Latihan Soal Latihan SoalLatihan Soal Latihan Soal Hitung entalpi kisi CaBr2!
(2148 kJ mol-1)
C. Penentuan perubahan entalpi ( ∆∆∆∆ H)
Beberapa cara yang dapat digunakan untuk menetukan perubahan entalpi adalah sebagai berikut:
1. Metode langsung dengan kalorimetri
Kalorimetri adalah cara penentuan kalor reaksi secara eksprimen menggunakan kalorimeter. Kalorimeter adalah sistem yang terisolasi sehingga tidak terjadi perpindahan materi maupun energi dengan lingkungannya. Semua energi yang diserap atau dilepaskan reaksi kimia sebagai kalor menyebabkan perubahan temperatur (ΔT) dalam kalorimeter. Jika ΔT tersebut diketahui, maka jumlah kalor yang diserap atau dilepaskan dalam kalorimeter dapat dihitung menggunakan persamaan 4.1.
T C
qkal = kal×∆ ... (4.1) dimana Ckal adalah kapasitas kalor kalorimeter (J 0C-1 atau JK-1), yaitu jumlah kalor yang dibutuhkan tiap kenaikan temperatur 1 derajat.
Kalorimeter selalu dilengkapi dengan termometer untuk mengetahui perubahan temperatur yang terjadi. Jenis-jenis kalorimeter yang biasa digunakan adalah sebagai berikut:
a. Kalorimeter volume konstan (kalorimeter bom)
Kalorimeter bom adalah kalorimeter yang khusus digunakan untuk menentukan kalor yang dihasilkan reaksi pembakaran. Kalorimeter ini terdiri dari sebuah bom (tempat
berlangsungnya reaksi pembakaran, terbuat dari bahan stainless steel dan diisi dengan gas oksigen pada tekanan tinggi). Bom tersebut ditempatkan pada sebuah bak yang diisi air dan dibatasi dengan wadah yang kedap panas untuk memastikan tidak ada kalor yang meninggalkan atau masuk ke dalam sistem.
Reaksi pembakaran terjadi di dalam bom. Semua kalor yang dihasilkan (qreaksi) diserap oleh kalorimeter (air dan bom) dan tidak ada kalor yang terbuang sehingga:
-qreaksi = qkal... (4.2) Jumlah kalor yang diserap oleh kalorimeter (qkal) dapat dihitung menggunakan persamaan 4.1.
Kapasitas kalor kalorimeter (Ckal) dapat diketahui dengan kalibrasi menggunakan senyawa standar yang qreaksinya telah diketahui. Sebagai contoh, qreaksi 1 gram asam benzoat adalah 26.42 kJ. Jika kalor tersebut menyebabkan kenaikan temperatur sebesar 4.673 K, maka Ckal kalorimeternya adalah:
645 1
. 673 5 . 4
42 . 26
673 . 4 42
. 26
= −
=
×
=
∆
×
=
K K kJ
C kJ
K C
kJ
T C q
kal kal kal kal
Hasil kalibrasi ini dapat digunakan untuk menentukan qreaksi
pembakaran senyawa yang lain.
Reaksi yang berlangsung pada kalorimeter bom berlangsung pada volume konstan bukan pada tekanan konstan sehingga qreaksi ≠ ΔH melainkan qreaksi = ΔU. Pada kasus seperti ini, ΔH dapat dihitung menggunakan persamaan 3.23 dan 3.24 pada bab sebelumnya.
b. Kalorimeter tekanan konstan (kalorimeter sederhana)
Kalorimeter yang lebih sederhana dari kalorimeter volume konstan adalah kalorimeter tekanan konstan yang dibuat dari gelas stirofoam. Kalorimeter ini biasanya dipakai untuk mengukur qreaksi
reaksi dalam fase larutan, misal: reaksi netralisasi asam – basa, pelarutan, pengendapan, pengenceran dan lain-lain.
Seperti halnya kalorimter sebelumnya, kalorimeter ini dianggap sebagai sistem terisolasi, meskipun sejumlah kalor memungkinkan keluar ke lingkungan sehingga tidak terukur. Akan tetapi, kalor tersebut dapat diabaikan karena nilai yang sangat kecil. Oleh karena, reaksi yang terjadi dalam kalorimeter ini berlangsung pada tekanan konstan maka besarnya qreaksi = ΔH.
2. Metode tidak langsung berdasarkan hukum Hess
Metode kalorimetri hanya dapat digunakan untuk reaksi yang berlangsung satu tahap atau reaksi yang berlangsung cepat dan sederhana. Kebanyakan reaksi berlangsung dalam beberapa tahap dan menghasilkan produk selain senyawa yang diharapkan.
Perubahan entalpi reaksi-reaksi tersebut hanya dapat ditentukan secara tidak langsung. Metode tidak langsung tersebut berdasarkan hukum Hess yang dapat dinyatakan sebagai berikut: perubahan entalpi suatu reaksi hanya tergantung pada keadaan awal ( zat-zat pereaksi ) dan keadaan akhir ( zat-zat hasil reaksi ) dari suatu reaksi dan tidak tergantung pada jalannya reaksi.
Berdasarkan Hukum Hess, penentuan ∆H dapat dilakukan melalui 3 cara yaitu :
a. Menjumlahkan perubahan entalpi tahap-tahap reaksi yang berhubungan.
Contoh :
Reaksi pembakaran propena dapat dituliskan sebagai berikut:
0 1
Reaksi tersebut diperoleh dari penjumlahan 3 tahap reaksi berikut:
0 1
Contoh di atas memperlihatkan bahwa entalpi merupakan fungsi keadaan yang perubahannya tidak tergantung pada jalan yang dilalui, tapi tergantung pada keadaan awal dan akhir.
Penjelasan ini digambarkan sesuai gambar 4.2.
Gambar 4.2. Siklus reaksi pembakaran propena
Berdasarkan gambar 4.2, perubahan entalpi reaksi pembakaran propena dapat digambarkan sesuai gambar 4.3.
Gambar 4.3. Perubahan entalpi reaksi pembakaran propena (ΔHtotal = ΔH1 + ΔH2 + ΔH3)
Berdasarkan contoh di atas dapat dirumuskan perubahan entalpi reaksi yang terdiri dari beberapa tahap sesuai persamaan 4.3.
n
total H H H H
H =∆ +∆ +∆ + ∆
∆ 1 2 3 ... ... (4.3) dimana nadalah bilangan bulat yang menunjukkan tahapan reaksi.
b. Menghitung selisih entalpi pembentukan (∆Hf
o) antara produk dan reaktan.
Misal untuk reaksi:
qCB pAD nCD
mAB+ → +
Perubahan entalpinya dapat ditentukan dari entalpi pembentukan masing-masing komponen sebagai berikut:
(
p H AD q H CB) (
m H AB n H CD)
H0= ×∆ f0 + ×∆ f0 − ×∆ f0 + ×∆ f0
∆
atau secara umum dapat dituliskan sesuai persamaan 4.4.
tan) (
)
( 0
0 0
reak H produk H
H =Σ∆ f −Σ∆ f
∆ ... (4.4)
c. Menghitung perubahan energi ikatan.
Energi ikatan (D) adalah energi yang dibutuhkan untuk memutuskan ikatan kimia dalam suatu molekul berwujud gas menjadi atom atau kelompok atom yang lebih sederhana. Contoh, senyawa AB dapat diuraikan menjadi atom A dan B jika energi yang diberikan sesuai dengan energi ikat antara atom A dan B atau suatu senyawa ABC dapat diuraikan menjadi molekul AB dan atom C jika energi yang diberikan sesuai dengan energi ikatan antara molekul AB dan atom C. Jadi, besarnya perubahan entalpi yang terjadi sama dengan energi ikatan molekul yang diputus atau ∆H = D.
Berdasarkan jenis pemutusan ikatan, dikenal 2 jenis perubahan entalpi berdasarkan energi ikatan yaitu :
1). Entalpi atomisasi (∆Ha)
Entalpi atomisasi (∆Ha) adalah perubahan entalpi yang terjadi jika semua ikatan dalam suatu molekul diputus menjadi atom-atom bebas berwujud gas. Contoh, entalpi atomisasi H2O pada temperatur 298 K sebesar 927 kJ mol-1 adalah jumlah energi
ikatan H-OH (499 kJ mol-1) dan O-H (428 kJ mol-1) atau ∆Ha (H2O) = DH-OH + DO-H.
2). Entalpi disosiasi ikatan (∆Hdis)
Energi disosiasi ikatan (∆Hdis) adalah perubahan entalpi yang terjadi jika salah satu ikatan yang terdapat pada suatu molekul diputus menjadi atom atau kelompok atom yang lebih sederhana dalam keadaan gas. Contoh, perubahan entalpi pemutusan ikatan CH3 dan OH pada metanol adalah energi ikatan 2 molekul tersebut.
0 1 3
3OH(g)→CH(g)+OH(g) ∆H =+380kJmol−
CH dis atau
∆Hdis (CH3-OH) = DCH3-OH.
Energi ikatan antar atom tergantung pada molekul sisanya, misal untuk H2O energi ikatan antara O dan H pada HO-H sebesar 499 kJ mol-1 tapi pada O-H hanya sebesar 428 kJ mol-1. penghilangan atom H pada HO-H menyebabkan struktur elektronik molekul menyesuaikan diri. Meski demikian, karena nilainya yang tidak jauh berbeda, energi ikat antara atom yang sama pada senyawa serumpun yang berbeda dapat dirata-ratakan sebagai energi ikatan rata-rata. Energi ikatan rata-rata ini berguna untuk memperkirakan perubahan entalpi suatu reaksi jika data tidak tersedia. Oleh karena diperoleh dari energi ikatan rata-rata, maka perubahan entalpi tersebut disebut perubahan entalpi ikatan rata-rata yang nilainya hanya perkiraan
Energi ikatan suatu molekul yang berwujud gas dapat ditentukan menggunakan hukum Hess. Misal, jika diketahui ∆Hd
o
CO(g) = 110,5 kJ mol-1, ∆Hsub
o C(s) = 716,7 kJ mol-1, dan ∆Ha 0 O2 = 495 kJ mol-1, maka besarnya energi ikatan C=O (DC=O) dalam gas CO dapat ditentukan dengan cara berikut:
0 1 dapat pula ditentukan menggunakan data energi ikatan rata-rata komponennya dengan persamaan 4.5.
∑
−∑
=
∆H Dreaktan Dproduk... (4.5)
Contoh Soal Contoh SoalContoh Soal Contoh Soal
Jika diketahui: energi ikatan N ≡N = 946 kJ mol-1, energi ikatan N-N = 163 kJ mol-1, energi ikatan N-H = 389 kJ mol-1, energi ikatan O-O = kJ mol-1, dan energi ikatan O-H = kJ mol-1, maka hitunglah berapa ΔH reaksi berikut:
N2H4(g) + 2 H2O2(g) → N2(g) + 4H2O(g)
Jawab:
Reaksinya dapat dituliskan:
∑
−∑
hanyalah reaksi di mana pereaksi dan produk reaksinya semuanya berwujud gas.H
Latihan Soal bertemperatur 27 oC dalam suatu kalorimeter gelas stirofoam.
Temperatur campuran naik sampai 33.5 oC. Jika kalor jenis Tentukan perubahan entalpi (∆H) dari reaksi berikut ini :
)
4. Gunakan data entalpi ikatan rata-rata dan entalpi pengatoman untuk memperkirakan entalpi standar reaksi berikut:
)
dimana gr adalah notasi bentuk grafit karbon!
5. Perkirakan perubahan entalpi standar reaksi pembentukan etanol cair dari unsur-unsurnya!
6. Hitunglah entalpi pelarutan standar AgCl(s) dalam air dari entalpi pembentukan padatan dan ion-ion cairan!
7. Diketahui :
∆Hf o metanol [ CH4O( l ) ] = - 238,6 kJ / mol
∆Hf o CO2( g ) = - 393,5 kJ / mol
∆Hf o H2O( l ) = - 286 kJ / mol
a. Tentukan entalpi pembakaran metanol membentuk gas CO2 dan air.
b. Tentukan jumlah kalor yang dibebaskan pada pembakaran 8 gram metanol ( Ar H = 1; C = 12; O = 16 )
8. Diketahui :
∆Hf o CO(g) = - 110.5 kJ / mol
∆Hf o C(g) = 716.7 kJ / mol DO=O = 495 kJ / mol
Tentukan energi ikatan C=O dalam gas CO!
9. Entalpi pembakaran standar gas propana adalah 2220 kJ mol-1 dan entalpi standar penguapan cairannya adalah +15 kJ mol-1. Hitunglah:
a. entalpi standar
b. energi dalam pembakaran standar cairannya
10. Buatlah siklus termodinamika untuk menentukan entalpi hidrasi ion-ion Mg2+ dengan menggunakan data-data berikut:
entalpi sublimasi Mg = +167.2 kJ mol-1; energi pengionan Mg pertama = 7.646 eV dan kedua = 15.035 eV, antalpi disosiasi Cl2
= +241.6 kJ mol-1; afinitas electron Cl = +3.78 eV; entalpi pelarutan MgCl2 = -150.5 kJ mol-1; entalpi hidrasi Cl- = -383.7 kJ mol-1!