termokimia


Termokimia

1. Sistem dan Lingkungan

Sistem adalah reaksi atau proses yang sedang dipelajari.

Lingkungan adalah segala sesuatu di sekitar sistem dengan apa sistem berinteraksi.

Interaksi sistem dengan lingkungan dapat berupa pertukaran materi dan/atau pertukaran energi.

Berdasarkan interaksi yang terjadi antara sistem dan lingkungan, sistem dibedakan atas sistem terbuka, sistem tertutup, dan sistem terisolasi.

Sistem dikatakan terbuka jika terjadi pertukaran materi dan energi dengan lingkungan.

Contoh: Air panas dalam gelas terbuka.

Sistem dikatakan tertutup jika antara sistem dan lingkungan hanya terjadi pertukaran energi, tetapi tidak pertukaran materi.

Contoh: Air panas dalam gelas tertutup.

Sistem dikatakan terisolasi jika antara sistem dan lingkungan tidak terjadi pertukaran materi maupun energi.

Contoh: Air panas dalam termos.

Gambar 5.1 Tiga jenis sistem: (a) terbuka; (b) tertutup dan (c) terisolasi.

2. Reaksi Eksoterm dan Endoterm

Reaksi yang membebaskan kalor disebut reaksi ekstern, sedangkan reaksi yang menyerap kalor disebut reaksi endoterm.

Gambar 5.3 Aliran kalor pada reaksi eksoterm dan reaksi endoterm

Reaksi eksoterm: Entalpi produk < entalpi pereaksi; ∆H bertanda negatif. Reaksi endoterm: Entalpi produk > entalpi pereaksi; ∆H bertanda positif.

Gambar 5.4 Diagram tingkat energi reaksi eksoterm dan endoterm

Contoh reaksi eksoterm: Reaksi pembakaran, pemutusan ikatan, dan ionisasi atom.

Contoh reaksi endoterm: Beras menjadi nasi, fotosintesis, dan peleburan.

3. Persamaan Termokimia

o Persamaan reaksi yang disertai perubahan entalpinya disebut persamaan termokimia.

o Kalor reaksi yang ditulis pada persamaan termokimia sesuai dengan stoikiometri reaksinya.

C(s) + ½O2(g) → CO(g) ∆H = −110 kJ

2C(s) + O2(g) → 2CO(g) ∆H = −220 kJ

Contoh Soal 5-3: Persamaan termokimia

Perhatikan persamaan termokimia pembakaran asetilena berikut ini.

2C2H2(g) + 5O2(g) → 4CO2(g) + 2H2O(l) ∆H = –2600 kJ

a. Tentukanlah perubahan entalpi pada pembakaran 10 liter asetilena (RTP)?

b. Berapa gram C2H2 harus dibakar untuk memanaskan 1 liter air dari 25ºC hingga tepat mendidih? (H = 1; C = 12; kalor jenis air = 4,18 J g–1 ºC–1)

Penyelesaian:

Dari persamaan termokimia dapat ditentukan entalpi pembakaran asetilena:

= = –1300 kJ mol–1

Jumlah mol dalam 10 liter C2H2 (RTP) = = mol

Kalor pembakaran 10 liter asetilena (RTP) = mol × (–1300 kJ mol–1) = –541,67 kJ

Kalor yang diperlukan untuk memanaskan 1 liter (=100 g) dari 25 ºC hingga 100 ºC adalah

Q = m c ∆t = 1000 g × 4,18 J g–1 ºC–1 (100 – 75)ºC = 313,5 kJ.

Diketahui kalor pembakaran C2H2 = –1300 kJ mol–1.

Jadi, jumlah mol C2H2 yang harus dibakar untuk memperoleh kalor sebanyak 313,5 kJ adalah = 0,24 mol.

Massa 0,24 mol C2H2 = 0,24 mol × 26 g mol–1 = 6,24 g.

4. Kalorimetri

Kalor reaksi dapat ditentukan melalui percobaan, yaitu dengan kalorimeter.

Data yang diperlukan yaitu perubahan suhu yang menyertai reaksi.

Perhitungan kalorimetri biasanya melalui 3 tahap sebagai berikut:

menentukan kalor yang diserap/dilepas larutan dalam kalorimeter,

menentukan kalor reaksi, yaitu sama dengan kalor larutan tetapi tandanya berlawanan,

menyesuaikan kalor reaksi dengan stoikiometri reaksi.

Contoh Soal 5-4: Kalorimetri

Pada reaksi antara 50 mL larutan NaOH 1 M dengan 50 mL HCl 1 M terjadi kenaikan suhu sebesar 6ºC. Tentukanlah perubahan entalpi reaksi penetralan NaOH dengan HCl. Anggaplah kalor jenis larutan = 4,18 J g–1 dan massa jenis larutan = 1 g mL–1.

NaOH(aq) + HCl(aq) → NaCl(aq) + H2O(l)

Penyelesaian:

Soal ini akan diselesaikan dalam 3 langkah seperti disebutkan dalam ringkasan teori di atas.

Massa larutan = 50 g + 50 g = 100 g

Q larutan = m× c ×∆t = 100 g × 4,18 J g–1 × 6 ºC = 2,508 kJ

Q reaksi = – Q larutan = –2,508 kJ

Jumlah mol NaOH = jumlah mol HCl = 50 mmol = 0,05 mol.

Jadi, perubahan entalpi (Q) sebesar –2,508 kJ yang dihitung di atas merupakan perubahan entalpi yang menyertai reaksi ∆H reaksi, sedangkan yang ditanyakan yaitu perubahan entalpi pada reaksi 0,05 mol NaOH dengan 0,05 mol HCl.

∆H reaksi yang ditanyakan, yaitu ∆H reaksi yang menyertai reaksi 1 mol NaOH dengan 1 mol HCl dapat ditentukan dengan membandingkan jumlah molnya dengan entalpi reaksi percobaan:

∆H = × –2,508 kJ = –50,16 kJ

5. Hukum Hess = Hukum Penjumlahan Kalor

Kalor reaksi tidak bergantung pada lintasan, tetapi hanya pada keadaan awal dan keadaan akhir.

Contoh Soal 5-5: Hukum Hess

Perhatikan diagram berikut:

Berdasarkan diagram yang tersebut, tentukanlah perubahan entalpi reaksi A →B.

Penyelesaian:

Diagram menunjukkan pengubahan zat A menjadi zat B melalui dua lintasan, yaitu:

I. Lintasan langsung, dan

II. Lintasan bertahap: A → C kemudian C → D (arahnya perlu disesuaikan), dan akhirnya D → B.

Menurut hukum Hess: ∆H lintasan-I = ∆H lintasan-II.

∆H lintasan-I dapat diperoleh dengan menjumlahkan ketiga tahap dalam lintasan II, sebagai berikut:

A → C ∆H = +50 kJ

C → D ∆H = +100 kJ

D → B ∆H = –40 kJ

A → B ∆H = +110 kJ

Jadi, perubahan entalpi A → B adalah +110 kJ.

Contoh Soal 5-6: Hukum Hess

Diketahui:

Mg(s) + 2HCl(aq) → MgCl2(aq) + H2(g) ∆H = –467 kJ ……………….. (1)

MgO(s) + 2HCl(aq) → MgCl2(aq) + H2O(l) ∆H = –151 kJ ……………….. (2)

Selain itu juga diketahui entalpi pembentukan air, H2O(l) = –286 kJ mol–1.

Berdasarkan data tersebut, tentukanlah entalpi pembentukan MgO(s).

Penyelesaian:

Data yang tersedia, yaitu dua persamaan termokimia dan satu data entalpi pembentukan. Data entalpi pembentukan air dapat dinyatakan dalam bentuk persamaan termokimia sebagai berikut:

H2(g) + ½O2(g) → H2O(l) ∆H = –286 kJ ………………… (3)

Adapun reaksi yang perubahan entalpinya ditanyakan, yaitu entalpi pembentukan MgO dapat dinyatakan dalam bentuk persamaan termokimia sebagai beriktut:

Mg(s) + ½O2(g) → MgO(s) ∆H = . . . ?

Perubahan entalpi reaksi ini dapat diperoleh dengan menyusun ketiga persamaan termokimia yang diketahui perubahan entalpinya. Ketiga persamaan termokimia tersebut harus disusun sedemikian rupa sehingga penjumlahannya sama dengan reaksi yang ditanyakan.

Reaksi (2) harus dibalik sehingga MgO berada di ruas kanan, sesuai reaksi yang ditanyakan.

Reaksi (1) ditulis sebagaimana adanya, sehingga MgCl2 dapat dihilangkan dari reaksi (2).

Realsi (3) ditulis sebagaimana adanya, sehingga ½O2 berada di ruas kiri.

MgCl2(aq) + H2O(l) → MgO(s) + 2HCl(aq) ∆H = +151 kJ ……………… (–2)

Mg(s) + 2HCl(aq) → MgCl2(aq) + H2(g) ∆H = –467 kJ ……………….. (1)

H2(g) + ½O2(g) → H2O(l) ∆H = –286 kJ ……………….. (3)

Mg(s) + ½O2(g) → MgO(s) ∆H = –602 kJ

Jadi, entalpi pembentukan MgO adalah –602 kJ mol–1.

6. Entalpi Pembentukan

Apabila entalpi pembentukan zat-zat yang terlibat dalam reaksi diketahui, maka entalpi reaksi dapat ditentukan dengan rumus berikut:

∆Hreaksi = ∑∆Hfº(produk) – ∑∆Hfº(pereaksi)

Contoh Soal 5-7: Menentukan perubahan entalpi reaksi berdasarkan data entalpi pembentukan.

Diketahui entalpi pembentukan CH4(g) = –75 kJ mol–1; CO2(g) = –393,5 kJ mol–1 dan H2O(l) = –286 kJ mol–1. Tentukan jumlah kalor yang dihasilkan pada pembakaran sempurna 1 g metana.

Penyelesaian:

Langkah pertama, menentukan entalpi pembakaran metana berdasarkan data entalpi pembentukan yang diketahui.

Reaksi pembakaran sempurna metana sebagai berikut:

CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l)

∆Hreaksi = ∑∆Hfº(produk) – ∑∆Hfº(pereaksi)

= {∆Hfº(CO2) + 2 × ∆Hfº(H2O)} – {∆H­fº(CH4) + ∆Hfº(2 × O2)}

= {–393,5 + (2 × –286)} – {–75 + 2 × 0}

= –890 kJ

Jadi, ∆H pembakaran metana adalah –890,5 kJ mol–1.

Kalor pembakaran 1 gram metana = × (–890,5 kJ mol–1) = –55,66 kJ

7. Energi Ikatan

Energi ikatan adalah energi yang diperlukan untuk memutuskan 1 mol ikatan dari suatu molekul dalam wujud gas.

Jika energi ikatan diketahui, maka perubahan entalpi reaksi dapat diperkirakan dengan rumus berikut:

∆H = ∑Epemutusan ikatan – ∑Epembentukan ikatan

Contoh Soal 5-8: Menggunakan data energi ikatan

Berdasarkan data energi ikatan, tentukanlah perubahan entalpi reaksi berikut:

CH3–CHO(g) + H2(g) → CH3–CH2OH(g)

Ikatan Energi (kJ mol–1)

C – C 348

C – H 413

C = O 799

C – O 358

H – H 436

O – H 463

Penyelesaian:

Reaksi di atas dapat ditulis dalam bentuk yang lebih terurai sebagai berikut:

Ikatan yang putus: Ikatan yang terbentuk

1 mol C=O : 799 kJ 1 mol C–O : 358 kJ

1 mol H–H : 436 kJ 1 mol O–H : 463 kJ

Jumlah : 1235 kJ 1 mol C–H : 413 kJ

Jumlah : 1234 kJ

∆H reaksi = ∑energi ikatan yang putrus –∑energi ikatan yang terbentuk

= 1235 kJ – 1234 kJ

= 1 kJ

About these ads

Berikan Balasan

Isikan data di bawah atau klik salah satu ikon untuk log in:

WordPress.com Logo

You are commenting using your WordPress.com account. Logout / Ubah )

Twitter picture

You are commenting using your Twitter account. Logout / Ubah )

Facebook photo

You are commenting using your Facebook account. Logout / Ubah )

Google+ photo

You are commenting using your Google+ account. Logout / Ubah )

Connecting to %s

Ikuti

Get every new post delivered to your Inbox.

%d blogger menyukai ini: