modul 1 termokimia - · pdf fileunindra |modul kimia dasar ii 1 modul 1 termokimia...

UNINDRA |Modul Kimia Dasar II 1

MODUL 1

TERMOKIMIA

Termokimia adalah ilmu yang mempelajari hubungan antara energi panas

dan energi kimia. Sebagai prasyarat untuk mempelajari termokimia, kita harus

mengetahui tentang perbedaan kalor (Q) dan kerja (W).

Kalor (Q) adalah energi yang dipindahkan melalui batas-batas sistem,

sebagai akibat langsung dari perbedaan sushu yang terdapat antara sistem dan

lingkungan. Besarnya kalor tergantung pada proses. Q positif bila kalor masuk ke

dalam sistem, sebaliknya Q negatif bila kalor keluar dari sistem.

Kerja (W) adalah setiap energi yang bukan kalor, yang dipertukarkan antara

sistem dengan lingkungan. Kerja dapat berupa kerja mekanik, kerja listrik dsb. W

positif bila sistem menerima kerja (lingkungan melakukan kerja terhadap sistem),

sebaliknya W negatif bila sistem melakukan kerja terhadap lingkungan.

A. Hukum Pertama Termodinamika

Hubungan kalor dan kerja dalam suatu sistem dan lingkungan

dideskripsikan sebagai berikut : sejumlah tertentu kalor dimasukkan dalam suatu

sistem dari sekitarnya. Tetapi didapatkan bahwa kerja yang dilakukan oleh sistem

lebih kecil dari nilai kalor yang dimasukkan, maka ada suatu energi yang

tersimpan dala sistem yang besarnya sama dengan jumlah aljabar dari kalor dan

kerja. Energi yang tersimpan tersebut disebut energi dalam, dirumuskan :

ΔU = Q + W dimana: ΔU : perubahan energi dalam

W : kerja

Q : kalor

B. Kalor Reaksi

Kalor reaksi adalah energi yang dipindahkan dari atau ke sistem, sehingga

suhu zat-zat hasil reaksi menjadi sama dengan suhu campuran zat-zat pereaksi.


Panas reaksi dapat diukur dalam kalorimeter dan tergantung pada kondisi reaksi

yaitu: reaksi pada volume tetap (Qv) dan reaksi pada tekanan tetap (Qp).

Pengukuran kalor reaksi umumnya dilakukan pada udara terbuka dengan tekanan

yang dapat dianggap tetap, maka dalam kimia kebanyakan dipakai entalpi (H).

Kalor reaksi = kalor yang diserap (diperlukan) atau dilepaskan (dihasilkan)

dalam reaksi.= perubahan entalpi (ΔH). Apabila perubahan entalpi reaksi negatif

(ΔH = - ), maka reaksi disebut reaksi eksoterm. Artinya reaksi tersebut

membebaskan panas sebesar ΔH. Abila reaksi menyerap panas sebesar ΔH, maka

perubahan entalpi rekasinya bernilai positif (ΔH = + ). Reaksinya disebut reaksi

endoterm.

Contoh :

2 H2 (g) + O2 (g) —→ 2 H2O (l) + 136,6 kkal

H1 H2 Q

H1 = H2 + Q

H2 – H1 = – Q

ΔH = – Q = – 136,6 kkal

Disebut reaksi eksoterm (menghasilkan kalor). Biasanya dituliskan:

2 H2 (g) + O2 (g) —→ 2 H2O (l) ΔH = – 136,6 kkal

Reaksi kebalikannya adalah reaksi endoterm (memerlukan kalor).

2 H2O (l) —→ 2 H2 (g) + O2 (g) ΔH = + 136,6 kkal

ΔH Pembentukan Standar (ΔHf 0)

Adalah ΔH untuk membentuk 1 mol suatu senyawa dari unsur-unsur

penyusunnya pada keadaan standar.

C(s) + O2 (g) —→ CO2 (g) ΔH = – 94,1 kkal

ΔH pembentukan standar CO2 (g) = – 94,1 kkal/mol.

Umumnya dituliskan ΔHf 0 CO2 (g) = – 94,1 kkal/mol.

Jika suatu senyawa tersusun/terbentuk bukan dari unsur-unsur penyusunnya,

maka ΔH-nya tidak sama dengan ΔH pembentukan standar.

CO(g) + ½ O2 (g) —→ CO2 (g) ΔH = – 26,4 kkal

≠ ΔHf 0 CO2 (g)


CO(g) bukan unsur. Unsur-unsur penyusun CO2 (g) pada keadaan standar adalah

C(s) dan O2 (g).

ΔH Penguraian Standar (ΔHd 0)

Adalah ΔH untuk menguraikan 1 mol suatu senyawa menjadi unsur-unsur

penyusunnya pada keadaan standar.

CO2 (g) —→ C(s) + O2 (g) ΔH = + 94,1 kkal

= ΔH penguraian standar CO2 (g)

CO2 (g) —→ CO(g) + ½ O2 (g) ΔH = + 26,4 kkal

≠ ΔH penguraian standar CO2 (g)

ΔH Pembakaran Standar (ΔHc 0)

Adalah ΔH dalam pembakaran sempurna 1 mol suatu senyawa pada keadaan

standar.

CH4 (g) + 2 O2 (g) —→ CO2 (g) + 2 H2O (l) ΔH = – 212,4 kkal

= ΔH pembakaran CH4 (g)

CH4 (g) + 3/2 O2 (g) —→ CO (g) + 2 H2O (l) ΔH = – 135,1 kkal

≠ ΔH pembakaran CH4 (g)

C. Hukum-hukum dalam Termokimia

1. Hukum Laplace

Hukum ini dikemukakan oleh Marquis de Laplace (1749 – 1827), yang

berbunyi : jumlah kalor yang dilepaskan pada pembentukan suatu

senyawa dari unsur-unsurnya sama dengan jumlah kalor yang diperluka

untuk menguraikan senyawa itu menjadi unsur-unsurnya.

ΔH reaksi ke kiri = – ΔH reaksi ke kanan

Sehingga: ΔH penguraian = – ΔH pembentukan

Pada contoh di atas, ΔH pembentukan standar CO2 (g) = – 94,1 kkal/mol.

ΔH penguraian standar CO2 (g) = – (– 94,1 kkal/mol) = + 94,1 kkal/mol.


2. Hukum Hess

Germain Hess (1840) mengemukakan:

Bila suatu perubahan kimia dapat dibuat menjadi beberapa jalan/cara

yang berbeda, jumlah energi keseluruhannya (total) adalah tetap, tidak

bergantung pada jalan/cara yang ditempuh.

ΔH reaksi hanya bergantung pada keadaan awal (sebelum reaksi) dan

keadaan akhir (setelah reaksi).

Contoh:

A -----> Z ΔH1

Bila reaksi dibagi menjadi beberapa jalan, misalnya:

A -----> B ΔH2

B -----> E ΔH3 atau A -----> C ΔH5

E -----> Z ΔH4 C -----> Z ΔH6

Maka perubahan entalpi total = ΔH2 + ΔH2 + ΔH4

= ΔH5 + ΔH6

= ΔH1

Dengan demikian hukum Hess dapat digunakan untuk menghitung ΔH

reaksi-reaksi lain yang ΔH sudah diketahui.

Sesuai hukum Laplace, maka :

ΔH penguraian pereaksi = – ΔH pembentukan pereaksi.

Dalam reaksi, dianggap bahwa pereaksi terurai menjadi unsur-unsur

penyusunnya. Kemudian unsur-unsur tersebut bereaksi membentuk

produk reaksi.

Jadi,

ΔH reaksi = ∑ ΔH penguraian pereaksi + ∑ ΔH pembentukan produk

= – ∑ ΔH pembentukan pereaksi + ∑ ΔH pembentukan produk

= – ∑ ΔHf 0 pereaksi + ∑ ΔHf

0 produk

= ∑ ΔHf 0 produk – ∑ ΔHf

0 pereaksi (reaktan)

ΔH pembentukan (ΔHf 0) unsur-unsur bebas adalah nol (ΔH = 0).

Contohnya: N2 (g) —→ N2 (g) ΔH = 0

O2 (g) —→ O2 (g) ΔH = 0

C (s) —→ C (s) ΔH = 0


Contoh 1.1

Diketahui: ΔH pembentukan C3H8 (g) = – 24,8 kkal/mol.

ΔH pembentukan CO2 (g) = – 94,7 kkal/mol.

ΔH pembentukan H2O (l) = – 68,3 kkal/mol.

Hitunglah berapa ΔH pembakaran C3H8 (g)?

Jawab: reaksinya adalah:

C3H8 (g) + 5 O2 (g) —→ 3 CO2 (g) + 4 H2O (l)

ΔH = [3 ΔHf 0 CO2 (g) + 4 ΔHf

0 H2O (l)] – [ΔHf 0 C3H8 (g) + 5 ΔHf

0 O2 (g)]

= [3 x (– 94,7) + 4 x (– 68,3)] – [(– 24,8) + 5 x 0] = – 532,5 kkal/mol

Cara yang lain, dihitung dengan hukum Hess adalah seperti berikut:

C3H8 (g)

—→ 3 C (s) + 4 H2 (g) ΔH = + 24,8 kkal

3 C(s) + 3 O2 (g) —→ 3 CO2 (g) ΔH = – 94,7 kkal x 3

4 H2 (g) + 2 O2 (g) —→ 4 H2O (l) ΔH = – 68,3 kkal x 4

——————————————————————————————— +

C3H8 (g) + 5 O2 (g) —→ 3 CO2 (g) + 4 H2O (l) ΔH = – 532,5 kkal

Jadi ΔH pembakaran C3H8 (g) = – 532,5 kkal/mol.

Contoh 1.2

Panas pembakaran etanol(C2H5OH) adalah -330 kkal. Bila panas pembentukan

CO2 dan H2O adalah -94,3 kkal dan -68,5 kkal, hitunglah panas pembentukan

etanol!

Jawab:

Reaksi yang diketahui:

a. C2H5OH + 3 O2 -----> 2 CO2 + 3 H2O ΔH = -330 kkal/mol

b. C + O2 -----> CO2 ΔH = -94,3 kkal/mol

c. H2 + ½ O2 -----> H2O ΔH = -94,3 kkal/mol

Reaksi yang ditanya:

Reaksi pembentukan etanol

2C + 3H2 + ½ O2 -----> C2H5OH ΔH = ? kkal/mol

Langkah selanjutnya:


- reaksi a dibalik, sehingga bernilai positif

- reaksi b dikalikan 2, sehingga juga harus dikalikan 2

- reaksi c dikalikan 3, sehingga juga harus dikalikan 3

Dari angkah diatas didapat persamaan reaksi:

2 CO2 + 3 H2O -----> C2H5OH + 3 O2 ΔH = +330 kkal

2 C + 2 O2 -----> 2 CO2 ΔH = -198,6 kkal

3 H2 + 3 ½ O2 -----> 3 H2O ΔH = -205,5 kkal

______________________________________________________ +

2 C + 3 H2 + 3 ½ O2 -----> C2H5OH ΔH = -74,1 kkal

Jadi, panas pembentukan etanol = -74,1 kkal.

Contoh 1.3

Besi (III) oksida dapat diubah menjadi besi menurut reaksi :

Fe2O3 + 2 Al -----> 2 Fe + Al2O3

Bila diketahui:

ΔH pembentukan Fe2O3 = -198,9 kkal

ΔH pembentukan Al2O3 = -398,7 kkal

Tentukan ΔH reaksi untuk 5 kg Fe2O3 !

Jawab:

Misal ΔH reaksinya = X kkal

Reaksi = produk – reaktan

X = (2 x ΔHf 0Fe + ΔHf

0Al2O3) – (ΔHf 0Fe2O3 + 2 ΔHf

0Al)

X = (0 – 398,7) – (-198,9 + 0) kkal

X = -398, 7 + 198,9 kkal

X = - 199,8 kkal

Panas reaksi tersebut berlaku untuk 1 mol Fe2O3

5 kg Fe2O3 = 5000

(𝑀𝑟)160 𝑥 1 𝑚𝑜𝑙 Fe2O3

= 31,25 mol Fe2O3

Jadi untuk 5 kg Fe2O3, panas reaksinya = (-199,8 x 31,25) = 6243,75 kkal.


D. Energi Ikatan

Adalah energi yang diperlukan untuk memutuskan 1 mol ikatan senyawa dalam

wujud gas pada keadaan standar menjadi atom-atom gasnya.

H2 (g) —→ 2 H (g) ΔH = + 435 kJ

Energi ikatan H—H = + 435 kJ/mol

Tabel 1.1 Energi Ikatan (kJ mol-1

)

CH4 (g) —→ C (g) + 4 H (g) ΔH = + 1656 kJ

H

│

H—C—H —→ C (g) + 4 H (g) ΔH = + 1656 kJ

│

H (g)

Energi ikatan C—H = + 1 656 kJ : 4 mol = 414 kJ/mol


Sesuai dengan hukum Laplace, maka:

ΔH pembentukan ikatan = – ΔH pemutusan ikatan = – Energi Ikatan

Dalam reaksi gas-gas, dapat dianggap bahwa ikatan dalam pereaksi diputuskan,

kemudian atom- atom gasnya akan membentuk ikatan produk reaksi.

Sehingga:

ΔH reaksi = ∑ ΔH pemutusan ikatan reaktan + ∑ ΔH pembentukan ikatan produk

= ∑ ΔH pemutusan ikatan reaktan – ∑ ΔH pemutusan ikatan produk

= ∑ Energi ikatan reaktan – ∑ Energi ikatan produk.

Contoh 1.4.

Jika diketahui:

energi ikatan N≡N = 946 kJ/mol,

energi ikatan N—N = 163 kJ/mol,

energi ikatan N—H = 389 kJ/mol,

energi ikatan O—O = 144 kJ/mol, dan

energi ikatan O—H = 464 kJ/mol,

maka hitunglah berapa ΔH reaksi berikut:

N2H4 (g) + 2 H2O2 (g) —→ N2 (g) + 4 H2O (g)

Jawab: reaksinya dapat dituliskan:

H H

│ │

N—N + 2 H—O—O—H (g) —→ N≡N (g) + 4 H—O—H (g)

│ │

H H (g)

ΔH reaksi = [( Ei N—N ) + ( 4 x Ei N—H ) + ( 2 x Ei O—O ) + ( 4 x Ei O—H )]

– [( Ei N≡N ) + ( 8 x Ei O—H )]

= [(163) + (4 x 389) + (2 x 144) + (4 x 464)] – [(946) + (8 x 464)]

= – 795 kJ

Contoh 1.5

Hitung untuk reaksi :

CH4(g) + 4 Cl2(g) -----> CCl4(g) + 4 HCl(g)


Jawab:

ΔH pemutusan ikatan : (ΔH1)

4 mol C – H = 4 mol x (+ 414 kJ/mol) = + 1656 kJ

4 mol Cl – Cl = 4 mol x (+ 243 kJ/mol) = + 972 kJ

ΔH pembentukan ikatan: (ΔH2)

4 mol C – Cl = 4 mol x (- 326 kJ/mol) = - 1304 kJ

4 mol H – Cl = 4 mol x (- 431 kJ/mol) = - 1724 kJ

Panas reaksi = ΔH1 + ΔH2

= (+ 1656 + 976 ) + (- 1304 – 1724)

= 400 kJ

Catatan: ΔH reaksi yang dapat dihitung dengan energi ikat hanyalah reaksi di

mana reaktan dan produk reaksinya semuanya berwujud gas.

E. Arah Proses

Berdasarkan kespontanannya, suatu proses reaksi dapat dibagi menjadi 2,

yaitu:

a. Proses Spontan

Suatu proses yang berlangsung satu arah, sistem dan lingkungan tidak

berada dalam kesetimbangan.

Contoh:

- air mengalir dari tempat yang tinggi ke tempat yang rendah

- spiritus terbakar

b. Proses tidak spontan

Suatu proses yang dapat berangsung karena ada pengaruh dari luar

sistem. Sistem dan lingkungan berada pada sistem kesetimbangan.

Contoh:

- air membeku

- memperoleh aluminium dari oksidanya

Suatu reaksi kimia berlangsung spontan atau tidak spontan dapat ditentukan

dengan melihat fungsi 3 keadaan yaitu:


Spontan jika: Tidak spontan jika:

ΔH < 0 ΔH > 0 ΔS > 0 ΔS < 0

ΔG < 0 ΔG > 0

H = entalpi = energi yang dikandung dalam sistem

S = entropi = derajad ketidakaturan sistem.

G = energi bebas (energi yang tidak digunakan untuk kerja). ΔG = ΔH – T . ΔS

SOAL LATIHAN

1. Diketahui:

ΔH pembentukan N2H4 (l) = + 50,63 kJ/mol,

ΔH pembentukan H2O2 (l) = – 187,78 kJ/mol,

ΔH pembentukan H2O (l) = – 285,85 kJ/mol.

Hitunglah berapa ΔH reaksi berikut:

N2H4 (l) + 2 H2O2 (l) → N2 (g) + 4 H2O (l)

2. Diketahui:

ΔH pembakaran C6H12O6 (s) = – 2820 kJ/mol,

ΔH pembakaran C2H5OH (l) = – 1380 kJ/mol.

Hitunglah berapa ΔH reaksi berikut:

C6H12O6 (s) → 2 C2H5OH (l) + 2 CO2 (g)

3. Diketahui:

Energi Ikat C=C = 611 kJ/mol,

Energi Ikat C—C= 347 kJ/mol,

Energi Ikat C—H =414 kJ/mol,

Energi Ikat H—H = 435 kJ/mol,

ΔH pembentukan C2H6 (g) = – 84,68 kJ/mol,

ΔHpembentukan CO2 (g) = – 393,5 kJ/mol,

ΔH pembakaran C2H6 (g) = – 1559,7 kJ/mol.

a) Berapa ΔH reaksi berikut: C2H4 (g) + H2 (g) → C2H6 (g)

b) Berapa ΔH pembentukan 2,8 gram C2H4 (g)

c) Berapa ΔH pembakaran 2,8 gram C2H4 (g)


MODUL 2

KESETIMBANGAN KIMIA

A. Keadaan Kesetimbangan

Untuk memahami apa dan bagaimana kesetimbangan reaksi, coba kita

cermati peristiwa reaksi dibawah ini. Jika kita hembuskan uap panas kedalam

sebuah tabung yang berisi besi yang juga dipanaskan akan dihasilkan feri fero

oksida atau besi magnetit, dengan persamaan reaksi :

H2O(g) + Fe → Fe3O4 + H2(g)

Gambar 2.1. Pengaliran uap panas kedalam tabung yang berisi besi panas

Di lain pihak, jika kita mengalirkan gas hidrogen (H2) kedalam tabung yang berisi

besi magnetit yang dipanaskan, maka akan dihasilkan besi dan uap panas, dengan

reaksi :

H2(g) + Fe3O4 → Fe + H2O(g)

Gambar 2.2. Pengaliran gas H2 kedalam tabung yang berisi besi magnetit panas

Dari kedua reaksi tersebut, masing-masing reaksi berlangsung satu arah.

Bagaimana jika kedua reaksi tersebut kita kondisikan dalam satu wadah tertutup.

Pada ruang tertutup, tidak memungkinkan mengambil atau menambahkan zat,

panas yang dimasukan kedalam ruang dijaga agar tidak keluar dari ruang tersebut,


demikian pula dengan gas-gas yang dihasilkan dihasilkan dan dipergunakan

kembali. Ruang dengan kondisi seperti ini dikatakan sebagai sistem tertutup.

Reaksi bolak-balik dapat terjadi pada sistem tertutup.

Gambar 2.3. Menghubungkan dua sistem reaksi seperti pada

Gambar 1 dan Gambar 2

Dari Gambar 2.3, tampak bahwa, reaksi dapat berlangsung dalam dua arah, yaitu

reaksi pembentukan magnetit dari uap panas dengan besi dan reaksi penguraian

besi magnetit oleh gas hidrogen menghasilkan besi dan uap panas kembali. Reaksi

semacam ini kita sebut dengan reaksi bolak-balik atau reaksi reversibel.

Kedua reaksi tersebut adalah:

H2O(g) + Fe → Fe3O4 + H2(g)

H2(g) + Fe3O4 → Fe + H2O(g)

Penulisan reaksi diatas tidak lazim dipergunakan, dan disederhanakan dengan

memberi dua tanda panah yang berlawanan H2O(g) + Fe ⇄ Fe3O4 + H2(g)

B. Kesetimbangan Dinamis

Umumnya reaksi yang ada di alam merupakan reaksi-reaksi bolak-balik

(reversible), hanya sebagian kecil saja yang merupakan reaksi dalam satu arah

atau reaksi berkesudahan.

Pada awal proses reaksi reversibel, reaksi berlangsung ke arah pembentukan

produk, setelah terbentuknya molekul produk, maka molekul tersebut mulai

bereaksi kearah sebaliknya (arah penguraian). Pada saat yang sama tetap terjadi


reaksi pembentukan, dan pada suatu saat jumlah zat-zat yang berekasi dan hasil

reaksi tetap, kondisi dikatakan sebagai keadaan kesetimbangan. Pada saat

kesetimbangan, reaksi tidak berhenti, reaksi tetap berjalan baik ke arah

pembentukan maupun ke arah penguraian.

Namun baik zat-zat yang bereaksi maupun hasil reaksinya tetap konstan,

keadaan kesetimbangan semacam ini yang dikatakan sebagai kesetimbangan

dinamis.

Pada saat kesetimbangan jumlah zat yang bereaksi maupun hasil reaksi

tetap. Untuk memahami kondisi ini perhatikan Gambar 2.4. Pada awalnya produk

belum terbentuk, ketika zat yang bereaksi mulai berkurang konsentrasinya,

bersamaan dengan itu pula produk mulai terbentuk. Demikian seterusnya zat yang

bereaksi terus berkurang dan produk, sampai dengan satu saat, dimana konsentrasi

zat yang bereaksi maupun produk sudah tidak berubah atau tetap, maka saat

tersebut telah berada dalam kesetimbangan.

Gambar 2.4. Penurunan dan peningkatan konsentrasi dari zat yang berekasi

dan hasil reaksi pada saat menuju kesetimbangan.

Penjelesan diatas belum menjelaskan bahwa pada saat kesetimbangan reaksi

tetap berjalan. Untuk hal tersebut, kita dapat mencermati grafik, pada Gambar 2.5.

Pada Gambar 2.5. tampak bahwa kecepatan reaksi pembentukan (kekanan) v1 dan

kecepatan reaksi penguraian (ke kiri) v2. Kecepatan reaksi v1 sangat tergantung


pada jumlah zat yang bereaksi dan kecepatan reaksi v2 bergantung pada

konsentrasi produk.

Gambar 2.5. Proses pencapaian keadaan kesetimbangan ditinjau dari

kecepatan reaksi

Pada awal reaksi, v1 mempunyai nilai maksimum, sedangkan v2 = 0 (karena

produk belum ada). Dengan berkurangnya konsentrasi zat yang bereaksi maka v1

juga semakin kecil. Sebaliknya dengan bertambahnya konsentrasi produk maka

kecepatan v2 semakin membesar.

Pada saat tertentu, kecepatan reaksi pembentukan (v1) menjadi sama dengan

kecepatan reaksi penguraian (v2). Dalam kondisi v1 = v2, jumlah masing masing

zat tidak berubah terhadap waktu oleh karena itu tidak ada perubahan yang dapat

diamati terhadap waktu atau kecepatan reaksi tetap dan keadaan ini tercapai ketika

reaksi mencapai kesetimbangan.

C. Jenis Reaksi Kesetimbangan

Reaksi kesetimbangan dapat digolongkan berdasarkan fasa dari zat yang

bereaksi dan hasil reaksinya, sehingga dikenal dua jenis reaksi kesetimbangan

yaitu reaksi kesetimbangan homogen dan heterogen.


Reaksi kesetimbangan homogen merupakan reaksi kesetimbangan dimana

semua fasa senyawa yang bereaksi sama.

1. Kesetimbangan dalam fasa gas

Contoh:

N2(g) + 3 H2(g) ⇄ 2 NH3(g)

2 SO (g) + O (g) ⇄ 2 SO (g)

2. Kesetimbangan dalam fasa larutan

Contoh:

CH3COOH(aq) ⇄ CH3COO-(aq) + H

+(aq)

NH4OH(aq) ⇄ NH4+ (aq) + OH

-(aq)

Reaksi kesetimbangan heterogen terjadi jika fasa dari senyawa yang

bereaksi berbeda.

1. Kesetimbangan dalam sistem padat gas

Contoh:

CaCO3(s) ⇄ CaO (s) + CO2 (g)

2. Kesetimbangan padat larutan

Contoh:

BaSO4(s) ⇄ Ba2+

(aq) + SO42-

(aq)

3. Kesetimbangan padat larutan gas

Contoh:

Ca(HCO3)2(aq) ⇄ CaCO3(s) + H2O (l) + CO2(g)

D. Tetapan Kesetimbangan Kimia

Dalam sistem tertutup, dimana tekanan dan suhu dijaga, maka energi bebas

Gibbs adalah nol.

Dalam keadaan kesetimbangan reaksi berlangsung dalam dua arah yaitu ke

arah pembentukan dan ke arah penguraian. Kita ambil contoh reaksi berikut:

N2 + 3 H2 ⇄ 2 NH3


Dari persamaan kesetimbangan di atas nampak bahwa gas nitrogen bereaksi

dengan gas hidrogen membentuk gas amoniak, ditandai dengan arah reaksi ke

kanan. Sedangkan reaksi ke arah kiri merupakan reaksi penguraian dari gas

amoniak menjadi gas nitrogen dan gas hidrogen.

Pada saat kesetimbangan, ke tiga zat ada di dalam campuran, dimana

komposisi zat tidak sama atau tidak sesuai dengan persamaan reaksinya.

Komposisi zat yang ada dalam kesetimbangan dicerminkan oleh harga tetapan

kesetimbangan, perhatikan Gambar 2.6.

Gambar 2.6 Kesetimbangan gas dari pembentukan senyawa NH3 dari gas N2 dan

H2 dalam sistem tertutup

Reaksi umum dari kesetimbangan;

a A + b B ⇄ c C + d D

dan berlaku energi bebas Gibbs ΔG = 0, dimana

Kp = Tetapan kesetimbangan (dalam fasa gas)

pC = tekanan gas C, dengan koofisien reaksi c

pD = tekanan gas D dengan koofisien reaksi d


pA = tekanan gas A dengan koofisien reaksi a

pB = tekanan gas B dengan koofisien reaksi b.

Selanjutnya, Guldenberg dan Waage, mengembangkan kesetimbangan

dalam fasa larutan, dan mereka menemukan bahwa dalam keadaan kesetimbangan

pada suhu tetap, maka hasil kali konsentrasi zat-zat hasil reaksi dibagi dengan

hasil kali konsentrasi pereaksi yang sisa dimana masing-masing konsentrasi itu

dipangkatkan dengan koefisien reaksinya adalah tetap. Pernyataan ini dikenal

dengan Hukum Guldberg dan Wange, dan disederhanakan ke dalam persamaan

Kc = Tetapan kesetimbangan (dalam fasa gas)

[C] = tekanan gas C, dengan koofisien reaksi c

[D]= tekanan gas D dengan koofisien reaksi d

[A] = tekanan gas A dengan koofisien reaksi a

[B] = tekanan gas B dengan koofisien reaksi b

Persamaan tetapan kesetimbangan di atas, dapat memberikan informasi

bahwa harga K kecil menunjukan bahwa zat-zat hasil reaksi (zat C dan D) lebih

sedikit dibandingkan dengan zat-zat yang bereaksi (zat A dan B).

Jika kita mengukur harga K dan besarnya belum mencapai harga K pada

saat kesetimbangan, berarti reaksi yang dilakukan belum mencapai

kesetimbangan.

Contoh 2.1

Tulis persamaan kesetimbangan untuk kesetimbangan kimia fasa ga berikut:

a. 2 NOCl(g) ⇄ 2 NO(g) + Cl2(g)

b. CO(g) + ½ O2(g) ⇄ CO2(g)

Jawab:

a. Kp =(P NO )2 (P Cl2)

(P NOCL )2

b. Kp =(P CO 2)

P CO 2 P O2 1/2


E. Pergeseran Kesetimbangan

Dari sebuah eksperimen kesetimbangan air dan uap air dalam bejana

tertutup (Gambar 2.7), diketahui bahwa penambahan beban menyebabkan adanya

tambahan tekanan yang berdampak pada penurunan volume bejana. Adanya

reaksi diikuti oleh sistem kesetimbangan untuk mengembalikan tekanan ke

keadaan semula, yakni dengan menambah jumlah molekul yang berubah ke fasa

uap. Setelah tercapai kesetimbangan yang baru, jumlah air lebih sedikit dan uap

air terdapat lebih banyak. Hal ini mengindikasikan telah terjadi pergeseran

kesetimbangan.

Gambar 9.8. Perubahan tekanan pada kestimbangan air dan uap air dalam

sistem tertutup

Le Cathelier mencoba mencermati proses pergeseran kesetimbangan, dan

dia menyatakan; jika suatu sistem berada dalam keadaan setimbang, dan ke

dalamnya diberikan sebuah aksi, maka sistem tersebut akan memberikan reaksi.

Dalam kesetimbangan reaksi tersebut dilakukan oleh sistem dengan menggeser

kesetimbangan.

Faktor-faktor yang dapat mempengaruhi keadaan kesetimbangan kimia

adalah perubahan konsentrasi, volume, tekanan dan suhu.

1. Pengaruh Konsentrasi

Dalam keadaan kesetimbangan, jika konsentrasi salah satu zat

ditingkatkan maka kesetimbangan akan bergeser kearah yang berlawanan dari

zat tersebut. Untuk lebih jelasnya, kita perhatikan contoh reaksi dibawah ini:

N2 + 3 H2 ⇄ 2 NH3

Jika dalam keadaan kesetimbangan konsentrasi gas NH3 kita tambah. Hal ini

menyebabkan reaksi peruraian NH3 meningkat atau NH3 berubah menjadi gas


N2 dan H2, sehingga mencapai kesetimbangan kembali. Sebaliknya jika gas

NH3 kita kurangi, akan menyebabkan gas N2 dan gas H2 bereaksi lagi

membentuk NH3 sampai mencapai kesetimbangan.

2. Pengaruh Volume dan Tekanan

Untuk reaksi dalam fasa cair perubahan volume menyebabkan perubahan

konsentrasi. Peningkatan volume menyebabkan penurunan konsentrasi, ingat

satuan konsentrasi zat adalah mol/L, banyaknya zat dibagi berat molekulnya di

dalam 1 Liter larutan.

Demikian pula reaksi dalam fasa gas, volume gas berbanding terbalik

terhadap tekanan, peningkatan volume menyebabkan penurunan tekanan. Di

sisi lain, tekanan berbanding lurus terhadap mol gas, seperti yang ditunjukan

dalam persamaan gas ideal :

dimana,

p = tekanan,

V = Volume

N = mol gas

R = tetapan gas

T = Suhu dalam K

Dari persamaan di atas akan tampak bahwa dengan memperkecil tekanan

sama dengan memperbesar volume, dan perubahan tekanan sama dengan

perubahan konsentrasi (n/V).

Sedangkan untuk tekanan gas total:

Dalam sistem kesetimbangan peningkatan volume gas tidak

mempengaruhi kesetimbangan jika jumlah koofisien reaksi sebelum dan

sesudah adalah sama.

H2(g) + I2(g) ⇄ 2 HI(g)


Koofisien gas H2 dan I2 adalah 1 (satu), total sebelah koofisien sebelah kiri

adalah 2 (dua). Koofisien untuk gas HI adalah 2 (dua), sehingga koofisien

sebelah kiri dan kanan tanda panah adalah sama. Peningkatan volume 2 kali

lebih besar tidak memberikan perubahan terhadap rasio konsentrasi antara

sebelah kanan dan sebelah kiri tanda panah, mula konsentrasi :

H2(g) + I2(g) ⇄ 2 HI(g)

n/V n/V 2n/V

V diperbesar n/2V n/2V 2n/2V

Oleh karena rasio koefisien tetap sehingga tekananpun memiliki rasio yang

tetap. Untuk lebih mudahnya perhatikan contoh soal dibawah ini:

Perhitungan harga Kp untuk pembentukan asam iodida dari H2 dan I2,

dimana komposisi konsentrasi adalah 1 mol/L, 1 mol/L dan 2 mol/L, dimana

tekanan totalnya 2 atm dan Volume diperbesar menjadi 2 liter.

Dalam kasus yang berbeda, jika dalam kesetimbangan koofisien sebelum

dan sesudah reaksi tidak sama, maka penurunan volume dapat menyebabkan

reaksi bergeser menuju koofisien yang lebih kecil dan sebaliknya jika volume

diperbesar kesetimbangan akan bergerak ke arah jumlah koofisien yang lebih

besar sesuai dengan persamaan reaksi di bawah ini:

N2 + 3 H2 ⇄ 2 NH3

Jika volume diperkecil komposisi konsentrasi di sebelah kiri tanda panah

menjadi lebih besar sehingga (atau konsentrasi lebih pekat), dan reaksi

bergeser ke arah pembentukan gas amoniak. Demikian pula sebaliknya jika

volume diperbesar, terjadi reaksi peruraian dari amoniak menghasilkan gas

Nitrogen dan Hidrogen atau dengan kata lain reaksi kesetimbangan bergeser ke

kiri yaitu penguraian NH3 menjadi N2 dan H2.


3. Pengaruh Suhu

Secara kualitatif pengaruh suhu dalam kesetimbangan kimia terkait

langsung dengan jenis reaksi eksoterm atau reaksi endoterm. Jika pada reaksi

kesetimbangan kita naikan suhunya, maka reaksi kimia akan bergeser kearah

reaksi yang membutuhkan panas.

Kita ambil contoh di bawah ini:

CO + 2 H2 ⇄ CH3OH ΔH = -22 kkal.

Jika pada reaksi kesetimbangan pada pembentukan Metanol, suhu kita

naikan, maka reaksi akan berubah ke arah peruraian metanol menjadi gas CO

dan gas Hidrogen. Mengingat reaksi peruraian metanol membutuhkan panas

atau endoterm.

CH3OH ⇄ CO + 2 H2 ΔH = +22 kkal

Menaikan suhu, sama artinya kita meningkatkan kalor atau menambah

energi ke dalam sistem, kondisi ini memaksa kalor yang diterima sistem akan

dipergunakan, oleh sebab itu reaksi semakin bergerak menuju arah reaksi

endoterm.

SOAL LATIHAN

1. Pada suhu tertentu terdapat kesetimbangan antara 0,4 mol H2, 0,3 mol I2, dan

0,2 mol HI dalam wadah bervolume 2 liter. Hitunglah tetapan kesetimbangan

reaksi: H2(g) + I2(g) ⇄ 2 HI(g)

2. Reaksi N2O4(g) ⇄ 2NO2(g) Memiliki nilai K = 4,66 x 10-3, jika0,80 mol N2O4

dimasukkan kedalam botol 1 liter. Hitung

(a) Konsentrasi gas pada kesetimbangan

(b) Konsentrasi masing-masing gas bila volume menjadi separuhnya

3. Pada suhu 454 K, Al2Cl6(g) bereaksi membentuk Al3Cl9(g)

3 Al2Cl6(g) ⇄ 2 Al3Cl9(g)

Dalam percobaan pada suhu ini, tekanan parsial kesetimbangan untuk Al2Cl6(g)

danAl3Cl9(g) berturut-turutadalah1,00 atm dan 1,02 x 10-2. Hitung tetapan

kesetimbangan reaksi tersebut.

modul 1 termokimia - · pdf fileunindra |modul kimia dasar ii 1 modul 1 termokimia...

Documents