hubungan entalpi dengan energi yang dipindahkan sebagai · pdf filehubungan entalpi dengan...
TRANSCRIPT
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
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
Perubahan Entalpi Peleburan Standar ΔHofus
Nilai perubahan entalpi standar proses
maju nilainya sama tetapi tanda
berlawanan dengan perubahan entalpi
standar proses sebaliknya.
ΔHo(sebaliknya) = -ΔHo
(maju)
reaktan
hasil reaksi
ΔH (maju) ΔH (sebaliknya)
Entalpi
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 = ∆UO
i + 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 ,∆UO
i , 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 436
C-C 348
C-H 412
O-H 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 = ΔHo
sub = +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) ΔH = -788 kJ
2CO(g) → 2C(s) + O2(g) ΔH = -220 kJ
2CO(g) + O2(g) → 2CO2(g) 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), ΔHo
f N2(g), ΔHo
f H2(g), dan ΔHof C(grafit).
Entalpi pembentukan standar senyawa anorganik,ΔHof (Ђ)
/ (kJ mol-1)
H2O(l) -285,8 H2O2(l) -187,8
NH3(g) -46,1 N2H4(l) +50,6
NO2(g) +32,2 N2O4(g) +9,2
NaCl(s) -411,2 KCl(s) -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) ΔHo
hid = ?
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 (J K-1mol-1)n
cp – cv = RR = tetapan gas ideal ( 8,314 JK-1 mol-1)