TERMOKIMIA

TERMOKIMIA

PENGERTIAN Termokimia adalah cabang dari ilmu kimia yang mempelajari hubungan antara reaksi dengan panas.

HAL-HAL YANG DIPELAJARI • Perubahan energi yang menyertai reaksi kimia• Reaksi kimia yang berlangsung secara spontan• Reaksi kimia dalam kedudukan kesetimbangan.

1By Farid Qim Iya SMAN 1


Eksperimen 32NH4Cl(s) + Ba(OH)2 (s) 2NH4OH + BaCl2

Eksperimen 4Mg(s) + 2HCl(aq) MgCl2(aq) + H2(g)

Eksperimen 5Fe(s) + S(s) FeS(s)

Eksperimen 6CuCO3(s) CuO(s) + CO2(g)


Syarat Terjadinya ReaksiReaksi dapat terjadi jika terjadi tumbukkan antar partikel, tetapi tidak setiap tumbukkan antar partikel dapat terjadi reaksi, hal ini disebabkan tumbukkan yang dapat menghasilkan reaksi harus mencapai kompleks teraktivasi. Untuk mencapai kompleks teraktivasi ini maka partikel pereaksi harus memiliki energi minimum yang disebut energi aktivasi. Ea = Energi aktivasi = energi minimum yang harus dimiliki partikel pereaksi agar reaksi dapat berlangsung.Partikel yang memiliki Energi aktivasi maka partikel tersebut mencapai kondisi partikel yang teraktivasi (partikelnya siap memutuskan ikatannya dan siap membentuk ikatan baru).




1. Reaksi pelarutan KNO3 larutan menjadi dingin?

sistem : reaksi pelarutan KNO3

KNO3(s) KNO3(aq)(partikel dari kristal ion KNO3 , ion K+ dan ion NO3

-)lingkungan : air, wadah reaksi (gelas kimia), udara disekitar reaksi, pengaduk, termometer, tangan yang memegang tabung reaksi)


2. Reaksi pelarutan NaOH air menjadi panas ? 3. Reaksi Ba(OH)2 8H2O + NH4Cl dalam tabung

reaksi dipegang tangan, tangan kita terasa dingin?

4. Reaksi Mg(s) + HCl(aq) larutan menjadi panas?

5. Reaksi serbuk Fe + serbuk S dalam tabung reaksi kemudian dipanaskan, setelah panas dihilangkan ternyata reaksi tetap berlangsung?

6. Pemanasan CuCO3 terurai menjadi CuO dan

gas CO2 , setelah pemanasan dihentikan reaksi ternyata berhenti ?


1. Reaksi pelarutan NaOH air menjadi panas?

air menyerap panas dari sistem (reaksi pelarutan NaOH)reaksi pelarutan NaOH melepaskan panas dan air sebagai menyerap panas tersebut.sistem : reaksi pelarutan NaOH

NaOH(s) NaOH(aq)(partikel dari kristal ion NaOH , ion Na+ dan ion OH-)lingkungan : air, wadah reaksi (gelas kimia), udara disekitar reaksi, pengaduk, termometer, tangan yang memegang tabung reaksi)


Proses pembekuan airH2O(𝓵) H2O(s) : termasuk reaksi eksoterm ?Air (liquid) melepas kalor ke lingkungan sehingga menjadi es

Proses penguapan airH2O(𝓵) H2O(g) : termasuk reaksi endoterm?Air (liquid) menyerap kalor lingkungan sehingga menjadi gas


Sistem : bagian yang menjadi pusat perhatian/ pengamatan ( dalam suatu reaksi kimia yang menjadi sistem adalah zat-zat kimia yang direaksikan ) Lingkungan : daerah yang membatasi sistem/daerah yang berada di luar sistem (dalam suatu reaksi kimia yang menjadi lingkungan adalah wadah Atau Tempat reaksi kimia berlangsung) 1. Reaksi eksoterm : reaksi yang membebaskan kalor dari sistem ke lingkunganContoh : pembakaran kayu, Na dimasukkan dalam air, batu kapur CaO dimasukkan dalam air, respirasi dll

2. Reaksi endoterm : reaksi yang membutuhkan/menyerap kalor dari lingkungan ke sistem Contoh : menguapkan air, mencairkan es, campuran serbuk Ba(OH)2 dan NH4Cl, Fotosintesis dllContoh, pada reaksi antara barium oksida dan ammonium klorida kalau kita pegang wadah akan terasa dingin, karena adanya aliran kalor dari lingkungan ke sistem.


SISTEM BERDASARKAN INTERAKSI DENGAN LINGKUNGAN DIBEDAKAN :1. sistem terbuka terjadi perpindahan materi dan energi antara sistem dengan lingkungan

2. sistem tertutup hanya terjadi perpindahan energi antara sistem dengan lingkungan

3. sistem terisolasi tidak ada perpindahan energi maupun materi antara sistem dengan lingkungan.


REAKSI EKSOTERM DAN ENDOTERM

1. REAKSI EKSOTERMAdalah reaksi yang pada saat berlangsung disertai pelepasan panas atau kalor. Panas reaksi ditulis dengan tanda positip.Contoh :

N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3 (g) + 26,78 Kkal

2. REAKSI ENDOTERMAdalah reaksi yang pada saat berlangsung membutuhkan panas. Panas reaksi ditulis dengan tanda negatifContoh :

2NH3 N2 (g) + 3H2 (g) - 26,78 Kkal


REAKSI EKSOTERM reaksi yang melepas kalor dari sistem ke lingkunganE sistem berkurang E lingkungan bertambah ditandai dengan kenaikan suhu lingkungan ∆T = positif ∆T = T2 – T1

Takhir > T awal

∆H = negatif ∆H = H2 – H1

H2 < H1

contoh : reaksi-reaksi pembakaran, reaksi pembentukan


REAKSI ENDOTERM reaksi yang menyerap kalor dari lingkungan ke sistem E sistem bertambah E lingkungan berkurang ditandai dengan penurunan suhu lingkungan ∆T = negatif ∆T = T2 – T1

Takhir < T awal

∆H = positif ∆H = H2 – H1

H2 > H1

contoh : reaksi fotosintesis, reaksi penguraian


Dalam termokimia dikenal istilah entalpi (H = heat content = isi panas)Entalpi = jumlah kalor yang dimiliki suatu zat.Entalpi termasuk besaran fungsi keadaan artinya nilai entalpi zat tidak dapat ditentukan, tetapi yang dapat ditentukan adalah nilai perubahan entalpi.Besaran fungsi keadaan adalah besaran yang nilainya hanya bisa ditentukan dari keadaan awal dan akhir.


Syarat Terjadinya ReaksiReaksi dapat terjadi jika terjadi tumbukkan antar partikel, tetapi tidak setiap tumbukkan antar partikel dapat terjadi reaksi, hal ini disebabkan tumbukkan yang dapat menghasilkan reaksi harus mencapai kompleks teraktivasi. Untuk mencapai kompleks teraktivasi ini maka partikel pereaksi harus memiliki energi minimum yang disebut energi aktivasi. Ea = Energi aktivasi = energi minimum yang harus dimiliki partikel pereaksi agar reaksi dapat berlangsung.Partikel yang memiliki Energi aktivasi maka partikel tersebut mencapai kondisi partikel yang teraktivasi (partikelnya siap memutuskan ikatannya dan siap membentuk ikatan baru).


Ea = Energi aktivasi = energi minimum yang harus dimiliki pereaksi agar menghasilkan reaksi.



PERUBAHAN ENTALPI (ΔH)

PENGERTIAN Perubahan entalpi adalah perubahan panas

dari reaksi pada suhu dan tekanan yang tetap, yaitu selisih antara entalpi zat-zat hasil dikurangi entalpi zat-zat reaktan.

Rumus : ΔH = HP - HR

ΔH : perubahan entalpi

HP : entalpi hasil reaksi HR : entalpi zat reaktan.



1. PADA REAKSI EKSOTERM

P + Q R + x Kkal P dan Q = zat awal

R = zat hasil reaksi

x = besarnya panas reaksi

Menurut hukum kekekalan energi :

Isi panas (P + Q) = Isi panas R + x Kkal

H (P + Q) = H ( R) + x Kkal

H (R) - H (P + Q) = - x Kkal

ΔH = - x Kkal


PERUBAHAN ENTALPI (ΔH)2. PADA REAKSI ENDOTERM

R P + Q – x KkalBerlaku : H (P + Q) - H (R) = x KkalΔH = x Kkal

Kesimpulan :Besarnya perubahan entalpi (ΔH) sama dengan besarnyapanas reaksi, tetapi dengan tanda berlawanan.Contoh soal :

Hitung entalpi perubahan CH4 (g) menjadi CO2 (g) dan H2O(g)Pada temperatur 298 oK, bila diketahui pada temperatur

tersebut : ΔH. CH4 = -74,873 KJ mol-1 ; ΔH. O2 = 0,00 KJ mol-1


EntalpiEnergi yang diserap atau dilepaskan ketika perubahan berlangsung dalam tekanan tetap

DH = Hakhir - Hawal

Subskrips digunakan untuk menunjukkan jenis perubahan

∆Hvap = panas penguapan

∆Hnet = Panas netralisasi

∆Hfusion =panas fusi

∆Hsol = Panas pelarutan

∆Hr = panas reaksi


Jenis-jenis perubahan entalpi standar.1.Perubahan entalpi pembentukan standar (ΔHo

f),

2.Perubahan entalpi penguraian standar (ΔHod),

3.Perubahan entalpi pembakaran standar ( ΔHoc).

1. Perubahan entalpi pembentukan standar (ΔHof),

adalah kalor yang dilepaskan atau diserap pada pembentukan 1 mol senyawa dari unsure-unsurnya pada suhu 25oC (298 K) dan tekanan 1 atmosfer.f = formation = pembentukan

Ciri reaksi pembentukan : unsur + unsur + . . . senyawaH2(g) + S(s) +2O2(g) H2SO4(l)


2. Perubahan Entalpi Penguraian Standar ΔHod

Perubahan entalpi penguraian standar merupakan kebalikan dari perubahan entalpi pembentukan standar, yaitu kalor yang dlepaskan atau dibutuhkan pada penguraian 1 mol senyawa menjadi unsur-unsurnya pada suhu 25oC (298 K) dan tekanan 1 atmosfer.d = decomposition / dissociation = penguraian

Ciri reaksi penguraian :Senyawa unsur + unsur + . . . H2SO4(l) H2(g) + S(s) +2O2(g)


3. Perubahan Entalpi Pembakaran Standar ΔHoc

(c = combustion) Perubahan entalpi pembakaran standar, yaitu kalor yang dilepaskan pada pembakaran 1 mol zat

Ciri reaksi pembakaran :Zat + O2 Pembakaran karbon : C(s) + O2(g) CO2(g)Pembakaran hidrogen : H2(g) + ½ O2(g) H2O(g)Pembakaran CO : CO(g) + ½ O2(g) CO2(g)Pembakaran belerang: S(s) + O2(g) SO2(g)Pembakaran SO2 : SO2(g) + ½ O2(g) SO3(g)


C(s) + O2(g) CO2(g) ∆Hco C

∆Hfo CO2

S(s) + O2(g) SO2(g) ∆Hco S

∆Hfo SO2

SO2(g) + ½ O2(g) SO3(g) ∆Hc

o SO2 ∆Hf

o SO3

S(s) + 1,5 O2(g) SO3(g) ∆Hfo SO3

CO(g) + ½ O2(g) CO2(g) ∆Hco CO

∆Hfo CO2

C(s) + ½ O2(g) CO(g) ∆Hco C

∆Hfo CO



Perubahan entalpi (ΔH) adalah sifat ekstensif , yaitu sifat yang bergantung pada jumlah zat.

Konsep:perbandingan ΔH reaksi = perbandingan mol zat soal : (Ar H= 1, N= 14)dalam reaksi penguraian 2NH3 (g) N2(g) + 3H2(g) ΔH = +560 Jtentukan nilai ΔH reaksi:a. Penguraian 8,5 gram NH3

b. Untuk menghasilkan 7 gram gas N2

c. Untuk menghasilkan 24 gram H2

d. Pembentukan 68 gram NH3

jawab:


Konsep : Perbandingan koefisien reaksi = perbandingan mol zat2NH3 (g) 1N2(g) + 3H2(g) ΔH = +560 JReaksi tersebut menyatakan: penguraian 2 mol NH3 ΔH = +560 J untuk menghasilkan 1 mol N2 ΔH = +560 J untuk menghasilkan 3 mol H2 ΔH = +560 JJawab:Perbandingan mol senyawa = perbandingan ΔHPenguraian 1 mol NH3 ΔH = ½ x 560 J = 280 J

Penguraian 8,5 gram NH3 (= 8,5/Mr 17 = 0,5 mol) ΔH = 0,5/2 x 560 = 140

atau ΔH = 0,5/1 x 280 = 140 J 30By Farid Qim Iya SMAN 1

2NH3 (g) N2(g) + 3H2(g) ΔH = +560 Jtentukan nilai ΔH reaksi:b. Untuk menghasilkan 7 gram gas N2

Jawab: 2NH3 (g) N2(g) + 3H2(g) ΔH = +560Untuk menghasilkan 1 mol N2 ΔH = +560 untuk menghasilkan 7 gram N2 ΔH = ? (mol N2 = 7 gram / 28 (Mr N2)

mol N2 = 0,25 mol ΔH = +140 J


2NH3 (g) N2(g) + 3H2(g) ΔH = +560 Jtentukan nilai ΔH reaksi:c. Untuk menghasilkan 24 gram H2 (Mr H2 )

Mol H2 = 24 / 2 = 12 mol Untuk menghasilkan 3 mol H2 ΔH = +560 JUntuk menghasilkan 12 mol H2 ΔH = 12/3 x 560 J = 2240 J


2NH3 (g) N2(g) + 3H2(g) ΔH = +560 Jtentukan nilai ΔH reaksi:d. Pembentukan 68 gram NH3

Jawab : 2NH3 (g) N2(g) + 3H2(g) ΔH = +560 JN2(g) + 3H2(g) 2NH3 (g) ΔH = - 560 J (reaksi dibalik maka nilai ΔH menjadi lawannya)Pada pembentukan 2 mol NH3 ΔH = - 560 JPada pembentukan 68 gram NH3 (mol NH3 = 68/Mr) = 68/17 mol = 4 mol

Sehingga ΔH = 4/2 x (– 560) J= - 1120 J


2. Diketahui persamaan termokimia2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g) ΔH = -198 kJa. Berapakah perubahan entalpi pembakaran standar gas SO2?b. Berapakah perubahan entalpi jika SO2 yang bereaksi 12,8 gram? (Ar S= 32, O= 16)c. Berapakah perubahan entalpi jika SO3 yang terbentuk sebanyak 20 gram? (Ar S= 32, O= 16)d. Berapakah perubahan entalpi jika volum SO3

yang terjadi 10 liter ( 25oC, 1 atm)?


3. Pada reaksi pembakaran gas CO berikut: CO(g) + ½ O2(g) CO2(g) H = - 485 kJ, maka pada pembakaran 7 gram CO (C=12, O=16) dibebaskan kalor sebesar . . . . . . kJ 4. Diketahui reaksi pembakaran gas asetilena: C2H2(g) + O2(g) 2CO2(g) + 2H2O(g) H = -120 kJ.Maka pada pembakaran 5,6 liter C2H2 keadaan standar

(keadaan STP) dihasilkan kalor sebesar . . . . kJ 5. Gas asetilena dapat dibuat menurut reaksi: CaC2(s) + 2H2O(l) Ca(OH)2 (aq) + C2H2 (g) Kalor pembakaran gas ini adalah -320 kkal/mol. Jika

dalam suatu proses digunakan 160 gram kalsium karbida dan dengan asumsi bahwa hanya 60% CaC2 yang bereaksi, maka pada pembakaran gas asetilena yang terbentuk, akan dihasilkan kalor sebanyak . . . . . kkal. (Ar C = 12; Ca = 40)


StoikhiometriBeberapa reaksi secara sederhana dikaitkan dengan kalor yang dilepaskan.

Pembakaran gasolin, batubara, gas alam.

Kalor yang dilepaskan dapat ditunjukkan sebagai produk reaksi

Untuk reaksi yang diberikan, DH diintepretasikan untuk setiap mol.


StoikhiometriPenentuan kalor yang dilepaskan jika 50,0 g methana dibakar dengan oksigen berlebih

Pertama, tentukan jumlah mol methana (MM= 16,043 g)


StoikhiometriSekarang lihat reaksi setara thermokimianya

Kalor yang dilepaskan


PENENTUAN ΔH REAKSI MELALUI:1. Menggunakan konsep Hess

a. Menggunakan rumus Hess∆H reaksi = ∑ ∆Hf

o product - ∑ ∆Hfo reactan

∆H reaksi = ∑ ∆Hfo kanan - ∑ ∆Hf

o kirib. Mengubah reaksi-reaksi yang diketahui kemudian menjumlahkannya.

2. Menggunakan data energi ikatan. ∆H reaksi = ∑energi ikat pemutusan - ∑ energi ikat

pembentukan∆H reaksi = ∑energi ikat kiri - ∑ energi ikat kanan

3. Dalam percobaan menggunakan kalorimeter.


•Penentuan ΔH dengan Alat Kalorimeter.

Kalorimeter terdiri atas bejana yang dilengkapi dengan pengaduk dan thermometer. Bejana diselimuti dengan penyekat panas yang bertujuan untuk mengurangi perpindahan panas dari system ke lingkungan atau sebaliknya.


Untuk mengukur kalor reaksi yang diserap atau dikeluarkan oleh system reaksi, data yang diperlukan adalah sebagai berikut :1) perubahan (selisih) suhu sebelum dan sesudah reaksi2) massa total larutan (m)3) kalor jenis larutan (c)

Secara matematis, jumlah kalor yang diserap atau dikeluarkan, dapat dirumuskan sebagai berikut: Q = m. c. ΔT Keterangan:

Q = kalor yang diserap atau dikeluarkanm = massa zatc = kalor jenis

ΔT = perubahan suhu









Kekekalan energi:q sistem + q lingkungan = 0 q sistem = - q lingkunganq sistem = q reaksi = ΔH reaksi

q lingkungan dapat meliputi: q larutan = mlarutan . c . Δ T q air = mair . c . Δ T q kalorimeter = Ckalorimeter . Δ T

c = kalor jenis J/g. KC = kapasitas kalor = J/K


Dalam kalorimeter direaksikan 50 mL larutan NaOH 1 M dengan 50 mL HCl 2 M, massa jenis larutan sama dengan massa jenis air (1 g/mL) kalor jenis larutan 4,2 J/goC , jika terjadi kenaikan suhu dari 25oC menjadi 30oC Reaksi : HCl(aq) + NaOH(aq) NaCl(aq) + H2O(l)

tentukan perubahan entalpi reaksi tersebut:a. Jika kalorimeter tidak menyerap panasb. Jika kalorimeter menyerap panas dengan Ckalorimeter =

100 J/K


50 mL larutan NaOH 1 M + 50 mL HCl 2 MM= mol / VMol = V x M

Mol NaOH = 50mL x 1 M = 50 mL.M = 50 mmol = 0,05 mol

Mol HCl = 50mL x 2 M = 100 mL.M = 100 mmol = 0,1 mol

Volum larutan = 50 mL HCl + 50 mL NaOH = 100 mLMassa larutan = V x ρ = 100 x 1 = 100 gram

q reaksi = - ( qlarutn + qkalorimetr)


q reaksi = - ( qlarutn + qkalorimetr)

Soal a qkalorimeter diabaikan

q reaksi = - qlarutn

q larutan = m x c x ∆T = 100 . 4,2 . 5 = 2100 J

q reaksi = - qlarutn = - 2100 J

∆ H = q reaksi = -2100 J /0,05 mol HCl + 0,05 mol NaOH = - 42000 J


1. Berapakah kalor yang dibutuhkan pada pendidihan airsebanyak 500 g dari 25 oC sampai 100 oC? Asumsikantidak ada kalor yang terbuang dan massa air tetap. Kalorjenis air = 4,18 J g–1 oC–1 .

2. Kalor jenis aluminium adalah 0,9 J g–1 °C–1 dan kalorjenis timbel adalah 0,13 J g–1°C–1 . Zat manakah yanglebih besar penurunan suhunya jika kalor dibebaskandari masing-masing satu gram zat itu sebesar 65 J?

3. Berapa suhu campuran jika 50 g air dingin (25°C)dicampurkan dengan 75 g air panas (75°C)? Diketahuikalor jenis air, C = 4,18 J g–1 °C–1 .


4. Pada pembakaran 23 gram etanol (Mr C2H5OH = 46) jika dianggap semua kalor yang dibebaskan digunakan untuk menaikkan suhu 50 g air dari 25°C hingga 60°C? Kalor jenis air, c = 4,18 Jg–1°C–1 . Tentukan ∆ Hc etanol pada kondisi tersebut.

5. Kalorimeter dikalibrasi dengan cara mencampurkan50 g air panas dan 100 g air dingin dalam kalorimeteryang dikalibrasi. Suhu awal air panas adalah 85°C dansuhu awal air dingin 25°C. Suhu akhir campuran adalah40°C. Berapa kapasitas kalor kalorimeter, jika kalor jenisair 4,2 J g–1 °C–1 .


6. Pada pelarutan 17 g natrium nitrat dalam kalorimeter terjadi penurunan suhu dari 25oC menjadi 21oC. Jika kapasitas kalor larutan dan kalorimeter adalah 1070 kJ/oC maka tentukan perubahan entalpi pelarutan 1 mol NaNO3.

(Ar Na=23, O=16 , N=14)Reaksi NaNO3(s) NaNO3(aq) ∆H= ?


PERUBAHAN ENTALPI (ΔH)Reaksi tertentu tersebut, antara lain :1. Reaksi dalam larutan2. Reaksi gas yang tidak mengalami perubahan koefisien

antara sebelum dan sesudah reaksi.Contoh :Pada perubahan dari 12,425 gram karbon menjadi CO2 pada, suhu reaksi yang semula 30o C, terjadi kenaikan suhu sebesar 0,484o C. Apabila panas jenis kalorimeter 200 Kkal / derajat. Berapa ΔH tiapmol karbon yang dibakar ? Jawab :

C + O2 CO2



Kalor reaksi pada reaksi di atas =Panas jenis kalorimeter x Δt

mol C=

200 x 0,48412,435/12

=

93,414 KkalPada pembakaran 1 mol C dibebaskan panas 93,414 Kkal.

Jadi ΔH = - 93,414 Kkal


HUKUM HESS Bunyi HUKUM HESS : “Δ H reaksi tidak bergantung pada jalannya reaksi tetapi

bergantung pada keadaan awal dan akhir reaksi”

KEPENTINGAN :Hukum Hess sangat penting dalam perhitungan kalor reaksi yang tidak dapat ditentukan secara eksperimen.Contoh reaksi :1. Reaksi langsung A B ΔH1 = x Kkal 2. Reaksi berbeda tetapi hasil akhir sama A C ΔH2 = b Kkal C B ΔH3 = c Kkal A B ΔH1 = ΔH2 + ΔH3 = b + c


1. Reaksi langsung A B ΔH1 = x Kkal

2. Reaksi berbeda tetapi hasil akhir sama A C ΔH2 = b Kkal C B ΔH3 = c Kkal

3.Reaksi yang berbeda tetapi hasil akhir sama A D ΔH4 = a KkalD E ΔH5 = d KkalE B ΔH6 = e Kkal

Maka berlaku hubungan :x = b + c = a + d + e

ΔH1 = ΔH2 + ΔH3 = ΔH4 + ΔH5 + ΔH6


HUKUM HESS

3.Reaksi yang berbeda A DΔH4 = a Kkal

D E ΔH5 = d Kkal

E BΔH6 = e Kkal

Maka berlaku hubungan :x = b + c = a + d + e

ΔH1 = ΔH2 + ΔH3 = ΔH4 + ΔH5 + ΔH6

A B

C

D E

a

d

e

b c

x


HUKUM HESS

Contoh soal :1. Diketahui : 2H2(g) + O2(g) 2H2O(cair) ΔH = -136 Kkal

H2(g) + O2(g) H 2O2(cair) ΔH = -44,8 Kkal

Hitung ΔH untuk reaksi : 2H2O2(cair) 2H2O + O2

Jawab : 2H2 + O2 2H2O ΔH = -136 Kkal

2H2O2 2 H2 + 2O2 ΔH = +89,6 Kkal

+

2H2O2 2 H2O + O2 ΔH = -46,4 Kkal


2. Diketahui :

I. C + O2 CO2 ΔH = - 94 J

II. H2 + ½ O2 H2O ΔH = - 68 J

III. 2C + 3H2 C2H6 ΔH = - 20 J

Ditanyakan : ΔHco C2H6 (pembakaran 1 mol C2H6)

Reaksi : C2H6 + 7/2 O2 2CO2 + 3H2O ΔH = x J

Jawab :Reaksi yang diketahui merupakan reaksi pembentukan

C + O2 CO2 ΔHfo CO2 = -94 J/mol

H2 + ½ O2 H2O ΔHfo H2O = - 68 J/mol

2C + 3H2 C2H6 ΔHfoC2H6 = - 20 J/mol

Karena data yang diketahui reaksipembentukan maka dapat menggunan rumus HK Hess 62By Farid Qim Iya SMAN 1

HUKUM HESS

2. Diketahui :

I. C + O2 CO2 ΔH = - 94 J perintah ( x 2 )

II. H2 + ½ O2 H2O ΔH = - 68 J perintah ( x 3 )

III. 2C + 3H2 C2H6 ΔH = - 20 J perintah( dibalik )Ditanyakan : berapa x pada reaksi :

C2H6 + 7/2 O2 2CO2 + 3H2O ΔH = x J (reaksi yang ditanyakan sebagai acuan untuk memberi

perintah pada reaksi-reaksi yang diketahui)

Jawab :

IV. 2C + 2O2 2CO2 ΔH = -188 J

V. 3H2+ 3/2 O2 3H2O ΔH = - 204 J

VI. C2H6 2C + 3H2 ΔH = 20 J

+

C2H6 + 7/2 O2 2CO2 + 3 H2O ΔH = -372 J

ΔH = - 372 J, maka x = -372 J. 63By Farid Qim Iya SMAN 1

Dengan rumus Hukum Hess

ΔHf unsur = 0ΔHreaksi = ∑ ΔHf o kanan - ∑ ΔHf o kiri

Reaksi : C2H6 + 7/2 O2 2CO2 + 3H2OΔHreaksi = { 2 x ΔHf

o CO2 + 3 x ΔHf o H2O } – {ΔHf o C2H6 }

ΔHreaksi = { 2 (- 94) + 3 (-68) } – (-20)ΔHreaksi = ( -188 + - 204) + 20 = - 392 + 20 = - 372 J


ΔHf CO2 = - 393,522 KJ mol-1 ΔHf H2O = -241,827 KJ mol-1 Hitung ΔHc oCH4 = ?

Jawab : CH4 + 2O2 CO2 + 2H2OΔH = H {CO2 + (2 x H2O)} – H {CH4 + (2 x O2)}ΔH = {- 393,522 + (2 x (- 241,827)} - {- 74,873 + (2 x 0,000)}ΔH = - 802,303 KJ mol-1

Tanda negatif menunjukkan bahwa reaksi di atas merupakan reaksi eksoterm.

PENENTUAN PERUBAHAN ENTALPIPenentuan perubahan entalpi selalu dilakukan pada tekanan dan temperatur yang tetap. Untuk reaksi tertentu dapat ditentukan dengan kalorimeter.


ENERGI IKATANPENGERTIANPada molekul diatom, energi ikatan disebut juga

energi disosiasi, dilambangkan dengan D (dissociation).

Energi ikatan didefinisikan sebagai jumlah energi yang diperlukan untuk memutuskan ikatan 1 mol suatu molekul dalam wujud gas.

Pada reaksi eksoterm, besarnya energi yang timbul dari Penggabungan ikatan lebih besar daripada energi yangdiperlukan untuk memutuskan ikatan.

Besarnya energi ikatan ditentukan secara eksperimen :


Contoh:H2(g) 2 H(g) DH–H = 436 kJ /molPada molekul beratom banyak, energi untuk memutuskan semua ikatan dalam molekul berwujud gas menjadi atom-atom netral berwujud gas dinamakan energi atomisasi.

Besarnya energi atomisasi sama dengan jumlah semua energi ikatan dalam molekul.

Contoh:Dalam metana, energi atomisasi adalah energi yang diperlukan untuk memutuskan semua ikatan antara atom C dan H. CH4(g) → C(g) + 4H(g)


Berdasarkan data pada Tabel 3.1, apakah yang dapat Anda simpulkan?Kekuatan setiap ikatan C–H dalam metana tidak sama, padahal ikatan yang diputuskan sama, yaitu ikatan antara karbon dan hidrogen. Mengapa?


ENERGI IKATAN

ENERGI IKATANIKATAN Kkal/mol IKATAN Kkal/mol

H – HH – FH – ClH – BrH – IF – F

Cl – ClC – Cl

1041351038871375879

Br – BrI – I

C – CC – HN – HN – N O - O O - H

4636839993

226119111


ENERGI IKATANCONTOH SOAL 1. Diketahui : H2 H + H ΔH = +104 Kkal

Cl2 Cl + Cl ΔH = + 58 Kkal

2HCl H2 + Cl2 ΔH = +206 Kkal

Ditanyakan : ΔH pada reaksi berikut : H2 + Cl2 2 HCl

Jawab : H2 H + H ΔH = + 104 Kkal

Cl2 Cl + Cl ΔH = + 58 Kkal

2H + 2 Cl 2HCl ΔH = - 206 Kkal

+H2 + Cl2 2HCl ΔH = - 44 Kkal

Jadi ΔH = - 44 Kkal70By Farid Qim Iya SMAN 1

Diketahui : kalor pembentukan CH4 (g) = -17,9 KkalKalor penguapan C (grafit) = +170 KkalKalor dissosiasi H2 = +104 KkalDitanyakan : energi ikatan rata-rata C – H ?


ENERGI IKATAN

Diketahui : kalor pembentukan CH4 (g) = -17,9 Kkal

Kalor penguapan C (grafit) = +170 Kkal

Kalor dissosiasi H2 = +104 Kkal

Ditanyakan : energi ikatan rata-rata C – H ?

Jawab :

C (grafit) + 2H2 CH4

C (g) + 4H

ΔH1ΔH2

ΔH3

Menurut Hk Hess ΔH4 = ΔH1 + ΔH2 + ΔH3

-17,9 = +170 + (2 X 104) + ΔH3

ΔH4


ENERGI IKATAN

ΔH3 = -17,9 - 170 - 208

ΔH3 = - 395, 9 Kkal. Energi ikatan = 395,9 Kkal

ΔH3 merupakan energi ikatan 4 x (C-H). Jadi energi ikatan

Rata-rata C-H = 395/4 Kkal = 99 Kkal.

HUBUNGAN ANTARA ELEKTRONEGATIVITAS DENGAN

ENERGI IKATAN

Linus Pauling (1912) : Jika gas P2 bereaksi dengan gas Q2,

maka seharusnya energi ikatan P-Q = rata-rata energi ika-

tan P-P dan Q-Q . Ternyata hasil eksperimen menunjukkan

Adanya kelebihan energi (Δ) → untuk stabilitas ikatan P-Q


ENERGI IKATANENERGI DISSOSIASI IKATAN :Perubahan entalpi dalam proses pemutusan ikatan, dengan pereaksi dan hasil reaksi dalam keadaan gas.

Pada reaksi : P2 + Q2 → 2PQ, berlaku :DP-Q = ½ (DP-P + DQ-Q ) + Δ

Keterangan :DP-Q = energi dissosiasi dari ikatan P-QDP-P = energi dissosiasi dari ikatan P-PDQ-Q = energi dissosiasi dari ikatan Q-QΔ = kelebihan energi untuk kestabilan ikatan P-Q


ENERGI IKATAN

Kelebihan energi stabilisasi sebanding dengan :Kuadrat dari selisih elektronegatifitas P dengan Q.Dirumuskan sebagai berikut :

I Xp –Xq I = 0,208 x Δ1/2

Keterangan : Xp = elektronegatifitas PXq = elektronegatifitas Q

Pauling : harga I Xp –Xq I = 1,7 → merupakan batas antara ikatan ion dengan ikatan kovalen. Di bawah 1,7merupakan ikatan kovalen dan di atas 1,7 merupakan

Ikatan ionik.


ENERGI IKATANContoh Soal : Diketahui : H2 → H + H ΔH = + 104 Kkal Br2 → Br + Br ΔH = + 46 Kkal HBr → H + Br ΔH = + 88 KkalDitanyakan : a) Selisih elektronegatifitas H dengan Br

b) Jika elektronegatifitas H = 2,1, berapakah elektronegatifitas Br? Jawab : Δ = DH-Br – ½ ( DH-H + DBr-Br) = 88 - ½ ( 104 + 106) = 88 – 75 = 13 Kkal


ENERGI IKATAN

IXH - XBr I = 0,208 x Δ1/2

= 0,208 x 131/2

= 0,208 x 3,605 = 0,760

Karena elektronrgatifitas H = 2,1, maka elektronegatifitas Br = 2,1 + 0,76 = 2,86


Documents

TERMOKIMIA