Post on 13-Mar-2023
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 :
Keterangan :
H = Entalpi (Joule)
E = energi (joule)
V = volume (liter)
P = tekanan (atm)
H = E +
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 zat-zat
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 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
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 º 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
.