Menentukan Perubahan Entalpi (ΔH) : Rumus, Cara, Contoh Soal

Menentukan Perubahan Entalpi (ΔH) : Rumus, Cara, Contoh Soal – Dalam suatu reaksi termokimia, perubahan entalpi dapat dilakukan dengan kalorimetri, data entalpi pembentukan, hukum hess dan data energi ikatan. Dibawah ini penjelasan mengenai Rumus, Cara dan Contoh soal menentukan perubahan entalpi.

Rumus Menentukan Perubahan Entalpi

Untuk menentukan perubahan entalpi (ΔH) dapat dirumuskan :

ΔH = -Q/n

Keterangan :
n = jumlah mol zat

Catatan :

  • Kalau dalam percobaan suhunya naik maka reaksi berlangsung eksoterm 

ΔH = –Q/n

  • Kalau dalam percobaan suhunya turun maka reaksi berlangsung endoterm

ΔH = +Q/n

Cara Menentukan Perubahan Entalpi

Cara menentukan perubahan entalpi (ΔH) dapat dilakukan dengan percobaan kalorimetri, data entalpi pembentukan (ΔHºf), data energi ikat dan hukum Hess.

Kalorimetri

Kalorimetri adalah sebuah alat yang dapat digunakan untuk mengukur jumlah kalor yang diserap atau dilepas sistem. Kalor yang dilepaskan oleh sistem akan diserap oleh air / larutan dan kalorimetri, jadi dalam percobaan kalorimetri ada 3 jenis kalor yaitu :

  1. Kalor sistem (Q rx)
  2. Kalor air atau kalor larutan (Q air / Q larutan)
  3. Kalor kalorimetri (Q kalorimetri)

Menurut asas black kalor yang dilepas sama dengan kalor yang diterima (Q lepas = Q terima), sehingga :

Q rx = Q air + Q kalorimeter
Q rx = (m . c . Δt) + C . Δt

Keterangan :
Q = perubahan kalor reaksi / sistem (J)
m = massa air (gram)
c = massa jenis air (J/gr.ºC)
Δt = perubahan suhu
C = kapasitas kalorimeter (J/ºC)

Berdasarkan Data Entalpi Pembentukan (ΔHºf)

Dengan menggunakan data ΔHºf, perubahan entalpi dapat dihitung dengan rumus :

∆H = ∑ ΔHºf kanan – ∑ ΔHºf kiri 

Jika dalam suatu reaksi : p A + q B → r C + s D
maka rumus ΔH adalah :
∆H = ∑ ΔHºf kanan – ∑ ΔHºf kiri
= ( r . ΔHºf C + s . ΔHºf D ) – ( p . ΔHºf A + q . ΔHºf B)

Baca Juga Materi : Teori Asam Basa Arrhenius, Bronsted-Lowry dan Lewis : Contoh Soal

Berdasarkan Hukum Hess

Menurut Germain Henri Hess pada tahun 1840, perubahan entalpi reaksi hanya tergantung pada keadaan awal dan akhir sistem, tidak bergantung pada jalannya reaksi.
Dengan hukum Hess ini maka kita dapat menentukan perubahan entalpi yang tidak bisa dilakukan dengan kalorimetri (eksperimen).

gambar hukum hess

Gambar di atas merupakan contoh Hukum Hess, dapat kita misalkan sebagai berikut :

Apabila tujuan perjalan kita dari kota A mau ke kota tujuan B, maka ada 2 kemungkinan rute yang dapat dilalui :

  • Dari kota A langsung menuju kota B = ΔH 1
  • Dari kota A menuju kota C, menuju ke kota D, menuju ke kota E, baru menuju ke kota B = ΔH 2 + ΔH 3 + ΔH 4 + ΔH 5

Berdasarkan Hukum Hess maka, tujuan dari kota A ke B tersebut tidak melihat rutenya jalan, yang penting kita sampai dari kota A menuju kota B terserah lewat rute mana saja, sehingga dapat disimpulkan :

ΔH 1 = ΔH 2 + ΔH 3 + ΔH 4 + ΔH 5

Berdasarkan Data Energi Ikat

Energi ikat berkaitan dengan ikatan yang terjadi antar atom dalam suatu molekul, berikut penjelasannya :

Energi Ikatan atau Dissosiasi

Energi ikatan atau dissosiasi adalah besarnya energi untuk memutus 1 ikatan saja yang terdapat dalam molekul fase gas.

Contoh energi ikatan 1 :

CCl4 (g) → CCl3 (g) + Cl (g)       ∆H = 325 kJ
Maka energi ikat C–Cl adalah 325 kJ

Contoh energi ikatan 2 :

Pada penguraian 1 mol Cl2 (g) menjadi atom-atomnya diperlukan 240 kJ
Cl2 (g) → 2 Cl (g)      ∆H = 240 kJ
Maka energi ikat Cl–Cl adalah 240 kJ

Energi Ikatan Rata-Rata

Energi ikatan rata-rata adalah energi rata-rata yang dibutuhkan untuk memutuskan ikatan kimia satu mol senyawa dalam wujud gas menjadi atom-atom gas pada keadaan standar.

Contoh energi ikatan rata-rata :

Pada penguraian 1 mol CCl4 (g) menjadi atom-atomnya diperlukan 1324 kJ
CCl4 (g) → C (g) + 4 Cl (g)      ∆H = 1324 kJ
Dalam satu molekul CCl4 terdapat 4 ikatan C–Cl
Maka energi ikat rata-rata C–Cl adalah 1324 kJ/4 = 331 kJ

Energi Atomisasi

Energi atomisasi adalah energi yang diperlukan untuk mengubah 1 mol zat dalam fase gas menjadi atom-atom dalam fase gasnya.
Energi atomisasi merupakan jumlah seluruh energi ikatan yang terdapat dalam 1 mol zat

Contoh energi atomisasi :

Energi ikatan rata-rata C–Cl adalah 331 kJ
Maka energi atomisasi CCl4 adalah 4 x 331 = 1324 kJ ( karena didalam molekul CCl4 ada 4 ikatan C–Cl)
Perubahan entalpti reaksi adalah selisih energi pemutusan dan energi pembentukan. Dengan menggunakan data energi ikat, perubahan entalpi dapat dihitung dengan rumus :

∆H = ∑ EI kiri – ∑ EI kanan

Baca Juga Materi : Reaksi Hidrokarbon : Alkana, Alkena, Alkuna

Contoh Soal Menentukan Perubahan Entalpi

Contoh Soal Kalorimetri

100 mL larutan H2SO4 1 M direaksikan dengan 100 mL NaOH 2 dalam suatu kalorimeter sederhana, ternyata suhu larutan naik dari 25 ºC menjadi 45 ºC. Apabila kalor jenis air 4,2 J/gr.ºC dan kalor kalorimetri 80 J/ºC maka tentukan ΔH reaksi :

H2SO4 (aq) + 2 NaOH (aq) → Na2SO4 (aq) + 2 H2O (l) 

(massa jenis larutan dianggap sama dengan massa jenis air = 1 gr/mL)

Penyelesaian :

  • mol H2SO4 = M . V = 1 x 0,1 = 0,1 mol (voume diubah ke liter ya, 100 mL = 0,1 L)
  • mol NaOH = M . V = 2 x 0,1 = 0,2 mol

        H2SO4 (aq) + 2 NaOH (aq) → Na2SO4 (aq) + 2 H2O (l)

M :    0,1 mol        0,2 mol                     –                       –
R  :   -0,1 mol       -0,2 mol         +0,1 mol         +0,2 mol
S  :         –                   –                  0,1 mol           0,2 mol  (tepat habis bereaksi)

Volume larutan campuran = 100 + 100 = 200 ml = 200 gram

Q larutan = m . c . Δt 
= 200 gr x 4,2 J/gr.ºC x (45-25) ºC 
= 16.800 J 

Q kalorimeter = C . Δt
= 80 J/ºC x (45-25) ºC
= 1.600 J

Q rx = Q larutan + Q kalorimetri
= 16.800 J + 1.600 J
= 18.400 J
= 18,4 kJ

Jadi reaksi 0,1 mol H2SO4 ~ 0,2 mol NaOH membebaskan 18,4 kJ
Kalau reaksi 1 mol H2SO4 ~  2 mol NaOH membebaskan 184 kJ
Maka ΔH = –Q/n = –184 kJ/mol

Persamaan termokimianya :

H2SO4 (aq) + 2 NaOH (aq) → Na2SO4 (aq) + 2 H2O (l)      ΔH = –184 kJ

Contoh Soal Dengan Data Entalpi Pembentukan

Tentukan entalpi reaksi pembakaran 4,6 gram etanol, jika diketahui :
ΔHºf C2H5OH = –266 kJ
ΔHºf CO2         = –394 kJ
ΔHºf H2O         = –286 kJ
(Diketahui Ar C = 12, O = 16, H = 1)

Penyelesaian :

Reaksi pembakaran etanol :

C2H5OH + 3 O2 → 2 CO2 + 3 H2O

∆H = ∑ ΔHºf kanan – ∑ ΔHºf kiri
ΔH reaksi =  [ 2 ΔHºf CO2 + 3 ΔHºf H2O] – [ 1 ΔHºf C2H5OH + 1 ΔHºf O2 ]
          =  [ 2 (–394) + 3 (–286) ] – [ 1 (–266) + 1 (0) ] 
          =  [ –1646 + 266 ]
          =  –1380 kJ/mol
Jadi pada pembakaran 1 mol etanol dibebaskan 1380 kJ
Padahal disoal yang ditanya adalah pembakaran etanol 4,6 gram, maka harus kita cari terlebih dahulu mol nya.
Mr C2H5OH = 2.Ar C + 6.Ar H + 1.ArO
          = 2 x 12 + 6 x 1 + 1 x 16
          = 24 + 6 + 16
          = 46
Mol etanol yang dibakar = gr/Mr = 4,6/46 = 0,1 mol
Maka pada pembakaran 4,6 gram etanol dibebaskan kalor sebesar 138 kJ

Contoh Soal Hukum Hess

Diberikan data sebagai berikut :
S + 3/2 O2 (g) → SO3 (g)              ∆H = -395 kJ
2 SO2 (g) + O2 (g) → 2 SO3 (g)    ∆H = -200 kJ
Hitung ∆H untuk reaksi
S (s) + O2 (g) → SO2 (g)

Penyelesaian :

S + 3/2 O2 (g) → SO3 (g)               ∆H = -395 kJ
SO3 (g) → SO2 (g) + 1/2 O2 (g)    ∆H = 100 kJ       (dibalik kemudian dibagi 2)
—————————————————————————— +
S (s) + O2 (g) → SO2 (g)                ∆H = -295 kJ

Contoh Soal Dengan Data Energi Ikat

Tentukan entalpi reaksi pada penguraian air
2 H2O (g) → H2 (g) + O2 (g)
Jika diketahui energi ikat :
H–H = 435 kJ/mol
O=O = 500 kJ/mol
O–H = 460 kJ/mol

Penyelesaian :

Reaksi penguraian air  :
2 H2O (g) → 2 H2 (g) + O2 (g)

∑ EI kiri : 4 H–O

∑ EI kanan : 1 H–H dan 1 O=O

∆H = ∑ EI kiri – ∑ EI kanan

= [4 H–O] – [ 1 H–H + 1 O=O ]
= [4 (460)] – [1 (435) + 1 (500)]
= + 905 kj/mol

Baca Juga Materi : Bilangan Kuantum – Pengertian, Contoh Soal, Bentuk Orbital

Tinggalkan komentar