TERMOKIMIATermokimia adalah cabang ilmu kimia yang mempelajari kalor reaksi yang terlibat dalam suatu reaksi kimia. Kalor reaksi adalah suatu bentuk energi. Oleh karena sebagian besar reaksi kimia berlangsung pada tekanan tetap, maka kalor reaksi dinyatakan sebagai perubahan entalpi (.A. Sistem dan Lingkungan Sistem adalah bagian dari alam semesta dimana terjadi perubahan energi.Lingkngan adalah segala sesuatu dari alam semesta yang berada di luar sistem.Sistem dapat dibedakan menjadi: Sistem terbuka adalah sistem yang terbuka terhadap lingkungan. Sistem tertutup adalah sistem yang tertutup terhadap lingkungan. Sistem terinsulasi (adiabatik) adalah sistem yang tidak memungkinkan energi melewati pembatas antara sistem dan lingkungan. Sistem terisolir adalah sistem yang tidak memungkinkan massa maupun energi melewati pembatas antara sistem dan lingkungan.Perubahan energi pada suatu sistem dapat terjadi melalui dua cara, yakni; Jika sistem menyerap kalor atau melepas kalor, dan atau Jika sistem melakukan kerja atau dikenai kerja.Kita tahu bahwa sistem menyerap kalor (q) mempunyai q positif. Sebaliknya sistem yang melepas kalor (q) mempunyai q negatif. Dari sini H dapat ditentukan;qpH

Jika sistem menyerap kalor dari lingkungan++

Jika sistem melepas kalor ke lingkungan --

B. Reaksi Endoterm dan Reaksi EksotermReaksi kimia berlangsung disertai perubahan energi berupa penyerapan atau pelepasan kalor (panas). Reaksi kimia dibedakan atas reaksi endoterm dan reaksi eksoterm. reaksi endoterm adalah reaksi (sistem) menyerap kalor dari lingkungannya. Contoh: amonium nitrat bereaksi dengan air, sehingga menyebabkan tangan kita menjadi terasa dingin sewaktu memegang gelas beker tersebut.Reaksi endoterm memiliki nilaiH positif. Reaksi eksoterm adalah reaksi reaksi pelepasan kalor ke lingkungannya. Contoh: Zn dan CuSO4, sehingga menyebabkan tangan terasa panas sewaktu memegang dinding gelas beker tersebut.Reaksi eksoterm memiliki nilai H negatif.# Hukum kekekalan energi Hukum kekekalan energi adalah energy tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan, tetapi hanya dapat diubah dari bentuk energi yang satu ke bentuk energi yang lain.Nilai energi (E) tidak dapat diukur. Hal ini tidak jadi masalah karena kita hanya tertarik pada perubahan entalpi, , yang besarnya tidak tergantung pada jalannya proses, tetapi pada fungsi keadaan awal dan akhir. = Eakhir E awalJika kalor reaksi pada tekanan tetap maka:qp = w# Entalpi dan perubahan entalpi Entalpi (H) adalah jumlah energy yang dimiliki sistem pada tekanan tetap. Entalpi dirumuskan sebagai jumlah energy yang terkandung dalam sistem (E) dan kerja PV.H = E + PVSecara matematis, perubahan entalpi (H) dapat diturunkan sebagai berikut:H = Karena entalpi diukur pada tekanan tetap, maka:H = H = Dari persamaan = q + w dan w = maka diperoleh:H = = [ q + w ] + = [ q + (-] + = qJadi, pada tekana tetap, perubahan entalpi H) sama dengan kalor (q) yang diserap atau dilepas. H = q = qp , p artinya pada tekanan tetap.C. Perubahan Entalpi Standar (H)Perubahan entalpi standar (H) adalah suatu perubahan entalpi yang diukur pada kondisi standar, yakni suhu 298,15 K (25C) dan tekanan 1 atm. H mempunyai satuan seperti energy, yakni kJ (kilo joule) dalam satuan Internasional. Nilai dari H umumnya diberikan dengan basis 1 mol dari suatu zat yang terlibat dalam reaksi.1. Perubahan entalpi pembentukan standar, HfPerubahan entalpi pembentukan standar (Hf) menyatakan perubahan entalpi pada pembentukan 1 mol zat dari unsure-unsurnya pada kondisi standar. Sebagai contoh, Hf untuk pembentukan 1 mol gas metana (CH4) dari C(grafit) dan gas hindrogen adalah -74,8 kJ/mol.C(s, grafit) + 2H2(g) CH4(g) H = -74,8 kJ

2. Perubahan entalpi pembentukan standar, HcPerubahan entalpi pembentukan standar (Hc) menyatakn perubahan entalpi pada pembakaran habis 1 mol zat pada kondisi standar. Istilah pembakaran habis penting karena banyak reaksi antara zat dengan oksigen yang dapat membentuk lebih dari satu oksida. Contoh, pembakaran grafit (C) dapat membentuk 2 jenis oksida, yakni CO dan CO2. Agar 1 mol C habis terbakar, maka gas yang harus terbentuk adalah CO2. Nilai Hc untuk pembakaran 1 mol C(grafit) adalah -393,5 KJ/mol.C(grafit) + O2(g) CO2(g) H = -393,5 kJ

3. Perubahan entalpi pembentukan standar, HatPerubahan entalpi pembentukan standar (Hat) menyatak perubahan entalpi pada pembentukan1 mol atom-atom unsur dalam fase gas pada kondisi stndar. Contoh, Hat dari atom unsur C(grafit) adalah +718,4 kJ/mol Hat = +718,4 kJ/mol Hat dari atom unsure H adalah +217,94 kJ/mol H2 (g) Hat = +217,94 kJReaksi pengatoman selalu memiliki H positif atau bersifat endotermik karena selalu memerlukan energy untuk memisahkan atom-atom.

4. Perubahan entalpi pembentukan standar, HfusPerubahan entalpi pembentukan standar, (Hfus) menyatakan perubahan entalpi pada peleburan 1 mol zat padat menjadii 1 mol zat cair pada titik leburnya dan tekanan standar. Contoh, Hfus untuk H2O(1) padat adalah +6,01 kJ/mol.H2O(s) H2O(1) H = +6,01 kJ

5. Perubahan entalpi pembentukan standar, HvapPerubahan entalpi pembentukan standar, Hvap) menyatakan perubahan entalpi pada penguapan 1 mol zat cair menjadi 1 mol gas pada titik didihnyadan tekanan standar. Contoh, Hvap untuk H2O cair adalah +44,05 kJ/mol.H2O(1) H = +44,05 kJ

#. Menghitung H ReaksiNilai perubahan entalpi (H) dapat ditentukan 3 metode berikut: Melekukan eksperimen menggunakan calorimeter.Untuk memperoleh H empiris. Metode ini sangat berguna untuk reaksi yang sedang berlangsung dengan mudah. Menggunakan hukum hess (hukum penjumlahan kalor).Metode ini menggunakan H empiris yang diperoleh dari metode (1) untuk menentukan H dari reaksi-reaksi yang sulit dilakukan secara eksperimen. Menggunakan energy ikatan.Metode ini menggunakan energy ikatan untuk menghitung H reaksi. Data energi ikatan sendiri adalah nilai rata-rata yang diperoleh dari data H empiris dan perhitungan menggunakan hukum hess.

1. Menghitung H Reaksi Menggunakan KalorimeterKalorimeter adalah alat yang dapat digunakan untuk menentukan H reaksi melalui pengukuran kalor reaksi. Jumlah kalor reaksi tergantung dari sifat termal zat.

Sifat termal zatSifat termal zat adalah kemampuan zat untuk menyerap atau melepas kalor. Ada dua jenis sifat termal yang terkaid disini, yakni kalor jenis yang merupakan sifat ternal intensif dan kapasitas kalor yang merupakan sifat ternal ekstensif.1. Kalor jenisKalor jenis (c) adalah jumlah kalor yang dibutuhkan untuk menaikkan suhu 1 gram zat sebesar 1C. Satuannya adalah J/kg K atau J/g C.

zatKalor Jenis (J/g C)

Air (cair)Besi PerakEmasKarbon 4,17990,44980,2350,1290,711

Sebagi contoh, air memiliki kalor jenis 4,1799 J/g C. artinya, untuk menaikkan suhu 1 gram air sebesar 1 C. dibutuhkan kalor sebesar 4,1799 J. jadi, secara umum besarnya kalor yang diserap atau dilepas zat dapat dirumuskan sebagai berikut:q = m dengan:q = kalor yang diserap atau dilepas (J atau kJ)m = massa ( g atau kg)c = kalor jenis ( J/g C atau J/kg K) = perubahan suhu (C atau K)

2. Kapasitas kalorKapasitas kalor digunakan terutama untuk zat yang mempunyai massa tetap, atau untuk sistem yang tersusun dari berbagai jenis komponen seperti kalorimeter bom. Secara umum, kapasitas kalor didefinisikan sebagai berikut:Kapasitas kalor (C) adal jumlah kalor yang dibutuhkan untuk menaikkan suhu zat atau sistem sebesar 1C atau 1 K. Satuannya adalah J/K atau J/C.Sebagai contoh, hasil pengukuran menunjukkan bahwa suatu kalorimeter bom memiliki kapasitas kalor sebesar 100 kJ/C. artinya, untuk menaikkan suhu kalorimeter bom sebesar 1 C dibutuhkan kalor sebesar 100 kJ. Secara umum, besarnya kalor yang diserap atau dilepas zat atau sistem dapat dirumuskan sebagai berikut:q = C dengan, C = kapasitas kalor (J / K atau J / C)besarnya kapasitas kalor (C) untuk sejumlah zat dengan massa m dapat dikaitkan dengan kalor jenisnya (c) sebagai berikut:C = m Disini akan dibahas penentuan menggunakan dua jenis kalorimeter, yakni kalorimeter sederhana dan kalorimeter bom. Kalorimeter sederhanaKalorimeter sederhana paling mudah digunakan untuk mengukur kalor dari reaksi yang berlangsung dalam larutan. Kalorimeter ini dapat dibuat dari dua wadah minuman Styrofoam. Oleh karena Styrofoam merupakan insulator yang baik, maka dapat diamsumsikan bahwa besarnya kalor yang dilepas / diserap reaksi sama dengan besarnya kalor yang diserap / dilepaslarutan. Dengan kata lain, tidak ada kalor yang diserap/ dilepas sistem atau sistem terinsulasi (bersifat adiabatik). Oleh karena itu, dapat dirumuskan bahwa:qreaksi + qlarutan = 0qreaksi = -qlarutanbesarnya qlarutan dapat dihitung menggunakan rumus:

qlarutan = m jadi, diperoleh;qreaksi = -m dengan:qreaksi = kalor yang diserap/dilepas (J atau kJ)m = massa (g atau kg)c = kalor jenis (J/gatau J/kg K) = perubahan suhu (atau K)Pada tekana tetap, perubahan entalpi H) sama dengan kalor (q) yang diserap/dilepas.H = qpOleh karena pengukuran qreaksi pada kalorimeter sederhana dilakukan pada tekana tetap, maka:qp = qreaksijadi, besarnya H reaksi pada kalorimeter sederhana dalah:H = qreaksi

Kalorimeter bomKalorimeter bom digunakan untuk mengukur kalor reaksi dengan tingkat ketelitian yang tinggi. Kalorimeter ini biasannya digunakan untuk reaksi yang melibatkan gas, terutama untuk pembakaran yang membentuk sejumlah besar gas dan berlangsung pada suhu tinggi.Pada prinsipnya kalorimeter bom teridir dari suatu wadah tertutup seperti bom, dimana reaksi kimia berlangsung. Wadah ini dikelilingi oleh sejumlah massa air yang dilengkapi dengan pengaduk dan thermometer. Kalor reaksi yang diserap/dilepas akan mengakibatkan terjadinya perubahan suhu kalorimeter bom (suhu air dan perangkat kalorimeter lainnya).Jika diamsumsikan bahwa perpindahan kalor hanya terjadi antara reaksi kimia dengan kalorimeter bom dan tidak ada kalor yang keluar ke lingkungan (sistem terinsulasi / adiabatik), maka:qreaksi + qkalorimeter = 0qreaksi = -qkalorimeterbesarnya kalor kalorimeter bom biasanya ditentukan dari kapasitas kalor dan perubahan suhu akibat penyerapan kalor reaksi.qkalorimeter = Ckalorimeter TJadi, diperoleh:qreaksi = -Ckalorimeter T dengan:Ckalorimeter = kapasitas kalor kalorimeter (J/atau J/K) T = perubahan suhu (atau K)Untuk kalorimeter bom, perubahan entalpi H) dapat dituliskan sebagai berikut:H qvOleh karena pengukuran kalor reaksi pada kalorimeter bom dilakukan pada volum tetap, maka:qv = qreaksi jadi, besarnya H reaksi pada kalorimeter bom adalah sebagai berikut:H qreaksi

2. Menghitung H Reaksi Menggunakan Hukum HessDitahun 1840, ahmia kikia bernama Germain Henri Hess merumuskan hukum penjumlahan kalor atau hukum hess untuk mrnghitung H sebagai berkut:Jika suatau reaksi berlangsung dalam dua tahap reaksi atau lebih, maka perubahan entalpi untuk reaksi tersebut sama dengan jumlah perubahan entalpi dari semua tahapan.Untuk jelasnya ambil contoh penentuan H reaksi pembentukan CO2 dari C(grafit) dan O2 melalui lebih dari 1 rute reaksi. Jika C(grafit) direaksikan dengan O2 yang cukup 1 rute: C(s, grafit) + O2(g) CO2 H = -393,5 kJ Jika karbon (C-grafit) direaksikan dengan O2 yang tidak mencukupi, maka akan terbentuk gas CO. Gas CO dapat direaksikan lebih lanjut dengan O2 untuk membentuk gas CO2 seperti ditunjukkan berikut ini.Rute II: C(s, grafit) + O2(g) CO(g) H = -110,5 kJCO(g) ) + O2(g) CO2(g) H = -283 kJSekarang bandingkan rute 1 dengan rute II. Kedua rute menggunakan pereaksi awal yang sama, yakni C dan O2, dan menghasilkan produk reaksi yang sama, CO2. Oleh karena H hanya bergantung pada keadaan awal dan akhir reaksi, maka total H pada rute II akan sama dengan H pada rute I. Rute II

H = -110,5 kJH = -283 kJCO(g) ) + O2(g)

H-393,5 kJC(s, grafit) + O2(g) CO2(g) Keadaan awal keadaan akhirRute 1

Gambar dua rute pembentukan CO2

Rute II: C(s, grafit) + O2(g) CO(g) H = -110,5 kJCO(g) ) + O2(g) CO2(g) H = -283 kJ +Rute I: C(s, grafit) + O2(g) CO2 H = -393,5 kJ

Secara umum, beberapa aturan yang perlu diketahui untuk menggunakan hukum hess: Jika suatu persamaan reaksi harus dibalik, maka ubah tanda H dari (+) menjadi (-) atau sebaliknya.Contoh:Reaksi: H2(g) + O2(g) H2O2(1) H = -187,8 k/JDibalik: H2O2(1) H2(g) + O2(g) H = +187,8 k/J Pada penjumlahan reaksi, jika ada zat yang bisa dihilangkan (zat muncul diruas kiri dan kanan persamaan), pastikan fase zat (padat, cair, gas, larutan) adalah sama.Contoh:H2(g) + O2(g) H2O(g) H = +241,80 kJH2O(1) H2(g) + O2(g) H = -285,85 k/J +H2O(1) H2O(g) H = -44,05 k/J

Perhatiakan H2O di ruas kiri dan kanan tidak boleh dihilangkan karena fasenya berbeda.

Jika semua keofisien reaksi dikali atau dibagi oleh suatu faktor yang sama, maka nilai H juga harus dikali atau dibagi dengan faktor yang sama.Contoh:Reaksi : H2(g) + O2(g) H2O2(1) H = -187,8 k/J Dikali2: 2H2(g) + 2O2(g) 2H2O2(1) H = -375,6 k/JDibagi2: H2(g) + O2(g) H2O2(1) H = -93,90 k/J

Dari hukum hess, para ahli kimia berhasil menentukan Hf senyawa yang tidak mudah terbentuk dari unsur-unsurnya secara langsung. Data Hf memungkinkan kita untuk mengaplikasikan hukum hess guna menentukan H reaksi tanpa perlu memanipulasi persamaan termokimia. Hal ini dilakukan dengan menggunakan hukum hess. Umpama suatu persamaan reaksi yang melibatkan pereaksi A, B, C, dengan keofisien reaksi na, nb, nc,dan produk reaksi P, Q, R, dengan keofisien reaksi np, nq, nr,.. naA + nbB + ncC + .npP + nqQ + nrR +. Nilai H reaksi dapat dihitung sebagai berikut:Hreaksi = (npHfP + nq Hf Q + nr Hf R + ) (naHfA + nb Hf B + nc Hf C + ) =(nproduk Hf produk) (npereaksi Hf pereaksi)Jadi diperoleh persamaan hukum hess sebagai berikut:Hreaksi = (nproduk Hf produk) (npereaksi Hf pereaksi)

3. Menghitung H reaksi menggunakan ikatan kimiaa. Energi ikatanPada prinsipnya, suatu reaksi kimia melibatkan pemutusan dan pembentukan ikatan kimia. Pemutusan ikatan kimia menyebabkan zat-zat pereaksi terpisah menjadi atom-atomnya. Atom-atom ini akan disusun ulang dan bergabung kembali membentuk ikatan kimia dalam zat-zat produk reaksinya. Pemutusan suatu ikatan memerlukan energy, sebaliknya suatu pembentukan ikatan akan melepaskan energy.Energy yang diperluka untuk memutuskan 1 mol ikatan dalam suatu molekul gas menjadi atom-atomnya dalam fase gas disebut energy ikatan atau energy disosiasi (D), dengan satuan kJ/mol. Nilai D dapat ditentukan menggunakan spektroskopi.Untuk memahami hal ini ambil contoh molekul h2. Pengukuran dengan spektroskop menunjukkan bahwa energy yang diperlukan untuk memutuskan 1 mol ikatan H H dalam suatu molekul gas H2 menjadi atom-atom gas H adalah 435,9 kJ/mol. Energy ikatan dari 1 mol ikatan H H dalam suatu molekul gas H2 yakni DH H kJ/mol.

H H(g) H(g) + H(g)

Atau

H2(g) 2H(g, atom)

Selain menggunakan spektroskopi, para ahli juga menggunakan persamaan hukum hess untuk menentukan nilai energy ikatan.

b. Energy ikatan menghitung H reaksiReaksi kimia pada dasarnya melibatkan energy untuk pemutusan ikatan antar-atom pereaksi dan pembentukan ikatan antar-atom produk reaksi. Selisih antar energy untuk pemutusan dan pembentukan ikatan ini adalah H.

Hreaksi = energy yang diperlukan untuk pemutusan ikatan antar-atom pereaksi.Energy yang dilepas pada pembentukan ikatan antar-atom produk reaksi.

Hreaksi = (energy ikatan pereaksi). (energy ikatan produk reaksi)

Untuk memahami hal ini,simak contoh reaksi peruraian H2O (reaksi endoterm) dan pembakaran CH4 (reaksi eksoterm) berikut:

Reaksi peruraian h2O:H2O dapat diuraikan menjadi gas H2 dan gas O2 dengan bantuan energy yang diperoleh dari arus listrik.

2H2O(1) 2H2(g) + O2(g) OH H O HH +O = O HHH H

Ada 2 tahapan yang ditunjukkan pada diagram entalpi pada gambar: Pemutusan 2 ikatan H-O menjadi atom-atom H dan O. energy yang diperlukan adalah sebesar (energy ikatan pereaksi) Pembentukan dua ikatan H-H dan satu ikatan O=O dari atom-atom H dan O. energy yang dilepas adalah sebesar (energy ikatan produk reaksi).

Kalor pembakaran dalam kehidupan sehari-hariTelah dijelaskan bahwa didalam suatu reaksi pembakaran, akan dilepas sejumlah kalor yang dinyatakan sebagai perubahan entalpi pembakaran. Dalam kehidupan sehari-hari, perubahan entalpi pembakaran lebih dikenal sebagai kalor pembakaran.Ada 3 faktor agar pembakaran dapat terjadi, yakni adanya bahan bakar, oksigen dan kaloruntuk memulai pembakaran. Kalor pembakaran ini dapat diperoleh dengan menggunakan kalorimeter. Perhatiakan, kalor pembakaran umumnya diberikan dalam satuan kJ/kg atau kJ/g dan bukan kJ/ mol. Hal ini dikarenakan bahan bakar biasanya tidak murni dan penggunaaan satuan kg atau g lebih praktis.Kesimpulan Rumus-Rumus Dapat disimpulkan rumus-rumus sebagai berikut:1. Perubahan entalpi: H = 2. H reaksi:H reaksi = 3.

4. Perhitungan menggunakan kalorimeter sederhana:reaksi ; qreaksi = -qlarutan = -m 5. Perhitungan menggunakan kalorimeter bom:reaksi ; qreaksi = -qkalorimeter = -Ckalorimeter 6. Perhitungan menggunakan persamaan hukum hess:Hreaksi = (nproduk Hf produk) (npereaksi Hf pereaksi)

7. Perhitungan menggunakan data energy ikatan:Hreaksi = (energy ikatan pereaksi) - (energy ikatan produk reaksi)

Soal:1. Reaksi yang melibatkan penterapan kalor oleh sistem dari lingkungan disebuta. Reaksi eksotermb. Reaksi endotermc. Reaksi respirasid. Reaksi pembakarane. Reaksi penetralanJawaban: B. reaksi endoterm, karena reaksi endoterm adalah reaksi yang melibatkan penyerapan kalor.2. Pada proses fotosintesis, energy matahari diubah menjadi energy kimia yang tersimpan dalam karbohidrat. Proses fotosintesis merupakan contoh reaksia. Eksotermb. Endotermc. Asam basad. Kesetimbangane. PenetralanJawaban: B. endoterm, karena reaksi endoterm adalah reaksi yang melibatkan penyerapan kalor.3. Yang bukan merupakan pengamatan pada reaksi eksoterm adalaha. Kalor lepasb. Adanya cahaya yang dipancarkanc. (Hproduk reaksi) > (Hpereaksi)d. Nilai H negatife. Wadah menjadi hangatJawaban: C. (Hproduk reaksi) > (Hpereaksi) karena reaksi eksoterm adalah reaksi yang melibatkan pelepasan kalor.4. Perhatikan persamaan termokimia berikut:H2(g) + O2(g) H2O2(1) H = -187,8 kJErdasarkan nilai H diatas, berapakah nilai H untuk reaksiH2O2(1) H2(g) + O2(g) a. +93,9 kJb. -187,8 kJc. +187,8 kJd. -375,6 kJe. +375,6 kJJawaban: B. -187,8 kJ karena H2O2(1) H2(g) + O2(g) H = -187,8 kJ

5. Reaksi dua zat dengan total volum 50 ml dalam kalorimeter menyebabkan penurunan suhu sebesar 3C, maka kalor reaksi adalah(asumsi larutan encer seperti air)a. -62,7 kJb. +62,7 kJc. -627 kJd. +627 kJe. -6.270 kJJawaban:D. +627 kJPembahasan:P= = 1 gr/mL x 50 mL = 50 gr

q = m x c x T = 50.4,18.3 =627 kJ6. Berapa kalor yang perlu untuk menaikkan suhu 50 g air dari 25C menjadi 60C? Diketahui kalor jenis air, c = 4,18 J gC1.a. 7,125 kJb. 7,225 kJc. 7,65 kJd. 7325 kJe. 7315 kJJawaban: E. 7315 kJPembahasan:q = m . c. T = 50 . 4,18 . (60-25) =7315 kJ

7. 1HManakah perumusan yang benar menurut hukum hess untuk diagram berikut:

AH2H4B

H3CD

a. H1 = H2 H3 + H4b. H1 + H2 = H3 + H4c. H1 + H2 + H3 = H4 d. H1 - H2 = H3 + H4e. H1 = H2 H3 - H4Jawaban: a. H1 = H2 H3 + H4 karena setiap reaksi yang berlangsung dalam dua tahap reaksi atau lebih, maka perubahan untuk entalpi untuk reaksi tersebut adalah sama dengan jumlah perubahan entalpi dari semua tahapan.8. Pada suatu percobaan, 3 L air dipanaskan sehingga suhu air naik dari 250C menjadi 720C. Jika diketahui massa jenis air = 1g mL-1,dan kalor jenis air = 4,2 Jg-1 0C-1, tentukanHreaksi pemanasan tersebut.a. 592,2 kJb. 582,5 kJc. 592,7 kJd. 575,2 kJe. 5.922 kJ

Jawaban: A. 592,2 kJPembahasan:

P= = 1 gr/mL x 3000 mL = 3000 gr

Q = m x c x T = 3000 x 4,2 x (72 25) = 3000 x 4,2 x 47 = 592200 J : 1000 = 592,2 kJ

9. Dalam kalorimeter terdapat zat yang bereaksi secara eksotermik dan ternyata 0,2 kg air sebagai pelarut mengalami kenaikan temperatur sebesar 4C. Kalor jenis air = 4,2 J/gramC. Tentukan kalor reaksa. 3,6 kJb. 4,55 kJc. 3,36 kJd. 4,46 kJe. 5,25 kJJawaban: C. 3,36 kJPembahasan:m = 0,2 kg = 200 g c = 4,2 J/gram C T = 4C Q = m.c. t = 200 gram x 4,2 J/gramC x 4C = 3.360 Joule = 3,36 kJ

10. Tiga faktor penting agar pembakaran dapat terjadi, yaitua. Karbon dioksida, bahan bakar, kalorb. Oksigen, bahan bakar, kalorc. Oksigen, karbon dioksid, kalord. Oksigen, kalor, aire. Karbon dioksida, air, kalorJawaban: B. Oksigen, bahan bakar, kalor