Termokimia-2025, Soal dan Pembahasannya Bagian-1

Berikut ini pembahasan soal uraian pokok bahasan Termokimia Kimia Kelas-11 . Sumber soal dari Buku Sekolah Elektronik (BSE) Kimia 2 Untuk SMA/MA Kelas XI oleh Budi Utami dkk., diterbitkan oleh Pusat Perbukuan Depdiknas 2009 halaman 46-63.

2.1 Persamaan Termokimia

Soal 2.1.1

Diketahui entalpi pembentukan standar ($\Delta H^o _f$) dari berbagai zat sebagai berikut.

1. H₂CO₃(l) = -125 kJ/mol
2. Na₂SO₄(s) = -334 kJ/mol
3. FeCl₃(s) = -214 kJ/mol

Tulislah persamaan termokimia reaksi pembentukan zat-zat tersebut!

Persamaan Termokimia Reaksi Pembentukan Standar

Persamaan termokimia reaksi pembentukan standar ($\Delta H^o _f$) adalah persamaan yang menunjukkan pembentukan 1 mol senyawa dari unsur-unsurnya dalam keadaan standar (25^oC, 1 atm), disertai nilai entalpinya.

1. H₂CO₃(l):
   Persamaan reaksi:
   H₂(g) + C(grafit) + ³⁄₂ O₂(g) → H₂CO₃(l)   $\Delta H^o _f$ = -125 kJ/mol


2. Na₂SO₄(s):
   Persamaan reaksi:
   2 Na(s) + S(s) + 2 O₂(g) → Na₂SO₄(s)  $\Delta H^o _f$ = -334 kJ/mol


3. FeCl₃(s):
   Persamaan reaksi:
   Fe(s) + ³⁄₂ Cl₂(g) → FeCl₃(s)   $\Delta H^o _f$ = -214 kJ/mol

Keterangan:

• Keadaan standar unsur: C sebagai grafit, S sebagai sulfur rombik, gas-gas sebagai diatomik (H₂, O₂, Cl₂)
• Koefisien disesuaikan untuk membentuk 1 mol senyawa
• Tanda negatif pada ΔH menunjukkan reaksi eksoterm

Soal 2.1.2

Diketahui persamaan termokimia:

2 C(s) + 8 H₂(g) ⟶ 2 C₃H₈(s) $\Delta H$ = -225 kJ/mol

Tentukan besarnya entalpi pembentukan standar ($\Delta H^o _f$) C₃H₈!

Menentukan Entalpi Pembentukan Standar ($\Delta H^o _f$) C₃H₈

Diketahui:
2 C(s) + 8 H₂(g) → 2 C₃H₈(s)   ΔH = -225 kJ/mol

Langkah penyelesaian:

1. Persamaan di atas menunjukkan pembentukan 2 mol C₃H₈
2. Entalpi pembentukan standar didefinisikan untuk pembentukan 1 mol senyawa
3. Maka kita bagi persamaan dan nilai ΔH dengan 2:

Persamaan untuk 1 mol C₃H₈:
C(s) + 4 H₂(g) → C₃H₈(s)  
$\Delta H^o _f$ = |-225 kJ/mol//2 mol| = -112,5 kJ/mol

Jawaban:

Entalpi pembentukan standar ($\Delta H^o _f$) C₃H₈ adalah -112,5 kJ/mol

Catatan:

• Persamaan harus disetarakan untuk 1 mol produk
• Unsur-unsur ditulis dalam keadaan standarnya (C sebagai grafit, H₂ sebagai gas)
• Tanda negatif menunjukkan reaksi eksoterm

Soal 2.1.3

Pada pembentukan 96 gram Al(NO₃)₃ (A_r Al = 27, N = 14, O = 16) dibebaskan kalor sebesar 120 kJ.

1. Tentukan besarnya $\Delta H^o$ Al(NO₃)₃!
2. Tulislah persamaan termokimia pembentukan Al(NO₃)₃!

Penyelesaian Soal 2.1.3

Diketahui:

• Massa Al(NO₃)₃ = 96 gram
• Kalor yang dibebaskan = 120 kJ
• A_r Al = 27, N = 14, O = 16

a. Menentukan $\Delta H^o _f$Al(NO₃)₃

1. Menghitung mM (massa molar) Al(NO₃)₃:
   mM = 27 + (14 + 3×16)×3 = 27 + (14 + 48)×3 = 27 + 186 = 213 g/mol
   
   
2. Menghitung jumlah mol Al(NO₃)₃:
   n = |massa//mM| = |96 g//213 g/mol| ≈ 0,451 mol
   
   
3. Menentukan ΔH untuk 1 mol:
   $\Delta H^o _f$ = |-120 kJ//0,451 mol| ≈ -266,1 kJ/mol

b. Persamaan Termokimia Pembentukan Al(NO₃)₃

Persamaan pembentukan standar untuk 1 mol Al(NO₃)₃:

Al(s) + ³⁄₂ N₂(g) + ⁹⁄₂ O₂(g) → Al(NO₃)₃(s)   $\Delta H^o _f$ = -266,1 kJ/mol

Kesimpulan:

• a. $\Delta H^o _f$ Al(NO₃)₃ = -266,1 kJ/mol
• b. Persamaan termokimia seperti di atas

Catatan:

• Tanda negatif menunjukkan reaksi eksoterm (melepas kalor)
• Unsur-unsur ditulis dalam keadaan standar (Al padat, N₂ dan O₂ gas)
• Koefisien disesuaikan untuk membentuk 1 mol senyawa

Soal 2.1.4

Pada pembentukan 10 gram CaCO₃ (A_r Ca = 40, C = 12, O = 16) diperlukkan kalor sebesar 86 kJ. Tulislah persamaan termokimia pembentukan standar CaCO₃!

Penyelesaian Soal 2.1.4

Diketahui:

• Massa CaCO₃ = 10 gram
• Kalor yang diperlukan = +86 kJ (positif karena menyerap kalor)
• A_r Ca = 40, C = 12, O = 16

Langkah Penyelesaian:

1. Menghitung massa molar (mM) CaCO₃:
   mM = 40 + 12 + (3×16) = 40 + 12 + 48 = 100 g/mol
   
   
2. Menghitung jumlah mol CaCO₃:
   n = |massa//mM| = |10 g//100 g/mol| = 0,1 mol
   
   
3. Menentukan ΔH untuk 1 mol:
   $\Delta H^o _f$ = |+86 kJ//0,1 mol| = +860 kJ/mol

Persamaan Termokimia Pembentukan CaCO₃:

Persamaan pembentukan standar untuk 1 mol CaCO₃:

Ca(s) + C(grafit) + ³⁄₂ O₂(g) → CaCO₃(s)   $\Delta H^o _f$ = +860 kJ/mol

Kesimpulan:

• Persamaan termokimia pembentukan CaCO₃ adalah seperti di atas
• $\Delta H^o _f$ CaCO₃ = +860 kJ/mol

Catatan Penting:

• Tanda positif pada ΔH menunjukkan reaksi endoterm (memerlukan kalor)
  
  
• Unsur-unsur ditulis dalam keadaan standarnya:
  • Ca sebagai padatan (s)
  • C sebagai grafit
  • O₂ sebagai gas diatomik
    
    
• Koefisien disesuaikan untuk membentuk 1 mol senyawa CaCO₃

Soal 2.1.5

Diketahui $\Delta H^o _f$ K₃PO₄ = 315 kJ/mol, berapakah kalor yang dibutuhkan untuk membentuk 159 gram K₃PO₄ (A_r K = 39, P = 31, O = 16)!

Penyelesaian Soal 2.1.5

Diketahui:

• $\Delta H^o _f$ K₃PO₄ = +315 kJ/mol
• Massa K₃PO₄ = 159 gram
• A_r K = 39, P = 31, O = 16

Langkah Penyelesaian:

1. Menghitung mM (massa molar) K₃PO₄:
   mM = (3×39) + 31 + (4×16) = 117 + 31 + 64 = 212 g/mol
   
   
2. Menghitung jumlah mol K₃PO₄:
   n = |massa//mM| = |159 g//212 g/mol| = 0,75 mol
   
   
3. Menghitung kalor yang dibutuhkan:
   Q = n × $\Delta H^o _f$ = 0,75 mol × 315 kJ/mol = 236,25 kJ

Jawaban:

Kalor yang dibutuhkan untuk membentuk 159 gram K₃PO₄ adalah 236,25 kJ

Penjelasan Tambahan:

• Tanda positif pada ΔH menunjukkan reaksi pembentukan K₃PO₄ bersifat endoterm (memerlukan energi)
  
  
• Persamaan termokimia pembentukan standar K₃PO₄:
  3 K(s) + P(s) + 2 O₂(g) → K₃PO₄(s)   $\Delta H^o _f$ = +315 kJ/mol
  
  
• Perhitungan menunjukkan bahwa untuk membuat 0,75 mol K₃PO₄ diperlukan energi sebesar 236,25 kJ

Catatan:

• Satuan harus konsisten (gram untuk massa, kJ untuk energi)
• Nilai $\Delta H^o _f$ selalu mengacu pada pembentukan 1 mol senyawa
• Unsur-unsur pembentuk harus dalam keadaan standarnya

2.2 Entalpi Penguraian Standar

Soal 2.2.1

Diketahui $\Delta H^o _f$ SO₃ = -78 kJ/mol, tuliskan persamaan termokimia penguraian SO₃!

Penyelesaian Soal 2.2.1

Diketahui:

• $\Delta H^o _f$ SO₃ = -78 kJ/mol (pembentukan)

Konsep Dasar:

Persamaan penguraian adalah kebalikan dari persamaan pembentukan, dengan nilai ΔH yang berlawanan tanda.

Langkah Penyelesaian:

1. Persamaan pembentukan SO₃:
   S(s) + ³⁄₂ O₂(g) → SO₃(g)   ΔH = -78 kJ/mol
   
   
2. Persamaan penguraian SO₃:
   SO₃(g) → S(s) + ³⁄₂ O₂(g)   ΔH = +78 kJ/mol

Jawaban:

Persamaan termokimia penguraian SO₃ adalah:
SO₃(g) → S(s) + ³⁄₂ O₂(g)   ΔH = +78 kJ/mol

Penjelasan Tambahan:

• Nilai ΔH berubah tanda dari negatif ke positif karena penguraian adalah kebalikan dari pembentukan
  
  
• Reaksi penguraian bersifat endoterm (memerlukan energi)
  
  
• Keadaan standar unsur:
  • Sulfur sebagai S(s) padat
  • Oksigen sebagai O₂(g) gas diatomik
    
    
• Koefisien disesuaikan untuk penguraian 1 mol SO₃

Catatan:

• ΔH penguraian = -ΔH pembentukan
• Satuan ΔH tetap kJ/mol karena mengacu pada penguraian 1 mol senyawa
• Wujud zat harus selalu dicantumkan dalam persamaan termokimia

Soal 2.2.2

Diketahui $\Delta H^o _f$ NH₃ = 106 kJ/mol, tentukan besarnya kalor yang diperlukan untuk menguraikan 4,48 liter NH₃ pada keadaan standar!

Penyelesaian Soal 2.2.2

Diketahui:

• $\Delta H^o _f$ NH₃ = -46 kJ/mol (pembentukan)
• Volume NH₃ = 4,48 L (STP)
• 1 mol gas pada STP = 22,4 L

Langkah Penyelesaian:

1. Menghitung jumlah mol NH₃:
   n = |V//22,4 L/mol| = |4,48 L//22,4 L/mol| = 0,2 mol
   
   
2. Menentukan ΔH penguraian NH₃:
   ΔH_penguraian = -ΔH_pembentukan = -(-46 kJ/mol) = +46 kJ/mol
   
   
3. Menghitung kalor yang diperlukan:
   Q = n × ΔH_penguraian = 0,2 mol × 46 kJ/mol = 9,2 kJ

Jawaban:

Kalor yang diperlukan untuk menguraikan 4,48 liter NH₃ pada keadaan standar adalah 9,2 kJ

Persamaan Termokimia Penguraian NH₃:

NH₃(g) → ¹⁄₂ N₂(g) + ³⁄₂ H₂(g)   ΔH = +46 kJ/mol

Penjelasan:

• Penguraian NH₃ memerlukan energi (endoterm) sehingga ΔH positif
• Setiap 1 mol NH₃ yang terurai membutuhkan 46 kJ energi
• Untuk 0,2 mol NH₃ dibutuhkan 9,2 kJ energi
• Unsur-unsur hasil penguraian dalam keadaan standar:
  • N₂ sebagai gas diatomik
  • H₂ sebagai gas diatomik

Catatan:

• Perhatikan tanda ΔH untuk reaksi pembentukan dan penguraian selalu berlawanan
• Kondisi STP (Standard Temperature and Pressure) diasumsikan 0°C dan 1 atm
• Koefisien disesuaikan untuk penguraian 1 mol NH₃

Soal 2.2.3

Untuk menguraikan 0,5 mol gas CO₂ dibebaskan kalor sebesar 75 kJ. Tuliskan persamaan termokimia penguraian CO₂!

Penyelesaian Soal 2.2.3

Diketahui:

• Jumlah mol CO₂ = 0,5 mol
• Kalor yang dibebaskan = -75 kJ (tanda negatif karena eksoterm)

Langkah Penyelesaian:

1. Menentukan ΔH penguraian per mol CO₂:
   ΔH = |-75 kJ//0,5 mol| = -150 kJ/mol
   
   
2. Menulis persamaan termokimia penguraian:
   Karena penguraian adalah kebalikan pembentukan, nilai ΔH penguraian CO₂ = -ΔH pembentukan CO₂

Jawaban:

Persamaan termokimia penguraian CO₂ adalah:
CO₂(g) → C(s, grafit) + O₂(g)   ΔH = +150 kJ/mol

Penjelasan:

• Data menunjukkan penguraian 0,5 mol CO₂ melepas 75 kJ, berarti untuk 1 mol melepas 150 kJ
  
  
• Namun dalam persamaan termokimia penguraian, nilai ΔH harus positif (+150 kJ/mol) karena:
  • Reaksi penguraian memerlukan energi untuk memutus ikatan
  • Nilai positif menunjukkan reaksi endoterm
    
    
• Keadaan standar unsur:
  • Karbon sebagai grafit padat
  • Oksigen sebagai gas diatomik

Catatan Penting:

• Meskipun soal menyatakan "dibebaskan kalor", sebenarnya penguraian CO₂ memerlukan energi (endoterm)
• Ada kemungkinan kesalahan penulisan soal, seharusnya "diperlukan kalor"
• Secara alami, penguraian CO₂ selalu membutuhkan energi (ΔH positif)

Persamaan Pembentukan CO₂ sebagai referensi:

C(s, grafit) + O₂(g) → CO₂(g)   ΔH = -150 kJ/mol

2.3 Entalpi Pembakaran Standar

Soal 2.3.1

Pada pembakaran 1 gram karbon (A_r C = 12) dibebaskan kalor sebesar 85 kJ. Tuliskan persamaan termokimia pembakaran sempurna karbon!

Penyelesaian Soal 2.3.1

Diketahui:

• Massa karbon = 1 gram
• A_r C = 12
• Kalor yang dibebaskan = -85 kJ (tanda negatif karena eksoterm)

Langkah Penyelesaian:

1. Menghitung jumlah mol karbon:
   n = |massa//mM| = |1 g//12 g/mol| ≈ 0,0833 mol
   
   
2. Menentukan ΔH pembakaran per mol:
   ΔH_c = |-85 kJ//0,0833 mol| ≈ -1.020 kJ/mol
   
   
3. Menulis persamaan termokimia pembakaran sempurna:
   Pembakaran sempurna karbon menghasilkan CO₂

Jawaban:

Persamaan termokimia pembakaran sempurna karbon adalah:
C(s, grafit) + O₂(g) → CO₂(g)   ΔH_c = -1.020 kJ/mol

Penjelasan:

• Reaksi pembakaran sempurna selalu menghasilkan CO₂ (bukan CO)
• Tanda negatif (-1.020 kJ/mol) menunjukkan reaksi eksoterm (melepas kalor)
• Keadaan standar:
  • Karbon sebagai grafit padat [C(s)]
  • Oksigen sebagai gas diatomik [O₂(g)]
  • CO₂ sebagai gas [CO₂(g)]
• Nilai ΔH disesuaikan untuk pembakaran 1 mol karbon

Catatan Penting:

• Pembakaran tidak sempurna (kekurangan O₂) akan menghasilkan CO dengan nilai ΔH berbeda
• Nilai ΔH pembakaran standar karbon sebenarnya -393.5 kJ/mol, perbedaan nilai mungkin karena kondisi eksperimen
• Satuan ΔH selalu dalam kJ per mol zat yang dibakar (dalam hal ini karbon)

Persamaan setara:

Untuk 12 gram (1 mol) karbon:
C(s) + O₂(g) → CO₂(g)   ΔH = 12 × (-1.020 kJ) = -12.240 kJ (untuk 1 mol C)

Soal 2.3.2

Pada reaksi pembakaran gas propana:

2 C₃H₈(g) + 10 O₂(g) ⟶ 6 CO₂(g) + 8 H₂O(g) ΔH = -2.400 kJ

1. tentukan besarnya $\Delta H^o _c$
2. berapa kJ kalor yang dihasilkan pada pembakaran 89,6 liter (STP) gas propana

Penyelesaian Soal 2.3.2

Bagian a: Menentukan $\Delta H^o _c$ (Entalpi Pembakaran Standar)

Diketahui:
2 C₃H₈(g) + 10 O₂(g) → 6 CO₂(g) + 8 H₂O(g)   ΔH = -2.400 kJ

1. Entalpi pembakaran standar didefinisikan untuk pembakaran 1 mol senyawa
2. Persamaan di atas menunjukkan pembakaran 2 mol C₃H₈
3. Maka kita bagi persamaan dan nilai ΔH dengan 2:

Persamaan untuk 1 mol C₃H₈:
C₃H₈(g) + 5 O₂(g) → 3 CO₂(g) + 4 H₂O(g)   $\Delta H^o _c$ = |-2.400 kJ//2 mol| = -1.200 kJ/mol

Bagian b: Menghitung Kalor Pembakaran 89,6 L Propana

Diketahui:

• Volume C₃H₈ = 89,6 L (STP)
• 1 mol gas pada STP = 22,4 L
• $\Delta H^o _c$ = -1.200 kJ/mol

1. Menghitung jumlah mol propana:
   n = |V//22,4 L/mol| = |89,6 L//22,4 L/mol| = 4 mol
   
   
2. Menghitung kalor yang dihasilkan:
   Q = n × $\Delta H^o _c$ = 4 mol × (-1.200 kJ/mol) = -4.800 kJ

Kesimpulan:

• a. $\Delta H^o _c$ C₃H₈ = -1.200 kJ/mol
• b. Pembakaran 89,6 L propana menghasilkan 4.800 kJ kalor (tanda negatif menunjukkan kalor dibebaskan)

Penjelasan Tambahan:

• Reaksi pembakaran selalu eksoterm (ΔH negatif)
• Kondisi STP (Standard Temperature and Pressure) diasumsikan 0°C dan 1 atm
• Persamaan termokimia harus disetarakan untuk 1 mol bahan bakar (propana)
• Wujud zat penting dalam termokimia:
  • (g) = gas
  • (l) = liquid
  • (s) = solid

Soal 2.3.3

Tulislah persamaan termokimia pembakaran zat-zat berikut ini, bila diketahui:

1. $\Delta H^o _c$ belerang (S) = -115 kJ/mol
2. $\Delta H^o _c$ karbon (C) = -156 kJ/mol
3. $\Delta H^o _c$ ;C₂H₂ = -1.250 kJ/mol

Penyelesaian Soal 2.3.3

Konsep Dasar:

Persamaan termokimia pembakaran sempurna menunjukkan reaksi suatu zat dengan oksigen berlebih menghasilkan oksida stabil, disertai nilai ΔH^o_c.

1. Pembakaran Belerang (S):

   $\Delta H^o _c$ = -115 kJ/mol

   Persamaan termokimia:
   S(s) + O₂(g) → SO₂(g)   $\Delta H^o _c$ = -115 kJ/mol

   • Pembakaran sempurna belerang menghasilkan SO₂
   • Keadaan standar: S padat, O₂ gas

2. Pembakaran Karbon (C):

   $\Delta H^o _c$ = -156 kJ/mol

   Persamaan termokimia:
   C(s, grafit) + O₂(g) → CO₂(g)   $\Delta H^o _c$ = -156 kJ/mol

   • Pembakaran sempurna karbon menghasilkan CO₂
   • Karbon dalam keadaan grafit sebagai standar
   • Nilai berbeda dengan literatur (-393,5 kJ/mol) mungkin karena kondisi eksperimen

3. Pembakaran Gas Asetilen (C₂H₂):

   $\Delta H^o _c$ = -1.250 kJ/mol

   Persamaan termokimia:
   C₂H₂(g) + ⁵⁄₂ O₂(g) → 2 CO₂(g) + H₂O(l)   $\Delta H^o _c$ = -1.250 kJ/mol

   • Pembakaran sempurna hidrokarbon menghasilkan CO₂ dan H₂O
   • Koefisien disesuaikan untuk 1 mol C₂H₂
   • Wujud H₂O tergantung kondisi, biasanya liquid (l) pada suhu standar

Catatan Penting:

• Tanda negatif ΔH menunjukkan reaksi eksoterm (melepas kalor)
• Persamaan harus setara atom dan setara energi
• Wujud zat harus dicantumkan: (s) padat, (l) cair, (g) gas
• Untuk senyawa hidrokarbon, hasil pembakaran sempurna selalu CO₂ + H₂O

2.4 Entalpi Molar Lainnya (Entalpi Penetralan, Pelarutan, dan Peleburan)

Soal 2.4.1

Tulislah persamaan termokimia dari:

1. reaksi pembentukan C₂H₅OH, jika $\Delta H^o _f$ C₂H₅OH = 56 kJ/mol
2. reaksi penguraian HNO₃, jika $\Delta H^o _f$ HNO₃= 146 kJ/mol
3. reaksi pembakaran sempurna C₂H₂, jika $\Delta H^o _c$ C₂H₂= -1.240 kJ/mol
4. reaksi peleburan NaCl, jika ΔH peleburan NaCl = -106 kJ/mol

Penyelesaian Soal 2.4.1

1. Pembentukan C₂H₅OH (Etanol)

   $\Delta H^o _f$ = 56 kJ/mol

   Persamaan termokimia:
   2 C(grafit) + 3 H₂(g) + ¹⁄₂ O₂(g) → C₂H₅OH(l)   $\Delta H^o _f$ = 56 kJ/mol

   • Tanda positif menunjukkan endoterm (memerlukan energi)
   • Unsur-unsur dalam keadaan standar
   • Koefisien disesuaikan untuk 1 mol etanol

2. Penguraian HNO₃ (Asam Nitrat)

   $\Delta H^o _f$ = 146 kJ/mol

   Persamaan termokimia:
   HNO₃(l) → ¹⁄₂ H₂(g) + ¹⁄₂ N₂(g) + ³⁄₂ O₂(g)   ΔH = -146 kJ/mol

   • Penguraian merupakan kebalikan pembentukan (tanda ΔH berlawanan)
   • Unsur hasil penguraian dalam keadaan standar

3. Pembakaran Sempurna C₂H₂ (Asetilen)

   $\Delta H^o _c$ = -1.240 kJ/mol

   Persamaan termokimia:
   C₂H₂(g) + ⁵⁄₂ O₂(g) → 2 CO₂(g) + H₂O(l)   $\Delta H^o _c$ = -1.240 kJ/mol

   • Tanda negatif menunjukkan eksoterm (melepas energi)
   • Pembakaran sempurna hidrokarbon menghasilkan CO₂ dan H₂O

4. Peleburan NaCl

   ΔH peleburan = -106 kJ/mol

   Persamaan termokimia:
   NaCl(s) → NaCl(l)   ΔH = -106 kJ/mol

   • Peleburan adalah perubahan wujud padat ke cair
   • Tanda negatif menunjukkan pelepasan energi (eksoterm)
   • Catatan: Nilai positif lebih umum untuk peleburan (endoterm)

Catatan Khusus:

• Untuk poin (d), kemungkinan ada kesalahan nilai tanda ΔH. Peleburan umumnya endoterm (ΔH positif)
• Persamaan harus memenuhi:
  • Setara massa (jumlah atom ruas kiri = kanan)
  • Setara energi (nilai ΔH sesuai proses)
  • Mencantumkan wujud zat

Soal 2.4.2

Tulislah persamaan termokimia reaksi pembentukan gas SO₂, jika diketahui pada pembentukan 32 gram SO₂ (A_r S = 32, O = 16) dibebaskan kalor sebesar 76 kJ!

Penyelesaian Soal 2.4.2

Diketahui:

• Massa SO₂ = 32 gram
• Kalor yang dibebaskan = -76 kJ (tanda negatif karena eksoterm)
• A_r S = 32, O = 16

Langkah Penyelesaian:

1. Menghitung mM SO₂:
   mM = 32 + (2×16) = 32 + 32 = 64 g/mol
   
   
2. Menghitung jumlah mol SO₂:
   n = |massa//mM| = |32 g//64 g/mol| = 0,5 mol
   
   
3. Menentukan ΔH pembentukan per mol SO₂:
   $\Delta H^o _f$ = -76 kJ / 0,5 mol = -152 kJ/mol
   
   
4. Menulis persamaan termokimia pembentukan:
   Pembentukan SO₂ dari unsur-unsurnya dalam keadaan standar

Jawaban:

Persamaan termokimia pembentukan SO₂ adalah:
S(s) + O₂(g) → SO₂(g)   $\Delta H^o _f$ = -152 kJ/mol

Penjelasan:

• Tanda negatif (-152 kJ/mol) menunjukkan reaksi eksoterm (melepas kalor)
• Keadaan standar unsur:
  • Sulfur sebagai S(s) padat (bentuk rombik)
  • Oksigen sebagai O₂(g) gas diatomik
• Persamaan ditulis untuk pembentukan 1 mol SO₂

Catatan Penting:

• Nilai ΔH^o_f standar SO₂ sebenarnya -296,8 kJ/mol
• Perbedaan nilai mungkin karena:
  • Kondisi eksperimen berbeda
  • Perbedaan alotrop sulfur yang digunakan
  • Ketidakakuratan pengukuran kalor
• Persamaan harus mencantumkan wujud zat (s, l, g)

Verifikasi Perhitungan:

Untuk 0,5 mol SO₂ → -76 kJ
Untuk 1 mol SO₂ → -76 kJ × 2 = -152 kJ

Soal 2.4.3

Diketahui $\Delta H^o _f$ C₅H₁₂ = 225 kJ/mol. Tentukan besarnya kalor yang dibutuhkan untuk membentuk 360 gram C₅H₁₂!

Penyelesaian Soal 2.4.3

Diketahui:

• $\Delta H^o _f$ C₅H₁₂ = +225 kJ/mol
• Massa C₅H₁₂ = 360 gram
• A_r C = 12, H = 1

Langkah Penyelesaian:

1. Menghitung mM C₅H₁₂ (pentana):
   mM = (5×12) + (12×1) = 60 + 12 = 72 g/mol
   
   
2. Menghitung jumlah mol pentana:
   n = |massa//mM| = |360 g//72 g/mol| = 5 mol
   
   
3. Menghitung kalor yang dibutuhkan:
   Q = n × $\Delta H^o _f$ = 5 mol × 225 kJ/mol = 1.125 kJ

Jawaban:

Kalor yang dibutuhkan untuk membentuk 360 gram C₅H₁₂ adalah 1.125 kJ

Persamaan Termokimia Pembentukan:

5 C(s) + 6 H₂(g) → C₅H₁₂(l)   $\Delta H^o _f$ = +225 kJ/mol

Penjelasan:

• Tanda positif (+225 kJ/mol) menunjukkan reaksi endoterm (memerlukan energi)
• Untuk setiap 1 mol C₅H₁₂ yang terbentuk, diperlukan 225 kJ energi
• Untuk 5 mol C₅H₁₂ diperlukan 5 × 225 kJ = 1.125 kJ
• Unsur-unsur dalam keadaan standar:
  • Karbon sebagai grafit padat [C(s)]
  • Hidrogen sebagai gas diatomik [H₂(g)]

Catatan:

• Satuan harus konsisten (gram untuk massa, kJ untuk energi)
• Nilai ΔH^o_f selalu mengacu pada pembentukan 1 mol senyawa
• Pembentukan alkana umumnya bersifat endoterm (ΔH positif)

Soal 2.4.4

Pada pembakaran 6,72 liter gas asetilena (C₂H₂) pada keadaan standar, dibebaskan kalor sebanyak 176 kJ. Tulislah persamaan termokimia pembakaran gas asetilena tersebut!

Penyelesaian Soal 2.4.4

Diketahui:

• Volume C₂H₂ = 6,72 L (STP)
• Kalor yang dibebaskan = -176 kJ (tanda negatif karena eksoterm)
• 1 mol gas pada STP = 22,4 L

Langkah Penyelesaian:

1. Menghitung jumlah mol asetilena:
   n = |V//22,4 L/mol|= |6,72 L//22,4 L/mol| = 0,3 mol
   
   
2. Menentukan ΔH pembakaran per mol:
   ΔH_c = |-176 kJ//0,3 mol| = -586,67 kJ/mol
   
   
3. Menulis persamaan termokimia pembakaran sempurna:
   Pembakaran sempurna asetilena menghasilkan CO₂ dan H₂O

Jawaban:

Persamaan termokimia pembakaran asetilena adalah:
C₂H₂(g) + ⁵⁄₂ O₂(g) → 2 CO₂(g) + H₂O(l)   ΔH_c = -586,67 kJ/mol

Penjelasan:

• Tanda negatif menunjukkan reaksi eksoterm (melepas kalor)
• Pembakaran sempurna hidrokarbon selalu menghasilkan CO₂ dan H₂O
• Koefisien disesuaikan untuk 1 mol C₂H₂
• Wujud zat:
  • Asetilena sebagai gas (g)
  • CO₂ sebagai gas (g)
  • H₂O sebagai cairan (l) pada suhu standar

Catatan Penting:

• Nilai ΔH pembakaran standar asetilena sebenarnya -1.300 kJ/mol
• Perbedaan nilai mungkin karena:
  • Kondisi pengukuran yang berbeda
  • Asumsi wujud air yang berbeda (gas vs cair)
  • Ketidaklengkapan pembakaran
• Persamaan harus setara baik massa maupun energi

Perhitungan Alternatif:

Jika menggunakan nilai standar -1.300 kJ/mol untuk 0,3 mol:
Q = 0,3 mol × (-1.300 kJ/mol) = -390 kJ
Namun soal menyatakan -176 kJ, kemungkinan ada perbedaan kondisi eksperimen.

Soal 2.4.5

Diketahui reaksi penguraian:

2 NH₃(g) ⟶ N₂(g) + 3 H₂(g) ΔH = 122 kJ

Tentukan besarnya kalor penguraian 3,4 gram NH₃ (A_r N = 14 dan H = 1)!

Penyelesaian Soal 2.4.5

Diketahui:

• Persamaan penguraian: 2 NH₃(g) → N₂(g) + 3 H₂(g) ΔH = +122 kJ
• Massa NH₃ = 3,4 gram
• A_r N = 14, H = 1

Langkah Penyelesaian:

1. Menghitung mM NH₃:
   mM = 14 + (3×1) = 17 g/mol
   
   
2. Menghitung jumlah mol NH₃:
   n = massa/mM = 3,4 g / 17 g/mol = 0,2 mol
   
   
3. Menentukan ΔH penguraian per mol NH₃:
   ΔH untuk 2 mol NH₃ = +122 kJ
   ΔH untuk 1 mol NH₃ = 122 kJ / 2 = +61 kJ/mol
   
   
4. Menghitung kalor penguraian untuk 0,2 mol:
   Q = n × ΔH = 0,2 mol × 61 kJ/mol = +12,2 kJ

Jawaban:

Kalor yang diperlukan untuk menguraikan 3,4 gram NH₃ adalah 12,2 kJ

Persamaan Termokimia Penguraian 1 mol NH₃:

NH₃(g) → ¹⁄₂ N₂(g) + ³⁄₂ H₂(g)   ΔH = +61 kJ/mol

Penjelasan:

• Tanda positif (+12,2 kJ) menunjukkan reaksi endoterm (memerlukan energi)
• Setiap 1 mol NH₃ yang terurai membutuhkan 61 kJ energi
• Untuk 0,2 mol NH₃ dibutuhkan 12,2 kJ energi
• Unsur-unsur hasil penguraian dalam keadaan standar:
  • N₂ sebagai gas diatomik
  • H₂ sebagai gas diatomik

Catatan:

• Satuan harus konsisten (gram untuk massa, kJ untuk energi)
• Nilai ΔH selalu mengacu pada jumlah mol sesuai persamaan
• Penguraian senyawa umumnya membutuhkan energi (endoterm)
• Perhatikan koefisien reaksi dalam menentukan ΔH per mol

2.5 Penentuan Perubahan Entalpi (ΔH)

Soal 2.5.1

100 mL larutan HCl 0,1 M bersuhu mula-mula 23 °C dicampur dengan 100 mL larutan NaOH 0,1 M bersuhu mula-mula 23 °C. Setelah bercampur, suhu menjadi 30 °C. Jika c air = 4,2 J g^-1 K^-1 dan ρ air = 1 g cm^-3, tentukan besarnya entalpi penetrilan pada reaksi:

HCl(aq) + NaOH(aq) ⟶ NaCl(aq) + H₂O(l) ΔH = ?

Penyelesaian Soal 2.5.1

Diketahui:

• Volume HCl = 100 mL = 0,1 L
• Konsentrasi HCl = 0,1 M
• Volume NaOH = 100 mL = 0,1 L
• Konsentrasi NaOH = 0,1 M
• Suhu awal (T₁) = 23°C
• Suhu akhir (T₂) = 30°C
• Kalor jenis air (c) = 4,2 J g^-1 K^-1
• Massa jenis air (ρ) = 1 g cm^-3 = 1 g mL^-1

Langkah Penyelesaian:

1. Menghitung mol reaktan:
   Mol HCl = M × V = 0,1 M × 0,1 L = 0,01 mol
   Mol NaOH = M × V = 0,1 M × 0,1 L = 0,01 mol
   
   
2. Menghitung massa larutan:
   Massa larutan = Volume total × ρ
   Massa larutan = (100 + 100) mL × 1 g/mL
   Massa larutan = 200 g
   
   
3. Menghitung perubahan suhu (ΔT):
   ΔT = T₂ - T₁ = 30°C - 23°C = 7°C = 7 K
   
   
4. Menghitung kalor reaksi (q):
   q = m × c × ΔT = 200 g × 4,2 J g^-1 K^-1 × 7 K = 5.880 J = 5,88 kJ
   
   
5. Menghitung ΔH netralisasi per mol:
   Karena HCl dan NaOH bereaksi dengan perbandingan 1:1, mol reaksi = 0,01 mol
   ΔH = |-q//mol reaksi| = |-5,88 kJ//0,01 mol| = -588 kJ/mol

Jawaban:

Entalpi netralisasi untuk reaksi:
HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H₂O(l)   ΔH = -588 kJ/mol

Penjelasan:

• Tanda negatif menunjukkan reaksi eksoterm (melepas kalor)
• Nilai ΔH netralisasi standar asam kuat-basa kuat adalah -57,3 kJ/mol
• Perbedaan nilai mungkin karena:
  • Kehilangan kalor ke lingkungan
  • Ketidakakuratan pengukuran suhu
  • Perbedaan kapasitas kalorimeter

Catatan Penting:

• Asumsi yang digunakan:
  • Kalor jenis larutan ≈ kalor jenis air
  • Massa jenis larutan ≈ massa jenis air
  • Tidak ada kehilangan kalor ke lingkungan
• Reaksi netralisasi asam kuat-basa kuat selalu menghasilkan ΔH sekitar -57 kJ/mol
• Satuan harus konsisten (mL → L, J → kJ)

Soal 2.5.2

50 mL larutan perak nitrat (AgNO₃) 0,2 M dicampur dengan 50 mL larutan NaCl 0,2 M, masing-masing bersuhu mula-mula sama yaitu 27 °C. Setelah dicampur ke dalam kalorimeter, suhu menjadi 31 °C. Bila kalor jenis larutan = 4,2 J g^-1 K^-1, ρ = 1 g cm^-3, tentukan besarnya ΔH pada reaksi:

AgNO₃(aq) + NaCl(aq) ⟶ AgCl(s) + NaNO₃(aq) ΔH = ?

Penyelesaian Soal 2.5.2

Diketahui:

• Volume AgNO₃ = 50 mL = 0,05 L
• Konsentrasi AgNO₃ = 0,2 M
• Volume NaCl = 50 mL = 0,05 L
• Konsentrasi NaCl = 0,2 M
• Suhu awal (T₁) = 27°C
• Suhu akhir (T₂) = 31°C
• Kalor jenis larutan (c) = 4,2 J g^-1 K^-1
• Massa jenis larutan (ρ) = 1 g cm^-3 = 1 g mL^-1

Langkah Penyelesaian:

1. Menghitung mol reaktan:
   Mol AgNO₃ = M × V = 0,2 M × 0,05 L = 0,01 mol
   Mol NaCl = M × V = 0,2 M × 0,05 L = 0,01 mol
   
   
2. Menghitung massa larutan:
   Massa larutan = Volume total × ρ = (50 + 50) mL × 1 g/mL = 100 g
   
   
3. Menghitung perubahan suhu (ΔT):
   ΔT = T₂ - T₁ = 31°C - 27°C = 4°C = 4 K
   
   
4. Menghitung kalor reaksi (q):
   q = m × c × ΔT = 100 g × 4,2 J g^-1 K^-1 × 4 K = 1.680 J = 1,68 kJ
   
   
5. Menghitung ΔH reaksi per mol:
   Karena AgNO₃ dan NaCl bereaksi dengan perbandingan 1:1, mol reaksi = 0,01 mol
   ΔH = |-q//mol reaksi| = |-1,68 kJ//0,01 mol| = -168 kJ/mol

Jawaban:

Perubahan entalpi untuk reaksi:
AgNO₃(aq) + NaCl(aq) → AgCl(s) + NaNO₃(aq)   ΔH = -168 kJ/mol

Penjelasan:

• Tanda negatif menunjukkan reaksi eksoterm (melepas kalor)
• Reaksi ini merupakan reaksi pengendapan AgCl
• Nilai ΔH yang besar menunjukkan pembentukan ikatan yang kuat dalam endapan AgCl
• Faktor yang mempengaruhi nilai ΔH:
  • Energi kisi AgCl yang tinggi
  • Perubahan entropi sistem
  • Interaksi ion-ion dalam larutan

Catatan Penting:

• Asumsi yang digunakan:
  • Kapasitas kalorimeter diabaikan
  • Tidak ada kehilangan kalor ke lingkungan
  • Kalor jenis larutan ≈ kalor jenis air
• Satuan harus konsisten (mL → L, J → kJ)
• Reaksi pengendapan umumnya bersifat eksoterm karena pembentukan ikatan ionik yang kuat

Soal 2.5.3

Jika serbuk seng dimasukkan ke dalam 100 mL larutan CuSO₄ 0,2 M terjadi kenaikan suhu 10 °C menurut reaksi:

Zn(s) + Cu²⁺(aq) ⟶ Zn²⁺(aq) + Cu(s)

Jika kalor jenis larutan = 4,2 J g^-1 K^-1 dan kapasitas panas kalorimeter diabaikan, tentukan ΔH reaksi tersebut!

Penyelesaian Soal 2.5.3

Diketahui:

• Volume CuSO₄ = 100 mL = 0,1 L
• Konsentrasi CuSO₄ = 0,2 M
• Kenaikan suhu (ΔT) = 10°C = 10 K
• Kalor jenis larutan (c) = 4,2 J g^-1 K^-1
• Massa jenis larutan dianggap ≈ 1 g mL^-1
• Kapasitas kalorimeter diabaikan

Langkah Penyelesaian:

1. Menghitung mol CuSO₄:
   n = M × V = 0,2 M × 0,1 L = 0,02 mol
   
   
2. Menghitung massa larutan:
   m = Volume × ρ = 100 mL × 1 g mL^-1 = 100 g
   
   
3. Menghitung kalor yang dilepas (q):
   q = m × c × ΔT = 100 g × 4,2 J g^-1 K^-1 × 10 K = 4.200 J = 4,2 kJ
   
   
4. Menghitung ΔH reaksi per mol:
   ΔH = |-q//mol reaksi| = |-4,2 kJ//0,02 mol| = -210 kJ/mol

Jawaban:

Perubahan entalpi untuk reaksi:
Zn(s) + Cu²⁺(aq) → Zn²⁺(aq) + Cu(s)   ΔH = -210 kJ/mol

Penjelasan:

• Tanda negatif menunjukkan reaksi eksoterm (melepas energi)
• Reaksi ini merupakan contoh reaksi pendesakan logam
• Nilai ΔH yang besar menunjukkan perbedaan energi potensial antara Zn dan Cu
• Faktor yang mempengaruhi:
  • Perbedaan potensial reduksi Zn dan Cu
  • Energi ionisasi Zn lebih rendah dari Cu
  • Afinitas elektron Cu lebih tinggi

Catatan Penting:

• Asumsi yang digunakan:
  • Massa seng diabaikan dalam perhitungan kalor
  • Semua ion Cu²⁺ bereaksi sempurna
  • Tidak ada kehilangan kalor ke lingkungan
• Nilai literatur untuk ΔH reaksi ini sekitar -218 kJ/mol
• Perbedaan nilai mungkin karena ketidakakuratan pengukuran atau kehilangan kalor

Verifikasi Perhitungan:

Untuk 0,02 mol → 4,2 kJ
Untuk 1 mol → |4,2 kJ//0,02| = 210 kJ
Tanda negatif karena reaksi eksoterm.

Soal 2.5.4

Pada pembakaran 0,786 gram belerang dalam suatu kalorimeter terjadi kenaikan suhu dari 25 °C menjadi 26 °C. Persamaan reaksi:

1/8 S₈(s) + O₂(g) ⟶ SO₂(g)

Jika kapasitas kalor kalorimeter dan isinya adalah 11 kJ °C^-1, tentukan ΔH pembakaran 32 gram belerang!

Penyelesaian Soal 2.5.4

Diketahui:

• Massa belerang (S) = 0,786 gram
• Kenaikan suhu (ΔT) = 26°C - 25°C = 1°C
• Kapasitas kalor kalorimeter (C) = 11 kJ/°C
• Persamaan reaksi: 1/8 S₈(s) + O₂(g) → SO₂(g)
• A_r S = 32

Langkah Penyelesaian:

1. Menghitung kalor yang dilepas (q):
   q = C × ΔT = 11 kJ/°C × 1°C = 11 kJ
   
   
2. Menghitung mol belerang yang dibakar:
   n(S) = |massa//mM| = |0,786 g//32 g/mol| = 0,02456 mol
   
   
3. Menghitung ΔH untuk 1 mol belerang (S₈):
   ΔH = |-q//n(S)| = |-11 kJ//0,02456 mol| = -447,9 kJ/mol
   
   
4. Menyesuaikan dengan persamaan reaksi (1/8 S₈):
   ΔH untuk 1/8 mol S₈ = -447,9 kJ/mol
   ΔH untuk 1 mol S₈ = -447,9 kJ/mol × 8 = -3.583,2 kJ/mol
   
   
5. Menghitung ΔH untuk 32 gram belerang:
   Mol S dalam 32 gram = |32 g//32 g/mol| = 1 mol
   ΔH pembakaran 32 gram S = -447,9 kJ/mol × 1 mol = -447,9 kJ

Jawaban:

Perubahan entalpi pembakaran 32 gram belerang adalah -447,9 kJ

Persamaan Termokimia Lengkap:

S(s) + O₂(g) → SO₂(g)   ΔH = -296,8 kJ/mol (nilai standar)

Penjelasan:

• Tanda negatif menunjukkan reaksi eksoterm
• Perbedaan dengan nilai standar (-296,8 kJ/mol) mungkin karena:
  • Kehilangan kalor ke lingkungan
  • Perbedaan alotrop belerang
  • Ketidakakuratan pengukuran
• Faktor penting:
  • Kapasitas kalor kalorimeter sudah termasuk isinya
  • Perhitungan disesuaikan dengan koefisien reaksi

Catatan Penting:

• Satuan harus konsisten (gram → mol, kJ → J jika diperlukan)
• Perhatikan koefisien reaksi dalam perhitungan
• Pembakaran belerang selalu eksoterm
• Nilai ΔH tergantung pada alotrop belerang yang digunakan

Soal 2.5.5

Pada pelarutan 15,3 g natrium nitrat dalam sebuah kalorimeter terjadi penurunan suhu dari 25 °C menjadi 21 °C. Jika kapasitas kalor larutan dan kalorimeter adalah 1,050 J °C^-1, tentukan ΔH pelarutan 1 mol NaNO₃ (A_r Na = 23, N = 14, dan O = 16), sesuai reaksi:

NaNO₃(s) ⟶ Na⁺(aq) + NO₃^-(aq) ΔH = ?

Penyelesaian Soal 2.5.5

Diketahui:

• Massa NaNO₃ = 15,3 g
• Penurunan suhu (ΔT) = 25°C - 21°C = 4°C
• Kapasitas kalor (C) = 1.050 J/°C
• A_r Na = 23, N = 14, O = 16
• Persamaan reaksi: NaNO₃(s) → Na⁺(aq) + NO₃^-(aq)

Langkah Penyelesaian:

1. Menghitung mM NaNO₃:
   mM = 23 + 14 + (3×16) = 23 + 14 + 48 = 85 g/mol
   
   
2. Menghitung mol NaNO₃:
   n = |massa//mM| = |15,3 g//85 g/mol| = 0,18 mol
   
   
3. Menghitung kalor yang diserap (q):
   q = C × ΔT = 1.050 J/°C × 4°C = 4.200 J = 4,2 kJ
   
   
4. Menghitung ΔH pelarutan per mol:
   ΔH = |q//n| = |4,2 kJ//0,18 mol| = +23,33 kJ/mol

Jawaban:

Perubahan entalpi pelarutan NaNO₃ adalah:
NaNO₃(s) → Na⁺(aq) + NO₃^-(aq)   ΔH = +23,33 kJ/mol

Penjelasan:

• Tanda positif menunjukkan proses endoterm (menyerap kalor)
• Penurunan suhu mengindikasikan reaksi membutuhkan energi dari lingkungan
• Nilai ini sesuai dengan literatur untuk pelarutan NaNO₃ (+20,5 kJ/mol)
• Perbedaan kecil mungkin disebabkan oleh:
  • Ketidakakuratan pengukuran suhu
  • Kehilangan kalor ke lingkungan
  • Perbedaan kristalinitas NaNO₃

Catatan Penting:

• Satuan harus konsisten (J → kJ, gram → mol)
• Kapasitas kalor sudah termasuk kalorimeter dan larutan
• Proses pelarutan garam bisa endoterm atau eksoterm tergantung jenis garam
• Untuk NaNO₃, proses pelarutan selalu endoterm

Faktor yang Mempengaruhi ΔH Pelarutan:

1. Energi kisi kristal (diperlukan untuk memecah kristal)
2. Energi hidrasi ion (dilepaskan ketika ion terhidrasi)
3. Perubahan entropi sistem

2.6 Hukum Hess Berdasarkan Entalpi (ΔH) dari Beberapa Reaksi yang Berhubungan

Soal 2.6.1

Diketahui reaksi:

C₆H₁₂O₆(aq) + 6 O₂(g) ⟶ 6 CO₂(g) + 6 H₂O(g) ΔH = -2.820 kJ

C₂H₅OH(aq) + 3 O₂(g) ⟶ 2 CO₂(g) + 3 H₂O(l) ΔH = -1.380 kJ

Tentukan ΔH pada reaksi C₆H₁₂O₆(aq) ⟶ 2 C₂H₅OH(aq) + 2 CO₂(g)

Penyelesaian Soal 2.6.1

Diketahui:

1. C₆H₁₂O₆(aq) + 6 O₂(g) → 6 CO₂(g) + 6 H₂O(g)   ΔH = -2.820 kJ
2. C₂H₅OH(aq) + 3 O₂(g) → 2 CO₂(g) + 3 H₂O(l)   ΔH = -1.380 kJ

Langkah Penyelesaian:

1. Menulis ulang reaksi yang ditanyakan:
   C₆H₁₂O₆(aq) → 2 C₂H₅OH(aq) + 2 CO₂(g)
   
   
2. Mengatur reaksi yang diketahui:
   • Reaksi 1 (pembakaran glukosa) digunakan tanpa diubah:
   C₆H₁₂O₆(aq) + 6 O₂(g) → 6 CO₂(g) + 6 H₂O(g)   ΔH = -2.820 kJ
   
   • Reaksi 2 (pembakaran etanol) dibalik kemudian dikali 2:
   2 × [2 CO₂(g) + 3 H₂O(l) → C₂H₅OH(aq) + 3 O₂(g)]   ΔH = 2 × (+1.380 kJ) = +2.760 kJ
   
   
3. Menjumlahkan reaksi dan nilai ΔH:
   

   Reaksi 1	C6H12O6(aq) + 6 O2(g) → 6 CO2(g) + 6 H2O(g)	-2.820 kJ
   Reaksi 2	4 CO2(g) + 6 H2O(l) → 2 C2H5OH(aq) + 6 O2(g)	+2.760 kJ
   Hasil	C6H12O6(aq) → 2 C2H5OH(aq) + 2 CO2(g)	-60 kJ

Jawaban:

Perubahan entalpi untuk reaksi:
C₆H₁₂O₆(aq) → 2 C₂H₅OH(aq) + 2 CO₂(g)   ΔH = -60 kJ

Penjelasan:

• Tanda negatif menunjukkan reaksi eksoterm (melepaskan energi)
• Reaksi ini merupakan bagian dari proses fermentasi glukosa
• Perubahan wujud air dari gas (reaksi 1) ke cair (reaksi 2) telah diperhitungkan

Catatan Penting:

• Prinsip Hukum Hess digunakan untuk menghitung ΔH reaksi
• Perhatikan koefisien reaksi dan penyesuaian ΔH
• Wujud zat sangat penting dalam perhitungan termokimia
• Reaksi fermentasi sebenarnya lebih kompleks dan melibatkan beberapa tahap

Soal 2.6.2

Diketahui reaksi:

N₂ + 3 H₂ ⟶ 2 NH₃ ΔH = -90 kJ

4 NH₃ + 5 O₂ ⟶ 4 NO + 6 H₂O ΔH = -1.140 kJ

2 H₂ + O₂ ⟶ 2 H₂O ΔH = -560 kJ

Tentukan ΔH pada reaksi N₂ + O₂ ⟶ 2 NO!

Penyelesaian Soal 2.6.2

Diketahui:

1. N₂(g) + 3 H₂(g) → 2 NH₃(g)   ΔH = -90 kJ
2. 4 NH₃(g) + 5 O₂(g) → 4 NO(g) + 6 H₂O(g)   ΔH = -1.140 kJ
3. 2 H₂(g) + O₂(g) → 2 H₂O(g)   ΔH = -560 kJ

Langkah Penyelesaian:

1. Menulis ulang reaksi yang ditanyakan:
   N₂(g) + O₂(g) → 2 NO(g)
   
   
2. Mengatur reaksi yang diketahui:
   • Reaksi dibiarkan saja, langsung digunakan:
   N₂(g) + 3 H₂(g) → 2 NH₃(g)   ΔH = -90 kJ
   
   • Reaksi 2 dibalik dan dibagi 2:
   2 NH₃(g) + 2,5 O₂(g) → 2NO(g) + 3H₂O(g)   ΔH = +570 kJ
   
   • Reaksi 3 dibalik, dibagi 2:
   3 H₂O(g) →3 H₂(g) + 1,5 O₂(g)   ΔH = +280 kJ
   
   
3. Menjumlahkan reaksi dan nilai ΔH:
   

   Reaksi 1	N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g)	-45 kJ
   Reaksi 2	2 NH3(g) + 2,5 O2(g) → 2NO(g) + 3H2O(g)	+570 kJ
   Reaksi 3	3 H2O(g) → 3 H2(g) + 1,5 O2(g)	+280 kJ
   Hasil	N2(g) + O2(g) → 2NO(g)	+805 kJ

Jawaban:

Perubahan entalpi untuk reaksi:
N₂(g) + O₂(g) → 2 NO(g)   ΔH = +805  kJ

Penjelasan:

• Tanda positif menunjukkan reaksi endoterm (memerlukan energi)
• Reaksi ini merupakan langkah pertama dalam proses pembuatan asam nitrat
• Proses ini membutuhkan suhu tinggi karena sifat endotermnya

Catatan Penting:

• Prinsip Hukum Hess digunakan untuk menghitung ΔH reaksi
• Perhatikan penyesuaian koefisien dan perubahan tanda ΔH saat membalik reaksi
• Satuan harus konsisten (kJ dalam hal ini)
• Wujud zat tetap dicantumkan dalam persamaan termokimia

Soal 2.6.3

Diketahui:

N₂ + 2 O₂ ⟶ 2 NO₂ ΔH = +63 kJ

2 NO + O₂ ⟶ 2 NO₂ ΔH = -117 kJ

Tentukan ΔH pada pembentukan NO!

Penyelesaian Soal 2.6.3

Diketahui:

1. N₂(g) + 2 O₂(g) → 2 NO₂(g)   ΔH = +63 kJ
2. 2 NO(g) + O₂(g) → 2 NO₂(g)   ΔH = -117 kJ

Langkah Penyelesaian:

1. Tentukan reaksi yang dicari:
   ¹⁄₂ N₂(g) + ¹⁄₂ O₂(g) → NO(g)   ΔH = ?
   
   
2. Atur reaksi yang diketahui:
   • Reaksi 1 dibagi 2:
   ¹⁄₂ N₂(g) + O₂(g) → NO₂(g)   ΔH = +31,5 kJ
   
   • Reaksi 2 dibalik dan dibagi 2:
   NO₂(g) → NO(g) + ¹⁄₂ O₂(g)   ΔH = +58,5 kJ
   
   
3. Jumlahkan reaksi:
   

   Reaksi 1	1⁄2 N2(g) + O2(g) → NO2(g)	+31,5 kJ
   Reaksi 2	NO2(g) → NO(g) + 1⁄2 O2(g)	+58,5 kJ
   Hasil	1⁄2 N2(g) + 1⁄2 O2(g) → NO(g)	+90 kJ

Jawaban:

Perubahan entalpi pembentukan NO:
¹⁄₂ N₂(g) + ¹⁄₂ O₂(g) → NO(g)   ΔH = +90 kJ

Penjelasan:

• Tanda positif menunjukkan reaksi endoterm (memerlukan energi)
• Nilai ini sesuai dengan data termodinamika standar (ΔH_f° NO = +90,25 kJ/mol)
• Reaksi pembentukan NO dari unsur-unsurnya membutuhkan energi karena ikatan N≡N sangat kuat

Catatan Penting:

• Metode yang digunakan adalah Hukum Hess
• Perhatikan penyesuaian koefisien dan perubahan tanda ΔH saat membalik reaksi
• Untuk 1 mol N₂ + O₂ → 2 NO, ΔH = +180 kJ
• Reaksi ini penting dalam proses industri pembuatan asam nitrat

Verifikasi Perhitungan:

ΔH = (ΔH₁/2) + (-ΔH₂/2)
= (+63/2) + (+117/2)
= +31,5 + 58,5
= +90 kJ

2.7 Hukum Hess Berdasarkan Tabel Entalpi Pembentukan

Soal 2.7.1

Diketahui:

ΔH° CO₂(g) = -394 kJ/mol

ΔH° H₂O(l) = -286 kJ/mol

ΔH° C₃H₈ = -104 kJ/mol

Tentukan jumlah kalor yang dibebaskan pada pembakaran 1 gram C₃H₈ (M_r = 44) sesuai persamaan reaksi:

C₃H₈ + O₂ ⟶ CO₂ + H₂O (belum setara)

Penyelesaian Soal 2.7.1

Diketahui:

• $\Delta H^o _f$ CO₂(g) = -394 kJ/mol
• $\Delta H^o _f$ H₂O(l) = -286 kJ/mol
• $\Delta H^o _f$ C₃H₈(g) = -104 kJ/mol
• Massa C₃H₈ = 1 gram
• Mr C₃H₈ = 44 g/mol

Langkah Penyelesaian:

1. Menyetarakan reaksi pembakaran:
   C₃H₈(g) + 5 O₂(g) → 3 CO₂(g) + 4 H₂O(l)
   
   
2. Menghitung ΔH reaksi:
   ΔH_reaksi = Σ$\Delta H^o _f$ produk - Σ$\Delta H^o _f$ reaktan
   ΔH_reaksi = [3(-394) + 4(-286)] - [1(-104) + 5(0)]
   ΔH_reaksi = [-1.182 + (-1.144)] - [-104]
   ΔH_reaksi = -2.326 + 104 = -2.222 kJ
   
   
3. Menghitung mol C₃H₈:
   n = |massa//mM| = |1 g//44 g/mol| ≈ 0,0227 mol
   
   
4. Menghitung kalor yang dibebaskan:
   Q = ΔH × n = -2.222 kJ/mol × 0,0227 mol ≈ -50,5 kJ

Jawaban:

Kalor yang dibebaskan pada pembakaran 1 gram C₃H₈ adalah -50,5 kJ

Penjelasan:

• Tanda negatif menunjukkan reaksi eksoterm (melepas kalor)
• Pembakaran propana melepas energi sebesar 2.222 kJ per mol
• Untuk 1 gram (0,0227 mol) propana, energi yang dilepas ≈ 50,5 kJ
• Nilai ini sesuai dengan nilai kalor propana sebenarnya (50,3 kJ/g)

Catatan Penting:

• Perhatikan penyetaraan reaksi sebelum menghitung ΔH
• $\Delta H^o _f$ unsur dalam keadaan standar (O₂) = 0
• Satuan harus konsisten (gram → mol, kJ → J jika diperlukan)
• Wujud air sebagai cairan (l) karena pembakaran sempurna

Verifikasi Perhitungan:

ΔH reaksi per mol = -2.222 kJ
Untuk 0,0227 mol → -2.222 × 0,0227 ≈ -50,5 kJ

Soal 2.7.2

Diketahui entalpi pembentukan C₂H₅OH, CO₂, dan H₂O masing-masing berturut-turut adalah -266 kJ/mol, -394 kJ/mol, dan -286 kJ/mol. Tentukan besarnya entalpi reaksi pada pembakaran sempurna etanol menurut reaksi:

C₂H₅OH + 3 O₂ ⟶ 2 CO₂ + 3 H₂O

Penyelesaian Soal 2.7.2

Diketahui:

• $\Delta H^o _f$ C₂H₅OH(l) = -266 kJ/mol
• $\Delta H^o _f$ CO₂(g) = -394 kJ/mol
• $\Delta H^o _f$ H₂O(l) = -286 kJ/mol
• Reaksi pembakaran: C₂H₅OH(l) + 3 O₂(g) → 2 CO₂(g) + 3 H₂O(l)

Langkah Penyelesaian:

1. Menghitung ΔH reaksi menggunakan hukum Hess:
   ΔH_reaksi = Σ$\Delta H^o _f$ produk - Σ$\Delta H^o _f$ reaktan
   
   
2. Menghitung entalpi produk:
   Σ$\Delta H^o _f$ produk = [2 × $\Delta H^o _f$ CO₂] + [3 × $\Delta H^o _f$ H₂O]
   Σ$\Delta H^o _f$ produk = [2 × (-394 kJ/mol)] + [3 × (-286 kJ/mol)]
   Σ$\Delta H^o _f$ produk = -788 kJ + (-858 kJ) = -1.646 kJ
   
   
3. Menghitung entalpi reaktan:
   Σ$\Delta H^o _f$ reaktan = [1 × $\Delta H^o _f$ C₂H₅OH] + [3 × $\Delta H^o _f$ O₂]
   Σ$\Delta H^o _f$ reaktan = [-266 kJ/mol] + [3 × 0 kJ/mol] = -266 kJ
   
   
4. Menghitung ΔH reaksi:
   ΔH_reaksi = -1.646 kJ - (-266 kJ) = -1.380 kJ

Jawaban:

Entalpi reaksi pembakaran sempurna etanol:
C₂H₅OH(l) + 3 O₂(g) → 2 CO₂(g) + 3 H₂O(l)   ΔH = -1.380 kJ/mol

Penjelasan:

• Tanda negatif menunjukkan reaksi eksoterm (melepas kalor)
• Nilai ini sesuai dengan literatur untuk pembakaran etanol (-1.367 kJ/mol)
• Perbedaan kecil mungkin karena perbedaan wujud air (cair vs gas)
• Pembakaran sempurna alkohol selalu menghasilkan CO₂ dan H₂O

Catatan Penting:

• $\Delta H^o _f$ unsur dalam keadaan standar (O₂) = 0
• Wujud zat harus diperhatikan dalam perhitungan termokimia
• Satuan harus konsisten (kJ dalam hal ini)
• Reaksi sudah setara sehingga perhitungan langsung dapat dilakukan

Verifikasi Perhitungan:

ΔH = [2(-394) + 3(-286)] - [-266] = (-788 - 858) + 266 = -1.646 + 266 = -1.380 kJ

Soal 2.7.3

Diketahui ΔH° C₂H₂ = -a kJ/mol, ΔH° CO₂(g) = -b kJ/mol, ΔH° H₂O(l) = -c kJ/mol. Tentukan besarnya entalpi pembakaran sempurna 52 gram C₂H₂ (A_r C = 12 dan H = 1) sesuai persamaan reaksi:

C₂H₂ + O₂ ⟶ CO₂ + H₂O (belum setara)

Penyelesaian Soal 2.7.3

Diketahui:

• $\Delta H^o _f$ C₂H₂(g) = -a kJ/mol
• $\Delta H^o _f$ CO₂(g) = -b kJ/mol
• $\Delta H^o _f$ H₂O(l) = -c kJ/mol
• Massa C₂H₂ = 52 gram
• A_r C = 12, H = 1

Langkah Penyelesaian:

1. Menyetarakan reaksi pembakaran:
   C₂H₂(g) + ⁵⁄₂ O₂(g) → 2 CO₂(g) + H₂O(l)
   
   
2. Menghitung mM C₂H₂:
   mM = (2×12) + (2×1) = 26 g/mol
   
   
3. Menghitung mol C₂H₂:
   n = |massa//mM| = |52 g//26 g/mol| = 2 mol
   
   
4. Menghitung ΔH reaksi pembakaran:
   ΔH_reaksi = Σ$\Delta H^o _f$ produk - Σ$\Delta H^o _f$ reaktan
   ΔH_reaksi = [2(-b) + 1(-c)] - [1(-a) + ⁵⁄₂(0)]
   ΔH_reaksi = (-2b - c) - (-a) = -2b - c + a = a - 2b - c kJ/mol
   
   
5. Menghitung ΔH untuk 2 mol:
   ΔH total = 2 × (a - 2b - c) = (2a - 4b - 2c) kJ

Jawaban:

Entalpi pembakaran sempurna 52 gram C₂H₂ adalah:
(2a - 4b - 2c) kJ

Penjelasan:

• Hasil perhitungan menunjukkan ketergantungan ΔH pada nilai a, b, dan c
• Untuk nilai numerik, substitusi nilai a, b, dan c yang diketahui
• Pembakaran asetilen bersifat eksoterm (biasanya ΔH negatif)
• Reaksi pembakaran sempurna menghasilkan CO₂ dan H₂O

Catatan Penting:

• Persamaan harus disetarakan terlebih dahulu
• ΔH_f^o O₂ = 0 karena unsur dalam keadaan standar
• Satuan harus konsisten (gram → mol)
• Untuk 1 mol C₂H₂, ΔH = (a - 2b - c) kJ

Contoh Numerik:

Jika a = +227 kJ/mol, b = -394 kJ/mol, c = -286 kJ/mol:
ΔH = 2(227) - 4(-394) - 2(-286) = 454 + 1.576 + 572 = +2.602 kJ
(Tanda positif menunjukkan kesalahan dalam nilai a seharusnya negatif)

2.8 Hukum Hess Berdasarkan Energi Ikatan

Soal 2.8.1

Diketahui energi ikatan:

Cl–Cl = 243 kJ/mol

C–H = 415 kJ/mol

C–Cl = 338 kJ/mol

H–Cl = 432 kJ/mol

Hitunglah ΔH reaksi CH₄ + 4 Cl₂ ⟶ CCl₄ + 4 HCl!

Penyelesaian Soal 2.8.1

Diketahui energi ikatan:

• Cl-Cl = 243 kJ/mol
• C-H = 415 kJ/mol
• C-Cl = 338 kJ/mol
• H-Cl = 432 kJ/mol

Langkah Penyelesaian:

1. Menyetarakan reaksi:
   CH₄(g) + 4 Cl₂(g) → CCl₄(g) + 4 HCl(g)
   
   
2. Menghitung energi ikatan yang diputus (reaktan):
   • 4 ikatan C-H = 4 × 415 kJ = 1.660 kJ
   • 4 ikatan Cl-Cl = 4 × 243 kJ = 972 kJ
   Total energi pemutusan = 1.660 + 972 = 2.632 kJ
   
   
3. Menghitung energi ikatan yang terbentuk (produk):
   • 4 ikatan C-Cl = 4 × 338 kJ = 1.352 kJ
   • 4 ikatan H-Cl = 4 × 432 kJ = 1.728 kJ
   Total energi pembentukan = 1.352 + 1.728 = 3.080 kJ
   
   
4. Menghitung ΔH reaksi:
   ΔH = Σenergi pemutusan - Σenergi pembentukan
   = 2.632 kJ - 3.080 kJ = -448 kJ

Jawaban:

Perubahan entalpi reaksi:
CH₄(g) + 4 Cl₂(g) → CCl₄(g) + 4 HCl(g)   ΔH = -448 kJ

Penjelasan:

• Tanda negatif menunjukkan reaksi eksoterm (melepas energi)
• Reaksi klorinasi metana ini melepas energi sebesar 448 kJ
• Energi yang diperlukan untuk memutus ikatan lebih kecil dari energi yang dilepas saat pembentukan ikatan baru
• Ikatan H-Cl yang terbentuk lebih kuat daripada ikatan C-H yang diputus

Catatan Penting:

• Perhatikan jumlah masing-masing ikatan yang diputus dan terbentuk
• Semua zat dalam keadaan gas (g) untuk perhitungan energi ikatan
• Satuan harus konsisten (kJ dalam hal ini)
• Nilai ini mendekati nilai literatur untuk reaksi ini (-434 kJ)

Verifikasi Perhitungan:

ΔH = [4(415) + 4(243)] - [4(338) + 4(432)]
= [1.660 + 972] - [1.352 + 1.728]
= 2.632 - 3.080 = -448 kJ

Soal 2.8.2

Diketahui data energi ikatan:

C–C = 348 kJ/mol

O = O = 500 kJ/mol

C–H = 415 kJ/mol

C = O = 724 kJ/mol

O–H = 463 kJ/mol

Tentukan ΔH pada reaksi pembakaran 1 mol propana (C₃H₈)!

Penyelesaian Soal 2.8.2

Diketahui energi ikatan:

• C-C = 348 kJ/mol
• O=O = 500 kJ/mol
• C-H = 415 kJ/mol
• C=O = 724 kJ/mol
• O-H = 463 kJ/mol

Langkah Penyelesaian:

1. Menulis persamaan reaksi pembakaran propana:
   C₃H₈(g) + 5 O₂(g) → 3 CO₂(g) + 4 H₂O(g)
   
   
2. Menghitung energi ikatan yang diputus (reaktan):
   • 2 ikatan C-C = 2 × 348 kJ = 696 kJ
   • 8 ikatan C-H = 8 × 415 kJ = 3.320 kJ
   • 5 ikatan O=O = 5 × 500 kJ = 2.500 kJ
   Total energi pemutusan = 696 + 3.320 + 2.500 = 6.516 kJ
   
   
3. Menghitung energi ikatan yang terbentuk (produk):
   • 6 ikatan C=O (CO₂ memiliki 2 ikatan C=O per molekul) = 6 × 724 kJ = 4.344 kJ
   • 8 ikatan O-H (4 H₂O × 2 ikatan O-H) = 8 × 463 kJ = 3.704 kJ
   Total energi pembentukan = 4.344 + 3.704 = 8.048 kJ
   
   
4. Menghitung ΔH reaksi:
   ΔH = Σenergi pemutusan - Σenergi pembentukan
   = 6.516 kJ - 8.048 kJ = -1.532 kJ

Jawaban:

Perubahan entalpi pembakaran 1 mol propana:
C₃H₈(g) + 5 O₂(g) → 3 CO₂(g) + 4 H₂O(g)   ΔH = -1.532 kJ

Penjelasan:

• Tanda negatif menunjukkan reaksi eksoterm (melepas energi)
• Nilai ini mendekati nilai standar pembakaran propana (-2.220 kJ/mol)
• Perbedaan muncul karena:
  • Energi ikatan rata-rata yang digunakan
  • Asumsi semua zat dalam fase gas
  • Perbedaan kondisi standar

Catatan Penting:

• Struktur propana: C₃H₈ memiliki 2 ikatan C-C dan 8 ikatan C-H
• CO₂ memiliki 2 ikatan C=O per molekul (total 6 untuk 3 CO₂)
• H₂O memiliki 2 ikatan O-H per molekul (total 8 untuk 4 H₂O)
• Satuan harus konsisten (kJ dalam hal ini)

Verifikasi Perhitungan:

ΔH = [2(348) + 8(415) + 5(500)] - [6(724) + 8(463)]
= [696 + 3.320 + 2.500] - [4.344 + 3.704]
= 6.516 - 8.048 = -1.532 kJ

Soal 2.8.3

Entalpi pembentukan NH₃ adalah -46 kJ/mol. Jika energi ikatan H – H dan N – H masing-masing adalah 436 dan 391 kJ/mol, hitunglah energi ikatan N = N!

Penyelesaian Soal 2.8.3

Diketahui:

• ΔH_f NH₃ = -46 kJ/mol
• Energi ikatan H-H = 436 kJ/mol
• Energi ikatan N-H = 391 kJ/mol
• Reaksi pembentukan: ¹⁄₂ N₂(g) + ³⁄₂ H₂(g) → NH₃(g)

Langkah Penyelesaian:

1. Menulis persamaan termokimia pembentukan:
   ¹⁄₂ N₂(g) + ³⁄₂ H₂(g) → NH₃(g)   ΔH = -46 kJ
   
   
2. Menghitung energi ikatan yang terlibat:
   • Ikatan yang diputus:
   - ¹⁄₂ ikatan N≡N → ¹⁄₂E_N≡N
   - ³⁄₂ ikatan H-H → ³⁄₂ × 436 kJ = 654 kJ
   
   • Ikatan yang terbentuk:
   - 3 ikatan N-H → 3 × 391 kJ = 1.173 kJ
   
   
3. Menghubungkan dengan entalpi pembentukan:
   ΔH = ΣEnergi pemutusan - ΣEnergi pembentukan
   -46 kJ = (¹⁄₂E_N≡N + 654 kJ) - 1.173 kJ
   
   
4. Menyelesaikan persamaan untuk E_N≡N:
   -46 = ¹⁄₂E_N≡N + 654 - 1.173
   -46 = ¹⁄₂E_N≡N - 519
   ¹⁄₂E_N≡N = 473
   E_N≡N = 946 kJ/mol

Jawaban:

Energi ikatan N≡N adalah 946 kJ/mol

Penjelasan:

• Nilai ini mendekati nilai literatur untuk ikatan N≡N (941 kJ/mol)
• Ikatan N≡N sangat kuat, menjelaskan mengapa nitrogen gas (N₂) sangat stabil
• Proses pembentukan amonia memerlukan pemutusan ikatan N≡N yang kuat ini

Catatan Penting:

• Perhatikan koefisien dalam persamaan termokimia
• Ikatan rangkap tiga N≡N memiliki energi ikatan yang sangat tinggi
• Satuan harus konsisten (kJ/mol)
• Perhitungan ini mengasumsikan semua zat dalam fase gas

Verifikasi Perhitungan:

ΔH = (¹⁄₂×946 + ³⁄₂×436) - (3×391)
= (473 + 654) - 1.173
= 1.127 - 1.173 = -46 kJ (sesuai data soal)

Soal 2.8.4

Diketahui energi ikatan H – F, H – H, dan F – F berturut-turut adalah 563, 436, dan 160 kJ/mol. Hitunglah kalor yang diperlukan untuk menguraikan 10 gram HF menjadi unsur-unsurnya (A_r H = 1, dan F = 19)!

Penyelesaian Soal 2.8.4

Diketahui:

• Energi ikatan H-F = 563 kJ/mol
• Energi ikatan H-H = 436 kJ/mol
• Energi ikatan F-F = 160 kJ/mol
• Massa HF = 10 gram
• A_r H = 1, F = 19

Langkah Penyelesaian:

1. Menulis persamaan penguraian HF:
   2 HF(g) → H₂(g) + F₂(g)
   
   
2. Menghitung mM HF:
   mM = 1 + 19 = 20 g/mol
   
   
3. Menghitung mol HF:
   n = |massa/mM| = |10 g//20 g/mol| = 0,5 mol
   
   
4. Menghitung ΔH reaksi penguraian:
   • Ikatan yang diputus: 2 H-F = 2 × 563 kJ = 1.126 kJ
   • Ikatan yang terbentuk: 1 H-H + 1 F-F = 436 + 160 = 596 kJ
   ΔH = ΣEnergi pemutusan - ΣEnergi pembentukan
   ΔH = 1.126 kJ - 596 kJ = +530 kJ (untuk 2 mol HF)
   
   
5. Menghitung ΔH per mol HF:
   |ΔH//mol HF| = |+530 kJ//2 mol| = +265 kJ/mol
   
   
6. Menghitung kalor untuk 0,5 mol HF:
   Q = n × ΔH = 0,5 mol × 265 kJ/mol = +132,5 kJ

Jawaban:

Kalor yang diperlukan untuk menguraikan 10 gram HF menjadi unsur-unsurnya adalah +132,5 kJ

Penjelasan:

• Tanda positif menunjukkan reaksi endoterm (memerlukan energi)
• Penguraian HF membutuhkan energi karena ikatan H-F sangat kuat (563 kJ/mol)
• Energi yang diperlukan untuk memutus 2 ikatan H-F lebih besar dari energi yang dilepas saat pembentukan ikatan H-H dan F-F

Catatan Penting:

• Persamaan reaksi harus disetarakan terlebih dahulu
• Perhitungan dilakukan untuk 2 mol HF karena koefisien reaksi
• Satuan harus konsisten (gram → mol, kJ → J jika diperlukan)
• Nilai ini sesuai dengan sifat HF yang sulit terurai karena ikatannya yang kuat

Verifikasi Perhitungan:

Untuk 10 gram HF (0,5 mol):
Energi untuk memutus ikatan = 0,5 × 563 = 281,5 kJ
Energi dari pembentukan H₂ dan F₂ = 0,25 × (436 + 160) = 149 kJ
Energi netto = 281,5 - 149 = +132,5 kJ

Soal 2.8.5

Diketahui energi ikatan:

C–H = 415 kJ/mol

Cl–Cl = 243 kJ/mol

C–Cl = 338 kJ/mol

H–Cl = 432 kJ/mol

Tentukan ΔH reaksi C₂H₆ + Cl₂ ⟶ C₂H₅Cl + HCl!

Penyelesaian Soal 2.8.5

Diketahui energi ikatan:

• C-H = 415 kJ/mol
• Cl-Cl = 243 kJ/mol
• C-Cl = 338 kJ/mol
• H-Cl = 432 kJ/mol
• C-C = 348 kJ/mol (nilai standar yang diperlukan)

Langkah Penyelesaian:

1. Menyetarakan reaksi:
   C₂H₆(g) + Cl₂(g) → C₂H₅Cl(g) + HCl(g)
   
   
2. Menghitung energi ikatan yang diputus (reaktan):
   • 1 ikatan C-C = 348 kJ
   • 1 ikatan C-H (yang diputus) = 415 kJ
   • 1 ikatan Cl-Cl = 243 kJ
   Total energi pemutusan = 348 + 415 + 243 = 1.006 kJ
   
   
3. Menghitung energi ikatan yang terbentuk (produk):
   • 1 ikatan C-Cl = 338 kJ
   • 1 ikatan H-Cl = 432 kJ
   Total energi pembentukan = 338 + 432 = 770 kJ
   
   
4. Menghitung ΔH reaksi:
   ΔH = Σenergi pemutusan - Σenergi pembentukan
   = 1.006 kJ - 770 kJ = +236 kJ

Jawaban:

Perubahan entalpi reaksi:
C₂H₆(g) + Cl₂(g) → C₂H₅Cl(g) + HCl(g)   ΔH = +236 kJ

Penjelasan:

• Tanda positif menunjukkan reaksi endoterm (memerlukan energi)
• Reaksi klorinasi etana ini membutuhkan energi sebesar 236 kJ per mol
• Energi yang diperlukan untuk memutus ikatan lebih besar dari energi yang dilepas saat pembentukan ikatan baru
• Ikatan C-H yang kuat (415 kJ/mol) membutuhkan energi besar untuk diputus

Catatan Penting:

• Struktur C₂H₆ memiliki 1 ikatan C-C dan 6 ikatan C-H
• Hanya 1 ikatan C-H yang diputus dalam reaksi ini
• Ikatan C-C tetap utuh (tidak terputus)
• Semua zat dalam keadaan gas (g) untuk perhitungan energi ikatan

Verifikasi Perhitungan:

ΔH = (348 + 415 + 243) - (338 + 432)
= 1.006 - 770 = +236 kJ

Soal 2.8.6

Diketahui reaksi:

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

C(s) ⟶ C(g) ΔH = 715 kJ/mol

O₂(g) ⟶ 2 O(g) ΔH = 495 kJ/mol

Tentukan energi ikatan rata-rata C = O dalam CO₂!

Penyelesaian Soal 2.8.6

Diketahui:

• C(s) + O₂(g) → CO₂(g)   ΔH = -393,5 kJ/mol
• C(s) → C(g)   ΔH = +715 kJ/mol
• O₂(g) → 2 O(g)   ΔH = +495 kJ/mol

Langkah Penyelesaian:

1. Menentukan siklus Born-Haber untuk pembentukan CO₂:
   Kita perlu mengubah semua zat menjadi atom-atom gas
   
   
2. Menghitung entalpi atomisasi:
   • Atomisasi karbon: C(s) → C(g)   ΔH = +715 kJ
   • Atomisasi oksigen: ¹⁄₂O₂(g) → O(g)   ΔH = ¹⁄₂ × 495 = +247,5 kJ
   (karena CO₂ membutuhkan 2 atom O, kita kalikan 2)
   Total atomisasi = 715 + (2 × 247,5) = +1.210 kJ
   
   
3. Menghitung energi ikatan total dalam CO₂:
   ΔH pembentukan CO₂ = Σenergi atomisasi - Σenergi ikatan CO₂
   -393,5 kJ = +1.210 kJ - Σenergi ikatan CO₂
   Σenergi ikatan CO₂ = 1.210 + 393,5 = 1.603,5 kJ
   
   
4. Menghitung energi ikatan rata-rata C=O:
   CO₂ memiliki 2 ikatan C=O
   Energi ikatan rata-rata C=O = 1.603,5 kJ / 2 = 801,75 kJ/mol

Jawaban:

Energi ikatan rata-rata C=O dalam CO₂ adalah 801,75 kJ/mol

Penjelasan:

• Nilai ini mendekati nilai literatur untuk ikatan C=O dalam CO₂ (799 kJ/mol)
• Ikatan C=O dalam CO₂ sangat kuat karena resonansi struktur ikatan
• CO₂ memiliki 2 ikatan C=O yang setara (linear)

Catatan Penting:

• Perhitungan menggunakan siklus termokimia Born-Haber
• Semua zat harus dalam fase gas untuk perhitungan energi ikatan
• Satuan harus konsisten (kJ/mol)
• Ikatan rangkap C=O lebih kuat dari ikatan tunggal C-O

Verifikasi Perhitungan:

ΔH_f = ΔH_atomisasi - ΣEnergi ikatan
-393,5 = (715 + 495) - (2 × E_C=O)
-393,5 = 1.210 - 2E_C=O
2E_C=O = 1.603,5
E_C=O = 801,75 kJ/mol

Soal 2.8.7

Diketahui entalpi pembentukan H₂O = -242 kJ/mol, energi ikatan H – H = 436 kJ/mol, dan energi ikatan O = O adalah 495 kJ/mol. Tentukan besarnya energi ikatan rata-rata O – H dalam H₂O!

Penyelesaian Soal 2.8.7

Diketahui:

• ΔH_f H₂O(g) = -242 kJ/mol
• Energi ikatan H-H = 436 kJ/mol
• Energi ikatan O=O = 495 kJ/mol
• Reaksi pembentukan: H₂(g) + ¹⁄₂ O₂(g) → H₂O(g)

Langkah Penyelesaian:

1. Menghitung energi yang diperlukan untuk atomisasi reaktan:
   • Memutus 1 ikatan H-H = 436 kJ
   • Memutus ¹⁄₂ ikatan O=O = ¹⁄₂ × 495 kJ = 247,5 kJ
   Total energi pemutusan = 436 + 247,5 = 683,5 kJ
   
   
2. Menghubungkan dengan entalpi pembentukan:
   ΔH_f = ΣEnergi pemutusan - ΣEnergi pembentukan
   -242 kJ = 683,5 kJ - ΣEnergi ikatan O-H dalam H₂O
   
   
3. Menghitung total energi ikatan O-H:
   ΣEnergi ikatan O-H = 683,5 kJ - (-242 kJ) = 925,5 kJ
   
   
4. Menghitung energi ikatan rata-rata O-H:
   H₂O memiliki 2 ikatan O-H
   Energi ikatan rata-rata O-H = 925,5 kJ / 2 = 462,75 kJ/mol

Jawaban:

Energi ikatan rata-rata O-H dalam H₂O adalah 462,75 kJ/mol

Penjelasan:

• Nilai ini mendekati nilai literatur untuk ikatan O-H (463 kJ/mol)
• Ikatan O-H termasuk ikatan yang kuat karena elektronegativitas oksigen yang tinggi
• Air memiliki energi ikatan yang tinggi, menjelaskan kestabilannya

Catatan Penting:

• Perhitungan mengasumsikan semua zat dalam fase gas
• Satuan harus konsisten (kJ/mol)
• H₂O memiliki 2 ikatan O-H yang sama
• Nilai entalpi pembentukan yang digunakan adalah untuk H₂O(g)

Verifikasi Perhitungan:

ΔH_f = (E_H-H + ¹⁄₂E_O=O) - 2E_O-H
-242 = (436 + 247,5) - 2E_O-H
-242 = 683,5 - 2E_O-H
2E_O-H = 925,5
E_O-H = 462,75 kJ/mol

Soal 2.8.8

Diketahui entalpi pembentukan gas ClO = 75 kJ/mol, energi ikatan gas klorin = 242 kJ/mol, dan energi ikatan gas oksigen = 495 kJ/mol. Hitunglah besarnya energi ikatan rata-rata Cl–O!

Penyelesaian Soal 2.8.8

Diketahui:

• ΔH_f ClO(g) = +75 kJ/mol
• Energi ikatan Cl-Cl = 242 kJ/mol
• Energi ikatan O=O = 495 kJ/mol
• Reaksi pembentukan: ¹⁄₂ Cl₂(g) + ¹⁄₂ O₂(g) → ClO(g)

Langkah Penyelesaian:

1. Menghitung energi atomisasi reaktan:
   • Memutus ¹⁄₂ ikatan Cl-Cl = ¹⁄₂ × 242 kJ = 121 kJ
   • Memutus ¹⁄₂ ikatan O=O = ¹⁄₂ × 495 kJ = 247,5 kJ
   Total energi pemutusan = 121 + 247,5 = 368,5 kJ
   
   
2. Menghubungkan dengan entalpi pembentukan:
   ΔH_f = ΣEnergi pemutusan - ΣEnergi pembentukan
   +75 kJ = 368,5 kJ - E_Cl-O
   
   
3. Menghitung energi ikatan Cl-O:
   E_Cl-O = 368,5 kJ - 75 kJ = 293,5 kJ/mol

Jawaban:

Energi ikatan rata-rata Cl-O adalah 293,5 kJ/mol

Penjelasan:

• Nilai ini mendekati nilai literatur untuk ikatan Cl-O (269 kJ/mol)
• Perbedaan mungkin karena efek resonansi atau interaksi elektron tidak berpasangan
• Ikatan Cl-O lebih lemah dibanding ikatan O-H karena perbedaan elektronegativitas

Catatan Penting:

• Perhitungan mengasumsikan semua zat dalam fase gas
• Satuan harus konsisten (kJ/mol)
• ClO hanya memiliki 1 ikatan Cl-O
• Nilai entalpi pembentukan positif menunjukkan proses endoterm

Verifikasi Perhitungan:

ΔH_f = (¹⁄₂E_Cl-Cl + ¹⁄₂E_O=O) - E_Cl-O
75 = (121 + 247,5) - E_Cl-O
75 = 368,5 - E_Cl-O
E_Cl-O = 293,5 kJ/mol

Today 19-08-2025 you use ruffle!

Today 03-09-2025 you use ruffle!

Today 04-09-2025 you use ruffle!