|
| TERMOKIMIA |
3.4 Memahami konsep ∆H sebagai kalor reaksi pada tekanan tetap dan penggunaannya dalam persamaan termokimia
4.4 Menggunakan persamaan termokimia untuk mengaitkan perubahan jumlah pereaksi atau hasil reaksi dengan perubahan energi
3.5 Memahami berbagai jenis entalpi reaksi (entalpi pembentukan, entalpi pembakaran, dan lain-lain), hukum Hess dan konsep energi ikatan
4.5 Menentukan perubahan entalpi berdasarkan data kalorimetri, entalpi pembentukan, atau energi ikatan berdasarkan hukum Hess
Termokimia adalah bagian dari ilmu kimia yang mempelajari hubungan antara kalor ( energi panas ) dengan reaksi kimia. Termokimia lebih banyak berhubungan dengan pengukuran kalor yang menyertai reaksi kimia atau proses proses yang berhubungan dengan perubahan struktur zat. Untuk mempelajari perubahan kalor dari suatu proses perlu dikaji beberapa hal yang berhubungan dengan energi, misalnya bagaimana energi berubah, bagaimana mengukur perubahan energi, dan lain – lainya.
Untuk mempelajari energi dalam suatu sistem (zat), di dalam termokimia dikenal ENTALPI (H), yaitu besarnya energi yang tersimpan dalam zat (sistem) diukur pada tekanan tetap. Besarnya entalpi suatu sistem tidak dapat ditentukan atau diukur, yang dapat diukur hanyalah perubahan entalpinya (∆H). Perubahan entalpi yaitu besarnya pertambahan atau pengurangan kalor pada suatu zat (sistem).
Untuk reaksi : R → P, maka
Keterangan:
HR : entalpi reaktan (R)
HP : entalpi produk (P)
A. AZAS KEKEKALAN ENERGI
Jika minyak tanah dibakar akan menghasilkan kalor . Kalor yang dihasilkan menyebabkan keadaan disekitar menjadi panas. Namun ketika sudah padam keadaan akan menjadi dingin kembali. Kemanakah kalor yang dihasilkan pada pembakaran minyak tadi ? Azas kekekalan energi menyatakan bahwa energi tidak dapat dicipta dan dimusnahkan, yang dapat hanyalah dirubah dari bentuk satu ke bentuk lain. Jadi kalor yang dihasilkan bukannya hilang tetapi diserap oleh molekul molekul udara dan diubah menjadi energi lain, misalnya energi kinetik. Jumlah energi yang dimiliki sistem dinyatakan dengan energi dalam (E). Jika sistem menyerap kalor, maka ∆E > 0 , dan jika sistem membebaskan kalor, maka ∆E < 0.
Hubungan antara energi dalam, kalor dan kerja dirumuskan dalam hukum I Termodinamika yang secara matematis dapat dinyatakan sebagai berikut :
Keterangan:
∆E : perubahan energi dalam
q : jumlah kalor yang diserap atau dilepas sistem
q = + jika sistem menyerap/menerima kalor
q = - jika sistem melepaskan kalor
w : jumlah kerja yang diterima atau dilakukan sistem
w = + jika sistem menerima kerja
w = - jika sistem melakukan kerja
BACA JUGA : LAJU REAKSI (KINETIKA KIMIA)
B. SISTEM DAN LINGKUNGAN
Sistem adalah segala sesuatu yang sedang dipelajari perubahannya (reaksi atau proses yang sedang menjadi pusat perhatian). Lingkungan adalah segala sesuatu di luar sistem.Contoh :
larutan NaOH direaksikan dengan larutan HCl dalam tabung reaksi menyebabkan tabung reaksi beserta isinya menjadi panas.
Sistem : larutan NaOH dan larutan HCl
Lingkungan : tabung reaksi dan udara di sekitarnya.
Interaksi antara sistem dan lingkungan dapat berupa pertukaran materi dan energi. Berdasarkan pertukaran tersebut, sistem dapat dibedakan menjadi :
1. Sistem terbuka
Jika antara sistem dan lingkungan dapat terjadi pertukaran materi dan energi.Contoh : reaksi logam Mg dengan HCl dalam tabung reaksi terbuka
2. Sistem tertutup
Jika antara sistem dan lingkungan tidak dapat terjadi pertukaran materi, tetapi dapat terjadi pertukaran energi.Contoh : reaksi logam Mg dengan HCl dalam tabung reaksi tertutup rapat.
3. Sistem terisolasi/tersekat
Jika antara sistem dan lingkungan tidak dapat terjadi pertukaran materi maupun energi.Contoh : reaksi logam Mg dan HCl dalam termos yang ideal
Melalui diskusi kelompok kerjakan soal-soal berikut!
1. Apakah yang dimaksud dengan :
a. Sistem b. Lingkungan
Jawab : .............................................................................................................................
2. Berdasarkan pertukaran energi dan materi, ada berapa macam sistem? Jelaskan!
Jawab : .............................................................................................................................
3. Logam natrium dimasukkan ke dalam tabung reaksi yang berisi air, ternyata tabung reaksi menjadi panas. Pada reaksi tersebut apa yang berperan sebagai sistem dan lingkungan?.................................................
4. Jelaskan pengertian entalpi !
Jawab: .................................................................................................................................
5. Jika diketahui HR = 300 kJ dan HP = 700 kJ, maka tentukan perubahan entalpi untuk reaksi R → P
Jawab: .................................................................................................................................
6. Suatu sistem gas menyerap kalor sebesar 200 J dan melakukan kerja sebesar 120 J. Hitung perubahan energi dalam!
Jawab: .................................................................................................................................
............................................................................................................................................
C. REAKSI EKSOTERM DAN ENDOTERM
1. Reaksi eksoterm
Ciri – ciri reaksi eksoterm :a. Sistem membebaskan kalor
b. ∆H reaksi < 0 (negatif) karena sistem membebaskan kalor sehingga entalpi sistem berkurang (HP < HR) maka ∆H = HP-HR < 0
c. Kalor berpindah dari sistem ke lingkungan
d. Pada reaksi kimia ditandai dengan kenaikan suhu (suhu panas)
Gambar grafik reaksi eksoterm
2. Reaksi endoterm
Ciri – ciri :
a. Sistem menyerap kalor
b. ∆H reaksi > 0 (positif) karena sistem menyerap kalor sehingga entalpi sistem bertambah (HP > HR) maka ∆H = HP-HR > 0
c. Kalor berpindah dari lingkungan ke sistem
d. Pada reaksi kimia ditandai dengan penurunan suhu (suhu dingin)
Gambar grafik reaksi endoterm
Percobaan : Reaksi Eksoterm dan Endoterm
I. Tujuan : mengetahui perbedaan reaksi eksoterm dan endoterm melalui percobaanII. Alat dan Bahan
- Gelas kimia 100 mL : 1 buah
- Spatula : 2 buah
- Sumbat karet : 1 buah
- Tabung reaksi : 1 buah
- Gelas ukur 10 mL : 1 buah
- Penjepit tabung reaksi : 1 buah
- Ba(OH)2. 8H2O padat
- Serbuk NH4Cl
- Kapur tohor (CaO)
III. Cara Kerja
1. a. Masukkan 2 spatula kristal Ba(OH)2. 8H2O ke dalam tabung reaksi, kemudian tambahkan 2 spatula serbuk NH4Cl. Tutup dengan sumbat karet dan kocoklah, pegang tabung bagian bawah dan rasakan suhunya.
b. Bukalah sumbat penutup dan cium bau gas yang terbentuk (caranya dengan mengibaskan tangan di atas mulut tabung reaksi)
2. a. Masukkan 10 mL air ke dalam gelas kimia dan ujilah dengan kertas lakmus merah, kemudian pegang gelas kimia bagian bawah dan rasakan suhunya
b. Tambahkan 1 keping kapur tohor (CaO) ke dalam gelas kimia di atas, pegang gelas kimia bagian bawah dan rasakan suhunya. Kemudian ujilah larutan dengan kertas lakmus merah
IV. Hasil Pengamatan
| No | Kegiatan | Pengamatan |
| 1 |
a. Pencampuran Ba(OH)2. 8H2O dan
NH4Cl b. Pembauan gas |
|
| 2 |
a. Pencampuran CaO dan H2O b. Pemerikasaan larutan dengan kertas lakmus merah |
V. Pertanyaan
Berdasarkan hasil percobaan, jawablah soal berikut ini melalui diskusi kelompok!
1. Berdasarkan percobaan nomor 1
a. Reaksi yang terjadi termasuk eksoterm atau endoterm? Jelaskan!
b. Gas apa yang terbentuk pada percobaan tersebut? Tulis reaksinya !
Jawab:
a.
b.
2. Berdasarkan percobaan nomor 2
a. Reaksi yang terjadi termasuk eksoterm atau endoterm? Jelaskan!
b. Zat apa yang terbentuk pada percobaan tersebut dan mengapa zat tersebut dapat mengubah warna lakmus merah? Jelaskan dan tulis reaksi yang terjadi !
Jawab:
a.
b.
3. Gambarkan diagram energi untuk reaksi eksoterm dan endoterm!
Jawab: ..........................................................................................................................
......................................................................................................................................
......................................................................................................................................
D. MACAM-MACAM PERUBAHAN ENTALPI (∆H0)
Besarnya perubahan entalpi yang diukur pada suhu 298 K ( 25 oC ) dan tekanan 1 atm disebut perubahan entalpi standar (∆Ho). Macam-macam perubahan entalpi standar didasarkan pada jenis reaksinya, meliputi :
1. Perubahan entalpi pembentukan standar (∆Hof)
Besarnya perubahan entalpi yang menyertai pada pembentukan 1 mol senyawa dari unsur-unsurnya yang paling stabil pada keadaan standar.
Contoh : DHf NH4Cl = - 314 kJ/mol
Persamaan termokimianya : ½ N2(g) + 2H2(g) + ½ Cl2(g) → NH4Cl(s) , ∆Ho = - 314 kJ
2. Perubahan entalpi penguraian standar (∆Hod)
Besarnya perubahan entalpi yang menyertai reaksi penguraian 1 mol senyawa menjadi unsur-unsurnya yang paling stabil pada keadaan standar
Contoh : DHfH2O(l) = - 286 kJ/mol
Persamaan termokimianya :H2O(l) → H2(g) + ½ O2(g) , ∆Ho = +286 kJ
Perubahan entalpi penguraian sama dengan perubahan entalpi pembentukan, tetapi tandanya berlawanan (∆Hd = - ∆Hf)
3. Perubahan entalpi pembakaran standar (∆Hoc)
Besarnya perubahan entalpi yang terjadi pada pembakaran sempurna 1 mol zat (unsur atau senyawa) pada keadaan standar
Contoh : DHc CH4 = - 802 kJ/mol
CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(g) , ∆Ho = -802 kJ
4. Perubahan entalpi netralisasi (∆Hon)
Besarnya perubahan entalpi pada penetralan asam ( H+ ) oleh basa ( OH- ) membentuk 1 mol air.
Melalui diskusi kelompok kerjakan soal-soal berikut!
1. Tulislah persamaan termokimianya :
a. Pembentukan CH3COOH(g), diketahui ∆H0f = -486 kJ/mol
Jawab: ..........................................................................................................................
b. Penguraian NH4NO3 (s), diketahui ∆H0f NH4NO3 (s) = -365,6 kJ/mol
Jawab: ..........................................................................................................................
c. Pembakaran C2H6 (g), diketahui ∆H0c C2H6(g) = -1560 kJ/mol
Jawab......................................................................................................................................
d. Penguapan H2O(l) jika kalor penguapan air = 2,45 kJ/mol
Jawab : ...................................................................................................................................
2. Jika pada suhu 298 K dan tekanan 1 atm terdapat reaksi :
a. C(s) + H2(g) → ½C2H4(g) ∆H = +26, tentukan ∆H0f C2H4
Jawab: ..........................................................................................................................
b. H2(g) + Br2(g) → 2HBr(g) ∆H = -72 kJ, tentukan ∆H0d HBr dan ∆H0f HBr
Jawab: ..........................................................................................................................
3. Pada proses pelarutan 20 gram NaOH padat pada suhu 250 C dan tekanan 1 atm dibebaskan kalor sebanyak 10,5 kJ. Tentukan ∆H0s NaOH! (Mr=40)
Jawab: .................................................................................................................................
4. Pada pembentukan 2 gram etanol ( C2H5OH ) dibebaskan kalor 12,07 kJ.
a. Tentukan DHf C2H5OH
b. Tuliskan persamaan termokimianya ( Ar C =12, O = 16, H = 1 )
5. Diketahui : 2C2H2 + 5O2 ® 4CO2 + 2H2O DH = - 2600 kJ
a. Tentukan DHc C2H2
b. Berapa kJ kalor dihasilkan pada pembakaran 44,8 liter gas C2H2 pada STP.
Jawablah pertanyaan-pertanyaan di bawah ini dengan singkat dan jelas!
1. Sebutkan masing – masing 3 contoh reaksi eksoterm dan endoterm?
2. Gambarkan diagram tingkat energi untuk reaksi :
a. C + O2 ® CO2 DH = - 394 kJ
b. 2NH3 ® N2 + 3H2 DH = 92 kJ
3. Pembakaran 1 mol gas C3H8 menghasilkan kalor sebesar 2.220 kJ. Berapa kalor yang dihasilkan jika pada 11 kg gas C3H8 ! ( Ar. C = 12 ; H = 1)
4. Diketahui entalpi peruraian gas asam sulfida (H2S) setiap molnya membutuhkan kalor sebesar 20,17 kJ. Tentukan entalpi pembentukan 6,8 gram asam sulfida ! (Ar H = 1 ; S = 32)
5. Diketahui entalpi pembentukan gas asetilena (C2H2) adalah 227 kJ mol-1. Tentukan perubahan entalpi pada pembentukan 13 gram asetilena! (Ar. C=12 ; H=1)
6. Tuliskan persamaan termokimia untuk proses berikut :
a. Pembakaran sempurna CH3OH(l), diketahui ∆H0c CH3OH(l) = -638 kJ/mol
b. Penguraian CH3COOH(l), diketahui ∆H0d CH3COOH(l) = -478 kJ/mol
7. Diketahui reaksi pembentukan HCl : H2(g) + Cl2(g) → 2HCl(g) , ∆H = 185 kJ. Tentukan kalor peruraian 6 liter gas HCl (P dan T) dimana 1 liter gas O2 (Mr = 32) massanya 16 gram!
E. PENENTUAN ∆H REAKSI MELALUI PERCOBAAN (KALORIMETRI)
Cara menentukan kalor dengan menggunakan kalorimeter disebut kalorimetri . Data ∆H reaksi yang terdapat pada tabel umumnya ditentukan secara kalorimetri.Kalorimeter merupakan suatu sistem terisolasi (tidak ada pertukaran materi dan energi dengan lingkungan di luar kalorimeter). Dengan demikian, semua kalor yang dibebaskan oleh reaksi yang terjadi di dalam kalorimeter, tidak ada yang terbuang ke luar kalorimeter. Dengan mengukur kenaikan suhu di dalam kalorimeter, kita dapat menentukan jumlah kalor yang diserap oleh air atau larutan dengan rumus :
Dengan :
q = kalor reaksi
m = massa air (larutan) di dalam kalorimeter
c = kalor jenis larutan ( c air = 4,2 J/g.K
∆T = T2 – T1
Contoh soal :
Pada suhu 25 oC sebanyak 50 ml larutan HCl 0,2 M dicampur dengan 50 ml NaOH 0,2 M dalam kalorimeter bom. Ternyata suhu campuran naik menjadi 35 oC. Jika kalor jenis larutan 4,2 J/g K , maka tentukan perubahan entalpi reaksi : NaOH + HCl ®NaCl + H2O
Jawab : q = m. c . DT = 100. 4,2 . 10 = 4200 J = 4,2 kJ.
Mol HCl = mol NaOH = 50x0,2 = 10 mmol = 0,01 mol
DHr = - q/mol = - 4,2 kJ/ 0,01 mol = 420 kJ/mol
Percobaan : Menentukan ∆H reaksi secara kalorimetri
I. Tujuan : menghitung ∆H reaksi melalui percobaanII. Alat dan Bahan
- Kalorimeter : 1 buah
- Termometer 1000C : 2 buah
- Pengaduk : 1 buah
- Gelas ukur 50 mL : 2 buah
- Larutan NaOH 1 M
- Larutan HCl 1M
III. Cara Kerja
1. Ambil 2 buah gelas ukur, masukkan ke dalamnya masing-masing :
Gelas I : 50 mL NaOH 1 M dan ukurlah suhunya (suhu awal)
Gelas II : 50 mL HCl 1 M dan ukurlah suhunya (suhu awal)
2. Tuangkan kedua larutan tersebut ke dalam kalorimeter, aduklah dengan termometer (pelan-pelan), sambil terus diamati suhunya. Suhu akan naik kemudian menjadi tetap dan selanjutnya turun. Catatlah suhu yang tetap tersebut (suhu akhir)
IV. Hasil Pengamatan
|
Suhu awal
|
Suhu akhir
|
Perubahan suhu
|
|
T1 HCl 1 M =……………0C
T1 NaOH 1 M =…………0C
T1 rata-rata =………… 0C
|
Suhu larutan sesudah dicampur
T2 =……………………….0C
|
∆T = T2 – T1
= ………… °C
= ………… K
|
V. Perhitungan
1. Massa larutan = volum HCl + Volum NaOH = …gram
2. Kalor yang dihasilkan dari percobaan, q = m c ∆T
=……. x ….. x …..…= ………J =…..........kJ
3. 50 mL NaOH 1 M = …………mmol= .......... mol
50 mL HCl 1 M = …………....mmol= ........... mol
4. Jadi ∆H reaksi = -q/mol = ……………………………………………
VI. Pertanyaan
1. Bagaimanakah tanda untuk ∆H reaksi?
Jawab : .......................................................................................................................
...................................................................................................................................
2. Reaksi tersebut termasuk reaksi eksoterm atau endoterm?
Jawab : ......................................................................................................................
...................................................................................................................................
3. Tuliskan persamaan termokimia untuk reaksi tersebut!
Jawab : .......................................................................................................................
...................................................................................................................................
F. MENENTUKAN ∆H REAKSI DARI DATA ENTALPI PEMBENTUKAN STANDAR (∆H0f )
Kalor suatu reaksi dapat juga ditentukan berdasarkan data entalpi pembentukan zat pereaksi dan produknya (∆H0f) yang sudah diketahui.
Rumus:
Contoh Soal :
Diketahui :
∆H0f C2H4(g) = 52 kJ/mol
∆H0f CO2(g) = -393,5 kJ/mol
∆H0f H2O(l) = -286 kJ/mol
a. Tentukan ∆H reaksi : C2H4(g) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 2H2O(l)
b. Jika C2H4 yang terbakar pada reaksi tersebut adalah 0,84 gram, tentukan ∆H reaksinya ! (Ar C = 12, H = 1)
Jawab :
a. ∆H reaksi = Σ ∆H0f hasil reaksi - Σ ∆H0f pereaksi
= (2∆H0f CO2(g) + 2∆H0f H2O(l)) – (∆H0f C2H4(g) + 3∆H0f O2(g))
= (2(-393,5 kJ) + 2(-286 kJ))- (52 kJ + 3(0))
= (-787-572-52) = -1.411 kJ/mol
b. 0,84 gram C2H4 = 0,84 mol = 0,03 mol
28
∆H reaksi = 0,03(-1.411 kJ) = -42,33 kJ
Melalui diskusi kelompok kerjakan soal-soal berikut!
1. Diketahui ∆H0f H2O = - 286 kJ/mol, CO2 = - 394 kJ/mol dan C3H8 = - 103 kJ/mol. Tentukan kalor yang dibebaskan pada pembakaran sempurna 22 gram C3H8? ( Ar C=12, H = 1)
Jawab : ..........................................................................................................................................
2. Diketahui : ∆H0f C2H5OH(g) = -266 kJ/mol, ∆H0f CO2(g) = -394 kJ/mol, ∆H0f H2O(l) = -286 kJ/mol. Tentukan ∆H reaksi C2H5OH(g) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(l)
Jawab: ..................................................................................................................................
3. Jika spirtus dianggap hanya mengandung alkohol (C2H5OH) saja, berapa gram spirtus harus dibakar untuk menaikan suhu 100 gram air dari 20 oC menjadi 50 oC. Diketahui ∆H0f C2H5OH(g) = -266 kJ/mol, ∆H0f CO2(g) = -394 kJ/mol, ∆H0f H2O(l) = -286 kJ/mol.
Jawab : ..........................................................................................................................................
4. Tentukan ∆H0f NH3(g) pada reaksi :
4NH3(g) + 5O2(g) → 4NO(g) + 6H2O(g), ∆H= -1168 kJ/mol
jika diketahui: ∆H0f NO(g) = 90,37 kJ/mol dan ∆H0f H2O(l) = -286 kJ/mol
Jawab: ................................................................................................................................
...........................................................................................................................................
5. Diketahui entalpi pembentukan beberapa senyawa adalah sebagai berikut :
CO2(g) = -393,5 kJ/mol SO2(g) = -296,9 kJ/mol
H2O(g) = -241,8 kJ/mol SO3(g) = -395,2 kJ/mol
C3H8(g) = -103,85 kJ/mol
Tentukan ∆H reaksi pembakaran :
a. 4,48 liter gas propana (C3H8) pada STP
b. 6,4 gram gas belerang dioksida (SO2) (Mr = 64)
Jawab:
G. PENENTUAN ∆H REAKSI DENGAN HUKUM HESS
Pengukuran perubahan entalpi suatu reaksi kadang kala tidak dapat ditentukan langsung dengan kalorimeter, untuk mengatasi persoalan tersebut maka Henry Germai Hess ( 1840 ) melakukan percobaan dan diperoleh kesimpulan yang dikenal dengan Hukum Hess (hukum penjumlahan kalor) yang menyatakan bahwa : “ Entalpi merupakan fungsi keadaan artinya harga entalpi reaksi tidak tergantung pada jalannya reaksi, tetapi hanyalah tergantung pada keadaan awal dan akhir reaksi ”.
Misalnya untuk reaksi : A → B dapat melalui 3 jalan :
Untuk reaksi : A → B maka ∆H1= ∆H2 + ∆H3 = ∆H4+ ∆H5+ ∆H6
Contoh soal:
Diketahui reaksi :
(1) ½ N2(g) + ½ O2(g) → NO(g) , ∆H= +90 kJ
(2) NO(g) + ½ O2(g) → NO2(g) , ∆H= -56 kJ
Tentukan ∆H untuk reaksi: N2(g) + 2O2(g) → 2NO2(g) ……(3)
Jawab :
∆H reaksi (3) dapat diperoleh dengan menyusun dan menjumlahkan reaksi (1) dan (2)
Reaksi (1) dikalikan 2 (acuan N2)
Reaksi (2) dikalikan 2 (acuan NO2)
(1) N2(g) + O2(g) → 2NO(g) ∆H= +180 kJ
(2) 2NO(g) + O2(g) → 2NO2(g) ∆H= -112 kJ +
---------------------------------------------------------- +
N2(g) + 2O2(g) → 2NO2(g) ∆H= + 68 kJ
Melalui diskusi kelompok kerjakan soal-soal berikut!
1. Diketahui ∆H0c C(grafit) = -394 kJ/mol dan ∆H0c C(intan) = -395 kJ/mol. Berapakah besarnya ∆H reaksi C(grafit) → C(intan)?
Jawab : ...............................................................................................................................
2. Jika diketahui reaksi
½ N2(g) + ½ O2(g) → NO(g), ∆H = +90 kJ
NO(g) + ½ O2(g) → NO2(g), ∆H = - 56 kJ
Tentukan ∆H untuk reaksi : NO2(g) → ½ N2(g) + O2(g)
Jawab : ...............................................................................................................................
...........................................................................................................................................
3. Perhatikan gambar siklus berikut :
Tentukan ∆H reaksi untuk 2X → 2Y
Jawab : ...............................................................................................................................
...........................................................................................................................................
4. Diketahui :
H2O(l) → H2(g) + ½ O2(g), ∆H = +68,3 kkal
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(g), ∆H = -57,8 kkal
H2O(l) → H2O(s), ∆H = -1,4 kkal
Tentukan perubahan entalpi dari es menjadi uap air!
Jawab : ...............................................................................................................................
5. Perhatikan reaksi berikut :
C(s) + O2(g) → CO2(g), ∆H = -394 kJ/mol
2CO(g) + O2(g) → 2CO2(g), ∆H = -569 kJ/mol
Berapakah besarnya ∆H pada reaksi pembentukan 56 gram CO (Mr = 28)?
Jawab : ...............................................................................................................................
...........................................................................................................................................
H. PENENTUAN ∆H REAKSI DENGAN ENERGI IKATAN
Reaksi kimia pada dasarnya terdiri dari dua proses, yaitu merupakan pemutusan ikatan antar atom atom dalam senyawa dan penggabungan ikatan kembali dari atom atom yang terlibat dalam reaksi kimia. Reaksi pemutusan ikatan membutuhkan energi ( endoterm ) dan penggabungan ikatan kembali membebaskan kalor ( eksoterm ).Contoh : X2 + Y2 → 2XY dapat ditulis X – X + Y – Y → 2 ( X – Y )
Energi terendah yang diperlukan untuk memutuskan ikatan atom-atom dalam keadaan gas disebut energi ikatan.
Macam-macam energi ikatan antara lain :
1. Energi atomosasi
Yaitu energi yang diperlukan untuk memutuskan semua ikatan dalam 1 mol molekul zat menjadi atom-atom bebas dalam bentuk gas.Contoh : H2(g) → 2H(g) ∆H = +431 kJ
CH4(g) → C(g) + 4H(g) ∆H = +1664 kJ
2. Energi ikatan
Yaitu energi rata-rata yang diperlukan untuk memutuskan satu ikatan dalam suatu senyawa dalam keadaan gas.Contoh : CH4(g) → C(g) + 4H(g) ∆H = +1664 kJ
Maka energi ikatan rata-rata C – H = = +416 kJ/mol
3. Energi dissosiasi ikatan
Yaitu energi yang diperlukan untuk memutuskan salah satu ikatan dalam suatu senyawa dalam keadaan gasContoh : CH4(g) → CH3(g) + H(g) ∆H = +435 kJ
CH3(g) → CH2(g) + H(g) ∆H = +444 kJ
Data energi ikatan rata-rata pada keadaan standar dapat digunakan untuk menentukan ∆H reaksi dengan rumus :
Contoh soal :
Diketahui energi ikatan : C – H = 413 kJ/mol C = O = 799 kJ/mol
O = O = 495 kJ/mol O – H = 463 kJ/mol
Tentukan energi yang dibebaskan pada pembakaran 1 mol gas metana!
Jawab :
Reaksi pembakaran gas metana :
CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(g)
∆H reaksi = ∑ Energi ikatan pereaksi - ∑ Energi ikatan hasil reaksi
= (4 Ei C- H + 2 Ei O = O) – (2 Ei O = C + 4 Ei O – H)
= (4 (413) + 2(495)) – (1598 + 1852)
= 2642-3450
= -808 kJ
Melalui diskusi kelompok kerjakan soal-soal berikut!
1. Diketahui : CCl4 (g) ® C(g) + 4Cl(g) DH = 1304 kJ.
Tentukan energi ikatan C – Cl dalam CCl4
Jawab : .........................................................................................................................................
2. Tentukan energi ikatan rata-rata O – H jika terdapat reaksi :
2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g) ∆H = -484 kJ
Diketahui energi ikatan rata-rata : H - H = 436 kJ/mol O = O = 498 kJ/mol
Jawab : ...............................................................................................................................
...........................................................................................................................................
...........................................................................................................................................
3. Tentukan besarnya ∆H untuk reaksi :
Jika energi ikatan rata-rata :
C - H = 413 kJ/mol C = C = 614 kJ/mol C – C = 348 kJ/mol
H - Cl = 431 kJ/mol C - Cl = 328 kJ/mol
Jawab: ................................................................................................................................
...........................................................................................................................................
...........................................................................................................................................
4. Tentukan besarnya ∆H reaksi untuk reaksi :
Jika diketahui energi ikatan :
O = O = 498 kJ/mol H – O = 463 kJ/mol C – O = 358 kJ/mol
C - H = 413 kJ/mol C = O = 745 kJ/mol
Jawab : ...............................................................................................................................
...........................................................................................................................................
...........................................................................................................................................
5. Diketahui data energi ikatan rata-rata sebagai berikut :
H - H = 436 kJ/mol Br - Br = 193 kJ/mol H - Br = 366 kJ/mol
Hitunglah kalor yang diperlukan untuk menguraikan 162 gram HBr (Ar H = 1, Br = 80) menjadi unsur-unsurnya!
Jawab : ...............................................................................................................................
...........................................................................................................................................
...........................................................................................................................................
Jawablah soal-soal di bawah ini dengan benar!
1. Diketahui entalpi pembentukan gas C2H2 adalah 227 kJ/mol. Tentukan perubahan entalpi pembentukan 13 gram C2H2 ( Ar C = 12, H = 1 )
2. Sebanyak 0,58 gram gas butana dibakar dalamgram kalorimeter yang berisi 500 mL air dengan suhu 30 0C. Setelah reaksi, suhu air dalam kalorimeter naik menjadi 43,7 0C. Jika kalor jenis air = 4,2 J/g 0C. Tentukan entalpi pembakaran butana (C4H10) ! (Ar C = 12, H = 1)
3. Pada suhu 27 oC sebanyak 100 mL larutan NaOH 1 M dicampur dengan 100 mL larutan HCl 1 M dalam kalorimeter bom, ternyata suhu larutan naik menjadi 37 0C. Jika kalor jenis air = 4,2 J/g 0C, dan massa jenis larutan = 1 g/mL, hitunglah ∆H reaksinya !
4. Diketahui : DHof C6H6(l) = +49 kJ/mol, DHof H2O(l) = -241,5 kJ/mol, DHof CO2(g) = -393,5 kJ/mol. Tentukan perubahan entalpi pembakaran C6H6(l) berdasarkan reaksi :
C6H6(l) + O2(g) →3 H2O(g) + 6 CO2(g)
5. Kalor reaksi : 4 FeO + O2 → 2 Fe2O3 adalah 650 kJ.
Jika ∆Hof Fe2O3 = -824 kJ/mol, tentukan ∆Hof FeO !
6. Perhatikan diagram siklus berikut :
Berdasarkan diagram tersebut, tentukan DH reaksi : SO2 + ½ O2® SO3
7. Diketahui data :
2 H2(g) + O2(g) →2 H2O(l) ∆H = -571 kJ
2 Ca(s) + O2(g) → 2 CaO(s) ∆H = -1269 kJ
CaO(s) + H2O(l) → Ca(OH)2(s) ∆H = -64 kJ
Hitunglah besarnya perubahan entalpi pembentukan Ca(OH)2 !
8. Diketahui ∆Hoc C6H12O6 = -2820 kJ/mol dan ∆Hoc C2H5OH = -1380 kJ/mol.
Tentukan perubahan entalpi dari reaksi : C6H12O6 → 2 C2H5OH + 2 CO2 !
9. Diketahui energi ikatan rata-rata :
C = C = 607 kJ H = H = 436 kJ C – H = 415 kJ C – C = -600 kJ
Hitung ∆H reaksi : C2H4 + H2 → C2H6 !
10. Diketahui energi ikatan rata-rata : C = C = 145,8 kkal/mol
H – H = 104 kkal/mol
C – C = 82,6 kkal/mol
Dan persamaan reaksi : CH2 = CH2 + H2 → CH3 – CH3, ∆H = -124 kkal
Berapakah energi ikatan rata-rata C – H ?
Demikian uraian materi tentang Termokimia, semoga bermanfaat. dan
untuk mendownloads materi lengkap di sini
EmoticonEmoticon