Rumus-rumus Trigonometri

 
PENJUMLAHAN DUA SUDUT (a + b)

sin(a + b)  = sin a cos b + cos a sin b
cos(a + b) = cos a cos b - sin a sin b
tg(a + b )   = tg a + tg b
                 1 - tg²a

SELISIH DUA SUDUT (a - b)

sin(a - b)  = sin a cos b - cos a sin b
cos(a - b) = cos a cos b + sin a sin b
tg(a - b )   = tg a - tg b
                 1 + tg²a


SUDUT RANGKAP

sin 2a  = 2 sin a cos a
cos 2a = cos²a - sin² a 
cos 2a= 2 cos²a - 1
cos 2a= 1 - 2 sin²a
tg 2a  =  2 tg 2a 
            1 - tg²a
sin a cos a = ½ sin 2a
cos²a = ½(1 + cos 2a)
sin2a  = ½ (1 - cos 2a)

Secara umum :

sin na  = 2 sin ½na cos ½na
cos na = cos² ½na - 1
cos na= 2 cos² ½na - 1
cos na= 1 - 2 sin² ½na
tg na =   2 tg ½na  
           1 - tg² ½na

JUMLAH SELISIH DUA FUNGSI YANG SENAMA


BENTUK PENJUMLAHAN ® PERKALIAN

sin a + sin b   = 2 sin a + b    cos a - b
                                2              2
sin a - sin b   = 2 cos a + b    sin a - b
                                2             2
cos a + cos b = 2 cos a + b    cos a - b
                                 2              2
cos a + cos b = - 2 sin a + b   sin a - b
                                  2             2

BENTUK PERKALIAN ® PENJUMLAHAN

2 sin a cos b = sin (a + b) + sin (a - b)
2 cos a sin b = sin (a + b) - sin (a - b)
2 cos a cos b = cos (a + b) + cos (a - b)
- 2 sin a cos b = cos (a + b) - sin (a - b)

PENJUMLAHAN FUNGSI YANG BERBEDA

Bentuk a cos x + b sin x

Merubah bentuk a cos x + b sin x ke dalam bentuk K cos (x - a)

a cos x + b sin x = K cos (x-a)

dengan :                     
             K = Öa² + b² dan tg a = b/a Þ a = ... ?

Kuadran dari a ditentukan oleh kombinasi tanda a dan b sebagai berikut

	I	II	III	IV
a	+	-	-	+
b	+	+	-	-

keterangan :
a = koefisien cos x
b = koefisien sin x

Momentum dan Impuls

TEOREMA IMPULS-MOMENTUMMomentum (p) didefinisikan sebagai suatu ukuran kesukaran untuk mengubah keadaan gerak suatu benda. (Cat : bandingkan dengan definisi massa inersia : suatu ukuran kesukaran untuk menggerakkan suatu benda)
Secara matematis momentum didefinisikan sebagai :

Dimana p adalah momentum (kg.m/s), m adalah massa benda (kg), dan v adalah kecepatannya (m/s).
Momentum adalah besaran vektor! Perhatikan arah!
Impuls (I) didefinisikan sebagai besarnya perubahan momentum yang disebabkan oleh gaya yang terjadi pada waktu singkat, sehingga dapat dituliskan sebagai :

persamaan tersebut dikenal sebagai Teorema Impuls-Momentum
Definisi lain dari impuls (diperoleh dari penurunan Hukum II Newton) adalah hasil kali antara gaya singkat yang bekerja pada benda dengan waktu kontak gaya pada benda (biasanya sangat kecil), sehingga bisa juga ditulis sebagai :

Dengan satuan I adalah N.s. Jadi Teorema Impuls-Momentum dapat dinyatakan dalam bentuk berikut :


HUKUM KEKEKALAN MOMENTUMBerdasarkan Hukum kedua Newton, maka diketahui bahwa momentum suatu sistem adalah kekal (selama tidak ada gaya lain yang bekerja pada sistem), maka Hukum Kekekalam Momentum dapat ditulis sebagai :

atau untuk menyederhanakan penulisan digunakan notasi

Hukum kekekalan momentum ini dapat digunakan untuk menyelesaikan berbagai masalah :
1. Tumbukan antara dua benda (tabrakan mobil, tumbukan bola-bola, tumbukan bola-dinding, dll.)
2. Pemisahan antara dua benda (mis: dua orang berpelukan lalu saling mendorong satu sama lain, peluru yang keluar dari sebuah senapan, dll.).
3. Ledakan bom yang terpecah menjadi dua bagian atau lebih.
4. Penyatuan dua benda ( mis: orang yang naik ke perahu, dua benda bertumbukan lalu menempel, dll.)

KOEFISIEN RESTITUSI & JENIS-JENIS TUMBUKANKoefisien restitusi (e) didefinisikan sebagai perbandingan perubahan kecepatan benda sesudah bertumbukan dan sebelum bertumbukan, atau :

Koefisien restitusi tidak memiliki satuan dan nilainya dari 0 s/d 1. Nilai negatif diperlukan untuk ‘mempositifkan’ nilai e, karena Δv’ bernilai negatif (arah berlawanan dengan Δv). Jika :
e = 1 => Tumbukan Lenting/elastis Sempurna. Tidak ada penyerapan energi, maka berlaku Hukum Kekekalan Energi Kinetik (EK = EK’)
0 < e < 1 => Tumbukan Lenting/elastis Sebagian, ada penyerapan energi. EK ≠EK’
e = 0 ==> Tumbukan tidak lenting/tidak elastis sama sekali, energi terserap secara maksimal. EK ≠EK’
Contoh :
Jika benda dilempar ke dinding dengan kecepatan 40 m/s lalu memantul kembali dengan kecepatan 40 m/s, maka tumbukan tersebut memiliki koefisien restitusi e = 1 dan disebut Tumbukan Lenting Sempurna
Jika benda dilempar ke dinding dengan kecepatan 40 m/s lalu memantul kembali dengan kecepatan 10 m/s, maka tumbukan tersebut memiliki koefisien restitusi e diantara 0 dan 1 dan disebut Tumbukan Lenting Sebagian
Jika benda dilempar ke dinding dengan kecepatan 40 m/s lalu menempel pada dinding, maka tumbukan tersebut memiliki koefisien restitusi e = 0 dan disebut Tumbukan tidak Lenting Sama sekali
Catatan : Untuk kasus dua buah benda bertumbukan, maka rumus koefisien restitusi menjadi :


TUMBUKAN DUA BUAH BENDABentuk persamaan Hukum Kekekalan Momentum menjadi :


Catatan pengerjaan soal :
1. Perhatikan arah gerakan benda, beri tanda negatif atau positif pada kecepatan sesuai dengan arah yang disepakati. Sebaiknya soal digambarkan supaya tidak salah menerapkan positif dan negatif.
2. Penyelesaian biasanya menggunakan 2 buah persamaan yang di substitusi dan eliminasi. Persamaan pertama diperoleh dari Hukum Kekekalan Momentum dan persamaan kedua diperoleh dari rumus koefisien restitusi.
3. Jika tumbukan bersifat lenting sempurna, maka bisa digabungkan dengan Hukum Kekekalan Energi Kinetik, yaitu :


4. Jika tumbukan bersifat tidak lenting sama sekali, maka :
v1’ = v2’ = vC = Kecepatan bersamaUntuk hal ini tidak usah masuk ke persamaan koefisien restitusi.


KASUS KHUSUS 1 :
Jika massa benda sama, maka kecepatan akhir masing-masing benda besarnya akan bertukar dengan kecepatan awal.
Mis : Dua buah benda dengan massa yang sama (5 kg) saling bertumbukan. Kec awal benda masing-masing v1 = 20 m/s, v2 = -30 m/s, maka berapakah kecepatan akhir masing-masing benda? Jawabannya : v1 = -30 m/s, v2 = 20 m/s (saling bertukar dengan awal)

KASUS KHUSUS 2 :
Bola dilepas di atas lantai dari ketinggian h lalu memantul kembali hingga ketinggian h’ (h’ tidak mungkin lebih besar dari h! Mengapa?). Maka besar koefisien restitusi dari bola dan lantai adalah :

Oral Presentation

The material of your presentation should be concise, to the point and tell an interesting story. In addition to the obvious things like content and visual aids, the following are just as important as the audience will be subconsciously taking them in:

• Your voice - how you say it is as important as what you say
• Body language - a subject in its own right and something about which much has been written and said. In essence, your body movements express what your attitudes and thoughts really are. You might like to check out this web page
• Appearance - first impressions influence the audience's attitudes to you. Dress appropriately for the occasion.

As with most personal skills oral communication cannot be taught. Instructors can only point the way. So as always, practice is essential, both to improve your skills generally and also to make the best of each individual presentation you make.

Preparation

Prepare the structure of the talk carefully and logically, just as you would for a written report. What are:

• the objectives of the talk?
• the main points you want to make?

Make a list of these two things as your starting point  
Write out the presentation in rough, just like a first draft of a written report. Review the draft. You will find things that are irrelevant or superfluous - delete them. Check the story is consistent and flows smoothly. If there are things you cannot easily express, possibly because of doubt about your understanding, it is better to leave them unsaid.
Never read from a script. It is also unwise to have the talk written out in detail as a prompt sheet - the chances are you will not locate the thing you want to say amongst all the other text. You should know most of what you want to say - if you don't then you should not be giving the talk! So prepare cue cards which have key words and phrases (and possibly sketches) on them. Postcards are ideal for this. Don't forget to number the cards in case you drop them.
Remember to mark on your cards the visual aids that go with them so that the right OHP or slide is shown at the right time
Rehearse your presentation - to yourself at first and then in front of some colleagues. The initial rehearsal should consider how the words and the sequence of visual aids go together. How will you make effective use of your visual aids?

Making the presentation

Greet the audience (for example, 'Good morning, ladies and gentlemen'), and tell them who you are. Good presentations then follow this formula:

• tell the audience what you are going to tell them,
• then tell them,
• at the end tell them what you have told them.

Keep to the time allowed. If you can, keep it short. It's better to under-run than over-run. As a rule of thumb, allow 2 minutes for each general overhead transparency or Powerpoint slide you use, but longer for any that you want to use for developing specific points. 35mm slides are generally used more sparingly and stay on the screen longer. However, the audience will get bored with something on the screen for more than 5 minutes, especially if you are not actively talking about it. So switch the display off, or replace the slide with some form of 'wallpaper' such as a company logo.
Stick to the plan for the presentation, don't be tempted to digress - you will eat up time and could end up in a dead-end with no escape!
Unless explicitly told not to, leave time for discussion - 5 minutes is sufficient to allow clarification of points. The session chairman may extend this if the questioning becomes interesting.
At the end of your presentation ask if there are any questions - avoid being terse when you do this as the audience may find it intimidating (ie it may come across as any questions? - if there are, it shows you were not paying attention). If questions are slow in coming, you can start things off by asking a question of the audience - so have one prepared.

Delivery

Speak clearly. Don't shout or whisper - judge the acoustics of the room.
Don't rush, or talk deliberately slowly. Be natural - although not conversational.
Deliberately pause at key points - this has the effect of emphasising the importance of a particular point you are making.
Avoid jokes - always disastrous unless you are a natural expert  
To make the presentation interesting, change your delivery, but not too obviously, eg:

• speed
• pitch of voice

Use your hands to emphasise points but don't indulge in to much hand waving. People can, over time, develop irritating habits. Ask colleagues occasionally what they think of your style.
Look at the audience as much as possible, but don't fix on an individual - it can be intimidating. Pitch your presentation towards the back of the audience, especially in larger rooms.
Don't face the display screen behind you and talk to it. Other annoying habits include:

• Standing in a position where you obscure the screen. In fact, positively check for anyone in the audience who may be disadvantaged and try to accommodate them.
• Muttering over a transparency on the OHP projector plate an not realising that you are blocking the projection of the image. It is preferable to point to the screen than the foil on the OHP (apart from the fact that you will probably dazzle yourself with the brightness of the projector)

Avoid moving about too much. Pacing up and down can unnerve the audience, although some animation is desirable.
Keep an eye on the audience's body language. Know when to stop and also when to cut out a piece of the presentation.

Visual Aids

Visual aids significantly improve the interest of a presentation. However, they must be relevant to what you want to say. A careless design or use of a slide can simply get in the way of the presentation. What you use depends on the type of talk you are giving. Here are some possibilities:

• Overhead projection transparencies (OHPs)
• 35mm slides
• Computer projection (Powerpoint, applications such as Excel, etc)
• Video, and film,
• Real objects - either handled from the speaker's bench or passed around
• Flip~chart or blackboard - possibly used as a 'scratch-pad' to expand on a point

Keep it simple though - a complex set of hardware can result in confusion for speaker and audience. Make sure you know in advance how to operate the equipment and also when you want particular displays to appear. Sometimes a technician will operate the equipment. Arrange beforehand, what is to happen and when and what signals you will use. Edit your slides as carefully as your talk - if a slide is superfluous then leave it out. If you need to use a slide twice, duplicate it. And always check your slides - for typographical errors, consistency of fonts and layout.
Slides and OHPs should contain the minimum information necessary. To do otherwise risks making the slide unreadable or will divert your audience's attention so that they spend time reading the slide rather than listening to you.
Try to limit words per slide to a maximum of 10. Use a reasonable size font and a typeface which will enlarge well. Typically use a minimum 18pt Times Roman on OHPs, and preferably larger. A guideline is: if you can read the OHP from a distance of 2 metres (without projection) then it's probably OK
Avoid using a diagram prepared for a technical report in your talk. It will be too detailed and difficult to read.
Use colour on your slides but avoid orange and yellow which do not show up very well when projected. For text only, white or yellow on blue is pleasant to look at and easy to read. Books on presentation techniques often have quite detailed advice on the design of slides. If possible consult an expert such as the Audio Visual Centre
Avoid adding to OHPs with a pen during the talk - it's messy and the audience will be fascinated by your shaking hand! On this point, this is another good reason for pointing to the screen when explaining a slide rather than pointing to the OHP transparency.

Room lighting should be considered. Too much light near the screen will make it difficult to see the detail. On the other hand, a completely darkened room can send the audience to sleep. Try to avoid having to keep switching lights on and off, but if you do have to do this, know where the light switches are and how to use them.

Finally ...,

Enjoy yourself. The audience will be on your side and want to hear what you have to say!

Energi dan Termokimia

Energi adalah kemampuan untuk melakukan kerja. Energi dapat berbentuk macam-macam, seperti energi panas, energi cahaya, energi listrik, dan energi mekanik. Ada dua penggolongan energi yang umum dan penting bagi kimiawan, yaitu:
1. Energi Kinetik
Energi kinetik adalah energi gerak. Para kimiawan mempelajari partikel yang bergerak, khususnya gas, karena energi kinetik dari partikel ini membantu untuk menentukan apakah suatu reaksi dapat terjadi, selain faktor ada tidaknya tumbukan antar partikel dan perpindahan energi.
2. Energi Potensial
Energi potensial adalah energi yang tersimpan.  Setiap benda mempunyai energi potensial yang tersimpan berdasarkan posisinya. Para kimiawan lebih tertarik dengan energi potensial yang tersimpan dalam ikatan kimia, yaitu gaya yang menyatukan atom-atom di dalam senyawa. Energi potensial tersebut akan dibebaskan menjadi bentuk energi lainnya saat reaksi kimia. Energi potensial yang ada pada ikatan kimia berhubungan dengan jenis ikatan dan jumlah ikatan yang memiliki kemampuan untuk putus dan membentuk ikatan baru.

Semua reaksi kimia mengikuti dua hukum dasar, yaitu hukum kekekalan massa dan hukum kekekalan energi. Hukum kekekalan massa menyatakan bahwa massa zat sebelum bereaksi harus sama dengan massa zat setelah bereaksi. Sementara hukum kekekalan energi (Hukum Termodinamika I) menyatakan bahwa energi tidak dapat diciptakan maupun dimusnahkan; energi hanya dapat diubah dari satu bentuk ke bentuk lainnya. Dengan kata lain, total energi di alam semesta selalu konstan.
Semua reaksi kimia dapat menyerap maupun melepaskan energi dalam bentuk panas (kalor). Kalor adalah perpindahan energi termal antara dua materi yang memiliki perbedaan temperatur. Kalor selalu mengalir dari benda panas menuju benda dingin. Termokimia adalah kajian tentang perpindahan kalor yang terjadi dalam reaksi kimia (kalor yang menyertai suatu reaksi kimia).
Aliran kalor yang terjadi dalam reaksi kimia dapat dijelaskan melalui konsep sistem-lingkungan. Sistem adalah bagian spesifik (khusus) yang sedang dipelajari oleh kimiawan. Reaksi kimia yang sedang diujicobakan (reagen-reagen yang sedang dicampurkan) dalam tabung reaksi merupakan sistem. Sementara, lingkungan adalah area di luar sistem, area yang mengelilingi sistem. Dalam hal ini, tabung reaksi, tempat berlangsungnya reaksi kimia, merupakan lingkungan.
Ada tiga jenis sistem. Sistem terbuka, mengizinkan perpindahan massa dan energi dalam bentuk kalor dengan lingkungannya. Sistem tertutup, hanya mengizinkan perpindahan kalor dengan lingkungannya, tetapi tidak untuk massa. Sedangkan sistem terisolasi tidak mengizinkan perpindahan massa maupun kalor dengan lingkungannya.
Pembakaran gas hidrogen dengan gas oksigen adalah salah satu contoh reaksi kimia dapat menghasilkan kalor dalam jumlah besar. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut:
2 H_2(g) + O_2(g) –> 2 H₂O_(l) + energi
Dalam reaksi ini, baik produk maupun reaktan merupakan sistem, sedangkan sekeliling reaksi kimia merupakan lingkungan. Oleh karena energi tidak dapat diciptakan maupun dimusnahkan, hilangnya sejumlah energi pada sistem akan ditampung pada lingkungan. Dengan demikian, kalor yang dihasilkan dari reaksi pembakaran ini sesungguhnya merupakan hasil perpindahan kalor  dari sistem menuju lingkungan. Ini adalah contoh reaksi eksoterm, yaitu reaksi yang melepaskan kalor, reaksi yang memindahkan kalor ke lingkungan.
Penguraian (dekomposisi) senyawa raksa (II) oksida hanya dapat terjadi pada temperatur tinggi. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut:
energi + 2 HgO_(s) –>  2 Hg_(l) + O_2(g)
Reaksi ini adalah salah satu contoh dari reaksi endoterm, yaitu reaksi yang menyerap (membutuhkan) kalor, reaksi yang memindahkan kalor dari lingkungan ke sistem.
Reaksi eksoterm merupakan reaksi yang memancarkan (melepaskan) kalor saat reaktan berubah menjadi produk. Reaktan memiliki tingkat energi yang lebih tinggi dibandingkan produk, sehingga energi dibebaskan pada perubahan reaktan menjadi produk. Sebaliknya, pada reaksi endoterm terjadi hal yang berlawanan. Pada reaksi endoterm, terjadi penyerapan kalor pada perubahan dari reaktan menjadi produk. Dengan demikian, reaktan memiliki tingkat energi yang lebih rendah dibandingkan produk.
Termokimia merupakan salah satu kajian khusus dari Termodinamika, yaitu kajian mendalam mengenai hubungan antara kalor dengan bentuk energi lainnya. Dalam termodinamika, kita mempelajari keadaan sistem, yaitu sifat makroskopis yang dimiliki materi, seperti energi, temperatur, tekanan, dan volume. Keempat sifat tersebut merupakan fungsi keadaan, yaitu sifat materi yang hanya bergantung pada keadaan sistem, tidak memperhitungkan bagaimana cara mencapai keadaan tersebut.  Artinya, pada saat keadaan sistem mengalami perubahan, besarnya perubahan hanya bergantung pada kondisi awal dan akhir sistem, tidak bergantung pada cara mencapai keadaan tersebut.
Hukum Termodinamika I disusun berdasarkan konsep hukum kekekalan energi yang menyatakan bahwa energi tidak dapat diciptakan maupun dimusnahkan; energi hanya dapat diubah dari satu bentuk ke bentuk lainnya. Dalam kajian Hukum Termodinamika I, kita akan mempelajari hubungan antara kalor, usaha (kerja), dan perubahan energi dalam (ΔU).
Perubahan energi dalam (ΔU) dapat dinyatakan dalam persamaan ΔU = U_f – U_i, dimana U_f adalah energi dalam setelah mengalami suatu proses dan U_i adalah energi dalam sebelum mengalami suatu proses. Perubahan energi dalam (ΔU) merupakan fungsi keadaan. Energi dalam (U) akan bertambah jika sistem menerima kalor dari lingkungan dan menerima usaha (kerja) dari lingkungan. Sebaliknya, energi dalam (U) akan berkurang jika sistem melepaskan kalor ke lingkungan dan melakukan kerja (usaha) terhadap lingkungan. Dengan demikian, hubungan antara kalor, usaha (kerja), dan perubahan energi dalam (ΔU) dapat dinyatakan dalam persamaan sederhana berikut:

ΔU = Q + W

Perubahan energi dalam (ΔU) adalah penjumlahan dari perpindahan kalor (Q) yang terjadi antar sistem-lingkungan dan kerja (W) yang dilakukan oleh-diberikan kepada sistem.

Proses	Tanda
Melepaskan kalor (Q) dari sistem ke lingkungan (eksoterm)	-
Menerima kalor (Q) dari lingkungan ke sistem (endoterm)	+
Kerja (W) dilakukan oleh sistem terhadap lingkungan (melakukan kerja)	-
Kerja (W) dilakukan oleh lingkungan terhadap sistem (menerima kerja)	+

Reaksi kimia umumnya berlangsung pada tekanan tetap. Sesuai dengan Hukum Termodinamika I, persamaan pada kondisi tekanan tetap akan menjadi seperti berikut:
ΔU = Q + W
ΔU = Q_p – P.ΔV
Sehingga, Q_p = ΔU + P.ΔV   atau   ΔH = ΔU + P.ΔV
Q_p disebut dengan istilah perubahan entalpi (ΔH), yaitu perubahan kalor yang dialami suatu zat pada tekanan tetap. Perubahan entalpi (ΔH) adalah penjumlahan energi dalam dan kerja. Oleh karena U, P, dan V merupakan fungsi keadaan, maka H juga merupakan fungsi keadaan. Dengan demikian, perubahan entalpi (ΔH) adalah fungsi yang hanya bergantung pada keadaan awal dan akhir zat, tidak bergantung pada cara mencapai keadaan tersebut.
Berdasarkan jenis reaksi yang terjadi, perubahan entalpi (ΔH) reaksi dapat dikelompokkan menjadi empat jenis, antara lain:

1. Perubahan entalpi pembentukan standar (ΔH°_f)
Merupakan kalor yang terlibat dalam proses pembentukan satu mol senyawa melalui unsur-unsurnya. Sebagai contoh, reaksi  ½ H_2(g) +  ½ I_2(s) HI_(g) merupakan reaksi pembentukan 1 mol senyawa HI. Kalor yang terlibat dalam reaksi ini disebut  ΔH°_f HI.

2. Perubahan entalpi penguraian standar (ΔH°_d)
Merupakan kalor yang terlibat dalam proses penguraian satu mol senyawa menjadi unsur-unsur pembentuknya. Sebagai contoh, reaksi HI_(g) ½ H_2(g) +  ½ I_2(s) merupakan reaksi penguraian 1 mol senyawa HI. Kalor yang terlibat dalam reaksi ini disebut  ΔH°_d HI. Reaksi penguraian merupakan kebalikan dari reaksi pembentukan. Dengan demikian, tanda ΔH°_d berkebalikan dengan tanda ΔH°_f.

3. Perubahan entalpi pembakaran standar (ΔH°_c)
Merupakan kalor yang terlibat dalam proses pembakaran satu mol unsur atau satu mol senyawa dengan oksigen. Sebagai contoh, reaksi C_(s) + O_2(g) CO_2(g) merupakan reaksi pembakaran 1 mol unsur C. Kalor yang terlibat dalam reaksi ini disebut ΔH°_c C. Contoh lain, reaksi pembakaran belerang dioksida, SO_2(g) +  ½ O_2(g) SO_3(g). Kalor yang terlibat dalam reaksi ini disebut ΔH°_c SO₂.

4. Perubahan entalpi netralisasi standar (ΔH°_n)
Merupakan kalor yang terlibat dalam proses reaksi satu mol senyawa asam (H⁺) dengan satu mol senyawa basa (OH^-). Sebagai contoh, reaksi HCl_(aq) + NaOH_(aq) NaCl_(aq) + H₂O_(l) merupakan reaksi netralisasi satu mol asam terhadap satu mol basa. Kalor yang terlibat dalam reaksi ini disebut ΔH°_n.
Reaksi kimia umumnya berlangsung pada tekanan tetap. Perpindahan kalor yang terjadi saat reaktan berubah menjadi produk disebut perubahan entalpi reaksi (ΔH) dan dapat dituliskan dalam persamaan berikut:

ΔH = H_produk - H_reaktan

Entalpi reaksi (ΔH) dapat bertanda positif maupun negatif, tergantung proses yang terjadi. Pada reaksi endoterm, kalor berpindah dari lingkungan ke sistem, menyebabkan entalpi produk lebih tinggi dibandingkan entalpi reaktan, sehingga ΔH bertanda positif (ΔH>0). Sebaliknya, pada reaksi eksoterm, kalor berpindah dari sistem ke lingkungan, menyebabkan entalpi produk lebih rendah dibandingkan entalpi reaktan, sehingga ΔH bertanda negatif (ΔH<0).
Persamaan Termokimia merupakan persamaan reaksi kimia yang dilengkapi dengan nilai entalpi reaksinya. Melalui persamaan termokimia, selain mengetahui perubahan yang terjadi dari reaktan menjadi produk, kita juga sekaligus dapat mengetahui apakah proses ini membutuhkan kalor (endoterm) atau melepaskan panas (eksoterm). Berikut ini diberikan beberapa persamaan termokimia:
CH_4(g) + 2 O_{2(g)  –>} CO_2(g) + 2 H₂O_(l) ΔH = -890,4 kJ/mol
SO_2(g) +  ½ O_2(g) –>  SO_3(g) ΔH = -99,1 kJ/mol
Entalpi merupakan salah satu sifat ekstensif materi. Sifat ekstensif materi bergantung pada kuantitas (jumlah) materi tersebut. Oleh karena itu, bila suatu persamaan termokimia dikalikan dengan faktor n, maka nilai ΔH juga ikut dikalikan dengan faktor n. Sebagai contoh:
H₂O_{(s) –>} H₂O_(l) ΔH = +6,01 kJ/mol
(untuk melelehkan satu mol es diperlukan kalor sebesar 6,01 kJ)
2 H₂O_{(s)   –>} 2 H₂O_(l) ΔH = 2(+6,01 kJ/mol) = +12,02 kJ/mol
(untuk melelehkan dua mol es diperlukan kalor sebesar dua kali kalor pelelehan satu mol es)
Ketika suatu persamaan reaksi dibalik, posisi reaktan dan produk akan saling tertukar satu sama lainnya. Dengan demikian, nilai ΔH akan tetap dipertahankan, akan tetapi tandanya berubah [dari (+) menjadi (–) atau sebaliknya dari (– )menjadi( +)].  Sebagai contoh:
H₂O_{(s)   –>} H₂O_(l) ΔH = +6,01 kJ/mol
H₂O_{(l)   –>} H₂O_(s) ΔH = -6,01 kJ/mol
Dalam laboratorium, perubahan kalor yang terjadi akibat proses fisika maupun kimia dapat diukur dengan kalorimeter. Prinsip perhitungan entalpi reaksi melalui metode kalorimeter memanfaatkan Azas Black, yaitu kalor reaksi sebanding dengan massa zat yang bereaksi, kalor jenis zat yang bereaksi, dan perubahan temperatur yang diakibatkan oleh reaksi tersebut. Secara matematis, Azas Black dapat dinyatakan dalam persamaan berikut:

Q = m . c . ΔT

Q = kalor reaksi (J)
m =massa zat yang bereaksi (g)
c = kalor jenis zat (J/g.°C)
ΔT = perubahan temperatur (°C)
Jumlah mol zat yang bereaksi dapat dihitung dengan salah satu dari persamaan berikut:
n = massa zat yang bereaksi / massa molar (Mr) zat tersebut
atau
n = Molaritas . Volume (khusus untuk larutan)

Satuan ΔH adalah joule per mol atau kilojoule per mol. Hubungan kalor reaksi (Q), jumlah mol zat yang bereaksi (n), dan entalpi reaksi (ΔH) dapat dinyatakan dalam persamaan berikut:

ΔH = Q / n

Selain menggunakan metode kalorimeter, entalpi reaksi dapat pula ditentukan melalui beberapa metode lainnya. Salah satu metode yang sering digunakan para kimiawan untuk mempelajari entalpi suatu reaksi kimia adalah melalui kombinasi data-data ΔH°_f. Keadaan standar (subskrip °) menunjukkan bahwa pengukuran entalpi dilakukan pada keadaan standar, yaitu pada tekanan 1 atm dan suhu 25°C. Sesuai kesepakatan, ΔH°_f unsur bebas bernilai 0, sedangkan ΔH°_f senyawa tidak sama dengan nol (ΔH°_f unsur maupun senyawa dapat dilihat pada Tabel Termokimia). Kita dapat menghitung entalpi suatu reaksi kimia apabila ΔH°_f unsur maupun senyawa yang terlibat dalam reaksi tersebut diberikan. Sebagai contoh, berikut ini diberikan suatu reaksi hipotetis:

a A + b B     —————>   c C + d D

Jika diberikan data:
ΔH°_f A = p kJ/mol
ΔH°_f B = q kJ/mol
ΔH°_f C = r kJ/mol
ΔH°_f D = s kJ/mol
a, b, c, dan d adalah koefisien reaksi untuk masing-masing zat A, B, C, dan D. Maka ΔH reaksi dapat dihitung dengan persamaan berikut:

ΔH_reaksi = [c(ΔH°_f C )+ d(ΔH°_f D)] – [a(ΔH°_f A) + b(ΔH°_f B)]

ΔH_reaksi = [c.r + d.s] – [a.p + b.q]

Dengan demikian, entalpi suatu reaksi adalah penjumlahan entalpi produk yand dikurangi dengan penjumlahan entalpi reaktan. Singkat kata,

ΔH_reaksi = ΣΔH°_f produk – ΣΔH°_f reaktan

(jangan lupa masing-masing dikalikan terlebih dahulu dengan koefisien reaksinya)

Beberapa senyawa tidak dapat dihasilkan langsung dari unsur-unsurnya. Reaksi semacam ini melibatkan beberapa tahapan reaksi. Untuk menentukan entalpi reaksinya, kita dapat menggunakan hukum penjumlahan entalpi reaksi yang dikembangkan oleh Germain Hess, seorang ilmuwan berkebangsaan Swiss. Metode ini lebih dikenal dengan istilah Hukum Hess.
Hukum Hess menyatakan bahwa entalpi reaksi tidak bergantung pada jalannya reaksi, tetapi hanya bergantung pada kondisi awal (reaktan) dan kondisi akhir (produk)reaksi. Ini merupakan konsekuensi dari sifat fungsi keadaan yang dimilki oleh entalpi. Hal ini berarti, nilai ΔH akan sama, baik reaksi berlangsung dalam satu tahap maupun beberapa tahap.
Sebagai contoh, kita ingin menentukan entalpi pembentukan gas karbon monoksida (CO). Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut:
C_(grafit) +  ½ o_{2(g)  –>} CO_(g)
Kita tidak dapat menentukan ΔH°_f CO secara langsung, sebab pembakaran grafit akan menghasilkan sejumlah gas CO₂. Oleh sebab itu, kita dapat menggunakan cara tidak langsung dengan Hukum Hess. Diberikan dua persamaan reaksi termokimia yang berkaitan dengan gas CO, masing-masing adalah sebagai berikut:
(1)    C_(grafit) + O_{2(g)   –>} CO_2(g) ΔH = -393,5 kJ/mol
(2)    CO_(g) +  ½ o_{2(g)   –>} CO_2(g) ΔH = -283,0 kJ/mol
Untuk mendapatkan reaksi pembentukan CO, reaksi (1) dipertahankan (tetap), sementara reaksi (2) dibalik (jangan lupa mengubah tanda pada ΔH). Selanjutnya jumlahkan kedua reaksi tersebut.
(1)    C_(grafit) + O_{2(g)  –>} CO_2(g) ΔH = -393,5 kJ/mol
(2)    CO_2(g) –>  CO_(g) +  ½ o_2(g) ΔH = +283,0 kJ/mol +
C_(grafit) +  ½ o_{2(g)    –>} CO_(g) ΔH = -110,5 kJ/mol
Dengan menjumlahkan kedua reaksi tersebut, kita telah memperoleh reaksi pembentukan CO dengan ΔH reaksi sebesar -110,5 kJ/mol. Spesi CO₂ di ruas kiri dan kanan saling meniadakan. Dengan demikian, reaksi-reaksi yang akan dijumlahkan harus disusun sedemikian rupa, sehingga spesi yang tidak diharapkan dapat dihilangkan dan hanya tersisa reaktan dan produk yang diinginkan dalam reaksi kimia.
Kestabilan suatu molekul ditentukan oleh besarnya energi (entalpi) ikatan, yaitu perubahan entalpi yang terjadi saat pemutusan satu mol molekul dalam wujud gas. Semakin besar energi ikatan, semakin stabil ikatan bersangkutan.  Besarnya entalpi ikatan dapat dilihat pada Tabel Termokimia.
Reaksi kimia pada dasarnya merupakan peristiwa pemutusan-penggabungan ikatan. Saat reaksi kimia berlangsung, reaktan akan mengalami pemutusan ikatan, menghasilkan atom-atom yang akan bergabung kembali membentuk produk dengan sejumlah ikatan baru. Dengan mengetahui nilai entalpi masing-masing ikatan, kita dapat menghitung entalpi suatu reaksi kimia. Oleh karena pemutusan ikatan kimia selalu membutuhkan sejumlah kalor dan sebaliknya pembentukan ikatan kimia baru selalu disertai dengan pelepasan kalor, maka selisihnya dapat berupa pelepasan (eksoterm) maupun penyerapan (endoterm) kalor.
Jika kalor yang dibutuhkan untuk memutuskan ikatan lebih tinggi dibandingkan kalor yang dilepaskan pada saat pembentukan ikatan, maka reaksi tersebut membutuhkan kalor (endoterm)
Jika kalor yang dibutuhkan untuk memutuskan ikatan lebih rendah dibandingkan kalor yang dilepaskan pada saat pembentukan ikatan, maka reaksi tersebut melepaskan kalor (eksoterm)
Persamaan yang dapat digunakan untuk menghitung entalpi reaksi dari data energi ikatan adalah sebagai berikut:

ΔH = Σenergi ikatan reaktan – Σenergi ikatan produk

ΔH = Σenergi yang dibutuhkan – Σenergi yang dilepaskan

Sebagai contoh, diberikan data energi ikatan sebagai berikut:
H-H = 436,4 kJ/mol
O=O = 498,7 kJ/mol
O-H = 460 kJ/mol
Dengan menggunakan data-data tersebut, maka entalpi reaksi 2 H_2(g) + O_2(g) –> 2 H₂O_(g) dapat dihitung dengan cara sebagai berikut:
ΔH = Σenergi ikatan reaktan – Σenergi ikatan produk
ΔH = [2.energi ikatan H-H + 1.energi ikatan O=O] – [4.energi ikatan O-H]
ΔH = [2(436,4) + 1(498,7)] – [4(460)]
ΔH = 1371,5 – 1840 = -468,5 kJ/mol