kimia

1. PERCOBAAN 4
Termokimia ialah cabang kimia yang berhubungan dengan hubungan timbal balik panas
dengan reaksi kimia atau dengan perubahan keadaan fisika. Secara umum, termokimia ialah
penerapan termodinamika untuk kimia. Termokimia ialah sinonim dari termodinamika kimia.
Termokimia dapat didefinisikan sebagai bagian ilmu kimia yang mempelajari dinamika atau
perubahan reaksi kimia dengan mengamati panas/termal nya saja. Salah satu terapan ilmu
ini dalam kehidupan sehari-hari ialah reaksi kimia dalam tubuh kita dimana produksi dari
energi-energi yang dibutuhkan atau dikeluarkan untuk semua tugas yang kita lakukan.
Pembakaran dari bahan bakar seperti minyak dan batu bara dipakai untuk pembangkit
listrik. Bensin yang dibakar dalam mesin mobil akan menghasilkan kekuatan yang
menyebabkan mobil berjalan. Bila kita mempunyai kompor gas berarti kita membakar gas
metan (komponen utama dari gas alam) yang menghasilkan panas untuk memasak. Dan
melalui urutan reaksi yang disebut metabolisme, makanan yang dimakan akan
menghasilkan energi yang kita perlukan untuk tubuh agar berfungsi.
Hampir semua reaksi kimia selalu ada energi yang diambil atau dikeluarkan. Mari kita
periksa terjadinya hal ini dan bagaimana kita mengetahui adanya perubahan energi.
Misalkan kita akan melakukan reaksi kimia dalam suatu tempat tertutup sehingga tak ada
panas yang dapat keluar atau masuk kedalam campuran reaksi tersebut. Atau reaksi
dilakukan sedemikian rupa sehingga energi total tetap sama. Juga misalkan energi potensial
dari hasil reaksi lebih rendah dari energi potensial pereaksi sehingga waktu reaksi terjadi
ada penurunan energi potensial. Tetapi energi ini tak dapat hilang begitu saja karena energi
total (kinetik dan potensial) harus tetap konstan. Sebab itu, bila energi potensialnya turun,
maka energi kinetiknya harus naik berarti energi potensial berubah menjadi energi kinetik.
Penambahan jumlah energi kinetik akan menyebabkan harga rata-rata energi kinetik dari
molekulmolekul naik, yang kita lihat sebagai kenaikan temperatur dari campuran reaksi.
Campuran reaksi menjadi panas.
Kebanyakan reaksi kimia tidaklah tertutup dari dunia luar. Bila campuran reaksi menjadi
panas seperti digambarkan dibawah, panas dapat mengalir ke sekelilingnya. Setiap
perubahan yang dapat melepaskan energi ke sekelilingnya seperti ini disebut perubahan
eksoterm. Perhatikan bahwa bila terjadi reaksi eksoterm, temperatur dari campuran reaksi
akan naik dan energi potensial dari zat-zat kimia yang bersangkutan akan turun.
Kadang-kadang perubahan kimia terjadi dimana ada kenaikan energi potensial dari zat-zat
bersangkutan. Bila hal ini terjadi, maka energi kinetiknya akan turun sehingga

2. temperaturnya juga turun. Bila sistem tidak tertutup di sekelilingnya, panas dapat mengalir
ke campuran reaksi dan perubahannya disebut perubahan endoterm. Perhatikan bahwa bila
terjadi suatu reaksi endoterm, temperatur dari campuran reaksi akan turun dan energi
potensial dari zat-zat yang ikut dalam reaksi akan naik.
Pengukuran Energi Dalam Reaksi Kimia
Satuan internasional standar untuk energi yaitu Joule (J) diturunkan dari energi kinetik.
Satu joule = 1 kgm2
/s2
. Setara dengan jumlah energi yang dipunyai suatu benda dengan
massa 2 kg dan kecepatan 1 m/detik (bila dalam satuan Inggris, benda dengan massa 4,4
lb dan kecepatan 197 ft/menit atau 2,2 mile/jam).
1 J = 1 kg m2
/s2
Satuan energi yang lebih kecil yang dipakai dalam fisika disebut erg yang harganya = 1×10-
7
J. Dalam mengacu pada energi yang terlibat dalam reaksi antara pereaksi dengan ukuran
molekul biasanya digantikan satuan yang lebih besar yaitu kilojoule (kJ). Satu kilojoule =
1000 joule (1 kJ = 1000J).
Semua bentuk energi dapat diubah keseluruhannya ke panas dan bila seorang ahli kimia
mengukur energi, biasanya dalam bentuk kalor. Cara yang biasa digunakan untuk
menyatakan panas disebut kalori (singkatan kal). Definisinya berasal dari pengaruh panas
pada suhu benda. Mula-mula kalori didefinisikan sebagai jumlah panas yang diperlukan
untuk menaikkan temperatur 1 gram air dengan suhu asal 150
C sebesar 10
C. Kilokalori
(kkal) seperti juga kilojoule merupakan satuan yang lebih sesuai untuk menyatakan
perubahan energi dalam reaksi kimia. Satuan kilokalori juga digunakan untuk menyatakan
energi yang terdapat dalam makanan.
Dengan diterimanya SI, sekarang juga joule (atau kilojoule) lebih disukai dan kalori
didefinisi ulang dalam satuan SI. Sekarang kalori dan kilokalori didefinisikan secara eksak
sebagai berikut :
1 kal = 4,184 J
1 kkal = 4,184 kJ
Termokimia dapat didefinisikan sebagai bagian ilmu kimia yang mempelajari dinamika atau
perubahan reaksi kimia dengan mengamati panas/termal nya saja. Salah satu terapan ilmu
ini dalam kehidupan sehari-hari ialah reaksi kimia dalam tubuh kita dimana produksi dari
energi-energi yang dibutuhkan atau dikeluarkan untuk semua tugas yang kita lakukan.
Pembakaran dari bahan bakar seperti minyak dan batu bara dipakai untuk pembangkit
listrik. Bensin yang dibakar dalam mesin mobil akan menghasilkan kekuatan yang
menyebabkan mobil berjalan. Bila kita mempunyai kompor gas berarti kita membakar gas
metan (komponen utama dari gas alam) yang menghasilkan panas untuk memasak. Dan

3. melalui urutan reaksi yang disebut metabolisme, makanan yang dimakan akan
menghasilkan energi yang kita perlukan untuk tubuh agar berfungsi.
Termokimia membahas hubungan antara kalor sengan reaksi kimia atau proses-proses yang
berhubungan dengan reaksi kimia. Dalam praktiknya termokimia lebih banyak berhubungan
dengan pengukuran kalor yang menyertai kimia atau proses- proses yang berhubungan
dengan perubahan struktur zat, misalnya perubahan wujud atau perubahan struktur kristal.
Untuk mempelajari perubahan kalor dari suatu proses perlu kiranya dikaji beberapa hal
yang berhubungan dengan energi apa saja yang dimiliki oleh suatu zat, bagaimana energi
tersebut berubah, bagaimana mengukur perubahan energi tersebut, serta bagaimana pula
hubungannya dengan struktur zat.
BERBAGAI PERISTIWA TERMOKIMIA
Misalkan kita akan melakukan reaksi kimia dalam suatu tempat tertutup sehingga tak ada
panas yang dapat keluar atau masuk kedalam campuran reaksi tersebut. Atau reaksi
dilakukan sedemikian rupa sehingga energi total tetap sama. Juga misalkan energi potensial
dari hasil reaksi lebih rendah dari energi potensial pereaksi sehingga waktu reaksi terjadi
ada penurunan energi potensial. Tetapi energi ini tak dapat hilang begitu saja karena energi
total (kinetik dan potensial) harus tetap konstan. Sebab itu, bila energi potensialnya turun,
maka energi kinetiknya harus naik berarti energi potensial berubah menjadi energi kinetik.
Penambahan jumlah energi kinetik akan menyebabkan harga rata-rata energi kinetik dari
molekulmolekul naik, yang kita lihat sebagai kenaikan temperatur dari campuran reaksi.
Campuran reaksi menjadi panas.
Kebanyakan reaksi kimia tidaklah tertutup dari dunia luar. Bila campuran reaksi menjadi
panas seperti digambarkan dibawah, panas dapat mengalir ke sekelilingnya. Setiap
perubahan yang dapat melepaskan energi ke sekelilingnya seperti ini disebut perubahan
eksoterm. Perhatikan bahwa bila terjadi reaksi eksoterm, temperatur dari campuran reaksi
akan naik dan energi potensial dari zat-zat kimia yang bersangkutan akan turun.
Kadang-kadang perubahan kimia terjadi dimana ada kenaikan energi potensial dari zat-zat
bersangkutan. Bila hal ini terjadi, maka energi kinetiknya akan turun sehingga
temperaturnya juga turun. Bila sistem tidak tertutup di sekelilingnya, panas dapat mengalir
ke campuran reaksi dan perubahannya disebut perubahan endoterm. Perhatikan bahwa bila
terjadi suatu reaksi endoterm, temperatur dari campuran reaksi akan turun dan energi
potensial dari zat-zat yang ikut dalam reaksi akan naik.
Persamaan reaksi yang mengikutsertakan perubahan entalpinya disebut persamaan
termokimia. Nilai ΔH yang dituliskan pada persamaan termokimia disesuaikan dengan
stokiometri reaksi. Artinya jumlah mol zat yang terlibat dalam reaksi sama dengan koefisien
reaksinya.
Oleh karena entalpi reaksi juga bergantung pada wujud zat harus dinyatakan, yaitu dengan
membubuhkan indeks s untuk zat padat , l untuk zat cair, dan g untuk zat gas. Perhatikan
contoh berikut . Contoh: Pada pembentukan 1a mol air dari gas hidrogen dengan gas
oksigen dibebaskan 286 kJ. Kata “dibebaskan” menyatakan bahwa reaksi tergolong

4. eksoterm. Oleh karena itu ?H = -286 kJ Untuk setiap mol air yang terbentuk. Persamaan
termokimianya adalah:
H2 (g) + 1/2 O2 (g) ——> H2O (l) ΔH = -286 kJ
Atau
2 H2 (g) + O2 (g) ——> 2 H2O (l) ΔH = -572 kJ
(karena koefisien reaksi dikali dua, maka harga ΔH juga harus dikali dua).
Persamaan Termokimia adalah persamaan reaksi yang mengikutsertakan perubahan
enthalpinya.Nilai ∆H yang dituliskan pada persamaan termokimia disesuaikan denagn
stoikiometri reaksi,artinya jumlah mol zat yang terlibat dalam reaksi sama dengan koefisien
reaksinya.
Enthalpi
Enthalpi (H) adalah energi yang tersimpan dalam suatu zat atau unsure (diukur pada
tekanan 1 atm,25˚C.Enthalpi suatu zat tidak dapat dihitung,akan tetapi perubahan enthalphinya
lah yang dapat dihitung.
Cara Penghitungannya:
1.Eksperimen
2.Hukum Hess
3.Perubahan enthalpinya
4.Ikatan kimia
Dalam reaksi kimia selalu terjadi perubahan energi (perubahan entalphi)yang besarnya sebagai
berikut .
∆H = Hhasil reaksi - Hpereaksi
Reaksi: P → Q
∆H = HQ – HP
Berdasarkan perubahan ∆H,reaksi kimia dibedakan menjadi 2:
Reaksi Endotermϑ
Reaksi endoterm terjadi jika suatu reaksi yang berlangsung memerlukan energi tambahan dari
luar
P + energi Q
P Q ∆H = +
Reaksi Eksotermϑ
Reaksi eksoterm terjadi jika suatu reaksi yang berlangsung melepaskan energi (kalor) ke
lingkungan.
P Q + energi
P Q ∆H = -
Catatan:
- ∆H berlawanan tanda dengan panas atau kalori

5. - ∆H dinyatakan dalam KJ/mol
- Jika arah reaksi dibalik,tanda ∆H harus dibalik
Contoh:
H2(g) + ½ O2 (g) H2O (g) ∆H = -242 kj
Persamaan diatas dapt diubah sebagai berikut
H2(g) + ½ O2 (g) H2O (g) + 242 kj
- Jika ∆H = -,reaksi yang terjadi adalah reaksi eksoterm (melepas kalori)
- Pada pembentukan 1mol H2O(g),terjadi pelepasan panas sebesar 242 kj
Hukum Hess
Hukum Hess menyatakan sebagai berikut:
Pada suatu reaksi,∆H adalah tetap,tidak tergantung jalannya reaksi atau tahap reaksi.Jadi,jika
suatu reaksi dapat berlangsung menurut dua tahap atau lebih,maka kalor reaksi totalnya sama
dengan jumlah aljabar kalor tahapan reaksinya.Hukum Hess disebut juga hukum penjumlahan
kalor
Contoh:
C(s) + O2 (g) CO2 (g) ∆H=-94 kkal
2H2(g)+ O2 (g) 2H2O(l) ∆H=-136 kkal
4C(s) + 4H2 (g) + O2 (g) C3H7COOH(aq) ∆H=-125 kkal
Maka,∆H reaksinya sebagai berikut.
C3H7COOH(aq) + 5 O2 (g) 4CO2 (g) + 4H2O(l)
- Posisi unsure-unsur harus bersesuaian (arah reaksi di balik jika tidak sesuai,sehingga ∆H
berubah tanda)
- Koefisien reaksi harus sebanding dengan besar ∆H
- Hasil akhir harus sesuai dengan reaksi yang terjadi.
Sehingga: Reaksi ke-1 dikalikan 4(4CO2 (g) )
Reaksi ke-2 dikalikan 2(4H2O (l) )
Arah reaksi ke-3 dibalik
C3H7COOH (aq) 4C(s) + 4H2 (g) + O2 (g) ∆H= +125 kkal
4C(s) + 4O2(g) 4CO2(g) ∆H= -376 kkal
4H2(g) + 2O2 (g) 4H2O(l) ∆H= -272 kkal
C3H7COOH (g) + 5O2 (g) 4CO2 (g) + 4H2O(l) ∆H= -523 kkal
Enthalpi Pembentukan (∆Hf)

6. Enthalpi pembentukan adalah ∆H reaksi pada pembentukan 1 mol senyawa zat langsung dari
unsure-unsurnya.
∆Hreaksi = ∑∆Hf hasil reaksi - ∑∆Hf reaktan
∆Hf = 0 pada unsure yang stabil (O2,Cl2,Hg,Fe)
Contoh:
C + H2 + O2 C2H5OH
Menjadi: 2C + 3H2 + ½ O2 C2H5OH ∆H = -277,7 kj
Enthalpi Penguraian
Reaksi penguraian adalah kebalikan dari reaksi pembentukan.Oleh karena itu,sesuai dengan
azas kekekalan energi,nilai enthalpy penguraian sama dengan entalpi pembentukannya,tetapi
tandanya berlawanan.
Contoh:
Diketahui ∆H˚f H2O(l) = -286 kj mol-1,maka entalpi penguraian H2O menjadi gas hydrogen dan
gas oksigen adalah +286 kj mol-1
H2O(l) H2 (g) + ½ O2 (g) ∆H = +286 kj
. Perubahan Entalpi
Perubahan energi pada suatu reaksi yang berlangsung pada tekanan tetap
disebut perubahan entalpi. Perubahan entalpi dinyatakan dengan lambang ΔH,
dengan satuan Joule dan kilo Joule.
Contoh:
Entalpi air ditulis HH2O. Air dapat berwujud cair dan padat. Entalpi yang dimilikinya
berbeda, HH2O(l) lebih besar daripada HH2O(s) . Oleh karena itu untuk mengubah
es menjadi air diperlukan energi dari lingkungan.
Harga ΔH pada peristiwa perubahan es menjadi air adalah:
ΔH = HH2O(l) – HH2O(s)
Perubahan ini dapat ditulis dalam suatu persamaan reaksi yang disebut
persamaan termokimia sebagai berikut.
H2O(s) → H2O(l) ΔH = +6,02 kJ
Berdasarkan perubahan entalpi, dikenal dua macam reaksi yaitu reaksi
eksoterm dan reaksi endoterm
1. Reaksi Eksoterm
Panas dihasilkan dari zat-zat bereaksi yang merupakan sistem kemudian
dilepaskan ke lingkungan. Reaksi ini termasuk reaksi eksoterm. Pada reaksi
eksoterm energi panas atau kalor berpindah dari sistem ke lingkungan.
Entalpi sistem sebelum reaksi lebih besar daripada sesudah reaksi atau
H pereaksi > H hasil reaksi

7. lebih kecil dari 0 atau ΔH = –.
Penulisan persamaan termokimianya
yaitu:
CaCO3(s) + H2O(l) → Ca(OH)2(aq) +
CO2(g)
ΔH = –97,37 kJ
Proses eksoterm dapat digambarkan
2. Reaksi Endoterm
Reaksi endoterm kebalikan dari
reaksi eksoterm. Padareaksi endoterm
sistem menyerap panas dari lingkungan.
Entalpi sistem sesudah reaksi
lebih besar daripada sebelum reaksi:
Hpereaksi < Hhasil reaksi.
Perubahan entalpi sistem menjadi lebih
besar dari 0 atau ΔH = +.
Perhatikan proses endoterm pada
reaksi CaCO3 menjadi CaO + CO2 seperti pada gambar

8. Untuk mengubah CaCO3(s) menjadi batu gamping (CaO) dan gas CO2
diperlukan energi panas. Persamaan termokimianya:
CaCO3(s) →CaO(s) + CO2(g) ΔH = +178,3 kJ
3. Macam-Macam Perubahan Entalpi (ΔH)
a. Perubahan Entalpi Pembentukan Standar (ΔHf)
Perubahan entalpi pembentukan standar, ΔHf suatu zat adalah perubahan
entalpi yang terjadi pada pembentukan 1 mol zat dari unsur-unsurnya diukur padakeadaan standar
Contoh:
1) Perubahan entalpi pembentukan AgCl adalah perubahan entalpi dari reaksi:
Ag(s) + 1/2 Cl2(g) ΔAgCl(s) ΔH = -127 kJ mol-1
2) Perubahan entalpi pembentukan KMnO4 adalah perubahan entalpi dari reaksi:
K(s) + Mn(s) + 2 O2(g) →KMnO4(s) ΔH = -813 kJ mol-
b. Perubahan Entalpi Penguraian Standar ΔHd

9. Perubahan entalpi penguraian standar merupakan kebalikan dari perubahan
entalpi pembentukan.
ΔHd suatu zat adalah perubahan entalpi yang terjadi pada reaksi penguraian
1 mol zat menjadi unsur-unsur pada keadaan standar
Contoh:
H2O(l) → H2(g) + 1
2 O2(g) ΔHd= +285,8 kJ mol–1
CO2(g) → C(s) + O2(g) ΔHd = +393,5 kJ mol–1
Marquis de Laplace dari Prancis dalam penelitiannya menemukan bahwa
jumlah kalor yang dibebaskan pada pembentukan senyawa dari unsur-unsurnya
sama dengan jumlah kalor yang diperlukan pada penguraian senyawa tersebut
menjadi unsur-unsurnya. Pernyataan ini dikenal sebagai Hukum Laplace.
Contoh:
1/2 N2(g) + 3/2H2(g) → NH3(g) ΔHf = -46,11 kJ
NH3(g) → 1/2 N2(g) + 3/2H2(g) ΔHd = +46,11 kJ
c. Perubahan Entalpi Pembakaran ΔHc
Perubahan entalpi pembakaran, ΔHc adalah perubahan entalpi yang terjadi
pada pembakaran 1 mol unsur atau senyawa pada keadaan standar.
Contoh:
CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(l) ΔHc = -889,5 kJ
C2H2(g) + 5/2O2(g) →2 CO2(g) + H2O(g) ΔHc= -129,9
d. Perubahan Entalpi Netralisasi ΔHn
Perubahan entalpi netralisasi adalah perubahan entalpi yang terjadi pada
saat reaksi antara asam dengan basa baik tiap mol asam atau tiap mol basa.
Contoh:
NaOH(aq) + HCl(aq) →NaCl(aq) + H2O(l) ΔHn = -57,1 kJ mol-1
C. Penentuan ΔH Reaksi
Perubahan entalpi (ΔH) suatu reaksi dapat ditentukan melalui berbagai cara
yaitu melalui eksperimen, berdasarkan data perubahan entalpi pembentukan (ΔHf)berdasarkan hukum Hess, dan
berdasarkan energi ikatan.
1. Penentuan ΔH Melalui Eksperimen

10. Perubahan entalpi reaksi dapat
ditentukan dengan menggunakan suatu
alat yang disebut kalorimeter (alat
pengukur kalor). Dalam kalorimeter, zatyang akan direaksikan dimasukkan ke
dalam tempat reaksi. Tempat ini dikelilingi
oleh air yang telah diketahui massanya.
Kalor reaksi yang dibebaskan terserap
oleh air dan suhu air akan naik. Perubahan
suhu air ini diukur dengan termometer.
Kalorimeter ditempatkan dalam
wadah terisolasi yang berisi air untuk menghindarkan terlepasnya kalor.
Jumlah kalor yang terserap ke dalam air dihitung dengan mengalikan 3 faktor
yaitu massa air dalam kalorimeter (gram), perubahan suhu air (Δt), dan kalor
jenis air. Rumusnya ditulis: q = m.c.Δt
q = kalor yang dibebaskan atau diserap

11. m = massa air (gram)
c = kapasitas kalor air (J)
Δt = perubahan suhu (°C)
Contoh Soal
Di dalam kalorimeter terdapat zat yang bereaksi secara endoterm. Reaksi tersebut
menyebabkan 1 kg air yang terdapat dalam kalorimeter mengalami penurunan
suhu 5C. Tentukan kalor reaksi dari reaksi tersebut!
Penyelesaian:
q = m.c.Δt
= 1.000 g. 4,2Jg-1° C-1. 5°C
= 21.000 J = 21 kj
Contoh Soal
50 mL larutan HCl 1M yang suhunya 22°C dicampurkan dengan 50 mL larutan
NaOH 1 M yang suhunya 22°C. Pada reaksi tersebut terjadi kenaikan suhu sampai
28,87°C. Tentukan, ΔHR netralisasi dan tulis persamaan termokimia reaksi tersebut.
Penyelesaian:
Jumlah mol HCl = 50 mL x 1 M = 50 mmol = 0,05 mol
Jumlah mol NaOH = 50 mL x 1 M = 50 mmol = 0,05 mol
Volum larutan = volum air = 100 mL
Massa larutan = massa air = 100 mL x 1 gmL–1 = 100 g
q = m x c x Δt
= 100 g x 4,2 J.g–1 °C–1.(28,87 °C – 22 °C)
= 2885,4 J = 2,8854 kJ
ΔHR = –q
ΔHR untuk 0,05 mol H2O = –2,8854 kJ
ΔH reaksi untuk 1 mol H2O =2,8854 kJ
0,05 mol = –57,71 kJ mol–1
Persamaan termokimianya:
HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l) ΔHR = –57,71 kJ mol–1.
2. Penentuan ΔH Berdasarkan ΔHf°
Berdasarkan perubahan entalpi pembentukan standar zat-zat yang ada dalam
reaksi, perubahan entalpi reaksi dapat dihitung dengan rumus:
ΔHR° = ΔHf°hasil reaksi – ΔHf°pereaksi
ΔHR° = perubahan entalpi reaksi standar
Contoh Soal
Tentukan ΔH reaksi pembakaran C2H6 jika diketahui:
ΔHf°C2H6 = –84,7 kJ mol–1, ΔHf°CO2 = –393,5 kJ mol–1, ΔHf°H2O = –285,8 kJ mol–1
Penyelesaian:
C2H6(g) + 3 1/2 O2(g) → 2 CO2(g) + 3 H2O(l)

12. ΔHRC2H6 = [2.ΔHf°CO2(g) + 3.ΔHf°H2O(l)] – [ΔHf°C2H6(g) + 3 1/2ΔHf°O2(g)]
= [2.(–393,5) + 3. (–285,8)] – [–84,7 + 0] = –1559,7 kJ
Jadi, ΔH pembakaran C2H6 adalah –1559,7 kJ
3. Penentuan ΔH Berdasarkan Hukum Hess
Perubahan entalpi reaksi kadang-kadang tidak dapat ditentukan secara
langsung tetapi harus melalui tahap-tahap reaksi. Misalnya untuk menentukan
perubahan entalpi pembentukan CO2 dapat dilakukan dengan berbagai cara.
Cara 1 C(g) + O2(g) →CO2(g) ΔH = -394 kJ
Cara 2 C dengan O2 bereaksi dulu membentuk CO, tahap berikutnya CO
bereaksi dengan O2 menghasilkan CO2.
Perhatikan diagram berikut

13. Pada cara 1, reaksi berlangsung satu tahap, sedangkan cara 2 dan cara 3
berlangsung dua tahap. Ternyata dengan beberapa cara, perubahan entalpinya
sama yaitu –394 kJ.
Seorang ilmuwan, German Hess, telah melakukan beberapa penelitian
perubahan entalpi ini dan hasilnya adalah bahwa perubahan entalpi reaksi dari
suatu reaksi tidak bergantung pada jalannya reaksi, apakah reaksi tersebut
berlangsung satu tahap atau beberapa tahap. Penemuan ini dikenal dengan Hukum
Hess yang berbunyi:
Perubahan entalpi hanya bergantung pada keadaan awal dan keadaan akhir
reaksi.
Contoh Soal
Tentukan perubahan entalpi pembentukan gas SO3 jika diketahui:
S(s) + O2(g) → SO2(g) ΔH = –296,8 kJ
SO2(g) + 1/2 O2(g) → SO3(g) ΔH = –99,2 kJ
Penyelesaian

14. 4. Penentuan ΔH Berdasarkan Energi Ikatan
Suatu reaksi kimia terjadi akibat pemutusan ikatan-ikatan kimia dan
pembentukan ikatan-ikatan kimia yang baru. 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
Beberapa harga energi ikatanΔ
Harga energi ikatan dapat dipakai untuk menentukan ΔH suatu reaksi.
ΔHR = ∑ energi ikatan yang diputuskan – ∑ energi ikatan yang dibentuk

15. Contoh Soal
1. Dengan menggunakan harga energi ikatan, hitunglah ΔH reaksi:
CH4(g) + 4 Cl2(g) →CCl4(g) + 4 HCl(g
Energi ikatan yang diputuskan: Energi ikatan yang dibentuk:
4C – H = 4 . 415 = 1660 kJ 4C – Cl = 4 . 330 = 1320 kJ
4Cl – Cl = 4 . 243 = 972 kJ 4H – Cl = 4 . 432 = 1728 kJ
2632 kJ 3048 kJ
ΔH reaksi = 2632 kJ – 3048 kJ
= –416 kJ
D. Kalor Pembakaran
Kalor pembakaran adalah kalor yang dibebaskan apabila 1 mol bahan bakar
terbakar dengan sempurna dalam oksigen berlebihan
CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(l) ΔH = -889 kJ
C3H8(g) + 5 O2(g)→ 3 CO2(g) + 4 H2O(l) ΔH = -1364 kJ
Selain energi panas, pembakaran ada juga yang menghasilkan energi bunyi
dan energi cahaya, seperti kembang api dan petasan.
Kalor pembakaran beberapa bahan bakar dapat dilihat pada Tabel