Dokumen tersebut membahas tentang termokimia yang mempelajari perubahan panas dalam reaksi kimia, serta sistem terbuka, tertutup, dan terisolasi. Juga dibahas tentang energi, entalpi, dan perbedaan antara energi dan entalpi.

1. TERMOKIMIA
KELOMPOK 3

2. APA ITU TERMOKIMIA?
Termokimia adalah ilmu yang memepelajari
tentang perubahan panas dalam reaksi kimia

3. SISTEM DAN LINGKUNGAN
 Sistem adalah bagian tertentu dari alam yang menjadi pusat perhatian.
 Lingkungan adalah segala sesuatu yang berada diluar sistem.
Contoh :
Sistem biasanya mencakup zat yang terlibat dalam perubahan kimia dan fisik. Misalnya,
dalam percobaan netralisasi asam-basa, sistem mencakup 50 mL HCl dan 50 mL NaOH
ditambahkan, sementara tabung reaksi, udara disekitar reaksi dan laboratorium tempat
melangsungkan reaksi adalah Lingkungannya.

4. 3 Macam Sistem
 Sistem terbuka adalah sistem yang memungkinkan terjadinya perpindahan
energi dan materi ke lingkungan.
 Sistem tertutup adalah sistem yang hanya memungkinkan terjadinya
perpindahan energi ke lingkungan.
 Sistem terisolasi adalah sistem yang tidak memungkinkan terjadinya
perpindahan kalor maupun materi dari sistem ke lingkungan.

5. Contoh

6. ENERGI DAN ENTALPI
 Energi adalah kemampuan untuk melaksanakan kerja
 Entalpi adalah istilah dalam termodinamika yang menyatakan jumlah energi dari
suatu sistem termodinaka

7. Apa perbedaan antara Energi dan Entalpi?
 Energi hanya diukur dalam joule, tetapi entalpi diukur baik dengan joule dan
joule per mol.
 Entalpi juga merupakan bentuk energi. Energi adalah keadaan materi, tetapi
entalpi selalu perubahan energi antara dua keadaan.
 Energi hanya dapat berubah positif tetapi entalpi bisa positif dan negatif.

8. Perubahan entalpi
PENGERTIAN
Perubahan entalpi adalah perubahan panas dari
reaksi pada suhu dan tekanan yang tetap, yaitu selisih
antara entalpi zat-zat hasil dikurangi entalpi zat-zat
reaktan.
Rumus : ΔH = Hh - Hr
ΔH : perubahan entalpi
Hh : entalpi hasil reaksi
Hr : entalpi zat reaktan.

9. Contoh

10. Reaksi eksoterm dan endoterm
Reaksi eksoterm
Adalah reaksi yang pada saat berlangsung terjadi
pelepasan kalor
Contoh

11. Reaksi endoterm
Yaitu reaksi yang pada saat berlangsung terjadi penyerapan kalor
Contoh :

13. Jenis-jenis perubahan entalphy(ΔH) :
 Perubahan entalphy standar (ΔH°)
 Adalah pengukuran besarnya kalor yang disebabkan dari suatu reaksi yang
berlangsung pada suhu 25°C (298 K) dan tekanan 1 atm. Perubahan entalphy
pembentukan standar(ΔH°f)
 Ex : pembentukan H2O
 H2 + O2 H2O ΔH°f = -134 j/mol

14.  Perubahan entalphy penguraian standar(ΔH°d) Adalah kebalikan dari ΔH°f , yaitu
besarnya energy yang dibebaskan atau yang diperlukan untuk menguraikan 1 mol
suatu senyawa menjadi unsur-unsurnya.
 Ex : ΔH penguraian CO2 = + 392.2 kj/mol
 CO2(g) C(s) + O2(g)

15.  Perubahan entalphy pembakaran standar(ΔH°c) Adalah besarnya kalor yang
dilepaskan jika mol senyawa dibakar sempurna dengan oksigen pada keadaan
standar. Ex : CH(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(l)
 ΔH°c = -342.5 kj/mol

16. Kalorimetri
Kalorimetri adalah suatu sistem isolasi (tidak
ada pertukaran materi maupun energi dengan
lingkungan diluar kalorimeter.
qreaksi = -(qkalorimeter + qlarutan)
Jika nilai kapasitas kalor kalorimeter sangat
kecil, kalor kalorimeter dapat diabaikan
sehingga perubahan kalor dapat dianggap
hanya berakibat pada kenaikan suhu larutan
dalam kalorimeter.

17. Sehingga :
qreaksi = -qlarutan
qreaksi = -m.c.∆T
Dengan :
q = kalor reaksi (J atau kJ)
m = massa (g atau kg)
c = kalor jenis (J/g°C atau J/kg K)
∆T = perubahan suhu (°C atau K)

18. Namun biasanya pada kalorimeter bom, kapasitas kalor kalorimeter perlu diperhitungkan
qreaksi = -(qkalorimeter + qlarutan)
dengan nilai qkalorimeter = Ckalorimeter.∆T
qreaksi = -(Ckalorimeter.∆T + m.c.∆T)

19. Hukum Hess
“Perubahan entalphi suatu reaksi hanya tergantung pada keadaan awal (zat-zat
pereaksi) dan keadaan akhir (zat-zat reaksi) dari suatu reaksi dan tidak tergantung
bagaimana jalannya reaksi.”
Pada perhitungan menggunakan hukum Hess, terdapat 4
cara yang dapat digunakan.
• Cara data lengkap
• Cara rumus ∆Hf
• Cara diagram energi
• Cara diagram siklus

20. Cara Data Lengkap
Tidak semua reaksi kimia berlangsung dalam satu tahap, ada yang 2 tahap atau
lebih. Namun, menurut Hess (1840) berapa pun tahap reaksinya, jika bahan awal
dan hasil akhirnya sama, akan memberikan perubahan entalpi yang sama.
Contoh reaksi :
1. Reaksi langsung
A B ΔH1 = x Kkal
2. Secara tidak langsung
a) lewat C A C
C B
ΔH2 = b Kkal
ΔH3 = c Kkal

21. Contoh

22. Diagram Siklus dan Diagram Tingkat Energi
+ 1/2O2(g)

23. Rumus ∆Hf
Diketahui :
∆Hf° H2O(g) = -242 kJ/mol
∆Hf° CO2(g) = -394 kJ/mol
∆Hf° CH4(g) = -84 kJ/mol
Hitunglah perubahan entalpi
pembakaran CH4

24. Apa Itu Energi Ikatan?
Energi ikatan didefinisikan sebagai kalor yang diperlukan untuk memutuskan
ikatan oleh satu mol molekul gas menjadi atom-atom atau gugus dalam keadaan
gas.

25. Pemutusan dan Penggabungan
 Reaksi kimia pada dasarnya terdiri dari 2 proses yaitu :
1. Pemutusan ikatan antar atom dari senyawa yang bereaksi. Proses ini
memerlukan kalor (Endoterm)
2. Penggabungan kembali ikatan dari atom-atom yang terlibat reaksi sehingga
membentuk susunan baru. Proses ini melepaskan kalor (Eksoterm)

26. Pada reaksi : H2(g) + Cl2(g) 2HCl(g)
 Tahap pertama : H2(g) 2H(g) ................ Diperlukan energi
Cl2(g) 2Cl(g) ............... Diperlukan energi
 Tahap kedua : H2(g) + Cl2(g) 2HCl(g) ... Melepaskan energi
Secara skematis dapat digambarkan sebagai berikut.
H2
Cl2
2H
2Cl
2HCl(g)
MELEPAS
ENERGI
MENYERAP
ENERGI

27. Energi Disosiasi Ikatan (D)
Energi Disosiasi ikatan adalah energi yang diperlukan untuk
memutuskan salah satu ikatan 1 mol suatu molekul gas
menjadi gugus-gugus molekul gas.
CH4(g) CH3(g) + H(g) ∆H = +425 KJ/mol
*Energi ikatan dinyatakan dalam satuan kJ/mol.

28. Energi Ikatan Rata-rata
Energi ikatan rata-rata merupakan energi rata-rata yang diperlukan untuk
memutuskan sebuah ikatan dari seluruh ikatan suatu molekul gas menjadi atom-
atom gas.

29. Contoh :
Tentukan Energi ikat rata-rata dari ikatan C – H !
 CH4(g) CH3(g) + H(g)..... ∆H = +425 KJ/mol
 CH3(g) CH2(g) + H(g)..... ∆H = +480 KJ/mol
 CH2(g) CH(g) + H(g)....... ∆H = +425 KJ/mol
 CH(g) C(g) + H(g)........... ∆H = +335 KJ/mol
 Maka, Energi ikat rata-rata dari ikatan C – H adalah +1665 KJ/mol =
416,25 KJ/mol 4
+
+1665 KJ/mol

30. Tabel Energi Ikatan Rata-rata

31. Fungsi Energi Ikat
1. Sebagai petunjuk kekuatan ikatan dan kestabilan.
 Molekul dengan energi ikatan yang besar berarti ikatan dalam molekul tersebut
kuat atau stabil.
 Molekul dengan energi ikatan yang kecil lebih mudah terurai

32. 2. Untuk memperkirakan nilai perubahan entalpi (∆H)
∆H merupakan selisih dari energi yang digunakan untuk
memutuskan ikatan dengan energi untuk menggabungkan ikatan
ΔH =∑Energi ikat Pereaksi – ∑Energi ikat Hasil Reaksi

33. Contoh
Diketahui energi ikatan rata-rata :
C ≡ C : 839 kJ/mol
C− C : 343 kJ/mol
H − H: 436 kJ/mol
C − H: 410 kJ/mol
Perubahan entalpi yang terjadi pada reaksi :
CH3 −C ≡ CH + 2 H2 → CH3 −CH2 −CH3 sebesar...
A. +272 kJ/mol
B. – 272 kJ/mol
C. – 1.711 kj/mol
D. – 1.983 kJ/mol
E. – 3.694 kJ/mol

34. Pembahasan
Sisa ikatan yang masih ada:
Ruas kiri :
1 buah C − C : 343KJ/mol
1 buah C ≡ C : 839 kJ/mol
2 buah H − H : 436 kJ/mol
Kanan
2 buah C − C : 343KJ/mol
4 buah C − H : 410 kJ/mol

35. Bahan Bakar dan Perubahan Entalpi
Bahan bakar merupakan suatu senyawa yang bila dilakukan pembakaran
terhadapnya dihasilkan kalor yang dapat dimanfaatkan untuk berbagai keperluan.
Bahan bakar yang banyak dikenal adalah jenis bahan bakar fosil, misalnya minyak
bumi atau batu bara. Selain bahan bakar fosil dikembangkan pula bahan bakar jenis
lain misalnya alkohol, hidrogen.

36. Tabel Nilai Kalor Bakar Beberapa Bahan Bakar