Laju Reaksi

LAJU REAKSI

Download Link:Laju Reaksi.pdf

Pendahuluan

Laju reaksi merupakan proses yang dapat diamati pada kehidupan sehari-hari. Proses ini memungkinkan kita menentukan pilihan tindakan terhadap waktu yang ada.

Laju Reaksi

Laju reaksi adalah cara untuk menyatakan kecepatan terjadinya reaksi kimia. Dalam bahasa lain, ia didefinisikan sebagai laju pengurangan konsentrasi reaktan atau laju penambahan konsentrasi produk (dalam satuan waktu, biasanya detik). Maka dapat dikatakan, ini menyatakan seberapa cepat terbentuk produk atau habisnya reaktan. Satuannya biasanya M/s atau mol/ dm³ s.

Laju pada reaksi  ‘aA + bB -> cC’ dapat dicari dengan

 @ a, b, dan c adalah koefisien reaksi

V_A, v_B, dan v_C dapat dicari dengan

   dan   @:

·       V_A, V_B, dan V_C adalah laju reaksi, dengan satuan Ms^-1

·       Δ[A], Δ[B], dan Δ[C] adalah perubahan konsentrasi masing-masing senyawa

·       Δt adalah perubahan satuan waktu

Catatan: tanda negatif diberi untuk reaktan (laju penguraian) sementara positif untuk produk (laju    pembentukan)

Perlu diingat bahwa laju reaksi berbanding terbalik dengan waktu, atau: . Ingat juga bahwa besarnya ΔH tidak mempengaruhi laju reaksi.

Ada beberapa hal yang mempengaruhi proses laju reaksi, yaitu:

1.      Sifat Reaktan

Zat seperti CCl₄ tidak terbakar pada oksigen, sementara CH₄ terbakar dengan baik. Faktor ini tidak dapat dikendalikan.

2.      Tekanan Pada Reaktan Gas

Semakin tinggi tekanan pada reaktan yang  berbentuk gas, maka semakin besar lajunya. Tekanan berbanding terbalik dengan volume. Pada mol yang sama, jika volume diperkecil maka M akan semakin besar. Hubungannya akan dilihat pada poin 6.

3.      Keberadaan Katalis

Katalis adalah zat yang ditambahkan pada reaksi, namun tidak mempengaruhi hasil reaksi maupun perubahan entalpi reaksi tersebut. Jadi, perubahan yang ada tidak permanen. Ia berguna untuk mempercepat terjadinya reaksi. Katalis yang digunakan ditulis kecil di atas tanda panah. Contoh yang sering digunakan adalah Pt ada Ni. Mengenai ini, akan dibahas pada bagian Teori Tumbukan.

4.      Keadaan Ukuran Partikel/Luas Permukaan

Luas permukaan, atau keadaan ukuran partikel memiliki pengaruh pada laju reaksi. Semakin besar bidang sentuh, semakin  cepat reaksi. Maka, serbuk Fe akan lebih cepat dari kepingan Fe, yang akan lebih cepat dari padatan/balok Fe pada massa yang sama untuk setiap bentuk.

5.      Suhu

Semakin tinggi suhu, semakin cepat laju terjadi. Untuk menghitung ini, digunakan rumus:

  @:

·       V₂ adalah laju yang dicari

·       V₁ adalah laju awal

·       x adalah kelipatan kecepatan pada perubahan suhu

·       ΔT adalah perubahan suhu

·       a adalah kelipatan perubahan suhu

Catatan: peningkatan suhu 10^oC akan meningkatkan laju menjadi 2 kali laju awal

6.      Konsentrasi Reaktan

Konsentrasi reaktan dan pengaruhnya akan dibahas pada bagian berikut.

Konsentrasi Reaktan

Konsentrasi adalah konsep penting. Untuk, perlu dipahami mengenai molaritas terlebih dahulu.

Molaritas adalah satuan konsentrasi senyawa. Ia merupakan mol senyawa dibagi volume total senyawa (atau volume total wadah isi senyawa) dalam liter. Ia dilambangkan dengan M, dengan satuan mol L^-1.

Molaritas, atau konsentrasi, berpengaruh penting pada laju. Semakin besar konsentrasi, semakin besar laju reaksi. Untuk menyatakan hubungannya, dibuat persamaan laju reaksi. Bentuk umumnya adalah:

 @:

·       V adalah laju reaksi (Ms^-1)

·       K adalah tetapan laju reaksi (satuan tergantung kondisi)

·       [x], [y] , dan [z] adalah konsentrasi reaktan

·       a, b, dan c adalah orde reaksi

Orde reaksi adalah bilangan yang menyatakan pengaruh konsentrasi reaktan pada laju reaksi. Orde reaksi dapat dicari melalui data percobaan, yang hanya bisa didapat melalui percobaan. Dalam soal, umumnya data percobaan telah diberikan. Untuk itu, gunakan rumus:

Dimana indeks 1 dan 2 menandakan untuk membandingkan hasil 2 percobaan yang berbeda. Sebagai tips, pilihlah percobaan dimana salah satu reaktan memiliki nilai M yang sama. Hal itu akan memudahkan mencari orde reaktan satunya. Orde total reaksi didapat dengan menjumlah seluruh orde reaktan.

Dari situ, dapat diambil 5 jenis orde reaksi, yaitu:

1.      Orde 0

Tidak ada reaksi berorde 0, namun ada reaktan berorde 0. Artinya, perubahan konsentrasinya tidak berpengaruh pada laju reaksi.

2.      Orde 1

Orde reaksi 1, berarti laju reaksi berjalan sesuai konsentrasi reaksinya. Biasanya terjadi pada reaksi dengan reaktan hanya 1.

3.      Orde 2 atau lebih

Laju reaksi meningkat secara eksponen sesuai konsentrasi reaktan. Kebanyakan reaksi masuk dalam kategori ini.

4.      Orde 1 ‘bayangan’

Umumnya terjadi pada reaksi hidrolisis, dimana H₂O ada pada kadar yang berlimpah sehingga perubahan konsentrasi tidak berpengaruh pada laju reaksi. Contoh:

CH₃CO₂C₂H₅(aq) + H₂O(l) -> CH₃CO₂H(aq) + C₂H₅OH(aq) memiliki orde reaksi 1, karena keberadaan H₂O tidak mempengaruhi laju reaksi.

5.      Orde antara 0 dan 1

Laju reaksi ada pada akar dari konsentrasi reaktan terkait.

Jika orde telah diketahui, maka nilai k dapat ditentukan. Caranya dengan mensubstitusi salah satu nilai dari hasil percobaan pada persamaan laju reaksi yang telah diketahui ordenya. Dari sana, dapat ditentukan besar k serta satuannya (untuk reaksi berorde 2, satuan k adalah M^-2s^-1).

Teori Tumbukan

Teori tumbukan (collision theory) menyatakan bahwa untuk terjadi suatu reaksi, maka molekul-molekul reaktan perlu bertabrakan dengan energi yang cukup dan arah yang benar. Hal itu akan memutus ikatan, lalu menciptakan tahap activated complex, sehingga mungkin terbentuk senyawa produk. Energi minimal itu disebut energi aktivasi (E_a), sebagai kunci terjadi reaksi.

Reaksi ini dapat terjadi secara eksoterm maupun endoterm. Namun, energi aktivasi yang dibutuhkan pasti lebih tinggi dari tingkat energi awal, maupun tingkat energi akhir (jika reaksi tersebut endoterm). Bayangkan bila tidak ada E_a, maka semua reaksi akan terjadi seketika.

Fungsi katalis disini adalah memberikan jalan alternatif bagi reaktan dengan menurunkan nilai E_a dari reaksi. Maka, laju reaksi akan semakin besar. Pada konsentrasi yang tetap, yang berubah adalah nilai k dari reaksi tersebut.

Pemanfaatan Katalis dalam Kehidupan

Enzim dalam tubuh adalah contoh katalis murni. Dengan enzim amilase pada ludah, kita bisa mencerna karbohidrat yang kita makan dengan lebih cepat. Selain itu, katalis memegang peranan penting dalam industri. Yang paling terkenal, Proses Haber-Bosch (pembuatan amonia) dan Proses Kontak (pembuatan asam sulfat ) menggunakan katalis. Katalis seperti Ni juga ditambahkan pada margarin (karena itu, saya kadang berpikir untuk makan margarin). Katalis digunakan juga untuk menyaring udara pada knalpot dan cerobong asap.

Sumber:

Retnowati, Priscilla. 2007. Seribupena Kimia untuk SMA Kelas XI. Jakarta: Erlangga

Suyatno, dkk. Kimia Untuk SMA/MA Kelas XI. 2007. Jakarta: Grasindo

Purba, Michael. Kimia 2A Untuk SMA Kelas XI. 2006. Jakarta: Erlangga

Toh, CS. A-Level Study Guide-Chemistry-Edition 3.0.3 for Higher 2. 2009. Singapore: Step-by-Step

Goldberg, David E. 2005.Schaum’s Outlines: Kimia Untuk Pemula Edisi Ketiga. Jakarta: Erlangga

Kirimkan semua pertanyaan pada: pauly.simanjuntak@gmail.com

Menghitung Perubahan Entalpi

MENGHITUNG PERUBAHAN ENTALPI

Link Download: Menghitung Perubahan Entalpi.pdf

Pendahuluan

Setelah mengetahui nilai entalpi dapat berubah, beserta berbagai kategorinya, maka perlu diketahui cara mencari besar perubahan tersebut, sehingga dapat diukur kekuatan sebuah reaksi.

Macam-Macam Cara Pengukuran

Secara umum, upaya pencarian dapat dibagi menjadi dua jenis: eksperimen dan teoritis. Bila dijabarkan, ada 4 metode yaitu:

1. Eksperimen
2. Berdasarkan hukum Hess
3. Menggunakan data entalpi pembentukan standar
4. Menggunakan data energi ikatan

Semuanya akan dijabarkan satu-persatu.

1. Eksperimen
   
   
   
   Alat yang digunakan untuk mengukur perubahan entalpi disebut kalorimeter. Alat ini membuat sistem terisolasi, sehingga dapat mengukur dengan tepat. Ada 2 jenis kalorimeter, yaitu kalorimeter bom dan yang sederhana.
   
   Kalorimeter bom adalah kalorimeter yang menggunakan bilik pemantik untuk membakar benda padat yang akan diuji. Di luar tempat pembakaran diisi air (atau larutan lainnya). Perubahan entalpi dilihat mengikuti perubahan suhu. Maka, besar perubahan entalpi dihitung dengan:
   
   
   
   Dimana dan
   
   Kalorimeter sederhana, berbeda dengan bom, tidak melakukan pembakaran, namun hanya mengisolasi larutan yang bereaksi dan membiarkannya bereaksi sementara perubahan suhunya diukur. Besar perubahannya dihitung dengan:
   
   
   
   Kapasitas kalorimeter dapat diabaikan, karena kapasitas panasnya kecil.
   
   Catatan:Ingatlah bahwa c_air= 4.18 J/gK~4.2 J/gK, walau K(kelvin) dapat disamakan dengan C(celcius) tanpa memakai perubahan nilai.
   
   
   
   
   
   
2. Berdasarkan hukum Hess
   
   Hukum Hess menyatakan bahwa reaksi dapat terdiri dari penjumlahan beberapa reaksi lain. Maka, besar perubahan entalpi akan sama, baik jika reaksi berlangsung 1 tahap atau melalui tahap lainnya. Maka:
   
   
   
   
   
   Dimana n adalah tahapan reaksi ke-n
   
   Contoh:
   
   Perhatikan reaksi pada diagram berikut!
   
   
   
   
   
   S(s) + 3/2 O₂(g) -> SO₃(g) ΔH=-395.7 kJmol^-1
   
   SO₂(g) -> S(s) + O₂(g) ΔH=+298.6 kJmol^{-1       +}
   
   SO₂(g) + O₂(g) -> SO₃(g) ΔH=-98.8 kJmol^-1
   
   
   
   
   
   
3. Menggunakan data entalpi pembentukan standar
   Cara ini adalah turunan dari hukum Hess. Cara ini melihat nilai entalpi pemecahan dan penyatuan dari masing-masing senyawa. Data H^o_f dapat digunakan pula untuk mengetahui besar perubahan entalpi. Perhatikan diagram berikut:

ΔH₁ adalah entalpi penguraian CaO

ΔH₂ adalah entalpi penguraian H₂SO₄

ΔH₃ adalah entalpi pembentukan CaSO₄

ΔH₄ adalah entalpi pembentukan H₂O

Maka, ΔH dihitung dengan:

Catatan: Ingatlah bahwa nilai ΔH^o_f adalah kebalikan dari ΔH^o_d. Berlaku sebaliknya

4. Menggunakan data energi ikatan
   
   
   
   Setiap ikatan antara satu atom dengan atom lainnya pada senyawa memiliki nilai energi ikatan tertentu. Nilai ini menyatakan kekuatan ikatan, sehingga tidak terpengaruh pada perubahan yang terjadi pada senyawa (terbentuk atau terurai). Dilambangkan dengan D.
   
   Untuk menghitung nilai ΔH pada suatu senyawa, lihat ada berapa banyak ikatan yang ada. Ikatan rangkap tetap dihitung sebagai satu. Ingat juga bahwa satu atom yang memiliki banyak pasangan dapat dihitung beberapa kali. Contoh, bila terjadi reaksi hingga CH₄ pecah dan D_C-H=410 kJmol^-1. Gambarlah diagramnya, maka anda melihat bahwa C berikatan dengan 4 atom H. Maka, ΔH dalam proses ini adalah ΔH=4 x 410 = 1640 kJ mol^-1 (ingat, ada 4 ikatan C dengan H).
   
   Total nilai ΔH dihitung dengan :
   
   
   
   Berikut beberapa nilai D:
   
   
   
   
   

Sumber:

Bresnick, Stephen D. ,M.D. 1996. Intisari Kimia Umum. Jakarta: Hipokrates

Suyatno, dkk. Kimia Untuk SMA/MA Kelas XI. 2007. Jakarta: Grasindo

Purba, Michael. Kimia 2A Untuk SMA Kelas XI. 2006. Jakarta: Erlangga

Toh, CS. A-Level Study Guide-Chemistry-Edition 3.0.3 for Higher 2. 2009. Singapore: Step-by-Step

http://www.chem-is-try.org

Kirimkan semua pertanyaan pada: pauly.simanjuntak@gmail.com

TERMOKIMIA & ENTALPI

TERMOKIMIA & ENTALPI

Download link: Termokimia & Entalpi

Pendahuluan

Pada tulisan ini akan dibahas mengenai reaksi kimia dan hubungannya dengan panas dan energi yang berubah saat terjadi reaksi tersebut.

Sistem & Lingkungan

Untuk mengerti termokimia, perlu dipahami konsep sistem dan lingkungan. Pertama, kita akan membahas mengenai sistem. Sistem adalah reaksi atau tempat yang dijadikan titik pusat perhatian. Lingkungan adalah semua hal yang menunjang sistem, atau dengan kata lain, semua hal di luar sistem. Contohnya, bila anda melihat segelas air, maka segelas air adalah sistem, sementara ruangan dan semua lainnya adalah lingkungan.

Ada 3 jenis sistem, berdasarkan transformasi materi dan energinya, yaitu:

1. Sistem terbuka, yaitu sistem dimana pertukaran materi dan energi keluar masuk sistem dapat dilakukan. Contohnya, air dalam gelas terbuka.
   
   
2. Sistem tertutup, dimana hanya ada pertukaran energi atau materi satu arah. Contohnya, air panas dalam gelas tertutup, dimana hanya panas (energi) dari dalam gelas yang bergerak ke arah lingkungan.
   
   
3. Sistem terisolasi, yaitu dimana tidak terjadi pertukaran materi dan energi sama sekali. Contohnya, air dalam termos.

Entalpi

Entalpi, seperti asal kata Yunaninya, berarti kandungan energi pada suatu benda. Jika kita bayangkan kita melihat sebuah ember yang kita tidak tahu volumenya dan berisi air. Seperti banyak air yang tidak kita tahu, besar entalpi juga tidak kita ketahui. Namun, jika dari ambil atau beri air sebanyak satu gayung dari/pada ember tersebut, kita tahu perubahan isinya. Begitulah kita tahu perubahan entalpi.

Entalpi dilambangkan dengan huruf H (terkadang dengan h). Kita dapat mengetahui perubahan entalpi pada suatu reaksi dengan:

ΔH = H_produk - H_reaktan

Dimana semuanya terdapat dalam satuan J atau kal.

Jika kita hubungkan entalpi dengan hukum termodinamika yang pertama, kita akan tahu bahwa entalpi secara global tidak pernah berubah. Energi hanya bergerak, namun tidak bertambah atau berkurang. Lebih jauh akan dibahas dalam tulisan Pengayaan Termokimia.

Reaksi Eksoterm dan Endoterm

Reaksi dibagi menjadi dua jenis, sesuai dengan arah perpindahan energi. Mereka adalah : (a) reaksi eksoterm dan (b) reaksi endoterm. Kita akan membahas yang pertama dahulu.

1. Reaksi Eksoterm
   
   
   Reaksi eksoterm, adalah kejadian dimana panas mengalir dari sistem ke lingkungan. Maka, ΔH < O dan suhu produk akan lebih kecil dari reaktan. Ciri lain, suhu sekitarnya akan lebih tinggi dari suhu awal.
   
   Contoh
   
   C(s)+O₂ -> CO₂ (g) ΔH=-393.4 kJ mol^-1
   
    Diagram reaksi eksoterm berupa:
   
   
   
   
   
   

2. Reaksi Endoterm
   
   
   Reaksi endoterm adalah kejadian dimana panas diserap oleh sistem dari lingkungan. Maka, ΔH > 0 dan suhu sekitarnya turun.
   
   Contoh:
   
   
   
   

• H₂(g) + I₂(g) -> 2HI(g) ΔH=51.9 kJ mol^-1
• Ba(OH)₂(s) + 2NH₄Cl (s) -> BaCl₂(l) + 2NH₃(g) + 2H₂O(l)
• Penguapan Alkohol
  Berikut diagram reaksi endoterm:
  

 











Kondisi Standar & Persamaan Termokimia

Semua persamaan termokimia akan dituliskan dengan kondisi standar (STP) sebagai acuannya, yaitu 1 atm (101.3 kPa) dan 25^oC (298 K). Ini digunakan karena unsur pada kondisi ini berada dalam tingkat paling stabil.

Persamaan termokimia akan menyatakan jumlah mol reaktan dan produk, serta menyatakan jumlah energi yang terlibat. SI untuk ΔH adalah kJ mol^-1. 'mol^-1' tidak menyatakan jumlah penyusun senyawa, namun jumlah per mol dalam persamaan tersebut, biasanya dengan acuan mol produk adalah 1. Contoh

CO(g) + 1/2 O₂(g) -> CO₂(g) ΔH= -283 kJ mol^-1

2CO(g) + O₂(g) -> 2CO₂(g) ΔH= -566 kJ mol^-1

Catatan:

1. Terkadang mol^-1 hanya dituliskan jika mol reaktan adalah 1, atau tidak dituliskan sama sekali
2. Persamaan termokimia juga harus memasukkan kondisi fisis senyawanya
    Jenis-Jenis Perubahan Entalpi

Ada beberapa jenis entalpi, namun kurikulum Indonesia hanya mensyaratkan 4 diantaranya (anda boleh lega, karena siswa Singapura belajar 7 jenis), yaitu:

1. Entalpi Pembentukan Standar (ΔH_f⁰= Standard Enthalpy of Formation)
   
   
   Entalpi pembentukan standar adalah perubahan entalpi untuk membentuk senyawa satu mol dari unsur-unsurnya pada kondisi standar.
   
   Contoh:
   
   H₂(g) + 1/2 O₂-> H₂O(l) ΔH=-286 kJ mol^-1
   
   C (grafit) + O₂(g) -> CO₂(g) ΔH=-393 kJ mol^-1
   
   K(s) + Mn(s) + 2O₂ -> KMnO₄(s) ΔH=-813 kJ mol^-1
   
   Catatan:
   

• ΔH_f elemen stabil adalah 0
• ΔH_f digunakan untuk memperkirakan stabilitas senyawa dibanding penyusunnya
• Semakin kecil ΔH_f, semakin stabil energi senyawa itu
• ΔH_f tidak mencerminkan laju reaksi (akan dibahas pada bab selanjutnya)

2. Entalpi Penguraian Standar (ΔH_d⁰= Standard Enthalpy of Decomposition)
   
   
   Entalpi penguraian standar adalah kebalikan pembentukan, yaitu kembalinya senyawa ke unsur dasarnya. Maka, entalpinya pun akan berbalik.
   
   Contoh:
   
   H₂O(l) -> H₂(g) + 1/2 O2(g) ΔH=+286 kJ mol^-1 (bnd. contoh H_f no. 1)
   
   
   
   
3. Entalpi Pembakaran Standar (ΔH_c⁰= Standard Enthalpy of Combustion)
   
   
   Entalpi pembakaran standar adalah perubahan entalpi ketika 1 mol materi dibakar habis menggunakan oksigen pada kondisi standar.
   
   Contoh :
   
   1/2 C₂H₄(g) + 3/2 O₂ -> CO₂(g) + H₂O(l) ΔH=-705.5 kJ mol^-1
   
   Catatan:
   

• ΔHc selalu negatif, karena panas pasti dilibatkan
• ΔHc bisa digunakan untuk menilai kandungan energi bahan bakar atau makanan

4. 
   
   Entalpi Pelarutan Standar (ΔHs⁰= Standard Enthalpy of Solution)
   
   Entalpi pelarutan standar adalah perubahan entalpi ketika 1 mol materi terlarut pada sebuah larutan menghasilkan larutan encer. Setelah itu, tidak akan terjadi perubahan suhu bila larutan awal ditambahkan.
   
   Contoh:
   

• NH₃(g) + aq -> NH₃(aq) ΔH_s=-35.2 kJ mol^-1
• HCl(g) + aq -> H⁺(aq) + Cl^-(aq) ΔH_s=-72.4 kJ mol^-1
• NaCl(s) + aq -> Na⁺(aq) + Cl^-(aq) ΔH=+4.0 kJ mol^-1

Catatan:

• Jika ΔH_s sangat positif, zat itu tidak larut dalam air
• Jika ΔH negatif, zat itu larut dalam air

Catatan: Pengukuran entalpi akan dibahas dalam tulisan tersendiri

Sumber:

Suyatno, dkk. Kimia Untuk SMA/MA Kelas XI. 2007. Jakarta: Grasindo

Purba, Michael. Kimia 2A Untuk SMA Kelas XI. 2006. Jakarta: Erlangga

Toh, CS. A-Level Study Guide-Chemistry-Edition 3.0.3 for Higher 2. 2009. Singapore: Step-by-Step

Encyclopaedia Britannica 2007

http://www.cem.msu.edu/~reusch/VirtualText/intro3.htm

Kirimkan semua pertanyaan pada: pauly.simanjuntak@gmail.com