2 TERMOKIMIA A.
HUKUM KEKEKALAN ENERGI
B.
ENTALPI (H) DAN PERUBAHAN ENTALPI (∆H)
C.
REAKSI EKSOTERM DAN REAKSI ENDOTERM
D. PERUBAHAN ENTALPI STANDAR (∆HO) E.
MENENTUKAN HARGA PERUBAHAN ENTALPI
Partikel materi, wujud, struktur dan sifat-sifat materi serta perubahan materi sudah kita pelajari. Dalam mempelajari perubahan materi terutama perubahan kimia kadang-kadang ada energi yang menyertai perubahan tersebut. Sekarang kita akan mempelajari energi yang menyertai perubahanperubahan materi tersebut. Salah satu bagian dari ilmu kimia yang mempelajari perubahan energi kalor suatu zat yang menyertai suatu reaksi atau perubahan kimia ini disebut Termokimia.
34
KIMIA XI SMA
TERMOKIMIA mengikuti
berkaitan dengan
KEKEKALAN ENERGI
ISI KALOR (ENTALPI) berlaku
mengalami PERUBAHAN ENTALPI disebut
kalorimeter dapat diukur
KALOR REAKSI
mentaati dapat berupa
dapat berharga positif untuk reaksi endoterm
negatif
hukum Hess
kalor pembentukan
kalor penguraian
kalor pembakaran
kalor pelarutan
untuk reaksi eksoterm
A. HUKUM KEKEKALAN ENERGI Memahami energi lebih sulit daripada memahami zat, sebab energi tidak dapat dilihat, dipegang atau diamati secara langsung oleh pancaindera kita. Energi adalah dampak energi pada suatu benda. Energi biasanya dinyatakan sebagai suatu kemampuan untuk melakukan kerja, yang dimiliki oleh semua zat dan dapat menyebabkan suatu proses terjadi. Semua benda mempunyai energi, energi yang tersimpan, disebut energi potensial (Ep), apabila benda tersebut melakukan kerja atau bergerak maka energi itu berubah menjadi energi kinetik (Ek). Energi potensial dijumlahkan dengan energi kinetik maka akan mendapatkan energi total (Etot) yang dimiliki oleh suatu benda.
KIMIA XI SMA
Konsep pokok tentang energi yang perlu kita ingat adalah: • energi adalah kemampuan atau kapasitas untuk melakukan kerja; • energi tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan atau energi di alam; semesta bersifat kekal (Hukum Kekekalan Energi). • energi dapat diubah dari suatu bentuk ke bentuk energi yang lain Salah satu cakupan ilmu yang berkaitan dengan energi adalah termodinamika. Termo berkaitan dengan kalor (panas), sedang dinamika mengandung arti gerak atau perubahan. Hukum termodinamika pertama pada intinya adalah Hukum Kekekalan Energi yang menyatakan bahwa pada perubahan kimia dan fisika energi tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan, tetapi energi hanya dapat diubah dari satu bentuk ke bentuk lainnya. Hukum Termodinamika pertama ini menyatakan apabila suatu sistem mengalami perubahan-perubahan yang pada akhirnya kembali ke keadaan semula maka perubahan energi keseluruhannya adalah nol. Penerapan hukum Termodinamika pertama dalam bidang ilmu kimia ini akan dibahas dalam bahan kajian termokimia. Sebelum kita pelajari termokimia, marilah kita pelajari entalpi lebih dahulu.
Latihan 1 1. Sebutkan bunyi hukum kekekalan energi! 2. Sebutkan bentuk-bentuk energi yang Anda kenal! 3. Perubahan bentuk energi apakah yang terjadi pada a. aki mobil b. seterika listrik c. lampu yang menyala
∆H) B. ENTALPI (H) DAN PERUBAHAN ENTALPI (∆ Setiap sistem atau zat mempunyai energi yang tersimpan di dalamnya. Jumlah total dari semua bentuk energi dalam zat itu disebut entalpi yang diberi simbol H (berasal dari kata “Heat Content" yang berarti kandungan kalor suatu zat). Simbol entalpi (H) ini dapat digunakan dengan subskrip untuk menunjukkan zat tertentu, misalnya entalpi untuk air dapat ditulis HH O(l) dan untuk es dapat ditulis HH O(s). Entalpi suatu zat ini tidak 2 2 berubah atau tetap selama tidak ada energi yang masuk atau keluar. Bahkan entalpi suatu zat tersebut tidak dapat diukur atau dihitung, yang dapat diukur atau dihitung adalah perubahan entalpinya (∆H). Contohnya pada perubahan sebongkah es menjadi air. Di sini kita tidak dapat mengukur entalpi HH O(s) atau entalpi HH O(l). Tetapi perubahan entalpi pada 2
2
35
36
KIMIA XI SMA
proses perubahan es menjadi air itulah yang dapat ditentukan. Di mana pada perubahan wujud es menjadi air, sejumlah energi diperlukan untuk mencairkan es. H2O(s) ⎯→ H2O(l) Sehingga: ∆H = HH
2O(l)
– HH
2O(s)
Mengingat energi selalu harus ditambahkan untuk mengubah es menjadi air maka dapat dikatakan bahwa entalpi air lebih besar daripada entalpi es atau HH O(l) > HH O(s). Akibatnya dalam perubahan HH O(s) → HH O(l) 2
2
2
2
akan mempunyai harga ∆H > 0 (∆H positif) karena HH O(l) > HH O(s). Harga 2 2 ∆H positif ini menunjukkan bahwa dalam perubahan tersebut terdapat penyerapan kalor dan proses ini disebut endoterm. Sebaliknya harga ∆H < 0 (∆H negatif) menunjukkan perubahan bahwa dalam perubahan suatu materi terjadi pelepasan kalor dan proses perubahan itu disebut proses eksoterm.
Latihan 2 1. Jelaskan apa yang dimaksud entalpi! 2. Apakah entalpi suatu zat dapat diukur? 3. Tuliskan simbol entalpi untuk: a. larutan Barium hidroksida, b. gas Amoniak, c. lelehan Natrium klorida!
C. REAKSI EKSOTERM DAN REAKSI ENDOTERM Perubahan entalpi bisa bertanda positif dan negatif jika ∆H > 0 (positif) maka reaksi itu membutuhkan kalor, ini berarti ada penambahan entalpi kalor di dalam materi tersebut. Sebaliknya jika harga ∆H < 0 (negatif) maka reaksi itu mengeluarkan entalpi/kalor dari perubahan materi tersebut. Peristiwa perubahan materi terutama perubahan kimia yang menyebabkan terjadinya perubahan entalpi biasanya terjadi karena adanya perpindahan energi antara sistem dan lingkungan.
1. Sistem dan lingkungan Sebuah sistem dapat berupa apa saja. Sistem semata-mata merupakan bagian dari alam semesta yang sedang kita pelajari. Mungkin sistem merupakan reaksi kimia yang sedang berlangsung dalam gelas kimia. Di luar sistem disebut lingkungan. Dapat pula
KIMIA XI SMA
dikatakan bahwa sistem adalah bagian alam semesta yang menjadi pusat perhatian. Lingkungan adalah alam semesta yang membatasi sistem. lingkungan
lingkungan
sistem larutan
lingkungan
Gambar 2.1 Sistem dan lingkungan.
Wadah atau tempat dapat menjadi bagian dari sistem atau bagian dari lingkungan. Interaksi antara sistem dan lingkungan dapat berupa pertukaran kalor, kerja, dan materi. Sistem dapat digolongkan dalam sistem terbuka, sistem tertutup, sistem adiabatik, dan sistem terisolasi. a) Sistem terbuka CO2
HCl CaCO3 Gambar 2.2 Sistem terbuka.
Sistem di mana selama sistem tersebut mengalami proses dapat melakukan pertukaran materi dan kalor. Misalnya: sebutir batu kapur (CaCO3) dimasukkan dalam larutan HCl pada gelas kimia terbuka. Reaksi yang terjadi: CaCO3(s) + HCl(aq) → CaCl2(aq) + H2O(l) + CO2(g) Selama reaksi berlangsung, dilepaskan gas CO2 ke udara bebas, sehingga massa sistem berubah. Kalor yang dibebaskan akan diserap oleh gelas kimia dan udara di sekitarnya. Akhirnya terjadi perpindahan kalor dari sistem ke lingkungan. b) Sistem tertutup
es mencair
Gambar 2.3 Sistem tertutup.
37
38
KIMIA XI SMA
Sistem yang tidak mengalami perubahan massa selama proses berlangsung, tetapi dapat terjadi pertukaran kalor dengan lingkungannya. Misalnya: es diletakkan di dalam erlenmeyer. Selama es mencair, masssa e dan air yang terbentuk tidak berubah, karena udara di atas es (air kering) dan air tidak ada yang menguap. Pada peristiwa ini terjadi perpindahan kalor dari lingkungan (erlenmeyer, tutup, dan udara di sekitar gelas) ke dalam sistem (es dan air). c) Sistem terisolasi pengatur katup elektronik
air panas air dingin katup elektronik saluran air panas saluran air dingin termometer air
kalorimeter bom penyekat panas
pengaduk elektromagnet
Gambar 2.4 Sistem terisolasi.
Sistem yang tidak dapat mengadakan interaksi baik berupa kalor, kerja, maupun materi dengan lingkungannya. Misalnya: Campuran reaksi di dalam kalorimeter Bom. Di dalam kalorimeter biasanya dilakukan reaksi pembakaran. Suhu air di luar kalorimeter diatur secara elektronik agar selalu sama dengan kalorimeter, sehingga selama reaksi berjalan tidak ada kalor yang dapat keluar atau masuk kalorimeter. d) Sistem adiabatik
pengisap yang dapat bergerak bebas ruang hampa sistem
Gambar 2.5 Sistem dan lingkungan.
Sistem yang selama mengalami proses tidak dapat melakukan pertukaran kalor dengan lingkungan. Sistem ini dapat melakukan
KIMIA XI SMA
kerja ke lingkungan atau menerima dari lingkungan. Misalnya: proses di dalam termos.
2. Reaksi Eksoterm
H 2O
CaO
Gambar 2.6 Reaksi eksoterm
Reaksi eksoterm adalah reaksi yang disertai perpindahan kalor dari sistem ke lingkungan. Pada reaksi eksoterm ini akan membebaskan energi sehingga entalpi sistem akan berkurang dan perubahan entalpinya (∆H) akan bertanda negatif. Sedang pada lingkungan akan menerima kalor sehingga terasa panas. Contoh reaksi eksoterm adalah pembakaran. Contoh yang lain misalnya reaksi antara batu gamping (CaO) dengan air (H2O) yang akan menghasilkan air kapur (Ca(OH)2) dan panas. Reaksi: CaO(s) + H2O(l) ⎯→ Ca(OH)2(aq) + panas
3. Reaksi Endoterm Reaksi endoterm adalah reaksi yang berlangsung di mana ada perpindahan kalor dari lingkungan ke sistem. Pada reaksi endoterm ini diserap sejumlah energi pada sistem sehingga entalpi sistem akan bertambah dan perubahan entalpinya akan bertanda positif (∆H > 0). Karena lingkungan mengalami pengurangan kalor sehingga suhu lingkungan akan turun dan terasa dingin. Contoh reaksi endoterm adalah reaksi antara Barium hidroksida (Ba(OH)2) dan kristal Amonium klorida (NH4Cl) dengan beberapa tetes air. Reaksi: Ba(OH)2(s) + 2NH4Cl(s) ⎯→ BaCl2(aq) + 2NH3(g) + 2H2O(l) Jika reaksi di atas dilakukan pada tabung reaksi maka tangan kita dapat merasakan dinginnya tabung tersebut, karena sistem menyerap kalor dari lingkungan (tangan).
39
40
KIMIA XI SMA kristal NH4Cl
kristal Ba(OH)2
-
Reaksi endoterm Sistem mengeluarkan kalor ∆H berharga positif (∆H > 0)
Gambar 2.7 Reaksi endoterm
Harga entalpi suatu zat atau sistem tidak dapat ditentukan, yang dapat ditentukan adalah perubahan entalpi (∆H) menyertai suatu proses. Perubahan entalpi adalah selisih antara entalpi akhir (produk) dengan entalpi awal (pereaksi). ∆H = Hproduk - Hreaktan Untuk reaksi: R ⎯→ P ∆H = Hp – HR
Keterangan: ∆H = perubahan entalpi R = zat pereaksi/reaktan P = zat produk/hasil akhir HP = entalpi produk HR = entalpi reaktan Reaksi eksoterm Hp < Hr ; ∆H < 0 ; ∆H bertanda Reaksi endoterm Hp > Hr ; ∆H > 0 ; ∆H bertanda + H
P ∆H = HP - HR ∆H > 0
H
R
∆H = HP - HR ∆H < 0 P
R Endoterm Eksoterm Gambar 2.8 Diagram entalpi yang menyertai reaksi kimia
KIMIA XI SMA
Latihan 3 1. Jelaskan pengertian: a. sistem, c. reaksi eksoterm, b. lingkungan, d. reaksi endoterm! 2. Bagaimanakah perpindahan energi antara sistem dan lingkungan pada a. reaksi ekstoterm, b. reaksi endoterm?
∆HO) D. PERUBAHAN ENTALPI STANDAR (∆ Perubahan entalpi reaksi yang diukur pada suhu 298 K dan tekanan 1 atm disepakati sebagai perubahan entalpi standar yang dinyatakan dengan simbol ∆Ho. Satuan yang sering digunakan adalah - kalori (kal) atau kilokalori (kkal) - joule (J) atau kilojoule (kJ) - 1 kalori = 4,2 joule - 1 joule = 0,24 kalori - 1 kilokalori = 1000 kalori - 1 kilojoule = 1000 joule
1. Persamaan Termokimia Persamaan reaksi yang mengikutsertakan perubahan entalpinya disebut persamaan termokimia. Persamaan termokimia tersebut juga memberikan informasi tentang suatu reaksi mengenai jumlah mol pereaksi dan hasil reaksi serta jumlah energi yang terlibat di dalamnya. Contoh: a. Pada pembakaran sempurna 1 mol gas metana (CH4) pada suhu 298 K dan tekanan 1 atm dibebaskan kalor sebesar 802,3 kJ. Maka persamaan reaksi termokimianya adalah + 802,3 kJ CH4(g) + 2O2(g) ⎯→ CO2(g) + 2H2O(g) atau CH4(g) + 2O2(g) ⎯→ CO2(g) + 2H2O(g)
∆Ho = -802,3 kJ/mol
b. Pada reaksi penguraian 1 mol air menjadi gas hidrogen dan gas oksigen yang dilakukan pada suhu 298 K dan tekanan 1 atm ternyata diperlukan kalor sebesar 286 kJ. Maka persamaan termokimianya adalah
41
42
KIMIA XI SMA
H2O(l) ⎯→ H2(g) + 1⁄2O2(g)
∆Ho = +286 kJ/mol
atau 2H2O(l) ⎯→ 2H2(g) + O2(g)
∆Ho = +572 kJ/mol
2. Macam-macam Perubahan Entalpi Standar (∆Ho) Melihat adanya berbagai macam jenis-jenis reaksi kimia yang ada maka kita nanti akan mempelajari jenis-jenis perubahan entalpi berdasarkan jenis reaksi kimia tersebut. Jenis atau macam-macam perubahan entalpi yang akan kita pelajari antara lain perubahan entalpi pembentukan standar, perubahan entalpi penguraian standar, dan perubahan entalpi pembakaran standar. a) Perubahan entapi pembentukan standar ( ∆H of ) o
( ∆H f = standard enthalpy of formation)
Perubahan entalpi pembentukan standar ( ∆H of ) adalah kalor yang dilepaskan atau dibutuhkan pada reaksi pembentukan satu mol senyawa dari unsur-unsurnya yang diukur pada keadaan standar (298 K dan 1 atm). Catatan: - Karena senyawa yang dibentuk hanya 1 mol maka persamaan reaksinya boleh mengandung angka koefisien pecahan - Berdasarkan kesepakatan internasional, entalpi pembentukan standar unsur-unsur dalam bentuk paling stabil berharga nol. Contoh: O2 adalah bentuk alotropi oksigen yang lebih stabil daripada O3 (ozon). Dengan demikian ∆H of O2 = 0, sedang ∆H of O3 ≠0. Tabel 2.1. Entalpi Pembentukan Standar Beberapa Senyawa Senyawa
∆H of (kJ
Persamaan termokimia
mol-1)
CO(g)
-110,5
C(s) + 1⁄2O2(g) → CO(g)
∆H of = -110,5 kJ
CO2(g)
-393,5
C(s) + O2(g) → CO2(g)
∆H of = -393,5 kJ
CH4(g)
-74,8
C(s) + 2H2(g) → CH4(g)
∆H of = -74,8 kJ
C2H2(g)
-226,7
2C(s) + H2(g) → C2H2(g)
∆H of = -226,7 kJ
KIMIA XI SMA
∆H of
Senyawa (kJ mol-1)
Persamaan termokimia
C2H4(g)
-52,26
2C(s) + 2H2(g) → C2H4(g)
∆H of = -52,26 kJ
C2H6(g)
-84,68
2C(s) + 3H2(g) → C2H6(g)
∆H of = -84,68 kJ
C6H6(g)
-48,99
6C(s) + 3H2(g) → C6H6(g)
∆H of = -48,99 kJ
H2O(g)
-241,8
H2(g) + 1⁄2O2(g) → H2O(g)
∆H of = -241,8 kJ
H2O(l)
-285,8
H2(g) + 1⁄2O2(g) → H2O(l)
∆H of = -285,8 kJ
H2O(s)
-292
H2(g) + 1⁄2O2(g) → H2O(s)
∆H of = -292 kJ
HF(g)
-271,1
1⁄
2H2(g)
+ 1⁄2F2(g) → HF(g)
∆H of = -271,1 kJ
HCl(g)
-92,31
1⁄
2H2(g)
+ 1⁄2Cl2(g) → HCl(g)
∆H of = -92,31 kJ
HBr(g)
-36,4
1⁄
2H2(g)
+ 1⁄2Br2(l) → HBr(g)
∆H of = -36,4 kJ
HI(g)
-26,5
1⁄
2H2(g)
+ 1⁄2I2(g) → HI(g)
∆H of = -26,5 kJ
NH3(g)
-46,1
1⁄
2N2(g)
+ 3⁄2H2(g) → NH3(g)
∆H of = -46,1 kJ
N2H4(l)
-50,63
N2(g) + 2H2(g) → N2H4(l)
∆H of = -50,63 kJ
NH4F(s)
-463,96
1⁄
1 2N2(g)+2H2(g)+ ⁄2F2(g)→NH4F(s)
∆H of = -463,96 kJ
NH4Cl(s) -314,4
1⁄
1 2N2(g)+2H2(g)+ ⁄2Cl2(g)→NH4Cl(s)
∆H of = -314,4 kJ
NH4Br(s) -270,8
1⁄
1 2N2(g)+2H2(g)+ ⁄2Br2(g)→NH4Br(s)
∆H of = -270,8 kJ
NH4I(s)
1⁄
1 2N2(g)+2H2(g)+ ⁄2I2(g)→NH4I(s)
∆H of = -201,4 kJ
-201,4
NO(g)
90,25
1⁄
2N2(g) +
1⁄
2O2(g) →
NO(g)
∆H of = +90,25 kJ
NO2(g)
33,2
1⁄
2N2(g) +
1⁄
2O2(g) →
NO2(g)
∆H of = +33,2 kJ
SO2(g)
-296,83
S(s) + O2(g) → SO2(g)
∆H of = -296,83 kJ
SO3(g)
-395,83
S(s) + 3⁄2O2(g) → SO3(g)
∆H of = -395,83 kJ
43
44
KIMIA XI SMA
Tabel 2.2. Entalpi Pembentukan Standar Beberapa Unsur ∆H of
Senyawa (kJ mol-1) I2(s)
0
I2(g)
62,44
Persamaan termokimia –
–
I2(s) → I2(g)
∆H of = +62,66 kJ
C(grafit)
0
–
C(intan)
1,89
C(grafit) → C(intan)
∆H of = +1,89 kJ
C(s)grafit → C(g)
∆H of = +718,4 kJ
–
–
11⁄2O2(g) → O3(g)
∆H of = +143,22 kJ
–
C(g)
718,4
O2(g)
0
O3(g)
143,22
H2(g)
0
–
–
S(s)
0
–
–
S(g)
277,4
S(s) → S(g)
∆H of = +277,4 kJ
Contoh soal 2.1 1. Tuliskan persamaan termokimia dari a.
∆H of H2O(g) = -241,8 kJ/mol
b.
∆H of Ca(OH)2(s) = -986,17 kJ/mol
c.
∆H of CS2(g) = +117,1 kJ/mol
Jawab: a. H2(g) + 1⁄2O2(g) ⎯→ H2O(g)
∆H of = -241,8 kJ/mol
b. Ca(g) + H2(g) + O2(g) ⎯→ Ca(OH)2(s)
∆H of = -986,17 kJ/mol
c. C(s) + 2S(g) ⎯→ CS2(g)
∆H of = +117,1 kJ/mol
2. Tuliskan persamaan termokimia dari a. pembentukan 16 gram Fe2O3(s) yang dibebaskan kalor 83,4 kJ b. pembentukan 15 gram gas NO yang diperlukan kalor 361 kJ (diketahui Ar Fe = 56, O = 16, N = 14)
KIMIA XI SMA
Jawab: a. jumlah mol Fe 2 O 3 =
gram 16 = = 0, 1 mol mol 160
∆H pembentukan 0,1 mol Fe2O3 = -83,4 kJ ∆Hfo Fe2O3 =
−83, 4 = −834 kj/mol 0, 1
Jadi persamaan termokimianya 2Fe(s) + 3⁄2O2(g) ⎯→ Fe2O3(s) b. jumlah mol NO =
∆H = -834 kJ
gram 15 = = 0, 5 mol mol 30
∆H pembentukan 0,5 mol NO = +361 kJ ∆Hfo NO =
361 = 722 kj/mol 0, 5
Jadi persamaan termokimianya 1⁄
2N2(g)
+ 1⁄2O2(g) ⎯→ NO(g)
∆H = 722 kJ
b. Perubahan Entalpi Penguraian Standar ( ∆Hdo ) o
( ∆H d = Standard enthalpy of decomposition) o Perubahan entalpi penguraian standar ( ∆H d ) adalah kalor yang dilepaskan atau yang diperlukan pada reaksi penguraian satu mol senyawa menjadi unsur-unsurnya yang diukur pada keadaan standar (298 K dan 1 atm). Karena reaksi penguraian merupakan kebalikan dari reaksi pembentukan maka entalpi penguraian suatu senyawa menjadi unsurunsurnya sama besarnya dengan entalpi pembentukan senyawa tersebut dari unsur-unsurnya tetapi berlawanan tanda.
Tabel 2.3. Entalpi Penguraian Standar Beberapa Senyawa ∆Hdo = ∆H of Senyawa
∆Hdo
Persamaan termokimia
(kJ mol-1) AgBr(s) CaO(s)
99,96 AgBr(s) → Ag(s) + 1⁄2Br2(l) 638
CaO(s) → Ca(s) + 1⁄2O2(g)
∆H od = +99,96 kJ ∆H od = +638 kJ
45
46
KIMIA XI SMA
Senyawa
∆Hdo (kJ
CuSO4(s) HgO(s)
Persamaan termokimia
mol-1)
772,8
CuSO4(s) → Cu(s) + S(s) + 1⁄2O2(g)
91,14 HgO(s) → Hg(s) + 1⁄2O2(g)
∆H od = +722,8 kJ ∆H od = +91,14 kJ ∆H od = +437,6 kJ
KCl(s)
437,6
KCl(s) → K(s) + 1⁄2Cl2(g)
KClO3(s)
393
KClO3(s)→K(s) + 1⁄2Cl2(g) + 1⁄2O2(g) ∆H od = +393 kJ
Li2O(s)
600,6
Li2O(s) → 2Li(s) + 1⁄2O2(g)
∆H od = +600,6 kJ
NaCl(s)
411,0
NaCl(s) → Na(s) + 1⁄2Cl2(g)
∆H od = +411,0 kJ
Na2CO3(s)→2Na(s)+ C(s)+3⁄2O2(g)
∆H od = +1435 kJ
Na2CO3(s) 1435 PCl3(s)
228
PCl3(s) → P(s) + 1⁄2Cl2(g)
∆H od = +228 kJ
PH3(s)
-23,1
PH3(s) → P(s) + 11⁄2H2(g)
∆H od = -23,1 kJ
Contoh soal 2.2 1. Diketahui persamaan termokimia pembentukan CO2(g) sebagai berikut. C(s) + O2(g) ⎯→ CO2(g)
∆H of = -393,5 kJ/mol
Tentukan persamaan termokimia penguraian CO2 tersebut di atas! Jawab: ∆H of CO2(g) = -393,5 kJ ∆Hdo CO2(g) = +393,5 kJ maka persamaan termokimia penguraian CO2 adalah: CO2(s) ⎯→ C(s) + O2(g)
∆Hdo = +393,5 kJ/mol
2. Tuliskan persamaan termokimia dari a. ∆Hdo CH4(g) = +74,85 kJ/mol b. ∆Hdo HI(g) = -26,5 kJ/mol
KIMIA XI SMA
Jawab: a. CH4(g) ⎯→ C(s) + 2H2(g)
∆Hdo = +74,85 kJ/mol
b. HI(g) ⎯→ 1⁄2H2(g) + 1⁄2O2(g)
∆Hdo = -26,5 kJ/mol
3. Tuliskan persamaan termokimia dari a. penguraian 19,5 gram C6H6(l) yang dibebaskan kalor 113 kJ b. penguraian 4,48 liter gas CO2(STP) yang diperlukan kalor 98,1 kJ (diketahui Ar C = 16, H = 1) Jawab: a. jumlah mol C6H6 =
gram 19, 5 = = 0, 25 mol Mr 78
∆H penguraian 0,25 mol C6H6 = 113 kJ ∆Hdo C6H6(l) =
113 = 452 kj/mol 0, 25
Jadi persamaan termokimianya C6H6(l) ⎯→ 6C(s) + 3H2(g) b. jumlah mol CO2 =
∆H = 452 kJ
4 , 48 Volume CO 2 = = 0, 2 mol Volume molar STP 22 , 4
∆H penguraian 0,2 mol CO2 = 98,1 kJ ∆Hdo CO2(g) =
98, 1 = 4905 kJ/mol 0, 2
Jadi persamaan termokimianya CO2(g) ⎯→ C(s) + O2(g) ∆H = 4905 kJ c. Perubahan Entalpi Pembakaran Standar ( ∆H co ) o
( ∆H c = Standard enthalpy of combustion)
Perubahan entalpi pembakaran standar ( ∆H oc ) adalah kalor yang dilepaskan atau diperlukan pada pembakaran sempurna satu mol suatu zat (unsur atau senyawa) pada keadaan standar (298 K dan 1 atm). Dalam ilmu kimia, pembakaran adalah mereaksikan suatu zat dengan oksigen.
47
48
KIMIA XI SMA
Tabel 2.4. Entalpi Pembakaran Standar Beberapa Zat ∆H co Zat yang dibakar (kJ mol-1)
Persamaan termokimia ∆H oc = -393,52 kJ
C(s)
-393,52 C(s) + O2(g) → CO2(g)
CO(g)
-283
CH4(g)
-890,37 CH4(g)+2O2(g)→CO2(g)+2H2O(l)
CH3OH(l)
-630
C6H12O6(s) -2820
∆H oc = -283 kJ
CO(g) + 1⁄2O2(g) → CO2(g)
∆H oc = -890,37 kJ
CH3OH(l)+3⁄2O2(g)→CO2(g)+2H2O(l) ∆H oc = -630 kJ C6H12O6(s)+6O2(g)→6CO2(g)+6H2O(l) ∆H oc = -2820 kJ ∆H oc = -285,83 kJ
H2(g)
-285,83 H2(g) + 1⁄2O2(g) → H2O(l)
NH3(g)
-292,38 NH3(g)+5⁄4O2(g)→NO(g)+3⁄2H2O(g) ∆H oc = -292,38 kJ
S(s)
-395,7
∆H oc = -395,7 kJ
S(s) + 3⁄2O2(g) → SO3(g)
∆H oc = -98,87 kJ
-98,87 SO2(g) + 1⁄2O2(g) → SO3(g)
SO2(g)
Contoh soal 2.3 1. Tuliskan persamaan termokimia dari a.
∆H oc C(s) = -393,52 kJ/mol
b.
∆H oc C2H6(g) = -1565 kJ/mol
Jawab: a. C(s) + O2(g) ⎯→ CO2(g)
∆H oc = -393,52 kJ/mol
b. C2H6(g)+7⁄2O2(g)⎯→2CO2(g)+3H2O(g)
∆H oc = -1565 kJ/mol
2. Tuliskan persamaan termokimia dari reaksi: a. pada pembakaran 54 gram glukosa yang dibebaskan kalor sebesar 846 kJ b. pada pembakaran 8,96 liter CH3OH(l)(STP) yang dibebaskan kalor sebesar 255,2 kJ Jawab: a. jumlah mol C6H12O6 =
g 54 = = 0, 3 mol Mr 180
KIMIA XI SMA
∆H untuk 0,3 mol C6H12O6 = -846 kJ ∆Hco C6H12O6 =
−846 = −2820 kj/mol 0, 3
Jadi persamaan termokimianya C6H12O6(s) + 6O2(g) ⎯→ 6CO2(g) + 6H2O(l) b. jumlah mol CH3OH =
∆H = -2820 kJ/mol
Volume CH 3 OH 8, 96 = = 0, 4 mol Volume molar STP 22 , 4
∆H untuk 0,4 mol CH3OH = -255,2 kJ ∆H oc CH3OH(l) =
−255, 2 = −638 kj/mol 0, 4
Jadi persamaan termokimianya CH3OH(l) + 3⁄2O2(g) ⎯→ CO2(g) + 2H2O(l)
∆H oc = -638 kJ/mol
Latihan 4 1. Jelaskan yang dimaksud perubahan entalpi standar (∆Ho)! 2. Jelaskan pengertian a. perubahan entalpi pembentukan standar ( ∆H of ) o b. perubahan entalpi penguraian standar ( ∆H d )
c. perubahan entalpi pembakaran standar ( ∆H oc ) 3. Tuliskan persamaan termokimia dari data o a. ∆H f H2S(g) = -20,2 kJ/mol
b. ∆H od NH4Cl(s) = + 314,4 kJ/mol c.
∆H oc CH4(g) = -890,37 kJ/mol
4. Tuliskan persamaan termokimia dari reaksi berikut a. pada reaksi penguraian 1,12 liter gas NH3(g) (STP) yang dibebaskan kalor sebesar 292,38 kJ/mol b. pada reaksi penguraian 5,85 gram NaCl(s) yang diperlukan kalor sebesar 411 kJ/mol
49
50
KIMIA XI SMA
E. MENENTUKAN HARGA PERUBAHAN ENTALPI Harga perubahan entalpi (∆H) suatu reaksi dapat ditentukan dengan cara 1. Melakukan eksperimen, menggunakan suatu alat bernama kalorimeter. 2. Menggunakan hukum Hess (hukum penjumlahan kalor). 3. Menggunakan data perubahan entalpi pembentukan standar ( ∆H of ) 4. Menggunakan data energi ikatan
1. Menentukan harga perubahan entalpi dengan kalorimeter Pengukuran jumlah kalor yang dilepaskan atau yang diterima pada suatu reaksi kimia disebut kalorimetri. Sedang alat yang digunakan untuk mengukur jumlah kalor disebut kalorimeter. Ada beberapa macam jenis kalorimeter, salah satunya adalah kalorimeter Bom yang mempunyai daya hitung lebih akurat (bagus, lihat gambar). Tapi bagi kita di laboratorium cukup menggunakan alat kalorimeter sederhana (lihat gambar). Alat kalorimeter sederhana disusun atas dua buah gelas plastik (merupakan bahan nonkonduktor) sehingga jumlah kalor yang diserap atau dilepas ke lingkungan dapat diabaikan.
termometer
bejana plastik ruang hampa udara bejana alumunium bejana reaksi penyangga larutan
Bom Kalorimeter
Dalam kalorimeter zat yang akan direaksikan dimasukkan ke dalam kamar reaksi. Kamar reaksi ini dikelilingi oleh air yang telah diketahui massanya. Jika suatu reaksi berlangsung eksoterm maka kalor akan dilepas oleh larutan di dalam gelas. Sebaliknya jika reaksi berlangsung endoterm maka kalor akan diserap dari larutan di dalam gelas. Jadi kalor reaksi sama dengan jumlah kalor yang diserap atau dilepaskan larutan di dalam gelas. Jumlah kalor yang diserap atau dilepaskan larutan dapat ditentukan dengan mengukur perubahan suhunya. Jumlah kalor tersebut dapat dirumuskan secara sederhana sebagai berikut.
KIMIA XI SMA
q = m . c . ∆T Di mana : q = jumlah kalor reaksi (joule/kilojoule) m = massa zat (gram) c = kalor jenis air, yaitu kalor yang dibutuhkan untuk menaikkan suhu 1 gram zat sebesar 1oC atau 1 K (joule gr-1 oC-1/joule gr-1 K-1) ∆T = perubahan suhu (Takhir – Tawal) Contoh soal 2.4 1. Dalam kalorimeter terdapat zat yang bereaksi secara eksotermik dan ternyata 0,1 kg air yang mengelilinginya mengalami kenaikan suhu sebesar 5oC. Jika kalor jenis air = 4,18 J gr-1 oC-1 maka berapakah kalor reaksi zat tersebut? Jawab: q = m x c x ∆T q = 100 gr x 4,18 j.gr-1.oC-1 x 5oC q = 2090 joule q = 2,090 kJ 2. Larutan NaOH 1 M sebanyak 100 cm3 direaksikan dengan 100 cm3 larutan HCl 1 M dalam sebuah bejana. Tercatat suhu naik dari 29oC menjadi 37,5oC. Jika larutan diangggap sama dengan air, kalor jenis air = 4,2 J gr-1K-1, massa jenis air = 1 gr cm-3. Tentukan perubahan entalpi reaksi (∆H) netralisasi dari larutan di atas! Jawab: -
Reaksi: NaOH(aq) + HCl(aq) ⎯→ NaCl(aq) + H2O(l)
- Volum campuran = 100 cm3 + 100 cm3 = 200 cm3 - mol NaOH = V x M = 0,1 x 1 = 0,1 mol - mol HCl = V x M = 0,1 x 1 = 0,1 mol Jadi 0,1 mol NaOH beraksi dengan 0,1 mol HCl. NaCl yang dihasilkan adalah garam maka jenis reaksinya disebut reaksi penggaraman atau penetralan karena menghasilkan air (H2O). Mol H2O yang terbentuk adalah 0,1 mol (karena koefisien reaksinya sama dengan koefisien NaOH dan HCl). Karena larutan dianggap sama dengan air maka massa larutan = massa air. Jadi massa larutan = 200 cm3 x 1 gr cm-3 = 200 gram ∆T = 37,5oC – 29oC = 8,5oC = 8,5 K cair = 4,2 J gr-1K-1
51
52
KIMIA XI SMA
maka q = m x c . ∆T = 200 gr x 4,2 j gr-1 K-1 x 8,5oK = 7140 joule = 7,140 kJ Besarnya energi untuk mereaksikan 0,1 mol NaOH dan 0,1 mol HCl adalah 7,140 kJ. q netralisasi =
7 , 140 KJ = 71, 40 KJ/mol 0, 1 mol
Karena reaksi di atas adalah reaksi eksoterm (yang ditandai dengan kenaikan suhu) maka harga ∆H reaksi = -71,40 kJ/mol. Reaksi termokimianya adalah: NaOH(aq) + HCl(aq) ⎯→ NaCl(aq) + H2O(l)
∆H = -71,40 kJ/mol
Latihan 5 1. Pada pemanasan 0,6 liter air, ternyata suhu air naik dari 25oC menjadi 37oC. Jika massa jenis air = 1 gram/ml dan kalor jenis air = 4,2 J/g/oC maka tentukan ∆H reaksi pembakaran air tersebut! 2. Diketahui larutan HCl 0,4 M sebanyak 50 cm3 yang dicampurkan dengan 100 cm3 larutan KOH 0,2 M di mana suhu masing-masing larutan sebesar 26oC. Setelah terjadi reaksi ternyata suhunya naik menjadi 34oC. Jika diketahui massa jenis air 1 gr/ml dan kalor jenis air 4,2 J/g/oC serta kalor jenis dan massa jenis larutan dianggap sama dengan air maka tentukan harga ∆H reaksi kedua larutan di atas! Reaksi: HCl(aq) + KOH(aq) ⎯→ KCl(aq) + H2O(l)
2. Menentukan harga perubahan entalpi dengan menggunakan Hukum Hess Ada beberapa reaksi yang kadang-kadang sukar diukur perubahan entalpinya dengan kalorimeter. Hal ini disebabkan karena sifat dari reaksi itu. Misalnya reaksi pembentukan CO dari unsur-unsurnya. Ternyata hal-hal tersebut di atas dapat dibantu dengan menggunakan Hukum Hess. Pada tahun 1840 – 1850 orang yang bernama Germain Henry Hess dari Swiss-Rusia merumuskan penemuannya berdasarkan hasil-hasil percobaan tentang kalor reaksi sebagai berikut kalor reaksi yang dilepaskan atau diserap oleh suatu reaksi tidak tergantung dari jalannya reaksi tetapi tergantung dari kondisi awal zat-zat yang bereaksi dan kondisi
KIMIA XI SMA
akhir zat-zat hasil reaksi. Pernyataan ini dikenal dengan Hukum Hess. Hukum Hess ini pada dasarnya merupakan bagian dari Hukum Termodinamika pertama atau Hukum Kekekalan Energi yang berkaitan dengan reaksi kimia. Menurut pernyataan Hukum Hess di atas maka kita dapat mengartikan bahwa harga ∆H dari suatu reaksi yang berlangsung satu tahap akan sama dengan harga ∆H jika reaksi itu berlangsung beberapa tahap/cara. Contoh: CO2(g) dapat dibuat dengan satu tahap/cara dan dapat juga dibuat dengan dua tahap. ∆H1 = a kJ 1. Satu tahap : C(s) + O2(g) ⎯→ CO2(g) (secara langsung) 2. Dua tahap : C(s) + 1⁄2O2(g) ⎯→ CO(g) ∆H2 = b kJ (tidak langsung) CO(g) + 1⁄2O2(g) ⎯→ CO2(g) ∆H3 = c kJ + atau
C(s) + O2(g) ⎯→ CO2(g)
∆H1 = ∆H2 + ∆H3
C(s) + O2(g) ⎯→ CO2(g)
a=b+c
Tahapan reaksi di atas dapat dibuat dalam bentuk diagram siklus dan diagram tingkat energi. Gambar diagram siklus Gambar diagram tingkat energi C(s) + O2(g)
a
b
CO(g) +
CO2(g) c
1 2 O2(g)
C(g)+ O2 (awal) b a
1 CO(g) + 2 O2(g)
c
CO2(g) (akhir)
Jadi jika suatu reaksi dapat berlangsung menurut dua tahap atau lebih maka kalor reaksi totalnya sama dengan jumlah aljabar kalor tahapan reaksinya. Hukum Hess disebut juga Hukum Penjumlahan Kalor. Proses ini dapat digambarkan dengan diagram tersebut di atas.
53
54
KIMIA XI SMA
Contoh soal 2.5 1. Diketahui: a.
1⁄
2N2(g)
+ O2(g) ⎯→ NO2g)
b. NO(g) + 1⁄2O2(g) ⎯→ NO2g)
∆H = +33,85 kJ/mol ∆H = -56,52 kJ/mol
Tentukan entalpi reaksi dari 1⁄
2N2(g)
+ 1⁄2O2(g) ⎯→ NO2g)
∆H = .... kJ/mol
Jawab: Perubahan entalpi di atas dapat diperoleh dengan menyusun dan menjumlahkan kedua reaksi tersebut yang sudah diketahui harganya, yaitu reaksi (1) ditulis tetap, sedang reaksi (2) dibalik. Jadi: 1⁄2N2(g) + O2(g) ⎯→ NO2(g)
∆H = +33,85 kJ/mol
NO2(g) ⎯→ NO(g) + 1⁄2O2(g)
∆H = +56,52 kJ/mol
1⁄
∆H = +90,37 kJ/mol
2N2(g)
+ O2(g) ⎯→ NO(g) + 1⁄2O2(g)
atau 1⁄2N2(g) + 1⁄2O2(g) ⎯→ NO(g) 2. Diketahui: a. C(s) + O2(g) ⎯→ CO2(g)
+
∆H = +90,37 kJ/mol
∆H = -94 kkal
b. 2H2(g) + O2(g) ⎯→ 2H2O(l)
∆H = -136 kkal
c. 3C(s) + 4H2(g) ⎯→ C3H8(g)
∆H = -24 kkal
Tentukan ∆H dari reaksi C3H8(g) + 5O2(g) ⎯→ 3CO2(g) + 4H2O(l) Jawab: Cara seperti di atas yaitu menyusun dan menjumlahkan ketiga reaksi di atas sebagai berikut - reaksi (1) dikalikan 3 - reaksi (2) dikalikan 2 - reaksi (3) dibalik sehingga diperoleh: 3C(s) + 3O2(g) ⎯→ 3CO2(g) ∆H = -282 kkal 4H2(g) + 2O2(g) ⎯→ 4H2O(l)
∆H = -136 kkal
C3H8(g) ⎯→ 3C(s) + 4H2(g)
∆H = +24 kkal
C3H8(g) + 5O2(g) ⎯→ 3CO2(g) + 4H2O(l)
∆H = -530 kkal
+
KIMIA XI SMA
Latihan 6 1. Dari diagram siklus berikut: ∆H1 = ... ?
A
∆H4 = 25 KJ D
B ∆H2 = 75 KJ
∆H3 = 50 KJ
C
Maka tentukan harga ∆H1! 2. Perhatikan diagram tingkat energi berikut! 0 -576 -642
2 P(s) + 3 Cl2(g) 2 PCl2(l) 2 PCl3(g)
Tentukan ∆H penguapan dari PCl3(l)! 3. Diketahui: S(s) + O2(g) ⎯→ SO2(g)
∆Ho = -297 kJ/mol
S(s) + 11⁄2O2(g) ⎯→ SO3(g)
∆Ho = -396 kJ/mol
Tentukan ∆H reaksi dari: SO2(g) + 1⁄2O2(g) ⎯→ SO3(g) 4. Tentukan Hukum Hess untuk menentukan ∆H reaksi C3H4(g) + 2H2(g) ⎯→ C3H8(g) Jika diketahui H2(g) + 1⁄2O2(g) ⎯→ H2O(l)
∆Ho = -286 kJ/mol
C3H4(g) + 4O2(g) ⎯→ 3CO2(g) + 2H2O(l)
∆Ho = -1941 kJ/mol
C3H8(g) + 5O2(g) ⎯→ 3CO2(g) + 4H2O(l)
∆Ho = -2220 kJ/mol
3. Menentukan harga perubahan entalpi dengan menggunakan entalpi pembentukan standar ( ∆H of ) Entalpi pembentukan standar ( ∆H of ) suatu senyawa dapat memberikan kemudahan dalam menentukan perubahan entalpi reaksi.
55
56
KIMIA XI SMA
Perhitungan ini bisa dengan cara rumusan sebagai berikut. Reaksi: p AB + q CD ⎯→ r AC + s BD reaktan produk (pereaksi) (hasil reaksi) ∆H reaksi = ∆Hfo hasil – ∆Hfo pereaksi o o o o ∆H reaksi = (r . ∆H f AC + s . ∆H f BD) - (p . ∆H f AB + q . ∆H f CD)
Seperti yang sudah diinformasikan bahwa harga ∆Hfo unsur-unsur dalam wujud yang paling stabil memiliki harga = nol (misalnya Fe(s), Hg(l), Cl2(g), I2(s), C(grafit), Br2(l), dan O2(g)). Akan tetapi untuk Fe(l), Hg(s), Cl2(l), I2(g), C(intan), Br2(g), dan O3(s) memiliki harga ∆Hfo ≠nol. Contoh soal 2.6 1. Jika diketahui: ∆H of C2H5OH(l) = -266 kJ/mol ∆H of CO2(g) = -394 kJ/mol ∆H of H2O(l) = -286 kJ/mol Hitunglah ∆H untuk reaksi C2H5OH(l) + 3O2(g) ⎯→ 2CO2(g) + 3H2O(l) Jawab: o o ∆Hreaksi = ∆H f hasil − ∆H f pereaksi o o o ∆Hreaksi = [(2 . ∆H f CO2) + (3 . ∆H f H2O)] - [(1 . ∆H f C2H5OH) o + (3 . ∆H f O2)]
∆Hreaksi
= [(2 . (-394)) + (3 . (-286))] - [(1. (-266)) + (3 . 0)] = -1380 kJ/mol
2. Perhatikan diagram entalpi berikut ini! 2 NO2(g) ∆H2 = -114,1 kJ 2 NO(g) + O2(g)
∆H1 = +66,4 kJ
∆H3 = ... !
N2(g) + 2 O2(g)
KIMIA XI SMA
a. Tentukan harga ∆H3! b. Tentukan kalor pembentukan NO(g) = ...! Jawab: a. Untuk proses (1) berlangsung dalam satu tahap yaitu reaksi pembentukan 2NO2(g) dari unsur N2(g) dan 2O2(g). Sedang proses (2)(proses pembentukan 2NO2(g)) tapi berlangsung dalam 2 tahap, yaitu 1. tahap pembentukan 2NO(g) dahulu 2. tahap pembentukan 2NO2(g) Jadi ∆Hproses(1) = ∆Hproses(2) ∆H1 = ∆H3 + ∆H2 +66,4 = ∆H3 + (−114,1) ∆H3 = 180,5 Jadi harga ∆H3 adalah +180,5 kJ b. Reaksi pembentukan NO(g) adalah 1⁄
2N2(g)
+ 1⁄2O2(g) ⎯→ NO(g)
∆Hfo = ....
dari diagram di atas, diketahui N2(g) + 2O2(g) ⎯→ 2NO(g) + O2(g)
∆H3 = 180,5 kJ
180, 5 = 90, 25 KJ/mol 2 Jadi ∆Hfo NO(g) = 90,25 kJ/mol sehingga ∆H f o NO(g) =
Latihan 7 1. Diketahui ∆Hfo Al2O3(s) = -1676 kJ/mol ∆Hfo Fe2O3(s) = -822,2 kJ/mol maka tentukan ∆H dari reaksi 2Al(s) + Fe2O3(s) ⎯→ 2Fe(s) + Al2O3(s) 2. Tentukan entalpi pembentukan ZnSO4(s) jika diketahui reaksi sebagai berikut. Zn(s) + S(s) ⎯→ ZnS(s) ∆H = -206 kJ ZnSO4 ⎯→ ZnS(s) + 2O2(g)
∆H = +777 kJ
57
58
KIMIA XI SMA
3. Diketahui entalpi pembentukan CO2(g) = -393,5 kJ/mol, H2O(l) = -242 kJ/mol dan C3H8(g) = -104 kJ/mol. Tentukanlah jumlah kalor yang dapat dibebaskan jika 1 gram C3H8(g) dibakar sempurna membentuk gas CO2 dan air (Ar H = 1, C = 12)!
4. Menentukan harga perubahan entalpi dengan menggunakan data energi ikatan Energi ikatan dapat didefinisikan sebagai energi yang diperlukan untuk memutuskan ikatan kimia satu mol senyawa dalam wujud gas menjadi atom-atom gas pada keadaan standar. Energi ikatan diberi simbol D dan satuan yang digunakan sama seperti satuan energi yang lain. Misalnya untuk menentukan ikatan 1 mol gas hidrogen menjadi atomatom H bebas diperlukan energi sebanyak 431 kJ/mol. Ini berarti bahwa energi ikatan H - H dalam molekul H2 adalah 436 kJ. Reaksi penguraian H2(g) dapat ditulis H2(g) ⎯→ H(g) + H(g) ∆H = +436 kJ/mol Jadi DH-H = 436 kJ/mol Energi ikatan yang seperti dicontohkan di atas dapat juga disebut sebagai energi disosiasi ikatan. Makin besar harga energi disosiasi ikatan dari molekul diatomik (beratom dua) maka makin kuat ikatan antara dua atom tersebut. Tabel 2.5. Daftar Energi Disosiasi Ikatan Molekul Diatomik Pada Suhu 25oC dan Tekanan 1 atm Molekul diatomik
Energi disosiasi ikatan (kJ/mol)
I–I(g)
152,6
F–F(g)
157,0
Br–Br(g)
193,9
Cl–I(g)
210,3
Cl–Br(g)
218,6
Cl–Cl(g)
242,6
Cl–F(g)
254,3
H–H(g)
431,0
O=O(g)
495
N≡N(g)
945,3
KIMIA XI SMA
Molekul yang terdiri atas tiga atom atau lebih (molekul poliatom) maka digunakan pengertian energi ikatan rata-rata yaitu energi rata-rata ikatan yang diperlukan untuk menguraikan atau mendissosiasikan 1 mol molekul senyawa menjadi atom-atom penyusunnya. Misalnya pada penguraian/dissosiasi 1 mol NH3 menjadi atom-atomnya diperlukan energi sebesar 1172 kJ. Reaksi penguraian NH3 tersebut dapat ditulis. ∆H = +1172 kJ NH3(g) ⎯→ N(g) + 3H(g) Apabila kita buat tahap-tahap penguraiannya berikut energi yang diperlukan maka dapat ditulis: NH3(g) ⎯→ NH2(g) + H(g) ∆H = +431 kJ NH2(g) ⎯→ NH(g) + H(g)
∆H = +381 kJ
NH(g) ⎯→ N(g) + H(g)
∆H = +360 kJ
Tahap-tahap reaksi tersebut di atas, apabila dijumlahkan maka kita akan mendapatkan energi sebesar 1172 kJ. Energi sebesar ini adalah energi dissosiasi ikatan total untuk memutuskan ketiga ikatan N - H karena dalam molekul NH3 terdapat 3 ikatan N - H. Maka energi ikatan rata-rata per mol ikatan N - H adalah sebesar 391 kJ yang berasal dari satu per tiga energi totalnya. Tabel 2.6. Energi ikatan rata-rata Ikatan
Energi ikatan (kJ/mol)
Ikatan
Energi ikatan (kJ/mol)
C–N C–C C–O H–N H–C H–O
292 343 356 391 410 463
C=C C=N C=O C≡C C≡N
607 619 724 833 879
Menggunakan tabel energi ikatan rata-rata dan energi dissosiasi ikatan, kita dapat menghitung energi yang dibutuhkan atau dilepaskan pada pembentukan suatu molekul gas. Reaksi kimia biasanya terjadi karena penyusunan ulang atom-atom dalam molekul melalui pemutusan dan pembentukan ikatan sehingga menjadi susunan molekul yang baru. Perubahan entalpi dapat dicari dari selisih antara ∆H pemutusan ikatan dan ∆H pembentukan ikatan. ∆H = Σ∆Hpemutusan ikatan – Σ∆Hpembentukan ikatan
59
60
KIMIA XI SMA
Contoh soal 2.7 1. Dengan menggunakan tabel energi ikatan rata-rata hitunglah energi yang dibebaskan reaksi hidrogenasi 1 mol gas etena! Jawab: reaksi C2H4(g) + H2(g) ⎯→ C2H6(g) atau H
C =C H
H+H
H →H
H
H
H
C
C
H
H
H
pemutusan ikatan 4 mol C–H : 4 x 410 = 1640 1 mol C=C : 1 x 607 = 607 1 mol H–H : 1 x 431 = 431 + x = 2678 pembentukan ikatan 6 mol C–H = 6 x 410 = 2460 1 mol C–C = 1 x 343 = 343 + y = 2.803 ∆H = x – y = 2678 – 2803 = -125 Jadi ∆Hreaksi = -125 kJ/mol 2. Diketahui reaksi pembakaran sebagai berikut CS2(g) + 3O2(g) ⎯→ CO2(g) + 2SO3(g) ∆H = -445 kJ Jika energi ikatan O=O = 495 kJ/mol S=O = 323 kJ/mol C=O = 799 kJ/mol maka tentukan nilai energi ikatan C = S! Jawab: Reaksi: S=C=S + 3(O=O) ⎯→ O=C=O + 2(O=S=O) ∆H = -445 kJ Misalkan energi ikatan C = S = x maka: pemutusan ikatan 2 mol C=S = 2 . x = 2x 3 mol O=O = 3 x 495 = 1485 1485 + 2x
KIMIA XI SMA
pembentukan ikatan 2 mol C=O = 2 x 799 = 1598 4 mol S=O = 4 x 323 = 1292
+
2890 ∆H = Σ∆Hpemutusan ikatan – Σ∆Hpembentukan ikatan −445 = 1485 + 2x – 2890 1405 – 445 960 x= = = 480 2 2 Jadi energi ikatan rata-rata C=S adalah 480 kJ/mol
Latihan 8 1. Diketahui energi ikatan rata-rata dari C–H = 417,06 kJ/mol C–C = 349,02 kJ/mol C=C = 609,1 kJ/mol H–H = 437,64 kJ/mol Maka tentukan besarnya perubahan entalpi reaksi adisi 1 butena oleh gas hidrogen)! 2. Jika perubahan entalpi pembentukan gas HCl = -a kJ, energi ikatan H2 dan Cl2 masing-masing b dan c maka tentukan besarnya ikatan H–Cl pada senyawa HCl tersebut! 3. Dengan menggunakan tabel energi ikatan hitunglah energi yang dibebaskan pada pembakaran 15 gram gas etana (C2H6) (Ar C = 12, H = 1)! 4. Diketahui energi ikatan rata-rata C=C = 813 kJ/mol C–C = 346 kJ/mol C–H = 413 kJ/mol H–H = 436 kJ/mol Maka hitunglah harga ∆H reaksi hidrogenasi 21 gram propena menurut reaksi C3H6 + H2 ⎯→ C3H8 5. Jika entalpi pembentukan NH3 adalah -46 kJ dan energi ikatan H–H dan N–H masing-masing 436 kJ dan 390 kJ maka hitunglah energi ikatan N = N!
61
62
KIMIA XI SMA
nci u K Ka t a
Energi dissosiasi Energi ikatan Energi kinetik Energi potensial Entalpi Reaksi eksoterm Reaksi endoterm Entalpi pembentukan standar Entalpi penguraian standar Entalpi pembakaran standar Persamaan termokimia Kalorimetri Kalorimeter Termokimia Sistem Lingkungan Diagram siklus Diagram tingkat energi Energi ikatan rata-rata
RANGKUMAN -
-
-
-
-
-
-
-
-
Energi kinetik adalah energi yang terkandung di dalam materi yang bergerak, sedang energi potensial adalah energi yang terkandung di dalam materi yang tidak bergerak. Hukum kekekalan energi menyatakan bahwa energi tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan, tetapi hanya dapat diubah dari satu bentuk ke bentuk yang lain. Termokimia adalah ilmu yang mempelajari perubahan energi yang menyertai suatu reaksi kimia. Jumlah total dari semua bentuk energi dalam suatu materi disebut entalpi. Besarnya entalpi akan tetap konstan selama tidak ada energi yang masuk atau keluar dari materi/zat itu. Entalpi suatu zat tidak dapat diukur, yang dapat diukur adalah perubahan entalpinya. Sistem adalah peristiwa reaksi kimia yang sedang diamati/dipelajari, sedang lingkungan adalah segala sesuatu di luar sistem. Reaksi yang mengeluarkan energi disebut reaksi eksoterm, sedang reaksi yang membutuhkan energi disebut reaksi endoterm. Perubahan entalpi yang diukur pada suhu 298 K dan tekanan 1 atm disebut perubahan entalpi standar lambangnya ∆Ho. Berdasarkan jenis reaksinya atau perubahannya, perubahan entalpi standar dapat digolongkan: - perubahan entalpi pembentukan standar ( ∆H of )
KIMIA XI SMA
-
perubahan entalpi penguraian standar ( ∆H od )
-
perubahan entalpi pembakaran standar ( ∆H oc )
-
-
Harga perubahan entalpi dapat ditentukan dengan cara: - alat kalorimeter - hukum Hess - perubahan entalpi pembentukan standar - energi ikatan Secara umum, rumus untuk menentukan perubahan entalpi (∆H) adalah sebagai berikut ∆H o = Σ∆H of produk − Σ∆H of pereaksi
-
Sedang rumus penentuan perubahan entalpi dengan menggunakan energi ikatan adalah ∆H = ΣDpemutusan – ΣDpembentukan
-
Energi ikatan adalah energi yang diperlukan untuk memutuskan ikatan kimia 1 mol senyawa yang berwujud gas menjadi atom-atom gas pada keadaan standar. Pembakaran sempurna bahan bakar akan menghasilkan gas karbondioksida dan air, sedang pembakaran tidak sempurna bahan bakar akan menghasilkan gas karbonmonoksida yang bersifat racun dan air. Aspek praktis produksi energi bahan bakar dari minyak bumi adalah masalah cadangan/sumber energi alternatif dan dampak lingkungan/polusi.
-
-
63
64
KIMIA XI SMA
P
ELATIHAN SOAL
I. Pilihlah salah satu jawaban yang tepat! 1. Pita magnesium dimasukkan ke dalam tabung reaksi yang berisi larutan HCl ternyata pita magnesium larut sambil timbul gelembung-gelembung gas dan dinding tabung dipegang terasa panas. Maka reaksi ini dapat digolongkan .... a. eksoterm, energi berpindah dari sistem ke lingkungan b. eksoterm, energi berpindah dari lingkungan ke sistem c. endoterm, energi berpindah dari sistem ke lingkungan d. endoterm, energi berpindah dari lingkungan ke sistem e. endoterm, energi tetap tidak ada perpindahan 2. Bila air pada suhu 100oC dipanaskan ternyata tidak terjadi kenaikan suhu sampai semua cairan berubah menjadi uap. Penjelasan berikut yang terbaik untuk pengamatan di atas adalah bahwa pemanasan diperlukan untuk .... a. mengatasi gaya antarmolekul b. menguapkan air c. menggabungkan ion H+ dan OH- menjadi molekul air d. menghentikan penguraian air menjadi hidrogen dan oksigen e. mendispersikan molekul udara di antara molekul air sehingga air menguap
3. Diketahui reaksi H2(g) + Cl2(g) ⎯→ 2HCl(g) ∆H = -110 kJ maka ∆H untuk reaksi HCl(g) ⎯→ 1⁄2H2(g) + 1⁄2Cl2(g) ∆H = .... a. + 110 kJ b. + 55 kJ c. - 55 kJ d. - 110 kJ e. - 220 kJ 4. Di antara reaksi-reaksi di bawah ini yang bukan reaksi pembentukan adalah .... a. H2 + 1⁄2O2 ⎯→ H2O b. K + 1⁄2I2 ⎯→ KI c. Na + 1⁄2Cl2 ⎯→ NaCl d. 1⁄2N2 + 1⁄2O2 ⎯→ NO e. CS2 ⎯→ C + 2S 5. Berdasarkan siklus 2A+B
∆H1
∆H2 C+2D
A2B ...?
∆H3
CD2
Maka perubahan entalpi A2B → CD2 adalah .... a. ∆H1 + ∆H2 + ∆H3 b. -∆H1 – ∆H2 – ∆H3 c. -∆H1 + ∆H2 + ∆H3 d. -∆H1 + ∆H2 – ∆H3 e. ∆H1 + ∆H2 – ∆H3
KIMIA XI SMA
6. Perhatikan diagram tingkat energi pembentukan gas SO3 di bawah ini! 0
S(s) + 3 O2(g)
∆H1
∆H3 -593,8
Awal
2 SO3(g) + O2(g) ∆H2
-790,4
2 SO3(g)
Akhir
Berdasarkan diagram di atas maka harga ∆H2 adalah .... a. -593,8 kJ b. -196,6 kJ c. +196,6 kJ d. +593,8 kJ e. +790,4 kJ 7. Bila 1,26 gram karbonmonoksida dibakar dan panas yang dilepas sebesar 1.260 J. Maka kalor pembakaran gas CO sebesar .... a. 10 kJ/mol b. 28 kJ/mol c. 100 kJ/mol d. 226,8 kJ/mol e. 200 kJ/mol 8. Diketahui energi ikatan ratarata C–H = 416 kJ/mol C=C = 614 kJ/mol C–C = 348 kJ/mol H–H = 438 kJ/mol Maka perubahan entalpi untuk reaksi C2H4(g) + H2(g) ⎯→ C2H6(g) sebesar .... a. -965 kJ/mol b. -256 kJ/mol c. -128 kJ/mol d. +128 kJ/mol e. +965 kJ/mol
9. Diketahui reaksi termokimia sebagai berikut 2C(grafit) + O2(g) ⎯→ 2CO(g) ∆H = -p kJ C(grafit) + O2(g) ⎯→ CO2(g) ∆H = -q kJ 2CO(g) + O2(g) ⎯→ 2CO2(g) ∆H = -r kJ Sesuai dengan hukum Hess maka .... a. p = q + r b. 2q = p + r c. q = 2 (p + r) d. p = -q - r e. p + 2q = r 10. Pada reaksi: H H
C
H + 2(O=O) ⎯→
H O=C=O + 2(H–O–H) ∆HC = -109 kj/mol Sedang energi ikatan C=O; H–O dan O=O berturut-turut adalah 243 kJ/mol; 432 kJ/mol dan 335 kJ/mol maka energi ikatan rata-rata C–H adalah sebesar .... a. 194,75 kJ/mol b. 358,75 kJ/mol c. 553,50 kJ/mol d. 595,00 kJ/mol e. 599,50 kJ/mol
65
66
KIMIA XI SMA
II. Jawablah dengan singkat dan jelas! 1. Tuliskan persamaan termokimianya untuk a.
∆H of H2O(l) = -285,8 kJ/mol
b.
∆H of HI(g) = +25,9 kJ/mol
c.
∆H od CH3COOH(l) = +487 kJ/mol
d. ∆H od NaHCO3(s) = + 947,6 kJ/mol e.
∆H oc C8H18(l) = -5460 kJ/mol
f.
∆H oc CH3OH(l) = -638 kJ/mol
2. Di dalam alat kalorimeter direaksikan 50 mL larutan HCl 0,1 M temperatur 26oC dengan 50 mL larutan NaOH 0,1 M temperatur 26oC. Setelah dicampur ternyata temperatur menjadi 35oC. Jika kalor jenis air 4,2 J/gr C dan volume campuran dianggap sama dengan air maka berapakah perubahan entalpi (∆H) pada reaksi tersebut? 3. Jika diketahui ∆H pembakaran sempurna C2H5OH adalah -1234,7 kJ/mol, ∆H pembentukan CO2(g) dan H2O masing-masing -393,5 kJ/mol dan -241,8 kJ/mol maka tentukan ∆H penguraian C2H5OH! 4. Pada proses pembuatan besi dari bijihnya dilakukan reaksi sebagai berikut Fe2O3(s) + 3CO(g) ⎯→ 2Fe(s) + 3CO2(g) Jika diketahui ∆H of Fe2O3(s) = -822,1 kJ/mol ∆H of CO(g) = -110,5 kJ/mol ∆H of CO2(g) = -393,5 kJ/mol maka tentukan: a. ∆H reaksi untuk memperoleh 1 kg besi b. berapa gram Fe2O3 yang harus direaksikan jika kalor yang dibebaskan sebesar 269 kJ (Ar Fe = 56, O = 16) 5. Diketahui entalpi pembentukan H2O(g) = -242 kJ/mol, energi ikatan H–H = 436 kJ/mol dan energi ikatan dalam O=O = 495 kJ/mol. Maka tentukan energi ikatan rata-rata O–H dalam H2O(g)!
