TERMOKIMIA
Tujuan Pembelajaran :
1. Menjelaskan konsep sistem dan lingkungan untuk menentukan jenis reaksi termokimia yang endoterm dan eksoterm
2. Menganalisis konsep perubahan entalpi reaksi pada tekanan tetap dan penerapannya dalam persamaan termokimia
3. Membandingkan nilai perubahan entalpi pada beberapa reaksi termokimia melalui data hasil percobaan
PENDAHULUAN
Gambar 1.1 Perpindahan Panas dalam Kehidupan Sehari-Hari
Energi di alam ini bersifat kekal, salah satu sumber energi utama bagi kehidupan adalah matahari.
Beberapa jenis energi di alam antara lain, energi kinetik, energi potensial, dan energi dalam. Energi kinetik atau energi gerak adalah usaha yang dibutuhkan untuk menggerakkan sebuah benda
dengan massa tertentu dari keadaan diam hingga mencapai kecepatan tertentu. Energi potensial adalah energi yang memperngaruhi benda karena posisi (ketinggian) benda tersebut yang mana kecenderungan tersebut menuju tak terhingga dengan arah dari gaya yang ditimbulkan dari energi potensial tersebut.
Energi dalam (E) adalah total energi kinetik (Ek) dan energi potensial (Ep) yang ada di dalam sistem.
Oleh karena itu energi dalam bisa dirumuskan dengan persamaan E = Ek + Ep. Namun karena besar energi kinetik dan energi potensial pada sebuah sistem tidak dapat diukur, maka besar energi dalam sebuah sistem juga tidak dapat ditentukan, yang dapat ditentukan adalah besar perubahan energi dalam suatu sistem. Sehingga dirumuskan sebuah hukum yang dinamakan hukum kekekalan energi.
Hukum kekekalan energi menyatakan bahwa energi tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan, tetapi energi dapat berubah bentuk dari bentuk energi yang satu ke bentuk energi yang lain. Contohnya, matahari membantu proses fotosintesis tumbuhan dan membantu aktivitas manusia. Energi cahaya matahari diubah menjadi energi kimia berupa karbohidrat
A. PERUBAHAN ENERGI DALAM REAKSI KIMIA
Hampir seluruh reaksi kimia terjadi proses menyerap atau menhasilkan (melepaskan) energi, umumnya berupa panas. Panas merupakan proses pemindahan energi yang dipengaruhi oleh suhu antara dua benda yang memiliki perbedaan suhu. Ilmu yang mempelajari hubungan timbal balik panas (kalor) dengan reaksi kimia atau dengan perubahan keadaan fisika disebut Termokimia. Dalam menganalisis
Pernahkah kalian melakukan kegiatan diatas? Kegiatan memasak memerlukan kompor gas sebagai energi panas untuk mempercepat pengolahan makanan dan dua cangkir kopi panas ketika dipegang cangkirnya akan terasa panas. Panas yang dihasilkan dari kompor gas dan dua cangkir kopi panas merupakan salah satu bentuk perubahan energi dari energi kimia menjadi energi panas.
energi yang berhubungan dengan reaksi kimia, kita harus mendefinisikan terlebih dahulu sistem karena dalam reaksi kimia maupun perubahan fisika sistem biasanya yang terlibat.
Berdasarkan gambar diatas, proses perubahan yang terjadi melibatkan sistem dan lingkungan. Sistem adalah bagian dari alam semesta yang ingin dipelajari, sedangkan yang di luar sistem disebut lingkungan.
Pada gambar pertama, terlihat energi panas berasal dari kompor (lingkungan) sedangkan gambar kedua energi panas berasal dari air kopi yang berada dalam cangkir.
Ada tiga jenis sistem berdasarkan jenis pertukaran yang terjadi antara sistem dan lingkungan yakni:
➢ Sistem terisolasi: tak terjadi pertukaran panas, benda atau kerja dengan lingkungan. Contoh dari sistem terisolasi adalah wadah terisolasi, seperti tabung gas terisolasi.
➢ Sistem tertutup: terjadi pertukaran energi (panas dan kerja) tetapi tidak terjadi pertukaran benda dengan lingkungan. Rumah hijau (rumah kaca) adalah contoh dari sistem tertutup di mana terjadi pertukaran panas tetapi tidak terjadi pertukaran kerja dengan lingkungan.
➢ Sistem terbuka: terjadi pertukaran energi (panas dan kerja) dan benda dengan lingkungannya.
Sebuah pembatas memperbolehkan pertukaran benda disebut permeabel. Samudra merupakan contoh dari sistem terbuka.
B. KALOR REAKSI
Perhatikan gambar 1.1, terjadi perpindahan energi panas atau kalor dari lingkungan menuju sistem dan dari sistem menuju lingkungan. Seperti yang ditunjukkan pada gambar 1.2 dibawah ini :
Gambar 1.2 Siklus Hubungan Sistem dan Lingkungan
Reaksi endoterm adalah reaksi yang mengakibatkan perpindahan kalor (q) dari lingkungan menuju sistem. Reaksi Eksoterm adalah reaksi yang mengakibatkan perpindahan kalor (q) dari sistem menuju lingkungan.
Pada gambar 1.3 terjadi pembakaran HgO (raksa(II) oksida) yang dapat dinyatakan dalam persamaan dibawah ini :
Energi + 2HgO(s) → 2Hg(l) + O2(g)
Persamaan tersebut merupakan reaksi endoterm karena energi panas berasal dari lingkungan menuju sistem. Persamaan reaksi tyang dapat menunjukkan terjadinya proses reaksi eksoterm apabila :
2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l) Gambar 1.3 Proses
Pembakaran HgO
Persamaan reaksi tersebut menunjukkan pelepasan energi panas sehingga reaksi eksoterm terjadi. Jika reaksi berlangsung pada tekanan tetap dan pada reaksi tersebut tidak ada usaha lain kecuali perubahan volume, kalor reaksinya disebut perubahan entalpi dengan lambang ∆H.
D. PERSAMAAN TERMOKIMIA
Reaksi antara gas nitrogen dan gas hidrogen membentuk amonia menurut reaksi tersebut.
N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g) ∆H0 = -92,0 kJ 2N2(g) + 6H2(g) → 4NH3(g) ∆H0 = -184,0kJ N2(g) + H2(g) → NH3(g) ∆H0 = -46,10 kJ
Persamaan untuk reaksi antara gas nitrogen dan gas hidrogen adalah contoh persamaan termokimia, yang menunjukan perubahan entalpi sekaligus hubungan massa.
Persamaan reaksi tersebut menunjukan bahwa reaksi antara 1 mol gas N2 dengan 3 mol gas H2 membentuk 2 mol gas NH3 pada 250C dan tekanan 1 atm membebaskan kalor sebesar 92,0 kJ. Jika zat-zat yang direaksikan dilipatkan dua (2 mol gas N2 dengan 6 mol gas H2
membentuk 4 mol gas NH3) maka kalor yang dibebaskan juga dua kalinya (184,0 kJ).
Demikian pula jika hanya direaksikan 0,5 mol gas N2 dengan 1,5 mol gas H2 membentuk gas NH3, kalor yang dibebaskan hanya setengahnya (46,0 kJ).
Ketika persamaan termokimia dibalik yaitu mengubah peran reaktan dan produk, maka besar ∆H untuk persamaan tersebut adalah tetap teapi tandanya berubah. Sebagai contoh, jika suatu reaksi menyerap energi termal dari lingkungannya (yaitu, jika reaksi endotermik), maka reaksi kebalikannya harus membebaskan kembali energi termal ke lingkungannya (yaitu, reaksinya harus eksotermik), dan perubahan entalpi tersebut juga mengubah tandanya.
Penulisan persamaan termokimia harus dilengkapi dengan penulisan wujud fisik semua reaktan dan produk, karena akan membantu dalam penentuan perubahan entalpi yang sesungguhnya.
Ada beberapa jenis persamaan termokimia yang penamaannya sesuai dengan jenis reaksinya.
1. Entalpi (kalor) Pembentukan Standar (∆Hf0)
Entalpi pembentukan standar, ∆H0f, subskrip f berarti pembentukan (formation) adalah:
Reaksi eksoterm, ∆H bernilai negatif ( - ) Reaksi endoterm, ∆H bernilai positif ( + )
Perubahan entalpi yang terjadi pada reaksi pembentukan 1 mol suatu senyawa dari unsur-unsurnya, semua zat dalam bentuk stabil pada 250C dan 1 atm.
Entalpi pembentukan standar (∆Hf0) uap air adalah -242 kJ mol-1. Persamaan termokimianya ditulis:
O2(g) + H2(g) → H2O(g) ∆Hf0 = -242 kJ mol-1
Harga-harga entalpi pembentukan standar (∆Hf0) zat lain ditunjukan dalam Tabel 1 dan Tabel 2.
Tabel 1 Entalpi Pembentukan Standar Beberapa Senyawa
Tabel 2 Entalpi Pembentukan Standar Beberapa Unsur
Sumber: Gemar membaca
2. Entalpi Penguraian Standar (∆Hd0)
Entalpi penguraian standar ∆Hd0 , (subskrip d berarti penguraian (decomposition)) adalah:
Entalpi penguraian standar gas amonia (NH3) = +46,0 kJ mol-1. Persamaan termokimianya ditulis sebagai berikut.
NH3(g) → N2(g) + H2(g) ∆Hd0 = +46,0 kJ mol-1 Contoh persamaan termokimia penguraian senyawa yang lain adalah:
Apa pentingnya tanda pada harga ∆Hf0 ?
Suatu reaksi memiliki harga ∆Hf0 positif jika terbentuk dari unsur- unsurnya melalui reaksi endotermik. Reaksi kebalikannya, yaitu pengubahan senyawa tersebut menjadi unsur-unsurnya adalah reaksi eksotermik. Dikatakan bahwa unsur-unsur senyawa tersebut tidak stabil. Ini tidak berarti bahwa senyawa tersebut tidak dapat dibuat, tetapi hanya menunjukan kecenderungan senyawa tersebut untuk berekasi menghasilkan produk dengan entalpi pembentukan yang lebih rendah,
Jika tidak ada kriteria lain yang tersedia, kimiawan kadang-kadang menggunakan perubahan entalpi sebagai indikator kasar dari kemungkinan reaksi kimia yang terjadi. Reaksi eksotermik biasanya lebih mungkin terjadi secara spontan dibanding reaksi endotermik.
Tahukah Kalian?
Perubahan entalpi yang terjadi pada reaksi penguaraian 1 mol suatu senyawa menjadi unsur-unsurnya, semua zat dalam bentuk stabil pada 250C dan 1 atm.
f
CaSO4(s) → Ca(s) + S(s) + 2O2(g) ∆Hd0 = +1.433 kJ mol-1 HI(g)→ H2(g) + I2(g) ∆Hd0 = - 26 kJ mol-1
Besarnya entalpi penguraian ( ∆Hd0 ) sama dengan entalpi pembentukan (∆H 0 ) hanya tandanya yang berlawanan.
3. Entalpi Pembakaran Standar (∆Hc0)
Entalpi pembakaran standar , ∆Hc0, (subskrip c berarti pembakaran (combustion)) adalah:
Entalpi pembakaran gas asetilena (C2H2) = - 1.297,9 kJ mol-1. Persamaan termokimianya ditulis:
C2H2(g) + O2(g) → 2 CO(g) + H2O(l) ∆Hc0 = - 1.297,9 kJ mol-1 Contoh persamaan termokimia pembakaran senyawa yang lain adalah
Ca(s) + O2(g) → CaO(s) ∆Hc0 = - 635,5 kJ mol-1 C2H5OH(l) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(l) ∆Hc0 = - 1.367 kJ mol-1
4. Entalpi Pengatoman Standar
Entalpi pengatoman standar adalah:
Entalpi pengatoman gas metana (CH4) = +1.662 kJ mol-1. Persamaan termokimianya ditulis:
CH4(g) → 2 C(s) + 4H(g) ∆Hs0 = +1.662 kJ mol-1
Perubahan entalpi yang terjadi pada reaksi pembakaran 1 mol suatu zat dengan oksigen diukur pada keadaan standar. (Pembakaran sempurna senyawa hidrokarbon menjadi CO2 dan H2O)
Perubahan entalpi yang terjadi pada pengubahan 1 mol senyawa menjadi atom- atomnya dalam bentuk gas pada keadaan standar.
PENENTUAN PERUBAHAN ENTALPI (∆H)
1. Kalorimetri
Pengukuran perubahan kalor pada kalorimeter bergantung pada pemahaman tentang kalor jenis dan kapasitas kalor.
Kalor jenis dan Kapasitas Kalor
Kalor jenis (s) suatu zat adalah jumlah kalor yang dibutuhkan untuk menaikkan suhu satu gram zat sebesar satu derajat Celsius. Kapasitas kalor (C) suatu zat adalah jumlah kalor yang dibutuhkan untuk menaikkan suhu sejumlah zat sebesar satu derajat Celsius. Kalor jenis
merupakan sifat intensif. Sedangkan kapasitas kalor merupakan sifat ekstensif. Hubungan antara kapasitas kalor dan kalor jenis suatu zat adalah
C = m c
Tabel. Kalor Jenis Beberapa Zat
Zat Kalor jenis (J/g0C Al
Au
0,900 0,129 0,720 Catatan
1. Jika jumlah mol dalam persamaan reaksi dikalikan dengan bilangan x, perubahan entalpi untuk reaksi tersebut juga dikalikan x.
Contoh:
H2(g) + O2(g) → H2O(l)
2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l) ∆H0 = (2)(-286)kJ = -572 kJ 2. Jika persamaan reaksi dibalik, perubahan entalpinya diberi tanda berlawanan
dengan persamaan reaksi sebelumnya.
Contoh:
H2(g) + O2(g) → H2O(l)
H2O(l) → H2(g) + O2(g) ∆Hf0 = +286 kJ mol-1 3. Satuan kalor dapat digunakan joule(J), kilojoule (kJ), kalori(kal) atau
kilokalori(kkal). 1 kalori= 4,18 joule
q = m c Δt C (grafit)
C(intan)
0,502 Cu
Fe Hg H2O C2H5OH (etanol)
Perubahan entalpi reaksi dapat ditentukan melalui pengukuran secara langsung di laboratorium berdasarkan perubahan suhu reaksi karena suhu merupakan ukuran panas (kalor). Jika reaksi dilakukan pada tekanan tetap maka kalor yang terlibat dalam reaksi dinamakan perubahan entalpi reaksi (∆H reaksi).
Anda pasti pernah memasak air, bagaimana menentukan kalor yang diperlukan untuk
mendidihkan air sebanyak 2 liter? Untuk mengetahui ini, Anda perlu mengukur suhu air sebelum dan sesudah pemanasan. Dari selisih suhu, Anda dapat menghitung kalor yang diserap oleh air, berdasarkan persamaan:
Kesepakatan tanda untuk q sama dengan kesepakatan tanda untuk
perubahan entalpi; q bernilai positif untuk proses endotermik dan negatif untuk proses eksotermik.
Metode lain menentukan kalor adalah didasarkan pada hukum kekekalan energi, yaitu kalor yang dilepaskan oleh zat X sama dengan kalor yang diterima oleh zat Y.
Anda sering mencampurkan air panas dan air dingin, bagaimana suhu air setelah dicampurkan?
Pada proses pencampuran, kalor yang dilepaskan oleh air panas diserap oleh air dingin hingga suhu campuran menjadi sama. Secara matematika dirumuskan sebagai berikut.
Jadi, pertukaran kalor di antara zat-zat yang berantaraksi, energi totalnya sama dengan nol.
q
Air panas +q
Air dingin = 0 0,385 0,444 0,139 4,184 2,46q
Air panas =q
Air dinginDi dalam kalorimeter tembaga, 3 gram karbon dibakar sempurna menjadi CO2 pada tekanan tetap. Jika massa kalorimeter 1.500 gram dan massa air yang ada di dalam kalorimeter 2.000 gram, temperatur mula-mula 250C dan temperatur akhir 35,930C.
Kapasitas kalor tembaga (cCu) 0,4 J g-1 K-1 dan kapasitas kalor air (cH2O) 4,2 J g-1 K-1. Berapa kJ mol-1 perubahan entalpi pembakaran 1 mol karbon?
Penyelesaian:
Kalor yang dibebaskan pada pembakaran 3 gram karbon
=[(massa Cu)(sCu) + (massa H2O)(sH2O)] ∆T
=[(1.500 g)(0,4 J g-1 K-1) + (2.000 g)( 4,2 J g-1 K-1)][( 35,93 + 273)K –( 25 + 273)K]
= 98.370 J
= 98,37 kJ
Kalor yang dibebaskan pada pembakaran 1 mol (12g) karbon
= x 98,37 kJ
= 393,48 kJ.
1. Entalpi Pembentukan Standar
Pengukuran ∆H0f berguna untuk senyawa-senyawa yang dapat segera disintesis dari unsur-unsurnya. Jika kita mengetahui entalpi pembentukan standar dari unsur atau senyawa, maka dapat dihitung entalpi reaksi standar (∆H0reaksi) yang didefinisikan sebagai entalpi reaksi yang berlangsung pada tekanan 1 atm.
Misalnya, perhatikan reaksi hipotesis
aA + bB → cC + dD
di mana a, b, c, dan d adalah koefisien stoikiometri. Untuk reaksi ini ∆H0reaksi diberikan oleh
∆H0reaksi = [ c∆H0f (C) + d H0f(D) - a∆H0f (A) + b H0f(B)]
Dengan a, b, c, dan d adalah dalam mol, maka dapat digeneralisasi sebagai:
∆H0reaksi = ∑ n ∆H0f (produk) - ∑ m ∆H0f (reaktan)
Dengan m dan n menyatakan koefisien stoikiometri (dalam mol) untuk reaktan dan produk, dan ∑ (sigma) berarti “jumlah dari”
2. Hukum Hess
Tidak semua reaksi dapat ditentukan perubahan entalpinya secara langsung dengan
kalorimeter. Reaksi seperti itu perubahan entalpinya dapat dicari secara tidak langsung. Sebagai Contoh Soal
TERMOKIMIA KELAS XI SMA Page 12 CO(g)
contoh, entalpi pembakaran tidak sempurna karbon membentuk karbon monoksida (CO) tidak dapat ditentukan dengan kalorimeter.
C(s) + O2(g) → CO(g) ∆H = . . .?
Akan tetapi, entalpi pembakaran karbon monoksida (CO) membentuk karbon dioksida (CO2) dan entalpi pembakaran sempurna karbon (C) membentuk karbon dioksida (CO2) dapat ditentukan dengan kalorimeter.
CO(g) + O2(g) → CO2(g) ∆H = -283,0 kJ C(s) + O2(g) → CO2(g) ∆H = -393,5 kJ
Untuk menentukan perubahan entapi yang terjadi yang terjadi pada pembentukan karbon monoksida, digunakan hukum Hess yang berbunyi:
∆Hf CO ∆Hc CO
∆Hf CO2
Gambar pembakaran C menjadi CO2 dapat secara langsung maupun tidak langsung
H
Reaksi pembakaran C dapat diilustrasikan seperti pada Gambar
Menurut hukum Hess: ∆Hf CO2 = ∆Hf CO + ∆Hc CO Secara umum, perubahan entalpi reaksi menurut hukum Hess diilustrasikan pada Gambar
∆Hreaksi (A→ B) = ∆Hreaksi (A→ C→ D→ E→ B)
= ∆Hreaksi ( A→ F → G → B )
Gambar Perubahan entalpi reaksi menurut hukum Hess
CO(g))
Langkah 1 : Tulis persamaan reaksi yang
ditanyakan(pada contoh di atas reaksi pembentukan
C(s) + O2(g) → CO(g) ∆H = . . .?
Langkah 2 : Zat-zat yang diketahui dengan persamaan reaksi yang ditanyakan.
Misalnya, pada contoh di atas C(s) dan O2(g) ditulis di sebelah kiri, sedangkan CO(g) ditulis di sebelah kanan. Persamaan reaksi yang diketahui CO(g) di tulis di sebelah kiri.
Oleh karena itu, persamaan reaksi dibalik dan termasuk tanda ∆H-nya.
Diketahui: CO(g) + O2(g) → CO2(g) ∆H = -283,0 kJ Dibalik: CO2(g) → CO(g) + O2(g) ∆H = +283,0 kJ Langkah 3: Dijumlahkan secara aljabar
C(s) + O2(g) → CO2(g) ∆H = -393,5 kJ CO2(g) → CO(g) + O2(g) ∆H = +283,0 kJ CO2(g)
C(s)
C
E B
Perubahan entalpi (∆H) suatu reaksi tidak bergantung pada jalannya reaksi (banyaknya tahap reaksi), tetapi hanya bergantung pada keadaan awal (pereaksi) dan keadaan akhir (hasil reaksi) sistem.
C(s) + O2(g) → CO(g) ∆H = - 110,5 kJ Jadi, entalpi pembentukan gas CO = - 110,5 kJ
3. Energi Ikatan
Pada dasarnya reaksi kimia merupakan proses pemutusan ikatan lama dan pembentukan ikatan baru. Untuk memutuskan ikatan, diperlukan energi, sedangkan pada pembentukan ikatan, dibebaskan energi. Reaksi eksoterm terjadi jika energi pembentukan ikatan lebih besar dari pada energi pemutusan ikatan, sedangkan reaksi endoterm terjadi jika energi pembentukan ikatan lebih kecil daripada energi pemutusan ikatan lebih kecil daripada energi pemutusan ikatan.
Energi ikatan untuk molekul dwiatom (dua atom) ialah perubaha entalpi pada pemutusan satu mol ikatan dalam molekul-molekul berwujud gas menjadi atom-atom gas. Energi ikatan ini juga disebut energi disosiasi ikatan yang disimbolkan sebagai ∆HD.
Contoh:
H2(g) → 2H(g) ∆HD = 435 kJ mol-1 O2(g) → 2 O(g) ∆HD = 498 kJ mol-1
Untuk molekul poliatom (jumlah atom lebih dari dua),digunakan pengertian energi ikatan rata-rata, yaitu energi rata-rata yang diperlukan untuk memutuskan satu mol ikatan tersebut.
Perhatikan reaksi berikut
CH3-H (g) + Cl-Cl(g) → CH3-Cl(g) + H-Cl(g) Pemutusan ikatan
C-H putus +414kJ
pembentukan ikatan
C-Cl terbentuk - 339 kJ
Cl-Cl putus +243kJ H-Cl terbentuk - 431 kJ
∑∆HD (pemutusan ikatan) : + 657 kJ ∑∆HD (pemutusan ikatan): -770 kJ
∆Hreaksi = ∑∆HD (pemutusan ikatan) - ∑∆HD (pemutusan ikatan)
= + 657 kJ -770 kJ
= -113 kJ
∆Hreaksi = ∑∆HD (pemutusan ikatan) - ∑∆HD (pemutusan ikatan)
∆Hreaksi = ∑∆HD (pemutusan ikatan) - ∑∆HD (pemutusan ikatan) Tabel Harga Energi Ikatan Rata-Rata
C. KALOR PEMBAKARAN
Reaksi pembkaran berperan penting dalam kehidupan karena pada pembakaran menghasilkan energi yang banyak diperlukan oleh kehidupan manusia. Contohnya, glukosa (C6H12O6) mudah bereaksi dengan oksigen menghasilkan karbon dioksida (CO2) dan air (H2O) berdasarkan persamaan berikut :
C6H12O6(s) + 6O2(g) → CO2(g) + 6H2O(l) ∆H = - 2.803 kJ mol-1
Reaksi langsung antara glukosa dengan oksigen terjadi cepat pada saat pembakaran dengan menghasilkan panas dan sinar. Akan tetapi, dalam sel hidup, glukosa dapat bereaksi secara lambat dengaan oksigen melalui beberapa tahap reaksi dan melepaskan energi sesuai dengan yang diperlukan untuk mempertahankan hidup. Energi total yang dilepaskan pada oksidasi glukosa dalam sel sekitar 2.800 kJ mol-1 atau setara dengan 15,6 kJ g-1 glukosa. Energi yang dilepaskan digunakan oleh sel untuk
melakukan pekerjaan mekanik seperti gerakan anggota badan. Seperti halnya makanan, bahan bakar minyak juga jarang didapatkan sebagai zat murni. Oleh karena itu, tidak digunakan istilah mol minyak.
Panas pembakaran beberapa bahan bakar ditunjukkan dalam tabel 3.4.
Tabel 3.4 Panas Pembakaran Bahan Bakar
Bahan Bakar Wujud
Panas Pembakaran
(kJ g-1)
Panas Pembakaran
(kJ dm-3)
Panas Pembakaran
(kJ mol-1) Heksadekana
(C16H34) Padat 47,37 - 10.707,2
Glukosa
(C6H12O6) Padat 15,57 - 2.803,0
Sukrosa
(C12H22O11) Padat 16,49 - 5.640,9
Minyak tanah Cair - ~36.500 -
Minyak diesel Cair - ~38.000 -
Heksana
(C6H14) Cair 48,30 31.897 4.163,1
Oktana
(C8H18) Cair 47,71 33.519 5.450,5
Metanol
(CH3OH) Cair 29,67 17.944 726,5
Etanol
(C2H5OH) Cair 29,67 23.418 1.366,8
Metana (CH4) Gas 55,64 39,72 890,3
Etana (C2H6) Gas 51,99 69,59 1.559,8
Propana
(C3H8) Gas 50,45 99,04 2.219,9
Butana
(C4H10) Gas 49,65 128,5 2.886,0
LPG Gas - ~93 -
Asetilena
(C2H2) Gas 49,98 57,98 1.299,6
Etena Gas 50,39 62,95 1.411,0
Penyelesaian :
(a) Diketahui : 2C(s) + 3H2(g) → C2H6(g) ∆Hfo = -84,5 kJ mol-1 C(s) + O2(g) → CO2(g) ∆Hfo = -394 kJ mol-1 H2(g) + ½ O2(g) → H2O(g) ∆Hfo = -242 kJ mol-1 C2H6(g) + 3½ O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(g) ∆Hfo = …. kJ mol-1
Persamaan reaksi yang ditanyakan, C2H6(g), diinginkan berada di sebelah kiri tanda panah, padahal yang diketahui berada di sebelah kanan tanda panah. Oleh karena itu, persamaan reaksiyang ada dibalik dengan tanda ∆H berlawanan.
CO2(g) dan H2O(g) diinginkan berada di sebelah kanan tanda panah, sehingga sudah sesuai dengan yang diketahui.
C2H6(g) → 2C (s) + 3H2(g) ∆Hfo = +84,5 kJ mol-1 (x1) 2C(s) + 2O2(g) → 2CO2(g) ∆Hfo = -394 kJ mol-1 (x2) 3H2(g) + 3½ O2(g) → 3H2O(g) ∆Hfo = -242 kJ mol-1 (x3) C2H6(g) + 3½ O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(g) ∆Hfo = -1.429,5 kJ mol-1 Jadi, entalpi pembakaran C2H6(g) ∆Hco = -1.429,5 kJ mol-1
Contoh Soal
1) Diketahui ∆Hf Co 2H6(g) = -84,5 kJ mol , ∆H-1 f Ho 2O(g) = -242 kJ mol , -1
∆Hf COo 2(g) = -394 kJ mol -1
a. Berapa entalpi pembakaran C2H6(g), ∆Hco C2H6(g)?
b. Berapa liter (diukur pada 0oC, 1 atm) gas etana harus dibakar secara sempurna untuk memanaskan 1 kg air dari 70,63 oC menjadi 100oC? (1 kalori = 4,18 Joule).
(b) 1 kalori = banyaknya kalor yang diperlukan untuk menaikkan temperatur 1oC bagi 1 gram air
Untuk memanaskan 1 kg air dari 70,63oC menjadi 100 oC, diperlukan kalor sebanyak = 1000 gram x (100 – 70,63) oC
= (29,37 x 103)(4,18 Joule)
= 122,77 x 103 Joule = 122,77 kJ
Berdasarkan hasil pada poin (a), telah diketahui bahwa 1 mol gas etana (C2H6) jika dibakar secara sempurna menghasilkan kalor sebanyak 1.429,5 kJ mol-1.
Jadi banyaknya gas etana yang harus dibakar
= 122,77 kJ = 0,086 mol 1.429,5 kJ mol-1
= (0,086)(22,4 L) = 1,93L pada 0oC dan 1 atm
GLOSARIUM
Diagram siklus termokimia : diagram yang menunjukkan urutan reaksi disertai nilai entalpinya
Diagram tingkat energi : diagram yang menunjukkan tingkat perubahan entalpi dari suatu reaksi berdasarkan Hukum Hess
Energi ikatan : jumlah energi yang harus diserap untuk memutuskan jenis ikatan kimia tertentu
Hukum Hess : setiap reaksi kimia memiliki perubahan total entalpi yang tetap dan tidak tergantung pada tahapan atau jalur reaksinya.
Kalorimeter : alat yang digunakan untuk mengukur jumlah kalor yang dilepaskan dalam suatu reaksi dengan mengetahui perubahan suhu saat terjadi reaksi.
DAFTAR PUSTAKA
Margono, Narum Yuni. 2019. Kimia untuk SMA/MA kelas XI pendekatan STEM. Jakarta. Intan Pariwara.
Cann, Peter. 2021. Kimia Untuk SMA XI Cambridge International AS & A Level. Jakarta.
Kemendikbudristek
Setiyana. 2020. Modul Pembelajaran Kimia XI. Jakarta. Kemendikbud.
