PERSAMAAN TERMOKIMIA

HUKUM PERTAMA TERMODINAMIKA (AZAS KEKEKALAN ENERGI)

Hukum I Termodinamika : Hukum kekekalan masa dan energi, yaitu : energi tidak dapat diciptakan dan dimusnahkan.

 Secara matematis dirumuskan sbb :

Jika dalam suatu sistem terjadi perubahan energi, maka besarnya perubahan energi ini ditentukan oleh dua faktor

1)    energi panas yang diserap (q)

2)    usaha (kerja) yang dilakukan oleh sistem (w)

 

Hukum I Termodinamika dirumuskan sebagai:

Hukum kekekalan masa dan energi, yaitu : energi tidak dapat diciptakan dan dimusnahkan

∆U = q + w

∆E = ∆U = perubahan energi dalam

q   = kalor yang diserap atau dilepas oleh sistem

W = kerja yang dilakukan atau diterima oleh sistem

Sistem menerima kalor, q bertanda positif

Sistem membebaskan kalor, q bertanda negatif

Sistem melakukan kerja, w bertanda negatif

Sistem menerima kerja, w  bertanda positif

 Soal

1. Dalam suatu proses, sistem melepaskan kalor 125 kJ dan menerima kerja sebanyak 500 J, berapakah perubahan energi dalam sistem?

2. Suatu reaksi menyerap kalor sebanyak 100 kJ dan menerima kerja sebanyak 5 kJ, tentukan nilai ∆E, q dan w reaksi tersebut. 

Persamaan Termokimia

Persamaan Termokimia adalah persamaan kimia yang dilengkapi dengan harga perubahan entalpi.^[6]

Contoh persamaan termokimia:

1. Reaksi 1 mol gas metana dengan 2 mol gas oksigen yang menghasilkan karbon dioksida dan air membebaskan kalor sebesar 802,3 kJ pada temperatur 298K (25^oC) dan tekanan 1 atm. Persamaan termokimianya dapat ditulis: CH_4(g) + 2 O_{2(g) →} CO_2(g) + 2 O_2(g) ∆H = -802,3 kJ.
2. Reaksi karbon dan gas hidrogen membentuk 1 mol gas etuna (C₂H₂) pada temperatur 25^oC dan tekanan 1 atm membutuhkan kalor sebesar +226,8 kJ. Persamaan termokimianya dapat ditulis: 2C_(s) + H_2(g) → C₂H_2(g) ∆H = +226,8 kJ.^[6]]

Persamaan termokimia — Pada suhu 0 °C dan tekanan 1 atm,es meleleh membentuk air yang mencair. hasil pengukuran menunjukkan bahwa untuk setiap mol es yang diubah menjadi cair pada keadaan ini,sejumlah 6,01 kilojoule (kJ) energi diserap oleh sistem (es). karena ΔH bernilai positif,perubahan ini merupakan proses endotermik,seperti yang diharapkan untuk pelelehan es yang menyerap energi. persamaan untuk perubahan fisika ini adalah

H2O (s) →H2O(l) ΔH = 6,01 kJ

sebagai contoh lain, perhatikan pembakaran metana (CH4),komponen utama gas

CH4(g) + 2O2(g) →CO2(g) + 2H2O(l) ΔH = -890,4 kJ

berdasarkan pengamatan diatas bahwa pembakaran gas alam melepaskan kalor ke lingkungannya,sehingga prosesnya eksotermik dan ΔH harus bernilai negatif. persamaan untuk pelelehan es dam pembakaran metana adalah contoh-contoh persamaan termokimia (thermochemical equation),yang menunjukkan perubahan entalphi sekaligus hubungan massa.^[1]

Jenis-jenis perubahan entalpi standar.

1. Perubahan entalpi pembentukan standar (ΔHof),

2. Perubahan entalpi penguraian standar (ΔHod),

3. Perubahan entalpi pembakaran standar ( ΔHoc).

4. Perubahan entalpi netralisasi (ΔHoc)

5. Perubahan entalpi penguapan (ΔHovap)

6. Perubahan entalpi pelarutan (ΔHopelarutan)

7. Perubahan entalpi sublimasi (ΔHos)

8. Perubahan entalpi atomisasi (ΔHoatomisasi)

9. dan lain lain

Perubahan entalpi standar

Perubahan entalpi reaksi yang diukur pada temperatur 25^oC (298 K) dan tekanan 1 atm disepakati sebagai perubahan entalpi standar, dinyatakan dengan simbol ΔH^o

 

Jenis-jenis perubahan entalpi standar.

1.    Perubahan entalpi pembentukan standar (ΔH^o_f),

2.    Perubahan entalpi penguraian standar (ΔH^o_d),

3.    Perubahan entalpi pembakaran standar ( ΔH^o_c).

 

1)        Perubahan Entalpi Pembentukan Standar  (ΔH^o_f)

Perubahan entalpi pembentukan standar (ΔH^o_f), adalah kalor yang dikeluarkan atau diserap pada pembentukan 1 mol senyawa dari unsure-unsurnya pada suhu 25^oC (298 K) dan tekanan 1 atmosfer.

Contoh :

H₂ (g) + ½ O₂ (g) à H₂O (l)ΔH^o_f = -285,8 kJ/mol

H₂ (g) + ½ O₂ (g) à H₂O (g)ΔH^o_f = -241,8 kJ/mol

 

Misal reaksi pembentukan 1 mol H₂SO₄  memiliki nilai ΔH = - X kJ/mol

H₂(g) + S(s) +2O₂(g)      à H₂SO₄(l)        ΔH = - X kJ/mol

Maka reaki pembentukan 2 mol H₂SO₄ memiliki nilai ΔH = - 2X kJ

2H₂(g) + 2S(s) + 4O₂(g)  à 2H₂SO₄(l)     ΔH = - 2X kJ

 

Berdasarkan perjanjian, perubahan entalpi untuk unsur-unsur dalam bentuk paling stabil memiliki nilai sebesar 0 kj/mol.

Contoh :

ΔH^o_f  C(s) = 0       ΔH^o_f  N₂(g) = 0             ΔH^o_f  O₂(g) = 0  

ΔH^o_f  H₂(g) = 0      ΔH^o_f  Fe (s) = 0           

 

2)        Perubahan Entalpi Penguraian Standar ΔH^o_d

Perubahan entalpi penguraian standar merupakan kebalikan dari perubahan entalpi pembentukan standar,  

ΔH^o_d  = kalor yang dilepas atau diserap pada penguraian  1 mol senyawa dari unsur-unsurnya pada suhu 25^oC (298 K) dan tekanan 1 atmosfer.

 

Oleh karena itu, perubahan entalpi penguraian suatu senyawa menjadi unsur-unsurnya sama besar dengan perubahan entalpi pembentukan, tetapi berlawanan tanda.

Jika perubahan entalpi bertanda negative (eksoterm), maka perubahan entalpi penguraian bertanda positif (eksoterm) dengan harga yang sama.

Contoh :

H₂ (g) + ½ O₂ (g) à H₂O (l)ΔH^o_f = -285,8 kJ/mol (Eksoterm)

H₂O (l) à H₂ (g) + ½ O₂ (g)ΔH^o_d = +285,8 kJ/mol (Endoterm)

 

Reaksi pembentukan: H₂(g) + S(s) + 2O₂(g) à H₂SO₄(l)     ΔH = - X kJ/mol

Reaksi penguraian : H₂SO₄(l)   à  H₂(g) + S(s) +2O₂(g)      ΔH = + X kJ/mol

 

1)        Perubahan Entalpi Pembakaran Standar (  ΔH^o_c)

Perubahan entalpi pembakaran standar (ΔH^o_c), adalah kalor yang dilepaskan dan atau diserap pada proses pembakaran 1 mol zat dalam keadaan standar (diukur pada temperature 298 K dan tekanan 1 atmosfer).

Contoh :

C (s) + O₂ (g) à CO₂ (g)    ΔH^o_c = -393,5 kJ/mol

CH₄ (g) + 2 O₂ (g) à  CO₂ (g) + 2 H₂O (l)       ΔH^o_c = -889,5 kJ/mol

 

Penjelasan

1	C(s) + O2(g) à CO2(g)	Perubahan entalpinya dapat sebagai ∆Hco C  dan ∆Hfo CO2
2	S(s) + O2(g) à SO2(g)	Perubahan entalpinya dapat sebagai ∆Hco S dan ∆Hfo SO2
3	SO2(g) + ½ O2(g) à SO3(g)	Perubahan entalpinya hanya sebagai ∆Hco SO2 Tidak boleh sebagai ∆Hfo SO3 sebab ?
4	S(s) + 1,5 O2(g) à SO3(g)	Perubahan entalpinya hanya sebagai ∆Hfo  SO3
5	CO(g) + ½ O2(g) à CO2(g)	Perubahan entalpinya hanya sebagai  ∆Hco CO Tidak boleh sebagai ∆Hfo CO2 sebab ?
6	C(s) + ½ O2(g) à CO(g)	Perubahan entalpinya hanya sebagai ∆Hfo CO Tidak boleh sebagai ∆Hco C sebab ?