10/18/2012. Enthalpi. Enthalpi

(1)

Jurusan Kimia - FMIPA Universitas Gadjah Mada (UGM)

TERMODINAMIKA KIMIA (KIMIA FISIK 1 )

Enthalpi dan Hukum Termodinamika Pertama

Drs. Iqmal Tahir, M.Si.

Laboratorium Kimia Fisika,, Jurusan Kimia Fakultas Matematika dan Ilmu Pengetahuan Alam

Universitas Gadjah Mada, Yogyakarta, 55281

Tel : 087 838 565 047; Fax : 0274-545188 Email :

[email protected] atau [email protected]

Website : http://iqmal.staff.ugm.ac.id http://iqmaltahir.wordpress.com

Enthalpi

Jika sebuah sistem bebas untuk mengubah volumenya terhadap tekanan luar yang tetap, perubahan energi dalamnya tidak lagi sama dengan energi yang diberikan sebagai kalor. Energ yang diberikan sebagai kalor dibuah menjadi kerja untuk memberikan tekanan balik terhadap lingkungannya, sehingga dU < dq.

Pada tekanan tetap, kalor yang diberikan sama dengan perubahan dalam sifat termodinamika yang dari sistem, yaitu entalpi, H.

LABORATORIUM KIMIA FISIKA

Jurusan Kimia – FMIPA, UGM

Secara matematis :

H = U + pV

p : tekanan sistem

Entalpi cukup berperan dalam bidang kimia karena pada banyak perubahan energi yang terjadi pada reaksi kimia dilangsungkan menggunakan wadah terbuka, sehingga tekanan bersifat konstan.

Enthalpi (H)- Panas yang terkandung dalam suatu senyawa pada tekanan konstan.

Enthalpi

Perubahan Enthalpi (ΔH) sama dengan energi yang diberikan sebagai kalor pada tekanan tetap kepada sistem yang tidak dapat melakukan kerja tambahan. Untuk perubahan keadan umum sistem, U berubah sebesar dU, dan hasil kali pV berubah sebesar d(pV) sehingga H berubah :

dH = dU + d(p.V) = dU + p.dV + V.dp Jika : dU = dq + dwe– peks.dV

dwe = kerja lain

-p_eks.dV = kerja pemuaian

p_eks.dV kerja pemuaian

-Maka :

dH = dq + dwe– peks.dV + p.dV + V.dp

Jika sistem dalam kesetimbangan mekanis dengan lingkungannya pada tekanan p (sehingga peks= p), maka :

dH = dq + dw_e+V.dp

Pada kondisi tidak adanya kerja tambahan (dwe=0) dan kondisi pemanasan pada

tekanan tetap (dp =0). Maka :

dH = dqpada tekanan tetap, tidak ada kerja tambahan.

Enthalpi

Perubahan Enthalpi (ΔH) adalah apa yang menjadi perhatian orang kimia dan sesuatu yang biasa diukur di laboratorium.

Deskripsi : Panas yang dibutuhkan (+) atau dilepaskan (-) pada sistem tertutup (tekanan konstan)

ΔΗ = Η(akhir) − Η(awal)

Suatu fungsi keadaan : hanya tergantung dari keadaan sistem yang ada, tidak tergantung dari bagaimana langkah asalnya.

6_7

Campsite B (altitude = 4800 ft)

Campsite A (altitude = 1200 ft)

Pengukuran perubahan enthalpi

Perubahan Enthalpi (ΔH) dapat diukur dengan kalorimeter adiabatik dan mengukur nilaiΔT pada saat sejumlah sampel terbakar air dengan oksigen yang diberikan. ΔH dapat ditentukan dengan menggunakan nilai kapasitas kalor sebagai faktor konversi.

Cara lain dengan mengukur perubahan energi dalam dengan kalorimeter bom dan kemudian mengubah nilaiΔU menjadiΔH. Mengingat padatan dan cairan mempunyai volume molar yang sangat kecil, maka pV menjadi sangat kecil.

• Air yang mendidih adalah contoh proses endothermic . H2O(l) Æ H2O(g) ΔHvap= + 44.0 kJ/mol

H2O(l) + 44.0 kJ Æ H2O(g)

• Harga ΔH yang positif mengindikasikan bahwa energi ditransfer dari lingkungan ke sistem . Hal ini disebut proses endothermis.

• Air yang mengembun adalah contoh proses exothermic .

• Harga ΔH yang negatif mengindikasikan bahwa energi ditransfer dari sistem ke lingkungan. Hal ini disebut proses eksothermis.

(2)

Hubungan

Δ

H dan

Δ

U

Perubahan energi dalam pada konversi 1,0 mol gas CaCO3bentuk kalsit

menjadi bentuk aragonit adalah + 0,21 kJ. Hitunglah perubahan entalpi jika tekanannya 1,0 bar. Rapatan padatan kalsit dan aragonit adalah 2,71 g.cm-1

dan 2,93 g.cm-1_.

Jawab :

Perubahan entalpi pada transformasi :

Hubungan

Δ

H dan

Δ

U

Jika reaksi menghasilkan gas, maka kerja yang lain diabaikan dan dengan menganggap setiap gas bersifat gas sempurna, maka :

H = U + pV = U + n.R.T Perubahan entalpi reaksi menjadi :

ΔH = ΔU + Δn_g.R.T

DenganΔngadalah perubahan jumlah molekul fase gas dalam reaksi.

Untuk reaksi :

2 H₂(g) + 0₂(g) Æ2 H₂0(l)

Setiap 3 mol molekul gas akan menjadi 2 mol ciaran sehingga Δn_g= - 3 mol

Hubungan

Δ

H dan

Δ

U

Perubahan entalpi yang menyertai pembentukan 1,00 mol NH3(g) dari

unsur-unsurnya pada suhu 298 K adalah -46,1 kJ. Perkirakan besar perubahan energi dalamnya !

Jawab :

Persamaan kimia : 3/2 H2(g) + ½ N2(g) ÆNH3(g)

Perubahan jumlah molekul fase gas :

Δng= (1,00 – 1,50 – 0,50) mol = -1,00 mol

Karena RT = 2,48 kJ.mol-1pada suhu 298 K, maka :

ΔU = ΔH -Δng.R.T

= -46,1 kJ –( (-1,00 mol ).2,48 kJ.mol-1_{)= -43,6 kJ.}

Enthalpi standar

Perubahan entalpi standar yaitu perubahan entalpi untuk proses yang zat awal dan zat akhirnya berada dalam keadaan standar.

Keadaan standar - Bentuk paling stabil dari suatu senyawa yang berada pada kondisi tekanan 1 bar.

Δ

H°

Keadaan Standar (1 bar) Contoh :

1. Keadaan standar cairan etanol pada temperatur 25 °C adalah cairan

p p

etanol murni pada temperatur 25 °C dan tekanan 1 bar.

2. Keadaan standar gas hidrogen pada temperatur 500 K adalah gas hidrogen murni pada temperatur 500 K dan tekanan 1 bar.

Enthalpi perubahan fisik

Perubahan enthalpi standar yang menyertai perubahan keadaan fisik disebut sebagai enthalpi transisi standar (ΔHtrso)

Contoh :

- Enthalpi standar penguapan :

Perubahan enthalpi ketiga 1 mol cairan pada 1 bar berubah menjadi fase gasnya pada kondisi 1 bar.

-Enthalpi standar peleburan

-Enthalpi standar sublimasi

Enthalpi perubahan fisik

(3)

Enthalpi perubahan fisik

Enthalpi perubahan

Perubahan enthalpi tidak tergantung pada jalan antara dua keadaan. Oleh karena itu nilai ΔHo_{yang sama akan diperoleh bagaimanapun}

perubahan yang dihasilkan (selama keadaan awal dan akhirnya sama).

Contoh :

Nilai perubahan 1 sama dengan perubahan 2, Yaitu :

1.

f

= -411.12 kJ/mol

C(s) + 2 H

2

(g) + ½ O

2

(g)

Æ

CH3OH(

l

)

Δ

H°

f

= -238.4 kJ/mol

Enthalpi standar pembentukan

T6_2b

Nit Oxygen O(g) O2(g) O3(g) OHŠ₍_aq₎ H20(g) H20(l) Sulfur S(g) 249.2 0 143 Š 229.9 Š 241.8 Š 285.8 279 Formula ΔΗ¼f(kJ/mol) Formula ΔΗ¼f(kJ/mol)

Enthalpi standar pembentukan

Nitrogen N(g) N2(g) NH3(g) NH4+(aq) NO(g) NO2(g) HNO3(aq) S2(g) S8 rhombic 473 0 Š 45.9 Š 132.8 90.3 33.2 Š 206.6 129

(4)

Enthalpi standar pembentukan

• Enthalpi standar untuk unsur dalam keadaan standar adalah nol. • Harga entalpi standar pembentukan dari senyawa dalam bentuk

larutan merujuk pada larutan dengan konsentrasi 1 M dari unsur-unsurnya menjadi senyawa dan ditambah entalpi pelarutan dalam air. • Harga ΔH°fdari kebanyakan senyawa

adalah negatif yang mengindikasikan pembentukan senyawa dari

unsur-LABORATORIUM KIMIA FISIKA

Jurusan Kimia – FMIPA, UGM [email protected]

p y

unsurnya adalah eksotermis.

• Harga ΔH°fdigunakan untuk

membandingkan kestabilan relatif dari beberapa senyawa.

Perubahan enthalpi dari reaksi kimia

• Perubahan enthalpi merujuk pada seluruh reaksi kimia.

H2O(g) Æ H2(g) + ½ O2(g) ΔH= + 241.8 kJ

• Dekomposisi uap air menjadi unsur-unsurnya adalah proses endothermic.

H2(g) + ½ O2(g) Æ H2O(g) ΔH= - 241.8 kJ

• Pembentukan uap air dari unsur-unsurnya adalah proses exothermic.

• Harga ΔH secara numerik adalah sama, tetapi berlawanan tanda, untuk reaksi kimia yang berlawanan.

Perubahan enthalpi dari reaksi kimia

• Kuantitas panas yang ditransfer selama reaksi kimia

tergantung dari jumlah reaktan yang digunakan atau

produk yang terbentuk.

2 H2(g) + O2(g) Æ 2 H2O(g) ΔH= 2(- 241.8 kJ) = -483.6 kJ

Contoh 1: Berapa kuantitas panas yang dibutuhkan untuk pembentukan 1 mol uap air dari unsur-unsurnya?

Contoh 2: Berapa kuantitas panas yang dibutuhkan untuk dekomposisi 28.3 g uap air menjadi unsur-unsurnya? Contoh 3: Pembakaran etana, C2H6, memiliki perubahan enthalpi

sebesar -2857.3 kJ untuk reaksi di bawah ini. Hitung ΔH dari 15.0 g C2H6yang dibakar.

2 C2H6(g) + 7 O2(g) Æ 4 CO2(g) + 6 H2O(g) ΔH = -2857.3 kJ

Hukum Hess

Berapa harga

Δ

H untuk reaksi berikut?

• Jika suatu reaksi merupakan jumlah dari dua atau lebih

reaksi,

Δ

H untuk reaksi keseluruhan adalah jumlah

Δ

H dari

masing-masing reaksi

2 H

2

O(

l

H

= 2(44.0 kJ)

2 H

2

O(g) Æ

2 H

2

(g) + O

2

(g)

Δ

H

= 2(241.8 kJ)

2 H

2

O(

l

) Æ

2 H

2

(g) + O

2

(g)

Δ

H

= +571.6 kJ

Hukum Hess

• Jika suatu reaksi merupakan jumlah dari dua atau lebih

reaksi,

Δ

H untuk reaksi keseluruhan adalah jumlah

Δ

H dari

masing-masing reaksi

Fungsi keadaan - Perubahan

energi untuk suatu perubahan

kimia atau perubahan fisika adalah

tidak tergantung dari laju yang

diikuti, hanya tergantung dari

keadaan awal dan akhir saja.

Perubahan enthalpi pada reaksi

• Perubahan enthalpi pada suatu reaksi pada kondisi

standar dapat dihitung dari enthalpi molar standar untuk

masing-masing reaktan dan produk :

∑

−

=

[

(

products

)]

[

of

(

reactants

)]

o f 0 rxn

H

Δ

(5)

Perubahan enthalpi pada reaksi

Contoh 1: Hitung entalpi standar reaksi pembakaran benzena, C6H6.

∑

−

=

[

(

products

)]

[

o

(

reactants

)]

f o f 0 rxn

H

Δ

C6H6(l) + 7½ O2(g) Æ 6 CO2(g) + 3 H2O(l) ΔH°f[C6H6(l)] = +48.95 kJ/mol

Contoh 2: Perubahan enthalpi untuk reaksi oksidasi naphthalene, C10H8, dapat diukur secara kalorimetri.

[email protected]

C10H8(s) + 12 O2(g) Æ 10 CO2(g) + 4 H2O(l)

ΔH°rxn= -5165.1 kJ

Hitung enthalpi standar pembentukan untuk naphthalene, C10H8.

Perubahan enthalpi pada reaksi

Reaksi eksotermis _{Reaksi endotermis}

Perhitungan

Δ

H

_.

Contoh 1:

Methanol sering digunakan sebagai bahan bakar alternatif sebagai pengganti bensin pada mobil balap. Tentukan enthalpi pembakaran methanol per gram dengan menggunakan data enthalpi pembentukan berikut :

ΔHfoCH3OH (l) = -239 kJ/mole

ΔHfoC8H18(l) = -269 kJ/mole

ΔHfoCO2(g) = -394 kJ/mole

ΔHfoH2O (l) = -286 kJ/mole

Jawab :

2CH3OH (l) + 3O2(g) Æ2CO2(g) + 4H2O (l)

ΔHo

reaction= ΣnΔHfo(prod) -ΣmΔHfo(react)

= 2 x ΔHfo(CO2) + 4 x ΔHfo(H2O) - 2 x ΔHfo(CH3OH) - 3 x ΔHfo(H2O)

= 2 x (-394 kJ) + 4 x (-286 kJ) - 2 x (-239 kJ) = -1454 kJ/ 2 moles CH₃OH

Contoh 2:

Gas hidrogen sulfida gas adalah gas yang beracun dan berbau telur busuk. Gas ini di udara terbakar dengan oksigen mengikuti reaksi :

=-1125.2 = -1125 kJ

2(-20) 3(0) 2(-285.8) 2(-296.8) (kJ)