ENERGITIKA
MAKALAH
Disusun Guna Memenuhi Tugas
Mata Kuliah: Kimia Dasar I (TIPABIO-D/I)
Dosen Pengampu: Dr. Kartimi, M.Pd.
Disusun oleh:
1. Rida Nuraida
2. Suci Anadila Nurkaromah
3. Yuyun Yunita
KATA PENGANTAR
Segala puji hanya bagi Allah SWT, atas berkat
rahmat dan hidayah-Nya penulis mampu
menyelesaikan makalah ini guna memenuhi tugas
mata kuliah Kimia Dasar 1. Shalawat beserta
salam semoga selalu tercurah limpahkan kepada
Nabi Muhammad SAW.
Reaksi kimia berlangsung dengan menyerap
atau melepaskan energi. Energi sendiri
didefinisikan sebagai kemampuan melakukan
kerja, setiap zat memiliki sejumlah tertentu
energi, salah satunya yang akan dibahas pada
makalah ini yaitu energitika “energi terkait
dengan ikatan kimia dan interaksi antar
molekul”.
Dalam menyusun makalah ini penulis mengalami
beberapa tantangan dan hambatan. Namun berkat
bantuan dari berbagai pihak yang terkait,
semuanya dapat diatasi dengan baik. Oleh karena
itu, penulis mengucapkan terima kasih kepada
Ibu Dr. Kartimi, M.Pd. yang telah membimbing
penulis dalam pembelajaran, juga kepada semua
i
pihak yang telah membantu selesainya makalah
ini tepat waktu.
Penulis menyadari bahwa masih banyak kekurangan
dalam makalah ini. Oleh karena itu, penulis
mengharapkan saran dan kritik agar menjadi
acuan serta bahan koreksi bagi makalah
berikutnya. Semoga karya tulis ini bermanfaat
khususnya bagi penulis dan umumnya untuk semua
pembaca.
Cirebon, September 2014
Penulis
DAFTAR ISI
KATA PENGANTAR ................................. i
DAFTAR ISI...................................... ii
BAB I
...........................................
PENDAHULUAN
A. Latar Belakang.................................. 1
B. Rumusan Masalah................................. 1
C. Tujuan Penulisan................................ 1
ii
BAB II..........................................
PEMBAHASAN
A. Persamaan Termokimia............................
2...............................................
B. Entalpi Reaksi..................................
3
C. Pengukuran Entalpi Reaksi.......................
5
D. Faktor yang Mempengaruhi Entalpi Reaksi.........
10
BAB III PENUTUP
Kesimpulan...................................... 12
DAFTAR PUSTAKA
iii
BAB I
PENDAHULUAN
A. Latar Belakang
Dalam kehidupan sehari-hari kita sering
berhadapan dengan hal-hal yang panas. Misalnya
ketika kita memasak air, proses pemanasan air dari
dingin hingga mendidih memerlukan kalor sebagai
energi untuk meningkatkan suhu air. Dalam kimia,
proses ini merupakan salah satu contoh kecil dari
bidang kimia yaitu termokimia.
Energitika kimia atau termokimia adalah
cabang ilmu kimia yang mempelajari perubahan kalor
dan reaksi kimia.Secara umum, termokimia ialah
penerapan termodinamika untuk kimia. Termodinamika
yaitu sinonim dari termokimia. Termodinamika dalam
bahasa Yunani yaitu thermos=panas dan
dynamic=perubahan.
Dalam makalah ini akan membahas mengenai
persamaan termokimia, entalpi reaksi, pengukuran
entalpi reaksi, dan faktor yang mempengaruhi
entalpi reaksi.
B. Rumusan Masalah
1
Untuk memperjelas latar belakang masalah di
atas, penulis membatasi permasalahan berdasarkan
pertanyaan-pertanyaan berikut:
1. Bagaimanakah persamaan termokimia?
2. Apa yang dimaksud dengan entalpi reaksi?
3. Bagaimana cara pengukuran entalpi reaksi?
4. Apa saja faktor yang mempengaruhi entalpi
reaksi?
C. Tujuan Penulisan
1. Untuk mengetahui persamaan termokimia
2. Untuk mengetahui yang dimaksud dengan entalpi
reaksi
3. Untuk mengetahui cara pengukuran entalpi reaksi
4. Untuk mengetahui faktor apa saja yang
mempengaruhi entalpi reaksi.
BAB II
PEMBAHASAN
A. Persamaan Termokimia
Persamaan reaksi yang mengikutsertakan
perubahan entalpinya disebut persamaan termokimia.
Nilai ∆H yang dituliskan pada persamaan
termokimia disesuaikan dengan stokiometri reaksi,
artinya jumlah mol zat yang terlibat dalam reaksi
sama dengan koefisien reaksinya. Selanjutnya,
karena entalpi reaksi juga bergantung pada wujud
2
zat yang terlibat dalam reaksi, maka wujud atau
keadaan zat harus dinyatakan, yaitu dengan
membubuhkan indeks s untuk zat padat, l untuk zat
cair dan g untuk zat gas.
Contoh Soal :
1. Pada pembentukkan 1 mol air dari gas hidrogen
dengan gas oksigen dibebaskan 286 kJ. Kata
“dibebaskan” menyatakan bahwa reaksi tergolong
eksoterm. Olehkarena itu, ∆H=−286kJ untuk
setiap mol air yang terbentuk. Persamaan
termokimianya adalah,
H2 (g )+12O2 (g)→H2O (l )∆H=−286kJ
2H2 (g )+O2→2H2O (l )∆H=−572kJ
(Karena koefisien reaksi dikalikan dua, maka harga
∆H juga harus dikalikan dua)2. Untuk menguraikan 1 mol amonia menjadi gas
nitrogen dan gas hidrogen diperlukan kalor 46
kJ. Kata “diperlukan” menunjukkan bahwa reaksi
tergolong endoterm. Oleh karena itu,∆H=+46kJuntuk setiap mol amonia yang diuraikan.
Persamaan termokimianya adalah,
NH3 (g)→ 12N2 (g )+1 1
2H2 (g)∆H=+46kJ
atau
2NH3 (g )→N2 (g)+3H2 (g )∆H=+90k
B. Entalpi Reaksi
3
Entalpi reaksi adalah perubahan entalpi reaksi
yang dikaitkan dengan kuantitas zat yang terlibat
dalam reaksi. Dalam termokimia dikenal berbagai
entalpi reaksi, seperti entalpi pembentukkan,
entalpi penguraian dan entalpi pembakaran.
a. Entalpi Pembentukkan Standar (∆Hf°=StandardEnthalpyofFormation)
Perubahan entalpi pada pembentukkan 1 mol zat
langsung dari unsur-unsurnya disebut entalpi molar
pembentukkan atau entalpi pembentukkan. Jika
pengukuran dilakukan pada keadaan standard (298 K,
1 atm) dan semua unsur-unsurnya dalam bentuk
standar, maka perubahan entalpinya disebut entalpi
pembentukkan standar ¿).entalpi pembentukkan
dinyatakan dalam kilijoule per mol (kJ mol-1).
Yang dimaksud dengan bentuk standar dari suatu
unsur adalah bentuk yang paling stabil dari unsur
itu pada kondisi standar (298 K, 1 atm). Untuk
unsur yang memiliki bentuk alotropi, bentuk
standarnya ditetapkan berdasarkan pengertian
tersebut. Misalnya, karbon yang dapat berbentuk
intan atau grafit, bentuk standarnya adalah
grafit, karena grafit adalah bentuk karbon yang
paling stabil pada 298 K, 1 atm.
Dua hal yang perlu diperhatikan berkaitan
dengan entalpi pembentukkan yaitu bahwa zat yang
4
dibentuk adalah 1 mol dan dibentuk dari unsurnya
dalam bentuk standar.
Contoh Soal:
Entalpi pembentukkan etenol {C2H5OH(l)} adalah -277,7 kj
mol-1. Berarti, pada pembentukkan 1 mol (= 46
gram) etenol dariunsurnya dalam bentuk standar,
yaitu karbon (grafit), gas hidrogen dan gas
oksigen, yang diukur pada 298 K, 1 atm dibebaskan
277,7 kJ. Persamaan termokimianya adalah:
2C (s,grafit)+3H2 (g )+12O2 (g)→C2H5OH (l )∆H=−277,7kJ
b. Entalpi Penguraian ¿)
Reaksi penguraian adalah kebalikan dari
reaksi pembentukkan. Oleh karena itu, sesuai
dengan azas kekekalan energi, nilai entalpi
penguraian sama dengan entalpi pembentukannya,
tetapi tandanya berlawanan.
Contoh:
Diketahui ∆Hf°H2O (l )=−286kJmol−1, maka gas hidrogen dan
gas oksigen adalah +286 kJ.mol-1.
H2O (l)→H2 (g )+12O2∆H=¿+286kJ
5
c. Entalpi Pembakaran Standar (∆Hc°=StandarEntalpyofCombustion)
Reaksi suatu zat dengan oksigen disebut
reaksi pembakaran. Zat yang mudah terbakar adalah
unsur karbon, hidrogen, belerang dan berbagai
senyawa dari unsur tersebut. Pembakaran dikatakan
sempurna jika,
Karbon (C) terbakar menjadi CO2
Hidrogen (H) terbakar menjadi H2O
Belerang (S) terbakar menjadi CO2Perubahan entalpi pada pembakaran sempurna 1
mol suatu zat diukur pada 298 K, 1 atm disebut
entalpi pembakaran standar dan dinyatakan dengan (∆Hc°=StandarEntalpyofCombustion). Entalpi
pembakaran juga dinyatakan dalam kJ mol-1. Contoh
harga entalpi pembakaran unsur karbon
Karbon ∆Hc°393,
5
C+O2→CO2
Contoh :
Pembakaran bensin adalah suatu proses eksoterm.
Apabila bensin dianggap terdiri atas isooktana,C8H18 (sebenarnya isooktana hanyalah salah satu
komponen bensin),tentukanlah jumlah kalor yang
dibebaskan pada pembakaran 1 liter bensin.
Diketahui entalpi pembakaran isooktana = -5460
6
kJ.mol-1 dam massa jenis isooktana = 0,7 kg.L-1 . (H
= 1 ; C = 12).
Jawab: Dalam hal ini telah diketahui entalpi pembakaran
isooktana, yaitu -5460 kJ.mol-1. Jadi, yang
diperlukan adalah menentukan jumlah mol isooktana
dalam 1 liter bensin = 1 L x 0,7 kg.L-1 = 700 gram
Mol isooktana = 700g114g.mol−1 = 6,14 mol
Jadi, kalor yang dibebaskan pada pembakaran 1 liter
bensin adalah:
= 6,14 mol x 5460 kJ.mol-1
= 332524,4 kJ
d. Berbagai Entalpi Molar Lain
Selain entalpi reaksi yang telah
dibahas,masih banyak terdapat berbagai entalpi
reaksi lain, seperti entalpi penetralan entalpi
peleburan, entalpi penguapan, entalpi pelarutan,
dan entalpi pengatoman.
Entalpi penetralan adalah perubahan entalpi
pada penetralan asam (H+) oleh basa (OH-)
membentuk 1 mol air. Entalpi peleburan adalah
perubahan entalpi pada perubahan 1 mol zat dari
bentuk padat menjadi bentuk cair pada titik
leburnya. Entalpi pelarutan adalah perubahan
entalpi pada pelarutan 1 mol zat. Semua entalpi
molar dinyatakan dalam kJ.mol-1 .
7
C. Pengukuran Entalpi Reaksi
Ada beberapa cara untuk menentukkan entalpi
reaksi, diantaranya:
a. Melalui Percobaan (Kalorimetri)
Kalor reaksi dapat ditentukan melaui
percobaan yaitu dengan alat yang disebut
kalorimeter. Proses pengukuran kalor reaksi
disebut kalorimetri. Data ΔH reaksi yang
terdapat pada tabel-tabel pada umumnya
ditentukan secara kalorimetris.
Kalorimeter adalah suatu sistem terisolasi
(tidak ada pertukaran materi maupun energi
dengan lingkungan di luar kalorimeter). Dengan
demikian, semua kalor yang di bebaskan oleh
reaksi yang terjadi di dalam kalorimeter, tidak
ada yang terbuang ke luar kalorimeter. Dengan
mengukur kenaikan suhu di dalam kalorimeter,
kita dapat menentukan kalor yang diserap oleh
air serta perangkat kalorimeter berdasarkan
rumus:
qlarutan=m.c.∆T atau qkalorimeter=C.∆T
Keterangan:
q = jumlah kalor
m = massa air (larutan) di dalam kalorimeter
c = kalor jenis air (larutan) di dalam
kalorimeter
8
C = kapasitas kalor dari kalorimeter
∆T = kenaikan suhu larutan (kalorimeter)Oleh karena tidak ada kalor yang terbuang
ke lingkungan, maka kalor reaksi samadengan
kalor yang diserap oleh larutan dan
kalorimeter, tetapi tandanya berbeda:
qreaksi=−(qlarutan+qkalorimeter)
Desain dari suatu contoh kalorimeter yang
biasa digunakan untuk menentukan kalor dari
reaksi-reaksi pembakaran ditunjukkan pada
gambar. Kalorimeter seperti itu biasa juga
disebut kalorimeter bom. Kalorimeter sederhana
dapat disusun dari dua buah gelas plastik .
plastik merupakan bahan non-konduktor, sehingga
jumlah kalor yang diserap atau yang berpindah
ke lingkungan dapat diabaikan. Jika suatu
reaksi berlangsung secara eksoterm maka kalor
sepenuhnya akan diserap oleh larutandi dalam
gelas. Sebaliknya, jika reaksi yang berlangsung
tergolong endoterm, maka kalor itu diserap dari
larutan di dalam gelas. Jadi, kalor reaksi
samadengan jumlah kaloryang diserap atau yang
dilepakan larutan, sedangkan kalor yang diserap
oleh gelas dan lingkungan diabaikan.
qreaksi=−qlarutanContoh:
9
Sebanyak 7,5 garam kristal LiOH ditambahkan ke
dalam kalorimeter yang berisi 120 gram air.
Setelah kristal LiOH itu larut, ternyata suhu
kalorimeter beserta isinya naik dari 23,25℃.
Tentukanlah entalpi pelarutan LiOH dalam air!
LiOH (s )→Li+¿ (aq)+OH−¿ ¿¿ ∆H=?
Diketahui kalor jenis larutan = 4,2J.g−1.℃−1,
dan kapasitas kalor kalorimeter = 11,7J.℃−1 ;
Mr LiOH = 24.
Jawab :
qreaksi=−qlarutan qlarutan=m.c.∆T
= (120 + 7,5) g x
4,2J.g−1.℃−1 x (34,9 – 23,25)℃
= 6238,6 J
qkalorimeter=C.∆T
= 11,7 J.℃−1 x (34,9 – 23,25)℃= 136,3 J
Jadi, qreaksi = -(6238,6 + 136,3)J = -6374,9 J.
b. Hukum Hess
Gambaran visual dari hukum Hess dalam reaksi.
10
Hukum Hess adalah sebuah hukum dalam kimia
fisik untuk ekspansi Hess dalam siklus Hess.
Hukum ini digunakan untuk memprediksi
perubahan entalpi dari hukum kekekalan
energi (dinyatakan sebagai fungsi keadaan ΔH).
Penjelasan
Menurut hukum Hess, karena entalpi adalah fungsi
keadaan, perubahan entalpi dari suatu reaksi
kimia adalah sama, walaupun langkah-langkah yang
digunakan untuk memperoleh produk berbeda.
Dengan kata lain, hanya keadaan awal dan akhir
yang berpengaruh terhadap perubahan entalpi,
bukan langkah-langkah yang dilakukan untuk
mencapainya.
Hal ini menyebabkan perubahan entalpi suatu
reaksi dapat dihitung sekalipun tidak dapat
diukur secara langsung. Caranya adalah dengan
melakukan operasi aritmatika pada
beberapa persamaan reaksi yang perubahan
entalpinya diketahui. Persamaan-persamaan reaksi
tersebut diatur sedemikian rupa sehingga
penjumlahan semua persamaan akan menghasilkan
reaksi yang kita inginkan. Jika suatu persamaan
reaksi dikalikan (atau dibagi) dengan suatu
angka, perubahan entalpinya juga harus dikali
(dibagi). Jika persamaan itu dibalik, maka tanda
11
perubahan entalpi harus dibalik pula (yaitu
menjadi -ΔH).
Selain itu, dengan menggunakan hukum Hess, nilai
ΔH juga dapat diketahui dengan
pengurangan entalpi pembentukan produk-produk
dikurangi entalpi pembentukan reaktan. Secara
matematis
.
Untuk reaksi-reaksi lainnya secara umum
.
Kegunaan
Hukum Hess menyatakan bahwa perubahan entalpi
keseluruhan dari suatu proses hanya tergantung
pada keadaan awal dan akhir reaksi, dan tidak
tergantung kepada rute atau langkah-langkah
diantaranya. Dengan mengetahui ΔHf (perubahan
entalpi pembentukan) dari reaktan dan produknya,
dapat diramalkan perubahan entalpi reaksi
apapun, dengan rumus
ΔH=ΔHfP-ΔH fR
Perubahan entalpi suatu reaksi juga dapat
diramalkan dari perubahan
entalpi pembakaran reaktan dan produk, dengan
rumus
12
ΔH=-ΔHcP+ΔHcR
Contoh umum
Contoh tabel yang digunakan untuk menerapkan
hukum Hess
Zat
ΔHfɵ /
KJ.mo
l-1
CH4 (
g
)
-75
O2 (g
)0
CO2 (
g
)
-394
H2O (
l
)
-286
Dengan menggunakan data entalpi pembentukan di
atas dapat diketahui perubahan entalpi untuk
reaksi-reaksi dibawah ini:
13
CH4(g)+2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l)
ΔHcɵ+-75+0=-394+2x-286
ΔHcɵ-75=-966
ΔHcɵ=-891KJ.mol-1
Contoh lainnya
Jika diketahui:
B2O3(s) + 3H2O(g) → 3O2(g) + B2H6(g) ΔH = +2035
kJ
H2O(l) → H2O(g) ΔH = +44 kJ
H2(g) + (1/2)O2(g) → H2O(l) ΔH = -286 kJ
2B(s) + 3H*2B(s) + (3/2)O2(g) → B2O3(s)
Persamaan-persamaan reaksi di atas (berikut
perubahan entalpinya) dikalikan dan/atau dibalik
sedemikian rupa:
B2H6(g) + 3O2(g) → B2O3(s) + 3H2O(g) ΔH = -2035
kJ
3H2O(g) → 3H2O(l) ΔH = -132 kJ
3H2O(l) → 3H2(g) + (3/2)O2(g) ΔH = +858 kJ
2B(s) + 3H2(g) → B2H6(g) ΔH = +36 kJ
Sehingga penjumlahan persamaan-persamaan di atas
akan menghasilkan
2B(s) + (3/2)O2(g) → B2O3(s) ΔH = -1273 kJ
Konsep dari hukum Hess juga dapat diperluas
untuk menghitung perubahan fungsi keadaan
14
lainnya, seperti entropi dan energi bebas. Kedua
aplikasi ini amat berguna karena besaran-besaran
tersebut sulit atau tidak bisa diukur secara
langsung, sehingga perhitungan dengan hukum Hess
digunakan sebagai salah satu cara menentukannya.
Untuk perubahan entropi:
ΔSo = Σ(ΔSfoproduk) - Σ(ΔSf
oreaktan)
ΔS = Σ(ΔSoproduk) - Σ(ΔSo
reaktan).
Untuk perubahan energi bebas:
ΔGo = Σ(ΔGfoproduk) - Σ(ΔGf
oreaktan)
ΔG = Σ(ΔGoproduk) - Σ(ΔGo
reaktan).
D. Faktor yang Mempengaruhi Reaksi Entalpi
Reaksi kimia dapat berlangsung dengan
cepat, juga dapat berlangsung lambat. Ada beberapa
faktor yang mempengaruhi kecepatan reaksi, antara
lain :
Faktor yang Mempengaruhi Reaksi
1. Konsentrasi
Larutan dengan konsentrasi yang besar
(pekat) mengandung partikel yang lebih rapat,
jika dibandingkan dengan larutan encer. Semakin
tinggi konsentrasi berarti semakin banyak
molekul-molekul dalam setiap satuan luas ruangan,
15
akibatnya tumbukan antar molekul makin sering
terjadi dan reaksi berlangsung semakin cepat.
Semakin tinggi konsentrasi suatu larutan, makin
besar laju reaksinya
2. Luas permukaan sentuh
Suatu zat akan bereaksi apabila bercampur dan
bertumbukan. Pada pencampuran reaktan yang terdiri
dari dua fasa atau lebih, tumbukan berlangsung pada
bagian permukaan zat. Padatan berbentuk serbuk halus
memiliki luas permukaan bidang sentuh yang lebih
besar daripada padatan berbentuk lempeng atau
butiran. Semakin luas permukaan partikel, maka
frekuensi tumbukan kemungkinan akan semakin tinggi
sehingga reaksi dapat berlangsung lebih cepat.
Laju reaksi berbanding lurus dengan luas permukaan
reaktan.
3. Temperatur
Setiap partikel selalu bergerak. Dengan naiknya
suhu, energi gerak (kinetik) partikel ikut meningkat
sehingga makin banyak partikel yang memiliki energi
kinetik di atas harga energi aktivasi (Ea).
Kenaikan suhu akan memperbesar laju reaksi
Harga tetapan laju reaksi (k) akan berubah jika
suhunya berubah. Berdasarkan hasil percobaan, laju
16
reaksi akan menjadi 2 kali lebih besar untuk setiap
kenaikan suhu 10 0C.
4. Katalisator
Katalis adalah zat yang dapat memperbesar laju
reaksi, tetapi tidak mengalami perubahan kimia secara
permanen, sehingga pada akhir reaksi zat tersebut
dapat diperoleh kembali.
Katalis mempercepat reaksi dengan cara
menurunkan harga energi aktivasi (Ea). Katalisis
adalah peristiwa peningkatan laju reaksi sebagai
akibat penambahan suatu katalis. Meskipun katalis
menurunkan energi aktivasi reaksi, tetapi ia tidak
mempengaruhi perbedaan energi antara produk dan
pereaksi. Dengan kata lain, penggunaan katalis tidak
akan mengubah entalpi reaksi.
17
BAB III
PENUTUP
Kesimpulan:
Persamaan termokimia yaitu Persamaan reaksi yang
mengikutsertakan perubahan entalpinya.Jumlah mol
zat yang terlibat dalam reaksi sama dengan
koefisien reaksinya.
Entalpi reaksi adalah perubahan entalpi reaksi
yang dikaitkan dengan kuantitas zat yang terlibat
dalam reaksi.Dalam termokimia dikenal berbagai
entalpi reaksi, seperti entalpi pembentukkan,
entalpi penguraian dan entalpi pembakaran.
Ada beberapa cara untuk menentukkan entalpi
reaksi, yang pertama melalui Percobaan
(Kalorimetri), yaitu suatu sistem terisolasi
(tidak ada pertukaran materi maupun energi dengan
lingkungan di luar kalorimeter). Yang kedua yaitu
dengan Hukum Hess, yaitu sebuah hukum dalam kimia
fisik untuk ekspansi Hess dalam siklus Hess. Hukum
ini di gunakan untuk memprediksi perubahan entalpi
dari hukum kekekalan energi.
Faktor yang mempengaruhi entalpi reaksi
diantaranya yaitu konsentrasi, luas permukaan
sentuh, temperatur dan katalisator.
18
Top Related