Referensi: Entalpi Pembentukan Standar (kJ/mol, 298 K)
| Senyawa | ΔH°f | Senyawa | ΔH°f | Senyawa | ΔH°f |
|---|
| H₂O(l) | -285.8 | CO₂(g) | -393.5 | CH₄(g) | -74.8 |
| H₂O(g) | -241.8 | CO(g) | -110.5 | C₂H₆(g) | -84.7 |
| NH₃(g) | -45.9 | NO(g) | +90.3 | C₂H₄(g) | +52.3 |
| HCl(g) | -92.3 | NO₂(g) | +33.2 | C₂H₂(g) | +226.7 |
| NaCl(s) | -411.2 | SO₂(g) | -296.8 | C₆H₆(l) | +49.0 |
| CaO(s) | -635.1 | SO₃(g) | -395.7 | CH₃OH(l) | -238.7 |
| CaCO₃(s) | -1206.9 | H₂SO₄(l) | -814.0 | C₂H₅OH(l) | -277.7 |
Energi Ikatan (kJ/mol): H-H 436, C-H 413, C-C 348, C=C 614, C≡C 839, O-H 463, C-O 358, C=O 799, Cl-Cl 243, H-Cl 431, N≡N 941, O=O 498, N-H 391.
Apa itu termokimia?
Termokimia adalah pembukuan energi untuk reaksi kimia: ke mana energi pergi, dalam jumlah berapa, dan menurut jadwal apa. Mata uang utamanya adalah kalor (q, joule), diukur dengan membiarkan reaksi berlangsung di dalam kalorimeter dan mengamati massa air yang diketahui berubah suhunya. Aturan induknya adalah Hukum Pertama — energi kekal, tidak pernah tercipta atau musnah, hanya berpindah antara ikatan kimia dan lingkungan — dan semua yang ada di halaman ini (kalor jenis, hukum Hess, entalpi pembentukan, energi bebas Gibbs) adalah hukum yang sama dengan topi berbeda.
Satu aturan yang perlu diingat: entalpi adalah fungsi keadaan — ia hanya bergantung pada keadaan awal dan akhir, tidak pernah pada jalur di antaranya. Sifat tunggal itulah yang membuat hukum Hess sah dan seluruh tabel referensi di bawah dapat digunakan.
Kalor versus suhu
Suhu mengukur getaran rata-rata molekul; kalor adalah energi total yang berpindah ketika getaran itu berubah. Panel Kalor Jenis memakai q = mcΔT untuk mengonversi di antara keduanya: sampel memanaskan 100 g air (c = 4,184 J/g·°C) dari 20 °C ke 80 °C, membutuhkan q = 100 × 4,184 × 60 = 25104 J = 25,104 kJ, diserap secara endotermik. Kalor jenis air yang sangat besar adalah alasan air menjadi pendingin pilihan dan roda gila iklim: joule yang akan mengayunkan suhu panci logam secara liar hampir tidak menggerakkan ketel. Kalor jenis air yang besar itu adalah ikatan hidrogen yang bekerja: setiap joule harus sebagian membuka jaringan terlebih dahulu sebelum molekul dapat bergerak lebih cepat.
Memutus ikatan memerlukan biaya, membentuk ikatan menghasilkan
Perubahan entalpi reaksi hanyalah selisih pembukuan: ΔH ≈ ΣBE(putus) − ΣBE(terbentuk). Memutus ikatan H–H (436) dan Cl–Cl (243) memerlukan 679 kJ/mol; membentuk dua ikatan H–Cl (masing-masing 431) mengembalikan 862 kJ/mol; sampel panel Energi Ikatan menghasilkan −183 kJ/mol bersih, eksotermik — H2 + Cl2 → 2HCl melepaskan kalor karena produk menahan atom-atomnya lebih erat daripada pereaksi. Konvensi tanda bersifat universal: ΔH negatif berarti sistem melepaskan kalor (eksotermik, seperti pembakaran), positif berarti menyerap (endotermik, seperti es mencair).
Hukum Hess dan entalpi pembentukan
Karena entalpi adalah fungsi keadaan, reaksi apa pun boleh dibangun dari tangga langkah yang diketahui dan entalpinya dijumlahkan — jumlahnya tidak bergantung pada jalur. Pembukuannya distandarkan melalui entalpi pembentukan standar, ΔH°f: entalpi untuk membuat satu mol senyawa dari unsur-unsurnya dalam keadaan standar, yang membuat nilai setiap unsur sendiri nol menurut definisi. Sampel panel Pembentukan adalah arketipenya: C(s) + O2(g) → CO2(g) adalah (0 + 0) di kiri dan −393,5 di kanan, sehingga ΔH°rxn = −393,50 kJ/mol — tabel referensi di atas disediakan untuk jenis penjumlahan persis ini: produk dikurangi pereaksi, masing-masing dikalikan koefisien stoikiometrinya.
Entropi: menghitung susunan
Entropi (S) menghitung berapa banyak susunan mikroskopis yang dimiliki suatu keadaan — gas mengalahkan cairan, yang mengalahkan kristal; campuran mengalahkan zat murni. Hukum Kedua menuntut bahwa entropi alam semesta meningkat dalam setiap proses spontan, yang terbagi rapi: ΔSsemesta = ΔSsistem + ΔSlingkungan, dengan bagian lingkungan ΔSlingkungan = −ΔH/T — reaksi eksotermik menyebarkan kalor ke lingkungan dan menaikkan entropinya. Sampel panel Entropi: eksotermik −100 kJ/mol pada 298 K menuangkan +335,570 J/mol·K ke lingkungan; dengan ΔSsistem = 150, alam semesta bertambah 485,570 J/mol·K dan prosesnya spontan.
Energi bebas Gibbs: vonisnya
J. Willard Gibbs melipat kedua buku menjadi satu angka: ΔG = ΔH − TΔS. Sampel panel Gibbs menjalankan reaksi yang menguntungkan tetapi berantakan — ΔH = −100 kJ/mol, ΔS = −50 J/mol·K pada 298 K — dan menghasilkan ΔG = −100 − 298(−0,05) = −85,10 kJ/mol, spontan. Keempat kombinasi tanda layak dihafal: eksotermik + entropi naik selalu spontan; endotermik + entropi turun tidak pernah; dua kasus campuran bergantung pada suhu, itulah sebabnya es mencair hanya di atas 273 K (TΔS melampaui ΔH). Pada kesetimbangan ΔG = 0, dan energi bebas standar terhubung ke konstanta kesetimbangan melalui ΔG° = −RT ln K.
Kesalahpahaman umum
- Eksotermik berarti spontan. Tidak: buku entropi juga harus seimbang. Melarutkan banyak garam bersifat endotermik namun spontan, karena kenaikan ketidakteraturan membayar tagihannya.
- Kalor dan suhu adalah hal yang sama. Bak mandi pada 30 °C menyimpan jauh lebih banyak kalor daripada cangkir pada 90 °C; q = mcΔT menyatakan bahwa massa dan kapasitas kalor ikut memberi suara.
- Membentuk ikatan memerlukan energi. Justru sebaliknya: pembentukan ikatan selalu melepaskan energi — energi yang dilepaskan itulah tepatnya yang dicairkan reaksi eksotermik.
- Energi ikatan memprediksi ΔH dengan tepat. Itu rata-rata dari banyak molekul; tanda ≈ pada rumus panel itu jujur. Entalpi pembentukan adalah alat yang tepat.
Alat terkait: Kesetimbangan Kimia (tempat ΔG° bertemu K), Hukum Gas (kerja PΔV yang dipertukarkan kalor), dan Kinetika (spontan tidak sama dengan cepat).
