3 Panas reaksi dan termokimia
147
H = at om hidrogen H = ent alpi
reaksi yang menghasilkan gas, gasnya dapat menguap ke udara dan t ekanan pada sist im dapat t et ap konst an. Maka perubahan energi
diukur dengan kalorimet er cangkir kopi adalah panas reaksi pada t ekanan t et ap.
Pengukuran panas reaksi pada reaksi pada volume t et ap dan t ekanan t et ap t ak banyak berbeda t api t idak sama. Karena
kebanyakan reaksi yang ada kepent ingannya bagi kit a dilakukan dalam wadah t erbuka j adi berhubungan dengan t ekanan udara yang t et ap
dari at mosf ir, maka akan dibicarakan hanya panas reaksi pada t ekanan t et ap.
Panas reaksi pada t ekanan t et ap disebut perubahan ent alpi dan reaksi dan diberikan dengan simbol
∆
H. Def inisinya :
∆
H = H
akhir
– H
mul a-mul a
Walaupun ini merupakan def inisi yang biasa dari
∆
H, keadaan ent alpi H, mula-mula dan akhir yang sebenarnya berhubungan dengan j umlah
energi yang ada pada keadaan ini t ak dapat diukur. Ini disebabkan karena j umlah energi dari sist em t ermasuk j umlah dari semua energi
kinet ik dan energi pot ensialnya. Jumlah energi t ot al ini t idak dapat diket ahui karena kit a t idak menget ahui secara past i berapa kecepat an
pergerakan molekul-molekul dari sist im dan j uga berapa gaya t arik menarik dan t olak menolak ant ara molekul dalam sist im t ersebut .
Bagaimanapun def inisi yang diberikan oleh persamaan yang diat as sangat pent ing karena t elah menegakkan t anda alj abar
∆
H unt uk perubahan eksot erm dan endot ermik. Perubahan eksot ermik H
akhir
lebih kecil dari H
mul a-mul a
. Sehingga harga
∆
H adalah negat if . Dengan analisis yang sama kit a mendapat kan harga
∆
H unt uk perubahan endot ermik harganya posit if .
8. 5 Istilah yang digunakan pada perubahan entalpi :
Gambar 8. 7 Perubahan Ent alphi
1. Ent alpi Pembent akan St andar
∆
H
f
:
∆
H unt uk membent uk 1 mol persenyawaan langsung dari unsur- unsurnya yang diukur pada 298 K dan t ekanan 1 at m.
Cont oh : H
2g
+ 1 2 O
2g
o
H
2
O
l
;
∆
H
f
= -285. 85 kJ
148
P
A
dan P
B
adalah t ekanan parsial
yang dihit ung dengan hukum
Raoult ’ s
2. Ent alpi Penguraian:
∆
H dari penguraian 1 mol persenyawaan langsung menj adi unsur-unsurnya = Kebalikan dari
∆
H pembent ukan. Cont oh : H
2
O
l
o
H
2g
+ 1 2 O
2g
;
∆
H = +285. 85 kJ. 3.
Ent alpi Pembakaran St andar
∆
H
c
:
∆
H unt uk membakar 1 mol persenyawaan dengan O
2
dari udara yang diukur pada 298 K dan t ekanan 1 at m.
Cont oh: CH
4g
+ 2O
2g
o
CO
2g
+ 2H
2
O
l
;
∆
Hc = -802 kJ. 4. Ent alpi
Reaksi:
∆
H dari suat u persamaan reaksi di mana zat -zat yang t erdapat dalam persamaan reaksi dinyat akan dalam sat uan mol dan
koef isien-koef isien persamaan reaksi bulat sederhana. Cont oh: 2Al + 3H
2
SO
4
o
Al
2
SO
4 3
+ 3H
2
;
∆
H = -1468 kJ 5. Ent alpi
Net ralisasi:
∆
H yang dihasilkan selalu eksot erm pada reaksi penet ralan asam at au basa.
Cont oh: NaOH
aq
+ HCl
aq
o
NaCl
aq
+ H
2
O
l
;
∆
H = -890. 4 kJ mol 6. Hukum
Lavoisier-Laplace Jumlah kalor yang dilepaskan pada pembent ukan 1 mol zat dari
unsur-unsurnya sama dengan j umlah kalor yang diperlukan unt uk menguraikan zat t ersebut menj adi unsur-unsur pembent uknya.
Art inya : Apabila reaksi dibalik maka t anda kalor yang t erbent uk j uga dibalik dari posit if menj adi negat if at au sebaliknya.
Cont oh: N
2g
+ 3H
2
o
2NH
3
∆
H = - 112 kJ 2NH
3g
o
N
2g
+ 3H
2g
;
∆
H = + 112 kJ 8. 6 Hukum Hess mengenai j umlah panas
Gambar 8. 8 Hess
149
nilai dari ΔH
di ambil dari sumber
ref erensi yang t ersedia
Cont oh Soal : Diket ahui diagram siklus sebagai berikut :
Gambar 8. 9 Diagram siklus panas reaksi
Maka reaksinya bisa digambarkan sebagai berikut :
2 3
2 2
1 2
2
; 2
2 ;
2 2
2 H
SO O
SO H
SO O
S
g g
g g
g s
o o
3 3
2
; 2
3 2
H SO
O S
g g
s
o
Jadi
∆
H
3
=
∆
H
1
+
∆
H
2
Gambar 8. 10 Siklus Hess
Karena ent alpi adalah f ungsi keadaan, maka besaran
∆
H dari reaksi kimia t ak t ergant ung dari lint asan yang dij alani pereaksi unt uk
membent uk hasil reaksi. Unt uk melihat pent ingnya pelaj aran mengenai panas dari reaksi ini, kit a lihat perubahan yang sudah
dikenal yait u penguapan dari air pada t it ik didihnya. Khususnya, kit a perhat ikan perubahan 1 mol cairan air, H
2
O
l
menj adi 1 mol air berupa gas, H
2
O
g
pada 100 C dan t ekanan 1 at m. Proses ini akan
150
kit a membalik persamaan dengan
merubah reakt an dan produk. hal ini
berart i reaksi berj alan dari kiri
ke kanan.
mengabsorbsi 41 kJ, maka
∆
H = +41 kJ. Perubahan keseluruhan dapat dit ulis dengan persamaan :
2 2
g l
O H
O H
o kJ
H 41
Persamaan yang dit ulis diat as, dimana perubahan energi j uga diperlihat kan, dinamakan persamaan t ermokimia. Dalam persamaan
t ermokimia koef isiennya diambil sebagai j umlah mol dari pereaksi dan hasil reaksi. Persamaan t ermokimia di at as ini menyat akan bahwa 1
mol cairan air t elah berubah manj adi 1 mol air berbent uk uap dengan mengabsorbsi 41 kJ kalori.
Perubahan 1 mol cairan air menj adi 1 mol uap air selalu akan mengabsorbsi j umlah energi yang sama ini, t ent unya bila keadaan
mula-mula dan akhirnya sama t ak menj adi soal bagaimana kit a melakukan perubahan it u. Caranya dapat j uga sedemikian j auh yait u
dengan cara menguraikan air t ersebut menj adi uap H
2
dan O
2
lalu menggabungkan kedua unsur ini kembali menj adi uap air. Keseluruhan
perubahan ent alpinya t et ap sama yait u +41 kJ. Sehingga kit a dapat melihat keseluruhan perubahan sebagai hasil urut an langkah-langkah
dan harga
∆
H unt uk keseluruhan proses adalah j umlah dari perubahan ent alpi yang t erj adi selama perj alanan ini. Pernyat aan t erakhir ini
merupakan bagian dari Hukum Hess mengenai j umlah panas. 8. 6. 1 Tahap-tahap reaksi
1. Keadaan awal
o
Keadaan t ransisi-1,
∆
H
2
2. Keadaan t ransisi-1
o
Keadaan t ransisi-2,
∆
H
3
3. Keadaan t ransisi-2
o
Keadaan akhir,
∆
H
4
+ 4. Keadaan awal
o
Keadaan akhir,
∆
H
1
Jadi,
∆
H
1 =
∆
H
2
+
∆
H
3
+
∆
H
4
Keadaan t ransisi mungkin saj a lebih dari dua Persamaan t ermokimia berlaku sabagai alat alat yang pent ing
unt uk menggunakan hukum Hess. Misalnya persamaan t ermokimia yang berhubungan dengan cara t ak langsung yang baru saj a
diperlihat kan unt uk menguapkan air pada 100 C
2 2
2
2 1
g g
l
O O
H O
H o
kJ H
283
2 2
2
2 1
g g
g
O H
O O
H o
kJ H
242
Perhat ikan bahwa koef isien pecahan dapat digunakan dalam persamaan t ermokimia. Ini disebabkan karena koef isien ½ berart i ½
mol dalam persamaan kimia biasa, koef isien ½ biasanya dihindarkan
151 karena unt uk t ingkat molekuler t ak ada art inya ; set engah at om at au
molekul t ak ada art inya dalam suat u zat kimia. Kedua persamaan di at as menunj ukkan bahwa diperlukan 283
kJ unt uk menguraikan 1 mol H
2
O
l
menj adi unsur-unsurnya dan 242 kJ dikeluarkan ket ika unsur-unsur t ersebut bergabung lagi membent uk 1
mol H
2
Og. Hasil akhir perubahan penguapan dari sat u mol air didapat dengan menj umlahkan kedua persamaan reaksi dan
menghilangkan zat -zat yang ada di kedua belah pihak.
2 2
2 2
2 2
2 1
2 1
g g
g g
g l
O H
O H
O H
O H
o
At au
2 2
g l
O H
O H
o Kit a dapat j uga mengat akan bahwa panas dari keseluruhan
reaksi sama dengan j umlah alj abar dari panas reaksi unt uk kedua langkah reaksi t ersebut .
242 283
kJ kJ
H
kJ H
41
Jadi bila kit a menj umlahkan persamaan kimia unt uk mendapat kan hasil akhir perubahan harus j uga menj umlahkan panas
reaksi yang berhubungan.
Gambar 8. 11 Diagram Endot erm dan Eksot erm
Unt uk menerangkan perubahan t ermokimia, dapat j uga digambarkan secara graf ik. Gambar semacam ini biasa disebut
diagram ent alpi. Perhat ikan bahwa t it ik 0, 0 nya adalah ent alpi dari unsur-unsur bebasnya. Pemilihan ini hanya secara kesepakat an sebab
152 yang pent ing adalah menent ukan perbedaan dari H. Harga yang past i
dari ent alpi absolut t ak bisa di ket ahui. Hanya perbedaan ent alpi
∆
H yang bisa diukur.
Gambar 8. 12 Diagram t ingkat energi Hess
Dimana
∆
H
1 =
∆
H
2
+
∆
H
3
+
∆
H
4
Keadaan t ransisi mungkin saj a lebih dari dua Diagram Siklus
Gambar 8. 13 Diagram siklus Hess
Dimana
∆
H
1 =
∆
H
2
+
∆
H
3
+
∆
H
4
Keadaan t ransisi mungkin saj a lebih dari dua
153