Termokimia

Ringkasan Termokimia | Kimia SMA

Termokimia

Ringkasan lengkap: Sistem, Eksoterm–Endoterm, Entalpi, Hukum Hess & Kalorimetri

Kimia SMA Kelas XI

🔬

1. Sistem dan Lingkungan

Dalam termokimia, kita membagi alam semesta menjadi dua bagian:

Sistem — bagian yang menjadi pusat perhatian (misalnya reaksi dalam tabung reaksi)
Lingkungan — segala sesuatu di luar sistem yang dapat saling memengaruhi

Sistem Terbuka

Dapat bertukar energi dan materi dengan lingkungan.
Contoh: air mendidih di panci terbuka.

Sistem Tertutup

Dapat bertukar energi, tetapi tidak bertukar materi.
Contoh: air mendidih di panci tertutup.

Sistem Terisolasi

Tidak bertukar energi maupun materi dengan lingkungan.
Contoh: reaksi dalam termos (hampir ideal).

🔥

2. Reaksi Eksoterm dan Endoterm

🔥 Eksoterm

Melepaskan kalor ke lingkungan
Suhu sistem naik
ΔH negatif (−)
Energi produk < energi reaktan

Contoh: pembakaran, netralisasi, respirasi

❄️ Endoterm

Menyerap kalor dari lingkungan
Suhu sistem turun
ΔH positif (+)
Energi produk > energi reaktan

Contoh: fotosintesis, penguraian CaCO₃, pelarutan NH₄NO₃

Diagram Tingkat Energi

Eksoterm (ΔH −)

Energi
│ Reaktan ───────
│ ╲
│ ╲
│ ╲──── Produk
└──────────────────────→ reaksi

Endoterm (ΔH +)

Energi
│ ╱──── Produk
│ ╱
│ ╱
│ Reaktan ───────
└──────────────────────→ reaksi

⚡

3. Entalpi (H) dan Perubahan Entalpi (ΔH)

Entalpi (H) adalah jumlah energi yang dimiliki sistem pada tekanan tetap. Yang dapat diukur adalah perubahan entalpi (ΔH), bukan nilai H mutlak.

Rumus Dasar ΔH = H_produk − H_reaktan

Jika H_produk < H_reaktan → ΔH negatif → eksoterm
Jika H_produk > H_reaktan → ΔH positif → endoterm

💡 Satuan ΔH: biasanya kJ atau kJ/mol. Tanda (+) atau (−) wajib ditulis!

📝

4. Persamaan Termokimia

Persamaan termokimia adalah persamaan reaksi yang menyertakan nilai ΔH dan wujud zat.

Contoh CH₄(g) + 2O₂(g) → CO₂(g) + 2H₂O(l) ΔH = −890 kJ

💡 Aturan penting:

Koefisien menunjukkan jumlah mol zat
Wujud zat (s, l, g, aq) wajib dituliskan
Nilai ΔH sesuai dengan koefisien yang ditulis
Jika reaksi dibalik, tanda ΔH berbalik
Jika koefisien dikali n, ΔH juga dikali n

🔄

5. Hukum Hess

Hukum Hess: Perubahan entalpi suatu reaksi hanya bergantung pada keadaan awal dan akhir, tidak bergantung pada jalannya reaksi (tahap-tahapnya).

Prinsip ΔH_total = ΔH₁ + ΔH₂ + ΔH₃ + …

Siklus Hess

C(s) + O₂(g) ──ΔH₁──→ CO₂(g)
   │                            ↑
   │ ΔH₂                        │ ΔH₃
   ↓                            │
CO(g) + ½O₂(g) ─────────────┘

ΔH₁ = ΔH₂ + ΔH₃

📝 Manfaat Hukum Hess: Memungkinkan menghitung ΔH reaksi yang sulit diukur langsung (misalnya pembentukan CO) dengan menggunakan data reaksi lain yang sudah diketahui.

📚

6. Jenis-jenis Perubahan Entalpi

Jenis ΔH	Simbol	Pengertian
Pembentukan standar	ΔH°_f	ΔH saat 1 mol senyawa terbentuk dari unsur-unsurnya (pada keadaan standar)
Penguraian	ΔH_d	ΔH saat 1 mol senyawa terurai menjadi unsur-unsurnya (kebalikan pembentukan)
Pembakaran standar	ΔH°_c	ΔH saat 1 mol zat terbakar sempurna oleh oksigen
Netralisasi	ΔH_n	ΔH saat 1 mol air terbentuk dari reaksi asam + basa
Pelarutan	ΔH_s	ΔH saat 1 mol zat dilarutkan dalam pelarut berlebih

Menghitung ΔH reaksi dari data ΔH°f ΔH_reaksi = Σ ΔH°f_produk − Σ ΔH°f_reaktan

💡 Ingat: ΔH°f unsur dalam bentuk paling stabil = 0
Contoh: ΔH°f H₂(g) = 0, ΔH°f O₂(g) = 0, ΔH°f C(grafit) = 0

📝 Contoh: 2H₂(g) + O₂(g) → 2H₂O(l) ΔH°f H₂O(l) = −286 kJ/mol
ΔH_reaksi = 2(−286) − (0 + 0) = −572 kJ (eksoterm)

🌡️

7. Kalorimetri

Kalorimetri adalah cara mengukur kalor reaksi dengan menggunakan alat kalorimeter. Prinsipnya: kalor yang dilepas/diserap sistem = kalor yang diterima/dilepas kalorimeter.

Rumus Kalor q = m × c × ΔT

q = kalor (Joule) | m = massa (g) | c = kalor jenis (J/g°C) | ΔT = perubahan suhu (°C)

📝 Contoh: 50 mL larutan HCl 1 M dicampur 50 mL NaOH 1 M. Suhu naik 6,5 °C. Massa jenis ≈ 1 g/mL, c = 4,2 J/g°C.
m = 100 g
q = 100 × 4,2 × 6,5 = 2.730 J = 2,73 kJ (kalor yang dilepas)

⚠️ Perhatian: Jika reaksi eksoterm, q sistem = −q larutan (tanda berlawanan). ΔH per mol dihitung dengan membagi q dengan jumlah mol zat pembatas.

✅

Ringkasan Cepat

Konsep	Inti yang Harus Diingat
Eksoterm	ΔH (−), melepas kalor, suhu naik, energi produk lebih rendah
Endoterm	ΔH (+), menyerap kalor, suhu turun, energi produk lebih tinggi
ΔH	H_produk − H_reaktan
Hukum Hess	ΔH total = jumlah ΔH tiap tahap
ΔH dari ΔH°f	ΣΔH°f produk − ΣΔH°f reaktan
Kalorimetri	q = m × c × ΔT

Kuis Interaktif – Termokimia

Kuis Interaktif

Termokimia

Kelas XI • 15 Soal • Pilihan Ganda Kompleks

Petunjuk Pengerjaan

Setiap soal memiliki satu, dua, atau tiga jawaban yang benar.
Centang semua pilihan (A–E) yang menurut Anda benar.
Beberapa soal dilengkapi tabel, diagram, atau data untuk membantu analisis.
Setelah selesai, klik tombol Periksa Jawaban.

0 dari 15 soal terjawab

Skor Anda

0/15