Entalpi dan Kalorimetri: Mengukur Kalor Reaksi

Menarik batas antara sistem dan lingkungan

Setiap perhitungan energi dimulai dengan memilih sistem, biasanya zat kimia yang bereaksi. Segala hal lain adalah lingkungan, yang dalam kalorimeter terutama berarti air atau larutan dan wadahnya. Energi dapat melintasi batas sebagai kalor, q, atau sebagai kerja, w, dan perubahan energi dalam sistem adalah ΔU = q + w.

Entalpi, H = U + PV, didefinisikan sehingga perubahannya sama dengan kalor yang dipertukarkan pada tekanan tetap ketika satu-satunya kerja adalah kerja ekspansi: ΔH = q_p. Karena sebagian besar kimia di meja laboratorium berlangsung pada tekanan atmosfer yang kira-kira tetap, para kimiawan mentabulasikan entalpi, bukan energi dalam.

Konvensi tanda untuk kalor dan entalpi

Tanda selalu ditulis dari sudut pandang sistem. Kalor yang mengalir ke dalam sistem bernilai positif; kalor yang mengalir keluar bernilai negatif. Reaksi eksoterm melepaskan kalor ke lingkungan, sehingga ΔH-nya negatif dan lingkungan menghangat. Reaksi endoterm menyerap kalor, sehingga ΔH-nya positif dan lingkungan mendingin.

Dalam kalorimeter, Anda mengukur lingkungan, bukan reaksi. Jika air menghangat, air memperoleh kalor, dan reaksi kehilangan kalor sebanyak itu. Ini memberikan hubungan pokok kalorimetri: q_reaction = −q_surroundings.

Kapasitas kalor dan persamaan q = mcΔT

Kalor yang diperlukan untuk mengubah suhu suatu zat adalah q = mcΔT, dengan m adalah massa, c adalah kalor jenis (kalor yang diperlukan untuk menghangatkan satu gram sebesar satu derajat), dan ΔT = T_final − T_initial. Perubahan satu derajat Celsius sama dengan perubahan satu kelvin, sehingga ΔT memiliki nilai yang sama pada kedua skala. Kalor jenis yang dipakai di bawah berasal dari Tabel 5.1 OpenStax Chemistry 2e, diukur sekitar 25 °C; untuk air cair, c = 4.184 J/(g·°C).

Contoh soal 1. Berapa kalor yang menaikkan suhu balok silikon 310.0 g dari 24.5 °C menjadi 160.0 °C? Kalor jenis silikon adalah 0.712 J/(g·°C). ΔT = 160.0 − 24.5 = 135.5 °C. q = (310.0 g)(0.712 J/(g·°C))(135.5 °C) = 2.99 × 10⁴ J, atau 29.9 kJ. Kalor jenisnya memiliki tiga angka penting, sehingga jawabannya juga demikian.

Contoh soal 2. Balok timbal 450.0 g pada 88.0 °C dimasukkan ke dalam 60.0 g air pada 20.5 °C dalam cangkir busa. Kalor jenis timbal adalah 0.130 J/(g·°C), dan kalor jenis air adalah nilai yang diberikan di atas. Kalor yang dilepaskan timbal sama dengan kalor yang diterima air, sehingga q_lead + q_water = 0: (58.5 J/°C)(T_f − 88.0) + (251.0 J/°C)(T_f − 20.5) = 0, dengan setiap koefisien adalah massa dikali kalor jenis. Menyelesaikannya, T_f = (58.5 × 88.0 + 251.0 × 20.5)/(58.5 + 251.0) = 33.3 °C. Periksa: air memperoleh sekitar 251.0 × 12.8 ≈ 3.2 kJ, dan timbal melepaskan sekitar 58.5 × 54.7 ≈ 3.2 kJ. Suhu air berubah jauh lebih sedikit daripada suhu timbal karena kapasitas kalornya lebih dari empat kali lebih besar.

Kalorimetri cangkir kopi pada tekanan tetap

Kalorimeter cangkir kopi adalah cangkir berinsulasi yang terbuka ke udara, sehingga proses berlangsung pada tekanan tetap dan kalor terukur langsung memberikan ΔH. Untuk larutan berair yang encer, asumsi yang biasa dipakai adalah bahwa larutan memiliki massa jenis dan kalor jenis air dan bahwa cangkir menyerap kalor yang dapat diabaikan.

Contoh soal 3. 60.0 mL asam nitrat 0.800 mol/L pada 21.42 °C dicampur dengan 60.0 mL kalium hidroksida 0.800 mol/L pada suhu yang sama. Campuran mencapai 26.75 °C. Carilah ΔH per mol air yang terbentuk. Massa larutan: 120.0 mL × 1.00 g/mL = 120. g. ΔT = 26.75 − 21.42 = 5.33 °C. q_solution = (120. g)(4.184 J/(g·°C))(5.33 °C) = 2.68 × 10³ J. Jadi q_reaction = −2.68 × 10³ J.

Mol air yang terbentuk: setiap larutan menyediakan 0.0600 L × 0.800 mol/L = 0.0480 mol, dan reaksi H⁺(aq) + OH⁻(aq) → H₂O(l) berbanding 1:1, sehingga terbentuk 0.0480 mol air. ΔH = −2.68 kJ / 0.0480 mol = −55.8 kJ/mol. Sebagai pemeriksaan, entalpi pembentukan standar dari Lampiran G OpenStax memberikan −285.83 − (−230.0) = −55.8 kJ/mol untuk reaksi bersih yang sama, dengan mengambil ΔH°f H⁺(aq) sebagai nol menurut konvensi.

Kalorimetri bom dan selisih antara ΔU dan ΔH

Pembakaran diukur dalam kalorimeter bom, bejana baja tertutup dalam penangas air. Karena volumenya tetap, tidak ada kerja ekspansi yang dilakukan dan kalor terukur adalah ΔU, bukan ΔH. Seluruh perangkat dikalibrasi sebagai satu kesatuan, menghasilkan tetapan kalorimeter C_cal dalam kJ/°C, sehingga q = C_cal × ΔT tanpa massa atau kalor jenis terpisah.

Contoh soal 4. Membakar 0.5000 g benzena cair, C₆H₆, dalam kalorimeter dengan C_cal = 10.25 kJ/°C menaikkan suhu sebesar 2.038 °C. Dengan bobot atom standar IUPAC yang dibulatkan sampai dua desimal (C 12.01, H 1.01), M = 78.12 g/mol, sehingga n = 0.5000 g / 78.12 g/mol = 0.006400 mol. q_cal = (10.25 kJ/°C)(2.038 °C) = 20.89 kJ, sehingga ΔU = −20.89 kJ / 0.006400 mol = −3264 kJ/mol, dengan empat angka penting karena setiap nilai terukur memiliki empat.

Untuk mengonversi ke entalpi, gunakan ΔH = ΔU + Δn_gas RT. Dalam C₆H₆(l) + 15/2 O₂(g) → 6 CO₂(g) + 3 H₂O(l), mol gas turun dari 7.5 menjadi 6, sehingga Δn_gas = −1.5 dan koreksinya adalah (−1.5)(8.314 J/(mol·K))(298.15 K) = −3.72 kJ/mol. ΔH = −3264 − 3.72 = −3268 kJ/mol, konsisten dengan −3267.7 kJ/mol yang diperoleh dari entalpi pembentukan Lampiran G. Koreksi ini membesar ketika reaksi menghasilkan atau mengonsumsi banyak mol gas.

Membaca dan menskalakan persamaan termokimia

Persamaan termokimia mengaitkan ΔH dengan reaksi persis seperti yang ditulis. Gandakan koefisien dan ΔH menjadi dua kali lipat; balikkan reaksi dan tandanya berbalik. Wujud fisik berpengaruh: pembentukan air cair melepaskan lebih banyak kalor daripada pembentukan uap air, karena pengembunan itu sendiri bersifat eksoterm.

Untuk mencari kalor bagi sejumlah zat tertentu, konversikan ke mol dan gunakan ΔH per mol reaksi sebagai faktor konversi. Membakar 12.5 g benzena, dengan ΔH = −3267.7 kJ per mol benzena, melepaskan (12.5 g / 78.12 g/mol) × 3267.7 kJ/mol = 523 kJ. Tuliskan sebagai q = −523 kJ untuk reaksi, atau sebagai 523 kJ kalor yang dilepaskan.

Kesalahan kalorimetri yang membalik tanda atau menghilangkan kalor

Aritmetika kalorimetri singkat, sehingga sebagian besar kesalahan bersifat konseptual.

Pemeriksaan akhir yang andal bersifat fisik: jika air menghangat, reaksi pasti memiliki ΔH negatif.

• Tanda minus hilang: suhu lingkungan naik, sehingga q_reaction negatif. Melaporkan +55.8 kJ/mol untuk penetralan yang menghangatkan air adalah kesalahan tanda.
• Massa yang salah: dalam kalorimetri larutan, gunakan massa seluruh larutan, bukan hanya zat terlarut atau salah satu dari dua volume yang dicampur.
• Per gram versus per mol: bagi dengan mol zat yang ditentukan untuk mendapatkan kJ/mol, dan sebutkan zat mana.
• Mencampur joule dan kilojoule: q dari mcΔT dalam joule; konversikan sebelum membaginya menjadi jawaban kJ/mol.
• Menganggap data bom sebagai ΔH: bom tertutup memberikan ΔU; terapkan koreksi Δn_gas RT ketika ΔH diperlukan.