1. Perubahan entalpi standar ( ∆H⁰ )
Standard Enthalpy Change
Perubahan entalpi standar adalah perubahan yang terjadi pada
suatu reaksi kimia dimana semua pereaksi dan produknya
dalam keadaan standar yaitu perubahanya itu diukur pada suhu
25⁰ ( 298,15 K ), dan tekanan 1 atm.
Perubahan entalpi molar standar adalah perubahan entalpi
standar untuk 1 mol zat.
Unsur kimia dalam keadaan standar pada suhu
25⁰ mempunyai entalpi = 0.
2. Jenis- Jenis Perubahan Entalpi Molar Standar
1. Perubahan Entalpi Pembentukan Standar, ∆H⁰f
Menyatakan perubahan entalpi pada pembentukan 1 mol zat
dari unsur-unsurnya pada kondisi standar.
Contohnya : ∆H⁰f untuk pembentukan 1 mol gas metana
C(s) + 2H2(g) CH4(g) ∆H⁰f = -74,8
kJ/mol
2. Perubahan Entalpi Pembakaran Standar, ∆H⁰c
Menyatakan perubahan entalpi pada pembakaran habis 1 mol
zat pada kondisi standar.
C(s) + O2(g) CO2(g ∆H⁰c = -393,5 kJ/mol
3. 3. Perubahan entalpi penguraian standar, ∆H⁰d
Menyatakan perubahan entalpi pada penguraian1 mol senyawa menjadi
unsur-unsurnya pada keadaan standar.
H2O(l) H2(g) + 1/2O2(g) ∆H⁰d = +241,83 kJ/mol
4. Perubahan Entalpi Peleburan standar, ∆H⁰fus
Menyatakan perubahan entalpi pada peleburan 1 mol zat padat menjadi 1
mol zat cair pada titik leburnya dan tekanan standar.
H2O(s) H2O(l) ∆H⁰fus = +6,01 kJ/mol
5. Perubahan entalpi penguapan standar, ∆H⁰ vap
Menyatakan perubahan entalpi pada penguapan 1 mol zat cair menjadi 1
mol gas pada titik didihnya dan tekanan standar.
H2O(l) H2O(g) ∆H⁰vap = +44,05 kJ/mol
4. Example :
1. Reaction of C3H8(g) + 5O2(g) 3CO2(g) + 4H2O(l),
H=x kkal, maka X dapat disebut sebagai . . .
a. Kalor pembentukan CO2
b. Kalor penguraian H2O
c. Kalor pembentukan CO2 dan H2O
d. Kalor pembakaran C3H8
e. Kalor penetralan C3H8
5. Known that ∆H⁰ of formation NH3 is – 46 kJ/mol.
what is the ∆H⁰ for this reaction in kJ/mole ?
2NH3(g) N2(g) + 3H2(g)
a. -46
b. + 46
c. - 92
d. + 92
e. + 138
6. Combustion of 1 gram methana gase ( CH4 ) release 55,6 kJ. Write the
Thermochemical equation for this combustion reaction of methana is. . .
7. Menghitung ∆H Reaksi
1. Berdasarkan Data Entalpi Pembentukan dan
Penguraian Standar.
∆H⁰f Reaksi = Σ ∆H⁰f hasil - Σ ∆H⁰f pereaksi
misalkan : aPQ + bRS cPS + dQR
∆H dapat di hitung dengan cara :
∆H = ( c. ∆H⁰f PS + d. ∆H⁰f QR ) – ( a. ∆H⁰f PQ + b. ∆H⁰f RS )
Contoh soal :
Heated of natrium carbonat has decomposition by the equation reaction :
2NaHCO3(s) Na2CO3(s) + H2O(l) + CO2(g)
If ∆Hf NaHCO3 = 95 kJ/mol, ∆Hf CO2 = 75 kJ/mol, ∆Hf Na2CO3 = 120
kJ/mol, ∆Hf H2O = 80 kJ/mol. Enthalpy change is . . . .
8. 1. Determine combustion enthalpy of ethana gase.
Known: ∆H⁰f C2H6(g) = - 84,7 kJ/mol; ∆H⁰f H2O(l) = -285,8
kJ/mol ; ∆H⁰f CO2(g) = -393,5 kJ/mol.
2. Given that :
∆H⁰f C3H8 = Z kJ/mol
∆H⁰f CO2 = X kJ/mol
∆H⁰f H2O = Y kJ/mol
Calculate the heat of combustion reaction for 88 grams C3H8
( Mr = 44 ) according to the following reaction to the
following reaction equation.
C3H8 + 5O2 3CO2 + 4H2O
9. 2. Calculating the change in enthalpy using the
Hess‘law.
Henry Germain Hess (1802-1850) mengemukan
bahwa apabila suatu reaksi dapat terjadi dalam
beberapa tahap reaksi, maka perubahan entalpi untuk
reaksi tersebut secara keseluruhan dapat ditentukan
dengan menjumlahkan perubahan entalpi tiap-tiap
tahap reaksi tersebut.
Atau pengertian lainnya
Jika suatu proses dapat berlangsung melalui
beberapa tahapan atau langkah, perubahan
entalpi keseluruhan adalah sama, tidak peduli
tahapan mana yang dilalui.
10. Tahapan
langsung
∆H
Tahap
pertama
A D
∆H1
Tahap
B C ketiga
∆H3
Tahap
kedua
∆H2
∆H = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3
12. 1. look at the graphic !
∆H1
A+B C+D
∆H2 ∆H4
∆H3
P+ Q R+ S
Make the equation based on Hess’s law !
2. Look at the energy level diagram
∆H (kJ)
Determine enthalpy
0 Zn(s) + S (s) change formation of
ZnSO4 from ZnS !!
-206 ZnS + 2 O2
ZnSO4
-983
13. HCL gas can be obtained by heating H2SO4 and KCl according to
the following reaction :
H2SO4(l) + 2KCl(s) K2SO4(s) + 2HCl(g)
Determine the ∆H reaction using these two thermochemical
equations :
H2SO4(l) + 2KOH K2SO4(s) + 2H2O(l) ∆H= -342,4 kJ
HCL(g) + KOH(s) KCl(s) + H2O(l) ∆H= -342,4 kJ
15. Kalorimeter adalah alat yang dapat digunakan untuk
menentukan ∆H reaksi melalui pengukuran kalor reaksi.
Pada kalorimeter sistem terisolasi sehinggga besarnya
kalor yang dilepas/diserap reaksi sama dengan
besarnya kalor yang diserap/dilepas larutan.
qreaksi + qlarutan = 0
qreaksi = -qlarutan
qreaksi = -m x c x ∆T
Pada sistem terisolasi memiliki tekanan yang tetap
sehingga ∆H = qreaksi = -m x c x ∆T
16. Example :
a student reacted 50 ml solution containing 0.05 mol of NaOH and 50 ml
solution containing 0.05 mol of HCl in a simple solution calorimeter.
NaOH(aq) + HCl(aq) NaCl(aq) + H2O(l)
After stirring the solution, she noticed that the temperature of the
solution increased to 31.4⁰ . If the initial temperature was 25⁰ C, then :
a. Determine the heat of reaction. ( assume the solution is dilute with a
specific heat of 4.18 J/g⁰C and a density of 1,000 g/L).
b. Determine the heat of reaction per mole of NaOH.
17. Ke dalam suatu kalorimeter, ditambahkan 25 ml larutan yang
mengandung 0,0125 mol H2SO4 dan 50 ml larutan yang
mengandung 0,025 mol KOH. Keduanya bereaksi melalui
persamaan reaksi berikut :
H2SO4(aq) + 2KOH(aq) K2SO4(aq) + 2H2O(l)
Jika reaksi tersebut menyebabkan suhu larutan naik dari 23,5⁰C
menjadi 27,9 ⁰C , maka :
a. Tentukan kalor reaksi.
b. Tentukan reaksi per mol H2SO4
18. b. Kalorimeter bom
Digunakan untuk mengukur kalor reaksi dengan tingkat
ketelitian yang tinggi.
Digunakan untuk pembakaran yang melibatkan gas dan
berlangsung pada suhu tinggi.
Pada kalorimeter bom berlaku rumus :
qreaksi + qkalorimeter = 0
qreaksi = - qkalorimeter
qreaksi = -Ckalorimeter ∆T
C = kapasitas kalor kalorimetri ( J/ ⁰C atau J/K )
∆T = perubahan suhu
Pada volume tetap ∆H = qreaksi = -Ckalorimeter x ∆T
19. Example :
Suatu kalorimeter bom hendak digunakan didalam suatu
eksperimen kimia.
a. Tentukan Ckalorimeter jika diketahui pembakaran dari
sampel standar yakni asam benzoat (C7H6O2)
sebanyak 0,1025 g, menghasilkan ∆T sebesar 2,17
⁰C. ∆H⁰C pembakaran asam benzoat = -3.227 kJ/mol
b. 0,719 g asam oksalat (C2O4H2) direaksikan dengan oksigen
berlebih didalam kalorimeter bom tersebut. Diperoleh
Tawal = 25,0⁰C dan Takhir = 26,60⁰C . Hitunglah kalor
reaksi pembakarannya.
c. Tentukan ∆H pembakaran dari 1 mol asam oksalat.
20. Seorang ahli kimia di suatu industri makanan menggunakan
kalorimeter bom untuk menentukan kalori dari bahan baku
gula yang digunakan industri tersebut.
a. Sebelum melakukan pengukuran, ia menentukan Ckalorimeter
dengan memanaskan kalorimeter bom menggunakan
pemanas listrik dengan daya 10 watt ( 1 W = 1 J/det ).
Dalam waktu 3 menit, suhu kalorimeter bom naik dari
21,30⁰C menjadi 24,60 ⁰C. Tentukan Ckalorimeter.
21. Menghitung ∆H Reaksi Menggunakan Energi Ikatan
a. Energi ikatan
Pemutusan suatu ikatan memerlukan energi, sebaliknya
suatu pembentukan ikatan akan melepaskan energi.
Energi yang diperlukan untuk memutuskan 1 mol ikatan
dalam suatu molekul gas menjadi atom-atomnya
dalam fase gas disebut energi ikatan atau energi
disosiasi (D).
Nilai energi ikatan dapat ditentukan dengan
menggunakan spektroskopi dan menggunakan
persamaan hukum hess.
For example :
22. Simak reaksi tersebut :
CH4(g) C(g) + 4H(g) ∆H = 1.664,96 kJ
Tentugan energi ikatan C-H (DC-H) pada CH4
Jawab :
Molekul CH4 terdiri dari 4 ikatan C-H. Jadi, 1 mol CH4
mengandung 4 mol ikatan C-H. Gunakan data ∆H
reaksi untuk menghitung DC-H, diperoleh :
∆Hreaksi = ∑(energi ikatan dalam CH4 )
1.664,96 kJ = ( 4 mol x DC-H )
DC-H = 416,24 kJ/mol
23. Tentukan energi ikatan C-C dari etana (C2H6) jika
diketahui DC-H = 413 kJ/mol.
C2H6(g) 2C(g) + 6H(g) ∆H = 2.829,12 kJ
Jawab :
Molekul C2H6 terdiri dari 1 ikatan C-C dan 6 ikatan C-H.
Jadi 1 mol C2H6 mengandung 1 mol ikatan C-C dan 6
mol ikatan C-H. Dengan menggunakan ∆H reaksi untuk
menghitung DC-C, diperoleh :
∆Hreaksi = ∑(energi ikatan dalam C2H6 )
∆Hreaksi = ( 1 mol x DC-C ) + (6 mol x DC-H )
2.829,12 kJ = ( 1 mol x DC-C ) + (6 mol x 413 kJ/mol )
DC-C = 351,12 kJ/mol
24. Energi ikatan untuk menghitung ∆H reaksi
Reaksi kimia pada dasarnya melibatkan energi
pemutusan ikatan antaratom pereaksinya, dan
pembentukan ikatan antaratom produk reaksi.
Selisih antara energi untuk pemutusan dan
pembentukan ikatan ini adalah perubahan entalpi
reaksi ∆H.
∆H = ∑ ( energi ikatan pereaksi ) -
∑ ( energi ikatan produk reaksi )
25. Example :
Use the data of the bond energy in the table to
determine the ∆H for the decomposition of octane
(C8H18) into butene (C4H8) and butane (C4H10).
C8H18(g) C4H8(g) + C4H10(g) ∆H = ...?
26. Determine the ∆H of the following reaction using the
data of the bond energy in the table :
C2H2(g) + C2H6(g) 2C2H4(g)
