Termokimia

1. TERMOKIMIA

2. Pengertian
Hukum
Kekekalan
Energi
Entalpi
Molar
Penentuan
Entalpi
Reaksi
Praktikum Eksoterm & Endoterm Peta Konsep

3. Pengertian
Termokimia adalah cabang dari ilmu kimia
yang mempelajari hubungan antara reaksi
dengan panas.

4. Hukum Kekekalan Energi
Energi tidak dapat diciptakan atau
dimusnahkan, tetapi energi dapat
berubah bentuk dari energi yang
satu ke bentuk energi yang lain.

5. Sistem:
Bagian dari alam yang menjadi pusat
perhatian/pengamatan.
Lingkungan:
Bagian yang berada di luar sistem.

6. Lingkungan
Lingkungan SISTEM
Lingkungan
Lingkungan

7. Reaksi
Termokimia
Reaksi
Eksoterm
Reaksi
Endoterm

8. Eksoterm
Reaksi yang menyebabkan perpindahan kalor dari
sistem ke lingkungan. Suhu akhir reaksi lebih tinggi
daripada suhu awal reaksi.
Contoh
2H2 (g) + O2 (g) 2H2O (l) + energi
H2O (g) H2O (l) + energi

9. Endoterm
Reaksi yang menyebabkan perpindahan kalor dari
lingkungan ke sistem. Suhu akhir reaksi lebih
rendah dari pada suhu awal reaksi.
Contoh:
energi + 2HgO (s) 2Hg (l) + O2 (g)
energi + H2O (s) H2O (l)

10. Jenis-jenis perubahan entalpi ( ΔH )
Entalpi Pembentukan ( ΔHf◦)
Entalpi Penguraian ( ΔHd◦)
Entalpi Pembakaran ( ΔHc◦ )
Entalpi Pengatoman ( ΔHa◦ )

11. Perubahan Entalpi ( ΔHf◦ ) Pembentukan
Perubahan entalpi yang terjadi pada reaksi
pembentukan 1 mol suatu senyawa dari unsur-unsurnya
pada suhu 25C dan tekanan 1 atm.
Contoh:
½ N2(g) + 3/2 H2(g) NH3(g);Hf=-46kJ

12. Perubahan Entalpi ( ΔHd◦ ) Penguraian
Perubahan entalpi yang terjadi pada reaksi
penguraian 1 mol suatu senyawa menjadi unsur-unsurnya
pada suhu 25C dan tekanan 1 atm.
Contoh:
NH3(g)  1/2 N2(g) + 3/2 H2(g) ;
Hd = +46 kJ/mol

13. Perubahan Entalpi ( ΔHc◦ ) Pembakaran
Perubahan entalpi yang terjadi pada reaksi
pembakaran 1 mol suatu zat pada keadaan
standar.
Contoh:
H2(g)+ ½O2(g) H2O(g) ;Hc= –286 kJ
Ca(s)+ ½O2(g) CaO(s) ;Hc= –635,5 kJ

14. Perubahan Entalpi ( ΔH ) Pengatoman
Perubahan entalpi yang terjadi pada
pengubahan 1 mol suatu senyawa menjadi atom-atomnya
dalam bentuk gas pada keadaan standar.
Contoh:
CO2(g)  C(s) + 2O(g) ; Ha =+a kJ
CH4(g)  C(s) + 4H(g) ; Ha =+1,662 kJ

15. Cara Menghitung Perubahan Entalpi ( ΔH )
Reaksi
Eksperimen
(Kalorimetri)
Hukum Hess
Data ΔH
Pembentukan
Standar
Data Energi
Ikatan

16. Eksperimen (Kalorimetri)
Perhitungan entalpi reaksi berdasarkan
hasil percobaan dengan menggunakan
kalorimeter bom:
qsampel = qair + qkalorimeter
q = m . c. t
q = kalor yang diserap/dibebaskan (Joule)
m = massa sistem (g)
c = kalor jenis (Joule/gC)
t = perubahan suhu

17. CONTOH
Dalam suatu wadah plastik (dianggap tidak menyerap
panas) berisi 5400 g air dimasukkan sebongkah kecil
gamping (CaO) sehingga terjadi kenaikan temperatur
sebesar 1,2C. Jika kalor jenis air = 4,18 J/gC, maka
tentukan H reaksi tersebut!
Jawab:
q = m . c. t
= 5400 g  4,18 J/gC  1,2C
= 27000 J
= 27 kJ
H = –27 kJ / 5400 g / 18 g/mol
= - 0,09 kJ/mol
CaO(s)+H2O(l)Ca(OH)2(aq); ΔH= -0,09 kJ

18. Lanjutan…..

19. Hukum Hess
Kalor reaksi tidak
bergantung pada
lintasan
(jalan/proses) reaksi
tetapi hanya
ditentukan oleh
keadaan awal dan
keadaan akhir reaksi.
Jalan reaksi I ada dua
tahap. Jalan reaksi II ada
satu tahap
Walaupun jumlah
tahapan reaksi berbeda,
tetapi karena keadaan awal
dan keadaan akhir sama,
maka hasil ΔH reaksi akan
sama

20. Lanjutan…..

21. Data H Pembentukan Standar
Reaksi: pA + qB  rC + sD ; H = ?
Hreaksi = Hf hasil – Hfpereaksi
= ( r.Hf C + s.Hf D ) –
( p.Hf A + q.HfB )

22. Diketahui:
Hpembakaran C2H6(g)=–1565 kJ/mol
Hf CO2(g) = –394 kJ/mol
Hf H2O(l) = –287 kJ/mol
Tentukan Hf C2H6(g)!
Jawab:
Reaksi pembakaran C2H6(g)
C2H6(g) + 3½O2(g)  2CO2(g) + 3H2O(l)
Hreaksi = Hf hasil – Hf pereaksi
Hreaksi = ( 2.Hf CO2 + 3.Hf H2O ) –
( 1.Hf C2H6 + 3½.HfO2 )
–1565 = ( 2(-394) + 3(-287) ) –
( HfC2H6 + 0 )
Hf C2H6 = (–788 – 861 + 1565) kJ/mol
= –84 kJ/mol

23. Data Energi Ikatan
Perhitungan H reaksi dari energi ikatan
Hreaksi=Hpemutusan - Hpembentukan
1.Dengan menggunakan energi ikatan rata-rata,tentukan
perubahan entalpi reaksi antara etena (C2H4) dengan
iodin (I2)!
Diketahui: C = C = 598 kJ
C – H = 413 kJ
I – I = 151 kJ
C – I = 234 kJ
C – C = 347 kJ

24. H H H H
│ │ │ │
C = C + I – I  H – C – C – H
│ │ │ │
H H I I
Hpemutusan:
4  C – H = 4  413 KJ = 1652 kJ
1  C = C = 598 kJ
1  I – I = 151 kJ
x = 2401 kJ
Hpembentukan:
4  C – H = 4  413 KJ = 1652 kJ
1  C – C = 347 kJ
2  C – I = 468 kJ
y = 2467 kJ

25. Hreaksi = Hpemutusan – Hpembentukan
= x - y
= 2401 kJ – 2467 kJ
= –66 kJ
C2H4(g) + I2(g)  C2H4I2(g) ;ΔH = -66 kJ

26. PRAKTIKUM SEDERHANA REAKSI EKSOTERM & ENDOTERM

27. PETA KONSEP