TERMOKIMIA
Tujuan Pembelajaran:
KALORIMETER TEKANAN KONSTAN (KALORIMETER ‘GELAS KOPI”)
• Digunakan untuk : mengukur perubahan panas (
q
p) untuk beberapa proses yang berlangsung pada tekanan konstan, menentukan kapasitas panas spesifik dari padatan (selama zat t tidak bereaksi dengan atau larut dalam air).• Caranya: zat padat ditimbang, dipanaskan pada suhu yang diketahui, dan ditambahkan ke sampel air (lingkungan) dengan suhu dan massa yang diketahui. Panas yang dilepas oleh sistem (-
q
)sama besarnya tetapi berkebalikan tanda dengan panas yang diterima oleh lingkungannya (+
q
).-
q
padatan =q
H2O- ( m x c x ∆T)padatan = (m x c x ∆T)air c padatan = - ( 𝑐 𝑥 𝑚 𝑥 ∆𝑇)𝑎𝑖𝑟
(𝑚 𝑥 ∆𝑇)𝑝𝑎𝑑𝑎𝑡𝑎𝑛
• Pada Tekanan konstan,
q
p = ∆Hpengaduk termometer
sterof oam (insulator)
air (lingkungan)
sampel (sistem)
KALORIMETER VOLUME KONSTAN
• Kalorimeter Volume Konstan adalah: suatu alat untuk mengukur perubahan panas yang berlangsung pada volume konstan.
• Digunakan untuk mengukur panas yang dihasilkan dari reaksi pembakaran.
• Dalam pengukuran yang lebih baik, dibutuhkan data kapasitas panas kalorimeter.
• Caranya; pembakaran sampel dilangsungkan pada wadah berdinding logam (bomb), di mana telah diisi gas Oksigen dan dilarutkan dalam insulator bak air dengan pengaduk menggunakan motor dan termometer. Pemanasan dihubungkan dengan sumber pemercikan listrik dari sampel, dan pemanasan menghasilkan naikknya suhu bomb, air dan bagian kalorimeter lainnya. Dengan mengetahui massa sampel, kapasitas panas dari kalorimeter, dan perubahan suhu yang diukur, maka dapat dihitung panas yang dilepas.
• Karena tidak ada panas yang diserap atau meninggalkan sistem (karena sistemnya terisolasi) selama proses berlangsung, maka perubahan panas sistem (q sitem) adalah nol(0), dan dapat ditulis:
•
q
sistem =q
cal +q
rxn = 0•
q
rxn = -q
cal ;q
cal = C cal x ∆T atauq
rxn = - C cal x ∆T• Pada kalorimeter Volume konstan, kalor yang dilepas dilambangkan dengan
q
v•
q
v =q
rxn = ∆ELembar Kerja Peserta Didik (LKPD) TERMOKIMIA
“KALORIMETRI DAN HUKUM HESS”
Siswa dapat menerapkan hukum Hess (penjumlahan kalor tahapan reaksi, diagram siklus/ diagram tingkat energi) untuk menghitung kalor reaksi
A. STOIKIOMETRI DARI PERSAMAAN-PERSAMAAN TERMOKIMIA D.1. PERSAMAAN TERMOKIMIA
• Persamaan termokimia adalah: persamaan setara yang menyertakan panas reaksi ( ∆Hrxn)
• Harga ∆Hrxn menunjukkan rujukan kepada jumlah mol zat-zat dan keadaan wujud materi dalam persamaan spesifiknya.
• Perubahan entalpi dari segala proses mempunyai 2 aspek:
1. Tanda
Reaksi maju mempunyai tanda ∆H
∆Hrxn = +; menandakan reaksi endotermik untuk reaksi maju dan berarti ∆Hrxn = - untuk reaksi baliknya.
2. Besarnya
Besarnya ∆H sebanding dengan jumlah zat-zat yang bereaksi
• Pada persamaan termokimia, dapat digunakan koefisien per-peran atau pecahan bila perlu untuk besaran yang spesifik dari ∆Hrxn sejumlah zat.
• Sejumlah zat secara termokimia ekuivalen untuk kuantitas energi tertentu
• Misal:
H2(g) + ½O2(g) → H2O(l) ∆Hrxn = -286 kJ
Reaksi tersebut melepas kalor 286 kJ dan ekuivalen dengan 1 mol H2(g), ½mol O2(g), dan 1 mol H2O(g)
Berarti reaksi tersebut akan melepas kalor sebesar 2x -286 kJ jika 2 mol H2(g) direaksikan dengan 1 mol O2(g), dan dihasilkan 2 mol H2O(g). dst.
• Contoh lain:
• Suatu logam aluminium (misal: sebagai rangka pintu/jendela) bereaksi dengan oksigen di udara dan akan terbentuk Aluminium oksida, Al2O3. Berapa panas yang dilepas pada oksidasi
sempurna 24,2 g Al pada suhu 25 °C dan 1 atm?
• Persamaan termokimianya: 4Al(s) + 3O2(g) → 2Al2O3(s) ∆H = -3352 kJ
• Jawab:
Dapat disimpulkan Aluminium habis bereaksi di udara (karena O2 di udara sangat banyak).
Dari persamaan termokimia, diketahui 4 mol Al(s) melepaskan panas 3352 kJ Jumlah mol Al= 24,2 𝑔
27 𝑔/𝑚𝑜𝑙 = 0,89 mol Jadi kalor yang dilepas = 0,89 𝑚𝑜𝑙
4 𝑚𝑜𝑙 x 3352 kJ = 751,1 kJ D.2. PERUBAHAN ENTALPI STANDARD (∆H°)
• Keadaan standard, yaitu:
P = 1 atm ( untuk gas-gas) T = 25 °C (298 K) Konsentrasi = 1 M
Untuk unsur-unsur pada keadaan standard, yaitu pada keadaannya yang paling stabil. (contoh;
dalam bentuk gas: H2, cair: CH3OH, padat: Fe)
Berbasis pada 1 mol zat yang terlibat dalam reaksi (perubahan entalpi molar standar) Satuan energi : kJ/mol atau J/mol
D.3. BEBERAPA JENIS PERUBAHAN ENTALPI YANG PENTING
• Beberapa perubahan entalpi yang sering dipelajari, yaitu:
1. Panas pembakaran (combustion), ∆Hc°
∆H dari reaksi pembakaran 1 mol zat dengan O2(g) pada kondisi standar Contoh:
C(s) + O2(g) → CO2(g) ∆Hc° = -393,5 kJ/mol
CH3OH(l) + 1½O2(g) → CO2(g) + 2H2O(g) ∆Hc° = -726,5 kJ/mol CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(g) ∆Hc° = -890,5 kJ/mol 2. Panas pembentukan (formation), ∆Hf°
∆H ketika 1 mol senyawa dihasilkan dari unsur-unsurnya pada kondisi standar Contoh:
C(s,grafit) + 2H2(g) → CH4(g) ∆Hf° = -74,8 kJ/mol ½N2(g) + 1½H2(g) → NH3(g) ∆Hf° = -46,2 kJ/mol 3. Panas peleburan (fussion), ∆Hfus°
∆H dari reaksi 1 mol zat yang meleleh pada kondisi standar
TERMOKIMIA Contoh:
H2O(s) → H2O(l) ∆Hfus° = 6,0 kJ/mol 4. Panas penguapan (vaporization), ∆Hvap°
∆H dari reaksi 1 mol zat yang menguap pada kondisi standar Contoh:
H2O(l) → H2O(g) ∆Hvap° = 44,05 kJ/mol 5. Panas pengatoman (atomization), ∆Hat°
∆H pada pembentukan 1 mol atom-atom suatu unsur dalam fase gas pada kondisi standar C(s,grafit) → C(g) ∆Hat° = -718,4 kJ/mol
½H2(g) → H(g) ∆Hat° = -217,94 kJ/mol
Jawablah pertanyaan-pertanyaan di bawah ini pada tempat yang telah disediakan!
KALORIMETRI, PENGUKURAN PANAS REAKSI (PADA VOLUME DAN TEKANAN TETAP) 21. Dua larutan yaitu: 100 mL HCl(aq) 1 M dan 100 mL NaOH(aq) 1 M, keduanya mempunyai suhu awal 21,1 °C, dimasukkan ke dalam gelas kalorimeter dari sterofoam dan bereaksi. Suhu naik
menjadi 27,8 °C. Tentukanlah panas reaksi untuk reaksi netralisasi tersebut, nyatakan untuk tiap mol H2O yang terbentuk. Apakah reaksi tersebut eksoterm atau endoterm? (dianggap massa jenis larutan larutan 1 g/mL, kalor jenis larutan 4,18 J g-1 C-1, kapasitas panas sterofoam dapat diabaikan).
23. Dua larutan 100 mL HCl 1,020 M dan 50 mL NaOH 1,988 M, keduanya mempunyai suhu awal 24,52 °C, dicampur dalam kalorimeter gelas sterofoam. Bagaimanakah suhu akhir dari campuran jika panas netralisasi 56 kJ/mol H2O? (tentukan dahulu zat manakah yang menjadi pereaksi pembatas?
Diketahui massa jenis larutan = massa jenis air) Soal Latihan 1.
24. Di dalam suatu kalorimeter dengan kapasitas panas 24 J/°C direaksikan: 50 mL CuSO4(aq) 0,4 M bersuhu 23,35 °C dengan 50 mL NaOH(aq) 0,6 m bersuhu 23,35 °C. Suhu akhir yang dihasilkan adalah 26,65 °C. Massa jenis campuran larutan 1,02 g/mL, panas spesifik larutan (c) 4,184 J/g °C.
Hitunglah panas reaksi yang dihasilkan.
HUKUM HESS (HUKUM PENJUMLAHAN PANAS REAKSI) 1. Reaksi penguraian H2O2(l) → H2O(l) + ½O2(g) ∆H = -98,05 kJ
a. Buktikan bahwa ∆H reaksi dapat diperoleh dari 2 persamaan termokimia berikut H2O2(l) → H2(g) + O2(g) ∆H = +187,8 kJ
H2(g) + ½O2(g) → H2O(l) ∆H = -285,85 kJ b. Buat diagram entalpi dan diagram siklusnya!
2. Pembuatan etanol dalam industri berlangsung dengan reaksi: C2H4(g) + H2O(l) → C2H5OH(l) Tentukan ∆H reaksi untuk pembentukan 1 mol etanol jika diketahui:
C2H4(g) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 2H2O(l) ∆H = -1411 kJ C2H5OH(l) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(l) ∆H = -1366,85 kJ
TERMOKIMIA 3. Sukrosa (C12H22O11) ditemukan dalam buah, sari tebu, dan madu.
a. Hitunglah nya jika diberikan data:
C12H22O11(s) + 12O2(g) →12CO2(g) + 11H2O(l) ∆Hrx = -5639,7 kJ b. Hitung ∆Hrx: 12C(s) + 11H2(g) + 17½ O2(g) → 12CO2(g) + 11H2O(l)
4. Gunakan hukum Hess untuk menghitung ∆H reaksi: BaO(s) + H2SO4(aq) → BaSO4(s) + H2O(l) jika diketahui: SO3(g) + H2O(l) → H2SO4(l) = -78,2 kJ
BaO(s) + SO3(g) → BaSO4(s) = -213 kJ
5. Tentukan ∆Hf° CH4 menggunakan data percobaan yang diperoleh pada suhu 25 °C dan tekanan 1 atm.
H2(g) + ½O2(g) → H2O(l) ∆H = -285,8 kJ C(s,grafit) + O2(g) → CO2(g) ∆H =-393,5 kJ
CH4(g) + O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l) ∆H = -890,4 kJ
6.
6. Diketahui: ∆Hf° CO2(g), H2O(g), C8H18(g) masing-masing adalah -393,5 kJ/mol, 285,85 kJ/mol dan -257,5 kJ/mol. Hitung kalor yang dibebaskan pada pembakaran sempurna 28,5 g C8H18(g)
7. Pada pembakaran sempurna 2,24 L (STP) suatu sampel gas alam (dianggap hanya mengandung metana (CH4) dan etana (C2H6)) dihasilkan kalor sebanyak 43,6 kJ.
Jika diketahui : (Hf CH4 = -75 kJ/mol; Hf C2H6 = -85 kJ/mol; Hf CO2 = -393,5 kJ/mol; Hf H2O = -286 kJ/mol)
Tentukanlah:
a. kalor pembakaran CH4 dari entalpi pembentukannya b. kalor pembakaran C2H6 dari entalpi pembentukannya
c. Tentukanlah persen volume masing-masing gas dalam campuran tersebut!
E.1. ENERGI IKATAN
• DARIMANAKAH PANAS REAKSI BERASAL?
Contoh:
Reaksi: H2(g) + F2(g) → 2HF(g) + 546kJ 2 g 38 g 40 g
(1mol) (1mol) (2mol) ; pada suhu 298 K (25 °C)
Pada reaksi ini jumlah gas tidak berubah, jadi perubahan entalpi sama dengan perubahan energi dalam. Darimanakah panas ini berasal?
Jawab: energi dilepas atau diserap selama perubahan kimia bergantung pada perbedaan kekuatan ikatan-ikatan reaktan dan ikatan-ikatan produk.
• PEMUTUSAN DAN PEMBENTUKAN IKATAN-IKATAN
• Dalam suatu reaksi kimia, dianggap ikatan-ikatan dalam reaktan menyerap energi untuk diputuskan, dan dilepas energi ketika ikatan-ikatan baru dibentuk.
• Contoh reaksi: H2(g) + F2(g) → 2HF(g) + 546kJ
Berarti dalam reaksi dilepas panas (eksotermik), energi yang dilepas ketika ikatan-ikatan dalam pembentukan HF lebih besar dibandingkan energi yang diserap ketika ikatan-ikatan dalam H2 dan F2
diputus.
• Ikatan yang lebih lemah lebih mudah diputus dibandingkan ikatan yang lebih kuat, karena ikatan tersebut mempunyai energi yang lebih tinggi (kurang stabil, lebih reaktif)
H (kJ)
F-F + H - H
H - F H - F ikatan lebih lemah
ikatan lebih kuat
Hrxn = -5 kJ
• Jika suatu reaksi menyerap lebih banyak panas untuk memutuskan ikatan-ikatan reaktan
dibandingkan jumlah energi yang dilepas untuk membentuk ikatan-ikatan produk, maka secara total terjadi penyerapan energi panas (endotermik)
Secara hukum hukum Hess:
Reaksi langsung: H2(g) + F2(g) → 2HF(g) + 546kJ Tahapan reaksi:
Tahap awal: Pemutusan ikatan reaktan (endotermik)
TERMOKIMIA Tahap akhir: Pembentukan ikatan produk (eksotermik)
∆H Reaksi langsung = ∑ energi Tahap awal + ∑ energi Tahap akhir
∆Hrx = ∑ energi pemutusan ikatan reaktan + ∑ energi pembentukan ikatan produk
• Energi ikatan (Energi disosiasi, D adalah: energi yang diperlukan untuk memutuskan 1 mol suatu ikatan dalam suatu molekul gas menjadi atom-atomnya dalam fase gas juga (satuan: kJ/mol) Contoh: H2(g) → 2H(g) DH-H = 436 kJ/mol
Contoh soal:
1. Tentukan energi ikatan C – H pada CH4 jika diketahui:
CH4(g) → C(g) + 2H(g) ∆H = + 1664,96 kJ Jawab:
Ikatan C-H dalam 1 mol CH4 ada 4, maka dibutuhkan 1664,96 kJ Jadi DC-H = 1664,96
4 kJ/mol= 416,24 kJ/mol
2. Tentukan energi ikatan C – C pada etana (C2H6) jika diketahui DC-H = 413 kJ/mol C2H6(g) → 2C(g) + 6H(g) ∆H= 2829,12 kJ
Jawab:
H H | | H – C – C – H | | H H
Ada 6 ikatan C – H = 6x413 kJ = 2478 kJ Ada 1 ikatan C –C = DC-C
2478 + DC-C = 2829,12 DC-C = 2829,12 – 2478 DC-C = 351,12 kJ/mol
• Karena ∑energi pemutusan ikatan reaktan = ∑ Energi ikatan reaktan
∑ energi pembentukan ikatan produk = - ∑ Energi ikatan produk
Maka: ∆Hrx = ∑ energi pemutusan ikatan reaktan + ∑ energi pembentukan ikatan produk ∆Hrx = ∑ Energi ikatan reaktan - ∑ Energi ikatan produk
Jawablah pertanyaan di bawah in pada tempat yang telah disediakan!
1. ∆Hf° CCl4 = -106,7 kJ/mol. Pakailah untuk menghitung ∆H reaksi CCl4(g) →C(g) + 4Cl(g), kemudian hitung energi ikatan C-Cl.
2. Energi ikatan C=C = 614 kJ/mol, C-C = 348 kJ/mol, C-H = 413 kJ/mol, O-H = 463 kJ/mol, C-O = 358 kJ/mol. Hitung ∆H reaksi untuk reaksi: CH2=CH-CH3 + H2O CH3-CH(OH)-CH3.
Soal Latihan 1.
3. Diketahui struktur molekul gas SO2F2 dan ∆Hf° zat-zat untuk menentukan ∆H reaksi:
SO2F2(g) → S(g) + 2O(g) + 2F(g).
Kemudian hitung energi ikatan S=O pada SO2F2 jika DS-F = 327 kJ/mol.
Struktur SO2F2:
O ||
F – S – F ||
O
Zat ∆Hf° (kJ/mol) SO2F2 -858,0 S(g) 276,98 O(g) 247,50 F(g) 80,0
4. Diketahui : C2H5OH (l)→ C2H5OH (g) H = 39 kJ C(s) → C(g) H = 715 kJ Energi ikatan rata-rata H-H = 436 kJ/mol Energi ikatan rata-rata O=O = 490 kJ/mol Energi ikatan rata-rata C-H = 415 kJ/mol Energi ikatan rata-rata C-C = 348 kJ/mol Energi ikatan rata-rata H-O = 468 kJ/mol Energi ikatan rata-rata C-O = 358 kJ/mol Tentukan perubahan entalpi pembentukan 1 g etanol
5. Diketahui : entalpi atomisasi karbon adalah 717 kJ/mol entalpi atomisasi hidrogen adalah 218 kJ/mol
Energi ikatan C-H, C-C, C=C berturut-turut 413 kJ/mol, 347 kJ/mol, 612 kJ/mol.
Tentukan ∆Hfo 1-butena, CH2=CHCH2CH3(g).
