kJ/mol
Perubahan Entalpi Sublimasi Standar ( Hosub )
Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada sublimasi 1 mol zat dalam fase padat menjadi zat dalam fase gas pada
keadaan standar.
Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan Hsub. Satuannya = kJ / mol.
Contoh :
H2O(s)
Hosub =
h.
H2O(g)
Hofus +
Hosub = +50,01 kJ/mol
Hovap
Perubahan Entalpi Pelarutan Standar ( Hosol )
Adalah perubahan entalpi yang terjadi ketika 1 mol zat melarut dalam suatu pelarut ( umumnya air ) pada keadaan standar.
Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan Hsol. Satuannya = kJ / mol.
Contoh :
HCl(g)
HCl(aq)
Hosol = -75,14 kJ/mol
7
www.nuklir.co.nr
www.qmia.co.nr
10). Penentuan Perubahan Entalpi ( H )
a.
Kalorimetri
o
Adalah cara penentuan kalor reaksi dengan menggunakan kalorimeter.
o
Perubahan entalpi adalah perubahan kalor yang diukur pada tekanan konstan.
o
Untuk menentukan perubahan entalpi dilakukan dengan cara yang sama dengan penentuan perubahan kalor yang dilakukan
pada tekanan konstan.
o
Perubahan kalor pada suatu reaksi dapat diukur melalui pengukuran perubahan suhu yang terjadi pada reaksi tersebut.
o
Pengukuran perubahan kalor dapat dilakukan dengan alat yang disebut kalorimeter.
o
Kalorimeter adalah suatu sistem terisolasi ( tidak ada perpindahan materi maupun energi dengan lingkungan di luar
kalorimeter ).
o
Rumus yang digunakan adalah :
q = m x c x T
qkalorimeter = C x T
dengan :
q = jumlah kalor ( J )
m = massa zat ( g )
T
= perubahan suhu ( oC atau K )
c
= kalor jenis ( J / g.oC ) atau ( J / g. K )
C = kapasitas kalor ( J / oC ) atau ( J / K )
o
Oleh karena tidak ada kalor yang terbuang ke lingkungan, maka kalor reaksi = kalor yang diserap / dibebaskan oleh larutan
dan kalorimeter, tetapi tandanya berbeda.
qreaksi = - (qlarutan + qkalorimeter )
Beberapa jenis kalorimeter :
1)
Kalorimeter Bom
o
Merupakan kalorimeter yang khusus digunakan untuk menentukan kalor dari reaksi-reaksi pembakaran.
o
Kalorimeter ini terdiri dari sebuah bom ( tempat berlangsungnya reaksi pembakaran, terbuat dari bahan stainless steel dan
diisi dengan gas oksigen pada tekanan tinggi ) dan sejumlah air yang dibatasi dengan wadah yang kedap panas.
o
Reaksi pembakaran yang terjadi di dalam bom, akan menghasilkan kalor dan diserap oleh air dan bom.
o
Oleh karena tidak ada kalor yang terbuang ke lingkungan, maka :
qreaksi = - (qair + qbom )
o
Jumlah kalor yang diserap oleh air dapat dihitung dengan rumus :
qair = m x c x T
dengan :
m
= massa air dalam kalorimeter ( g )
c
= kalor jenis air dalam kalorimeter (J / g.oC ) atau ( J / g. K )
T = perubahan suhu ( oC atau K )
8
www.nuklir.co.nr
o
www.qmia.co.nr
Jumlah kalor yang diserap oleh bom dapat dihitung dengan rumus :
qbom = Cbom x T
dengan :
Cbom = kapasitas kalor bom ( J / oC ) atau ( J / K )
T
o
= perubahan suhu ( oC atau K )
Reaksi yang berlangsung pada kalorimeter bom berlangsung pada volume tetap ( V = nol ). Oleh karena itu, perubahan
kalor yang terjadi di dalam sistem = perubahan energi dalamnya.
E = q + w
dimana
w = - P. V ( jika V = nol maka w = nol )
maka
E = qv
Contoh soal :
Suatu kalorimeter bom berisi 250 mL air yang suhunya 25oC, kemudian dibakar 200 mg gas metana. Suhu tertinggi yang dicapai
air dalam kalorimeter = 35oC. Jika kapasitas kalor kalorimeter = 75 J / oC dan kalor jenis air = 4,2 J / g.oC, berapakah Hc gas
metana?
Jawaban :
qair
= m x c x T
= ( 250 ) x ( 4,2 ) x ( 35 - 25 )
= 10.500 J
qbom = Cbom x T
= ( 75 ) x ( 35 – 25 )
= 750 J
qreaksi = - (qair + qbom )
qreaksi = - ( 10.500 J + 750 J )
= - 11.250 J = - 11,25 kJ
200 mg CH4 = 0,2 g CH4 = ( 0,2 / 16 ) mol = 0,0125 mol
Hc CH4
= ( - 11,25 kJ / 0,0125 mol ) = - 900 kJ / mol ( reaksi eksoterm )
9
www.nuklir.co.nr
2)
www.qmia.co.nr
Kalorimeter Sederhana
o
Pengukuran kalor reaksi; selain kalor reaksi pembakaran dapat dilakukan dengan menggunakan kalorimeter pada tekanan
tetap yaitu dengan kalorimeter sederhana yang dibuat dari gelas stirofoam.
o
Kalorimeter ini biasanya dipakai untuk mengukur kalor reaksi yang reaksinya berlangsung dalam fase larutan ( misalnya
reaksi netralisasi asam – basa / netralisasi, pelarutan dan pengendapan ).
o
Pada kalorimeter ini, kalor reaksi = jumlah kalor yang diserap / dilepaskan larutan sedangkan kalor yang diserap oleh gelas
dan lingkungan; diabaikan.
qreaksi
= - (qlarutan + qkalorimeter )
qkalorimeter
= Ckalorimeter x T
dengan :
Ckalorimeter = kapasitas kalor kalorimeter ( J / oC ) atau ( J / K )
T
o
= perubahan suhu ( oC atau K )
Jika harga kapasitas kalor kalorimeter sangat kecil; maka dapat diabaikan sehingga perubahan kalor dapat dianggap hanya
berakibat pada kenaikan suhu larutan dalam kalorimeter.
qreaksi = - qlarutan
qlarutan = m x c x T
dengan :
m
= massa larutan dalam kalorimeter ( g )
c
= kalor jenis larutan dalam kalorimeter (J / g.oC ) atau ( J / g. K )
T = perubahan suhu ( oC atau K )
o
Pada kalorimeter ini, reaksi berlangsung pada tekanan tetap (P = nol ) sehingga perubahan kalor yang terjadi dalam sistem
= perubahan entalpinya.
 H = qp
Contoh soal :
Sebanyak 50 mL ( = 50 gram ) larutan HCl 1 M bersuhu 27 oC dicampur dengan 50 mL ( = 50 gram ) larutan NaOH 1 M bersuhu
27 oC dalam suatu kalorimeter gelas stirofoam. Suhu campuran naik sampai 33,5 oC. Jika kalor jenis larutan = kalor jenis air =
4,18 J / g.K. Tentukan perubahan entalpinya!
Jawaban :
HCl(aq) + NaOH(aq)
NaCl(aq) + H2O(l)
qlarutan = m x c x T
= ( 100 ) x ( 4,18 ) x ( 33,5 – 27 )
= 2.717 J
Karena kalor kalorimeter diabaikan maka :
qreaksi = - qlarutan
= - 2.717 J
Jumlah mol ( n ) HCl
= 0,05 L x 1 mol / L = 0,05 mol
Jumlah mol ( n ) NaOH = 0,05 L x 1 mol / L = 0,05 mol
Oleh karena perbandingan jumlah mol pereaksi = perbandingan koefisien reaksinya maka campuran tersebut adalah
ekivalen.
10
www.nuklir.co.nr
www.qmia.co.nr
H harus disesuaikan dengan stoikiometri reaksinya, sehingga :
q (1 mol HCl + 1 mol NaOH ) = ( 1 / 0,05 ) x ( – 2.717 J )
= - 54.340 J = - 54,34 kJ
Jadi H reaksi = qreaksi = - 54,34 kJ
Persamaan termokimianya :
HCl(aq) + NaOH(aq)
b.
NaCl(aq) + H2O(l)
H = - 54,34 kJ/mol
Hukum Hess
o
Pengukuran perubahan entalpi suatu reaksi kadangkala tidak dapat ditentukan langsung dengan kalorimeter, misalnya
penentuan perubahan entalpi pembentukan standar ( Hf o )CO.
Reaksinya :
C(s) + 1/ 2 O2(g)
o
CO(g)
Reaksi pembakaran karbon tidak mungkin hanya menghasilkan gas CO saja tanpa disertai terbentuknya gas CO2. Jadi, bila
dilakukan pengukuran perubahan entalpi dari reaksi tersebut; yang terukur tidak hanya reaksi pembentukan gas CO saja
tetapi juga perubahan entalpi dari reaksi pembentukan gas CO2.
C(s) + O2(g)
o
CO2(g)
Untuk mengatasi hal tersebut, Henry Hess melakukan serangkaian percobaan dan menyimpulkan bahwa perubahan entalpi
suatu reaksi merupakan fungsi keadaan.
o
Artinya : “ perubahan entalpi suatu reaksi hanya tergantung pada keadaan awal ( zat-zat pereaksi ) dan keadaan akhir ( zatzat hasil reaksi ) dari suatu reaksi dan tidak tergantung pada jalannya reaksi. “ Pernyataan ini disebut Hukum Hess.
o
Berdasarkan Hukum Hess, penentuan H dapat dilakukan melalui 3 cara yaitu :
1). Perubahan entalpi ( H ) suatu reaksi dihitung melalui penjumlahan dari perubahan entalpi beberapa reaksi
yang berhubungan.
Contoh :
Reaksi pembakaran gas hidrogen akan menghasilkan air, menurut persamaan reaksi :
H2(g) + ½ O2(g)
H2O(l)
H = -287, 3 kJ
Reaksi tersebut dapat berlangsung melalui 2 tahap :
H2(g) + ½ O2(g)
H2O(g)
H2O(g)
H = -242, 8 kJ
H2O(l)
H = - 44, 5 kJ
Jika kedua reaksi tersebut dijumlahkan maka diperoleh :
H2(g) + ½ O2(g)
H2O(g)
H = -242, 8 kJ
H2O(g)
H2O(l)
H = - 44, 5 kJ
H2(g) + ½ O2(g)
H2O(l)
H = -287, 3 kJ
11
+
www.nuklir.co.nr
www.qmia.co.nr
Gambar Siklus Hess :
H = - 287,3 kJ
H2(g) + ½ O2(g)
H2O(l)
A
H = - 44,5 kJ
H = - 242,8 kJ
H2O(g)
B
C
A=B+C
Gambar Diagram Entalpi ( Tingkat Energi ) :
H
H2(g) + ½ O2(g)
0
Keadaan Awal
H B = - 242,8 kJ
H A = - 287,3 kJ
H2O(g)
- 242,8 kJ
H C = - 44,5 kJ
H2O(l )
- 287,3 kJ
Keadaan Akhir
Keterangan :
HA=
HB +
HC
Contoh Soal :
Diketahui :
1).
H2(g) + F2(g)
2 HF(g)
H = - 537 kJ
2).
C(s) + 2 F2(g)
CF4(g)
H = - 680 kJ
3).
2 C(s) + 2 H2(g)
C2H4(g)
H = 52,3 kJ
Tentukan perubahan entalpi ( H ) dari reaksi berikut ini :
C2H4(g) + 6 F2(g)
2 CF4(g) + 4 HF (g)
H = ? kJ
Jawaban :
1).
H2(g) + F2(g)
2 HF(g)
H = - 537 kJ
|x2
2).
C(s) + 2 F2(g)
CF4(g)
H = - 680 kJ
|x2
3).
2 C(s) + 2 H2(g)
C2H4(g)
H = 52,3 kJ
| dibalik
1).
2 H2(g) + 2 F2(g)
4 HF(g)
H = - 1074 kJ
2).
2 C(s) + 4 F2(g)
2 CF4(g)
H = - 1360 kJ
3).
C2H4(g)
2 C(s) + 2 H2(g)
H = - 52,3 kJ
C2H4(g) + 6 F2(g)
2 CF4(g) + 4 HF (g)
+
H = - 2486,3 kJ
12
www.nuklir.co.nr
www.qmia.co.nr
o
2). Perubahan entalpi ( H ) suatu reaksi dihitung berdasarkan selisih entalpi pembentukan ( Hf ) antara produk
dan reaktan.
Secara umum, untuk reaksi :
m AB + n CD
Ho = [ p x
p AD + q CB
Hfo AD + q x
Hfo CB ] - [ m x
Hfo AB + n x
Hfo CD ]
atau
ΔH o   ΔH o  produk    ΔH o  pereaksi
f
f
Contoh :
Diketahui :
Hf o metanol [ CH4O( l ) ] = - 238,6 kJ / mol
Hf o CO2( g ) = - 393,5 kJ / mol
Hf o H2O( l ) = - 286 kJ / mol
a). Tentukan entalpi pembakaran metanol membentuk gas CO2 dan air.
b). Tentukan jumlah kalor yang dibebaskan pada pembakaran 8 gram metanol ( Ar.H = 1; C = 12; O = 16 )
Jawaban :
Reaksi pembakaran metanol :
a). CH4O(l) + 3/2 O2(g)
Ho = [ 1 x
CO2(g) + 2 H2O (l)
Hfo CO2(g) + 2 x
H = ? kJ
Hfo H2O(l) ] - [ 1 x
Hfo CH4O(l) + 3/2 x
Hfo O2(g) ]
= [ - 393,5 kJ + {2 x (- 286 kJ)} ] - [ - 238,6 kJ + (3/2 x 0 kJ) ]
= - 726,9 kJ
b). 8 gram CH4O = ( 8 / 32 ) mol = 0,25 mol.
Jumlah kalor yang dibebaskan pada pembakaran 8 gram CH4O adalah = 0,25 mol x 726,9 kJ / mol = 181,725 kJ
3). Perubahan entalpi ( H ) suatu reaksi dihitung berdasarkan data energi ikatan.
Energi ikatan adalah energi yang diperlukan untuk memutuskan ikatan kimia dalam 1 mol suatu molekul / senyawa
berwujud gas menjadi atom-atomnya. Lambang energi ikatan = D
Energi ikatan rerata pada ikatan rangkap 3 > ikatan rangkap 2 > ikatan tunggal
Suatu reaksi yang H–nya ditentukan dengan menggunakan energi ikatan, maka atom-atom yang terlibat dalam reaksi
harus berwujud gas.
Berdasarkan jenis dan letak atom terhadap atom-atom lain dalam molekulnya, dikenal 3 jenis energi ikatan yaitu :
a.
Energi Atomisasi.
Adalah energi yang diperlukan untuk memutuskan semua ikatan 1 mol molekul menjadi atom-atom bebas dalam
keadaan gas.
Energi atomisasi = jumlah seluruh ikatan atom-atom dalam 1 mol senyawa.
Contoh :
NH3(g)
N(g) + 3 H(g)
H = 297 kkal / mol
Pada molekul NH3 terdapat 3 ikatan N – H. Sementara itu, energi ikatan N – H = 93 kkal / mol sehingga energi
atomisasinya = 3 x 93 kkal / mol = 297 kkal / mol.
13
www.nuklir.co.nr
www.qmia.co.nr
b.
Energi Disosiasi Ikatan.
Adalah energi yang diperlukan untuk memutuskan salah 1 ikatan yang terdapat pada suatu molekul atau senyawa
dalam keadaan gas.
Contoh :
CH4(g)
CH3(g) + H(g)
H = + 431 kJ
Energi disosiasi untuk melepas 1 atom H dari molekul CH4 = 431 kJ.
c.
Energi Ikatan Rata-Rata.
Adalah energi rerata yang diperlukan untuk memutuskan ikatan atom-atom pada suatu senyawa ( notasinya = D ).
Contoh :
CH4(g)
C(g) + 4 H(g)
H = 1668 kJ
Dalam molekul CH4 terdapat 4 ikatan C - H .
Energi ikatan rerata C - H ( DC-H ) = ( 1668 / 4 ) kJ = 417 kJ
Energi ikatan suatu molekul yang berwujud gas dapat ditentukan dari data entalpi pembentukan standar (Hf ) dan
energi ikat unsur-unsurnya. Prosesnya melalui 2 tahap yaitu :
o
Penguraian senyawa menjadi unsur-unsurnya.
o
Pengubahan unsur menjadi atom gas.
Contoh :
Diketahui :
Hf o CO(g) = - 110,5 kJ / mol
Hf o C(g) = 716,7 kJ / mol
D O=O = 495 kJ / mol
Tentukan energi ikatan C=O dalam gas CO!
Jawaban :
Reaksinya :
CO(g)
C(g) + O(g)
DC=O =
H = x kJ
Reaksi tersebut dapat dituliskan melalui tahapan :
CO(g)
C(s)
1/2 O2(g)
CO(g)
C(s) + 1/2 O2(g)
H=-
Hf o CO(g) = 110,5 kJ
C(g)
H=
Hf o C(g)
O(g)
H = 1/2 D O=O
C(g) + O(g)
H = 1074,7 kJ
Jadi energi ikat C=O dalam gas CO = 1074,7 kJ / mol.
Reaksi kimia pada dasarnya terdiri dari 2 proses :
o
Pemutusan ikatan pada pereaksi.
o
Pembentukan ikatan pada produk reaksi.
Pada proses pemutusan ikatan
= memerlukan energi.
Pada proses pembentukan ikatan = membebaskan energi.
14
= 716,7 kJ
= 247,5 kJ
+
www.nuklir.co.nr
www.qmia.co.nr
Contoh :
Pada reaksi :
H2(g) + Cl2(g)
2 HCl(g)
Tahap pertama : H2(g)
2 H(g)
(diperlukan energi)
Cl2(g)
2 Cl(g)
(diperlukan energi)
Tahap kedua : 2 H(g) + 2 Cl(g)
2 HCl(g) (dibebaskan energi)
atau
H2(g) + Cl2(g)
Hreaksi =
tahap I
Htahap I +
tahap II
2 H(g) + 2 Cl(g)
2 HCl(g)
Htahap II
Secara umum dirumuskan :
ΔH
o
  Energi ikatan pereaksi   Energi ikatan hasil reaksi
Contoh :
Diketahui energi ikatan rerata :
C – H = 413 kJ / mol
Cl – Cl = 242 kJ / mol
C – Cl = 328 kJ / mol
H – Cl = 431 kJ / mol
Hitunglah H reaksi :
CH4(g) + Cl2(g)
CH3Cl(g) + HCl (g)
Jawaban :
H
H
C
H
H + Cl
Cl
H
H
C
Cl + H
H
Pemutusan ikatan :
4 ikatan C – H
= 4 x 413 kJ / mol = 1652 kJ / mol
1 ikatan Cl – Cl = 1 x 242 kJ / mol = 242 kJ / mol
Pembentukan ikatan :
3 ikatan C – H
= 3 x 413 kJ/ mol = 1239 kJ / mol
1 ikatan C – Cl = 1 x 328 kJ / mol = 328 kJ / mol
1 ikatan H – Cl = 1 x 431 kJ / mol = 431 kJ / mol
ΔH
o
  Energi ikatan pereaksi   Energi ikatan hasil reaksi
H
= ( 1652 + 242 ) – ( 1239 + 328 + 431 ) kJ / mol
H
= ( 1894 – 1998 ) kJ / mol = - 104 kJ / mol
15
Cl
www.nuklir.co.nr
www.qmia.co.nr
11). Kalor Pembakaran Bahan Bakar
Contoh :
LPG mengandung 40 % etana ( C2H6 )dan 60 % butana ( C4H10 ). Dalam 1 kg LPG mengandung :
( 40 % x 1000 ) gram etana = 400 gram etana
400 gram etana = ( 400 / 30 ) = 13,33 mol
( 60 % x 1000 ) gram butana = 600 gram butana
600 gram butana = ( 600 / 58 ) = 10,34 mol
Diketahui :
Hf o CO2(g) = - 395,2 kJ / mol
Hf o H2O(g) = - 286,9 kJ / mol
Hf o C2H6(g) = - 84,8 kJ / mol
Hf o C4H10(g) = - 114,3 kJ / mol
a). Reaksi pembakaran etana :
C2H6(g) + 7/2 O2(g)
2 CO2(g) + 3 H2O (g)
Hreaksi = Hproduk - Hreaktan
= ( 2 x Hf o CO2 + 3 x Hf o H2O ) – ( 1x Hf o C2H6 + 0 )
= - 1.566,3 kJ / mol
Dalam 1 kg = ( - 1.566,3 kJ / mol x 13,33 mol ) = - 20.878,78 kJ
b). Reaksi pembakaran butana :
C4H10(g) + 13/ 2 O2(g)
4 CO2(g) + 5 H2O (g)
Hreaksi = ( 4 x Hf o CO2 + 5 x Hf o H2O ) – ( 1x Hf o C4H10 + 0 )
= - 2.901 kJ / mol
Dalam 1 kg = ( - 2.901 kJ / mol x 10,34 mol ) = - 29.996,34 kJ
Jadi, dalam setiap 1 kg LPG menghasilkan kalor sebesar = 20.878,78 kJ + 29.996,34 kJ = 50.875,12 kJ
16