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 o
Perubahan Entalpi Peleburan Standar ΔH 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
fus
Nilai perubahan entalpi standar proses maju nilainya sama tetapi tanda berlawanan dengan perubahan entalpi standar proses sebaliknya. ΔHo(sebaliknya) = -ΔHo(maju) Entalpi
hasil reaksi
ΔH (maju)
ΔH (sebaliknya)
reaktan
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 = ∆UOi + 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 ,∆UOi , 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 C-C C-H O-H
436 348 412 463
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 = ΔHosub = +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) 2CO(g) → 2C(s) + O2(g) 2CO(g) + O2(g) → 2CO2(g)
ΔH = -788 kJ ΔH = -220 kJ 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), ΔHof N2(g), ΔHof H2(g), dan ΔHof C(grafit). Entalpi pembentukan standar senyawa anorganik,ΔHof (Ђ) / (kJ mol-1)
H2O(l) NH3(g) NO2(g) NaCl(s)
-285,8 -46,1 +32,2 -411,2
H2O2(l) N2H4(l) N2O4(g) KCl(s)
-187,8 +50,6 +9,2 -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) ΔHohid = ?
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
n
(J K-1mol-1)
cp – cv = R R = tetapan gas ideal ( 8,314 JK-1 mol-1)
