ENTALPI DAN PROSES PADA TEKANAN KONSTAN
ENTALPI DAN PROSES PADA TEKANAN KONSTAN
Entalpi adalah istilah dalam termodinamika yang menyatakan jumlah
energi dari suatu sistem termodinamika. Entalpi terdiri dari energi dalam sistem,
termasuk satu dari lima potensial termodinamika dan fungsi keadaan, juga volume
dan tekanannya (merupakan besaran ekstensif). Satuan SI dari entalpi adalah joule,
namun digunakan juga satuan British thermal unit dan kalori.
Total entalpi (H) tidak bisa diukur langsung. Sama seperti pada
mekanika klasik, hanya perubahannya yang dapat dinilai. Entalpi merupakan
potensial termodinamika, maka untuk mengukur entalpi suatu sistem, kita harus
menentukan titik reference terlebih dahulu, baru kita dapat mengukur perubahan
entalpi ΔH. Perubahan ΔH bernilai positif untuk reaksi endoterm dan negatif untuk
eksoterm.
Untuk proses dengan tekanan konstan, ΔH sama dengan perubahan
energi dalam sistem ditambah kerja yang dilakukan sistem pada lingkungannya.
Maka, perubahan entalpi pada kondisi ini adalah panas yang diserap atau dilepas
melalui reaksi kimia atau perpindahan panas eksternal.
Entalpi gas ideal, solid, dan liquid tidak tergantung pada tekanan.
Benda nyata pada temperatur dan tekanan ruang biasanya kurang lebih mengikuti
sifat ini, sehingga dapat menyederhanakan perhitungan entalpi.
Entalpi dilambangkan dengan H (berasal dari kata ‘Heat of Content’).
Jika perubahan energi terjadi pada tekanan tetap, misalnya dalam wadah terbuka
(tekanan atmosfer) maka kalor yang terbentuk dinamakan perubahan entalpi (ΔH).
Dengan demikian, perubahan entalpi adalah kalor yang terjadi pada tekanan tetap,
atau Δ H = QP (Qp menyatakan kalor yang diukur pada tekanan tetap).
Entalpi didefinisikan sebagai :
H = E + pV
Keterangan :
H = Entalpi (Joule)
E = energi (joule)
V = volume (liter)
P = tekanan (atm)
Perubahan dalam Entalpi
Hukum kekekalan energi menjelaskan bahwa energi tidak dapat diciptakan
dan tidak dapat dimusnahkan, tetapi hanya dapat diubah dari bentuk energi yang satu
menjadi bentuk energi yang lain. Nilai energi suatu materi tidak dapat diukur, yang
dapat diukur hanyalah perubahan energi (ΔE). Demikian juga halnya dengan entalpi,
entalpi tidak dapat diukur, kita hanya dapat mengukur perubahan entalpi (ΔH).
ΔH = Hp – Hr
Keterangan:
ΔH = perubahan entalpi
Hp = entalpi produk
Hr = entalpi reaktan atau pereaksi
Bila H produk > H reaktan, maka ΔH bertanda positif, berarti terjadi penyerapan
kalor dari lingkungan ke sistem.
Bila H reaktan > H produk, maka ΔH bertanda negatif, berarti terjadi pelepasan kalor
dari sistem ke lingkungan.Secara matematis, perubahan entalpi (ΔH) dapat
diturunkan sebagai berikut.
H=E+W
Pada tekanan konstan :
ΔH = ΔE + PΔV
Jadi, pada tekanan tetap, perubahan entalpi (ΔH) sama dengan kalor (q) yang diserap
atau dilepas.
Macam-macam reaksi kimia berdasarkan kalor yang dibebaskan/kalor yang diserap :
Reaksi kimia yang membutuhkan atau menyerap kalor disebut reaksi endoterm
Reaksi kimia yang membebaskan kalor disebut reaksi eksoterm.
Jika suhu sistem turun maka dikatakan bahwa reaksi tersebut eksoterm. Reaksi
endoterm adalah kebalikan dari reaksi eksoterm.
Hubungan antara reaksi eksoterm/endoterm dan perubahan entalpi : Dalam
reaksi kimia yang melepaskan kalor (eksoterm), energi yang terkandung dalam zatzat hasil reaksi lebih kecil dari zat-zat pereaksi. Oleh karena itu, perubahan entalpi
reaksi berharga negatif.
ΔH = Hproduk – Hpereaksi < 0
Pada reaksi endoterm, perubahan entalpi reaksi akan berharga positif.
ΔH= Hproduk – Hpereaksi > 0
Pada reaksi endoterm, entalpi sesudah reaksi menjadi lebih besar,
sehingga ΔH positif. Sedangkan pada reaksi eksoterm, entalpi sesudah reaksi menjadi
lebih kecil, sehingga ΔH negatif. Perubahan entalpi pada suatu reaksi disebut Kalor
reaksi. Kalor reaksi untuk reaksi-reaksi yang khas disebut dengan nama yang khas
pula, misalnya kalor pembentukan,kalor penguraian, kalor pembakaran, kalor
pelarutan dan sebagainya.
Menurut Hukum I Termodinamika
Suatu reaksi kimia dapat dipandang sebagai suatu sistem yang terdiri
dari dua bagian yang berbeda, yaitu pereaksi dan hasil reaksi atau produk. Perhatikan
suatu reaksi yang berlangsung pada sistem tertutup dengan volume tetap (ΔV = 0),
maka sistem tidak melakukan kerja, w = 0. Jika kalor reaksi pada volume tetap
dinyatakan dengan qv , maka persamaan hukum I termodinamika dapat ditulis:
ΔU = qv + 0 = qv = q reaksi
q
reaksi
disebut sebagai kalor reaksi. Hal ini berarti bahwa semua
perubahan energi yang menyertai reaksi akan muncul sebagai kalor. Misal: suatu
reaksi eksoterm mempunyai perubahan energi dalam sebesar 100 kJ. Jika reaksi itu
berlangsung dengan volume tetap, maka jumlah kalor yang dibebaskan adalah 100 kJ.
Kebanyakan reaksi kimia berlangsung dalam sistem terbuka dengan
tekanan tetap (tekanan atmosfir). Maka sistem mungkin melakukan atau menerima
kerja tekanan – volume, w = 0). Oleh karena itu kalor reaksi pada tekanan tetap
dinyatakan dengan qp , maka hukum I termodinamika dapat ditulis sebagai berikut:
ΔU = qp + w atau qp = ΔU – w = q reaksi s
Dalam termokimia ada dua kondisi khusus yang penting, yaitu volume tetap dan
tekanan tetap, oleh karena pada kedua kondisi ini kalor reaksi dapat dikaitkan dengan
fungsi-fungsi termodinamika tertentu. Bila reaksi dikerjakan pada volume tetap
(misalnya dalam kalorimeter bom), maka kalor reaksinya sama dengan perubahan
energi dalam sistem, qp = ∆U, sedangkan pada tekanan tetap, kalor reaksi sama
dengan perubahan entalpi, qv = ∆H. Hubungan antara kedua besaran ini dapat
diturunkan
sebagai
berikut.
dH =dU + d(pV)
atau
∆H = ∆U + ∆(pV)
Bila semua zat-zat pereaksi dan hasil reaksi sebagai cairan atau padatan, maka
harga ∆(pV) sangat kecil (kecuali bila tekanan sangat tinggi) dibandingkan terhadap
∆H atau ∆U sehingga dapat diabaikan, dalam hal ini ∆H ≈ ∆U. Dalam reaksi yang
menyangkut gas, harga ∆(pV) bergantung pada perubahan jumlah mol gas yang
terjadi dalam reaksi.
HUBUNGAN ANTARA ENTALPI DAN ENERGI
Kimia berhubungan dengan interaksi antara dua zat atau hubungan
antara materi dan energy, terutama dalam hubunganya dengan hukum pertam
termodinamika dan dapat mengubah suatu zat menjadi zat lain. Energy merupakan
kemampuan untuk melakukan usaha.
Suatu reaksi kimia melibatkan pemutusan dan pembentukan ikatan
kimia. Pemutusan ikatan kimia menyebabkan zat-zat pereaksi terpisah menjadi atomatom penyusunnya. Atom-atom ini akan disusun ulang dan bergabung kembali
membentuk ikatan kimia dalam zat-zat produk reaksinya. Pemutusan suatu ikatan
memerlukan energi. Sebaliknya, suatu pembentukan ikatan akan melepaskan
sejumlah energi. Energi yang terkait dengan pemutusan atau pembentukan ikatan
kimia ini disebut energy ikatan. Energi ikatan dibedakan menjadi energi disosiasi
untuk senyawa molekul, dan energi kisi untuk senyawa ion. Energi disosiasi (D)
terkait dengan energi yang diperlukan untuk memutuskan ikatan senyawa
molekul/kovalen. Sedangkan energi kisi terkait dengan energi yang dilepas untuk
pembentukan ikatan senyawa ion. Pada bahasan berikutknya lebih difokuskan pada
energi disosiasi.
Energi Ikatan untuk Menghitung Perubahan Entalpi Reaksi
Seperti yang dijelaskan di atas, reaksi kimia akan melibatkan energi untuk pemutusan
ikatan antar atom pereaksi dan pembentukan ikatan antar atom produk reaksi. Selisih
antara energi untuk pemutusan dan pembentukan ikatan ini adalah ∆H. Dapat
dirumuskan sebagai berikut:
∆Hreaksi = ∑ (Energi ikatan pereaksi) - ∑ (Energi ikatan produk reaksi)
Simak contoh reaksi peruraian H2O (reaksi endoterm) dan pembentukan CH4 (reaksi
eksoterm) berikut ini.
1. Reaksi Peruraian H2O
H2O dapat terurai menjadi gas H2 dan gas O2, dengan bantuan energi yang diperoleh
dari arus listrik.
Gambar 1. Reaksi peruraian Air
Gambar 2. Diagram tingkat energi peruraian air
Ada 2 tahapan dalam reaksi seperti yang ditunjukkan pada diagram entalpi pada
gambar 2:
Pemutusan 2 ikatan H - O menjadi atom-atom H dan O. energi yang diperlukan
adalah sebesar ∑ (energi ikatan pereaksi)
Pembentukan 2 ikatan H - H dan 1 ikatan O = O dari atom H dan O. energi yang
dilepas adalah sebesar ∑ (energi ikatan produk reaksi).
Dari diagram, terlihat bahwa ∑ (energi ikatan pereaksi) < ∑ (energi ikatan produk
reaksi). Dengan menggunakan rumus ∆H di atas, maka diperoleh ∆H reaksi adalah
positif (+) atau reaksi bersifat endoterm.
Reaksi pembentukan CH4
Reaksi pembakaran CH4 dengan O2, dihasilkan gas CO2 dan gas H2O. raeksinya
adalah sebagai berikut:
Gambar 3. Reaksi pembakaran gas metana
Gambar 4. Diagram tingkat energi pembakaran gas metana
Ada 2 tahapan dalam reaksi seperti yang ditunjukkan pada diagram entalpi pada
gambar 4:
Pemutusan 4 ikatan C - H dan ikatan rangkap O = O menjadi menjadi atom-atom C,
H dan O. Energi yang diperlukan adalah sebesar ∑ (energi ikatan pereaksi)
Pembentukan 2 ikatan C = O dan 2 ikatan H - O dari atom-atom C, H, dan O. Energi
yang dilepas adalah sebesar ∑ (energi ikatan produk reaksi).
Dari diagram, terlihat bahwa ∑ (energi ikatan pereaksi) > ∑ (energi ikatan produk
reaksi). Dengan menggunakan rumus ∆H di atas, maka diperoleh ∆Hreaksi adalah
negative (-) atau reaksi bersifat eksoterm.
Secara umum, hubungan antara ∆H reaksi dengan ∑ (energi ikatan pereaksi) dan ∑
(energi ikatan produk reaksi) untuk reaksi endoterm dan reaksi eksterm dapat dilihat
pada gambar berikut.
Gambar 5. Diagram tingkat energi reaksi endoterm
Gambar 6. Diagram tingkat energi reaksi eksot
Energi Ikatan
Suatu reaksi kimia melibatkan pemutusan dan pembentukan ikatan kimia. Pemutusan
ikatan
kimia
menyebabkan
zat-zat
pereaksi
terpisah
menjadi
atom-atom
penyusunnya. Atom-atom ini akan disusun ulang dan bergabung kembali membentuk
ikatan kimia dalam zat-zat produk reaksinya. Pemutusan suatu ikatan memerlukan
energi. Sebaliknya, suatu pembentukan ikatan akan melepaskan sejumlah energi.
Energi yang terkait dengan pemutusan atau pembentukan ikatan kimia ini disebut
energy ikatan. Energi ikatan dibedakan menjadi energi disosiasi untuk senyawa
molekul, dan energi kisi untuk senyawa ion. Energi disosiasi (D) terkait dengan
energi yang diperlukan untuk memutuskan ikatan senyawa molekul/kovalen.
Sedangkan energi kisi terkait dengan energi yang dilepas untuk pembentukan ikatan
senyawa ion. Pada bahasan berikutknya lebih difokuskan pada energi disosiasi.
Energi Ikatan untuk Menghitung Perubahan Entalpi Reaksi
Seperti yang dijelaskan di atas, reaksi kimia akan melibatkan energi untuk pemutusan
ikatan antar atom pereaksi dan pembentukan ikatan antar atom produk reaksi. Selisih
antara energi untuk pemutusan dan pembentukan ikatan ini adalah ∆H. Dapat
dirumuskan sebagai berikut:
∆Hreaksi = ∑ (Energi ikatan pereaksi) - ∑ (Energi ikatan produk reaksi)
Simak contoh reaksi peruraian H2O (reaksi endoterm) dan pembentukan CH4 (reaksi
eksoterm) berikut ini.
1. Reaksi Peruraian H2O
H2O dapat terurai menjadi gas H2 dan gas O2, dengan bantuan energi yang diperoleh
dari arus listrik.
Gambar 1. Reaksi peruraian Air
Gambar 2. Diagram tingkat energi peruraian air
Ada 2 tahapan dalam reaksi seperti yang ditunjukkan pada diagram entalpi pada
gambar 2:
Pemutusan 2 ikatan H - O menjadi atom-atom H dan O. energi yang diperlukan
adalah sebesar ∑ (energi ikatan pereaksi)
Pembentukan 2 ikatan H - H dan 1 ikatan O = O dari atom H dan O. energi yang
dilepas adalah sebesar ∑ (energi ikatan produk reaksi).
Dari diagram, terlihat bahwa ∑ (energi ikatan pereaksi) < ∑ (energi ikatan produk
reaksi). Dengan menggunakan rumus ∆H di atas, maka diperoleh ∆H reaksi adalah
positif (+) atau reaksi bersifat endoterm.
Reaksi pembentukan CH4
Reaksi pembakaran CH4 dengan O2, dihasilkan gas CO2 dan gas H2O. raeksinya
adalah sebagai berikut:
Gambar 3. Reaksi pembakaran gas metana
Gambar 4. Diagram tingkat energi pembakaran gas metana
Ada 2 tahapan dalam reaksi seperti yang ditunjukkan pada diagram entalpi pada
gambar 4:
Pemutusan 4 ikatan C - H dan ikatan rangkap O = O menjadi menjadi atom-atom C,
H dan O. Energi yang diperlukan adalah sebesar ∑ (energi ikatan pereaksi)
Pembentukan 2 ikatan C = O dan 2 ikatan H - O dari atom-atom C, H, dan O. Energi
yang dilepas adalah sebesar ∑ (energi ikatan produk reaksi).
Dari diagram, terlihat bahwa ∑ (energi ikatan pereaksi) > ∑ (energi ikatan produk
reaksi). Dengan menggunakan rumus ∆H di atas, maka diperoleh ∆Hreaksi adalah
negative (-) atau reaksi bersifat eksoterm.
Secara umum, hubungan antara ∆H reaksi dengan ∑ (energi ikatan pereaksi) dan ∑
(energi ikatan produk reaksi) untuk reaksi endoterm dan reaksi eksterm dapat dilihat
pada gambar berikut.
Gambar 5. Diagram tingkat energi reaksi endoterm
Gambar 6. Diagram tingkat energi reaksi eksot
CONTOH SOAL
Contoh Soal Menghitung ΔH dari Energi Ikatan Rata-Rata :
Gunakan data energi ikatan rata-rata pada Tabel 2. untuk menghitung ΔH reaksi
pembentukan amonia dari unsur-unsurnya
Pembahasan
:
1. Tuliskan persamaan reaksi dan setarakan
2. Tentukan ikatan apa yang putus pada pereaksi, dan hitung jumlah energi ikatan
rata-rata yang diperlukan
3. Tentukan ikatan apa yang terbentuk pada hasil reaksi, dan hitung jumlah energi
ikatan rata-rata yang dilepaskan.
4. Hitung selisih energi yang terlibat dalam reaksi.
Persamaan reaksinya:
N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)
Ikatan yang putus pada pereaksi:
N N 1 mol × 418 kJ mol–1 = 418 kJ
H–H 3 mol × 432 kJ mol–1= 1.296 Kj
Total energi yang diperlukan = 1714 kJ
Ikatan yang terbentuk pada hasil reaksi:
N – H 2 mol × 386 kJ mol–1 = 1.158 kJ
Total energi yang dilepaskan = 1158 kJ
Perubahan entalpi reaksi pembentukan amonia:
ΔHreaksi =ΣD(pemutusan
ikatan)
– ΣD(pembentukan
ikatan)
= 1.714 kJ – 1.158 kJ = 556 kJ
Oleh karena ΔH positif maka pembentukan 2 mol amonia menyerap energi sebesar
556 kJ atau sebesar 278 kJ mol–1
.
Entalpi adalah istilah dalam termodinamika yang menyatakan jumlah
energi dari suatu sistem termodinamika. Entalpi terdiri dari energi dalam sistem,
termasuk satu dari lima potensial termodinamika dan fungsi keadaan, juga volume
dan tekanannya (merupakan besaran ekstensif). Satuan SI dari entalpi adalah joule,
namun digunakan juga satuan British thermal unit dan kalori.
Total entalpi (H) tidak bisa diukur langsung. Sama seperti pada
mekanika klasik, hanya perubahannya yang dapat dinilai. Entalpi merupakan
potensial termodinamika, maka untuk mengukur entalpi suatu sistem, kita harus
menentukan titik reference terlebih dahulu, baru kita dapat mengukur perubahan
entalpi ΔH. Perubahan ΔH bernilai positif untuk reaksi endoterm dan negatif untuk
eksoterm.
Untuk proses dengan tekanan konstan, ΔH sama dengan perubahan
energi dalam sistem ditambah kerja yang dilakukan sistem pada lingkungannya.
Maka, perubahan entalpi pada kondisi ini adalah panas yang diserap atau dilepas
melalui reaksi kimia atau perpindahan panas eksternal.
Entalpi gas ideal, solid, dan liquid tidak tergantung pada tekanan.
Benda nyata pada temperatur dan tekanan ruang biasanya kurang lebih mengikuti
sifat ini, sehingga dapat menyederhanakan perhitungan entalpi.
Entalpi dilambangkan dengan H (berasal dari kata ‘Heat of Content’).
Jika perubahan energi terjadi pada tekanan tetap, misalnya dalam wadah terbuka
(tekanan atmosfer) maka kalor yang terbentuk dinamakan perubahan entalpi (ΔH).
Dengan demikian, perubahan entalpi adalah kalor yang terjadi pada tekanan tetap,
atau Δ H = QP (Qp menyatakan kalor yang diukur pada tekanan tetap).
Entalpi didefinisikan sebagai :
H = E + pV
Keterangan :
H = Entalpi (Joule)
E = energi (joule)
V = volume (liter)
P = tekanan (atm)
Perubahan dalam Entalpi
Hukum kekekalan energi menjelaskan bahwa energi tidak dapat diciptakan
dan tidak dapat dimusnahkan, tetapi hanya dapat diubah dari bentuk energi yang satu
menjadi bentuk energi yang lain. Nilai energi suatu materi tidak dapat diukur, yang
dapat diukur hanyalah perubahan energi (ΔE). Demikian juga halnya dengan entalpi,
entalpi tidak dapat diukur, kita hanya dapat mengukur perubahan entalpi (ΔH).
ΔH = Hp – Hr
Keterangan:
ΔH = perubahan entalpi
Hp = entalpi produk
Hr = entalpi reaktan atau pereaksi
Bila H produk > H reaktan, maka ΔH bertanda positif, berarti terjadi penyerapan
kalor dari lingkungan ke sistem.
Bila H reaktan > H produk, maka ΔH bertanda negatif, berarti terjadi pelepasan kalor
dari sistem ke lingkungan.Secara matematis, perubahan entalpi (ΔH) dapat
diturunkan sebagai berikut.
H=E+W
Pada tekanan konstan :
ΔH = ΔE + PΔV
Jadi, pada tekanan tetap, perubahan entalpi (ΔH) sama dengan kalor (q) yang diserap
atau dilepas.
Macam-macam reaksi kimia berdasarkan kalor yang dibebaskan/kalor yang diserap :
Reaksi kimia yang membutuhkan atau menyerap kalor disebut reaksi endoterm
Reaksi kimia yang membebaskan kalor disebut reaksi eksoterm.
Jika suhu sistem turun maka dikatakan bahwa reaksi tersebut eksoterm. Reaksi
endoterm adalah kebalikan dari reaksi eksoterm.
Hubungan antara reaksi eksoterm/endoterm dan perubahan entalpi : Dalam
reaksi kimia yang melepaskan kalor (eksoterm), energi yang terkandung dalam zatzat hasil reaksi lebih kecil dari zat-zat pereaksi. Oleh karena itu, perubahan entalpi
reaksi berharga negatif.
ΔH = Hproduk – Hpereaksi < 0
Pada reaksi endoterm, perubahan entalpi reaksi akan berharga positif.
ΔH= Hproduk – Hpereaksi > 0
Pada reaksi endoterm, entalpi sesudah reaksi menjadi lebih besar,
sehingga ΔH positif. Sedangkan pada reaksi eksoterm, entalpi sesudah reaksi menjadi
lebih kecil, sehingga ΔH negatif. Perubahan entalpi pada suatu reaksi disebut Kalor
reaksi. Kalor reaksi untuk reaksi-reaksi yang khas disebut dengan nama yang khas
pula, misalnya kalor pembentukan,kalor penguraian, kalor pembakaran, kalor
pelarutan dan sebagainya.
Menurut Hukum I Termodinamika
Suatu reaksi kimia dapat dipandang sebagai suatu sistem yang terdiri
dari dua bagian yang berbeda, yaitu pereaksi dan hasil reaksi atau produk. Perhatikan
suatu reaksi yang berlangsung pada sistem tertutup dengan volume tetap (ΔV = 0),
maka sistem tidak melakukan kerja, w = 0. Jika kalor reaksi pada volume tetap
dinyatakan dengan qv , maka persamaan hukum I termodinamika dapat ditulis:
ΔU = qv + 0 = qv = q reaksi
q
reaksi
disebut sebagai kalor reaksi. Hal ini berarti bahwa semua
perubahan energi yang menyertai reaksi akan muncul sebagai kalor. Misal: suatu
reaksi eksoterm mempunyai perubahan energi dalam sebesar 100 kJ. Jika reaksi itu
berlangsung dengan volume tetap, maka jumlah kalor yang dibebaskan adalah 100 kJ.
Kebanyakan reaksi kimia berlangsung dalam sistem terbuka dengan
tekanan tetap (tekanan atmosfir). Maka sistem mungkin melakukan atau menerima
kerja tekanan – volume, w = 0). Oleh karena itu kalor reaksi pada tekanan tetap
dinyatakan dengan qp , maka hukum I termodinamika dapat ditulis sebagai berikut:
ΔU = qp + w atau qp = ΔU – w = q reaksi s
Dalam termokimia ada dua kondisi khusus yang penting, yaitu volume tetap dan
tekanan tetap, oleh karena pada kedua kondisi ini kalor reaksi dapat dikaitkan dengan
fungsi-fungsi termodinamika tertentu. Bila reaksi dikerjakan pada volume tetap
(misalnya dalam kalorimeter bom), maka kalor reaksinya sama dengan perubahan
energi dalam sistem, qp = ∆U, sedangkan pada tekanan tetap, kalor reaksi sama
dengan perubahan entalpi, qv = ∆H. Hubungan antara kedua besaran ini dapat
diturunkan
sebagai
berikut.
dH =dU + d(pV)
atau
∆H = ∆U + ∆(pV)
Bila semua zat-zat pereaksi dan hasil reaksi sebagai cairan atau padatan, maka
harga ∆(pV) sangat kecil (kecuali bila tekanan sangat tinggi) dibandingkan terhadap
∆H atau ∆U sehingga dapat diabaikan, dalam hal ini ∆H ≈ ∆U. Dalam reaksi yang
menyangkut gas, harga ∆(pV) bergantung pada perubahan jumlah mol gas yang
terjadi dalam reaksi.
HUBUNGAN ANTARA ENTALPI DAN ENERGI
Kimia berhubungan dengan interaksi antara dua zat atau hubungan
antara materi dan energy, terutama dalam hubunganya dengan hukum pertam
termodinamika dan dapat mengubah suatu zat menjadi zat lain. Energy merupakan
kemampuan untuk melakukan usaha.
Suatu reaksi kimia melibatkan pemutusan dan pembentukan ikatan
kimia. Pemutusan ikatan kimia menyebabkan zat-zat pereaksi terpisah menjadi atomatom penyusunnya. Atom-atom ini akan disusun ulang dan bergabung kembali
membentuk ikatan kimia dalam zat-zat produk reaksinya. Pemutusan suatu ikatan
memerlukan energi. Sebaliknya, suatu pembentukan ikatan akan melepaskan
sejumlah energi. Energi yang terkait dengan pemutusan atau pembentukan ikatan
kimia ini disebut energy ikatan. Energi ikatan dibedakan menjadi energi disosiasi
untuk senyawa molekul, dan energi kisi untuk senyawa ion. Energi disosiasi (D)
terkait dengan energi yang diperlukan untuk memutuskan ikatan senyawa
molekul/kovalen. Sedangkan energi kisi terkait dengan energi yang dilepas untuk
pembentukan ikatan senyawa ion. Pada bahasan berikutknya lebih difokuskan pada
energi disosiasi.
Energi Ikatan untuk Menghitung Perubahan Entalpi Reaksi
Seperti yang dijelaskan di atas, reaksi kimia akan melibatkan energi untuk pemutusan
ikatan antar atom pereaksi dan pembentukan ikatan antar atom produk reaksi. Selisih
antara energi untuk pemutusan dan pembentukan ikatan ini adalah ∆H. Dapat
dirumuskan sebagai berikut:
∆Hreaksi = ∑ (Energi ikatan pereaksi) - ∑ (Energi ikatan produk reaksi)
Simak contoh reaksi peruraian H2O (reaksi endoterm) dan pembentukan CH4 (reaksi
eksoterm) berikut ini.
1. Reaksi Peruraian H2O
H2O dapat terurai menjadi gas H2 dan gas O2, dengan bantuan energi yang diperoleh
dari arus listrik.
Gambar 1. Reaksi peruraian Air
Gambar 2. Diagram tingkat energi peruraian air
Ada 2 tahapan dalam reaksi seperti yang ditunjukkan pada diagram entalpi pada
gambar 2:
Pemutusan 2 ikatan H - O menjadi atom-atom H dan O. energi yang diperlukan
adalah sebesar ∑ (energi ikatan pereaksi)
Pembentukan 2 ikatan H - H dan 1 ikatan O = O dari atom H dan O. energi yang
dilepas adalah sebesar ∑ (energi ikatan produk reaksi).
Dari diagram, terlihat bahwa ∑ (energi ikatan pereaksi) < ∑ (energi ikatan produk
reaksi). Dengan menggunakan rumus ∆H di atas, maka diperoleh ∆H reaksi adalah
positif (+) atau reaksi bersifat endoterm.
Reaksi pembentukan CH4
Reaksi pembakaran CH4 dengan O2, dihasilkan gas CO2 dan gas H2O. raeksinya
adalah sebagai berikut:
Gambar 3. Reaksi pembakaran gas metana
Gambar 4. Diagram tingkat energi pembakaran gas metana
Ada 2 tahapan dalam reaksi seperti yang ditunjukkan pada diagram entalpi pada
gambar 4:
Pemutusan 4 ikatan C - H dan ikatan rangkap O = O menjadi menjadi atom-atom C,
H dan O. Energi yang diperlukan adalah sebesar ∑ (energi ikatan pereaksi)
Pembentukan 2 ikatan C = O dan 2 ikatan H - O dari atom-atom C, H, dan O. Energi
yang dilepas adalah sebesar ∑ (energi ikatan produk reaksi).
Dari diagram, terlihat bahwa ∑ (energi ikatan pereaksi) > ∑ (energi ikatan produk
reaksi). Dengan menggunakan rumus ∆H di atas, maka diperoleh ∆Hreaksi adalah
negative (-) atau reaksi bersifat eksoterm.
Secara umum, hubungan antara ∆H reaksi dengan ∑ (energi ikatan pereaksi) dan ∑
(energi ikatan produk reaksi) untuk reaksi endoterm dan reaksi eksterm dapat dilihat
pada gambar berikut.
Gambar 5. Diagram tingkat energi reaksi endoterm
Gambar 6. Diagram tingkat energi reaksi eksot
Energi Ikatan
Suatu reaksi kimia melibatkan pemutusan dan pembentukan ikatan kimia. Pemutusan
ikatan
kimia
menyebabkan
zat-zat
pereaksi
terpisah
menjadi
atom-atom
penyusunnya. Atom-atom ini akan disusun ulang dan bergabung kembali membentuk
ikatan kimia dalam zat-zat produk reaksinya. Pemutusan suatu ikatan memerlukan
energi. Sebaliknya, suatu pembentukan ikatan akan melepaskan sejumlah energi.
Energi yang terkait dengan pemutusan atau pembentukan ikatan kimia ini disebut
energy ikatan. Energi ikatan dibedakan menjadi energi disosiasi untuk senyawa
molekul, dan energi kisi untuk senyawa ion. Energi disosiasi (D) terkait dengan
energi yang diperlukan untuk memutuskan ikatan senyawa molekul/kovalen.
Sedangkan energi kisi terkait dengan energi yang dilepas untuk pembentukan ikatan
senyawa ion. Pada bahasan berikutknya lebih difokuskan pada energi disosiasi.
Energi Ikatan untuk Menghitung Perubahan Entalpi Reaksi
Seperti yang dijelaskan di atas, reaksi kimia akan melibatkan energi untuk pemutusan
ikatan antar atom pereaksi dan pembentukan ikatan antar atom produk reaksi. Selisih
antara energi untuk pemutusan dan pembentukan ikatan ini adalah ∆H. Dapat
dirumuskan sebagai berikut:
∆Hreaksi = ∑ (Energi ikatan pereaksi) - ∑ (Energi ikatan produk reaksi)
Simak contoh reaksi peruraian H2O (reaksi endoterm) dan pembentukan CH4 (reaksi
eksoterm) berikut ini.
1. Reaksi Peruraian H2O
H2O dapat terurai menjadi gas H2 dan gas O2, dengan bantuan energi yang diperoleh
dari arus listrik.
Gambar 1. Reaksi peruraian Air
Gambar 2. Diagram tingkat energi peruraian air
Ada 2 tahapan dalam reaksi seperti yang ditunjukkan pada diagram entalpi pada
gambar 2:
Pemutusan 2 ikatan H - O menjadi atom-atom H dan O. energi yang diperlukan
adalah sebesar ∑ (energi ikatan pereaksi)
Pembentukan 2 ikatan H - H dan 1 ikatan O = O dari atom H dan O. energi yang
dilepas adalah sebesar ∑ (energi ikatan produk reaksi).
Dari diagram, terlihat bahwa ∑ (energi ikatan pereaksi) < ∑ (energi ikatan produk
reaksi). Dengan menggunakan rumus ∆H di atas, maka diperoleh ∆H reaksi adalah
positif (+) atau reaksi bersifat endoterm.
Reaksi pembentukan CH4
Reaksi pembakaran CH4 dengan O2, dihasilkan gas CO2 dan gas H2O. raeksinya
adalah sebagai berikut:
Gambar 3. Reaksi pembakaran gas metana
Gambar 4. Diagram tingkat energi pembakaran gas metana
Ada 2 tahapan dalam reaksi seperti yang ditunjukkan pada diagram entalpi pada
gambar 4:
Pemutusan 4 ikatan C - H dan ikatan rangkap O = O menjadi menjadi atom-atom C,
H dan O. Energi yang diperlukan adalah sebesar ∑ (energi ikatan pereaksi)
Pembentukan 2 ikatan C = O dan 2 ikatan H - O dari atom-atom C, H, dan O. Energi
yang dilepas adalah sebesar ∑ (energi ikatan produk reaksi).
Dari diagram, terlihat bahwa ∑ (energi ikatan pereaksi) > ∑ (energi ikatan produk
reaksi). Dengan menggunakan rumus ∆H di atas, maka diperoleh ∆Hreaksi adalah
negative (-) atau reaksi bersifat eksoterm.
Secara umum, hubungan antara ∆H reaksi dengan ∑ (energi ikatan pereaksi) dan ∑
(energi ikatan produk reaksi) untuk reaksi endoterm dan reaksi eksterm dapat dilihat
pada gambar berikut.
Gambar 5. Diagram tingkat energi reaksi endoterm
Gambar 6. Diagram tingkat energi reaksi eksot
CONTOH SOAL
Contoh Soal Menghitung ΔH dari Energi Ikatan Rata-Rata :
Gunakan data energi ikatan rata-rata pada Tabel 2. untuk menghitung ΔH reaksi
pembentukan amonia dari unsur-unsurnya
Pembahasan
:
1. Tuliskan persamaan reaksi dan setarakan
2. Tentukan ikatan apa yang putus pada pereaksi, dan hitung jumlah energi ikatan
rata-rata yang diperlukan
3. Tentukan ikatan apa yang terbentuk pada hasil reaksi, dan hitung jumlah energi
ikatan rata-rata yang dilepaskan.
4. Hitung selisih energi yang terlibat dalam reaksi.
Persamaan reaksinya:
N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)
Ikatan yang putus pada pereaksi:
N N 1 mol × 418 kJ mol–1 = 418 kJ
H–H 3 mol × 432 kJ mol–1= 1.296 Kj
Total energi yang diperlukan = 1714 kJ
Ikatan yang terbentuk pada hasil reaksi:
N – H 2 mol × 386 kJ mol–1 = 1.158 kJ
Total energi yang dilepaskan = 1158 kJ
Perubahan entalpi reaksi pembentukan amonia:
ΔHreaksi =ΣD(pemutusan
ikatan)
– ΣD(pembentukan
ikatan)
= 1.714 kJ – 1.158 kJ = 556 kJ
Oleh karena ΔH positif maka pembentukan 2 mol amonia menyerap energi sebesar
556 kJ atau sebesar 278 kJ mol–1
.