ENTALPI DAN PERUBAHAN ENTALPI

   Entalpi dan Perubahan Entalpi

1.    Pengertian Entalpi

Entalpi adalah kandungan kalor sistem dalam tekanan tetap. Entalpi di lambangkan dengan H, sedangkan perubahan entalpi adalah selisih antara entalpi akhir dan entalpi awal di simbolkan dengan dengan DH.

ΔH = H_akhir – H_mula-mula

Walaupun ini merupakan definisi yang biasa dari DH, keadaan entalpi H, mula-mula dan akhir (yang sebenarnya berhubungan dengan jumlah energi yang adapada keadaan ini) tidak dapat di ukur. Ini di sebabkan jumlah energi total dari sistem adalah jumlah dari semua energi kinetik dan energi potensialnya. Jumlah energi total ini tidak dapat di ketahui karena kita tidak dapat mengetahui secara pasti berapa kecepatan pergerakan molekul-molekul dari sistem dan juga beberapa gaya tarik menarik dan tolak menolak antara molekul dalam sistem tersebut. Bagaimanapun, defenisi di atas sangat penting karena telah menegakan tanda aljabar DHeksoterm dan endoterm. Perubahan eksoterm, H_akhir lebih kecildari H_mula-mula. Jadi harga DH  adalah negatif. Dengan analisis yang sama, kita mendapatkan bahwa harga DH untuk perubahan endoterm adalah positif. (Brady, Kimia Universitas Asas & Struktur. Hal. 274)

                 Jika reaksi kimia meningkatkan panas, sistem kehilangan panas dan panas tersebut hilang pada tekanan konstan adalah berkurangnya dalam entalpi (DH<0). Reaksi seperti itu dengan DH negatif adalah eksotermik. Pembakaran etama adalah reaksi eksotermis yang sangat kuat ;

CH₄ (g) + O₂ (l) --> CO₂(g) + 2H₂O (l)                       DH < 0, eksotermis

Hasil reaksi ini memberikan entalpi lebih rendah daripada reaktan. Dalam reaksi endotermis, panas di serap oleh reaksi dari lingkungan, membuat DH bernilai positif. Sebagai contoh reaksi endotermis adalah pembentukan nitrogen oksida dari unsurnya.

N₂ (g) + 2 O₂ (g) -->2NO₂ (g)                                     DH > 0, endotermis

                        (Widi Prasetiawan, Kimia Dasar 1. Hal.97)

Proses Eksoterm dan Endoterm

Hukum pertama termodinamika menunjukan bahwa perubahan energi dalam (ΔU) tidak dapat diukur, tetapi dapat di hitung dari nilai kalor (q) dan kerja (w). (syukri, Kimia Dasar 1. Hal79)

 Jika kalor yang menyertai perubahan pada volume tetap adalah ΔU maka kalor pada tekanan tetap adalah  ΔH. Hubungan antara energi dalam dan entalpi adalah :

                                                ΔH = ΔU + Δ(PV), dapat di tuliskan H = U + PV

                          (Olimpiade kimia SMA. Hal 63)

1.        Jenis-Jenis Perubahan Entalpi

a.        Perubahan Entalpi Pembentukan Standar (ΔH ^o f) = 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 maupundiserap. Satuannya adalah kJ / mol.

Contoh :

H₂(g) + 1/2 O₂ → H₂O(l)               ΔH=-286 kJ mol^-1

C (grafit) + O₂(g) → CO₂(g)                      ΔH=-393 kJ mol^-1

K(s) + Mn(s) + 2O₂ → KMnO₄(s) ΔH=-813 kJ mol^-1

Catatan:

·         ΔH_f elemen stabil adalah 0

·         ΔH_f digunakan untuk memperkirakan stabilitas senyawa dibanding penyusunnya

·         Semakin kecil ΔH_f, semakin stabil energi senyawa itu

·         ΔH_f tidak mencerminkan laju reaksi (akan dibahas pada bab selanjutnya)

b.          Perubahan Entalpi Penguraian Standar (ΔH ^o d)

Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada penguraian1 mol senyawa menjadi unsur-unsur penyusunnya pada keadaan standar.

Perubahan entalpi penguraian standar merupakan kebalikandari 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 :

H₂O(l) → H₂(g) + 1/2 O2(g) ΔH=+286 kJ mol^-1 (bnd. contoh H_f no. 1)

c.        Perubahan Entalpi Pembakaran Standar (ΔH ^o c)

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

Contoh :

1/2 C₂H₄(g) + 3/2 O₂ → CO₂(g) + H₂O(l) ΔH=-705.5 kJ mol^-1

Catatan:

·         ΔHc selalu negatif, karena panas pasti dilibatkan

·         ΔHc bisa digunakan untuk menilai kandungan energi bahan bakar atau makanan

d.        Perubahan Entalpi Netralisasi Standar (ΔH  ^o n)

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

Contoh :

NaOH(aq) + HCl(aq) →NaCl(aq) + H₂O(l)     ΔHn = -57,1 kJ mol-1

e.         Perubahan Entalpi Penguapan Standar (ΔH ^ovap)

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

Contoh : H₂O_(l)  ---> H₂O_(g)  ; DH^o_vap = +44kJ

f.          Perubahan Entalpi Peleburan Standar (ΔH ^ofus )

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

Contoh :

NaCl(s) ⎯⎯→ NaCl(l) ΔH = –112 kJ/mol

g.         Perubahan Entalpi Sublimasi Standar (ΔH ^osub )

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

Contoh : H₂O_(s)----> H₂O_(g)  ; DH^o_sub = +50,01 kJ

h.         Perubahan Entalpi Pelarutan Standar (ΔH ^osol )

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

Contoh :

·         NH₃(g) + aq -> NH₃(aq) ΔH_s=-35.2 kJ mol^-1

·         HCl(g) + aq -> H⁺(aq) + Cl^-(aq) ΔH_s=-72.4 kJ mol^-1

·         NaCl(s) + aq -> Na⁺(aq) + Cl^-(aq) ΔH=+4.0 kJ mol^-1

Catatan:

·         Jika ΔH_s sangat positif, zat itu tidak larut dalam air

·         Jika ΔH negatif, zat itu larut dalam air

3.        Penentuan Perubahan Entalpi

a.     Penentuan Perubahan Entalpi Berdasarkan Energi Ikatan

Energi ikatan adalah energi yang diperlukan untuk memutuskan ikatan kimia dalam 1 mol suatu molekul / senyawa berwujud gas menjadi atom-atomnya. Lambang energi ikatan = D. Energi ikatan rerata pada ikatan rangkap 3 > ikatan rangkap 2 > ikatan tunggal. Suatu reaksi yangDH–nya ditentukan dengan menggunakan energi ikatan, maka atom-atom yang terlibat dalam reaksi harus berwujud gas. Berdasarkan jenis dan letak atom terhadap atom-atom lain dalam molekulnya, dikenal 3 jenis energi ikatan yaitu :

1)      Energi Atomisasi.

Adalah energi yang diperlukan untuk memutuskan semua ikatan 1 mol molekul menjadi atom-atom bebas dalam keadaan gas.

Energi atomisasi = jumlah seluruh ikatan atom-atom dalam 1 mol senyawa.

Contoh :

Pada molekul NH₃ terdapat 3 ikatan N – H. Sementara itu, energi ikatan N – H = 93 kkal / mol sehingga energi atomisasinya = 3 x 93 kkal / mol = 297 kkal / mol.

2)      Energi Disosiasi Ikatan.

Adalah energi yang diperlukan untuk memutuskan salah 1 ikatan yang terdapat pada suatu molekul atau senyawa  dalam keadaan gas.

Contoh :

Energi disosiasi untuk melepas 1 atom H dari molekul CH₄ = 431 kJ.

3)      Energi Ikatan Rata-Rata.

Adalah energi rerata yang diperlukan untuk memutuskan ikatan atom-atom pada suatu senyawa ( notasinya = D ).

Contoh :

Dalam molekul CH₄ terdapat 4 ikatan C - H .

Energi ikatan rerata C - H ( D_C-H ) = ( 1668 / 4 ) kJ =417 kJ

Energi ikatan suatu molekul yang berwujud gas dapat ditentukan dari data entalpi pembentukan standar (DHf ) dan energi ikat unsur-unsurnya. Prosesnya melalui 2 tahap yaitu :

o   Penguraian senyawa menjadi unsur-unsurnya.

o   Pengubahan unsur menjadi atom gas.

Reaksi kimia pada dasarnya terdiri dari 2 proses :

o   Pemutusan ikatan pada pereaksi.

o   Pembentukan ikatan pada produk reaksi.

Pada proses pemutusan ikatan      = memerlukan energi.

Pada proses pembentukan ikatan = membebaskan energi.

Secara umum di rumuskan dengan :

b.         Penentuan Perubahan Entalpi Berdasarkan Hukum Hess

Hukum Hess “Perubahan entalpi yang dilepas atau diserap tidak tergantung pada jalannya reaksi, melainkan tergantung pada kondisi zat – zat yang bereaksi ( reaktan ) dan zat – zat hasil reaksi ( produk )”.

Berdasarkan hukum Hess, penentuan DH dapat dilakukan melalui 2 cara, yaitu :

1.         Perubahan entalpi ( DH ) dihitung melalui penjumlahan dari perubahan entalpi beberapa reaksi yang berhubungan

DH = DH₁ + DH₂ + DH₃

2.         Perubahan entalpi ( DH ) suatu reaksi dihitung berdasarkan selisih entalpi pembentukan ( DH^o_f ) antara produk dan reaktan

Entalpi reaksi standar, ΔH⁰, adalah perubahan entalpi dari 1 mol reaktan dan produk pada keadaan standar (105 Pa dan 298.15 K). Entalpi pembentukan standar, ΔHf⁰, suatu senyawa adalah entalpi reaksi standar untuk pembentukan senyawa dari unsur-unsurnya. Karena entalpi adalah fungsi keadaan, entalpi reaksi standar dihitung dengan mendefinisikan entalpi pembentukan zat sederhana (unsur) bernilai nol. Dengan demikian:

ΔH =Σ ΔHf_(produk) −ΣΔHf⁰_(reaktan)(Taro Saito, Kimia Anorganik 1 hal. 42)