Pengukuran Perubahan Entalpi: Kalorimeter Energi Ikatan Rumus Contoh Soal Perhitungan.

Pengertian Entalpi.  Entalpi adalah kalor yang terlibat dalam suatu reaksi kimia yang dilakukan pada kondisi tekanan tetap. Entalpi dinotasikan dengan huruf H, yang berasal dari huruf awal pada kata Heat of Content.

Pengukuran- Penentuan Perubahan Entalpi ΔH Reaksi

Penentuan perubahan entalpi suatu reaksi dapat dilakukan secara empirik maupun secara semiempirik.

Penentuan Entalpi ΔH Reaksi Secara Empirik

Secara Empirik, artinya melakukan pengukuran secara langsung di laboratorium berdasarkan perubahan suhu reaksi karena suhu merupakan ukuran panas (kalor). Jika reaksi dilakukan pada tekanan tetap maka kalor yang terlibat dalam reaksi dinamakan perubahan entalpi reaksi (ΔH reaksi).

Penentuan Entalpi ΔH Reaksi Secara Semiempirik

Semiempirik adalah menggunakan data termodinamika yang sudah ada di handbook.

Penentuan Entalpi Reaksi Berdasarkan Eksperimen

Salah satu cara yang dapat digunakan untuk mengukur perubahan entalpi reaksi adalah dengan kalorimetri, yaitu proses pengukuran jumlah panas dari sistem reaksi menggunakan kalorimeter.

Kalorimeter adalah suatu alat untuk mengukur jumlah kalor yang diserap atau dibebaskan sistem. Data H reaksi yang terdapat pada tabel-tabel pada umumnya ditentukan secara kalorimetri.

Berdasarkan fungsinya, calorimeter dibedakan menjadi: Kalorimeter tipe reaksi (sederhana) dan

a). Kalorimeter Tipe Reaksi (Sederhana),

Kalorimeter Tipe Reaksi (Sederhana), yaitu kalorimeter untuk menentukan kalor reaksi dari semua reaksi, kecuali reaksi pembakaran.

Kalorimeter tipe ini memiliki bejana yang terbuat dari Styrofoam, namun ada pula yang terbuat dari aluminium. Kalorimeter tipe reaksi dapat juga digunakan untuk menentukan kalor jenis logam.

b). Kalorimeter Tipe Bom,

Kalorimeter Bom merupakan suatu kalorimeter yang dirancang khusus sehingga benar-benar terisolasi.

Kalorimeter Tipe Bom, berfungsi untuk menentukan jumlah kalori dalam bahan makanan berdasarkan reaksi pembakaran (biasanya dioksidasi dengan oksigen).

c). Kalorimeter Thiemann,

Kalorimeter Thiemann, digunakan untuk menentukan kalor bahan bakar yang berfase cair seperti metanol atau etanol.

d). Kalorimeter Listrik,

Kalorimeter listrik, untuk menentukan kalor jenis zat cair

Prinsip Kerja Kalorimeter

Prinsip kerja dari kalorimeter ini menggunakan Azas Black, yaitu jumlah kalor yang dilepas suatu benda sama dengan jumlah kalor yang diterima oleh benda lain.

Pada asas ini yang dapat dihitung adalah kalor atau panas reaksi, bukan entalpi reaksi, tetapi karena proses reaksi ini dilakukan pada tekanan tetap, maka nilai kalor reaksi akan sama dengan nilai entalpinya.

Dengan demikian, jika panas atau kalor reaksi dapat dihitung, maka secara otomatis nilai entalpi juga dapat ditentukan.

Proses dalam kalorimeter adalah proses adiabatik, artinya tidak ada energi yang lepas atau masuk dari luar.

Rumus Entalpi Reaksi Kalorimeter,

Karena pengukuran ΔH selalu dilakukan pada tekanan tetap, maka reaksi yang berlangsung dalam kalorimeter tidak boleh mempengaruhi tekanan gas dalam ruang kalorimeter.

Prinsip ini dapat dinyatakan dengan persamaan berikut:

q reaksi + q larutan = 0 atau

q reaksi = – q larutan

q = perubahan kalor

Adapun besarnya transfer kalor tersebut tergantung pada faktor-faktor berikut.

a). jumlah zat

b). kalor jenis zat

c). perubahan suhu

d). kapasitas kalor dari kalorimeter

Rumus yang digunakan untuk menghitung jumlah kalor bila kalor dari kalorimeter diabaikan adalah sebagai berikut.

q larutan = m × c × ΔT

Dengan keterangan:

q = perubahan kalor reaksi (J)

m = massa zat (g)

c = kalor jenis zat (J/g C)

ΔT = perubahan suhu (^oC)

Namun, bila kalor dari kalorimeter diperhitungkan, rumusnya menjadi:

q kalorimeter = C ΔT

q reaksi  = – (m c ΔT) + (C ΔT)

C = kapasitas kalor zat (J/ ^oC)

Kalor jenis (c) adalah jumlah kalor yang dibutuhkan untuk menaikkan suhu 1gram zat sebesar 1 Celcius

Kapasitas kalor adalah jumlah kalor yang dibutuhkan untuk menaikkan suhu suatu zat sebesar 1 Celcius atau 1.

1). Contoh Soal Pengukuran Entalpi Reaksi Kimia

Berapakah jumlah kalor yang diterima 1 kg air ketika dipanaskan dari temperatur 20 Celsius menjadi 30 Celcius jika diketahui kalor jenis air adalah 4,2 J /g Celcius

Penyelesaian:

Diketahui:

m = 1 kg = 1000 g

T= (30-20) ^oC = 10 ^oC

c = 4,2 J/g ^oC

Jawab:

Besarnya kalor yang diserap oleh air Ketika dipanaskan dapat dinyatakan dengan menggunkan rumus berikut:

q larutan = m × c × ΔT

q = 1000g x 4,2 J/g ^oC x 10 ^oC

q = 42.000 J

q = 42 kJ

Jadi, kalor yang diterima 1 kg air adalah 42 kJ.

2). Contoh Soal Ujian Pengukuran Entalpi Reaksi

50 mL NaOH 0,1 M direaksikan dengan 50 mL CH₃COOH 0,1 M dalam kalorimeter yang terbuat dari aluminium (dengan kalor jenis aluminium = 9,0 kJ/ ^oC) Reaksi ini mengalami kenaikan suhu 4 C.

Bila kalor yang diserap aluminium diabaikan, hitunglah kalor reaksinya (Berat jenis larutan dianggap 1 g/mL, c = 4,18 J/g ^oC)

Penyelesaian:

Diketahui :

Vol NaOH = 50 mL

[NaOH] = 0,1 M

Vol CH₃COOH = 50 mL

[CH₃COOH] = 0,1 M

C kalorimeter = 9,0 kJ/ C

ΔT = 4 C

ρ larutan = 1 g/mL

kalor yang diserap aluminium diabaikan.

Jawab :

Vol total = 50 ml + 50 ml = 100 ml

m = ρ x V total

m = 1 g/mL x 100 mL

m = 100 g

Kalor reaksi NaOH dengan CH₃COOH  dapat diyatakan dengan rumus berikut:

q larutan = m × c × ΔT

q = 100 g 4,18 J/g C 4 C

q = 1672 J

q = 1,7 kJ

q reaksi = – q larutan

Jadi, kalor reaksinya adalah 1,7 kJ.

Contoh Soal Ujian Pengukuran Entalpi Reaksi Kalorimeter

20 g NaOH dimasukkan ke dalam kalorimeter yang berisi 150 g air. Jika kalor jenis air = 4,2 J/g Celcius dan selisih suhu sebelum dan sesudah reaksi 10 Celcius, maka hitunglah:

a). Kalor pelarutan NaOH, bila jumlah kalor dari calorimeter diabaikan.

b). Kalor pelarutan NaOH, bila menggunakan bejana aluminium dan tanpa mengabaikan banyaknya kalor dari kalorimeter (kapasitas kalor dari kalorimeter = 9,1 kJ/ Celcius)

Penyelesaian:

Diketahui:

Massa NaOH = 20 g

Massa H₂O = 150 g

Massa larutan = 170 g

c = 4,2 J/g Celcius

C = 9,1 kJ/ Celcius

ΔT = 10 Celcius

Jawab :

a). Bila kalor dari kalorimeter diabaikan, maka:

q larutan = m × c × ΔT

q larutan = (170 g) x  (4,2 J/g ^oC) x (10  ^oC)

q larutan = 7140 J

q reaksi = – q larutan

q reaksi = – 7140 J

q reaksi = – 7,1 kJ

Jadi, kalor pelarutan NaOH adalah 7,1 kJ.

b). Kalor pelarutan NaOH, bila jumlah kalor dari calorimeter diperhitungkan

q reaksi = – (q larutan NaOH + q calorimeter).

q reaksi = – (m c ΔT larutan + C ΔT kalorimeter)

q reaksi = – [(170 g 4,2 J/g ^oC) x (10 ^oC) + (9,1 kJ/^oC ) x (10 ^oC)]

q reaksi = – (7140 J+ 91.000 J)

q reaksi= – 98140 J

q reaksi= – 98,1 kJ

Jadi, kalor pelaruan NaOH adalah 98,1 kJ.

Menghitung Entalpi Reaksi dengan Data Energi Ikatan ΔH_d^o

Perubahan entalpi reaksi dapat dihitung dengan menggunakan data energi ikatan. Energi ikatan adalah energi yang diperlukan untuk memutuskan ikatan oleh satu molekul gas menjadi atom-atom dalam keadaan gas.

Energi ikatan atau energi disosiasi adalah  Energi yang dibutuhkan untuk memutuskan 1 mol ikatan kimia dalam suatu molekul gas menjadi atom atomnya dalam fase gas.

Harga energi ikatan selalu positif, dengan satuan kJ atau kkal, serta diukur pada kondisi zat-zat berwujud gas.

Energi Ikatan Rata- Rata

Energi ikatan rata-rata ialah energi rata-rata yang diperIukan untuk memutuskan suatu ikatan dalam suatu senyawa.

Contoh Menghitunga Energi Ikatan Rata- Rata

Hitung besar energi ikatan rata – rata dari N–H dalam molekul NH₃

NH₃(g) → ½ N₂(g) +3/2 H₂(g)

Diketahui

ΔH_d NH₃ = 46,1 kJ

Energi Ikatan E(H–H) = 436 kJ

Energi Ikatan E(N≡N) = 945,9 kJ

Jawab:

ΔH_d NH₃ = E(NH₃) – [1/2 E(N≡N) +  3/2 E(H–H)]

E = energi ikatan

 46,1 = E(NH₃) – [½ (945,9) + 3/2(436)]

E(NH₃) = 46,1 + 473 + 654

E(NH₃) = 1173,1 kJ

Energi ikat rata – rata N-H

E(N-H) = 1/3 x 1173,1

E(N-H) = 391 kJ

Energi Atomisasi

Energi atomisasi adalah energi yang diperlukan untuk memecah molekul suatu senyawa dalam fase gas.

Untuk molekul diatomik seperti O₂, H₂, HBr yang mempunyai satu ikatan saja, energi atomisasinya sama dengan energi ikatannya. Energi atomisasi merupakan jumlah dari seluruh energi ikatan yang terdapat dalam 1 mol senyawa.

Cara Perhitungan Entalpi ΔH Reaksi

Perhitungan Entalpi ΔH reaksi berdasarka energi ikatan dan reaksi kimia antarmolekul (bukan antar unsur) merupakan reaksi yang berlangsung dua tahap:

a). Tahap pemutusan ikatan dari zat zat pereaksi dan diperlukan kalor sesuai definisi Energi Ikatan

b). Tahap pembentukan ikatan yang merupakan pelepasan kalor da terdapat pada zat hasil reaksi.

Secara umum, nilai entalpi reaksi dapat dinyatakan dengan persamaan rumus seperti berikut:

ΔH reaksi = ∑E pemutusan ikatan – ∑ E pembetukan ikatan

Menurut Dalton, reaksi kimia adalah penataan ulang atom- atomnya. Artinya, dalam reaksi kimia terjadi pemutusan ikatan (pada pereaksi) dan pembentukan kembali ikatan (pada hasil reaksi).

Untuk memutuskan ikatan diperlukan energi. Sebaliknya, untuk membentuk ikatan dilepaskan energi. Selisih energi pemutusan dan pembentukan ikatan menyatakan perubahan entalpi reaksi tersebut.

1). Contoh Soal Menghitung Entalpi Reaksi dengan Data Energi Ikatan

Tentukan besarnya energi ikatan C – C pada C₂H₆

Diketahui:

ΔHf° C(g, atomik) = 716,7 kJ/mol

ΔHf° H(g, atomik) = 218 kJ/mol

ΔHf° C₂H₆(g) = –84,7 kJ/mol

Energi ikatan C–H = 415,8 kJ/mol

C₂H₆(g) ⎯⎯→ 2 C(g, atomik) + 6 H(g, atomik)

Jawab:

ΔH reaksi = 2 ΔΗf° C + 6 ΔHf° H – ΔHf° C₂H₆

ΔH reaksi = 2 (716,7) + 6 (218) – (–84,7)

ΔH reaksi = 1433,4 + 1308 – (–84,7)

ΔH reaksi = 2.826,1 kJ

Pada C₂H₆

E (C – C) + 6 E(C – H) = ΔH reaksi

E (C – C) + 6 (415,8) = 2.826,1 kJ

E (C – C) = 2.826,1 – 2494,8 kJ

E (C – C) = 331,3 kJ/mol

2). Contoh Soal Penentuan Entalpi Reaksi Etena Hidrogen

Hitung entalpi reaksi pembentukan (ΔH reaksi) sesuai reaksi berikut:

C₂H₄(g) + H₂(g) ⎯⎯→ C₂H₆(g)

Diketahui energi ikatan:

E (C – H) = 415 kJ/mol

E (C = C) = 607 kJ/mol

E (C – C) = 348 kJ/mol

E (H – H) = 436 kJ/mol

Jawab:

Rumus Bangun Dari senyawa etena, hidrogen dan etana adalah seperti berikut:

Rumus Menghitung Perubahan Entalpi Reaksi Etena

Perubahan entalpi reaksi etena dengan hidrogen dapat dinyatakan dengan persamaan berikut:

ΔH reaksi = ∑E pemutusan ikatan – ∑ E pembetukan ikatan

E = energi

ΔH reaksi = {4 E(C – H) + E(C = C) +E (H – H)} – {6 E(C – H) + E(C – C)}

ΔH reaksi = {E(C = C) + E(H – H)} – {2 E(C – H) + E(C – C)}

ΔH reaksi = (607 + 436) – (2 × 415 + 348)

ΔH reaksi = 1.043 – 1.178

ΔH reaksi = –135 kJ

Jadi, C₂H₄(g) + H₂(g) ⎯⎯→ C₂H₆(g) ΔH = –135 kJ

Energi ikatan rata-rata adalah energi rata-rata per ikatan yang diperlukan untuk menguraikan 1 mol molekul menjadi atom-atom penyusunnya.

3). Contoh Soal Penentuan Entalpi Reaksi Pembakaran Etanol

Pembakaran etanol oleh oksigen menghasilkan gas karbon dioksida dan air seperti ditunjukan pada persamaan reaksi berikut:

C₂H₅OH(aq) + 3O₂(g) ⎯⎯→ 2CO₂(g) + 3H₂O(l)

Hitung kalor pembakaran etanol berdasarkan data energi ikatan,

Diketahui Energi Ikatan E

E (C – H) = 415 kJ/mol

E (C – C) = 348 kJ/mol

E (C – O) = 351 kJ/mol

E (O – H) = 464 kJ/mol

E (O = O) = 498 kJ/mol

E (C = O) = 715 kJ/mol

Rumus Bangun Etanol

Rumus Bangun Pereaksi dan Produk adalah seperti berikut:

Tahap Pemutusan Ikatan Pereakasi

5 ikatan C – H = 5 x 415 = 2075 kJ

1 ikatan C – C = 1 x 348 = 348 kJ

1 ikatan C – O = 1 x 351 = 351 kJ

1 ikatan O – H = 1 x 464 = 464 kJ

3 ikata O = O = 3 x 498 = 1494 kJ

Tahap Pembentukan Ikatan Produk

4 ikatan C = O = 4 x 715 = 2860 kJ

3 ikatan O – H = 6 x 464 = 2784 kJ

Menghitung Perubahan Entalpi Reaksi Pembakaran Etanol

Perubahan entalpi reaksi pembakaran etanol dapat dihitung dengan persamaan berikut:

ΔH reaksi = ∑E pemutusan ikatan – ∑ E pembetukan ikatan

ΔH reaksi = (2075 + 348 + 351 + 464 + 1494) – (2860 + 2784)

ΔH reaksi = 4732 – 5644

ΔH reaksi = – 912 kJ

Jadi nilai entalpi pembakaran etanol adalah -912 kJ

Perhitungan Perubahan Entalpi Dengan Hukum Hess

Hukum Hess menyatakan bahwa kalor (dalam hal ini entalpi) yang menyertai suatu reaksi kimia tidak bergantung pada jalan yang ditempuh tetapi hanya pada keadaan awal dan akhir.

Contoh soal berikut merupakan penjelasan tentang perubahan entalpi reaksi yang hanya tergantung pada keadaan awal dan akhir. Entalpi tidak bergantung pada jalannya reaksi atau jumlah tahapan reaksi.

Perhatikan reaksi pembakaran karbon menjadi gas karbon dioksida yang ditunjukkan pada  persamaan reaksi di bawah:

C + O₂  → CO₂    ∆H₃ = -394 kJ

Pada reaksi tersebut, Gas CO₂ terbentuk secara langsung dalam satu tahap ditunjukkan pada lintasan 1 dan perubahan entalpinya adalah  ∆H₃ = -394 kJ. Perhatikan gambar di bawah.

Namun demikian pembentukan gas CO₂ dari pembakaran karbon oleh oksigen dapat pula terjadi melalui dua tahapan yang ditunjukkan dalam lintasan 2.

Pada lintasan dua terjadi dua tahap reaksi yaitu:

Reaksi Tahap pertama adalah

C + O₂ → CO + ½ O₂  ∆H₁ = -110 kJ

Reaksi Tahap kedua adalah

CO + ½ O₂ →  CO₂  ∆H₂ = -284 kJ

Perubahan entalpi pada reaksi tahap pertama adalah ∆H₁ = -110 kJ dan reaksi tahap kedua adalah ∆H₂ = -284 kJ.  Sehingga Total perubahan entalpi pembakaran karbon (C) oleh oksigen (O₂) yang membentuk gas karbon dioksida (CO₂) adalah ∆H₃ = -394 kJ.

∆H₃ = ∆H₁  + ∆H₂

∆H₃ = (-110) kJ + (-284) kJ

∆H₃ = -394 kJ

Contoh perhitungan ini  menunjukkan bahwa perubahan entalpi reaksi pembakaran karbon melalui lintasan 1 yang terdiri dari satu tahap, memiliki nilai yang sama dengan entalpi yang reaksinya melalui dua tahap.

hal ini sesuai dengan hukum Hess bahwa entalpi reaksi tidak tergangtung pada jalannya reaksi maupun jumlah tahapannya.

Daftar Pustaka:

1. Sunarya, Yayan, 2014, “Kimia Dasar 1, Berdasarkan Prinsip Prinsip Kimia Terkini”, Cetakan Ketiga, Yrama Widya, Bandung.
2. Sunarya, Yayan, 2013, “Kimia Dasar 2, Berdasarkan Prinsip Prinsip Kimia Terkini”, Cetakan Kedua, Yrama Widya, Bandung.
3. Syukri, S., 1999, “Kimia Dasar 2”, Jillid 2, Penerbit ITB, Bandung.
4. Ardra.Biz, 2019, “Pengertian dan Contoh Entalpi  kalor reaksi kimia pada tekanan tetap dengan Entalpi notasi H Heat of Content. Entalpi tergantung energy internal tekanan dan volume dan Entalpi fungsi keadaan.
5. Ardra.Biz, 2019, “Persamaan Rumus Fungsi keadaan entalpi dengan Contoh Soal Perhitungan Entalpi reaksi. Hukum Hess  entalpi reaksi tidak tergangtung tahapan reaksi dan Contoh Perubahan entalpi reaksi kimia.
6. Ringkasan Rangkuman: Perubahan entalpi adalah energi yang diserap atau diterima sistem pada tekanan tetap.
7. Sistem yang memiliki entalpi yang lebih besar pada akhir reaksi, sehingga menyerap panas dari lingkungan, reaksinya merupakan reaksi endoterm, sehingga pada reaksi endoterm H (akhir)  > H (awal) dan ΔH positif( ΔH = +).
8. Sistem yang memiliki entalpi yang lebih rendah pada akhir reaksi, sehingga melepaskan panas ke lingkungan selama reaksi, maka pada reaksi eksoterm H akhir > H awal dan ΔH bernilai negatif (ΔH = -).
9. Entalpi reaksi atau kalor reaksi, terdiri dari entalpi pembentukan, entalpi penguraian, entalpi penetralan dan entalpi pembakaran.
10. Entalpi pembentukan adalah kalor yang dilepaskan atau yang diserap oleh sistem pada reaksi pembentukan 1 mol senyawa dari unsur-unsurnya.
11. Entalpi penguraian adalah kalor yang dilepaskan atau yang diserap oleh sistem pada reaksi penguraian 1 mol senyawa menjadi unsur-unsurnya.
12. Entalpi pembakaran adalah kalor yang dilepaskan oleh sistem pada reaksi pembakaran unsur/senyawa.
13. Entalpi penetralan adalah kalor yang dilepaskan oleh sistem pada reaksi penetralan 1 mol senyawa basa oleh asam (OH^– + H⁺ → H₂O).
14. Entalpi pembentukkan standar suatu zat adalah perubahan entalpi untuk reaksi pembentukan suatu zat dari unsur-unsurnya pada keadaan standar (tekanan 1 atm, suhu 298 K).

15. Contoh Soal Perhitungan Hukum Hess, Perhitungan Perubahan Entalpi Dengan Hukum Hess,  Rumus Hukum Hess, Tahapan Hitung Hukum Hess, Rumus Kalor Hukum Hess, Rumus Menentukan Kalor Dengan Hukum Hess, Rumus Menentukan Kalor Dengan Energi Ikatan,