TERMOKIMIA

Hukum kekekalan energi
” Energi tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan, tetapi dapat diubah dari satu bentuk ke bentuk yang lain, atau energi alam semesta adalah konstan.”

Secara matematis hubungan antara energi dalam, kalor dan kerja dapat dinyatakan sebagai berikut:

read more ..
ΔU = q + W

Persamaan diatas menyatakan bahwa perubahan energi dalam (ΔU) sama dengan jumlah kalor yang diserap (q) ditambah dengan jumlah kerja yang diterima sistem (w). Jika Kalor (q) masuk sistem maka kalor bertanda positif (+), sedangkan kalor yang keluar bertanda negatif (-). Kerja (w) yang dilakukan sistem (ekspansi), maka bertanda negatif (-), dan yang dilakukan lingkungan (kompresi) bertanda positif.

Contoh:

Suatu sistem menyerap kalor sebanyak 1000 kJ dan melakukan kerja sebanyak 5 kJ. Berapakah perubahan energi dalam sistem ini?

Jawab:

Karena sistem menyerap kalor, maka q bertanda positif, tetapi karena

sistem m elakukan kerja, maka w bertanda negatif.

ΔU= q + w

=100 kJ – 5 kJ

= 95 kJ

Eksoterm dan Endoterm

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

Q = m . c . ∆T

Qsampel = Qair + Qkalorimeter

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).

Entalpi Pembentukkan (∆Hfo)

Perubahan entalpi yang terjadi pada reaksi pembentukkan 1 mol suatu senyawa dari unsur – unsurnya, semua zat dalam bentuk stabil pada 25oC dan 1atm.

Entalpi Pembakaran (∆Hco)

Perubahan entalpi yang terjadi pada reaksi pembakaran 1 mol suatu zat dengan oksigen diukur pada keadaan standar. Pembakaran sempurna menghasilkan CO2 dan H2O.

Entalpi Penguraian

Reaksi penguraian adalah kebalikan dari reaksi pembentukan. Oleh karena itu, sesuai dengan azas kekekalan energi, nilai entalpi penguraian sama dengan entalpi pembentukannya, tetapi tandanya berlawanan.

Contoh:

Diketahui ΔHf 0 H2O (l) = -286 kJ mol -1, maka entalpi penguraian H2O (l) menjadi gas hidrogen dan gas oksigen adalah + 286 kJ mol-1

H2O (l) ——> H2 (g) + ½ O2 (g) ΔH = + 286 kJ

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