TERMOKIMIA
A. Energi dan Entalpi
1). Hukum Kekekalan Energi
· “ Energi tidak sanggup diciptakan atau dimusnahkan, energi hanya sanggup diubah dari 1 bentuk energi ke bentuk energi yang lain. “
· Energi alam semesta yakni tetap, sehingga energi yang terlibat dalam suatu proses kimia dan fisika hanya merupakan perpindahan atau perubahan bentuk energi.
· Contoh perubahan energi :
a. Energi radiasi diubah menjadi energi panas.
b. Energi potensial diubah menjadi energi listrik.
c. Energi kimia menjadi energi listrik.
2). Sistem dan Lingkungan
§ Sistem yakni bab dari alam semesta yang menjadi sentra perhatian eksklusif dalam suatu percobaan tertentu.
§ Lingkungan yakni bab lain dari alam semesta yang terdapat di luar sistem.
§ Secara umum terdapat 3 jenis sistem :
a. Sistem terbuka.
Suatu sistem dimana sanggup terjadi perpindahan materi dan energi dengan lingkungannya.
Contoh : kopi panas dalam gelas terbuka, akan melepaskan panas dan uap air ke lingkungannya.
b. Sistem tertutup.
Suatu sistem dimana hanya sanggup terjadi perpindahan energi ke lingkungannya tetapi tidak sanggup terjadi perpindahan materi.
Contoh : kopi panas dalam gelas tertutup, sanggup melepaskan panas / kalor ke lingkungannya tetapi tidak ada uap air yang hilang.
c. Sistem terisolasi.
Suatu sistem dimana tidak sanggup terjadi perpindahan materi maupun energi ke lingkungannya.
Contoh : kopi panas dalam suatu termos.
3). Energi dan Entalpi
o Sesuai dengan Hukum Termodinamika I, yang menyatakan bahwa energi tidak sanggup diciptakan atau dimusnahkan, tetapi energi hanya sanggup diubah dari 1 bentuk energi ke bentuk energi yang lain, maka jumlah energi yang diperoleh oleh sistem akan = jumlah energi yang dilepaskan oleh lingkungan. Sebaliknya, jumlah energi yang dilepaskan oleh sistem akan = jumlah energi yang diperoleh oleh lingkungan.
o Energi yakni kapasitas untuk melaksanakan kerja ( w ) atau menghasilkan panas / kalor ( q ).
o Energi yang dimiliki oleh sistem sanggup berupa energi kinetik ( berkaitan dengan gerak molekul sistem ) maupun energi potensial.
o Energi dalam ( E ) yakni jumlah energi yang dimiliki oleh suatu zat atau sistem.
o Perpindahan energi antara sistem dan lingkungan terjadi dalam bentuk kerja ( w ) atau dalam bentuk kalor ( q ).
o Tanda untuk kerja ( w ) dan kalor ( q ) :
v Sistem mendapatkan kerja, w bertanda ( + ).
v Sistem mendapatkan kalor, q bertanda ( + ).
v Sistem melaksanakan kerja, w bertanda ( - ).
v Sistem membebaskan kalor, q bertanda ( - ).
o Energi dalam ( E ) termasuk fungsi keadaan yaitu besaran yang harganya hanya bergantung pada keadaan sistem, tidak pada asal-usulnya. Keadaan suatu sistem ditentukan oleh jumlah mol ( n ), suhu ( T ) dan tekanannya ( P ).
o Energi dalam juga termasuk sifat ekstensif yaitu sifat yang bergantung pada jumlah zat.
o Misalnya : jikalau E dari 1 mol air = y kJ maka E dalam 2 mol air ( T,P ) = 2y kJ.
o Nilai energi dalam dari suatu zat tidak sanggup diukur, tetapi yang diharapkan dalam termokimia hanyalah perubahan energi dalam ( DE ).
DE = E2 – E1
E1 = energi dalam pada keadaan awal
E2 = energi dalam pada keadaan akhir
o Untuk reaksi kimia :
DE = Ep – Er
Ep = energi dalam produk
Er = energi dalam reaktan
4). Kerja ( w )
Kerja yang dilakukan oleh sistem :
w = - F. s ( kerja = gaya x jarak )
F = P. Amaka :
w = - ( P. A ) . h
w = - P. ( A . h )
w = - P. DV
Satuan kerja = L. atm
1 L. atm = 101,32 J
Contoh :
Hitunglah besarnya kerja ( J ) yang dilakukan oleh suatu sistem yang mengalami perluasan melawan P = 2 atm dengan perubahan V = 10 L !
Jawaban :
w = - P. DV
= - 2 atm x 10 liter
= - 20 L.atm = - 2.026,4 J
5). Kalor ( q )
Ø Kalor yakni energi yang berpindah dari sistem ke lingkungan atau sebaliknya, alasannya yakni adanya perbedaan suhu yaitu dari suhu lebih tinggi ke suhu lebih rendah.
Ø Perpindahan kalor akan berlangsung hingga suhu antara sistem dan lingkungannya sama.
Ø Meskipun kita menyampaikan bahwa sistem “ mendapatkan “ atau “ membebaskan “ kalor, tetapi sistem tidak memiliki energi dalam bentuk “ kalor “.
Ø Energi yang dimiliki sistem yakni energi dalam ( E ), yaitu energi kinetik dan potensial.
Ø Perpindahan kalor terjadi dikala molekul dari benda yang lebih panas bertumbukan dengan molekul dari benda yang lebih dingin.
Ø Satuan kalor = kalori ( kal ) atau joule ( J ).
1 kal = 4, 184 J
Ø Mengukur jumlah kalor :
q = m x c x DT
atau
q = C x DT ; q = m x L
dengan :
q = jumlah kalor ( J )
m = massa zat ( g )
DT = perubahan suhu ( oC atau K )
c = kalor jenis ( J / g.oC ) atau ( J / g. K )
C = kapasitas kalor ( J / oC ) atau ( J / K )
L = kalor laten ( J / g ) = kalor peleburan / pelelehan dan kalor penguapan.
Contoh :
Berapa joule diharapkan untuk memanaskan 100 gram air dari 25 oC menjadi 100 oC? ( kalor jenis air = 4,18 J / g.K )
Jawaban :
q = m x c x DT
= 100 x 4,18 x ( 100 – 25 ) = 31.350 J = 31, 35 kJ.
Ø Hubungan antara E, q dan w :
DE = q + w
w = P. DV
a. Jika reaksi berlangsung pada sistem terbuka dengan tekanan ( P ) tetap maka :
DE = qp + w
Contoh :
Suatu reaksi eksoterm memiliki harga DE = - 100 kJ. Jika reaksi berlangsung pada P tetap dan V sistem bertambah, maka sebagian DE tersebut digunakan untuk melaksanakan kerja. Jika jumlah kerja yang dilakukan sistem = - 5 kJ, maka :
qp = DE – w
= -100 kJ – ( -5 kJ ) = - 95 kJ
b. Jika reaksi berlangsung pada sistem tertutup dengan volume tetap ( DV = 0 ) artinya = sistem tidak melaksanakan kerja ( w = 0 ).
DE = qv + w
DE = qv + 0
DE = qv
Hal ini berarti bahwa semua perubahan energi dalam ( DE ) yang berlangsung pada sistem tertutup akan muncul sebagai kalor.
Contoh :
Suatu reaksi yang berlangsung pada V tetap disertai perembesan kalor = 200 kJ. Tentukan nilai DE, q dan w reaksi itu!
Jawaban :
Sistem menyerap kalor, artinya q = + 200 kJ.
Reaksi berlangsung pada V tetap, w = 0 kJ.
DE = qv + w
= + 200 kJ + 0 kJ = + 200 kJ
6). Entalpi ( H )
o Untuk menyatakan kalor reaksi pada tekanan tetap (qp ) digunakan besaran yang disebut Entalpi ( H ).
H = E + ( P.V )
DH = DE + ( P. DV )
DH = (q + w ) + ( P. DV )
DH = qp – ( P. DV ) + ( P. DV )
DH = qp
o Untuk reaksi kimia :
DH = Hp – Hr
Hp = entalpi produk
Hr = entalpi reaktan
o Contoh :
Suatu reaksi yang berlangsung pada P tetap disertai pelepasan kalor = 200 kJ dan sistem melaksanakan kerja sebanyak 5 kJ. Tentukan nilai DH, DE, q dan w reaksi itu!
Jawaban :
Sistem melepaskan kalor, artinya q = - 200 kJ.
Sistem melaksanakan kerja, artinya w = - 5 kJ.
DE = qp + w
DE = - 200 kJ – 5 kJ = - 205 kJ
DH = qp = - 200 kJ
o Kesimpulan :
Reaksi pada tekanan tetap : qp = DH ( perubahan entalpi )
Reaksi pada volume tetap : qv = DE ( perubahan energi dalam )
7). Reaksi Endoterm dan Eksoterm
v Reaksi endoterm yakni reaksi yang disertai dengan perpindahan kalor dari lingkungan ke sistem ( kalor diserap oleh sistem dari lingkungannya ); ditandai dengan adanya penurunan suhu lingkungan di sekitar sistem.
v Reaksi eksoterm yakni reaksi yang disertai dengan perpindahan kalor dari sistem ke lingkungan ( kalor dibebaskan oleh sistem ke lingkungannya ); ditandai dengan adanya kenaikan suhu lingkungan di sekitar sistem.
v Reaksi eksoterm pada umumnya berlangsung spontan, sedangkan reaksi endoterm tidak.
v Pada reaksi endoterm : DH = Hp – Hr > 0 ( bertanda positif )
v Pada reaksi eksoterm : DH = Hp – Hr < 0 ( bertanda negatif )
v Diagram tingkat energinya :
8). Persamaan Termokimia
§ Adalah persamaan reaksi yang mengikutsertakan perubahan entalpinya ( DH ).
§ Nilai DH yang dituliskan di persamaan termokimia, diadaptasi dengan stoikiometri reaksinya, artinya = jumlah mol zat yang terlibat dalam reaksi kimia = koefisien reaksinya; ( fase reaktan maupun produk reaksinya harus dituliskan).
§ Contoh :
Pada pembentukan 1 mol air dari gas hidrogen dengan oksigen pada 298 K, 1 atm dilepaskan kalor sebesar 285, 5 kJ.
Persamaan termokimianya :
Jika koefisien dikalikan 2, maka harga DH reaksi juga harus dikalikan 2.
§ Beberapa hal yang harus diperhatikan dalam menuliskan persamaan termokimia :
a. Koefisien reaksi menunjukkan jumlah mol zat yang terlibat dalam reaksi.
b. Ketika persamaan reaksinya dibalik ( mengubah letak reaktan dengan produknya ) maka nilai DH tetap sama tetapi tandanya berlawanan.
c. Jika kita meniru kedua sisi persamaan termokimia dengan faktor y maka nilai DH juga harus dikalikan dengan faktor y tersebut.
d. Ketika menuliskan persamaan reaksi termokimia, fase reaktan dan produknya harus dituliskan.
9). Jenis-Jenis Perubahan Entalpi
o Perubahan entalpi yang diukur pada suhu 25 oC dan tekanan 1 atm ( keadaan standar) disebut perubahan entalpi standar ( dinyatakan dengan tanda DHo atau DH298 ).
o Perubahan entalpi yang tidak merujuk pada kondisi pengukurannya dinyatakan dengan lambang DH saja.
o Entalpi molar = perubahan entalpi tiap mol zat ( kJ / mol ).
o Perubahan entalpi, mencakup :
a. Perubahan Entalpi Pembentukan Standar ( DHf o ) = kalor pembentukan
Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada pembentukan 1 mol senyawa dari unsur-unsurnya pada suhu dan tekanan standar ( 25 oC, 1 atm ). Entalpinya sanggup dilepaskan maupun diserap. Satuannya yakni kJ / mol.
Bentuk standar dari suatu unsur yakni bentuk yang paling stabil dari unsur itu pada keadaan standar ( 298 K, 1 atm ).
Jika perubahan entalpi pembentukan tidak diukur pada keadaan standar maka dinotasikan dengan DHf
Contoh :
Catatan :
o DHf unsur bebas = nol
o Dalam entalpi pembentukan, jumlah zat yang dihasilkan yakni 1 mol.
o Dibentuk dari unsur-unsurnya dalam bentuk standar.
b. Perubahan Entalpi Penguraian Standar ( DHd o )
Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada penguraian 1 mol senyawa menjadi unsur-unsur penyusunnya pada keadaan standar.
Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHd. Satuannya = kJ / mol.
Perubahan entalpi penguraian standar merupakan kebalikan dari perubahan entalpi pembentukan standar, maka nilainya pun akan berlawanan tanda.
Menurut Marquis de Laplace, “ jumlah kalor yang dilepaskan pada pembentukan senyawa dari unsur-unsur penyusunnya = jumlah kalor yang diharapkan pada penguraian senyawa tersebut menjadi unsur-unsur penyusunnya. “ Pernyataan ini disebut Hukum Laplace.
Contoh :
Diketahui DHf o H2O(l) = -286 kJ/mol, maka entalpi penguraian H2O(l) menjadi gas hidrogen dan gas oksigen yakni +286 kJ/mol.
c. Perubahan Entalpi Pembakaran Standar ( DHc o )
Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada pembakaran 1 mol suatu zat secara tepat pada keadaan standar.
Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHc. Satuannya = kJ / mol.
Contoh :
d. Perubahan Entalpi Netralisasi Standar ( DHn o )
Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada penetralan 1 mol asam oleh basa atau 1 mol basa oleh asam pada keadaan standar.
Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHn. Satuannya = kJ / mol.
Contoh :
DHn reaksi = -200 kJ
DHn NaOH = -200 kJ / 2 mol = -100 kJ/mol
DHn H2SO4 = -200 kJ / 1 mol = -200 kJ/mol
e. Perubahan Entalpi Penguapan Standar ( DHovap)
Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada penguapan 1 mol zat dalam fase cair menjadi fase gas pada keadaan standar.
Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHvap. Satuannya = kJ / mol.
Contoh :
f. Perubahan Entalpi Peleburan Standar ( DHofus )
Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada pencairan / peleburan 1 mol zat dalam fase padat menjadi zat dalam fase cair pada keadaan standar.
Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHfus. Satuannya = kJ / mol.
Contoh :
g. Perubahan Entalpi Sublimasi Standar ( DHosub )
Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada sublimasi 1 mol zat dalam fase padat menjadi zat dalam fase gas pada keadaan standar.
Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHsub. Satuannya = kJ / mol.
Contoh :
h. Perubahan Entalpi Pelarutan Standar ( DHosol )
Adalah perubahan entalpi yang terjadi dikala 1 mol zat melarut dalam suatu pelarut ( umumnya air ) pada keadaan standar.
Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHsol. Satuannya = kJ / mol.
Contoh :
10). Penentuan Perubahan Entalpi ( DH )
a. Kalorimetri
o Adalah cara penentuan kalor reaksi dengan memakai kalorimeter.
o Perubahan entalpi yakni perubahan kalor yang diukur pada tekanan konstan.
o Untuk memilih perubahan entalpi dilakukan dengan cara yang sama dengan penentuan perubahan kalor yang dilakukan pada tekanan konstan.
o Perubahan kalor pada suatu reaksi sanggup diukur melalui pengukuran perubahan suhu yang terjadi pada reaksi tersebut.
o Pengukuran perubahan kalor sanggup dilakukan dengan alat yang disebut kalorimeter.
o Kalorimeter yakni suatu sistem terisolasi ( tidak ada perpindahan materi maupun energi dengan lingkungan di luar kalorimeter ).
o Rumus yang digunakan yakni :
q = m x c x DT
qkalorimeter = C x DT
dengan :
q = jumlah kalor ( J )
m = massa zat ( g )
DT = perubahan suhu ( oC atau K )
c = kalor jenis ( J / g.oC ) atau ( J / g. K )
C = kapasitas kalor ( J / oC ) atau ( J / K )
o Oleh alasannya yakni tidak ada kalor yang terbuang ke lingkungan, maka kalor reaksi = kalor yang diserap / dibebaskan oleh larutan dan kalorimeter, tetapi tandanya berbeda.
qreaksi = - (qlarutan + qkalorimeter )
Beberapa jenis kalorimeter :
1) Kalorimeter Bom
o Merupakan kalorimeter yang khusus digunakan untuk memilih kalor dari reaksi-reaksi pembakaran.
o Kalorimeter ini terdiri dari sebuah bom ( kawasan berlangsungnya reaksi pembakaran, terbuat dari materi stainless steel dan diisi dengan gas oksigen pada tekanan tinggi ) dan sejumlah air yang dibatasi dengan wadah yang kedap panas.
o Reaksi pembakaran yang terjadi di dalam bom, akan menghasilkan kalor dan diserap oleh air dan bom.
o Oleh alasannya yakni tidak ada kalor yang terbuang ke lingkungan, maka :
qreaksi = - (qair + qbom )
o Jumlah kalor yang diserap oleh air sanggup dihitung dengan rumus :
qair = m x c x DT
dengan :
m = massa air dalam kalorimeter ( g )
c = kalor jenis air dalam kalorimeter (J / g.oC ) atau ( J / g. K )
DT = perubahan suhu ( oC atau K )
o Jumlah kalor yang diserap oleh bom sanggup dihitung dengan rumus :
qbom = Cbom x DT
dengan :
Cbom = kapasitas kalor bom ( J / oC ) atau ( J / K )
DT = perubahan suhu ( oC atau K )
o Reaksi yang berlangsung pada kalorimeter bom berlangsung pada volume tetap ( DV = nol ). Oleh alasannya yakni itu, perubahan kalor yang terjadi di dalam sistem = perubahan energi dalamnya.
DE = q + w dimana w = - P. DV ( jikalau DV = nol maka w = nol )
maka
DE = qv
Contoh soal :
Suatu kalorimeter bom berisi 250 mL air yang suhunya 25oC, kemudian dibakar 200 mg gas metana. Suhu tertinggi yang dicapai air dalam kalorimeter = 35oC. Jika kapasitas kalor kalorimeter = 75 J / oC dan kalor jenis air = 4,2 J / g.oC, berapakah DHc gas metana?
Jawaban :
qair = m x c x DT
= ( 250 ) x ( 4,2 ) x ( 35 - 25 )
= 10.500 J
qbom = Cbom x DT
= ( 75 ) x ( 35 – 25 )
= 750 J
qreaksi = - (qair + qbom )
qreaksi = - ( 10.500 J + 750 J )
= - 11.250 J = - 11,25 kJ
200 mg CH4 = 0,2 g CH4 = ( 0,2 / 16 ) mol = 0,0125 mol
DHc CH4 = ( - 11,25 kJ / 0,0125 mol ) = - 900 kJ / mol ( reaksi eksoterm )
2) Kalorimeter Sederhana
o Pengukuran kalor reaksi; selain kalor reaksi pembakaran sanggup dilakukan dengan memakai kalorimeter pada tekanan tetap yaitu dengan kalorimeter sederhana yang dibentuk dari gelas stirofoam.
o Kalorimeter ini biasanya digunakan untuk mengukur kalor reaksi yang reaksinya berlangsung dalam fase larutan ( contohnya reaksi netralisasi asam – basa / netralisasi, pelarutan dan pengendapan ).
o Pada kalorimeter ini, kalor reaksi = jumlah kalor yang diserap / dilepaskan larutan sedangkan kalor yang diserap oleh gelas dan lingkungan; diabaikan.
qreaksi = - (qlarutan + qkalorimeter )
qkalorimeter = Ckalorimeter x DT
dengan :
Ckalorimeter = kapasitas kalor kalorimeter ( J / oC ) atau ( J / K )
DT = perubahan suhu ( oC atau K )
o Jika harga kapasitas kalor kalorimeter sangat kecil; maka sanggup diabaikan sehingga perubahan kalor sanggup dianggap hanya berakibat pada kenaikan suhu larutan dalam kalorimeter.
qreaksi = - qlarutan
qlarutan = m x c x DT
dengan :
m = massa larutan dalam kalorimeter ( g )
c = kalor jenis larutan dalam kalorimeter (J / g.oC ) atau ( J / g. K )
DT = perubahan suhu ( oC atau K )
o Pada kalorimeter ini, reaksi berlangsung pada tekanan tetap (DP = nol ) sehingga perubahan kalor yang terjadi dalam sistem = perubahan entalpinya.
DH = qp
Contoh soal :
Sebanyak 50 mL ( = 50 gram ) larutan HCl 1 M bersuhu 27 oC dicampur dengan 50 mL ( = 50 gram ) larutan NaOH 1 M bersuhu 27 oC dalam suatu kalorimeter gelas stirofoam. Suhu adonan naik hingga 33,5 oC. Jika kalor jenis larutan = kalor jenis air = 4,18 J / g.K. Tentukan perubahan entalpinya!
Jawaban :
qlarutan = m x c x DT
= ( 100 ) x ( 4,18 ) x ( 33,5 – 27 )
= 2.717 J
Karena kalor kalorimeter diabaikan maka :
qreaksi = - qlarutan
= - 2.717 J
Jumlah mol ( n ) HCl = 0,05 L x 1 mol / L = 0,05 mol
Jumlah mol ( n ) NaOH = 0,05 L x 1 mol / L = 0,05 mol
Oleh alasannya yakni perbandingan jumlah mol pereaksi = perbandingan koefisien reaksinya maka adonan tersebut yakni ekivalen.
DH harus diadaptasi dengan stoikiometri reaksinya, sehingga :
q (1 mol HCl + 1 mol NaOH ) = ( 1 / 0,05 ) x ( – 2.717 J )
= - 54.340 J = - 54,34 kJ
Jadi DH reaksi = qreaksi = - 54,34 kJ
Persamaan termokimianya :
b. Hukum Hess
o Pengukuran perubahan entalpi suatu reaksi kadangkala tidak sanggup ditentukan eksklusif dengan kalorimeter, contohnya penentuan perubahan entalpi pembentukan standar ( DHf o )CO.
Reaksinya :
o Reaksi pembakaran karbon mustahil hanya menghasilkan gas CO saja tanpa disertai terbentuknya gas CO2. Jadi, bila dilakukan pengukuran perubahan entalpi dari reaksi tersebut; yang terukur tidak hanya reaksi pembentukan gas CO saja tetapi juga perubahan entalpi dari reaksi pembentukan gas CO2.
o Untuk mengatasi hal tersebut, Henry Hess melakukan serangkaian percobaan dan menyimpulkan bahwa perubahan entalpi suatu reaksi merupakan fungsi keadaan.
o Artinya : “ perubahan entalpi suatu reaksi hanya tergantung pada keadaan awal ( zat-zat pereaksi ) dan keadaan final ( zat-zat hasil reaksi ) dari suatu reaksi dan tidak tergantung pada jalannya reaksi. “ Pernyataan ini disebut Hukum Hess.
o Berdasarkan Hukum Hess, penentuan DH sanggup dilakukan melalui 3 cara yaitu :
1). Perubahan entalpi ( DH ) suatu reaksi dihitung melalui penjumlahan dari perubahan entalpi beberapa reaksi yang berhubungan.
Contoh :
Reaksi pembakaran gas hidrogen akan menghasilkan air, berdasarkan persamaan reaksi :
Reaksi tersebut sanggup berlangsung melalui 2 tahap :
Jika kedua reaksi tersebut dijumlahkan maka diperoleh :
Gambar Siklus Hess :
Gambar Diagram Entalpi ( Tingkat Energi ) :
Contoh Soal :
Diketahui :
Tentukan perubahan entalpi ( DH ) dari reaksi berikut ini :
Jawaban :
2). Perubahan entalpi ( DH ) suatu reaksi dihitung berdasarkan selisih entalpi pembentukan ( DHf o ) antara produk dan reaktan.
Secara umum, untuk reaksi :
Contoh :
Diketahui :
DHf o metanol [ CH4O( l ) ] = - 238,6 kJ / mol
DHf o CO2( g ) = - 393,5 kJ / mol
DHf o H2O( l ) = - 286 kJ / mol
a). Tentukan entalpi pembakaran metanol membentuk gas CO2 dan air.
b). Tentukan jumlah kalor yang dibebaskan pada pembakaran 8 gram metanol ( Ar.H = 1; C = 12; O = 16 )
Jawaban :
Reaksi pembakaran metanol :
b). 8 gram CH4O = ( 8 / 32 ) mol = 0,25 mol.
Jumlah kalor yang dibebaskan pada pembakaran 8 gram CH4O yakni = 0,25 mol x 726,9 kJ / mol = 181,725 kJ
3). Perubahan entalpi ( DH ) suatu reaksi dihitung berdasarkan data energi ikatan.
Energi ikatan yakni energi yang diharapkan untuk memutuskan ikatan kimia dalam 1 mol suatu molekul / senyawa berwujud gas menjadi atom-atomnya. Lambang energi ikatan = D
Energi ikatan rerata pada ikatan rangkap 3 > ikatan rangkap 2 > ikatan tunggal
Suatu reaksi yang DH–nya ditentukan dengan menggunakan energi ikatan, maka atom-atom yang terlibat dalam reaksi harus berwujud gas.
Berdasarkan jenis dan letak atom terhadap atom-atom lain dalam molekulnya, dikenal 3 jenis energi ikatan yaitu :
a. Energi Atomisasi.
Adalah energi yang diharapkan untuk tetapkan semua ikatan 1 mol molekul menjadi atom-atom bebas dalam keadaan gas.
Energi atomisasi = jumlah seluruh ikatan atom-atom dalam 1 mol senyawa.
Contoh :
Pada molekul NH3 terdapat 3 ikatan N – H. Sementara itu, energi ikatan N – H = 93 kkal / mol sehingga energi atomisasinya = 3 x 93 kkal / mol = 297 kkal / mol.
b. Energi Disosiasi Ikatan.
Adalah energi yang diharapkan untuk tetapkan salah 1 ikatan yang terdapat pada suatu molekul atau senyawa dalam keadaan gas.
Contoh :
Energi disosiasi untuk melepas 1 atom H dari molekul CH4 = 431 kJ.
c. Energi Ikatan Rata-Rata.
Adalah energi rerata yang diharapkan untuk tetapkan ikatan atom-atom pada suatu senyawa ( notasinya = D ).
Contoh :
Dalam molekul CH4 terdapat 4 ikatan C - H .
Energi ikatan rerata C - H ( DC-H ) = ( 1668 / 4 ) kJ = 417 kJ
Energi ikatan suatu molekul yang berwujud gas sanggup ditentukan dari data entalpi pembentukan standar (DHf ) dan energi ikat unsur-unsurnya. Prosesnya melalui 2 tahap yaitu :
o Penguraian senyawa menjadi unsur-unsurnya.
o Pengubahan unsur menjadi atom gas.
Contoh :
Diketahui :
DHf o CO(g) = - 110,5 kJ / mol
DHf o C(g) = 716,7 kJ / mol
D O=O = 495 kJ / mol
Tentukan energi ikatan C=O dalam gas CO!
Jawaban :
Reaksinya :
Reaksi tersebut sanggup dituliskan melalui tahapan :
Jadi energi ikat C=O dalam gas CO = 1074,7 kJ / mol.
Reaksi kimia intinya terdiri dari 2 proses :
o Pemutusan ikatan pada pereaksi.
o Pembentukan ikatan pada produk reaksi.
Pada proses pemutusan ikatan = memerlukan energi.
Pada proses pembentukan ikatan = membebaskan energi.
Contoh :
Pada reaksi :
Secara umum dirumuskan :
Contoh :
Diketahui energi ikatan rerata :
C – H = 413 kJ / mol
Cl – Cl = 242 kJ / mol
C – Cl = 328 kJ / mol
H – Cl = 431 kJ / mol
Hitunglah DH reaksi :
Jawaban :
Pemutusan ikatan :
4 ikatan C – H = 4 x 413 kJ / mol = 1652 kJ / mol
1 ikatan Cl – Cl = 1 x 242 kJ / mol = 242 kJ / mol
Pembentukan ikatan :
3 ikatan C – H = 3 x 413 kJ/ mol = 1239 kJ / mol
1 ikatan C – Cl = 1 x 328 kJ / mol = 328 kJ / mol
1 ikatan H – Cl = 1 x 431 kJ / mol = 431 kJ / mol
DH = ( 1652 + 242 ) – ( 1239 + 328 + 431 ) kJ / mol
DH = ( 1894 – 1998 ) kJ / mol = - 104 kJ / mol
11). Kalor Pembakaran Bahan Bakar
Contoh :
LPG mengandung 40 % etana ( C2H6 )dan 60 % butana ( C4H10 ). Dalam 1 kg LPG mengandung :
( 40 % x 1000 ) gram etana = 400 gram etana
400 gram etana = ( 400 / 30 ) = 13,33 mol
( 60 % x 1000 ) gram butana = 600 gram butana
600 gram butana = ( 600 / 58 ) = 10,34 mol
Diketahui :
DHf o CO2(g) = - 395,2 kJ / mol
DHf o H2O(g) = - 286,9 kJ / mol
DHf o C2H6(g) = - 84,8 kJ / mol
DHf o C4H10(g) = - 114,3 kJ / mol
a). Reaksi pembakaran etana :
DHreaksi = DHproduk - DHreaktan
= ( 2 x DHf o CO2 + 3 x DHf o H2O ) – ( 1x DHf o C2H6 + 0 )
= - 1.566,3 kJ / mol
Dalam 1 kg = ( - 1.566,3 kJ / mol x 13,33 mol ) = - 20.878,78 kJ
b). Reaksi pembakaran butana :
DHreaksi = ( 4 x DHf o CO2 + 5 x DHf o H2O ) – ( 1x DHf o C4H10 + 0 )
= - 2.901 kJ / mol
Dalam 1 kg = ( - 2.901 kJ / mol x 10,34 mol ) = - 29.996,34 kJ
Jadi, dalam setiap 1 kg LPG menghasilkan kalor sebesar = 20.878,78 kJ + 29.996,34 kJ = 50.875,12 kJ