TERMOKIMIA

PENDAHULUAN

• Penerapan hukum pertama termodinamika terhadap peristiwa kimiadisebut termokimia yang membahas perubahan kalor yang menyertaisuatu reaksi kimia.

• Termokimia adalah ilmu kimia yang mempelajari perubahan kaloratau panas suatu zat yang menyertai suatu reaksi atau proses kimiadan fisika

EK

EP

ENERGI INTERNAL

MATERIDIHITUNG

PERUBAHANNYAKALOR

Bahan Kajian Termokimia

• Bahan kajian termokimia adalah penerapan hukum kekekalan energi dan hukum termodinamika I dalam bidang kimia.

• Hukum kekekalan energi berbunyi :

1. Energi tidak dapat diciptakan dan tidak dapat dimusnahkan.

2. Energi dapat berubah bentuk menjadi energi lain.

• Hukum termodinamika I berbunyi :

“Jumlah total energi dalam alam semesta konstan atau tetap”

Energi Kalor (Q) dan Kerja (W)

Energi (Termodinamika I)

Kalor

Kerja

Energi yang berpindah dari satu benda ke benda yang lain akibat adanya perbedaan suhu

Energi yang berpindah dari satu benda ke benda yang lain selain dalam bentuk kalor

Energi Kalor (q)

• Kapasitas kalor adalah banyaknya energi kalor yang dibutuhkan untuk meningkatkan suhu zat 1 oC.

• Kapasitas kalor spesifik (kalor jenis) adalah banyaknya energi kalor yang dibutuhkan untuk meningkatkan suhu 1 oC zat sebesar 1 gram.

• Kalor jenis molar adalah banyaknya energi kalor yang dibutuhkan untuk meningkatkan suhu 1 mol zat sebesar 1 oC.

Sistem dan Lingkungan

Sistem Lingkunganreaksi atau proses yang sedang menjadi pusat

perhatian

segala sesuatu di luar atau di sekitar sistem

Sistem

• Berdasarkan interaksinya dengan lingkungan, sistem dibedakan menjadi tiga macam, yaitu :

a b c

Reaksi Eksoterm dan Endoterm

• Dalam konsep termokimia, reaksi terbagi menjadi dua, yaitu reaksi eksoterm dan reaksi endoterm.

• Reaksi eksoterm, yaitu reaksi yang sistemnya membebaskan/ melepas energi,sehingga lingkungan menjadi naik temperaturnya. Contoh: reaksi diatas suhukamar (pembakaran), pelarutan NaOH, reaksi Mg dengan HCl.

• Reaksi endoterm, yaitu reaksi yang sistemnya menyerap/menerima energi,sehingga lingkungan menjadi turun temperaturnya.

• Contoh: reaksi Ba(OH)2 dengan NH4Cl

heat transfer out(exothermic), -q

heat transfer in(endothermic), +q

SYSTEM

∆E = q + w

w transfer in(+w)

w transfer out(-w)

Internal Energy (E)

Perubahan Entalpi

• Jika perubahan energi terjadi pada tekanan tetap, misalnya dalam wadah terbuka(tekanan atmosfer) maka kalor yang terbentuk dinamakan perubahan entalpi(ΔH). Entalpi dilambangkan dengan H (berasal dari kata ‘Heat of Content’).

• Perubahan entalpi reaksi adalah jumlah energi yang dibutuhkan untukmembentuk atau mengurai suatu zat dalam reaksi (kalor yang terjadi padatekanan tetap)

• Persamaan reaksi termokimia adalah persamaan reaksi yang dilengkapi denganjumlah energi (perubahan entalpi) yang digunakan dalam reaksi.

• Contoh:

Entalpi Standar

• Entalpi standar (molar) adalah perubahan entalpi yang terjadi pada suhu 25° C(atau 298 K), tekanan 1 atm, pada 1 mol suatu zat, dilambangkan denganΔH°.

• Entalpi standar secara umum terdiri dari:

1) Entalpi pembentukan standar (formasi)

2) Entalpi penguraian standar (disosiasi)

3) Entalpi pembakaran standar (combustion)

Entalpi pembentukan standar

• Entalpi pembentukan standar (ΔH°f) adalah energi yang diterima atau dilepas untukmembentuk 1 mol zat dari unsur pembentuknya.

• Nilai entalpi pembentukan standar ditentukan menggunakan data entalpi pembentukan standar.

• Nilai-nilai entalpi pembentukan standar:

Entalpi penguraian standar

• Entalpi penguraian standar (ΔH°d) adalah energi yang diterima atau dilepas untuk mengurai 1 mol zat menjadi unsur pembentuknya.

• Nilai entalpi penguraian standar berlawanan dengan nilai entalpi pembentukan standar.

• Pada reaksi penguraian, reaktan berpindah ke kanan dan produk berpindah ke kiri

Entalpi pembakaran standar

• Entalpi pembakaran standar (ΔH°c) adalah jumlah energi yang dilepaskan untuk membakar 1 mol zat.

• Nilai entalpi pembakaran standar ditentukan menggunakan data entalpi pembakaran standar.

• Ciri utama dari reaksi pembakaran adalah:

1) Merupakan reaksi eksoterm.

2) Melibatkan oksigen (O2) dalam reaksinya.

3) Karbon terbakar menjadi CO2, hidrogen terbakar menjadi H2O, nitrogen terbakar

menjadi NO2, belerang terbakar menjadi SO2.

• Contoh:

Entalpi standar lain

Penentuan ΔH Reaksi

Empirik

Semi-empirik

1. Pengukuran Kalor2. Pengukuran tetapan

kalorimeter

1. Perubahan Entalpi Standar (ΔH)

2. Hukum Hess (penjumlahan)

3. Data entalpi pembentukan.

4. Data energi ikatan

Penentuan ΔH Reaksi secara Empirik

1. Pengukuran Kalor (q)

• Kapasitas kalor adalah banyaknya energi kalor yang dibutuhkan untuk meningkatkan suhu zat 1 oC.

• Kapasitas kalor spesifik (kalor jenis) adalah banyaknya energi kalor yang dibutuhkan untuk meningkatkan suhu 1 gram zat sebesar 1 oC.

• Kalor jenis molar adalah banyaknya energi kalor yang dibutuhkan untuk meningkatkan suhu 1 mol zat sebesar 1 oC.

• Banyaknya kalor = massa zat x kalor jenis x perubhan suhu.

Contoh :

Berapakah kalor yang diperlukan untuk meningkatkan suhu 735 gram air dari 21oC menjadi 98oC (anggaplah bahwa kalor jenis air tetap yaitu 1,00 kal g-1 oC-1 dalam seluruh kisaran suhu ini)

Jawab :

• Banyaknya kalor = massa zat x kalor jenis x perubhan suhu

• Q = m c ΔT

• Q = 735 gram x 1 kal g-1 oC-1 x (98 – 21)oC

• Q = 5,66 x 104 kal

Contoh :

1. Berapa kalor yang diperlukan untuk menaikkan suhu 50 g air dari25°C menjadi 60°C? Diketahui kalor jenis air, c = 4,18 J g–1°C–1 ?

2. Sebanyak 75 mL air dipanaskan dengan LPG. Jika tidak ada kaloryang terbuang, berapa kalor yang dilepaskan oleh LPG jika suhu airnaik dari 25°C menjadi 100°C? Kalor jenis air, c = 4,18 J g –1°C–1,massa jenis air 1 g mL–1

2. Pengukuran Tetapan Kalorimeter

• Kalorimetri adalah cara penentuan energi kalor reaksi dengankalorimeter.

• Kalorimeter adalah sistem terisolasi, sehingga semua energi yangdibutuhkan atau dibebaskan tetap berada dalam kalorimeter

• Besarnya kalor yang diserap atau dilepaskan oleh kalorimeterdihitung dengan persamaan:

Heat gained

Heat capacity

Temperature difference

Qk = Ck * T

Total heat evolved = qtotal = qwater + qbomb

Contoh:

Ke dalam kalorimeter dituangkan 50 g air dingin (25°C), kemudian ditambahkan 75g air panas (60°C) sehingga suhu campuran menjadi 35°C. Jika suhu kalorimeternaik sebesar 7°, tentukan kapasitas kalor kalorimeter? Diketahui kalor jenis air =4,18 J g–1 °C–1.

Jawab:

• Kalor yang dilepaskan air panas sama dengan kalor yang diserap air dingin dan kalorimeter.

• QAir panas = QAir dingin+ QKalorimeter

QAir panas = + m c ΔT

QAir dingin = + m c ΔT

Contoh :Dalam kalorimeter yang telah dikalibrasi dan terbuka direaksikan 50 g alkohol dan 3g logam natrium. Jika suhu awal campuran 30°C dan setelah reaksi suhunya 75°C, tentukan ΔH reaksi. Diketahui kalor jenis larutan 3,65 J g–1°C–1, kapasitas kalor kalorimeter 150 J °C–1, dan suhu kalorimeter naik sebesar 10°C

Jawab :

• Kalor yang terlibat dalam reaksi:

Qreaksi = ΔHreaksi = –10,205 kJ

Kapasitas Kalor

Contoh:

• Sepotong besi yang memiliki massa 3 kg, dipanaskan dari suhu 20° C hingga 120°C. Jika kalor yang diserap besi sebesar 135 kJ. Tentukan kapasitas kalor besi dankalor jenis besi?

Diketahui :

m = 3 kg∆T = 120° – 20° = 100° CQ = 135 kJ

Soal :

• Sepotong logam yang massanya 50 g dan suhunya 95° C dicelupkan kedalam 250 g air yang suhunya 17° C. Suhu air akhirnya berubahmenjadi 19,4° C. Bila diketathui kalor jenis air 4.200 J/Kg oC Tentukankalor jenis logam tersebut?

Penentuan ΔH secara Semiempirik

Perubahan Entalpi Standar (ΔH)

b. Pada Reaksi Endoterm

R P + Q – x Kkal

Berlaku :

H (P + Q) - H (R) x Kkal

ΔH = x Kkal

a. Pada Reaksi Eksoterm

P + Q R + x Kkal

P dan Q = zat awal

R = zat hasil reaksi

x = besarnya panas reaksi

Menurut hukum kekekalan energi :

Isi panas (P + Q) = Isi panas R + x Kkal

H (P + Q) = H ( R) + x Kkal

H (R) - H (P + Q) = - x Kkal

ΔH = - x Kkal

Contoh :Hitung entalpi perubahan CH4 (g) menjadi CO2 (g) dan H2O(g) Pada temperatur 298 oK, bila diketahuipada temperature tersebut : ΔH. CH4 = -74,873 KJ mol-1 ; ΔH. O2 = 0,00 KJ mol-1; CO2 = - 393,522 KJmol-1 dan ΔH. H2O = -241,827 KJ mol-1 ?

Jawab :

• CH4 + O2→ CO2 + H2O (setimbangkan koefisiennya)

• CH4 + 2O2→ CO2 + 2H2O

• ΔH = Δ H {CO2 + (2 x H2O)} – ΔH {CH4 + (2 x O2)}

• ΔH = {- 393,522 + (2 x (- 241,827)} - {- 74,873 + (2 x 0,000)}

• ΔH = - 802,303 KJ mol-1

• Tanda negatif menunjukkan bahwa reaksi di atas merupakan reaksi eksoterm.

Hukum Hess

• Hukum Hess muncul berdasarkan fakta bahwa banyak pembentukan senyawa dari unsur-unsurnya tidak dapat diukur perubahan entalpinya secara laboratorium.

• Berdasarkan hasil pengukuran dan sifat-sifat entalpi, Hess menyatakanbahwa entalpi hanya bergantung pada keadaan awal dan akhir reaksimaka perubahan entalpi tidak bergantung pada jalannya reaksi (proses).

• Contoh: Reaksi pembentukan asam sulfat dari unsur-unsurnya.

S(s) + H2(g) + 2O2(g)→H2SO4(l)

• Pembentukan asam sulfat dari unsur-unsurnya tidak terjadi sehingga tidakdapat diukur langsung perubahan entalpinya

Contoh reaksi :

1. Reaksi langsung

A B ΔH1 = x Kkal

2. Secara tidak langsung

a) lewat C A C

C B

ΔH2 = b Kkal

ΔH3 = c Kkal

Contoh:

Contoh:Contoh soal :

1. Diketahui : 2H2(g) + O2(g) 2H2O(cair) ΔH = -136 Kkal

H2(g) + O2(g) H 2O2(cair) ΔH = -44,8 Kkal

Hitung ΔH untuk reaksi :

2H2O2(cair) 2H2O + O2

Jawab :

2H2 + O2 2H2O ΔH = -136 Kkal

2H2O2 2 H2 + 2O2 ΔH = +89,6 Kkal +

2H2O2 2H2O + O2 ΔH = -46,4 Kkal

(Dibalik dan dikali 2)

Contoh:2. Diketahui :

I. C + O2 CO2 ΔH = - 94 Kkal

II. H2 + ½ O2 H2O ΔH = - 68 Kkal

III. 2C + 3H2 C2H6 ΔH = - 20 Kkal

Ditanyakan : berapa x pada reaksi :

C2H6 + 7/2 O2 2CO2 + 3H2O ΔH = x Kkal

Jawab :

I. 2C + 2O2 2CO2 ΔH = -188 Kkal

II. 3H2+ 3/2 O2 3 H2O ΔH = - 204 Kkal

III. C2H6 2C + 3H2 ΔH = 20 Kkal+

C2H6 + 7/2 O2 2CO2 + 3 H2O ΔH = -372 Kkal

ΔH = - 372 Kkal, maka x = -372 Kkal.

Contoh:

Soal :

1. Pada pemanasan 400 g air bersuhu 25°C diperlukan kalor 84 kJ. Jikadiketahui kalor jenis air = 4,2J/g°C, tentukan suhu air setelahpemanasan!

2. Tentukan perubahan entalpi pembakaran gas metana (CH4), jikadiketahui :

• ΔH pembentukan CH4 = -17,9 kkal/mol

• ΔH pembentukan CO2 = -94,1 kkal/mol

• ΔH pembentukan H2O = -68,3 kkal/mol

Energi Ikatan (EI) / Energi Disosiasi

• Adalah energi yang diperlukan untuk memutuskan 1 mol ikatan senyawadalam wujud gas pada keadaan standar menjadi atom-atom gasnya

• Contoh : H2(g) → 2 H(g) ΔH = + 435 kJ

Energi ikatan H—H = + 435 kJ/mol

• Pada molekul beratom banyak, energi untuk memutuskan semua ikatan dalammolekul berwujud gas menjadi atom-atom netral berwujud gas dinamakan energiatomisasi.

• Contoh : Pemutusan semua ikatan atom C dan H pada metana.

Energi Ikatan Rata-Rata

Sesuai dengan hukum Laplace, maka:ΔH pembentukan ikatan = – ΔH pemutusan ikatan = – Energi IkatanΔH reaksi = = ∑ Energi ikatan reaktan – ∑ Energi ikatan produk.

Contoh:

Dengan menggunakan tabel energi ikatan, tentukan energi yang dibebaskanpadapembakaran gas metana.

Jawab :

Reaksi pembakaran gas metana:

• CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(g) ∆H = ?

• ∆Hr = ∑ energi ikatan pereaksi (ruas kiri) − ∑ energi ikatan produk (ruas kanan)

= (4 C−H + 2 O=O) – (2 C=O + 4 O−H)

= (4 x 415) + (2 x 494) − (2 x 805) + (4 x 460)

= (1660 + 988) − (1610 + 1840)

= 2648 – 3450

= - 802 kJ

Contoh:Jika diketahui: • energi ikatan N≡N = 946 kJ/mol,• energi ikatan N—N = 163 kJ/mol,• energi ikatan N—H = 389 kJ/mol,• energi ikatan O—O = 144 kJ/mol, dan • energi ikatan O—H = 464 kJ/mol,

maka hitunglah berapa ΔH reaksi berikut: • N2H4 (g) + 2 H2O2 (g) → N2 (g) + 4 H2O (g)

Jawab:

Soal :1. Diketahui :

Tentukan perubahan entalpi reaksi dari pembakaran :

CH2(g) +3/2O2(g) → CO2(g) + H2O(g). ΔH = ?

2. Diketahui energi ikatan rata-rata :

H-H = 436 kj/mol C=C = 346 kj/mol

C-C = 607 kj/mol C-H = 414 kj/mol

Hitung ∆H reaksi pada reaksi : C3H6 (g) + H2 (g) → C3H8(g)

Arah Proses

Berdasarkan kespontanannya, suatu proses reaksi dapat dibagi menjadi 2, yaitu:

a. Proses Spontan

• Suatu proses yang berlangsung satu arah, sistem dan lingkungan tidak berada dalam kesetimbangan.

• Contoh:

- air mengalir dari tempat yang tinggi ke tempat yang rendah

- spiritus terbakar

b. Proses tidak spontan

• Suatu proses yang dapat berangsung karena ada pengaruh dari luar sistem. Sistem dan lingkungan berada pada sistem kesetimbangan.

• Contoh:

- air membeku

- memperoleh aluminium dari oksidanya

Arah Proses

• Suatu reaksi kimia berlangsung spontan atau tidak spontan dapat ditentukan dengan melihat fungsi 3 keadaan yaitu: