Energi Kimia

Tugas Belajar Mandiri 3_Kimia_Faysal_SMAN 5 Kendari_6449760661200002_17206018710058
1
RINGKASAN MATERI
BAB 3. ENERGITIKA, KINETIKA, DAN KESETIMBANGAN KIMIA
3.1 Energitika
3.1.1 Sistem, Lingkungan dan Fungsi Keadaan
Sistem adalah segala sesuatu yang menjadi pusat perhatian kita, sedangkan lingkungan
adalah segala sesuatu yang berada di luar sistem.
Jika kita mereaksikan larutan HCl dengan larutan NaOH dalam gelas kimia, maka yang
menjadi sistem hádala larutan HCl dan NaOH, sementara gelas kimia dan udara disekitarnya
adalah lingkungan.
Berdasarkan pertukaran materi dan energi antara sistem dan lingkungan, maka sistem
dibagi menjadi:
a. sistem terbuka: terjadi pertukaran materi dan energi
b. sistem tertutup; hanya terjadi pertukaran energi
c. sistem terisolasi: tidak ada pertukaran materi dan energi
Suatu sistem dapat mengalami perubahan keadaan dari keadaan awal tertentu ke
keadaan akhir tertentu melalui proses. Suatu proses dapat bersifat reversibel atau tak reversibel.
Semua proses di alam sifatnya tak reversibel. Suatu proses yang dapat diperlakukan reversibel,
misalnya proses pengubahan fasa pada titik transisi (contoh : proses penguapan air pada suhu
100 0
C dan 1 atm). Setiap proses dapat dikerjakan secara isothermik (suhu tetap), isobarik
(tekanan tetap), isokhorik (volume tetap) atau secara adiabatik (tanpa pertukaran kalor).
Suatu fungsi yang tidak bergantung sifat-sifat sistem tetapi hanya bergantung pada
proses disebut fungsi keadaan, seperti kalor, energi dan kerja.
3.1.2 Hukum Kekekalan Energi
Dalam suatu sistem yang terisolasi, jumlah total energi adalah konstan. Melalui reaksi
kimia energi tersebut dapat diubah menjadi energi dalam bentuk lain misalnya, energi kinetik
(gerak), energi listrik, energi cahaya, dan kimia. Pengertian ini memunculkan suatu hukum
yang dinamakan Hukum Kekekalan Energi.
Hukum kekekalan energi merupakan hukum pertama Termodinamika menyatakan
apabila suatu sistem mengalami perubahan yang akhirnya kembali ke keadaan awal, perubahan
energi keseluruhannya adalah nol. Jadi energi sistem adalah tetap.
3.1.3 Energi Dalam (U), Kerja (w) dan Kalor (q)
1. Energi Dalam (U)
Energi biasanya didefenisikan sebagai kemampuan/kapasistas untuk melakukan
kerja/usaha. Semua bentuk energi sebenarnya dapat digunakan untuk melakukan kerja, tetapi
tidak semua bentuk energi tersebut berhubungan langsung dengan kimia. Ahli kimia
mendefenisikan kerja sebagai perubahan energi langsung yang dihasilkan dari suatu proses.
Secara umum, terdapat dua jenis energi yang dimiliki suatu zat, yaitu:
a. energi kinetik: energi yang berkaitan dengan gerakan molekul-molekul sistem
b. energi potensial: energi lainnya yang dimiliki zat dalam keadaan diam
Jumlah energi yang dimiliki suatu benda disebut ”energi dalam” yang dinyatakan
dengan lambang U. Komponen utama dari energi dalam yang menjadi pusat perhatian kita
“Energi tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan, energi hanya dapat diubah
dari satu bentuk energi ke bentuk energi lainnya”.

2
adalah energi termal, yaitu energi yang berhubungan dengan gerakan molekul-molekul, dan
energi kimia, yaitu energi yang terkait dengan ikatan kimia dan interaksi antarmolekul.
Nilai energi dalam suatu zat tidak dapat ditentukan. Akan tetapi, yang dapat ditentukan
adalah perubahan energi (∆U) (fungsi keadaan). Dengan demikian perubahan energi dalam
suatu proses hanya ditentukan oleh energi dalam awal (U1) dan energi dalam akhir (U2) .
∆U = U2 – U1
Suatu reaksi kimia, perubahan energi dalam reaksi sama dengan energi dalam produk
(Up) dikurangi energi dalam pereaksi (Ur).
∆U = Up – Ur
Jika Up > Ur  ∆U = Up – Ur > 0 (bertanda positif)
Jika UEp < Ur  ∆U = Up – Ur < 0 (bertanda negatif)
Berdasarkan transfer kalor, reaksi kimia terdiri dari:
a. reaksi endoterm; reaksi yang menyerap kalor
kalor mengalir dari lingkungan ke sistem
∆H = Hp – Hr > 0 (bertanda positif)
b. reaksi eksoterm; reaksi yang membebaskan kalor
kalor mengalir dari sistem ke lingkungan
∆H = Hp – Hr < 0 (bertanda negatif)
2. Kalor (q) dan Kerja (w)
Kalor (q) adalah energi yang berpindah dari sistem ke lingkungan atau sebaliknya
karena perbedaan suhu, yaitu dari suhu tinggi ke suhu rendah. Jumlah energi yang menyertai
suatu reaksi disebut dengan kalor reaksi. Jumlah kalor yang menyertai suatu reaksi
bergantung pada jumlah zat yang direaksikan, suhu, tekanan serta wujud zat-zat yang
terlibat dalam reaksi. Kalor bukanlah sifat sistem melainkan bergantung pada proses, maka
kalor bukan merupakan fungsi keadaan. Kemampuan zat untuk menyerap atau melepas kalor
merupakan sifat termal zat. Ada dua jenis sifat termal, yaitu kalor jenis dan kapasitas kalor.
a. Kalor Jenis (c)
Kalor jenis (c) adalah jumlah kalor yang diperlukan untuk menaikkan suhu 1 gram zat
sebesar 1 0
C. Secara umum, besarnya kalor yang dilepas atau diserap zat atau sistem
dirumuskan sebagai berikut :
q = m . c . ΔT
dengan: q = kalor yang diserap atau dilepas (J atau kJ);
m = massa zat (g atau kg); c = kalor jenis (J g-1 0
C-1 atau J kg-1
K-1
);
∆T = perubahan suhu (0
C atau K)
b. Kapasitas Kalor (C)
Kapasitas kalor (C) didefinisikan sebagai jumlah kalor yang dibutuhkan untuk menaikkan
suhu zat atau sistem sebesar 1 0
C atau 1 K. Secara umum, besarnya kalor yang dilepas atau
diserap zat atau sistem dirumuskan sebagai berikut :
q = C . ΔT atau C = q /dT (2)
dengan: C = kapasitas kalor (J K-1 atau J 0
C-1
)
ΔT = dT = perubahan suhu (0
C atau K)
Besarnya kapasitas kalor (C) untuk sejumlah zat dengan massa m dapat dikaitkan dengan
kalor jenisnya (c) sebagai berikut :
C = m . c

3
Hukum pertama termodinamika dapat dinyatakan sebagai berikut:
∆E = q + w
Sistem menerima kalor, q bertanda positif (+)
Sistem membebaskan kalor, q bertanda negatif (-)
Sistem menerima kerja, w bertanda positif (+)
Sistem melakukan kerja, w bertanda negatif (-)
Kapasitas kalor untuk satu mol suatu zat disebut kapasitas kalor molar. Kapasitas
kalor suatu zat bergantung pada kondisinya. Oleh karena itu kalor bukan merupakan fungsi
keadaan. Pertukaran energi antara sistem dengan lingkungan selain dalam bentuk kalor disebut
kerja (w). Bentuk kerja yang lazim menyertai proses kimia adalah perubahan volume (kerja
ekspansi/kerja volume).
w = P x ∆V; P = tekanan (atm); V = volume (liter)
= -P dV
Sesuai dengan Hukum pertama termodinamika: ∆E = q (kalor) + w (kerja)
Dalam hal ini, q = kalor reaksi (q reaksi)
Pada volume tetap (∆V = 0; maka w = 0) berlaku:
∆E = qv + 0 = qv = q reaksi
Kebanyakkan reaksi berlangsung pada tekanan tetap (tekanan atmosfer), sehingga
sistem menerima atau melakukan kerja (w ≠ 0).
∆E = qp + w atau qp = ∆E – w = q reaksi
Untuk menyatakan kalor reaksi yang berlangsung pada tekanan tetap, dinyatakan dalam
entalpi (heat content) yang diberi lambang H. Entapi menyatakan kandungan kalor zat atau
sistem. Seperti halnya energi, entalpi zat/sistem tidak dapat diukur tetapi yang dapat diukur
adalah perubahannya. Perubahan entalpi (∆H) suatu reaksi: ∆H = qreaksi; jadi untuk reaksi yang
berlangsung pada volume tetap; qreaksi = ∆H = ∆E. Untuk yang berlangsung pada tekanan tetap:
qreaksi = ∆H ≠ ∆E.
Pada reaksi yang berlangsung pada volume tetap berarti tidak terjadi kerja ekspansi (w
= 0), maka ΔU = qv, sedang pada reaksi yang berlangsung pada tekanan tetap, maka ΔH = qp
artinya jika suatu sistem membebaskan kalor sebesar q kJ pada P tetap, maka entalpi sistem
berkurang. Entalpi sistem (ΔH) adalah jumlah energi dari semua bentuk energi yang dimiliki
oleh sistem, terdiri atas energi dalam, U dan kerja, pV.
Hubungan antara ΔU dan ΔH dapat diturunkan sebagai berikut :
H = U + pV
H = ΔU + Δ(p V)
H = ΔU + ( Δn )RT
Bagi reaksi yang tidak menyangkut gas, Δ(pV) kecil sekali dibandingkan dengan ΔU,
sehingga dapat diabaikan, ΔH = ΔU.
3.1.4 Persamaan Termokimia
Persamaan termokimia adalah persamaan reaksi kimia yang mengikutsertakan
perubahan entalpi disesuaikan dengan stoikiometri reaksinya. Selain itu, entalpi reaksi
bergantung kepada wujud zatnya.
Contoh:
Pada pembentukan 1 mol air dari gas hisrogen dan gas oksigen dibebaskan kalor sebesar
286 kJ. Kata dibebaskan menyatakan reaksi eksoterm. Maka, persamaan termokimianya:
H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (l) ∆H = - 286 kJ

4
3.1.5 Jenis Perubahan Entalpi (∆H)
1. Perubahan Entalpi Standar (∆H0
)
Perubahan entalpi standar adalah perubahan entalpi yang diukur pada keadaan standar
yang dinotasikan dengan ∆H0
.
Kondisi standar berbagai perubahan entalpi adalah:
Suhu (T) = 25 0
C = 298 K; Tekanan (P) = 1 atm = 1,01 x 10 5
N/m2
= 101 kPa; satuan ΔH =
kJ dan satuan ΔH molar = kJ/mol
2. Entalpi Molar
Entalpi molar adalah perubahan entalpi yang berkaitan dengan kualitas zat yang terlibat
dalam reaksi. Berdasarkan reaksinya, maka perubahan entalpi dapat dibedakan menjadi:
perubahan entalpi pembentukan, penguraian, pembakaran, netralisasi, penguapan,
peleburan, sublimasi, dan pelarutan.
a. Perubahan entalpi pembentukan standar (∆Hf
0
); f = formation = pembentukan
Perubahan entalpi yang dibutuhkan atau dilepas pada pembentukan 1 mol zat dari unsur-
unsurnya pada suhu dan tekanan standar.
Unsur-unsur yang stabil seperti Cl2 (g), Br2 (g), I2 (g), O2 (g), Hg (l), C (grafit), memiliki ∆Hf
0
=
0.
Contoh:
H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (l) ∆Hf
0
= - 285,85 kJ/mol
C (grafit) + ½ O2 (g) → CO (g) ∆Hf
0
= -110,5 kJ/mol
Ca (s) + ½ O2 (g) → CaO (s) ∆Hf
0
= -635,5 kJ/mol
b. Perubahan entalpi penguraian standar (∆Hd
0
); d = decomposition = penguraian
Perubahan entalpi yang dibutuhkan atau dilepas pada penguraian 1 mol zat menjadi
unsur-unsurnya pada suhu dan tekanan standar. Karena reaksi penguraian adalah
kebalikan reaksi pembentukan, maka nilai ∆Hf
0
= ∆Hd
0
tetapi memiliki tanda yang
berlawanan.
Contoh:
H2O (l) → H2 (g) + ½ O2 (g) ∆Hf
0
= + 285,85 kJ/mol
CO (g) → C (grafit) + ½ O2 (g) ∆Hf
0
= +110,5 kJ/mol
CaO (s) → Ca (s) + ½ O2 (g) ∆Hf
0
= + 635,5 kJ/mol
c. Perubahan entalpi penguraian standar (∆Hc
0
); c = combution = pembakaran
Perubahan entalpi yang dibutuhkan atau dilepas pada pembakaran sempurna 1 mol zat
dengan gas oksigen pada suhu dan tekanan standar.
Contoh:
S (s) + O2 (g) → SO2 (g) ∆Hf
0
= - 297 kJ/mol
C (s) + O2 (g) → CO2 (g) ∆Hc
0
= -393,5 kJ/mol
Pada pembakaran senyawa hidrokarbon terdiri dari:
a. pembakaran sempurna membentuk CO2 dan H2O
b. pembakaran tidak sempurna membentuk CO dan H2O
Contoh:
CH4 (g) + 2O2 (g) → CO2 (g) + 2H2O (g)
CH4 (g) + 3/2O2 (g) → CO (g) + 2H2O (g)

5
3.1.6 Menghitung Perubahan Entalpi
1. Berdasarkan Percobaan (Kalorimetri)
Kalorimeter adalah suatu sistem terisolasi, dengan demikian semua kalor yang dibebaskan
oleh reaksi yang terjadi di dalam kalorimeter, tidak ada yang dibuang di luar kalorimeter.
a. Kalorimeter Sederhana
Tersusun dari dua gelas plastik. Plastik merupakan bahan nonkonduktor, sehingga
jumlah kalor yang diserap atau yang dipindahkan ke lingkungan dapat diabaikan.
Kalorimeter tidak tertutup rapat sehingga reaksi berlangsung secara terbuka artinya
berlangsung pada tekanan yang tetap. Dengan demikian kalor reaksi sepenuhnya diserap
oleh larutan.
qreaksi + qlarutan = 0, karena qlarutan = m.c.∆t, maka:
qreaksi = - qlarutan = - (m c ∆t)
∆Hreaksi = 





n
qreaksi
; n = jumlah mol yang terlibat dalam reaksi
b. Kalorimeter Bomb
Kalorimeter Bomb merupakan kalorimeter yang memperhitungkan panas yang diserap
oleh perangkatnya karena terbuat dari logam. Proses dalam bom kalorimeter merupakan
proses adiabatik artinya tak ada energi yang lepas atau masuk dari luar, sehingga:
qreaksi + qlarutan + qkalorimeter = 0
qreaksi = – (qlarutan + qkalorimeter)
= – [(m c ∆t) + (C ∆t)], atau
∆Hreaksi = ∆Hlarutan + ∆Hkalorimeter
= (m c ∆t) + (C ∆t)
2. Berdasarkan Hukum Hess (1840)
Hukum Hess: Perubahan entalpi yang dilepas atau diserap tidak tergantung pada jalannya
reaksi, tetapi tergantung pada keadaan awal dan keadaan akhir.
Berdasarkan Hukum Hess, penentuan perubahan entalpi dapat ditentukan dengan dua cara,
yaitu:
1) penjumlahan reaksi yang berhubungan, dan
2) berdasarkan perubahan entalpi pembentukan standar.
Penjumlahan reaksi yang berhubungan dapat dinyatakan dalam bentuk diagram siklus dan
diagram tingkat energi.
a. Diagram siklus
∆H1 = - 579 kJ
2A(s) + 2B2 (g) 2AB2 (g)
Lintasan 1
Keadaan awal keadaan akhir
∆H2 = - 123 kJ Lintasan 2 ∆H3 = - 456 kJ
2AB (g) + B2 (g)

6
b. Diagram tingkat energi
H 2A(s) + 2B2 (g) Keadaan awal
0
∆H2 = - 123 kJ
∆H1 = - 579 kJ
2AB (g) + B2 (g)
- 123
∆H3 = - 456 kJ
2AB2 (g) Keadaan Akhir
- 579
Kedua bentuk diagram di atas dapat disederhanakan dengan jalan menjumlahkan
tahapan-tahapan reaksinya sebagai berikut:
Reaksi 2: 2A(s) + B2 (g) → 2AB (g) ∆H2 = - 123 kJ
Reaksi 3: 2AB (g) + B2 (g) → 2AB2 (g) ∆H3 = - 456 kJ +
Reaksi 1: 2A(s) + 2B2 (g) → 2AB2 (g) ∆H1 = - 579 kJ
Jadi, ∆H1 = ∆H2 + ∆H3
3. Berdasarkan entalpi pembentukan (∆Hf
0
)
CH4 (g) + O2 (g) → CO2 (g) + 2H2O (g)
∆Hreaksi = ∑∆Hf
0
ruas kanan - ∑∆Hf
0
ruas kiri
= ∑∆Hf
0
produk - ∑∆Hf
0
pereaksi
= (∆Hf
0
CO2 + 2 ∆Hf
0
H2O) - (∆Hf
0
CH4 + ∆Hf
0
O2)
4. Berdasarkan energi ikatan (EI)
Metode ini hanya dapat digunakan pada reaksi gas yang menyangkut zat-zat dengan ikatan
kovalen, didasarkan atas anggapan bahwa : semua ikatan dari suatu jenis tertentu, misalnya
(1) semua ikatan C-H dalam senyawa CH4 adalah identik, (2) energi ikatan dari ikatan
tertentu tidak bergantung pada senyawa dimana ikatan itu ditemukan.
Ada 2 macam energi ikatan, yaitu : energi disosiasi ikatan (D) dan energi ikatan rata-rata (E)
a. Energi disosiasi ikatan (D), yaitu perubahan entalpi yang terjadi pada proses pemutusan
ikatan dua atom atau pemutusan ikatan tertentu dalam senyawa yang berwujud gas.
Contoh :
H2 (g)  2 H (g) D H-H = 436 kJ
H2O (g)  HO (g) + H (g) D HO-H = 497,9 kJ
b. Energi ikatan rata-rata (E), yaitu energi rata-rata yang dipergunakan untuk
memutuskan ikatan tertentu dalam semua senyawa yang berwujud gas yang mengandung
ikatan tersebut.
Misal : Dalam CH4 (g), CH3OH (g) energi ikatan C-H adalah sama yaitu 414,2 kJ mol-1.
Selanjutnya entalpi reaksi rumuskan sebagai :
ΔH = (Σ energi ikatan pereaksi) −(Σenergi ikatan produk)
= (ΣΔHf produk) − (ΣΔHf pereaksi)
= (ΣΔHf ruas kiri) − (ΣΔHf ruas kanan)

7
Data energi ikatan merupakan nilai rata-rata yang diperoleh dari data ΔH empiris dan
perhitungan dengan menggunakan hukum Hess.
Contoh:
CH4 (g) + O2 (g) → CO2 (g) + 2H2O (g)
∆Hreaksi = ∑E ruas kiri - ∑E ruas kanan
= ∑E pemutusan ikatan - ∑E pembentukan ikatan
= (4 E C-H + E O=O) – [(2 E C=O) + 2 (2 E H-O)]
3.1.7 Hukum Kedua termodinamika
1. Entropi (S)
Menurut hukum ini : Semua proses atau reaksi yang terjadi di alam semesta, selalu
disertai dengan peningkatan entropi. Entropi adalah besaran untuk mengukur ketidak teraturan
suatu sistem. Ketidakteraturan itu meliputi : tata susunan molekul-molekulnya dalam ruangan
dan distribusi energinya.
Setiap proses spontan memiliki kecenderungan menuju ketidakteraturan sistem yang
setinggi-tingginya.
Jika ΔSas adalah entropi alam semesta, maka bagi setiap proses spontan berlaku :
ΔSas > 0
ΔSas = ΔS sistem + ΔS lingkungan
ΔSsistem adalah perubahan entropi sistem (dimana terjadi proses atau reaksi) yang dapat
dihitung dari selisih antara total ΔSo
hasil reaksi dengan total ΔSo
pereaksi, sedangkan ΔSlingkungan
adalah perubahan entropi lingkungan yang dapat dihitung dari ungkapan ΔSlingkungan = -
ΔH/T.
Untuk reaksi: aA + bB  cC + dD, maka ΔS sistem = (cSC + dSD) – (aSA + bSB)
Reaksi akan terus berlangsung hingga jumlah entropi sistem dan lingkungan (entropi
alam semesta) mencapai nilai maksimumnya, dalam hal ini ΔS + ΔSl = 0 dan sistem mencapai
kesetimbangan.
2. Energi Gibbs (G)
ΔG adalah bentuk energi yang bebas untuk melakukan kerja berguna atau banyaknya
energi maksimum yang dapat dilepaskan oleh sistem dalam proses yang berlangsung pada P
dan T tetap. Menurut Hukum Kedua Thermodinamika , suatu reaksi berlangsung secara
spontan jika ΔS + ΔSl > 0. Proses spontan dari keadaan 1 ke keadaan 2, sehingga (H – TS)
merupakan fungsi keadaan baru yang kemudian disebut Energi Bebas GIBBS yang diberi
lambang G.
G = H – TS, atau ΔG =ΔH - T.ΔS
Jika ΔG < 0, maka reaksi berlangsung spontan
ΔG = 0, maka reaksi dalam keadaan setimbang
ΔG > 0, maka reaksi berlangsung tak spontan
Penentuan energi bebas ΔG dapat dilakukan dengan cara :

8
1) Perhitungan berdasarkan ungkapan ΔG = ΔH – T. ΔS, bila temperatur tetap.
2) Perhitungan berdasarkan data energi bebas pembentukan standar
ΔGo
f = (ΔGo
f,C + ΔGo
f,D) - (ΔGo
f,A + ΔGo
f,B)
Seperti halnya dengan H dan ΔS, maka ΔG juga bergantung pada suhu. Dalam
membahas kesetimbangan kimia, dari aspek termodinamika adalah sistem terbuka. Dalam
sistem terbuka terdapat apa yang disebut potensial kimia (μ). Jadi reaksi spontan selalu
berlangsung dari potensial kimia yang lebih tinggi ke potensial kimia yang lebih rendah.
Potensial kimia inilah yang dapat digunakan untuk membahas kesetimbangan kimia secara
kuantitatif. Dalam suatu campuran berlaku :
μi = μi0
+ RT ln ai
dengan : μi0
= potensial kimia standar zat i
ai = keaktifan zat i
μi = potensial kimia komponen i dalam campuran
3.2 Kinetika Kimia
Kinetika kimia adalah bagian dari ilmu kimia yang mempelajari laju reaksi atau
kecepatan reaksi dan mekanisme reaksi. Ada reaksi yang berlangsung sangat cepat, misalnya
reaksi penetralan asam oleh basa, reaksi peledakan dinamit / pembakaran petasan, dan reaksi
gas H2 dan Cl2 di bawah sinar matahari. Ada reaksi yang berlangsung dengan sangat lambat,
misalnya reaksi antara logam magnesium dengan air. reaksi perkaratan besi dan reaksi gas H2
dan I2 membentuk gas HI.
Reaksi yang berlangsung sangat cepat dan sangat lambat sukar diamati. Untuk dapat
menyatakan cepat/lambatnya suatu reaksi dikemukakan konsep laju reaksi yang diartikan
sebagai perubahan konsentrasi pereaksi atau hasil reaksi per satuan waktu.
3.2.1 Laju Reaksi, Hukum Laju dan Orde Reaksi
1. Laju Reaksi
Laju reaksi adalah harga rata-rata perubahan konsentrasi pereaksi atau hasil reaksi
dibagi dengan waktu berlangsungnya reaksi. Ada dua pengertian dari laju reaksi yaitu laju rata-
rata dan laju seketika. Laju rata-rata menyatakan perubahan konsentrasi yang terjadi pada
selang waktu tertentu. Laju reaksi merupakan fungsi waktu.
Umumnya reaksi kimia berlangsung dengan cara berkurangnya konsentrasi zat pereaski
dan bertambahnya konsentrasi zat hasil reaksi bila tidak ada gangguan dari luar.
Secara sistematik harga laju reaksi untuk reaksi : A  B
V = – d(A) / dt
= d(B) /dt
Dimana :
V = laju reaksi rata-rata ; [A] = konsentrasi A (mol.L-1
)
[B] = konsentrasi B (mol.L-1
) ; t = waktu
Untuk reaksi-reaksi yang lebih kompleks, laju pembentukan berbagai macam hasil
reaksi dan pengurangan berbagai macam pereaksi tidak selalu sama, akan tetapi tergantung dari
koefisien reaksi pada stoikiometrinya.
Sebagai contoh untuk reaksi :

9
a A + b B  c C + d D
dengan a, b, c dan d adalah koefisien reaksi.
Berdasarkan stoikiometri reaksi tersebut harga laju reaksi :
2. Hukum Laju dan Orde Reaksi
Persamaan yang menghubungkan laju reaksi dengan konstanta laju dan konsentrasi
reaktan disebut hukum laju (rate law). Hukum laju ini digunakan untuk menghitung laju reaksi
jika kita mengetahui harga k, m dan n.
Untuk reaksi A  B, laju reaksinya dapat dituliskan sebagai berikut :
Laju ∞ (A)x
Dengan x adalah orde reaksi.
Kenyataan yang sangat penting untuk diketahui adalah bahwa koefisien reaksi secara
stoikiometri tidak selalu merupakan orde reaksi tersebut. Harga x (orde reaksi) hanya didapat
dari eksperimen.
Untuk reaksi yang lebih kompleks seperti :
A + B  produk, berlaku:
laju ~ [A]x
[B]y
, dengan x + y = orde reaksi total
Karena tidak ada hubungan antara koefisien dan orde reaksi, persamaan tersebut) dapat
diubah menjadi:
Laju = k [A)x
[B)y
Dengan k adalah tetapan laju yang merupakan sifat khas dari suatu reaksi dan hanya
tergantung pada suhu, sedangkan satuan k tergantung dari orde reaksi.
Orde suatu reaksi dapat berupa bilangan bulat maupun pecahan. Di bawah ini beberapa
contoh dari reaksi orde nol (biasanya berupa reaksi heterogen yang berlangsung pada
permukaan logam atau reaksi foto kimia yang terkatalisis), pertama, kedua, ketiga, dan berorde
pecahan.
3.2.2 Penentuan Laju Reaksi
Hukum laju reaksi ditentukan dengan dua cara, yaitu: 1) berdasarkan data percobaan (metode
isolasi), dan 2) berdasarkan mekanisme reaksi.
Reaksi kimia biasanya merupakan reaksi yang rumit yaitu reaksi yang tidak hanya
berlangsung dalam satu tahap, tetapi berlangsung dengan beberapa tahap reaksi.
Reaksi tahap I berlangsung jauh lebih lambat daripada tahap II sehingga tahap I merupakan
tahap penentu reaksi , karena itu laju reaksi dapat dinyatakan dengan persamaan : V = k [ A],
atau dapat dikatakan bahwa reaksi orde-1 terhadap A.
Reaksi peruraian NO2Cl menjadi NO2 dan Cl2 berlangsung dengan mekanisme berikut
ini.
I. NO2Cl → NO2 + Cl
II. NO2Cl + Cl → NO2 + Cl2
Seandainya reaksi tahap II berlangsung jauh lebih lambat daripada tahap I sehingga tahap II
menjadi tahap penentu reaksi, maka persamaan laju reaksi dapat dinyatakan sebagai berikut :
V= k [NO2Cl ][Cl]
Karena [Cl] = [NO2Cl]/[NO2] maka persamaan itu menjadi,
V = k’ [NO2Cl]2
/ [NO2)]
3.2.2 Hubungan Konsentrasi dan Waktu Paruh
dt
d(D)
d
1
dt
d(C)
c
1
dt
d(B)
b
1
-
dt
d(A)
a
1
-V 

10
Persamaan laju reaksi menggambarkan hubungan laju dengan konsentrasi pereaksi
misalnya untuk reaksi orde satu.
(A)k
dt
d(A)
Laju  , hasil integralkan diperoleh: k.t
(A)t
(A)0
ln  ,
dengan (A)0 adalah konsentrasi mula-mula (pada saat t = 0) dan (A)t adalah konsentrasi A
pada saat t. Jika reaksi telah berlangsung dan menghabiskan setengah dari massanya, maka
waktu yang diperlukan disebut waktu paruh yang diberi simbol t1/2. Pada saat t1/2, (A)t = ½
(A)o, sehingga berlaku:
2
1
2
1
k.t
(A)t
(A)0
ln  , atau ln 2 = k.t ½ , sehingga t ½ = 0,693/k
Untuk reaksi orde dua persamaan lajunya adalah:
2
(A)k
dt
d(A)
Laju  , hasil integral diperoleh: k.t
(A)t
1
(A)t
1

Untuk t = t1/2 berlaku:
k(A)o
1
t
2
1 
3.2.3 Teori Laju
Ada pendekatan teoritik untuk menjelaskan laju reaksi, yaitu teori tumbukan dan teori
keadaan transisi.
1. Teori Tumbukan
Terjadinya suatu reaksi kimia disebabkan oleh oleh tabrakan antarpartikel pereksi.
Menurut teori ini diasumsikan bahwa molekul-molekul atau partikel-partikel zat pereaksi yang
bergerak kian kemari secara acak akan saling bertumbukan sehingga menghasilkan suatu
reaksi. Tumbukan yang dapat mengakibatkan terjadinya reaksi (tumbukan efektif) adalah
tumbukan yang terjadi diantara molekul –molekul yang cukup besar energinya dan harus pada
posisi yang tepat. Terjadinya reaksi berdasarkan teori ini ditentukan oleh jumlah atau frekuensi
tumbukan dan ketepatan arah atau orientasi tumbukan.
Untuk menghasilkan suatu reaksi diperlukan tumbukan yang efektif. Tumbukan efektif
yaitu tumbukan antar partikel pereaksi yang mampu mencapai energi minimum tertentu.
Energi minimum yang diperlukan untuk menghasilkan tumbukan efektif disebut energi aktivasi
(Ea). Tumbukan yang terjadi antara molekul-molekul dapat berlangsung dengan energi rendah
sampai energi tinggi. Bila tumbukan mempunyai energi minimal sebesar Ea, maka tumbukan
tersebut dapat menghasilkan reaksi. Hanya molekul-molekul yang memiliki energi sama
dengan atau lebih besar dari energi pengaktifan/aktivasi (Ea) yang dapat menghasilkan reaksi.
Energi aktivasi tergantung pada jenis zat pereaksi. Reaksi yang dapat terjadi pada suhu kamar
berarti mempunyai energi aktivasi yang relatif tinggi.
2. Teori Keadaan Transisi
Berbeda dengan teori tumbukan, maka teori keadaan transisi sangat memperhatikan apa
yang terjadi selama tumbukan. Teori keadaan transisi membahas energi dan orientasi molekul-
molekul pereaksi yang bertumbukan, juga menerangkan mengapa banyak tumbukan yang tidak
menghasilkan reaksi (tumbukan yang tidak efektif).
Teori keadaan transisi mengandaikan bahwa proses yang dijalani molekul-molekul
pereaksi dari awal dan akhir pereaksi, harus melampaui suatu keadaan yang disebut keadaan
transisi, keadaan ini mempunyai energi potensial yang lebih tinggi dari keadaan awal maupun

11
keadaan akhir. Energi potensial itu diperoleh dari perubahan energi akibat dari adanya
tumbukan diantara molekul-molekul pereaksi.
Jika terjadi reaksi antara A dan B membentuk C dan D, maka sebelum terbentuknya hasil
reaksi C dan D terbentuk lebih dahulu suatu keadaan transisi (misalnya X), keadaan ini dapat
dilukiskan sebagai :
A + B  X
Dalam keadaan ini jarak antara A dan B cukup dekat sedangkan bagian-bagian yang
akan terlepas menjadi C dan D sudah mulai merenggang tetapi belum terlepas. Keadaan X
bukanlah keadaan antara yang dapat dipisahkan, tetapi hanyalah keadaan transisi, karena akan
segera menjadi C dan D, yaitu :
X  C + D
Selisih energi potensial antara keadaan awal dan keadaan transisi adalah energi
pengaktifan Ea. Bagi molekul-molekul pereaksi yang energi kinetiknya lebih rendah dan Ea
akan memerlukan tambahan, baik melalui tumbukan dengan sesamanya maupun dengan
dinding wadah, untuk mendapatkan pertambahan energi hingga dapat mencapai energi yang
diperlukan. Efek dari kenaikan suhu adalah memperbesar energi kinetik rata-rata dalam sistem,
sehingga lebih banyak molekul-molekul yang memiliki energi Ea, dan lebih banyak yang
mencapai keadaan transisi. Secara termodinamik diketahui hubungan K dengan ΔG, yaitu :
/RT*n-
e.Ak 

3.3.4 Faktor-faktor yang Mempengaruhi Laju Reaksi
Faktor-faktor yang mempengaruhi laju reaksi: konsentrasi zat, suhu, luas
permukaan/ukuran partikel dan katalis.
1. Pengaruh Suhu
Pada umumnya semua reaksi berlangsung lebih cepat pada suhu yang lebih tinggi.
Hal ini terjadi karena semakin tinggi suhu, maka gerakan partikel zat-zat yang bereaksi
semakin cepat sehingga semakin cepat terjadinya tumbukan. Laju reaksi dapat juga
dipercepat atau diperlambat dengan mengubah suhunya. Beberapa reaksi dapat mencapai
kenaikan laju reaksi sebesar 2 kalinya untuk kenaikan suhu 10o
C.
Sebaliknya semakin rendah suhu, maka energi kinetik partikel semakin kecil
sehingga gerakan partikel semakin lambat. Hal tersebut menyebabkan peluang terjadinya
tumbukan antarpartikel semakin kecil/berkurang, sehinga laju reaksi semakin lambat.
Hubungan antara kenaikan laju reaksi dengan perubahan temperatur reaksi adalah:
VoxV)(Vt T
To-Tt







 , dimana: Vt = laju reaksi pada waktu t; Vo = laju reaksi awal
ΔV = kenaikan laju reaksi; Tt = Suhu pada waktu t;
To = suhu awal; ΔT = kenaikan suhu
Penetapan Energi Aktivasi
Arrhenius, seorang ahli kimia swedia mengemukakan persamaan empiriknya pada
tahun1889 sebagai berikut :
-Ea/RT
e.Ak 
dengan k = tetapan laju, A = faktor Arrhenius, faktor pra eksponensial, Ea = energi
pengaktifan, e = 2,71828 (bilangan alam), R = tetapan gas dan T = temperatur absolut.

12
Jika persamaan di atas dikali dengan ln, maka diperoleh :







T
1
R
Ea
-Alnkln , dimana grafik ln k terhadap 1/T menghasilkan garis lurus dengan
slope = - Ea/R dan intersep = ln A.
Harga energi aktivasi Ea dapat juga ditentukan dari dua buah harga k pada dua
temperatur yang berbeda, berlaku persamaan:







122
1
T
1
T
1
R
Ea
k
k
ln
Dengan k = tetapan laju pada temperatur 1, k2= tetapan laju pada temperatur 2, T1 =
temperatur 1 dan T2 = temperatur 2.
2. Konsentrasi pereksi
Pada dasarnya laju reaksi akan bertambah jika konsentrasi reaktan diperbesar.
Perbandingan jumlah zat terlarut terhadap jumlah larutan disebut konsentrasi (kepekatan).
Makin banyak zat terlarut, makin besar konsentrasi suatu larutan. Semakin besar
konsentrasi, maka semakin banyak jumlah partikel, sehingga peluang terjadi tumbukan
antarpartikel semakin besar sehingga laju reaksi semakin cepat.
Sebaliknya, semakin kecil konsentrasi, maka semakin sedikit jumlah partikel,
sehingga peluang terjadi tumbukan antarpartikel semakin kecil sehingga laju reaksi
semakin lambat.
3. Luas permukaan bidang sentuh
Suatu reaksi akan terjadi jika pereaksi bercampur atau bersentuhan. Pada reaksi
yang heterogen luas permukaan bidang batas yang saling bersentuhan akan mempengaruhi
laju reaksi. Zat padat yang berbentuk serbuk mempunyai permukaan yang lebih luas
dibandingkan dengan zat padat yang berupa kepingan sehingga bidang sentuhnya lebih
banyak untuk bertumbukan dengan zat lain. Akibatnya, reaksi zat berbentuk serbuk lebih
cepat dari pada zat berbentuk kepingan.
Luas permukaan (bidang setuh) berbanding terbalik dengan ukuran partikel.
Semakin kecil ukuran partikel, maka luas permukaan semakin besar. Semakin besar luas
permukaan, maka peluang terjadinya tumbukan semakin besar sehingga laju reaksi semakin
cepat. Sebaliknya, semakin besar ukuran partikel, maka luas permukaan semakin kecil.
Semakin kecil luas permukaan, maka peluang terjadinya tumbukan semakin kecil sehingga
laju reaksi semakin lambat.
4. Katalis
Katalis adalah zat yang dapat mempercepat reaksi tetapi tidak mengalami
perubahan dalam reaksi. Adanya katalis dalam reaksi dapat menurunkan energi aktivasi
reaksi, karena katalis berperan mengubah mekanisme reaksi menjadi tahap reaksi yang
memiliki energi aktivasi lebih rendah.
Energi aktivasi (Ea) adalah enegri minimum yang dibutuhkan untuk terjadinya
reaksi kimia. Semakin kecil Ea laju reaksi semakin cepat, sebaliknya semakin besar Ea laju
reaksi semakin lambat.
3.3 Kesetimbangan Kimia

13
3.3.1 Keadaan Setimbang
Reaksi kimia ada yang bersifat searah (irrefersible) dan ada yang bersifat dapat balik
(refersible). Dalam sistem tertutup pada reaksi dapat balik, apabila kinetika reaksi ke kanan
sama dengan kinetika reaksi ke kiri maka akan tercapai keadaan kesetimbangan dinamis.
Dalam arti laju reaksi maju = laju reaksi balik. Kesetimbangan itu bersifat dinamis, artinya
pada keadaan itu konsentrasi pereaksi dan hasil reaksi tidak berubah oleh waktu, sebab reaksi
maju dan reaksi balik terjadi dengan kecepatan yang sama. Ada tiga kemungkinan yang terjadi
dilihat dari konsentrasi pereaksi dan zat hasil reaksi dalam proses menuju kesetimbangan, yaitu
konsentrasi pereaksi lebih besar, lebih kecil atau sama dengan konsentrasi zat hasil reaksi.
3.3.2 Tetapan Kesetimbangan (K)
Tetapan Kesetimbangan adalah suatu bilangan yang harus dihitung melalui data
eksperimen. Karena tetapan kesetimbangan adalah suatu bilangan, tentu saja tetapan
kesetimbangan adalah unitless (tanpa satuan).
Ada dua cara penentuan tetapan kesetimbangan, yaitu:
a. melalui penentuan konsentrasi pereaksi dan hasil reaksi pada keadaan kesetimbangan, dan
b. menghitungan dari data termodinamika, melalui hubungan antara ΔG0
dan tetapan
kesetimbangan.
Berdasarkan fasa zat yang terlibat dalam reaksi, maka kesetimbangan terdiri dari:
a. Kesetimbangan homogen, yaitu kesetimbangan dimana fasa zat yang terlibat dalam reaksi
hanya satu fasa.
b. Kesetimbangan heterogen, yaitu kesetimbangan dimana fasa zat yang terlibat dalam reaksi
lebih dari satu fasa. Contohnya, kesetimbangan pada garam-garam yang kurang larut atau
disebut Ksp.
Untuk reaksi kesetimbangan homogen: aA (g) + bB (g)  cC (g) + dD (g), dengan a, b, c
dan d adalah koefisien reaksi kesetimbangan tersebut, dan mencapai keadaan kesetimbangan
pada temperatur tertentu maka ungkapan aksi massanya adalah:
ba
dc
x(B)(A)
x(D)(C)
Harga K dapat diungkapkan dengan konsentrasi (Kc), tekanan (untuk gas = Kp),
maupun mol fraksi (Kx).
ba
dc
[B]x[A]
[D]x[C]
Kc 
ba
dc
(pB)x(pA)
(pD)x(pC)
Kp 
ba
dc
(xB)x(xA)
(xD)x(xC)
Kx 
Khusus untuk tetapan kesetimbangan kimia konsentrasi (Kc) dinyatakan sebagai:
perkalian konsentrasi zat-zat ruas kiri dengan konsentrasi zat-zat ruas kanan
dipangkatkan koefisien reaksinya masing-masing, memiliki harga yang tetap pada
suhu tetap, berlaku untuk sistem gas (g) dan larutan (aq).

14
Pada sistem gas, terdapat hubungan antara Kc, Kp, dan Kx, sebagai berikut:
Kp = Kc (RT) Δng
dan Kp = KxPt (RT) Δng
dimana: R = tetapan gas (L.atm. mol-1
.K-1
)
Δng = (jumlah koefisien reaksi hasil reaksi) – (jumlah koefisien reaksi hasil reaksi)
= (c+d) – (a+b)
Untuk reaksi yang sudah mencapai kesetimbangan berlaku hubungan:
ΔG = – RT ln Kp
Pada kesetimbangan larutan berlaku:
ΔGo
= − RT ln KC
3.3.3 Faktor-faktor yang Mempengaruhi Kesetimbangan Kimia
Jika sebuah reaksi dapat balik sudah mencapai keadaan kesetimbangan, maka secara
makroskopik reaksi seolah-olah berhenti. Salah satu ciri reaksi dapat balik adalah pereaksinya
tidak dapat habis sampai kapanpun jika sistemnya tertutup. Keadaan kesetimbangan ini akan
tetap berlangsung selama tidak ada upaya untuk mengganggu keadaan kesetimbangan tersebut.
Apabila keadaan kesetimbangan ini diganggu (diberikan aksi pada sistem), maka sistem akan
bereaksi untuk melawan aksi yang terjadi, sehingga keadaan kesetimbangan tetap tercapai.
Reaksi akan bergeser sedemikian rupa sehingga diperoleh susunan kesetimbangan yang baru.
Prinsip ini dikenal sebagai Asas Lechtelier atau faktor-faktor yang mempengaruhi
kesetimbangan kimia berupa: konsentrasi zat, suhu/temperatur, tekanan/volume dan katalis.
1. Pengaruh Konsentrasi zat
a. Jika konsentrasi pereaksi (ruas kiri) dalam sistem kesetimbangan diperbesar, maka
kesetimbangan akan bergeser ke hasil reaksi (ruas kanan).
b. Jika konsentrasi pereaksi (ruas kiri) dalam sistem kesetimbangan diperkecil, maka
kesetimbangan akan bergeser ke pereaksi (ruas kiri)
c. Jika konsentrasi hasil reaksi (ruas kanan) dalam sistem kesetimbangan diperbesar, maka
kesetimbangan akan bergeser ke pereaksi (ruas kiri).
d. Jika konsentrasi hasil reaksi (ruas kanan) dalam sistem kesetimbangan diperkecil, maka
kesetimbangan akan bergeser ke hasil reaksi (ruas kanan)
2. Pengaruh Temparatur Reaksi
Pada keadaan kesetimbangan:
a) Jika temperatur reaksi dinaikkan maka reaksi akan bergeser ke reaksi
endoterm
b) Jika temperatur reaksi diturunkan maka reaksi akan bergeser ke reaksi
eksoterm.
3. Pengaruh Tekanan/Volume
Tekanan dan volume selalu berbanding terbalik. Artinya, jika tekanan diperbesar maka
volume akan mengecil. Sebaliknya, jika tekanan diperkecil maka volume akan membesar.
Jadi: tekanan diperbesar = volume diperkecil atau tekanan diperkecil = volume diperbesar.

15
Pengaruh tekanan/volume pada reaksi kesetimbangan dipengaruhi oleh koefisien reaksi
pada fasa gas (g) dan larutan (aq).
Pada keadaan kesetimbangan:
a. Jika tekanan diperbesar (volume diperkecil) maka kesetimbangan akan
bergeser ke arah koefisien reaksi terkecil.
b. Jika tekanan dikecil (volume diperbesar) maka kesetimbangan akan
bergeser ke arah koefisien reaksi terbesar.
4. Pengaruh Katalis
Katalis dipergunakan untuk meningkatkan laju reaksi dengan cara menurunkan energi
pengaktifan. Perubahan ini mempengaruhi baik reaksi maju maupun reaksi balik dengan
cara yang sama. katalis mengubah laju reaksi menjadi lebih cepat baik yang maju maupun
yang balik, sehingga laju reaksi maju tetap sama dengan laju reaksi balik. Akibatnya tidak
terjadi perubahan kesetimbangan. Katalis juga tidak mengubah harga tetapan
kesetimbangan, tetapi hanya mempercepat tercapainya keadaan kesetimbangan. Katalis
ikut terlibat dalam reaksi, tetapi didapatkan kembali pada akhir reaksi.
3.3.3 Tetapan Kesetimbangan dan Derajat Disosiasi (α)
Derajat disosiasi adalah persentase massa zat yang terurai menjadi zat yang lebih
sederhana. Derajat disosiasi diungkap sebagai α, mempunyai nilai antara 0 sampai dengan 1.
Contoh pada reaksi kesetimbangan:
N2O4 (g)  2NO2 (g)
Mol awal : n mol 0 mol jumlah mol = n mol
Mol terurai: nα mol 2nα mol
Mol setimbang: (n-nα) mol 2nα mol jumlah mol = (n + nα) mol
P N2O4 = (X N2O4) x (Ptotal), dan P NO2 = (X NO2) x (Ptotal), dimana Ptotal = P N2O4 + P NO2
Ptotalx
mol)n(n
mol)n-(n



 Ptotalx
mol)n(n
mol)(2n




Ptotalx
)(1n
)-(1n



 Ptotalx
)(1n
)(2n




Ptotalx
)(1
)-(1



 Ptotalx
)(1
2





)ON(P
)NO(P
Kp
42
2
2

Ptotalx
)(1
)-(1
Ptotalx
)(1
2
2














16
Ptotalx
)(1
)-(1
Ptotalx
)(1
4 2
2
2







Ptotalx
)(1
)(1
x
)(1
4
2
2








Ptotalx
)-(1)(1
4 2




Ptotalx
)-(1
4
Kp 2
2



SOAL URAIAN
SOAL LATIHAN BAB III
1. Pada kinetika reaksi, maka dikenal orde reaksi. Jika kecepatan reaksi dari suatu gas
dinyatakan dengan persamaan V = k (A)2
(B), dan bila volume yang ditempati gas-gas
tersebut diperbesar menjadi dua kali dari volume semula maka kecepatan reaksinya jika
dibandingkan dengan kecepatan reaksi semula adalah....
Jawab:
Jumlah mol A dan B tetap
Misal: v1 = volume larutan pada reaksi-1, volume pada reaksi-2 (v2) = 2 x v1, mol A = a mol
dan mol B = b mol.
[A1] = M
v
a
Lv
mola
 ; [B1] = M
v
b
Lv
molb
 , persamaan kecepatan reaksi menjadi: V1 = k1 [A1]2
[B1]
atau:
v
b
x
v
a
xkV
1
2
1
11 












[A2] = M
2v
a
L2v
mola
 ; [B2] = M
2v
b
L2v
molb
 , persamaan kecepatan reaksi menjadi: V2 = k2 [A2]2
[B2]
atau:
v
b
x
v
a
xkV
2
2
2
22 











 , dimana k1 = k2 (kontanta laju reaksi tetap pada suhu tetap).

v
b
v
b
x
v
a
v
a
x
k
k
V
V
2
1
2
2
1
2
1
2
1






















































17

x v2
b
v
b
x
x v2
a
v
a
x
k
k
V
V
1
1
2
1
1
2
1
2
1






















































2
1
1
1
x
2
1
1
1
x1
V
V
2
2
1

















































 2x2x1
V
V 2
2
1

 2
V
V 3
2
1

 8
V
V
2
1

 12 V
8
1
V 
Jadi, jika volume diperbesar 2 kali, maka kecepatan reaksi ke-2 = 8 kali lebih
kecil dari kecepatan reaksi pertama.
2. Pada kehidupan sehari-hari dikenal zat pembersih, diantaranya adalah detergen. Larutan
asam sulfat (H2SO4) adalah bahan baku detergen yang dibuat melalui proses kontak. Salah
satu tahapan penting dalam proses kontak adalah reaksi kesetimbangan yang ditulis
sebagai berikut:
2SO2(g) + O2(g)  SO3(g) + 45 kkal.
Jika pada reaksi tersebut Konsentrasi dari gas SO3 pada keadaan setimbang bertambah,
maka hal-hal yang dapat dilakukan adalah....
Jawab
Persamaan kesetimbangan: 2SO2(g) + O2(g)  SO3(g) + 45 kkal
Berdasarkan persamaan kesetimbangan di atas, maka yang mempengaruhi kesetimbangan
adalah konsentrasi zat dan suhu reaksi.
Hal-hal yang dapat dilakukan untuk meningkatkan konsentrasi gas SO3 adalah:
a) Menambah konsentrasi pereaksi, yaitu konsentrasi SO2 dan/atau O2, sehingga
kesetimbangan bergeser kearah pembentukan gas SO3.
b) Berdasarkan persamaan reaksi, entalpi reaksi ke kanan (kearah pembentukan gas SO3
adalah negatif) atau reaksi eksoterm. Untuk meningkatkan konsentrasi gas SO3, maka
suhu reaksi diturunkan.
2SO2(g) + O2(g)  SO3(g) ΔH = – 45 kkal
3. Diketahui energi ikatan sebagai berikut :
CH = 414 kJ.mol1
OH = 464 kJ.mol1

18
C=O = 803 kJ.mol1
O=O (O2) = 498 kJ.mol1
Jika H pembakaran C2H2 = 1260 kJ.mol1
maka energi ikatan C  C adalah ....
Jawab
Reaksi pembakaran sempurna 1 mol C2H2 adalah:
C2H2 (g) + 5/2O2 (g)  2CO2 (g) + H2O (g) ΔH = – 1.260 kJ/mol, atau:
ΔH reaksi = (jumlah energi pemutusan ikatan) - (jumlah energi pembentukan ikatan),
atau:
ΔH reaksi = (jumlah energi ikatan ruas kiri) - (jumlah energi ikatan ruas kanan)
– 1.260 kJ/mol = {[(2 x E.I. C – H) + (1 x E.I. C  C) + (5/2 x E.I. O = O)] –
[(4 x E.I. C = O) + (2 x E.I. O = O)]} kJ/mol
= {[(2 x 414) + (E.I. C  C) + (5/2 x 498)] – [(4 x 803) + (2 x 464)]} kJ/mol
= {[(828) + (E.I. C  C) + (1.245)] – [(3.212) + (928)]} kJ/mol
= {(E.I. C  C) + 2.073 – 4.140} kJ/mol
= {(E.I. C  C) – 2067} kJ/mol
(E.I. C  C) = (2.067 – 1.260) kJ/mol
= 807 kJ/mol.
Jadi, Energi Ikatan C  C = 807 kJ/mol
4. Diketahui pada reaksi penguraian asam etanoat mempunyai harga tetapan laju reaksi. Jika
k1 = 2,46 x 10-5
pada 273 K dan k2 = 163 x 10-5
pada 303 K, harga energi pengaktifan reaksi
penguraian asam ini adalah …. R (tetapan gas umum) = 1,987 kalori K-1
mol-1
.
Jawab
Hubungan antara konstanta laju reaksi, temperatur dan energi aktivasi (Ea) dapat menggunakan
persamaan Arrhenius:







T2
1
T1
1
R
Ea
k1
k2
ln






 

303
1
273
1
molkal.K1,987
Ea
2,46x10
163x10
ln 115
5
ln (66,26) =  0,003300,00366
molkal.K1,987
Ea
11

4,19359 =  0,00036
molkal.K1,987
Ea
11 
Ea = 1
11
K0,00036
molkal.K1,987x4,19359



19
=
0,00036
kal.mol8,33267 1
= 23146,306 kal.mol-1
atau = 13
1
1
kkal.molx10
kal.mol1
kal.mol23.146,306 


= 23,146303 kkal.mol-1
~ 23,15 kkal.mol-1
Jadi Ea = 23,15 kkal.mol-1
penguraian asam etanoat tersebut = 23,15 kkal.mol-1
.
5. Reaksi dekomposisi gas nitrogen dioksida (NO2) menjadi gas nitrogen oksida dan gas
oksigen merupakan reaksi orde dua . Bila laju reaksi pada konsentrasi [NO2] 0,02 M adalah
1,6x 10-5
Ms-1
, berapakah laju reaksi bila [N02] berkurang menjadi 0,01M?
Jawab
Persamaan reaksi: 2NO2 (g)  2NO (g) + O2 (g)
Persamaan reaksi orde 2 dapat ditulis: V = k [NO2]2
Laju reaksi pertama dapat ditulis: V1 = k1 [(NO2)1]2
Laju reaksi pertama dapat ditulis: V2 = k2 [(NO2)2]2
, dimana k1 = k2 karena berlangsung pada
suhu tetap.
[NO2] pada reaksi pertama [NO2]1 = 0,02 M
[NO2] pada reaksi kedua [NO2]2 = 0,01 M
Laju reaksi pada reaksi pertama = V1 = 1,6x 10-5
Ms-1
  
  2
22
2
12
2
1
2
1
NO
NO
x
k
k
V
V

 
 2
2
2
1
2
15
M0,01
M0,02
x
k
k
V
Ms10x1,6


16
15
2 Ms10x8
2
Ms10x1,6
V 


Jadi, laju reaksi bila [N02] berkurang menjadi 0,01M = 8 x 10 – 6
M.s-1
.

Energi Kimia

Recommended

Recommended

More Related Content

What's hot

What's hot (15)

Similar to Energi Kimia

Similar to Energi Kimia (20)

Recently uploaded

Recently uploaded (20)

Energi Kimia