Termokimia dan Entalpi

Termokimia dan Entalpi

Sistem & Lingkungan

Untuk mengerti termokimia, perlu dipahami konsep sistem dan lingkungan. Pertama, kita akan membahas mengenai sistem. Sistem adalah reaksi atau tempat yang dijadikan titik pusat perhatian. Lingkungan adalah semua hal yang menunjang sistem, atau dengan kata lain, semua hal di luar sistem. Contohnya, bila anda melihat segelas air, maka segelas air adalah sistem, sementara ruangan dan semua lainnya adalah lingkungan.

Ada 3 jenis sistem, berdasarkan transformasi materi dan energinya, yaitu:

1. Sistem terbuka, yaitu sistem dimana pertukaran materi dan energi keluar masuk sistem dapat dilakukan. Contohnya, air dalam gelas terbuka.
   
2. Sistem tertutup, dimana hanya ada pertukaran energi atau materi satu arah. Contohnya, air panas dalam gelas tertutup, dimana hanya panas (energi) dari dalam gelas yang bergerak ke arah lingkungan.
   
3. Sistem terisolasi, yaitu dimana tidak terjadi pertukaran materi dan energi sama sekali. Contohnya, air dalam termos.

Entalpi

Entalpi, seperti asal kata Yunaninya, berarti kandungan energi pada suatu benda. Jika kita bayangkan kita melihat sebuah ember yang kita tidak tahu volumenya dan berisi air. Seperti banyak air yang tidak kita tahu,besar entalpi juga tidak kita ketahui. Namun, jika dari ambil atau beri air sebanyak satu gayung dari/pada ember tersebut, kita tahu perubahan isinya. Begitulah kita tahu perubahan entalpi.

Entalpi dilambangkan dengan huruf H (terkadang dengan h). Kita dapat mengetahui perubahan entalpi pada suatu reaksi dengan:

ΔH = H_produk - H_reaktan

Dimana semuanya terdapat dalam satuan J atau kal.

Jika kita hubungkan entalpi dengan hukum termodinamika yang pertama, kita akan tahu bahwa entalpi secara global tidak pernah berubah. Energi hanya bergerak, namun tidak bertambah atau berkurang. Lebih jauh akan dibahas dalam tulisan Pengayaan Termokimia.

Reaksi Eksoterm dan Endoterm

Reaksi dibagi menjadi dua jenis, sesuai dengan arah perpindahan energi. Mereka adalah : (a) reaksi eksoterm dan (b) reaksi endoterm. Kita akan membahas yang pertama dahulu.

1. Reaksi Eksoterm
   
   
   Reaksi eksoterm, adalah kejadian dimana panas mengalir dari sistem ke lingkungan. Maka, ΔH < Odan suhu produk akan lebih kecil dari reaktan. Ciri lain, suhu sekitarnya akan lebih tinggi dari suhu awal.
   Contoh
   C(s)+O₂ -> CO₂ (g) ΔH=-393.4 kJ mol^-1
   
    Diagram reaksi eksoterm berupa:
   
   
   

2. Reaksi Endoterm
   
   
   Reaksi endoterm adalah kejadian dimana panas diserap oleh sistem dari lingkungan. Maka, ΔH > 0 dan suhu sekitarnya turun.
   Contoh:
   
   

• H₂(g) + I₂(g) -> 2HI(g) ΔH=51.9 kJ mol^-1
• Ba(OH)₂(s) + 2NH₄Cl (s) -> BaCl₂(l) + 2NH₃(g) + 2H₂O(l)
• Penguapan Alkohol
  Berikut diagram reaksi endoterm: 

 










Kondisi Standar & Persamaan Termokimia

Semua persamaan termokimia akan dituliskan dengan kondisi standar (STP) sebagai acuannya, yaitu 1 atm (101.3 kPa) dan 25^oC (298 K). Ini digunakan karena unsur pada kondisi ini berada dalam tingkat paling stabil.

Persamaan termokimia akan menyatakan jumlah mol reaktan dan produk, serta menyatakan jumlah energi yang terlibat. SI untuk ΔH adalah kJ mol^-1. 'mol^-1' tidak menyatakan jumlah penyusun senyawa, namunjumlah per mol dalam persamaan tersebut, biasanya dengan acuan mol produk adalah 1. Contoh

CO(g) + 1/2 O₂(g) -> CO₂(g) ΔH= -283 kJ mol^-1

2CO(g) + O₂(g) -> 2CO₂(g) ΔH= -566 kJ mol^-1

Catatan:

1. Terkadang mol^-1 hanya dituliskan jika mol reaktan adalah 1, atau tidak dituliskan sama sekali
2. Persamaan termokimia juga harus memasukkan kondisi fisis senyawanya
    Jenis-Jenis Perubahan Entalpi

Ada beberapa jenis entalpi, namun kurikulum Indonesia hanya mensyaratkan 4 diantaranya (anda boleh lega, karena siswa Singapura belajar 7 jenis), yaitu:

1. Entalpi Pembentukan Standar (ΔH_f⁰= Standard Enthalpy of Formation)
   
   
   Entalpi pembentukan standar adalah perubahan entalpi untuk membentuk senyawa satu mol dari unsur-unsurnya pada kondisi standar.
   Contoh:
   H₂(g) + 1/2 O₂-> H₂O(l) ΔH=-286 kJ mol^-1
   C (grafit) + O₂(g) -> CO₂(g) ΔH=-393 kJ mol^-1
   K(s) + Mn(s) + 2O₂ -> KMnO₄(s) ΔH=-813 kJ mol^-1
   Catatan:

• ΔH_f elemen stabil adalah 0
• ΔH_f digunakan untuk memperkirakan stabilitas senyawa dibanding penyusunnya
• Semakin kecil ΔH_f, semakin stabil energi senyawa itu
• ΔH_f tidak mencerminkan laju reaksi (akan dibahas pada bab selanjutnya)

2. Entalpi Penguraian Standar (ΔH_d⁰= Standard Enthalpy of Decomposition)
   
   
   Entalpi penguraian standar adalah kebalikan pembentukan, yaitu kembalinya senyawa ke unsur dasarnya. Maka, entalpinya pun akan berbalik.
   Contoh:
   H₂O(l) -> H₂(g) + 1/2 O2(g) ΔH=+286 kJ mol^-1 (bnd. contoh H_f no. 1)
   
   
3. Entalpi Pembakaran Standar (ΔH_c⁰= Standard Enthalpy of Combustion)
   
   
   Entalpi pembakaran standar adalah perubahan entalpi ketika 1 mol materi dibakar habis menggunakan oksigen pada kondisi standar.
   Contoh :
   1/2 C₂H₄(g) + 3/2 O₂ -> CO₂(g) + H₂O(l) ΔH=-705.5 kJ mol^-1
   Catatan:

• ΔHc selalu negatif, karena panas pasti dilibatkan
• ΔHc bisa digunakan untuk menilai kandungan energi bahan bakar atau makanan

4. 
   
   Entalpi Pelarutan Standar (ΔHs⁰= Standard Enthalpy of Solution)
   Entalpi pelarutan standar adalah perubahan entalpi ketika 1 mol materi terlarut pada sebuah larutanmenghasilkan larutan encer. Setelah itu, tidak akan terjadi perubahan suhu bila larutan awal ditambahkan.
   Contoh:

• NH₃(g) + aq -> NH₃(aq) ΔH_s=-35.2 kJ mol^-1
• HCl(g) + aq -> H⁺(aq) + Cl^-(aq) ΔH_s=-72.4 kJ mol^-1
• NaCl(s) + aq -> Na⁺(aq) + Cl^-(aq) ΔH=+4.0 kJ mol^-1

Catatan:

• Jika ΔH_s sangat positif, zat itu tidak larut dalam air
• Jika ΔH negatif, zat itu larut dalam air