kelas xi (semester genap (semester genap) jurusan teknologi dan

KELAS XI
XI
(SEMESTER GENAP)
GENAP)
JURUSAN TEKNOLOGI DAN KESEHATAN
Disusun Oleh;
Zubaidah ,S.Pd
NIP. 19820324 201001 2 015
SEKOLAH MENENGAH KEJURUAN
TAHUN PELAJARAN 2015/2016
i
KATA PENGANTAR
Segala puji syukur penulis panjatkan ke hadirat Allah SWT yang telah memberikan limpahan
rahmat dan karuniaNya kepada kita sehingga Diktat Kimia kelas XI untuk semester genap ini dapat
disusun. Diktat belajar ini sebagai pendamping dan bahan ajar mandiri dalam rangka membantu siswa
belajar.
Diktat Kimia Kelas XI ini disusun untuk siswa SMK Kelas XI. Sistematika dan kedalaman
materi
yang dibahas mengacu pada standar isi KTSP. Meski dengan berbagai keterbatasan, alhamdulillah
DIKTAT Kimia untuk tingkat SMK ini dapat diselesaikan. Diktat ini berisi materi dan latihan soal
merupakan rangkuman dari beberapa buku acuan dan contoh – contoh LKS lain yang ditujukan untuk
kalangan sekolah menengah kejuruan. Diktat ini dimaksudkan untuk membantu siswa dalam memahami
konsep-konsep dalam materi pelajaran KIMIA dan dalam upaya memenuhi tuntutan kurikulum .
Walaupun penulis telah berusaha untuk memberikan yang terbaik, namun kami tetap menyadari
adanya kekurangan –kekurangan dalam penulisannya. Untuk itu penulis mengharapkan kritik dan saran
demi penyempurnaan Diktat ini.
Akhir kata mudah-mudahan Diktat ini dapat diterima dan memberi manfaat bagi siswa SMK ,
khususnya kelas XI program keahlian Teknologi dan Kesehatan serta dapat bermanfaat bagi kita semua.
Amin
Amuntai,
Penulis,
Januari 2014
Zubaidah, S.Pd
ii
TUJUAN DIKTAT PELAJARAN
Ada beberapa tujuan pembuatan diktat pelajaran kimia kelas XI edisi revisi I semester genap, antara lain
sebagai berikut :
1. Bagi Guru
a. Untuk memudahkan guru menegaskan poin-poin penting materi pembelajaran yang diajarkan
b. Untuk memudahkan guru menyajikan materi pembelajaran
c. Memotivasi diri untuk menuangkan ide-ide dalam bentuk diktat yang dapat digunakan dalam
pembelajaran
d. Untuk memudahkan guru memantau ketercapaian tujuan pembelajaran karena praktis, mudah dan
sangat dikuasai guru yang bersangkutan
2. Bagi Siswa
a. Agar memudahkan siswa belajar baik secara terbimbing maupun secara mandiri
b. Memudahkan siswa menemukan poin-poin penting materi pembelajaran
c. Untuk membantu siswa mencapai kompetensi sesuai dengan tujuan pembelajaran
3. Bagi Sekolah
a. Sebagai sumbangsih dalam meningkatkan kualitas pendidikan
b. Tercukupinya sumber belajar selain buku -buku sumber pelajaran
.
iii
DAFTAR ISI
Sampul Diktat …………………………………………………………………………
i
Kata Pengantar……………………………………………………………...…………..
ii
Tujuan Diktat Pelajaran ………………………………………………………………..
iii
Daftar Isi……………………………………………………………………………….
iv
Bab 1 TERMOKIMIA ……………………………………………………...…………
1
A. Entalpi dan Perubahan Entalpi ..............................................................……..
1
B. Reaksi Eksoterm dan Reaksi Endoterm............................................................ 3
4
C. Konsep Reaksi Termokimia .......................................................................
D. Perubahan Entalpi Standar (∆H 0) ………….………………………………
5
E. Penentuan ∆H Reaksi ……………………………………………………..
7
F. Bahan Bakar dan Perubahan Entalpi ………...…………..…………………
11
Uji kompetensi Bab 1 …………………………………………………………..
13
Bab 2 Kesetimbangan Kimia………………………….…………………………….
15
A. Reaksi Berkesudahan dan Dapat Balik …………………………………..
15
B. Keadaan Setimbang …………….…………………………………………..
16
C. Hukum Kesetimbangan dan Tetapan Kesetimbangan ………………………. 16
D. Azas Le Chatelier …………………………………………………………… 19
E. Pergeseran Kesetimbangan ........................................................................
19
F. Sistem Kesetimbangan Dalam Industri .................................................
22
Uji Kompetensi Bab 2………………………………………………………….
23
Daftar Pustaka.…...……………………………………………………………………...
iv
26
BAB 1
TERMOKIMIA
Standar Kompetensi : Menentukan perubahan entalpi berdasarkan konsep termokimia
Kompetensi Dasar :
1 Menjelaskan entalpi dan perubahan entalpi
2 Menentukan perubahan entalpi reaksi
3 Menentukan kalor pembakaran berbagai bahan bakar
Tujuan Pembelajaran :
1. Siswa dapat memahami pengertian sistem dan lingkungan
2. Siswa dapat memahami pengelompokan system ke dalam system tertutup, system terbuka dan system
terisolasi
3. Siswa dapat mengelompokan reaksi kimia menjadi reaksi eksoterm dan endoterm berdasarkan panas
yang dihasilkannya
4. Siswa dapat memahami pengertian entalpi (H) sebagai jumlah kalor yang masuk atau keluar dari system
pada tekanan tetap
5. Siswa dapat memahami pengertian perubahan entalpi ( ∆H)
6. Siswa dapat memahami perubahan entalpi reaksi yang dihitung sebagai selisih entalpi produk dan reaktan
7. Siswa dapat menentukan besarnya perubahan entalpi reaksi melalui percobaan
8. Siswa dapat memahami pengertian kalor pembakaran sebagai kalor yang dilepaskan jika 1 mol bahan
bakar dibakar
9. Siswa dapat memahami kalor pembakaran berbagai bahan bakar melalui percobaan
Apakah termokimia itu? Termokimia adalah ilmu kimia yang mempelajari perubahan energi , khususnya
perubahan
kalor
yang
menyertai
reaksi
kimia
dengan
energi
.Kita
ketahui bahwa setiap zat memiliki energi. Jika zat itu berubah menjadi zat lain karena reaksi
kimia, tentulah perubahan itu diikuti dengan
perubahan energi. Bentuk energi bermacam-macam. Salah
satunya adalah kalor. Energi yang dimiliki oleh suatu zat dapat berbentuk kalor. Di dalam kimia, dikatakan
bahwa zat memiliki kandungan kalor (Heat Content). Dari uraian ini dapat dikatakan bahwa setiap reaksi kimia
selalu disertai dengan perubahan kalor.
Kalor adalah energi yang berpindah. Jadi ketika kalor mengalir dari benda yang bersuhu tinggi
menuju benda yang bersuhu rendah, sebenarnya energi-lah yang berpindah dari benda yang bersuhu tinggi
menuju benda yang bersuhu rendah. Proses perpindahan energi akan terhenti ketika benda-benda yang
bersentuhan mencapai suhu yang sama.
A.
ENTALPI DAN PERUBAHAN ENTALPI
1
Perubahan kalor dinyatakan sebagai perubahan entalpi. Sebelum mempelajari termokimia, istilahistilah penting yang akan dipergunakan yaitu ;
1.
Bentuk Energi
Dalam
bab termokimia ini, bentuk energi yang akan dibahas adalah energi kalor yang menyertai
reaksi kimia. Selain pembakaran bensin, kalor yang dilepaskan oleh pembakaran makanan dalam
tubuh dapat memberi energi untuk hidup. Energi kalor juga digunakan untuk berlangsungnya suatu reaksi
kimia, misalnya sejumlah kalor yang diperlukan untuk menguraikan batu kapur, CaCO3 menjadi kapur
tohor/gamping (CaO) dan gas karbon dioksida (CO2).
2.
Sistem dan Lingkungan
Jika sepotong pita magnesium kita masukkan ke dalam larutan asam klorida, maka pita magnesium
akan segera larut atau bereaksi dengan HCl disertai pelepasan kalor yang menyebabkan gelas kimia beserta
isinya menjadi panas. Campuran pita magnesium dan larutan HCl itu kita sebut sebagai Sistem. Sedangkan
gelas kimia serta udara sekitarnya kita sebut sebagai Lingkungan. Jadi, sistem adalah bagian dari alam
semesta yang sedang menjadi pusat perhatian. Bagian lain dari alam semesta yang berinteraksi dengan
sistem kita atau segala sesuatu yang berada di luar sistem dan mempengaruhi sistem disebut lingkungan.
Sistem kimia adalah campuran pereaksi yang sedang dipelajari seperti pada (gambar 1)
Gambar 1. Sistem Campuran Mg dan larutan HCl
Gambar 2. Sistem dan Lingkungan
Pada umumnya sebuah sistem jauh lebih kecil dari lingkungannya. Di alam ini terjadi banyak kejadian
atau perubahan sehingga alam mengandung sistem dalam jumlah tak hingga, ada yang berukuran besar
(seperti tata surya), berukuran kecil (seorang manusia dan sebuah mesin), dan berukuran kecil sekali (seperti
sebuah sel dan satu atom). Akibatnya, satu sistem kecil dapat berada dalam sistem besar, atau satu sistem
merupakan lingkungan bagi sistem yang lain. Akan tetapi bila sebuah sistem dijumlahkan dengan
lingkungannya, akan sama besarnya dengan sebuah sistem lain dijumlahkan dengan lingkungannya, yang
disebut alam semesta. Alam semesta adalah sistem ditambah lingkungannya (Gambar2). Contoh lainnya
reaksi penguraian batu kapur menunjukkan bahwa berlangsungnya reaksi tersebut disertai
dengan penyerapan kalor. Kalor yang diperlukan untuk membakar batu kapur dikatakan berasal
dari lingkungan. Kalor tersebut diserap oleh batu kapur, sehingga batu kapur dapat terurai menjadi kapur
tohor dan gas karbon dioksida. Ketiga zat yang terlibat dalam reaksi ini dinamakan sistem.
SISTEM
Sesuatu yang diamati
Perubahan kalornya.
LINGKUNGAN
Segala sesuatu diluar sistem
dan mempengaruhi sistem.
a. Macam-Macam Sistem.
Berdasarkan pertukaran kalor, kerja dan materi, maka sistem dibedakan menjadi tiga yaitu:
• sistem terbuka :
• sistem tertutup.
• sistem terisolasi.
Sistem dikatakan terbuka jika antara sistem dan lingkungan dapat mengalami pertukaran materi dan energi.
Pertukaran materi artinya ada hasil reaksi yang dapat meninggalkan sistem (wadah reaksi), misalnya gas, atau
ada sesuatu dari lingkungan yang dapat memasuki sistem. Sistem pada gambar 1 tergolong sistem terbuka.
Selanjutnya sistem dikatakan tertutup jika antara sistem dan lingkungan tidak dapat terjadi pertukaran materi,
tetapi dapat terjadi pertukaran energi. Pada sistem terisolasi, tidak terjadi pertukaran materi maupun energi
dengan lingkungannnya (perhatikan
Gambar 3 berikut)
1) Sistem Terbuka
2) Sistem Tertutup
3) Sistem Terisolasi
3.
Entalpi dan Perubahan Entalpi
Setiap sistem atau zat mempunyai energi yang tersimpan didalamnya. Energi potensial berkaitan
dengan wujud zat, volume, dan tekanan. Energi kinetik ditimbulkan karena atom – atom dan molekul molekul dalam zat bergerak secara acak. Jumlah total dari semua bentuk energi itu disebut entalpi (H) .
Entalpi akan tetap konstan selama tidak ada energi yang masuk atau keluar dari zat. Misalnya entalpi untuk
air dapat ditulis H H20 (l) dan untuk es ditulis H H20 (s).
Perhatikan lampu spiritus, jumlah panas atau energi yang dikandung oleh spiritus pada tekanan
tetap disebut entalpi spiritus. Entalpi tergolong sifat eksternal, yakni sifat yang bergantung pada
jumlah mol zat. Bahan bakar fosil seperti minyak bumi, batubara mempunyai isi panas atau entalpi.
Entalpi (H) suatu zat ditentukan oleh jumlah energi dan semua bentuk energi yang dimiliki zat yang
2
jumlahnya tidak dapat diukur. Namun besarnya perubahan entalpi yang menyertai reaksi kimia dapat
diukur. Pengukuran ini berdasarkan besarnya kalor (q) yang berpindah dari sistem ke lingkungan
atau sebaliknya. Dalam termokimia, kalor yang berpindah diukur pada tekanan tetap,
maka kalor tersebut dinamakan perubahan entalpi (∆H).
Pada tekanan tetap, ∆H = q
atau
∆H = qp
Bila entalpi pereaksi (reaktan) disimbolkan dengan Hawal dan entalpi hasil reaksi
simbolnya Hakhir, perubahan dapat dirumuskan sebagai berikut :
∆H = Hakhir - Hawal
Misalnya pada perubahan es menjadi air, maka dapat ditulis sebagai berikut:
∆H = H H20 (l) - H H20 (s)
B.
REAKSI EKSOTERM DAN REAKSI ENDOTERM
Dari contoh reaksi penguraian batu kapur, tampak adanya perpindahan kalor dari lingkungan
ke sistem. Hal ini menunjukkan bahwa kandungan kalor sistem setelah reaksi lebih besar dibanding
sebelum reaksi. Contoh
sederhana
dari
perubahan
fisis
berikut,
mungkin
dapat
memberikan penjelasan lebih baik tentang terjadinya perpindahan kalor dari lingkungan ke
sistem atau sebaliknya. Air mendidih mengandung kalor lebih banyak bila dibandingkan dengan es.
Bila jari disentuhkan ke dalam air mendidih, akan terasa panas. Rasa panas itu disebabkan oleh
adanya perpindahan kalor dari air mendidih ke jari. Sebaliknya, jika jari menyentuh es, akan terasa
dingin. Rasa dingin itu disebabkan oleh perpindahan kalor dari jari ke es. Apa yang sebenarnya
terjadi dapat dinyatakan sebagai berikut: kalor berpindah dari benda yang bersuhu lebih tinggi ke
benda yang bersuhu lebih rendah. Perpindahan kalor terjadi karena adanya perbedaan suhu. Bila
dua benda yang berlainan suhu disentuhkan dan dibiarkan dalam keadaan demikian,lamakelamaan kedua
benda
memiliki
suhu yang
sama. Keadaan
itu dinamakan
kesetimbangan
termal. Jadi pada kesetimbangan termal tidak terjadi lagi perpindahan kalor
dari benda yang satu ke benda lainnya.
1. Harga ∆H Reaksi Eksoterm dan Endoterm
a. Reaksi Endoterm adalah reaksi yang menyerap kalor dari lingkungan ke dalam sistem.
kalor
H
hasil
kalorb.
∆H = HP – HR > 0 ; ∆H = +
sistem
kalor
pereaksi
lingkungan
kalor
b. Reaksi Eksoterm adalah reaksi yang membebaskan kalor dari sistem ke lingkungan.
H
kalor
pereaksi
kalor
sistem
∆H = HP – HR < 0 ; ∆H = –
kalor
∆H = hasil
lingkungan
kalor
3
Diagram tingkat energi atau diagram entalpi memberi gambaran tentang
perbedaan perubahan entalpi yang terjadi pada reaksi eksoterm dan endoterm. Karena pada
reaksi eksoterm terjadi pelepasan kalor, maka entalpi sistem berkurang atau menurun. Perubahan ini
digambarkan dengan menggunakan anak panah yang menuju ke bawah, dari pereaksi ke hasil
reaksi. Sedangkan pada reaksi endoterm, anak panah menuju ke atas, karena terjadi penyerapan
kalor dari lingkungan
ke sistem. Sehingga
entalpi sistem yang semula lebih rendah
digambar di bawah, dan entalpi hasil reaksi digambar di atas.
Pada suatu reaksi yang tergolong eksoterm, terdapat sejumlah kalor yang berpindah dari
sistem ke lingkungan. Hal ini menunjukkan bahwa Hakhir (produk) lebih kecil dari Hawal.(reaktan) Oleh
karena itu, ∆H bertanda negatif (-). Sebaliknya pada reaksi endoterm, Hakhir lebih besar dari
Hawal, karena ada sejumlah kalor yang diserap oleh sistem. Dengan demikian, maka pada
reaksi endoterm ∆H bertanda positif (+).
Reaksi eksoterm, Hakhir ˂ Hawal , sehingga ∆H bertanda negatif (-)
Reaksi endoterm, Hakhir ˃ Hawal, sehingga ∆H bertanda positif (+)
2. Persamaan Termokimia
Penulisan suatu persamaan reaksi yang disertai dengan harga perubahan entalpinya
dinamakan persamaan termokimia. Berikut diberikan contoh persamaan termokimia untuk reaksi
eksoterm dan endoterm.
Persamaan termokimia untuk reaksi eksoterm:
∆H = - a kJ
CaO(s) + CO2(g) → CaCO3(s)
Persamaan termokimia untuk reaksi endoterm:
CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g)
∆H = + a kJ
Contoh :
Disebut reaksi eksoterm (menghasilkan kalor). Biasanya dituliskan:
2 H2(g)
+ O 2(g)
—→ 2 H2 O (l)
∆H = – 136,6 kkal
Reaksi kebalikannya adalah reaksi endoterm (memerlukan kalor).
+ O2 (g)
∆H = + 136,6 kkal
2 H 2O (l) —→ 2 H2 (g)
C.
Konsep Reaksi Termokimia
Reaksi termokimia adalah reaksi kimia yang energi reaksinya dinyatakan pada reaksi itu. Reaksi
termokia terdiri atas:
a) reaksi pembentukan yaitu reaksi pembentukan suatu zat dari unsur-unsurnya
b) reaksi peruraian yaitu reaksi peruraian suatu zat menjadi unsur-unsurnya
c) reaksi pembakaran yaitu reaksi pembakaran suatu bahan bakar menjadi oksida-oksidanya.
d) reaksi netralisasi yaitu pembentukan molekul air dari reaksi asam dan basa
Penulisan reaksi termokimia
Reaksi kimia ditulis sebagaimana kita menulis reaksi kimia biasa, tetapi ada 2 hal yang harus
diperhatikan yaitu:
•
Pada reaksi termokimia efek energi harus dinyatakan.
•
Pada reaksi termokimia, koefisien reaksi menyatakan jumlah mol masing-masing zat peserta
reaksi dan tidak menyatakan perbandingan mol.
Contoh:
Bagaimana penulisan reaksi termokimia yang berhubungan dengan pernyataan-pernyataan
berikut:
a. Entalphi pembentukan standar CH4 = −100 kJ/mol
b. Entalphi peruraian standar NH3 = 150 kJ/mol
c. Entalphi pembakaran standar C2H2 = −350 kJ/mol
Jawab:
a. Entalphi pembentukan standar CH4 = −100 kJ/mol, berarti yang terbentuk 1 mol CH4 dari
unsur-unsurnya yaitu C(s) dan H2(g) sehingga reaksinya adalah
C(s) + 2 H2 → CH4
∆H of = −100 kJ
b. Entalphi peruraian standar NH3 = 150 kJ/mol, berarti yang terurai 1 mol NH3 menjadi unsurunsurnya yaitu N2(g) dan H2(g) sehingga reaksinya adalah
o
NH3(g) → ½ N2(g) + 3/2 H2(g) ∆H D
= 150 kJ
c. Entalphi pembakaran standar C2H2 = −350 kJ/mol berarti yang terbakar 1 mol C2H2 menjadi
oksida-oksidanya yaitu CO2(g) dan H2O(g) sehingga reaksinya adalah
C2H2(g) + 5/2 O2→ 2CO2(g) + H2O(g) ∆H Co = −350 kJ
2. Hubungan antara Enthalpi Reaksi dan Enthalphi Pembentukan
Jika enthalphi pembentukan zat A adalah x joule/mol dan enthalpi pembentukan zat B
adalah y joule/mol maka enthalphi reaksi:
nA→pB
adalah = (p.y − n x) joule
4
Contoh:
Perhatikan reaksi pembakaran berikut:
CH4(g) + 2 O2 → CO2(g) + H2O(g)
∆H Co = −x kJ
o
Jika entalphi pembentukan CO2 adalah ∆H f CO2 = − a kJ/mol
o
Entalphi pembentukan H2O(g) adalah ∆H f H2O = − b kJ/mol
Berapa entalphi pembentukan CH4(g)?
Jawab:
Hubungan antara entalphi pembakaran CH4 dengan entalphi pembentukan masing-masing
zat peserta reaksi dalam reaksi:
∆H Co = −x kJ
CH4(g) + 2 O2 → CO2(g) + 2H2O(g)
adalah
∆H Co = ( ∆H of CO2 + 2 ∆H of H2O ) − ∆H of CH4
jadi:
o
− x kJ = ( −a + 2 . −b ) − ∆H f CH4
∆H of CH4 = (x − a − 2b) kJ
3. Hubungan antara Enthalpi Reaksi dan Enthalphi Atomisasi
Jika enthalphi atomisasi zat A adalah x joule/mol dan enthalpi atomisasi zat B adalah
y joule/mol maka enthalphi reaksi:
nA→pB
adalah = (n x − p.y) joule
Contoh:
Perhatikan reaksi pembakaran berikut:
∆H Co = −x kJ
CH4(g) + 2 O2 → CO2(g) + H2O(g)
Jika entalphi atomisasi CO2 = − a kJ/mol
Entalphi atomisasi H2O(g) = − b kJ/mol
Berapa entalphi atomisasi CH4(g)?
Jawab:
Hubungan antara entalphi pembakaran CH4 dengan entalphi atomisasi masing-masing zat
peserta reaksi dalam reaksi:
∆H Co = −x kJ
CH4(g) + 2 O2 → CO2(g) + 2H2O(g)
adalah
∆H Co = Ea CH4 − ( Ea CO2 + 2Ea H2O )
jadi:
− x kJ = Ea CH4 − ( −a + 2 . −b )
Ea CH4 = (−x − a − 2b) kJ
4. Hubungan Antara Energi Atomisasi Dan Energi Ikatan
Energi atomisasi adalah total energi ikatan yang terdapat dalam sebuah molekul.
Dalam molekul CH3OH:
Energi Atomisasi CH3OH = 3 (Energi ikatan C−H ) + Energi Ikatan C−O
+ energi ikatan O−H
D.
Perubahan Entalpi Standar(∆Ho)
Harga perubahan entalpi reaksi dapat dipengaruhi oleh kondisi yakni suhu dan tekanan
saat pengukuran. Oleh karena itu, perlu kondisi suhu dan tekanan perlu dicantumkan untuk setiap
data termokimia. Data termokimia pada umumnya ditetapkan pada suhu 25 0 C dan tekanan 1 atm
yang selanjutnya disebut kondisi standar. Perubahan entalpi yang diukur pada suhu 250 C dan
tekanan 1 atm disebut perubahan entalpi standar dan dinyatakan dengan lambangHo,
dinyatakan dalam satuannya kJ/mol. Sedangkan perubahan entalpi yang pengukurannya tidak
merujuk kondisi pengukurannya dinyatakan dengan lambang H saja.
1 kal = 4,2 J
dan
1 J = 0,24 kal
Beberapa jenis perubahan entalpi ,yaitu
:
a. Entalpi pembentukan ( ∆ H of )
5
Perubahan entalpi (kalor yang diserap atau dilepaskan )pada pembentukan 1 mol zat
langsung dari unsur-unsurnya disebut entalpi molar pembentukan atau entalpi pembentukan.
Jika pengukuran dilakukan pada keadaan standar (298 k, 1 atm) dan semua unsur-unsurnya dalam
bentuk standar, maka perubahan entalpinya disebut entalpi pembentukan standar ( ∆ H of ) Entalpi
pembentukan dinyatakan dalam kJ/mol(kJ mol-1) Supaya terdapat keseragaman, maka harus
ditetapkan keadaan standar, yaitu suhu 25 0 C dan tekanan 1 atm. Dengan demikian perhitungan
termokimia didasarkan pada keadaan standar.
Pada umumnya dalam persamaan termokimia dinyatakan:
AB + CDAC + BD ∆Ho= x kJ/mol
∆Ho adalah lambang dari perubahan entalpi pada keadaan itu. Yang dimaksud dengan bentuk
standar dari suatu unsur adalah bentuk yang paling stabil dari unsur itu pada kondisi standar (298 K,
1 atm). Untuk unsur yang mempunyai bentuk alotropi, bentuk standarnya ditetapkan berdasarkan
pengertian tersebut. Misalnya, karbon yang dapat berbentuk intan dan grafit, bentuk standarnya
adalah grafit, karena grafit adalah bentuk karbon yang paling stabil pada 298 K, 1 atm. Dua hal yang
perlu diperhatikan berkaitan dengan entalpi pembentukan yaitu bahwa zat yang dibentuk adalah 1
mol dan dibentuk dari unsurnya dalam bentuk standar.
Contoh:
Entalpi pembentukan etanol (C2H5OH) (l) adalah -277,7 kJ per mol. Hal ini berarti:
Pada pembentukan 1 mol (46 gram) etanol dari unsur-unsurnya dalam bentuk standar, yaitu karbon
(grafit), gas hidrogen dan gas oksigen, yang diukur pada 298 K, 1 atm dibebaskan 277,7 kJ dengan
persamaan termokimianya adalah:
2 C (s, grafit) + 3H2 (g) + ½ O2 (g) C2 H5 OH (l)
H = -277,7kJ
∆H Pembentukan Standar
∆H = – 94,1 kkal
C(s) + O2 (g) —→ CO2 (g)
∆H pembentukan standar CO2 (g) = – 94,1 kkal/mol.
Umumnya dituliskan ∆Hfo CO2 (g) = – 94,1 kkal/mol.
b. Entalpi Penguraian
Kalor penguraian, ∆H do (d = decomposition) adalah besarnya kalor yang dilepaskan
atau diserap pada reaksi penguraian satu mol suatu senyawa menjadi unsur-unsurnya
dalam keadaan standar. Karena reaksi penguraian kebalikan dari reaksi pembentukan,
maka besarnya ∆H do sama ∆Hf o hanya tandanya yang berlawanan
∆H do = - ∆Hf o
Contoh:
1. Diketahui ∆Hf o H2O (l) = -286 kJ mol -1,
maka entalpi penguraian
H2O (l) menjadi gas hidrogen dan gas oksigen adalah + 286 kJ mol-1
H2O (l) H2 (g) + ½ O2 (g) ∆H do= + 286 kJ
c.Entalpi Pembakaran
Kalor pembakaran, ∆H co (c = combustion) merupakan besarnya kalor yang
dilepaskan pada reaksi pembakaran satu mol suatu unsur atau senyawa dalam keadaan standar.
Reaksi suatu zat dengan oksigen disebut reaksi pembakaran. Zat yang mudah terbakar
adalah unsur karbon, hidrogen, belerang, dan berbagai senyawa dari unsur tersebut. Pembakaran
dikatakan sempurna apabila karbon (c) terbakar menjadi CO2, hidrogen (H) terbakar menjadi H2O,
belerang (S) terbakar menjadi SO2. Perubahan entalpi pada pembakaran sempurna 1 mol suatu zat
yang diukur pada 298 K, 1 atm disebut entalpi pembakaran standar (standard enthalpy of
combustion), yang dinyatakan dengan ∆Hco. Entalpi pembakaran juga dinyatakan dalam kJ mol -1 .
Contoh 1:
Pembakaran bensin adalah suatu proses eksoterm. Apabila bensin dianggap terdiri atas isooktana,
C8H18 (salah satu komponen bensin) tentukanlah jumlah kalor yang dibebaskan pada pembakaran 1
liter bensin. Diketahui entalpi pembakaran isooktana = -5460 kJ mol-1 dan massa jenis isooktan =
0,7 kg L -1 (H = 1; C =12)
Jawab:
Entalpi pembakaran isooktana yaitu – 5460 kJ mol-1
Massa 1 liter bensin = 1 liter x 0,7 kg L-1 = 0,7 kg = 700 gram.
Mol isooktana =700 gram/114 gram mol-1 = 6,14 mol.
Jadi kalor yang dibebaskan pada pembakaran 1 liter bensin adalah:
6,14 mol x 5460 kJ mol -1 =33524,4 kJ.
Contoh 2 :
Pembakaran sempurna 1,6 gram CH4(g) membentuk gas karbondioksida dan air pada keadaan
standar menghasilkan 80,2 kJ.
Tentukan entalpi pembakaran molar standar (∆H co) CH4 ! (Ar H = 1, Ar C = 12)
Jawab : Diketahui massa CH4
= 1,6 gram
6
∆H = 80,2 kJ
Mr CH4= 1x Ar C + 4 x Ar H = 1x12 + 4x1 = 16
Ditanya
: ∆H co
Mol CH4 = massa/Mr = 1,6 / 16 mol
∆H co= 1,6 /16 mol x 80,2 kJ = 8,02 kJ/mol
d. Kalor Pelarutan
Kalor pelarutan ∆Hso adalah besarnya kalor yang dilepaskan atau diserap pada pelarutan satu
mol suatu zat menjadi
jadi larutan encer . Umumnya proses pelarutan menyerap kalor, namun ada
beberapa zat yang melepaskan kalor pada saat dilarutkan ke dalam air. Misalnya, NaOH(s) dan H
2SO4 pekat.
∆Hso = - 63 kJ/mol
Contoh : H 2SO4(aq) + 9 H2O(l)→ H 2SO4. 9 H2O(l)
o
e. Kalor Netralisasi (∆
∆Hn )
Kalor netralisasi adalah perubahan entalpi pada penetralan 1 mol asam oleh basa atau 1 mol basa
oleh asam
PENENTUAN
AN ∆H REAKSI
E.
Cara
ara untuk mengukur besarnya kalor yang dilepaskan atau diserap dalam suatu
reaksi kimia yaitu :
1) Melalui Eksperimen
ksperimen
Penentuan perubahan entalpi dapat dilakukan dengan kalorimetri . Alat yang digunakan untuk
mengukur kalor reaksi dinamakan kalorimeter. Jenis kalorimeter
alorimeter yaitu :
a.. Kalorimeter Bom
Kalorimeter bom suatu jenis kalorimeter reaksi eksoterm yang berlangsung bila didahului oleh
pemanasan, misalnya pembakaran kuat CH4(g) dengan gas oksigen. Alat ini terdiri atas wadah baja
yang kuat (bom)
untuk menempatkan
pereaksi. Bom
dibenamkan
dalam suatu
penangas
air yang terisolasi dan dilengkapi dengan pengaduk serta termometer. Sebelum
reaksi dalam
lam bom berlangsung, suhu awal penangas air diukur. Kalor yang dibebaskan dalam
reaksi diserap oleh bom dan penangas air, sehingga suhu alat keseluruhan merupakan
kapasitas kalor alat
ukur. Sebelumnya kapasitas
kapasitas kalor alat diukur dahulu dalam
eksperimen tersendiri. Kalorimeter bom dapat digunakan untuk pengukuran yang cermat
b..
Kalorimeter Sederhana
Kalorimeter sederhana dapat dibuat dari wadah yang bersifat isolator (tidak menyerap Kalor).
Kalor)
Dengan demikian , wadah dianggap tidak menyerap kalor pada saat reaksi berlangsung. Alat ini
kadang-kadang
kadang
disebut sebagai kalorimeter termos atau kalorimeter gelas kopi. Wadah seperti
gelas kopi tersebut terbuat dari stirobusa untuk tempat
tempat pereaksi. Prinsip penggunaannya sama
dengan kalorimeter bom.
Gambar Kalorimeter ’bomb’ dan Kalorimeter cangkir kopi, terdiri atas cangkir kopi Styrofoam
rofoam
yang didukung oleh cincin logam. Termometer gunanya untuk memantau suhu dari campuran
Penentuan ∆H
H reaksi
Kalorimetri
qlaru tan
= m . c . ∆T
q kalorimeter = C . ∆T
q reaksi = −(qlaru tan + q kalorimeter )
∆H reaksi=
q reaksi
mol reak tan
7
q = kalor (J)
m = massa larutan (g)
c = kalor jenis larutan (J.g-1.0C-1)
ΔT = perubahan suhu
C = kapasitas kalor kalorimeter (J.0C-1)
ΔH = perubahan entalpi (kJ.mol-1)
Kapasitas kalor adalah banyaknya kalor yang diperlukan untuk menaikkan suhu benda sebesar 1
derajat celcius. Kalor jenis adalah banyaknya kalor yang dibutuhkan untuk menaikkan suhu 1 kg zat
sebesar 1 derajat celcius. Alat yang digunakan untuk menentukan besar kalor jenis adalah
kalorimeter.
1 kalori = 4,186 Joule
1 kkal = 1000 kalori = 4186 Joule
Contoh:
Berapa joule diperlukan untuk memanaskan 100 gram air dari 25 0 C
menjadi 1000 0C. Kalor jenis air = 4. 18 J g-1 C-1
Jawab:
q
= m . c. t
= 100 g x 4,18 J g-1 C-1 x (100 – 25) oC
= 31. 350 J = 31,35 kJ
2). Hukum Hess (Germain Hess)
Tidak semua reaksi dapat ditentukan perubahan entalpinya secara kalorimetri. Beberapa reaksi
ada yang harus ditempuh melalui beberapa tahap reaksi. Untuk itu, perubahan entalpi setiap tahap
reaksinya juga harus ditentukan. Untuk mengatasi hal ini, seorang ahli kimia bernama G.H. Hess
(1840) melalui beberapa percobaan yang dilakukannya menyimpulkan dalam satu hukum yang
dikenal dengan hukum Hess : “Kalor reaksi tidak bergantung pada jalanya/tahapan reaksi,
tetapi hanya bergantung pada keadaan awal (sebelum reaksi) dan keadaan akhir (setelah
reaksi)”.
A
∆H3
∆H1
B
∆H2
C
∆H4
∆H5
D
E
Dari gambar tersebut dapat dibuat persamaan matematis :
∆H1 + ∆H2 + ∆H4 = ∆H3 + ∆H5
Trik pengerjaan soal :
• Tentukan persamaan reaksi yang akan diketahui harga ∆H-nya
• Bandingkan data persamaan reaksi dengan persamaan reaksi yang akan diketahui ∆Hnya dengan catatan
o Jika posisinya tidak sama harga ∆H-nya dibalik, jika positif menjadi negatif dan
sebaliknya.
o Jika koefisien tidak sama maka :
Data>soal harga ∆H dibagi dengan koefisien
Data<soal dikali ∆H dibagi dengan koefisien
Banyak reaksi yang dapat berlangsung secara bertahap.
Misalnya pembakaran karbon atau grafit. Jika karbon dibakar dengan oksigen
berlebihan terbentuk karbon dioksida menurut persamaan reaksi:
C(s) + O2 (g) CO2 (g)H = - 394 kJ
Reaksi diatas dapat berlangsung melalui dua tahap. Mula-mula karbon dibakar dengan
oksigen yang terbatas sehingga membentuk karbon monoksida. Selanjutnya, karbon
monoksida itu dibakar lagi untuk membentuk karbon dioksida. Persamaan termokimia untuk
kedua reaksi tersebut adalah:
C(s) + ½ O2 (g) CO (g) H = - 111 kJ
CO (g) + ½ O2 (g) CO2 (g)H = - 283 kJ
Jika kedua tahap diatas dijumlahkan, maka diperoleh:
C(s) + ½ O2 (g) CO (g) H = - 111 kJ
CO (g) + ½ O2 (g) CO2 (g) H = - 283 kJ
------------------------------------------------------------------------- +
C(s) + O2 (g) CO2 (g)H = - 394 kJ
3). Melalui Perubahan Entalpi Berdasarkan Entalpi Pembentukan
8
Kalor suatu reaksi dapat juga ditentukan dari data entalpi pembentukan zat pereaksi dan
produknya. Dalam hal ini, zat pereaksi dianggap terlebih dahulu terurai menjadi unsur-unsurnya,
kemudian unsur-unsur itu bereaksi membentuk zat produk. Secara umum untuk reaksi:
m AB + n CD p AD + q CB
pereaksi
produk
maka : ∆H reaksi = [p. ∆Hfo Ad + q ∆Hfo CB ] – [ m. ∆Hfo AB + n. CD ]
∆H reaksi = ∑ ∆Hfo produk – ∑ ∆Hfo pereaksi
Contoh 1 :
½ N2(g)
+
½ O2(g)
—→ NO(g)
∆H = + 90,37 kJ
+ ½ O 2(g)
—→ NO 2(g)
∆H = – 56,52 kJ
NO(g)
—————————————————————————— +
½ N2(g)
+ O 2(g)
—→ NO2(g)
∆H = + 33,85 kJ
Dalam
reaksi, dapat dianggap bahwa pereaksi terurai menjadi unsur-unsur
penyusunnya. Kemudian unsur-unsur tersebut bereaksi membentuk produk reaksi. Sesuai hukum
Laplace, maka:
∆H penguraian pereaksi = – ∆H pembentukan pereaksi.
Jadi ∆H reaksi
= ∑∆H pembentukan produk + ∑∆H penguraian pereaksi
= ∑∆H pembentukan produk – ∑∆H pembentukan pereaksi
= ∑ ∆Hfo produk – ∑ ∆Hfo pereaksi
o
∆H pembentukan (∆Hf ) unsur-unsur bebas adalah nol (∆H = 0). Contohnya:
N2 (g) —→ N2 (g)
∆H = 0
∆H = 0
O2 (g) —→ O2 (g)
C (s) —→ C (s)
∆H = 0
Contoh soal:
Diketahui:
∆H pembentukan C 3H8 (g)
= – 24,8 kkal/mol.
= – 94,7 kkal/mol.
∆H pembentukan CO2 (g)
∆H pembentukan H 2O (l)
= – 68,3 kkal/mol.
Hitunglah berapa ∆H pembakaran C 3H 8 (g)?
Jawab: reaksinya adalah:
C3 H 8(g)
+ 5 O 2(g)
—→ 3 CO 2(g)
+ 4 H 2 O(l)
Pereaksi
produk
∆Hreaksi
= [3 x (– 94,7) + 4 x (– 68,3)] – [(– 24,8) + 5 x 0]
= – 532,5 kkal/mol
Cara yang lain, dihitung dengan hukum Hess adalah seperti berikut:
C 3H8 (g)
—→ 3 C (s)
+ 4 H 2 (g)
∆H = + 24,8 kkal
3 C(s) + 3 O2(g) —→ 3 CO2 (g)
∆H = – 94,7 kkal x 3
+ 2 O2(g)
—→ 4 H2 O (l)
∆H = – 68,3 kkal x 4
4 H2(g)
————————————————————————————————— +
C3 H8(g)
+ 5 O 2(g)
—→ 3 CO2(g)
+ 4 H 2O (l)
∆H = – 532,5 kkal
Jadi ∆H pembakaran C3 H8(g)
= – 532,5 kkal/mol
Nilai entalpi pembentukan dari berbagai zat serta persamaan termokimia reaksi pembentukannya
diberikan pada tabel berikut.
9
4). Menggunakan Data Energi Ikatan
Pada dasarnya reaksi kimia terdiri atau dua proses, yaitu pemutusan ikatan antaratom dari
senyawa yang bereaksi (proses yang memerlukan energi) dan penggabungan ikatan kembali dari
atom-atom yang terlibat reaksi sehingga membentuk susunan baru (proses yang membebaskan
energi).
Energi ikatan didefinisikan sebagai energi yang diperlukan untuk memutuskan 1 mol ikatan dari
suatu molekul menjadi atom-atomnya dalam wujud gas. Dengan satuan kJ atau kkal
Sesuai dengan hukum Laplace, maka:
∆H pembentukan ikatan = – ∆H pemutusan ikatan = – Energi Ikatan
Dalam reaksi gas-gas, dapat dianggap bahwa ikatan dalam pereaksi diputuskan, kemudian atomatom gasnya akan membentuk ikatan produk reaksi. Sehingga ersamaan yang digunakan :
∆H = ∑ Energi Ikatanpemutusan - ∑ Energi Ikatan pembentukan
∆H = ∑ Energi Ikatan pereaksi - ∑ Energi Ikatan produk
Trik pengerjaan soal
• Buat struktur batang agar kelihatan jumlah ikatan.
• Jika terdapat ikatan yang sama antara pereaksi dan hasil reaksi, langsung dihilangkan
terlebih dahulu.
• Hitung Energi Ikatan pemutusan, hitung Energi Ikatan pembentukan.
• Kurangkan Energi Ikatan pereksi dengan Energi Ikatan hasil reaksi/produk
Tabel Energi Ikatan rata- rata dari beberapa ikatan (kJ/mol)
Ikatan
Energi ikatan rataIkatan
Energi Ikatan ratarata (kJ/mol)
rata (kJ/mol)
C–H
+ 413
I–I
+ 152
C–C
C–O
C–F
C – Cl
C – Br
H – Br
H–H
H–O
F–F
Cl – Cl
Br - Br
+ 348
+ 358
+ 485
+ 431
+ 276
+ 366
+ 436
+ 463
+ 155
+ 242
+ 193
C–I
N–O
N–H
N–N
C=C
C=O
O=O
N≡N
C≡N
C≡C
+ 240
+ 201
+ 391
+ 163
+ 614
+ 799
+ 495
+ 491
+ 891
+ 839
Contoh
:
1). H2 (g) —→ 2 H (g)
∆H = + 435 kJ
Energi ikatan H—H = + 435 kJ/mol
2) CH4 (g) —→ C (g)
+ 4 H (g) ∆H = + 1 656 kJ
Atau dituliskan:
H
│
H— C —H —→ C (g)
+ 4 H (g) ∆H = + 1 656 kJ
│
H
Energi ikatan C—H = + 1 656 kJ /4 mol
= 414 kJ/mol
Contoh soal:
1) Persamaan reaksi :
CH4(g) + Cl2(g) —→ CH3Cl(g) + HCl(g)
Jika diketahui ikatan rata-rata:
C – H = 413 kJ/mol
H – Cl = 431 kJ/mol
Cl – Cl = 242 kJ/mol
C – Cl = 328 kJ/mol
Hitunglah ∆H reaksi ?
Jawab :
Reaksi tersebut diatas dapat digambarkan strukturnya sebagai berikut,
H
H
│
│
H— C —H + Cl – Cl —→ H – C – Cl + H - Cl
│
│
H
H
10
Perubahan entalpinya dapat dihitung sebagai berikut.
Pemutusan ikatan :
4 ikatan C - H
= 4 x 413 kJ/mol
= 1652 kJ/mol
1 ikatan Cl – Cl = 1 x 242 kJ/mol
= 242 kJ/mol +
= 1894 kJ/mol
Pembentukan ikatan
3 ikatan C - H
= 3 x 413 kJ/mol
= 1239 kJ/mol
1 ikatan C – Cl = 1 x 328 kJ/mol
= 328 kJ/mol
1 ikatan H – Cl = 1 x 431 kJ/mol
= 431 kJ/mol +
= 1998 kJ/mol
∆H
= ∑ Energi Ikatanpemutusan - ∑ Energi Ikatan pembentukan
= 1894 – 1998 kJ/mol
= - 104 kJ/mol
2) Jika diketahui:
energi ikatan N≡N = 491 kJ/mol, energi ikatan N—N = 163 kJ/mol,
energi ikatan N—H = 391 kJ/mol, energi ikatan O=O = 495 kJ/mol,
dan energi ikatan O—H = 463 kJ/mol, maka hitunglah berapa ∆H reaksi berikut:
N 2 H 4(g)
+ 2 H2 O (g)
—→ N(g)
+ 4 H 2O (g)
Jawab: reaksinya dapat dituliskan:
H H
│ │
N—N
+ 2 H—O=O—H (g)
—→ N≡N (g)
+ 4 H—O—H (g)
│ │
H
H
∆H reaksi = (energi ikat N—N + 4 x energi ikat N—H + 2 x energi ikat O = O + 4 x energi
ikat O—H) – (energi ikat N≡N + 8 x energi ikat O—H)
= (163 + 4 x 391 + 2 x 495 + 4 x 463) – (491 + 8 x 463)kJ/ mol
= (163 + 1564 + 990 + 1852 ) – ( 491 + 3704) kJ/mol
= 4569 – 4195 = 374 kJ
F.
BAHAN BAKAR DAN PERUBAHAN ENTALPI
Reaksi pembakaran adalah reaksi suatu zat dengan oksigen. Biasanya reaksi semacam ini
digunakan untuk menghasilkan energi. Bahan bakar merupakan suatu senyawa yang bila dilakukan
pembakaran terhadapnya dihasilkan kalor yang dapat dimanfaatkan untuk berbagai keperluan.
1).Jenis-jenis Bahan Bakar
a.Bahan bakar minyak atau BBM
Adalah salah satu jenis bahan bakar. Ada beberapa jenis BBM yang dikenal di Indonesia,
diantaranya adalah: Minyak tanah rumah tangga , Minyak tanah industri , Pertamax , Pertamax plus
, Premium, Bio Premium , Bio Solar , Pertamina DEX, Solar transportasi , Solar industri , Minyak
diesel
b.Bahan bakar padat
Ada berbagai jenis bahan bakar padat. Bahan bakar padat. Bahan bakar padat termasuk
batu bara dan kayu. Seluruh jenis tersebut dapat terbakar, dan menciptakan api dan panas. Batu
bara dibakar di dalam kereta uap untuk memanaskan air sehingga menjadi uap untuk menggerakkan
peralatan dan menyediakan energi. Kayu umumnya digunakan untuk pemanasan domestik dan
industri. Tenaga uap kini makin disukai disebabkan suplai minyak dan gas yang semakin berkurang.
c.Bahan bakar cair dan gas
Bahan bakar yang non-solid (padat) termasuk minyak dan gas (keduanya mempunyai
subjenis yang beragam di antaranya adalah bahan bakar alam dan bensin, bahan bakar yang
sekarang merupakan bahan bakar yang memiliki potensi besar ialah HIDROGEN. Hidrogen adalah
suatu bahan bakar yang unsur pembentuk utamanya adalah air dan gas. Kita ketahui bersama
bahwa air memiliki jumlah yang begitu besar maka air bisa dikategorikan sebagai energi terbarukan.
Hidrongen (H2) didapatkan dari senyawa H2O yang jika diuraikan H2 dan O2. Kekurangan dari pada
bahan bakar hidrogen ialah pengelolahannya yang cukup rumit tapi bila dimasukkan dalam bagian
energi tetap menguntungkan, ini dikarenakan adanya energi yang dipakai untuk menghasilkan energi
baru.
d.Bahan bakar nuklir
Dalam suatu reaktor nuklir reaksi nuklir, bahan bakar yang radioaktif akan melalui
pemecahan nuklir. Hasil dari proses ini adalah sumber energi tanpa proses pembakaran.
2. Efisiensi Kalor Bakar Berbagai Bahan Bakar
Reaksi kimia yang umum digunakan untuk menghasilkan energi adalah pembakaran, yaitu
suatu reaksi cepat antara bahan bakar dengan oksigen yang disertai terjadinya api. Bahan bakar
utama dewasa ini adalah bahan bakar fosil, yaitu gas alam, minyak bumi, dan batu bara. Bahan
bakar fosil itu berasal dari pelapukan sisa organisme, baik tumbuhan atau hewan. Pembentukan
11
bahan bakar fosil ini memerlukan waktu ribuan sampai jutaan tahun. Bahan bakar fosil terutama
terdiri atas senyawa hidrokarbon, yaitu senyawa yang hanya terdiri atas karbon dan hidrogen. Gas
alam terdiri atas alkana suku rendah terutama metana dan sedikit etana, propana, dan butana.
Seluruh senyawa itu merupakan gas yang tidak berbau. Oleh karena itu, kedalam gas alam
ditambahkan suatu zat yang berbau tidak sedap, yaitu merkaptan, sehingga dapat diketahui jika ada
kebocoran. Gas alam dari beberapa sumber mengandung H2S, suatu kontaminan yang harus
disingkirkan sebelum gas digunakan sebagai bahan bakar karena dapat mencemari udara. Beberapa
sumur gas juga mengandung helium. Minyak bumi adalah cairan yang mengandung ratusan macam
senyawa, terutama alkana, dari metana hingga yang memiliki atom karbon mencapai lima puluhan.
Dari minyak bumi diperoleh bahan bakar LPG (Liquified Petroleum gas), bensin, minyak tanah,
kerosin, solar dan lain-lain. Pemisahan komponen minyak bumi itu dillakukan dengan destilasi
bertingkat. Adapun batu bara adalah bahan bakar padat, yang terutama, terdiri atas hidrokarbon
suku tinggi. Batu bara dan minyak bumi juga mengandung senyawa dari oksigen, nitrogen, dan
belerang. Bahan bakar fosil, terutama minyak bumi, telah digunakan dengan laju yang jauh lebih
cepat dari pada proses pembentukannya. Oleh karena itu, dalam waktu yang tidak terlalu lama lagi
akan segera habis. Untuk menghemat penggunaan minyak bumi dan untuk mempersiapkan bahan
bakar pengganti, telah dikembangkan berbagai bahan bakar lain, misalnya gas sintesis (sin-gas) dan
hidrogen. Gas sintetis diperoleh dari gasifikasi batubara. Batu bara merupakan bahan bakar fosil
yang paling melimpah, yaitu sekitar 90 % dari cadangan bahan bakar fosil. Akan tetapi penggunaan
bahan bakar batubara menimbulkan berbagai masalah, apapun. Karena misalnya dapat
menimbulkan polusi udara yang lebih hebat daripada bahan bakar bentuknya yang padat terdapat
keterbatasan penggunaannya. Oleh karena itu, para ahli berupaya mengubahnya menjadi gas
sehingga pernggunaannya lebih luwes dan lebih bersih. Gasifikasi batubara dilakukan dengan
mereaksikan batubara panas dengan uap air panas. Hasil proses itu berupa campuran gas CO,H2
dan CH4. Sedangkan bahan sintetis lain yang juga banyak dipertimbangkan adalah hidrogen.
Hidrogen cair bersama-sama dengan oksigen cair telah digunakan pada pesawat ulang-alik sebagai
bahan bakar roket pendorongnya. Pembakaran hidrogen sama sekali tidak memberi dampak negatif
pada lingkungan karena hasil pembakarannya adalah air.Hidrogen dibuat dari air melalui reaksi
endoterm berikut: H2O (l)2 H2 (g) + O2 (g) H = 572 kJ
Apabila energi yang digunakan untuk menguraikan air tersebut berasal dari bahan bakar fosil,
maka hidrogen bukanlah bahan bakar yang konversial. Tetapi saat ini sedang dikembangkan
penggunaan energi nuklir atau energi surya. Jika proyek itu berhasil, maka dunia tidak perlu khawatir
akan kekurangan energi. Matahari sesungguhnya adalah sumber energi terbesar di bumi, tetapi
tekonologi penggunaan energi surya belumlah komersial. Salah satu kemungkinan penggunaan
energi surya adalah menggunakan tanaman yang dapat tumbuh cepat. Energinya kemudian
diperoleh dengan membakar tumbuhan itu. Dewasa ini, penggunaan energi surya yang cukup
komersial adalah, penggunaan energi surya yang cukup komersial adalah untuk pemanas air rumah
tangga (solar water heater).
Nilai kalor suatu bahan bakar umumnya dinyatakan dalam satuan kJ/gram, yang menyatakan
berapa kJ kalor yang dapat dihasilkan dari pembakaran 1 gram bahan bakar tersebut. Contoh nilai
kalor bahan bakar bensin adalah 48 kJ/gram, artinya setiap pembakaran sempurna 1 gram bensin
akan dihasilkan kalor sebesar 48 kJ. Dibawah ini merupakan nilai kalor dari berbagai jenis bahan
bakar yang umum dikenal.
Tabel nilai kalor bakar beberapa bahan bakar
Jenis Bahan Bakar
Nilai kalor(kJ/g)
Gas alam
49
Batu bara
32
Minyak mentah
45
Bensin
48
Arang
34
kayu
18
Hidrogen
142
Nilai kalor bakar dapat digunakan untuk memperkirakan harga energi suatu bahan baka
3. Pembakaran Sempurna Dan Tidak Sempurna
Pembakaran bahan bakar dalam mesin kendaraan atau dalam industri tidak terbakar
sempurna. Pembakaran sempurna senyawa hidrokarbon (bahan bakar fosil) membentuk karbon
dioksida dan uap air. Sedangkan pembakaran tak sempurna membentuk karbon monoksida dan uap
air. Misalnya:
1) Pembakaran sempurna isooktana:
C8H18 (l) +12 ½ O2 (g) —→ 8 CO2 (g) + 9 H2O (g) H = -5460 kJ
2) Pembakaran tak sempurna isooktana:
C8H18 (l) + 8 ½ O 2 (g) —→ 8 CO (g) + 9 H2O (g) H = -2924,4 kJ
4. Dampak Pembakaran Tak Sempurna
12
Sebagaimana terlihat pada contoh di atas, pembakaran tak sempurna menghasilkan lebih
sedikit kalor. Jadi, pembakaran tak sempurna mengurangi efisiensi bahan bakar. kerugian lain dari
pembakaran tak sempurna adalah dihasilkannya gas karbon monoksida (CO), yang bersifat racun.
Oleh karena itu, pembakaran tak sempurna akan mencemari udara
Uji Kompetensi Bab 1
A. Jawablah pertanyaan dibawah ini dengan baik dan benar !
1. Dalam gelas kimia direaksikan Amonium klorida padat dan Barium Hidroksida padat sehingga
dihasilkan barium klorida, air dan gas amonia. Pada reaksi tersebut ternyata suhu sistem turun
dari 25o C menjadi 12o C. Dari percobaan tersebut:
a. Sebutkan system dan lingkungan dari percobaan tersebut
b. Jelaskan termasuk reaksi eksoterm atau endoterm
2. Berapa jumlah kalor yang diperlukan untuk menaikkan suhu 100 gram air dari 20o C menjadi 50 o
C, jika diketahui kalor jenis air = 4,2 J/ g o C
3. Diketahui ∆Hfo C 3H8 (g) = – 24,8 kkal/mol.
∆Hfo CO2 (g) = – 94,7 kkal/mol.
o
∆Hf H 2O (l) = – 68,3 kkal/mol
∆Hfo O2 (g) = 0
Hitunglah berapa ∆H pembakaran C3H8(g)reaksinya adalah:
C3 H 8(g) + 5 O 2(g) —→ 3 CO2(g)+4H2 O(l)
4. Diketahui energi ikatan rata-rata : C – H = 410 kJ/mol C – C =347 kJ/mol
Cl – Cl = 243 kJ/mol C – Cl = 346kJ/mol
H – Cl = 432 kJ/mol
Maka perubahan entalpi (∆H) pada reaksi :
H H
H
H
│ │
│
│
H—C— C — H + Cl — Cl —→ H— C —C — Cl + H— Cl
│ │
│
│
H H
H
H
5. Sebutkan reaksi dibawah ini termasuk eksoterm atau endoterm :
a. 2 H2
+ O2
—→ 2 H O
∆H = – 136,6 kkal
b. CO2 (g) + 94,1 kkal —→ C(s)
+ O2 (g)
6. Jelaskan perbedaan antara reaksi eksoterm dan reaksi endoterm. Tuliskan contohnya?
7. Pada pembentukan1 mol air dilepaskan kalor sebanyak 286 kJ. Tulis persamaan termokimia dari
pernyataan diatas?
8. Entalpi pembentukan 1 mol uap air adalah -286 kJ. Hitung entalpi pembentukan 9 gram air?
9. Coba jelaskan mengapa entalpi tidak dapat diukur dan kita hanya bisa mengukur perubahan
entalpinya saja
10. Jelaskan perbedaan pembakaran sempurna dan pembakaran tak sempurna !
B. Berilah tanda silang (x ) pada jawaban yang paling benar !
1. Sebuah Kristal KNO3 dimasukkan dalam tabung reaksi, kemudian ditetesi dengan air. Pada
dasar tabung reaksi terasa dingin. Reaksi itu dapat digolongkan …..
A. endoterm, energi tidak berpindah
B. endoterm, energi berpindah dari lingkungan ke system
C. eksoterm, energi berpindah dari sistem ke lingkungan
D. eksoterm, energi berpindah dari lingkungan ke system
E. endoterm, energi berpindah dari sistem ke lingkungan
2. Diketahui entalpi pembentukan H2O(g) = -242 kJ/mol, energi ikatan H-H = 436 kJ/mol dan energi
ikatan O=O = 495 kJ/mol. Energi ikatan O-H dalam air adalah ….. kJ/mol.
A. 1173 B. 925,5
C. 804,5
D. 586,5
E. 462,75
3. Jika satu sendok serbuk seng dimasukkan ke dalam gelas kimia yang berisi larutan HCl ternyata
terjadi gelembung gas dan dasar gelas kimia terasa panas, reaksi ini tergolong...
A. Eksoterm, energi berpindah dari sistem ke lingkungan
B. Eksoterm, energi berpindah dari lingkungan ke sistem
C. Endoterm, energi berpindah dari sistem ke lingkungan
D. Endoterm, energi berpindah dari lingkungan ke sistem
E. Endoterm, energi tidak berpindah
4. Pernyataan yang benar tentang reaksi eksoterm adalah ….
A. entalpi awal lebih besar daripada entalpi akhir dan ∆ H > 0
B. entalpi awal lebih kecil daripada entalpi akhir dan ∆ H > 0
C. entalpi awal lebih besar daripada entalpi akhir dan ∆ H < 0
D. entalpi awal lebih kecil daripada entalpi akhir dan ∆ H < 0
E. entalpi awal sama dengan entalpi akhir dan ∆ H = 0
5. CO (g) + 1/2 O2(g) → 2CO2(g) H = x kJ, x adalah entalpi . . . . .
A. pembentukan CO
D. penguraian CO2
13
B. pembakaran CO
E. pembakaran CO2
C. pembentukan O2
6. Yang dimaksud dengan kalor penguraian adalah kalor reaksi pada penguraian ….
A. 1 mol senyawa menjadi unsur –unsur pembentuknya
B. senyawa menjadi 1 mol zat hasil reaksi
D. senyawa menjadi ion-ionnya
C. suatu senyawa
E. suatu unsur dengan oksigen
7. Yang terjadi pada reaksi eksoterm adalah ….
A. energi sistem berkurang
D. energi lingkungan bertambah
B. energi lingkungan berkurang
E. energi sistem maupun lingkungan tetap
C. energi sistem bertambah
8. Dalam tabung reaksi terdapat larutan H2SO4 dan larutan NaOH. Yang dimaksud sistem dari
percobaan tersebut adalah …..
A. tabung reaksi, larutan H2SO4, dan udara disekitar tabung reaksi
B. tabung reaksi, larutan NaOH, dan udara disekitar tabung reaksi
C. kalor yang terbentuk dari hasil reaksi antara larutan H2SO4 dan NaOH
D. Perubahan entalpi yang terjadi pada reaksi antara larutan H2SO4 dan NaOH
E. Larutan H2SO4 , larutan NaOH dan hasil reaksi
9. Energi yang diperlukan untuk memutuskan ikatan kimia dalam 1 mol senyawa berwujud gas
menjadi ataom-atom pada keadaan standar dinamakan …
A. energi potensial
D. energi mekanik
B. energi kinetik
E. energi kimia
C. energi ikatan
10.Perubahan entalpi pembakaran gas CH4 ( Ar C = 12, H = 1 ) adalah – 80 kJ/mol. Maka perubahan
entalpi pembakaran 4 gram gas tersebut adalah ….
A. – 80 kJ
C. – 50 kJ
E. – 10 kJ
B. – 70 kJ
D. – 20 kJ
14
BAB 2
KESETIMBANGAN KIMIA
Standar kompetensi : Memahami konsep kesetimbangan reaksi
Kompetensi Dasar :
1. Menguasai reaksi kesetimbangan
2. Menguasai factor-faktor yang mempengaruhi pergeseran kesetimbangan
3. Menentukan hubungan kuantitatif antara pereaksi dan hasil reaksi dari suatu reaksi
kesetimbangan
Tujuan Pembelajaran :
1. Siswa dapat menguasai konsep reaksi kesetimbangan
2. Siswa dapat menguasai factor-faktor yang mempengaruhi pergeseran kesetimbangan
3. Siswa dapat menentukan hubungan kuantitatif antara pereaksi dan hasil reaksi dari suatu reaksi
kesetimbagan
4. Siswa dapat memahami bahwa terjadinya pergeseran kesetimbangan disebabkan adanya aksi pada reaksi
kesetimbangan sesuai dengan asas Le Chatelier
5. Siswa dapat memahami bahwa perubahan temperatur dapat mempengaruhi tetapan kesetimbangan
6. Siswa dapat menghitung tetapan kesetimbangan dari suatu reaksi
7. Siswa dapat menghitung tetapan kesetimbangan pada tekanan parsial
8. Siswa dapat memahami kesetimbangan homogen dan heterogen berdasarkan fase dari reaktan dan produk
9. Siswa dapat menghitung konsentrasi reaktan dan produk dalam suatu campuran kesetimbangan
berdasarkan konsentrasi awal dan konstanta kesetimbangan
A. REAKSI BERKESUDAHAN DAN DAPAT BALIK
Pernahkah anda sakit gigi? Sakit gigi biasanya disebabkan oleh makanan yang asam maupun manis.
Untuk merawat dianjurkan menggosok gigi sehari dua kali dengan menggunakan pasta gigi berflourida.
Mengapa makanan manis dan asam menyebabkan sakit gigi dan mengapa pula pasta gigi berflourida dapat
merawat kesehatan gigi? Pertanyaan ini akan terjawab setelah mempelajari kesetimbangan kimia.
15
Ditinjau dari arahnya, reaksi kimia dapat dibagi menjadi dua , yaitu ;
a. Reaksi irreversible / reaksi berkesudahan :
Reaksi satu arah/tidak dapat balik), yaitu suatu reaksi hanya terjadi pembentukan zat-zat hasil reaksi
saja.
Reaksi HCl + NaOH → NaCl + H2O berlangsung sempurna dari kiri ke kanan. NaCl dan H2O yang
terbentuk tidak dapat bereaksi kembali untuk menghasilkan HCl dan NaOH. Ini dinamakan reaksi
berkesudahan atau irreversible (tidak dapat balik lagi) yaitu suatu reaksi dimana zat di ruas kanan tidak
dapat bereaksi kembali untuk membentuk zat diruas kiri.
b. Reaksi reversible reaksi kesetimbangan
Reaksi dua arah/dapat balik), yaitu suatu reaksi di mana hasil reaksi dapat bereaksi kembali
membentuk zat-zat pereaksi.
Reaksi N2 + 3H2 2NH3 akan terurai kembali menjadi 2NH3 N2 + 3H2 ini dinamakan reaksi
kesetimbangan atau reaksi reversible (dapat balik) yaitu reaksi dimana zat –zat diruas kanan dapat
bereaksi atau terurai kembali membentuk zat di ruas kiri. Reaksi ke arah kanan disebut reaksi maju
dan ke ruas kiri disebut reaksi balik.
Reaksi kimia yang dapat berlangsung dalam dua arah yaitu dari reaktan ke produk dan produk
dapat membentuk reaktan kembali. Reaksi kesetimbangan dinyatakan dengan dua tanda panah yang
arahnya berlawanan.
Contoh : 2HI
H2 + I2
Reaksi maju : 2HI → H2 + I2
Reaksi balik : H2 + I2 → 2HI
Reaksi maju lama kelamaan semakin lambat sebab jumlah pereaksi semakin berkurang, pada
saat yang sama reaksi balik semakin cepat dengan makin bertambahnya jumlah hasil reaksi .
B. KEADAAN SETIMBANG
Reaksi kesetimbangan merupakan reaksi reversible di mana zat-zat hasil reaksi dapat bereaksi kembali
membentuk zat-zat pereaksi
* Reaksi ini akan berlangsung bolak balik terus menerus tidak pernah berhenti, inilah yang disebut sebagai
Reaksi Kesetimbangan Dimanis
• Keadaan setimbang atau kesetimbangan adalah suatu keadaan dimana laju reaksi ke arah kanan
(pembentukan hasil reaksi) sama dengan laju reaksi ke arah kiri (pembentukan zat-zat pereaksi) atau
(laju reaksi ke kanan = laju reaksi ke kiri)
• Digambarkan :
mA + nB
pC + qD
Reaksi ke kanan :
A→B
Rate = kf[A]. kf : konstanta laju reaksi ke kanan
Reaksi balik
:
B→A
Rate = kr[B]. kr : konstanta laju reaksi ke kiri
Saat A bereaksi membentuk senyawa B, konsentrasi A berkurang sedangkan konsentrasi B
bertambah.
Pada keadaan kesetimbangan
kf [A]
= kr [B]
Laju reaksi
laju reaksi balik
ke kanan
ke kiri
Penulisan persamaan adalah
[B]/[A] = kf/kr = a konstan
Kedua proses terjadi pada kecepatan yang sama
AB
• Sistem kesetimbangan terjadi pada reaksi dapat balik.
• Keadaan kesetimbangan :
o Kecepatan reaksi ke kanan sama dengan kecepatan reaksi ke kiri.
o Konsentrasi pereaksi dan hasil reaksi relatif tetap.
o Terjadi kesetimbangan dinamis jumlah zat yang terlibat dalam reaksi tetap tetapi proses reaksi
tetap terus berjalan.
o Memilik harga K yang merupakan penggabungan antaran tetapan laju reaksi pembentukan dan
laju reaksi penguraian
o Reaksi terjadi dalam ruang tertutup
o Reaksi berlangsung terus menerus dalam dua arah / bersifat dinamis
o Tidak terjadi perubahan makroskopis , tetapi perubahan mikroskopis tetap berlangsung
Berdasarkan fase zat-zat dalam reaksi kesetimbangan, maka reaksi kesetimbangan dibedakan menjadi dua,
yaitu ;
o Kesetimbangan Homogen, kesetimbangan pada sistem fasa (wujud) yang sama, biasanya
adalah gas.
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
o Kesetimbangan Heterogen, kesetimbangan pada sistem fasa (wujud) yang berbeda, yang
diperhitungakan dalam penentuan harga K hanya zat yang berwujud gas saja
H2 O(g) H2O(l)
CaCO3 (s)
CaO (g) + CO2 (g)
16
C. HUKUM KESETIMBANGAN DAN TETAPAN KESETIMBANGAN
Hukum kesetimbangan menurut GULDBERG dan WAAGE, yaitu :Besarnya konstanta kesetimbangan dalam
suatu reaksi (Kc) adalah hasil kali konsentrasi zat-zat hasil reaksi dipangkatkan koefisiennya dibagi hasil kali
konsentrasi zat-zat pereaksi dipangkatkan koefisiennya”
1. Penentuan Harga K (tetapan Kesetimbangan)
Rumus Umum tetapan kesetimbangan :
K=
[hasil reaksi] koefisien
[ pereaksi] koefisien
Untuk reaksi : aA + bB cC + dD, maka harga tetapan kesetimbangan K reaksi di atas adalah :
[C ]c [ D] d
K=
[ A] a [ B]b
Keterangan :
K = tetapan kesetimbangan
[A] = konsentrasi A pada kesetimbangan = mol / volume (lt)
[B] = konsentrasi B pada kesetimbangan = mol / volume (lt)
[C] = konsentrasi C pada kesetimbangan = mol / volume (lt)
[D] = konsentrasi Dpada kesetimbangan = mol / volume (lt)
Harga K (kesetimbangan) menunjukkan banyaknya hasil reaksi (zat ruas kanan) yang dapat
terbentuk pada suatu reaksi kesetimbangan.
Harga K besar artinya bahwa zat ruas kanan banyak terbentuk.
Harga K kecil artinya zat diruas kiri sedikit terurai.
Jenis Tetapan Kesetimbangan :
a). Kc, tetapan kesetimbangan dengan variabel konsentrasi
Untuk reaksi umum,
aA + bB + … ⇔ gG + hH + …
Rumus tetapan kesetimbangan berbentuk
[G ] g [ H ] h ...
= Kc
[ A] a [ B]b ...
Pembilang adalah hasil kali konsentrasi spesies-spesies yang ditulis disebelah kanan
persamaan ([G], [H] …) masing-masing konsentrasi dipangkatkan dengan koefisien dalam
persamaan reaksi yang setara (g, h …). Penyebut adalah hasil kali konsentrasi spesiesspesies yang ditulis disebelah kiri persamaan ([A]. [B] ..) dan
setiap konsentrasi
dipangkatkan dengan koefisien reaksinya (a, b, …). Nilai numerik tetapan kesetimbangan Kc
sangat tergantung pada jenis reaksi dan suhu.
Untuk kesetimbangan heterogen, hanya zat yang berfase gas (g) dan larutan (aq), karena
konsentrasi zat padat atau cairan murni adalah konstan
Satuan konsentrasi Kc adalah molaritas (M) sehingga satuan
Contoh Soal
1. Tuliskan pernyataan kesetimbagan Kc untuk reaksi berikut :
(a) 2O3(g) 3O2(g)
(b) 2NO(g) + Cl2(g) 2NOCl(g)
Jawab:
(a) Kc = [O2]3 / [O3]2
(b) Kc = [NOCl]2 / [NO]2[Cl2]
2. :Dalam ruangan 5 liter berlangsung reaksi kesetimbangan
2 SO3 (g) 2SO2(g) + O2(g)
Jika dari pemanasan 1 mol gas SO3 diperoleh 0,25 mol gas O2., tentukan tetapan
kesetimbangannya ?
Jawab:
2 SO3 (g)
2SO2(g) + O2(g)
Mula-mula :
1
Reaksi
:
0.50
Kesetimbangan : 0,50
0,50
0,25
[SO3 ] = 0,5/5 = 0,1 M; [SO2 ] = 0,50/5 = 0,1 M; [O2 ] = 0,25/5 = 0,05 M
[SO2 ]2 [O2 ]
(0,1)2 (0,05)
Kc =
=
= 0,05
[SO3 ]2
(0,1)2
b) Kp, tetapan kesetimbangan dengan variabel tekanan.
Tips :Menentukan harga Kp
Rumus Umum :
17
Kp =
Phasilr reaksi
Ppereaksi
koefisien
koefisien
o
Perhitungan Tekanan Parsial :
Jika diketahui mol masing-masing zat yang terlibat
o
PA =
o
Jika tidak diketahui mol masing-masing zat yang terlibat dalam reaksi
o
PA =
o
Untuk Reaksi :
mol A
x Ptotal
mol total
Koefisien A
x Ptotal
Koefisien Total
mA(g) + nB(g)
Kp =
Contoh dalam reaksi:
pC(g) + qD(g)
q
[ Pc ] [ PD ]
[ PA ]m [ PB ]n
N2(g) + 3 H2(g)
Kp =
p
2 NH3(g)
2
[ p NH 3 ]
[ PN 2 ][ PH 2 ]3
Contoh soal
:
Jika natrium bikarbonat dipanaskan menurut reaksi :
2NaHCO3(s) Na2CO3(s)+ CO2(g)+ H2O(g) ,
ternyata tekanan total saat setimbang = 0,04 atm, hitung harga Kp
Jawab :
Reaksi setimbang : 2 NaHCO3(s) Na2CO3(s) + CO2(g) + H2 O(g)
Yang berfasa gas adalah CO2 dan H2O
Berdasarkan persamaan reaksi ; mol CO2 = mol H2O
mol zat
PCO2 = P H2O =
x Ptotal =1/2 x 0,04 atm = 0,02
mol total
Kp
= PCO2 x PH2O
= 0,02 x 0,02
= 0,0004
Hubungan antara Kp dan Kc
o jika diketahui tekanan dan suhu reaksi
o Konversi suhu dalam Kelvin (C + 273) dan tekanan dalam atmosfer
( mmHg/760, cmHg/76, Pa/10-5)
o Gunakan persamaan :
Kp = Kc. (RT)∆n
Keterangan ;
R
T
n
= tetapan gas ideal = 0,082 L.atm.mol-1 K-1
= suhu (K)
= jumlah koefisien zat-zat hasil reaksi–koefisien zat-zat pereaksi
CONTOH
1). Tuliskan rumus Kc dan Kp untuk reaksi berikut :
a. N2 (g) + 3 H 2(g) 2 NH3 (g)
CaO(s) + CO2(g)
b. CaCO3 (s) Jawab :
a. Reaksi : N2 (g) + 3 H 2(g)
2 NH3 (g)
[NH3 ]2
Kc =
[N2 ] [H2 ]3
(PNH3)2
Kp =
(PN2) (PH2)3
18
b. Reaksi :
CaCO3 (s) Jawab:
CaO(s) + CO2(g)
Kc = [CO2 ]
Kp = (PCO2)
Tips : Jika diketahui 2 atau lebih persamaan reaksi dengan harga K, dan ditanyakan
harga K dari persamaan reaksi yang berhubungan dengan kedua reaksi tersebut
o Susun persamaan reaksi yang ada sesuai dengan persamaan reaksi yang diinginkan
o Catatan pengubahan :
o Jika persamaan reaksi dibalik maka harga K menjadi 1/K
o Jika persamaan raksi dikalikan dengan suatu variabel, maka harga K dipangkatkan
dengan variabel tersebut
Contoh :
2) Untuk reaksi kesetimbangan :
PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g) , harga Kc pada suhu 191o C = 3,26 x 10-2 , tentukan harga Kp
pada suhu tersebut
R = 0,082; T = (191 + 273) = 464 K
∆n =2–1=1
Kp = Kc x (RT)∆n
= 3,26 x 10-2 x (0,082 x 464)1
= 1,24
D. AZAS LE CHATELIER
Secara mikroskopik sistem kesetimbangan umumnya peka terhadap gangguan dari
lingkungan. Andaikan sistem yang kita perhatikan adalah kesetimbangan air-uap, air dalam silinder.
Jika volume sistem diperbesar (tekanan dikurangi) maka sistem berupaya mengadakan perubahan
sedemikian sehingga mengembalikan tekanan ke keadaan semula, yakni dengan menambah jumlah
molekul yang pindah ke fasa uap. Setelah kesetimbangan baru dicapai lagi, air yang ada lebih sedikit
dan uap air terdapat lebih banyak dari pada keadaan kesetimbangan pertama tadi
Secara singkat, azas Le Chatelier dapat dinyatakan sebagai : Reaksi = - Aksi
Artinya : Bila pada sistem kesetimbangan dinamik terdapat gangguan dari luar sehingga kesetimbangan dalam
keadaan terganggu atau rusak maka sistem akan berubah sedemikian rupa sehingga gangguan itu berkurang
dan bila mungkin akan kembali ke keadaan setimbang lagi. Cara sistem bereaksi adalah dengan melakukan
pergeseran.
Azas Le Chatelier menyatakan : Bila pada sistem kesetimbangan diadakan aksi, maka sistem
akan mengadakan reaksi sedemikian rupa sehingga pengaruh aksi itu menjadi sekecil-kecilnya.
E. PERGESERAN KESETIMBANGAN
Perubahan dari keadaan kesetimbangan semula ke keadaan kesetimbangan yang baru akibat
adanya aksi atau pengaruh dari luar itu dikenal dengan pergeseran kesetimbangan.
Bagi reaksi:
A + B ↔ C + D
Kemungkinan terjadinya pergeseran :
1. Dari kiri ke kanan, berarti A bereaksi dengan B memhentuk C dan D, sehingga jumlah mol A
dan Berkurang, sedangkan C dan D bertambah.
2. Dari kanan ke kiri, berarti C dan D bereaksi membentuk A dan B. sehingga jumlah mol C dan
D berkurang, sedangkan A dan B bertambah.
Faktor-faktor yang mempengaruhi kesetimbagan
1. Perubahan Konsentrasi
2. Perubahan suhu
3. Perubahan tekanan
4. Peranan Katalisator
1). Perubahan Konsentrasi
Apabila dalam sistem kesetimbangan homogen, konsentrasi salah satu zat diperbesar, maka
kesetimbangan akan bergeser ke arah yang berlawanan dari zat tersebut. Sebaliknya, jika
konsentrasi salah satu zat diperkecil, maka kesetimbangan akan bergeser ke pihak zat
tersebut.
Reaksi :
19
A+B ↔ C
Bila A ditambah artinya konsentrasinya diperbesar, sehingga “jika diberi, dia akan memberi”
maka terjadi pergeseran ke kanan sehingga C banyak.
Bila B diambil (dipisah) artinya memperkecil konsentrasi B sehingga “jika diambil , dia akan
mengambil” maka reaksi bergeser ke kiri sehingga C berkurang.
Jika salah satu zat konsentrasinya diperbesar (ditambah), maka reaksi bergeser dari arah zat
tersebut.
Jika salah satu zat konsentrasinya diperkecil (dikurangi), maka reaksi akan bergeser ke arah
zat tersebut
Contoh:
2SO2(g) + O2(g) ↔ 2SO3(g)
Bila pada sistem kesetimbangan ini ditambahkan gas SO2, maka kesetimbangan akan
bergeser ke kanan.
Bila pada sistem kesetimbangan ini dikurangi gas O2, maka kesetimbangan akan bergeser ke
kiri.
2). Perubahan Suhu
Menurut Van’t Hoff:
• Bila pada sistem kesetimbangan subu dinaikkan, maka kesetimbangan reaksi akan bergeser
ke arah yang membutuhkan kalor (ke arah reaksi endoterm).
• Bila pada sistem kesetimbangan suhu diturunkan, maka kesetimbangan reaksi akan bergeser
ke arah yang membebaskan kalor (ke arah reaksi eksoterm).
• Contoh:
2NO(g) + O2(g) ↔ 2NO2(g) ; ∆H = -216 kJ
Jika suhu dinaikkan, maka kesetimbangan akan bergeser ke kiri.
Jika suhu diturunkan, maka kesetimbangan akan bergeser ke kanan.
3). Perubahan tekanan
Perubahan tekanan hanya berpengaruh untuk gas.
Fase padat dan cair pengaruh tekanan diabaikan.
Jika dalam suatu sistem kesetimbangan dilakukan aksi yang menyebabkan perubahan
volume (bersamaan dengan perubahan tekanan), maka dalam sistem akan mengadakan berupa
pergeseran kesetimbangan.
Jika tekanan diperbesar = volume diperkecil, kesetimbangan akan bergeser ke arah jumlah mol
gas (Koefisien Reaksi Kecil)
Jika tekanan diperkecil = volume diperbesar, kesetimbangan akan bergeser ke arah jumlah mol
gas (Koefisien reaksi besar).
Karena koefisien reaksi menyatakan perbandingan mol ,maka cukup memperhatikan jumlah
koefisien gas pada masing-masing ruas.
H2(g) + I2(g)
2 HI(g)
Pada reaksi antara gas H2 dan gas I2 yang telah mengalami kesetimbangan perubahan tekanan
tidak mempengaruhi kesetimbangan, artinya kesetimbangan akan selalu tetap meskipun tekanan
diperbesar ataupun diperkecil. Hal ini disebabkan karena jumlah molekul/koefisien reaksi zat
reaktan dan hasil reaksi sama dengan demikian perubahan tekanan ataupun perubahan volume
tidak berpengaruh apa-apa. Pada sistem kesetimbangan, jika jumlah koefisien reaksi sebelah kiri
= jumlah koefisien sebelah kanan, maka perubahan tekanan/volume tidak menggeser letak
kesetimbangan.
Contoh:
N2(g) + 3H2(g) ↔ 2NH3(g)
Koefisien reaksi di kanan = 2
Koefisien reaksi di kiri = 4
Bila pada sistem kesetimbangan tekanan diperbesar (= volume diperkecil), maka
kesetimbangan akan bergeser ke kanan.
Bila pada sistem kesetimbangan tekanan diperkecil (= volume diperbesar), maka kesetimbangan
akan bergeser ke kiri.
4). Peranan Katalisator
Katalisator adalah zat yang dapat mempercepat reaksi tapi tidak ikut bereaksi.
Sesuai dengan fungsinya mempercepat reaksi maka akan mempercepat tercapainya proses
kesetimbangan, dengan cara mempercepat reaksi maju dan reaksi balik sama besar.
Fungsi katalisator pada awal reaksi (sebelum kesetimbangan tercapai).
Jika kecepatan reaksi maju = kecepatan reaksi balik maka katalis berhenti berfungsi.
Penambahan katalis tidak akan mengubah komposisi atau susunan zat-zat dalam sistem
kesetimbangan.
Faktor
Konsentrasi
Pergeseran ke Jika dilakukan
+
yg tidak di (+)
yg di (-)
20
Volume
Tekanan
Suhu
Koef Besar
Koef Kecil
Koef Kecil
Koef Besar
endoterm
Eksoterm
Tidak berpengaruh, hanya mempercepat tercapainya keadaan
kesetimbangan
Katalis
Contoh :
Ion besi (III) (Fe3+) berwarna kuning jingga bereaksi dengan ion tiosianat (SCN-) tidak berwarna
membentuk ion tisianobesi (III) yang
berwarna merah darah menurut reaksi kesetimbangan berikut :
Fe3+(aq)
+
Kuning jingga
SCN-(aq)
FeSCN2+(aq)
tidak berwarna
merah-darah
Ke arah manakah kesetimbangan bergeser dan bagaimana perubahan warna campuran jika :
1. ditambah larutan FeCl3 (ion Fe3+)
2. ditambah larutan KSCN (ion SCN-)
3. ditambah larutan NaOH (ion OH-)
4. Larutan diencerkan
Jawab :
Azas Le Chatelier : Reaksi = - Aksi
1. Ditambah larutan FeCl3 (ion Fe3+)
Aksi : menambah ion Fe3+
Reaksi : mengurangi ion Fe3+
Kesetimbangan : bergeser ke kanan
Perubahan warna: bertambah merah (karena ion FeSCN2+ bertambah)
2. Aksi : menambah ion SCN
Reaksi : mengurangi ion SCN
Kesetimbangan : bergeser ke kanan
Perubahan warna : bertambah merah (karena ion FeSCN2+ bertambah)
3. Aksi : menambah ion OH -. Ion ini akan mengikat ion Fe3+ membentuk Fe(OH)3 yang sukar larut.
Fe3+(aq) + 3OH-(aq)
Fe(OH)3(s)
Jadi, penambahan ion OH- sama dengan mengurangi ion Fe3+.
4. Aksi : mengencerkan (memperbesar volume), memperkecil konsentrasi (jarak antar partikel dalam
larutan makin renggang.
Reaksi : memperbesar konsentrasi (menambah jumlah partikel)
Kesetimbangan : bergeser ke kiri, ke arah yang jumlah partikelnya lebih besar (setiap ion
FeSCN2+ dapat pecah menjadi dua ion, yaitu Fe3+ dan SCN-).
Perubahan warna : memudar (karena ion FeSCN2+ berkurang)
Gejala perubahan konsentrasi dapat diperhatikan [Fe(SCN)3] dalam air berwarna merah. Warna
merah menunjukkan adanya ion FeSCN2+. Sehingga kesetimbangan yang terjadi adalah:
FeSCN2+(aq)
Fe3+(aq)
merah
kuning pucat
+
SCN-(aq)
tak berwarna
Jika ditambahkan NaSCN pada larutan maka konsentrasi dari SCN- akan bertambah. Akibatnya
ion Fe3+ akan bereaksi dengan ion SCN- dengan persamaan :
FeSCN2+(aq)
Fe3+(aq) + SCN-(aq)
Akibatnya warna merah dalam larutan akan bertambah tua. Jika ditambah H2C2O4 pada larutan
awal ion C2O4-2 akan berikatan dengan Fe3+. Akibatnya ion Fe3+ akan membentuk ion Fe(C2O4)33yang dapat dilihat dari warna kuning dalam larutan. Persamaan yang terjadi adalah:
FeSCN2+(aq)
Fe3+(aq) + SCN-(aq)
21
Gambar Efek perubahan konsentrasi pada kesetimbangan.
(a) larutan Fe(SCN)3. Warna larutan antara merah FeSCN+ dan kuning Fe3+.
(b) Setelah penambahan NaSCN kesetimbangan bergeser ke kiri.
(c) Setelah penambahan Fe(NO3)3, kesetimbangan bergeser ke kiri.
(d) Setelah penambahan H2C2O4, kesetimbangan bergeser ke kanan. Warna kuning karena
adanya ion Fe(C2O4)33-.
F. SISTEM KESETIMBANGAN DALAM INDUSTRI
Banyak proses dalam industri bahan kimia dilakukan melalui reaksi kesetimbangan. Agar proses
itu dapat dilakukan secara ekonomis, perlu diterapkan kondisi yang tepat sehingga hasil yang
diperoleh sebesar-besarnya tetapi dengan modal yang sekecil-kecilnya.
Untuk
memperoleh hasil yang sebesar-besarnya sistem kesetimbangan harus dibuat sedemikian rupa
sehingga reaksi kesetimbangan bergeser ke arah hasil reaksi. Oleh sebab itu, pertimbangan
masalah temperatur, tekanan dan konsentrasi yang diterapkan dalam reaksi sangat diperhitungkan
Pada bagian ini akan dibahas bagaimana memproduksi amonia (NH3) dan asam sulfat (H2SO4)
dalam industri . Kedua bahan kimia tersebut dalam proses pembuatannya melibatkan reaksi
kesetimbangan, yang merupakan tahap paling menentukan untuk kecepatan produksi.
1. Proses Haber – Bosch pada Pembuatan Amonia
Merupakan proses yang sangat penting dalam industri kimia karena amoniak merupakan
bahan utama dalam pembuatan berbagai barang misal : pupuk urea, asam nitrat, dan senyawa
nitrogen.
Bisa dipakai sebagai pelarut karena kepolaran amoniak cair hampir menyamai kepolaran air.
Amoniak pertama kali dibuat oleh Fritz Haber Bosch dari Jerman dengan bahan dasar gas nitrogen
dan gas hidrogen. Gas N2 diperoleh dari udara melalui penyulingan bertingkat udara cair,
sedangkan gas H2 dihasilkan dari reaksi gas metana (CH4) dengan oksigen.
Proses pembuatan ammonia dilakukan melalui reaksi:
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) ∆ H = - 92 kJ, katalisator yang digunakan adalah Fe
Proses pembuatan NH3 menurut Haber, seharusnya proses dilakukan pada suhu rendah ,
tetapi jika dilakukan pada suhu rendah reaksi antara H2 dan N 2 menjadi lamban, sehingga
kenaikan suhu reaksi akan beralih ke arah N2 dan H2 tetapi diusahakan suhu tidak terlalu rendah.
Kesetimbangan akan bergeser kekanan jika suhu rendah yang menjadi masalah adalah
bahwa katalis besi hanya efektif pada suhu 400° - 500° C. Akibatnya pembentukan amoniak
berlangsung lambat pada suhu rendah.
2. Proses Kontak pada Pembuatan Asam Sulfat
Adalah proses pembuatan asam sulfat secara besar-besaran. Digunakan untuk pembuatan
pupuk amonium sulfat, pada proses pemurnian minyak tanah, pada industri baja untuk
menghilangkan karat besi sebelum bajanya dilapisi timah atau seng, pada pembuatan zat
warna, obat-obatan, pada proses pemurnian logam dengan cara elektrolisa, pada industri
tekstil dll.
Pada proses kontak bahan yang dipakai adalah belerang murni yang dibakar di udara :
S + O2 →
SO2
SO2 yang terbentuk dioksidasi di udara dengan memakai katalisator :
2 SO2 + O2 2SO3 + 45 kkal
Katalis yang dipakai adalah vanadium penta-oksida (V2O5). Katalis ini berfungsi
mempermudah terjadinya kontak SO2 dengan O2
Makin rendah suhunya maka makin banyak SO3 yang dihasilkan, tapi reaksi yang berjalan
lambat.
Dengan memperhitungkan faktor waktu dan hasil dipilih suhu 400oC dengan hasil kurang
lebih 98%.
Karena SO3 sukar larut dalam air maka dilarutkan H2SO4 pekat.
SO3 + H2SO4 →
H2S2O7 (asam pirosulfat)
H2S2O7 + H2O →
2 H2SO4
22
Uji Kompetensi Bab 2
A. Berilah tanda silang (x) pada jawaban yang benar !
1. Pembuatan NH3 menurut proses Haber dengan persamaan reaksi :
N2(g) + 3 H2(g)
2 NH3(g), H = -188,19 kJ
Agar reaksi bergeser ke arah NH3, maka perubahan keadaan yang benar dari perubahan
perubahanperubahan keadaan berikut ini adalah ….
A. tekanan diperbesar
D. volume diperkecil
B. suhu dinaikkan
C. konsentrasi N2(g) dan H2(g) diperkecil
E. diberi katalis
2. Rumusan
umusan tetapan untuk reaksi :
Fe2O3(s) + 3CO(g)
2Fe(s) + 3CO2(g)
A.
[Fe ] [CO2]
K =
[Fe2O3 ] [CO]
B.
[Fe ] 2
K =
[Fe2O3 ]
[Fe ] 2 [CO2]3
C.
K
=
[Fe2O3 ] [CO]3
[CO2 ] 3
D.
K
=
[CO ] 3
[2 Fe ] [3CO2]
E.
K
3.
4.
5.
6.
7.
8.
=
[Fe2O3 ] [3CO]
Kesetimbangan dinamis adalah suatu keadaan dari sistem yang menyatakan ….
A. jumlah mol zat--zat
zat pereaksi sama dengan jumlah mol zat
zat-zat reaksi
B. jumlah partikel setiap zat yang bereaksi sama dengan jumlah partikel yang terbentuk
C. secara makroskopis reaksi berlangsung terus
D. reaksi terus berlangsung kedua arah yang berlawanan
berlawanan secara makroskopis
E. zat-zat
zat hasil reaksi tidak bereaksi lebih lanjut karena telah tercapai kesetimbangan
Reaksi : N2(g) + 3H2(g)
2NH3(g)
H = - 22 kkal.
Pernyataan di bawah ini yang tidak mempengaruhi kesetimbangan di atas adalah ….
A. kenaikan suhu
B. penambahan tekanan
C. pengecilan volume
D. penambahan (N2) dan (H2)
E. penambahan jumlah katalis
Di antara faktor-faktor
faktor di bawah ini yang menggeser kesetimbangan :
PCl3(g) + Cl2(g)
PCl5(g) ke arah PCl5 adalah ….
A. menurunkan suhu kesetimbangan
B. menambah katalis pada
pad sistem
C. memperkecil volume sistem
D. mengurangi konsentrasi PCl3
E. menambah konsentrasi PCl3
Proses pembuatan NH3 menurut Haber. kenaikan suhu reaksi akan beralih ke arah N2 dan H2
tetapi diusahakan suhu tidak terlalu rendah alasan yang tepat untuk hal ini ada
adalah ….
A. untuk menjaga agar tempat tidak meledak akibat tekanan tinggi
B. karena pada suhu rendah, amoniak yang dihasilkan berupa zat cair
C. untuk mengimbangi dengan adanya katalis
D. karena pada suhu rendah reaksi berlangsung lambat
E. untuk menghemat bahan dasar N2dan H2
Reaksi setimbang : A (g) + 2 B(g)
2C(g) H = - a kJ
Kesetimbangan akan bergeser ke arah C, bila ….
A. volume diperkecil
D. gas C ditambahkan
B. panas diberikan
E. gas B dikurangi
C. volume diperbesar
Reaksi kesetimbangan berikut : CaCO3 (s)
CaO (s) + CO2 (g)
Harga tetapan kesetimbangan (K) bagi reaksi tersebut adalah ….
23
A.
D.
B. [CaO] [CO2]
E. [CaCO3]
C. [CO2]
9. Dalam reaksi kesetimbangan :
N2 (g) + O2 (g)
2NO (g) H = + 180,66 kJ.
Kesetimbangan bergeser ke arah pereaksi bila ….
A. suhu diperbesar
D. suhu diturunkan
B. tekanan diperbesar
E. ditambah katalis
C. volum diperkecil
10. Pada industri asam sulfat, gas SO3 dibuat menurut reaksi :
2SO2 (g) + O2 (g)
2SO3 (g) H = 197 kJ
Untuk memperoleh SO3 sebanyak mungkin, maka ….
A. volum sistem diperbesar
B. suhu sistem sangat tinggi
C. gas SO3 yang terbentuk diambil
D. tekanan sistem diperkecil
E. tekanan parsial SO2 diturunkan
11. Diketahui reaksi kesetimbangan :
La2O3 (s) + 3CO (g) + 3CO2 (g).
La2(C2O4)3 (s)
Rumus harga Kp untuk reaksi kesetimbangan di atas
atas adalah ….
A.
(P CO)3 x (P CO2)3
E. (PCO)³ x (PCO2)³ x (P
(PLa2(C2O4)3)
B. (P CO)3 x (P CO2)3
(PLa2)(C2O4)3
C. (P CO)3 x (P CO2)3x (P La2O3)
(PLa2)(C2O4)3
(P CO)3 x (P La2O3)
(PLa2)(C2O4)3
12. Dalam bejana yang volumenya 2L terdapat kesetimbangan reaksi :
N2 (g) + O2 (g)
3H2 (g) 2NH3 (g)
Dalam keadaan setimbang terdapat 2 mol N2, 4 mol H2 dan
8 mol NH3 Harga konstanta kesetimbangan reaksi tersebut adalah ….
A. 0,5
B. 1,0
C. 1,5
D. 2,0
E. 2,5
13. Pada kesetimbangan :
2SO3 (g)
2SO2 (g) + O2 (g) H = +380 kJ/mol
Jika suhu diturunkan. maka konsentrasi ….
A. SO3 tetap
D. SO3 tetap
B. SO3 bertambah
E. O2 bertambah
C. SO3 dan O2 tetap
14. Diketahui persamaan reaksi :
H2 (g) + I2 (g)
2 HI (g)
H = - x kkal
Bila volume diperbesar, maka kesetimbangan ….
A. bergeser ke kiri
B. bergeser ke kanan
C. tetap tidak berubah
D. bergeser ke arah reaksi eksoterm
E. bergeser ke arah reaksi endoterm
15. Pada keadaan kesetimbangan kimia, pernyataan berikut ya
yang benar adalah ….
A. mol pereaksi yang berubah sama dengan mol zat yang terbentuk
B. konsentrasi zat-zat
zat zat dalam campuran reaksi tidak berubah
C. laju reaksi maju lebih cepat daripada laju reaksi balik
D. mol zat pereaksi sama dengan mol zat hasil reaksi
E. reaksi telah berganti
erganti
16. Suatu reaksi dikatakan setimbang bila ….
A. reaksi sudah berhenti
B. terjadi pada ruang terbuka
C. terjadi perubahan makroskopis
D. komponen yang masih ada hanya hasil
E. laju reaksi ke arah hasil reaksi dan ke arah pereaksi sama
D.
24
17. Diketahui beberapa reaksi kesetimbangan sebagai berikut :
1. PCl5(g)
PCl3(g) + Cl2(g)
2. 2HI(g)
H2(g) + I2(g)
CH4(g) + H2O(g)
3. CO(g) + 3H2(g)
4. N2(g) + O2(g)
2NO(g)
5. N2(g) + 3H2(g)
2NH3(g)
Reaksi kesetimbangan yang mempunyai harga tetapan kesetimbangan Kc = Kp adalah ….
A. 1 dan 3
D. 2 dan 5
B. 1 dan 5
E. 3 dan 4
C. 2 dan 4
18. Pada reaksi kesetimbangan :
2NO(g) + O2(g)
2NO(g) H = +150 kJ/mol
Apabila pada volum tetap, suhu dinaikkan, kesetimbangan akan bergeser ke arah ….
A. kanan dan harga K makin kecil
B. kiri dan harga K makin kecil
C. kanan dan harga K tetap
D. kiri dan harga K makin besar
E. kanan dan harga K makin besar
19. Perhatikan reaksi :
2 SO2 (g) + O2 (g)
2 SO3 (g) + 45 kkal
Jika suhu diturunkan, yang terjadi adalah ….
A. Tidak terjadi pergeseran
B. Jumlah SO2 dan O2 bertambah
C. Jumlah O2 bertambah
D. Jumlah SO2 bertambah
E. Jumlah SO3 bertambah
20. Ke dalam bejana volum 10 liter pada suhu tertentu dicampur 0,4 mol gas NO, 0,2 mol gas Cl2
dan 0,4 mol gas NOCl. Setelah terjadi reaksi :
2NOCl(g)
2NO(g) + Cl2(g)
Dalam keadaan setimbang terdapat
terdapat 0,4 mol gas NOCl. Harga Kc adalah ….
A. 400
B. 200
C. 100
D. 50
E. 10
B. Jawablah pertanyaan – pertanyaan berikut dengan singkat dan tepat !
1. Apa yang dimaksud dengan
:
a. reaksi irreversible
b. reaksi reversible
2. Apakah yang dimaksud dengan kesetimbangan dinamis ?
3. Sebutkan syarat-syarat
syarat terjadinya suatu reaksi kesetimbangan ?
4. Tentukan haga K dari persamaan reaksi berikut :
a. H2(g) + I2(g) ⇌ 2 HI(g)
b. C(s) + H2O(g) ⇌ CO2(g) + H2 (g)
c. N2 O4(g) ⇌ N2(g) + 2O2 (g)
d. H2O(g) ⇌ H2O(l)
5. Dari soal nomor 4 golongkan reaksi kesetimbangan termasuk kesetimbangan homogen atau
heterogen !
6. 4 mol SO3 dimasukkan dalam bejana 5 liter, dan terurai menurut reaksi :
2SO3 (g)
2SO2(g) + O2.
Jika pada saat kesetimbangan
kesetimbangan tercapai masih ada 1 mol SO3 harga tetapan kesetimbangan
adalah ?
7. . Pada suhu t°C dalam sebuah bejana V liter terdapat kesetimbangan berikut :
2 X (g)
3Y(g). Harga Kp pada suhu tersebut adalah 1/2. Bila harga Px = 4 atm, maka. harga
Py pada suhu tersebut adalah ?
8. Pada reaksi kesetimbangan
:
C(s) + H2O(g) ⇌ CO2(g) + H2 (g)
Ke arah mana kesetimbangan bergeser ,jika :
a. [ C ] diperbesar
c. Suhu diturunkan
b. Tekanan diperkecil
d. Volume diperkecil
9. Sebutkan beberapa contoh peristiwa kesetimbangan dalam industri !
10.. Apa fungsi katalis dalam proses industri yang melibatkan reaksi kesetimbangan? Jelaskan.
25
DAFTAR PUSTAKA
Achmad, H. 1982 Penuntun Belajar Kimia TPB II; Elektro Kimia. Bandung : FMIPA – ITB
Permana , Irvan. 2008. Kimia SMK Untuk Kelas XI. Bandung : Armico
Purba, Michael. 2007. Kimia SMA Kelas XI. Jakarta. Erlangga
Sudarmo, Unggul. 2004. Kimia Untuk SMA Kelas XI. Jakarta : Erlangga
Suryatin, Budi. 2008. Kimia XI Untuk SMK. Jakarta. PT. Gramedia Widiasarana Indonesia
Syukri, S.1999. Kimia Dasar 1. Bandung. Penerbit ITB
Syukri, S.1999. Kimia Dasar 2. Bandung. Penerbit ITB
26