Jenis-jenis perubahan entalpi

 Jenis-jenis perubahan entalpi standar.

1.     Perubahan entalpi pembentukan standar (ΔH^o_f),

2.     Perubahan entalpi penguraian standar (ΔH^o_d),

3.     Perubahan entalpi pembakaran standar ( ΔH^o_c).

 

1)  Perubahan Entalpi Pembentukan Standar  (ΔH^o_f)

Perubahan entalpi pembentukan standar (ΔH^o_f), adalah kalor yang dikeluarkan atau diserap pada pembentukan 1 mol senyawa dari unsure-unsurnya pada suhu 25^oC (298 K) dan tekanan 1 atmosfer.

Contoh :

H₂ (g) + ½ O₂ (g) à H₂O (l)ΔH^o_f = -285,8 kJ/mol

H₂ (g) + ½ O₂ (g) à H₂O (g)ΔH^o_f = -241,8 kJ/mol

Berdasarkan perjanjian, perubahan entalpi untuk unsur-unsur dalam bentuk paling stabil dinyatakan sebesar 0 kj/mol.

Contoh :

ΔH^o_f  C = 0            ΔH^o_f  N₂= 0            ΔH^o_f  O₂= 0  

ΔH^o_f  H₂= 0           ΔH^o_f  Fe = 0          

 

2)  Perubahan Entalpi Penguraian Standar ΔH^o_d

Perubahan entalpi penguraian standar merupakan kebalikan dari perubahan entalpi pembentukan standar, yaitu  kalor yang dikeluarkan atau diserap pada penguraian  1 mol senyawa dari unsure-unsurnya pada suhu 25^oC (298 K) dan tekanan 1 atmosfer.

Oleh karena itu, perubahan entalpi penguraian suatu senyawa menjadi unsure-unsurnya sama besar dengan perubahan entalpi pembentukan, tetapi berlawanan tanda. Jika perubahan entalpi bertanda negative (eksoterm), maka perubahan entalpi penguraian bertanda positif (eksoterm) dengan harga yang sama.

Contoh :

H₂ (g) + ½ O₂ (g) à H₂O (l)ΔH^o_f = -285,8 kJ/mol (Eksoterm)

H₂O (l) à H₂ (g) + ½ O₂ (g)ΔH^o_d = +285,8 kJ/mol (Endoterm)

 

3) Perubahan Entalpi Pembakaran Standar (  ΔH^o_c)

Perubahan entalpi pembakaran standar (ΔH^o_c), adalah kalor yang dilepaskan dan atau diserap pada proses pembakaran 1 mol zat dalam keadaan standar (diukur pada temperature 298 K dan tekanan 1 atmosfer).

Contoh :

C (s) + O₂ (g) à CO₂ (g)    ΔH^o_c = -393,5 kJ/mol

CH₄ (g) + 2 O₂ (g) à  CO₂ (g) + 2 H₂O (l)         ΔH^o_c = -889,5 kJ/mol

PENENTUAN HARGA PERUBAHAN ENTALPI ( ΔH) SUATU REAKSI.

A.    Menggunakan konsep Hess

B.    Dalam percobaan menggunakan kalorimeter

C.    Menggunakan data energi ikatan.

 

A.   Penentuan ΔH dengan Menggunakan  Data Perubahan Entalpi Pembentukan Standar

Entalpi adalah suatu fungsi keadaan, yang hanya tergantung pada keadaan awal dan akhir dari pereaksi dan hasil reaksi tanpa memperhatikan jalannya perubahan zat pereaksi menjadi hasil reaksi. Walaupun reaksi dapat melalui berbagai langkah mekanisme berbeda, secara keseluruhan entalpi reaksi tetap sama.

Hukum Hess, menyatakan jika reaksi dilakukan melalui beberapa tahap, ∆H untuk reaksi tersebut akan sama dengan jumlah dari perubahan entalpi untuk masing masing tahap reaksi.

 ΔH^o_r  =  ∑ ΔH^oproduk -    ∑ΔH^oreaktani

ΔH^o_r  =   ∑ΔH^ohasil reaksi - ∑ΔH^opereaksi

∑ menyatakan jumlah macam zat yang terlibat dalam reaksi.

 

Contoh :

Tentukan entalpi pembakaran gas etana, jika diketahui data sebagai berikut:

  ΔH^o_f  C₂H₆ (g)  = -84,7 kj/mol

  ΔH^o_f CO₂ (g)   = -393,5 kj/mol

  ΔH^o_f H₂O (l)  = -285,8 kj/mol

 

Jawab :

Reaksi pembakaran gas etana adalah sebagai berikut:

 C₂H₆ (g) + 3 ½  O₂ (g) à  2CO₂ (g) + 3 H₂O (l)

 ΔH^o_r =   ∑ ΔH^ohasil reaksi -    ∑ ΔH^opereaksi

  =   [ 2  ΔH^of CO₂ (g) + 3   ΔH^of H₂O (l)] – [   ΔH^of C₂H₆ (g) + 3 ½   ΔH^of O₂ (g)]

  =   [ (2 x -393,5) + (3 x -285,8)] – [ (1 x -84,7) + ( 3 ½ x 0)]

=   [ (-787) + (-857,4)] – [ -84,7 ]

=   - 1.644,4 + 84,7

      ΔH^o_r =   - 1,559,7 kJ/mol

 

SOAL

1.  Tentukan entalpi reaksi pembakaran etanol, jika diketahui :

ΔH_f^o C₂H₅OH = –266 kJ

ΔH_f^o CO₂ = –394 kJ

ΔH_f^o H₂O = –286 kJ

 

2.     Berdasarkan persamaan reaksi berikut :

2 FeO(s) à 2 Fe(s) + O₂(g)                 ΔH = 544,0 kJ

2 Fe₂O₃ (s) à 4 Fe(s) + 3 O₂(g)          ΔH = 1648,4 kJ

Fe₃O₄ (s) à 3 Fe(s) + 2O₂(g)               ΔH = 1118,4 kJ

Tentukanlah ΔH Reaksinya :  Fe₃O₄(s) à FeO + Fe₂O₃

3. Berdasarkan diagram energi berikut : Tentukanlah ΔH Reaksinya penguapan 36 gram air .

 

 

 

 

 

 

Syarat Terjadinya Reaksi & PERSAMAAN TERMOKIMIA

 Syarat Terjadinya Reaksi

Reaksi dapat terjadi jika terjadi tumbukkan antar partikel, tetapi tidak setiap tumbukkan antar partikel dapat terjadi reaksi, hal ini disebabkan tumbukkan yang dapat menghasilkan reaksi harus mencapai kompleks teraktivasi.

Untuk mencapai kompleks teraktivasi ini maka partikel pereaksi harus memiliki energi minimum yang disebut energi aktivasi.

 Ea = Energi aktivasi = energi minimum yang harus dimiliki partikel pereaksi agar reaksi dapat berlangsung.

Partikel yang memiliki Energi aktivasi maka partikel tersebut mencapai kondisi partikel yang teraktivasi (partikelnya siap memutuskan ikatannya dan siap membentuk ikatan baru).

 

Konsep Dasar Keadaan Teraktivasi

Dalam kimia, tidak semua tumbukan antar molekul reaktan akan menghasilkan reaksi. Untuk terjadinya reaksi yang efektif, molekul-molekul tersebut harus bertumbukan dengan orientasi yang tepat dan memiliki energi yang cukup untuk mengatasi hambatan energi, yang disebut energi aktivasi (Ea​).

·   Keadaan teraktivasi (juga dikenal sebagai kompleks teraktivasi atau keadaan transisi) terbentuk pada puncak energi di sepanjang jalur reaksi. Pada titik ini, ikatan-ikatan lama pada reaktan belum sepenuhnya putus, dan ikatan-ikatan baru yang akan membentuk produk belum sepenuhnya terbentuk. Ini adalah "jembatan" antara reaktan dan produk.

·  Energi aktivasi (Ea​) adalah energi minimum yang diperlukan untuk membawa reaktan ke keadaan teraktivasi ini. Semakin tinggi energi aktivasi, semakin sulit reaksi terjadi, dan semakin lambat laju reaksinya.

Diagram energi yang menunjukkan reaksi eksoterm dapat dijelaskan melalui:

1. Entalpi awal (H₁) > entalpi akhir (H­₂) menunjukkan sistem melepaskan energi, ∆H = negatif
2. Energi yang diperlukan pada pemutusan ikatan pereaksi < energi yang dilepaskan pada pembentukan ikatan hasil reaksi, sehingga reaksi tersebut banyak melepaskan enrgi.
3. Energi yang diperlukan untuk mencapai keadaan teraktivasi < energi yang dilepaskan pada pembentukan ikatan hasil reaksi, sehingga reaksi tersebut banyak melepaskan energi.

Diagram energi yang menunjukkan reaksi endoterm dapat dijelaskan melalui:

1. Entalpi awal (H₁) <  entalpi akhir (H­₂) menunjukkan sistem menyerap energi dari lingkungan , ∆H = positif
2. Energi yang diperlukan pada pemutusan ikatan pereaksi > energi yang dilepaskan pada pembentukan ikatan hasil reaksi, sehingga reaksi tersebut lebih banyak menyerap enrgi.
3. Energi yang diperlukan untuk mencapai keadaan teraktivasi >  energi yang dilepaskan pada pembentukan ikatan hasil reaksi, sehingga reaksi tersebut lebih banyak menyerap energi.

Ea = Energi aktivasi = energi minimum yang harus dimiliki partikel pereaksi agar reaksi dapat berlangsung.

Partikel yang memiliki Ea maka partikel tersebut mencapai kondisi partikel yang teraktivasi (partikelnya siap memutuskan ikatannya dan siap membentuk ikatan baru).

Keadaan teraktivasi merupakan

ü  kedaan partikel yang tidak stabil

ü  keadaan partikel memiliki energi yang besar

PENGERTIAN ∆H

H berasal dari kata bahasa Jerman "Heat content" (isi kalor), 

Dalam praktik ilmiah internasional sekarang lebih dikenal sebagai entalpi.

 Pengertian Entalpi

* Entalpi (H) adalah besaran termodinamika yang menyatakan jumlah energi total dalam suatu sistem pada tekanan konstan.

* Energi total ini mencakup:

1. Energi dalam (U) → energi kinetik & potensial partikel.

2. Energi tekanan–volume (p·V) → energi yang dibutuhkan sistem untuk “mendorong” lingkungannya.

$$$$

Secara matematis:

H = U + PV

U = Energi dalam sistem

P = tekanan sistem

V = volume sistem

Kesimpulan:

Entalpi adalah ukuran energi total suatu sistem pada tekanan konstan

Perubahan entalpi (ΔH) menunjukkan apakah suatu reaksi menyerap atau melepaskan energi.

Perubahan entalpi (ΔH) adalah perubahan panas dari reaksi pada suhu dan tekanan yang tetap, yaitu selisih antara entalpi zat-zat hasil dikurangi entalpi zat-zat reaktan.

Rumus  :     ΔH = H_P -  H_R  

                     ΔH = H_akhir - H_awal  

                     ΔH = H₂ – H₁    

   ΔH _: perubahan entalpi

     H_P  : entalpi product (hasil reaksi )

   H_R  : entalpi zat reactan.

 

PERSAMAAN TERMOKIMIA

Persamaan termokimia adalah persamaan reaksi yang mengikutsertakan perubahan entalpinya.

Karena entalpi reaksi bergantung pada wujud zat yang terlibat dalam reaksi, maka wujud atau keadaan zat harus dinyatakan, yaitu dengan membubuhkan indeks s (zat padat) , l (zat cair) , g (zat gas) dan  aq (zat larutan).

Jenis-jenis perubahan entalpi standar.

1. Perubahan entalpi pembentukan standar (ΔHof),

2. Perubahan entalpi penguraian standar (ΔHod),

3. Perubahan entalpi pembakaran standar ( ΔHoc).

4. Perubahan entalpi netralisasi (ΔH^o_n = ΔH^o_neut)

5. Perubahan entalpi penguapan (ΔHovap)

6. Perubahan entalpi pelarutan (ΔHopelarutan)

7. Perubahan entalpi sublimasi (ΔHos)

8. Perubahan entalpi atomisasi (ΔHoatomisasi)

9. dan lain lain

Jenis-jenis perubahan entalpi standar.

1. Perubahan entalpi pembentukan standar (ΔH^o_f)  à f = formation = pembentukan 

2.  Perubahan entalpi penguraian standar (ΔH^o_d) à  d = decompotion = penguraian

3.     Perubahan entalpi pembakaran standar ( ΔH^o_c) à c = combustion = pembakaran

Penulisan unsur

• Mono atom : unsur unsur logam Fe, Zn , Cu , C, B dan lain lain
• Diatom : H₂ , O₂ , N₂ , F₂ , Cl₂ , Br₂ , I₂

Ciri reaksi pembentukan :

unsur + unsur  + . . .  à  senyawa

H₂(g) + S(s) +2O₂(g) à H₂SO₄(l)

 

Ciri reaksi penguraian :

Senyawa à unsur + unsur + . . .

H₂SO₄(l)  à H₂(g) + S(s) +2O₂(g)

 

Ciri reaksi pembakaran sempurna :

Zat  +  O₂ à

Pembakaran karbon : C(s) + O₂(g) à CO₂(g)

Pembakaran hidrogen : H₂(g) + ½ O₂(g) à H₂O(g)

Pembakaran CO : CO(g) + ½ O₂(g) à CO₂(g)

Pembakaran belerang: S(s) + O₂(g) à SO₂(g)

Pembakaran SO₂ : SO₂(g) + ½ O₂(g) à SO₃(g)

Contoh :

1). Reaksi 1 mol gas metana dengan 2 mol gas oksigen membebaskan kalor sebesar 802,3 kJ pada temperatur 298 K dan tekanan 1 atmosfer. Persamaan termokimianya dapat dituliskan sebagai berikut:

     CH₄(g) + 2 O₂(g) à CO₂(g) + 2 H₂O(g)      ΔH = -802,3 kJ/mol

 

2) Reaksi antara karbon dan gas hydrogen membentuk 1 mol C₂H₂ pada temperatur 298 K dan tekanan 1 atmosfer membutuhkan kalor sebesar 226,7 kJ. Persamaan termokimianya dapat dituliskan sebagai berikut:

     2C(s) + H₂(g)  à C₂H₂(g)        ΔH = +226,7 kJ/mol

 

Perubahan entalpi (ΔH) adalah sifat ekstensif , yaitu sifat yang bergantung pada jumlah zat. Oleh karena itu terdapat dua aturan penting yang berhubungan dengan sifat tersebut, yaitu :

a) Jika persamaan termokimia dikalikan dengan suatu bilangan (koefisien zat dikalikan dengan suatu bilangan), maka ΔH juga merupakan hasil perkalian dengan bilangan itu.

Sebagai contoh, persamaan reaksi termokimia pada pembentukan gas HCl.

H₂(g) + Cl₂(g) --à 2HCl(g)     ΔH = -185 kJ.

Menyatakan bahwa reaksi 1 mol H₂, dan 1 mol Cl₂ menjadi 2 mol HCl, akan melepaskan kalor sebesar 185 kJ.

Jika kita ingin menyatakan ΔH pembentukan 1 mol gas HCl, maka koefisien HCl harus 1, sehingga persamaan termokimianya ditulis sebagai berikut:

     ½ H₂(g) + ½ Cl₂(g) à  HCl(g)     ΔH = -92,5 kJ/mol.

Menyatakan bahwa reaksi ½  mol H₂, dan ½ mol Cl₂ menjadi 1 mol HCl, akan melepaskan kalor sebesar 92,5 kJ/mol.

b)  Jika persamaan termokimia arahnya dibalikkan, nilai ΔH berubah tanda. Dengan kata lain penulisan reaksi eksoterm merupakan kebalikkan reaksi endoterm.

     H₂(g) + Cl₂(g) à 2HCl(g)        ΔH = -185 kJ.

  Maka pada reaksi penguraian HCl menjadi unsure-unsurnya memerlukan kalor (endoterm).

    2HCl(g) à H₂(g) + Cl₂(g)      ΔH = +185 kJ.

 Soal latihan:

1.Tuliskan persamaan termokimia untuk masing-masing reaksi berikut:

a.  Untuk menguraikan 2 mol ammonia menjadi gas nitrogen dan gas hydrogen diperlukan kalor 92 kJ.

b. Pada pembentukan 1 mol air dari gas hydrogen dan gas oksigen dibebaskan 286 kJ.

c.  Pembakaran 1 mol gas etena membentuk karbondioksida dan uap air menghasilkan 142 kJ.

d.Reaksi antara 1 mol Fe₂O₃ dengan karbon membentuk besi dan karbon monoksida  memerlukan 621 kJ.

e. Untuk menguraikan 1 mol kalsium karbonat menjadi kalsium oksida dan karbon dioksida diperlukan 178 kJ.

 

2.   Diketahui persamaan termokimia

N₂(g) + 3H₂(g) à 2NH₃(g)  ΔH = - 92 kJ

Hitunglah nilai ΔH untuk reaksi-reaksi berikut:

a.  ½ N₂(g) + 3/2 H₂(g) à NH₃(g)  ΔH = ?

b.  2N₂(g) + 6H₂(g) à4NH₃(g)  ΔH = ?

c.  2NH₃(g)  à N₂(g) + 3H₂(g)  ΔH = ?

d.   NH₃(g)    à ½ N₂(g) + 3/2 H₂(g)  ΔH = ?

e.   4NH₃(g)  à 2N₂(g) + 6H₂(g)  ΔH = ?

 

3.    Diketahui Ar H= 1 dan N= 14
dalam reaksi penguraian 2 mol amonia sesuai persamaan termokimia:
2NH₃ (g) à N₂(g) + 3H₂(g)  ΔH = +560 J
maka tentukan nilai ΔH reaksi:
a. Penguraian 8,5 gram NH₃
b. Untuk menghasilkan 28 gram gas N₂
c. Untuk menghasilkan 12 gram H₂

 

4.    Diketahui persamaan termokimia

2SO₂(g) + O₂(g) à 2SO₃(g) ΔH = -198 kJ

 a. Berapakah perubahan entalpi pembentukan standar gas SO₃?

 b. Berapakah perubahan entalpi jika SO₂ yang bereaksi 12,8 gram? (Ar S= 32, O= 16)

 c. Berapakah perubahan entalpi jika SO₃ yang terbentuk sebanyak 20 gram? (Ar S= 32, O= 16)

 d. Berapakah perubahan entalpi jika volum SO₃ yang terjadi 10 liter ( 25^oC, 1 atm, R = 0,082 l.atm/mol.K))?

 

5.    Pada reaksi pembakaran gas CO berikut: 

      CO_(g) + ½ O_2(g) àCO_2(g) DH =  -485 kJ, maka pada pembakaran 7 gram CO 

     (Ar C=12, O=16) dibebaskan kalor sebesar :

 

6.    Diketahui reaksi pembakaran gas asetilena:

   C₂H₂(g) + O₂(g) à 2CO₂(g)+ 2H₂O(g)   D

H = -120 Kj.

  Maka pada pembakaran 5,6 liter C₂H₂ keadaan standar (keadaan STP) dihasilkan kalor sebesar:

( keadaan STP maka T = 0^oC, 1 atm, R = 0,082 l.atm/mol.K)

 LINK Pengumpulan Jawaban Soal Latihan 

https://docs.google.com/forms/d/e/1FAIpQLSdG95fz8_QhNxL_bf8XRduXgV0I_GL5ryu3E3lrobY8Q370sA/viewform?usp=dialog

atau 

https://forms.gle/JLiZgx5imGKPqb6s8