Hubungan entalpi dengan energi yang dipindahkan sebagai · PDF fileHubungan entalpi dengan energi yang dipindahkan sebagai kalor pada tekanan tetap kepada sistem yang tidak dapat melakukan

Hubungan entalpi dengan energi yang dipindahkan

sebagai kalor pada tekanan tetap kepada sistem yang

tidak dapat melakukan kerja lain

Jika sistem mengalami perubahan, maka :

ΔH = H2 – H1

ΔH = ( U2 + p2V2 ) – ( U1 + p1V1 )

ΔH = ΔU + Δ(pV)

ΔH = ΔU + pΔV + VΔp

ΔH = q + we – peksΔV + pΔV + VΔp →peks = p

ΔH = q + we + VΔp

jika tidak ada w lain (we = 0 ) dan p tetap (Δp = 0), maka

ΔH = q

Untuk reaksi yang menghasilkan gas,

dengan menganggap setiap gas

bersifat sempurna, maka :

H = U + pV

H = U + nRT

sehingga perubahan entalpinya :

ΔH = ΔU + ΔnRT

Δn adalah perubahan jumlah gas

dalam reaksi

2.Keadaan Standar dan Entalpi Reaksi

Standar

• Keadaan standar suatu zat adalah suatu bentuk yang

dicirikan untuk suatu cairan dan padatan murni pada

tekanan 1 atm dan suhu 25oC, dan untuk gas ideal

pada suhu 0oC dan tekanan 1 atm.

• Perubahan entalpi standar ΔHo adalah perubahan

entalpi untuk proses yang zat awal dan akhirnya

dalam keadaan standar.

• Entalpi reaksi strandar adalah perubahan entalpi

ketika reaktan yang dalam keadaan standar berubah

menjadi produk dalam keadaan standar.

CH4(g) + 2O2(g)→CO2(g) + 2H2O(l) ΔHo (298 K) = -890 kJ mol-1

3.Entalpi Perubahan Fisik

Perubahan entalpi standar yang menyertai

perubahan keadaan fisik disebut entalpi

transisi standar ΔHotrs. Contohnya :

• Perubahan entalpi penguapan standar

• Perubahan entalpi peleburan standar

• Perubahan entalpi sublimasi standar

• Perubahan entalpi pelarutan standar

Perubahan Entalpi Penguapan Standar

ΔHouap

ΔHo uap adalah perubahan entalpi 1 mol zat cair yang menguap menjadi gas pada keadaan standar.

Contoh :

H2O(l) → H2O(g) ΔHouap (373 K) = +40,66 kJ

mol-1

ΔHofus adalah perubahan entalpi 1 mol zat padat yang

melebur menjadi cair pada keadaan standar.

Contoh :

H2O(S) → H2O(l) ΔHofus (273 K) = +6,01 kJ mol-1

Perubahan Entalpi Peleburan Standar ΔHofus

Nilai perubahan entalpi standar proses

maju nilainya sama tetapi tanda

berlawanan dengan perubahan entalpi

standar proses sebaliknya.

ΔHo(sebaliknya) = -ΔHo

(maju)

reaktan

hasil reaksi

ΔH (maju) ΔH (sebaliknya)

Entalpi

Perubahan Entalpi Pelarutan

Standar ΔHosol

ΔHosol adalah perubahan entalpi standar 1 mol zat

yang melarut dalam pelarut dengan sejumlah

tertentu.

Pelarutan : X(g, l, atau s) → X(aq)

Contoh :

HCl(g) → HCl(aq) ΔHosol 1 = -75,14 kJ mol-1

Sehingga 75 kJ energi dibebaskan sebagai kalor jika

1 mol HCl(g) melarut dengan menghasilkan larutan

yang sangat encer

4.Perubahan Entalpi Pengionan ΔHoi

ΔHoi adalah perubahan entalpi standar untuk penghilangan satu elektron.

X(g) → E+(g) + e-

(g) ΔHoi

Karena 1 mol reaktan gas menghasilkan 2 mol produk gas, energi dalam dan entalpi pengionan berbeda sebesar RT

∆Hoi = ∆UO

i + RT

Energi pengionan (Ei) adalah perubahan energi dalam untuk proses yang sama pada T=0.

Karena Ei pada T biasa = Ei pada T=0 maka

∆Hoi = Ei + RT

Karena RT = 2,5 kJ mol-1, maka perbedaan antara ∆Hoi ,∆UO

i , Ei dapat diabaikan .

Pengionan : X(g) → X+(g) + e-

(g) Ei = ΔHo(0)

Entalpi Perolehan Elektron ΔHea

ΔHea adalah perubahan entalpi standar yang

menyertai perlekatan elektron pada suatu

atom, ion, atau molekul dalam fase gas.

E(g) + e-(g) → E-

(g) ΔHoea

Nilai negatif dari ∆U yang bersesuaian pada

T=0 disebut afinitas elektron Eea, Sehingga

∆U dan ΔH berbeda sebesar RT

ΔHea=- Eea-RT

5.Entalpi Disosiasi Ikatan

Entalpi disosiasi ikatan ΔHo(A-B) adalah entalpi reaksi standar untuk proses dimana ikatan A-B dipatahkan.

AB(g) → A(g) + B(g) ΔHo (A-B)

A dan B dapat berupa atom atau kelompok atom.

Entalpi ikatan rata-rata B(A-B) adalah nilai entalpi disosiasi ikatan dari (A-B) yang dirata-ratakan.

ΔHo = Σ B(reaktan) – Σ B(produk)

Entalpi ikatan rata-rata (kJ mol-1):

H-H 436

C-C 348

C-H 412

O-H 463

Entalpi Pengatoman Standar ΔHoae

ΔHoa adalah perubahan entalpi standar yang menyertai

pemisahan semua atom dalam suatu zat (unsur atau senyawa). Contoh:

CH4(g) → C(g) + 4H(g) ΔHoa = 4.(C-H) – 0 = 4 . 415 = 1660 kJ

Untuk padatan yang menjadi gas monoatom, entalpi pengatoman sama dengan entalpi sublimasinya:

Na(s) → Na(g) ΔHoa = ΔHo

sub = +107,kJ mol-1

Jika zat dalam reaksi berupa unsur bebas, maka diperlukan data energi pengatoman ΔHatom, yaitu energi yang diperlukan untuk memutuskan ikatan antar atom dalam unsur sehingga menjadi atom-atom bebas. Contoh:

½H2(g) → H(g) ΔHatom = 216 kJ mol-1

½Br2(g) → Br(g) ΔHatom = 112 kJ mol -1

6.Entalpi Perubahan Kimia.

Perubahan entalpi pembakaran standar ΔHoc

ΔHoc adalah perubahan entalpi reaksi standar

untuk oksidasi zat organik menjadi CO2 dan

H2O bagi senyawa yang mengandung C, H dan

O dan menjadi N2 bagi senyawa yang juga

mengandung N.

Contoh :

C6H12O6(s) + 6O2(g) → 6CO2(g) + 6H2O(l) ΔHoc = -

2808 kJ mol-1

7.Hukum Hess Hukum ini menyatakan bahwa entalpi yng menyertai suatu

reaksi tdak bergantung pada jalannya reaksi, tetapi hanya bergantung pada keadaan awal dan akhir.

Contoh soal :Jika diketahui

C(s) + O2(g) → CO2(g) ΔH = -394 kJ

2C(s) + O2(g) → 2CO(g) ΔH = 220 kJ

Tentukan ΔH reaksi 2CO(g) + O2(g)→2CO2(g)

Penyelesaian :

2C(s) + 2O2(g) → 2CO2(g) ΔH = -788 kJ

2CO(g) → 2C(s) + O2(g) ΔH = -220 kJ

2CO(g) + O2(g) → 2CO2(g) ΔH = -1008 kJ

8.Perubahan Entalpi Pembentukan

Standar ΔHof

ΔHof adalah perubahan entalpi untuk pembentukan zat itu

dari unsut-unsurnya dalam keadaan standar.

ΔHof dari unsur-unsur dalam keadaannya yang paling stabil

dianggap sama dengan nol, misal ΔHof O2(g), ΔHo

f N2(g), ΔHo

f H2(g), dan ΔHof C(grafit).

Entalpi pembentukan standar senyawa anorganik,ΔHof (Ђ)

/ (kJ mol-1)

H2O(l) -285,8 H2O2(l) -187,8

NH3(g) -46,1 N2H4(l) +50,6

NO2(g) +32,2 N2O4(g) +9,2

NaCl(s) -411,2 KCl(s) -436,8

Pembentukan : unsur-unsur dalam keadaan referensi → senyawa

Entalpi pembentukan suatu padatan dapat dianalisis menjadi beberapa kontribusi. Misalnya : Na(s) + ½Cl2(g) → NaCl(s) dapat dipandang sebagai hasil dari 5 tahapan:

1. Na(s) → Na(g) ΔHosub(Na)

2. Na(g) → Na+(g) + e-(g) ΔHi

3. ½Cl2(g) → Cl(g) ½ΔHo (Cl-Cl)

4. Cl(g) + e-(g) → Cl-(g) ΔHoea (Cl)

5. Na+(g) + Cl-(g) → NaCl(s)

NaCl(s) → Na+(g) + Cl-(g) ΔHL = ?

Siklus Born-Haber digunakan untuk

penentuan entalpi kisi

Jumlah perubahan entalpi mengelilingi

siklus sama dengan nol.

Jarak dari bawah ke atas di sebelah kiri

sama dengan jarak dari bawah ke atas di

sebelah kanan

10.Siklus Termodinamika

Entalpi pembentukan zat dalam larutan

adalah perubahan entalpi yang menyertai

reaksi pembentukan larutan.

Dalam hal ini, perubahan entalpi standar

adalah entalpi hidrasi dari ion-ion gas.

Misal

Na+(g) + Cl-(g) → NaCl(aq) ΔHo

hid = ?

Siklus Termodinamika digunakan untuk

penentuan entalpi hidrasi ion-ion gas

pembentuk larutan.

Jarak dari bawah ke atas di sebelah kiri

sama dengan jarak dari bawah ke atas di

sebelah kanan.

11.Kapasitas Kalor Zat

Kapasitas kalor ( C ) adalah jumlah kalor yang diperlukan untuk menaikkan suhu sistem sebesar satu derajat, yang dirumuskan

C = dq

dT

Karena nilai q bergantung pada jenis proses, maka nilai C juga demikian.

Jika tekanan luar konstan,maka qp = ΔH,

Jika proses isovolum, maka qv = ΔU.

Sehingga ada dua macam kalor:

• Kapasitas kalor pada tekanan tetap

• Kapasitas kalor pada volume tetap

Kapasitas Kalor pada Tekanan

Tetap dan Kapasitas Kalor pada

Volume Tetap

Pada tekanan tetap :

Cp = dH

dT p

Pada volume tetap :

Cv = dU

dT v

Dalam perhitungan sering diperlukan nilai kapasitas kalor tiap mol zat yang disebut kapasitas kalor molar, yaitu

cp = Cp (J K-1mol-1)n

cv = Cv (J K-1mol-1)n

cp – cv = RR = tetapan gas ideal ( 8,314 JK-1 mol-1)