Minggu, 15 September 2019

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 perhatianLingkungan 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 HA  berubah menjadi zat B dengan entapi sebesar HB
                   ΔH =  HB  - HA 
ΔH = Hproduk - Hreaktan
Ada dua kemungkinan yang dapat terjadi ;
1.    Jika hasil reaksi mempunyai entalpi lebih rendah dari zat semula (HB < HA  ) , maka harga ΔH negative (-). Hal ini berarti reaksi tersebut melepaskan kalor ( reaksi eksdoterm )
2.    Jika hasil reaksi mempunyai entalpi lebih tinggi dari zat semula (HB > HA  ) , 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)+O-> 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 25oC (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 (ΔHf0= 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                    ΔHf0 = - 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                      ΔHf0 = + 122,5 kJ


2.    Entalpi Penguraian Standar (ΔHd0= 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   ΔHf0 = +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           ΔHf0 = - 122,5 kJ

3.    Entalpi Pembakaran Standar (ΔHc0= 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 (ΔHcθ) metanol (CH3OH) adalah -638,5 kJ/mol. Tuliskan persamaan termokimianya!
Jawab:
CH3OH(l) + 3/2 O2(g) → CO2(g) + 2H2O(g)   ∆H = -638,5 kJ
2. Jika diketahui ΔHcθ 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:
ΔHcθ 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)                    ΔHs=-35.2 kJ mol-1
·         HCl(g) + aq -> H+(aq) + Cl-(aq)         ΔHs=-72.4 kJ mol-1
·         NaCl(s) + aq -> Na+(aq-(aq)              ΔH=+4.0 kJ mol-1
Catatan:
·         Jika ΔHs 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        =  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 ΔReaksi dengan Menggunakan Data ΔH Pembentukan Standar (ΔHf0)

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

ΔH reaksi =  ΔHf0 hasil reaksi – ΔHf0 pereaksi
atau
ΔH reaksi =  ΔHf0 ruas kanan – ΔHf0 ruas kiri
Contoh :
Bila data entalpi pembentukan(ΔHf0 ) 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 ΔHf CO2 + 4 x ΔHf H2O) – ( 1 x ΔHf C3H8 + 5 x ΔHfO2)
              =  (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 :

     









Tidak ada komentar:

Posting Komentar

Silahkan memberi masukan yang membangun.terima kasih