REAKSI EKSOTERM DAN ENDOTERM

TERMOKIMIA

REAKSI EKSOTERM DAN ENDOTERM

Reaksi kimia dibedakan menjadi 2 :

1. Reaksi eksoterm - adalah reaksi kimia yang melepaskan kalor - energi berpindah dari system ke lingkungan - akibatnya : - entalpi system berkurang (∆H = -) - suhu system naik

2. Reaksi endoterm - adl. Reaksi kimia yang menyerap kalor - energi berpindah dari lingkungan ke system - akibatnya : - entalpi system bertambah (∆H= +)

JENIS – JENIS ENTALPI REAKSI (∆H) o

1. Entalpi Pembentukan Standar ( ΔHf ) “f” → formation



Entalpi pembentukan standar suatu senyawa menyatakan jumlah kalor yang diperlukan / dibebaskan untuk proses pembentukan 1 mol senyawa dari unsur-unsurnya yang stabil pada keadaan standar (298K, 1 atm).

 Contoh unsur-unsur yang stabil pada keadaan standar : H , O , C, N ,Ag, Cl , Br , S, Na, Ca, dan Hg. ₂ ₂ ₂ ₂ ₂ 

Contoh persamaan termokimia pada pembentukan senyawa: ½H + ½Cl → HCl ΔH = -92,31KJ _{2(g) 2(g) (g)} Artinya : reaksi antara gas hidrogen (H ) dan klorin (Cl ) ₂ ₂ membentuk 1 mol asam klorida (HCl) dan membebaskan kalor sebanyak 92,31 KJ.



Entalpi pembentukan standar unsur-unsur dalam bentuk yang paling stabil bernilai 0 (nol). Contohnya : O , I , _{2(g) 2(s)} C , H ,S . _{(graft) 2(g) (s)} Contoh persamaan termokimia pada pembentukan unsur:

2. Entalpi Penguraian Standar (∆Hd

) “d” → decomposition Entalpi penguraian standar suatu senyawa menyatakan jumlah kalor yang diperlukan/ dibebaskan untuk proses penguraian 1 mol senyawa menjadi unsur- unsurnya pada keadaan standar (298K, 1atm). Menurut Hukum Laplace: Jumlah kalor yang dibebaskan pada pembentukan senyawa dari unsur-unsurnya = jumlah kalor yang diperlukan pada penguraian senyawa tersebut menjadi unsur-unsurnya. Maka ΔHd

>< ∆Hf

dengan jumlah kalor sama, tetapi tandanya berlawanan karena reaksi berlawanan arah. Contoh persamaan termokimia:

3. Entalpi Pembakaran Standar ( ΔHc )

“c” → combustion



Entalpi pembakaran standar suatu senyawa menyatakan jumlah kalor yang dibebaskan untuk pembakaran 1 mol zat (unsur atau senyawa) pada keadaan standar (298K, 1atm).



Pembakaran selalu membebaskan kalor sehingga nilai kalor pembakaran selalu negatif (eksoterm).



Contoh persamaan termokimia:

o -1 

Jika zat yang dibakar CO dan ∆Hc = -283 KJmol maka

(g)

persamaan termokimianya:



CO + ½O → CO ΔH = -283 KJ

(g) 2(g) 2(g)

4. Entalpi Pelarutan Standar (ΔHs )

“s” → solvation

◦ Entalpi pelarutan standar menyatakan kalor yang

diperlukan / dibebaskan untuk melarutkan 1 mol zat pada keadaan standar (298K, 1atm).

◦

Persamaan termokimia ditulis dengan mengubah keadaan standar zat menjadi bentuk larutan.

◦ Contoh: o

-1

◦ ΔHs NaCl = +3,9 KJmol (aq)

◦

Persamaan termokimianya:

◦ NaCl (s) → NaCl (aq) ∆H = 3,9 KJ ◦

Penamaan entalpi atau kalor standar untuk reaksi yang lain disesuaikan dengan reaksinya. Contoh : untuk reaksi penggaraman disebut “entalpi atau kalor penggaraman standar”, untuk reaksi penguapan disebut “entalpi atau kalor penguapan standar”.

Contoh:

1. HCl(aq)+ NaOH(aq) → NaCl(aq) + H O(l) ∆H = -56KJ ₂ ∆H = -56KJmol-1 disebut entalpi atau kalor standar penggaraman NaCl.

2. H O(l) → H O(g) ) ∆H = +44,01 KJ ₂ ₂ _-1

∆H = +44,01 KJmol disebut entalpi atau kalor standar penguapan air.

3. I (s) → I (g) ∆H = +62,44 KJ ₂ ₂ _-1 ∆H = +62,44 KJmol disebut entalpi atau kalor sublimasi standar iodin.

4. C H (g) + H (g) → C H (g) ∆H = -138 KJ ₂ ₄ ₂ _-1 ₂ ₆ ∆H = -138 KJmol disebut entalpi atau kalor adisi C H dan Hidrogen. ₂ ₄

HUKUM HESS

 ΔH reaksi dapat dihitung dengan menggunakan hukum hess. 

Hukum Hess:

◦

Kalor reaksi tidak bergantung pada lintasan, tetapi hanya ditentukan keadaan awal dan keadaan akhir.

◦ Hukum penjumlahan kalor.



Dengan menggunakan kalorimrter dapat ditentukan kalor pembentukan CO adalah Hf = -393,52 kJ, dan kalor pembakaran CO ₂ adalah Hf = -283,0 kJ. Tetapi kalor yang dilepaskan atau diserap oleh reaksi CO dari c dan O ^{2 tidak dapat ditentukan oleh kalorimeter.} Dalam hal ini hukum Hess akan membantu kita dalam melakukan perhitungan terhadap perubahan entalpi reaksi pembentukan CO tersebut. C(s) + O (g) → CO (g) Hf = -393,52 kJ ₂ ₂



PENENTUAN KALOR REAKSI DAPAT DILAKUKAN MELALUI 2

CARA :

1. Berdasarkan kalor reaksi dari beberapa reaksi yang

berhubungan. Dalam hal ini reaksi yang diketahui kalor reaksinya disusun sedemikian rupa sehingga penjumlahannya menjadi sama dengan reaksi yang diselidiki. Contoh : Diket: (1) S + O → SO ΔH = -296,8 KJ _{(s) 2(g) 2(g)} (2) 2SO + O → 2SO ΔH = -197,8 KJ _{2(g) 2(g) 3(g)}

Tentukan entalpi reaksi : S + 1½ O → SO _{(s) 2 (g) 3(g)} Jawab : Perubahan reaksi ini dapat diperoleh dengan menyusun dan menjumlahkan 2 reaksi yang diketahui sebagai berikut : reaksi(1) ditulis tetap sedangkan reaksi(2) dibagi 2. S + O → SO ΔH = -296,8 KJ _{(s) 2(g) 2(g)}

SO + ½O → SO ΔH = -98,9 KJ _{2(g) 2(g) 3(g)}

--------------------------------------------------------------------- + S + 1½O → SO ΔH = -395,7 KJ

_{(s) 2(g) 3(g)}

2. Berdasarkan tabel entalpi pembentukan

Kalor suatu reaksi dapat juga ditentukan dari data pembentukan zat pereaksi dan produknya, dalam hal ini zat pereaksi dianggap terlebih dahulu terurai menjadi unsur-unsurnya, kemudian unsur itu bereaksi membentuk zat produk. Contoh : Penentuan entalpi reaksi antara kristal natrium hidroksida dengan gas hidrogen klorida membentuk kristal natrium klorida dan air.

ΔH = entalpi penguraian NaOH = - ΔH NaOH

1 (s) fo (s) ΔH = entalpi penguraian HCl = - ΔH HCl

2 (g) fo (g) ΔH = entalpi pembentukan NaCl = ΔH NaCl

3 (s) fo (s) ΔH = entalpi pembentukan H O = ΔH H O

4 2 (l) fo 2 (l) Menurut Hukum Hess : + ΔH = ΔH + ΔH ΔH ΔH +

= - ΔH NaOH - ΔH HCl + ΔH NaCl ΔH H +

O fo (s) fo (g) fo (s) fo 2 (l) + = (ΔH NaCl ΔH H O ) - (ΔH NaOH + ΔH fo (s) fo 2 (l) fo (s) fo HCl ) (g) Secara umum, untuk reaksi : mAB + nCD → pAD + qCB ΔH =… ΔH = ( p. ΔH AD + q. ΔH CB) – (m. ΔH AB + n. ΔH fo fo fo fo CD) Atau o ΔH = Σ ΔH (produk) - Σ ΔH (pereaksi)

KALORIMETER 

Kalor reaksi dapat ditentukan melalui percobaan yaitu dengan alat kalorimeter.

 Proses pengukuran kalor reaksi disebut kalorimetri. 

Data ΔH reaksi yang terdapat pada tabel-tabel umumnyaditentukan secara kalorimetris.



Kalorimetri sederhana = mengukur perubahan suhu dari sejumlah tertentu larutan sebagai akibat dari suatu reaksi kimia dalam suatu wadah terisolasi.



Kalor reaksi sama dengan jumlah kalor yang diserap / yang dilepaskan larutan di dalam gelas. Jumlah kalor yang diserap / dilepas larutan dapat ditentukan dengan mengukur perubahan suhunya karena energi tidak dapat dimusnahkan / diciptakan, maka :

q + q = 0

reaksi larutan q = - q

reaksi larutan

 Jumlah kalor yang diserap / dibebaskan kalorimeter dapat ditentukan jika kapasitas kalor dari kalorimeter diketahui. Dalam hal ini jumlah kalor yang dibebaskan / diserap oleh reaksi sama dengan jumlah kalor yang diserap / dibebaskan oleh kalorimeter ditambah dengan jumlah kalor yang diserap / dibebaskan oleh larutan di dalam kalorimeter. Oleh karena energi tidak dapat diciptakan / dimusnahkan, maka :

q + q + q = 0

reaksi kalorimeter larutan

q reaksi = - (q kalorimeter + q larutan )

 Jumlah kalor yang dilepas atau diserap oleh suatu sistem sebanding dengan massa, kalor jenis zat, dan perubahan suhunya. Hubungan antara ketiga faktor tersebut dengan perubahan kalor dirumuskan dengan persamaan:

q = m x c x ΔT

Keterangan : q = perubahan kalor (J) m = massa zat (g) -1 -1 c = kalor jenis zat (J g k )



Kalorimetri Bom (Bomb calorimeter)

◦

Merupakan suatu kalorimeter yang dirancang khusus sehingga sistem benar-benar dalam keadaan terisolasi.

◦

Umumnya digunakan untuk menentukan perubahan entalpi dari reaksi-reaksi pembakaran yang melibatkan gas.

◦

Di dalam kalorimeter bom terdapat ruang khusus untuk melangsungkan reaksi yang disekitarnya diselubungi air sebagai penyerap kalor.

◦

Kalor yang diserap / dilepas oleh kalorimeter disebut kapasitas kalorimeter (C).

ENERGI IKATAN A.

Pengertian Energi Ikatan 

Energi ikatan adalah energi yang diperlukan untuk memutuskan satu mol ikatan dari suatu molekul dalam wujud gas. Energi ikatan dinyatakan dalam kilojoule

-1 per mol (KJmol ) dengan lambang D.



Energi Ikatan berbagai Ikatan :



Reaksi kimia pada dasarnya merupakan proses penyusunan ulang atom-atom dalam molekul, membentuk susunan molekul yang baru. Penyusunan ulang ini mencakup pemutusan dan pembentukan ikatan.



Pada saat bereaksi, molekul pereaksi dapat dianggap memutuskan seluruh ikatannya sehingga menjadi atom-atom bebas. Proses pemutusan ikatan memerlukan energi, sehingga perubahan entalpinya diberi tanda positif (+). Selanjutnya, atom-atom bebas (hasil penguraian pereaksi) membentuk zat-zat hasil reaksi melalui pembentukan ikatan baru. Peristiwa pembentukan ikatan melepaskan energi sehingga perubahan entalpinya diberi tanda negatif (-).



Contoh :



CH + 2O → CO + 2H O ∆Hr = … _{4(g) 2(g) 2(g)} _{2 (l)}



Reaksi pemutusan ikatan pada CH dan 2O adalah: _{4(g) 2(g)}

1. H

H – C – H → C + 4H ; ∆H1 = 4 x E _{c – H} H 2. 2O = O → 4O ; ∆H = 2 x E _{2 O=O}



Reaksi pembentukan ikatan pada senyawa CO dan 2H O _2(g) _{2 (l)} adalah:



Jika keempat reaksi tersebut dijumlahkan, akan diperoleh : CH 4(g) → C + 4H ∆H

1 = +4E C-H

2O 2(g) → 4O ∆H

2 = +2E O=O

C + 2O → CO ∆H = -2E

2(l)

3 C=O

4H + 2O → 2H O ∆H = -4E

2 (l)

4 O-H ------------------------------------------------------------------------------------------------ +

CH + 2O → CO + 2H O + , ∆H = ∆H + ∆H ∆H +

4(g) 2(g) 2(g) 2 (l) r

∆H

∆H reaksi = (4E C-H + 2E O=O ) + (-2E C=O - 4E O-H ) = (4E + 2E ) - (2E + 4E )

C-H O=O C=O O-H 

Secara umum, perhitungan ΔH reaksi menggunakan data energi ikatan dapat dirumuskan sebagai berikut : ΔH reaksi= (energi total pemutusan ikatan) – (energi total pembentukan ikatan)

Energi Ikatan Rata-Rata 

Energi ikatan rata-rata adalah energi rata-rata yang diperoleh dari hasil pemutusan ikatan satu mol senyawa dalam wujud gas.

 Contoh:

-1 CH → CH + H ΔH = +425 KJmol 4(g) 3(g) (g) -1 CH → CH + H ΔH = +480 KJmol 3(g) 2(g) (g) -1 CH → CH + H ΔH = +425 KJmol 2(g) (g) (g) -1 CH → C + H ΔH = +335 KJmol (g) (g) (g)

 Jika keempat reaksi tersebut dijumlahkan maka akan -1 diperlukan energi 1664 KJmol , sehingga dapat -1 dirata-rata untuk setiap ikatan sebesar +416 KJmol .

Jadi, energi ikatan rata-rata dari ikatan C-H adalah

-1. 416 KJmol

 Harga energi ikatan dapat digunakan untuk memperkirakan harga perubahan entalpi suatu reaksi. Perubahan entalpi merupakan selisih dari energi yang digunakan untuk memutuskan ikatan dengan energi yang terjadi dari penggabungan ikatan.



Contoh : CH + Cl → CH Cl + HCl _{4(g) 2(g)} _{3 (g) (g)} Reaksi tersebut dapat digambarkan sebagai berikut: H H H – C – H + Cl – Cl → H – C – Cl + H – Cl H H



Perubahan entalpinya dapat dihitung sbb: Ikatan yang terputus = 4 ikatan C – H : 4 x 413 KJ = 1652 KJ 1 ikatan Cl – Cl : 1 x 242 KJ = 242 KJ Ikatan yang terbentuk = 3 ikatan C – H : 3 x 413 KJ = 1239 KJ 1 ikatan C – Cl : 1 x 328 KJ = 328 KJ 1 ikatan H – Cl : 1 x 431 KJ = 431 KJ



∆H = (Σ E pemutusan ikatan) – ( Σ E penggabungan ikatan) = (1652 + 242) – (1239 + 328 + 431) KJ = 1894 – 1998 KJ

KALOR PADA PEMBAKARAN BAHAN BAKAR



Reaksi kimia yang umum digunakan untuk menghasilkan energi adalah pembakaran, yaitu suatu reaksi cepat antara bahan bakar dengan oksigen yang disertai terjadinya api. Bahan bakar utama dewasa ini adalah bahan bakar fosil, yaitu gas alam, minyak bumi, dan batu bara.



Bahan bakar fosil ini mengandung unsur hidrokarbon (C dan

H). Jika dibakar, bahan bakar ini akan menghasilkan energi disertai gas karbondioksida (CO ) dan uap air (H O). ₂ ₂



Nilai kalor bakar dari bahan bakar umumnya dinyatakan dalam satuan KJ/gram, yang menyatakan berapa KJ kalor yang dapat dihasilkan dari pembakaran 1 gram bahan bakar tersebut.

NILAI KALOR BAKAR BEBERAPA BAHAN BAKAR

Jenis Bahan Nilai Kalor Bakar (KJ/gram) Gas alam

49 Batu bara

32 Minyak mentah

45 Bensin

48 Arang

34 Kayu

Pembakaran bahan bakar dalam mesin kendaraan atau dalam

industri tidak terbakar sempurna. Pembakaran sempurna senyawa

hidrokarbon akan membentuk karbondioksida (CO ) dan uap air

₂

(H O). Sedangkan pembakaran tidak sempurna membentuk karbon

₂

monoksida (CO) dan uap air (H O). Pembakaran tidak sempurna

₂

disebabkan oleh adanya unsur C yang tidak terbakar. Hal ini

ditandai dengan terbentuknya asap yang berwarna hitam dan

nyala api berwarna kuning. Pembakaran tidak sempurna berarti

ada energi yang tidak dihasilkan. Akibatnya, akan mengurangi

efsiensi bahan bakar. Kerugian lain dari pembakaran tidak

sempurna adalah dihasilkannya gas CO yang bersifat racun. Oleh

karena itu, pembakaran tidak sempurna akan mencemari udara.

THANK ’S FOR YOUR ATTENT

ION

REAKSI EKSOTERM DAN ENDOTERM