MAKALAH KIMIA FISIKA I TERMOKIMIA

MAKALAH KIMIA FISIKA I

TERMOKIMIA

Oleh :

Nama

: Salma Husna Sukmawati

NIM

: 16307141076

Kelas

: Kimia E 2016

Jurusan Pendidikan Kimia

BAB I

PENDAHULUAN

Salah satu aplikasi Hukum Pertama Termodinamika dalam bidang kimia adalah termokimia, yaitu ilmu yang mempelajari kalor yang menyertai perubahan fisik atau reaksi kimia. Oleh karenanya, termokimia sangat penting untuk

dipelajari. Termokimia merupakan salah satu materi dasar dalam kimia yang harus dikuasai.

Makalah ini membahas tentang konsep dasar dari termokimia yang akan disajikan pada bagian awal dari isi makalah. Hal ini dikarenakan untuk memahami suatu materi, akan lebih baik jika mengetahui konsep dasar terlebih dahulu, kemudian dilanjutkan pada bagian inti materi yang tentunya berhubungan dengan termokimia.

Bagian inti dari makalah ini ialah persamaan termokimia, entalpi, hukum Hess, hubungan energi dalam dan entalpi, entalpi ikatan dan energi ikatan,

BAB II

PEMBAHASAN

2.1 Konsep Dasar

Termokimia adalah ilmu yang mempelajari hubungan antara energi panas dan energi kimia. Sedangkan energi kimia didefinisikan sebagai energi yang dikandung setiap unsur atau senyawa. Energi kimia yang terkandung dalam suatu zat adalah semacam energi potensial zat tersebut. Energi potensial kimia yang terkandung dalam suatu zat disebut panas dalam atau entalpi dan dinyatakan dengan simbol H. Selisih antara entalpi reaktan dan entalpi hasil pada suatu reaksi disebut perubahan entalpi reaksi. Perubahan entalpi reaksi diberi simbol ΔH.

Bagian dari ilmu kimia yang mempelajari perubahan kalor atau panas suatu zat yang menyertai suatu reaksi atau proses kimia dan fisika disebut termokimia. Secara operasional termokimia berkaitan dengan pengukuran dan pernafsiran perubahan kalor yang menyertai reaksi kimia, perubahan keadaan, dan pembentukan larutan.

Termokimia merupakan pengetahuan dasar yang perlu diberikan atau yang dapat diperoleh dari reaksi-reaksi kimia, tetapi juga perlu sebagai pengetahuan dasar untuk pengkajian teori ikatan kimia dan struktur kimia. Fokus bahasan dalam termokimia adalah tentang jumlah kalor yang dapat dihasilkan oleh sejumlah tertentu pereaksi serta cara pengukuran kalor reaksi.

Termokimia merupakan penerapan hukum pertama termodinamika terhadap peristiwa kimia yang membahas tentang kalor yang menyertai reaksi kimia.

2.2 Kekekalan Energi

Dalam suatu sistem yang tertutup (termasuk alam semesta) jumlah keseluruhan energinya selalu tetap. Hal ini menimbulkan adanya hukum fisika yang pokok disebut hukum kekekalan energi yang menyatakan bahwa “energi tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan. Energi hanya dapat diubah dari satu bentuk ke bentuk lain.”

Satuan energi menurut Sistem Internasional adalah Joule, dengan rincian:

(J)=kg . m

s2 x m=kg . m 2

s2

Konversi satuan joule:

1 kJ = 1000 J

1 kalori = 4,184 J

1 kkal = 1000 kal

1liter atm = 101,2 joule

2.3 Persamaan Termokimia

Suatu proses dapat berlangsung pada volume tetap atau tekanan tetap. Pada volume tetap, kalor yang menyertai proses tersebut merupakan perubahan energi dalam, sedangkan pada tekanan tetap adalah perubahan entalpi.

Untuk menghindari pengaruh perubahan keadaan sistem terhadap perubahan entalpi hasil reaksi dalam suatu sistem, keadaan awal dan keadaan akhir reaksi harus memiliki suhu dan tekanan yang sama. Misalnya, dalam reaksi berikut :

αA → βB

T,P T,P

Keadaan sistem dapat dinyatakan pada tabel keadaan reaksi berikut

Keadaan awal Keadaan akhir

T,P T,P

α mol A β mol B

Perubahan entalpi tidak dipengaruhi oleh perubahan entalpi karena perbedaan variabel keadaan sistem, dapat dijelaskan dengan asumsi sistem mengalami dua tahap perubahan, yaitu:

 Tahap pertama

Perubahan reaktan (pada T dan P) menjadi produk (pada T’ dan P) yang berlangsung secara adiabat.

αA → βB

Karena reaksi berlangsung secara adiabat, maka ∆ H1=0.

 Tahap kedua

Perubahan variabel keadaan produk dari T’ dan P kembali menjadi keadaan awal (T dan P).

βB → βB

T’,P T,P

Kalor mengalir ke dalam atau keluar wadah, ∆ H2=Qp .

Jumlah kedua tahap tersebut adalah

∆ H=∆ H₁+∆ H₂=0+Q_p

sehingga

∆ H=Q_p

Qp adalah kalor reaksi, yaitu perubahan entalpi sistem yang dihasilkan dari reaksi

kimia. Persamaan termokimianya secara lengkap dituliskan sebagai berikut.

αA(f)→ βB(f)∆ H=Qp

2.4 Entalpi pelarutan

Perubahan entalpi pelarutan adalah kalor yang menyertai proses

penambahan sejumlah (tertentu) zat terlarut terhadap zat pelarut pada suhu dan tekanan tetap. Terdapat dua macam perubahan entalpi pelarutan, yaitu :

2.4.1Entalpi pelarutan integral

Perubahan entalpi jika satu mol zat terlarut dilarutkan ke dalam n mol pelarut. Jika pelarut yang digunakan adalah air, maka persamaan reaksi dituliskan sebagai berikut.

X+n H2O→ X . n H2O ∆ Hs=… kJ

Keterangan :

α = koefisien reaktan

β = koefisien produk

2.4.2 Entalpi pelarutan diferensial

Jika sejumlah dn padatan murni i, dengan perubahan entalpi ∆ H °i,

ditambahkan pada T dan P tetap ke dalam suatu larutan yang memiliki perubahan entalpi ∆ Hi, maka kalor yang diserapnya adalah

d q=(∆ H_i−∆ H °_i)dn

atau

d q

dn=(∆ Hi−∆ H °i)

d q

dndisebut kalor (entalpi) pelarutan diferensial.

2.5 Entalpi reaksi

Perubahan energi selalu menyertai reaksi kimia. Maka energi (kalor) yang menyertainya disebut entalpi.

2.5.1Entalpi pembentukan (∆ Hf¿

Perubahan entalpi yang menyertai pembentukan satu mol senyawa dari unsur-unsurnya. Perubahan yang diukur pada suhu 298,15 K dan tekanan 1 atm dinyatakan sebagai entalpi standar (∆ H °f¿.

Nilai entalpi pembentukan standar ditentukan menggunakan tabel data entalpi pembentukan standar. Nilai entalpi pembentukan standar:

 Bernilai positif, jika menerima energi (reaksi endoterm)

 Bernilai negatif, jika melepas energi (reaksi eksoterm)

 Bernilai nol, jika unsur tersebut sudah terdapat di alam secara alami

Contoh :

C(g)+2H2(g)→ C H4(g)∆ H °f=−74,81kJ/mol

2C(g)+2H2(g)→ C2H6(g)∆ H °f=−84,68kJ/mol

2.5.2 Entalpi pembakaran

Perubahan entalpi pembakaran adalah kalor yang terjadi pada reaksi pembakaran/oksidasi sempurna satu mol zat pada suhu dan tekanan yang tetap.

C₂H₅OH(l)+3O₂(g)→2C O₂(g)+3H₂O(l)∆ H °_c=−1365,75kj/mol

2.6 Hukum hess

Hukum ini dikemukakan oleh German Hess pada tahun 1840, yang berbunyi:

“Bila suatu perubahan kimia dapat dibuat menjadi beberapa jalan/cara yang berbeda, jumlah perubahan energi panas keselurahannya (total) adalah tetap, tidak bergantung pada jalan/cara yang ditempuh.”

Menurut hukum Hess, suatu reaksi dapat terjadi melalui beberapa tahap dan tidak

akan mempengaruhi entalpi reaksi. Perubahan entalpi reaksi hanya tergantung

pada keadaan awal dan akhir sistem.

2.7 Hubungan energi dalam dan entalpi

Data perubahan energi dalam bisa diperoleh dari hasil eksperimen pada volum tetap. Dengan menggunakan pendekatan bahwa reaksi berlangsung pada sugu yang sama, sedangkan untuk tekanan berubah.

Reaktan(T , V , p)→ Produk(T ,V , p') H=U+pV

Pengaruh harga entalpi sistem sangat kecil, karena perubahan tekanan sebelum dan sesudah reaksi pada zat padat dan cair sangat kecil. Maka dapat diabaikan, sehingga ∆ H=∆ U_.

Namun pada gas, perubahan tekanan sebelum dan sesudah reaksi tidak bisa diabaikan. Jika gas yang dihasilkan dianggap ideal, didapat hubungan antara perubahan entalpi dan perubahan energi dalam, yaitu :

∆ H=∆ U+(P'−P)V=∆ U+(n'−n)RT

¿∆ U+∆ nRT

n’ adalah jumlah mol gas produk, sedangkan n adalah jumlah mol gas pereaksi.

2.8 Entalpi ikatan dan energi ikatan

Entalpi ikatan ialah kalor yang menyertai disosiasi dari suatu molekul gas menjadi unsur-unsurnya. Misalkan gas O2 terdisosiasi menjadi atom-atom oksigen

pada keadaan standar.

O2(g)→2O(g)

Semua spesies dianggap sebagai gas ideal, sehingga dapat digunakan hubungan :

∆ U=∆ H−∆ nRT

Jika ∆U dikoreksi terhadap nol K, maka didapat energi ikatan. Untuk mengoreksinya digunakan persamaan :

∆ U298=∆ U0+

∫

0 298

CvdT

Sehingga, diperoleh energi ikatan (∆U0) , sebagai berikut :

∆ U0=∆ U298−

∫

0 298

CvdT

2.9 Menentukan entalpi reaksi pada berbagai suhu

Entalpi ikatan molekul oksigen

Entalpi reaksi dipengaruhi oleh suhu. Jika suhu berubah maka entalpi reaksi juga berubah. Harga entalpi dari berbagai suhu dapat ditentukan dari data entalpi yang ada.

aA+bB → cC+dD

Dengan entalpi reaksi :

∆ Hr=(c ∆ Hf ,C+d ∆ Hf ,D)−(a ∆ Hf , A+b ∆ Hf ,B)

Persamaan tersebut diturunkan terhadap suhu pada tekanan tetap, sehingga diperoleh :

Cp adalah suatu fungsi dari suhu.

2.10 Contoh-contoh soal

1. Berikut ini merupakan persamaan reaksi dan entalpi penguraian

CS2 + 3O2 → CO2 + 2SO2 ΔH = - 1110 kJ

CO2 → C + O2 ΔH= + 394 kJ

SO2 → S + O2 ΔH = + 297 kJ

Berapakah kalor pembentukan CS2?

2S + 2O2 → 2SO2 ΔHf = - 594 kJ

CO2 + 2SO2 → CS2 + 3O2 ΔHf = + 1110 kJ

+ C + 2S → CS2 ΔHf = + 122 kJ

2. Berikut adalah data entalpi pembentukan ΔHf0 _CH

Reaksi pembakaran metana adalah sbb: CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O

Besar harga ΔH reaksi pembakaran 1 mol gas metana adalah....

Diketahui :

larutan NaOH 1 M. Suhu tertinggi campuran adalah 33⁰_{C . jika kalor jenis}

4,2 J.g-1._K-1_{. Maka perubahan entalpi reaksi adalah...J/mol}

Diketahui :

V HCl 1 M= 50 cm3

V larutan = V HCl 1 M + V NaOH 1 M = (50 + 50) cm3 _{= 100 cm}3

Perubahan entalpi reaksi = ... ? Jawab :

Massa larutan (m) = volume larutan x ρ air = 100 x 1

4. Diketahui reaksi termokimia sbb:

2C (s) + O2 (g) → 2CO (g) ΔHf = A kkal

CO (g) + ½ O2 (g) → CO2 (g) ΔHf = B kkal

C (s) + O2 (g) → CO2 (g) ΔHf = C kkal

C (s) + O2 (g) → CO2 (g) ΔHf = C kkal

Ditanyakan :

Yang memenuhi syarat hukum Hess = ...?

Jawab :

2C (s) + O2 (g) → 2CO (g) ΔHf = A kkal

2CO (g) + O2 (g) → 2CO2 (g) ΔHf = 2B kkal

+

2C (s) + 2O2 (g) → 2CO2 (g) ΔH = A + 2B

C (s) + O2 (g) → CO2 (g) ΔH = A+₂2B

Maka C = A+₂2B

2C = A + 2B

C = ½ A + B

Jawaban D

5. Entalpi molar standar untuk reaksi :

HsS(g)+3₂O2(g)→ H2O(l)+S O2(g)

adalah -562,04 kJ/mol. Hitunglah perubahan energi dalamnya!

Diketahui :

HsS(g)+3₂O2(g)→ H2O(l)+S O2(g)∆H´ =−562,04kJ/mol

Ditanyakan :

Perubahan energi dalam (∆_U´ _{)=… ?}

Jawab :

∆_U´_=∆H´ _{−∆ nRT}

¿∆H´ −

(

1−3₂−1

)

RT

¿∆H´ +3₂RT

¿−562,04+3₂.8,314.298

¿−¿558,32 kJ/mol

F – F = 159 kj/mol Cl – Cl = 243 kj/mol

Panas reaksi untuk reaksi dibawah ini adalah.... CF2Cl2 + F2 → CF4 + Cl2

∆H = ∑energi ikatan reaktan - ∑energi ikatan produk = [2(C−Cl)+2(C−F)+(F−F)]−¿ _]

= (2 . 330 + 2 . 439 + 159) – ( 4 . 439 + 243) = 1697 – 1999

= - 302 kJ

7. Kapasitas kalor pada tekanan tetap, Cp dalam J/K pada rentang suhu 298

sampai 400K untuk gas-gas H2, N2, dan NH3 adalah sebagai berikut

Cp,H2 = 29,6 + 0,00231 T

Berikan rumusan entalpi sebagai fungsi suhu, kemudian tentukan entalpi reaksi pada suhu 400K.

Diketahui :

Cp, H2 = 29,6 + 0,00231 T

Cp,N2 = 27,9 + 0,00418 T

∆ H₂₉₈, NH₃=−46,11kJ/mol _{= -46110 J/mol}

Ditanyakan : ∆H400, NH3 = ... ?

Jawab :

∆ C_p=

∑

C_pproduk−

∑

C_preaktan

= (CpNH3)−(1₂CpN2+3₄CpH2)

= (29,9+0,00261T)−¿

= -28,45 – 0,002945T

Berdasarkan hukum Kirchoff

∫

d(∆ H)=

_∫

∆ C_pdT

∆ H_r=

∫

(−28,45−0,002945T)dT

= −28,45T−0,002945T2+I

Substitusi ∆ H298, NH3 pada persamaan diatas

∆ H298=−28,45T−0,002945T2+I

-46110 = −28,45(298)−0,002945(298)2+I

I = -37415,37 J

Sehingga, ∆ Hr=−37415,37−28,45T−0,002945T2

Nilai ∆H400 adalah

∆ H400=−37415,37−28,45(400)−0,002945(400)2

BAB III

PENUTUP

Kesimpulan

Termokimia merupakan materi dasar yang wajib untuk dipelajari dan dipahami secara mendalam. Materi yang secara umum mencakup entalpi, hukum Hess, energi ikatan, dan energi dalam merupakan materi-materi dasar dalam pelajaran kimia yang berguna untuk mempelajari materi selanjutnya. Dalam makalah ini penguraian materi dilakukan secara lengkap agar pembaca lebih memahaminya.

Saran

Saran dari penulis agar pembaca menguasai materi ini dengan baik,

DAFTAR PUSTAKA

Brady, J. E. 1999. Kimia Universitas Azas & Struktur. Jakarta: Binarupa Aksara.

Dogra, S. 1990. Kimia Fisik dan Soal-Soal. Jakarta: Universitas Indonesi.

Ijang Rohman, Sri Mulyani. 2000. Kimia Fisika I. Yogyakarta: JICA.

Ilmu, s. (diakses tanggal 7 Juni 2017). Pengertian dan Penjabaran Termokimia. http://www.softilmu.com.