1. Dokumen tersebut membahas tentang termokimia, yang meliputi sistem dan lingkungan reaksi, hukum Hess, jenis-jenis perubahan entalpi seperti pembentukan, penguraian, pembakaran dan netralisasi, serta penentuan nilai perubahan entalpi melalui eksperimen, Hf°, dan hukum Hess.

1. TERMOKIMIA
Disusun oleh :
Asep Septya Pratama
Aliyatul Himmah

2. SISITEM DAN
LINGKUNGAN
REAKSI
EKSOTERM
ØH = +
HUKUM HESS
REAKSI
ENDOTERM
ØH PEMBENTUKAN
ØH PENGURAIAN
ØH PEMBAKARAN
ØH NETRALISASI
PERUBAHAN
ENTALPI
EKSPERIMEN
(KALORIMETER)
DATA ENERGI
IKATAN
TERMOKIMIA
DATA ØH
PEMBENTUKAN
ØH = -
dipengaruhi
menyebabkan
memiliki harga
melibatkan
contohnya
dapat ditentukan melalui

3. A. Sistem dan Lingkungan
Matahari adalah ciptaan Tuhan yang merupakan sumber energi bagi alam semesta baik berupa energi panas
maupun energi cahaya. Tumbuhan hijau menyerap cahaya matahari dan mengubah zat-zat pada daun menjadi
karbohidrat melalui fotosintesis. Karbohidrat merupakan sumber energi bagi makhluk hidup. Peristiwa ini merupakan
salah satu contoh hukum kekekalan energi yaitu energi tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan, energi dapat diubah
dari suatu bentuk energi menjadibentuk yang lain.
lingkungan
sistem
lingkungan
sistem
Perpindahan energi dari
system ke lingkungan
Perpindahan energi dari
ingkungan ke system

4. B. Perubahan Entalpi
Energi yang terkandung di dalam suatu sistem atau zat disebut entalpi (H). Entalpi suatu sistem tidak
dapat diukur, yang dapat diukur adalah perubahan entalpi yang menyertai perubahan zat, karena itu kita dapat
menentukan entalpi yang dilepaskan atau diserap pada saat terjadi reaksi. Perubahan energi pada suatu reaksi
yang berlangsung pada tekanan tetap disebut perubahan entalpi. Perubahan entalpi dinyatakan dengan lambang
H, dengan satuan Joule dan kilo Joule.
Contoh:
Entalpi air ditulis HH2O. Air dapat berwujud cair dan padat. Entalpi yang dimilikinya berbeda, HH2O(l) lebih besar
daripada HH2O(s) . Oleh karena itu untuk mengubah es menjadi air diperlukan energi dari lingkungan.
Harga H pada peristiwa perubahan es menjadi air adalah:
H = HH2O(l) – HH2O(s)
Perubahan ini dapat ditulis dalam suatu persamaan reaksi yang disebut persamaan termokimia sebagai berikut.
H2O(s) H2O(l) H = +6,02 Kj

5. 1. Reaksi Eksoterm
Pernahkah kamu memasukkan bongkahan batu kapur ke dalam air ??? Pada air lama-lama akan
terjadi gelembung-gelembung gas dan campuran air dengan kapur menghasilkan panas. Panas
dihasilkan dari zat-zat bereaksi yang merupakan sistem kemudian dilepaskan ke lingkungan. Reaksi ini
termasuk reaksi eksoterm. Pada reaksi eksoterm energi panas atau kalor berpindah dari sistem ke
lingkungan.
Entalpi sistem sebelum reaksi lebih besar daripada sesudah reaksi atau H pereaksi> H hasil reaksi.
Perubahan entalpi sistem menjadi lebih kecil
dari 0 atau H = –.
Penulisan persamaan termokimianya yaitu : CaCO3+ H2O H pereaksi
CaCO3(s) + H2O(l) Ca(OH)2(aq) + CO2(g)
H = –97,37 kJ
ØH < 0
PANA
S
ENTALPI (H)
Proses eksoterm dapat digambarkan
seperti Gambar di samping Ca(OH)2 + CO2 H hasil reaksi
back

6. 2. Reaksi Endoterm
Reaksi endoterm kebalikan dari reaksi eksoterm.
Pada reaksi endoterm sistem menyerap panas dari lingkungan.
Entalpi sistem sesudah reaksi lebih besar daripada sebelum reaksi : CaO + CO2 Hhasil reaksi
Hpereaksi< Hhasil reaksi.
Perubahan entalpi sistem menjadi lebih besar dari 0 atau H = +.
Perhatikan proses endoterm pada reaksi ØH > 0
CaCO3 menjadi CaO + CO2 pada gambar di samping
PANAS
CaCO3 Hpereaksi
ENTALPI (H)
Untuk mengubah CaCO3(s) menjadi batu gamping (CaO)
dan gas CO2 diperlukan energi panas. Persamaan termokimianya: CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)
H = +178,3 kJ

7. Lanjutan ………
Reaksi endoterm ada juga yang berlangsung spontan, sistem dengan sendirinya
menyerap kalor dari lingkungan. Pada proses ini akan terjadi penurunan suhu lingkungan,
jadi kalau kita pegang wadah sistem akan terasa dingin.
Contoh :
Pelarutan Urea:
H20
CO(NH2)2(s) CO(NH2)2(aq)
Reaksi barium hidroksida hidrat dengan amonium klorida.
Ba(OH)2 .8 H2O(s) + 2 NH4Cl(s) BaCl2(aq) + 2 NH3(g) + 10 H2O(l)
back

8. 3. Macam-Macam Perubahan Entalpi ( H)
Besarnya perubahan entalpi suatu reaksi bergantung pada
jumlah zat yang bereaksi, wujud zat, suhu, dan tekanan, maka
perubahan entalpi dihitung berdasarkan keadaan standar yaitu
keadaan pada suhu dan tekanan standar pada suhu 25°C (298 K)
dan tekanan 1 atm.
Perubahan entalpi reaksi ada yang berupa
perubahan entalpi pembentukan ( Hf ° ), perubahan
entalpi penguraian ( Hd ° ), perubahan entalpi
pembakaran ( Hc° ), dan perubahan entalpi
netralisasi ( Hn° ).

9. a. Perubahan Entalpi Pembentukan Standar ( Hf °)
Perubahan entalpi pembentukan standar, Hf ° suatu zat adalah perubahan entalpi yang
terjadi pada pembentukan 1 mol zat dari unsur-unsurnya diukur pada keadaan standar.
Contoh:
1) Perubahan entalpi
pembentukan AgCl adalah
perubahan entalpi dari
reaksi:
Ag(s) + 12 Cl2(g) AgCl(s)
H = -127 kJ mol-1
2) Perubahan entalpi pembentukan KMnO4 adalah
perubahan entalpi dari reaksi:
K(s) + Mn(s) + 2 O2(g) KMnO4(s) H = -813 kJ mol-1
Hf °bergantung pada wujud zat yang dihasilkan,
misalnya:
H2(g) + 12 O2(g) H2O(l) Hf ° = -285,8 kJ mol-1
H2(g) + 12 O2(g) H2O(g) Hf ° = -241,8 kJ mol-1
Hf ° air dalam wujud cair berbeda dengan Hf ° air
dalam wujud padat.
Berdasarkan perjanjian, Hf ° unsur = 0 pada semua temperatur, misalnya:
Hf ° C = 0, Hf ° Fe = 0, Hf ° O2 = 0, Hf ° N2 = 0.

10. b. Perubahan Entalpi Penguraian Standar ( Hd° )
Perubahan entalpi penguraian standar
merupakan kebalikan dari perubahan entalpi
pembentukan. Hd suatu zat adalah perubahan
entalpi yang terjadi pada reaksi penguraian 1 mol
zat menjadi unsur-unsur pada keadaan standar.
Contoh:
H2O(l) H2(g) + 12 O2(g) Hd° = +285,8 kJ mol–1
CO2(g) C(s) + O2(g) Hd° = +393,5 kJ mol–1
Marquis de Laplace dari Prancis dalam
penelitiannya menemukan bahwa jumlah kalor yang
dibebaskan pada pembentukan senyawa dari
unsur-unsurnya
sama dengan jumlah kalor yang diperlukan
pada penguraian senyawa tersebut menjadi unsur-unsurnya.
Pernyataan ini dikenal sebagai Hukum
Laplace.
Contoh:
½N2(g) + 32 H2(g) NH3(g) Hd° = -46,11 kJ
NH3(g) 12 N2(g) + 32 H2(g) Hd °= +46,11 kJ

11. c. Perubahan Entalpi Pembakaran ( Hc° )
Perubahan entalpi pembakaran, Hc° adalah perubahan entalpi yang terjadi pada
pembakaran 1 mol unsur atau senyawa pada keadaan standar.
Contoh:
CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(l) Hc° = -889,5 kJ
C2H2(g) + 52O2(g) 2 CO2(g) + H2O(g) Hc° = -129,9 kJ
d. Perubahan Entalpi Netralisasi ( Hn°)
Perubahan entalpi netralisasi adalah perubahan entalpi yang terjadi pada
saat reaksi antara asam dengan basa baik tiap mol asam atau tiap mol basa.
Contoh:
NaOH(aq) + HCl(aq) NaCl(aq) + H2O(l) Hn° = -57,1 kJ mol-1

12. 1.
Penentua
n H
Melalui
Eksperime
n
2.
Penentuan
H
Berdasark
an Hf
3.
Penentuan
H
Berdasarka
n Hukum
Hess
4.
Penentuan
H
Berdasark
an Energi
Ikatan
C. Penentuan H Reaksi

13. 1. Penentuan H Melalui Eksperimen
Perubahan entalpi reaksi dapat ditentukan dengan menggunakan kalorimeter (alat pengukur
kalor). Dalam kalorimeter, zat yang akan direaksikan dimasukkan ke dalam tempat reaksi. Tempat ini
dikelilingi oleh air yang telah diketahui massanya. Kalor reaksi yang dibebaskan terserap oleh air dan suhu
air akan naik. Perubahan suhu air ini diukur dengan termometer. Kalorimeter ditempatkan dalam wadah
terisolasi yang berisi air untuk menghindarkan terlepasnya kalor.
Berdasarkan hasil penelitian, untuk menaikkan suhu 1 kg air
sebesar 1°C diperlukan kalor sebesar 4,2 kJ atau 1 kkal. Untuk 1 gram air
diperlukan kalor sebesar 4,2 J atau 1 kal. Jumlah kalor ini disebut
kalor jenis air dengan lambang c. c = 4,2 J g-1 C-1. Jumlah kalor
yang terserap ke dalam air dihitung dengan mengalikan 3 faktor
yaitu massa air dalam kalorimeter (gram), perubahan suhu air (C),
dan kalor jenis air. Rumusnya ditulis:
q = m . c . t
2.
Penentuan
H
Berdasark
an Hf
3.
Penentuan
H
Berdasarka
n Hukum
Hess
4.
Penentuan
H
Berdasark
an Energi
Ikatan

14. 2. Penentuan H Berdasarkan Hf °
Berdasarkan perubahan entalpi pembentukan standar zat-zat yang ada dalam reaksi,
perubahan entalpi reaksi dapat dihitung dengan rumus:
HR° =Ʃ Hf ° hasil reaksi – Ʃ Hf ° pereaksi
HR° = perubahan entalpi reaksi standar
Contoh Soal
Tentukan H reaksi pembakaran C2H6 jika diketahui:
Hf ° C2H6 = –84,7 kJ mol–1, Hf ° CO2 = –393,5 kJ mol–1, Hf °H2O = –285,8 kJ mol–1
Penyelesaian:
C2H6(g) + 3 12 O2(g) 2 CO2(g) + 3 H2O(l)
HRC2H6 = [2. Hf ° CO2(g) + 3. Hf ° H2O(l)] – [ Hf ° C2H6(g) + 3 ½. Hf °O2(g)]
= [2.(–393,5) + 3. (–285,8)] – [–84,7 + 0] = –1559,7 kJ
Jadi, H pembakaran C2H6 adalah –1559,7 kJ.
Perubahan entalpi pembentukan beberapa zat (t = 25C) sebagai berikut :

15. Zat Hf °(kJ/mol)
H2(g)
O2(g)
N2(g)
C(s)
Fe(s)
Si(s)
H2O(g)
H2O(l)
CO(g)
CO2(g)
C2H4(g)
C2H6(g)
C6H6(l)
CH3OH(l)
CS2(g)
0
0
0
0
0
0
-241,8
-285,8
-110,5
-393,5
+52,5
-84,7
+49,7
-238,6
+177
Zat Hf ° (kJ/mol)
CCl4(g)
C2H5OH(l)
SiO2(g)
PbO(s)
NH3(g)
NO2(g)
SO2(g)
H2S(g)
HF(g)
HCl(g)
AgCl(s)
AgBr(s)
AgI(s)
NO(g)
CH4(g)
-96,0
-277,6
-910,9
-219,0
-45,9
33,2
-296,8
-20
-273
-92,3
-127,0
-99,5
-62,4
90,3
-74,9
1.
Penentua
n H
Melalui
Eksperime
n
3.
Penentuan
H
Berdasarka
n Hukum
Hess
4.
Penentuan
H
Berdasark
an Energi
Ikatan
Sumber: Holtzclaw, General Chemistry with Qualitative Analysis

16. 3. Penentuan H Berdasarkan Hukum Hess
Perubahan entalpi reaksi kadang-kadang tidak dapat ditentukan secara langsung tetapi harus
melalui tahap-tahap reaksi. Misalnya untuk menentukan perubahan entalpi pembentukan CO2 dapat
dilakukan dengan berbagai cara.
Cara 1 C(g) + O2(g) CO2(g) H = -394 kJ
Cara 2 C dengan O2 bereaksi dulu membentuk CO, tahap berikutnya CO bereaksi dengan O2
menghasilkan CO2.
Perhatikan diagram berikut
C(s) + O2(g) CO2(g)
CO(g) + ½ O2(g)
H3 = H1 + H2
= –111 kJ + (–283 kJ)
= –394 kJ

17. Cara 3
C(s) + 12 O2(g) CO(g) H = –111 kJ
CO(g) + 12 O2(g) CO2(g) H = –283 kJ
C(s) + O2(g) CO2(g) H = –394 kJ
Pada cara 1, reaksi berlangsung satu tahap, sedangkan cara 2 dan cara 3 berlangsung dua
tahap. Ternyata dengan beberapa cara, perubahan entalpinya sama yaitu –394 kJ.
Seorang ilmuwan, German Hess, telah melakukan beberapa penelitian perubahan entalpi ini
dan hasilnya adalah bahwa perubahan entalpi reaksi dari suatu reaksi tidak bergantung pada
jalannya reaksi, apakah reaksi tersebut berlangsung satu tahap atau beberapa tahap. Penemuan ini
dikenal dengan Hukum Hess yang berbunyi:
Perubahan entalpi hanya bergantung pada keadaan awal dan
keadaan akhir reaksi.
Berdasarkan penelitian Hess ini, perubahan entalpi suatu reaksi yang tidak dapat ditentukan
dengan kalorimeter dapat ditentukan dengan perhitungan. Berikut ini contoh perhitungan penentuan
perubahan entalpi.
NEXT

18. 4. Penentuan H Berdasarkan Energi Ikatan
Suatu reaksi kimia terjadi akibat pemutusan ikatan-ikatan kimia dan pembentukan ikatan
ikatan kimia yang baru. Pada waktu pembentukan ikatan kimia dari atom-atom akan terjadi
pembebasan energi, sedangkan untuk memutuskan ikatan diperlukan energi. Jumlah energi yang
diperlukan untuk memutuskan ikatan antaratom dalam 1 mol molekul berwujud gas disebut energi
ikatan. Makin kuat ikatan makin besar energi yang diperlukan. Beberapa harga energi ikatan dapat
dilihat pada Tabel
Ikatan Energi Ikatan
kJ mol–1
H – H
H – C
H – N
H – F
H – Cl
H – Br
C – C
436
415
390
569
432
370
345
Ikatan Energi Ikatan
kJ mol–1
N = N
O = O
F – F
Cl – Cl
I – I
Br – Br
C = N
946
498
160
243
150
190
891
Ikatan Energi Ikatan
kJ mol–1
C – Br
C = C
O – H
C = C
C – O
C = O
C – Cl
275
837
464
611
350
741
330
Sumber: Holtzclaw, General Chemistry with Qualitative Analysis

19. Pada Tabel 3.2, energi ikatan H – H = 436 kJ mol–1, berarti untuk memutuskan ikatan H – H
menjadi atom-atom H dalam satu mol gas H2 diperlukan 436 kJ mol–1.
Harga energi ikatan dapat dipakai untuk menentukan H suatu reaksi.
HR = Ʃ energi ikatan yang diputuskan – Ʃ energi ikatan yang dibentuk.
Dengan rumus tersebut dapat pula ditentukan energi ikatan rata-rata suatu molekul dan energi yang
diperlukan untuk memutuskan salah satu ikatan atau energi ikatan disosiasi dari suatu molekul. Berikut
ini contoh perhitungan H dengan menggunakan harga energi ikatan.
Contoh Soal
1. Dengan menggunakan harga energi ikatan, hitunglah H reaksi:
CH4(g) + 4 Cl2(g) CCl4(g) + 4 HCl(g)
Penyelesaian:
H Cl
H – C – H + 4Cl – Cl Cl – C – Cl + 4H – Cl
H Cl
Energi ikatan yang diputuskan: Energi ikatan yang dibentuk:
4C – H = 4 . 415 = 1660 kJ 4C – Cl = 4 . 330 = 1320 kJ
4Cl – Cl = 4 . 243 = 972 kJ + 4H – Cl = 4 . 432 = 1728 kJ +
2632 kJ 3048 kJ
H reaksi = 2632 kJ – 3048 kJ = –416 kJ