Kelas XI_smk_kimia_kesehatan_zulfikar

164Jika kita mengukur harga K dan besarnya belum mencapai Gambar 9.8. Perubahan tekananharga K pada saat kesetimbangan, berarti reaksi yang pada kestimbangan air dan uapdilakukan belum mencapai kesetimbangan. air dalam system tertutup9.3. Pergeseran Kesetimbangan Bagan 9.9. faktorͲfaktor yangDari sebuah eksperimen kesetimbangan air dan uap air mempengaruhi pergeserandalam bejana tertutup (Gambar 9.8), diketahui bahwapenambahan beban menyebabkan adanya tambahan kesetimbangantekanan yang berdampak pada penurunan volume bejana.Adanya reaksi diikuti oleh sistem kesetimbangan untukmengembalikan tekanan ke keadaan semula, yakni denganmenambah jumlah molekul yang beryubah ke fasa uap.Setelah tercapai kesetimbangan yang baru, jumlah air lebihsedikit dan uap air terdapat lebih banyak. Hal inimengindikasikan telah terjadi pergeseran kesetimbangan.Le Cathelier mencoba mencermati proses pergeserankesetimbangan, dan dia menyatakan; jika suatu sistemberada dalam keadaan setimbang, dan ke dalamnyadiberikan sebuah aksi, maka sistem tersebut akanmemberikan reaksi. Dalam kesetimbangan reaksi tersebutdilakukan oleh sistem dengan menggeser kesetimbangan.FaktorͲfaktor yang dapat mempengaruhi keadaankesetimbangan kimia adalah perubahan konsentrasi,volume, tekanan dan suhu.9.3.1. Pengaruh konsentrasiDalam keadaan kesetimbangan, jika konsentrasi salah satuzat ditingkatkan maka kesetimbangan akan bergeser kearahyang berlawanan dari zat tersebut Untuk lebih jelasnya, kitaperhatikan contoh reaksi dibawah ini: N2 + 3 H2 ⇄ 2 NH3Jika dalam keadaan kesetimbangan konsentrasi gas NH3 kitatambah. Hal ini menyebabkan reaksi peruraian NH3meningkat atau NH3 berubah menjadi gas N2 dan H2,sehingga mencapai kesetimbangan kembali. Sebaliknya jikagas NH3 kita kurangi, akan menyebabkan gas N2 dan gasH2 bereaksi lagi membentuk NH3 sampai mencapaikesetimbangan.9.3.2. Pengaruh SuhuSecara kualitatif pengaruh suhu dalam kesetimbangan kimiaterkait langsung dengan jenis reaksi eksoterm atau reaksiendoterm. Jika pada reaksi kesetimbangan kita naikansuhunya, maka reaksi kimia akan bergeser kearah reaksiyang membutuhkan panas (Bagan 9.9).Kimia Kesehatan, Direktorat Pembinaan Sekolah Menengah Kejuruan 2007

165Kita ambil contoh di bawah ini. CO + 2 H2 ⇄ CH3OH ѐH = Ͳ22 kkal.Jika pada reaksi kesetimbangan pada pembentukan Metanol, suhu kitanaikan, maka reaksi akan berubah ke arah peruraian metanol menjadi gasCO dan gas Hidrogen. Mengingat reaksi peruraian metanol membutuhkanpanas atau endoterm. CH3OH ⇄ CO + 2 H2 ѐH = +22 kkal.Menaikan suhu, sama artinya kita meningkatkan kalor atau menambahenergi ke dalam sistem, kondisi ini memaksa kalor yang diterima sistemakan dipergunakan, oleh sebab itu reaksi semakin bergerak menuju arahreaksi endoterm.9.3.3. Pengaruh volume dan tekananUntuk reaksi dalam fasa cair perubahan volume menyebabkan perubahankonsentrasi. Peningkatan volume menyebabkan penurunan konsentrasi,ingat satuan konsentrasi zat adalah mol/L, banyaknya zat dibagi beratmolekulnya di dalam 1 Liter larutan.Demikian pula reaksi dalam fasa gas, volume gas berbanding terbalikterhadap tekanan, peningkatan volume menyebabkan penurunan tekanan.Di sisi lain, tekanan berbanding lurus terhadap mol gas, seperti yangditunjukan dalam persamaan gas ideal : pV nRTdimana p nRT Vp = tekanan,V = VolumeN = mol gasR = tetapan gasT = Suhu dalam KDari persamaan di atas akan tampak bahwa dengan memperkecil tekanansama dengan memperbesar volume, dan perubahan tekanan sama denganperubahan konsentrasi (n/V).Sedangkan untuk tekanan gas total Ptot PA  PB  PC  .... PA nA RT VDalam sistem kesetimbangan peningkatan volume gas tidakmempengaruhi kesetimbangan jika jumlah koofisien reaksi sebelum dansesudah adalah sama. H2(g) + I2(g) ⇄ 2 HI(g)Kimia Kesehatan, Direktorat Pembinaan Sekolah Menengah Kejuruan 2007

166Koofisien gas H2 dan I2 adalah 1 (satu), total sebelah Bagan 9.10. Perhitungan harga Kpkoofisien sebelah kiri adalah 2 (dua). Koofisien untuk untuk pembentukan asam iodida darigas HI adalah 2 (dua), sehingga koofisien sebelah kiridan kanan tanda panah adalah sama. Peningkatan H2 dan I2, dimana komposisivolume 2 kali lebih besar tidak memberikan perubahan konsentrasi adalah 1 mol/L, 1 mol/Lterhadap rasio konsentrasi antara sebelah kanan dansebelah kiri tanda panah, mula konsentrasi : dan 2 mol/L, dimana tekanan totalnya 2 atm dan Volume H2(g) + I2(g) ⇄ 2 HI(g) diperbesar menjadi 2 liter. n/V n/V 2n/VV diperbesar 2n/2V n/2V n/2VOleh karena rasio koefisien tetap sehingga tekananpunmemiliki rasio yang tetap.Untuk lebih mudahnya perhatikan contoh soal danpenyelesaian pada bagan 9.10.Dalam kasus yang berbeda, jika dalam kesetimbangankoofisien sebelum dan sesudah reaksi tidak sama, makapenurunan volume dapat menyebabkan reaksi bergesermenuju koofisien yang lebih kecil dan sebaliknya jikavolume diperbesar kesetimbangan akan bergerak kearah jumlah koofisien yang lebih besar sesuai denganpersamaan reaksi di bawah ini: N2 + 3 H2 ⇄ 2 NH3Jika volume diperkecil komposisi konsentrasi di sebelahkiri tanda panah menjadi lebih besar sehingga (ataukonsentrasi lebih pekat), dan reaksi bergeser ke arahpembentukan gas amoniak. Demikian pula sebaliknyajika volume diperbesar, terjadi reaksi peruraian dariamoniak menghasilkan gas Nitrogen dan Hidrogen ataudengan kata lain reaksi kesetimbangan bergeser ke kiriyaitu penguraian NH3 menjadi N2 dan H2.9.3.4. KatalisatorUntuk mempercepat proses kesetimbangan kimia,sering dipergunakan zat tambahan lain yaitu katalisator.Dalam proses reaksi, katalisator berperanmempercepat reaksi yang berlangsung, pada akhirreaksi katalisator akan terbentuk kembali. Katalisatordalam dunia industri umumnya logam, namun dalammakhluk hidup katalisator didapat dari dalam tubuhnyayang dikenal dengan dengan biokatalisator atau enzim.Kimia Kesehatan, Direktorat Pembinaan Sekolah Menengah Kejuruan 2007

1679.4. DisosiasiBanyak senyawa dalam suhu kamar terurai secara Bagan 9.11 Contoh soal disosiasispontan dan menjadi bagianͲbagian yang lebih untuk sulfur trioksidasederhana, peristiwa ini dikenal dengan istilah disosiasi.Reaksi disosiasi merupakan reaksi kesetimbangan,beberapa contoh reaksi disosiasi sebagai berikut: N2O4 (g) ⇄ 2 NO2 (g) NH4Cl (g) ⇄ NH3 (g) + HCl(g)Ukuran banyaknya zat yang terurai dalam proses disosiasidinyatakan dalam notasi D = derajat disosiasi, denganpersamaan :D banyaknya.zat.terurai banyaknya.zat.mula  muladerajat disosiasi memiliki harga 0 d D d 1.Untuk lebih mudahnya kita perhatikan contoh sepertipada bagan atau Bagan 9.11.9.5. Aplikasi kesetimbangan kimia dalam industriDalam dunia industri, kesetimbangan kimia banyakdipergunakan khususnya dalam pembuatan gas maupunprodukͲproduk industri lainnya. Proses Haber,merupakan proses pembuatan amoniak dari gas Nitrogendan Hidrogen. N2 + 3 H2 ⇄ 2 NH3 ѐH = Ͳ22.13 kkalPersamaan ini mengindikasikan bahwa 2 mol amoniakterbentuk dari 1 mol gas N2 dan 3 mol gas H2, daripersamaan ini juga mengindikasikan bahwa reaksi adalaheksoterm, sehingga amoniak akan terbentuk dengan baikpada suhu rendah. Namun pada suhu rendah reaksiberjalan lambat. Usaha untuk meningkatkan jumlahdengan kecepatan yang cukup dilakukan denganmengatur tekanan dan suhu dan menambahkankatalisator.Untuk proses yang optimal didapat dengan mengatursuhu sebesar 500oC dan dengan tekanan 350 atm,dengan kondisi ini didapatkan produk amoniak sebesar30%.Proses KontakProses kontak dipergunakan oleh industri untukmemproduksi asam sulfat. Proses berlangsung dalam duatahap reaksi.Kimia Kesehatan, Direktorat Pembinaan Sekolah Menengah Kejuruan 2007

Tahap pertama, pembentukan gas belerang trioksida: 168 2SO2(g) + O2(g) ⇄ 2 SO3(g) ѐH = Ͳ94.97 kkal Bagan 9.12. Pemanfaatan kesetimbangan kimia dalamdilanjutkan dengan melarutkan gas belerang trioksida kedalam air, sesuai dengan reaksi: industri SO3(g) + H2O(g) ⇄ H2SO4 (l)Belerang trioksida merupakan produk yang vital sebagaibahan pembentuk asam sulfat. Dari persamaan reaksi diatas diketahui reaksi bersifat eksoterm. Reaksi lebihbaik berlangsung pada suhu rendah, namun reaksi iniberjalan sangat lambat. Untuk mempercepat reaksipembentukan belerang trioksida dipergunakankatalisator Vanadium oksida (V2O5) dan berlangsungpada suhu 400oC.Dalam industri makanan, reaksi kesetimbangan jugaberlangsung, seperti pada pembuatan tape, danminuman beralkohol, perhatikan bagan 9.12.Pada prinsipnya yang dipergunakan adalah ragi ataujamur, selanjutnya ragi menghasilkan enzimpembongkar karbohidrat membentuk molekul kecilglukosa dan fruktosa. Namun dalam prosesnya jugadihasilkan senyawaͲsenyawa lain seperti alkohol,aldehid yang menyebabkan aroma minuman atau tapemenjadi harum. Selain itu enzim juga dapatmengoksidasi secara sempurna dan dihasilkan asamͲasam karboksilat. Sehingga kita juga rasakan tape yangterasa asam. Jika kita coba mencermati, maka kitadapat menemukan bahan makanan atau bumbu masakyang lain yang merupakan produk hasil dari reaksikesetimbangan dan juga zatͲzat yang berfungsi sebagaikatalisator.9.6. Kesetimbangan kelarutanKesetimbangan kelarutan terkait dengan peristiwapelarutan sebuah zat. Misalnya kita melarutkan garamke dalam sebuah gelas yang berisi air, pertama kitatambah 1 gram garam, dimasukan dan diaduk dangaram larut. Jika kita tambahkan terus menerus, garamtidak larut lagi dan kita katakan larutan lewat jenuh.Berkaitan dengan kelarutan terdapat tiga keadaan yangdapat kita temui yaitu Larutan tidak jenuh, larutan tepatjenuh dan larutan lewat jenuh.Pada saat pertama zat padat yang kita tambahkan kedalam pelarut akan mudah larut.Kimia Kesehatan, Direktorat Pembinaan Sekolah Menengah Kejuruan 2007

Larutan tepat jenuh adalah keadaan kesetimbangan 169dimana jika terjadi penambahan zat terlarut makaterjadi pengendapan, demikian pula jika kita tambahkan Gambar 9.13. Keadaan dalamsedikit saja pelarut maka zatͲzat dengan mudah proses pelarutan zatmelarut. Pada keadaan ketiga terjadi pengendapan atauzat tidak larut jika kita tambahkan. Ketiga kondisi inidisederhanakan pada Gambar 9.13.Keadaan ini dapat kita tuliskan, misalnya larutan garamdalam air akan terionisasi, LA ⇄ L+ + AͲDalam keadaan kesetimbangan berlaku, K [L ].[ A ] K.[LA] [L ].[ A ] [LA] K sp LA [L ].[A ]Ksp (Hasil kali kelarutan) adalah hasil kali konsentrasi ionͲion dalam larutan tepat jenuh dan tiap konsentrasinyadipangkatkan dengan koofisien reaksinya. Variable [L+]dan [AͲ] adalah konsentrasi ion dalam adalah mol/LUntuk reaksi garam yang lebih kompleks, misalnya LA ⇄ a L+ + b AͲMaka persamaan untuk KspͲnya adalah : K sp LA [L ]a .[ A ]bjika Ksp > [L+]a . [AͲ]b ; larutan tidak jenuhjika Ksp = [L+]a . [AͲ]b ; larutan tepat jenuhjika Ksp < [L+]a . [AͲ]b ; larutan lewat jenuhPerhatikan Gambar 9.13.Kimia Kesehatan, Direktorat Pembinaan Sekolah Menengah Kejuruan 2007

170RANGKUMAN 1. Dalam keadaan kesetimbangan reaksi berlangsung dalam dua arah, yaitu arah pembentukan dan arah penguraian. 2. Kesetimbagan kimia mudah terjadi dalam system tertutup. Reaksi umum dari kesetimbangan; aA + bB ⇄ cC + dD dan berlaku energi bebas Gibbs ѐG = 0, dimana 'G 'G 0  RT ln K 'G 0 RT ln K 3. Reaksi kesetimbangan ada dua jenis yaitu reaksi kesetimbangan homogeny dan heterogen. 4. Persamaan untuk reaksi dalam fasa gas maka kita gunakan tekanan parsial dari masingͲmasing zat dengan persamaan: Kp p(C)c . p(D)d p( A)a . p(B)b 5. Jika reaksi dalam fasa larutan, kita gunakan konsentrasi zat dengan persamaan: Kc [C]c .[D]d [ A]a [B]b 6. Le Cathelier menyatakan. jika suatu sistem berada dalam keadaan setimbang dan kedalamnya diberikan sebuah aksi, maka sistem tersebut akan memberikan reaksi. 7. FaktorͲfaktor yang dapat mempengaruhi kesetimbangan kimia meliputi; konsentrasi, volume, tekanan dan temperatur. 8. Untuk mempercepat proses kesetimbangan kimia, sering dipergunakan zat tambahan lain untuk mempercepat zat tersebut adalah katalisator. 9. Disosiasi adalah peristiwa terurainya senyawa secara spontan menjadi bagianͲbagian yang lebih sederhana dalam suhu kamar 10. Ukuran banyaknya zat yang terurai dalam proses disosiasi dinyatakan dalam notasi D = derajat disosiasi, dengan persamaan : D banyaknya.zat.terurai banyaknya.zat.mula  mula 11. Aplikasi kesetimbangan kimia dalam industri x Pembuatan gas dalam industri x Produksi asam sulfat dengan proses kontak x Pembuatan makanan, misal tape x Pembuatan minuman beralkohol,dsb.Kimia Kesehatan, Direktorat Pembinaan Sekolah Menengah Kejuruan 2007

171Pilihlah salah satu jawaban yang paling tepat UJI KOMPETENSI1. Dari reaksi dengan persamaan : m A + n B ⇄c C + d D, K sangat kecil berarti: A. C dan D yang terbentuk banyak sekali B. C dan D yang terbentuk sedikit sekali C. B dan C yang bereaksi banyak sekali D. A dan D sama jumlahnya2. Pada kesetimbangan 3H2(g) + N2(g) ⇄ 2 NH3(g) untuk memperoleh NH3 sebanyakͲbanyaknya dpat dilakukanA. tekanan diperbesarB. tekanan diperkecilC. Konsentrasi N2 dikurangiD. Volume diperbesar3. Dalam bejana 1 Liter dipanaskan gas SO3 sebanyak 0.25 mol dan terurai menjadi SO2 dan O2, ketika kesetimbangan rasio gas SO2 : O2. maka gas SO3 yang bereaksiA. 33.3%B. 50%C. 66.67%D. 75%4. Reaksi pembuatan SO3, dengan persamaan reaksi 2 SO2 + O2 ' 2 SO3(g) ѐH = Ͳ44.5 kkal, reaksi berlangsung dengan baik jika;A. Suhu diperbesarB. Suhu diperkecilC. Konsentrasi O2 dikurangiD. Volume diperbesar5. Bejana bervolume 1 liter diisi dengan 4 mol NO2 dan membentuk kesetimbangan dengan persamaan 2 NO2 + O2 ⇄ 2 NO3(g) ѐH = + 180.66 kJ, dan terbentuk gas O2 sebanyak 1 mol maka harga K,A. 1B. 0.75C. 0.5D. 0.256. Untuk reaksi kesetimbangan N2 + O2 ⇄ 2 NO(g) kesetimbangan bergeser ke kiri, jika A. suhu diperbesar B. tekanan diperkecil C. Volume diperbesar D. Konsentrasi N2 dikurangiKimia Kesehatan, Direktorat Pembinaan Sekolah Menengah Kejuruan 2007

1727. Dari reaksi kesetimbangan : 2 X(g) ⇄ 3 Y(g) jika harga Kp = 0.5, dimana harga pX adalah 4 atm, maka pY A. 1 atm B. 2 atm C. 3 atm D. 4 atm8. Dari reaksi CO(g) + H2O (g) ⇄CO2(g) + H2 (g) Jika tersedia 1 mol CO(g) dan H2O (g) dan pada saat kesetimbangan tersisa 0.2 mol CO(g) maka K: A. 4 B. 9 C. 16 D. 209. Tetapan kesetimbangan adalah 4 untuk reaksi 2 A(g) + B(g) ⇄ C(g) + D(g), jika volume diubah menjadi ½ nya, maka harga K akan menjadi A. 4 B. 8 C. 2 D. ½10. Jika dalam labu 5 liter terdapat 4 mol asam iodida, 0.5 mol Iodine dan 0.5 mol gas Hidrogen, dalam keadaan seimbang, maka harga K A. 4 B. 16 C. 32 D. 6411. Dari reaksi 2 A(g) ⇄ C(g) + D(g), jika tenanan zat A mulaͲmula 2 atm dan pada saat kesetimbangan didapatkan tekanan C dan D adalah 1 atm, maka harga Kp adalah : A. 1 atm B. 2 atm C. 3 atm D. 4 atmKimia Kesehatan, Direktorat Pembinaan Sekolah Menengah Kejuruan 2007

173Kesetimbangan Larutan UJI KOMPETENSI1. Garam dengan kelarutan yang paling besar dengan harga Ksp A. 10Ͳ10 B. 10Ͳ11 C. 10Ͳ12 D. 10Ͳ132. Jika kelarutan Garam CaF2 dalam air s mol/L, maka harga Ksp garam ini adalah A. ½ s2 B. 1/s3 C. ¼ s4 D. 4 s33. Kelarutan PbI2 adalah 1.5 x 10Ͳ3 mol/L, maka harga Kspnya adalah : A. 1.25 . 10Ͳ3 B. 3.0 . 10Ͳ6 C. 4.5 . 10Ͳ9 D. 12.5 . 10Ͳ124. Suatu garam dalam air memberikan endapan jika ditambahkan ion sulfat dan klorida adalah larutan garam a. AgNO3 b. Ba(NO3)2 c. Pb(NO3)2 d. CaCl25. Harga Ksp untuk Mg(OH)2 adalah 1.2 x 10Ͳ11, jika larutan MgCl2 sebanyak 2 M, ditambahkan NaOH, Mg(OH)2 dapat membentuk endapan. A. pH 12 B. pH 9 C. pH 6 D. pH 36. Diketahui harga Ksp dari senyawa berikut AgCl = 10Ͳ10, AgI = 10Ͳ16 Ag2S = 10Ͳ49 dan Ag2CrO4 = 10Ͳ12 Dari senyawa di atas, senyawa mana yang paling sukar larut A. AgCl B. Ag2CrO4 C. AgI D. Ag2S7. Kelarutan Ag3PO4 = a mol/L, maka Kspnya A. 9 a3 B. 27 a4 C. 12 a2 D. 3a6Kimia Kesehatan, Direktorat Pembinaan Sekolah Menengah Kejuruan 2007

1748. Suatu larutan garam PbNO3, Mn(NO3)2 dan Zn(NO3)2 dengan konsentrasi 0.01 M, selanjutnya ditambahkan NaOH padat sehingga pHnya menjadi 8, jika Ksp masingͲmasing zat adalah Pb(OH)2 =2.8.10Ͳ16, Mn(OH)2 = 4.5 . 10Ͳ14 dan Zn(OH)2 = 4.5 . 10Ͳ 17, maka yang membentuk endapan adalah : A. PbNO3 B. Mn(NO3)2 C. PbNO3 dan Mn(NO3)2 D. Zn(NO3)29. Kelarutan L(OH)2 = 5 x 10Ͳ4 mol/L, maka larutan jenuh basa tersebut memiliki pH sebesar A. 13 B. 12 C. 11 D. 1010. Tetapan hasil kali kelarutan AgN3, Pb(N3)2 dan SrF2 adalah sama, maka kelartuannya adalah A. AgN3 = Pb(N3)2 = SrF2 B. AgN3 > Pb(N3)2 > SrF2 C. AgN3< Pb(N3)2 > SrF2 AgN3 < Pb(N3)2 = SrF2Kimia Kesehatan, Direktorat Pembinaan Sekolah Menengah Kejuruan 2007

175 Bab 10. Kecepatan reaksi Dan EnergiStandar Kompetensi Kompetensi DasarMengidentifikasi factorͲfaktor Menentukan laju reaksi dan orde reaksiyang mempengaruhi laju reaksi Menjelaskan factorͲfaktor yang mempengaruhi laju reaksiMenentukan perubahan entalpi Menjelaskan entalpi dan perubahan entalpiberdasarkan konsep Menentukan eltalpi dan perubahan entalpi reaksitermokimia Menentukan kalor pembakaran berbagai bahan bakarTujuan Pembelajaran1. Siswa dapat mendefinisikan kecepatan reaksi berdasarkan perubahankonsentrasi terhadap perubahan waktu2. Siswa dapat mengenal tahap penentu kecepatan reaksi3. Siswa dapat menetapkan orde suatu reaksi4. Siswa mampu menjelaskan faktorͲfaktor yang mempengaruhi laju reaksi5. Siswa dapat mendeskripsikan peran energy dalam sebuah reaksi kimia6. Siswa dapat membedakan jenis reaksi kimia berdasarkan keterlibatan energi dalam reaksi7. Siswa dapat menetapkan entalpi reaksi berdasarkan Hukum Hess8. Siswa dapat menetapkan entalpi reaksi berdasarkan energy ikat9. Siswa dapat menetapkan kalor pembakaran dari berbagai bahan bakar10.1. Kecepatan Reaksi Gambar 10.1. Besarnya Energi aktifasi dalam reaksi eksoterm danDalam kehidupan sehariͲhari segala sesuatu yangberubah selalu menjadi pertanyaan kapan perubahan itu endotermselesai, jika tidak tentu pertanyaan selanjutnya munculberapa kecepatan perubahan. Kita ambil contoh lain,misalnya jika kita mengendarai mobil dari kota Jember kekota Surabaya yang berjarak 200 km. Jika kita tahu waktuyang dibutuhkan misalnya 4 jam, maka kita mengetahuikecepatan rataͲrata, atau sebaliknya jika kita mengetahuikecepatan rataͲrata, kita dapat memprediksi waktu yangdibutuhkan.Informasi tentang kecepatan berlangsungnya suatu reaksiamat penting diketahui, misalnya bagi industri dapatmemprediksi jumlah produk, lama waktu produksi danmungkin sampai dengan jumlah karyawan yangdibutuhkan dalam sebuah pabrik.Untuk meninjau kecepatan reaksi, mari kita lihat terlebihdahulu bagaimana suatu reaksi berlangsung.Kimia Kesehatan, Direktorat Pembinaan Sekolah Menengah Kejuruan 2007

176Reaksi berlangsung karena adanya partikelͲpartikel, atomatau molekul yang bertumbukan dan tidak semuatumbukan menghasilkan reaksi, hanya tumbukan denganenergi yang cukup yang dapat menghasilkan reaksi.Energi tersebut dikenal dengan Energi aktifasi dandidefinisikan sebagai energi kinetik minimum yang harusdimiliki atau diberikan kepada partikel agar tumbukannyamenghasilkan sebuah reaksi. Dalam Hubungannyadengan energi atau ѐH, maka enegi aktifasi bukan bagiandari energi tersebut seperti dapat kita lihat pada dua jenisreaksi eksoterm dan endoterm pada Gambar 10.1.Untuk lebih mudah memahami perhatikan persamaan Gambar 10.2. Perubahanreaksi sebagai berikut : konsentrasi zat A dan Aї B meningkatnya konsentrasi dalam selang waktuPada awal reaksi, yang ada hanya zat A, sedangkan zat Bbelum terbentuk. Selama reaksi berjalan, secara Gambar 10.3. PerubahanperlahanͲlahan zat A berkurang, dan zat B terbentuk atau konsentrasi zat A danbertambah. Secara grafik dapat kita sederhanakan padaGambar 10.2. Untuk lebih mudah memahami perhatikan meningkatnya konsentrasi dalampersamaan reaksi sebagai berikut : selang waktu Aї BPada awal reaksi, yang ada hanya zat A, sedangkan zat Bbelum terbentuk. Selama reaksi berjalan, secaraperlahanͲlahan zat A berkurang, dan zat B terbentuk ataubertambah. Secara grafik dapat kita sederhanakan padaGambar 10.3. Sehingga kita dapat katakan bahwakecepatan reaksi adalah berkurangnya konsentrasi zat Adalam selang waktu tertentu, dengan persamaan :V  '[ A] 'tdimana V = kecepatan dalam mol/L.sѐ[A] = penurunan konsentrasi zat A dalam mol/Lѐt = Selang waktu dalam detikKecepatan reaksi dapat kita ubah dalam satuankonsentrasi B, yaitu bertambahnya konsentrasi zat Bdalam selang waktu tertentu. Jika kita rumuskan :V '[ B ] 'tdimana V = kecepatan dalam mol/L.sѐ[B] = pertambahan konsentrasi zat B dalam mol/Lѐt = selang waktu dalam detikKimia Kesehatan, Direktorat Pembinaan Sekolah Menengah Kejuruan 2007

177Guldenberg dan Waage mengamati kecepatan reaksi dan Gambar 10.4. Kecepatan menurutdan menyatakan bahwa kecepatan reaksi bergantung Guldenberg dan Waagepada konsentrasi dari zat yang bereaksi. Hubungan inidirumuskan “Kecepatan reaksi pada sistem homogen(satu fase) berbanding langsung dengan konsentrasi zatͲzat yang bereaksi dipangkatkan dengan koefisien masingͲmasing zat yang bereaksi sesuai dengan persamaanreaksinya” (lihat Gambar 10.4).Perhatikan persamaan reaksi dibawah ini : aA+їbBMaka menurut Guldenberg dan Waage, kecepatan reaksizat A dan B menjadi zat C dan D adalah: V k.>A@aV = kecepatan reaksik = konstanta kecepatan reaksi[A] dan [B] = konsentrasi zat A dan zat Ba dan b = koefisien zat A dan zat B dalam persamaanreaksi.10.2. Tahap ReaksiBerlangsungnya reaksi kimia umumnya terjadi dalambeberapa tahap reaksi, misalnya pada oksidasi gas HBr :4 HBr(g) + O2(g) ї 2 H2O(g) + Br2(g)Persamaan reaksi diatas menunjukan bahwa reaksi akanberlangsung apabila 4 molekul HBr bertumbukansekaligus dengan satu molekul O2. Tetapi tumbukanseperti ini kecil sekali kemungkinannya terjadi.Tumbukan yang mungkin terjadi adalah tumbukan antaradua molekul, yaitu antara 1 molekul HBr dan 1 molekulO2. Deangan cara fikir ini, maka reaksi berlangsungmelalui beberapa tahap.Dari reaksi diatas, tahapan reaksinya adalah: Tahap I : HBr + O2 ї HOOBr (lambat) Tahap II : HBr + HOOBr ї 2 HOBr (cepat) Tahap III : 2 HBr + 2 HOBr ї 2 H2O + Br2 (cepat) 4 HBr + O2 ї 2 H2O + Br2Kimia Kesehatan, Direktorat Pembinaan Sekolah Menengah Kejuruan 2007

178Dari contoh diatas terlihat bahwa kecepatan reaksi Tabel 10.1. Tingkat reaksi atau ordeditentukan oleh kecepatan terbentuknya HOOBr yaitu reaksi hasil eksperimenreaksi yang berlangsung paling lambat. Jadi dapatdisimpulkan bahwa kecepatan reaksi secara keseluruhanditentukan oleh tahap yang paling lambat pada reaksitersebut, tahap yang paling lambat ini disebut tahappenentu kecepatan reaksi.10.3. Tingkat Reaksi Persamaan reaksi RumusDefinisi menurut Guldenberg dan Waage, “Kecepatan kecepatanreaksi pada sistem homogen (satu fase) berbandinglangsung dengan konsentrasi zatͲzat yang bereaksi Reaksi Tingkat 1 (satu)dipangkatkan dengan koefisien masingͲmasing zat yangbereaksi sesuai dengan persamaan reaksinya” 2 H2O2 ĺ 2 H2O + O2 V = k [H2O2] Reaksi Tingkat 2 (dua)Definisi ini menekankan pada konsentrasi danpangkatnya yang berasal dari koofisien reaksi. Jumlah 2 HI(g) ĺ H2(g) + I2(g) V = k [HI]2dari pangkat zatͲzat yang bereaksi disebut dengan Tingkat Reaksi Tingkat 3 (tiga)reaksi. Perhatikan contoh dari persamaan reaksi dibawahini: 2H2(g) + 2NO(g)ĺ2H2O(g) V=k[H2] [NO]2 + N2(g) H2(g) + I2(g) ї 2 HI(g)Kecepatan reaksinya adalah: V = k [H2] [I2]ZatͲzat yang bereaksi adalah H2 dan I2 masingͲmasing zatmemiliki pangkat 1. Jumlah pangkat dari kedua zattersebut adalah 2, dan tingkat reaksinya adalah dua.Untuk lebih mudah kita memahaminya, kita coba bahascontoh yang lannya, Misalkan diketahui kecepatan suatureaksi adalah: V = [A]2 [B]3Dari persamaan ini kita dapat simpulkan bahwa tingkatreaksinya adalah 5 (berasal 2 + 3 dari pangkat [A] +pangkat [B]). Secara parsial reaksi adalah tingkat duaterhadap zat A dan reaksi tingkat tiga terhadap zat B.Pada umumnya penentuan tingkat suatu reaksi tidakdapat ditentukan langsung dari persamaan reaksinya,tapi ditentukan melalui eksperimen, lihat Tabel 10.1.Perhitungan kecepatan reaksi dapat dilakukan denganmelihat harga ѐ[C] yang didukung oleh data eksperimen,misalnya; kecepatan reaksi sebuah reaksi meningkat 2(dua) kali untuk setiap terjadi kenaikan temperatur 10oC,Berapa kali lebih cepat jika kita membandingkan reaksiyang berlangsung pada suhu 100oC dengan 20oC.Kimia Kesehatan, Direktorat Pembinaan Sekolah Menengah Kejuruan 2007

179Penyelesaian contoh soal ini, Bagan 10.5. Contoh penyelesaianPerubahan suhu ( 100 – 20 ) = 80oC soal untuk penentuan tetapanSetiap 10oC naik = 2 kali lipat, kecepatan reaksiUntuk 80oC : 28 kali : 256 kali lipat lebih cepat.Untuk perhitungan harga k yang dapat dilakukan denganbeberapa persamaan dibawah iniUntuk tingkat reaksi 1 (satu) 2,303log C Ao k.t C At k 0,693 t 0.5dimanaCAo : konsentrasi zat mulaͲmulaCAt : konsentrasi setelah bereaksi selama waktu tt : waktu (detik)t½ : waktu paruh, adalah waktu yang diperlukan oleh separuh dari jumlah zat untuk bereaksi.Untuk tingkat reaksi 2 (dua) 1  1 k .tC At C Ao k1 C Ao .t 0.5Perhatikan Contoh soal dibawah iniDiketahui dalam sistem yang homogen dalam ruang 4Liter terdapat 40 gram zat A (Mr = 20) dan 96 gram zat Bdengan Mr = 32. dalam ruang tersebut berlangsung reaksimenurut persamaan reaksi A + 2B ї C + DJika tetapan kecepatan reaksi k = 0.5, tentukan a. kecepatan reaksi mulaͲmula b. kecepatan reaksi ketika zat A tinggal separuhPenyelesaian pada Bagan 10.5.10.4. Faktor-faktor kecepatan reaksiBerlangsungnya sebuah reaksi banyak dipengaruhi olehberbagai faktor seperti, luas permukaan zat yangbereaksi, konsentrasi zat yang bereaksi, suhu, tekanandan volume serta katalisator.Kimia Kesehatan, Direktorat Pembinaan Sekolah Menengah Kejuruan 2007

18010.4.1. Luas permukaan Gambar 10.6. Luas permukaan zat sangat berpengaruh padaUntuk memahami pengaruh luas permukaan suatu zat kecepatan reaksidapat diikuti dengan cara membandingkan prosespelarutan. Jika kita melarutkan gula dalam bentuk Bagan 10.11. Contoh kasusbongkahan dengan yang berbentuk kristal halus, mana pengaruh peningkatan konsentrasiyang lebih cepat larut ?. pada kecepatan reaksiKita sepakat bahwa kristal halus lebih cepat melarut, halini terjadi karena pada kristal halus luas permukaan lebihbesar dan menyebabkan tumbukan antara molekul guladan air lebih mungkin terjadi. Sehingga kecepatan reaksilebih besar pula (lihat Gambar 10.6).10.4.2. KonsentrasiPengaruh konsentrasi dapat kita perjelas denganmereaksikan zat A dan zat B. Zat tersebut akanmengalami tumbukan antara partikelnya dan terjadireaksi. Makin besar konsentrasi tersebut makin banyakpartikelͲpartikelnya. Hal ini sangat memungkinkan untukmeningkatkan jumlah tumbukan persatuan waktunya.Sehingga semakin besar konsentrasinya akanmeningkatkan kecepatan reaksi.Dalam sebuah eksperimen reaksi antara gas hidrogen dangas nitrogen monoksida dengan reaksi :2 H2(g) + 2 NO(g) Š 2 H2O(g) + N2 (g)Diperoleh kecepatan reaksinya v = k [H2].[NO]2Ketika eksperimen diubah dimana konsentrasi nitrogenmonoksida diperbesar 2 kali lipat, maka kecepatanreaksipun berubah besarnya, perhatikan Bagan 10.11.10.4.3. SuhuSecara umum, kecepatan reaksi bertambah besar jikasuhu reaksi kita naikan, lebih mudah melarutkan satusendok gula ke dalam satu gelas air panas, dibandingkandengan melarutkan satu sendok gula ke dalam satu gelasair es.Hal ini disebabkan karena meningkatnya suhu akanmeningkatkan energi kinetik molekulͲmolekul yangbereaksi. MolekulͲmolekul dengan energi kinetik yangbertambah ini bila saling bertumbukan akanmenghasilkan energi tumbukan yang cukup besar untukmemutuskan ikatanͲikatan antara atomͲatom dalammolekul tersebut, sehingga terjadi reaksi.Kimia Kesehatan, Direktorat Pembinaan Sekolah Menengah Kejuruan 2007

181Berdasarkan persamaan reaksi, kecepatan reaksi T1 > T2ditentukan oleh harga k yaitu tetapan kecepatanreaksi. Harga k sangat tergantung oleh besarnyaenergi aktifasi dan suhu. Energi aktifasi didefinisikansebaga energi terendah yang diperlukan untukmencari keadaan dimana reaksi dapat berlangsung,lihat Gambar 10.12.Hubungan antara tetapan kecepatan reaksi ini dengankenaikan suhu dirumuskan oleh Archenius sebagaiberikut: k Ae  Ea RTk = konstanta kecepatan reaksi Gambar 10.12. Pelarutan kristal gulaA = tetapan Archenius dalam air yang suhu T1>T2.Ea = energi pengaktifanR = tetapan gas umum Gambar 10.13. Penurunan EnergiT = suhu mutlak aktifasi oleh sebuah katalisatorArhenius juga mengamati didalam eksperimennyakhusus reaksiͲreaksi yang berlangsung padatemperatur dibawah 300oC, kenaikan suhu sebesar10oC akan menaikkan tetapan kecepatan reaksimenjadi dua kali, sehingga kecepatan reaksinyapunmeningkat dua kali.10.4.4. KatalisatorFaktor lain yang mempengaruhi kecepatan reaksiadalah katalisator. Proses berlangsung reaksi denganadanya katalisator dikenal dengan proses kalisa.Katalisator dalam reaksi kimia berperan untukmenurunkan energi aktifasi, seperti yang ditunjukkanpada Gambar 10.13.Dalam sebuah reaksi, katalisator dapat terlibat dalamreaksi namun tidak mempengaruhi hasil reaksi,seperti persamaan reaksi dibawah ini. SO2 + 2 NO2 ї SO3 + 2 NO (cepat)Beberapa katalisator lain yang dipergunakan dalamindustri adalah V2O5 dalam pembuatan asam sulfatdan AlCl3 dalam pembuatan Toluen.Katalisator ada dua jenis, yang mempercepat reaksidan ada yang memperlambat reaksi dan disebutdengan inhibitor.Kimia Kesehatan, Direktorat Pembinaan Sekolah Menengah Kejuruan 2007

182Cara kerja inhibitor merupakan kebalikan darikatalisator yaitu meningkatkan energi aktifasiSebagai contoh adalah reaksi logam Natrium denganair, kehadiran logam air raksa memperlambat reaksi,seperti reaksi dibawah ini: Reaksi pembentukan; SO2 + O2 ї SO3 (lambat) Katalisator gas NO; 2 NO + O2 ї 2 NO2 (cepat) Pembentukan SO3 dengan katalisator gas NO Na + H2O ї NaOH + ½ H2 .....(cepat) Na + H2O ͸͸͸Hїg NaOH + ½ H2 ....(lambat)Autokatalis adalah katalisator yang terbentukdengan sendirinya dalam suatu reaksi. Misal dalamreaksi KMnO4 dan H2C2O4 reaksi ini makin lamamakin cepat karena terbentuk Mn2+ yang merupakankatalisator bagi reaksi tersebut.Kimia Kesehatan, Direktorat Pembinaan Sekolah Menengah Kejuruan 2007

183RANGKUMAN 1. Reaksi berlangsung karena adanya partikelͲpartikel, atom atau molekul yang bertumbukan dengan energi tertentu (energi aktifasi). 2. Energi aktifasi didefinisikan sebagai energi kinetik minimum yang harus dimiliki atau diberikan kepada partikel agar tumbukannya menghasilkan sebuah reaksi. 3. Kecepatan reaksi adalah berkurangnya konsentrasi zat A dalam selang waktu tertentu, dengan persamaan : V  '[ A] 't dimana, V = kecepatan dalam mol/L.s ѐ[A] = penurunan konsentrasi zat A dalam mol/L ѐt = selang waktu dalam detik 4. Hukum Guldenberg dan Waage:“Kecepatan reaksi pada sistem homogen (satu fase) berbanding langsung dengan konsentrasi zatͲzat yang bereaksi dipangkatkan dengan koefisien masingͲmasing zat yang bereaksi sesuai dengan persamaan reaksinya” Perhatikan persamaan reaksi dibawah ini : aA+їbB 5. Menurut Guldenberg dan Waage, kecepatan reaksi zat A dan B menjadi zat C dan D adalah: V k.>A@a V = kecepatan reaksi k = konstanta kecepatan reaksi [A] dan [B] = konsentrasi zat A dan zat B a dan b = koefisien zat A dan zat B dalam persamaan reaksi. 6. Faktor yang mempengaruhi terjadinya reaksi: x luas permukaan zat yang bereaksi, x konsentrasi zat yang bereaksi, x suhu, dan x tekanan dan volume serta katalisator. 7. Energi aktifasi adalah energi terendah yang diperlukan untuk mencari keadaan dimana reaksi dapat berlangsung. 8. Proses katalisa adalah proses berlangsungnya reaksi dengan adanya katalisator dan ada dua jenis katalisator, yaitu katalisator: katalisator yang mempercepat reaksi dan inhibitor: katalisator yang memperlambat reaksi 9. Autokatalis adalah katalisator yang terbentuk dengan sendirinya dalam suatu reaksi. 10. Kecepatan reaksi secara keseluruhan ditentukan oleh tahap yang paling lambat pada reaksi tersebut.Kimia Kesehatan, Direktorat Pembinaan Sekolah Menengah Kejuruan 2007

184UJI Pilihlah salah satu jawaban yang paling tepatKOMPETENSI 1. Fungsi Katalis dalam suatu reaksi adalah: a. Untuk mengubah letak kesetimbangan reaksi b. Menurunkan energi aktifasi c. Merupakan salah satu komponen reaksi d. Untuk memperbesar kalor reaksi 2. Kenaikan suhu akan memperbesar kecepatan reaksi pada reaksi: a. Hanya pada reaksi eksoterm b. Hanya pada reaksi endoterm c. Hanya pada reaksi gas d. Pada semua reaksi kimia 3. Jika suatu reaksi diketahui rumus kecepatannya adalah V = k [A]x [B]y [Y]z, maka reaksi tersebut adalah reaksi tingkat: a. x + y + z b. x + y Ͳ z c. xyz d. x – y + z 4. Reaksi antara x dan y diketahui bahwa kecepatannya adalah V = k [X]4 [Y]. Jika konsentrasi X dinaikkan menjadi 2 kali semula dan konsentrasi Y tetap maka kecepatan menjadi: a. 4 kali semula b. 8 kali semula c. 10 kali semula d. 16 kali semula 5. Kenaikkan temperatur akan memperbesar kecepatan reaksi karena: a. Kenaikan suhu mempercepat konsentrasi b. Kenaikan suhu memperbesar energi kinetik molekul c. Kenaikan suhu menimbulkan katalisator d. Kenaikan suhu mempermudah melepas elektron 6. Dari reaksi antara A dan B. Jika konsentrasi A diperkecil menjadi ½ kali semula dan konsentrasi B tetap, maka kecepatan reaksi menjadi ¼ kali semula. Terhadap A reaksi ini adalah reaksi tingkat: a. 4 b. 3 c. 8 d. 2Kimia Kesehatan, Direktorat Pembinaan Sekolah Menengah Kejuruan 2007

185 7. Jika diketahui reaksi A + B ї C + D, maka kecepatan reaksi didefinisikan sebagai: a. Penambahan konsentrasi setiap waktu b. Penambahan konsentrasi B setiap waktu c. Berkurangnya konsentrasi A dan B setiap waktu d. Berkurangnya konsentrasi A dan C setiap waktu 8. Katalisator dalam suatu reaksi berfungsi a. Menurunkan energi pengaktifan suatu reaksi b. Menaikkan konsentrasi zat yang bereaksi c. Menaikkan temperatur zat yang bereaksi d. Mempermudah terjadinya tumbukan 9. Energi tumbukan terendah yang diperlukan untuk terjadinya reaksi dinamakan: a. Energi potensial b. Energi kinetik c. Energi pengaktifan d. Energi disosiasi 10. Inhibitor dalam suatu reaksi akan: a. Menaikkan energi aktifasi b. Mempermudah tumbukan c. Mempercepat reaksi d. Menaikkan temperatur reaksi 11. ReaksiͲreaksi kimia yang dikerjakan pada industri seringkali menggunakan katalis. Pada temperatur tetap maka: a. Katalis mempercepat tercapainya keadaan kesetimbangan b. Katalis mempercepat reaksi maju dan reaksi balik sama besar c. Katalis tidak mempengaruhi kedudukan kesetimbangan reaksi d. Katalis tidak turut bereaksi 12. Kecepatan reaksi dari suatu reaksi didefinisikan sebagi besarnya pengurangan konsentrasi pereaksi tiap satuan waktu, atau sebaliknya. Jika pada reaksi: ½ N2 + 3/2 H2 ї NH3. Kecepatan reaksi berdasarkan N2 dinyatatan sebagai yN dan kecepatan reaksi berdasarkan H2 dinyatakan sebagai y maka: a. y N = y H b. y N = ½ H c. N = 1/3 y H d. y N = ¼ y H 13. Laju reaksi A dan B ї AB, pada setiap saat akan dinyatakan sebagai a. Penambahan konsentrasi A setiap waktu b. Penambahan konsentrasi A dan B setiap satuan waktu c. Penambahan konsentrasi A, B dan konsentrasi AB setiap satuan waktu d. Penambahan konsentrasi AB setiap waktuKimia Kesehatan, Direktorat Pembinaan Sekolah Menengah Kejuruan 2007

186 14. Logam Zn bereaksi dengan larutan HCl membebaskan hidrogen (gas). Percobaan dilakukan sebanyak 5 kali dan setiap kali digunakan Zn yang ukuran berat ataupun jumlahnya sama. Jumlah HCl yang digunakan selalu sama volumenya, tetapi berbeda kemolarannya. Ternyata kecepatan reaksi yang paling besar ditemukan pada percobaan dengan kemolaran HCl sebesar: a. 0,2 M b. 1,0 M c. 1,5 M d. 2,0 M 15. Pada umumnya kecepatan reaksi akan bertambah jika: a. Suhu dinaikkan b. Luas permukaan tetap c. Konsentrasi diperkecil d. Dipakai logam sebagai katalis 16. Jika dalam suatu reaksi, konsentrasi zat A dinaikkan 2 kali ternyata kecepatan reaksinya menjadi 4 kali lebih cepat. Terhadap zat A reaksi tersebut adalah reaksi orde: a. 1 b. 2 c. 3 d. 4 17. Kecepatan berlangsungnya suatu reaksi tidak dapat diukur dengan mengamati perubahan: a. Bau b. Konsentrasi c. Volume d. SuhuKimia Kesehatan, Direktorat Pembinaan Sekolah Menengah Kejuruan 2007

10.5. Energi 187Dalam pendahuluan kita telah memperkenalkan bahwa Gambar 10.14, Reaksi kimia yangperubahan atau reaksi kimia selalu disertai dengan menghasilkan energi sepertiperubahan energi. Sebuah reaksi kimia yang terjadiapabila diikuti dengan pelepasan energi atau CaO + H2O Æ Ca(OH)2 + panasmenghasilkan energi, reaksi ini dikenal denganeksoterm, sebaliknya reaksi kimia terjadi apabila Gambar 10.15. Konsep Entalphikedalamnya diberikan energi atau reaksi membutuhkan pada perubahan zat.energi dikenal dengan reaksi endoterm. Tinjauan energidalam reaksi kimia terfokus pada energi dalam bentukpanas (thermo, lihat Gambar 10.14) dan dalam bentuklistrik (electro), sehingga pengkajian reaksi kimia danenergi yang menyertai reaksi dalam bentuk panasdikenal dengan termokimia sedangkan energi dalambentuk listrik dikenal dengan elektrokimia.10.5.1. TermokimiaUntuk membahas energi dalam reaksi kimia, pertamaͲtama perlu kita fahami tentang kandungan energi dalamsebuah benda. Kita sendiri tidak tahu berapa besarenergi yang kita miliki, namun kita tahu berapa besarenergi (kalori) yang masuk kedalam tubuh melaluimakanan atau pertambahan energi, begitupula kitadapat mengukur berapa besarnya energi yang kitakeluarkan untuk mengangkat 50 kg beras atau terjadinyapenurunan energi. Oleh sebab itu pengukuran energiselalu menggunakan perubahan energi.Entalphi (H) didefinisikan sebagai kandungan energi darisuatu zat pada tekanan tetap. Karena tidak mungkinmengukur entalphi, maka yang kita ukur selaluperubahan entalphi ('H).Untuk lebih mudahnya kita cermati kejadian ini,beberapa gram kapur tohor (CaO) dimasukan kedalamgelas yang berisi air, dan diaduk, dan proses pelarutanterjadi dalam hal ini terjadi reaksi antara air dan kapurtohor. Apa yang terjadi? Reaksi ini meghasilkan panas.Dalam hal ini, panas berpindah dari system kelingkungan. Proses reaksi ini dapat disederhanakandalam persamaan reaksi dibawah ini : CaO + H2O Æ Ca(OH)2 dan panasJika reaksi berlangsung dari zat A berubah menjadi zat B,maka ' H, selalu diukur dari H hasil – H reaktan,sehingga secara umum : 'H = H B Ͳ H A, perhatikanGambar 10.15.Kimia Kesehatan, Direktorat Pembinaan Sekolah Menengah Kejuruan 2007

188Besarnya perubahan entalphi pembentukan suatu zat Bagan 10.16. Jenis reaksi dantelah diukur secara eksperimen, pengukuran 'H pada 25oC entalphinya1atm dinyatakan sebagai 'Ho (perubahan entalphi Reaksi Kimiastandar) MembutuhkanPersamaan reaksi dapat dilengkapi dengan informasi Energienergi yang menyertainya, umumnya dituliskan dengan 'H = +menambahkan informasi perubahan energi ('H) disebelahkanannya. Berdasarkan 'H kita dapat bagi menjadi dua Melepaskanjenis reaksi yaitu reaksi eksoterm dan endoterm, lihat EnergiBagan 10.16. 'H = -Reaksi Eksoterm adalah reaksi yang menghasilkanpanas/kalor. Pada reaksi inin 'H bernilai negatif, sehingga'H produk lebih kecil dibandingkan dengan 'H reaktan. C + O2 ї CO2 'H = Ͳ94 Kkal/molReaksi endoterm merupakan reaksi yang menyerap panas,'H reaksi ini bernilai positif, sehingga 'H produk lebihbesar dibandingkan dengan 'H reaktannya. CO2 + 2 SO2 ї CS2 + 3 O2 'H= +1062.5 kJ/molDalam termokimia satuan untuk 'H yang lazim digunakanadalah satuan menurut IUPAC yaitu kJ molͲ1, namun seringjuga dipergunakan satuan lain yaitu kalori (kal) atau kilokalori (Kkal). Hubungan antara kedua satuan tersebutadalah: 1 kJ/mol = 0.24 Kkal/mol10.5.2. Hukum-hukum dalam TermokimiaDalam mempelajari reaksi kimia dan energi kita perlumemahami hukumͲhukum yang mendasari tentangperubahan dan energi.Hukum kekekalan energiDalam perubahan kimia atau fisika energi tidak dapatdiciptakan atau dimusnahkan, energi hanya dapat diubahdari satu bentuk ke bentu lainnya. Hukum ini merupakanhukum termodinamika pertama dan menjadi dasarpengembangan hukum tentang energi selanjutnya, sepertikonversi energi.Hukum LaplaceHukum ini diajukan oleh Marquis de Laplace dan diamenyatakan bahwa jumlah kalor yang dilepaskan dalampembentukan sebuah senyawa dari unsurͲunsurnya samadengan jumlah kalor yang dibutuhkan untuk menguraikansenyawa tersebut menjadi unsurͲunsurnya.Kimia Kesehatan, Direktorat Pembinaan Sekolah Menengah Kejuruan 2007

189Panjabaran dari hukum ini untuk entalphi reaksi 'H dankalor reaksi;C + O2 ї CO2 'H = Ͳ94 Kkal Bagan 10.17. Penjumlahan aljabar reaksi dan entalphi menurut CO2 ї C + O2 'H = +94 Kkal Germain HessSedangkan untuk kalor reaksi,C + O2 ї CO2 Ͳ94 KkalCO2 ї C + O2 +94 KkalUntuk reaksi pertama, unsur C bereaksi dengan gasoksigen menghasilkan karbondioksida dan kalor sebesar94 Kkal. Sedangkan reaksi kedua karbondioksida teruraimenjadi unsur C dan gas oksigen dengan membutuhkankalor sebesar 94 Kkal.Dari sisi tanda, tampak jelas perbedaan antara entalphireaksi dengan kalor reaksi, jika entalphi bernilai positifmaka kalor reaksi bernilai negatif, demikian pulasebaliknya jika entalphi negatif maka kalor reaksi positif.Hukum HessHukum ini diajukan oleh Germain Hess, dia menyatakanbahwa entalphi reaksi ('H) hanya tergantung padakeadaan awal reaksi dan hasil reaksi dan tidakbergantung pada jalannya reaksi. 'Hreaksi= 'Hproduk Ͳ'HreaktanJika suatu reaksi merupakan penjumlahan aljabar daridua atau lebih reaksi, maka perubahan entalphi ('H)atau kalor reaksinya juga merupakan penjumlahanaljabar dari ('H) yang menyertai reaksi. Untuk lebihmudah memahaminya kita perhatikan Bagan 10.17.Berdasarkan persamaan reaksi gas karbon dioksidadapat terbentuk melalui dua tahap, yang pertamapembentukan karbonmonoksida dari unsurͲunsurnyadan dilanjutkan dengan oksidasi dari karbonmonoksidamenjadi karbondioksida.Penjumlahan aljabar 'Hreaksi dari setiap tahap reaksijuga dilakukan sesuai dengan tahap reaksi, maka'Hreaksi dari pembentukan gas Karbon dioksida jugadapat dilakukan.Kimia Kesehatan, Direktorat Pembinaan Sekolah Menengah Kejuruan 2007

Berdasarkan berbagai jenis reaksi, maka kita juga 190dapat mengembangkan jenis kalor reaksi atau 'Hyang disesuaikan dengan jenis reaksinya, ada empat Bagan 10.18. Hubungan antara jenisjenis kalor reaksi yaitu kalor reaksi pembentukan, reaksi dengan perubahan etalphi danpenguraian, pembakaran dan pelarutan. Keempatklasifikasi tersebut disederhanakan dalam bagan kalor reaksipada Bagan 10.18. Tabel 10.2. Entalphi pembentukan10.5.3. 'H pembentukan standar beberapa senyawaEntalphi pembentukan adalah entalphi reaksi Reaksi Pembentukan 'Hofpembentukan satu mol senyawa dari unsurͲ kJ/molunsurnya. Entalphi pembentukan standar ('Hof) ½ N2(g) + 3/2 H2(g) → NH3(g)adalah entalphi reaksi pembentukan yang diukur ½ N2(g) + O2(g) → NO2(g) -46.11pada 25oC dengan tekanan 1 atm. S(s) + O2(g) → SO2(g) + 33.20 -296.83Dari definisi tersebut yang perlu kita cermati adalah ½ Cl2(g) + ½ H2(g) → HCl(g)pembentukan satu mol senyawa, dari unsurͲ 2 C(s) + 2 H2(g) → C2H4(g) -92.1unsurnya, perhatikan contoh; +52.26 H2 (g) + ½ O2 (g) ї H2O (l) 'Hof = Ͳ 286 kJ/mol C (s) + O2 (g) ї CO2 (g) 'Hof = Ͳ 393.6 kJ/mol ½ N2 (g) + ½ O2 (g) ї NO (g) 'Hof = + 40.3 kJ/molDari reaksi yang dibentuk satu mol air, sedangkankoofisien unsurͲunsurnya mengikuti persamaanreaksinya saja, jika yang dibentuk 2 mol senyawa airmaka entalphi reaksinya juga meningkat duakalinya. Harga entalphi pembentukan standarmenjadi dasar dalam perhitungan hargaͲhargaentalphi lainnya, perhatikan Tabel 10.2.10.5.4. 'H penguraianEntalphi penguraian merupakan kebalikan darientalphi pembentukan, yaitu entalphi reaksipenguraian dari satu mol senyawa menjadi unsurͲunsurnya. Jika pengukuran entalphi pada keadaan25oC dengan tekanan 1 atm, maka kita akandapatkan entalphi penguraian standar ('Hod). H2O (l) ї H2 (g) + ½ O2 (g) 'Hod = 286 kJ/mol CO2 (g) ї C (s) + O2 (g) 'Hod = + 393.6 kJ/mol NO (g) ї ½ N2 (g) + ½ O2 (g) 'Hod = Ͳ 40.3 kJ/molTampak jelas dari reaksi bahwa harga entalphipembentukan berlawanan dengan entalphipenguraian.Kimia Kesehatan, Direktorat Pembinaan Sekolah Menengah Kejuruan 2007

10.5.5. 'H pembakaran 191Entalphi pembakaran standar adalah entalphi reaksi Gambar. 10.19. Kalorimeter alatpembakaran sempurna satu mol senyawa dengan pengukur entalphi reaksioksigen yang diukur pada keadaan 25oC dengan tekanan1 atm, lambang entalphi pembakaran standar adalah'Hoc.Contoh eltalphi pembakaran standar adalah untukpembakaran unsure adalah :S(s) + O2(g) ї SO2(g) 'Hoc= -296.83 kJ/molDan untuk pembakaran senyawa :C2H5OH(l) + O2(g) ї CO2(g) + H2O(l) 'Hoc= -66,4 kkal10.5.6. 'H pelarutanEntalphi pelarutan adalah entalphi reaksi pelarutan darisatu mol senyawa ke dalam pelarut dan menjadi larutanencer. Entalphi pelarutan standar hasil pengukuran pada25oC dengan tekanan 1 atm dilambangkan dengan 'Hos.Jika kita mengencerkan asam sulfat ke dalam air, makasecara perlahanͲlahan kita memipet asam sulfat danmeneteskannya secara tidak langsung ke air melaluidinding tabung reaksi. Jika kita pegang dinding tabungreaksi akan terasa hangat. Hal ini mengindikasikanbahwa proses pengenceran asam sulfat melepaskanpanas dengan persamaan reaksi; H2SO4(aq) + 2H2O ' 2 H3O+ + SO42Ͳ(aq) 'Hos= Ͳ 909.27 kJ/molPerhitungan energi dalam bentuk kalor reaksi maupunentalphi dapat dilakukan dengan cara lain. Hal inididasari pada prinsip reaksi yaitu penataan ulang ikatankimia dari zatͲzat yang bereaksi. PertamaͲtama terjadipemutusan ikatan kemudian dilanjutkan denganpembentukan ikatan. Sehingga proses penghitunganenergi dapat menggunakan energi ikat dari senyawayang terlibat dalam reaksi tersebut.Dalam laboratorium, eksperimen dapat dilakukan untukmengukur 'H dengan menggunakan kalorimeter(Gambar 10.19). Alat ini bekerja berdasarkan azas Blackdimana kalor yang dilepaskan sama dengan kalor yangditerima. Jika zat A suhu x oC dengan zat B dengan suhuyang sama x oC, setelah bercampur dihasilkan zat C yangsuhu meningkat menjadi z oC.Kimia Kesehatan, Direktorat Pembinaan Sekolah Menengah Kejuruan 2007

192Terjadi perubahan suhu sebesar 't = (zͲx) oC. Bagan 10.20. Penyelesaian contohPerubahan mengindikasikan bahwa reaksi menghasilkan soal kalorimetripanas. Perhitungan entalphi dapat diketahui denganpersamaan: q = m . c . 't Tabel 10.3. Energi ikat antar atom dari beberapa senyawaq: Kalor reaksim : massa zat (gram) Ikatan Energi ikat rataͲrata't : perubahan suhu (oC) kJ/molc : Kalor jenis zat cair (J/g oC). H-Cl 433 Cl-Br 218.3Perhatikan contoh soal; 50 mL HCl 1 M, direaksikan Cl-I 210.3dengan 50 mL NaOH 1M keduaͲduanya memiliki suhu N-H 39127oC, setelah bereaksi suhu meningkat menjadi 33.5 oC, O-H 463Kalor jenis larutan: 4.18 J/gK dimana massa jenis larutan C-H 415: 1 g/mL. Tentukan entalphi reaksi, penyelesaian soal C-O 356terdapat pada Bagan 10.20. C=O 724 C-N 29210.6. Energi Ikatan C=N 619 CŁN 879Energi ikatan atau energi ikat merupakan energi yang C-C 348dipergunakan untuk memutuskan ikatan antar atom dari C=C 607satu mol senyawa dalam bentuk gas dan dihasilkan CŁC 833atomͲatom gas.Perhatikan reaksi penguraian gas hidrogen berikut; H2 (g) ї H (g) + H (g) 'H = + 436 kJ/molDari persamaan tampak bahwa gas H2 terputus ikatandan menjadiͲatom H dalam bentuk gas. Untukmemutuskan 1 mol H2 diperlukan energi sebesar 436 kJ.Perhitungan entalphi reaksi berdasarkan energi ikat:Data energi ikatan dapat dilihat pada Tabel 10.3.Untuk mempermudah perhitungan entalphi denganmenggunakan energi ikat, dapat mencermati contohsoal sebagai berikut.Tentukan entalphi reaksi dari peruraian 73 gram AsamKlorida (HCl) dalam bentuk uap, dimana Ar dari atom H :1 dan Cl : 35.5.Kimia Kesehatan, Direktorat Pembinaan Sekolah Menengah Kejuruan 2007

193Diketahui berat HCl = 73 gram, Mr dari HCl = 36.5 Tabel. 10.4. Komposisi unsur yangData energi ikat HͲCl = 433 kJ/mol, HͲH = 436 kJ/mol dikandung minyak bumidan ClͲCl : 342.6 kJ/mol.Selanjutnya kita tuliskan persamaan reaksinya Unsur Persen HCl(g) ї ½ H2(g) + ½ Cl2(g) Karbon 84Ͳ87 HͲCl (g) ї ½ (HͲH)(g) + ½ (ClͲCl)(g) Hidrogen 11Ͳ14 Oksigen'H = 433 – {(½ . 436) + (½ . 342.6)} 0Ͳ3'H = 43.7 kJ/mol, Energi yang dibutuhkan adalah 43.7 Sulfur 0Ͳ1kJ untuk setiap molnya. Nitrogen 0Ͳ2Untuk 2 mol HCl, dibutuhkan energi sebesar'H = 87.4 kJ.10.7. Kalor pembakaran berbagai bahan bakarBahan bakar yang kita pergunakan berasal dari hasilpengolahan minyak bumi, untuk hal tersebut kita akanbahas tentang minyak bumi.10.7.1. Komposisi Minyak BumiMinyak bumi memiliki adalah senyawa hidrokarbon(HidrogenͲkarbon) dan berupa campuran. Senyawahidrokarbon sebanyak 50Ͳ98% berat, dan sisanyamerupakan senyawa organik yang mengandungbelerang, oksigen, dan nitrogen serta senyawaͲsenyawaanorganik seperti vanadium, nikel, natrium, besi,aluminium, kalsium, dan magnesium. Komposisi minyakbumi disederhanakan dalam Tabel 10.4.Jika kita fokuskan pada senyawa yang ada dalam minyakbumi, maka kita dapat mengklasifikasikannya menjaditiga bagian yaitu golongan hidrokarbon dan nonͲhidrokarbon serta senyawaͲsenyawa logam.Senyawa hidrokarbonGolongan hidrokarbonͲhidrokarbon yang utama adalahparafin, olefin, naften, dan aromatik.Kimia Kesehatan, Direktorat Pembinaan Sekolah Menengah Kejuruan 2007

194Parafin merupakan kelompok senyawa yang memiliki ciri khas sebagaisenyawa hidrokarbon jenuh (alkana), CnH2n+2. Senyawa ini juga dapat kitakelompokkan ke dalam normal paraffin, dan yang memiliki gugus cabang.Kelompok normal paraffin meliputi metana (CH4), etana (C2H6), nͲbutana(C4H10), dan yang memiliki gugus cabang seperti isobutana (2Ͳmetilpropana, C4H10), isopentana (2Ͳmetilbutana, C5H12), dan isooktana (2,2,4Ͳtrimetil pentana, C8H18). Jumlah senyawa yang tergolong ke dalam senyawayang memiliki gugus cabang jauh lebih banyak daripada senyawa yangtergolong normal parafin.Olefin adalah merupakan kelompok senyawa senyawa hidrokarbon tidakjenuh, CnH2n (Alkena). Contohnya etilena (C2H4), propena (C3H6), danbutena (C4H8).Naftena merupakan kelompok senyawa hidrokarbon jenuh bentuk siklis(cincin) dengan rumus molekul CnH2n. struktur cincinnya tersusun atas 5atau 6 atom karbon, seperti siklopentana (C5H10), metilsiklopentana(C6H12) dan sikloheksana (C6H12). Dalam minyak bumi mentah, naftenamerupakan kelompok senyawa hidrokarbon yang memiliki kadar terbanyakkedua setelah normal parafin.Aromatik adalah kelompok senyawa hidrokarbon tidak jenuh, dengankerangka utama molekul, cincin benzen (C6H6). Beberapa contoh molekularomatik benzene (C6H6), metilbenzen (C7H8), dan naftalena (C10H8) (C H ). 10 8Senyawa Non HidrokarbonSenyawa non hidrokarbon sebenarnya adalah senyawa hidrokarbon yangmengandung atom atau unsur anorganik seperti belerang, nitrogen,oksigen, vanadium, nikel dan natrium. Umumnya unsur ini terikat padarantai atau cincin hidrokarbon. Kehadiran unsur ini menurunkan kualitasserta mengganggu proses pengolahan minyak bumi.10.7.2. Bahan bakar hasil pengolahan minyak Bagan 10.21. Hasil pengolahan bumi minyak bumiHasil pengolahan minyak bumi merupakan bahan bakar Minyak Bumidan dapat kita golongkan kedalam beberapa kelompok;gasͲgas hidrokarbon ringan, bensin (gasoline), kerosin, Gas (hidrokarbon ringan)bahan bakar pesawat jet dan minyak diesel, minyak Bensin (Gasolin)bakar dan produkͲproduk lainnya, perhatikan bagan10.21. Kerosin, minyak diesel, jetGas hidrokarbon ringan merupakan senyawa parafin Minyak bakardengan titik didih normal <30oC pada tekanan satu Produk lainnyaatmosfer berwujud gas, seperti metana (CH4), etana(C2H6), propana (C3H8), dan nͲbutana (C4H10). Propanadan butana biasanya dicairkan untuk dijual sebagai LPG(Liquefied Petroleum Gases) bahan bakar rumah tangga.Kimia Kesehatan, Direktorat Pembinaan Sekolah Menengah Kejuruan 2007

195Produk utama pengolahan minyak bumi awalnya adalah Bensin yangmerupakan campuran kompleks dari ratusan hidrokarbon dan memilikirentang pendidihan antara 30Ͳ200oC. Bensin adalah bahan bakar alattransportasi darat (mobil).Kerosin, bahan bakar pesawat jet dan minyak diesel rentang titik didih yangmirip. Kerosin disebut juga dengan minyak tanah dan digunakan sebagaibahan bakar rumah tangga, memiliki rentang titik antara 175Ͳ275 oC.Bahan bakar pesawat jet memiliki dua daerah rentang titik didih, yang pertamaantara 175Ͳ290oC di pergunakan untuk keperluan sipil, dengan kadar aromatikmaksimum 20% volum. Sedangkan untuk keperluan militer rentang didihnyaantara 65Ͳ290 oC dengan kadar aromat maksimum 25% volum.Minyak diesel adalah bahan bakar untuk mesin diesel sering disebut dengansolar. Minyak diesel memiliki rentang titik didih antara 175Ͳ340oC. Sedangkanuntuk mesin diesel kereta api rentang titik didihnya antara 180Ͳ370 oC.Produk minyak bakar dibagi dalam lima jenis yaitu minyak bakar no. 1, no. 2,no. 4, no. 5 dan no. 6. Minyak bakar no. 1 sangat mirip kerosin tetapi memilikirentang titik akhir pendidihan lebih tinggi. Minyak bakar no. 2 adalah minyakdiesel untuk industry sangat mirip dengan minyak diesel otomotif.Minyak bakar no. 1 dan no. 2 serta kerosin, bahan bakar pesawat jet danminyak diesel biasa disebut sebagai BBM distilat (distillate fuels).Minyak bakar no. 4, no. 5 dan no. 6 dikenal dengan BBM residu, merupakanhasil sisa destilasi minyak bumi. Minyak bakar no. 4 adalah yang paling ringandi antara ketiganya. Minyak bakar no. 5 masih berupa cairan pada suhu di atas10 oC sedangkan minyak bakar no. 6 harus dipanaskan terlebih dahulu untukbisa mencair.ProdukͲproduk lain dari proses pengolahan minyak bumi, masih sangatbermanfaat seperti minyak pelumas, waxes (lilin), greases (gemuk), aspal dankokas.10.7.3. Kalor pembakaran bahan bakarBan bakar merupakan sumber energi utama yang dipergunakan dalamkehidupan sehariͲhari. Para ibu rumah tangga mengandalkan gas elpiji atauminyak tanah sebagai sumber panas yang dipergunakan untuk memasak.Kendaraan bermotot menggunakan bensin atau gasoline dan solar untuksebagai sumber energi untuk menggerakkan mesin. Pembangkit listrik tenagadiesel juga menggunakan bahan bakar minyak bakar untuk membangkitkanlistrik. Bagaimana bahan bakar dibakar dan menghasilkan energi merupakanhal yang sangat kita butuhkan. Beberapa senyawaͲsenyawa yang ada dalamminyak bumi merupakan contoh mudah kita amati.Misalnya gas butana yang ada dalam gas elpiji :C4H10 + 4,5 O2 ї 4 CO2 + 5 H2O ѐH = Ͳ685,6 kkal/molUntuk setiap mol dihasilkan 685,6 kkal, anda dapat mengecek berapa kg gasyang ada di dapur dan kamu dapat menghitung berapa panas yang dihasilkan.Kimia Kesehatan, Direktorat Pembinaan Sekolah Menengah Kejuruan 2007

196Contoh lainnya kita ambil dari beberapa senyawa yang Gambar 10.22. Sistem dantergolong dalam kelompok parafin, olefin dan naften. lingkungan dan hubungan antara kalor, energi dalam dan entalphiParafin :CH4 + 2 O2 ї CO2 + 2 H2O ѐH = Ͳ192 kkalC4H10 + 4,5 O2 ї 4 CO2 + 5 H2O ѐH = Ͳ685,6 kkalOlefin :C2H4 + 2 O2 ї CO2 + 2 H2O ѐH = Ͳ647,1 kkalC3H6 +4,5 O2 ї 3 CO2 + 3 H2O ѐH = Ͳ646,1 kkalNaften :C5H10 + 7,5 O2 ї 5 CO2 + 5 H2O ѐH = Ͳ 793.5 kkalC6H12 + 9 O2 ї 6 CO2 + 6 H2O ѐH = Ͳ944,5 kkalDari data diatas tampak bahwa semakin banyak jumlahatom karbon mengapa semakin besar panas yangdihasilkan yang diindikasikan dengan besarnya ѐH yangdihasilkan.10.8. TermodinamikaDalam pembahasan termodinamika sebaiknya kitamencoba mencermati sistem dan lingkungan. Jika suatureaksi menghasilkan energi, maka energi mengalir darisistem ke lingkungan. Demikian pula jika reaksimembutuhkan energi, energi akan mengalir darilingkungan ke system (Gambar 10.22). Sehingga jelasbahwa energi yang lepas sama dengan energi yangditerima, tidak ada energi yang hilang merupakan prinsipkekekalan energi atau hukum pertama termodinamika.Jika sistem menyerap energi/kalor, maka sebagianenergi dipergunakan untuk melakukan kerja (W), sepertimenyeimbangkan dengan keadaan luar. Sebagian lagidisimpan dalam sistem dan dipergunakan untukpenyusunan atau penataan atomͲatom dalam reaksikimia. Energi yang disimpan ini disebut dengan Energidalam dengan lambang E.Jika sebuah sistem menyerap energi dan tidakmelakukan usaha, maka energi/kalor yang diserap samadengan Energi dalam, dalam hal ini q 'EJika energi yang diserap dipergunakan untuk melakukanusaha dan juga untuk perubahan kimia, maka totalKimia Kesehatan, Direktorat Pembinaan Sekolah Menengah Kejuruan 2007

197energi yang dipergunakan sebesar W yang setara dengan pV. Jugadigunakan untuk reaksi kimia sebesar E, kuantitas energi ini dikenaldengan Entalphi (H), sehingga H = E + pV (Gambar 10.21). Kalor atauenergi yang diserap pada tekanan tetap setara dengan; q 'H10.8.1. Hukum kedua termodinamikaHukum kekekalan energi tidak dapat menjawab tentang energi yangterkait dengan karakteristik reaksi kimia, Apakah energi yang diserapatau dilepas dari sistem dapat menjelaskan kecenderungan sebuahkimia berlangsung secara spontan atau secara tidak spontan, juga tidakdapat menjelaskan kemana arah reaksi, apakah reaksi reversibel (dapatbalik) atau tak reversibel (tidak dapat balik). Selanjutnya hukum ini jugatidak mampu menjelaskan apakah reaksi kimia dapat berlangsung atautidak dapat berlangsung. Penjelasan tentang kalor dengan reaksi kimiadijelaskan oleh fungsiͲfungsi keadaan baru.10.8.2. Entropi (S)Jika kita membuka botol parfum, maka kita mencium aroma yangharum. Harum yang kita buka terkait dengan sifat senyawa yang mudahmenguap suhu kamar, dapat kita katakan zat tersebut memilikikecenderungan untuk terurai. Kecenderungan zat terurai atauberlangsungnya reaksi secara spontan dapat dijelaskan denganperubahan entropi yang disederhanakan ke dalam; 'S t q TѐS = Perubahan entropi q = kalor T = temperatur (K)Secara umum peningkatan entropi dalam suatu proses selalu lebihbesar atau sama dengan kalor yang diserap dalam temperatur tertentu.Agar lebih fokus dan sederhana, dijabarkan kedalam 'S ! q ....(1) T 'S q ....(2) TPertidaksamaan yang pertama menunjukkan bahwa reaksi berlangsungsecara spntan dan proses tidak reversibel, proses tidak dapat berubahpada arah yang berlawanan dengan hanya memberikan perubahanyang kecil pada salah satu variabelnya. Sedangkan bentuk persamaan(persamaan kedua) menunjukkan bahwa reaksi dapat berlngsung padaarah yang berlawanan.Kimia Kesehatan, Direktorat Pembinaan Sekolah Menengah Kejuruan 2007

198Jika terhadap sistem diberikan satu perubahan kecil Bagan 10.24. Penurunan Energipada salah satu variabelnya. bebas Gibbs dari entropiUntuk reaksi dengan nilai entropi;'S  q T keseimbanganmenunjukkan reaksi yang tidak mungkin berlangsung 'S qsecara spontan. TKombinasi hukum termodinamika pertama dan kedua ( p,tetap)dengan menghubungkan fungsi keadaan etalphi (denganproses pada tekanan tetap). Kombinasi ini dapat 'S Hmemberikan informasi yang sederhana kepada kita Ttentang apakah reaksi dapat berlangsung atau tidakberlangsung, proses detil perhatikan Bagan 10.24. T'S HKombinasi ini menghasilkan Persamaan Energi bebasGibbs yang didapat dari persamaan entropi dan pertidaksamaanentalphi. Hal ini mengindikasikan bahwa selisih atautidak selisih dari kedua fungsi keadaan memberikan T'S z Hinformasi baru tentang keadaan reaksi. G H  T'S persamaan, keseimbangan GT , p 0Sehingga energi bebas Gibbs didefinisikan sebagai energiyang menyertai reaksi merupakan ukuran pastikecenderungan reaksi. Nilai energi bebas Gibbsmengindikasikan apakah reaksi berlangsung sampaiakhir atau tidak, dengan persamaanPersamaan tersebut adalah : G H  TS 'GT , p d 0dimana ѐG = Energi bebas Gibbs.Jika ѐG sangat besar dan tandanya negatif menunjukkanbahwa reaksi berlangsung sampai akhir, sebaliknya jikaѐG bernilai kecil dan bertanda negatif menunujukan adakemungkinan reaksi berlangsung pada satu arah sampaipada titik tertentu untuk reaksi selanjutnya akanmenjadi nol dan reaksi berjalan pada arah balik. Padakondisi ѐG = 0, reaksi dikatakan secara termodinamikareversibel.10.8.3. Hukum ketiga termodinamikaBerdasarkan persamaan 'S t q perubahan entropi Tsuatu zat dapat mencapai nilai absolutnya pada suhutertentu, sehingga pengukuran perubahan entropi darisatu suhu tersebut ke suhu lainnya.Kimia Kesehatan, Direktorat Pembinaan Sekolah Menengah Kejuruan 2007

199Hukum ketiga termodinamika memberikan dasar untuk Tabel 10.5. Entropi dan Energi bebasmenetapkan entropi absolut suatu zat, yaitu entropisetiap kristal sempurna adalah nol pada suhu nol absolut Gibbs pembentukan standar yangatau nol derajat Kelvin (K). Pada keadaan ini setiap atom diukur pada 25oC tekanan 1 atmpada posisi yang pasti dan memiliki energi dalamterendah.Entropi dan energi bebas Gibbs juga merupakan fungsi Senyawa So ¨Gofkeadaan sehingga kedua besaran ini memiliki nilai pada [J/K.mol] [kJ/mol]keadaan standart, seperti halnya dengan entalphi. Hasil Ag2O(s) -11.21`pengukuran standart untuk entropi dan Energi bebas Br2 (l) 121.3Gibbs juga dilakukan pada keadaan 25oC dan dengan Br2 (g) 152.23 0tekanan 1 atm. C (s) 245.35 -166.36 CH3OH (l) 5.74 -162.00Energi bebas Gibbs pembentukan standart memiliki arti CH3OH (g) 126.8 -137.15perubahan energi bebas yang menyertai reaksi CO(g) -394.37pembentukan satu mol senyawa dari unsurͲunsur CO2 (g) 197.56penyusunnya. Demikian pula untuk entropi standar Cl2 (g) 213.68 0yang dapat dipergunakan untuk menentukan entropi Cl2O(g) 222.96 97.9reaksi sebagai harga pembandingnya. Entropi dan Energi H2 (g) 266.10bebas Gibbs standar pembentukan, disajikan pada Tabel H2O(l) 130.57 010.5. H2O(g) 69.95 -237.19 NO2(g) 188.72 -228.58 N2O4(g) 239.95 51.30 PCl3 (l) 304.18 97.82 PCl3 (g) 217.1 -272.4 311.7 -267.8Kimia Kesehatan, Direktorat Pembinaan Sekolah Menengah Kejuruan 2007

200RANGKUMAN 1. Setiap perubahan kimia atau reaksi kimia selalu diikuti oleh perubahan energi, perubahan energy dalam bentuk panas (thermo) dan dalam bentuk listrik (electro), sehingga pengkajian reaksi kimia dan energi yang menyertai reaksi dalam bentuk panas dikenal dengan termokimia sedangkan energi dalam bentuk listrik dikenal dengan elektrokimia. 2. Entalphi (H) didefinisikan sebagai kandungan energi dari suatu zat pada tekanan tetap. Karena tidak mungkin mengukur entalphi, maka yang diukur adalah perubahan entalphi ('H). 3. Untuk reaksi eksoterm adalah reaksi yang menghasilkan panas/kalor. Pada reaksi ini 'H bernilai negatif, sehingga 'H produk lebih kecil dibandingkan dengan 'H reaktan. C + O2 ї CO2 'H = Ͳ94 Kkal/mol 4. Untuk reaksi endoterm merupakan reaksi yang menyerap panas, 'H reaksi ini bernilai positif, sehingga 'H produk lebih besar dibandingkan dengan 'H reaktannya. CO2 + 2 SO2 ї CS2 + 3 O2 'H= 1062.5 kJ/mol 5. Hubungan satuan energi dari persamaan diatas adalah : 1 kJ/mol = 0.24 Kkal/mol 6. Hukum kekekalan energi menyatakan bahwa energi tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan, energi hanya dapat diubah dari satu bentuk ke bentu lainnya. Hukum ini merupakan hukum termodinamika pertama dan menjadi dasar pengembangan hukum tentang energi selanjutnya. 7. Marquis de Laplace menyatakan bahwa jumlah kalor yang dilepaskan dalam pembentukan sebuah senyawa dari unsurͲ unsurnya sama dengan jumlah kalor yang dibutuhkan untuk menguraikan senyawa tersebut menjadi unsurͲunsurnya. Pembentukan : C + O2 ї CO2 'H = Ͳ94 Kkal Penguraian : CO2 ї C + O2 'H = +94 Kkal 8. Dari sisi tanda, tampak jelas perbedaan antara entalphi reaksi dengan kalor reaksi, jika entalphi bernilai positif maka kalor reaksi bernilai negatif, demikian pula sebalik jika entalphi negatif maka kalor reaksi positif. 9. Entalphi pembentukan adalah entalphi reaksi pembentukan satu mol senyawa dari unsurͲunsurnya. Entalphi pembentukan standar ('Hof) adalah entalphi reaksi pembentukan yang diukur pada 25oC dengan tekanan 1 atm. 10. Entalphi penguraian meruapakan kebalikan dari entalphi pembentukan, yaitu entalphi reaksi penguraian dari satu mol senyawa menjadi unsurͲunsurnya. Jika pengukuran entalphi pada keadaan 25oC dengan tekanan 1 atm, maka kita akan dapatkan entalphi penguraian standar ('Hod).Kimia Kesehatan, Direktorat Pembinaan Sekolah Menengah Kejuruan 2007

201 11. Entalphi pembakaran standar adalah entalphi reaksi pembakaran sempurna satu mol senyawa dengan oksigen yang diukur pada keadaan 25oC dengan tekanan 1 atm, lambang entalphi pembakaran standar adalah 'Hoc. 12. Entalphi pelarutan adalah entalphi reaksi pelarutan dari satu mol senyawa kedalam pelarut dan menjadi larutan encer. Entalphi pelarutan standar hasil pengukuran pada 25oC dengan tekanan 1 atm dilambangkan dengan 'Hos 13. Energi ikatan atau energi ikat merupakan energi yang dipergunakan untuk memutuskan ikatan antar atom dari satu mol senyawa dalam bentuk gas dan dihasilkan atomͲ atom gas. 14. Perhitungan entalphi reaksi berdasarkan energi ikat: 15. Energi yang lepas sama dengan energi yang diterima, tidak ada energi yang hilang merupakan prinsip kekelan energi atau hukum pertama termodinamika. 16. Minyak bumi memiliki adalah senyawa hidrokarbon (HidrogenͲkarbon) dan berupa campuran. Senyawa hidrokarbon sebanyak 50Ͳ98% berat, dan sisanya merupakan senyawa organik yang mengandung belerang, oksigen, dan nitrogen serta senyawaͲsenyawa anorganik seperti vanadium, nikel, natrium, besi, aluminium, kalsium, dan magnesium. 17. Hasil pengolahan minyak bumi merupakan bahan bakar dan dapat digolongkan kedalam beberapa kelompok; gasͲgas hidrokarbon ringan, bensin (gasoline), kerosin, bahan bakar pesawat jet dan minyak diesel, minyak bakar dan produkͲ produk lainnya 18. Gas hidrokarbon ringan merupakan senyawa parafin dengan titik didih normal <30oC pada tekanan satu atmosfer berwujud gas, seperti metana, etana, propana, dan nͲ butana. 19. Produk utama pengolahan minyak bumi awalnya adalah Bensin yang merupakan campuran kompleks dari ratusan hidrokarbon dan memiliki rentang titik didih antara 30Ͳ 200oC. 20. Kerosin disebut juga dengan minyak tanah dan digunakan sebagai bahan bakar rumah tangga, memiliki rentang titik antara 175Ͳ275 oC.Kimia Kesehatan, Direktorat Pembinaan Sekolah Menengah Kejuruan 2007

20221. Bahan bakar pesawat jet memiliki dua daerah rentang titik didih, yang pertama antara 175Ͳ290oC dan dengan kadar aromatik maksimum 20% volum di pergunakan untuk keperluan sipil.22. Sedangkan untuk keperluan militer rentang didihnya antara 65Ͳ290 oC dengan kadar aromat maksimum 25% volum.23. Minyak diesel adalah bahan bakar untuk mesin diesel sering disebut dengan solar, memiliki rentang titik didih antara 175Ͳ340oC.24. Sedangkan untuk mesin diesel kereta api rentang titik didihnya antara 180Ͳ370 oC.25. Produk minyak bakar dibagi dalam lima jenis yaitu minyak bakar no. 1, no. 2, no. 4, no. 5 dan no. 6, dengan kegunaan yang berbeda, namun secar keseluruhan diolah sebagai bahan bakar.26. ProdukͲproduk lain dari proses pengolahan minyak bumi, masih sangat bermanfaat seperti minyak pelumas, waxes (lilin), greases (gemuk), aspal dan kokas.27. Kecenderungan berlangsungnya reaksi atau kespontanan dapat dijelaskan dengan perubahan yang disederhanakan kedalam; 'S t q T28. Energi bebas Gibbs didefinisikan sebagai energi yang menyertai reaksi yang merupakan ukuran pasti kecenderungan reaksi.29. Nilai energi bebas Gibbs mengindikasikan apakah reaksi berlangsung sampai akhir atau tidak, dengan persamaan G H  TS 'GT , p d 0Kimia Kesehatan, Direktorat Pembinaan Sekolah Menengah Kejuruan 2007

203Pilihlah salah satu jawaban yang benar UJI KOMPETENSI1. Diketahui reaksiͲreaksi berikut: S(p) + O2(g) ї SO2(g) UH = A Kkal 2 SO2(g) + O2(g) ї 2SO3(g) UH = B Kkal Perubahan entalpi (UH) untuk reaksi berikut: 2S(p) + 3O2(g) ї 2SO3(g) adalah: a. (A + B) Kkal b. (2A + B) Kkal c. (2A Ͳ B) Kkal d. (A + 2B) Kkal2. Kalor pembentukan AgNO3 = 23 Kkal/mol Pernyataan ini dapat ditulis: a. Ag+ + NO3Ͳ ї AgNO3 + 23 Kkal b. 2 Ag(p) + N2(g) + 3O2(g) ї 2 AgNO3 + 46 kkal c. 2 Ag(p) + 2 HNO3 ї 2 AgNO3 + 46 Kkal d. Ag2O(p) + N2O5(g) ї 2 AgNO3 + 46 Kkal 3. Jika diketahui kalor pembentukan Fe3O4 = 226 Kkal dan kalor pembentukan H2O(g) = 58 Kkal, maka kalor reduksi 3 Fe + 4 H2O(g) ї Fe3O4 + 4H2 adalah: a. Ͳ6 Kkal b. Ͳ 208 Kkal c. 324 Kkal d. 498 Kkal4. Persamaan reaksi 2 CO + O2 ї 2 CO2 + 136,6 Kkal menyatakan bahwa pembakaran 1 mol CO terjadi perubahan entalpi sebesar: a. 136,6 Kkal b. Ͳ136,5 Kkal c. Ͳ68,3 Kkal d. 68,3 Kkal5. Pada dasarnya reaksi kimia adalah peristiwa: a. Perubahan wujud b. Pembentukan ikatan c. Pemutusan ikatan d. Pemutusan dan pembentukan ikatan6. Pada suatu reaksi kimia jika terjadi perpindahan energi dari sistem ke lingkungan, maka energi yang dipindahkan ini berasal dari a. Zat – zat yang bereaksi b. Zat – zat hasil reaksi c. Gesekan selama reaksi d. Perubahan wujut zatKimia Kesehatan, Direktorat Pembinaan Sekolah Menengah Kejuruan 2007

2047. Suatu reaksi kimia dikatakan eksoterm jika terjadi perpindahan panas dari a. Lingkungan ke sistem b. Sistem ke lingkungan c. Reaksi ke sistem d. Lingkungan ke reaksi8. Jika pada reaksi N2(g) + 2 O2(g) ї 2 NO2(g) dibutuhkan panas sebesar 16,2 Kkal, maka UH panas pembentukan NO2 adalah: a. 16,2 Kkal b. Ͳ16,2 Kkal c. 8,1 Kkal d. Ͳ8,1 Kkal9. Dari reaksi:2 C2H2(g) + 5 O2(g) ї 4 CO2(g) + 2 H2O(l) UH = Ͳ674 Kkal Harga perubahan entalpi diatas menunjukkan: a. UH pembentukan C2H2 dan unsurͲunsurnya b. UH pembentukan 1 mol C2H2 secara semourna c. UH pembentukan CO2 dari reaksi C2H2 dan O2 d. UH reaksi 2 mol C2H2 dengan O210. Untuk menguraikan 17 gram NH3(g) (BM = 17) menjadi unsurͲ unsurnya diperlukan energi 11 Kkal, maka panas pembentukan NH3(g) adalah: a. 11 Kkal/mol b. 11/17 Kkal/mol c. Ͳ11 Kkal/mol d. 14 Kkal/mol11. Kalor lebur yang diperlukan suatu zat pada waktu zat tadi melebur adalah: a. Menaikkan suhu b. Mematahkan energi ikatan kisi c. Mengubah padat menjadi wujut gas d. Mempertahankan temperatur tetap e. Mempercepat proses peleburan13. Diketahui : C + 2S ї CS2 Ͳ 19,7 Kkal S + O2 ї SO2 +71,2 Kkal C + O2 ї CO2 +79,8 Kkal CS2+3O2їCO2+2SO2 + X Kkal Harga X adalah a. 319,7 Kkal b. 241,9 Kkal c. 188,7 Kkal d. 149,3 KkalKimia Kesehatan, Direktorat Pembinaan Sekolah Menengah Kejuruan 2007

20514. Dalam suatu proses dimana sistem melakukan kerja sebesar 60 Kkal, sistem tersebut mengalami penurunan energi dalam sebesar 30 Kkal. Dapat disimpulkan bahwa kalor dari proses tersebut adalah: a. 90 Kkal a. Ͳ30 Kkal b. 60 Kkal c. Ͳ60 Kkal15. Entalpi pembentukan standart karbon dioksida sama dengan Ͳ 34,3 kJ/mol. Yang manakah di bawah ini yang merupakan entalpi pembakaran standart dari karbon dinyatakan dalam kJ/mol. a. Ͳ34.3 b. +34.3 c. +197 d. Ͳ19716. Pada reaksi pembentukan NO(g) berikut: N2(g) + O2(g) ї 2 NO(g) Kalor reaksinya adalah + 43,2 Kkal. Karena reaksi berlangsung tanpa perubahan volume, maka perubahan energi dalam (UU) adalah: a. Ͳ43,2 Kkal b. Ͳ21,6 Kkal c. 21,6 Kkal d. 43,2 Kkal17. Pasangan perubahan manakah dibawah ini yang mengakibatkan suatu sistem kimia mengalami reaksi spontan: a. Berkurangnya entalpi dan entropi b. Bertambahnya entalpi dan entropi c. Entalpi bertambah, entropi konstan d. Entalpi berkurang, entropi bertambah18. Jika A dan B adalah dua buah unsur gas yang dapatmembentuk senyawa AB. Jika diketahui:A + B ї AB(g) UH = XA + B ї AB(l) UH = YA + B ї AB(s) UH = ZMaka kalor sublimasi AB(s) adalah:a. X Ͳ Zb. X + Y + Zc. Z – Xd. X – Y – ZKimia Kesehatan, Direktorat Pembinaan Sekolah Menengah Kejuruan 2007



206 Bab 11. Sifat Koligatif dan KoloidStandar Kompetensi Kompetensi DasarMemahami koloid, suspensi Mengidentifikasi koloid, suspensi dan larutan sejatidan larutan sejati Membedakan macam dan sifat koloid Menerapkan system koloid dalam kehidupanTujuan Pembelajaran1. Siswa dapat menjelaskan sifat koligatif larutan2. Siswa dapat mengenal beberapa sifat koligatif larutan3. Siswa dapat mendeskripsikan system dispers4. Siswa mampu menyebutkan jenisͲjenis koloid5. Siswa dapat menyebutkan caraͲcara membuat koloid6. Siswa dapat menyebutkan teknik pemisahan koloid7. Siswa dapat menyebutkan manfaat koloid dalam kehidupan sehariͲhari11.1. Sifat Koligatif LarutanDalam proses pembuatan larutan sudah banyak kita bahas sifatͲsifatkimia. Bercampurnya zat terlarut dengan pelarut tidak hanyamemberikan perubahan sifat kimia namun juga perubahan sifat fisika.SifatͲsifat ini muncul karena keberadaan partikelͲpartikel zat terlarut.Kita ambil contoh dalam kehidupan sehariͲhari, jika kita memasak airtentu akan mendidih pada suhu 100oC, namun jika kita masukkan garamke dalamnya terjadi perubahan suhu mendidihnya. Dalam hal initentunya akan terjadi penambahan energi tidak hanya untukmeningkatkan suhu air, namun juga untuk meningkatkan suhu garam.Karena sifatͲsifat tersebut ditentukan oleh jumlah partikel, makakonsentrasi larutan yang dipergunakan adalah fraksi zat terlarut dalamfraksi totalnya atau fraksi pelarut di dalam fraksi totalnya, yangdinyatakan dalam fraksi mol zat (X). Satuan konsentrasi yang jugadipergunakan adalah rasio berat zat terlarut dalam larutannya yaitumolalitas (m), ingat Bab 3, konsentrasi larutan.Perubahan sifatͲsifat ini tidak terbatas pada hanya pada titik didih,namun juga terhadap titik beku dan tekanan uap jenuh serta tekananosmotik larutan.11.1.1. Penurunan Tekanan Uap JenuhPenurunan tekanan uap jenuh larutan akan semakin besar apabilakonsentrasi (fraksi mol) dari zat terlarut semakin besar. Tekanan uapsuatu zat cair lebih tinggi dari tekanan uap jenuh larutan, perhatikanGambar 11.1.Kimia Kesehatan, Direktorat Pembinaan Sekolah Menengah Kejuruan 2007

207Roult meneliti dan banyak melakukaneksperimen dalam berbagai campuran zatdan dia menyimpulkan hubungan antarapenurunan tekanan uap suatu zat cairdengan konsentrasi larutannya, Hasilekperimennya mengantarkan Roult untukmenyederhanakan fenomena tersebutkedalam persamaan seperti dibawah ini : P = P0 . XAdimana;P = tekanan uap jenuh larutan Gambar 11.1. Pengaruh adanya zat terlarutP0 = tekanan uap jenuh pelarut murni terhadap tekanan uap pelarut A murni danXA = fraksi mol pelarut adanya zat terlarut BSedangkan penurunan tekanan uap jenuh Bagan 11.2 Pengaruh adanya zat terlarutdiakibatkan karena adanya fraksi zat terlarut terhadap tekanan uap pelarut A murni dandi dalam pelarut. adanya zat terlarut BSehingga besarnya penurunan sangattergantung pada fraksi zat ini yang Beberapa asumsi kita pergunakan yaitu jika beratdinyatakan dalam persamaan; larutan adalah 100 gram, sehingga kita dapat menentukan berat zat dari zat terlarut Glukosa ѐP = P0 . XB dengan rumus molekul C6H12O6dimanaѐP = penurunan tekanan uap jenuh pelarut Misalkan berat larutan = 100 gramP0 = tekanan uap jenuh pelarut murniXB = fraksi mol zat terlarut Glukosa (C6H12O6) = 18% x 100=18 gram = 18/180 molDari hubungan di atas maka didapat, = 0,1 moltekanan uap jenuh larutan: Air (H2O) = 100 - 18 gram = 82 gram P = P0A Ͳ ѐP = 82/18 mol = 4.56 molP = tekanan uap larutanѐP0A = penurunan tekanan uap jenuh Fraksi mol C6H12O6 = 0,1 0,02larutan 0,1  4.56P0A = tekanan uap jenuh pelarut murni a. Penurunan tekanan uap jenuh air (pelarut):Untuk lebih mudah memahaminya mari kitaperhatikan contoh soal dibawah ini, ¨P = P0 . XB = 0,7 . 0,02Di dalam air terlarut 18% berat glukosa = 0,015 atmdimana diketahui tekanan uap air pada suhu30oC adalah 0,7 atm. Dengan mengetahui jumlah perubahan tekanan uapa. tentukan penurunan tekanan uap jenuh mka dapat ditentukan tekanan uap jenuh larutan; air b. Tekanan uap jenuh larutanb. tentukan tekanan uap jenuh larutan P = P0A - ¨PA pada suhu 30oC = 0,7 – 0,069 = 0,631 atmPerhatikan cara penyelesaikan soal ada padabagan 11.2. disebelah.Kimia Kesehatan, Direktorat Pembinaan Sekolah Menengah Kejuruan 2007

20811.1.2. Jumlah partikel larutan elektrolit Bagan 11.3. Jumlah partikel yang terjadi dan non elektrolit pada proses ionisasi sebagianSebelum kita bahas kenaikan titik didih dan Jika reaksi ionisasi dengan derajatpenurunan titik beku, terlebih dahulu kita bedakan ionisasi D.Larutan elektrolit dan larutan non elektrolit dalamkaitannya kandungan partikelnya.Kedua larutan ini a ADĺ n Bwalaupun memiliki konsentrasi larutan yang sama,namun memiliki jumlah partikel yang berbeda. Hal Zat A mula-mula : a molini disebabkan karena larutan elektrolit terurai Zat A yang terurai : a D molmenjadi ionͲion sedangkan larutan non elektrolit Zat A yang tersisa : a - a D moltidak terionisasi. : a (1-D) molUntuk larutan non elektrolit, tidak terionisasi C6H12O6 ї C6H12O6 Zat B yang terbentuk : n a D molHanya melarut dan terpecah menjadi partikelͲ Jumlah mol sesudah ionisasi :partikel yang lebih kecil. Sedangkan larutan Zat A sisa + Zat B yang terbentukelektrolit, mengalami ionisasi seperti: Jumlah mol sesudah ionisasi HCl ї H+ + ClͲ : a (1-D) m + n a D : a [1+ (n-1) D]Pada kasus HCl merupakan elektrolit kuat, sehinggasemua terionisasi, jika elektrolit tersebut hanya Perbandingan jumlah mol sesudahterionisasi sebagian, maka perlu cara lain untukmelihat banyaknya partikel yang terionisasi seperti dan sebelum ionisasi adalahyang disajikan pada bagan 11.3. : a[1  (n  1)D ]11.1.3. Kenaikan titik didih aHasil eksperimen Roult menunjukan bahwa : 1 + (n-1) DKenaikan titik didih larutan akan semakin besarapabila konsentrasi (molal) dari zat terlarut Gambar 11.4. Diagram tekanan dansemakin besar. Titik didih larutan akan lebih tinggi suhu untuk titik didih dan titik beku daridari titik didih pelarut murni. Hal ini juga diikutidengan penurunan titik beku pelarut murni, atau pelarut dan larutantitik beku larutan lebih kecil dibandingkan titikbeku pelarutnya. Hasil eksperimen inidisederhanakan dalam Gambar 11.4.Roult menyederhanakan ke dalam persamaan Tb = kb . mTb = kenaikan titik didih larutankb = tetapan kenaikan titik didih molal pelarut (kenaikan titik didih untuk 1 mol zat dalam 1000 gram pelarut)m = molal larutan (mol/100 gram pelarut)Perubahan titik didih atau ѐTb merupakan selisihdari titik didih larutan dengan titik didih pelarutnya,seperti persamaan : ѐTb = Tb – Tb0Kimia Kesehatan, Direktorat Pembinaan Sekolah Menengah Kejuruan 2007

209Hal yang berpengaruh pada kenaikan titik didih Bagan 11.5. Penyelesaian soal Titikadalah harga kb dari zat pelarut. Kenaikan tidak didih larutan elektrolit.dipengaruhi oleh jenis zat yang terlarut, tapi olehjumlah partikel/mol terlarut khususnya yang terkait H2SO4 Ļ 2 H+ + SO42-, jumlah n = 3dengan proses ionisasinya. D=1 m = 0.1 molalUntuk zat terlarut yang bersifat elektrolit kb air= 0.52 oC/molalpersamaan untuk kenaikan titik didik harus dikalikan Perubahan Titik didihnya adalahdengan faktor ionisasi larutan, sehingga ¨Tb = kb . m [1 + (n -1) D]persamaannya menjadi : ¨Tb = 0.52 . 0.1[1+(3-1).1] ¨Tb = 0.52 . 0.3 ѐTb = kb . m [1 + (n Ͳ1) D] ¨Tb =0.156 oC Titik didih larutandimana ¨Tb = Tb – Tb0 Tb = 100 + 0.156n = jumlah ionͲion dalam larutan Tb =100.156 oC Jadi tampak jelas bahwa terjadiD = derajat ionisasi perbedaan didih larutan elektrolit dan non elektrolit walaupun konsentrasinyaContoh jumlah ion untuk beberapa elektrolit: sama-sama 0.1 molal HCl ї H+ + ClͲ, jumlah n = 2 H2SO4 ї 2 H+ + SO42Ͳ, jumlah n = 3 H3PO4 ї 3 H+ + PO43Ͳ, jumlah n = 4Agar mudah dimengerti kita ambil perhitungankenaikan titik didih untuk zat nonͲelektrolit dan nonelektrolit sebagai perbandingannya.Sebuah larutan gula C6H12O6 dengan konsentrasisebesar 0.1 molal, jika pelarutnya air dengan hargakb = 0.52 oC/molal. Tentukan titik didih larutantersebut.Larutan gula tidak mengalami ionisasi sehingga, C6H12O6 ї C6H12O6 0.1 molal ї 0.1 molalѐTb = kb . mѐTb = 0.52 . 0.1ѐTb = 0.052oCDiketahui titik didih air adalah 100oC, maka titikdidih larutan adalahѐTb = Tb – Tb0Tb = 100 + 0.052Tb = 100.052 oCSekarang coba kita bandingkan dengan zat yangdapat terionisasi : Sebuah larutan 0.1 molal H2SO4,zat tersebut merupakan asam kuat dengan derajationisasi D = 1. jika pelarutnya air, dan harga kb air=0.52 oC/molal.Tentukan titik didih larutan tersebut.Penyelesaian soal ini ditampilkan pada Bagan 11.5.di sebelah.Kimia Kesehatan, Direktorat Pembinaan Sekolah Menengah Kejuruan 2007

21011.1.4. Penurunan Titik Beku Bagan 11.6. Penyelesaian soal Titik beku larutan nonͲelektrolitSeperti tampak pada diagram pada Gambar 10.4bahwa kenaikan titik didih diikuti dengan Penurunan titik beku;penurunan titik beku suatu larutan. Jika konsentrasi ¨Tf = kf . m(dalam molalitas) dari zat terlarut semakin besar,maka titik beku larutan semakin kecil. Selisih antara konsentrasi larutan = 0,6moltitik beku larutan dengan titik beku pelarut disebut 100grambenzolpenurunan titik beku. Hubungan penurunan titikbeku larutan dengan konsentrasi larutan maka dalam 100 gram benzol akandisederhanakan dalam persamaan dan persamaan terdapat:ini untuk larutan non elektrolit : 1000 X 0,6 4 mol (m) ѐTf = kf . m 150ѐTf = penurunan titik beku ¨Tf = 4,9 X 4 = 19,60Ckf = tetapan penurunan titik beku dari zat pelarut Jadi penurunan titik beku = 19,60Cm = molal larutan Titik beku larutan:Untuk larutan elektrolit berlaku persamaan : ¨Tf = Tf0 – Tf 19,6 = 5,6 – Tf ѐTf = kf . m[1 + (n Ͳ1) D] Tf = -14Hubungan antara perubahan titik beku dengan Maka titik beku larutan = -14 0Clarutan ditunjukan oleh persamaan : Bagan 10.6. Penyelesaian soal Titik ѐT f = T f 0 – T f beku larutan elektrolitѐT f = penurunan titik beku H2SO4 Ļ 2 H+ + SO42-, jumlah n = 3T f = titik beku larutan D=1T f 0 = titik beku pelarut m = 0.1 molal kf air= 2.86 oC/molalUntuk lebih mudah menggunakan persamaan Perubahan Titik didihnya adalahpenurunan titik beku larutan perhatikan contoh soal ¨Tf = kf . m [1 + (n -1) D]dibawah ini: ¨Tf =2.86. 0.1[1+(3-1).1] ¨Tf =2.86. 0.3Sebuah senyawa sebanyak 0,6 mol terdapat dalam ¨Tf = 0.858 oC150 gram benzol, jika diketahui kf untuk senyawa Titik didih larutanbenzol adalah 4,9 0C/mol dan titik bekunya = 5,6 0C. ¨Tf = Tf – Tf0Tentukan Penurunan titik beku dan titik beku Tf = 0 - 0.858larutan. Penyelesaian dalam Bagan 10.6 disebelah. Tf =- 0.858 oCSebagai bahan pembanding kita dapat tentukanjuga penurunan titik beku larutan untuk senyawaelektrolit sepert Asam sulfat.Larutan 0.1 molal H2SO4, zat tersebut merupakanasam kuat dengan derajat ionisasi D = 1. jikapelarutnya air, dan harga kf air = 2.86 oC/molal.Tentukan titik beku larutan tersebut. Penyelesaianpada Bagan 11.6.Kimia Kesehatan, Direktorat Pembinaan Sekolah Menengah Kejuruan 2007

11.2. Tekanan Osmotik 211Osmosis adalah proses merembesnya atau Gambar 11.7. Percobaanmengalirnya pelarut ke dalam larutan melalui selaput perembesan larutan melaluisemipermiabel. Proses perembesan hanya terjadi darilarutan yang mempunyai konsentrasi yang kecil ke membran semi permeabeldalam larutan berkonsentrasi besar.Selaput permeabel merupakan selaput yang hanyadapat dilewati oleh partikelͲpartikel dengan ukurantertentu.Tekanan osmotik atau osmosa adalah tekanan yangdiperlukan, sehingga terjadi penghentian aliranpelarut ke dalam larutan. Pada Gambar 11.7 besarnyatekanan setara dengan perubahan dari ѐh.Dalam hubungannya dengan konsentrasi larutan Vanhet Hoff menyimpulkan bahwa Tekanan osmotiklarutan akan semakin besar apabila konsentrasi(Molar) dari zat terlarut semakin besar.Menurut Van Het Hoff, maka berlaku: S C.R.Tʋ = tekanan osmosa (dalam atm)C = konsentrasi zat terlarut mol/LR = konstanta gas = 0,082 atm.L/mol.KT = suhu dalam oKTekanan osmosa 17 gram suatu zat dalam 1 literlarutan pada suhu 27 oC adalah 1,5 atm. Berapakahberat molekul zat tersebut?Persamaan tekanan osmosaS C.R.Tʋ = 1.5 atmR = 0.082 atm.L/mol.KT = 273 + 27 = 3000K1,5 = C . 0,082 . 300C = 0.061 mol/LBM dari zat tersebut adalahmol Berat MrMr = 278.Kimia Kesehatan, Direktorat Pembinaan Sekolah Menengah Kejuruan 2007

212RANGKUMAN 1. Bercampurnya zat terlarut dengan pelarut tidak hanya memberikan perubahan sifat kimia namun juga perubahan sifat fisika. SifatͲsifat ini muncul karena keberadaan partikelͲpartikel zat terlarut. Perubahan sifat meliputi titik didih, titik beku , tekanan uap jenuh dan tekanan osmotik larutan. 2. Rault menyimpulkan hubungan antara penurunan tekanan uap suatu zat cair dengan konsentrasi larutannya dalam persamaan :ѐP=P0 . XB, dimana ѐP = perubahan tekanan uap larutan, P0 = tekanan uap jenuh pelarut murni dan XB = fraksi mol pelarut. 3. Untuk larutan non eleltrolit hanya melarut dan terpecah menjadi partikelͲpartikel yang lebih kecil. Sedangkan larutan elektrolit, mengalami ionisasi sehingga perlu kalikan dengan persamaan 1 + (nͲ1) D, dimana : i = faktor ionisasi, n = jumlah ion dan D = derajat ionisasi. 4. Kenaikan titik didih larutan akan semakin besar apabila konsentrasi (molal) dari zat terlarut semakin besar. ѐTb = kb . m, untuk larutan elektrolit ѐTb = kb . m [1 + (n Ͳ1) D] dimana, Tb = kenaikan titik didih larutan kb = tetapan kenaikan titik didih molal pelarut (kenaikan titik didih untuk 1 mol zat dalam 1000 gram pelarut) dan m = molal larutan (mol/100 gram pelarut) 5. Hubungan penurunan titik beku larutan dengan konsentrasi larutan disederhanakan dalam persamaan ѐTf = kf . m, untuk larutan elektrolit ѐTf = kf . m [1 + (n Ͳ1) D], dimana ѐTf = penurunan titik beku, kf = tetapan penurunan titik beku dari zat pelarut dan m = molal larutan. 6. Hubungannya dengan konsentrasi larutan Van het Hoff menyimpulkan bahwa Tekanan osmotik larutan akan semakin besar apabila konsentrasi (Molar) dari zat terlarut semakin besar. S C.R.T , dimana ʋ = tekanan osmosa (dalam atm), C = konsentrasi zat terlarut mol/L, R = konstanta gas = 0,082 atm.L/mol.K dan T = suhu dalam oK.Kimia Kesehatan, Direktorat Pembinaan Sekolah Menengah Kejuruan 2007