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 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
Hv 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
Hfus 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 ∆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)



Leave a Comment

Comments

No comments yet. Why don’t you start the discussion?

Leave a Reply

Your email address will not be published. Required fields are marked *