Termokimia adalah cabang kimia yang berhubungan dengan hubungan antara panas dan reaksi kimia. Ia mempelajari perubahan entalpi dalam reaksi kimia dan merupakan penerapan termodinamika dalam kimia. Perubahan entalpi mengukur jumlah panas yang diserap atau dilepaskan dalam suatu reaksi.

1. TERMOKIMIA

2. Pengertian
Termokimia ialah
cabang kimia yang
berhubungan dengan
hubungan timbal balik
panas dengan reaksi kimia
atau dengan perubahan
keadaan fisika. Secara
umum, termokimia ialah
penerapan termodinamika
untuk kimia. Termokimia
ialah sinonim
dari termodinamika kimia.
Josiah Willard Gibbs - pendiri
termodinamika kimia

3. Azas Kekekalan
Energi “ Energi tidak dapat diciptakan
atau dimusnahkan, energi hanya
dapat diubah dari satu bentuk energi
ke bentuk energi yang lain. “
Energi alam semesta adalah
tetap, sehingga energi yang terlibat
dalam suatu proses kimia dan fisika
hanya merupakan perpindahan atau
perubahan bentuk energi.
Contoh perubahan energi :
• Energi radiasi diubah menjadi
energi panas.
• Energi potensial diubah menjadi
energi listrik.
• Energi kimia menjadi energi listrik.
James Prescott Joule. Ia dikenal
sebagai perumus Hukum
Kekekalan Energi.

4. Sistem dan Lingkungan
Sistem adalah bagian dari alam semesta yang sedang menjadi pusat
perhatian. Sedangkan bagian dari alam semesta yang sedang bereaksi dengan
sistem disebut lingkungan.
Berdasarkan interaksinya dengan lingkungan, Sistem dibedakan
menjadi 3 macam:
• Sistem Terbuka
Suatu sistem yang memungkinkan terjadinya perpindahan energi dan
materi antara sistem dan lingkungan.
• Sistem Tertutup
Suatu sistem yang memungkinkan terjadinya perpindahan energi,
tetapi tidak dapat terjadi pertukaran materi antara sistem dan lingkungan.
• Sistem Terisolasi
Sistem yang tidak memungkinkan terjadinya perpindahan enrgi dan
materi antara sistem dan lingkungan.

5. Perubahan Entalpi (∆H)
Entalpi (H) adalah jumlah energi yang
dimiliki sistem pada tekanan tetap. Entalpi (H)
dirumuskan sebagai jumlah energi yang
terkandung dalam sistem (E) dan kerja (W).
denganH = E + W W = P x V
E = energi (joule)
W = kerja sistem (joule)
V = volume (liter)
P = tekanan (atm)

6. Nilai energi suatu materi
tidak dapat diukur, yang dapat
diukur hanyalah perubahan
energi (ΔE). Demikian juga
halnya dengan entalpi, entalpi
tidak dapat diukur, kita hanya
dapat mengukur perubahan
entalpi (ΔH).
dengan:
ΔH = perubahan entalpi
Hp = entalpi produk
Hr = entalpi reaktan atau pereaksi
• Bila H produk > H reaktan,
maka ΔH bertanda positif,
berarti terjadi penyerapan
kalor dari lingkungan ke
sistem.
• Bila H reaktan > H produk,
maka ΔH bertanda negatif,
berarti terjadi pelepasan
kalor dari sistem ke
lingkungan.ΔH = Hp – Hr

7. Reaksi Endoterm & Eksoterm
• Reaksi Eksoterm
Pada reaksi eksoterm ,
sistem membebaskan energi,
sehingga entalpi sistem akan
berkurang, artinya entalpi
produk lebih kecil daripada
entalpi pereaksi. Oleh karena
itu , perubahan entalpinya
bertanda negatif. Sehingga p
dapat dinyatakan sebagai
berikut:
• Reaksi Endoterm
Pada reaksi endoterm, sistem
menyerap energi. Oleh karena itu,
entalpi sistem akan bertambah.
Artinya entalpi produk (Hp) lebih
besar daripada entalpi pereaksi
(Hr). Akibatnya, perubahan
entalpi, merupakan selisih antara
entalpi produk dengan entalpi
pereaksi (Hp -Hr) bertanda positif.
Sehingga perubahan entalpi
untuk reaksi endoterm dapat
dinyatakan:
ΔH = Hp- Hr = positif (>0)
ΔH = Hp- Hr = negatif (<0)

8. Perubahan entalpi pada reaksi eksoterm dan endoterm dapat dinyatakan
dengan diagram tingkat energi.

9. Persamaan Termokimia
Persamaan reaksi yang mengikutsertakan perubahan entalpinya
disebut persamaan termokimia. Nilai ΔH yang dituliskan pada
persamaan termokimia disesuaikan dengan stokiometri reaksi. Artinya
jumlah mol zat yang terlibat dalam reaksi sama dengan koefisien
reaksinya.
Contoh:
Pada pembentukan 1 mol air dari gas hidrogen dengan gas oksigen
dibebaskan 286 kJ. Kata “dibebaskan” menyatakan bahwa reaksi
tergolong eksoterm. Oleh karena itu ∆H = -286 kJ Untuk setiap mol air
yang terbentuk. Persamaan termokimianya adalah:
• H2 (g) + ½O2 (g) ——> H2O (l) ΔH = -286 kJ
Atau
• 2H (g) + O2 (g) ——> 2H2O (l) ΔH = -572 kJ

10. Hukum Hess