Termokimia

Kalor (Q)
Q = m.c.ΔT
m = massa
c = kalor jenis
m.c = kapasitas kalor
T = suhu

Kalor Reaksi (ΔH)
Kalor reaksi = kalor yang diserap (diperlukan) atau dilepaskan (dihasilkan) dalam reaksi.
= perubahan entalpi (ΔH).

2 H2 (g) + O2 (g) —→ 2 H2O (l) + 136,6 kkal
H1 H2 Q

H1 = H2 + Q
H2 – H1 = – Q
ΔH = – Q = – 136,6 kkal

Disebut reaksi eksoterm (menghasilkan kalor). Biasanya dituliskan:
2 H2 (g) + O2 (g) —→ 2 H2O (l) ΔH = – 136,6 kkal

Reaksi kebalikannya adalah reaksi endoterm (memerlukan kalor).
2 H2O (l) —→ 2 H2 (g) + O2 (g) ΔH = + 136,6 kkal


ΔH Pembentukan Standar
Adalah ΔH untuk membentuk 1 mol suatu senyawa dari unsur-unsur penyusunnya pada keadaan standar.

C(s) + O2 (g) —→ CO2 (g) ΔH = – 94,1 kkal

ΔH pembentukan standar CO2 (g) = – 94,1 kkal/mol.
Umumnya dituliskan ΔHf 0 CO2 (g) = – 94,1 kkal/mol.
Jika suatu senyawa tersusun/terbentuk bukan dari unsur-unsur penyusunnya, maka ΔH-nya tidak sama dengan ΔH pembentukan standar.

CO(g) + ½ O2 (g) —→ CO2 (g) ΔH = – 26,4 kkal
≠ ΔHf 0 CO2 (g)
CO(g) bukan unsur. Unsur-unsur penyusun CO2 (g) pada keadaan standar adalah C(s) dan O2(g).

ΔH Penguraian Standar
Adalah ΔH untuk menguraikan 1 mol suatu senyawa menjadi unsur-unsur penyusunnya pada keadaan standar.
CO2 (g) —→ C(s) + O2 (g) ΔH = + 94,1 kkal
= ΔH penguraian standar CO2 (g)
CO2 (g) —→ CO(g) + ½ O2 (g) ΔH = + 26,4 kkal
≠ ΔH penguraian standar CO2 (g)


ΔH Pembakaran Standar
Adalah ΔH dalam pembakaran sempurna 1 mol suatu senyawa pada keadaan standar.
CH4 (g) + 2 O2 (g) —→ CO2 (g) + 2 H2O (l) ΔH = – 212,4 kkal
= ΔH pembakaran CH4 (g)
CH4 (g) + 3/2 O2 (g) —→ CO (g) + 2 H2O (l) ΔH = – 135,1 kkal
≠ ΔH pembakaran CH4 (g)


Hukum Laplace (Marquis de Laplace)
ΔH reaksi ke kiri = – ΔH reaksi ke kanan
Sehingga: ΔH penguraian = – ΔH pembentukan
Pada contoh di atas, ΔH pembentukan standar CO2 (g) = – 94,1 kkal/mol.
ΔH penguraian standar CO2 (g) = – (– 94,1 kkal/mol) = + 94,1 kkal/mol.


Energi Ikatan
Adalah energi yang diperlukan untuk memutuskan 1 mol ikatan senyawa dalam wujud gas pada keadaan standar menjadi atom-atom gasnya.
H2 (g) —→ 2 H (g) ΔH = + 435 kJ
Energi ikatan H—H = + 435 kJ/mol
CH4 (g) —→ C (g) + 4 H (g) ΔH = + 1 656 kJ
Atau dituliskan:
H
│
H—C—H —→ C (g) + 4 H (g) ΔH = + 1 656 kJ
│
H (g)
Energi ikatan C—H = + 1 656 kJ : 4 mol = 414 kJ/mol

Sesuai dengan hukum Laplace, maka:
ΔH pembentukan ikatan = – ΔH pemutusan ikatan
= – Energi Ikatan

Dalam reaksi gas-gas, dapat dianggap bahwa ikatan dalam pereaksi diputuskan, kemudian atom-atom gasnya akan membentuk ikatan produk reaksi. Sehingga:
ΔH reaksi = Σ ΔH pemutusan ikatan pereaksi + Σ ΔH pembentukan ikatan produk reaksi.
= Σ ΔH pemutusan ikatan pereaksi – Σ ΔH pemutusan ikatan produk reaksi.
= Σ Energi ikatan pereaksi – Σ Energi ikatan produk reaksi.



Contoh soal:
Jika diketahui: energi ikatan N≡N = 946 kJ/mol, energi ikatan N—N = 163 kJ/mol, energi ikatan N—H = 389 kJ/mol, energi ikatan O—O = 144 kJ/mol, dan energi ikatan O—H = 464 kJ/mol, maka hitunglah berapa ΔH reaksi berikut:
N2H4 (g) + 2 H2O2 (g) —→ N2 (g) + 4 H2O (g)

Jawab:
reaksinya dapat dituliskan:
H H
│ │
N—N + 2 H—O—O—H (g) —→ N≡N (g) + 4 H—O—H (g)
│ │
H H (g)

ΔH reaksi = (energi ikat N—N + 4 x energi ikat N—H + 2 x energi ikat O—O +
4 x energi ikat O—H) – (energi ikat N≡N + 8 x energi ikat O—H)
= (163 + 4 x 389 + 2 x 144 + 4 x 464) – (946 + 8 x 464)
= – 795 kJ

Catatan: ΔH reaksi yang dapat dihitung dengan energi ikat hanyalah reaksi dimana pereaksi dan produk reaksinya semuanya berwujud gas.


Proses Spontan dan Tidak Spontan
Proses reaksi dapat berlangsung spontan ataupun tidak spontan. Ciri-cirinya:
Spontan jika: Tidak spontan jika:
ΔH <> 0
ΔS > 0 ΔS < 0
ΔG <> 0

H = entalpi = energi yang dikandung dalam sistem
S = entropi = derajad ketidakaturan sistem.
G = energi bebas (energi yang tidak digunakan untuk kerja).
ΔG = ΔH – T . ΔS