Diketahui persamaan termokimia a g b g → AB l ΔH 5 kJ mol artinya

Termokimia

Hubungan sistem dengan lingkungan

Pelajaran mengenai panas reaksi dinamakan termokimia yang merupakan bagian dari cabang ilmu pengetahuan yang lebih besar yaitu termodinamika. Sebelum pembicaraan mengenai prisip termokimia ini kita lanjutkan, akan dibuat dulu definisi dari beberapa istilah. Salah satu dari istilah yang akan dipakai adalah sistim. Sistim adalah sebagian dari alam semesta yang sedang kita pelajari. Mungkin saja misalnya suatu reaksi kimia yang terjadi dalam suatu gelas kimia. Di luar sistim adalah lingkungan. Dalam menerangkan suatu sistim, kita harus memperinci sifat-sifatnya secara tepat. Diberikan suhunya, tekanan, jumlah mol dari tiap zat dan berupa cairan, padat atau gas. Setelah semua variabel ini ditentukan berarti semua sifat-sifat sistim sudah pasti, berarti kita telah menggambarkan keadaan dari sistim.

Bila perubahan terjadi pada sebuah sistim maka dikatakan bahwa sistim bergerak dari keadaan satu ke keadaan yang lain. Bila sistim diisolasi dari lingkungan sehingga tak ada panas yang dapat mengalir maka perubahan yang terjadi di dalam sistim adalah perubahan adiabatik. Selama ada perubahan adiabatik, maka suhu dari sistim akan menggeser, bila reaksinya eksotermik akan naik sedangkan bila reaksinya endotermik akan turun. Bila sistim tak diisolasi dari lingkungannya, maka panas akan mengalir antara keduanya, maka bila terjadi reaksi, suhu dari sistim dapat dibuat tetap. Perubahan yang terjadi pada temperatur tetap dinamakan perubahan isotermik. Telah dikatakan, bila terjadi reaksi eksotermik atau endotermik maka pada zat-zat kimia yang terlibat akan terjadi perubahan energi potensial. Panas reaksi yang kita ukur akan sama dengan perubahan energi potensial ini. Mulai sekarang kita akan menggunakan perubahan ini dalam beberapa kuantitas sehingga perlu ditegakkan beberapa peraturan untuk menyatakan perubahan secara umum.

Simbol Δ (huruf Yunani untuk delta) umumnya dipakai untuk menyatakan perubahan kuantitas. Misalnya perubahan suhu dapat ditulis dengan ΔT, dimana T menunjukkan temperatur. Dalam praktek biasanya dalam menunjukkan perubahan adalah dengan cara mengurangi temperatur akhir dengan temperatur mula-mula.

ΔT = Takhir – Tmula-mula

Demikian juga, perubahan energi potensial

(Ep) Δ(E.P) = EPakhir – EPawal

Dari definisi ini didapat suatu kesepakatan dalam tanda aljabar untuk perubahan eksoterm dan endoterm. Dalam perubahan eksotermik, energi potensial dari hasil reaksi lebih rendah dari energi potensial pereaksi berarti EPakhir lebih rendah dari EPmula-mula. Sehingga harga ÷EP mempunyai harga negatif. Kebalikannya dengan reaksi endoterm, dimana harga ÷EP adalah positif.

Proses eksoterm dan proses endoterm

A. Reaksi Eksoterm dan Endoterm

Pengertian Reaksi Eksoterm dan Endoterm

Perubahan entalpi (ΔH) positif menunjukkan bahwa dalam perubahan terdapat penyerapan kalor atau pelepasan kalor.

Reaksi kimia yang melepaskan atau mengeluarkan kalor disebut reaksi eksoterm, sedangkan reaksi kimia yang menyerap kalor disebut reaksi 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 (13 )

Sebaliknya, pada 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 ( 14 )

Perubahan entalpi pada reaksi eksoterm dan endoterm dapat dinyatakan dengan diagram tingkat energi.

Persamaan Termokimia

Persamaan reaksi yang mengikutsertakan perubahan entalpinya disebut persamaan termokimia. Nilai ΔH yang dituliskan pada persamaan termokimia disesuaikan dengan stokiometri reaksi. Artinya jumlah mol zat yang terlibat dalam reaksi sama dengan koefisien reaksinya.

Oleh karena entalpi reaksi juga bergantung pada wujud zat harus dinyatakan, yaitu dengan membubuhkan indeks s untuk zat padat , l untuk zat cair, dan g untuk zat gas. Perhatikan contoh berikut . Contoh: Pada pembentukan 1a mol air dari gas hidrogen dengan gas oksigen dibebaskan 286 kJ. Kata “dibebaskan” menyatakan bahwa reaksi tergolong eksoterm. Oleh karena itu ?H = -286 kJ Untuk setiap mol air yang terbentuk. Persamaan termokimianya adalah:

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

Atau

2 H2 (g) + O2 (g) ——> 2 H2O (l) ΔH = -572 kJ

(karena koefisien reaksi dikali dua, maka harga ΔH juga harus dikali dua).

Perubahan Entalpi Berdasarkan Energi Ikatan

Energi ikatan didefinisikan sebagai energi yang diperlukan untuk memutuskan 1 mol ikatan dari suatu molekul dalam wujud gas. Energi ikatan dinyatakan dalam kilojoule per mol (kJ mol -1 )

Perubahan Entalpi Berdasarkan Entalpi Pembentukan

Kalor suatu reaksi dapat juga ditentukan dari data entalpi pembentukan zat pereaksi dan produknya. Dalam hal ini, zat pereaksi dianggap terlebih dahulu terurai menjadi unsur-unsurnya, kemudian unsur-unsur itu bereaksi membentuk zat produk. Secara umum untuk reaksi:

m AB + n CD —–> p AD + q CB

ΔH0 = jumlah ΔH0 f (produk) - jumlah ΔH0 f (pereaksi)

Perubahan Entalpi Berdasarkan Hukum Hess

Banyak reaksi yang dapat berlangsung secara bertahap. Misalnya pembakaran karbon atau grafit. Jika karbon dibakar dengan oksigen berlebihan terbentuk karbon dioksida menurut persamaan reaksi:

C(s) + O2 (g) —–> CO2 (g) Δ H = – 394 kJ

Reaksi diatas dapat berlangsung melalui dua tahap. Mula-mula karbon dibakar dengan oksigen yang terbatas sehingga membentuk karbon monoksida. Selanjutnya, karbon monoksida itu dibakar lagi untuk membentuk karbon dioksida. Persamaan termokimia untuk kedua reaksi tersebut adalah:

C(s) + ½ O2 (g) —–> CO (g) ΔH = – 111 kJ

CO (g) + ½ O2 (g) —–> CO2 (g) Δ H = – 283 kJ

Jika kedua tahap diatas dijumlahkan, maka diperoleh:

C(s) + ½ O2 (g) —–> CO (g) ΔH = – 111 kJ

CO (g) + ½ O2 (g) —–> CO2 (g) ΔH = – 283 kJ

————————————————————————- +

C(s) + O2 (g) —–> CO2 (g) ΔH = – 394 kj

Perubahan Entalpi

Entalpi = H = Kalor reaksi pada tekanan tetap = Qp

Perubahan entalpi adalah perubahan energi yang menyertai peristiwa perubahan kimia pada tekanan tetap.

a.	Pemutusan ikatan membutuhkan energi (= endoterm) Contoh: H2 → 2H – a kJ ; DH= +akJ
b.	Pembentukan ikatan memberikan energi (= eksoterm) Contoh: 2H → H2 + a kJ ; DH = -a kJ

Istilah yang digunakan pada perubahan entalpi :

1.	Entalpi Pembentakan Standar ( DHf ): DH untak membentuk 1 mol persenyawaan langsung dari unsur-unsurnya yang diukur pada 298 K dan tekanan 1 atm.Contoh: H2(g) + 1/2 O2(g) → H20 (l) ; DHf = -285.85 kJ
2.	Entalpi Penguraian: DH dari penguraian 1 mol persenyawaan langsung menjadi unsur-unsurnya (= Kebalikan dari DH pembentukan).Contoh: H2O (l) → H2(g) + 1/2 O2(g) ; DH = +285.85 kJ
3.	Entalpi Pembakaran Standar ( DHc ): DH untuk membakar 1 mol persenyawaan dengan O2 dari udara yang diukur pada 298 K dan tekanan 1 atm.Contoh: CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l) ; DHc = -802 kJ
4.	Entalpi Reaksi: DH dari suatu persamaan reaksi di mana zat-zat yang terdapat dalam persamaan reaksi dinyatakan dalam satuan mol dan koefisien-koefisien persamaan reaksi bulat sederhana.Contoh: 2Al + 3H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3H2 ; DH = -1468 kJ
5.	Entalpi Netralisasi: DH yang dihasilkan (selalu eksoterm) pada reaksi penetralan asam atau basa.Contoh: NaOH(aq) + HCl(aq) → NaCl(aq) + H2O(l) ; DH = -890.4 kJ/mol
6.	Hukum Lavoisier-Laplace“Jumlah kalor yang dilepaskan pada pembentukan 1 mol zat dari unsur-unsurya = jumlah kalor yang diperlukan untuk menguraikan zat tersebut menjadi unsur-unsur pembentuknya.” Artinya : Apabila reaksi dibalik maka tanda kalor yang terbentuk juga dibalik dari positif menjadi negatif atau sebaliknyaContoh: N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g) ; DH = – 112 kJ 2NH3(g) → N2(g) + 3H2(g) ; DH = + 112 kJ

Hukum Hess

Hukum ini diajukan oleh Germain Hess, dia menyatakan bahwa entalphi reaksi (ΔH) hanya tergantung pada keadaan awal reaksi dan hasil reaksi dan tidak bergantung pada jalannya reaksi.Jika suatu reaksi merupakan penjumlahan aljabar dari dua atau lebih reaksi, maka perubahan entalphi (ΔH) atau kalor reaksinya juga merupakan penjumlahan aljabar dari (ΔH) yang menyertai reaksi.Penjumlahan aljabar reaksi dan entalphi menurut Germain HessBerdasarkan persamaan reaksi gas karbon dioksida dapat terbentuk melalui dua tahap, yang pertama pembentukan karbonmonoksida dari unsur-unsurnya dan dilanjutkan dengan oksidasi dari karbonmonoksida menjadi karbondioksida.

Penjumlahan aljabar ΔHreaksi dari setiap tahap reaksi juga dilakukan sesuai dengan tahap reaksi, maka ΔHreaksi dari pembentukan gas Karbon dioksida juga dapat dilakukan.

Berdasarkan berbagai jenis reaksi, maka kita juga dapat mengembangkan jenis kalor reaksi atau ΔH yang disesuaikan dengan jenis reaksinya, ada empat jenis kalor reaksi yaitu kalor reaksi pembentukan, penguraian, pembakaran dan pelarutan.

Soal dan pembahasan

1. Reaksi kimia sebagai berikut :

C(s) + O2(g) → CO2 (g) ΔH° = -393,5 kJ

H2(g) + ½ O2(g) → H2O (g) ΔH° = -283,8 kJ
2C(g) + H2(g) → C2H2 (g) ΔH° = +226,7 kJ Atas dasar reaksi diatas, maka kalor reaksi

C2H2(g) + 5/2 O2(g) → H2O (g)+ 2CO2(g) adalah….

A. -1.297,5 kJB. +1.297,5 kJ

C. -906,0 kJ

D. -727,9 kJ
E. +274,5 kJ

Pembahasan

: Reaksi (1) dikali dua : -787 Reaksi (2) tetap : -283,8 Reaksi (3) dibalik : -226,7 -1.297,5

Jawaban : A

2. Diketahui :

4NH3(g) + 7O2(g) → 4 NO2 (g) + 6H2O (l) ΔH = -4c kJ
Jika kalor pembentukan H2O (l) dan NH3 (g) berturut-turut adalah –a kJ/mol dan –b kJ/mol, maka kalor pembentukan NO2 (g) sama dengan …. A. (a + b + c) kJ/mol B. (-a + b + c) kJ/mol C. (-1½ a + b + c) kJ/mol D. (1½ a + b + c) kJ/mol E. (1½ a - b - c) kJ/mol

Pembahasan :

     ΔH =   ΔHf produk - ΔHf reaktan
          =   [ 4 x H1 NO2 + 6 x Hf H2O]-
          =   [ 4 x Hf NH3 + 7 x Hf O2]-4c     =   [ 4 . (x) + 6 (-a) – [4 (-b) + 7 x 0]     x   =   1 ½ a – b - c

Jawaban : E

3. Dari data :

2H2 (g) + O2(g) → 2H2O(l) ΔH = -571 kJ

       2Ca(s) + O2(g) → 2CaO (s)          ΔH = -1.269 kJ
       CaO(s) + H2O(l) → Ca (OH)2(s)   ΔH = -64 kJ
       Dapat dihitung entalpi pembentukan Ca (OH)2 (s) sebesar….

A. -984 kJ/molB. -1.161 kJ/mol

C. -856 kJ/mol

D. -1.904 kJ/mol
E. -1.966 kJ/mol

Pembahasan :
- Reaksi pembentukan Ca (OH)2 adalah Ca + O2 + H2 → Ca (OH)2 - Dengan menggunakan data di atas :

½ x (2H2 + O2 → 2H2O ΔH = -571 kJ)

     ½ x (2Ca + O2 → 2Ca2O ΔH = -1.269 kJ)
     Ca + H2O → Ca(OH)2      ΔH = -64 kJ
     Ca + OH + H2 → Ca (OH)2 ΔH = -984 kJ
Jawaban : A

4. Perhatikan reaksi :

C(s)+ O2(g) → CO2(g) ΔH = -394 kJ/mol

2CO(g) + O2 (g) → 2CO2 (g) ΔH = -569 kJ/mol
Reaksi pembentukan 40 gram karbon mono oksida (Mr = 28) disertai dengan ΔH sebesar ….

A. -547,5 kJB. -219 kJ

C. -175 kJ

D. +175 kJ
E. +219 kJ

Pembahasan : - Reaksi pembentukan karbon monoksida, C + ½ O2 → CO - Dari data di atas :

C + O2 → CO2 ΔH = -394 kJ/mol

½ x (2CO2 → 2CO + O2 ΔH = +569 kJ/mol)
C + ½ O2 → CO ΔH = -109,5 kJ/mol - Pada pembentukan 140 gram CO : ΔH = 140 / 28 x (-109,5 kJ/mol) = -547,5 kJ/mol

Jawaban : A

5. Dari data berikut:

2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l) ΔH= - 580 kJ

2Ca(s) + O2(g) → 2CaO(l) ΔH= - 1269 kJ
CaO(s) + H2O(l) → Ca(OH)2(s) ΔH= - 64 kJ
Dapat dihitung perubahan entalpi pembentukan Ca(OH)2(s) sebesar ….

- 989 kJ.mol-1
- 1161 kJ.mol-1
- 856 kJ.mol-1
- 1904 kJ.mol-1
- 1966 kJ.mol-1

Pembahasan:

H2(g) + ½O2(g)          → H2O( l)        ΔH = - 290 kJ
Ca(s) + ½O2(g)          → CaO(s)         ΔH = - 634,5 kJ
CaO(s) + H2O(l)         → Ca(OH)2(s)   ΔH = - 64 kJ-------------------------------------------------------------- +

Ca(s) + O2(g) + H2(g) → Ca(OH)2(s) ΔH = - 988,5 kJ

Jawaban: A

6. A dan B adalah dua buah unsur gas yang dapat membentuk senyawa AB. Jika diketahui:A + B → AB(g) ΔH = x kJA + B → AB(l) ΔH = y kJA + B → AB(s) ΔH = z kJ

Maka kalor sublimasi AB(s) adalah ….

z D. z - x
x - z E. x - y - z
x + y + z

Pembahasan:

A(g) + B(g) → AB(g) ΔH = x kJ
AB(s) → A(g) + B(g) ΔH = - z kJ------------------------------------------------- +AB(s) → AB(g) ΔH = (x - z) kJ

Jawaban: B

7. Persamaan termokimia:
HI(g) → ½H2(g) + ½I2(s)   ΔH = - 6,0 kkal
H2(g) → 2H(g)                    ΔH = 104 kkal
I2(g) → 2I(g)                     ΔH = 56 kkal
I2(s) → I2(g)                     ΔH = 14 kkal
Harga ΔH untuk H(g) + I(g) → HI(g) …

- 60 kkal D. 35 kkal
- 35 kkal E. 70 kkal
31 kkal

Pembahasan:

½H2(g) + ½I2(s) → HI(g)      ΔH =     6 kkal
H(g)    → ½ H2(g)  ΔH = - 52 kkal
I(g) → ½ I2(g)   ΔH = - 7 kkal
½ I2(g)               → ½ I2(s)   ΔH = - 7 kkal-------------------------------------------------- +H(g) + I(g)    → HI(g)      ΔH = - 60 kkal

Jawaban: A

8. Kalau kalor netralisasi adalah 120 kkal/mol, maka kalor netralisasi 100 mL HCl 0.1 M dengan 150 mL NaOH 0.075 M adalah….

A. 12 kalB. 120 kal

C. 2.400 kal

D. 1.200 kal
E. 2.400 kal

Pembahasan :
HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l) HCl(aq) = 100 x 0.1 = 10 mmol NaOH(aq) = 150 x 0.075 = 11.25 mmol Yang habis : HCl(aq) 10 mmol = 0.01 mol ΔH = 0.01 x 120 kkal = 1.2 kkal Jawaban : D 9. Diketahui persamaan termokimia :

2H2 (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
       Besarnya ΔH pembentukan Ca(OH)2(s) adalah …

A. a + b + cB. a – b + 2c

C. ½ a + ½ b - c

D. a + b – 2c
E. ½ a + ½ b + c

Pembahasan : Reaksi (1) dan (2) dibagi dua reaksi (3) tetap, ΔH = ½ a + ½ b + c Jawaban : E

10. Jika :

       Mg H2O → MgO + H2 ΔH = a kJ/mol
       H2 + O2   → H2O            ΔH = b kJ/mol
       2 Mg + O2 → 2 MgO      ΔH = c kJ/mol
       maka menurut hukum Hess :

A. b = c + aB. a = b + c

C. 2a = c – 2b

D. 2b = 2c + a
E. 2c = a + 2b

Pembahasan : Dengan menyesuaikan ruas dan koefisien diperoleh :

2x (Mg + H2O → MgO + H2 ΔH = a kJ/mol)

2x (H2 + O2 → H2 O ΔH = a kJ/mol)
2 Mg + O2 → 2 MgO ΔH = c = 2a + 2b 2a = c – 2b

Jawaban :: C

Sumber :

http://kimiatik.blogspot.co.id/2010/11/termokimia.html

http://ubetrojer.blogspot.co.id/