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 | |||||||||||||||||||||||||||||||
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….
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 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….
Pembahasan : 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 ….
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 ….
Pembahasan:
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 ….
Pembahasan:
Jawaban: B
Pembahasan:
Jawaban: A
Pembahasan : 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 …
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 :
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 :
//kimiatik.blogspot.co.id/2010/11/termokimia.html
//ubetrojer.blogspot.co.id/