Perubahan Entalpi (ΔH) dan Perubahan Energi Dalam (ΔE)

Kimia Dasar

Perubahan Entalpi  (ΔH) dan

Perubahan Energi Dalam (ΔE)

Oleh :

Dwiki Ananda Putra

(145060200111017)

       I.            Pengertian

·         Entalpi adalah istilah dalam termodinamika  yang menyatakan jumlah energi internal dari suatu sistem termodinamika ditambah energi yang digunakan untuk melakukan kerja. Dari tinjauan, entalpi tidak bisa diukur, namun yang bisa dihitung adalah nilai perubahannya. Secara matematis, perubahan entalpi dapat dirumuskan sebagai berikut:

ΔH = ΔU + PΔV di mana:  H = entalpi sistem ( joule ) U = energi internal ( joule ) P = tekanan dari sistem ( Pa ) V = volume sistem ( m3 )

 

·         Perubahan Entalpi (ΔH)  adalah perubahan energi yang menyertai peristiwa perubahan kimia pada tekanan tetap.

v    Pemutusan ikatan membutuhkan energi (= endoterm)
Contoh: H2 ®   2H - a kJ ; DH= +akJ

v    Pembentukan ikatan memberikan energi (= eksoterm)
Contoh: 2H ®   H2 + a kJ ; DH = -a kJ

‘

Gambar Pembentukan Ikatan

Perubahan entalpi sistem (ΔH) yang terjadi selama reaksi adalah entalpi keadaan akhir dikurangi keadaan awal dari sistem.

ΔH = Hfinal – Hinitial

 

·        

E = q + w

Energi dalam (E) adalah jumlah energi dari semua energi yang dimiliki oleh sistem molekul.

·         Perubahan Energi Dalam dapat diketahui dengan mengukur kalor (q) dan kerja (w), yang akan timbul bila suatu sistem bereaksi. Oleh karena itu, perubahan energi dalam dirumuskan dengan persamaan

∆E = EProduk – EReaktan

 

     II.            Hubungan Perubahan Entalpi  (ΔH) dan Perubahan Energi Dalam (ΔE)

Ø  Panas yang dilepaskan atau diserap ketika reaksi dijalankan pada volume konstan sama dengan perubahan energi internal sistem.

ΔE = Q.V

 

                                                                                          

Ø  Panas yang dilepaskan atau diserap ketika reaksi dijalankan pada tekanan konstan sama dengan perubahan entalpi sistem.

ΔH = Q.P

 

Ø 

ΔH = ΔE + Δ (PV)

Perubahan entalpi sistem selama reaksi kimia adalah sama dengan perubahan energi internal ditambah perubahan produk dari tekanan gas dalam sistem kali volume.

  III.            Perbandingan Nilai  ΔH dan ΔE

Perhatikan persamaan termokimia :
2Na(s) + 2H₂O(l)                  2NaOH(aq) + H₂(g)    ΔH = -367,5 kJ

Garam natrium bereaksi dengan air

Persamaan termokimia ini menyatakan bahwa ketika 2 mol natrium bereaksi dengan air berlebih, sebanyak 367,5 kalor dilepaskan. Perhatikan bahwa salah satu produknya adalah gas hidrogen, yang harus mendorong udara untuk memasuki atmosfer. Akibatnya, sebagian energi yang dihasilkan oleh reaksi digunakan untuk melakukan kerja mendorong sejumlah volume udara ( ΔV ) melawan tekanan atmosfer (P) . Untuk menghitung perubahan energi dalam, kita susun persamaan.                                                                    

ΔH = ΔE + Δ (PV) ΔE = ΔH - Δ(PV)

Jika kita mengasumsikan suhu sebesar 25⁰ C dan mengabaikan perubahan kecil dalam volume larutan, kita dapat menunjukkan bahwa volume 1 mol gas H₂ pada tekanan 1,0 atm adalah 24,5. Sehingga –PΔV  = -24,5 L atm atau -2,5 kJ. Akhirnya

ΔE = -367,5 kJ – 2,5kJ       = -370,0 kJ

Kesimpulan :

Perhitungan ini menunjukkan bahwa ΔE dan ΔH nilainya hampir sama. Alasan mengapa ΔH lebih kecil dari ΔE adalah bahwa sebagian energi dalam yang dilepas digunakan untuk melakukan kerja pemuaian gas, sehingga kalor yang dibebaskan lebih kecil. Untuk reasksi yang tidak melibatkan gas, ΔV biasanya sangat kecil sehingga  ΔE praktis sama dengan ΔH

  IV.            Pebedaan Perubahan Entalpi  (ΔH) dan Perubahan Energi Dalam (ΔE)

1)      Perbedaan antara ΔH dan ΔE untuk sistem cairan dan padatan adalah relatif kecil karena hanya ada sedikit perubahan volume sistem selama reaksi. Perbedaan ini bisa signifikan, untuk reaksi yang melibatkan gas jika ada perubahan jumlah mol gas dalam proses reaksi.

2)      Δ H adalah panas rxn pada tekanan konstan dan Δ E adalah panas rxn pada volume konstan sehingga jika volume berubah selama rxn dan tekanan tetap sama mereka akan berbeda