Termokimia

A.    Istilah-istilah dan Satuan dalam Termokimia
a.      Istilah-istilah dalam Termokimia

• Entalpi : energi yang terkandung dalam suatu zat dengan lambing H

• Energi : kemampuan suatu materi untuk melakukan kerja.

• Energi dalam : jumlah energi dari semua energi yang dimiliki oleh sistem molekul.

Energi dalam bernilai positif jika : sistem menyerap atau menerima panas atau sistem menerima kerja.

Energi dalam bernilai negatif jika : sistem melepaskan panas atau sistem  melakukankerja.

Energi dalam tidak dapat diukur, yang dapat diukur hanya perubahan energinya yang dinyatakan sebagai ∆E.

∆E = E_Produk – E_Reaktan

• Kalor (q) : energi yang berpindah dari sistem ke lingkungan atau sebaliknya dikarenakan perbedaan suhu di antara keduanya.

Q = m.c.∆T atau Q = C.∆T

• Kerja : bentuk energi yang diperlukan dan dapat dinyatakan sebagai gaya yang bekerja melalui suatu jarak tertentu.

Kerja bernilai positif jika sistem menerima kerja.

Kerja bernilai negatif jika sistem melakukan kerja.

b.      Satuan dalam Termokimia

1. 1 kJ = 1000 J
2. 1 Kalori = 4,184 J
3. 1 kKal = 1000 Kal
4. 1 Liter atm = 10,12 Joule

B.     Hukum Kekekalan Energi

Hukum kekekalan energi “Energi tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan. Energi dapat diubah dari suatu bentuk energi menjadi bentuk lain”.

Contoh: batu baterai, dimana mengubah energi kimia menjadi energi listrik yang kemudian listrik dapat dirubah kebentuk lain seperti energi cahaya dalam senter.

Terjadinya perpindahan energi pada sistem dan lingkungan dapat digambarkan :

1. Bahan bakar bereaksi dengan gas oksigen maka akan menimbulkan panas disekelilingnya. Pada proses ini terjadi perpindahan energi dari sistem ke lingkungan.
2. Daun menyerap karbon dioksida yang kemudian bereaksi dengan air membentuk karbohidrat dan gas oksigen. Pada proses ini terjadi perpindahan energi dari lingkungan ke sistem.

Maka :

Sistem  : segala sesuatu yang menjadi pusat perhatian atau perubahan energinya. Dalam kimia, yaitu sejumlah zat yang bereaksi.

Lingkungan : segala sesuatu yang berada di sekeliling sistem. Dalam kimia, segala sesuatu di luar zat tersebut seperti tabung reaksi.

C.    Hubungan Energi Dalam, Kalor, dan Kerja dengan Hukum Termokimia

                           ∆E (J)  = q (J) + w (J)

Entalpi (H) adalah besarnya kalor reaksi yang diukur pada tekanan tetap

∆H = ∆H_P– ∆H_R

D.    Sistem & Lingkungan

Terbagi atas tiga yaitu :

1. Sistem terbuka : sistem yang memungkinkan terjadinya pertukaran kalor dan materi antara sistem dan lingkungan.
2. Sistem tertutup : sistem yang memungkinkan terjadinya pertukaran kalor antara sistem dan lingkungan tetapi tidak terjadi pertukaran materi.
3. Sistem terisolasi : sistem yang tidak memungkinkan terjadinya pertukaran kalor dan materi antara sistem dan lingkungan.

E.     Reaksi Eksoterm dan Reaksi Endoterm

 

• Reaksi Eksoterm : reaksi yang melepaskan kalor atau menghasilkan energi.

Hakhir < Hawal

Hakhir – Hawal < 0

H berharga negatif (-)

• Reaksi Endoterm : reaksi yang menyerap kalor atau menerima energi

Hakhir > Hawal

Hakhir – Hawal > 0

H berharga positif (+)

F.     Persamaan Termokimia

Contoh:

• Pada pembentukan 1 mol air dari gas hydrogen dan gas oksigen pada 25^oC (298 K), 1 atm, dilepaskan kalor sebesar 286 kJ.

H_2(g) + ½ O_2(g) → H₂O ∆H = -286 kJ

2H_2(g) + O_2(g) → 2H₂O ∆H = – 572 kJ

• Reaksi karbon dan gas hydrogen membentuk 1 mol C₂H₂ pada temperature 25^oC dan tekanan 1 atm memerlukan kalor sebesar 226,7 kJ

2C_(s) + H_2(g) → C₂H₂ ∆H = +226,7 kJ

Apabila pengukuran ∆H dilakukan untuk 1 mol zat pada kondisi standar, maka ∆H sama dengan entalpi molar dengan satuan kJ/mol.

G.    Perubahan Entalpi Standar (∆H^o)

1. Perubahan entalpi pembentukan standar (∆H^o_f) : perubahan entalpi yang terjadi pada pembentukan 1 mol zat dari unsur-unsurnya diukur pada keadaan standar. Biasanya bersifat Endoterm.

UNSUR → SENYAWA

              Contoh :

Ag_(s) + ½ Cl_2(g) → AgCl_2(s) ∆H^o_f = – 127 kJ/mol

K_(s) + Mn_(s) + 2O_2(g) → KMnO₄ ∆H^o_f = – 813 kJ/mol

2. Perubahan entalpi penguraian standar (∆H^o_d) : perubahan entalpi yang terjadi pada penguraian 1 mol zat menjadi    unsur-unsurnya diukur pada keadaan standar. Biasanya bersifat Eksoterm.

SENYAWA → UNSUR

              Contoh :

AgCl_2(s) → Ag_(s) + ½ Cl_2(g) ∆H^o_f = + 127 kJ/mol

KMnO₄→ K_(s) + Mn_(s) + 2O_2(g) ∆H^o_f = + 813 kJ/mol

3. Perubahan entalpi pembakaran standar (∆H^o_c) : perubahan entalpi yang terjadi pada pembakaran 1 mol unsur atau senyawa diukur pada keadaan standar. Bersifat Eksoterm.

SYARAT : BEREAKSI DENGAN OKSIGEN

           Contoh :

CH_4(g) + O_2(g) → CO_2(g) + 2H₂O_(g) ∆H^o_c = – 889,5 kJ

C₂H_2(g) + O_2(g) → 2CO_2(g) + H₂O_(g) ∆H^o_c = – 129,9 kJ

4. Perubahan entalpi netralisasi (∆H^o_n) : perubahan entalpi yang terjadi pada saat asam dengan basa baik tiap mol asam atau basa.

ASAM + BASA → H₂O

           Contoh :

NaOH_(aq) + HCl_(aq) → NaCl_(aq) + H₂O_(l) ∆H^o_n = – 57,1 kJ

H.    Penentuan ∆H Reaksi

1. Penetuan ∆H reaksi melalui eksperimen Þ Kalorimeter

Q = m.c.∆T dimana ∆H = – Q

Contoh :

1. Di dalam calorimeter terdapat zat yag bereaksi secara endoterm. Reaksi tersebut menyebabkan 1 kg air terdapat dalam Kalorimeter mengalami penurunan suhu 5^oC. Tentukan kalor reaksi dari reaksi tersebut.

Q = m.c.∆T

= 1000 gr x 4,2 J.g^-1.c^-1 x 5^oC

= 21000 J ≈ 21 kJ

2. 50 mL larutan HCl 1 M yang suhunya 22^oC dicampurkan dengan 50 mL larutan NaOH 1 M yang suhuny 22^oC. pada reaksi tersebut terjadi kenaikan suhu sampai 28,78^oC. Tentukan entalpi netralisasi dan tulis persaman termokimianya.

Jumlah mol HCl = 50 mL x 1 M = 50 mmol ≈ 0,05 mol

Jumlah mol NaOh = 50 mL x 1 M = 50 mmol ≈ 0,05 mol

Volum larutan = volume air = 100 mL

Massa larutan = massa air = 100 mL x 1gr/ml = 100 gr

Suhu awal = 22^oC

Q = m.c.∆T

= 100 gr. 4,2 J.g-1.c-1 x (28,78 – 22) ^oC

= 2885,4 J ≈ 2, 8854 kJ

∆H = – Q

= – 2,8854 kJ ≈ ∆Hn untuk 0,05 mol H₂O

∆Hn untuk 1 mol H₂O =  – 57,71 kJ/mol

Persamaan termokimia :

HCl_(aq) + NaOH_(aq) → NaCl_(aq) + H₂O_(l) ∆H =  – 57,71 kJ

2. Penentuan perubahan entalpi berdasarkan entalpi pembentukan

∆Hreaksi = ∑∆Hproduk – ∑∆Hreaktan

          Setiap unsur bebas memiliki harga entalpi = 0

Contoh :

Tentukan perubahan entalpi reaksi pembentukan C₂H₈, jika diketahui:

∆H^o_f C₂H₆ = – 84,7 kJ/mol

∆H^o_f CO₂ = – 393,5 kJ/mol

∆H^o_f H₂O = – 285,5 kJ/mol

Jawab :

C₂H₆ + 3 ½ O₂ → 2CO₂ + 3H₂O

∆Hreaksi C₂H₆ = [ 2 x ∆H^o_f CO₂ + 3 x ∆H^o_f H₂O] – [∆H^o_f C₂H₆ +  3 ½ x ∆H^o_f O₂]

= [2 x – 393,5 kJ/mol + 3 x – 285,5 kJ/mol] – [- 84,7 kJ/mol + 3½ x 0 kJ/mol]

= – 1559,7 kJ/mol

3. Penentuan perubahan entalpi berdasarkan Hukum Hess

Perubahan entalpi hana bergantung pada keadaan awal dan keadaan akhir reaksi

Contoh :

4. Penentuan perubahan entalpi berdasarkan energi ikatan

     Þ Akibat pemutusan ikatan-ikatan kimia dan pembentukan ikatan kimia yang baru.

                           (Penerimaan energi)                                  (Pembebasan energi)

Energi Ikatan Þ Jumlah energi yang diperlukan untuk memutuskan ikatan antar atom dalam 1 mol molekul berwujud gas.

∆Hreaksi = ∑energi ikatan yang diputuskan – ∑energi ikatan yang dibentuk

             Contoh :

1. Hitunglah perubahan entalpi reaksi : CH₄ + 4Cl₂ → CCl₄ + 4HCl. Jika diketahui : C – H = 415 kJ/mol; C – Cl = 330 kJ/mol; Cl – Cl = 243 kJ/mol; H – Cl = 432 kJ/mol

Jawab :

∆Hreaksi = ∑energi ikatan yang diputuskan – ∑energi ikatan yang dibentuk

= [  4 C – H + 4 Cl – Cl ] – [ 4 C – Cl + 4 H – Cl]

= [ 4 (415) + 4 (243) ] – [ 4 (330) + 4 (432) ]

= 2632 – 3048 = – 416 kJ

2. Hitunglah energi ikatan rata-rata N – H dalam molekul NH₃. Jika diketahui : ∆H NH₃ = – 46,3 kJ, H – H = 436 kJ dan N ≡ N = 946 kJ

Jawab :   N₂ + 3H₂ → 2NH₃      ∆H = – 46,3 kJ

∆Hreaksi = ∑energi ikatan yang diputuskan – ∑energi ikatan yang dibentuk

-46,3 kJ = [  N ≡ N + 3 H – H ] – [ 2 ( 3 N – H) ]

-46,3 kJ = [ 946 + 3 (436) ] – [ 6 ( N – H ) ]

N – H =  = 391,1 kJ