Bab 5 Termokimia
Chemical Energetics
Daftar Isi
Perubahan Entalpi Reaksi
Perubahan Entalpi Pembentukan, ΔH°f
Perubahan Entalpi Pembakaran, ΔH°C
Perubahan Entalpi Pelarutan
Perubahan Entalpi Hidrasi
Perubahan Entalpi Netralisasi
Perubahan Entalpi Atomisasi
Hukum Hess'
Energi Kisi
Melarutkan padatan ionic dalam air
Energi Ikatan
Perubahan Entalpi Reaksi
Perubahan entalpi suatu reaksi adalah energi panas yang diserap atau dilepaskan dalam reaksi kimia, untuk jumlah mol reaktan yang ditunjukkan dalam persamaan kimia.
Contoh persamaan termokimia adalah
4NH3(g) + 3O2(g) 🡪 2N2(g) + 6H2O(l); ΔH° = -1260kJ
ΔH = perubahan entalpi reaksi.
Ini menunjukkan bahwa energi panas 1260 kj dilepaskan ketika 4 mol N NH3 bereaksi dengan 3 mol O2 sesuai dengan persamaan tersebut.
Simbol "°" berarti bahwa semua reaktan dan produk berada pada kondisi keadaan standar. Kondisi keadaan standar adalah 101,3 kPa (1 atmosfer) dan 298 K (25°C).
Tanda negatif (-) berarti bahwa reaksi tersebut eksoterm, yaitu energi panas diberikan. Jika tanda positif (+) digunakan, reaksinya adalah endotermik dan energi panas diserap.
Perubahan entalpi suatu reaksi juga dapat dinyatakan per mol reaktan tertentu. Dalam contoh di atas, perubahan entalpi reaksi dapat diberikan sebagai ΔH°= -315 kj per mol NH3.
MENGUKUR PERUBAHAN ENTALPI REAKSI
Perubahan entalpi suatu reaksi dapat diukur menggunakan peralatan yang ditunjukkan pada Gambar dibawah.
Botol plastik diisolasi untuk mengurangi kehilangan atau bertambahnya panas dari lingkungan. Botol plastik itu sendiri menyerap sejumlah panas yang dapat diabaikan (karena merupakan penghantar panas yang buruk).
Pertimbangkan reaksi antara larutan reaktan X dan Y.
Sejumlah mol X yang diketahui ditempatkan di botol plastik.
Suhu X (aq) dalam botol diukur.
Jumlah mol yang eqivalen (atau lebih) dari Y (aq) kemudian ditambahkan ke botol. Campuran diaduk. Suhu campuran produk dalam botol kemudian diukur.
Perubahan panas dalam reaksi
= massa larutan x perubahan suhu x kapasitas panas larutan
Dalam praktiknya, 1 g larutan memiliki volume 1 cm3 (seperti air murni).
Jadi perubahan kalornya
= volume total larutan dalam cm3 x perubahan suhu dalam °C x kapasitas panas larutan dalam J K-1g-1
Perubahan panas dalam (d) adalah untuk jumlah mol X yang digunakan dalam reaksi. Dengan proporsi yang sederhana, perubahan panas kemudian dikalkulasi untuk jumlah mol X yang ditunjukkan dalam persamaan reaksi kimia. Hal ini adalah perubahan entalpi reaksi, ΔH:
Perubahan Enthalpy, ΔH = m.c.ΔT
(di mana m = massa larutan, c = kapasitas panas larutan dan T = perubahan suhu)
PERUBAHAN ENTALPI PEMBENTUKAN, ΔH°f
Perubahan entalpi pembentukan, ΔH°f, dari suatu zat adalah perubahan panas yang diperlukan untuk menghasilkan 1 mol zat dari unsur-unsurnya. Semua zat diukur dalam kondisi kondisi standar.
Perubahan entalpi pembentukan perak klorida, AgCl, adalah perubahan entalpi reaksi
Ag(s) + ½ Cl2(g) 🡪 AgCl(s) = -127 kJ.mol-1
Persamaan ini menunjukkan pembentukan 1 mol AgCl dari unsur-unsurnya.
Perubahan entalpi pembentukan kalium manganat (ΔH), KMnO4, adalah perubahan entalpi dari reaksi
K(s) + Mn(s) + 2O2(g) 🡪 KMnO4(s); ΔH°f = -813 kJ.mol-1
Persamaan ini menunjukkan pembentukan 1 mol KMnO4 dari unsur-unsurnya.
Enthalpy changes of formation are often only theoretical. Such reactions may not take place in practice. For example, the enthalpy change of formation of potassium chlorate(V) is the enthalpy change of the reaction
Perubahan entalpi pembentukan seringkali hanya bersifat teoretis. Reaksi semacam itu mungkin tidak terjadi dalam praktik. Sebagai contoh, perubahan entalpi pembentukan kalium klorat (V) adalah perubahan entalpi reaksi
K(s) + ½ Cl2(g) + 3/2 O2(g) 🡪 KCIO3(s)
Namun, reaksi ini tidak terjadi ketika kalium, klorin dan oksigen dicampur bersama.
Perubahan pembentukan entalpi biasanya dihitung secara tidak langsung dari perubahan entalpi reaksi lainnya.
Perubahan entalpi pembentukan biasanya digunakan untuk menghitung perubahan enthalpi teoretis dari suatu reaksi, menggunakan Hukum Hess. Ini ditunjukkan nanti dalam bab ini.
Perubahan entalpi pembentukan biasanya negatif. Namun beberapa perubahan entalpi pembentukan bernilai positif (misalnya untuk oksida nitrogen).
Perubahan Entalpi Pembakaran, ΔH°C
Perubahan entalpi pembakaran dari suatu zat adalah energi panas yang dilepaskan ketika 1 mol zat tersebut sepenuhnya dibakar dalam oksigen. Perubahan entalpi pembakaran, ΔH°C, berlaku untuk pengukuran panas yang dilepaskan yang disesuaikan dengan kondisi keadaan standar.
Contoh perubahan entalpi dari pembakaran adalah pembakaran etena. Perubahan entalpi dari pembakaran etena adalah perubahan entalpi dari reaksi
C2H4(g) + 3O2(g) 🡪 2CO2(g) + 2H2O(l); ΔH°C = -1411 kj mol-1
Catatan: perubahan entalpi pembakaran berlaku untuk pembakaran sempurna karbon
menjadi CO2 bukan menjadi CO.
Enthalpy changes of combustion are always negative as heat is alwavs evolved in the combustion.
Perubahan entalpi pembakaran selalu negatif karena panas selalu dilepaskan dalam reaksi pembakaran.
MENGUKUR PERUBAHAN ENTHALPY PEMBAKARAN DARI SENYAWA
Perubahan entalpi pembakaran suatu senyawa dapat ditentukan dengan menggunakan kalorimeter bom, seperti yang ditunjukkan pada Gambar dibawah.
Massa senyawa yang diketahui ditempatkan di kalorimeter bom yang direndam dalam air.
Gas oksigen dipompa ke kalorimeter bom. Oksigen yang cukup ditempatkan dalam bom untuk memastikan bahwa senyawa tersebut benar-benar terbakar
Senyawa dibakar oleh kawat listrik.
Panas dari pembakaran diserap oleh air. Jumlah panas ini kemudian dapat ditentukan dari kenaikan suhu air.
Pengukuran
Massa senyawa yang dibakar
Volume air
Suhu awal air (sebelum pembakaran)
Suhu air akhir (setelah pembakaran)
Perhitungan
Jumlah mol senyawa yang terbakar
Panas dihasilkan dalam pembakaran
= massa air dalam gram (= volume air dalam cm3) x kenaikan suhu (dalam °C) x
kapasitas panas spesifik air (4.20 J K-1 g-1)
= y J
= y1000 kJ
Karenanya jika 1 mol senyawa dibakar, panas dihasilkan
= y1000x kj = perubahan entalpi dari pembakaran
Perubahan Entalpi Pelarutan
Perubahan entalpi pelarutan suatu senyawa adalah perubahan panas ketika 1 mol senyawa dilarutkan dalam sejumlah besar air, sehingga tidak ada perubahan panas lebih lanjut jika lebih banyak air ditambahkan ke larutan. Semua pengukuran dilakukan dalam kondisi standar.
Perubahan entalpi pelarutan ketika melarutkan natrium klorida dalam air adalah perubahan entalpi dari reaksi
NaCl(s) + air 🡪 Na+(aq) + Cl-(aq); ΔH° =+3.9 kj mol-1
Perubahan entalpi reaksi = perubahan entalpi pelarutan natrium klorida
Perubahan entalpi pelarutan bisa bernilai positif atau negatif.
Perubahan Entalpi Hidrasi
Perubahan entalpi hidrasi ion adalah energi panas yang dilepaskan ketika 1 mol ion gas yang terpisah dilarutkan dalam sejumlah besar air. Semua pengukuran dilakukan dalam kondisi standar.
Contoh perubahan hidrasi entalpi, adalah perubahan entalpi yang diperoleh saat melarutkan ion natrium gas, Na+ (g), dalam air. Persamaannya adalah
Na+(g) + air 🡪 Na+(aq); ΔH° = -406 kJ mol-1
Perubahan entalpi reaksi = perubahan entalpi hidrasi Na+ (g). Panas yang dihasilkan dalam hidrasi ion berasal dari ikatan yang terbentuk antara ion dan dipol pada molekul air. Ini ditunjukkan pada Gambar dibawah untuk hidrasi Na+ dan Cl-.
Perubahan entalpi hidrasi selalu negatif karena energi panas selalu dilepaskan ketika 'ikatan' terbentuk antara molekul pelarut dan ion.
Perubahan Entalpi Netralisasi
Perubahan entalpi netralisasi adalah energi panas yang dilepaskan ketika asam bereaksi dengan basa, per mol asam atau basa. Semua pengukuran dilakukan dalam kondisi kondisi standar.
Perubahan entalpi netralisasi biasanya diterapkan pada asam tertentu dan basa tertentu.
Contoh perubahan entalpi netralisasi adalah perubahan entalpi yang diperoleh dalam reaksi antara natrium hidroksida dan asam klorida. Persamaan untuk reaksi adalah
NaOH(aq)+ HCl(aq) 🡪 NaCl(aq) + H2O(l); ΔH° = -57.1 kj mol-1
Perubahan entalpi reaksi = perubahan entalpi netralisasi NaOH dengan HCl
Perubahan entalpi netralisasi asam kuat dengan basa kuat hampir sama untuk semua asam dan basa. Ini karena reaksi yang sama selalu terjadi. Reaksinya adalah
H+(aq) + OH-(aq) 🡪 H2O(l)
Perubahan Entalpi Atomisasi
Perubahan entalpi atomisasi suatu unsur adalah perubahan energi panas ketika satu mol atom gas tunggal dibentuk dari unsur tersebut dalam kondisi keadaan standar.
Reaksi berikut masing-masing menunjukkan atomisasi suatu unsur. Dalam setiap kasus perubahan entalpi reaksi = perubahan entalpi atomisasi unsur.
Fe(s) 🡪 Fe(g); ΔH° = +418 kj.mol-1
Cl2(g) 🡪 Cl(g); ΔH° = + 121 kj.mol-1
Perubahan entalisasi atomisasi tidak sama dengan perubahan entalpi penguapan suatu unsur. Ketika suatu unsur diuapkan, partikel gas yang dihasilkan biasanya bukan atom tunggal.
Semua perubahan entalpi atomisasi gas mulia (elemen Kelompok VIII) seperti helium dan argon adalah nol. Ini karena unsur-unsurnya sudah dalam bentuk atom gas tunggal.
Hukum Hess'
Hukum Hess 'menyatakan bahwa reaksi terdiri dari sejumlah langkah. Perubahan energi panas secara keseluruhan sama dengan jumlah perubahan energi panas untuk semua langkah tunggal.
Hukum Hess 'menyatakan bahwa perubahan energi panas secara keseluruhan dalam suatu reaksi kimia adalah konstan, dan tidak tergantung pada rute yang diambil. Ketika reaktan A dan B diubah menjadi produk C dan D dengan rute 1 (melalui X), atau dengan rute 2 (melalui Y dan Z), maka menurut Hukum Hess perubahan entalpi dari reaksi dalam rute 1 = perubahan entalpi dari reaksi dalam rute 2.
Hukum Hess dapat digunakan untuk menghitung perubahan entalpi suatu reaksi. Ini ditunjukkan dalam contoh berikut:
C(s) + ½ O2(g) 🡪 CO(g).................. (1)
Perubahan entalpi dari reaksi di atas tidak dapat ditentukan secara langsung oleh percobaan, karena beberapa CO2 selalu terbentuk ketika karbon bereaksi dengan oksigen.
Perubahan entalpi dari pembakaran karbon dan karbon monoksida dapat ditemukan secara eksperimental
C(s) + O2(g) 🡪 CO2(g); ΔHc° = -394 kj.mol-1
CO(g) + ½ O2(g) 🡪 CO2(g); ΔHc° = -283 kj.mol-1
Dua perubahan entalpi dari pembakaran ini kemudian dapat digunakan untuk menemukan perubahan entalpi dari reaksi (1).
Ada dua 'rute' dari karbon ke karbon dioksida (Gbr dibawah). Rute 1 langsung. Pada rute 2, karbon pertama kali dibakar menjadi karbon monoksida dan kemudian dibakar untuk menghasilkan karbon dioksida.
Menurut Hukum Hess,
perubahan energi panas di rute 1 = perubahan energi panas di rute 2
Jika ΔH1°, apakah energi panas berubah dalam pembakaran C menjadi CO2.
ΔH2° untuk C menjadi CO2
dan ΔH3° untuk CO menjadi CO2
lalu ΔH1° = ΔH2° + ΔH3°
lalu ΔH2° = ΔH1° - ΔH3°
= -394 - (-283) kJ = -111 kJ
PERUBAHAN ENTHALPY REAKSI DARI PERUBAHAN ENTALPI PEMBENTUKAN
Perubahan entalpi dari reaksi apa pun dapat ditemukan dengan perhitungan, dari perubahan entalpi pembentukan semua zat dalam persamaan kimia, menggunakan Hukum Hess. Sebagai contoh, perubahan entalpi reaksi di bawah ini dapat ditemukan dari perubahan entalpi pembentukan.
3CuO + 2A1 🡪 3Cu + Al2O3
Diagram pada Gambar 6.5 menunjukkan dua rute untuk membuat produk-produk reaksi dari elemen-elemennya. Rute 1 adalah rute langsung. Pada rute 2, reaktan (3CuO + 2A1) pertama kali diperoleh dari unsur-unsurnya, kemudian reaktan diubah menjadi produk.
Dalam diagram,
ΔH1° = perubahan entalpi dari reaksi (akan dihitung)
ΔH2° = 3 x perubahan entalpi pembentukan CuO = 3(-155) kj
ΔH3° = 2 x perubahan entalpi pembentukan Al = zero
ΔH4° = 3x perubahan entalpi pembentukan Cu = zero
ΔH5° = perubahan entalpi pembentukan Al2O3 = -1669 kj
Menurut Hukum Hess,
perubahan energi panas pada rute 1 = perubahan energi panas pada rute 2
perubahan energi panas pada rute 1 = ΔH4° + ΔH5°
perubahan energi panas pada rute 2 = ΔH2° + ΔH3° + ΔH1°
Maka ΔH2° + ΔH3° + ΔH1° = ΔH4° + ΔH5°
H1 = ΔH4° + ΔH5° - ΔH2° - ΔH3°
= 0-1669 - 3(-155)-0
= -1204kJ
PERUBAHAN ENTALPI REAKSI DARI PERUBAHAN ENTHALPY PEMBAKARAN
Perubahan entalpi reaksi dapat dihitung dari perubahan entalpi pembakaran. Namun, ini hanya dapat dilakukan untuk reaksi di mana zat di kedua sisi persamaan dapat dibakar dalam oksigen.
Dalam praktiknya metode ini hanya digunakan untuk senyawa organik.
Perubahan entalpi dari reaksi di bawah ini dapat dihitung dari perubahan entalpi dari pembakaran propena, hidrogen dan propana.
CH3 — CH=CH2 + H2 🡪 CH3—CH2—CH3
propene hydrogen propane
Diagram pada Gambar 6.7 menunjukkan dua rute untuk pembakaran propena dan hidrogen menjadi karbon dioksida dan air. Pada rute 1 reaktan dibakar langsung dalam oksigen. Pada rute 2 reaktan pertama dikonversi menjadi propana yang kemudian sepenuhnya dibakar menjadi karbon dioksida dan air.
Dalam diagram,
ΔH1° = perubahan entalpi dari reaksi (akan dihitung)
ΔH1° = perubahan entalpi pembakaran propena = -2059 kj
ΔH1° = perubahan entalpi dari pembakaran hidrogen = -286 kj
ΔH1° = perubahan entalpi pembakaran propana = -2220 kj
Menurut Hukum Hess,
perubahan energi panas pada rute 1 = perubahan energi panas pada rute 2
ΔH2° + ΔH3° = ΔH1° + ΔH4°
ΔH1° = ΔH2° + ΔH3° - ΔH4° = -2059-286-(-2220) = -125 kJ
Energi Kisi
Energi kisi kristal ionik adalah energi panas yang dilepaskan ketika ion-ion gas yang terpisah disatukan untuk membentuk 1 mol senyawa padat dalam kondisi keadaan standar.
Misalnya, energi kisi kalium klorida adalah perubahan entalpi dari reaksi
K+(g) + Cl-(g) 🡪 K+Cl-(s); ΔH° = -701 kj.mol-1
Reaksi ini ditunjukkan pada Gambar 6.9.
Semua energi kisi negatif karena energi panas dilepaskan ketika ion-ion bergabung untuk membentuk ikatan elektrovalen.
PERHITUNGAN ENERGI KISI DARI SIKLUS BORN HABER
Energi kisi tidak dapat ditemukan secara langsung dari eksperimen. Energi kisi harus dihitung secara tidak langsung dari perubahan entalpi reaksi lain yang diketahui, menggunakan siklus Born-Haber.
Siklus Bohr-Haber untuk natrium klorida, NaCl ditunjukkan pada gambar 6.10
ΔH1° = perubahan entalpi pembentukan NaCI = -411 kJ
ΔH2° = perubahan entalpi atomisasi natrium = +109 kJ
ΔH3° = perubahan entalpi ionisasi (energi ionisasi) natrium = +494 kJ
ΔH4° = perubahan entalpi atomisasi klorin = +121 kJ
ΔH5° = afinitas elektron klorida = -364 kJ
ΔH6° = energi kisi NaCI [yaitu ΔH untuk Na+(g) + Cl-(g) 🡪 Na+Cl-(s)|
Menurut Hukum Hess,
perubahan energi panas pada rute 1 = perubahan energi panas pada rute 2
Karenanya ΔH1° = ΔH2°+ ΔH3°+ ΔH4° + ΔH5° + ΔH6°
ΔH6° = ΔH1°- ΔH2°- ΔH3°- ΔH4°- ΔH5°
= - 411 - 109 - 494 - 121 - (-364)
= -771 kj
Karenanya energi kisi NaCI = -771 kj mol-1.
FAKTOR-FAKTOR YANG MEMPENGARUHI KEKUATAN ENERGI KISI
Energi kisi tergantung pada gaya tarik menarik antara ion-ion dalam kristal. Semakin besar gaya, semakin besar energi kisi.
Gaya tarik menarik antara dua ion yang bersentuhan (Gbr 6.12) sebanding dengan
di mana d adalah jarak antara inti kedua ion.
Oleh karena itu:
Semakin besar muatan ion, semakin besar energi kisi. Sebagai contoh, energi kisi MgO jauh lebih besar daripada energi kisi NaCl.
Energi kisi: NaCI = -771 kj mol-1
MgO = -3830 kj mol-1
Ini karena dalam MgO muatan ion adalah +2 dan -2, dibandingkan dengan muatan +1 dan -1 dalam NaCI.
Semakin kecil jari-jari ionik, semakin besar energi kisi
Sebagai contoh, energi kisi natrium halida (NaF, NaCI, NaBr, Nal) menjadi lebih kecil dari F ke 1 saat jari-jari ion ion halida menjadi lebih besar (Tabel dibawah).
Susunan ion/struktur kristal juga mempengaruhi energi kisi, tetapi efek ini kecil.
Melarutkan padatan ionic dalam air
Gambar dibawah menunjukkan pelarutan natrium klorida dalam air. Molekul air terpolarisasi. Atom oksigen memiliki muatan negatif (δ-) dan tertarik ke ion positif Na+. Atom-atom hidrogen memiliki muatan positif (δ +) dan tertarik ke ion negatif Cl-.
Molekul air menempel pada ion Na+ dan Cl- dengan membentuk ikatan elektrostatik. Molekul air kemudian memisahkan ion untuk membentuk larutan Na+ (aq) dan Cl- (aq).
Perubahan Energi panas ketika 1 mol NaCl larut dalam sejumlah besar air disebut sebagai perubahan entalpi parutan (ΔH1° pada Gambar 6.13).
Larutan NaCl dalam air dapat dibayangkan terdiri dari dua tahap.
Pada tahap pertama, ion ditarik berjauhan untuk membentuk gas ion yang terpisah, Na+(g) + Cl-(g). Perubahan energi panas untuk tahap ini = ΔH2° = -kisi energi. Perubahan ini selalu bersifat endotermik karena energi panas diserap untuk memutus ikatan-ikatan elektrovalen dan memisahkan ion-ion.
Pada tahap kedua, molekul air melekat pada ion gas untuk membentuk larutan Na+(aq) dan Cl-(aq). Perubahan energi panas untuk tahap ini = ΔH3° = perubahan hidrasi entalpi. Perubahan ini selalu eksotermik karena energi panas dilepaskan ketika ikatan elektrostatik antara molekul air dan ion terbentuk.
Menurut Hukum Hess, ΔH1° = ΔH2° + ΔH3°
Jadi perubahan entalpi pelarutan adalah = (-kisi energi) + (perubahan hidrasi entalpi)
↑ ↑
endothermic exothermic
Kesimpulan:
Jika energi kisi secara numerik lebih besar dari perubahan entalpi hidrasi, perubahan entalpi pelarutan adalah positif (endotermik).
Jika perubahan entalpi hidrasi secara numerik lebih besar dari energi kisi, perubahan entalpi pelarutan negatif (eksotermik).
Jika energi kisi jauh lebih besar daripada perubahan entalpi hidrasi, padatan ionik tidak larut dalam air karena molekul air tidak mungkin mengatasi ikatan elektrovalen yang sangat kuat antara ion-ion padatan.
Untuk natrium klorida,
energi kisi= -771 kj.mol-1
perubahan entalpi hidrasi Na+ = -406 kj.mol-1
perubahan entalpi hidrasi Cl- = -364 kj.mol-1
Karena itu menerapkan Hukum Hess,
Perubahan entalpi larutan = (-kisi energi) + (perubahan entalpi hidrasi Na+(aq) dan Cl-(aq))
= +771 – 406 - 364 = +1 kj.mol-1
Energi Ikatan
Perubahan entalpi reaksi (ΔH) untuk molekul kovalen gas dapat dihitung dari energi ikatan.
Nilai numerik perubahan entalpi reaksi yang dihitung dengan menggunakan energi ikatan sedikit berbeda dari nilai entalpi reaksi yang dihitung dengan menggunakan perubahan entalpi pembentukan dan pembakaran (karena energi ikatan O-H berbeda dalam H2O dan CH3CH2OH).
Komentar
Posting Komentar