1. Entalpi adalah kandungan kalor sistem dalam tekanan tetap, sedangkan perubahan entalpi adalah selisih antara entalpi akhir dan awal. 2. Terdapat beberapa jenis perubahan entalpi seperti pembentukan, pembakaran, netralisasi, dan lainnya. 3. Perubahan entalpi dapat ditentukan berdasarkan energi ikatan dan hukum Hess.

1. Entalpi dan Perubahan Entalpi
1. Pengertian Entalpi
Entalpi adalah kandungan kalor sistem dalam tekanan tetap. Entalpi di lambangkan
dengan H, sedangkan perubahan entalpi adalah selisih antara entalpi akhir dan entalpi awal di
simbolkan dengan dengan DH.
ΔH = Hakhir – Hmula-mula
Walaupun ini merupakan definisi yang biasa dari DH, keadaan entalpi H, mula-mula dan
akhir (yang sebenarnya berhubungan dengan jumlah energi yang adapada keadaan ini) tidak
dapat di ukur. Ini di sebabkan jumlah energi total dari sistem adalah jumlah dari semua energi
kinetik dan energi potensialnya. Jumlah energi total ini tidak dapat di ketahui karena kita
tidak dapat mengetahui secara pasti berapa kecepatan pergerakan molekul-molekul dari
sistem dan juga beberapa gaya tarik menarik dan tolak menolak antara molekul dalam sistem
tersebut. Bagaimanapun, defenisi di atas sangat penting karena telah menegakan tanda
aljabar DHeksoterm dan endoterm. Perubahan eksoterm, Hakhir lebih kecildari Hmula-mula. Jadi
harga DH adalah negatif. Dengan analisis yang sama, kita mendapatkan bahwa
harga DH untuk perubahan endoterm adalah positif. (Brady, Kimia Universitas Asas &
Struktur. Hal. 274)
Jika reaksi kimia meningkatkan panas, sistem kehilangan panas dan panas tersebut
hilang pada tekanan konstan adalah berkurangnya dalam entalpi (DH<0). Reaksi seperti itu
dengan DH negatif adalah eksotermik. Pembakaran etama adalah reaksi eksotermis yang
sangat kuat ;
CH4 (g) + O2 (l) --> CO2(g) + 2H2O (l) DH < 0, eksotermis
Hasil reaksi ini memberikan entalpi lebih rendah daripada reaktan. Dalam reaksi endotermis,
panas di serap oleh reaksi dari lingkungan, membuat DH bernilai positif. Sebagai contoh
reaksi endotermis adalah pembentukan nitrogen oksida dari unsurnya.
N2 (g) + 2 O2 (g) -->2NO2 (g) DH > 0, endotermis
(Widi Prasetiawan, Kimia Dasar 1. Hal.97)
Proses Eksoterm dan Endoterm

2. Hukum pertama termodinamika menunjukan bahwa perubahan energi dalam (ΔU) tidak
dapat diukur, tetapi dapat di hitung dari nilai kalor (q) dan kerja (w). (syukri, Kimia Dasar 1.
Hal79)
Jika kalor yang menyertai perubahan pada volume tetap adalah ΔU maka kalor pada tekanan
tetap adalah ΔH. Hubungan antara energi dalam dan entalpi adalah :
ΔH = ΔU + Δ(PV), dapat di tuliskan H = U + PV
(Olimpiade kimia SMA. Hal 63)
1. Jenis-Jenis Perubahan Entalpi
a. Perubahan Entalpi Pembentukan Standar (ΔH o f) = kalor pembentukan
Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada pembentukan 1 mol senyawa dari unsur-
unsurnya pada suhu dan tekanan standar ( 25 o
C, 1 atm ). Entalpinya
bisa dilepaskan maupundiserap. Satuannya adalah kJ / mol.
Contoh :
H2(g) + 1/2 O2 → H2O(l) ΔH=-286 kJ mol-1
C (grafit) + O2(g) → CO2(g) ΔH=-393 kJ mol-1
K(s) + Mn(s) + 2O2 → KMnO4(s) ΔH=-813 kJ mol-1
Catatan:
· ΔHf elemen stabil adalah 0
· ΔHf digunakan untuk memperkirakan stabilitas senyawa dibanding penyusunnya
· Semakin kecil ΔHf, semakin stabil energi senyawa itu
· ΔHf tidak mencerminkan laju reaksi (akan dibahas pada bab selanjutnya)

3. b. Perubahan Entalpi Penguraian Standar (ΔH o d)
Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada penguraian1 mol senyawa menjadi unsur-unsur
penyusunnya pada keadaan standar.
Perubahan entalpi penguraian standar merupakan kebalikandari perubahan entalpi
pembentukan standar, maka nilainya pun akan berlawanan tanda.
Menurut Marquis de Laplace, “ jumlah kalor yang dilepaskan pada pembentukan senyawa
dari unsur-unsur penyusunnya = jumlah kalor yang diperlukan pada penguraian senyawa
tersebut menjadi unsur-unsur penyusunnya. “ Pernyataan ini disebut Hukum Laplace.
Contoh :
H2O(l) → H2(g) + 1/2 O2(g) ΔH=+286 kJ mol-1
(bnd. contoh Hf no. 1)
c. Perubahan Entalpi Pembakaran Standar (ΔH o c)
Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada pembakaran 1 mol suatu zat secara sempurna
pada keadaan standar.
Contoh :
1/2 C2H4(g) + 3/2 O2 → CO2(g) + H2O(l) ΔH=-705.5 kJ mol-1
Catatan:
· ΔHc selalu negatif, karena panas pasti dilibatkan
· ΔHc bisa digunakan untuk menilai kandungan energi bahan bakar atau makanan
d. Perubahan Entalpi Netralisasi Standar (ΔH o n)
Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada penetralan 1 mol asam oleh basa atau 1 mol
basa oleh asam pada keadaan standar.
Contoh :
NaOH(aq) + HCl(aq) →NaCl(aq) + H2O(l) ΔHn = -57,1 kJ mol-1
e. Perubahan Entalpi Penguapan Standar (ΔH ovap)
Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada penguapan 1 mol zat dalam fase cair menjadi
fase gas pada keadaan standar.
Contoh : H2O(l) ---> H2O(g) ; DHo
vap = +44kJ
f. Perubahan Entalpi Peleburan Standar (ΔH ofus )
Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada pencairan / peleburan 1 mol zat dalam fase
padat menjadi zat dalam fase cair pada keadaan standar.

4. Contoh :
NaCl(s) ⎯⎯→ NaCl(l) ΔH = –112 kJ/mol
g. Perubahan Entalpi Sublimasi Standar (ΔH osub )
Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada sublimasi 1 mol zat dalam fase padat menjadi
zat dalam fase gas pada keadaan standar.
Contoh : H2O(s)----> H2O(g) ; DHo
sub = +50,01 kJ
h. Perubahan Entalpi Pelarutan Standar (ΔH osol )
Adalah perubahan entalpi yang terjadi ketika 1 mol zat melarut dalam suatu pelarut (
umumnya air ) pada keadaan standar.
Contoh :
· NH3(g) + aq -> NH3(aq) ΔHs=-35.2 kJ mol-1
· HCl(g) + aq -> H+
(aq) + Cl-
(aq) ΔHs=-72.4 kJ mol-1
· NaCl(s) + aq -> Na+
(aq) + Cl-
(aq) ΔH=+4.0 kJ mol-1
Catatan:
· Jika ΔHs sangat positif, zat itu tidak larut dalam air
· Jika ΔH negatif, zat itu larut dalam air
3. Penentuan Perubahan Entalpi
a. Penentuan Perubahan Entalpi Berdasarkan Energi Ikatan
Energi ikatan adalah energi yang diperlukan untuk memutuskan ikatan kimia dalam 1 mol
suatu molekul / senyawa berwujud gas menjadi atom-atomnya. Lambang energi ikatan = D.
Energi ikatan rerata pada ikatan rangkap 3 > ikatan rangkap 2 > ikatan tunggal. Suatu
reaksi yangDH–nya ditentukan dengan menggunakan energi ikatan, maka atom-atom yang
terlibat dalam reaksi harus berwujud gas. Berdasarkan jenis dan letak atom terhadap atom-
atom lain dalam molekulnya, dikenal 3 jenis energi ikatan yaitu :
1) Energi Atomisasi.
Adalah energi yang diperlukan untuk memutuskan semua ikatan 1 mol molekul menjadi
atom-atom bebas dalam keadaan gas.
Energi atomisasi = jumlah seluruh ikatan atom-atom dalam 1 mol senyawa.
Contoh :

5. Pada molekul NH3 terdapat 3 ikatan N – H. Sementara itu, energi ikatan N – H = 93 kkal /
mol sehingga energi atomisasinya = 3 x 93 kkal / mol = 297 kkal / mol.
2) Energi Disosiasi Ikatan.
Adalah energi yang diperlukan untuk memutuskan salah 1 ikatan yang terdapat pada suatu
molekul atau senyawa dalam keadaan gas.
Contoh :
Energi disosiasi untuk melepas 1 atom H dari molekul CH4 = 431 kJ.
3) Energi Ikatan Rata-Rata.
Adalah energi rerata yang diperlukan untuk memutuskan ikatan atom-atom pada suatu
senyawa ( notasinya = D ).
Contoh :
Dalam molekul CH4 terdapat 4 ikatan C - H .
Energi ikatan rerata C - H ( DC-H ) = ( 1668 / 4 ) kJ =417 kJ
Energi ikatan suatu molekul yang berwujud gas dapat ditentukan dari data entalpi
pembentukan standar (DHf ) dan energi ikat unsur-unsurnya. Prosesnya melalui 2 tahap yaitu
:
o Penguraian senyawa menjadi unsur-unsurnya.
o Pengubahan unsur menjadi atom gas.
Reaksi kimia pada dasarnya terdiri dari 2 proses :
o Pemutusan ikatan pada pereaksi.
o Pembentukan ikatan pada produk reaksi.
Pada proses pemutusan ikatan = memerlukan energi.
Pada proses pembentukan ikatan = membebaskan energi.
Secara umum di rumuskan dengan :
b. Penentuan Perubahan Entalpi Berdasarkan Hukum Hess
Hukum Hess “Perubahan entalpi yang dilepas atau diserap tidak tergantung pada jalannya
reaksi, melainkan tergantung pada kondisi zat – zat yang bereaksi ( reaktan ) dan zat – zat
hasil reaksi ( produk )”.
Berdasarkan hukum Hess, penentuan DH dapat dilakukan melalui 2 cara, yaitu :
1. Perubahan entalpi ( DH ) dihitung melalui penjumlahan dari perubahan entalpi
beberapa reaksi yang berhubungan
DH = DH1 + DH2 + DH3

6. 2. Perubahan entalpi ( DH ) suatu reaksi dihitung berdasarkan selisih entalpi
pembentukan ( DHo
f ) antara produk dan reaktan
Entalpi reaksi standar, ΔH0
, adalah perubahan entalpi dari 1 mol reaktan dan produk pada
keadaan standar (105 Pa dan 298.15 K). Entalpi pembentukan standar, ΔHf0
, suatu
senyawa adalah entalpi reaksi standar untuk pembentukan senyawa dari unsur-unsurnya.
Karena entalpi adalah fungsi keadaan, entalpi reaksi standar dihitung dengan mendefinisikan
entalpi pembentukan zat sederhana (unsur) bernilai nol. Dengan demikian:
ΔH =Σ ΔHf(produk) −ΣΔHf0
(reaktan)(Taro Saito, Kimia Anorganik 1 hal. 42)