KATA PENGANTAR
Puji syukur kami panjatkan kehadirat Tuhan Yang Maha Esa, karena
hanya atas karunia-nya makalah ini dapat hadir di tengah-tengah para siswa.
Makalah ini dikemas
sedemikian rupa sebagai buku pendamping materi. Selanjutnya kami berharap, semoga
makalah ini dapat memudahkan siswa dalam proses belajar mengajar sehingga dapat
memicu dalam meningkatkan prestasi.
Penyusun,
DAFTAR ISI
Kata Pengantar ......................................................................................................... i
Daftar Isi .................................................................................................................. i
BAB I PENDAHULUAN ..................................................................................... 1
1.1.1.
Latar Belakang ............................................................................................ 1
1.1.2.
Masalah ....................................................................................................... 1
1.1.3.
Tujuan ......................................................................................................... 1
BAB II MASALAH ............................................................................................... 2
1.2.1
Energi dan Entalpi ...................................................................................... 2
-
Hukum Kekekalan Energi ..................................................................... 2
-
Sistem dan Lingkungan ........................................................................ 2
-
Entalpi dan Perubahan Entalpi .............................................................. 2
-
Jenis-Jenis Reaksi Termokimia .............................................................. 4
-
Macam-macam Perubahan Entalpi
Standar........................................... 5
1.2.2
Pengukuran ∆H Reaksi melalui
percobaan ................................................. 6
-
Dengan percobaan
(Kalorimeter) ......................................................... 6
1.2.3
Perhitungan ∆H Reaksi
Menggunakan Data .............................................. 8
-
Persamaan Reaksim kimia
sebagaimana Cara Pemiliknya..................... 8
BAB III PENUTUP ............................................................................................. 14
1.3.1
Kesimpulan ............................................................................................... 14
1.3.2
Kritik dan Saran ........................................................................................ 14
1.3.3
Daftar Pustaka .......................................................................................... 15
BAB I
PENDAHULUAN
1. Latar Belakang
Hukum kekekalan energi menyatakan bahwa “Energi tidak
dapat dimusnahkan atau diciptakan namun dapat di ubah dari satu energi ke
energiyang lain dan termokimia merupakan cabang dari ilmu kmia yang mempelajari
tentang kalor reaksi.
2. Masalah
Termokimia membahas hubungan antara kalor dengan reaksi
kmia atau proes yang berhubungan dengan reaksi kimia. Reaksi yang membahas kalor disebut reaksi eksoterm.
Sedangkan reaksi yang menyerap kalor disebut reaksi endoterm.
3. Tujuan
Agar lebih memahami tentang Termokimia dan mengetahui perbedaan
eksotrm dan endotrm.
BAB II
PEMBAHASAN
A. Energi Dan Entalpi
1. Hukum Kekekalan Energi
Hukum kekekalan energi
menyatakan bahwa “ energi tidak dapat dimusnahkan atau diciptakan”. Azas
/ hokum kekekalan energi disebut juga hukum pertama “Termokimia”.
Termokimia adalah
cabang dari ilmu kimia yang mempelajari
tentang kalor reaki. Termokimia membahas hubungan antara kalor dengan
reaksi kimia atau proses yang berhubungan dengan reaksi kimi. Reaki yang
membebaskan kalor disebut reaksi eksotrm. Sedangkan reaksi yng menyerap kalor
disebut reaksi endotrm.
2. Sistem dan Lingkungan
Sistem adalah segala sesuatu yang sedang diamati.
Sedangkan lingkungan adalah segla sesuatu di luar system atau segala sesuatu
yang berada di sekitar system (dengan apa system tersebut berinteraksi).
Contoh : Reaksi larutan HCl dan NaOH di dalam tabung reaksi yang diukur suhunya dengan thermometer.
“
Larutan HCl dan NaOH sebagai system dan tabung reaksi, thermometer, rak tabung
reaksi dan udara sebagai lingkungan.
Selanjutnya, Transfer (pertukaran) energi antara system
dan lingkungan dapat berupa kalor (a) atau bentuk engergi lainnya yang sama
secara kolektif kita sebut kerja (w).
Tanda untuk kalor dan kerja ditetapkan sebagai berikut :
Jika energi (kalor dan kerja) meninggalkan system di beri tanda negative (-), sebaiknya jika engergi memasuki
system di beri tanda positif (+).
Berdasarkan interaksi dengan lingkungan, system di
bedakan menjadi 3 macam yaitu, system terbuka system tertutup, system
terisolasi.
- Sistem Terbuka
Sistem terbuka adalah suatu system yang memungkinkan
terjadi perpindahan energi dan zat (materi) antara lingkungan dengan system).
Contoh : Reaksi antara logm magnesium dengan asam klorida encer yang
dilakukan pada tabung reaksi yang terbuka. Pada peristiwa ini terjadi reaksi.
Mg(s) + 2HCl (aq) → MgCl2
(aq) + H2 (g)
Oleh karena reaksidilakukan pada tabung terbuka maka gas hydrogen
yang terbentuk akan keluar dari system ke lingkungan, dan energi yang di
hasilkan pada reaksi tersebut akan merambat keluar dari system kelingkungan
pula.
- Sistem Tertutup
Sistem tertutup adalah suatu system yang antara system
dan lingkungan dapat terjadi perpindahan energi, tetpi tidak dapat terjadi pertukaran materi.
Contoh : Bila reaksi
antar logam magnesium dengan asam klorida encer tersebut dilakukan pada tabung
reaksi yang tersumbat dan rapat, maka gas hydrogen (materi) di dalam system
tidak dapat meninggalkan (keluar) dari system, tetpi perpindahan energi keluar
dari system tetap terjadi melalui dinding tabung reaksi.
- Sistem Terisolasi
Sistem terisolasi merupakan system yang tidak memungkinkan terjadinya
perpindahan energi dan materi antara system dan lingkungan.
Contoh : Bila reaksiantara logam magnesium dan asam kelorida encer
tersebut di lakukan di dalam suatu tempat yang tertutup rapat (terisolasi) seperti
di dalam penyimpanan air panas.
Energi yang dimiliki oleh suatu zat system dapat di golongkan ke
dalam energi kinetic dan energi potensial. Energi kinetic dan energi yang berkaitan dengan gerak
molekul-molekul system, sedangkan bentuk
energi lain yang tidak berhubungan dengan gerak disebut energi potensil.
3. Energi dan Perubahan
Entalpi
Jumlah energi yang dimiiki suatu zat dalam segala bentuk disebut
entalpi dan lambing “H” (berasal dari kata heart = panas). Entalpi suatu zat
tidak dapat di ukur besaranya, tetapi perubahan entalpinya (∆) dapat diukur.
Perubahan entalpi ini diperoleh dari selisih entalpi produk dengan entalpi
reaktan.
∆H = Hp – Hr
4. Jenis - Jenis Reaksi Termokimia
Reaksi termokimia dapat di bedakan menjadi dua yaitu reaksi eksoterm
dan endoterm
|
|
Reaksi
Endotrem : Kelor dari system ke lingkungan
Reaksi
Endoterm : Kalor dari lingkungan ke system
|
|
Air kalo pada
reaksi eksoterm dan endoterm
a.
Reaksi Eksoterm
Ciri-ciri :
ð Kalor berpindah dari system ke lingkungan
ð Engergi / entalpi awal (H1) > dari energi / entalpi
akhir (H2)
ð ∆H = H2 – H1 atau ∆H = Hp - HR < 0
bertanda negative (-)
Dengan
∆H = Perubahan entalpi
H1 /HR
= Entalpi hasil reaksi
H2 / HP
= Entalpi Pereaksi
Contoh : C (s) + O2(g)
∆H = - 393,5 Kj
b.
Reaksi Endoterm
Ciri-ciri :
ð Kalor berpindah dari lingkungan kesistem
ð Energi atau entalpi awal (H1) < dari energi / entalpi
akhir (H2)
ð ∆H = H2-H1/∆H=HP-HR >
O bertanda Positif (+)
Contoh : N2 (g) + 2O2 (g) 2CO2(g) ∆H = + 66,4 kj.
5. Macam-Macam Perubahan
Energi Standar
a.
Perubahan Entalpi Pembentukan Standar
(∆Hf0,f = Formation)
Perubahan entalpi pebentukan standar adalah besarnya
perubahan entalpi pada pembentukan 1mol senyawa dari unsure-unsur
pembentukannya, yang diukur pada keadaan standar (25oc, 1 mol).
Contoh : ½ N2(g)
+ 3/2 H2(g) → NH3(g) ∆H = -46 kj
b.
Perubahan Entalpi Penguraian Standar
(∆do,d = Dissociation)
Perubahan entalpi pengurangan standar besarnya perubahan
entalpi pada pembentukan 1 mol senyawa menjadi unsure-unsur pembentukannya yang
diukur pada keadaan standar (25O, 1atm)
Contoh : NH3(g) → ½ N2 + 3/2 H2(g) ∆H = + 46 kj
c.
Perubahan entalpi pembakaran standar
(∆H CO,C = (Combustion)
Perbahan entalpi pembakaran standar (adalah besarnya
perubahan entalpi pada pembakaran 1 mol senyawa dengan O2 dari udara
yang diukur pada keadan standar (25O, 1 atm).
Contoh : C2H5OH(g) + 3O2(g)
→ 2CO2(g) + 2H2O(l)
∆H = - 948,86 kj
d.
Perubahan Entalpi Pentralan Standar
(∆HnO)
Perubahan entalpi penetralan standar merupakan besarnya
perubahan entalpi pad penguapan 1 mol asam dengan basa yang di ukur pada keadan
standar, (25O, 1 atm).
Contoh : HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l) ∆H = - 948,86 kj
e.
Perubahan Entalpi Penguapan Standar
(∆HuapO)
Adalah besarnya perubahan entalpi pada penguapan 1 mol
zat cair 1 mol gas yang diukur, pada keadaan standar (25O, 1 atm).
Contoh : H2O(l)
→H2O(g) ∆H = + 44,05 kj
B. PENGUKURAN ∆H REAKSI
MELALUI PERCOBAAN
- Dengan Percobaan (Kalorimeter)
Prinsip-Prinsip dasar kalori meter dalah kalor /
perubahan entalpi (∆H) suatu reaksi kimia diukur dengan menggunakan alat yang
disebut calorimeter.
Alat yang digunakan adalah calorimeter di dalam
calorimeter berlangsung di dalam ruang (kamar) tertutup yang di kelilingi oleh air yang sudah di ketahui massanya.
Besarnya kalor dapat di ukur dengan
mengukur perubahan suhu air menggunakan thermometer. Besarnya kalor dihitung
dengan rumus berikut :
q = m . c . ∆t
Keterangan :
q = Kalor yang
diserap / dilepas
m = Massa air
c = Kalor jenis air
= 4,184 j/goc
∆t = Perubahan suhu
= t2 – t1
Atau dengan rumus : Q = C .
∆t
Keterangan : C = Kapsitas kalor calorimeter
Besarnya perubahan antalpi reaksi dpat dihitung dengan rumus :
Contoh :
Ke dalam sebuah calorimeter bom di bakar 3,2 gr methanol (ArC = 12,0
= 16 dan H-1). Jika suhu 3.000 gram air naik dari 25oC menjadi 30OC
dan kalor jenis air = 4,184 j/goc.
Maka hitunglah entalpi pembakaran gas methanol tersebut.
Jawab :
Diket : Massa methanol (CH3OH) =
3,2 gram
Massa
air = 3.000 gram
∆t =
30,2 – 25 = 5,2
C =
4,184 j/goc
Penyelesaian :
q = m.c. ∆t
= 3.000.4,184.5,2
= 65,270 Joule
= 65, 2704 kj
Mol CH3OH =
C. PERHITUNGAN ∆H REAKSI
MENGGUNAKAN DATA
Selain dengan cara percobaan, ∆H reaksi juga dapat dihitung tanpa
pecobaan. Karena tidak semua reaksi kimia dapat di langsungkan.
- Persamaan Reaksi Kmia dan
Bagaimana Cara Penulisannya
Persamaan termokimia adalah persamaan reaksi kimia yang
menyatkan kalor reaksi atau perubahan
entalpi (∆H) reaksi. Penulisan persamaan
reaksi termokimia di pengaruhi olehhubungan mol. Yaitu ∆H Jumlah zat
- Hubungan mol dengan ∆H
Secara kentitaif, perubahan energi berbanding lurus
dengan molekul pada zat kimia yang bereaksi di hasilkan.
Sebagai contoh:
1 mol (16 gram) metana yang dibakar akan menghasilkan 1
mol karbondioksida dan 2 mol air serta
melepasan engeri sebesar 803 kj.
Persamaan reaksi dapat di tulis :
CH4 + O2 → CO2
+ 2H2O ∆H = - 803 kj.
- Harga ∆H Begantung pada Jumlah Zat
Seperti di kemukakan sebelumnya bahwa harga ∆H berbanding
lurus dengan mol, dengan demikian harga ∆H pun terhitung pada jumlah zat.
Perhitungan perubahan harga ∆H reaksi berikut :
C(s) + O2(g) → CO2(g) ∆H =
+ 110,5 kj
Co2 (g) → C(s) + O2(g) ∆H =
- 110,5 kj
2CO2 (g) → 2C(s) + 2O2(g) ∆H = - 221 kj
Berdasarkan persamaan reaksi tersebut dapat di jelaskan hal-hal berikut :
ð Jika reaksi di balik, maka tanda ∆H ikut dibalik (--+, +--_
ð Jika reaksi di kalikan sejumlah x, maka ∆H pun di kalikan sejumlah x
ð Jika reaksi di jumlahkan maka ∆H ikut di jumlahkan
- Menentukan ∆H dengan Hukum Hess
Hukum Hess adalah suatu hukum yang berkaitan dengan
termokimia. Hukum Hess di kemukakan oleh Germain Hendry Hess
pada tahun 1840.
Bunyi hukum Hess “ kalor reaksi suatu reaksi secara keseluruhan selalu sama, tidak
dipengaruhi apakah reaksi itu di laksanakan secara langsung atau tidak langsung
dan lewat tahap-tahap yang berlainan.”
Gambar:
Pada pembakaran C dapat berlangsung secara langsung atau 2 tahap
Cara Langsung
C(s) + O2(g) → CO2(g) ∆H1
Cara2 Tahap
C(s) + ½ O2(g) → CO2(g) ∆H2
C(g) + ½ O2(g) → CO2(g) ∆H3
Menurut hukum hess ∆H1 = ∆H2 + ∆H3
- Menentukan ∆H Reaksi Berdasarkan ∆Hfo
∆H Reaksi dapat di tentukan dengan rumus
berikut :
∆H Reaksi =
∑∆Hfo hasil reaksi - ∑∆Hfo
= ∑∆Hfo kanan
- ∑∆Hfo pereaksi
Contoh :
½ N2 (g) + 2H2(g)
+ ½ Cl2(g) → NH4Cl(s) ∆HOf
= -314,4 kj
Untuk membuktikan bahwa ∆HOf
NH4Cl = - 314,4 KJ
Persamaan reaksi dapat diuraikan
secara sistematik
-314,4 kj = ∆Hof kj NH4Cl – (1/2 ∆HOf
N2 + 2∆HOf H2 + ½ ∆HfCl2
- 314,4 kj = ∆HOf NH4Cl -0 => ∆HOf
NH4Cl : - 314,4
(Ingat ∆H0f unsure bebas = 0)
- Menentukan ∆H Reaksi Berdasarkan
Energi Ikatan
Energi ikatan adalah energi yang
diperlukan untuk memutuskan ikatan pada fase yang diperlukan atom-atomnya
Reaksi kmia
antar molekul dapat dianggap berlangsung dalam dua tahap, yaitu :
ð Pemutusan ikatan pada pereaksi
ð Pembentukan ikatan pada ptoduk
∆H reaksi dapat di
dengan rumus:
∆H = ∑ energi yang di putus
- ∑ energi ikatan yang di bentuk
= ∑ energi ikatan kiri - ∑
energi ikatan kanan
Tabel energi ikatan rata-rata
Ikatan
|
Energi Ikatan (kj/mol)
|
Ikatan
|
Energi Ikatan (kj/mol)
|
C−C
C=C
C≡C
C−H
C−O
C=O
C≡N
C−C1
C−Br
O=O
N≡N
|
345
611
837
415
350
741
891
330
275
498
946
|
N−H
H−F
H−Cl
H−Br
H−I
H−H
H−O
F−F
Cl−Cl
Br−Br
I−I
|
390
569
432
370
299
436
464
160
243
190
150
|
Contoh soal :
Dengan menggunakan tabel energy rata-rata tentukan ∆H reaksi berikut :
N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)
Jawab :
N ≡ N +3 H – H → 2H –
N – H
H
∆H Reaksi = ∑ energi ikatan kiri - ∑
energi ikatan kanan
= (N≡N) + 3 (H-H) – 6 (N-N)
= 946 +
3(436) – 6 (390)
= - 86kj/mol
- Energi Bahan Bakar
Pembakaran bahan
berlangsung 2 cara sebagai berikut :
a.
Cara Sempurna
Reaksi : CH4 + 2O2 → CO2 + H2O
+ Energi
Gas CO2 merupakan gas rumah kaca yang dapat menyebabkan
efek rumah kaca adan akhirnya menyebabkan pemanasan global.
b.
Cara tidak sempurna
Reaksi : CH4 + 3/2 O2 → CO + 2H2O +
Energi
Gas CO merupakan gas tidak bebau dan
berwarna namun beracu. Setelah berinteraksi dengan oksiegn di udara gas CO akan
membentuk CO2. Pada pembakaran tidak sempurna. Pembakaran tidak
sempurna juga menghasilkan efek samping jelaga yang mengotori perkakas yang
kita pakai.
CONTOH SOAL
- Dibawah ini manakah yang benar
untuk reaksi eksoterm ?
- Kalor mengalir dari system ke
lingkungan
- Entalpi system nertambah
- Berlangsung pada suhu rendah
- Menaikkan suhu lingkungan
- Perubahan reaksi entalpi bertanda
positif
Jawab :
Yang termasuk reaksi eksoterm adalah pernyataan (a),
(b), (d), (e), karena pernyatan (a) menyatakan bahwa kalor mengalir dari system
kelingkungan, (b) entalpi system bertambah (d)
menaikan suhu lingkungan. (e) perubahan entalpi reaksi bertanda negative
dan semua pertanyaan ini merupakan cirri-ciri reaksi eksoterm
- Tentukan apakah proses berikut tergolong eksoterm
/ endoterm
- CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g)
∆H = 178,5 kj
-
+ →
Jawba :
a. Tergolong ke dalam proses endoterm,
akrena bertanda positif
b. Tergolong ke dalam endoterm karena
suhunya turun
- Diketahui reaksi berikut :
2NH3 (g) → N2 (g) + 3 H2 (g) ∆H = + 92 kj
Gambarlah diagram energi untuk reaksi tersebut
Jawab :
- Contoh : Soal menggunakan data calorimeter
Sebanyak 50 ml (=50 gram) larutan HCl 1 m bersuhu 27OC di
campur dengan 50 ml (50 gram) larutan NaOH 1 m bersuhu 27oC dalam
suatu calorimeter gelas plastic. Ternyata suhu campuran naik sampai 33,5oC.
Jika kalor jenis suhu campuran naik sampai 33,5O C. Jika kalor jenis
larutan dianggap sama dengan kalor jenis air, yaitu 4,18 j g-1
Tentukanlah perubahan entalpi reaksi
HCl (aq) + Na OH(aq) → NaCl(aq) + H2O
(l)
Jawab :
Langkah-langkah penyelesaian adalah
1.
Menentukan kalor larutan
dengan rumus q larutan = m x c x ∆t
2.
Menentukan
kalor reaksi yaitu = -q larutan
3.
Menentukan
entalpi reaksi, yaitu jika jumlahmol NaOH dan HCl yang berarti masing-masing 1
mol (sesuai dengan koefisien reaksinya).
q larutan = m x c x ∆t
=
100 g x 4,18 jg-1, k-1 x 6,5 k = 2,717
q reaksi = q larutan = - 2,717 j
Kalor diatas menyertai reaksi antara 50
ml HCl 1 m dengan 50 ml larutan Na OH 1 m
Jumlah mol HCl, n = v x m = 0,05 l x mol
L-1 =
0,05 mol
Jumlah mol NaOH = v x m = 0,05 l x mol L-1 = 0,05 mol
BAB III
PENUTUP
1. Kesimpulan
Dengan mempelajari termokimia kita dapat mengetahui
perbedaan antara reaksi yang menyerap kalor atau disebut juga dengan reaksi
endoterm dan reaksi yang membebaskan
kalor atau disebut juga dengan reaksi eksoterm.
2. Saran
Apabila ada kesalahan dalam penyampaian materi kritik
dan saran sangat diharapkan dari semua pihak.
DAFTAR PUSTAKA
Michel Purba. 2007. Kimia.
Jakarta: Departemen Pendidikan
Pista Kimia IIA. CV. Setia Aji
Depdiknas. Drs. Unggul Sudarmo, M.Pd. 2006. Jakarta. Departemen Pendidikan