Menurut Wikipedia: 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 lebih jauh tentang endoterm dan eksoterm dapat dibaca pada artikel kenali perbedaan reaksi eksoterm dan reaksi endoterm dengan mudah)
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.
- Perubahan Entalpi Standar
Kondisi standar bagi berbagai ΔH reaksi adalah 298 K dan 1 atm, serta satuan ΔH adalah kJ dan satuan ΔH molar adalah kJ mol-1.
Harga perubahan entalpi (ΔH) reaksi dipengaruhi oleh kondisi (suhu da tekanan) pengukuran. Oleh karena itu, perlu mencantumkan suhu dan tekanan pengukuran untuk setiap data termokimia. Data termokimia yang pada umumnya ditetapkan pada suhu 250C dan tekanan 1 atm disebut perubahan entalpi standard dan dinyatakan dengan lambing ΔH0 atau ΔH298. Perubahan entalpi reaksi yang tidak menunjukkan kondisi pengukurannya dinyatakan dengan lambing ΔH saja.
- Entalpi Molar
- Entalpi Pembentukan Standar (Standard Enthalpy of Formation = ΔHf0)
Perubahan entalpi ada pembentukan 1 mol zat langsung dari unsur-unsurnya disebut entalpi molar pembentukan atau entalpi pembentukan.
Jika pengukuran dilakukan pada keadaan standar (298 K, 1 atm) dan semua unsur-unsurnya dalam bentuk standar maka erubahan entalpinya disebut entalpi pembentukan standar (ΔHf0). Entalpi pembentukan dinyatakan dalam kilojoule per mol (kJ mol-1). Yang dimaksud dengan bentuk standar dari suatu unsur adalah bentuk yang paling stabil dari unsur itu pada kondisi standar (298 K, 1 atm). Untuk unsur yang memiliki bentuk alotropi, bentuk standarnya ditetapkan berdasarkan pengertian tersebut. Misalkan karbon yang dapat berbentuk intan atau grafit, bentuk standarnya adalah grafit karena grafit merupakan bentuk karbon yang paling stabil pada 298 K, 1 atm.
Perlu diingat bahwa dalam entalpi pembentukan, zat yang dibentuk adalah 1 mol dan dibentuk dari unsurnya dalam bentuk standar.
Contoh :
Entalpi pembentukan etanol {C2H5OH(l)} adalah -277,7 kJ mol-1.
Berarti pada pembentukan 1 mol (46 gram ) etanol dari unsurnya dalam bentuk standar yaiut karbon (grafit), gas hydrogen, dan gas oksigen yang diukur pada 298 K, 1 atm dibebaskan 277,7 kJ.
Persamaan termokimianya yaitu :
2C (s, grafit) + 3H2 (g) + ½O2 (g) → C2H5OH (l) ΔH = -277,7 kJ
Contoh entalpi pembentukan dari beberapa zat pada 298 K, 1 atm.
|
Rumus Kimia Zat |
ΔHf0 (kJ/mol) |
Persamaan Termokimia Reaksi Pembentukan |
|
| H2O (l) | -285,85 | H2 (g) + ½O2 (g) → H2O (l) | ΔH = -285,85 |
| H2O (g) | -241,8 | H2 (g) + ½O2 (g) → H2O (g) | ΔH = -241,8 |
| C (grafit) | 0 | C (grafit) → C (grafit) | ΔH = 0 |
| C (intan) | +1,88 | C (grafit) → C (intan) | ΔH = +1,88 |
| C (g) | +718,4 | C (grafit) → C (g) | ΔH = +718,4 |
| CO (g) | -110,5 | C (grafit) + ½O2 (g) → CO (g) | ΔH = -110,5 |
| CO2 (g) | -393,5 | C (grafit) + O2 (g) → CO2 (g) | ΔH = -393,5 |
| C2H5OH (l) | -277,7 | 2C (grafit) + 3H2 (g) + O2 (g) → C2H5OH (l) | ΔH = -277,7 |
| NaCl (s) | -410,9 | Na (s) + ½Cl (g) → NaCl (s) | ΔH = -410,9 |
| C2H2 (g) | +266,7 | 2C (grafit) + H2 (g) → C2H2 (g) | ΔH = +266,7 |
- Entalpi Penguraian Standar (Standard Enthalpy of Dissosiation = ΔHd0)
Reaksi penguraian merupakan kebalikan dari reaksi pembentukan. Oleh karena itu, sesuai dengan azas kekekalan energi, energi entalpi penguraian sama dengan entalpi pembentukannya, tetapi tandanya berlawanan.
Contoh :
Diketahui DHf0 H2O (l) = -286 kJ, maka entalpi penguraian H2O (l) menjadi gas hidrogen dan gas oksigen adalah +286 kJ mol-1.
Persamaanya yaitu :
H2O (l) → H2 (g) + ½O2 (g) ΔH = +286 kJ
- Entalpi Pembakaran Standar (Standard Enthalpy of Combustion = ΔHc0)
Reaksi suatu zat dengan oksigen disebut reaksi pembakaran. Zat yang mudah terbakar adalah unsur karbon, hidrogen, belerang, dan berbagai senyawa dari unsur tersebut. Pembakaran dinyatakan sempurna jika :
– Karbon (C) terbakar menjadi CO2
– Hidrogen (H) terbakar menjadi H2O
– Belerang (S) terbakar menjadi SO2
Perubahan entalpi pada pembakaran sempurna 1 mol suatu zat diukur pada 298 K, 1 atm disebut entalpi pembakaran standard dan dinyatakan dengan DHc0 . Entalpi pembakaran juga dinyatakan dalam kJ mol-1.
Contoh entalpi pembakaran dari beberapa zat pada 298 K, 1 atm.
|
Nama Zat |
ΔHc0 (kJ/mol) |
Persamaan Reaksi Pembakaran |
|
| Karbon | -393,5 | C (s) + O2 (g) → CO2 (g) | ΔH = -393,5 |
| Hidrogen | -285,85 | H2 (g) + ½O2 (g) → H2O (l) | ΔH = -285,85 |
| Hidrogen | -241,8 | H2 (g) + ½O2 (g) → H2O (g) | ΔH = -241,8 |
| Belerang | -297 | S (s) + O2 (g) → SO2 (g) | ΔH = -297 |
| Karbonmonoksida | -283 | CO (g) + ½O2 (g)→ CO2 (g) | ΔH = -283 |
| Metana | -802 | CH4 (g) + 2O2 (g) → CO2 (g) +2H2O (g) | ΔH = -802 |
| Asetilen | -1256 | C2H2 (g) + 2½O2 (g) → 2CO2 (g) + H2O (g) | ΔH = -1256 |
| Metanol | -638 | CH3OH (l) + 1½O2 (g) → CO2 (g) +2H2O (g) | ΔH = -638 |
| Isooktana | -5460 | C8H18 (l) + 12O2 (g) → 8CO2 (g) + 9H2O (g) | ΔH = -5460 |
Contoh :
Pembakaran bensin adalah suatu proses eksoterm. Apabila bensin dianggap terdiri atas isooktana, C8H18 (sebenarnya isooktana hanyalah salah satu komonen bensin), tentukan jumlah kalor yang dibebaskan pada pembakaran 1 liter bensin. Diketahui entalpi pembakaran isooktana = -5460 kJ/mol dan massa jenis isooktana = 0,7 kg/L. (H=1, C=12).
Jawab :
Massa 1 liter bensin = 1 L x 0,7 kg/L = 700 gram
Mol isooktana = 700 g/114 g/mol = 6,14 mol
Jadi, kalor yang dibebaskan pada pembakaran 1 liter besin adalah
= 6,14 mol x 5640 kJ/mol
= 33524,4 kJ
- Berbagai Entalpi Molar Lain
Selain entalpi molar yang telah dibahas sebelumnya, masih terdapat entalpi molar lain, yaitu :
– Entalpi penetralan. Yaitu perubahan entalpi pada penetralan asam (H+) oleh basa (OH‑) membentuk 1 mol air.
– Entalpi peleburan. Yaitu perubahan entalpi pada perubahan 1 mol zat dari bentuk padat menjadi bentuk cair pada titik leburnya.
– Entalpi pelarutan. Yaitu perubahan entalpi pada pelarutan 1mol zat.
– Entalpi penguapan.
– Entalpi pengatoman.
Sumber :
– Michael Purba, 2004, Kimia Untuk SMA Kelas XI, Erlangga : Jakarta.
– Irfan Anshori dan Hiskia Ahmad, 2000, Kimia SMU (Kelas 2), Erlangga : Jakarta.
– Sentot Budi Rahardjo, 1900, Belajar Kimia 2A dan 2B Untuk SMA Kelas 2, Tiga Serangkai : Solo.
– Wikipedia.org
