• Tidak ada hasil yang ditemukan

A. HUKUM KEKEKALAN ENERGI B. ENTALPI (H) DAN PERUBAHAN ENTALPI

N/A
N/A
Protected

Academic year: 2021

Membagikan "A. HUKUM KEKEKALAN ENERGI B. ENTALPI (H) DAN PERUBAHAN ENTALPI"

Copied!
34
0
0

Teks penuh

(1)

A. HUKUM KEKEKALAN ENERGI

B. ENTALPI (H) DAN PERUBAHAN ENTALPI (∆H)

C. REAKSI EKSOTERM DAN REAKSI ENDOTERM

D. PERUBAHAN ENTALPI STANDAR (∆H

O

)

E. MENENTUKAN HARGA PERUBAHAN ENTALPI

T E R M O K I M I A

2

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 perubahan-perubahan 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.

(2)

KIMIA XI SMA

34

A. HUKUM KEKEKALAN ENERGI

Memahami energi lebih sulit daripada memahami zat, sebab energi tidak dapat dilihat, dipegang atau diamati secara langsung oleh panca-indera 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.

TERMOKIMIA

ISI KALOR (ENTALPI) PERUBAHAN ENTALPI KALOR REAKSI positif negatif reaksi

endoterm eksotermreaksi

kalorimeter hukum Hess

kalor

pem-bentukan penguraiankalor

kalor

pembakaran pelarutankalor KEKEKALAN ENERGI mengalami disebut dapat berupa berlaku mentaati dapat diukur untuk untuk

berkaitan dengan mengikuti

(3)

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

B. ENTALPI (H) DAN PERUBAHAN ENTALPI (∆∆H)

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

HH2O(l) dan untuk es dapat ditulis HH2O(s). Entalpi suatu zat ini tidak

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 meng-ukur entalpi HH2O(s) atau entalpi HH2O(l). Tetapi perubahan entalpi pada

(4)

KIMIA XI SMA

36

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 = HH2O(l)– HH2O(s)

Mengingat energi selalu harus ditambahkan untuk mengubah es men-jadi air maka dapat dikatakan bahwa entalpi air lebih besar daripada entalpi es atau HH2O(l) > HH2O(s). Akibatnya dalam perubahan HH2O(s) → HH2O(l) akan mempunyai harga ∆H > 0 (∆H positif) karena HH2O(l)> HH2O(s). Harga ∆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

(5)

dikatakan bahwa sistem adalah bagian alam semesta yang menjadi pusat perhatian. Lingkungan adalah alam semesta yang membatasi sistem.

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

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 per-pindahan kalor dari sistem ke lingkungan.

b) Sistem tertutup

Gambar 2.3 Sistem tertutup.

es mencair

CO2

HCl CaCO3 lingkungan

(6)

KIMIA XI SMA

38

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

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

Gambar 2.5 Sistem dan lingkungan.

Sistem yang selama mengalami proses tidak dapat melakukan pertukaran kalor dengan lingkungan. Sistem ini dapat melakukan

pengisap yang dapat bergerak bebas ruang hampa sistem pengatur katup elektronik air dingin air panas katup elektronik saluran air panas saluran air dingin termometer air kalorimeter bom penyekat panas pengaduk elektromagnet

(7)

kerja ke lingkungan atau menerima dari lingkungan. Misalnya: proses di dalam termos.

2. Reaksi Eksoterm

Gambar 2.6 Reaksi eksoterm

Reaksi eksoterm adalah reaksi yang disertai perpindahan kalor dari sistem ke lingkungan. Pada reaksi eksoterm ini akan membebaskan ener-gi 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 pem-bakaran. 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 per-pindahan 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).

CaO H2O

(8)

KIMIA XI SMA

40

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

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 +

Endoterm Eksoterm

Gambar 2.8 Diagram entalpi yang menyertai reaksi kimia

∆H = HP - HR ∆H < 0 P R H ∆H = HP - HR ∆H > 0 P R H ∆H = Hp– HR - Reaksi endoterm

- Sistem mengeluarkan kalor - ∆H berharga positif (∆H > 0)

kristal Ba(OH)2

kristal NH4Cl

(9)

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?

D. PERUBAHAN ENTALPI STANDAR (∆∆H

O

)

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 per-samaan reaksi termokimianya adalah

CH4(g)+ 2O2(g)⎯→ CO2(g)+ 2H2O(g) + 802,3 kJ 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

(10)

KIMIA XI SMA

4 2

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 (∆H

o

)

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

( = standard enthalpy of formation)

Perubahan entalpi pembentukan standar 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 O2= 0, sedang O3≠0.

Tabel 2.1. Entalpi Pembentukan Standar Beberapa Senyawa

∆Hfo ∆Hof

(∆Hfo) ∆Hfo

(∆Hfo)

Senyawa Persamaan termokimia

(kJ mol-1) CO(g) -110,5 C(s)+ 1 2O2(g)→ CO(g) = -110,5 kJ CO2(g) -393,5 C(s)+ O2(g)→ CO2(g) = -393,5 kJ CH4(g) -74,8 C(s)+ 2H2(g)→ CH4(g) = -74,8 kJ C2H2(g) -226,7 2C(s)+ H2(g)→ C2H2(g) ∆Hfo = -226,7 kJ ∆Hfo ∆Hfo ∆Hfo ∆Hfo

(11)

Senyawa (kJ mol-1) Persamaan termokimia C2H4(g) -52,26 2C(s)+ 2H2(g)→ C2H4(g) = -52,26 kJ C2H6(g) -84,68 2C(s)+ 3H2(g)→ C2H6(g) = -84,68 kJ C6H6(g) -48,99 6C(s)+ 3H2(g)→ C6H6(g) = -48,99 kJ H2O(g) -241,8 H2(g)+ 1 2O2(g)→ H2O(g) = -241,8 kJ H2O(l) -285,8 H2(g)+ 1 2O2(g)→ H2O(l) = -285,8 kJ H2O(s) -292 H2(g)+ 1 2O2(g)→ H2O(s) = -292 kJ HF(g) -271,1 1 2H2(g)+ 1⁄2F2(g)→ HF(g) = -271,1 kJ HCl(g) -92,31 1 2H2(g)+ 1⁄2Cl2(g)→ HCl(g) = -92,31 kJ HBr(g) -36,4 1 2H2(g)+ 1⁄2Br2(l)→ HBr(g) = -36,4 kJ HI(g) -26,5 1 2H2(g)+ 1⁄2I2(g)→ HI(g) = -26,5 kJ NH3(g) -46,1 1 2N2(g)+ 3⁄2H2(g)→ NH3(g) = -46,1 kJ N2H4(l) -50,63 N2(g)+ 2H2(g)→ N2H4(l) = -50,63 kJ NH4F(s) -463,96 1 2N2(g)+2H2(g)+1⁄2F2(g)→NH4F(s) = -463,96 kJ NH4Cl(s) -314,4 1 2N2(g)+2H2(g)+1⁄2Cl2(g)→NH4Cl(s) = -314,4 kJ NH4Br(s) -270,8 1 2N2(g)+2H2(g)+1⁄2Br2(g)→NH4Br(s) = -270,8 kJ NH4I(s) -201,4 1 2N2(g)+2H2(g)+1⁄2I2(g)→NH4I(s) = -201,4 kJ NO(g) 90,25 1 2N2(g) + 1⁄2O2(g) → NO(g) = +90,25 kJ NO2(g) 33,2 1 2N2(g) + 1⁄2O2(g) → NO2(g) = +33,2 kJ SO2(g) -296,83 S(s) + O2(g) → SO2(g) = -296,83 kJ SO3(g) -395,83 S(s) + 3 2O2(g) → SO3(g) ∆Hfo = -395,83 kJ ∆Hfo ∆Hfo ∆Hfo ∆Hfo ∆Hfo ∆Hfo ∆Hfo ∆Hfo ∆Hfo ∆Hfo ∆Hfo ∆Hfo ∆Hfo ∆Hfo ∆Hfo ∆Hfo ∆Hfo ∆Hfo ∆Hfo ∆Hfo

(12)

KIMIA XI SMA

44

Tabel 2.2. Entalpi Pembentukan Standar Beberapa Unsur

Contoh soal 2.1

1. Tuliskan persamaan termokimia dari a. H2O(g)= -241,8 kJ/mol b. Ca(OH)2(s)= -986,17 kJ/mol c. CS2(g)= +117,1 kJ/mol Jawab: a. H2(g)+ 1 2O2(g)⎯→ H2O(g) = -241,8 kJ/mol b. Ca(g)+ H2(g)+ O2(g)⎯→ Ca(OH)2(s) = -986,17 kJ/mol c. C(s)+ 2S(g)⎯→ CS2(g) = +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) ∆Hof ∆Hof ∆Hof ∆Hfo ∆Hfo ∆Hfo

Senyawa (kJ mol-1) Persamaan termokimia

I2(s) 0 – –

I2(g) 62,44 I2(s)→ I2(g) = +62,66 kJ

C(grafit) 0 –

C(intan) 1,89 C(grafit)→ C(intan) = +1,89 kJ

C(g) 718,4 C(s)grafit→ C(g) = +718,4 kJ O2(g) 0 – – O3(g) 143,22 11 2O2(g)→ O3(g) = +143,22 kJ H2(g) 0 – – S(s) 0 – – S(g) 277,4 S(s)→ S(g) ∆Hof = +277,4 kJ ∆Hof ∆Hof ∆Hof ∆Hof ∆Hfo

(13)

Jawab:

a. jumlah mol

∆H pembentukan 0,1 mol Fe2O3= -83,4 kJ ∆HfoFe

2O3=

Jadi persamaan termokimianya 2Fe(s)+ 3

2O2(g)⎯→ Fe2O3(s) ∆H = -834 kJ

b. jumlah mol

∆H pembentukan 0,5 mol NO = +361 kJ ∆HfoNO =

Jadi persamaan termokimianya

1

2N2(g)+ 1⁄2O2(g)⎯→ NO(g) ∆H = 722 kJ

b. Perubahan Entalpi Penguraian Standar

( = Standard enthalpy of decomposition)

Perubahan entalpi penguraian standar adalah kalor yang dilepaskan atau yang diperlukan pada reaksi penguraian satu mol senyawa menjadi unsur-unsurnya yang diukur pada keadaan stan-dar (298 K dan 1 atm).

Karena reaksi penguraian merupakan kebalikan dari reaksi pem-bentukan maka entalpi penguraian suatu senyawa menjadi unsur-unsurnya sama besarnya dengan entalpi pembentukan senyawa tersebut dari unsur-unsurnya tetapi berlawanan tanda.

Tabel 2.3. Entalpi Penguraian Standar Beberapa SenyawaHdo = ∆Hof

(∆Hdo) ∆Hdo ( Hdo ) 361 0 5, =722 kj/mol NO gram mol = =15= 30 0 5, mol −83 4= − 0 1 834 , , kj/mol Fe O gram mol 2 3 = =16016 = , mol0 1

Senyawa Persamaan termokimia

(kJ mol-1) AgBr(s) 99,96 AgBr(s)→ Ag(s)+ 1 2Br2(l) = +99,96 kJ CaO(s) 638 CaO(s)→ Ca(s) + 1 2O2(g) ∆Hdo = +638 kJ ∆Hdo ∆Hdo

(14)

KIMIA XI SMA

46

Contoh soal 2.2

1. Diketahui persamaan termokimia pembentukan CO2(g) sebagai berikut.

C(s)+ O2(g)⎯→ CO2(g) = -393,5 kJ/mol

Tentukan persamaan termokimia penguraian CO2tersebut di atas!

Jawab:

CO2(g)= -393,5 kJ CO2(g)= +393,5 kJ

maka persamaan termokimia penguraian CO2adalah: CO2(s)⎯→ C(s)+ O2(g) = +393,5 kJ/mol 2. Tuliskan persamaan termokimia dari

a. CH4(g)= +74,85 kJ/mol b. ∆Hdo HI(g)= -26,5 kJ/mol ∆Hdo ∆Hdo ∆Hdo ∆Hfo ∆Hfo

Senyawa Persamaan termokimia

(kJ mol-1) CuSO4(s) 772,8 CuSO4(s)→ Cu(s) + S(s) +1 2O2(g) = +722,8 kJ HgO(s) 91,14 HgO(s)→ Hg(s)+ 1 2O2(g) = +91,14 kJ KCl(s) 437,6 KCl(s)→ K(s)+ 1 2Cl2(g) = +437,6 kJ KClO3(s) 393 KClO3(s)→K(s) + 1 2Cl2(g) + 1⁄2O2(g) = +393 kJ Li2O(s) 600,6 Li2O(s)→ 2Li(s)+ 1 2O2(g) = +600,6 kJ NaCl(s) 411,0 NaCl(s)→ Na(s)+ 1 2Cl2(g) = +411,0 kJ Na2CO3(s) 1435 Na2CO3(s)→2Na(s)+ C(s)+3 2O2(g) = +1435 kJ PCl3(s) 228 PCl3(s)→ P(s) + 1 2Cl2(g) = +228 kJ PH3(s) -23,1 PH3(s)→ P(s)+ 11 2H2(g) ∆Hdo = -23,1 kJ ∆Hdo ∆Hdo ∆Hdo ∆Hdo ∆Hdo ∆Hdo ∆Hdo ∆Hdo ∆Hdo

(15)

Jawab:

a. CH4(g)⎯→ C(s)+ 2H2(g) = +74,85 kJ/mol b. HI(g)⎯→1

2H2(g)+1⁄2O2(g) = -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=

∆H penguraian 0,25 mol C6H6= 113 kJ C6H6(l)=

Jadi persamaan termokimianya

C6H6(l)⎯→ 6C(s)+ 3H2(g) ∆H = 452 kJ b. jumlah mol CO2=

∆H penguraian 0,2 mol CO2= 98,1 kJ ∆HdoCO

2(g)=

Jadi persamaan termokimianya

CO2(g)⎯→ C(s)+ O2(g) ∆H = 4905 kJ

c. Perubahan Entalpi Pembakaran Standar

( = Standard enthalpy of combustion)

Perubahan entalpi pembakaran standar 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. (∆Hco) ∆Hco ( Hco ) 98 1 0 2 4905 , , = kJ/mol Volume Volume molar CO STP2 = = mol 4 48 22 4 0 2 , , , 113 0 25, =452 kj/mol ∆Hdo gram Mr = = 19 5 78 0 25 , , mol ∆Hdo ∆Hdo

(16)

KIMIA XI SMA

48

Tabel 2.4. Entalpi Pembakaran Standar Beberapa Zat

Contoh soal 2.3

1. Tuliskan persamaan termokimia dari a. C(s) = -393,52 kJ/mol b. C2H6(g)= -1565 kJ/mol Jawab: a. C(s)+ O2(g)⎯→ CO2(g) = -393,52 kJ/mol b. C2H6(g)+7 2O2(g)⎯→2CO2(g)+3H2O(g) = -1565 kJ/mol

2. Tuliskan persamaan termokimia dari reaksi:

a. pada pembakaran 54 gram glukosa yang dibebaskan kalor sebe-sar 846 kJ

b. pada pembakaran 8,96 liter CH3OH(l)(STP) yang dibebaskan kalor sebesar 255,2 kJ Jawab: a. jumlah mol C6H12O6= g Mr= = 54 180 0 3, mol ∆Hco ∆Hco ∆Hco ∆Hco

Zat yang Persamaan termokimia

dibakar (kJ mol-1) C(s) -393,52 C(s)+ O2(g)→ CO2(g) = -393,52 kJ CO(g) -283 CO(g)+ 1 2O2(g)→ CO2(g) = -283 kJ CH4(g) -890,37 CH4(g)+2O2(g)→CO2(g)+2H2O(l) = -890,37 kJ CH3OH(l) -630 CH3OH(l)+3 2O2(g)→CO2(g)+2H2O(l) = -630 kJ C6H12O6(s) -2820 C6H12O6(s)+6O2(g)→6CO2(g)+6H2O(l) = -2820 kJ H2(g) -285,83 H2(g)+1 2O2(g) → H2O(l) = -285,83 kJ NH3(g) -292,38 NH3(g)+5 4O2(g)→NO(g)+3⁄2H2O(g) = -292,38 kJ S(s) -395,7 S(s) + 3 2O2(g) → SO3(g) = -395,7 kJ SO2(g) -98,87 SO2(g) + 1 2O2(g) → SO3(g) ∆Hco = -98,87 kJ ∆Hco ∆Hco ∆Hco ∆Hco ∆Hco ∆Hco ∆Hco ∆Hco ∆Hco

(17)

∆H untuk 0,3 mol C6H12O6= -846 kJ ∆HcoC

6H12O6=

Jadi persamaan termokimianya

C6H12O6(s)+ 6O2(g)⎯→ 6CO2(g)+ 6H2O(l) ∆H = -2820 kJ/mol b. jumlah mol CH3OH =

∆H untuk 0,4 mol CH3OH = -255,2 kJ CH3OH(l)=

Jadi persamaan termokimianya CH3OH(l)+3

2O2(g)⎯→ CO2(g)+ 2H2O(l) = -638 kJ/mol

Latihan

4

1. Jelaskan yang dimaksud perubahan entalpi standar (∆Ho)!

2. Jelaskan pengertian

a. perubahan entalpi pembentukan standar b. perubahan entalpi penguraian standar c. perubahan entalpi pembakaran standar 3. Tuliskan persamaan termokimia dari data

a. H2S(g)= -20,2 kJ/mol b. NH4Cl(s)= + 314,4 kJ/mol c. 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 ∆Hco ∆Hdo ∆Hfo (∆Hco) (∆Hdo) (∆Hfo) ∆Hco −255 2= − 0 4 638 , , kj/mol ∆Hco Volume CH 3 STP mol OH Volume molar = = 8 96 22 4 0 4 , , , −846= − 0 3, 2820 kj/mol

(18)

KIMIA XI SMA

50

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 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.

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.

bejana plastik ruang hampa udara bejana alumunium penyangga bejana reaksi larutan termometer (∆Hfo)

(19)

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-1maka

berapa-kah kalor reaksi zat tersebut?

Jawab:

q = m x c x ∆T

q = 100 gr x 4,18 j.gr-1.oC-1x 5oC

q = 2090 joule q = 2,090 kJ

2. Larutan NaOH 1 M sebanyak 100 cm3direaksikan 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 peng-garaman 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 cm3x 1 gr cm-3= 200 gram

∆T = 37,5oC – 29oC = 8,5oC = 8,5 K

cair= 4,2 J gr-1K-1

(20)

KIMIA XI SMA

5 2

maka q = m x c . ∆T = 200 gr x 4,2 j gr-1K-1x 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 =

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 cm3yang 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

7 140 0 1 71 40 , , , KJ mol = KJ/mol

(21)

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 ber-kaitan 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 de-ngan dua tahap.

1. Satu tahap : C(s)+ O2(g)⎯→ CO2(g) ∆H1= a kJ (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 + C(s)+ O2(g)⎯→ CO2(g) ∆H1= ∆H2+∆H3 atau 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

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.

C(g) O2 (awal) CO2(g) + CO(g)+ 1O2(g) 2 b c (akhir) a C(s)+O2(g) a CO2(g) CO(g)+1O2(g) 2 b c

(22)

KIMIA XI SMA

54

Contoh soal 2.5 1. Diketahui: a. 1 2N2(g)+ O2(g)⎯→ NO2g) ∆H = +33,85 kJ/mol b. NO(g)+ 1 2O2(g)⎯→ NO2g) ∆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 har-ganya, 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 2N2(g)+ O2(g)⎯→ NO(g)+1⁄2O2(g) ∆H = +90,37 kJ/mol atau 1 2N2(g)+ 1⁄2O2(g)⎯→ NO(g) ∆H = +90,37 kJ/mol 2. Diketahui: a. C(s)+ O2(g)⎯→ CO2(g) ∆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 reak-si 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

(23)

Latihan

6

1. Dari diagram siklus berikut:

Maka tentukan harga ∆H1!

2. Perhatikan diagram tingkat energi berikut!

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

Entalpi pembentukan standar suatu senyawa dapat mem-berikan kemudahan dalam menentukan perubahan entalpi reaksi. (

) ∆Hfo (∆Hfo) 2 PCl3(g) 2 PCl2(l) 2 P(s) + 3 Cl2(g) 0 -576 -642 A D B C ∆H4 = 25 KJ ∆H3 = 50 KJ ∆H2 = 75 KJ ∆H1 = ... ?

(24)

KIMIA XI SMA

56

Perhitungan ini bisa dengan cara rumusan sebagai berikut. Reaksi:

p AB + q CD ⎯→ r AC + s BD

reaktan produk

(pereaksi) (hasil reaksi) ∆H reaksi = ∆Hfohasil – ∆H

fopereaksi

∆H reaksi = (r . AC + s . BD) - (p . AB + q . 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:

C2H5OH(l)= -266 kJ/mol CO2(g) = -394 kJ/mol

H2O(l)= -286 kJ/mol Hitunglah ∆H untuk reaksi

C2H5OH(l)+ 3O2(g)⎯→ 2CO2(g)+ 3H2O(l)

Jawab:

∆Hreaksi =

∆Hreaksi = [(2 . CO2) + (3 . H2O)] - [(1 . C2H5OH)

+ (3 . O2)]

= [(2 . (-394)) + (3 . (-286))] - [(1. (-266)) + (3 . 0)]

∆Hreaksi = -1380 kJ/mol

2. Perhatikan diagram entalpi berikut ini! 2 NO2(g) 2 NO(g) + O2(g) N2(g) + 2 O2(g) ∆H2 = -114,1 kJ ∆H1 = +66,4 kJ ∆H3 = ... ! ∆Hfo ∆Hfo ∆Hfo ∆Hfo ∆Hf hasilo − ∆Hfopereaksi ∆Hfo ∆Hfo ∆Hfo ∆Hfo ∆Hfo ∆Hfo ∆Hfo

(25)

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 ∆H3adalah +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 sehingga Jadi ∆HfoNO (g)= 90,25 kJ/mol

Latihan

7

1. Diketahui ∆HfoAl 2O3(s)= -1676 kJ/mol ∆HfoFe 2O3(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 ∆Hfo NO(g) =180 5= KJ/mol 2 90 25 , ,

(26)

KIMIA XI SMA

58

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 CO2dan 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 sim-bol D dan satuan yang digunakan sama seperti satuan energi yang lain. Misalnya untuk menentukan ikatan 1 mol gas hidrogen menjadi atom-atom H bebas diperlukan energi sebanyak 431 kJ/mol. Ini berarti bahwa energi ikatan H - H dalam molekul H2adalah 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

(27)

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 NH3menjadi atom-atomnya diperlu-kan energi sebesar 1172 kJ. Reaksi penguraian NH3tersebut dapat di-tulis.

NH3(g)⎯→ N(g)+ 3H(g) ∆H = +1172 kJ

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 NH3terdapat 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

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

Ikatan Energi ikatan (kJ/mol) Ikatan Energi ikatan (kJ/mol)

C–N 292 C–C 343 C=C 607 C–O 356 C=N 619 H–N 391 C=O 724 H–C 410 C≡C 833 H–O 463 C≡N 879

(28)

KIMIA XI SMA

60

Contoh soal 2.7

1. Dengan menggunakan tabel energi ikatan rata-rata hitunglah ener-gi yang dibebaskan reaksi hidrogenasi 1 mol gas etena!

Jawab: reaksi C2H4(g)+ H2(g) ⎯→ C2H6(g) atau 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 H C C H H H H C C= + → H H H H H H H

(29)

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

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 NH3adalah -46 kJ dan energi ikatan H–H dan N–H masing-masing 436 kJ dan 390 kJ maka hitunglah energi ikatan N = N!

− = + = = = 445 1485 2 2890 1405 445 2 960 2 480 x x – –

(30)

KIMIA XI SMA

62

- Energi kinetik adalah energi yang terkan-dung 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

mempela-jari perubahan energi yang menyertai suatu reaksi kimia.

- Jumlah total dari semua bentuk energi dalam suatu materi disebut entalpi. Besarnya entalpi akan tetap konstan sela-ma tidak ada energi yang sela-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 stan-dar dapat digolongkan:

- perubahan entalpi pembentukan standar

(∆Hfo) 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

KK

KK

aa

aa

tt

tt

aa

aa

KK

KK

uu

uu

nn

(31)

- perubahan entalpi penguraian standar - perubahan entalpi pembakaran standar - Harga perubahan entalpi dapat

diten-tukan dengan cara: - alat kalorimeter - hukum Hess

- perubahan entalpi pembentukan stan-dar

- energi ikatan

- Secara umum, rumus untuk menentukan perubahan entalpi (∆H) adalah sebagai berikut

- Sedang rumus penentuan perubahan entalpi dengan menggunakan energi ikatan adalah

∆H = ΣDpemutusan – ΣDpembentukan

- Energi ikatan adalah energi yang diper-lukan 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 kar-bonmonoksida yang bersifat racun dan air.

- Aspek praktis produksi energi bahan bakar dari minyak bumi adalah masalah cadangan/sumber energi alternatif dan dampak lingkungan/polusi.

∆Ho = Σ∆Hfo produk−Σ∆Hfo pereaksi (∆Hco)

(32)

KIMIA XI SMA

64

ELATIHAN SOAL

P

P

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

di-panaskan 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 antar-molekul

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

Maka perubahan entalpi A2B → CD2adalah .... a. ∆H1+ ∆H2+ ∆H3 b. -∆H1– ∆H2– ∆H3 c. -∆H1+ ∆H2+ ∆H3 d. -∆H1+ ∆H2– ∆H3 e. ∆H1+ ∆H2– ∆H3 2A+B C+2D A2B CD2 ∆H2 ∆H3 ...? ∆H1

(33)

6. Perhatikan diagram tingkat energi pembentukan gas SO3di bawah ini!

Berdasarkan diagram di atas maka harga ∆H2adalah .... 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 rata-rata

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:

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 H C H 2(O=O)+ ⎯→ H H O=C=O + 2(H–O–H) ∆HC = -109 kj/mol 2 SO3(g) 2 SO3(g) + O2(g) S(s) + 3 O2(g) 0 -593,8 -790,4 Awal Akhir ∆H1 ∆H2 ∆H3

(34)

KIMIA XI SMA

66

II. Jawablah dengan singkat dan jelas!

1. Tuliskan persamaan termokimianya untuk

a. H2O(l)= -285,8 kJ/mol b. HI(g)= +25,9 kJ/mol c. CH3COOH(l)= +487 kJ/mol d. NaHCO3(s)= + 947,6 kJ/mol e. C8H18(l)= -5460 kJ/mol f. CH3OH(l)= -638 kJ/mol

2. Di dalam alat kalorimeter direaksikan 50 mL larutan HCl 0,1 M tempe-ratur 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

Fe2O3(s)= -822,1 kJ/mol CO(g)= -110,5 kJ/mol 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)!

∆Hfo ∆Hfo ∆Hfo ∆Hco ∆Hco ∆Hdo ∆Hdo ∆Hfo ∆Hfo

Gambar

Gambar 2.5 Sistem dan lingkungan.
Gambar 2.7 Reaksi endoterm
Tabel 2.2. Entalpi Pembentukan Standar Beberapa Unsur
Tabel 2.4. Entalpi Pembakaran Standar Beberapa Zat
+3

Referensi

Dokumen terkait

Auditor intern harus dapat menetapkan bahwa tindakan perbaikan telah dilakukan dan sesuai dengan yang dimaksud, atau senior management dan / atau dewan komisaris

Dalam bab ini berisi teori-teori yang digunakan untuk membahas dan menganalisa masalah yang ada, yaitu teori Penegertian Sistem Informasi, Pengertian Jasa, Pengertian Analisis

Hasil penelitian selama tiga siklus menunjukkan bahwa hasil belajar siswa dalam menguasai materi perkalian dinyatakan tuntas karena sudah mencukupi ketuntasan belajar

Struktur tambahan penghasilan pegawai berdasarkan pertimbangan beban kerja pada masing-masing SKPD sebagaimana dimaksud dalam Pasal 3 diatur dan ditetapkan lebih lanjut

Pernyataan keadaan berbahaya atau penundaan pertandingan akan dikomunikasikan melalu radio kepada Ketua Wasit, Ofisial Rule dan Komite Turnamen terlebih dahulu sebelum

Berdasarkan hasil penelitian yang dilakukan, maka didapatkan kesimpulan bahwa terdapat hubungan yang positif dan signifikansi antara kecerdasan spiritual dengan self

Nilai koefisien keragaman untuk satu data hilang dan dua data hilang didapatkan bahwa analisis kovarian lebih tepat digunakan daripada analisis varian. Design and

Tetapi saya asumsikan ia adalah penggemar berat grup lawak legendaris tersebut, karena hampir tiap malam ketika saya masih kecil, ayah saya pasti menyempatkan diri untuk menonton