Termodinamika adalah kajian tentang kalor (panas) yang berpindah. Dalam termodinamika banyak membahas tentang sistem dan lingkungan. Kumpulan benda-benda yang sedang ditinjau disebut sistem , sedangkan semua yang berada di sekeliling (di luar) sistem disebut lingkungan .
Termokimia ialah cabang kimia yang berhubungan dengan hubungan timbal balik panas dengan reaksi kimia atau dengan perubahan keadaan fisika. Secara umum, termokimia ialah penerapan termodinamika untuk kimia.
B. Hukum Termokimia
Azas kekekalan energi menyatakan bahwa energi tidak dapat diciptakan maupun dimusnahkan tetapi energi dapat diubah dari satu bentuk ke bentuk lain.
Jumlah energi yang dimiliki sistem dinyatakan dengan energi dalam (E).Jika sistem menyerap kalor, maka E > 0 sedangkan jika sistem membebaskan kalor, maka E < 0
Hubungan antara energi dalam. kalor dan kerja dirumuskan dalam hukum termodinamika:
ΔE = q + W
Keterangan:ΔE = perubahan energi dalam
q = jumlah kalor yang diserap atau dilepas sistem
q =+ jika sistem menyerap / menerima kalor
q = – jika sistem melepaskan kalor
w = jumlah kalor yang diterima/dilakukan sistem
w =+ jika sistem menerima kerja
w = – jika sistem melakukan kerja
Sebelum kita lanjutkan, pahami dulu satuan satuan yang digunakan dalam termokimia:
1 kJ = 1000 J
1 Kalori = 4,184 J
1 kKal = 1000 Kal
1 Liter atm = 10,12 Joule
Berdasarkan interaksinya dengan lingkungan, Sistem dibedakan menjadi 3 macam:
1. Sistem Terbuka. Memungkinkan terjadinya perpindahan energi dan Zat antara sistem dengan lingkungan.
2. Sistem Tertutup. Memungkinkan terjadinya perpindahan energi tetapi, tidak dapat terjadi pertukaran materi antara sistem dan lingkungan
3. Sistem terisolasi. Tidak memungkinkan terjadinya perpindahan energi dan Zat antara sistem dengan lingkungan.
C. Entalpi dan Perubahan Entalpi
Entalpi adalah Jumlah energi yang dimiliki suatu zat dalam segala bentuk. Dilambangkan dengan “H” (berasal dari kata Heat yang berarti Panas). Entalpi suatu zat tidak bisa diukur besarannya, tetapi hanya perubahan entalpinya saja (ΔH) yang dapat diukur.
Perubahan Entalpi diperoleh dari selisih entalpi produk dengan entalpi reaktan.
ΔH = H(produk) – H(reaktan)
Perubahan entalpi zat sama dengan harga kalor reaksinyaΔH = q
Dalam hal tanda positif atau negatif harus diperhatikan. Jika Jika sistem melepaskan kalor, dapat dituliskan ΔH = -q. Sebaliknya, jika sistem menyerap kalor, dapat dituliskan ΔH = q.
D. Jenis-Jenis Reaksi Termokimia
1. Reaksi Eksoterm
Reaksi eksoterm adalah reaksi yang disertai perpindahan kalor dari Sistem ke Lingkungan. Pada reaksi eksoterm ditandai dengan pelepasan energi dan saat terjadi reaksi ditandai dengan suhu sistem yang naik.
Sistem melepaskan kalor ke lingkungan karena adanya kenaikan suhu.
ΔH = H(produk) – H(reaktan)
Maksdunya yaitu:Hp adalah Entalpi produk
Hr adalah Entalpi reaktan/ pereaksi
Dengan ketentuan: Hp < Hr dan ΔH < 0
Reaksi eksoterm ini berharga NEGATIF.
2. Reaksi Endoterm
Reaksi endoterm adalah reaksi yang disertai perpindahan kalor dari Lingkungan ke Sistem. Pada reaksi eksoterm ditandai dengan penyerapan energi dan saat terjadi reaksi ditandati dengan suhu sistem yang turun.
Sistem menyerap kalor oleh sistem karena adanya penurunan suhu.
ΔH = H(produk) – H(reaktan)
Dengan ketentuan Hp > Hr dan ΔH > 0Reaksi Endoterm ini berharga POSITIF.
E. Perubahan Entalpi Standar (∆H )
Berikut macam-macam perubahan entalpi standar:
1. Perubahan entalpi pembentukan (formation) standar (∆H f)
Yakni perubahan entalpi yang terjadi pada pembentukan 1 mol senyawa dari unsur-unsurnya, yang diukur pada keadaan standar.
Contoh :
K(s) + Mn(s) + 2O (g) → KMnO ∆H f = – 813 kJ/mol
Ag(s) + ½ Cl (g) → AgCl (s) ∆H f = – 127 kJ/mol
2. Perubahan entalpi penguraian (deformation) standar (∆H d)
Yakni perubahan entalpi yang terjadi pada penguraian 1 mol senyawa menjadi unsur-unsurnya dan diukur pada keadaan standar
Contoh :
AgCl (s) → Ag(s) + ½ Cl (g) ∆H f = + 127 kJ/mol
KMnO → K(s) + Mn(s) + 2O (g) ∆H f = + 813 kJ/mol
3. Perubahan entalpi pembakaran (combussion) standar (∆H C)
Yakni perubahan entalpi yang terjadi pada pembakaran 1 mol unsur atau senyawa diukur pada keadaan standar. Reaksi pembakaran selalau membutuhkan oksigen (O ) untuk bereaksi dan reaksi bersifat eksoterm (melepas panas), walaupun biasanya reaksi pembakaran juga membutuhkan panas/ api. Namun jumlah energi yang dihasilkan lebih besar dari energi yang dibutuhkan untuk pembakaran.
Contoh :
CH (g) + O (g) → CO (g) + 2H O(g) ∆H C = – 889,5 kJ
C H (g) + O (g) → 2CO (g) + H O(g) ∆H C = – 129,9 kJ
4. Perubahan entalpi netralisasi (∆H N)
Yakni perubahan entalpi yang terjadi saat asam dengan basa bereaksi tiap mol asam atau basa.
Contoh : NaOH(aq) + HCl(aq) → NaCl(aq) + H O(l) ∆H N = – 57,1 kJ
F. Penentuan Perubahan ΔH Reaksi
1. Berdasarkan eksperimen / percobaan
Salah satu cara yang digunakan untuk mengukur perubahan entalpi reaksi adalah dengan kalorimetri, yaitu proses pengukuran jumlah panas dari sistem reaksi menggunakan kalorimeter.
Prinsip kerja dari kalorimeter ini menggunakan Azas Black, yaitu jumlah kalor yang dilepas suatu benda sama dengan jumlah kalor yang diterima oleh benda lain, atau q dilepas = q diterima. Adapun besarnya transfer kalor tersebut tergantung pada faktor-faktor berikut.
a. jumlah zat
b. kalor jenis zat
c. perubahan suhu
d. kapasitas kalor dari kalorimeter.
Rumus yang digunakan untuk menghitung jumlah kalor bila kalor dari kalorimeter diabaikan adalah sebagai berikut.
q = m x c x ΔT
q = (m x c x ΔT) + (C x ΔT)
Keterangan :q = kalor reaksi (J)
m = massa zat( g)
c = kalor jenis zat (J/g o C atau J/gK)
ΔT = perubahan suhu ( o C atau K)
C = kapasitas kalor zat (J/ o C atau J/K)
Perlu diketahui juga, yang dimaksud dengan kalor jenis (c) adalah jumlah kalor yang dibutuhkan untuk menaikkan suhu 1 gram zat sebesar 1 o C sedangkan kapasitas kalor adalah jumlah kalor yang dibutuhkan untuk menaikkan suhu suatu zat sebesar 1 o C atau 1.
2. Berdasarkan Hukum Hess
Tidak semua reaksi kimia berlangsung dalam satu tahap, contohnya reaksi pembuatan belerang (baik melalui proses kontak maupun kamar timbal) dan reaksi pembuatan besi dari biji besi. Namun, menurut Hess (1840) berapa pun tahap reaksinya, jika bahan awal dan hasil akhirnya sama, akan memberikan perubahan entalpi yang sama. Perhatikan contoh berikut.
Contoh :
Reaksi langsung:
S(s) + 3/2 O 2 (g) → SO3 (g) ΔH = - 395,72 kJ
Reaksi tak langsung, 2 tahap:
S(s) + O2 (g) → SO 2 (g) ΔH = -296,81 kJ
SO 2 (g) + ½ O2 (g) → SO 3 (g) ΔH = - 98,96 kJ
Bila dijumlahkan:
S(s) + 3/2 O 2 (g) → SO3 (g) ΔH = -395,72 kJ
Persamaan reaksi tersebut dapat dinyatakan dalam diagram tingkat energi atau diagram siklus, seperti pada gambar :
Diagram di atas juga dapat digambarkan sebagai berikut.
3. Berdasarkan Entalpi Pembentukan Standar
Data dari entalpi pembentukan standar dapat juga digunakan untuk menghitung H reaksi (ΔHR ). Zat-zat pereaksi mengurai membentuk unsur-unsurnya, kemudian unsur-unsur hasil uraian tersebut membentuk zat baru. Rumus yang digunakan adalah :
ΔH R = Σ ΔH f hasil reaksi – Σ ΔH f pereaksi
Perhatikan contoh perhitungan berikut.
Contoh Soal :
CH 4 (g) + 2O 2 (g) → CO 2 (g) + 2 H 2 O( l ) ΔH = - 802 kJ.
Berdasarkan entalpi pembentukan standar, hitunglah ΔH f CH 4 (g).
Jawaban :
ΔH R = [1 ΔH f CO 2 + 2 ΔH f H 2 O] – [ ΔH f CH 4 + 3 ΔH f O 2 )
- 802 kJ = [1(- 393,51) + 2 (-285,83)] – [ ΔH f CH 4 + 3 . 0] kJ
- 802 kJ = [- 393,51 + (-571,66)] kJ – [ ΔH f CH 4 ] kJ
ΔH f CH 4 = - 163,17 kJ
Jadi, entalpi pembentukannya adalah - 163,17 kJ.
Contoh Soal :
Tentukan entalpi pembakaran dari H 2 S (g), bila entalpi pembentukan H 2 S, H 2 O, dan SO 2 , berturut-turut = 20,6 kJ/mol; - 241,81 kJ/mol; dan – 296,81 kJ/mol.
Pembahasan :
Reaksi pembakaran H 2 S adalah :
H 2 S(g) + ½ O 2 (g) → H 2 O(g) + SO2 (g)
ΔH R = [ΔH f H 2 O(g) + ΔH f SO2 (g)] – [ΔH f H 2 S + ΔH f O 2 ]
= [- 241,81 + (- 296,81)] kJ – [(-20,6) + 0] kJ
= 518,02 kJ
Jadi, entalpi pembakarannya adalah 518,02 kJ
4. Berdasarkan Energi Ikatan
Energi ikatan adalah energi yang digunakan untuk memutuskan ikatan kimia dari 1 mol senyawa yang berbentuk gas menjadi atom-atom gas pada keadaan standar. Misalnya untuk memutuskan ikatan 1 mol oksigen diperlukan energi sebesar 498,3 kJ/mol. Artinya, energi ikatan 0= 0 dalam molekul O 2 = 498,3 kJ. Reaksi penguraiannya adalah sebagai berikut.
O 2 (g) → O(g) + O(g) ΔH= 498,3 kJ
Energi ikatan juga disebut sebagai energi disosiasi, yang dilambangkan dengan D. Semakin banyak jumlah ikatan antar atom atau jumlah pasangan terikat dari suatu atom, maka nilai energi ikatan semakin besar dan ikatan antar atom juga semakin kuat. Sebagai contoh ikatan dari atom-atom berikut.
C - C = 345
C = C 611 kJ/mol,
C º C = 837 kJ/mol
Tabel Energi Ikatan Beberapa Atom
Perhitungan H reaksi berdasarkan energi ikatan dan reaksi kimia antar molekul (bukan antar unsur) merupakan reaksi yang berlangsung dua tahap, yaitu:
1. Tahap pemutusan ikatan dari zat-zat pereaksi. Dalam hal ini diperlukan kalor (ingat definisi dari Energi Ikatan).
2. Tahap pembentukan ikatan, merupakan pelepasan kalor dan terdapat pada zat hasil reaksi.
Contoh Soal :
Hitunglah entalpi pembakaran metanol menjadi formaldehid dengan reaksi berikut.
CH 3 OH(g) + ½ O 2 (g) → HCHO(g) + H 2 O(g)
Diketahui energi ikatan rata-rata dari C–H = 415 kJ; C–O = 356 kJ; O–H = 463 kJ; O=O = 498, 3 kJ; dan C=O = 724 kJ.
Pembahasan :
Untuk mempermudah menghitungnya, tuliskan dulu rumus strukturnya, menjadi:
ΔH reaksi = E energi yang diputuskan - E energi ikat yang dibentuk.
Energi ikatan yang diputuskan (kJ)
Energi ikatan yang dibentuk (kJ)
3 C-H = 3 x 415 =1.245
2 C-H = 2 x 415 = 830
1 C-O = 1 x 356 = 356
1 C=O = 1 x 724 = 724
1 O- H= 1 x 463 = 463
2 O-H = 2 x 463 = 926
½ O-O = ½ x 498 = 249
Jumlah = 2.313 Jumlah = 2.480
ΔH = 2313 - 2480 kJ = - 167 kJ
Jadi entalpi pembakaran metanol adalah - 167 kJ.
Sumber :
http://websains.com/termokimia-lengkap
http://perpustakaancyber.blogspot.co.id/2013/06/cara-menentukan-dan-menghitung-perubahan-entalpi.html?m=1
Tidak ada komentar:
Posting Komentar