i
KELAS X
KELAS X
KELAS X
KELAS XIIII
(SEMESTER GENAP
(SEMESTER GENAP
(SEMESTER GENAP
(SEMESTER GENAP)
)
)
)
JURUSAN TEKNOLOGI DAN KESEHATAN
JURUSAN TEKNOLOGI DAN KESEHATAN
JURUSAN TEKNOLOGI DAN KESEHATAN
JURUSAN TEKNOLOGI DAN KESEHATAN
SEKOLAH MENENGAH KEJURUAN TAHUN PELAJARAN 2015/2016
Disusun Oleh;
Zubaidah ,S.Pd
ii
KATA PENGANTAR
Segala puji syukur penulis panjatkan ke hadirat Allah SWT yang telah memberikan limpahan rahmat dan karuniaNya kepada kita sehingga Diktat Kimia kelas XI untuk semester genap ini dapat disusun. Diktat belajar ini sebagai pendamping dan bahan ajar mandiri dalam rangka membantu siswa belajar.
Diktat Kimia Kelas XI ini disusun untuk siswa SMK Kelas XI. Sistematika dan kedalaman materi yang dibahas mengacu pada standar isi KTSP. Meski dengan berbagai keterbatasan, alhamdulillah DIKTAT Kimia untuk tingkat SMK ini dapat diselesaikan. Diktat ini berisi materi dan latihan soal merupakan rangkuman dari beberapa buku acuan dan contoh – contoh LKS lain yang ditujukan untuk kalangan sekolah menengah kejuruan. Diktat ini dimaksudkan untuk membantu siswa dalam memahami konsep-konsep dalam materi pelajaran KIMIA dan dalam upaya memenuhi tuntutan kurikulum .
Walaupun penulis telah berusaha untuk memberikan yang terbaik, namun kami tetap menyadari adanya kekurangan –kekurangan dalam penulisannya. Untuk itu penulis mengharapkan kritik dan saran demi penyempurnaan Diktat ini.
Akhir kata mudah-mudahan Diktat ini dapat diterima dan memberi manfaat bagi siswa SMK , khususnya kelas XI program keahlian Teknologi dan Kesehatan serta dapat bermanfaat bagi kita semua. Amin
Amuntai, Januari 2014
Penulis,
iii
TUJUAN DIKTAT PELAJARAN
Ada beberapa tujuan pembuatan diktat pelajaran kimia kelas XI edisi revisi I semester genap, antara lain sebagai berikut :
1. Bagi Guru
a. Untuk memudahkan guru menegaskan poin-poin penting materi pembelajaran yang diajarkan b. Untuk memudahkan guru menyajikan materi pembelajaran
c. Memotivasi diri untuk menuangkan ide-ide dalam bentuk diktat yang dapat digunakan dalam pembelajaran
d. Untuk memudahkan guru memantau ketercapaian tujuan pembelajaran karena praktis, mudah dan sangat dikuasai guru yang bersangkutan
2. Bagi Siswa
a. Agar memudahkan siswa belajar baik secara terbimbing maupun secara mandiri b. Memudahkan siswa menemukan poin-poin penting materi pembelajaran
c. Untuk membantu siswa mencapai kompetensi sesuai dengan tujuan pembelajaran 3. Bagi Sekolah
a. Sebagai sumbangsih dalam meningkatkan kualitas pendidikan b. Tercukupinya sumber belajar selain buku -buku sumber pelajaran
iv
DAFTAR ISI
Sampul Diktat ……… Kata Pengantar………...………….. Tujuan Diktat Pelajaran ……….. Daftar Isi………. Bab 1 TERMOKIMIA ………...…………
A. Entalpi dan Perubahan Entalpi ...…….. B. Reaksi Eksoterm dan Reaksi Endoterm... C. Konsep Reaksi Termokimia ... D. Perubahan Entalpi Standar (∆H 0) ………….……… E. Penentuan ∆H Reaksi ……….. F. Bahan Bakar dan Perubahan Entalpi ………...…………..……… Uji kompetensi Bab 1 ……….. Bab 2 Kesetimbangan Kimia……….……….
A. Reaksi Berkesudahan dan Dapat Balik ……….. B. Keadaan Setimbang ……….……….. C. Hukum Kesetimbangan dan Tetapan Kesetimbangan ………. D. Azas Le Chatelier ……… E. Pergeseran Kesetimbangan ... F. Sistem Kesetimbangan Dalam Industri ... Uji Kompetensi Bab 2………. Daftar Pustaka.…...………... i ii iii iv 1 1 3 4 5 7 11 13 15 15 16 16 19 19 22 23 26
1 BAB 1 TERMOKIMIA
Standar Kompetensi : Menentukan perubahan entalpi berdasarkan konsep termokimia Kompetensi Dasar :
1 Menjelaskan entalpi dan perubahan entalpi 2 Menentukan perubahan entalpi reaksi
3 Menentukan kalor pembakaran berbagai bahan bakar
Tujuan Pembelajaran :
1. Siswa dapat memahami pengertian sistem dan lingkungan
2. Siswa dapat memahami pengelompokan system ke dalam system tertutup, system terbuka dan system terisolasi
3. Siswa dapat mengelompokan reaksi kimia menjadi reaksi eksoterm dan endoterm berdasarkan panas yang dihasilkannya
4. Siswa dapat memahami pengertian entalpi (H) sebagai jumlah kalor yang masuk atau keluar dari system pada tekanan tetap
5. Siswa dapat memahami pengertian perubahan entalpi ( ∆H)
6. Siswa dapat memahami perubahan entalpi reaksi yang dihitung sebagai selisih entalpi produk dan reaktan 7. Siswa dapat menentukan besarnya perubahan entalpi reaksi melalui percobaan
8. Siswa dapat memahami pengertian kalor pembakaran sebagai kalor yang dilepaskan jika 1 mol bahan bakar dibakar
9. Siswa dapat memahami kalor pembakaran berbagai bahan bakar melalui percobaan
Apakah termokimia itu? Termokimia adalah ilmu kimia yang mempelajari perubahan energi , khususnya perubahan kalor yang menyertai reaksi kimia dengan energi .Kita
ketahui bahwa setiap zat memiliki energi. Jika zat itu berubah menjadi zat lain karena reaksi kimia, tentulah perubahan itu diikuti dengan perubahan energi. Bentuk energi bermacam-macam. Salah satunya adalah kalor. Energi yang dimiliki oleh suatu zat dapat berbentuk kalor. Di dalam kimia, dikatakan bahwa zat memiliki kandungan kalor (Heat Content). Dari uraian ini dapat dikatakan bahwa setiap reaksi kimia selalu disertai dengan perubahan kalor.
Kalor adalah energi yang berpindah. Jadi ketika kalor mengalir dari benda yang bersuhu tinggi
menuju benda yang bersuhu rendah, sebenarnya energi-lah yang berpindah dari benda yang bersuhu tinggi menuju benda yang bersuhu rendah. Proses perpindahan energi akan terhenti ketika benda-benda yang bersentuhan mencapai suhu yang sama.
A. ENTALPI DAN PERUBAHAN ENTALPI
2
Perubahan kalor dinyatakan sebagai perubahan entalpi. Sebelum mempelajari termokimia, istilah-istilah penting yang akan dipergunakan yaitu ;
1. Bentuk Energi
Dalam bab termokimia ini, bentuk energi yang akan dibahas adalah energi kalor yang menyertai reaksi kimia. Selain pembakaran bensin, kalor yang dilepaskan oleh pembakaran makanan dalam tubuh dapat memberi energi untuk hidup. Energi kalor juga digunakan untuk berlangsungnya suatu reaksi kimia, misalnya sejumlah kalor yang diperlukan untuk menguraikan batu kapur, CaCO3 menjadi kapur tohor/gamping (CaO) dan gas karbon dioksida (CO2).
2. Sistem dan Lingkungan
Jika sepotong pita magnesium kita masukkan ke dalam larutan asam klorida, maka pita magnesium akan segera larut atau bereaksi dengan HCl disertai pelepasan kalor yang menyebabkan gelas kimia beserta isinya menjadi panas. Campuran pita magnesium dan larutan HCl itu kita sebut sebagai Sistem. Sedangkan gelas kimia serta udara sekitarnya kita sebut sebagai Lingkungan. Jadi, sistem adalah bagian dari alam semesta yang sedang menjadi pusat perhatian. Bagian lain dari alam semesta yang berinteraksi dengan sistem kita atau segala sesuatu yang berada di luar sistem dan mempengaruhi sistem disebut lingkungan.
Sistem kimia adalah campuran pereaksi yang sedang dipelajari seperti pada (gambar 1)
Gambar 1. Sistem Campuran Mg dan larutan HCl Gambar 2. Sistem dan Lingkungan
Pada umumnya sebuah sistem jauh lebih kecil dari lingkungannya. Di alam ini terjadi banyak kejadian atau perubahan sehingga alam mengandung sistem dalam jumlah tak hingga, ada yang berukuran besar (seperti tata surya), berukuran kecil (seorang manusia dan sebuah mesin), dan berukuran kecil sekali (seperti sebuah sel dan satu atom). Akibatnya, satu sistem kecil dapat berada dalam sistem besar, atau satu sistem merupakan lingkungan bagi sistem yang lain. Akan tetapi bila sebuah sistem dijumlahkan dengan lingkungannya, akan sama besarnya dengan sebuah sistem lain dijumlahkan dengan lingkungannya, yang disebut alam semesta. Alam semesta adalah sistem ditambah lingkungannya (Gambar2). Contoh lainnya reaksi penguraian batu kapur menunjukkan bahwa berlangsungnya reaksi tersebut disertai dengan penyerapan kalor. Kalor yang diperlukan untuk membakar batu kapur dikatakan berasal dari lingkungan. Kalor tersebut diserap oleh batu kapur, sehingga batu kapur dapat terurai menjadi kapur tohor dan gas karbon dioksida. Ketiga zat yang terlibat dalam reaksi ini dinamakan sistem.
SISTEM LINGKUNGAN
Sesuatu yang diamati Segala sesuatu diluar sistem Perubahan kalornya. dan mempengaruhi sistem.
a. Macam-Macam Sistem.
Berdasarkan pertukaran kalor, kerja dan materi, maka sistem dibedakan menjadi tiga yaitu: • sistem terbuka :
• sistem tertutup. • sistem terisolasi.
Sistem dikatakan terbuka jika antara sistem dan lingkungan dapat mengalami pertukaran materi dan energi. Pertukaran materi artinya ada hasil reaksi yang dapat meninggalkan sistem (wadah reaksi), misalnya gas, atau ada sesuatu dari lingkungan yang dapat memasuki sistem. Sistem pada gambar 1 tergolong sistem terbuka. Selanjutnya sistem dikatakan tertutup jika antara sistem dan lingkungan tidak dapat terjadi pertukaran materi, tetapi dapat terjadi pertukaran energi. Pada sistem terisolasi, tidak terjadi pertukaran materi maupun energi dengan lingkungannnya (perhatikan
Gambar 3 berikut)
1) Sistem Terbuka 2) Sistem Tertutup 3) Sistem Terisolasi 3. Entalpi dan Perubahan Entalpi
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).
Perhatikan lampu spiritus, jumlah panas atau energi yang dikandung oleh spiritus pada tekanan tetap disebut entalpi spiritus. Entalpi tergolong sifat eksternal, yakni sifat yang bergantung pada jumlah mol zat. Bahan bakar fosil seperti minyak bumi, batubara mempunyai isi panas atau entalpi. Entalpi (H) suatu zat ditentukan oleh jumlah energi dan semua bentuk energi yang dimiliki zat yang
3 H ∆H = HP – HR < 0 ; ∆H = – ∆H = - H ∆H = HP – HR > 0 ; ∆H = +
jumlahnya tidak dapat diukur. Namun besarnya perubahan entalpi yang menyertai reaksi kimia dapat diukur. Pengukuran ini berdasarkan besarnya kalor (q) yang berpindah dari sistem ke lingkungan
atau sebaliknya. Dalam termokimia, kalor yang berpindah diukur pada tekanan tetap, maka kalor tersebut dinamakan perubahan entalpi (∆H).
Pada tekanan tetap, ∆H = q atau ∆H = qp
Bila entalpi pereaksi (reaktan) disimbolkan dengan Hawal dan entalpi hasil reaksi
simbolnya Hakhir, perubahan dapat dirumuskan sebagai berikut :
∆H = Hakhir - Hawal
Misalnya pada perubahan es menjadi air, maka dapat ditulis sebagai berikut: ∆H = H H20 (l) - H H20 (s)
B. REAKSI EKSOTERM DAN REAKSI ENDOTERM
Dari contoh reaksi penguraian batu kapur, tampak adanya perpindahan kalor dari lingkungan ke sistem. Hal ini menunjukkan bahwa kandungan kalor sistem setelah reaksi lebih besar dibanding sebelum reaksi. Contoh sederhana dari perubahan fisis berikut, mungkin dapat memberikan penjelasan lebih baik tentang terjadinya perpindahan kalor dari lingkungan ke sistem atau sebaliknya. Air mendidih mengandung kalor lebih banyak bila dibandingkan dengan es. Bila jari disentuhkan ke dalam air mendidih, akan terasa panas. Rasa panas itu disebabkan oleh adanya perpindahan kalor dari air mendidih ke jari. Sebaliknya, jika jari menyentuh es, akan terasa dingin. Rasa dingin itu disebabkan oleh perpindahan kalor dari jari ke es. Apa yang sebenarnya terjadi dapat dinyatakan sebagai berikut: kalor berpindah dari benda yang bersuhu lebih tinggi ke benda yang bersuhu lebih rendah. Perpindahan kalor terjadi karena adanya perbedaan suhu. Bila dua benda yang berlainan suhu disentuhkan dan dibiarkan dalam keadaan demikian,lama-kelamaan kedua benda memiliki suhu yang sama. Keadaan itu dinamakan kesetimbangan termal. Jadi pada kesetimbangan termal tidak terjadi lagi perpindahan kalor dari benda yang satu ke benda lainnya.
1. Harga ∆H Reaksi Eksoterm dan Endoterm
a. Reaksi Endoterm adalah reaksi yang menyerap kalor dari lingkungan ke dalam sistem.
b.
b. Reaksi Eksoterm adalah reaksi yang membebaskan kalor dari sistem ke lingkungan.
kalor sistem kalor kalor kalor lingkungan kalor sistem kalor kalor kalor lingkungan hasil pereaksi pereaksi hasil
4
Diagram tingkat energi atau diagram entalpi memberi gambaran tentang perbedaan perubahan entalpi yang terjadi pada reaksi eksoterm dan endoterm. Karena pada reaksi eksoterm terjadi pelepasan kalor, maka entalpi sistem berkurang atau menurun. Perubahan ini digambarkan dengan menggunakan anak panah yang menuju ke bawah, dari pereaksi ke hasil reaksi. Sedangkan pada reaksi endoterm, anak panah menuju ke atas, karena terjadi penyerapan kalor dari lingkungan ke sistem. Sehingga entalpi sistem yang semula lebih rendah digambar di bawah, dan entalpi hasil reaksi digambar di atas.
Pada suatu reaksi yang tergolong eksoterm, terdapat sejumlah kalor yang berpindah dari sistem ke lingkungan. Hal ini menunjukkan bahwa Hakhir (produk) lebih kecil dari Hawal.(reaktan) Oleh
karena itu, ∆H bertanda negatif (-). Sebaliknya pada reaksi endoterm, Hakhir lebih besar dari
Hawal, karena ada sejumlah kalor yang diserap oleh sistem. Dengan demikian, maka pada
reaksi endoterm ∆H bertanda positif (+).
Reaksi eksoterm, Hakhir ˂ Hawal , sehingga ∆H bertanda negatif (-)
Reaksi endoterm, Hakhir ˃ Hawal, sehingga ∆H bertanda positif (+)
2. Persamaan Termokimia
Penulisan suatu persamaan reaksi yang disertai dengan harga perubahan entalpinya dinamakan persamaan termokimia. Berikut diberikan contoh persamaan termokimia untuk reaksi eksoterm dan endoterm.
Persamaan termokimia untuk reaksi eksoterm: CaO(s) + CO2(g)→ CaCO3(s) ∆H = - a kJ
Persamaan termokimia untuk reaksi endoterm: CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g) ∆H = + a kJ
Contoh :
Disebut reaksi eksoterm (menghasilkan kalor). Biasanya dituliskan: 2 H2(g) + O 2(g) —→ 2 H2 O (l) ∆H = – 136,6 kkal
Reaksi kebalikannya adalah reaksi endoterm (memerlukan kalor). 2 H 2O (l) —→ 2 H2 (g) + O2 (g) ∆H = + 136,6 kkal
C. Konsep Reaksi Termokimia
Reaksi termokimia adalah reaksi kimia yang energi reaksinya dinyatakan pada reaksi itu. Reaksi termokia terdiri atas:
a) reaksi pembentukan yaitu reaksi pembentukan suatu zat dari unsur-unsurnya b) reaksi peruraian yaitu reaksi peruraian suatu zat menjadi unsur-unsurnya
c) reaksi pembakaran yaitu reaksi pembakaran suatu bahan bakar menjadi oksida-oksidanya. d) reaksi netralisasi yaitu pembentukan molekul air dari reaksi asam dan basa
Penulisan reaksi termokimia
Reaksi kimia ditulis sebagaimana kita menulis reaksi kimia biasa, tetapi ada 2 hal yang harus diperhatikan yaitu:
• Pada reaksi termokimia efek energi harus dinyatakan.
• Pada reaksi termokimia, koefisien reaksi menyatakan jumlah mol masing-masing zat peserta reaksi dan tidak menyatakan perbandingan mol.
Contoh:
Bagaimana penulisan reaksi termokimia yang berhubungan dengan pernyataan-pernyataan berikut:
a. Entalphi pembentukan standar CH4 = −100 kJ/mol
b. Entalphi peruraian standar NH3 = 150 kJ/mol
c. Entalphi pembakaran standar C2H2 = −350 kJ/mol
Jawab:
a. Entalphi pembentukan standar CH4 = −100 kJ/mol, berarti yang terbentuk 1 mol CH4 dari
unsur-unsurnya yaitu C(s) dan H2(g) sehingga reaksinya adalah
C(s) + 2 H2→ CH4
∆
H
of = −100 kJb. Entalphi peruraian standar NH3 = 150 kJ/mol, berarti yang terurai 1 mol NH3 menjadi
unsur-unsurnya yaitu N2(g) dan H2(g) sehingga reaksinya adalah
NH3(g) → ½ N2(g) + 3/2 H2(g) ∆HDo = 150 kJ
c. Entalphi pembakaran standar C2H2 = −350 kJ/mol berarti yang terbakar 1 mol C2H2 menjadi
oksida-oksidanya yaitu CO2(g) dan H2O(g) sehingga reaksinya adalah
C2H2(g) + 5/2 O2→ 2CO2(g) + H2O(g)
∆
H
Co = −350 kJ2. Hubungan antara Enthalpi Reaksi dan Enthalphi Pembentukan
Jika enthalphi pembentukan zat A adalah x joule/mol dan enthalpi pembentukan zat B adalah y joule/mol maka enthalphi reaksi:
n A → p B
5 Contoh:
Perhatikan reaksi pembakaran berikut:
CH4(g) + 2 O2→ CO2(g) + H2O(g)
∆
H
Co = −x kJJika entalphi pembentukan CO2 adalah
∆
H
of CO2 = − a kJ/molEntalphi pembentukan H2O(g) adalah
∆
H
of H2O = − b kJ/molBerapa entalphi pembentukan CH4(g)?
Jawab:
Hubungan antara entalphi pembakaran CH4 dengan entalphi pembentukan masing-masing
zat peserta reaksi dalam reaksi:
CH4(g) + 2 O2→ CO2(g) + 2H2O(g)
∆
H
Co = −x kJ adalah o CH
∆
= ( o fH
∆
CO2 + 2∆
H
of H2O ) −∆
H
of CH4 jadi: − x kJ = ( −a + 2 . −b ) − o fH
∆
CH4 o fH
∆
CH4= (x − a − 2b) kJ3. Hubungan antara Enthalpi Reaksi dan Enthalphi Atomisasi
Jika enthalphi atomisasi zat A adalah x joule/mol dan enthalpi atomisasi zat B adalah y joule/mol maka enthalphi reaksi:
n A → p B
adalah = (n x − p.y) joule Contoh:
Perhatikan reaksi pembakaran berikut:
CH4(g) + 2 O2→ CO2(g) + H2O(g)
∆
H
Co = −x kJJika entalphi atomisasi CO2 = − a kJ/mol
Entalphi atomisasi H2O(g) = − b kJ/mol
Berapa entalphi atomisasi CH4(g)?
Jawab:
Hubungan antara entalphi pembakaran CH4 dengan entalphi atomisasi masing-masing zat
peserta reaksi dalam reaksi:
CH4(g) + 2 O2→ CO2(g) + 2H2O(g)
∆
H
Co = −x kJ adalah o CH
∆
= Ea CH4− ( Ea CO2 + 2Ea H2O ) jadi: − x kJ = Ea CH4 − ( −a + 2 . −b ) Ea CH4= (−x − a − 2b) kJ4. Hubungan Antara Energi Atomisasi Dan Energi Ikatan
Energi atomisasi adalah total energi ikatan yang terdapat dalam sebuah molekul. Dalam molekul CH3OH:
Energi Atomisasi CH3OH = 3 (Energi ikatan C−H ) + Energi Ikatan C−O
+ energi ikatan O−H
D. Perubahan Entalpi Standar(∆Ho)
Harga perubahan entalpi reaksi dapat dipengaruhi oleh kondisi yakni suhu dan tekanan saat pengukuran. Oleh karena itu, perlu kondisi suhu dan tekanan perlu dicantumkan untuk setiap data termokimia. Data termokimia pada umumnya ditetapkan pada suhu 25 0 C dan tekanan 1 atm yang selanjutnya disebut kondisi standar. Perubahan entalpi yang diukur pada suhu 250 C dan tekanan 1 atm disebut perubahan entalpi standar dan dinyatakan dengan lambangHo, dinyatakan dalam satuannya kJ/mol. Sedangkan perubahan entalpi yang pengukurannya tidak merujuk kondisi pengukurannya dinyatakan dengan lambang H saja.
1 kal = 4,2 J dan 1 J = 0,24 kal
Beberapa jenis perubahan entalpi ,yaitu :
a. Entalpi pembentukan ( o
f H ∆ )
6
Perubahan entalpi (kalor yang diserap atau dilepaskan )pada pembentukan 1 mol zat langsung dari unsur-unsurnya disebut entalpi molar pembentukan atau entalpi pembentukan. Jika pengukuran dilakukan pada keadaan standar (298 k, 1 atm) dan semua unsur-unsurnya dalam bentuk standar, maka perubahan entalpinya disebut entalpi pembentukan standar (∆Hof ) Entalpi pembentukan dinyatakan dalam kJ/mol(kJ mol-1) Supaya terdapat keseragaman, maka harus ditetapkan keadaan standar, yaitu suhu 25 0 C dan tekanan 1 atm. Dengan demikian perhitungan termokimia didasarkan pada keadaan standar.
Pada umumnya dalam persamaan termokimia dinyatakan: AB + CDAC + BD ∆Ho= x kJ/mol
∆Ho adalah lambang dari perubahan entalpi pada keadaan itu. Yang dimaksud dengan bentuk
standar dari suatu unsur adalah bentuk yang paling stabil dari unsur itu pada kondisi standar (298 K, 1 atm). Untuk unsur yang mempunyai bentuk alotropi, bentuk standarnya ditetapkan berdasarkan
pengertian tersebut. Misalnya, karbon yang dapat berbentuk intan dan grafit, bentuk standarnya adalah grafit, karena grafit adalah bentuk karbon yang paling stabil pada 298 K, 1 atm. Dua hal yang perlu diperhatikan berkaitan dengan entalpi pembentukan yaitu bahwa zat yang dibentuk adalah 1 mol dan dibentuk dari unsurnya dalam bentuk standar.
Contoh:
Entalpi pembentukan etanol (C2H5OH) (l) adalah -277,7 kJ per mol. Hal ini berarti:
Pada pembentukan 1 mol (46 gram) etanol dari unsur-unsurnya dalam bentuk standar, yaitu karbon (grafit), gas hidrogen dan gas oksigen, yang diukur pada 298 K, 1 atm dibebaskan 277,7 kJ dengan persamaan termokimianya adalah:
2 C (s, grafit) + 3H2 (g) + ½ O2 (g) C2 H5 OH (l) H = -277,7kJ ∆H Pembentukan Standar
C(s) + O2 (g) —→ CO2 (g) ∆H = – 94,1 kkal
∆H pembentukan standar CO2 (g) = – 94,1 kkal/mol.
Umumnya dituliskan ∆Hfo CO2 (g) = – 94,1 kkal/mol.
b. Entalpi Penguraian
Kalor penguraian, ∆H do (d = decomposition) adalah besarnya kalor yang dilepaskan
atau diserap pada reaksi penguraian satu mol suatu senyawa menjadi unsur-unsurnya dalam keadaan standar. Karena reaksi penguraian kebalikan dari reaksi pembentukan, maka besarnya ∆H do sama ∆Hf o hanya tandanya yang berlawanan
∆H do = - ∆Hfo Contoh:
1. Diketahui ∆Hfo H2O (l) = -286 kJ mol -1,
maka entalpi penguraian
H2O (l) menjadi gas hidrogen dan gas oksigen adalah + 286 kJ mol-1
H2O (l)H2 (g) + ½ O2 (g) ∆H do= + 286 kJ
c.Entalpi Pembakaran
Kalor pembakaran, ∆H co (c = combustion) merupakan besarnya kalor yang
dilepaskan pada reaksi pembakaran satu mol suatu unsur atau senyawa dalam keadaan standar. Reaksi suatu zat dengan oksigen disebut reaksi pembakaran. Zat yang mudah terbakar adalah unsur karbon, hidrogen, belerang, dan berbagai senyawa dari unsur tersebut. Pembakaran dikatakan sempurna apabila karbon (c) terbakar menjadi CO2, hidrogen (H) terbakar menjadi H2O,
belerang (S) terbakar menjadi SO2. Perubahan entalpi pada pembakaran sempurna 1 mol suatu zat
yang diukur pada 298 K, 1 atm disebut entalpi pembakaran standar (standard enthalpy of combustion), yang dinyatakan dengan ∆Hco. Entalpi pembakaran juga dinyatakan dalam kJ mol -1 .
Contoh 1:
Pembakaran bensin adalah suatu proses eksoterm. Apabila bensin dianggap terdiri atas isooktana, C8H18 (salah satu komponen bensin) tentukanlah jumlah kalor yang dibebaskan pada pembakaran 1
liter bensin. Diketahui entalpi pembakaran isooktana = -5460 kJ mol-1 dan massa jenis isooktan = 0,7 kg L -1 (H = 1; C =12)
Jawab:
Entalpi pembakaran isooktana yaitu – 5460 kJ mol-1
Massa 1 liter bensin = 1 liter x 0,7 kg L-1 = 0,7 kg = 700 gram. Mol isooktana =700 gram/114 gram mol-1 = 6,14 mol.
Jadi kalor yang dibebaskan pada pembakaran 1 liter bensin adalah: 6,14 mol x 5460 kJ mol -1 =33524,4 kJ.
Contoh 2 :
Pembakaran sempurna 1,6 gram CH4(g) membentuk gas karbondioksida dan air pada keadaan
standar menghasilkan 80,2 kJ.
Tentukan entalpi pembakaran molar standar (∆H co) CH4 ! (Ar H = 1, Ar C = 12)
∆H = 80,2 kJ
Mr CH4= 1x Ar C + 4 x Ar H = 1x12 + 4x1 =
Ditanya : ∆H co
Mol CH4 = massa/Mr = 1,6 / 16 mol
∆H co= 1,6 /16 mol x 80,2 kJ = 8,02 kJ/mol d. Kalor Pelarutan
Kalor pelarutan
mol suatu zat menjadi larutan encer
beberapa zat yang melepaskan kalor pada saat dilarutkan ke dalam air. Misalnya, NaOH(s) dan H
2SO4 pekat.
Contoh : H 2SO
e. Kalor Netralisasi (∆
Kalor netralisasi adalah perubahan entalpi pada penetralan 1 mol asam oleh basa atau 1 mol basa
oleh asam
E. PENENTUAN
Cara untuk mengukur besarnya kalor yang dilepaskan atau diserap dalam suatu reaksi kimia yaitu :
1) Melalui Eksperimen
Penentuan perubahan entalpi dapat dilakukan dengan mengukur kalor reaksi
a. Kalorimeter Bom
Kalorimeter bom suatu jenis kalorimeter reaksi eksoterm yang berlangsung bila didahului oleh pemanasan, misalnya pembakaran kuat CH
yang kuat (bom) untuk menempatkan pereaksi. Bom dibenamkan dalam suatu penangas air yang terisolasi dan dilengkapi dengan pengaduk serta termometer. Sebelum reaksi dalam bom berlangsung, suhu awal penangas air diukur. Kalor yang dibebaskan dalam reaksi diserap oleh bom dan penangas air, sehingga suhu alat keseluruhan merupakan kapasitas kalor alat ukur. Sebelumnya kapasit
eksperimen tersendiri.
b. Kalorimeter Sederhana
Kalorimeter sederhana dapat dibuat dari wadah yang bersifat isolator (tidak menyerap Dengan demikian , wadah dianggap tidak menyerap kalor pada saat reaksi berlangsung.
kadang-kadang disebut sebagai kalorimeter termos atau kalorimeter gelas kopi. Wadah seperti gelas kopi tersebut terbuat dari stirobusa untuk temp
dengan kalorimeter bom.
Gambar Kalorimeter ’bomb’ dan
yang didukung oleh cincin logam. Termometer gunanya untuk
Penentuan ∆H reaksi Kalorimetri
(
.
.
.
tan tanreak
mol
q
H
q
q
T
C
q
c
m
q
reaksi reaksi laru reaksi r kalorimete laru=
∆
+
−
=
∆
=
∆
=
7 kJ = 1x Ar C + 4 x Ar H = 1x12 + 4x1 = 16 = massa/Mr = 1,6 / 16 mol = 1,6 /16 mol x 80,2 kJ = 8,02 kJ/molKalor pelarutan ∆Hso adalah besarnya kalor yang dilepaskan atau diserap pada pelarutan
jadi larutan encer . Umumnya proses pelarutan menyerap kalor, namun ada beberapa zat yang melepaskan kalor pada saat dilarutkan ke dalam air. Misalnya, NaOH(s) dan H
SO4(aq) + 9 H2O(l)→ H 2SO4. 9 H2O(l)
∆Hno)
adalah perubahan entalpi pada penetralan 1 mol asam oleh basa atau 1 mol basa
AN ∆H REAKSI
ara untuk mengukur besarnya kalor yang dilepaskan atau diserap dalam suatu :
ksperimen
Penentuan perubahan entalpi dapat dilakukan dengan kalorimetri dinamakan kalorimeter. Jenis kalorimeter yaitu . Kalorimeter Bom
Kalorimeter bom suatu jenis kalorimeter reaksi eksoterm yang berlangsung bila didahului oleh pemanasan, misalnya pembakaran kuat CH4(g) dengan gas oksigen. Alat ini terdiri atas wadah baja
yang kuat (bom) untuk menempatkan pereaksi. Bom dibenamkan dalam suatu penangas air yang terisolasi dan dilengkapi dengan pengaduk serta termometer. Sebelum
lam bom berlangsung, suhu awal penangas air diukur. Kalor yang dibebaskan dalam reaksi diserap oleh bom dan penangas air, sehingga suhu alat keseluruhan merupakan kapasitas kalor alat ukur. Sebelumnya kapasitas kalor alat diukur dahulu dalam
Kalorimeter bom dapat digunakan untuk pengukuran yang cermat
. Kalorimeter Sederhana
Kalorimeter sederhana dapat dibuat dari wadah yang bersifat isolator (tidak menyerap Dengan demikian , wadah dianggap tidak menyerap kalor pada saat reaksi berlangsung.
kadang disebut sebagai kalorimeter termos atau kalorimeter gelas kopi. Wadah seperti gelas kopi tersebut terbuat dari stirobusa untuk tempat pereaksi. Prinsip penggunaannya sama dengan kalorimeter bom.
Kalorimeter ’bomb’ dan Kalorimeter cangkir
yang didukung oleh cincin logam. Termometer gunanya untuk
H reaksi
tan
)
reak
q
T
T
reaksi r kalorimete+
∆
adalah besarnya kalor yang dilepaskan atau diserap pada pelarutan . Umumnya proses pelarutan menyerap kalor, namun ada beberapa zat yang melepaskan kalor pada saat dilarutkan ke dalam air. Misalnya, NaOH(s) dan H
∆Hso = - 63 kJ/mol
adalah perubahan entalpi pada penetralan 1 mol asam oleh basa atau 1 mol basa
ara untuk mengukur besarnya kalor yang dilepaskan atau diserap dalam suatu
kalorimetri . Alat yang digunakan untuk
alorimeter yaitu : Kalorimeter bom suatu jenis kalorimeter reaksi eksoterm yang berlangsung bila didahului oleh
dengan gas oksigen. Alat ini terdiri atas wadah baja yang kuat (bom) untuk menempatkan pereaksi. Bom dibenamkan dalam suatu penangas air yang terisolasi dan dilengkapi dengan pengaduk serta termometer. Sebelum
lam bom berlangsung, suhu awal penangas air diukur. Kalor yang dibebaskan dalam reaksi diserap oleh bom dan penangas air, sehingga suhu alat keseluruhan merupakan as kalor alat diukur dahulu dalam Kalorimeter bom dapat digunakan untuk pengukuran yang cermat
Kalorimeter sederhana dapat dibuat dari wadah yang bersifat isolator (tidak menyerap Kalor) Dengan demikian , wadah dianggap tidak menyerap kalor pada saat reaksi berlangsung. Alat ini
kadang disebut sebagai kalorimeter termos atau kalorimeter gelas kopi. Wadah seperti at pereaksi. Prinsip penggunaannya sama
Kalorimeter cangkir kopi, terdiri atas cangkir kopi Styrofoam yang didukung oleh cincin logam. Termometer gunanya untuk memantau suhu dari campuran
adalah besarnya kalor yang dilepaskan atau diserap pada pelarutan satu beberapa zat yang melepaskan kalor pada saat dilarutkan ke dalam air. Misalnya, NaOH(s) dan H
adalah perubahan entalpi pada penetralan 1 mol asam oleh basa atau 1 mol basa
ara untuk mengukur besarnya kalor yang dilepaskan atau diserap dalam suatu
. Alat yang digunakan untuk Kalorimeter bom suatu jenis kalorimeter reaksi eksoterm yang berlangsung bila didahului oleh
dengan gas oksigen. Alat ini terdiri atas wadah baja yang kuat (bom) untuk menempatkan pereaksi. Bom dibenamkan dalam suatu penangas air yang terisolasi dan dilengkapi dengan pengaduk serta termometer. Sebelum
lam bom berlangsung, suhu awal penangas air diukur. Kalor yang dibebaskan dalam reaksi diserap oleh bom dan penangas air, sehingga suhu alat keseluruhan merupakan as kalor alat diukur dahulu dalam
Kalor). Alat ini kadang disebut sebagai kalorimeter termos atau kalorimeter gelas kopi. Wadah seperti
at pereaksi. Prinsip penggunaannya sama
rofoam memantau suhu dari campuran
8
Kapasitas kalor adalah banyaknya kalor yang diperlukan untuk menaikkan suhu benda sebesar 1 derajat celcius. Kalor jenis adalah banyaknya kalor yang dibutuhkan untuk menaikkan suhu 1 kg zat sebesar 1 derajat celcius. Alat yang digunakan untuk menentukan besar kalor jenis adalah kalorimeter.
1 kalori = 4,186 Joule
1 kkal = 1000 kalori = 4186 Joule Contoh:
Berapa joule diperlukan untuk memanaskan 100 gram air dari 25 0 C menjadi 1000 0C. Kalor jenis air = 4. 18 J g-1 C-1
Jawab:
q = m . c. t
= 100 g x 4,18 J g-1 C-1 x (100 – 25) oC = 31. 350 J = 31,35 kJ
2). Hukum Hess (Germain Hess)
Tidak semua reaksi dapat ditentukan perubahan entalpinya secara kalorimetri. Beberapa reaksi ada yang harus ditempuh melalui beberapa tahap reaksi. Untuk itu, perubahan entalpi setiap tahap reaksinya juga harus ditentukan. Untuk mengatasi hal ini, seorang ahli kimia bernama G.H. Hess (1840) melalui beberapa percobaan yang dilakukannya menyimpulkan dalam satu hukum yang dikenal dengan hukum Hess : “Kalor reaksi tidak bergantung pada jalanya/tahapan reaksi,
tetapi hanya bergantung pada keadaan awal (sebelum reaksi) dan keadaan akhir (setelah reaksi)”.
Dari gambar tersebut dapat dibuat persamaan matematis :
∆H1 + ∆H2 + ∆H4 = ∆H3 + ∆H5
Trik pengerjaan soal :
• Tentukan persamaan reaksi yang akan diketahui harga ∆H-nya
• Bandingkan data persamaan reaksi dengan persamaan reaksi yang akan diketahui ∆ H-nya dengan catatan
o Jika posisinya tidak sama harga ∆H-nya dibalik, jika positif menjadi negatif dan sebaliknya.
o Jika koefisien tidak sama maka :
Data>soal harga ∆H dibagi dengan koefisien Data<soal dikali ∆H dibagi dengan koefisien Banyak reaksi yang dapat berlangsung secara bertahap.
Misalnya pembakaran karbon atau grafit. Jika karbon dibakar dengan oksigen berlebihan terbentuk karbon dioksida menurut persamaan reaksi:
C(s) + O2(g)CO2 (g)H = - 394 kJ
Reaksi diatas dapat berlangsung melalui dua tahap. Mula-mula karbon dibakar dengan oksigen yang terbatas sehingga membentuk karbon monoksida. Selanjutnya, karbon monoksida itu dibakar lagi untuk membentuk karbon dioksida. Persamaan termokimia untuk kedua reaksi tersebut adalah:
C(s) + ½ O2 (g)CO (g) H = - 111 kJ
CO (g) + ½ O2 (g) CO2 (g)H = - 283 kJ
Jika kedua tahap diatas dijumlahkan, maka diperoleh: C(s) + ½ O2 (g)CO (g)H = - 111 kJ
CO (g) + ½ O2 (g)CO2 (g)H = - 283 kJ
--- + C(s) + O2 (g)CO2 (g)H = - 394 kJ
3). Melalui Perubahan Entalpi Berdasarkan Entalpi Pembentukan q = kalor (J)
m = massa larutan (g)
c = kalor jenis larutan (J.g-1.0C-1) ΔT = perubahan suhu
C = kapasitas kalor kalorimeter (J.0C-1) ΔH = perubahan entalpi (kJ.mol-1)
A B C
D E
∆∆∆∆H1 ∆∆∆∆H2
∆∆∆∆H3 ∆∆∆∆H4
9
Kalor suatu reaksi dapat juga ditentukan dari data entalpi pembentukan zat pereaksi dan produknya. Dalam hal ini, zat pereaksi dianggap terlebih dahulu terurai menjadi unsur-unsurnya, kemudian unsur-unsur itu bereaksi membentuk zat produk. Secara umum untuk reaksi:
m AB + n CD p AD + q CB pereaksi produk
maka : ∆H reaksi = [p. ∆Hfo Ad + q ∆Hfo CB ] – [ m. ∆Hfo AB + n. CD ]
∆H reaksi = ∑∆Hfo produk – ∑∆Hfo pereaksi
Contoh 1 : ½ N2(g) + ½ O2(g) —→ NO(g) ∆H = + 90,37 kJ NO(g) + ½ O 2(g) —→ NO 2(g) ∆H = – 56,52 kJ —————————————————————————— + ½ N2(g) + O 2(g) —→ NO2(g) ∆H = + 33,85 kJ
Dalam reaksi, dapat dianggap bahwa pereaksi terurai menjadi unsur-unsur
penyusunnya. Kemudian unsur-unsur tersebut bereaksi membentuk produk reaksi. Sesuai hukum Laplace, maka:
∆H penguraian pereaksi = – ∆H pembentukan pereaksi.
Jadi ∆H reaksi = ∑∆H pembentukan produk + ∑∆H penguraian pereaksi = ∑∆H pembentukan produk – ∑∆H pembentukan pereaksi = ∑∆Hfo produk – ∑∆Hfo pereaksi
∆H pembentukan (∆Hfo ) unsur-unsur bebas adalah nol (∆H = 0). Contohnya:
N2 (g) —→ N2 (g) ∆H = 0 O2 (g) —→ O2 (g) ∆H = 0 C (s) —→ C (s) ∆H = 0 Contoh soal: Diketahui: ∆H pembentukan C 3H8 (g) = – 24,8 kkal/mol. ∆H pembentukan CO2 (g) = – 94,7 kkal/mol. ∆H pembentukan H 2O (l) = – 68,3 kkal/mol.
Hitunglah berapa ∆H pembakaran C 3H 8 (g)?
Jawab: reaksinya adalah:
C3 H 8(g) + 5 O 2(g) —→ 3 CO 2(g) + 4 H 2 O(l)
Pereaksi produk
∆Hreaksi = [3 x (– 94,7) + 4 x (– 68,3)] – [(– 24,8) + 5 x 0] = – 532,5 kkal/mol Cara yang lain, dihitung dengan hukum Hess adalah seperti berikut:
C 3H8 (g) —→ 3 C (s) + 4 H 2 (g) ∆H = + 24,8 kkal
3 C(s) + 3 O2(g) —→ 3 CO2 (g) ∆H = – 94,7 kkal x 3
4 H2(g) + 2 O2(g) —→ 4 H2 O (l) ∆H = – 68,3 kkal x 4
————————————————————————————————— + C3 H8(g) + 5 O 2(g) —→ 3 CO2(g) + 4 H 2O (l) ∆H = – 532,5 kkal
Jadi ∆H pembakaran C3 H8(g) = – 532,5 kkal/mol
Nilai entalpi pembentukan dari berbagai zat serta persamaan termokimia reaksi pembentukannya diberikan pada tabel berikut.
10 4). Menggunakan Data Energi Ikatan
Pada dasarnya reaksi kimia terdiri atau dua proses, yaitu pemutusan ikatan antaratom dari senyawa yang bereaksi (proses yang memerlukan energi) dan penggabungan ikatan kembali dari atom-atom yang terlibat reaksi sehingga membentuk susunan baru (proses yang membebaskan energi).
Energi ikatan didefinisikan sebagai energi yang diperlukan untuk memutuskan 1 mol ikatan dari suatu molekul menjadi atom-atomnya dalam wujud gas. Dengan satuan kJ atau kkal
Sesuai dengan hukum Laplace, maka:
∆H pembentukan ikatan = – ∆H pemutusan ikatan = – Energi Ikatan
Dalam reaksi gas-gas, dapat dianggap bahwa ikatan dalam pereaksi diputuskan, kemudian atom- atom gasnya akan membentuk ikatan produk reaksi. Sehingga ersamaan yang digunakan :
∆∆∆∆H = ∑∑∑∑ Energi Ikatanpemutusan - ∑∑∑∑ Energi Ikatan pembentukan
∆∆∆∆H = ∑∑∑∑ Energi Ikatan pereaksi - ∑∑∑∑ Energi Ikatan produk
Trik pengerjaan soal
• Buat struktur batang agar kelihatan jumlah ikatan.
• Jika terdapat ikatan yang sama antara pereaksi dan hasil reaksi, langsung dihilangkan terlebih dahulu.
• Hitung Energi Ikatan pemutusan, hitung Energi Ikatan pembentukan.
• Kurangkan Energi Ikatan pereksi dengan Energi Ikatan hasil reaksi/produk Tabel Energi Ikatan rata- rata dari beberapa ikatan (kJ/mol)
Ikatan Energi ikatan rata-rata (kJ/mol)
Ikatan Energi Ikatan rata- rata (kJ/mol) C – H + 413 I – I + 152 C – C + 348 C – I + 240 C – O + 358 N – O + 201 C – F + 485 N – H + 391 C – Cl + 431 N – N + 163 C – Br + 276 C = C + 614 H – Br + 366 C = O + 799 H – H + 436 O = O + 495 H – O + 463 N ≡ N + 491 F – F + 155 C ≡ N + 891 Cl – Cl + 242 C ≡ C + 839 Br - Br + 193 Contoh : 1). H2 (g) —→ 2 H (g) ∆H = + 435 kJ
Energi ikatan H—H = + 435 kJ/mol
2) CH4 (g) —→ C (g) + 4 H (g) ∆H = + 1 656 kJ Atau dituliskan: H │ H— C —H —→ C (g) + 4 H (g) ∆H = + 1 656 kJ │ H
Energi ikatan C—H = + 1 656 kJ /4 mol = 414 kJ/mol
Contoh soal:
1) Persamaan reaksi :
CH4(g) + Cl2(g) —→ CH3Cl(g) + HCl(g)
Jika diketahui ikatan rata-rata : C – H = 413 kJ/mol H – Cl = 431 kJ/mol Cl – Cl = 242 kJ/mol C – Cl = 328 kJ/mol Hitunglah ∆H reaksi ? Jawab :
Reaksi tersebut diatas dapat digambarkan strukturnya sebagai berikut, H H
│ │
H— C —H + Cl – Cl —→ H – C – Cl + H - Cl │ │
11 Perubahan entalpinya dapat dihitung sebagai berikut. Pemutusan ikatan :
4 ikatan C - H = 4 x 413 kJ/mol = 1652 kJ/mol 1 ikatan Cl – Cl = 1 x 242 kJ/mol = 242 kJ/mol +
= 1894 kJ/mol Pembentukan ikatan
3 ikatan C - H = 3 x 413 kJ/mol = 1239 kJ/mol 1 ikatan C – Cl = 1 x 328 kJ/mol = 328 kJ/mol 1 ikatan H – Cl = 1 x 431 kJ/mol = 431 kJ/mol +
= 1998 kJ/mol
∆∆∆∆H = ∑∑∑∑ Energi Ikatanpemutusan - ∑∑∑∑ Energi Ikatan pembentukan
= 1894 – 1998 kJ/mol = - 104 kJ/mol
2) Jika diketahui:
energi ikatan N≡N = 491 kJ/mol, energi ikatan N—N = 163 kJ/mol, energi ikatan N—H = 391 kJ/mol, energi ikatan O=O = 495 kJ/mol,
dan energi ikatan O—H = 463 kJ/mol, maka hitunglah berapa ∆H reaksi berikut: N 2 H 4(g) + 2 H2 O (g) —→ N(g) + 4 H 2O (g)
Jawab: reaksinya dapat dituliskan: H H
│ │
N — N + 2 H—O=O—H (g) —→ N≡N (g) + 4 H—O—H (g) │ │
H H
∆H reaksi = (energi ikat N—N + 4 x energi ikat N—H + 2 x energi ikat O = O + 4 x energi ikat O—H) – (energi ikat N≡N + 8 x energi ikat O—H)
= (163 + 4 x 391 + 2 x 495 + 4 x 463) – (491 + 8 x 463)kJ/ mol = (163 + 1564 + 990 + 1852 ) – ( 491 + 3704) kJ/mol
= 4569 – 4195 = 374 kJ
F. BAHAN BAKAR DAN PERUBAHAN ENTALPI
Reaksi pembakaran adalah reaksi suatu zat dengan oksigen. Biasanya reaksi semacam ini digunakan untuk menghasilkan energi. Bahan bakar merupakan suatu senyawa yang bila dilakukan pembakaran terhadapnya dihasilkan kalor yang dapat dimanfaatkan untuk berbagai keperluan. 1).Jenis-jenis Bahan Bakar
a.Bahan bakar minyak atau BBM
Adalah salah satu jenis bahan bakar. Ada beberapa jenis BBM yang dikenal di Indonesia, diantaranya adalah: Minyak tanah rumah tangga , Minyak tanah industri , Pertamax , Pertamax plus , Premium, Bio Premium , Bio Solar , Pertamina DEX, Solar transportasi , Solar industri , Minyak diesel
b.Bahan bakar padat
Ada berbagai jenis bahan bakar padat. Bahan bakar padat. Bahan bakar padat termasuk batu bara dan kayu. Seluruh jenis tersebut dapat terbakar, dan menciptakan api dan panas. Batu bara dibakar di dalam kereta uap untuk memanaskan air sehingga menjadi uap untuk menggerakkan peralatan dan menyediakan energi. Kayu umumnya digunakan untuk pemanasan domestik dan industri. Tenaga uap kini makin disukai disebabkan suplai minyak dan gas yang semakin berkurang. c.Bahan bakar cair dan gas
Bahan bakar yang non-solid (padat) termasuk minyak dan gas (keduanya mempunyai subjenis yang beragam di antaranya adalah bahan bakar alam dan bensin, bahan bakar yang sekarang merupakan bahan bakar yang memiliki potensi besar ialah HIDROGEN. Hidrogen adalah suatu bahan bakar yang unsur pembentuk utamanya adalah air dan gas. Kita ketahui bersama bahwa air memiliki jumlah yang begitu besar maka air bisa dikategorikan sebagai energi terbarukan. Hidrongen (H2) didapatkan dari senyawa H2O yang jika diuraikan H2 dan O2. Kekurangan dari pada
bahan bakar hidrogen ialah pengelolahannya yang cukup rumit tapi bila dimasukkan dalam bagian energi tetap menguntungkan, ini dikarenakan adanya energi yang dipakai untuk menghasilkan energi baru.
d.Bahan bakar nuklir
Dalam suatu reaktor nuklir reaksi nuklir, bahan bakar yang radioaktif akan melalui pemecahan nuklir. Hasil dari proses ini adalah sumber energi tanpa proses pembakaran.
2. Efisiensi Kalor Bakar Berbagai Bahan Bakar
Reaksi kimia yang umum digunakan untuk menghasilkan energi adalah pembakaran, yaitu suatu reaksi cepat antara bahan bakar dengan oksigen yang disertai terjadinya api. Bahan bakar utama dewasa ini adalah bahan bakar fosil, yaitu gas alam, minyak bumi, dan batu bara. Bahan bakar fosil itu berasal dari pelapukan sisa organisme, baik tumbuhan atau hewan. Pembentukan
12
bahan bakar fosil ini memerlukan waktu ribuan sampai jutaan tahun. Bahan bakar fosil terutama terdiri atas senyawa hidrokarbon, yaitu senyawa yang hanya terdiri atas karbon dan hidrogen. Gas alam terdiri atas alkana suku rendah terutama metana dan sedikit etana, propana, dan butana. Seluruh senyawa itu merupakan gas yang tidak berbau. Oleh karena itu, kedalam gas alam ditambahkan suatu zat yang berbau tidak sedap, yaitu merkaptan, sehingga dapat diketahui jika ada kebocoran. Gas alam dari beberapa sumber mengandung H2S, suatu kontaminan yang harus disingkirkan sebelum gas digunakan sebagai bahan bakar karena dapat mencemari udara. Beberapa sumur gas juga mengandung helium. Minyak bumi adalah cairan yang mengandung ratusan macam senyawa, terutama alkana, dari metana hingga yang memiliki atom karbon mencapai lima puluhan. Dari minyak bumi diperoleh bahan bakar LPG (Liquified Petroleum gas), bensin, minyak tanah, kerosin, solar dan lain-lain. Pemisahan komponen minyak bumi itu dillakukan dengan destilasi bertingkat. Adapun batu bara adalah bahan bakar padat, yang terutama, terdiri atas hidrokarbon suku tinggi. Batu bara dan minyak bumi juga mengandung senyawa dari oksigen, nitrogen, dan belerang. Bahan bakar fosil, terutama minyak bumi, telah digunakan dengan laju yang jauh lebih cepat dari pada proses pembentukannya. Oleh karena itu, dalam waktu yang tidak terlalu lama lagi akan segera habis. Untuk menghemat penggunaan minyak bumi dan untuk mempersiapkan bahan bakar pengganti, telah dikembangkan berbagai bahan bakar lain, misalnya gas sintesis (sin-gas) dan hidrogen. Gas sintetis diperoleh dari gasifikasi batubara. Batu bara merupakan bahan bakar fosil yang paling melimpah, yaitu sekitar 90 % dari cadangan bahan bakar fosil. Akan tetapi penggunaan bahan bakar batubara menimbulkan berbagai masalah, apapun. Karena misalnya dapat menimbulkan polusi udara yang lebih hebat daripada bahan bakar bentuknya yang padat terdapat keterbatasan penggunaannya. Oleh karena itu, para ahli berupaya mengubahnya menjadi gas sehingga pernggunaannya lebih luwes dan lebih bersih. Gasifikasi batubara dilakukan dengan mereaksikan batubara panas dengan uap air panas. Hasil proses itu berupa campuran gas CO,H2
dan CH4. Sedangkan bahan sintetis lain yang juga banyak dipertimbangkan adalah hidrogen.
Hidrogen cair bersama-sama dengan oksigen cair telah digunakan pada pesawat ulang-alik sebagai bahan bakar roket pendorongnya. Pembakaran hidrogen sama sekali tidak memberi dampak negatif pada lingkungan karena hasil pembakarannya adalah air.Hidrogen dibuat dari air melalui reaksi endoterm berikut: H2O (l)2 H2 (g) + O2 (g)H = 572 kJ
Apabila energi yang digunakan untuk menguraikan air tersebut berasal dari bahan bakar fosil, maka hidrogen bukanlah bahan bakar yang konversial. Tetapi saat ini sedang dikembangkan penggunaan energi nuklir atau energi surya. Jika proyek itu berhasil, maka dunia tidak perlu khawatir akan kekurangan energi. Matahari sesungguhnya adalah sumber energi terbesar di bumi, tetapi tekonologi penggunaan energi surya belumlah komersial. Salah satu kemungkinan penggunaan energi surya adalah menggunakan tanaman yang dapat tumbuh cepat. Energinya kemudian diperoleh dengan membakar tumbuhan itu. Dewasa ini, penggunaan energi surya yang cukup komersial adalah, penggunaan energi surya yang cukup komersial adalah untuk pemanas air rumah tangga (solar water heater).
Nilai kalor suatu bahan bakar umumnya dinyatakan dalam satuan kJ/gram, yang menyatakan berapa kJ kalor yang dapat dihasilkan dari pembakaran 1 gram bahan bakar tersebut. Contoh nilai kalor bahan bakar bensin adalah 48 kJ/gram, artinya setiap pembakaran sempurna 1 gram bensin akan dihasilkan kalor sebesar 48 kJ. Dibawah ini merupakan nilai kalor dari berbagai jenis bahan bakar yang umum dikenal.
Tabel nilai kalor bakar beberapa bahan bakar Jenis Bahan Bakar Nilai kalor(kJ/g)
Gas alam 49 Batu bara 32 Minyak mentah 45 Bensin 48 Arang 34 kayu 18 Hidrogen 142
Nilai kalor bakar dapat digunakan untuk memperkirakan harga energi suatu bahan baka 3. Pembakaran Sempurna Dan Tidak Sempurna
Pembakaran bahan bakar dalam mesin kendaraan atau dalam industri tidak terbakar sempurna. Pembakaran sempurna senyawa hidrokarbon (bahan bakar fosil) membentuk karbon dioksida dan uap air. Sedangkan pembakaran tak sempurna membentuk karbon monoksida dan uap air. Misalnya:
1) Pembakaran sempurna isooktana:
C8H18 (l) +12 ½ O2 (g) —→ 8 CO2 (g) + 9 H2O (g)H = -5460 kJ
2) Pembakaran tak sempurna isooktana:
C8H18 (l) + 8 ½ O 2 (g) —→ 8 CO (g) + 9 H2O (g)H = -2924,4 kJ
13
Sebagaimana terlihat pada contoh di atas, pembakaran tak sempurna menghasilkan lebih sedikit kalor. Jadi, pembakaran tak sempurna mengurangi efisiensi bahan bakar. kerugian lain dari pembakaran tak sempurna adalah dihasilkannya gas karbon monoksida (CO), yang bersifat racun. Oleh karena itu, pembakaran tak sempurna akan mencemari udara
Uji Kompetensi Bab 1
A. Jawablah pertanyaan dibawah ini dengan baik dan benar !
1. Dalam gelas kimia direaksikan Amonium klorida padat dan Barium Hidroksida padatsehingga dihasilkan barium klorida, air dan gas amonia. Pada reaksi tersebut ternyata suhu sistem turun dari 25o C menjadi 12o C. Dari percobaan tersebut:
a. Sebutkan system dan lingkungan dari percobaan tersebut b. Jelaskan termasuk reaksi eksoterm atau endoterm
2. Berapa jumlah kalor yang diperlukan untuk menaikkan suhu 100 gram air dari 20o C menjadi 50 o C, jika diketahui kalor jenis air = 4,2 J/ g o C
3. Diketahui ∆Hfo C 3H8 (g) = – 24,8 kkal/mol. ∆Hfo CO2 (g) = – 94,7 kkal/mol.
∆Hfo H 2O (l) = – 68,3 kkal/mol ∆Hfo O2 (g) = 0
Hitunglah berapa ∆H pembakaran C3H8(g)reaksinya adalah:
C3 H 8(g) + 5 O 2(g) —→ 3 CO2(g)+4H2 O(l)
4. Diketahui energi ikatan rata-rata : C – H = 410 kJ/mol C – C =347 kJ/mol Cl – Cl = 243 kJ/mol C – Cl = 346kJ/mol H – Cl = 432 kJ/mol
Maka perubahan entalpi (∆H) pada reaksi : H H H H │ │ │ │
H—C— C — H + Cl — Cl —→ H— C —C — Cl + H— Cl │ │ │ │
H H H H
5. Sebutkan reaksi dibawah ini termasuk eksoterm atau endoterm : a. 2 H2 + O 2 —→ 2 H O ∆H = – 136,6 kkal
b. CO2 (g) + 94,1 kkal —→ C(s) + O2 (g)
6. Jelaskan perbedaan antara reaksi eksoterm dan reaksi endoterm. Tuliskan contohnya?
7. Pada pembentukan1 mol air dilepaskan kalor sebanyak 286 kJ. Tulis persamaan termokimia dari pernyataan diatas?
8. Entalpi pembentukan 1 mol uap air adalah -286 kJ. Hitung entalpi pembentukan 9 gram air?
9. Coba jelaskan mengapa entalpi tidak dapat diukur dan kita hanya bisa mengukur perubahan entalpinya saja
10. Jelaskan perbedaan pembakaran sempurna dan pembakaran tak sempurna !
B. Berilah tanda silang (x ) pada jawaban yang paling benar !
1. Sebuah Kristal KNO3 dimasukkan dalam tabung reaksi, kemudian ditetesi dengan air. Pada
dasar tabung reaksi terasa dingin. Reaksi itu dapat digolongkan ….. A. endoterm, energi tidak berpindah
B. endoterm, energi berpindah dari lingkungan ke system C. eksoterm, energi berpindah dari sistem ke lingkungan D. eksoterm, energi berpindah dari lingkungan ke system E. endoterm, energi berpindah dari sistem ke lingkungan
2. Diketahui entalpi pembentukan H2O(g) = -242 kJ/mol, energi ikatan H-H = 436 kJ/mol dan energi
ikatan O=O = 495 kJ/mol. Energi ikatan O-H dalam air adalah ….. kJ/mol. A. 1173 B. 925,5 C. 804,5 D. 586,5 E. 462,75
3. Jika satu sendok serbuk seng dimasukkan ke dalam gelas kimia yang berisi larutan HCl ternyata terjadi gelembung gas dan dasar gelas kimia terasa panas, reaksi ini tergolong...
A. Eksoterm, energi berpindah dari sistem ke lingkungan B. Eksoterm, energi berpindah dari lingkungan ke sistem C. Endoterm, energi berpindah dari sistem ke lingkungan D. Endoterm, energi berpindah dari lingkungan ke sistem
E. Endoterm, energi tidak berpindah
4. Pernyataan yang benar tentang reaksi eksoterm adalah …. A. entalpi awal lebih besar daripada entalpi akhir dan ∆ H > 0 B. entalpi awal lebih kecil daripada entalpi akhir dan ∆ H > 0 C. entalpi awal lebih besar daripada entalpi akhir dan ∆ H < 0 D. entalpi awal lebih kecil daripada entalpi akhir dan ∆ H < 0 E. entalpi awal sama dengan entalpi akhir dan ∆ H = 0
5. CO (g) + 1/2 O2(g) → 2CO2(g) H = x kJ, x adalah entalpi . . .
14
B. pembakaran CO E. pembakaran CO2
C. pembentukan O2
6. Yang dimaksud dengan kalor penguraian adalah kalor reaksi pada penguraian …. A. 1 mol senyawa menjadi unsur –unsur pembentuknya
B. senyawa menjadi 1 mol zat hasil reaksi D. senyawa menjadi ion-ionnya
C. suatu senyawa E. suatu unsur dengan oksigen
7. Yang terjadi pada reaksi eksoterm adalah ….
A. energi sistem berkurang D. energi lingkungan bertambah B. energi lingkungan berkurang E. energi sistem maupun lingkungan tetap C. energi sistem bertambah
8. Dalam tabung reaksi terdapat larutan H2SO4 dan larutan NaOH. Yang dimaksud sistem dari
percobaan tersebut adalah …..
A. tabung reaksi, larutan H2SO4, dan udara disekitar tabung reaksi
B. tabung reaksi, larutan NaOH, dan udara disekitar tabung reaksi C. kalor yang terbentuk dari hasil reaksi antara larutan H2SO4 dan NaOH
D. Perubahan entalpi yang terjadi pada reaksi antara larutan H2SO4 dan NaOH
E. Larutan H2SO4 , larutan NaOH dan hasil reaksi
9. Energi yang diperlukan untuk memutuskan ikatan kimia dalam 1 mol senyawa berwujud gas menjadi ataom-atom pada keadaan standar dinamakan …
A. energi potensial D. energi mekanik
B. energi kinetik E. energi kimia
C. energi ikatan
10.Perubahan entalpi pembakaran gas CH4 ( Ar C = 12, H = 1 ) adalah – 80 kJ/mol. Maka perubahan
entalpi pembakaran 4 gram gas tersebut adalah ….
A. – 80 kJ C. – 50 kJ E. – 10 kJ
15 BAB 2
KESETIMBANGAN KIMIA
Standar kompetensi : Memahami konsep kesetimbangan reaksi Kompetensi Dasar :
1. Menguasai reaksi kesetimbangan
2. Menguasai factor-faktor yang mempengaruhi pergeseran kesetimbangan
3. Menentukan hubungan kuantitatif antara pereaksi dan hasil reaksi dari suatu reaksi kesetimbangan
Tujuan Pembelajaran :
1. Siswa dapat menguasai konsep reaksi kesetimbangan
2. Siswa dapat menguasai factor-faktor yang mempengaruhi pergeseran kesetimbangan
3. Siswa dapat menentukan hubungan kuantitatif antara pereaksi dan hasil reaksi dari suatu reaksi kesetimbagan
4. Siswa dapat memahami bahwa terjadinya pergeseran kesetimbangan disebabkan adanya aksi pada reaksi kesetimbangan sesuai dengan asas Le Chatelier
5. Siswa dapat memahami bahwa perubahan temperatur dapat mempengaruhi tetapan kesetimbangan 6. Siswa dapat menghitung tetapan kesetimbangan dari suatu reaksi
7. Siswa dapat menghitung tetapan kesetimbangan pada tekanan parsial
8. Siswa dapat memahami kesetimbangan homogen dan heterogen berdasarkan fase dari reaktan dan produk 9. Siswa dapat menghitung konsentrasi reaktan dan produk dalam suatu campuran kesetimbangan
berdasarkan konsentrasi awal dan konstanta kesetimbangan
A. REAKSI BERKESUDAHAN DAN DAPAT BALIK
Pernahkah anda sakit gigi? Sakit gigi biasanya disebabkan oleh makanan yang asam maupun manis. Untuk merawat dianjurkan menggosok gigi sehari dua kali dengan menggunakan pasta gigi berflourida. Mengapa makanan manis dan asam menyebabkan sakit gigi dan mengapa pula pasta gigi berflourida dapat merawat kesehatan gigi? Pertanyaan ini akan terjawab setelah mempelajari kesetimbangan kimia.
16
Ditinjau dari arahnya, reaksi kimia dapat dibagi menjadi dua , yaitu ; a. Reaksi irreversible / reaksi berkesudahan :
Reaksi satu arah/tidak dapat balik), yaitu suatu reaksi hanya terjadi pembentukan zat-zat hasil reaksi saja.
Reaksi HCl + NaOH → NaCl + H2O berlangsung sempurna dari kiri ke kanan. NaCl dan H2O yang terbentuk tidak dapat bereaksi kembali untuk menghasilkan HCl dan NaOH. Ini dinamakan reaksi berkesudahan atau irreversible (tidak dapat balik lagi) yaitu suatu reaksi dimana zat di ruas kanan tidak dapat bereaksi kembali untuk membentuk zat diruas kiri.
b. Reaksi reversible reaksi kesetimbangan
Reaksi dua arah/dapat balik), yaitu suatu reaksi di mana hasil reaksi dapat bereaksi kembali membentuk zat-zat pereaksi.
Reaksi N2 + 3H2 2NH3 akan terurai kembali menjadi 2NH3 N2 + 3H2 ini dinamakan reaksi kesetimbangan atau reaksi reversible (dapat balik) yaitu reaksi dimana zat –zat diruas kanan dapat bereaksi atau terurai kembali membentuk zat di ruas kiri. Reaksi ke arah kanan disebut reaksi maju dan ke ruas kiri disebut reaksi balik.
Reaksi kimia yang dapat berlangsung dalam dua arah yaitu dari reaktan ke produk dan produk dapat membentuk reaktan kembali. Reaksi kesetimbangan dinyatakan dengan dua tanda panah yang arahnya berlawanan.
Contoh : 2HI H2 + I2 Reaksi maju : 2HI → H2 + I2
Reaksi balik : H2 + I2 → 2HI
Reaksi maju lama kelamaan semakin lambat sebab jumlah pereaksi semakin berkurang, pada saat yang sama reaksi balik semakin cepat dengan makin bertambahnya jumlah hasil reaksi .
B. KEADAAN SETIMBANG
Reaksi kesetimbangan merupakan reaksi reversible di mana zat-zat hasil reaksi dapat bereaksi kembali membentuk zat-zat pereaksi
* Reaksi ini akan berlangsung bolak balik terus menerus tidak pernah berhenti, inilah yang disebut sebagai
Reaksi Kesetimbangan Dimanis
• Keadaan setimbang atau kesetimbangan adalah suatu keadaan dimana laju reaksi ke arah kanan
(pembentukan hasil reaksi) sama dengan laju reaksi ke arah kiri (pembentukan zat-zat pereaksi) atau
(laju reaksi ke kanan = laju reaksi ke kiri) • Digambarkan :
mA + nB pC + qD
Reaksi ke kanan : A → B Rate = kf[A]. kf : konstanta laju reaksi ke kanan Reaksi balik : B → A Rate = kr[B]. kr : konstanta laju reaksi ke kiri
Saat A bereaksi membentuk senyawa B, konsentrasi A berkurang sedangkan konsentrasi B bertambah.
Pada keadaan kesetimbangan kf [A] = kr [B]
Laju reaksi laju reaksi balik ke kanan ke kiri
Penulisan persamaan adalah
[B]/[A] = kf/kr = a konstan Kedua proses terjadi pada kecepatan yang sama
A B
• Sistem kesetimbangan terjadi pada reaksi dapat balik. • Keadaan kesetimbangan :
o Kecepatan reaksi ke kanan sama dengan kecepatan reaksi ke kiri. o Konsentrasi pereaksi dan hasil reaksi relatif tetap.
o Terjadi kesetimbangan dinamis jumlah zat yang terlibat dalam reaksi tetap tetapi proses reaksi tetap terus berjalan.
o Memilik harga K yang merupakan penggabungan antaran tetapan laju reaksi pembentukan dan laju reaksi penguraian
o Reaksi terjadi dalam ruang tertutup
o Reaksi berlangsung terus menerus dalam dua arah / bersifat dinamis
o Tidak terjadi perubahan makroskopis , tetapi perubahan mikroskopis tetap berlangsung
Berdasarkan fase zat-zat dalam reaksi kesetimbangan, maka reaksi kesetimbangan dibedakan menjadi dua, yaitu ;
o Kesetimbangan Homogen, kesetimbangan pada sistem fasa (wujud) yang sama, biasanya
adalah gas.
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
o Kesetimbangan Heterogen, kesetimbangan pada sistem fasa (wujud) yang berbeda, yang
diperhitungakan dalam penentuan harga K hanya zat yang berwujud gas saja H2 O(g) H2O(l)
17
C. HUKUM KESETIMBANGAN DAN TETAPAN KESETIMBANGAN
Hukum kesetimbangan menurut GULDBERG dan WAAGE, yaitu :Besarnya konstanta kesetimbangan dalam
suatu reaksi (Kc) adalah hasil kali konsentrasi zat-zat hasil reaksi dipangkatkan koefisiennya dibagi hasil kali konsentrasi zat-zat pereaksi dipangkatkan koefisiennya”
1. Penentuan Harga K (tetapan Kesetimbangan)
Rumus Umum tetapan kesetimbangan :
koefisien koefisien pereaksi reaksi hasil K ] [ ] [ =
Untuk reaksi : aA + bB cC + dD, maka harga tetapan kesetimbangan K reaksi di atas adalah :
b a d c B A D C K ] [ ] [ ] [ ] [ = Keterangan : K = tetapan kesetimbangan
[A] = konsentrasi A pada kesetimbangan = mol / volume (lt) [B] = konsentrasi B pada kesetimbangan = mol / volume (lt) [C] = konsentrasi C pada kesetimbangan = mol / volume (lt) [D] = konsentrasi Dpada kesetimbangan = mol / volume (lt)
Harga K (kesetimbangan) menunjukkan banyaknya hasil reaksi (zat ruas kanan) yang dapat terbentuk pada suatu reaksi kesetimbangan.
Harga K besar artinya bahwa zat ruas kanan banyak terbentuk. Harga K kecil artinya zat diruas kiri sedikit terurai.
Jenis Tetapan Kesetimbangan :
a). Kc, tetapan kesetimbangan dengan variabel konsentrasi Untuk reaksi umum,
aA + bB + … ⇔ gG + hH + …
Rumus tetapan kesetimbangan berbentuk
Pembilang adalah hasil kali konsentrasi spesies-spesies yang ditulis disebelah kanan persamaan ([G], [H] …) masing-masing konsentrasi dipangkatkan dengan koefisien dalam persamaan reaksi yang setara (g, h …). Penyebut adalah hasil kali konsentrasi spesies-spesies yang ditulis disebelah kiri persamaan ([A]. [B] ..) dan setiap konsentrasi dipangkatkan dengan koefisien reaksinya (a, b, …). Nilai numerik tetapan kesetimbangan Kc sangat tergantung pada jenis reaksi dan suhu.
Untuk kesetimbangan heterogen, hanya zat yang berfase gas (g) dan larutan (aq), karena konsentrasi zat padat atau cairan murni adalah konstan
Satuan konsentrasi Kc adalah molaritas (M) sehingga satuan Contoh Soal
1. Tuliskan pernyataan kesetimbagan Kc untuk reaksi berikut : (a) 2O3(g)3O2(g)
(b) 2NO(g) + Cl2(g) 2NOCl(g) Jawab:
(a) Kc = [O2]3 / [O3]2
(b) Kc = [NOCl]2 / [NO]2[Cl2]
2. :Dalam ruangan 5 liter berlangsung reaksi kesetimbangan 2 SO3 (g) 2SO2(g) + O2(g)
Jika dari pemanasan 1 mol gas SO3 diperoleh 0,25 mol gas O2., tentukan tetapan
kesetimbangannya ? Jawab: 2 SO3 (g) 2SO2(g) + O2(g) Mula-mula : 1 Reaksi : 0.50 Kesetimbangan : 0,50 0,50 0,25 [SO3 ] = 0,5/5 = 0,1 M; [SO2 ] = 0,50/5 = 0,1 M; [O2 ] = 0,25/5 = 0,05 M [SO2 ]2 [O2 ] (0,1)2 (0,05) Kc = = = 0,05 [SO3 ]2 (0,1)2
b) Kp, tetapan kesetimbangan dengan variabel tekanan. Tips :Menentukan harga Kp
Rumus Umum : c b a h g K B A H G = ... ] [ ] [ ... ] [ ] [
18 koefisien pereaksi koefisien reaksi hasilr
P
P
Kp
=
Perhitungan Tekanan Parsial :
o Jika diketahui mol masing-masing zat yang terlibat
o A xPtotal total mol A mol P =
o Jika tidak diketahui mol masing-masing zat yang terlibat dalam reaksi
o A xPtotal Total Koefisien A Koefisien P =
o Untuk Reaksi : mA(g) + nB(g) pC(g) + qD(g)
Contoh dalam reaksi: N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) 3 2 2 2 3 ] ][ [ ] [ H N NH p P P p K = Contoh soal :
Jika natrium bikarbonat dipanaskan menurut reaksi : 2NaHCO3(s) Na2CO3(s)+ CO2(g)+ H2O(g) ,
ternyata tekanan total saat setimbang = 0,04 atm, hitung harga Kp
Jawab :
Reaksi setimbang : 2 NaHCO3(s) Na2CO3(s) + CO2(g) + H2 O(g) Yang berfasa gas adalah CO2 dan H2O
Berdasarkan persamaan reaksi ; mol CO2 = mol H2O
mol zat
PCO2 = P H2O = x Ptotal =1/2 x 0,04 atm = 0,02
mol total Kp = PCO2 x PH2O
= 0,02 x 0,02 = 0,0004
Hubungan antara Kp dan Kc
o jika diketahui tekanan dan suhu reaksi
o Konversi suhu dalam Kelvin (C + 273) dan tekanan dalam atmosfer ( mmHg/760, cmHg/76, Pa/10-5)
o Gunakan persamaan : Kp = Kc. (RT)∆n
Keterangan ; R = tetapan gas ideal = 0,082 L.atm.mol-1 K-1 T = suhu (K)
n = jumlah koefisien zat-zat hasil reaksi–koefisien zat-zat pereaksi
CONTOH
1). Tuliskan rumus Kc dan Kp untuk reaksi berikut : a. N2 (g) + 3 H 2(g) 2 NH3 (g) b. CaCO3 (s) CaO(s) + CO2(g) Jawab : a. Reaksi : N2 (g) + 3 H 2(g) 2 NH3 (g) [NH3 ]2 Kc = [N2 ] [H2 ]3 (PNH3)2 Kp = (PN2) (PH2)3 n B m A q D p c p P P P P K ] [ ] [ ] [ ] [ =
19 b. Reaksi : CaCO3 (s) CaO(s) + CO2(g) Jawab: Kc = [CO2 ] Kp = (PCO2)
Tips : Jika diketahui 2 atau lebih persamaan reaksi dengan harga K, dan ditanyakan harga K dari persamaan reaksi yang berhubungan dengan kedua reaksi tersebut
o Susun persamaan reaksi yang ada sesuai dengan persamaan reaksi yang diinginkan
o Catatan pengubahan :
o Jika persamaan reaksi dibalik maka harga K menjadi 1/K
o Jika persamaan raksi dikalikan dengan suatu variabel, maka harga K dipangkatkan dengan variabel tersebut
Contoh :
2) Untuk reaksi kesetimbangan :
PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g) , harga Kc pada suhu 191o C = 3,26 x 10-2 , tentukan harga Kp
pada suhu tersebut
R = 0,082; T = (191 + 273) = 464 K ∆ n = 2 – 1 = 1 Kp = Kc x (RT)∆n = 3,26 x 10-2 x (0,082 x 464)1 = 1,24 D. AZAS LE CHATELIER
Secara mikroskopik sistem kesetimbangan umumnya peka terhadap gangguan dari lingkungan. Andaikan sistem yang kita perhatikan adalah kesetimbangan air-uap, air dalam silinder. Jika volume sistem diperbesar (tekanan dikurangi) maka sistem berupaya mengadakan perubahan sedemikian sehingga mengembalikan tekanan ke keadaan semula, yakni dengan menambah jumlah molekul yang pindah ke fasa uap. Setelah kesetimbangan baru dicapai lagi, air yang ada lebih sedikit dan uap air terdapat lebih banyak dari pada keadaan kesetimbangan pertama tadi
Secara singkat, azas Le Chatelier dapat dinyatakan sebagai : Reaksi = - Aksi
Artinya : Bila pada sistem kesetimbangan dinamik terdapat gangguan dari luar sehingga kesetimbangan dalam keadaan terganggu atau rusak maka sistem akan berubah sedemikian rupa sehingga gangguan itu berkurang dan bila mungkin akan kembali ke keadaan setimbang lagi. Cara sistem bereaksi adalah dengan melakukan pergeseran.
Azas Le Chatelier menyatakan : Bila pada sistem kesetimbangan diadakan aksi, maka sistem akan mengadakan reaksi sedemikian rupa sehingga pengaruh aksi itu menjadi sekecil-kecilnya. E. PERGESERAN KESETIMBANGAN
Perubahan dari keadaan kesetimbangan semula ke keadaan kesetimbangan yang baru akibat adanya aksi atau pengaruh dari luar itu dikenal dengan pergeseran kesetimbangan.
Bagi reaksi:
A + B ↔ C + D Kemungkinan terjadinya pergeseran :
1. Dari kiri ke kanan, berarti A bereaksi dengan B memhentuk C dan D, sehingga jumlah mol A dan Berkurang, sedangkan C dan D bertambah.
2. Dari kanan ke kiri, berarti C dan D bereaksi membentuk A dan B. sehingga jumlah mol C dan D berkurang, sedangkan A dan B bertambah.
Faktor-faktor yang mempengaruhi kesetimbagan 1. Perubahan Konsentrasi
2. Perubahan suhu 3. Perubahan tekanan 4. Peranan Katalisator 1). Perubahan Konsentrasi
Apabila dalam sistem kesetimbangan homogen, konsentrasi salah satu zat diperbesar, maka kesetimbangan akan bergeser ke arah yang berlawanan dari zat tersebut. Sebaliknya, jika konsentrasi salah satu zat diperkecil, maka kesetimbangan akan bergeser ke pihak zat tersebut.
