Termokimia

TERMOKIMIA

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.

Proses eksoterm dan proses endoterm

 A. Reaksi Eksoterm dan Endoterm

 Pengertian Reaksi Eksoterm dan Endoterm

Perubahan entalpi (ΔH) positif menunjukkan bahwa dalam perubahan terdapat penyerapan kalor atau pelepasan kalor.

Reaksi kimia yang melepaskan atau mengeluarkan kalor disebut reaksi eksoterm, sedangkan reaksi kimia yang menyerap kalor disebut reaksi endoterm.

Pada reaksi endoterm, sistem menyerap energi. Oleh karena itu, entalpi sistem akan bertambah. Artinya entalpi produk (Hp) lebih besar daripada entalpi pereaksi (Hr). Akibatnya, perubahan entalpi, merupakan selisih antara entalpi produk dengan entalpi pereaksi (Hp -Hr) bertanda positif. Sehingga perubahan entalpi untuk reaksi endoterm dapat dinyatakan:

ΔH = Hp- Hr > 0 (13 )

Sebaliknya, pada reaksi eksoterm , sistem membebaskan energi, sehingga entalpi sistem akan berkurang, artinya entalpi produk lebih kecil daripada entalpi pereaksi. Oleh karena itu , perubahan entalpinya bertanda negatif. Sehingga p dapat dinyatakan sebagai berikut:

ΔH = Hp- Hr < 0 ( 14 )

Perubahan entalpi pada reaksi eksoterm dan endoterm dapat dinyatakan dengan diagram tingkat energi. 

Persamaan Termokimia

Persamaan reaksi yang mengikutsertakan perubahan entalpinya disebut persamaan termokimia. Nilai ΔH yang dituliskan pada persamaan termokimia disesuaikan dengan stokiometri reaksi. Artinya jumlah mol zat yang terlibat dalam reaksi sama dengan koefisien reaksinya.

Oleh karena entalpi reaksi juga bergantung pada wujud zat harus dinyatakan, yaitu dengan membubuhkan indeks s untuk zat padat , l untuk zat cair, dan g untuk zat gas. Perhatikan contoh berikut .           Contoh: Pada pembentukan 1a mol air dari gas hidrogen dengan gas oksigen dibebaskan 286 kJ. Kata “dibebaskan” menyatakan bahwa reaksi tergolong eksoterm. Oleh karena itu ?H = -286 kJ Untuk setiap mol air yang terbentuk. Persamaan termokimianya adalah:

H2 (g)  + 1/2 O2 (g) ——> H2O (l)                  ΔH = -286 kJ

Atau

2 H2 (g)  + O2 (g) ——> 2 H2O (l)                 ΔH = -572 kJ

(karena koefisien reaksi dikali dua, maka harga ΔH  juga harus dikali dua).

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 ) 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 ΔH0 = jumlah ΔH0 f (produk) -   jumlah ΔH0 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

	Perubahan Entalpi Entalpi = H = Kalor reaksi pada tekanan tetap = Qp Perubahan entalpi adalah perubahan energi yang menyertai peristiwa perubahan kimia pada tekanan tetap. a. Pemutusan ikatan membutuhkan energi (= endoterm) Contoh: H2 →   2H – a kJ ; DH= +akJ b. Pembentukan ikatan memberikan energi (= eksoterm) Contoh: 2H →   H2 + 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: H2(g) + 1/2 O2(g) →   H20 (l) ; DHf = -285.85 kJ 2. Entalpi Penguraian: DH dari penguraian 1 mol persenyawaan langsung menjadi unsur-unsurnya (= Kebalikan dari DH pembentukan).Contoh: H2O (l) →   H2(g) + 1/2 O2(g) ; DH = +285.85 kJ 3. Entalpi Pembakaran Standar ( DHc ): DH untuk membakar 1 mol persenyawaan dengan O2 dari udara yang diukur pada 298 K dan tekanan 1 atm.Contoh: CH4(g) + 2O2(g) →   CO2(g) + 2H2O(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 + 3H2SO4 →   Al2(SO4)3 + 3H2 ; DH = -1468 kJ 5. Entalpi Netralisasi: DH yang dihasilkan (selalu eksoterm) pada reaksi penetralan asam atau basa.Contoh: NaOH(aq) + HCl(aq) →   NaCl(aq) + H2O(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 sebaliknyaContoh: N2(g) + 3H2(g) →   2NH3(g) ; DH = – 112 kJ 2NH3(g) →   N2(g) + 3H2(g) ; DH = + 112 kJ Hukum Hess Hukum ini diajukan oleh Germain Hess, dia menyatakan bahwa entalphi reaksi (ΔH) hanya tergantung pada keadaan awal reaksi dan hasil reaksi dan tidak bergantung pada jalannya reaksi. Jika suatu reaksi merupakan penjumlahan aljabar dari dua atau lebih reaksi, maka perubahan entalphi (ΔH) atau kalor reaksinya juga merupakan penjumlahan aljabar dari (ΔH) yang menyertai reaksi. Penjumlahan aljabar reaksi dan entalphi menurut Germain Hess Berdasarkan persamaan reaksi gas karbon dioksida dapat terbentuk melalui dua tahap, yang pertama pembentukan karbonmonoksida dari unsur-unsurnya dan dilanjutkan dengan oksidasi dari karbonmonoksida menjadi karbondioksida. Penjumlahan aljabar ΔHreaksi dari setiap tahap reaksi juga dilakukan sesuai dengan tahap reaksi, maka ΔHreaksi dari pembentukan gas Karbon dioksida juga dapat dilakukan. Berdasarkan berbagai jenis reaksi, maka kita juga dapat mengembangkan jenis kalor reaksi atau ΔH yang disesuaikan dengan jenis reaksinya, ada empat jenis kalor reaksi yaitu kalor reaksi pembentukan, penguraian, pembakaran dan pelarutan. karinafebrianticookie.blogspot.com/termokimia/XI-IPA