Perubahan entalpi standar ( ∆H⁰ )

Standard Enthalpy Change

Perubahan entalpi standar adalah perubahan yang terjadi pada

suatu reaksi kimia dimana semua pereaksi dan produknya

dalam keadaan standar yaitu perubahanya itu diukur pada suhu

25⁰ ( 298,15 K ), dan tekanan 1 atm.

Perubahan entalpi molar standar adalah perubahan entalpi

standar untuk 1 mol zat.

Unsur kimia dalam keadaan standar pada suhu 25⁰ mempunyai entalpi = 0.

Jenis- Jenis Perubahan Entalpi Molar Standar

1. Perubahan Entalpi Pembentukan Standar, ∆H⁰f

Menyatakan perubahan entalpi pada pembentukan 1 mol zat

dari unsur-unsurnya pada kondisi standar.

Contohnya : ∆H⁰f untuk pembentukan 1 mol gas metana

C(s) + 2H2(g) CH4(g) ∆H⁰f = -74,8

kJ/mol

2. Perubahan Entalpi Pembakaran Standar, ∆H⁰c

Menyatakan perubahan entalpi pada pembakaran habis 1 mol

zat pada kondisi standar.

C(s) + O2(g) CO2(g ∆H⁰c = -393,5 kJ/mol

3. Perubahan entalpi penguraian standar, ∆H⁰d

Menyatakan perubahan entalpi pada penguraian1 mol senyawa menjadi

unsur-unsurnya pada keadaan standar.

H2O(l) H2(g) + 1/2O2(g) ∆H⁰d = +241,83 kJ/mol

4. Perubahan Entalpi Peleburan standar, ∆H⁰fus

Menyatakan perubahan entalpi pada peleburan 1 mol zat padat menjadi 1

mol zat cair pada titik leburnya dan tekanan standar.

H2O(s) H2O(l) ∆H⁰fus = +6,01 kJ/mol

5. Perubahan entalpi penguapan standar, ∆H⁰ vap

Menyatakan perubahan entalpi pada penguapan 1 mol zat cair menjadi 1

mol gas pada titik didihnya dan tekanan standar.

H2O(l) H2O(g) ∆H⁰vap = +44,05 kJ/mol

Example :

1. Reaction of C3H8(g) + 5O2(g) 3CO2(g) + 4H2O(l),

H=x kkal, maka X dapat disebut sebagai . . .

a. Kalor pembentukan CO2

b. Kalor penguraian H2O

c. Kalor pembentukan CO2 dan H2O

d. Kalor pembakaran C3H8

e. Kalor penetralan C3H8

Known that ∆H⁰ of formation NH3 is – 46 kJ/mol.

what is the ∆H⁰ for this reaction in kJ/mole ?

2NH3(g) N2(g) + 3H2(g)

a. -46

b. + 46

c. - 92

d. + 92

e. + 138

Combustion of 1 gram methana gase ( CH4 ) release 55,6 kJ. Write the

Thermochemical equation for this combustion reaction of methana is. . .

Menghitung ∆H Reaksi

1. Berdasarkan Data Entalpi Pembentukan dan

Penguraian Standar.

∆H⁰f Reaksi = Σ ∆H⁰f hasil - Σ ∆H⁰f pereaksi

misalkan : aPQ + bRS cPS + dQR

∆H dapat di hitung dengan cara :

∆H = ( c. ∆H⁰f PS + d. ∆H⁰f QR ) – ( a. ∆H⁰f PQ + b. ∆H⁰f RS )

Contoh soal :

Heated of natrium carbonat has decomposition by the equation reaction :

2NaHCO3(s) Na2CO3(s) + H2O(l) + CO2(g)

If ∆Hf NaHCO3 = 95 kJ/mol, ∆Hf CO2 = 75 kJ/mol, ∆Hf Na2CO3 = 120

kJ/mol, ∆Hf H2O = 80 kJ/mol. Enthalpy change is . . . .

1. Determine combustion enthalpy of ethana gase.

Known: ∆H⁰f C2H6(g) = - 84,7 kJ/mol; ∆H⁰f H2O(l) = -285,8

kJ/mol ; ∆H⁰f CO2(g) = -393,5 kJ/mol.

2. Given that :

∆H⁰f C3H8 = Z kJ/mol

∆H⁰f CO2 = X kJ/mol

∆H⁰f H2O = Y kJ/mol

Calculate the heat of combustion reaction for 88 grams C3H8

( Mr = 44 ) according to the following reaction to the

following reaction equation.

C3H8 + 5O2 3CO2 + 4H2O

2. Calculating the change in enthalpy using the

Hess‘law.

Henry Germain Hess (1802-1850) mengemukan

bahwa apabila suatu reaksi dapat terjadi dalam

beberapa tahap reaksi, maka perubahan entalpi untuk

reaksi tersebut secara keseluruhan dapat ditentukan

dengan menjumlahkan perubahan entalpi tiap-tiap

tahap reaksi tersebut.

Atau pengertian lainnya

Jika suatu proses dapat berlangsung melalui

beberapa tahapan atau langkah, perubahan

entalpi keseluruhan adalah sama, tidak peduli

tahapan mana yang dilalui.

A

C

D

B

Tahapan

langsung

∆H

Tahap

pertama

∆H1

Tahap

kedua

∆H2

Tahap

ketiga

∆H3

∆H = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3

Example :

Satu tahap : C(s) + O2(g) CO2(g) ∆H = - 394 kJ

Dua tahap : C(s) + 1/2O2(g) CO(g) ∆H = - 110,5 kJ

CO(g) + 1/2O2(g) CO2(g) ∆H = - 284 kJ

C(s) + O2(g) CO2(g) ∆H = - 394 kJ

∆H3 = - 394 kJ

∆H1= - 110,5 kJ ∆H2 = - 284 kJ

1. look at the graphic !

Make the equation based on Hess’s law !

2. Look at the energy level diagram

A + B

R+ S

C + D

P+ Q

∆H1

∆H3

∆H4 ∆H2

∆H (kJ)

0

-206

-983

Zn(s) + S (s)

ZnS + 2 O2

ZnSO4

Determine enthalpy

change formation of

ZnSO4 from ZnS !!

HCL gas can be obtained by heating H2SO4 and KCl according to

the following reaction :

H2SO4(l) + 2KCl(s) K2SO4(s) + 2HCl(g)

Determine the ∆H reaction using these two thermochemical

equations :

H2SO4(l) + 2KOH K2SO4(s) + 2H2O(l) ∆H= -342,4 kJ

HCL(g) + KOH(s) KCl(s) + H2O(l) ∆H= -342,4 kJ

Menghitung ∆H Reaksi Menggunakan Kalorimeter

a. Kalorimeter sederhana

Kalorimeter adalah alat yang dapat digunakan untuk

menentukan ∆H reaksi melalui pengukuran kalor reaksi.

Pada kalorimeter sistem terisolasi sehinggga besarnya

kalor yang dilepas/diserap reaksi sama dengan

besarnya kalor yang diserap/dilepas larutan.

qreaksi + qlarutan = 0

qreaksi = -qlarutan

qreaksi = -m x c x ∆T

Pada sistem terisolasi memiliki tekanan yang tetap

sehingga ∆H = qreaksi = -m x c x ∆T

Example :

a student reacted 50 ml solution containing 0.05 mol of NaOH and 50 ml

solution containing 0.05 mol of HCl in a simple solution calorimeter.

NaOH(aq) + HCl(aq) NaCl(aq) + H2O(l)

After stirring the solution, she noticed that the temperature of the

solution increased to 31.4⁰ . If the initial temperature was 25⁰ C, then :

a. Determine the heat of reaction. ( assume the solution is dilute with a

specific heat of 4.18 J/g⁰C and a density of 1,000 g/L).

b. Determine the heat of reaction per mole of NaOH.

Ke dalam suatu kalorimeter, ditambahkan 25 ml larutan yang

mengandung 0,0125 mol H2SO4 dan 50 ml larutan yang

mengandung 0,025 mol KOH. Keduanya bereaksi melalui

persamaan reaksi berikut :

H2SO4(aq) + 2KOH(aq) K2SO4(aq) + 2H2O(l)

Jika reaksi tersebut menyebabkan suhu larutan naik dari 23,5⁰C

menjadi 27,9 ⁰C , maka :

a. Tentukan kalor reaksi.

b. Tentukan reaksi per mol H2SO4

b. Kalorimeter bom

Digunakan untuk mengukur kalor reaksi dengan tingkat

ketelitian yang tinggi.

Digunakan untuk pembakaran yang melibatkan gas dan

berlangsung pada suhu tinggi.

Pada kalorimeter bom berlaku rumus :

qreaksi + qkalorimeter = 0

qreaksi = - qkalorimeter

qreaksi = -Ckalorimeter ∆T

C = kapasitas kalor kalorimetri ( J/ ⁰C atau J/K )

∆T = perubahan suhu

Pada volume tetap ∆H = qreaksi = -Ckalorimeter x ∆T

Example :

Suatu kalorimeter bom hendak digunakan didalam suatu

eksperimen kimia.

a. Tentukan Ckalorimeter jika diketahui pembakaran dari

sampel standar yakni asam benzoat (C7H6O2)

sebanyak 0,1025 g, menghasilkan ∆T sebesar 2,17 ⁰C. ∆H⁰C pembakaran asam benzoat = -3.227 kJ/mol

b. 0,719 g asam oksalat (C2O4H2) direaksikan dengan oksigen berlebih didalam kalorimeter bom tersebut. Diperoleh Tawal = 25,0⁰C dan Takhir = 26,60⁰C . Hitunglah kalor reaksi pembakarannya.

c. Tentukan ∆H pembakaran dari 1 mol asam oksalat.

Seorang ahli kimia di suatu industri makanan menggunakan

kalorimeter bom untuk menentukan kalori dari bahan baku

gula yang digunakan industri tersebut.

a. Sebelum melakukan pengukuran, ia menentukan Ckalorimeter

dengan memanaskan kalorimeter bom menggunakan

pemanas listrik dengan daya 10 watt ( 1 W = 1 J/det ).

Dalam waktu 3 menit, suhu kalorimeter bom naik dari

21,30⁰C menjadi 24,60 ⁰C. Tentukan Ckalorimeter.

Menghitung ∆H Reaksi Menggunakan Energi Ikatan

a. Energi ikatan

Pemutusan suatu ikatan memerlukan energi, sebaliknya

suatu pembentukan ikatan akan melepaskan energi.

Energi yang diperlukan untuk memutuskan 1 mol ikatan

dalam suatu molekul gas menjadi atom-atomnya

dalam fase gas disebut energi ikatan atau energi

disosiasi (D).

Nilai energi ikatan dapat ditentukan dengan

menggunakan spektroskopi dan menggunakan

persamaan hukum hess.

For example :

Simak reaksi tersebut :

CH4(g) C(g) + 4H(g) ∆H = 1.664,96 kJ

Tentugan energi ikatan C-H (DC-H) pada CH4

Jawab :

Molekul CH4 terdiri dari 4 ikatan C-H. Jadi, 1 mol CH4

mengandung 4 mol ikatan C-H. Gunakan data ∆H

reaksi untuk menghitung DC-H, diperoleh :

∆Hreaksi = ∑(energi ikatan dalam CH4 )

1.664,96 kJ = ( 4 mol x DC-H )

DC-H = 416,24 kJ/mol

Tentukan energi ikatan C-C dari etana (C2H6) jika

diketahui DC-H = 413 kJ/mol.

C2H6(g) 2C(g) + 6H(g) ∆H = 2.829,12 kJ

Jawab :

Molekul C2H6 terdiri dari 1 ikatan C-C dan 6 ikatan C-H.

Jadi 1 mol C2H6 mengandung 1 mol ikatan C-C dan 6

mol ikatan C-H. Dengan menggunakan ∆H reaksi untuk

menghitung DC-C, diperoleh :

∆Hreaksi = ∑(energi ikatan dalam C2H6 )

∆Hreaksi = ( 1 mol x DC-C ) + (6 mol x DC-H )

2.829,12 kJ = ( 1 mol x DC-C ) + (6 mol x 413 kJ/mol )

DC-C = 351,12 kJ/mol

Energi ikatan untuk menghitung ∆H reaksi

Reaksi kimia pada dasarnya melibatkan energi

pemutusan ikatan antaratom pereaksinya, dan

pembentukan ikatan antaratom produk reaksi.

Selisih antara energi untuk pemutusan dan

pembentukan ikatan ini adalah perubahan entalpi

reaksi ∆H.

∆H = ∑ ( energi ikatan pereaksi ) -

∑ ( energi ikatan produk reaksi )

Example :

Use the data of the bond energy in the table to

determine the ∆H for the decomposition of octane

(C8H18) into butene (C4H8) and butane (C4H10).

C8H18(g) C4H8(g) + C4H10(g) ∆H = ...?

Determine the ∆H of the following reaction using the

data of the bond energy in the table :

C2H2(g) + C2H6(g) 2C2H4(g)