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. Termodinamika I
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.
Thermodinamika merupakan ilmu tentang energi, yang secara spesifik membahas tentang hubungan antara energi panas dengan kerja. Seperti telah diketahui bahwa energi di dalam alam dapat terwujud dalam berbagai bentuk, selain energi panas dan kerja, yaitu energi kimia, energi listrik, energi nuklir, energi gelombang elektromagnit, energi akibat gaya magnit, dan lain-lain. Energi dapat berubah dari satu bentuk ke bentuk lain, baik secara alami maupun hasil rekayasa tehnologi. Selain itu energi di alam semesta bersifat kekal, tidak dapat dibangkitkan atau dihilangkan, yang terjadi adalah perubahan energi dari satu bentuk menjadi bentuk lain tanpa ada pengurangan atau penambahan. Prinsip ini disebut sebagai prinsip konservasi atau kekekalan energi
Suatu sistem thermodinamika adalah suatu masa atau daerah yang dipilih untuk dijadikan obyek analisis. Daerah sekitar sistem tersebut disebut sebagai lingkungan. Batas antara sistem dengan lingkungannya disebut batas sistem (boundary), seperti terlihat pada Gambar 1.1. Dalam aplikasinya batas sistem nerupakan bagian dari sistem maupu lingkungannya, dan dapat tetap atau dapat berubah posisi atau bergerak.
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:
DH = DE + PDV
W= PDV
DE = energi dalam
Pada proses siklis (keadaan akhir identik dengan kedaan awal) U1 =U2 è U2 – U1 = 0 , karena U adalah fungsi keadaan dan dalam keadaan sama nilai U juga sama. Pada proses siklis dimungkinkan adanya panas yang keluar sistem. Sehingga panas netto yg masuk ke dalam sistem seluruhnya dipakai untuk melakukan usaha
Hukum pertama termodinamika dapat dirumuskan sbg
∆U = Q – W
∆U è perubahan tenaga dakhil sistem
Q è panas yang masuk/keluar dari sistem
W è Usaha yang dilakukan thp sistem
Tenaga dakhil adalah jumlah tenaga kinetik dan tenaga potensial molekul-molekulnya (pada gas sempurna molekulnya tidak tarik-menarik). Perumusan di atas tidak meninjau kemungkinan sistem yg bergerak nisbi terhadap lingkungan
Mekanika è ∆Ek = W (tenaga kinetik benda = usaha yg dilakukan thp sistem)
Termodinamika, W-nya (-) è ∆Ek = -W
Pada suatu proses, tenaga kinetik maupun tenaga dakhil dapat berubah yg disebabkan oleh arus panas ataupun usaha. Sehingga hukum pertama dapat ditulis :

∆U + ∆Ek = Q – Wt

Wt è Usaha total (usaha sistem sendiri, juga gaya-gaya yg lain. Usaha tersebut karena gaya konservatif maupun nonkonservatif
è Wt = Wk + Wnk
Dengan rumus hukum pertama termodinamika berubah. Menurut mekanika besar usaha oleh gaya konservatif, misalnya gaya gravitasi Wk = -∆Ep, pada termodinamika menjadi Wk = ∆Ep
∆U + ∆Ek + ∆EP = Q – Wnk

II.3. 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.
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 pembentukannya 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

DHOT = DH0298 + òT298 D 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 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.4. 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 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.

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.5. 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 ).
H = E + ( P.V )
DH = DE + ( P. DV )
DH = (q + w ) + ( P. DV )
DH = qp – ( P. DV ) + ( P. DV )
DH = qp
Untuk reaksi kimia :
DH = 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:
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.
Gambar berikut ini menunjukkan diagram perubahan energi kimia menjadi berbagai bentuk energi lainnya.
gb14
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.5.1. 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.5.2. 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 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.5.3. 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.5.4. 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.5.5. 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.5.6. 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.5.7. Entalpi Peleburan Standar
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.5.8. 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.6. 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 DT
qkalorimeter = C x DT
dengan :
q = jumlah kalor ( J )
m = massa zat ( g )
DT = 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 :

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 DT
dengan :
m = massa air dalam kalorimeter ( g )
c = kalor jenis air dalam kalorimeter (J / g.oC ) atau ( J / g. K )
DT = perubahan suhu ( oC atau K )

Jumlah kalor yang diserap oleh bom dapat dihitung dengan rumus :
qbom = Cbom x DT
dengan :
Cbom = kapasitas kalor bom ( J / oC ) atau ( J / K )
DT = perubahan suhu ( oC atau K )

Reaksi yang berlangsung pada kalorimeter bom berlangsung pada volume tetap (DV = nol). Oleh karena itu, perubahan kalor yang terjadi di dalam sistem = perubahan energi dalamnya.
DE = q + w dimana w = – P. DV ( jika DV = nol maka w = nol )
maka DE = 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 keping asbes 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 dengan sumber 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 ).
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 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 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.∆T + c.∆T)
Jika kapasitas kalori dalam kalorimeter diabaikan, maka
Qreaksi = – (m.c.∆T)

Keterangan :
m = massa zat (kg) c = kalor jenis (J/kg⁰C)
∆t = perubahan suhu (Celcius)