MAKALAH KIMIA FISIKA I TERMOKIMIA

MAKALAH KIMIA FISIKA I
TERMOKIMIA

Oleh :
Nama

: Salma Husna Sukmawati

NIM

: 16307141076

Kelas

: Kimia E 2016

Jurusan Pendidikan Kimia
Fakultas Matematika dan Ilmu Pengetahuan Alam
Universitas Negeri Yogyakarta

BAB I

PENDAHULUAN
Salah satu aplikasi Hukum Pertama Termodinamika dalam bidang kimia
adalah termokimia, yaitu ilmu yang mempelajari kalor yang menyertai perubahan
fisik atau reaksi kimia. Oleh karenanya, termokimia sangat penting untuk
dipelajari. Termokimia merupakan salah satu materi dasar dalam kimia yang harus
dikuasai.
Makalah ini membahas tentang konsep dasar dari termokimia yang akan
disajikan pada bagian awal dari isi makalah. Hal ini dikarenakan untuk memahami
suatu materi, akan lebih baik jika mengetahui konsep dasar terlebih dahulu,
kemudian dilanjutkan pada bagian inti materi yang tentunya berhubungan dengan
termokimia.
Bagian inti dari makalah ini ialah persamaan termokimia, entalpi, hukum
Hess, hubungan energi dalam dan entalpi, entalpi ikatan dan energi ikatan,
menentukan entalpi reaksi pada berbagai suhu. Maka dari itu, saya berusaha untuk
membuat materi termokimia dalam makalah ini dengan lengkap agar mudah
dipahami.

BAB II
PEMBAHASAN
2.1 Konsep Dasar

Termokimia adalah ilmu yang mempelajari hubungan antara energi panas
dan energi kimia. Sedangkan energi kimia didefinisikan sebagai energi yang
dikandung setiap unsur atau senyawa. Energi kimia yang terkandung dalam suatu
zat adalah semacam energi potensial zat tersebut. Energi potensial kimia yang
terkandung dalam suatu zat disebut panas dalam atau entalpi dan dinyatakan
dengan simbol H. Selisih antara entalpi reaktan dan entalpi hasil pada suatu reaksi
disebut perubahan entalpi reaksi. Perubahan entalpi reaksi diberi simbol ΔH.
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.
Termokimia merupakan pengetahuan dasar yang perlu diberikan atau yang
dapat diperoleh dari reaksi-reaksi kimia, tetapi juga perlu sebagai pengetahuan
dasar untuk pengkajian teori ikatan kimia dan struktur kimia. Fokus bahasan
dalam termokimia adalah tentang jumlah kalor yang dapat dihasilkan oleh
sejumlah tertentu pereaksi serta cara pengukuran kalor reaksi.
Termokimia merupakan penerapan hukum pertama termodinamika terhadap
peristiwa kimia yang membahas tentang kalor yang menyertai reaksi kimia.

2.2 Kekekalan Energi
Dalam suatu sistem yang tertutup (termasuk alam semesta) jumlah
keseluruhan energinya selalu tetap. Hal ini menimbulkan adanya hukum fisika
yang pokok disebut hukum kekekalan energi yang menyatakan bahwa “energi
tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan. Energi hanya dapat diubah dari satu
bentuk ke bentuk lain.”
Satuan energi menurut Sistem Internasional adalah Joule, dengan rincian:
joule=newton × meter

( J )=

kg . m
kg . m2
x
m=
s2
s2

Konversi satuan joule:
1 kJ = 1000 J

1 kalori = 4,184 J
1 kkal = 1000 kal
1liter atm = 101,2 joule

2.3 Persamaan Termokimia
Suatu proses dapat berlangsung pada volume tetap atau tekanan tetap. Pada
volume tetap, kalor yang menyertai proses tersebut merupakan perubahan energi
dalam, sedangkan pada tekanan tetap adalah perubahan entalpi.
Untuk menghindari pengaruh perubahan keadaan sistem terhadap perubahan
entalpi hasil reaksi dalam suatu sistem, keadaan awal dan keadaan akhir reaksi
harus memiliki suhu dan tekanan yang sama. Misalnya, dalam reaksi berikut :
αA → βB
T,P

T,P

Keadaan sistem dapat dinyatakan pada tabel keadaan reaksi berikut
Keadaan awal

Keadaan akhir

T,P

T,P

α mol A

β mol B

Perubahan entalpi tidak dipengaruhi oleh perubahan entalpi karena
perbedaan variabel keadaan sistem, dapat dijelaskan dengan asumsi sistem
mengalami dua tahap perubahan, yaitu:
 Tahap pertama
Perubahan reaktan (pada T dan P) menjadi produk (pada T’ dan P)
yang berlangsung secara adiabat.
αA → βB
T,P

T’, P

Karena reaksi berlangsung secara adiabat, maka ∆ H 1=0.
 Tahap kedua
Perubahan variabel keadaan produk dari T’ dan P kembali menjadi
keadaan awal (T dan P).
βB → βB
T’,P

T,P

Kalor mengalir ke dalam atau keluar wadah, ∆ H 2 =Q p .
Jumlah kedua tahap tersebut adalah

∆ H =∆ H 1 +∆ H 2=0+Q p
sehingga
∆ H =Q p
Q p adalah kalor reaksi, yaitu perubahan entalpi sistem yang dihasilkan dari reaksi
kimia. Persamaan termokimianya secara lengkap dituliskan sebagai berikut.
αA ( f ) → βB ( f ) ∆ H=Q p
Keterangan :
α = koefisien reaktan

β = koefisien produk
f = fasa

2.4 Entalpi pelarutan
Perubahan entalpi pelarutan adalah kalor yang menyertai proses
penambahan sejumlah (tertentu) zat terlarut terhadap zat pelarut pada suhu dan
tekanan tetap. Terdapat dua macam perubahan entalpi pelarutan, yaitu :
2.4.1Entalpi pelarutan integral
Perubahan entalpi jika satu mol zat terlarut dilarutkan ke dalam n mol
pelarut. Jika pelarut yang digunakan adalah air, maka persamaan reaksi
dituliskan sebagai berikut.
X + n H 2 O→ X . n H 2 O ∆ H s =… kJ

2.4.2 Entalpi pelarutan diferensial
Jika sejumlah dn padatan murni i, dengan perubahan entalpi ∆ H ° i,
ditambahkan pada T dan P tetap ke dalam suatu larutan yang memiliki
perubahan entalpi ∆ H i , maka kalor yang diserapnya adalah
d q=( ∆ H i−∆ H ° i)dn
atau
dq

=(∆ H i−∆ H ° i )
dn
dq
dn disebut kalor (entalpi) pelarutan diferensial.

2.5 Entalpi reaksi
Perubahan energi selalu menyertai reaksi kimia. Maka energi (kalor) yang
menyertainya disebut entalpi.
2.5.1Entalpi pembentukan (∆ H f ¿
Perubahan entalpi yang menyertai pembentukan satu mol senyawa
dari unsur-unsurnya. Perubahan yang diukur pada suhu 298,15 K dan
tekanan 1 atm dinyatakan sebagai entalpi standar (∆ H ° f ¿.
Nilai entalpi pembentukan standar ditentukan menggunakan tabel data
entalpi pembentukan standar. Nilai entalpi pembentukan standar:
 Bernilai positif, jika menerima energi (reaksi endoterm)
 Bernilai negatif, jika melepas energi (reaksi eksoterm)
 Bernilai nol, jika unsur tersebut sudah terdapat di alam secara alami
Contoh :
C ( g ) +2 H 2 ( g ) → C H 4 ( g ) ∆ H ° f =−74,81 kJ /mol
2 C ( g ) +2 H 2 ( g)→ C2 H 6 ( g ) ∆ H ° f =−84,68 kJ /mol

2.5.2 Entalpi pembakaran
Perubahan entalpi pembakaran adalah kalor yang terjadi pada reaksi
pembakaran/oksidasi sempurna satu mol zat pada suhu dan tekanan yang
tetap.
Contoh :

C 2 H 5 OH ( l ) +3 O2 ( g ) → 2 C O2 ( g ) +3 H 2 O ( l ) ∆ H ° c =−1365,75 kj/mol

2.6 Hukum hess
Hukum ini dikemukakan oleh German Hess pada tahun 1840, yang
berbunyi:
“Bila suatu perubahan kimia dapat dibuat menjadi beberapa jalan/cara yang
berbeda, jumlah perubahan energi panas keselurahannya (total) adalah tetap, tidak
bergantung pada jalan/cara yang ditempuh.”

Menurut hukum Hess, suatu reaksi dapat terjadi melalui beberapa tahap dan tidak
akan mempengaruhi entalpi reaksi. Perubahan entalpi reaksi hanya tergantung
pada keadaan awal dan akhir sistem.

2.7 Hubungan energi dalam dan entalpi

Data perubahan energi dalam bisa diperoleh dari hasil eksperimen pada
volum tetap. Dengan menggunakan pendekatan bahwa reaksi berlangsung pada
sugu yang sama, sedangkan untuk tekanan berubah.
Reaktan ( T , V , p ) → Produk ( T ,V , p ' )
H=U + pV
∆ H =∆ U + ∆ ( p V ) =∆ U + ( p ' −p ) V

Pengaruh harga entalpi sistem sangat kecil, karena perubahan tekanan
sebelum dan sesudah reaksi pada zat padat dan cair sangat kecil. Maka dapat
diabaikan, sehingga ∆ H =∆ U .
Namun pada gas, perubahan tekanan sebelum dan sesudah reaksi tidak bisa
diabaikan. Jika gas yang dihasilkan dianggap ideal, didapat hubungan antara
perubahan entalpi dan perubahan energi dalam, yaitu :
∆ H =∆ U + ( P' −P ) V =∆ U + ( n' −n ) RT
¿ ∆ U + ∆ nRT
n’ adalah jumlah mol gas produk, sedangkan n adalah jumlah mol gas
pereaksi.

2.8 Entalpi ikatan dan energi ikatan
Entalpi ikatan ialah kalor yang menyertai disosiasi dari suatu molekul gas

menjadi unsur-unsurnya. Misalkan gas O2 terdisosiasi menjadi atom-atom oksigen
pada keadaan standar.
O 2 ( g ) →2 O ( g )

∆ H ° 298 =498,34 kJ /mol

Entalpi
ikatan
molekul
oksigen

Semua spesies dianggap sebagai gas ideal, sehingga dapat digunakan
hubungan :
∆ U =∆ H −∆ nRT
Jika ∆U dikoreksi terhadap nol K, maka didapat energi ikatan. Untuk
mengoreksinya digunakan persamaan :
298

∆ U 298=∆ U 0 + ∫ C v dT
0

Sehingga, diperoleh energi ikatan (∆U0) , sebagai berikut :
298

∆ U 0=∆ U 298 − ∫ C v dT
0

2.9 Menentukan entalpi reaksi pada berbagai suhu

Entalpi reaksi dipengaruhi oleh suhu. Jika suhu berubah maka entalpi reaksi
juga berubah. Harga entalpi dari berbagai suhu dapat ditentukan dari data entalpi
yang ada.
aA +bB → cC+ dD
Dengan entalpi reaksi :
∆ H r =( c ∆ H f ,C +d ∆ H f ,D )−( a ∆ H f , A + b ∆ H f ,B )
Persamaan tersebut diturunkan terhadap suhu pada tekanan tetap, sehingga
diperoleh :

( ∂∂∆TH )

p

=c

( ∂ ∂HT )
f ,C

p

+d

( ∂ H∂T )
f ,D

p

-a

H
( ∂ ∂HT ) - b ( ∂ ∂T
)
f ,A

p

f ,B

p

= c Cp,C + c Cp,C - c Cp,C - c Cp,C
= ∆Cp
Atau
d ( ∆ H r )=∆ C p dT

Hukum Kirchof

Cp adalah suatu fungsi dari suhu.

2.10 Contoh-contoh soal
1. Berikut ini merupakan persamaan reaksi dan entalpi penguraian
CS2 + 3O2 → CO2 + 2SO2
ΔH = - 1110 kJ
CO2 → C + O2
ΔH = + 394 kJ
SO2 → S + O2
ΔH = + 297 kJ
Berapakah kalor pembentukan CS2?
Diketahui :
CS2 + 3O2 → CO2 + 2SO2 ΔHf = - 1110 kJ
CO2 → C + O2
ΔHf = + 394 kJ
SO2 → S + O2
ΔHf = + 297 kJ
Ditanyakan :
Kalor/entalpi pembentukan (ΔHf) CS2 = ...?
Jawab :
Berdasarkan hukum Hess
C + O2
→ CO2

ΔHf = - 394 kJ

Dapat
digunakan
pada berbagai
suhu

2S + 2O2
→ 2SO2
CO2 + 2SO2 → CS2 + 3O2

ΔHf = - 594 kJ
ΔHf = + 1110 kJ
+

C + 2S

→ CS2

ΔHf = + 122 kJ

2. Berikut adalah data entalpi pembentukan
ΔHf0 CH4

= - 75 kJ/mol

ΔHf0 CO2

= - 393,5 kJ/mol

ΔHf0 H2O

= - 242 kJ/mol

Reaksi pembakaran metana adalah sbb:
CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O
Besar harga ΔH reaksi pembakaran 1 mol gas metana adalah....
Diketahui :
ΔHf0 CH4

= - 75 kJ/mol

ΔHf0 CO2

= - 393,5 kJ/mol

ΔHf0 H2O

= - 242 kJ/mol

Reaksi pembakaran metana
CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O
Ditanyakan :
ΔHc = ...?
Jawab :
ΔHc = ΔHf produk – ΔHf reaktan
= {(-393,5) + [2 x (-242)]} – [(-75) + (2 x 0)]
= 802,5 kJ
3. Ke dalam 50 cm3 larutan HCl 1 M dengan suhu 26⁰C ditambahkan 50 cm3
larutan NaOH 1 M. Suhu tertinggi campuran adalah 33⁰C . jika kalor jenis
4,2 J.g-1.K-1. Maka perubahan entalpi reaksi adalah.....J/mol
Diketahui :
V HCl 1 M= 50 cm3
V NaOH 1 M= 50 cm3

V larutan = V HCl 1 M + V NaOH 1 M = (50 + 50) cm3 = 100 cm3
T awal = 26⁰C
T akhir = 33⁰C
∆T = T akhir – T awal = (33 – 26 )⁰C = 7⁰C
c = 4,2 J.g-1.K-1
Ditanyakan :
Perubahan entalpi reaksi = ... ?
Jawab :
Massa larutan (m) = volume larutan x ρ air
= 100 x 1
= 100 gram
Kalor yang dihasilkan
Q

= m . c . ∆T
= 100 . 4,2 . 7
= 2940 J

Persamaan reaksi :
HCL(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O (l)
Q
∆H = n
2940
= 50 x 10−3 x 1
= 58800 J/mol

4. Diketahui reaksi termokimia sbb:
2C (s) + O2 (g) → 2CO (g)
ΔHf = A kkal
CO (g) + ½ O2 (g) → CO2 (g)
ΔHf = B kkal
C (s) + O2 (g) → CO2 (g)
ΔHf = C kkal
Menurut hukum Hess yang memenuhi syarat adalah....
A. C = A + B
B. B = A + C
C. 2C = A + C
D. C = ½ A + B
E. A = C – 2B
Diketahui :
2C (s) + O2 (g) → 2CO (g)
CO (g) + ½ O2 (g) → CO2 (g)

ΔHf = A kkal
ΔHf = B kkal

C (s) + O2 (g) → CO2 (g)

ΔHf = C kkal

Ditanyakan :
Yang memenuhi syarat hukum Hess = ...?
Jawab :
2C (s) + O2 (g) → 2CO (g)
ΔHf = A kkal
2CO (g) + O2 (g)
→ 2CO2 (g)
ΔHf = 2B kkal
+
2C (s) + 2O2 (g)

→ 2CO2 (g)

ΔH = A + 2B

C (s) + O2 (g)

→ CO2 (g)

ΔH =

Maka C =

A +2 B
2

A +2 B
2

2C = A + 2B
C=½A+B
Jawaban D
5. Entalpi molar standar untuk reaksi :
3
H s S ( g ) + O 2 ( g ) → H 2 O ( l ) + S O 2 ( g)
2
adalah -562,04 kJ/mol. Hitunglah perubahan energi dalamnya!
Diketahui :
3
´ =−562,04 kJ /mol
H s S ( g ) + O2 ( g ) → H 2 O ( l ) + S O2 ( g ) ∆ H
2
Ditanyakan :
Perubahan energi dalam ( ∆ U´ )=… ?
Jawab :
´ −∆ nRT
∆ U´ =∆ H
´ − 1− 3 −1 RT
¿∆ H
2
3
´ + RT
¿∆ H
2
3
¿−562,04+ . 8,314 . 298
2
¿−¿558,32 kJ/mol

(

6.

)

Diketahui energi ikatan
C – F = 439 kj/mol
C – Cl = 330 kj/mol

F – F = 159 kj/mol
Cl – Cl = 243 kj/mol
Panas reaksi untuk reaksi dibawah ini adalah....
CF2Cl2 + F2 → CF4 + Cl2
Diketahui :
energi ikatan
C – F = 439 kj/mol
C – Cl = 330 kj/mol
F – F = 159 kj/mol
Cl – Cl = 243 kj/mol
Ditanya :
Panas reaksi untuk reaksi CF2Cl2 + F2 → CF4 + Cl2
Jawab :

∆H = ∑energi ikatan reaktan - ∑energi ikatan produk
= [ 2 ( C−Cl ) +2 ( C−F ) + ( F−F ) ] −¿ ]
= (2 . 330 + 2 . 439 + 159) – ( 4 . 439 + 243)
= 1697 – 1999
= - 302 kJ

7. Kapasitas kalor pada tekanan tetap, Cp dalam J/K pada rentang suhu 298
sampai 400K untuk gas-gas H2, N2, dan NH3 adalah sebagai berikut
Cp,H2 = 29,6 + 0,00231 T
Cp,N2 = 27,9 + 0,00418 T
Cp,NH3 = 29,9 + 0,00261 T
Untuk reaksi
1
3
N + H → NH 3 ∆ H 298 =−46,11 kJ /mol
2 2 4 2
Berikan rumusan entalpi sebagai fungsi suhu, kemudian tentukan entalpi
reaksi pada suhu 400K.
Diketahui :
Cp, H2 = 29,6 + 0,00231 T
Cp,N2 = 27,9 + 0,00418 T
Cp,NH3 = 29,9 + 0,00261 T

∆ H 298 , NH 3=−46,11 kJ /mol = -46110 J/mol
Ditanyakan :
∆H400, NH3 = ... ?
Jawab :
∆ C p=∑ C p produk−∑ C p reaktan
1
3
= ( C p NH 3 ) −( 2 C p N 2+ 4 C p H 2 )
= ( 29,9+0,00261T ) −¿
= -28,45 – 0,002945T
Berdasarkan hukum Kirchoff

∫ d (∆ H )=∫ ∆ C p dT
∆ H r =∫ ( −28,45−0,002945T ) dT
= −28,45 T −0,002945 T 2 + I
Substitusi ∆ H 298 , NH 3 pada persamaan diatas
∆ H 298 =−28,45 T −0,002945 T 2+ I
2

-46110 = −28,45(298)−0,002945(298) + I
I = -37415,37 J
Sehingga, ∆ H r =−37415,37−28,45 T −0,002945T
Nilai ∆H400 adalah
∆ H 400=−37415,37−28,45(400)−0,002945(400)2
= −49266,9 J =−49,27 kJ

2

BAB III
PENUTUP
Kesimpulan
Termokimia merupakan materi dasar yang wajib untuk dipelajari dan
dipahami secara mendalam. Materi yang secara umum mencakup entalpi, hukum
Hess, energi ikatan, dan energi dalam merupakan materi-materi dasar dalam
pelajaran kimia yang berguna untuk mempelajari materi selanjutnya. Dalam
makalah ini penguraian materi dilakukan secara lengkap agar pembaca lebih
memahaminya.

Saran
Saran dari penulis agar pembaca menguasai materi ini dengan baik,
kemudian dilanjutkan dengan pelatihan soal sesuai materi yang berhubungan agar
semakin menguasai materi.

DAFTAR PUSTAKA
Brady, J. E. 1999. Kimia Universitas Azas & Struktur. Jakarta: Binarupa
Aksara.
Dogra, S. 1990. Kimia Fisik dan Soal-Soal. Jakarta: Universitas Indonesi.
Ijang Rohman, Sri Mulyani. 2000. Kimia Fisika I. Yogyakarta: JICA.
Ilmu, s. (diakses tanggal 7 Juni 2017). Pengertian dan Penjabaran
Termokimia. http://www.softilmu.com.
Pintar, B. K. (n.d.). (diakses tanggal 11 Juni 2017). Pembahasan SoalSoal Termokimia Bagian I. www.belajarkimiapintar.com.