Termokimia adalah ilmu yang
mempelajari perubahan kalor dalam suatu reaksi kimia. Energi merupakan
sumber esensial bagi kehidupan manusia serta makhluk hidup lainnya.
Makanan yang kita makan merupakan sumber energi yang memberikan kekuatan
kepada kita untuk dapat bekerja, belajar, dan beraktivitas lainnya.
Setiap materi mengandung energi dalam bentuk energi potensial dan energi
kinetik. Kedua energi ini dinamakan energi internal. Jika energi yang
terkandung dalam materi berubah maka perubahan energi dinamakan kalor.
Perubahan energi (kalor) pada tekanan tetap dinamakan perubahan entalpi
(ΔH).
Pembentukan gas NO2 dari unsur-unsurnya dapat dilakukan dalam satu tahap atau dua tahap reaksi. Jika diketahui:
Dengan demikian, ΔH° pembentukan gas NO2 dapat ditentukan dari dua tahap reaksi tersebut.
Hitung ΔH° untuk reaksi tersebut berdasarkan persamaan termokimia berikut.
Aturan yang harus diperhatikan adalah
2C(s) + H2(g) → C2H2(g) ΔH°f = 227,0 kJ mol–1.
2CO(g) + O2(g)→ 2CO2(g) ΔH= x kJ
adalah...
A. Kalor pembentukan CO = 2x kJ mol–1
Pembahasan
Reaksi dengan oksigen merupakan reaksi pembakaran. Jadi, reaksi tersebut merupakan reaksi pembakaran 2 mol CO dan melepas x kJ energi. Untuk satu mol CO dilepas energi sebesar ½ x KJ. (D)
Salah satu data perubahan entalpi yang penting adalah perubahan entalpi pembentukan standar, ΔH°f. Dengan memanfaatkan data ΔH°f, Anda dapat menghitung ΔH° reaksi-reaksi kimia. ΔH tidak bergantung pada jalannya reaksi, tetapi hanya ditentukan oleh ΔH pereaksi dan ΔH hasil reaksi. Oleh karena itu, ΔH° reaksi dapat dihitung dari selisih ΔH°f zat-zat yang bereaksi. Secara matematika dirumuskan sebagai berikut:
ΔH°reaksi = ΣΔH°f (produk) – ΣΔH°f (pereaksi)
dengan Σ menyatakan jumlah macam zat yang terlibat dalam reaksi.
Gunakan data ΔH°f untuk menentukan ΔH° reaksi amonia dan oksigen berlebih.
NH3(g) + O2(g) → NO2(g) + H2O(g)
Jawaban :
1. Cari data ΔH°f masing-masing zat
Data ΔH°f untuk masing-masing zat adalah :
Persamaan reaksi setara:
Jadi, pembakaran 4 mol amonia dilepaskan kalor sebesar 1.340 kJ. (tahapan reaksi dapat dilihat pada Gambar 8)
Anda sudah tahu apa yang dimaksud dengan ikatan? Kekuatan ikatan antara atom-atom dalam molekul dapat diketahui dari energinya. Semakin besar energi yang diperlukan untuk memutuskan ikatan, semakin kuat ikatan tersebut. Pada topik berikut, Anda akan mempelajari cara menghitung energi ikatan dan hubungannya dengan perubahan entalpi.
Pada molekul diatom, energi ikatan disebut juga energi disosiasi, dilambangkan dengan D (dissociation). Energi ikatan didefinisikan sebagai jumlah energi yang diperlukan untuk memutuskan ikatan 1 mol suatu molekul dalam wujud gas.
Contoh :
H2(g) → 2 H(g) DH–H = 436 kJ mol–1
Pada molekul beratom banyak, energi untuk memutuskan semua ikatan dalam molekul berwujud gas menjadi atom-atom netral berwujud gas dinamakan energi atomisasi. Besarnya energi atomisasi sama dengan jumlah semua energi ikatan dalam molekul.
Dalam metana, energi atomisasi adalah energi yang diperlukan untuk memutuskan semua ikatan antara atom C dan H.
CH4(g) → C(g) + 4H(g)
Dalam molekul beratom banyak, energi yang diperlukan untuk memutuskan satu per satu ikatan tidak sama. Simak tabel berikut.
Kekuatan setiap ikatan C–H dalam metana tidak sama, padahal ikatan yang diputuskan sama, yaitu ikatan antara karbon dan hidrogen. Mengapa? Ikatan yang diputuskan berasal dari molekul yang sama dan juga atom yang sama, tetapi karena lingkungan kimianya tidak sama, besarnya energi yang diperlukan menjadi berbeda. Oleh karena ikatan yang diputuskan dari atom-atom yang sama dan nilai energi ikatan tidak berbeda jauh maka nilai energi ikatan dirata-ratakan sehingga disebut energi ikatan rata-rata. Berdasarkan pertimbangan tersebut, energi disosiasi ikatan rata-rata untuk C–H adalah 413 kJ mol–1. Nilai ini berlaku untuk semua jenis ikatan C–H dalam molekul. Beberapa harga energi ikatan rata-rata ditunjukkan pada Tabel 2. berikut.
Nilai energi ikatan rata-rata dapat digunakan untuk menghitung perubahan entalpi suatu reaksi. Bagaimana caranya? Menurut Dalton, reaksi kimia tiada lain berupa penataan ulang atom-atom. Artinya, dalam reaksi kimia terjadi pemutusan ikatan (pada pereaksi) dan pembentukan kembali ikatan (pada hasil reaksi).
Untuk memutuskan ikatan diperlukan energi. Sebaliknya, untuk membentuk ikatan dilepaskan energi. Selisih energi pemutusan dan pembentukan ikatan menyatakan perubahan entalpi reaksi tersebut, yang dirumuskan sebagai berikut.
Gunakan data energi ikatan rata-rata pada Tabel 2. untuk menghitung ΔH reaksi pembentukan amonia dari unsur-unsurnya.
Pembahasan :
1. Tuliskan persamaan reaksi dan setarakan.
Persamaan reaksinya:
Ikatan yang putus pada pereaksi:
Total energi yang diperlukan = 1714 kJ
Ikatan yang terbentuk pada hasil reaksi:
Total energi yang dilepaskan = 1158 kJ
Perubahan entalpi reaksi pembentukan amonia:
ΔHreaksi =ΣD(pemutusan ikatan) – ΣD(pembentukan ikatan) = 1.714 kJ – 1.158 kJ = 556 kJ
Oleh karena ΔH positif maka pembentukan 2 mol amonia menyerap energi sebesar 556 kJ atau sebesar 278 kJ mol–1.
Tentukan ΔH yang dibebaskan jika 11,2 liter gas C2H2 dibakar sempurna pada keadaan standar.
A. -652,5 kJ
Berdasarkan hukum Hess
4.1. Nilai Kalor Bahan Bakar
Batubara, minyak bumi, dan gas alam merupakan sumber utama energi bahan bakar. Minyak tanah dan gas LPG biasa digunakan untuk memasak di rumah-rumah. Gasolin (terutama bensin) digunakan sebagai bahan bakar kendaraan bermotor. Bahan bakar untuk industri selain solar, juga digunakan batubara.
Dengan pengetahuan termokimia, Anda dapat membandingkan bahan bakar apa yang paling efektif dan efisien untuk digunakan sebagai alternatif sumber energi. Untuk mengetahui jenis bahan bakar yang efektif dan efisien sesuai kebutuhan, dapat dilakukan pengujian dengan cara membakar bahan bakar. Kalor yang dilepaskan dipakai memanaskan air dan kalor yang diserap oleh air dihitung.
Tujuan :
Menentukan kalor yang dilepaskan BBM
Alat :
Bensin tidak dapat digunakan untuk kebutuhan di rumah sebab bensin mudah menguap sehingga mudah terbakar, yang berdampak pada risiko keamanan. Minyak tanah tidak dapat digunakan untuk kendaraan bermotor sebab sukar terbakar dan bersifat korosif. Akibatnya, jika minyak tanah dipakai untuk kendaraan, mesin sukar dihidupkan dan cepat rusak. Di samping itu, akibat dari sukar terbakar dapat menimbulkan asap yang tebal dan berdampak pada pencemaran lingkungan.
4.2. Sumber Energi Baru
Bahan bakar minyak bumi, dan gas alam, masih merupakan sumber energi utama dalam kehidupan sekarang. Akan tetapi, hasil pembakarannya menjadi masalah besar bagi lingkungan. Di samping itu, sumber energi tersebut tidak terbarukan dan dalam beberapa puluh tahun ke depan akan habis. Berdasarkan permasalahan lingkungan dan tidak dapat diperbaruinya sumber energi, para ilmuwan berupaya memperoleh sumber energi masa depan dengan pertimbangan aspek lingkungan, ekonomi, dan bahan dasar. Terdapat beberapa sumber energi potensial yang dapat dimanfaatkan di antaranya sinar matahari, reaksi nuklir (fusi dan fisi), biomassa tanaman, biodiesel, dan bahan bakar sintetis.
Pemanfaatan langsung sinar matahari sebagai sumber energi bagi rumah tangga, industri, dan transportasi tampaknya menjadi pilihan utama untuk jangka waktu panjang, dan sampai saat ini masih terus dikembangkan. Dengan menggunakan teknologi sel surya, energi matahari diubah menjadi energi listrik. Selanjutnya, energi listrik ini dapat dimanfaatkan untuk berbagai aplikasi, baik kendaraan bertenaga surya maupun untuk peralatan rumah tangga.
b. Pemanfaatan Batubara
Deposit batubara di Indonesia masih cukup melimpah. Deposit terbesar berada di Pulau Kalimantan. Pada dasarnya, kandungan utama batubara adalah karbon dalam bentuk karbon bebas maupun hidrokarbon. Batubara banyak dimanfaatkan sebagai sumber bahan bakar, baik dirumah tangga maupun industri. PLTU menggunakan batubara untuk menggerakkan turbin sebagai sumber energi arus listrik. Selain itu, batubara juga dimanfaatkan untuk pembuatan kosmetik dan compac disk (CD).
Kelemahan dari pembakaran batubara adalah dihasilkannya gas SO2. Untuk menghilangkan gas SO2 dapat diterapkan proses desulfurisasi. Proses ini menggunakan serbuk kapur (CaCO3) atau spray air kapur [Ca(OH)2] dalam alat scrubers. Reaksi yang terjadi:
Namun, biaya operasional desulfurisasi dan pembuangan deposit padatan kembali menjadi masalah baru.
Untuk meningkatkan nilai dari batubara dan menghilangkan pencemar SO2, dilakukan rekayasa batubara, seperti gasifikasi dan reaksi karbon-uap. Pada gasifikasi, molekul-molekul besar dalam batubara dipecah melalui pemanasan pada suhu tinggi (600°C – 800°C) sehingga dihasilkan bahan bakar berupa gas.
Reaksinya adalah sebagai berikut.
Batubara(s) → batubara cair (mudah menguap) → CH4(g) + C(s)
Arang yang terbentuk direaksikan dengan uap air menghasilkan campuran gas CO dan H2, yang disebut gas sintetik. Reaksinya:
C(s) + H2O(l) → CO(g) + H2(g) ΔH = 175 kJ mol–1
Untuk meningkatkan nilai gas sintetik, gas CO diubah menjadi bahan bakar lain. Misalnya, gas CO direaksikan dengan uap air menjadi CO2 dan H2. Reaksinya:
Gas CO2 yang dihasilkan selanjutnya dipisahkan. Campuran gas CO dan H2 yang telah diperkaya akan bereaksi membentuk metana dan uap air. Reaksinya:
CO(g) + 3H2(g) → CH4(g) + H2O(g) ΔH = –206 kJ mol–1
c. Bahan Bakar Hidrogen
Salah satu sumber energi baru adalah hasil reaksi dari gas H2 dan O2. Di laboratorium, reaksi ini dapat dilakukan dalam tabung eudiometer, yang dipicu oleh bunga api listrik menggunakan piezoelectric. Ketika tombol piezoelectric ditekan akan terjadi loncatan bunga api listrik dan memicu terjadinya reaksi H2 dan O2.
Persamaan termokimianya:
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l) ΔH° = –286 kJ
Untuk jumlah mol yang sama, kalor pembakaran gas H2 sekitar 2,5 kali lebih besar dari kalor pembakaran gas alam. Di samping itu, pembakaran gas H2 menghasilkan produk ramah lingkungan (air). Masalah yang mengemuka dari sumber energi ini adalah aspek ekonomi, terutama dalam biaya produksi dan penyimpanan gas H2 serta transportasi gas H2. Walaupun gas hidrogen melimpah di alam, tetapi jarang terdapat sebagai gas H2 bebas, melainkan bersenyawa dengan berbagai unsur. Untuk memperoleh sumber utama gas hidrogen, salah satunya adalah pengolahan gas metana dengan uap air:
CH4(g) + H2O(g) → 3H2(g) + CO(g) ΔH° = 206 kJ mol–1
Reaksi tersebut sangat endotermik sehingga pengolahan metana dengan uap air tidak efisien untuk memperoleh gas H2 sebagai bahan bakar. Dengan kata lain, lebih ekonomis menggunakan metana langsung sebagai bahan bakar.
4.3. Sumber Energi Terbarukan
Apakah yang dimaksud sumber energi terbarukan? Sumber energi terbarukan adalah sumber energi yang dapat diperbarui kembali, misalnya minyak kelapa sawit. Minyak kelapa ini dapat dijadikan sumber energi dan dapat diperbarui dengan cara menanam kembali pohon kelapa sawitnya. Sumber energi terbarukan yang berasal dari tanaman atau makhluk hidup dinamakan bioenergi. Biodiesel adalah bahan bakar diesel (fraksi diesel) yang diproduksi dari tumbuh-tumbuhan. Salah satu sumber energi terbarukan adalah alkohol, yakni etanol (C2H6O). Alkohol dapat diproduksi secara masal melalui fermentasi pati, yaitu pengubahan karbohidrat menjadi alkohol dengan bantuan ragi (enzim). Sumber karbohidrat dapat diperoleh dari buah-buahan, biji-bijian, dan tebu.
artikel ini disalin lengkap dari: http://perpustakaancyber.blogspot.co.id/2013/06/termokimia-rumus-perubahan-entalpi.html
halaman utama website: http://perpustakaancyber.blogspot.co.id/
jika mencari artikel yang lebih menarik lagi, kunjungi halaman utama website tersebut. Terimakasih!
Bagaimanakah perubahan entalpi suatu reaksi? Apakah reaksi eksoterm dan
endoterm? Bagaimanakah menentukan ΔH reaksi berdasarkan percobaan? Anda
dapat menjawabnya jika Anda mempelajari bab ini dengan baik.
A. Perubahan Entalpi
Setiap materi mengandung energi yang disebut energi internal (U).
Besarnya energi ini tidak dapat diukur, yang dapat diukur hanyalah
perubahannya. Mengapa energi internal tidak dapat diukur? Sebab materi
harus bergerak dengan kecepatan sebesar kuadrat kecepatan cahaya sesuai
persamaan Einstein (E
= mc2). Di alam, yang tercepat adalah cahaya. Perubahan energi internal ditentukan oleh keadaan akhir dan keadaan awal ( ΔU = Uakhir
– Uawal).
1.1. Pengertian Entalpi (ΔH)
Perubahan energi internal dalam bentuk panas dinamakan kalor. Kalor
adalah energi panas yang ditransfer (mengalir) dari satu materi ke
materi lain. Jika tidak ada energi yang ditransfer, tidak dapat
dikatakan bahwa materi mengandung kalor. Jadi, Anda dapat mengukur kalor
jika ada aliran energi dari satu materi ke materi lain. Besarnya kalor
ini, ditentukan oleh selisih keadaan akhir dan keadaan awal.
Contoh :
Tinjau air panas dalam termos. Anda tidak dapat mengatakan bahwa air
dalam termos mengandung banyak kalor sebab panas yang terkandung dalam
air termos bukan kalor, tetapi energi internal. Jika terjadi perpindahan
panas dari air dalam termos ke lingkungan sekitarnya atau dicampur
dengan air dingin maka akan terbentuk kalor.
Besarnya kalor ini diukur berdasarkan perbedaan suhu dan dihitung menggunakan persamaan berikut.
Q = m c ΔT
Keterangan :
Q = kalor
m = massa zat
c = kalor jenis zat
ΔT = selisih suhu
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’). Dengan demikian, perubahan entalpi adalah kalor yang
terjadi pada tekanan tetap, atau Δ H = QP
(Qp menyatakan kalor yang diukur pada tekanan tetap).
1.2. Sistem dan Lingkungan
1.2. Sistem dan Lingkungan
Secara umum, sistem didefinisiskan sebagai bagian dari semesta yang
merupakan fokus kajian dan lingkungan adalah segala sesuatu di luar
sistem yang bukan kajian.
Gambar 1. Diagram proses eksoterm dan endoterm antara sistem dan lingkungan. |
Dalam reaksi kimia, Anda dapat mendefinisikan sistem. Misalnya pereaksi
maka selain pereaksi disebut lingkungan, seperti pelarut, hasil reaksi,
tabung reaksi, udara di sekitarnya, dan segala sesuatu selain pereaksi.
Contoh Soal Sistem dan Lingkungan :
Ke dalam gelas kimia yang berisi air, dilarutkan 10 g gula pasir. Jika
gula pasir ditetapkan sebagai sistem, manakah yang termasuk lingkungan?
Jawaban :
Karena gula pasir dipandang sebagai sistem maka selain dari gula pasir
termasuk lingkungan, seperti air sebagai pelarut, gelas kimia, penutup
gelas kimia, dan udara di sekelilingnya.
1.3. Reaksi Eksoterm dan Endoterm
Jika dalam reaksi kimia terjadi perpindahan panas dari sistem ke
lingkungan maka suhu lingkungan meningkat. Jika suhu sistem turun maka
dikatakan bahwa reaksi tersebut eksoterm. Reaksi endoterm adalah kebalikan dari reaksi eksoterm (perhatikan Gambar 1). Ungkapkanlah dengan kalimat Anda sendiri.
Contoh :
Jika NaOH dan HCl direaksikan dalam pelarut air, kemudian suhu larutan diukur maka ketinggian raksa pada termometer akan naik yang menunjukkan suhu larutan meningkat.
Apakah reaksi tersebut eksoterm atau endoterm? Semua literatur
menyatakan reaksi NaOH dan HCl melepaskan kalor (eksoterm). Jika
melepaskan kalor suhunya harus turun, tetapi faktanya naik. Bagaimana
menjelaskan fakta tersebut dihubungkan dengan hasil studi literatur?
NaOH dan HCl adalah sistem yang akan dipelajari (fokus kajian).
Selain kedua zat tersebut dikukuhkan sebagai lingkungan, seperti
pelarut, gelas kimia, batang termometer, dan udara sekitar. Ketika NaOH
dan HCl bereaksi, terbentuk NaCl dan H2O disertai
pelepasan kalor. Kalor yang dilepaskan ini diserap oleh lingkungan,
akibatnya suhu lingkungan naik. Kenaikan suhu lingkungan ditunjukkan
oleh naiknya suhu larutan. Jadi, yang Anda ukur bukan suhu sistem (NaOH
dan HCl) melainkan suhu lingkungan (larutan NaCl sebagai hasil reaksi).
Zat NaOH dan HCl dalam larutan sudah habis bereaksi. Oleh karena reaksi
NaOH dan HCl melepaskan sejumlah kalor maka dikatakan reaksi tersebut
eksoterm. Dengan demikian, antara fakta dan studi literatur cocok. Salah
satu contoh reaksi endoterm dapat diperhatikan pada Gambar 2.
Gambar 2. Sistem reaksi: Ba(OH)2(s) + NH4Cl (l) + kalor → BaCl2 (s) + NH3(g) + H2O(l) Akibat kuatnya menyerap kalor, bantalan menempel kuat pada labu erlenmeyer. Mengapa? |
Bagaimana hubungan antara reaksi eksoterm/endoterm dan perubahan
entalpi? Dalam reaksi kimia yang melepaskan kalor (eksoterm), energi
yang terkandung dalam zat-zat hasil reaksi lebih kecil dari zat-zat
pereaksi. Oleh karena itu, perubahan entalpi reaksi berharga negatif.
ΔH =
Hproduk – Hpereaksi < 0
Pada reaksi endoterm, perubahan entalpi reaksi akan berharga positif.
ΔH=
Hproduk – Hpereaksi > 0
Secara umum, perubahan entalpi dalam reaksi kimia dapat diungkapkan dalam bentuk diagram reaksi berikut.
C + kalor → A + B (reaksi endoterm)
Pada Gambar 3. tanda panah menunjukkan arah reaksi. Pada reaksi
eksoterm, selisih entalpi berharga negatif sebab entalpi hasil reaksi
(C) lebih rendah daripada entalpi pereaksi (A+B). Adapun pada reaksi
endoterm, perubahan entalpi berharga positif sebab entalpi produk
(A+B) lebih besar daripada entalpi pereaksi (C).
Contoh Soal Reaksi Eksoterm :
Kapur tohor (CaO) digunakan untuk melabur rumah agar tampak putih
bersih. Sebelum kapur dipakai, terlebih dahulu dicampur dengan air dan
terjadi reaksi yang disertai panas. Apakah reaksi ini eksoterm atau
endoterm? Bagaimana perubahan entalpinya?
Pembahasan :
Reaksi yang terjadi:
CaO(s)
+ H2O(l)→ Ca(OH)2 (s)
Oleh karena timbul panas, artinya reaksi tersebut melepaskan kalor atau
reaksinya eksoterm, ini berarti kalor hasil reaksi lebih rendah dari
pereaksi. Jika reaksi itu dilakukan pada tekanan tetap (terbuka) maka
kalor yang dilepaskan menyatakan perubahan entalpi (ΔH) yang harganya
negatif.
Contoh Soal Reaksi Endoterm
Sepotong es dimasukkan ke dalam botol plastik dan ditutup. Dalam jangka
waktu tertentu es mencair, tetapi di dinding botol sebelah luar ada
tetesan air. Dari mana tetesan air itu?
Penyelesaian :
Perubahan es menjadi cair memerlukan energi dalam bentuk kalor. Persamaan kimianya:
H2O(s)
+ kalor → H2O(l)
Kalor yang diperlukan untuk mencairkan es diserap dari lingkungan
sekitar, yaitu botol dan udara. Ketika es mencair, es menyerap panas
dari botol sehingga suhu botol akan turun sampai mendekati suhu es.
Oleh karena suhu botol bagian dalam dan luar mendekati suhu es maka
botol akan menyerap panas dari udara sekitar. Akibatnya, uap air yang
ada di udara sekitar suhunya juga turun sehingga mendekati titik leleh
dan menjadi cair yang kemudian menempel pada dinding botol.
1.4. Persamaan Termokimia
Bukan hanya tata nama yang memiliki peraturan, penulisan perubahan entalpi reaksi juga dibuat aturannya, yaitu:
- Tuliskan persamaan reaksi lengkap dengan koefisien dan fasanya, kemudian tuliskan ΔH di ruas kanan (hasil reaksi).
- Untuk reaksi eksoterm, nilai ΔH negatif, sebaliknya untuk reaksi endoterm, nilai ΔH positif.
Contoh :
Tinjau persamaan reaksi berikut:
2Na(s)
+ 2H2O( ) → 2NaOH(aq) + H2(g) ΔH = –367,5 kJ
Persamaan ini menyatakan bahwa dua mol natrium bereaksi dengan dua mol
air menghasilkan dua mol natrium hidroksida dan satu mol gas hidrogen.
Pada reaksi ini dilepaskan kalor sebesar 367,5 kJ. Pada persamaan
termokimia harus dilibatkan fasa zat-zat yang bereaksi sebab perubahan
entalpi bergantung pada fasa zat.
Contoh :
Reaksi gas H2 dan O2 membentuk H2O. Jika
air yang dihasilkan berwujud cair, kalor yang dilepaskan sebesar 571,7
kJ. Akan tetapi, jika air yang dihasilkan berupa uap, kalor yang
dilepaskan sebesar 483,7 kJ.
Persamaan termokimianya:
2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l) ΔH = –571,7 kJ
2H2(g) + O2(g)
→ 2H2O(g) ΔH = –483,7 kJ
Gejala ini dapat dipahami karena pada saat air diuapkan menjadi uap air
memerlukan kalor sebesar selisih H kedua reaksi tersebut.
Contoh Soal Menuliskan Persamaan Termokimia :
Larutan NaHCO3 (baking
soda) bereaksi dengan asam klorida menghasilkan larutan natrium
klorida, air, dan gas karbon dioksida. Reaksi menyerap kalor sebesar
11,8 kJ pada tekanan tetap untuk setiap mol baking soda. Tuliskan
persamaan termokimia untuk reaksi tersebut.
Pembahasan :
Persamaan kimia setara untuk reaksi tersebut adalah
NaHCO3(aq)
+ HCl(aq)→ NaCl(aq) + H2O(l)
+ CO2(g)
Oleh karena reaksi membutuhkan kalor maka entalpi reaksi dituliskan positif.
Persamaan termokimianya:
NaHCO3(aq)
+ HCl(aq)→ NaCl(aq) + H2O(l)
+ CO2(g) ΔH= +11,8 kJ
Selain aturan tersebut, ada beberapa aturan tambahan, yaitu:
a. Jika persamaan termokimia dikalikan dengan faktor tertentu, nilai ΔH juga harus dikalikan dengan faktor tersebut.
Contoh :
Persamaan termokimia untuk sintesis amonia:
N2(g)
+ 3H2(g) → 2NH3(g) ΔH = –91,8 kJ.
Jika jumlah pereaksi dinaikkan dua kali lipat, kalor reaksi yang dihasilkan juga dua kali dari semula.
2N2(g) + 6H2(g) → 4NH3(g) ΔH = –184 kJ.
b. Jika persamaan kimia arahnya dibalikkan, nilai ΔH akan berubah tanda.
Contoh :
Sintesis amonia pada contoh di atas dibalikkan menjadi reaksi penguraian amonia. Persamaan termokimianya adalah :
2NH3(g)
→ N2(g) + 3H2(g) ΔH = + 91,8 kJ
Contoh Soal Memanipulasi Persamaan Termokimia :
Sebanyak 2 mol H2(g) dan 1 mol O2(g) bereaksi membentuk air disertai pelepasan kalor sebesar 572 kJ.
2H2(g)
+ O2(g) → 2H2O(l)
ΔH = –572 kJ
Tuliskan persamaan termokimia untuk pembentukan satu mol air. Tuliskan juga reaksi untuk kebalikannya.
Jawaban :
Pembentukan satu mol air, berarti mengalikan persamaan termokimia dengan faktor 1/2.
H2(g)
+ ½ O2(g)→ H2O(l) ΔH = – 286 kJ
Untuk reaksi kebalikannya:
H2O(l)
→ H2(g) + ½ O2(g) ΔH = + 286 kJ
B. Penentuan ΔH Reaksi secara Empirik
Penentuan perubahan entalpi suatu reaksi dapat dilakukan secara empirik
maupun secara semiempirik. Secara empirik, artinya melakukan pengukuran
secara langsung di laboratorium, sedangkan semiempirik adalah
menggunakan data termodinamika yang sudah ada di handbook. 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 (ΔH
reaksi).
2.1. Pengukuran Kalor
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:
Q = m c ΔT
Keterangan :
m = massa air (dalam gram)
c = kalor jenis zat, yaitu jumlah kalor yang diperlukan untuk
menaikkan suhu satu gram zat sebesar 1°C
ΔT = perubahan suhu
Contoh Soal Menghitung Kalor
Berapa kalor yang diperlukan untuk menaikkan suhu 50 g air dari 25°C menjadi 60°C? Diketahui kalor jenis air, c = 4,18 J g–1°C–1.
Penyelesaian :
Kalor yang diperlukan untuk menaikkan suhu 50 g air adalah sebesar 50 kali 1 g air.
Kalor yang diperlukan untuk menaikkan suhu sebesar 35°C adalah sebanyak 35 kali
kalor yang diperlukan untuk menaikkan suhu 1°C.
Jadi, kalor yang diperlukan untuk menaikkan suhu 50 g air dari 25°C menjadi 60°C (ΔT = 35°C) adalah :
Q = m c ΔT
= 50 g × 4,18 J g–1°C–1 × 35°C
= 7,315 kJ
Metode lain menentukan kalor adalah didasarkan pada hukum kekekalan
energi yang menyatakan bahwa energi semesta tetap. Artinya, 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.
QAir
panas = QAir dingin
Jadi, pertukaran kalor di antara zat-zat yang berantaraksi, energi totalnya sama dengan nol.
QAir panas + QAir dingin = 0
Contoh Soal Menghitung Kalor Berdasarkan Hukum Kekekalan Energi :
Sebanyak 75 mL air dipanaskan dengan LPG. Jika tidak ada kalor yang
terbuang, berapa kalor yang dilepaskan oleh LPG jika suhu air naik dari
25°C menjadi 90°C? Kalor jenis air, c = 4,18 J g –1°C–1, massa jenis air
1 g mL–1
Jawaban :
• Ubah satuan volume air (mL) ke dalam berat (g) menggunakan massa jenis air.
• Hitung kalor yang diserap oleh air
• Hitung kalor yang dilepaskan dari hasil pembakaran gas LPG
ρ air = 1 g mL–1 atau mair
= ρ air × volume air
mair = 1 g mL–1 × 75 mL= 75 g
Kalor yang diserap air:
Qair = 75 g × 4,18 J g–1°C–1
× (90–25) °C = 20,377 kJ
Kalor yang diserap air sama dengan kalor yang dilepaskan oleh pembakaran gas LPG.
Qair = QLPG atau QLPG =
20,377 kJ
Jadi, kalor yang dilepaskan oleh hasil pembakaran gas LPG sebesar 20,377 kJ.
2.2. Pengukuran Tetapan Kalorimeter
Kalorimeter adalah alat untuk mengukur kalor. Skema alatnya ditunjukkan pada Gambar 4.
Kalorimeter ini terdiri atas bejana yang dilengkapi dengan pengaduk dan
termometer. Bejana diselimuti penyekat panas untuk mengurangi radiasi
panas, seperti pada termos. Kalorimeter sederhana dapat dibuat
menggunakan wadah styrofoam, Gambar 5.
Gambar 4. Skema kalorimeter volume tetap. |
Gambar 5. Kalorimeter sederhana bertekanan tetap. |
Untuk mengukur kalor reaksi dalam kalorimeter, perlu diketahui terlebih
dahulu kalor yang dipertukarkan dengan kalorimeter sebab pada saat
terjadi reaksi, sejumlah kalor dipertukarkan antara sistem reaksi dan
lingkungan (kalorimeter dan media reaksi). Besarnya kalor yang diserap
atau dilepaskan oleh kalorimeter dihitung dengan persamaan:
Qkalorimeter
= Ck. ΔT
dengan Ck adalah kapasitas kalor kalorimeter.
Contoh Soal Menentukan Kapasitas Kalor Kalorimeter :
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 kalorimeter naik sebesar 7°, tentukan kapasitas kalor
kalorimeter? Diketahui kalor jenis air = 4,18 J g–1
°C–1.
Jawaban :
Kalor yang dilepaskan air panas sama dengan kalor yang diserap air dingin dan kalorimeter.
QAir panas = QAir dingin + QKalorimeter
QAir panas = 75 g × 4,18 J g–1 °C–1×
(35 – 60)°C = – 7.837,5 J
QAir dingin = 50 g × 4,18 J g–1 °C–1
× (35 – 25)°C = + 2.090 J
Qkalorimeter = Ck
× ΔT
Oleh karena energi bersifat kekal maka :
QAir panas + QAir dingin + QKalorimeter = 0
–7.837,5 J + 2.090 J + (Ck . 7°C) = 0
Jadi, kapasitas kalor kalorimeter 821 J °C–1.
Dalam reaksi eksoterm, kalor yang dilepaskan oleh sistem reaksi akan
diserap oleh lingkungan (kalorimeter dan media reaksi). Jumlah kalor
yang diserap oleh lingkungan dapat dihitung berdasarkan hukum kekekalan
energi. Secara matematika dirumuskan sebagai berikut.
Qreaksi
+ Qlarutan + Qkalorimeter = 0
Contoh Soal Menentukan Kalor Reaksi :
Dalam kalorimeter yang telah dikalibrasi dan terbuka direaksikan 50g
alkohol dan 3g logam natrium. Jika suhu awal campuran 30 °C dan setelah
reaksi suhunya 75 °C, tentukan ΔHreaksi. 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.
Pembahasan :
Kalor yang terlibat dalam reaksi:
Qreaksi + Qlarutan + Qkalorimeter
= 0
Qreaksi = – (Qlarutan + Qkalorimeter)
Qlarutan = (mlarutan) (clarutan)
(ΔT)
= (53g) (3,65 J g–1 °C–1) (45°C)
= 8.705,25 J
Qkalorimeter = (Ck) (ΔT) = (150 J °C–1)
(10°C) = 1.500 J
Qreaksi = – (8.705,25 + 1.500) J = –10.205,25 J
Jadi, reaksi alkohol dan logam natrium dilepaskan kalor sebesar 10.205
kJ. Oleh karena pada percobaan dilakukan pada tekanan tetap maka
Qreaksi = ΔHreaksi = –10.205 kJ.
Kalorimetri dalam Biologi
Setiap makhluk hidup adalah suatu sistem pemrosesan energi (menyerap dan
melepas kalor). Analisis terhadap aliran energi dalam sistem biologi
dapat memberikan informasi tentang bagaimana organisme menggunakan
energi untuk tumbuh, berkembang, bereproduksi, dan proses biologis
lainnya. Kalorimetri dapat digunakan untuk mempelajari berbagai proses
penyerapan/ pelepasan energi dalam makhluk hidup, seperti laju
metabolisme pada jaringan tanaman, aktivitas otot manusia, keseimbangan
energi dalam ekosistem, dan kandungan energi dalam bahan makanan. Dengan
menggunakan data hasil kalorimetri terhadap berbagai bahan makanan,
para ahli gizi dapat menyusun program diet yang sehat. (Sumber:
Chemistry The Central Science, 2000)
Praktikum Kimia 1 :
Penentuan Kalor Reaksi Menggunakan Kalorimeter Sederhana Bertekanan Tetap
Tujuan :
Menentukan kalor reaksi penetralan HCl dan NaOH.
Alat :
- Gelas kimia
- Kalorimeter sederhana
- termometer
Bahan :
- Larutan HCl 10%
- Larutan NaOH 10%
Langkah Kerja :
- Ukur kapasitas kalor kalorimeter dengan cara mencampurkan air panas dan air dingin, seperti pada Contoh penentuan kapasitas kalor kalorimeter, atau asumsikan bahwa kalorimeter tidak menyerap kalor hasil reaksi (Ck = 0).
- Masukkan 50 mL HCl 10% ke dalam gelas kimia dan 50 mL NaOH 5% ke dalam gelas kimia yang lain. Samakan suhu awal pereaksi dan ukur (T1).
- Campurkan kedua pereaksi itu dalam kalorimeter, kemudian aduk.
- Catat suhu campuran setiap 30 detik sampai dengan suhu reaksi turun kembali. Buat grafik suhu terhadap waktu (grafik berbentuk parabola), kemudian diinterpolasi mulai dari waktu akhir (ta) sampai waktu 0 detik (t0).
- Suhu akhir reaksi (T2) adalah suhu pada waktu mendekati 0 detik (hasil interpolasi).
Waktu
|
Suhu
|
30 detik
|
|
1 menit
|
|
1,5 menit
|
Pertanyaan
- Jika kalor jenis larutan (CLarutan)= 3,89 J g-1 oC-1, hitunglah kalor reaksi. Asumsikan larutan ρ = 1 g/mL.
- Bagaimana caranya menyamakan suhu pereaksi?
- Berapa selisih suhu akhir dan suhu awal?
- Berapa kalor yang diserap oleh larutan?
- Berapa kalor yang dilepaskan oleh sistem reaksi?
- Apakah percobaan yang Anda lakukan pada tekanan tetap atau bukan?
- Jika pada tekanan tetap, berapa perubahan entalpi reaksinya, ΔHreaksi ?
Pada percobaan kalorimeter tersebut, mengapa suhu akhir reaksi harus
diperoleh melalui interpolasi grafik? Ketika pereaksi dicampurkan, pada
saat itu terjadi reaksi dan seketika itu pula kalor reaksi dibebaskan (T2 ≈ 0,00…1 detik).
Kalor reaksi yang dibebaskan diserap oleh larutan NaCl (hasil reaksi).
Termometer tidak dapat mengukur kalor yang diserap oleh larutan NaCl
seketika (misal dari 30 °C tiba-tiba menjadi 77 °C) karena raksa pada
termometer naik secara perlahan. Oleh karena kenaikan derajat suhu pada
termometer lambat, dalam kurun waktu sekitar 5 menit sudah banyak kalor
hasil reaksi terbuang (diserap oleh udara di sekitarnya) sehingga
termometer hanya mampu mengukur suhu optimum di bawah suhu hasil reaksi
(pada contoh grafik = 60 °C), perhatikan Gambar 6.
Gambar 6. Pada percobaan menggunakan kalorimeter suhu akhir reaksi diperoleh dari hasil interpolasi grafik (garis lurus). Pada grafik tersebut suhu akhir reaksi T2 = 77°C. |
Dengan demikian, yang dapat Anda lakukan adalah menginterpolasi grafik
suhu setelah optimum. Dasar pemikirannya adalah ketika reaksi terjadi,
kalor dibebaskan dan diserap oleh lingkungan. Serapan kalor reaksi oleh
lingkungan mengakibatkan panasnya berkurang (turun secara linear) sampai
pada saat suhu reaksi terukur oleh termometer (suhu optimum). Akhirnya,
panas reaksi dan suhu termometer turun bersama dan terukur oleh
termometer.
C. Penentuan ΔH secara Semi Empirik
Penentuan ΔH suatu reaksi, selain dapat diukur secara langsung di
laboratorium juga dapat ditentukan berdasarkan data perubahan entalpi
standar suatu zat yang terdapat dalam handbook.
3.1. Perubahan Entalpi Standar (ΔH)
Harga perubahan entalpi ditentukan oleh keadaan awal dan keadaan akhir
sehingga perlu menetapkan kondisi pada saat entalpi diukur karena harga
entalpi bergantung pada keadaan. Para ahli kimia telah menetapkan
perubahan entalpi pada keadaan standar adalah kalor yang diukur pada
tekanan tetap 1 atm dan suhu 298K. Perubahan entalpi standar
dilambangkan dengan ΔH°. Satuan entalpi menurut Sistem Internasional
(SI) adalah joule (disingkat J).
Perubahan entalpi standar untuk satu mol zat dinamakan ΔH° molar.
Satuan untuk ΔH° molar adalah J mol–1. Jenis perubahan entalpi standar bergantung pada macam reaksi sehingga dikenal perubahan entalpi pembentukan standar ( ), perubahan entalpi penguraian standar ( ), dan perubahan entalpi pembakaran standar ( ).
a. Perubahan Entalpi Pembentukan Standar
Perubahan entalpi pembentukan standar ()
adalah kalor yang terlibat dalam reaksi pembentukan satu mol senyawa
dari unsur-unsurnya, diukur pada keadaan standar. Contohnya, pembentukan
satu mol air dari unsur-unsurnya.
H2(g)
+ ½ O2(g) → H2O(l) ΔH° =
–286 kJ mol–1
Berdasarkan perjanjian, ΔH° untuk unsur-unsur stabil adalah 0 kJ mol–1.
Keadaan stabil untuk karbon adalah grafit ( Cgrafit = 0 kJ), keadaan stabil untuk gas diatom, seperti O2,
N2, H2, Cl2, dan lainnya sama dengan nol ( O2,
H2, N2, Cl2 = 0 kJ).
b. Perubahan Entalpi Penguraian Standar
Reaksi penguraian merupakan kebalikan dari reaksi pembentukan, yaitu
penguraian senyawa menjadi unsur-unsurnya. Harga perubahan entalpi
penguraian standar suatu zat sama besar dengan perubahan entalpi
pembentukan standar, tetapi berlawanan tanda.
Contoh :
Pembentukan standar satu mol CO2 dari unsur-unsurnya:
C(s)
+ O2(g) → CO2(g) = –393,5 kJ mol–1
Penguraian standar satu mol CO2(g) menjadi unsur-unsurnya:
CO2(g)
→ C(s) + O2(g) = +393,5 kJ mol–1
Pada dasarnya, semua jenis perubahan entalpi standar dapat dinyatakan ke dalam satu istilah, yaitu perubahan entalpi reaksi (ΔH°reaksi) sebab semua perubahan tersebut dapat digolongkan sebagai reaksi kimia.
Contoh Soal (UNAS 2005)
Berdasarkan diagram tersebut, harga ΔH2 adalah ...
A. ΔH1 – ΔH2 – ΔH3
B. ΔH1 + ΔH2 – ΔH4
C. ΔH1 – ΔH3 – ΔH4
D. ΔH1 – ΔH3 + ΔH4
E. ΔH1 + ΔH3
+ ΔH4
Pembahasan :
Dari diagram diketahui :
ΔH1 = ΔH2 + ΔH3 + ΔH4
maka
ΔH2
= ΔH1 – ΔH3 – ΔH4.
Jadi, jawabannya (C)
2.2. Hukum Hess
Hukum Hess muncul berdasarkan fakta bahwa banyak pembentukan senyawa
dari unsur-unsurnya tidak dapat diukur perubahan entalpinya secara
laboratorium.
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 tidak
dapat diukur perubahan entalpinya. Oleh karena itu, ahli kimia berusaha
menemukan alternatif pemecahannya. Pada 1840, pakar kimia dari Swiss
Germain H. Hess mampu menjawab tantangan tersebut.
Berdasarkan hasil pengukuran dan sifat-sifat entalpi, Hess menyatakan
bahwa entalpi hanya bergantung pada keadaan awal dan akhir reaksi maka
perubahan entalpi tidak bergantung pada jalannya reaksi (proses).
Pernyataan ini dikenal dengan hukum Hess. Dengan kata lain, perubahan
entalpi reaksi hanya ditentukan oleh kalor pereaksi dan kalor hasil
reaksi.
Tinjau reaksi pembentukan CO2 (perhatikan Gambar 7).
Reaksi keseluruhan dapat ditulis dalam satu tahap reaksi dan perubahan entalpi pembentukan standarnya dinyatakan oleh ΔH°1. Persamaan termokimianya :
Gambar 7. Bagan tahapan reaksi pembakaran karbon. ΔH1 = ΔH2 + ΔH3. |
C(s)
+ O2(g) → CO2(g) ΔH°1 = –394 kJ
Reaksi ini dapat dikembangkan menjadi 2 tahap reaksi dengan perubahan entalpi standar adalah ΔH°2 dan ΔH°3 :
C(s) + ½
O2(g) → CO(g)
|
ΔH°2
= –111 kJ
|
CO(g) +
½ O2(g) → CO2(g)
|
ΔH°3
= –283 kJ
|
Reaksi total:
C(g) + O2(g) → CO2(g)
|
ΔH°2
+ ΔH°3 = –394 kJ
|
Pembentukan asam sulfat dapat dilakukan melalui 4 tahap reaksi:
S(s) +
O2(g) → SO2(g)
|
ΔH°1=
–296,8 kJ
|
SO2(g)
+ ½ O2(g) → SO3(g)
|
ΔH°2=
–395,7 kJ
|
H2(g)
+ ½ O2(g) → H2O(l)
|
ΔH°3=
–285,8 kJ
|
SO3(g)
+ H2O(l) → H2SO4(l)
|
ΔH°4=
+164,3 kJ
|
S(s) +
2O2(g) + H2(g) → H2SO4(l)
|
ΔH° = –814,0
kJ
|
Contoh Soal Hukum Hess :
Pembentukan gas NO2 dari unsur-unsurnya dapat dilakukan dalam satu tahap atau dua tahap reaksi. Jika diketahui:
½ N2(g)
+ ½ O2(g) → NO(g)
|
ΔH° =
+90,4 kJ
|
NO(g) +
½ O2(g) → NO2(g)
|
ΔH° =
+33,8 kJ
|
Berapakah ΔH°pembentukan gas NO2 ?
Jawab:
Reaksi pembentukan gas NO2 dari unsur-unsurnya:
½ N2(g)
+ O2(g) → NO2(g) ΔH° = ? kJ
Menurut hukum Hess, ΔH° hanya bergantung pada keadaan awal dan akhir reaksi.
Dengan demikian, ΔH° pembentukan gas NO2 dapat ditentukan dari dua tahap reaksi tersebut.
½ N2(g)
+ ½ O2(g) → NO(g)
|
ΔH°1
= +90,4 kJ
|
NO(g) +
½ O2(g) → NO2(g)
|
ΔH°2
= +33,8 kJ
|
½ N2(g)
+ O2(g) → NO2(g)
|
ΔH°1
+ ΔH°2 = +124,2 kJ
|
Hukum Hess dapat diterapkan untuk menentukan perubahan entalpi reaksi
zat-zat kimia, dengan catatan bahwa setiap tahap reaksi diketahui
perubahan entalpinya.
Contoh Soal Aplikasi Hukum Hess :
Asetilen (C2H2) tidak dapat diproduksi langsung dari unsur-unsurnya:
2C(s)
+ H2(g) → C2H2(g)
Hitung ΔH° untuk reaksi tersebut berdasarkan persamaan termokimia berikut.
(a) C(s) + O2(g) → CO2(g) ΔH°1
= –393,5 kJ mol–1
(b) H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l)
ΔH°2 = –285,8 kJ mol–1
(c) C2H2(g) + 5/2 O2(g) →
2CO2(g) + H2O(l) ΔH°3 = –1.299,8 kJ mol–1
Jawaban :
Aturan yang harus diperhatikan adalah
- Posisi pereaksi dan hasil reaksi yang diketahui harus sama dengan posisi yang ditanyakan. Jika tidak sama maka posisi yang diketahui harus diubah.
- Koefisien reaksi (mol zat) yang diketahui harus sama dengan yang ditanyakan.
Jika tidak sama maka harus disamakan terlebih dahulu dengan cara dibagi atau dikalikan, demikian juga dengan nilai entalpinya.
- Persamaan (a) harus dikalikan 2 sebab reaksi pembentukan asetilen memerlukan 2 mol C.
- Persamaan (b) tidak perlu diubah sebab sudah sesuai dengan persamaan reaksi pembentukan asetilen ( 1 mol H2)
- Persamaan (c) perlu dibalikkan arahnya, sebab C2H2 berada sebagai pereaksi.
Persamaan termokimianya menjadi :
2C(s) +
2O2(g) → 2CO2(g)
|
ΔH°1
= 2(–393,5) kJ mol–1
|
H2(s)
+ ½ O2(g) → H2O(l)
|
ΔH°2
= –285,8 kJ mol–1
|
2CO2(g)
+ H2O(l) → 2C2H2(g)
+ 5/2 O(g)
|
ΔH°3
= +1.299,8 kJ mol–1
|
2C(s) +
H2(g) → C2H2(g)
|
ΔH°1
+ ΔH°2 + ΔH°3 = + 227,0 kJ mol–1
|
Jadi, perubahan entalpi pembentukan standar asetilen dari unsur-unsurnya adalah 227 kJ mol–1.
Persamaan termokimianya :
Persamaan termokimianya :
2C(s) + H2(g) → C2H2(g) ΔH°f = 227,0 kJ mol–1.
Contoh Soal (UNAS 2004) :
Pernyataan yang benar untuk reaksi :
2CO(g) + O2(g)→ 2CO2(g) ΔH= x kJ
adalah...
A. Kalor pembentukan CO = 2x kJ mol–1
B. Kalor penguraian CO = x kJ mol–1
C. Kalor pembakaran CO = 2x kJ mol–1
D. Kalor pembakaran CO = ½ x kJ mol–1
E. Kalor pembentukan CO = ½ x kJ mol–1
Pembahasan
Reaksi dengan oksigen merupakan reaksi pembakaran. Jadi, reaksi tersebut merupakan reaksi pembakaran 2 mol CO dan melepas x kJ energi. Untuk satu mol CO dilepas energi sebesar ½ x KJ. (D)
3.3. Penentuan ΔH° Reaksi dari Data ΔH°f
Salah satu data perubahan entalpi yang penting adalah perubahan entalpi pembentukan standar, ΔH°f. Dengan memanfaatkan data ΔH°f, Anda dapat menghitung ΔH° reaksi-reaksi kimia. ΔH tidak bergantung pada jalannya reaksi, tetapi hanya ditentukan oleh ΔH pereaksi dan ΔH hasil reaksi. Oleh karena itu, ΔH° reaksi dapat dihitung dari selisih ΔH°f zat-zat yang bereaksi. Secara matematika dirumuskan sebagai berikut:
ΔH°reaksi = ΣΔH°f (produk) – ΣΔH°f (pereaksi)
dengan Σ menyatakan jumlah macam zat yang terlibat dalam reaksi.
Contoh Soal Menghitung ΔHreaksi
dari data ΔH°f :
Gunakan data ΔH°f untuk menentukan ΔH° reaksi amonia dan oksigen berlebih.
Gambar 8. Diagram tahap-tahap reaksi perubahan amonia. |
Persamaan reaksinya:
NH3(g) + O2(g) → NO2(g) + H2O(g)
Jawaban :
1. Cari data ΔH°f masing-masing zat
2. Setarakan persamaan reaksi
3. Kalikan harga ΔH°f dengan koefisien reaksinya
4. Tentukan ΔH° reaksi dengan rumus di atas
Data ΔH°f untuk masing-masing zat adalah :
ΔH°f (NH3) = –46,1 kJ; ΔH°f
(O2) = 0 kJ;
ΔH°f (NO2) = –33,2 kJ; ΔH°f
(H2O) = 214,8 kJ
Persamaan reaksi setara:
4NH3(g) + 7O2(g) → 4NO2(g)
+ 6H2O(g)
ΔH°reaksi = ΣΔH°(produk) – ΣΔH°(pereaksi)
= (1.288,8 kJ + 132,8 kJ) – (–184 kJ + 0)
= 1.340 kJJadi, pembakaran 4 mol amonia dilepaskan kalor sebesar 1.340 kJ. (tahapan reaksi dapat dilihat pada Gambar 8)
3.4. Penentuan ΔH Reaksi dari Data Energi Ikatan
Anda sudah tahu apa yang dimaksud dengan ikatan? Kekuatan ikatan antara atom-atom dalam molekul dapat diketahui dari energinya. Semakin besar energi yang diperlukan untuk memutuskan ikatan, semakin kuat ikatan tersebut. Pada topik berikut, Anda akan mempelajari cara menghitung energi ikatan dan hubungannya dengan perubahan entalpi.
Untuk memutuskan ikatan pada molekul diperlukan energi yang lebih kuat dari energi ikatan antara atom-atomnya.
a. Energi Ikatan Rata-Rata
Pada molekul diatom, energi ikatan disebut juga energi disosiasi, dilambangkan dengan D (dissociation). Energi ikatan didefinisikan sebagai jumlah energi yang diperlukan untuk memutuskan ikatan 1 mol suatu molekul dalam wujud gas.
Contoh :
H2(g) → 2 H(g) DH–H = 436 kJ mol–1
Pada molekul beratom banyak, energi untuk memutuskan semua ikatan dalam molekul berwujud gas menjadi atom-atom netral berwujud gas dinamakan energi atomisasi. Besarnya energi atomisasi sama dengan jumlah semua energi ikatan dalam molekul.
Contoh :
Dalam metana, energi atomisasi adalah energi yang diperlukan untuk memutuskan semua ikatan antara atom C dan H.
CH4(g) → C(g) + 4H(g)
Dalam molekul beratom banyak, energi yang diperlukan untuk memutuskan satu per satu ikatan tidak sama. Simak tabel berikut.
Tabel 1. Energi Ikatan Rata-Rata untuk Metana (kJ mol–1)
Tahap Pemutusan Ikatan pada CH4
|
Energi Disosiasi (kJ mol–1)
|
CH4(g) → CH3(g)
+ H(g)
|
DC–H = 435
|
CH3(g) → CH2(g)
+ H(g)
|
DC–H = 453
|
CH2(g) → CH(g) +
H(g)
|
DC–H = 425
|
CH(g) → C(g) + H(g)
|
DC–H = 339
|
Sumber: Chemistry with
Inorganic Qualitative Analysis, 1989
|
Berdasarkan data pada Tabel 1, apakah yang dapat Anda simpulkan?
Kekuatan setiap ikatan C–H dalam metana tidak sama, padahal ikatan yang diputuskan sama, yaitu ikatan antara karbon dan hidrogen. Mengapa? Ikatan yang diputuskan berasal dari molekul yang sama dan juga atom yang sama, tetapi karena lingkungan kimianya tidak sama, besarnya energi yang diperlukan menjadi berbeda. Oleh karena ikatan yang diputuskan dari atom-atom yang sama dan nilai energi ikatan tidak berbeda jauh maka nilai energi ikatan dirata-ratakan sehingga disebut energi ikatan rata-rata. Berdasarkan pertimbangan tersebut, energi disosiasi ikatan rata-rata untuk C–H adalah 413 kJ mol–1. Nilai ini berlaku untuk semua jenis ikatan C–H dalam molekul. Beberapa harga energi ikatan rata-rata ditunjukkan pada Tabel 2. berikut.
Tabel 2. Energi Ikatan Rata-Rata (kJ mol–1)
Jenis Ikatan
|
Atom-Atom yang Berikatan
|
|||||||||
H
|
C
|
N
|
O
|
S
|
F
|
Cl
|
Br
|
I
|
||
Tunggal
|
H
|
432
|
||||||||
C
|
413
|
346
|
||||||||
N
|
386
|
305
|
167
|
|||||||
O
|
459
|
358
|
201
|
142
|
||||||
S
|
363
|
272
|
–
|
–
|
226
|
|||||
F
|
465
|
485
|
283
|
190
|
284
|
155
|
||||
Cl
|
428
|
327
|
313
|
218
|
255
|
249
|
240
|
|||
Br
|
362
|
285
|
–
|
201
|
217
|
249
|
216
|
190
|
||
I
|
295
|
213
|
–
|
201
|
–
|
278
|
208
|
175
|
149
|
|
Rangkap dua
|
C
|
602
|
||||||||
N
|
615
|
418
|
||||||||
O
|
799
|
607
|
494
|
532
|
||||||
S
|
||||||||||
Rangkap tiga
|
C
|
835
|
||||||||
N
|
887
|
942
|
||||||||
Sumber:
General Chemistry (Ebbing), 1990
|
b. Menggunakan Data Energi Ikatan
Nilai energi ikatan rata-rata dapat digunakan untuk menghitung perubahan entalpi suatu reaksi. Bagaimana caranya? Menurut Dalton, reaksi kimia tiada lain berupa penataan ulang atom-atom. Artinya, dalam reaksi kimia terjadi pemutusan ikatan (pada pereaksi) dan pembentukan kembali ikatan (pada hasil reaksi).
Untuk memutuskan ikatan diperlukan energi. Sebaliknya, untuk membentuk ikatan dilepaskan energi. Selisih energi pemutusan dan pembentukan ikatan menyatakan perubahan entalpi reaksi tersebut, yang dirumuskan sebagai berikut.
ΔHreaksi =ΣD(pemutusan ikatan) – ΣD(pembentukan
ikatan)
Dengan Σ menyatakan jumlah ikatan yang terlibat, D menyatakan energi ikatan rata-rata per mol ikatan.
Contoh Soal Menghitung ΔH dari Energi Ikatan Rata-Rata :
Gunakan data energi ikatan rata-rata pada Tabel 2. untuk menghitung ΔH reaksi pembentukan amonia dari unsur-unsurnya.
Pembahasan :
1. Tuliskan persamaan reaksi dan setarakan.
2. Tentukan ikatan apa yang putus pada pereaksi, dan hitung jumlah energi ikatan rata-rata yang diperlukan.
3. Tentukan ikatan apa yang terbentuk pada hasil reaksi, dan hitung jumlah energi ikatan rata-rata yang dilepaskan.
4. Hitung selisih energi yang terlibat dalam reaksi.
Persamaan reaksinya:
N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)
Ikatan yang putus pada pereaksi:
N º N
|
1 mol × 418 kJ
mol–1 = 418 kJ
|
H–H
|
3 mol × 432 kJ
mol–1= 1.296 kJ
|
Total energi yang diperlukan = 1714 kJ
Ikatan yang terbentuk pada hasil reaksi:
N – H
|
2 mol × 386 kJ
mol–1 = 1.158 kJ
|
Total energi yang dilepaskan = 1158 kJ
Perubahan entalpi reaksi pembentukan amonia:
ΔHreaksi =ΣD(pemutusan ikatan) – ΣD(pembentukan ikatan) = 1.714 kJ – 1.158 kJ = 556 kJ
Oleh karena ΔH positif maka pembentukan 2 mol amonia menyerap energi sebesar 556 kJ atau sebesar 278 kJ mol–1.
Contoh (UNAS 2004) :
Diketahui reaksi :
2C2H6 + 7O2 → 4CO2
+ 6H2O ΔH=-3130 kJ
H2 + O2 → H2O ΔH= -286 kJ
C2H2 + 2H2→ C2H6 ΔH= -312 kJ
Tentukan ΔH yang dibebaskan jika 11,2 liter gas C2H2 dibakar sempurna pada keadaan standar.
A. -652,5 kJ
B. 652,5 kJ
C. -1864 kJ
D. 1864 kJ
D. 1864 kJ
E. -2449 kJ
Pembahasan :
Pembahasan :
Berdasarkan hukum Hess
C2H6
+ 5/2 O2 → 2CO2 + H2O
|
ΔH=-1565 kJ
|
|
2H2O
→ 2H2 + O2
|
ΔH= 572 kJ
|
|
C2H2
+ 2H2 → C2H6
|
ΔH= -312 kJ
|
+
|
C2H2
+ 5/2 O2 → 2CO2 + H2O
|
ΔH= -1305 kJ
|
11,2 L C2H2 (STP) = 11,2 / 22,4 = 0,5 mol
Jadi, ΔH untuk pembakaran 11,2 LC2H2 = 0,5 x (-1305) = -652,5 kJ. (C)
D. Kalor Bahan Bakar dan Sumber Energi
4.1. Nilai Kalor Bahan Bakar
Batubara, minyak bumi, dan gas alam merupakan sumber utama energi bahan bakar. Minyak tanah dan gas LPG biasa digunakan untuk memasak di rumah-rumah. Gasolin (terutama bensin) digunakan sebagai bahan bakar kendaraan bermotor. Bahan bakar untuk industri selain solar, juga digunakan batubara.
Dengan pengetahuan termokimia, Anda dapat membandingkan bahan bakar apa yang paling efektif dan efisien untuk digunakan sebagai alternatif sumber energi. Untuk mengetahui jenis bahan bakar yang efektif dan efisien sesuai kebutuhan, dapat dilakukan pengujian dengan cara membakar bahan bakar. Kalor yang dilepaskan dipakai memanaskan air dan kalor yang diserap oleh air dihitung.
Praktikum Kimia 2
Penentuan Kalor Reaksi Menggunakan Kalorimeter Sederhana
Tujuan :
Menentukan kalor yang dilepaskan BBM
Alat :
- Kaleng bekas
- Lembaran seng/aluminium
- Pembakar
- kaki tiga dan kasa
- Air (H2O)
- Alkohol
- Minyak tanah
- Bensin
- Solar
- Spiritus
Langkah Kerja :
- Sediakan kaleng bekas obat nyamuk dan potong bagian atasnya.
- Sediakan lembaran seng atau aluminium dan dilipat seperti pipa atau kotak untuk menutupi pembakaran (berguna untuk mengurangi panas yang hilang akibat radiasi).
- Susun alat-alat seperti gambar.
- Masukkan 100 g air ke dalam kaleng bekas.
- Masukkan 20 g bahan bakar yang akan diukur kalornya ke dalam pembakar.
- Nyalakan pembakar dan tutup dengan kotak seng, agar panas yang terjadi tidak hilang.
BBM
|
H (J g–1)
|
Volume
BBM terbakar (mL)
|
Harga
per Liter/ (Rupiah)
|
Alkohol
|
|||
Minyak
Tanah
|
|||
Bensin
|
|||
Solar
|
|||
Spiritus
|
|||
LPG
|
Pertanyaan :
- Hitung kalor yang diserap kaleng dan kalor yang diserap oleh air, kemudian hitung kalor yang dilepaskan oleh BBM.
- Manakah yang lebih efektif dan efisien untuk keperluan di rumah?
- Manakah yang lebih efektif dan efisien untuk keperluan kendaran bermotor?
Efektivitas bahan bakar dapat dibandingkan berdasarkan jumlah kalor
dengan volume yang sama. Pada volume yang sama, semakin besar jumlah
kalor yang dilepaskan, semakin efektif bahan bakar tersebut untuk
digunakan sesuai kebutuhan. Efisiensi bahan bakar dapat dibandingkan
berdasarkan jumlah volume dan harga. Untuk volume yang sama, semakin
murah harga BBM, semakin efisien BBM tersebut untuk digunakan sesuai
kebutuhan. Namun, ada beberapa aspek yang perlu diperhatikan berkaitan
dengan penggunaan BBM. Aspek tersebut di antaranya keamanan dan
kebersihan lingkungan.
Bensin tidak dapat digunakan untuk kebutuhan di rumah sebab bensin mudah menguap sehingga mudah terbakar, yang berdampak pada risiko keamanan. Minyak tanah tidak dapat digunakan untuk kendaraan bermotor sebab sukar terbakar dan bersifat korosif. Akibatnya, jika minyak tanah dipakai untuk kendaraan, mesin sukar dihidupkan dan cepat rusak. Di samping itu, akibat dari sukar terbakar dapat menimbulkan asap yang tebal dan berdampak pada pencemaran lingkungan.
4.2. Sumber Energi Baru
Bahan bakar minyak bumi, dan gas alam, masih merupakan sumber energi utama dalam kehidupan sekarang. Akan tetapi, hasil pembakarannya menjadi masalah besar bagi lingkungan. Di samping itu, sumber energi tersebut tidak terbarukan dan dalam beberapa puluh tahun ke depan akan habis. Berdasarkan permasalahan lingkungan dan tidak dapat diperbaruinya sumber energi, para ilmuwan berupaya memperoleh sumber energi masa depan dengan pertimbangan aspek lingkungan, ekonomi, dan bahan dasar. Terdapat beberapa sumber energi potensial yang dapat dimanfaatkan di antaranya sinar matahari, reaksi nuklir (fusi dan fisi), biomassa tanaman, biodiesel, dan bahan bakar sintetis.
Batubara, minyak bumi, dan gas alam yang merupakan sumber energi utama, dikenal sebagai bahan bakar fosil.
a. Energi Matahari
Pemanfaatan langsung sinar matahari sebagai sumber energi bagi rumah tangga, industri, dan transportasi tampaknya menjadi pilihan utama untuk jangka waktu panjang, dan sampai saat ini masih terus dikembangkan. Dengan menggunakan teknologi sel surya, energi matahari diubah menjadi energi listrik. Selanjutnya, energi listrik ini dapat dimanfaatkan untuk berbagai aplikasi, baik kendaraan bertenaga surya maupun untuk peralatan rumah tangga.
b. Pemanfaatan Batubara
Deposit batubara di Indonesia masih cukup melimpah. Deposit terbesar berada di Pulau Kalimantan. Pada dasarnya, kandungan utama batubara adalah karbon dalam bentuk karbon bebas maupun hidrokarbon. Batubara banyak dimanfaatkan sebagai sumber bahan bakar, baik dirumah tangga maupun industri. PLTU menggunakan batubara untuk menggerakkan turbin sebagai sumber energi arus listrik. Selain itu, batubara juga dimanfaatkan untuk pembuatan kosmetik dan compac disk (CD).
Kelemahan dari pembakaran batubara adalah dihasilkannya gas SO2. Untuk menghilangkan gas SO2 dapat diterapkan proses desulfurisasi. Proses ini menggunakan serbuk kapur (CaCO3) atau spray air kapur [Ca(OH)2] dalam alat scrubers. Reaksi yang terjadi:
CaCO3(s) + SO2(g) → CaSO3(s)
+ CO2(g)
Ca(OH)2(aq)
+ SO2(g) → CaSO3(s) + H2O(l)Namun, biaya operasional desulfurisasi dan pembuangan deposit padatan kembali menjadi masalah baru.
Untuk meningkatkan nilai dari batubara dan menghilangkan pencemar SO2, dilakukan rekayasa batubara, seperti gasifikasi dan reaksi karbon-uap. Pada gasifikasi, molekul-molekul besar dalam batubara dipecah melalui pemanasan pada suhu tinggi (600°C – 800°C) sehingga dihasilkan bahan bakar berupa gas.
Reaksinya adalah sebagai berikut.
Batubara(s) → batubara cair (mudah menguap) → CH4(g) + C(s)
Arang yang terbentuk direaksikan dengan uap air menghasilkan campuran gas CO dan H2, yang disebut gas sintetik. Reaksinya:
C(s) + H2O(l) → CO(g) + H2(g) ΔH = 175 kJ mol–1
Untuk meningkatkan nilai gas sintetik, gas CO diubah menjadi bahan bakar lain. Misalnya, gas CO direaksikan dengan uap air menjadi CO2 dan H2. Reaksinya:
CO(g) + H2O(g) → CO2(g) + H2(g)
ΔH = –41 kJ mol–1
Gas CO2 yang dihasilkan selanjutnya dipisahkan. Campuran gas CO dan H2 yang telah diperkaya akan bereaksi membentuk metana dan uap air. Reaksinya:
CO(g) + 3H2(g) → CH4(g) + H2O(g) ΔH = –206 kJ mol–1
Setelah H2O diuapkan, akan diperoleh CH4 yang disebut gas alam sintetik. Dengan demikian, batubara dapat diubah menjadi metana melalui proses pemisahan batubara cair.
c. Bahan Bakar Hidrogen
Salah satu sumber energi baru adalah hasil reaksi dari gas H2 dan O2. Di laboratorium, reaksi ini dapat dilakukan dalam tabung eudiometer, yang dipicu oleh bunga api listrik menggunakan piezoelectric. Ketika tombol piezoelectric ditekan akan terjadi loncatan bunga api listrik dan memicu terjadinya reaksi H2 dan O2.
Persamaan termokimianya:
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l) ΔH° = –286 kJ
Untuk jumlah mol yang sama, kalor pembakaran gas H2 sekitar 2,5 kali lebih besar dari kalor pembakaran gas alam. Di samping itu, pembakaran gas H2 menghasilkan produk ramah lingkungan (air). Masalah yang mengemuka dari sumber energi ini adalah aspek ekonomi, terutama dalam biaya produksi dan penyimpanan gas H2 serta transportasi gas H2. Walaupun gas hidrogen melimpah di alam, tetapi jarang terdapat sebagai gas H2 bebas, melainkan bersenyawa dengan berbagai unsur. Untuk memperoleh sumber utama gas hidrogen, salah satunya adalah pengolahan gas metana dengan uap air:
CH4(g) + H2O(g) → 3H2(g) + CO(g) ΔH° = 206 kJ mol–1
Reaksi tersebut sangat endotermik sehingga pengolahan metana dengan uap air tidak efisien untuk memperoleh gas H2 sebagai bahan bakar. Dengan kata lain, lebih ekonomis menggunakan metana langsung sebagai bahan bakar.
4.3. Sumber Energi Terbarukan
Apakah yang dimaksud sumber energi terbarukan? Sumber energi terbarukan adalah sumber energi yang dapat diperbarui kembali, misalnya minyak kelapa sawit. Minyak kelapa ini dapat dijadikan sumber energi dan dapat diperbarui dengan cara menanam kembali pohon kelapa sawitnya. Sumber energi terbarukan yang berasal dari tanaman atau makhluk hidup dinamakan bioenergi. Biodiesel adalah bahan bakar diesel (fraksi diesel) yang diproduksi dari tumbuh-tumbuhan. Salah satu sumber energi terbarukan adalah alkohol, yakni etanol (C2H6O). Alkohol dapat diproduksi secara masal melalui fermentasi pati, yaitu pengubahan karbohidrat menjadi alkohol dengan bantuan ragi (enzim). Sumber karbohidrat dapat diperoleh dari buah-buahan, biji-bijian, dan tebu.
(C6H10O5)x
|
+
|
xH2O
|
→
|
C6H12O6
|
→
|
2C2H5OH
|
+
|
2CO2
|
Pati
|
Glukosa
|
Etanol
|
Berdasarkan hasil penelitian, diketahui bahwa mesin mobil yang
menggunakan bahan bakar gasohol (campuran bensin dan etanol 10%) sangat
baik, apalagi jika alkohol yang digunakan kemurniannya tinggi. Akan
tetapi, alkohol sebagai bahan bakar kendaraan juga memiliki kendala,
yaitu alkohol sukar menguap (Td = 79°C) sehingga pembakaran alkohol
harus dilakukan pada suhu relatif tinggi atau dapat terbakar jika mesin
kendaraan sudah panas.
Rangkuman :
- Entalpi merupakan fungsi keadaan, yakni hanya bergantung pada keadaan awal dan keadaan akhir, tidak bergantung proses reaksi.
- Sistem adalah sesuatu yang didefinisikan sebagai pusat kajian, sedangkan lingkungan adalah segala sesuatu selain sistem. Sistem dan lingkungan dinamakan semesta.
- Jika reaksi kimia melepaskan kalor dinamakan reaksi eksoterm, sedangkan jika reaksi yang menyerap kalor dikatakan reaksi endoterm.
- Entalpi pembentukan standar adalah perubahan entalpi pembentukan 1 mol senyawa dari unsur-unsurnya pada 298K dan 1 atm.
- Pengukuran ΔH reaksi dapat dilakukan secara percobaan menggunakan kalorimeter, dengan cara mengukur suhu sebelum dan sesudah reaksi.
- Senyawa yang tidak dapat ditentukan ΔH°-nya secara percobaan dapat dihitung menggunakan hukum Hess dan data ΔH° pembentukan.
- Hukum Hess menyatakan bahwa perubahan entalpi hanya ditentukan oleh keadaan awal dan akhir, dan tidak bergantung pada proses reaksi.
- Perhitungan perubahan entalpi reaksi dapat ditentukan berdasarkan data perubahan entalpi pembentukan standar.
- Perubahan entalpi dapat ditentukan dari perubahan entalpi standar yang terdapat dalam handbook menggunakan rumus: ΔHo Reaksi =ΣΔHof Produk−ΣΔHof Pereaksi
- Perubahan entalpi reaksi dapat juga ditentukan dari data energi ikatan rata-rata, melalui persamaan: ΔH=ΣD(pemutusan ikatan) − ΣD(pembentukan ikatan)
artikel ini disalin lengkap dari: http://perpustakaancyber.blogspot.co.id/2013/06/termokimia-rumus-perubahan-entalpi.html
halaman utama website: http://perpustakaancyber.blogspot.co.id/
jika mencari artikel yang lebih menarik lagi, kunjungi halaman utama website tersebut. Terimakasih!
No comments:
Post a Comment