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 25oC dan 1 atm. Perubahan
entalpi reaksi yang ditentukan pada kondisi tersebut dinyatakan sebagai perubahan
entalpi standar dan dinyatakan dengan lambang ΔHo.
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) + ½O2 (g)→ CO2 (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
( ΔHsubo = 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 ( ΔHosol
= 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 ( oC 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(Cl0H8)
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:
Qsistem =
Qreakai + Qkalorimeter
Qreakai = – Qkalorimeter
Qkalorimeter = C x ∆T
Qkalorimeter = 10,17 kJ/K x 5 K
= 50,85 kJ
Dengan begitu besar Qreaksi 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
∆Hfo
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 ∆Hfo,
diketahui:
∆Hfo CO(g) = -111 kJ /mol ;
∆Hfo CH3OH(l) = -239,0 kJ/mol
Penyelesaian:
∆Hreaksi = [∑ n ∆Hfo (produk)]
– [∑ m ∆Hfo (reaktan)]
= [∆Hfo CH3OH(l)] – [∆Hfo
CO (g) + 2 ∆Hfo 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
→ 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)
