Rangkuman Materi Termokimia

• Sistem dan Lingkungan
  

Sistem : Segala sesuatu yang menjadi pusat perhatian/ pengamatan.

Lingkungan : Bagian di luar sistem.

Perbedaan Reaksi Endoterm & Eksoterm

Reaksi Endoterm	Reaksi Eksoterm
Terjadi perpindahan kalor dari lingkungan ke sistem (sistem menyerap kalor dari lingkungan).	Terjadi perpindahan kalor dari sistem ke lingkungan (sistem melepas kalor ke lingkungan).
ΔH = + atau ΔH > 0	ΔH = - atau ΔH < 0

[symple_spacing size=”30″]

DOWNLOAD RANGKUMAN TERMOKIMIA DALAM BENTUK PDF Klik Disini

Perubahan Entalpi Standar (ΔH⁰)
Jenis-jenis perubahan entalpi standar:

Perubahan entalpi pembentukan standar (ΔH⁰_f)

Perubahan entalpi yang terjadi pada pembentukan 1 mol suatu senyawa dari unsur-unsurnya yang paling stabil.

Unsur-unsur stabil :

Contoh pembentukan air:

H₂ (g) + ½O₂ (g) → H₂O (l) ΔH = -285,5 kJ

LIHAT JUGA : Video Pembelajaran Termokimia

Perubahan entalpi penguraian standar (ΔH⁰_d)

Perubahan entalpi yang terjadi pada penguraian 1 mol suatu senyawa menjadi unsur-unsurnya yang paling stabil. Contoh Penguraian C₂H₆ :

C₂H₆ (g) → 2C (s) + 3 H₂ (g) ΔH = -x kJ

Perubahan entalpi pembakaran standar (ΔH⁰_c)

Perubahan entalpi yang terjadi pada pembakaran 1 mol suatu senyawa menjadi CO₂ (pembakaran sempurna)/CO(pembakaran tidak sempurna) dan H₂O. Contoh Pembakaran CH₄

CH₄(g) + 4O₂ (g)→ CO₂ (g) + 2H₂O (l) ΔH = +x kJ

[symple_spacing size=”30″]

LIHAT JUGA : Contoh Soal & Pembahasan Termokimia

Persamaan Termokimia

Koefisien = Mol

Contoh :

H₂ (g) + ½ O₂ (g) → H₂O (l) ΔH = -285,5 kJ

Dibaca :

1 mol gas hidrogen bereaksi dengan ½ mol gas oksigen menghasilkan air dengan melepaskan kalor sebesar 285,5 kJ

• Jika reaksi dibalik, nilai ΔH berubah tanda dari + ke – dan sebaliknya.
• Jika reaksi dikali x, maka nilai ΔH dikali x.
• Jika reaksi dibagi x, maka nilai ΔH dibagi x.

Cara 1 : Percobaan

Alat yang digunakan adalah kalorimeter. Percobaan biasanya dilakukan pada tekanan tetap. Pada tekanan tetap terjadi perpindahan kalor antara sistem dan lingkungan, yaitu:

q_reaksi = - (q_sistem + q_kalorimeter)

q_sistem = m . c . ΔT

q_kalorimeter = C . ΔT

m = massa zat (gram)

c = kalor jenis (J/g ⁰C)

C = kapasitas jenis (J/⁰C)

ΔT = Perubahan suhu

Cara 2 : Hukum Hess

Kalor reaksi pada suatu reaksi tidak bergantung pada jalannya reaksi, tetapi hanya bergantung pada keadaan awal dan akhir reaksi

Atau

Perubahan entalpi suatu reaksi tetap sama, baik
berlangsung dalam satu tahap maupun beberapa tahap

Cara 3 : Penentuan ΔH_reaksi dari data ΔH⁰_f

ΔH_reaksi = (ΣΔH⁰_f produk - ΣΔH⁰_f pereaksi)

Contoh :

pA + qB ® rC + sD DHr = ……?

ΔH_reaksi = (ΔH⁰_f C x r + ΔH⁰_f D x s) - (ΔH⁰_f A x p + ΔH⁰_f B x q)

Cara 4 : Penentuan DH_reaksi dari data Energi Ikatan

Penentuan ΔH_reaksi dari data energi ikatan dapat ditentukan dengan rumus:

ΔH_reaksi = (Energi total pemutusan ikatan – Energi total pembentukan ikatan)

[symple_spacing size=”15″]

DOWNLOAD RANGKUMAN TERMOKIMIA DALAM BENTUK PDF Klik Disini

ARTIKEL TERKAIT