1. Pengertian Entalpi - 3. Entalpi dan Perubahan Entalpi

TUGAS
FISIKA KIMIA DASAR 2B

Kelompok 1
Abdillah Novandiaji

10114012

Adam Makarim

10114164

Afrida Damayanti

10114416

Afrizal Galih

10114420

Ana Yulianty

10114982

Andyka M. Kamagi

11114179

FAKULTAS ILMU KOMPUTER DAN TEKNOLOGI INFORMASI
UNIVERSITAS GUNADARMA

Entalpi dan Perubahan Entalpi

1. Pengertian Entalpi
Entalpi adalah kandungan kalor sistem dalam tekanan tetap. Entalpi di lambangkan
dengan H, sedangkan perubahan entalpi adalah selisih antara entalpi akhir dan entalpi awal di
simbolkan dengan dengan DH.

ΔH = Hakhir– Hmula-mula
Walaupun ini merupakan definisi yang biasa dari DH, keadaan entalpi H, mula-mula dan
akhir (yang sebenarnya berhubungan dengan jumlah energi yang adapada keadaan ini) tidak

dapat di ukur. Ini di sebabkan jumlah energi total dari sistem adalah jumlah dari semua energi
kinetik dan energi potensialnya. Jumlah energi total ini tidak dapat di ketahui karena kita
tidak dapat mengetahui secara pasti berapa kecepatan pergerakan molekul-molekul dari
sistem dan juga beberapa gaya tarik menarik dan tolak menolak antara molekul dalam sistem
tersebut. Bagaimanapun, defenisi di atas sangat penting karena telah menegakan tanda
aljabar DHeksoterm dan endoterm. Perubahan eksoterm, Hakhir lebih kecildari Hmula-mula. Jadi
harga DH adalah negatif. Dengan analisis yang sama, kita mendapatkan bahwa
harga DH untuk perubahan endoterm adalah positif.
Jika reaksi kimia meningkatkan panas, sistem kehilangan panas dan panas tersebut hilang
pada tekanan konstan adalah berkurangnya dalam entalpi (DH CO2(g) + 2H2O (l)

DH < 0, eksotermis

Hasil reaksi ini memberikan entalpi lebih rendah daripada reaktan. Dalam reaksi
endotermis, panas di serap oleh reaksi dari lingkungan, membuat DH bernilai positif. Sebagai
contoh reaksi endotermis adalah pembentukan nitrogen oksida dari unsurnya.
N2 (g) + 2 O2 (g) -->2NO2 (g)

DH > 0, endotermis

Proses Eksoterm dan Endoterm

Hukum pertama termodinamika menunjukan bahwa perubahan energi dalam (ΔU) tidak
dapat diukur, tetapi dapat di hitung dari nilai kalor (q) dan kerja (w).
Jika kalor yang menyertai perubahan pada volume tetap adalah ΔU maka kalor pada
tekanan tetap adalah ΔH. Hubungan antara energi dalam dan entalpi adalah :
ΔH = ΔU + Δ(PV), dapat di tuliskan H = U + PV
2.

Jenis-Jenis Perubahan Entalpi
a.

Perubahan Entalpi Pembentukan Standar (ΔH o f) = kalor pembentukan
Adalah

perubahan

entalpi

yang

terjadi

pada pembentukan 1

mol

senyawa dari unsur-unsurnya pada suhu dan tekanan standar ( 25 oC, 1 atm ).
Entalpinya bisa dilepaskan maupundiserap. Satuannya adalah kJ / mol.
Contoh :
ΔH=-286 kJ mol-1

H2(g) + 1/2 O2 → H2O(l)

ΔH=-393 kJ mol-1

C (grafit) + O2(g) → CO2(g)

K(s) + Mn(s) + 2O2 → KMnO4(s) ΔH=-813 kJ mol-1
Catatan:

·

ΔHf elemen stabil adalah 0

·

ΔHf digunakan

untuk

memperkirakan

stabilitas

senyawa

dibanding

penyusunnya
·

Semakin kecil ΔHf, semakin stabil energi senyawa itu

·

ΔHf tidak mencerminkan laju reaksi (akan dibahas pada bab selanjutnya)

b.

Perubahan Entalpi Penguraian Standar (ΔH o d)
Adalah

perubahan

entalpi

yang

terjadi

pada

penguraian1

mol

senyawa menjadi unsur-unsur penyusunnya pada keadaan standar. Perubahan
entalpi

penguraian

standar

merupakan kebalikandari

perubahan

entalpi

pembentukan standar, maka nilainya pun akan berlawanan tanda.

Menurut Marquis de Laplace, “ jumlah kalor yang dilepaskan pada
pembentukan senyawa dari unsur-unsur penyusunnya = jumlah kalor yang
diperlukan

pada

penguraian

senyawa

tersebut

menjadi

unsur-unsur

penyusunnya. “ Pernyataan ini disebut Hukum Laplace.
Contoh :
H2O(l) → H2(g) + 1/2 O2(g) ΔH=+286 kJ mol-1 (bnd. contoh Hf no. 1)
c.

Perubahan Entalpi Pembakaran Standar (ΔH o c)
Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada pembakaran 1 mol suatu
zat secara sempurna pada keadaan standar.
Contoh :
1/2 C2H4(g) + 3/2 O2 → CO2(g) + H2O(l) ΔH=-705.5 kJ mol-1
Catatan:
·

ΔHc selalu negatif, karena panas pasti dilibatkan

·

ΔHc bisa digunakan untuk menilai kandungan energi bahan bakar atau

makanan
d.

Perubahan Entalpi Netralisasi Standar (ΔH

o

n)

Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada penetralan 1 mol asam oleh
basa atau 1 mol basa oleh asam pada keadaan standar.
Contoh :
NaOH(aq) + HCl(aq) →NaCl(aq) + H2O(l)

ΔHn = -57,1 kJ mol-1

e.

Perubahan Entalpi Penguapan Standar (ΔH ovap)
Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada penguapan 1 mol zat dalam fase
cair menjadi fase gas pada keadaan standar.
Contoh : H2O(l) ---> H2O(g) ; DHovap = +44kJ

f.

Perubahan Entalpi Peleburan Standar (ΔH ofus )
Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada pencairan / peleburan 1 mol zat
dalam fase padat menjadi zat dalam fase cair pada keadaan standar.
Contoh :
NaCl(s) ⎯⎯→ NaCl(l) ΔH = –112 kJ/mol

g.

Perubahan Entalpi Sublimasi Standar (ΔH osub )
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) ; DHosub = +50,01 kJ

h.

Perubahan Entalpi Pelarutan Standar (ΔH osol )
Adalah perubahan entalpi yang terjadi ketika 1 mol zat melarut dalam suatu
pelarut ( umumnya air ) pada keadaan standar.
Contoh :
·

NH3(g) + aq -> NH3(aq) ΔHs=-35.2 kJ mol-1

·

HCl(g) + aq -> H+(aq) + Cl-(aq) ΔHs=-72.4 kJ mol-1

·

NaCl(s) + aq -> Na+(aq) + Cl-(aq) ΔH=+4.0 kJ mol-1

Catatan:
·

Jika ΔHs sangat positif, zat itu tidak larut dalam air

·

Jika ΔH negatif, zat itu larut dalam air

3.

Penentuan Perubahan Entalpi
a. Penentuan Perubahan Entalpi Berdasarkan Energi Ikatan
Energi ikatan adalah energi yang diperlukan untuk memutuskan ikatan kimia
dalam 1 mol suatu molekul / senyawa berwujud gas menjadi atom-atomnya.
Lambang energi ikatan = D. Energi ikatan rerata pada ikatan rangkap 3 >
ikatan rangkap 2 > ikatan tunggal. Suatu reaksi yangDH–nya ditentukan
dengan menggunakan energi ikatan, maka atom-atom yang terlibat dalam reaksi
harus berwujud gas. Berdasarkan jenis dan letak atom terhadap atom-atom lain
dalam molekulnya, dikenal 3 jenis energi ikatan yaitu :
1) Energi Atomisasi.
Adalah energi yang diperlukan untuk memutuskan semua ikatan 1 mol molekul
menjadi atom-atom bebas dalam keadaan gas.
Energi atomisasi = jumlah seluruh ikatan atom-atom dalam 1 mol senyawa.
Cobntoh :
Pada molekul NH3 terdapat 3 ikatan N – H. Sementara itu, energi ikatan N – H =
93 kkal / mol sehingga energi atomisasinya = 3 x 93 kkal / mol = 297 kkal / mol.

2) Energi Disosiasi Ikatan.
Adalah energi yang diperlukan untuk memutuskan salah 1 ikatan yang terdapat
pada suatu molekul atau senyawa dalam keadaan gas.
Contoh :
Energi disosiasi untuk melepas 1 atom H dari molekul CH4 = 431 kJ.
3) Energi Ikatan Rata-Rata.
Adalah energi rerata yang diperlukan untuk memutuskan ikatan atom-atom pada
suatu senyawa ( notasinya = D ).
Contoh :
Dalam molekul CH4 terdapat 4 ikatan C - H .

Energi ikatan rerata C - H ( DC-H ) = ( 1668 / 4 ) kJ =417 kJ
Energi ikatan suatu molekul yang berwujud gas dapat ditentukan dari data entalpi
pembentukan standar (DHf ) dan energi ikat unsur-unsurnya. Prosesnya melalui 2
tahap yaitu :
o Penguraian senyawa menjadi unsur-unsurnya.
o Pengubahan unsur menjadi atom gas.
Reaksi kimia pada dasarnya terdiri dari 2 proses :
o Pemutusan ikatan pada pereaksi.
o Pembentukan ikatan pada produk reaksi.
Pada proses pemutusan ikatan

= memerlukan energi.

Pada proses pembentukan ikatan = membebaskan energi.
Secara umum di rumuskan dengan :
b.

Penentuan Perubahan Entalpi Berdasarkan Hukum Hess

Hukum Hess “Perubahan entalpi yang dilepas atau diserap tidak tergantung
pada jalannya reaksi, melainkan tergantung pada kondisi zat – zat yang
bereaksi ( reaktan ) dan zat – zat hasil reaksi ( produk )”.
Berdasarkan hukum Hess, penentuan DH dapat dilakukan melalui 2 cara, yaitu
:
1.

Perubahan entalpi ( DH ) dihitung melalui penjumlahan dari perubahan

entalpi beberapa reaksi yang berhubungan
DH =DH1+DH2+DH3
2.

Perubahan entalpi ( DH ) suatu reaksi dihitung berdasarkan selisih entalpi

pembentukan ( DHof ) antara produk dan reaktan
Entalpi reaksi standar, ΔH0, adalah perubahan entalpi dari 1 mol reaktan dan
produk pada keadaan standar (105 Pa dan 298.15 K). Entalpi pembentukan
standar, ΔHf0, suatu senyawa adalah entalpi reaksi standar untuk
pembentukan senyawa dari unsur-unsurnya. Karena entalpi adalah fungsi
keadaan, entalpi reaksi standar dihitung dengan mendefinisikan entalpi
pembentukan zat sederhana (unsur) bernilai nol. Dengan demikian:

ΔH =Σ ΔHf(produk) −ΣΔHf0

DAFTAR PUSTAKA
http://termosulastri.blogspot.com/2015/03/entalpi-dan-perubahan-entalpi.html