Materi Pelajaran

BAB III

TERMOKIMIA

Peta Konsep

A. SISTEM DAN LINGLUNGA

1. Pengertian Sistem dan lingkungan

Sistem adalah sesuatu yang menjadi pusat perhatian

Lingkungan adalah segala sesuatu diluar system sebagai tempat lingkungan itu berinteraksi.

Antara system dan lingkungan terjadi perpindahan energi dengan cara menyerap atau melepaskan energi tersebut, seperti gambar dibawah ini.

gambar 1

2. Perubahan Enthalpi

Energi yang terkandung di dalam suatu sistem atau zat disebut entalpi (H). Entalpi merupakan sifat ekstensif dari materi maka bergantung pada jumlah mol zat. Entalpi suatu sistem tidak dapat diukur, yang dapat diukur adalah perubahan entalpi yang menyertai perubahan zat, karena itu kita dapat menentukan entalpi yang dilepaskan atau diserap pada saat terjadi reaksi. Perubahan energi pada suatu reaksi yang berlangsung pada tekanan tetap disebut perubahan entalpi. Perubahan entalpi dinyatakan dengan lambang ΔH ,dengan satuan Joule dan kilo Joule.Contoh:Entalpi air ditulis ΔH2O. Air dapat berwujud cair dan padat. Entalpi yang dimilikinya berbeda, ΔH2O(l) lebih besar daripada ΔH2O(s) . Oleh karena itu untuk mengubah es menjadi air diperlukan energi  dari lingkungan.Harga ΔH pada peristiwa perubahan es menjadi air adalah  ΔH = H₂O (l)  – H₂O (s)    Atau dalam reaksi dapat ditulis

H₂O (s)                                    H₂O (l)        ΔH  = 6.02 Kj

3. Reaksi eksoterm dan endoterm

Reaksi eksoterm adalah reaksi yang melepaskan kalor.

Ciri-ciri reaksi eksoterm antara lain…

1. Kalor pindah dari system kelingkungan
2. Enthalpi sistem sebelum reaksi lebih besar dari enthalpy sesudah reaksi (HR>HP).
3. Perobahan enthalpy kecil dari 0 (ΔH < 0).
4. Diagram  energinya sebagai berikut

5. contoh pristiwa eksoterm : batu kapur direndam dalam air, cuaca terasa panas pada saat hujan akan turun.

Reaksi endoterm adalah reaksi yang melepaskan kalor.

Ciri-ciri reaksi endoterm antara lain…

1. Kalor pindah dari kelingkungan ke sistem
2. Enthalpi sistem sebelum reaksi lebih kecil dari enthalpy sesudah reaksi (HR
3. Perobahan enthalpy besar dari 0 (ΔH > 0).
4. Diagram  energinya sebagai berikut

5. Contoh reaksi endoterm : es berobah jadi air, pelarutan urea dalam air, Ba(OH) dalam ammonium clorida

Latihan 3.1

Selesaikan soal-soal berikut!

1. Jika kamu pegang gelas yang berisi air es, kamu akan merasakan dingin di

tangan.

a. Pada peristiwa tersebut mana yang berperan sebagai sistem dan

lingkungan?

b. Sebutkan jenis reaksi yang terjadi selama peristiwa berlangsung! Jelaskan

mengapa dingin!

2. Apakah proses berikut termasuk reaksi eksoterm atau endoterm?

a. Fotosintesis d. Es me   ncair

b. Gas terbakar e. Alkohol meng  uap

c. Air menguap

4. Macam-macam perobahan enthalpy

Besarnya perobahan enthalpy tergantung kepada

• Jumlah zat yang bereaksi
• Wujud zat
• suhu
• tekanan

Perobahan entalpi dihitung pada kondisi standar yaitu pada tekanan 1 atm, suhu 25°C.

Macam-macam perobahan enthalpy

a. Perobahan enthlpi pembentukan standar (ΔHf°)

Jumlah  kalor yang dibutuhkan atau dilepaskan pada pembentukan 1 mol senyawa dari unsur-unsurnya yang stabil pada keadaan standar.

unsur-unsur yang stabil anatara lain ; H₂ , N₂, O₂ , Cl₂ , I₂ , Br₂ , C, Na , Ca dan Hg.

contoh :

Perubahan enthalpy pembentukan AgCl  adalah perubahan enthalpy raksi

Ag (s)    +             1/2Cl₂(g)                                        AgCl (aq)                    ΔH  =  –127 kj/mol

Perubahan  enthalpy pembentukan KMnO₄ adalah perubahan enthalpy reaksi

K (s)   +  Mn(s)     +   2O₂ (g)                                  KMnO₄ (s)                ΔH =  –813 kj/mol

ΔH tergantung kepada wujud zat, karena itu ΔH H₂O (l) tidak sama dengan ΔH H₂O (s).

ΔH unsur dalam keadaan bebas = 0. Misalnya ΔH C  = 0,  ΔH O₂ =  0   dan lain-lain.

b. Perobahan Enthalpi Penguraian (ΔHd°)

Yaitu perobahan enthalpy pada penguraian 1 mol senyawa menjadi unsur-unsurnya.

contoh

H₂O (l)                                               H₂ (g)    +    O₂  (g)         ΔH  =  285,8 kj/mol

CO₂ (g)                                                C (s)       +    1/2O₂(g)    ΔH  =  393,5 kj/mol

perobahan enthalpy pembentukan sama dengan perobahan enthalpy penguraian, tetapi tandanya berlawanan.

c. Perobahan Enthalpi pembakaran ΔHc°

yaitu perobahan enthalpy pada pembakaran 1 mol senyawa menjadi unsur-unsurnya pada keadaan standar.

d. Perobahan Enthalpi netralisasi

yaitu  perobahan enthalpy yang terjadi pada reaksi tiap mol asam atau tiap mol basa.

contoh

NaOH (aq)  +  HCl (aq)                                 NaCl             +        H₂O     ΔH = –57.1 kj/mol

5. MENGHITUNG ΔH REAKSI

ΔH reaksi dapat dihitug berdasarkan eksperimen. hokum Hess , ΔHf,  dan data energi ikatan.

a. Penentuan enthalpy reaksi berdasarkan kalorimetri

Perubahan entalpi reaksi dapat ditentukan dengan menggunakan suatu alat yang disebut kalorimeter (alat pengukur kalor). Dalam kalorimeter, zat yang akan direaksikan dimasukkan ke dalam tempat reaksi. Tempat ini dikelilingi oleh air yang telah diketahui massanya. Kalor reaksi yang dibebaskan terserap oleh air dan suhu air akan naik. Perubahan suhu air ini diukur dengan termometer. Kalorimeter ditempatkan dalamwadah terisolasi yang berisi air untuk menghindarkan terlepasnya kalor.

gambar 2  calorimeter

Dengan  menggunakan prinsip kalorimetri makan jumlah kalor yang diserap dapat dihitung dengan menggunakan rumus

keterangan

q             = Kalor yang dibebaskan atau diserap

m            = Massa (gram)

C             = Kapasitas Kalor (j/g°C)

Δt           = kenaikan suhu (°C)

c              = kalor jenis  air(j g)

Contoh  soal

Di dalam kalorimeter terdapat zat yang bereaksi secara endoterm. Reaksi tersebut menyebabkan 1 kg air yang terdapat dalam kalorimeter mengalami penurunan suhu 5°C. Tentukan kalor reaksi dari reaksi tersebut!

Penyelesaian:

Q= m. C. Δt

Q= 1000g 4.2 J/g°C . 5°C

Q= 21000 J atau 21 Kj

Penentuan perubahan entalpi reaksi dapat pula menggunakan calorimeter sederhana misalnya gelas yang terbuat dari styrofoam atau plastik. Cara kerjanya sebagai berikut

Contoh Soal: Penentuan kalorimetri dengan kalorimetri sederhana

gambar 3

Pada percobaan ini akan ditentukan ΔH reaksi netralisasi dari reaksi larutan HCl 1 M larutan NaOH 1 M.

Langkah kerja

• Isi gelas dengan 50 mL NaOH 1 M dan gelas yang lain diisi dengan 50 mL HCl 1 M. Ukur suhu setiap larutan dan hitung suhu rata-rata kedua larutan sebagai suhu awal
• Campurkan NaOH dengan HCl aduk sambil amati perubahan suhunya.
• Catat suhu maksimum dan hitung kenaikan suhu dari suhu awal ratarata.
• Pertanyaan:

1.  Hitung ΔH reaksi antara larutan NaOH dan HCl tersebut.

(diketahui kalor jenis larutan = kalor jenis air = 4,2 J. g–1 􀁲C–1. Kapasitas

kalorimeter = 0, massa jenis air = 1 g mL–1).

2.   Tuliskan persamaan termokimianya.

Untuk menghitung ΔH reaksi dari eksperimen di atas, perhatikan contoh soal

berikut.

Contoh Soal

50 mL larutan HCl 1M yang suhunya 22°C dicampurkan dengan 50 mL larutan

NaOH 1 M yang suhunya 22°C. Pada reaksi tersebut terjadi kenaikan suhu sampai

28,87°C. Tentukan, ΔHR netralisasi dan tulis persamaan termokimia reaksi tersebut.

Penyelesaian:

Jumlah mol HCl = 50 mL x 1 M = 50 mmol = 0,05 mol

Jumlah mol NaOH = 50 mL x 1 M = 50 mmol = 0,05 mol

Volum larutan = volum air = 100 mL

Massa larutan = massa air = 100 mL x 1 gmL–1 = 100 g

q = m x c x Δt= 100 g x 4,2 J.g–1 􀁲C–1.(28,87 􀁲C – 22 􀁲C)

= 2885,4 J = 2,8854 kJ

ΔHR = –q

ΔHR untuk 0,05 mol H2O = –2,8854 kJ

ΔH reaksi untuk 1 mol H2O =

2,8854 kJ

0,05 mol = –57,71 kJ mol–1

Persamaan termokimianya:

HCl(aq) + NaOH(aq     →             NaCl(aq) + H2O(l)                        ΔHR = –57,71 kJ mol–1.

b. Penentuan ΔH reaksi berdasarkan hokum Hess

penentuan ΔH reaksi dengan metoda hokum Hess, dapat diselesaikan dengan cara reaksi satu tahap dan dengan reaksi dua tahap, sesuai dengan bunyi hokum Hess tersebut.

“ Kalor reaksi hanya tergantung kapada keadaan awal dan keadaan akhir, tidak tergantung kepada lintasan.

Hukum Hess dapat ditulis dalam bentuk diagram siklus atau diagram tingkat energi.

contoh 1 : Penentuan perobahan enthlpi  pembentukan CO₂

Reaksi satu tahap

C(s)     +       O₂(g)         →         CO₂(g)                  ΔH  =   -394  Kj

Reaksi  dua tahap

Dengan menggunakan diagram siklus  keadaan diatas juga dapat digambarkan

Tentukan  perubahan enthalpy pembentukan gas SO₂ jika diketahui

KEGIATAN EKSPERIMEN

Penentuan Perubahan Entalpi berdasarkan Hukum Hess

Pada percobaan ini akan diamati ΔH reaksi antara NaOH padat dan larutan

HCl 0,5 M dengan dua cara.

Cara 1: NaOH padat dilarutkan dulu dalam air selanjutnya larutan NaOH

tersebut direaksikan dengan larutan HCl.

Cara 2: NaOH padat langsung dilarutkan dalam HCl.

Langkah kerja:

Cara 1 : • Timbang 2 gram NaOH, simpan dalam wadah tertutup. Siapkan

50 mL air, ukur suhunya. Masukkan NaOH tersebut ke dalam

air, aduk dan catat suhu maksimumnya. Hitung ΔH reaksi

pelarutan NaOH (ΔH1).

• Siapkan 50 mL HCl 1 M, ukur suhunya.

• Ukur suhu 50 mL larutan NaOH yang dibuat sebelumnya.

• Reaksikan larutan NaOH tersebut dengan larutan HCl, catat

suhu maksimumnya. Hitung ΔH reaksinya (ΔH2).

Cara 2 : • Timbang 2 gram NaOH, simpan dalam wadah tertutup.

• Siapkan 100 mL larutan HCl 0,5 M, ukur suhunya.

• Reaksikan NaOH padat dengan HCl, catat suhu maksi–

mumnya. Hitung ΔH reaksinya (ΔH3).

Pertanyaan:

1. Hitung ΔH1,ΔH2, dan ΔH3 untuk tiap mol NaOH!

2. Tulis persamaan reaksi termokimia pada

a. pelarutan NaOH padat menjadi larutan NaOH(aq),

b. reaksi netralisasi NaOH(aq) dengan HCl(aq),

c. reaksi netralisasi NaOH(s) dengan HCl(aq).

3. Buat diagram reaksi pada percobaan di atas!

4. Menurut Hukum Hess ΔH1 + ΔH2 = ΔH3

Apakah data percobaanmu sama dengan Hukum Hess? Kalau tidak, sebutkan beberapa faktor penyebabnya!

Dari percobaan di atas kamu akan mendapatkan ΔH1 + ΔH2 = ΔH3       

Diberikan data sebagai berikut

H₂(g)+  F₂(g)               →             2HF(g) ∆H = -537 kJ

C(s)+2F₂(g)           →                   CF₄(g)  ∆H = -680 kJ

2C(s) + 2H₂ (g)         →              C₂H₄(g) ∆H = +52,3 kJ

Hitung ∆H dengan mengunakan hukum hess dari reaksi

 C₂H₄(g)+ 6F₂(g)          →          2CF₄(G)    + 4HF(G)

c. Penentuan ΔH reaksi dengan menggunakan ΔH°f

Dengan menggunakan ΔH°f ΔH reaksi dapat dihitung dengan mengunakan rumus

ΔH reaksi = εΔH°f produk  –  εΔH°f pereaksi

Contoh soal

Perubahan entalpi pembentukan beberapa zat (t = 25􀁲C)

d.   Penentuan ΔH dengan energi ikatan

Suatu reaksi kimia terjadi akibat pemutusan ikatan-ikatan kimia dan pembentukan ikatan-ikatan kimia yang baru. Pada waktu pembentukan ikatan kimia dari atom-atom akan terjadi pembebasan energi, sedangkan untuk memutuskan ikatan diperlukan energi. Jumlah energi yang diperlukan untuk memutuskan ikatan antaratom dalam 1 mol molekul berwujud gas disebut energi ikatan. Makin kuat ikatan makin besar energi yang diperlukan.

tabel eneergi ikatan

Perobahan enthalpy dengan menggunakan energi ikatan dapat dihitung dengan menggunakan rumus

ΔH reaksi = –ΔH energi pemutusan   –   ΔH pembentukan

Data energi ikat dapat juga digunakan untuk menghitung data energi ikat  rata

contoh soal

1). Dengan menggunakan harga energi ikatan, hitunglah 􀀨H reaksi:

CH4(g) + 4 Cl2(g)      →           CCl4(g) + 4 HCl(g)

 

Penyelesaian:

Energi ikatan yang diputuskan:                 Energi ikatan yang dibentuk:

4C – H = 4 . 415 = 1660 kJ                        4C – Cl = 4 . 330 = 1320 kJ

4Cl – Cl = 4 . 243 = 972 kJ                        4H – Cl = 4 . 432 = 1728 kJ

2632 kJ                                                                       3048 kJ

= –416 kJ

2).  Hitunglah energi ikatan rata-rata N – H dalam molekul NH3 jika diketahui:

ΔH gas NH3 = –46,3 kJ , energi ikatan H – H = 436 kJ , N – N = 946 kJ.

Penyelesaian:

Reaksi pembentukan gas NH3:

N2(g) + 3 H2(g)                                   2 NH3(g) ΔH = –92,6 kJ

ΔH reaksi = N –N + 3(H – H) – 2 x 3(N – H)

–92,6 kJ = 946 kJ + 3(436 kJ) – 6(N – H)

6(N – H) = 2254 kJ + 92,6 kJ

N – H = 2346,6 kJ

6

= 391,1 kJ

Energi ikatan rata-rata N – H = 391,1 kJ

Soal 3.3

1). Jika diketahui data energi ikatan berikut :

C = O   736 kkl

H –  O   646 kkal

C  –  H   414 kkal

H  –  H   435 kkal

Hitung ∆H reaksi CH₄ (g) + H₂O ( g )         →           CO  ( g ) + 3 H₂ ( g )

2). Untuk soal no. 1 s.d. 4 gunakan data energi ikatan pada Tabel diatas

1. Tentukan ΔH reaksi gas C2H4 dengan H2 menjadi gas C2H6!

2. Tentukan ΔH untuk reaksi

C₂H₄    +  HCl            →             C₂H₅Cl

3. Tentukan ΔH reaksi pembuatan alkohol dari gas etena dengan uap air

menggunakan katalis asam untuk mempercepat reaksi.

C2H4(g) + H2O(g)                        C2H5OH(l)

4. Tentukan ΔH reaksi: HCN(g) + 2 H2(g)                              CH3NH2(g)

5. Diketahui: 2 H2(g) + O2(g)                                      2 H2O(g) ΔH = –484 kJ

H – H(g)                   2 H(g) ΔH = +436 kJ

O = O(g)                   2 O(g) ΔH = +498 kJ