KIMIA KELAS XI SEMESTER 1 SMK KESEHATAN. Dr. Megawati, S.T.,M.T.

Transkripsi

1 KIMIA SMK KESEHATAN KELAS XI SEMESTER 1 Dr. Megawati, S.T.,M.T. i

2 ii

3 Hak Cipta pada Direktorat Pembinaan SMK Kementerian Pendidikan dan Kebudayaan Dilindungi Undang-Undang Milik Negara Tidak Diperdagangkan Penulis : Astrilia Damayanti Megawati Kotak Katalog dalam terbitan (KDT) 2017 Disusun dengan huruf Times New Roman, 11 pt iii

4 KATA PENGANTAR Undang-Undang Dasar Negara Republik Indonesia Tahun 1945 Pasal 31 ayat (3) mengamanatkan bahwa Pemerintah mengusahakan dan menyelenggarakan satu sistem pendidikan nasional, yang meningkatkan keimanan dan ketakwaan serta akhlak mulia dalam rangka mencerdaskan kehidupan bangsa, yang diatur dengan undang-undang. Atas dasar amanat tersebut telah diterbitkan Undang-Undang Republik Indonesia Nomor 20 Tahun 2003 tentang Sistem Pendidikan Nasional. Implementasi dari undang-undang Sistem Pendidikan Nasional tersebut yang dijabarkan melalui sejumlah peraturan pemerintan, memberikan arahan tentang perlunya disusun dan dilaksanakan delapan standar nasional pendidikan, diantaranya adalah standar sarana dan prasarana. Guna peningkatan kualitas lulusan SMK maka salah satu sarana yang harus dipenuhi oleh Direktorat Pembinaan SMK adalah ketersediaan bahan ajar siswa khususnya bahan ajar Peminatan C1 SMK sebagai sumber belajar yang memuat materi dasar kejuruan. Kurikulum yang digunakan di SMK baik kurikulum 2013 maupun kurikulum KTSP pada dasarnya adalah kurikulum berbasis kompetensi. Di dalamnya dirumuskan secara terpadu kompetensi sikap, pengetahuan dan keterampilan yang harus dikuasai peserta didik serta rumusan proses pembelajaran dan penilaian yang diperlukan oleh peserta didik untuk mencapai kompetensi yang diinginkan. Bahan ajar Siswa Peminatan C1 SMK ini dirancang dengan menggunakan proses pembelajaran yang sesuai untuk mencapai kompetensi yang telah dirumuskan dan diukur dengan proses penilaian yang sesuai. Sejalan dengan itu, kompetensi keterampilan yang diharapkan dari seorang lulusan SMK adalah kemampuan pikir dan tindak yang efektif dan kreatif dalam ranah abstrak dan konkret. Kompetensi itu dirancang untuk dicapai melalui proses pembelajaran berbasis penemuan (discovery learning) melalui kegiatan-kegiatan berbentuk tugas (project based learning), dan penyelesaian masalah (problem solving based learning) yang mencakup proses mengamati, menanya, mengumpulkan informasi, mengasosiasi, dan mengomunikasikan. Khusus untuk SMK ditambah dengan kemampuan mencipta. Bahan iv

5 ajar ini merupakan penjabaran hal-hal yang harus dilakukan peserta didik untuk mencapai kompetensi yang diharapkan. Sesuai dengan pendekatan kurikulum yang digunakan, peserta didik diajak berani untuk mencari sumber belajar lain yang tersedia dan terbentang luas di sekitarnya. Bahan ajar ini merupakan edisi ke-1. Oleh sebab itu Bahan Ajar ini perlu terus menerus dilakukan perbaikan dan penyempurnaan. Kritik, saran, dan masukan untuk perbaikan dan penyempurnaan pada edisi berikutnya sangat kami harapkan; sekaligus, akan terus memperkaya kualitas penyajian bahan ajar ini. Atas kontribusi itu, kami ucapkan terima kasih. Tak lupa kami mengucapkan terima kasih kepada kontributor naskah, editor isi, dan editor bahasa atas kerjasamanya. Mudah-mudahan, kita dapat memberikan yang terbaik bagi kemajuan dunia pendidikan menengah kejuruan dalam rangka mempersiapkan Generasi Emas seratus tahun Indonesia Merdeka (2045). Jakarta, Agustus 2017 Direktorat Pembinaan SMK v

6 PENDAHULUAN A. Deskripsi Bahan Ajar Kimia untuk SMK Kesehatan Kelas XI terdiri dari 2 Bahan Ajar, yaitu Bahan Ajar 1 untuk semester 1 dan Bahan Ajar 2 untuk semester 2. Bahan Ajar ini merupakan Bahan Ajar 1 yang akan mempelajari tentang larutan, teori asam basa, kesetimbangan kimia, kecepatan reaksi, termokimia, dan sifat koligatif larutan. B. Prasyarat Untuk mempelajari modul tidak diperlukan prasyarat mata pelajaran tertentu. C. Petunjuk Penggunaan Modul Untuk mempermudah penggunaan modul perlu diperhatikan petunjuk berikut ini: 1. Pelajari daftar isi serta peta konsep setiap materinya. 2. Perhatikan langkah-langkah dalam melakukan pekerjaan dengan benar untuk mempermudah dalam memahami suatu proses pekerjaan, sehingga diperoleh hasil yang maksimal. 3. Pahami setiap materi teori dasar yang akan menunjang penguasaan suatu pekerjaan dengan membaca secara teliti. 4. Jawablah uji kompetensi dengan jawaban yang singkat dan jelas serta kerjakan sesuai dengan kemampuan Anda setelah mempelajari Bahan Ajar ini. 5. Catatlah kesulitan yang Anda dapatkan dalam Bahan Ajar ini untuk ditanyakan pada guru pada saat kegiatan tatap muka. Bacalah referensi yang lain yang berhubungan dengan materi Bahan Ajar agar Anda mendapatkan pengetahuan tambahan. D. Tujuan Akhir Setelah mempelajari Bahan Ajar ini Anda diharapkan dapat: 1. Menjelaskan tentang larutan, termokimia, dan sifat koligatif larutan., 2. Menjelaskan tentang teori asam basa, 3. Menjelaskan tentang kesetimbangan kimia, 4. Menjelaskan tentang kecepatan reaksi, 5. Menjelaskan tentang termokimia, 6. Menjelaskan tentang sifat koligatif larutan. vi

7 DAFTAR ISI KATA PENGANTAR... iv PENDAHULUAN... vi DAFTAR ISI... vii DAFTAR GAMBAR... x DAFTAR TABEL... xii BAB 1 LARUTAN... 1 A. Tipe Larutan Berdasarkan Kejenuhan... 1 B. Sifat Koligatif Larutan... 5 C. Konsentrasi Larutan... 5 D. Pengenceran... 9 E. Sifat Larutan Sifat Kimia Sifat Fisika BAB 2 TEORI ASAM BASA A. Elektrolit B. Teori Arrhenius C. Teori Bronsted-Lowry (Johannes Nicholas Bronsted, dan Thomas Martin Lowry, 1923) D. Teori Lewis (Gilbert Newton Lewis, 1923) E. Ikhtisar Teori Arrhenius, Bronsted-Lowry, Lewis F. Beberapa Sifat Asam dan Basa G. Reaksi Ionisasi Asam dan Basa Dalam Air Derajat Ionisasi Tetapan Ionisasi Konsep ph H. Asam Kuat Dan Basa Kuat I. Asam Lemah Dan Basa Lemah Asam Lemah Monoprotik Basa Lemah Monoprotik Asam Berbasa Banyak (Asam Poliprotik) J. Senyawa Amfoter K. Buffer: Larutan Penyangga ph vii

8 1. Kapasitas Buffer Pembuatan Larutan Buffer Indikator Asam Basa BAB 3 KESETIMBANGAN REAKSI A. Definisi dan Prinsip Kesetimbangan Reaksi B. Karakteristik Keadaan Setimbang Reaksi Bolak-Balik Sistem Tertutup Bersifat Dinamis Hukum Kesetimbangan Konstanta Kesetimbangan Makna Harga Konstanta Kesetimbangan Harga Tetapan Kesetimbangan dan Tekanan Gas Hubungan Kp dengan Kc Tetapan Kesetimbangan Untuk Kesetimbangan Heterogen Kesetimbangan Dissosiasi Faktor-faktor yang mempengaruhi kesetimbangan reaksi Penerapan Kesetimbangan Kimia BAB 4 KECEPATAN REAKSI A. Pengertian Kecepatan Reaksi Penjelasan Kecepatan Reaksi Satuan Kecepatan Reaksi Bentuk Persamaan Kecepatan Reaksi B. Konversi Reaksi C. Konstanta Kecepatan Reaksi Kecepatan Reaksi Arrhenius D. Orde Reaksi Pengertian Orde Reaksi Penerapan Orde Reaksi Pengenalan Orde Reaksi BAB 5 TERMOKIMIA A. Reaksi Eksoterm dan Endoterm B. Persamaan Termokimia viii

9 C. Entalpi dan Jenis-Jenis Perubahan Entalpi Reaksi Perubahan Entalpi Pembentukan Standar Perubahan Entalpi Penguraian Standar Perubahan Entalpi Pembakaran Standar Perubahan Entalpi Netralisasi Standar Perubahan Entalpi Pelarutan Standar Perubahan Entalpi Molar Lain D. Penentuan Entalpi Reaksi Kalorimetri Kalorimeter Bom Kalorimeter Sederhana Hukum Hess Entalpi Pembentukan (ΔHfo) Energi Ikatan Kalor Pembakaran Penentuan Kalor Bahan Bakar BAB 6 SIFAT KOLIGATIF LARUTAN A. Hukum Raoult Larutan Ideal Larutan Non Ideal B. Sifat Koligatif Larutan Penurunan Tekanan Uap Kenaikan Titik Didih ( T b ) dan Penurunan Titik Beku ( T f ) Tekanan Osmotik C. Sifat Koligatif Larutan Elektrolit Disosiasi (ionisasi) Asosiasi Cara Menghitung Mol Elektrolit Sesudah Ionisasi DAFTAR PUSTAKA GLOSARIUM INDEKS BIODATA PENULIS ix

10 DAFTAR GAMBAR Gambar 1.1 Perbedaan larutan tidak jenuh hingga lewat jenuh... 3 Gambar 1.2 Ilustrasi perbedaan larutan encer dan konsentrat... 3 Gambar 1.3 Larutan elektrolit... 4 Gambar 2.1 Larutan Elektrolit Gambar 2.2 Larutan Nonlektrolit Gambar 2.3 Pasangan asam basa konjugasi Gambar 2.4 Bronsted - Lowry Fase Gas Gambar 2.5 Teori Asam Basa Lewis Gambar 2.6 Hujan Asam Gambar 2.7 ph sebagai fungsi konsentrasi Gambar 2.8 Mengukur ph dengan Menggunakan Kertas Indikator (a) dan ph Meter (b)41 Gambar 2.9 Trayek perubahan warna Gambar 2.10 Trayek perubahan warna Indikator Universal Gambar 3.1 Reaksi Bolak-balik (Reversible) Gambar 3.2 Perubahan konsentrasi dan laju reaksi Gambar 3.3 Kurva Kesetimbangan 2NO 2 (g) N 2 O 4 (g) Gambar 3.4 Proses peredaran oksigen dalam darah Gambar 4.1 Hubungan konstanta kecepatan reaksi dengan suhu Gambar 4.2 Katalis dalam Reaksi Kimia Gambar 4.3 Tes Orde Reaksi Nol Dari Persamaan Reaksi A Produk Gambar 4.4 Tes Orde Reaksi 1 untuk persamaan reaksi berbentuk A Produk Gambar 5.1 Bagan pembahasan ilmu termokimia Gambar 5.2 Ilustrasi Proses Reaksi Eksotermis dan Endotermis Gambar 5.3 Kalorimeter bom Gambar 5.4 Kalorimeter sederhana Gambar 6.1 Kurva hukum raoult Gambar 6.2 Larutan Ideal dan Penyimpangan Hukum Raoult Gambar 6.3 Penguapan Gambar 6.4 Penurunan tekanan uap Gambar 6.5 Penurunan tekanan uap jenuh larutan Gambar 6.6 Diagram fasa solven dan larutan x

11 Gambar 6.7 Diagram P-T untuk Pelarut Air Gambar 6.8 Diagram P-T untuk pelarut dan larutan karena adanya kenaikan titik didih 156 Gambar 6.9 Proses pembekuan pelarut dan larutan Gambar 6.10 Tekanan osmotik Gambar 6.11 Peristiwa osmosis Gambar 6.12 Tekanan osmotik dan tekanan uap Gambar 6.13 Reverse osmosis xi

12 DAFTAR TABEL Tabel 1.1 Indikasi lampu menyala pada beberapa senyawa... 4 Tabel 1.2 Indikasi terang lampu pada beberapa senyawa... 4 Tabel 2.1 Perbandingan tiga teori Asam-Basa Tabel 2.2 Harga untuk beberapa Asam Tabel 2.3 Harga Kb untuk beberapa Basa Tabel 2.5 Hubungan antara ph dan poh pada 25 C Tabel 2.6 ph Beberapa Larutan Tabel 2.7 Contoh Asam Monoprotik dan Poliprotik Tabel 2.8 Contoh Senyawa Amfoter Tabel 2.9 Indikator untuk Menunjukkan Asam atau Basa Tabel 2.10 Trayek Perubahan Warna Indikator Tabel 3.1 Susunan kesetimbangan reaksi antara gas karbon monoksida dengan gas hydrogen membentuk metana dan uap air padasuhu K Tabel 3.2 Harga Kp untuk reaksi setimbang pembentukan NH Tabel 3.3 Harga Kp untuk Reaksi Setimbang antara H 2 dan CO Tabel 4. 1 Pengaruh kenaikan suhu terhadap konstanta kecepatan reaksi pada berbagai energi aktivasi Tabel 5.1 Perbedaan Reaksi Eksoterm dan Endoterm Tabel 5.2 Simbol Entalpi pada Berbagai Proses Tabel 5.3 Nilai Entalpi Pembentukan Berbagai Zat dan Persamaan Termokimia Pembentukannya Tabel 5. 4 Entalpi pembakaran dari berbagai zat pada kondisi standar Tabel 5.5 Entalpi pembentukan senyawa Tabel 5.6 Energi ikat antar Atom dari berbagai Senyawa (kj/mol) Tabel 5.7 Komposisi dan nilai kalor dari berbagai jenis bahan bakar Tabel 6.1 Konstanta Kenaikan Titik Didih Molal dan Penurunan Titik Beku Beberapa Pelarut Tabel 6.2 Data Percobaan tentang Penurunan Titik Beku Tabel 6.3 Beberapa Nilai Faktor van t Hoff xii

13 BAB 1 LARUTAN Peta Konsep Larutan Tipe Larutan Berdasarkan Kejenuhan Sifat Koligatif Larutan Konsentrasi Larutan Pengenceran Sifat Larutan Setelah mempelajari bab ini, Anda diharapkan dapat: 1. Memahami konsep larutan dan aplikasinya pada kehidupan sehari-hari. 2. Mengklasifikasikan jenis-jenis larutan. Larutan adalah sebuah campuran yang homogen (satu fase) dari dua atau lebih substansi dengan fase yang sama atau berbeda. Substansi yang membentuk larutan disebut dengan komponen larutan. Jika larutan terdiri dari dua komponen penyusun saja, maka larutan tersebut disebut dengan larutan biner. Dalam sebuah larutan (solution) pasti ada komponen yang disebut sebagai solute yakni zat yang terlarut dan solvent atau komponen yang melarutkan. Dalam larutan biner, umumnya komponen yang memiliki jumlah yang lebih besar disebut sebagai pelarut atau solvent. Sedangkan komponen satunya adalah zat terlarut. Klasifikasi larutan ada banyak macam, berikut ini klasifikasi larutan dilihat dari berbagai aspek. A. Tipe Larutan Berdasarkan Kejenuhan 1. Larutan Tak Jenuh Larutan yang mengandung zat terlarut kurang dari yang diperlukan untuk membuat larutan itu menjadi jenuh. Artinya zat pelarut masih ada yang belum bereaksi semuanya, 1

14 masih bisa untuk melarutkan lagi karena kondisi larutan belum menjadi jenuh. larutan tak jenuh ini terjadi saat hasil kasi konsentrasi ion kurang dari Ksp. 2. Larutan Jenuh Larutan yang jumlah pelarut dan zat terlarutnya memiliki jumlah yang tepat untuk bereaksi. Sehingga baik zat pelarut dan terlarut sudah tidak ada yang tersisa atau sudah tepat habis bereaksi semuanya. Secara perhitungan, larutan jenuh terjadi saat hasil konsentrasi ion = Ksp berarti larutan tepat jenuh. 3. Larutan Kelewat Jenuh Larutan ini terjadi jika jumlah zat pelarut lebih kecil daripada jumlah terlarut. Larutan ini ditandai dengan adanya endapan pada larutan. Secara perhitungan, larutan lewat jenuh terjadi saat hasil konsentrasi ion > Ksp. Ilustrasi Jika kita akan membuat oralit sederhana, dengan melarutkan garam dan gula kedalam air, kita dapat mengamati perbedaan dari ketiga kondisi larutan diatas. Larutan tidak Jenuh Terdapat 100 ml air dan 30 gram NaCl + gula, tidak terdapat endapan, air masih bisa melarutkan beberapa gram lagi 30 gr NaCl+ Gula 2

15 Larutan Jenuh Terdapat 100 ml air dan 36 gram NaCl + gula, tidak terdapat endapan, air sudah tidak bisa melarutkan. 36 gr NaCl+ Gula Larutan sangat Jenuh Terdapat 100 ml air dan 40 gram NaCl + gula, Terdapat 4 gram endapan yang tidak dapat melarut lagi. 40 gr NaCl+ Gula Sumber : Gambar 1.1 Perbedaan larutan tidak jenuh hingga lewat jenuh 4. Tipe Larutan Berdasarkan Jumlah Zat Yang Terlarut Dalam pemakaiannya, terkadang kita mendengar istilah dilute atau larutan encer dan concentrated yang artinya adalah larutan kental. Pada larutan encer atau dilute solution artinya terdapat jumlah komponen terlarut relatif lebih kecil daripada pelarutnya. Sumber : Gambar 1.2 Ilustrasi perbedaan larutan encer dan konsentrat Berikut merupakan aplikasi asam basa dalam bidang kesehatan. Di dalam tubuh kita terdapat asam lambung. Asam ini adalah larutan encer asam klorida. Di dalam perut, asam ini membantu proses pencernaan protein pada makanan. Jika kandungannya terlalu tinggi, maka akan menyebabkan masalah yang biasanya dialami oleh penderita maag. 5. Tipe Larutan Berdasarkan Kemampuan Mengionisasi Menurut Svante August Arrhenius, larutan dibagi menjadi 2 yakni larutan elektrolit dan larutan nonelektrolit. Hal ini dikarenakan hasil pengamatannya menunjukkan bahwa 3

16 larutan dapat menghantarkan arus listrik jika larutan tersebut mengandung partikel-partikel yang bermuatan listrik dan bergerak bebas di dalamnya. Terdapat contoh pembuktian untuk teori ini. Awalnya kita siapkan rangkaian lampu kecil, kabel, batangan logam besi atau tembaga dan beberapa larutan. Sumber : Gambar 1.3 Larutan elektrolit Hasil pengamatannya adalah sebagai berikut. Tabel 1.1 Indikasi lampu menyala pada beberapa senyawa Senyawa Rumus Lampu menyala Lampu tidak menyala Garam dapur NaCl Asam cuka CH 3 COOH Gula C 12 H 22 O 11 Alcohol (etanol) C 2 H 5 OH Dari Tabel tersebut dapat dilihat bahwa garam dapur dan asam cuka dapat menghantarkan listrik, sehingga larutan ini disebut sebagai larutan elektrolit. Sedangkan gula dan etanol tidak dapat menghantarkan listrik, sehingga disebut sebagai larutan non elektrolit. Derajat Ionisasi (α) Dari beberapa pergantian larutan, terdapat banyak larutan yang dapat menghantarkan listrik. Namun, ada perbedaan kualitas penerangan yang dihasilkan. Hasil percobaannya seperti pada Tabel 1.2 sebagai berikut. Tabel 1.2 Indikasi terang lampu pada beberapa senyawa Larutan Nyala Lampu Terang Kurang Terang NaCl CuSO 4 HNO 3 CH 3 COOH C 2 H 2 O 4 C 6 H 8 O 7 Dari Tabel 1.2 tersebut dapat dilihat bahwa terdapat perbedaan ionisasi dari larutan elektrolit. Artinya, larutannya ada yang elektrolit kuat dan lemah. 4

17 Kuat lemahnya larutan elektrolit ini dipengaruhi oleh derajat ionisasi. Derajat ionisasi adalah banyaknya zat yang terionisasi (mol) terhadap jumlah zat mula-mula (mol). α = mol zat yang terionisasi (1.1) mol zat mula mula Semakin banyaknya zat yang mengalami proses ionisasi, maka semakin besar pula derajat ionisasinya, yang menghasilkan daya listrik yang semakin kuat. Untuk larutan elektrolit, harga 0 < α 1. Nilai α=1, maka larutan tersebut termasuk larutan elektrolit kuat dan larutan elektrolit lemah memiliki nilai 0 < α < 1. Sedangkan untuk larutan non elektrolit maka nilai α=0. B. Sifat Koligatif Larutan Sifat koligatif larutan adalah sifat larutan yang ditentukan oleh banyaknya zat terlarut dalam suatu larutan. Dengan kata lain, sifat ini sangat dipengaruhi dari konsentrasi zat terlarut. Sifat ini hanya bergantung pada banyaknya zat terlarut, tidak tergantung pada macamnya zat terlarut. Sifat ini dapat muncul ketika terjadi proses pelarutan, yakni proses penambahan suatu zat terlarut kedalam suatu zat pelarut. Semisal kita memiliki larutan 1 yakni pelarut air murni sebanyak 100 ml. dalam kondisi STP air ini memiliki titik didih 100 o C dan titik beku 0 o C. lalu kita menambahkan 100 gram gula kedalamnya. Maka, titik didih larutan tersebut tidak lagi 100 o C namun akan di atas itu. Begitu pula jika didinginkan, titik bekunya akan dibawah 0 o C. perubahan nilai inilah yang disebut dengan sifat koligatif larutan. Terdapat empat perubahan sifat koligatif larutan yaitu penurunan tekanan uap jenuh, kenaikan titik didih, penurunan titik beku, dan tekanan osmotik. Keempat sifat tersebut akan dijelaskan lebih detail pada bab 6. C. Konsentrasi Larutan Jika kita ingin membuat suatu larutan, kemudian ingin mencampurkannya dengan suatu kondisi tertentu, tentunya bukan hal yang mudah jika kita tidak dapat mengidentifikasi kondisinya dalam bentuk kualitatif. Oleh karena itu, kita perlu menggambarkannya dalam sebuah ukuran yang dinamakan konsentrasi. Konsentrasi adalah sebuah besaran yang memiliki pengertian tentang jumlah zat terlarut dan pelarut. Besaran konsentrasi ini banyak dijadikan rujukan dalam kesehatan. Namun, besaran konsentrasi ini terdapat banyak macam yang tergantung pada kebutuhan zat yang 5

18 ingin disampaikan konsentrasinya. Misalnya, pada botol obat sakit maag, dituliskan didalam setiap satu sendok (5 ml) mengandung Magnesium trisilicate 325 mg, alumunium hidroksida bentuk koloid 325 mg dan dimethicone aktif 25 mg. Contoh lain adalah misalnya konsentrasi mengacu pada Angka Kebutuhan Kalori (AKG), sehingga dalam botol minuman tertera, dalam kemasan ini mengandung karbohidrat 6%, Natrium 8%, Kalium 3%, Magnesium 5%, Kalsium 5%, vitamin B3 50%, vitamin B6260% dan vitamin B12 200%. Dari dua contoh diatas ada 2 macam contoh pernyataan konsentrasi yakni mg/ml dan %. Kali ini akan dibahas macam-macam penyataan konsentrasi larutan yang sering digunakan pada ilmu kimia. 1. Persen berat Apabila terdapat sebuah pada botol terdapat label bertuliskan 20% HCl (% berat), ini termasuk pernyataan konsentrasi persen berat. Artinya dalam botol tersebut terdapat 20 gram HCl dalam 100 gram larutan. Jika HCl tersebut dilarutkan dalam air, maka: Massa HCl = 20 gram Massa larutan = 100 gram Massa air = = 80 gram 2. Persen Volume Persen volume memiliki prinsp yang sama dengan persen berat. Jika ada botol asam cuka dengan label bertuliskan, asam cuka CH 3 COOH 14 % (% volume) dengan pelarut air maka: Volume CH 3 COOH Volume larutan Volume air 3. Fraksi Mol = 14 ml = 100 ml = = 86 ml Fraksi mol menyatakan rasio jumlah mol zat yang terlarut atau mol zat pelarut tiap jumlah mol keduanya. Dimisalkan, A adalah notasi untuk zat terlarut dan B adalah notasi untuk zat pelarut. Maka, fraksi mol zat terlarut (X A ) adalah Sedangkan fraksi mol B (X B ) adalah: X A = mol A mol A+mol B (1.8) X B = mol B mol A+mol B Ingat, jumlah kedua fraksi mol harus 1, X A + X B = 1, karena (1.9) 6

19 Contoh soal : X A + X B = X A + X B = mol A mol A+mol B + mol A+mol B mol A+mol B,= 1 mol B mol A+mol B (1.10) 0.1 mol NaCl dilarutkan dalam 100 gram H 2 O murni. Berapakah fraksi mol NaCl? Penyelesaian : n (H 2 O) = massa : MR H 2 O = 100 gram : 18 g/mol = 5.56 mol H 2 O Fraksi mol NaCl = mol NaCl = 0.1 = 0.1 = mol NaCl+mol H 2 O Dan jika ditanya fraksi mol H 2 O dapat dicari dengan 2 cara, yaitu : Pertama adalah= = atau fraksi mol H 2O = = namun, untuk cara kedua hanya berlaku jika penyusun larutan hanya terdiri dari 2 zat. 4. Molalitas Molalitas (m) adalah besaran yang banyak digunakan terutama saat mempelajari sifat-sifat zat yang ditentukan oleh jumlah partikel misalnya kenaikan titik didih atau penurunan titik beku larutan. Molalitas menyatakan banyaknya mol zat terlarut dalam 1000 gram pelarut. Ingat, agak berbeda dengan beberapa besaran konsentrasi larutan sebelumnya, molalitas dinyatakan dalam banyaknya pelarut bukan larutan. Contoh soal : Jika kita memiliki 1 mol sukrosa (sekitar 342,3 gram) dan memprosesnya dengan mencampurnya dengan 1 liter air, maka gula sukrosa itu akan larut dan menjadi air gula. Kita terus mengaduknya hingga tidak ada padatan gula yang tersisa. Kita memastikan bahwa larutan tersebut benar-benar telah bercampur sempurna. Berapakah molalitas gula sukrosa tersebut? Penyelesaian : Pertama, kita harus mengkonversi volume air menjadi berat air. Densitas air = 1 gram/ml. Volume air adalah 1 L maka, Massa air = densitas x Volume = 1 g/ml x 1000 ml = 1000 gram air = 1 kg air. Molalitas = mol terlarut kilogram pelarut (1.11) Molaritas = 1 mol 1 kg = 1 molal 7

20 5. Molaritas Molaritas (M) adalah satuan konsentrasi yang umum digunakan. Molaritas didefinisikan sebagai berapa banyak mol terlarut dalam 1 L larutan. Satu hal penting yang harus diperhatikan adalah, volume larutan itu belum tentu sama dengan volume pelarut. Contoh soal : Bagaimana caranya membuat 120 ml larutan potassium hidroksida (KOH) dengan konsentrasi 0.1 M didalam air? Penyelesaian : Jumlah mol KOH yang dibutuhkan adalah: Volume larutan x Molaritas = 0.12 L x 0.1 mol/l = mol Berat molekul KOH adalah 56.1 gram/mol. Maka berat KOH yang dibutuhkan adalah: Mol KOH x BM KOH = mol x 56.1 g/mol = 0.67 gram Maka, 0.67 gram harus dilarutkan dalam air hingga volume larutannya 120 ml. Walaupun molaritas ini banyak digunakan, namun satuan konsentrasi ini memiliki kelemahan. Karena volume itu jumlahnya bergantung pada temperatur, maka 0.1 M larutan pada suhu 0 o C akan memiliki konsentrasi yang berbeda pada suhu 50 o C. Oleh karena itu, molaritas tidak disarankan sebagai pernyataan konsentrasi larutan pada proses yang mengandung perubahan kondisi operasi suhu atau tekanan. 6. Normalitas Normalitas (N) merupakan satuan konsentrasi yang memperhitungkan juga kation dan anion yang ada pada larutan. Normalitas mendefinisikan berapa banyaknya gram ekivalen zat dalam satu liter larutan. Sederhananya, Gram ekivalen adalah jumlah gram zat untuk mendapat satu muatan. Contoh soal : Mol H 2 SO 4 dalam 1 L larutan, berdasarkan reaksi di bawah, maka ekivalensinya adalah 2. Karena setelah proses ionisasi, menghasilkan 2 muatan. Penyelesaian : H 2 SO 4 2H SO 4 1 L larutan 1 L larutan 1 mol 2 mol 1 mol 2 muatan 2 muatan 98 gram Menghasilkan masingmasing 1 Molar 1 M 2 Normal (2N) 2 muatan 8

21 49 gram Menghasilkan masingmasing 1muatan Maka normalitasnya adalah: Mol x ekuivalensi : Volume larutan ½ Molar (½M) 1 Normal (1N) = 1 mol x 2 : 1 Liter = 2 Normal Untuk mendapatkan larutan 1 N, maka zat yang dibutuhkan hanya 49 gram H 2 SO 4 dilarutkan kedalam 1 Liter air, karena dengan 49 gram atau 0.5 molar sudah dihasilkan satu muatan dari zat-zat yang terionisasi. D. Pengenceran Di dalam pembuatan larutan, sering sekali dilakuan pengenceran. Pengenceran dilakukan dengan tujuan untuk mendapatkan konsentrasi tertentu dari suatu bahan yang telah diketahui konsentrasi awalnya. Secara kualitatif, hal tersebut sudah sering kita laksanakan. Seperti misalnya saat membuat minuman teh manis, jika rasanya terlalu manis, maka kita akan menambahkan pelarut berupa air agar konsentrasi zat terlarut yakni gulanya akan semakin kecil. Secara kuantitas, biasanya hal ini sering dilakukan di laboratorium. Biasanya kita membuat larutan induk dari bahan padat. Misalnya kita memiliki 40 gram padatan NaOH yang dilarutkan dalam 0.5 Liter air. Sehingga didapatkan konsentrasinya adalah 2 Molar. Katakanlah, kita membutuhkan larutan NaOH 0.5 M sebagai titran untuk sebuah analisa, maka kita harus melakukan proses pengenceran. Awalnya, semisal kita ambil 2 Molar NaOH sebanyak 50 ml, maka secara matematis, kita hitung: M1 x V1 = M2 x V2 (1.12) 2 x 50 = 0.5 x V2 V2 = 200 ml Maka, kita harus mengencerkan 50 ml NaOH awal tadi sehingga mencapai 200 ml. E. Sifat Larutan Pada pelarutan sutu zat, maka akan diikuti peristiwa pemecahan ukuran partikel zat terlarut sehingga nantinya semua zat terlarut itu akan larut dan berinteraksi dengan zat pelarut. Secara umum, sifat yang dimiliki oleh suatu larutan dibagi menjadi dua bagian besar. Yang pertama adalah sifat kimia yakni asam, basa dan garam. Yang kedua adalah sifat fisika larutan, seperti tekanan uap, titik didih, titik beku, dan tekanan osmotik. 9

22 1. Sifat Kimia a. Asam Secara fisik, asam dapat diindikasi dari rasanya yang asam, jika termasuk asam kuat makan dapat merusak logam atau lantai dan korosif. Asam akan bereaksi dengan logam dan menghasilkan gas hydrogen. Selain itu, dapat ditandai dengan perubahan indikator. Jika memasukkan lakmus biru dalam bahan asam, maka akan mengubah warna lakmus menjadi merah. b. Basa Sifat fisik basa adalah terasa getir, licin saat terkena kulit dan dapat mengubah warna lakmus merah menjadi biru. c. Garam Garam merupakan senyawa yang terbentuk dari sisa asam (bermuatan negatif) dengan sisa basa atau logam (bermuatan positif) sehingga bersifat elektrolit. Pada umumnya, garam memiliki sifat netral karena adanya sisa asam dan sisa basa. Akan tetapi, terkadang garam dapat memiliki nilai ph kurang dari 7 sehingga bersifat asam atau lebih dari 7 sehingga bersifat basa. Berdasarkan sifat asam-basanya, garam dapat digolongkan menjadi tiga kelompok yaitu garam normal, garam asam, dan garam basa. Telah kita pelajari bahwa apabila larutan asam bereaksi dengan larutan basa akan terbentuk senyawa garam. Sebaliknya, jika kita melarutkan suatu garam ke dalam air, maka ada dua kemungkinan yang akan terjadi, yaitu: 1. Ion-ion yang berasal dari asam kuat (seperti Cl -, NO - 3, SO 2-4 ) atau ion-ion yang berasal dari (seperti K +, Na +, Ca 2+ ) tidak akan bereaksi. Hal ini karena ion tersebut tidak memiliki kecenderungan untuk kembali ke bentuk asam atau basa asalnya. Contoh: Cl - + H 2 O tidak bereaksi Ca 2+ + H 2 O tidak bereaksi 2. Ion-ion yang berasal dari asam lemah (seperti CN -, CH 3 COO -, S 2- ) atau ion-ion yang berasal dari (seperti NH + 4, Fe 2+, Al 3+ ) akan bereaksi dengan air. Hal ini terjadi karena ion tersebut memiliki kecenderungan untuk kembali ke bentuk asam atau basa asalnya. Reaksi antara suatu ion dengan air inilah yang disebut dengan hidrolisis. Berdasarkan uraian di atas, sifat larutan garam dapat ditentukan oleh hidrolisis garamnya, apakah garam tersebut bersifat asam, netral, atau basa. Secara umum larutan 10

23 garam dapat dikelompokkan menjadi empat kelompok berdasarkan dari komposisi penyusun garamnya. 1) Garam dari Asam Kuat dan Basa Kuat Garam yang berasal dari komposisi ini tidak mengalami reaksi dengan air atau tidak terjadi hidrolisis. Ion-ion dari asam kuat maupun dari basa kuat telah mengalami reaksi ionisasi yang berkesudahan sehingga cenderung tidak akan membentuk asam atau basa asalnya lagi. CaCl 2 Ca Cl - Ca 2+ + H 2 O (tidak bereaksi) 2Cl - + H 2 O (tidak bereaksi) Sifat larutan garam yang tidak mengalami hidrolisis yaitu netral atau memiliki ph = 7 dan poh = 7. 2) Garam dari Asam Kuat dan Basa Lemah Apabila garam dari asam kuat dan basa lemah dilarutkan ke dalam air maka ion dari asam kuat tidak akan mengalami reaksi, sedangkan ion dari basa lemah akan terhidrolisis. Jadi, larutan garam tersebut mengalami hidrolisis parsial atau hidolisis sebagian. NH 4 NO 3 NH NO 3 NO H 2 O (tidak bereaksi) NH H 2 O NH 4 OH + H + Dari reaksi di atas terlihat bahwa larutan memiliki ion H + bebas yang mencirikan larutan bersifat asam (ph < 7). 3) Garam dari Asam Lemah dan Basa Kuat Garam yang berasal dari komposisi ini akan terjadi reaksi hidrolisis parsial untuk ion yang berasal dari asam lemah, sedangkan ion dari basa kuat tidak akan bereaksi. Contoh: CH 3 COONa CH 3 COO - + Na + Na + + H 2 O (tidak bereaksi) CH 3 COO - + H 2 O CH 3 COOH + OH - Ion OH - mencerminkan sifat basa pada larutan sehingga garam yang berasal dari asam lemah dan basa kuat cenderung bersifat basa (ph > 7). 11

24 4) Garam dari Asam Lemah dan Basa Lemah Pada garam dengan komposisi ini, baik kation maupun anion dari garam akan dengan air sehingga terjadi hidrolisis total atau hidrolisis sempurna. Sebagai contoh, garam CH 3 COONH 4 akan terionisasi sebagai berikut: CH 3 COONH 4 CH 3 COO NH 4 CH 3 COO - + H 2 O CH 3 COOH + OH - NH H 2 O NH 4 OH + H + Dari reaksi di atas terlihat bahwa hidrolisis garam menghasilkan ion H + dan OH - sehingga garam mungkin akan bersifat asam, basa, atau netral. Oleh karena itu, ph larutan bergantung pada nilai Ka asam lemah dan Kb basa lemah: 1. Jika Ka = Kb maka larutan bersifat netral atau ph = 7 2. Jika Ka > Kb maka larutan bersifat asam atau ph < 7 3. Jika Ka < Kb maka larutan bersifat basa atau ph > 7 Ada beberapa garam yang terbentuk secara tidak normal yaitu masih mempunyai gugus asam atau basa pada garamnya. Garam jenis ini akan bersifat asam jika masih memiliki gugus H + atau bersifat basa jika masih memiliki gugus OH -. Contoh soal : NaHSO 4 (natrium hidrosulfat), NaH 2 PO 4 (natrium dihidrofosfat) : garam asam [Mg(OH)] 2 SO 4 (magnesium hidroksi sulfat), [Al(OH) 2 ]NO 3 : garam basa. 2. Sifat Fisika Sifat fisika larutan meliputi tekanan uap, titik didih, titik beku dan tekanan osmotik. Sifat fisika larutan tersebut akan dibahas lebih lanjut bab 6. UJI KOMPETENSI 1. Tentukan konsentrasi persen berat (w/w) dari sebuah larutan yang terdiri dari 4,5 gram sukrosa dalam 90 ml air? A. 5 % (w/w) sukrosa B % (w/w) sukrosa C. 4,8 % (w/w) sukrosa D % (w/w) sukrosa E % (w/w) sukrosa 12

25 2. Berapa gram kah KCl dan air yang dibutuhkan jika kita ingin membuat larutan KCl dalam air dengan konsentrasi 20% (w/w) seberat 30 gram? A. 6 gram KCl dalam 24 ml air B. 0.6 gram KCl dalam 24 ml air C. 6 gram KCl dalam 30 ml air D. 0.6 gram KCl dalam 30 ml air E. 0.6 gram KCl dalam 25 ml air 3. Berapa massa KOH yang dibutuhkan untuk membuat larutan KOH 0.1 M sebanyak 120 ml dalam air? (Mr KOH = 56) A. 672 gram B gram C gram D gram E gram 4. Hitunglah molaritas dari 60% (w/w) larutan etanol (C 2 H 5 OH) dalam air. Jika diketahui densitas larutan ini adalah gram/ml. A M B M C M D M E M 5. Lakmus biru akan menjadi merah dalam larutan: A. NH 3 B. CH 3 COOH C. LiOH D. Ba(OH) 2 E. NaOH 6. Jika kondisi seperti nomor 4 diatas, hitunglah berapa molalitasnya. A m B m C m D m E m 13

26 gram sukrosa (C 12 H 22 O 11, mol. wt. = g/mol) dilarutkan dalam 1.50 L air. Berapakan molalitasnya? A m B m C m D m E m 8. Berapa gram banyaknya air yang harus digunakan untuk melarutkan 100 gram sukrosa C 12 H 22 O 11 untuk menyiapkan fraksi mol sukrosa 0.02 dalam larutan? A gram B gram C gram D. 258 gram E. 250 gram 9. Hitunglah ph dari M larutan HCl HCl H + + Cl HCl adalah asam kuat. A. 2 D. 5 B. 3 E. 6 C NH 4 OH adalah basa lemah karena... A. memiliki tekanan uap yang rendah B. terionisasi sebagian C. terionisasi sempurna D. memiliki densitas yang rendah E. memiliki titik didih yang rendah 11. Hitunglah ph larutan 0.1 M CH 3 COOH. Jika diketahui konstanta ionisasinya M. A. 1 B. 6. log 1.8 C. 3. log 1.34 D. 5. log 1.8 E. 6 14

27 12. Ketika 10 6 mol dari sebuah monobasic asam kuat dilarutkan dalam 1 Liter pelarut, maka ph larutan menjadi... A. 6 B. 7 C. kurang dari 6 D. lebih dari 7 E Saat ph larutan adalah 2, konsentrasi ion hydrogen dalam kosentrasi mol/liter adalah... A B C D E ph larutan yang terdiri dari 0.1 N NaOH adalah... A. 1 B C. 13 D E Disebut apakah larutan yang tahan terhadap perubahan ph jika ditambahkan sejumlah asam atau basa? A. larutan buffer B. larutan sejati C. larutan isohydric D. larutan ideal E. larutan nyata 15

28 BAB 2 TEORI ASAM BASA Peta Konsep Teori Asam Basa Elektrolit Teori Arrhenius Teori Bronsted- Lowry Teori Lewis Ikhtisar Teori Arrhenius, Bronsted Sifat Asam dan Basa Rekasi Ionisasi Asam dan Basa Kuat Setelah mempelajari bab ini, Anda diharapkan dapat: 1. Mengetahui dan mampu menjelaskan pengertian asam basa menurut Arrhenius, Bronstead-Lowry, dan Lewis. 2. Mengetahui dan mampu mengukur ph beberapa larutan asam/basa kuat dan lemah yang konsentrasinya sama dengan indikator universal. 3. Mengetahui dan mampu menyimpulkan hubungan antara besarnya harga ph terhadap kekuatan asam/basa. 4. Mengetahui dan mampu menghubungkan kekuatan asam atau basa dengan derajat ionisasi dan tetapan kesetimbangan ionisasinya. 5. Mampu menjelaskan dan menghitung ph larutan asam/basa dari data konsentrasinya. 6. Mampu menjelaskan dan mengamati trayek perubahan warna berbagai indikator asam/basa dan memperkirakan ph suatu larutan elektrolit yang tidak dikenal. A. Elektrolit Elektrolit adalah senyawa yang terdisosiasi atau terionisasi jika dilarutkan ke dalam air menghasilkan kation dan anion. (kebalikannya disebut nonelektrolit). Contoh : NaCl Na + (aq) + Cl - (aq) Di dalam air garam NaCl akan terdisosiasi menghasilkan ion Na + dan Cl - yang terhidrasi (dikelilingi oleh molekul air). 16

29 Untuk garam yang mengandung ion poliatomik, maka di dalam air ion tersebut tidak terdisosiasi menjadi unsur-unsur penyusunnya. Contoh: garam Na 2 SO 4 di dalam air akan terionisasi menjadi ion natrium dan ion sulfat. Na 2 SO 4 2Na + 2- (aq) + SO 4 (aq) Larutan elektrolit dalam air dapat menghantarkan arus listrik (Gambar 2.1). Contoh larutan non-elektrolit : 1. Gula, dalam air tidak terionisasi. Larutan gula tidak dapat menghantarkan arus listrik (Gambar 2.2). 2. Senyawa-senyawa organik pada umumnya tidak terionisasi dalam air, sehingga bersifat nonelektrolit. Gambar 2.1 Larutan Elektrolit Gambar 2.2 Larutan Nonlektrolit Sumber: B. Teori Arrhenius Svante August Arrhenius pada tahun 1887 menyatakan bahwa: Molekul-molekul elektrolit selalu menghasilkan ion-ion negatif dan positif jika dilarutkan dalam air. Selanjutnya pada tahun 1900 ia mengemukakan teori yang dikenal sampai sekarang yaitu Teori Asam Basa Arrhenius: Asam merupakan suatu senyawa yang dapat menghasilkam ion Hidrogen (H + ) bila dilarutkan dalam air. Basa merupakan suatu senyawa yang dapat memberikan ion Hidroksida (OH - ) bila dialrutkan dalam air Setiap molekul HNO 3 dan HCl hanya dapat menghasilkan 1 ion H + disebut valensi asam. Asam semacam ini disebut juga asam monoprotik. Asam yang setiap molekulnya dapat menghasilkan 2 ion H + disebut asam diprotik, sedangkan yang menghasilkan 3 ion H + disebut asam triprotik. Asam diprotik dan asam triprotik dikelompokkan ke dalam asam poliprotik. Arhenius mendefinisikan bahwa: 17

30 Asam adalah senyawa yang menghasilkan ion H 3 O + (menambah konsentrasi H + ) jika dilarutkan dalam air. Basa adalah senyawa yang menghasilkan ion OH - jika dilarutkan di dalam air. Asam adalah zat yang menambah konsentrasi H + dalam larutan air. Ikhtisar Teori Arrhenius: 1. Asam : HA H + + A 2. Basa : BOH B + + OH 3. Penetralan adalah : H + OH + H 2 O C. Teori Bronsted-Lowry (Johannes Nicholas Bronsted, dan Thomas Martin Lowry, 1923) Menurut Bronsted dan Lowry asam adalah zat yang dapat memberikan proton. Basa adalah zat yang dapat menerima proton. Asam adalah donor proton Basa adalah akseptor proton Zat yang dapat bertindak sebagai asam ataupun basa disebut amfiprotik. Banyak pelarut adalah amfiprotik jika suatu asam HA dilarutkan ke dalam suatu pelarut amfiprotik, HL, hasil ionisasinya merupakan reaksi asam-basa. Tidak hanya berlaku untuk larutan, tapi bisa untuk molekul, ion, dan gas. Sumber: slide share/yuliasti Gambar 2.2 Pasangan asam basa konjugasi 18

31 basa asam asam basa terkonjugasi terkonjugasi Sumber: Gambar 2.4 Bronsted - Lowry Fase Gas Sesuai dengan pengionian asam dan basa, maka reaksi asam dan basa dapat berlangsung sebagai berikut: HA + HL H 2 L + +A B + HL BH + + L H 2 L + L 2HL Jika ketiga reaksi ini dijumlahkan diperoleh reaksi sederhana sebagai berikut: HA + B BH + + A Ikhtisar Teori Bronsted-Lowry: 1. Asam : donor proton. 2. Basa : akseptor proton. 3. Reaksi penetralan adalah reaksi perpindahan proton dari asam ke basa. (dalam air) H 3 O + + OH H 2 O + H 2 O (dalam amonia) NH 4 + NH 2 NH 3 + NH 3 4. Reaksi asam-basa Bronsted dapat berlangsung dalam berbagai pelarut, ataupun juga berlangsung dalam fasa gas dimana tidak terdapat pelarut misalnya. HCl + NH 3 + NH 4 + OH Asam 1 basa 2 asam 2 basa 1 5. Setiap asam mempunyai basa konjugasi: A + B H + Asam basa proton 19

32 Kedua spesi disebut pasangan konjugasi asam-basa. A adalah asam konjugasi dari B, sedangkan B adalah basa konjugasi dari A. 6. Pelarut dapat juga berfungsi sebagai asam atau basa. Dari contoh di bawah ini air adalah basa jika berfungsi sebagai pelarut untuk HCl, tetapi sebagai asam jika bereaksi dengan NH 3. Sifat molekul seperti air yang dapat berfungsi baik sebagai asam maupun basa disebut amfiprotik. HCl + H2O H 3 O + + Cl asam1 basa2 asam2 basa1 NH3 + H2O NH OH basa1 asam2 asam1 basa2 7. Reaksi penetralan untuk pelarut bukan air seperti amonia, etil alkohol, asam asetat dan basa sulfat ialah: asam 1 basa 2 asam 2 basa 1 + NH 4 + NH 2 NH3 + NH3 + CH 3 C(OH) 2 + CH 3 COO CH3COOH + CH3COOH + C 2 H 5 OH 2 + C 2 H 5 O C2H5OH + C2H5OH + H 3 SO 4 + HSO 4 H2SO4 + H2SO4 + HCOOH 2 + HCOO - HCOOH + HCOOH + CH 3 OH 2 + CH 3 O CH3OH + CH3OH C 6 H 5 NH + + C 6 H 5 NH C6H5NH2 + C6H5NH2 8. Semakin kuat suatu asam, semakin lemah basa konjugasinya. Semakin kuat suatu basa, semakin lemah asam konjugasinya. D. Teori Lewis (Gilbert Newton Lewis, 1923) Menurut teori Lewis, asam merupkan setiap spesi yang mengandung atom yang dapat menerima pasangan elektron. Basa adalah setiap spesi yang mengandung atom yang dapat memberikan pasangan elektron. Asam : akseptor pasangan eletron. Basa : donor pasangan elektron. 20

33 Sumber: Gambar 2.3 Teori Asam Basa Lewis Macam-macam asam-basa Lewis: 1. Kation sederhana H Ag Ag(NH 3 ) 2 + N H H Al O H H Al(H 2 O) 6 3+ Li + + O CH 3 H Li(CH 3 OH) + Fe C N 3 Fe(CN) 6 2. Senyawa yang atom sentralnya mempunyai oktet tidak lengkap F Cl F Fe 2+ <Fe 3+ F B Cl B F B Cs + <Rb + <K + <Na + <Li + Cl F F Li + <Be 2+ <B Senyawa yang oktet atom sentralnya dapat diperluas menjadi: F F Si F F F + 2F F Si F F F F 2 21

34 Asam Basa Kompleks koordinasi Contoh yang lain: SnCl 4, TiCl 4, PCl 3, SF 4, SeF Senyawa yang mengandung pusat asam berikatan banyak. O C O + O H O C O O H 5. Unsur dengan sektet elektron. S + 3O 2- O S O O 2 - S + S 2 [S = S] 2 Asam Basa Kompleks koordinasi Ikhtisar Teori Lewis: 1. Asam adalah akseptor pasangan elektron. 2. Basa adalah donor pasangan elektron. 3. Reaksi penetralan: A + :B A + :B. Pada reaksi penetralan terbentuk ikatan kovalen koordinasi. 4. Teori Lewis dapat juga menjelaskan reaksi tradisional: H + + O H H O H Ataupun reaksi tanpa perpindahan proton. E. Ikhtisar Teori Arrhenius, Bronsted-Lowry, Lewis Perbandingan ketiga teori asam-basa dapat dilihat Tabel 1 di bawah ini. 22

35 Teori Definisi Asam Definisi Basa Tabel 2.1 Perbandingan tiga teori Asam-Basa Bronsted-Lowry Teori Proton Arrhenius Teori Air-Ion Menghasilkan H + dalam air Menghasilkan OH dalam air Donor proton Akseptor proton Penetralan Pembentukan air Perpindahan proton Lewis Teori Elektron Akseptor pasangan elektron Donor pasangan elektron Pembentukan ikatan kovalen koordinat Reaksi H + + OH H 2 O HA+ B BH + + A A + B A:B Batasan Hanya larutan air Hanya reaksi perpindahan proton Teori yang lebih umum F. Beberapa Sifat Asam dan Basa Berikut ini merupakan sifat asam dan basa. 1. Asam Berasa asam. Pada umumnya memerahkan lakmus biru. Beberapa jenis dapat mengkorosilogam. Mengubah kertas lakmus biru menjadi merah. Bereaksi dengan logam aktif menghasilkan garam dan gas Hidrogen (H 2 ). Rasanya masam/asam. Menghantarkan arus listrik. Bereaksi dengan basa menghasilkan air dan senyawa garam. Contoh asam: asam sulfat, asamsitrat dalam jus lemon, asamaskorbat. 2. Basa Berasa pahit. Membirukan lakmus merah. Mengubah kertas lakmus merah menjadi biru. Terasa licin jika mengenai kulit. Rasanya getir / pahit. Menghantarkan listrik. Bereaksi dengan asam menghasilkan air dan senyawa garam. Contoh basa : Mg(OH) 2, NaOH. 3. Asam dan basa kuat, seperti HNO 3, HCl (untuk asam), NaOH, Mg(OH) 2 (untuk basa), akan terionisasi sempurna, maka daya hantar listrikpun semakin besar elektrolitkuat. 23

36 4. Sebaliknya, jika asam dan basa lemah berarti hanya sebagian kecil saja yang terionisasi sehingga daya hantar listriknya pun relatif kecil elektrolit lemah. 5. Di dalam larutan, elektrolit lemah membentuk sistem kesetimbangan antara molekul dan ion-ionnya. Contoh:CH 3 COOH + H 2 O CH 3 COO-+ H + Sumber: Gambar 2.4 Hujan asam G. Reaksi Ionisasi Asam dan Basa Dalam Air Secara umum asam adalah senyawa molekular yang beraksi dengan air menghasilkan ion-ion, salah satunya adalah ion hidronium. Contoh, asam klorida murni adalah suatu gas dan senyawa molekular, bukanionik. Bila dilarutkan dalam air, terjadi reaksi kimia berikut, menghasilkan ion-ion yang tidak ada dalam asam klorida. HCl (g) + H 2 O H 3 O + + Cl Untuk asam poliprotik : H 2 SO 4(aq) + H 2 O H 3 O + - (aq)+ HSO 4 (aq) Anhidrida asam : - HSO 4 (aq) + H 2 O H 3 O + 2- (aq)+ SO 4 (aq) SO 3(g) + H 2 O H 2 SO 4(aq) asam sulfat N 2 O 5(g) + H 2 O 2 HNO 3(aq) asam nitrat CO 2(g) + H 2 O H 2 CO 3(aq) asam karbonat 24

37 Basa dimasukkan dalam dua kategori : a) Senyawa ionik yang mengandung OH - atau O 2-. b) Senyawa molekular yang bereaksi dengan air menghasilkan ionhidroksil. NaOH (s) Na + (aq) + OH - (aq) Anhidrida basa : CaO (s) + H 2 O Ca(OH) 2(aq) Dalam reaksi di atas terjadi : - O 2 (aq) + H 2 O 2OH - (aq) Basa molekular : + NH 3(aq) + H 2 O NH 4 (aq) + OH - (aq) Beberapa garam yang terdiri dari kation atau anion yang dapat bereaksi dengan air dapat membentuk larutan yang bersifat asam atau basa. Reaksi antara ion dengan air disebut reaksi hidrolisis ion. a) Reaksi Garam yang Mengandung Anion yang Terhidrolisis. Jika sebuah garam mengandung anion yang berasal dari asam kuat, misalnya Cl -, maka anion ini tidak akan terhidrolisis. Mengapa? Karena Cl - adalah basa konjugat dari asam kuat sehingga bersifat basa yang sangat lemah, dan tidak mempengaruhi ph air. Namun jika sebuah garam mengandung anion yang berasal dari asam lemah, misalnya CH 3 COO -, maka ion ini akan terhidrolisis. Mengapa? Karena basa konjugat dari asam lemah bersifat basayang relatif kuat sehingga dapat mempengaruhi ph air, menyebabkan air bersifat basa. CH 3 COO - (aq) + H 2 O CH 3 COOH (aq) + OH - (aq) b) Reaksi Garam yang Mengandung Kation yang Terhidrolisis. Garam yang mengandung kation logam dari golongan IA atau IIA (kecuali Berilium) tidak terhidrolisis. Logam-logam lain dapat terhidrolisis menghasilkan ion H + (larutan jadi bersifat asam). Beberapa garam mengandung kation yang bukan logam seperti garam ammonium, NH + 4. Kation ini merupakan asam konjugat dari basa lemah (NH 3 ) sehingga bersifat relatif asam. + NH 4 (aq) + H 2 O NH 3(aq) + H 3 O + (aq) Suatu ion hidrogen, H +, tidak lain adalah suatu proton; jadi berbeda dari kationkation lainnya. Ion H + tidak mempunyai elektron dan jari-jari efektifnya hanya kira-kira 25

38 10-13 cm dibandingkan dengan ion-ion lainnya yang jari-jarinya sekitar 10-8 cm. Oleh karena gabungan antara proton dan molekul air eksoterm, membebaskan energi sebanyak 1260 kj per mol diperkirakan hanya bagian dari seluruh proton yang tidak mengalami hidrasi. Dengan demikian tidak mungkin terdapat ion hidrogen bebas di dalam larutan air. Adanya H 3 O + di dalam larutan asam kuat telah dibuktikan dengan spektroskopi inframerah pada tahun Oleh karena mirip dengan ion amonium (NH + 4 ), (H 3 O + ) disebut ion hidronium. Dengan demikian ionisasi air harus ditulis, 2 H 2 O H 3 O + + OH - Namun telah dibuktikan juga bahwa larutan bergantung pada konsentrasi dan suhu dapat ditemukan (H 5 O 2 ) +, (H 7 O 3 ) +, (H 9 O 4 ) + dan sebagainya. Oleh karena itu, untuk mempermudah, digunakan H + dalam Bahan Ajar ini dengan catatan bahwa bukan ion hidrogen bebas tetapi terhidrasi dan seharusnya ditulis H + (aq). 1. Derajat Ionisasi Banyak atau sedikitnya molekul zat yang terionisasi dinyatakan dalam derajat ionisasi. Derajat ionisasi () merupakan perbandingan banyaknya molekul zat yang terurai dengan banyaknya molekul zat mula-mula. Dirumuskan dalam persamaan 1 berikut ini: jumlahmol zat jumlah mol zat mula yang terionisasi mula (2.1) Asam kuat seperti HCl sebagian besar atau seluruh molekul HCl terurai menjadi ion H + dan ion Cl - maka derajat ionisasinya () HCl = Tetapan Ionisasi Tetapan ionisasi dapat diperoleh dari percobaan daya hantar, dari kurva titrasi atau dari percobaan sifat koligatif. a. Tetapan ionisasi asam dinyatakan dengan Ka. Asam lemah adalah asam yang terionisasi sebagian dalam air. Jika rumus umum untuk asam lemah adalah HA, maka di dalam air HA akan mengalami reaksi kesetimbangan sebagai berikut: HA + H 2 O H 3 O + + A - 26

39 Bentuk umum dari hukum kesetimbangan: Kc H O A 3 HAH O 2 (2.2) Contoh : HC 2 H 3 O 2 + H 2 O H 3 O C 2 H 3 O 2 - HSO 4 + H 2 O H 3 O SO 4 NH H 2 O H 3 O + + NH 3 Pada larutan yang encer maka konsentrasi air, [H 2 O] dianggap tidak berubah (menjadi suatu tetapan), sehingga persamaan 2 menjadi persamaan 3: Kc [H 2 O] = [H 3 O + ] [A - ] = Ka x [HA] (2.3) Karena [H 3 O + ] = [H + ], maka persamaan di atas dapat ditulis dengan persamaan 4 sebagai berikut: Ka H A HA (2.4) Asam asetat (CH 3 COOH) adalah asam lemah, maka sebagian kecil atau sedikit dari molekul asam asetat terurai menjadi ion H + dan ion CH 3 COO - karena hanya sedikit terurai menjadi ion-ionnya maka terjadu reaksi kesetimbangan: CH 3 COOH CH 3 COO - + H + Tetapan ionisasi asam (Ka) dari CH 3 COOH dapat ditentukan sebagai berikut: Ka CH COO H 3 CH COOH 3 (2.5) Tabel 2.2 Harga untuk beberapa asam Nama Asam Formula Ka pka Asam iodat Asam kloroasetat Asam nitrit Asam hidrofluor Asam sianida Asam formiat Asam butanoat Asam asetat Asam propionat Asam hipoklorit Hidrogen sianida (aq) Fenol Hidrogen peroksida HIO 3 HC 2 H 2 O 2 Cl HNO 2 HF HOCN HCHO 2 HC 6 H 7 O 2 HC 2 H 3 O 2 HC 3 H 3 O 2 HOCl HCN HC 6 H 5 O H 2 O 2 1,70 x ,36 x ,10 x ,80 x ,50 x ,80 x ,52 x ,80 x ,34 x ,00 x ,20 x ,30 x ,80 x ,23 2,87 3,15 3,17 3,46 3,74 4,82 4,74 4,87 7,52 9,21 9,89 11,74 27

40 Klasifikasi kekuatan asam berdasarkan harga Ka: Ka < 10-3 Asam lemah Ka = Asam sedang Ka > 1 Asam kuat b. Tetapan ionisasi basa dinyatakan dengan Kb. Basa lemah Bronsted di dalam air sebagian akan berada dalam bentuk molekul dan sebagian lagi dalam bentuk ion. Molekulatau ion ini dapat menerima H + dari H 2 O sehingga yang tersisa adalah OH - menurut reaksi kesetimbangan. Jika kita gunakan B sebagai simbol basa lemah Bronsted, maka secara umum dapat dinyatakan sebagai berikut: B + H 2 O BH + + OH - Harga konstanta kesetimbangan ionisasi basa (Kb) dapat dinyatakan dengan persamaan 4 berikut ini: Kb BH OH B H 2 O (2.6) Tabel 2.3 Harga kb untuk beberapa basa Nama Basa Formula Kb pkb Butilamina Metilamina Amoniak Hidrasin Strychnine Morphine Hidroksilamina Piridin Anilin C 4 H 9 NH 2 CH 3 NH 2 NH 3 N 2 H 4 C 21 H 22 N 2 O 2 C 17 H 19 NO 3 HONH 2 C 5 H 5 N C 6 H 5 NH 2 5,9 x ,4 x ,8 x ,7 x ,0 x ,5 x ,6 x ,5 x ,4 x ,23 3,36 4,74 5,77 6,00 6,13 8,18 8,82 9,36 c. Tetapan Hasil Kali Ion Air (Kw) Air adalah pelarut yang umum digunakan untuk melarutkan asam dan basa. Air mengalami autoionisasi melalui suatu reaksi kesetimbangan sebagai berikut: Harga konstanta kesetimbangan air pada suhu 25 o C dapat dinyatakan dengan: 28

41 Keq H O OH 3 H 2 O 2 3,2 10 Karena hanya sedikit sekali air yang mengalami ionisasi maka konsentrasi air dapat dianggap tidak berubah. Oleh karena itu, Keq x [H 2 O] 2 = [H 3 O + ] x [OH - ] Kw = [H3O + ] x [OH - ] Kw disebut tetapan hasil kali ion air, yaitu hasil kali konsentrasimolar pada suhu tertentu. Karena harga [H 3 O + ] = [H + ] maka Kw dapat dinyatakan dengan: Kw = [H + ] x [OH - ] Pada suhu 25 o C harga [H + ] = [OH - ] yaitu 1,0 x 10-7 M, maka pada suhu ini harga Kw adalah: Kw = [1.0 x 10-7 ] x [1,0 x 10-7 ] atau: Kw = 1,0 x (pada suhu 25 o C). Disosiasi air adalah proses endoterm. Oleh karena itu, derajat ionisasi air akan bertambah besar jika suhu dinaikan. Harga Kw dapat dilihat pada Tabel 2.4 berikut ini. Dari tabel dapat dihitung bahwa pada suhu lebih besar dari 25 C, [H + ], lebih besar dari 10-7 mol L -1. Jadi pada 40 C ph air lebih kecil dari 7. Tabel 2.4 Harga Kw pada berbagai suhu Suhu ( o C) Kw ,5 x ,0 x ,8 x ,0 x ,5 x ,0 x ,5 x ,5 x Kriteria Larutan Asam, Basa dan Netral: Larutan netral: [H + ] = [ OH - ] Larutan asam: [H + ] > [ OH - ] Larutan basa: [H + ] < [ OH - ] Ada dua cara untuk menentukan Kw air: a) Air terurai sesuai dengan persamaan reaksi: H 2 O + H 2 O H 3 O - + OH - Atau singkatnya: H 2 O H + + OH - Pada suhu 25 C: 29

42 K H OH H 2 O 1, K x [H 2 O] = [H + ] x [OH - ] = Kw Untuk larutan encer, (H 2 O) adalah tetap. Kw 1000 gram / Lt K 2 / 18 gram / mol H O 55,5 mol Lt H OH K H O K H O K H O1, ,5 1, b) Dari data daya hantar Pada 25 C diperoleh secara eksperimen, diperoleh daya hantar jenis air 5,5 x 10-8 ohm - 1 cm -1. λ o (H2O) = λ o (H + ) + λ o (OH ) = 349, ,0 = 547,8 ohm 1 cm 2 mol 1 Menurut Hukum Kohlrausch, λ = K V = 5,5 x 10-8 ohm 1 cm 1 ( = 0,9 x 10 7 ohm 1 cm 2 mol 1 (v = α = λ 9,9 x 10 7 = λ o 547,8 18,0 g/mol 18,0 cm 3 1,0g/cm3 = mol = 1,81 x 10 9 ) 18,0 cm 3 mol ) 3. Konsep ph Untuk menyederhanakan penulisan, seorang ahli kimia Denmark, S.P.L. Sorensen ( ) pada tahun 1909 menggunakan skala untuk menyatakan konsentrasi H + suatu larutan. Huruf p ini berasal dari istlah Potenz (Jerman), puissance (Perancis), power (Inggris). Skala tersebut diberi nama skala ph. Nilai ph sama dengan negatif Logaritma konsentrasi ion H +. Hubungan antara [H + ] dan ph adalah: ph = - log [H + ] = H 1 log (2.7) [H + ] = 10 -ph (2.8) Pengertian p diperluas, mencakup: poh = - log OH - (Ka, Ksp, dsb) (2.9) pk = - log K (2.10) 30

43 ph + poh = pkw = 14 (2.11) Karena pada air murni (25 o C) harga [H + ] adalah 1,0 x 10-7, maka harga ph-nya adalah 7, sebab: Ph = - log [H + ] Ph = - log 1,0 x 10-7 Ph = - (-7,00) = 7,00 Pada air murni harga [OH - ] sama dengan [H + ], sehingga harga poh = ph = 7. Hubungan antara ph, poh dan pkw pada temperatur 25 o C adalah: ph + poh = 14. Karena ph air murni adalah 7, maka harga ph = 7 menunjukkan larutan bersifat netral. Jika ph < 7, maka larutan bersifat asamsebaliknya jika ph > 7, maka larutan bersifat basa. ph < 7 larutan asam. ph > 7 larutan basa. ph = 7 larutan netral. basa netral asam Tabel 2.5 Hubungan antara ph dan poh pada 25 C ph [H + ]M [OH - ]M poh 14,0 0,0 13, ,0 12,0 2,0 11, ,0 10,0 4,0 9, ,0 8,0 6,0 7, ,0 6,0 8,0 5, ,0 4,0 10,0 3, ,0 2,0 12,0 1, ,0 0,0 14,0-1, ,0 Tabel 2.6 ph Beberapa larutan Larutan ph HCl 1M Asam aki Cairan dalam perut Jus jeruk sitrun Cuka Anggur Jus tomat Urin Ludah Air murni 0 0,5 1,0 3,0 2,2 2,4 2,4 3,4 2,8 3,8 4,0 4,44 5,5 7,5 6,5 7,5 7 {OH }>>{H + } {H + } ~{OH } {H + }>>{OH } 31

44 Darah Obat maag Air kapur NH3 1M NaOH 1M 7,4 10,4 10,5 12,2 12,4 11,6 14 H. Asam Kuat Dan Basa Kuat Elektrolit kuat adalah suatu elektrolit yang terdisosiasi 100 % dalam air. Semua senyawa ionik adalah elektrolit kuat. Logam hidroksida adalah senyawa ionik dan juga elektrolit kuat. Termasuk juga logam-logam golongan IA dan IIA, misalnya: a) Golongan IA: NaOH natrium hidroksida, KOH kalium hidroksida. b) Golongan IIA Mg(OH) 2 magnesium hidroksida, Ca(OH) 2 kalsium hidroksida c) Golongan IIA sangat mudah larut dalam air membentuk ion logam dan ion hidroksil, senyawa tersebut disebut basa kuat. Contoh soal : asam kuat: HClO 4(aq) asam perklorida, HI (aq) asam iodida, HNO 3(aq) asam nitrat, HCl (aq) asam klorida, HBr (aq) asam bromida, H 2 SO 4(aq) asam sulfat. Coba kamu hitung berapakah ph larutan HCl 1,5 M? ph = -log[h + ]= -log 1, 5 Tentu hasilnya sangat kecil (bahkan negatif). Jadi perlu kamu ingat bahwa konsep ph hanya untuk membantu menyatakan konsentrasi [H + ] yang sangat kecil (lebih kecil dari 1M). Demikian pula untuk mengukur poh basa kuat, tidak berlaku untuk [OH - ] lebih besar dari 1 M. Asam kuat dan basa kuat terurai sempurna dalam larutan air. Oleh karena itu, konsentrasi H + dan OH - sama dengan konsentrasi zat terlarut. Apakah ph dari HCl 10-9 M sama dengan 9. Tentu saja tidak mungkin, bahwa suatu asam ang diencerkan terus menerus akan menjadi basa. Dalam HCl 10-9 M, selain dari pada [H + ] yang berasal dari asam ini, perlu diperhitungkan H + yang berasal dari H 2 O. Dalam larutan HCl dalam air terdapat tiga spesi yaitu H +, OH dan Cl -. Ada tiga persamaan yang berlaku untuk larutan HCl: 1. Kesetimbangan air [H + ] [OH - ] = K w 2. Perimbangan materi [Cl - ] = C s (C a = konsentrasi asam) 3. Prinsip penetralan muatan [H + ] = [OH - ] + [Cl - ] [H + ] = [OH - ] + C s H C s Kw H 32

45 Misalnya untuk HCl 10-5 M H M 10 5 [H + ] = Cs Akan tetapi jika konsentrasi lebih kecil misalnya 10 9 M, maka Kw/[H + ] tidak dapat diabaikan sehingga perlu dihitung dengan persamaan kuadrat (persamaan 11) di bawah ini. Contoh soal : Hitung ph larutan HCl 10-7 M Jawab : 2 CaH Kw 0 Untuk konsentrasi HCl lebih kecil dari10-7 Kw persamaan: H Cs, sehingga: Contoh soal : H H (2.12) [H + ] 2 = Kw [H + ] = (Kw) 1/2 = 10-7 M, Ca, lebih kecil dari Kw/[H + ] dalam 1. Diketahui ph darah manusia 7,41. Hitunglah berapa poh, [H + ], [OH - ]? poh : ph + poh = 14 [H+] : [OH-] : (H + ) H = 0 (H + ) = ,24 x (H + ) = 7,41 + poh = 14 poh = 6,59 ph = - log [H + ] 7,41 = - log [H + ] 10-7,41 = [H + ]= 3,89 x 10-8 M poh = - log [OH - ] 6,59 = - log [OH - ] 3,24 x = 1,62 x 10 7 M ph = -log (1,62 x 10 7 ) = 6,79. 33

46 10-6,59 = [OH - ] = 2,57 x 10-7 M Cara perhitungan konsentrasi spesi pada keadaan kesetimbangan basa kuat mirip dengan perhitungan untuk HCl. Perhitungan ph dengan cara tersebut di atas dapat dilihat pada Gambar 2.7 di bawah ini. Sumber: Gambar 2.5 ph sebagai fungsi konsentrasi Karena harga K a dan K b pada umumnya sangat kecil, maka untuk menghindari ketidakpraktisan dalam menuliskan angka digunakanlah pk a dan pk b (analog dengan ph). pk a = - log K a (2.13) pk b = - log K b (2.14) pka dan pkb untuk pasangan asam basa konjugat, sehingga pka x pkb = Kw Pada suhu 25 o C : pka x pkb = 14,00 Kesimpulan: - Basa konjugat dari asam lemah adalah basa yang relatif kuat. - Asam konjugat dari basa kuat adalah asam yang relatif lemah. - Basa konjugat dari asam kuat adalah basa lemah - Asam konjugat dari basa lemah adalah asam kuat. I. Asam Lemah Dan Basa Lemah Asam lemah tidak terionisasi sempurna dalam air, misalnya, HC 2 H 3 O 2, asam asetat digolongkan sebagai elektrolit lemah. Dalam larutan asamnya hanya 1 % terionisasi menjadi H 3 O + danc 2 H 3 O - 2. HC 2 H 3 O 2(l) + H 2 O H 3 O + - (aq) + C 2 H 3 O 2 (aq) Basa lemah adalah elektrolit lemah dan mempunyai persentase ionisasi yang rendah % kecil 34

47 NH3(l) + H2O NH4 + (aq) + OH - (aq) Asam dan basa lemah adalah elektrolit lemah. Asam dan basa kuat adalah elektrolit kuat. Tabel 2.7 Contoh asam monoprotik dan poliprotik Rumus Asam Nama Asam Keterangan HF HCl HBr HI HCN H 2 S HNO 3 H 2 SO 4 H 3 PO 3 H 3 PO 4 H 2 CO 3 Asam fluorida Asam klorida Asam bromida Asam iodida Asam sianida Asam sulfida Asam nitrat Asam sulfat Asam pospit Asam pospat Asam karbonat Monoprotik Monoprotik Monoprotik Monoprotik Monoprotik Diprotik Monoprotik Diprotik Triprotik Triprotik Diprotik 1. Asam Lemah Monoprotik HA H + + A - (1-) C C C 2 C Ka 1 C. 2 + Ks. - Ka = 0 Dalam larutan HA terdapat H +, OH -, A -. Ada tiga macam persamaan: 1. Kesetimbangan air dan asam: H OH Kw H A HA Ka 2. Perimbangan materi: Ca = [HA] + [A-] 3. Perimbangan muatan: [H + ] = [A - ] + [OH - ] Ka H H OH Ca H OH OH H Kw [H + ] 3 + Ka [H + ] 2 (Kw + Ca.Ka) [H + ] Kw.Ka = 0 (2.15) 35

48 Untuk mengatasi kesukaran penggunaan persamaan yang cukup rumit ini, maka untuk mempermudah perlu membandingan [OH - ] terhadap [H + ]. Jika, [OH - ]<<< [H + ] : 2 H Ka Ca H Dalam hal [H + ]<<< C a, maka: Ka (2.16) [H + ] 2 + Ka.[H + ] - Ka.Ca = 0 (2.17) H Ca 2 (2.18) [H + ] = (Ka.Ca.) 1/2 (2.19) Jika dalam keadaan di mana asam sangat lemah sehingga konsentrasi H + tidak banyak berbeda dengan H + yang berasal dari ionisasi air. Ka [H + ] - [OH - ]<<<C a H H OH H H KwH Ca Ca (2.20) [H + ] = (Ka.Ca + Kw) 1/2 (2.21) Sebagai pegangan untuk menghitung konsentrasi [H + ] dari suatu asam lemah monoprotik, maka dapat disarankan tahap-tahap berikut: 1) Hitung[H + ] dari [H + ]= (Ka.Ca) 1/2 2) Periksa apakah[h + ]< 0,05 Ca 3) Jika [H + ]> 0,05 Ca gunakan [H + ] 2 + Ka.[H + ] - Ka.Ca = 0 4) Periksa apakah< 0,05 [H + ] 5) Jika [H + ] mendekati [OH - ], tetapi ([H + ] [OH - ])< 0,05 Ca, gunakan [H + ] = (Ka.Ca+ Kw) 1/2 6) Jika perbandingan berbagai spesi melebihi 5%, gunakan [H + ] 3 + Ka [H + ] 2 - (Kw + Ca Ka) [H + ] Kw.Ka = 0 2. Basa Lemah Monoprotik BOH B + + OH - 1. Kesetimbangan air, dan basa: Kw = [H + ] [OH - ] 36

49 Kb 2. Perimbangan materi: C b = [B + ] + [BOH] 3. Perimbangan muatan: [OH - ] = [H + ] + [B + ] 4. Pendekatan Persamaan [H + ] <<[OH - ] K b OH C B b 2 K b K b B OH BOH OH B C B b [B + ] = [OH - ] [H + ] OH OH H C OH H b [OH - ] << C b atau [OH - ] 2 + K b.[oh - ] K b.c b = 0 ([OH - ] [H + ]) << C b atau [OH - ] = (K b.c b ) 1/2 [OH - ] = (K b.c b + K w ) 1/2 3. Asam Berbasa Banyak (Asam Poliprotik) Asam-asam seperti H 2 CO 3, H 3 PO 4, H 2 SO 4 dan H 2 S dapat menghasilkan lebih dari satu hidrogen. Asam ini disebut asam poliprotik atau asam berbasa banyak atau asam polibasa. Asam-asam ini mengalami disosiasi secara bertahap. Setiap tahap dinyatakan dengan tetapan ionisiasi, Ka, sedangkan Ka 1 > Ka 2 >Ka. Contoh untuk asam karbonat: Disosiasi yang kedua: H 2 CO 3(aq) H + (aq) + HCO 3 - (aq) H HCO 3 7 K a 4,5 ; pk a1 = 6, H CO 2 3 HCO 3 - (aq) H + (aq) + CO 3 2- (aq) 2 H CO3 HCO 11 K a 4,7 ; pk a2 = 10, Karena harga Ka 1 >>Ka 2, maka dalam menghitung ph larutan asam poliprotik lemah yang digunakan hanyalah Ka 1 saja. Asam fosfat. H 3 PO 4 terurai menghasilkan ion hidrogen dalam tiga tahap, yaitu: H3PO4 H + + H 2 PO 4 {H + }{H 2 PO 4 2 } {H 3 PO 4 } = K 1 = 7,5 x

50 H 2 PO 4 H + + HPO 4 2 {H + }{HPO 4 2 } {H 2 PO 4 } = K 2 = 6,2 x 10 8 HPO 4 2 H + + PO 4 3 {H + }{PO 4 3 } {HPO 4 2 } = K 3 = 1 x Harga K 1, K 2, dan K 3 yang makin berkurang, berarti pada setiap tahap pengionan lebih sedikit dibandingan tahap sebelumnya. H 3 PO 4 3 H + + PO 4 3 {H + }{PO 4 3 } {H 3 PO 4 } = K 1,2,3 = 4,6 x10 22 Perlu dicatat bahwa konsentrasi ion hidrogen dalam asam fosfat tidak sama dengan tiga kali konsentrasi ion fosfat. Dapat dianggap bahwa hampir semua ion H + berasal dari pengionan tahap pertama dan [H + ] [H 2 PO 4 -] untuk H 3 PO 4 0,1 M. {H + }{H 2 PO 4 } {H 3 PO 4 } = {{H+ } 2 } 0,1 {H + } {H + } = 2,4 x 10 2 Asam Sulfat, H 2 SO 4, terurai juga dalam tahapan yaitu: H2SO4 H + + HSO 4 = K 1 = 7,5 x 10 3 {H + }{H 2 SO 4 } {H 2 SO 4 } = K 1 =10 2 HSO 4 H + + SO 4 {H + }{SO 4 2 } {HSO 4 } = K 2 =1,2 x 10 2 Harga K 1 yang sangat besar menunjukkan bahwa hampir 100 persen terurai menjadi H + dan HSO 4 -. Dalam H 2 SO 4 0,1 M, Konsentrasi SO 4 2- hanya sekitar 0,01 M. Asam Sulfida, H 2 S, terurai dalam dua tahap. H 2 S H + + HS {H+ }{HS } = K 1 =1 x 10 7 HS H + + S 2 {H 2 S } {H + }{S 2 } {HS } = K 2 =1,3 x Pada suhu kamar dan tekanan satu atom konsentrasi larutan jenuh H 2 S 0,1 M. {H + }{HS } {H 2 S } = {H+ } 2 0,1 = 1 x 10 7 {H + } = 1 x 10 4 J. Senyawa Amfoter Beberapa zat dapat bersifat sebagai asam dalam lingkungan basa kuat dan sebagai basa dalam lingkungan asam kuat, senyawa yang memiliki sifat seperti itu disebut dengan senyawa amfoter. Reaksi senyawa amfoter dalam lingkungan basa kuat dan asam kuat: Al(OH) 3(s) + OH - - (aq) Al(OH) 4 (aq) 38

51 basa kuat ASAM Asam arsenit Asam arsenat Asam antimonit Asam antimonat Asam plumbit Asam plumbat Asam singkat Asam stanit Asam stanat Al(OH) 3(s) + OH - (aq) Al(OH) 4 - (aq) asam kuat Tabel 2.8 Contoh senyawa amfoter BASA H 3 AsO 3 Arsen (III) hidroksida H 3 AsO 4 Arsen (V) hidroksida H 3 SbO 3 Antimon (III) hidroksida H 3 SbO 4 Antimon (V) hidroksida H 2 PbO 2 Timbal (II) hidroksida H 2 PbO 3 Timbal (IV) hidroksida H 2 ZnO 2 Seng hidroksida H 2 SnO 2 Stannum (II) hidroksida H 2 SnO 3 Stannum (IV) hidroksida As(OH) 3 As(OH) 5 Sb(OH) 3 Sb(OH) 5 Pb(OH) 2 Pb(OH) 4 Zn(OH) 2 Sn(OH) 2 Sn(OH) 4 K. Buffer: Larutan Penyangga ph Larutan buffer yang juga dikenal sebagai buffer, pada umumnya terdiri atas campuran asam lemah dan garamnya misalnyach 3 COOH CH 3 COONa atau basa lemah dan garamnya misalnya NH 3 NH 4 Cl. Cara kerja larutan buffer berkaitan dengan pengaruh ion senama. Fakta bahwa penambahan ion senama dalam larutan asam lemah atau basa lemah menghasilkan pergeseran kesetimbangan ke arah molekul asam atau basa yang tidak terurai. Contoh soal: Jika kita tambahkan ekstra [H + ] ke dalam bufer (dari asam kuat), basa lemah konjugatnya bereaksi:h + + A - HA Penambahan asam merubah buffer basa Bronsted A - jadi asam(lemah) konjugatnya, HA. Ini mencegah naiknya [H + ] yang disebabkan penambahan asam kuat. Respon yang serupa terjadi ketika basa kuat ditambahkan kedalam buffer, OH - dari basa kuat akan menetralkan HA. Disini OH - merubah beberapa asam dalam buffer jadi basa konjugatnya A -, ini mencegah naiknya OH - yang menyebabkan perubahan ph. HA + OH - A - + H2O Oleh karena itu, larutan buffer dapat didefinisikan sebagai campuran asam lemah dan basa konjugasinya atau basa lemahdan asam konjugasinya. ph dari larutan buffer dapat dihitung dari persamaan Henderson Hesselbach atau persamaan Henderson. a) Untuk buffer asam lemah HA dengan garamnya MA. ph pk a log A HA (2.22) 39

52 b) Untuk buffer basa lemah B dan garamnya BH +. Sifat larutan buffer yaitu: 1) Mempunyai ph tertentu. poh pk b log BH 2) ph- nya relatif tidak berubah jika ditambah sedikit asamatau basa. 3) ph-nya tidak berubaha jika diencerkan. B (2.23) 1. Kapasitas Buffer Kapasitas buffer, yang juga disebut indeks buffer atau intensitas buffer yaitu suatu ukuran kemampuan buffer untuk mempertahankan ph-nya yang konstan jika ditambahkan asam kuat atau basa kuat. Kapasitas Buffer () didefinisikan dengan persamaan 23. d C d C A B (2.24) d ph d ph Di mana: dcb dan dca berturut-turut menyatakan jumlah mol basa kuatdan jumlah mol asam kuat yang ditambahkan ke dalam satu literlarutan buffer dan dph adalah perubahan ph. Persamaan 9 berubah menjadi persamaan 24: 2. Pembuatan Larutan Buffer C C HA A 2, 303 (2.25) HA Buffer dapat dibuat dengan tiga cara, yaitu: C C 1) Dengan mencampurkan asam lemah dengan basa konjugasinya atau basa lemah dengan asam konjugasinya. 2) Mencampur asam lemah berlebih dengan jumlah terbatas basa kuat (buffer asam). 3) Mencampur basa lemah berlebih dengan jumlah terbatas asam kuat (buffer basa). A 3. Indikator Asam Basa Zat yang bersifat asam biasa banyak terdapat dalam kehidupan sehari-hari. Contoh asam: asam sitrat, vitamin C tidak lain dari asam askorbat, asam asetat yaitu cuka, asam karbonat dapat memberikan rasa segar dalam minuman ringan, asam sulfat untuk akumulator. Contoh basa: amoniak untuk pelarut desinfektan. Soda api (natrium 40

53 hidroksida) untuk membersihkan saluran bak cuci. Aluminium hidroksida dan Magnesium hidroksida untuk membuat obat nyeri lambung. Asam dan basa memiliki sifat-sifat berbeda. Untuk mengetahui suatu larutan asam atau basa digunakan kertas lakmus (indikator). ph meter adalah alat untuk mengukur tingkat keasaman atau kebasaan. Metoda yang lebih akurat dan teliti untuk mengukur ph ialah dengan menggunakan ph meter. (a) (b) Sumber: sites.google.com Gambar 2.6 Mengukur ph dengan Menggunakan Kertas Indikator (a) dan ph Meter (b) Metoda lain adalah menggunakan larutan indikator asam basa. Larutan indikator asam basa akan memberikan warna tertentu pada ph tertentu. Berikut ini adalah tabel beberapa indikator asam basa dilengkapi dengan warna dan ph terjadinya perubahan warna. Ada 2 Macam Indikator Asam dan Basa a) Indikator Buatan, yaitu : kertas lakmus merah dan biru, indikator universal. b) Indikator Alami, yaitu : ekstrak kunyit, kol ungu, dan bunga kembang sepatu. Tabel 2.9 Indikator untuk menunjukkan asam atau basa Nama Indikator Warna dalam Larutan Asam Basa Lakmus merah Lakmus biru Merah Merah Biru Biru Fenolftalein Fenol merah Metil merah Metil kuning Metil jingga Tidak berwarna Kuning Merah Merah Merah Merah ungu Merah Kuning Kuning Jingga kuning 41

54 Sumber: Gambar 2.7 Trayek perubahan warna Batas-batas ph ketika indikator mengalami perubahan warna disebut Trayek Perubahan Warna. Trayek perubahan warna lakmus adalah 5,5 8,8 (warna lakmus merupakan kombinasi antara warna merah dengan biru). Tabel trayek perubahan warna beberapa indikator ditunjukkan pada Tabel 10 berikut ini. Tabel 2.10 Trayek perubahan warna indikator Indikator Trayek Perubahan Warna Perubahan Warna Metil jingga Metil merah Bromtimol biru Fenolftalein 2,9 4,0 4,2 6,3 6,0 7,6 8,3 10,0 Merah Kuning Merah Kuning Kuning Biru Tidak berwarna - Merah Sumber: Gambar 2.8 Trayek perubahan warna indikator universal 42

55 Penentuan ph dengan indikator Hind H + + ind - warna A warna B K ind H ind (2.26) H ind Intensitas warna sebanding dengan konsentrasi molekul H Ind dan intensitas warna B sebanding dengan konsentrasi ion ind -. H Ind K ind warna A H K H ind (2.27) ind warna B ph pkind log warna B warna A (2.28) (2.29) Mata manusia hanya dapat mengamati perubahan warna antara perbandingan 1/10 sampai 10/1 untuk [warna B] / [warna A]. Misalnya bromtimol biru mempunyai pk ind sebesar 6,3. Indikator ini mempunyai warna asam kuning dan warna basa biru. Jika [warna B] / [warna A] = 1/10 maka ph =6,3 + log 1 5, Pada ph lebih kecil atau sama dengan 5,3 warna larutan kuning. Warna biru sangat sedikit sehingga tidak dapat diamati. Pada ph sebesar 6,3 warna B sama banyak dengan warna A, larutan berwarna hijau. Jika [warna B] / [warna A] adalah 10/1, ph = 6,3 + log 10 = 7,3. Pada ph lebih besar atau sama dengan 7,3 terlihat warna biru. Dalam hal ini bromtimol biru berubah warna secara teratur disekitar dua satuan ph sebesar 5,3 sampai 7,3. Contoh soal : Suatu indikator Hin, mempunyai Kind = 7 x Pada ph berapakah konsentrasi warna asam sama banyaknya dengan konsentrasi warna basa? Penyelesaian : Hind H + + ind - warna A warna B 43

56 K ind H ind H Kind ind Jika [warna A] = [warna B], maka: [H + ] = Kind = 7 x 10-9 ph = 8,15 H ind H ind K ind warna A warna B UJI KOMPETENSI 1. Asam adalah suatu zat yang akan menghasilkan ion H + dalam air. Definisi ini dikemukakan oleh... A. Lewis B. Arrhenius C. Brownsted D. Lowry E. Brownsted-Lowry 2. Terdapat beberapa larutan asam basa: a) H 2 SO 4 b) Mg(OH) 2 c) Al(OH) 3 d) CH 3 COOH e) NH 4 OH f) NaCl g) NaOH h) HCl i) CH 3 COONa Larutan yang bersifat asam kuat, basa lemah, dan garam berturut-turut adalah? A. a, d, i B. b, c, f C. a, c, f D. g, h, i E. b, e, f 3. Larutan HClO 4 dalam CH 3 COOH dapat dituliskan sebagai berikut: HClO 4 + CH 3 COOH ClO CH 3 COOH

57 Pasangan asam basa konjugasi dari reaksi di atas adalah... A. HClO 4 dan CH 3 COOH B. CH 3 COOH dan ClO 4 - C. HClO 4 dan CH 3 COOH 2 + D. HClO 4 - dan ClO 4 - E. ClO 4 - dan CH 3 COOH Dari suatu percobaan diperoleh data berikut: Larutan Lampu Menyala Indikator Lakmus Merah Biru HCl + Merah Merah NaCl + Merah Biru Gula - Merah Biru NaOH + Biru Biru Etanol - Merah Biru H 2 SO 4 + Merah Merah Dari data tersebut dapat disimpulkan bahwa... A. Larutan NaOH adalah elektrolit yang bersifat netral B. Larutan etanol adalah elektrolit yang bersifat basa C. Larutan gula adalah nonelektrolit yang bersifat asam D. Larutan H 2 SO 4 adalah elektrolit yang bersifat asam E. Larutan elektrolit dapat bersifat asam, basa, maupun netral 5. Berapakah ph larutan Ca(OH) 2 0,05 M? A. 14 B. 13 C. 11 D. 12 E Suatu larutan CH 3 COOH 0,4 M derajat ionisasinya (α) 0,01. Berapa harga ph larutan tersebut? A. 3 log 3 B. 4 log 3 C. 3 log 4 D. 4 log 4 E. 3 + log 45

58 7. Larutan yang bisa membirukan lakmus merah adalah... A. NaOH B. CH 3 COOH C. NaCl D. HCl E. AgBr 8. Berdasarkan pengujian sampel air limbah diperoleh data sebagai berikut: Sampel A B Metil Merah Trayek ph 4,2-6,3 Merah - Kuning Kuning Merah Harga ph untuk sampel A dan B adalah... A. ph 4,2 dan 7,6 ph 10 B. ph 4,2 dan 7,6 ph 8,3 C. 7,6 ph 8,3 dan ph 4,2 D. 6,0 ph 8,3 dan 7,6 ph 10 E. 4,2 ph 6,0 dan 7,6 ph 8,3 Indikator Bromotimol Biru Trayek ph 6,0-7,6 Kuning Biru Biru Kuning Fenolftalein Trayek ph 8,3-10 Tidak Berwarna - Merah Tidak Berwarna Tidak Berwarna 9. Hasil pengujian limbah industri tekstil dengan beberapa indikator diperoleh hasil berikut: Indikator Trayek ph Perubahan Warna Limbah Warna Limbah Warna 1 2 Lakmus 4,7 8,3 Merah biru Merah Biru Metil merah 4,0 5,8 Tidak berwarna merah Merah Merah Bromokreksol ungu 5,2 6,8 Kuning ungu Hijau Ungu Bromotimol biru 6,0 7,6 Kuning biru Kuning Biru Dapat disimpulkan ph air limbah 1 dan 2 tersebut berturut-turut adalah... A. 4,7 ph 5,8; ph 7,6 B. 5,2 ph 5,8; ph 7, C. 6,0 ph 6,8; ph 7,6 D. 5,2 ph 5,8; ph 7,6 E. 6,0 ph 6,8; ph 7,6 46

59 10. Berapa ml larutan HCl 0,05 M yang diperlukan untuk menetralkan 40 ml NaOH 0,1 M? A. 20 ml B. 40 ml C. 50 ml D. 60 ml E. 80 ml 47

60 BAB 3 KESETIMBANGAN REAKSI Peta Konsep Kesetimbangan Reaksi Definisi dan Prinsip Kesetimbangan Karakteristik Kesetimbangan Konstanta Kecepatan Reaksi Orde Reaksi Setelah mempelajari bab ini, Anda diharapkan dapat: 1. Mendefinisikan dan dapat memahami prinsip kesetimbangan reaksi. 2. Memahami karakteristik reaksi dalam keadaan setimbang. 3. Menghitung nilai konstanta kesetimbangan. 4. Memahami hukum-hukum kestimbangan kimia. A. Definisi dan Prinsip Kesetimbangan Reaksi Amonia (NH 3 ), satu bahan industri yang sangat penting, dibuat dari nitrogen dan hidrogen dengan persamaan reaksi sebagai berikut. N2 (g) + 3H2(g) 2NH3(g) Stoikiometri reaksi menunjukkan bahwa 1 mol nitrogen bereaksi dengan 3 mol hidrogen membentuk 2 mol amonia. Akan tetapi, jika direaksikan 1 mol nitrogen dengan 3 mol hidrogen ternyata tidak dapat menghasilkan 2 mol amonia. Reaksi seperti berhenti setelah sebagian nitrogen dan hidrogen bereaksi. Reaksi berakhir dengan suatu campuran yang mengandung NH 3, N 2 dan H 2 dengan komposisi tertentu. Pada kondisi tersebut tidak ada perubahan yang dapat diamati atau diukur (sifat makroskopis tidak berubah). Kita katakan bahwa campuran telah mencapai keadaan setimbang. Akan tetapi, reaksi tetap berlangsung pada tingkat molekul (tingkat mikroskopis). Oleh karena itu, keadaan setimbang dapat didefinisikan sebagai suatu keadaan di mana dua proses yang berlawanan arah berlangsung secara simultan dan terus-menerus, tetapi tidak ada perubahan yang dapat diamati atau diukur. Proses bolak balik berlangsung kedua arah 48

61 dengan laju yang sama, sehingga proses demikian disebut dengan kesetimbangan dinamis. Untuk lebih memahami kesetimbangan kimia, perlu dipelajari mengenai jenis-jenis reaksi kimia. Reaksi kimia berdasar arahnya dibedakan menjadi dua jenis reaksi, yaitu reaksi dapat balik (reversible) dan reaksi berkesudahan (irreversible). Pada reaksi berkesudahan zat-zat hasil tidak dapat saling bereaksi kembali menjadi zat pereaksi. Contoh : NaOH (aq) + HCl (aq) NaCl(aq) + H 2 O(l) Pada reaksi di atas reaksi hanya berlangsung ke arah kanan, sebab bila NaCl dilarutkan ke dalam air tidak akan pernah menjadi NaOH dan HCl. Reaksi dapat balik dapat berlangsung dalam dua arah artinya zat-zat hasil reaksi dapat saling bereaksi untuk membentuk zat pereaksi kembali. Contoh soal : Jika timbal (II) sulfat padat yang berwarna putih bila direaksikan dengan larutan natrium iodida akan membentuk endapan timbal (II) iodida yang berwarna kuning dengan reaksi sebagai berikut : PbSO 4 (s) + 2 NaI (aq) PbI 2 (s) + Na 2 SO 4 (aq) (putih) (kuning) Sebaliknya bila padatan timbal(ii) iodida yang berwarna kuning dari reaksi diatas ditambah larutan natrium sulfat, maka akan terbentuk kembali endapan warna putih dari timbal(ii) sulfat dengan reaksi, PbI 2 (s) + Na 2 SO 4 (aq) PbSO 4 (s) + 2 NaI (aq) (kuning) (putih) Jika diamati dari kedua reaksi tersebut maka akan tampak bahwa reaksi yang kedua merupakan kebalikan dari reaksi yang pertama, dan dengan demikian reaksi di atas dikatakan reaksi dapat balik atau. Bila kedua reaksi itu berlangsung secara bersamaan disebut juga sebagai reaksi bolak-balik dan ditulis ditandai dengan dua panah dengan arah berlawanan. PbSO 4 (s) + 2 NaI (aq) PbI 2 (s) + Na 2 SO 4 (aq) Pada umumnya reaksi-reaksi kimia berlangsung dalam arah bolak-balik (reversible), dan hanya sebagian kecil saja yang berlangsung satu arah. Pada awal proses bolak-balik, reaksi berlangsung ke arah pembentukan produk, segera setelah terbentuk molekul produk maka terjadi reaksi sebaliknya, yaitu pembentukan molekul reaktan dari 49

62 molekul produk. Ketika laju reaksi ke kanan dan ke kiri sama dan konsentrasi reaktan dan produk tidak berubah, maka kesetimbangan reaksi tercapai. Reaksi kesetimbangan dinamis dapat terjadi bila reaksi yang terjadi merupakan reaksi bolak-balik. Pada kesetimbangan ini, dua proses yang berlawanan arah berlangsung dengan laju reaksi yang sama dan konsentrasi tidak lagi mengalami perubahan. Hal ini dapat dikatakan bahwa pada kondisi setimbang tersebut, tidak terjadi lagi perubahan makroskopik (konsentrasi reaktan dan produk, suhu, tekanan, dll) pada sistem. Sedangkan perubahan mikroskopik masih terjadi, yaitu reaksi ke kanan dan ke kiri masih terjadi dengan laju reaksi yang sama. Berdasarkan fase zat-zat yang terlibat dalam reaksi, kesetimbangan kimia dapat dikelompokkan menjadi kesetimbangan homogen dan kesetimbangan heterogen. Kesetimbangan homogen adalah reaksi kesetimbangan yang zat-zat terlibat dalam reaksi memiliki fase yang sama. Kesetimbangan heterogen adalah reaksi kesetimbangan yang zatzat terlibat dalam reaksi memiliki fase yang berbeda. Kesetimbangan homogen dapat berupa sistem gas atau larutan. Keseimbangan heterogen umumnya melibatkan komponen padat gas atau cair gas. Contoh kesetimbangan homogen: N 2(g) + 3H 2(g) 2NH 3(g) CH 3 COOH (aq) CH 3 COO - (aq) + H + (aq) Contoh kesetimbangan heterogen: La 2 (C 2 O 4 ) 3 (s) La 2 O 3 (s) + 3C0 (g) + 3CO 2 (g) Ag2CrO 4(s) 2Ag + 2- (aq) + CrO 4 B. Karakteristik Keadaan Setimbang Suatu reaksi dapat menjadi setimbang jika memenuhi persyaratan antara lain, reaksinya bolak-balik, sistemnya tertutup, dan bersifat dinamis. 1. Reaksi Bolak-Balik Suatu reaksi kadang-kadang perlu adanya pengaruh dari luar untuk dapat balik, oleh karena itu reaksi tersebut tidak dapat berlangsung secara bersamaan, misalnya reaksi antara timbal (II) sulfat dengan larutan natrium iodida di atas, tentunya tidak akan berlangsung dalam waktu yang bersamaan. Suatu reaksi dapat menjadi reaksi kesetimbangan bila reaksi baliknya dapat dengan mudah berlangsung secara bersamaan. Reaksi-reaksi homogeny (fasa pereaksi dan hasil 50

63 reaksinya sama), misalnya reaksi-reaksi gas atau larutan akan lebih mudah berlangsung bolak-balik dibanding dengan reaksi yang heterogen. Umumnya reaksi heterogen dapat berlangsung bolak-balik pada suhu tinggi. Contoh reaksi homogen yang berlangsung bolak-balik, N 2 (g) + 3H 2 (g) 2NH 3 (g) H 2 (g) + I 2 (g) 2 HI (g) Fe 3+ (aq) + SCN -- (aq) FeSCN 2+ (aq) Contoh reaksi heterogen yang dapat berlangsung bolak-balik pada suhu tinggi: CaCO 3 (s) CaO(s) + CO 2 (g) Fe 2 O 3 (s) + 3CO(g) 2 Fe(s) + 3CO 2 (g) 2. Sistem Tertutup Sistem tertutup bukan berarti reaksi tersebut dilakukan pada ruang tertutup, meskipun kadang-kadang memang diperlukan ruangan tertutup. Pada prinsipnya sistem tertutup yang dimaksud adalah tidak ada zat-zat yang keluar dari sistem, misalnya pada reaksi timbal (II) sulfat dengan larutan natrium iodida, bagaimana mungkin reaksi akan dapat balik jika timbal (II) iodida yang terjadi pada reaksi tersebut dibuang (hilang) dari sistem. 3. Bersifat Dinamis Bersifat dinamis artinya secara mikroskopis reaksi berlangsung terus menerus dalam dua arah dengan laju reaksi pembentukan sama dengan laju reaksi baliknya. Berlangsungnya suatu reaksi secara makroskopis dapat dilihat dari perubahan suhu, tekanan, konsentrasi atau warnanya. Sumber : Gambar 3.1 Reaksi Bolak-balik (Reversible) N 2 O 4 (g) 2 NO 2 (g) Tak berwarna Coklat 51

64 Gejala-gejala tersebut akan tampak pada saat reaksi belum setimbang, karena pada saat tersebut konsentrasi zat-zat pereaksi mula-mula akan berkurang dan konsentrasi hasil reaksi akan bertambah. Sedangkan reaksi dalam keadaan setimbang tidak menunjukkan adanya perubahan-perubahan makroskopis tersebut. Sebagai contoh keadaan kesetimbangan dinamis, perhatikan reaksi penguraian (dissosiasi) gas N 2 O4 berikut, N 2 O 4 (g) 2 NO 2 (g) tak berwarna (A) coklat (B) Bila sejumlah gas N 2 O 4 dimasukkan ke dalam botol tertutup, gas yang semula tak berwarna tersebut perlahan-lahan akan berubah warna menjadi coklat karena terdisosiasi menjadi NO 2. Semula perubahan itu tidak tampak tetapi secara bertahap akan menjadi semakin coklat. Pada reaksi tersebut, setiap dua molekul NO 2 yang terbentuk dengan mudah bergabung menjadi N 2 O 4 kembali. Mula-mula laju reaksi disosiasi N 2 O 4 berlangsung relatif lebih cepat daripada laju reaksi pembentukan N 2 O 4. Semakin lama jumlah NO 2 yang terbentuk semakin banyak, sehingga laju reaksi pembentukan kembali N 2 O 4 semakin besar. Pada suatu saat laju reaksi disosiasi N 2 O 4 sama dengan laju reaksi pembentukan N 2 O 4. Keadaan inilah yang disebut keadaan setimbang yang ditunjukkan warna tidak bertambah pekat. Penjelasan untuk peristiwa ini dapat dilihat pada kurva perubahan konsentrasi dan laju reaksi (Gambar 3.2). Sumber : Gambar 3.2 Perubahan konsentrasi dan laju reaksi Perubahan laju reaksi selama berlangsungnya reaksi (Gambar 3.2) menunjukkan bahwa laju reaksi terhadap gas N 2 O 4 (V N 2 O 4 ) mula-mula maksimum, laju reaksi itu turun sejalan dengan makin berkurangnya gas N 2 O 4 pada saat yang bersamaan mulai terbentuk gas NO 2 (warna coklat mulai tampak), dan pada saat itu mulai ada gas NO 2 yang balik menjadi gas N 2 O 4 dan laju reaksi terhadap gas NO 2 (V NO 2 ) makin besar karena konsentrasi 52

65 nya makin besar (ingat bahwa laju reaksi dipengaruhi konsnetrasi). Jadi V N 2 O 4 terus menurun dan V NO 2 meningkat sampai waktu tertentu (t) terjadi V N 2 O 4 sama dengan VNO 2 dan pada saat itu tercapai keadaan setimbang. Proses ini berlangsung terus jika tidak ada pengaruh dari luar yang menyebabkan terjadinya ketidak setimbangan. Konsentrasi akan mengalami perubahan dengan pola yang sama, mula-mula yang ada hanya gas N 2 O 4 (konsentrasi N 2 O 4 maksimum), kemudian berkurang terus karena berubah menjadi gas NO 2, dan pada saat yang bersamaan gas NO 2 yang semula tidak ada (konsentrasinya nol) akan mulai bertambah yang ditandai dengan mulai adanya warna coklat. Konsentrasi gas N 2 O 4 akan terus bertambah dan sejalan dengan itu gas NO 2 terus bertambah sampai suatu saat konsentrasinya tetap (ditandai warna coklat yang tetap), dan pada saat itu (t waktu) tercapai suatu keadaan setimbang. Dan mulai saat itu tidak menunjukkan perubahan secara makroskopis, misalnya warna tidak menjadi lebih pekat atau lebih terang, tekananannya tetap dan lain-lainnya. Pada kondisi setimbang ini, maka laju reaksi kekanan sama dengan kekiri atau V N 2 O 4 = V NO 2, konsentrasi gas N 2 O 4 dan konsentrasi gas NO 2 tetap, meskipun dapat terjadi tiga kemungkinan yaitu: a. [N 2 O 4 ] = [NO 2 ] (Gambar 3.3.a) b. [N 2 O 4 ] < [NO 2 ] (Gambar 3.3.b) c. [N 2 O 4 ] > [NO 2 ] (Gambar 3.3.c) a b Sumber : Gambar 3.3 Kurva Kesetimbangan 2NO 2 (g) N 2 O 4 (g) c a. Pada saat setimbang konsentrasi N 2 O 4 sama dengan konsentrasi NO 2 b. Pada saat setimbang konsentrasi N 2 O 4 lebih besar dari pada konsentrasi NO 2 c. Pada saat setimbang konsentrasi N 2 O 4 lebih kecil dari pada konsentrasi NO 2 53

66 Kegiatan Siswa 1. Kapankah reaksi dapat balik mencapai kesetimbangan? 2. Bagaimana kita dapat mengetahui bahwa suatu reaksi sudah mencapai kesetimbangan? 3. Mengapa kesetimbangan kimia disebut kesetimbangan dinamis? 4. Perhatikan proses pelarutan iodin dalam pelarut organik berikut. 5. Pada gambar nomor berapa campuran mencapai kesetimbangan? Jelaskan. 4. Hukum Kesetimbangan Suatu hasil percobaan terhadap reaksi kesetimbangan antara gas karbon monoksida dengan gas hidrogen membentuk gas metana dan uap air disajikan pada Tabel 3.1. Tabel 3.1 Susunan kesetimbangan reaksi antara gas karbon monoksida dengan gas hydrogen Konsentrasi Awal (M) membentuk metana dan uap air padasuhu K : CO (g) + 3H 2(g) CH 4(g) + H 2 O (g) Konsentrasi pada keadaan setimbang (M) [CH 4 ][H 2 O] [CO][H 2 ] 3 [CO] [H 2 ] [CO] [H 2 ] [CH 4 ] [H 2 O] 0,1000 0,3000 0,0613 0,0613 0,0387 0,0387 3,93 3,0,2000 0,3000 0,1522 0,1522 0,0478 0,0478 3,91 0,1000 0,4000 0,4000 0,0479 0,0521 0,0521 3,92 0,1000 0,1000 0,1000 0,0894 0,0106 0,0106 3,94 Data dalam Tabel 3.1 menunjukkan bahwa komposisi kesetimbangan bergantung pada perbandingan mol pereaksinya. Namun demikian, terdapat suatu hubungan yang tetap antara konsentrasi kesetimbangan, yaitu perbandingan hasil kali konsentrasi setimbang zatzat produk terhadap hasil kali konsentrasi setimbang zat-zat pereaksi, masing-masing dipangkatkan dengan koefisien reaksinya. Hubungan ini ditemukan oleh Cato Maximillian Gulberg dan Peter Wage pada tahun 1864, dan selanjutnya disebut hukum kesetimbangan. Nilai dari hukum kesetimbangan disebut tetapan kesetimbangan dan dinyatakan dengan lambang K c. Ungkapan hukum kesetimbangan untuk reaksi kesetimbangan di atas ditulis sebagai berikut. 54

67 Secara umum, untuk reaksi: K c = [CH 4][H 2 O] [CO][H 2 ] 3 (3.1) ma + nb Persamaan tetapan kesetimbangan adalah pc + qd K c = [C]p [D] q [A] m [B] n (3.2) Karena satuan konsentrasi adalah M, maka satuan K c = M (p + q) -(m + n), Perhatikan beberapa contoh berikut: Contoh 1 : N 2 (g) + 3H 2 (g) 2NH 3 (g) K c = [NH 3] 2 [N 2 ][H 2 ] 3 M 2 Contoh 2 : 2SO 3(g) 2SO 2(g) + O 2(g) K c = [SO 2] 2 [O 2 ] [SO 4 ] 2 M Contoh 3 : 2HI (g) H 2(g) + I 2(g) K c = [H 2][I 2 ] [HI] 2 Beberapa hal yang perlu diperhatikan tentang nilai tetapan kesetimbangan: Konsentrasi zat yang dimasukkan ke dalam persamaan tetapan kesetimbangan adalah konsentrasi setimbang. Nilai tetapan kesetimbangan reaksi di atas, berdasarkan data baris pertama Tabel 4.1 adalah: K c = [CH 4][H 2 O] [CO][H 2 ] 3 = (0,0387)(0,0387) (0,00613)(0,1839) 3 = 3.93 Nilai tetapan kesetimbangan bergantung pada suhu. Untuk contoh di atas, nilai tetapan kesetimbangan, yaitu 3,93 adalah pada suhu K. Perubahan suhu akan mengubah nilai tetapan kesetimbangannya. Nilai tetapan kesetimbangan mencerminkan ketuntasan reaksi. Semakin tuntas reaksi, semakin besar konsentrasi produk dan semakin kecil konsentrasi pereaksi. Oleh karena produk menjadi pembilang, sedangkan pereaksi menjadi penyebut pada persamaan tetapan kesetimbangan, maka semakin tuntas reaksi, semakin besar nilai tetapan kesetimbangan. Contoh soal : Menentukan nilai tetapan kesetimbangan Konsentrasi kesetimbangan dari reaksi: I 2(g) + H 2(g) Pada suhu T sebagai berikut: 2HI (g) 55

68 Percobaan [I 2 ](M) [H 2 ](M) [HI](M) 1 2,84 2,28 17,15 2 1,63 0,97 8,49 3 4,06 1,72 17,79 Tentukan nilai tetapan kesetimbangan reaksi tersebut pada suhu T. Penyelesain: Nilai tetapan kesetimbangan adalah perbandingan konsentrasi kesetimbangan produk terhadap konsentrasi kesetimbangan pereaksi, masing-masing dipangkatkan koefisien. Untuk reaksi di atas, nilai tetapan kesetimbangan ditentukan dari persamaan: K = [HI]2 [I 2 ][H 2 ] Substitusi data di atas ke dalam persamaan ini menghasilkan nilai K sebagai berikut: K = [17,15]2 [2,84][2,28] = 45,50 K = [8,49]2 [1,63][0,97] = 45,61 K = [17,15]2 [4,06][1,72] = 45,34 Nilai tetapan kesetimbangan rata rata = 45,50+45,61+45,34 3 Latihan: = 45,48 1. Tulislah persamaan tetapan kesetimbangan (Kc) untuk reaksi kesetimbangan berikut : a. 2H 2 S (g) + 3O 2(g) 2H 2 O (g) + 2SO 2(g) b. 4NH 3(g) + 3O 2(g) 2N 2(g) + 6H 2 O (g) c. CO (g) + 2H 2(g) CH 3 OH (g) d. 2NO (g) + Cl 2(g) 2NOCl 2(g) 2. Dalam suatu ruangan pada suhu K terdapat dalam keadaan setimbang 0,15 M CO,15 M H 2, 0,05 M CH 4 dan 0,05 M uap air, menurut persamaan : CO (g) + 3H 2(g) CH 4(g) + H 2 O (g) Tentukan nilai tetapan kesetimbangan reaksi tersebut pada K. 3. Dalam suatu ruangan 10 liter pada suhu T, terdapat dalam keadaan setimbang 1 mol N 2, 4 mol H 2, dan 2 mol NH 3. Tentukanlah nilai tetapan kesetimbangan reaksi berikut pada suhu T tersebut. N 2(g) + 3H 2(g) 2NH 3(g) 56

69 5. Konstanta Kesetimbangan Konstanta kesetimbangan bagi suatu reaksi adalah khas untuk suatu reaksi dan harganya tetap pada suhu tertentu, artinya setiap reaksi akan mempunyai harga tetapan kesetimbangan yang cenderung tidak sama dengan reaksi yang lain meskipun suhunya sama, dan untuk suatu reaksi yang sama harga K akan berubah jika suhunya berubah. 6. Makna Harga Konstanta Kesetimbangan 1) Dapat untuk mengetahui kondisi suatu reaksi bolak-balik Bila reaksi bolak balik pada suatu suhu tertentu sudah diketahui harga tetapan kesetimbangannya, maka akan dapat diselidiki apakah suatu reaksi bolak-balik dengan komposisi tertentu dalam keadaan setimbang atau tidak. Contoh soal : Pada 350 o C terdapat reaksi setimbang : H 2 (g) + I 2 (g) 2 HI (g) Mempunyai harga K = 60. Berdasar data tersebut, apakah sistem dalam keadaan setimbang atau tidak bila komposisi gas-gas dalam 1 liter ruangan adalah a. [H 2 ] = [I 2 ] = [HI] = 0,010 mol dm -3 b. [HI] = 0,30 mol dm -3 ; [H 2 ] = 0,010 mol dm -3 ; [I 2 ] = 0,0010 mol dm -3 Penyelesaian : [HI] 2 a. K 1 = (0,010)2 (0,010)(0,010) = 1 Padahal harga K = 60, Jadi sistem tidak dalam keadaan setimbang (belum mencapai kesetimbangan) b. K = (0,30)2 (0,010)(0,15) = 60 (sama dengan harga K pada 350o C, jadi sistem dalam keadaan setimbang. 2) Dapat Menentukan Komposisi Zat - zat dalam Keadaan Setimbang. Dengan mengetahui harga tetapan kesetimbangan suatu reaksi pada suhu tertentu dapat memberikan gambaran tentang komposisi zat-zat yang ada pada kesetimbangan pada suhu tersebut. Contoh soal : Ke dalam wadah 1 liter dimasukkan 0,100 mol PCl 5, Kemudian dipanaskan sampai suhunya 250 o C sehingga terurai menurut reaksi : PCl 5 (g) PCl 3 (g) + Cl 2 (g) 57

70 Harga tetapan kesetimbangan pada suhu tersebut adalah 0,030. Tentukan komposisi masing-masing gas pada saat tercapai kesetimabangan. Penyelesaian : Reaksi : PCl 5 (g) PCl 3 (g) + Cl 2 (g) Kita anggap bahwa pada suhu tersebut PCl 5 yang terurai sebanyak x mol/l, maka berdasar stoikiometri reaksinya didapat, Pada keadaan awal, PCl 5 PCl 3 Cl 2 = 0,100 mol/ liter = 0 mol/l = 0 mol/l Pada saat tercapai kesetimbangan PCl 5 PCl 3 Cl 2 = (0,100 - x) mol/l = (0 + x) mol/l = x mol/l = (0 + x ) mol/l = x mol/l Atau secara stoikiometris dapat dituliskan dengan cara sebagai berikut, Cl 5 (g) PCl 3 (g) + Cl 2 (g) mula-mula : 0,100 mol/l 0 mol/l 0 mol/l Reaksi (Perubahan) : - x mol/l + x mol/l + x mol/l Setimbang : (0,100-x) mol/l x mol/l x mol/l Menurut Hukum Kesetimbangan, [PCl 3 ] [Cl 2 ] K = [PCl 5 ] maka, (x) ( x ) 0,030 = (0,100-x) dengan menggunakan rumus abc, didapat x 2 + 0,030 x -0,0030 = 0 Saat x 12 b 2 b 4ac 2a 58

71 x ,03 2 4(1)( 0,03) 2 x 1 = 0,042 dan x 2 = - 0,072 ( harga minus tidak mungkin), maka didapat komposisi saat setimbang adalah, [PCl 5 ] = ( 0,100-0,042) mol /L = 0,058 mol/l [PCl 3 ] = [Cl 2 ] = 0,042 mol/l 3) Dapat memberikan Informasi tentang Hasil Reaksi Harga tetapan kesetimbangan merupakan hasil bagi dari konsentrasi zat hasil dipangkatkan koefisiennya dengan konsentrasi pereaksi dipangkatkan koefisiennya. Karena konsentrasi hasil reaksi selalu sebagai pembilang, maka besar kecilnya harga harga K menunjukkan besar kecilnya hasil reaksi pada suhu tertentu. Jika gharga K besar berarti hasil reaksinya banyak dan jika K kecil berarti hasil reaksinya sedikit. 7. Harga Tetapan Kesetimbangan dan Tekanan Gas Untuk reaksi yang melibatkan gas tetapan kesetimbangan dapat dinyatakan dari harga tekanan parsial masing-masing gas pada saat setimbang, sebab konsentrasi gas dalam suatu ruangan akan menentukan besarnya tekanan gas tersebut dalam ruangan. Untuk membedakan harga tetapan kesetimbangan yang diperoleh dari harga konsentrasi dan dari harga tekanan parsial, maka untuk selanjutnya harga tetapan kesetimbangan yang diperoleh berdasarkan kosentrasi diberi lambang Kc sedangkan untuk tetapan kesetimbangan yang diperoleh dari harga tekanan diberi lambang Kp. Untuk reaksi setimbang : Di mana : m A (g) + n B (g) x C (g) + y D (g) (PC) x (PD) y Kp = (3.3) ( PA) m (PB) n P A : Tekanan parsial gas A, P C : Tekanan parsial gas C P B : Tekanan parsial gas B, P A + P B + P C + P D P D : Tekanan parsial gas D = P total ruangan Latihan 1. Tulislah persamaan tetapan kesetimbangan (K p ) untuk reaksi berikut. a. 3Fe (S) + 4H 2 O (g) Fe 3 O 4(s) + 4H 2(g) 59

72 b. Na 2 CO 3(s) + SO 2(g) + O 2(g) Na 2 SO 4(s) + CO 2(g) c. Ag + (aq) + Fe 2- (aq) Ag (s) + Fe 3+ (aq) d. Ag 2 CrO 4(s) 2Ag + 2- (aq) + CrO 4 (aq) 2. Tulislah tetapan kesetimbangan tekanan (K p ) untuk reaksi berikut, a. 3Fe (s) + 4H 2 O (g) Fe 3 O 4(s) + 4H 2(g) b. Na 2 CO 3(s) + SO 2(g) + O 2(g) Na 2 SO 4(s) + CO 2(g) 8. Hubungan Kp dengan Kc Berdasar hukum tentang gas ideal PV = nrt dapat dicari hubungan antara harga Kp dengan Kc, Untuk reaksi setimbang : ma (g) + n B(g) x C (g) + y D (g) maka, (PC) x (PD) y Kp = (3.4) (PA) m (PB) n sedangkan berdasar persamaan gas ideal PV = nrt didapat bahwa P = n/v (RT), untuk gas besaran n/v adalah merupakan konsentrasi gas dalam ruangan, sehingga dapat disubstitusikan menjadi, maka, PA = [A] RT; PC = [C] RT PB = [B] RT; PD = [D] RT [C] x (RT) x [D] y (RT) y Kp = (3.5) [A] m (RT) m [B] n (RT) n atau [C] x [D] y (RT) (x+y) Kp = [A] m [B] n (RT) (m+n Kp = Kc (RT) (x+y) - (m+n) (3.6) dan jika (x + y) - (m+n) = n yang menyatakan jumlah koefisien gas-gas sesudah reaksi dikurangi dengan jumlah koefisien gas-gas sebelum reaksi maka didapat hubungan Kp dan Kc adalah, Kp = Kc (RT) n (3.7) Contoh Soal : 1. Pada suhu 27 o C didalam ruangan dengan volume tertentu yang tekanannya 1 atm. terdapat gas N 2 O 4 yang terurai menjadi gas NO 2. : 60

73 N 2 O 4 (g) 2 NO 2 (g) Pada saat kesetimbangan tercapai ternyata didalam ruangan terdapat NO 2 19,8 %. Hitunglah harga Kp dan Kc pada suhu tersebut. Penyelesaian : a) Dari persamaan reaksi : N 2 O 4 (g) 2 NO 2 (g) (P NO 2 ) 2 didapat Kp = (PN 2 O 4 ) P total = 1 atm mol NO 2 P NO 2 = x P total mol total = 19,8/100 x 1 atm = 0,198 atm P N 2 O 4 = P total - P NO 2 Kp = 1 atm - 0,198 = 0,802 atm (0,198 atm) 2 = 0,802 atm = 0,489 atm b) Kp = Kc (RT) n Dari reaksi didapat harga n = 1, sehingga Kc = Kp/ RT 0,489 Kc = (0,082 x 298) Kc = 0,02 2. Dalam suatu ruangan tertentu terdapat kesetimbagan : N 2 (g) + 3 H 3 (g) 2 NH 3 (g) Harga K c pada suhu 500 o C adalah 0,040. Hitunglah Kp pada suhu tersebut! Penyelesaian : Dari Persamaan reaksi didapat harga n = 2 - (1+3) = 2 Kp = Kc x (RT) -2 Kp Kc RT 61

74 0,040 Kp = 9,9 x ,082 x Latihan 1. Tetapan kesetimbangan (K c ) untuk reaksi 2SO 2(g) + O 2(g) 2SO 3(g) pada 900 K adalah 1,2 x Tentukan nilai K P! 2. Konsentrasi kesetimbangan untuk reaksi berikut: N 2 O 4(g) 2NO 2 (g) Pada 298 K adalah: [N 2 O 4 ] = 0,13 mol L -1 dan [NO 2 ] = 0,001 mol L -1. Tentukanlah nilai K c dan K P reaksi tersebut pada 298 K. 9. Tetapan Kesetimbangan Untuk Kesetimbangan Heterogen Untuk reaksi kesetimbangan heterogen misalnya, berlaku hukum kesetimbangan, CaCO3 (s) CaO (s) + CO2(g) [CaO] [CO2] K = [CaCO3] Oleh karena CaCO 3 dan CaO merupakan zat padat maka konsentrasinya tetap (tidak mungkin berubah) meskipun ada perubahan volume dan suhu, sehingga dan [CaCO 3 ] K x [CaO] merupakan harga yang tetap, [CaCO 3 ] K x = [CO 2 ] [CaO] maka harga Kc untuk kesetimbangan diatas dapat dituliskan sebagai, Kc = [CO 2 ] Pada kenyataannya bahwa untuk kesetimbangan daiatas jumlah gas CO 2 yang dihasilkan hanya dipengaruhi oleh volume dan suhu tanpa dipengaruhi oleh jumlah CaCO 3 yang dipanaskan. Dengan demikian berlaku bahwa untuk reaksi - reaksi heterogen zat-zat yang konsentrasinya tetap (zat padat atau zat cair murni) tidak tampak pada rumusan harga K. Contoh soal : a. Reaksi : (NH 4 ) 2 S (s) 2NH 3 (g) + H 2 S (g) Kc = [NH 3 ] 2 [ H 2 S] 62

75 b. Reaksi : C (s) + H 2 O (s) CO(g) + H 2 (g) Kc = [CO] [H 2 ] [H 2 O] c. Reaksi : NH 3 (g) + HCl(g) NH 4 Cl (s) K c 3 1 NH HCl d. Reaksi : NH 3 (aq) + H 2 O (l) NH 4 + (aq) + OH -- (aq) 10. Kesetimbangan Dissosiasi K c NH OH 4 NH Peruraian suatu zat menjadi zat yang lebih sederhana dikenal dengan istilah dissosiasi. Jadi, kesetimbangan dissosiasi adalah merupakan reaksi kesetimbangan yang melibatkan terurainya suatu zat menjadi zat yang lebih sederhana. Contoh soal: a. N 2 O 4 (g) 2 NO 2 (g) b. 2 SO 3 (g) 2SO 2 (g) + O 2 (g) c. CaCO 3 (s) CaO (s) + CO 2 (g) d. CH 3 COOH (aq) CH 3 COO -- (aq) + H + (aq) Di dalam sistem kesetimbangan dissosiasi dikenal adanya derajad dissosiasi () yang menyatakan seberapa bagian (persen) gas yang telah terurai pada saat tercapai kesetimbangan yang dinyatakan dengan rumusan, jumlah yang terurai = jumlah zat mula-mula Konsep derajad dissosiasi ini dapat membantu dalam perhitungan - perhitungan sistem kesetimbangan. 3 Contoh soal: Dalam ruang satu liter dipanaskan gas HI hingga terurai membentuk reaksi setimbang: 2 HI (g) H 2 (g) + I 2 (g) Pada suhu tertentu harga tetapan kesetimbangannya (Kc) adalah 4. Tentukan a. Berapa persen HI yang telah terurai b. Komposisi masing-masing gas pada saat setimbang 63

76 Penyelesaian : 2 HI (g) H2 (g) + I2 (g) mula - mula : 1 mol terurai : mol saat setimbang: (1 - ) mol ½ mol ½ mol a. K [H ][I ] 2 [HI] 2 2, 4 ( 1 2 )( (1 ) ), 2 ( ) 2 (1 ), = 4/5 atau 80% b. Komposisi pada saat setimbang : HI = 1 - = 1/ 5 mol H2 = I2 = ½ x 4/5 = 2/ 5 mol 11. Faktor-faktor yang mempengaruhi kesetimbangan reaksi Suatu sistem dalam keadaan setinbang cenderung mempertahankan kesetimbangannya, sehingga bila ada pengsruh dari luar maka sistem tersebut akan berubah sedemikian rupa agar segera diperoleh keadaan kesetimbangan lagi. Dalam hal ini dikenal dengan azas Le Chatelier yaitu, jika dalam suatu sistem kesetimbangan diberikan aksi, maka sistem akan berubah sedemikian rupa sehingga pengaruh aksi itu sekecil mungkin. Kesimpulan Le Chatelier tersebut dikenal sebagai azas Le Chatelier sebagai berikut: Reaksi = - Aksi Cara sistem bereaksi adalah dengan melakukan pergeseran ke kiri atau ke kanan. Setimbang dikatakan bergeser ke kanan jika produk bertambah atau pereaksi berkurang Setimbang dikatakan bergeser ke kiri jika produk berkurang atau pereaksi bertambah Faktor-faktor yang dapat mempengaruhi perubahan pada sistem kesetimbangan antara lain, 1. Perubahan konsentrasi Bila suatu sistem kesetimbangan konsentrasi salah satu komponen dalam sistem ditambah maka kesetimbangan akan bergeser dari arah penambahan itu, dan bila salah satu komponen dikurangi maka kesetimbangan akan bergeser ke arah pengurangan itu. Jika konsentrasi pereaksi diperbesar, setimbang akan bergeser ke kanan. 64

77 Jika konsentrasi pereaksi diperkecil, setimbang akan bergeser ke kiri. Catatan: 1) Penambahan komponen padat atau cairan tidak menggeser kesetimbangan. Hal itu terjadi karena komponen padat atau cair tidak mengubah konsentrasi (jarak antarpartikel). 2) Perubahan konsentrasi pada suhu tetap tidak mengubah nilai tetapan Contoh soal : kesetimbangan. Pada sistem kesetimbangan antara larutan Fe 3+ (kuning), SCN -- (tak berwarna) dengan FeSCN 2+ (merah ), dengan reaksi kesetimbangan : Fe 3+ (aq) + SCN (aq) FeSCN 2+ (aq) kuning tak berwarna merah Jika ke dalam sistem tersebut ditambahkan larutan SCN --, maka campuran akan semakin merah, karena SCN -- yang ditambahkan akan bereaksi dengan Fe 3+ dalam sistem dan membentuk FeSCN 2+, ini berarti terjadi pergeseran kesetimbangan ke arah kanan, yang berakibat bertambahnya [FeSCN -- ] dan berkurangnya [ Fe 3+ ]. Dengan menggunakan hukum kesetimbangan dapat dijelaskan sebagai berikut, untuk reaksi setimbang : Fe 3+ (aq) + SCN (aq) FeSCN 2+ (aq) K [FeSCN 2+ ] K 1 = [Fe 3+ ][SCN ] Pada suhu yang tetap K adalah tetap. Jika pada suhu yang sama ditambahkan ion SCN, maka [SCN ] bertambah besar, sehingga [FeSCN 2+ ] K 2 = [Fe 3+ ][SCN ] Dengan bertambahnya [SCN ] Harga K 2 menjadi lebih kecil daripada K 1, karena harga K tetap pada suhu yang tetap, maka untuk mendapatkan harga K 1 = K 2, [Fe 3+ ] akan berkurang bersamaan dengan bertambahnya [FeSCN 2+ ], dan itu berarti terjadi pergeseran kesetimbangan kekanan. Hal yang sebaliknya bila [Fe 3+ ] dikurangi (misalnya dengan mengikat Fe 3+ dengan ion HPO 4 2- ) akan mengakibatkan K 2 lebih besar daripada K 1, dan untuk mengubah harga K 2 agar menjadi sama dengan K 1 konsentrasi ion Fe 3+ akan bertambah bersamaan dengan bertambahnya ion FeSCN 2+, dan itu berarti kesetimbangan 65

78 bergeser kekiri. Untuk mengamati pengaruh konsentrasi pada kesetimbangan, lakukanlah kegiatan berikut. Kegiatan Siswa Tujuan : untuk mengamati pengaruh konsentrasi pada kesetimbangan Cara Kerja: Fe 3+ (aq) + SCN- (aq) FeSCN 2+ (aq) Kuning tidak merah Jingga berwarna darah 1) Masukkan 25 ml air suling ke dalam gelas kimia. Tambahkan 2 tetes larutan KSCN 1 M dan 2 tetes larutan FeC1 3 1 M. Aduk larutan sampai warnanya tetap/homogen. Kemudian bagi larutan itu sama banyak ke dalam 5 tabung reaksi. Tabung pertama digunakan sebagai pembanding warna. 2) Tambahkan: a. I tetes larutan KSCN pekat ke dalam tabung kedua (larutan KSCN mengandung ion K+ dan ion SCN - ). b. 1 tetes larutan FeC1 3 pekat ke dalam tabung ketiga (larutan FeC1 3 mengandung ion Fe 3 + dan ion CI - ). c. 1 tetes larutan NaOH 1 M ke dalam tabung keempat (larutan NaOH mengandung ion Na+ dan ion OH -, ion OH - akan mengikat ion Fe 3 + membentuk endapan Fe(OH) 3 ) 3) Guncangkan ketiga tabung dan bandingkan warnanya dengan tabung pertama. Pertanyaan: Dalam sistem kesetimbangan pada percobaan ini terdapat tiga komponen, yaitu Fe2+, SCN-, dan FeSCN'-+. Berdasarkan hasil percobaan, apa yang dilakukan oleh sistem kesetimbangan jika: a. konsentrasi SCN - diperbesar? (tabung 2) b. konsentrasi Fe 3 + diperbesar? (tabung 3) c. konsentrasi ion Fe 3 + diperkecil? (tabung 4) d. Tariklah kesimpulan dari kegiatan ini! Contoh soal : Pengaruh konsentrasi kesetimbangan Dalam suatu ruangan terdapat dalam kesetimbangan gas-gas S0 3, SO 2, dan 02, sesuai dengan persamaan: 66

79 2SO 3(8) 2SO 2(8) + O 2(8) Apabila pada suhu tetap ke dalam ruangan ditambahkan gas oksigen, maka: a. Ke arah mana kesetimbangan bergeser? b. Bagaimana pengaruhnya terhadap konsentrasi S0 3 dan SO 2? Penyelesaian: Sesuai dengan azas Le Chatelier, penambahan oksigen akan menggeser kesetimbangan ke kiri. Pergeseran kesetimbangan ke kiri akan menambah SO 3 dan mengurangi SO Perubahan Volume Bila Sistem Kesetimbangan, Fe 3+ (aq) + SCN (aq) FeSCN 2+ (aq) kuning tak berwarna merah Volumenya diperbesar dua kali dengan cara menambahkan air kedalamnya maka warna merahnya menjadi lebih muda, ini menunjukkan bahwa [FeSCN 2+ ] berkurang sedangkan [Fe 3+ ] dan [SCN ] bertambah, atau kesetimbangan bergeser kekiri. Dengan menggunakan hukum kesetimbangan peristiwa tersebut dapat dijelaskan sebagai berikut, Fe 3+ (aq) + SCN (aq) FeSCN 2+ (aq) [FeSCN 2+ ] K 1 = [Fe 3+ ][SCN ] Dengan penambahan air sehingga volume larutan menjadi dua kali lebih besar, maka konsentrasi masing-masing komponen akan mengalami perubahan sebagai berikut, [Fe 3+ ] menjadi = [Fe 3+ ]/2 [SCN ] menjadi = [ SCN -- ]/2 [FeSCN 2+ ] menjadi = [FeSCN 2+ ]/2 maka setelah volume diperbesar didapat harga K 2, [FeSCN 2+ ]/2 K 2 = [Fe 3+ ]/2 [SCN -- ]/2 sehingga K 2 menjadi lebih besar daripada K 1. Karena suhunya tetap K 1 = K 2, maka untuk mendapatkan harga K 1 sama dengan K 2 konsentrasi ion FeSCN 2+ akan berkurang dan disertai dengan bertambahnya konsentrasi ion Fe 3+ dan SCN -, dan itu berarti kesetimbangan bergeser ke kiri. Marilah sekarang dengan cara yang sama kita selidiki untuk kesetimbangan, H 2 (g) + I 2 (g) 2 HI (g) 67

80 Sebelum diadakan perubahan volume harga tetapan kesetimbangannya adalah K 1 [HI] 2 K 1 = [H 2 ] [I 2 ] Setelah volumenya diperbesar menjadi dua kali lebih besar maka terjadi perubahan konsentrasi sebagai berikut, [ HI ] menjadi = [HI]/2 [H 2 ] menjadi = [H 2 ]/2 [I 2 ] menjadi = [ I 2 ]/2 harga tetapan kesetimbangan setelah diadakan perubahan volume menjadi K 2 ([HI]/2 ) 2 K 2 = [H 2 ]/2[I 2 ]/2 atau, [HI] 2 /4 K 2 = ([H 2 ] [I 2 ]) / 4 [HI] 2 K 2 = [H 2 ] [I 2 ] Ini menunjukkan bahwa adanya perubahan volume tidak menyebabkan pergeseran kesetimbangan untuk reaksi di atas. Dengan demikian dapat disimpulkan bahwa, Bila suatu reaksi jumlah molekul-molekul atau partikel-partikel sebelum dan sesudah reaksi sama perubahan volume tidak menggeser letak kesetimbangan. Untuk reaksi yang jumlah partikel-partikel sebelum dan sesudah reaksi tidak sama maka, Bila volume diperbesar kesetimbangan akan bergeser menuju ke ruas yang jumlah molekul atau partikel (jumlah koefisien reaksi) yang besar. Bila volume diperkecil kesetimbangan akan bergeser menuju ke ruas yang jumlah molekul atau partikel (jumlah koefisien reaksi) yang kecil. 3. Perubahan Tekanan Perubahan tekanan akan berpengaruh pada konsnetrasi gas-gas yang ada pada kesetimbangan. Oleh karena itu, pada sistem reaksi setimbang yang tidak melibatkan gas perubahan volume tidak menggeser letak kesetimbangaan. Untuk mengetahui bagaimana pengaruh perubahan tekanan terhadap sistem kesetimbangan gas dapat diingat kembali tentang persamaan gas ideal PV = n RT (3.8) 68

81 P = (n/v ) RT (3.9) Dari persamaan itu menunjukkan bahwa perubahan tekanan akan berakibat yang sebaliknya dengan perubahan volume, artinya bila tekanan diperbesar akan sama pengaruhnya dengan bila volume diperkecil dan sebaliknya bila tekanan diperkecil akan berakibat yang sama dengan bila volume diperbesar. Jadi, dapat disimpulkan bahwa, Untuk reaksi kesetimbangan yang jumlah partikel sebelum reaksi sama dengan jumlah partikel sesudah reaksi, perubahan tekanan tidak akan menggeser letak kesetimbangan. Untuk reaksi kesetimbangan yang jumlah partikel sebelum reaksi tidak sama dengan jumlah partikel sesudah reaksi jika, Tekanan diperbesar kesetimbangan akan bergeser ke jumlah partikel yang kecil Tekanan diperkecil kesetimbangan akan bergeser ke jumlah partikel yang besar. Perhitungan jumlah partikel ini hanya dilakukan terhadap komponen kesetimbangan yang mudah berubah konsetrasinya, artinya untuk kesetimbangan heterogen jumlah partikel hanya dihitung untuk zat-zat yang masuk pada rumusan harga tetapan kesetimbangan. Penambahan tekanan dengan cara memperkecil volume akan memperbesar konsentrasi semua komponen. Sesuai dengan azas Le Chatelier, maka reaksi sistem adalah mengurangi teka nan. Sebagaimana Anda ketahui, tekanan gas bergantung pada jumlah molekul dan tidak bergantung pada jenis gas. Oleh karena itu, antuk mengurangi tekanan, maka reaksi kesetimbangan akan bergeser ke arah yang jumlah koefisiennya lebih kecil. Sebaliknya, jika tekanan dikurangi dengan cara memperbesar volume, maka reaksi sistem adalah menambah tekanan dengan cara menambah jumlah molekul. Reaksi akan bergeser ke arah yang jumlah koefisiennya lebih besar. Catatan: 1. Tekanan tidak mengubah konsentrasi zat padat maupun zat cair. Oleh karena itu, tekanan hanya berpengaruh pada sistem kesetimbangan yang melibatkan gas. 2. Perubahan tekanan pada suhu tetap tidak mengubah nilai tetapan kesetimbangan. Contoh: Pengaruh perubahan tekanan pada kesetimbangan Ditentukan kesetimbangan: 1. N 2(g) + 3H 2(g) 2NH 3(g) 2. 2HI ( g ) H 2(g) + I 2(g) 69

82 Ke arah mana kesetimbangan bergeser jika tekanan diperbesar? Jawab: Jika tekanan diperbesar, maka kesetimbangan akan bergeser ke arah yang jumlah koefisiennya terkecil. 1. N 2(g) + 3H 2(g) 2NH 3(g) Jumlah koefisien di ruas kiri = 4; di ruas kanan = 2. Kesetimbangan akan bergeser ke kanan. 2. 2HI (g) H 2(g) + I 2(g) Jumlah koefisien di ruas kiri = 2; di ruas kanan = 2. Kesetimbangan tidak bergeser. 4. Perubahan Suhu Perubahan suhu pada suatu reaksi setimbang akan menyebabkan terjadinya perubahan harga tetapan kesetimbangan (K). Untuk mengetahui bagaimana pengaruh perubahan suhu terhadap pergeseran kesetimbangan berikut disajikan data harga K untuk berbagai suhu dari dua reaksi kesetimbangan yang berbeda. Harga Kp pada berbagai suhu untuk reaksi setimbang pembentukan NH 3 menurut reaksi berikut dapat dilihat pada Tabel 3.2. N 2 (g) + 3H 2 (g) 2 NH 3 (g) makin besar makin kecil H = - 92 kj Tabel 3.2 Harga Kp untuk reaksi setimbang pembentukan NH 3 Suhu (K) Kp ( x ) 6,76 x ,55 x ,76 x ,00 x 10-6 Harga Kp pada berbagai suhu untuk reaksi setimbang antara H 2 dan CO 2 menurut reaksi berikut dapat dilihat pada Tabel 3.3. H 2 (g) + CO 2 (g) H 2 O (g) + CO (g) H = + 41 kj Tabel 3.3 Harga Kp untuk Reaksi Setimbang antara H 2 dan CO 2 Suhu (K) Kp 1,00 x ,76 x ,23 x ,01 x 10-1 Dari kedua tabel tersebut terdapat perbedaan, pada reaksi pertama jika suhunya diperbesar harga Kp makin kecil, ini berarti zat hasil makin sedikit yang diakibatkan oleh terjadinya pergeseran reaksi kekiri. Pada reaksi kedua justru terjadi sebaliknya, yaitu bila suhunya diperbesar harga harga Kp menjadi makin besar, berarti jumlah zat hasil makin banyak yang diakibatkan 70

83 terjadinya pergeseran kesetimbangan kekanan. Perbedaan dari kedua reaksi tersebut adalah harga perubahan entalpinya. Untuk reaksi pembentukan gas NH 3 perubahan entalpinya negatif (Reaksi endoterm) yang menunjukkan bahwa reaksi kekanan melepaskan kalor. Sedangkan pada reaksi antara gas H 2 dengan gas CO 2 harga perubahan entalpinya berharga postif (Reaksi endoterm) yang menunjukkan bahwa reaksi kekanan adalah reaksi yang menyerap kalor. Dengan demikian pergeseran reaksi kesetimbangan akibat perubahan suhu ditentukan oleh jenis reaksinya endoterm atau eksoterm. Menurut Azas Le Chatelier, JIka sistem dalam keadaan kesetimbangan terjadi kenaikan suhu, maka akan terjadi pergeseran kesetimbangan ke arah reaksi yang menyerap kalor (H positif). Selain menggeser posisi kesetimbangan, perubahan suhu juga mengubah nilai tetapan kesetimbangan. Jika perubahan suhu menggeser kesetimbangan ke kanan, maka nilai tetapan kesetimbangan akan bertambah. Sebaliknya, jika bergeser ke kiri, maka nilai tetapan kesetimbangan akan berkurang. Perhatikanlah contoh soal berikut. Ditentukan reaksi kesetimbangan dalam volume tetap dan suhu sistem dinaikkan. N 2(g) + 3 H 2(g) 2NH3(g) H = -92,2 kj 2H 2 O (g) 2H 2(g) + O 2 (g) H = +242 kj Ke arah mana kesetimbangan bergeser? Bagaimana pengaruhnya terhadap nilai tetapan kesetimbangan? Jawab: Pada kenaikan suhu, kesetimbangan bergeser ke pihak reaksi endoterm. a. kesetimbangan bergeser ke kiri, nilai tetapan kesetimbangan berkurang. b. kesetimbangan bergeser ke kanan, nilai tetapan kesetimbangan bertambah. 5. Penambahan Katalisator pada Reaksi Setimbang Reaksi pembuatan amonia dengan reaksi, N 2 (g) + 3 H 2 (g) 2 NH 3 (g) H = - 92 kj pada suhu 100 o C akan mencapai keadaan setimbang bertahun-tahun. Bila ke dalam reaksi tersebut diberi katalis kesetimbangan akan dapat tercapai hanya dalam waktu 5 menit sampai 10 menit. Dengan demikian katalisator dapat mempercepat tercapainya suatu keadaan setimbang. Apakah pengaruhnya jika suatu reaksi yang sudah dalam keadaan setimbang ditambahkan katalistor ke dalamnya. Katalisator akan mempercepat laju reaksi pembentukan NH 3 tetapi sekaligus juga akan mempercepat laju reaksi peruraiannya 71

84 menjadi gas N 2 dan gas H 2. Pengaruh ini sama kuatnya, dengan demikian dalam reaksi kesetimbangan katalisator tidak terjadi pergeseran letak kesetimbangan tetapi hanya mempercepat tercapainya keadaan setimbang. 12. Penerapan Kesetimbangan Kimia Prinsip kesetimbangan kimia dimanfaatkan untuk meningkatkan produksi dalam berbagai industri yang melibatkan reaksi kimia. 1. Kesetimbangan Kimia dalam Tubuh Manusia Berikut ini beberapa contoh proses dalam tubuh yang melibatkan kesetimbangan kimia. a. ph Darah dan Jaringan Tubuh Darah dan jaringan tubuh kita mempunyai ph sekitar 7,4. Dalam darah damm jaringan tubuh terjadi reaksi kesetimbangan antara asam karbonat dalam darah dengan ion hidrogen karbonat dan ion hidrogen. H 2 O (l) + CO 2 (g) N- H 2 CO 3 (aq) HCO - 3 (aq) + H + (aq) Jika kita mengonsumsi makanan yang bersifat asam, konsentrasi ion hidrogm bertambah (darah bersifat asam) sehingga reaksi kesetimbangan bergeser ke kiri. Sebaliknya, jika kita mengonsumsi makanan yang bersifat basa, konsentrasi ion hidrogen berkurang (darah bersifat basa), sehingga reaksi kesetimbangan bergeser ke kanan. b. Metabolisme Karbon Dioksida dalam Tubuh Ketika oksigen diangkut dari paru-paru ke jaringan tubuh, pada saat sama karbon dioksida yang dihasilkan oleh respirasi sel diangkut dari jaringm tubuh ke paru-paru. Dalam jaringan tubuh, karbondioksida yang konsentrasi relatif tinggi melarut dalam darah bereaksi dengan air membentuk a karbonat. Dengan demikian, reaksi bergeser ke arah kanan. CO 2 (g) CO 2 (aq) + H 2 O (l) H 2 CO 3 (aq) Sebaliknya, dalam paru-paru konsentrasi karbon dioksida relatif rendah sehingga karbon dioksida dikeluarkan dari darah ke udara. Oleh karena reaksi bergeser ke kiri. c. Kesetimbangan dalam Mulut Reaksi kesetimbangan terjadi juga dalam mulut. gigi mengan senyawa kalsium hidroksiapatit, Ca 5 (PO 4 ) 3 OH. Di dalam mulut, zat itu mengalami reaksi kesetimbangan sebagai berikut. Ca 5 (PO 4 ) 3 OH (s) 5Ca 2+ (aq) + 3PO 3-4 (aq) + OH - (aq) 72

85 Reaksi kesetimbangan yang terjadi akan mengalami pergeseran jika mengonsumsi makanan yang mengandung asam. Makanan asam mengan ion H sehingga ion tersebut akan mengikat ion PO 3-4 dan OH Akibat reaksi kesetimbangan akan bergeser ke kanan (konsentrasi Ca 5 (PO 4 ) 3 OH) berkurang. Pergeseran reaksi tersebut menyebabkan lapisan menjadi keropos sehingga timbul sakit gigi. d. Pengikatan Oksigen oleh Darah Salah satu fungsi darah dalam tubuh adalah mengedarkan oksigen dari paru-paru ke seluruh tubuh. Bagaimana proses peredaran oksigen dalam darah? Amati gambar 3.4 berikut! Mula-mula, hemoglobin (Hb) mengikat oksigen membentuk oksihemoglobim, kemudian dibawa ke seluruh tubuh melalui sistem peredaran darah. Mekanisme pengikatan oksigen oleh hemoglobin merupakan reaksi kesetimbangan. Hb + O2 HbO2 Reaksi pengikatan oksigen oleh Hb terjadi dalam paru-paru. Reaksi tersebut berjalan ke arah kanan karena konsentrasi oksigen bertambah. Ketika oksigcs mulai beredar ke dalam jaringan tubuh, konsentrasi oksigen akan berkurang karena digunakan untuk proses pembakaran. Dengan demikian, reaksi di dalam jaringan berjalan ke arah kiri. Sumber: Gambar 3.4 Proses peredaran oksigen dalam darah Reaksi kesetimbangan dalam peredaran darah ini dapat menjelaskan mengapa mengisap gas karbon monoksida (CO) yang beracun dapat mengganggu kesehatan. Ketika gas CO terisap dan larut dalam peredaran darah, gas berikatan dengan HE CO dan Oz akan bersaing ketat agar dapat berikatan dengan Hb. Manakah yang akan menjadi 73

86 pemenangnya? Tetapan kesetimbanga kimia Hb-CO lebih besar daripada tetapan kesetimbangan Hb-Oz se Hb lebih mudah mengikat CO. HbO 2 + CO HbCO + O 2 Adanya CO dalam tubuh menyebabkan kemampuan darah untuk mengikat, oksigen berkurang. Gas CO akan menggantikan oksigen sehingga yang beredar dalam tubuh adalah gas CO yang beracun. Uji Kompetensi 1. Apa yang dimaksud dengan reaksi tidak dapat balik (irreversible) dan reaksi dapat balik (reversible). Berikan contohnya! 2. Nyatakan apakah pernyataan tentang kesetimbangan berikut benar atau salah. Jelaskan alasannya! a. Tercapai pada saat laju reaksi maju sama dengan laju reaksi balik. b. Jumlah mol pereaksi sama dengan jumlah mol produk. c. Reaksi telah berhenti. 3. Mengapa pada kesetimbangan tidak terjadi perubahan makroskopis? 4. Tentukan apakah kesetimbangan berikut tergolong kesetimbangan homogen atau heterogen? a. Fe (s) + 4H 2 O (g) Fe 3 O 4(s) + 4H 2(g) b. 4NH 3(g) + 5O 2(g) 4N O (g) + 6H 2 O (g) c. CH 3 COO - (aq) + H 2 O (l) CH 3 COOH (aq) + OH - (aq) 5. Bagaimanakah pengaruh aksi (tindakan) berikut terhadap kesetimbangan? a. Menambah salah satu zat pereaksi. b. Mengurangi salah satu produk. c. Menaikkan suhu pada volume tetap. d. Memperbesar tekanan dengan memperkecil volume pada suhu tetap. e. Menambah katalis. 6. Ditentukan kesetimbangan CO 2(g) + H 2(g) CO (g) + H 2 O (g) H = +41,2 kj Ke arah mana kesetimbangan akan bergeser? a. Jika pada suhu dan volume tetap ditambah gas hidrogen? Bagaimana pengaruhnya terhadap konsentrasi CO 2? 74

87 b. Jika pada suhu dan volume tetap dikurangi uap air? Bagaimana pengaruhnya terhadap konsentrasi CO? c. Jika pada suhu tetap tekanan diperbesar dengan memperkecil volume? Apakah konsentrasi CO menjadi lebih besar atau lebih kecil ataukah tetap pada perubahan ini? d. Jika pada volume tetap suhu dinaikkan dan bagaimana pengaruhnya terhadap konsentrasi H2? 7. Ditentukan reaksi kesetimbangan CaCO 3(s) CaO (S) + C0 2(g) H = +41,2 kj a. Adakah pengaruhnya terhadap kesetimbangan apabila pada suhu tetap ditambahkan CaC0 3(s)? Jelaskan! b. Cara apa yang dapat dilakukan untuk menggeser kesetimbangan itu ke kanan? c. Apa yang terjadi apabila reaksi itu dilangsungkan dalam sistem terbuka? 8. Di nitrogen tetraoksida (N 2 O 4 ), suatu gas yang tidak berwarna, terurai pada pemanasan membentuk nitrogen dioksida (NO 2 ), suatu gas yang berwarna coklat-merah, menurut reaksi kesetimbangan N 2 O 4(g) Tidak berwarna coklat-merah 2NO 2(g) Bagaimanakah perubahan warna campuran jika: a. tekanan campuran diperbesar dengan memperkecil volumenya? b. suhu campuran diturunkan? 9. Ditentukan kesetimbangan CaCO 3(s) CaO (s) + CO 2(g) Ke arah mana setimbang bergeser? a. Jika ditambah CaCO 3 b. Jika dikurangi CaO. c. Jika volume campuran diperkecil. 10. Tulislah persamaan tetapan kesetimbangan (K, dan K P ) untuk sistem kesetimbangan berikut: CO 2(g) + H 2(g) CO (g) + H 2 O (g) C a C0 3(s) C a O (s) + CO 2(g) CO 3 2- (aq) + H 2 O (l) HCO 3 - (aq) + OH- (aq) Ca 3 (PO 4 ) 2(S) 3Ca 2+ (aq) + 2PO 4 3- (aq) 75

88 11. Dalam suatu ruangan 2 liter pada suhu 127 C terdapat dalam keadaan setimbang 4 mol gas A. 2 mol gas B 2, dan 1 mol gas AB menurut persamaan 2A (g) + B 2(g) 2AB (g) Tentukanlah nilai tetapan kesetimbangan K,, dan Kp reaksi itu pada suhu 127 C. 12. Sebanyak 4 mol gas HI dipanaskan dalam suatu ruangan 5 liter pada 458 C sehingga sebagian terurai dan membentuk kesetimbangan, 2HI (8) H 2(g) +I 2(g) Apabila pada keadaan setimbang terdapat 0,5 mol I 2, tentukanlah harga tetapan kesetimbangan K, dan K p reaksi itu pada 458 C. 13. Diketahui suatu reaksi kesetimbangan 2A + B A 2 B. Pada kondisi awal di dalam bejana satu liter terdapat 2 mol A dan 2 mol B. Jika dalam kesetimbangan terdapat 0,5 mol A, tentukanlah harga tetapan kesetimbangan reaksi pada suhu tersebut. 14. Ke arah mana kesetimbangan berikut akan bergeser jika suhunya dinaikkan? a. 2SO 2(g) + O 2(g) 2SO 3(g) H = 197,8 kj b. 2HI (g) H 2(g) + I 2(g) H = +53 kj c. N 2 O 4 (g) N 2 (g) + 2O 2(g) H = 9,2 kj 15. Nitrogen oksida (NO) yang terdapat dalam asap kendaraan bermotor berasal dari reaksi berikut. N 2(g) + O 2(g) 2NO (g) Reaksi tersebut semakin sempurna pada suhu tinggi. Apakah reaksi itu endoterm atau eksoterm? Jelaskan. 16. Nitrogen bereaksi dengan hidrogen membentuk amonia menurut reaksi kesetimbangan: N 2(g) + 3H 2(g) 2NH 3(g) Berdasarkan pemahaman terhadap azas Le Chatelier. ke arah manakah kesetimbangan bergeser jika: a. ditambah nitrogen. b. amonia dikurangi. 17. Belerang dioksida dapat teroksidasi lebih lanjut membentuk belerang trioksida jika dipanaskan dengan oksigen menurut reaksi kesetimbangan berikut. 25O 2(8) + O 2(g) 2SO 3(g) Ke arah mana reaksi akan bergeser jika pada suhu tetap konsentrasi SO z diperbesar? Bagaimana pengaruh aksi ini terhadap: 76

89 b. konsentrasi kesetimbangan oksigen? c. konsentrasi kesetimbangan belerang trioksida? 18. Diketahui reaksi kesetimbangan BiC1 3(aq) + H 2 O (l) BiOCl (s) + 2HC1 (aq) Ke arah mana kesetimbangan bergeser jika pada suhu tetap ditambah BiOCI? 19. Ke arah mana masing-masing kesetimbangan berikut akan bergeser jika tekanan diperbesar (dengan memperkecil volume)? a. N 2 O 4(g) 2NO 2(g) b. 2NO (g) N 2(g) + O 2(g) c. 4NH 3(g) + 5O 2(g) 4NO (g) + 6H 2 O (g) 20. Gas hidrogen dapat dibuat dengan mengalirkan uap air panas melalui serbuk besi yang berpijar. 3Fe (s) + 4H 2 O (g) Fe 3 O 4 + 4H 2(g) Ke arah mana kesetimbangan bergeser jika pada suhu tetap volume sistem diperbesar? 77

90 BAB 4 KECEPATAN REAKSI Peta Konsep Kecepatan Reaksi Pengertian Kecepatan Reaksi Konversi Reaksi Konstanta Kecepatan Reaksi Orde Reaksi Setelah mempelajari bab ini, Anda diharapkan dapat: 1. Menentukan kecepatan reaksi berdasarkan data percobaan. 2. Menentukan faktor-faktor yang mempengaruhi kecepatan reaksi. 3. Menentukan orde reaksi berdasarkan data percobaan. 4. Memahami peranan katalis pada kecepatan reaksi kimia Setiap industri kimia selalu didesain untuk memproduksi suatu produk dari bahan bakunya secara ekonomis. Bahan baku perlu dilakukan pretreatment sebelum direaksikan untuk menjadi produk. Produk yang dihasilkan selanjutnya perlu dimurnikan, dipisahkan untuk menjadi final product yang berkualitas ketika dipasarkan. Proses sederhana dan singkat di atas memberikan gambaran bahwa reaksi kimia memegang peranan yang cukup penting, karena merupakan faktor utama untuk mendesain sebuah reaktor kimia, sebagai tempat untuk mengubah bahan baku menjadi produk. Reaksi kimia merupakan bagian yang sangat penting dipelajari dengan tujuan untuk mengetahui kecepatan reaksi, mekanisme kontak yang tepat antara reaktan, dan persamaan-persamaan performance yang sesuai untuk suatu melakukan optimasi kondisi suatu reaksi kimia. Beberapa hal sangat penting untuk disiapkan sebelum mempelajari tentang reaksi kimia, di antaranya: menyusun persamaan reaksi, menghitung konversi reaksi, serta dapat melakukan perhitungan interpolasi dan ekstrapolasi data. Sementara itu, materi-materi yang akan dipelajari meliputi pengertian kecepatan reaksi, faktor-faktor yang mempengaruhi kecepatan reaksi, katalis, dan persamaan kecepatan reaksi serta orde reaksi. 78

91 A. Pengertian Kecepatan Reaksi Kecepatan reaksi adalah suatu ukuran perubahan konsentrasi reaktan atau produk reaksi per satuan waktu. Kecepatan Reaksi didefinisikan sebagai seberapa cepat suatu reaksi kimia itu berlangsung. Untuk mengetahui definisi kecepatan reaksi, perhatikan reaksi berikut ini. Nilai-nilai a, b, c, dan d sudah setara berdasarkan prinsip-prinsip penyamaan koefisien persamaan reaksi kimia. aa + bb rr + ss Ketika reaktan A dan B direaksikan, molekul-molekul dengan energi kinetik yang cukup akan bertumbukan disertai dengan pembentukan produk R dan S. Seiring berjalannya waktu, konsentrasi A dan B akan berkurang dan konsentrasi R dan S bertambah. Dengan demikian, dapat disimpulkan bahwa pengertian kecepatan reaksi adalah perubahan konsentrasi reaktan atau produk per satuan waktu. Kecepatan reaksi di atas dapat dituliskan sebagai sebuah persamaan sebagai berikut. Karena konsentrasi A berkurang, persamaan kecepatan reaksi A diberikan tanda negatif (yang mengindikasikan konsentrasinya berkurang). Sebaliknya, untuk produk, diberikan tanda positif yang menunjukkan bahwa terjadi penambahan konsentrasi. Sementara itu, hubungan masingmasing kecepatan reaksi antarreaktan dan produk dituliskan sebagai berikut. kecepa tan r A [ A] t ra a = rb b 1. Penjelasan Kecepatan Reaksi = rr r = rs s (4.1) Pada sebuah reaksi kimia, baik yang terjadi di laboratorium maupun di alam dipastikan melibatkan suatu kecepatan. Setiap reaksi kimia mengalami suatu kecepatan yang terbatas di bawah pengaruh suatu keadaan. Beberapa reaksi berlangsung sangat cepat dan juga ada yang berjalan sangat lambat. Ketika reaksi berjalan, dapat dibandingkan kecepatan reaksi yang dipengaruhi oleh kondisi tertentu. Kecepatan reaksi dihitung sebagai fungsi perubahan konsentrasi reaktan atau produk. Kecepatan reaksi secara kuantitatif pertama kali diamati oleh L. Wilhemly pada tahun 1850 dengan mengamati reaksi hidrolisis sukrosa. Sukrosa ialah gula yang kita kenal sehari-hari, baik yang berasal dari tebu maupun bit. Selain pada tebu dan bit, sukrosa terdapat pula pada tumbuhan lain, misalnya dalam buah nanas dan dalam wortel. Dengan hidrolisis, sukrosa akan terpecah dan menghasilkan glukosa dan fruktosa. Reaksi hidrolisis merupakan reaksi perpecahan suatu molekul karena keberadaan air (H 2 O). Pada reaksi hidrolisis, masing-masing gugus 79

92 ujung pada rantai rangkap atau polimer bereaksi dengan gugus OH - dan H +, sehingga membentuk molekul-molekul baru. Pada molekul sukrosa terdapat ikatan antara molekul glukosa dan fruktosa, yaitu antara atom karbon nomor 1 pada glukosa dengan atom karbon nomor 2 pada fruktosa melalui atom oksigen. Di alam, glukosa terdapat dalam buah-buahan dan madu lebah. Dalam alam glukosa dihasilkan dari reaksi antara karbondioksida dan air dengan bantuan sinar matahari dan klorofil dalam daun. Fruktosa adalah suatu ketoheksosa yang mempunyai sifat memutar cahaya terpolarisasi ke kiri dan karenanya disebut juga levulosa. Fruktosa mempunyai rasa lebih manis daripada glukosa, juga lebih manis daripada gula tebu atau sukrosa. Kedua atom karbon terebut, nomor 1 pada glukosa dan nomor 2 pada fruktosa, adalah atom karbon yang mempunyai gugus OH glikosidik, atau atom karbon yang merupakan gugus aldehida pada glukosa dan gugus keton pada fruktosa. Oleh karena itu, molekul sukrosa tidak mempunyai gugus aldehida atu keton bebas, atau tidak mempunyai gugus OH glikosidik. Dengan demikian sukrosa tidak mempunyai sifat dapat mereduksi ion-ion Cu 2+ atau Ag + dan juga tidak membentuk osazon. Hasil hidrolisis sukrosa yaitu campuran glukosa dan fruktosa disebut gula invert. Apabila kita makan makanan yang mengandung gula, maka dalam usus halus sukrosa akan diubah menjadi glukosa dan fruktosa oleh enzim sukrase atau invertase. Reaksi hidrolisis sukrosa dapat dilihat pada reaksi berikut ini. C 12 H 22 O 11 + H 2 O C 6 H 12 O 6 + C 6 H 12 O 6 Sukrosa Glukosa Fruktosa 2. Satuan Kecepatan Reaksi Kecepatan reaksi mempunyai satuan konsentrasi dibagi waktu. Maka yang paling mudah untuk satuan kecepatan reaksi adalah molar per detik (mol/l.det). Perhatikanlah reaksi berikut: H 2 + Br 2 HBr Reaksi di atas harus disetarakan dulu koefisien reaksinya menjadi persamaan berikut. H 2 + Br 2 2 HBr Setelah itu, hubungan kecepatan reaksi dapat diselesaikan dalam bentuk: - r H2 = - r Br2 = 1 r HBr 2 80

93 Bagaimanakah hubungan kecepatan reaksi antara komponen reaktan dan produk pada reaksi pembakaran gula? Hal ini dapat diselesaikan dengan menyusun persamaan reaksi pembakaran gula, sebagai berikut: C 6 H 12 O O 2 6 CO H 2 O Hubungan kecepatan reaksi dituliskan seperti di bawah ini: -r C6H12O6 = 1 6 r O2 = 1 6 r CO2 = 1 6 r H2O (4.2) Jadi, meskipun reaktan dan produk tidak berfase liquid atau padatan, tetapi berfase gel, hubungan kecepatan reaksi antara reaktan dan produk dipengaruhi oleh angka koefisien reaksi. Secara umum, kecepatan reaksi juga dinyatakan dalam ukuran berkurangnya konsentrasi reaktan. Dalam hal ini perlu untuk menurunkan bentuk persamaan di bawah ini. dalam bentuk konsentrasi sebagai berikut. Bentuk ini hanya berlaku untuk nilai volume (V) konstan. dci r i = dt concentrasi mol i yang terbentuk = waktu 3. Bentuk Persamaan Kecepatan Reaksi (4.3) Bentuk persamaan kecepatan reaksi diekspresikan seperti pada persamaan berikut. Pada persamaan tersebut terlihat bahwa ada dua variabel yang mempengaruhi kecepatan reaksi, yaitu suhu dan konsentrasi. -r A = f (suhu, konsentrasi) = k C A α dipengaruhi oleh konsentrasi dipengaruhi oleh suhu Nilai a bervariasi, tergantung pada jenis reaksi. Hal ini berarti satuan dari k juga tergantung pada nilai dari a. Untuk lebih jelasnya, hubungan antara satuan k dengan a dapat diformulasikan secara matematis sebagai berikut: -r A (mol/l.waktu) = k C A α (mol/l) a (4.4) Satuan k = a mol L. L. waktu mol a 1a mol 1a L. waktu Bentuk persamaan kecepatan reaksi untuk berkurangnya konsentrasi A tentunya akan mempengaruhi kecepatan reaksi untuk komponen-komponen yang lain pada reaksi itu. Sebagai contoh pada reaksi di bawah ini: 2A k1 R + S -r A = k C A 2 81

94 Maka kecepatan reaksi untuk masing-masing A dan B adalah sebagai berikut: 2 r R = 2 r A = 2 k 1 C A 2 r S = 2 r A = 2 k 1 C A Bagaimana satuan k untuk reaksi yang memiliki persamaan kecepatan reaksi seperti rr dan rs? Hal ini dapat diselesaikan mengacu pada persamaan di atas. 2 -r A (mol/l.waktu) = k C A (mol/l) 2 Satuan k = 2 mol L. L. waktu mol 2 1 mol L 1 L. waktu mol. waktu Bagaimana jika fase reaktan yang bereaksi adalah gas, seperti contoh berikut: C6H8 (g) + O2 (g) CO2 (g) + 4H2O (g) Jumlah gas yang bereaksi dan terbentuk diukur tekanannya dan persamaan kecepatan reaksinya sebagai berikut: -ra = k pa α (4.5) Dengan cara yang sama untuk persamaan kecepatan reaksi seperti di atas, satuan k dapat dicari. -ra (mol/l.waktu) = k pa α (atm) a (4.6) Satuan k = mol 1. L. waktu atm a mol a L. atm. waktu Berarti, satuan konstanta kecepatan reaksi sangat tergantung pada jenis reaksi. Reaksi yang berlangsung menggunakan katalis padat sering kali kecepatan reaksinya dinyatakan per massa katalis juga per satuan luas katalis. Cara mencari konstanta kecepatan reaksinya sama dengan langkah-langkah di atas. Contoh Soal: Amonia dibakar menurut reaksi: 4 NH 3 (g) + 5 O 2 (g) 4 NO (g) + 6 H 2 O (g) Jika amonia yang bereaksi pada selang waktu tertentu mempunyai kecepatan = 0,24 mol/l.det, berapa kecepatan reaksi O 2 dan berapa kecepatan H 2 O yang terjadi? r NH 3 r r 0,24molNH 3 dm. s 0,24mol 3 dm. s 0,24mol 3 dm. s 3 5mol x 4mol 6molH x 4mol NH 3 O 2 O 2 NH 3 NH 3 2 O H 2 O NH 3 0,30mol 3 dm. s 0,36molH 2 3 dm. s O 2 O 82

95 Kecepatan reaksi didefiniskan sebagai nilai berkurangnya reaktan yang bereaksi atau terbentuknya produk selama waktu tertentu. Perhitungan banyaknya reaktan yang berkurang dan produk yang terbentuk pada suatu reaksi mengacu pada prinsip kesetaraan koefisien reaksi, sebagai contoh pada reaksi berikut: aa + bb rr + ss Kecepatan reaksi untuk reaktan A dituliskan seperti persamaan: - ra = 1 V dna (amount of A disappearing) = dt (volume)(time), [ mol m 3.s ] (4.7) Hubungan kecepatan reaksi untuk masing-masing komponen diekspresikan seperti di bawah ini: SoaLatihan: ra a = rb b = rr r = rs s (4.8) Bagaimanakah hubungan antara pengurangan masing-masing reaktan dan produk dan satuan konstanta kecepatan reaksi dari reaksi kimia no 1-3 berikut ini. 1. A + B 2 R, dengan rumus kecepatan reaksi r A = k C A C B 2. 2 NO 2 + ½ O 2 N 2 O 5, dengan rumus kecepatan reaksi r NO2 = k C NO2 C O2 3. Reaksi oksidasi dengan katalitis padat terhadap CO menghasilkan CO 2 menurut reaksi berikut: katalis padat CO + O 2 CO 2 Dan persamaan kecepatan reaksinya: r CO = mol CO teroksidasi det. g katalis B. Konversi Reaksi Konversi reaksi didefinisikan sebagai perbandingan banyaknya mol suatu reaktan A yang bereaksi dengan mol reaktan A mula-mula. Jadi, pada suatu reaksi yang berbentuk seperti berikut ini. A + B C +D Persamaan konversi reaksi A, yang sering ditulis X A, dinyatakan seperti persamaan di bawah ini. XA = NA0 NA NA0 = mol A yang bereaksi mol A mula mula (4.9) 83

96 Pada reaksi yang berlangsung tanpa ada perubahan volume, maka X A dapat dinyatakan sebagai berikut: XA = NA0 V NA V NA0 V = CA0 CA CA0 = 1 - CA CA0 (4.10) dan perubahan konversi terhadap konsentrasi mula-mula dapat dinyatakan sebagi berikut: dxa = d [ 1 CA ]. dca CA0 CA0 (4.11) Latihan Soal: Hitunglah konversi reaksi untuk masing-masing pada reaksi berikut: 1. Diketahui reaksi kimia berikut : NO 2 + O 2 N 2 O 5 Jika mula-mula massa NO 2 = 69 g dan O 2 = 48 g. 2. Nitrogen oksida dapat terdekomposisi menjadi nitrogen dan oksigen berdasarkan reaksi berikut: Jika mula-mula N 2 O = 66 g. 3. Reaksi irreversible sebagai berikut: N 2 O N 2 +O 2 H 2 + NO N 2 + H 2 O Jika H 2 mula-mula 6 mol dan NO = 4 mol 4. Asam sulfat direaksikan dengan dietil sulfat berdasar reaksi berikut: H 2 SO 4 + (C 2 H 5 ) 2 SO 4 C 2 H 5 SO 4 H Konsentrasi awal H 2 SO 4 dan (C 2 H 5 ) 2 SO 4 sama dengan 500 gram liter. C. Konstanta Kecepatan Reaksi Pada suhu tetap, kecepatan reaksi tergantung pada konsentrasi reaktan. Hubungan yang pasti antara konsentrasi dan kecepatan reaksi ditentukan dengan mengukur kecepatan reaksi dengan perbedaan konsentrasi awal rekatan. Maka dapat disimpulkan bahwa kecepatan reaksi berbanding lurus dengan konsentrasi reaktan. 1. Kecepatan Reaksi Arrhenius Reaksi kimia sangat dipengaruhi oleh suhu dan konsentrasi. Hubungan antara kecepatan reaksi dengan suhu dan kecepatan dituliskan sebagai berikut: r = f 1 (suhu). f 2 (konsentrasi) 84

97 Pengaruh suhu terhadap kecepatan reaksi diekspresikan oleh persamaan Arrhenius sebagai berikut: k = A e E RT (4.12) di mana: k = konstanta kecepatan reaksi E = energi aktifasi, J mol A = faktor frekuensi, R = konstanta gas ideal, 8,314 J mol. K Pada suatu bentuk reaksi: A + B C + D Persamaan kecepatan reaksi dapat ditulis sebagai berikut: r A = - k [CA] n fungsi konsentrasi fungsi suhu Sangat penting untuk memprediksi apakah sebuah perlakuan akan mempengaruhi kecepatan suatu reaksi kimia. Ada beberapa faktor yang dapat berpengaruh terhadap kecepatan reaksi. Secara umum, sebuah faktor yang meningkatkan jumlah tumbukan antara partikel akan meningkatkan kecepatan reaksi; sebaliknya faktor yang menurunkan jumlah tumbukan antara partikel akan menurunkan kecepatan reaksi. a. Konsentrasi Reaktan Konsentrasi reaktan yang lebih tinggi menyebabkan tingginya tumbukan efektif per satuan waktu, yang secara otomatis akan meningkatkan kecepatan reaksi (kecuali dalam konsep orde reaksi nol). Secara sama, konsentrasi produk yang lebih tinggi akan menurunkan kecepatan reaksi. b. Suhu Biasanya kenaikan suhu diiringi dengan naiknya kecepatan reaksi. Suhu sangat mempengaruhi energi kinetik suatu sistem. Jadi semakin tinggi suhu berimbas pada tingginya energi kinetik rata-rata molekul dan jumlah tumbukan antar molekul per satuan waktu menjadi lebih tinggi. Aturan umum untuk sebagian besar reaksi kimia adalah kecepatan reaksi meningkat dua kali lipat dengan kenaikan suhu sebesar 10 C, walaupun tidak semuanya mengikuti aturan ini. Setelah suhu mencapai titik tertentu, beberapa spesies kimia mengalami perubahan. Sebagai contoh adalah protein yang dapat terdenaturasi pada suhu tinggi. 85

98 Bagaimanakah hubungan konstanta kecepatan reaksi dengan suhu dapat dilihat pada gambar di bawah ini. Sementara itu, tabel hubungan kenaikan kecepatan reaksi karena perubahan suhu dapat dipelajari dari tabel berikut ini. Sumber : Gambar 4.1 Hubungan konstanta kecepatan reaksi dengan suhu Tabel 4. 1 Pengaruh kenaikan suhu terhadap konstanta kecepatan reaksi pada berbagai energi aktivasi Sumber : c. Medium Kecepatan reaksi kimia tergantung pada medium dimana reaksi berlangsung. Suatu reaksi berlangsung. Suatu reaksi kimia mungkin bisa berbeda jika dilakukan pada medium larutan organik, polar atau nonpolar, atau cair, padat, dan gas. d. Katalis dan Kompetitor Katalis menurunkan energi aktivasi suatu reaksi kimia dan meningkatkan kecepatan reaksi. Katalis bekerja dengan meningkatkan frekuensi tumbukan antar reaktan, mengubah orientasi reaktan sehingga memperbanyak tumbukan efektif, menurunkan ikatan intermolekul dengan antara molekul reaktan atau mendonorkan densitas elektron kepada 86

99 reaktan. Adanya katalis membantu reaksi untuk berlangsung lebih cepat menuju kesetimbangan. Selain katalis, beberapa spesies kimia juga dapat mempengaruhi kecepatan reaksi. Jumlah ion hydrogen (ph larutan) dapat mengubah kecepatan reaksi. Zat kimia lain boleh jadi berkompetisi dengan reaktan atau mengubah orientasi, ikatan, densitas, elektron, dsb, yang akhirnya menurunkan kecepatan reaksi. e. Sifat Alami Reaktan Secara umum, reaksi anorganik berlangsung cepat dan spontan. Sedangkan reaksi organik berlangsung lambat. Reaksi anorganik melibatkan reaksi antara ion yang berlawanan muatan yang bisa langsung Tarik menarik membentuk produk. Contoh Soal: Pasteurisasi susu dapat dilakukan pada suhu 63 C selama 30 menit, jika dilakukan pada suhu 74 C, waktu yang dibutuhkan selama 15 detik. Hitunglah energi aktivasi yang dibutuhkan untuk sterilisasi susu tersebut! Pada sterilisasai susu ini, asumsi yang diambil adalah kecepatan reaksi hanya dipengaruhi oleh suhu dan hubungan antara suhu dengan kecepatan reaksi dapat dituliskan sebagai berikut. Pada suhu = 63 C = = 336 K, kecepatan reaksi = 30 menit = 30 x 60 = 1800 detik. Pada suhu = 74 C = = 347 K, kecepatan reaksi = 15 detik. Persamaan Arrhenius dapat disusun sebagai berikut: ln r2 r1 = E R ( 1 T1 1 T2 ) Bila masing-masing nilai kecepatan dan suhu dimasukkan ke dalam persamaan di atas, maka: E = J/mol ln = E 8,314 ( ) Jadi energi aktivasi untuk sterilisasi susu tersebut J/mol. f. Pengaruh Katalis Apakah peranan katalis dalam suatu reaksi kimia. Perhatikanlah gambar berikut. 87

100 Sumber : Gambar 4.2 Katalis dalam reaksi kimia Jadi, katalis dapat menurunan nilai energi aktivasi, akibatnya reaksi dapat berlangsung lebih cepat. Mekanisme reaksi dengan katalis dapat ditempuh dengan banyak cara, ada yang auto-katalitik, juga ada yang katalis homogen atau heterogen. Reaksi kimia sangat dipengaruhi oleh suhu dan konsentrasi. Hubungan antara kecepatan reaksi dengan suhu dan kecepatan dituliskan sebagai berikut: r = f 1 (suhu). f 2 (konsentrasi) (4.13) Pengaruh suhu terhadap kecepatan reaksi diekspresikan oleh persamaan Arrhenius sebagai berikut: k = A e E RT (4.14) Nilai energi aktivasi dapat diturunkan dengan memakai katalis di dalam reaksinya, sehingga reaksi berjalan lebih cepat. Latihan Soal: 1. Energi aktivasi yang dibutuhkan untuk pirolisis etana sebesar 300 kj/mol. Berapa kali lebih cepatkah pirolisis tersebut jika dilakukan pada suhu 650 o C dibandingkan 500 o C? 2. Cracking nonana secara termal pada suhu 1100 K lebih cepat 20 kali daripada pada suhu 1000 K. Berapakah energi aktivasi pada reaksi tersebut? 3. Kecepatan reaksi peruraian HI menjadi I 2 dan H 2 pada masing-masing suhu 356 dan 443 C sebesar 3, dan 2, dm 3 /mol.det. Hitunglah faktor frekuensi, energi aktivasi, dan konstanta Arrhenius untuk reaksi tersebut! Berapakah kenaikan kecepatan reaksinya pada suhu tersebut? 88

101 D. Orde Reaksi 1. Pengertian Orde Reaksi Orde reaksi terhadap suatu komponen merupakan pangkat dari konsentrasi komponen itu, dalam hukum kecepatan. Contohnya, reaksi dengan hukum kecepatan persamaan v = k[a][b] merupakan orde pertama dalam A dan orde pertama dalam B. Orde keseluruhan reaksi merupakan penjumlahan orde semua komponennya. Jadi, secara keseluruhan hukum kecepatan dalam persamaan tersebut adalah orde kedua. 2. Penerapan Orde Reaksi Reaksi tidak harus mempunyai orde bilangan bulat. Demikian halnya dengan reaksi fase-fase. Contohnya, jika reaksi mempunyai hukum kecepatan: v = k[a] 1 2[B] (4.15) Maka reaksi ini mempunyai orde setengah dalam A, orde pertama dalam B, dan secara keseluruhan mempunyai orde satu setengah. Jika hukum kecepatan tidak berbentuk A x B y C z..., maka reaksi itu tidak mempunyai orde. Hukum kecepatan yang ditentukan secara eksperimen untuk reaksi fase gas: H 2 + Br 2 2HBr Adalah v = {k[h 2 ][Br 2 ] 3 2} {[Br 2 ]+k [HBr]} Walaupun reaksi ini mempunyai orde pertama dalam H 2, tetapi ordenya terhadap Br 2, HBr dan keseluruhan, tidak tertentu (kecuali pada kondisi yang disederhanakan, seperti jika [Br 2 ] >> k [HBr]). Hukum kecepatan berasal dari eksperimen, dan umumnya tidak dapat diduga dari persamaan reaksi. Contohnya, reaksi hydrogen dengan Brom mempunyai stoikiometri sangat sederhana, tetapi hukum kecepatannya sangat rumit. Demikian pula dengan dekomposisi termal dari nitrogen (V) oksida: 2N 2 O 5 (g) 4NO 2 (g) + O 2 (g) v = k[n 2 O 5 ] Dan reaksinya merupakan orde pertama. Walaupun demikian, dalam beberapa kasus, hukum kecepatannya menggambarkan stoikiometri reaksi. Inilah halnya dengan oksidasi nitrogen (II) oksida, yang pada kondisi tertentu mempunyai hukum kecepatan orde ketiga: 2NO (g) + O 2 (g) 2NO 2 (g) v = k[no] 2 [O 2 ] 89

102 Beberapa reaksi mentaati kecepatan reaksi ke nol, dan karenanya mempunyai kecepatan yang tidak bergantung pada konsentrasi reaktan (selama masih ada sejumlah reaktan). Jadi, dekomposisi katalitik dari fosfin pada wolfram panas tekanan tinggi mempunyai hukum kecepatan : PH 3 terdekomposisi pada kecepatan tetap sampai habis seluruhnya. Pada saat itulah reaksi berhenti dengan tiba-tiba. Hanya reaksi heterogen yang dapat mempunyai hukum kecepatan dengan orde ke nol secara keseluruhan. v = k (4.16) Pernyataan itu menunjukkan adanya tiga masalah. Pertama, harus mencari cara menentukan hukum kecepatan dari data eksperimen. Kedua, harus mencari cara untuk menyusun mekanisme reaksi yang konsisten dengan hukum kecepatan. Ketiga, harus menjelaskan tentang nilai konstanta kecepatan itu pada suhu. 3. Pengenalan Orde Reaksi Tinjaulah persamaan reaksi berikut: aa + bb cc + dd Jika persamaan kecepatan reaksi dinyatakan dengan rumus: - r A = k C a A CB b maka orde reaksi di atas adalah: n = a + b n = orde reaksi a = koefisien reaksi A b = koefisien reaksi B Jadi, orde reaksi atau disebut juga derajat reaksi adalah bilangan berpangkat dari konsentrasi reaktan yang bereaksi. Bilangan berpangkat ini tidak selalu sama dengan koefisien reaksi, sehingga kita mengenal reaksi elementer dan reaksi non-elementer. Reaksi elementer adalah reaksi yang memiliki orde reaksi sama dengan koefisien reaksinya. Contoh reaksi di atas adalah reaksi elementer. Latihan Soal: Tentukan reaksi-reaksi berikut yang merupakan reaksi elementer! 1. 2A + B C, -ra = k C 2 A C B 2. A + 2B C + D, -ra = k C A C B 3. 2N 2 O 5 2N 2 O 4 + O 2, -r N2O5 = kc N2O5 90

103 a. Mencari Orde Reaksi dengan Cara Integral Perhatikan reaksi berikut: A produk Orde dari reaksi ditentukan dari percobaan. Data yang diperoleh diolah untuk mencari hubungan penurunan berkurangnya konsentrasi reaktan setiap satu satuan waktu. Formula penurunan berkurangnya konsentrasi reaktan dapat diturunkan secara integrasi ataupun juga dengan cara diferensial. Formula ini dicoba untuk orde reaksi yang paling mudah terlebih dahulu, yaitu yang paling kecil. Jadi, pertama kali dicoba apakah orde nol cocok, jika tidak dicoba orde 1 dan seterusnya. Berarti, penguasaan bagaimana menurunkan formula hubungan konsentrasi reaktan setiap waktu reaksi sangatlah penting untuk dipahami. b. Reaksi Orde Nol Reaksi orde nol terjadi pada suatu reaksi yang kecepatannya tidak dipengaruhi oleh konsentrasi. Bentuk persamaan reaksi orde nol, adalah: -r A = dc A dt Integrasi persamaan di atas menghasilkan: C A CA CAO CA - dc CA0 A = k (4.17) t = d dt to (4.18) t = dt t0 (4.19) C A0 C A = C A0 X A = kt for t < CAO k C A = 0 for t CA0 k (4.20) Persamaan di atas menghasilkan indikasi bahwa konsentrasi berbanding lurus waktu (lihat gambar berikut ini). Sumber : Gambar 4.3 Tes orde reaksi nol dari persamaan reaksi A Produk 91

104 c. Reaksi Orde 1 A produk Bentuk persamaan kecepatan reaksinya dituliskan: Setelah diintegrasi menjadi: menghasilkan: Nilai ln CA CA0 -r A = dca dt - CA dca CA0 CA = kca (4.21) t 0 = k dt (4.22) ln CA = kt (4.23) CA0 diplot versus t pada persamaan di atas untuk membentuk garis lurus seperti pada gambar di bawah dan gradien garisnya merupakan nilai k. Jika dinyatakan dalam bentuk konversi menjadi: Hasil integrasinya: menjadi: dxa dt = k (1 XA) (4.24) XA dxa 0 1 XA t = k dt 0 (4.25) -ln (1- X A ) = k t (4.26) Nilai ln (1 - X A ) diplot versus t pada persamaan di atas seperti pada gambar di bawah ini. Masing-masing akan memberikan garis lurus yang melewati (0,0) dengan slope sebesar k (yaitu konstanta kecepatan reaksi). Sumber : Gambar 4.4 Tes Orde Reaksi 1 untuk persamaan reaksi berbentuk A Produk 92

105 Uji Kompetensi 1. Dari data suatu reaksi: 2P (g) + 2Q (g) > P 2 Q 2(g) Adalah sebagai berikut: Kecepatan reaksi rata-rata adalah: A. 0,0014 M/det B. 0,0007 M/det C. 0,0035 M/det D. 0,00175 M/det E. 0, M/det Waktu (detik) Konsentrasi P (mol/l) 0 0,1 10 0, , Suatu reaksi memiliki beberapa tahapan reaksi sebagai berikut: a. NO + O 2 N O 2 + O (lambat) b. NO + O N O 2 (cepat) Total: 2NO + O 2 2 N O 2 Dari data reaksi di atas, pernyataan di bawah ini benar kecuali: A. Orde terhadap NO = 2 B. Orde terhadap O 2 = 1 C. Orde reaksi = koefisien reaksi lambat D. Rumus kecepatan reaksi v = k[no][ O 2 ] E. Orde total adalah 2 3. Dari eksperimen diketahui tahapan reaksi sebagai berikut: a. A B 2 (g) + CB 2 (g) AB 2 (g) + CB 2 (g) (Cepat) b. CB(g) + 1 B 2 2(g) CB 2 (g) (Lambat) c. AB 2 (g) + D 2 B(1) D 2 AB 4 (1) (Cepat) AB 2 (g) + 1 B 2 2(g) + D 2 B(1) D 2 AB 4 (1) Dari reaksi di atas rumus kecepatan reaksi adalah A. v = k[ab 2 ][CB 2 ] B. v = k[cb][b 2 ] 2 93

106 C. v = k[ab 2 ][B 2 ] 1/2 [D 2 B] D. v = k[cb 2 ][B 2 ] 1/2 E. v = k[ab 2 ] 2 [B 2 ] 2 4. Dari reaksi: CHCl 3(g) +Cl 2(g) CCl 4(g) + HCl (g) diketahui data sebagai berikut: [CHCl3] (mol/l) [Cl2] (mol/l) Kecepatan Reaksi (mol/l.det) 0,4 0,2 10 0,8 0,2 20 0,8 0,8 40 Orde total adalah: A. 1 B. 3 2 C. 2 D. 5 2 E Dari reaksi: H 2(g) + I 2(g) > 2 HI (g) Data yang diperoleh dari eksperimen sebagai berikut: [H2] (mol/l) [I2] (mol/l) Kecepatan Reaksi (mol/l.det2) 0,1 0,1 5 0,2 0,1 20 0,2 0,4 20 Rumus kecepatan reaksi adalah A. v = k[h 2 ][ I 2 ] B. v = k[h 2 ] 2 [I 2 ] C. v = k[h 2 ][I 2 ] 2 D. v = k[h 2 ] 2 E. v = k[i 2 ] 6. Data eksperimen dari reaksi: H 2(g) + Cl 2(g) > 2 HCl (g) Adalah sebagai berikut: [H 2 ] (mol/l) [Cl 2 ] (mol/l) Kecepatan Reaksi (mol/l.det 2 ) , , ,

107 Nilai k adalah: A. 5 B. 10 C. 50 D. 100 E Dari suatu reaksi C (g) + D (g) > zat hasil Diperoleh data sebagai berikut: [C] (mol/l) [D] (mol/l) Kecepatan Reaksi (mol/l.det) 0,25 0,125 3, ,25 0,25 7,8125 0,5 0,125 15,6254 0,75 0,25 A Nilai a dari tabel di atas adalah A. 70,19551 B. 11,71875 C. 15,62500 D. 19,53125 E. 23, Data dari suatu reaksi A (g) + 2B (g) > AB 2(g) sebagai berikut: [A] (mol/l) [B] (mol/l) Kecepatan Reaksi (mol/l.det) 0,5 0,1 5 0,5 0,4 50 B 0,4 32 Nilai b adalah: A 70,19551 B. 11,71875 C. 15,62500 D. 19,53125 E. 12, Dengan mereaksikan: P 2(g) + Q 2(g) > 2PQ 1,0 0,

108 dihasilkan data sebagai berikut: Jika [P 2 ] dinaikan 2 kali, [Q 2 ] tetap, kecepatan reaksi menjadi 4 kali semula, sementara jika [P 2 ] dan [Q 2 ] masing-masing dinaikan 2 kali, kecepatan reaksinya menjadi 8 kali. Orde terhadap [Q 2 ] adalah: A. 0 B. 1 C. 32 D. 2 E Dari reaksi A + B + C zat hasil [A] (mol/l) [B] (mol/l) [C] (mol/l) v [mol/l.det) 0,1 0,2 0,3 0,001 0,2 0,2 0,3 0,001 0,2 0,4 0,3 0,002 0,3 0,8 0,9 0,036 Rumus kecepatan reaksi dari data di atas adalah: A. v = k [A][B][C] B. v = k [A][B] 2 [C] C. v = k [A]2[B][C] 2 D. v = k [B][C] 2 E. v = k[c] Dari reaksi A + B + C zat hasil diperoleh data sebagai berikut: [A] (mol/l) [B] (mol/l) [C] (mol/l) v [mol/l.det) 0,01 0,2 0,04 8 0,03 0,2 0,04 8 0,03 0,04 0,04 4 0,06 0,08 0,06 2 Orde reaksi dari masing-masing komponen di atas jika dinyatakan dalam grafik adalah sebagai berikut: 96

109 Susunan grafik yang benar adalah: [A] [B] [C] A. (i) (ii) (ii) B. (i) (ii) (i) C. (i) (ii) (iv) D. (ii) (i) (i) E. (ii) (iii) (iv) 12. Zat A dapat bereaksi dengan zat B menjadi zat C menurut persamaan reaksi: A + 2B C Percobaan Konsentrasi Awal (mol/l) Waktu Reaksi (detik) A B 1 0,01 0, ,02 0, ,03 0,3 32 Berdasarkan data percobaan di atas, persamaan kecepatan reaksinya adalah: A. v = k[a] [B 2 ] 1/2 D. v = k[a] 2 [B] B. v = k[a][b] E. v = k[a] 2 [B] 2 C. v = k[a][b] Data hasil reaksi NO dengan Br 2 pada 273 C adalah sebagai berikut: Percobaan Konsentrasi Kecepatan Reaksi (mol/l.detik) A B 1 0,1 0, ,1 0, ,1 0, ,1 0,1 48 Persamaan kecepatan reaksi NO dengan Br 2 tersebut adalah: A. v = k[no] [Br 2 ] D. v = k[no] 2 [Br 2 ] 2 B. v = k[no] [Br] 2 E. v = k[no] 2 [Br 2 ] 3 C. v = k[no] 2 [Br 2 ] 14. Persamaan kecepatan reaksi untuk reaksi P +2Q C adalah v = k[p] [Q] 2. Jika konsentrasi awal zat P dan Q masing-masing 1 mol/liter, maka pada saat konsentrasi P tinggal 3/4 mol/liter kecepatan reaksinya menjadi? A. 9/8 k B. 3/16k C. 1/16k D. 3/8k E. 1/8k 97

110 15. Reaksi 2NO (g) + Cl 2(g) 2NOCl (g) adalah orde 2 terhadap NO dan orde 1 terhadap Cl 2 dan k = 0,4 mol -2 L 2 s -1. Jika mula-mula gas NO dan Cl 2 masing-masing 3 mol dalam ruang 3 L, maka besarnya kecepatan reaksi (M s -1 ) setelah 20% NO terurai adalah A. 0,0768 B. 0,0922 C. 0,1152 D. 0,1536 E. 0, Suatu reaksi 2A + B 2C dimulai dengan konsentrasi awal A dan B masing-masing 3 mol dan 2 mol yang berlangsung dalam ruang bervolume 1 liter. Jika persamaan kecepatan reaksinya, v = 2x 10 2 [A] 2 [B]maka kecepatan reaksi pada saat konsentrasi A = 1 mol/l, adalah: A. 10 M/detik B. 50 M/detik C. 80 M/detik D. 100 M/detik E. 200 M/detik 17. Dari reaksi P + Q + R zat hasil diperoleh sebagai berikut: [P] (mol/l) [Q] (mol/l) [R] (mol/l) v (mol/l.det) 0,01 0,03 0,04 0,0048 0,02 0,03 0,04 0,096 0,01 0,06 0,04 0,0096 0,01 0,06 0,08 0,0384 Nilai dari k dari data di atas adalah: A D B E C Dari reaksi di bawah ini: Data kecepatan reaksi untuk melihat pengaruh konsentrasi NO dan H 2 terhadap kecepatan reaksi adalah sebagai berikut: Percobaan Konsentrasi Awal (mol/l) Kecepatan Reaksi Awal (mol/l.detik) A B 1 6, , , , , , , , , Maka konstanta kecepatan reaksi dan persamaan kecepatan reaksinya adalah: 98

111 A. 288,5 m -2 detik -1 ; 288,5 [NO] 2 [H 2 ] B. 288,5 m -2 detik -1 ; 288,5 [NO][H 2 ] C. 288,5 m-2 detik-2; 288,5 [NO][H2]2 D. 1,84 m -2 detik -1 ; 1,84 [NO] 2 [H 2 ] E. 1,84 m-1 detik-1; 1,84 [NO][H2]2 19. Data hasil percobaan reaksi 2A + 3B 2C pada volume total 100 ml adalah sebagai berikut: Percobaan Konsentrasi Waktu Reaksi (detik) A B 1 0,25 0, ,5 0, ,5 0,5 20 Waktu yang diperlukan untuk mereaksikan A dan B dengan konsentrasi masingmasing 1,0 mol/l pada volume total yang sama dengan percobaan di atas adalah: A. 0,5 detik B. 1,0 detik C. 1,5 detik D. 2,0 detik E. 2,5 detik 20. Dalam volume 5 liter dipanaskan 0,8 mol gas N 2 O 4. Sampai suhu tertentu hingga terurai menjadi NO 2. Jika setelah 4 detik terdapat 0,6 mol gas NO 2, maka kecepatan rata-rata penguraian N 2 O 4 adalah: A. 1, M/dt D M/dt B. 2, M/dt E M/dt C. 3, M/dt 21. Logam Zn dicelupkan dalam asam klorida menurut reaksi : Zn (s) + 2HCl (aq) ZnCl 2(aq) + H 2(g) Apabila pada permulaan reaksi terdapat 25 gram Zn (Ar = 65), setelah 5 menit tinggal 18,5 gram, kecepatan pemakaian Zn adalah... A. 3,3 x 10 4 mol s 1 B. 16,7 x 10 5 mol s 1 C. 3,3 x 10 5 mol s 1 D. 1,6 x 10 5 mol s 1 E. 3,3 x 10 6 mol s 1 99

112 22. Reaksi: A (g) + B (g) > C (g) + D (g) + E (g) Pernyataan di bawah ini benar tentang kecepatan reaksi, kecuali; A. Kecepatan berkurangnya konsentrasi C per satuan waktu B. Kecepatan berkurangnya konsentrasi A per satuan waktu C. Kecepatan berkurangnya konsentrasi B per satuan waktu D. Kecepatan berkurangnya konsentrasi D per satuan waktu E. Kecepatan berkurangnya konsentrasi E per satuan waktu 23. Kecepatan reaksi dari suatu dinotasi sebagai berikut : A. C (g) + D (g) > A (g) + B (g) B. A (g) + C (g) > B (g) + D (g) C. A (g) + B (g) > C (g) + D (g) D. C (g) + B (g) > A (g) + D (g) E. B (g) + D (g) > A (g) + C (g) 24. Reaksi: 1 2 N H 2 NH 3 v = [A] t ; v = [B] ; v = + [C] t t Kecepatan reaksi berdasarkan N 2 dinyatakan sebagai r N dan berdasarkan H 2 dinyatakan r H, maka: A. r N = r H D. r N = 2 3 r H B. r N = 1 2 r H E. r N = 3 4 r H C. r N = 1 r H Untuk reaksi : 2 N 2 O 5(g) 4 NO 2(g) + O 2(g) maka kecepatan pembentukan dapat dinyata-kan oleh persamaan; A. v O2 = v N2O5 B. v O2 = 2v N2O5 C. v O2 = 1 v N2O5 2 D. v O2 = v NO2 E. v O2 = 1 v NO Jika kecepatan penguraian gas NO 2 mejadi gas NO dan gas O 2 adalah 1,4 x 10 3 M/menit maka kecepatan pembentukan gas NO adalah mol/l.menit: 100

113 A. 1,4 x 10 3 B. 1,4 x 10 4 C. 7,0 x 10 3 D. 7,0 x 10 4 E. 14,0 x Untuk reaksi : N 2(g) + 3H 2(g) 2NH 3(g) grafik yang benar untuk menyatakan reaksi di atas adalah: A. B. C. D. E. 28. Faktor-faktor di bawah ini yang mempengaruhi kecepatan reaksi, kecuali A. Suhu B. Luas permukaan C. Katalisator D. Konsentrasi pereaksi E. Konsentrasi hasil reaksi 101

114 29. Suatu reaksi adalah sebagai berikut: Mg (s) + HCl (aq) MgCl 2(aq) + H 2(g) Gas H 2 semakin cepat terbentuk jika logam magnesium dalam bentuk A. Bongkahan B. lempengan C. Serbuk halus D. Butiran sebesar pasir E. Butiran sebesar kerikil 30. Dari data berikut ini reaksi yang paling cepat berlangsung adalah: A. 20 ml HCl 0,1 M + 20 ml Na 2 S 2 O 3 0,2 M pada suhu 40 C B. 20 ml HCl 0,1 M + 20 ml Na 2 S 2 O 3 0,2 N + 20 ml air pada suhu 40 C C. 20 ml HCl 0,1 M + 20 ml Na 2 S 2 O 3 0,2 M pada suhu 30 C D. 20 ml HCl 0,1 M + 20 ml Na 2 S 2 O 3 0,1 M pada suhu 30 C E. 20mL HCl 0,1 M + 20 ml Na 2 S 2 O 3 0,1 m + 10 ml air pada suhu 30 C 31. Faktor-faktor berikut akan memperbesar kecepatan reaksi, kecuali: A. Pada suhu tetap ditambah suatu katalisator B. Suhu dinaikan C. Pada suhu tetap tekanan diperbesar D. Pada suhu tetap volume diperbesar E. Pada suhu tetap ditambah zat pereaksi lebih banyak 32. Data hasil perolehan: A+ B C sebagai berikut: No Bentuk Zat A Konsentrasi B (mol/l) Suhu ( o C) Waktu (det) 1 Serbuk 0, Larutan 0, Kepingan 0, Larutan 0,2 25 1,5 5 Larutan 0,1 35 1,5 33. Pada percobaan 1dan 3, kecepatan reaksi dipengaruhi oleh: A. Konsentrasi B. Sifat zat C. Luas D. Katalis E. Suhu 102

115 34. Sejumlah zat tertentu HCl direaksikan den-gan logam Zn akan dihasilkan H 2 dan garam. Percobaan manakah yang berlangsung paling cepat pada konsentrasi HCl yang berbeda di bawah ini? A. 0,1 M B. 0,2 M C. 0,3 M D. 0,4 M E. 0,5 M 35. Diketahui kondisi zat yang bereaksi: 1. Serbuk seng + HCl 0,1 M 2. Lempeng seng + HCl 0,1 M 3. Serbuk seng + HCl 0,5 M 4. Butiran seng + HCl 0,5 M 5. Lempeng seng + HCl 0,5 M Dari kondisi tersebut, reaksi yang paling cepat adalah: A. 1 D. 4 B. 2 E. 5 C Kenaikan suhu akan mempercepat kecepatan reaksi karena... A. Kenaikan suhu akan menaikkan energi pengaktifan zat yang bereaksi B. Kenaikan suhu akan memperbesar konsentrasi zat yang bereaksi C. Kenaikan suhu akan memperbesar energi kinetik molekul pereaksi D. Kenaikan suhu akan memperbesar tekanan E. Kenaikan suhu akan memperbesar luas permukaan 37. Pernyataan yang sesuai tentang konsep teori tumbukan tentang kecepatan reaksi adalah : A. Setiap tumbukan antara pereaksi akan menghasilkan reaksi B. Tumbukan yang berlangsung pada suhu tinggi akan menghasilkan reaksi C. Tekanan tidak mempengaruhi kecepatan reaksi D. Hanya tumbukan antara pereaksi yang memiliki Ek > Ea dan posisi yang efektif pada waktu tumbukan akan menghasilkan reaksi E. Tumbukan hasil reaksi menentukan produk yang dihasilkan 103

116 38. Jika pada suhu tertentu kecepatan peruraian N 2 O 5 menjadi NO 2 dan O 2 adalah 2,5 x 10 6 mol L 1 s 1, kecepatan pembentukan NO 2 adalah: (A) 1,3 x 10 6 mol L 1 s 1 (B) 2,5 x 10 6 mol L 1 s 1 (C) 3,9 x 10 6 mol L 1 s 1 (D) 5,0 x 10 6 mol L 1 s 1 (E) 6,2 x 10 6 mol L 1 s Dari suatu reaksi A + B zat hasil. Dari beberapa percobaan dihasilkan data sebagai berikut: [A] (mol/l) [B] (mol/l) Suhu ( o C) Waktu (detik) 0,1 0, ,1 0, ,1 0, Pada suhu 70 C waktu reaksinya adalah: A. 2 detik B. 4 detik C. 6 detik D. 8 detik E. 10 detik 40. Setiap kenaikan 10 C kecepatan reaksi, meningkat dua kali semula. Jika pada suhu 23 C kecepatan reaksinya 0,25 M/det, pada suhu 53 C kecepatan reaksinya menjadi: A. 0,75 M/det B. 1,50 M/det C. 2,00 M/det D. 4,00 M/det E. 6,00 M/det 41. Bila suatu reaksi dinaikkan 10 C, maka kecepatan reaksinya dua kali lebih besar. Kalau pada suhu t C reaksi berlangsung 4 menit pada suhu (t + 30) C reaksi akan berlangsung selama? A. 32 menit B. 16 menit C. 8 menit D. 1/2 menit E. 1/4 menit 104

117 42. Kecepatan reaksi suatu reaksi bertambah dua kali lipat untuk tiap kenaikan 10 C. Berapa kali lebih cepat reaksi tersebut akan berlang-sung pada suhu 80 C dibanding 20 C? A. 256 kali B. 160 kali C. 64 kali D. 32 kali E. 16 kali 43. Gambar berikut adalah grafik untuk reaksi A B. Manakah yang menyatakan energi aktivasi (E a ) reaksi tanpa katalis? A. b - a D. c - a B. c E. c - d C. b - c 44. Diketahui reaksi peruraian hidrogen peroksida (H 2 O 2 ) sebagai berikut: H 2 O 2 + I H 2 O + IO IO + H 2 O 2 H 2 O + O 2 + I Reaksi di atas berlangsung cepat setelah penambahan katalis. Katalisator yang dimaksud adalah A. H 2 O 2 D. H 2 O 2 dan H 2 O B. I E. I dan IO C. IO 45. Besar energi aktivasi untuk kebalikan reaksi: N 2 O 4(g) 2NO 2(g) Jika diberikan data H = +54,0 kj dan Ea = +57,2 kj adalah: A. -54,0 kj D. +60,2 kj B. +3,2 kj E. +111,2 kj C. +54,0 kj 105

118 BAB 5 TERMOKIMIA Peta Konsep Termokimia Reaksi Eksoterm dan Endoterm Persamaan Termokimia Entalpi dan Jenis Perubahannya Penentuan Entalpi Reaksi Setelah mempelajari bab ini, Anda diharapkan dapat: 1. Menjelaskan pengertian termokimia. 2. Membedakan entalpi dan perubahan entalpi. 3. Menjelaskan pengertian eksoterm dan endoterm. 4. Menjelaskan persamaan termokimia. 5. Menentukan entalpi pembentukan, penguraian dan pembakaran. 6. Menentukan perubahan entalpi berdasarkan metode kalorimetri, hukum Hess, entalpi pembentukan standar dan data energi ikatan 7. Menjelaskan pengertian kalor pembakaran berbagai behan bakar dalam kehidupan sehari-hari. 8. Menjelaskan persamaan reaksi pembakaran sempurna. 9. Menjelaskan dampak pembakaran bahan bakar yang tidak sempurna berdasarkan sifat gas yang dihasilkan. 106

119 Tahukah Anda berasal darimana energi yang Anda gunakan untuk berlari, belajar, bekerja dan bermain? Energi tersebut berasal dari reaksi yang berlangsung di dalam tubuh. Bahan makanan yang masuk ke dalam tubuh kamu dirubah menjadi energi melalui serangkaian reaksi kimia dalam tubuh. Mengapa kita perlu memulai pemahaman termokimia dari energi? Karena termokimia adalah bahasan ilmu kimia yang berhubungan dengan energi. Setiap materi memiliki energi internal berupa energi potensial maupun energi kinetik. Jika energi yang terkandung dalam materi ini berubah, maka perubahan energi ini kita namakan dengan kalor. Jika ada perubahan kalor pada tekanan tetap, kita namakan sebagai perubahan entalpi (ΔH). Di dunia ini tidak semua energi dapat diukur besar energi dalamnya, namun kita masih dapat mengetahui perubahan energi yang terjadi di dalamnya. Termokimia Sistem & Lingkungan Perubahan Entalpi Reaksi Eksoterm Reaksi Endoterm ΔH < 0 ΔH > 0 ΔH Pembentukan (ΔH o f) ΔH Penguraian (ΔH o d) ΔH Pembakaran (ΔH o c) ΔH Netralisasi (ΔH o n) Kalorimeter Hukum Hess Data ΔH Pembentukan Sumber: Gambar 5.1 Bagan pembahasan ilmu termokimia Data Energi Ikatan Untuk memudahkan dalam memahami konsep kalor mari kita bersama-sama simak contoh berikut ini. Ada sebuah termos yang didalamanya berisi air panas, dalam hal ini kita tidak dapat mengatakan jika di dalam air tersebut mengandung banyak kalor. Di dalam termos tersebut memiliki energi yang kita sebut dengan energi internal namun bukan berarti air tersebut mengandung banyak kalor. Kenapa? karena kalor akan ada jika energi di dalam energi tersebut berubah, sehingga air di dalam termos tersebut baru memiliki kalor jika ada perubahan energi di dalamnya. Lalu kapan kalor itu ada? apabila air dikeluarkan dari dalam termos kemudian air ini berinteraksi dengan lingkungan sehingga terjadi perubahan energi maka itu kita sebut dengan kalor. 107

120 Kalor dapat berpindah dari satu benda ke benda yang lain karena adanya perbedaan suhu. Seperti pada contoh sebelumnya, apabila air di dalam termos memiliki suhu 100 C kemudian kita menuangkan air tersebut pada gelas dengan yang berisi air dengan suhu 25 maka akan ada perpindahan kalor dari air yang suhunya lebih tinggi menuju air yang suhunya lebih rendah. Perubahan suhu inilah yang nantinya akan dapat kita gunakan dalam menentukan suatu reaksi kimia bersifat endoterm atau eksoterm. Kegiatan Siswa 1 Ambillah sebuah es batu yang ada di sekitar Anda, Peganglah es batu tersebut dengan tangan kosong. Maka lama kelamaan tangan Anda akan terasa dingin. Diskusikan dengan teman Anda bagaimanakah proses terjadinya perpindahan kalor antara es batu dengan tangan Anda? Apa yang menyebabkan terjadinya proses tersebut? A. Reaksi Eksoterm dan Endoterm Pada proses perpindahan energi, energi berpindah dari lingkungan ke sistem atau sebaliknya. Apa itu sistem dan lingkungan? Sistem adalah segala sesuatu yang dipelajari perubahan energinya sedangkan lingkungan adalah segala sesuatu yang berada di sekeliling sistem dan tentunya terpengaruh akan adanya sistem tersebut. Dalam pelajaran kimia yang biasanya berhubungan dengan reaksi, maka sistem di sini dapat kita katakan sebagai jumlah zat yang bereaksi. Sedangkan lingkungannya adalah segala sesuatu selain zat yang bereaksi tersebut, misalnya adalah gelas kimia yang menjadi tempat terjadinya reaksi. Reaksi kimia berlangsung dengan dua cara yaitu menyerap atau membebaskan kalor. Jika reaksi tersebut menyerap kalor maka reaksi ini disebut dengan reaksi endoterm, sedangkan jika reaksi tersebut membebaskan kalor ini disebut dengan reaksi eksoterm. Pada Tabel 1.1 berikut adalah perbedaan antara reaksi eksoterm dan endoterm. Tabel 5.1 Perbedaan Reaksi Eksoterm dan Endoterm Eksoterm Endoterm Melepaskan kalor ke lingkungan Menyerap kalor dari lingkungan Kalor yang dilepaskan ke lingkungan akan meningkatkan suhu lingkungan Kalor yang diserap oleh sistem akan menurunkan suhu lingkungan Kalor yang dilepaskan ke lingkungan menyebabkan penurunan entalpi reaksi Kalor yang diserap oleh sistem menyebabkan kenaikan entalpi reaksi ΔH = H(produk) H(reaktan) < 0 ΔH = H(produk) H(reaktan) >0 108

121 REAKTAN PRODUK H ΔH < 0 H ΔH > 0 PRODUK REAKTAN kalor kalor kalor kalor SISTEM Lingkungan SISTEM kalor kalor kalor kalor Eksoterm Endoterm Sumber: Gambar 5.2 Ilustrasi proses reaksi eksotermis dan endotermis Pada reaksi eksoterm kalor akan dilepas di lingkungan sehingga kalor yang dilepaskan akan meningkatkan suhu lingkungan namun suhu sistemnya akan turun. Sebagai contoh adalah reaksi pencampuran antara natrium hidroksida (NaOH) dengan asam klorida (HCL), pada saat diukur maka akan kita ketahui bahwa suhunya naik, suhu manakah yang naik? suhu sistem atau suhu lingkungan? Perlu kita ketahui bahwa pada reaksi pencampuran ini reaksi ini bersifat eksoterm karena suhu lingkungannya yang naik, karena reaksi ini menghasilkan panas dan panas ini dilepaskan ke lingkungan. Panas yang dilepas ke lingkungan in akan menyebabkan penurunan entalpi reaksi. Hal ini terjadi karena entalpi produk lebih kecil dari pada entalpi reaktan, sehingga ΔH nya memiliki nilai negatif. Contoh lain dari reaksi eksoterm adalah pembentukan CO 2 dari C dan O 2, berikut adalah persamaan reaksinya: C(s) + O 2 (g) CO 2 (g) ; ΔH = 393,5 kj Pada reaksi endoterm, karena reaksi ini menyerap kalor dari lingkungan maka kalor yang diserap oleh sistem ini akan menyebabkan turunnya suhu lingkungan. Kalor yang diserap akan menaikkan entalpi reaksi sehingga nilai ΔH nya bertanda positif karena entalpi produk lebih tinggi dari entalpi reaktan. Beriktu adalah salah satu contoh reaksi endoterm, yaitu reaksi peruraian CaCO 3 menjadi CaO dan CO 2. CaCO 3 (s) CaO(s) + CO 2 (g) ; ΔH = +178,5 kj 109

122 Kegiatan Siswa 2 Siapkan sebuah gelas kecil berisi air secukupnya, kemudian ambillah sebuah batu kapur berukuran secukupnya. Peganglah gelas tersebut dengan tangan Anda lalu masukkan batu kapur tersebut ke dalam gelas yang berisi air tadi. Apa yang anda rasakan ketika batu kapur mulai melarut ke dalam air? reaksi ini termasuk reaksi endoterm atau eksoterm? Diskusikan fenomena ini dengan teman sebangku Anda. B. Persamaan Termokimia Pada suatu reaksi kimia, untuk dapat mengetahui seberapa besar jumlah kalor yang terjadi maka kita perlu menyusun terlebih dahulu persamaan termokimianya. Apa saja yang diperlukan dalam menyusun persamaan termokimia? Berikut adalah langkah langkah yang diperlukan untuk menyusun persamaan termokimia. a. Pertama-tama tuliskan persamaan reaksi, lengkap dengan koefisien dan fasenya lalu tuliskan ΔH di ruas sebelah kanan atau bersebelahan dengan hasil reaksi. b. Untuk reaksi eksoterm ΔH nya bernilali negatif dan sebaliknya untuk reaksi endoterm ΔH nya bernilai positif. c. Jika persamaan termokimia dikalikan dengan suatu faktor tertentu, maka nilai ΔH juga harus dikalikan dengan faktor tersebut. Begitu juga apa bila persamaan termokimia dibagi dengan faktor tertentu maka nilai ΔH nya juga harus dibagi dengan faktor yang sama. Jika ada dua persamaan yang ditambahkan maka ΔH nya juga harus dijumlah begitu juga dengan operasi pengurangan. d. Koefisien pada persamaan termokimia sama dengan jumlah mol masing - masing komponen/molekul. e. Jika arah persamaan kimianya dibalik maka nilai ΔH akan berubah tandanya, dari (+) menjadi (-) atau sebaliknya. Contoh Soal: Sebanyak 2 mol H 2 (g) dan 1 mol O 2 (g) bereaksi membentuk air disertai pelepasan kalor sebesar 572 kj. Tuliskan persamaan termokimia untuk pembentukan satu mol air. Tuliskan juga reaksi untuk kebalikannya. Penyelesaian : 1) Susun persamaan reaksinya terlebih dahulu lengkap dengan koefisiennya sesuai dengan jumlah mol yang diketahui: 2H 2 (g) + O 2 (g) 2H 2 O(l) 110

123 2) Tuliskan jumlah entalpi yang diperlukan di sebelah kanan hasil eraksi. Karena eaksi ini melepas kalor maka reaksinya adalah eksotermis dan nilai ΔH nya negatif. 2H 2 (g) + O 2 (g) 2H 2 O(l) ΔH = -572 kj 3) ΔH tersebut diatas adalah untuk pembentukan 2 mol air, maka untuk mendapatkan persamaan termokimia pembentukan 1 mol air maka persamaan termokimia harus kita bagi 2. H 2 (g) +1/2 O 2 (g) H 2 O(l) ΔH = -286 kj/mol 4) Untuk reaksi kebalikannya maka menjadi reaksi peruraian H 2 O(l) menjadi CO 2 (g) dan O 2 (g) H 2 O(l) H 2 (g) +1/2 O 2 (g) ΔH = 286 kj/mol C. Entalpi dan Jenis-Jenis Perubahan Entalpi Reaksi Perubahan entalpi yang diukur pada suhu 25 C dan tekanan 1 atm disebut dengan perubahan entalpi standar (ΔH ). Jenis Jenis perubahan entalpi standar bergantung pada jenis reaksi, diantaranya adalah perubahan entalpi pembentukan standar (ΔH o f ), perubahan entalpi penguraian standar (ΔH o d ) dan perubahan entalpi pembakaran standar (ΔH o c ). Tabel 5.2 Simbol Entalpi pada Berbagai Proses Simbol Proses yang direpresentasikan ΔH comb ΔH f ΔH r ΔH fus ΔH vap ΔH solid (fre) ΔH cond ΔH sol Heat of combustion (Pembakaran) Heat of formation (Pembentukan) Heat of a reaction (Reaksi) Heat of fusion (Peleburan) Heat of vaporization (Penguapan) Heat of solidification (Pembekuan) Heat of condensation (Pengembunan) Heat of solution (Pelarutan) 1. Perubahan Entalpi Pembentukan Standar Perubahan entalpi pembentukan standar adalah (ΔH o f ) adalah perubahan entalpi yang menyertai reaksi pembentukan satu mol senyawa dari unsur unsurnya dan diukur pada keadaan standar. Simbol f di sini adalah formation yang berarti pembentukan. Entalpi pembentukan biasa dinyatakan dalam kj/mol. Pada umumnya persamaan termokimia dinyatakan : aa + bb cc + dd ΔH o f = x kj/mol 111

124 dimana a, b, c dan d adalah koefisien reaksi, A, B, C dan D adalah jenis senyawa dan ΔH adalah perubahan entalpi pada keadaan tersebut. Nilai entalpi pembentukan standar memiliki kriteria sebagai berikut: a. Bernilai positif bila menyerap panas dari lingkungan b. Bernilai negatif jika melepas panas ke lingkungan c. Bernilai nol jika unsur tersebut sudah terdapat di alam secara alami d. Bentuk unsur yang sudah ada di alam terbagi menjadi dua yaitu monoatomik dan poliatomik. Monoatomik berarti hanya tersusun atas satu unsur termasuk golongan dari gas mulia dan logam lainnya. Beberapa contoh unsur monoatomik adalah C(s), Fe(s), H + (aq), Ba(s), Ca(s), Mg(s), Na(s), Al(s), B(s), Zn(s) dan P(s). Sedangkan unsur poliatomik berarti unsur tersebut unsur pembentukannya lebih dari satu unsur. Contoh dari unsur poliatomik adalah O 2 (g), Cl 2 (g), P 4 (s), H 2 (g), Br 2 (l), N 2 (g), I 2 (g), F 2 (g) dan beberapa unsur gas lainnya selain gas mulia. Semua unsur unsur yang sudah terdapat di alam ini nilai entalpi pembentukannya adlah 0. Nilai entalpi pembentukan berbagai zat serta persamaan termokimia reaksi pembentukannya dapat dilihat pada tabel berikut ini. Tabel 5.3 Nilai Entalpi Pembentukan Berbagai Zat dan Persamaan Termokimia Pembentukannya Rumus Kimia Zat ΔH o f (kj/mol) Persamaan Termokimia Reaksi Pembentukan H 2 O(l) -285,9 H 2 (g) + ½ O 2 (g) H 2 O(l) o ΔH f = -285,9 kj H 2 O(g) -241,8 H 2 (g) + ½ O 2 (g) H 2 O(g) o ΔH f = -241,8 kj C(grafit) 0,0 C(grafit) C(grafit) o ΔH f = 0 kj C(intan) 1,9 C(grafit) C(intan) o ΔH f = 1,9 kj C(g) 718,4 C(grafit) C(g) o ΔH f = 718,4 kj CO(g) -110,5 C(grafit) + ½ O 2 (g) CO(g) o ΔH f = -110,5 kj CO 2 (g) -393,5 C(grafit) + O 2 CO 2 (g) o ΔH f = -393,5 kj C 2 H 5 OH(l) -277,7 2C(grafit) + 3H 2 (g) + ½ O 2 (g) C 2 H 5 OH(l) ΔH f o = -277,7 kj 112

125 NaCL(s) -410,9 Na(s) + ½ Cl 2 (g) NaCl(s) o ΔH f = -410,9 kj C 2 H 2 (g) 226,7 2 C(grafit) + H 2 (g) C 2 H 2 (g) ΔH f o = 226,7 kj 2. Perubahan Entalpi Penguraian Standar Perubahan entalpi penguraian standar ( ΔH o d ) adalah perubahan entalpi yang menyertai reaksi penguraian satu mol senyawa menjadi unsur usurnya dan diukur pada keadaan standar. Contoh nya adalah penguraian satu mol H 2 O(l) maka persamaan termokimia untuk penguraian H 2 O(l) pada keadaan standar adalah sebagai berikut : H 2 (g) + ½ O 2 (g) H 2 O(l) ΔH o d = 285,9 kj/mol Menurut Hukum Laplace, jumlah kalor yang dibebaskan pada pembentukan senyawa dari unsur - unsurnya sama dengan jumlah kalor yang diperlukan pada penguraian senyawa tersebut menjadi unsur - unsurnya. Jadi, entalpi penguraian merupakan kebalikan dari entalpi pembentukan senyawa yang sama. Dengan demikian jumlah kalornya sama tetapi tandanya berlawanan karena reaksinya berlawanan arah. Berikut adalah contoh contoh lainnya dari perubahan entalpi peruraian standar: AgCl 2 (s) Ag(s) + ½ Cl 2 (g) ΔH o d = 127 kj/mol KMnO 4 (s) K(s) + Mn(s) + 2O 2 (g) ΔH o d = 813 kj/mol CO 2 (g) C(s) + O2 ΔH o d = 393,5 kj/mol 3. Perubahan Entalpi Pembakaran Standar Perubahan entalpi pembakaran standar ( ΔH o c ) adalah perubahan entalpi yang menyertai reaksi pembakaran satu mol senyawa dengan gas oksigen dan diukur pada keadaan standar. Ciri utama dari reaksi pembakaran ada tiga yaitu merupakan reaksi eksoterm, melibatkan oksigen dalam reaksinya dan produk pembakarannya adalah sebagai berikut karbon akan terbakar menjadi CO 2, hidrogen akan terbakar menjadi H 2 O dan belerang akan terbakar menjadi SO 2. Nilai entalpi pembakaran dari berbagai zat pada kondisi standar dapat dilihat pada Tabel 1.3. Contoh Soal: Pembakaran bensin adalah suatu proses eksoterm. Apabila bensin dianggap terdiri atas isooktana, C 8 H 18 (salah satu komponen bensin) tentukanlah jumlah kalor yang 113

126 dibebaskan pada pembakaran 1 liter bensin. Diketahui entalpi pembakaran isooktana = kj/mol dan massa jenis isooktan = 0,7 kg/l Penyelesaian: Massa 1 liter bensin = berat jenis isooktana x volume bensin = 0,7 kg/l x 1L = 0,7 kg = 700 gram Mol Isooktana = massa isooktana / Mr Isooktana = 700 gram/ (114 gram/mol) = 6,14 mol Entalpi pembakaran = mol x Entalpi pembakaran tiap mol = 6,14 x (-5460 kj/mol) = kj Tabel 5. 4 Entalpi pembakaran dari berbagai zat pada kondisi standar Nama Zat ΔH c o (kj/mol) Persamaan Reaksi Pembakaran Karbon -393,5 C(s) + O 2 (g) CO 2 (g) Hidrogen -285,85 H 2 (g) + ½ O 2 (g) H 2 O(l) -241,6 H 2 (g) + ½ O 2 (g) H 2 O(g) Belerang -297 S(s) + O 2 (g) SO 2 (g) Karbon Monoksida -283 CO(g) + ½ O 2 (g) CO 2 (g) Metana -802 CH 4 (g) + 2O 2 (g) CO 2 (g) + 2H 2 O(g) Asetilen C 2 H 2 (g) + 2½ O 2 (g) 2CO 2 (g) + H 2 O(g) Metanol -638 CH 3 OH(l) + 1½ O 2 (g) CO 2 (g) + 2H 2 O(g) Isooktana C 8 H 18 (l) + 12½ O 2 (g) 8CO 2 (g) + 9H 2 O(g) 4. Perubahan Entalpi Netralisasi Standar Perubahan entalpi netralisasi standar ( ΔH o n ) adalah perubahan entalpi yang menyertai eaksi netralisasi satu mol basa oleh asam pada keadaan standar. Contohnya adalah netralisasi natrium hidroksida dengan menggunakan asam klorida. Berikut adalah persamaan termokimianya. NaOH(aq) + HCl(aq) NaCl(aq) + H 2 O(l) ΔH n o = -57,1 kj/mol 5. Perubahan Entalpi Pelarutan Standar Perubahan entalpi pelarutan standar menyatakan jumlah kalor yang diperlukan atau dibebaskan untuk melarutkan 1 mol zat pada keadaan standar. Entalpi pelarutan standar diberi simbol (ΔH o s ) simbol s berasal dari kata solvation yang berarti pelarutan. Sifat o o kelarutan suatu zat di dalam air dapat dilihat dari nilai ΔH s nya. Apabila nilai ΔH s < 0 114

127 o maka zat tersebut larut dalam air namun, apabila ΔH s nilainya sangat positif maka zat tersebut tidak larut dalam air. Berikut ini adalah beberapa contoh persamaan termokimia untuk proses pelarutan: NH 3 (g) + aq NH 3 (aq) ΔH o s = -35,2 kj/mol HCl(g) + aq H + (aq) + Cl - (aq) ΔH o s = -72,4 kj/mol NaCl(s) + aq Na + (aq) + Cl - (aq) ΔH o s = 4,0 kj/mol 6. Perubahan Entalpi Molar Lain Selain perubahan entalpi molar yang telah dibahas, masih terdapat berbagai entalpi molar lain, seperti entalpi peleburan, entalpi penguapan, entalpi sublimasi dan entalpi pengatoman. Masing masing dihitung berdasarkan kuantitas per mol. Semua entalpi molar dinyatakan dalam kj/mol. D. Penentuan Entalpi Reaksi Pada bagian ini kita akan membahas cara cara apa saja yang dapat digunakan untuk mengetahui besarnya perubahan entalpi pada suatu reaksi. Secara umum ada empat cara yang sudah sering digunakan yaitu menggunakan alat eksperimen yang bernama kalorimeter (kalorimetri), menggunakan Hukum Hess (Hukum Penjumlahan), Menggunakan tabel entalpi pembentukan dan yang terakhir adalah menggunakan data energi ikatan. 1. Kalorimetri Kalorimetri yaitu cara penentuan kalor reaksi dengan menggunakan kalorimeter. Seperti yang telah kita ketahui, perubahan entalpi adalah perubahan kalor yang diukur pada tekanan konstan sehingga untuk menentukan perubahan entalpi dilakukan dengan cara yang sama dengan penentuan perubahan kalor yang dilakukan pada tekanan konstan. Perubahan kalor pada suatu reaksi dapat diukur melalui pengukuran perubahan suhu yang terjadi pada reaksi tersebut. Pengukuran perubahan kalor dapat dilakukan dengan alat yang disebut kalorimeter. Kalorimeter adalah suatu sistem terisolasi (tidak ada perpindahan materi maupun energi dengan lingkungan di luar kalorimeter). Kalorimeter terbagi menjadi dua, yaitu kalorimeter bom dan kalorimeter sederhana. Jika dua buah zat atau lebih dicampur menjadi satu maka zat yang suhunya tinggi akan melepaskan kalor sedangkan zat yang suhunya rendah akan menerima kalor, sampai tercapai kesetimbangan termal. 115

128 Berdasarkan Asas black berlaku pernyataan jumlah kalor yang dilepas oleh benda panas sama dengan jumlah kalor yang diterimadiserap oleh benda dingin. Dimana secara umum asas black dapat dituliskan dengan persamaan sebagai berikut Q lepas = Q terima (5.1) Jumlah kalor (Q) dapat dihitung dengan menggunakan persamaan: Di mana, q m = jumlah kalor (J) = massa zat (kg) Q larutan = m Cp ΔT (5.2) T = perubahan suhu ( C atau K) Cp = kalor jenis (J/kg. C) atau (J/kg.K) C Q kalorimeter = C T (5.3) = kapasitas kalor kalorimeter (J/ C) atau (J/K) Karena tidak ada kalor yang terbuang ke lingkungan, maka persamaan kalor untuk sistem kalorimeter dapat dituliskan sebagai berikut: Q reaksi = (Q larutan + Q kalorimeter ) (5.4) H = Q reaksi jumlah mol (5.5) Ada dua jenis kalorimeter yang umum diketahui, yaitu kalorimeter bom (kalorimeter volum konstan) dan kalorimeter sederhana (kalorimetri tekanan konstan). 2. Kalorimeter Bom Kalorimeter bom adalah alat yang digunakan untuk mengukur jumlah kalor (nilai kalori) yang dibebaskan pada pembakaran sempurna (dalam O2 berlebih) suatu senyawa, bahan makanan, bahan bakar atau khusus digunakan untuk menentukan kalor dari reaksireaksi pembakaran. Kalorimeter ini terdiri dari sebuah bom (tempat berlangsungnya reaksi pembakaran, terbuat dari bahan stainless steel dan diisi dengan gas oksigen pada tekanan tinggi) dan sejumlah air yang dibatasi dengan wadah yang kedap panas. Sejumlah sampel ditempatkan pada tabung beroksigen yang tercelup dalam medium penyerap kalor (kalorimeter), dan sampel akan terbakar oleh api listrik dari kawat logam terpasang dalam tabung. Reaksi pembakaran yang terjadi di dalam bom, akan menghasilkan kalor dan diserap oleh air dan bom. Oleh karena tidak ada kalor yang terbuang ke lingkungan, maka: Q reaksi = (Q air + Q bom ) (5.6) Jumlah kalor yang diserap oleh air dapat dihitung dengan persamaan: dengan m air Q air = m air Cp air T (5.7) = massa air dalam kalorimeter (kg) 116

129 Cp air = kalor jenis air dalam kalorimeter (J/kg. C) atau (J/kg.K) T = perubahan suhu ( C atau K) Sedangkan jumlah kalor yang diserap oleh bom dapat dihitung dengan persamaan: Q bom = C bom T (5.8) dengan, C bom = kapasitas kalor bom (J/ C atau J/K) T = perubahan suhu ( C atau K) Sumber : Gilbert, Thomas N. et al Chemistry: The Science in Context (3 rd edition). New York: W. W. Norton & Company, Inc. Gambar 5.3 Kalorimeter bom Reaksi yang berlangsung pada kalorimeter bom berlangsung pada volume tetap (ΔV = nol). Oleh karena itu, perubahan kalor yang terjadi di dalam sistem = perubahan energi dalamnya. H = Q + W dimana W = P. V (Jika V = 0 maka W = 0 ) sehingga H = Q reaksi. 3. Kalorimeter Sederhana Pengukuran kalor reaksi selain kalor reaksi pembakaran dapat dilakukan dengan menggunakan kalorimeter pada tekanan tetap yaitu dengan kalorimeter sederhana yang dibuat dari gelas stirofoam. Kalorimeter ini biasanya dipakai untuk mengukur kalor reaksi yang reaksinya berlangsung dalam fase larutan (misalnya reaksi netralisasi asam basa / netralisasi, pelarutan dan pengendapan). Pada kalorimeter ini, kalor reaksi = jumlah kalor yang diserap/dilepaskan larutan sedangkan kalor yang diserap oleh gelas dan lingkungan diabaikan. Q reaksi = (Q larutan + Q kalorimeter ) (5.9) 117

130 Jika harga kapasitas kalor kalorimeter sangant kecil maka dapat diabaikan sehingga Q kalorimeter = 0 dan perubahan kalor dapat dianggap berakibat pada kenaikan suhu larutan dalam kalorimeter Q reaksi = Q larutan dimana: Q larutan = m larutan Cp larutan ΔT (5.10) dengan m larutan = massa larutan dalam kalorimeter (kg) Cp larutan = kalor jenis larutan dalam kalorimeter (J/kg. C) atau (J/kg.K) ΔT = perubahan suhu ( C atau K) Pada kalorimeter ini, reaksi berlangsung pada tekanan tetap (ΔP = nol ) sehingga perubahan kalor yang terjadi dalam sistem = perubahan entalpinya ( H = Q reaksi ). Sumber : Gambar 5.4 Kalorimeter sederhana Contoh kalorimeter sederhana adalah kalorimeter larutan. Kalorimeter larutan adalah alat yang digunakan untuk mengukur jumlah kalor yang terlibat pada reaksi kimia dalam sistem larutan. Pada dasarnya, kalor yang dibebaskan/diserap menyebabkan perubahan suhu pada kalorimeter. Berdasarkan perubahan suhu per kuantitas pereaksi kemudian dihitung kalor reaksi dari reaksi sistem larutan tersebut. Kini kalorimeter larutan dengan ketelitian cukup tinggi dapat diperoleh dipasaran. 118

131 KEGIATAN SISWA KALORIMETER SEDERHANA Alat yang diperlukan: - 2 Buah gelas styrofoam - 1 buah gelas beker - Batang pengaduk - Termometer - Penutup dari kardus bekas/gabu Cara Pembuatan: 1. Buatlah lubang pada kardus bekas/gabus sesuai dengan diameter termometer yang anda gunakan. 2. Gabungkan kedua gelas styrofoam tersebut, kemudian letakkan kedua styrofoam di atas gelas beker 3. Gunakan kardus bekas yang telah dilubangi tadi sebagai penutup gelas styrofoam, masukkan termometer ke dalam lubang yang telah dibuat pada kardus bekas. 4. Kalorimeter sederhana siap untuk digunakan mengukur perubahan entalpi. Foto Dokumen: Penulis 5. Apa yang dapat anda simpulkan dari kegiatan tersebut? Contoh Soal: Di dalam sebuah kalorimeter terdapat zat yag bereaksi secara endoterm. Reaksi tersebut menyebabkan1 kg air yang terdapat di dalam kalorimeter mengalami penurunan suhu sebesar 5 C. Tentukan kalor reaksi dari reaksi tersebut. (Cp air = 4,2J/g C). Jawab : Q = m air Cp air T 119

132 = 1000 g. 4,2 J/(g. C). 5 C = J = 21 kj Contoh Soal: 50 ml larutan HCl 1 M yang suhunya 22 C dicampurkan dengan 50 ml larutan NaOH 1 M yang suhuny 22 C. Pada reaksi tersebut terjadi kenaikan suhu campuran hingga 28,78 C. Kalor jenis larutan 4,18 J/g. C dimana massa jenis larutan 1 g/ml. Tentukan entalpi netralisasi dan tulis persaman termokimianya. Jawab Volume larutan = 100 ml Berat larutan = 100 ml x 1g/mL = 100 g Q = m larutan Cp larutan T = 100 g x 4,18 J/g. C x (28,78 22)K = 2885,4 J = 2,8854 kj H = -Q = -2,8854 kj untuk pencampuran HCl dan NaOH 0.05 mol = -57,71 kj/mol Persamaan Termokimia nya adalah : HCl (aq) + NaOH (aq) NaCl (aq) + H 2 O (l) H = 57,71 kj Contoh Soal: Dalam kalorimeter yang telah dikalibrasi dan terbuka, direaksikan 50 g alkohol dan 3 g logam natrium. Jika suhu awal campuran 30 C dan setelah reaksi suhunya 75 C, tentukan ΔH reaksi. Diketahui kalor jenis larutan 3,65 J/g C, kapasitas kalor kalorimeter 150 J/ C dan suhu kalorimeter naik sebesar 10 C. Jawab: m larutan = 50 g + 3 g = 53 g T larutan = 75 C 30 C = 45 C 120

133 Q larutan Q kalorimeter = m larutan Cp larutan T = 53 g x 3,65 J/g C x 45 C = 8705,25 J = C kalorimeter T = 150 J/ C x 10 C = 1500 J Q reaksi = (Q larutan + Q kalorimeter ) = -(8705, ) J = ,25 J = -10,205 kj 4. Hukum Hess Hukum ini dikemukakan oleh Germain Henry Hess pada tahun 1840 yang berbunyi Bila suatu perubahan kimia dapat dibuat menjadi beberapa jalan/cara yang berbeda, jumlah perubahan energi panas keselurahannya (total) adalah tetap, tidak bergantung pada jalan/cara yang ditempuh. Maksudnya adalah, suatu reaksi dapat terjadi melalui beberapa tahap reaksi, dan bagaimanapun tahap atau jalan yang ditempuh tidak akan mempengaruhi entalpi reaksi. Perubahan entalpi reaksi hanya tergantung pada keadaan awal dan akhir sistem. Bukan tahap atau jalan yang ditempuh. Perubahan entalpi ini juga merupakan penjumlahan entalpi reaksi dari setiap tahap. Dengan demikian hukum Hess dapat digunakan untuk menghitung ΔH reaksi berdasarkan reaksireaksi lain yang ΔH-nya sudah diketahui. H reaksi = H produk H reaktan (5.11) Hukum ini digunakan ketika kita ingin mengetahui perubahan entalpi suatu reaksi namun tidak dapat diukur menggunakan kalorimeter secara langsung. Sebagai contoh adalah penentuan perubahan entalpi pembentukan standar ( H o f ) CO. Pada reaksi pembakaran karbon tidak mungkin hanya menghasilkan gas CO saja tanpa disertai terbentuknya gas CO 2. 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 CO 2. Dalam penerapan Hukum Hess, persamaan termokimia yang ada terkadang perlu dimodifikasi terlebih dahulu. Berikut beberapa aturan dalam memanipulasi persamaan termokimia. Ketika persamaan reaksi dibalik (reaktan menjadi produk, produk menjadi 121

134 reaktan), tanda nilai ΔH juga harus dibalik (dari positif menjadi negatif, dan sebaliknya). Substansi yang dihilangkan dari kedua sisi persamaan reaksi harus dalam fase yang sama. Jika semua koefisien dari suatu persamaan reaksi dikali atau dibagi dengan faktor yang sama, maka nilai ΔH reaksi tersebut juga harus dikali atau dibagi dengan faktor tersebut. Contoh Soal: Hitunglah jumlah perubahan entalpi pada proses pembuatan CO Jawab: C (graphite) + O 2(g) CO 2(g) H reaksi = -393,5 kj/mol CO 2(g) CO (g) O 2(g) C (graphite) O 2(g) CO (g) H reaksi = +283,0 kj/mol H reaksi = -110,5 kj/mol Contoh Soal: Hitunglah jumlah perubahan entalpi pada proses pembuatan CO 2 dari proses pembakaran atom C dengan menggunakan O 2 Jawab: ΔH 3 C + O 2 CO 2 ΔH 1 ΔH 2 CO ΔH3 = ΔH1 + ΔH2 C (s) + 1 O 2 2(g) CO (g) H 1 = -111 kj/mol CO (g) O 2(g) CO 2(g) C (s) + O 2(g) CO 2(g) 5. Entalpi Pembentukan (ΔH o f ) H 2 = -283,0 kj/mol H 3 = -394 kj/mol Kalor suatu reaksi dapat juga ditentukan dari data entalpi pembentukan zat pereaksi dan produknya. Dalam hal ini, zat pereaksi dianggap terlebih dahulu terurai menjadi unsurunsurnya, kemudian unsur-unsur itu bereaksi membentuk zat produk. H reaksi = Σn. ΔH o f (produk) Σn. ΔH o f (reaktan) (5.12) 122

135 Apabila suatu reaksi memiliki persamaan reaksi aa + bb cc + dd dimana a, b, c dan d adalah koefisien stoikiometrik, maka persamaan entalpi reaksinya adalah: H reaksi = [c. ΔH o f (C) + d. ΔH o f (D)] [a. ΔH o f (A) + B. ΔH o f (B)] Beberapa nilai entalpi pembentukan suatu senyawa dapat dilihat pada Tabel 5.5 Tabel 5.5 Entalpi pembentukan senyawa Senyawa ΔH o f (kj/mol) Senyawa ΔH o f (kj/mol) H 2 (g) 0 C 2 H 4 (g) +52,5 O 2 (g) 0 CCl 4 (g) -96,0 C(s) 0 NH 3 (g) -45,9 H 2 O(g) -241,8 NO 2 (g) +33,2 H 2 O(l) -285,8 SO 2 (g) -296,8 CO 2 (g) -393,5 HCl(g) -92,3 CO(g) -110,5 NO(g) +90,3 Contoh Soal: Tentukan perubahan entalpi reaksi pembakaran C 2 H 8, jika diketahui: ΔH f o C 2 H 6 ΔH f o CO 2 ΔH f o H 2 O = -84,7 kj/mol = -393,5 kj/mol = -285,5 kj/mol Jawab: C 2 H 6 + 3½ O 2 2CO 2 + 3H 2 O H reaksi = Σn. ΔH f o (produk) Σn. ΔH f o (reaktan) H reaksi = [2 ΔH f o CO ΔH f o H 2 O] [ΔH f o C 2 H ΔH f o O 2 ] = [2 393, ,5] [84, ] = -1559,7 kj/mol Contoh Soal: Dengan menggunakan data entalpi pembetnukan pada tabel 1.4. hitunglah: a. ΔH reaksi pembakaran C 2 H 4 b. Jumlah kalor yang dibebaskan pada pembakaran 56 g gas C 2 H 4 Jawab: a. Reaksi Pembakaran C 2 H 4 123

136 C 2 H 4(g) + 3O 2 (g) 2CO 2(g) + 2H 2 O (l) H reaksi = Σn. ΔH f o (produk) Σn. ΔH f o (reaktan) = [2 ΔH f o CO ΔH f o H 2 O] [ΔH f o C 2 H ΔH f o O 2 ] = (2 393, ,5) (1 52, ) = ,6 + 52,5 = 1306,1 kj/mol b. Massa C 2 H 4 = 56 g Mr C 2 H 4 = (2 x 12) + (4 x 1) = 28 mol C 2 H 4 = 56/28 = 2 mol H reaksi 2 mol C 2 H 4 = 2 mol x (-1306,1 kj/mol) = -2612,2 kj Jadi, pada pembakaran 56 gram gas C 2 H 4 dibebaskan kalor sebesar 2612,2 kj 6. Energi Ikatan Energi ikatan (D) didefinisikan sebagai energi yang diperlukan untuk memutuskan 1 mol ikatan dari suatu molekul dalam wujud gas. Reaksi kimia antarmolekul dapat dianggap berlangsung dalam 2 tahap yaitu pemutusan ikatan pada pereaksi dan pembentukan ikatan pada produk. Sehingga Entalpi reaksi dapat diestimasi dari total energi ikatan dari ikatan yang putus dikurangi total energi ikatan dari ikatan yang terbentuk. H reaksi = ΣD(ikatan putus) ΣD(ikatan terbentuk) H reaksi = ΣD(reaktan) ΣD(produk) Energi ikatan dinyatakan dalam kj/mol, energi ikatan antar atom untuk berbagai senyawa dapat dilihat pada Tabel 5.6. Tabel 5.6 Energi ikat antar Atom dari berbagai Senyawa (kj/mol) Ikatan Tunggal C H 413 N H 391 O H 463 F F 155 C C 348 N N 163 O O 146 C N 293 N O 201 O F 196 Cl F 253 C O 358 N F 272 O Cl 190 Cl Cl 242 C F 485 N Cl 200 O I 234 C Cl 328 N Br 243 Br F 237 C Br 276 S H 339 Br Cl 218 C I 240 H H 436 S F 327 Br Br 193 C S 259 H F 567 S Cl 253 H Cl 431 S Br 218 I Cl 208 Si H 323 H Br 366 S S 266 I Br

137 Si Si 226 H I 299 I I 151 Si C 301 Si O 368 Si Cl 464 Ikatan Ganda (lebih dari 1) C = C 614 N = N 418 S = O 523 C C 839 N N 941 S O 418 C = N 615 N = O 607 C N 891 C = O 799 O = O 495 C O 1072 Sumber : Brown, Theodore L. et al Chemistry: The Central Science (13 edition New Jersey: Pearson Education, Inc. Contoh Soal: Dengan menggunakan tabel 1.5 hitunglah perubahan entalpi reaksi : CH 4 + 4Cl 2 CCl 4 + 4HCl. Jawab: H Cl H C H + 4 Cl Cl Cl C Cl + 4 H Cl H Cl H reaksi = ΣD(ikatan putus) ΣD(ikatan terbentuk) = [(4 C H) + (4 Cl Cl)] [(4 C Cl) + (4 H Cl)] = [4(413) + 4(242)] [4(328) + 4(431)] = = -416 kj/mol Contoh Soal: Hitunglah nilai perubahan entalpi reaksi pembuatan NH 3. Jawab: Persamaan reaksi pembuatan NH 3 adalah: N 2 + 3H 2 2NH 3 apabila digambarkan dalam bentuk ikatan atomnya maka akan terlihat seperti pada gambar di bawah ini. 125

138 H N N + 3 H H 2 N H H H reaksi = ΣD(ikatan putus) ΣD(ikatan terbentuk) = [(N N) + (3 H H)] [(2 3 N H)] = [ ] [ ] = = 97 kj 7. Kalor Pembakaran 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 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, ke dalam gas alam ditambahkan suatu zat yang berbau tidak sedap, yaitu merkaptan, sehingga dapat diketahui jika ada kebocoran. Gas alam dari beberapa sumber mengandung H 2 S, 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 126

139 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, misalnya dapat menimbulkan polusi udara yang lebih hebat daripada bahan bakar apapun. Karena 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, H 2 dan CH 4. 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: H 2 O (l) 2H 2(g) + O 2(g) ΔH = 572 kj Apabila energi yang digunakan untuk menguraikan air tersebut berasal dari bahan bakar fosil, maka hidrogen bukanlah bahan bakar yang konversial. Sehingga saat ini mulai gencar dilakukan penelitian untuk menciptakan bahan bakar alternatif agar kita tidak terlalu tergantung kepada bahan bakar fosil. Nilai kalor dari berbagai jenis bahan bakar diberikan pada Tabel 5.7 berikut. Tabel 5.7 Komposisi dan nilai kalor dari berbagai jenis bahan bakar Komposisi Nilai Kalor Jenis Bahan Bakar C H O (kj per gram) Gas alam Batu bara (antrasit) Batu bara (bituminos) Minyak mentah Bensin Arang Kayu Hidrogen Nilai kalor bahan bakar digunakan untuk memperkirakan harga energi suatu bahan bakar. Berikut adalah contoh penghitungan bahan bakar yang lebih efisien : 127

140 Contoh Soal: Harga arang Rp 400,00/kg, dan harga LPG Rp 800,00 /kg. Nilai kalor bakar arang 34 kj/gram dan nilai kalor bakar LPG 40 kj/gram. Dari informasi tersebut dapat diketahui manakah harga kalor yang lebih murah, yang berasal dari arang atau dari LPG. Jawab: Misal Jumlah bahan bakar = 1000 gram Nilai kalor bakar arang = 34 kj/gram Nilai kalor bakar LPG = 40 kj/gram maka, Jumlah kalor arang = 34 kj/gram x 1000 gram = kj Jumlah kalor arang/rupiah = kj / Rp. 400 = 85 kj/rupiah Jumlah kalor LPG = 40 kj/gram x 1000 gram = kj Jumlah kalor LPG/rupiah = kj / Rp. 800 = 50 kj/rupiah Jadi, dapat disimpulkan bahwa kalor dari arang lebih murah dibandingkan dengan kalor yang dihasilkan dari LPG. 8. Penentuan Kalor Bahan Bakar a. Secara Empiris Metode ini sudah dibahas pada sub bab sebelumnya, untuk perhitungan secara empiris kita dapat menggunakan bom kalorimeter. Suatu hal yang anda ketahui, di dalam dunia industri terutama industri kimia rumus kimia bahan bakar terkadang tidak terlalu diperhatikan karena yang terpenting dari suatu bahan bakar adalah nilai kalornya saja. Sebagai contoh adalah minyak bumi dan batu bara yang digunakan sebagai pembangkit boiler. b. Rumus Molekul Dalam ilmu kimia murni, kalor juga dapat dihitung berdasarkan rumus molekul dan ikatan dari hidrokarbon nya. Berikut adalah contoh hidro karbon sederhana. CH4 (g) + 2 O 2 (g) CO 2 (g) + 2 H 2 O (l) 128

141 Seperti yang dapat kita lihat pada persamaan kimia di atas, pada sisi reaktan semuanya memiliki lambang (g) yang artinya kedua reaktan berada pada fasa gas, sedangkan pada sisi produk ada perubahan fasa menjadi liquid karena ada lambang (l) pada salah satu produk yang dihasilkan. Hal ini sangat penting diketahui karena sebagian panas dari pembakaran akan dipakai utuk menguapkan air menjadi gas. Maka ada istilah HHV (High Heating Value) dan LHV (Low Heating Value). Oada dasarnya yang dapat kita manfaatkan hanyalah LHV karena semua hasil pembakaran biasanya berbentuk gas. c. Asumsi Pembakaran Sempurna Penentuan kalor bahan bakar juga dapat dilakukan dengan menganggap bahwa proses pembakarannya terjadi secara sempurna, dalam proses ini memerlukan jumlah oksigen yang cukup sehingga jika pembakarannya dianggap ideal maka tidak ada reaktan yang tersisa. Namun pada kenyatannya oksigen yang digunakan dalam proses pembakaran berasal dari alam yang juga mengandung 79% nitrogen maka reaksi yang terjadi adalah: CH O 2 + N 2 CO H 2 O + N 2 + CO + NOx + heat Jika reaksi mendekati ideal, maka CO dan NOx jumlahnya akan sangat kecil (ppm, part per million). Di sini dibutuhkan jumlah oksigen yang lebih banyak dari kebutuhan standarnya (sesuai dengan persamaan reaksi), bisa sampai 30 % lebih banyak. Apabila pada jumlah oksigen yang digunakan pada proses pembakaran tidak mencukupi maka jumlah CO yang dihasilkan akan semakin besar. NOx adalah nitrogen yang mengikat O dalam kadar yang bermacam macam. Kedua duanya baik CO maupun NOx ini merupakan gas beracun. d. 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: Pembakaran sempurna isooktana: C 8 H 18(l) O 2(g) 8CO 2(g) + 9H 2 O (g) ΔH = kj Pembakaran tak sempurna isooktana C 8 H 18(l) O 2(g) 8CO (g) + 9H 2 O (g) ΔH = -2924,4 kj 129

142 e. Dampak Pembakaran Tidak Sempurna 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. Gas CO selain berperan dalam pencemaran lingkungan, juga merupakan salah satu zat yang berbahaya bagi tubuh. Kenapa? karena gas CO lebih mudah terikat oleh hemoglobin dlam tubuh manusia dibandingkan gas O 2. Hemoglobin berfungsi untuk menangkut oksigen dari paru paru ke seluruh tubuh, sehingga jika hemoglobin banyak mengikat CO, kita akan kekurangan oksigen dan akan berujung sampai pada kematian. Berikut adalah reaksi antara CO dengan Hb: CO + Hb HbCO O 2 + Hb HbO 2 Daya ikat HbCO ini 200 kali lipat lebih kuat dibandingkan daya ikat HbO 2. Di jalan raya yang banyak kendaraan bermotor atau di daerah pemberhentian sementara (lampu merah) kadar CO akan mencapai lebih dari 100 ppm. Apabila kadar CO di udara lebih dari 250 ppm dapat menyebabkan orang kehilangan kesadaran dan apabila kadar CO mencapai 750 ppm akan dapat menyebabkan kematian. Rangkuman 1. Termokimia adalah bagian dari ilmu kimia yang mempelajari perubahan kalor atau panas suatu zat yang menyertai raeksi atau proses kimia, perubahan keadaan dan pembentukan larutan. 2. Entalpi adalah suatu besaran termodinamika untuk menyatakan kalor reaksi yang berlangsung pada tekanan tetap. 3. Perubahan entalpi (ΔH) adalah perubahan kalor yang terjadi selama proses penerimaan atau pelepasa kalor. 4. Kalor adalah energi yang berpindah dari sistem ke lingkungan atau sebaliknya karena adanya perbedaan suhu. 5. Reaksi eksoterm bersifat melepas kalor ke lingkungan sehingga mengakibatkan naiknya suhu lingkungan dan menurunkan entalpi reaksi sehingga nilai ΔH-nya negatif. 130

143 6. Reaksi endoterm menyerap kalor dari lingkungan sehingga suhu lingkungan menjadi lebih dingin, juga menyebabkan naiknya entalpi reaksi sehingga memiliki nilai ΔH yang positif. 7. Persamaan reaksi yang menyertakan perubahan entalpinya disebut persamaan termokimia. 8. Koefisien pada persamaan termokimia berkaitan dengan nilai entalpi pada reaksi tersebut, apabila koefisien persamaan termokimia dikali dengan suatu faktor, maka nilai entalpi nya juga harus dikalikan dengan faktor yang sama. Hal ini juga berlaku pada operasi pembagian, penambahan dan pengurangan. 9. Apabila arah suatu persamaan termokimia dibalik, maka nilai perbahan entalpinya ΔHnya harus dikalikan dengan (-1) sehingga akan memiliki nilai yang berkebalikan dengan nilei ΔH sebelumnya. 10. Perubahan entalpi pada pembentukan 1 mol zat disebut entalpi molar pembentukan (formation). 11. Kebalikan dari perubahan entalpi pembentukan adalah perubahan entalpi reaksi penguraian (decomposition). 12. Reaksi kimia yang umum digunakan untuk menghasilkan energi adalah pembakaran, yaitu reaksi cepat antara bahan bakar dengan oksigen disertai terjadinya api. 13. Ciri utama reaksi pembakaran adalah bersifat eksoterm, melibatkan oksigen dalam reaksinya dan produk pembakarannya di antaranya adalah CO 2, H 2 O dan SO Perubahan entalpi netralisasi akan banyak dijumpai pada proses reaksi antara asam dan basa yang akan menghasilkan garam. 15. Perubahan entalpi pelarutan standar dapat dengan mudah dijumpai pada proses pelarutan zat padat pada sejumlah cairan yang bersifat melarutkan padatan tersebut. 16. Penentuan entalpi reaksi dapat dilakukan dengan metode kalorimetri, hukum Hess, tabel entalpi pembentukan dan menggunakan data energi ikatan. 17. Kalorimeter bom digunakan untuk mengukur perubahan entalpi pada proses pembakaran yang membutuhkan oksigen. 18. Kalorimeter sederhana dapat digunakan untuk mengukur perubahan entalpi pada proses pelarutan, netralisasi dan reaksi. 19. Pada hukum Hess berlaku persamaan H reaksi = H produk H reaktan. Biasanya digunakan untuk mengukur perubahan entalpi yang tidak dapat diukur secara langsung menggunakan metode kalorimetri. 131

144 20. Penentuan perubahan entalpi reaksi dengan menggunakan data entalpi pembentukan (ΔH o f ) berlaku persamaan H reaksi = Σn. ΔH o f (produk) Σn. ΔH o f (reaktan). 21. Entalpi pembentukan senyawa murni seperti H 2, O 2 dan C adalah 0 kj/mol. 22. Reaksi kimia berlangsung dalam dua tahap yaitu pemutusan ikatan dan pembetnukan ikatan. 23. Penentuan entalpi reaksi dengan menggunakan metode energi ikatan mengikuti persamaan: H reaksi = ΣD(ikatan putus) ΣD(ikatan terbentuk). 24. Bahan bakar yang paling sering digunakan hingga saat ini adalah bahan bakar fosil di antaranya adalah gas alam, minyak bumi dan batu bara. 25. Saat ini bahan bakar dari bahan alami mulai sering di teliti lebih lanjut untuk menggantikan ketergantungan manusia terhadap bahan bakar fosil. 26. Pembakaran sempurna pada gas hidrokarbon akan menghasilkan karbon dioksida dan uap air. 27. Pembakaran bahan bakar pada mesin kendaraan atau dalam industri tidak terbakar sempurna. 28. Dampak dari pembakaran tidak sempurna antar lain adalah menghasilkan sedikit kalor, mengurangi efisiensi bahan bakar dan menghasilkan karbon monoksida (CO) yang bersifat beracun dan dapat mencemari lingkungan. Kegiatan Siswa 1 Judul Kegiatan: Reaksi Eksoterm dan Endoterm Alat dan Bahan: 1. Air 2. Gelas kimia 3. CaO 4. Ba(OH) 2. 8H 2 O 5. NH 4 Cl 6. Serbuk belerang 7. Tembaga (II) karbonat 8. Spatula 9. Tabung reaksi 10. Gabus 11. Pemanas buchner 132

145 Langkah Kerja: 1. Masukkan kurang lebih 10 ml air ke dalam gelas kimia dan uji dengan kertas lakmus merah. Pegang gelas tersebut untuk merasakan suhunya. Tambahkan sebongkah CaO sebear kelereng. Rasakan suhu dengan memegang gelas kimia. Uji larutan dengan kertas lakmus merah. 2. Masukkan Ba(OH) 2.8H 2 O sebanyak 2 spatula ke dalam tabung reaksi. Lalu tambahkan NH 4 Cl sebanyak 2 spatula. Aduk campuran tersebut kemudian tutuplah dengan gabus. Pegang tabung tersebut dan rasakan suhunya. Diamkan selama beberapa saat, kemudian buka tabugn dan cium bau gas yang terbentuk. 3. Campurkan serbuk belerang sebanyak 6 spatula dengan serbuk serbuk besi sebanyak 2 spatula. masukkan campuran tersebut ke dalam tabung reaksi. Panaskan tabung tersebut hingga campuran berpijar. Hentikan pemanasan, amati apa yang terjadi! 4. Masukkan 3 spatula tembaga (II) karbonat ke dalam tabung reaksi. Panaskan tabung sampai mulai terjadi perubahan pada tembaga (II) karbonat. Hentikan pemanasan, amati apa yang terjadi dan catat pengamatan Anda. Hasil Pengamatan Buatlah tabel pengamatan Anda pada setiap kal melakukan pengamatan sesuai dengan cara kerja di atas. Analisis Data 1. Gejala apakah yang menunjukkan bahwa reaksi kimia telah terjadi dari percobaan di atas? 2. Bila hasil reaksi dibiarkan beberapa jam, apa yang Anda harapkan terjadi dengan suhu campuran percobaan 1 dan 2? 3. Bagaimanakn jumlah entalpi zat-zat hasil reaksi dibandingkan dengan jumlah energi zat pereaksi pada reaksi 1 sampai 4 jika diukur pada suhu dan tekanan yang sama? 4. Gambar diagram energi untuk keempat reaksi di atas! 5. Simpulkanlah pengertian eksoterm dan endoterm pada percobaan di atas! Kegiatan Siswa 2 Judul Kegiatan: Menghitung Panas Pencampuran Alat dan Bahan: 1. Kalorimeter sederhana 133

146 2. Pengaduk 3. Natrium hidroksida (NaOH) 4. Air Langkah Kerja: 1. Masukkan air sebanyak 200 ml ke dalam gelas styrofoam (gelas kalorimeter sederhana). 2. Aduk perlahan-lahan dengan menggunakan pengaduk. 3. Cek suhu air dengan menggunakan termometer. 4. Catat suhu air tersebut pada lembar kerja Anda. 5. Timbang NaOH padat sebanyak 2 gram. 6. Masukkan NaOH yang telah ditimbang ke dalam gelas styrofoam yang telah berisi air. 7. Aduk campuran tersebut dengan menggunakan pengaduk hingga NaOH benar benar larut ke dalam air 8. Catat suhu tertinggi yang terlihat pada termometer pada lembar kerja Anda. 9. Anda dapat melakukan percobaan ini dengan memvariasikan jumlah air dan jumlah NaOH yang digunakan. Lembar Kerja: Berat gelas styrofoam =... g Berat gelas + air =... g Berat NaOH =... g Suhu air mula mula =... C Suhu campuran =... C Perhitungan: Berat air yang digunakan =... g Perubahan suhu =... C Mr NaOH =... g/mol Energi yang dilepas =... kj ΔH pelarutan ( H o s ) NaOH =... kj/mol o H s NaOH dari referensi =... kj/mol % error =...% Tabel Pengamatan: Untuk variasi jumlah air dan NaOH, data pengamatan dapat diletakkan pada tabel berikut ini 134

147 Berat gelas styrofoam =... g To air ( C) =... C Mr NaOH =... g/mol H s o NaOH dari referensi =... kj/mol No. V air (ml) m Air + gelas (g) m Air (g) m NaOH (g) n NaOH (mol) T camp ( C) E (kj) H s o (kj/mol) Error (%) dengan : To air m Air + gelas mair n NaOH T camp E = Suhu air mula mula = Berat air ditambah gelas styrofoam = Berat air = Mol NaOH = Suhu campuran = Energi yang dilepas selama proses pelarutan Kegiatan Siswa 3: Menghitung Panas Pelarutan 1 Alat dan Bahan: 1. Kalorimeter sederhana ml air ml HCl 0,25 M 4. NaOH 2 gram Langkah Kerja: 1. Masukkan HCl 0,25 M sebanyak 200 ml ke dalam gelas styrofoam (gelas kalorimeter sederhana). 2. Aduk perlahan lahan dengan menggunakan pengaduk. 135

148 3. Cek suhu HCl dengan menggunakan termometer. 4. Catat suhu HCl tersebut pada lembar kerja Anda. 5. Timbang NaOH padat sebanyak 2 gram. 6. Masukkan NaOH yang telah ditimbang ke dalam gelas styrofoam yang telah berisi HCl 0,25 M. 7. Aduk campuran tersebut dengan menggunakan pengaduk hingga NaOH benar benar larut ke dalam larutan HCl. 8. Catat suhu tertinggi yang terlihat pada termometer pada lembar kerja Anda. 9. Buanglah lautan tersebut di tempat yang telah disediakan, bersihkan kalorimeter sederhana dengan menggunakan air Lembar Kerja Berat gelas styrofoam =... g Berat gelas + HCl =... g Suhu mula mula =... C Suhu Akhir campuran =... C berat NaOH =... g Perhitungan Berat HCl 0,25 M =... g mol HCl dalam larutan =... mol Perubahan suhu =... C Mr NaOH =... g/mol Asumsikan kapasitas kalor 0,25 M HCl sama dengan kapasitas kalor air (4,18 J/g C) Energi yang dilepas (E) =... kj ΔH reaksi =... kj/mol Kegiatan Siswa 4: Menghitung Panas Pelarutan Alat dan Bahan: 1. Kalorimeter sederhana 2. Natrium asetat (NaCH 3 COO) 3. Amonium nitrat (NH 4 NO 3 ) 4. Pengaduk 5. Timbangan Cara Kerja: 1. Timbang amonium nitrat sebanyak 15 gram. 136

149 2. Timbang gelas styrofoam kosong. 3. Masukkan 150 ml air ke dalam gelas styrofoam kemudian catat beratnya. 4. Aduk air dengan menggunakan pengaduk hingga suhunya konstan. 5. Larutkan padatan amonium nitrat ke dalam air kemudian aduk mengunakan pengaduk. 6. Catat suhu terakhir setelah semua padatan larut dalam air. 7. Bersihkan gelas tersebut kemudian keringkan. 8. Ulangi percobaan ini dengan menggunakan 15 gram natrium asetat. Perhitungan 1. Dari data percobaan Anda hitunglah: a) Perubahan suhu air b) Massa air c) Hitung panas yang diserap (atau dilepas) oleh air pada proses pelarutan d) Hitung mol padatan yang digunakan e) Hitung panas pelarutan untuk kedua padatan yang digunakan. 2. Carilah nilai panas pelarutan kedua padatan tersebut dari Bahan Ajar, hitung persen error antara data eksperimen dengan referensi. 3. Hasil pengamatan Anda dapat diletakkan pada tabel berikut ini Tabel Data Amonium Nitrat Natrium Asetat Berat gelas styrofoam kosong = g g Berat gelas + Air = g g Suhu air mula - mula = C C Suhu campuran = C C Perhitungan Amonium Nitrat Natrium Asetat Berat air = G g Mr padatan = g/mol g/mol Mol padatan = Mol mol Perubahan suhu = C C Energi yang dilepas = kj kj Data panas pelarutan amonium nitrat dan natrium asetat dari referensi: Amonium nitrat Natrium asetat =... kj/mol =... kj/mol 137

150 Perhitungan error : % error = ( H eksperimen H pelarutan referensi) 100 % H pelarutan referensi % error Amonium nitrat =... % Natrium asetat =... % Kegiatan Siswa 5: Penentuan Entalpi Pembakaran Alat: 1. Lilin 2. Neraca analitis 3. Gelas kimia 4. Termometer 5. Kaki tiga 6. Kasa Langkah Kerja: a. Kalor Pembakaran Lilin 1. Timbang gelas kimia kosong. 2. Isilah dengan air sebanyak 200 ml 3. Timbang gelas kimia yang telah berisi air 4. Rangkailah alat pembakaran dengan meletakkan secara berurutan dari bawah ke atas adalah kaki tiga, kasa dan gelas kimai berisi air. 5. Ambillah lilin yang telah disediakan kemudian timbang beratnya 6. Panaskan air dengan manggunakan lilin hingga mengalami kenaikan suhu sebesar 20 C 7. Matikan lilin, kemudian timbang massa lilin setelah digunakan dalam proses pembakaran b. Kalor Pembakaran Lilin 1. Lakukan langkah yang sama dari 1 4 seperti pada percobaan sebelumnya. 2. Ambil tempat spiritus kemudian timbang dengan neraca analitis. 3. Isilah dengan spiritus sebanyak 100 ml. 4. Timbang berat tempat spiritus yang telah berisi spiritus. 5. Nyalakan spiritus untuk memanaskan air 6. Panaskan air dengan manggunakan lilin hingga mengalami kenaikan suhu sebesar 20 C 138

151 7. Matikan spiritus dengan menggunakan pentupnya (jangan ditiup). 8. Timbang massa tempat spiritus setelah digunakan dalam proses pembakaran Hasil Pengamatan Hasil pengamatan dapat dimasukkan ke dalam tabel berikut ini: Kalor Pembakaran Lilin 1. Massa lilin awal g 2. Massa lilin akhir g 3. Massa Air g 4. Massa lilin terbakar g 5. T air mula mula C 6. T air akhir C Kalor Pembakaran Spiritus 1. Massa spiritus awal g 2. Massa spiritus akhir g 3. Massa Air g 4. Massa spiritus yang digunakan g 5. T air mula mula C 6. T air akhir C Perhitungan 1. Hitung panas yang diterima air dengan persamaan Q diterima = m air. Cp air (T air mula mula T air akhir ) 2. Q lepas = Q terima 3. Kalor pembakaran lilin H c o lilin = Q lepas mol lilin dimana Mr lilin = 352 g/mol 4. Kalor pembakaran spiritus H c o spiritus = Q lepas mol spiritus dimana Mr spiritus = 58 g/mol 139

152 UJI KOMPETENSI PILIHAN GANDA 1. Diketahui reaksi reaksi sebagai berikut: S (s) + O 2(g) SO 2(g) ΔH = A kkal 2SO 2(g) + O 2(g) 2SO 3(g) ΔH = B kkal Perubahan entalpi (ΔH) untuk reaksi berikut: 2S (s) + 3O 2(g) 2SO 3(g) adalah... A. (A + B) kkal B. (2A + B) kkal C. (2A - B) kkal D. (A + 2B) kkal E. (3A + 3B) kkal 2. Kalor pembentukan AgNO 3 = 23 kkal/mol. Pernyataan ini dapat ditulis... A. Ag + + NO 3- AgNO kkal B. 2 Ag (s) + N 2(g) + 3O 2(g) 2 AgNO kkal C. 2 Ag (s) + 2 HNO 3 2 AgNO kkal D. Ag 2 O (s) + N 2 O 5(g) 2 AgNO kkal E. Ag + + NO - 2 AgNO kkal 3. Jika diketahui kalor pembentukan Fe 3 O 4 = 226 kkal dan kalor pembentukan H 2 O(g) = 58 kkal, maka kalor reduksi 3Fe + 4 H 2 O (g) Fe 3 O H 2 adalah... A. 6 kkal D. 498 kkal B. 208 kkal E. 400 kkal C. 324 kkal 4. Persamaan reaksi 2CO + O 2 2 CO ,6 kkal menyatakan bahwa pembakaran 1 mol CO terjadi perubahan entalpi sebesar... A. 136,6 kkal B. -136,5 kkal C. -68,3 kkal D. 68,3 kkal E. 48,3 kkal 140

153 5. Pada dasarnya, raeksi kimai adalah peristiwa... A. Perubahan wujud B. Pembentukan ikatan C. Pemutusan ikatan D. Pemutusan dan pembentukan ikatan E. Perubahan warna 6. Pada suatu reaksi kimia jika terjadi perpindahan energi dari sistem ke lingkungan, maka energi yang dipindahkan ini berasal dari... A. Zat-zat yang bereaksi D. Perubahan wujud zat B. Zat-zat hasil reaksi E. Perubahan warna zat C. Gesekan selama reaksi 7. Suatu reaksi kimia dikatakan eksoterm jika terjadi perpindahan panas dari... A. Zat-zat yang bereaksi B. Zat-zat hasil reaksi C. Gesekan selama reaksi D. Perubahan wujud zat E. Perubahan warna zat 8. Jika pada reaksi N 2(g) + 2 O 2(g) 2 NO 2(g) dibutuhkan panas sebesar 16,2 kkal, maka ΔH panas pembentukan NO 2 adalah... A. Zat-zat yang bereaksi B. Zat-zat hasil reaksi C. Gesekan selama reaksi D. Perubahan wujud zat E. Perubahan warna zat 9. Dari reaksi berikut ini: 2C 2 H 2(g) + 5O 2(g) 4CO 2(g) + 2H 2 O (l) ΔH = -674 kkal Harga perubahan entalpi di atas menunjukkan bahwa... A. ΔH pembentukan C 2 H 2 dan unsur - unsurnya B. ΔH pembentukan 1 mol C 2 H 2 secara sempurna C. ΔH pembentukan CO 2 dari reaksi C 2 H 2 dan O 2 D. ΔH raksi 2 mol C 2 H 2 dengan O 2 E. ΔH pembentukan O 2 dari unsur - unsurnya 141

154 10. Untuk menguraikan 17 gram NH 3(g) (BM = 17) menjadi unsure-unsurnya diperlukan energi 11 kkal, maka panas pembentukan NH 3(g) adalah... A. 11 kkal/mol D. 14 kkal/mol B. 11/17 kkal/mol E. 4 kkal/mol C. -11 kkal/mol 11. Kalor lebur yang diperlukan suatu zat pada waktu zat tadi melebur adalah... A. Menaikkan suhu B. Mematahkan energi ikatan kisi C. Mengubah padat menjadi wujud gas D. Mempertahankan temperatur tetap E. Merubah warna zat 12. Dalam suatu proses dimana sistem melakukan kerja sebesar 60 kkal, sistem tersebut mengalami penurunan energi dalam sebesar 30 kkal. Dapat disimpulkan bahwa kalor dari proses tersebut adalah... A. 90 kkal B. -30 kkal C. 60 kkal D. -60 kkal E. 30 kkal 13. Entalpi pembentukan standar karbondioksida = 34,3 kj/mol. Yang manakah di bawah ini yang merupakan entalpi pembakaran standar dari karbon dinyatakan dalam kj/mol? A. -34,3 B. +34,3 C D E Pasangan perubahan manakah di bawah ini yang mengakibatkan suatu sistem kimia mengalami reaksi spontan? A. Berkurangnya entalpi dan entropi B. Bertambahnya entalpi dan entropi C. Entalpi bertambah, entropi konstan D. Entalpi berkurang, entropi bertambah E. Entalpi berkurang, entropi konstan 142

155 15. Diketahui : C + 2S CS 2 ΔH = -19,7 kkal S + O 2 SO 2 ΔH = +71,2 kkal C + O 2 CO 2 ΔH = +79,8 kkal CS 2 + 3O 2 CO SO 2 ΔH = X kkal maka nilai X adalah... A. 319,7 D. 149,3 B. 241,9 E. 119,7 C. 188,7 SOAL ESAI 1. Sepotong besi mempunyai kapasitas kalor 5,5 J/K, hitung panas yang diperlukan untuk memanaskan besi tersebut dari suhu 25 C hingga 55 C! 2. Suatu sistem gas dalam wadah kedap panas dimampatkan dari 100 L menjadi 50 L. Apakah suhu gas tersebut mengalami peningkatan atau penurunan? Jelaskan jawaban anda! 3. Berapakah jumlah kalor yang dikeluarkan dari 1 kg air panas hingga suhunya turun dari 100 C menjadi 25 C? Diketahui kalor jenis air = 4,18 J/g.K 4. Berikanlah beberapa contoh perpindahan energi antara sistem dan lingkungan dalam kehidupan sehari-hari! 5. Pada pembentukan 1 gram NaCl dibebaskan kalor 7,024 kj. Tuliskan persamaan termokimia reaksi pembentukan NaCl beserta jumlah entalpi pembentukannya! (Mr Na = 23; Cl = 35,5) 6. Diketahui: a) H 2(g) + F 2(g) 2HF (g) H = 537 kj b) C (s) + 2F 2(g) CF 4(g) H = 680 kj c) 2C (s) + 2H 2(g) C 2 H 4(g) H = 52,3 kj Tentukan entalpi reaksi berikut: C 2 H 4(g) + 6F 2(g) 2CF 4(g) + 4HF (g) 7. Tuliskanlah persamaan termokimia untuk masing masing reaksi berikut: a) Penguraian 1 mol amonia menjadi gas nitrogen dan gas hidrogen dengan diperlukan kalor 46 kj! 143

156 b) Pembakaran 1 mol gas etana membentuk karbon dioksida dan uap air menghasilkan 142 kj! c) Penguraian 1 mol kalsium karbonat (CaCO 3 ) menjadi kalsium oksida dan karbon dioksida diperlukan 178,5 kj. 8. Diketahui: S (s) + O 2(g) SO 2(g) H = 296,8 kj 2SO 2(g) + O 2(g) 2SO 3(g) H = 197,8 Tentukan entalpi dari reaksi berikut ini: S (s) O 2 2(g) SO 3(g) H =? 9. Diketahui entalpi pembentukan metanol C 2 H 4 O (l) = -238,6 kj/mol; CO 2(g) = -393,5 kj/mol dan H 2 O (l) = -286 kj/mol. a) Tentukanlah entalpi pembakaran metanol untuk membentuk gas CO 2 dan Air! b) Tentukanlah jumlah kalor yang dibebaskan pada pembakaran 8 gram metanol (Mr H = 1; C = 12; O = 16) 10. Estimasilah nilai ΔH reaksi pembakaran berikut dengan menggunakan data energi ikatan rata-rata. H H 2 H C C H + 7 O O 4 O C O + 6 H O H H H 144

157 BAB 6 SIFAT KOLIGATIF LARUTAN Peta Konsep Setelah mempelajari bab ini, Anda diharapkan dapat: 1. Mengetahui dan mampu menjelaskan tentang sifat koligatif larutan. 2. Mengetahui dan mampu membandingkan sifat koligatif larutan non elektrolit dan larutan elektrolit pada konsentrasi yang sama. 3. Mengetahui dan mampu menjelaskan tentang penurunan tekanan uap, kenaikan titik didih, penurunan titik beku, dan tekanan osmotik. 145

158 Sifat koligatif larutan adalah sifat fisis larutan yang hanya tergantung pada jumlah partikel zat terlarut dan tidak tergantung dari jenis zat terlarut. Dengan mempelajari sifat koligatif larutan, akan menambah pengetahuan kita tentang gejala-gejala di alam, dan dapat dimanfaatkan untuk kehidupan, misalnya mencairkan salju di jalan raya, menggunakan obat tetes mata atau cairan infus, mendapatkan air murni dari air laut, menentukan massa molekul relatif zat terlarut dalam larutan dan masih banyak lagi, yang tergolong sifat koligatif larutan adalah: penurunan tekanan uap, kenaikan titik didih, penurunan titik beku dan tekanan osmotik dari larutan. A. Hukum Raoult Tekanan uap suatu komponen yang menguap dalam larutan sama dengan tekanan uap komponen murni dikalikan dengan fraksi mol komponen yang menguap dalam larutan, pada suhu yang sama. Sumber: Gambar 6.1 Kurva hukum raoult Misalkan komponen A: A o A di mana: P A = tekanan uap di atas larutan X A o P A = fraksi mol A = tekanan uap A murni P P X (6.1) Dengan kata lain, bunyi hukum ini: Tekanan uap parsial komponen A dalam larutan berbanding lurus dengan fraksi mol dan tetapan perbandingan adalah tekanan uap komponen A murni. A 146

159 Larutan yang mengikuti hukum Raoult disebut larutan ideal Persyaratan larutan ideal: 1) Molekul zat terlarut dan molekul pelarut tersusun sembarang 2) Pada pencampuran tidak terjadi efek kalor Catatan: Misalnya suatu larutan ideal terdiri atas komponen A dan komponen B. Semua gaya kohesi (A-A, A-B dan B-B) harus identik. Pada pencampuran A dan B tidak timbul maupun diserap kalor. Gaya yang terdapat dalam larutan A/B sama dengan gaya dalam A murni dan B murni. Jadi gaya tarik menarik antara molekul A dan molekul B adalah sama dengan gaya antara molekul A dan molekul A dan antara molekul B dan molekul B. Adalah jarang terdapat larutan ideal dan pada umumnya larutan menyimpang dari keadaan ideal. 1. Larutan Ideal Untuk larutan ideal yang mengandung dua komponen (1 dan 2) yang dapat menguap, sesuai degan hukum Raoult: Tekanan total P: P P o 1 P1 X 1 P P o 2 P2 X 2 0 o 1 P2 P1 X 1 P2 X 2 (6.2) (6.3) (6.4) Komposisi uap setiap komponen dapat dihitung dengan hukum Raoult. Misalnya pada sistem larutan benzena-toluena terdapat fraksi mol benzena sebesar 0,35 dan fraksi mol toluena sebesar 0,65. Diketahui tekanan uap benzena murni sebesar 75 mmhg pada 20 C dan tekanan uap toluena murni sebesar 22 mmhg pada 20 C. Maka, Tekanan total = P 1 + P 2 = (0,35 x 75) + (0,65 x 22) = 26, ,33 = 40,58 mmhg. Menurut hukum Dalton, fraksi mol benzena (1) dan toluena (2) sebesar: X p 26,25 40,58 1 ' 1 P total 0,65 147

160 X p 14,33 40,58 2 ' 2 P total 0,35 Uap lebih banyak mengandung komponen yang lebih mudah menguap Contoh: Suatu campuran etilbromida (1) dan etil iodida (2), dengan komposisi masingmasing 0,5 fraksi mol pada 16,7 C. a) Hitung komposisi uap b) Jika uap pada a) dikondensasi, hitung komposisi uap yang baru. Jawab : a) P o 1 = 45,16 mmhg P o 2 = 16,20 mmhg P 1 = P o 1 x X 1 = 45,16 x 0,5 = 22,58 mmhg P 2 = P o 2 x X 2 = 16,20 x 0,5 = 8,10 mmhg P = P 1 + P 2 = 22,58 + 8,10 = 30,68 mmhg X X P 22,58 P 30,68 1 ' 1 8,10 30,68 2 ' 2 P P b) Jika uap dikondensasikan, maka P 1 = P o 1 x X 1 = 45,16 x 0,736 = 33,24 mmhg P 2 = P o 2 x X 2 = 21,60 x 0,264 = 5,70 mmhg P= P 1 + P 2 = 33,24 + 5,70 = 38,94 mmhg X X P 33,24 P 38,94 1 ' 1 5,70 38,94 2 ' 2 P P 0,736 0,264 0,854 0, Larutan Non Ideal Pada umumnya hanya sedikit larutan yang memenuhi hukum Raoult. Larutan yang tidak memenuhi hukum Raoult disebut lautan non ideal. Pada larutan ideal dari zat pelarut A dan zat pelarut B, tarikan A-B sama dengan tarikan A-A dan B-B, sedangkan kalor pelarutan, H (1) =

161 Jika tarikan antara A-B, lebih besar dari tarikan A-A dan B-B, maka proses pelarutan adalah eksoterm dan H (1) < 0. Misalnya pada campuran antara aseton (CH 3 COCH 3 ) dan kloroform (CHCl 3 ) terjadi ikatan hidrogen antara aseton dan kloroform sehingga tekanan uap larutan jauh lebih kecil dibandingkan dengan tekanan yang dihitung dengan hukum Raoult.Penyimpangan dari hukum Raoult ini disebut penyimpangan negatif. Sebaliknya jika tarikan A-B lebih lemah maka H(l) > 0, maka proses pelarutan adalah endoterm, oleh karena pada pembentukan larutan diserap kalor, maka komponenkomponen berada pada tingkat energi yang lebih tinggi setelah terjadi interaksi dibandingkan sebelumnya. Dalam hal ini gaya inter molekul melemah jika dicampurkan komponen polar dan nonpolar. Oleh karena sisem berada pada tingkat energi yang lebih tinggi, maka diperlukan hanya sedikit kalor untuk penguapan. Pada setiap suhu, tekanan uap lebih besar dari tekanan yang dihitung menurut hukum Raoult. Penyimpangan dari hukum Raoult ini disebut penyimpangan positif. Hal ini dijelaskan pada Gambar di bawah ini. Sumber: Gambar 6.2 Larutan ideal dan penyimpangan hukum raoult B. Sifat Koligatif Larutan Hukum Raoult merupakan dasar dari empat macam sifat larutan encer yang disebut sifat koligatif. Kata koligatif berasal dari kata latin colligare yang berarti berkumpul bersama, karena sifat ini bergantung pada pengaruh kebersamaan (kolektif) semua partikel dan tidak pada sifat dan keadaan partikel. 149

162 Keempat sifat koligatif yaitu: Penurunan tekanan uap ( P) Kenaikan titik didih ( T b ) Penurunan titik beku ( T f ) Tekanan osmosis (π) Sifat koligatif dapat digunakan untuk menentukan massa molekul relatif suatu zat. 1. Penurunan Tekanan Uap Penguapan adalah peristiwa yang terjadi ketika partikel-partikel zat cair meninggalkan kelompoknya. Untuk solut dengan karakter tidak mudah menguap dan non elektrolit seperti gula, solut ini tidak terdisosoasi dan tidak menguap. Tekanan uap pelarut murni lebih besar dari larutan karena kecenderungan uap memicu entropi besar. Sedangkan pada larutan dengan solut entropi besar sudah ada dalam laritan sehingga pengupan menjadi berkurang. Sumber: Gambar 6.3 Penguapan Penguapan adalah peristiwa yang terjadi ketika partikel-partikel zat cair meninggalkan kelompoknya. Tekanan uap adalah ukuran kecenderungan molekul-molekul cairan untuk melepaskan diri dari molekul-molekul cairan di sekitarnya dan berubah menjadi uap, 150

163 umumnya molekul cairan yang berubah jadi uap adalah yang berada di permukaan. Hal ini bisa kamu lihat pada Gambar 4 di bawah ini. Sumber: Gambar 6.4 Penurunan tekanan uap Semakin lemah gaya tarik-menarik antarmolekul zat cair, semakin mudah zat cair tersebut mudah menguap. Semakin mudah zat cair menguap, semakin besar pula tekanan uap jenuhnya. Dalam suatu larutan, partikel-partikel zat terlarut menghalangi gerak molekul pelarut untuk berubah sari bentuk cair menjadi bentuk uap sehingga tekanan uap jenuh larutan menjadi lebih rendah dari tekanan uap jenuh larutan murni. Jika pelarut dan zat terlarut masing-masing ditandai dengan 1 dan 2 maka menurut hukum Raoult: o 1 P1.X 1 P (6.5) o o o 1 P1 P P1 P1.X 1 P (6.6) Di mana: X 1 O X 2 P 1 O P 1 P P o 1 X 1 P1 X 2 o 1. P O = penurunan tekanan uap = fraksi mol pelarut = fraksi mol zat terlarut = tekanan uap larutan = tekanan uap pelarut murni o (6.7) P P 1.X 2 (6.8) Penurunan tekanan uap berbanding lurus dengan fraksi mol zat terlarut. 151

164 Cara lain untuk menyatakan hukum Raoult tersebut di atas: o 1 P o 1 P P di mana: P o 1 = tekanan uap pelarut murni P 1 n 1 n 2 = tekanan uap larutan =jumlah mol pelarut =jumlah mol zat terlarut 1 n2 n n 1 2 (6.9) Gambar 5 di bawah ini menunjukkan contoh peristiwa penurunan tekanan uap jenuh larutan. Coba kamu perhatikan fenomenanya dan ceritakan dengan kalimatmu sendiri! Sumber: Gambar 6.5 Penurunan tekanan uap jenuh larutan Jika kedalam pelarut tersebut dimasukkan suatu zat terlaryt yang sukar menguap, sehingga terbentuk suatu larutan, maka hanya sebaian pelarut akan menguap pada suhu tertentu, karena sebagian lagi terhalang oleh partikel-partikel zat terlarut untuk menguap. Hal ini disebabkan uapnya sedikit, maka tekanan uap jenuhnya lebih kecil. Selisih antara tekanan uap pelarut murni dengan tekanan uap pelarut dalam larutan disebut dengan penurunan tekanan uap jenuh larutan yang disimbolkan dengan P. Jika beberapa zat terlarut dilarutkan dalam satu pelarut maka penurunan tekanan uap: P P o 1 X 2 X 3 X 4... (6.10) Andaikan n 1 = jumlah mol pelarut, n 2 =jumlah mol zat terlarut, w 1 = berat pelarut, w 2 = berat zat terlarut, M 1 = massa molekul pelarut, M 2 = jumlah molekul zat terlarut, dan untuk larutan yang sangat encer X 2 <<<< X 1, maka: X n n (6.11) n1 n2 n1 152

165 n w. M 2 o 2 1 o P P1 P1 n1 w1. M 2 (6.12) M 2 o 1 1 w2. M w 1 P P (6.13) Contoh soal: 1) Hitunglah titik didih dan titik beku larutan yang mengandung 68,4 gram gula (Mr = 342) dalam 500 gram air, jika diketahui K b air = 0,52 o C/mol dan Kf air = 1,85 o C/mol! Jawab: 68,4 mol molalitas larutan = 342 = 0,4 molal 0,5kg Tb = m x K b = 0,4 x 0,52 = 0,208 o C Titik didih larutan = 100 o C + 0,208 o C = 100,208 o C Tf = m x K f = 0,4 x 1,85 = 0,74 o C Titik beku larutan = 0 o C 0,74 o C = -0,74 o C 2) Sebanyak 34,2 gram gula (Mr = 342) dilarutkan ke dalam 90 gram air (Mr = 18). Jika tekanan uap jenuh air = 102 mm Hg, hitunglah penurunan tekanan uap jenuh larutan! Jawab: n terlarut (gula) 34,2 = 0,1mol 342 n pelaurt (air) 90 = 5mol 18 P = P 0 x terlarut = 0,1 0, ,1 5 5,1 51 2mm. Hg 153

166 2. Kenaikan Titik Didih ( T b ) dan Penurunan Titik Beku ( T f ) Tekanan uap larutan lebih rendah (turun) dibanding pelarut murni, maka konsekuensinya larutan juga akan mendidih pada suhu yang lebih tinggi. Titik didih larutan adalah suhu dimana tekanan uap sama dengan tekanan eksternal ( 1 atm). Seperti halnya penguapan hanya pelarut yang menguap, dalam pembekuan juga hanya senyawa pelarut yang membeku. Titik beku larutan adalah suhu dimana tekanan uap larutan sama dengan tekanan pelarut murni. Pada suhu ini pelarut akan membeku dan larutan yang masih mencair akan berada dalam keadaan kesetimbangan. Sebagai akibat dari penurunan tekanan uap, terjadi kenaikan titik didih. Pada gambar telihat hubungan antara tekanan uap larutan dan suhu. Suhu di mana tekanan uap sama dengan tekanan atmosfir disebut titik didih larutan. Sumber: Gambar 6.6 Diagram fasa solven dan larutan Tabel 6.1 berikut ini menunjukkan konstanta kenaikan titik didih (K b ) dan penurunan titik beku (K f ) beberapa pelarut. Tabel 6.1 Konstanta Kenaikan Titik Didih Molal dan Penurunan Titik Beku Beberapa Pelarut Titik Didih Pelarut ( o Kb ( C) o Titik Leleh C/m) ( o Kf ( C) o C/m) Asam asetat Benzena Karbon disulfida CCl 4 Kloroform Dietil eter Etanol Air 117,9 80,1 46,2 76,5 61,7 34,5 78,5 100,0 3,07 2,53 2,34 5,03 3,63 2,03 1,22 0,512 16,6 5,5-111, ,5-116, ,0 3,90 4,90 3, ,70 1,79 1,99 1,86 154

167 Coba kalian perhatikan diagram P-T untuk pelarut misalnya air dalam Gambar 7 berikut ini. AB adalah garis didih air. AC adalah garis beku air. B1 adalah titik didih air. C1 adalah titik beku air. Pada 1 atom: titik didih air = 100 o C Titik beku air = 0 o C sumber: Gambar 6.7 Diagram p-t untuk pelarut air Sekarang coba kalian perhatikan diagram P-T untuk larutan dan pelarut dalam Gambar 6.8 berikut ini dengan adanya perubahan kenaikan titik didih. Bisakah kalian menemukan perbedaannya? Coba jelaskan dengan singkat tapi jelas! B1 Q1 adalah T b C1 R1 adalah T f Q1 adalah titik didih larutan R1 adalah titik beku larutan Dari diagram dapat diamati bahwa: titik didih larutan selalu lebih tinggi daripada titik didih pelarut titik beku larutan selalu lebih rendah dari titik didih beku pelarut. 155

168 Sumber: Gambar 6.8 Diagram P-T untuk pelarut dan larutan karena adanya kenaikan titik didih Perhatikan proses pembekuan pelarut dan larutan berikut ini! Coba jelaskan dengan kalimatmu sendiri apa yang sebenarnya terjadi antara pelarut dan larutan dalam Gambar 6.9. berikut ini! Sumber: Gambar 6.9 Proses pembekuan pelarut dan larutan Kenaikan titik didih berbanding lurus dengan penurunan tekanan uap. Menurut hukum Raoult, P ~ X 2 dengan X 2 = fraksi mol zat terlarut. Jadi: T X 2 T K.X (6.14)

169 Di mana: n 1 n 2 X =jumlah mol pelarut =jumlah mol zat terlarut Untuk larutan encer: n1 n2 n1 di mana: w 1 = berat pelarut M 1 = massa molekul relatif pelarut w 2 = berat zat terlarut M 2 = massa molekul relatif terlarut X dengan m = kemolalan 2 X n 2 2 (6.15) n1 n2 w2 M w. M 1 n w M w. M (6.16) n2 w1 M w1. M w2 M M. w (6.17) 2 1 M1 T K1 m (6.18) 1000 Maka kenaikan titik didih ( T b ) dirumuskan sebagai berikut: T K m (6.19) b b Tetapan K b adalah tetapan kenaikan titik didih molal atau tetapan ebullioskopik. Dengan cara yang sama dapat dirumuskan juga untuk penurunan titik beku ( T f ): K f T K m (6.20) = tetapan penurunan titik beku molal atau tetapan krioskopik f f Dapat disimpulkan bahwa: 1. Pada tekanan tetap, kenaikan titik didih dan penurunan titik beku suatu larutan encer berbanding lurus dengan konsentrasi massa. 2. Larutan encer semua zat terlarut yang tidak mengion, dalam pelarut yang sama, dengan konsentrasi molal yang sama, mempunyai titik didih atau titik beku yang sama, pada tekanan yang sama. Perhitungan Massa Molekul Relatif Diketahui: T b K b m 157

170 mol m kg_ pelarut w mol M 1000 w m w M Maka kenaikan titik didih dapat juga dituliskan: di mana: w 1 w 2 M 1 M 2 Contoh soal: w 2 Tb K b (6.21) w1 M 2 M M 2 2 K b K = berat pelarut dalam gram = berat pelarut dalam gram = massa molekul relatif pelarut 1000 w w xt = massa molekul relatif zat terlarut f 1 b w w xt 1 f 2 (6.22) (6.23) 1) Tekanan uap jenuh larutan dari 60 gram zat X dalam 180 gram air (Mr = 18) pada suhu tertentu adalah 100 mm Hg. Jika tekanan up air pada suhu tersebut adalah 110 mm Hg. Hitunglah Mr zat X! Jawab: n terlarut = 60 mol Mr 180 n pelarut = 10mol 18 P 2 = 100 mm Hg P 0 = 110 mm Hg P 2 = P 0 x pelarut 158

171 Mr. X Mr. X Mr. X Mr. X 2) Berapakah molalitas zat terlarut dalam larutan berair yang titik bekunya 0,450 o C? Jawab: m = T b = 0,450 = 0,242 mol Kg air K b 1,86 3) Bila larutan ini didapat dengan melarutkan 2,12 gram senyawa X dalam 48,92 gram H 2 O, berapakah berat molekul (Mr) senyawa tersebut? Jawab: 3. Tekanan Osmotik M r = 2,12 (0,04892)(0,242) = 179 Jika dua larutan dengan konsentrasi yang berbeda dipisahkan oleh suatu membran (selaput) semi permeabel molekul pelarut mengalir melalui membran dari larutan yang lebih encer ke larutan yang lebih pekat. Peristiwa ini disebut osmosis. Sebenarnya molekul pelarut mengalir melalui membran dalam dua arah tetapi laju mengalir molekul pelarut dari larutan encer lebih cepat dibandingkan dengan larutan yang lebih pekat. Membran semi permeabel adalah membran yang dapat dilalui oleh molekul pelarut tetapi tidak dapat dilalui oleh partikel zat terlarut. Tekanan osmotik juga dapat didefinisikan sebagai tekanan yang harus diberikan untuk mencegah pergerakan air dari pelarut ke larutan. Gambar 6.10 berikut ini menjelaskan proses berpindahnya molekul air dari gelas kimia ke dalam corong tistel melalui selaput semi permeabel yang disebut dengan peristiwa osmotik atau osmosis. Osmosis dapat dihentikan apabila permukaan larutan gula dalam corong tistel diberikan suatu tekanan. Tekanan yang diberikan ini disebut tekanan osmotik. Salah satu membran semi permeabel yang cukup baik adalah tembaga (II) heksasianoferat (II). 159

172 Sumber: Gambar 6.10 Tekanan osmotik Sumber: Gambar 6.11 Peristiwa osmosis Tekanan osmotik suatu larutan adalah tekanan yang mencegah terjadinya osmosis. Jika osmosis berhenti, aliran molekul pelarut tetap berlangsung, tetapi laju mengalir molekul pelarut dari kedua arah adalah sama. Permukaan larutan dalam pipa naik sehingga tekanan hidrostatik sama dengan tekanan osmotik yaitu π = h ρ dengan ρ adalah kerapatan larutan. Bejana divakumkan agar pada kesetimbangan hanya terdapat pelarut dan uapnya. 160

173 Sumber: Gambar 6.12 Tekanan osmotik dan tekanan uap Dengan 1 = kerapatan larutan, maka untuk larutan encer: Apabila kerapatan pelarut,maka: 1 (6.24) h. (6.25) Jika P o adalah tekanan uap pelarut murni, P adalah tekanan uap larutan di atas pipa dan d adalah kerapatan rata-rata uap, maka: P o P h. d (6.26) P d o. d P (6.27) o P M r P RT o (6.28) Oleh karena itu, tekanan osmotik berbanding lurus dengan penurunan tekanan uap relatif. Dengan Mr adalah massa molekul relatif pelarut, maka: P 0 M r P P RT o (6.29) Dengan : o P P P o 161

174 Dua larutan yang mempunyai tekanan osmotik sama disebut dengan larutan isotonik. Jika salah satu larutan mempunyai tekanan osmotik lebih rendah dari yang lain, larutan itu disebut hipotonik dan jika lebih tinggi dari yang lain, larutan itu disebut hipertonik. Osmotik memiliki peranan penting dalam kehidupan, misalnya cairan infus, harus isotonik dengan darah. Osmosis balik (Reverse Osmosis) dapat terjadi apabila gaya atau tekanan yang diberikan di atas permukaan larutan melebihi tekanan osmotik larutan, sehingga partikel pelarut bergerak dari larutan ke air. Proses ini dapat digunakan untuk memperoleh air bersih dari air laut atau air kali. Peristiwa osmosis balik ini ditunjukkan pada Gambar 13 berikut ini. Sumber: Gambar 6.13 Reverse osmosis Contoh soal: 1) Sebanyak 18 gram glukosa (Mr = 180) dilarutkan ke dalam air sampai volumenya 500 ml (0,5 liter). Jika suhu percobaan 27ºC, coba kamu tentukan tekanan osmotik larutan! Jawab: Molaritas (M) larutan = mol = 0,2 mol/l 0,5 liter T = (27 o C + 273) = 300ºK = M x R x T = 0,2 mol/lt x 0,8205 L atau Mol -1 K -1 x 300 K =4,923 atm 162

175 2) Seorang kimiawan melarutkan 2,04 gram haemoglobin dalam 100,0 ml. Tekanan osmotiknya 5,83 mm Hg pada 22,5 o C. Berapakah perkiraan massa molar haemoglobin tersebut? Jawab: = 5,83 mmhg = 5, atm = 0, atm C = π = 0, = 0, mol/lt RT (0,08206)(295,5) Konsentrasi 2,04 gram dalam 100,0 ml = 20,4 gram dalam 1,00 Lt. Jadi, massa molar haemoglobin tersebut = 20,4 g 0, mol = 6,45 x 104 gr/mol C. Sifat Koligatif Larutan Elektrolit Larutan elektrolit adalah larutan yang dapat menghantarkan arus listrik, karena larutan elektrolit itu terurai mejadi partikel-partikel yang berupa ion-ion. Coba kalian perhatikan data percobaan tentang penurunan titik beku beberapa contoh larutan pada Tabel 6.2 di bawah ini. Kesimpulan apa yang dapat Saudara sampaikan? Tabel 6.2 Data Percobaan tentang Penurunan Titik Beku No. Larutan Molalitas Tf ( o C) Urea Urea Garam dapur Garam dapur ,86 3,72 3,73 7,44 Dari data percobaan di atas, dapat diamati bahwa: Pada percobaan 1 dan 3, molalitas ke 2 larutan sama, akan tetapi nilai T f NaCl lebih besar 2 x nilai T f urea. Mengapa? Hal ini disebabkan oleh karena NaCl dapat terurai menjadi 2 ion (2 partikel) yaitu Na + dan Cl -. NaCl adalah elektrolit, sementara urea adalah non elektrolit sehingga tidak dapat terionisasi. Urea tetap sebagai molekul. Itulah sebabnya T f NaCl lebih besar daripada T f urea pada konsentrasi yang sama. Sekarang coba Anda amati data percobaan 2 dan 4. Kesimpulan apa yang dapat Anda sampaikan? Sifat koligatif suatu larutan elektrolit lebih besar dari sifat koligatif larutan non elektrolit apabila kedua larutan itu mempunyai konsentrasi yang sama. Van t Hoff menggunakan faktor i yang dikenal sebagai Faktor van t Hoff, faktor ini adalah perbandingan sifat koligatif suatu elektrolit dengan konsentrasi yang sama. 163

176 i P T b Po Tb T f o o T o (6.30) ( P) o, ( T b ) o, ( T f ) o, dan ( ) o adalah penurunan tekanan uap, kenaikan titik didih, penurunan titik beku, dan tekanan osmotik untuk larutan nonelektrolit, sedangkan pada pembilang pada persamaan di atas untuk suatu elektrolit dengan konsentrasi yang sama. Dengan demikian, misalnya untuk T f : T elektrolit i. K m (3.31) f f. Faktor van t Hoff, i, mencapai nilai limit pada pengenceran tak terhingga. Dalam hal ini untuk NaCl sebesari = 2, MgCl 2 sebesar i =3, MgSO 4 sebesar i = 2, dan K 4 (FeCN) 6 sebesar i = 5. Tabel 6.3 Beberapa Nilai Faktor van t Hoff Kemolalan NaCl MgSO4 Pb(NO3)2 K3Fe(CN)6 (pengenceran tak 2,00 2,00 3,00 4,00 terhingga) 0,001 1,97 1,82 2,89 3,82 0,01 1,94 1,53 2,63 3,36 0,1 1,87 1,21 2,13 2,85 1,0 1,81 1,09 1,13-1. Disosiasi (ionisasi) Jika kita mempunyai m molal elektrolit A x B y, dan adalah derajat disosiasi (ionisasi), maka: A x B y (aq) x A z+ + y B z+ m (1-) x my m Jumlah mol yang dihasilkan m mol zat terlarut sebesar: m total = m (1-) + x m + y m m total = m {1 + (x + y 1)} Jumlah mol ion yang dihasilkan oleh satu mol zat terlarut, v = x+y, Sehingga: Dengan: m total = m {1 + (v 1)} (3.32) T f = K f x m t (3.33) T f = K f x m {1 + (v 1)} (3.34) T f = i x K f x m = K f x m {1 + (v 1)} (3.35) 164

177 2. Asosiasi i = 1 + (v 1) v i 1 1 Jika sifat koligatif yang diamati lebih kecil dari sifat koligatif menurut perhitungan menunjukkan bahwa molekul zat terlarut mengalami asosiasi, misalnya n molekul X berasosiasi membentuk X n dan derajat asosiasi α, maka: n 1 Jumlah partikel= 1- + /n= 1 mol n Jadi: sifat koligatif (pengamatan) sifat koligatif (perhitungan = i = 1 (n 1)α n Jika X mengalami dimerisasi, n = 2 maka i = 1- /2 Jadi, untuk asosiasi : 3. Cara Menghitung Mol Elektrolit Sesudah Ionisasi Menghitung mol elektrolit sesudah ionisasi: 1 n 1 i (3.36) n Jika a mol elektrolit A terurai jadi n ion (n = jumlah ion (+) dan (-)) derajat ionisasinya =, maka: Mula-mula Terionisasi a mol a mol Setelah ionisasi (a - a) mol Jumlah mol zat sesudah ionisasi n X X n 1 - /n Jika jumlah mol sebelum ionisasi = a mol A n ion n a mol na mol = A sisa + jumlah ion yang terbentuk = (a - a) + (n a) mol = a - a + n a = a {1 + (n - 1) } Sesudah ionisasi = a {1 + (n - 1) } Maka jumlah mol sesudah ionisasi adalah: {1 + (n - 1) } lebih besar dari nilai semula. 165

178 Harga {1 + (n - 1) } disebut dengan Faktor van t Hoff, yang disimbolkan dengan i. Jadi: i = {1 + (n - 1) } (3.37) Karena sifat koligatif larutan ditentukan oleh jumlah partikel zat terlarut, maka untuk larutan elektrolit berlaku rumus sifat koligatif sebagai berikut ini: Tf = m. Kf. i (3.38) Tb = m. Kb. i (3.39) π= M. R. T. i (3.40) P = P o x n terlarut. i n terlarut. i + n pelarut (3.41) Contoh soal: 1) Sebanyak 5,85 gram NaCl (Mr = 58,5) dilarutkan ke dalam 500 gram air, jika diketahui nilai Kf air sebesar 1,86 dan derajat ionisasi NaCl = 0,80, berapakah titik beku larutan itu? Jawab: M NaCl = 5,85 mol 58,5 0,5 Kg = 0,2 molal Karena NaCl adalah elektrolit: Maka T f = m. K f. i = m. K f. {1 + (n-1) ) = 0,2 x 1,86 (1 + (2-1)0,80} = 0,6695 Titik beku larutan = 0 0,6696 = -0,6696 o C Jika terdapat lebih dari satu jenis zat terlarut dalam suatu larutan, maka hitunglah jumlah partikel semua zat terlarut tersebut, setelah itu baru hitung sifat koligatifnya. Contoh Soal: 2) Sebanyak 6 gram urea (Mr = 60) dilarutkan dalam 100 gram air dicampur dengan 10,4 gram BaCl 2 (Mr = 208) yang dilarutkan terlebih dahulu dalam 100 gram air dan ditambahkan 5,85 gram NaCl (Mr = 58,5) yang juga telah dilarutkan lebih dahulu dalam 300 gram air. Jika diketahui Kb air sebesar 0,52; berapakah kenaikan titik didih larutan! Jawab: 166

179 6 gram urea = 6 = 0,1 mol 60 10,4 gram BaCl 2 = 10, ,85 gram NaCl = 5,85 58,5 Jumlah mol partikel Jumlah pelarut Tb = 0,45 mol {1 + (3 1) 1} = 0,15 mol {1 + (2 1) 1} = 0,20 mol = ( ) gram = 0,15 mol = M. K b = ,52 = 0,468o C UJI KOMPETENSI SOAL PILIHAN GANDA 1. Sebanyak 10 gram dari masing-masing zat dibawah ini dilarutkan dalam 100 g air. Penurunan titik beku yang paling besar berlaku untuk larutan, A. C 12 H 24 O 12 D. C 3 H 6 O 3 A. C 6 H 17 O 6 E. C 2 H 6 O 2 B. C 3 H 8 O 3 2. Sebanyak 11,1 gram CaCl 2 (Ar Ca = 40, Cl = 35,5) dilarutkan ke dalam 72 gram air (Mr = 18). Jika pada suhu tertentu tekanan uap air sebesar 86 mmhg, maka penurunan tekanan uap januh larutan adalah... A. 2 mmhg D. 84 mmhg B. 6 mmhg E. 86 mmhg C. 80 mmhg 3. Sebanyak 5,95 gram KBr (Ar K = 39, Br = 80), dilarutkan ke dalam 36 gram air. Jika pada suhu tertentu, tekanan uap jenuh air sebesar 42 cmhg, maka penurunan tekanan uap jenuh larutan adalah... A. 1,02 cmhg B. 1,10 cmhg C. 1,50 cmhg D. 2,00 cmhg E. 2,02 cmhg 167

180 4. Sebanyak 30 gram MgSO 4 (Ar Mg = 24, S = 32, O = 16) dilarutkan ke dalam 200 gram air dan dicampur dengan 15 gram zat dalam 300 gram air. Jika K f air = 1,8 o C/molal dan titik beku larutan = -2,7 o C, maka nilai Mr zat X adalah... A. 30 B. 60 C. 80 D. 120 E Zat A sebanyak 3,42 gram dilarutkan dalam 300 gram air. Penurunan titik beku larutan ini ternyata 3 kali lebih kecil dari penurunan titik beku suatu larutan ureum (M r =60) yang mengandung 1,5 gram ureum dalam 250 gram air. Berat molekul zat A ialah A. 38 B. 180 C. 342 D. 186 E Tetapan ebulioskopik benzena adalah 2,7 o C. Suatu larutan yang mengandung 6 gram zat terlarut dalam 200 gram benzena, menyebabkan kenaikan titik didih sebesar 0,54 o C. Hitung massa molekul relatif zat terlarut A B C D. 150 E Suatu larutan yang mengandung 25 gram suatu zat dalam 180 air mempunyyai tekanan uap 741 mmhg pada suhu 100 o C. Berat molekul zat tersebut adalah A. 83,4 B. 97,5 C. 97,0 D. 20,2 E. 85,3 168

181 8. Larutan suatu protein (berat molekul 34300) mempunai tekanan osmotik 99 mmhg pada suhu 25 o C. Berat protein yyang terdapat dalam 100 ml larutan protein tersebut. A. 36,564 g B. 18,228 g C. 12,828 g D. 18,272 g E. 18,258 g 9. Suatu larutan 1,625 gram hidrokarbon padat dalam 20 gram benzena mulai membeku pada 2,969 o C. Titik beku benena murni 5,533 o C, dan tetapan titik beku molal benzena adalah 5,128 o C. Berat satu mol hidrokarbon tersebut adalah... A. 162,50 gram B. 138,00 gram C. 51,00 gram D. 3,25 gram E. 2,464 gram 10. Larutan 24,00 gram zat bukan elektrolit dalam 200 gram air mempunyai titik didih sebesar 100,34 o C pada tekanan 1 atm. Bila diketahui bahwa tetapan penaikan titik didih molal dari air ialah 0,5, berat molekul zat tersebut adalah... A. 36 B. 632 C. 90 D. 72 E. 17 SOAL ESAI 1. Sukrosa adalah suatu zat non atsiri yang dapat melarut dalam air tanpa proses ionisasi. Tentukan penurunan tekanan uap pada 25 o C dari 1,25 m larutan suksrosa. Diasumsikan larutan yang terbentuk bersifat ideal. Tekanan uap untuk air murni pada 25 o C adalah 23,8 torr. 2. Tekanan uap heptana murni pada suhu 40 o C adalah 92 torr dan tekanan uap murni untuk oktana adalah 31 torr. Jika di dalam larutan terdapat 1,00 mol heptana dan 4,00 mol oktana, cobalah kamu hitung tekanan uap dari masing-masing komponen, 169

182 tekanan uap total dalam larutan, serta fraksi mol dari masing-masing komponen dalam kesetimbangan larutan. 3. Hitunglah titik beku, titik didih, dan tekanan osmosis (suhu 50 o c) larutan berair berikut ini! a) Larutan magnesium nitrat 0,1 M b) Larutan natrium nitrat 0,1 M c) Larutan sukrosa 0,1 M 4. Hitunglah penurunan tekanan uap P pada saat gliserol (C 3 H 8 O 3 ) ditambahkan ke dalam 500 ml air pada suhu 50 o C. Pada suhu ini tekanan uap air murni sebesar 92,5 torr, berat jenis 0,988 g/ml, dan berat jenis gliserol 1,26 g/ml! 5. Berapakah penurunan tekanan uap larutan aspirin sebanyak 2 gram (Mr = 180,15 g/mol) di dalam metanol pada suhu 21,2 o C. Diketahui metanol murni memiliki tekanan uap sebesar 101 torr pada suhu ini? 6. Pada suhu 25 o C tekanan uap benzena murni sebesar 0,1252 atm. Andaikan 6,40 gr naftalena (C 10 H 8 ) dengan massa molar 128,17 g/mol dilarutkan ke dalam 78,0 gr benzena (C 6 H 6 ) dengan massa molar 78,0 g/mol. Hitunglah tekanan uap benzena larutan tersebut dengan asumsi perilakunya bersifat ideal! 7. Jika kamu menambahkan 1 kg senyawa antibeku etilen glikol (C 2 H 6 O 2 ) ke dalam radiator mobil yang berisi gr air, berapakah titik didih dan titik beku air radiator? 8. Larutan 0,30 M sukrosa pada 37 o C memiliki tekanan osmotik hampir sama dengan tekanan darah, cobalah kamu hitung tekanan osmotik sukrosa tersebut! 9. Suatu sirup mengandung gula sukrosa (Mr= 342) mendidih pada suhu 105 o C, konstanta didih molal air sebesar 0,5. Periksalah pernyataan berikut ini yang manakah yang salah dan benar serta jelaskan! a) Kadar gula sukrosa dalam sirup 77,37 % b) Untuk menaikkan kadarnya menjadi 80 % massa gula yang harus ditambahkan sebanyak 580 gram. c) Penambahan guka menyebabkan titik didih larutan turun 15 o C. d) Titik didih larutan sukrosa tersebut sama dengan titik didih larutan glukosa 10 m. e) Tekanan uap larutan sukrosa tersebut adalah 0,847 atm, bila tekanan uap jenuh air pada suhu normal 1 atm. 170

183 10. Hitung tekanan uap larutan urea CO(NH 2 ) 2 15% pada 25 C, jika uap air murni pada temperatur tersebut 23,76 mmhg. 11. Tekanan uap air pada 40 C 55,32 mmhg. Berapa gram sukrosa. (M r = 342,3) harus dilarutkan dalam 200,0 gram H 2 O pada 80 C untuk menurunkan tekanna uap menjadi 55,00 mmhg. 12. Hitung titik didih pada 1 atm dari suatu larutan yang dibuat dengan cara melarutkan 120 gram urea CO(NH 2 ) 2 dalam 500 gram air. 13. Hitung titik didih suau larutan 0,1 mol zat terlarut yang sukar menguap dalam 200 gram klorofrom. Kloroform mendidih pada 61,3 C pada 1 atm dan K b =4, Suatu larutan 54 gram zat nonelektrolit dalam 400 gram air membeku pada -2,79 C. Hitung berat molekul zat terlarut. 15. Suatu larutan 20 gram A dalam 200 gram air mendidih pada 100,78 C pada tekanan 1 atm. Hitung berat molekul zat A, jika zat ini adalah zat nonelektrolit yang tidak menguap. 16. Hitung berat molekul gliserol dari data berikut. Suatu larutan 2% gliserol mempunyai tekanan osmotik 5,30 atm pada 25 C. 17. Suatu larutan urea, CO(NH 2 ) 2 mengandung 1,754 gram L -1 adalah isotonik pada suhu yang sama dengan suatu larutan 10 g gula dalam satu liter larutan. Hitung berat molekul gula. 18. Berapa gram fenol, C 6 H 5 OH yang terlarut dalam 20 ml larutan yang mempunyai tekanan osmotik satu atm pada 21 C. 19. Hitung titik beku pada 1 atm dari suatu larutan ang mengandung 2 gram urea (M r =60) dalam 75 gram air (K b =1,86). 20. Hitung massa molekul relatif suatu senyawa jika 1,286 gram senyawa ini sebanyak 654 gram asam asetat, menghasilkan larutan membeku pada 16,62 C. 21. Suatu larutan dalam air membentuk pada -0,010 C. Hitung tekanan osmotik pada suhu ini (anggap kerapatan air 1,00 g ml -1 ). 22. Suatu larutan yang mengandung 20 gram suatu zat dalam 5 g benzena membeku pada 3,74 C. Jika titik beku benzena murni 5,48 C dan harga K f 5,12 C, hitung massa molekul relatif (M r ) zat tersebut. 23. Belerang sebanyak 2,832 gram dilarutkan dalam 50 ml CS 2, menghasilkan larutan yang mempunyai kerapatan 1,263 g/ml dan mendidih pada 46,54 C. Jika titik 171

184 didih CS 2 murni 46,13 C dan harga K b = 2,34, bagaimana rumus molekul belerang tersebut. 24. Pada suhu 100 o C tekanan normal air 760 mmhg, larutan 6% urea dalam air mempunyai tekanan uap berapa? Bila Mr urea = 60 Pada suhu berapa larutan urea tersebut mendidih dan pada suhu berapa larutan urea membeku, bila konstanta didih molal air dan konstanta beku air berturut turut 0,52 dan 1,86? 25. Tekanan uap jenuh air pada suatu suhu adalah 43 cmhg. Larutan glukosa 0,1 m pada suhu itu memiliki tekanan uap berapa? 26. Tekanan uap larutan urea pada suhu 60 o C adalah 38,6 cmhg dan tekanan uap air pada suhu yang sama 38,8 cm hg, tentukan : a) Fraksimol urea b) Kemolalan larutan urea c) Titik didih larutan urea bila K b air = 0, Berapa gram sukrosa (Mr = 342) yang terlarut dalam 200 gram air agar titik bekunya lebih tinggi dari 9 gram glukosa (Mr= 180) dalam 200 gram air? 28. Berapa gram glikol (Mr= 62) harus ditambahkan dalam 500 gram air agar diperoleh larutan glikol dengan tekanan uap 4 mmhg lebih rendah dari tekanan air jenuh pada suhu 25 o C bila tekanan air pada suhu itu 24 mmhg? gram larutan glukosa dalam air mendidih pada suhu 100,14 o C, bila ke dalam larutan glukosa tersebut ditambah 300 gram air, Pada suhu berapa larutan tersebut akan mendidih (K b air = 0,52)? 30. Suatu sirup mengandung gula sukrosa (Mr= 342) mendidih pada suhu 105 o C, konstanta didih molal air 0,5. Periksa pernyataan berikut, manakah yang salah? a) Kadar gula sukrosa dalam sirup 77,37 % b) Untuk menaikkan kadarnya menjadi 80 % massa gula yang harus ditambahkan sebanyak 580 gram. c) Penambahan guka menyebabkan titik didih larutan turun 150C d) Titik didih larutan sukrosa tersebut sama dengan titik didih larutan glukosa 10 m e) Tekanan uap larutan sukrosa tersebut adalah 0,847 atm, bila tekanan uap jenuh air pada suhu normal 1 atm. 172

185 DAFTAR PUSTAKA Atkins Physical Chemistry. Edisi ke-4. Oxford : Oxford University Press. Atkinson, John dan Carol Hibbert Advanced Level Chemistry. Oxford: Heinemann. Ebbing, Darrel D General Chemistry. Wilmingon: Houghton Miffling Comp. Fessenden, Ralph J. dan Joan S. Fessenden Dasar-dasar Kimia Organik. Jakarta : Binarupa Aksara. Goenawan O, Kimia 2A. Jakarta: Grasindo. ll, Graham C., et. al Chemistry in Context. Ontario : Nelson. Keenan, C. W., et. al General College Chemistry. New Jersey: Harper & Row Publisher. Omay Sumarna, dkk Kimia untuk SMA Kelas X. Bogor. Petrucci, Ralph H General Chemistry, Principles and Modern Application. New Jersey : Collier-McMillan. Priscilla Retnowati Seribu Pena Kimia SMU Kelas 2. Jakarta: Erlangga Ralph H, Petaruci Kimia Dasar Jilid 2, Jakarta : Erlangga Susilowati, Endang Kimia Untuk Kelas X SMA dan MA. Solo: Tiga Serangkai. Unggul Sudarmo Kimia untuk SMA Kelas X. Jakarta: Erlangga. Sumber Internet: diambil pada 29 Agustus diambil pada 29 Agustus diambil pada 29 Agustus diambil pada 29 Agustus &showprintdialog=1- diambil pada 29 Agustus pada 29 Agustus diambil pada 29 Agustus

186 diambil pada 29 Agustus diambil pada 29 Agustus diambil pada 29 Agustus

187 GLOSARIUM Abu: Sisa yang tinggal setelah suatu barang mengalami pembakaran lengkap Aditif: Zat yang dicampur dengan zat yang lain untuk memberikan sifat, warna, rasa dan sebagainya tanpa membawa pengaruh terhadap susunan fisik dan kimiawinya yang pokok Aldehida: Senyawa yang mengandung gugus karbonil (C=O) yang terikat pada sebuah atau dua buah unsur hidrogen Amoniak: Gas tak berwarna, baunya menusuk, terdiri atas unsur nitrogen dan hidrogen (NH 3 ), mudah sekali larut dalam air; senyawaannya banyak dipakai dalam pupuk, obat-obatan dan sebagainya Asam Asetat: Asam berupa zat cair yang jernih berbau sengit (sangat penting dalam teknik industri, antara lain sebagai bahan untuk pembuatan aseton dan selulosa asetat); H 3 COOH Atom: Unsur kimia yang terkecil yang dapat berdiri sendiri dan dapat bersenyawa dengan yang lain Atom C: Unsur kimia yang terkecil dari karbon Basa: Senyawa yang menghasilkan ion OH- jika dilarutkan dalam air Bobot molekul: Jumlah bobot dari atom-atom yang ditunjukkan dalam rumusnya Cairan ionik: Suatu cairan yang terdiri dari ion positif dan ion negatif Degradasi: Penguraian atau perubahan menjadi senyawa yang lebih sederhana secara bertahap Dehidrasi: Membuang kandungan air dalam campuran etanol Depolimerisasi: Proses pemutusan atau pendegradasian polimer dengan cara menghilangkan kesatuan monomer secara bertahap dalam reaksi Difusi: Peristiwa mengalirnya/berpindahnya suatu zat dalam pelarut dari bagian berkonsentrasi tinggi ke bagian yang berkonsentrasi rendah Disakarida: Gula yg diturunkan dari monosakarida, dengan penyingkiran satu molekul air dari dua monosakarida Distilasi: Metode pemisahan bahan kimia berdasarkan perbedaan kecepatan menguap (volatilitas) bahan Emisi: Gas buang sisa hasil pembakaran bahan bakar Enzim: Protein yang kompleks yang dihasilkan oleh sel-sel hidup dan dapat menimbulkan biokimia dalam suhu badan 175

188 Etanol: Senyawa organik golongan alkohol primer yang berwujud cair dalam suhu kamar, tidak berwarna, mudah menguap, mudah terbakar, mudah larut dalam air dan tembus cahaya Fenol: Senyawa hidroksil aromatik Furan: Sejenis senyawa kimia heterosiklik, umumnya diturunkan dari dekomposisi termal bahan-bahan yang mengandung pentosa Furfural: Minyak semut buatan atau minyak kulit padi, larut dalam alkohol, eter, benzena digunakan sebagai penyelera makan Galaktosa: Gula sederhana, karbohidrat yang kadangkala terdapat secara alamiah, ditemukan dalam susu, otak dan dalam tumbuhan Glukan: Polisakarida yang tersusun dari monomer glukosa Gugus hidroksil: Gugus fungsional -OH yang digunakan sebagai subsituen pada sebuah senyawa organik Gula: Bahan makanan yang manis rasanya yang dibuat dari air beberapa tumbuhan atau buah (seperti tebu, aren, nyiur) Gula pereduksi: golongan gula (karbohidrat) yang dapat mereduksi senyawa senyawa penerima elektron Heksosa: Gula beratom enam (misal glukosa, fruktosa), banyak terdapat pada tumbuhan dan hewan Hidrogenasi: Penggabungan hidrogen dengan zat lain, digunakan untuk mengubah minyak (lemak cair) menjadi padat Hidrokarbon: Senyawa yang terbentuk dari karbon dan hidrogen saja Hidrolisis: Penguraian senyawa kimia yang disebabkan oleh reaksi dengan air Ikatan kimia: Gaya tarik menarik yang kuat antara atom-atom tertentu bergabung membentuk molekul atau gabungan ion-ion sehingga keadaannya menjadi lebih stabil Ikatan kovalen: Ikatan yang terjadi karena pemakaian pasangan elektron secara bersama oleh 2 atom yang berikatan Indeks bias: Perbandingan antara kecepatan cahaya dalam ruang hampa udara dengan cepat rambat cahaya pada suatu medium Kadar: Ukuran isi suatu zat Karbon dioksida: Unsur gas rumah kaca utama yang merupakan salah satu komposisi alami dalam atmosfer; CO 2 176

189 Katalis: Suatu zat yang mempercepat laju reaksi reaksi kimia pada suhu tertentu, tanpa mengalami perubahan atau terpakai oleh reaksi itu sendiri Keasaman: Konsentrasi ion hidrogen (H+) dalam pelarut air Kinetika: Studi tentang laju reaksi, perubahan konsentrasi reaktan (atau produk) sebagai fungsi dari waktu Kinetika reaksi: Cabang ilmu kimia yang mempelajari berlangsungnya suatu reaksi Koefisien stoikiometri: Koefisien yang ditulis di sebelah kiri rumus kimia sebuah zat dalam persamaan reaksi Konsentrasi: Persentase kandungan bahan di dalam suatu larutan Manosa: Gula aldehida yang dihasilkan dari oksidasi manitol dan memiliki sifat-sifat umum yang serupa dengan glukosa Metana: Gas yang terbentuk pada pelapukan zat organik dalam rawa dan paya yang merupakan komponen utama gas alam dan gas tambang Metanol: Zat cair yang tidak berwarna, jernih, mudah menguap dan mudah terbakar dan bersifat racun; alkohol CH 3 OH Molekul: Bagian terkecil suatu senyawa yang terbentuk dari kumpulan atom yang terikat secara kimia Monomer: Senyawa kimia yang molekulnya dapat digabungkan untuk membentuk molekul lebih besar yang dinamakan polimer Monosakarida: Gula yang paling sederhana yang apabila mengalami perubahan akan kehilangan sifatnya sebagai gula Neraca massa: Ilmu yang mempelajari kesetimbangan massa dalam sebuah sistem Nitrogen: Gas tidak berwarna, tidak berasa, tidak berbau dan tidak beracun, bebas di udara (dilambangkan dengan N) Oksida: Bijih logam yang mengandung oksigen Oksidasi: Reaksi penambahan/penaikan bilangan oksidasi Oktana: Senyawa hidrokarbon jenis alkana dengan rumus C 8 H 18 Orde reaksi: Jumlah eksponen faktor konsentrasi yang terdapat dalam hokum laju reaksi Perpindahan massa: Perpindahan suatu komponen dari campuran yang terjadi karena adanya perubahan dalam keseimbangan sistemnya yang disebabkan karena adanya perbedaan konsentrasi Persamaan Arrhenius: Persamaan yang memberikan nilai dasar dari hubungan antara energi aktivasi dengan rate proses reaksi 177

190 ph: Skala logaritma untuk menyatakan keasaman atau kebasaan suatu larutan Polimer: Makromolekul (molekul raksasa) yang tersusun dari satuan-satuan kimia sederhana yang disebut monomer Polimerisasi: Proses bereaksi molekul monomer bersama dalam reaksi kimia untuk membentuk tiga dimensi jaringan atau rantai polimer Polisakarida: Karbohidrat di mana molekulnya apabila dihidrolisis menghasilkan banyak sekali monosakarida Reaksi: Perubahan dan sebagainya yang terjadi karena bekerjanya suatu unsur Reaksi heterogen: Reaksi yang berlangsung dalam suatu sistem yang heterogen, yaitu di dalamnya terdapat dua fasa atau lebih Reaksi homogen: Reaksi yang berlangsung dalam suatu sistem yang homogen, yaitu di dalamnya hanya satu fasa atau diasumsi perpindahan massa antar fasa sangat cepat, sehingga seolah-olah hanya satu fasa Reaksi ireversibel: Reaksi yang berlangsung searah atau reaksi yang tidak dapat balik Reaksi katalitik: Penambahan katalis pada suatu reaksi yang mengakibatkan bertambahnya laju reaksi Reaksi kimia: Perubahan materi yang menyangkut struktur dalam molekul suatu zat Reaktor: Alat proses tempat di mana terjadinya suatu reaksi berlangsung Rumus molekul: Rumus senyawa kimia yang mengandung lambang atom-atom atau radikal yang ada, yang diikuti dengan angka bawah yang menyatakan jumlah setiap jenis atom atau radikal dalam molekul Senyawa: Gabungan dari beberapa unsur yang terbentuk melalui reaksi kimia 178

191 INDEKS Abu, 226 Aditif, 226 Aldehida, 226, 231 Amoniak, 55, 226 Asam Asetat, 226, 231 Atom, xiv, 9, 166, 226, 231 Basa, viii, ix, xii, xiv, 16, 17, 18, 19, 25, 27, 28, 31, 32, 33, 35, 40, 43, 44, 45, 46, 47, 48, 49, 50, 51, 54, 55, 56, 59, 62, 63, 65, 69, 70, 226, 231 Bobot molekul, 226, 231 Cairan ionik, 226 Degradasi, 226, 231 Dehidrasi, 226, 231 Depolimerisasi, 227 Difusi, 227 Disakarida, 227 Distilasi, 227 Emisi, 227 Enzim, 227 Etanol, 74, 202, 227 Fenol, 54, 70, 227 Furan, 227 Furfural, 227 Galaktosa, 227 Glukan, 227 Gugus hidroksil, 227 Gula, 4, 42, 74, 227, 228, 229 Gula pereduksi, 228 Heksosa, 228 Hidrogenasi, 228 Hidrokarbon, 228 Hidrolisis, viii, 30, 228 Ikatan kimia, 228 Ikatan kovalen, 228 Indeks bias, 228 Kadar, 217, 220, 228 Karbon dioksida, 228 Katalis, xii, 121, 127, 128, 228 Keasaman, viii, 20, 228 Kinetika, 228, 229 Kinetika reaksi, 229 Koefisien stoikiometri, 229 Konsentrasi, viii, xii, 11, 39, 62, 66, 83, 86, 87, 94, 120, 121, 124, 125, 135, 141, 142, 144, 211, 228, 229 Manosa, 229 Metana, 155, 229 Metanol, 155, 229 Molekul, 171, 193, 206, 229 Monomer, 229 Monosakarida, 229 Neraca massa, 229 Nitrogen, 100, 106, 124, 229 Oksida, xiv, 18, 19, 28, 229 Oksidasi, 229 Oktana, 229 Orde reaksi, 131, 136, 140, 229 Perpindahan massa, 230 Persamaan Arrhenius, 127, 230 ph, viii, ix, xii, xiv, 20, 21, 22, 24, 25, 26, 27, 31, 32, 33, 34, 35, 38, 39, 40, 52, 56, 179

192 57, 58, 59, 60, 61, 62, 66, 67, 68, 69, 70, 71, 72, 73, 75, 76, 108, 109, 127, 230 Polimer, 230 Polimerisasi, 230 Polisakarida, 227, 230 Reaksi, viii, ix, x, xii, xiv, 27, 28, 29, 30, 45, 46, 48, 49, 50, 51, 52, 67, 78, 79, 80, 81, 82, 85, 89, 90, 91, 94, 95, 97, 103, 105, 106, 107, 109, 110, 111, 112, 113, 114, 115, 116, 117, 118, 123, 124, 126, 127, 128, 131, 133, 134, 135, 137, 138, 139, 141, 142, 144, 147, 148, 151, 152, 154, 156, 157, 158, 161, 165, 166, 168, 173, 174, 175, 229, 230 Reaksi heterogen, 230 Reaksi homogen, 230 Reaksi ireversibel, 230 Reaksi katalitik, 230 Reaksi kimia, 79, 111, 124, 128, 147, 166, 168, 174, 175, 230 Reaktor, 230 Rumus molekul, 231 Senyawa, ix, xiv, 4, 5, 19, 42, 47, 48, 51, 67, 164, 166, 226, 227, 228, 229,

193 BIODATA PENULIS Astrilia Damayanti, S.T., M.T., lahir di Semarang pada tahun Memperoleh gelar Sarjana Teknik dari Jurusan Teknik Kimia Universitas Diponegoro tahun 1997 serta Magister Teknik Teknik Kimia dari Institut Teknologi Bandung tahun Penulis sedang menempuh program Doktor di Teknik Kimia UGM sejak tahun Sejak tahun 2007 hingga saat ini merupakan stafpengajar di Jurusan Teknik Kimia Fakultas Teknik Universitas Negeri Semarang. Mata kuliah pokok yang diampu diantaranya Matematika I, Matematika Teknik Kimia I. Perpindahan Panas, Transportasi Fluida, dan Termodinamika Teknik Kimia. Penulis juga aktif meneliti dibidang ekstraksi, adsorpsi, dan biofuel (bioetanol dan biohidrogen). PENULIS Megawati, lahir di Kediri 06 November Lulus sebagai sarjana Teknik Kimia dari Institut Teknologi Sepuluh November di Surabaya, tahun Sejak tahun 1996 menjadi engineer di PT Aweco Perkasa, selama 6 tahun. Tahun 2004, ia memperoleh gelar Magister Teknik dari Fakultas Teknik Universitas Gadjah Mada, Jurusan Teknik Kimia. Mulai tahun 2006 hingga saat ini aktif sebagai staf pengajar di Jurusan Teknik Kimia Universitas Negeri Semarang. Tahun 2011, ia memperoleh gelar Doktor dari Universitas Gadjah Mada. 181

194 182