�ݺ�ߣ

TERMOKIMIA
PENGERTIAN
Termokimia adalah cabang dari ilmu kimia yang
mempelajari hubungan antara reaksi dengan
panas.
HAL-HAL YANG DIPELAJARI
• Perubahan energi yang menyertai reaksi kimia
• Reaksi kimia yang berlangsung secara spontan
• Reaksi kimia dalam kedudukan kesetimbangan.

REAKSI EKSOTERM DAN ENDOTERM
1. REAKSI EKSOTERM
Adalah reaksi yang melepaskan kalor atau
menghasilkan energi. Entalpi sistem berkurang (hasil
reaksi memiliki entalpi yang lebih rendah dari zat
semula).
Contoh :
N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3 (g) - 26,78 Kkal
2. REAKSI ENDOTERM
Adalah reaksi yang menyerap kalor atau memerlukan
energi. Entalpi sistem bertambah (hasil reaksi memiliki
entalpi yang lebih tinggi dari zat semula).
Contoh :
2NH3 N2 (g) + 3H2 (g) + 26,78 Kkal

REAKSI EKSOTERM DAN ENDOTERM
Hakhir < Hawal
Hakhir – Hawal < 0
H berharga negatif
Hakhir > Hawal
Hakhir – Hawal > 0
H berharga positif

DIAGRAM TINGKAT ENERGI
REAKSI EKSOTERM
• Persamaan reaksi eksoterm
• A + B  C + 10 kj
• A + B  C , ΔH = -10 kj
• Diagram tingkat energi : ( r >p )
A + B
C
0
- 10
ΔH = -10 kj

DIAGRAM TINGKAT ENERGI
REAKSI ENDOTERM
• Persamaan reaksi endoterm
• A + B  C - 25 kj atau
• A + B  C , ΔH = + 25 KJ
• Diagram tingkat energi : ( r < p )
A + B
C
0
25
ΔH = 25 kj

PERUBAHAN ENTALPI (ΔH)
1. PADA REAKSI EKSOTERM
P + Q R + x Kkal
P dan Q = zat awal
R = zat hasil reaksi
x = besarnya panas reaksi
Menurut hukum kekekalan energi :
Isi panas (P + Q) = Isi panas R + x Kkal
H (P + Q) = H ( R) + x Kkal
H (R) - H (P + Q) = - x Kkal
ΔH = - x Kkal

2. PADA REAKSI ENDOTERM
R P + Q – x Kkal
Berlaku :
H (P + Q) - H (R) = x Kkal
ΔH = x Kkal
Kesimpulan :
Besarnya perubahan entalpi (ΔH) sama dengan besarnya
panas reaksi, tetapi dengan tanda berlawanan.

HUKUM HESS
Bunyi HUKUM HESS :
“Kalor reaksi dari suatu reaksi tidak bergantung apakah
reaksi tersebut berlangsung satu tahap atau beberapa
tahap”
KEPENTINGAN :
Hukum Hess sangat penting dalam perhitungan kalor
reaksi yang tidak dapat ditentukan secara eksperimen.
Contoh reaksi :
1. Reaksi langsung
A B ΔH1 = x Kkal
2. Secara tidak langsung
a) lewat C A C
C B
ΔH2 = b Kkal
ΔH3 = c Kkal

HUKUM HESS
b) Lewat D dan E
A D ΔH4 = a Kkal
D E ΔH5 = d Kkal
E B ΔH6 = e Kkal
Maka berlaku hubungan :
x = b + c = a + d + e
ΔH1 = ΔH2 + ΔH3 = ΔH4 + ΔH5 + ΔH6
A B
C
D E
a
d
e
b c
x

H2O (s) H2O (l) ∆H = 6,01 kJ
• Koefisien stoikiometri selalu menunjukkan jumlah mol zat
Persamaan Termokimia
• Ketika kita membalik suatu persamaan, kita mengubah peran reaktan dan
produk, ∆H sama tetapi berubah tanda
H2O (l) H2O (s) ∆H = -6,01 kJ
• Jika kita mengalikan kedua ruas persamaan termokimia dg suatu faktor n,
maka ∆H jg harus berubah dg faktor yg sama n.
2H2O (s) 2H2O (l) ∆H = 2 x 6,01 = 12,0 kJ

H2O (s) H2O (l) ∆H = 6.01 kJ
• Kita harus selalu menuliskan wujud fisis semua reaktan dan produk, karena
akan membantu penentuan perubahan entalpi yg sesungguhnya.
Persamaan Termokimia
H2O (l) H2O (g) ∆H = 44.0 kJ
Berapa kalor dihasilkan jika 266 g fosfor putih (P4) dibakar di udara?
P4 (s) + 5O2 (g) P4O10 (s) ∆H = -3.013 kJ
266 g P4
1 mol P4
123,9 g P4
x 3.013 kJ
1 mol P4
x = 6.470 kJ

HUKUM HESS
Contoh soal :
1. Diketahui : 2H2(g) + O2(g) 2H2O(cair) ΔH = -136 Kkal
H2(g) + O2(g) H2O2(cair) ΔH = -44,8 Kkal
Hitung ΔH untuk reaksi :
2H2O2(cair) 2H2O + O2
2. Diketahui :
I. C + O2 CO2 ΔH = - 94 Kkal
II. H2 + ½ O2 H2O ΔH = - 68 Kkal
III. 2C + 3H2 C2H6 ΔH = - 20 Kkal
Ditanyakan : berapa x pada reaksi :
C2H6 + 7/2 O2 2CO2 + 3H2O ΔH = x Kkal

PENGERTIAN
Perubahan entalpi adalah perubahan
panas dari reaksi pada suhu dan tekanan
yang tetap, yaitu selisih antara entalpi zat-
zat produk dikurangi entalpi zat-zat
reaktan.
Rumus : ΔH = Hh - Hr
ΔH: perubahan entalpi
Hh : entalpi hasil reaksi
Hr : entalpi zat reaktan.

HUKUM PERTAMA TERMODINAMIKA
Untuk sistem yang melakukan usaha (kerja) → w : positif
Jika usaha dilakukan terhadap sistim → w : negatif
Energi sistim akan naik apabila : q (+) dan w (-)
Energi sistim akan berkurang apabila : q (-) dan w (+)
Berlaku :
ΔU = q – w
ΔU = perubahan energi
q = energi panas yang diserap
w = usaha yang dilakukan oleh sistim

- Suatu usaha dilakukan oleh sistim apabila terjadi perubahan
volume pada tekanan tetap.
w = P. ΔV
Jadi ΔU = q - P.ΔV → P = tekanan
ΔV = perubahan volume
- Jika sistim berlangsung pada V dan P tetap, maka
ΔV = 0 dan w = 0, maka ΔU = qv (pada P dan V tetap)
2. Hubungannya dengan entalpi (H)
Definisi entalpi :
H = U + P.V

 Apabila reaksi berlangsung pada kondisi tekanan tetap yaitu sebesar
tekanan atmosfer. Sehingga bila suatu senyawa dibakar pada wadah
terbuka,panas reaksi pada tekanan tetap = qp
 Dengan menggunakan hukum termodinamika I =
∆ U = q – w
∆ U = qp – p ∆ V  Pada tekanan tetap
(U2 – U1) = qp – p (V2 – V1)
qp = (U2 + pV2) – (U1 + pV1)
Menurut hukum termodinamika I H = U + pV
Maka qp = H2 – H1 = ∆H atau qp = ∆H
Jadi perubahan entalpi = perubahan panas yang terjadi Pada (P,T tetap)

Jika V tetap (ΔV = 0), maka ΔH :
ΔH = H2 - H1
=(U2 + P2. V2) – ( U1 + P1.V1)
= (U2 - U1) – (P2.V2 - P1.V1)
= (U2 - U1) + P (V2 – V1)
ΔH = ΔU + P.ΔV
Karena : ΔU = qv dan ΔV = 0, maka ΔH = qv
Jadi perubahan entalpi sama dengan perubahan panas
Yang terjadi pada (V,T tetap).

3. PENGUKURAN ΔH DAN ΔU
a. Untuk reaksi-reaksi yang tidak ada perubahan volume
berlaku ΔH = ΔU
Reaksi-reaksi yang berlangsung tanpa perubahan
volume, adalah :
- Reaksi-reaksi gas yang tidak mengalami perubahan
koefisien reaksi ( koefisien sebelum = sesudah reaksi)
Contoh : H2(g) + Cl2(g) → 2HCl(g)
C(g) + O2(g) → CO2(g))
- Reaksi –reaksi dalam larutan (zat cair) atau zat padat
(sebenar-nya terjadi perubahan volume, tetapi sangat
kecil dan diabaikan.

b. Reaksi-reaksi gas yang mengalami perubahan jumlah
molekul
Dari persamaan gas ideal : PV = nRT
P.ΔV = Δn.RT
Dari ΔH = ΔU + P. ΔV
maka : ΔH = ΔU + Δn.RT
Keterangan :
ΔH = perubahan entalpi
ΔU = perubahan energi
Δn = perubahan jumlah molekul
R = tetapan gas umum : 1,987 kalori/mol o
K

Contoh Soal
1. Hitung ∆H untuk reaksi berikut (T = 298 K)
CH3H7OH(l) + 9/2O2(g)  3CO2(g) + 4H2O(l)
Jika diketahui energi dalam (∆U) -2000 kJ / mol dan pada kondisi
gas ideal?
2. Hitung entalpi pembakaran gas CH4(g) menjadi CO2(g) dan
H2O(g) Pada temperatur 298 K, bila diketahui pada temperatur
tersebut : ΔH CH4 = -74,873 KJ mol-1
; ΔH O2 = 0,00 KJ mol-1
;
ΔH CO2 = - 393,522 KJ mol-1
dan ΔH H2O = -241,827 KJ mol-1

PENENTUAN PERUBAHAN ENTALPI
Penentuan perubahan entalpi selalu dilakukan pada tekanan dan
temperatur yang tetap. Untuk reaksi tertentu dapat ditentukan
dengan kalorimeter.
Reaksi tertentu tersebut, antara lain :
1. Reaksi dalam larutan
2. Reaksi gas yang tidak mengalami perubahan koefisien antara
sebelum dan sesudah reaksi.

Pada perubahan dari 12,425 gram karbon menjadi CO2
pada suhu reaksi yang semula 30o
C, terjadi kenaikan
suhu sebesar 0,484o
C. Apabila panas jenis kalorimeter
200 Kkal / derajat. Berapa ΔH tiap
mol karbon yang dibakar ?
Jawab :
C + O2 CO2

mol C
Kalor reaksi pada reaksi di atas =
Panas jenis kalorimeter x Δt
=
200 x 0,484
12,435/12
=
93,414 Kkal
Pada pembakaran 1 mol C dibebaskan panas 93,414 Kkal.
Jadi ΔH = - 93,414 Kkal

JENIS PERUBAHAN ENTALPIJENIS PERUBAHAN ENTALPI
1. Perubahan entalpi pembentukan (ΔHf)
2. Perubahan entalpi penguraian (∆Hd)
3. Perubahan entanpi pembakaran (∆Hc)
4. Perubahan entalpi netralisasi (∆Hnet)
5. Perubahan entalphi pelarutan (∆Hdis)
6. Perubahan entalphi pengenceran (∆Hdil)

Karena tidak terdapat cara untuk mengukur nilai absolut
dari entalpi suatu zat, haruskah dilakukan pengukuran
pada perubahan entalpi dari setiap reaksi yg terjadi?
Titik rujukan “permukaan air laut” untuk semua ungkapan
entalpi disebut entalpi pembentukan standar (∆H0
).f
Entalpi Pembentukan Standar (∆H0
) adalah perubahan
kalor yang dihasilkan ketika 1 mol suatu senyawa dibentuk
dari unsur-unsurnya pada tekanan 1 atm.
f
Entalpi pembentukan standar setiap unsur dalam
bentuknya yang paling stabil adalah nol.
∆H0
(O2) = 0f
∆H0
(O3) = 142 kJ/molf
∆H0
(C, grafit) = 0f
∆H0
(C, intann) = 1,90 kJ/molf
6.6

1. Perubahan entalpi pembentukan (ΔHf)1. Perubahan entalpi pembentukan (ΔHf)
adalah perubahan entalpi pembentukan 1 mol senyawa
dari unsurnya.
Unsur + Unsur  Senyawa
Misal : ΔHf CH3OH (l) = - 200,6 kj /mol
∆Hf H2O (l) = - 285,85 kj/mol
Penulisan persamaannya sebagai berikut :
 C(s) + 2H2(g) + 1/2O2(g) CH3OH(l) ΔH= -200 kj
 H2(g) + 1/2O2(g)  H2O(l) ΔH= -285,85 kj

Hitung entalpi pembentukan standar dari CS2 (l) dimana:
C(grafit) + O2 (g) CO2 (g) ∆H0
= -393,5 kJreaksi
S(rombik) + O2 (g) SO2 (g) ∆H0
= -296.1 kJreaksi
CS2(l) + 3O2 (g) CO2 (g) + 2SO2 (g) ∆H0
= -1.072 kJrea
Tuliskan entalpi pembentukan standar untuk CS2

2. Perubahan entalpi penguraian [2. Perubahan entalpi penguraian [ ∆H∆Hdd ]]
• Adalah perubahan entalpi pada penguraian 1 mol
senyawa menjadi unsur unsurnya.
Senyawa  unsur + unsur
[merupakan kebalikan dari perubahan entalpi pembentukan ]
Misal : ∆Hf CO2 = - 393,5 kj/mol
∆Hd CO2 = +393,5 kj/mol
Persamaan termonya :
CO2(g)  C(s) +O2(g) ∆H=393,5 kj

3. Perubahan entalpi pembakaran[3. Perubahan entalpi pembakaran[ ∆H∆Hcc]]
• Adalah banyaknya panas yang dilepaskan ketika 1
mol unsur atau senyawa terbakar sempurna dalam
oksigen
CxHy + (x+(y/4))O2  xCO2 + (y/2)H2O
Misal :
* ∆H pembakaran CH4 = 112 kkal/mol
Persamaan termonya ................................
* Perhatikan persamaan termokimia berikut :
C(grafit) + O2(g)  CO2(g) ∆H = - 393 kj/mol
C(intan) + O2(g)  CO2(g) ∆H = - 395 kj/mol
Kesimpulan dari kedua reaksi= ........................

Benzena (C6H6) terbakar diudara dan menghasilkan
karbon dioksida dan air cair. Berapakah panas yang
dilepaskan per mol oleh pembakaran benzena? Entalpi
pembentukan standar benzena adalah 49,04 kJ/mol.

44. Perubahan entalpi pe. Perubahan entalpi penetralannetralan [[ ∆H∆Hnetnet]]
• Adalah jumlah panas yang dilepas ketika 1 mol air terbentuk
akibat reaksi netralisasi asam oleh basa atau sebaliknya.
• Persamaan reaksinya
Asam + Basa  Garam + H2O
• Untuk netralisasi asam kuat oleh basa kuat, nilai ∆H selalu
tetap yaitu -57 kJ/mol. Hal ini karena
H+
(aq) + OH-
(aq)  H2O(l) ∆H = - 57 kj/mol
• Tetapi jika basa lemah atau asam lemah dinetralisasi, panas
netralisasinya selalu akan lebih besar dari -57 kj/mol.
HCN(aq) + KOH (aq)  KCN + H2O(l) ∆H = - 12 kj/mol

55. Perubahan entalpi pe. Perubahan entalpi pelarutanlarutan [[ ∆H∆Hdisdis]]
• Adalah jumlah panas yang dilepas atau diserap ketika 1 mol
senyawa dilarutkan dalam pelarut berlebih yaitu sampai
keadaan pada penambahan pelarut selanjutnya tidak ada
panas yang diserap atau dilepaskan.
• Reaksi dapat dituliskan
X(s) + (aq)  X(aq)
Karena air yang biasa digunakan sebagai pelarut. Maka pada
X(aq) simbol aq menunjukkan terdapat air dalam jumlah
banyak.
Contoh Pelarutan garam dapur
NaCl(s) + aq  NaCl(aq) ∆H = + 4 kj/mol

66. Perubahan entalpi pe. Perubahan entalpi pengenceranngenceran [[ ∆H∆Hdildil]]
• Adalah banyaknya panas yang dilepaskan atau diserap ketika
suatu zat atau larutan diencerkan dalam batas konsentrasi
tertentu.
• Persamaan reaksinya
X(g) (aq) (l) + H2O  X(aq)
• Sebagai contoh apabila gas HCl pekat diencerkan dalam
sejumlah air, akan didapatkan persamaan sbg berikut :
HCl (g) + H2O  HCl (aq) ∆H = - 72,4 kj/mol

ENERGI IKATAN
PENGERTIAN
Energi ikatan adalah jumlah energi yang diperlukan atau
yang timbul untuk memutuskan atau menggabungkan
suatu ikatan kimia tertentu.
Pada reaksi eksoterm, besarnya energi yang timbul dari
Penggabungan ikatan lebih besar daripada energi yang
diperlukan untuk memutuskan ikatan.
Besarnya energi ikatan ditentukan secara eksperimen :

ENERGI IKATAN
ENERGI IKATAN (dalam kJ/mol)

ENERGI IKATAN
CONTOH SOAL
1. Diketahui : H2 H + H ΔH = +104 Kkal
Cl2 Cl + Cl ΔH = + 58 Kkal
2HCl H2 + Cl2 ΔH = +206 Kkal
Ditanyakan : ΔH pada reaksi berikut :
H2 + Cl2 2 HCl
Jawab :
H2 H + H ΔH = + 104 Kkal
Cl2 Cl + Cl ΔH = + 58 Kkal
2H + 2 Cl 2HCl ΔH = - 206 Kkal
+
H2 + Cl2 2HCl ΔH = - 44 Kkal
Jadi ΔH = - 44 Kkal

Contoh Soal
1. Diketahui energi ikatan C-C = 348 kJ/mol ; C=C = 614 kJ/mol ;
C-H = 413 kJ/mol ; C-Cl = 328 kJ/mol ; H-Cl = 431 kJ/mol.
Tentukan ∆H reaksi C2H4 + HCl  C2H5Cl?
2. Kalor pembentukkan NF3(g) = -128 kJ/mol, N=N = +914 kJ/mol,
dan F-F = +155 kJ/mol. Tentukan energi ikatan N-F?

ENERGI IKATAN
HUBUNGAN ANTARA ELEKTRONEGATIVITAS DENGAN
ENERGI IKATAN
Linus Pauling (1912) : Jika gas P2 bereaksi dengan gas Q2,
maka seharusnya energi ikatan P-Q = rata-rata energi ika-
tan P-P dan Q-Q . Ternyata hasil eksperimen menunjukkan
Adanya kelebihan energi (Δ) → untuk stabilitas ikatan P-Q

ENERGI IKATAN
ENERGI DISSOSIASI IKATAN :
Perubahan entalpi dalam proses pemutusan ikatan,
dengan pereaksi dan hasil reaksi dalam keadaan gas.
Pada reaksi : P2 + Q2 → 2PQ, berlaku :
DP-Q = ½ (DP-P + DQ-Q ) + Δ
Keterangan :
DP-Q = energi dissosiasi dari ikatan P-Q
DP-P = energi dissosiasi dari ikatan P-P
DQ-Q = energi dissosiasi dari ikatan Q-Q
Δ = kelebihan energi untuk kestabilan ikatan
P-Q

ENERGI IKATAN
Kelebihan energi stabilisasi sebanding dengan :
Kuadrat dari selisih elektronegatifitas P dengan Q.
Dirumuskan sebagai berikut :
I Xp –Xq I = 0,208 x Δ1/2
Keterangan :
Xp = elektronegatifitas P
Xq = elektronegatifitas Q
Pauling : harga I Xp –Xq I = 1,7 → merupakan batas
antara ikatan ion dengan ikatan kovalen. Di bawah 1,7
merupakan ikatan kovalen dan di atas 1,7 merupakan
Ikatan ionik.

ENERGI IKATAN
Contoh Soal :
Diketahui : H2 → H + H ΔH = + 104 Kkal
Br2 → Br + Br ΔH = + 46 Kkal
HBr → H + Br ΔH = + 88 Kkal
Ditanyakan : a) Selisih elektronegatifitas H dengan Br
b) Jika elektronegatifitas H = 2,1, berapakah
elektronegatifitas Br?
Jawab :
Δ = DH-Br – ½ ( DH-H + DBr-Br)
= 88 - ½ ( 104 + 106)
= 88 – 75
= 13 Kkal

ENERGI IKATAN
IXH - XBr I = 0,208 x Δ1/2
= 0,208 x 131/2
= 0,208 x 3,605
= 0,760
Karena elektronegatifitas H = 2,1, maka elektronegatifitas
Br = 2,1 +0,76 = 2,86

�ݺ�ߣ

6 termokimia (entalphi)

Recommended

More Related Content

What's hot (20)

Viewers also liked (9)

Similar to 6 termokimia (entalphi) (20)

More from Mahammad Khadafi (20)

Recently uploaded (7)

6 termokimia (entalphi)