Minggu, 22 November 2009

KALOR REAKSI

Oleh: Euphemia Tia Christy
Kelas: XII IPA 1/11
E-mail: euphemia.cwitz@gmail.com
My blog: christy-cwitz.blogspot.com

1).    Kalor ( q )

Ø       Kalor adalah energi yang berpindah dari sistem ke lingkungan atau sebaliknya, karena adanya perbedaan suhu yaitu dari suhu lebih tinggi ke suhu lebih rendah.

Ø       Perpindahan kalor akan berlangsung sampai suhu antara sistem dan lingkungannya sama.

Ø       Meskipun kita mengatakan bahwa sistem " menerima " atau " membebaskan " kalor, tetapi sistem tidak mempunyai energi dalam bentuk   " kalor ".

Ø       Energi yang dimiliki sistem adalah energi dalam ( E ), yaitu energi kinetik dan potensial.

Ø       Perpindahan kalor terjadi ketika molekul dari benda yang lebih panas bertumbukan dengan molekul dari benda yang lebih dingin.

Ø       Satuan kalor = kalori ( kal ) atau joule ( J ).

1 kal    = 4, 184 J

Ø       Mengukur jumlah kalor :

q = m x c x DT

atau

q = C x DT    ;  q  = m x L

dengan :

q     = jumlah kalor ( J )

m   = massa zat ( g )

DT  = perubahan suhu ( oC atau K )

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

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

L     = kalor laten ( J / g ) = kalor peleburan / pelelehan dan kalor penguapan.

Contoh :

Berapa joule diperlukan untuk memanaskan 100 gram air dari 25 oC menjadi 100 oC? ( kalor jenis air = 4,18 J / g.K )

Jawaban :

q = m x c x DT

 = 100 x 4,18 x ( 100 – 25 ) = 31.350 J = 31, 35 kJ.

 

Ø       Hubungan antara E, q dan w :

DE = q + w

w  = P. DV

a.        Jika reaksi berlangsung pada sistem terbuka dengan tekanan ( P ) tetap maka :

DE = qp + w

Contoh :

Suatu reaksi eksoterm mempunyai harga DE = - 100 kJ. Jika reaksi berlangsung pada P tetap dan V sistem bertambah, maka sebagian DE tersebut digunakan untuk melakukan kerja. Jika jumlah kerja yang dilakukan sistem = - 5 kJ, maka :

qp    = DE – w

= -100 kJ – ( -5 kJ ) = - 95 kJ

 

b.        Jika reaksi berlangsung pada sistem tertutup dengan volume tetap ( DV  = 0 ) artinya = sistem tidak melakukan kerja              ( w = 0 ).

DE = qv + w

DE = qv + 0

DE = qv

Hal ini berarti bahwa semua perubahan energi dalam ( DE ) yang berlangsung pada sistem tertutup akan muncul sebagai kalor.

Contoh :

Suatu reaksi yang berlangsung pada V  tetap disertai penyerapan kalor = 200 kJ. Tentukan nilai DE, q dan w  reaksi itu!

Jawaban :

Sistem menyerap kalor, artinya q = + 200 kJ.

Reaksi berlangsung pada V tetap, w = 0 kJ.

DE  = qv + w

= + 200 kJ + 0 kJ = + 200 kJ

 

2).    Entalpi ( H )

o        Untuk menyatakan kalor reaksi pada tekanan tetap (qp ) digunakan besaran yang disebut Entalpi ( H ).

H     = E + ( P.V )

DH = DE + ( P. DV )

DH  = (q + w ) + ( P. DV )

DH  = qp – ( P. DV ) + ( P. DV )

DH  = qp

 

o        Untuk reaksi kimia :

DH  = Hp – Hr

Hp     = entalpi produk

Hr    = entalpi reaktan

 

o        Contoh :

Suatu reaksi yang berlangsung pada P  tetap disertai pelepasan kalor = 200 kJ dan sistem melakukan kerja sebanyak 5 kJ. Tentukan nilai DH, DE, q dan w  reaksi itu!

Jawaban :

Sistem melepaskan kalor, artinya q = - 200 kJ.

Sistem melakukan kerja, artinya w = - 5 kJ.

DE = qp  + w

DE   = - 200 kJ – 5 kJ = - 205 kJ

DH  = qp = - 200 kJ

o        Kesimpulan :

Reaksi pada tekanan tetap       : qp  = DH ( perubahan entalpi )

Reaksi pada volume tetap        : qv  = DE ( perubahan energi dalam )

 

3).    Persamaan Termokimia

§         Adalah persamaan reaksi yang mengikutsertakan perubahan entalpinya ( DH ).

§         Nilai DH yang dituliskan di persamaan termokimia, disesuaikan dengan stoikiometri reaksinya, artinya = jumlah mol zat yang terlibat dalam reaksi kimia = koefisien reaksinya; ( fase reaktan maupun produk reaksinya harus dituliskan).

§         Contoh :

Pada pembentukan 1 mol air dari gas hidrogen dengan oksigen pada 298 K, 1 atm dilepaskan kalor sebesar 285, 5 kJ.

Persamaan termokimianya :

Jika koefisien dikalikan 2, maka harga DH reaksi juga harus dikalikan 2.

§         Beberapa hal yang harus diperhatikan dalam menuliskan persamaan termokimia :

a.        Koefisien reaksi menunjukkan jumlah mol zat yang terlibat dalam reaksi.

b.        Ketika persamaan reaksinya dibalik ( mengubah letak reaktan dengan produknya ) maka nilai DH tetap sama tetapi tandanya berlawanan.

c.        Jika kita menggandakan kedua sisi persamaan termokimia dengan faktor y maka nilai DH juga harus dikalikan dengan faktor y tersebut.

d.        Ketika menuliskan persamaan reaksi termokimia, fase reaktan dan produknya harus dituliskan.

 

4).    Jenis-Jenis Perubahan Entalpi

o        Perubahan entalpi yang diukur pada suhu 25 oC dan tekanan 1 atm ( keadaan standar) disebut perubahan entalpi standar ( dinyatakan dengan tanda DHo atau DH298 ).

o        Perubahan entalpi yang tidak merujuk pada kondisi pengukurannya dinyatakan dengan lambang DH saja.

o        Entalpi molar = perubahan entalpi tiap mol zat ( kJ / mol ).

o        Perubahan entalpi, meliputi :

a.        Perubahan Entalpi Pembentukan Standar ( DHf o ) = kalor pembentukan

Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada pembentukan 1 mol senyawa dari unsur-unsurnya pada suhu dan tekanan standar ( 25 oC, 1 atm ). Entalpinya bisa dilepaskan maupun diserap. Satuannya adalah kJ / mol.

Bentuk standar dari suatu unsur adalah bentuk yang paling stabil dari unsur itu pada keadaan standar ( 298 K, 1 atm ).

Jika perubahan entalpi pembentukan tidak diukur pada keadaan standar maka dinotasikan dengan DHf

Contoh :

 

Catatan :

o        DHf unsur bebas = nol

o        Dalam entalpi pembentukan, jumlah zat yang dihasilkan adalah 1 mol.

o        Dibentuk dari unsur-unsurnya dalam bentuk standar.

 

 

 

b.       Perubahan Entalpi Penguraian Standar ( DHd o )

Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada penguraian 1 mol senyawa menjadi unsur-unsur penyusunnya pada keadaan standar.

Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHd. Satuannya = kJ / mol.

Perubahan entalpi penguraian standar merupakan kebalikan dari perubahan entalpi pembentukan standar, maka nilainya pun akan berlawanan tanda.

Menurut Marquis de Laplace, " jumlah kalor yang dilepaskan pada pembentukan senyawa dari unsur-unsur penyusunnya = jumlah kalor yang diperlukan pada penguraian senyawa tersebut menjadi unsur-unsur penyusunnya. " Pernyataan ini disebut Hukum Laplace.

Contoh :

Diketahui DHf o H2O(l) = -286 kJ/mol, maka entalpi penguraian H2O(l) menjadi gas hidrogen dan gas oksigen adalah +286 kJ/mol.

 

c.        Perubahan Entalpi Pembakaran Standar ( DHc o )

Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada pembakaran 1 mol suatu zat secara sempurna pada keadaan standar.

Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHc. Satuannya = kJ / mol.

Contoh :

 

d.       Perubahan Entalpi Netralisasi Standar ( DHn o )

Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada penetralan 1 mol asam oleh basa atau 1 mol basa oleh asam pada keadaan standar.

Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHn. Satuannya = kJ / mol.

Contoh :


DHn reaksi = -200 kJ

DHn NaOH = -200 kJ / 2 mol  =  -100 kJ/mol

DHn H2SO4 = -200 kJ / 1 mol  =  -200 kJ/mol

 

e.        Perubahan Entalpi Penguapan Standar ( DHovap)

Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada penguapan 1 mol zat dalam fase cair menjadi fase gas pada keadaan standar.

Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHvap. Satuannya = kJ / mol.

Contoh :

 

f.         Perubahan Entalpi Peleburan Standar ( DHofus )

Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada pencairan / peleburan 1 mol zat dalam fase padat menjadi zat dalam fase cair pada keadaan standar.

Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHfus. Satuannya = kJ / mol.

Contoh :

 

g.       Perubahan Entalpi Sublimasi Standar ( DHosub )

Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada sublimasi 1 mol zat dalam fase padat menjadi zat dalam fase gas pada keadaan standar.

Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHsub. Satuannya = kJ / mol.

Contoh :

 

h.       Perubahan Entalpi Pelarutan Standar ( DHosol )

Adalah perubahan entalpi yang terjadi ketika 1 mol zat melarut dalam suatu pelarut ( umumnya air ) pada keadaan standar.

Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHsol. Satuannya = kJ / mol.

Contoh :

 

 

 

5).    Penentuan Perubahan Entalpi ( DH )

a.        Kalorimetri

o        Adalah cara penentuan kalor reaksi dengan menggunakan kalorimeter.

o        Perubahan entalpi adalah perubahan kalor yang diukur pada tekanan konstan.

o        Untuk menentukan perubahan entalpi dilakukan dengan cara yang sama dengan penentuan perubahan kalor yang dilakukan pada tekanan konstan.

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

o        Pengukuran perubahan kalor dapat dilakukan dengan alat yang disebut kalorimeter.

o        Kalorimeter adalah suatu sistem terisolasi ( tidak ada perpindahan materi maupun energi dengan lingkungan di luar kalorimeter ).

o        Rumus yang digunakan adalah :

q = m x c x DT

qkalorimeter = C x DT

dengan :

q     = jumlah kalor ( J )

m   = massa zat ( g )

DT  = perubahan suhu ( oC atau K )

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

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

o        Oleh karena tidak ada kalor yang terbuang ke lingkungan, maka kalor reaksi = kalor yang diserap / dibebaskan oleh larutan dan kalorimeter, tetapi tandanya berbeda.

qreaksi = - (qlarutan  + qkalorimeter )

 

Beberapa jenis kalorimeter :

1)       Kalorimeter Bom

o        Merupakan kalorimeter yang khusus digunakan untuk menentukan kalor dari reaksi-reaksi pembakaran.

o        Kalorimeter ini terdiri dari sebuah bom ( tempat berlangsungnya reaksi pembakaran, terbuat dari bahan stainless steel  dan diisi dengan gas oksigen pada tekanan tinggi ) dan sejumlah air yang dibatasi dengan wadah yang kedap panas.

o        Reaksi pembakaran yang terjadi di dalam bom, akan menghasilkan kalor dan diserap oleh air dan bom.

o        Oleh karena tidak ada kalor yang terbuang ke lingkungan, maka :

qreaksi = - (qair  + qbom )

 

o        Jumlah kalor yang diserap oleh air dapat dihitung dengan rumus :

qair = m x c x DT

dengan :

m     = massa air dalam kalorimeter ( g )

c      = kalor jenis air dalam kalorimeter (J / g.oC ) atau ( J / g. K )

DT = perubahan suhu ( oC atau K )

 

 

o        Jumlah kalor yang diserap oleh bom dapat dihitung dengan rumus :

qbom   = Cbom x DT

dengan :

Cbom  = kapasitas kalor bom ( J / oC ) atau ( J / K )

DT      = perubahan suhu ( oC atau K )

 

o        Reaksi yang berlangsung pada kalorimeter bom berlangsung pada volume tetap ( DV = nol ). Oleh karena itu, perubahan kalor yang terjadi di dalam sistem = perubahan energi dalamnya.

DE = q + w                dimana    w  = - P. DV  ( jika DV = nol maka w  = nol )

maka

DE  = qv

 

Contoh soal :

Suatu kalorimeter bom berisi 250 mL air yang suhunya 25oC, kemudian dibakar 200 mg gas metana. Suhu tertinggi yang dicapai air dalam kalorimeter = 35oC. Jika kapasitas kalor kalorimeter = 75 J / oC dan kalor jenis air = 4,2 J / g.oC, berapakah DHc gas metana?

Jawaban :

qair    = m x c x DT

                            = ( 250 ) x ( 4,2 ) x ( 35 - 25 )

                            = 10.500 J

 

qbom   = Cbom x DT

                            = ( 75 ) x (  35 – 25 )

                            = 750 J

 

qreaksi = - (qair  + qbom )

qreaksi = - ( 10.500 J + 750 J )

                            = - 11.250 J = - 11,25 kJ

 

200 mg CH4    = 0,2 g CH4 = ( 0,2 / 16 ) mol = 0,0125 mol

DHc CH4        = ( - 11,25 kJ / 0,0125 mol ) = - 900 kJ / mol ( reaksi eksoterm )

 

2)       Kalorimeter Sederhana

o        Pengukuran kalor reaksi; selain kalor reaksi pembakaran dapat dilakukan dengan menggunakan kalorimeter pada tekanan tetap yaitu dengan kalorimeter sederhana yang dibuat dari gelas stirofoam.

o        Kalorimeter ini biasanya dipakai untuk mengukur kalor reaksi yang reaksinya berlangsung dalam fase larutan ( misalnya reaksi netralisasi asam – basa / netralisasi, pelarutan dan pengendapan ).

o        Pada kalorimeter ini, kalor reaksi = jumlah kalor yang diserap / dilepaskan larutan sedangkan kalor yang diserap oleh gelas dan lingkungan; diabaikan.

qreaksi          = - (qlarutan  + qkalorimeter )

qkalorimeter    = Ckalorimeter x DT

dengan :

Ckalorimeter  = kapasitas kalor kalorimeter ( J / oC ) atau ( J / K )

DT  = perubahan suhu ( oC atau K )

o        Jika harga kapasitas kalor kalorimeter sangat kecil; maka dapat diabaikan sehingga perubahan kalor dapat dianggap hanya berakibat pada kenaikan suhu larutan dalam kalorimeter.

qreaksi    = - qlarutan  

qlarutan   = m x c x DT

dengan :

m     = massa larutan dalam kalorimeter ( g )

c      = kalor jenis larutan dalam kalorimeter (J / g.oC ) atau ( J / g. K )

DT   = perubahan suhu ( oC atau K )

o        Pada kalorimeter ini, reaksi berlangsung pada tekanan tetap (DP = nol ) sehingga perubahan kalor yang terjadi dalam sistem = perubahan entalpinya.

DH  = qp

Contoh soal :

Sebanyak 50 mL ( = 50 gram ) larutan HCl 1 M bersuhu 27 oC dicampur dengan 50 mL ( = 50 gram ) larutan NaOH 1 M bersuhu 27 oC dalam suatu kalorimeter gelas stirofoam. Suhu campuran naik sampai 33,5 oC. Jika kalor jenis larutan = kalor jenis air = 4,18 J / g.K. Tentukan perubahan entalpinya!

Jawaban :

qlarutan   = m x c x DT

                                = ( 100 ) x ( 4,18 ) x ( 33,5 – 27 )

                                = 2.717 J

 

Karena kalor kalorimeter diabaikan maka :

qreaksi    = - qlarutan  

                                = - 2.717 J

Jumlah mol ( n ) HCl        = 0,05 L x 1 mol / L = 0,05 mol

Jumlah mol ( n ) NaOH    = 0,05 L x 1 mol / L = 0,05 mol

Oleh karena perbandingan jumlah mol pereaksi = perbandingan koefisien reaksinya maka campuran tersebut adalah ekivalen.

DH harus disesuaikan dengan stoikiometri reaksinya, sehingga :

q (1 mol HCl + 1 mol NaOH )       = ( 1 / 0,05 ) x ( – 2.717 J )

                                                            = - 54.340 J = - 54,34 kJ

Jadi DH reaksi = qreaksi = - 54,34 kJ

Persamaan termokimianya :

 

 

b.       Hukum Hess

o        Pengukuran perubahan entalpi suatu reaksi kadangkala tidak dapat ditentukan langsung dengan kalorimeter, misalnya penentuan perubahan entalpi pembentukan standar ( DHf o )CO.

Reaksinya :

o        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.

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

o        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. "  Pernyataan ini disebut Hukum Hess.

o        Berdasarkan Hukum Hess, penentuan DH dapat dilakukan melalui 3 cara yaitu :

1).    Perubahan entalpi ( DH ) suatu reaksi dihitung melalui penjumlahan dari perubahan entalpi beberapa reaksi yang berhubungan.

Contoh :

Reaksi pembakaran gas hidrogen akan menghasilkan air, menurut persamaan reaksi :

 

Reaksi tersebut dapat berlangsung melalui 2 tahap :

Jika kedua reaksi tersebut dijumlahkan maka diperoleh :

 

 

Gambar Siklus Hess :

 

Gambar Diagram Entalpi ( Tingkat Energi ) :

Contoh Soal :

Diketahui :

Tentukan perubahan entalpi ( DH ) dari reaksi berikut ini :

 

Jawaban :

 

 

2).    Perubahan entalpi ( DH ) suatu reaksi dihitung berdasarkan selisih entalpi pembentukan ( DHf o ) antara produk dan reaktan.

Secara umum, untuk reaksi :

Contoh :

Diketahui :

DHf o metanol [ CH4O( l ) ] = - 238,6 kJ / mol

DHf o CO2( g ) = - 393,5 kJ / mol

DHf o H2O( l ) = - 286 kJ / mol

a). Tentukan entalpi pembakaran metanol membentuk gas CO2 dan air.

b). Tentukan jumlah kalor yang dibebaskan pada pembakaran 8 gram metanol ( Ar.H = 1; C = 12; O = 16 )

Jawaban :

Reaksi pembakaran metanol :


b). 8 gram CH4O = ( 8 / 32 ) mol = 0,25 mol.

Jumlah kalor yang dibebaskan pada pembakaran 8 gram CH4O adalah = 0,25 mol x 726,9 kJ / mol = 181,725 kJ


 

6).  Kalor Pembakaran Bahan Bakar

Contoh :

LPG mengandung 40 % etana ( C2H6 )dan 60 % butana ( C4H10 ). Dalam 1 kg LPG mengandung :

( 40 % x 1000 ) gram etana = 400 gram etana

400 gram etana = ( 400 / 30 ) = 13,33 mol

 

( 60 % x 1000 ) gram butana = 600 gram butana

600 gram butana = ( 600 / 58 ) = 10,34 mol

 

Diketahui :

DHf o CO2(g)  = - 395,2 kJ / mol

DHf o H2O(g)  = - 286,9 kJ / mol

DHf o C2H6(g) = - 84,8 kJ / mol

DHf o C4H10(g) = - 114,3 kJ / mol

a).    Reaksi pembakaran etana :

DHreaksi   = DHproduk - DHreaktan

                                = ( 2 x DHf o CO2 + 3 x DHf o H2O ) – ( 1x DHf o C2H6 +  0 )

                                = - 1.566,3 kJ / mol

Dalam 1 kg = ( - 1.566,3 kJ / mol x 13,33 mol ) = - 20.878,78 kJ

 

b).    Reaksi pembakaran butana :

                DHreaksi     = ( 4 x DHf o CO2 +  5 x DHf o H2O ) – ( 1x DHf o C4H10 +  0 )

                                = - 2.901 kJ / mol

                Dalam 1 kg = ( - 2.901 kJ / mol x 10,34 mol ) = - 29.996,34 kJ

                Jadi, dalam setiap 1 kg LPG menghasilkan kalor sebesar = 20.878,78 kJ + 29.996,34 kJ = 50.875,12 kJ


0 komentar:

Arsip Blog