1. Entalpi & Perubahan Entalpi
- Entalpi
Entalpi adalah jumlah total dari semua bentuk energi yang dipunyai terdapat dari suatu materi atau zat yang mempunyai isi kalor tertentu, dengan simbol (H) yang berasal dari bahasa Yunani: Enthalpein yang berarti menghangatkan.
Besarnya entalpi (H) dari suatu zat tidak dapat diukur, akan tetapi perubahan entalpi (∆H) yang dapat ditentukan, yaitu perubahan kalor yang terjadi dalam suatu reaksi kimia. Dengan demikian, besarnya entalpi dari suatu zat hanya bisa diketahui dari perubahannya.
- Perubahan Entalpi (∆H)
Entalpi dari suatu materi tidak dapat dihitung, sedangkan yang dapat dihitung adalah perubahan entalpinya. Istilah perubahan entalpi merujuk pada perubahan kalor selama suatu proses yang dilakukan pada suatu tekanan yang konstan.
2. Reaksi Eksoterm & Reaksi Endoterm
- Reaksi eksoterm (penurunan entalpi)
Yaitu terjadi perubahan panas dari sistem ke lingkungan, sehingga suhu lingkungan akan naik, sehingga ∆H berharga negatif (-).
A= H dari pereaksi
B= H dari zat hasil
Hpereaksi > Hzat hasil atau HA > HB
Sehingga: ∆H = Hzat hasil - Hpereaksi
= HB - HA
- Reaksi endoterm (kanaikan entalpi)
Yaitu perpindahan panas dari lingkungan kedalam sistem, sehingga suhu lengkungan akan turun, sehingga ∆H berharga pisotif (+)
- Reaksi eksoterm
Terlihat bahwa kalor dibebaskan dalam reaksi yang ditunjukkan oleh produk / hasil reaksi yang mempunyai kalor / entalpi yang lebih rendah dari pada pereaksi.
- Reaksi endoterm
Terlihat dari hasil reaksi yang mempunyai kalor yang lebih tinggi dari pada pereaksi.
3. Jenis-jenis perubahan entalpi standar (∆Ho)
Jenis perubahan entalpi yang dialami oleh suatu zat kimia bergantung pada jenis reaksi/perubahan yang terjadi pada zat kimia tersebut. Jadi, Perubahan entalpi standar adalah perubahan kalor yang terjadi pada suatu reaksi yang berlangsung pada keadaan standar, yaitu pada suhu 298 k ( 25 C) dan tekanan 1 atm.
1)Perubahan entalpi pembentukan standar (∆Hfo)
Yaitu perubahan entalpi pada pembentukan 1 mol zat dari unsur-unsur penyusunnya pada keadaan standar 298 K dan 1 atm.
2)Entalpi penguraian standar (∆Hdo )
Yaitu perubahan entalpi dari suatu reaksi penguraian 1 mol zat menjadi unsur-unsurnya pada keadaan standar 298 K dan 1 atm.
3)Entalpi pembakaran standar (∆Hco)
Yaitu perubahan entalpi pada pembakaran 1 mol zat dengan gas O2 membentuk zat hasil pada keadaan standar 298 K dan 1 atm.
4. Mencari Harga ∆H
- dengan hukum Hess
Seorang ahli kimia berkebangsaan rusia yang bernama G.H.Hess pada tahun 1840 meneliti tentang kebenaran bahawa suatu reaksi kimia yang di tempuh melalui beberapa tahap akan mempengaruhi kalor reaksinya.Percobaan yang di lakukan adalah meneliti kalor reaksi pembuatan belarang teroksida dari belarang dengan reaksi sebagai berikut
S(S) +1⅟2O2(g) → SO(3)
Reaksi pembentukan gas SO3 dapat di lakukan dengan beberapa tahap (cara ) seperti pada reaksi berikut ini:
1.Cara langsung.
S(S) +1⅟2O2(g) → SO3(g) ∆H: -395,73 kJ
2.Cara tak lansung 1.
S(S) + O2(g) → SO2(g) ∆H:-296,83 Kj
SO2(g) +⅟2O2(g) → SO3(g) ∆H:- 98,9 kJ +
S(S) +1⅟2O2(g) → SO3(g) ∆H: -395,73 kJ
3.Cara tak langsung 2.
S(S) + O2(g) → SO2(g) ∆H:-296,83 Kj
SO2(g) +NO2(g) → SO3(g) + NO(g) ∆H: -41,85
NO(g) +⅟2O2(g)→ NO2(g) ∆H: -57,05 Kj +
S(S) +1⅟2O2(g) → SO3(g) ∆H: -395,73 kJ
S(S) +1⅟2O2(g) → SO(3)
Reaksi pembentukan gas SO3 dapat di lakukan dengan beberapa tahap (cara ) seperti pada reaksi berikut ini:
1.Cara langsung.
S(S) +1⅟2O2(g) → SO3(g) ∆H: -395,73 kJ
2.Cara tak lansung 1.
S(S) + O2(g) → SO2(g) ∆H:-296,83 Kj
SO2(g) +⅟2O2(g) → SO3(g) ∆H:- 98,9 kJ +
S(S) +1⅟2O2(g) → SO3(g) ∆H: -395,73 kJ
3.Cara tak langsung 2.
S(S) + O2(g) → SO2(g) ∆H:-296,83 Kj
SO2(g) +NO2(g) → SO3(g) + NO(g) ∆H: -41,85
NO(g) +⅟2O2(g)→ NO2(g) ∆H: -57,05 Kj +
S(S) +1⅟2O2(g) → SO3(g) ∆H: -395,73 kJ
- dengan Kecepatan Reaksi
Dalam suatu reaksi kimia berlangsungnya suatu reaksi dari keadaan semula (awal) sampai keadaan akhir diperkirakan melalui beberapa tahap reaksi.
Contoh: 4 HBr(g) + O 2 (g) → 2 H 2 O(g) + 2 Br 2 (g)
Dari persamaan reaksi di atas terlihat bahwa tiap 1 molekul O 2 bereaksi dengan 4 molekul HBr. Suatu reaksi baru dapat berlangsung apabila ada tumbukan yang berhasil antara molekul-molekul yang bereaksi. Tumbukan sekaligus antara 4 molekul HBr dengan 1 molekul O 2 kecil sekali kemungkinannya untuk berhasil. Tumbukan yang mungkin berhasil adalah tumbukan antara 2 molekul yaitu 1 molekul HBr dengan 1 molekul O 2 . Hal ini berarti reaksi di atas harus berlangsung dalam beberapa tahap dan diperkirakan tahap-tahapnya adalah :
| Tahap 1: | HBr + O 2 | → HOOBr | (lambat) |
| Tahap 2: | HBr + HOOBr | → 2HOBr | (cepat) |
| Tahap 3: | (HBr + HOBr | → H 2 O + Br 2 ) x 2 | (cepat) |
| —————————————————— + | |||
| 4 HBr + O 2 | → 2H 2 O + 2 Br 2 | ||
Dari contoh di atas ternyata secara eksperimen kecepatan berlangsungnya reaksi tersebut ditentukan oleh kecepatan reaksi pembentukan HOOBr yaitu reaksi yang berlangsungnya paling lambat.
Rangkaian tahap-tahap reaksi dalam suatu reaksi disebut “mekanisme reaksi” dan kecepatan berlangsungnya reaksi keselurahan ditentukan oleh reaksi yang paling lambat dalam mekanisme reaksi. Oleh karena itu, tahap ini disebut tahap penentu kecepatan reaksi.
- dengan Entalpi Pembentukan
Kalor suatu reaksi dapat juga ditentukan dari data entalpi pembentukan zat pereaksi dan produknya. Dalam hal ini, zat pereaksi dianggap terlebih dahulu terurai menjadi unsur-unsurnya, kemudian unsur-unsur itu bereaksi membentuk zat produk. Secara umum untuk reaksi:
m AB + n CD —–> p AD + q CB
ΔH0 = jumlah ΔH0 f (produk) - jumlah ΔH0 f (pereaksi)
Perubahan Entalpi Berdasarkan Hukum Hess
Banyak reaksi yang dapat berlangsung secara bertahap. Misalnya pembakaran karbon atau grafit. Jika karbon dibakar dengan oksigen berlebihan terbentuk karbon dioksida menurut persamaan reaksi:
C(s) + O2 (g) —–> CO2 (g) Δ H = – 394 kJ
Reaksi diatas dapat berlangsung melalui dua tahap. Mula-mula karbon dibakar dengan oksigen yang terbatas sehingga membentuk karbon monoksida. Selanjutnya, karbon monoksida itu dibakar lagi untuk membentuk karbon dioksida. Persamaan termokimia untuk kedua reaksi tersebut adalah:
C(s) + ½ O2 (g) —–> CO (g) ΔH = – 111 kJ
CO (g) + ½ O2 (g) —–> CO2 (g) Δ H = – 283 kJ
Jika kedua tahap diatas dijumlahkan, maka diperoleh:
C(s) + ½ O2 (g) —–> CO (g) ΔH = – 111 kJ
CO (g) + ½ O2 (g) —–> CO2 (g) ΔH = – 283 kJ
————————————————————————- +
C(s) + O2 (g) —–> CO2 (g) ΔH = – 394 kJ
- dengan Energi Ikatan
Energi ikatan didefinisikan sebagai energi yang diperlukan untuk memutuskan 1 mol ikatan dari suatu molekul dalam wujud gas. Energi ikatan dinyatakan dalam kilojoule per mol (kJ mol -1 )
Energi berbagai ikatan diberikan pada tabel 1.
Tabel 1. Harga Energi ikatan berbagai molekul (kJ/mol)
- dengan Kalorimetri
Perubahan energi dalam reaksi kimia selalu dapat dibuat sebagai panas, sebab itu lebih tepat bila istilahnya disebut panas reaksi. Alat yang dipakai untuk mengukur panas reaksi disebut kalorimeter (sebetulnya kalori meter, walaupun diketahui sekarang panas lebih sering dinyatakan dalam joule daripada kalori). Ada beberapa macam bentuk dari alat ini, salah satu dinamakan Kalorimeter Bomb yang diperlihatkan pada gambar diatas. Kalorimeter semacam ini biasanya dipakai untuk mempelajari reaksi eksotermik, yang tak akan berjalan bila tidak dipanaskan, misalnya reaksi pembakaran dari CH 4 dengan O 2 atau reaksi antara H 2dan O 2 . Alatnya terdiri dari wadah yang terbuat dari baja yang kuat (bombnya) dimana pereaksi ditempatkan. Bomb tersebut dimasukkan pada bak yang berisolasi dan diberi pengaduk serta termometer. Suhu mula-mula dari bak diukur kemudian reaksi dijalankan dengan cara menyalakan pemanas kawat kecil yang berada di dalam bomb. Panas yang dikeluarkan oleh reaksi diabsorpsi oleh bomb dan bak menyebabkan temperatur alat naik. Dari perubahan suhu dan kapasitas panas alat yang telah diukur maka jumlah panas yang diberikan oleh reaksi dapat dihitung.
Kapasitas Panas dan Panas Spesifik
Sifat-sifat air yang memberikan definisi asal dari kalori adalah banyaknya perubahan temperatur yang dialami air waktu mengambil atau melepaskan sejumlah panas. Istilah umum untuk sifat ini disebut kapasitas panas yang didefinisikan sebagai jumlah panas yang diperlukan untuk mengubah temperatur suatu benda sebesar 1 0 C.
Kapasitas panas bersifat ekstensif yang berarti bahwa jumlahnya tergantung dari besar sampel. Misalnya untuk menaikkan suhu 1 g air sebesar 1 0 C diperlukan 4,18 J (1 kal), tapi untuk menaikkan suhu 100 g air sebesar 1 0 C diperlukan energi 100 kali lebih banyak yaitu 418 J. Sehingga 1 g sampel mempunyai kapasitas panas sebesar 4,18 J/ 0 C sedangkan 100 g sampel 418J/ 0 C.
Sifat intensif berhubungan dengan kapasitas panas adalah kalor jenis (panas spesifik) yang didefinisikan sebagai jumlah panas yang diperlukan untuk menaikkan suhu 1 g zat sebesar 1 0 C. Untuk air, panas spesifiknya adalah 4,18 Jg-1C-1. Kebanyakan zat mempunyai panas spesifik yang lebih kecil dari air. Misalnya besi, panas spesifiknya hanya 0,452 J g -1 0C -1 . Berarti lebih sedikit panas diperlukan untuk memanaskan besi 1 g sebesar 1 0 C daripada air atau juga dapat diartikan bahwa jumlah panas yang akan menaikkan suhu 1 g besi lebih besar dari pada menaikkan suhu 1 g air.
Besarnya panas spesifik untuk air disebabkan karena adanya sedikit pengaruh dari laut terhadap cuaca. Pada musim dingin air laut lebih lambat menjadi dingin dari daratan sehingga udara yang bergerak dari laut ke darat lebih panas daripada udara dari darat ke laut. Demikian juga dalam musim panas, air laut lebih lambat menjadi panas daripada daratan.
Rumus :
q = m.c. Δ’t
Keterangan :
q = jumlah kalor (Joule)
m = massa zat (gram)
Δt = perubahan suhu t akhir - t awal )
c = kalor jenis
Sumber:
Tidak ada komentar:
Posting Komentar