Benzena dan aromatisitas

Analisis Kadar Detergen

STOIKIOMETRI

Kata stoicheion dalam bahasa Yunani berarti unsur dan metron yang berarti mengukur. Istilah stoikiometri (stoichiometry) secara harfiah berarti mengukut unsur. Tetapi secara praktis, stoikiometri meliputi semua hubungan kuantitatif yang melibatkan massa atom dan massa rumus, rumus kimia, dan persamaan kimia (Petrucci et al., 2011). Dalam materi pokok stoikiometri membahas tentang hubungan massa antar unsur dalam suatu senyawa atau stoikiometri senyawa dan antar zat dalam suatu reaksi atau stoikiomeri reaksi (Utami et al., 2009). Sebelum dapat memahami perhitungan stoikiometri, diharuskan memahami hukum-hukum dasar kimia terlebih dahulu.

1.    Hukum-Hukum Dasar Kimia

Pada awalnya, kimia hanya merupakan pengetahuan mencampurkan dan memisahkan zat-zat dengan perbandingan tertentu. Antoni Laurent Lavoisier yang menegaskan bahwa Kimia harus disajikan secara kuantitatif. Ia melakukan percobaan-percobaan teliti dengan mengukur jumlah zat secara tepat.

Pengukuran massa dalam reaksi kimia dimulai oleh Antoni Laurent Lavoisier (1743-1794) yang menemukan bahwa pada reaksi kimia tidak terjadi perubahan massa (hukum kekekalan massa). Selanjutnya Joseph Louis Proust (1754-1826) menemukan bahwa unsur-unsur membentuk senyawa dalam perbandingan tertentu (hukum perbandingan tetap). Kemudian dalam rangka menyusun teori atomnya, John Dalton menemukan hukum dasar kimia yang ketiga hukum kelipatan perbandingan. Ketiga hukum tersebut merupakan dasar dari teori kimia yang pertama, yaitu teori atom yang dikemukakan oleh John Dalton sekitar 1803.

Menurut Dalton, setiap materi terdiri atas atom, unsur terediri atas atom sejenis, sedangkan senyawa terdiri dari atom-atom yang berbeda dalam perbandingan tertentu. Namun demikian, Dalton belum dapat menentukan perbandingan atom-atom dalam senyawa (rumus kimia zat). Penetapan rumus kimia zat dapat dilakukan berkat penemuan Gay Lussac dan Avogadro. Setelah rumus kimia senyawa dapat ditentukan, maka perbandingan massa antar atom (A_r) maupun antar molekul (M_r) dapat ditentukan. Pengetahuan tentang masa atom relatif dan rumus kimia senyawa merupakan dasar dari perhitungan kimia.

2.    Konsep Mol

Kuantitas SI yang menjelaskan banyaknya zat dengan cara mengaitkannya dengan banyaknya partikel zat itu dinamakan mol. Pada sistem SI, mol (mole) adalah banyaknya suatu zat yang mengandung entitas dasar (atom, molekul, atau partikel lain) sebanyak jumlah atomyang terdapat dalam tepat 12 g (atau 0,012 kg) isotop karbon-12. Jumlah atom sebenarnya di dalam 12 g karbon-12 ditentukan melalui percobaan. Jumlah ini disebut bilangan Avogadro (Avogadro’s Number) (N_A), untuk menghormati ilmuwan Italia, Amedeo Avogadro. Nilai yang diterima saat ini adalah.

N_A                  = 6,0221367 x 10²³mol^-1

Nilai N_A sering dibulatkan menjadi 6,022 x 10²³ mol^-1 atau bahkan 6,02 x 10²³ mol^-1. Satuan mol^-1 menegaskan bahwa entitas yang dihitung ada dalam satu mol.

Jika suatu zat mengandung atom dari satu isotop, maka

1 mol ¹²C = 6,02214 x 10²³ atom ¹²C = 12,0000 g

1 mol ¹⁶O = 6,02214 x 10²³ atom ¹⁶O = 15,9949 g

Sebagian besar unsur terdiri atas campuran dari dua atau lebih isotop sehingga atom-atom dalam suatu sampel unsur tidak semuanya memiliki massa yang sama, tetapi terdapat dalam proporsi alaminya. Jadi dalam satu mol oksigen, sebagian besar atom adalah karbon-12, tetapi beberapa adalah karbon-13. Dalam satu mol oksigen, sebagian besar atom adalah oksigen-16, tetapi sebagian adalah oksigen-17 dan beberapa oksigen-18. Akibatnya,

1 mol C = 6,02214 x 10²³ atom C = 12,011 g

1 mol O = 6,02214 x 10²³ atom O = 15,9994 g

a.    Massa Molar

Telah diketahui bahwa satu mol atom karbon-12 mempunyai massa tepat 12 g dan mengandung 6,022 x 10²³ atom. Massa dari karbon-12 ini adalah massa molar (molar mass) (M), didefinisikan sebagai massa (dalam gram atau kilogram) dari 1 mol entitas (seperti atom atau molekul) zat. Angka massa molar karbon-12 (dalam gram) sama dengan angka massa atomnya dalam sma. Demikian juga massa atom dari natrium (Na) adalah 22,99 sma dan massa molarnya adalah 22,99 gram; massa atom fosfor adalah 30,97 sma dan massa molarnya adalah 30,97 gram; dan seterusnya. Jika diketahui massa tom dari unsur, maka dapat diketahui juga massa molarnya.

Gambar 1. Hubungan antara massa (dalam gram) suatu unsur dan jumlah mol unsur tersebut, serta antara jumlah mol suatu unsur dan jumlah atom unsur tersebut. M adalah massa molar (g/mol) unsur dan N_A adalah bilangan Avogadro.

Jika diketahui massa atom dari atom-atom penyusun suatu molekul, kita dapat menghitung massa dari molekul tersebut. Massa molekul (molecular mass) (kadang disebut berat molekul) adalah jumlah dari massa-massa atom (dalam sma) dalam suatu molekul. Dari massa molekul dapat ditentukan massa molar dari suatu molekul atau senyawa. Massa molar suatu senyawa (dalam gram) sama dengan massa molekulnya (dalam sma). Misalnya, massa molekul air adalah 18,02 sma, maka massa molarnya adalah 18,02 g. Perhatikan bahwa 1 mol air beratnya 18,02 g dan mengandung 6,022 x 10²³ molekul H₂O, seperti halnya 1 mol unsur karbon mengandung 6,022 x 10²³ atom karbon.

b.   Volume Molar Gas

Volume suatu gas bergantung pada temperatur, tekanan, dan jumlah zatnya. Hubungan antara besaran-besaran tersebut untuk gas ideal dapat dinyatakan dengan persamaan gas ideal berikut.

PV = nRT

Keterangan:

P = tekanan (atm)

V = volume (L)

n  = jumlah mol gas (mol)

T = temperatur (K)

R = tetapan gas = 0,082 L atm mol^-1 K^-1

Volume molar didefinisikan sebagai volume satu mol zat dalam wujud gas. Adapun keadaan standar didefinisikan sebagai tekanan 1 atm (76 cmHg) dan temperatur 0ºC (273 K).

V STP = 22,4 L mol^-1

c.    Rumus Empiris dan Rumus Molekul

Rumus empiris merupakan rumus perbandingan jumlah mol unsur-unsur yang menyususn suatu senyawa. Menentukan rumus empiris berarti menghitung jumlah mol unsur-unsur dan dibandingkan. Dalam penentuan tersebut diperlukan sejumlah data, yaitu (1) massa unsur, perbandingan massa unsur atau presentase masa unsur yang menyusun senyawa; (2) massa atom relatif (A_r) unsur tersebut.

Adapun rumus molekul senyawa merupakan rumus kimia yang menggambarkan jumlah atom dan unsur penyusun senyawa. Dalam penentuan rumus molekul, perlu ditentukan terleih dahulu rumus empirisnya. Jika sudah diketahui rumus empirisnya, dapat ditentukan rumus molekulnya dengan menggunakan data massa molekul relatif (M_r).

d.   Senyawa Hidrat

Senyawa hidrat adalah senyawa yang mengikat molekul air. Molekul air yang teikat dinamakan molekul hidrat. Penentuan jumlah molekul hidrat yang terikat dapat dilakukan dengan cara memanaskan garam terhidrat (mengandung air) menjadi garam anhidrat (tidak mengandung air). Contoh senyawa yang mengandung molekul hidrat adalah Cr₂O_3•3H₂O (mengikat 3 molekul hidrat) dan Mn(NO­­₃)_2•6H₂O (mengikat 6 molekul hidrat).

e.    Persen Komposisi Senyawa

Pesen komposisi (percent compotition) adalah persentase massa dari tiap unsur yang tekandung dalam suatu senyawa. Persen komposisis diperoleh dengan membagi massa tiap unsur dalam 1 mol senyawa dengan massa molar senyawa tersebut dikalikan 100 persen. Secara matematis, persen komposisi sebuah unsur dalam suatu senyawa dapat dituliskan sebagai berikut.

Persen komposisi suatu unsur 

n adalah jumlah mol unsur dalam 1 mol senyawa.

3.    Perhitungan Kimia

a.    Hubungan Jumlah Mol, Partikel, Massa dan Volume Gas

Hubungan jumlah mol (n) dengan jumlah partikel (x) adalah sebagai berikut.

x = n x 6,022 x 10²³

Hubungan jumlah mol (n) dengan massa zat (m) adalah sebagai berikut.

m = n x M

dengan, m   = massa

n   = jumlah mol

M  = massa molar

Hubungan jumlah mol gas dan koefisien reaksi adalah sebagai berikut.

dengan, n₁   = jumlah mol yang diketahui

n₂  = jumlah mol yang ditanyakan

Pada temperatur dan tekanan yang sama, volume gas hanya bergantung pada jumlah molnya, sehingga berlaku hubungan.

b.   Pereaksi Pembatas

Reaktan dalam suatu reaksi biasanya tidak terdapat dalam jumlah stoikiometri (stiochiometric amounts) yang tepat, yaitu dalam perbandingan yang ditunjukkan oleh persamaan yang setara. Karena tujuan reaksi adalah menghasilkan kuantitas maksimum senyawa yang berguna dari sejumlah tertentu material awal, seringkali suatu reaktan dimasukkan dalam jumlah berlebih untuk menjamin bahwa reaktan yang lebih mahal seluruhnya diubah menjadi produk yang diinginkan. Konsekuensinya, beberapa reaktan akan tersisa pada akhir reaksi. Reaktan yang pertama kali habis digunakan pada reaksi kimia disebut pereaksi pembatas (limiting reagent), karena jumlah maksimum produk yang terbentuk tergantung pada berapa banyak jumlah awal dari reaktan ini. Jika reaktan telah digunakan semua, tidak ada lagi produk yang dapat terbentuk. Pereaksi berlebih (excess reagent) adalah pereaksi yang tedapat dalam jumlah lebih besar dari pada yang diperlukan untuk bereaksi dengan sejumlah tertentu pereaksi pembatas.

LATIHAN SOAL STOIKIOMETRI DAPAT DIUNDUH DISINI:
LATIHAN SOAL STOIKIOMETRI

need a help for PEMBAHASAN LATIHAN SOAL STOIKIOMETRI..??
>> send to my email ^_^

MID TEST

TERMOKIMIA

Setiap benda di alam semesta memiliki energi. Apa yang dimaksud dengan energi? Secara sederhana, energi didefinisikan sebagai kemampuan untuk melakukan kerja. Tuhan yang Mahabesar menciptakan matahari sebagai sumber energi terpenting dan terbesar bagi kehidupan. Maka dari itu kita sebagai mahluk ciptaan Tuhan wajib bersyukur atas kebesaranNya.

Jika sebatang kayu dibakar, energi kimia yang dimiliki kayu akan diubah menjadi energi kalor. Berapakah jumlah energi kalor yang dihasilkan dari pembakaran kayu tersebut?

Jumlah total energi kalor yang terkandung dalam suatu materi disebut entalpi dan diberi simbol H, berasal dari kata heat yang didefinisikan sebagai kalor. Entalpi suatu zat tidak berubah selama tidak ada energi yang masuk atau keluar.

Entapli suatu zat tidak dapat diukur, tetapi perubahan entalpinya dapat diukur. Perubahan entalpii terjadi ketika suatu zat mengalami reaksi yang kemudian diberi notasi ᐃH. Nilai dari ᐃH menyatakan kalor yang diterima atau yang dilepas oleh suatu reaksi. Dengan kata lain, ᐃH merupakan penambahan atau pengurangan energi suatu zat dalam suatu proses perubahan energi yang berlangsung pada tekanan tetap.

REAKSI EKSOTERM DAN ENDOTERM
Sudah mendapat penjelasan dikelas kan? Cobalah untuk mengerjakan soal yang ada dibawah ini dengan memperhatikan contohnya.

Contoh soal:

Tentukan apakah reaksi-reaksi berikut endoterm atau eksorterm.

a.   AgBr(s) à Ag(s) + 1/2Br₂(l)          ᐃH = +99,96 kJ

b.   H₂(g) + 1/2O₂(g) à H₂O(s)          ᐃH = -292 kJ

Jawab:

a.   Penguraian AgBr menjadi Ag dan Br₂ merupakan reaksi endotermn karena ᐃH-nya positif (menyerap kalor)

b.   Pembentukan H₂O merpakan reaksi eksoterm karena ᐃH-nya negatif (melepaskan kalor)

JENIS-JENIS ENTALPI REAKSI (ᐃH)
How about this section? Try to find the explanation of each point by yourself and you should read your book first.

Apa pentingnya tanda pada harga ᐃH_fº?

Suatu senyawa memiliki harga ᐃH_fº positif jika terbentuk dari unsur-unsurnya melalui reaksi endotermik. Reaksi kebalikannya, yaitu pengubahan senyawa tersebut menjadi unsur-unsurnya adalah reaksi eksotermik. Dikatakan bahwa unsur-unsur senyawa tersebut tidak dapat dibuat, tetapi hanya menunjukkan kecenderungan senyawa tersebut untuk bereaksi menghasilkan produk dengan entalpi pembentukan yang lebih rendah.

Jika tidak ada kriteria lain yang tersedia, kimiawan kadang-kadang menggunakan perubahan entalpi sebagai indikator kasar dari kemungkinan reaksi kimia yang terjadi. Reaksi eksotermik umumnya lebih mungkin terjadi secara spontan daripada reaksi endotermik.

Catatan

1.   Jika jumlah mol dalam persamaan reaksi dikalikan dengan bilangan x, perubahan entalpi untuk reaksi tersebut juga dikalikan x.

Contoh:

H₂(g) + 1/2O₂(g) à H₂O(s)          ᐃH = -286 kJ/mol

2H₂(g) + O₂(g) à 2H₂O(s)           ᐃH = (2)(-286) kJ/mol = -572 kJ

2.   Jika persamaan reaksi dibalik, perubahan entapinya diberi tanda berlawanan dengan persamaan reaksi sebelumnya.

Contoh:

H₂(g) + 1/2O₂(g) à H₂O(s)                 ᐃH = -286 kJ
H₂O(s)          à H₂(g) + 1/2O₂(g)        ᐃH = +286 kJ

3.   Menurut perjanjian, perubahan entalpi pembentukan (ᐃH_fº) suatu unsur bebas pada keadaan standar = 0

Contoh: ᐃH_fº Na(s), Fe(s), CL₂(g), O₂(g), H₂(g) = 0

4.   Suatu kalor dapat digunakan joule (J), kilojoule (kJ), kalori (kal), atau kilokalori (kkal) sebagai satuannya. 1 kalori = 4,18 joule.

Latihan soal:

1. Tuliskan persamaan termokimia untuk reaksi-reaksi berikut ini.

a.   Pada reaksi C₃H₈(g) + 5 O₂(g) à 3 CO₂(g) + 2 H₂O(l) dibebaskan kalor 223 kJ

b.   Pada reaksi CH₄(g) + 2 O₂(g) à CO₂(g) + 2 H₂O(l) dibebaskan kalor 2.671 kJ

2. Tuliskan persamaan termokimianya jika diketahui data berikut.

a.   Pembentukan 13 gram gas C₂H₂ memerlukan kalor sebanyak 113 kJ

b.   Penguraian 11,2 L gas HCl (pada STP) memerlukan kalor 18,2 kJ

3. Tuliskan persamaan termokimia untuk data berikut.

a.    ᐃH_fº H₂O(l) = - 187,8 kJ mol^-1

b.    ᐃH_fº H₂S(g) = - 20,2 kJ mol^-1

c.    ᐃH_fº CaCO₃(s) = - 207,8 kJ mol^-1

d.    ᐃH_fº H₂SO₄(l) = - 843,99 kJ mol^-1

e.    ᐃH_fº CH₃Cl(s) = + 74,81 kJ mol^-1

4. 
   
   
   
   PENENTUAN PERUBAHAN ENTALPI

   1.  Secara Langsung

   Penentuan perubahan entalpi dapat dilakukan secara langsung yaitu melalui eksperimen menggunakan kalorimeter sederhana dengan tekanan tetap atau menggunakan kalorimeter bom. Kalorimeter adalah suatu alat untuk mengukur jumlah kalor yang diserap atau dibebaskan sistem. Data H reaksi yang terdapat pada tabel-tabel pada umumnya ditentukan secara kalorimetri. Jumlah kalor yang dilepas atau diserap sebanding dengan massa, kalor jenis zat, dan perubahan suhu. Hubungannya adalah sebagai berikut:

   q = m . c . ᐃT

   atau

   q = C . ᐃT

   dimana,

   q   = kalor yang dibebaskan atau yang diserap

   m   = massa zat

   c   = kalor jenis

   C   = kapasitas kalor kalorimeter

   ᐃT  = perubahan temperatur

   Pada tekanan tetap terjadi perpindahan kalor antara sistem dan lingkungan sehingga kalor reaksi dapat dirumuskan sebagai berikut:

   q_reaksi = - (q_sistem + q_kalorimeter)

   Jika dengan mengasumsikan tidak ada kalor yang hilang ke lingkungan, dan dengan mengabaikan kapasitas kalor kalorimeter, didapat

   q_reaksi = - q_sistem

   Kalormeter tekanan-konstan yang terbuat dari dua cangkir kopi Styrofoam. Cangkir luar membantu menyekat campuran reaksi dari lingkungan. Dua macam larutan yang diketahui volumenya yang mengandung reaktan pada temperatur yang sama dicampurkan secara hati-hati dalam kalorimeter. Kalor yang diserap atau dihasilkan oleh reaksi dapat ditentukan dengan mengukur perubahan temperaturnya.

   
   

   

   
   

   Untuk reaksi-reaksi yang melibatkan gas, pengukuran kalor reaksi dapat dilakukan dengan menggunakan kalorimeter bom. Kalorimeter ini dirancang sedemikian rupa sehingga seluruh energi reaksi akan berupa energi kalor.

   q_reaksi = - q_kalorimeter (dengan q_kalorimeter = q_bom+q_air ...)

   Kalorimeter bom volume-konstan. Kalorimeter diisi dengan gas oksigen sebelum ditempatkan dalam tabung. Sampel dihubungkan ke listrik, dan kalor yang dihasilkan oleh reaksi dapat ditentukan secara tepat dengan mengukur kenaikan temperatur air di sekitarnya yang jumlahnya diketahui.

   

   
   

   Contoh soal 1

   Sejumlah 1,00 x 10² mL HCl 0,5 M dicampur dengan 1,00 x 10² mL NaOH 0,5 M dalam kalorimeter tekanan konstan. Temperatur awal larutan HCl dan NaOH adalah sama, yaitu 22,50ºC dan temperatur larutan campuran 25,86ºC. Hitunglah perubahan kalor untuk reaksi penetralan tersebut! Asumsikan kerapatan & kalor jenis larutan sama seperti air (masing-masing 1,00 g/mL dan 4,184 J/gºC)

   Penyelesaian:

   Dengan mengasumsikan tidak ada kalor yang hilang ke lingkungan dan dengan mengabaikan kapasitas kalor kalorimeter dapat ditulis:

   q_reaksi = - q_sistem

   dimana q_sistem adalah kalor yang diserap oleh larutan campuran. Karena kerapatan larutan adalah 1,00 g/mL, massa 100 mL larutan adalah 100 g. Jadi,

   q_sistem = (100 g + 100 g)(4,184 J/gºC)(25,86ºC-22,50ºC)

   q_sistem = 2,81 x 10³ J

   q_sistem = 2,81 kJ

   dan q_reaksi = - 2,81 kJ

   dari molaritas yang diberikan, kita tahu bahwa terdapat 0,05 mol HCl dalam 1,00 x 10² mL larutan HCl dan 0,05 mol NaOH dalam 1,00 x 10² mL larutan NaOH. Jadi kalor penetralan ketika 1,00 mol HCl bereaksi dengan 1,00 mol NaOH adalah

   kalor penetralan = -2,81 kJ : 0,05 mol = -56,2 kJ/mol

   (karena reaksi berlangsung pada tekanan konstan, kalor yang dilepaskan sama dengan perubahan entalpinya.

   
   

   Contoh soal 2

   Pembakaran 1,01 g sukrosa (C₁₂H₂₂O₁₁) dalam kalorimeter bom mengakibatkan temperatur naik dari 24,92ºC menjadi 28,33ºC. Kapasitas kalor pada rakitan kalorimeter adalah 4,90 kJ/ºC. Berapa kalor pembakaran sukrosa (dinyatakan dalam kilojoule per mol C₁₂H₂₂O₁₁)?

   Penyelesaian:

   q_kalorimeter = C . ᐃT = 4,90 kJ/ºC x (28,33ºC-24,92ºC) = 16,7 kJ

   q_reaksi = - q_kalorimeter = - 16,7 kJ

   ini adalah kalor pembakaran dari 1,01 g sampel.

   Per gram C₁₂H₂₂O₁₁ yaitu

   q_reaksi = - 16,7 kJ : 1,01 g C₁₂H₂₂O₁₁ = -16,5 kJ/g C₁₂H₂₂O_11­

   Per mol C₁₂H₂₂O₁₁

   q_reaksi = (-16,5 kJ : g C₁₂H₂₂O₁₁) x (342,3 g C₁₂H₂₂O₁₁ : -5,65 x 10 3 kJ/mol C₁₂H₂₂O₁₁)

   
   

   Latihan Soal

   1)   Di dalam kalorimeter tembaga, 4 gram karbon dibakar sempurna menjadi CO₂ pada tekanan tetap. Jika massa kalorimeter 1500 g dan massa air yang ada di dalam kalorimeter 2000 g, dengan temperatur mula-mula 25ºC dan temperatur akhir 35,93ºC. Kapasitas kalor tembaga (cCu) 0,4 J/gK dan kapasitas kalor air (cH2O) 4,2 J/gK. Berapa kJ per mol perubahan entalpi pembakaran 1 mol karbon?

   2)   Amonium nitrat (NH4NO3) sebanyak 2 g dilarutkan dalam 40 g air dalam kalorimeter polistirena. Temperatur mengalami penurunan dari 23,1ºC menjadi 19,1ºC. Reaksi tersebut tergolong reaksi eksoterm datau endoterm? Berapa entalpi reaksinya?

   3)   Entalpi pembentukan gas karbon dioksida pada 25ºC adalah -394 kJ/mol. Berapa gram karbon yang harus dibakar sempurna dalam kalorimeter tembaga yang massanya 1500 g dan massa air yang ada di dalam kalorimeter 2000 g agar terjadi kenaikan temperatur 7,29ºC. Kapasitas kalor tembaga 0,4 J/gK dan pada air 4,2 J/gK.

   
   

   4)   Pada pemanasan 400 g air dengan temperatur 25,65ºC diperlukan kalor 84,17 kJ. Jika diketahui kalor jenis air = 4,2 J/gºC, tentukan temperatur air setelah pemanasan!

1.  Secara Tidak Langsung

Tidak semua reaksi dapat ditentukan perubahan entalpinya secara langsung dengan kalorimeter, tetapi dapat juga dicari secara tidak langsung. Sebagai contoh, entalpi pembakaran tidak sempurna karbon membentuk karbon monoksida (CO) tidak dapat ditentukan dengan kalorimeter.

C(g) + ½ O2(g) à CO(g) ᐃH = . . . ?

Akan tetapi, entalpi pembakaran karbon monoksida (CO) membentuk kabon dioksida (CO2) dan entalpi pembakaran sempurna karbon (C) membentuk karbon dioksida (CO2) dapat ditentukan dengan kalorimeter.

CO(g) + ½ O2(g) à CO2(g)  ᐃH = -283,0 kJ

C(s) + O2(g) à CO2(g)      ᐃH = -393,5 kJ

Untuk menentukan perubahan entalpi yang terjadi pada pembentukan karbon monoksida, digunakan hukum Hess yang berbunyi:

“Perubahan entalpi (ᐃH) suatu reaksi tidak bergntung pada jalannya reaksi (banyaknya tahap reaksi), tetapi hanya bergantung pada keadaan awal (pereaksi) dan keadaan akhir (hasil reaksi) sistem.”

Reaksi pembakaran C dapat diiustrasikan seperti pada gambar dibawah ini.

Menurut hukum Hess: ᐃH_f CO₂ = ᐃH_f CO + ᐃH_c CO

Secara umum, perubahan entalpi reaksi menurut hukum Hess diilustrasikan pada gambar dibawah ini

ᐃH reaksi (AàB)   = ᐃH reaksi (AàCàDàEàB)

                   = ᐃH reaksi (AàFàGàB)

Untuk menentukan ᐃH suatu reaksi secara tidak langsung, suatu reaski yang tahap-tahap lainnya diketahui, dapat digunakan petunjuk berikut.

Langkah 1:   Tulis persamaan reaksi yang yang ditanyakan (misalnya pada reaksi pembentukan CO(g)).

             C(s) + ½ O₂(g) à CO(g) ᐃH = . . . ?

Langkah 2:   Zat-zat yang diketahui disesuaikan dengan persamaan reaksi yang ditanyakan. Misalnya, pada contoh di atas C(s) dan O₂(g) ditulis disebelah kiri, sedangkan CO(g) ditulis di sebelah kanan. Persamaan reaksi yang yang diketahui CO(g) ditulis secelah kiri. Oleh karena itu, persamaan reaksi dibalik dan termasuk tanda ᐃH-nya.

             Diketahui: C(s) + ½ O₂(g) à CO₂(g) ᐃH = -283,0 kJ

             Dibalik: CO₂(g) à CO(g) + ½ O₂(g)  ᐃH = +283,0 kJ

Langkah 3:   Dijumlahkan secara aljabar

             

             Jadi, entalpi pembentukan gas CO = -110,5 kJ