TERMOKIMIA

                                                        TERMOKIMIA

Sistem & Lingkungan

Untuk mengerti termokimia, perlu dipahami konsep sistem dan lingkungan. Pertama, kita akan membahas mengenai sistem. Sistem adalah reaksi atau tempat yang dijadikan titik pusat perhatian. Lingkungan adalah semua hal yang menunjang sistem, atau dengan kata lain, semua hal di luar sistem. Contohnya, bila anda melihat segelas air, maka segelas air adalah sistem, sementara ruangan dan semua lainnya adalah lingkungan. 

Ada 3 jenis sistem, berdasarkan transformasi materi dan energinya, yaitu:

1.    Sistem terbuka, yaitu sistem dimana pertukaran materi dan energi keluar masuk sistem dapat dilakukan. Contohnya, air dalam gelas terbuka.

2.    Sistem tertutup, dimana hanya ada pertukaran energi atau materi satu arah. Contohnya, air panas dalam gelas tertutup, dimana hanya panas (energi) dari dalam gelas yang bergerak ke arah lingkungan.

3.    Sistem terisolasi, yaitu dimana tidak terjadi pertukaran materi dan energi sama sekali. Contohnya, air dalam termos.

Entalpi

Entalpi, seperti asal kata Yunaninya, berarti kandungan energi pada suatu benda. Jika kita bayangkan kita melihat sebuah ember yang kita tidak tahu volumenya dan berisi air. Seperti banyak air yang tidak kita tahu, besar entalpi juga tidak kita ketahui. Namun, jika dari ambil atau beri air sebanyak satu gayung dari/pada ember tersebut, kita tahu perubahan isinya. Begitulah kita tahu perubahan entalpi.

Jumlah energi yang terkandung dalam suatu zat pada tekanan yang tetap disebut Entalpi . Entalpi dilambangkan dengan huruf H. Kita dapat mengetahui perubahan entalpi pada suatu reaksi dengan:

Karena entalpi masing-masing zat berbeda-beda, maka setiap reaksi kimia selalu disertai perubahan entalpi.

ΔH  =  entalpi hasil reaksi entalpi zat yang bereaksi

       = H zat ruas kanan – H zat ruas kiri

Perhatikan reaksi sederhana di bawah ini ;

               A            à            B

             Reaktan                 produk

Zat A dengan entalpi sebesar H_A  berubah menjadi zat B dengan entapi sebesar H_B

                   ΔH =  H_B  - H_A 

ΔH = H_produk - H_reaktan

Ada dua kemungkinan yang dapat terjadi ;

1.    Jika hasil reaksi mempunyai entalpi lebih rendah dari zat semula (H_B < H_A  ) , maka harga ΔH negative (-). Hal ini berarti reaksi tersebut melepaskan kalor ( reaksi eksdoterm )

2.    Jika hasil reaksi mempunyai entalpi lebih tinggi dari zat semula (H_B > H_A  ) , maka harga ΔH positip ( + ). Hal ini berarti reaksi tersebut menyerap kalor ( reaksi endoterm )

Cara penulisan reaksi eksoterm

         Misal  ;  A  +  B  à C

a.    Memakai tanda ΔH

                 A  +  B  à C      ΔH =  - x kkal

b.    Kalor yang dilepaskan ( x kkal ) dianggap sebagai salah satu hasil reaksi

   A  +  B  à C   +  x kkal

Cara penulisan reaksi endoterm

         Misal  ;  A  +  B  à C

a.    Memakai tanda ΔH

                 A  +  B  à C      ΔH =  + y kkal

b.    Kalor yang dilepaskan ( y kkal ) dianggap sebagai salah satu hasil reaksi

   A  +  B  à C   -  y kkal

Satuan energy yang sering dipakai adalah kalori atau Joule

                       1 kalor      = 4,2 Joule

                       1 joule      = 0,24 Joule

                       1 kkal        = 1000 kalori

                       1 kj            = 1000 kalori

Reaksi Eksoterm dan Endoterm

Reaksi dibagi menjadi dua jenis, sesuai dengan arah perpindahan energi. Mereka adalah : (a) reaksi eksoterm dan (b) reaksi endoterm. Kita akan membahas yang pertama dahulu.

1.    Reaksi Eksoterm

Reaksi eksoterm, adalah kejadian dimana panas mengalir dari sistem ke lingkungan. Maka, ΔH < 0 dan suhu produk akan lebih kecil dari reaktan. Ciri lain, suhu sekitarnya akan lebih tinggi dari suhu awal. 

Contoh

C(s)+O₂ -> CO₂ (g) ΔH= -393.4 kJ mol^-1

 Diagram reaksi eksoterm berupa: 

Add caption

Jadi ciri Reaksi eksoterm:

1)  Reaksi yang melepaskan panas.  

2)  Panas berpindah dari sistem ke lingkungan. 

3)   ΔH = negatif (–)

4)   H akhir < H awal

2.    Reaksi Endoterm

Reaksi endoterm adalah kejadian dimana panas diserap oleh sistem dari lingkungan. Maka, ΔH > 0 dan suhu sekitarnya turun.

Contoh:

·         H₂(g) + I₂(g) -> 2HI(g) ΔH=   + 51.9 kJ mol^-1

·         Ba(OH)₂(s) + 2NH₄Cl (s) -> BaCl₂(l) + 2NH₃(g) + 2H₂O(l)

·         Penguapan Alkohol
Berikut diagram reaksi endoterm: 

 Reaksi eksoterm:

1)  Reaksi yang melepaskan panas.                          

2)  Panas berpindah dari sistem ke lingkungan.         

3)   ΔH = negatif (–)

4)   H akhir < H awal

Kondisi Standar & Persamaan Termokimia

Semua persamaan termokimia akan dituliskan dengan kondisi standar (STP) sebagai acuannya, yaitu 1 atm (101.3 kPa) dan 25^oC (298 K). Ini digunakan karena unsur pada kondisi ini berada dalam tingkat paling stabil.

Persamaan termokimia akan menyatakan jumlah mol reaktan dan produk, serta menyatakan jumlah energi yang terlibat. SI untuk ΔH adalah kJ mol^-1. 'mol^-1' tidak menyatakan jumlah penyusun senyawa, namun jumlah per mol dalam persamaan tersebut, biasanya dengan acuan mol produk adalah 1.

Contoh

CO(g) + 1/2 O₂(g) -> CO₂(g) ΔH= -283 kJ mol^-1

2CO(g) + O₂(g) -> 2CO₂(g) ΔH= -566 kJ mol^-1

Catatan:

1.    Terkadang mol^-1 hanya dituliskan jika mol reaktan adalah 1, atau tidak dituliskan sama sekali

2.    Persamaan termokimia juga harus memasukkan kondisi fisis senyawanya

Jenis-Jenis Perubahan Entalpi

Ada beberapa jenis entalpi, namun kurikulum Indonesia hanya mensyaratkan 4 diantaranya (anda boleh lega, karena siswa Singapura belajar 7 jenis), yaitu:

1.    Entalpi Pembentukan Standar (ΔH_f⁰= Standard Enthalpy of Formation)

Entalpi pembentukan standar adalah perubahan entalpi untuk membentuk satu mol senyawa dari unsur-unsurnya pada kondisi standar.

Contoh:

H₂(g) + 1/2 O₂-> 1 H₂O(l)                 ΔH=-286 kJ mol^-1

C (grafit) + O₂(g) -> 1 CO₂(g)           ΔH=-393 kJ mol^-1

K(s) + Mn(s) + 2O₂ -> 1 KMnO₄(s)   ΔH=-813 kJ mol^-1

Catatan:

Contoh soal :

Diketahui reaksi termokimia :

1. H₂  +  I₂  → 2 HI                  ΔH = - 650 kJ

2. N₂   +  2 O₂ → 2 NO₂          ΔH = + 245 kJ

Tentukan reaksi pembentukkan standar dari reaksi di atas !

Jawab :

1. H₂  +  I₂  → 2 HI                            ΔH = - 650 kJ

     Karena HI  koefisienya 2 maka harus diubah 1 biar standart.

     H₂  +  I₂  → 2 HI                            ΔH = - 650 kJ , dibagi 2

    1/2H₂  + 1/2 I₂  → HI                    ΔH_f⁰ = - 325 kJ

    

2. N₂   +  2 O₂ → 2 NO₂                      ΔH = + 245 kJ

     Karena NO₂  koefisienya 2 maka harus diubah 1 biar standart.

      N₂   +  2 O₂ → 2 NO₂                      ΔH = + 245 kJ, dibagi 2

       1/2N₂   +  O₂ → NO₂                      ΔH_f⁰ = + 122,5 kJ

2.    Entalpi Penguraian Standar (ΔH_d⁰= Standard Enthalpy of Decomposition)

Entalpi penguraian standar adalah kebalikan pembentukan, yaitu penguraian 1 mol  senyawa ke unsur dasarnya. Maka, entalpinya pun akan berbalik.

Contoh:

    1 H₂O(l) -> H₂(g) + 1/2 O2(g)              ΔH=+286 kJ mol^-1 

Contoh soal :

Diketahui reaksi termokimia :

1. 2 HI   →    H₂  +  I₂         ΔH = +650 kJ

2. 2 NO₂   → N₂   +  2 O₂   ΔH = - 245 kJ

Tentukan reaksi pembentukkan standar dari reaksi di atas !

Jawab :

1.   2 HI   →    H₂  +  I₂    ΔH = +650 kJ

     Karena HI  koefisienya 2 maka harus diubah 1 biar standart.

     2 HI   →    H₂  +  I₂           ΔH = +650 kJ ,dibagi 2

     HI   →  1/2H₂  + 1/2 I₂   ΔH_f⁰ = +325 kJ

    

2. 2 NO₂   →  N₂   +  2 O₂   ΔH = - 245 kJ

     Karena NO₂  koefisienya 2 maka harus diubah 1 biar standart.

      2 NO₂   → N₂   +  2 O₂                 ΔH = - 245 kJ, dibagi 2

                NO₂   →  1/2N₂   +  O₂           ΔH_f⁰ = - 122,5 kJ

3.    Entalpi Pembakaran Standar (ΔH_c⁰= Standard Enthalpy of Combustion)

Entalpi pembakaran standar adalah perubahan entalpi ketika 1 mol materi dibakar habis menggunakan oksigen pada kondisi standar.

Contoh :

   1 C₂H₄(g) + 3O₂ -> 2CO₂(g) + 2H₂O(l)        ΔH=-705.5 kJ mol^-1

Contoh soal

1. Nilai perubahan entalpi pembakaran standar (ΔH_c^θ) metanol (CH₃OH) adalah -638,5 kJ/mol. Tuliskan persamaan termokimianya!

Jawab:

CH₃OH_(l) + 3/2 O_2(g) → CO_2(g) + 2H₂O_(g)   ∆H = -638,5 kJ

2. Jika diketahui ΔH_c^θ C = -393,5 kJ mol^-1, berapa kalor yang terjadi pada pembakaran 1 kg arang, jika dianggap bahwa arang mengandung 48% karbon dan Ar C =12?

Jawab:

Diketahui:

ΔH_c^θ C   = -393,5 kJ mol^-1

Massa C = (48/100) x 1.000 gram

                = 480 gram

Ditanya: q ?

Penyelesaian:

Pada pembakaran 1 mol karbon dibebaskan kalor 393,5 kJ maka pada pembakaran (480 g / 12 g/mol) karbon dihasilkan kalor sebanyak:

∆H = (480 g / 12 g/mol ) x 393,5 kJ/mol = 15.740 kJ

     4.     Entalpi Pelarutan Standar (ΔHs⁰= Standard Enthalpy of Solution)

Entalpi pelarutan standar adalah perubahan entalpi ketika 1 mol materi terlarut pada sebuah larutan menghasilkan larutan encer. Setelah itu, tidak akan terjadi perubahan suhu bila larutan awal ditambahkan.

Contoh:

·         NH₃(g) + aq -> NH₃(aq)                    ΔH_s=-35.2 kJ mol^-1

·         HCl(g) + aq -> H⁺(aq) + Cl^-(aq)         ΔH_s=-72.4 kJ mol^-1

·         NaCl(s) + aq -> Na⁺(aq^-(aq)              ΔH=+4.0 kJ mol^-1

Catatan:

·         Jika ΔH_s sangat positif, zat itu tidak larut dalam air

·         Jika ΔH negatif, zat itu larut dalam air

5. Perubahan Entalpi Netralisasi

     Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada penetralan 1 mol asam oleh basa atau 1 mol basa oleh asam pada kondisi standar.

Contoh :

        NaOH +  HCl  → NaCl   +   H₂O    ΔH = - 199 kJ

Selain kalor reaksi di atas masih terdapat berbagai kalor reaksi yang lain, yaitu:

a.  Kalor pelarutan, adalah kalor reaksi yang menyertai pelarutan 1 mol zat menjadi larutan encer.

Contoh :

                   1 NaOH (s)  → Na⁺ (aq)  +  OH^- (aq)   ΔH = + 89 kJ

b.  Kalor peleburan, adalah kalor reaksi yang menyertai perubahan 1 mol zat dari padat menjadi bentuk cair pada titik leburnya.

Contoh :

                   C₁₂H₂₂O₁₁ (s) → C₁₂H₂₂O₁₁ (l)    ΔH = + 1700 kJ

3. Menentukan Harga ΔH Reaksi Secara Eksperimen

Kalorimeter adalah alat yang digunakan untuk mengukur perubahan entalpi suatu reaksi.

Kalorimeter ini biasanya digunakan untuk mengukur perubahan entalpi yang melibatkan larutan. Perubahan entalpi dari suatu reaksi dapat ditentukan dengan menggunakan kalorimeter yang telah diketahui jenisnya.  Penentuan secara kalorimetris didasarkan pada Asas Black, yaitu kalor yang dilepas sama dengan kalor yang diterima :

                       q yang dilepas        = q  yang diterima.

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 c Δt

Keterangan :

m = massa air / larutan (dalam gram)

c = kalor jenis zat/ panas jenis, yaitu jumlah kalor yang diperlukan untuk

      menaikkan suhu satu gram zat sebesar 1°C

       Panas jenis air ( Pja) adalah panas yang diperlukan untuk menaikan suhu 1 gram air sebesar 1o C

  

Δt = perubahan suhu

Contoh Soal  Menghitung Kalor

Berapa kalor yang diperlukan untuk menaikkan suhu 50 g air dari 25°C menjadi 60°C? Diketahui kalor jenis air, c = 4,18 J g–1°C^–1.

Jawab ;

Q = m c ΔT

= 50 g × 4,18 J g–1°C^–1 × ( 60- 25 )°C

= 50 g × 4,18 J g–1°C^–1 × 35°C

= 7,315 kJ

4. Menentukan Harga ΔH Reaksi dengan Hukum Hess

Harga  reaksi dapat dihitung menggunakan Hukum Hess yang menyatakan “perubahan entalpi (ΔH) dari suatu reaksi tidak tergantung pada jalannya reaksi tetapi hanya tergantung pada keadaan awal dan keadaan akhir sistem”.

        Grafik Reaksi

Contoh :

Perhatikan diagram tingkat energi di bawah ini:

Data Reaksi termokimia

Contoh :

Diketahui :          

     S(s) + O₂(g) → SO₂(g)     ΔH = –70,96 kkal

S(s) + 3/2O₂(g) → SO₃(g) ΔH = –94,45 kkal

Perubahan entalpi untuk reaksi :

SO₂ (g) +  1/2O₂ (g) → SO₃ (g) adalah …

Contoh :Diagram siklus pembakaran karbon.

ΔH₁   =  ΔH₂  +  ΔH₃

          = -222 kj  +  (-566 kj )

          = -788 kj

 ΔH₁   =  ΔH₂  +  ΔH₃

               = -222 kj  +  (-566 kj )

               = -788 kj

5. Menghitung ΔH Reaksi dengan Menggunakan Data ΔH Pembentukan Standar (ΔH_f⁰)

Suatu reaksi dapat ditentukan berdasarkan data entalpi pembentukan standar dari zat-zat yang bereaksi dan hasil reaksi.:

ΔH reaksi =  ΔH_f⁰ hasil reaksi – ΔH_f⁰ pereaksi

atau

ΔH reaksi =  ΔH_f⁰ ruas kanan – ΔH_f⁰ ruas kiri

Contoh :

Bila data entalpi pembentukan(ΔH_f⁰ ) standar:

C₃H₈ (g) = – 104 kJ mol^–1

CO₂ (g) = – 394 kJ mol^–1

H₂O (g) = – 286 kJ mol^–1

Berapa harga ΔH reaksi : C₃H₈(g) + 5O₂(g) → 3CO₂(g) + 4H₂O(l) ?

Jawab :

ΔH reaksi =  ΔH ruas kanan – ΔH ruas kiri

              =  (3 x ΔH_f CO₂ + 4 x ΔH_f H₂O) – ( 1 x ΔH_f C₃H₈ + 5 x ΔH_fO₂)

              =  (3 x – 394 + 4 x -286) – ( 1 x – 104 + 5 x 0)

              =  (- 1182 + -1144) – ( - 104)

              = - 2326 + 104

              = - 2222 kJ

6. Menghitung ΔH Reaksi dengan Menggunakan Data Energi Ikatan

Perubahan entalpi suatu reaksi dapat pula ditentukan berdasarkan data harga energi ikatan dari zat yang bereaksi dan hasil reaksi. Energi ikatan adalah energi yang diperlukan untuk memutuskan 1 mol ikatan dalam suatu senyawa menjadi atom-atomnya dalam bentuk gas. Untuk molekul yang terdiri atas tiga atom atau lebih digunakan pengertian energi ikatan rata-rata.

ΔH reaksi =  Energi Ikat Pereaksi – Energi Ikat Hasil Reaksi

atau

ΔH reaksi =  EI ruas kiri – EI ruas kanan

Contoh :

Diketahui energi ikatan rata-rata :

C–C = 83,1 kkal/mol               C≡N = 210,0 kkal/mol

C–H = 99,3 kkal/mol               H–H = 104,2 kkal/mol

C–N = 69,7 kkal/mol               N–H = 93,4 kkal/mol

Hitunglah ΔH dari :

C₂H₅–C=N + 2H₂ → C₂H₅–CH₂–NH₂

Jawab:

       H    H                                        H    H     H    H

       Ι       Ι                                         Ι      Ι      Ι      Ι      

H -  C – C – C - N + H – H  →  H - C – C – C – N – H

            Ι      Ι                                         Ι       Ι     Ι      

H     H                                        H     H    H 

ΔH reaksi =  E.I ruas kiri – E.I ruas kanan

= {5 (C – H) + 2(C – C) + (C - N)+ (H – H)} – { 7 (C-H) + 2(C-C)+(C-N)+ 2(N-H)}

= {5 x 99,3 + 2 x 83,1 + 210+ 104,2} – { 7 x 99,3 + 2 x 83,1 + 69,7 + 2 x 93,4}

= { 496,5 + 166,2 + 210 + 104,2} – { 695,1 + 166,2 + 69,7 + 186,8}

= 976,9 – 1117,8

= - 140,9 kkl

LATIHAN

1. Diketahui energi ikatan rata-rata :

H–O = 111 kkal . mol^–1

C–H = 99 kkal . mol^–1

C=O = 85 kkal . mol^–1

O=O = 173 kkal . mol^–1

Kalor pembakaran 1 mol metanol menurut reaksi:

CH₄  + O₂  → CO₂ + 2H₂O  adalah …

2. Data energi ikat rata-rata berikut :

 C–H = 99 kkal            H–Cl = 103 kkal

C–C = 83 kkal            C–Cl = 79 kkal

C=C = 164 kkal

Besarnya perubahan entalpi dari reaksi :