ENTALPI
Nama
Kelompok :
1. Amira Salwa Bahira (210603110066)
2. Muzayada Mufila (210603110077)
3. Miftakhul Firdaus Pratiwi (210603110094)
Entalpi
Assalamualikum , halo sobat kimia. Di tulisan kali ini kelompok kami aku membahas tentang pengertian entalpi itu sendiri, jenis-jenis entalpi dan penentuan harga perubahan entalpi. Untuk lebih jelasnya bisa klik link video dibawah 👇🏻
Menurut teori kinetika, pada suhu di
atas 00C (>-2730), setiap materi baik dalam wujud gas, cair atau padatan,
memiliki partikel-partikel yang selalu bergerak secara acak dan saling
bertumbukan dengan total gaya yang saling meniadakan. Karena memiliki ukuran
sangat kecil, maka kita tidak dapat mengamati pergerakan partikel itu. Misalnya
pada reaksi pembakaran karbon tidak mungkin hanya menghasilkan gas CO saja
tanpa disertai terbentuknya gas CO2. Jadi, bila dilakukan pengukuran perubahan
entalpi dari reaksi tersebut; yang terukur tidak hanya reaksi pembentukan gas
CO saja tetapi juga perubahan entalpi dari reaksi pembentukan gas CO2.
Di dalam atom terdapat elektron yang
bermuatan negatif dan proton yang bermuatan positif., terjadi gaya tarik
menarik antarpartikel yang bermuatan berlawanan dan gaya tolak menolak
antarpartikel yang bermuatan sama. Pergerakan partikel-partikel dan gaya
tolak/tarik antarpartikel tersebut, menunjukkan adanya energi dalam materi.
Jumlah total energi atau kalor yang terkandung dalam suatu materi disebut
entalpi, yang diberi symbol H. Entalpi suatu zat tidak berubah (tetap) selama
tidak ada energi yang masuk atau ke luar. Entalpi suatu zat tidak bisa diukur,
tetapi hanya perubahan entalpinya yang bisa diukur. Suatu zat mengalami
perubahan entalpi jika mengalami reaksi kimia atau perubahan fisika. Perubahan
entalpi diberi notasi ΔH. ΔH menyatakan kalor yang diterima atau dilepas,
berupa penambahan atau pengurangan energi suatu zat dalam suatu proses
perubahan materi.
Secara matematis,
entalpi dapat dirumuskan sebagai berikut
H = U + pV
Keterangan :
H =
entalpi sistem (joule)
U =
energi internal (joule)
P =
tekanan dari sistem (Pa)
V =
volume sistem (m^3)
Sehingga dapat disimpulkan bahwa : “
perubahan entalpi suatu reaksi hanya tergantung pada keadaan awal ( zat-zat
pereaksi ) dan keadaan akhir ( zat-zat hasil reaksi ) dari suatu reaksi dan
tidak tergantung pada jalannya reaksi.” Menurut hukum Hess, karena entalpi
adalah fungsi keadaan, perubahan entalpi dari suatu reaksi kimia adalah sama,
walaupun langkah-langkah yang digunakan untuk memperoleh produk berbeda. Dengan
kata lain, hanya keadaan awal dan akhir yang berpengaruh terhadap perubahan
entalpi, bukan langkah-langkah yang dilakukan untuk mencapainya. Jika suatu reaksi
berlangsung dalam dua tahap atau lebih, maka perubahan entalpi reaksi tersebut
sama dengan jumlah perubahan entalpi dari semua tahapannya. Secara matematis
pernyataan ini dapat dituliskan, ΔHreaksi = ΔH1 + ΔH2 +….
Rumus : ΔH = Hh – Hr
Keterangan : ΔH : perubahan entalpi
Hh : entalpi hasil reaksi
Hr : entalpi zat reaktan.
Reaksi
Ekstoterm dan Reaksi Endoterm
1. Reaksi Ekstoterm adalah reaksi yang pada
saat berlangsung disertai pelepasan panas atau kalor. Panas reaksi ditulis
dengan tanda negatif.
Contoh : N2 (g) + 3H2 (g)
2NH3 (g) - 26,78 Kkal
2.
Reaksi
Endoterm adalah reaksi yang pada saat berlangsung membutuhkan
panas. Panas reaksi ditulis de ngan tanda positif
Contoh : 2NH3 N2 (g) +
3H2 (g) + 26,78 Kkal
Jenis–jenis
perubahan entalpi standar Jenis–jenis entalpi reaksi yang akan dibahas adalah
a)
Entalpi pembentukan standar (ΔHºF)
Entalpi
pembentukan standar adalah perubahan entalpi yang terjadi ketika 1 mol suatu senyawa
terbentuk dari keadaan unsur-unsur standarnya.
Contoh
: Entalpi pembentukan gas CO₂ (g) adalah -393,5
kJ/mol.
Persamaan
termokimianya adalah :
C(S) + O₂
(g) → CO₂
(g) (ΔHºF)
= -393,5 Kj
b)
Entalpi penguraian standar (ΔHºd)
Entalpi penguraian
standar adalah perubahan entalpi yang terjadi ketika 1 mol suatu zat dipecah
menjadi keadaan standarnya.
Contoh
: Entalpi penguraian gas NO adalah -90,4 kJ/mol.
Persamaan termokimianya adalah :
NO(g) → 1/2N₂(g) + 1/2O₂(g) ΔHºd
= -90,4 kJ
c) Entalpi pembakaran standar (ΔHºc)
Perubahan entalpi
yang terjadi ketika satu mol unsur atau senyawa terbakar sempurna dikenal
sebagai entalpi pembakaran standar.
Contoh
: Entalpi pembakaran gas CH₄ adalah -802 kJ/mol.
Persamaan termokimianya adalah : CH₄
(g) + 2 O₂(g) → CO₂(g)
+ 2H₂O(g)
ΔHºc= -802 kJ
d) Entalpi penguapan standar (∆Hºuap)
Ketika cairan
murni pada tekanan 1 bar menguap menjadi gas pada tekanan 1 bar, perubahan
entalpi per mol dikenal sebagai perubahan entalpi penguapan standar.
Contoh
: Perubahan entalpi yang menyertai penguapan air.
H₂O(l) → H₂O(g) ∆Hºuap (373K) = +40,66 kJmol⁻¹
e) Entalpi peleburan standar (∆Hºuap)
Perubahan entalpi
peleburan standar adalah perubahan entalpi per mol jika padatan murni pada
tekanan 1 bar mencair menjadi cair pada tekanan 1 bar.
Contoh
: Perubahan entalpi yang menyertai es pada tekanan 1 bar meleleh menjadi air
cair pada tekanan 1 bar.
H₂O(s) → H₂O(l) ∆Hºfus (273K)= +6,01 kJmol⁻¹
f) Entalpi sublimasi standar (∆Hºsub)
Perubahan entalpi
sublimasi standar adalah perubahan entalpi per mol jika padatan menguap pada
tekanan 1 bar.
Contoh
: Perubahan entalpi yang menyertai sublimasi grafit.
C(S,
grafit) →
C(g) ∆Hºsub = +716,68
kJmol⁻¹
Ada beberapa senyawa yang menyublim
melalui beberapa tahap, tetapi besarnya perubahan entalpi suatu proses tidak
bergantung pada berapa tahap reaksi itu berlangsung. Sebagai ilustrasi dapat
diperhatikan proses berikut:
N(S) → N(g) ∆Hºsub (T)
Tahap reaksi yang menyertai proses
penyubliman (𝑆)
adalah:
N(S)
→ N(l) ∆Hºfus (T)
N(l)
→ N(g) ∆Hºuap (T)
Reaksi
secara keseluruhan
N(S) → N(g) ∆Hºsub
(T) = ∆Hºfus (T) + ∆Hºuap (T)
g) Entalpi pelarutan standar (∆Hºsol)
Perubahan entalpi
yang menyertai proses pelarutan zat di dalam senjumlah tertentu pelarut.
Contoh
: Perubahan entalpi pelarutan standar dari HCl,
HCl(g) → HCl(aq) ∆Hºsol= −75,14 kJmol⁻¹
h)
Entalpi pengionan standar (∆Hº𝑖)
Perubahan entalpi
pengionan standar adalah perubahan entalpi yang menyertai proses penghilangan
satu elektron. Perubahan entalpi pengionan standar elektron pertama (∆Hº𝑖) lebih rendah
dibandingkan perubahan entalpi pengionan standar elektron kedua (∆Hº𝑖₂) atau
selebihnya.
Z(g) → Z⁺(g)
+ e(g) ∆Hº𝑖
i) Entalpi perolehan
elektron/afinitas elektron standar (∆Hº𝑒𝑎)
Perubahan entalpi
yang terjadi ketika elektron berikatan dengan atom, ion, atau molekul dalam
fase gas dikenal sebagai perubahan entalpi afinitas elektron standar. Perubahan
entalpi ionisasi standar adalah kebalikan dari perubahan entalpi afinitas
elektron standar.
Z(g) + e(g) → Z⁻(g) ∆Hº𝑒𝑎
= −∆Hºi
j)
Entalpi pengatoman standar (∆Hº𝑎)
Perubahan
entalpi pengatoman standar adalah perubahan entalpi yang menyertai pemisahan
semua atom dalam suatu zat dapat berupa unsur atau senyawa.
Contoh
: Perubahan entalpi pengatoman standar
Na(S) → Na(g) ∆Hº𝑎 = ∆Hºsub = +107
kJmol⁻¹
k) Entalpi hidrogenasi standar
Perubahan
entalpi hidrogenasi standar adalah perubahan entalpi yang menyertai reaksi
hidrogenasi 1 mol senyawa organik tidak jenuh.
H₂C
= CH₂(g) + H₂(g) → H₃C − CH₃(g) ∆Hºh
= −137 kJmol⁻¹
l) Entalpi kisi standar (∆HºL)
Perubahan entalpi
kisi adalah perubahan entalpi standar yang menyertai pembentukan ion-ion gas
dari padatan kristalnya.
MxLy(S) → M⁺ʸ(g)
+ L⁻ˣ(g)
∆HºL
Penentuan Perubahan Enthalpi
Penentuan perubahan entalpi dilakukan dengan cara
mengamati perubahan temperatur yang mengikuti proses sistem yang terjadi pada
tekanan tetap. Adapun cara untuk menentukan perubahan entalpi dapat digunakan
kalorimeter. Kalorimeter adiabatik berfungsi menentukan perubahan entalpi
reaksi pembakaran. Kalorimeter bom digunakan untuk menentukan perubahan entalp
yaitu dengan mengubah nilai perubahan energi dalam menjadi perubahan entalpi.
1. Penentuan harga
perubahan entalpi menggunakan
kalorimeter
Kalorimeter
merupakan suatu alat yang dapat mengukur jumlah kalor
yang diserap atau dilepaskan oleh sistem.
Nilai ΔH reaksi yang terdapat pada
tabel–tabel pada umumnya merupakan
nilai yang diperoleh dari pengukuran menggunakan kalorimetris.
Data yang diperlukan untuk menghitung kalor yang diserap atau yang dikeluarkan
oleh sistem reaksi adalah
a)
Perubahan temperatur sebelum dan sesudah reaksi (ΔT= ta x tm),
dimana
ta = temperatur akhir dan Tm = temperatur mula - mula
b)
Massa total larutan (m)
c)
Kalor jenis larutan (c)
Jumlah
kalor yang diserap atau dilepaskan dirumuskan sebagai berikut : Q = m. c. Δt Keterangan
:
Q
= Kalor yang diserap atau dilepaskan (J)
M
= Massa larutan (gram)
Δt
= Perubahan temperatur (K)
C
= Kalor jenis larutan (J/gram K)
2. Penentuan harga perubahan entalpi berdasarkan Hukum Hess
Hukum Hess diciptakan oleh Henri Germain Hess pada tahun
1840 yang berbunyi: "Jumlah panas yang dibutuhkan atau
dilepaskan pada suatu reaksi kimia tidak tergantung pada jalannya reaksi melainkan ditentukan oleh keadaan awal dan
akhir."
Dengan demikian, Hukum
Hess menjelaskan bahwa: “setiap reaksi
memiliki harga yang sama
tidak mengalami perubahan, dan harga itu tidak tergantung pada jumlah atau
seberapa banyak tahapan
reaksi.
Reaksi karbon dan oksigen
membentuk CO2 dapat berlangsung 1 tahap dan 2 tahap, dengan harga yang sama.
1 tahap : C (s) + O2 (g)
→ CO2(g); H = x kJ
2 tahap : C (s) + ½ 02(g)
→ CO (g); H = y kJ
CO(g)
+ ½ O2 (g) → CO2(g); H = z kJ
-----------------------------------------------------------------
+
C
(s) + O2 (g) → CO2(g); H = y + z kJ
berdasarkan Hukum Hess : x = y + z
Catatan:
Hukum Hess sangat berguna untuk menghitung harga ΔH suatu reaksi berdasarkan
beberapa reaksi lain yang ΔH -nya sudah diketahui.
3. Penentuan Perubahan Entalpi Berdasarkan Hukum Lavoisier-Laplace
“Jumlah kalor yang dilepaskan pada pembentukan
1 mol zat dari unsur unsurya sama dengan jumlah kalor yang diperlukan untuk
menguraikan zat tersebut menjadi unsur-unsur pembentuknya”
Pengertian dari bunyi Hukum Lavoisier-Laplace diatas
adalah apabila reaksi dibalik maka tanda kalor yang terbentuk juga dibalik dari
positif ke negatif dan seterusnya.
4. Penentuan Perubahan Entalpi Reaksi Menggunakan Data Entalpi Pembentukan
Standar
Perubahan entalpi yang menyertai
reaksi pembentukan satu mol senyawa dari unsur-unsurnya dalam keadaan referensinya
atau yang disebut dengan dengan Entalpi pembentukan
standar (∆Hf θ ). Sedangkan, keadaan
referesni merupakan keadaan paling stabil dalam temperatur tertentu dan tekanan
1 bar. Perubahan
entalpi pembentukan standar suatu senyawa umumnya ditentukan pada temperatur
298K. Perubahan entalpi pembentukan standar hanya dimiliki oleh senyawa, maka
perubahan entalpi pembentukan standar untuk unsur adalah nol. Misalnya entalpi
pembentukan standar bagi H2O dan Fe2O3
H2(g)+ 1 2 O2(g) → H2O(l)
∆H298
θ = − 285,8 kJ
2 Fe(s) + 3 2 O2 (g) →
Fe2O3 (s) ∆H298 θ = − 824,3
kJ
Dapat disimpulkan
perubahan entalpi standar pembentukan H2O dan Fe2O3 berturut-turut ∆Hf θH2O(l)
= − 285,8 kJmol-1 dan ∆Hf θ Fe2O3 (s)= − 824,3 kJmol-1 .
Prinsip perhitungan perubahan entalpi reaksi
sembarang berdasarkan perubahan entalpi pembentukan standar adalah sebagai
berikut:
∝ A + β B → γ C + δ D ∆H θ
=…?
Dengan ∝, β, γ, dan δ adalah
koefisien reaksi dan ∆Hf θA, ∆Hf θ B, ∆Hf θC dan ∆Hf θD adalah perubahan
entalpi pembentukan standar senyawa A, B, C dan D, selanjutnya perubahan
entalpi reaksi sembarang ∆H θ dapat dinyatakan:
∆H
θ = ∑∆Hf θ hasil reaksi − ∑∆Hf θ pereaksi
5. Penentuan
Perubahan Entalpi Reaksi Menggunakan Data Energi Ikatan
Penentuan perubahan
entalpi reaksi menggunakan data energi ikatan ini hanya dapat digunakan pada
reaksi antara zat-zat berfase gas dengan ikatan kovalen. Dengan memperhatikan
bahwa (a) semua ikatan dari suatau jenis
tertentu, contohnya C-H dalam senyawa CH4 adalah setara dan identik (b) Nilai
energi ikatan dari jenis tertentu adalah sama. Tidak tergantuk pada jenis
senyawa dimana ikatan itu berada.
Terdapat dua jenis energi ikatan yaitu:
1. Energi disosiasi ikatan ∆H θ (A − B) merupakan entalpi reaksi standar untuk proses pemutusan
ikatan A-B dalam senyawa AB berfase gas.
A
− B(g) → A(g)+ B(g) ∆H (A − B)
A dan B dapat berupa atom
atau kumpulan atom, misalnya:
H
− Cl(g) → H(g)+ Cl(g) ∆H(H
− Cl) = + 431 kJmol-1
H3COH(g)→
CH3(g)+OH(g) ∆H
θ (H3C − OH)= +380 kJmol-1
2. Energi ikatan rata B
(A–B) adalah nilai energi disosiasi ikatan dari ikatan A–B yang dirata-ratakan
dari satu sisi senyawa serumpun. Contohnya nilai energi ikatan C–H dihitung
dari senyawa CH4, H3COH, H3CCOOH dan senyawa serumpun lainnya, εC-H = 414,2 kJ
mol-1
Selanjutnya penentuan
entalpi reaksi sembarang berdasarkan data energi ikatan dapat dinyatakan:
∝ A + β B → γ C + δ D ∆H θ
=…?
∆H θ = ∑Total energi ikatan pereaksi − ∑Total
energi ikatan hasil reaksi
Contoh Soal
1.
Diketahui data energi desosiasi gas Cl₂,
energi sublimasi natrium, energi ionisasi natrium, energi afinitas elektron
klorium dan energi pembentukan standar natrium klorida berturut-turut adalah
+243,36 kJ mol-1, +107,32 kJ mol-1, +498,3 kJ mol-1, −351,2 kJ mol-1, dan −411,15kJ
mol-1, hitung energi kisi natrium klorida (NaCl(s)) pada temperatur 298 K.
Jawab
:
Diketahui
Na(s)
→ Na(g) ∆Hºsub
= +107,32 kJ mol⁻¹
1/2Cl₂(g)
→ Cl(g) ∆ºH
Cl−Cl = +243,36 kJ mol⁻¹
Na(g)
→ Na⁺(g) + e(g) ∆HºIE
= +498,3 kJ mol⁻¹
Cl(g)
+ e(g) → Cl⁻(g) ∆HºEA = −351,2 kJ
mol⁻¹
Na(S)
+ 1/2 Cl₂(g)
→ NaCl(s) ∆Hºf
= −411,15 kJ mol⁻¹ (dibalik)
Ditanya
NaCl(s)
→ Na⁺(g) + Cl⁻(g) ∆HºL
= ⋯ ?
Jawab
Menggunakan Daur Born Haber
∆HºL+ ∆Hºf = ∆Hºsub + 1/2∆HºCl−Cl + ∆Hº IE + ∆HºEA
∆HºL + (−411,15) =
(+107,32) + 1/2(+243,36) + (+498,3) + (−351,2)
∆HºL = (+107,32) + 1/2(+243,36) +
(+498,3) + (−351,2) − (−411,15)
= +787,2 kJ 𝑚𝑜𝑙⁻¹
Jadi energi kisi
NaCl(s) adalah +787,2 kJ mol⁻¹
2. Diketahui data
reaksi pembakaran karbon dan karbon mono oksida:
C + O2 → CO2 ∆H= − 393,5 kJ
CO + 1 2 O2 → CO2 ∆H= − 283,0 kJ
Hitunglah perubahan entalpi reaksi
pembakaran karbon menjadi karbon monooksida.
Jawaban:
C + O2 → CO2 ∆H = − 393,5 kJ
C𝑂2
→ CO + 1 2 𝑂2 ∆H = + 283,0 kJ
C + 1/2 O2 → CO ∆H = − 110,5 kJ
3. Diketahui data entalpi pembentukan standar berikut :
C3H8(g) = - 104 kJ/mol
CO2(g)= -394 kJ/mol
H2O(g)= -242 kJ/mol
Harga AH reaksi = C3H8(g) + 502(g) →
3CO2(g) + 4H2O(g) adalah ... kJ.
Jawab :
ΔH = ΔHproduk - ΔHreaktan
ΔH = Ka - Kl
ΔH = [(3 x -349) + (4 x - 242)] - [(-104)+
(0)
ΔH = -2.150 + 104
ΔH = -2.046 Kj
Daftar Pustaka
Kilo, Akram La (2018). Kimia Anorganik: Struktur dan Kereaktifan (PDF). Gorontalo: UNG Press.
Nurhadi M. 2021. Gas dan Termodinamika. Malang : Media Nusa Creative.Suyitno, Sujono, A., dan
Dharmanto (2010). Teknologi Biogas: Pembuatan, Operasional, dan Pemanfaatan.
Yogyakarta: Graha Ilmu.
Komentar
Posting Komentar