Termokimia mempelajari perubahan haba dalam reaksi kimia. Terdapat dua jenis reaksi, eksotermik yang melepaskan haba dan endotermik yang menyerap haba. Besaran entalpi digunakan untuk menyatakan kuantiti haba reaksi.

1. Termokimia
Termokimia adalah kajian tentang perubahan haba dalam tindak balas kimia. Bahan kimia
mempunyai ikatan-ikatan di antara atom-atom atau molekul-molekul, bahan kimia ini
memerlukan tenaga untuk bercantum dan berpecah antara satu sama lain. Perubahan haba akan
wujud apabila suhu bahan kimia berubah setelah bertindak-balas.
Hukum termokimia bergantung kepada dua penyataan:
1. Hukum Lavoisier dan Laplace (1780)
2. Hukum Hess (1840)
1. Tindak balas kimia
o Tindak balas Eksotermik
o Tindak balas Endotermik
2. Konsep perubahan tenaga haba
3. Haba tindak balas
o Haba pemendakan
o Haba penyesaran
o Haba peneutralan
o Haba pembakaran
Tindak balas kimia
Terdapat 2 jenis tindak balas kimia iaitu:
1. Tindak balas Eksotermik
2. Tindak balas Endotermik
Tindak balas Eksotermik
Ekso bermaksud luar manakala termik bermaksud haba. Eksotermik bermaksud haba yang
disalurkan/dibebaskan keluar ke persekitaran dalam sistem. Oleh itu suhu di persekitaran akan
meningkat.
Tindak balas Eksotermik berlaku apabila bahan kimia yang berlainan dicampur atau direaksikan
untuk bertindak balas maka ini akan mengeluarkan / membebaskan haba ke persekitaran
seterusnya menjadikan suhu persekitaran lebih tinggi daripada haba purata bahan-bahan kimia
yang ditindak-balaskan.
Perubahan tenaga tindak balas Eksotermik ialah dari tenaga kimia kepada tenaga haba.
Di antara contoh-contoh tindak balas Eksotermik ialah:

2.  Tindak balas pembakaran - Bahan bakar (bahan kimia yang mudah atau boleh terbakar)
bertindak balas dengan gasoksigen
 Tindak balas peneutralan - Tindak balas antara bahan kimia yang bersifat asid dan alkali
 Tindak balas pepejal dengan air - Tindak balas ini berlaku terutama antara unsur
kumpulan I dalam jadual berkala dengan air kerana lebih reaktif
 Tindak balas logam reaktif dengan air - Tindak balas redoks, terdapat tindak balas
penurun dan tindak balas pengoksidaan
Rajah aras tenaga Eksotermik
Perubahan tenaga tindak balas Eksotermik akan menunjukkan nilai negatif, iaitu
 Perubahan Tenaga = Tenaga Hasil Tindak Balas - Tenaga Bahan Tindak Balas
 ΔH = Hh - Hb
Tindak balas Endotermik
Endo bermaksud dalam manakala termik bermaksud haba. Endotermik bermaksud haba yang
diserap masuk ke dalam dalam bahan hasil tindak balas. Oleh itu suhu bahan tindak balas akan
meningkat.
Tindak balas Endotermik berlaku apabila bahan kimia yang berlainan dicampur atau direaksikan
untuk bertindak balas maka ini akan menyerap haba daripada persekitaran seterusnya suhu di
pesekitaran akan menjadi lebih rendah daripada haba purata bahan-bahan kimia yang ditindak-balaskan.
Perubahan tenaga tindak balas Endotermik ialah dari tenaga haba kepada tenaga kimia.
Di antara contoh-contoh tindak balas Endotermik ialah:
 Tindak balas Penguraian garam karbonat secara terma - Garam karbonat akan diuraikan
menjadi oksida logam dan gas karbon dioksida.

3.  Tindak balas pembakaran pada penunu bunsen - Apabila api dihidupkan pada radas
penunu bunsen, pemukaan penunu bunsen akan terasa sejuk dan terdapat titisan
stim/wapair.
Rajah aras tenaga Endotermik
Perubahan tenaga tindak balas Endotermik akan menunjukan nilai positif, iaitu
 Perubahan Tenaga = Tenaga Hasil Tindak Balas - Tenaga Bahan Tindak Balas
 ΔH = Hh - Hb
Konsep perubahan tenaga haba[sunting]
Konsep perubahan tenaga haba ini disebabkan oleh pemecahan/pemutusan ikatan lama dan
pembentukan/pembinaan ikatan baru.
Pembentukan/Pembinaan ikatan lama Tindak balas ini merupakan tindak balas Eksotermik.
Contoh tindak balas kimia:
 H+ + Cl- --> HCl ΔH= -430 KJ mol-1
Pemecahan/Pemutusan ikatan lama Tindak balas ini merupakan tindak balas Endotermik. Contoh
tindak balas kimia:
 HCl --> H+ + Cl- ΔH= +430 KJ mol-1
Haba tindak balas
Kuantiti haba tindak balas ialah haba yang dihasilkan hasil daripada tindak balas kimia. Tindak
balas ini menglibatkan menyerap dan pembebasan haba.
Kuantiti haba ini boleh ditentukan pada keadaan piawai iaitu:
 Suhu bilik 25oC atau 298 K
 1 tekanan atmosfera iaitu 101.3/101 kPa

4.  1.0 mol dm-3kepekatan larutan
 Berada dalam keadaan fizik - suhu dan tekanan piawai
Contoh persamaan termokimia HCl --> H+ + Cl- ΔH= +430 KJ mol-1 ΔH merupakan perubahan
haba
Kuantiti haba tindak balas (Q) akan dipengaruhi oleh:
 Jisimhaba (m)
 Haba pendam tentu bahan (c) - biasanya air
 Perubahan suhu (θ)
Terdapat 4 jenis haba tindak balas iaitu:
1. Haba Pemendakan
2. Haba Peneutralan
3. Haba Penyesaran
4. Haba Pembakaran
Haba pemendakan
Haba pemendakan ialah perubahan haba yang berlaku apabila 1 mol mendakan terbentuk hasil
tindak balas ion-ion yang bertindak balas.
Haba penyesaran
Haba penyesaran ialah perubahan haba yang berlaku apabila 1 mol logam disesarkan daripada
larutan garamnya oleh logam yang lebih elektropositif. Hanya logam elektropositif dapat
menyesarkan ion logam yang kurang elektropositif.
Haba peneutralan
Haba peneutralan ialah perubahan haba yang berlaku apabila 1 mol ion H+ daripada asid untuk
meneutral 1 mol ion OH- daripada alkali bagi menghasilkan air.
Haba pembakaran
Haba pembakaran ialah perubahan haba yang berlaku apabila 1 mol bahan bakar dibakar dengan
lengkap dalam keadaan gas oksigen berlebihan.
Contoh-contoh bahan api/bakar ialah:
 Alkohol
 Gas asli
 Gas metana
 Petroleum

5. 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 operasi termo
kimia berkaitan dengan pengukuran dan pernafsiran perubahan kalor yang menyertai reaksi
kimia, perubahan keadaan, dan pembentukan larutan.
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 termo dinamik terhadap peristiwa kimia yang membahas tentang kalor yang
menyertai reaksi kimia.
Termodinamik
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.Termodinamika merupakan ilmu tentang energi, yang secara
spesifik membahas tentang hubungan antara energi panas dengan kerja.
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
Perubahan kalor pada tekanan konstan:
ΔH = ΔE + PΔV
W= PΔV
ΔE = energi dalam
Hukum pertama termodinamika dapat dirumuskan sbg

6. ΔU = Q – W
ΔU = perubahan tenaga dalam sistem
Q = panas yang masuk / keluar dari sistem
W = Usaha yang dilakukan thp sistem
termometer.
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 ).
Untuk reaksi kimia :
ΔH = Hp – Hr
Hp= entalpi produk
Hr = entalpi reaktan
Reaksi pada tekanan tetap :qp = ΔH ( perubahan entalpi )
Reaksi pada volume tetap :qv = ΔE ( 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

7. 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)
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 (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 (STP). Entalpi pembentukan diberi simbol (ΔH◦
f), simbol f berasal dari kata formation
yang berarti pembentukan. Contoh unsur-unsur yang stabil pada keadaan , aitu :
H2,O2,C,N2,Ag,Cl2,Br2,S,Na,Ca, dan Hg.
Contoh:
H2(g) + 1/2 O2àH2O(l) ΔH=-286 kJ mol-1
C (grafit) + O2(g) à CO2(g) ΔH=-393 kJ mol-1
K(s) + Mn(s) + 2O2 à KMnO4(s) ΔH=-813 kJ mol-1
Catatan:

8.  ΔHf elemen stabil adalah 0
 ΔHf digunakan untuk memperkirakan stabilitas senyawa dibanding penyusunnya
 Semakin kecil ΔHf, semakin stabil energi senyawa itu
 ΔHf tidak mencerminkan laju reaksi (akan dibahas pada bab selanjutnya)
2. Entalpi Penguraian (ΔH◦
d)
Entalpi penguraian 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 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 karana
reaksinya berlawanan arah.
Contoh:
H2O(l) -> H2(g) + 1/2 O2(g) ΔH=+286 kJ mol-1 (bnd. contoh Hfno. 1)
3.Entalpi Pembakaran (ΔH◦
c)
Entalpi pembakaran suatu senyawa menyatakan jumlah kalor yang diperlukan atau
dibebaskan untuk proses pembakaran 1 mol senyawa dari unsur-unsurnya yang stabil pada
keadaan (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)
Contoh :
1/2 C2H4(g) + 3/2 O2 -> CO2(g) + H2O(l) ΔH=-705.5 kJ mol-1
Catatan:
 ΔHc selalu negatif, karena panas pasti dilibatkan
 ΔHc bisa digunakan untuk menilai kandungan energi bahan bakar atau makanan

9. 4.Entalpi Pelarutan (ΔH◦
s)
Entalpi pelarutan menyatakan jumlah kalor yang diperlukan atau dibebaskan untuk
melarutkan 1 mol zat pada keadaan (STP).Entalpi penguraian diberi simbol (ΔH◦
s) simbol s
berasal dari kata solvation yang berarti pelarutan.
Contoh:
 NH3(g) + aq -> NH3(aq) ΔHs=-35.2 kJ mol-1
 HCl(g) + aq -> H+(aq) + Cl-(aq) ΔHs=-72.4 kJ mol-1
 NaCl(s) + aq -> Na+(aq) + Cl-(aq) ΔH=+4.0 kJ mol-1
Catatan:
 Jika ΔHs sangat positif, zat itu tidak larut dalam air
 Jika ΔH negatif, zat itu larut dalam air
5.Entalpi Peneutralan
Adalah entalpi yang terjadi pada penetralan 1 mol asam oleh basa atau 1 mol basa oleh
asam pada keadaan jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan, maka DHn. Satuannya = kJ /
mol
6.Entalpi Penyeseran
Adalah entalpi yang terjadi pada penyeseran 1 mol zat dalam fase cair menjadi fase gas
pada keadaan biasa. Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan biasa, maka dinotasikan
dengan DHvap. Satuannya = kJ / mol.
7.Entalpi Peleburan
Adalah entalpi yang terjadi pada pencairan / peleburan 1 mol zat dalam fase padat
menjadi zat dalam fase cair pada keadaan biasa. Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan
dengan DHfus. Satuannya = kJ / mol.
F.Kalorimeter
Kalorimeter iaitu 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 kalori 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.

10. Kalorimeter adalah suatu sistem terisolasi ( tidak ada perpindahan materi mahupun energi
dengan lingkungan di luar kalorimeter ). Kalorimeter terbagi menjadi dua, iaitu 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 ΔT
qkalorimeter = C x ΔT
dengan :
q = jumlah kalor ( J )
m = massa zat ( g )
ΔT = 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 )

11. Jumlah kalor yang diserap oleh air dapat dihitung dengan rumus :
qair = m x c x ΔT
dengan :
m = massa air dalam kalorimeter ( g )
c = kalor jenis air dalam kalorimeter (J / g.oC ) atau ( J / g. K )
ΔT = perubahan suhu ( oC atau K )
Jumlah kalor yang diserap oleh bom dapat dihitung dengan rumus :
qbom = Cbom x ΔT
dengan :
Cbom = kapasitas kalor bom ( J / oC ) atau ( J / K )
ΔT = perubahan suhu ( oC atau K )
Reaksi yang berlangsung pada kalorimeter bom berlangsung pada volume tetap (ΔV = nol). Oleh
karena itu, perubahan kalor yang terjadi di dalam sistem = perubahan energi dalamnya.
ΔE = q + w dimana w = - P. ΔV( jika ΔV = nol maka w = nol )
maka ΔE = qv
Contoh kalorimeter bom adalah kalorimeter makanan.
2. Kalorimeter Sederhana
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
dengan :
Ckalorimeter = kapasitas kalor kalorimeter ( J / oC ) atau ( J / K )
DT = perubahan suhu ( oC atau K )
Jika harga kapasitas kalorimeter sangat kecil; maka dapat diabaikan sehingga perubahan
dapat dianggap hanya akibat kenaikan suhu larutan dalam kalorimeter.

12. qreaksi = - qlarutan
qlarutan = m x c x DT
dengan :
m = massa larutan dalam kalorimeter ( g )
c = kalor jenis larutan dalam kalorimeter (J / g.oC ) atau ( J / g. K )
DT = perubahan suhu ( oC atau 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.ΔT + c.ΔT)
Jika kapasitas kalori dalam kalorimeter diabaikan, maka
Qreaksi = - (m.c.ΔT)
Keterangan :
m = massa zat (kg)
c = kalor jenis (J/kg⁰C)
Δt = 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

13. 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 ( DHfo )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 percubaan dan menyimpulkan
bahawa perubahan entalpi suatu reaksi merupakan fungsi keadaan.
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 sehingga jumlah semua persamaan akan menghasilkan reaksi yang kita inginkan. Jika
suatu persamaan reaksi dikalikan (atau dibahagi) dengan suatu angka, perubahan entalpinya juga
harus dikali (dibahagi). Jika persamaan itu dibalik, maka tanda perubahan entalpi mesti terbalik
(iaitu menjadi -ΔH). Berdasarkan Hukum Hess, penentuan ΔH dapat dilakukan melalui 3 cara
iaitu :
1). Perubahan entalpi (ΔH ) suatu reaksi dihitung melalui penjumlahan dari perubahan entalpi
beberapa reaksi yang berhubungan.

14. 2). Perubahan entalpi (ΔH ) suatu reaksi dihitung berdasarkan selisih entalpi pembentukan (ΔHf o
) antara produk dan reaktan.
3). Perubahan entalpi (ΔH ) 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.
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(ΔSf
o
produk) - Σ(ΔSf
o
reaktan)
 ΔS = Σ(ΔSo
produk) - Σ(ΔSo
reaktan).
Untuk perubahan energi bebas:
 ΔGo = Σ(ΔGf
o
produk) - Σ(ΔGf
o
reaktan)
 ΔG = Σ(ΔGo
produk) - Σ(ΔGo
reaktan).
H.Penentuan ΔH Reaksi
Hukum Hess menyatakan bahwa perubahan entalpi tidak tergantung pada berapa banyak
tahap reaksi, tetapi bergantung pada keadaan awal dan akhir. Dengan kata lain, untuk suatu
reaksi keseluruhan tertentu, perubahan entalpi selalu sama.

15. SOALAN PCK 3
Pada akhir aktiviti, jawab soalan berikut :
1. Apakah yang anda pelajari daripada aktiviti ini?
Dalam pembelajaran ini saya dapat mengenal pasti dan mengetahui objek yang
berkarat dan tidak berkarat yang dapat kita temui di sekeliling kita. Karat
merupakan selaput perang kemerah – merahan yang terbentuk pada permukaan
besi. Saya juga dapat mengetahui bahawa sekiranya terdapau udara dan air maka
pengarata akan berlaku dengan cepat.
2. Bahagian manakah dalam kurikulum sains sekolah rendah mengajar topik
ini?
Tahun 4 / Tema : Alam Bahan
Tajuk : Pengaratan
3. Bincangkan bagaiman anda boleh menggunakan aktiviti – aktiviti ini dalam pengajaran dan
pembelajaran anda?
 Melakukan amali dalam kumpulan supaya para pelajar dapat mengetahui dengan
lebih jelas lagi faktor – faktor yang menyebabkan berlakunya pengaratan dan cara
mencegahnya.
 Mengadakan perbincangan kumpulan. Minta murid kelaskan bahan yang berkarat
dan tidak berkarat.
 Menggunakan Power Point. Minta murid kelaskan bahan yang berkarat dan tidak
berkarat.
4. Apakah peranan guru dalam aktiviti ini?
Guru berperanan sebagai fasilitator kepada murid dalam membantu murid supaya
dapat memahami konsep sains dengan lebih jelas lagi dan tidak berlaku

16. miskonsepsi. Guru juga boleh mengenal pasti pelajar yang lemah dengan teknik
penyoalan dan aktiviti lembaran kerja supaya dapat mengukuhkan lagi
pemahaman murid. Melalui aktiviti amali yang dijalankan juga dapat
mengukuhkan lagi ingat murid tentang faktor – faktor yang menyebabkan
pengaratan berlaku.