My Notes

ntalpi = H = Kalor reaksi pada tekanan tetap = Qp
Perubahan entalpi adalah perubahan energi yang menyertai peristiwa perubahan kimia pada tekanan tetap.

a.	Pemutusan ikatan membutuhkan energi (= endoterm) Contoh: H2    2H - a kJ ; H= +akJ
b.	Pembentukan ikatan memberikan energi (= eksoterm) Contoh: 2H    H2 + a kJ ; H = -a kJ

Istilah yang digunakan pada perubahan entalpi :

1.	Entalpi Pembentakan Standar ( Hf ): H untak membentuk 1 mol persenyawaan langsung dari unsur-unsurnya yang diukur pada 298 K dan tekanan 1 atm. Contoh: H2(g) + 1/2 O2(g)    H20 (l) ; Hf = -285.85 kJ
2.	Entalpi Penguraian: H dari penguraian 1 mol persenyawaan langsung menjadi unsur-unsurnya (= Kebalikan dari H pembentukan). Contoh: H2O (l)    H2(g) + 1/2 O2(g) ; H = +285.85 kJ
3.	Entalpi Pembakaran Standar ( Hc ): H untuk membakar 1 mol persenyawaan dengan O2 dari udara yang diukur pada 298 K dan tekanan 1 atm. Contoh: CH4(g) + 2O2(g)    CO2(g) + 2H2O(l) ; Hc = -802 kJ
4.	Entalpi Reaksi: H 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 ; H = -1468 kJ
5.	Entalpi Netralisasi: H yang dihasilkan (selalu eksoterm) pada reaksi penetralan asam atau basa. Contoh: NaOH(aq) + HCl(aq)    NaCl(aq) + H2O(l) ; H = -890.4 kJ/mol
6.	Hukum Lavoisier-Laplace "Jumlah kalor yang dilepaskan pada pembentukan 1 mol zat dari unsur-unsurya = jumlah kalor yang diperlukan untuk menguraikan zat tersebut menjadi unsur-unsur pembentuknya." Artinya : Apabila reaksi dibalik maka tanda kalor yang terbentuk juga dibalik dari positif menjadi negatif atau sebaliknya Contoh: N2(g) + 3H2(g)    2NH3(g) ; H = - 112 kJ 2NH3(g)    N2(g) + 3H2(g) ; H = + 112 kJ

PENENTUAN PERUBAHAN ENTALPI
Untuk menentukan perubahan entalpi pada suatu reaksi kimia biasanya digunakan alat seperti kalorimeter, termometer dan sebagainya yang mungkin lebih sensitif.
Perhitungan : H reaksi =  H_f^o produk -  H_f^o reaktan
 HUKUM HESS
"Jumlah panas yang dibutuhkan atau dilepaskan pada suatu reaksi kimia tidak tergantung pada jalannya reaksi tetapi ditentukan oleh keadaan awal dan akhir."
Contoh:

C(s) + O2(g)	   CO2(g)	; H = x kJ	   1 tahap
C(s) + 1/2 02(g)	   CO(g)	; H = y kJ	   2 tahap
CO(g) + 1/2 O2(g)	   CO2(g)	; H = z kJ
------------------------------------------------------------ +
C(s) + O2(g)	   CO2(g)	; H = y + z kJ

Menurut Hukum Hess : x = y + z
Reaksi kimia merupakan proses pemutusan dan pembentukan ikatan. Proses ini selalu disertai perubahan energi. Energi yang dibutuhkan untuk memutuskan ikatan kimia, sehingga membentuk radikal-radikal bebas disebut energi ikatan. Untuk molekul kompleks, energi yang dibutuhkan untuk memecah molekul itu sehingga membentuk atom-atom bebas disebut energi atomisasi.
Harga energi atomisasi ini merupakan jumlah energi ikatan atom-atom dalam molekul tersebut. Untuk molekul kovalen yang terdiri dari dua atom seperti H₂, 0₂, N₂ atau HI yang mempunyai satu ikatan maka energi atomisasi sama dengan energi ikatan Energi atomisasi suatu senyawa dapat ditentukan dengan cara pertolongan entalpi pembentukan senyawa tersebut. Secara matematis hal tersebut dapat dijabarkan dengan persamaan :

H reaksi	=  energi pemutusan ikatan	-  energi pembentukan ikatan
	=  energi ikatan di kiri	-  energi ikatan di kanan

Contoh:
Diketahui : 
energi ikatan
C - H = 414,5 kJ/Mol
C = C = 612,4 kJ/mol
C - C = 346,9 kJ/mol
H - H = 436,8 kJ/mol

Ditanya:
H reaksi = C₂H₄(g) + H₂(g)    C₂H₆(g)

H reaksi	= Jumlah energi pemutusan ikatan - Jumlah energi pembentukan ikatan
	= (4(C-H) + (C=C) + (H-H)) - (6(C-H) + (C-C)) = ((C=C) + (H-H)) - (2(C-H) + (C-C)) = (612.4 + 436.8) - (2 x 414.5 + 346.9) = - 126,7 kJ