Laju reaksi
1 . Identitas :
- Nama Guru : Desi Amalia, S. Pd, Gr.
- Mata Pelajaran : Kimia
- Kelas : XI C1
- Pertemuan : Minggu ke 19
Peserta didik diharapkan mampu: Menganalisis pengaruh suhu, konsentrasi, luas permukaan, dan katalis terhadap laju reaksi. |
TERMOKIMIA
Observasi Lingkunganmu!
Perhatikan perubahan kimia yang terjadi disekitar kehidupan kalian. Adakah perubahan yang berlangsung cepat atau berlangsung lambat? Amatilah laju reaksi yang terjadi pada proses pembusukan buah-buahan atau makanan, perkaratan logam besi, proses terbentuknya batu bara dan tersulutnya senyawa amonium nitrat.
Tabel 1. Perkiraan laju reaksi proses di sekitar kehidupan siswa
Proses di amati | Perkiraan laju reaksi | Keterangan |
Pembusukan buah 7/2/
(jatim.tribunnews.com/) | Berlangsung sedang, ukuran hari | Makanan dan buah buahan setelah dibiarkan beberapa hari diudara terbuka akan mengalami proses pembusukan dan tidak layak dikonsumsi |
Korosi besi
(https://id.quora.com/) | Berlangsung lama, ukuran minggu | Korosi adalah rusaknya benda benda logam karena pengaruh lingkungan antara lain kelembaban udara, air dan zat elektrolit. |
Terbentuknya batu bara
(kabar-energi.com) | Berlangsung lama, berjuta juta tahun | Batu bara merupakan bahan bakar fosil yang menjadi sumber energi pembangkit listrik dan berfungsi sebagai bahan bakar pokok untuk produksi baja dan semen |
Meledaknya amonium nitrat
(riaunews.com) | Berlangsung cepat, hitungan menit | Amonium nitrat (NH4NO3) dari rumus kimianya , mengandung unsur nitrogen yang bermanfaat untuk pertanian. Jika amonium nitrat ini tersulut api akan timbul gas nitro oksida dan uap air yang mudah meledak. |
1. Konsep laju reaksi
Laju reaksi kimia adalah perubahan konsentrasi pereaksi atau produk dalam suatu satuan waktu.
Laju reaksi dapat dinyatakan sebagai laju berkurangnya konsentrasi suatu pereaksi atau laju bertambahnya konsentrasi suatu produk persatuan waktu
Laju reaksi R → P
Laju reaksi, VR = 
atau VP = 
Keterangan:
= laju pengurangan konsentrasi pereaksi R tiap satuan waktu
= laju penambahan konsentrasi produk P tiap satuan waktu
Untuk lebih memahami konsep ini, coba amati gambarhasil reaksi antara bromin (Br2) dengan asam formiat (HCOOH) berikut :
Gambar 1. Hasil uji reaksi Br2 dengan HCOOH
Awal reaksi, bromin berwarna cokelat kemerahan. Beberapa saat kemudian, bromin menjadi tidak berwarna. Hal ini menunjukan adanya pengurangan konsentrasi bromin dalam satu satuan waktu.
Ungkapan laju reaksi dalam eksperimen ini adalah
- Laju berkurangnya konsentrasi pereaksi (larutan Br2) dalam satu satuan waktuditunjukkan oleh laju memudarnya warna larutan
- Laju bertambahnya konsentrasi produk (ion Br-) dalam satu satuan waktuditunjukkan oleh laju terbentuknya larutan tidak berwarna
CONTOH SOAL
Tentukan laju reaksi pereaksi dan produk jika dalam suatu percobaan gas ozon (O3) bereaksi dengan gas etena (C2H4) menurut reaksi: C2H4 (g) + O3 (g) → C2H4O (g) + O2 (g)
Jawab :
Laju reaksi pereaksi,
V C2H4 = 
atau V O3 = 
Laju reaksi produk,
V C2H4O = 
atau V O3 = 
Pendalaman konsep Grafik hasil percobaanreaksi gas ozon (O3) dengan gas etena (C2H4) pada suhu 303 K membuktikan bahwa seiring dengan berjalannya reaksi, konsentrasi pereaksi semakin berkurang dan konsentrasi produk semakin bertambah
2. Persamaan laju reaksi
Laju reaksi dipengaruhi oleh konsentrasi pereaksi. Persamaan laju reaksi menyatakan hubungan antara laju reaksi dengan konsentrasi dari pereaksi dipangkatkan bilangan tertentu.
Untuk reaksi :
p A + q B → r C + s D
Persamaan laju reaksi,
V = k [A]x [B}y
Keterangan,
k : tetatan laju reaksi,
x : orde reaksi terhadap A,
y : orde reaksi terhadap B
Orde persamaan laju reaksi hanya dapat ditentukan secara eksperimen dan tidak dapat diturunkan dari koefisien persamaan reaksi.
Contoh persamaan laju reaksi berdasarkan hasil eksperimen
1. Reaksi kimia H2(q) + I2(q) → 2HI(q)
Hasil eksperimen orde reaksi H2 : 1, orde reaksi I2 : 1
Persamaan laju reaksi V = k [H2] [I2]
2. Reaksi kimia NO2(g) + CO(g) → CO2(g) + NO(g)
Hasil eksperimen orde reaksi NO2 : 2, orde reaksiCO : 0
Persamaan laju reaksi V = k [NO2]2
Orde reaksi dapat juga ditentukan dari data percobaan yang digambarkan dengan grafik
a. Reaksi orde nol
Laju reaksi tidak dipengaruhi oleh besarnya konsentrasi pereaksi.
Persamaan laju reaksinya ditulis, V = k.[A]0 .
b. Reaksi orde satu
Laju reaksi dipengaruhi oleh besarnya konsentrasi pereaksi.
Persamaan laju reaksinya ditulis,V = k.[A]1
c. Reaksi orde dua
Pada suatu reaksi orde dua, laju reaksi berubah secara kuadrat terhadap perubahan konsentrasinya. Persamaan laju reaksinya ditulis,V = k.[A]2
Contoh soal
1. Salah satu reaksi gas yang terjadi dalam kendaraan adalah:
NO2(g) + CO(g) → NO(g) + CO2(g)
Jika diketahui data eksperimen laju reaksi seperti pada tabel, tentukan orde reaksi [NO2] dan [CO] kemudian tuliskan persamaan laju reaksinya !
Eksperimen | Laju awal (mol/L.s) | [NO2] awal (mol/L) | [CO] awal (mol/L) |
1 | 0,0050 | 0,10 | 0,10 |
2 | 0,0800 | 0,40 | 0,10 |
3 | 0,0050 | 0,10 | 0,20 |
Jawab
Dimisalkan persamaan laju reaksi :
V = k [NO2]m [CO]n
a. Menentukan orde NO2 (nilai m) digunakan data no 1, 2 (data dimana [CO] tetap)
b. Menentukan orde CO(nilai n) digunakan data no 1, 3 (data dimana [NO2] tetap)
orde total reaksi : 2 + 0 = 2
c. Persamaan laju reaksi V = k [NO2]2[CO]0 ditulis V = k [NO2]2
1. Faktor-Faktor yang Mempengaruhi Laju Reaksi
Siswaku yang luar biasa, perhatikan gambar berikut!
Gambar 1. Pembakaran kertas (sumber : https://www.youtube.com/watch?v=uCBw7wTDOrw dan www.wallpaperbetter.com)
Apa yang terfikir di benak kalian? Gambar di atas sama-sama menunjukan pembakaran kertas, manakah yang lebih cepat terbakar? Beda kan? Pada pembakaran di atas kecepatan pembentukan abu dari kertas yang terbakar berupa kertas lembaran dibandingkan dengan kertas yang berupa buku akan memberikan data yang berbeda.
Pada reaksi kimia, pereaksi akan bereaksi untuk membentuk hasil reaksi atau produk, dengan demikian maka peraksi akan berkurang, sedangkan hasil reaksi atau produk akan bertambah. Apabila perubahan konsentrasi pereaksi atau hasil reaksi dibandingkan dengan banyaknya waktu yang dibutuhkan untuk bereaksi, maka itulah yang dimaksud dengan laju reaksi. Jadi laju reaksi merupakan pernyataan perubahan konsentrasi pereaksi atau hasil reaksi dalam suatu satuan waktu.
Dalam kehidupan sehari-hari kita sering menjumpai reaksi kimia yang berlangsung dengan cepat maupun lambat. Apakah kalian suka melihat nyala kembang api? Kalian juga dapat melakukan sendiri reaksi yang berjalan dengan cepat misalnya dengan membakar selembar kertas. Selain reaksi yang berjalan dengan cepat, pernahkah melihat besi yang berkarat? Perkaratan yang terjadi pada logam tidak secepat laju reaksi pada nyala kembang api tentunya.
Gambar 2. Nyala kembang api dan perkaratan besi
(Sumber : https://akcdn.detik.net.id dan hot Liputan6.com) )
Dengan demikian laju reaksi akan berbeda-beda, ada yang berjalan sangat cepat, ada pula yang lambat. Faktor apa saja yang dapat mempengaruhi laju reaksi?
Laju reaksi dapat dipengaruhi beberapa faktor yang antara lain:
a. Konsentrasi
Konsentrasi merupakan banyaknya partikel yang terdapat pada per satuan volum. Dengan demikian semakin tinggi konsentrasinya maka akan semakin banyak partikelnya. Dengan demikian semakin tinggi konsentrasi, semakin besar pula kemungkinan terjadinya tumbukan antar partikel, sehingga semakin tinggi pula laju reaksinya. Agar lebih jelas kalian perhatikan gambar berikut!
Gambar 3. Reaktan dengan konsentrasi yang berbeda (sumber : nafiun.com)
Gambar (a) menunjukan konsentrasi yang lebih rendah dibanding (b). Pada gambar (b) menghasilkan tumbukan lebih banyak dibandingkan dengan gambar (a). Dengan demikian laju reaksi pada (b) akan lebih tinggi dibanding reaksi yang terjadi pada (a).
Suatu larutan dengan konsentrasi tinggi tentu mengandung partikel-partikel yang lebih rapat dibandingkan dengan konsentrasi larutan rendah. Larutan dengan konsentrasi tinggi merupakan larutan pekat dan larutan dengan konsentrasi rendah merupakan larutan encer. Semakin tinggi konsentrasi berarti semakin banyak partikel-partikel dalam setiap satuan volume ruangan, dengan demikian tumbukan antar partikel semakin sering terjadi, semakin banyak tumbukan yang terjadi berarti kemungkinan untuk menghasilkan tumbukan efektif semakin besar, sehingga reaksi berlangsung lebih cepat.
b. Luas Permukaan
Pada reaksi yang reaktannya terdapat dalam fasa padat, laju reaksi dipengaruhi oleh luas permukaan. Pernahkah kalian memperhatikan saat ibu kalian memasak? Mengapa bumbu-bumbu dihaluskan atau bahan yang akan dimasak dipotong menjadi potongan yang lebih kecil? Mengapa tidak berupa bumbu- bumbu tersebut tidak dalam keadaan utuh? Tujuannya agar rasa serta aroma yang berasal dari bumbu-bumbu tersebut agar lebih meresap serta lebih cepat matang bukan? Begitu pula saat kita membakar sebuah buku, buku tersebut akan lebih cepat terbakar bila buku tersebut kita buat menjadi lembaran dibandingkan bila kita membakar buku tersebut dalam keadaan masih dalam keadaan utuh. Dengan dibuat menjadi lembaran-lembaran kertas, maka buku tersebut akan memiliki luas permukaan yang lebih besar.
Maka pada benda padat dengan masa yang sama, semakin kecil ukuran suatu materi, maka mengandung arti memperluas permukaan sentuh materi tersebut. Bayangkan jika kalian mempunyai benda berbentuk kubus dengan ukuran rusuk panjang, lebar, dan tinggi sama, yaitu 1 cm. Berapa luas permukaan kubus tersebut? Secara matematika dapat dihitung bahwa luas permukaan kubus sebesar 6 kali luas sisinya. Karena kubus mempunyai 6 sisi yang sama, maka jumlah luas permukaannya adalah 6 × 1 cm × 1 cm = 6 cm2.
Sekarang jika kubus tersebut dipotong sehingga menjadi 8 buah kubus yang sama besar, maka keempat kubus akan mempunyai panjang, lebar, dan tinggi masing-masing 0,5 cm. Luas permukaan untuk sebuah kubus menjadi 6 × 0,5 cm × 0,5 cm = 1,5 cm2. Jumlah luas permukaan kubus menjadi 8 × 1,5 cm2 = 12 cm2. Jadi, dengan memperkecil ukuran kubus, maka total luas permukaan menjadi semakin banyak.
Gambar 4. Perbandingan luas permukaan kubus yang diperkecil
(Sumber : 2Fhdzawinnuha.wixsite.com)
Jika ukuran partikel suatu benda semakin kecil, maka akan semakin banyak jumlah total permukaan benda tersebut. Dengan menggunakan teori tumbukan dapat dijelaskan bahwa semakin luas permukaan bidang sentuh zat padat semakin banyak tempat terjadinya tumbukan antar partikel zat yang bereaksi sehingga laju reaksinya makin cepat.
c. Suhu
Pernahkah kalian perhatikan saat memasak, lebih cepat matang mana antara memasak dengan nyala api yang kecil dengan nyala api yang besar? Tentu lebih cepat matang apabila kita memasak dengan nyala api yang besar bukan? Bagaimana suhu pada api yang besar, lebih besar bukan? Dalam hal ini berarti suhu merupakan salah satu faktor yang dapat mempengaruhi laju reaksi.
Setiap partikel selalu bergerak, dengan menaikkan temperatur, energi gerak atau energi kinetik partikel bertambah, sehingga tumbukan lebih sering terjadi. Pada frekuensi tumbukan yang semakin besar, maka kemungkinan terjadinya tumbukan efektif yang mampu menghasilkan reaksi juga semakin besar. Begitu pula sebaliknya, apabila suhu diturunkan maka gerakan partikel akan lebih lambat sehingga energi kinetik dari pertikel tersebut lebih kecil, sehingga semakin kecil pula kemungkinan tumbukan yang akan menghasilkan tumbukan efektif. Dengan menurunnnya kemungkinan tumbukan efektif tentu saja akan berakibat menurun pula laju reaksinya.
Siswaku semua yang berbahagia, untuk lebih jelasnya, silahkan perhatikan gambar berikut!
Gambar 5. Perbandingan gerak partikel pada suhu tinggi dan rendah (Sumber : Fsimdos.unud.ac.id)
Suhu atau temperatur ternyata juga memperbesar energi potensial suatu zat. Zat-zat yang energi potensialnya kecil, jika bertumbukan akan sukar menghasilkan tumbukan efektif. Hal ini terjadi karena zat-zat tersebut tidak mampu melampaui energi aktivasi. Dengan menaikkan suhu, maka hal ini akan memperbesar energi potensial, sehingga ketika bertumbukan akan menghasilkan reaksi.
Setiap partikel dalam keadaan selalu bergerak. Dengan menaikkan temperatur, maka kecepatan gerak partikel menjadi lebih tinggi, dengan demikian energi gerak atau energi kinetik partikel bertambah, sehingga tumbukan lebih sering terjadi. Dengan frekuensi tumbukan yang semakin besar, maka kemungkinan terjadinya tumbukan efektif yang mampu menghasilkan reaksi juga semakin besar.
d. Katalis
Faktor yang mempengaruhi laju reaksi berikutnya adalah katalis. Apa itu katalis? Katalis adalah zat yang dapat mempengaruhi laju reaksi. Katalis adalah suatu zat yang dapat mempengaruhi laju reaksi, tanpa dirinya mengalami perubahan yang kekal. Suatu katalis mungkin dapat terlibat dalam proses reaksi atau mengalami perubahan selama reaksi berlangsung, tetapi setelah reaksi itu selesai maka katalis akan diperoleh kembali dalam jumlah yang sama.
Apabila katalis tersebut dapat mempercepat laju reaksi maka dikenal dengan istilah katalisator, namun apabila katalis tersebut memperlambat laju suatu reaksi maka disebut inhibitor atau katalis negatif. Hanya saja secara umum istilah katalis digunakan untuk zat yang dapat mempercepat reaksi.
Untuk muridku semua, apakah reaksi harus dalam keadaan cepat semuanya? Bukankah lebih cepat lebih baik, sehingga reaksi dapat segera selesai? Tidak semua reaksi diharapkan berjalan dengan lebih cepat. Untuk reaksi-reaksi yang sifatnya merugikan maka reaksi diharapkan berjalan selambat mungkin, misalnya reaksi pembusukan dan reaksi perkaratan pada logam.
Berdasar wujud atau fasanya, katalis dibedakan menjadi katalis homogen dan katalis heterogen. Disebut katalis homogen apabila wujud atau fasa katalis tersebut sama dengan fasa zat pereaksinya, begitu pula sebaliknya, apabila fasa katalis berbeda dengan fasa zat pereaksinya maka disebut katalis heterogen.
Contohnya pada reaksi pembentukan gas SO3, pada reaksi tersebut dapat digunakan gas NO dan gas NO2, maka gas NO dan gas NO2 tersebut disebut katalis homogen, karena fasa atau wujudnya sama, yaitu sama-sama gas.
Bagaimana prinsip kerja katalis dalam mempercepat suatu reaksi? Katalis dapat mempercepat laju reaksi karena atalis menyediakan alternatif jalur reaksi dengan energi aktivasi yang lebih rendah dibanding jalur reaksi tanpa katalis sehingga reaksinya menjadi semakin cepat. Perhatikan grafik berikut!
Grafik 1. Perbandingan besarnya Energi potensial reaksi tanpa dan dengan katalis (Sumber: www.nafiun.com)
Dengan rendahnya energi aktivasi pada reaksi yang menggunakan katalis di banding reaksi yang tanpa katalis, maka reaksi tersebut akan memiliki laju reaksi lebih cepat.
2. Teori Tumbukan
Bagaimana pendapat kalian belajar menggunakan modul ini? Mudah bukan? Setelah mempelajari konsep laju reaksi selanjutnya kalian akan mempelajari tentang teori tumbukan. Pada pembelajaran laju reaksi dikenal suatu pendekatan untuk menjelaskan tentang laju reaksi yaitu teori tumbukan. Pendekatan ini digunakan untuk mempermudah logika berfikir kritis dan logis serta untuk menjelaskan secara ilmiah tentang laju reaksi. Teori ini menyatakan bahwa partikel-partikel reaktan atau pereaksi harus saling bertumbukan terlebih dahulu sebelum terjadinya reaksi. Tumbukan antar partikel reaktan yang berhasil menghasilkan reaksi disebut tumbukan efektif, sedangkan tumbukan yang tidak menghasilkan reaksi disebut tumbukan tidak efektif. Tidak semua tumbukan dapat menghasilkan tumbukan efektif. Energi minimum yang harus dimiliki oleh partikel reaktan untuk bertumbukan efektif disebut energi aktivasi (Ea). Untuk lebih jelasnya perhatikan ilustrasi di bawah ini!
Gambar 6.
Tumbukan tidak efektif dan tumbukan efektif (sumber : nafiun.com)
Pada ilustrasi (a), AA dan BB bertumbukan, akan tetapi dari tumbukan tersebut tidak menghasilkan zat baru, hal tersebut berarti tumbukan tersebut tidak menghasilkan reaksi kimia. Berbeda dengan ilustrasi (a), pada ilustrasi (b) tumbukan antara AA dan BB dapat menghasilkan zat baru berupa 2 buah AB. Hal tersebut berarti tumbukan pada ilustrasi (b) menyebabkan terjadinya reaksi.
Tumbukan pada ilustrasi (b) inilah yang dikenal dengan istilah tumbukan efektif.
Semoga penjelasan pada modul ini dapat kalian pahami dengan baik.
Siswaku yang berbahagia, apakah kegiatan di ekstrakurikuler pramuka pada malam hari yang memberikan kesan paling menyenangkan? Ya, betul kegiatan api unggun.
Perhatikan gambar berikut!
Gambar 1. Kegiatan Api Unggun pada pramuka (sumber : https://manyogya1.sch.id)
Salah satu fungsi api unggun adalah untuk menghangatkan badan para peserta kegiatan. Suasana malam hari yang dingin akan lebih hangat dengan adanya api unggun yang menyala. Hal tersebut menunjukan panas dari api unggun akan berpindah menuju lingkungan sekitarnya. Panas tersebut dalam IPA dikenal dengan istilah kalor. Kalor merupakan salah satu bentuk energi. Kalor ini dapat dideteksi dengan menggunakan indikator suhu zat tersebut, semakin tinggi suhu, semakin tinggi kalor yang dimiliki benda tersebut. Pada hukum termodinamika, dikenal istilah hukum kekekalan energi yang menyatakan energi tidak dapat diciptakan atau tidak dapat dimusnahkan, energi hanya dapat berubah dari bentuk yang satu ke bentuk energi yang lainnya. Total energi yang dimiliki oleh suatu benda disebut Energi Dalam (E). Besarnya energi dalam tidak dapat ditentukan bila zat tersebut belum mengalami perubahan, yang dapat ditentukan adalah perubahan energinya, atau ∆E. yang mana secara matematis dapat dituliskan sebagai berikut:
∆E = q + w
Di mana q merupakan jumlah kalor sistem dan w merupakan kerja, yaitu merupakan kemampuan melakukan usaha. Hal ini terjadi pada reaksi yang menghasilkan gas, sehingga akan mampu memberikan tekanan (P) yang diakibatkan karena perubahan volume (∆V) . Secara matematis dituliskan:
w = P∆V
Karena reaksi kimia biasa terjadi pada tekanan tetap dan tidak terjadi perubahan volume, maka nilai ∆V = 0, maka kerja (w) akan bernilai = 0. Sehingga besarnya ∆E akan ditunjukan oleh besarnya kalor yang dimiliki oleh benda tersebut, secara matematis dituliskan:
∆E = q
Pada termodinamika, total energi dalam (E) dikenal dengan istilah Entalpi (H), yaitu jumlah total energi dari suatu sistem yang diukur pada kondisi tekanan tetap.
Sama dengan Energi dalam, entalpi tidak dapat diukur besarnya, yang dapat ditentukan besarnya adalah perubahan entalpi, ∆H. Dengan demikian besarnya perubahan entalpi merupakan besarnya nilai kalor yang dimiliki oleh suatu sistem.
∆H = q
Besarnya perubahan entalpi berarti selisih antara entalpi akhir dan entalpi awal.
Secara matematis dapat dituliskan:
∆H = H akhir – H awal
2. Sistem dan lingkungan
Pada saat mempelajari termokimia, kita harus paham mana yang menjadi pusat pengamatan, mana yang bukan. Segala sesuatu yang menjadi pusat pengamatan disebut sistem, sedangkan segala sesuatu di luar sistem dan dapat mempengaruhi sistem disebut lingkungan. Berdasarkan perpindahan kalor dan materi, sistem dibedakan menjadi 3 jenis, yaitu: - Sistem Terbuka merupakan suatu sistem dimana dapat dimungkinkan terjadinya perpindahan kalor serta materi. - Sistem Tertutup merupakan suatu sistem dimana dapat dimungkinkan terjadinya perpindahan kalor, tetapi tidak terjadi perpindahan materi. - Sistem Terisolasi merupakan suatu sistem dimana tidak dimungkinkan terjadinya perpindahan kalor dan materi.
Perhatikan gambar berikut!
Gambar 2. Contoh Sistem terbuka (a) Sistem tertutup (b) dan sistem terisolasi (c) (Sumber : Kimia XI Untuk SMA dan MA; Penerbit Intan Pariwara)
3. Jenis-jenis Reaksi Berdasarkan Perubahan Energi
Muridku yang kami banggakan, setelah kalian memahami apa itu perubahan entalpi, selanjutnya kita akan mempelajari jenis reaksi berdasarkan perubahan energinya. Sesuai hukum Termodinamika, perpindahan kalor secara spontan terjadi pada benda yang memiliki perbedaan suhu. Dalam termokimia, hanya ada 2 kemungkinan perbedaan suhu, yaitu suhu sistem lebih tinggi dari suhu lingkungan atau suhu sistem yang lebih rendah dari suhu lingkungan. Untuk lebih jelasnya kita pelajari satu persatu.
a. Eksoterm
Apa yang akan terjadi bila suhu sistem lebih tinggi dari suhu lingkungan? Untuk lebih jelasnya silahkan kalian perhatikan ilustrasi berikut!
Gambar 3.
Contoh kondisi pelepasan kalor (Eksoterm) (Sumber : dokumentasi penulis)
Pada keadaan di mana suhu sistem lebih tinggi maka akan terjadi aliran kalor dari sistem menuju lingkungan, seperti yang ditunjukan pada tanda panah pada gambar di atas, dengan kata lain kalor akan keluar menuju lingkungan. Hal ini dikenal dengan proses eksoterm.
Bagaimana besarnya perubahan entalpi dalam keadaan ini? Pada keaadaan seperti ini kalor sistem dikeluarkan menuju lingkungan, maka entalpi akhir reaksi akan menjadi lebih kecil dibanding entalpi awal sebelum reaksi. Dengan demikian besarnya perubahan entalpi (∆H) adalah:
∆H = H akhir – H awal
∆H = kecil – besar
∆H < 0 , atau bertanda negatif ( – )
Dengan demikian pada reaksi eksoterm besarnya nilai perubahan entalpi bertanda negatif. Ciri reaksi eksoterm ini terjadi pada reaksi yang mengalami kenaikan suhu.
b. Endoterm
Apa pula yang akan terjadi bila suhu sistem lebih rendah dari suhu lingkungan?
Untuk lebih jelasnya silahkan kalian perhatikan ilustrasi berikut!
Contoh kondisi penyerapan kalor (Endoterm) (Sumber : dokumentasi penulis)
Pada keadaan di mana suhu sistem lebih rendah dari suhu lingkungnan maka akan terjadi aliran kalor dari lingkungan menuju sistem, seperti yang ditunjukan pada tanda panah pada gambar di atas, dengan kata lain kalor akan masuk menuju sistem. Hal ini dikenal dengan proses endoterm.
Pada keaadaan seperti ini kalor sistem bertambah, maka entalpi akhir reaksi akan menjadi lebih besar dibanding entalpi awal sebelum reaksi. Dengan demikian besarnya perubahan entalpi (∆H) adalah:
∆H = H akhir – H awal
∆H = besar – kecil; ∆H > 0 , atau bertanda positif ( + )
Dengan demikian pada reaksi endoterm besarnya nilai perubahan entalpi bertanda positif. Ciri reaksi endoterm ini terjadi pada reaksi yang mengalami penurunan suhu.
4. Persamaan Termokimia
Suatu persamaan reaksi kimia yang diikuti dengan nilai perubahan entalpi yang menyertai reaksi tersebut dikenal dengan istilah persamaan termokimia.
Sebagai contoh :
2 H2 (g) + O2 (g) ⟶ 2 H2O (g) ∆H = – 489,6 kJ
Dari persamaan termokimia di atas dapat disimpulkan bahwa dalam pembentukan 2 mol uap air (H2O) akan disertai pelepasan energi sebesar 489,6 kJ. Tanda negatif pada nilai ∆H persamaan termokimia diatas bukan menunjukan nilai sebenarnya, tetapi menunjukan bahwa pada reaksi tersebut terjadi pelepasan kalor atau bersifat eksoterm.
Contoh soal :
Tuliskan persamaan termokimia untuk penguraian 1 mol uap air bila diketahui reaksi sebagai berikut:
2 H2 (g) + O2 (g) ⟶ 2 H2O (g) ∆H = – 489,6 kJ
Jawab:
Pada soal diketahui reaksi pembentukan, padahal yang ditanyakan adalah reaksi penguraian, maka reaksinya harus berbalik arah, begitu pula dengan nilai ∆H- nya juga berganti tandanya, yang awalnya negatif berubah menjadi positif. 2 H2O (g) ⟶ 2 H2 (g) + O2 (g) ∆H = + 489,6 kJ Pada reaksi tersebut masih merupakan penguraian 2 mol H2O, padahal yang ditanyakan hanya penguraian 1 mol, maka reaksi serta nilai ∆H-nya juga harus disesuaikan dengan dibagi menjadi 2, sehingga menghasilkan persamaan termokimia sebagai berikut: H2O (g) ⟶ H2 (g) + ½ O2 (g) ∆H = + 242,8 kJ
Jadi jawaban dari pertanyaan tersebut adalah:
H2O (g) ⟶ H2 (g) + ½ O2 (g) ∆H = + 242,8 kJ
Pada persamaan termokimia, perubahan arah reaksi akan merubah pula tanda nilai perubahan entalpi (∆H). Misalkan pada persamaan termokimia pembentukan suatu senyawa perubahan entalpinya positif, maka bila reaksi akan diubah menjadi reaksi penguraian, nilai perubahan entapli juga berubah menjadi negatif, begitu pula sebaliknya. Demikian pula pada besarnya nilai ∆H, besarnya nilai ini akan ikut menyesuaikan dengan kooefisien pada persamaan reaksinya.
5. Diagram Tingkat Energi
Suatu reaksi dapat pula dituliskan berupa diagram tingkat energi untuk menunjukan nilai perubahan entalpinya. Misalkan suatu reaksi tentang proses pencairan es batu menjadi air dengan persamaan termokimia sebagai berikut:
H2O (s) ⟶ H2O (l) ∆H = + 6,01 kJ
Apabila dituliskan dengan diagram tingkat energi maka akan menjadi seperti:
Begitu pula seandainya akan dibuat menjadi diagram tingkat energi pada proses pembekuan air, berdasar persamaan termokimia di atas maka diagram tingkat energi akan menjadi:
Seperti yang telah kalian pelajari pada kegiatan pembelajaran sebelumnya, entalpi reaksi adalah besarnya entalpi yang menyertai suatu reaksi. Besarnya entalpi reaksi juga sangat beragam, ada yang menyerap, ada pula yang melepas kalor. Perhatikan gambar berikut!
Gambar 1
Perobohan Gedung Dengan Peledakan (sumber: https://news.detik.com/berita/d-3225080)
Gambar tersebut menunjukan besarnya entalpi reaksi dapat dimanfaatkan untuk merobohkan gedung bertingkat hanya hitungan detik. Akan tetapi tidak semua entalpi reaksi yang dihasilkan sama, bergantung kepada reaksinya.
Berdasar jenis reaksinya, entalpi reaksi dibedakan menjadi 8 jenis, yaitu:
Entalpi pembentukan merupakan entalpi yang dibutuhkan atau dilepaskan pada pembentukan 1 mol senyawa dari unsur-unsurnya. Apabila pengukuran perubahan entalpi pembentukan dilakukan pada keadaan standar (25 OC dan tekanan 1 atm) maka disebut perubahan entalpi pembentukan standar (∆Hf°)
Contoh :
N2 (g) + 3 H2 (g) ⇌ 2 NH3 (g) 𝛥H = – 92 kJ
Pada reaksi di atas, untuk membentuk 2 mol gas amonia, NH3, terjadi pelepasan kalor sebesar 92 kJ. Dengan demikian untuk membentuk 1 mol gas amonia akan terjadi pelepasan kalor sebesar 92/2 kJ atau sebesar 46 kJ. Karena persamaan termokimia di atas merupakan pembentukan senyawa dari unsur-unsurnya maka dapat disimpulkan perubahan entalpi pembentukannya = – 46 kJ/mol.
2. Entalpi Penguraian
Perubahan entalpi yang dibutuhkan atau dilepaskan pada penguraian 1 mol senyawa menjadi unsur-unsur penyusunnya yang diukur pada keadaan standar.
Apabila pengukuran perubahan entalpi penguraian dilakukan pada keadaan standar (25 OC dan tekanan 1 atm) maka disebut perubahan entalpi penguraian standar (∆Hd°).
Contoh:
2 H2O (g) ⟶ 2 H2 (g) + O2 (g) 𝛥H = + 485,6 kJ
Pada reaksi di atas, untuk menguraikan 2 mol uap air (H2O), dibutuhkan kalor sebesar 485,6 kJ. Dengan demikian untuk menguraikan 1 mol uap air akan membutuhkan kalor sebesar 485,6/2 atau sebesar 242,8 kJ. Karena persamaan termokimia di atas merupakan penguraian senyawa menjadi unsur-unsurnya maka dapat disimpulkan perubahan entalpi pembentukannya = + 242,8 kJ/mol.
3. Entalpi Pembakaran
Perubahan entalpi yang dibutuhkan atau dilepaskan pada pembakaran sempurna 1 mol zat yang diukur pada keadaan standar. Apabila pengukuran perubahan entalpi pembakaran dilakukan pada keadaan standar (25 OC dan tekanan 1 atm) maka disebut perubahan entalpi pembakaran standar (∆Hc°)
Contoh:
2 CH3OH (l) + 3 O2 (g) ⟶ 2 CO2 (g) + 4 H2O (g) 𝛥H = – 1.277 kJ
Pada reaksi pembakaran di atas, untuk membakar sempurna 2 mol metanol (CH3OH), menghasilkan kalor sebesar 1.277 kJ. Dengan demikian pada pembakaran 1 mol metanol akan menghasilkan kalor sebesar 1.277/2 atau sebesar 638,5 kJ.
Karena persamaan termokimia di atas merupakan pembakaran sempurna maka dapat disimpulkan perubahan entalpi pembakarannya = – 638,5 kJ/mol.
4. Entalpi Penetralan
Perubahan entalpi yang dibutuhkan atau dilepaskan pada penetralan 1 mol asam oleh basa atau 1 mol basa oleh asam yang diukur pada keadaan standar. Apabila pengukuran perubahan entalpi penetralan dilakukan pada keadaan standar (25OC dan tekanan 1 atm) maka disebut perubahan entalpi penetralan standar (∆Hn°)
Contoh:
2 NaOH (aq) + H2SO4 (aq) ⟶ Na2SO4 (aq) + 2 H2O (l) 𝛥H = – 200 kJ
Pada reaksi penetralan di atas, untuk menetralkan 2 mol NaOH membutuhkan 1 mol H2SO4 dengan menghasilkan kalor sebesar 200 kJ. Dengan demikian perubahan entalpi penetralan NaOH = – 200 kJ/2 mol = – 100 kJ/mol, sedangkan penetralan H2SO4 = – 200 kJ/1 mol = – 200 kJ/mol.
5. Entalpi Penguapan
Perubahan entalpi yang dibutuhkan atau dilepaskan pada penguapan 1 mol zat dalam fasa cair menjadi fasa gas yang diukur pada keadaan standar. Apabila pengukuran perubahan entalpi penguapan dilakukan pada keadaan standar (25 OC dan tekanan 1 atm) maka disebut perubahan entalpi penguapan standar (∆Hvap°)
Contoh:
H2O (l) ⟶ H2O (g) 𝛥H = + 44 kJ
Pada proses penguapan 1 mol H2O dari fasa cair menjadi fasa gas, dibutuhkan kalor sebesar 44 kJ, dengan demikian perubahan entalpi penguapan = + 44 kJ/mol.
6. Entalpi Peleburan
Perubahan entalpi yang dibutuhkan atau dilepaskan pada pencairan 1 mol zat dalam fasa padat menjadi fasa cair yang diukur pada keadaan standar. Apabila pengukuran perubahan entalpi peleburan dilakukan pada keadaan standar (25 OC dan tekanan 1 atm) maka disebut perubahan entalpi peleburan standar (∆Hfus°)
Contoh:
H2O (s) ⟶ H2O (l) 𝛥H = + 6,01 kJ
Pada proses peleburan 1 mol H2O dari fasa padat menjadi fasa cair, dibutuhkan kalor sebesar 6,01 kJ, dengan demikian perubahan entalpi peleburan H2O = + 6,01 kJ/mol.
7. Entalpi Penyubliman
Perubahan entalpi yang dibutuhkan atau dilepaskan pada penyubliman 1 mol zat dalam fasa padat menjadi fasa gas yang diukur pada keadaan standar. Apabila pengukuran perubahan entalpi penyubliman dilakukan pada keadaan standar (25OC dan tekanan 1 atm) maka disebut perubahan entalpi penyubliman standar (∆Hsub°).
Contoh:
H2O (s) ⟶ H2O (g) 𝛥H = + 50,01 kJ
Pada proses penyubliman 1 mol H2O dari fasa padat menjadi fasa gas, dibutuhkan kalor sebesar 50,01 kJ, dengan demikian perubahan entalpi penyubliman H2O = +50,01 kJ/mol.
8. Entalpi Pelarutan
Perubahan entalpi yang dibutuhkan atau dilepaskan pada pelarutan 1 mol zat terlarut yang diukur pada keadaan standar. Apabila pengukuran perubahan entalpi pelarutan dilakukan pada keadaan standar (25 OC dan tekanan 1 atm) maka disebut perubahan entalpi pelarutan standar (∆Hsol°)
Contoh:
HCl(g) ⟶ HCl (aq) 𝛥H = – 75,14 kJ
Pada proses pelarutan 1 mol HCl dari fasa gas menjadi fasa larutan, menghasilkan kalor sebesar 75,14 kJ, dengan demikian perubahan entalpi pelarutan HCl = – 75,14 kJ/mol.
1. Penentuan Entalpi Reaksi Berdasar Data Percobaan
Kalorimetri yaitu 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. Salah satu cara pengukuran kalor reaksi dapat dengan menggunakan kalorimeter. Cara penentuan kalor reaksi dengan menggunakan kalorimeter disebut kalorimetri. Alat yang digunakan adalah kalorimeter yaitu alat yang digunakan untuk mengukur perubahan energi termal atau perpindahan kalor.
Perubahan kalor pada suatu reaksi dapat diukur melalui pengukuran perubahan suhu yang terjadi pada reaksi tersebut.
Gambar 1.
Kalorimeter Bomb
(Sumber : https://apayangdimaksud.com/kalorimeter/)
Gambar 2 Kalorimeter Sederhana di laboratorium kimia (A) dan kalorimeter dari gelas styrofoam (Sumber : https://www.tokopedia.com/alpermedia/kalorimeter-tekanan-tetap dan http://www.chem.co.id/2019/01/65-kalorimetri.html)
Kalorimeter adalah suatu sistem terisolasi ( tidak ada perpindahan materi maupun energi dengan lingkungan di luar kalorimeter ). Secara garis besar Kalorimeter dibedakan menjadi dua, yaitu kalorimeter bom dan kalorimeter sederhana. Prinsip kerja kalorimetri adalah dengan penerapan azaz Black, yakni 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 . c . ∆T
q kalorimeter = C x ∆T
dengan :
q = jumlah kalor ( J )
m = massa zat ( g )
∆T = perubahan suhu ( oC atau K )
c = kalor jenis ( J / g.oC ) atau ( J / g. K )
C = kapasitas kalor ( J / oC ) atau ( J / K )
Kalorimeter merupakan sistem terisolasi sehingga tidak ada kalor yang terbuang ke lingkungan, maka kalor reaksi = kalor yang diserap/ dibebaskan oleh larutan dan kalorimeter dengan tanda berbeda.
qreaksi = – (qlarutan + qkalorimeter )
Pada prakteknya qkalorimeter sering diabaikan pada perhitungannya.
Contoh soal:
Sebanyak 4 gram natrium hidroksida (Mr NaOH = 40) dimasukan ke dalam kalorimeter yang berisi 400 ml air, ternyata larutan hasil reaksi mengalami kenaikan 10 oC dari suhu mula-mula. Bila massa jenis air = 1 gram/ml dan kalor jenis larutan = 4,2 J gr-1oC-1, tentukan perubahan entalpi pelarutan natrium hidroksida! (asumsikan masa larutan hanya masa air) Jawab: Berdasar data dari soal : masa air = V. mj = 400 mL . 1 g/mL = 400 g
c = 4,2 J gr-1 oC-1
𝛥T = 10 OC
q = m . c . 𝛥T
= 400 g . 4,2 J gr-1 oC-1 . 10 OC
= 16.800 J
= 16,8 kJ
2. Penentuan Entalpi Reaksi Berdasar Perubahan Entalpi Pembentukan Standar (𝛥𝑯𝒇𝒐)
Kalor suatu reaksi dapat ditentukan berdasar data entalpi pembentukan zat pereaksi dan zat produknya. Dalam hal ini , zat pereaksi dianggap terlebih dahulu terurai menjadi unsur-unsurnya, kemudian unsur-unsur tersebut bereaksi membentuk zat produk. Entalpi pembentukan zat yang diukur pada keadaan standar merupakan harga 𝛥𝐻 , oleh karena itu perubahan entalpi Adapun rumus perhitungannya adalah:
𝛥H = 𝛴 𝛥𝐻 (produk) – 𝛴 𝛥𝐻 (reaktan)
Contoh soal:
Diketahui perubahan entalpi pembentukan standar:
CH3OH (l) = – 238,6 kJ/mol
CO2 (g) = – 393,5 kJ/mol
H2O (l) = – 286,0 kJ/mol
Ar H = 1, Ar C = 12, Ar O = 16
a. Tentukan entalpi pembakaran metanol, CH3OH !
b. Tentukan jumlah kalor yang dibebaskan pada pembakaran 8 gram metanol!
Jawab:
a. Reaksi pembakaran metanol berarti metanol direaksikan dengan oksigen, sebagai berikut:
CH3OH (l) + 3/2O2 (g) → CO2 (g) + 2H2O (g) 𝛥H = ?
𝛥H = 𝛴 𝛥𝐻 (produk) – 𝛴 𝛥𝐻 (reaktan)
= (1.𝛥𝐻 CO2 + 2.𝛥𝐻 H2O) – (𝛥 𝐻 CH3OH + 3/2.𝛥𝐻 O2)
= (– 393,5 kJ + 2mol. – 286,0 kJ/mol) –(– 238,6 kJ + 3/2 mol.0 kJ/mol)
= (– 393,5 kJ + ( – 572kJ ) –(– 238,6 kJ ) = – 965,5 kJ + 238,6 kJ
= – 726,9 kJ
Jadi perubahan entalpi pembakaran metanol = – 726,9 kJ/mol.
b. Kalor yang dibebaskan pada pembakaran 8 gram metanol:
8 gram metanol = 8 gram / 32 gram.mol –1 = 0,25 mol
Maka kalor yang dibebaskan pada pembakaran 8 gram metanol adalah:
= 0,25 mol . – 726,9 kJ/mol
= – 181,725 kJ
Jadi kalor yang dibebaskan pada pembakaran 8 gram metanol = 181,725 kJ
1. Penentuan Entalpi Reaksi Berdasar Hukum Hess
Pengukuran perubahan entalpi suatu reaksi kadangkala tidak dapat ditentukan langsung dengan kalorimeter, misalnya penentuan perubahan entalpi pembentukan standar 𝛥𝐻f0 CO. Reaksi pembakaran karbon tidak mungkin hanya menghasilkan gas CO saja tanpa disertai terbentuknya gas CO2. Jadi, bila dilakukan pengukuran perubahan entalpi dari reaksi tersebut; yang terukur tidak hanya reaksi pembentukan gas CO saja tetapi juga perubahan entalpi dari reaksi pembentukan gas CO2.
Untuk mengatasi hal tersebut, Henry Hess melakukan serangkaian percobaan dan menyimpulkan bahwa perubahan entalpi suatu reaksi merupakan fungsi keadaan.
Artinya : “ perubahan entalpi suatu reaksi hanya tergantung pada keadaan awal ( zat-zat pereaksi ) dan keadaan akhir ( zat-zat hasil reaksi ) dari suatu reaksi dan tidak tergantung pada jalannya reaksi.” Menurut hukum Hess, karena entalpi adalah fungsi keadaan, perubahan entalpi dari suatu reaksi kimia adalah sama, walaupun langkah-langkah yang digunakan untuk memperoleh produk berbeda. Dengan kata lain, hanya keadaan awal dan akhir yang berpengaruh terhadap perubahan entalpi, bukan langkah-langkah yang dilakukan untuk mencapainya. Jika suatu reaksi berlangsung dalam dua tahap atau lebih, maka perubahan entalpi reaksi tersebut sama dengan jumlah perubahan entalpi dari semua tahapannya. Secara matematis pernyataan ini dapat dituliskan,
ΔHreaksi = ΔH1 + ΔH2 +….
Hal ini menyebabkan perubahan entalpi suatu reaksi dapat dihitung sekalipun tidak dapat diukur secara langsung. Caranya adalah dengan melakukan operasi aritmatika pada beberapa persamaan reaksi yang perubahan entalpinya diketahui.
Persamaan-persamaan reaksi tersebut diatur sedemikian rupa sehingga penjumlahan semua persamaan akan menghasilkan reaksi yang kita inginkan.
Untuk lebih jelasnya perhatikan ilustrasi berikut!
Dari ilustrasi tersebut, keadaan awal adalah A, sedangkan keadaan akhir adalah D.
Untuk mencapai keadaan akhir, dari keadaan awal terdapat 3 jalur:
a. A – B – D dengan entalpi reaksi 𝛥H1 + 𝛥H4
b. A – D dengan entalpi reaksi 𝛥H3
c. A – C – D dengan entalpi reaksi 𝛥H2 + 𝛥H5
Dengan demikian, menurut Hukum Hess dapat dibuat persamaan : 𝛥H1 + 𝛥H4 = 𝛥H3 = 𝛥H2 + 𝛥H5
Contoh Soal 1:
Tentukan R !
Jawab: Dari diagram siklus dapat dibuat persamaan :
𝛥H2 = 𝛥H1 + 𝛥H3 + 𝛥H4
𝛥H4 = 𝛥H2 – ( 𝛥H1 + 𝛥H3 )
𝛥H4 = + 15 kJ – (– 35 kJ + - 75 kJ )
𝛥H4 = + 15 kJ – (– 110 kJ ) 𝛥H4 = + 15 kJ + 110 kJ
𝛥H4 = + 125 kJ
Contoh Soal 2:
Diketahui data entalpi reaksi sebagai berikut :
Ca(s) + ½ O2(g) ⟶ CaO(s) ∆H = – 635,5 kJ
C(s) + O2(g) ⟶ CO2(g) ∆H = – 393,5 kJ
Ca(s) + C(s) + ½ O2(g) ⟶ CaCO3(g) ∆H = – 1207,1 kJ
Hitunglah perubahan entalpi reaksi :
CaO(s) + CO2(g) → CaCO3(s) !
Jawab :
2. Penentuan Entalpi Reaksi Berdasar Data Energi Ikatan
Reaksi kimia antarmolekul dapat dianggap berlangsung dalam 2 tahap yaitu :
a. Pemutusan ikatan pada pereaksi
b. Pembentukan ikatan pada produk
Sesuai dengan hukum Hess, ∆H reaksi total adalah ∆H tahap-I + ∆H tahap-II.
∆H tahap-I = ∑ Energi ikatan pada pereaksi (yang putus)
∆H tahap-II = –∑ Energi ikatan pada produk (yang terbentuk).
∆H reaksi = ∑ Energi ikatan pereaksi yang putus – ∑ Energi ikatan produk yang terbentuk
= ∑ Epemutusan - ∑ Epengikatan
= ∑ Eruas kiri - ∑ Eruas kanan
Energi yang dibutuhkan untuk memutuskan 1 mol ikatan kimia dalam suatu molekul gas menjadi atom-atomnya dalam fase gas disebut energi ikatan atau energi disosiasi (D). Untuk molekul kompleks, energi yang dibutuhkan untuk memecah molekul itu sehingga membentuk atom-atom bebas disebut energi atomisasi. Harga energi atomisasi ini merupakan jumlah energi ikatan atom-atom dalam molekul tersebut. Untuk molekul kovalen yang terdiri dari dua atom, seperti H2, O2, N2, atau HI yang mempunyai satu ikatan, maka energi atomisasi sama dengan energi ikatan. Energi yang diperlukan untuk reaksi pemutusan ikatan telah diukur.
Contoh Soal:
Diketahui energi ikatan:
C – H = 415 kJ/mol
C = C = 607 kJ/mol
C – C = 348 kJ/mol
H – H = 436 kJ/mol
Ditanya :
ΔHreaksi pada reaksi : C2H4(g) + H2(g) → C2H6(g)
Jawab:
ΔH reaksi = Σ energi pemutusan ikatan – Σ energi pembentukan ikatan
= {4 (C – H) + (C = C) + (H – H)} – {6 (C – H) + (C – C)}
= {(C = C) + (H – H)} – {2 (C – H) + (C – C)}
= (607 + 436) – (2 × 415 + 348)
= 1.043 – 1.178
= –135 kJ
Jadi, C2H4(g) + H2(g) → C2H6(g) ΔH = –135 kJ
Komentar
Posting Komentar