Termokimia-2025, Soal dan Pembahasannya Bagian-3

Berikut ini pembahasan soal uraian pokok bahasan Termokimia Kimia Kelas-11 . Sumber soal Buku Sekolah Elektronik (BSE) Kimia 2 Untuk SMA/MA Kelas XI oleh Budi Utami dkk, diterbitkan oleh Pusat Perbukuan Depdiknas 2009 pada halaman 74-75.

Soal-1
Tulislah persamaan termokimia dari:
a. $\Delta H^o_f$ CO₂(g) = +394 kJ/mol
b. penguraian N₂H₄ jika $\Delta H^o_f$ N₂H₄(l) = +121 kJ/mol
c. $\Delta H^o_f$ KMnO₄(s) = +171 kJ/mol
d. $\Delta H^o_c$ C₃H₈(g) = -1.020 kJ/mol

Penyelesaian Soal-1

Berikut adalah persamaan termokimia berdasarkan data yang diberikan. Persamaan termokimia ditulis untuk 1 mol senyawa dengan mencantumkan nilai entalpi dan fasa zat.

a. Persamaan termokimia untuk $\Delta H^o_f$ CO₂(g) = +394 kJ/mol

Entalpi pembentukan ($\Delta H^o_f$) adalah panas yang diserap atau dilepaskan saat 1 mol senyawa terbentuk dari unsur-unsurnya dalam keadaan standar. Untuk CO₂(g):

C(s) + O₂(g) → CO₂(g)     $\Delta H^o_f$ = +394 kJ/mol

b. Persamaan termokimia untuk penguraian N₂H₄ dengan $\Delta H^o_f$ N₂H₄(l) = +121 kJ/mol

Penguraian N₂H₄(l) adalah kebalikan dari pembentukannya. Persamaan pembentukan N₂H₄(l):

N₂(g) + 2H₂(g) → N₂H₄(l)     $\Delta H^o_f$ = +121 kJ/mol

Untuk penguraian 1 mol N₂H₄(l):

N₂H₄(l) → N₂(g) + 2H₂(g)     $\Delta H^o_d$ = -121 kJ/mol

(Tanda ΔH berubah karena reaksi penguraian adalah kebalikan dari pembentukan.)

c. Persamaan termokimia untuk $\Delta H^o_f$ KMnO₄(s) = +171 kJ/mol

Entalpi pembentukan KMnO₄(s) adalah panas saat 1 mol KMnO₄(s) terbentuk dari unsur-unsurnya dalam keadaan standar. Unsur-unsur penyusunnya adalah K(s), Mn(s), dan O₂(g):

K(s) + Mn(s) + 2O₂(g) → KMnO₄(s)     $\Delta H^o_f$ = +171 kJ/mol

d. Persamaan termokimia untuk $\Delta H^o_c$ C₃H₈(g) = -1.020 kJ/mol

Entalpi pembakaran ($\Delta H^o_c$) adalah panas yang dilepaskan saat 1 mol senyawa terbakar sempurna dengan oksigen. Untuk C₃H₈(g):

C₃H₈(g) + 5O₂(g) → 3CO₂(g) + 4H₂O(l)     $\Delta H^o_c$ = -1.020 kJ/mol

(Produk pembakaran sempurna hidrokarbon adalah CO₂(g) dan H₂O(l) dalam keadaan standar.)

Soal-2
Diketahui $\Delta H^o_f$ H₂CO₃(aq) = -699,65 kJ/mol. Hitunglah besarnya perubahan entalpi pada penguraian 496 gram H₂CO₃ (A_r H = 1, C = 12, O = 16) dan tulisakan persamaan termokimia peruraian H₂CO₃!

Penyelesaian Soal-2

Diketahui:

• $\Delta H^o_f$ H₂CO₃(aq) = -699,65 kJ/mol
• Massa H₂CO₃ = 496 gram
• Massa atom relatif (A_r): H = 1, C = 12, O = 16

Langkah 1: Tulis persamaan termokimia penguraian H₂CO₃

Penguraian H₂CO₃(aq) adalah kebalikan dari pembentukannya. Persamaan pembentukan H₂CO₃(aq) dari unsur-unsurnya dalam keadaan standar adalah:

C(s) + H₂(g) + 3/2 O₂(g) → H₂CO₃(aq)     ΔH^o_f = -699,65 kJ/mol

Untuk penguraian 1 mol H₂CO₃(aq):

H₂CO₃(aq) → C(s) + H₂(g) + 3/2 O₂(g)     ΔH^o = +699,65 kJ/mol

(Tanda ΔH berubah karena penguraian adalah kebalikan dari pembentukan.)

Langkah 2: Hitung jumlah mol H₂CO₃

Massa molar (mM) H₂CO₃:

mM = (2 × 1) + (1 × 12) + (3 × 16) = 2 + 12 + 48 = 62 g/mol

Jumlah mol H₂CO₃:

n = |massa//mM| = |496 g//62 g/mol| = 8 mol

Langkah 3: Hitung perubahan entalpi (ΔH) penguraian

Untuk penguraian 1 mol H₂CO₃, ΔH = +699,65 kJ/mol. Untuk 8 mol:

ΔH = 8 mol × (+699,65 kJ/mol) = +5.597,2 kJ

Jawaban Akhir:

1. Persamaan termokimia:
   H₂CO₃(aq) → C(s) + H₂(g) + 3/2 O₂(g)     ΔH^o = +699,65 kJ/mol
2. Perubahan entalpi untuk 496 gram H₂CO₃:
   ΔH = +5.597,2 kJ

Soal-3
Pada reaksi pembakaran bahan bakar bensin sesuai reaksi:
2 C₈H₁₈(l) + 25 O₂(g) → 16 CO₂(g) + 18 H₂O(l) ΔH = -5.848,8 kJ/mol
Hitunglah besarnya kalor yang dibebaskan pada pembakaran 40 liter bensin (pada keadaan standar)!

Penyelesaian Soal-3

Diketahui:

• Reaksi pembakaran:
  2 C₈H₁₈(l) + 25 O₂(g) → 16 CO₂(g) + 18 H₂O(l)     ΔH = -5.848,8 kJ/mol
• Volume bensin (C₈H₁₈) = 40 liter pada keadaan standar
• Massa molar (mM) C₈H₁₈ = (8 × 12) + (18 × 1) = 96 + 18 = 114 g/mol

Langkah 1: Hitung jumlah mol C₈H₁₈

Mungkin soal menganggap bahwa "40 liter" adalah volume uap bensin (C8H18) pada keadaan standar (STP, 0°C, 1 atm), bukan cairan. Kita ikuti asumsi ini.

Jika demikian, pada STP, 1 mol gas = 22,4 L.
Jadi, mol C8H18 = |40 L//22,4 L/mol| = 1,7857 mol.

Dari reaksi ΔH = -5.848,8 kJ untuk 2 mol C8H18.
Jadi untuk 1 mol C8H18, ΔH = -5.848,8 / 2 = -2.924,4 kJ.

Langkah 2: Hitung kalor yang dibebaskan untuk 1,7857 mol

Kalor yang dibebaskan = 1,7857 mol × 2.924,4 kJ/mol = 5.222,14 kJ.

Jawaban Akhir:

Besarnya kalor yang dibebaskan pada pembakaran 40 liter bensin adalah 5.222,14 kJ.

Soal-4
Ke dalam 50 mL larutan HCl 1 M ditambahkan 50 mL NaOH 1 M pada kalorimeter dari gelas plastik. Suhu naik dari 22 °C menjadi 29 °C (kalor jenis larutan = 4,2 J g^-1 K^-1). Jika kapasitas panas wadah diabaikan, maka hitunglah besarnya ΔH pada reaksi:
HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H₂O(l)

Penyelesaian Soal-4

Diketahui:

• Volume larutan HCl = 50 mL, konsentrasi = 1 M
• Volume larutan NaOH = 50 mL, konsentrasi = 1 M
• Kenaikan suhu: dari 22 °C menjadi 29 °C, sehingga ΔT = 29 - 22 = 7 °C (atau 7 K)
• Kalor jenis larutan = 4,2 J g^-1 K^-1
• Kapasitas panas wadah diabaikan
• Massa jenis larutan dianggap ≈ 1 g/mL (nilai standar untuk larutan encer)
• Reaksi: HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H₂O(l)

Langkah 1: Hitung jumlah mol HCl dan NaOH

Jumlah mol HCl = konsentrasi × volume
Jumlah mol HCl = 1 mol/L × 0,05 L = 0,05 mol

Jumlah mol NaOH = konsentrasi × volume
Jumlah mol NaOH = 1 mol/L × 0,05 L = 0,05 mol

Reaksi berlangsung dengan perbandingan 1:1, sehingga mol HCl = mol NaOH = 0,05 mol, dan reaksi lengkap (tidak ada pereaksi sisa).

Langkah 2: Hitung kalor yang diserap larutan (Q)

Total volume larutan = 50 mL + 50 mL = 100 mL

Massa larutan = volume × massa jenis = 100 mL × 1 g/mL = 100 g

Kalor yang diserap larutan dihitung dengan rumus:

Q = m × c × ΔT
Q = 100 g × 4,2 J g^-1 K^-1 × 7 K 
Q =  2.940 J = 2,94 kJ

Langkah 3: Hitung ΔH reaksi

Kalor yang diserap larutan (Q) sama dengan kalor yang dilepaskan reaksi, tetapi dengan tanda berlawanan karena reaksi eksotermik (suhu naik).
Jadi, Q_reaksi = -Q_larutan = -2,94 kJ.

ΔH reaksi untuk 0,05 mol HCl (atau NaOH) adalah -2,94 kJ. Untuk 1 mol (standar termokimia):

ΔH = |Q_reaksi//jumlah mol| = |-2,94 kJ//0,05 mol| = -58,8 kJ/mol

Jawaban Akhir:

Besarnya perubahan entalpi (ΔH) untuk reaksi:

HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H₂O(l)     ΔH = -58,8 kJ/mol

Soal-5
Sebanyak 5 gram kristal KOH dilarutkan dalam 145 gram air. Setelah kristal KOH larut, ternyata suhu kalorimeter naik dari 25,5 °C menjadi 37,5 °C (A_r K = 39, O = 16, dan H = 1). Kalor jenis larutan = 4,2 J g^-1 K^-1. Jika kapasitas panas wadah diabaikan, tentukan perubahan entalpi pelarutan KOH dalam air!

Penyelesaian Soal-5

Diketahui:

• Massa KOH = 5 gram
• Massa air = 145 gram
• Kenaikan suhu: dari 25,5 °C menjadi 37,5 °C, sehingga ΔT = 37,5 - 25,5 = 12 °C (atau 12 K)
• Massa atom relatif (A_r): K = 39, O = 16, H = 1
• Kalor jenis larutan = 4,2 J g^-1 K^-1
• Kapasitas panas wadah diabaikan
• Massa jenis larutan dianggap ≈ 1 g/mL (standar untuk larutan encer)

Langkah 1: Hitung jumlah mol KOH

Massa molar (mM) KOH:

mM = 39 + 16 + 1 = 56 g/mol

Jumlah mol KOH:

n = |massa//mM| = |5 g//56 g/mol| ≈ 0,08929 mol

Langkah 2: Hitung kalor yang diserap larutan (Q)

Total massa larutan = massa KOH + massa air = 5 g + 145 g = 150 g

Kalor yang diserap larutan dihitung dengan rumus:

Q = m × c × ΔT

Q = 150 g × 4,2 J g^-1 K^-1 × 12 K = 7.560 J = 7,56 kJ

Langkah 3: Hitung ΔH pelarutan KOH

Kalor yang diserap larutan (Q) sama dengan kalor yang dilepaskan oleh proses pelarutan, tetapi dengan tanda berlawanan karena reaksi eksotermik (suhu naik). Jadi, Q_reaksi = -Q_larutan = -7,56 kJ.

ΔH pelarutan untuk 0,08929 mol KOH adalah -7,56 kJ. Untuk 1 mol (standar termokimia):

ΔH = |Q_reaksi//jumlah mol| = |-7,56 kJ//0,08929 mol| ≈ -84,66 kJ/mol

Jawaban Akhir:

Perubahan entalpi pelarutan KOH dalam air adalah:

ΔH = -84,66 kJ/mol

Soal-6
Diketahui:
$\Delta H^o_f$ C₂H₂(g) = +227 kJ/mol
$\Delta H^o_f$ CO₂(g) = -394 kJ/mol
$\Delta H^o_f$ H₂O(l) = -286 kJ/mol
Hitunglah besarnya perubahan entalpi pada pembakaran 1.000 kg gas asetilena (A_r C = 12 dan H = 1) sesuai reaksi:
C₂H₂(g) + O₂(g) → CO₂(g) + H₂O(l) (belum setara)

Penyelesaian Soal-6

Diketahui:

• $\Delta H^o_f$ C₂H₂(g) = +227 kJ/mol 
• $\Delta H^o_f$ CO₂(g) = -394 kJ/mol
• $\Delta H^o_f$ H₂O(l) = -286 kJ/mol
• Massa asetilena (C₂H₂) = 1.000 kg = 1.000.000 g
• Massa atom relatif (A_r): C = 12, H = 1
• Reaksi pembakaran (belum setara): C₂H₂(g) + O₂(g) → CO₂(g) + H₂O(l)

Langkah 1: Setarakan persamaan reaksi

Reaksi pembakaran asetilena (C₂H₂):

C₂H₂(g) + 5/2 O₂(g) → 2 CO₂(g) + H₂O(l)

Persamaan ini setara untuk 1 mol C₂H₂, menghasilkan 2 mol CO₂ dan 1 mol H₂O.

Langkah 2: Hitung jumlah mol C₂H₂

Massa molar (mM) C₂H₂:

mM = (2 × 12) + (2 × 1) = 24 + 2 = 26 g/mol

Jumlah mol C₂H₂:

n = |massa//mM| = |1.000.000 g//26 g/mol| ≈ 38.461,538 mol

Langkah 3: Hitung ΔH reaksi menggunakan Hukum Hess

Rumus: ΔH^o_reaksi = Σ ($\Delta H^o_f$ produk) - Σ ($\Delta H^o_f$ reaktan)

Produk:

• 2 mol CO₂: 2 × (-394) = -788 kJ
• 1 mol H₂O(l): 1 × (-286) = -286 kJ
• Total produk = -788 + (-286) = -1.074 kJ

Reaktan:

• 1 mol C₂H₂: 1 × (+227) = +227 kJ
• 5/2 mol O₂: 5/2 × 0 = 0 kJ (unsur bebas)
• Total reaktan = +227 kJ

ΔH^o_reaksi = (-1.074) - (+227) = -1.301 kJ/mol

Langkah 4: Hitung ΔH untuk 1.000 kg C₂H₂

Untuk 38.461,538 mol C₂H₂:

ΔH = n × ΔH^o_reaksi = 38.461,538 mol × (-1.301 kJ/mol) ≈ -50.038.461,5 kJ

Besarnya kalor yang dibebaskan (nilai absolut): ≈ 50.038.461,5 kJ

Jawaban Akhir:

Perubahan entalpi pada pembakaran 1.000 kg gas asetilena adalah:

ΔH ≈ -50.038.461,5 kJ

Soal-7
Diketahui:
ΔH_pembakaran C₂H₅OH = -1.368 kJ/mol
$\Delta H^o_f$ CO₂(g) = -394 kJ/mol
$\Delta H^o_f$ H₂O(l) = -286 kJ/mol
Hitunglah besarnya kalor pembentukan C₂H₅OH!

Penyelesaian Soal-7

Diketahui:

• ΔH_pembakaran C₂H₅OH = -1.368 kJ/mol
• $\Delta H^o_f$ CO₂(g) = -394 kJ/mol
• $\Delta H^o_f$ H₂O(l) = -286 kJ/mol

Langkah 1: Tulis dan setarakan persamaan pembakaran C₂H₅OH

Reaksi pembakaran etanol (C₂H₅OH):

C₂H₅OH(l) + 3 O₂(g) → 2 CO₂(g) + 3 H₂O(l)     ΔH = -1.368 kJ/mol

Langkah 2: Gunakan Hukum Hess untuk menghitung ΔH^o_f C₂H₅OH

Rumus Hukum Hess:

ΔH^o_reaksi = Σ ($\Delta H^o_f$ produk) - Σ ($\Delta H^o_f$ reaktan)

Substitusi data untuk reaksi pembakaran:

• Produk:
• 2 mol CO₂: 2 × (-394) = -788 kJ
• 3 mol H₂O(l): 3 × (-286) = -858 kJ
• Total produk = -788 + (-858) = -1.646 kJ
• Reaktan:
• 1 mol C₂H₅OH: ΔH^o_f (C₂H₅OH) = x kJ/mol
• 3 mol O₂: 3 × 0 = 0 kJ (unsur bebas)
• Total reaktan = x kJ

ΔH^o_reaksi = -1.368 kJ/mol, sehingga:

-1.368 = (-1.646) - (x)

x = -1.646 + -1.368 = -278 kJ/mol

Langkah 3: Hitung ΔH^o_f C₂H₅OH

-x = -1.646 + 1.368

x = -278 kJ/mol

Jadi, $\Delta H^o_f$ C₂H₅OH = -278 kJ/mol

Jawaban Akhir:

Kalor pembentukan ($\Delta H^o_f$) C₂H₅OH adalah:

-278 kJ/mol

Soal-8
Diketahui reaksi:
CaCO₃(s) → CaO(s) + CO₂(g) ΔH = +130 kJ
3 CaO(s) + 2 H₃PO₄(l) → Ca₃(PO₄)₂(s) + 3 H₂O(l) ΔH = -512 kJ
Hitunglah besarnya ΔH pada reaksi:
CaCO₃(s) + 2 H₃PO₄(l) → Ca₃(PO₄)₂(s) + 3 H₂O(l) + 3 CO₂(g)

Penyelesaian Soal-8

Diketahui:

• Reaksi 1: CaCO₃(s) → CaO(s) + CO₂(g)     ΔH = +130 kJ
• Reaksi 2: 3 CaO(s) + 2 H₃PO₄(l) → Ca₃(PO₄)₂(s) + 3 H₂O(l)     ΔH = -512 kJ
• Reaksi yang diminta: CaCO₃(s) + 2 H₃PO₄(l) → Ca₃(PO₄)₂(s) + 3 H₂O(l) + 3 CO₂(g)

Langkah 1: Analisis reaksi

Reaksi yang diminta memiliki 1 mol CaCO₃ sebagai reaktan, tetapi menghasilkan Ca₃(PO₄)₂, yang membutuhkan 3 mol Ca. Oleh karena itu, reaksi yang diminta sepertinya tidak setara secara stoikiometri untuk 1 mol CaCO₃. Untuk memperbaiki, kita asumsikan reaksi yang benar adalah:

3 CaCO₃(s) + 2 H₃PO₄(l) → Ca₃(PO₄)₂(s) + 3 H₂O(l) + 3 CO₂(g)

Karena Ca₃(PO₄)₂ membutuhkan 3 atom Ca, maka diperlukan 3 mol CaCO₃.

Langkah 2: Gunakan Hukum Hess

Reaksi yang diminta dapat diperoleh dengan menggabungkan reaksi 1 dan reaksi 2:

• Reaksi 1 (dikalikan 3 untuk mendapatkan 3 mol CaO dan 3 mol CO₂):

3 CaCO₃(s) → 3 CaO(s) + 3 CO₂(g)     ΔH = 3 × (+130 kJ) = +390 kJ

• Reaksi 2 (tetap):

3 CaO(s) + 2 H₃PO₄(l) → Ca₃(PO₄)₂(s) + 3 H₂O(l)     ΔH = -512 kJ

Menjumlahkan kedua reaksi:

(3 CaCO₃(s) → 3 CaO(s) + 3 CO₂(g))
 +
(3 CaO(s) + 2 H₃PO₄(l) → Ca₃(PO₄)₂(s) + 3 H₂O(l))

Hasil: 3 CaCO₃(s) + 2 H₃PO₄(l) → Ca₃(PO₄)₂(s) + 3 H₂O(l) + 3 CO₂(g)

Langkah 3: Hitung ΔH reaksi

ΔH total = ΔH reaksi 1 (setelah dikalikan 3) + ΔH reaksi 2

ΔH = +390 kJ + (-512 kJ) = -122 kJ

Jawaban Akhir:

Besarnya perubahan entalpi (ΔH) untuk reaksi:

3 CaCO₃(s) + 2 H₃PO₄(l) → Ca₃(PO₄)₂(s) + 3 H₂O(l) + 3 CO₂(g)     ΔH = -122 kJ

Soal-9
Diketahui reaksi:
2 CO(g) + O₂(g) → 2 CO₂(g) ΔH = -516 kJ
4 MnO(s) + O₂(g) → 2 Mn₂O₃(s) ΔH = -312 kJ
Hitunglah besarnya ΔH pada reaksi:
Mn₂O₃(s) + CO(g) → 2 MnO(s) + CO₂(g)

Penyelesaian Soal-9

Diketahui:

• Reaksi 1: 2 CO(g) + O₂(g) → 2 CO₂(g)     ΔH = -516 kJ
• Reaksi 2: 4 MnO(s) + O₂(g) → 2 Mn₂O₃(s)     ΔH = -312 kJ
• Reaksi yang diminta: Mn₂O₃(s) + CO(g) → 2 MnO(s) + CO₂(g)

Langkah 1: Analisis reaksi

Untuk mendapatkan reaksi yang diminta, kita perlu memanipulasi reaksi 1 dan reaksi 2 menggunakan Hukum Hess sehingga menghasilkan:

Mn₂O₃(s) + CO(g) → 2 MnO(s) + CO₂(g)

Langkah 2: Manipulasi reaksi

• Reaksi 1: 2 CO(g) + O₂(g) → 2 CO₂(g)     ΔH = -516 kJ

Ambil 1/2 dari reaksi 1 untuk mendapatkan 1 mol CO dan 1 mol CO₂:

CO(g) + 1/2 O₂(g) → CO₂(g)     ΔH = -516 kJ / 2 = -258 kJ

• Reaksi 2: 4 MnO(s) + O₂(g) → 2 Mn₂O₃(s)     ΔH = -312 kJ

Balikkan reaksi 2 untuk mendapatkan Mn₂O₃ sebagai reaktan dan 2 MnO sebagai produk, lalu ambil 1/2 untuk mendapatkan 1 mol Mn₂O₃ dan 2 mol MnO:

Mn₂O₃(s) → 2 MnO(s) + 1/2 O₂(g)     ΔH = +312 kJ / 2 = +156 kJ

Langkah 3: Gabungkan reaksi

Menjumlahkan kedua reaksi yang telah dimodifikasi:

(1) CO(g) + 1/2 O₂(g) → CO₂(g)     ΔH = -258 kJ

(2) Mn₂O₃(s) → 2 MnO(s) + 1/2 O₂(g)     ΔH = +156 kJ

Hasil: Mn₂O₃(s) + CO(g) → 2 MnO(s) + CO₂(g)

(1/2 O₂ dari kedua reaksi saling meniadakan.)

Langkah 4: Hitung ΔH reaksi

ΔH total = ΔH reaksi 1 (modifikasi) + ΔH reaksi 2 (modifikasi)

ΔH = -258 kJ + 156 kJ = -102 kJ

Jawaban Akhir:

Besarnya perubahan entalpi (ΔH) untuk reaksi:

Mn₂O₃(s) + CO(g) → 2 MnO(s) + CO₂(g)     ΔH = -102 kJ

Soal-10
Diketahui:
$\Delta H^o_f$ C₂H₆(g) = -85 kJ/mol
$\Delta H^o_f$ C(g) = +715 kJ/mol
$\Delta H^o_f$ H(g) = +218 kJ/mol
energi ikatan C - C = 348 kJ/mol
Hitunglah energi ikatan C - H dalam etana (C₂H₆) pada reaksi:
C₂H₆(g) → 2 C(g) + 6 H(g)

Penyelesaian Soal-10

Diketahui:

• $\Delta H^o_f$ C₂H₆(g) = -85 kJ/mol
• $\Delta H^o_f$ C(g) = +715 kJ/mol
• $\Delta H^o_f$ H(g) = +218 kJ/mol
• Energi ikatan C–C = 348 kJ/mol
• Reaksi: C₂H₆(g) → 2 C(g) + 6 H(g)

Langkah 1: Hitung ΔH reaksi menggunakan Hukum Hess

Rumus: ΔH^o_reaksi = Σ ($\Delta H^o_f$ produk) - Σ ($\Delta H^o_f$ reaktan)

Produk:

• 2 mol C(g): 2 × (+715) = +1.430 kJ
• 6 mol H(g): 6 × (+218) = +1.308 kJ
• Total produk = 1.430 + 1.308 = +2.738 kJ

Reaktan:

• 1 mol C₂H₆(g): 1 × (-85) = -85 kJ

ΔH^o_reaksi = 2.738 - (-85) = 2.738 + 85 = +2.823 kJ = 2.823 kJ/mol

Langkah 2: Hubungkan ΔH reaksi dengan energi ikatan

Reaksi C₂H₆(g) → 2 C(g) + 6 H(g) adalah penguraian etana menjadi atom-atomnya, sehingga ΔH reaksi adalah jumlah energi ikatan yang diputus dalam 1 mol C₂H₆.

Etan (C₂H₆) memiliki:

• 1 ikatan C–C
• 6 ikatan C–H

Total energi ikatan yang diputus:

ΔH^o_reaksi = (1 × energi ikatan C–C) + (6 × energi ikatan C–H)

2.823 kJ = (1 × 348) + (6 × energi ikatan C–H)

2.823 = 348 + 6 × energi ikatan C–H

6 × energi ikatan C–H = 2.823 - 348 = 2.475 kJ

Energi ikatan C–H = 2.475 / 6 = 412,5 kJ/mol

Jawaban Akhir:

Energi ikatan C–H dalam etana (C₂H₆) adalah:

412,5 kJ/mol

Soal-11
Diketahui energi ikatan:
C - C = 348 kJ/mol
H - H = 436 kJ/mol
C - H = 415 kJ/mol
C - O = 356 kJ/mol
C - O = 724 kJ/mol
O - H = 463 kJ/mol
Hitunglah besarnya ΔH pada reaksi:

Penyelesaian Soal-11

Diketahui:

• Energi ikatan:
• C–C = 348 kJ/mol
• H–H = 436 kJ/mol
• C–H = 415 kJ/mol
• C–O (ikatan tunggal) = 356 kJ/mol
• C=O (ikatan ganda) = 724 kJ/mol
• O–H = 463 kJ/mol
• Reaksi: CH₃CH₂CH₂CHO + H₂ → CH₃CH₂CH₂CH₂OH

Langkah 1: Identifikasi ikatan yang diputus dan terbentuk

Reaksi ini adalah hidrogenasi aldehida (butanal, CH₃CH₂CH₂CHO) menjadi alkohol (butanol, CH₃CH₂CH₂CH₂OH). Kita perlu mengidentifikasi ikatan yang diputus dan terbentuk:

Struktur molekul:

• Butanal (CH₃CH₂CH₂CHO): Memiliki 3 ikatan C–C, 7 ikatan C–H (3 dari CH₃, 2 dari CH₂, 2 dari CH₂CHO), 1 ikatan C=O (ganda).
  
  
• H₂: Memiliki 1 ikatan H–H.
  
  
• Butanol (CH₃CH₂CH₂CH₂OH): Memiliki 3 ikatan C–C, 9 ikatan C–H (3 dari CH₃, 2 dari masing-masing CH₂, 2 dari CH₂OH), 1 ikatan C–O (tunggal), 1 ikatan O–H.

Ikatan yang diputus:

• 1 ikatan C=O (ganda) pada butanal.
• 1 ikatan H–H pada H₂.

Ikatan yang terbentuk:

• 1 ikatan C–O (tunggal) pada butanol.
• 1 ikatan O–H pada butanol.
• 1 ikatan C–H pada butanol.

Langkah 2: Hitung energi ikatan

Energi ikatan yang diputus:

• 1 × C=O = 724 kJ/mol
• 1 × H–H = 436 kJ/mol
• Total diputus = 724 + 436 = 1.160 kJ/mol

Energi ikatan yang terbentuk:

• 1 × C–O = 356 kJ/mol
• 1 × O–H = 463 kJ/mol
• 1 × C–H = 415 kJ/mol
• Total terbentuk = 356 + 463 + 415 = 1.234 kJ/mol

Langkah 3: Hitung ΔH reaksi

Rumus: ΔH = Σ (energi ikatan yang diputus) - Σ (energi ikatan yang terbentuk)

ΔH = 1.160 kJ/mol - 1.234 kJ/mol = -74 kJ/mol

Jawaban Akhir:

Besarnya perubahan entalpi (ΔH) untuk reaksi:

CH₃CH₂CH₂CHO + H₂ → CH₃CH₂CH₂CH₂OH     ΔH = -74 kJ/mol

Soal-12
Diketahui:
$\Delta H^o_f$ CH₄(g) = -75 kJ/mol
kalor penguapan C(s) = +714 kJ/mol
energi ikatan H = +437 kJ/mol
Hitunglah besarnya energi ikatan rata-rata C - H pada reaksi:
CH₄(g) → C(s) + 4 H(g)

Penyelesaian Soal-12

Diketahui:

• $\Delta H^o_f$ CH₄(g) = -75 kJ/mol
• Kalor penguapan C(s) = +714 kJ/mol (ini adalah $\Delta H^o_f$ C(g), karena mengubah C(s) menjadi C(g))
• Energi ikatan H–H = 437 kJ/mol, sehingga $\Delta H^o_f$ H(g) = 1/2 × 437 = 218,5 kJ/mol
• Reaksi: CH₄(g) → C(s) + 4 H(g)

Langkah 1: Hitung ΔH reaksi menggunakan Hukum Hess

Rumus: ΔH^o_reaksi = Σ ($\Delta H^o_f$ produk) - Σ ($\Delta H^o_f$ reaktan)

Produk:

• 1 mol C(s): $\Delta H^o_f$ C(s) = 0 kJ/mol (unsur dalam keadaan standar)
• 4 mol H(g): 4 × 218,5 = 874 kJ
• Total produk = 0 + 874 = 874 kJ

Reaktan:

• 1 mol CH₄(g): $\Delta H^o_f$ = -75 kJ/mol

ΔH^o_reaksi = 874 - (-75) = 874 + 75 = 949 kJ/mol

Langkah 2: Hubungkan ΔH reaksi dengan energi ikatan C–H

Reaksi CH₄(g) → C(s) + 4 H(g) menguraikan metana menjadi atom C(s) dan 4 atom H(g). Namun, untuk menghitung energi ikatan C–H, kita perlu atom C dalam fase gas (C(g)), bukan C(s), karena energi ikatan dihitung berdasarkan penguraian menjadi atom-atom gas:

CH₄(g) → C(g) + 4 H(g)

Untuk menyesuaikan, tambahkan kalor penguapan C(s) → C(g):

C(s) → C(g)     ΔH = +714 kJ/mol

Maka, ΔH untuk CH₄(g) → C(g) + 4 H(g):

ΔH = 949 + 714 = 1.663 kJ/mol

Langkah 3: Hitung energi ikatan rata-rata C–H

Metana (CH₄) memiliki 4 ikatan C–H. Energi ikatan total untuk memutus 4 ikatan C–H adalah ΔH reaksi:

4 × energi ikatan C–H = 1.663 kJ/mol

Energi ikatan rata-rata C–H = 1.663 / 4 = 415,75 kJ/mol

Jawaban Akhir:

Energi ikatan rata-rata C–H dalam metana (CH₄) adalah:

415,75 kJ/mol

Soal-13
Diketahui:
$\Delta H^o_f$ C₂H₄(g) = +52 kJ/mol
$\Delta H^o_f$ C₂H₆(g) = -85 kJ/mol
Hitunglah besarnya ΔH pada reaksi:
C₂H₄(g) + H₂(g) → C₂H₆(g)

Penyelesaian Soal-13

Diketahui:

• $\Delta H^o_f$ C₂H₄(g) = +52 kJ/mol
• $\Delta H^o_f$ C₂H₆(g) = -85 kJ/mol
• $\Delta H^o_f$ H₂(g) = 0 kJ/mol (unsur bebas dalam keadaan standar)
• Reaksi: C₂H₄(g) + H₂(g) → C₂H₆(g)

Langkah 1: Gunakan Hukum Hess untuk menghitung ΔH reaksi

Rumus: ΔH^o_reaksi = Σ ($\Delta H^o_f$ produk) - Σ ($\Delta H^o_f$ reaktan)

Produk:

• 1 mol C₂H₆(g): $\Delta H^o_f$ = -85 kJ/mol
• Total produk = -85 kJ

Reaktan:

• 1 mol C₂H₄(g): $\Delta H^o_f$ = +52 kJ/mol
• 1 mol H₂(g): $\Delta H^o_f$ = 0 kJ/mol
• Total reaktan = +52 + 0 = +52 kJ

ΔH^o_reaksi = (-85) - (+52) = -85 - 52 = -137 kJ/mol

Jawaban Akhir:

Besarnya perubahan entalpi (ΔH) untuk reaksi:

C₂H₄(g) + H₂(g) → C₂H₆(g)     ΔH = -137 kJ/mol