Jenis-Jenis Perubahan Entalpi (Types of Enthalpy Change, ∆H)

Perubahan entalpi digolongkan menjadi dua jenis yakni entalpi perubahan fisika dan entalpi perubahan kimia.

1. Entalpi Perubahan Fisika

Entalpi perubahan fisika meliputi entalpi peleburan, entalpi penguapan dan entalpi sublimasi. Entalpi perubahan fisika selalu positif.

a. Entalpi Peleburan (∆H_fus) dan Entalpi Penguapan (∆H_vap)

Ketika es dipanaskan, maka akan mencair membentuk cairan. Jika pemanasan berlanjut, cairan akan mencapa titik didih dan membentuk uap. Es terdiri dari molekul air dalam susunan yang teratur. Ketika diberikan panas, getaran molekul air akan meningkat seiring kenaikan suhu. Akhirnya, molekul air terlepas dari posisinya dan bergerak secara acak. Pada saat molekul air terlepas inilah terjadi perubahan fase dari padat menjadi fasa cair. Titik saat molekul air menjadi cair disebut titik leleh ataun titik lebur.

Perubahan entalpi yang terjadi pada titik lebur ketika lelehan padat melebur disebut entalpi peleburan atau pelelehan (Enthalpy of Fusion), dilambangkan dengan simbol ∆H_fus. Entalpi peleburan didefiniskan juga sebagai kalor atau entalpi yang dibutuhkan untuk melelehkan 1 mol padatan. Nilai ∆H_fus selalu positif. Pada tekanan tetap nilai ∆H_fus sebagai berikut.

Padat ⟶ cair               ∆H_fus > 0

Entalpi peleburan es ditunjukan dengan persamaan reaksi berikut.

H₂O(s) ⟶ H₂O(l)          ∆H_fus = +6,02 kJ/mol

Selama pelelehan, suhu akan tetap konstan sampai semua es berubah menjadi air cair. Jika suhu terus ditambahkan maka suhu air cair akan meningkat. Pada 100°C dan 1 atm air cair mencapai titik didihnya, dan kemudian suhu tetap konstan selama air mendidih. Jika pemanasan terus ditambahkan maka suhu tersebut digunakan sebagai energi tambahan untuk menguapkan cairan. Perubahan entalpi yang terjadi pada titik didih ketika cairan menguap disebut entalpi penguapan (Enthalpy of Vaporization), dinotasikan dengan simbol ΔH_vap. Entalpi penguapan didefinisikan juga sebagai kalor atau entalpi yang dibutuhkan untuk menguapkan satu mol cairan. Nilai ΔH_vap selalu positif. Pada tekanan tetap nilai ∆H_vap sebagai berikut.

Cair ⟶ Uap               ∆H_vap > 0

Entalpi penguapan air ditunjukan dengan persamaan reaksi berikut.

H₂O(l) ⟶ H₂O(g)       ∆H_vap = +41,1 kJ/mol

Titik leleh, titik didih, entalpi peleburan dan entalpi penguapan beberapa senyawa pada tekanan 1 atm diberikan pada Tabel berikut.

Senyawa	Titik leleh (°C)	Titik didih (°C)	∆Hfus (kJ/mol)	∆Hvap (kJ/mol)
O2 HCl NH3 HI H2O NaCl	-218 -114 -77 -51 0 801	-183 -85 -33 -35 100 1467	0,54 1,99 5,65 2,87 6,02 30,2	6,82 16,2 23,4 19,8 41,1 171

b. Entalpi Sublimasi (Enthalpy of Sublimation, ∆H_sub)

Gambar Es kering (CO₂ padat) menyublim dari padat menjadi gas pada tekanan atmosfer (Sumber gambar https://www.longbeachice.com/7-practical-lesser-known-uses-dry-ice/)

Beberapa zat seperti iodin (I₂) dan karbondioksida (CO₂) terkadang tidak mencair ketika dipanaskan namun langsung menguap. Fenomena ini disebut sublimasi atau menyublim. Perubahan entalpi yang terjadi pada temperatur sublimasi ketika zat padat menyublim disebut entalpi sublimasi, dinotasikan dengan simbol ΔH_sub. Entalpi sublimasi juga didefinisikan sebagai kalor atau entalpi yang dibutuhkan oleh 1 mol zat untuk menyublim. Nilai ΔH selalu positif, ΔH_sub > 0. Pada tekanan tetap nilai ∆H_sub sebagai berikut.

        Padat  ⟶  uap                    ∆H_sub > 0

Sublimasi iodin padat dan entalpi yang diberikan ditunjukan pada reaksi berikut ini.

I₂(s)  ⟶  I₂(g)                  ∆H_sub = +63 kJ/mol

Kebalikan dari proses sublimasi disebut deposisi atau penghabluran.

2. Entalpi Perubahan Kimia

Entalpi perubahan kimia biasanya ditentukan pada keadaan standar, sehingga sering disebut entalpi standar. Entalpi standar perubahan kimia meliputi entalpi pembentukan standar, entalpi penguraian standar, entalpi atomisasi standar, entalpi pembakaran standar, entalpi netralisasi standar, entalpi larutan standar dan entalpi reaksi standar.

a. Entalpi Pembentukan Standar (Standard Enthalpy of Formation, ∆H°_f)

Entalpi pembentukan standar (∆H°_f) atau kalor pembentukan standar adalah perubahan entalpi jika 1 mol senyawa terbentuk dari unsur-unsurnya dalam bentuk standar dan pada kondisi standar.

Entalpi pembentukan standar (∆H°_f) unsur-unsur dalam bentuk standar dan pada keadaan standar adalah 0 (nol). Bentuk standar dari suatu unsur adalah bentuk yang paling stabil dari unsur itu pada keadaan standar. Unsur yang mempunyai alotropi, bentuk standarnya adalah bentuk yang paling stabil pada kondisi standar. Misalnya, karbon yang dapat berbentuk fulleren, intan atau diamond dan grafit. Bentuk yang paling stabil pada kondisi standar adalah grafit. Oleh sebab itu, digunakan karbon (grafit) untuk menulis persamaan termokimia entalpi pembentukan standar senyawa yang mengandung karbon. Entalpi pembentukan standar (∆H°_f) beberapa senyawa disajikan pada Tabel berikut ini.

Senyawa	Rumus kimia	∆H°f  (kJ/mol)	Senyawa	Rumus kimia	∆H°f (kJ/mol)
Amonia Karbon monoksida Karbon dioksida Hidrogen fluorida Hidrogen klorida Hidrogen bromida Hidrogen iodida Hidrogen sulfida Intan (Diamond) Asetilena (etuna) Metana Etana Propana Etilena (etena)	NH3(g) CO(g) CO2(g) HF(g) HCl(g) HBr(g) HI(g) H2S(g) C(diamond, s) C2H2(g) CH4(g) C2H6(g) C3H8(g) C2H4(g)	-46,1 -110,5 -393,5 -271,1 -92,5 -36,4 +25,9 -20,1 +1,9 +226,7 -74,8 -84,7 -104,0 +52,3	Etanol Glukosa Nitrogen monoksida Nitrogen dioksida Dinitrogen oksida Belerang dioksida Belerang trioksida Air(g) Air(l) Magnesium oksida Kalsium oksida Besi(II) oksida Besi(III) oksida Natrium klorida	C2H5OH(l) C6H12O6(s) NO(g) NO2(g) N2O(g) SO2(g) SO3(g) H2O(g) H2O(l) MgO(s) CaO(s) FeO(s) Fe2O3(s) NaCl(s)	-277,70 -1260,00 +90,40 +33,90 +82,50 -297,00 -395,00 -241,80 -285,80 -602,00 -635,09 -269,00 -822,00 -411,00

Contoh 1 ∆H°_f pembentukan H₂O cair

H₂O terdiri dari hidrogen dan oksigen. Hidrogen dan oksigen dalam keadaan standar berada dalam bentuk diatomik yakni dalam bentuk H₂ dan O₂. Oleh sebab itu persamaan termokimia pembentukan H₂O cair adalah sebagai berikut.

H₂(g) + 1/2O₂(g) ⟶ H₂O(l)              ∆H°_f = –285,80 kJ/mol

atau ∆H°_f  (H₂O(l) = -285.80 kJ/mol

Persamaan termokimia di atas menyatakan: “Pada pembentukan 1 mol air dari unsur-unsurnya dalam bentuk standar, yaitu gas hidrogen dan gas oksigen, yang diukur pada keadaan standar (298 K, tekanan 1 atm) dibebaskan energi sebesar 285,9 kJ”. Entalpi pembentukan standar H₂O bernilai negatif karena energi yang dilepaskan pada pembentukan 2 mol ikatan  H─O  lebih besar dari energi yang dibutuhkan untuk memutuskan 1 mol ikatan H─H and ½ mol ikatan O=O.

Contoh 2 ∆H°_f Pembentukan Diamond

Entalpi pembentukan standar diamond adalah positif 1,9 kJ/mol, ∆H°_f (diamond, s) = +1,9 kJ/mol. Persamaan termokimia pembentukan diamond dari grafit sebagai berikut.

C(grafit. s) ⟶ C(diamond, s)                          ∆H°_f = +1,9 kJ/mol

Contoh Soal

Entalpi pembentukan standar etanol (C₂H₅OH) pada keadaan standar adalah -277,7 kJ/mol. Tulislah persamaan termokimia pembentukan etanol.

Penyelesaian

Etanol tersusun dari karbon, hidrogen dan oksigen. Pada keadaan standar, unsur-unsur tersebut stabil sebagai C(grafit), gas H₂ dan gas O₂. Oleh sebab itu, persamaan termokimia pembentukan etanol adalah :

2C(grafit,s) + 3H₂(g) + ½O₂(g) ⟶ C₂H₅OH(l)                      ∆H°_f = 277,7 (kJ/mol)

Contoh Soal

Pada pembentukan 1 gram NaCl dibebaskan 7,024 kJ. Tentukan entalpi pembentukan dan tulislah persamaan termokimia reaksi pembentukan NaCl. (A_r.Na = 23; A_r.Cl = 35,5)

Penyelesaian

Pada pembentukan 1 gram NaCl dibebaskan 7,024, berarti entalpi pembentukan NaCl = -7,024 kJ/g. Entalpi pembentukan dinyatakan dalam satuan kJ/mol.

Massa molar NaCl = 58,5 g/mol

Jadi entalpi pembentukan 1 gramn NaCl :

= -7,024 kJ.g^-1 x 58,5 g.mol^-1

= -410,9 kJ.mol^-1

Bentuk standar dari natrium adalah padatan, sedangkan klorin adalah gas diatomik. Maka, persamaan termokimia pembentukan NaCl adalah

Na(s) + ½Cl₂(g) ⟶ NaCl(s)               ∆H_f = -401,9 kJ

Latihan Soal 1

1. Mengapa entalpi pembentukan standar gas hidrogen klorida berbeda dengan gas hidrogen bromida.

2. Diberikan persamaan termokimia berikut:

2Na(s) + Cl₂(g) ⟶ 2NaCl(s)          ∆H°_f  =  822 kJ

Tentukan entalpi pembentukan standar NaCl.

3. Tulislah persamaan termokimia untuk

a. ∆H°_f H₂O(g) = -241,80 kJ                                 

b. ∆H°_f NO(g) = +90,40 kJ                                   

c. ∆H°_f NO₂(g) = +33,90 kJ

d. ∆H°_f HBr(g) = -36,40 kJ

e. ∆H°_f C₆H₁₂O₆(s) = -1260,00 kJ

4. Pada pembentukan 10 gram MgSO₄(s) dibebaskan 107 kJ. Tulislah persamaan termokimia reaksi pembentukan MgSO₄ (A_r. O =16; A_r.Mg = 24; A_r.S = 32)

5. Diketahui persamaan termokimia:

        C(s) + O₂(g) ⟶ CO₂(g)                         ∆H°_f = -393,5 kJ/mol

Hitunglah kalor pembentukan 22 g gas CO₂

b. Entalpi Penguraian Standar (Standard Enthalpy of Dissosiation, ΔH°_d)

Entalpi penguraian standar (DH°_d) adalah perubahan entalpi jika 1 mol senyawa diubah menjadi unsur-unsurnya pada bentuk standar. Perubahan entalpi penguraian standar merupakan kebalikan dari perubahan entalpi pembentukan standar. Menurut Marquis de Laplace, “jumlah kalor yang dilepaskan pada pembentukan senyawa dari unsur-unsur penyusunnya sama dengan jumlah kalor yang diperlukan pada penguraian senyawa tersebut menjadi unsur-unsur penyusunnya“. Pernyataan ini disebut Hukum Laplace. Contoh diketahui DH^o_f H₂O(l)= -285,80 kJ/mol, maka entalpi penguraian H₂O(l) menjadi gas hidrogen dan gas oksigen adalah +285,80 kJ/mol. Persamaan termokimia penguraian H₂O sebagai berikut.

H₂O(l) ⟶ H₂(g) + ½O₂(g)             ∆H°_d = +285,80 kJ/mol

Latihan Soal 2

Diketahui entalpi pembentukan standar beberapa senyawa sebagai berikut.

a.       ∆H°_f Fe₂O₃(s) = -822 kJ/mol

b.      ∆H°_f CO₂(g) = -393,5 kJ/mol

c.       ∆H°_f C₂H₄(g) = +52,3 kJ/mol

 Tulislah persamaan termokimia penguraian standar senyawa-senyawa tersebut.

c. Entalpi Atomisasi Standar (Standard Enthalpy of Atomization, ∆H°_a)

Entalpi atomisasi standar (∆H°_a) adalah perubahan entalpi untuk mengubah 1 mol zat menjadi atom dalam bentuk gas pada kondisi standar. Reaksi atomisasi selalu memiliki nilai ∆H°_a positif (endoterm). Hal ini disebabkan reaksi atomisasi memerlukan energi untuk memisahkan zat-zat menjadi atom. Entalpi standar atomisasi beberapa senyawa diberikan pada Tabel berikut ini.

Senyawa	Reaksi dekomposisi	∆H°a (kJ/mol)
H2(g) O2(g) N2(g) F2(g) Cl2(g) Br2(g) HF(g) HCl(g)	H2(g) ⟶  2H(g) O2(g) ⟶ 2O(g) N2(g) ⟶ 2N(g) F2(g) ⟶ 2F(g) Cl2(g) ⟶  2Cl(g) Br2(g) ⟶  2Br(g) HF(g) ⟶ H(g) + F(g) HCl(g) ⟶ H(g) + Cl(g)	+432,00 +493,59 +491,69 +154,80 +239,70 +190,16 +565,00 +428,02

Contoh atomisai gas hidrogen adalah 432,00 kJ/mol. Energi ini digunakan untuk memutuskan satu ikatan kovalen tunggal antara dua atom hidrogen dalam satu mol gas hidrogen.

H–H(g) ⟶ 2H(g)                      ∆H°_a = +432,00 kJ/mol

Entalpi atomisasi standar gas nitrogen adalah 941,69 kJ/mol. Energi ini digunakan untuk memutuskan tiga ikatan kovalen antara dua atom nitrogen dalam satu mol gas nitrogen.

N ≡ N(g) ⟶ 2N(g)                 ∆H°_a= +432 kJ/mol

Entalpi standar atomisasi gas nitrogen lebih besar dibanding gas hidrogen karena tiga ikatan kovalen dalam dalam gas nitrogen lebih kuat dibanding satu ikatan kovalen dalam gas hidrogen.

Latihan Soal 3

Mengapa entalpi atomisasi standar gas oksigen lebih besar dari gas hidrogen, tapi lebih rendah dari gas nitrogen.

d. Entalpi Pembakaran Standar (Standard Enthalpy of Combustion, ∆H°_c)

Entalpi pembakaran standar (∆H°_c) adalah perubahan entalpi jika 1 mol zat dibakar secara sempurna dengan oksigen pada kondisi standar. Pembakaran secara sempurna terhadap karbon, hidrogen dan belerang baik dalam bentuk unsur bebas ataupun senyawa berturut-turut dihasilkan CO₂, H₂O dan SO₂. Pembakaran secara sempurna gas hidrogen, gas metana dan metanol cair pada temperatur 298 K dan tekanan 1 atm adalah sebagai berikut.

H₂(g) + 1/2O₂(g) ⟶ H₂O(l)                                        ∆H°_c = -286 kJ/mol

CH₄(g) + 2O₂(g) ⟶ CO₂(g) + 2H₂O(l)                      ∆H°_c = -890 kJ/mol

C₂H₅OH(l) + 3O₂(g) ⟶ 2CO₂(g) + 3H₂O(l)             ∆H°_c = -1367 kJ/mol

Pembakaran gas hidrogen, gas metana dan metanol cair di udara selalu membebaskan energi. Inilah alasan mengapa senyawa-senyawa tersebut digunakan sebagai sumber energi. Entalpi pembakaran standar beberapa senyawa diberikan pada Tabel berikut ini.

Senyawa	Rumus dan wujud	∆H°c (kJ/mol)	Senyawa	Rumus dan wujud	∆H°c (kJ/mol)
Hidrogen Karbon (diamond) Karbon (grafit) Metana Etana Propana n-butana Asitilena Etilena	H2(g) C(s) C(s) CH4(g) C2H6(g) C3H8(g) C4H10(g) C2H2(g) C2H4(g)	-286 -395,388 -393,505 -890 -1560 -2220 -2879 -1300 -1411	Etanol n-oktana Glukosa Sukrosa Benzena Benzena Belerang	C2H5OH(g) C8H18(l) C6H12O6(s) C12H22O11(s) C6H6(l) C6H6(g) S(s)	-1367 -5450 -2803 -5641 -3268 -3293 -297

Contoh Soal

Diketahui persamaan termokimia pembakaran metana sebagai berikut :

2CH₄(g) + 4O₂(g) ⟶ 2CO₂(g) + 4H₂O(l)                   ∆H = -1780 kJ

Tentukan :

a.       entalpi pembakaran standar metana

b.      entalpi pembakaran 100 gram metana jika diketahui A_r.H= 1 dan A_r.C= 12

c.       entalpi pembakaran 10 L metana pada keadaan STP. (volume molar gas metana pada STP adalah 24 L.mol^-1)

Penyelesaian

a.      Entalpi pembakaran standar metana

Karena yang ditanyakan entalpi pembakaran standar metana, maka persamaan termokimia yang telah diketahui harus dibagi dengan 2 agar metana yang dibakar hanya 1 mol. Entalpi dan persamaan termokimia pembakaran standar metana sebagai berikut. 

CH₄(g) + 2O₂(g) ⟶ CO₂(g) + 2H₂O(l)                ∆H°_c = -890 kJ/mol

b.      Entalpi pembakaran 100 gram metana

Mol metana = massa CH4 / massa molar CH4 

                     = 100  / 16

                     = 6,25 mol

Entalpi pembakaran metana = 6,25/1    x (-890)

                                               = 5.562,5 kJ

Atau

Entalpi pembakaran metana = 6,25/2    x (-1780)

                                               = 5.562,5 kJ

c.       Entalpi pembakaran 10 L metana pada keadaan STP

Pada STP, 1 mol gas memiliki volume 22,4L. Maka

Mol metana   =  10/22,4   x  1 

                      =  0,45 mol

Entalpi pembakaran metana  = 0,45/1   x (-890 kJ)

                                               = 400,5 kJ

atau

entalpi pembakaran metana = 0,45/2  x   (-1780 kJ)

                                              = 400,5 kJ

    

Latihan Soal 4

1. Berdasarkan data pada Tabel Entalpi pembakaran standar di atas (pada buku pegangan Tabel 2.5 halaman 42)

a. identifikasi zat dengan entalpi pembakaran tertinggi kemudian tulis persamaan pembakarannya.

b. untuk setiap atom karbon yang terkandung dalam setiap zat, identifikasi zat dengan entalpi pembakaran tertinggi

2. Diketahui persamaan termokimia reaksi pembakaran asetilena (C₂H₂(g)) sebagai berikut.

2C₂H₂(g) + 5O₂(g) ⟶ CO₂(g) + 2H₂O(l) ∆H = -2599,1 kJ

Tentukan

a. entalpi pembakaran standar C₂H₂

b. jumlah kalor yang dilepas pada pembakaran 13 gram asetilena

d. jumlah kalor yang dihasilkan jika dibakar 10 L gas asetilena pada keadaan STP? (volume gas pada STP adalah 24 L/mol)

e. Entalpi Netralisasi Standar (Standard Enthalpy of Neutralization, ∆H°_neu)

Entalpi netralisasi standar (∆H°_neu) adalah perubahan entalpi ketika asam dan basa bereaksi membentuk satu mol air di bawah kondisi standar. Entalpi netralisasi standar beberapa asam dan basa diberikan pada Tabel berikut ini.

Asam	Basa	∆H°neut (kJ/mol)
HCl(aq) HCl(aq) HCl(aq) HNO3(aq) HNO3(aq) CH3COOH(aq) HCN(aq)	NaOH(aq) KOH(aq) NH3(aq) NaOH(aq) KOH(aq) NaOH(aq) NH3(aq)	-57,1 -57,1 -52,1 57,3 57,3 55,2 -5,4

Reaksi asam dan basa selalu disertai dengan pelepasan energi sehingga nilai entalpi netralisai standar selalu negatif, ∆H°_neut < 0. Reaksi antara 1 mol HCl dan 1 mol NaOH dalam larutan air diberikan pada persamaan berikut.

HCl(aq)    +    KOH(aq)   ⟶   KCl(aq)    +    H₂O(l)            ∆H°_neut = -57,1 kJ/mol

1mol               1 mol                 1 mol                 1 mol

atau

H⁺(aq)    +    OH^-(aq) ⟶  H₂O(l)                   ∆H°_neut  = -57,1 kJ/mol

1mol             1 mol            1 mol

    

Entalpi standar netralisasi asam kuat dan basa kuat adalah hampir sama. Sebagai contoh, netralisasi HCl(aq) atau HNO₃(aq) dengan NaOH(aq) atau KOH(aq) memberikan nilai entalpi netralisasi standar yang hampir sama.

Energi yang dilepaskan pada reaksi asam lemah dan basa kuat atau reaksi asam kuat dan basa lemah selalu lebih kecil dibanding energi yang dilepaskan pada reaksi asam kuat dan basa kuat. Energi yang dilepaskan pada reaksi asam lemah dan basa lemah jauh lebih kecil dibanding energi yang dilepaskan pada reaksi asam kuat dan basa kuat. Hal ini disebabkan jumlah kecil ion H⁺ yang dihasilkan oleh asam lemah dan sedikit ion OH^- yang diproduksi oleh basa lemah dalam larutan.

Latihan Soal 5

Mengapa reaksi dari satu mol asam nitrat dan satu mol natrium hidroksida atau kalium hidroksida memiliki entalpi netralisasi sama besar?