5. TERMOKIMIA Oleh: Syukri S, Yerimadesi, & Hardeli Program Studi Pendidikan Kimia FMIPA Universitas Negeri Padang Pada bab 4 telah dikupas tentang perubahan eltalpi dalam proses-proses perubahan fisika. Pada bab ini khusus membahas termokimia, yaitu perubahan entalpi ( ∆H ) atau kalor yang menyertai reaksi kimia. Mula-mula dikemukakan pengertian termokimia dan cara menentukannya dengan ekperimen. Setelah itu dibahas tentang kalor pembentukan standar senyawa serta cara menentukan dan menggunakannya. Setelah itu dkemukakan tentang kalor pembakaran dan kegunaannya. Disamping itu juga dibahas tentang cara menentukan kalor reaksi secara perhitungan dan data energi ikatan unsur dalam senyawa dan energi atomisasi unsur. Terakhir dibahas pula kalor pembentukan larutan yang berguna dan menentukan kalor reaksi ion dalam larutan. 5.1 Pengertian Termokimia Reaksi kimia adalah perubahan pereaksi (keadaan awal) menjadi produk (keadaan akhir). Contohnya AB + CD → AC+ BD (gambar 5.1) H1 H2 AB AC CD BD Awal akhir Gambar 5.1 . Keadaan awal dan akhir reaksi AB + CD → AC+ BD Telah dinyatakan bahwa energi yang dikandung suatu zat dalam sistem disebut entalpi (H), tetapi nilainya tak dapat diukur atau dihitung. Berarti energi sistem dalam keadaan awal adalah HAB + HCD sedangkan energi keadaan akhir adalah HAC + HBD. Yang menjadi masalah adalah nilai mutlak HAB, HCD, HAC dan HBD tidak diketahui. Berdasarkan hukum kekekaan energi, bila energi pereaksi lebih besar dari produk, maka HAB + HCD >HAC + HBD atau: H1 > H2 bila energi pereaksi lebih kecil dari produk, maka: HAB + HCD <HAC + HBD SYUKRI S, DKK 1 atau: H1 < H2 Dengan H1= entalpi pereaksi dan H2= entalpi produk. Dengan demikian reaksi eksoterm apabila: H2 - H1 = ∆H = Dan reaksi endoterm apabila: H2 - H1 = ∆H = + Sedangkan apabila H2 = H1 maka: H2 - H1 = ∆H = 0 Berarti tidak ada kalor yang masuk / keluar atau q = 0 dan ini disebut proses adiabatik. Termokimia adalah studi tentang kalor yang menyertai reaksi. Dengan demikian cara menuliskan dalam termokimia harus ditambah dengan perubahan entalpi (∆H) dibelakangnya, misalnya bernilai x kJ/mol. AB + CD → AC+ BD ∆H = x kJ/mol Dalam kimia ada beberapa jenis reaksi, maka nama kalor reaksi sesuai dengan reaksi, yaitu seperti berikut ini. a. Kalor Pembentukan Reaksi pembentukan adalah reaksi pembentukan satu mol senyawa langsung dari unsur-unsurnya dalam keadaan standar (suhu 25oC dan tekanan 1 atm ). Contoh pembentukan 1 mol H2O (l) diperlukan 1 mol H2 (g) dan ½ mol O2 (g). H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (l) ∆H = -286 kj/mol b. Kalor Penguraian Reaksi penguraian adalah kebalikan reaksi pembentukan, yaitu kalor yang menyertai penguraian 1 mol senyawa menjadi unsur-unsurnya dlam keadaan standar. H2O (l) → H2 (g) + ½ O2 (g) ∆H = 286 kj/mol c. Kalor Reaksi Kalor reaksi adalah kalor yang menyertai suatu reaksi dengan koefisiean paling sederhana, contoh: 2H2 (g) + O2 (g)→ 2 H2O (l) ∆H = 2x kj/mol 5.2 Penentuan Kalor Reaksi dengan Pengukuran a. Secara Eksperimen SYUKRI S, DKK 2 Telah dikemukakan bahwa nilai entalpi suatu zat tidak diketahui, yang dapat diukur adalah ∆H reaksi melalui percobaan, yaitu kalor yang dikeluarkan suatu reaksi dengan alat yang disebut dengan kalorimeter. Ada beberapa jenis kalorimeter dan salah satu yang sederhana adalah seperti pada gambar 5.2 Sebuah bejana diisi sejumlah air yang telah diketahui massanya, misalkan 100 gram. Dalam bejana terdapat tabung reaksi yang diisi dengan zat pereaksi. Setelah pereaksi dicampur akan terjadi reaksi dan kalor yang dilepaskan kedalam tabung sehingga menaikan suhu air. Suhu air sebelum dan sesudah reaksi dapat dilihat pada termometer yang tercelup kedalam air. Kalor (q) yang dilepaskan reaksi adalah: q = w . c . ∆t dengan w= massa air, c=kalor jenis air ( 1 kalori/gram ) dan ∆t = suhu akhir –suhu awal. Misalkan reaksi 0,5 mol A dengan 0,5 mol B menjadi 0,5 mol AB dengan suhu awal 25oc dan suhu akhir 65oc, maka q= 100 × 1 × 40 kalori = 4000k kal. Karna dalam termokimia adalah untuk satu mol AB maka persamaan termokimia reaksi: A + B → AB ∆H = 2 x 4000 kj/mol = 8 kkal/mol b. Menentukan Kalor Reaksi dengan Hukum Hess Ditinjau ketinggiannya dari permukaan laut, Padang Panjang lebih tinggi dari Padang. Dari Padang ke Padang Panjang dapat melalui dua jalan berbeda. Pertama cara langsung, naik mobil Padang ke Padang Panjang. Kedua, cara tak langsung, naik mobil ke Solok terlebih dahulu dan kemudian mobil Solok ke Padang Panjang. Walaupun jalan dan waktu berbeda, SYUKRI S, DKK 3 tetapi perbedaan ketinggian keduanya adalah sama. Karena ketinggian Padang – Padang Panjang sama dengan ketinggian Solok ditambah ketinggian Solok ke Padang Panjang. Dengan kata lain, perbedaan ketinggian suatu perjalanan tidak bergantung pada jalan yang ditempuh tetapi hanya pada keadaan awal dan akhir. Suatu reaksi tentu mempunyai pereaksi dan hasil reaksi tertentu. Di samping ada beberapa reaksi yang apabila dijumlahkan dihasilkan reaksi yang sama reaksi yang dengan reaksi pertama. Ternyata kalor reaksi yang pertama sama dengan jumlah kalor beberapa reaksi di atas. Berdasarkan fakta di atas Hess membuat suatu pernyataan yang disebut hukum Hess. Kalor suatu reaksi tidak bergantung pada jalan yang ditempuh tetapi bergantung hanya pada keadaan awal dan akhirnya. Untuk memahami hukum ini perhatikan reaksi pembentukan CO2. Reaksi ini melalui dua cara yang diketahui, yaitu seperti berikut ini. Secara langsung: C(s) + O2(g) → CO2 ∆H= -393,5 kJ/mol Secara tak langsung: C(s) + ½ O2(g) → CO(g) ∆H= -110,5 kJ/mol CO(g) + ½ O2(g) → CO2(g) ∆H= -283,5 kJ/mol C(s) + O2(g) → CO2(g) ∆H= -393,5 kJ/mol Ternyata kalor secara langsung sama dengan jumlah kalor secara tak langsung. Berdasarkan hukum Hess dapat ditentukan kalor suatu reaksi dari reaksi-reaksi lain yang diketahui kalor reaksinya dengan cara eksperimen atau cara lain. Syaratnya bila reaksireaksi yang diketahui dijumlahkan menghasilkan reaksi yang ditanya kalor reaksinya Contoh 5.1 Tentukan kalor reaksi FeO(s) + CO(g) → Fe(s) + CO2(g) Bila diketahui (a) Fe2O3(s) + CO(g) → 2 Fe(s) + CO2 (g) (b) 3Fe2O3(s) + CO(g) → 2Fe3O4(s) + CO2(g) (c) Fe3O4(s) + CO(g) → 3FeO(s) + CO2(g) ∆H= -28 kJ ∆H= -59 kJ ∆H= +38 kJ Jawab (a) 1/2 Fe2O3(s) + 3/2 CO(g) → Fe(s) + 3/2 CO2(g) (b) 1/3 Fe3O4(s) + 1/6 CO(g) → 1/2 Fe2O3(s) + 1/6 CO(g) (c) FeO(s) + 1/3CO(g) → 1/3Fe3O4(s) + 1/3CO(g) FeO(s) + CO(g) → Fe(s) + CO2(g) SYUKRI S, DKK ∆H= -14kJ ∆H= -95/6 kJ ∆H= +122/3 kJ ∆H= 81/3 kJ 4 5.4 Menghitung Kalor Reaksi dari Kalor Pembentukan Standar Telah dikemukakan bahwa kalor reaksi adalah perbedaan entalpi hasil reaksi (H2) dengan entalpi pereaksi (H1), tetapi nilai mutlak zat-zat pereaksi dan hasil reaksi itu tidak dapat ditentukan. Sebagai jalan keluarnya adalah dengan menentukan nilai relatifnya dengan cara tertentu. Untuk itu diberikan suatu hal sebagai analoginya berikut ini. Orang tua-tua dulu tidak tahu tanggal dan tahun, sehingga ia tidak tahu umur anaknya. Mereka menggunakan umur relatif berdasarkan suatu kejadian besar, misalnya waktu gempa dan gunung meletus. Dengan cara ini mereka dapat mencari perbedaan umur dua orang anak. Misalkan A lahir 2 tahun sebelum gempa sehingga umur relatifnya +2 tahun, si B lahir 5 tahun setelah gempa sehingga umur relatifnya -5 tahun. Perbedaan keduanya adalah 7 tahun. Demikian juga dengan kalor reaksi, yang kita perlukan adalah perbedaan entalpi (∆H) dan bukan nilai mutlaknya, sehingga dapat dihitung dari nilai relatifnya. Telah dinyatakan bahwa yang dapat diukur melalui percobaan hanyalah kalor reaksi (∆Hr), salah satu jenis kalor itu kalor pembentukan senyawa (∆Hf) langsung dari unsurunsurnya. Misalkan kalor pembentukan AB dari unsur A dan B adalah 10 kJ/mol. Karena nilai mutlak HA, HB, HAB tidak diketahui, maka kita bebas menentukan nilai relatifnya masingmasing, yang penting perbedaannya 10. Kemungkinan itu adalah sbb. A Entalpi + B → AB 5 3 18 8 7 25 0 0 10 ∆H= 10kJ/mol Yang menarik terakhir adalah yang terakhir, yaitu dengan memberi nilai entalpi semua unsur pembentukan adalah nol, sehingga HAB sama dengan kalor reaksi pembentukannya (∆HAB) yang didapat dari percobaan. Oleh sebab itu disepakati suatu perjanjian nilai relatif entalpi unsur. Entalpi unsur bebas adalah nol pada suhu 25° C dan tekanan 1 atm (H°unsur=0). Notasi nol kecil (°) menyatakan keadaan standar, yaitu suhu 25°C, tekanan 1 atm dan jumlah senyawa satu mol. Berdasarkan nilai relatif unsur dan hasil percobaan didapat nilai entalpi relatif pembentukan senyawa pada keadaan standar (∆H°f, senyawa), contoh: SYUKRI S, DKK 5 (1) (2) (3) C(s) + O2 → CO2 0 0 -393,5 H2(g) + 1 /2O2(g) → 0 1 /2(0) Si(s) 0 + 2H2(g) ∆H°f= -393,5 kJ/mol H2O(l) ∆H°f= -286,0 kJ/mol -286,0 → 2(0) SiH4(g) ∆H°f= 33,0 kJ/mol 33,0 Dengan demikian didapat nilai ∆H°CO2= -393,5 kJ/mol, ∆H°H2O= -286,0 kJ, dan ∆H°SiH4= 33,0 kJ/mol. Dengan cara yang sama diperoleh nilai entalpi pembentukan standar beberapa senyawa seperti pada Tabel 5.1. Dari tabel ternyata ada 2 hal penting. 1) Nilai itu kalor pembentukan ditulis dengan notasi ∆ (delta) menunjukkan bahwa nilai itu relatif dan bukan nilai mutlak. 2) Kalor pembentukan ada yang bernilai positif dan ada yang negatif karena ∆Hf° bukanlah nilai mutlak melainkan nilai relatif dengan anggapan entalpi unsur adalah nol. Yang sesungguhnya baik unsur maupun senyawa suatu senyawa pasti mempunyai energi yang tentu bertanda positif. 3) Unsur bebas yang wujudnya sama dengan keadaan standar bernilai nol, sedangkan yang wujudnya tidak standar mempunyai nilai tertentu. Contohnya Br2 dalam keadaan standar (25°C dan 1 atm) adalah cair maka ∆H°Br2(g)= 33,9 kJ/mol. SYUKRI S, DKK 6 Tabel 5.1. Kalor Pembentukan Beberapa Zat pada Keadaan Standar (suhu 25○C dan Tekanan 1 atm) Seperti telah dikemukakan bahwa nilai relatif dapat dipakai untuk menentukan perbedaan dua nilai. Berdasarkan nilai entalpi relatif unsur dan senyawa dapat dihitung nilai mutlak kalor reaksi. Contoh 5.2 Tentukan kalor eaksi a) 2SO2(g) + O2(g) → 2SO3(g) b) SO3(g) + H2O(g) → H2SO4(g) Jawab SYUKRI S, DKK 7 a) 2SO2(g) + 2(-297) O2(g) → 0 2(-396) H1 ∆Hr = H2 2SO3(g) H2 - = 2(-396) kJ H1 - (2(-297)kJ + 0) = - 1386 kJ b) SO3(g) + -396 ∆H= H2 + = -813,8 kJ H2O(l) → -286 -813,8 H2SO4(l) H1 - (-396 -286) kJ = -131,8 kJ Ada senyawa yang tidak dapat dibuat dengan mereaksikan unsur-unsurnya, maka kalor pembentukannya dapat ditentukan dari kalor reaksi yang melibatkan senyawa tersebut. Contoh 5.3 Tentukan kalor pembentukan standar CaC2(s) bila dari hasil percobaan didapat CaO(s) + 3C(s) → CaC2(s) + CO(g) ∆H= 462 kJ Jawab CaO(s) + -635,5 3C(s) → 3(0) CaC2(s) + a ∆H = H2 - H1 462 = -110 + a a = -63,5 kJ - CO(g) ∆H= 462 kJ -110 (-635,5 +0) Jadi, ∆H°CaC2 = -63,5 kJ/mol Kalor Pembakaran Umumnya senyawa organik dapat bereaksi dengan oksigen melepaskan kalor yang disebut reaksi pembakaran. Jika sejumlah oksigen cukup akan terjadi pembakaran sempurna SYUKRI S, DKK 8 yang menghasilkan gas CO2(s) dan H2O(l). energi kalor yang dilepaskan disebut kalor pembakaran. Kalor pembakaran adalah kalor yang dilepaskan pembakaran sempurna satu mol senyawa. Contoh kalor pembakaran 1 mol CH4(g) adalah 990 kJ/mol maka dapat ditulis CH4(g) + O2(g) → CO2(g) + H2O(l) ∆H = - 890 kJ/mol Hasil percobaan telah dapat menentukan kalor pembakaran beberapa senyawa seperti pada Tabel 5.2. Dengan menggunakan data kalor pembakaran, kita dapat menentukan kalor pembentukan senyawa yang tidak dapat dibuat langsung dari unsur-unsurnya. Contoh 5.4 Kita tidak dapat mereaksikan 6 C(s) dengan 3H2 menjadi C6H6 (l). Tentukan kalor pembentukan standar senyawa C6H6(l) dari nilai kalor pembakarannya. Jawab C6H6(l) + 71/2 O2(g) → 6CO2(g) + a 71/2(0) 6(-394) 3H2O(l) 3(-286) ∆H = H2 - -3268 = {6(-394) – 3 (-268)} - a +46,0 kJ/mol = ∆H = -3268 kJ/mol H1 {a + 71/2(0)} Jadi, C6H6(l) mempunyai ∆H° = +46,0 kJ/mol SYUKRI S, DKK 9 5.4. Menentukan Kalor Reaksi dari Data Energi Ikatan Cara lain untuk memperkirakan kalor reaksi adalah dengan menggunakan data energi ikatan antara atom-atom dalam senyawa dan dalam unsur. Dalam reaksi kimia terjadi pemutusan ikatan dalam pereaksi dan terbentuk ikatan baru dalam hasil reaksi (produk). Contohnya dalam reaksi AB + CD → AC + BD Dalam reaksi terjadi pemutusan ikatan A-B dan C-D dan terbentuk ikatan A-C dan B-D. Dalam suatu reaksi, zat pereaksi mungkin berupa senyawa atau unsur. Dalam senyawa umumnya terdapat ikatan antara atom-atom yang berbeda, sedangkan dalam unsur hanya terdapat iakatn antara unsur yang sama. Oleh sebab itu untuk memutuskan ikatan senyawa diperlukan energi ikatan (∆Hik), sedangkan untuk memutus ikatan dalam unsur diperlukan energi atomisasi ( ∆Hat). SYUKRI S, DKK 10 Energi Ikatan Setiap ikatan mempunyai energi tertentu, maka untuk memutuskannya diperlukan energi dan bila terbentuk mengeluarkan energi yang keduanya akan sama besarnya. Setelah putus fragmen yang terbentuk akan merupakan partikel bebas. Partikel terjadi bila berwujud gas. Oleh sebab itu didefenisikan Energi ikatan adalah energi yang diperlukan untuk memutuskan ikatan satu mol berwujud gas menjadi fragmen yang netral. Energi ikatan antara atom telah diukur dengan tepat olah para ahli seperti yang tercantum dalam tabel 5.3 Tabel 5.3 Entalpi ikatan dalam kJ/mol Energi Atomisasi Unsur dalam keadaan bebas ada yang berwujud gas, cair dan padat. Demikian juga unsur bebas ada yang berupa diatom (sepeti H2, N2 dan Cl2) tetraatom ( P4), dan heksaatom (S6) dan poliatom ( C, logam). Energi untuk memutus semua ikatan antara atom sehingga menjadi atom-atom bebas disebut energi atomisasi. Atom bebas itu hanya terjadi bila dalam wujud gas. Jadi dapat didefenisikan Energi atomisasi ( ∆Hat) adalah energi yang diperlukan untuk menghasilkan satu mol atom unsur bebas dalam keadaan gas. Energi atomisasi unsur telah diukur dengan tepat oleh para ahli seperti yang tercantum dalam table 5.4. Proses pemutusan semua ikatan dalam baik dalam senyawa maupun unsur adalah proses endotermik ( memerlukan ) sehingga seolah-olah semua pereaksi menjadi atom-atom bebas. Sebaliknya dalam pembentukan ikatan baru adalah proses eksotermik, yaitu SYUKRI S, DKK 11 terbentuknya ikatan-ikatan dalam produk. Besarnya energi pembentukan adalah sama dengan energi pengatoman produk tetapi dengan tanda berlawanan. Oleh karena itu kalor reaksi (∆H) adalah perbedaan antara energi pengatoman pereaksi dngan energi pengatoman produk. ∆H= Energi pengatoman pereaksi- Energi pengatoman produk Tabel 5.4 Entalpi atomisasi ( Hat) beberapa unsur ( kJ/mol) Unsur-Unsur Utama H 217,9 Li 161 Be 321 B 590 C 716,682 N 472,70 O 249,17 F Na 108,4 Mg 150 Al 314 Si 455,6 314,6 278,81 Cl 121,68 K P S 78,99 89,8 Ca 193 Ga 289 Ge 377 As 290 Se 202 Br 111,88 Rb 85,8 Sr 164 In 244 Sn 301 Sb 254 Te 199 I Cs Ba 176 TI 186 Pb 195,8 Bi 208 Po 144 Mn 279 Fe 404,5 Co 427 Ni 431 78,7 106,84 Beberapa unsur blok d Ti 469 Cr Cu 339,3 Zn 398 130,5 Ag 286,2 Hg 60,84 Berdasarkan data energi ikatan dan energi atomisasi dapat diperkirakan kalor suatu reaksi. Contoh 5.4 Tentukan kalor reaksi dibawah ini dari data energi ikatannya C2H4(g) + H2(g) → C2H6(g) Bandingkan hasilnya dengan menggunakan data kalor pembentukan Jawab Untuk memecahkan masalah ini perlu diketahui jumlah dan Jenis ikatan dalam pereaksi dan produk, yaitu membuat struktur molekulnya. SYUKRI S, DKK 12 → C2H4(g) + H2(g) H2C=CH2 + 𝛥H 1(615) → H-H 4(C-H) + 1(C=C) + 4(415) C2H6(g) 2H H3C—CH3 6(C-H) + 1(C-C) 2(218) 6(415) 1(344) = {4(415)+ 615 +2(218)} - {6(415) +344} = -123kJ/mol Dengan data pembentukan: C2H4(g) + H2(g) → C2H6(g) 51,9 0 -84,5 𝛥H = -84,5-(51,9 + 0) = -136,4 kJ/mol Ternyata terdapat sedikit perbedaaan antara kedua cara ini. Nilai yang lebih tepat adalah dengan menggunakan kalor pembentukan karena berdasarkan hasil percobaan, maka itu dengan menggunakan data energi ikatan hanyalah sebagai perkiraan. Data energi ikatan dan atomisasi juga dapat dipakai untuk memperkirakan kalor pembentukan senyawa. Contoh 5.5 Tentukan kalor pembentukan C2H6 (g) dari data ikatan dan atomisasi Jawab 2C(s) + 3H2(g) 2(717) → 6(218) H3C—CH3(g) 6(415) +1(344) 𝛥H = {6({2(717) + 6(218)}- (6(415) +1(344)} = -93,2kJ/mol Kalor pembentukan pada tabel 1 adalah -84,5 kJ/mol. Jadi terdapat sedikit perbedaan dengan hasil ini. Contoh 5.6 H2(g) +1/2 O2 (g) > H-O-H (g ) Maka SYUKRI S, DKK 13 H fH 2O ( g ) =-2H atH -2H atO − 2H Oo − H = -2(218)+249-2(463) = -241kJ/mol Dalam Tabel 5.1 diperoleh -242 kJ/mol Karena air dalam keadaan standar berwujud cair, maka air harus diubah menjadi cair dengan melepaskan kalor pengembunan yang nilainya sama dengan kalor penguapan ( ∆Hvap) tetapi tandanya berlawanan. H 2 O(g) → H 2 O(I) H=H vap -H vap = H fH 2O ( g )( I ) − H fH 2O ( g ) H fH 2O ( I ) =H fH 2O ( g ) − H vap = -241kJ-40,7kJ = -281,7 kJ/mol Air mendidih atau megembun pada suhu 1000 C, sedangkan suhu standar adalah 250C. oleh sebab itu air pada 1000 C harus diubah jadi 250 C. sambil melepaskan kalor. Pada seksi 3.6 telah dinyatakan bahwa untuk menurunkan 10 C air tiap gram dikeluarkan 1 kalori (4,184 J) karena 1 mol air =18 gr, maka q = - m c At = - 18 x 4,184 x (100 - 25) J = - 5,6 kJ H ofH 2O ( I ) =-281,7 kJ/mol - 5,6 kJ/mol = -287,3 kJ/mol Hasil percobaan (Tabel 5.1) adalah - 278 kJ/mol c. Reaksi H H H-C-C-H 1 2C ( s) + 3H 2 ( g ) + O2 ( g ) → 2 → C2 H 2 OH(I) H H DH o fC2 H 5OH ( g ) = 2 DH 0 atC + 6 DH 0 atO 0 0 0 − (6 DH C0 − H + DH atC −C + DH C −O + DH O − H ) = 2(715) + 6(218) + 249 − (6(415) + 348 + 356 + 463) = -255kJ / mol H fC2 H5OH ( I ) = H fC2 H5OH ( g ) − H vap = −255kJ − 39kJ = −294kJ SYUKRI S, DKK 14 Hasil percobaan ( Tabel 5.1) adalah -278 kJ/mol Akhirnya entalpi ikatan dan entalpi atomisasi dapat dipergunakan untuk memperkirakan entalpi reaksi. Caranya dengan mencari selisih entalpi ikatan dan atomisasi bereaksi dengan hasil rekasi. Contoh 5.7 Hitunglah entalpi reaksi C2 H 4 ( g ) + H 2 ( g ) → C2 H 6 ( g ) Berapakah hasilnya dengan yang dihitung dati Tabel 5.1 Jawab : H H H H + H-H C=C H H H-C-C-H H H H r0 = 4H C0 − H + H C0 =C − H H0 2 ( g ) − 6H C0 − H + H C0 −C = 4(415) + 615 + 2(218) − 6(415) + 344 = −123kJ / mol Dari Tabel 5.1 adalah : H r0 = H C02 H6 ( g ) − (H C02 H4 ( g ) − H H0 2 ( g ) = -184,5-(+51,9)-0 = -136,4 kJ/mol Ternyata terdapat perbedaan sebanyak 13,6 kJ/mol Dari contoh ini ternyata entalpi ikatan dan entalpi atomissi dapat dipakai untuk menghitung entalpi pembentukan senyawa. Karena entalpi ikatan adalah nilai rata-rata dari ikatan tersebut dalam berbagi ikatan, maka hasil perhitungan sedikit berbeda dari entalpi pembentukan standar hasil pengukuran dengan kalorimeter. SYUKRI S, DKK 15 5.5 Entalpi Pembentukan Ion dalam Larutan Pada kenyataannya banyak reaksi kimia dapat terjadi bila pereaksi berupa larutan. Pereaksi dalam larutan dapat bergerak bebas sehingga bereaksi antara satu dengan yang lainnya. Jika zat pereaksiadalah senyawa elektrolit maka dalam laruutan zat itu terurai menjadi ion positif dan negatif. Reaksi senyawa elektrolit dalam larutan adalah antara ion – ion tersebut. Dengan kata lain, dalam reaksi ini terjadi perubahan suatu ion menjadi ion lain. Suatu senyawa bila dilarutkan dalam pelarutnya akan mengalami perubahan entalpi, karena entalpi zat dan pelarut sebelum bercampur berbeda bila tidak bercampur. Besarnya perbedaan itu bergantung pada jumlah zat mol dan konsentrasi larutan yang terbentuk. Jika sejumlah senyawa elektrolit dilarutkan dalam pelarut dengan jumlah tak hingga, maka terbentuk larutan encer tak hingga yang diberi label ag. Dalam laarutan ini semua zat terurai sempurna sehingga interaksi antar ion – ion kecil sekali (diabaikan). Perubahan entalpi pembentukan larutan seperti ini disebut entalpi pelarutan. Entalpi pelarutan adalah perubahan entalpi yang menyertai saat melarut suatu senyawa dalam pelarutnya (∆Hsol). Entalpi ini bergantung pada konsentrasi larutan. Contoh: H2SO4 + aqua → H2SO4 (aq) ∆Hsol = ? 1 mol 10 mol = - 67,95 kJ/mol 1 mol 15 mol = - 71,04 kJ/mol 1 mol 25 mol = - 73,09 kJ/mol 1 mol 50 mol = - 74,35 kJ/mol 1 mol 500 mol = - 75,86 kJ/mol 1 mol 800 mol = - 79,49 kJ/mol 1 mol 3200 mol = - 83,89 kJ/mol 1 mol ~ mol = - 96,90 kJ/mol Entalpi adalah perubahan entalpi yang menyertai pelarutan suatu senyawa sampai berkonsentrasi encer tak hingga pada keadaan standar (∆Hsol), SYUKRI S, DKK 16 contoh: H2SO4 (s) + aqua → 2 H+ (aq) + SO42- (aq) HCl (g) + aqua → H+ (aq) + Cl- (aq) ∆Hsol = - 96,190 kJ/mol ∆Hsol = - 74,850 kJ/mol Ini berarti bila 1 mol HCl (g) dilarutkan dalam air sampai membentuk larutan encer tak hingga menghasilkan 74,85 kJ. Dari data entalpi pembantukan senyawa (Tabel 5.1) dan entalpi pelarutan (∆Hsol) akan dapat ditentukan entalpi pembentukan larutan. ½ H2 (g) + Cl2 (g) → HCl (g) ∆Hºf = -92,31 kJ/mol HCl (g) + aqua → H+ (g) + Cl- (aq) ∆Hºsol = -74,85 kJ/mol ½ H2 (g) + Cl2 (g) → H+ (g) + Cl- (aq) ∆Hºsol = -74,85 kJ/mol Kalor pembentukan larutan NaCl, Na (s) + ½ Cl2 (g) → NaCl(g) ∆Hºf = -411,0 kJ/mol → Na+ (g) + Cl- (aq) ∆Hºsol = -4,30 kJ/mol Na (s) + ½ Cl2 (g) → Na+ (g) + Cl- (aq) ∆Hºsol = -406,7 kJ/mol NaCl (s) Dalam reaksi kimia senyawa elektrolit, terjadi perubahan ion, mungkin ada ion yang hilang (berubah) atau berbentuk ion baru. Reaksi senyawa elektrolit dalam larutan selalu melibatkan ion – ionnya. Dalam reaksi asam dengan basa, contoh HCl (aq) dengan NaOH (aq), terjadi reaksi ion H+ + OH- → H2O, sedangkan ion yang lain Na+ dan Cl- tidak mengalami perubahan. Dalam reaksi pengendapan, misalnya AgNO3 (aq) + NaCl (aq) hanyalah reaksi Ag+ + Cl- → AgCl (s). Reaksi yang menghasilkan gas, misalnya Na2S dengan H2SO4 hanya reaksi S= + 2 H+ → H2S (g). Kemudian dalam reaksi redoks, misalnya Fe (s) +CuSO4 (aq) adalah reaksi Fe (s) + Cu2+ (aq) → Fe2+ + Cu (s). Oleh sebab itu, untuk menentukan perubahan entalpi reaksi larutan elektrolit diperlukan nilai entalpi pembentukan ion – ionnya (∆Hºion). Entalpi pembentukan ion (∆Hºion) tidak dapat diukur nilai mutlaknya, karena dalam larutan selalu ada ion positif dan ion negatif. Entalpi pembentukan larutan adalah jumlah SYUKRI S, DKK 17 entalpi pembentukan ion – ionnya. Dengan demikian, ∆HºH+ + ∆HºCl- = -167,85 kJ/mol dan ∆HºNa+ + ∆HºCl- = -406,7 kJ/mol, tetapi nilainya masing – masing tidak diketahui. Karena yang akan dihitung hanyalah perubahan entalpi reaksi, maka nilainya akan sama bila kita menggunakan nilai relatif dan entalpi pembentukan ion. Nilai relatif ini dapat ditentukan bila didasarkan pada suatu standar (perjanjian). Standar yang telah disepakati adalah ion hidrogen, Entalpi pembentukan ion hidrogen dalam larutan adalah nol pada suhu 25ºC. ½ H2 (g) → H+ (aq) ∆HºH+ = 0 Berdasarkan standar ini dapat ditentukan entalpi pembentukan Cl- (aq) dan entalpi pembentukan larutan HCl (aq). ½ H2 (g) + ½ Cl2 (g) → H+ (g) + Cl- (aq) ∆Hº = -167 kJ/mol ∆HºCl- = ∆HºHCl (aq) - ∆HºH+ (aq) = -167 kJ/mol Dari kalor pembentukan larutan NaCl didapat entalpi Na+, ∆HºNa+ = ∆HºNaCl- ∆HºCl= - 406,7 kJ – (-167,85 kJ) = - 238,85 kJ Dengan cara yang sama didapat entalpi pembentukan ion – ion yang lain dan hasilnya tercantum pada tabel 5.5 Tabel 5.5 Entalpi molar standar ion dalam encer tak hingga Ion H+ Li+ Na+ K+ Rb+ Cs+ NH4+ Mg2+ SYUKRI S, DKK ΔH (kJ/mol 0 -278,49 -238,85 -252,38 -251,17 -258,28 -132,51 -466,85 Ion Fe3+ OHFClBrINO3ClO4- ΔH (kJ/mol -48,50 -229,99 -332,63 -167,85 -121,55 -55,19 -205,0 -129,33 18 Cu2+ Fe2+ Zn2+ Hg2+ Pb2+ Sn2+ Ca2+ Al3+ +64,77 -89,10 -153,89 +171,10 -1,70 -8,80 -542,83 -524,7 HSHCO3CH3COOCO32S2SO42HPO42PO43- -17,6 -691,99 -486,01 -677,14 +33,1 -909,27 -1292 -1277,4 Berdasarkan nilai entalpi pembentukan ion dapat dihitung entalpi reaksi dalam larutan, seperti contoh berikut. Contoh 5.8 Tentukan kalor reaksi ion dalam konsentrasi kecil tak hingga antara, a. H2SO4 (aq) + NaOH (aq) → b. Al (s) + HCl (aq) → Jawab: a. H2SO4 (aq) + 2 NaOH (aq) → Na2SO4 (aq) + 2 H2O (l) ΔHºr = ? 2H+ (aq) + SO4 (aq) + 2Na+ (aq) + 2OH- (aq) → 2Na+ (aq) + SO4- (aq) + 2 H2O (aq) 2H+ (aq) + 2OH- (aq) → 2 H2O (l) ΔHºr = ? Lihat Tabel 5.5 dan 5.1 ΔHºr = 2 ∆HºH2O – (∆Hº H+ + ∆HºOH-) = 2(-286) – {2(0) + (-229)} = - 343kJ/mol b. 2 Al (s) + 6 HCl (aq) → 3 AlCl3 (aq) + 3 H2 (g) ΔHºr = ? 2 Al (s) + 6 H+ (aq) + 6 Cl- (aq) → 3 Al3+ (aq) + 6 Cl (aq) + 3 H2 (g) 2 Al (s) + 6 H+ (aq) → 3 Al3+ (aq) + 3 H2 (g) ΔHºr = ? ΔHºr = {3 ∆HºAl3+ + 3 ∆HºH2} – {2∆HºAl + 6∆HºH+} = {3×0 + 3×0} – {2×(-524,7) + 6×2} SYUKRI S, DKK 19 = 1049,4 kJ/mol 5.6 Pengaruh Suhu pada Entalpi Reaksi Entalpi reaksi yang dihitung dari data Tabel adalah pada suhu standar (25 °C) . Jika reaksi berlansung pada suhu yang lain , entalpi reaksi dapat dihitung dengan persamaan yang diturunkan sebagai berikut . Entalpi reaksi (∆Hr) adalah , ∆Hr = H2 - H1 Dengan H2 dan H1 masing – masing adalah entalpi pereaksi dan hasil reaksi . Jika Dideferensialkan parsial terhadap suhu pada tekanan tetap maka didapat , 𝜕∆𝐻 𝜕𝐻2 𝜕𝐻1 ( 𝜕𝑇 ) P = ( 𝜕𝑇 ) – ( 𝜕𝑇 ) 𝜕𝐻2 𝜕𝐻1 Karena ( 𝜕𝑇 ) dan ( 𝜕𝑇 ) masing – masing adalah (C̅p) hasil reaksi dan (C̅p) pereaksi , maka 𝜕∆𝐻 ( 𝜕𝑇 ) P = (C̅p) hasil reaksi - (C̅p) pereaksi = ∆C̅p (5.6) Persamaan (5.6) ini disebut persamaan Kirchhoff . Dengan cara yang sama didapat, 𝜕∆U ( 𝜕𝑇 ) P = C̅V (5.7) Pada Seksi 4.5 telah dinyatakan bahwa C̅p adalah konstanta tetapi nilainya bergantung pada suhu dengan rumus umum C̅p = a + bT + c´T-2 . Untuk suatu reaksi dapat dinyatakan bahwa C̅p = ∆a +∆ bT + ∆c´T-2 (5.8) Persamaan (5.6) dapat diubah menjadi d∆H = ∆ C̅p DT ∆H° 𝑇1 ∫∆H° d∆H =∫𝑇2 (∆a +∆ bT + ∆c´T-2 ) dT 1 1 ∆H°T2 - ∆H°T1 = = ∆a(T2 – T1) - ∆ b (T22 – T12 ) - ∆c´(𝑇2 - 𝑇1) 1 1 ∆H°T2 =∆H°T1 + ∆a(T2 – T1) - ∆ b (T22 – T12 ) - ∆c´(𝑇2 - 𝑇1) SYUKRI S, DKK (5.9) 20 Persamaan (5.9) ini dapat dipakai menghitung entalpi reaksi pada berbagai suhu , bila entalpi pada suhu keadaaan standar diketahui. Contoh 5.9 Tentukan entalpi reaksi 3H2 (g) + N2 (g) → 2NH3 (g) pada suhu 1000 °C. Jawab : 3H2 (g) + N2 (g) → 2NH3 Dari Tabel 5.1 didapat ∆H°T - 92 kJ = - 21 ,988 kkal = 21,988 kalori Dari Tabel 4.1 didapat ∆a = 2 aNH3 – 3 aH2 − aN2 = 2(5,92) – 3(6,62) – 6,30 = - 15,32 1 2 ∆ b = b NH3 – 1.5 H2− 0.5 N2 = 8,965 × 10-3 – 1,5(0.81 × 10-3) – 0,5(1,819 × 10-3) = 6.84 × 10-3 ∆ c´ = 0 ∆H°𝑇2 = - 21,9888 + (-15,32)(1000-25) + (6,84 × 10-3)(10002 – 252) + 0 ( 1 1000 - 1 ) 25 = - 13886,725 kalori f. Menghitung Kalor Reaksi pada Suhu Tidak Standar Suatu zat bila dipanaskan akan menyebabkan suhunya naik . Kalor yang diperlukan untuk menaikan suhu derajat untuk setiap mol pada tekanan tetap disebut kapasitas kalor (cp) . Nilai kapasitas kalor beberapa zat seperti Tabel 5.5 . Entalpi reaksi yang dihitung dari data kalor pembentukan zat (pada Tabel 3 ) adalah pada suhu standar (25°C). jika reaksi berlansung pad suhu yang lain , entalpi reaksi dapat dihitung dengan persamaan yang diturunkan sebagai berikut . Entalpi reaksi (∆Hr) adalah SYUKRI S, DKK 21 ∆Hr = H2 - H1 Dengan H2 dan H1 masing – masing adalah entalpi pereaksi dan hasil reaksi . Jika dideferensial parsial terhadap suhu pada tekanan tetap , maka didapat , 𝜕∆𝐻 𝜕∆𝐻2 𝜕∆𝐻2 𝜕𝑇 𝜕𝑇 ( 𝜕𝑇 ) P = ( 𝜕∆𝐻2 Karena ( 𝜕𝑇 )P − ( 𝜕∆𝐻2 ) P dan ( 𝜕𝑇 )P ) P masing – masing adalah (C̅p) hasil reaksi dan (C̅p) pereaksi , maka 𝜕∆𝐻 ̅p ( 𝜕𝑇 ) P = (C̅p)hasil reaksi - (C̅p)pereaksi =C Tabel 5. Kapasitas kalor molar (CP) beberapa zat : Zat Cp ( J K mol-1 ) O2(g) 29,36 O3(g) 39,2 H2(g) 26,82 H2O(l) 75,39 H2O(g) 33,58 F2(g) 33,3 HI(g) 29,13 Cl2(g) 33,51 HCl(g) 29,12 NaCl(g) 49,71 Br2(g) 75,69 Br2(g) 36,02 HBr(g) 29,14 I2(g) 34,44 SYUKRI S, DKK Zat Cp ( J K mol-1 ) 22 I2(g) 35.90 HI (g) 29.15 S(g) 22.64 SO2(g) 39.87 SO3(g) 50,76 H2S(g) 34.23 H2SO4(l) 138.91 N2(g) 20.13 NO(g) 29.84 NO2(g) 37.20 NH3(g) 35.56 C(s) 8.53 CO(g) 29.12 CO2(g) 37.11 CH4(g) 35.43 C2H2(g) 43.83 C2H4(g) 43.58 C2H6(g) 52.64 CH3COOH((l) 124.3 CH3OH(l) 81.6 C2H5OH(l) 111.40 FESO2(s) 103.21 Al2O3(s) 79.4 Hg(l) 29.90 Cu(s) 24.44 Ag(s) 25.35 CaO(s) 42.80 CaCO3(s) 8.6 Persamaan (1.7) ini disebut persamaan Kirchhoff . Dengan cara yang sama didapat ̅ p dT d∆H = ∆ C ∆H° 𝑇1 ∫∆H° d∆H =∫𝑇2 ̅ p dT ) (∆ C ∆H°T2− ∆H°T1 = ∆CP (T2− T1) ∆H°T2 = ∆H°T1 + ∆CP (T2− T1) Persamaan ini dapat dipakai menghitung entalpi reaksi pada berbagai suhu , bila entalpi pada suhu keadaan standar diketahui . Contoh 5.10 Tentukan entalpi reaksi 3H2 (g) + N2 (g) → 2NH3 pada suhu 100°C . Jawab : 3H2 (g) + N2 (g) → 2NH3 SYUKRI S, DKK ∆H°T1 = ? 23 Dari Tabel 5.1 didapat ∆H°T1 = - 92 kJ = - 21.988 kkal = 21.988 kalori Dari Tabel 4.1 didapat ∆ Cp = 2cp . NH3 − 3cp .H2 − cp .N2 = 2(5.92) – 3(6.62) – 6.30 = - 15.32 ∆H°T2 = - 21.988 kal + (15.32) (100 – 25 ) kal = - 23.137 kalori = - 213.127 kkal = - 93,2 kJ/mol Dalam Tabel 5.1 didapat - 84,5 kJ/mol b. H2 (g) + 1 O2 (g) 2 ⎯→ H(gO) Maka H Hf H2 O (g) = 2 Hat H − Hat O − 2 HoO−H = 2(218) + 249 - 2(463) = - 241 kJ/mol Dalam Tabel 5.1 diperoleh -242 kJ/mol Karena air dalam keadaan standar berwujud cair, maka air harus diubah menjadi cair dengan melepaskan kalor pengembunan yang nilainya sama dengan kalor penguapan (Hvap), tetapi tandanya berlawanan. H2O (g) ⎯→ H2O (l) H = - Hvap − Hvap = Hf H2 O (l) − Hf H2 O (g) SYUKRI S, DKK 24 Hf H2 O (l) = Hf H2 O (l) − Hvap = - 241 kJ - 40,7 kJ = - 281,7 kJ/mol Air mendidih atau mengembun pada suhu 100 0C, sedangkan suhu standar adalah 25 0C. Oleh sebab itu air pada 100 0C harus diubah jadi 25 0C, sambil melepaskan kalor. Pada seksi 3.6 telah dinyatakan bahwa untuk menurunkan 1 0C air tiap gram dikeluarkan 1 kalori (4,184 J). Karena 1 mol air = 18 gr, maka q = - m c t = - 18 x 4,184 x (100 - 25) J = - 5,6 kJ Hof H O (l) = − 281,7 kJ/m o l − 5,6 kJ/m o l 2 = - 287,3 kJ/mol Dalam Tabel 5.1 diperoleh - 286 kJ/mol H H c. Reaksi 2 C (s) + 3 H2 (g) + 1 O2 (g) ⎯→ H - C - C - O - H 2 (g) ⎯→ C2H5OH (l) H H DHofC H OH(g) = 2DHoatC + 6DHoatH+ DHoatO - (6DHoC -H+ DHoatC - C + DHoC -O + DHoO-H ) 2 5 = 2(715) + 6(218) + 249 - {6(415) + 348 + 356 + 463} = - 255 kJ/mol Hf C2 H5 OH (l) = Hf C2 H− OH (g) − Hvap SYUKRI S, DKK 25 = - 255 kJ - 39 kJ = - 294 kJ/mol Hasil percobaan (Tabel 5.1) adalah - 278 kJ/mol Akhirnya entalpi ikatan dan entalpi atomisasi dapat dipergunakan untuk memperkirakan entalpi reaksi. Caranya dengan mencari selisih entalpi ikatan dan atomisasi pereaksi dengan hasil reaksi. Contoh 5.10 Hitunglah entalpi reaksi C2H4 (g) + H2 (g) ⎯→ C2H6 (g) Berapakah hasilnya dengan yang dihitung dari data Tabel 5.1 Jawab: H \ H H H / + H-H C=C / H ⎯→ H-C-C-H \ H H H Hro = 4HoC −H + HoC=C + 2Hat H − 6HoC −H + HoC − C = { 4(415) + 615 + 2(218)} - {6(415) + 344} = - 123 kJ/mol Dari data Tabel 5.1 adalah: o Hro = HoC H (g) − (HoC H (g) − HH ) (g) 2 6 2 4 2 = -84,5 - (+51,9) - 0 = - 136,4 kJ/mol Ternyata terdapat perbedaan sebanyak 13,6 kJ/mol SYUKRI S, DKK 26 Dari contoh ini ternyata entalpi ikatan dan entalpi atomisasi dapat dipakai untuk menghitung entalpi pembentukan senyawa. Karena entalpi ikatan adalah nilai rata-rata dari ikatan tersebut dalam berbagai ikatan, maka hasil perhitungan sedikit berbeda dari entalpi pembentukan standar hasil pengukuran dengan kalorimeter. 5.5 ENTALPI PEMBENTUKAN ION DALAM LARUTAN Pada kenyataannya banyak reaksi kimia dapat terjadi bila pereaksi berupa larutan. Pereaksi dalam larutan dapat bergerak bebas sehingga bereaksi antara satu dengan yang lainnya. Jika zat pereaksi adalah senyawa elektrolit maka dalam larutan zat itu terurai menjadi ion positif dan negatif. Reaksi senyawa elektrolit dalam larutan adalah antara ion-ion tersebut. Dengan kata lain, dalam reaksi ini terjadi perubahan suatu ion menjadi ion lain. Suatu senyawa bila dilarutkan dalam pelarutnya akan mengalami perubahan entalpi, karena entalpi zat dan pelarut sebelum bercampur berbeda bila tidak bercampur. Besarnya perbedaan itu bergantung pada jumlah mol zat dan konsentrasi larutan yang terbentuk. Jika sejumlah senyawa elektrolit dilarutkan dalam pelarut dengan jumlah tak hingga, maka terbentuk larutan encer tak hingga yang diberi label ag. Dalam larutan ini semua zat terurai sempurna sehingga interaksi antar ion-ion kecil sekali (diabaikan). Perubahan entalpi pembentukan larutan seperti ini disebut entalpi pelarutan. Entalpi pelarutan adalah perubahan entalpi yang menyertai saat melarut suatu senyawa dalam pelarutnya (Hsol). Entalpi ini bergantung pada konsentrasi larutan. Contoh: H2SO4 + aqua ⎯→ H2SO4 (aq) SYUKRI S, DKK Hsol = ? 1 mol 10 mol = - 67,95 kJ/mol 1 mol 15 mol = - 71,04 kJ/mol 1 mol 25 mol = - 73,09 kJ/mol 1 mol 50 mol = - 74,35 kJ/mol 1 mol 200 mol = - 75,86 kJ/mol 1 mol 800 mol = - 79,49 kJ/mol 1 mol 3200 mol = - 83,89 kJ/mol 1 mol ~ mol = - 96,90 kJ/mol 27 Entalpi pelarutan adalah perubahan entalpi yang menyertai pelarutan suatu senyawa sampai berkonsentrasi encer tak hingga pada keadaan standar ( Ho sol ), contoh: H2SO4 (s) + aqua ⎯→ 2H+ (aq) + SO42- (aq) Hsol = -96,190 kJ/mol HCl (g) + aqua ⎯→ H+ (aq) + Cl- (aq) Hsol = -74,850 kJ/mol Ini berarti bila 1 mol HCl (g) dilarutkan dalam air sampai membentuk larutan encer tak hingga menghasilkan kalor 74,85 kJ. Dari data entalpi pembentukan senyawa (Tabel 5.1) dan entalpi pelarutan ( Ho sol ) akan dapat ditentukan entalpi pembentukan larutan. 1 H (g) + Cl (g) ⎯→ HCl (g) 2 2 2 HCl (g) + aqua ⎯→ H+ (aq) + Cl- (aq) 1 H (g) + Cl (g) ⎯→ H+ (aq) + Cl- (aq) 2 2 2 Hof = -92,31 kJ/mol Hosol = - 74,85 kJ/mol Hof sol = -167,85 kJ/mol Kalor pembentukan larutan NaCl, Na (s) + 1 Cl2 (g) ⎯→ NaCl (s) 2 ⎯→ Na+ (aq) + Cl- (aq) NaCl (s) Hof = -411,0 kJ/mol Hosol = - 4,30 kJ/mol Dalam reaksi kimia senyawa elektrolit, terjadi perubahan ion, mungkin ada ion yang hilang (berubah) atau terbentuk ion baru. Reaksi senyawa elektrolit dalam larutan selalu melibatkan ionionnya. Dalam reaksi antara asam dengan basa, contoh HCl (aq) dengan NaOH (aq), terjadi reaksi ion H+ + OH- ⎯→ H2O, sedangkan ion yang lain Na+ dan Cl- tidak mengalami perubahan. Dalam reaksi pengendapan, misalnya AgNO3 (aq) + NaCl (aq) hanyalah reaksi Ag+ + Cl- ⎯→ AgCl (s). Reaksi yang menghasilkan gas, misalnya Na2S dengan H2SO4 hanya reaksi S= + 2H+ ⎯→ H2S (g). Kemudian dalam reaksi redoks, misalnya Fe (s) + CuSO4 (aq) adalah reaksi Fe (s) + Cu2+ (aq) ⎯→ Fe2+ (aq) + Cu (s). Oleh sebab itu, untuk menentukan perubahan entalpi reaksi larutan elektrolit diperlukan nilai o entalpi pembentukan ion-ionnya ( Hion ). Na (s) + 1 Cl2 (g) ⎯→ Na+ (aq) + Cl- (aq) 2 SYUKRI S, DKK Hof sol = 415,30 kJ/mol 28 o Entalpi pembentukan ion ( Hion ) tidak dapat diukur nilai mutlaknya, karena dalam larutan selalu ada ion positif dan ion negatif. Entalpi pembentukan larutan adalah jumlah entalpi pembentukan o o ion-ionnya. Dengan demikian, H + + H Cl− H o = -167,85 kJ/mol, dan H Na+ + Ho − = -406,7 Cl kJ/mol, tetapi nilainya masing-masing tidak diketahui. Karena yang akan dihitung hanyalah perubahan entalpi reaksi, maka nilainya akan sama bila kita menggunakan nilai relatif dan entalpi pembentukan ion. Nilai relatif ini dapat ditentukan bila didasarkan pada suatu standar (perjanjian). Standar yang telah disepakati adalah ion hidrogen, Entalpi pembentukan ion hidrogen dalam larutan adalah nol pada suhu 25 0C. 1H 2 2 (g) → H+ (aq) Ho + = 0 H Berdasarkan standar ini dapat ditentukan entalpi pembentukan Cl- (aq) dan entalpi pembentukan larutan HCl (aq). 1 2 H 2 (g) + Ho Cl− 1 2 Cl2 (g) → H+ (aq) + Cl− (aq) Ho = − 167 kJ/mol o o = HHCl (aq) − H + H (aq) = - 167,85 kJ/mol Dari kalor pembentukan larutan NaCl didapat entalpi Na+, Ho Na + o o = HNaCl (aq) − H Cl− = - 406,7 kJ - (-167,85 kJ) = - 238,85 kJ Dengan cara yang sama didapat entalpi pembentukan ion-ion yang lain dan hasilnya tercantum pada Tabel 5.5. SYUKRI S, DKK 29 Tabel 5.5 Entalpi molar standar ion dalam encer tak hingga Ion H (kJ/mol) Ion H (kJ/mol) H+ 0 Fe3+ - 48,50 Li+ - 278,49 OH- - 229,99 Na+ - 238,85 F- - 332,63 K+ - 252,38 Cl- - 167,85 Rb+ - 251,17 Br- - 121,55 Cs+ - 258,28 I- - 55,19 NH4+ - 132,51 NO3- - 205,0 Mg2+ - 466,85 ClO4- - 129,33 Cu2+ + 64,77 HS- - 17,6 Fe2+ - 89,10 HCO3- - 691,99 Zn2+ - 153,89 CH3COO- - 486,01 Hg2+ + 171,10 CO32- - 677,14 Pb2+ - 1,70 S2- + 33,1 Sn2+ - 8,80 SO42- - 909,27 Ca2+ - 542,83 HPO42- - 1292 Al3+ - 524,7 PO43- - 1277,4 Berdasarkan nilai entalpi pembentukan ion dapat dihitung entalpi reaksi dalam larutan, seperti contoh berikut. Contoh 5.11 Tentukan kalor reaksi ion dalam konsentrasi kecil tak hingga antara, a. H2SO4 (aq) + NaOH (aq) ⎯→ b. Al (s) + HCl (aq) SYUKRI S, DKK ⎯→ 30 Jawaban: Hro = ? a. H2SO4 (aq) + 2 NaOH (aq) ⎯→ Na2SO4 (aq) + 2 H2O (l) 2H+(aq) + SO4(aq) + 2Na+ (aq) + 2OH- (aq) ⎯→ 2Na+ (aq) + SO4- (aq) + 2H2O (aq) Hro = ? ⎯→ 2H2O (l) 2H+(aq) + 2OH- (aq) Lihat Tabel 5.5 dan Tabel 5.1 o Hro = 2HH − (2Ho + + Ho − ) H OH 2O = 2(-286) - {2(0) + (-229)} = -343 kJ/mol b. 2Al (s) + 6 HCl (aq) ⎯→ 3AlCl3 (aq) + 3 H2 (g) Hro = ? 2Al (s) + 6H+(aq) + 6Cl- (aq) ⎯→ 3Al3+ (aq) + 6Cl- (aq) + 3H2 (g) Hro = ? 2Al (s) + 6H+(aq) ⎯→ 3Al3+ (aq) + 3H2 (g) o Hro = 3 Ho 3+ + 3 HH Al 2 − 2H Al + 6 HH+ = {3 x 0 + 3 x 0} - {2 x (-524,7) + 6 x 2} = 1049,4 kJ/mol 5.6 PENGARUH SUHU PADA ENTALPI REAKSI Entalpi reaksi yang dihitung dari data Tabel adalah pada suhu standar (25 0C). Jika reaksi berlangsung pada suhu yang lain, entalpi reaksi dapat dihitung dengan persamaan yang diturunkan sebagai berikut. Entalpi reaksi (Hr) adalah, Hr = H2 - H1 dengan H2 dan H1 masing-masing adalah entalpi pereaksi dan hasil reaksi. Jika dideferensial parsial terhadap suhu pada tekanan tetap, maka didapat, SYUKRI S, DKK 31 H = H2 − H1 T P T P T P H2 H1 dan masing-masing adalah ( CP ) hasil reaksi dan ( CP ) pereaksi, maka T P T P Karena H = ( C ) P hasil reaksi - ( CP )pereaksi = CP T P (5.6) Persamaan (5.6) ini disebut persamaan Kirchhoff. Dengan cara yang sama didapat, U = CV T v (5.7) Pada Seksi 4.5 telah dinyatakan bahwa CP adalah konstanta tetapi nilainya bergantung pada suhu dengan rumus umum CP = a + bT + c'T-2. Untuk suatu reaksi dapat dinyatakan bahwa CP = a + bT + c' T-2 (5.8) Persamaan (5.6) dapat diubah menjadi dH = CP dT HoT2 T2 HoT1 T1 dH = ( a + bT + c'T −2 ) dT HT − HT = a(T2 − T1) − 1 b(T22 − T12 ) − c ( 1 − 1 ) 2 2 1 T2 T1 1 1 HoT = HoT + a(T2 − T1) − 1 b(T22 − T12 ) + c( − ) 2 2 1 T2 T1 (5.9) Persamaan (5.9) ini dapat dipakai menghitung entalpi reaksi pada berbagai suhu, bila entalpi pada suhu keadaan standar diketahui. Contoh 5.12 Tentukan entalpi reaksi 3H2 (g) + N2 (g) ⎯→ 2NH3 (g) pada suhu 1000 0C. SYUKRI S, DKK 32 Jawab: HT = ? 3H2 (g) + N2 (g) ⎯→ 2NH3 (g) 1 Dari Tabel 5.1 didapat HT = - 92 kJ = -21,988 kkal = 21,988 kalori 1 Dari Tabel 4.1 didapat a = 2 aNH − 3aH 3 2 − aN2 = 2(5,92) - 3(6,62) - 6,30 = - 15,32 1 b = b NH3 − 1,5bH2 − 0,5bN2 2 = 8,965 x 10-3 - 1,5(0,81 x 10-3) - 0,5(1,819 x 10-3) = 6,84 x 10-3. c' = 0 HT = - 21,988 + (-15,32)(1000-25) + (6,84 x 10-3)(10002 - 252) + 0( 2 1 − 1) 1000 25 = - 13886,725 Kalori SYUKRI S, DKK 33 PERTANYAAN DAN LATIHAN Pengertian Termokimia 5.1 Apa yang dimaksud dengan termokimia. Jelaskan. 5.2 Kapan suatu reaksi eksotermik dan endotermik. 5.3 Jelaskan cara mengukur kalor yang menyertai suatu reaksi. 5.4 Jelaskan apa yang dimaksud dengan bomb kalorimeter dan kalorimeter nyala. Apa perbedaannya. 5.5 Turunkan rumus H = U + nq RT untuk reaksi gas yang bersifat ideal. 5.6 Apa yang dimaksud dengan persamaan termokimia. Beri contoh 5.7 Hitunglah U0 reaksi untuk reaksi pembakaran a. C6H5OH (s) a. C7H16 (l) Gunakan data Tabel 5.2 5.8 Kemukakan dua cara penentuan reaksi Kalor Pembentukan Standar 5.9 Kenapa U dan H termasuk fungsi keadaan. Jelaskan 5.10 Kenapa nilai mutlak U dan H tidak dapat diketahui 5.11 Apa yang dimaksud perubahan entalpi reaksi 5.12 Kenapa kalor reaksi dapat disamakan dengan perubahan entalpi reaksi. 5.13 Apa guna menghitung perubahan kalor reaksi. 5.14 Apa yang dimaksud keadaan standar 5.15 Kenapa suhu 25 0C dan tekanan 1 atm ditetapkan sebagai keadaan standar. Jelaskan alasannya. 5.16 Apa yang dimaksud reaksi pembentukan senyawa. Beri contoh 5.17 Apa yang dimaksud dengan entalpi pembentukan senyawa. Beri contoh. SYUKRI S, DKK 34 5.18 Kenapa dalam entalpi pembentukan harus digunakan perjanjian. Apa bunyi perjanjian itu. 5.19 Entalpi pembentukan standar senyawa ditentukan dari data percobaan yang digabung dengan perjanjian. Jelaskan cara menentukan entalpi pembentukan standar tersebut. Beri contoh. 5.20 Kenapa entalpi pembentukan standar dinyatakan dengan H dan bukan H. Jelaskan 5.21 kenapa entalpi pembentukan senyawa ada yang bertanda positif dan negatif. Jelaskan. 5.22 Apa guna entalpi pembentukan standar dalam kimia. Jelaskan dengan contoh. 5.23 Hitunglah kalor reaksi : a. H2O (l) + SO3 (g) ⎯→ H2SO4 (l) b. C2H2 (g) + HCl (g) ⎯→ C2H3Cl (g) c. C6H12O6 (s) ⎯→ 2 C2H5OH (l) + 2 CO2 (g) d. Fe2O3 (s) + 3 CO (g) ⎯→ 2 Fe (s) + 3 CO2 (g) Jika data Tabel 5.1 tidak mencukupi, harus dicari dari buku lain (Hand Bokk) 5.24 Tentukan entalpi pembentukan standar CaC2 (s) bila diketahui: CaC2 (s) + 2 H2O (l) ⎯→ Ca(OH)2 (s) + C2H2 (g) H0 = - 126 kJ 5.25 Tentukan entalpi pembentukan standar FeO (s), jika: FeO (s) + CO (g) ⎯→ Fe (s) + CO2 (g) H0 = - 589 kJ Kalor Pembakaran 5.26 Apa yang dimaksud dengan kalor pembakaran. Beri contoh 5.27 Apa yang dimaksud pembakaran sempurna dan pembakaran tak sempurna. Beri contoh 5.28 Kalor pembakaran propena = 2058 kJ/mol. Apa artinya ? 5.29 Apakah guna kalor pembakaran. Beri contoh 5.30 Tentukan kalor pembentukan C8H18 (l) jika diketahui kalor pembakarannya = - 5471 kJ/mol Hukum Hess SYUKRI S, DKK 35 5.31 Apa yang dimaksud hukum Hess. Jelaskan dengan contoh 5.32 Apa kegunaan hukum Hess. Jelaskan dengan contoh 5.33 Diketahui : O3 (g) + Cl ⎯→ O2 (g) + ClO ClO + O H = - 126 kJ ⎯→ Cl + O2 H = - 268 kJ Tentukan kalor reaksi : O3 + O ⎯→ 2 O2 H= -394 kJ 5.34 Diketahui : 2 H2 (g) + O2 (g) ⎯→ 2H2O (l) N2O5 (g) + H2O (l) ⎯→ 2 HNO3 (l) 1 N (g) + 2 2 3 O (g) + 1 H (g) 2 2 2 2 H0 = - 571,5 kJ H0 = - 76,6 kJ ⎯→ HNO3 (l) Tentukan : 2 N2 (g) + 5 O2 (g) ⎯→ 2 N2O5 (g) H = - 174,1 kJ H = ? Entalpi yang Lain 5.35 Apa yang dimaksud entalpi disosiasi ikatan. beri contoh 5.36 Apa yang dimaksud energi disosiasi ikatan. beri contoh 5.37 Kenapa entalpi disosiasi ikatan dan energi disosiasi ikatan dapat dianggap sama 5.38 Apa yang dimaksud entalpi ikatan. beri contoh 5.39 Apa yang dimaksud entalpi atomisasi dan energi atomisasi. beri contoh masing-masingnya 5.41 Apa yang dimaksud entalpi penguapan dan entalpi peleburan. beri contoh masing-masingnya. 5.42 Tentukan entalpi ikatan di bawah ini dengan entalpi atomisasi dan entalpi pembentukan senyawa. a. N-H dalam NH3 b. C=O dalam CO2 c. C-Cl dalam CCl4 5.43 Tentukan entalpi pembentukan senyawa di bawah ini dari entalpi ikatan dan entalpi atomisasi. SYUKRI S, DKK 36 a. C3H6 (g) b. CH3COOH (g) c. CH3COCH3 Entalpi Pembentukan Ion dalam Larutan 5.44 Apa yang dimaksud senyawa elektrolit. Beri contoh 5.45 Apa yang dimaksud entalpi pelarutan 5.46 Faktor apakah yang mempengaruhi entalpi pelarutan. Beri contoh 5.47 Apa yang dimaksud entalpi pembentukan larutan. Beri contoh 5.48 Apa yang dimaksud entalpi pembentukan ion standar. Kenapa nilai ini adalah realtif, tidak nilai mutlak. Ion apakah yang dipakai sebagai standar. Kenapa demikian 5.49 Hitunglah kalor reaksi larutan di bawah ini bila berkonsentrasi tak hingga a. Cu(NO3)2 (aq) + Na2S (aq) ⎯→ b. Pb(CH3COO)2 (aq) + K2SO4 (aq) ⎯→ c. SnCl2 (aq) + AgNO3 (aq) ⎯→ 5.50 Turunkanlah persamaan Kirchoff. Apa guna persamaan ini 5.51 Tentukan entalpi reaksi di bawah ini pada suhu 1500 K a. 2 SO2 (g) + O2 (g) ⎯→ 2 SO3 (g) b. CH4 (g) + O2 (g) ⎯→ CO2 (g) + 2 H2O (g) SYUKRI S, DKK 37 SYUKRI S, DKK 38