Termokimia dapat didefinisikan sebagai bagian ilmu kimia yang mempelajari dinamika atau perubahan reaksi kimia dengan mengamati panas/termal nya saja. Salah satu terapan ilmu ini dalam kehidupan sehari-hari ialah reaksi kimia dalam tubuh kita dimana produksi dari energi-energi yang dibutuhkan atau dikeluarkan untuk semua tugas yang kita lakukan. Pembakaran dari bahan bakar seperti minyak dan batu bara dipakai untuk pembangkit listrik. Bensin yang dibakar dalam mesin mobil akan menghasilkan kekuatan yang menyebabkan mobil berjalan. Bila kita mempunyai kompor gas berarti kita membakar gas metan (komponen utama dari gas alam) yang menghasilkan panas untuk memasak. Dan melalui urutan reaksi yang disebut metabolisme, makanan yang dimakan akan menghasilkan energi yang kita perlukan untuk tubuh agar berfungsi.
Hampir semua reaksi kimia selalu ada energi yang diambil atau dikeluarkan. Mari kita periksa terjadinya hal ini dan bagaimana kita mengetahui adanya perubahan energi.
Misalkan kita akan melakukan reaksi kimia dalam suatu tempat tertutup sehingga tak ada panas yang dapat keluar atau masuk kedalam campuran reaksi tersebut. Atau reaksi dilakukan sedemikian rupa sehingga energi total tetap sama. Juga misalkan energi potensial dari hasil reaksi lebih rendah dari energi potensial pereaksi sehingga waktu reaksi terjadi ada penurunan energi potensial. Tetapi energi ini tak dapat hilang begitu saja karena energi total (kinetik dan potensial) harus tetap konstan. Sebab itu, bila energi potensialnya turun, maka energi kinetiknya harus naik berarti energi potensial berubah menjadi energi kinetik. Penambahan jumlah energi kinetik akan menyebabkan harga rata-rata energi kinetik dari molekulmolekul naik, yang kita lihat sebagai kenaikan temperatur dari campuran reaksi. Campuran reaksi menjadi panas.
Kebanyakan reaksi kimia tidaklah tertutup dari dunia luar. Bila campuran reaksi menjadi panas seperti digambarkan dibawah, panas dapat mengalir ke sekelilingnya. Setiap perubahan yang dapat melepaskan energi ke sekelilingnya seperti ini disebut perubahan eksoterm. Perhatikan bahwa bila terjadi reaksi eksoterm, temperatur dari campuran reaksi akan naik dan energi potensial dari zat-zat kimia yang bersangkutan akan turun.
Kadang-kadang perubahan kimia terjadi dimana ada kenaikan energi potensial dari zat-zat bersangkutan. Bila hal ini terjadi, maka energi kinetiknya akan turun sehingga temperaturnya juga turun. Bila sistem tidak tertutup di sekelilingnya, panas dapat mengalir ke campuran reaksi dan perubahannya disebut perubahan endoterm. Perhatikan bahwa bila terjadi suatu reaksi endoterm, temperatur dari campuran reaksi akan turun dan energi potensial dari zat-zat yang ikut dalam reaksi akan naik.
 |
| Peristiwa kebakaran menghasilkan panas |
Pengukuran Energi Dalam Reaksi Kimia
Satuan internasional standar untuk energi yaitu Joule (J) diturunkan dari energi kinetik. Satu joule = 1 kgm 2 /s 2 . Setara dengan jumlah energi yang dipunyai suatu benda dengan massa 2 kg dan kecepatan 1 m/detik (bila dalam satuan Inggris, benda dengan massa 4,4 lb dan kecepatan 197 ft/menit atau 2,2 mile/jam).
1 J = 1 kg m 2 /s 2
Satuan energi yang lebih kecil yang dipakai dalam fisika disebut erg yang harganya = 1×10 -7 J. Dalam mengacu pada energi yang terlibat dalam reaksi antara pereaksi dengan ukuran molekul biasanya digantikan satuan yang lebih besar yaitu kilojoule (kJ). Satu kilojoule = 1000 joule (1 kJ = 1000J).
Semua bentuk energi dapat diubah keseluruhannya ke panas dan bila seorang ahli kimia mengukur energi, biasanya dalam bentuk kalor. Cara yang biasa digunakan untuk menyatakan panas disebut kalori (singkatan kal). Definisinya berasal dari pengaruh panas pada suhu benda. Mula-mula kalori didefinisikan sebagai jumlah panas yang diperlukan untuk menaikkan temperatur 1 gram air dengan suhu asal 15 0 C sebesar 1 0 C. Kilokalori (kkal) seperti juga kilojoule merupakan satuan yang lebih sesuai untuk menyatakan perubahan energi dalam reaksi kimia. Satuan kilokalori juga digunakan untuk menyatakan energi yang terdapat dalam makanan.
Dengan diterimanya SI, sekarang juga joule (atau kilojoule) lebih disukai dan kalori didefinisi ulang dalam satuan SI. Sekarang kalori dan kilokalori didefinisikan secara eksak sebagai berikut :
1 kal = 4,184 J
1 kkal = 4,184 kJ
Panas Reaksi dan Termokimia
 |
| Hubungan sistem dengan lingkungan |
Pelajaran mengenai panas reaksi dinamakan termokimia yang merupakan bagian dari cabang ilmu pengetahuan yang lebih besar yaitu termodinamika. Sebelum pembicaraan mengenai prisip termokimia ini kita lanjutkan, akan dibuat dulu definisi dari beberapa istilah. Salah satu dari istilah yang akan dipakai adalah sistim. Sistim adalah sebagian dari alam semesta yang sedang kita pelajari. Mungkin saja misalnya suatu reaksi kimia yang terjadi dalam suatu gelas kimia. Di luar sistim adalah lingkungan. Dalam menerangkan suatu sistim, kita harus memperinci sifat-sifatnya secara tepat. Diberikan suhunya, tekanan, jumlah mol dari tiap zat dan berupa cairan, padat atau gas. Setelah semua variabel ini ditentukan berarti semua sifat-sifat sistim sudah pasti, berarti kita telah menggambarkan keadaan dari sistim.
Bila perubahan terjadi pada sebuah sistim maka dikatakan bahwa sistim bergerak dari keadaan satu ke keadaan yang lain. Bila sistim diisolasi dari lingkungan sehingga tak ada panas yang dapat mengalir maka perubahan yang terjadi di dalam sistim adalah perubahan adiabatik. Selama ada perubahan adiabatik, maka suhu dari sistim akan menggeser, bila reaksinya eksotermik akan naik sedangkan bila reaksinya endotermik akan turun. Bila sistim tak diisolasi dari lingkungannya, maka panas akan mengalir antara keduanya, maka bila terjadi reaksi, suhu dari sistim dapat dibuat tetap. Perubahan yang terjadi pada temperatur tetap dinamakan perubahan isotermik. Telah dikatakan, bila terjadi reaksi eksotermik atau endotermik maka pada zat-zat kimia yang terlibat akan terjadi perubahan energi potensial. Panas reaksi yang kita ukur akan sama dengan perubahan energi potensial ini. Mulai sekarang kita akan menggunakan perubahan ini dalam beberapa kuantitas sehingga perlu ditegakkan beberapa peraturan untuk menyatakan perubahan secara umum.
Simbol Δ (huruf Yunani untuk delta) umumnya dipakai untuk menyatakan perubahan kuantitas. Misalnya perubahan suhu dapat ditulis dengan ΔT, dimana T menunjukkan temperatur. Dalam praktek biasanya dalam menunjukkan perubahan adalah dengan cara mengurangi temperatur akhir dengan temperatur mula-mula.
ΔT = T akhir – T mula-mula
Demikian juga, perubahan energi potensial
(Ep) Δ(E.P) = EP akhir – EP awal
Dari definisi ini didapat suatu kesepakatan dalam tanda aljabar untuk perubahan eksoterm dan endoterm. Dalam perubahan eksotermik, energi potensial dari hasil reaksi lebih rendah dari energi potensial pereaksi berarti EP akhir lebih rendah dari EP mula-mula . Sehingga harga ÷EP mempunyai harga negatif. Kebalikannya dengan reaksi endoterm, dimana harga ÷EP adalah positif.
Reaksi Eksoterm dan Endoterm
Peristiwa endoterm (kanan) dan eksoterm (kiri)
Reaksi Eksoterm
Pada reaksi eksoterm terjadi perpindahan kalor dari sistem ke lingkungan atau pada reaksi tersebut dikeluarkan panas. Pada reaksi eksoterm harga ΔH = negatif (– )
Contoh :
C(s) + O 2 (g) → CO 2 (g) + 393.5 kJ ;
ΔH = -393.5 kJ
Reaksi Endoterm
Pada reaksi terjadi perpindahan kalor dari lingkungan ke sistem atau pada reaksi tersebut dibutuhkan panas. Pada reaksi endoterm harga ΔH = positif ( + )
Contoh :
CaCO 3(s) → CaO (s) + CO 2(g) - 178.5 kJ ; ΔH = +178.5 kJ
Proses eksoterm dan proses endoterm
Perubahan Entalpi
Entalpi = H = Kalor reaksi pada tekanan tetap = Qp
Perubahan entalpi adalah perubahan energi yang menyertai peristiwa perubahan kimia pada tekanan tetap.
a. | Pemutusan ikatan membutuhkan energi (= endoterm) Contoh: H 2 → 2H – a kJ ; ΔH= +akJ |
b. | Pembentukan ikatan memberikan energi (= eksoterm) Contoh: 2H → H 2 + a kJ ; ΔH = -a kJ |
Istilah yang digunakan pada perubahan entalpi :
1. | Entalpi Pembentakan Standar ( ΔHf ): ΔH untak membentuk 1 mol persenyawaan langsung dari unsur-unsurnya yang diukur pada 298 K dan tekanan 1 atm. Contoh: H 2 (g) + 1/2 O 2 (g) → H 2 0 (l) ; ΔHf = -285.85 kJ |
2. | Entalpi Penguraian: ΔH dari penguraian 1 mol persenyawaan langsung menjadi unsur-unsurnya (= Kebalikan dari ΔH pembentukan). Contoh: H 2 O (l) → H 2 (g) + 1/2 O 2 (g) ; ΔH = +285.85 kJ |
3. | Entalpi Pembakaran Standar ( ΔHc ): ΔH untuk membakar 1 mol persenyawaan dengan O 2 dari udara yang diukur pada 298 K dan tekanan 1 atm. Contoh: CH 4 (g) + 2O 2 (g) → CO 2 (g) + 2H 2 O(l) ; ΔHc = -802 kJ |
4. | Entalpi Reaksi: ΔH dari suatu persamaan reaksi di mana zat-zat yang terdapat dalam persamaan reaksi dinyatakan dalam satuan mol dan koefisien-koefisien persamaan reaksi bulat sederhana. Contoh: 2Al + 3H 2 SO 4 → Al 2 (SO 4 ) 3 + 3H 2 ; ΔH = -1468 kJ |
5. | Entalpi Netralisasi: ΔH yang dihasilkan (selalu eksoterm) pada reaksi penetralan asam atau basa. Contoh: NaOH(aq) + HCl(aq) → NaCl(aq) + H 2 O(l) ; ΔH = -890.4 kJ/mol |
6. | Hukum Lavoisier-Laplace “Jumlah kalor yang dilepaskan pada pembentukan 1 mol zat dari unsur-unsurya = jumlah kalor yang diperlukan untuk menguraikan zat tersebut menjadi unsur-unsur pembentuknya.” Artinya : Apabila reaksi dibalik maka tanda kalor yang terbentuk juga dibalik dari positif menjadi negatif atau sebaliknya Contoh: N 2 (g) + 3H 2 (g) → 2NH 3 (g) ; ΔH = – 112 kJ 2NH 3 (g) → N 2 (g) + 3H 2 (g) ; ΔH = + 112 kJ |
Entalpi Pembentukan,Pembakaran dan Penguraian
Data termokimia pada umumnya ditetapkan pada suhu 25 0 C dan tekanan 1 atm yang selanjutnya disebut kondisi standar . Perubahan entalpi yang diukur pada suhu 25 0 C dan tekanan 1 atm disebut perubahan entalpi standar dan dinyatakan dengan lambang Δ H 0 atau ΔH298. Sedangkan perubahan entalpi yang pengukurannya tidak merujuk kondisi pengukurannya dinyatakan dengan lambang ΔH saja.
Entalpi molar adalah perubahan entalpi reaksi yang dikaitkan dengan kuantitas zat yang terlibat dalam reaksi. Dalam termokimia dikenal berbagai macam entalpi molar, seperti entalpi pembentukan, entalpi penguraian, dan entalpi pembakaran.
Entalpi Pembentukan
Ada suatu macam persamaan termokimia yang penting yang berhubungan dengan pembentukan satu mol senyawa dari unsurunsurnya. Perubahan entalpi yang berhubungan dengan reaksi ini disebut panas pembentukan atau entalpi pembentukan yang diberi simbol ΔH f . Misalnya persamaan termokimia untuk pembentukan air dan uap air pada 100 0 C dan 1 atm masing-masing.
Bagaimana dapat kita gunakan persamaan ini untuk mendapatkan panas penguapan dari air? Yang jelas persamaan (1) harus kita balik, lalu dijumlahkan dengan persamaan (2). Jangan lupa untuk mengubah tanda ΔH. (Jika pembentukan H 2 O (l) eksoterm, seperti dicerminkan oleh ΔH f yang negatif, proses kebalikannya haruslah endoterm) yang berarti eksoterm menjadi positif yang berarti menjadi endoterm.
Eksoterm
Eksoterm (menghasilkan panas)
Endoterm
Bila kita jumlahkan persamaan (1) dan (2), kita dapat
Dan panas reaksinya =
Perhatikan bahwa panas reaksi untuk seluruh perubahan sama dengan panas pembentukan hasil reaksi dikurangi panas pembentukan dari pereaksi. Secara umum dapat ditulis :
Harga perubahan entalpi reaksi dapat dipengaruhi oleh kondisi yakni suhu dan tekanan saat pengukuran. Oleh karena itu, perlu kondisi suhu dan tekanan perlu dicantumkan untuk setiap data termokimia.
Entalpi Pembakaran
Reaksi suatu zat dengan oksigen disebut reaksi pembakaran . Zat yang mudah terbakar adalah unsur karbon, hidrogen, belerang, dan berbagai senyawa dari unsur tersebut. Pembakaran dikatakan sempurna apabila karbon (c) terbakar menjadi CO2, hidrogen (H) terbakar menjadi H2O, belerang (S) terbakar menjadi SO2.
Perubahan entalpi pada pembakaran sempurna 1 mol suatu zat yang diukur pada 298 K, 1 atm disebut entalpi pembakaran standar (standard enthalpy of combustion), yang dinyatakan dengan Δ Hc 0 . Entalpi pembakaran juga dinyatakan dalam kJ mol -1 .
Harga entalpi pembakaran dari berbagai zat pada 298 K, 1 atm diberikan pada tabel 3 berikut.
Tabel 3 . Entalpi Pembakaran dari berbagai zat pada 298 K, 1 atm
Pembakaran bensin adalah suatu proses eksoterm. Apabila bensin dianggap terdiri atas isooktana, C8H18 (salah satu komponen bensin) tentukanlah jumlah kalor yang dibebaskan pada pembakaran 1 liter bensin. Diketahui entalpi pembakaran isooktana = -5460 kJ mol -1 dan massa jenis isooktan = 0,7 kg L -1 (H = 1; C =12).
Jawab:
Entalpi pembakaran isooktana yaitu – 5460 kJ mol -1 . Massa 1 liter bensin = 1 liter x 0,7 kg L-1 = 0,7 kg = 700 gram . Mol isooktana = 700 gram/114 gram mol -1 = 6,14 mol. Jadi kalor yang dibebaskan pada pembakaran 1 liter bensin adalah: 6,14 mol x 5460 kJ mol -1 = 33524,4 kJ.
Entalpi pembakaran isooktana yaitu – 5460 kJ mol -1 . Massa 1 liter bensin = 1 liter x 0,7 kg L-1 = 0,7 kg = 700 gram . Mol isooktana = 700 gram/114 gram mol -1 = 6,14 mol. Jadi kalor yang dibebaskan pada pembakaran 1 liter bensin adalah: 6,14 mol x 5460 kJ mol -1 = 33524,4 kJ.
Pembakaran Sempurna dan Tidak Sempurna
Pembakaran bahan bakar dalam mesin kendaraan atau dalam industri tidak terbakar sempurna. Pembakaran sempurna senyawa hidro karbon (bahan bakar fosil) membentuk karbon dioksida dan uap air. Sedangkan pembakaran tak sempurna membentuk karbon monoksida dan uap air. Misalnya:
a. Pembakaran sempurna isooktana:
C8H18 (l) +12 ½ O2 (g) –> 8 CO2 (g) + 9 H2O (g) ΔH = -5460 kJ
b. Pembakaran tak sempurna isooktana:
C8H18 (l) + 8 ½ O2 (g) -> 8 CO (g) + 9 H2O (g) ΔH = -2924,4 kJ
Dampak Pembakaran tak Sempurna
Sebagaimana terlihat pada contoh di atas, pembakaran tak sempurna menghasilkan lebih sedikit kalor. Jadi, pembakaran tak sempurna mengurangi efisiensi bahan bakar. kerugian lain dari pembakaran tak sempurna adalah dihasilkannya gas karbon monoksida (CO), yang bersifat racun. Oleh karena itu, pembakaran tak sempurna akan mencemari udara.
Entalpi Penguraian
Reaksi penguraian adalah kebalikan dari reaksi pembentukan. Oleh karena itu, sesuai dengan azas kekekalan energi, nilai entalpi penguraian sama dengan entalpi pembentukannya, tetapi tandanya berlawanan.
Contoh:
Diketahui Δ Hf 0 H2O (l) = -286 kJ mol -1, maka entalpi penguraian H2O (l) menjadi gas hidrogen dan gas oksigen adalah + 286 kJ mol -1
H2O (l) ——> H2 (g) + ½ O2 (g) ΔH = + 286 kJ
Pengukuran perubahan energi dalam reaksi kimia
Perubahan energi dalam reaksi kimia selalu dapat dibuat sebagai panas, sebab itu lebih tepat bila istilahnya disebut panas reaksi. Alat yang dipakai untuk mengukur panas reaksi disebut kalorimeter (sebetulnya kalori meter, walaupun diketahui sekarang panas lebih sering dinyatakan dalam joule daripada kalori). Ada beberapa macam bentuk dari alat ini, salah satu dinamakan Kalorimeter Bomb yang diperlihatkan pada gambar diatas. Kalorimeter semacam ini biasanya dipakai untuk mempelajari reaksi eksotermik, yang tak akan berjalan bila tidak dipanaskan, misalnya reaksi pembakaran dari CH 4 dengan O 2 atau reaksi antara H 2 dan O 2 . Alatnya terdiri dari wadah yang terbuat dari baja yang kuat (bombnya) dimana pereaksi ditempatkan. Bomb tersebut dimasukkan pada bak yang berisolasi dan diberi pengaduk serta termometer. Suhu mula-mula dari bak diukur kemudian reaksi dijalankan dengan cara menyalakan pemanas kawat kecil yang berada di dalam bomb. Panas yang dikeluarkan oleh reaksi diabsorpsi oleh bomb dan bak menyebabkan temperatur alat naik. Dari perubahan suhu dan kapasitas panas alat yang telah diukur maka jumlah panas yang diberikan oleh reaksi dapat dihitung.
Kapasitas Panas dan Panas Spesifik
Sifat-sifat air yang memberikan definisi asal dari kalori adalah banyaknya perubahan temperatur yang dialami air waktu mengambil atau melepaskan sejumlah panas. Istilah umum untuk sifat ini disebut kapasitas panas yang didefinisikan sebagai jumlah panas yang diperlukan untuk mengubah temperatur suatu benda sebesar 1 0 C.
Kapasitas panas bersifat ekstensif yang berarti bahwa jumlahnya tergantung dari besar sampel. Misalnya untuk menaikkan suhu 1 g air sebesar 1 0 C diperlukan 4,18 J (1 kal), tapi untuk menaikkan suhu 100 g air sebesar 1 0 C diperlukan energi 100 kali lebih banyak yaitu 418 J. Sehingga 1 g sampel mempunyai kapasitas panas sebesar 4,18 J/ 0 C sedangkan 100 g sampel 418J/ 0 C.
Sifat intensif berhubungan dengan kapasitas panas adalah kalor jenis (panas spesifik) yang didefinisikan sebagai jumlah panas yang diperlukan untuk menaikkan suhu 1 g zat sebesar 1 0 C. Untuk air, panas spesifiknya adalah 4,18 Jg-1C-1. Kebanyakan zat mempunyai panas spesifik yang lebih kecil dari air. Misalnya besi, panas spesifiknya hanya 0,452 J g -1 0 C -1 . Berarti lebih sedikit panas diperlukan untuk memanaskan besi 1 g sebesar 1 0 C daripada air atau juga dapat diartikan bahwa jumlah panas yang akan menaikkan suhu 1 g besi lebih besar dari pada menaikkan suhu 1 g air.
Besarnya panas spesifik untuk air disebabkan karena adanya sedikit pengaruh dari laut terhadap cuaca. Pada musim dingin air laut lebih lambat menjadi dingin dari daratan sehingga udara yang bergerak dari laut ke darat lebih panas daripada udara dari darat ke laut. Demikian juga dalam musim panas, air laut lebih lambat menjadi panas daripada daratan.
Rumus :
q = m.c. Δ’t
Keterangan :
q = jumlah kalor (Joule)
m = massa zat (gram)
Δt = perubahan suhu t akhir - t awal )
c = kalor jenis
PENENTUAN PERUBAHAN ENTALPI
Untuk menentukan perubahan entalpi pada suatu reaksi kimia biasanya digunakan alat seperti kalorimeter, termometer dan sebagainya yang mungkin lebih sensitif.
Perhitungan : ΔH reaksi = Jumlah ΔH f o produk – Jumlah ΔH f o reaktan
Perubahan Entalpi Berdasarkan Entalpi Pembentukan
Kalor suatu reaksi dapat juga ditentukan dari data entalpi pembentukan zat pereaksi dan produknya. Dalam hal ini, zat pereaksi dianggap terlebih dahulu terurai menjadi unsur-unsurnya, kemudian unsur-unsur itu bereaksi membentuk zat produk. Secara umum untuk reaksi:
m AB + n CD —–> p AD + q CB
ΔH 0 = jumlah ΔH 0 f (produk) - jumlah ΔH 0 f (pereaksi)
Perubahan Entalpi Berdasarkan Hukum Hess
Banyak reaksi yang dapat berlangsung secara bertahap. Misalnya pembakaran karbon atau grafit. Jika karbon dibakar dengan oksigen berlebihan terbentuk karbon dioksida menurut persamaan reaksi:
C(s) + O2 (g) —–> CO2 (g) Δ H = – 394 kJ
Reaksi diatas dapat berlangsung melalui dua tahap. Mula-mula karbon dibakar dengan oksigen yang terbatas sehingga membentuk karbon monoksida. Selanjutnya, karbon monoksida itu dibakar lagi untuk membentuk karbon dioksida. Persamaan termokimia untuk kedua reaksi tersebut adalah:
C (s) + ½ O2 (g) —–> CO (g) ΔH = – 111 kJ
CO (g) + ½ O2 (g) —–> CO2 (g) Δ H = – 283 kJ
Jika kedua tahap diatas dijumlahkan, maka diperoleh:
C (s) + ½ O2 (g) —–> CO (g) ΔH = – 111 kJ
CO (g) + ½ O2 (g) —–> CO2 (g) ΔH = – 283 kJ
————————————————————————- +
C(s) + O2 (g) —–> CO2 (g) ΔH = – 394 kJ
HUKUM HESS
“Jumlah panas yang dibutuhkan atau dilepaskan pada suatu reaksi kimia tidak tergantung pada jalannya reaksi tetapi ditentukan oleh keadaan awal dan akhir.”
Contoh:
C(s) + O 2 (g) | → CO 2 (g) | ; ΔH = x kJ | → 1 tahap |
C(s) + 1/2 0 2 (g) | → CO(g) | ; ΔH = y kJ | → 2 tahap |
CO(g) + 1/2 O 2 (g) | → CO 2 (g) | ; ΔH = z kJ | |
———————————————————— + | |||
C(s) + O 2 (g) | → CO 2 (g) | ; ΔH = y + z kJ | |
Menurut Hukum Hess : x = y + z
Energi-Energi Dan Ikatan Kimia
Reaksi kimia merupakan proses pemutusan dan pembentukan ikatan. Proses ini selalu disertai perubahan energi. Energi yang dibutuhkan untuk memutuskan ikatan kimia, sehingga membentuk radikal-radikal bebas disebut energi ikatan. 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 H 2, 0 2, N 2 atau HI yang mempunyai satu ikatan maka energi atomisasi sama dengan energi ikatan Energi atomisasi suatu senyawa dapat ditentukan dengan cara pertolongan entalpi pembentukan senyawa tersebut. Secara matematis hal tersebut dapat dijabarkan dengan persamaan :
ΔH reaksi | = Jml energi pemutusan ikatan | - Jml energi pembentukan ikatan |
= Jml energi ikatan di kiri | - Jml energi ikatan di kanan |
Contoh:
Diketahui :
energi ikatan
C – H = 414,5 kJ/Mol
C = C = 612,4 kJ/mol
C – C = 346,9 kJ/mol
H – H = 436,8 kJ/mol
Ditanya:
ΔH reaksi = C 2 H 4 (g) + H 2 (g) → C 2 H 6 (g)
ΔH reaksi | = Jumlah energi pemutusan ikatan – Jumlah energi pembentukan ikatan |
= (4(C-H) + (C=C) + (H-H)) – (6(C-H) + (C-C)) = ((C=C) + (H-H)) – (2(C-H) + (C-C)) = (612.4 + 436.8) – (2 x 414.5 + 346.9) = – 126,7 kJ |
0 komentar:
Posting Komentar