Perubahan Entalpi

A. PERUBAHAN ENTALPI STANDAR (∆H0)
Keadaan standar pengukuran perubahan entalpi adalah pada suhu 298 K dan tekanan 1 atm. Keadaan standar ini di perlukan karena pengukuran pada suhu dan tekanan yang berbeda akan menghasilkan harga perubahan entalpi yang berbeda pula.Beberapa jenis perubahan entalpi standar, yaitu perubahan entalpi pembentukan standar (∆Hfo), perubahan entalpi penguraian standar (∆Hdo), dan perubahan entalpi pembakaran standar (∆Hco).
a. Perubahan entali pembentukan standar (∆Hfo)
Perubahan entalpi pembentukan standar (standard entalpi of formation) merupakan perubahan entalpi yang terjadi pada pembentukan 1 mol suatu senyawa dari unsur-unsurnya yang paling stabil pada keadaan standar.
Satuan peruvbahan entalpi pembentukan standar menurut sistem internasional(SI) adalah kilojoul per mol (kJ mol-1).

b. Perubahan entalpi penguraian standar (∆Hdo )
Perubahan entalpi penguraian standar (standard entalpi of de composition ) dalah perubahan entalpi yang terjadi pada penguraian 1 mol suatu senyawa menjadi unsur-unsurnya yang paling stabil pada keadaan standar .
Pada dasarnya perubahan entalpi penguraian standar merupakan kebalikan perubahan entalpi pembentukan standar, maka harganya pun akan berlawanya.

c. Perubahan entalpi pembakaran standar (∆Hco)
Perubahan entalpi pembakaran standar (standard entalpy of combustion) adalah perubahan entalpi yang terjadi pada pembakaran 1 mol suatu zat secara sempurna.
Pembakaran merupakan reaksi suatu zat,antaranya adalah :
1. C(S)+ O2(g) → CO2(g)
2. H2(g) + ⅟2 O2(g) → H2O(g)
3. S(S)+ O2(g) → SO2(g)

B. PENENTUAN PERUBAHAN ENTALPI
1. KALORIMETRI
Perubahan entalpi adalah perubahan kalor yang di ukur pada teknan konstan. Oleh karena itu, untuk menentukan perubahan entalpi dilaukan dengan cara yang sama denagn penentuan peerubahan kalor yang di lakukan pada tekanan konstan.
Perubahan merupakan perpindahan energi yang terjadi akibat adanya perbedaab suhu.jadi, perubahan kalor pad suatu reaksi dapat di ukur melalui pengukuran perubahan suhu yang terjadi.
Pengukuran perubahan kalor dapat dilakukan dengan menggunakan alat yang di sebut kalorimeter
Kalorimeter bom (bomb kalorimeter) merupakan suatu kalorimeter yang di rancang khusus, sehinngga sistem benar-benar dalam keadaan terisolasi.

Di dalam kalorimeter bom terdapat ruang khusus yang di sebut bom, edan di isi dengan gas oksigen pada tekanan tinggi. Bom yang di benamkan dalam kalorimeter yang bertisi air digunakan untuk melangsungkan reaksi pembakaran sampel.
Sistem dalam kalorimeter bom adalah segala sesuatu yang ada di dalam kalorimeter bom,meliputi: tempat reqaksi(bom),air termometer,pengaduk dan lainnya.
Reaksi pembakaran yang terjadi di dalam bom, akan menghasilkan kalor dan di serap oleh air dan bom pada suhu yang sama, yang di tunjukkan dengan adanya kenaikan suhu air. Oleh karena di anggap tidak ada kalor yang di serap maupun di lepaskan oleh sistem ke lingkungan selama reaksi berlangsung,maka

qreaksi+ qbom + q air = qsistera
atau qreaksi+ qbom + q air = 0
qreaksi =-( qbom + q air )
Jumlah kalor yang di serap oleh bom dapat di hitung dengan mengukur kapasitas kalor bom.

qbom = Cbom x ∆T
Dengan, Cbom = kapasitas kalor bom (J0C-1 atau JK-1)
∆T =perubahan suhu (oC atau K)
Besarnya kalor yang menyebabkan perubahan suhu (kenaikan atau penurunan suhu ) air yang terdapat di dalam kalorimeter di rumuskan sebagai:
q air= m x c x ∆T

Dengan : m= massa air dalam kalorimeter (gram)
c = kalor jenis dalam kalorimeter (J g-1K-1)
∆T= perubahan suhu (K atau oC)
Kalorimeter yang baik memiliki kapasitas kalor kecil. Artinya, kalorimeter tersebut benar-benar sebagai sistem yang terisolasi ,sehingga perubahan,kalor yang terjadi dari reaksi dalam bom hanya berpengaruh terhadap perubahan suhu air atau larutan yang ada di kalorimeter.
Reaksi yang berlangsung dalam kalorimeter bom merupakan reaksi yang berlangsung pada volum konstan(∆V=0), maka perubahan kalor yang terjadi dalam sistem akan sama dengan perubahan nergi dalamnya.
∆U = q+ w, dimana w =-p ∆V
Pengikuran kalor reaksi selain kalor reaksi pembakaran,dapat di lakukan menggunakan kalorimeter pada tekanan konstan. Misalnya pada kalorimeter stirofoam yang di buat dari gelas stirofoam. Kalorimeter jenis ini umumnya di lakukan untuk mengukur kalor reaksi dimana reaksinya berlangsung dalam bentuk larutan,misalnya untuk mengukur perubahan kalor yang terjadi pada reaksi netralisasi asam-basa.
Pada kalorimeter yang reaksi kimianya berlangsung pada tekanan konstan(∆p=0), maka perubahan kalor yang terjadi dalam sistem akan sama dengan perubahan entalpinya.
∆H= qp
Oleh karena itu di anggap tidak ada kalor yang di serap maupun di lepaskan oleh sistem ke lingkungan selama reaksi berlangsung, maka
qreaksi + q kalorimeter = q sistem
atau qreaksi + q kalorimeter = 0
qreaksi =-( q kalorimeter + qlarutan)
Jika harga kapasitas kalor kalorimeter sangat kecil,maka dapat diabaikan,sehingga perubahan kalor dapat diangap hanya berakibat pada kenaikan sahu larutan dalam kalorimeter.
qreaksi = qlarutan
qlarutan= m x c x∆T

dengan, m= massa larutan dalam kalorimeter (gram)
c= kalor jenis larutan dalam kalorimeter (J g-1 K-1 atau J g-1C-1)
∆T =perubahan suhu(K atau 0C)

C. HUKUM HESS
Seorang ahli kimia berkebangsaan rusia yang bernama G.H.Hess pada tahun 1840 meneliti tentang kebenaran bahawa suatu reaksi kimia yang di tempuh melalui beberapa tahap akan mempengaruhi kalor reaksinya.Percobaan yang di lakukan adalah meneliti kalor reaksi pembuatan belarang teroksida dari belarang dengan reaksi sebagai berikut
S(S) +1⅟2O2(g) → SO(3)

Reaksi pembentukan gas SO3 dapat di lakukan dengan beberapa tahap (cara ) seperti pada reaksi berikut ini:
1. Cara langsung.
S(S) +1⅟2O2(g) → SO3(g) ∆H: -395,73 kJ

2. Cara tak lansung 1.

S(S) + O2(g) → SO2(g) ∆H:-296,83 Kj

SO2(g) +⅟2O2(g) → SO3(g) ∆H:- 98,9 kJ +
S(S) +1⅟2O2(g) → SO3(g) ∆H: -395,73 kJ
3. Cara tak langsung 2.
S(S) + O2(g) → SO2(g) ∆H:-296,83 Kj

SO2(g) +NO2(g) → SO3(g) + NO(g) ∆H: -41,85

NO(g) +⅟2O2(g)→ NO2(g) ∆H: -57,05 Kj +
S(S) +1⅟2O2(g) → SO3(g) ∆H: -395,73 kJ


Selain contoh di atas ada contoh reaksi lain yang merupakan aplikasi dari hokum Hess.
C(s)+ O2 (g) → CO2 ∆H= -394 kJ (1)
Reaksi diatas dapat di langsungkan menurut dua tahap.mula-mula karbon karbon di bakar dengan oksigen yang terbatas sehingga membentuk karbon monoksida.selanjutnya karbon monoksida itu di bakar lagi untuk membentuk karbon dioksida.parsamaan termokmia unuk kedua reaksui tersebut adalah:
C(s)+ ½O2 (g) → CO ∆H= -111 kJ (2)
C(s)+ ½O2 (g) → CO2 ∆H= -283 kJ (3)
Jika kedua tahap di atas (persamaan 2 dan 3) di jumlahkan,maka di peroleh

C(s)+ ½O2 (g) → CO ∆H= -111 kJ
C(s)+ ½O2 (g) → CO2 ∆H= -283 kJ +
C(s)+ O2 (g) → CO2 ∆H= -394 kJ
(karbon monoksida yang te rbentuk pada tahap pertama telah bereaksi atau di konsumsi pada tahap kedua,sehingga tidak terdapat pada reaksi total )

∆H1= -788 kJ
Lintasan -1
Keadaan akhir
Keadaan awal ∆H3= -566 kJ

DAFTAR PUSTAKA

Purba,Michael: kimia untuk sma kelas XI 1994:Jakarta: Erlangga
Parning mika, marlan:penuntun belajar kimia 2002:jakarta :yudistira cetakan ke dua
Chemistry Org.com
Drs,sudarmo, unggul kimia sma 2 untuk kelasXI 2006 jakarta:phibeta