PROGRAM STUDI PENDIDIKAN KIMIA UNIVERSITAS PALANGKA RAYA

6.6 Entalpi Reaksi dan Entalpi Pembentukan Standar

Sejauh ini kita telah belajar bahwa kita dapat menentukan perubahan entalpi yang menyertai reaksi dengan mengukur kalor yang diserap atau dilepaskan (pada tekanan tetap). Dari Persamaan (6.9) kita melihat bahwa ΔH juga dapat dihitung jika kita mengetahui entalpi yang sebenarnya untuk semua reaktan dan produk. Namun, seperti yang disebutkan sebelumnya, tidak ada cara untuk mengukur nilai mutlak dari entalpi suatu zat. Hanya nilai relatif terhadap referensi seyogyanya dapat ditentukan. Masalah ini mirip dengan salah satu yang ahli geografi hadapi dalam mengungkapkan ketinggian pegunungan atau lembah tertentu. Daripada mencoba untuk merancang beberapa jenis elevasi skala "mutlak" (mungkin berdasarkan jarak dari pusat bumi?), dengan kesepakatan umum semua ketinggian geografis dan kedalaman disajikan relatif terhadap permukaan air laut, referensi yang seyogyanya dengan ketinggian didefinisikan dari "nol" meter atau kaki. Demikian pula, ahli kimia telah menyepakati sebuah titik referensi yang seyogyanya untuk entalpi.

Istilah "permukaan laut" titik referensi untuk semua ungkapan entalpi disebut entalpi pembentukan standar (ΔHf). Zat dikatakan dalam keadaan standar pada 1 atm, maka istilah "entalpi standar" diberi superskrip (indeks atas) "⁰" merupakan keadaan standar (1 atm), dan subskrip "f" singkatan formasi (pembentukan). Dengan konvensi, entalpi pembentukan standar dari setiap unsur dalam bentuk yang paling stabil adalah nol. Mengambil unsur oksigen sebagai contoh, molekul oksigen (O2) lebih stabil daripada bentuk allotropik lain dari oksigen, ozon (O3), pada 1 atm dan 25°C. Dengan demikian, kita dapat menulis ΔHf (O2) = 0, tetapi ΔHf (O3) = 142,2 kJ/mol. Demikian pula, grafit adalah bentuk allotropik lebih stabil karbon daripada intan pada 1 atm dan 25°C, jadi kita mengetahui ΔHf (C, grafit) = 0 dan ΔHf(C, intan) = 1,90 kJ/mol. Berdasarkan referensi ini untuk unsur, kita sekarang dapat mendefinisikan entalpi pembentukan standar senyawa sebagai perubahan kalor yang terjadi ketika 1 mol senyawa yang terbentuk dari unsur-unsur pada tekanan 1 atm. Tabel 6.4 menunjukkan daftar entalpi pembentukan standar untuk sejumlah unsur dan senyawa. (Untuk daftar yang lebih lengkap nilai ΔHof dapat lihat pada Data Termodinamika.) Perhatikan bahwa meskipun keadaan standar tidak menentukan suhu, kita selalu akan menggunakan nilai ΔH⁰­yang diukur pada 25°C untuk diskusi kita karena sebagian data termodinamika yang dikumpulkan pada suhu ini.



Pentingnya entalpi pembentukan standar adalah bahwa sekali kita ketahui nilai-nilainya, kita dapat dengan mudah menghitung entalpi reaksi standar (ΔH⁰­rx) didefinisikan sebagai entalpi reaksi yang dilakukan pada 1 atm. Sebagai contoh, perhatikan reaksi hipotetis


aA + bB  cC + dD

dimana a, b, c, dan d adalah koefisien stoikiometri. Untuk reaksi ini ΔH⁰­rx diberikan oleh



Kita dapat menggeneralisasi Persamaan (6.17) sebagai


 ΔHrx = ΣnΔHf (produk) - ΣmΔHf (reaktan)  (6.18)

dimana m dan n menyatakan koefisien stoikiometri untuk reaktan dan produk, dan Σ (sigma) berarti "jumlah." Perhatikan bahwa dalam perhitungan, koefisien stoikiometri hanya bilangan tanpa satuan.

Untuk menggunakan Persamaan (6.18) dalam menghitung ΔHrx, kita harus mengetahui nilai ΔHf dari senyawa yang mengambil bagian dalam reaksi. Nilai-nilai ini dapat ditentukan dengan menggunakan metode langsung atau metode tidak langsung.

Metode Langsung
Metode ini mengukur ΔHf bekerja untuk senyawa yang dapat dengan mudah disintesis dari unsur-unsurnya. Misalkan kita ingin mengetahui entalpi pembentukan karbon dioksida. Kita harus mengukur entalpi reaksi ketika karbon (grafit) dan molekul oksigen pada keadaan standar diubah menjadi karbon dioksida dalam keadaan standar:

C(grafit) + O2(g)     CO2  ΔHrx = -393,5kJ/mol

Kita ketahui dari pengalaman bahwa pembakaran ini mudah berjalan sampai selesai. Jadi, dari Persamaan (6.18) kita dapat ditulis


ΔHrx = ΔHf (CO2,g) - [ΔHf (graftt) + ΔHf (O2,g)]

Karena grafit dan O2 adalah bentuk alotropik stabil dari unsur-unsur, berikut bahwa ΔHf (C, grafit) dan ΔHf (O2, g) adalah nol. Karena itu,


ΔHrx = ΔHf (CO2,g) = -393,5kJ/mol

atau
ΔHf (CO2,g) = -393,5kJ/mol

Perhatikan bahwa kita seyogyanya menetapkan nol  untuk 
ΔHosetiap unsur dalam bentuk yang paling stabil pada keadaan standar tidak mempengaruhi perhitungan kita dengan cara apapun. Ingat, di kimia kita hanya memperhatikan kalor pada perubahan entalpi karena perubahannya dapat ditentukan secara eksperimen sedangkan nilai entalpi mutlak tidak bisa. Pilihan nol "tingkat referensi" untuk entalpi membuat perhitungan lebih mudah untuk ditangani. Sekali lagi mengacu pada ketinggian analogi terestrial, kita menemukan bahwa Gunung Everest adalah 8.708 kaki lebih tinggi dari Gunung McKinley. Perbedaan ketinggian ini tidak terpengaruh oleh keputusan untuk mengatur permukaan laut pada 0 kaki atau pada 1000 kaki.

Senyawa lain yang dapat dipelajari dengan metode langsung adalah 
SF6, P4O10, dan CS2. Persamaan yang mewakili sintesisnya

S(rombik) + 3F2(g)  SF6(g)

P4(putih) + 5O2(g)  P4O10(s)
C(grafit) + 2S(rombik)  CS2(l)
Perhatikan bahwa S(rombik) dan P(putih) adalah alotrop paling stabil sulfur dan fosfor, masing-masing, pada 1 atm dan 25°C, sehingga nilai ΔH°­f nya adalah nol.


Metode Tidak Langsung
Banyak senyawa tidak dapat langsung disintesis dari unsur-unsurnya. Dalam beberapa kasus, reaksi berlangsung terlalu lambat, atau reaksi samping yang menghasilkan zat selain senyawa yang diinginkan. Dalam kasus ini, ΔHf dapat ditentukan dengan pendekatan tidak langsung, yang didasarkan pada hukum Hess dari penjumlahan kalor, atau disebut hukum Hess, dinamakan menurut nama kimiawan Swiss Germain Hess. Hukum Hess dapat dinyatakan sebagai berikut: Ketika reaktan diubah menjadi produk, perubahan entalpi adalah sama entahkah reaksi berlangsung dalam satu langkah atau dalam serangkaian langkah-langkah. Dengan kata lain, jika kita bisa memecah reaksi yang kita inginkan menjadi serangkaian reaksi yang ΔHrx nya dapat diukur, kita dapat menghitung ΔHrx untuk reaksi keseluruhan. Hukum Hess didasarkan pada kenyataan bahwa karena H adalah fungsi keadaan, ΔH hanya bergantung pada keadaan awal dan akhir (yaitu, hanya pada sifat reaktan dan produk). Perubahan entalpi akan sama entahkah keseluruhan reaksi berlangsung dalam satu langkah atau banyak langkah.

Sebuah analogi hukum Hess adalah sebagai berikut. Misalkan kita pergi dari lantai pertama ke lantai enam sebuah gedung dengan lift. Nilai energi potensial gravitasi kita (yang sesuai dengan perubahan entalpi keseluruhan proses) adalah sama entahkah kita pergi langsung ke sana atau berhenti di setiap lantai di jalan menuju lantai enam (memecah perjalanan menjadi serangkaian langkah-langkah).


Katakanlah kita tertarik pada entalpi pembentukan standar karbon monoksida (CO). Kita mungkin mewakili reaksi sebagai


C(grafit) + 1/2O2(g)  CO(g)


Namun, pembakaran grafit juga menghasilkan beberapa karbon dioksida (CO₂), sehingga kita tidak bisa mengukur perubahan entalpi untuk CO secara langsung seperti yang ditunjukkan. Sebaliknya, kita harus menggunakan cara tidak langsung, berdasarkan hukum Hess. Hal ini dimungkinkan untuk melaksanakan dua reaksi yang terpisah berikut, yang melakukan proses sampai selesai:
(a) C(grafit) + O2(g)     CO2(g)  ΔHrx = -393,5kJ/mol

(b) CO(g) + 1/2O2(g)   CO2(g)  ΔHrx = -283,0kJ/mol

Pertama, kita membalikkan Persamaan (b) untuk mendapatkan


(c) CO2(g)   CO(g) + 1/2O2(g)   ΔHrx = +283,0kJ/mol


Karena persamaan kimia dapat ditambahkan dan dikurangi seperti persamaan aljabar, kita melaksanakan operasi (a) + (c) dan memperoleh


(a) C(grafit) + O2(g)    CO2(g)      ΔHrx = -393,5kJ/mol

(c) CO2(g)   CO(g) + 1/2O2(g)       ΔHrx = +283,0kJ/mol
_________________________________________________+
(d)  C(grafit) + 1/2O2(g)     CO(g)  ΔHrx = -110,5kJ/mol

Dengan demikian, ΔHf(CO) = -110,5 kJ/mol. Menengok ke belakang, kita melihat bahwa keseluruhan reaksi adalah pembentukan CO2 [Persamaan (a)], yang dapat dibagi menjadi dua bagian [Persamaan (d) dan (b)]. Gambar 6.10 menunjukkan skema keseluruhan prosedur.



Gambar 6.10. Perubahan entalpi untuk pembentukan 1 mol CO2 dari grafit danO2 dapat dipecah menjadi dua langkah menurut hukum Hess.

Aturan umum dalam menerapkan hukum Hess adalah untuk mengatur serangkaian persamaan kimia (sesuai dengan serangkaian langkah) sedemikian rupa, ketika ditambahkan bersama-sama, semua spesi akan membatalkan kecuali untuk reaktan dan produk yang muncul dalam reaksi keseluruhan. Ini berarti bahwa kita ingin unsur di sebelah kiri dan senyawa yang diinginkan di sebelah kanan panah. Selanjutnya, kita sering perlu untuk memperbanyak sebagian atau seluruh persamaan yang mewakili langkah-langkah individu dengan koefisien yang sesuai.


Kita dapat menghitung entalpi reaksi dari nilai-nilai ΔHf, seperti yang ditunjukkan pada Contoh 6.10


Contoh 6.10

Reaksi termit melibatkan aluminium dan besi (III) oksida

2Al(s) + Fe2O3(s)  Al2O3(s) + 2Fe(l)

Reaksi ini sangat eksotermis dan besi cair yang terbentuk digunakan untuk logam las. Hitunglah panas yang dilepaskan dalam kilojoule per gram dari Al yang bereaksi dengan Fe2O3ΔHf untuk Fe(l) adalah 12,40 kJ/mol.



Strategi
Entalpi reaksi adalah perbedaan antara jumlah dari entalpi produk dan jumlah entalpi reaktan. Entalpi setiap spesi (reaktan atau produk) yang diberikan oleh koefisien stoikiometrinya kali entalpi pembentukan standar spesi.

Penyelesaian
Menggunakan nilai ΔHf yang diberikan untuk Fe(l) dan nilai ΔHf lainnya pada Data Termodinamika dan Persamaan (6.18), kita menulis

ΔHrx = [ΔHf (Al2O3) + 2ΔHf (Fe)] - [2ΔHf (Al) + ΔHf (Fe2O3)]
          = [(-1669,8 kJ/mol) + 2(12,40 kJ/mol)] - [2(0) + (-822,2 kJ/mol)]
          = -822,8 kJ/mol

Ini adalah jumlah kalor yang dilepaskan selama dua mol Al bereaksi. Kita menggunakan rasio berikut

-822,8kJ/2 mol Al

untuk mengkonversi menjadi kJ/g Al. Massa molar Al adalah 26,98 g, sehingga

kalor yang dilepas per gram Al = (-822,8kJ/2 mol Al) x (1mol Al/26,98 g Al)
                                                   = -15,25 kJ/g

Periksa 
Apakah tanda negatif konsisten dengan sifat eksotermis reaksi? Sebagai pemeriksaan cepat, kita melihat bahwa 2 mol Al memiliki berat sekitar 54 g dan memberikan  sekitar 823 kJ kalor ketika bereaksi dengan Fe2O3. Oleh karena itu, kalor yang dilepaskan per gram dari Al yang bereaksi adalah sekitar -830 kJ/54 g atau 215,4 kJ/g.
Share:

No comments:

Post a Comment

Total Dilihat

Postingan Populer

Label

Arsip Blog

Postingan Terbaru

Cari Dengan Kata

Ikuti Dengan Email

Web Design By
Fp Comp

Pengikut