LAJU REAKSI

LAJU REAKSI

A. Konsep Laju Reaksi

Pengertian Laju Reaksi

Laju reaksi merupakan laju penurunan reaktan (pereaksi) atau laju bertambahnya produk (hasil reaksi). Laju reaksi ini juga menggambarkan cepat lambatnya suatu reaksi kimia, sedangkan reaksi kimia merupakan proses mengubah suatu zat (pereaksi) menjadi zat baru yang disebut dengan produk.

        Dalam mempelajari laju reaksi digunakan besaran konsentrasi tiap satuan waktu yang dinyatakan dengan molaritas. Apakah yang dimaksud molaritas? Simak uraian berikut.

Molaritas sebagai Satuan Konsentrasi dalam Laju Reaksi

Molaritas menyatakan jumlah mol zat dalam 1 L larutan, sehingga molaritas yang dinotasikan dengan M, dan dirumuskan sebagai berikut.

                 
                       M = n/V atau mol/liter

Keterangan :

n = jumlah mol dalam satuan mol atau mmol
V = volume dalam satuan L atau mL

Konsep Laju Reaksi

Laju reaksi adalah perubahan konsentrasi dari reaktan ataupun produk per satu satuan waktu. Untuk reaksi dengan reaktan A dan B menghasilkan produk C dan D seperti pada rumus persamaan reaksi berikut,

                          pA  + qB  à rC   + sD

seiring waktu jumlah molekul reaktan A dan B akan berkurang dan jumlah molekul produk C dan D akan bertambah, 

saat pereaksi [A] dan [B] berkurang, hasil reaksi [C] dan [D] akan bertambah. Perhatikan diagram perubahan konsentrasi pereaksi dan hasil reaksi pada Gambar diatas

Berdasarkan gambar tersebut, maka rumusan laju reaksi dapat kita definisikan sebagai:

V= kecepatan reaksi

[  ] = konsenttrasi ( mol / liter )

∆t = selisih waktu

Dalam perbandingan tersebut, tanda + atau – tidak perlu dituliskan karena hanya menunjukkan sifat perubahan konsentrasi. Oleh karena harga dt masing-masing sama, maka perbandingan laju reaksi sesuai dengan perbandingan konsentrasi. Di sisi lain, konsentrasi berbanding lurus dengan mol serta berbanding lurus pula dengan koefisien reaksi, sehingga perbandingan laju reaksi sesuai dengan perbandingan koefisien reaksi.

Perhatikan contoh soal berikut.

Contoh Soal Laju Reaksi (3) :

Pada reaksi pembentukan gas SO₃ menurut reaksi: 2SO₂(g) + O₂(g) → 2SO₃(g), sehingga

Perbandingan kecepatan reaksi sama dengan perbandingan koefisien reaksinya

diperoleh data sebagai berikut.

No.	[SO3] mol/L	Waktu (s)
1	0,00	0
2	0,25	20
3	0,50	40

Tentukanlah:

a. Laju bertambahnya SO₃

b. Laju berkurangnya SO₂

Penyelesaian :

Diketahui :

Persamaan reaksi : 2SO₂(g) + O₂(g) → 2SO₃(g)

Ditanyakan :

    a. v SO₃.

    b. v SO₂.

  Jawaban :

  Lihat data 2 dan 3 dari tabel.

a. Δ[SO₃] = [SO₃]₃ – [SO₃]₂ = 0,50 – 0,25 = 0,25 M

    Δt = t₃ – t₂ = 40 – 20 = 20 s

    v SO₃ = Δ[SO₃]/ Δt  =  0,25 M/ 20 s= 0,0125 M/s

    Jadi, laju bertambahnya SO₃sebesar 1,25 x 10^–2 M/s.

b. Karena koefisien SO₂ = koefisien SO₃, maka:

     vSO₂ =  vSO₃ = 0,0125 M/s

     Jadi, laju berkurangnya SO₂ sebesar 1,25 x 10^–2 M/s

 B. Faktor-faktor yang Mempengaruhi Laju Reaksi

        Suatu reaksi kimia dapat terjadi bila ada tumbukan antara molekul zat-zat yang bereaksi. Apakah setiap tumbukan pasti menyebabkan berlangsungnya reaksi kimia? 

Tumbukan sebagai Syarat Berlangsungnya Reaksi Kimia.

          Tumbukan yang menghasilkan reaksi hanyalah tumbukan yang efektif. Tumbukan efektif harus memenuhi dua syarat, yaitu posisinya tepat dan energinya cukup.

Contoh tumbukan antarmolekul yang sama terjadi pada pereaksi hidrogen iodida berikut.

HI(g) + HI(g) → H₂(g) + I₂(g)

Secara umum, dituliskan:

AB + AB → A₂ + B₂

         Tumbukan yang efektif terjadi bila keadaan molekul sedemikian rupa sehingga antara A dan B saling bertabrakan . Dalam hal ini diperlukan energi minimum tertentu yang harus dipunyai molekul-molekul pereaksi untuk dapat menghasilkan reaksi.

 Energi tersebut dinamakan energi aktivasi atau energi pengaktifan (Ea).

         Bila keadaan awal lebih tinggi energinya, reaksi mcnghasilkan kalor atau dinamakan reaksi eksoterm, dan bila yang terjadi adalah sebaliknya, dinamakan reaksi endoterm. Perhatikan Gambar dibawah ini yang menggambarkan tentang energi aktivasi pada reaksi eksoterm dan reaksi endoterm.

Gambar . (a) Diagram potensial reaksi eksoterm dan,                          (b) Diagram potensial reaksi endoterm.

Dengan mengetahui teori tumbukan ini, kalian akan lebih mudah memahami penjelasan tentang faktor-faktor yang memengaruhi laju reaksi. 

Faktor-faktor yang mempengaruhinya antara lain:

1. Konsentrasi

      Semakin tinggi konsentrasi reaktan, semakin banyak jumlah partikel reaktan yang bertumbukan, sehingga semakin tinggi frekuensi terjadinya tumbukan dan lajunya meningkat. Sebagai contoh, dalam reaksi korosi besi di udara, laju reaksi korosi besi lebih tinggi pada udara yang kelembabannya lebih tinggi (konsentrasi reaktan H2O tinggi)

2. Luar Permukaan

              Semakin luas permukaan kontak reaktan per unit volum, maka semakin tinggi frekuensi terjadinya tumbukan partikel reaktan dan laju reaksi meningkat. Sebagai contoh, pada reaksi pembakaran kayu, akan lebih mudah dan cepat membakar kayu gelondongan yang telah dipotong menjadi balok-balok kecil dibanding dengan langsung membakar kayu gelondongan tersebut.

3. Temperatur

        Semakin tinggi temperatur maka semakin tinggi energi kinetik dari partikel reaktan, sehingga frekuensi tumbukan dan energi tumbukan meningkat. Oleh karena itu, semakin tinggi temperatur, laju reaksi juga semakin cepat. Sebagai contoh, pada reaksi glowing stick menyala (reaksi chemiluminescence), glowing stick menyala lebih cepat dan terang di dalam air panas dibanding dalam air dingin.

4. Keberadaan Katalis

        Katalis adalah zat yang dapat mempercepat laju reaksi, tanpa terkonsumsi di dalam reaksi tersebut. Katalis menyediakan alternatif jalur reaksi dengan energi aktivasi yang lebih rendah dibanding jalur reaksi tanpa katalis sehingga reaksinya menjadi semakin cepat.

C. Konsentrasi Dan  Kecepatan Reaksi

Pengaruh Konsentrasi Pada Kecepatan Reaksi Dirumuskan Oleh Guldberg Dan Waage Dalam Hukum Keaktifan Massa Sbb

 Laju  Reaksi Sebanding Dengan Konsentrasi Dari Zat-Zat Yang Bereaksi Dan Di Pangkatkan Sesuai Dengan Tingkat Reaksi/Orde Reaksi.

Pada Reaksi

 A  +   B    à  C

V= K [ A ]^m[ B ]ⁿ 

V = Kecepatan Reaks

K = Tetapan Reaksi

[ A ]   ,[ B ] = Konsentrasi  A, B

m  Dan  m  =  Orde  Reaksi/ Tingkat Reaksi Berdasarkan Experimen

Contoh ;
Reaksi :  A  + B  --> C , dari percobaan diperoleh data;

Pertanyaan;

1. Tentukan Orde Reaksi Total
2. Tentukan Persamaan Laju Rekasi
3. Hitung Harga K
4. Berapa Laju Reaksinya,Jika [A]= 0,5m Dan [B] =0,2 M

Jawab:

Cara 1;

1.    Orde Reaksi Terhadap Zat A ,Maka  Konsentrasi Zat B Dicari Yang Sama

      Berarti Data : 1 , 2 , 3 atau data 4 dan 5

      Missal kita ambil data 1 dan 2

Orde Reaksi Terhadap Zat B ,Maka  Konsentrasi Zat  A Dicari Yang Sama

Berarti Data : 1 dan 4 atau data 2 Dan  5 .

Misal kita ambil data 2 dan 5 ,maka semua perhitungan berdasarkan data 2 dan 5

Jadi Orde  Reaksi /Tingkat Reaski  =   m +  n   =  1  +  1  =  2

2.  Persamaan Kecepatan Reaksi V= K [ A ]¹[ B ]¹ 

3.  Menentukan Harga K  Ambil Salah Satu Percobaan ,Misal Percobaan  1

4.. Laju Reaksi : 

Cara 2.

Rumus  Yang Digunakan  : 

 a = b^{x   Atau} a = b^y

Dimana   :     a =   Kenaikan / Penurunan Kecepatan /Lajureaksi

                     b  =  Kenaikan / Penurunan Konsentrasi Zat

                       X  Atau Y  = Orde Reaksi Terhadap Zat Yang Bersangkutan

Orde Reaksi Terhadap Zat A , 

Untuk Konsentrasi Zat  A   Dari Percb. 1  Ke Percb.  2  , mengalami  kenaikan  Dua Kali dari data 1 ( artinya supaya nilai konsentrasi sama dengan data 2 maka data 1 harus dikalikan 2,)      Maka   b  =  2

Dan  untuk Laju  Reaksi Zat  A   Dari Percb. 1  Ke Percb.  2  , mengalami  kenaikan  Dua Kali dari data 1( artinya supaya nilai konsentrasi sama dengan data 2 maka data 1 harus dikalikan 2,)     Maka   a  =  2

  a = b^x

  2 = 2^x

  2¹ = 2^x

  X = 1

Untuk Konsentrasi Zat  B   Dari Percb. 2  Ke Percb.  5  , mengalami  kenaikan  Dua Kali dari data 2 ( artinya supaya nilai konsentrasi sama dengan data 5 maka data 2 harus dikalikan 2,)      Maka   b  =  2

Dan  untuk Laju  Reaksi Zat  B   Dari Percb. 2  Ke Percb.  5  , mengalami  kenaikan  Dua Kali dari data 2( artinya supaya nilai konsentrasi sama dengan data 5 maka data 2 harus dikalikan 2,)     Maka   a  =  2

  a = b^y

  2 = 2^y

  2¹ = 2^y

  y = 1

D. Suhu Dan Laju Reaksi

Dalam  Kenyataan Bahwa Tiap Kenaikan 10^oC Kecepatan Reaksinya Akan Menjadi 2 Sampai 3 Kali Lebih Besar Atau Sebaliknya.

Berati Tiap Kenaikan 10^oCLaju Reaksinya Menjadi  n Kali 

Laju Awal  =  V₁  Pada Suhu Awal ( T₁ )

Laju Awal  =  V₂  Pada Suhu Awal ( T₂ )

Kenaikan Laju Reaksi Setiap  Suhu 10^oC = n

Laju Reaksi Berbanding Terbalik Dengan Waktu

dt= Waktu (Detik)

Pada Suhu 57^oC  Laju Reaksi Suatu Reaksi Kimia Adalah  2 . 10^-4 M/Det 

Dan Waktu Reaksinya  8 Detik

Hitunglah

1. Laju Reaksinya Pada 77^oC
2. Waktu Reaksinya Pada 77 ^OC

Jika Tiap Kenaikan 10^oC Laju Reaksinya Menjadi 2 Kali Laju Semula

Jawab 

Jadi Waktu Reaksi Pada  77^oc     =   2 detik

Soal ;

1. Dan hasil percobaan untuk reaksi:2 NO_(g) +2 H_2(g) → N_2(g) + 2H₂O_(g) diperoleh data:                  

Dan data tersebut laju reaksi yang terjadi jika konsentrasi [NO] dan [H₂] berturut-turut 0,1 M dan 0,4 M adalah .

a.k[0,1] [0,4]        b.  k [0,1]² [0,4]²    c. k [0,1] [0,4]²      d.  k [0,1]² [04]³       e. k [0,1]² [0,4]

2. Dan reaksi A + 2B → AB₂, diperoleh data sebagai berikut: 

Harga laju reaksi (V) dalam M.det ^-1 untuk konsentrasi A = 0,2 M dan B = 0,4 M adalah....     

a. 4,8 x 10^-4            b.  5,0 x 10^-4          c.   1,2 x 10^-3           d.  5,0 x 10^-3          e.   5,4 x 10^-3

3. Laju reaksi dari suatu reaksi tertentu menjadi dua kali lipat setiap kenaikan suhu 10 °C. Suatu reaksi berlangsung pada suhu 30 °C. Jika suhu ditingkatkan menjadi 100 °C maka laju reaksi akan menjadi ... kali lebih cepat dari semula.

A. 128                                          
B. 64                                            
C. 32

D. 16
E. 8

4. Setiap kenaikan suhu 20^oC, laju reaksi menjadi 3 kali lebih cepat dari semula. Jika pada suhu 20^o C laju reaksi berlangsung 9 menit, maka laju reaksi pada suhu 80^oC adalah….

a.       1/9 menit                      

b.       1/6 menit                      

c.        1/3 menit

d.       d. 2/3 menit

e.       e. 3/6 menit

Termokimia

PETA KONSEP

A. Pengertian Termokimia

Termokimia berasal dari bahasa Yunani thermos yang berarti ‘panas’atau ‘kalor’ dan kimia. Termokimia merupakan ilmu kimia yang mempelajari banyaknya panas yang dilepas atau diserap (disorpsi) akibat reaksi kimia

B. Hukum Kekekalan Energi

          Energi tidak dapat diciptakan dan tidak dapat dimusnahkan, tetapi dapat diubah dari bentuk energi satu ke bentuk energi yang lain. Satuan joule dapat dikonversi (diubah) ke dalam satuan energi yang lain, seperti berikut.

            1 kJ    = 1000 J

      1 kalori     = 4,184 J

        1 kkal     = 1000 kal

    1liter atm   = 101,2 joule

1. Energi

      Energi didefinisikan sebagai kemampuan suatu materi untuk melakukan kerja. Energi yang akan kita pelajari dalam termokimia adalah “energy dalam” dari suatu sistem/reaksi-reaksi kimia. Suatu benda dapat memiliki energi dalam bentuk energi kinetik dan energi potensial

2. Energi Dalam

          Energi dalam disebut juga internal energy (E) yang merupakan “jumlah energi“ dari semua bentuk energi yang dimiliki oleh sistem molekul atau benda. Energi dalam terdiri dari energi kinetik dan energi potensial. Energi dalam suatu sistem dapat berubah bila sistem menyerap atau melepas panas.

Energi dalam akan bertambah apabila:

a. sistem menyerap/menerima panas

b. sistem menerima kerja

Energi dalam berkurang apabila:

a. sistem melepaskan panas

b. sistem melakukan kerja

        Energi dalam dari suatu sistem tidak dapat diukur, namun perubahannya dapat diukur dan dinyatakan sebagai ΔE dengan perumusan sebagai berikut

                ΔE = E produk - E reaktan

3. Kalor

Kalor adalah energi yang berpindah dari sistem ke lingkungan atau sebaliknya, dikarenakan adanya perbedaan suhu di antara keduanya. Kalor dapat berpindah dengan tiga macam cara:

a. Konduksi (hantaran), yaitu perpindahan kalor melalui media

b. Konversi, yaitu aliran kalor melalui partikel-partikel yang bergerak

c. Radiasi, yaitu kalor memancar ke segala arah tanpa media

Adapun jumlah kalor yang berpindah dari sistem ke lingkungan tergantung dari massa benda (m), kalor jenis (c), kapasitas kalor (C), dan perubahan suhu ( T), sehingga untuk menghitung kalor dirumuskan sebagai berikut.

                q = m.c. Δt

atau

                q = C. Δt

Keterangan:

q = kalor yang diserap atau dilepas

Bila sistem menyerap kalor, q bertanda positif.

Bila sistem melepas kalor, q bertanda negatif.

m = massa zat

c = kalor jenis zat

T = perubahan suhu dari sistem

C = kapasitas kalor

4. Entalpi

    Entalpi disebut juga sebagai heat content (H), yakni besarnya kalor reksi yang diukur pada tekanan tetap Entalpi dari suatu reaksi tidak dapat diukur, namun demikian perubahan entalpinya dapat diketahui. Entalpi secara keseluruhan dihitung dengan rumus berikut.

Setiap reaksi kimia selalu disertai perubahan entalpi (ΔH)

             ΔH = H hasil reaksi – H pereaksi

C. Sistem dan Lingkungan

Pengertian sistem adalah bagian dari keseluruhan yang kita pelajari, sedangkan lingkungan adalah sesuatu yang berada di luar sistem.

contoh ; 

ingin mempelajari pertumbuhan dari sebatang pohon, maka pohon tersebut dikatakan sebagai sistem, sedangkan sesuatu di luar pohon disebut lingkungan.

  D. Reaksi Eksoterm dan Endoterm

       Berdasarkan arah berpindahnya kalor dalam sistem dan lingkungan, maka reaksi dibedakan menjadi dua jenis, yaitu reaksi eksoterm dan reaksi endoterm

            

1. Reaksi Eksoterm

    Dikatakan reaksi eksoterm (berasal dari kata eks (keluar) dan therm (panas)) apabila kalor berpindah dari sistem ke lingkungan, artinya sistem melepas kalor.

Dalam tubuh, nasi yang kita makan akan bereaksi dengan oksigen yang kita hirup dengan reaksi seperti berikut.

Cn(H₂O)m + O₂ →  nCO₂ + m H₂O + energi

Persamaan termokimianya:

amilum + O₂(g) →   n CO₂(g) + m H₂O(aq) ΔH = -X kJ

Di dalam reaksi eksoterm, panas berpindah dari sistem ke lingkungan, karenanya panas dalam sistem berkurang sehingga H-nya bertanda negatif. Secara  matematis, H dirumuskan sebagai berikut.

      Hakhir < Hawal

      Hakhir – Hawal < 0

      ΔH berharga negatif

digambarkan dalam diagram berikut.

Arah panah ke bawah menunjukkan bahwa energi semakin berkurang karena sebagian terlepas

2. Reaksi Endoterm

    Reaksi endoterm terjadi apabila sistem menyerap kalor atau kalor berpindah dari lingkungan ke sistem.

Untuk mengubah CaCO₃(s) menjadi batu gamping (CaO) dan gas CO₂ diperlukan energi panas.

Persamaan termokimianya:

      CaCO₃(s) →  CaO(s) + CO₂(g) ΔH = +178,3 kJ

      Hakhir > Hawal

      Hakhir – Hawal > 0

      ΔH berharga positif 

digambarkan dalam diagram berikut

E. Persamaan Termokimia

tidak boleh dilupakan, kita harus menuliskan fase dari zat-zatnya, misalnya fase padat atau solid (s), fase cair atau aqueous (aq), fase gas (g) serta fase liquid (l) untuk pelarut murni. Simak baik-baik contoh penulisan persamaan termokimia berikut.

     Na(s) + ½ Cl₂(g) →  NaCl(s)          ΔH = - 411 kJ/mol

1. Entalpi Pembentukan Standar ( ΔHf  )

         ΔHf adalah besarnya perubahan entalpi (kalor) yang dibebaskan atau diserap pada pembentukan satu mol senyawa dari unsur-unsurnya.

Contoh ;

          H₂(g) + 1/2 O₂(g) →   H₂O(l)                        ΔH = -285,8 kJ mol-1

          H₂(g) + 12 O₂(g)  →   H₂O(g)                      ΔH  = -241,8 kJ mol-1

          C(s)  +  O₂ (g))  + 2H₂  →   CH₃OH(l)          ΔH  = - 238,6kJ/mol. 

Perubahan entalpi pembentukan KMnO₄ adalah perubahan entalpi dari reaksi:

          K(s) + Mn(s) + 2 O₂(g)  →    KMnO₄(s) ΔH = -813 kJ mol-1

Berdasarkan perjanjian, ΔHf unsur = 0 pada semua temperatur, 

misalnya:    ΔHfC = 0, ΔHfFe = 0, ΔHfO₂ = 0, ΔHfN₂ = 0.

2.  Entalpi Penguraian Standar ( ΔHd  )

         Perubahan entalpi penguraian standar merupakan kebalikan dari perubahan

entalpi pembentukan. ΔHd suatu zat adalah perubahan entalpi yang terjadi pada reaksi penguraian 1 mol zat menjadi unsur-unsur pada keadaan standar.

Contoh:

      H₂O(l) →  H₂(g) + 1/2 O₂(g)         ΔH = +285,8 kJ mol-1

      H₂O(g)  →  H₂(g) + 12 O₂(g)        ΔH   = +241,8 kJ mol-1

3.  Entalpi Pembakaran Standar ( ΔHc )

     Perubahan entalpi pembakaran, ΔHc adalah perubahan entalpi yang terjadi

pada pembakaran 1 mol unsur atau senyawa pada keadaan standar.

Apabila proses pembakaran senyawa hidrokarbon sempurna, akan dihasilkan gas CO₂ dan H₂O. Namun, apabila pembakaran senyawanya tidak sempurna, gas CO dan H₂O

Contoh:

       CH₄(g) + 2 O₂(g)  →  CO₂(g) + 2 H₂O(l)          ΔHc = -889,5 kJ

       C₂H₂(g) + 5/2 O₂(g)  →  2 CO₂(g) + H₂O(g)     ΔHc = -129,9 kJ

1. Berapa kJ panas yang dihasilkan oleh 1 tangki kendaraan bermotor yang bervolume 3,5 L, jika berat jenis bensin setelah dihitung secara kasar adalah 0,7 kg/L. ( ΔHc isooktana = -5460 kJ/mol, Mr isooktana = 114 kg/mol)

Penyelesaian:

Diketahui : Volume tangki kendaraan (v)= 3,5 L

                   Berat jenis bensin (ρ) = 0,7 kg/L

                   ΔHc isooktana = -5460 kJ/mol

Ditanyakan : Hc pada tangki kendaraan.

Jawab : 
       Nassa tangki kendaraan = 3,5L . 0,7 kg/L = 2,45 kg

       ΔHc tangki = mol . (-5450) kJ/mol

                         = 117127,19 kJ

       Jadi, panas yang dihasilkan adalah 117127,19 kJ

4. Entalpi Netralisasi Standar ( ΔHn = Standard Enthalpy of  Netralization)

        ΔHn adalah banyaknya kalor yang dibebaskan atau diperlukan untuk menetralkan 1 mol asam dengan basa atau sebaliknya

      2 NaOH(aq) + H₂SO₄(aq)   →    Na₂SO₄(aq) + H₂O(aq)       ΔH = - 57,27 kJ

F. Penentuan ΔH Reaksi

Perubahan H reaksi dapat ditentukan dengan beberapa cara, yakni dari hasil eksperimen, dari penerapan Hukum Hess, atau dengan data entalpi pembentukan dan energi ikatan. Salah satu cara yang digunakan untuk mengukur perubahan entalpi reaksi adalah dengan kalorimetri, yaitu proses pengukuran jumlah panas dari sistem reaksi menggunakan calorimeter

1. eksperimen

Prinsip kerja dari kalorimeter ini menggunakan Azas Black, yaitu jumlah kalor yang dilepas suatu benda sama dengan jumlah kalor yang diterima oleh benda lain, atau q dilepas = q diterima. Adapun besarnya transfer kalor tersebut tergantung pada faktor-faktor berikut.

a. jumlah zat

b. kalor jenis zat

c. perubahan suhu

d. kapasitas kalor dari kalorimeter

Rumus yang digunakan untuk menghitung jumlah kalor bila kalor dari kalorimeter diabaikan adalah sebagai berikut.

           q = m c Δt

Namun, bila kalor dari kalorimeter diperhitungkan, rumusnya menjadi:

           q = (m c Δt) + (C Δt)

Keterangan:

       q = kalor reaksi (J)

      m = massa zat( g)

       c = kalor jenis zat (J/g °C atau J/gK)

      Δt = perubahan suhu ( °C atau K)

       C = kapasitas kalor zat (J/ °C atau J/K)

Perlu diketahui juga, yang dimaksud dengan kalor jenis (c) adalah jumlah kalor yang dibutuhkan untuk menaikkan suhu 1 gram zat sebesar 1° C sedangkan kapasitas kalor adalah jumlah kalor yang dibutuhkan untuk menaikkan suhu suatu zat sebesar 1 °C atau 1

1.  10 g NaOH dimasukkan ke dalam kalorimeter yang berisi 150 g air. Jika kalor jenis air = 4,2 J/g °C dan selisih suhu sebelum dan sesudah reaksi 5 °C, maka hitunglah:

      a. Kalor pelarutan NaOH, bila jumlah kalor dari calorimeter diabaikan.

      b. Kalor pelarutan NaOH, bila menggunakan bejana aluminium dan tanpa mengabaikan        banyaknya kalor dari kalorimeter (kapasitas kalor dari kalorimeter = 9,1 kJ/ °C)

Penyelesaian:

Diketahui : 
        Massa NaOH = 10 g

        Massa H₂O = 150 g

       Massa larutan = 160 g

       c = 4,2 J/g °C

       C = 9,1 kJ/ °C

        t = 5 °C

Ditanyakan : q.

Jawab :

      a. Bila kalor dari kalorimeter diabaikan, maka:

               q = m c T

                  = 160 g 4,2 J/g °C 5 °C

                  = 3360 J

           Jadi, kalor pelarutan NaOH adalah 3360 J.

      b. q = q larutan NaOH – q kalorimeter.

Karena dalam pelarutan NaOH terjadi kenaikan suhu, maka sistem melepaskan kalor. Oleh karena itu, tanda untuk larutan NaOH negatif, sehingga:

       q = - (q larutan + q kalorimeter)

          = - (m c t larutan + C t kalorimeter)

         = -((160 g 4,2 J/g C 5 C) + (9,1 kJ/ °C .5 °C))

         = 3360 J+ 45500 J

         = 48860 J

Jadi, kalor pelaruan NaOH adalah 48860 J.

2. Berapakah jumlah kalor yang diterima 1 kg air bila dipanaskan dari suhu 20 °C menajadi 30 C? (diketahui kalor jenis air = 4,2 J /g °C)

Penyelesaian:

Diketahui : 
           m = 1 kg = 1000 g

            t= (30-20) C = 10 °C

           c = 4,2 J/g °C

Ditanyakan : q.

Jawab : 
       q = m c t

          = 1000g 4,2 J/g °C 10 C

          = 42 kJ

Jadi, kalor yang diterima 1 kg air sebesar 42 kJ.

3. 50 mL NaOH 0,1 M direaksikan dengan 50 mL CH₃COOH 0,1 M dalam kalorimeter yang terbuat dari aluminium (dengan kalor jenis aluminium = 9,0 kJ/ °C) Reaksi ini mengalami kenaikan suhu 4 °C. Bila kalor yang diserap aluminium diabaikan, hitunglah kalor reaksinya

(Berat jenis larutan dianggap 1 g/mL, c = 4,18 J/g °C)

Penyelesaian:

Diketahui : 
       VNaOH            = 50 mL

       [NaOH]            = 0,1 M

       V CH₃COOH   = 50 mL

      [CH₃COOH]     = 0,1 M

      C kalorimeter   = 9,0 kJ/ °C

      t                       = 4 °C

      larutan             = 1 g/mL

kalor yang diserap aluminium diabaikan.

Ditanyakan : q.

Jawab : 
       Vtotal = 50 ml + 50 ml = 100 ml

             m = Vtotal

                = 1 g/mL 100 mL

                = 100 g

             q = m c T

                = 100 g 4,18 J/g C 4 C

                = 1672 J

    Jadi, kalor reaksinya sebesar 1672 J

2. Berdasarkan Hukum Hess

    Perubahan entalpi reaksi kadang-kadang tidak dapat ditentukan secara langsung tetapi harus melalui tahap-tahap reaksi.Perubahan entalpi hanya bergantung pada keadaan awal dan keadaan akhir reaksi.

Reaksi langsung:

        S(s) + 3/2 O₂(g) → SO₃(g)        ΔH = - 395,72 kJ

Reaksi tak langsung, 2 tahap:

      1.   S(s) + O₂(g)  →  SO₂(g)                ΔH = -296,81 kJ

      2.   SO₂(g) + ½ O₂(g)   →  SO₃(g)      ΔH = - 98,96 kJ

Bila dijumlahkan:

               S(s) + 3/2 O₂(g)  →   SO₃(g)      ΔH = -395,72 kJ

Persamaan reaksi tersebut dapat dinyatakan dalam diagram tingkat energi atau diagram siklus

Tentukan harga entalpi dari reaksi:

        C(s) + 2 H₂(g) + ½ O₂(g) →    CH₃OH(g)

Bila diketahui:

       I. CH₃OH(g) + 2 O₂(g) →  CO₃(g) + 2H₂O(g)     ΔH = - 764 kJ

       II. C(s) + O₂(g)  →  CO₂(g)                                  ΔH = - 393,5 kJ

      III. H₂(g) + ½ O₂(g) →  H₂O(g)                             ΔH = - 241,8 kJ

Jawab:

        II. C(s) + O₂(g)   →  CO₂(g)                       ΔH = - 393,5 kJ.

       III. 2 H₂(g) + O₂(g)  →    2 H₂O(g)             ΔH = - 483,6 kJ

        I. CO₂(g) + 2H₂O(g) →   CH₃OH(g)           ΔH = + 764 kJ

        C(s) + 2 H₂(g) + 2O₂(g)  →   CH₃OH(g)     ΔH = + 113,1 kJ

3. Berdasarkan Entalpi Pembentukan Standar

         Data dari entalpi pembentukan standar dapat juga digunakan untuk menghitung ΔH reaksi (ΔHr). Zat-zat pereaksi mengurai membentuk unsur-unsurnya, kemudian unsur-unsur hasil uraian tersebut membentuk zat baru. Rumus yang digunakan adalah:
                  
                ΔHr = Σ Hf hasil reaksi – Σ Hf pereaksi

Perhatikan contoh perhitungan berikut.

1.  Tentukan ΔH reaksi pembakaran C₂H₆ jika diketahui:

ΔHf C₂H₆ = –84,7 kJ mol–1, ΔHf CO₂ = –393,5 kJ mol–1,  ΔHf H₂O = –285,8 kJ mol–1

Penyelesaian:

      C₂H₆(g) + 3 1/2 O₂(g)  →   2 CO₂(g) + 3 H₂O(l)

      ΔHr C₂H₆ = [2. ΔHfCO₂(g) + 3. ΔHfH₂O(l)] – [ΔHfC₂H6(g) + 3 1/2 . ΔHfO₂(g)]

                       = [2.(–393,5) + 3. (–285,8)] – [–84,7 + 0] = –1559,7 kJ

Jadi, ΔH pembakaran C2H₆ adalah –1559,7 kJ.1.

2. Tentukan entalpi pembakaran dari H₂S(g), bila entalpi pembentukan H₂S, H₂O, dan SO₂, berturut-turut = 20,6 kJ/mol; - 241,81 kJ/mol; dan – 296,81 kJ/mol.

Jawab:

Reaksi pembakaran H₂S adalah:

       H₂S(g) + ½ O₂(g) H₂O(g) + SO₂(g)

Hr = Σ Hf hasil reaksi – Σ Hf pereaksi

Hr = [ Hf H₂O(g) + Hf SO₂(g)] – [ Hf H₂S + Hf O₂]

        = [- 241,81 + (- 296,81)] kJ – [(-20,6) + 0] kJ

        = 518,02 kJ

Jadi, entalpi pembakarannya adalah 518,02 kJ

4. Berdsarkan energi ikatan

Adapun proses pemutusan dan pembentukan ikatan dapat digambarkan

sebagai berikut.

A – B(g) + C – D(g)  →   A – C(g) + B – D(g)

Secara umum, perhitungan entalpinya dirumuskan dengan:

ΔH reaksi = ∑E pemutusan ikatan – ∑E pembentukan ikatan

Dari rumus ini dapat ditentukan:

a. ΔH dari reaksi yang bersangkutan

b. energi ikatan rata-rata dari suatu molekul

c. energi disosiasi ikatan

.
contoh ;

Dengan menggunakan harga energi ikatan,

C– H = 415  kJ                       C – Cl =  330 kJ

Cl – Cl =  243 kJ                     H – Cl =  432 kJ

hitunglah ΔH reaksi:

CH₄(g) + 4 Cl₂(g)  →   CCl₄(g) + 4 HCl(g)

          H                                                          Cl

           I                                                           I

       

H   -   C    -  H   + 4[ Cl  -  Cl ]  à       Cl   -   C    -  Cl  +   4 [ H  -  Cl ]

           I                                                           I          

          H                                                         Cl

Penyelesaian:

Energi ikatan yang diputuskan:                  Energi ikatan yang dibentuk:

4.C – H   = 4 . 415 = 1.660 kJ                       4.C – Cl = 4 . 330 = 1.320 kJ

4.Cl – Cl = 4 . 243 =    972 kJ                       4.H – Cl = 4 . 432 = 1.728 kJ

                                 2.632 kJ                                                       3.048 kJ

ΔH reaksi = ∑E pemutusan ikatan – ∑E pembentukan ikatan

ΔH reaksi = 2.632 kJ – 3.048 kJ  = – 416 kJ

D. Kalor Pembakaran

        Kalor pembakaran adalah kalor yang dibebaskan apabila 1 mol bahan bakar

terbakar dengan sempurna dalam oksigen berlebihan

Contoh:

1CH₄(g) + 2 O₂(g)    →  CO₂(g) + 2 H₂O(l)       ΔH = -889 kJ