Reaksi kimia merupakan proses pemutusan dan
pembentukan ikatan. Proses ini selalu disertai perubahan energi. Energi yang dibutuhkan
untuk memutuskan ikatan kimia, sehingga membentuk radikal-radikal bebas disebut
energi ikatan. Untuk molekul kompleks, energi yang dibutuhkan untuk memecah
molekul itu sehingga membentuk atom-atom bebas disebut energi atomisasi.
Harga energi atomisasi ini merupakan jumlah
energi ikatan atom-atom dalam molekul tersebut. Untuk molekul kovalen yang
terdiri dari dua atom seperti H 2, 0 2, N 2
atau HI yang mempunyai satu ikatan maka energi atomisasi sama dengan energi
ikatan Energi atomisasi suatu senyawa dapat ditentukan dengan cara pertolongan
entalpi pembentukan senyawa tersebut. Secara matematis hal tersebut dapat
dijabarkan dengan persamaan :
|
ΔH reaksi
|
=
Jml energi pemutusan ikatan
|
-
Jml energi pembentukan ikatan
|
|
=
Jml energi ikatan di kiri
|
-
Jml energi ikatan di kanan
|
Contoh:
Diketahui :
energi ikatan
C – H = 414,5 kJ/Mol
C = C = 612,4 kJ/mol
C – C = 346,9 kJ/mol
H – H = 436,8 kJ/mol
C = C = 612,4 kJ/mol
C – C = 346,9 kJ/mol
H – H = 436,8 kJ/mol
Ditanya:
ΔH reaksi = C 2 H 4 (g)
+ H 2 (g) → C 2 H 6 (g)
|
ΔH
reaksi
|
=
Jumlah energi pemutusan ikatan – Jumlah energi pembentukan ikatan
|
|
=
(4(C-H) + (C=C) + (H-H)) – (6(C-H) + (C-C))
= ((C=C) + (H-H)) – (2(C-H) + (C-C)) = (612.4 + 436.8) – (2 x 414.5 + 346.9) = – 126,7 kJ |
Perubahan Entalpi Berdasarkan Energi Ikatan
Energi ikatan didefinisikan sebagai energi
yang diperlukan untuk memutuskan 1 mol ikatan dari suatu molekul dalam wujud
gas. Energi ikatan dinyatakan dalam kilojoule per mol (kJ mol -1 )
Energi berbagai ikatan diberikan pada tabel
1.
Tabel 1. Harga Energi ikatan berbagai molekul
(kJ/mol)
Perubahan
Entalpi
Berdasarkan Entalpi Pembentukan
Kalor suatu reaksi dapat juga ditentukan dari
data entalpi
pembentukan
zat pereaksi dan produknya. Dalam hal ini, zat pereaksi dianggap terlebih
dahulu terurai menjadi unsur-unsurnya, kemudian unsur-unsur itu bereaksi
membentuk zat produk. Secara umum untuk reaksi:
m AB + n CD —–> p AD + q CB
ΔH 0 = jumlah ΔH 0 f
(produk) - jumlah ΔH 0 f (pereaksi)
Perubahan Entalpi Berdasarkan Hukum Hess
Banyak reaksi yang dapat berlangsung secara
bertahap. Misalnya pembakaran karbon atau grafit. Jika karbon dibakar dengan
oksigen berlebihan terbentuk karbon dioksida menurut persamaan reaksi:
C(s) + O2 (g) —–> CO2 (g) Δ H = – 394 kJ
Reaksi diatas dapat berlangsung melalui dua
tahap. Mula-mula karbon dibakar dengan oksigen yang terbatas sehingga membentuk
karbon monoksida. Selanjutnya, karbon monoksida itu dibakar lagi untuk
membentuk karbon dioksida. Persamaan
termokimia
untuk kedua reaksi tersebut adalah:
C (s) + ½ O2 (g) —–> CO (g)
ΔH = – 111 kJ
CO (g) + ½ O2 (g) —–> CO2 (g)
Δ H = – 283 kJ
Jika kedua tahap diatas dijumlahkan, maka
diperoleh:
C (s) + ½ O2 (g) —–> CO (g)
ΔH = – 111 kJ
CO (g) + ½ O2 (g) —–> CO2 (g)
ΔH = – 283 kJ
————————————————————————- +
C(s) + O2 (g) —–> CO2 (g) ΔH = – 394 kJ
Penentuan Perubahan Entalpi Dan Hukum Hess
PENENTUAN PERUBAHAN ENTALPI
Untuk menentukan perubahan
entalpi
pada suatu reaksi kimia biasanya digunakan alat seperti kalorimeter, termometer
dan sebagainya yang mungkin lebih sensitif.
Perhitungan : ΔH reaksi = Jumlah ΔH f
o produk – Jumlah ΔH f o reaktan
HUKUM HESS
“Jumlah panas yang dibutuhkan atau dilepaskan
pada suatu reaksi kimia tidak tergantung pada jalannya reaksi tetapi ditentukan
oleh keadaan awal dan akhir.”
Contoh:
|
C(s)
+ O 2 (g)
|
→
CO 2 (g)
|
;
ΔH = x kJ
|
→
1 tahap
|
|
C(s)
+ 1/2 0 2 (g)
|
→
CO(g)
|
;
ΔH = y kJ
|
→
2 tahap
|
|
CO(g)
+ 1/2 O 2 (g)
|
→
CO 2 (g)
|
;
ΔH = z kJ
|
|
|
————————————————————
+
|
|||
|
C(s)
+ O 2 (g)
|
→
CO 2 (g)
|
;
ΔH = y + z kJ
|
|
Menurut Hukum Hess : x = y + z
Perubahan entalpi dengan Kalorimetri
Pengukuran
perubahan energi dalam reaksi kimia
Perubahan
energi dalam reaksi kimia selalu dapat dibuat sebagai panas, sebab itu lebih
tepat bila istilahnya disebut panas reaksi. Alat yang dipakai untuk mengukur
panas reaksi disebut kalorimeter (sebetulnya kalori meter, walaupun diketahui
sekarang panas lebih sering dinyatakan dalam joule daripada kalori). Ada
beberapa macam bentuk dari alat ini, salah satu dinamakan Kalorimeter Bomb yang
diperlihatkan pada gambar diatas. Kalorimeter semacam ini biasanya dipakai
untuk mempelajari reaksi eksotermik, yang tak akan berjalan bila tidak
dipanaskan, misalnya reaksi pembakaran dari CH 4 dengan O 2
atau reaksi antara H 2 dan O 2 . Alatnya terdiri dari
wadah yang terbuat dari baja yang kuat (bombnya) dimana pereaksi ditempatkan.
Bomb tersebut dimasukkan pada bak yang berisolasi dan diberi pengaduk serta
termometer. Suhu mula-mula dari bak diukur kemudian reaksi dijalankan dengan
cara menyalakan pemanas kawat kecil yang berada di dalam bomb. Panas yang
dikeluarkan oleh reaksi diabsorpsi oleh bomb dan bak menyebabkan temperatur
alat naik. Dari perubahan suhu dan kapasitas panas alat yang telah diukur maka
jumlah panas yang diberikan oleh reaksi dapat dihitung.
Kapasitas Panas dan Panas Spesifik
Sifat-sifat
air yang memberikan definisi asal dari kalori adalah banyaknya perubahan
temperatur yang dialami air waktu mengambil atau melepaskan sejumlah panas.
Istilah umum untuk sifat ini disebut kapasitas panas yang didefinisikan sebagai
jumlah panas yang diperlukan untuk mengubah temperatur suatu benda sebesar 1
0 C.
Kapasitas
panas bersifat ekstensif yang berarti bahwa jumlahnya tergantung dari besar
sampel. Misalnya untuk menaikkan suhu 1 g air sebesar 1 0 C
diperlukan 4,18 J (1 kal), tapi untuk menaikkan suhu 100 g air sebesar 1 0
C diperlukan energi 100 kali lebih banyak yaitu 418 J. Sehingga 1 g sampel
mempunyai kapasitas panas sebesar 4,18 J/ 0 C sedangkan 100 g sampel
418J/ 0 C.
Sifat
intensif berhubungan dengan kapasitas panas adalah kalor jenis (panas spesifik)
yang didefinisikan sebagai jumlah panas yang diperlukan untuk menaikkan suhu 1
g zat sebesar 1 0 C. Untuk air, panas spesifiknya adalah 4,18
Jg-1C-1. Kebanyakan zat mempunyai panas spesifik yang lebih kecil dari air.
Misalnya besi, panas spesifiknya hanya
0,452 J g -1 0 C -1 . Berarti lebih sedikit panas
diperlukan untuk memanaskan besi 1 g sebesar 1 0
C daripada air atau juga dapat diartikan bahwa jumlah panas yang akan menaikkan
suhu 1 g besi lebih besar dari pada menaikkan suhu 1 g air.
Besarnya
panas spesifik untuk air disebabkan karena adanya sedikit pengaruh dari laut
terhadap cuaca. Pada musim dingin air laut lebih lambat menjadi dingin dari
daratan sehingga udara yang bergerak dari laut ke darat lebih panas daripada
udara dari darat ke laut. Demikian juga dalam musim panas, air laut lebih
lambat menjadi panas daripada daratan.
Rumus
:
q =
m.c. Δ’t
Keterangan
:
q =
jumlah kalor (Joule)
m =
massa zat (gram)
Δt
= perubahan suhu t akhir - t awal )
c =
kalor jenis
Kalorimetri
Kalorimetri
Perubahan Entalpi
Entalpi = H = Kalor reaksi pada tekanan tetap
= Qp
Perubahan entalpi adalah perubahan energi yang menyertai peristiwa perubahan kimia pada tekanan tetap.
Perubahan entalpi adalah perubahan energi yang menyertai peristiwa perubahan kimia pada tekanan tetap.
|
a.
|
Pemutusan
ikatan membutuhkan energi (= endoterm)
Contoh: H 2 → 2H – a kJ ; DH= +akJ |
|
b.
|
Pembentukan
ikatan memberikan energi (= eksoterm)
Contoh: 2H → H 2 + a kJ ; DH = -a kJ |
Istilah yang digunakan pada
perubahan entalpi :
|
1.
|
Entalpi
Pembentakan Standar ( DHf ):
DH untak membentuk 1 mol persenyawaan langsung dari unsur-unsurnya yang diukur pada 298 K dan tekanan 1 atm.
Contoh: H 2 (g) + 1/2
O 2 (g) → H 2 0 (l) ; DHf = -285.85 kJ
|
|
2.
|
Entalpi
Penguraian:
DH dari penguraian 1 mol persenyawaan langsung menjadi unsur-unsurnya (= Kebalikan dari DH pembentukan).
Contoh: H 2 O (l) → H
2 (g) + 1/2 O 2 (g) ; DH = +285.85 kJ
|
|
3.
|
Entalpi
Pembakaran
Standar ( DHc ):
DH untuk membakar 1 mol persenyawaan dengan O 2 dari udara yang diukur pada 298 K dan tekanan 1 atm.
Contoh: CH 4 (g) + 2O
2 (g) → CO 2 (g) + 2H 2 O(l) ; DHc = -802 kJ
|
|
4.
|
Entalpi
Reaksi:
DH dari suatu persamaan reaksi di mana zat-zat yang terdapat dalam persamaan reaksi dinyatakan dalam satuan mol dan koefisien-koefisien persamaan reaksi bulat sederhana.
Contoh: 2Al + 3H 2 SO
4 → Al 2 (SO 4 ) 3 + 3H 2
; DH = -1468 kJ
|
|
5.
|
Entalpi
Netralisasi:
DH yang dihasilkan (selalu eksoterm) pada reaksi penetralan asam atau basa.
Contoh: NaOH(aq) + HCl(aq) →
NaCl(aq) + H 2 O(l) ; DH = -890.4 kJ/mol
|
|
6.
|
Hukum
Lavoisier-Laplace
“Jumlah kalor yang dilepaskan pada pembentukan 1 mol zat dari unsur-unsurya = jumlah kalor yang diperlukan untuk menguraikan zat tersebut menjadi unsur-unsur pembentuknya.” Artinya : Apabila reaksi dibalik maka tanda kalor yang terbentuk juga dibalik dari positif menjadi negatif atau sebaliknya
Contoh:
N 2 (g) + 3H 2 (g) → 2NH 3 (g) ; DH = – 112 kJ 2NH 3 (g) → N 2 (g) + 3H 2 (g) ; DH = + 112 kJ |
Entalpi
Pembentukan,Pembakaran dan Penguraian
Data termokimia pada umumnya ditetapkan pada
suhu 25 0 C dan tekanan 1 atm yang selanjutnya disebut kondisi
standar . Perubahan entalpi yang diukur pada suhu 25 0 C dan
tekanan 1 atm disebut perubahan entalpi standar dan dinyatakan dengan lambang Δ
H 0 atau ΔH298. Sedangkan perubahan entalpi yang pengukurannya tidak
merujuk kondisi pengukurannya dinyatakan dengan lambang ΔH saja.
Entalpi molar adalah perubahan entalpi reaksi
yang dikaitkan dengan kuantitas zat yang terlibat dalam reaksi. Dalam
termokimia dikenal berbagai macam entalpi molar, seperti entalpi pembentukan,
entalpi penguraian, dan entalpi pembakaran.
Entalpi Pembentukan
Ada suatu macam persamaan
termokimia
yang penting yang berhubungan dengan pembentukan satu mol senyawa dari
unsurunsurnya. Perubahan
entalpi
yang berhubungan dengan reaksi ini disebut panas pembentukan atau entalpi
pembentukan
yang diberi simbol ΔH f . Misalnya persamaan termokimia untuk
pembentukan air dan uap air pada 100 0 C dan 1 atm masing-masing.
Bagaimana dapat kita gunakan persamaan ini
untuk mendapatkan panas penguapan dari air? Yang jelas persamaan (1) harus kita
balik, lalu dijumlahkan dengan persamaan (2). Jangan lupa untuk mengubah tanda
ΔH. (Jika pembentukan H 2 O (l) eksoterm, seperti dicerminkan oleh
ΔH f yang negatif, proses kebalikannya haruslah endoterm) yang
berarti eksoterm menjadi positif yang berarti menjadi endoterm.
Entalpi
Pembakaran
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 apabila karbon (c) terbakar
menjadi CO2, hidrogen (H) terbakar menjadi H2O, belerang (S) terbakar menjadi
SO2.
Perubahan
entalpi
pada pembakaran sempurna 1 mol suatu zat yang diukur pada 298 K, 1 atm disebut entalpi
pembakaran standar (standard enthalpy of combustion), yang dinyatakan
dengan Δ Hc 0 . Entalpi pembakaran juga dinyatakan dalam kJ
mol -1 .
Harga entalpi pembakaran dari berbagai zat
pada 298 K, 1 atm diberikan pada tabel 3 berikut.
Tabel 3 . Entalpi Pembakaran dari
berbagai zat pada 298 K, 1 atm
Pembakaran bensin adalah suatu proses
eksoterm. Apabila bensin dianggap terdiri atas isooktana, C8H18 (salah satu
komponen bensin) tentukanlah jumlah kalor yang dibebaskan pada pembakaran 1
liter bensin. Diketahui entalpi pembakaran isooktana = -5460 kJ mol -1
dan massa jenis isooktan = 0,7 kg L -1 (H = 1; C =12).
Jawab:
Entalpi pembakaran isooktana yaitu – 5460 kJ mol -1 . Massa 1 liter bensin = 1 liter x 0,7 kg L-1 = 0,7 kg = 700 gram . Mol isooktana = 700 gram/114 gram mol -1 = 6,14 mol. Jadi kalor yang dibebaskan pada pembakaran 1 liter bensin adalah: 6,14 mol x 5460 kJ mol -1 = 33524,4 kJ.
Entalpi pembakaran isooktana yaitu – 5460 kJ mol -1 . Massa 1 liter bensin = 1 liter x 0,7 kg L-1 = 0,7 kg = 700 gram . Mol isooktana = 700 gram/114 gram mol -1 = 6,14 mol. Jadi kalor yang dibebaskan pada pembakaran 1 liter bensin adalah: 6,14 mol x 5460 kJ mol -1 = 33524,4 kJ.
Pembakaran
Sempurna dan Tidak Sempurna
Pembakaran bahan bakar dalam mesin kendaraan
atau dalam industri tidak terbakar sempurna. Pembakaran sempurna senyawa hidro karbon (bahan bakar fosil)
membentuk karbon dioksida dan uap air. Sedangkan pembakaran tak sempurna
membentuk karbon monoksida dan uap air. Misalnya:
a. Pembakaran sempurna isooktana:
C8H18 (l) +12 ½ O2 (g) –> 8 CO2 (g) + 9
H2O (g) ΔH = -5460 kJ
b. Pembakaran tak sempurna isooktana:
C8H18 (l) + 8 ½ O2 (g) -> 8 CO (g) + 9 H2O
(g) ΔH = -2924,4 kJ
Dampak Pembakaran tak Sempurna
Sebagaimana terlihat pada contoh di atas,
pembakaran tak sempurna menghasilkan lebih sedikit kalor. Jadi, pembakaran tak
sempurna mengurangi efisiensi bahan bakar. kerugian lain dari pembakaran tak
sempurna adalah dihasilkannya gas karbon monoksida (CO), yang bersifat racun.
Oleh karena itu, pembakaran tak sempurna akan mencemari udara.
Entalpi Penguraian
Reaksi penguraian adalah kebalikan dari
reaksi pembentukan. Oleh karena itu, sesuai dengan azas kekekalan energi, nilai
entalpi penguraian sama dengan entalpi pembentukannya, tetapi tandanya
berlawanan.
Contoh:
Diketahui Δ Hf 0 H2O (l) =
-286 kJ mol -1, maka entalpi penguraian H2O (l) menjadi gas hidrogen dan gas
oksigen adalah + 286 kJ mol -1
H2O (l) ——> H2 (g) + ½ O2 (g) ΔH = + 286
kJ
Panas Reaksi dan Termokimia
Hubungan sistem dengan lingkungan
Pelajaran mengenai panas reaksi dinamakan
termokimia yang merupakan bagian dari cabang ilmu pengetahuan yang lebih besar
yaitu termodinamika. Sebelum pembicaraan mengenai prisip termokimia ini kita
lanjutkan, akan dibuat dulu definisi dari beberapa istilah. Salah satu dari
istilah yang akan dipakai adalah sistim. Sistim adalah sebagian dari alam
semesta yang sedang kita pelajari. Mungkin saja misalnya suatu reaksi kimia
yang terjadi dalam suatu gelas kimia. Di luar sistim adalah lingkungan. Dalam
menerangkan suatu sistim, kita harus memperinci sifat-sifatnya secara tepat.
Diberikan suhunya, tekanan, jumlah mol dari tiap zat dan berupa cairan, padat
atau gas. Setelah semua variabel ini ditentukan berarti semua sifat-sifat
sistim sudah pasti, berarti kita telah menggambarkan keadaan dari sistim.
Bila perubahan terjadi pada sebuah sistim
maka dikatakan bahwa sistim bergerak dari keadaan satu ke keadaan yang lain.
Bila sistim diisolasi dari lingkungan sehingga tak ada panas yang dapat
mengalir maka perubahan yang terjadi di dalam sistim adalah perubahan
adiabatik. Selama ada perubahan adiabatik, maka suhu dari sistim akan
menggeser, bila reaksinya eksotermik akan naik sedangkan bila reaksinya
endotermik akan turun. Bila sistim tak diisolasi dari lingkungannya, maka panas
akan mengalir antara keduanya, maka bila terjadi reaksi, suhu dari sistim dapat
dibuat tetap. Perubahan yang terjadi pada temperatur tetap dinamakan perubahan
isotermik. Telah dikatakan, bila terjadi reaksi eksotermik atau endotermik maka
pada zat-zat kimia yang terlibat akan terjadi perubahan energi potensial. Panas
reaksi yang kita ukur akan sama dengan perubahan energi potensial ini. Mulai
sekarang kita akan menggunakan perubahan ini dalam beberapa kuantitas sehingga
perlu ditegakkan beberapa peraturan untuk menyatakan perubahan secara umum.
Simbol Δ (huruf Yunani untuk delta) umumnya
dipakai untuk menyatakan perubahan kuantitas. Misalnya perubahan suhu dapat
ditulis dengan ΔT, dimana T menunjukkan temperatur. Dalam praktek biasanya
dalam menunjukkan perubahan adalah dengan cara mengurangi temperatur akhir
dengan temperatur mula-mula.
ΔT = T akhir – T mula-mula
Demikian juga, perubahan energi potensial
(Ep) Δ(E.P) = EP akhir – EP
awal
Dari definisi ini didapat suatu kesepakatan
dalam tanda aljabar untuk perubahan eksoterm dan endoterm. Dalam perubahan
eksotermik, energi potensial dari hasil reaksi lebih rendah dari energi
potensial pereaksi berarti EP akhir lebih rendah dari EP
mula-mula . Sehingga harga ÷EP mempunyai harga negatif. Kebalikannya
dengan reaksi endoterm, dimana harga ÷EP adalah positif.
Reaksi Eksoterm dan Endoterm
Peristiwa endoterm (kanan) dan eksoterm
(kiri)
Reaksi Eksoterm
Pada reaksi eksoterm terjadi perpindahan
kalor dari sistem ke lingkungan atau pada reaksi tersebut dikeluarkan panas.
Pada reaksi eksoterm harga ΔH = negatif ( – )
Contoh :
C(s) + O 2 (g) → CO 2
(g) + 393.5 kJ ;
ΔH = -393.5 kJ
Reaksi Endoterm
Pada reaksi terjadi perpindahan kalor dari
lingkungan ke sistem atau pada reaksi tersebut dibutuhkan panas. Pada reaksi
endoterm harga ΔH = positif ( + )
Contoh :
CaCO 3(s) → CaO (s) +
CO 2(g) - 178.5 kJ ; ΔH = +178.5 kJ
Proses eksoterm dan proses endoterm
Definisi Termokimia
Termokimia dapat
didefinisikan sebagai bagian ilmu kimia yang mempelajari dinamika atau
perubahan reaksi kimia dengan mengamati panas/termal nya saja. Salah satu
terapan ilmu ini dalam kehidupan sehari-hari ialah reaksi kimia dalam tubuh
kita dimana produksi dari energi-energi yang dibutuhkan atau dikeluarkan untuk
semua tugas yang kita lakukan. Pembakaran dari bahan bakar seperti minyak dan
batu bara dipakai untuk pembangkit listrik. Bensin yang dibakar dalam mesin
mobil akan menghasilkan kekuatan yang menyebabkan mobil berjalan. Bila kita
mempunyai kompor gas berarti kita membakar gas metan (komponen utama dari gas
alam) yang menghasilkan panas untuk m emas ak. Dan melalui urutan
reaksi yang disebut metabolisme, makanan yang dimakan akan menghasilkan energi
yang kita perlukan untuk tubuh agar berfungsi.
Hampir semua reaksi kimia selalu ada energi
yang diambil atau dikeluarkan. Mari kita periksa terjadinya hal ini dan
bagaimana kita mengetahui adanya perubahan energi.
Peristiwa termokimia
Misalkan kita akan melakukan reaksi kimia
dalam suatu tempat tertutup sehingga tak ada panas yang dapat keluar atau masuk
kedalam campuran reaksi tersebut. Atau reaksi dilakukan sedemikian rupa
sehingga energi total tetap sama. Juga misalkan energi potensial dari hasil
reaksi lebih rendah dari energi potensial pereaksi sehingga waktu reaksi
terjadi ada penurunan energi potensial. Tetapi energi ini tak dapat hilang
begitu saja karena energi total (kinetik dan potensial) harus tetap konstan.
Sebab itu, bila energi potensialnya turun, maka energi kinetiknya harus naik
berarti energi potensial berubah menjadi energi kinetik. Penambahan jumlah
energi kinetik akan menyebabkan harga rata-rata energi kinetik dari
molekulmolekul naik, yang kita lihat sebagai kenaikan temperatur dari campuran
reaksi. Campuran reaksi menjadi panas.
Kebanyakan reaksi kimia tidaklah tertutup
dari dunia luar. Bila campuran reaksi menjadi panas seperti digambarkan
dibawah, panas dapat mengalir ke sekelilingnya. Setiap perubahan yang dapat
melepaskan energi ke sekelilingnya seperti ini disebut perubahan eksoterm.
Perhatikan bahwa bila terjadi reaksi eksoterm, temperatur dari campuran reaksi
akan naik dan energi potensial dari zat-zat kimia yang bersangkutan akan turun.
Kadang-kadang perubahan kimia terjadi dimana
ada kenaikan energi potensial dari zat-zat bersangkutan. Bila hal ini terjadi,
maka energi kinetiknya akan turun sehingga temperaturnya juga turun. Bila
sistem tidak tertutup di sekelilingnya, panas dapat mengalir ke campuran reaksi
dan perubahannya disebut perubahan endoterm. Perhatikan bahwa bila terjadi
suatu reaksi endoterm, temperatur dari campuran reaksi akan turun dan energi
potensial dari zat-zat yang ikut dalam reaksi akan naik.
Peristiwa kebakaran menghasilkan panas
Pengukuran Energi Dalam
Reaksi Kimia
Satuan internasional standar untuk energi
yaitu Joule (J) diturunkan dari energi kinetik. Satu joule = 1 kgm 2
/s 2 . Setara dengan jumlah energi yang dipunyai suatu benda dengan
massa 2 kg dan kecepatan 1 m/detik (bila dalam satuan Inggris, benda dengan
massa 4,4 lb dan kecepatan 197 ft/menit atau 2,2 mile/jam).
1 J = 1 kg m 2 /s 2
Satuan energi yang lebih kecil yang dipakai
dalam fisika disebut erg yang harganya = 1×10 -7 J. Dalam mengacu
pada energi yang terlibat dalam reaksi antara pereaksi dengan ukuran molekul
biasanya digantikan satuan yang lebih besar yaitu kilojoule (kJ). Satu
kilojoule = 1000 joule (1 kJ = 1000J).
Semua bentuk energi dapat diubah
keseluruhannya ke panas dan bila seorang ahli kimia mengukur energi, biasanya
dalam bentuk kalor. Cara yang biasa digunakan untuk menyatakan panas disebut
kalori (singkatan kal). Definisinya berasal dari pengaruh panas pada suhu
benda. Mula-mula kalori didefinisikan sebagai jumlah panas yang diperlukan
untuk menaikkan temperatur 1 gram air dengan suhu asal 15 0 C
sebesar 1 0 C. Kilokalori (kkal) seperti juga kilojoule merupakan
satuan yang lebih sesuai untuk menyatakan perubahan energi dalam reaksi kimia.
Satuan kilokalori juga digunakan untuk menyatakan energi yang terdapat dalam
makanan.
Dengan diterimanya SI, sekarang juga joule
(atau kilojoule) lebih disukai dan kalori didefinisi ulang dalam satuan SI.
Sekarang kalori dan kilokalori didefinisikan secara eksak sebagai berikut :
1 kal = 4,184 J
1 kkal = 4,184 kJ
Perubahan Entalpi
Entalpi = H = Kalor reaksi pada tekanan tetap
= Qp
Perubahan entalpi adalah perubahan energi yang menyertai peristiwa perubahan kimia pada tekanan tetap.
Perubahan entalpi adalah perubahan energi yang menyertai peristiwa perubahan kimia pada tekanan tetap.
|
a.
|
Pemutusan
ikatan membutuhkan energi (= endoterm)
Contoh: H 2 → 2H – a kJ ; DH= +akJ |
|
b.
|
Pembentukan
ikatan memberikan energi (= eksoterm)
Contoh: 2H → H 2 + a kJ ; DH = -a kJ |
Istilah yang digunakan pada
perubahan entalpi :
|
1.
|
Entalpi
Pembentakan Standar ( DHf ):
DH untak membentuk 1 mol persenyawaan langsung dari unsur-unsurnya yang diukur pada 298 K dan tekanan 1 atm.
Contoh: H 2 (g) + 1/2
O 2 (g) → H 2 0 (l) ; DHf = -285.85 kJ
|
|
2.
|
Entalpi
Penguraian:
DH dari penguraian 1 mol persenyawaan langsung menjadi unsur-unsurnya (= Kebalikan dari DH pembentukan).
Contoh: H 2 O (l) → H
2 (g) + 1/2 O 2 (g) ; DH = +285.85 kJ
|
|
3.
|
Entalpi
Pembakaran
Standar ( DHc ):
DH untuk membakar 1 mol persenyawaan dengan O 2 dari udara yang diukur pada 298 K dan tekanan 1 atm.
Contoh: CH 4 (g) + 2O
2 (g) → CO 2 (g) + 2H 2 O(l) ; DHc = -802 kJ
|
|
4.
|
Entalpi
Reaksi:
DH dari suatu persamaan reaksi di mana zat-zat yang terdapat dalam persamaan reaksi dinyatakan dalam satuan mol dan koefisien-koefisien persamaan reaksi bulat sederhana.
Contoh: 2Al + 3H 2 SO
4 → Al 2 (SO 4 ) 3 + 3H 2
; DH = -1468 kJ
|
|
5.
|
Entalpi
Netralisasi:
DH yang dihasilkan (selalu eksoterm) pada reaksi penetralan asam atau basa.
Contoh: NaOH(aq) + HCl(aq) →
NaCl(aq) + H 2 O(l) ; DH = -890.4 kJ/mol
|
|
6.
|
Hukum
Lavoisier-Laplace
“Jumlah kalor yang dilepaskan pada pembentukan 1 mol zat dari unsur-unsurya = jumlah kalor yang diperlukan untuk menguraikan zat tersebut menjadi unsur-unsur pembentuknya.” Artinya : Apabila reaksi dibalik maka tanda kalor yang terbentuk juga dibalik dari positif menjadi negatif atau sebaliknya
Contoh:
N 2 (g) + 3H 2 (g) → 2NH 3 (g) ; DH = – 112 kJ 2NH 3 (g) → N 2 (g) + 3H 2 (g) ; DH = + 112 kJ |
Entalpi
Pembentukan,Pembakaran dan Penguraian
Data termokimia pada umumnya ditetapkan pada
suhu 25 0 C dan tekanan 1 atm yang selanjutnya disebut kondisi
standar . Perubahan entalpi yang diukur pada suhu 25 0 C dan
tekanan 1 atm disebut perubahan entalpi standar dan dinyatakan dengan lambang Δ
H 0 atau ΔH298. Sedangkan perubahan entalpi yang pengukurannya tidak
merujuk kondisi pengukurannya dinyatakan dengan lambang ΔH saja.
Entalpi molar adalah perubahan entalpi reaksi
yang dikaitkan dengan kuantitas zat yang terlibat dalam reaksi. Dalam
termokimia dikenal berbagai macam entalpi molar, seperti entalpi pembentukan,
entalpi penguraian, dan entalpi pembakaran.
Entalpi Pembentukan
Ada suatu macam persamaan
termokimia
yang penting yang berhubungan dengan pembentukan satu mol senyawa dari
unsurunsurnya. Perubahan
entalpi
yang berhubungan dengan reaksi ini disebut panas pembentukan atau entalpi
pembentukan
yang diberi simbol ΔH f . Misalnya persamaan termokimia untuk
pembentukan air dan uap air pada 100 0 C dan 1 atm masing-masing.
Bagaimana dapat kita gunakan persamaan ini
untuk mendapatkan panas penguapan dari air? Yang jelas persamaan (1) harus kita
balik, lalu dijumlahkan dengan persamaan (2). Jangan lupa untuk mengubah tanda
ΔH. (Jika pembentukan H 2 O (l) eksoterm, seperti dicerminkan oleh
ΔH f yang negatif, proses kebalikannya haruslah endoterm) yang
berarti eksoterm menjadi positif yang berarti menjadi endoterm.
Entalpi
Pembakaran
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 apabila karbon (c) terbakar
menjadi CO2, hidrogen (H) terbakar menjadi H2O, belerang (S) terbakar menjadi
SO2.
Perubahan
entalpi
pada pembakaran sempurna 1 mol suatu zat yang diukur pada 298 K, 1 atm disebut entalpi
pembakaran standar (standard enthalpy of combustion), yang dinyatakan
dengan Δ Hc 0 . Entalpi pembakaran juga dinyatakan dalam kJ
mol -1 .
Harga entalpi pembakaran dari berbagai zat
pada 298 K, 1 atm diberikan pada tabel 3 berikut.
Tabel 3 . Entalpi Pembakaran dari
berbagai zat pada 298 K, 1 atm
Pembakaran bensin adalah suatu proses
eksoterm. Apabila bensin dianggap terdiri atas isooktana, C8H18 (salah satu
komponen bensin) tentukanlah jumlah kalor yang dibebaskan pada pembakaran 1
liter bensin. Diketahui entalpi pembakaran isooktana = -5460 kJ mol -1
dan massa jenis isooktan = 0,7 kg L -1 (H = 1; C =12).
Jawab:
Entalpi pembakaran isooktana yaitu – 5460 kJ mol -1 . Massa 1 liter bensin = 1 liter x 0,7 kg L-1 = 0,7 kg = 700 gram . Mol isooktana = 700 gram/114 gram mol -1 = 6,14 mol. Jadi kalor yang dibebaskan pada pembakaran 1 liter bensin adalah: 6,14 mol x 5460 kJ mol -1 = 33524,4 kJ.
Entalpi pembakaran isooktana yaitu – 5460 kJ mol -1 . Massa 1 liter bensin = 1 liter x 0,7 kg L-1 = 0,7 kg = 700 gram . Mol isooktana = 700 gram/114 gram mol -1 = 6,14 mol. Jadi kalor yang dibebaskan pada pembakaran 1 liter bensin adalah: 6,14 mol x 5460 kJ mol -1 = 33524,4 kJ.
Pembakaran
Sempurna dan Tidak Sempurna
Pembakaran bahan bakar dalam mesin kendaraan
atau dalam industri tidak terbakar sempurna. Pembakaran sempurna senyawa hidro karbon (bahan bakar fosil)
membentuk karbon dioksida dan uap air. Sedangkan pembakaran tak sempurna
membentuk karbon monoksida dan uap air. Misalnya:
a. Pembakaran sempurna isooktana:
C8H18 (l) +12 ½ O2 (g) –> 8 CO2 (g) + 9
H2O (g) ΔH = -5460 kJ
b. Pembakaran tak sempurna isooktana:
C8H18 (l) + 8 ½ O2 (g) -> 8 CO (g) + 9 H2O
(g) ΔH = -2924,4 kJ
Dampak Pembakaran tak Sempurna
Sebagaimana terlihat pada contoh di atas,
pembakaran tak sempurna menghasilkan lebih sedikit kalor. Jadi, pembakaran tak
sempurna mengurangi efisiensi bahan bakar. kerugian lain dari pembakaran tak
sempurna adalah dihasilkannya gas karbon monoksida (CO), yang bersifat racun.
Oleh karena itu, pembakaran tak sempurna akan mencemari udara.
Entalpi Penguraian
Reaksi penguraian adalah kebalikan dari
reaksi pembentukan. Oleh karena itu, sesuai dengan azas kekekalan energi, nilai
entalpi penguraian sama dengan entalpi pembentukannya, tetapi tandanya
berlawanan.
Contoh:
Diketahui Δ Hf 0 H2O (l) =
-286 kJ mol -1, maka entalpi penguraian H2O (l) menjadi gas hidrogen dan gas
oksigen adalah + 286 kJ mol -1
H2O (l) ——> H2 (g) + ½ O2 (g) ΔH = + 286
kJ
Langganan:
Posting Komentar (Atom)
0 komentar:
Posting Komentar