Tugas 6

1. Sampel gas nitrogen mengembang dalam wadah dari volume 1,6 L menjadi 5,4 L pada suhu tetap. Hitung kerja yang dilakukan dalam joule jika gas mengembang 
(a) terhadap ruang hampa, 
(b) terhadap tekanan tetap 0,80 atm, 
(c) terhadap tekanan tetap 3,7 atm.

2. Suatu gas mengembang dan melakukan kerja P - V pada lingkungan sama dengan 325 J. Pada saat yang sama, ia menyerap kalor 127 J dari lingkungan. Hitung perubahan energi gas!

3. Hitung kerja yang dilakukan ketika 50,0 g timah larut dalam asam berlebih pada 1,00 atm dan 25°C:

Sn(s) + 2H⁺(aq) → Sn²⁺(aq) + H₂(g)

Asumsikan gas berperilaku ideal.

4. Fotosintesis menghasilkan glukosa (C₆H₁₂O ₆) dan oksigen dari karbon dioksida dan air:

6CO₂ + 6H₂O → C₆H₁₂O₆ + O₂

(a)    Bagaimana kita menentukan nilai ΔH°_rx eksperimental untuk reaksi ini?

(b)   Radiasi matahari menghasilkan sekitar 7,0 x 10¹⁴ kg glukosa per tahun di Bumi. Berapakah perubahan ΔH yang sesuai?

5. Fermentasi adalah proses kimia yang kompleks dalam pengolahan anggur dimana glukosa diubah menjadi etanol dan karbon dioksida:

C₆H₁₂O₆  → 2C₂H₅OH + 2CO₂

Hitung perubahan entalpi standar untuk proses fermentasi ini!

6. Aktivitas metabolisme dalam tubuh manusia melepaskan sekitar 1,0 x 10⁴ kJ kalor per hari. Dengan menganggap tubuh adalah 50 kg air, berapa suhu tubuh yang naik jika sebagai sistem yang terisolasi? Berapa banyak air yang harus dilepaskan tubuh (karena keringat untuk menjaga suhu tubuh normal 98,6°F). Jelaskan hasil jawabanmu! Kalor penguapan air 2,41 kJ/g.

JAWABAN

Latihan 6

Definisi
1.Definisikan istilah-istilah berikut: 
a) sistem, 
b) lingkungan, 
c) sistem terbuka, 
d) sistem tertutup, 
e) sistem terisolasi, 
f) energi termal, 
g) energi kimia, 
h) energi potensial, 
i) energi kinetik, 
j) hukum kekekalan energi!

2. 
a. Definisikan istilah kalor! 
b. Apa perbedaan kalor dan energi panas? 
c. Dalam kondisi bagaimana kalor dipindahkan dari satu sistem ke sistem yang lain?

3. Apa satuan untuk energi yang umum digunakan dalam kimia?

4. Sebuah truk awalnya bepergian pada kecepatan 60 km per jam tiba-tiba berhenti di lampu lalu lintas. Apakah perubahan ini melanggar hukum kekekalan energi? Jelaskan!

5. Berikut ini adalah berbagai bentuk energi: kimia, panas, cahaya, mekanik, kinetik dan listrik. Sarankan cara interkonversi bentuk-bentuk energi tersebut!

6. Jelaskan interkonversi dari bentuk energi yang terjadi dalam proses ini: 
a. Anda melempar bola kasti ke udara dan menangkapnya kembali.
b. Anda menyalakan senter. 
c. Anda naik lift ke atas bukit dan kemudian bermain ski menuruninya. 
d. Anda menyalakan korek api dan membiarkannya terbakar.

Perubahan Energi dalam Reaksi Kimia
7.  Definisikan istilah-istilah berikut: 
a. termokimia 
b. proses eksotermis 
c. proses endotermis

8. Stoikiometri didasarkan pada hukum kekekalan massa. Pada hukum apakah termokimia didasarkan?

9. Jelaskan dua proses eksotermis dan dua proses endotermis!

10. Reaksi dekomposisi biasanya endotermis, sedangkan reaksi kombinasi biasanya eksotermis. Berikan penjelasan kualitatif untuk kecenderungan ini!

Hukum pertama termodinamika
11. 
a. Pada hukum apa hukum pertama termodinamika didasarkan? 
b. Jelaskan konvensi tanda dalam persamaan ΔE = q + w!

12. 
a. Jelaskan apa yang dimaksud dengan fungsi keadaan! 
b. Berikan dua contoh dari fungsi keadaan dan dua yang bukan!

13. Energi dalam gas ideal hanya bergantung pada suhu. Lakukan analisis-hukum pertama dari proses ini. Sebuah sampel gas ideal diperbolehkan untuk ekspansi pada suhu tetap terhadap tekanan atmosfer. 
a. Apakah gas melakukan kerja pada lingkungan? 
b. Apakah ada pertukaran kalor antara sistem dan lingkungan? Jika demikian, ke arah mana? 
c.Berapakah ΔE untuk gas pada proses ini?

14. Perhatikan reaksi berikut: 
Pada tekanan tetap, yang manakah dari reaksi tersebut melakukan kerja 
a. oleh sistem pada lingkungan? 
b. oleh lingkungan pada sistem? 
c. yang mana dari reaksi-reaski tersebut tidak ada melakukan kerja?

Kata Kunci 6

Energi

Energi kimia

Energi kisi (U)

Energi potensial

Energi radiasi

Energi termal

Entalpi

Entalpi pelarutan (ΔH_lar)

Entalpi reaksi (ΔH^o_rx)

Entalpi reaksi standar (ΔH^o_rx)

Entalpi pembentukan Standar (ΔH^o_f)

Fungsi keadaan

Hukum Hess

Hukum kekekalan energi

Hukum pertama termodinamika

Kalor

Kalor hidrasi (ΔH_hidr)

Kalor jenis (s)

Kalor pengenceran

Kalorimetri

Kapasitas kalor

Keadaan sistem

Keadaan standar

Kerja

Lingkungan

Persamaan termokimia

Proses eksotermis

Proses endotermis

Sistem

Sistem terbuka

Sistem terisolasi

Sistem tertutup

Termodinamika

Termokimia

Ringkasan Pengetahuan Faktual Dan Konseptual 6

1. Energi adalah kapasitas untuk melakukan kerja. Ada banyak bentuk energi dan semuanya dapat saling menukar. Hukum kekekalan energi menyatakan bahwa jumlah total energi di alam semesta adalah tetap.
2. Sebuah proses yang melepaskan kalor ke lingkungan adalah eksotermis; sebuah proses yang menyerap kalor dari lingkungan adalah endotermis.
3. Keadaan sistem didefinisikan oleh sifat seperti komposisi, volume, suhu, dan tekanan. Sifat-sifat ini disebut fungsi keadaan.
4. Perubahan fungsi keadaan untuk sistem hanya bergantung pada keadaan awal dan akhir dari sistem, dan bukan pada jalan dimana perubahan dicapai. Energi adalah fungsi keadaan; kerja dan kalor bukan.
5. Energi dapat diubah dari satu bentuk ke bentuk lainnya, tetapi tidak dapat diciptakan ataupun dimusnahkan (hukum pertama termodinamika). Dalam kimia kita menaruh perhatian terutama pada energi termal, energi listrik, dan energi mekanik, yang biasanya berhubungan dengan kerja tekanan-volume.
6. Entalpi adalah fungsi keadaan. Perubahan entalpi (ΔH) adalah sama dengan ΔE + PΔV untuk proses tekanan tetap.
7. Perubahan entalpi (ΔH, biasanya diberikan dalam kilojoule) adalah ukuran dari kalor reaksi (atau proses lain) pada tekanan tetap.
8. Volume tetap dan tekanan tetap kalorimeter digunakan untuk mengukur perubahan kalor yang terjadi pada proses fisika dan kimia.
9. Hukum Hess menyatakan bahwa perubahan entalpi keseluruhan reaksi adalah sama dengan jumlah perubahan entalpi untuk langkah-langkah individu dalam keseluruhan reaksi.
10. Entalpi standar reaksi dapat dihitung dari entalpi standar pembentukan reaktan dan produk.
11. Kalor dari larutan senyawa ionik di dalam air adalah jumlah energi kisi senyawa dan kalor hidrasi. Besaran relatif dari dua kuantitas menentukan apakah proses pelarutan adalah endotermis atau eksotermis. Kalor pengenceran adalah kalor yang diserap atau dilepas bila larutan diencerkan

Rumus Penting 6

ΔE = q + w  merupakan pernyataan matematis dari hukum pertama termodinamika.

w = -PΔV untuk menghitung kerja yang dilakukan dalam ekspansi gas atau kompresi gas

H = E + PV merupakan definisi matematis entalpi

ΔH = ΔE + PΔV untuk menghitung perubahan entalpi (atau energi) untuk proses tekanan tetap.

C = ms merupakan definisi matematis kapasitas kalor

q = msΔt untuk menghitung perubahan kalor dalam hal kalor jenis.

q = CΔT untuk menghitung perubahan kalor dalam hal kapasitas kalor.

ΔH^o_rx = ΣnΔH^o_f(produk) – ΣmΔH^o_f(reaktan) untuk menghitung perubahan entalpi standar reaksi.

ΔH_lar = U + ΔH_hidr  untuk menghitng perubahan entalpi larutan kontribusi dari energi kisi dan hidrasi.

Bagaimana Kumbang Pertahankan Dirinya?

Teknik bertahan hidup dari serangga dan binatang kecil di lingkungan yang sangat kompetitif mengambil banyak bentuk. Misalnya, bunglon telah mengembangkan kemampuan untuk mengubah warna untuk mencocokkan lingkungan mereka dan kupu-kupu Limenitis telah berkembang menjadi bentuk yang meniru racun dan menyenangkan-mencicipi kupu-kupu raja (Danaus). Mekanisme pertahanan kurang pasif digunakan oleh kumbang bombardier (Brachinus), yang mengusir predator dengan "semprotan kimia."

Kumbang bombardier atau pengebom memiliki sepasang kelenjar di ujung abdomennya. Setiap kelenjar terdiri dari dua kompartemen. Kompartemen bagian dalam berisi larutan hidroquinon dan hidrogen peroksida, dan kompartemen luar memegang campuran enzim. (Enzim adalah molekul biologis yang dapat mempercepat reaksi.) Ketika terancam, kumbang meremas beberapa cairan dari kompartemen bagian dalam ke dalam kompartemen luar, di mana, di hadapan enzim, reaksi eksoterm terjadi:

(a) C₆H₄(OH)₂(aq) + H₂O₂(aq) → C₆H₄O₂(aq) + 2H₂O(l)

Untuk memperkirakan kalor reaksi, mari kita perhatikan langkah-langkah berikut:(b) C₆H₄(OH)₂(aq) →  C₆H₄O₂(aq) + H2(g) ΔH^o = 177 kJ/mol
(c) H₂O₂(aq) → H₂O(l) + ¹/₂O₂(g)                 ΔH^o = -94,6 kJ/mol
(d) H₂(g) + ¹/₂O₂(g) → H₂O(l)                      ΔH^o = -286 kJ/mol

Mengingat hukum Hess, kita menemukan bahwa kalor reaksi untuk (a) merupakan jumlah dari (b), (c), dan (d)

ΔH^o_a = ΔH^o_b + ΔH^o_c + ΔH^o_d
         = (177 - 94,6 - 286) kJ/mol
         = -204 kJ/mol

Jumlah besar kalor yang dihasilkan cukup untuk membawa campuran ke titik didihnya. Dengan memutar ujung perutnya, kumbang dapat dengan cepat melepaskan uap dalam bentuk kabut halus menuju predator tanpa curiga. Selain efek termal, kuinon juga bertindak sebagai penolak serangga dan hewan lainnya. Seekor kumbang pengebom membawa cukup reagen untuk menghasilkan 20 sampai 30 pembuangan secara berurutan, masing-masing dengan ledakan yang terdengar.

Nilai Energi Pembakaran Makanan dan Pembakaran Lainnya

Pembakaran Mmakanan atau bahan makanan adalah sumber energi tubuh kita. Makanan yang kita makan dipecah, atau dimetabolisme, secara bertahap oleh sekelompok molekul biologis yang kompleks yang disebut enzim. Sebagian besar energi yang dilepaskan pada setiap tahap ditangkap untuk mempertahankan fungsi dan pertumbuhan sel. Salah satu aspek yang menarik dari metabolisme adalah bahwa perubahan keseluruhan energi adalah sama dengan pembakarannya. Misalnya, total perubahan entalpi untuk konversi glukosa (C₆H₁₂O₆) menjadi karbon dioksida dan air adalah sama entahkah kita membakar zat dengan oksigen atau mencernanya dalam tubuh kita:

C₆H₁₂O₆(s) + 6O₂(g) → 6CO₂(g) + 6H₂O(l)    ΔH = -2801 kJ/mol

Perbedaan penting antara metabolisme dan pembakaran adalah bahwa yang terakhir biasanya satu langkah, proses suhu tinggi. Akibatnya, banyak energi yang dilepaskan oleh pembakaran hilang ke lingkungan.

Berbagai makanan memiliki komposisi yang berbeda dan isi energinya juga berbeda. Kandungan energi dari makanan umumnya diukur dalam kalori. Kalori (kal) adalah satuan non-SI energi yang setara dengan 4,184 J:

1 kal = 4,184J

Dalam konteks gizi, namun, kalori yang kita bicarakan (kadang-kadang ditulis "C besar") sebenarnya sama dengan kilokalori; itu adalah,

1 Cal = 1kkal = 1000 kal = 4184J

Kalorimeter bom yang dijelaskan dalam Bagian 6.5 cocok untuk mengukur kandungan energi, atau "nilai bahan bakar," makanan. nilai bahan bakar hanya entalpi pembakaran (lihat tabel). Untuk dianalisis dalam kalorimeter bom, makanan harus dikeringkan terlebih dulu karena sebagian besar makanan mengandung cukup banyak air. Karena komposisi makanan tertentu sering tidak diketahui, Nilai bahan bakar dinyatakan dalam kJ/g daripada kJ/mol

Membuat Salju

Banyak fenomena dalam kehidupan sehari-hari dapat dijelaskan dengan hukum pertama termodinamika. Di sini kita akan membahas dua contoh menarik bagi pecinta alam.

Membuat Salju
Jika Anda adalah seorang pemain ski, Anda mungkin telah meluncur di atas salju buatan. Bagaimana hal ini dibuat dalam jumlah yang cukup besar untuk memenuhi kebutuhan pemain ski pada hari-hari tidak bersalju? Rahasia snowmaking dalam persamaan ΔE = q + w. Sebuah mesin snowmaking berisi campuran udara terkompresi dan uap air pada sekitar 20 atm. Karena perbedaan besar dalam tekanan antara tangki dan suasana luar, ketika campuran disemprotkan ke dalam atmosfer mengembang begitu cepat sehingga, sebagai pendekatan yang baik, tidak ada pertukaran panas terjadi antara sistem (udara dan air) dan lingkungan sekitarnya; yaitu, q = 0. (Dalam termodinamika, proses seperti ini disebut proses adiabatik.) Dengan demikian, kita menulis

ΔE = q + w = w

Karena sistem tidak bekerja pada lingkungan, w adalah kuantitas negatif, dan ada penurunan energi sistem.

Energi kinetik adalah bagian dari total energi dari sistem. Dalam Bagian 5.7 kita melihat bahwa energi kinetik rata-rata gas berbanding lurus dengan suhu mutlak [Persamaan (5.15)]. Ini mengikuti, karena itu, bahwa perubahan energi ΔE diberikan oleh

ΔE = C ΔT

di mana C adalah konstanta proporsionalitas. Karena ΔE negatif, ΔT juga harus negatif, dan inilah efek pendinginan (atau penurunan energi kinetik dari molekul air) yang bertanggung jawab untuk pembentukan salju. Meskipun kita hanya perlu air untuk membentuk salju, adanya udara, yang juga mendinginkan ekspansi, membantu menurunkan suhu uap air.

Gambar 13. Mesin snowmaking sedang beroperasi.

6.7 Kalor Larutan dan Pengenceran

Meskipun sejauh ini telah berfokus pada pengaruh energi panas yang dihasilkan dari reaksi kimia, sebagian proses fisika, seperti mencairnya es atau kondensasi uap, juga melibatkan penyerapan atau pelepasan kalor. Perubahan entalpi juga terjadi ketika suatu zat terlarut larut dalam pelarut atau ketika larutan diencerkan. Sekarang perhatikan dua proses fisika terkait dengan ini, yang melibatkan kalor larutan dan pengenceran.

Dalam sebagian besar kasus, melarutkan zat terlarut dalam pelarut menghasilkan perubahan kalor yang dapat diukur. Pada tekanan tetap, perubahan kalor adalah sama dengan perubahan entalpi. Kalor larutan, atau entalpi larutan (ΔH_lar) adalah kalor yang dihasilkan atau diserap ketika sejumlah zat terlarut larut dalam sejumlah pelarut. Kuantitas ΔH_lar merupakan selisih antara entalpi larutan akhir dan entalpi komponen awal (yaitu, zat terlarut dan pelarut) sebelum dicampur. Sehingga,

ΔH_lar = H_lar - H_komp

Baik H_lar atau H_komp (komponen) tidak dapat diukur, tetapi perbedaannya (ΔH_lar) dapat segera ditentukan dalam kalorimeter tekanan tetap. Seperti perubahan entalpi lainnya, ΔH_lar positif untuk proses endotermis (menyerap kalor) dan negatif untuk proses eksotermis (melepas kalor).

Gambar 6.11 Proses larutan NaCl. Proses ini dapat dianggap terjadi dalam dua langkah yang terpisah: (1) pemisahan ion dari keadaan kristal menjadi gas dan (2) hidrasi ion gas. Kalor pelarutan adalah sama dengan perubahan energi untuk kedua langkah ini, ΔH_lar = U + ΔH_hidr.

Perhatikan kalor larutan dari sebuah proses di mana sebuah senyawa ionik adalah zat terlarut dan air adalah pelarut. Misalnya, apa yang terjadi ketika padatan NaCl larut dalam air? Dalam NaCl padat, ion-ion Na⁺ dan Cl⁻ berikatan bersama oleh gaya (elektrostatik) positif-negatif, tetapi ketika kristal kecil NaCl larut dalam air, jaringan tiga dimensi dari ion terurai menjadi satuan individu. (Struktur NaCl padat ditunjukkan pada Gambar 6.11). Pemisahan ion Na⁺ dan Cl⁻ distabilkan dalam larutan oleh interaksi ion-ion dengan molekul air (lihat Gambar 6.12). Ion ini dikatakan terhidrasi. Dalam air hal ini memainkan peran mirip dengan isolator listrik yang baik. molekul air melindungi ion (Na⁺ dan Cl⁻) dari satu sama lain dan secara efektif mengurangi daya tarik elektrostatik yang menahan keduanya saat dalam keadaan padat. Kalor dari larutan didefinisikan oleh proses berikut:

NaCl(s) + H₂O(l) → Na⁺(aq) + Cl⁻(aq)  ΔHlar=?

Gambar 6.12. Hidrasi ion Na⁺ dan Cl^-

Melarutkan senyawa ionik seperti NaCl dalam air melibatkan interaksi kompleks antara zat terlarut dan spesi pelarut. Namun, untuk tujuan analisis kita dapat membayangkan bahwa proses larutan berlangsung dalam dua langkah terpisah, diilustrasikan pada Gambar 6.11. Pertama, ion Na⁺ dan Cl⁻ dalam kristal padat dipisahkan dari satu sama lain dan diubah menjadi gas:

energi + NaCl(s) → Na⁺(g) + Cl⁻(g)

Energi yang dibutuhkan untuk sepenuhnya memisahkan satu mol senyawa ionik padat menjadi ion-ion gas disebut energi kisi (U). Energi kisi NaCl adalah 788 kJ/mol. Dengan kata lain, kita perlu untuk memasok 788 kJ energi untuk memecah 1 mol NaCl padat menjadi 1 mol ion Na⁺ dan 1 mol ion Cl⁻ gas.

Selanjutnya, ion "gas" Na⁺ dan Cl⁻ masuk ke air dan menjadi terhidrasi:

Na⁺(g) + Cl⁻(g) + H₂O(l) → Na⁺(aq) + Cl⁻(aq) + energi

Perubahan entalpi yang berhubungan dengan proses hidrasi disebut kalor hidrasi, ΔHhidr (kalor hidrasi adalah kuantitas negatif untuk kation dan anion). Menerapkan hukum Hess, adalah mungkin untuk mempertimbangkan ΔHlar sebagai jumlah dari dua kuantitas terkait, energi kisi (U) dan kalor hidrasi (ΔHhidr), seperti yang ditunjukkan pada Gambar 6.11:

ΔH_lar = U + ΔH_hidr

sehingga

NaCl(s) → Na⁺(g) + Cl^-(g)                                       U = 788kJ/mol
Na⁺(g) + Cl^-(g) + H₂O(l) → Na⁺(aq) + Cl^-(aq)    ΔH_hidr = -784kJ/mol
____________________________________________________________+
NaCl(s) + H₂O(l) → Na⁺(aq) + Cl^-(aq)                 ΔH_lar = 4kJ/mol

Jadi, ketika 1 mol NaCl dilarutkan dalam air, 4 kJ kalor akan diserap dari lingkungan. Kita akan mengamati pengaruh ini dengan mencatat bahwa gelas yang berisi larutan menjadi sedikit lebih dingin. Tabel 6.5 daftar ΔH_lar dari beberapa senyawa ionik. Tergantung pada sifat dari kation dan anion yang terlibat, ΔH_lar untuk senyawa ionik dapat bertanda negatif (eksotermis) atau positif (endotermis).

Kalor Pengenceran

Ketika larutan yang disiapkan sebelumnya diencerkan, yaitu, jika pelarut berlebih ditambahkan untuk menurunkan konsentrasi keseluruhan zat terlarut, kalor biasanya dilepas atau diserap. Kalor pengenceran adalah perubahan kalor yang terkait dengan proses pengenceran. Jika proses pelarutan tertentu adalah endoterm dan larutan selanjutnya diencerkan, kalor akan diserap oleh larutan yang sama dari lingkungan. Kebalikannya berlaku untuk larutan eksoterm kalor akan dibebaskan jika pelarut berlebih ditambahkan untuk mengencerkan larutan. Oleh karena itu, selalu berhati-hati ketika bekerja pada prosedur pengenceran di laboratorium. Karena kalor pengenceran yang sangat eksoterm, misalnya asam sulfat (H₂SO₄) pekat menimbulkan masalah sangat berbahaya jika konsentrasinya harus dikurangi dengan mencampurnya dengan air tambahan. H₂SO₄ pekat terdiri dari 98 persen asam dan 2 persen air berdasarkan massa. Mencampurnya dengan air melepaskan sejumlah besar kalor ke lingkungan. Proses ini sangat eksotermis bahwa kita tidak harus mencoba untuk mengencerkan asam pekat dengan menambahkan air untuk itu. Kalor yang dihasilkan bisa menyebabkan larutan asam mendidih dan memercikan larutan. Prosedur yang direkomendasikan adalah dengan menambahkan asam pekat perlahan (bisa melalui dinding tabung/gelas tetes demi tetes) ke air (sambil terus diaduk).

6.6 Entalpi Reaksi dan Entalpi Pembentukan Standar

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 ΔHº_f dapat lihat pada Data Termodinamika.) Perhatikan bahwa meskipun keadaan standar tidak menentukan suhu, kita selalu akan menggunakan nilai ΔHº_f 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,

ΔHº­rx = ΔHº­f (CO₂,g) = -393,5kJ/mol

atau
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

(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, ΔH^o­_f(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.

Gambar 6.10. Perubahan entalpi untuk pembentukan 1 mol CO₂ dari grafit dan O₂ dapat dipecah menjadi dua langkah menurut hukum Hess.

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

Reaksi termit melibatkan aluminium dan besi (III) oksida

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

ΔH^o­_rx = [ΔH^o­_f (Al₂O₃) + 2ΔH^o­_f (Fe)] - [2ΔH^o­_f (Al) + ΔH^o­_f (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.