BAB II TERMOKIMIA - MODUL TERMOKIMIA

MODUL

KIMIA XI IPA

BAB II TERMOKIMIA

TERMOKIMIA I.

Standar Kompetensi

2. Memahami perubahan energi dalam reaksi kimia dan cara pengukurannya .

II. Kompetensi Dasar

2.2. Menentukan H reaksi berdasarkan percobaan, hukum Hess,data perubahan entalpi pembentukan standar, dan data energi ikatan.

III. Indikator 1. Menghitung harga ∆H reaksi berdasarkan data percobaan.

2. Membedakan sistem dan lingkungan 3. Menjelaskan perubahan entalpi (∆H) sebagai kalor reaksi pada tekanan tetap.

4. Membedakan reaksi yang melepas kalor (eksoterm) dengan reaksi yang menerima kalor (endoterm) melalui percobaan 5.

Menjelaskan macam-macam entalpi molar 6. Menghitung harga ∆H reaksi berdasarkan data percobaan.

7. Menghitung ∆H reaksi dengan menggunakan diagram siklus / diagram tingkat energi.

8. Menghitung ∆H reaksi dengan menggunakan data entalpi pembentukan standar 9. Menghitung ∆H reaksi dengan menggunakan data energi ikatan Termokimia adalah cabang dari ilmu kimia yang mempelajari perubahan energi yang

menyertai reaksi-reaksi kimia.Perubahan energi dalam reaksi kimia terjadi dalam bentuk kalor reaksi, yang sebagian besar berlangsung pada keadaan tetap sehingga kalor reaksi dinyatakan sebagai perubahan entalpi (∆H).

II.1 Azas Kekekalan Energi (Hukum I Termodinamika)

Hukum I Termodinamika menyatakan bahwa energi tidak dapat diciptakan maupun dimusnahkan, tetapi energi dapat diubah dari satu bentuk ke bentuk lain.

1. Sistem dan Lingkungan

Sistem

merupakan reaksi atau proses yang sedang menjadi pusat perhatian kita, sedangkan lingkungan adalah segala sesuatu di luar atau di sekitar sistem.

Berdasarkan reaksi pada gambar 2.1, logam seng dan asam klorida merupakan sistem, sedangkan tabung reaksi dan udara di sekitarnya disebut lingkungan. Berdasarkan interaksi yang terjadi antara sistem dan lingkungan, dibedakan tiga macam sistem yaitu sistem terbuka, sistem tertutup dan sistem terisolasi.

Gambar 2. 1 Campuran Zn dan asam klorida a. Sistem Terbuka

Sistem terbuka adalah suatu sistem yang memungkinkan terjadi perpindahan energi dan zat (materi) antara lingkungan dengan sistem. Pertukaran materi artinya ada hasil reaksi yang dapat meninggalkan sistem (wadah reaksi), misalnya gas, atau ada sesuatu dari lingkungan yang dapat memasuki sistem.

b. SistemTertutup

Sistem tertutup adalah suatu sistem yang memungkinkan terjadi perpindahan energi antara sistem dan lingkungan, tetapi tidak dapat terjadi pertukaran materi.

c. SistemTerisolasi

Sistem terisolasi adalah sistem yang tidak memungkinkan terjadinya perpindahan energi dan materi antara sistem dengan lingkungan.

Gambar 2.2 Contohsistem (a) terbuka (b) tertutupdan (c)

2. Energi Dalam

Perpindahan energi antara sistem dan lingkungan dapat berupa kalor (q) maupun berupa kerja (w).Harga q dan w dapat bernilai positif atau negatif, jika:  Sistem menerima kalor, q bertanda positif (+).  Sistem membebaskan kalor, q bertanda negatif (-).  Sistem melakukan kerja, w bertanda negatif (-).  Sistem menerima kerja, w bertanda positif (+).

Energi dalam (internal energy) merupakan jumlah energi yang dimiliki oleh suatu zat

atau sistem yang dilambangkan E. Energi dalam suatu zat tidak dapat diukur rnamun yang penting dalam termokimia adalah menentukan perubahan energi dalam (∆E), yaitu _{p R} selisih antaraenergidalamproduk (E ) denganenergidalampereaksi (E ). _{p R} E p = energidalamproduk

∆E = E − E _R E = energidalampereaksi

Perubahan energi dalam dapat berupa kalor yang diserap atau dibebaskan (q) dan kerja yang dilakukan atau diterima (w).Sehingga, perubahan energi sistem sama dengan:

∆E = q +w

Jika sistem tidak melakukan kerja, tapi sistem diberi sejumlah kalor, maka: ∆E = q Jika sistem menerima kerja, dan tidak terjadi perpindahan kalor, maka: ∆E = w

Contohsoal:

Berapakah perubahan energi dalam (∆E), jika sistem menyerap kalor 150 J dan melakukan kerja 50 J?

Penyelesaian: ∆E = q +w

= (+150 J) + (- 50 J) Sistem menyerap kalor (+q) = +150 J

= + 100 J Sistem melakukan kerja (-w) = - 50 J 3.

Perubahan Entalpi

Entalpi (H) digunakan untuk menghitung jumlah kalor yang berpindah dari atau ke sistem pada tekanan tetap. Nilai absolut entalpi tidak dapat diukur, yang dapat diukur hanyalah perubahan entalpi (∆H). Perubahan entalpi merupakan selisih antara entalpi pada akhir proses (produk) dan entalpi mula-mula (reaktan). _{akhir awal}

∆H reaksi = H - H = H produk –H pereaksi 4.

Reaksi Eksoterm dan Endoterm Reaksi eksoterm adalah reaksi yang disertai

dengan perpindahan kalor dari sistem ke

A = Hpereaksi B = Hproduk lingkungan. Artinya, sistem membebaskan H produk < Hpereaksi

energi, sehingga entalpi sistem akan berkurang

∆H negatif (−)

dimana entalpi produk lebih kecil dari pada entalpi pereaksi. Oleh karena itu perubahan entalpi (∆H) bertanda negatif.

Reaksi endoterm adalah reaksi perpindahan A = Hproduk

kalor dari lingkungan ke sistem.Artinya,

B = Hpereaksi H produk > Hpereaksi

sistem menyerap energi, sehingga entalpi

∆H positif (+)

sistem akan bertambah dimana produk lebih besar dari pada entalpi pereaksi. Oleh karena itu perubahan entalpi (∆H) bertanda positif.

5. Persamaan Termokimia

Persamaan termokimia merupakan persamaan reaksi kimia yang disertai perubahan entalpi yang menyertainya.

Perubahan entalpi yang menyertai suatu reaksi bergantung pada suhu dan tekanan.Umumnya data termokimia ditentukan pada kondisi 25 ^o C dan 1 atm. Perubahan entalpi reaksi yang ditentukan pada kondisi tersebut dinyatakan sebagai perubahan entalpi

b. Reaksi CH ⁴ (g) + 2O ² (g) → CO ² (g) + 2H ² O(l) dibebaskan 2671 kJ

a. Reaksi C ³ H ⁸ (g) + 5O ² (g) →3CO ² (g) + 4H ² O(l) dibebaskankalor 223 kJ

Tuliskan persamaan termokimia untuk reaksi-reaksi berikut ini!

Latihan!

2C ² H ⁶ (g) + 7O ² (g ) → 4CO ² (g) + 6H ² O(g ) ∆H = − 304 kJ (Jika koefisien reaksi dikalikan dua, maka ∆H reaksi juga harus dikalikan dua).

² (g ) → 2CO ² (g) + 3H ² O(g ) ∆H = − 152 kJ atau

Pembakaran 1 mol gas etana membentuk karbon dioksida dan uap air menghasilkan kalor 152 kJ. Kata “menghasilkan” menunjukkan reaksi tergolong eksoterm, sehingga ∆H = − 152 kJ untuk pembakaran 1 moletana. Persamaan termokimianya adalah: C ² H ⁶ (g) +

2 O

standar

Contoh:

II.2 Perubahan Entalpi Standar

yaitu perubahan entalpi yang menyertai pembentukan 1 mol senyawa dari unsur-unsur bebas pembentuknya pada keadaan standar (298 K dan 1 atm).

)

Entalpi Pembentukan Standar (∆H f ^o

Entalpi Pembentukan Standar (∆H ^f ^o = Standard Enthalpy of Formation)

Berdasarkan jenis reaksi yang terjadi, perubahan entalpi dibedakan menjadi: 1.

dan dinyatakan dengan lambang ∆H ^o .

Tabel 2.1 Perubahan entalpi pembentukan standar (∆H

^f ^o ) dari beberapa zat

Contoh:

2. Entalpi Peruraian Standar (∆H ^d ^o = Standard Enthalpy of Dissociation)

Entalpi Peruraian Standar (∆H ^d ^o

) yaitu perubahan entalpi yang menyertai reaksi peruraian 1 mol senyawa menjadi unsur-unsur bebas pembentuknya pada keadaan standar. Jadi, entalpi peruarian merupakan kebalikan entalpi pembentukan, yaitu: 3.

–74,8 kJ. Persamaan termokimianya adalah: CH ^{4 (g} ) → C(s) + 2H ^{2 (g)}

Entalpi Pembakaran Standar (∆H ^c ^o = Standard Enthalpy of Combustion)

Entalpi pembakaran standar (∆H ^c ^o ) adalah perubahan entalpi pada pembakaran sempurna 1 molzat yang diukur pada 298 K, 1 atm

∆H ^d ^o = −∆H

^o Contoh: Diketahui ∆H ^f ^o untuk pembentukan 1 mol gas metana (CH ^{4 ) dari C dan gas hidrogen adalah}

∆H = + 74,8 kJ Latihan!

Tulislah persamaan termokimia pada keadaan standar, berdasarkan data berikut: a.

Pembentukan 117 g garam dapur (NaCl) membebaskan kalor sebanyak822 kJ.

Pembentukan 13 g gas (C ² H ² ) memerlukan kalor sebanyak 113 kJ.

Pembentukan 5,6 L gas CO ² (STP) membebaskan kalor sebanyak98,5 kJ.

(Diketahui: Ar Na = 23, Cl = 35,5, C = 12, H = 1, O = 16)

Tabel 2.2 Entalpi pembakaran beberapa zat pada 298K, 1 atm

II.3 Penentuan Entalpi Reaksi Kalor reaksi dapat ditentukan melalui percobaan, dengan menggunakan kalorimeter.

Selain itu, seorang ahli kimia dari Rusia, Henry Hess menemukan cara lain untuk menentukan kalor reaksi yaitu berdasarkan data termokimia yang ada.

1. Kalorimetri Kalorimetri merupakan cara penentuan kalor reaksi dengan menggunakan kalorimeter.

Sedangkan kalorimeter adalah alat yang digunakan untuk mengukur kalor reaksi. Kalorimeter merupakan suatu sistem terisolasi jadi tidak ada pertukaran materi maupun energi dengan lingkungan di luar kalorimeter.

Gambar 2.3 Bagan kalorimeter bom Gambar 2.4 Bagan kalorimeter sederhana

Contoh kalorimeter yang biasa digunakan untuk menentukan kalor dari reaksi-reaksi pembakaran adalah kalorimeter bom (Gambar 2.3). Kalorimeter bom terdiri dari bom yaitu wadah tempat berlangsungnya reaksi pembakaran yang terbuat dari bahan stainless steel. Sedangkan kalorimeter sederhana disusun dari dua buah gelas plastik/ polistirena. Gelas bagian dalam ditutupi oleh gabus yang dilubangi untuk memasukkan thermometer dan pengaduk.Gelas bagian luar digunakan sebagai bahan isolator kalor dari lingkungan.

Dengan mengukur kenaikan suhu di dalam kalorimeter, dapat ditentukan jumlah kalor yang diserap oleh air serta perangkat kalorimeter berdasarkan rumus: Keterangan:

q _air = jumlahkalor (J) q =m x c x ∆T

m =massa air/ larutan di dalam kalorimeter (g)

q bom = C x ∆T

_{-1 -1}

= kalorjenis air/larutan di dalam kalorimeter (Jg K )

= kapasitas kalor bom kalorimeter (K)

∆T = kenaikan suhu larutan/ kalorimeter

Karena kalorimeter merupakan sistem yang terisolasi, maka tidak ada kalor yang terbuang kelingkungan, sehingga dapat dirumuskan sebagai berikut:

q reaksi + q larutan = 0 q reaksi larutan = −q m

Dimana q larutan = x c x

∆T

Pada tekanan tetap, perubahan entalpi (

∆H) sama dengan kalor yang diserap atau

dilepas. Sehingga dapat dirumuskan: _reaksi

∆H = q Contoh:

Pada pemanasan 400g air bersuhu 25°C diperlukan kalor 84 kJ.Jika diketahui kalor jenis air = 4,2J/g°C, tentukan suhu air setelah pemanasan!

Penyelesaian: q

= 84 kJ = 84.000 J

m q = x c x

∆T _o

84.000 J = 400 g x 4,2J/g C x _o ∆T C

∆T = 50 _{2 – T} ₁ ∆T = T _{o o} ₂

50 C = T – 25 C _o _o T ^{2 = 75 C Jadi, suhu air setelahpemanasan = 75 C}

2 O

Tahap-2: SO ² (g) +

₃

Gambar 2.5 Diagram tingkat energi pembakaran S membentuk SO

Berikut ini merupakan diagram pembakaran belerang menjadi gas belerang trioksida (SO ³ ).

∆H = -396 kJ

) → SO ^{3 (g)}

2 O ^{2 (g}

S(s) +

2 O ² (g ) → SO ³ (g) ∆H = -99 kJ

2 O ^{2 (g) ∆H = -297 kJ}

2. Hukum Hess Gambar2.4 Henry Hess

2 O ^{2 (g ) → SO} ^{2 (g) +}

: Tahap-1: S(s) +

Cara-2

² (g ) → SO ³ (g) ∆H = -396 kJ

Reaksinya dapat berlangsung menurut dua cara sebagai berikut:Cara-1: S(s) +

∆H ^reaksi = ∆H ¹ + ∆H

+ ∆H ³ + ….

∆H) reaksi sama dengan jumlah ∆H dari semua tahapan.

Menurut Henry Hess, entalpi merupakan suatu fungsi keadaan yaitu suatu reaksi yang tidak bergantung pada jalannya reaksi, tetapi tergantung pada awal dan akhir reaksi. Jadi, jika reaksi berlangsung dalam dua tahap reaksi atau lebih, maka perubahan (

Contoh 1:

Keadaan akhir

Lintasan 1 Lintasan2

Energi ikatan

Energi ikatan (energi disosiasi) merupakan energi yang diperlukan untuk memutuskan satu mol ikatan dari suatu molekul gas menjadi atom-atomnya. Energi ikatan dilambangkan D dan dinyatakan dalam kJ/mol. Untuk molekul beratom banyak digunakan energi ikatan rata-rata

Tabel 2.3 Energi beberapa jenis ikatan (kJ/mol)

Menurut hukum Hess, dengan diketahui data energi ikatan pada pereaksi dan produk dapat ditentukan

∆H reaksi yang terjadi, dengan rumus:

∆H r

= ∑ energi ikatan pereaksi (ruas kiri) − ∑ energi ikatan produk (ruas kanan)

Contoh:

Dengan menggunakan tabel energi ikatan, tentukan energi yang dibebaskan padapembakaran gas metana.

Penyelesaian:

Reaksipembakaran gas metana: CH ^{4 (g) + 2O} ^{2 (g} ^{2 (g) + 2H} ^{2 O(g)}

) → CO ∆H = ?

∆H r = ∑ energiikatanpereaksi (ruaskiri) − ∑ energiikatanproduk (ruaskanan)

= (4 C−H + 2 O=O) – (2 C=O + 4 O−H) = (4 x 415) + (2 x 494) − (2 x 805) + (4 x 460) = (1660 + 988) − (1610 + 1840)

= 2648 – 3450 = - 802 kJ

LATIHAN! Jawablah soal-soal dibawah ini dengan singkat dan jelas !

1. Jika kepingan magnesium dimasukkan ke dalam tabung reaksi yang berisi larutan HCl ternyata terbentuk gelembung dan dasar tabung terasa panas.

Tentukan :

a. Sistem

b. Lingkungan

c. Jenis reaksi

2. Gambarkan diagram tingkat energi untuk reaksi :

a. CH 4(g) + 2O 2(g) 2(g) + 2H ^{2 O} → CO ∆H = - 802 kJ/mol b. H ^{2 O (l) 2(g) + ½ O 2(g)} → H ∆H = +286 kJ/mol

3. Tuliskan persamaan termokimia jika diketahui : _o _c _{3 (l)}

a. CH OH = -238,6 kj/mol ∆ H _o _{d C} _{2 H 6 (g) = +1559,7 kj/mol}

b. ∆H _o _{f H} _{3 PO 4 (l) = -1556 kj/mol}

c. ∆H _{3(g) 2(g) (g)} _{2 (g)}

4. Diketahui reaksi : 4NH + 5 O + 6H O _{o o} _{f NO (g) f H} → 4NO ∆H = -1170kj/mol _{2 O (g) = -285 kj/mol} ∆H = + 90 kj/mol ∆H Tentukan entalpi pembentukan standar gas NH ^{3 !}

5. Diketahui reaksi :

2H 2(g) + O 2 (g) ^{2 O (l)} → 2H ∆H = -571,7kj C ^{3 H 4 (g) + 4 O 2 (g) 2(g) + 2H} ^{2 O (g)} → 3CO ∆H = -1941 kj

C ^{3 H 8 (g) + 5O 2(g)} → 3CO ^{2 (g) + 4H}

^{2 O (l)}

∆H = -2220 kj Tentukan perubahan entalpi reaksi : C ³ H ^4(g) + 2H ^{2 (g)} → C ³ H ^8(g)

6. Diketahui energi ikatan rata-rata : H-H = 436 kj/mol C=C = 346 kj/mol C-C = 607 kj/mol C-H = 414 kj/mol Hitung ∆H reaksi pada reaksi : C ^{3 H 6 (g) + H 2 (g)} → C ^{3 H 8(g)} 7.

Dari grafik diatas, kalor pembentukan CO adalah …

8. Diketahui reaksi : S (s) + O 2(g) → SO ^2(g) ΔH ^{1 =} –299 kJ mol ^-1 SO 2(g) + ½ O 2(g)

→ SO ^3(g) ΔH

^{2 = X kJ mol}

^-1 S ^(s) + 1 ½ O ^2(g) → SO ^3(g) ΔH ³ =

–396 kJ mol ^-1 Hitung harga X !

9. Bila data entalpi pembentukan standar: C ³ H ^8(g) =

– 104 kJ mol ^-1 CO 2(g) =
– 394 kJ mol ^-1 H

^{2 O (l) =<– 286 kJ mol ^-1 Hitunglah harga ΔH untuk reaksi : C
^{3 H 8(g) + 5O 2(g)} → 3CO ^{2(g) + 4H} ^{2 O (l)}
10. Diketahui energi ikatan rata-rata dari: C=C = 607 kJ/mol O
–H = 460 kJ/mol
C –C = 343 kJ/mol C –O = 351 kJ/mol
C –H = 410 kJ/mol Tentukan perubahan entalpi dari reaksi : CH
^{2 =CH} ^{2 + H} ² O → CH ³ –CH ² –OH
II. 4. Energi Bahan Bakar
Bahan bakar utama dewasa ini adalah bahan bakar fosil, yaitu gas alam, minyak bumi, dan batubara. Bahan bakar fosil itu memerlukan waktu ribuan sampai jutaan tahun.
Bahan bakar fosil, terutama minyak bumi, telah digunakan dengan laju yang lebih cepat daripada proses pembentukannya. Oleh karena itu dalam waktu yang tidak lama lagi akan segera habis. Untuk menghemat penggunaan minyak bumi dan untuk mempersiapkan bahan bakar pengganti, telah dikembangkan berbagai bahan bakar, misalnya gas sintetis (sin-gas) dan hidrogen.
Bahan bakar sintetis yang banyak dipertimbangkan adalah hidrogen. Hidrogen cair
bersama-sama dengan oksigen cair telah digunakan pada pesawat ulang-alik sebagai
bahan bakar roket pendorongnya. Pembakaran hidrogen samasekali tidak memberi
dampak negatif pada lingkungan karena hasil pembakarannya adalah air. Hidrogen
dibuat dari penguraian air dengan listrik: ₂ ₂ ₂
2H (g) + O (g) O(l)  → 2H ∆H = –572 kJ
Matahari adalah sumber energi terbesar bumi, tetapi teknologi penggunaan energi surya sebelumnya belumlah komersial. Salah satu kemungkinan penggunaan energi surya adalah menggunakan tanaman yang dapat tumbuh dengan cepat. Energinya kemudian diperoleh dengan membakar tumbuhan tersebut.
Tabel 2.4 Nilai kalor dari berbagai jenis bahan bakar Pada pembakaran sempurna senyawa hidrokarbon (bahan bakar fosil) membentuk karbondioksida dan uap air. Sedangkan pembakaran tak sempurna membentuk karbon monoksida dan uap air.
Contoh: Pembakaran sempurna isooktana:
25 C H O →8CO + 9H O(l) ∆H = –5.460 kJ
⁸ ^{18 (l)} ^{2 (g) } ^{2 (g)} ²
2
Pembakarantaksempurnaisooktana:
17 (l) (g)
C + ^{8 H} ^{18 O} ^{2 →8CO(g) + 9H} ^{2 O(l) ∆H = –2.924,4 kJ}
2 Pembakaran tidak sempurna menghasilkan kalor lebih sedikit dibandingkan pembakaran
sempurna. Jadi, pembakaran tidak sempurna mengurangi efisiensi bahan bakar. Kerugian lain pembakaran tidak sempurna adalah dihasilkannya gas karbon monoksida (CO) yang beracun sehingga mencemari udara.
LATIHAN SOAL – SOAL

I - PENENTUAN REAKSI ENDOTERM & EKSOTERM
1. Tujuan a.
Mengamati terjadinya reaksi eksoterm dan reaksi endoterm b.
Mengamati ciri-ciri reaksi eksoterm dan reaksi endoterm c. Mempelajari perubahan energi pada reaksi kimia
2. Dasar Teori a.
Reaksi eksoterm Reaksi eksoterm adalah reaksi yang menghasilkan kalor. Kalor dilepas dari sistem ke lingkungan sehingga entalpi sistem berkurang dan perubahan entalpi berharga negatif.
b.
Reaksi endoterm Reaksi endoterm adalah reaksi kimia yang memerlukan kalor. Kalor diserap dari lingkungan ke sistem sehingga entalpi dalam sistem bertambah dan perubahan entalpi berharga positif.
1. Alat dan Bahan 1.
Tabung reaksi & Rak tabung reaksi 2. Gabus tabung reaksi & penjepit 3. Pipet & Spatula 4. Alat pembakar & Korek api 5. Larutan asam klorida (HCl) 2 M & Magnesium (Mg) 6. ^{2 . 8H} ^{2 O) & Amonium Klorida (NH} ^{4 Cl)}
Barium hidroksida oktahidrat (Ba(OH) 7. Serbuk Belerang (S) & Serbuk Besi (Fe) 8. ^{3 )} Tembaga (II) Carbonat (CuCO
2. Cara Kerja a.
Masukkan kurang lebih 30 tetes larutan asam klorida (HCl) 2 M ke dalam sebuah tabung reaksi, kemudian tambahkan potongan pita magnesium sepanjang 2,4 cm
1. Hasil Pengamatan NO ZAT KIMIA WUJUD/WARNA
3 Sulfur
4. Pemanasan CuCO ^{3 ketika} pemanasan dihentikan
(S) dan serbuk besi (Fe)
1. Pencampuran HCl dan Pita Magnesium
o Kegiatan Hasil Pengamatan Perubahan Warna Reaksi Kimia
7 CuCO ³ N
6 NH ^{4 Cl}
5 Ba(OH) ^{2 .8H} ^{2 O}
4 Serbuk besi
2 Pita Magnesium
yang sudah diampelas. Amati perubahan yang terjadi dan rasakan perubahan suhu tabung reaksi.
1 HCl 2 M
Ambil satu spatula sampai bubuk tembaga (II) Carbonat (CuCO ³ ). Panaskan tabung itu samai mulai terjadi perubahan pada bubuk tembaga (II) karbonat tersebut. Hentikan pemanasan, amati apa yang terjadi dan catat hasil pengamatannya.
d.
Campurkan serbuk belerang dan serbuk besi dalam satu spatula. Panaskan spatula sampai campuran berpijar. Hentikan pemanasan, amati apa yang terjadi dan catat hasil pengamatannya.
c.
Aduk campuran itu kemudian tutuplah dengan gabus. Pegang tabung itu dan rasakan suhunya. Biarkan sebentar, buka tabung dan cium bau gas yang timbul, catat pengamatan tersebut.
Masukkan kristal barium hidroksida (Ba(OH) ^{2 . 8H} ^{2 O) sebanyak 1 spatula ke dalam} tabung reaksi. Tambahkan kristal Amonium Klorida (NH ₄ Cl) sebanyak 1 spatula.
b.
2. Pencampuran Ba(OH) ^{2 .8H}
^{2 O dan NH} ^{4 Cl.} Pembauan3. Pemanasan serbuk belerang
Ketika dipanaskan, reaksi berjalan .......................
Ketika pemanasan dihentikan ......................
>Ketika dipanaskan, ................................ Ketika pemanasan dihentikan,...............
2. Pertanyaan
1) Gejala apakah yang menunjukkan telah terjadi reaksi kimia pada percobaan 1, 2, 3, dan 4? 2) Jika reaksi dibiarkan beberapa jam, apa yang anda harapkan terjadi dengan suhu campuran pada (1) dan (2)? 3) Bagaimanakah jumlah entalpi zat-zat hasil reaksi (1), (2), (3), dan (4) jika diukur pada suhu dan tekanan yang sama? 4) Gambarlah diagram tingkat energi untuk keempat reaksi di atas! 5) Simpulkanlah pengertian reaksi eksoterm dan endoterm
II. Dasar Teori
C
∆H = q reaksi
q reaksi + q larutan = 0 q reaksi = −q ^larutan
(K)
∆T = kenaikan suhu larutan/ kalorimeter
= kapasitas kalor bom kalorimeter
= kalor jenis air/ larutan di dalam kalorimeter (Jg ^-1 K ^-1 )
II – PENENTUAN HARGA ENTALPI REAKSI I. Tujuan
c
= jumlah kalor (J) m = massa air/ larutan di dalam kalorimeter (g)
q
Keterangan:
q air = m x c x ∆T q bom = C x ∆T
Alat Gelas plastik, pengaduk kaca, termometer
Dengan mengukur kenaikan suhu di dalam kalorimeter, dapat ditentukan jumlah kalor yang diserap oleh air serta perangkat kalorimeter berdasarkan rumus: Karena kalorimeter merupakan sistem yang terisolasi, maka tidak ada kalor yang terbuang ke lingkungan, sehingga dapat dirumuskan sebagai berikut: Dimana q larutan = m x c x ∆T. Pada tekanan tetap, perubahan entalpi (∆H) sama dengan kalor yang diserap atau dilepas. Sehingga dapat dirumuskan:
Menentukan perubahan entalpi yang terjadi pada reaksi antara larutan natrium hidroksida dengan larutan asam klorida
III. Alat dan Bahan a.
b.
Bahan NaOH 1 M HCl 1 M IV.
Langkah Kerja 1.
Masukkan 25 mL larutan NaOH 1 M ke dalam bejana plastik dan 25 mL larutan HCl 1 M ke dalam bejana plastik, silinder ukur.
2. Ukur suhu kedua larutan tersebut menggunakan termometer. Termometer harus dibersihkan dan dikeringkan sebelum dipindahkan dari satu larutan ke larutan yang lain.
Jika suhu larutan berbeda, tentukan suhu rata – rata sebagai suhu awal.
3. Tuangkan HCl ke dalam bejana plastik yang berisi larutan NaOH, aduk dengan termometer dan perhatikan perubahan suhu. Suhu akan naik kemudian tetap dan selanjutnya turun.
Catatlah suhu akhir! V.
Data Pengamatan _O
Suhu larutan NaOH 1 M = C _O Suhu larutan HCl 1 M = C _O Suhu rata = C
– rata (suhu awal) _O Suhu akhir = C _O Kenaikan suhu (∆t) = C VI.
Pertanyaan/Bahan Diskusi 1.
Tuliskan persamaan reaksi setara dari percobaan yang telah anda lakukan! 2. larutan dengan rumus q = m x c x ∆t
Hitunglah q 3. reaksi = - q larutan
Hitunglah q 4. Hitunglah jumlah mol NaOH dalam 25 mL larutan NaOH 1 M dan jumlah mol HCl dalam 25 mL larutan HCl 1 M!
5. pada pembentukan 1 mol H O! _reaksi ₂ Hitunglah q 6.
Tuliskan persamaan termokimia untuk reaksi tersebut! _o (kalor jenis air = 4,2 J/g C; massa jenis air = 1 g/ml) VII.
Pembahasan VIII. Kesimpulan
IX. Daftar Pustaka
Diketahui reaksi :N ²
a.
C, Pada akhir pemanasan suhu air menjadi 25 ô
C, jika kalor jenis air 4,2 J/gK, maka ∆H pembakaran alcohol adalah….(Ar C = 12, H = 1, O = 16) a.
2,1 kJ
d. 42 kJ b. 21 kJ
e. 210 kJ c. 4,2 kJ 4. Dari data persamaan reaksi berikut :
C ₆ H ₁₂ O ₆ + 6 O ₂  6CO ₂ + 6 H _{2 O ∆H = -2820 kJ} C ^{2 H} ^{5 OH + 3O} ^{2  2CO} ^{2 + 3H} ² O ∆H = -1380 kJ
Perubahan entalphi untuk fermentasi glukosa : C ₆ H ₁₂ O ₆  2C ₂ H ₅ OH + 2CO _{2 adalah ….}
d. -1440 kJ b.
e. -82,3 kJ c.
e. -2880 kJ c.
Diketahui ∆H ^f H ₂ O = -
285,5 kJ/mol, ∆H f CO ₂ = -
393,5 kJ/mol dan ∆H f C ₃ H ₈ = -1285,5 kJ/mol.
Maka harga ∆H ^{c C} ^{3 H} ⁸ adalah ….
a.
d. -1037 kJ/mol b.
Dari suatu percobaan penentuan ∆H reaksi alcohol (C ^{2 H} ^{5 OH) 4,6 gram alcohol dibakar untuk} memanaskan 100 gram air pada suhu 20 ô
d. -71,4 kJ b.
Pilihlah salah satu jawaban yang paling tepat.
Enthalphi pereaksi lebih besar daripada entalphi hasil reaksi.
1. Dua pereaksi dicampurkan dalam tabung reaksi , setelah reaksi berlangsung tabung terasa dingin ketika dipegang. Pernyataan yang tepat mengenai hal tersebut adalah ….
a. entalphi pereaksi bertambah.
b.
Entalphi pereaksi berkurang.
c.
Entalhi pereaksi dan hasil reaksi bertambah.
d.
e.
C, jika kalor jenis larutan 4,2 J/C. Perubahan entalphi reaksi adalah … a.
Entalphi hasil reaksi lebih besar entalphi pereaksi.
2. Diketahui reaksi :
2C ^{2 H} ^{2 + 5O} ^{2  4CO} ^{2 + 2H} ^{2 O ∆H = -2372,4 kJ. Pernyataan berikut yang tepat untuk} pembakaran sempurna 5,6 Liter C ₂ H ₂ pada STP a.
Dibebaskan kalor sebesar 593,1 kJ b. Diperlukan kalor sebesar 593,1 kJ c. Enthalphi system bertambah 296,55 kJ.
d.
Diserap kalor sebesar 296,55 kJ e. Dibebaskan kalor sebesar 296,55 kJ.
2. Jika 100 mL NaOH 1 M direaksikan dengan 100 mL HCl 1 M ternyata suhu naik dari 29 ô C menjadi 37,5 ô
45,9 kJ
54,6 kJ
59,6 kJ 3.
60 kJ
60 kJ
1440 kJ 5.
1037 kJ/mol
518,5 kJ/mol e.
– 2322,5 kJ/mol c.
518,5 kJ/mol 6.
3H
₂  NH _{3 ∆H = -92 kJ}
Kalor yang diperlukan untuk menguraikan 5,1 gram amoniak ( Mr = 17) adalah ….
a.
4,6 kJ
d. 18,8 kJ b. 9,2 kJ
e. 27,6 kJ c. 13,8 kJ 7. Entalphi pembakaran asetilena adalah -1300 kJ. Jika entalphi pembentukan CO ^{2 dan H} ^{2 O} berturut-turut adalah -395 kJ dan -285 kJ, entalphi pembentukan asetilena, C ^{2 H} ^{2 adalah} a.
d. +450 kJ b.
255 kJ
225 kJ
450 kJ 8.
46 kJ
46 kJ
58 kJ 9.
268 kJ
201 kJ
124 kJ
– Hill Companies, Inc.
e. -620 kJ c.
Data energi ikatan C=C = 611 kJ/mol, C-H = 414 kJ/mol, H-Cl = 431 kJ, C-Cl = 339 mol/mol, C-C = 347 kJ/mol. Berdasarkan data energi ikatan tersebut maka perubahan entalphi pada reaksi C ₂ H ₄ + HCl  C ₂ H ₅ Cl a.
d. -92 kJ b.
e. -138 kJ c.
Diketahui energi ikatan H-F = 565 kJ/mol, H-H = 436 kJ/mol, F-F = 158 kJ/mol. Energi yang dilepas pada pembentukan 5 gram HF (Mr = 20 kJ/mol) dari unsur-unsurnya adalah a.
d. -67 kJ b.
e. -33,5 c.
Daftar Pustaka
1. Chang, Raymond. 2003. General Chemistry: The Essential Concepts. Third Edition.
Boston: Mc Graw-Hill.

2. Goldberg, David E. 2004. Fundamentals of Chemistry. Fourth Edition. New York The
McGraw}

BAB II TERMOKIMIA - MODUL TERMOKIMIA