Dokumen tersebut membahas tentang termokimia yang mencakup pengertian, asas kekekalan energi, sistem dan lingkungan, energi dalam, kalor, kerja, reaksi eksoterm, reaksi endoterm, cara menulis termokimia, entalpi, dan hukum Hess.

1. KIMIA KELAS XI SEMESTER 1 ‘’ TERMOKIMIA ‘’
KELAS : XI IA -3
TERMOKIMIA
OLEH :
1. Melly Puspita Pamolasari (17)
2. M. Abdul Ghofur (18)
3. M. Faishal Wibowo (19)
4. Nella Mauretha (20)
5. Ririn Trianingsih (21)
6. Sherly Dewi Purpita S (22)
7. Shierly Yunita C (23)
8. Suci Putri Pertiwi (24)

2. PETA KONSEP
Termokimia
Perpindahan Energi
Kalor
Kalor Reaksi
Kalorimetri
Perubahan Entalpi
Hukum Hess Energi Ikatan
Kerja
Asas Kekekalan Energi
∆Hf
Reaksi Eksoterm
Reaksi Endoterm

3. Standar Kompetensi
 Memahami perubahan energi dalam
reaksi kimia dan cara pengukurannya.

4. Kompetensi Dasar
 Mendeskripsikan perubahan entalpi suatu
reaksi, reaksi eksoterm, dan reaksi
endoterm.
 Menentukan ∆H reaksi berdasarkan
percobaan, hukum Hess, data perubahan
entalpi pembentukan standar, dan data
energi ikatan.

5. Pengertian Termokimia
Bagian dari ilmu kimia yang mempelajari
perubahan kalor atau panas suatu zat yang
menyertai suatu reaksi atau proses kimia
dan fisika disebut termokimia. Secara
operasional termokimia berkaitan dengan
pengukuran dan pernafsiran perubahan
kalor yang menyertai reaksi kimia,
perubahan keadaan, dan pembentukan
larutan.

6. Yang Mempelopori Termokimia
 Termokimia dipelopori oleh
Germain Henri Hess, atau
yang biasa disebut Hess.
Istilah termokimia ini berasal
dari bahasa Yunani, yaitu
thermos dan kimia. termos
berarti panas atau kalor.
Dengan demikian,
termokimia adalah ilmu kimia
yang mempelajari banyaknya
panas yang dilepas atau
diserap akibat reaksi kimia.

7. Asas Kekekalan Energi
Menyatakan bahwa:
Energi tidak dapat diciptakan atau
dimusnahkan,tetapi dapat diubah dari satu
bentuk ke bentuk lain.
Disebut juga Hukum Termodinamika I

8. Sistem dan Lingkungan
•Lingkungan adalah bagian lain dari alam semesta
yang berada di sekitar sistem,dan berinteraksi
dengan sistem.
Sistem adalah bagian dari alam semesta yang
menjadi pusat perhatian .
Sistem dapat dibedakan menjadi 3 macam :
A. Sistem Terbuka
B. Sistem Tertutup
C. Sistem Terisolasi

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

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

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

12. Sistem dan Lingkungan
 a)Sistem terbuka, b) tertutup dan c) terisolasi

13. ENERGI DALAM
Adalah total energi (potensial dan kinetik) yang dimiliki oleh
sistem.
E termasuk fungsi keadaan yaitu besaran yang harganya
bergantung pada keadaan sistem, tidak pada asal-usul
sistem.(lihat gambar)
Keadaan sistem ditentukan oleh mol (jumlah zat),
termperatur, dan tekanan.

14. 1 mol air, 100ºC, 1atm
1 mol air, 0ºC, 1atm
1 mol air, 25ºC, 1atm
1 mol air, 25ºC, 1atm
E = p kJ
E = y kJ
E = q kJ
E = x kJ
didinginkan
dipanaskan
p > q x = y
Energi Dalam

15. Energi dalam (E)
Energi dalam sistem (E) tidak dapat ditentukan jumlahnya,
yang dapat ditentukan adalah perubahan energi dalam
(∆E) yang menyertai suatu proses.
Energi dalam akan bertambah apabila:
1. sistem menyerap atau menerima panas
2. sistem menerima kerja
∆E = E2 – E1 = Eproduk – Ereaktan

16. Tanda Untuk Kalor dan Kerja
o Sistem menerima kalor : q positif (+)
o Sistem melepas kalor : q negatif (-)
o Sistekm melakukan kerja : w negatif (-)
o Sistem menerima kerja : w positif (+)
Tanda untuk kalor(q) dan kerja(w).
Jika energi (kalor atau kerja) meninggalkan
sistem diberi tanda negatif,jika memasuki sistem
diberi tanda positif. (lihat gambar)

17. Kalor dan Kerja
lingkungan
sistem
+w -w
+q -q
lingkungan

18. Kalor
Adalah energi yang berpindah dari lingkungan ke sistem
atau sistem ke lingkungan, karena perbedaan suhu.
Transfer kalor terjadi ketika molekul dari benda yang lebih
panas bertumbukan dengan molekul dari benda yang
lebih dingin.
Dari data experimen:
Ket:
m= masa zat dalam gram
∆t= t2-t1
c= kalor jenis zat dalam J/gr K
C= kapasitas kalor dalam J/K
tCq
tcmq



19. Kalor
Adapun jumlah kalor yang menyertai suatu
perubahan wujud dapat ditentukan jika
kalor latennya (kalor lebur atau kalor uap)
diketahui.
dengan m= massa zat dalam gram
L = kalor laten dalam J/gram
q = m . L

20. Kerja
Adalah bentuk-bentuk pertukaran energi
lain diluar kalor.
Bentuk kerja yang paling sering menyertai
proses kimia adalah kerja tekanan-
volume, yaitu kerja yang berkaitan dengan
perubahan volume sistem.

21. Kerja tekanan-volume untuk
memperbesar volume
melawan tekanan luar
diperlukan energi yang
disebut kerja.
Dari rumus Fisika,Kerja yang dilakukan sistem adalah :
w = F x s
Tekanan adalah gaya per satuan luas:
Karena gaya bergerak sepanjang h,maka besarnya kerja adalah:
w = F x h
= P x A x h
= P x ∆V
Satuan kerja adalah liter-atm.Hubungan keduanya : 1 L.atm = 101,32 J
F = P x A
A
A
P P
P
h
gas
gas
KERJA

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

23. Cara Menulis Termokimia

24. Cara Menulis Termokimia

25. REAKSI EKSOTERM
1.Reaksi yang membebaskan kalor
2.Suhu sistem > suhu lingkungan
3.Kalor berpindah dari sistem ke lingkungan
4.Disertai kenaikan suhu
5. ∆H nya bernilai negatif
6. Dalam diagram entalpi arah panah ke bawah
R
P
Reaksi Eksoterm: ∆H = Hp – Hr < 0

26. REAKSI EKSOTERM
Diagram Tingkat Energi
sistem
kalor kalor
kalor kalor
eksoterm

27. REAKSI ENDOTERM
1. Reaksi yang memerlukan kalor
2. Suhu sistem < suhu lingkungan
3. Kalor berpindah dari lingkungan ke sistem
4. Disertai dengan penurunan suhu
5. ∆H nya bernilai positif
6. Dalam diagram entalpi panah ke atas
Reaksi Endoterm: ∆H = Hp – Hr > 0

28. REAKSI ENDOTERM
Diagram Tingkat Energi
sistem
kalorkalor
kalor
kalor
endoterm

29. Adalah Persamaan Reaksi yang disertai
∆H atau kalor reaksinya.
Dalam persamaan termokimia:
♣ Koefisien Reaksi sama dengan zat yang bereaksi.
♣ Wujud zat harus dicantumkan.
♣ ∆H dicantumkan.
Persamaan Termokimia

30. Persamaan Termokimia
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

31. Ketentuan Entalpi (H) dan Perubahan
Entalpi (ΔH)
Entalpi adalah jumlah total dari semua bentuk energi. Entalpi suatu
zat ditentukan oleh jumlah energi dan semua bentuk energi yang
dimiliki zat yang jumlahnya tidak dapat diukur dan akan tetap
konstan selama tidak ada energi yang masuk atau keluar dari zat.
Perubahan kalor atau entalpi yang terjadi selama proses
penerimaan atau pelepasan kalor dinyatakan dengan
“perubahan entalpi”
Besarnya perubahan entalpi adalah sama besar dengan selisih
antara entalpi hasil reaksi dan jumlah entalpi pereaksi.
∆H = H akhir - H awal

32. Entalpi molar
ΔH˚f
Perubahan entalpi pembentukan standar (ΔH˚f
= standard entalphy of formation).
ΔH˚d
Perubahan entalpi penguraian standar (ΔH˚d =
standard entalphy of decomposition).
ΔH˚c
Perubahan entalpi pembakaran standar (ΔH˚c
= standard entalphy of combustion).

33. Entalpi Pembentukan Standar (ΔH˚f)
Perubahan entalpi pembentukan standar adalah
perubahan entalpi pada pembentukan 1 mol senyawa dari
unsur-unsurnya pada keadaan standar. (temperatur 298 K,
tekanan 1 atm).
Contoh:
Entalpi pembentukan standar NaCl sebesar -401,9 kJ/mol
Na(s) + ½ Cl2 (g) → NaCl(s) ΔH˚f = -401,9 kJ/mol

34. Contoh soal
Diketahui persamaan termokimia :
N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g) ∆H = -92,22 kJ
Berapakah entalpi pembentukan standar dari
NH3(g)?
Jawab : ∆H = -92,22/2
∆H = -46,11 kJ

35. Tabel Daftar ΔHºf Pembentukan
Standar Senyawa

36. Entalpi Penguraian Standar (ΔH˚d)
Perubahan entalpi penguraian standar adalah perubahan
entalpi pada penguraian 1 mol senyawa menjadi unsur-
unsur penyusunnya (merupakan kebalikan dari
perubahan entalpi pembentukan ) sehingga harga ΔH
nya sama, tetapi berlawanan.
Contoh :
C₂H ₂OH 2C + 3H ₂+ ½O ₂ ΔH= +277,7 kj/mol
H ₂O H ₂ + ½O ₂ ΔH = +286 kj/mol

37. Entalpi Pembakaran Standar (ΔH˚c)
Perubahan entalpi pembakaran adalah entalpi pembakaran
1 mol senyawa dengan gas oksigen
Contoh :
C + O ₂ CO₂ ΔH= -393,5 kj/mol
CH₄ + 2O₂ CO ₂ + 2H₂O ΔH= -890,39 kj/mol

38. Contoh Soal
Diketahui:
Ditanya: a) Entalpi Pembakaran Standar
b) Berapa kJ bila pembakaran 10L
asetilena (STP)? (volume molar = 24 L/mol)

39. Jawab :
a) ∆Hc dari C2H2 = 1299,55
b) 1 mol gas asetilena pada STP = 24 liter
1 : x = 24 : 10
10 = 24 x
x = 10/24
x = 0,417 mol
0,417 mol C2H2 = 0,417/2 . 2599,1
= 542 kJ

40. Kalorimetri
Hukum Hess
Ada beberapa
cara
menentukan
harga
perubahan
entalpi
Menentukan Harga Perubahan Entalpi

41. Kalorimetri
1. 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

42. Hukum Hess
2. 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.

43. Hukum Hess
Contoh :
Proses Pembentukan CO₂
Cara I :
C(s) + O2(g) → CO2(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) → CO2(g) H = -394 kJ

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

45. Contoh soal
Diket :
2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l) ∆H = -571,7
C3H4(g) + 4O2(g) → 3CO2(g) + 2H2O(l) ∆H = -1941
C3H8(g) + 5O2(g) → 3CO2(g) + 4H2O(l) ∆H = -2220
Ditanya : ∆H dari C3H4(g) + 2H2(g) → C3H8(g) ?
Jawab :
2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l) ∆H = -571,7
C3H4(g) + 4O2(g) → 3CO2(g) + 2H2O(l) ∆H = -1941
3CO2(g) + 4H2O(l) → C3H8(g) + 5O2(g) ∆H = +2220
────────────────────────────────────────────
C3H4(g) + 2H2(g) → C3H8(g) ∆H = -292,7

46. Menetukan harga perubahan entalpi dengan
menggunakan entalpi pembentukan standar (ΔHf˚ ).
k AB + l CD  mAD + n CB
reaktan produk
∆H = ( m ∆Hf AD - n ∆Hf CB) – (k ∆Hf AB + l ∆Hf CD)
∆H = ∑ ∆Hf (produk) - ∑ ∆Hf (reaktan)
Berdasarkan Entalpi Pembentukan

47. Energi Ikatan
∆H = - ∆H1+(- ∆H2)+ ∆H3+ ∆H4
∆H = [∆H3+∆H4] – [∆H1+ ∆H2]
∆H = ∆H Produk - ∆H Reaktan
NaOH(s) + HCl(g) NaCl(s) + H2O(l)
Na(s) + ½ O2(g) + ½ H2(g) + ½ H2(g) + ½ O2(g)
-∆Hf 4
-∆Hf 3
-∆Hf 2-∆Hf 1

48. Contoh Soal
Diket : ∆Hf C2H5OH(l) = -278 kJ/mol
∆Hf CO2(g) = -393,5 kJ/mol
∆Hf H2O(l) = -285,85 kJ/mol
Dita : ∆H pembakaran 1 gram etanol ?
Jawab : C2H5OH(l) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(l)
∆H = [ 2.∆Hf CO2(g) + 3. ∆Hf H2O(l)] – [1. ∆Hf C2H5OH(l) +
3.∆Hf O2(g)]
∆H = [ 2(-393,5) + 3(-285,85)] – [1(-278) + 3.0]
∆H = [-787 + (-857,55) ] – [-278]
∆H = [-1366,55]

49. jadi untuk 1 gram etanol :
= 1/Mr C2H5OH x ∆H
= 1/46 x (-1366,55)
= -29,7 mol

50. Berdasarkan data Energi Ikatan
Energi ikatan : Energi
yang diberikan untuk
memutuskan 1 mol
senyawa dalam
bentuk gas.
Energi Ikatan Rata-
rata : Energi rata-rata
dari pemutusan
bebrapa ikatan dalam
1 molekul.

51. Energi Ikatan
Menentukan ∆H reaksi pemutusan HCl :
∆H = (∆H1 + ∆H2) - ∆H3
∆H = ∑ Energi Pemutusan - ∑ Energi Pembentukan
∆H = ∑ Reaktan - ∑ Produk
H2(g) + Cl2(g) → HCl(l)
H ─ H + Cl ─ Cl 2 H ─ Cl
2 H(g) 2 Cl(g)
Pemutusan
Penggabungan
∆H1 ∆H2 ∆H3

52. Energi Ikatan
Reaksi kimia antarmolekul dapat dianggap berlangsung
dalam 2 tahap.
I. Pemutusan ikatan pada pereaksi
II. Pembentukan ikatan produk
Sehingga ∆H reaksi = ∑ Energi ikatan yang putus dikurangi
dengan ∑ Energi ikatan yang terbentuk.
ΔH = Energi pemutusan ikatan – Energi pembentukan ikatan

53. Energi Ikatan Rata-rata
Contoh:
CH4 (g) CH 3 (g) + H (g) ∆H = p kJ
CH 3 (g) CH 2 (g) + H (g) ∆H = q kJ
CH 2 (g) CH (g) + H (g) ∆H = r kJ
CH (g) C (g) + H (g) ∆H = s Kj
Harga p≠ q ≠ r ≠ s
Energi ikatan rata-rata CH4 = p+q+r+ s
4

54. Tabel Energi Ikatan

55. SEKIAN DAN TERIMAKASIH
Kimia Bukan Pelajaran yanng sulit,jika kita benar berusaha tanpa rasa malas
dan putus asa.
Mempelajari Kimia juga tidak hanya dibaca saja,namun harus dipraktikkan
berulang-ulang agar kita benar-benar bisa memahami dengan sendirinya.
Hilangkanlah rasa malas mulai sekarang !!!
Karena malas hanya akan menimbulkan hambatan dan ketertinggalan...
“Kelompok 3 - XI IA3”