Sejauh ini telah dipelajari bahwa dapat ditentukan perubahan entalpi yang menyertai reaksi dengan mengukur kalor yang diserap atau dilepaskan (pada tekanan tetap). Dari Persamaan (6.9) diketahui bahwa ΔH juga dapat dihitung jika diketahui entalpi yang sebenarnya untuk semua reaktan dan produk. Namun, seperti yang disebutkan sebelumnya, tidak ada cara untuk mengukur nilai mutlak dari entalpi suatu zat. Hanya nilai relatif terhadap referensi seyogyanya dapat ditentukan. Masalah ini mirip dengan salah satu yang dihadapi oleh ahli geografi dalam mengungkapkan ketinggian pegunungan atau lembah tertentu. Daripada mencoba untuk merancang beberapa jenis elevasi skala "mutlak" (mungkin berdasarkan jarak dari pusat bumi?), dengan kesepakatan umum semua ketinggian geografis dan kedalaman disajikan relatif terhadap permukaan air laut, referensi yang seyogyanya dengan ketinggian didefinisikan dari "nol" meter atau kaki. Demikian pula, ahli kimia telah menyepakati sebuah titik referensi yang seyogyanya untuk entalpi.
Istilah "permukaan laut" titik referensi untuk semua ungkapan entalpi disebut entalpi pembentukan standar (ΔHºf). Zat dikatakan dalam keadaan standar pada 1 atm, maka istilah "entalpi standar" diberi superskrip (indeks atas) "º" merupakan keadaan standar (1 atm), dan subskrip "f" singkatan formasi (pembentukan). Dengan konvensi, entalpi pembentukan standar dari setiap unsur dalam bentuk yang paling stabil adalah nol. Mengambil unsur oksigen sebagai contoh, molekul oksigen (O₂) lebih stabil daripada bentuk allotropik lain dari oksigen, ozon (O₃), pada 1 atm dan 25°C. Dengan demikian, kita dapat menulis ΔHºf (O₂) = 0, tetapi ΔHºf (O₃) = 142,2 kJ/mol. Demikian pula, grafit adalah bentuk allotropik lebih stabil karbon daripada intan pada 1 atm dan 25ºC, jadi kita mengetahui ΔHºf (C, grafit) = 0 dan ΔHºf(C, intan) = 1,90 kJ/mol. Berdasarkan referensi ini untuk unsur, sekarang dapat didefinisikan entalpi pembentukan standar senyawa sebagai perubahan kalor yang terjadi ketika 1 mol senyawa yang terbentuk dari unsur-unsur pada tekanan 1 atm. Tabel 6.4 menunjukkan daftar entalpi pembentukan standar untuk sejumlah unsur dan senyawa. (Untuk daftar yang lebih lengkap nilai ΔHºf dapat lihat pada Data Termodinamika.) Perhatikan bahwa meskipun keadaan standar tidak menentukan suhu, kita selalu akan menggunakan nilai ΔHºf yang diukur pada 25ºC untuk diskusi karena sebagian data termodinamika yang dikumpulkan pada suhu ini.
Pentingnya entalpi pembentukan standar adalah bahwa sekali diketahui nilai-nilainya, maka dapat dengan mudah menghitung entalpi reaksi standar (ΔHºrx) yang didefinisikan sebagai entalpi reaksi yang dilakukan pada 1 atm. Sebagai contoh, perhatikan reaksi hipotetis
aA + bB → cC + dD
dimana a, b, c, dan d adalah koefisien stoikiometri. Untuk reaksi ini ΔHºrx diberikan oleh
Dapat digeneralisasi Persamaan (6.17) sebagai
ΔHºrx = ΣnΔHºf (produk) - ΣmΔHºf (reaktan) (6.18)
dimana m dan n menyatakan koefisien stoikiometri untuk reaktan dan produk, dan Σ (sigma) berarti "jumlah." Perhatikan bahwa dalam perhitungan, koefisien stoikiometri hanya bilangan tanpa satuan.
Untuk menggunakan Persamaan (6.18) dalam menghitung ΔHºrx, arus diketahui nilai ΔHºf dari senyawa yang terlibat dalam reaksi. Nilai-nilai ini dapat ditentukan dengan menggunakan metode langsung atau metode tidak langsung.
Metode Langsung
Metode ini untuk mengukur ΔHºf yang bekerja untuk senyawa yang dapat dengan mudah disintesis dari unsur-unsurnya. Misalkan ingin mengetahui entalpi pembentukan karbon dioksida. Maka harus diukur entalpi reaksi ketika karbon (grafit) dan molekul oksigen pada keadaan standar diubah menjadi karbon dioksida dalam keadaan standar:
C(grafit) + O₂(g) → CO₂ ΔHºrx = -393,5kJ/mol
Diketahui dari pengalaman bahwa pembakaran ini mudah berjalan sampai selesai. Jadi, dari Persamaan (6.18) dapat ditulis
ΔHºrx = ΔHºf(CO₂,g) - [ΔHºf(graftt) + ΔHºf(O₂,g)]
Karena grafit dan O₂ adalah bentuk alotropik stabil dari unsur-unsur, berikut bahwa ΔHºf (C, grafit) dan ΔHºf(O₂, g) adalah nol. Karena itu,
atau
ΔHºf(CO₂,g) = -393,5kJ/mol
Senyawa lain yang dapat dipelajari dengan metode langsung adalah SF₆, P₄O₁₀, dan CS₂. Persamaan yang mewakili sintesisnya
S(rombik) + 3F₂(g) → SF₆(g)
P₄(putih) + 5O₂(g) → P₄O₁₀(s)
C(grafit) + 2S(rombik) → CS₂(l)
Metode Tidak Langsung
Misalkan entalpi pembentukan standar karbon monoksida (CO), mungkin dapat dituliskan persamaan reaksi sebagai
C(grafit) + ½O₂(g) → CO(g)
Reaksi ini sangat eksoterm dan besi cair yang terbentuk digunakan untuk logam las. Hitunglah kalor yang dilepaskan dalam kilojoule per gram dari Al yang bereaksi dengan Fe₂O₃. ΔHfº untuk Fe(l) adalah 12,40 kJ/mol.
ΔHºf(CO₂,g) = -393,5kJ/mol
Perhatikan bahwa seyogyanya menetapkan nol untuk ΔHºf setiap unsur dalam bentuk yang paling stabil pada keadaan standar tidak mempengaruhi perhitungan dengan cara apapun. Ingat, dalam kimia hanya memperhatikan kalor pada perubahan entalpi karena perubahannya dapat ditentukan secara eksperimen sedangkan nilai entalpi mutlak tidak bisa. Pilihan nol "titik referensi" untuk entalpi membuat perhitungan lebih mudah untuk ditangani. Sekali lagi mengacu pada ketinggian analogi terestrial, ditemukan bahwa Gunung Everest adalah 8.708 kaki lebih tinggi dari Gunung McKinley. Perbedaan ketinggian ini tidak terpengaruh oleh keputusan untuk mengatur "permukaan laut" pada 0 kaki atau pada 1000 kaki.
Senyawa lain yang dapat dipelajari dengan metode langsung adalah SF₆, P₄O₁₀, dan CS₂. Persamaan yang mewakili sintesisnya
S(rombik) + 3F₂(g) → SF₆(g)
P₄(putih) + 5O₂(g) → P₄O₁₀(s)
C(grafit) + 2S(rombik) → CS₂(l)
Perhatikan bahwa S(rombik) dan P(putih) adalah alotrop paling stabil sulfur dan fosfor, masing-masing, pada 1 atm dan 25°C, sehingga nilai ΔHºf nya adalah nol.
Metode Tidak Langsung
Banyak senyawa tidak dapat langsung disintesis dari unsur-unsurnya. Dalam beberapa kasus, reaksi berlangsung terlalu lambat, atau reaksi samping yang menghasilkan zat selain senyawa yang diinginkan. Dalam kasus ini, ΔH dapat ditentukan dengan pendekatan tidak langsung, yang didasarkan pada hukum Hess dari penjumlahan kalor, atau disebut hukum Hess, dinamakan menurut nama kimiawan Swiss Germain Hess. Hukum Hess dapat dinyatakan sebagai berikut: Ketika reaktan diubah menjadi produk, perubahan entalpi adalah sama entahkah reaksi berlangsung dalam satu langkah atau dalam serangkaian langkah-langkah. Dengan kata lain, jika bisa memecah reaksi yang diinginkan menjadi serangkaian reaksi yang ΔHºrx nya dapat diukur, maka dapat dihitung ΔHºrx untuk reaksi keseluruhan. Hukum Hess didasarkan pada kenyataan bahwa karena H adalah fungsi keadaan, ΔH hanya bergantung pada keadaan awal dan keadaan akhir (yaitu, hanya pada sifat reaktan dan produk). Perubahan entalpi akan sama entahkah keseluruhan reaksi berlangsung dalam satu langkah atau banyak langkah.
Sebuah analogi hukum Hess adalah sebagai berikut. Misalkan seseoarang pergi dari lantai pertama ke lantai enam sebuah gedung dengan lift. Nilai energi potensial gravitasi (yang sesuai dengan perubahan entalpi keseluruhan proses) adalah sama entahkah ia pergi langsung ke sana atau berhenti di setiap lantai di jalan menuju lantai enam (memecah perjalanan menjadi serangkaian langkah-langkah).
Misalkan entalpi pembentukan standar karbon monoksida (CO), mungkin dapat dituliskan persamaan reaksi sebagai
C(grafit) + ½O₂(g) → CO(g)
Namun, pembakaran grafit juga menghasilkan beberapa karbon dioksida (CO₂), sehingga tidak bisa diukur perubahan entalpi untuk CO secara langsung seperti yang ditunjukkan. Sebaliknya, jika harus menggunakan cara tidak langsung, berdasarkan hukum Hess. Hal ini dimungkinkan untuk melaksanakan dua reaksi yang terpisah berikut, dengan melakukan proses sampai selesai:
(a) C(grafit) + O₂(g) → CO₂(g) ΔHºrx = -393,5kJ/mol
Pertama, jika Persamaan (b) dibalik untuk mendapatkan
(a) C(grafit) + O₂(g) → CO₂(g) ΔHºrx = -393,5kJ/mol
(c) CO₂(g) → CO(g) + ½O₂(g) ΔHºrx = +283,0kJ/mol
_________________________________________________+
(d) C(grafit) + ½O₂(g) → CO(g) ΔHºrx = -110,5kJ/mol
Gambar 6.10. Perubahan entalpi untuk pembentukan 1 mol CO₂ dari grafit dan O₂ dapat dipecah menjadi dua langkah menurut hukum Hess.
Dapat dihitung entalpi reaksi dari nilai-nilai ΔHºf, seperti yang ditunjukkan pada Contoh 6.10
Contoh 6.10
Reaksi termit melibatkan aluminium dan besi (III) oksida
(b) CO(g) + ½O₂(g) → CO₂(g) ΔHºrx = -283,0kJ/mol
Pertama, jika Persamaan (b) dibalik untuk mendapatkan
(c) CO₂(g) → CO(g) + ½O₂(g) ΔHºrx = +283,0kJ/mol
Karena persamaan kimia dapat ditambahkan dan dikurangi seperti persamaan aljabar, maka dilakukan operasi (a) + (c) dan diperoleh
(a) C(grafit) + O₂(g) → CO₂(g) ΔHºrx = -393,5kJ/mol
(c) CO₂(g) → CO(g) + ½O₂(g) ΔHºrx = +283,0kJ/mol
_________________________________________________+
(d) C(grafit) + ½O₂(g) → CO(g) ΔHºrx = -110,5kJ/mol
Dengan demikian, ΔHof(CO) = -110,5 kJ/mol. Menengok ke belakang, kita melihat bahwa keseluruhan reaksi adalah pembentukan CO2 [Persamaan (a)], yang dapat dibagi menjadi dua bagian [Persamaan (d) dan (b)]. Gambar 6.10 menunjukkan skema keseluruhan prosedur.
Aturan umum dalam menerapkan hukum Hess adalah untuk mengatur serangkaian persamaan kimia (sesuai dengan serangkaian langkah) sedemikian rupa, ketika ditambahkan bersama-sama, semua spesi akan membatalkan kecuali untuk reaktan dan produk yang muncul dalam reaksi keseluruhan. Ini berarti bahwa kita ingin unsur di sebelah kiri dan senyawa yang diinginkan di sebelah kanan panah. Selanjutnya, kita sering perlu untuk memperbanyak sebagian atau seluruh persamaan yang mewakili langkah-langkah individu dengan koefisien yang sesuai.
Dapat dihitung entalpi reaksi dari nilai-nilai ΔHºf, seperti yang ditunjukkan pada Contoh 6.10
Contoh 6.10
2Al(s) + Fe₂O₃(s) → Al₂O₃(s) + 2Fe(l)
Reaksi ini sangat eksoterm dan besi cair yang terbentuk digunakan untuk logam las. Hitunglah kalor yang dilepaskan dalam kilojoule per gram dari Al yang bereaksi dengan Fe₂O₃. ΔHfº untuk Fe(l) adalah 12,40 kJ/mol.
Strategi
Entalpi reaksi adalah perbedaan antara jumlah dari entalpi produk dan jumlah entalpi reaktan. Entalpi setiap spesi (reaktan atau produk) yang diberikan oleh koefisien stoikiometrinya kali entalpi pembentukan standar spesi.
Penyelesaian
Menggunakan nilai ΔHºf yang diberikan untuk Fe(l) dan nilai ΔHºf lainnya pada Data Termodinamika dan Persamaan (6.18), dapat ditulis
ΔHorx = [ΔHof (Al2O3) + 2ΔHof (Fe)] - [2ΔHof (Al) + ΔHof (Fe2O3)]
= [(-1669,8 kJ/mol) + 2(12,40 kJ/mol)] - [2(0) + (-822,2 kJ/mol)]
= -822,8 kJ/mol
Ini adalah jumlah kalor yang dilepaskan untuk dua mol Al yang bereaksi. Dapat digunakan rasio berikut
-822,8kJ/2 mol Al
untuk mengkonversi menjadi kJ/g Al. Massa molar Al adalah 26,98 g, sehingga
kalor yang dilepas per gram Al = (-822,8kJ/2 mol Al) x (1mol Al/26,98 g Al)
= -15,25 kJ/g
Periksa
Apakah tanda negatif konsisten dengan sifat reaksi eksoterm? Sebagai pemeriksaan cepat, dapat dilihat bahwa 2 mol Al memiliki berat sekitar 54 g dan memberikan sekitar 823 kJ kalor jika bereaksi dengan Fe₂O₃. Oleh karena itu, kalor yang dilepaskan per gram dari Al yang bereaksi adalah sekitar -830 kJ/54 g atau 215,4 kJ/g.
No comments:
Post a Comment
Note: Only a member of this blog may post a comment.