TERMOKIMIA

- ANITA -

2020

TERMOKIMIA

Termokimia adalah cabang ilmu kimia

yang mempelajari perubahan energi (

kalor / panas) yang menyertai suatu

reaksi kimia.

Berdasarkan asas kekekalan energi, kita tidak mungkin

menciptakan dan memusnahkan energi.

Yang dapat dilakukan hanyalah mengubah suatu bentuk

energi menjadi bentuk energi yang lain.

Sistem dan lingkungan Termokimia

SISTEMsesuatu yang akan kita dipelajari mengenaiperubahan energi dan berubah selama proses berlangsung.

LINGKUNGANSesuatu yang tidak berubah selama proses berlangsung dan yang membatasi sistem (diluarsistem) dan juga bisa mempengaruhi system.

Suatu sistem dapat menyerap energi dari lingkungan , atau melepaskan energi ke lingkungan.

Berdasarkan interaksinya dengan lingkungan,

Sistem terbagi menjadi:

Sistem Terbuka

Sistem yang memungkinkan terjadi suatu perpindahan energi dan

zat (materi) antara lingkungan dengan system. Pertukaran materi

artinya ada suatu reaksi yang bisa meninggalkan wadah reaksinya,

misalnya gas.

Sistem Tertutup

Antara system dan lingkungan bisa terjadi suatu perpindahan energi

tetapi tidak terjadi pertukaran materi.

Sistem Terisolasi

Sistem yang memungkinkan terjadinya perpindahan energi dan

materi antara system dengan lingkungan.

PERUBAHAN ENTALPHI

• ENTALPHI (H)

jumlah energi yang tersimpan dalam

suatu zat pada suhu 298 K (kelvin) dan

tekanan 1 atm (atmosfer).

• Pada setiap reaksi kimia selalu disertai

dengan perubahan entalphi (∆H)

∆H = entalphi hasil reaksi - entalphi pereaksi

= H ruas kanan – H ruas kiri

• Perhatikan reaksi sederhana berikut :

A -------→ B

∆H = H B – H A

Dimana :

HA = entalphi pereaksi

HB = entalphi hasil reaksi

∆H = perubahan entalphi

Ditinjau dari perubahan entalphi , dikenal ada

dua jenis reaksi, yaitu reaksi eksoterm dan

reaksi endoterm.

REAKSI TERMOKIMIA

– Reaksi Eksoterm

Pada reaksi eksoterm terjadi perpindahan

kalor dari sistem ke lingkungan atau pada

reaksi tersebut dikeluarkan panas. Reaksi

panas ditulis dengan tanda negative.

Pada reaksi eksoterm harga ∆H = ( - )

sebab : H B < H AH B – H A < 0

jadi ∆H berharga negatif

• Reaksi Endoterm

Pada reaksi endoterm terjadi

perpindahan kalor dari lingkungan ke

sistem atau pada reaksi tersebut

dibutuhkan panas.

Pada reaksi endoterm harga ∆H = (+)

sebab : H B > H AH B – H A > 0

jadi ∆H berharga positif.

Contoh reaksi eksoterm dan endoterm

• Reaksi eksoterm (Sistem-Lingkungan)

C(s)+O2(g) → CO2(g)+393.5 kJ; ∆H = -393.5 kJ

N2(g)+3H2(g) → 2NH2(g)+26,78 Kkal; ∆H = –26,78 Kkal

• Reaksi endoterm (Lingkungan-Sistem)

CaCO3(s) → CaO(s)+CO2(g)-178.5 kJ; ∆H = +178.5 kJ

2NH3 → N2 (g) + 3H2 (g) - 26,78 Kkal; ∆H = + 26,78 Kkal

Energi Ikatan

Energi ikatan (E) yaitu suatu energi yang dibutuhkan untuk memutuskan 1 mol ikatan kovalen dari suatu senyawa, setiap ikatan membutuhkan sebuah energi yang berbeda supaya bisa terputus.

ΔH = Σ Energi ikat kiri − Σ Energi ikat kanan

• Data energi ikatan rata-rata:C = C : 609 kJ/mol;C − Cl : 326 kJ/mol;C − H : 412 kJ/mol;C − C : 345 kJ/mol;H − Cl : 426 kJ/mol;

• Besarnya entalpi reaksiCH2 = CH2 + HCl → CH3CH2Cl

Gambar reaksi

Coret beberapa ikatan yang sama antara

ruas kiri dan ruas kanan

Sisanya:

1 ikatan C = C dan 1 ikatan H − Cl diruas kiri

1 ikatan C − H, 1 ikatan C − C dan 1 ikatan C − Cl diruas kanan.

ΔH = Σ Energi ikat kiri − Σ Energi ikat kananΔH = [1(C = C) + 1(H − Cl) ] − [1(C − H) + 1(C − C) + 1 (C − Cl)]ΔH = [609 + 426] − [412 + 345 + 326]

= 1035 − 1083 = − 48 kJ/mol

Hukum Hess

Dikemukakan oleh German Hess (1840):

“Jika suatu perubahan kimia bisa dibuat

menjadi beberapa jalan/cara yang

berbeda, jumlah perubahan energi panas

keseluruhannya (total) yaitu tetap, tidak

bergantung pada jalan/cara yang

ditempuh.”

Istilah yang digunakan pada

perubahan entalpi :

1. Entalpi Pembentukan Standar ( ∆Hf ):

∆H untuk membentuk 1 mol persenyawaan

langsung dari unsur-unsurnya yang diukur

pada 298 K dan tekanan 1 atm.

Contoh:

H2 (g) + 1/2 O2 (g) → H20 (l) ∆Hf = -285.85

kJ

2. Entalpi Penguraian (∆Hd):

∆H dari penguraian 1 mol persenyawaan

langsung menjadi unsur-unsurnya

(= Kebalikan dari ∆H pembentukan. Pada reaksipenguraian reaktan berpindah ke kanan dan produk berpindah ke kiri).

Contoh:

H2O (l) → H2(g) + 1/2 O2(g) ∆H = +285.85 kJ

3.Entalpi Pembakaran Standar ( ∆Hc):

∆H untuk membakar 1 mol persenyawaan

dengan O2 dari udara yang diukur pada

298 K dan tekanan 1 atm.

Contoh:CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l) ∆Hc = -802 kJ

4.Entalpi Reaksi:

∆H dari suatu persamaan reaksi di mana

zat-zat yang terdapat dalam persamaan

reaksi dinyatakan dalam satuan mol dan

koefisien-koefisien persamaan reaksi bulat

sederhana.

Contoh:

2Al(s) + 3H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3H2 ∆H = -

1468 kJ

5.Entalpi Netralisasi:

∆H yang dihasilkan (selalu eksoterm) pada

reaksi penetralan asam atau basa.

Termasuk reaksi eksoterm, yaitu suatu kalor

yang dilepas pada pembentukan 1 mol air

dan reaksi asam-basa pada suhu 25 derajat

Celsius dan tekanan 1 atmosfer.

Contoh:NaOH(aq) + HCl(aq) → NaCl(aq) + H2O(l) ∆H = -890.4 kJ/mol

6.Hukum Laplace

Dikemukakan oleh Marquis de Laplace

(1749-1827), yang berbunyi:

"Jumlah kalor yang dilepaskan pada

pembentukan 1 mol zat dari unsur-unsurya

= jumlah kalor yang diperlukan untuk

menguraikan zat tersebut menjadi unsur-

unsur pembentuknya."

Artinya : Apabila reaksi dibalik maka tanda

kalor yang terbentuk juga dibalik dari positif

menjadi negatif atau sebaliknya.

Contoh:

N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g) ∆H = - 112 kJ

2NH3(g) → N2(g) + 3H2(g H =+ 112 kJ

Latihan

• Jika diketahui: