Termokimia

Termodinamika

Penerapan hukum termodinamika pertama dalam bidang kimia merupakan bahan kajian dari termokimia.

” Energi tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan, tetapi dapat diubah dari satu

bentuk ke bentuk yang lain, atau energi alam semesta adalah konstan.” hukum

termodinamika 1

Perubahan kalor pada tekanan konstan

H = E + PVW= PVE = energi dalam

KerjaKetika kayu atau minyak tanah dibakar, dihasilkan sejumlah kalor. Kalor yang dihasilkan kayu atau minyak tanah yang terbakar mengakibatkan keadaan sekitarnya menjadi panas. Namun, ketika api sudah padam, keadaan akan menjadi normal kembali. Azas kekekalan energi menyatakan bahwa energi tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan, tetapi dapat diubah dari satu bentuk ke bentuk lain.

Jadi, kalor yang dihasilkan pada pembakaran kayu atau minyak tanah diserap oleh molekul-molekul udara atau benda-benda lain di sekitarnya dan diubah menjadi bentuk energi lain, misalnya menjadi energi kinetik.

Demikian juga halnya dengan sumber kalor yang dihasilkan ketika kayu atau minyak tanah terbakar, bukanlah sesuatu yang tercipta, melainkan hanya perubahan bentuk energi. Kayu dan minyak tanah menyimpan sejumlah energi, yang disebut energi kimia. Ketika bahan-bahan tiu terbakar, sebagian energi kimia yang tersimpan di dalamnya berubah menjadi kalor. Azas kekekalan energi disebut juga Hukum Termodinamika I.

Dalam termokimia ada dua hal yang perlu diperhatikan yang menyangkut perpindahan energi, yaitu sistem dan lingkungan. Segala sesuatu yang menjadi pusat perhatian dalam mempelajari perubahan energi disebut sistem, sedangkan hal-hal yang membatasi sistem dan dapat mempengaruhi sistem disebut lingkungan

Berdasarkan interaksinya dengan lingkungan, sistem dibedakan menjadi tiga macam, yaitu :

•Sistem TerbukaSistem terbuka adalah suatu sistem yang memungkinkan terjadi perpindahan energi dan zat (materi) antara lingkungan dengan sistem. Pertukaran materi artinya ada hasil reaksi yang dapat meninggalkan sistem (wadah reaksi), misalnya gas, atau ada sesuatu dari lingkungan yang dapat memasuki sistem.

• Sistem TertutupSuatu sistem yang antara sistem dan lingkungan dapat terjadi perpindahan energi, tetapi tidak dapat terjadi pertukaran materi disebut sistem tertutup.

• Sistem TerisolasiSistem terisolasi merupakan sistem yang tidak memungkinkan terjadinya perpindahan energi dan materi antara sistem dengan lingkungan.

Energi adalah kapasitas untuk melakukan kerja (w) atau menghasilkan panas (kalor=q). Pertukaran energi antara sistem dan lingkungan dapat berupa kalor (q) atau bentuk energi lainnya yang secara kolektif kita sebut kerja (w). Energi yang dipindahkan dalam bentuk kerja atau dalam bentuk kalor yang memengaruhi jumlah total energi yang terdapat dalam sistem disebut energi dalam (internal energy). Kerja adalah suatu bentuk pertukaran energi antara sistem dan lingkungan di luar kalor. Salah satu bentuk kerja yang sering menyertai reaksi kimia adalah kerja tekanan-volum, yaitu kerja yang berkaitan dengan pertambahan atau pengurangan volum sistem.

Pengertian Termokimia

Bagian dari ilmu kimia yang mempelajari perubahan kalor atau panas suatu zat yang menyertai suatu reaksi atau proses kimia dan fisika disebut termokimiaSecara operasional termokimia berkaitan dengan pengukuran dan pernafsiran perubahan kalor yang menyertai reaksi kimia, perubahan keadaan, dan pembentukan larutan.

KALORIMETER

•Kalorimeter adalah alat yang digunakan untuk mengukur jumlah kalor yang terlibat dalam suatu perubahan atau reaksi kimia. Kalorimeter terbagi menjadi dua, yaitu kalorimeter larutan dan kalorimeter bom.

•Jika dua buah zat atau lebih dicampur menjadi satu maka zat yang suhunya tinggi akan melepaskan kalor sedangkan zat yang suhunya rendah akan menerima kalor, sampai tercapai kesetimbangan termal.

•Menurut azas Black : Kalor yang dilepas = kalor yang diterima

Kalorimeter bom

•Kalorimeter bom adalah alat yang digunakan untuk mengukur jumlah kalor (nilai kalori) yang dibebaskan pada pembakaran sempurna (dalam O2 berlebih) suatu senyawa, bahan makanan, bahan bakar.

Kalorimeter Larutan

• Kalorimeter larutan adalah alat yang digunakan untuk mengukur jumlah kalor yang terlibat pada reaksi kimia dalam sistem larutan. • Pada dasarnya, kalor yang

dibebaskan/diserap menyebabkan perubahan suhu pada kalorimeter. Berdasarkan perubahan suhu per kuantitas pereaksi kemudian dihitung kalor reaksi dari reaksi sistem larutan tersebut.

• Dalam menentukan entalpi berlaku persamaan Qreaksi = - (Qlarutan + Q kalorimeter )Q reaksi = - (m.c.∆T + c.∆T)

• Jika kapasitas kalori dalam kalorimeter diabaikan, makaQreaksi = - (m.c.∆T)

• Keterangan :m = massa zat (kg) c = kalor jenis (J/kg⁰C)∆t = perubahan suhu (Celcius)

 

Persamaan Termokimia

Persamaan reaksi yang mengikutsertakan perubahan entalpinya disebut persamaan termokimia.

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

Reaksi Eksoterm dan Endoterm

Pada reaksi endoterm, sistem menyerap energi. Oleh karena itu, entalpi sistem akan bertambah. Artinya entalpi produk (Hp) lebih besar daripada entalpi pereaksi (Hr). Akibatnya, perubahan entalpi, merupakan selisih antara entalpi produk dengan entalpi pereaksi (Hp -Hr) bertanda positif. Sehingga perubahan entalpi untuk reaksi endoterm dapat dinyatakan:

ΔH = Hp- Hr > 0

Reaksi eksoterm , sistem membebaskan energi, sehingga entalpi sistem akan berkurang, artinya entalpi produk lebih kecil daripada entalpi pereaksi. Oleh karena itu , perubahan entalpinya bertanda negatif. Sehingga p dapat dinyatakan sebagai berikut:

ΔH = Hp- Hr < 0

Cara menentukan ΔHreaksi

Hukum Hess menyatakan bahwa untuk suatu reaksi keseluruhan tertentu, perubahan entalpi selalu sama, tak peduli apakah reaksi itu dilaksanakan secara langsung ataukah secara tak langsung dan lewat tahap-tahap yang berlainan.

Ada tiga cara yang dapat digunakan untuk mencari ΔHreaksi

dengan hukum Hess ini, yaitu cara diagram, siklus, dan cara persamaan reaksi.

1. Cara DiagramPerhitungan dengan cara diagram adalah dengan memperhatikan keadaan awal, keadaan akhir, dan tanda panah reaksi (atas atau bawah).Contoh: • Besarnya ΔH untuk reaksi

pembentukan 2 mol NO2 dari N2 dan O2 adalah :

• ½ N2(g) +O2(g) NO2(g)

• (dibalik, ΔH3 negatif)

- ΔH3= -57,5 kJ – (-90,25kJ)▫ = 33,2 kJ

▫ N2(g) + 2O2(g) 2NO2(g)

▫ (2 mol NO2, reaksi dan ΔH x 2)

▫ ΔH = (- ΔH3) x 2

▫ = 33,2 kJ x 2 = 66,4 kJ

-57,5 kJ

-90,25 kJ

NO(g) + ½ O2(g)

ΔH1 NO2(g)

½ N2(g) + O2(g)

ΔH2

ΔH3

Contoh:Tentukan Δ Hreaksi dari:KClO3 (s) + ½ O2 (g) -> KClO4 (s)!

2. Cara SiklusCara siklus hampir sama dengan cara diagram, namun bentuknya lebih fleksibel dibandingkan diagram.

NO(g) + ½ O2(g)

NO2(g)

½ N2(g) + O2(g)

ΔH1

ΔH2

ΔH3

3. Cara Persamaan ReaksiCara ini dapat dipakai jika diagram atau siklusnya tidak diketahui. Penentuan cara ini memerlukan ketelitian dalam menentukan apakah suatu reaksi tetap, dibalik, atau dikalikan karena akan mempengaruhi hasilnya.

Contoh: Diketahui persamaan termokimia2H2(g) + O2(g) 2H2O(l) ΔH = a kJ

2Ca(s) + O2(g) 2CaO(s) ΔH = b kJ

CaO(s) + H2O(l) Ca(OH)2(s) ΔH = c kJ

Nilai ΔH untuk reaksi pembentukan Ca(OH)2(s) adalah

H2(g) + ½ O2(g) H2O(l) ΔH = a kJ x ½

Ca(s) + ½ O2(g) CaO(s) ΔH = b kJ x ½

CaO(s) + H2O(l) Ca(OH)2(s) ΔH = c kJ +

Ca(s) + O2(g) + H2(g) Ca(OH)2(s) ΔH = ½ a + ½ b + c kJ

Energi Atomisasi

Energi Atomisasi adalah energi yang diperlukan untuk memutuskan 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.

NH3(g) N(g) + 3 H(g) H = 297 kkal / mol

Enegi Disosiasi Ikatan

Energi disosiasi ikatan dalah energi yang diperlukan untuk memutuskan salah satu ikatan yang terdapat pada suatu molekul atau senyawa dalam keadaan gas.

Contoh :

Energi disosiasi untuk melepas 1 atom H dari molekul CH4 = 431 kJ.

CH4(g) CH3(g) + H(g) H = + 431 kJ

Energi Ikatan Rata-Rata.

Energi ikatan rata-rata adalah energi rerata yang diperlukan untuk memutuskan 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

CH4(g) C(g) + 4 H(g) H = 1668 kJ

•Energi ikatan suatu molekul yang berwujud gas dapat ditentukan dari data entalpi pembentukan standar (Hf ) dan energi ikat unsur-unsurnya. Prosesnya melalui 2 tahap yaitu :

1.Penguraian senyawa menjadi unsur-unsurnya.

2.Pengubahan unsur menjadi atom gas.

Contoh :

Diketahui :

Hf o CO(g) = - 110,5 kJ / mol

Hf 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 dapat dituliskan melalui tahapan :

Jadi energi ikat C=O dalam gas CO = 1074,7 kJ / mol.

CO(g) C(g) + O(g) DC=O = H = x kJ

CO(g) C(g) + O(g) H = 1074,7 kJ

CO(g) C(s) + 1/2 O2(g) H = - Hf o CO(g) = 110,5 kJ

C(s) C(g) H = Hf o C(g) = 716,7 kJ

1/2 O2(g) O(g) H = 1/2 D O=O = 247,5 kJ+

• Reaksi kimia pada dasarnya terdiri dari 2 proses :• 1.Pemutusan ikatan pada pereaksi.• 2.Pembentukan ikatan pada produk reaksi.• Pada proses pemutusan ikatan = memerlukan energi.• Pada proses pembentukan ikatan = membebaskan energi.

• Secara umum H dirumuskan :

• Contoh :• Diketahui: energi ikatan rata-rata :• C – H = 413 kJ / mol• Cl – Cl = 242 kJ / mol• C – Cl = 328 kJ / mol• H – Cl = 431 kJ / mol• Hitunglah H reaksi :

CH4(g) + Cl2(g) CH3Cl(g) + HCl (g)

reaksi hasilikatanEnergipereaksiikatanEnergioΔH

Jawaban :

Pemutusan ikatan :4 ikatan C – H = 4 x 413 kJ / mol = 1652 kJ / mol1 ikatan Cl – Cl = 1 x 242 kJ / mol = 242 kJ / mol

Pembentukan ikatan :3 ikatan C – H = 3 x 413 kJ/ mol = 1239 kJ / mol1 ikatan C – Cl = 1 x 328 kJ / mol = 328 kJ / mol1 ikatan H – Cl = 1 x 431 kJ / mol = 431 kJ / mol H = ( 1652 + 242 ) – ( 1239 + 328 + 431 ) kJ / molH = ( 1894 – 1998 ) kJ / mol = - 104 kJ / mol

C

H

H

H

H Cl Cl+ C

H

H

H

Cl H Cl+

Jenis-Jenis Perubahan Entalpi* Perubahan entalpi yang diukur pada suhu 25 oC dan tekanan 1 atm ( keadaan standar)

disebut perubahan entalpi standar ( dinyatakan dengan tanda Ho atau H298 )* Perubahan entalpi yang tidak merujuk pada kondisi pengukurannya dinyatakan

dengan lambang H saja.* Entalpi molar = perubahan entalpi tiap mol zat ( kJ / mol ).

• Perubahan entalpi, meliputi a. Perubahan Entalpi Pembentukan Standar ( Hf o )b. Perubahan Entalpi Penguraian Standar ( Hd o )c. Perubahan Entalpi Pembakaran Standar ( Hc o )d. Perubahan Entalpi Netralisasi Standar ( Hn o )e. Perubahan Entalpi Penguapan Standar ( Hovap)f. Perubahan Entalpi Peleburan Standar ( Hofus )g. Perubahan Entalpi Sublimasi Standar ( Hosub )h. Perubahan Entalpi Pelarutan Standar ( Hosol )

Entalpi Pembentukan

Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada pembentukan 1 mol senyawa dari unsur-unsurnya pada suhu dan tekanan standar ( 25 oC, 1 atm ). Entalpinya bisa dilepaskan maupun diserap. Satuannya adalah kJ / mol.

Bentuk standar dari suatu unsur adalah bentuk yang paling stabil dari unsur itu pada keadaan standar ( 298 K, 1 atm ).

Contoh : Na(s) + 1/2 Cl2(g) NaCl(s) Hfo = -401,9 kJ/mol

Entalpi PenguraianAdalah 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 Hd. Satuannya = kJ / mol.

Contoh : Diketahui Hf o H2O(l) = -286 kJ/mol, maka entalpi penguraian H2O(l) menjadi gas hidrogen dan gas oksigen adalah +286 kJ/mol.

H2O(l) H2(g) + ½ O2(g) Hdo = +286 kJ/mol

Entalpi Pembakaran

Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada pembakaran 1 mol suatu zat secara sempurna pada keadaan standar.

Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan Hc. Satuannya = kJ / mol.

Contoh :

C2H5OH(l) + 3 O2(g) 2 CO2(g) + 3 H2O(g) Hco = -1.350 kJ/mol

Entalpi Netralisasi

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 Hn. Satuannya = kJ / mol.

Contoh :

2 NaOH(aq) + H2SO4(aq) Na2SO4(aq) + 2 H2O(l) Hn = -200 kJ

Entalpi Penguapan

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 Hvap. Satuannya = kJ / mol.

Contoh :

H2O(l) H2O(g) Hovap = +44 kJ/mol

Entalpi Peleburan

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 Hfus. Satuannya = kJ / mol.

Contoh :

H2O(s) H2O(l) Hofus = +6,01 kJ/mol

Entalpi Sublimasi•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 Hsub. Satuannya = kJ / mol.

•Contoh :

H2O(s) H2O(g) Hosub = +50,01 kJ/mol

Hosub = Ho

fus + Hovap

Entalpi Pelarutan

Adalah perubahan entalpi yang terjadi ketika 1 mol zat melarut dalam suatu pelarut ( umumnya air ) pada keadaan standar.

Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan Hsol. Satuannya = kJ / mol.

Contoh :

HCl(g) HCl(aq) Hosol = -75,14 kJ/mol