Bahan Ajar TERMO KIMIA

BAHAN AJAR

TERMOKIMIA

Pada malam hari, lantai terasa lebih dingin daripada
karpet yang ada dalam ruang yang sama. Hal ini menunjukkan
bahwa kedua objek ini memiliki perbedaan suhu. Karpet merupakan salah satu contoh
bahan penghambat panas. (thermal insulator) yang cenderung mencegah suatu objek
menjadi lebih panas atau lebih dingin. Di sisi lain, secangkir kopi yang berada pada
suhu kamar mengalami penurunan suhu secara teratur. Fakta yang lain, jika kita
memasukkan wadah es dari bahan logam dan plastik ke dalam pendingin, wadah dari
bahan logam terasa terasa lebih dingin daripada bahan plastik. Hal ini menunjukkan
bahwa logam merupakan penghantar panas yang lebih baik daripada plastik.

Ukuran kuantitatif tingkat panas suatu benda atau lingkungan disebut suhu. Alat
yang digunakan untuk mengukur perubahan suhu disebut termometer. Suhu merupakan
ukuran kuantitatif yang diukur dengan sistem SI dan merupakan sifat intensif karena
nilainya tidak bergantung pada ukuran sampel. Misalnya, jika dua sampel air masing-
masing sebanyak 50 mL dicampur pada suhu 200C, massa dan volumenya menjadi dua
kali lipat, tetapi suhunya tetap sama. Pada bab ini, ananda akan mempelajari tentang
reaksi kimia yang melibatkan perubahan panas reaksi. Oleh karena itu, terlbih dahulu
ananda harus memahami pengertian sistem dan lingkungan, perpindahan panasdan
materi antara sistem dan lingkungan dan selanjutnya. (A.Haris Watoni)

Pada hampir semua reaksi kimia, selalu ada energi yang diserap atau dikeluarkan,
biasanya dalam bentuk energi kalor (panas). Cabang ilmu kimia yang mempelajari
perubahan energi kalor pada suatu reaksi kimia disebut termokimia.

A. Sistem dan Lingkungan
Secara prinsip, perubahan entalpi disebabkan karena adanya aliran panas dari

sistem ke lingkungan atau dari lingkungan ke sistem. Reaksi atau proses yang sedang
menjadi pusat perhatian kita disebut sistem. Sedangkan lingkungan adalah segala
sesuatu yang berada di sekitar sistem, yaitu dengan apa sistem itu berinteraksi.

SUNARTI, S. Pd

Larutan HCl
Pita Mg

Reaksi antara Mg dengan larutan HCl

Pada gambar di atas, reaksi antara Mg dengan larutan HCl di dalam sebuah gelas

kimia, yang menjadi sistemnya adalah magnesium dan asam klorida, sedangkan

lingkungannya adalah udara dan gelas kimia. Interaksi antara sistem dan lingkungan

dapat berupa pertukaran materi dan energi, berkaitan dengan itu sistem dapat dibedakan

atas sistem terbuka, sistem tertutup, dan sistem terisolasi.

Sistem Pertukaran Pertukaran Contoh

energi materi

Terbuka Ada ada Gelas terbuka yang berisi air panas

Tertutup Ada Tidak ada Gelas tertutup yang berisi

air panas

Terisolasi Tidak ada Tidak ada Termos ideal yang berisi air panas.

B. Hukum Kekekalan Energi
Kehidupan di dunia selalu mengalami perubahan-perubahan. Manusia berubah

mulai janin menjadi bayi, tumbuh menjadi orang dewasa, dan akhirnya meninggal dunia.
Demikian pula, makhluk hidup lain yang termasuk benda mati. Semua perubahan yang
terjadi pada benda pasti melibatkan energi. Proses-proses kimia atau reaksi-reaksi kimia
pun selalu disertai dengan perubahan energi. Energi yang menyertai proses-proses kimia
dapat bermacam-macam, misal energi panas, energi cahaya, energi listrik, dan
sebagainya. Ilmu yang mempelajari perubahan-perubahan energi secara luas disebut
termodinamika. Dalam termodinamika dipelajari hubungan kuantitatif antara kalor dan
bentuk energi lain. Termodinamika merupakan ilmu yang mendasar dan mampu
menerangkan secara ilmiah segala perubahan-perubahan dalam kehidupan, sehingga
ilmu ini sangat penting peranannya. Salah satu ilmu dalam termodinamika yang sampai
saat ini tetap andal dan diakui adalah hukum termodinamika pertama.

SUNARTI, S. Pd

Hukum termodinamika pertama berbunyi energi di alam adalah kekal. Energi
tidak dapat diciptakan dan dimusnahkan. Ketika kayu dan minyak tanah dibakar
sejumlah kalor dihasilkan. Kalor yang dihasilkan kayu dan minyak tanah
mengakibatkan keadaan sekitarnya menjadi panas. Namun ketika api sudah padam,
keadaan akan menjadi normal kembali. Kemanakah kalor yang dihasilkan pada proses
pembakaran kayu atau minyak tadi?

Jadi, kalor yang dihasilkan pada pembakaran kayu dan minyak tanah, bukannya
hilang tetapi diserap oleh molekul-molekul udara atau benda-benda lain di sekitarnya
dan diubah menjadi bentuk energi lain, misalnya menjadi energi kinetik. Demikian juga
halnya dengan sumber kalor yang dihasilkan ketika kayu atau minyak tanah terbakar,
bukanlah sesuatu yang tercipta, melainkan hanya perubahan bentuk energi. Perhatikan
gambar di bawah:

C. Energi dan Entalpi
Hukum pertama termodinamika jelas mengatakan bahwa manusia hanya mampu

mengubah bentuk energi satu menjadi bentuk energi lain. Secara termodinamika
pernyataan tersebut dituliskan dengan persamaan :

∆U = q + w
dengan ∆U = perubahan energi dalam reaksi (Joule)

q = kalor (Joule)
w = kerja yang dilakukan sistem (Joule)
Joule dapat disimbolkan dengan J. Kerja dapat dituliskan sebagai kerja volume dengan
rumus :
w = –p∆V
dengan w = kerja (J)

SUNARTI, S. Pd

p = tekanan (atm)
V = volume (Liter)
(Crys Fajar Partana & Antuni Wiyarsi)
Jika sistem menyerap kalor, q bernilai positif, sedangkan jika sistem
mengeluarkan kalor, q bernilai negatif. Jika sistem melakukan kerja, w bernilai negatif,
sedangkan jika sistem dikenai kerja oleh lingkungan, w bernilai positif.
Besarnya kalor suatu sistem dapat diukur dari perubahan suhu (∆T) dan
kapasitas kalor (C) sistem tersebut.
q = C ∆T
Kerja pada suatu sistem merupakan perkalian antara tekanan (P) dengan
perubahan volume (∆V)
w = P ∆V
(Unggul Sudarmo)
Contoh :
Suatu reaksi mempunyai ∆U = -100 kJ. Sistem melakukan kerja -5 kJ. Hitunglah jumlah
kalor yang dibebaskan!
Jawab :
qp = ∆U – w
qp = -100 kJ – (-5 kJ)
qp = -95 kJ
D. Perubahan Entalpi
Nilai energi suatu materi tidak dapat diukur, yang dapat diukur hanyalah
perubahan energi (∆U). Demikian juga halnya dengan entalpi, entalpi tidak dapat diukur,
kita hanya dapat mengukur perubahan entalpi (∆H).
∆H = Hproduk (akhir) – Hreaksi (awal)
dengan: ∆H = perubahan entalpi
Hp = entalpi produk
Hr = entalpi reaktan atau pereaksi
a. Bila H produk > H reaktan, maka ∆H bertanda positif, berarti terjadi penyerapan
kalor dari lingkungan ke sistem.
b. Bila H reaktan > H produk, maka ∆H bertanda negatif, berarti terjadi pelepasan
kalor dari sistem ke lingkungan. (Budi utami)

SUNARTI, S. Pd

Jika suatu reaksi berlangsung pada tekanan tetap, perubahan entalpinya sama

dengan kaloryang harus dipindahkan dari sistem ke lingkungan atau sebalikya agar suhu

sistem kembali ke keadaan semula.

∆H = qp

(Unggul Sudarmo)

Contoh :

Reaksi : S(s) + O2(g) → SO2(g) + 296,83 kJ

Tentukanlah besar perubahan entalpi jika massa unsur S yang dibakar adalah 3,2 gram!

Ar S = 32)

Penyelesaian :

Diketahui : massa S yang dibakar = 3,2 gram

Ditanya : ∆H untuk 3,2 gram S?

Jawab :

Reaksi : S(s) + O2(g) → SO2(g) + 296,83 kJ

Pada reaksi ini sistem melepaskan kalor sebesar 296,83 kJ atau ∆H = - 296,83 kJ

sehingga reaksi dapat kita tulis menjadi: S(s) + O2(g) → SO2(g) ∆H = - 296,83 kJ.

Untuk membakar 1 mol S mempunyai ∆H = - 296,83 kJ.

mol untuk 3,2 gram S = = 3,2 = 0,1
32

Untuk membakar 0,1 mol S mempunyai ∆H = 0,1 x (- 296,83 kJ) = -29,683 kJ

(Parning dan Horale)

Soal-soal

1. Perhatikan gambar berikut!

Berdasarkan gambar di atas, manakah yang berperan sebagai sistem dan
lingkungan?
2. Jelaskan yang dimaksud dengan entalpi!

SUNARTI, S. Pd

3. Jelaskan yang dimaksud dengan perubahan entalpi!
4. Suatu reaksi mempunyai ∆U = -150 kJ. Sistem melakukan kerja -10 kJ.

Hitunglah jumlah kalor yang dibebaskan!
Sumber Pustaka
Horale, Parning.2005. Kimia 2A kurikulum berbasis kompetensi. Yudhistira : Jakarta
Partana, crys Fajar & Antuni Wiyarsi. 2009. Mari belajar kimia, untuk Sma/MA kelas
XI IPA. Depdiknas : Jakarta
Sudarmo, Unggul. 2014. Kimia untuk SMA/MA Kelas XI kelompok peminatan
matematika dan ilmu alam. Erlangga : Jakarta
Utami, Budi dkk. 2009. Kimia untuk SMA/MA Kelas XI program ilmu alam.
Depdiknas : Jakarta
Watoni, A.Haris. 2014. Kimia untuk SMA/MA kelas XI, kelompok peminatan
matematika dan ilmu-ilmu alam, Kurikulum 2013, Yrama Widya : Bandung

SUNARTI, S. Pd

BAHAN AJAR PERTEMUAN 2

Reaksi Eksoterm dan Endoterm, Persamaan
Termokimia dan Jenis- Jenis ∆H Reaksi

E. Reaksi Eksoterm dan Endoterm Kalor
Kalor Lingkungan
Lingkungan

Kalor sistem Kalor Kalor sistem Kalor

Kalor Kalor

Reaksi eksoterm adalah reaksi kimia dengan sistem melepaskan kalor. Pada

reaksi eksoterm, suhu campuran reaksi akan naik dan energi potensial dari zat-zat kimia

yang bersangkutan akan turun sehingga sistem melepaskan kalor ke lingkunganya.

Reaksi endoterm adalah reaksi kimia yang berlangsung dengan sistem

menyerap kalor dari lingkunganya. Pada reaksi ini terjadi kenaikan energi potensial zat-

zat yang bereaksi atau terjadi penurunan energi kinetik sehingga suhu sistem turun.

Misalnya proses pelarutan urea ke dalam air ditandai dengan suasana dingin pada

reaksinya.

Pada reaksi eksoterm sistem membebaskan energi sehingga entalpi sistem
akan berkurang, artinya entalpi produk lebih kecil dari pada entalpi pereaksi. Oleh
karena itu perubahan entalpi bertanda negatif.

∆H = Hp – HR< 0

Pada reaksi endoterm sistem menyerap energi sehingga entalpi sistem akan bertambah,
artinya entalpi produk lebih besar dari pada entalpi pereaksi. Akibatnya perubahan
entalpi bertanda positif

∆H = Hp – HR> 0

F. Diagram Tingkat Energi pada Reaksi Eksoterm dan Endoterm

Perubahan entalpi digambarkan melalui diagram reaksi.

Perhatikan contoh reaksi berikut:

Apereaksi → Bhasil reaksi

∆H = Hhasil reaksi - Hpereaksi

SUNARTI, S. Pd

P ....... P
R .......
∆H = Hp – HR > 0

R

(a) Reaksi endoterm

Pada reaksi endoterm, sistem menyerap energi. Oleh karena itu entalpi sistem
akan bertambah, artinya entalpi produk lebih besar dari pada entalpi pereaksi.
Akibatnya perubahan entalpi bertanda positif.

R ..... . R

∆H = Hp – HR < 0

P

P .......

(b) Reaksi eksoterm

Pada reaksi eksoterm sistem membebaskan energi sehingga entalpi sistem
akan berkurang, artinya entalpi produk lebih kecil dari entalpi pereaksi. Oleh karena itu
perubahan entalpi bertanda negatif

Pada reaksi kimia terjadi pertukaran energi antara sistem dan lingkungan.
Berdasarkan pertukaran energi tersebut, reaksi termokimia dapat dikelompokkan
menjadi 2 jenis, yaitu reaksi eksoterm dan reaksi endoterm.

Untuk mengetahui perbedaannya amatilah skema percobaan berikut ini:

Reaksi kimia berlangsung
disertai perubahan energi

berupa pelepasan atau
penyerapan energi (q)

Hidrolisis NH4NO3 dalam Oleh karena reaksi kimia umumnya Reaksi antara Zn dan
gelas beker memberikan berlangsung pada tekanan tetap, CuSO4 dalam gelas
rasa dingin pada tangan, maka perubahan energi reaksi beker memberikan rasa
dinyatakan sebagai perubahan panas pada tangan,
yang berarti reaksi entalpi (ΔH), dimana ΔH =q yang berarti reaksi
(sistem) menyerap kalor melepaskan kalor dari

dari lingkungan lingkungan

SUNARTI, S. Pd

Reaksi disertai penyerapan Reaksi disertai pelepasan kalor
kalor (+q), sehingga entalpi (-q), sehingga entalpi sistem
sistem bertambah, sehingga berkurang, sehingga nilai ΔH
nilai ΔH bernilai……. bernilai…….
Reaksi ini disebut dengan Reaksi ini disebut dengan
reaksi……. reaksi…….
Dapat ditulis : ΔH > 0 Dapat ditulis : ΔH < 0

G. Persamaan termokimia dan jenis- jenis ∆H reaksi
1. Persamaan termokimia

Reaksi-reaksi kimia yang melibatkan kalor dan menyertakan perubahan entalpi
(∆H) dapat dituliskan dalam suatu persamaan yang disebut dengan persamaan
termokimia. Penulisan dan interpretasi persamaan termokimia diatur dalam pedoman
berikut:

1. Koefisien stoikiometri menunjukan jumlah mol suatu materi

2. Jika letak reaktan dan produk pada persamaan dibalik, tanda ∆H-nya berubah

menjadi kebalikannya.

Contoh:

Proses pembekuan air menjadi es membebaskan kalor sebesar 6,01 kJ

H2O (l) → H2O (s) ∆H = -6,01 kJ/mol

Dengan demikian, untuk reaksi pelelehan es menjadi air memerlukan kalor

sebesar 6,01 kJ

H2O (s) → H2O (l) ∆H = +6,01 kJ/mol

3. Jika koefisien persamaan digandakan, nilai ∆H juga digandakan sesuai dengan

perubahan faktor koefisien persamaan

Contoh:

Jika koefisien persamaan pelelehan es digandakan dua kalinya, perubahan

entalpinya juga dikalikan dua. Persamaan termokimianya menjadi:

2H2O (s) → 2H2O (l) ∆H = +12,02 kJ/mol

4. Wujud zat yang terlibat dalam reaksi harus ditulis dalam kurung dan italic untuk

membantu menentukan perubahan entalpinya. Zat padat dinyatakan dengan (s),

larutan dinyatakan dengan (aq), zat cair dinyatakan dengan (l), dan gas

dinyatakan dengan (g).

Nilai ∆H yang tertera dalam persamaan termokimia bergantung pada nlai koefisien
reaksinya.

Contoh: 2H2O(g) + O2(g) → 2H2O(g) ;∆H = -484kJ

SUNARTI, S. Pd

Makna dari persamaan reaksi ini adalah 2 mol gas H2 bereaksi dengan 1 mol gas
O2 menghasilkan 2 mol gas H2O dalam bentuk gas dan melepaskan kalor sebesar
484 kJ. Apabila reaksi diubah menjadi:

H2O(g) + 1 O2(g) → H2O(g); ∆H = −484 = -242 kJ.
yang 2 2
1
Kalor dilepaskan untuk reaksi 1 mol H2 dan 2 mol O2 menghasilkan H2O

sebesar 242 kJ. Diagram tingkat energinya:

H2O(g) + 1 O2(g)
2
.....

∆H = -242 kJ

H2O(g)

Contoh :
Diketahui reaksi sebagai berikut :
C(s) + O2(g) → CO2(g) ∆H = -393,5 kJ
Gambarlah diagram tingkat energi untuk reaksi tersebut!
Pembahasan :
C(s) + O2(g) → CO2(g) ∆H = -393,5 kJ
∆H reaksi ini bernilai negatif, berarti reaksi ini adalah reaksi eksoterm. Diagram tingakt
energinya sebagai beriktu :

C(s) + O2(g) reaktan

∆H = H2 – H1 = -393,5 kJ

CO2(g) produk

2. Jenis- jenis entalpi reaksi(∆H)
a. Entalpi pembentukan standar (∆Hfo)
Entalpi pembentukan standar (∆Hfo) suatu senyawa menyatakan jumlah kalor
yang diperlukan atau dibebaskan untuk pembentukan 1 mol senyawa dari unsur-
unsurnya yang stabil pada keadaan standar /STP

Contoh:
1. H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l) ∆Hf° = –285,85 kJ


Koefisien 1 berarti 1 mol H2O

SUNARTI, S. Pd

Artinya, pada pembentukan 1 mol H2O dari unsur hidrogen dan unsur oksigen
dibebaskan energi sebesar 285,85 kJ (tanda negatif pada ∆Hf berarti dibebaskan energi
atau reaksi eksoterm).

2. 4 C(s) + 2 H2(g) → 2 C2H2(g) ∆H = + 454 kJ

⎯

Koefisien 2 berarti 2 mol C2H2, maka semua koefisien reaksi dibagi 2
termasuk ∆H
Reaksi menjadi:
2C(s) + H2(g) → C2H2(g) ∆H = + 227 kJ
Artinya, pada pembentukan 1 mol C2H2 dari unsur karbon dan unsur hidrogen
dibutuhkan panas sebesar 227 kJ (endoterm)

3. Pada pembentukan 22 gram C3H8 (Ar C = 12, H = 1) dibebaskan kalor sebesar 75 kJ.

Tuliskan persamaan termokimia pembentukan C3H8!

Jawab:

• Massa 1 mol C3H8 = Mr C3H8

= (3 × Ar C) + (8 × Ar H)

= (3 × 12) + (8 × 1)

= 36 + 8

= 44 gram/mol massa

• Banyak mol dari 22 gram C3H8 =
=
22
44
= 0,5 mol
1
• ∆Hf° berlaku untuk pembentukan 1 mol zat, maka ∆Hf° C3H8 = 0.5 x (-75kJ)

= –150 kJ

• Persamaan termokimia pembentukan C3H8 adalah:

3C(s) + 4 H2(g) → C3H8(s) ∆Hf° = –150 kJ/mol

yang boleh ditulis di sebelah kanan reaksi adalah ∆H untuk 1 mol.

Pada reaksi ini dibebaskan kalor sebanyak 150 kJ. Berdasarkan kesepakatan
internasional, entalpi pembentukan standar unsur-unsur dalam bentuk yang paling
stabil bernilai 0(nol). Contohnya O2, (∆Hfo) = 0

SUNARTI, S. Pd

Tabel.1 Perubahan entalpi pembentukan standar(∆Hfo), dalam kJ/mol

No Zat ∆Hfo (kJ/mol) No Zat ∆Hfo (kJ/mol)

1. C (grafit) 0 22. NO(g) +90,37

2. C (intan) +1,88 23. NO2(g) +33,85

3. CH4(g) -74,8 24. NH3(g) -46,19

4. C2H2(g) +226,7 25. NaCl(s) -410,9

5. C2H6(g) -84,68 26. HCl(g) -92,3

6. C3H8(g) -103,85 27. H2O(l) -187,6

7. CO(g) -110,5 28. H2O(g) -241,8

8. CO2(g) -393,5 29. HI(g) +25,94

9. MgO(s) -601,8 30. SO2(g) -296,1

10. N2O4(g) +9,66 31. SO3(g) -395,2

11. N2O(g) +81,56 32. H2S(g) -20,15

12. MgCO3(g) -1.112,9 33. ZnO(g) -347,98

13. AgCl(s) -127,4 34. CaCO3(s) -1.206,9

14. Al2O3(s) -1.669,8 35. NH4Cl(s) -314,4

15. HBr(g) -36,2 36. CuO(s) -155,2

16. HF(g) -268,61 37. H2O(s) -285,8

17. NH4F(s) -463,9 38. O3(g) +142,3

18. NH4I(s) -201,40 39. PCl3(g) -306,4

19. SO2Cl(l) -389 40. PCl5(g) -398,9

20. O(g) +247,53 41. S8(s) 0

21. O2(g) 0 42. S8(g) +102,30

b. Entalpi penguraian standar(∆Hdo)
Entalpi penguraian standar suatu senyawa menyatakan jumlah kalor yang

diperlukan atau dibebaskan untuk penguraian 1 mol senyawa menjadi unsur-
unsurnya pada keadaan standar (298K, 1 atm).

Menurut hukum laplace, jumlah kalor yang dibebaskan pada pembentukan
senyawa sama dengan jumlah kalor yang diperlukan pada penguraian senyawa
tersebut menjadi unsur-unsurnya.
Contoh soal:
1. Tuliskan persamaan termokimia penguraian H2O apabila diketahui ∆ 0 H2O = –

285,85kJ/mol!
Jawab:
Reaksi penguraian adalah kebalikan dari reaksi pembentukan, sehingga zat yang
terurai di sebelah kiri anak panah.
H2O(l) → H2(g) + ½O2(g) ∆Hd° = +285,85 kJ


Koefisien 1 untuk 1 mol zat yang diuraikan
Tanda ∆Hd° berlawanan dengan ∆Hf°
2. Bila diketahui ∆Hf° NH3 = –46 kJ/mol, berapa kJ diperlukan untuk menguraikan 1
gram NH3 (Mr = 17)?
Jawab:
Persamaan termokimia penguraian NH3 adalah:

SUNARTI, S. Pd

NH3(g) → 1 N2(g) + 23H2(g) ∆Hd° = 46 kJ/mol
2
• Besarnya kalor untuk menguraikan 1 gram NH3 adalah:

Besar kalor = mol × ∆H

= massaMr ×∆H
1
= 17 × 46

= 2,7 kJ

c. Entalpi pembakaran standar (∆Hco)
Entalpi pembakaran standar suatu senyawa menyatakan jumlah kalor yang
dibebaskan untuk pembakaran 1 mol zat (unsur atau senyawa) pada keadaan
standar (298K, 1 atm).

Pembakaran dikatakan sempurna jika:

1) Karbon (C) terbakar sempurna menjadi CO2

2) hidrogen (H) terbakar sempurna menjadi H2O

3) belerang (S) terbakar sempurna menjadi SO2

4) senyawa hidrokarbon (CxHy) terbakar sempurna menurut reaksi:

CxHy + O2 →CO2 + H2O (belum setara)

Contoh:

Pada pembakaran 570 gram isooktana (C8H18), salah satu komponen yang ada dalam

bensin, pada keadaan standar/STP dibebaskan kalor sebesar 27.500 kJ. Hitunglah

besarnya ∆Hc° dan tulislah persamaan termokimia pembakaraan isooktana tersebut!

Jawab: massa
C8H18
Mol isooktana =

= 570
114
= 5 mol

• Untuk 1 mol C8H18 maka ∆Hc° = 1/5 × (–27.500)

= –5.500 kJ

• Persamaan termokimia: ∆Hc° = –5.500 kJ/mol
C8H18(l) + 225O2(g) →8CO2(g) + 9H2O(g)

SUNARTI, S. Pd

Penentuan ∆H Reaksi Berdasarkan
Percobaan (Kalorimetri)

SUNARTI, S. Pd

A. Pendahuluan
Banyaknya kalor (panas) yang mengalir, baik masuk atau keluar sistem pada

kondisi tekanan tetap disebut entalpi (H). entalpi berasal dari kata Yunani enthalpein
yang berarti memasukkan panas. Setiap zat mempunyai entalpi tertentu yang besarnya
bergantung pada jumlahnya. Oleh karena itu, entalpi termasuk besaran ekstensif.
Sebagai contoh, dua mol air memiliki entalpi dua kali satu mol air. perubahan kalor
dalam suatu reaksi kimia disebut perubahan entalpi (∆H)
B. Uraian Materi
Penentuan ∆H Reaksi Berdasarkan Percobaan (Kalorimetri)

Perhatikan gambar dibawah ini!!!

Gambar : Kalorimeter Bom
Kalorimetri adalah salah satu cara yang digunakan untuk
mengukur perubahan entalpi reaksi. Alat yang digunakan untuk
mengukur jumlah panas dari sistem reaksi disebut kalorimeter

SUNARTI, S. Pd

a. Kalorimeter sederhana terdiri dari wadah larutan yang terbuat dari bahan yang
kapasitas kalornya rendah seperti plastik polistirena, termometer, pengaduk dan
penutup

b. Kalorimeter bom digunakan untuk mengukur kalor reaksi dengan tingkat
ketelitian yang lebih tinggi khususnya pada reaksi pembakaran. Bagian-bagian
kalorimeter bom terdiri daripengaduk, termometer,elektroda untuk memanaskan
sampel, wadah penyekat, kawat yang dicelupkan dalam sampel dan wadah untuk
menyimpan sampel

Jika suatu benda menyerap kalor sebanyak 100oC maka kalor yang akan dilepas benda
tersebut adalah 100oC. Pernyataan ini sesuai dengan azas Black yaitu,

kalor yang diserap sama dengan kalor yang dilepas
q serap = q lepas

Besarnya kalor reaksi dapat diukur dengan rumus berikut :

Kalor larutan (q)

q= m. c .∆T q= C. ∆T

Keterangan :
m = massa larutan (gram)
c = kalor jenis air, yaitu jumlah panas yang diperlukan untuk
meningkatkan suhu 1 gram zat sebesar 1 o C(J/goC)
∆T = perubahan suhu (T2-T1oC)
C = kapasitas kalor kalorimeter, yaitu jumlah panas atau kalor yang
diperlukan untuk mengubah suhu suatu benda sebesar 1 o C(J/oC)
q = Jumlah kalor yang diserap atau dilepaskan suatu zat o C

Jika dianggap bahwa perpindahan kalor hanya terjadi antara reaksi kimia dengan
kalorimeter dan tidak ada kalor yang keluar ke lingkungan, maka dapat dirumuskan :

q reaksi + qlarutan = 0

SUNARTI, S. Pd

q reaksi = - qlarutan Atau q larutan = - qreaksi

∆H = ±


Keterangan :
Tanda ± tergantung jenis reaksi eksoterm atau endoterm, jika eksoterm maka

bernilai (-), dan bila endoterm bernilai (+)

Mol = mol pereaksi pembatas

Contoh Soal :

1. Bila 50 mL larutan NaOH 1 Mdireaksikan dengan 50 mL larutan HCI 1 M ke dalam

alat kalorimeter menyebabkan kenaikan suhu pada kalorimeter dari 29 °C menjadi

35,5 °C. Bila kalor jenis larutan dianggap sama dengan air yaitu 4,2 joule/g°C, maka

tentukan harga kalor reaksi dan perubahan entalpi standar reaksi berikut!

NaOH(aq)+ HCl(aq) →NaCl(aq)+ H2O(l)

Jawab:

Diketahui : VNaOH = 50 ml VHCl = 50 ml

[NaOH] = 1 M [HCl] = 1 M

Tawal =29 °C Takhir =35,5°C

Clarutan = 4,2 J/g°C

Ditanya : Kalor reaksi dan harga perubahan entalpistandar?
Penyelesaian :

q reaksi = - q larutan

q = - (m . c . T)
= -(100 g . 4,2 J/g °C . 6,5 °C)
= - 2.730 joule = - 2,73 kJ

Maka,

SUNARTI, S. Pd

Mol NaOH = = 1 / = 20
0,05
= = 1 /
Mol HCl = 0,05 = 20
∆Hreaksi = = − 54,6 /
− 2,73
20

Kalorimetri adalah salah satu cara yang digunakan untuk mengukur perubahan

entalpi reaksi. Alat yang digunakan untuk mengukur jumlah panas dari sistem

reaksi disebut kalorimeter

Ada dua macam kalorimeter yaitu kalorimeter sederhana dan kalorimeter bom

Besarnya kalor reaksi dapat dihitung dengan rumus q= m. c .∆T

Hubungan kalor dengan perubahan entalpi yaitu ∆H = ±


Kerjakan Soal dibawah ini dengan benar!!!

1. Perhatikan gambar dibawah ini !

12 6 Tuliskan keterangan disamping

gambar sesuai dengan nomor !

1. ___________________

2. ___________________

3. ___________________
3 5 4. ___________________

4 5. ___________________
6.___________________

2.Tuliskan pengertian dari kalorimeter?

3.Jika suatu benda menyerap kalor sebanyak 80oC maka berapakah kalor yang akan

dilepas benda tersebut? Tuliskan teori yang berkenaan dengan pernyataan tersebut!

SUNARTI, S. Pd

4.Sinta dan 2 orang teman kelompoknya mereaksikan 100 ml larutan yang mengandung
0,01 mol NaOH dan 100 ml larutan yang mengandung 0.01 mol HCl di dalam suatu
kalorimeter sederhana
NaOH(aq)+ HCl(aq) →NaCl(aq)+ H2O(l)
Setelah mengaduk, ia mengamati, suhu larutan naik menjadi 28,5 °C . jika suhu awal
adalah 25 °C maka, tentukanlah kalor reaksi jika larutan bersifat encer dimana kalor
jenis larutan 4,18 J/g°C dan kerapatan larutan 1000 g/l

SUNARTI, S. Pd

Penentuan ∆H Reaksi Berdasarkan
Hukum Hess

SUNARTI, S. Pd

C. P e n d a h u l u a n

Entalpi (H) adalah banyaknya kalor (panas) yang mengalir, baik masuk atau
keluar sistem pada kondisi tekanan tetap. Besarnya entalpi yang dimiliki suatu zat tidak
dapat ditentukan. Adapun yang dapat ditentukan adalah perubahan entalpi (∆H) yang
menyertai suatu perubahan kimia atau fisik. Perubahan entalpi merupakan selisih antara
entalpi produk (akhir) dan entalpi reaktan (awal). Untuk menentukan perubahan entalpi
(∆H) suatu reaksi dapat dihitung melalui percobaan menggunakan prinsip kalorimetri
dengan menghitung temperatur awal dan temperatur campuran terukur. Selain melalui
percobaan, perubahan entalpi reaksi dapat ditentukan berdasarkan data entalpi.
Perhitungan perubahan entalpi pada suatu reaksi dari data entalpi reaksi yang
berhubungan dilakukan menggunakan Hukum Hess.
d. u r a I a n M a t e r I

Penentuan ∆H Reaksi Berdasarkan Hukum Hess

Hukum Hess dikemukakan oleh seorang ahli kimia berkebangsaan Swiss
Germain Henry Hess (1802 - 1805), yang didasarkan pada fakta bahwa entalpi adalah
fungsi keadaan. Artinya, perubahan panas atau kalor dari suatu reaksi hanya bergantung
pada keadaan awal dan keadaan akhir dari reaksi tersebut. Hukum ini sangat berguna
karena kenyataannya tidak semua reaksi dapat ditentukan kalor reaksinya secara
eksperimen. Menurut Hukum Hess,

Hukum Hess ini dapat juga dituliskan sebagai berikut:

Untuk memahami penentuan ΔH reaksi dengan Hukum Hess perhatikan contoh
berikut ini:
Contoh : reaksi pembentukan SO3(g)yang berlangsung dua cara berikut:

SUNARTI, S. Pd

a. Pembentukan SO3melalui satu tahap reaksi.

S(s)+ 32O2(g) → SO3(g) ΔH = −396 kJ

b. Pembentukan SO3melalui tahap reaksi.

Reaksi (1) : S(s)+ O2(g) → SO2(g) ΔH = −297 kJ

Reaksi (2) : SO2(g)+ 21O2(g) → SO3(g) ΔH = −99 kJ

Jika entalpi dua reaksi tersebut dijumlahkan, akan diperoleh entalpi reaksi yang sama

dengan seperti reaksi pembentukan SO3(g) melalui satu tahap reaksi.

Reaksi (1) : S(s)+ O2(g) → SO2(g) ΔH = −297 kJ

Reaksi (2) : SO2(g)+ 12O2(g) → SO3(g) ΔH = −99 kJ +

S(s)+ 23O2(g) → SO3(g) ΔH = −297 kJ + (−99 kJ) = −396 kJ

Jadi, nilai entalpi reaksi pembentukan SO3 tetap sama, baik berlangsung melalui

satu tahap ataupun beberapa tahap reaksi.

Hukum Hess dapat dinyatakan dalam bentuk diagram siklus atau diagram tingkat

energi. Pada diagram tingkat energi, nilai entalpi reaksi dinyatakan dalam skala,

sedangkan tanda entalpi reaksi dinyatakan dengan arah. Panah arah keatas diberi tanda

positif, sedangkan arah bawah diberi tanda negatif.

Gambar 1 : menjelaskan siklus pembentukan SO3(g) dan Gambar 2: menerangkan
diagram tingkat energi reaksi pembentukan SO3(g)

H

S(s) + 3/2O2(g)

∆H2= -29

∆H1= -396 kJ SO2(g) + 1/2

∆H3= -99

SO3(g)

SUNARTI, S. Pd

Pada reaksi (i), reaksi berlangsung dalam satu tahap (dari keadaan awal langsung

keadaan akhir). Pada reaksi (ii), reaksi berlangsung dua tahap yaitu pembentukan SO2(g)

terlebih dahulu.

Cara Menghitung ΔH nya adalah :

ΔHreaksi (i) = ΔHreaksi (ii)

ΔHr = ΔH1 + ΔH2

−396 kJ = −297 kJ + (−99 kJ)

Perlu diingat:

Harga ΔH berbanding lurus dengan mol. Dengan demikian, harga ΔH pun

bergantung pada jumlah zat. Perhatikan perubahan harga ΔH reaksi berikut:

C(s) + O2(g) → CO2(g) ΔH = +110,5 kJ

CO2(g) → C(s) + O2(g) ΔH = −110,5 kJ

2CO2(g) → 2C(s) + 2O2(g) ΔH = −221 kJ

Berdasarkan persamaan reaksi tersebut, dapat dijelaskan hal – hal berikut :

1. Jika reaksi dibalik, maka tanda ΔH ikut dibalik (+ jadi – atau – jadi +)

2. Jika reaksi dikalikan sejumlah x, maka ΔH pun ikut dikalikan sejumlah x

3. Jika reaksi dijumlahkan, maka ΔH ikut dijumlahkan. (zat yang bisa

dijumlahkan atau dikurangkan harus mempunyai wujud zat, jenis, dan jumlah

zatnya harus sama).

Aturan yang diungkapkan di atas sangat berguna bagi kita untuk menyelesaikan

perhitungan menentukan ΔH reaksi dengan persamaan termokimia.

Cara menetukan ΔH nya adalah :
Aturan umum dalam menerapkan hukum Hess adalah dengan menyusun

persamaan termokimia (yang berhubungan dengan beberapa tahap) sedemikian rupa
sehingga, ketika dijumlahkan, semua zat hilang kecuali reaktan dan produk yang
diperlukan untuk keseluruhan reaksi yang diminta. Penyusunan tersebut agar letak zat
dalam reaksi tersebut sesuai dengan reaksi yang diminta, dengan cara
mengalikan/membagi dengan koefisien yang cocok atau membalikkan reaksi.

Contoh Soal :

SUNARTI, S. Pd

1. Perhatikan diagram tingkat energi reaksi sulfur dengan oksigen membentuk SO3 di
bawah ini. hitunglah berapa nilai x !

S(s) + 3/2O2(g)

∆H= x kJ

∆H= -398 kJ SO2(g) + 1/2O2(g)

∆H= -100 kJ

SO3(g)

Jawaban :

Dari diagram di atas, nilai x dapat ditentukan dengan cara berikut.

(1) S(s) + 3/2O2(g) SO2(g) + 1/2O2(g) ∆H = x kJ

(2) SO2(g) + 1/2O2(g) SO3(g) ∆H = -100 kJ +

S(s) + 3/2O2(g) SO3(g) ∆H = -398 kJ

∆H = -398 kJ sehingga -100 kJ + x = -398 kJ. jadi x bernilai -298 kJ

Persamaan reaksi: S(s) + 3/2O2(g) SO2(g) + 1/2O2(g)

memiliki ∆H = -298 kJ

2. Diketahui entalpi reaksi berikut.

1) H2(g) + F2(g) 2HF(g) ∆H = -537 kJ

2) C(s) + 2 F2(g) CF4(g) ∆H = -680 kJ

3) 2C(s) + 2H2(g) C2H4(g) ∆H = 52,3 kJ

Tentukan entalpi reaksi :

4) C2H4(g) + 6F2(g) 2CF4(g) + 4HF(g) ∆H = ?

Jawaban :

Entalpi reaksi 4) dapat diperoleh dari mengombinasikan entalpi reaksi 1) sampai 3).

Agar koefisien reaksinya sesuai, persamaan termokimia 1) dan 2) dikalikan 2,

SUNARTI, S. Pd

sedangkan persamaan termokimia 3) dibalik. persamaan termokimia yang baru

adalah sebagai berikut.

2H2(g) + 2F2(g) 4HF(g) ∆H = -1.074 kJ

2C(s) + 4 F2(g) 2CF4(g) ∆H = -1.360 kJ

C2H4(g) 2C(s) + 2H2(g) ∆H = -52,3 kJ +

C2H4(g) + 6F2(g) 2CF4(g) + 4HF(g) ∆H = -2.486,3 kJ

Jadi Perubahan entalpi untuk persamaan reaksi 4) adalah ∆H = -2.486,3 kJ

e. r a n g k u M a n

Hukum Hess dapat dituliskan sebagai berikut: perubahan entalpi (∆H) suatu reaksi
tetap sama, baik berlangsung dalam satu tahap maupun beberapa tahap.
Hukum Hess dapat dinyatakan dalam bentuk diagram siklus atau diagram tingkat
energi.
Pada diagram tingkat energi, nilai entalpi reaksi dinyatakan dalam skala,
sedangkan tanda entalpi reaksi dinyatakan dengan arah. Panah arah keatas diberi
tanda positif, sedangkan arah bawah diberi tanda negatif.
Aturan umum dalam menerapkan hukum Hess adalah dengan menyusun
persamaan termokimia (yang berhubungan dengan beberapa tahap) sedemikian
rupa sehingga, ketika dijumlahkan, semua zat hilang kecuali reaktan dan produk
yang diperlukan untuk keseluruhan reaksi yang diminta.
F. l a t I h a n

Kerjakan Soal dibawah ini dengan benar!
1. Perhatikan siklus energi berikut:

2S(s) + 3O2(g) ∆H = x kJ 2SO3(g)

∆H = -593 kJ ∆H= -197 kJ

2SO2(g) + O2(g)

SUNARTI, S. Pd

Tentukan harga x pada siklus energi di atas!

2. Diketahui persamaan reaksi berikut.

C(s) + O2(g) CO2(g) ∆H = -94 kal

CO(g) + ½ O2(g) CO2(g) ∆H = -68 kal

a. Hitunglah perubahan entalpi untuk persamaan reaksi :

C(s) + ½ O2(g) CO(g)

b. Buatlah diagram tingkat energi untuk reaksi di atas!

3. Diketahui entalpi reaksi berikut.

H2O(l) H2(g) + ½ O2(g) ∆H = 68,3 kkal

H2(g) + ½ O2(g) H2O(g) ∆H = 57,8 kkal

H2O(l) H2O(s) ∆H = -1,4 kkal

a. Hitunglah perubahan entalpi dari es menjadi uap!

b. Buatlah diagram tingkat energinya!

4. Nitrogen oksida mengalami reaksi yang menjadi perhatian dalam industri dan

lingkungan. berdasarkan informasi berikut, hitunglah ∆H untuk reaksi: 2NO2(g) + ½

O2(g) → N2O5(s), Jika diketahui :

N2O5(s) 2NO(g) + 3/2 O2(g) ∆H = 223,7 kJ

NO(g) + ½ O2(g) NO2(g) ∆H = -57,1 kJ

5. Dengan menggunakan persamaan-persamaan termokimia berikut:

4NH3(g) + 3O2(g) 2N2(g) + 6H2O(l) ∆H = - 1,53 x 103 kJ
4NH3(g) + 5O2(g) 4NO(g) + 6H2O(l) ∆H = - 1,17 x 103 kJ

Hitunglah perubahan panas pembentukan 1 mol gas nitrogen monooksida dari

unsur-unsurnya!

SUNARTI, S. Pd

Penentuan ∆H Reaksi Berdasarkan
Data Entalpi Pembentukan Standar

SUNARTI, S. Pd

g. P e n d a h u l u a n

Perubahan entalpi pembentukan standar, ∆Hfo suatu zat adalah perubahan entalpi

yang terjadi pada pembentukan 1 mol zat dari unsur-unsurnya diukur pada keadaan

standar.

Contoh: Perubahan entalpi pembentukan standar natrium klorida (garam dapur) adalah -

413 kJ mol-1.

Persamaan termokimianya adalah

Na(s) + ½ Cl2(g) → NaCl(s) ∆Hfo = -413 kJ

Berdasarkan hukum Hess kita bisa menentukan perubahan entalpi suatu reaksi

dengan melihat data entalpi reaksi yang lain, data entalpi yang menjadi dasar penentuan

tersebut adalah data perubahan entalpi pembentukan standar.Entalpi pembentukan

standar merupakan entalpi reaksi pembentukan suatu senyawa yang diukur pada tekanan

1 atm, suhu 25oC.

h. u r a I a n M a t e r I

Penentuan ∆H Reaksi Berdasarkan Data Entalpi Pembentukan Standar

Berdasarkan perubahan entalpi pembentukan standar zat-zat yang ada dalam
reaksi, perubahan entalpi reaksi dapat di hitung. Secara umum, perubahan entalpi (∆H)
reaksi sama dengan jumlah entalpi pembentukan (∆Hfo) produk dikalikan koefisien
reaksinya (n) dikurangi jumlah entalpi pembentukan (∆Hfo) reaktan dikalikan koefisien
reaksinya (m). Secara matematis, pernyataan itu dapat ditulis:

∆Horeaksi = ∑ n ∆Hfo (produk) - ∑ m ∆Hfo (reaktan)
Besar ∆Hfo bergantung pada temperature, tekanan, dan keadaan fisik reaktan dan
produk. Sebagai contoh, kalor pembentukan air pada 100oC dan 1 atm adalah -283 kJ
mol-1, sedangkan pada 25oC dan 1 atm kalor pembentukan air adalah -286 kJ mol-1,
untuk menghindari mencantumkan kondisi pada saat ∆Hfo diukur, ditetapkan kondisi
standar, yaitu kondisi pada temperatur 25oC dan tekanan 1 atm. Berikut adalah data
perubahan entalpi pembentukan standar beberapa senyawa :

SUNARTI, S. Pd

Tabel 1. Data entalpi pembentukan standar (∆Hfo) beberapa zat, dalam kJ/mol (T=25oC,
1 atm)

Zat ∆Hfo Zat ∆Hfo Zat ∆Hfo

Al2O3(s) -1,676 CO2(aq) -413,8 HC2H3O2(l) -487
Br2(g) +30,9 CS2(l) +89,5 HCHO(g) -108,6
HBr(g) +117 C6H5CO2H(s) -385,1
CaCO3(s) -36 CS2(g) -74,9 CO(NH2)2(s) -333,5
CaCl2(s) -1.207 CH4(g) +227 Cl2(g)
CaO(s) -795,8 C2H2(g) +51,9 HCl(g) 0
Ca(OH)2(s) -635,5 C2H4(g) -84,5 HCl(aq) -92,5
CaSO4(s) -986,6 C2H6(g) -104 CuCl2(s) -167,2
C(s) grafit -1.433 C3H8(g) -126 CuO(s) -172
C(s) intan -155
CO(g) 0 C4H10(g) +49 Cu2S(s) -79,5
CO2(g) +1,88 C6H6(l) -238 CuS(s) -53,1
HF(g) -110 CH3OH(l) -278 CuSO4(s) -771,4
H2(g) -394 C2H5OH(l) -641,8 NaBr(s) -360
H2O(l) -271 MgCl2(s) -924,7 NaI(s) -288
H2O(g) -46 NaHCO3(s) -947,7
H2O2(l) 0 Mg(OH)2(s) -314,4 Na2CO3(s) -1.131
I2(g) -286 NH3(g) +90,4 NaO2(s) -504,6
HI(g) -242 NH4Cl(s) +34 NaOH(s) -426,8
Fe2O3(s) +187,8 NO(g) +81,5 Na2SO4(s) -1.384,49
Fe3O4(s) +62,4 NO2(g) -174,1 S(s),rombik
Pb(s) +26 N2O(g) 0
PbO(s) -822,2 HNO3(l) 0 SO2(g) -297
PbO2(s) -1.118,4 O2(g) +143 SO3(g) -396
-436,8 H2SO4(l) -813,8
0 O3(g) +33 ZnO(s) -348
-217,3 KCl(s)

-277 SiH4(g)

SUNARTI, S. Pd

Pb(OH)2(s) -515,9 NaF(s) -571 ZnSO4(s) -982,8
PbSO4(s) -920,1 NaCl(s) -413 ZnS(s) -205,6

Contoh Soal :
1. Berdasarkan tabel 1 di atas, hitunglah ∆Ho reaksi pembakaran NH3 menjadi NO dan

H2O!
Jawaban:

4 NH3(g) + 5O2(g) → 4NO(g) + 6H2O(l)
∆Ho = (4 x ∆Hfo NO + 6 x ∆Hfo H2O) – (4 x ∆Hfo NH3 + 5 x ∆Hfo O2)

= 4 (90,4) + 6 (-286) – 4 (-46) – 5 (0)
= 361,6 – 1.716 + 184
= -1.170,4 kJ
2. Hitunglah ∆Ho reaksi pembakaran etanol (C2H5OH) menjadi CO2 dan H2O, jika
diketahui ∆Hfo C2H5OH = -287 kJ/mol, ∆Hfo CO2 = -394 kJ/mol dan ∆Hfo H2O = -
286 kJ/mol
Jawaban:

C2H5OH (aq) + 3O2(g) → 2 CO2 (g) + 3H2O(l)
∆Ho = (2 x ∆Hfo CO2 + 3 x ∆Hfo H2O) – (∆Hfo C2H5OH + 3 x ∆Hfo O2)

= 2 (-394) + 3 (-286) – (-287) – 3 (0)
= -788 – 858 + 287
= -1.359 kJ

I. r a n g k u M a n

Perubahan entalpi pembentukan standar, ∆Hfo suatu zat adalah perubahan entalpi
yang terjadi pada pembentukan 1 mol zat dari unsur-unsurnya diukur pada
keadaan standar
perubahan entalpi (∆H) reaksi sama dengan jumlah entalpi pembentukan (∆Hfo)
produk dikalikan koefisien reaksinya (n) dikurangi jumlah entalpi pembentukan
(∆Hfo) reaktan dikalikan koefisien reaksinya (m). Secara matematis, pernyataan itu
dapat ditulis: ∆Horeaksi = ∑ n ∆Hfo (produk) - ∑ m ∆Hfo (reaktan)

SUNARTI, S. Pd

J. l a t I h a n

Kerjakan Soal dibawah ini dengan benar!!!

1. Diketahui:

∆Hf0 CaH2(s) = -189 kJ/mol

∆Hf0 H2O(l)= -286 kJ/mol

∆Hf0 Ca(OH)2(s) = -197 kJ/mol

Tentukan perubahan entalpi dari reaksi :

CaH2(s) + 2H2O(l) → Ca(OH)2(s) + 2H2(g)

2. Berdasarkan tabel kalor pembentukan standar (∆Hfo) , hitunglah ∆H0 untuk reaksi :

a. C2H2(g) + H2(g) → C2H4(g)

b. CO2(g) + H2(g) → CO (g) + H2O(l)

c. SO3(g) + H2O(l) → H2SO4(l)

d. CaO(s) + SO3(s) → CaSO4(s)

3. Diketahui entalpi pembentukan metanol (CH3OH(l)) = -239 kJ/mol, CO2(g) = -394

kJ/mol, dan H2O(l) = -286 kJ/mol

a. tentukan entalpi pembakaran metanol membentuk gas CO2 dan air

b. tentukan jumlah kalor yang dibebaskan pada pembakaran 8 g metanol (Mr =

32)

4. Berdasarkan tabel kalor pembentukan standar (∆Hfo), hitunglah besarnya energi

yang dibebaskan pada pembakaran 1 mol C3H8 dengan persamaan reaksi:

C3H8(g) + 5O2(g) → CO2(g) + 2H2O(g)

SUNARTI, S. Pd

Penentuan ∆H Reaksi Berdasarkan
Data Energi Ikatan

SUNARTI, S. Pd

k. P e n d a h u l u a n

Reaksi Kimia pada dasarnya terdiri dari dua proses, yang pertama adalah
pemutusan ikatan antar-atom dari senyawa yang bereaksi, dan selanjutnya proses
penggabungan ikatan kembali dari atom-atom yang terlibat reaksi sehingga membentuk
susunan baru. Proses pemutusan ikatan merupakan proses yang memerlukan kalor
(endoterm), sedangkan proses penggabungan ikatan adalah proses yang membebaskan
kalor (eksoterm). Pada waktu pembentukan ikatan kimia dari atom-atom akan terjadi
pembebasan energi, sedangkan untuk memutuskan ikatan diperlukan energi. Jumlah
energi yang diperlukan untuk memutuskan ikatan antaratom dalam 1 mol molekul
berwujud gas disebut energi ikatan. Makin kuat ikatan makin besar energi yang
diperlukan.

Menentukan perubahan entalpi (∆H) reaksi selain dapat diukur melalui percobaan,
menggunakan Hukum Hess dan data entalpi pembentukan standar juga dapat dihitung
menggunakan data energi ikatan.
l. u r a I a n M a t e r I

Penentuan ∆H Reaksi Berdasarkan Data Energi Ikatan

Energi Ikatan merupakan energi yang diperlukan untuk memutuskan ikatan
suatu molekul dalam bentuk gas sebanyak 1 mol. Energi ikatan dinyatakan dengan
satuan kilojoule (kJ) per mol dan dilambangkan dengan huruf D.

Setelah memahami pengertian energi ikatan, Anda dapat menghitung ∆H reaksi
berdasarkan pengertian itu. Hal ini disebabkan reaksi kimia dapat dipandang
berlangsung dalam dua tahap, yaitu pemutusan ikatan reaktan dan pembentukan ikatan
produk. Adapun proses pemutusan dan pembentukan ikatan dapat digambarkan sebagai
berikut.

SUNARTI, S. Pd

Berdasarkan hukum Hess, ∆H total = ∆H reaksi 1 + ∆H reaksi 2. ∆H reaksi 1
dalah energi ikatan reaktan, sedangkan ∆H reaksi 2 adalah energi ikatan produk. Pada
reaktan terjadi pemutusan ikatan sedangkan pada produk terjadi reaksi pembentukan
ikatan. Oleh karena itu, ∆H reaksi (total) sama dengan energi pemutusan ikatan
dikurangi energi pembentukan ikatan. Secara matematis, ∆H total dirumuskan sebagai
berikut:

∆H reaksi = ∑ energi ikatan reaktan - ∑ energi ikatan produk
Tabel. Data Energi Ikatan Rata-rata (kJ/mol) pada 250C

Contoh Soal :
Tentukan kalor pembakaran metana yang menghasilkan gas karbon dioksida dan uap air
berdasarkan data energi ikatan rata-rata di atas!
Jawaban :
Reaksi pembakaran metana adalah sebagai berikut.

CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(g)

SUNARTI, S. Pd

∆H reaksi = ∑ energi ikatan reaktan - ∑ energi ikatan produk
= {(4 mol C-H + 2 mol O=O) – (2 mol C=O + 4 mol O-H)} kJ
= {(1.652 kJ + 990 kJ) – (1.598 kJ + 1.852 kJ)}
= 2.642 kJ – 3.450 kJ
= - 808 kJ

Harga ∆H reaksi negatif berarti ikatan produk lebih kuat daripada ikatan reaktan. Reaksi
dengan ∆H reaksi negative berarti eksoterm.

Entalpi reaksi yang dihitung berdasarkan harga energi ikatan rata-rata sering
tidak sama dengan entalpi yang dihitung berdasarkan energy pembentukan standar.
Sebagai contoh entalpi reaksi pembakaran sempurna metana menghasilkan karbon
dioksida dan uap air. Menurut energi ikatan rata-rata, besarnya entalpi reaksi adalah -
808 kJ/mol, sedangkan menurut entalpi pembentukan standar, besarnya entalpi adalah -
803,1 kJ/mol. Perbedaan itu disebabkan energi yang terdapat pada energi ikatan standar,
merupakan energi ikatan rata-rata. Dengan demikian, harga ∆H reaksi yang lebih tepat
adalah ∆H reaksi yang ditentukan berdasarkan energi pembentukan standar

M. r a n g k u M a n

Energi Ikatan merupakan energi yang diperlukan untuk memutuskan ikatan suatu
molekul dalam bentuk gas sebanyak 1 mol
Energi ikatan dinyatakan dengan satuan kilojoule (kJ) per mol dan dilambangkan
dengan huruf D.
∆H reaksi (total) sama dengan energi pemutusan ikatan dikurangi energi
pembentukan ikatan, atau dapat ditulis : ∆H reaksi = ∑ energi ikatan reaktan - ∑
energi ikatan produk

n. l a t I h a n
Kerjakan Soal dibawah ini dengan benar!!!
1. Tentukan ∆H reaksi berikut berdasarkan tabel energi ikatan di atas!

O OH
H3C-C-CH3 + H-H → H3C-C-CH3

H

SUNARTI, S. Pd

2. Berdasarkan tabel energi ikatan, tentukan perubahan entalpi pada adisi etena dengan

asam klorida menurut persamaan H2C = CH2 (g) + H – Cl (g) → CH3 – CH2 – Cl (g) !

3. Diketahui data energi ikatan rata-rata sebagai berikut :

H – H = 436 kJ/mol ; Cl – Cl = 242 kJ/mol ; dan H – Cl = 431 kJ/mol.

Tentukan kalor yang diperlukan untuk mengurai 146 gram HCl menjadi unsur-

unsurnya!

4. Entalpi pembentukan gas Cl2O = + 75,2 kJ/mol

Energi ikatan gas klorin = + 242 kJ/mol

Energi ikatan gas oksigen = + 495 kJ/mol

Hitunglah energi ikatan rata-rata untuk ikatan Cl – O !

5. Dengan menggunakan energi ikatan berikut, perkirakan kalor pembakaran untuk 1

mol asetilena : C2H2(g) + 5 O2(g) → 2 CO2(g) + H2O(g)
2

energi ikatan (kJ/mol): C=C = 839, C=C = 799, C-H = 413, O-H = 467, O=O = 495

SUNARTI, S. Pd