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

.