eltapi dan perubahan eltapi

Entalpi dan Perubahan Entalpi (ΔH)

Kata Kunci: Diagram Entalpi, entalpi, Hukum Kekekalan Energi, Perubahan Entalpi

Ditulis oleh Budi Utami pada 17-01-2012

Entalpi (H) adalah jumlah energi yang dimiliki sistem pada tekanan tetap. Entalpi (H) dirumuskan sebagai jumlah energi yang terkandung dalam sistem (E) dan kerja (W).
H = E + W
dengan:
W = P × V
E = energi (joule)
W = kerja sistem (joule)
V = volume (liter)
P = tekanan (atm)
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).

Entalpi adalah istilah dalam termodinamika yang menyatakan jumlah energi internal dari suatu sistem termodinamika ditambah energi yang digunakan untuk melakukan kerja. Entalpi tidak bisa diukur, yang bisa dihitung adalah nilai perubahannya. Secara matematis, perubahan entalpi dapat dirumuskan sebagai berikut:

ΔH = ΔU + PΔV

di mana:

• H = entalpi sistem (joule)
• U = energi internal (joule)
• P = tekanan dari sistem (Pa)
• V = volume sistem ()

Hukum Hess

Dari Wikipedia bahasa Indonesia, ensiklopedia bebas

Belum Diperiksa

Langsung ke: navigasi, cari

Gambaran visual dari hukum Hess dalam reaksi.

Hukum Hess adalah sebuah hukum dalam kimia fisik untuk ekspansi Hess dalam siklus Hess. Hukum ini digunakan untuk memprediksi perubahan entalpi dari hukum kekekalan energi (dinyatakan sebagai fungsi keadaan ΔH).

Daftar isi

• 1 Penjelasan
• 2 Kegunaan
• 2.1 Contoh umum
• 2.2 Contoh lainnya
• 3 Lihat pula

Penjelasan

Menurut hukum Hess, karena entalpi adalah fungsi keadaan, perubahan entalpi dari suatu reaksi kimia adalah sama, walaupun langkah-langkah yang digunakan untuk memperoleh produk berbeda. Dengan kata lain, hanya keadaan awal dan akhir yang berpengaruh terhadap perubahan entalpi, bukan langkah-langkah yang dilakukan untuk mencapainya.
Hal ini menyebabkan perubahan entalpi suatu reaksi dapat dihitung sekalipun tidak dapat diukur secara langsung. Caranya adalah dengan melakukan operasi aritmatika pada beberapa persamaan reaksi yang perubahan entalpinya diketahui. Persamaan-persamaan reaksi tersebut diatur sedemikian rupa sehingga penjumlahan semua persamaan akan menghasilkan reaksi yang kita inginkan. Jika suatu persamaan reaksi dikalikan (atau dibagi) dengan suatu angka, perubahan entalpinya juga harus dikali (dibagi). Jika persamaan itu dibalik, maka tanda perubahan entalpi harus dibalik pula (yaitu menjadi -ΔH).
Selain itu, dengan menggunakan hukum Hess, nilai ΔH juga dapat diketahui dengan pengurangan entalpi pembentukan produk-produk dikurangi entalpi pembentukan reaktan. Secara matematis

.

Untuk reaksi-reaksi lainnya secara umum

.

Kegunaan

Hukum Hess menyatakan bahwa perubahan entalpi keseluruhan dari suatu proses hanya tergantung pada keadaan awal dan akhir reaksi, dan tidak tergantung kepada rute atau langkah-langkah diantaranya. Dengan mengetahui ΔH_f (perubahan entalpi pembentukan) dari reaktan dan produknya, dapat diramalkan perubahan entalpi reaksi apapun, dengan rumus

ΔH=ΔH_fP-ΔH _fR

Perubahan entalpi suatu reaksi juga dapat diramalkan dari perubahan entalpi pembakaran reaktan dan produk, dengan rumus

ΔH=-ΔH_cP+ΔH_cR

Contoh umum

Contoh tabel yang digunakan untuk menerapkan hukum Hess

Zat	ΔHfɵ /KJ.mol-1
CH4 (g)	-75
O2 (g)	0
CO2 (g)	-394
H2O (l)	-286

Dengan menggunakan data entalpi pembentukan di atas dapat diketahui perubahan entalpi untuk reaksi-reaksi dibawah ini:

CH_4(g)+2O_2(g) → CO_2(g) + 2H₂O_(l)

ΔH_c^ɵ+-75+0=-394+2x-286

ΔH_c^ɵ-75=-966

ΔH_c^ɵ=-891KJ.mol^-1

Contoh lainnya

Jika diketahui:

• B₂O₃(s) + 3H₂O(g) → 3O₂(g) + B₂H₆(g) ΔH = +2035 kJ
• H₂O(l) → H₂O(g) ΔH = +44 kJ
• H₂(g) + (1/2)O₂(g) → H₂O(l) ΔH = -286 kJ
• 2B(s) + 3H*2B(s) + (3/2)O₂(g) → B₂O₃(s)

Persamaan-persamaan reaksi di atas (berikut perubahan entalpinya) dikalikan dan/atau dibalik sedemikian rupa:

• B₂H₆(g) + 3O₂(g) → B₂O₃(s) + 3H₂O(g) ΔH = -2035 kJ
• 3H₂O(g) → 3H₂O(l) ΔH = -132 kJ
• 3H₂O(l) → 3H₂(g) + (3/2)O₂(g) ΔH = +858 kJ
• 2B(s) + 3H₂(g) → B₂H₆(g) ΔH = +36 kJ

Sehingga penjumlahan persamaan-persamaan di atas akan menghasilkan

• 2B(s) + (3/2)O₂(g) → B₂O₃(s) ΔH = -1273 kJ

Konsep dari hukum Hess juga dapat diperluas untuk menghitung perubahan fungsi keadaan lainnya, seperti entropi dan energi bebas. Kedua aplikasi ini amat berguna karena besaran-besaran tersebut sulit atau tidak bisa diukur secara langsung, sehingga perhitungan dengan hukum Hess digunakan sebagai salah satu cara menentukannya.
Untuk perubahan entropi:

• ΔS^o = Σ(ΔS_f^o_produk) - Σ(ΔS_f^o_reaktan)
• ΔS = Σ(ΔS^o_produk) - Σ(ΔS^o_reaktan).

Untuk perubahan energi bebas:

• ΔG^o = Σ(ΔG_f^o_produk) - Σ(ΔG_f^o_reaktan)
• ΔG = Σ(ΔG^o_produk) - Σ(ΔG^o_reaktan).

• 1. PERUBAHAN ENTALPI
• 2. JENIS-JENIS PERUBAHAN ENTALPI• Besarnya perubahan entalpi suatu reaksi bergantung pada jumlah zat yang bereaksi, wujud zat, suhu, dan tekanan, maka perubahan entalpi dihitung berdasarkan keadaan standar yaitu keadaan pada suhu dan tekanan standar pada suhu 250C (2980 K) dan tekanan 1 atm. Perubahan entalpi reaksi ada yang berupa perubahan entalpi pembentukan (DHf0), perubahan entalpi penguraian (DHd0), perubahan entalpi pembakaran (DHc0), dan perubahan entalpi netralisasi (DHn0).
• 3. PERUBAHAN ENTALPI PEMBENTUKAN STANDARa. Perubahan Entalpi Pembentukan S tandar (DHf0) Perubahan entalpi pembentukan standar, (DHf 0) suatu zat adalah perubahan entalpiyang terjadi pada pembentukan 1 mol zat dari uns ur-unsurnya diukur pada keadaanstandar.Contoh:1) Perubahan entalpi pembentukan AgCl adalah perubahan entalpi dari reaksi:2) Perubahan entalpi pembentukan KM nO4 adalah perubahan entalpi dari reaksi:DHf 0 bergantung pada w ujud zat yang dihasilkan, misalnya:DHf 0 air dalam w ujud cair berbeda dengan DHf 0 air dalam w ujud padat. Berdasarkankesepakatan, DHf 0 unsur = 0 pada s emua temperatur, mis alnya:
• 4. PERUBAHAN ENTALPI PENGURAIAN STANDARb. Perubahan Entalpi Penguraian Standar DHd0 Perubahan entalpi penguraian standar merupakan kebalikan dari perubahan entalpipembentukan. DHd 0 suatu zat adalah perubahan entalpi yang terjadi pada reaksipenguraian 1 mol zat menjadi unsur-unsur pada keadaan standar.Contoh:M arquis de Laplace dari Prancis dalam penelitiannya menemukan bahwa jumlah kaloryang dibebaskan pada pembentukan senyawa dari unsur-unsurnya sama dengan jumlahkalor yang diperlukan pada penguraian senyawa tersebut menjadi unsur-unsurnya.Pernyataan ini dikenal sebagai Hukum Laplace.
• 5. c. Perubahan Entalpi Pembakaran DHc0 Perubahan entalpi pembakaran, �Hc adalah perubahan entalpi yang terjadi padapembakaran 1 mol unsur atau senyawa pada keadaan standar.Contoh:
• 6. d. Perubahan Entalpi Netralisasi DHn0 Perubahan entalpi netralisasi adalah perubahan entalpi yang terjadi pada saat reaksiantara asam dengan basa baik tiap mol asam atau tiap mol basa.Contoh:
• 7. E Perubahan E . ntalpi Atomis i as E nergi yang dibutuhkan untuk memutuskan molekul komplek dalam 1 mol senyaw amenjadi atom-atom gas nya Delta H atomis i = E energi ikatan asContoh : Diketahui H f N H 3 = -46,1 kj/ mol , energi ikatan H - H = 436 kj/ mol ,energi ikatan 1 N - N = 944 kj/ mol .Tentukan energi atomis i N H 3 dari energi ikatan rata-rata N - H as Jaw ab : Atomis i N H 3 as NH3 -> 1 2N 2 / + 3/ 2 H 2 Delta H = 46,1 kj 1 1 2N 2 / -> N Delta H = 472 kj 3/ 2H 2 -> 3H Delta H = 654 kj____________________________________________________________________ NH3 -> N + 3H Delta H = 1 72,1 kj 1 1 Energi atomis i N H 3 = 1 72,1 kj/ mol as 1 1 Delta H atomis ias = E energi ikatan Delta H atomis i N H 3 as = E energi ikatan N - H 1 72,1 1 1 = 3.energi ikatan N - H energi ikatan N - H = 1 72,1 / 3 1 1 = 390,7 kj/ mol