Tugas kimia ini membahas tentang termokimia, termasuk definisi termokimia, entalpi, reaksi eksoterm dan endoterm, hukum kekekalan energi, sistem terbuka, tertutup dan terisolasi, perubahan entalpi standar, energi ikatan, dan cara menentukan nilai perubahan entalpi melalui kalorimetri dan hukum Hess.

1. Tugas Kimia tentang Termokimia
Disusun oleh Kelompok 7 :
1. Anggi Galuh P. ( 2 )
2. Clara Prahara J. ( 8 )
3. Fifita Trajuning A. (11)
4. Mega Wimar P. (20)
5. M. Jeckha O. (22)
6. Reandi Rachmawan B. (33)

2. Termokimia
• Termokimia adalah perubahan energi yang
menyertai suatu proses reaksi khususnya energi
panas atau kalor.
• Entalphi (H = Heat) adalah jumlah total semua
bentuk energi yang terkandung atau tersimpan
dalam suatu zat.
• Entalphi tidak dapat diukur , yang dapat
diukur adalah Perubahannya ( ∆H )
∆H dirumuskan
∆H = H akhir - H awal

3. Berdasarkan perubahan
entalpinya,
Reaksi kimia dibedakan
menjadi :
REAKSI
EKSOTERM
REAKSI
ENDOTERM

4. • Ditinjau dari Perubahan Entalphi, reaksi dibagi
menjadi 2, yaitu . . :
1. Reaksi Eksoterm : Reaksi yang melepas atau
menghasilkan kalor. Akibatnya sistem mempunyai
entalphi yang lebih kecil. Kalor berpindah dari
sistem ke lingkungan. ∆H = - (negatif)
- Diagram Entalpi panah kebawah
Reaksi Eksoterm: ∆H = Hp – Hr < 0
R
P

5. Contoh :
N2 (g) + 3H2 (g) → 2NH3 (g) ∆H = -92 kJ

6. 2. Reaksi Endoterm m adalah reaksi yang memerlukan
atau menyerap kalor. Akibatnya sistem mempunyai
entalpi yang lebih besar. Kalor berpindah dari
lingkungan ke sistem. ∆H = + (positif)
rumus : ∆H = HB-HA
= + ( positif )
Reaksi Endoterm: ∆H = Hp – Hr > 0
R
P

7. Contoh :
CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g)- 178.5 kJ ; ΔH =
+178.5 kJ.

8. Cara Menulis Termokimia

9. Cara Menulis Termokimia

10. Hukum Kekekalan Energi
• Energi tidak dapat diciptakan dan tidak dapat
dimusnahkan. Energi hanya dapat diubah
bentuknya dari satu jenis ke jenis lain
• Hukum Kekekalan Energi merupakan hukum
pertaman termodinamika : ∆U = Q + W
- ∆U = perubahan energi dalam
- Q = perubahan kalor
- W = kerja yang dilakukan

11. Sistem dan Lingkungan
Sistem adalah bagian yang menjadi pusat
perhatian / zat yang akan diukur
Lingkungan adalah bagian diluar sistem
Sistem dapat dibedakan menjadi 3 macam :
• Sistem terbuka
• Sistem tertutup
• Sistem terisolasi

12. Sistem Terbuka
• Adalah jika terjadi pertukaran materi dan
energi antara sistem dengan lingkungan.
Misal: larutan teh panas dalam gelas terbuka.

13. Sistem tertutup
• Adalah suatu sistem dimana tidak terjadi
pertukaran materi, tetapi hanya pertukaran
energi saja.
Misal: Larutan kopi panas dalam gelas tertutup

14. Sistem Terisolasi
• Adalah suatu sistem dimana tidak terjadi
pertukaran materi maupun energi.
Misal: Air panas dalam termos tertutup.

15. Sistem dan Lingkungan
• a)Sistem terbuka, b) tertutup dan c) terisolasi

16. Perubahan Entalphi Standar
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.
Disebut Entalphi Standar karena suatu perubahan
yang diukur pada suhu 298 k / 250
C dan pada
tekanan 1 atm / 76 CmHg.

17. 1. Perubahan Entalphi Pembentukan (∆Hf = formation)
Adalah perubahan entalphi yang terjadi pada reaksi
pembentukan 1 mol senyawa dari unsur-unsurnya yang
paling stabil dalam keadaan standar.
• Pada senyawa diatomik ∆H = nol (0)
Contoh :
Entalpi pembentukan standar NaCl sebesar -401,9 kJ/mol
Na(s) + ½ Cl2 (g) → NaCl(s) ΔH˚f = -401,9 kJ/mol

18. 2. Perubahan Entalphi Penguraian (∆Hd = decomposition)
adalah Perubahan entalphi yang terkaji pada
penguraian 1 mol senyawa menjadi unsur-unsur yang
stabil pada keadaan stadar.
⇒ Menurut MarQuis de LA’PLACE “menurut yang
dilepas pada pembentukan senyawa dari unsur-
unsurnya sama dengan jumlah energi yang diperlukan
pada penguraian senyawa menjadi unsur-unsurnya.
Contoh :
C₂H ₂OH => 2C + 3H ₂+ ½O ₂ ΔH= +277,7 kj/mol
H ₂O => H ₂ + ½O ₂ ΔH = +286 kj/mol

19. 3. Perubahan Entalphi Pembakaran (∆Hc = combustion )
adalah perubahan entalphi pada pembakaran 1 mol zat
dengan oksigen secara sempurna menjadi oksidanya.
Contoh :
C + O ₂ => CO₂ ΔH= -393,5 kj/mol
CH₄ + 2O₂ => CO ₂ + 2H₂O ΔH= -890,39 kj/mol

20. 4 .Perubahan Entalpi Netralisasi Standar ( DHn o
)
Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada penetralan 1 mol
asam oleh basa atau 1 mol basa oleh asam pada keadaan
standar.
Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka
dinotasikan dengan DHn. Satuannya = kJ / mol.
Contoh :
DHn reaksi = -200 kJ
DHn NaOH = -200 kJ / 2 mol = -100 kJ/mol
DHn H2SO4 = -200 kJ / 1 mol = -200 kJ/mol

21. Menentukan Harga Perubahan Entalphi
Ada beberapa cara untuk menentukan
harga perubahan entalphi, yakni dengan
cara :
1.Kalorimetri
2.Hukum Hess

22. Kalorimetri.
Kalorimetri adalah suatu sistem terisolasi ( tidak ada perpindahan
materi maupun energi dengan lingkungan di luar kalorimeter ). Jika dua
buah zat atau lebih dicampur menjadi satu maka zat yang suhunya
tinggi akan melepaskan kalor sedangkan zat yang suhunya rendah akan
menerima kalor, sampai tercapai kesetimbangan termal.
Menurut azas Black : Kalor yang dilepas = kalor yang diterima
Keterangan :
Q = kalor yang diserap atau dikeluarkan
m = massa zat (gram)
∆t = perubahan temperatur
c = kalor jenis (J/gr K)
Q = m.c.∆t

23. Hukum Hess.
Henry Hess melakukan serangkaian percobaan dan
menyimpulkan bahwa perubahan entalpi suatu reaksi
merupakan fungsi keadaan.
Lebih mudahnya Hukum Hess menyatakan bahwa :
Suatu kalor reaksi tidak bergantung pada jalannya
reaksi,tetapi bergantung pada keadaan awal dan
keadaan akhir.
Kegunaan hukum Hess ialah untuk menghitung ∆H yang
sukar diperoleh melalui percobaan.

24. Contoh :
Proses Pembentukan CO₂
Cara I :
C(s) + O2(g) CO→ 2(g) ∆Hf = -394 kJ
Cara II :
Tahap I C(s) + ½ O2(g) → CO(g) ∆H= -111 kJ
Tahap II CO(g) + ½ O2 (g) → CO2(g) ∆H= -283 kJ
C(s) + O2(g) CO→ 2(g) ∆H = -394 kJ

25. Cara III :
sehingga
-394 kJ = -111 + -283 kJ
C + O2
C + O2 CO2
CO2
CO + ½O2
CO + ½O2
∆H1 = -394kJ
∆H2 = -111kJ ∆H3 = -283kJ

26. Tabel Daftar ΔHºf Pembentukan Standar Senyawa

27. 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.

28. Tabel Energi Ikatan

29. Energi Ikatan Rata-Rata
Energi ikatan rata-rata adalah energi rata-
rata yang diperoleh dari hasil pemutusan
ikatan satu mol senyawa dalam wujud gas.

30. Terima Kasih . . .