TERMOKIMIA

TERMOKIMIA

 

Siswaku yang berbahagia, apakah kegiatan di ekstrakurikuler pramuka pada malam hari yang memberikan kesan paling menyenangkan? Ya, betul kegiatan api unggun.

Perhatikan gambar berikut!

Gambar 1.  Kegiatan Api Unggun pada pramuka (sumber : https://manyogya1.sch.id)

 

Salah satu fungsi api unggun adalah untuk menghangatkan badan para peserta kegiatan. Suasana malam hari yang dingin akan lebih hangat dengan adanya api unggun yang menyala.  Hal tersebut menunjukan panas dari api unggun akan berpindah menuju lingkungan sekitarnya. Panas tersebut dalam IPA dikenal dengan istilah kalor. Kalor merupakan salah satu bentuk energi. Kalor ini dapat dideteksi dengan menggunakan indikator suhu zat tersebut, semakin tinggi suhu, semakin tinggi kalor yang dimiliki benda tersebut. Pada hukum termodinamika, dikenal istilah hukum kekekalan energi yang menyatakan energi tidak dapat diciptakan atau tidak dapat dimusnahkan, energi hanya dapat berubah dari bentuk yang satu ke bentuk energi yang lainnya. Total energi yang dimiliki oleh suatu benda disebut  Energi Dalam (E). Besarnya energi dalam tidak dapat ditentukan bila zat tersebut belum mengalami perubahan,  yang dapat ditentukan adalah perubahan energinya, atau ∆E. yang mana secara matematis dapat dituliskan sebagai berikut:

∆E = q + w

Di mana q merupakan jumlah kalor sistem dan w merupakan kerja, yaitu merupakan kemampuan melakukan usaha. Hal ini terjadi pada reaksi yang menghasilkan gas, sehingga akan mampu memberikan tekanan (P) yang diakibatkan karena perubahan volume (∆V) . Secara matematis dituliskan:

w = P∆V

Karena reaksi kimia biasa terjadi pada tekanan tetap dan tidak terjadi perubahan volume, maka nilai ∆V = 0, maka kerja (w) akan bernilai = 0.  Sehingga besarnya ∆E akan ditunjukan oleh besarnya kalor yang dimiliki oleh benda tersebut, secara matematis dituliskan:        

∆E = q

Pada termodinamika, total energi dalam (E) dikenal dengan istilah Entalpi (H), yaitu jumlah total energi dari suatu sistem yang diukur pada kondisi tekanan tetap.

Sama dengan Energi dalam,  entalpi tidak dapat diukur besarnya, yang dapat ditentukan besarnya adalah perubahan entalpi, ∆H. Dengan demikian besarnya perubahan entalpi merupakan besarnya nilai kalor yang dimiliki oleh suatu sistem.

∆H = q

Besarnya perubahan entalpi berarti selisih antara entalpi akhir dan entalpi awal.

Secara matematis dapat dituliskan:

∆H = H akhir – H awal

 

2. Sistem dan lingkungan

Pada saat mempelajari termokimia, kita harus paham mana yang menjadi pusat pengamatan, mana yang bukan. Segala sesuatu yang menjadi pusat pengamatan disebut sistem, sedangkan segala sesuatu di luar sistem dan dapat mempengaruhi sistem disebut lingkungan. Berdasarkan perpindahan kalor dan materi, sistem dibedakan menjadi 3 jenis, yaitu: - Sistem Terbuka merupakan suatu sistem dimana dapat dimungkinkan terjadinya perpindahan kalor serta materi. - Sistem Tertutup merupakan suatu sistem dimana dapat dimungkinkan terjadinya perpindahan kalor, tetapi tidak terjadi perpindahan materi. - Sistem Terisolasi merupakan suatu sistem dimana tidak dimungkinkan terjadinya perpindahan kalor dan materi.

Perhatikan gambar berikut!

Gambar 2.   Contoh Sistem terbuka (a) Sistem tertutup (b) dan sistem terisolasi (c) (Sumber : Kimia XI Untuk SMA dan MA; Penerbit Intan Pariwara)

 

3. Jenis-jenis Reaksi Berdasarkan Perubahan Energi

Muridku yang kami banggakan, setelah kalian memahami apa itu perubahan entalpi, selanjutnya kita akan mempelajari jenis reaksi berdasarkan perubahan energinya.  Sesuai hukum Termodinamika, perpindahan kalor secara spontan terjadi pada benda yang memiliki perbedaan suhu. Dalam termokimia, hanya ada 2 kemungkinan perbedaan suhu, yaitu suhu sistem lebih tinggi dari suhu  lingkungan atau suhu sistem yang lebih rendah dari suhu lingkungan. Untuk lebih jelasnya kita pelajari satu persatu.

 

a. Eksoterm

Apa yang akan terjadi bila suhu sistem lebih tinggi dari suhu lingkungan? Untuk lebih jelasnya silahkan kalian perhatikan ilustrasi berikut!

Gambar 3.

Contoh kondisi pelepasan kalor (Eksoterm) (Sumber : dokumentasi penulis)

 

Pada keadaan di mana suhu sistem lebih tinggi maka akan terjadi aliran kalor dari sistem menuju lingkungan, seperti yang ditunjukan pada tanda panah pada gambar di atas, dengan kata lain kalor akan keluar menuju lingkungan. Hal ini dikenal dengan proses eksoterm.

Bagaimana besarnya perubahan entalpi dalam keadaan ini? Pada keaadaan seperti ini kalor sistem dikeluarkan menuju lingkungan, maka entalpi akhir reaksi akan menjadi lebih kecil dibanding entalpi awal sebelum reaksi. Dengan demikian besarnya perubahan entalpi (∆H) adalah:

∆H = H akhir – H awal

∆H = kecil – besar

∆H < 0 , atau bertanda negatif ( – )

Dengan demikian pada reaksi eksoterm besarnya nilai perubahan entalpi bertanda negatif. Ciri reaksi eksoterm ini terjadi pada reaksi yang mengalami kenaikan suhu.

 

b. Endoterm

Apa pula yang akan terjadi bila suhu sistem lebih rendah dari suhu lingkungan?

Untuk lebih jelasnya silahkan kalian perhatikan ilustrasi berikut!

Contoh kondisi penyerapan kalor (Endoterm) (Sumber : dokumentasi penulis)

 

Pada keadaan di mana suhu sistem lebih rendah dari suhu lingkungnan maka akan terjadi aliran kalor dari lingkungan menuju sistem, seperti yang ditunjukan pada tanda panah pada gambar di atas, dengan kata lain kalor akan masuk menuju sistem. Hal ini dikenal dengan proses endoterm.

Pada keaadaan seperti ini kalor sistem bertambah, maka entalpi akhir reaksi akan menjadi lebih besar dibanding entalpi awal sebelum reaksi. Dengan demikian besarnya perubahan entalpi (∆H) adalah:

∆H = H akhir – H awal

∆H = besar – kecil; ∆H > 0 , atau bertanda positif ( + )

Dengan demikian pada reaksi endoterm besarnya nilai perubahan entalpi bertanda positif. Ciri reaksi endoterm ini terjadi pada reaksi yang mengalami penurunan suhu.

 

4. Persamaan Termokimia

Suatu persamaan reaksi kimia yang diikuti dengan nilai perubahan entalpi yang menyertai reaksi tersebut dikenal dengan istilah persamaan termokimia.

Sebagai contoh :

2 H₂ (g)  +  O₂ (g)  ⟶  2 H₂O (g)      ∆H = – 489,6 kJ

Dari persamaan termokimia di atas dapat disimpulkan bahwa dalam pembentukan 2 mol  uap air (H₂O) akan disertai pelepasan energi sebesar 489,6 kJ. Tanda negatif pada nilai ∆H persamaan termokimia diatas bukan menunjukan nilai sebenarnya, tetapi menunjukan bahwa pada reaksi tersebut terjadi pelepasan kalor atau bersifat eksoterm.

Contoh soal :

Tuliskan persamaan termokimia untuk penguraian 1 mol uap air bila diketahui reaksi sebagai berikut:

2 H₂ (g)  +  O₂ (g)  ⟶  2 H₂O (g)      ∆H = – 489,6 kJ

 

Jawab:

Pada soal diketahui reaksi pembentukan, padahal yang ditanyakan adalah reaksi penguraian, maka reaksinya harus berbalik arah, begitu pula dengan nilai ∆H- nya juga berganti tandanya, yang awalnya negatif berubah menjadi positif. 2 H₂O (g)     ⟶    2 H₂ (g)  +  O₂ (g)          ∆H = + 489,6 kJ Pada reaksi tersebut masih merupakan penguraian 2 mol H₂O, padahal yang ditanyakan hanya penguraian 1 mol, maka reaksi serta nilai ∆H-nya juga harus disesuaikan dengan dibagi menjadi 2, sehingga menghasilkan persamaan termokimia sebagai berikut: H₂O (g)     ⟶    H₂ (g)  +  ½ O₂ (g)          ∆H = + 242,8 kJ

Jadi jawaban dari pertanyaan tersebut adalah:

H₂O (g)     ⟶    H₂ (g)  +  ½ O₂ (g)          ∆H = + 242,8 kJ

Pada persamaan termokimia, perubahan arah reaksi akan merubah pula tanda nilai perubahan entalpi (∆H). Misalkan pada persamaan termokimia pembentukan suatu senyawa perubahan entalpinya positif, maka bila reaksi akan diubah menjadi reaksi penguraian, nilai perubahan entapli juga berubah menjadi negatif, begitu pula sebaliknya. Demikian pula pada besarnya nilai  ∆H, besarnya nilai ini akan ikut menyesuaikan dengan kooefisien pada persamaan reaksinya.

 

5. Diagram Tingkat Energi

Suatu reaksi dapat pula dituliskan berupa diagram tingkat energi untuk menunjukan nilai perubahan entalpinya. Misalkan suatu reaksi tentang proses pencairan es batu menjadi air dengan persamaan termokimia sebagai berikut:

H₂O (s) ⟶  H₂O (l)       ∆H = + 6,01 kJ

Apabila dituliskan dengan diagram tingkat energi maka akan menjadi seperti:

Begitu pula seandainya akan dibuat menjadi diagram tingkat energi pada proses pembekuan air, berdasar persamaan termokimia di atas maka diagram tingkat energi akan menjadi:

 

Seperti yang telah kalian pelajari pada kegiatan pembelajaran sebelumnya, entalpi reaksi adalah besarnya entalpi yang menyertai suatu reaksi. Besarnya entalpi reaksi juga sangat beragam, ada yang menyerap, ada pula yang melepas kalor. Perhatikan gambar berikut!

Gambar 1

Perobohan Gedung Dengan Peledakan (sumber: https://news.detik.com/berita/d-3225080)

 

Gambar tersebut menunjukan besarnya entalpi reaksi dapat dimanfaatkan untuk merobohkan gedung bertingkat hanya hitungan detik. Akan tetapi tidak semua entalpi reaksi yang dihasilkan sama, bergantung kepada reaksinya.

Berdasar jenis reaksinya, entalpi reaksi dibedakan menjadi 8 jenis, yaitu:

1. Entalpi Pembentukan

Entalpi pembentukan merupakan entalpi yang   dibutuhkan atau dilepaskan pada pembentukan 1 mol senyawa dari unsur-unsurnya.  Apabila pengukuran perubahan entalpi pembentukan dilakukan pada keadaan standar (25 ^OC dan tekanan 1 atm) maka disebut perubahan entalpi pembentukan standar (∆H_f°)

Contoh :

N₂ (g)   +  3 H₂ (g)  ⇌  2 NH₃ (g)     𝛥H = – 92 kJ

Pada reaksi di atas, untuk membentuk 2 mol gas amonia, NH₃, terjadi pelepasan kalor sebesar 92 kJ. Dengan demikian untuk membentuk 1 mol gas amonia akan terjadi pelepasan kalor sebesar 92/2 kJ atau sebesar 46 kJ. Karena persamaan termokimia di atas merupakan pembentukan senyawa dari unsur-unsurnya maka dapat disimpulkan perubahan entalpi pembentukannya = – 46 kJ/mol.

 

2. Entalpi Penguraian

Perubahan entalpi yang   dibutuhkan atau dilepaskan pada penguraian 1 mol senyawa menjadi unsur-unsur penyusunnya yang diukur pada keadaan standar.

Apabila pengukuran perubahan entalpi penguraian dilakukan pada keadaan standar (25 OC dan tekanan 1 atm) maka disebut perubahan entalpi penguraian standar (∆H_d°).

Contoh:

2 H₂O (g)  ⟶ 2 H₂ (g)   +   O₂  (g)        𝛥H = + 485,6 kJ

Pada reaksi di atas, untuk menguraikan 2 mol uap air (H₂O), dibutuhkan kalor sebesar 485,6 kJ. Dengan demikian untuk menguraikan 1 mol uap air akan membutuhkan kalor sebesar 485,6/2 atau sebesar 242,8 kJ. Karena persamaan termokimia di atas merupakan penguraian senyawa menjadi unsur-unsurnya maka dapat disimpulkan perubahan entalpi pembentukannya = + 242,8 kJ/mol.

 

3. Entalpi Pembakaran

Perubahan entalpi yang   dibutuhkan atau dilepaskan pada pembakaran sempurna 1 mol zat yang diukur pada keadaan standar. Apabila pengukuran perubahan entalpi pembakaran dilakukan pada keadaan standar (25 ^OC dan tekanan 1 atm) maka disebut perubahan entalpi pembakaran standar (∆H_c°)

Contoh:

2 CH₃OH (l)   +  3 O₂ (g)  ⟶  2 CO₂ (g)   +  4 H₂O (g)        𝛥H = – 1.277 kJ

Pada reaksi pembakaran di atas, untuk membakar sempurna 2 mol metanol (CH3OH), menghasilkan kalor sebesar 1.277 kJ. Dengan demikian pada pembakaran 1 mol metanol akan menghasilkan kalor sebesar 1.277/2 atau sebesar 638,5 kJ.

Karena persamaan termokimia di atas merupakan pembakaran sempurna maka dapat disimpulkan perubahan entalpi pembakarannya = – 638,5 kJ/mol.

 

4. Entalpi Penetralan

Perubahan entalpi yang   dibutuhkan atau dilepaskan pada penetralan 1 mol asam oleh basa atau 1 mol basa oleh asam yang diukur pada keadaan standar. Apabila pengukuran perubahan entalpi penetralan dilakukan pada keadaan standar (25^OC dan tekanan 1 atm) maka disebut perubahan entalpi penetralan standar (∆H_n°)

Contoh:

2 NaOH (aq)   +   H₂SO₄ (aq)  ⟶  Na₂SO₄ (aq)   +  2 H₂O (l)        𝛥H = – 200 kJ

Pada reaksi penetralan di atas, untuk menetralkan 2 mol NaOH membutuhkan  1 mol H₂SO₄ dengan menghasilkan kalor sebesar 200 kJ. Dengan demikian perubahan entalpi penetralan NaOH = – 200 kJ/2 mol = – 100 kJ/mol, sedangkan penetralan H₂SO₄ = – 200 kJ/1 mol = – 200 kJ/mol.

 

5. Entalpi Penguapan

Perubahan entalpi yang   dibutuhkan atau dilepaskan pada penguapan 1 mol zat dalam fasa cair menjadi fasa gas  yang diukur pada keadaan standar. Apabila pengukuran perubahan entalpi penguapan dilakukan pada keadaan standar (25 ^OC dan tekanan 1 atm) maka disebut perubahan entalpi penguapan standar (∆H_vap°)

Contoh:

H₂O (l)   ⟶    H₂O (g)           𝛥H = + 44 kJ

Pada proses penguapan 1 mol H₂O dari fasa cair menjadi fasa gas, dibutuhkan kalor sebesar 44 kJ, dengan demikian perubahan entalpi penguapan = + 44 kJ/mol.

 

6. Entalpi Peleburan

Perubahan entalpi yang   dibutuhkan atau dilepaskan pada pencairan 1 mol zat dalam fasa padat menjadi fasa cair  yang diukur pada keadaan standar. Apabila pengukuran perubahan entalpi peleburan dilakukan pada keadaan standar (25 OC dan tekanan 1 atm) maka disebut perubahan entalpi peleburan standar (∆H_fus°)

Contoh:

H₂O (s)   ⟶    H₂O (l)           𝛥H = + 6,01 kJ

Pada proses peleburan 1 mol H₂O dari fasa padat menjadi fasa cair, dibutuhkan kalor sebesar 6,01 kJ, dengan demikian perubahan entalpi peleburan H₂O = + 6,01 kJ/mol.

 

7. Entalpi Penyubliman

Perubahan entalpi yang   dibutuhkan atau dilepaskan pada penyubliman 1 mol zat dalam fasa padat menjadi fasa gas  yang diukur pada keadaan standar. Apabila pengukuran perubahan entalpi penyubliman dilakukan pada keadaan standar (25^OC dan tekanan 1 atm) maka disebut perubahan entalpi penyubliman standar (∆H_sub°).

Contoh:

H₂O (s)   ⟶    H₂O (g)           𝛥H = + 50,01 kJ

Pada proses penyubliman 1 mol H₂O dari fasa padat menjadi fasa gas, dibutuhkan kalor sebesar 50,01 kJ, dengan demikian perubahan entalpi penyubliman H₂O = +50,01 kJ/mol.

 

8. Entalpi Pelarutan

Perubahan entalpi yang   dibutuhkan atau dilepaskan pada pelarutan 1 mol zat terlarut yang diukur pada keadaan standar. Apabila pengukuran perubahan entalpi pelarutan dilakukan pada keadaan standar (25 ^OC dan tekanan 1 atm) maka disebut perubahan entalpi pelarutan standar (∆H_sol°)

Contoh:

HCl(g)   ⟶    HCl (aq)           𝛥H = – 75,14 kJ

Pada proses pelarutan 1 mol HCl dari fasa gas menjadi fasa larutan, menghasilkan kalor sebesar 75,14 kJ, dengan demikian perubahan entalpi pelarutan HCl =  – 75,14 kJ/mol.

 

1. Penentuan Entalpi Reaksi Berdasar Data Percobaan

Kalorimetri yaitu Perubahan entalpi adalah perubahan kalor yang diukur pada tekanan konstan, untuk menentukan perubahan entalpi dilakukan dengan cara yang sama dengan penentuan perubahan kalor yang dilakukan pada tekanan konstan. Salah satu cara pengukuran kalor reaksi dapat dengan menggunakan kalorimeter. Cara penentuan kalor reaksi dengan menggunakan kalorimeter disebut kalorimetri. Alat yang digunakan adalah kalorimeter yaitu alat yang digunakan untuk mengukur perubahan energi termal atau perpindahan kalor.

Perubahan kalor pada suatu reaksi dapat diukur melalui pengukuran perubahan suhu yang terjadi pada reaksi tersebut.

Gambar 1.

Kalorimeter Bomb

(Sumber : https://apayangdimaksud.com/kalorimeter/)

 

Gambar 2 Kalorimeter Sederhana di laboratorium kimia (A) dan kalorimeter dari gelas styrofoam (Sumber : https://www.tokopedia.com/alpermedia/kalorimeter-tekanan-tetap dan http://www.chem.co.id/2019/01/65-kalorimetri.html)

 

Kalorimeter adalah suatu sistem terisolasi ( tidak ada perpindahan materi maupun energi dengan lingkungan di luar kalorimeter ). Secara garis besar Kalorimeter dibedakan menjadi dua, yaitu kalorimeter bom dan kalorimeter sederhana. Prinsip kerja kalorimetri adalah dengan penerapan azaz Black, yakni  dua buah zat atau lebih dicampur menjadi satu maka zat yang suhunya tinggi akan melepaskan kalor sedangkan zat yang suhunya rendah akan menerima kalor, sampai tercapai kesetimbangan termal.

Menurut azas Black :  Kalor yang dilepas = kalor yang diterima Rumus yang digunakan adalah :

q = m . c . ∆T

q _kalorimeter  = C x ∆T

 

dengan :

q     =  jumlah kalor ( J )

m    =  massa zat ( g )

∆T  =  perubahan suhu ( ^oC atau K )

c     =  kalor jenis ( J / g.^oC ) atau ( J / g. K )

C    =  kapasitas kalor ( J / ^oC ) atau ( J / K )

 

Kalorimeter merupakan sistem terisolasi sehingga tidak ada kalor yang terbuang ke lingkungan, maka kalor reaksi = kalor yang diserap/ dibebaskan oleh larutan dan kalorimeter dengan tanda berbeda.

q_reaksi = –  (q_larutan + q_kalorimeter )

Pada prakteknya q_kalorimeter sering diabaikan pada perhitungannya.

 

Contoh soal:

Sebanyak 4 gram natrium hidroksida (Mr NaOH = 40) dimasukan ke dalam kalorimeter yang berisi 400 ml air,   ternyata larutan hasil reaksi mengalami kenaikan 10 ^oC dari suhu mula-mula. Bila massa jenis air = 1 gram/ml dan kalor jenis larutan = 4,2 J gr^-1oC^-1, tentukan perubahan entalpi pelarutan  natrium hidroksida! (asumsikan masa larutan hanya masa air) Jawab: Berdasar data dari soal :  masa air = V. mj  =  400 mL . 1 g/mL  = 400 g

c  = 4,2 J gr^{-1 o}C^-1

𝛥T  =  10 ^OC

q     = m . c . 𝛥T

        = 400 g . 4,2 J gr^{-1 o}C^-1 . 10 ^OC

        = 16.800 J

        = 16,8 kJ

 

2. Penentuan Entalpi Reaksi Berdasar Perubahan Entalpi Pembentukan Standar (𝛥𝑯𝒇^𝒐)

Kalor suatu reaksi dapat ditentukan berdasar data entalpi pembentukan zat pereaksi dan zat produknya. Dalam hal ini , zat pereaksi dianggap terlebih dahulu terurai menjadi unsur-unsurnya, kemudian unsur-unsur tersebut bereaksi membentuk zat produk. Entalpi pembentukan zat yang diukur pada keadaan standar merupakan harga 𝛥𝐻  , oleh karena itu  perubahan entalpi Adapun rumus perhitungannya adalah:

𝛥H = 𝛴 𝛥𝐻  (produk) – 𝛴 𝛥𝐻  (reaktan)

Contoh soal:

Diketahui perubahan entalpi pembentukan standar:

CH₃OH (l)  =  – 238,6 kJ/mol

CO₂ (g)        =  – 393,5 kJ/mol

H₂O (l)         =  – 286,0 kJ/mol

Ar H = 1, Ar C = 12, Ar O = 16

a. Tentukan entalpi pembakaran metanol, CH₃OH !

b. Tentukan jumlah kalor yang dibebaskan pada pembakaran 8 gram metanol!

 

Jawab:

a. Reaksi pembakaran metanol berarti metanol direaksikan dengan oksigen, sebagai berikut:   

CH₃OH (l)  + 3/2O₂ (g) → CO₂ (g) +  2H₂O  (g)     𝛥H = ?

𝛥H    = 𝛴 𝛥𝐻  (produk) – 𝛴 𝛥𝐻  (reaktan)

          = (1.𝛥𝐻  CO₂   + 2.𝛥𝐻   H₂O)  –  (𝛥 𝐻   CH₃OH  + 3/2.𝛥𝐻  O₂)

          = (– 393,5 kJ + 2mol. – 286,0 kJ/mol) –(– 238,6 kJ + 3/2 mol.0 kJ/mol)

          = (– 393,5 kJ + ( – 572kJ )  –(– 238,6 kJ ) = – 965,5 kJ + 238,6 kJ

          = – 726,9 kJ

Jadi perubahan entalpi pembakaran metanol = – 726,9 kJ/mol.

b. Kalor yang dibebaskan pada pembakaran 8 gram metanol:

8 gram metanol = 8 gram / 32 gram.mol –1 = 0,25 mol

Maka  kalor yang dibebaskan pada pembakaran 8 gram metanol adalah:

= 0,25 mol .  – 726,9 kJ/mol

= – 181,725 kJ

Jadi  kalor yang dibebaskan pada pembakaran 8 gram metanol = 181,725 kJ

 

1. Penentuan Entalpi Reaksi Berdasar Hukum Hess

Pengukuran perubahan entalpi suatu reaksi kadangkala tidak dapat ditentukan langsung dengan kalorimeter, misalnya penentuan perubahan entalpi pembentukan standar  𝛥𝐻_f⁰ CO. Reaksi pembakaran karbon tidak mungkin hanya menghasilkan gas CO saja tanpa disertai terbentuknya gas CO₂. Jadi, bila dilakukan pengukuran perubahan entalpi dari reaksi tersebut; yang terukur tidak hanya reaksi pembentukan gas CO saja tetapi juga perubahan entalpi dari reaksi pembentukan gas CO₂.

Untuk mengatasi hal tersebut, Henry Hess  melakukan serangkaian percobaan dan menyimpulkan bahwa perubahan entalpi suatu reaksi merupakan fungsi keadaan.

Artinya : “ perubahan entalpi suatu reaksi hanya tergantung pada keadaan awal ( zat-zat pereaksi )   dan keadaan akhir ( zat-zat hasil reaksi ) dari suatu reaksi dan tidak tergantung pada jalannya reaksi.” Menurut hukum Hess, karena entalpi adalah fungsi keadaan, perubahan entalpi dari suatu reaksi kimia adalah sama, walaupun langkah-langkah yang digunakan untuk memperoleh produk berbeda. Dengan kata lain, hanya keadaan awal dan akhir yang berpengaruh terhadap perubahan entalpi, bukan langkah-langkah yang dilakukan untuk mencapainya. Jika suatu reaksi berlangsung dalam dua tahap atau lebih, maka perubahan entalpi reaksi tersebut sama dengan jumlah perubahan entalpi dari semua tahapannya. Secara matematis pernyataan ini dapat dituliskan,

ΔHreaksi = ΔH₁ + ΔH₂ +….

Hal ini menyebabkan perubahan entalpi suatu reaksi dapat dihitung sekalipun tidak dapat diukur secara langsung. Caranya adalah dengan melakukan operasi aritmatika pada beberapa persamaan reaksi yang perubahan entalpinya diketahui.

Persamaan-persamaan reaksi tersebut diatur sedemikian rupa sehingga penjumlahan semua persamaan akan menghasilkan reaksi yang kita inginkan.

Untuk lebih jelasnya perhatikan  ilustrasi berikut!

Dari ilustrasi tersebut, keadaan awal adalah A, sedangkan keadaan akhir adalah D.

Untuk mencapai keadaan akhir, dari keadaan awal terdapat 3 jalur:

a. A – B – D  dengan entalpi reaksi 𝛥H₁ + 𝛥H₄

b. A – D  dengan entalpi reaksi 𝛥H₃

c. A – C – D dengan entalpi reaksi 𝛥H₂ + 𝛥H₅

Dengan demikian, menurut Hukum Hess dapat dibuat persamaan : 𝛥H₁ + 𝛥H₄ = 𝛥H₃ = 𝛥H₂ + 𝛥H₅

Contoh Soal 1:

Tentukan R !

Jawab: Dari diagram siklus dapat dibuat persamaan :

𝛥H2 = 𝛥H1 +  𝛥H3  + 𝛥H4

𝛥H4 = 𝛥H2  –  ( 𝛥H1  + 𝛥H3 )

𝛥H4 = + 15 kJ  –  (– 35 kJ  + - 75 kJ )

𝛥H4 = + 15 kJ  –  (– 110 kJ ) 𝛥H4 = + 15 kJ  +   110 kJ

𝛥H4 = + 125 kJ

Contoh Soal 2:

Diketahui data entalpi reaksi sebagai berikut :

Ca(s) + ½ O₂(g) ⟶ CaO(s)                  ∆H = – 635,5 kJ

C(s) + O₂(g) ⟶ CO₂(g)                         ∆H = – 393,5 kJ

Ca(s) + C(s) + ½ O₂(g) ⟶ CaCO₃(g) ∆H = – 1207,1 kJ

Hitunglah perubahan entalpi reaksi :

CaO(s) + CO₂(g) → CaCO₃(s) !

Jawab :

 

2. Penentuan Entalpi Reaksi Berdasar Data Energi Ikatan

Reaksi kimia antarmolekul dapat dianggap berlangsung dalam 2 tahap yaitu :

a.   Pemutusan ikatan pada pereaksi

b.   Pembentukan ikatan pada produk

Sesuai dengan hukum Hess, ∆H reaksi total adalah ∆H tahap-I + ∆H tahap-II.

∆H tahap-I    = ∑ Energi ikatan pada pereaksi (yang putus)

∆H tahap-II  = –∑ Energi ikatan pada produk (yang terbentuk).

∆H reaksi       = ∑ Energi ikatan pereaksi yang putus – ∑ Energi ikatan produk yang terbentuk

                          = ∑ Epemutusan - ∑ Epengikatan

                          = ∑ Eruas kiri - ∑ Eruas kanan

Energi yang dibutuhkan untuk memutuskan 1 mol ikatan kimia dalam suatu molekul gas menjadi atom-atomnya dalam fase gas disebut energi ikatan atau energi disosiasi (D). Untuk molekul kompleks, energi yang dibutuhkan untuk memecah molekul itu sehingga membentuk atom-atom bebas disebut energi atomisasi. Harga energi atomisasi ini merupakan jumlah energi ikatan atom-atom dalam molekul tersebut. Untuk molekul kovalen yang terdiri dari dua atom, seperti H₂, O₂, N₂, atau HI yang mempunyai satu ikatan, maka energi atomisasi sama dengan energi ikatan. Energi yang diperlukan untuk reaksi pemutusan ikatan telah diukur.

Contoh Soal:

Diketahui energi ikatan:

C – H    = 415 kJ/mol

C = C    = 607 kJ/mol

C – C    = 348 kJ/mol

H – H   = 436 kJ/mol

Ditanya :

ΔHreaksi pada reaksi : C₂H₄(g) + H₂(g) → C₂H₆(g)

 

Jawab:

ΔH reaksi   = Σ energi pemutusan ikatan – Σ energi pembentukan ikatan

                      = {4 (C – H) + (C = C) + (H – H)} – {6 (C – H) + (C – C)}

                      = {(C = C) + (H – H)} – {2 (C – H) + (C – C)}

                      = (607 + 436) – (2 × 415 + 348)

                      = 1.043 – 1.178

                      = –135 kJ

Jadi, C₂H₄(g) + H₂(g) → C₂H₆(g)          ΔH = –135 kJ