1. LOGO
“ Add your company slogan ”
TERMOKIMIA
Jurusan Teknik kimia S1
Kelas B

2. TERMOKIMIA
Pengertian Termokimia1
Sistim dan lingkungan2
Energi Dalam3
Hukum Termodinamika I4
5
6
7
8
Perhitungan Panas Reaksi
Hukum Termodinamika II
Hukum Termodinamika III
Ruang Lingkup Termodinamika

3. 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.

4. 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.
MENU

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

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

7. 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.
Keadaan sistem ditentukan oleh mol (jumlah
zat), termperatur, dan tekanan.

8. 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

9. 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

10. REAKSI
EKSOTERM
Entalpi H
REAKSI
ENDOTERM

11. REAKSI EKSOTERM
1.Reaksi yang membebaskan kalor
2.Suhu sistem > suhu lingkungan
3.Kalor berpindah dari sistem ke lingkungan
4.Disertai kenaikan suhu.
5. Penulisan persamaan reaksinya sbb :
reaksi A + B  C dibebaskan kalor 10 kj
r > p
ΔH = Hp - Hr
kecil - besar
ΔH < 0
ΔH = - MENU

12. REAKSI ENDOTERM
 Reaksi yang memerlukan kalor
 Suhu sistem < suhu lingkungan
 Kalor berpindah dari lingkungan ke sistem
 Disertai dengan penurunan suhu.
 Penulisan persamaan reaksinya sbb:
reaksi A + B  C diserap kalor 25 kj
r < p
ΔH = Hp - Hr
besar kecil
ΔH > 0
ΔH = +

13. Diagram Tingkat Reaksi

14. Perubahan Entalpi Standar (∆H˚)
Perubahan entalpi reaksi yang diukur pada
temperatur 298K dan tekanan 1 atmosfer disepakati
sebagai perubahan entalpi standar. Jenis-jenis perubahan
entalpi standar :
1. Perubahan entalpi pembentukan standar (ΔH˚f =
standard entalphy of formation).
2. Perubahan entalpi penguraian standar (ΔH˚d =
standard entalphy of decomposition).
3. Perubahan entalpi pembakaran standar (ΔH˚c =
standard entalphy of combustion).
4. Perubahan entalpi pelarutan standar (ΔH˚s = standard
entalphy of solubility).

15. Perubahan Entalpi Standar (∆H˚)
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).
ΔH˚s
Perubahan entalpi pelarutan standar
(ΔH˚s = standard entalphy of
solubility).

16. Perubahan 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,
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
MENU

17. Tabel 1. Daftar ΔHºf Pembentukan
Standar Senyawa

18. Perubahan Entalpi Penguraian Standar (ΔH˚d)
Perubahan entalpi penguraian standar adalah perubahan
entalpi pada penguraian 1 mol senyawa menjadi unsur-
unsurnya pada keadaan standar.
[merupakan kebalikan dari perubahan entalpi
pembentukan ]
Contoh :
∆Hf CO2 = - 393,5 kj/mol
∆Hd CO2 = +393,5 kj/mol
Persamaan termonya :
CO2(g)  C(s) +O2(g) ∆H=393,5 kj
MENU

19. Perubahan Entalpi Pembakaran Standar (ΔH˚c)
Perubahan entalpi pembakaran standar adalah perubahan
entalpi pada pembakaran sempurna 1 mol unsur atau
senyawa dalam keadaan standar.
Contoh :
C2H5OH(l) + 3O2(g) 2CO2(g) + 3H2O(g)
ΔH˚c = -1350 kJ/mol
MENU

20. Perubahan Entalpi Pelarutan Standar (ΔH˚s)
Perubahan entalpi pelarutan standar adalah
perubahan entapi pada pelarutan 1 mol zat
menjadi larutan encer.
Contoh :
1. NaOH(s) -------- NaOH(aq)
2. NaCl(s) -------- NaCl(aq)

21. Kalorimeter
Hukum Hess
Menentukan
Harga
Perubahan
Entalpi

22. Menentukan Harga Perubahan Entalpi
1. Kalorimeter.
Kalorimeter 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
MENU

23. Menentukan Harga Perubahan Entalpi
2. Hukum Hess.
Henry Hess melakukan serangkaian percobaan dan
menyimpulkan bahwa perubahan entalpi suatu reaksi merupakan
fungsi keadaan.
Artinya : “ perubahan entalpi suatu reaksi hanya tergantung
pada keadaan awal ( zat-zat pereaksi ) dan keadaan akhir ( zat-zat
hasil reaksi ) dari suatu reaksi dan tidak tergantung pada jalannya
reaksi.”
Kegunaan hukum Hess ialah untuk menghitung ∆H yang sukar
diperoleh melalui percobaan.

24. Menentukan Harga Perubahan Entalpi
2.1. ∆H Reaksi Berdasarkan Diagram Siklus (Diagram
Tingkat Energi)
Untuk mengubah zat A menjadi zat D (produk)
diperlukan kalor reaksi sebesar ∆H. Atau cara lain yaitu
mengubah zat A menjadi zat B dengan kalor reaksi ∆H1,
zat B diubah menjadi zat C dengan kalor reaksi ∆H2 dan
zat C diubah menjadi zat D dengan kalor reaksi ∆H3 .
Sehingga harga perubahan entalpi adalah
∆Hreaksi = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3 .
Hal tersebut dapat dibuat siklus dan diagram tingkat
energinya sebagai berikut :

25.  Siklus energi
pembentukan zat
D dari zat A
 Diagram tingkat
energi pembentukan
zat D dari zat A

26. Menentukan Harga Perubahan Entalpi
2.2. Menetukan harga perubahan entalpi dengan
menggunakan entalpi pembentukan standar (ΔH˚f ).
a PQ + b RS  c PS + d QR
reaktan produk
∆H = (c. ∆H˚f PS + d. ∆H˚f QR) –
(a. ∆H˚f PQ + b. ∆H˚f RS)
∆H = ∑n ∆H˚f (produk) - ∑m ∆H˚f (reaktan)

27. Menetukan Harga Perubahan Entalpi
2.3. ∆H Reaksi Berdasarkan Energi Ikatan
Energi ikatan adalah jumlah energi yang diperlukan
atau yang timbul untuk memutuskan atau menggabungkan
suatu ikatan kimia tertentu.
Suatu reaksi yang H–nya ditentukan dengan
menggunakan energi ikatan, maka atom-atom yang terlibat
dalam reaksi harus berwujud gas. Berdasarkan jenis dan
letak atom terhadap atom-atom lain dalam molekulnya,
dikenal 3 jenis energi ikatan yaitu :

28. Diagram
Energi
ikatan
1. Energi Atomisasi
2. Energi Disosiasi Ikatan3. Energi Ikatan Rata-Rata

29. Menetukan Harga Perubahan Entalpi
1. Energi Atomisasi.
Adalah energi yang diperlukan untuk memutuskan semua
ikatan 1 mol molekul menjadi atom-atom bebas dalam
keadaan gas. Contoh :
CH4(g) C(g) + 4H(g) ∆H =1660 kJ
Molekul CH4 memiliki 4 ikatan C-H. Jika energi ikatan
C-H = 415 kJ, maka energi atomisasi pada CH4 = 4 x
415 kJ = 1660 kJ
Energi atomisasi = jumlah seluruh ikatan atom-atom
dalam 1 mol senyawa.
MENU

30. MENU
Menetukan Harga Perubahan Entalpi
2. Energi Disosiasi Ikatan.
Adalah energi yang diperlukan untuk memutuskan
salah 1 ikatan yang terdapat pada suatu molekul atau
senyawa dalam keadaan gas.
 Contoh:
 CH4(g) CH3(g) + H(g) ∆H = 431 kJ
 Energi ikatan untuk memutuskan 1 atom H dari molekul
CH4 sebesar 431 kJ

31. Menentukan Harga Perunahan Entalpi
3. Energi Ikatan Rata-Rata.
Adalah energi rerata yang diperlukan untuk
memutuskan ikatan atom-atom pada suatu senyawa (
notasinya = D ). Energi ikatan suatu molekul yang berwujud
gas dapat ditentukan dari data entalpi pembentukan
standar ( Hf ) dan energi ikat unsur-unsurnya. Secara
umum dirumuskan :
reaksihasilikatanEnergipereaksiikatanEnergi
o
ΔH

32. Menetukan Harga Perubahan Entalpi
Contoh:
Tentukan kalor reaksi
C2H4(g) + H2(g) C2H6(g) H= ?
Jawab :
Reaksi dengan struktur molekul nya adalah
H H
H – C = C - H(g) + H2(g) H - C – C - H(g)
H H H H
4(C – H) + 1(C = C) + H 2 6(C – H) + 1(C – C )
4(415) + 607 + (216) 6(415) + 348
2483 2838
H = 2483 - 2838
= -355 kJ

34. Menentukan Harga Perubahan Entalpi
Contoh soal :
Ada 2 cara untuk memperoleh gas CO2 yaitu :
1. Cara langsung.
C(s) + O2(g)  CO2(g) ∆H = -393,5 kJ
2. Cara tidak langsung.
C + ½O2  CO ∆H = -110,5 kJ
CO + ½O2  CO2 ∆H = -283,0 kJ +
C + O2  CO2 ∆H = -393,5 kJ

35. Gambar 3. Reaksi Pembentukan Gas CO2
C + O2 CO2
CO + ½O2
∆H3 = -393,5kJ
∆H1 = -110,5kJ ∆H2 = -283,5kJ

36. Gambar 4. Diagram Tingkat Reaksi
Pembentukan Gas CO2
H
0 kea keadaan awal
∆H1 = -110,5 kJ
-110,5
∆H3 = -393,5 kJ
∆H2 = -283kJ
keadaan akhir
-393,5
CO2
C + O2
CO + ½O2

37. TERMODINAMIKA
Secara terminologi: kata ”termodinamika”
berasal dari bahasa Yunani yang terdiri dari dua
unsur kata, therme (kalor) dan dynamics (tenaga
gerak atau gaya). Kajian termodinamika secara
formal di mulai pada awal abad ke-19 melalui
pemikiran mengenai hubungan antara
kalor/panas (heat) dan kerja (work).

38. HUKUM TERMODINAMIKA
1
HUKUM
TERMODINAMIKA 1
2
HUKUM
TERMODINAMIKA 2
3
HUKUM
TERMODINAMIKA 3

39. HUKUM PERTAMA TERMODINAMIKA
Hukum I Termodinamika : Hukum kekekalan masa dan
energi, yaitu : energi tidak dapat diciptakan dan dimusnah
kan.
Secara matematis dirumuskan sbb :
1. Bilamana dalam suatu sistim terjadi perubahan energi,
maka besarnya perubahan energi ini ditentukan oleh dua
faktor :
a. energi panas yang diserap (q)
b. usaha (kerja) yang dilakukan oleh sistim (w)
Untuk sistim yang menyerap panas → q : positip (+)
Untuk sistim yang mengeluarkan panas → q : negatif (-)

40. HUKUM PERTAMA TERMODINAMIKA
Untuk sistim yang melakukan usaha (kerja) → w : positip
Jika usaha dilakukan terhadap sistim → w : negatip
Energi sistim akan naik apabila : q (+) dan w (-)
Energi sistim akan berkurang apabila : q (-) dan w (+)
Berlaku :
ΔE = q – w
ΔE = perubahan energi
q = energi panas yang diserap
w = usaha yang dilakukan oleh sistim

41. HUKUM PERTAMA TERMODINAMIKA
- Suatu usaha dilakukan oleh sistim apabila terjadi
perubahan volume pada tekanan tetap.
w = P. ΔV
Jadi ΔE = q - P.ΔV → P = tekanan
ΔV = perubahan volume
- Jika sistim berlangsung pada V dan P tetap, maka
ΔV = 0 dan w = 0, maka ΔE = qv (pada P dan V
tetap)
2. Hubungannya dengan entalpi (H)
Definisi entalpi :
H = E + P.V

42. HUKUM PERTAMA TERMODINAMIKA
- Jika P tetap, maka ΔH :
ΔH = H2 - H1
= (E2 + P2. V2) – ( E1 + P1.V1)
= (E2 - E1) – (P2.V2 - P1.V1)
= (E2 - E1) + P (V2 – V1)
ΔH = ΔE + P.ΔV
Karena ΔE = qp – P.ΔV, maka :
ΔH = qp- P.ΔV + P.ΔV
ΔH = qp
Jadi perubahan entalpi = perubahan panas yang terjadi
Pada (P,T tetap)

43. HUKUM PERTAMA TERMODINAMIKA
Jika V tetap (ΔV = 0), maka ΔH :
ΔH = H2 - H1
=(E2 + P2. V2) – ( E1 + P1.V1)
= (E2 - E1) – (P2.V2 - P1.V1)
= (E2 - E1) + P (V2 – V1)
ΔH = ΔE + P.ΔV
Karena : ΔE = qv dan ΔV = 0, maka ΔH = qv
Jadi perubahan entalpi sama dengan perubahan
panas
Yang terjadi pada (V,T tetap).

44. HUKUM PERTAMA TERMODINAMIMKA
3. PENGUKURAN ΔH DAN ΔE
a. Untuk reaksi-reaksi yang tidak ada perubahan volume
berlaku ΔH = ΔE
Reaksi-reaksi yang berlangsung tanpa perubahan
volume, adalah :
- Reaksi-reaksi gas yang tidak mengalami perubahan
koefisien reaksi ( koefisien sebelum = sesudah
reaksi)
Contoh : H2(g) + Cl2(g) → 2HCl(g)
C(g) + O2(g) → CO2(g))
- Reaksi –reaksi dalam larutan atau zat padat (
sebenar-
nya terjadi perubahan volume, tetapi sangat kecil dan
diabaikan.

45. HUKUM PERTAMA TERMODINAMIKA
b. Reaksi-rteaksi gas yang mengalami perubahan jumlah
molekul
Dari persamaan gas ideal : PV = nRT
P.ΔV = Δn.RT
Dari ΔH = ΔE + P. ΔV
maka : ΔH = ΔE + Δn.RT
Keterangan :
ΔH = perubahan entalpi
ΔE = perubahan energi
Δn = perubahan jumlah molekul
R = tetapan gas umum : 1,987 kalori/mol oK
Atau 0,082 L atm /mol oK MENU

46. HUKUM KEDUA TERMODINAMIKA
HK. II. TERMODINAMIKA :
 TIDAK DIRUMUSKAN SECARA MATEMATIS
 DITERANGKAN BEBERAPA PERISTIWA YANG
BERHUBUNGAN DENGAN HK KEDUA
TERMODINAMIKA
1. Proses Spontan dan Tak Spontan
Proses Spontan : proses yang dapat berlangsung
dengan sendirinya dan tidak dapat balik tanpa
pengaruh dari luar . Contoh :
a. Panas, selalu mengalir dari temperatur tinggi ke tem
peratur rendah.
b. Gas mengalir dari tekanan tinggi ke tekanan rendah

47. HUKUM KEDUA TERMODINAMIKA
c. Air mengalir dari tempat yang tinggi ke tempat yang
rendah.
Manfaat Proses Spontan :
 Energi panas dapat menggerakkan mesin panas
 Ekspansi gas dapat menggerakkan piston (motor
bakar)
 Air terjun untuk menggerakkan turbin listrik.
Proses tak spontan : proses yang tidak dapat
berlangsung tanpa pengaruh dari luar. Contoh :
panas tak dapat mengalir dari suhu rendah ke suhu
tinggi tanpa pengaruh dari luar.

48. HUKUM KEDUA TERMODINAMIKA
 Semua proses spontan berlangsung dari energi
potensial tinggi ke energi potensial yang lebih rendah
 Reaksi kimia akan berlangsung secara spontan apabila
reaksinya eksoterm. Jadi diikuti penurunan entalpi.
Untuk hal ini entalpi sebagai energi potensial kimia.
 Jika entalpi reaktan lebih tinggi dari entalpi zat hasil,
sehingga ΔH negatif, maka reaksi bersifat spontan.
 Reaksi endoterm dapat juga berlangsung spontan.
Prosesnya berlangsung terus hingga tercapai keadaan
setimbang.
contoh : air menguap secara spontan ke atmosfer.
Jumlah air yang menguap = uap yang kembali
mengembun.

49. HUKUM KEDUA TERMODINAMIKA
 Reaksi yang dapat balik juga dapat terjadi secara
spontan. Contoh : H2 bereaksi dengan Cl2 membentuk
HCl. Sebaliknya HCl akan terurai menjadi H2 dan Cl2
sampai terjadi keadaan setimbang.
 Proses menuju ke keadaan setimbang juga merupakan
proses spontan.
 Kesimpulan : Semua perubahan spontan berlangsung
dengan arah tertentu.
ENTROPI (s)
 Selain perubahan entalpi, perubahan kimia maupun
fisika melibatkan perubahan dalam kekacaubalauan
(disorder) relatif dari atom-atom, molekul-molekul
ataupun ion-ion. Kekacaubalauan (ketidakteraturan)
suatu sistim disebut ENTROPI.
MENU

50. HUKUM KETIGA TERMODINAMIKA
Pernyataan Hukum Ketiga Termodinamika :
 Suatu kristal sempurna pada temperatur nol mutlak
mempunyai keteraturan sempurna → entropinya adalah
nol.
 Entropi suatu zat yang dibandingkan dengan entropinya
dalam suatu bentuk kristal sempurna pada nol
mutlak, disebut Entropi Mutlak
 Makin tinggi temperatur zat, makin besar entropi
mutlaknya

51. 1. Pembangkit listrik tenaga uap
2. Motor bakar
3. Turbin gas
4. Generator termoelektrik
5. Mesin pendingin
RUANG
LINGKUP
TERMODINAMIKA

52. RUANG LINGKUP TERMODINAMIKA
Beberapa contoh ruang lingkup penerapan ilmu
termodinamika adalah sebagai berikut:
1. Pembangkit listrik Tenaga Uap
Uap dihasilkan pada unit penghasil uap lalu
diekspansi pad turbin uap. Tenaga yang dihasilkan
turbin digunakan untuk menggerakkan generator
listrik.
MENU

53. RUANG LINGKUP TERMODINAMIKA
2. Motor bakar
Termasuk dalam motor bakar ini mesin bensin dan
mesin disel. Bahan bakar dibakar dalam ruang bakar
mesin menghasilkan tekanan tinggi, lalu tekanan
tersebut mendorong torak sehingga menghasilkan
tenaga.
MENU

54. RUANG LINGKUP TERMODINAMIKA
3. Turbin Gas
Udara dinaikkan tekanannya dengan kompresor lalu
masuk ruang bakar. Dalam ruang bakar disemprotkan
bahan bakar dan sekaligus dinyalakan sehingga terjadi
pembakaran yang menghasilkan tekanan tinggi.
Kemudian gas pembakaran bertekanan dan
bertemperatur tinggi tersebut diekspansi pada turbin gas
untuk menghasilkan tenaga.
MENU

55. RUANG LINGKUP TERMODINAMIKA
4. Generator Termoelektrik
Sebuah junction yang dibuat dari material
semikonduktor tipe N dan P diberikan kalor.
Karena kedua logam tersebut tidak sama akan
ada aliran elektron , disebabkan oleh beda
potensial dari dua logam berbeda tipe yang
bertemperatur sama tersebut.
MENU

56. RUANG LINGKUP TERMODINAMIKA
5. Mesin Pendingin
Media pendingin (Freon) menyerap kalor sehingga
berubah phasa menjadi uap lalu dikompresi dengan
kompresor supaya tekanan dan temperaturnya tinggi.
Hal ini bertujuan supaya Kalor yang diserap Freon tadi
mudah dibuang ke atmosfer sehingga Freon
terkondensasi menjadi cair lagi.

57. RUANG LINGKUP TERMODINAMIKA
 Selanjutnya Freon cair diturunkan tekanannya
dan temperaturnya dengan cara diekspansi
pada katup ekspansi. Hasilnya Freon kembali
menjadi dingin dan siap menyerap kalor lagi.

58. SEKIAN DAN TERIMAKASIH