Saturday, July 23, 2011

Thermokimia

SISTEM DAN LINGKUNGAN

Sesuatu yang kita pelajari perubahan energinya disebut sistem, apa saja yang berada di luar sistem disebut lingkungan (sekeliling). Suatu sistem dapat menyerap energi dari lingkungan atau melepaskan energi ke lingkungan.
Sistem Terbuka : terjadi perpindahan materi dan energi
Sistem Tertupup : terjadi perpindahan energi, tidak terjadi perpindahan materi
Sistem Terisolasi : tidak terjadi perpindahan materi dan energi


Sumber : http://content.tutorvista.com/chemistry_11/content/media/types_of_systems.swf

REAKSI EKSOTERM DAN REAKSI ENDOTERM

Reaksi Eksoterm 
Reaksi Eksoterm yaitu reaksi yang melepaskan kalor atau menghasilkan energi. Akibatnya hasil reaksi mempunyai entalpi yang lebih rendah dari pada zat semula

Jika HB < H A
       HB – HA < 0
       ∆ H negatif

Artinya reaksi tersebut melepaskan kalor

Reaksi Endoterm
Reaksi Endoterm yaitu reaksi yang menyerap kalor atau memerlukan energi. Akibatnya hasil reaksi memiliki entalpi yang lebih tinggi dari pada zat semula.
Jika HB > H A
       HB – HA > 0
       ∆ H positif
Artinya reaksi tersebut menyerap kalor


Sumber : http://www.chem.ox.ac.uk/vrchemistry/energy/shockwaves/hands.swf

Cara penulisan reaksi : 
Reaksi eksoterm
A + B  →  C             ∆H = - X kJ
A + B   →  C + X kJ
Contoh :
H2(g) + Cl2(g)  →  2 HCl(g)                     ∆H = - 185 kJ
Atau
H2(g) + Cl2(g)  → 2 HCl(g) + 185 kJ

Reaksi Endoterm

P + Q  →  D                     ∆H = + X kJ
P + Q + X kJ  →  D
Contoh :
C(s) + H2(g) C2H2(g)       ∆H = + 225 kJ
Atau
C(s) + H2(g)  + 225 kJ    C2H2(g) 

Evaluasi Diri :
1. Apakah sistem berikut memiliki nilai q atau w positif atau negatif
    a. Proses fotosintesis pada tumbuhan
    b. Pembakaran bahan bakar hidrogen pada peluncuran pesawat ruang angkasa.
2. Tentukan reaksi di bawah ini termasuk reaksi endoterm atau eksoterm
    a. C(s) + O2(g) CO2(g) + 94 kkal
    b. C2H5OH (aq) + 3O2(g) CO2(g) + H2O(l) + 1380 kkal
    c. H2O(l)  +  44 kkal  H2O(g) 
    d. 2NH3(g) + 92 kkal  N2(g) + 3H2(g) 

JENIS-JENIS PERUBAHAN ENTALPI

Entalpi Pembentukan Standar (∆Hof)

Perubahan entalpi yang terjadi pada reaksi pembentukan 1 mol suatu senyawa dari unsur-unsurnya, pada suhu 25oC (298 K) dan tekanan 1 atm. Disebut entalpi pembentukan standar dan dinyatakan dengan lambang ∆Hof (Standard Entahlpy of Formation). Satuan untuk energi pembentukan dalam sistem internasional (SI) adalah kilojoule per mol (kJ mol-1).

Contoh :
Entalpi pembentukan karbondioksida adalah – 939,52 kilojoule per mol. Berarti pada pembentukan 1 mol (44 gram) karbondioksida dari unsurnya dalam bentuk standar, yaitu karbon (grafit) dan gas oksigen, yang diukur pada 298 K dan tekanan 1 atm dibebaskan kalor sebanyak 939,52 kJ. Persamaan termokimianya adalah sebagai berikut :
C(s) + O2(g) CO2(g) ∆Hof = - 939,52 Kj / mol.

Entalpi Penguraian Standar (∆Hod)

Perubahan entalpi penguraian standart juga disebut kalor penguraian standart adalah perubahan entalpi pada reaksi penguraian 1 mol suatu senyawa menjadi unsur-unsurnya padasuhu 25 0 C dan tekanan 1 atm.
Contoh :
1. NO(g)    ½ N2(g) + ½ O2(g)     ∆Hod = - 90,25 Kj / mol.
2. CO2(g)    C(s) + O2(g)     ∆Hod = -+939, 52 Kj / mol

Entalpi Pembakaran Standar (∆Hoc)

Reaksi suatu zat dengan oksigen disebut reaksi pembakaran. Perubahan entalpi pembakaran standart juga disebut kalor pembakaran adalah perubahan entalpi yang terjadi pada reaksi pembakaran 1 mol suatu zat dengan oksigen secara sempurna pada suhu 25oC (298 K) dan tekanan 1 atm.

Contoh :
Pembakaran bensin adalah suatu poses eksoterm. Apabila bensin dianggap terdiri atas isooktana, C8H18 (sebenarnya isooktana adalah salah satu komponen bensin). Tentukan jumlah kalor pada pembakaran 1 liter bensin, diketahui entalpi pembakaran isooktana = - 5460 kJ mol-1 dan massa isooktana =0,7 kg L-1.
Solusi :
Massa 1 liter bensin adalah = 0,7 kg = 700 gram
Jumlah mol bensin = 700 gram / 114 gram mol-1
                             = 6,14 mol.
Jadi kalor yang dibebaskan pada pembakaran 1 liter bensin adalah
= 6,14 x 5460 kJ mol-1
= 33524,4 kJ

Entalpi Penetralan Standar (∆Hon)

Perubahan entalpi penetralan standatr juga disebut kalor penetralan adalah perubahan entalpi yang terjadi jika 1mol H+ tepat dinetralkan oleh larutan basa.
Contoh :
NaOH(aq) + HCl(aq)    NaCl(aq) + H2O(l)    ∆Hon = -57,7 Kj

MENGHITUNG ∆H REAKSI

Menggunakan Kalorimeter

Kalorimeter adalah alat yang dapat digunakan untuk mengukur jumlah kalor reaksi, yaitu kalor yang diserap atau dilepas dalam reaksi kimia. Jumlah kalor reaksi tergantung dari sifat termal zat yatu kalor jenis merupakan sifat termal intensif dan kapasitas kalor merupakan sifat termal ekstensif.

Besarnya kalor reaksi atau perubahan entalpi dapat ditentukan secara eksperimen. Yaitu dengan Kalorimeter.


Sumber : http://resources.wwps.org/wwhs/tcarlsen/documents/cp%20physics/visual%20concepts/110103%20Calorimeter.swf

Untuk perhitungan perubahan entalpi atau kalor harus diketahui kalor jenis dan kapasitas kalor. Kalor jenis adalah sejumlah kalor yang diperlukana untuk menaikkan suhu 1 gram zat sebesar 1oC atau 1oK yang dinyatakan dalam J.g-1C-1 atau J.g-1K-1. Secara matematika dapat dirumuskan sebagai berikut :

q  =  m.c.∆T
 ∆H = -q

Keterangan:
q    = jumlah kalor (joule)
m   = massa zat (gram)
c    = kalor jenis
∆T  = perubahan suhu (t. akhir – t. awal)


Sumber : http://ibchem.com/IB/ibfiles/energy/ene_swf/calorimetry.swf

Contoh:
Berapa joule kalor yang diperlukan untuk memanaskan 50 gram air dari suhu 25 0C menjadi 100 0C ? Jika kalor jenis air = 4,18 J.g-1.K-1
Solusi:
q   = m.c. ∆ t
     = 50 gr . 4,18 J.g-1K-1 .(100 – 25).
     = 15675 J
     = 15, 675 kJ

Menggunakan Hukum Hess

Pada tahun 1840 Germain Hess dari Jerman melakukan perhitungan termokimia dengan cara memanipulasi persamaan termokimia untuk menentukan nilai perubahan entalpi (∆H) suatu reaki kimia dan merumuskannya dalam hukum Hess atau hukum penjumlahan yang berbunyi :
Jika suatu reaksi berlangsung dua tahap reaksi atau lebih, maka perubahan entalpi untuk reaksi tersebut sama dengan jumlah perubahan entalpi dari semua tahapan. 
Beberapa aturan yang perlu diperhatikan untuk dapat memanipulasi persamaan termokimia sebagai berikut :
  • Jika suatu persamaan reaksi harus dibalik, maka ubah tanda ∆H 
Contoh reaksi :
H2(g) + O2(g)  →  H2O2(g)         ∆H = - 187, 8 kJ
Dibalik :
H2O2(g)    H2(g) + O2(g)        ∆H = + 187, 8 kJ
  • Pada penjumlahan reaksi, jika ada zat yang bisa dihilangkan (zat muncul di ruas kiri dan kanan persamaan). Pastikan fase zat (padat, cair, gas, larutan) adalah sama. 
Contoh reaksi :
H2(g) + ½ O2(g) H2O(g)      ∆H = + 241,80 kJ
H2O(l) H2(g) + ½ O2(g)      ∆H = - 285,85 kJ
---------------------------------------------------
H2O(l) H2O(g)                   ∆H = - 441,05 kJ
  • Perhatikan H2O di ruas kiri dankanan tidak boleh dihilangkan karena fasenya berbeda. 
Jika semua koefisien reaksi dikalikan atau dibagi oleh suatu faktor yang sama, maka nilai ∆H juga harus dikalikan atau dibagi dengan faktor yang sama Jika reaksi dikalikan x, maka harga ∆H harus dikalikan x
Contoh Reaksi :
H2(g) + O2(g)    H2O2(g)        ∆H = - 187, 8 kJ
Dikali 2 : 2H2(g) + 2O2(g)    2H2O2(g)               ∆H = - 375,6 kJ
Dibagi 2 : ½ H2(g) + ½ O2(g)  →  ½ H2O2(g)       ∆H = - 93, 90 kJ

Contoh: 
Tentukan ∆ H reaksi :
2 S(s) + 3O2(g)    2 SO3(g)
Jika diketahui reaksi :
S(s) + O2(g) SO2(g)                     ∆H = - 300 kJ
2SO2(g) + O2(g)    2 SO3(g)         ∆H = - 190 kJ
Solusi : 
2 S(s) +2 O2(g)  →  2 SO2(g)             ∆H = - 600 kJ
2SO2(g) + O2(g)    2 SO3(g)           ∆H = - 190 kJ 
---------------------------------------------------- +
2 S(s) + 3O2(g)  →  2 SO3(g)            ∆H = - 790 kJ

Evaluasi:
1. Diketahui reaki-raksi :
    C(s) + ½ O2(g)  →  CO(g)          ∆H = -a kJ
    2CO(g) + O2(g)  →  2CO2(g)     ∆H = -b kJ
    C(s) + O2(g)  →  CO2(g)           ∆H = -c kJ.
   Tentukan harga c
2. Diketahui reaksi-reaksi :
    H2 + O2  →  H2O                ∆H = -570 kJ
    2Ca + O2  →  2CaO           ∆H= -1270 kJ
    CaO + H2→  Ca(OH)2   ∆H = - 6 kJ
    Tentukan entalpi pembentuntukan Ca(OH)2

Menggunakan Energi Ikatan

Ikatan adalah : energi yang diperlukan untuk memutuskan ikatan kimia dalam 1 mol suatu senyawa dalam wujud gas pada keadaan standart menjadi atom-atomnya. Energi ikatan dinyatakan dalam satuan kilojoule per mol (kJ mol-1)

∆H reaksi   = Σ energi ikatan yang diputuskan – Σ energi ikatan yang terbentuk 
                  = Σ energi ikatan ruas kiri – Σ energi ikatan ruas kanan

Contoh :
Diketahui energi ikatan :
C – C 346 kJ/mol
C = C 598 kJ/mol
C – H 415 kJ/mol
H – H 436 kJ/mol
Hitunglah ∆H reaksi
C2H4(g) + H2(g)  →  C2H6(g)
Solusi :
∆H = [ 4 (C - H) + (C = C) + (H – H) ] - [ 6 (C - H) + (C – C) ]
      = [ (C = C) + (H - H) ] – [ 2 (C – H) + (C – C)
      = [ 598 kJ + 436 kJ ] – [ 830 kJ + 346 kJ]
      = - 134 kJ

Evaluasi
1. Diketahui :
    C2H4(g) →   2 C(g) + 4H(g)     ∆ H = + 2266 kJ
    dan energi ikatan rata-rata C- H = 413 kJ
    Hitunglah energi ikatan rata-rata C = C!
2. Berdasarkan data energi ikatan rata-rata. Hitunglah ∆ H reaksi dari :
    C2H4(g) + Br2(g)  →  CH2Br – CH2Br
3. Diketahui energi ikatan H-H, Cl-Cl, dan H-Cl berturut-turut adalah 105, 60, dan 102,5 kkal.
    Tentukan kalor yang diperlukan untuk menguraikan 7,3 gram HCl (Mr = 36,5) menjadi unsur-unsur.
4. Diketahui energi ikatan rata-rata :
    C-H : 413 kJ /mol
    H-H : 436 kJ /mol
    C-C : 348 kJ /mol
    C = C : 614 kJ /mol
    Tentukan besar ∆ H dari reaksi : C2H4 + H2  →  C2H6



Media Pembelajaran:

Thermokimia

download media flash "Thermokimia", di sini

Latihan Soal:



Baca Artikel Terkait

No comments:

Post a Comment

Post a Comment