PENENTUAN PERUBAHAN ENTALPI (∆H) 1. Kalorimetri Pengukuran perubahan kalor pada kalorimeter bergantung pada pemahaman tentang kalor jenis dan kapasitas kalor. Kalor jenis dan Kapasitas Kalor Kalor jenis (s) suatu zat adalah jumlah kalor yang dibutuhkan untuk menaikkan suhu satu gram zat sebesar satu derajat Celsius. Kapasitas kalor (C) suatu zat adalah jumlah kalor yang dibutuhkan untuk menaikkan suhu sejumlah zat sebesar satu derajat Celsius. Kalor jenis merupakan sifat intensif. Sedangkan kapasitas kalor merupakan sifat ekstensif. Hubungan antara kapasitas kalor dan kalor jenis suatu zat adalah C=ms Tabel. Kalor Jenis Beberapa Zat Zat Kalor jenis (J/g0C Al Au C (grafit) C(intan) 0,900 0,129 0,720 0,502 Cu Fe Hg H2O C2H5OH (etanol) 0,385 0,444 0,139 4,184 2,46 Perubahan entalpi reaksi dapat ditentukan melalui pengukuran secara langsung di laboratorium berdasarkan perubahan suhu reaksi karena suhu merupakan ukuran panas (kalor). Jika reaksi dilakukan pada tekanan tetap maka kalor yang terlibat dalam reaksi dinamakan perubahan entalpi reaksi (∆H reaksi). Anda pasti pernah memasak air, bagaimana menentukan kalor yang diperlukan untuk mendidihkan air sebanyak 2 liter? Untuk mengetahui ini, Anda perlu mengukur suhu air sebelum dan sesudah pemanasan. Dari selisih suhu, Anda dapat menghitung kalor yang diserap oleh air, berdasarkan persamaan: q = m s Δt Kesepakatan tanda untuk q sama dengan kesepakatan tanda untuk perubahan entalpi; q bernilai positif untuk proses endotermik dan negatif untuk proses eksotermik. Metode lain menentukan kalor adalah didasarkan pada hukum kekekalan energi, yaitu kalor yang dilepaskan oleh zat X sama dengan kalor yang diterima oleh zat Y. Anda sering mencampurkan air panas dan air dingin, bagaimana suhu air setelah dicampurkan? Pada proses pencampuran, kalor yang dilepaskan oleh air panas diserap oleh air dingin hingga suhu campuran menjadi sama. Secara matematika dirumuskan sebagai berikut. qAir panas = qAir dingin Jadi, pertukaran kalor di antara zat-zat yang berantaraksi, energi totalnya sama dengan nol. qAir panas + qAir dingin = 0 Contoh Soal Di dalam kalorimeter tembaga, 3 gram karbon dibakar sempurna menjadi CO2 pada tekanan tetap. Jika massa kalorimeter 1.500 gram dan massa air yang ada di dalam kalorimeter 2.000 gram, temperatur mula-mula 250C dan temperatur akhir 35,930C. Kapasitas kalor tembaga (cCu) 0,4 J g-1 K-1 dan kapasitas kalor air (cH2O) 4,2 J g-1 K-1. Berapa kJ mol-1 perubahan entalpi pembakaran 1 mol karbon? Penyelesaian: Kalor yang dibebaskan pada pembakaran 3 gram karbon =[(massa Cu)(sCu) + (massa H2O)(sH2O)] ∆T =[(1.500 g)(0,4 J g-1 K-1) + (2.000 g)( 4,2 J g-1 K-1)][( 35,93 + 273)K –( 25 + 273)K] = 98.370 J = 98,37 kJ Kalor yang dibebaskan pada pembakaran 1 mol (12g) karbon = x 98,37 kJ = 393,48 kJ. 1. Entalpi Pembentukan Standar Pengukuran ∆H0f berguna untuk senyawa-senyawa yang dapat segera disintesis dari unsur-unsurnya. Jika kita mengetahui entalpi pembentukan standar dari unsur atau senyawa, maka dapat dihitung entalpi reaksi standar (∆H0reaksi) yang didefinisikan sebagai entalpi reaksi yang berlangsung pada tekanan 1 atm. Misalnya, perhatikan reaksi hipotesis aA + bB cC + dD di mana a, b, c, dan d adalah koefisien stoikiometri. Untuk reaksi ini ∆H0reaksi diberikan oleh ∆H0reaksi = [ c∆H0f (C) + d H0f(D) - a∆H0f (A) + b H0f(B)] Dengan a, b, c, dan d adalah dalam mol, maka dapat digeneralisasi sebagai: ∆H0reaksi = ∑ n ∆H0f (produk) - ∑ m ∆H0f (reaktan) Dengan m dan n menyatakan koefisien stoikiometri (dalam mol) untuk reaktan dan produk, dan ∑ (sigma) berarti “jumlah dari” 2. Hukum Hess Tidak semua reaksi dapat ditentukan perubahan entalpinya secara langsung dengan kalorimeter. Reaksi seperti itu perubahan entalpinya dapat dicari secara tidak langsung. Sebagai contoh, entalpi pembakaran tidak sempurna karbon membentuk karbon monoksida (CO) tidak dapat ditentukan dengan kalorimeter. C(s) + O2(g) CO(g) ∆H = . . .? Akan tetapi, entalpi pembakaran karbon monoksida (CO) membentuk karbon dioksida (CO2) dan entalpi pembakaran sempurna karbon (C) membentuk karbon dioksida (CO2) dapat ditentukan dengan kalorimeter. CO(g) + O2(g) CO2(g) ∆H = -283,0 kJ C(s) + O2(g) CO2(g) ∆H = -393,5 kJ Untuk menentukan perubahan entapi yang terjadi yang terjadi pada pembentukan karbon monoksida, digunakan hukum Hess yang berbunyi: CO(g) ∆Hc CO ∆Hf CO C(s) CO2(g) ∆Hf CO2 Gambar pembakaran C menjadi CO2 dapat secara langsung maupun tidak langsung F A D H G C Perubahan entalpi (∆H) suatu reaksi tidak bergantung pada jalannya reaksi (banyaknya tahap reaksi), tetapi hanya bergantung pada keadaan awal (pereaksi) dan keadaan akhir (hasil reaksi) sistem. Reaksi pembakaran C dapat diilustrasikan seperti pada Gambar Menurut hukum Hess: ∆Hf CO2 = ∆Hf CO + ∆Hc CO Secara umum, perubahan entalpi reaksi menurut hukum Hess diilustrasikan pada Gambar ∆Hreaksi (A B) = ∆Hreaksi (A C D E B) = ∆Hreaksi ( A F G B ) E B Gambar Perubahan entalpi reaksi menurut hukum Hess Langkah 1 : Tulis persamaan reaksi yang ditanyakan(pada contoh di atas reaksi pembentukan CO(g)) C(s) + O2(g) CO(g) ∆H = . . .? Langkah 2 : Zat-zat yang diketahui dengan persamaan reaksi yang ditanyakan. Misalnya, pada contoh di atas C(s) dan O2(g) ditulis di sebelah kiri, sedangkan CO(g) ditulis di sebelah kanan. Persamaan reaksi yang diketahui CO(g) di tulis di sebelah kiri. Oleh karena itu, persamaan reaksi dibalik dan termasuk tanda ∆H-nya. Diketahui: CO(g) + O2(g) CO2(g) ∆H = -283,0 kJ Dibalik: CO2(g) CO(g) + O2(g) ∆H = +283,0 kJ Langkah 3: Dijumlahkan secara aljabar C(s) + O2(g) CO2(g) ∆H = -393,5 kJ CO2(g) CO(g) + O2(g) ∆H = +283,0 kJ TERMOKIMIA KELAS XI SMA C(s) + O2(g) CO(g) ∆H = - 110,5 kJ Jadi, entalpi pembentukan gas CO = - 110,5 kJ 3. Energi Ikatan Pada dasarnya reaksi kimia merupakan proses pemutusan ikatan lama dan pembentukan ikatan baru. Untuk memutuskan ikatan, diperlukan energi, sedangkan pada pembentukan ikatan, dibebaskan energi. Reaksi eksoterm terjadi jika energi pembentukan ikatan lebih besar dari pada energi pemutusan ikatan, sedangkan reaksi endoterm terjadi jika energi pembentukan ikatan lebih kecil daripada energi pemutusan ikatan lebih kecil daripada energi pemutusan ikatan. ∆Hreaksi = ∑∆HD (pemutusan ikatan) - ∑∆HD (pembentukan ikatan) Energi ikatan untuk molekul dwiatom (dua atom) ialah perubaha entalpi pada pemutusan satu mol ikatan dalam molekul-molekul berwujud gas menjadi atom-atom gas. Energi ikatan ini juga disebut energi disosiasi ikatan yang disimbolkan sebagai ∆HD. Contoh: H2(g) 2H(g) ∆HD = 435 kJ mol-1 O2(g) 2 O(g) ∆HD = 498 kJ mol-1 Untuk molekul poliatom (jumlah atom lebih dari dua),digunakan pengertian energi ikatan rata-rata, yaitu energi rata-rata yang diperlukan untuk memutuskan satu mol ikatan tersebut. Perhatikan reaksi berikut CH3-H (g) + Cl-Cl(g) Pemutusan ikatan CH3-Cl(g) + H-Cl(g) pembentukan ikatan C-H putus +414kJ C-Cl terbentuk - 339 kJ Cl-Cl putus +243kJ H-Cl terbentuk - 431 kJ ∑∆HD (pemutusan ikatan) : + 657 kJ ∑∆HD (pemutusan ikatan): -770 kJ ∆Hreaksi = ∑∆HD (pemutusan ikatan) - ∑∆HD (pemutusan ikatan) = + 657 kJ -770 kJ = -113 kJ TERMOKIMIA KELAS XI SMA Tabel Harga Energi Ikatan Rata-Rata TERMOKIMIA KELAS XI SMA
