Perubahan Entalpi Pembentukan Standar : Jenis, dan Rumus Reaksi

Entalpi digunakan untuk menghitung jumlah kalor yang berpindah dari atau ke sistem pada tekanan tetap. Nilai entalpi tidak dapat diukur, yang dapat diukur adalah perubahannya ( ΔH ).

Perubahan entalpi standar dapat dibedakan menjadi 3, yaitu :

Jenis perubahan entalpi standar

Perubahan entalpi pembentukan standar ( ΔH_f^o )

kalor (energi) yang dibutuhkan atau dilepas pada peristiwa pembentukan 1 mol senyawa dari unsur-unsur pembentukannya.

Contoh : 1/2 N2(g) + 1/2 O₂(g) -> NO(g) ΔH_f^o + ΔH_f^o = +90 kJ/mol

Perubahan entalpi penguraian (ΔH_d^o)

Kalor (energi) yang dibutuhkan atau dilepas pada peristiwa penguraian 1 mol senyawa menjadi unsur-unsur pembentukannya.

Contoh : H₂O + 1/2 O₂ ΔH_d^o = +286 kJ/mol

Perubahan entalpi pembakaran ( ΔH_c^o )

Kalor (energi) yang dibutuhkan atau dilepas pada peristiwa pembakaran 1 mol senyawa atau 1 mol unsur. Contoh : C₃H₈ + 5 O2 -> 3 Co2 + 4 H2O ΔH_c^o = +75 kJ/mol.

Rumus Penentuan entalpi reaksi

Besarnya entalpi dapat ditentukan dengan cara berikut ini :

1. Menggunakan kalorimeter

Kalorimeter adalah alat untuk menentukan ΔH reaksi melalui pengukuran kalor reaksi. Jumlah kalor yang diserap oleh air di dalam kalorimeter.

• kalor jenis

q = m x c x ΔT

• kapasitas kalor

q_kalorimeter = C x ΔT

q=kalor reaksi (J), m=massa zat pereaksi (g), c = kalor jenis air (J g^-1 K^-1 ), C = kapasitas kalor dari bom calorimeter ( J k^-1)

ΔT = suhu_akhir – suhu_mula-mula (K)

2. Menggunakan hukum Hess (hukum penjumlahan kalor)

Perubahan entalpi yang terjadi pada suatu reaksi hanya tergantung pada keadaan mula-mula dan keadaan akhir reaksi, tidak tergantung pada proses reaksinya.

ΔH = ΔH₁ + ΔH₂

ΔH = perubahan entalpi keseluruhan

ΔH₁ = perubahan entalpi tahap 1

ΔH₂ = perubahan entalpi tahap 2

ΔH₃ = perubahan entalpi tahap 3

3. Berdasarkan data entalpi pembentukan ( H_f )

Jika diketahui ΔH⁰_f, makan ΔH dapat dikatakan dengan menggunakan rumus :

ΔH reaksi = Σ ΔH^o_f produk – Σ ΔH^o_f reaktan

ΔH reaksi = kanan – kiri

4. Menggunakan data energi ikatan

energi ikatan adalah energi yang dibutuhkan untuk memutus 1 mol ikatan antar atom tiap mol suatu zat dalam keadaan gas.

• Energi ikatan rata-rata

energi rata-rata yang dibutuhkan untuk memutuskan 1 mol senyawa gas menjadi atom-atomnya untuk lebih dari tiga atom dalam molekulnya. Jika diketahui energi ikat (EI), maka :

ΔH_reaksi = Σ EI pemutusan – Σ EI pembentukan

ΔH = kiri – kanan

Untuk menyelesaikan soal, umumny akan diberi tahu berap energi ikatan masing-masing molekul jadi kita tidak diharuskan menghafal data energi ikatan.

• Energi atomisasi

Energi yang dibutuhkan untuk memutus molekul kompleks dalam 1 mol senyawa menjadi atom-atom gasnya.

ΔH atomisasi = Σ energi ikatan