makalah hukum hess, delta h dan energi ikatan
DESCRIPTION
TRANSCRIPT
BAB I
PENDAHULUAN
I.1. 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 kalor reaksi, kerja, entalpi, hukum Hess,
penentuan ∆H reaksi, energi ikatan, dan jenis-jenis kalor. Maka dari itu, kami berusaha untuk
membuat materi termokimia dalam makalah ini menjadi ringkas dan mudah dipahami.
I.2. Rumusan Masalah
1. Apa pengertian tentang kalor reaksi?
2. Apa yang dimaksud dengan kerja?
3. Apa pengertian enthalpi, jenis-jenis enthalpi dan bagaimana perhitungan enthalphi?
4. Apa pengertian hukum Hess dan bagaimana penerapannya?
I.3 Tujuan
1. Mengetahui pengertian kalor reaksi
2. Mengetahui pengertian kerja
3. Mengetahui pengertian enthalpi, jenis-jenis enthalpi, dan perhitungan enthalpi
4. Mengetahui pengertian Hukum Hess dan penerapannya
1
BAB II
ISI
II.1. Konsep Dasar
Termokimia adalah ilmu yang mempelajari hubungan antara energi panas dan energi
kimia. Sedangkan energi kimia didefinisikan sebagai energi yang dikandung setiap unsur atau
senyawa. Energi kimia yang terkandung dalam suatu zat adalah semacam energi potensial zat
tersebut. Energi potensial kimia yang terkandung dalam suatu zat disebut panas dalam
atau entalpi dan dinyatakan dengan simbol H. Selisih antara entalpi reaktan dan entalpi hasil
pada suatu reaksi disebut perubahan entalpi reaksi. Perubahan entalpi reaksi diberi simbol ΔH.
Bagian dari ilmu kimia yang mempelajari perubahan kalor atau panas suatu zat yang
menyertai suatu reaksi atau proses kimia dan fisika disebut termokimia. Secara operasional
termokimia berkaitan dengan pengukuran dan pernafsiran perubahan kalor yang menyertai reaksi
kimia, perubahan keadaan, dan pembentukan larutan.
Termokimia merupakan pengetahuan dasar yang perlu diberikan atau yang dapat
diperoleh dari reaksi-reaksi kimia, tetapi juga perlu sebagai pengetahuan dasar untuk pengkajian
teori ikatan kimia dan struktur kimia. Fokus bahasan dalam termokimia adalah tentang jumlah
kalor yang dapat dihasilkan oleh sejumlah tertentu pereaksi serta cara pengukuran kalor reaksi.
Termokimia merupakan penerapan hukum pertama termodinamika terhadap peristiwa kimia
yang membahas tentang kalor yang menyertai reaksi kimia.
II.2. Kalor Reaksi
Perubahan energi dalam reaksi kimia selalu dapat dibuat sebagai panas, sebab itu lebih
tepat bila istilahnya disebut panas reaksi.
Kebanyakan, reaksi kimia tidaklah tertutup dari dunia luar. Bila 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.
2
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 embentukannya 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
∆HOT = ∆H0
298 + òT298 ∆ 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
3
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.
II.3. 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
4
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.
5
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.
II.4. 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).
6
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 :
∆H = 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:
7
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.
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.
II.4.1. 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.
II.4.2. 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
8
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.
II.4.3. 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
keadaan standar (STP). Entalpi penguraian standar diberi simbol (ΔH◦c) simbol d berasal dari
kata combustion yang berarti pembakaran.
Pembakaran selalu membebaskan kalor sehingga nilai entalpipembakaran selallu negatif
(eksoterm)
II.4.4. Entalpi Pelarutan Standar (ΔH◦s)
Entalpi pelarutan standar menyatakan jumlah kalor yang diperlukan atau dibebaskan
untuk melarutkan 1 mol zat pada keadaan standar (STP). Entalpi penguraian standar diberi
simbol (ΔH◦s) simbol s berasal dari kata solvation yang berarti pelarutan.
II.4.5. 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
II.4.6. 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
II.4.7. Entalpi Peleburan Standar
9
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.
II.4.8. Entalpi Sublimasi Standar
Adalah entalpi yang terjadi pada sublimasi 1 mol zat dalam fase padat menjadi zat dalam
fase gas pada keadaan standar. Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka
dinotasikan dengan DHsub. Satuannya = kJ / mol.
II.5. 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 yang disebut 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 ∆T
qkalorimeter = C x ∆T
dengan :
q = jumlah kalor ( J )
m = massa zat ( g )
∆T = perubahan suhu ( oC atau K )
c = kalor jenis ( J / g.oC ) atau ( J / g. K )
10
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 ∆T
dengan :
m = massa air dalam kalorimeter ( g )
c = kalor jenis air dalam kalorimeter (J / g.oC ) atau ( J / g. K )
∆T = perubahan suhu ( oC atau K )
Jumlah kalor yang diserap oleh bom dapat dihitung dengan rumus :
qbom = Cbom x ∆T
dengan :
Cbom = kapasitas kalor bom ( J / oC ) atau ( J / K )
11
∆T = perubahan suhu ( oC atau K )
Reaksi yang berlangsung pada kalorimeter bom berlangsung pada volume tetap (∆V = nol). Oleh
karena itu, perubahan kalor yang terjadi di dalam sistem = perubahan energi dalamnya.
∆E = q + w dimana w = - P. DV ( jika ∆V = nol maka w = nol )
maka ∆E = 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 kepingasbes 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 dengansumber 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 ).
12
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
dengan :
Ckalorimeter = kapasitas kalor kalorimeter ( J / oC ) atau ( J / K )
∆T = perubahan suhu ( oC atau 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 ∆T
dengan :
m = massa larutan dalam kalorimeter ( g )
c = kalor jenis larutan dalam kalorimeter (J / g.oC ) atau ( J / g. K )
∆T = perubahan suhu ( oC atau K )
Pada kalorimeter ini, reaksi berlangsung pada tekanan tetap (DP = nol ) sehingga
perubahan kalor yang terjadi dalam sistem = perubahan entalpinya.
∆H = 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 :13
m = massa zat (kg) c = kalor jenis (J/kg⁰C)
∆t = perubahan suhu (Celcius)
Sementara itu, persamaan reaksi yang mengikutsertakan perubahan entalpinya
disebutpersamaan 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
II.6. 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 14
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
beberapapersamaan 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,
penentuanDH dapat dilakukan melalui 3 cara yaitu :
1). Perubahan entalpi ( ∆H ) suatu reaksi dihitung melalui penjumlahan dari perubahan entalpi
beberapa reaksi yang berhubungan.
2). Perubahan entalpi ( ∆H ) suatu reaksi dihitung berdasarkan selisih entalpi pembentukan ( DHf o )
antara produk dan reaktan.
3). Perubahan entalpi ( ∆H ) 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
. ΔH=ΔHP-ΔH R
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 pembakaranreaktan
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.15
Entropi adalah besaran termodinamika yang menyertai perubahan setiap keadaan dari keadaan
awal sampai akhir sistem.Entropi menyatakan ukuran ketidakteraturan sistem.suatu sistem yg
mempunyai energi entropi tinggi berarti sistem tersebut makin tidak teratur.Contoh,jika gas di
panaskan maka molekul" gas akan bergerak secara acak (entropi tinggi), jika suhu di turunkan,
gas bergerak lebih teratur (entropi rendah).Perubahan entropi sistem hanya tergantung pada
keadaan awal & akhir. Proses reversibel tidak mengubah total entropi dari semesta.
Untuk perubahan entropi:
ΔSo = Σ(ΔSfoproduk) - Σ(ΔSf
oreaktan)
ΔS = Σ(ΔSoproduk) - Σ(ΔSo
reaktan).
Energi bebas adalah jumlah maksimum energi yang dibebaskan pada suatu proses yang terjadi
pada suhu tetap dan tekanan bebas. Energi bebas di lambangkan dengan ∆G. Sedangkan,
kesetimbangan adalah dua reaksi yang terjadi pada kecepatan yang sama dan tidak ada lagi
perubahan konsentrasi.
Perubahan Energi Bebas ∆G menunjukkan energi maksimum yang tersedia untuk melakukan
kerja. Dalam hal ini, berguna bila sistem berubah dari suatu keadaan menjadi suatu keadaan lain.
Selama proses berlangsung, kemampuan kerja yang diukur dengan ∆G ini makin berkurang,
lama kelamaan menjadi nol (∆G=0), yaitu pada kondisi kesetimbangan. Pada kondisi
kesetimbangan ini tidak bisa melakukan kerja.
Untuk perubahan energi bebas:
ΔGo = Σ(ΔGfoproduk) - Σ(ΔGf
oreaktan)
ΔG = Σ(ΔGoproduk) - Σ(ΔGo
reaktan).
II.7. 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:
16
II.7.1. 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 calorimeter
c = kalor jenis air (larutan) di dalam calorimeter
C = kapasitas kalor dari calorimeter
∆T= kenaikan suhu larutan
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 17
dilepaskan larutan, sedangkan kalor yang diserap atau dilepaskan larutan, sedangkan kalor yang
diserap oleh gelas dan lingkungan diabaikan.
qreaksi = -qlarutan
II.7.2. 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 .
Hal tersebut dapat dibuat siklus dan diagram tingkat energinya sebagai
berikut :
Siklus energi pembentukan zat D dari zat A
Diagram tingkat energi pembentukan zat D dari zat A
Contoh Soal :
Diketahui data entalpi reaksi sebagai berikut :
Ca(s) + ½ O2(g) → CaO(s) ∆H = - 635,5 kJ
C(s) + O2(g) → CO2(g) ∆H = - 393,5 kJ
Ca(s) + C(s) + ½ O2(g) → CaCO3(g) ∆H = - 1207,1 kJ
Hitunglah perubahan entalpi reaksi : CaO(s) + CO2(g) → CaCO3(s) !
Penyelesaian :
CaO(s) .............................→ Ca(s) + ½ O2(g) ....∆H = + 635,5 kJ\
CO2(g)............................ → C(s) + O2(g) ............∆H = + 393,5 kJ
Ca(s) + C(s) + ½ O2(g) → CaCO3(s)................. ∆H = - 1207,1 kJ
_________________________________________ _
CaO(s) + CO2(g) ...........→ CaCO3(s).................. ∆H = - 178,1 kJ
II.7.3. Penentuan ∆H Reaksi Berdasarkan Data Perubahan Entalpi
18
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
Contoh Soal :
Dari tabel entalpi pembentukan diatas, tentukan :
a. ∆H reaksi pembakaran C2H4 !
b. Tentukan jumlah kalor yang dibebaskan pada pembakaran 56 g gas C2H4
a. Reaksi pembakaran C2H4
C2H4(g) + 3 O2(g)→2CO2(g) + 2H2O(l)
∆H reaksi = ∆Hof hasil reaksi - ∆Hof pereaksi
= ( 2. ∆Hof CO2 + 2. .∆Hof H2O ) – ( 1. ∆HofC2H4 + 3. ∆Hof O2)
= ( 2 . -393,5 + 2. -285,8 ) – ( 1. 52,5 + 3. 0 )
= -787 – 571,6 + 52,5
= - 1306,1 kJ/mol
b. Mr C2H4 = (2x12) + (4x1) = 28
Mol C2H4 = 56/28 = 2 mol
19
∆H pembakaran 2 mol C2H4 = 2 mol x ( -1306,1 kJ/mol )
= -2612,2 kJ
Jadi pada pembakaran 56 gram gas C2H4 dibebaskan kalor sebesar
2612,2 Kj
II.7.4. Penentuan ∆H Reaksi Dari Energi Ikatan
Reaksi kimia antarmolekul dapat dianggap berlangsung dalam 2 tahap yaitu :
I. Pemutusan ikatan pada pereaksi
II.Pembentukan ikatan pada produk
Misalnya, pada reaksi antara gas klorin dengan gas hidrogen membentuk gas hidrogen klorida
dapat digambarkan sebagai berikut :
Sesuai dengan hukum Hess, ∆H reaksi total adalah ∆H tahap-I + ∆H tahap-II.
∆H tahap-I = ∑ Energi ikatan pada pereaksi (yang putus)
∆H tahap-II = -∑ Energi ikatan pada produk (yang terbentuk).
∆H reaksi = ∑ Energi ikatan pereaksi yang putus - ∑ Energi ikatan produk yang terbentuk
= ∑ Eruas kiri - ∑ Eruas kanan
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
20
C-Cl 330 N=N 418
O-H 450 C-F 485
Penyelesaian :
........H
.........l
H – C – O-H +1 ½ O=O → O=C=O +2H-O-H
........l
.......H
∆H reaksi = ∑Epemutusan -∑Epembentukan
= { (3.Ec-H)+( 1.EO-H) +(1.EC-O)+ (1 ½ EO=O)} – {(2.EC=O)
+(4.EO-H)}
= {(3.415)+(1.460)+(1.350)+1 ½.498)} –{(2.741)+(4.460)}
= 2802-3322
= -520 kJ/mol
II.8. Energi Ikatan
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
21
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 :
22
II.9. 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
itudisebut 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.
II.9.1. 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 maupundiserap. 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.
II.9.2. 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.
II.9.3. Kalor Pembakaran Standar
23
Adalah nama lain dari entalpi yang terjadi pada pembakaran 1 mol suatu zat secara
sempurna pada keadaan standar. Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka
dinotasikan dengan DHc. Satuannya = kJ / mol.
II.9.4. 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 standar. Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan
standar, maka dinotasikan dengan DHn. Satuannya = kJ / mol.
II.9.5. 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.
II.9.6. 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.
II.9.7. Kalor Sublimasi Standar
Adalah entalpi yang terjadi pada sublimasi 1 mol zat dalam fase padat menjadi zat dalam
fase gas pada keadaan standar. Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka
dinotasikan dengan DHsub. Satuannya = kJ / mol.
II.9.8. Kalor Pelarutan Standar
Adalah nama lain dari entalpi yang terjadi ketika 1 mol zat melarut dalam suatu pelarut
( umumnya air ) pada keadaan standar. Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar,
maka dinotasikan dengan DHsol. Satuannya = kJ / mol.
24
Kesimpulan
http://sectoranalyst.blogspot.com/2011/10/makalah-termokimia.html
25