2. Pengertian
Adalah cabang-cabang ilmu kimia yang
mempelajari kalor reaksi
3. RANGKUMAN
Sistem HK. Termodinamika 1
Lingkungan Entalpi = Heat content
Macam Sistem Eksoterm & Endoterm
Pertukaran Energi Macam Entalpi Molar
Standar
Energi Dalam
Kalorimeter
En. Dalam Sistem HK. Hess
Kerja Tabel ∆H0f
Kalor Energi ikatan
4. Adalah Reaksi / bagian dari alam yang
sedang dipelajari perubahan energinya.
Sistem tidak mempunyai energi dalam
bentuk kalor dan kerja, Kalor dan Kerja
adalah bentuk energi dalam perubahan
5. Adalah bagian lain dari alam yang
berinteraksi dengan sistem.
Air Sistem= ……
Lingkungan=…..
NaOH
6. A. Sistem Terbuka
Adalah jika terjadi pertukaran materi dan
energi antara sistem dengan lingkungan.
Misal: larutan kopi panas dalam gelas
terbuka
Next
7. B. Sistem Tertutup
Adalah suatu sistem dimana tidak terjadi
pertukaran materi, tetapi hanya
pertukaran energi saja
Misal: Larutan kopi panas dalam gelas
tertutup
Next
8. C. Sistem Terisolasi
Adalah suatu sistem dimana tidak terjadi
pertukaran materi maupun energi.
Misal: air panas dalam termos tertutup
Termos
10. Energi Dalam (E)
Adalah total eneergi (potensial dan kinetik)
yang dimiliki oleh sistem.
E termasuk fungsi keadaan yaitu besaran
yang harganya bergantung pada keadaan
sistem, tidak pada asal-usul sistem.
Keadaan sistem ditentukan oleh mol (jumlah
zat), termperatur, dan tekanan.
11. Energi dalam sistem (E) tidak dapat ditentukan
jumlahnya, yang dapat ditentukan adalah
perubahan energi dalam (∆E) yang menyertai
suatu proses.
Rumusnya apa?
∆ E = E2 − E1 = E produksi − Ereak tan
12. Kerja (w)
Adalah bentuk-bentuk pertukaran energi lain
diluar kalor.
Misalnya: arus listrik yang dihasilkan dari sel Volta
dan terutama kerja expansi terhadap atmosfer,
yaitu kerja yang berhubungan dengan
perubahan volume sistem (∆V).
w = P × ∆V
13. Kalor (q)
Adalah energi yang berpindah dari atau ke sistem atau
lingkungan, karena perbedaan suhu.
Transfer kalor terjadi ketika molekul dari benda yang
lebih panas bertumbukan dengan molekul dari benda
yang lebih dingin.
q =m × × t
c ∆
Dari data experimen:
q = × tC ∆
Ket:
m= masa zat dalam gram
∆t= t2-t1
c= kalor jenis zat dalam J/gr K
C= kapasitas kalor dalam J/K
14. Hk. Termodinamika 1
(azas kekekalan energi)
Perubahan energi dalam sistem sama dengan
kalor yang diserap ditambah kerja yang
diterima sistem.
∆E = q + w
Jika sistem menerima kalor, q = positif
Jika sistem melepas kalor q = negatif
Jika sistem menerima kerja w = positif
Jika sistem melakukan kerja w = negatif
Next
15. Pada proses yang berlangsung pada volume tetap
(isokhoris):
∆V = 0 → ∆E = q v = q reaksi
- qv = kalor reaksi pada volume tetap
Umumnya reaksi terjadi ditempat terbuka: Tekanan
tetap : ∆P = 0 → ∆E = q p + w
q p = ∆E − w = q reaksi
- qp = kalor pada tekanan tetap
Next
16. Ternyata semua perubahan energi dalam
(∆E) yang menyertai reaksi akan muncul
sebagai kalor reaksi, dan kalor reaksi pada
tekanan tetap dapat berbeda dari
perubahan energi dalam karena sistem
melakukan atau menerima kerja.
17. Entalpi (Heat Content) / H
Menyatakan kandungan kalor zat atau sistem
yang didefinisikan sebagai jumlah energi
dalam dengan perkalian tekanan dan volume
sistem.
H = E + PV
Next
18. Nilai absolut entalpi tidak dapat ditentukan, yang dapat
ditentukan adalah perubahan entalpi (∆H) yang
menyertai suatu proses.
∆H = q reaksi
Pada V tetap : (∆V = 0 yaitu untuk reaksi yang
menyangkut padatan dan cairan.
∆H = q v = q reaksi = ∆E
Next
19. Pada V tetap :
∆H = q p = q reaksi ≠ ∆E
Jika sistem melakukan kerja, misalnya reaksi yang
menyangkut gas, memungkinkan adanya perubahan
volume berlaku:
∆H = ∆E + ∆(PV)
Note: PV= nRT ∆H = ∆E + ∆nRT
∆n= Jumlah koefisien reaksi gas ruas kanan dikurangi ruas
kiri
R= 0,08205 l Atm/mol K ∆ H = H produk (akhir ) − H reak tan (awal )
20. Reaksi Eksoterm
Menghasilkan panas
Panas berpindah dari sistem ke lingkungan
Ciri : kenaikan suhu lingkungn
H awal > H akhir
Penurunan entalpi
∆H = negatif
Dalam diagram entalpi arah panah ke bawah
R
∆H = -10
Next
P
21. Reaksi Endoterm
Menyerap panas
Panas berpindah dari lingkungan ke
sistem
Ciri: kenaikan suhu sistem
H akhir > H awal
Terjadi kenaikan entalpi
∆H = positif
Dalam diagram entalpi panah ke atas
22.
23. Persamaan Termokimia
Contoh:
1
H 2 ( g ) + O2 ( g ) → 2 O( g ) ⇔ Η=−
H ∆ 242kj
2
1
H 2 ( g ) + O2 ( g ) → 2 O(l ) ⇔ Η=−
H ∆ 286kj
2
2 H 2 ( g ) +O2 ( g ) → H 2 O(l ) ⇔ Η=−
2 ∆ 572kj
Catatan:
Dalam persamaan termokimia:
Koefisien Reaksi sama dengan zat yang bereaksi.
Wujud zat harus dicantumkan.
∆H dicantumkan.
Next
24. Harga ∆H ditentukan oleh:
Mol zat yang bereaksi, suhu dan tekanan
sistem (wujud zat yang bereaksi).
Perubahan entalpi standar(∆H) adalah
perubahan entalpi(∆H) yang diukur dalam
keadaan standar= 25 ˚C, 1 atm.
25. Macam-macam Entalpi Molar Standar
A. Entalpi Pembentukan standar= ∆H0f (f=formation)
Adalah ∆H pada pembentukan 1 mol suatu zat langsung dari unsur-
unsurnya pada keadaan standar.
Note:
Partikel-partikel Unsur:
1. Monoatomic:
Gas: gas mulia= He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn
Padat: C, S, logam: Fe, Zn, Ag, NA, K, Cu, dan sebagainya.
Cair: logam cair=raksa(Hg).
2. Diatomic:
Gas: O2, H2, N2, F2, Cl2
Cair: Br2
Padat: I2 Next
26. 4. Tetra atomic : P4, As4, Sb4
5. Okta atimic : uap belerang = S8
Contoh entalpi pembakaran standar ∆H0f
1. ∆H 0 f → CO2 = −393,5kj / mol
⇒ C ( s ) + O2 ( g ) → 1CO2 ( g ) → ∆H = −393,5kj
∆H 0 f → CH 3 OH ( l ) = −239kj / mol
2. 1
⇒ C( s ) + H 2 S ( g ) + O2 ( g ) → 1CH 3 OH (l ) → ∆H = −239kj
2
Next
27. B. Entalpi Penguraian Standar = ∆H0d
(disosiation=penguraian) ialah perubahan
entalpi pada penguraian 1 mol suatu zat menjadi
unsur-unsurnya pada keadaan standar.
Note: - Reksi penguraian >< dengan
pembentukan
- ∆H Penguaian = ∆H Pembentukan, TETAPI
dengan tanda yang berlawanan.
Hk. Lavoisier – Laplace : jika suatu reaksi dapat
balik maka harga ∆H akan sama tetapi dengan
tanda yang berlawanan.
Next
28. Contoh:
∆H 0 d → CO2 ( g ) = +393,5kj / mol
⇒ 1CO2 ( g ) → 1C ( s ) + 1O2 ( g ) → ∆H = +393,5kj
∆H 0 f → CH 3 OH ( l ) = +239kj / mol
1
⇒ 1CH 3 OH (l ) → C ( s ) + H 2 S ( g ) + O2 ( g ) → ∆H = −239kj
2
Next
29. C. Entalpi Pembakaran Standar = ∆H0C
(combustion = pembakaran) ialah ∆H
yang menyertai pembakaran sempurna
(reaksi dengan oksigen) 1 mol suatu zat
pada keadaan standar.
Note: Pada pembakaran sempurna:
C CO2
H H2O∆
S SO2 Next
30. Contoh:
∆H C0
C2 H 6 = −1560kj / mol
1
1C 2 H 6 + 3 O 2 → 2CO2 + H 2O ⇒ ∆H = −1560kj
2
INGAT! Harus dijadikan 1
Next
31. Penentuan ∆H reaksi
Melaui exsperimen (kalorimeter)
Berdasarkan hukum Hess untuk reaksi
yang ∆H nya tidak dapat ditentukan
dengan exsperimen
Berdasarkan tabel ∆H0f
Berdasarkan energi ikatan
32. KALORIMETER
“Rumus-Rumus Penting”
Jika q reaksi = q
larutan (q yang m × c × ∆t
diserap wadah / ∆H = −
lingkungan diabaikan) n
(m × c × ∆t )lar + (C × ∆t )kalorimeter
Jika q reaksi = q ∆H = −
n
larutan + q (C × ∆t ) wadah + isi
kalorimeter ∆H = −
n
33. Hukum Hess
“Kalor reasi atau ∆H tidak bergantung pada
jalannya reaksi, tetapi hanya ditentukan oleh
keadaan awal dan akhir.”
b
b
B C A
A
a c a p
B P
x b
A D x C q
c
pp P qq D
(diagram siklis) (diagram entalpi)
X=a+b+c=p+q (diagram Hk. K. Energi)
Next
34. a a
d b p b
c q
X=a+b+c=p+q a+b=p+q
a
x b
c
a+b+c=q
35. Tabel ∆H0f
Untuk reaksi : mA + nB = pC + qD ∆H=…?
∆H = ∑ ∆H f Pr oduk ( R.kanan) − ∑ ∆ f Re ak tan( R.kiri )
0 0
( ) (
∆H = p∆H 0 C + q∆H 0 fD − m∆H 0 fA + n∆H 0 fB )
36. Energi Ikatan
∆H = jumlah energi ikatan yang putus
– jumlah energi ikatan hasil yang
terbentuk
∆H = jumlah energi ikatan ruas kiri –
jumlah energi ikatan ruas kanan
