MODUL 1 TERMOKIMIA. A. Hukum Pertama Termodinamika. B. Kalor Reaksi

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.

UNINDRA |Modul Kimia Dasar II

1

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)

H1 H1 = H2 + Q

H2

+

136,6 kkal 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) UNINDRA |Modul Kimia Dasar II

2

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) +

C.

/2 O2 (g) —→ CO (g) + 2 H2O (l)

3

ΔH = – 135,1 kkal ≠ ΔH pembakaran CH4 (g)

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. UNINDRA |Modul Kimia Dasar II

3

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

ΔH6

C -----> Z

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 UNINDRA |Modul Kimia Dasar II

4

Contoh 1.1 ΔH pembentukan C3H8 (g) = – 24,8 kkal/mol.

Diketahui:

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) ΔH

—→ 3 CO2 (g) + 4 H2O (l)

= [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: —→ 3 C (s) + 4 H2 (g)

C3H8

ΔH = + 24,8 kkal

(g)

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: UNINDRA |Modul Kimia Dasar II

5

- 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 ______________________________________________________ + ΔH = -74,1 kkal

2 C + 3 H2 + 3 ½ O2 -----> C2H5OH 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 5000

5 kg Fe2O3 = (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.

UNINDRA |Modul Kimia Dasar II

6

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)

—→

H │ H—C—H │ H (g)

C (g) + 4 H (g)

—→

C (g) + 4 H (g)

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

ΔH = + 1656 kJ

ΔH = + 1656 kJ

= 414 kJ/mol UNINDRA |Modul Kimia Dasar II

7

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) UNINDRA |Modul Kimia Dasar II

8

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: UNINDRA |Modul Kimia Dasar II

9

Spontan jika: ΔH < 0 ΔS > 0 ΔG < 0

Tidak spontan jika: ΔH > 0 ΔS < 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)

UNINDRA |Modul Kimia Dasar II

10

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, UNINDRA |Modul Kimia Dasar II

11

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 UNINDRA |Modul Kimia Dasar II

12

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

UNINDRA |Modul Kimia Dasar II

13

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.

UNINDRA |Modul Kimia Dasar II

14

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 UNINDRA |Modul Kimia Dasar II

15

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; aA+bB⇄cC+dD 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

UNINDRA |Modul Kimia Dasar II

16

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 = b. Kp =

(P NO )2 (P Cl 2) (P NOCL )2 (P CO 2) P CO 2 P O2 1/2

UNINDRA |Modul Kimia Dasar II

17

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 UNINDRA |Modul Kimia Dasar II

18

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)

UNINDRA |Modul Kimia Dasar II

19

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. UNINDRA |Modul Kimia Dasar II

20

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. UNINDRA |Modul Kimia Dasar II

21

UNINDRA |Modul Kimia Dasar II

22