Dokumen tersebut membahas beberapa jenis reaksi kimia dan konsep-konsep termokimia yang terkait, yaitu: 1. Dibedakannya reaksi kimia menjadi reaksi eksoterm dan endoterm berdasarkan pelepasan atau penyerapan kalor. 2. Penjelasan mengenai beberapa jenis entalpi standar yang meliputi entalpi pembentukan, penguraian, pembakaran, pelarutan dan beberapa contoh per

2. Reaksi kimia dibedakan menjadi 2 :
1. Reaksi eksoterm
- adalah reaksi kimia yang melepaskan kalor
- energi berpindah dari system ke lingkungan
- akibatnya :
- entalpi system berkurang (∆H = -)
- suhu system naik
2. Reaksi endoterm
- adl. Reaksi kimia yang menyerap kalor
- energi berpindah dari lingkungan ke system
- akibatnya :
- entalpi system bertambah (∆H= +)
- suhu system turun

3. 1. Entalpi Pembentukan Standar ( ΔHf o)
“f” → formation
 Entalpi pembentukan standar suatu senyawa menyatakan jumlah
kalor yang diperlukan / dibebaskan untuk proses pembentukan 1
mol senyawa dari unsur-unsurnya yang stabil pada keadaan
standar (298K, 1 atm).
 Contoh unsur-unsur yang stabil pada keadaan standar :
H2 , O2, C, N2 ,Ag, Cl2 , Br2 , S, Na, Ca, dan Hg.
 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.
 Entalpi pembentukan standar unsur-unsur dalam bentuk yang
paling stabil bernilai 0 (nol). Contohnya : O2(g), I2(s), C(grafit), H2(g) ,S(s).
Contoh persamaan termokimia pada pembentukan unsur:
I2(s)
→ I2(g)
ΔH = +62,66 KJ

4. 2.
Entalpi Penguraian Standar (∆Hdo)
“d” → decomposition
Entalpi penguraian standar suatu senyawa menyatakan jumlah kalor
yang diperlukan/ dibebaskan untuk proses penguraian 1 mol
senyawa menjadi unsur-unsurnya pada keadaan standar (298K,
1atm).
Menurut Hukum Laplace:
Jumlah kalor yang dibebaskan pada pembentukan senyawa dari unsurunsurnya = jumlah kalor yang diperlukan pada penguraian
senyawa tersebut menjadi unsur-unsurnya.
Maka ΔHdo >< ∆Hfo dengan jumlah kalor sama, tetapi tandanya
berlawanan karena reaksi berlawanan arah.
Contoh persamaan termokimia:
Jika ΔHfo H2O = -240 KJmol-1 maka ∆Hdo H2O = +240 KJmol-1, dan
persamaan termokimianya:
H2O(l)→ H2(g) + ½O2(g)
∆ H = +240 KJ

5. 3.Entalpi Pembakaran Standar ( ΔHco)
“c” → combustion
Entalpi pembakaran standar suatu senyawa menyatakan jumlah kalor
yang dibebaskan untuk pembakaran 1 mol zat (unsur atau senyawa)
pada keadaan standar (298K, 1atm).
Pembakaran selalu membebaskan kalor sehingga nilai kalor
pembakaran selalu negatif (eksoterm).
Contoh persamaan termokimia:
Jika zat yang dibakar CO(g) dan ∆Hco = -283 KJmol-1 maka persamaan
termokimianya:
CO(g)+ ½O2(g) → CO2(g)
ΔH = -283 KJ

6. Entalpi Pelarutan Standar (ΔHso)
4.
“s” → solvation
◦
Entalpi pelarutan standar menyatakan kalor yang diperlukan /
dibebaskan untuk melarutkan 1 mol zat pada keadaan standar
(298K, 1atm).
◦
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)
◦
Penamaan entalpi atau kalor standar untuk reaksi yang lain
disesuaikan dengan reaksinya. Contoh : untuk reaksi penggaraman
disebut “entalpi atau kalor penggaraman standar”, untuk reaksi
penguapan disebut “entalpi atau kalor penguapan standar”.
∆H = 3,9 KJ

7. Contoh:
1. HCl(aq)+ NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l) ∆H = -56KJ
∆H = -56KJmol-1 disebut entalpi atau kalor standar penggaraman NaCl.
2. H2O(l) → H2O(g) ) ∆H = +44,01 KJ
∆H = +44,01 KJmol-1 disebut entalpi atau kalor standar penguapan air.
3. I2(s) → I2(g)
∆H = +62,44 KJ
∆H = +62,44 KJmol-1 disebut entalpi atau kalor sublimasi standar iodin.
4. C2H4(g) + H2(g) → C2H6(g) ∆H = -138 KJ
∆H = -138 KJmol-1 disebut entalpi atau kalor adisi C2H4 dan Hidrogen.

8. 
ΔH reaksi dapat dihitung dengan menggunakan hukum hess.

Hukum Hess:
◦ Kalor reaksi tidak bergantung pada lintasan, tetapi hanya ditentukan
keadaan awal dan keadaan akhir.
◦ Hukum penjumlahan kalor.

Dengan menggunakan kalorimrter dapat ditentukan kalor pembentukan CO2
adalah Hf = -393,52 kJ, dan kalor pembakaran CO adalah Hf = -283,0 kJ.
Tetapi kalor yang dilepaskan atau diserap oleh reaksi CO dari c dan O2 tidak
dapat ditentukan oleh kalorimeter. Dalam hal ini hukum Hess akan
membantu kita dalam melakukan perhitungan terhadap perubahan entalpi
reaksi pembentukan CO tersebut.
C(s) + O2(g)
→
CO2(g)
Hf = -393,52 kJ
CO(g) + ½ O2(g)
→
CO2(g)
Hc = -283,0 kJ
Jika dianalisis lebih lanjut pembentukan CO(g) merupakan tahapan reaksi
dalam pembentukan CO2(g) dari unsur C dan gas O2.

9. 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

10. 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.
Contoh :
Penentuan entalpi reaksi antara kristal natrium hidroksida
dengan gas hidrogen klorida membentuk kristal natrium klorida
dan air.

11. ΔH1
ΔH2
ΔH3
ΔH4
=
=
=
=
entalpi penguraian NaOH(s) = - ΔHfo NaOH(s)
entalpi penguraian HCl(g)
= - ΔHfo HCl(g)
entalpi pembentukan NaCl(s) = ΔHfo NaCl (s)
entalpi pembentukan H2O(l) = ΔHfo H2O(l)
Menurut Hukum Hess :
ΔH = ΔH1 + ΔH2 + ΔH3 + ΔH4
= - ΔHfo NaOH(s) - ΔHfo HCl(g) + ΔHfo NaCl (s) + ΔHfo H2O(l)
= (ΔHfo NaCl (s) + ΔHfo H2O(l)) - (ΔHfo NaOH(s) + ΔHfo HCl(g))
Secara umum, untuk reaksi :
mAB + nCD → pAD + qCB ΔH =…
ΔH = ( p. ΔHfo AD + q. ΔHfo CB) – (m. ΔHfo AB + n. ΔHfo CD)
Atau
ΔHo = Σ ΔHfo (produk) - Σ ΔHfo (pereaksi)

12. 




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

13. 
Jumlah kalor yang diserap / dibebaskan kalorimeter dapat
ditentukan jika kapasitas kalor dari kalorimeter diketahui. Dalam
hal ini jumlah kalor yang dibebaskan / diserap oleh reaksi sama
dengan jumlah kalor yang diserap / dibebaskan oleh kalorimeter
ditambah dengan jumlah kalor yang diserap / dibebaskan oleh
larutan di dalam kalorimeter. Oleh karena energi tidak dapat
diciptakan / dimusnahkan, maka :
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)

14. 
Kalorimetri Bom (Bomb calorimeter)
◦ Merupakan suatu kalorimeter yang dirancang khusus
sehingga sistem benar-benar dalam keadaan terisolasi.
◦ Umumnya digunakan untuk menentukan perubahan entalpi
dari reaksi-reaksi pembakaran yang melibatkan gas.
◦ Di dalam kalorimeter bom terdapat ruang khusus untuk
melangsungkan reaksi yang disekitarnya diselubungi air
sebagai penyerap kalor.
◦ Kalor yang diserap / dilepas oleh kalorimeter disebut
kapasitas kalorimeter (C).

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.

Energi Ikatan berbagai Ikatan :

16. 




Reaksi kimia pada dasarnya merupakan proses penyusunan ulang
atom-atom dalam molekul, membentuk susunan molekul yang baru.
Penyusunan ulang ini mencakup pemutusan dan pembentukan ikatan.
Pada saat bereaksi, molekul pereaksi dapat dianggap memutuskan
seluruh ikatannya sehingga menjadi atom-atom bebas. Proses
pemutusan ikatan memerlukan energi, sehingga perubahan entalpinya
diberi tanda positif (+). Selanjutnya, atom-atom bebas (hasil
penguraian pereaksi) membentuk zat-zat hasil reaksi melalui
pembentukan ikatan baru. Peristiwa pembentukan ikatan melepaskan
energi sehingga perubahan entalpinya diberi tanda negatif (-).
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
2O2(g)
→ 4O
C + 2O
→ CO2(l)
4H + 2O → 2H2O(l)
∆H1 = +4EC-H
∆H2 = +2EO=O
∆H3 = -2EC=O
∆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 )

Secara umum, perhitungan ΔH reaksi menggunakan data energi
ikatan dapat dirumuskan sebagai berikut :
ΔH reaksi= (energi total pemutusan ikatan) – (energi total
pembentukan ikatan)

18. B.


Energi Ikatan Rata-Rata
Energi ikatan rata-rata adalah energi rata-rata yang diperoleh
dari hasil pemutusan ikatan satu mol senyawa dalam wujud gas.
Contoh:
CH4(g) → CH3(g) + H(g)
ΔH = +425 KJmol-1
CH3(g) → CH2(g) + H(g)
ΔH = +480 KJmol-1
CH2(g) → CH(g) + H(g)
ΔH = +425 KJmol-1
CH(g) → C(g) + H(g)
ΔH = +335 KJmol-1

Jika keempat reaksi tersebut dijumlahkan maka akan diperlukan
energi 1664 KJmol-1, sehingga dapat dirata-rata untuk setiap
ikatan sebesar +416 KJmol-1. Jadi, energi ikatan rata-rata dari
ikatan C-H adalah 416 KJmol-1.

Harga energi ikatan dapat digunakan untuk memperkirakan
harga perubahan entalpi suatu reaksi. Perubahan entalpi
merupakan selisih dari energi yang digunakan untuk
memutuskan ikatan dengan energi yang terjadi dari
penggabungan ikatan.
∆H = Σ Energi ikatan pereaksi - Σ Energi ikatan hasil reaksi

19. 
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

20. 
Reaksi kimia yang umum digunakan untuk menghasilkan energi
adalah pembakaran, yaitu suatu reaksi cepat antara bahan bakar
dengan oksigen yang disertai terjadinya api. Bahan bakar utama
dewasa ini adalah bahan bakar fosil, yaitu gas alam, minyak
bumi, dan batu bara.

Bahan bakar fosil ini mengandung unsur hidrokarbon (C dan H).
Jika dibakar, bahan bakar ini akan menghasilkan energi disertai gas
karbondioksida (CO2) dan uap air (H2O).

Nilai kalor bakar dari bahan bakar umumnya dinyatakan dalam
satuan KJ/gram, yang menyatakan berapa KJ kalor yang dapat
dihasilkan dari pembakaran 1 gram bahan bakar tersebut.

21. Jenis Bahan
Bakar
Nilai Kalor
(KJ/gram)
Gas alam
49
Batu bara
32
Minyak mentah
45
Bensin
48
Arang
34
Kayu
18

22. Pembakaran bahan bakar dalam mesin kendaraan atau dalam industri
tidak terbakar sempurna. Pembakaran sempurna senyawa hidrokarbon
akan membentuk karbondioksida (CO2) dan uap air (H2O). Sedangkan
pembakaran tidak sempurna membentuk karbon monoksida (CO) dan
uap air (H2O). Pembakaran tidak sempurna disebabkan oleh adanya
unsur C yang tidak terbakar. Hal ini ditandai dengan terbentuknya asap
yang berwarna hitam dan nyala api berwarna kuning. Pembakaran
tidak sempurna berarti ada energi yang tidak dihasilkan. Akibatnya,
akan mengurangi efisiensi bahan bakar. Kerugian lain dari pembakaran
tidak sempurna adalah dihasilkannya gas CO yang bersifat racun. Oleh
karena itu, pembakaran tidak sempurna akan mencemari udara.