Neraca Massa & Neraca Energi

ENTALPI

(H)

A.  Pengertian

Hukum kekekalan energi menjelaskan bahwa energi tidak dapat diciptakan dan tidak dapat dimusnahkan, tetapi hanya dapat diubah dari bentuk energi yang  satu menjadi bentuk energi yang lain. Nilai energi suatu materi tidak dapat diukur, yang dapat diukur hanyalah perubahan energi (ΔE).

Demikian juga halnya dengan entalpi, entalpi tidak dapat diukur, hanya dapat mengukur perubahan entalpi (ΔH). Perubahan entalpi seringkali sama dengan energi panas yang diserap atau dikeluarkan oleh sistem selama reaksi. Pada dasarnya entalpi dapat dihitung secara matematis ketika energi dari sistem telah diketahui.

Entalpi adalah istilah dalam termodinamika yang menyatakan jumlah energi internal dari suatu sistem termodinamika ditambah energi yang digunakan untuk melakukan kerja. Secara matematis, perubahan entalpi dapat dirumuskan sebagai berikut :

H = E + W   

H = E + (P x V)

Sehingga perubahan entalpi adalah :

dimana:

H = entalpi sistem (Joule)

W = kerja sistem (joule)

E = energi internal (Joule)

P = tekanan dari sistem (Pa)

V = volume sistem (L)

Pada suatu reaksi kimia perubahan entalpi merupakan selisih antara entalpi produk terhadap entalpi reaktan.

ΔH = H_p – H_r

Dengan :

ΔH = perubahan entalpi

H_p   = entalpi produk

H_r   = entalpi reaktan atau pereaksi

Entalpi dinyatakan dalam bentuk energi per massa. Energi mempunyai satuan Joule (J) dan massa mempunyai satuan kilogram (kg). Dengan demikian, satuan entalpi adalah  J/kg. Satuan entalpi yang lain adalah erg/gr, BTU/lbm, kal/gr, dsb.

Konversi satuan entalpi adalah sebagai berikut :

1 kal/gram = 4184 J/kg.

1 BTU/lbm = 2326 J/kg.

Beberapa ketentuan entalpi pada suatu reaksi kimia adalah sebagai berikut :

1)     Entalpi Positif (endoterm)

Entalpi positif terjadi pada reaksi yang bersifat endotermik. Reaksi ini mengambil energi dari lingkungan. Energi yang diserap digunakan untuk membuat ikatan. Energi yang dibutuhkan untuk membentuk ikatan lebih besar daripada untuk memutus ikatan.

2)    Entalpi Negatif (eksoterm)

Entalpi yang bernilai negatif mengindikasikan bahwa reaksi berlangsung secara eksotermik. Energi yang ada berasal dari reaksi yang berlangsung. Reaksi jenis ini membutuhkan lebih banyak energi untuk memutus ikatan daripada membentuk ikatan. Temperatur akan lebih tinggi sebagai hasil dari reaksi eksotermik.

3)    Bila nilai entalpi produk lebih besar dari pada entalpi reaktan, maka perubahan entalpi bertanda positif, yang berarti terjadi penyerapan kalor dari lingkungan ke sistem.

H_p > H_r à + ΔH (penyerapan kalor oleh sistem)

4)    Bila nilai entalpi reaktan lebih besar dari pada entalpi produk, maka perubahan entalpi bertanda negatif, yang artinya terjadi pelepasan kalor dari sistem ke lingkungan.

H_p < H_r à - ΔH (pelepasan kalor oleh sistem)

Secara matematis, perubahan entalpi (ΔH) dapat diturunkan sebagai berikut :

H = E + W               (1)

Pada tekanan tetap:

ΔH = ΔE + PΔV       (2)

ΔE = Q + W            (3)

W_sistem = –PV            (4)

Substitusi persamaan (3) dan (4) dalam persamaan (2):

ΔH = ΔE + P*ΔV

ΔH = (Q + W) + P*ΔV

ΔH = (Q – P*ΔV) + P*ΔV

ΔH = Q

Jadi, pada tekanan tetap, perubahan entalpi (ΔH) sama dengan kalor (Q) yang diserap atau dilepas. (James E. Brady, 1990)

B.   Jenis – Jenis Entalpi

Perubahan entalpi pada saat sistem mengalami perubahan fisika atau kimia biasanya dilaporkan untuk proses yang terjadi pada sekumpulan kondisi standar, yang disebut perubahan entalpi standar (ΔH⁰). Perubahan entalpi standar yang menyertai perubahan keadaan fisik disebut entalpi transisi standar (ΔHtrs⁰). Contohnya adalah entalpi pelarutan standar (ΔHsol⁰). Entalpi pelarutan standar (ΔHsol⁰) adalah perubahan entalpi standar jika zat itu melarut di dalam pelarut dengan sejumlah tertentu (Atkins, 1999).

Perubahan entalpi yang diukur pada suhu 25⁰C dan tekanan 1 atm (keadaan standar) disebut perubahan entalpi standar (dinyatakan dengan tanda ΔH⁰ atau ΔH₂₉₈ ).

Perubahan entalpi yang tidak merujuk pada kondisi pengukurannya dinyatakan dengan lambang ΔH saja.

                                                        

Ada beberapa macam entalpi selain entalpi standar, antara lain :

1)     Entalpi molar

Adalah perubahan entalpi tiap mol zat (kJ/mol).

2)    Entalpi Kisi

Adalah ketika ion-ion dalam keadaan gas bereaksi satu dengan yang lainnya membentuk senyawa kemudian melepaskan entalpi atau mengubah nilai entalpi, itulah yang disebut entalpi kisi. Sebagai contoh adalah pembentukan NaCl yang biasanya melepaskan kalor ke lingkungan.

Contoh :

Na⁺ _(g) + Cl^- _(g) ⇌ NaCl _(s)

3)    Entalpi Pembentukan Standar (ΔHf⁰)

Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada pembentukan 1 mol senyawa dari unsur-unsurnya pada suhu dan tekanan standar ( 25⁰C, 1 atm ). Entalpinya bisa dilepaskan maupun diserap.

Bentuk standar dari suatu unsur adalah bentuk yang paling stabil dari unsur itu pada keadaan standar ( 298 K, 1 atm ).

Jika perubahan entalpi pembentukan tidak diukur pada keadaan standar maka dinotasikan dengan ΔHf.

Contoh :

H_{2 (g)} + 1/2 O_{2 (g)} →   H2O _(l)        ΔHf = -285,85 kJ

ΔHf unsur bebas = nol

Dalam entalpi pembentukan, jumlah zat yang dihasilkan adalah 1 mol.

Dibentuk dari unsur-unsurnya dalam bentuk standar.

4)    Entalpi Penguraian Standar (ΔHd⁰)

Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada penguraian 1 mol senyawa menjadi unsur-unsur penyusunnya pada keadaan standar.

Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan ΔHd.

Perubahan entalpi penguraian standar merupakan kebalikan dari perubahan entalpi pembentukan standar, maka nilainya pun akan berlawanan tanda.

Menurut Marquis de Laplace, “jumlah kalor yang dilepaskan pada pembentukan senyawa dari unsur-unsur penyusunnya = jumlah kalor yang diperlukan pada penguraian senyawa tersebut menjadi unsur-unsur penyusunnya” Pernyataan ini disebut Hukum Laplace.

ΔH dari penguraian 1 mol persenyawaan langsung menjadi unsur-unsurnya = kebalikan dari ΔH pembentukan).

Contoh :

H2O _(l) →   H_2(g) + 1/2 O_2(g)          ΔH = +285,85 kJ

5)    Entalpi Pembakaran Standar (ΔHc⁰)

Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada pembakaran 1 mol suatu zat secara sempurna pada keadaan standar.

Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan ΔHc.

ΔH untuk membakar 1 mol persenyawaan dengan O₂ dari udara yang diukur pada 298 K dan tekanan 1 atm.

Contoh :

CH_{4 (g)} + 2O_{2 (g)} →   CO_{2 (g)} + 2H₂O _(l)         ΔHc = -802 kJ

6)    Entalpi Reaksi Standar (ΔHr⁰)

ΔH dari suatu persamaan reaksi di mana zat-zat yang terdapat dalam persamaan reaksi dinyatakan dalam satuan mol dan koefisien-koefisien persamaan reaksi bulat sederhana.

Contoh :

2Al + 3H₂SO₄ →   Al₂(SO₄)₃ + 3H₂         ΔH = -1468 kJ

7)    Entalpi Netralisasi Standar (ΔHn⁰)

Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada penetralan 1 mol asam oleh basa atau 1 mol basa oleh asam pada keadaan standar. ΔH yang dihasilkan selalu eksoterm.

Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan ΔHn.

Contoh :

ΔHn reaksi = -200 kJ

ΔHn NaOH = -200 kJ / 2 mol  =  -100 kJ/mol

ΔHn H₂SO₄ = -200 kJ / 1 mol  =  -200 kJ/mol

8)    Entalpi Penguapan Standar (ΔHvap⁰)

Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada penguapan 1 mol zat dalam fase cair menjadi fase gas pada keadaan standar.

Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan ΔHvap.

                                          

9)    Entalpi Peleburan Standar (ΔHfus⁰)

Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada pencairan / peleburan 1 mol zat dalam fase padat menjadi zat dalam fase cair pada keadaan standar.

Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan ΔHfus.

10)  Entalpi Sublimasi Standar (ΔHsub⁰)

Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada sublimasi 1 mol zat dalam fase padat menjadi zat dalam fase gas pada keadaan standar.

Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan ΔHsub.

11)   Entalpi Pelarutan Standar (ΔHsol⁰)

Adalah perubahan entalpi yang terjadi ketika 1 mol zat melarut dalam suatu pelarut (umumnya air) pada keadaan standar.

Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan ΔHsol.

C.   Kesimpulan

Entalpi merupakan istilah dalam yang menyatakan jumlah energi internal dari suatu sistem termodinamika ditambah energi yang digunakan untuk melakukan kerja.

Besarnya entalpi tidak dapat diukur, yang dapat diukur hanya perubahannya.

Rumus umum perubahan entalpi adalah ΔH = ΔE + P*ΔV.

Jenis – jenis entalpi antara lain :

·         Entalpi molar

·         Entalpi Kisi

·         Entalpi Pembentukan Standar (ΔHf⁰)

·         Entalpi Penguraian Standar (ΔHd⁰)

·         Entalpi Pembakaran Standar (ΔHc⁰)

·         Entalpi Reaksi Standar (ΔHr⁰)

·         Entalpi Netralisasi Standar (ΔHn⁰)

·         Entalpi Penguapan Standar (ΔHvap⁰)

·         Entalpi Peleburan Standar (ΔHfus⁰)

·         Entalpi Sublimasi Standar (ΔHsub⁰)

·         Entalpi Pelarutan Standar (ΔHsol⁰)

k