JENIS - JENIS DAN PENENTUAN PERUBAHAN ENTALPI

 

             JENIS-JENIS  DAN PENENTUAN PERUBAHAN ELTALPI

 

Kompetensi Dasar

3.5    Menjelaskan jenis entalpi reaksi, hukum Hess dan konsep energi ikatan

4.5 Membandingkan perubahan entalpi beberapa reaksi berdasarkan data hasil percobaan

 

Indikator Pencapaian Kompetensi Dasar

1.  Menjelaskan jenis entalpi

2.  Menghitung ∆H  reaksi berdasarkan percobaaan

3. Menghitung ∆H  reaksi berdasarkan hukum Hess,

4.  Menghitung ∆H  reaksi berdasarkan data perubahan entalpi pembentukan standar

5.  Menghitung ∆H  reaksi berdasarkan data energi ikatan

 

Materi Pembelajaran

Perubahan Entalpi Standar

            Perubahan entalpi yang menyertai suatu reaksi bergantung pada suhu dan tekanan.Umumnya data termokimia ditentukan pada kondisi 25^oC dan 1 atm. Perubahan entalpi reaksi yang ditentukan pada kondisi tersebut dinyatakan sebagai perubahan entalpi standar dan dinyatakan dengan lambang ΔH^o.

Berdasarkan jenis reaksi yang terjadi, perubahan entalpi dibedakan menjadi:

1.    Entalpi Pembentukan Standar (ΔHf ° = Standard Enthalpy of Formation)

Entalpi pembentukan standar yaitu perubahan entalpi pada pembenntukan  1 mol senyawa dari unsur-unsurnya yang diukur pada 298 K dan tekanan 1 atm.

Contoh:                      C (s) + O₂ (g) → CO₂ (g)     ΔHf ^o = +110,5 kJ

2.   Entalpi Peruraian Standar (ΔHd ^o = Standard Enthalpy of Dissociation)

Entalpi Peruraian Standar  yaitu perubahan entalpi yang terjadi pada  penguraian 1 mol senyawa menjadi unsur-unsurnya  pada keadaan standar. Jadi, entalpi peruarian merupakan kebalikan entalpi pembentukan, yaitu:     ΔHd ^o = −ΔHf ^o

 Contoh:                          CO₂ (g)  → C (s) + O₂ (g)                   ΔHd ^o = +110,5 kJ

3.   Entalpi Pembakaran Standar (ΔHc ^o = Standard Enthalpy of Combustion)

Entalpi pembakaran standar adalah perubahan entalpi pada pembakaran sempurna 1 mol zat yang diukur pada keadaan standar

Contoh:                          CO _(g) + ½O_{2 (g)}→ CO_{2 (g)} ΔH = -283 kJ

4.   Entalpi Penetralan  Standar (ΔHn ^o = Standard Enthalpy of Netralisation)

Entalpi Penetralan  Standar adalah perubahan entalpi pada penetralan 1 mol asam oleh basa atau 1 mol basa oleh asam membentuk 1 mol air. yang diukur pada keadaan standar.

 Contoh:                          HCl _(aq) + NaOH _(aq)→ NaCl _(aq) + H₂O _(l) ΔH = -63 kJ

5.   Entalpi Penguapan Standar (ΔHv ^o = Standard Enthalpy of Vapour)

Entalpi penguapan  standar adalah perubahan entalpi pada penguapan  1 mol zat dari  fasa cair menjadi fasa gas yang diukur pada keadaan standar

       Contoh:                           H₂O (l) ⟶  H₂O (g)      ΔH = + 44 kJ

6.   Entalpi Peleburan Standar (ΔHfus ^o = Standard Enthalpy of Fusion)

     Entalpi Peleburan Standar  adalah perubahan entalpi yang terjadi pada pencairan / peleburan 1 mol zat dalam fase padat menjadi zat dalam fase cair pada keadaan standar.

       Contoh:                      H₂O (s) ⟶  H₂O (l)     ΔH = + 6,01 kJ

7.    Entalpi Sublimasi Standar ( ΔHsub^o = Standard Enthalpy of Sublimation )

Entalpi Sublimasi Standar 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)       ΔH = + 50,01 kJ

8.   Entalpi Pelarutan Standar ( ΔH^osol = Standard Enthalpy of solibility)

      Entalpi Pelarutan Standar Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada pelarutan  1 mol  suatu zat dalam suatu pelarut pada keadaan standar.

       Contoh:               HCl(g) ⟶  HCl (aq)      ΔH = – 75,14 kJ

 

Penentuan Perubahan Eltalpi

1.      Penentuan Perubahan entalpi berdasarkan percobaan

Perubahan entalpi reaksi dapat ditentukan dengan menggunakan suatu alat yang disebut kalorimeter (alat pengukur kalor). Kalor reaksi yang dibebaskan terserap oleh air dan suhu air akan naik. Perubahan suhu air ini diukur dengan termometer. Kalorimeter ditempatkan dalam wadah terisolasi yang berisi air untuk menghindarkan terlepasnya kalor.

        Kalorimeter adalah suatu sistem terisolasi ( tidak ada perpindahan materi maupun energi dengan          lingkungan di luar kalorimeter ). Secara garis besar Kalorimeter dibedakan menjadi dua, yaitu              kalorimeter bom dan kalorimeter sederhana. Prinsip kerja kalorimetri adalah dengan penerapan            azaz Black, yakni dua buah zat atau lebih dicampur menjadi satu maka zat yang suhunya tinggi            akan melepaskan kalor sedangkan zat yang suhunya rendah akan menerima kalor, sampai                      tercapai  kesetimbangan termal.

      Menurut azas Black : Kalor yang dilepas = kalor yang diterima

      Rumus yang digunakan adalah :

q = m . c . ∆T

q kalorimeter = C x ∆T

dengan :

          q  = jumlah kalor ( J )

          m = massa zat ( g )

∆T = perubahan suhu ^{( o}C atau K )

c  = kalor jenis ( J / g.^oC ) atau ( J / g. K )

C = kapasitas kalor ( J / ^oC ) atau ( J / K )

      Kalorimeter merupakan sistem terisolasi sehingga tidak ada kalor yang terbuang ke                                lingkungan, maka kalor reaksi = kalor yang diserap/ dibebaskan oleh larutan dan                                    kalorimeter dengan tanda berbeda.

 

qreaksi = – (qlarutan + qkalorimeter )

       Contoh:

      Diketahui sebanyak 2g naftalena(C_l0H₈) dibakar di dalam kalorimeter bom, ternyata suhu air                 dalam  kalorimeter mengalami kenaikan sebesar 5°C.Jika kapasitas kalor kalorimeter adalah                   sebesar 10,17 kJ/°C, maka tentukanlah perubahan entalpi yang terjadi pada  reaksi  tersebut !

      Penyelesaian:

      Q_sistem = Q_reakai + Q_kalorimeter
      Q_reakai = - Q_kalorimeter
      Q_kalorimeter = C x ∆T
      Q_kalorimeter = 10,17 kJ/K x 5 K

                        = 50,85 kJ
       Dengan begitu besar Q_reaksi adalah -50,85 kJ

       Untuk setiap 1 mol naftalena perubahan entalpinya adalah:

       Perubahan entalpi = (¹/_(2/128)) x (-50,85)= (¹²⁸/₂) x (-50,85) = 3254,4 kJ/mol

2.    Penentuan Perubahan entalpi berdasarkan  ∆Hf^o

Berdasarkan perubahan entalpi pembentukan standar zat-zat yang ada dalam

reaksi, perubahan entalpi reaksi dapat dihitung dengan rumus:

Contoh:

Tentukan perubahan entalpi pada reaksi antara karbon monoksida (CO) dengan hidrogen (H₂) untuk menghasilkan senyawa metanol (CH₃OH)!

Berdasarkan data tabel ∆Hf^o, diketahui: 

∆Hf^o CO(g) = -111 kJ /mol      ;    ∆Hf^o CH₃OH(l) = -239,0 kJ/mol

Penyelesaian:

∆Hreaksi = [∑ n ∆Hf^o (produk)] -  [∑ m ∆Hf^o (reaktan)]

                = [∆Hf^o CH₃OH(l)] - [∆Hf^o CO (g) + 2 ∆Hf^o H₂(g) ]

                = [(-239,0)] - [(-111) + 2(0)]

                = 128 kJ

 

3.    Penentuan Perubahan entalpi berdasarkan  Hukum Hess

Hukum Hess adalah hukum yang menyatakan bahwa perubahan entalpi suatu reaksi akan sama walaupun reaksi tersebut terdiri dari satu langkah atau banyak langkah. Perubahan entalpi tidak dipengaruhi oleh jalannya reaksi, melainkan hanya tergantung pada keadaan awal dan akhir,  ∆H₁ = ∆H₂ + ∆H₃.

Contoh:

4.    Penentuan Perubahan entalpi berdasarkan  energi ikatan

Reaksi kimia merupakan proses pemutusan dan pembentukan ikatan. Proses ini selalu disertai perubahan energi. Energi yang dibutuhkan untuk memutuskan 1 mol ikatan kimia dalam suatu molekul gas menjadi atomatomnya dalam fase gas disebut energi ikatan atau energi disosiasi (D).Untuk molekul kompleks, energi yang dibutuhkan untuk memecah molekul itu sehingga membentuk atom-atom bebas disebut energi atomisasi. Harga energi atomisasi ini merupakan jumlah energi ikatan atom-atom dalam molekul tersebut. Untuk molekul kovalen yang terdiri dari dua atom, seperti H₂, O₂, N₂, atau HI yang mempunyai satu ikatan, maka energi atomisasi sama dengan energi ikatan, perubahan entalpi reaksi dapat dihitung dengan rumus:

Contoh 

Diketahui energi ikatan:

C – H = 415 kJ/mol

C = C = 607 kJ/mol

C – C = 348 kJ/mol

H – H = 436 kJ/mol

Tentukan  ΔHreaksi  pada reaksi     

Tentukan  ΔHreaksi  pada reaksi     C₂H₄(g) + H₂(g) → C₂H₆(g)

Penyelesaian :

Latihan

1.    Diketahui:

ΔHf° C₂H₆(g)= –85 kJ/mol

ΔHf° C(g) = +715 kJ/mol

ΔHf°H(g) = +218 kJ/mol

energi ikatan C – C = 348 kJ/mol

Hitunglah energi ikatan C – H dalam etana (C₂H₆) pada reaksi:

C₂H₆(g) → 2 C(g) + 6 H(g)

DAFTAR PUSTAKA

 

Sudarmo, Unggul. 2014, Kimia untuk SMA /MA kelas XI, Surakarta, Erlangga

Sriyanto, Wahyu, S.Pd. 2020, Modul Pembelajaran SMA Kimia Kelas XI, Kemendikbud

Johari, J.M.C. dan Rachmawati, M, 2010. Chemistry 2A for Senior High School Grade XI Semester 1 , Esis, Jakarta

          Utami Budi, Nugroho Agung, dkk.2009, Kimia untuk SMA dan MA Kelas XI,                              Departemen Pendidikan Nasional, Jakarta

https://nizaraldy.wordpress.com/2013/10/06/kimia-kelas-xi-semester-1-bab-2-termokimia/(diakses  6 juni 2021)

https://www.kelaspintar.id/blog/edutech/jenis-perubahan-entalpi-entalpi-reaksi-5866/(diakses  6 juni 2021)

https://www.ruangguru.com/blog/persamaan-termokimia-dan-jenis-perubahan-entalpi-standar(diakses  6 juni 2021)

https://www.kimia-science7.com/cara-menentukan-perubahan-entalpi/(diakses  6 juni 2021)

https://sites.google.com/site/dewitatrianiputri/materi-pembelajaran/kelas-xi/bab-10/penentuan-perubahan-entalpi(diakses  6 juni 2021)