TERMOKIMIA PENGERTIAN HAL-HAL YANG DIPELAJARI Termokimia adalah cabang dari ilmu kimia yang mempelajari hubungan antara reaksi dengan panas. HAL-HAL YANG DIPELAJARI Perubahan energi yang menyertai reaksi kimia Reaksi kimia yang berlangsung secara spontan Reaksi kimia dalam kedudukan kesetimbangan.

Eksperimen 3 2NH4Cl(s) + Ba(OH)2 (s) 2NH4OH + BaCl2 Eksperimen 4 Mg(s) + 2HCl(aq)  MgCl2(aq) + H2(g) Eksperimen 5 Fe(s) + S(s) FeS(s) Eksperimen 6 CuCO3(s) CuO(s) + CO2(g)

Syarat Terjadinya Reaksi Reaksi dapat terjadi jika terjadi tumbukkan antar partikel, tetapi tidak setiap tumbukkan antar partikel dapat terjadi reaksi, hal ini disebabkan tumbukkan yang dapat menghasilkan reaksi harus mencapai kompleks teraktivasi. Untuk mencapai kompleks teraktivasi ini maka partikel pereaksi harus memiliki energi minimum yang disebut energi aktivasi.   Ea = Energi aktivasi = energi minimum yang harus dimiliki partikel pereaksi agar reaksi dapat berlangsung. Partikel yang memiliki Energi aktivasi maka partikel tersebut mencapai kondisi partikel yang teraktivasi (partikelnya siap memutuskan ikatannya dan siap membentuk ikatan baru).

Reaksi pelarutan KNO3  larutan menjadi dingin? sistem : reaksi pelarutan KNO3 KNO3(s)  KNO3(aq) (partikel dari kristal ion KNO3 , ion K+ dan ion NO3-) lingkungan : air, wadah reaksi (gelas kimia), udara disekitar reaksi, pengaduk, termometer, tangan yang memegang tabung reaksi)

2. Reaksi pelarutan NaOH  air menjadi panas ? 3. Reaksi Ba(OH)2 8H2O + NH4Cl dalam tabung reaksi dipegang tangan, tangan kita terasa dingin? 4. Reaksi Mg(s) + HCl(aq)  larutan menjadi panas? Reaksi serbuk Fe + serbuk S dalam tabung reaksi kemudian dipanaskan, setelah panas dihilangkan ternyata reaksi tetap berlangsung? 6. Pemanasan CuCO3 terurai menjadi CuO dan gas CO2 , setelah pemanasan dihentikan reaksi ternyata berhenti ?

Reaksi pelarutan NaOH air menjadi panas? air menyerap panas dari sistem (reaksi pelarutan NaOH) reaksi pelarutan NaOH melepaskan panas dan air sebagai menyerap panas tersebut. sistem : reaksi pelarutan NaOH NaOH(s)  NaOH(aq) (partikel dari kristal ion NaOH , ion Na+ dan ion OH-) lingkungan : air, wadah reaksi (gelas kimia), udara disekitar reaksi, pengaduk, termometer, tangan yang memegang tabung reaksi)

Proses pembekuan air H2O(𝓵)  H2O(s) : termasuk reaksi eksoterm ? Air (liquid) melepas kalor ke lingkungan sehingga menjadi es Proses penguapan air H2O(𝓵)  H2O(g) : termasuk reaksi endoterm? Air (liquid) menyerap kalor lingkungan sehingga menjadi gas

Sistem : bagian yang menjadi pusat perhatian/ pengamatan ( dalam suatu reaksi kimia yang menjadi sistem adalah zat-zat kimia yang direaksikan )   Lingkungan : daerah yang membatasi sistem/daerah yang berada di luar sistem (dalam suatu reaksi kimia yang menjadi lingkungan adalah wadah Atau Tempat reaksi kimia berlangsung) 1. Reaksi eksoterm : reaksi yang membebaskan kalor dari sistem ke lingkungan Contoh : pembakaran kayu, Na dimasukkan dalam air, batu kapur CaO dimasukkan dalam air, respirasi dll 2. Reaksi endoterm : reaksi yang membutuhkan/menyerap kalor dari lingkungan ke sistem Contoh : menguapkan air, mencairkan es, campuran serbuk Ba(OH)2 dan NH4Cl, Fotosintesis dll Contoh, pada reaksi antara barium oksida dan ammonium klorida kalau kita pegang wadah akan terasa dingin, karena adanya aliran kalor dari lingkungan ke sistem.

SISTEM BERDASARKAN INTERAKSI DENGAN LINGKUNGAN DIBEDAKAN : 1. sistem terbuka  terjadi perpindahan materi dan energi antara sistem dengan lingkungan 2. sistem tertutup  hanya terjadi perpindahan energi antara sistem dengan lingkungan 3. sistem terisolasi  tidak ada perpindahan energi maupun materi antara sistem dengan lingkungan.

REAKSI EKSOTERM DAN ENDOTERM 1. REAKSI EKSOTERM Adalah reaksi yang pada saat berlangsung disertai pelepasan panas atau kalor. Panas reaksi ditulis dengan tanda positip. Contoh : N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3 (g) + 26,78 Kkal 2. REAKSI ENDOTERM Adalah reaksi yang pada saat berlangsung membutuhkan panas. Panas reaksi ditulis de ngan tanda negatif 2NH3 N2 (g) + 3H2 (g) - 26,78 Kkal

REAKSI EKSOTERM  reaksi yang melepas kalor dari sistem ke lingkungan E sistem berkurang  E lingkungan bertambah  ditandai dengan kenaikan suhu lingkungan  ∆T = positif  ∆T = T2 – T1  Takhir > T awal  ∆H = negatif  ∆H = H2 – H1  H2 < H1  contoh : reaksi-reaksi pembakaran, reaksi pembentukan

REAKSI ENDOTERM  reaksi yang menyerap kalor dari lingkungan ke sistem E sistem bertambah  E lingkungan berkurang  ditandai dengan penurunan suhu lingkungan  ∆T = negatif  ∆T = T2 – T1  Takhir < T awal  ∆H = positif  ∆H = H2 – H1  H2 > H1  contoh : reaksi fotosintesis, reaksi penguraian

Dalam termokimia dikenal istilah entalpi (H = heat content = isi panas) Entalpi = jumlah kalor yang dimiliki suatu zat. Entalpi termasuk besaran fungsi keadaan artinya nilai entalpi zat tidak dapat ditentukan, tetapi yang dapat ditentukan adalah nilai perubahan entalpi. Besaran fungsi keadaan adalah besaran yang nilainya hanya bisa ditentukan dari keadaan awal dan akhir.

Syarat Terjadinya Reaksi Reaksi dapat terjadi jika terjadi tumbukkan antar partikel, tetapi tidak setiap tumbukkan antar partikel dapat terjadi reaksi, hal ini disebabkan tumbukkan yang dapat menghasilkan reaksi harus mencapai kompleks teraktivasi. Untuk mencapai kompleks teraktivasi ini maka partikel pereaksi harus memiliki energi minimum yang disebut energi aktivasi.   Ea = Energi aktivasi = energi minimum yang harus dimiliki partikel pereaksi agar reaksi dapat berlangsung. Partikel yang memiliki Energi aktivasi maka partikel tersebut mencapai kondisi partikel yang teraktivasi (partikelnya siap memutuskan ikatannya dan siap membentuk ikatan baru).

Ea = Energi aktivasi = energi minimum yang harus dimiliki pereaksi agar menghasilkan reaksi.

PERUBAHAN ENTALPI (ΔH) PENGERTIAN Perubahan entalpi adalah perubahan panas dari reaksi pada suhu dan tekanan yang tetap, yaitu selisih antara entalpi zat-zat hasil dikurangi entalpi zat-zat reaktan. Rumus : ΔH = HP - HR ΔH : perubahan entalpi HP : entalpi hasil reaksi HR : entalpi zat reaktan.

PERUBAHAN ENTALPI (ΔH) 1. PADA REAKSI EKSOTERM P + Q  R + x Kkal P dan Q = zat awal R = zat hasil reaksi x = besarnya panas reaksi Menurut hukum kekekalan energi : Isi panas (P + Q) = Isi panas R + x Kkal H (P + Q) = H ( R) + x Kkal H (R) - H (P + Q) = - x Kkal ΔH = - x Kkal

PERUBAHAN ENTALPI (ΔH) 2. PADA REAKSI ENDOTERM R  P + Q – x Kkal Berlaku : H (P + Q) - H (R) = x Kkal ΔH = x Kkal Kesimpulan : Besarnya perubahan entalpi (ΔH) sama dengan besarnya panas reaksi, tetapi dengan tanda berlawanan. Contoh soal : Hitung entalpi perubahan CH4 (g) menjadi CO2 (g) dan H2O(g) Pada temperatur 298 oK, bila diketahui pada temperatur tersebut : ΔH. CH4 = -74,873 KJ mol-1 ; ΔH. O2 = 0,00 KJ mol-1

Entalpi Energi yang diserap atau dilepaskan ketika perubahan berlangsung dalam tekanan tetap DH = Hakhir - Hawal Subskrips digunakan untuk menunjukkan jenis perubahan ∆Hvap = panas penguapan ∆Hnet = Panas netralisasi ∆Hfusion =panas fusi ∆Hsol = Panas pelarutan ∆Hr = panas reaksi

Jenis-jenis perubahan entalpi standar. Perubahan entalpi pembentukan standar (ΔHof), Perubahan entalpi penguraian standar (ΔHod), Perubahan entalpi pembakaran standar ( ΔHoc). Perubahan entalpi pembentukan standar (ΔHof), adalah kalor yang dilepaskan atau diserap pada pembentukan 1 mol senyawa dari unsure-unsurnya pada suhu 25oC (298 K) dan tekanan 1 atmosfer. f = formation = pembentukan Ciri reaksi pembentukan : unsur + unsur + . . .  senyawa H2(g) + S(s) +2O2(g)  H2SO4(l)

2. Perubahan Entalpi Penguraian Standar ΔHod 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 25oC (298 K) dan tekanan 1 atmosfer. d = decomposition / dissociation = penguraian Ciri reaksi penguraian : Senyawa  unsur + unsur + . . . H2SO4(l)  H2(g) + S(s) +2O2(g)

Konsep: perbandingan ΔH reaksi = perbandingan mol zat soal : (Ar H= 1, N= 14) dalam reaksi penguraian 2NH3 (g)  N2(g) + 3H2(g) ΔH = +560 J tentukan nilai ΔH reaksi: a. Penguraian 8,5 gram NH3 b. Untuk menghasilkan 7 gram gas N2 c. Untuk menghasilkan 24 gram H2 d. Pembentukan 68 gram NH3 jawab:

Konsep : Perbandingan koefisien reaksi = perbandingan mol zat 2NH3 (g)  1N2(g) + 3H2(g) ΔH = +560 J Reaksi tersebut menyatakan: penguraian 2 mol NH3  ΔH = +560 J untuk menghasilkan 1 mol N2  ΔH = +560 J untuk menghasilkan 3 mol H2  ΔH = +560 J Jawab: Perbandingan mol senyawa = perbandingan ΔH Penguraian 1 mol NH3  ΔH = ½ x 560 J = 280 J Penguraian 8,5 gram NH3 (= 8,5/Mr 17 = 0,5 mol)  ΔH = 0,5/2 x 560 = 140 J

2NH3 (g)  N2(g) + 3H2(g) ΔH = +560 J tentukan nilai ΔH reaksi: b 2NH3 (g)  N2(g) + 3H2(g) ΔH = +560 J tentukan nilai ΔH reaksi: b. Untuk menghasilkan 7 gram gas N2 Jawab: 2NH3 (g)  N2(g) + 3H2(g) ΔH = +560 Untuk menghasilkan 1 mol N2  ΔH = +560 untuk menghasilkan 7 gram N2  ΔH = ? (mol N2 = 7 gram / 28 (Mr N2) mol N2 = 0,25 mol  ΔH = +140 J

2NH3 (g)  N2(g) + 3H2(g) ΔH = +560 J tentukan nilai ΔH reaksi: c 2NH3 (g)  N2(g) + 3H2(g) ΔH = +560 J tentukan nilai ΔH reaksi: c. Untuk menghasilkan 24 gram H2

2NH3 (g)  N2(g) + 3H2(g) ΔH = +560 J tentukan nilai ΔH reaksi: d 2NH3 (g)  N2(g) + 3H2(g) ΔH = +560 J tentukan nilai ΔH reaksi: d. Pembentukan 68 gram NH3 Jawab : 2NH3 (g)  N2(g) + 3H2(g) ΔH = +560 J N2(g) + 3H2(g)  2NH3 (g) ΔH = - 560 J (reaksi dibalik maka nilai ΔH menjadi lawannya) Pada pembentukan 2 mol NH3  ΔH = - 560 J Pada pembentukan 68 gram NH3 (mol NH3 = 68/Mr) = 68/17 mol = 4 mol Sehingga ΔH = 4/2 x (– 560) J = - 1120 J

Untuk menghasilkan 28 gram N2 (28/Mr N2 = 28/28 = 1 mol)  ΔH = 560 J Untuk menghasilkan 12 gram H2 (= 12/ Mr H2 = 12/2 = 6 mol)  ΔH = 6/3 x 560 J = 1120 J

Stoikhiometri Beberapa reaksi secara sederhana dikaitkan dengan kalor yang dilepaskan. Pembakaran gasolin, batubara, gas alam. Kalor yang dilepaskan dapat ditunjukkan sebagai produk reaksi Untuk reaksi yang diberikan, DH diintepretasikan untuk setiap mol.

Stoikhiometri Penentuan kalor yang dilepaskan jika 50,0 g methana dibakar dengan oksigen berlebih Pertama, tentukan jumlah mol methana (MM= 16,043 g)

Stoikhiometri Sekarang lihat reaksi setara thermokimianya Kalor yang dilepaskan

PENENTUAN ΔH REAKSI MELALUI: Menggunakan konsep Hess a. Menggunakan rumus Hess ∆H reaksi = ∑ ∆Hfo product - ∑ ∆Hfo reactan ∆H reaksi = ∑ ∆Hfo kanan - ∑ ∆Hfo kiri b. Mengubah reaksi-reaksi yang diketahui kemudian menjumlahkannya. Menggunakan data energi ikatan. ∆H reaksi = ∑energi ikat pemutusan - ∑ energi ikat pembentukan ∆H reaksi = ∑energi ikat kiri - ∑ energi ikat kanan 3. Dalam percobaan menggunakan kalorimeter.

Penentuan ΔH dengan Alat Kalorimeter. Kalorimeter terdiri atas bejana yang dilengkapi dengan pengaduk dan thermometer. Bejana diselimuti dengan penyekat panas yang bertujuan untuk mengurangi perpindahan panas dari system ke lingkungan atau sebaliknya.

Untuk mengukur kalor reaksi yang diserap atau dikeluarkan oleh system reaksi, data yang diperlukan adalah sebagai berikut : 1) perubahan (selisih) suhu sebelum dan sesudah reaksi 2) massa total larutan (m) 3) kalor jenis larutan (c) Secara matematis, jumlah kalor yang diserap atau dikeluarkan, dapat dirumuskan sebagai berikut: Q = m. c. ΔT Keterangan: Q = kalor yang diserap atau dikeluarkan m = massa zat c = kalor jenis ΔT = perubahan suhu

Kekekalan energi: q sistem + q lingkungan = 0 q sistem = - q lingkungan q sistem = q reaksi = ΔH reaksi q lingkungan dapat meliputi: q larutan = mlarutan . c . Δ T q air = mair . c . Δ T q kalorimeter = Ckalorimeter . Δ T c = kalor jenis J/g. K C = kapasitas kalor = J/K

Dalam kalorimeter direaksikan 50 mL larutan NaOH 1 M dengan 50 mL HCl 2 M, massa jenis larutan sama dengan massa jenis air (1 g/mL) kalor jenis larutan 4,2 J/goC , jika terjadi kenaikan suhu dari 25oC menjadi 30oC Reaksi : HCl(aq) + NaOH(aq)  NaCl(aq) + H2O(l) tentukan perubahan entalpi reaksi tersebut: Jika kalorimeter tidak menyerap panas Jika kalorimeter menyerap panas dengan Ckalorimeter = 100 J/K

50 mL larutan NaOH 1 M + 50 mL HCl 2 M M= mol / V Mol = V x M Mol NaOH = 50mL x 1 M = 50 mL.M = 50 mmol = 0,05 mol Mol HCl = 50mL x 2 M = 100 mL.M = 100 mmol = 0,1 mol Volum larutan = 50 mL HCl + 50 mL NaOH = 100 mL Massa larutan = V x ρ = 100 x 1 = 100 gram q reaksi = - ( qlarutn + qkalorimetr)

q reaksi = - ( qlarutn + qkalorimetr) Soal a  qkalorimeter diabaikan q reaksi = - qlarutn q larutan = m x c x ∆T = 100 . 4,2 . 5 = 2100 J q reaksi = - qlarutn = - 2100 J ∆ H = q reaksi = -2100 J /0,05 mol HCl + 0,05 mol NaOH = - 42000 J

1. Berapakah kalor yang dibutuhkan pada pendidihan air sebanyak 500 g dari 25 oC sampai 100 oC? Asumsikan tidak ada kalor yang terbuang dan massa air tetap. Kalor jenis air = 4,18 J g–1 oC–1 . 2. Kalor jenis aluminium adalah 0,9 J g–1 °C–1 dan kalor jenis timbel adalah 0,13 J g–1°C–1 . Zat manakah yang lebih besar penurunan suhunya jika kalor dibebaskan dari masing-masing satu gram zat itu sebesar 65 J? 3. Berapa suhu campuran jika 50 g air dingin (25°C) dicampurkan dengan 75 g air panas (75°C)? Diketahui kalor jenis air, C = 4,18 J g–1 °C–1 .

4. Pada pembakaran 23 gram etanol (Mr C2H5OH = 46) jika dianggap semua kalor yang dibebaskan digunakan untuk menaikkan suhu 50 g air dari 25°C hingga 60°C? Kalor jenis air, c = 4,18 Jg–1°C–1 . Tentukan ∆ Hc etanol pada kondisi tersebut. 5. Kalorimeter dikalibrasi dengan cara mencampurkan 50 g air panas dan 100 g air dingin dalam kalorimeter yang dikalibrasi. Suhu awal air panas adalah 85°C dan suhu awal air dingin 25°C. Suhu akhir campuran adalah 40°C. Berapa kapasitas kalor kalorimeter, jika kalor jenis air 4,2 J g–1 °C–1 .

6. Pada pelarutan 17 g natrium nitrat dalam kalorimeter terjadi penurunan suhu dari 25oC menjadi 21oC. Jika kapasitas kalor larutan dan kalorimeter adalah 1070 kJ/oC maka tentukan perubahan entalpi pelarutan 1 mol NaNO3. (Ar Na=23, O=16 , N=14) Reaksi NaNO3(s)  NaNO3(aq) ∆H= ?

PERUBAHAN ENTALPI (ΔH) Reaksi tertentu tersebut, antara lain : Reaksi dalam larutan Reaksi gas yang tidak mengalami perubahan koefisien antara sebelum dan sesudah reaksi. Contoh : Pada perubahan dari 12,425 gram karbon menjadi CO2 pada, suhu reaksi yang semula 30o C, terjadi kenaikan suhu sebesar 0,484o C. Apabila panas jenis kalorimeter 200 Kkal / derajat. Berapa ΔH tiap mol karbon yang dibakar ? Jawab : C + O2 CO2

PERUBAHAN ENTALPI (ΔH) Kalor reaksi pada reaksi di atas = Panas jenis kalorimeter x Δt = mol C 200 x 0,484 = 12,435/12 93,414 Kkal Pada pembakaran 1 mol C dibebaskan panas 93,414 Kkal. Jadi ΔH = - 93,414 Kkal

HUKUM HESS Bunyi HUKUM HESS : “Δ H reaksi tidak bergantung pada jalannya reaksi tetapi bergantung pada keadaan awal dan akhir reaksi” KEPENTINGAN : Hukum Hess sangat penting dalam perhitungan kalor reaksi yang tidak dapat ditentukan secara eksperimen. Contoh reaksi : 1. Reaksi langsung A  B ΔH1 = x Kkal 2. Reaksi berbeda tetapi hasil akhir sama A  C ΔH2 = b Kkal C  B ΔH3 = c Kkal A  B ΔH1 = ΔH2 + ΔH3 = b + c

1. Reaksi langsung A  B ΔH1 = x Kkal 2. Reaksi berbeda tetapi hasil akhir sama A  C ΔH2 = b Kkal C  B ΔH3 = c Kkal 3.Reaksi yang berbeda tetapi hasil akhir sama A  D ΔH4 = a Kkal D  E ΔH5 = d Kkal E  B ΔH6 = e Kkal Maka berlaku hubungan : x = b + c = a + d + e ΔH1 = ΔH2 + ΔH3 = ΔH4 + ΔH5 + ΔH6

HUKUM HESS 3.Reaksi yang berbeda A  D ΔH4 = a Kkal D  E ΔH5 = d Kkal E  B ΔH6 = e Kkal Maka berlaku hubungan : x = b + c = a + d + e ΔH1 = ΔH2 + ΔH3 = ΔH4 + ΔH5 + ΔH6 A B C c b x a e D E d

HUKUM HESS Contoh soal : 1. Diketahui : 2H2(g) + O2(g)  2H2O(cair) ΔH = -136 Kkal H2(g) + O2(g)  H 2O2(cair) ΔH = -44,8 Kkal Hitung ΔH untuk reaksi : 2H2O2(cair)  2H2O + O2 Jawab : 2H2 + O2  2H2O ΔH = -136 Kkal 2H2O2  2 H2 + 2O2 ΔH = +89,6 Kkal + 2H2O2  2 H2O + O2 ΔH = -46,4 Kkal

2. Diketahui : C + O2  CO2 ΔH = - 94 J H2 + ½ O2  H2O ΔH = - 68 J 2C + 3H2  C2H6 ΔH = - 20 J Ditanyakan : ΔHco C2H6 (pembakaran 1 mol C2H6) Reaksi : C2H6 + 7/2 O2  2CO2 + 3H2O ΔH = x J Jawab : Reaksi yang diketahui merupakan reaksi pembentukan C + O2  CO2 ΔHfo CO2 = -94 J/mol H2 + ½ O2  H2O ΔHfo H2O = - 68 J/mol 2C + 3H2  C2H6 ΔHfoC2H6 = - 20 J/mol Karena data yang diketahui reaksipembentukan maka dapat menggunan rumus HK Hess

HUKUM HESS 2. Diketahui : C + O2  CO2 ΔH = - 94 J perintah ( x 2 ) H2 + ½ O2  H2O ΔH = - 68 J perintah ( x 3 ) 2C + 3H2  C2H6 ΔH = - 20 J perintah( dibalik ) Ditanyakan : berapa x pada reaksi : C2H6 + 7/2 O2  2CO2 + 3H2O ΔH = x J (reaksi yang ditanyakan sebagai acuan untuk memberi perintah pada reaksi-reaksi yang diketahui) Jawab : 2C + 2O2  2CO2 ΔH = -188 J 3H2+ 3/2 O2  3H2O ΔH = - 204 J C2H6  2C + 3H2 ΔH = 20 J + C2H6 + 7/2 O2  2CO2 + 3 H2O ΔH = -372 J ΔH = - 372 J, maka x = -372 J.

Dengan rumus Hukum Hess ΔHf unsur = 0 ΔHreaksi = ∑ ΔHf o kanan - ∑ ΔHf o kiri Reaksi : C2H6 + 7/2 O2  2CO2 + 3H2O ΔHreaksi = { 2 x ΔHf o CO2 + 3 x ΔHf o H2O } – {ΔHf o C2H6 } ΔHreaksi = { 2 (- 94) + 3 (-68) } – (-20) ΔHreaksi = ( -188 + - 204) + 20 = - 392 + 20 = - 372 J

ΔHf CO2 = - 393,522 KJ mol-1 ΔHf H2O = -241,827 KJ mol-1 Hitung ΔHc oCH4 = ? Jawab : CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O ΔH = H {CO2 + (2 x H2O)} – H {CH4 + (2 x O2)} ΔH = {- 393,522 + (2 x (- 241,827)} - {- 74,873 + (2 x 0,000)} ΔH = - 802,303 KJ mol-1 Tanda negatif menunjukkan bahwa reaksi di atas merupakan reaksi eksoterm. PENENTUAN PERUBAHAN ENTALPI Penentuan perubahan entalpi selalu dilakukan pada tekanan dan temperatur yang tetap. Untuk reaksi tertentu dapat ditentukan dengan kalorimeter.

ENERGI IKATAN PENGERTIAN Pada molekul diatom, energi ikatan disebut juga energi disosiasi, dilambangkan dengan D (dissociation). Energi ikatan didefinisikan sebagai jumlah energi yang diperlukan untuk memutuskan ikatan 1 mol suatu molekul dalam wujud gas. Pada reaksi eksoterm, besarnya energi yang timbul dari Penggabungan ikatan lebih besar daripada energi yang diperlukan untuk memutuskan ikatan. Besarnya energi ikatan ditentukan secara eksperimen :

Contoh: H2(g)  2 H(g) DH–H = 436 kJ /mol Pada molekul beratom banyak, energi untuk memutuskan semua ikatan dalam molekul berwujud gas menjadi atom-atom netral berwujud gas dinamakan energi atomisasi. Besarnya energi atomisasi sama dengan jumlah semua energi ikatan dalam molekul. Dalam metana, energi atomisasi adalah energi yang diperlukan untuk memutuskan semua ikatan antara atom C dan H. CH4(g) → C(g) + 4H(g)

Berdasarkan data pada Tabel 3.1, apakah yang dapat Anda simpulkan? Kekuatan setiap ikatan C–H dalam metana tidak sama, padahal ikatan yang diputuskan sama, yaitu ikatan antara karbon dan hidrogen. Mengapa?

ENERGI IKATAN ENERGI IKATAN IKATAN Kkal/mol H – H H – F H – Cl H – Br H – I F – F Cl – Cl C – Cl 104 135 103 88 71 37 58 79 Br – Br I – I C – C C – H N – H N – N O - O O - H 46 36 83 99 93 226 119 111

ENERGI IKATAN CONTOH SOAL 1. Diketahui : H2  H + H ΔH = +104 Kkal Cl2  Cl + Cl ΔH = + 58 Kkal 2HCl  H2 + Cl2 ΔH = +206 Kkal Ditanyakan : ΔH pada reaksi berikut : H2 + Cl2  2 HCl Jawab : H2  H + H ΔH = + 104 Kkal Cl2  Cl + Cl ΔH = + 58 Kkal 2H + 2 Cl  2HCl ΔH = - 206 Kkal + H2 + Cl2  2HCl ΔH = - 44 Kkal Jadi ΔH = - 44 Kkal

Diketahui : kalor pembentukan CH4 (g) = -17,9 Kkal Kalor penguapan C (grafit) = +170 Kkal Kalor dissosiasi H2 = +104 Kkal Ditanyakan : energi ikatan rata-rata C – H ?

ENERGI IKATAN Diketahui : kalor pembentukan CH4 (g) = -17,9 Kkal Kalor penguapan C (grafit) = +170 Kkal Kalor dissosiasi H2 = +104 Kkal Ditanyakan : energi ikatan rata-rata C – H ? Jawab : C (grafit) + 2H2  CH4 C (g) + 4H ΔH4 ΔH2 ΔH1 ΔH3 Menurut Hk Hess ΔH4 = ΔH1 + ΔH2 + ΔH3 -17,9 = +170 + (2 X 104) + ΔH3

ENERGI IKATAN ΔH3 = -17,9 - 170 - 208 ΔH3 = - 395, 9 Kkal. Energi ikatan = 395,9 Kkal ΔH3 merupakan energi ikatan 4 x (C-H). Jadi energi ikatan Rata-rata C-H = 395/4 Kkal = 99 Kkal. HUBUNGAN ANTARA ELEKTRONEGATIVITAS DENGAN ENERGI IKATAN Linus Pauling (1912) : Jika gas P2 bereaksi dengan gas Q2, maka seharusnya energi ikatan P-Q = rata-rata energi ika- tan P-P dan Q-Q . Ternyata hasil eksperimen menunjukkan Adanya kelebihan energi (Δ) → untuk stabilitas ikatan P-Q

ENERGI IKATAN Pada reaksi : P2 + Q2 → 2PQ, berlaku : ENERGI DISSOSIASI IKATAN : Perubahan entalpi dalam proses pemutusan ikatan, dengan pereaksi dan hasil reaksi dalam keadaan gas. Pada reaksi : P2 + Q2 → 2PQ, berlaku : DP-Q = ½ (DP-P + DQ-Q ) + Δ Keterangan : DP-Q = energi dissosiasi dari ikatan P-Q DP-P = energi dissosiasi dari ikatan P-P DQ-Q = energi dissosiasi dari ikatan Q-Q Δ = kelebihan energi untuk kestabilan ikatan P-Q

ENERGI IKATAN I Xp –Xq I = 0,208 x Δ1/2 Kelebihan energi stabilisasi sebanding dengan : Kuadrat dari selisih elektronegatifitas P dengan Q. Dirumuskan sebagai berikut : I Xp –Xq I = 0,208 x Δ1/2 Keterangan : Xp = elektronegatifitas P Xq = elektronegatifitas Q Pauling : harga I Xp –Xq I = 1,7 → merupakan batas antara ikatan ion dengan ikatan kovalen. Di bawah 1,7 merupakan ikatan kovalen dan di atas 1,7 merupakan Ikatan ionik.

ENERGI IKATAN Contoh Soal : Diketahui : H2 → H + H ΔH = + 104 Kkal Br2 → Br + Br ΔH = + 46 Kkal HBr → H + Br ΔH = + 88 Kkal Ditanyakan : a) Selisih elektronegatifitas H dengan Br b) Jika elektronegatifitas H = 2,1, berapakah elektronegatifitas Br? Jawab : Δ = DH-Br – ½ ( DH-H + DBr-Br) = 88 - ½ ( 104 + 106) = 88 – 75 = 13 Kkal

ENERGI IKATAN IXH - XBr I = 0,208 x Δ1/2 = 0,208 x 131/2 = 0,760 Karena elektronrgatifitas H = 2,1, maka elektronegatifitas Br = 2,1 + 0,76 = 2,86