Dokumen ini membahas tentang termokimia, termasuk pengukuran kalor reaksi, perubahan entalpi, serta berbagai jenis sistem berdasarkan interaksinya dengan lingkungan. Selain itu, dijelaskan juga tentang hukum Hess, pengukuran dengan kalorimeter, dan cara menghitung perubahan entalpi dari reaksi kimia dengan contoh-contoh. Dokumen ini memberikan informasi penting mengenai reaksi eksoterm dan endoterm, serta penggunaan energi ikatan dalam menentukan entalpi reaksi.

1. Disusun oleh:
Agus Mujianto 331610009
Muhammad Apriyanto 331610002
Nanang Rohman 331610004
Niko Arfan S. 331610043
Sandy Fajar N. 331610018
Siti Nurana N. 331610022
Sugeng Riyanto 331610038
Tuyarsih 331610001

2. Termokimia adalah cabang ilmu kimia
yang mempelajari tentang kalor
reaksi, yaitu pengukuran kalor yang
menyertai reaksi kimia.
Termokimia
TERMOKIMIA
SISTEM
LINGKUNGAN

3. Sistem dan lingkungan
Sistem adalah segala sesuatu yang
menjadi yang menjadi pusat
perhatian dalam mempelajari
perubahan energi, sedangkan
lingkungan segala sesuatu di luar
sistem.

4. Berdasarkan interaksinya dengan
lingkungan, sistem ada 3 macam :
1.Sistem terbuka
2.Sistem tertutup
3.Sistem terisolasi
No Nama Sistem Perpindahan
Energi Materi
1 Sistem Terbuka Ya Ya
2 Sistem Tertutup Ya Tidak
3 Sistem Terisolasi Tidak Tidak
Sifat-sifat sistem dan perbedaannya.

5. Energi
Dalam setiap reaksi kimia selalu
terjadi perubahan energi.
Satuan-satuan energi :
“Energi tidak dapat diciptakan atau
dimusnahkan, hanya dapat di ubah
kedalam bentuk energi lainnya”

6. Entalpi
Entalpi merupakan energi dalam
bentuk kalor yang tersimpan didalam
suatu sistem, disimbolkan dengan H.
Perubahan entalpi suatu sistem
dapat diukur jika sistem mengalami
perubahan. Perubahan entalpi (ΔH).
ΔH=Hakhir-Hawal

7. Reaksi Eksoterm
• Reaksi yang melepaskan kalor atau
menghasilkan energi, kalor mengalir dari
sistem ke lingkungan (terjadi penurunan
entalpi).
• Hakhir < Hawal
• Hakhir – Hawal < 0
• H bernilai negatif

8. Reaksi Endoterm
• Reaksi yang menyerap kalor atau
membutuhkan energi, kalor mengalir dari
lingkungan ke sistem (terjadi kenaikan
entalpi).
• Hakhir > Hawal
• Hakhir – Hawal > 0
• H bernilai positif

9. Perubahan entalpi standar (ΔH)
Perubahan entalpi reaksi yang diukur
pada temperatur 25°C (298 K) dan
tekanan 1 atm disepakati sebagai
perubahan entalp standar, dinyatakan
dengan simbol ΔH. Satuan yang
digunakan untuk menyatakan
perubahan entalpi adalah kJ.
Perubahan entalpi dalam molar
adalah kJ/mol

10. Entalpi pembentukan standar
Perubahan entalpi pada pembentukan 1 mol
senyawa dari unsur-unsurnya yang paling stabil,
pada keadaan standar.
Satuan (SI) ΔHf=…Kj/mol
Contoh:
Perubahan entalpi pembentukan standar dari gas
karbondioksia (CO2) adalah -393,5 kJ/mol.
Persamaan termokimianya:
C(s) + O2(g) CO2(g) ΔHf= -393,5 kJ/mol

11. Entalpi penguraian standar
Perubahan entalpi pada penguraian 1 mol senyawa
menjadi unsur-unsurnya, pada keadaan standar.
Disimbolkan dengan ΔHd.
Contoh:
Perubahan entalpi penguraian H2O adalah
+286 kJ/mol.
Persamaan termokimianya:
H2O(l) H2(g) + O2(g) ΔHd= +286 kJ/mol

12. Entalpi pembakaran standar
Perubahan entalpi pada pembakaran sempurna 1
mol unsur atau senyawa, pada keadaan standar.
Disimbolkan dengan ΔHc.
Contoh:
Perubahan entalpi pembakaran gas CH4 adalah
-802 kJ/mol.
Persamaan termokimianya:
CH4(g) + O2(g) CO2(g) + 2H2(g) ΔHc= -802 kJ/mol

13. Penentuan perubahan entalpi (ΔH)
Kalorimeter
Hukum Hess
Entalpi Pembentukan
Energi Ikatan

14. Kalorimeter
Kalorimeter adalah suatu alat untuk
mengukur jumlah kalor yang diserap atau
dibebaskan sistem.
q = kalor yang dibebaskan atau diserap
M = massa air (gram)
c = kapasitas kalor air (J/g.)
Δt = perubahan suhu (°C)
q = m.c.Δt
c = 4,2 J/g.°C

15. Contoh soal
Didalam kalorimeter terdapat zat yang
bereaksi secara endoterm reaksi tersebut
menyebabkan 1 Kg air yang terdapat
dalam kalorimeter mengalami penurunan
suhu 5°C. Tentukan kalor reaksi dari
reaksi tersebut!.
Penyelesaian :
q = m.c.Δt
= 1000 gram. 4,2 J/g.°C. 5°C
= 21000 J
= 21 kJ

16. Hukum Hess
C(s) + O2(g) CO2(g)
CO(g) + O2(g)
Lintasan 1
Lintasan 2
ΔH1 = -394
ΔH3 = -284
ΔH2 = -110
Keadaan awal Keadaan akhir
Diagram siklus reaksi pembakaran karbon
Pada tahun 1840 Henry Hess dari Jerman
menyatakan, perubahan entalpi reaksi
hanya tergantung pada keadaan awal dan
akhir sistem, tidak bergantung pada
jalannya reaksi.

17. Hukum Hess
Contoh:
Reaksi karbon dan oksigen untuk membentuk
CO2 dapat berlangsung dalam satu tahap (cara
langsung) dan dapat juga dua tahap (cara tidak
langsung.
Satu tahap: C(s) + O2(g) CO2(g) ΔH= -394 kJ
Dua tahap: C(s) + O2(g) CO(g) ΔH= -110 kJ
CO(g) + O2(g) CO2(g) ΔH= -284 kJ
C(s) + O2 CO2 ΔH= -394 kJ

18. Entalpi pembentukan
Kalor suatu reaksi dapat juga
ditentukan dari data pembentukan
zat pereaksi dan produknya.
ΔHreaksi= Hf (produk) + Hf (reaktan)

19. Contoh soal
Tentukan entalpi reaksi pembentukan etanol, jika diketahui :
Hf C2H5OH= -266 kJ
Hf CO2= -394 kJ
Hf H2O= -286 kJ
Jawab:
Reaksi pembakaran etanol:
C2H5OH + O2 2CO2 + 3H2O
Hreaksi = [2 Hf CO2 + 3 Hf H2O] – [Hf C2H5OH + Hf O2]
= [2(-394) + 3(-286) – (-266 + 0)]
= [-1646 + 266]
= -1380 kJ

20. Energi Ikatan
Energi ikatan adalah energi yang diperlukan untuk
memutuskan ikatan satu molekul gas menjadi
atom-atom dalam keadaan gas. Harga energi
ikatan selalu positif.

21. Menghitung ΔHreaksi
ΔHreaksi= Energi Ikatan yang diputuskan - Energi Ikatan yang dibentuk
Contoh soal :
Dengan menggunakan tabel energi ikatan , tentukan energi yang
dibebaskan pada pembakaran gas metana.

22. Pemutusan Ikatan: Pembentukan Ikatan:
4 mol C – H =1652 kJ 2 mol C = O = 1598 kJ
2 mol O = O = 990 kJ 4 mol O – H = 1852 kJ
+ +
= 2642 kJ = 3450 kJ
ΔH= Energi ikatan yang diputuskan – Energi ikatan yang terbentuk
= (2642 – 3450) kJ
= -808 kJ
ΔH reaksi bertanda negatif, artinya ikatan dalam produk lebih kuat
daripada ikatan dalam pereaksi.

23. THANK YOU