Setiap Reaksi Memiliki “Sidik Jari” Energinya
Bayangkan setiap reaksi kimia memiliki kartu identitas.
Pada kartu tersebut tertulis:
- jenis reaksi,
- zat yang bereaksi,
- dan nilai ΔH.
Karena pereaksi dan produk berbeda-beda, maka perubahan energi yang terjadi juga berbeda.
Inilah sebabnya setiap reaksi mempunyai nilai ΔH yang khas.
Mengapa Harus Ada Kondisi Standar?
Misalkan satu laboratorium mengukur ΔH pada suhu 25°C, sedangkan laboratorium lain mengukurnya pada suhu 40°C.
Hasilnya bisa berbeda.
Agar seluruh ilmuwan dapat membandingkan data dengan adil, digunakan kondisi standar, yaitu:
- suhu 25°C (298 K);
- tekanan 1 bar;
- larutan dengan konsentrasi 1 mol/L (untuk zat terlarut).
Nilai ΔH yang diukur pada kondisi ini disebut perubahan entalpi standar (ΔH°).
Beberapa Jenis Perubahan Entalpi Standar
1. Entalpi Pembentukan Standar (ΔH°f)
Perubahan entalpi ketika 1 mol senyawa terbentuk dari unsur-unsurnya dalam keadaan standar.
Contoh:
H2(g)+ 1/2 O2(g)→H2O(l)
2. Entalpi Pembakaran Standar (ΔH°c)
Perubahan entalpi ketika 1 mol zat dibakar sempurna oleh oksigen.
Contoh:
CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l)
3. Entalpi Penetralan Standar (ΔH°n)
Perubahan entalpi ketika asam dan basa bereaksi menghasilkan 1 mol air.
Contoh:
HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l)
Untuk asam kuat dan basa kuat, nilainya hampir selalu sekitar −57 kJ/mol.
Mengapa Nilainya Berbeda?
Setiap reaksi melibatkan:
- jenis ikatan yang berbeda;
- jumlah ikatan yang berbeda;
- produk yang berbeda.
Karena itu, energi yang diperlukan dan energi yang dilepaskan juga berbeda.
Inilah penyebab setiap reaksi memiliki ΔH yang khas.