ENTALPI TERMODINAMIKA KESETIMBANGAN

MATERI AJAR KIMIA 3 KELAS XI TKJ, TGB DAN TKJ
SMKN BALI MANDARA
TAHUN PELAJARAN 2016/2017
A. STANDAR KOMPETENSI : 1. Menentukan perubahan entalpi berdasarkan
konsep termokimia
A1. KOMPETENSI DASAR: 1.1 Menjelaskan entalpi dan perubahan entalpi
INDIKATOR:
 Mendefinisikan pengertian sistem dan lingkungan.
 Menjelaskan hubungan reaksi eksoterm dan endoterm dengan nilai perubahan
entalpinya
 Menuliskan persamaan termokimia dari suatu reaksi kimia
 Menjelaskan jenis-jenis perubahan entalpi standar
MATERI PEMBELAJARAN:







Hukum kekekalan energi
Termokimia
Sistem dan lingkungan
Entalpi dan perubahan entalpi
Reaksi eksoterm dan endoterm
Persaman termokimia
Jenis-jenis perubahan entalpi standar
A2. KOMPETENSI DASAR: 1.2. Menentukan perubahan entalpi reaksi
INDIKATOR:




Menerapkan hukum Hess dalam perhitungan kalor reaksi
Menghitung kalor reaksi berdasarkan data percobaan
Menghitung kalor reaksi berdasarkan data perubahan entalpi pembentukan standar
Menghitung kalor reaksi berdasarkan data energi ikatan
MATERI PEMBELAJARAN:




Hukum hess
Pengukuran ∆h reaksi melalui percobaan
Perhitungan perubahan entalpi berdasarkan data entalpi pembentukan standar
Perhitungan perubahan entalpi berdasarkan data energi ikatan
A3. KOMPETENSI DASAR : 1.3. Menentukan kalor pembakaran berbagai bahan
bakar
INDIKATOR :
 Menyebutkan jenis-jenis bahan bakar dan harga kalor pembakaran dari bahan bakar
tersebut
 Menjelaskan hubungan kuantitatif antara jumlah bahan bakar yang dibakar dengan harga
kalor pembakarannya
 Menjelaskan dampak dari pembakaran tidak sempurna
MATERI PEMBELAJARAN:
 Jenis-jeniss bahan bakar
 Kalor pembakaran
 Pembakaran sempurna dan tidak sempurna
B. STANDAR KOMPETENSI: 2. Mengidentifikasi faktor-faktor yang mempengaruhi
laju reaksi
B1. KOMPETENSI DASAR: 2.1. Menentukan laju reaksi dan dan orde reaksi
INDIKATOR:
 Menuliskan rumus persamaan laju reaksi.
 Menentukan orde reaksi suatu reaksi kimia
 Menentukan rumus laju reaksi berdasarkan data percobaan

MATERI PEMBELAJARAN:
 Rumus laju reaksi
 Orde reaksi
B2. KOMPETENSI DASAR: 2.2. Menjelaskan faktor-faktor yang mempengaruhi laju
reaksi
INDIKATOR:
 Menjelaskan teori tumbukan dan energi aktivasi
 Menjelaskan hubungan energi aktivasi dengan laju reaksi
 Menjelaskan faktor-faktor yang mempengaruhi laju reaksi.
MATERI PEMBELAJARAN:
 Teori tumbukan dan energi aktivasi
 Faktor-faktor yang mempengaruhi laju reaksi
C. STANDAR KOMPETENSI : 3. Memahami konsep kesetimbangan reaksi
C1. KOMPETENSI DASAR: 3.1 Menguasai reaksi kesetimbangan
INDIKATOR:
 Menjelaskan prinsip-prinsip kesetimbangan
 Menuliskan rumus tetapan kesetimbangan dari suatu reaksi kesetimbangan
 Menuliskan rumus tetapan kesetimbangan dari reaksi kesetimbangan heterogen
MATERI PEMBELAJARAN:
 Kesetimbangan reaksi
 Pengertian dan prinsip kesetimbangan kimia
 Rumus tetapan kesetimbangan
 Kesetimbangan homogen dan heterogen
C2. KOMPETENSI DASAR: 3.2. Menguasai faktor-faktor yang mempengaruhi
kesetimbangan
INDIKATOR:
 Menjelaskan faktor-faktor yang mempengaruhi kesetimbangan
 Menentukan arah pergeseran kesetimbangan jika diberikan aksi pada kesetimbangan
tersebut.
 Mengemukakan kondisi kesetimbangan yang diperlukan dalam reaksi kimia yang terjadi
pada proses industri.
MATERI PEMBELAJARAN:
Faktor-faktor yang mempengaruhi kesetimbangan
C3. KOMPETENSI DASAR: 3.3. Menentukan hubungan kuantitatif antara pereaksi
dan hasil reaksi dari suatu reaksi kesetimbangan
INDIKATOR:
 Menghitung harga Kc dari suatu reaksi kesetimbangan
 Menghitung harga Kp dari suatu reaksi kesetimbangan .
 Menjelaskan hubungan harga Kc dan harga Kp dari suatu reaksi kesetimbangan
 yang ada di sekitar
MATERI PEMBELAJARAN:
 Tetapan kesetimbangan (Kc dan Kp)
Penerapan kesetimbangan kimia
MATERI
Hukum Kekekalan Energi
 Hukum kekekalan energi menyatakan bahwa “Energi tidak dapat diciptakan dan tidak
dapat dimusnahkan, tetapi energi dapat berubah dari satu bentuk ke bentuk lain”.
Sebagai contohnya: Kipas angin yang mendapatkan sumber energi dari listrik untuk
menggerakan kincirnya maka dalam hal tersebut terjadi perubahan energi dari energi
listrik menjadi energi gerak.
 Dalam Sistem Satuan Internasional (satuan SI), besaran energi dan kerja dinyatakan
dalam joule (disingkat J). Karena terdapat hubungan antara kalor dan energi atau kerja,
maka satuan kalor juga joule. Akan tetapi, dalam beberapa kasus kimia dan fisika, kalor
seringkali dinyatakan dalam satuan kalori. Berikut ini beberapa satuan konversi satuan
kalor dan energi.
1 kalori
= 4,1855 joule
1 joule
= 1 kg m2 s-2
1 kWh
= 3,6 x 106 J
Sistem dan Lingkungan
 Sistem adalah zat-zat yang menjadi obyek pengamatan (penelitian) yang dibatasi oleh
batas-batas fisis atau konsepsi matematis tertentu,
 Lingkungan adalah segala sesuatu di luar sistem.
 Berdasarkan batas antara sistem dan lingkungan, maka sistem dibedakan menjadi sistem
terisolasi, sistem tertutup, dan sistem terbuka
1)
Sistem terisolasi adalah sistem yang tidak
mungkin terjadi pertukaran kalor dan
perpindahan materi antara sistem tersebut
dengan lingkungan. Misalnya air panas dalam
termos ideal.
2)
Sistem tertutup adalah sistem yang mungkin
terjadi pertukaran kalor antara sistem tersebut
dengan lingkungan, tetapi dalam tidak terjadi
perpindahan materi. Misalnya air panas dalam
gelas tertutup rapat.
Gambar 1
Gambar 2. Contoh sistem
berdasarkan pertukaran materi
dan energi
3)
Sistem terbuka adalah sistem yang mungkin terjadi perpindahan kalor dan perpindahan
materi antara sistem tersebut dengan lingkungannya. Misalnya kopi panas dalam gelas
terbuka.
Kalor dan Kerja
 Transfer atau pertukaran energi antara sistem dan lingkungan dapat berupa kalor (q) atau
bentuk energi lainnya yang secara kolektif disebut kerja (w). Besarnya energi dapat
ditentukan dengan rumus :
ΔE = q + w
 Jika energi (kalor atau kerja) meninggalkan sistem diberi tanda negatif (-), sebaliknya jika
energi memasuki sistem diberi tanda positif (+).
(Lihat gambar 3)
a.
b.
c.
d.
lingkungan
+w
Jika sistem menerima kalor, q bertanda positif (+)
Jika sistem melepaskan kalor, q bertanda negatif (-)
Jika sistem melakukan kerja, w bertanda negatif (-)
Jika sistem menerima kerja, w bertanda positif (+)
-w
+q adalah-qenergi
Kalor
Gambar 2. Tanda untuk kalor (q) dan kerja (w). Jika energi
(kalor atau kerja) meninggalkan sistem diberi tanda negatif (-),
sebaliknya jika energi memasuki sistem diberi tanda positif (+)
 Jumlah kalor yang diserap atau dibebaskan oleh suatu sistem dapat ditentukan melalui
percobaan. Kalor jenis merupakan kalor yang diperlukan untuk menaikkan suhu 1 gram
zat sebanyak 1 K atau 10 C. Apabila massa dan kalor jenis atau kapasitas kalor sistem
tersebut diketahui, maka besarnya kalor dapat dihitung dengan menggunakan rumus:
q = m . c . ΔT
q = C. ΔT
atau
Dimana :
q
= jumlah kalor (joule)
c = kalor jenis (joule/gram K)
m
= massa zat (gram)
C = kapasitas kalor (J/K)
ΔT
= perubahan suhu
Reaksi Eksoterm dan Endoterm
 Reaksi eksoterm adalah reaksi yang membebaskan kalor.
 Reaksi endoterm adalah reaksi yang menyerap kalor.
 Pada reaksi eksoterm, kalor mengalir dari sistem ke lingkungan sehingga entalpi sistem
akan berkurang, Reaksi Eksoterm: ΔH = Hp –Hr < 0 (negatif)
 Pada reaksi endoterm,sistem menyerap energi. Oleh karena itu, entalpi sistem akan
bertambah, Reaksi Endoterm: ΔH = Hp –Hr > 0 (positip)
 Perubahan entalpi pada reaksi eksoterm dan endoterm dapat dinyatakan dengan diagram
tingkat energi seperti berikut ini:
Entalpi dan Jenis-Jenis Perubahannya
 Entalpi merupakan jumlah energi/panas yang dikandung suatu zat pada tekanan tetap, sehingga
perubahan entalpi sama dengan kalor reaksi.
ΔH = qreaksi
Besarnya perubahan entalpi (∆H ) merupakan selisih dari entalpi hasil reaksi (produk) dengan
entalpi pereaksi (reaktan).
ΔH = Hproduk – Hreaktan
 Perubahan entalpi standar (∆Ho) adalah perubahan entalpi pada suatu reaksi kimia yang
diukur pada keadaan standar.
Beberapa jenis perubahan entalpi dapat dikelompokkan sebagai berikut.
 Perubahan Entalpi Pembentukan Standar ( H f ) adalah perubahan entalpi reaksi
o
pembentukan satu mol senyawa dari unsur-unsurnya yang diukur pada keadaan standar.
Contoh:
H of = -74,8 kJ/mol
C(s) + 2H2(g)  CH4(g)
 Perubahan Entalpi Penguraian Standar ( H d ) adalah perubahan entalpi reaksi penguraian
o
satu mol senyawa menjadi unsur-unsurnya yang diukur pada keadaan standar. Contoh:
H od = +74,8 kJ/mol
CH4(g)  C(s) + 2H2(g)
 Perubahan Entalpi Pembakaran Standar ( H oc ) adalah perubahan entalpi dalam
pembakaran sempurna 1 mol zat pada keadaan standar. Dalam kimia, pembakaran
didefinisikan sebagai reaksi kimia yang di dalamnya suatu zat bereaksi dengan oksigen
(O2) yang menghasilkan kalor dan zat hasil reaksi tertentu.
Contoh: Dalam pembakaran sempurna gas metana (CH4).
CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g) + 2H2O(l) H oc = - 395,5 kJ/mol
Dalam pembakaran senyawa CS2
CS2(s) + 3O2(g)  CO2(g) + 2SO2(g) H oc = - 1.080 kJ/mol
 Perubahan Entalpi Pelarutan (∆HoS) adalah perubahan entalpi yang terjadi pada
pelarutan 1 mol suatu zat dalam suatu pelarut diukur pada keadaan standar.
H So = - 23 kJ/mol
Contoh: NaOH(s)  NaOH(aq)
 Perubahan
Entalpi
Netralisasi
Standar
(∆Hon)
adalah
kalor
yang
diperlukan/dibebaskan untuk menetralkan 1 mol zat pada keadaan standar.
Contoh: NaOH(aq) + HCl(aq)
NaCl(aq) + H2O(l)
∆Hon = - 84,840 kJ/mol
Reaksi netralisasi antara natrium hidroksida dan asam klorida pada keadaan STP
membebaskan panas sebesar 84,840 kJ/mol.
 Perubahan Entalpi Atomisasi (∆HoA) adalah kalor yang diperlukan/dibebaskan untuk
merubah unsur menjadi atom-atomnya pada fasa gas pada keadaan standar.
Contoh: Cl2(g)
2Cl(g) ∆HoA = +120.9 kJ/mol
Atomisasi satu mol gas klorin pada keadaaan standar menjadi atom-atomnya
memerlukan panas sebesar 120,9 kJ/mol.
LEMBAR KERJA SISWA 1
HUKUM KEKEKALAN ENERGI, SISTEM DAN LINGKUNGAN, KALOR DAN KERJA,
REAKSI EKSOTERM DAN ENDOTERM
Kelompok
:...........................
Nama Kelompok/No.absen
:1.
2.
3.
4.
5.
I.
Pendahuluan
Secara garis besar, reaksi-reaksi kimia dapat dibedakan menjadi reaksi yang menyerap atau
memerlukan sejumlah energi (reaksi eksoterm) dan reaksi yang melepaskan atau menghasilkan
sejumlah energi (reaksi endoterm).
Pada dasarnya, suatu bentuk energi yang terlibat dalam suatu reaksi kimia merupakan
perubahan dari energi-energi yang lain. Hal ini sesuai dengan hukum kekekalan energi yang
menyatakan bahwa “Energi tidak dapat diciptakan dan tidak dapat dimusnahkan, tetapi energi dapat
berubah dari satu bentuk ke bentuk lain”.
Seorang ahli fisika Inggris, James Prescott Joule (1818-1889) membuktikan secara
eksperimen hukum kekekalan energi tersebut dalam studinya tentang perubahan energi mekanik
menjadi kalor (panas). Dengan menggunakan banyak metode, Joule menentukan hubungan numerik
antara kalor dan energi mekanik. Hubungan numerik antara kalor dan energi mekanik ini disebut
kesetaraan kalor mekanik. Bagaimanakah hubungan tersebut?
II. Pertanyaan
Pertanyaan 1
Berdasarkan pendahuluan di atas, apa pengertian hukum kekekalan energi? Berikan penjelasan
singkat menggunakan contoh yang membuktikan kalor merupakan bentuk energi!
Skor:25
Pertanyaan 2
Apa perbedaan sistem terisolasi, tertutup, dan terbuka? lengkapi masing-masing dengan contoh dalam
kehidupan sehari-hari!
Skor:25
Pertanyaan 3
One student conducted an experiment to observe a reaction beetween the sodium metal (Na) with
water in test tube and then it caused the test tube is hot.
a. Identification which one the sytem and surrounding!
b. Give note, what are the phenomena that can observed from that reaction!
c. What is the direction of heat movement based on that phenomena and determined the kind
of reaction that occured?
Skor:25
Pertanyaan 4
Seorang siswa mereaksikan NH4Cl dan Ba(OH)2 di dalam tabung reaksi, setelah beberapa waktu
kemudian terjadi penurunan suhu yaitu temperatur yang ditunjukkan oleh termometer turun sampai
titik terendah.
a. Identifikasi mana yang termasuk sistem dan lingkungan!
b. Indikasi apa yang dapat kita amati dari peristiwa tersebut!
c. Bagaimana arah perpindahan kalor pada peristiwa tersebut dan tentukan jenis reaksi yang
terjadi?
Skor:25
Pertanyaan 5
Pada pemanasan 400 g air bersuhu 25oC diperlukan kalor 84 kJ. Jika diketahui kalor jenis air = 4,2
J/goC, tentukan suhu air setelah pemanasan!.
Skor:25
MATERI PEMBELAJARAN
Kalorimeter
Kalorimeter adalah alat yang digunakan untuk mengukur jumlah kalor (panas) yang
dibutuhkan atau dikeluarkan dalam suatu reaksi.
-
Kalorimeter Bom adalah suatu kalorimeter yang dirancang khusus sehingga benarbenar dalam keadaan terisolasi.
Digunakan untuk menentukan perubahan entalpi pada reaksi pembakaran yang
menghasilkan gas.
Kalorimeter sederhana dapat dibuat dari gelas atau wadah yang bersifat isolator (tidak
menyerap kalor), sehingga wadah tersebut tidak dapat menyerap kalor yang terjadi
-
pada saat reaksi, atau perubahan kalor yang terjadi selama reaksi dianggap tidak ada
yang hilang.
Reaksi- reaksi yang dapat diukur oleh kalorimeter sederhana adalah reaksi-reaksi
yang tetap misalnya: reaksi pelarutan, reaksi penetralan, dan reaksi pengendapan.
Sebuah kalorimeter sederhana terdiri dari bejana terisolasi, alat pengaduk dan
termometer. Perhatikan gambar berikut.
Gambar 1. Kalorimeter sederhana
Pada umumnya, bejana kalorimeter dibalut dengan menggunakan sejenis bahan isolator
panas, seperti polistiren dan stirofoam. Bahan-bahan isolator tersebut dapat digunakan untuk
mengurangi pertukaran kalor di antara sistem (zat dalam kalorimeter) dengan lingkungan,
sehingga tekanan di dalam kalorimeter relatif tetap. Hal ini karena, pengukuran kalor dengan
menggunakan kalorimeter harus dilakukan pada tekanan tetap. Untuk mengukur kalor dengan
kalorimeter, sumber panas disimpan dalam kalorimeter tersebut dan air diaduk sampai
tercapai keadaan kesetimbangan, kemudian kenaikan suhunya dicatat dengan membaca
termometer. Dalam hal ini, jumlah kalor yang dilepaskan dalam sistem dalam kalorimeter
tersebut dapat dihitung dengan menggunakan langkah-langkah berikut:
Tekanan dalam kalorimeter relatif tetap, maka perubahan kalor sistem sama dengan
perubahan entalpinya. Hal ini dinyatakan dengan persamaan berikut.
∆H = Q
Karena bejana kalorimeter dibalut dengan menggunakan bahan isolator, maka dianggap tidak
ada kalor yang diserap dan dilepaskan oleh sistem dari dan ke lingkungan, sehingga kalor
sistem sama dengan nol.
Qreaksi = - (Qcalorimeter + Qlarutan)
Kalor kalorimeter dipengaruhi oleh kapasitas kalornya (C). Jika kapasitas kalornya relatif
kecil (kalor kalorimeter dapat diabaikan), maka persamaan di atas dapat dituliskan sebagai
berikut.
Qreaksi = -Qlarutan
Qlarutan = m c ΔT
Keterangan :
Q
= kalor (J)
m
= massa larutan (gram)
c
= kalor jenis (J/g 0C)
ΔT
= Takhir – Tawal= perubahan suhu (0C or K)
Catatan:
Kalor jenis (spesific heat) adalah banyaknya kalor yang diperlukan untuk menaikkan suhu
satu gram zat tersebut sebesar satu derajat celcius pada tekanan tetap.
Perhitungan di atas digunakan jika kapasitas kalor kalorimeter diabaikan, tetapi jika
besaran tersebut diperhitungkan, maka kalor kalorimeter harus dilibatkan dalam perhitungan.
Dalam hal ini, besarnya kalor kalorimeter dapat ditentukan dengan menggunakan persamaan
sebagai berikut.
Qcalorimeter = CK ΔT
Pada kenyataannya, jumlah kalor yang diserap oleh kalorimeter relatif lebih kecil
dibandingkan dengan kalor yang diserap oleh larutan, sehingga pada beberapa kalorimeter,
harga CK∆T dapat diabaikan.
Perubahan entalpi (∆H) suatu reaksi dapat ditentukan melalui berbagai cara yaitu
melalui eksperimen, berdasarkan data perubahan entalpi pembentukan (∆Hfo), berdasarkan
hukum Hess, dan berdasarkan energi ikatan.
Menghitung Perubahan Entalphi Berdasarkan Perubahan Entalpi Standar
Perubahan entalphi standar yang dimaksud disini adalah perubahan entalphi pembentukan standar.
Dalam hal ini, data perubahan entalphi pembentukan standar dapat digunakan untuk menghitung
perubahan entalphi (ΔH) suatu reaksi kimia. Jika suatu persamaan kimia dinyatakan dengan pereaksi
→hasil reaksi dan harga ΔHf0 masing-masing zat yang terlibat dalam reaksi tersebut diketahui, maka
perubahan entalpi reaksi tersebut dapat dihitung dengan menggunakan persamaan matematis sebagai
berikut.
ΔH reaksi  ΣΔH of produk  ΣΔH of reaktant
Contoh soal:
Diketahui :
H of C2H5OH = - 266 kJ
H of CO2 = - 394 kJ
H of H2O = - 286 kJ
Berdasarkan data perubahan entalphi standar zat-zat di atas, hitung perubahan entalphi untuk reaksi
berikut.
C2H5OH + 3O2  2CO2 + 3 H2O
Pembahasan :
ΔH reaction  ΣΔH of products  ΣΔH of reactant


 2H of CO2  3ΔH of H 2O  ΔH of C2 H 5OH  3ΔH of O2

 2(394kJ )  3(286kJ )  (266kJ )  3(0)
 1,380kJ
Menghitung Perubahan Entalphi dengan Menggunakan Hukum Hess
Pada tahun 1848 seorang ilmuwan Jerman, Henry Germain Hess (1802-1850) mengemukakan bahwa
apabila suatu reaksi dapat terjadi dalam beberapa tahap reaksi, maka perubahan entalphi untuk reaksi
tersebut secara keseluruhan dapat ditentukan dengan menjumlahkan perubahan entalphi tiap tahap
reaksi tersebut. pernyataan tersebut kemudian dikenal dengan hukum Hess. Hukum Hess ini juga
dapat dinyatakan dalam pernyataan lain yaitu perubahan entalphi suatu reaksi hanya bergantung pada
keadaan awaln dan keadaan akhir reaksi tersebut dan tidak bergantung pada proses reaksi.
Prinsip hukum Hess ini dapat digunakan untuk menghitung perubahan entalphi suatu
reaksiberdasarkan informasi perubahan entalphi reaksi lain yang bersangkutan. Jika tahap-tahap reaksi
dinyatakan seperti pada gambar di bawah ini, maka ΔH menurut prinsip Hukum Hess adalah sebagai
berikut :
∆H = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3
Untuk n tahap reaksi, maka:
∆H = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3 + … + ∆Hn
A
Tahap langsung (∆H)
D
Tahap
pertama(∆H1)
B
Tahap
ketiga(∆H3)
Tahap kedua (∆H2)
C
Gambar 1. Tahapan-tahapan Reaksi
Contoh soal :
Reaksi pembentukan gas CO2 terjadi dalam dua tahap, yaitu :
C(s) + ½ O2(g)  CO(g)
∆H = - 110 kJ
CO(g) + ½ O2(g)  CO2(g)
∆H = - 284 kJ
Hitung perubahan entalphi reaksi pembentukan gas CO2 tersebut!
Penyelesaian:
C(s) + ½ O2(g)  CO(g)
∆H = - 110 kJ
CO(g) + ½ O2(g)  CO2(g)
∆H = - 284 kJ
C(s) + O2(g)  CO(g)
∆H = - 394 kJ
+
Jadi, perubahan entalphinya adalah -394 kJ.
Menghitung Perubahan Entalphi Berdasarkan Energi Ikatan
Pada dasarnya, reaksi-reaksi kimia dapat dibedakan menjadi reaksi pemutusan (disosiasi) dan reaksi
pembentukan. Dalam reaksi pemutusan, terdapat proses yang di dalamnya terjadi pemutusan ikatanikatan antaratom. Sementara itu, dalam reaksi pembentukan, terdapat sebuah proses yang di dalamnya
terjadi pembentukan ikatan antaratom. Pada umumnya, proses pemutusan adalah proses yang
membutuhkan sejumlah energi atau kalor, sehingga secara umum proses tersebut merupakan proses
endoterm, sedangkan proses pembentukan adalah proses yang melepaskan sejumlah energi atau kalor,
sehingga proses tersebut adalah proses eksoterm.
Dalam proses pemutusan dan pembentukan suatu ikatan kimia selalu disertai dengan perubahan
energi, sehingga terdapat istilah energi ikatan yaitu energi atau kalor yang diperlukan untuk memutus
ikatan-ikatan antaratom satu mol molekul gas menjadi atom-atom atau gugus-gugus atom dalam
bentuk gas. Lebih lanjut dikenal istilah yang disebut energi ikatan rata-rata, yaitu energi rata-rata yang
diperlukan untuk memutus sebuah ikatan dalam suatu molekul gas menjadi atom-atom gas.
Energi ikatan rata-rata dapat digunakan untuk memperkirakan nilai perubahan entalphi suatu reaksi
kimia, yaitu dengan menggunaka persamaan berikut.
ΔH   energi ikatan pereaksi   energi ikatan hasil reaksi
Contoh soal 1
Diketahui energi ikatan H-H, Cl-Cl, dan H-Cl berturut-turut adalah 105 kkal, 60 kkal, dan 102,5 kkal.
Hitung kalor yang diperlukan untuk menguraikan 7,3 gram HCl (Mr=36,5) menjadi unsur-unsurnya.
Penyelesaian:
Reaksi penguraian HCl
2H – Cl  H – H + Cl – Cl
Sehingga : ∆H = 2 E(H –Cl) – {E(H – H) + E(Cl – Cl)
= {2(102.5) – (105 + 60)}kcal = 40 kcal
Artinya untuk menguraikan dua mol HCl diperlukan energi sebesar 40 kkal, oleh karena itu
untuk
7,5 g
 0,2 mol H  Cl diperlukan energi sebesar 4 kkal.
36,5 g
mol
Selain itu, energi ikatan rata-rata baisanya digunakan sebagai indikator kekuatan suatu ikatan kimia
dan kestabilan molekul. Semakin besar energi ikatan rata-rata suatu molekul, semakin kuat ikatan
kimia dalam molekul tersebut dan semakin stabil. Energi ikatan rata-rata untuk beberapa ikatan kimia
tercantum dalam tabel berikut.
Tabel 1. Energi Ikatan Rata-rata Beberapa Ikatan Kimia
Ikatan
Energi Ikatan
Rata-rata
(kJ/mol)
Ikatan
Energi Ikatan
Rata-rata (kJ/mol)
I-I
+151
C-H
+413
F-F
+155
C-Cl
+431
N-N
+163
H-H
+436
Br-Br
+193
H-O
+463
N-O
+201
C-F
+485
C-I
+240
N N
+491
Cl-Cl
+242
O O
+495
C-Br
+276
C C
+614
C-C
+348
C O
+799
C-O
+358
C C
+839
H-Br
+366
C N
+891
N-H
+391
Contoh Soal
Dengan menggunakan harga energi ikatan, hitunglah ∆H reaksi:
CH4(g) + 4 Cl2(g) →CCl4(g) + 4 HCl(g)
Penyelesaian :
Energi ikatan yang diputuskan:
Energi ikatan yang dibentuk:
4C – H = 4 . 415 = 1660 kJ
4C – Cl = 4 . 330 = 1320 kJ
4Cl – Cl = 4 . 243 = 972 kJ +
4H – Cl = 4 . 432 = 1728 kJ +
2632 kJ
∆H reaksi
3048 kJ
= 2632 kJ – 3048 kJ
= –416 kJ
LEMBAR KERJA DISKUSI
PERUBAHAN ENTALPI
PERHITUNGAN PERUBAHAN ENTALPI
Nama kelompok:
1.
2.
3.
4.
5.
6.
1.
……………………………………………
……………………………………………
……………………………………………
……………………………………………
……………………………………………
……………………………………………
Tujuan
Siswa dapat menghitung perubahan entalpi reaksi berdasarkan entalpi pembentukan standar,
Hukum Hess, dan energy ikatan
2. Introduction
Kita telah mempelajari bahwa entalpi suatu zat tidak dapat ditentukan, tetapi kita dapat
menghitung perubahan entalpi. Cara penentuannya meliputi suatu set percobaan, mengaplikasikan
Hukum Hess, menggunakan data entalpi pembentukan standar tiap zat, serta menghitung selisih
energy ikatan antara energy ikatan pereaksi dan energy ikatan hasil reaksi.
3. Pertanyaan
Pertanyaan 1
Perhatikan diagram reaksi berikut.
∆H2
2CO2 (g) + 2H2O(g)
∆Hr
∆H1
C2H4 (g) + 3O2(g)
Kita ketahui bahwa ∆H reaksi dapat diketahui melalui selisih antara ∆H akhir dan ∆H awal. Coba
hubungkan kaitannya dengan ∆H pembentukan standar produk dan reaktan. Dari hubungan ini, anda
bisa memperoleh hubungan bari bahwa ∆H reaksi dapat diperoleh dari harga ∆H pembentukan
standarnya!
Pertanyaan 2
Bertolak dari pertanyaan nomor 1, bila diketahui ∆Hfo C2H4 = 52,0 kJ/mol, ∆Hfo CO2= -393,5 kJ/mol,
∆Hfo H2O= -241,8 kJ/mol, maka tentukan harga ∆Hr reaksi tersebut!
Pertanyaan 3
Diketahui
H of C2H5OH = - 266 kJ
H of CO2 = - 394 kJ
H of H2O = - 286 kJ
Berdasarkan data perubahan entalphi standar zat-zat di atas, hitung perubahan entalphi untuk reaksi
berikut.
C2H5OH + 3O2  2CO2 + 3 H2O
Pertanyaan 4
Reaksi pembentukan gas CO2 terjadi dalam dua tahap, yaitu :
2H2 (g) + O2 (g)
2H2O (l)
H o = -571.5 kJ
N2O5 (g) + H2O (l)
2HNO3 (l)
H o = -76.6 kJ
½ N2 (g) + 3/2O2(g) + ½ H2(g)
HNO3(l)
H o = -174.1 kJ
Calculate H o for the reaction
2N2 (g) + 5O2 (g)
2N2O5(g)
Pertanyaan 5
Apa yang dimaksud dengan energy ikatan?
Pertanyaan 6
Perhatikan tabel berikut ini!
Tabel 1. Energi Ikatan Rata-rata Beberapa Ikatan Kimia
Ikatan
Energi Ikatan
Rata-rata
(kJ/mol)
Ikatan
Energi Ikatan
Rata-rata (kJ/mol)
I-I
+151
C-H
+413
F-F
+155
C-Cl
+431
N-N
+163
H-H
+436
Br-Br
+193
H-O
+463
N-O
+201
C-F
+485
C-I
+240
N N
+491
Cl-Cl
+242
O O
+495
C-Br
+276
C C
+614
C-C
+348
C O
+799
C-O
+358
C C
+839
H-Br
+366
C N
+891
N-H
+391
Hitunglah ∆H reaksi C2H4 + HBr → C2H5Br !
Molaritas
Molaritas adalah satuan konsentrasi larutan yang menyatakan jumlah mol zat terlarut dalam 1
Liter lalrutan. Molaritas sama dengan jumlah mol dalam zat terlarut dalam 1 Liter larutan.
Molaritas sama dengan jumlah mol (n) zat terlarut dibagi dengan volume (V) larutan.
Perumusan molaritas suatu larutan sebagai berikut:
M 
n
g 1000

(dalam mL)
atau M 
V
Mr
v
dimana:
M = molaritas
n = mol zat terlarut (mol atau mmol)
V = volume larutan (L atau mL)
g = massa zat terlarut (gram)
satuan molaritas adalam mol/L atau mmol/mL (dilambangkan dengan M)
Tahapan pembuatan suatu larutan ditunjukkan pada gambar 1 berikut.
Gambar 1. Pembuatan larutan dengan konsentrasi tertentu. Setelah larutan ditimbang (a).
masukkan zat kimia ke dalam labu volum yang telah berisi pelarut kira-kira setengah dari
volume total. (b). kocok labu ukur hingga zat kimia larut sempurna. (b). tambahkan pelarut
sampai tanda batas. (c). baca skala pada labu volum dengan tepat karena hal tersebut sangat
berpengaruh terhadap ketepatan kosentrasi larutan.
Contoh Soal 1
Berikut ini proses pembuatan larutan NaCl. Hitunglah konsentrasi larutan NaCl yang
dibuat!
Pembahasan :
Diketahui :
Massa NaCl (m) yang dibuat : 24,86 gram
Volume larutan NaCl (V) : 500 mL = 0,5 L
Ar Na = 23; Cl = 35,5
Ditanya
:
Molaritas (M) = ....M
Jawab
:
mol (n) = massa /Mr
= 24,86 gram /58.5 = 0,42 mol
M=
Pengenceran
Pengenceran adalah penurunan atau memperkecil
konsentrasi suatu larutan dengan menambahkan pelarut.
Dalam hal ini, konsentrasi yang digunakan adalah
Molaritas (M). Pada proses pengenceran, volume dan
molaritas berubah, sedangkan jumlah molnya tetap. Oleh
karena itu, berlaku rumus :
V1 M1 = V2 M2
Keterangan : V1 = volume larutan sebelum pengenceran;
M1 = molaritas larutan sebelum pengenceran;
V2 = volume larutan setelah pengenceran;
M2 = molaritas larutan setelah pengenceran
Pencampuran
Pencampuran larutan melibatkan dua atau lebih zat yang jenisnya sama, tetapi konsentrasinya
berbeda. Pada proses pencampuran beberapa zat yang sejenis berlaku rumus:
Mc =
Materi Pokok
a. Konsep dan konsepsi prasyarat
i. Persamaan reaksi menunjukkan rumus zat pereaksi dan rumus hasil reaksi,
hubungan kuantitatif antara pereaksi dan hasil reaksi
ii. Mol merupakan satuan jumlah zat
iii. Larutan merupakan campuran yang homogen
iv. Molaritas merupakan satuan konsentrasi larutan yang menyatakan jumlah mol
zat terlarut dalam satu liter larutan. Satuan konsentrasi ini dilambangkan dengan
“M”
v. Pengenceran merupakan penurunan konsentrasi larutan melalui penambahan
pelarut. Konsep intinya dalam konsentrasi jumlah zat terlarutnya adalah tetap,
yang dapat diubah adalah volume larutannya, sehingga konsentrasi suatu larutan
bergantung pada berapa volume pelarutnya.
vi. Laju reaksi merupakan ukuran yang menyatakan berkurangnya konsentrasi
pereaksi per satuan waktu, atau bertambahnya konsentrasi hasil reaksi per
satuan waktu.
b. Konsep dan konsepsi yang akan dibangun
i. Persamaan laju reaksi menunjukkan pengaruh penambahan konsentrasi reaktan
secara matematis. Orde reaksi merupakan bagian dari persamaan laju reaksi.
ii. Orde reaksi didefinisikan sebagai bilangan pangkat (eksponen) yang
menyatakan penambahan laju reaksi karena penambahan konsentrasi zat-zat
pereaksi.
iii. Teori tumbukan menyatakan molekul pereaksi saling bertumbukan untuk
membentuk molekul zat baru
iv. Makin tinggi suhu, maka kecepatan partikel reaktan makin tinggi, sehingga
tumbukan akan makin banyak terjadi, yang pada akhirnya menyebabkan laju
reaksi makin cepat
v. Untuk massa zat yang sama, makin kecil ukuran, maka permukaan bidang
sentuh zat tersebut makin luas, sehingga frekwensi tumbukan makin tinggi, laju
reaksi pun makin cepat
vi. Pada reaksi-reaksi yang melibatkan larutan, konsentrasi larutan makin tinggi,
maka jumlah partikel reaktan makin banyak, sehingga jumlah tumbukan yang
terjadi juga makin banyak, laju reaksi pun makin cepat.
c. Uraian materi
Perubahan konsentrasi zat-zat dalam suatu reaksi kimia biasanya mempengaruhi laju
reaksi tersebut. Persamaan laju reaksi menunjukkan pengaruh tersebut secara
matematis. Orde reaksi merupakan bagian dari persamaan laju reaksi.
Pada dasarnya, terdapat beberapa cara sederhana dalam mengukur laju reaksi. Salah
satunya seperti yang telah anda pelajari dalam pembahasan sebelumnya. Akan tetapi,
cara tersebut hanya digunakan mengukur laju reaksi rata-rata. Untuk penggunaan
yang lebih formal, laju reaksi biasanya diukur pada waktu tertentu, sehingga laju
reaksi tersebut dinamakan laju reaksi sesaat. Dalam hal ini, konsep laju reaksi sesaat
diperlukan karena perhitungan laju reaksi rata-rata seringkali menghasilkan nilai yang
tidak akurat. Jadi persamaan laju reaksi digunakan untuk menyatakan laju reaksi
sesaat dari suatu reaksi kimia. (catatan: untuk pembahasan selanjutnya, laju reaksi
sesaat hanya dinamakan dengan laju reaksi).
Laju reaksi dapat dinyatakan dalam bentuk persamaan laju reaksi berdasarkan
konsentrasi zat-zat pereaksi. Pada umumnya, laju reaksi hanya bergantung pada
konsentrasi awal zat-zat pereaksi yang dapat ditentukan melalui percobaan. Untuk
reaksi aA + bB → cC + dD, maka persamaan laju reaksinya dapat dinyatakan sebagai
berikut.
v = k[A]x[B]y
Dimana:
v
= laju reaksi
k
= tetapan laju reaksi
[A]
= konsentrasi pereaksi A
[B]
= konsentrasi pereaksi B
x
= orde reaksi terhadap A
y
= orde reaksi terhadap B
x + y = orde reaksi total
Tetapan jenis reaksi (k) adalah suatu tetapan yang harganya bergantung pada jenis
pereaksi, suhu dan katalis. Setiap reaksi mempunyai harga k tertentu pada suhu
tertentu. Harga k akan berubah jika suhu berubah.
Orde Reaksi
Dalam suatu reaksi kimia, penambahan konsentrasi zat-zat pereaksi dapat
meningkatkan laju reaksi. Berkaitan dengan penambahan konsentrasi zat pereaksi,
maka dalam persamaan laju reaksi dikenal suatu bilangan yang disebut dengan orde
reaksi. Dalam hal ini, orde reaksi didefinisikan sebagai bilangan pangkat (eksponen)
yang menyatakan penambahan laju reaksi karena penambahan konsentrasi zat-zat
pereaksi.
Dengan kata lain, orde reaksi merupakan pangkat konsentrasi pereaksi pada
persamaan laju reaksi. Sebagai contoh, jika konsentrasi suatu pereaksi dinaikkan m
kali semula dapat menyebabkan laju reaksi meningkat n kali, maka hubungan
penambahan konsentrasi dengan laju reaksi zat tersebut dapat dinyatakan sebagai
berikut.
mq = n
dengan:
q = orde reaksi
m = kenaikkan konsentrasi
n = kenaikkan laju reaksi
misalnya pada reaksi di atas berorde x terhadap A dan berorde y terhadap B. Orde
reaksi keseluruhan (total) adalah x + y. Pada pembahasan selanjutnya, jika disebut
orde reaksi, maka yang dimaksud adalah orde reaksi total.
Orde reaksi dapat ditentukan berdasarkan tahapan-tahapan reaksi. Jika tahapantahapan reaksi dapat dengan mudah diketahui dan diamati, maka orde reaksi terhadap
masing-masing zat pereaksi adalah koefisien dari tahapan reaksi yang paling lambat.
Akan tetapi, jika tahapan-tahapan reaksi sukar untuk diketahui dan diamati, maka orde
reaksi terhadap masing-masing zat pereaksi dapat ditentukan berdasarkan percobaan.
Hubungan antara penambahan laju reaksi dengan penambahan konsentrasi zat-zat
dapa dinyatakan dengan menggunakan grafik orde reaksi. Pada subbab ini akan
diperkenalkan grafik orde nol, orde pertama dan orde kedua.
Orde Reaksi Nol
Jika orde suatu reaksi terhadap pereaksi tertentu adalah nol, hal ini berarti bahwa
konsentrasi pereaksi tersebut tidak mempengaruhi laju reaksi. Secara matematis,
bilangan yang dipangkatkan nol selalu sama dengan satu, sehingga laju reaksi suatu
zat yang orde reaksinya nol (order nol) adalah tetap pada konsentrasi berapa pun dan
nilainya sama dengan tetapan laju reaksi (k).
v = k[A]0 = k
Laju reaksi
Konsentrasi
Gambar 1. Grafik laju reaksi terhadap konsentrasi untuk orde nol
Contoh:
Untuk reaksi A + B → C + D, laju reaksinya dinyatakan dengan:
v = k[B]2
Reaksi ini adalah orde nol terhadap A karena konsentrasi A tidak mempengaruhi laju
reaksi.
Orde Reaksi Pertama
Jika orde reaksi suatu zat sama dengan satu, berarti penambahan konsentrasi akan
berbanding lurus (linier) dengan kenaikkan laju reaksinya.
v = k[A]1 = k[A]
Laju reaksi
Konsentrasi
Gambar 2. Grafik laju reaksi terhadap konsentrasi untuk orde pertama.
Orde Reaksi Kedua
Jika orde reaksi suatu zat sama dengan dua, berarti penambahan konsentrasi akan
meningkatkan laju reaksi, dimana laju reaksi sebanding dengan kuadrat konsentrasi
zat tersebut.
v = k[A]2
Laju reaksi
Konsentrasi
Gambar 3. Grafik laju reaksi terhadap konsentrasi untuk orde kedua
Menentukan Orde Reaksi dan Persamaan Laju Reaksi Berdasarkan Data
Percobaan
Jika tahapan-tahapan reaksi sukar untuk diamati, maka orde reaksi dan persamaan laju
reaksinya dapat ditentukan melalui percobaan (eksperimen). Data percobaan tersebut
dapat digunakan untuk menghitung orde reaksi yang dapat digunakan untuk
menentukan persamaan laju reaksi. Untuk memahami hal ini, simaklah contoh soal
berikut ini.
Contoh soal:
Dalam suatu percobaan untuk mengamati reaksi A(g) + B(g) → C(g), diperoleh data
sebagai berikut.
No
[A] M
[B] M
v (M/s)
1
0,1
0,1
2
2
0,1
0,2
8
3
0,2
0,2
16
Tentukan:
a. Orde reaksi terhadap A
b. Orde reaksi terhadap B
c. Orde reaksi total
d. Harga k (tetapan laju reaksi)
e. Persamaan laju reaksi
Penyelesaian
a. Orde reaksi terhadap A ditentukan berdasarkan konsentrasi B yang tetap, yaitu
pada percobaan 2 dan 3.
Pada [B] tetap, [A] naik 2 kali, maka v naik 2 kali.
v2 k 2  [ A2 ] 

 
v3 k 3  [ A3 ] 
m
 [ B2 ] 


[
B
]
 3 
n
m
8 1
    m 1
16  2 
Or
2m = 2

m=1
Jadi orde reaksi terhadap A = 1
b. Orde reaksi terhadap B ditentukan berdasarkan konsentrasi A yang tetap, yaitu
pada percobaan 1 dan 2.
Pada [A] tetap, [B] naik 2 kali, maka v naik 4 kali.
v1 k1  [ A1 ] 

 
v2 k 2  [ A2 ] 
m
 [ B1 ] 


[
B
]
 2 
n
n
2  0,1 

  k1  k 2
8  0,2 
n
1 1
  n2
4 2
Or
2n = 4

n=2
Jadi orde reaksi terhadap B = 2
Orde reaksi total = m + n = 1 + 2 = 3
Persamaan laju reaksi:
v = k[A]m[B]n = k[A][B]2
Harga tetapan jenis reaksi dapat ditentukan dengan memasukkan salah satu data
percobaan dari tabel ke dalam persamaan laju reaksi. Misalnya data percobaan 1 yang
dipilih, maka harga k dihitung sebagai berikut:
2 M/s = k x (0,1) x (0,1)2
k = 2/0,001 = 2 x 103 M-2 s-1
Jadi persamaan laju secara lengkap dapat dituliskan sebagai berikut:
v = 2 x 103 [A][B]2
Teori Tumbukan
Gagasan utama dari teori tumbukan tentang laju reaksi adalah bahwa reaksi untuk
menjadi molekul, atom atau ion harus terjadi tumbukan. Peningkatan konsentrasi dari
spesi reaktan menghasilkan jumlah tumbukan per satu satuan waktu lebih besar.
Namun, tidak semua tumbukan menghasilkan reaksi; ini adalah tidak semua
tumbukan adalah tumbukan efektif. Untuk tumbukan yang efektif, spesi reaktan harus
(1) prosesnya paling sedikit mengandung energi minimum yang dibutuhkan untuk
mengatur elektron terluar pada pemutusan ikatan dan pembentukan ikatan dan (2)
mempunyai orientasi yang tepat terhadap satu dengan yang lainnya pada tumbukan
tersebut. Tumbukan harus terjadi dalam reaksi kimia, tetapi tidak menjamin reaksi
tersebut akan berlangsung.
Laju suatu reaksi kimia dipengaruhi oleh beberapa faktor, diantaranya luas
permukaan, suhu, konsentrasi, tekanan dan katalis. Berikut ini penjelasan tentang
faktor-faktor yang mempengaruhi laju reaksi tersebut.
Suhu
Perubahan suhu akan mempengaruhi laju suatu reaksi kimia. Pada umumnya,
kenaikan suhu akan meningkatkan laju reaksi. Jika suhu naik, maka partikel-partikel
zat-zat yang terlibat dalam reaksi akan menyerap kalor (energi), sehingga energi
kinetik partikel-partikel tersebut meningkat. Oleh karena itu, dengan meningkatnya
suhu, maka semakin banyak partikel yang mempunyai energi kinetik lebih besar dari
energi aktivasi. Keadaan ini memungkinkan terjadinya tumbukan efektif antara
partikel-partikel, sehingga reaksi akan berlangsung lebih cepat.
Luas Permukaan
Pada reaksi-reaksi zat padat, luas permukaan zat padat tersebut akan mempengaruhi
laju reaksi.oleh karena itu, luas permukaan zat padat akan mempengaruhi seberapa
cepat reaksi tersebut berlangsung. Zat padat yang berbentuk serbuk mempunyai luas
permukaan yang lebih besar dibandingkan dengan zat padat dalam bentuk batangan
untuk massa zat padat yang sama.
Pada reaksi zat padat yang berbentuk serbuk, setiap bagian zat padat akan segera
bereaksi dengan zat lain pada waktu yang bersamaan karena luas permukaan zat padat
tersebut relatif besar. Sementara itu, pada reaksi zat padat yang berbentuk batangan
atau lempengan, reaksinya akan terjadi pada permukaan zat padat yang bersentuhan
dengan zat lain, sehingga untuk terjadi reaksi pada seluruh bagian zat padat
diperlukan waktu yang cukup lama.
Konsentrasi
Pada reaksi-reaksi yang melibatkan larutan, konsentrasi larutan mempengaruhi laju
reaksi suatu zat dengan larutan tersebut. Meningkatnya konsentrasi zat-zat pereaksi
(dalam bentuk larutan) akan meningkatkan frekuensi tumbukan antara partikel-
partikel zat pereaksi tersebut. Hal ini karena dalam larutan pekat, jarak antara dua
buah partikel yang berdekatan relatif rapat, sehingga mudah bertumbukan. Oleh
karena itu, semakin besar konsentrasi suatu larutan, maka semakin banyak partikel zat
terlarut yang terdapat dalam larutan. Jadi apabila suatu larutan direaksikan dengan zat
tertentu, maka zat tersebut akan semakin mudah bereaksi pada larutan yang pekat.
Contoh Soal 2
Diketahui reaksi pembentukan pada suhu 450C sebagai berikut:
2P(g) + 2Q(g) →P2Q2(g)
Data-data konsentrasi P dan Q sebagai fungsi waktu dalam reaksi tersebut tercantum pada
tabel berikut ini :
Tabel 1. Data konsentrasi penguraian P2Q2 pada suhu 450C
Waktu (detik)
[P] (mol/L)
0
0,2
10
0,16
20
0,13
a. Tentukan laju reaksi masing-masing reaksi gas P pada masing-masing interval
waktu percobaan!
b. Nyatakan laju reaksi gas Q dan gas P2Q2 pada masing-masing interval waktu
percobaan!
Pembahasan :
Reaksi: 2P(g) + 2Q(g) →P2Q2(g)
a.
b.
Selang
waktu
Selang
waktu
Selang waktu 10 detik pertama
Selang waktu 10 detik kedua
10
10
detik
detik
pertama
kedua
Berdasarkan uraian di atas, maka kita dapat melihat bahwa laju reaksi tidak tetap, tetapi
semakin melambat. Mengapa semakin melambat? Laju reaksi tersebut semakin melambat
karena konsentrasi pereaksi semakin berkurang selama reaksi tersebut berkurang.
Pertanyaan 1
Berikan pernyataan singkat tentang konsentrasi dan molaritas!
Jawab :
Molaritas adalah satuan konsentrasi larutan yang menyatakan jumlah mol zat terlarut dalam 1 Liter
lalrutan. Molaritas sama dengan jumlah mol dalam zat terlarut dalam 1 Liter larutan. Molaritas sama
dengan jumlah mol (n) zat terlarut dibagi dengan volume (V) larutan.
Pertanyaan 2
Jika diketahui 40 g NaOH dilarutkan dalam 1 L air, berapakan konsentrasi larutan itu?
Jawab:
M 
n
V
40 g
40 g / mol
M 
 1M
1L
Pertanyaan 3
Jika kamu disuruh membuat 1 L larutan NaOH 1 M, bagaimanakah anda membuatnya? Berikan
perhitungan serta langkah melarutkan Kristal tersebut.
Jawab:
M 
n
V
40 g
40 g / mol
M 
 1M
1L
1.
2.
3.
4.
Timbang 40 g NaOH
Larutkan dengan air dalam gelas
kimia
Masukkan hasil pelarutan ke
dalam labu ukur
Tambahkan air hingga 1 L.
Pertanyaan 4
Berapa banyak HCl 1 M yang diperlukan untuk membuat 100 mL HCl 0,1 M?
Jawab:
M1.V1 = M2.V2
1 M. V1 = 0,1 M. 100 mL
V1 
0,1  100
 10 mL
1
Pertanyaan 5
Berapakah molaritas larutan jika anda mencampurkan 50 mL NaOH 1 M dan 50 mL NaOH 2 M?
Jawab:
M
(V1  M 1 )  (V2  M 2 ) (50  1)  (50  2) 150 mmol


 1,5 M
V1  V2
50  50
100 mL
Pertanyaan 6
Berikan pernyataan singkat tentang laju reaksi!
Jawab:
Laju reaksi didefinisikan sebagai ukuran yang menyatakan jumlah berkurangnya jumlah zat-zat
pereaksi tiap satuan waktu atau bertambahnya zat-zat hasil reaksi tiap satuan waktu
Pertanyaan 7
Diketahui reaksi pembentukan P2Q2 pada suhu 450C sebagai berikut:
2P(g) + 2Q(g) →P2Q2(g)
Data konsentrasi P sebagai fungsi waktu pada reaksi tersebut diberikan sebagai berikut:
Tabel 1. Data konsentrasi P2Q2 reaksi pembentukan pada suhu 450C
Waktu (detik)
[P] (mol/L)
0
0,2
10
0,16
20
0,13
a. Tentukan laju reaksi dari gas P untuk setiap interval waktu pada reaksi tersebut!
b. Jelaskan laju reaksi dari gas Q dan P2Q2 untuk tiap interval waktu pada reaksi tersebut!
Reaksi: 2P(g) + 2Q(g) →P2Q2(g)
a. Interval waktu 1st 10 detik
Interval waktu 2nd 10 detik
b. Interval 1st 10 detik
Interval 2nd 10 detik
Materi Pokok
DYNAMIC EQUILIBRIUM
Kesetimbangan Kimia terjadi ketika reaksi kebalikan terjadi secara serentak dengan laju
yang sama.
Kesetimbangan kimia disebut dinamis artinya molekul-molekul secara terus menerus
bereaksi, meskipun komposisi keseluruhan dari campuran reaksi tidak berubah. Dalam sistem
kesetimbangan, kesetimbangan tersebut ke arah C dan D dengan kehadiran A dan B. dengan
memperhatikan permasalahan yang koefisiennya pada persamaan untuk suatu reaksi adalah
semuanya 1. Ketika senyawa A dan B bereaksi, laju reaksi kearah pengurangan setiap saat
karena konsentrasi A dan B berkurang.
A+B→C+D
Sebagai konsentrasi C dan D meningkat, mereka mulai membentuk kembali A dan B.
C+D→A+B
Sebagaimana molekul C dan D lebih terbentuk, kelebihan ini dapat bereaksi, dan sehingga
laju reaksi C dan D meningkat seiring waktu. Secara bersamaan, kedua reaksi terjadi dengan
laju yang sama, dan sistem tersebut berada dalam kesetimbangan (gambar 1).
A+B
C+D
Figure 1. System at equilibrium
KESETIMBANGAN HOMOGEN DAN HETEROGEN
Sejauh ini, kita telah mempelajari hanya kesetimbangan yang melibatkan spesi pada fase
yang sama, ini disebut dengan, kesetimbangan homogen. Kesetimbangan heterogen
melibatkan lebih dari satu fase. Perhatikan reaksi berikut pada 25°C.
2HgO(s)
2Hg(l) + O2(g)
Ketika kesetimbangan tercapai untuk sistem ini, padatan, cairan, dan gas hadir. Bukan
padatan ataupun cairan berpengaruh secara signifikan pada perubahan tekanan.
KONSTANTA KESETIMBANGAN
Perhatikan reaksi dapat balik yang terjadi pada mekanisme satu lanmgkah.
2A + B
A2B
Laju maju dari reaksi adalah Ratef = kf[A]2[B]; sedangkan laju balik adalah Rater = kr[A2B].
Pada pernyataan ini, kf dan kr adalah konstanta laju spesifik dari reaksi maju dan reaksi balik.
Dari definisi, kedua laju sama pada kesetimbangan (Ratef = Rater). sehingga dapat ditulis
kf[A]2[B] = kr[A2B] (saat kesetimbanganmembagi kedua sisi dengan kr dan [A]2[B]
memberikan
Pada suhu tertentu, kedua kf dan kr konstan, sehingga kf /kr juga konstan. Perbandingan ini
diberikan nama dan simbol, konstanta kesetimbangan, Kc atau K. Kc
Konstanta kesetimbangan Kc, didefinisikan sebagai produk kesetimbangan konsentrasi (mol
per liter) dari produk, tiap peningkatan pangkat koefisiennya pada reaksi yang sudah setara,
dibagi dengan produk konsentrasi saat kesetimbangan dari reaktan, tiap peningkatan pangkat
koefisiennta pada reaksi yang setara.
Faktor – Faktor yang Mempengaruhi Kesetimbangan
Suatu sistem telah mencapai kesetimbangan, itu akan berubah hingga sistem di ganggu
dengan beberapa perubahan. Prinsip ini disebut dengan Prinsip Le Chatelier.
“Jika terhadap sistem kesetimbangan dilakukan suatu tindakan (aksi), sistem kesetimbangan
tersebut akan mengalami perubahan/pergeseran (reaksi) yang cenderung mengurangi
pengaruh aksi tersebut”.
Jenis perubahan yang dapat menggangu kesetimbangan adalah sebagai berikut.
1. Perubahan Konsentrasi
Perhatikan persamaan reaksi kesetimbangan antara FeCl3(aq) dan [FeSCN]2+(aq) berikut.
Fe3+(aq)
+
SCN-(aq)
[FeSCN]2+(aq)
Kuning
tidak berwarna
Merah darah
Perubahan konsentrasi komponen kesetimbangan dapat memberikan pegaruh sebagai berikut.
1. Jika ditambahkan ion Fe3+, konsentrasi ion [FeSCN]2+ semakin besar sehingga warna
merah darah semakin pekat.
2. Jika ditambahkan ion SCN-, konsentrasi ion [FeSCN]2+ semakin besar sehingga warna
merah darah semakin pekat.
3. Jika ditambahkan ion C2O42- (misalnya dari larutan H2C2O4), warna merah darah akan
pudar. Hal ini menunjukkan jumlah ion [FeSCN]2+ semakin berkurang. Ion C2O42bereaksi dengan Fe3+ membentuk senyawa Fe(C2O4)33-, sekaligus mengakibatkan
konsentrasi ion [FeSCN]2+ berkurang.
Berdasarkan data-data tersebut dapat disimpulkan hal-hal sebagai berikut.
a. Data (1) menunjukkan peningkatan konsentrasi Fe3+ dan data (2) menunjukkan
peningkatan konsentrasi SCN- sehingga konsentrasi [FeSCN]2+ semakin besar. Arah
reaksi kesetimbangan ke kanan.
b. Data (3) menunjukkan adanya penurunan konsentrasi Fe3+ karena ion Fe3+ bereaksi
dengan ion C2O42- dari H2C2O4 sehingga konsentrasi [FeSCN]2+ berkurang. Arah reaksi
kesetimbangan bergeser ke kiri.
Kesimpulan
i. Jika konsentrasi suatu zat ditingkatkan, kesetimbangan bergeser dari zat tersebut.
ii. Jika konsentrasi suatu zat dikurangi, kesetimbangan bergeser menuju ke zat tersebut.
2.
Pengaruh Tekanan
a) Jika tidak ada perubahan jumlah total mol gas-gas dalam reaksi, perubahan volume
(tekanan) tidak mempengaruhi posisi kesetimbangan; Q tidak berubah oleh perubahan
volume (tekanan).
b) Jika reaksi terdapat perubahan jumlah total mol dari gas-gas dalam reaksi, perubahan
volume (tekanan) dari reaksi merubah harga Q; tetapi tidak merubah harga Kc. Untuk
reaksi:
i. Penurunan volume (peningkatan tekanan)menggeser kesetimbangan ke arah jumlah
totoal mol paling kecil dari gas-gas, hingga harga Q sama dengan Kc.
ii. Peningkatan volume (penurunana tekanan) menggeser kesetimbangan kea rah jumlah
mol paling besar dari gas-gas, hingga diperoleh harga Q sama dengan Kc.
3.
Pengaruh Suhu
Reaksi kesetimbangan juga dipengaruhi suhu. Hal ini berkaitan dengan sifat endoterm
dan eksoterm reaksi. Contohnya, reaksi pembentukan NO2 dari N2O4 yang merupakan reaksi
endoterm.
N2O4(g)  2NO2(g);
H o = +58,0 kJ
Dan reaksi sebaliknya adalah reaksi eksoterm,
2NO2(g)  N2O4(g); H o = -58,0 kJ
Peningkatan suhu berarti penambahan energi ke sistem sehingga mendorong reaksi yang
membutuhkan energi kalor (reaksi endoterm). Sebaliknya, penurunan suhu berarti penurunan
energi atau kalor dari sistem sehingga mendorong reaksi yang membebaskan energi atau
kalor (reaksi eksoterm).
Berdasarkan data tersebut, dapat disimpulkan:
1. Jika suhu dinaikkan, reaksi kesetimbangan bergeser ke arah reaksi endoterm.
2. Jika suhu diturunkan, reaksi kesetimbangan bergeser ke arah reaksi eksoterm.
LEMBAR DISKUSI SISWA
A. Identitas
Alokasi Waktu
:
30 menit
Topik
:
Kesetimbangan Dinamis
Diskusikanlah pertanyaan-pertanyaan berikut dengan teman sebangkumu!
1. Berikan definisi dari reaksi reversible beserta contohnya!
2. Berikan definisi dari reaksi irevesible beserta contohnya!
3. Reaksi antara serbuk besi dengan larutan asam sulfat encer berlangsung menurut
persamaan reaksi berikut.
Fe (s) + H2SO4 (aq) → FeSO4 (aq) + H2 (g)
Apabila hasil reaksi (larutan FeSO4 dan gas H2) kita reaksikan lagi, maka tidak akan
membentuk serbuk besi dan asam sulfat kembali.
a. Identifikasilah apakah reaksi di atas termasuk reaksi reversibel atau irreversibel?
Jelaskan!
b. Jika termasuk reaksi reversibel, tentukan persamaan reaksi setimbangnya!
4. Reaksi antara timbel (II) sulfat dengan larutan kalium klorida menghasikan endapan
kuning timbel(II) iodida.
PbSO4 (aq) + 2KI (aq) → PbI2 (s) + K2SO4 (aq)
putih
kuning
jika endapan disaring dan endapan tersebut direaksikan lagi dengan larutan kalium sulfat,
maka akan terbentuk endapan timbel(II) sulfat yang berwarna putih.
PbI2 (s) + K2SO4 (aq) → PbSO4 (aq) + 2KI (aq)
kuning
putih
a. Identifikasilah apakah reaksi di atas termasuk reaksi reversibel atau irreversibel?
Jelaskan!
b. Jika termasuk reaksi reversibel, tentukan persamaan reaksi setimbangnya!
5. Dari pernyataan berikut ini,
a. Reaksi berlangsung terus-menerus dari dua arah yang berlawanan
b. Tidak terjadi perubahan makroskopis
c. Tidak terjadi perubahan mikroskopis
d. Kecepatan antara reaksi ke kanan dan ke kiri tidak sama
Yang merupakan ciri-ciri dari kesetimbangan dinamis adalah….. Jelaskan!
6. Perhatikan reaksi berikut.
2SO2 (g) + O2 (g)
SO3 (g)
Gambarkan grafik perubahan laju reaksi ke kanan dan laju reaksi ke kiri dari awal reaksi
sampai dengan keadaan setimbang!
7. Apakah yang dimaksud dengan kesetimbangan homogen dan kesetimbangan homogen?
Berikanlah contoh-contoh kesetimbangan homogen dan heterogen masing-masing 3
buah!
LEMBAR KERJA DISKUSI
Tujuan Pembelajaran
1. Siswa dapat meramalkan arah pergeseran kesetimbangan dengan menggunakan azas Le
Chatelier
2. Siswa dapat menganalisis pengaruh perubahan konsentrasi dan suhu pada pergeseran
kesetimbangan
Pengaruh Konsentrasi Terhadap Pergeseran Kesetimbangan
Perhatikan demonstrasi yang dilakukan oleh guru terkait pengaruh konsentrasi terhadap
pergeseran kesetimbangan dan tuliskan hasil pengamatannya pada Tabel 1.
Rancangan percobaan:
1. Sebanyak 10 mL larutan KSCN ditambahkan dengan 3 tetes larutan FeCl 3 yang
ditempatkan pada tabung reaksi A
2. Larutan tersebut dibagi ke dalam 3 tabung reaksi dan diberi label B, C, D. Tabung A
digunakan sebagai kontrol
3. Tabung B ditambahkan 1 tetes larutan KSCN dan perubahan warnanya diamati
4. Tabung C ditambahkan 1 tetes larutan FeCl3 dan perubahan warnanya diamati
5. Tabung D ditambahkan 1 tetes larutan H2C2O4 dan perubahan warnanya diamati
Persamaan reaksi kesetimbangan sebagai berikut.
Fe3+(aq)
Kuning
+
SCN-(aq)
tidak berwarna
[FeSCN]2+(aq)
Merah darah
Tabel 1. Hasil Pengamatan
Tabung
Aksi
A
Ditambahkan
larutan KSCN
B
Ditambahkan
larutan FeCl3
C
Ditambahkan
H2C2O4
Perubahan Warna yang
Teramati
Makna Perubahan Warna
c. Bagaimana pergeseran kesetimbangan suatu sistem kesetimbangan ditambahkan KSCN?
d. Bagaimana pergeseran kesetimbangan suatu sistem kesetimbangan ditambahkan FeCl3?
e. Bagaimana pergeseran kesetimbangan suatu sistem kesetimbangan ditambahkan H2C2O4?
f. Berdasarkan tabel di atas, bagaimana pengaruh peningkatan konsentrasi suatu zat
terhadap pergeseran kesetimbangan?
g. Berdasarkan tabel di atas, bagaimana pengaruh penurunan konsentrasi suatu zat terhadap
pergeseran kesetimbangan?
Pengaruh Suhu Terhadap Pergeseran Kesetimbangan
Perhatikan demonstrasi yang dilakukan oleh guru terkait pengaruh suhu terhadap pergeseran
kesetimbangan dan tuliskan hasil pengamatannya pada Tabel 2.
Rancangan percobaan:
1. Sebanyak 1 gram kristal NaCl dicampurkan dengan 20 mL larutan CuSO4 dalam gelas
kimia A
2. Larutan tersebut dibagi ke dalam 2 gelas kimia dan diberi label B dan C. Gelas kimia A
digunakan sebagai kontrol
3. Gelas kimia B dipanaskan dan perubahan warnanya diamati
4. Gelas kimia C diletakkan dalam air es dan perubahan warnanya diamati
Persamaan reaksi kesetimbangan sebagai berikut.
NaCl(s)
bening
+
CuSO4(aq)
biru
CuCl2(aq) + Na2SO4(aq)
hijau muda
Tabel 2. Hasil Pengamatan
Gelas
kimia
A
Aksi
Dipanaskan
Perubahan Warna yang
Teramati
Makna perubahan Warna
B
Diletakkan pada es
a. Bagaimana hubungan suhu dengan pergeseran kesetimbangan?
Kesimpulan:
TUGAS TERSTRUKTUR
1.
CaCl2 adalah senyawa yang berwujud padat. Senyawa ini dapat larut dalam air dan
membentuk reaksi kesetimbangan sebagai berikut.
CaCl2
Ca2+(aq) + 2Cl-(aq); H = +585 kJ
Tentukan arah pergeseran reaksi jika :
a. ke dalam larutan ditambahkan padatan CaCl2
b. ke dalam larutan ditambahkan padatan NaCl
c. ke dalam larutan ditambahkan CaCO3
d. larutan dipanaskan
2. Reaksi pembentukan SO3:
1
SO2(g) + O2(g)
SO3(g)
2
Merupakan reaksi eksoterm. Bagaimanakah pergeseran kesetimbangan jika:
a. ditambahkan gas O2
b. suhu dinaikkan
3. Terdapat persamaan reaksi kesetimbangan:
CaCO3
CaO(s) + CO2(g); H = +585 kJ
Tentukan arah pergeseran kesetimbangan jika:
4.
a. Ditambahkan CO2 dari luar, dan
b. Suhu sistem ditingkatkan
Etena dapat dihasilkan dari etana dengan cara memanaskan dan menambahkan katalis
sesuai dengan persamaan reaksi
C2H6(g)
C2H4(g) + H2(g); H = +138 kJ
Tentukan faktor-faktor yang dapat meningkatkan jumlah gas etena yang dihasilkan!
5.
Proses deacon dalam pembuatan klorin dilakukan pada suhu 345oC dan merupakan
reaksi eksoterm. Persamaan reaksinya adalah:
4HCl(g) + O2(g)
2H2O(g) + Cl2(g)
Tentukan faktor-faktor yang dapat meningkatkan jumlah gas klorin yang dihasilkan!
DERAJAT DISOSIASI DAN KONSTANTA KESETIMBANGAN
Untuk reaksi kimia pada suhu tertentu, hasil dan konsentrasi dari produk yang terbentuk dari
reaksi, tiap peningkatan tepat dengan pangkatnya, dibagi dengan konsentrasi reaktan, tiap
peningkatan tepat dengan pangkatnya, selalu mempunyai nilai yang sama, nilai tersebut
adalah, Kc. Ini tidak berarti bahwa kesetimbangan konsentrasi pada suatu reaksi selalu sama,
tetapi berarti bahwa kombinasinya selalu konstan (Kc).
Perhitungan Harga Kc
Contoh
Nitrogen dan hidrogen ditempatkan dalam wadah 5.00-liter pada 500°C. Ketika
kesetimbangan tercapai, terdapat 3.01 mol N2, 2.10 mol H2, dan 0.565 mol NH3. Hitunglah
Kc untuk reaksi berikut pada 500°C.
Langkah Penyelesaian
Konsentrasi kesetimbangan dicari dengan membagi jumlah mol dengan volume volume,
5.00 liter. Kemudian substitusikan konsentrasi kesetimbangan ke dalam persamaan.
Penyelesaian
Konsentrasi kesetimbangan
Substitusikan harga tersebut ke dalam persamaan, Kc.
TEKANAN PARSIAL DAN KONSTANTA KESETIMBANGAN
Terkadang mengukur tekanan lebih mudah dibandingkan dengan mengukur konsentrasi gas.
Penyelesaian persamaan gas ideal, PV = nRT, untuk tekanan
Tekanan dari gas propersional dengan konsentrasinya (n/V). Untuk reaksi yang berada dalam
kesetimbangan adalah dalam bentuk gas, Kita kadang-kadang menyatakan dalam bentuk
telanan parsial dalam atmosfir (KP) daripada konsentrasi (Kc). Pada umumnya reaksi yang
melibatkan gas,
Secara umum hubungan Kc dan KP adalah
Latihan Soal
1. Untuk reaksi:
NH3(g)
½N2(g) + 2,5 H2(g) Kc = 5,2 x 10-5 pada 298K
Berapakah harga Kc pada 298 K untuk reaksi berikut?
N2(g) + 3H2(g)
2. Untuk reaksi:
2NH3(g)
2NH3(g)
N2(g) + 3H2(g)
Dimana pada tercapai kesetimbangan tekanan parsial masing-masing gas:
pNH3 = 8 atm
pN2= 2 atm
pH2 = 6 atm
Tentukan harga tetapan kesetimbangan gas (KP)!
3. Untuk reaksi kestimbangan berikut
PCl5(g)
PCl3(g) + Cl2(g)
Harga Kc pada 191oC = 3,26 x10-2 M. Tentukan harga Kp pada suhu tersebut.
4. Reaksi penguraian NH3 sebagai berikut.
2NH3(g)
N2(g) + 3H2(g)
Sebanyak 1 mol gas NH3 dimasukkan ke dalam labu 1 liter. Jika derajat disosiasinya
0,5 dan tekanan total 10 atm, maka tentukan:
c. tetapan kesetimbangan konsentrasi (Kc)
d. tetapan kesetimbangan gas (Kp)
Tugas Terstruktur
1. Untuk reaksi:
N2(g) + O2(g)
2NO(g) Kc = 4,1 x 10-31 pada 298K
Berapakah harga Kc pada 298 K untuk reaksi berikut?
2N2(g) + 2O2(g)
2. Untuk reaksi:
4NO(g)
2HI(g)
H2(g) + I2(g)
Dimana pada tercapai kesetimbangan tekanan parsial masing-masing gas:
pHI = 4 atm
pH2= 2 atm
p12 = 2 atm
Tentukan harga tetapan kesetimbangan gas (KP)!
3. Untuk reaksi kestimbangan berikut
Tetapan kesetimbangan (Kc) untuk reaksi: 2SO2(g) + O2(g)
adalah 1,2 x 103. Tentukan nilai Kp
4. Reaksi penguraian NH3 sebagai berikut.
2SO3(g) pada 900 K
2NH3(g)
N2(g) + 3H2(g)
Sebanyak 1 mol gas NH3 dimasukkan ke dalam labu 1 liter. Jika gas N2 yang
terbentuk sebanyak 0,6 dan tekanan total 10 atm, maka tentukan:
a. tetapan kesetimbangan konsentrasi (Kc)
b. derajat disosiasi
c. tetapan kesetimbangan gas (Kp)
PROSES HABER: APLIKASI KESETIMBANGAN
Nitrogen, N2, sangat tidak reaktif. Proses Haber secara ekonomi sangat penting dalam dalam
industry dalam pengubahan N2 menjadi ammonia, NH3, senyawa dapat larut, senyawa
reaktif. Bahan yang santat banyak, plastik, mudah meledak, pupuk, dan serat sintetik dibuat
dari amonia. Proses Haber menyediakan memberikan wawasan ke dalam faktor kinetika dan
termodinamika yang mempengaruhi laju reaksi dan posisi kesetimbangan. Dalam proses ini
reaksi dari N2 dan H2 menghasilkan NH3 tidak diberikan mencapai kesetimbangan, tetapi
bergerak ke arah NH3.
Tabel 17-1 memperlihatkan pengaruh peningkatan temperature dan tekanan terhadap
kesetimbangan menghasilkan NH3, dimulai dari perbandingan mol 1: 3 dari N2:H2. Kc
menurun lebih dari pangkat sepuluh, dari 3.6 x 108 pada 25°C menjadi 1.4 x 10-2 pada
758°C. Ini menyatakan bahwa reaksi berlangsung ke arah kiri pada suhu tinggi. Secara
sederhana data menyatakan reaksi terjadi pada suhu rendah, karena persentase lebih tinggi
dari N2 dan H2 diubah menjadi NH3. Reaksi bergerak sangat lambat, meskipun, dengan
kehadiran katalis, tidak dapat bergerak pada suhu 450°C.