PERSAMAAN TERMOKIMIA

Persamaan termokimia adalah persamaan reaksi yang mengikutsertakan perubahan entalpinya.

Karena entalpi reaksi bergantung pada wujud zat yang terlibat dalam reaksi, maka wujud atau keadaan zat harus dinyatakan, yaitu dengan membubuhkan indeks s (zat padat) , l (zat cair) , g (zat gas) dan aq (zat larutan).

Contoh :

1). Reaksi 1 mol gas metana dengan 2 mol gas oksigen membebaskan kalor sebesar 802,3 kJ pada temperatur 298 K dan tekanan 1 atmosfer. Persamaan termokimianya dapat dituliskan sebagai berikut:

CH₄ (g) + 2 O₂ (g) --> CO₂ (g) + 2 H₂O (g) ΔH = -802,3 kJ/mol

2) Reaksi antara karbon dan gas hydrogen membentuk 1 mol C₂H₂ pada temperatur 298 K dan tekanan 1 atmosfer membutuhkan kalor sebesar 226,7 kJ. Persamaan termokimianya dapat dituliskan sebagai berikut:

2C (s) + H₂ (g) --> C₂H₂ (g) ΔH = +226,7 kJ/mol

Entalpi adalah banyaknya energi yang dimiliki sistem (U) dan kerja (PV) sehingga bisa dituliskan H = U + PV.

Sedangkan perubahan entalpi yaitu kalor reaksi dari suatu reaksi pada tekanan tetap.

Supaya entalpi dapat dihitung, maka pengukurannya harus dilakukan pada suhu serta tekanan tertentu.

Menurut para kimiawan, suhu 25°C dan tekanan 1 atm adalah ukuran yang tepat untuk menilai entalpi.

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) --> H₂O (l)ΔH^o_f = -285,8 kJ/mol

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

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

Contoh :

ΔH^o_f C = 0 ΔH^o_f N₂= 0 ΔH^o_f O₂= 0

ΔH^o_f H₂= 0 ΔH^o_f Fe = 0

2) Perubahan Entalpi Penguraian Standar ΔH^o_d

Perubahan entalpi penguraian standar merupakan kebalikan dari perubahan entalpi pembentukan standar, yaitu kalor yang dikeluarkan atau diserap pada penguraian 1 mol senyawa dari unsure-unsurnya pada suhu 25^oC (298 K) dan tekanan 1 atmosfer.

Oleh karena itu, perubahan entalpi penguraian suatu senyawa menjadi unsure-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) --> H₂O (l)ΔH^o_f = -285,8 kJ/mol (Eksoterm)

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

3) 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) --> CO₂ (g) ΔH^o_c = -393,5 kJ/mol

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