Sejauh ini kita telah belajar bahwa kita dapat menentukan perubahan entalpi yang menyertai reaksi dengan mengukur kalor yang diserap atau dilepaskan (pada tekanan tetap). Dari Persamaan (9) kita melihat bahwa ΔH juga dapat dihitung jika kita ketahui 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 yang sewenang-wenang dapat ditentukan. Masalah ini mirip dengan salah satu yang ahli geografi hadapi 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 laut, referensi yang sewenang-wenang dengan ketinggian didefinisikan dari "nol" meter atau kaki. Demikian pula, ahli kimia telah menyepakati sebuah titik referensi yang sewenang-wenang untuk entalpi.
Istilah "permukaan laut" titik referensi untuk semua ungkapan entalpi disebut standar entalpi pembentukan (ΔHof). Zat dikatakan dalam keadaan standar pada 1 atm, maka istilah "standar entalpi." diberi subskrip "°" merupakan keadaan standar (1 atm), dan subscript "f" singkatan formasi. Dengan konvensi, standar entalpi pembentukan atau sering disebut dengan entalpi pembentukan standar dari setiap elemen 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 25°C, jadi kita harus ΔHof (C, grafit) = 0 dan ΔHof(C, intan) = 1,90 kJ/mol. Berdasarkan referensi ini untuk unsur, kita sekarang dapat definisikan entalpi standar pembentukan senyawa sebagai perubahan kalor yang terjadi ketika 1 mol senyawa yang terbentuk dari unsur-unsur pada tekanan 1 atm. Tabel 4 menunjukkan daftar entalpi pembentukan standar untuk sejumlah unsur dan senyawa. (Untuk daftar yang lebih lengkap nilai ΔHof lihat Data Termodinamika. Perhatikan bahwa meskipun keadaan standar tidak menentukan suhu, kita selalu akan menggunakan nilai ΔHof yang diukur pada 25°C untuk diskusi kita karena sebagian data termodinamika yang dikumpulkan pada suhu ini.
Pentingnya entalpi pembentukan standar adalah bahwa sekali kita ketahui nilai-nilainya, kita dapat dengan mudah menghitung entalpi standar reaksi, ΔHorx, didefinisikan sebagai entalpi reaksi yang dilakukan pada 1 atm. Sebagai contoh, perhatikan reaksi hipotetis
aA + bB à cC + dD
dimana a, b, c, dan d adalah koefisien stoikiometri. Untuk reaksi ini ΔHorx diberikan oleh
Kita dapat menggeneralisasi Persamaan (17) sebagai
ΔHorx = ΣnΔHof (produk) - ΣmΔHof (reaktan) (persamaan 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 (18) dalam menghitung ΔHorx, kita harus mengetahui nilai ΔHof dari senyawa yang mengambil bagian dalam reaksi. Nilai-nilai ini dapat ditentukan dengan menggunakan metode langsung atau metode tidak langsung.
Metode Langsung
Metode ini mengukur ΔHof bekerja untuk senyawa yang dapat dengan mudah disintesis dari unsur-unsurnya. Misalkan kita ingin mengetahui entalpi pembentukan karbon dioksida. Kita harus mengukur entalpi reaksi ketika karbon (grafit) dan molekul oksigen pada keadaan standar dikonversi menjadi karbon dioksida dalam keadaan standar:
C(grafit) + O2(g) à CO2 ΔHorx = -393,5kJ/mol
Kita ketahui dari pengalaman bahwa pembakaran ini mudah berjalan sampai selesai. Jadi, dari Persamaan (18) kita dapat menulis
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 kita sewenang-wenang menetapkan nol ΔHof untuk setiap unsur dalam bentuk yang paling stabil pada keadaan standar tidak mempengaruhi perhitungan kita dengan cara apapun. Ingat, di kimia kalor kita hanya memperhatikan pada perubahan entalpi karena perubahannya dapat ditentukan secara eksperimental sedangkan nilai entalpi mutlak tidak bisa. Pilihan nol "tingkat referensi" untuk entalpi membuat perhitungan lebih mudah untuk ditangani. Sekali lagi mengacu pada ketinggian analogi terestrial, kita menemukan 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) à SF6(g)
P4(putih) + 5O2(g) à P4O10(s)
C(grafit) + 2S(rombik) à 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, ΔHof 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 dikonversi menjadi produk, perubahan entalpi adalah sama entahkah reaksi berlangsung dalam satu langkah atau dalam serangkaian langkah-langkah. Dengan kata lain, jika kita bisa memecah reaksi yang kita inginkan menjadi serangkaian reaksi yang ΔHorx nya dapat diukur, kita dapat menghitung ΔHorx untuk reaksi keseluruhan. Hukum Hess didasarkan pada kenyataan bahwa karena H adalah fungsi keadaan, ΔH hanya bergantung pada keadaan awal dan 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 kita pergi dari lantai pertama ke lantai enam sebuah gedung dengan lift. Nilai energi potensial gravitasi kita (yang sesuai dengan perubahan entalpi keseluruhan proses) adalah sama entahkah kita pergi langsung ke sana atau berhenti di setiap lantai di jalan menuju lantai enam (memecah perjalanan menjadi serangkaian langkah-langkah).
Katakanlah kita tertarik pada entalpi pembentukan standar karbon monoksida (CO). Kita mungkin mewakili reaksi sebagai
C(grafit) + 1/2O2(g) à CO(g)
Namun, pembakaran grafit juga menghasilkan beberapa karbon dioksida (CO2), sehingga kita tidak bisa mengukur perubahan entalpi untuk CO secara langsung seperti yang ditunjukkan. Sebaliknya, kita harus menggunakan cara tidak langsung, berdasarkan hukum Hess. Hal ini dimungkinkan untuk melaksanakan dua reaksi yang terpisah berikut, yang melakukan proses sampai selesai:
(a) C(grafit) + O2(g) à CO2(g) ΔHorx = -393,5kJ/mol
(b) CO(g) + 1/2O2(g) à CO2(g) ΔHorx = -283,0kJ/mol
Pertama, kita membalikkan Persamaan (b) untuk mendapatkan
(c) CO2(g) à CO(g) + 1/2O2(g) ΔHorx = +283,0kJ/mol
Karena persamaan kimia dapat ditambahkan dan dikurangi seperti persamaan aljabar, kita melaksanakan operasi (a) + (c) dan memperoleh
(a) C(grafit) + O2(g) à CO2(g) ΔHorx = -393,5kJ/mol
(c) CO2(g) à CO(g) + 1/2O2(g) ΔHorx = +283,0kJ/mol
_________________________________________________+
(d) C(grafit) + 1/2O2(g) à 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 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 spesies 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.
Kita dapat menghitung entalpi reaksi dari nilai-nilai ΔHof, seperti yang ditunjukkan pada Contoh 10
Contoh 10
Reaksi termit melibatkan aluminium dan besi (III) oksida
2Al(s) + Fe2O3(s) à Al2O3(s) + 2Fe(l)
Reaksi ini sangat eksotermik dan besi cair yang terbentuk digunakan untuk logam las. Hitunglah panas yang dilepaskan dalam kilojoule per gram dari Al yang bereaksi dengan Fe2O3. ΔHof untuk Fe(l) adalah 12,40 kJ/mol.
Strategi
Entalpi reaksi adalah perbedaan antara jumlah dari entalpi produk dan jumlah entalpi reaktan. Entalpi setiap spesies (reaktan atau produk) yang diberikan oleh koefisien stoikiometrinya kali entalpi pembentukan standar spesies.
Penyelesaian
Menggunakan nilai ΔHof yang diberikan untuk Fe(l) dan nilai ΔHof lainnya pada Data Termodinamika dan Persamaan (18), kita menulis
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 selama dua mol Al bereaksi. Kita menggunakan 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 eksotermis reaksi? Sebagai pemeriksaan cepat, kita melihat bahwa 2 mol Al memiliki berat sekitar 54 g dan memberikan sekitar 823 kJ kalor ketika 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