9. MENENTUKAN PERUBAHAN ENTALPI BERDASARKAN KONSEP TERMOKIMIA***kimiatomesemka***

9.1 Menjelaskan Entalpi dan Perubahan Entalpi
Indikator :

• Sistem dan lingkungan dijelaskan  berdasarkan istilah teknis
• Reaksi eksoterm dan reaksi endoterm dibedakan berdasarkan arah perpindahan energi
• Perubahan entalpi dijelaskan sebagai kalor reaksi pada tekanan tetap

Rangkuman Materi
a. Termokimia :

•  Mempelajari dinamika atau perubahan reaksi kimia dengan mengamati panasnya saja.
•  Hukum kekekalan energy : energy tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan , energy  hanya dapat diubah dari satu bentuk ke bentuk yang lain
•  Energy juga dapat mengalami perpindahan dari system ke lingkungan atau sebaliknya
•  Sistem adalah sebagian dari alam semesta yang sedang kita pelajari, di luar sistem adalah lingkungan.             

b. Reaksi eksoterm dan endoterm

• 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_(g) --------> CO_(g)   + 393,5 kJ          ΔH = -393,5 kJ

•  Pada reaksi endoterm 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

c. Entalipi dan perubahan entalpi (∆H)

•  Nama lain dari entalpi adalah panas
•  Panas reaksi pada tekanan tetap disebut perubahan entalpi dan diberikan dengan simbol ΔH.

ΔH = H _akhir – H _{mula mula}

d. Perubahan Entalpi Standar

Perubahan entalpi reaksi diukur pada temperatur 298°K dan tekanan 1 atm disepakati sebagai entalpi standar, dinyatakan dengan simbol ΔH°

Jenis-jenis perubahan entalpi :

1.    Perubahan Entalpi Pembentukan Standar  (ΔH_f ) (ΔHf = standar enthalpy of formation)

• ΔH  untuk membentuk 1 mol persenyawaan langsung dari unsur unsurnya yang diukur pada 298 K dan tekanan 1 atm 

        contoh : 
      
2.    Perubahan Entalpi Penguraian Standar (ΔH_d)(ΔH_d=standar enthalpy of decomposition)

• ΔH_d dari penguraian 1 mol persenyawaan langsung menjadi unsur-unsurnya (Kebalikan dari ΔH pembentukan)

          Contoh :
          
3.    Perubahan Entalpi Pembakaran Standar ( ΔH_c)(ΔH_c = standar enthalpy Of combustion)

• ΔH untuk membakar 1 mol persenyawaan dengan O₂ dari udara yang diukur pada 298 K dan tekanan 1 atm.

        Contoh :
           

e. Perubahan entalpi netralisasi standar

• Perubahan entalpi netralisasi standar yaitu pperubahan entalpi yang diperlukan atau dilepaskan untuk menetralkan 1 mol basa oleh asam yang diukur pada keadaan standar.
• ΔH yang dihasilkan (selalu eksoterm) pada reaksi penetralan asam atau basa. 

        Contoh :

                   

 9.2 Menentukan Perubahan Entalpi Reaksi

Indikator :

•  Perubahan entalpi reaksi ditentukan berdasarkan kalorimeter
•  Perubahan entalpi dihitung dengan menggunakan hukum Hess
•  Perubahan entalpi dihitung berdasarkan perubahan entalpi standar
•  Perubahan entalpi dihitung berdasarkan energi ikatan
• Kalor reaksi dapat diukur dengan alat kalorimeter

Rangkuman Materi

 
Menentukan perubahan entalpi reaksi:
a.    Calorimeter
Kalorimeter adalah suatu alat untuk mengukur jjumlah kalor reaksi yang diserap atau dilepas pada suatu reaksi kimia. Jumlah kalor yang dilepas atau di diserap dirumuskan :

q = m . c . ∆T

q = jumlah kalor (joule)

m = massa zat (g)

c = kalor jenis (J.g-1.°C-1)

∆T = perubahan suhu (°C)

Kalor jenis (c) merupakan kalor yang diperlukan untuk menaikkan 1 gram zat sebesar °C atau K. Kapaasitor panas (C) merupakan jumlah panas yang dibutuhkan untuk menaikkan suhu sebesar 1°C.

q = C. ∆T        ∆ H = q

keterangan =

q = jumlah kalor (joule)

C = kapasitas kalor ( J.°C-1)

 ∆T = perubahan suhu ( °C)

∆ H = perubahan entalpi

b.    Hukum Hess 
    Jumlah panas yang dibutuhkan atau dilepaskan pada suatu reaksi kimia tidak bergantung pada jalannya reaksi tetapi ditentukan oleh keadaan awal dan akhir. Atau :
“Kalor reaksi dari suatu reaksi tidak bergantung apakah  reaksi tersebut berlangsung satu tahap atau beberapa  tahap” 

KEPENTINGAN :
 Hukum Hess sangat penting dalam perhitungan kalor reaksi yang tidak dapat  ditentukan secara eksperimen.
Contoh reaksi :
1. Reaksi langsung
       A  --------> B                                      ΔH1 = x Kkal 
2. Secara tidak langsung
     a) lewat C            A  ------------> C         ΔH2 = b Kkal   

                                   C ------------> B          ΔH3 = c Kkal

b) Lewat D dan E

                                   A --------------> D        ΔH4 = a Kkal 

                                   D --------------> E        ΔH5 = d Kkal

                                   E -------------->  B       ΔH6 = e Kkal

                Maka berlaku hubungan :

                                                           x = b + c = a + d + e

                              ΔH1 = ΔH2 + ΔH3 = ΔH4 + ΔH5 + ΔH6

Contoh soal :

1. Diketahui : 2H2(g)  + O2(g)  --------->  2H2O(cair)         ΔH = -136 Kkal

                        H2(g) + O2(g)    -----------> H 2O2(cair)       ΔH = -44,8 Kkal

    Hitung  ΔH untuk reaksi :

    2H2O2(cair) -------------> 2H2O + O2 

    Jawab :

    2H2  +  O2 -----------> 2H2O             ΔH = -136 Kkal

    2H2O2      ----------->; 2 H2 + 2O2    ΔH =  +89,6 Kkal       +       

    2H2O2      ------------>  2H2O + O2    ΔH = -46,4 Kkal
c.    Data entalpi pembentukan standar
    Selisih entalpi pembentukan standar( ∆ H°f ) antara produk dan reaktan merupakan perubahan entalpi ( ∆ H ) reaksi.
a PQ  +  b RS  ---------> c PS  +  d RQ 
∆ H reaksi =  ( c . ∆H°f PS + d . ∆H°f RQ ) – ( a . ∆H°f PQ + b . ∆H°f RS)
contoh :

1.      ∆H reaksi dari

V2O3 ------------>; V2O5 + 4 VO    

Jika diketahui :     

∆H_f V₂O₃   =  -290 kkal

∆H_f V₂O₅   =  -370 kkal

∆H_f VO      =  -100 kkal

∆H reaksi  = {(-370 kkal) + 4(-100 kkal)}-{3(-290 kkal)}

                        = -770 kkal + 870 kkal

                  = 100 kkal
d.    Energy ikatan
    Energy ikatan adalah energy yang diperlukan untuk memutuskan ikatan kimia dalam satu mol suatu  senyawa berwujud gas pada keadaan standar menjadi atom-atom penyusunnya. Berdasarkan jenis dan letak atom dalam molekulnya dibagi menjadi:
1. Energy atomisasi : energy untuk memutuskan semua ikatan dalam 1 mol molekul menjadi atom-atom bebas dalam keadaan gas.
Contoh : CH4 menjadi atom C dan 4 atom H
2. Energy disosiasi ikatan : energy untuk memutuskan salah satu ikatan dalm molekul. Contoh : CH4 menjadi CH3 dan H dengan ∆H = 431 kJ artinya untuk memutuskan 1 atom H sebesar 431 kJ
3. Energy ikatan rata-rata : energy untuk memutuskan ikatan atom-atom dalam senyawa. Contoh : CH4 menjadi C dan 4 atom H dengan ∆H=1668 kJ, maka energy ikatan rata-ratanya =  = 417 kJ
Rumus untuk menghitung ∆H dari energi ikatan adalah :
∆H = ∑ energy pemutusan ikatan - ∑ energy penggabungan ikatan
Contoh : 

1.      Hitung energi ikatan :

      Jika Entalpi pembentukan NH₃ adalah -46 kJ , energi ikatan H-H = 436 kJ , energi ikatan N-H = 390 kJ , berapakah energi ikatan N2 ?
Penyelesaian :1/2 N2(g) + 3/2H2(g)  -------------->  NH3 (g)          ΔH = -46 kJ
                         N2(g) + 3H2(g)  --------------> 2 NH3 (g)                  ΔH = -92 kJ
Reaksi : N2(g) + 3H2(g)  --------------> 2 NH3 (g)

∆H_reaksi={(energi Ikatan N2 + 3 (energi ikatan H-H))-{2(3 energi ikatan N-H)}- 92 kJ      

     -92   = {(energi ikatan N2+3(436))-{2(3x390)}- 92 kJ   

     -92   = {(energi ikatan N2+1308)-{2340}

Jadi energi ikatan N2 sebagai berikut = - 92 + 2340 – 1308 kJ  = 940 kJ .

 

9.3 Menentukan kalor pembakaran berbagai bahan bakar   

Indikator :

• Nilai kalor bakar bahan bakar  X kJ. gram^-1 diartikan sebagai setiap pembakaran sempurna 1 gram bahan bakar akan dihasilkan X kJ
• Kalor pembakaran bahan bakar ditentukan berdasarkan data perubahan entalpi pembentukan suatu bahan bakar, gas karbon dioksida, dan uap air

Rangkuman Materi

Kalor pembakaran bahan bakar

Reaksi kimia yang umum digunakan untuk menghasilkan energi adalah pembakaran, yaitu suatu reaksi cepat antara bahan bakar denga 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 itu berasal dari pelapukan sisa organisme, baik tumbuhan atau hewan. Pembentukan bahan bakar fosil ini memerlukan waktu ribuan sampai jutaan tahun. Contoh :

-          Bahan bakar   fosil : minyak bumi atau batu bara

-          Bahan bakar jenis lain: alkohol dan hidrogen.

-          Bahan bakar campuran: hidrogen cair dan oksigen cair pada pesawat ulang alik sebagai bahan bakar roket pendorong

-          Nilai kalor bakar bahan bakar  X kJ. gram^-1 diartikan sebagai setiap pembakaran sempurna 1 gram bahan bakar akan dihasilkan X kJ

 Tabel 4. Komposisi dan nilai kalor dari berbagai jenis bahan bakar

                  

Nilai kalor bakar dapat digunakan untuk memperkirakan harga energi suatu bahan bakar.

Contoh penentuan nilai kalor bahhann bakar:

Harga arang Rp 400,00/kg, dan harga LPG Rp 800,00 /kg . Nilai kalor bakar arang 34 kJ/gram dan nilai kalor bakar LPG 40 kJ/gram. Dari informasi tersebut dapat diketahui manakah harga kalor yang lebih murah , yang erasal dari arang atau dari LPG.

Pembahasan :

Nilai kalor bakar arang = 34 kJ/gram sehingga dengan uang Rp 400,00 dapat diperoleh 1000 gram arang dan didapat kalor sebanyak

    = 34 x 1000 kJ

    = 34.000 kJ

    Jadi tiap rupiahnya mendapat kalor sebanyak :

                 = 85 kJ/rupiah

Untuk LPG, nilai kalor bakarnya = 40 kJ/gram, sehingga dengan uang Rp 800 dapat diperoleh 1000 gram LPG dan kalor sebanyak

= 40 x 1000 kJ

    = 40.000 kJ

     Jadi tiap rupiahnya mendapat kalor sebanyak :         

                   = 50 kJ/rupiah

Jadi harga kalor yang lebih murah adalah Yang berasal dari arang