Dokumen tersebut membahas tentang termodinamika kimia yang mencakup beberapa poin penting seperti jenis-jenis reaksi kimia (endoterm dan eksoterm), entalpi pembentukan standar, entalpi penguraian standar, entalpi pembakaran standar, entalpi pelarutan standar, penentuan kalor reaksi melalui persamaan reaksi dan tabel entalpi pembentukan, serta pengertian energi ikatan dan perhitungannya dalam men

1. TERMODINAMIKA
Muhammad Fawwaz Putro Utomo - 41516110015

2. Reaksi kimia dibedakan menjadi 2 :
1. Reaksi Endoterm
Suatu reaksi yang berlangsung memerlukan energi tambahan dari
luar (sistem menyerap panas dari luar). Akibatnya entalphi sistem
bertambah (∆H = +)
2. Reaksi Eksoterm
Suatu reaksi yang berlangsung melepaskan energi (panas) ke
lingkunngan. Akibatnya entalpi system berkurang (∆H= -)

3. 1. Entalpi Pembentukan Standar ( ΔHf o)
“f” → formation
Entalpi pembentukan standar adalah perubahan entalpi pada suatu
reaksi pembentukan satu mol zat dari unsur unsurnya pada keadaan
standar (koefisien senyawa terbentuk harus satu)
Contoh persamaan termokimia pada pembentukan senyawa:
½H2(g) + ½Cl2(g) → HCl(g) ΔH = -92,31KJ
Artinya : reaksi antara gas hidrogen (H2) dan klorin (Cl2) membentuk
1 mol asam klorida (HCl) dan membebaskan kalor
sebanyak 92,31 KJ.

4. 2. Entalpi Penguraian Standar (∆Hdo)
“d” → decomposition
Entalpi penguraian standar adalah perubahan entalpi pada suatu reaksi
penguraian satu mol zat menjadi unsur unsurnya pada keadaan standar
(koefisien senyawa terurai harus 1)
Contoh persamaan termokimia:
HCl(g) →½H2(g) + ½Cl2(g) ΔH = 92,31KJ
*karena reaksi penguraian kebalikan dari reaksi pembentukan maka hasil
entalpi pun berlawanan tanda

5. 3.Entalpi Pembakaran Standar ( ΔHco)
“c” → combustion
Entalpi pembakaran standar adalah perubahan entalpi pada satu
reaksi pembakaran satu mol zat (kefisien zat yang beraksi dengan
oksigen harus satu)
Contoh persamaan termokimia:
CO(g)+ ½O2(g) → CO2(g) ΔH = -283 KJ
Pembakaran selalu membebaskan kalor sehingga nilai kalor
pembakaran selalu negatif (eksoterm).

6. 4. Entalpi Pelarutan Standar (ΔHso)
“s” → solvation
◦ Entalpi pelarutan standar menyatakan kalor yang diperlukan /
dibebaskan untuk melarutkan 1 mol zat pada keadaan standar.
◦ Persamaan termokimia ditulis dengan mengubah keadaan standar
zat menjadi bentuk larutan.
◦ Contoh:
◦ ΔHso NaCl(aq) = +3,9 KJmol-1
◦ Persamaan termokimianya:
◦ NaCl(s) → NaCl (aq) ∆H = 3,9 KJ

7. Pada suatu reaksi H adalah tetap, tidak tergantung pada
jalannya reaksi atau tahap reaksi. tetapi hanya ditentukan
keadaan awal dan keadaan akhir.

8. 1. Berdasarkan kalor reaksi dari beberapa reaksi yang berhubungan.
Dalam hal ini reaksi yang diketahui kalor reaksinya disusun sedemikian rupa
sehingga penjumlahannya menjadi sama dengan reaksi yang diselidiki.
Contoh :
Diket: (1) S(s) + O2(g) → SO2(g) ΔH = -296,8 KJ
(2) 2SO2(g) + O2(g) → 2SO3(g) ΔH = -197,8 KJ
Tentukan entalpi reaksi : S(s) + 1½ O2 (g) → SO3(g)
Jawab :
Perubahan reaksi ini dapat diperoleh dengan menyusun dan menjumlahkan
2 reaksi yang diketahui sebagai berikut : reaksi(1) ditulis tetap sedangkan
reaksi(2) dibagi 2.
S(s) + O2(g) → SO2(g) ΔH = -296,8 KJ
SO2(g) + ½O2(g) → SO3(g) ΔH = -98,9 KJ
--------------------------------------------------------------------- +
S(s) + 1½O2(g) → SO3(g) ΔH = -395,7 KJ

9. 2. Berdasarkan tabel entalpi pembentukan
Kalor suatu reaksi dapat juga ditentukan dari data pembentukan
zat pereaksi dan produknya, dalam hal ini zat pereaksi dianggap
terlebih dahulu terurai menjadi unsur-unsurnya, kemudian unsur
itu bereaksi membentuk zat produk.
Secara umum, untuk reaksi :
mAB + nCD → pAD + qCB ΔH=…
ΔH = ( p. ΔHf
o AD + q. ΔHf
o CB) – (m. ΔHf
o AB + n. ΔHf
o CD)
Atau
ΔHo = Σ ΔHf
o (produk) - Σ ΔHf
o (pereaksi)

10. CONTOH SOAL :
2H2 + CO → CH3OH
HoF CO = -110,54 KJ/mol
HoF CH3OH = -238,66 KJ/mol
ΔH = n HoF Produk – n HoF Reaktan
ΔH = (1 x HoF CH3OH) – (2 x HoF H2 + 1 x HoF CO)
ΔH = (1 x -238,66) – ( 2 x 0 + 1 x -110,54)
ΔH = 128,12 KJ

11.  Kalor reaksi dapat ditentukan melalui percobaan yaitu dengan alat
kalorimeter.
 Proses pengukuran kalor reaksi disebut kalorimetri.
 Data ΔH reaksi yang terdapat pada tabel-tabel umumnyaditentukan secara
kalorimetris.
 Kalorimetri sederhana = mengukur perubahan suhu dari sejumlah tertentu
larutan sebagai akibat dari suatu reaksi kimia dalam suatu wadah terisolasi.
 Kalor reaksi sama dengan jumlah kalor yang diserap / yang dilepaskan
larutan di dalam gelas. Jumlah kalor yang diserap / dilepas larutan dapat
ditentukan dengan mengukur perubahan suhunya karena energi tidak
dapat dimusnahkan / diciptakan, maka :
qreaksi + q larutan = 0
qreaksi = - qlarutan

12. qreaksi + qkalorimeter + q larutan = 0
qreaksi = - (qkalorimeter + qlarutan)
 Jumlah kalor yang dilepas atau diserap oleh suatu sistem sebanding dengan
massa, kalor jenis zat, dan perubahan suhunya. Hubungan antara ketiga faktor
tersebut dengan perubahan kalor dirumuskan dengan persamaan:
q = m x c x ΔT
Keterangan : q = perubahan kalor (J)
m = massa zat (g)
c = kalor jenis zat (J g-1k-1)
ΔT = perubahan suhu (K)

13. CONTOH SOAL
Di dalam suatu kalorimeter bom, sebanyal 5,6 gram padatan CaO direaksikan dengan air
membentuk padatan Ca(OH)2. reaksi tersebut menyebabkan suhu kalrimeter bom naik
dari 15oC menjadi 17.6oC. Jika diketahui C kalorimeter adalah 350 J/oC, tentukan :
1. Kalor reaksi
2. ΔH reaksi dari 1 mol CaO
3. Tulis persamaan termokimia untuk reaksi 1 mol CaO
JAWAB :
ΔT = 17,6 – 15 = 2,6 oC
1. q reaksi = - q kalorimeter
= - C x ΔT
= - (350 x 2,6)
= - 910 J = 0,91 KJ

14. 2. ΔH = q reaksi
Untuk pembakaran 1 g CaO, ΔH -910 J
Untuk pembakaran 1 mol CaO :
mol = gram/mr
mol = 5,6 /56 = 0.1 mol
ΔH = - 910 / 0,1
= -9100 J/mol
3. CaO + H2 Ca(OH)2 ΔH = -9100 J/mol

15. A. Pengertian Energi Ikatan
 Energi ikatan adalah energi yang diperlukan untuk memutuskan satu
mol ikatan dari suatu molekul dalam wujud gas. Energi ikatan
dinyatakan dalam kilojoule per mol (KJmol-1) dengan lambang D.
 Secara umum, perhitungan ΔH reaksi menggunakan data energi ikatan
dapat dirumuskan sebagai berikut :
ΔH reaksi= (energi total pemutusan ikatan) – (energi total pembentukan
ikatan)

16.  Contoh :
 CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l) ∆Hr = …
 Reaksi pemutusan ikatan pada CH4(g) dan 2O2(g) adalah:
1. H
H – C – H → C + 4H ; ∆H1 = 4 x Ec – H
H
2. 2O = O → 4O ; ∆H2 = 2 x EO=O
 Reaksi pembentukan ikatan pada senyawa CO2(g) dan 2H2O(l) adalah:
3. C + 2O → O = C = O ; ∆H3 = - (2EC=O)
4. 4H + 2O → (2H – O – H) ; ∆H4 = - (4EO-H)

17.  Jika keempat reaksi tersebut dijumlahkan, akan diperoleh :
CH4(g) → C + 4H ∆H1 = +4EC-H
2O2(g) → 4O ∆H2 = +2EO=O
C + 2O → CO2(l) ∆H3 = -2EC=O
4H + 2O → 2H2O(l) ∆H4 = -4EO-H
------------------------------------------------------------------------------------------------ +
CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l),
∆Hr = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3 + ∆H4
∆H reaksi = (4EC-H + 2EO=O) + (-2EC=O - 4EO-H )
= (4EC-H + 2EO=O) - (2EC=O + 4EO-H )

18.  Contoh :
CH4(g) + Cl2(g) → CH3Cl(g) + HCl(g)
Reaksi tersebut dapat digambarkan sebagai berikut:
H H
H – C – H + Cl – Cl → H – C – Cl + H – Cl
H H
 Perubahan entalpinya dapat dihitung sbb:
Ikatan yang terputus = 4 ikatan C – H : 4 x 413 KJ = 1652 KJ
1 ikatan Cl – Cl : 1 x 242 KJ = 242 KJ
Ikatan yang terbentuk = 3 ikatan C – H : 3 x 413 KJ = 1239 KJ
1 ikatan C – Cl : 1 x 328 KJ = 328 KJ
1 ikatan H – Cl : 1 x 431 KJ = 431 KJ
 ∆H = (Σ E pemutusan ikatan) – ( Σ E penggabungan ikatan)
= (1652 + 242) – (1239 + 328 + 431) KJ
= 1894 – 1998 KJ
= -104 KJ