Percobaan Termokimia

Read More

Materi Termokimia

                                                    TERMOKIMIA

A.  Pengertian Termokimia

   Termokimia adalah cabang ilmu kimia yang mempelajari tentang kalor reaksi, yaitu pengukuran kalor yang menyertai reaksi kimia. Karena dalam sebagian besar reaksi kimia selalu disertai dengan perubahan energi yang berwujud perubahan kalor, baik kalor yang di lepaskan maupun di serap. Kalor merupakan salah satu bentuk energi. James Prescott joule (1818-1889) merupakan asaz kekekalan energi. “Energi tidak dapat di ciptakan maupun di musnahkan, tetapi dapat di ubah dari bentuk energi yang satu menjadi bentuk yang lain.

Jadi, energi yang menyertai suatu reaksi kimia, ataupun proses fisika hanya merupakan perpindahan atau perubahan bentuk energi.

Untuk mempelajari perubahan kalor dari suatu proses perlu dikaji  beberapa hal yang berhubungan dengan:

·         Energi yang di miliki oleh suatu zat.

·         Energi tersebut berubah

·         Mengukur perubahan energi tersebut.

·         Bagaimana hubungan energi dengan struktur zat

·         karena entalpi reaksi juga bergantung pada wujud zat harus dinyatakan, yaitu dengan membubuhkan indeks s untuk zat padat.

B.   Persamaan Termokimia

                  Persamaan reaksi yang mengikutsertakan perubahan entalpinya disebut persamaan termokimia. Nilai ΔH yang dituliskan pada persamaan termokimia disesuaikan dengan stokiometri reaksi. Artinya jumlah mol zat yang terlibat dalam reaksi sama dengan koefisien reaksinya.Oleh karena entalpi reaksi juga bergantung pada wujud zat harus dinyatakan, yaitu dengan membubuhkan indeks s untuk zat padat.

C.   Entalpi dan Perubahan Entalpi

1.    Sistem dan Lingkungan

      Sistem adalah segala sesuatu yang menjadi pusat perhatian yang kita pelajari perubahan energinya. Sedangkan Lingkungan adalah segala sesuatu yang berada di luar sistem.

Contoh: Reaksi antara logam seng dengan larutan asam klorida (HCL) dalam suatu tabung reaksi disertai dengan munculnya gelembung-gelembung gas.

            Pada contoh di atas yang menjadi pusat perhatian adalah logam seng dengan larutan HCL.  Jadi, logam seng  dan larutan HCL adalah sistem. Sedangkan tabung reaksi, suhu udara dan tekanan udara adalah lingkungan.

            Berdasarkan interaksinya dengan lingkungan, sistem di bedakan menjadi tiga macam sebagai berikut:

     a.    Sistem terbuka, suatu sistem yang memungkinkan terjadinya pertukaran kalor dan zat (materi) antara lingkungan dengan sistem.

     b.      Sistem tertutup, suatu sistem yang memungkinkan terjadinya pertukaran kalor antara sistem dan lingkungannya, tetapi tidak terjadi pertukaran materi.

      c.     Sistem terisolasi (tersekat), suatu sistem tidak yang memungkinkan terjadinya pertukaran kalor dan materi antara lingkungan dengan sistem.

2.   Perubahan Entalpi

         Entalpi (H) suatu zat ditentukan oleh jumlah energi dan semua bentuk energi yang dimiliki zat yang jumlahnya tidak dapat diukur. Perubahan kalor atau entalpi yang terjadi selama proses penerimaan atau pelepasan kalor dinyatakan dengan ” perubahan entalpi (ΔH) ” . Misalnya pada perubahan es menjadi air, maka dapat ditulis sebagai berikut:

Δ H = H H20 (l) -H H20 (s) (7)

Kita amati reaksi pembakaran bensin di dalam mesin motor. Sebagian energi kimia yang dikandung bensin, ketika bensin terbakar, diubah menjadi energi panas dan energi mekanik untuk menggerakkan motor. Demikian juga pada mekanisme kerja sel aki. Pada saat sel aki bekerja, energi kimia diubah menjadi energi listrik, energi panas yang dipakai untuk membakar bensin dan reaksi pembakaran bensin menghasilkan gas, menggerakkan piston sehingga menggerakkan roda motor.

Gambar menunjukkan diagram perubahan energi kimia menjadi berbagai bentuk energi lainnya.

      Harga entalpi zat sebenarnya tidak dapat ditentukan atau diukur. Tetapi ΔH dapat ditentukan dengan cara mengukur jumlah kalor yang diserap sistem. Misalnya pada perubahan es menjadi air, yaitu 89 kalori/gram. Pada perubahan es menjadi air, ΔH adalah positif, karena entalpi hasil perubahan, entalpi air lebih besar dari pada entalpi es.

 Kita ketahui bahwa termokimia merupakan bagian dari ilmu kimia yang mempelajari perubahan entalpi yang menyertai suatu reaksi. Pada perubahan kimia selalu terjadi perubahan entalpi. Besarnya perubahan entalpi adalah sama besar dengan selisih antara entalpi hasil reaksi dam jumlah entalpi pereaksi.

3.    Reaksi Eksoterm dan Endoterm

Peristiwa endoterm (kanan) dan eksoterm (kiri)

        a.    Reaksi Eksoterm

Pada reaksi eksoterm terjadi perpindahan kalor dari sistem ke lingkungan atau pada reaksi tersebut dikeluarkan panas. Pada reaksi eksoterm harga ΔH = negatif ( – )

Contoh :

C(s) + O₂(g)   →   CO₂(g) + 393.5 kJ ;

ΔH = -393.5 k

            b.    Reaksi Endoterm

Pada  reaksi  terjadi  perpindahan  kalor  dari  lingkungan  ke sistem atau pada reaksi tersebut dibutuhkan panas. Pada reaksi endoterm harga ΔH = positif ( + )

Contoh :

CaCO_3(s) →   CaO_(s) + CO_2(g)- 178.5 kJ ; ΔH = +178.5 kJ

Proses eksoterm dan proses endoterm

4.   Jenis-Jenis Perubahan Entalpi

• Perubahan entalpi yang diukur pada suhu 25 ^oC dan tekanan 1 atm ( keadaan standar) disebut perubahan entalpi standar ( dinyatakan dengan tanda DH^o atau DH₂₉₈ ).
• Perubahan entalpi yang tidak merujuk pada kondisi pengukurannya dinyatakan dengan lambang DH saja.
• Entalpi molar = perubahan entalpi tiap mol zat ( kJ / mol ).
• Perubahan entalpi, meliputi :

1. a. Perubahan Entalpi Pembentukan Standar ( DHf ^o ) = kalor pembentukan

Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada pembentukan 1 mol senyawa dari unsur-unsurnya pada suhu dan tekanan standar ( 25 ^oC, 1 atm ). Entalpinya bisa dilepaskan maupun diserap. Satuannya adalah kJ / mol.

Bentuk standar dari suatu unsur adalah bentuk yang paling stabil dari unsur itu pada keadaan standar ( 298 K, 1 atm ).

Jika perubahan entalpi pembentukan tidak diukur pada keadaan standar maka dinotasikan dengan DHf

Contoh :

Catatan :

• DHf unsur bebas = nol
• Dalam entalpi pembentukan, jumlah zat yang dihasilkan adalah 1 mol.
• Dibentuk dari unsur-unsurnya dalam bentuk standar.

1. b. Perubahan Entalpi Penguraian Standar ( DHd ^o )

Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada penguraian 1 mol senyawa menjadi unsur-unsur penyusunnya pada keadaan standar.

Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHd. Satuannya = kJ / mol.

Perubahan entalpi penguraian standar merupakan kebalikan dari perubahan entalpi pembentukan standar, maka nilainya pun akan berlawanan tanda.

Menurut Marquis de Laplace, “ jumlah kalor yang dilepaskan pada pembentukan senyawa dari unsur-unsur penyusunnya = jumlah kalor yang diperlukan pada penguraian senyawa tersebut menjadi unsur-unsur penyusunnya. “ Pernyataan ini disebut Hukum Laplace.

Contoh :

Diketahui DHf ^o H₂O(l) = -286 kJ/mol, maka entalpi penguraian H₂O(l) menjadi gas hidrogen dan gas oksigen adalah +286 kJ/mol.

c. Perubahan Entalpi Pembakaran Standar ( DHc ^o )

Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada pembakaran 1 mol suatu zat secara sempurna pada keadaan standar.

Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHc. Satuannya = kJ / mol.

Contoh :

d. Perubahan Entalpi Netralisasi Standar ( DHn ^o )

Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada penetralan 1 mol asam oleh basa atau 1 mol basa oleh asam pada keadaan standar.

Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHn. Satuannya = kJ / mol.

Contoh :

DHn reaksi = -200 kJ

DHn NaOH = -200 kJ / 2 mol  =  -100 kJ/mol

DHn H₂SO₄ = -200 kJ / 1 mol  =  -200 kJ/mol

e. Perubahan Entalpi Penguapan Standar ( DH^ovap)

Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada penguapan 1 mol zat dalam fase cair menjadi fase gas pada keadaan standar.

Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHvap. Satuannya = kJ / mol.

Contoh :

f. Perubahan Entalpi Peleburan Standar ( DH^ofus )

Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada pencairan / peleburan 1 mol zat dalam fase padat menjadi zat dalam fase cair pada keadaan standar.

Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHfus. Satuannya = kJ / mol.

Contoh :

1. g. Perubahan Entalpi Sublimasi Standar ( DH^osub )

Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada sublimasi 1 mol zat dalam fase padat menjadi zat dalam fase gas pada keadaan standar.

Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHsub. Satuannya = kJ / mol.

Contoh :

1. h. Perubahan Entalpi Pelarutan Standar ( DH^osol )

Adalah perubahan entalpi yang terjadi ketika 1 mol zat melarut dalam suatu pelarut ( umumnya air ) pada keadaan standar.

Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHsol. Satuannya = kJ / mol.

6.    Azas Kekekalan Energi

     Telah disebutkan bahwa jumlah energi yang dimiliki sistem dinyatakan sebagai energi dalam (U). Hukum I termodinamika menyatakan hubungan antara energi sistem dengan lingkungannya jika terjadi peristiwa. Energi dalam sistem akan berubah jika sistem menyerap atau membebaskan kalor. Jika sistem menyerap energi kalor, berarti lingkungan kehilangan kalor, energi dalamnya bertambah.

D. Sistem termodinamika

   Sistem termodinamika adalah bagian dari jagat raya yang diperhitungkan. Sebuah batasan yang nyata atau imajinasi memisahkan sistem dengan jagat raya, yang disebut lingkungan. Klasifikasi sistem termodinamika berdasarkan pada sifat batas sistem-lingkungan dan perpindahan materi, kalor dan entropi antara sistem dan lingkungan.

Ada tiga jenis sistem berdasarkan jenis pertukaran yang terjadi antara sistem dan lingkungan:

       sistem terisolasi: tak terjadi pertukaran panas, benda atau kerja dengan lingkungan. Contoh dari sistem terisolasi adalah wadah terisolasi, seperti tabung gas terisolasi.

       sistem tertutup: terjadi pertukaran energi (panas dan kerja) tetapi tidak terjadi pertukaran benda dengan lingkungan. Rumah hijau adalah contoh dari sistem tertutup di mana terjadi pertukaran panas tetapi tidak terjadi pertukaran kerja dengan lingkungan. Apakah suatu sistem terjadi pertukaran panas, kerja atau keduanya biasanya dipertimbangkan sebagai sifat pembatasnya:

o    pembatas adiabatik: tidak memperbolehkan pertukaran panas.

o    pembatas rigid: tidak memperbolehkan pertukaran kerja.

       sistem terbuka: terjadi pertukaran energi (panas dan kerja) dan benda dengan lingkungannya. Sebuah pembatas memperbolehkan pertukaran benda disebut permeabel. Samudra merupakan contoh dari sistem terbuka.

Dalam kenyataan, sebuah sistem tidak dapat terisolasi sepenuhnya dari lingkungan, karena pasti ada terjadi sedikit pencampuran, meskipun hanya penerimaan sedikit penarikan gravitasi. Dalam analisis sistem terisolasi, energi yang masuk ke sistem sama dengan energi yang keluar dari sistem.

  Ketika sistem dalam keadaan seimbang dalam kondisi yang ditentukan, ini disebut dalam keadaan pasti (atau keadaan sistem). Untuk keadaan termodinamika tertentu, banyak sifat dari sistem dispesifikasikan. Properti yang tidak tergantung dengan jalur di mana sistem itu membentuk keadaan tersebut, disebut fungsi keadaan dari sistem. Bagian selanjutnya dalam seksi ini hanya mempertimbangkan properti, yang merupakan fungsi keadaan.

  Jumlah properti minimal yang harus dispesifikasikan untuk menjelaskan keadaan dari sistem tertentu ditentukan oleh Hukum fase Gibbs. Biasanya seseorang berhadapan dengan properti sistem yang lebih besar, dari jumlah minimal tersebut.

Pengembangan hubungan antara properti dari keadaan yang berlainan dimungkinkan. Persamaan keadaan adalah contoh dari hubungan tersebut.

E.   Hukum-hukum Dasar Termodinamika

    Terdapat empat Hukum Dasar yang berlaku di dalam sistem termodinamika, yaitu:

• Hukum Awal (Zeroth Law) Termodinamika

Hukum ini menyatakan bahwa dua sistem dalam keadaan setimbang dengan sistem ketiga, maka ketiganya dalam saling setimbang satu dengan lainnya.

• Hukum Pertama Termodinamika

Hukum ini terkait dengan kekekalan energi. Hukum ini menyatakan perubahan energi dalam dari suatu sistem termodinamika tertutup sama dengan total dari jumlah energi kalor yang disuplai ke dalam sistem dan kerja yang dilakukan terhadap sistem.

• Hukum kedua Termodinamika

Hukum kedua termodinamika terkait dengan entropi. Hukum ini menyatakan bahwa total entropi dari suatu sistem termodinamika terisolasi cenderung untuk meningkat seiring dengan meningkatnya waktu, mendekati nilai maksimumnya.

• Hukum ketiga Termodinamika

Hukum ketiga termodinamika terkait dengan temperatur nol absolut. Hukum ini menyatakan bahwa pada saat suatu sistem mencapai temperatur nol absolut, semua proses akan berhenti dan entropi sistem akan mendekati nilai minimum. Hukum ini juga menyatakan bahwa entropi benda berstruktur kristal sempurna pada temperatur nol absolut bernilai nol. Ikatan entropi diasosiasikan dengan kekacauan maka pernyataan hukum kedua termodinamika di dalam proses-proses alami cenderung bertambah ekivalen dengan menyatakan, kekacauan dari sistem dan lingkungan cenderung semakin besar.

    Di dalam ekspansi bebas, molekul-molekul gas yang menempati keseluruhan ruang kotak adalah lebih kacau dibandingkan bila molekul-molekul gas tersebut menempati setengah ruang kotak. Jika dua benda yang memiliki temperatur berbeda T1 dan T2 berinteraksi, sehingga mencapai temperatur yang serba sama T, maka dapat dikatakan bahwa sistem tersebut menjadi lebih kacau, dalam arti, pernyataan "semua molekul dalam sistem tersebut bersesuaian dengan temperatur T adalah lebih lemah bila dibandingkan dengan pernyataan semua molekul di dalam benda A bersesuaian dengan temperatur T1 dan benda B bersesuaian dengan temperatur T2".

   Di dalam mekanika statistik, hubungan antara entropi dan parameter kekacauan adalah, pers. (1):

S = k log w

Dimana k adalah konstanta Boltzmann, S adalah entropi sistem, w adalah parameter kekacauan, yakni kemungkinan beradanya sistem tersebut relatif terhadap semua keadaan yang mungkin ditempati.

   Jika ditinjau perubahan entropi suatu gas ideal di dalam ekspansi isotermal, dimana banyaknya molekul dan temperatur tak berubah sedangkan volumenya semakin besar, maka kemungkinan sebuah molekul dapat ditemukan dalam suatu daerah bervolume V adalah sebanding dengan V; yakni semakin besar V maka semakin besar pula peluang untuk menemukan molekul tersebut di dalam V. Kemungkinan untuk menemukan sebuah molekul tunggal di dalam V adalah, pers. (2):

W₁ = c V

dimana c adalah konstanta. Kemungkinan menemukan N molekul secara serempak di dalam volume V adalah hasil kali lipat N dari w. Yakni, kemungkinan dari sebuah keadaan yang terdiri dari N molekul berada di dalam volume V adalah, pers.(3):

w = w₁^N = (cV)^N.

Jika persamaan (3) disubstitusikan ke (1), maka perbedaan entropi gas ideal dalam proses ekspansi isotermal dimana temperatur dan banyaknya molekul tak berubah, adalah bernilai positip. Ini berarti entropi gas ideal dalam proses ekspansi isotermal tersebut bertambah besar.

Definisi statistik mengenai entropi, yakni persamaan (1), menghubungkan gambaran termodinamika dan gambaran mekanika statistik yang memungkinkan untuk meletakkan hukum kedua termodinamika pada landasan statistik. Arah dimana proses alami akan terjadi menuju entropi yang lebih tinggi ditentukan oleh hukum kemungkinan, yakni menuju sebuah keadaan yang lebih mungkin. Dalam hal ini, keadaan kesetimbangan adalah keadaan dimana entropi maksimum secara termodinamika dan keadaan yang paling mungkin secara statistik. Akan tetapi fluktuasi, misal gerak Brown, dapat terjadi di sekitar distribusi kesetimbangan. Dari sudut pandang ini, tidaklah mutlak bahwa entropi akan semakin besar di dalam tiap-tiap proses spontan. Entropi kadang-kadang dapat berkurang. Jika cukup lama ditunggu, keadaan yang paling tidak mungkin sekali pun dapat terjadi: air di dalam kolam tiba-tiba membeku pada suatu hari musim panas yang panas atau suatu vakum setempat terjadi secara tiba-tiba dalam suatu ruangan. Hukum kedua termodinamika memperlihatkan arah peristiwa-peristiwa yang paling mungkin, bukan hanya peristiwa-peristiwa yang mungkin.

7. Perhitungan Perubahan Entalpi Reaksi

Perhitungan perubahan entalpi atau perubahan kalor pada suatu reaksi didasarkan pada Hukum Hess, data entalpi pembentukan dan data energi ikatan.

 

7.1 Berdasarkan Hukum Hess

Hukum Hess dikemukakan oleh Germain Henri Hess. Hukum Hess menyatakan bahwa :

"Kalor reaksi yang dibebaskan atau diperlukan pada suatu reaksi tidak bergantung pada jalannya reaksi, tetapi bergantung pada keadaan akhir (zat-zat hasil reaksi)".

 

Hukum Hess ini dapat juga dinyatakan sebagai berikut :

"Perubahan entalpi suatu reaksi tetap sama, baik berlangsung dalam satu tahap maupun beberapa tahap".

 

Contoh, reaksi pembentukan SO3(g)

(1) melalui satu tahap reaksi : S(s) + O2(g) → SO3(g) ΔH = - 396 kJ

(2) melalui dua tahap reaksi :

Reaksi (1) : S(s) + O2(g) → SO2(g) ΔH = - 297

Reaksi (2) : SO2(g) + O2(g) → SO3 (g) ΔH = -99

 

Jika kedua tahap reaksi pembentukan SO3(g) dijumlahkan, maka diperoleh kalor reaksi yang sama seperti pada reaksi pembentukan SO3 (g) pada reaksi (1). Jika kalor reaksi dijumlahkan, maka juga akan diperoleh kalor reaksi yang sama seperti reaksi pembentukan SO3 (g) pada reaksi (1).

Reaksi (1) : S(s) + O2(g) → SO2(g) ΔH = - 297

Reaksi (2) : SO2(g) + O2(g) → SO3 (g) ΔH = -99

S(s) + (g) → SO3(g) ∆H = - 396

 

Jadi, nilai entalpi reaksi pembentukan SO3(g) tetap sama, baik berlangsung melalui satu tahap ataupun beberapa tehap reaksi.

 

Contoh :

Reaksi (1) : C2H5OH + 3 O2 → 2 CO2 + 3 H2O ∆H = - 1386 kJ

Reaksi (2) : 2 CH3CHO + 5 O2 → 4 CO2 + 4 H2O ∆H = - 2352 kJ

Tentukan ∆H reaksi : 2 C2H5OH + O2 → 2 CH3CHO + 2 H2O

Jawab :

Perhatikanlah bahwa dari reaksi yang ditanyakan yang dijadikan patokan adalah 2 C2H5OH dan 2 CH3CHO, sedangkan O2 dan 2 H2O tidak dapat dijadikan patokan karena terdapat pada reaksi (1) dan reaksi (2). Reaksi (1) dikalikan 2 dan reaksi (2) dibalik sehingga diperoleh :

Reaksi (1) : 2 C2H5OH + 6 O2 → 4 CO2 + 6 H2O ∆H = - 2772 kJ

Reaksi (2) : 4 CO2 + 4 H2O → 2 CH3CHO + 5 O2 ∆H = + 2352 kJ

2 C2H5OH + O2 → 2 CH3CHO + 2 H2O ∆H = - 420 kJ

 

7.2 Berdasarkan Data Entalpi Pembentukan

Berdasarkan cara ini, data entalpi yang diketahui harus berupa data entalpi pembentukan. Zat-zat pereaksi dianggap mengalami reaksi penguraian dan zat-zat hasil reaksi dianggap mengalami reaksi pembentukan. Jadi, entalpi penguraian suatu zat sama dengan entalpi pembentukannya, tetapi memiliki tanda berlawanan.

 

p A + q B → r C + s D ∆Hr = .....?

∆H reaksi = ∆Hf0 hasil reaksi - ∆Hf0 pereaksi

= (r ∆Hf0 C + s ∆Hf0 D) - (p ∆Hf0 A + q ∆Hf0 B)

 

∆Hf0 O2 tidak diikutsertakan dalam perhitungan entalpi, sebab sesuai dengan kesepakatan, entalpi unsur dalam bentuk yang lebih stabil dianggap sama dengan nol.

 

Contoh :

Diketahui kalor pembentukan(∆Hf0) dari C2H6 (g), CO2(g), H2O(l) masing-masing adalah – 85 , -394 , dan – 286 . Tentukan ∆Hc0 pembakaran C2H6(g).

Jawab :

Reaksi Pembakaran C2H6(g) :

C2H6(g) + O2(g) → 2 CO2(g) + 3 H2O(l) ∆Hr = ?

∆Hr = ∆Hf0 hasil - ∆Hf0 pereaksi

= ( 2 ∆Hf0 CO2 + 3 ∆Hf0 H2O ) - (∆Hf0 C2H6)

= (- 788) – 858 + 85 = - 1561

 

Jadi, ∆Hc0 C2H6(g) = - 1561

 

 

7.3 Berdasarkan Energi Ikatan

Suatu unsur atau senyawa terbentuk melalui ikatan antaratom penyusunnya. Ikatan-ikatan antaratom ini memiliki harga energi ikatan tertentu.

 

Pada saat bereaksi, dianggap semua molekul pereaksi memutuskan ikatannya sehingga menjadi atom-atom bebas. Proses pemutusan ikatan memerlukan sejumlah energi, sehingga perubahan entalpinya bertanda positif. Selanjutnya, atom-atom bebas (hasil penguraian pereaksi) ini membentukan zat-zat hasil reaksi melalui pembentukan ikatan baru. Peristiwa pembentukan ikatan membebaskan sejumlah energi, sehingga perubahan entalpi bertanda negatif.

 

p A + q B → r C + s D ∆Hr = .....?

 

∆Hreaksi=(energi total pemutusan ikatan) - (energi total pembentukan ikatan)

 

Contoh :

Diketahui kalor pembakaran :

CS2(g) + 3 O2(g) → CO2 (g) + 2 SO2(g) ∆H = - 445 kJ

 

Energi Ikatan () :

O ═ O = 495

S ═ O = 323

C ═ O = 799

Tentukan nilai energi ikatan C ═ S !

 

Jawab :

S ═ C ═ S + 3 (O ═ O) → O ═ C ═ O + 2 (O ═ S ═ O) ∆H = - 445 kJ

∆Hreaksi=(energi total pemutusan ikatan) - (energi total pembentukan ikatan)

445 = (2 × EC═S + 3 × EO═O) - (2 × EC═O + 4 × ES═O)

445 = (2 × EC═S + 3 × 495) - (2 × 799 + 4 × 323)

445 = 2 × EC═S + 1485 - 1598 - 1292

EC═S =

Jadi, energi ikatan C ═ s = 480

E.    Pembakaran Sempurna dan Tidak Sempurna

           Pembakaran bahan bakar dalam mesin kendaraan atau dalam industri tidak terbakar sempurna. Pembakaran sempurna senyawa hidrokarbon (bahan bakar fosil) membentuk karbon dioksida dan uap air. Sedangkan pembakaran tak sempurna membentuk karbon monoksida dan uap air. 

1.    Kalor Pembakaran

   Reaksi kimia yang umum digunakan untuk menghasilkan energi adalah pembakaran, yaitu suatu reaksi cepat antara bahan bakar denga oksigen yang disertai terjadinya api. Bahan bakar utama dewasa ini adalah bahan bakar fosil, yaitu gas alam, minyak bumi, dan batu bara. Bahan bakar fosil itu berasal dari pelapukan sisa organisme.

2.   Entalpi Pembakaran

            Reaksi suatu zat dengan oksigen disebut reaksi pembakaran. Zat yang mudah terbakar adalah unsur karbon, hidrogen, belerang, dan berbagai senyawa dari unsur tersebut. Pembakaran dikatakan sempurna apabila karbon (c) terbakar menjadi CO2, hidrogen (H)  terbakar menjadi H2O, belerang (S) terbakar menjadi SO2.

Read More