Term Odin a Mika

BAB I

PENDAHULUAN

A . Latar Belakang

Dalam makalah ini, kami mengambil tema mengenai

Termokimia. Kami memilih tema ini karena kami rasa materi ini

sangat penting untuk dipelajari. Termokimia merupakan salah

satu materi dasar dalam kimia yang harus dikuasai.

Di dalam makalah ini kami membahas tentang konsep dasar

dari termokimia yang kami sajikan pada bagian awal dari isi

makalah. Hal ini kami lakukan karena kami menilai untuk

memahami suatu materi, kita harus mengetahui konsep dasar

terlebih dahulu, kemudian dilanjutkan pada bagian inti materi.

Termokimia merupakan materi yang harus dipahami dengan

baik karena di dalamnya mencakup cukup banyak materi lainnya,

seperti termodinamika I, kalor reaksi, kerja, entalpi, kalorimeter,

hukum Hess, penentuan DH reaksi, energi ikatan, dan jenis-jenis

kalor. Maka dari itu, kami berusaha untuk membuat materi

termokimia dalam makalah ini menjadi ringkas dan mudah

dipahami.

B . Tujuan Penulisan

1. Untuk mempelajari konsep dasar termokimia

2. Untuk mempelajari materi-materi yang terkait dengan

termokimia

3. Memahami tentang termokimia lebih mendalam

C . Metode Penulisan

Dalam menulis makalah ini, kami memperoleh kajian

materi dari beberapa sumber, yaitu studi literatur dari buku-buku

yang terkait dengan topik dan berbagai artikel dari internet.

Daftar Isi

Halaman

Kata Pengantar…………………………………………………………………

(i)

Daftar Isi ………………………………………………………………………(ii)

Pendahuluan ………………………………………………………….1

A. Latar belakang…………………………………………………………….1

B. Tujuan penulisan

………………………………………………………….1

C. Metode penulisan

………………………………………………………....1

II. Isi

A. Konsep Dasar …………………………………………………………….2

B. Termodinamika I …………………………………………………………

2

C. Kalor reaksi ………………………………………………………………4

D. Kerja ……………………………………………………………………...5

E. Entalpi ……………………………………………………………………7

F. Kalorimeter ………………………………………………………………

10

G. Hukum Hess

……………………………………………………………...14

H. Penentuan DH reaksi

……………………………………………………..17

I. Energi ikatan

…………………………………………………………….....18

J. Jenis-jenis kalor

………………………………………………………….....20

III. Penutup…………………………………………………………...

A. Kesimpulan …………………………………………………………………

22

B . Saran

……………………………………………………………………….22

Daftar pustaka

…………………………………………….........................23

BAB II

ISI

A.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.

B.Termodinamika I,II,III

Termodinamika kimia dapat didefenisikan sebagai cabang

kimia yang menangani hubungan kalor, kerja dan bentuk lain

energi, dengan kesetimbangan dalam reaksi kimia dan dalam

perubahan keadaan. Termokimia erat kaitannya dengan

termodinamika, karena termokimia menangani pengukuran dan

penafsiran perubahan kalor yang menyertai reaksi kimia,

perubahan keadaan dan pembentukan larutan.

Thermodinamika merupakan ilmu tentang energi, yang secara

spesifik membahas tentang hubungan antara energi panas

dengan kerja. Seperti telah diketahui bahwa energi di dalam

alam dapat terwujud dalam berbagai bentuk, selain energi panas

dan kerja, yaitu energi kimia, energi listrik, energi nuklir, energi

gelombang elektromagnit, energi akibat gaya magnit, dan lain-

lain.

Energi dapat berubah dari satu bentuk ke bentuk lain, baik

secara alami maupun hasil

rekayasa tehnologi. Selain itu energi di alam semesta bersifat

kekal, tidak dapat dibangkitkan atau dihilangkan, yang terjadi

adalah perubahan energi dari satu bentuk menjadi bentuk lain

tanpa ada pengurangan atau penambahan. Prinsip ini disebut

sebagai prinsip konservasi atau kekekalan energi

Suatu sistem thermodinamika adalah suatu masa atau

daerah yang dipilih untuk dijadikan obyek analisis. Daerah

sekitar sistem tersebut disebut sebagai lingkungan. Batas antara

sistem dengan lingkungannya disebut batas sistem (boundary),.

Dalam aplikasinya batas sistem nerupakan bagian dari sistem

maupu lingkungannya, dan dapat tetap atau dapat berubah posisi

atau bergerak.

Penerapan hukum termodinamika pertama dalam bidang

kimia merupakan bahan kajian dari termokimia.” Energi

tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan, tetapi dapat

diubah dari satu bentuk ke bentuk yang lain, atau energi

alam semesta adalah konstan.” hukum termodinamika 1

Hukum pertama termodinamika dapat dirumuskan sbg:

Wk = ∆Ep

∆U + ∆Ek + ∆EP = Q – W

Hukum II termodinamika : “Entropi dari alam semesta

bertambah dalam proses spontan dan tidak berubah pada

proses keseimbangan.”

Hukum III termodinamika : “Makin besar ketidak teraturan

atau gerak bebas atom atau molekul ,makin besar entropi

system.”

C. Kalor Reaksi

Perubahan energi dalam reaksi kimia selalu dapat dibuat

sebagai panas, sebab itu lebih tepat bila istilahnya disebut panas

reaksi. temperatur dari campuran reaksi naik dan energi potensial

dari zat-zat kimia yang bersangkutan turun, maka disebut sebagai

reaksi eksoterm. Namun bila pada pada suatu reaksi temperatur

dari campuran turun dan energi potensial dari zat-zat yang ikut

dalam reaksi naik, maka disebut sebagai reaksi endoterm.

Ada beberapa macam jenis perubahan pada suatu sistem.

Salah satunya adalah sistim terbuka, yaitu ketika massa, panas,

dan kerja, dapat berubah-ubah. Ada juga sistim tertutup, dimana

tidak ada perubahan massa, tetapi hanya panas dan kerja saja.

Sementara, perubahan adiabatis merupakan suatu keadaan

dimana sistim diisolasi dari lingkungan sehingga tidak ada panas

yang dapat mengalir. Kemudian, ada pula perubahan yang terjadi

pada temperature tetap, yang dinamakan perubahan isotermik.

Pada perubahan suhu, ditandai dengan ∆t (t menunjukkan

temperatur), dihitung dengan cara mengurangi temperatur akhir

dengan temperatur mula-mula.

∆t = takhir – tmula-mula

Demikian juga, perubahan energi potensial:

∆(E.P) = (E.P)akhir – (E.P)mula-mula

Dari definisi ini didapat suatu kesepakatan dalam tanda

aljabar untuk perubahan eksoterm dan endoterm. Dalam

perubahan eksotermik, energi potensial dari hasil reaksi lebih

rendah dari energi potensial pereaksi, berarti EPakhir lebih rendah

dari EPmula-mula. Sehingga harga ∆(E.P) mempunyai harga negatif.

Pada reaksi endoterm, terjadi kebalikannya sehingga harga ∆(E.P)

adalah positif.

Pada suatu reaksi, reaksi pembentukannya didefinisikan

sebagai reaksi yang membentuk senyawa tunggal dari unsur-

unsur penyusunnya

contoh: C + ½O2 + 2H2 → CH3OH. Sementara panas

pembentukannya didasarkan pada 1 mol senyawa terbentuk.

Panas pembentukan standar yaitu 298.15 K (∆H°f298).

Panas standar adalah pada 25°C, seperti contoh reaksi

4HCl(g) → 2H2(g) + 2Cl2(g) ∆H°298 = (4)(92307)

2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g) ∆H°298 = (2)(-241818)

Sementara, panas reaksi pada temperatur tidak standar

DHOT = DH0

298 + òT298 D Cp dT

Dapat disimpulkan bahwa kalor reaksi (∆H) adalah kalor yang

diserap (diperlukan) atau dilepaskan (dihasilkan) dalam reaksi,

disebut juga perubahan entalpi. Pada beberapa reaksi kimia

jumlah kalor reaksi dapat diukur melallui suatu percobaan di

dalam laboratorium. Pengukuran kalor reaksi tersebut dapat

dilakukan dengan menggunakan alat yang disebut kalorimeter.

Kalorimeter merupakan alat yang digunakan untuk mengukur

jumlah kalor yang diberikan atau diambil dalam suatu proses

tertentu. Sebuah termometer sederhana terdiri dari bejana

terisolasi, alat pengaduk, dan termometer.

D. Kerja

Istilah kerja merupakan konsep yang telah didefinisikan oleh

ilmu utama mekanika. Dalam termodinamika, kerja secara umum

didefinisikan sebagai gaya kali jarak. Jika perpindahan jarak

akibat gaya F adalah sebesar ds (ds=distance/jarak), maka kerja

yang dilakukan.

DW= F ds

Simbol DW digunakan untuk jumlah kecil dari kerja dan

merupakan fungsi yang tidak pasti karena kerja yang dilakukan

tergantung pada jalannya reaksi. Terdapat berbagai jenis kerja

yang didefinisikan dengan persamaan:

Kerja mekanik DW = F ds

Kerja ekspansi DW = p dV

Kerja gravitasi DW = mgdh

Kerja permukaan DW = γ dA

Kerja listrik DW = e dq

Sejumlah kecil tidak terhingga dari kerja, dw, dapat

dilakukan oleh sistem yang bersangkutan pada lingkungannya,

atau oleh lingkunganya pada sistem itu. Rekomendasi I.U.P.A.C.

1970 adalah untuk mengambil dw positif dalam kasus yang

terakhir dan negatif dalam kasus sebelumnya, yakni kerja positif

dilakukan pada sistem. Asal perubahan yang terjadi itu lambat

dan tanpa gesekan, kerja biasanya dapat dinyatakan dalam

bentuk

dw= ydx,

atau sebagai jumlah suku-suku seperti

i

dw= ∑ yidxi

yi dan xi masing-masing adalah gaya dalam bentuk umum

dan perpindahannya. Misalnya, kerja yang dilakukan pada benda

dengan kenaikan yang kecil tidak terhingga dari volumenya, dV,

terhadap tekanan yang melawannya, p, adalah-pdV. Denikian

pula kerja yang dilakukan pada fase homogeny bila ia

meningkatkan luas permukaannya dengan dA adalah +γ dA, γ

adalah tegangan permukaan terhadap lingkungan khusus itu. Bila

suatu sistem seperti sel galvani mengakibatkan dQ coulomb listrik

mengalir ke dalam kondensor, yang antara pelat-pelatnya

terdapat tegangan E volt, kerja yang dilakukan pada sel galvani

adalah –EdQ joule. (Bersamaan dengan itu, atmosfer melakukan

sejumlah kerja –pdV pada sel, dV adalah perubahan volume sel

selama proses kimia yang bersangkutan). Pernyataan-pernyataan

serupa dapat diperoleh bagi peregangan kawat, kerja

magnetisasi, dan sebagainya.

Tanda yang akan digunakan selanjutnya adalah:

a. Kerja adalah positif jika sistem melakukan kerja terhadap

sekeliling.

b. Kerja adalah negatif jika kerja dilakukan terhadap sistem oleh

sekeliling.

Kerja total yang dilakukan sistem dapat diperoleh dengan

mengintegrasikan persamaan di atas. Sebagai contoh, kerja

ekspansi diberikan sebagai

W = ʃ p dV

Dapat dicatat bahwa semua bentuk kerja dapat saling

dipertukarkan dengan menggunakan sarana mekanik sederhana

seperti kerekan tanpa gesekan, motor listrik, dan sebagainya. Bila

istilah ‘kerja’ dipakai dengan benar, bentuk apa pun kerja yang

kita bahas selalu dapat diubah (karena saling dipertukarkan)

untuk mengangkat sebuah beban. Dalam kebanyakan sistem

kimia, selain sel galvani, kerja perubahan volume adalah satu-

satunya bentuk kerja yang sebagian besar dapat dirasakan.

Tetapi, kemungkinan bahwa bentuk lain menjadi penting, harus

selalu diingat dalam pendekatan masalah baru. Dalam hal itu

mungkin perlu untuk memperkenalkan variable keadaan

tambahan, misalnya luas permukaan dari sistem atau kuat medan

magnetik.

Dalam penggunaan pernyataan dw=ydx biasanya perlu

dirincikan bahwa proses yang bersangkutan adalah lambat, jika

tidak, ada kekaburan tentang nilai gaya y. Misalnya, bila suatu

gas mengembang atau mengempis dengan tiba-tiba, tekanan

dalamnya tidak sama dengan gaya luar per satuan luas, dan

memang tekanannya berubah dari satu daerah gas ke daerah

lainnya. Di sini terjadi percepatan, dan kerja dilakukan dalam

menciptakan energi kinetik. Kesulitan ini hilang bilang perubahan-

perubahannya berlaku lambat sekali dan bila gesekan tidak ada

karena gaya-gaya yang sebaliknya mendekati kesetaraan.

Dalam termokimia ada dua hal yang perlu diperhatikan yang

menyangkut perpindahan energi, yaitu sistem dan lingkungan.

Segala sesuatu yang menjadi pusat perhatian dalam mempelajari

perubahan energi disebut sistem, sedangkan hal-hal yang

membatasi sistem dan dapat mempengaruhi sistem disebut

lingkungan.

Berdasarkan interaksinya dengan lingkungan, sistem

dibedakan menjadi tiga macam, yaitu :

1. Sistem Terbuka

Sistem terbuka adalah suatu sistem yang memungkinkan terjadi

perpindahan energi dan zat (materi) antara lingkungan dengan

sistem. Pertukaran materi artinya ada hasil reaksi yang dapat

meninggalkan sistem (wadah reaksi), misalnya gas, atau ada

sesuatu dari lingkungan yang dapat memasuki sistem.

2. Sistem Tertutup

Suatu sistem yang antara sistem dan lingkungan dapat terjadi

perpindahan energi, tetapi tidak dapat terjadi pertukaran materi

disebut sistem tertutup.

3. Sistem Terisolasi

Sistem terisolasi merupakan sistem yang tidak memungkinkan

terjadinya perpindahan energi dan materi antara sistem dengan

lingkungan.

Energi adalah kapasitas untuk melakukan kerja (w) atau

menghasilkan panas (kalor=q). Pertukaran energi antara sistem

dan lingkungan dapat berupa kalor (q) atau bentuk energi lainnya

yang secara kolektif kita sebut kerja (w). Energi yang dipindahkan

dalam bentuk kerja atau dalam bentuk kalor yang memengaruhi

jumlah total energi yang terdapat dalam sistem disebut energi

dalam (internal energy). Kerja adalah suatu bentuk pertukaran

energi antara sistem dan lingkungan di luar kalor. Salah satu

bentuk kerja yang sering menyertai reaksi kimia adalah kerja

tekanan-volum, yaitu kerja yang berkaitan dengan pertambahan

atau pengurangan volum sistem.

E. Entalpi

Entalpi (H) adalah jumlah total dari semua bentuk energi.

Entalpi (H) 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. . Misalnya entalpi untuk air dapat ditulis H H20 (l)

dan untuk es ditulis H H20 (s).

Untuk menyatakan kalor reaksi pada tekanan tetap (qp )

digunakan besaran yang disebut Entalpi ( H ).

H = E + ( P.V )

DH = DE + ( P. DV )

DH = (q + w ) + ( P. DV )

DH = qp – ( P. DV ) + ( P. DV )

DH = qp

Untuk reaksi kimia :

DH = Hp – Hr

Hp = entalpi produk

Hr = entalpi reaktan

Reaksi pada tekanan tetap : qp = DH ( perubahan entalpi )

Reaksi pada volume tetap : qv = DE ( perubahan energi

dalam )

Perubahan kalor atau entalpi yang terjadi selama proses

penerimaan atau pelepasan kalor dinyatakan dengan ”

perubahan entalpi (ΔH) ” . Harga entalpi zat sebenarnya tidak

dapat ditentukan atau diukur. Tetapi ΔH dapat ditentukan dengan

cara mengukur jumlah kalor yang diserap sistem. Misalnya pada

perubahan es menjadi air, yaitu 89 kalori/gram. Pada perubahan

es menjadi air, ΔH adalah positif, karena entalpi hasil perubahan,

entalpi air lebih besar dari pada entalpi es. Pada perubahan kimia

selalu terjadi perubahan entalpi. Besarnya perubahan entalpi

adalah sama besar dengan selisih antara entalpi hasil reaksi dan

jumlah entalpi pereaksi.

Setiap sistem atau zat mempunyai energi yang tersimpan

didalamnya. Energi potensial berkaitan dengan wujud zat,

volume, dan tekanan. Energi kinetik ditimbulkan karena atom –

atom dan molekul-molekul dalam zat bergerak secara acak.

Jumlah total dari semua bentuk energi itu disebut entalpi (H) .

Entalpi akan tetap konstan selama tidak ada energi yang masuk

atau keluar dari zat. . Misalnya entalpi untuk air dapat ditulis H

H20 (l) dan untuk es ditulis H H20 (s).

Entalpi (H) suatu zat ditentukan oleh jumlah energi dan

semua bentuk energi yang dimiliki zat yang jumlahnya tidak

dapat diukur. Perubahan kalor atau entalpi yang terjadi selama

proses penerimaan atau pelepasan kalor dinyatakan dengan ”

perubahan entalpi (ΔH) ” . Misalnya pada perubahan es menjadi

air, maka dapat ditulis sebagai berikut:

Δ H = H H20 (l) -H H20 (s)

Apabila kita amati reaksi pembakaran bensin di dalam mesin

motor. Sebagian energi kimia yang dikandung bensin, ketika

bensin terbakar, diubah menjadi energi panas dan energi

mekanik untuk menggerakkan motor. Demikian juga pada

mekanisme kerja sel aki. Pada saat sel aki bekerja, energi kimia

diubah menjadi energi listrik, energi panas yang dipakai untuk

membakar bensin dan reaksi pembakaran bensin menghasilkan

gas, menggerakkan piston sehingga menggerakkan roda motor.

Gambar berikut ini menunjukkan diagram perubahan energi kimia

menjadi berbagai bentuk energi lainnya.

Harga entalpi zat sebenarnya tidak dapat ditentukan atau

diukur. Tetapi ΔH dapat ditentukan dengan cara mengukur jumlah

kalor yang diserap sistem. Misalnya pada perubahan es menjadi

air, yaitu 89 kalori/gram. Pada perubahan es menjadi air, ΔH

adalah positif, karena entalpi hasil perubahan, entalpi air lebih

besar dari pada entalpi es.

Termokimia merupakan bagian dari ilmu kimia yang

mempelajari perubahan entalpi yang menyertai suatu reaksi.

Pada perubahan kimia selalu terjadi perubahan entalpi. Besarnya

perubahan entalpi adalah sama besar dengan selisih antara

entalpi hasil reaksi dam jumlah entalpi pereaksi.

Pada reaksi endoterm, entalpi sesudah reaksi menjadi lebih

besar, sehingga ΔH positif. Sedangkan pada reaksi eksoterm,

entalpi sesudah reaksi menjadi lebih kecil, sehingga ΔH negatif.

Perubahan entalpi pada suatu reaksi disebut kalor reaksi. Kalor

reaksi untuk reaksi-reaksi yang khas disebut dengan nama yang

khas pula, misalnya kalor pembentukan,kalor penguraian, kalor

pembakaran, kalor pelarutan dan sebagainya

.

1. Entalpi Pembentukan Standar (ΔH◦f)

Entalpi pembentukan standar suatu senyawa

menyatakan jumlah kalor yang diperlukan atau dibebaskan untuk

proses pembentukan 1 mol senyawa dari unsur-unsurnya yang

stabil pada keadaan standar (STP). Entalpi pembentukan standar

diberi simbol (ΔH◦f), simbol f berasal dari kata formation yang

berarti pembentukan. Contoh: unsur-unsur yang stabil pada

keadaan standar, yaitu : H2,O2,C,N2,Ag,Cl2,Br2,S,Na,Ca, dan Hg.

2. Entalpi Penguraian Standar (ΔH◦d)

Entalpi penguraian standar suatu senyawa menyatakan

jumlah kalor yang diperlukan atau dibebaskan untuk proses

penguraian 1 mol senyawa dari unsure-unsurnya yang stabil pada

keadaan standar (STP). Entalpi penguraian standar diberi simbol

(ΔH◦d) simbol d berasal dari kata decomposition yang berarti

penguraian.

Menurut Hukum Laplace, jumlah kalor yang dibebaskan pada

pembentukan senyawa dari unsur-unsurnya sama dengan jumlah

kalor yang diperlukan pada penguraian senyawa tersebut menjadi

unsur-unsurnya. Jadi, entalpi penguraian merupakan kebalikan

dari entalpi pembentukan senyawa yang sama. Dengan demikian

jumlah kalornya sama tetapi tandanya berlawanan karena

reaksinya berlawanan arah.

3. Entalpi Pembakaran Standar (ΔH◦c)

Entalpi pembakaran standar suatu senyawa menyatakan

jumlah kalor yang diperlukan atau dibebaskan untuk proses

pembakaran 1 mol senyawa dari unsur-unsurnya yang stabil pada


(ΔH◦c) simbol d berasal dari kata combustion yang berarti

pembakaran.

Pembakaran selalu membebaskan kalor sehingga nilai

entalpipembakaran selallu negatif (eksoterm)

4. Entalpi Pelarutan Standar (ΔH◦s)

Entalpi pelarutan standar menyatakan jumlah kalor yang

diperlukan atau dibebaskan untuk melarutkan 1 mol zat pada


(ΔH◦s) simbol s berasal dari kata solvation yang berarti pelarutan.

5. Entalpi Netralisasi Standar

Adalah entalpi yang terjadi pada penetralan 1 mol asam oleh

basa atau 1 mol basa oleh asam pada keadaan standar. Jika

pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka

dinotasikan dengan DHn. Satuannya = kJ / mol

6. Entalpi Penguapan Standar

Adalah entalpi yang terjadi pada penguapan 1 mol zat dalam

fase cair menjadi fase gas pada keadaan standar. Jika pengukuran

tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan

dengan DHvap. Satuannya = kJ / mol.

7. Entalpi Peleburan Standar

Adalah entalpi yang terjadi pada pencairan / peleburan 1

mol zat dalam fase padat menjadi zat dalam fase cair pada

keadaan standar. Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan

standar, maka dinotasikan dengan DHfus. Satuannya = kJ / mol.

8. Entalpi Sublimasi Standar

Adalah entalpi yang terjadi pada sublimasi 1 mol zat dalam

fase padat menjadi zat dalam fase gas pada keadaan standar. Jika


dinotasikan dengan DHsub. Satuannya = kJ / mol.

F.Kalorimeter

Kalorimetri yaitu cara penentuan kalor reaksi dengan

menggunakan kalorimeter. Perubahan entalpi adalah perubahan

kalor yang diukur pada tekanan konstan, untuk menentukan

perubahan entalpi dilakukan dengan cara yang sama dengan

penentuan perubahan kalor yang dilakukan pada tekanan

konstan. Perubahan kalor pada suatu reaksi dapat diukur melalui

pengukuran perubahan suhu yang terjadi pada reaksi

tersebut. Pengukuran perubahan kalor dapat dilakukan dengan

alat yangdisebut kalorimeter.

Kalorimeter adalah suatu sistem terisolasi ( tidak ada

perpindahan materi maupun energi dengan lingkungan di luar

kalorimeter ). Kalorimeter terbagi menjadi dua, yaitu kalorimeter

bom dan kalorimeter sederhana. 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

Rumus yang digunakan adalah :

q = m x c x DT

qkalorimeter = C x DT

Dimana:

q = jumlah kalor ( J )

m = massa zat ( g )

DT = perubahan suhu ( oC atau K )

c = kalor jenis ( J / g.oC ) atau ( J / g. K )

C = kapasitas kalor ( J / oC ) atau ( J / K )

Oleh karena tidak ada kalor yang terbuang ke lingkungan, maka

kalor reaksi = kalor yang diserap / dibebaskan oleh larutan dan

kalorimeter, tetapi tandanya berbeda.

qreaksi = - (qlarutan + qkalorimeter )

Beberapa jenis kalorimeter :

1. Kalorimeter bom

Kalorimeter bom adalah alat yang digunakan untuk mengukur

jumlah kalor (nilai kalori) yang dibebaskan pada pembakaran

sempurna (dalam O2 berlebih) suatu senyawa, bahan makanan,

bahan bakar atau khusus digunakan untuk menentukan kalor dari

reaksi-reaksi pembakaran. Kalorimeter ini terdiri dari sebuah bom

(tempat berlangsungnya reaksi pembakaran, terbuat dari

bahan stainless steel dan diisi dengan gas oksigen pada tekanan

tinggi ) dan sejumlah air yang dibatasi dengan wadah yang kedap

panas. Sejumlah sampel ditempatkan pada tabung

beroksigen yang tercelup dalam medium penyerap kalor

(kalorimeter), dan sampel akan terbakar oleh api listrik dari

kawat logam terpasang dalam tabung. Reaksi pembakaran yang

terjadi di dalam bom, akan menghasilkan kalor dan diserap oleh

air dan bom. Oleh karena tidak ada kalor yang terbuang ke

lingkungan, maka :

qreaksi = - (qair + qbom )

Jumlah kalor yang diserap oleh air dapat dihitung dengan

rumus :

qair = m x c x DT

dengan :

m = massa air dalam kalorimeter ( g )

c = kalor jenis air dalam kalorimeter (J / g.oC ) atau ( J / g. K

)


Jumlah kalor yang diserap oleh bom dapat dihitung

dengan rumus :

qbom = Cbom x DT

dimana :

Cbom = kapasitas kalor bom ( J / oC ) atau ( J / K )


Reaksi yang berlangsung pada kalorimeter bom berlangsung

pada volume tetap (DV = nol). Oleh karena itu, perubahan kalor

yang terjadi di dalam sistem = perubahan energi dalamnya.

DE = q + w

dimana w = - P. DV ( jika DV = nol maka w = nol )

maka, DE = qv

Contoh kalorimeter bom adalah kalorimeter makanan.

Kalorimeter makanan adalah alat untuk menentukan

nilai kalor zat makanan karbohidrat, protein, atau lemak. Alat ini

terdiri dari sebuah tabung kaca yang tingginya kurang lebih 19

cm dan garis menengahnya kurang lebih 7,5 cm. Bagian dasarnya

melengkung ke atas membentuk sebuah penyungkup.

Penyungkup ini disumbat dengan sebuah sumbat karet yang yang

berlubang di bagian tengah. Bagian atas tabung kaca ini ditutup

dengan lempeng ebonit yang bundar. Di dalam tabung kaca itu

terdapat sebuah pengaduk, yang tangkainya menembus tutup

ebonit, juga terdapat sebuah pipa spiral dari tembaga. Ujung

bawah pipa spiral itu menembus lubang sumbat karet pada

penyungkup dan ujung atasnya menembus tutup ebonit bagian

tengah. Pada tutup ebonit itu masih terdapat lagi sebuah lubang,

tempat untuk memasukkan sebuah termometer ke dalam tabung

kaca. Tabung kaca itu diletakkan di atas sebuah keping asbes dan

ditahan oleh 3 buah keping. Keping itu berbentuk bujur

sangkar yang sisinya kurang lebih 9,5 cm. Di bawah keping asbes

itu terdapat kabel listrik yang akan dihubungkan dengan sumber

listrik bila digunakan. Di atas keping asbes itu terdapat sebuah

cawan aluminium. Di atas cawan itu tergantung sebuah

kawat nikelin yang berhubungan dengan kabel listrik di bawah

keping asbes. Kawat nikelin itulah yang akan menyalakan

makanan dalam cawan bila berpijar oleh arus listrik. Dekat cawan

terdapat pipa logam untuk mengalirkan oksigen.

2. Kalorimeter Sederhana

Pengukuran kalor reaksi; selain kalor reaksi pembakaran

dapat dilakukan dengan menggunakan kalorimeter pada tekanan

tetap yaitu dengan kalorimeter sederhana yang dibuat dari gelas

stirofoam. Kalorimeter ini biasanya dipakai untuk mengukur kalor

reaksi yang reaksinya berlangsung dalam fase larutan ( misalnya

reaksi netralisasi asam – basa / netralisasi, pelarutan dan

pengendapan ).

Pada kalorimeter ini, kalor reaksi = jumlah kalor yang

diserap / dilepaskan larutan sedangkan kalor yang diserap oleh

gelas dan lingkungan; diabaikan.

qreaksi = - (qlarutan + qkalorimeter )

qkalorimeter = Ckalorimeter x DT

dimana:

Ckalorimeter = kapasitas kalor kalorimeter ( J / oC ) atau ( J /

K )


Jika harga kapasitas kalor kalorimeter sangat kecil; maka

dapat diabaikan sehingga perubahan kalor dapat dianggap hanya

berakibat pada kenaikan suhu larutan dalam kalorimeter.

qreaksi = - qlarutan

qlarutan = m x c x DT

dimana :

m = massa larutan dalam kalorimeter ( g )

c = kalor jenis larutan dalam kalorimeter (J / g.oC ) atau

( J / g. K )


Pada kalorimeter ini, reaksi berlangsung pada tekanan

tetap (DP = nol ) sehingga perubahan kalor yang terjadi dalam

sistem = perubahan entalpinya.

DH = qp

Contoh kalorimeter sederhana adalah kalorimeter larutan.

Kalorimeter larutan adalah alat yang digunakan untuk

mengukur jumlah kalor yang terlibat pada reaksi kimia dalam

sistem larutan. Pada dasarnya, kalor yang dibebaskan/diserap

menyebabkan perubahan suhu pada kalorimeter. Berdasarkan

perubahan suhu per kuantitas pereaksi kemudian dihitung kalor

reaksi dari reaksi sistem larutan tersebut. Kini kalorimeter larutan

dengan ketelitian cukup tinggi dapat diperoleh dipasaran.

Dalam menentukan entalpi berlaku persamaan

Qreaksi = - (Qlarutan + Q kalorimeter )

Q reaksi = - (m.c.∆T + c.∆T)

Jika kapasitas kalori dalam kalorimeter diabaikan, maka

Qreaksi = - (m.c.∆T)

Keterangan :

m = massa zat (kg) c = kalor

jenis (J/kg⁰C)

∆t = perubahan suhu (Celcius)

Sementara itu, persamaan reaksi yang mengikutsertakan

perubahan entalpinya disebut persamaan termokimia.

H2 (g) + 1/2 O2 (g) ——> H2O (l) ΔH = -286 kJ

Pada reaksi endoterm, sistem menyerap energi. Oleh karena itu,

entalpi sistem akan bertambah. Artinya entalpi produk (Hp) lebih

besar daripada entalpi pereaksi (Hr). Akibatnya, perubahan

entalpi, merupakan selisih antara entalpi produk dengan entalpi

pereaksi (Hp -Hr) bertanda positif. Sehingga perubahan entalpi

untuk reaksi endoterm dapat dinyatakan:

ΔH = Hp- Hr > 0

Reaksi eksoterm , sistem membebaskan energi, sehingga entalpi

sistem akan berkurang, artinya entalpi produk lebih kecil daripada

entalpi pereaksi. Oleh karena itu , perubahan entalpinya bertanda

negatif. Sehingga p dapat dinyatakan sebagai berikut:

ΔH=Hp-Hr<0

G.Hukum Hess

Pengukuran perubahan entalpi suatu reaksi kadangkala tidak

dapat ditentukan langsung dengan kalorimeter, misalnya

penentuan perubahan entalpi pembentukan standar ( DHf o )CO.

Reaksi pembakaran karbon tidak mungkin hanya

menghasilkan gas CO saja tanpa disertai terbentuknya gas CO2.

Jadi, bila dilakukan pengukuran perubahan entalpi dari reaksi

tersebut; yang terukur tidak hanya reaksi pembentukan gas CO

saja tetapi juga perubahan entalpi dari reaksi pembentukan gas

CO2.

Untuk mengatasi hal tersebut, 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.” Pernyataan ini

disebut Hukum Hess, rumus yang dapat dipakai yaitu:

ΔHreaksi = ΔH1 + ΔH2 +….

Menurut hukum Hess, karena entalpi adalah fungsi

keadaan, perubahan entalpi dari suatu reaksi kimia adalah sama,

walaupun langkah-langkah yang digunakan untuk

memperoleh produk berbeda. Dengan kata lain, hanya keadaan

awal dan akhir yang berpengaruh terhadap perubahan

entalpi, bukan langkah-langkah yang dilakukan untuk

mencapainya.

Hal ini menyebabkan perubahan entalpi suatu reaksi dapat

dihitung sekalipun tidak dapat diukur secara langsung. Caranya

adalah dengan melakukan operasi aritmatika pada

beberapa persamaan reaksi yang perubahan entalpinya

diketahui. Persamaan-persamaan reaksi tersebut diatur

sedemikian rupa sehingga penjumlahan semua persamaan akan

menghasilkan reaksi yang kita inginkan. Jika suatu persamaan

reaksi dikalikan (atau dibagi) dengan suatu angka, perubahan

entalpinya juga harus dikali (dibagi). Jika persamaan itu dibalik,

maka tanda perubahan entalpi harus dibalik pula (yaitu menjadi -

ΔH). Berdasarkan Hukum Hess, penentuan DH dapat dilakukan

melalui 3 cara yaitu :

1). Perubahan entalpi ( DH ) suatu reaksi dihitung melalui

penjumlahan dari perubahan entalpi beberapa reaksi yang

berhubungan.

2). Perubahan entalpi ( DH ) suatu reaksi dihitung berdasarkan

selisih entalpi pembentukan ( DHf o ) antara produk dan

reaktan.

3). Perubahan entalpi ( DH ) suatu reaksi dihitung berdasarkan

data energi ikatan.

Selain itu, dengan menggunakan hukum Hess, nilai ΔH juga

dapat diketahui dengan pengurangan entalpi

pembentukan produk-produk dikurangi entalpi

pembentukan reaktan. Secara matematis

Untuk reaksi-reaksi lainnya secara umum

Kegunaan

Dengan mengetahui ΔHf (perubahan entalpi pembentukan) dari

reaktan dan produknya, dapat diramalkan perubahan entalpi

reaksi apapun, dengan rumus

ΔH=ΔHfP-ΔH fR

Perubahan entalpi suatu reaksi juga dapat diramalkan dari

perubahan entalpi pembakaran reaktan dan produk, dengan

rumus:

ΔH=-ΔHcP+ΔHcR

Konsep dari hukum Hess juga dapat diperluas untuk menghitung

perubahan fungsi keadaan lainnya, seperti entropi dan energi

bebas. Kedua aplikasi ini amat berguna karena besaran-besaran

tersebut sulit atau tidak bisa diukur secara langsung, sehingga

perhitungan dengan hukum Hess digunakan sebagai salah satu

cara menentukannya.

Untuk perubahan entropi:

ΔSo = Σ(ΔSfoproduk) - Σ(ΔSf

oreaktan)

ΔS = Σ(ΔSoproduk) - Σ(ΔSo

reaktan).

Untuk perubahan energi bebas:

ΔGo = Σ(ΔGfoproduk) - Σ(ΔGf

oreaktan)

ΔG = Σ(ΔGoproduk) - Σ(ΔGo

reaktan).

a. Penentuan ΔH Reaksi

Hukum Hess menyatakan bahwa perubahan entalpi tidak

tergantung pada berapa banyak tahapan reaksi, tetapi

tergantung pada keadaan awal dan akhir. Dengan kata lain, untuk

suatu reaksi keseluruhan tertentu, perubahan entalpi selalu

sama, tak peduli apakah reaksi itu dilaksanakan secara langsung

ataukah secara tak langsung dan lewat tahap-tahap yang

berlainan. Rumus yang dapat dipakai yaitu:

b. . Penentuan ∆H Reaksi berdasarkan

Eksperimen (Kalorimeter)

Penentuan kalor reaksi secara kalorimetris merupakan penentuan

yang didasarkan atau diukur dari perubahan suhu larutan dan

kalorimeter dengan prinsip perpindahan kalor, yaitu jumlah kalor

yang diberikan sama dengan jumlah kalor yang diserap.

Kalorimeter adalah suatu sistem terisolasi (tidak ada pertukaran

materi maupun energi dengan lingkungan di luar kalorimeter).

Dengan demikian, semua kalor yang dibebaskan oleh reaksi yang

terjadi dalam kalorimeter, kita dapat menentukan jumlah kalor

yang diserap oleh air serta perangkat kalorimeter berdasarkan

rumus:

q.larutan = m c ∆T

q.kalorimeter = C ∆T

q = jumlah kalor

m = massa air (larutan) di dalam kalorimeter

c = kalor jenis air (larutan) di dalam kalorimeter

C = kapasitas kalor dari kalorimeter

∆T = kenaikan suhu larutan (kalorimeter)

Oleh karena tidak ada kalor yang terbuang ke lingkungan, maka

kalor reaksi sama dengan kalor yang diserap oleh larutan dan

kalorimeter, tetapi tandanya berbeda :

qreaksi = -(qlarutan + qkalorimeter)

Kalorimeter yang sering digunakan adalah kalorimeter bom.

Kalorimeter bom terdiri dari sebuah bom (wadah

tempatberlangsungnya reaksi pembakaran, biasanya terbuat dari

berlangsungnya reaksi pembakaran, biasanya terbuat dari bahan

stainless steel) dan sejumlah air yang dibatasi dengan wadah

kedap panas. Jadi kalor reaksi sama dengan kalor yang diserap

atau dilepaskan larutan, sedangkan kalor yang diserap atau

dilepaskan larutan, sedangkan kalor yang diserap oleh gelas dan

lingkungan diabaikan.

qreaksi = -qlarutan

Penentuan ∆H Reaksi dengan Hukum Hess

Hukum Hess : ” Kalor reaksi yang dilepas atau diserap hanya

bergantung pada keadaan awal dan keadaan akhir”.

Untuk mengubah zat A menjadi zat B (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 .

H.Penentuan ∆H Reaksi Berdasarkan Data

Perubahan Entalpi

Pembentukan Standar ( ∆Hof )

Cara lain perhitungan entalpi reaksi yaitu berdasarkan entalpi

pembentukan standar( ∆Hof ) zat-zat yang ada pada reaksi

tersebut.

∆Hreaksi = ∑∆Hof produk - ∑∆Ho

f reaktan

TABEL ENTALPI PEMBENTUKAN BEBERAPA ZAT

Zat DHof ( kJ/mol ) Zat DHo

f ( kJ/mol

)

H2(g) 0 C2H4(g) + 52,5

O2(g) 0 CCl4(g) - 96,0

C(s) 0 NH3(g) - 45,9

H2O(g) - 241,8 NO2(g) + 33,2

H2O(l) - 285,8 SO2(g) - 296,8

CO2(g) - 393,5 HCl(g) - 92,3

CO(g) -110,5 NO(g) + 90,3

I. ENERGI IKATAN

TABEL ENERGI IKATAN

Ikatan E (kJ/mol) Ikatan E (kJ/mol)

H-H 436 O=O 498

H-C 415 C≡N 891

H-N 390 F-F 160

C-C 345 Cl-Cl 243

C≡C 837 H-Cl 432

C-O 350 C=C 611

C=O 741 I-I 150

C-Cl 330 N=N 418

O-H 450 C-F 485

Energi ikatan didefinisikan sebagai panas reaksi yang

dihubungkan dengan pemecahan ikatan kimia dari molekul gas

menjadi bagian-bagian gas. Terkadang disebut juga entalpi

ikatan, nama yang sesungguhnya lebih tepat.

Energi disosiasi ikatan (B,E) dapat digunakan untuk menghitung

panas reaksi yang dihubungkan dengan

i

ΔH0= - ∑ ni BEi + ∑ njBEj

dimana BE adalah energi ikatan per mol ikatan, nj dan ni adalah

jumlah mol ikatan yang pecah atau terbentuk dalam hal reaktan

dan produk.

Dalam hal yang sama, data panas reaksi dapat juga

digunakan untuk menghitung energi disosiasi ikatan dari setiap

ikatan tertentu, asal saja data lain dalam persamaan diketahui.

Satu hal yang harus diingat bahwa lingkungan sekeliling atom

sangat mempengaruhi energy ikatan dari ikatan tertentu; oleh

karena itu harga yang diperoleh dari persamaan adalah harga

rata-rata atau harga kira-kira.

Walaupun energi ikatan adalah untuk molekul dalam fase

gas, tetapi harga kira-kira panas reaksi dapat dihitung dari fase

terkondensasi dapat dikoreksi jika panas penguapan, panas

sublimasi dan lain-lain dapat diikutsertakan.

Suatu reaksi yang DH–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 :

a. Energi Atomisasi.

Adalah energi yang diperlukan untuk memutuskan semua

ikatan 1 mol molekul menjadi atom-atom bebas dalam keadaan

gas.

Energi atomisasi = jumlah seluruh ikatan atom-atom dalam 1 mol

senyawa.

b. Energi Disosiasi Ikatan.

Adalah energi yang diperlukan untuk memutuskan salah 1

ikatan yang terdapat pada suatu molekul atau senyawa dalam

keadaan gas.

c. 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 (DHf ) dan energi ikat unsur-

unsurnya. Prosesnya melalui 2 tahap yaitu :

o Penguraian senyawa menjadi unsur-unsurnya.

o Pengubahan unsur menjadi atom gas.

Reaksi kimia pada dasarnya terdiri dari 2 proses :

o Pemutusan ikatan pada pereaksi.

o Pembentukan ikatan pada produk reaksi.

Pada proses pemutusan ikatan = memerlukan energi.

Pada proses pembentukan ikatan = membebaskan energi

Secara umum dirumuskan :

J. Jenis-Jenis Kalor

Setiap sistem atau zat mempunyai energi yang tersimpan

didalamnya. Energi potensial berkaitan dengan wujud zat,

volume, dan tekanan. Energi kinetik ditimbulkan karena atom–

atom dan molekul-molekul dalam zat bergerak secara acak.

Jumlah total dari semua bentuk energi itu disebut entalpi

(H). Sedangkan kalor adalah bentuk energi yang berpindah dari

suhu tinggi ke suhu rendah. Jika suatu benda menerima /

melepaskan kalor maka suhu benda itu akan naik/turun atau

wujud benda berubah.

1. Kalor Pembentukan Standar

Adalah nama lain dari entalpi yang terjadi

pada pembentukan 1 mol senyawa dari unsur-unsurnya pada

suhu dan tekanan standar ( 25 oC, 1 atm ). Entalpinya

bisa dilepaskan maupun diserap. Satuannya adalah kJ /

mol. Bentuk standar dari suatu unsur adalah bentuk yang paling

stabil dari unsur itu pada keadaan standar ( 298 K, 1 atm ). Jika

perubahan entalpi pembentukan tidak diukur pada keadaan

standar maka dinotasikan dengan DHf.

Catatan :

o DHf unsur bebas = nol

o Dalam entalpi pembentukan, jumlah zat yang dihasilkan

adalah 1 mol.

o Dibentuk dari unsur-unsurnya dalam bentuk standar.

2. . Kalor Penguraian Standar

Adalah nama lain dari entalpi yang terjadi pada penguraian

1 mol senyawa menjadi unsur-unsur penyusunnya pada keadaan

standar. Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar,

maka dinotasikan dengan DHd. Satuannya = kJ / mol. Perubahan

entalpi penguraian standar merupakan kebalikan dari perubahan

entalpi pembentukan standar, maka nilainya pun akan

berlawanan tanda.

Menurut Marquis de Laplace, “ jumlah kalor yang dilepaskan

pada pembentukan senyawa dari unsur-unsur penyusunnya =

jumlah kalor yang diperlukan pada penguraian senyawa tersebut

menjadi unsur-unsur penyusunnya. “ Pernyataan ini disebut

Hukum Laplace.

3. Kalor Pembakaran Standar

Adalah nama lain dari entalpi yang terjadi pada pembakaran

1 mol suatu zat secara sempurna pada keadaan standar. Jika


dinotasikan dengan DHc. Satuannya = kJ / mol.

4. Kalor Netralisasi Standar

Adalah nama lain dari entalpi yang terjadi pada penetralan 1

mol asam oleh basa atau 1 mol basa oleh asam pada keadaan


maka dinotasikan dengan DHn. Satuannya = kJ / mol.

5. Kalor Penguapan Standar

Adalah nama lain dari entalpi yang terjadi pada penguapan 1

mol zat dalam fase cair menjadi fase gas pada keadaan standar.

Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka

dinotasikan dengan DHvap. Satuannya = kJ / mol.

6. Kalor Peleburan Standar

Adalah nama lain dari entalpi yang terjadi pada pencairan /

peleburan 1 mol zat dalam fase padat menjadi zat dalam fase cair

pada keadaan standar. Jika pengukuran tidak dilakukan pada

keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHfus. Satuannya =

kJ / mol.

7. Kalor Sublimasi Standar

Adalah entalpi yang terjadi pada sublimasi 1 mol zat dalam

fase padat menjadi zat dalam fase gas pada keadaan standar. Jika


dinotasikan dengan DHsub. Satuannya = kJ / mol.

8. Kalor Pelarutan Standar

Adalah nama lain dari entalpi yang terjadi ketika 1 mol zat

melarut dalam suatu pelarut ( umumnya air ) pada keadaan


maka dinotasikan dengan DHsol. Satuannya = kJ / mol.

BAB III

PENUTUP

A.Kesimpulan

Singkatnya, materi pembelajaran pada termokimia ini

merupakan materi dasar yang wajib untuk dipelajari dan

dipahami secara mendalam. Materi yang secara umum mencakup

termodinamika I, kalor reaksi, kerja, entalpi, kalorimeter, hukum

Hess, penentuan DH reaksi, energi ikatan, dan jenis-jenis kalor

merupakan materi-materi dasar dalam pelajaran kimia yang

berguna untuk mempelajari materi selanjutnya yang tentu saja

lebih rumit. Dalam makalah ini materi duraikan secara singkat

agar para pembaca lebih mudah memahaminya.

B.Saran

Dengan adanya makalah sederhana ini, penyusun

mengharapkan agar para pembaca dapat memahami materi

termokimia ini dengan mudah. Saran dari penyusun agar para

pembaca dapat menguasai materi singkat dalam makalah ini

dengan baik, kemudian dilanjutkan dengan pelatihan soal sesuai

materi yang berhubungan agar semakin menguasai materi.

DAFTAR PUSTAKA

Brady, James .E. 1999. Kimia Universitas Azas & Struktur Jilid 1,

Edisi ke-5. Jakarta : Binarupa Aksara

Kleinfelter, Wood. 1989.Kimia Untuk Universitas Jilid

1.ed.6.Jakarta : Erlangga

Rahayu,Nurhayati,dan Jodhi Pramuji G.2009.Rangkuman Kimia

SMA.Jakarta : Gagas Media

Sutresna,Nana. 2007.Cerdas Belajar Kimia untuk Kelas XI.Jakarta

: Grafindo Media Pratama

Kuliah Kimia Dasar I oleh Pak Umar

Dogra, SK. 1990. Kimia Fisik dan Soal-Soal. Jakarta: Universitas

Indonesia

Denbigh, Kenneth. 1980. Prinsip-Prinsip Keseimbangan Kimia

edisi ke-empat. Jakarta: Universitas Indonesia

free.vlsm.org/v12/sponsor/.../0281%20Fis-1-4d.htm

http://blog.ums.ac.id/vitasari/files/2009/06/kuliah-11_panas-

reaksi.pdf

http://elearning.gunadarma.ac.id/docmodul/pengantar_kimia/

Bab_8

http://id.wikipedia.org/wiki/Hukum_Hess

http://id.wikipedia.org/wiki/Kalorimeter\

http://www.scribd.com/doc/20100823/Kalorimeter

http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia_fisika1/

termokimia/pengertian-termokimia/

http://elearning.uin-suka.ac.id/attachment/

hukum_i_termo_sh8y0_11975.ppt

http://mesin.brawijaya.ac.id/diktat_ajar/data/

02_c_bab1n2_termo1.pdf

http://ocw.gunadarma.ac.id/course/diploma-three-program/

study-program-of-computer-engineering-d3/fisika-dasar-2/

termokimia

Wijayanti. 2009. Penentuan Entalpi Reaksi. Kamis, 10

Desember. http://kimia-asyik.blogspot.com/2009/12/penentuan-

entalpi-reaksi.html

http://www.kimiaku.info/termokimia.p

Kata Pengantar

Puja dan puji syukur kami panjatkan kehadirat Tuhan Yang Maha Esa,

karena berkat danrahmat-Nya, Makalah Fisika yang berjudul

“TERMODINAMIKA” ini dapat diselesaikan.

Makalah ini bertujuan untuk memberikan informasi tentang hukum-hukum

termodinamikadan serba-serbinya, sehingga diharapkan nantinya pembaca

dapat lebih memahami materi termodinamika.

Makalah ini sangat jauh dari sempurna dan masih banyak terdapat

kesalahan-kesalahan dalam penyusunan makalah ini, maka dari itu,

kami mohon maaf yang sebesar-besarnya. Selain itu, saran,usul dan kritik

yang sifatnya membangun sangat kami harapkan demi penyempurnaan di

masa yangakan datang.Akhir kata, semoga makalah ini dapat berguna dan

bermanfaat bagi semua pihak

TUGAS KELOMPOK 7

MATA KULIAH : KIMIA DASAR

MAKALAH

TERMODINAMIKA KIMIA

OLEH :

KELOMPOK VII

NUR AMALIA PUTRI (14.201. 235 )

ELTI ALLO PADANG (14.201.241 )

IRWAN TRI ARDIAN RASYID (14.201.250 )

KELAS : F.14

FAKULTAS FARMASI

UNIVERSITAS INDONESIA TIMUR

MAKASSAR

Term Odin a Mika

Documents

Transcript of Term Odin a Mika