Minyak Bumi
MINYAK BUMI
1. Proses pembentukan
Minyak bumi dan gas terbentuk dari hasil pelapukan sisa-sisa tumbuhan dan hewan yang tertimbun dalam kerak bumi selama jutaan tahun.
2. Komposisi
Minyak bumi tersusun dari bermacam-macam hidrokarbon seperti yang dapat dilihat pada tabsel
Jenis Senyawa Jumlah Contoh
Hidrokarbon 90 - 99% Alkana, sikloalkana, dan aromatis Senyawa
belerang
0,1 – 7% Tioalkana (R – S – R ) Alkanatiol (R – S – H) Senyawa nitrogen 0,01 – 0,9% Pirol (C4H5N)
Senyawa oksigen 0,01 – 0,4% Asam karboksilat (RCOOH) Senyawa logam sangat kecil Senyawa logam nikel 3. Pengolahan minyak bumi
• Minyak mentah (crude oil) berbentuk cairan kental hitam dan berbau kurang sedap.
• Agar dapat digunakan, minyak mentah harus diolah.
• Minyak mentah mengandung sekitar 500 jenis hidrokarbon
• Untuk memisahkan komponen-komponen minyak bumi dilakukan dengan cara destilasi bertingkat.
• Proses destilasi adalah suatu cara pemisahan berdasarkan perbedaan titik didih dari berbagai komponen yang ada dalam campuran.
• Fraksi-fraksi yang diperoleh dalam destilasi ini merupakan campuran senyawa-senyawa hidrokarbon yang mendidih pada suatu trayek suhu tertentu.
4. Penggunaan fraksi minyak bumi
Kegunaan dari fraksi-fraksi minyak bumi dapat dilihat pada tabel berikut.
Fraksi Jumlah atom C Titik didih (oC) Kegunaan
Gas C1-C4 < 20 Bahan bakar LPG, LNG,
sumber hidrogen dan bahan bakuuntuk sintesis senyawa organik.
Petroleum
eter C5-C6 20 – 60 Pelarut, binatu kimia (dry cleaning) / cairan pembersih Nafta C6 – C7 60 - 100 Pelarut nonpolar dan cairan
pembersih Bensin
(gasoline) C6-C10 40 – 200 Bahan bakar kendaraan bermotor
Kerosin C12-C15 175 – 300 Bahan bakar pesawat jet dan kompor (minyak tanah)
Solar dan minyak diesel
C15 ke atas 250 – 400 Bahan bakar mesin diesel dan bahan bakar
industri Minyak
pelumas C20 ke atas > 350 Pelumas
Parafin/lilin C21-C40 > 350 Membuat lilin, kertas pembungkus berlapis lilin, korek api dan bahan pengkilap
Aspal >C40 Residu Bahan bakar, untuk pelapis jalan raya, lapisan anti korosi, pengedap suara pada lantai
5. Bensin
Fraksi minyak bumi yang paling banyak digunakan adalah bensin.
a. Kualitas bensin
• Komponen utama bensin adalah n-heptana dan isooktana (2,2,4- trimetilpentana).
• Alkana rantai lurus sangat mudah terbakar sehingga menimbulkan ketukan (knocking). Ketukan adalah suatu perilaku kurang baik dari bahan bakar, yang terjadi karena pembakaran terjadi terlalu cepat sebelum piston berada pada posisi yang tepat.
• Makin banyak ketukan, berarti makin rendah mutu bensin. Mutu bensin dinyatakan dalam bilangan/angka oktan.
• Makin besar bilangan oktan suatu bensin, makin baik mutu bensin tersebut.
• Untuk menentukan bilangan oktan ditetapkan 2 jenis senyawa sebagai pembanding yaitu n- heptana dan isooktana
• Suatu campuran 30% n-heptana dan 70% isooktana akan mempunyai bilangan oktan 70.
• Nilai bilangan oktan masing-masing jenis bensin:
premium 80-88, pertalite 90, pertamax 92, dan pertamax plus 95.
b. Cara meningkatkan mutu bensin
1) Proses reforming, yaitu suatu proses untuk mengubah alkana rantai lurus menjadi rantai bercabang. Contoh: mengubah n-oktana menjadi isooktana.
2) Menambahkan hidrokarbon alisiklik/aromatik ke dalam campuran akhir fraksi bensin.
3) Menambahkan zat aditif anti ketukan misalnya TEL (Tetra Ethyl Lead, Pb(C2H5)4) dan MTBE (Methyl Tertiery Buthyl Eter)
Segi negatif penggunaan TEL
Bensin yang ditambahkan TEL dapat menghasilkan timbal yang sangat beracun bila terhirup dan masuk ke dalam tubuh. Oleh karena itu penggunaan TEL dilarang dan dianjurkan diganti dengan MTBE yang bebas Pb.
c. Dampak negatif hasil pembakaran bensin Zat
pencemar Sumber Dampak yang
ditimbulkan 1. CO2 Pembakaran
bahan bakar
Pemanasan global/efek rumah kaca
2. CO Pembakaran
bahan bakar
Bersifat racun dan dapat menyebabkan kematian bila
konsentrasi CO di udara mencapai 0,1%
3. NOx (NO2, NO)
Pembakaran bahan bakar pada suhu tinggi
dimana
nitrogen di udara ikut teroksidasi
Asbut (asap-kabut) atau smog fotokimia. Asbut menyebabkan berkurangnya daya pandang, iritasi pada mata dan saluran pernapasan dan manjadikan tanaman layu
4. SOx (SO2, SO3)
Pembakaran bahan bakar yang mengandung belerang (batu bara, bensin, dan berbagai proses kimia dalam industri)
SO2 jika terhisap oleh pernafasan akan bereaksi dengan cairan dalam saluran pernafasan dan membentuk asam sulfit yang akan merusak jaringan dan menimbulkan sakit. Oksida belerang dapat larut dalam air hujan dan menyebabkan hujan
asam 5. Pb
Penggunaan bensin yang mengandu ng zat aditif senyawa timbal
Timbal bersifat racun dapat
menyebabkan (sakit kepala, mudah teriritasi, kerusakan otak, ginjal, dan hati)
d. Cara mengatasi
Langkah-langkah yang dapat diambil untuk mengatasi dampak pembakaran bensin atau asap buang kendaraan bermotor adalah:
1) Produksi bensin yang ramah lingkungan tanpa zat aditif Pb.
2) Penggunaan EFI (Electronic Fuel Injection) pada sistem bahan bakar.
3) Penggunaan konverter katalitik pada sistem buangan kendaraan 4) Penghijauan/pembuatan taman dalam kota.
5) Penggunaan bahan bakar alternatif yang dapat diperbaharui dan yang lebih ramah lingkungan seperti tenaga surya dan sel bahan bakar (fuel cell).
Silakan dicoba!
Bukalah komik pembelajaran pada link:
https://www.instagram.com/p/CQNSvYRMXJG/?utm_source=ig_web_copy_link Baca dan pelajarilah komik pembelajaran tersebut!
Kerjakan soal (assesmen) yang terdapat pada slide terakhir Kirim jawabanmu ke DM Instagram @kimia.asikk
BAB I
TERMOKIMIA
Pendahuluan
Mengapa es batu bisa meleleh?
Menurut kalian, proses mencairkan es batu melepaskan atau membutuhkan kalor?
Termokimia dan Kekekalan Energi Entalpi dan
Perubahan Entalpi
TERMOKIMIA
A. TERMOKIMIA & HUKUM KEKEKALAN ENERGI
• Termokimia : Cabang ilmu kimia yang mempelajari tentang panas atau kalor pada reaksi kimia atau proses-proses yang berhubungan dengan reaksi kimia.
• Hukum kekekalan energi: Energi tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan tetapi dapat diubah dari satu bentuk ke bentuk lain.
B. ENTALPI DAN PERUBAHAN ENTALPI
• Entalpi adalah jumlah energi yang dimiliki suatu zat, dinotasikan dengan H (Heat content ).
• Besarnya entalpi suatu zat tidak bisa diukur tetapi perubahannya dapat diukur.
• Jadi perubahan entalpi (∆H) adalah besarnya energi (kalor) yang dibebaskan atau diserap dari suatu reaksi kimia pada tekanan tetap.
dengan ∆H = perubahan entalpi Hp = entalpi produk
Hr = entalpi reaktan atau pereaksi 1. Bila Hp > Hr, maka ∆H bertanda positif,
berarti terjadi penyerapan kalor dari lingkungan ke sistem, disebut reaksi endoterm
2. Bila Hr > Hp, maka ∆H bertanda negatif,
berarti terjadi pelepasan kalor dari sistem ke lingkungan, disebut reaksi eksoterm.
C. REAKSI EKSOTERM DAN ENDOTERM
Sistem : bagian yang menjadi pusat perhatian/pusat penelitihan/pusat pengamatan.
Lingkungan : daerah yang membatasi sistem/segala sesuatu yang berada disekitar sistem
∆H = Hp - Hr
R. eksoterm R. endoterm
Contoh Reaksi eksoterm:
• Batu kapur(CaO) dimasukkan dalam air, air menjadi panas (bahkan mendidih)
• Pembakaran elpiji menghasilkan panas
• Reaksi pembakaran
• Reaksi Respirasi
• Reaksi Pembentukan
• Reaksi nuklir
• Reaksi netralisasi
• Reaksi karbit dengan air
• Reaksi pembentukan molekul dari atom pada fase gas
• Uap air menjadi hujan (kondensasi)
• Pembantukan air/salju di awan
• Uap air menjadi air
• Air menjadi Es
Contoh Reaksi endoterm:
• Alkohol 90% ( alkohol pekat ) dioleskan pada kulit tangan, tangan menjadi dingin.
• Kristal Ba(OH)2+ NH4Cl +beberapa tetes air, dasar tabung dingin
• Es menjadi air
• Air menjadi uap air
• Pelarutan urea dalam air
• Pembentukan kation dari sebuah atom dalam fase gas
• Karbon dipanaskan dengan uap Air
• Reaksi Fotosintesis
D. DIAGRAM TINGKAT ENERGI
E. PERSAMAAN TERMOKIMIA
Persamaan termokimia adalah persamaan reaksi yang menyertakan perubahan entalpinya (∆H).
Nilai perubahan entalpi yang dituliskan pada persamaan termokimia harus sesuai dengan stoikiometri reaksi, artinya jumlah mol yang terlibat dalam reaksi sama dengan koefisiennya.
Contoh :
Diketahui persamaan reaksi termokimia:
1H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l) ∆H = - 285,85 kJ/mol
artinya, pada pembentukan 1 mol H2O dari gas hidrogen dan gas oksigen dibebaskan energi sebesar 285,85 kJ
f
F . PERUBAHAN ENTALPI STANDAR (∆Ho)
Perubahan entalpi standar (∆Ho) adalah perubahan entalpi (∆H) reaksi yang diukur pada kondisi standar, yaitu pada suhu 298 K dan tekanan 1 atm.
1. Entalpi Pembentukan Standar (∆Hfo = Standard Enthalpy of Formation) Entalpi pembentukan standar (∆Hfo) adalah ∆H untuk membentuk 1 mol senyawa langsung dari unsur- unsurnya diukur pada keadaan standar (298 K, 1 atm)
Contoh :
C(s, grafit) + 2 H2(g) → CH4(g) ∆Hfo = -74,8 kJ/mol
4 C(s) + 2 H2(g) → 2 C2H2(g) ∆H = + 454 kJ Jika yang terbentuk 1 mol C2H2, reaksi menjadi:
2 C(s) + H2(g) → C2H2(g) ∆H = + 227 kJ, atau bisa ditulis ∆Hfo
= + 227 kJ/mol
Contoh soal:
1. Tuliskan persamaan termokimia untuk reaksi pembentukan NH4Cl bila diketahui
∆Hfo NH4Cl = - 120 kJ/mol Jawab:
• reaksi pembentukan, maka NH4Cl ada di sebelah kanan tanda panah
• Zat-zat di sebelah kiri tanda panah berupa unsur
• Unsur-unsur N, H,dan Cl adalah unsur-unsur diatomik
½ N2(g) + 2H2(g) + ½ Cl2(g) → NH4Cl(s) ∆Hfo = -120 kJ/mol
2. Pada pembentukan 22 gram C3H8 (Ar C = 12, H = 1) dibebaskan kalor sebesar 75 kJ. Tuliskan persamaan termokimia pembentukan C3H8!
Jawab :
• mol dari 22 gram C3H8 = massa
massa molar= 22 gram
44 gram/mol = 0,5 mol
• ∆Hfo berlaku untuk pembentukan 1 mol zat, maka ∆Hfo C3H8 = 1
0,5 x (- 75 kJ)
= - 150 kJ
• Persamaan termokimia pembentukan C3H8 adalah:
3 C(s) + 4 H2(g) → C3H8(s) ∆Hfo = - 150 kJ/mol Ingat!!
Unsur-unsur diatomik : H2, N2, O2, F2, Cl2, I2
Unsur-unsur poliatomik : P4
koefisien 1 berarti 1 mol CH4
Koefisien 2 berarti 2 mol C2H2, maka semua koefisien reaksi dibagi 2, termasuk ∆H
yang ditulis di sebelah kanan reaksi adalah
∆H standar (untuk 1 mol)
Silakan dicoba!
1. Diketahui entalpi pembentukan standar (∆Hfo) dari berbagai zat sebagai berikut:
a. H2SO4(l) = -843,99 kJ mol-1 b. H2S(g) = -20,2 kJ mol-1 c. CaCO3(s) = -207,8 kJ mol-1
Tuliskan persamaan termokimia reaksi pembentukan zat-zat di atas!
2. Pada pembentukan 22 gram C3H8 (Ar C = 12, H = 1) dibebaskan kalor sebesar 75 kJ. Tuliskan persamaan termokimia pembentukan C3H8!
b. Entalpi Penguraian Standar (∆Hdo = Standard Enthalpy of Dissosiation)
• Entalpi penguraian standar adalah ∆H dari penguraian 1 mol persenyawaan langsung menjadi unsur- unsurnya
• kebalikan dari ∆H pembentukan.
• Sesuai dengan asas kekekalan energy, maka nilai entalpi penguaraian sama dengan entalpi pembentukannya, tetapi tandanya berlawanan.
Contoh:
1) Tuliskan persamaan termokimia penguraian H2O apabila diketahui ∆Hfo H2O = - 285,85 kJ/mol
Jawab:
Reaksi penguaraian adalah kebalikan dari reaksi pembentukan, sehingga zat terurai di sebelah kiri tanda panah.
H2O(l) → H2(g) + ½ O2(g) ∆Hdo = + 285,85 kJ/mol
2) Bila diketahui ∆Hfo NH3 = - 46 kJ/mol, berapa kJ diperlukan untuk menguraikan 1 gram NH3 (Mr = 17)?
Jawab :
Persamaan termokimia penguraian NH3 adalah:
NH3(g) → ½ N2(g) + 3⁄2 H2(g) ∆Hdo = + 46 kJ/mol
Besarnya kalor untuk menguraikan 1 gram NH3 adalah:
Besar kalor = mol x ∆H = massa
Mr x ∆H
= 1
17 x 46
= 2,7 kJ
Jadi, besarnya kalor yang diperlukan untuk menguraikan 1 gram NH3 adalah 2,7 kJ
H2O memiliki Koefisien 1, artinya 1 mol zat yang diuraikan
Tanda ∆Hdo berlawanan dengan ∆Hfo
c
Silakan dicoba!
1. Tuliskan persamaan termokimia dari reaksi penguraian HNO3, jika ΔHfo HNO3
= 146 kJ/mol
2. Diketahui reaksi penguraian:
2NH3(g) → N2(g) + 3H2(g) ΔH = 122 kJ
Tentukan besarnya kalor penguraian 3,4 gram NH3! (Ar N=14, H=1)
c. Entalpi Pembakaran Standar (∆Hco = Standard Enthalpy of Combustion)
Entalpi pembakaran standar adalah perubahan entalpi (∆H) yang diukur pada keadaan standar untuk pembakaran sempurna 1 mol senyawa atau unsure dengan O2 dari udara.
Pembakaran dikatakan sempurna jika:
✓ Karbon (C) terbakar sempurna menjadi CO2
✓ Hydrogen (H) terbakar sempurna menjadi H2O
✓ Belerang (S) terbakar sempurna menjadi SO2
✓ Senyawa hidrokarbon (CxHy) terbakar sempurna menurut reaksi:
CxHy + O2 → CO2 + H2O (belum setara) Contoh:
Pada pembakaran 570 gram isooktana (C8H18), salah satu komponen yang ada dalam bensin, pada keadaan standar/STP dibebaskan kalor sebesar 27.500 kJ.
Hitunglah besarnya ∆Hco dan tuliskan persamaan termokimia pembakaran isooktana tersebut!
Jawab:
• mol isooktana = massa
Mr C8H18
= 570 gram
114 g/mol
= 5 mol
• untuk 1 mol C8H18 maka ∆Hco = 1
5 x (-27.500) = - 5.500 kJ
• persamaan termokimia : C8H18(l) + 25⁄ 2O2(g)→8CO2 (g) + 9H2O (g)
Silakan dicoba!
1. Pada pembakaran 1 gram karbon (Ar C = 12) dibebaskan kalor sebesar 85 kJ. Tuliskan persamaan termokimia pembakaran sempurna karbon!
2. Pada reaksi pembakaran gas propana:
2C3H8(g) + 10O2(g) → 6CO2(g) + 8H2O(g) ΔH = - 2400 kJ a. Tentukan besarnya ΔHco
b. Berapa kJ kalor yang dihasilkan pada pembakaran 89,6 L (STP) gas propana?
G. PENENTUAN ENTALPI STANDAR (∆H)
Untuk menentukan perubahan entalpi pada suatu reaksi kimia dapat dilakukan melalui eksperimen (bisa digunakan alat kalorimeter), hukum Hess, dan energi ikatan.
1. Kalorimetri
Kalor reaksi dapat ditentukan melalui percobaan dengan kalorimeter. Proses pengukuran kalor reaksi disebut kalorimeteri.
Jumlah kalor yang diserap atau dilepaskan larutan dapat ditentukan dengan mengukur perubahan suhunya.
Karena energi tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan, maka:
qreaksi + qlarutan = 0 qreaksi = - qlarutan
qlarutan = m . c. ∆𝑡 q kalorimeter = C. ∆𝑡 dengan :
q = jumlah kalor (J)
m = massa campuran (gram) c = kalor jenis larutan (J/g.K)
∆𝑡 = kenaikan suhu (K)
C = kapasitas kalor dari calorimeter (J/K)
Contoh:
1. Sebanyak 50 mL larutan HCl 1 M bersuhu 27oC dicampur dengan 50 mL larutan NaOH 1 M bersuhu 27oC dalam suatu kalorimeter plastik (ρ air = 1 g cm-3 ) . Ternyata suhu campuran naik menjadi 35oC. Jika kalor jenis larutan dianggap sama dengan kalor jenis air yaitu 4,18 J/g.K, tentukan besarnya perubahan entalpi ) untuk reaksi penetralan : HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l) Jawab:
• Volume HCl = 50 mL = 50 cm-3
• Volume NaOH = 50 mL = 50 cm-3
• Bila ρ air = 1 g cm-3 , maka massa HCl = ρ x V
= 1 g cm-3 x 50 cm-3
= 50 g
• Bila ρ air = 1 g cm-3
maka massa NaOH = ρ x V
= 1 g cm-3 x 50 cm-
3
= 50 g
• Massa campuran = massa HCl + massa NaOH
= 50 g + 50 g
= 0,05 mol
• Kenaikan suhu = ∆t = (35 + 273) – (27+273) = 8 K
• qlarutan = m . c. ∆t
= 100 g x 4,18 J/g.K x 8 K
= 3.344 J
• qreaksi = - qlarutan = - 3.344 J
• Persamaan reaksi :
HCl(aq) + Na OH(aq) → Na Cl(aq) + H2O(l)
0,05 mol 0,05 mol 0,05 mol
• qreaksi tersebut untuk 0,05 mol NaCl, sedangkan ∆H penetralan untuk 1 mol NaCl, maka:
∆H = 1
0,05 x - 3.344 J = - 66.880 J = - 66,88 kJ Jadi, ∆H untuk reaksi penetralan
HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l) sebesar - 66,88 kJ
2. Sebanyak 7,5 gram LiOH ( Ar Li = 7, O = 16, H = 1) dimasukkan ke dalam calorimeter yang berisi 120 gram air. Setelah Kristal LiOH itu larut, ternyata suhu kalorimeter beserta isinya naik dari 24oC menjadi 35oC. Kalor jenis larutan = 4,2 J/g.K dan kapasitas kalorimeter = 12 J/K. Tentukan besarnya entalpi pelarutan LiOH dalam air sesuai persamaan reaksi: LiOH(s) → Li+(aq) + OH-(aq) Jawab:
• Massa campuran = massa LiOH + massa air
= 7,5 + 120
= 127,5 gram
• Kenaikan suhu = ∆t
= (35 + 273) – (24 + 273)
= 11 K
• Kalor jenis larutan = c = 4,2 J/g.K
• Kapasitas kalor calorimeter = C = 12 J/K
• qlarutan = m . c. ∆t
= 127,5 g x 4,2 J/g.K x 11 K
= 5.890,5 J
• qkalorimeter = C. ∆t
= 12 J x 11 K
= 132 J
• q reaksi = - (qlarutan + qkalorimeter)
= - ( 5.890,5 + 132)
= - 6.022,5 J
• q reaksi tersebut untuk pelarutan 7,5 gram LiOH, sedangkan untuk pelarutan 1 mol LiOH (massa 1 mol LiOH = 24 gram/mol), maka:
• Jadi, pelarutan LiOH = - 19, 272 kJ
• Persamaan reaksi :
LiOH(s) → Li+(aq) + OH-(aq) = - 19, 272kJ
Silakan dicoba!
Sebanyak 50 ml larutan perak nitrat (AgNO3) 0,2 M dicampur dengan 50 ml larutan NaCl 0,2 M, masing-masing bersuhu mula-mula 27oC. Setelah dicampur ke dalam kalorimeter, suhu menjadi 31oC.
Bila kalor jenis larutan = 4,2 J/gK, ρair = 1 g/ml, tentukan besarnya ΔH pada reaksi:
AgNO3(aq) + NaCl(aq) → AgCl(s) + NaNO3(aq) ΔH=?
∆H
reaksi= ∑∆H
f produk o- ∑∆H
f reaktan o2. Hukum Hess: berdasarkan entalpi (∆H) dari beberapa reaksi yang berhubungan Pada tahun 1848, Germain Hess dari Jerman melalui berbagai eksperimen mengemukakan bahwa “setiap reaksi memiliki H yang tetap dan tidak tergantung pada jalan reaksi atau jumlah tahap reaksi”
Contoh:
Diketahui reaksi:
C(s) + O2(g) → CO2 (g) ΔH = –94 kJ (reaksi 1) 2 H2 (g) + O2 (g) → 2H2O(g) ΔH = –136 kJ (reaksi 2) 3 C(s) + 4 H2 (g) →C3H8 (g) ΔH = –24 kJ (reaksi 3)
Tentukan ΔH pada reaksi C3H8(g) + 5O2(g) → 3CO2(g) + 4 H2O(g)!
Jawab:
• Menyesuaikan reaksi 1), 2) dan 3) dengan soal yang ditanyakan
• Lihatlah C3H8(g) + 5O2(g) → 3CO2(g) + 4H2O(g)
• Reaksi 1) dikalikan 3 agar CO2 menjadi 3CO2
• Reaksi 2) dikalikan 2 agar 2H2O menjadi 4H2O
• Reaksi 3) dibalik, maka H menjadi + (agar C3H8 menjadi di sebelah kiri)
• Jadi, 3C(s) + 3O2(g) → 3CO2(g) ∆H = - 282 kJ 4H2(g) + 2O2(g) → 4H2O(g) ∆H = - 272 kJ C3H8(g) → 3C(s) + 4H2(g) ∆H = + 24 kJ
+ C3H8(g) + 5O2(g) → 3 CO2(g) + 4 H2O(g) ∆H = - 530 kJ
Silakan dicoba!
Diketahui reaksi:
C(grafit) + O2(g) → CO2(g) H = -393,5 kJ H2(g) + 1/2O2(g) → H2O(l) H = -285,8 kJ CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l) H= -890,3 kJ
Tentukan perubahan entalpi dari reaksi : C(grafit) + 2H2(g) → CH4(g)
3. Berdasarkan tabel entalpi pembentukan (∆Hfo)
Kalor suatu reaksi juga dapat ditentukan dari data entalpi pembentukan (∆Hfo) zat-zat pereaksi dan zat-zat hasil reaksi.
Cara menghitung ∆H reaksi berdasarkan data entalpi pembentukan standar :
Unsur-unsur memiliki nilai entalpi pembentukan standar bernilai nol dalam bentuk bebasnya. Misal: ∆Hfo O2 = 0 kJ/mol
Contoh:
Diketahui:
∆Hfo CH4O(l) = - 238,6 kJ/mol
∆Hfo CO2(g) = - 393,5 kJ/mol
∆Hfo H2O(l) = - 286 kJ/mol
a. Tentukan ∆H reaksi pembakaran CH4O sesuai reaksi:
CH4O(l) + 2 O2(g) → CO2(g)+ 2H2O(l)
b. Tentukan jumlah kalor yang dibebaskan pada pembakaran 8 gram methanol (CH4O) jika Ar C= 12, H = 1, dan O = 16
Jawab:
a. Reaksi CH4O(l) + 2 O2(g) → CO2(g)+ 2 H2O(l)
∆Hreaksi = ∑∆Hfo
produk - ∑∆Hfo reaktan
∆Hreaksi = (∆Hfo CO2+ 2 x ∆Hfo H2O) – (∆Hfo CH4O + 2 x ∆Hfo O2)
∆Hreaksi = {- 393,5 + 2 x (- 286)} – {- 238,6 + 2 x 0 } kJ/mol
= - 726,9 kJ/mol b. mol CH4O = massa
Mr = 8
32= 0,25 mol
kalor yang dibebaskan pada pembakaran 8 gram methanol = 0,25 mol x - 726,9 kJ/mol = - 181, 725 kJ
Silakan dicoba!
Diketahui Hfo C2H2 = -a kJ/mol, Hfo CO2(g) = - b kJ/mol, Hfo H2O(l) = - c kJ/mol.
Tentukan besarnya entalpi pembakaran sempurna 52 gram C2H2! (Ar C = 12 dan H = 1) sesuai persamaan reaksi:
C2H2(g) + O2(g) → CO2(g) + H2O(l) (belum setara)
c. Berdasarkan Energi Ikatan
Reaksi kimia terjadi karena pemutusan ikatan-ikatan lama dan pembentukan ikatan baru. Pada pemutusan ikatan diperlukan energi sedangkan pada pembentukan dibebaskan energi.
Energi ikatan ialah energi yang diperlukan untuk memutuskan ikatan kimia dalam 1 mol suatu senyawa berwujud gas pada keadaan standar menjadi atom-atom gasnya.
Cara menghitung ∆H reaksi berdasarkan energi ikatan :
∆Hreaksi = ∑ energi pemutusan ikatan - ∑ energi pembentukan ikatan atau
∆Hreaksi = ∑ energi ikatan pereaksi - ∑ energi ikatan produk
kiri - kanan
Contoh:
Diketahui energi ikatan:
C H : 415 kJ/mol C C : 348 kJ/mol
C C : 607 kJ/mol H H : 436 kJ/mol Ditanya : ∆Hreaksi pada reaksi : C2H4(g) + H2(g) → C2H6(g)
Jawab:
H
C C
H
H
H + H H
∆Hreaksi = ∑energi pemutusan ikatan - ∑ 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 x 415 + 348 )
= 1043 – 1178
= - 135 kJ
Jadi, ∆H pada reaksi C2H4(g) + H2(g) → C2H6(g) adalah – 135 kJ
Silakan dicoba!
Diketahui :
Hfo F2O = 257 kJ/mol EI F – F = 157 kJ/mol EI O = O = 498 kJ/mol
Tentukan besarnya energi ikatan rata-rata F – O!
Latihan yuk!
PILIHAN GANDA
1. Pernyataan yang tepat tentang kalor pembentukan standar adalah ….
a . kalor yang dilepaskan atau diserap apabila 1 mol senyawa terurai menjadi unsur-unsurnya pada kondisi standar b. kalor yang dilepaskan atau diserap
pada pembakaran 1 mol senyawa dalam kondisi standar
c. kalor yang dilepaskan atau diserap apabila 1 mol senyawa dalam bentuknya yang paling stabil terurai menjadi unsur-unsurnya.
d. kalor yang dilepaskan atau diserap apabila 1 mol senyawa dibentuk dari unsur-unsurnya pada kondisi standar e. kalor yang dilepaskan apabila 1 mol
senyawa terurai menjadi unsur- unsurnya.
2. Berikut ini merupakan reaksi eksoterm, kecuali ….
a. Pengembunan b. Penguapan air c. Pembakaran kayu d. Pembekuan es e. Pembakaran sampah
3. Pada reaksi eksoterm ….
a. ∆H sistem < 0
b. sistem menyerap kalor dari lingkungan c. ∆H sistem berharga positif
d. ∆H sistem = 0 e. ∆H sistem > 0
4. Persamaan termokimia untuk ∆Hf
C2H6(g) = - 84,68 kJ adalah ... .
a. 2C(s) + 3H2(g) → C2H6(g) ∆Hf = + 84,68 kJ b. 2C(s) + 3H2(g) → C2H6(g) ∆Hf = - 84,68 kJ c. C2H6(g) → 2C(s) + 3H2(g) ∆Hf = - 84,68 kJ d. C2H6(g) → 2C(s) + 3H2(g) ∆Hf = + 84,68 kJ e. C2(g) + 6H(g) → C2H6(g) ∆Hf = - 84,68 kJ 5. Perhatikan diagram berikut:
Kesimpulan diagram ini benar, kecuali..
a. Reaksi eksoterm
b. Entalpi pembentukan H2O(g) = -242 kJ c. Entalpi pembentukan H2O(l) = -285 kJ d. Entalpi penguraian H2O(l) = -285 kJ e. Entalpi pengembunan H2O(g) menjadi
H2O(l) = + 43 kJ
6. 100 ml larutan KOH 0,1 M direaksikan dengan 100 ml larutan HCl 0,1 M dalam kalorimeter. Suhu larutan naik dari 30oC menjadi 38,5oC. Jika larutan dianggap sama dengan air dengan massa jenis = 1 g/ml, dan kalor jenisnya = 4,3 J/goC, maka ∆H reaksi (per mol KOH) adalah ... kJ
a. 840 c. -714 e. – 71,4 b. 84 d. – 7,14
7. Sebanyak 10 gram zat X dilarutkan dalam 90 gram air. Setelah zat X larut semua, suhu larutan mengalami penurunan dari 30oC menjadi 25,5. Jika kalor jenis air = 4,2 J/goC dan kapasitas kalor kalorimeter 11,5 J/oC, maka kalor reaksi dalam percobaan ini ... J.
a. 1941, 75 d. - 1890
b. 1890 e. - 1941
c. 1838
8. Diketahui bahwa kalor pembakaran besi menjadi FeO(s) = -272 kJ. Kalor embakaran besi menjadi Fe2O3(s) = -824,2 kJ, sedangkan kalor penguraian Fe3O4(s) = +118,4 kJ. Kalor reaksi untuk reaksi:
FeO(s) + Fe2O3(s) → Fe3O4(s) adalah ... kJ.
a. -1074 d. -2214,6
b. -22,2 e. +22,2
c. +249,8
9. Kalor pembakaran 2 mol gas CO = -569 kJ.
Kalor yang menyertai pembakaran 40 gram karbon monoksida (Ar C = 12, O = 16) adalah ... kJ.
a. -547,5 d. +175
b. -406,43 e. +219 c. -175
10. Bila ∆Hf H2O(l), CO2(g) dan C2H2(g) berturut- turut = -285 kJ/mol, -393 kJ/mol dan - 227kJ/mol, maka jumlah kalor yang dibebaskan pada pembakaran 0,52 gram gas C2H2 (Mr = 26) adalah ... kJ
a. -15,6 d. +25,96
b. -25,96 e. +90,5 c. +18,1
11. Bila: ∆Hc C2H6(g) = -p kJ
∆Hf CO2(g) = -q kJ
∆Hf H O(g) = - r kJ
Maka kalor pembentukan dari reaksi:
3C(s) + 3H2(g) → C2H6(g) adalah ... kJ a. p – 3q - 3r d. p + q + r b. p – 3q + 3r e. – p – 3q – r c. p + 3q – 3r
12. Diketahui energi ikatan rata-rata:
H – H = 104,2 kkal/mol Cl – Cl = 57,8 kkal/mol H – Cl = 103,2 kkal/mol
Kalor yang dibebaskan untuk membentuk 4 mol HCl (Ar H = 1, Cl = 35,5) adalah ... kkal/mol
a. +88,4 d. +119,6 b. -88,4 e. +530,2 c. +265,1
13. Diketahui energi ikatan:
C – C = 348 kJ/mol Cl – Cl = 242 kJ/mol H – Cl = 431 kJ/mol C – Cl = 328 kJ/mol C – H = 423 kJ/mol
Besarnya ΔH pada reaksi:
adalah … .
A. +94 kJ D. –94 kJ B. +81 kJ E. –208 kJ C. –81 kJ
14. Jika diketahui:
C(s) + 2S(s) → CS2(s) H = + 82,35 kJ S(s) + O2(g) → SO2(g) H = –297,62 kJ C(s) + O2(g) → CO2(g) H = –408,80 kJ Maka perubahan entalpi pembakaran gas karbon disulfida menurut reaksi ….
CS2(s) + 3 O2(g) → CO2(g) + 2SO2(g) A. +1086,39 kJ D. –921,69 kJ B. –1086,39 kJ E. –1004,04 kJ C. +92,169 kJ
15. Diketahui kurva reaksi sebagai berikut:
Berdasarkan kurva tersebut, harga H3
adalah ….
A. H1 + H2 – H4 D. H1 – H2 – H4
B. H2 + H4 – H1 E. H1 + H4 – H2
C. H1 – H2 + H4
URAIAN
1. Sebanyak 100 mL larutan HCl 0,1 M bersuhu mula-mula 23 °C dicampur dengan 100 mL larutan NaOH 0,1 M bersuhu mula-mula 23 °C. Setelah bercampur, suhu menjadi 30 °C.
Jika c air = 4,2 J g–1 K–1 dan massa jenis air = 1 g cm, tentukan besarnya entalpi penetralan pada reaksi: HCl(aq) + NaOH(aq)→ NaCl(aq) + H2O(l)
2. Diketahui data energi ikatan:
C – C = 348 kJ/mol O = O = 500 kJ/mol C – H = 415 kJ/mol C = O = 724 kJ/mol O – H = 463 kJ/mol
Tentukan ∆H pada reaksi pembakaran 1 mol propana!
3. Diketahui:
∆Hfo CO2(g) = -394 kJ/mol
∆Hfo H2O(l) = -286 kJ/mol
∆Hfo C3H8(g) = -104 kJ/mol
Tentukan jumlah kalor yang dibebaskan pada pembakaran 1 gram C3H8 (Mr = 44)
Pilihan Ganda 1 Jawaban
LIQU E FIE D PE T R OLE U M G A S (LPG )
Liquefied Petroleum Gas (LPG) PERTAMINA dengan brand Elpiji, merupakan gas hasil produksi dari kilang minyak (Kilang BBM) dan Kilang gas, yang komponen utamanya adalah gas propana (C3H8) dan butana (C4H10) lebih kurang 99 % dan selebihnya adalah gas pentana (C5H12) yang dicairkan. ELPIJI lebih berat dari udara dengan berat jenis sekitar 2. 01 (dibandingkan dengan udara), tekanan uap Elpiji cair dalam tabung sekitar 5.0 – 6.2 Kg/cm2. Perbandingan komposisi, propana (C3H8) : butana (C4H10) = 30 : 70.
Reaksi Pembakaran Elpiji Reaksi pembakaran propana
Jika terbakar sempurna, reaksi pembakaran propana adalah sebagai berikut C3H8 + 5O2 → 3CO2 + 4H2O + panas
propana + oksigen → karbon dioksida + uap air dan + panas Reaksi pembakaran Butana
Jika terbakar sempurna, reaksi pembakaran butana adalah sebagai berikut 2C4H10 + 13O2 → 8CO2 + 10H2O
butana + oksigen → karbon dioksida + uap air dan + panas Sumber :
https://www.kompasiana.com/asikbelajardirumah/550b28a8a33311ea0f2e3bd0/reaksi- kimia-di-sekitar-kita-1-lpg-kenali-dan-hindari-resikonya
Berdasarkan bacaan di atas, jenis reaksi yang terjadi pada pembakaran propana dan butana serta perpindahan energinya yang tepat adalah ... .
A. Adisi, eksoterm B. Eliminasi, eksoterm C. Oksidasi, eksoterm D. Polimerisasi, endoterm E. Substitusi, endoterm
SOAL SUPER!
BAB II
LAJU REAKSI
Pendahuluan
Perhatikan gambar-gambar berikut.
Gambar 1 Gas LPG yang terbakar Gambar 2 Mobil yang berkarat
Reaksi kimia terjadi setiap saat di sekitar kita. Beberapa di antaranya ada yang berlangsung cepat dan sebagian lainnya berjalan sangat lambat. Coba kalian perhatikan gambar di atas.
Proses terbakarnya gas LPG pada Gambar 1 berjalan sangat cepat tampaknya hanya dalam hitungan detik saja. Namun, tidak demikian halnya dengan perkaratan besi seperti ditunjukkan pada Gambar 2. Reaksi antara besi, air, dan oksigen ini berlangsung sangat lambat. Begitulah, reaksi kimia berlangsung dengan laju yang berbeda-beda. Laju reaksi berhubungan dengan seberapa cepat reaksi kimia berlangsung.
Konsep Laju Reaksi
Persamaan Laju Reaksi
Faktor Laju
Reaksi
LAJU REAKSI
Laju beberapa kegiatan, misalnya berlari, membaca, memasak, dsb menyatakan jumlah tertentu yang dapat kamu selesaikan dalam satuan waktu. Dengan pemahaman yang sama, kita dapat mendefinisikan laju reaksi kimia.
A. KONSEP LAJU
Bagaimana cara mengukur laju? Perhatikan ilustrasi berikut!
Gambar 3.1 Membandingkan Laju Air pada Botol A dan Botol B
Pada gambar 3.1 air dialirkan dari botol besar ke gelas kimia. Lubang untuk aliran kedua botol tersebut berbeda. Pada botol yang mana laju aliran air yang lebih cepat?
Dari percobaan ini, laju dapat ditentukan dengan 2 cara, yaitu dengan mengukur:
✓ volume air yang berkurang dari botol per satuan waktu, dan
✓ volume air yang bertambah pada gelas kimia per satuan waktu.
Bagaimana dengan laju reaksi kimia?
Ingat, reaksi kimia: A + 2B → AB2
reaktan/pereaksi produk/hasil reaksi
Dari ilustrasi Gambar 3.1, maka untuk mengukur laju reaksi dapat ditentukan dengan 2 cara, yaitu dengan mengukur:
1. jumlah pereaksi yang digunakan atau bereaksi per satuan waktu 2. jumlah hasil reaksi yang terbentuk per satuan waktu
Sehingga, pengertian laju reaksi sebagai berikut:
Dari pengertian di atas, maka laju reaksi dapat dirumuskan sebagai berikut: Untuk perubahan konsentrasi pereaksi/reaktan:
V = -
∆[𝑅]∆𝑡 , V = laju reaksi (M/detik)
∆[R] = perubahan konsentrasi reaktan (M)
∆t = perubahan waktu (detik) tanda ( - ) artinya berkurang Laju reaksi :
✓ Perubahan jumlah (konsentrasi) pereaksi atau hasil reaksi per satuan waktu
✓ Laju berkurangnya jumlah reaktan atau laju bertambahnya jumlah produk dalam satuan waktu
M
=
𝒏𝑽
V = +
∆[𝑃]∆𝑡 , dengan V = laju reaksi (M/detik)
∆[P] = perubahan konsentrasi produk (M) ∆t = perubahan waktu (detik)
tanda ( + ) artinya bertambah Laju reaksi berbanding terbalik dengan waktu , maka :
V =
1𝑡
Untuk mempelajari lebih lanjut tentang laju reaksi, terlebih dahulu akan mempelajari tentang konsentrasi. Konsentrasi yang digunakan dalam laju reaksi adalah molaritas.
B. MOLARITAS
Konsentrasi suatu larutan dapat dinyatakan dalam molaritas, molalitas, normalitas, maupun fraksi mol. Molaritas menyatakan jumlah mol zat yang terlarut dalam satu liter larutan. Molaritas dilambangkan dengan notasi M dan satuannya mol/liter.
Rumus yang digunakan untuk mencari molaritas larutan adalah:
Jika zat yang akan dicari molaritasnya ada dalam satuan gram dan volume dalam milliliter, maka molaritasnya dapat dihitung dengan rumus:
dengan :
M = molaritas (mol/L) n = mol zat terlarut (mol) V = volume larutan (liter) g = massa zat terlarut (gram) Mr = massa molekul relatif zat terlarut
Contoh:
1. Berdasarkan reaksi:
2 N2O5(g) 4NO2(g) + O2(g)
Diketahui bahwa gas N2O5 berkurang dari 2 mol/liter menjadi 0,5 mol/liter dalam waktu 10 detik. Berapakah laju reaksi berkurangnya N2O5?
Jawab :
V N2O5 =
-
∆[N∆𝑡2O5]= 2−0,5
10
= 0,15 M/detik
2. Ke dalam ruang yang volumenya 2 liter, dimasukkan 4 mol gas HI yang kemudian terurai menjadi gas H2 dan I2. Setelah 5 detik, dalam ruang tersebut terdapat 1
M = n x 𝟏𝟎𝟎𝟎 atau M =
𝐦𝐋 𝑴𝒓 𝐦𝐋
𝒈 x 𝟏𝟎𝟎𝟎
mol gas H2. Tentukan laju reaksi pembentukan gas H2 dan laju reaksi peruraian gas HI!
Jawab :
Persamaan reaksi : 2HI(g) → H2(g) + I2(g) Mula-mula : 4 mol - - Setelah 5 detik : 2 mol 1 mol 1 mol a. laju reaksi pembentukan H2
mol H2 yang terbentuk = 1 mol molaritas H2 = 𝐦𝐨𝐥
𝐕 = 𝟏 𝐦𝐨𝐥
𝟐 𝐥𝐢𝐭𝐞𝐫= 0,5 M laju pembentukan H2 = ∆[𝐇𝟐]
∆𝐭 = 𝟎,𝟓 𝐌
𝟓 𝐝𝐞𝐭𝐢𝐤 = 0,1 M/ detik b. laju reaksi penguraian HI
mol HI yang terurai = mol mula-mula – mol setelah bereaksi
= 4 mol – 2 mol
= 2 mol molaritas HI = 𝐦𝐨𝐥
𝐕 = 𝟐 𝐦𝐨𝐥
𝟐 𝐥𝐢𝐭𝐞𝐫= 1 M laju penguraian HI = ∆[𝐇𝐈]
∆𝐭 = 𝟏 𝐌
𝟓 𝐝𝐞𝐭𝐢𝐤 = 0,2 M/ detik C. RUMUSAN LAJU REAKSI
Jika laju reaksi suatu senyawa sudah diketahui, koefisien suatu reaksi yang telah setara dapat digunakan untuk menentukan laju reaksi senyawa yang lain.
maka untuk reaksi:
aA + bB → cC + dD
dapat ditulis persamaan laju reaksi secara umum:
−
1a
V
a= −
1b
V
b= +
1c
V
c= +
1d
V
dContoh
Gas butane (C4H10) dibakar menghasilkan CO2 dan H2O sesuai dengan persamaan reaksi: 2C4H10(g) + 13O2(g) → 8CO2(g) + 10H2O(g)
Pada waktu tertentu, konsentrasi C4H10 berkurang dengan laju reaksi 0,20 M/s.
Tentukan :
a. Berapa laju reaksi terhadap O2, CO2, dan H2O?
b. Bagaimana laju reaksi secara umum?
Jawab:
a. V O2 = 132 x V C4H10
= 13
2 x 0,20 M/s = 1,3 M/s V CO2 = 8
2 x V C4H10
= 8
2 x 0,20 M/s
= 0,8 M/s
V H2O= 10
2 x V C4H10
= 10
2 x 0,20 M/s = 1,0 M/s
b. Laju reaksi secara umum:
1
2 V C4H10 = - 1
13 V O2 = + 1
8 VC = + 1
10 VD 1
2 x 0,20 = - 1
13 x 1,3 = + 1
8 x 0,80 = + 1
10 x 1,0 0,1 M/s = 0,1 M/s = 0,1 M/s = 0,1 M/s
