🌤️ Berdasarkan Diagram Reaksi Tersebut Termasuk Reaksi There is a site on a question interesting you.

Jadi reaksi tersebut termasuk reaksi . Reaksi antara Ba(OH) 2. dengan NH. 4. Cl. Siswa dengan teliti dapat mengidentifikasi reaksi eksoterm dan reaksi endoterm berdasarkan diagram tingkat energi. Siswa dengan cermat dapat menentukan H reaksi berdasarkan hukum Hess.

Termokimia adalah cabang ilmu kimia yang mempelajari perubahan kalor atau panas suatu zat yang menyertai reaksi-reaksi kimia. Perubahan kalor yang terjadi pada suatu reaksi kimia dinyatakan dalam perubahan entalpi H. Ditinjau dari perubahan entalpi, reaksi kimia dapat dibagi menjadi dua bagian, yaitu reaksi eksoterm dan reaksi endoterm. Apa itu eksoterm dan endoterm? Lihat disini Penjelasan reaksi eksoterm dan reaksi endoterm ! Baca juga kenali perbedaan reaksi eksoterm dan reaksi endoterm dengan mudah Yuk kita bahas! Istilah eksoterm berasal dari bahasa Yunani, eksos luar dan term panas atau kalor, artinya terdapat kalor yang keluar dari sistem ke lingkungan. Apa yang dimaksud sistem dan lingkungan?Dalam reaksi kimia, yang termasuk sistem adalah reaktan pereaksi dan produk hasil reaksi. Contohnya pada reaksi pembentukan NaCl. HClaq + NaOHaq → NaClaq + H2Ol Dari reaksi di atas, reaktannya adalah larutan HCl dan NaOH, sedangkan produknya adalah larutan NaCl dan H2O. Ingat reaktan ada di sebelah kiri tanda panah, sedangkan di sebelah kanan adalah produk. Sedangkan lingkungan adalah segala sesuatu yang ada di luar sistem yang kita amati. Pada contoh di atas yang termasuk lingkungan adalah bagian selain reaktan dan produk, misalnya udara di sekitarnya. Nah, reaksi eksoterm merupakan reaksi pembebasan kalor dari sistem ke lingkungan sehingga suhu lingkungan bertambah mengalami kenaikan, T2 > T1. Pada reaksi eksoterm, sistem yang melepaskan kalor akan mengalami penurunan energi, sehingga energi sebelum reaksi Hr akan lebih besar daripada energi setelah reaksi Hp. Diagram reaksi eksoterm digambarkan sebagai berikut. Dengan demikian, besar perubahan entalpi H akan bernilai negatif, karena Hp – Hr akan menghasilkan nilai negatif H 0. Persamaan termokimianya dapat ditulis sebagai berikut. Reaktan → Produk H = + kJ Secara umum yang termasuk reaksi endoterm adalah reaksi penguraian senyawa dan pemutusan ikatan. Contoh lainnya seperti Proses pencairan dari padat menjadi cair.b. Proses penyubliman dari padat menjadi gas.c. Proses penguapan dari cair menjadi gas.d. Reaksi pelarutan urea dalam Reaksi fotosintesis. Jadi, proses perubahan wujud zat itu termasuk dalam termokimia, ada yang melepas dan menyerap kalor. Tanda panah berwarna biru menunjukkan bahwa proses perubahan wujud zat melepaskan kalor dan tergolong dalam reaksi eksoterm. Sebaliknya tanda panah berwarna merah menunjukkan proses perubahan wujud zat menyerap kalor dan tergolong dalam reaksi endoterm. Agar lebih memahami, berikut contoh soal terkait reaksi eksoterm dan reaksi endoterm. Contoh Soal 1. Beberapa persamaan reaksi kimia dalam kehidupan sehari-hari. Pasangan persamaan reaksi endoterm terjadi pada nomor … A. 1 dan 2B. 2 dan 3C. 2 dan 4D. 3 dan 4E. 4 dan 5 Jawaban A Pembahasan Nomor 1 reaksi penguraian senyawa CaCO3, Nomor 2 reaksi fotosintesis, Nomor 3 reaksi pembakaran, Nomor 4 reaksi netralisasi asam H2SO4 dan basa NaOH, Nomor 5 reaksi pembentukan CaOH2. Dari reaksi-reaksi di atas, yang termasuk dalam reaksi endoterm adalah nomor 1 dan 2. 2. Manakah proses yang bersifat endotermA. Pembakaran bensin di dalam mesin mobilB. Proses sublimasi CO2s → CO2gC. Pembekuan air H2Ol → H2OsD. Pengembunan air menjadi hujan di awan H2Og → H2OlE. Penggunaan molekul glukosa dalam tubuh manusia untuk memperoleh energi Jawaban B Pembahasan Proses sublimasi merupakan salah satu contoh reaksi endoterm yakni menyerap kalor. Nah gimana? Makin paham kan? Sekian ya pembahasan mengenai PENJELASAN REAKSI EKSOTERM DAN REAKSI ENDOTERM BESERTA CONTOH SOAL. Semoga artikel ini bermanfaat bagi kalian, terimakasih.

34.3 Menjelaskan reaksi eksoterm dan reaksi endoterm berdasarkan diagram tingkat energi. 3.4.4 Membandingkan reaksi eksoterm dan reaksi endoterm berdasarkan diagram tingkat energi. percobaan. Bentuk-bentuk energi tersebut dapat berupah menjadi bentuk energi lainnya sehingga total energi pada suatu sistem akan selalu sama. Termokimia Pengertian, Persamaan, Reaksi, Rumus Dan Contoh Soal – Tahukah anda apa yang dimaksud dengan termokimia ?? Jika anda belum mengetahui nya anda tepat sekali mengunjungi Karena disini akan mengulas tentang pengertian termokimia, sistem termokimia, dan rumus termokimia beserta contohnya secara lengkap. Oleh karena itu marilah simak ulasan yang ada dibawah berikut ini. Termokimia Pengertian Termokimia Termokimia adalah ilmu tentang perubahan kalor panas suatu zat yang melibatkan proses kimia dan fisika. Termokimia yang merupakan bagian dari Termodinamika membahas tentang perubahan energi yang menyertai suatu reaksi kimia yang dimanifestasikan sebagai kalor reaksi. Partikel-partikel penyusun zat selalu bergerak konstan, sehingga zat memiliki energi kinetik. Energi kinetik rata-rata suatu objek berbanding lurus dengan temperature absolutnya 0K. ini berarti jika suatu objek dalam keadaan panas, atom-atom molekulnya-molekul penyusun objek tersebut bergerak cepat, sehingga energy kinetic objek tersebut besar. Energi potensial suatu zat muncul dari gaya tarik menarik dan tolak-menolak antara partikel-partikel penyusun zat. Salah satu bentuk energi yang umum dijumpai adalah energi kalor. Kalor adalah salah satu bentuk energi yang dapat dipertukarkan antara sistem dan lingkungan. Kalor reaksi adalah perubahan energi dalam reaksi kimia dalam bentuk kalor. Secara umum untuk mendeteksi adanya kalor yang dimiliki oleh suatu benda yaitu dengan mengukur suhu benda tersebut. Jika suhunya tinggi maka kalor yang dikandung oleh benda sangat besar, begitu juga sebaliknya jika suhunya rendah maka kalor yang dikandung sedikit. Alat untuk mengukur kalor reaksi dari suatu reaksi kimia adalah kalorimeter. Kalorimeter yang menggunakan teknik pencampuran dua zat didalam suatu wadah, umumnya digunakan untuk menentukan kalor jenis suatu zat. Ada dua jenis kalorimeter yaitu kalorimeter volume tetap dan kalorimeter tekanan tetap. Baca Juga Artikel Yang Mungkin Berhubungan Gelombang Elektromagnetik Pengertian, Sifat, Macam, Rumus Dan Contoh Soal Termokimia merupakan penerapan hukum pertama termodinamika terhadap peristiwa kimia yang membahas tentang kalor yang menyertai reaksi kimia. Termokimia dapat didefinisikan sebagai bagian ilmu kimia yang mempelajari dinamika atau perubahan reaksi kimia dengan mengamati panas/termalnya saja. Salah satu terapan ilmu ini dalam kehidupan sehari-hari ialah reaksi kimia dalam tubuh kita dimana produksi dari energi-energi yang dibutuhkan atau dikeluarkan untuk semua tugas yang kita lakukan. Pembakaran dari bahan bakar seperti minyak dan batu bara dipakai untuk pembangkit listrik. Bensin yang dibakar dalam mesin mobil akan menghasilkan kekuatan yang menyebabkan mobil berjalan. Bila kita mempunyai kompor gas berarti kita membakar gas metan komponen utama dari gas alam yang menghasilkan panas untuk memasak. Dan melalui urutan reaksi yang disebut metabolisme, makanan yang dimakan akan menghasilkan energi yang kita perlukan untuk tubuh agar berfungsi. Hampir semua reaksi kimia selalu ada energi yang diambil atau dikeluarkan. Dengan kajian-kajian yang dilakukan mengenai pengaplikasian termokimia dalam kehidupan sehari-hari. Dan untuk menguraikan permasalahan tersebut lebih detail lagi, penulis mencoba membuat makalah yang isinya membahas tentang “Aplikasi Termokimia Dalam Kehidupan Sehari-hari”. Persamaan Termokimia Adalah persamaan reaksi yang mengikutsertakan perubahan entalpinya DH . Nilai DH yang dituliskan di persamaan termokimia, disesuaikan dengan stoikiometri reaksinya, artinya = jumlah mol zat yang terlibat dalam reaksi kimia = koefisien reaksinya; fase reaktan maupun produk reaksinya harus dituliskan. Contoh Soal Pada pembentukan 1 mol air dari gas hidrogen dengan oksigen pada 298 K, 1 atm dilepaskan kalor sebesar 285, 5 kJ. Persamaan termokimianya Jika koefisien dikalikan 2, maka harga DH reaksi juga harus dikalikan 2. Beberapa hal yang harus diperhatikan dalam menuliskan persamaan termokimia Koefisien reaksi menunjukkan jumlah mol zat yang terlibat dalam reaksi. Ketika persamaan reaksinya dibalik mengubah letak reaktan dengan produknya maka nilai DH tetap sama tetapi tandanya berlawanan. Jika kita menggandakan kedua sisi persamaan termokimia dengan faktor y maka nilai DH juga harus dikalikan dengan faktor y tersebut. Ketika menuliskan persamaan reaksi termokimia, fase reaktan dan produknya harus dituliskan. Baca Juga Artikel Yang Mungkin Berhubungan Hukum Archimides Pengertian, Bunyi, Rumus Dan Contoh Soalnya Perubahan Energi Dalam Reaksi Kimia Hampir dalam setiap reaksi kimia akan selalu terjadi penyerapan dan pelepasan energi. Apabila perubahan kimia terjadi pada wadah sekat, sehingga tidak ada kalor yang masuk maupun keluar dari sistem. Dengan demikian energy total yang dimiliki sistem adalah tetap. Perubahan energi dalam reaksi kimia ada dua yaitu perubahan endoterm dan perubahan eksoterm. Perubahan endorterm adalah perubahan yang mampu mengalirkan kalor dari sistem ke lingkungan atau melepaskan kalor ke lingkungan. Bila perubahan eksoterm terjadi temperatur sistem meningkat, energi potensial zat-zat yang terlibat dalam reaksi menurun. Sedangkan perubahan eksoterm adalah kalor yang akan mengalir ke dalam sistem. Bila suatu perubahan endoterm terjadi, temperatur sistem menurun, energi potensial zat-zat yang terlibat dalam reaksi akan meningkat. Kapasitas Kalor dan Kalor Jenis Kapasitas kalor C adalah jumlah kalor yang diperlukan untuk menaikkan temperatur dari suatu sampel bahan sebesar 1 Co. Secara matematis dinyatakan dengan persamaan berikut DQ = C DT Kalor jenis s adalah jumlah kalor yang diperlukan untuk menaikkan temperatur dari 1 gr massa bahan sebesar 1 Co. Jika kita mengetahui kalor jenis dan jumlah suatu zat, maka perubahan temperatur zat tersebut dapat menyatakan jumlah kalor q yang diserap atau dilepaskan dalam suatu reaksi kimia. Keterangan q = kalor yang dilepas atau diserap J = perubahan temperatur takhir – tawal 0C Hubungan antara kapasitas kalor dengan kalor jenis dirumuskan sebagai berikut Keterangan C = kapasitas kalor J/0C m = massa sampel gr c = kalor jenis J/g0C Entalpi Entalpi H adalah jumlah total dari semua bentuk energi. Entalpi H suatu zat ditentukan oleh jumlah energi dan semua bentuk energi yang dimiliki zat yang jumlahnya tidak dapat diukur dan akan tetap konstan selama tidak ada energi yang masuk atau keluar dari zat. Energi kinetik ditimbulkan karena atom – atom dan molekul molekul dalam zat bergerak secara acak. Jumlah total dari semua bentuk energi itu disebut entalpi H . Entalpi akan tetap konstan selama tidak ada energi yang masuk atau keluar dari zat. Misalnya entalpi untuk air dapat ditulis H H20 l dan untuk es ditulis H H20 s. Untuk menyatakan kalor reaksi pada tekanan tetap qp digunakan besaran yang disebut Entalpi H . H = E + DH = DE + P. DV DH = q + w + P. DV DH = qp – P. DV + P. DV DH = qp Untuk reaksi kimia DH = Hp – Hr Hp = entalpi produk Hr = entalpi reaktan Reaksi pada tekanan tetap qp = DH perubahan entalpi Reaksi pada volume tetap qv = DE perubahan energi dalam Perubahan kalor atau entalpi yang terjadi selama proses penerimaan atau pelepasan kalor dinyatakan dengan ” perubahan entalpi ΔH ” . Harga entalpi zat sebenarnya tidak dapat ditentukan atau diukur. Tetapi ΔH dapat ditentukan dengan cara mengukur jumlah kalor yang diserap sistem. Misalnya pada perubahan es menjadi air, yaitu 89 kalori/gram. Pada perubahan es menjadi air, ΔH adalah positif, karena entalpi hasil perubahan, entalpi air lebih besar dari pada entalpi es. Pada perubahan kimia selalu terjadi perubahan entalpi. Besarnya perubahan entalpi adalah sama besar dengan selisih antara entalpi hasil reaksi dan jumlah entalpi pereaksi. Baca Juga Artikel Yang Mungkin Berhubungan Hukum Newton 1, 2, 3 Pengertian, Bunyi, Rumus dan Contoh Soal Setiap sistem atau zat mempunyai energi yang tersimpan didalamnya. Energi potensial berkaitan dengan wujud zat, volume, dan tekanan. Energi kinetik ditimbulkan karena atom – atom dan molekul-molekul dalam zat bergerak secara acak. Jumlah total dari semua bentuk energi itu disebut entalpi H . Entalpi akan tetap konstan selama tidak ada energi yang masuk atau keluar dari zat. . Misalnya entalpi untuk air dapat ditulis H H20 l dan untuk es ditulis H H20 s. Entalpi H suatu zat ditentukan oleh jumlah energi dan semua bentuk energi yang dimiliki zat yang jumlahnya tidak dapat diukur. Perubahan kalor atau entalpi yang terjadi selama proses penerimaan atau pelepasan kalor dinyatakan dengan ” perubahan entalpi ΔH ” . Misalnya pada perubahan es menjadi air, maka dapat ditulis sebagai berikut Δ H = H H20 l -H H20 s Apabila kita amati reaksi pembakaran bensin di dalam mesin motor. Sebagian energi kimia yang dikandung bensin, ketika bensin terbakar, diubah menjadi energi panas dan energi mekanik untuk menggerakkan motor. Demikian juga pada mekanisme kerja sel aki. Pada saat sel aki bekerja, energi kimia diubah menjadi energi listrik, energi panas yang dipakai untuk membakar bensin dan reaksi pembakaran bensin menghasilkan gas, menggerakkan piston sehingga menggerakkan roda motor. Harga entalpi zat sebenarnya tidak dapat ditentukan atau diukur. Tetapi ΔH dapat ditentukan dengan cara mengukur jumlah kalor yang diserap sistem. Misalnya pada perubahan es menjadi air, yaitu 89 kalori/gram. Pada perubahan es menjadi air, ΔH adalah positif, karena entalpi hasil perubahan, entalpi air lebih besar dari pada entalpi es. Termokimia merupakan bagian dari ilmu kimia yang mempelajari perubahan entalpi yang menyertai suatu reaksi. Pada perubahan kimia selalu terjadi perubahan entalpi. Besarnya perubahan entalpi adalah sama besar dengan selisih antara entalpi hasil reaksi dam jumlah entalpi pereaksi. Pada reaksi endoterm, entalpi sesudah reaksi menjadi lebih besar, sehingga ΔH positif. Sedangkan pada reaksi eksoterm, entalpi sesudah reaksi menjadi lebih kecil, sehingga ΔH negatif. Perubahan entalpi pada suatu reaksi disebut kalor reaksi. Kalor reaksi untuk reaksi-reaksi yang khas disebut dengan nama yang khas pula, misalnya kalor pembentukan,kalor penguraian, kalor pembakaran, kalor pelarutan dan sebagainya. Entalpi Pembentukan Standar ΔH◦f Entalpi pembentukan standar suatu senyawa menyatakan jumlah kalor yang diperlukan atau dibebaskan untuk proses pembentukan 1 mol senyawa dari unsur-unsurnya yang stabil pada keadaan standar STP. Entalpi pembentukan standar diberi simbol ΔH◦f, simbol f berasal dari kata formation yang berarti pembentukan. Contoh unsur-unsur yang stabil pada keadaan standar, yaitu H2,O2,C,N2,Ag,Cl2,Br2,S,Na,Ca, dan Hg. Entalpi Penguraian Standar ΔH◦d Entalpi penguraian standar suatu senyawa menyatakan jumlah kalor yang diperlukan atau dibebaskan untuk proses penguraian 1 mol senyawa dari unsure-unsurnya yang stabil pada keadaan standar STP. Entalpi penguraian standar diberi simbol ΔH◦d simbol d berasal dari kata decomposition yang berarti penguraian. Menurut Hukum Laplace, jumlah kalor yang dibebaskan pada pembentukan senyawa dari unsur-unsurnya sama dengan jumlah kalor yang diperlukan pada penguraian senyawa tersebut menjadi unsur-unsurnya. Jadi, entalpi penguraian merupakan kebalikan dari entalpi pembentukan senyawa yang sama. Dengan demikian jumlah kalornya sama tetapi tandanya berlawanan karena reaksinya berlawanan arah. Entalpi Pembakaran Standar ΔH◦c Entalpi pembakaran standar suatu senyawa menyatakan jumlah kalor yang diperlukan atau dibebaskan untuk proses pembakaran 1 mol senyawa dari unsur-unsurnya yang stabil pada keadaan standar STP. Entalpi penguraian standar diberi simbol ΔH◦c simbol d berasal dari kata combustion yang berarti selalu membebaskan kalor sehingga nilai entalpipembakaran selallu negatif eksoterm Entalpi Pelarutan Standar ΔH◦s Entalpi pelarutan standar menyatakan jumlah kalor yang diperlukan atau dibebaskan untuk melarutkan 1 mol zat pada keadaan standar STP. Entalpi penguraian standar diberi simbol ΔH◦s simbol s berasal dari kata solvation yang berarti pelarutan. Entalpi Netralisasi Standar Adalah entalpi yang terjadi pada penetralan 1 mol asam oleh basa atau 1 mol basa oleh asam pada keadaan standar. Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHn. Satuannya = kJ / mol Entalpi Penguapan Standar Adalah entalpi yang terjadi pada penguapan 1 mol zat dalam fase cair menjadi fase gas pada keadaan standar. Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHvap. Satuannya = kJ / mol. Entalpi Peleburan Standar Adalah entalpi yang terjadi pada pencairan / peleburan 1 mol zat dalam fase padat menjadi zat dalam fase cair pada keadaan standar. Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHfus. Satuannya = kJ / mol. Entalpi Sublimasi Standar Adalah entalpi yang terjadi pada sublimasi 1 mol zat dalam fase padat menjadi zat dalam fase gas pada keadaan standar. Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHsub. Satuannya = kJ / mol. Kalorimeter Kalorimetri yaitu cara penentuan kalor reaksi dengan menggunakan entalpi adalah perubahan kalor yang diukur pada tekanan konstan, untuk menentukan perubahan entalpi dilakukan dengan cara yang sama dengan penentuan perubahan kalor yang dilakukan pada tekanan konstan. Perubahan kalor pada suatu reaksi dapat diukur melalui pengukuran perubahan suhu yang terjadi pada reaksi tersebut. Pengukuran perubahan kalor dapat dilakukan dengan alat yang disebut kalorimeter. Kalorimeter adalah suatu sistem terisolasi tidak ada perpindahan materi maupun energi dengan lingkungan di luar kalorimeter . Kalorimeter terbagi menjadi dua, yaitu kalorimeter bom dan kalorimeter sederhana. Jika dua buah zat atau lebih dicampur menjadi satu maka zat yang suhunya tinggi akan melepaskan kalor sedangkan zat yang suhunya rendah akan menerima kalor, sampai tercapai kesetimbangan termal. Menurut azas Black Kalor yang dilepas = kalor yang diterima Rumus yang digunakan adalah dengan q = jumlah kalor J m = massa zat g DT = perubahan suhu oC atau K c = kalor jenis J / atau J / g. K C = kapasitas kalor J / oC atau J / K Oleh karena tidak ada kalor yang terbuang ke lingkungan, maka kalor reaksi = kalor yang diserap / dibebaskan oleh larutan dan kalorimeter, tetapi tandanya berbeda. Baca Juga Artikel Yang Mungkin Berhubungan Hukum Kepler 1 2 3 Sejarah, Bunyi, Fungsi, Rumus Dan Contoh Soal Lengkap Beberapa jenis kalorimeter Kalorimeter bom Kalorimeter bom adalah alat yang digunakan untuk mengukur jumlah kalor nilai kalori yang dibebaskan pada pembakaran sempurna dalam O2 berlebih suatu senyawa, bahan makanan, bahan bakar atau khusus digunakan untuk menentukan kalor dari reaksi-reaksi pembakaran. Kalorimeter ini terdiri dari sebuah bom tempat berlangsungnya reaksi pembakaran, terbuat dari bahan stainless steel dan diisi dengan gas oksigen pada tekanan tinggi dan sejumlah air yang dibatasi dengan wadah yang kedap panas. Sejumlah sampel ditempatkan pada tabung beroksigen yang tercelup dalam medium penyerap kalor kalorimeter, dan sampel akan terbakar oleh api listrikdari kawat logam terpasang dalam tabung. Reaksi pembakaran yang terjadi di dalam bom, akan menghasilkan kalor dan diserap oleh air dan bom. Oleh karena tidak ada kalor yang terbuang ke lingkungan, maka Jumlah kalor yang diserap oleh air dapat dihitung dengan rumus qair = m x c x DT dengan m = massa air dalam kalorimeter g c = kalor jenis air dalam kalorimeter J / atau J / g. K DT = perubahan suhu oC atau K Jumlah kalor yang diserap oleh bom dapat dihitung dengan rumus qbom = Cbom x DT dengan Cbom = kapasitas kalor bom J / oC atau J / K DT = perubahan suhu oC atau K Reaksi yang berlangsung pada kalorimeter bom berlangsung pada volume tetap DV = nol . Oleh karena itu, perubahan kalor yang terjadi di dalam sistem = perubahan energi dalamnya. DE = q + w dimana w = – P. DV jika DV = nol maka w = nol maka DE = qv Kalorimeter makanan adalah alat untuk menentukan nilai kalor zat makanankarbohidrat, protein, atau lemak. Alat ini terdiri dari sebuah tabung kaca yang tingginya kurang lebih 19 cm dan garis menengahnya kurang lebih 7,5 cm. Bagian dasarnya melengkung ke atas membentuk sebuah penyungkup. Penyungkup ini disumbat dengan sebuah sumbat karet yang yang berlubang di bagian tengah. Bagian atas tabung kaca ini ditutup dengan lempeng ebonit yang bundar. Di dalam tabung kaca itu terdapat sebuah pengaduk, yang tangkainya menembus tutup ebonit, juga terdapat sebuah pipa spiraldari tembaga. Ujung bawah pipa spiral itu menembus lubang sumbat karet pada penyungkup dan ujung atasnya menembus tutup ebonit bagian tengah. Pada tutup ebonit itu masih terdapat lagi sebuah lubang, tempat untuk memasukkan sebuah termometer ke dalam tabung kaca. Tabung kaca itu diletakkan di atas sebuah kepingasbes dan ditahan oleh 3 buah keping. Keping itu berbentuk bujur sangkar yang sisinya kurang lebih 9,5 cm. Di bawah keping asbes itu terdapat kabel listrik yang akan dihubungkan dengan sumber listrik bila digunakan. Di atas keping asbes itu terdapat sebuah cawan aluminium. Di atas cawan itu tergantung sebuah kawat nikelin yang berhubungan dengan kabel listrik di bawah keping asbes. Kawat nikelin itulah yang akan menyalakan makanan dalam cawan bila berpijar oleh arus listrik. Dekat cawan terdapat pipa logam untuk mengalirkan oksigen. Kalorimeter Sederhana Pengukuran kalor reaksi; selain kalor reaksi pembakaran dapat dilakukan dengan menggunakan kalorimeter pada tekanan tetap yaitu dengan kalorimeter sederhana yang dibuat dari gelas stirofoam. Kalorimeter ini biasanya dipakai untuk mengukur kalor reaksi yang reaksinya berlangsung dalam fase larutan misalnya reaksi netralisasi asam – basa / netralisasi, pelarutan dan pengendapan . Pada kalorimeter ini, kalor reaksi = jumlah kalor yang diserap / dilepaskan larutan sedangkan kalor yang diserap oleh gelas dan lingkungan; diabaikan. qreaksi = – qlarutan + qkalorimeter qkalorimeter = Ckalorimeter x DT dengan Ckalorimeter = kapasitas kalor kalorimeter J / oC atau J / K DT = perubahan suhu oC atau K Jika harga kapasitas kalor kalorimeter sangat kecil; maka dapat diabaikan sehingga perubahan kalor dapat dianggap hanya berakibat pada kenaikan suhu larutan dalam kalorimeter. qreaksi = – qlarutan qlarutan = m x c x DT dengan m = massa larutan dalam kalorimeter g c = kalor jenis larutan dalam kalorimeter J / atau J / g. K DT = perubahan suhu oC atau K Pada kalorimeter ini, reaksi berlangsung pada tekanan tetap DP = nol sehingga perubahan kalor yang terjadi dalam sistem = perubahan entalpinya. DH = qp Kalorimeter larutan adalah alat yang digunakan untuk mengukur jumlah kaloryang terlibat pada reaksi kimia dalam sistem larutan. Pada dasarnya, kalor yang dibebaskan/diserap menyebabkan perubahan suhu pada kalorimeter. Berdasarkan perubahan suhu per kuantitas pereaksi kemudian dihitung kalor reaksi dari reaksi sistem larutan tersebut. Kini kalorimeter larutan dengan ketelitian cukup tinggi dapat diperoleh dipasaran. Dalam menentukan entalpi berlaku persamaan Qreaksi = – Qlarutan + Q kalorimeter Q reaksi = – + c.T Jika kapasitas kalori dalam kalorimeter diabaikan, maka Qreaksi = – Keterangan m = massa zat kg c = kalor jenis J/kg⁰C t = perubahan suhu Celcius Sementara itu, persamaan reaksi yang mengikutsertakan perubahan entalpinya disebut persamaan termokimia. H2 g + 1/2 O2 g ——> H2O l ΔH = -286 kJ Pada reaksi endoterm, sistem menyerap energi. Oleh karena itu, entalpi sistem akan bertambah. Artinya entalpi produk Hp lebih besar daripada entalpi pereaksi Hr. Akibatnya, perubahan entalpi, merupakan selisih antara entalpi produk dengan entalpi pereaksi Hp -Hr bertanda positif. Sehingga perubahan entalpi untuk reaksi endoterm dapat dinyatakan ΔH = Hp- Hr > 0 Reaksi eksoterm , sistem membebaskan energi, sehingga entalpi sistem akan berkurang, artinya entalpi produk lebih kecil daripada entalpi pereaksi. Oleh karena itu , perubahan entalpinya bertanda negatif. Sehingga p dapat dinyatakan sebagai berikut ΔH = Hp- Hr CO2 + H20 + N2 Untuk mempermudah udara sepenuhnya bergantung dari oksigen. C4H10 + 13/2O2 –> 4CO2 + 5H2O Untuk reaksi sempurna dengan udara, C4H10 + O2 + 3,76 N2 –> CO2 + H20 + 3,76N2 Penyetaraan, C4H10 + 13/2O2 + 3,76 N2 –> 4CO2 + 5H2O + 13/2*3,76N2 Reaksi juga bisa melibatkan bentuk tidak sempurna, misal memerlukan 200% udara. C4H10 + 13O2 + 3,76 N2 –> 4CO2 + 5H2O + 13/2O2 + 13/2*3,76N2 Pembakaran ini pun bisa melibatkan beberapa fraksi, karena elpiji biasanya tidak murni hanya bahan bakar butana. Thermometer Termometer merupakan alat yang digunakan untuk mengukur suhu. Cara kerja thermometer Ketika temperature naik, cairan dibola tabung mengembang lebih banyak daripada gelas yang menutupinya. Hasilnya, benang cairan yang tipis dipaksa ke atas secara kapiler. Sebaliknya, ketika temperature turun, cairan mengerut dan cairan yang tipis ditabung bergerak kembali turun. Gerakan ujung cairan tipis yang dinamakan meniscus dibaca terhadap skala yang menunjukkan temperature. Zat untuk thermometer haruslah zat cair dengan sifat termometrik artinya, mengalami perubahan fisis pada saat dipanaskan atau didinginkan, misalnya raksa dan alkohol. Zat cai tersebut memiliki dua titik tetap fixed points, yaitu titik tertinggi dan titik terendah. Misalnya, titik didih air dan titik lebur es untuk suhu yang tidak terlalu tinggi. Setelah itu, pembagian dilakukan diantara kedua titik tetap menjadi bagian-bagian yang sama besar, misalnya thermometer skala celcius dengan 100 bagian yang setiap bagiannya sebesar 1C. Pembakaran Batu Bara Batubara banyak dimanfaatkan sebagai sumber bahan bakar, baik dirumah tangga maupun industri. PLTU menggunakan batubara untuk menggerakkan turbin sebagai sumber energi arus listrik. Selain itu, batubara juga dimanfaatkan untuk pembuatan kosmetik dan compac disk CD. Kelemahan dari pembakaran batubara adalah dihasilkannya gas SO2. Untuk menghilangkan gas SO2 dapat diterapkan proses desulfurisasi. Proses ini menggunakan serbuk kapur CaCO3 atau spray air kapur [CaOH2] dalam alat scrubers. Reaksi yang terjadi CaCO3s + SO2g → CaSO3s + CO2g CaOH2aq + SO2g → CaSO3s + H2O ? Namun, biaya operasional desulfurisasi dan pembuangan deposit padatan kembali menjadi masalah baru. Untuk meningkatkan nilai dari batubara dan menghilangkan pencemar SO2, dilakukan rekayasa batubara, seperti gasifikasi dan reaksi karbon-uap. Pada gasifikasi, molekul-molekul besar dalam batubara dipecah melalui pemanasan pada suhu tinggi 600°C – 800°C sehingga dihasilkan bahan bakar berupa gas. Reaksinya adalah sebagai berikut. Batubaras batubara cair mudah menguap CH4g + Cs Arang yang terbentuk direaksikan dengan uap air menghasilkan campuran gas CO dan H2, yang disebut gas sintetik. Reaksinya Cs + H2O COg + H2g ΔH = 175 kJ mol–1 Untuk meningkatkan nilai gas sintetik, gas CO diubah menjadi bahan bakar lain. Misalnya, gas CO direaksikan dengan uap air menjadi CO2 dan H2. Reaksinya COg + H2Og CO2g + H2g ΔH = –41 kJ mol–1 Gas CO2 yang dihasilkan selanjutnya dipisahkan. Campuran gas CO dan H2 yang telah diperkaya akan bereaksi membentuk metana dan uap air. Reaksinya COg + 3H2g CH4g + H2Og ΔH = –206 kJ mol–1 Setelah H2O diuapkan, akan diperoleh CH4 yang disebut gas alam sintetik. Dengan demikian, batubara dapat diubah menjadi metana melalui proses pemisahan batubara cair Baca Juga Artikel Yang Mungkin Berhubungan Hukum Hooke Pengertian, Aplikasi, Bunyi, Rumus Dan Contoh Soal Sistem dan Lingkungan Termokimia Segala sesuatu yang menjadi pusat perhatian dalam mempelajari suatu perubahan energi dan berubah selama proses itu berlangsung disebut dengan sistem. Sedangkan hal-hal yang tidak berubah selama proses berlangsung dan yang membatasi sistem dan juga bisa mempengaruhi sistem disebut dengan lingkungan. Berdasarkan interaksinya dengan lingkungan, sistem dibagi menjadi tiga macam, yakni sebagai berikut 1. Sistem Terbuka Sistem terbuka yaitu suatu sistem yang memungkinkan terjadi suatu perpindahan energi dan zat materi antara lingkungan dengan sistem. Pertukaran materi artinya ada suatu reaksi yang bisa meninggalkan wadah reaksi, misalnya gas. 2. Sistem tertutup Suatu sistem yang mana antara sistem dan lingkungan bisa terjadi suatu perpindahan energi, tapi tidak terjadi pertukaran materi. 3. Sistem terisolasi Sistem teriolasi yaitu Suatu sistem yang memungkinkan terjadinya perpindahan energi dan materi antara sistem dengan lingkungan. Reaksi Termokimia Reaksi pada termokimia terbagi atas reaksi eksoterm dan reaksi endoterm yaitu sebagai berikut 1. Reaksi Eksoterm Reaksi yang terjadi saat berlangsungnya pelepasan panas atau kalor. Reaksi panas ditulis dengan tanda negatif. Contoh N2 g + 3H2 g 2NH3 g – 26,78 Kkal Perubahan entalpi pada reaksi ini digambarkan sebagai berikut Menurut hukum kekekalan energi 2. Reaksi Endoterm Reaksi yang terjadi ketika berlangsungnya penyerapan panas atau kalor, maka suatu perubahan entalpi reaksi bernilai positif. Contoh 2NH3 N2 g + 3H2 g + 26,78 Kkal Perubahan entalpi pada reaksi endoterm dirumuskan yaitu sebagai berikut Kesimpulan Besarnya perubahan entalpi ΔH sama dengan besarnya panas reaksi, tapi dengan tanda berlawanan. Jenis Perubahan Entalpi 1. Perubahan Entalpi Pembentukan ΔHf Merupakan suatu perubahan entalpi pembentukan 1 mol senyawa dari unsur-unsur penyusunnya pada keadaan standar. Nilai entalpi pembentukan standar ditentukan memakai tabel data entalpi pembentukan standar. Nilai entalpi pembentukan standar Bernilai positif, bila menerima energi Bernilai negatif, bila melepas energi Bernilai nol, bila unsur tersebut sudah terdapat di alam secara alami Bentuk unsur yang sudah di alam terbagi atas monoatomik dan poliatomik. Poliatomik berarti unsur pembentuknya lebih dari 1 unsur. Contoh monoatomik Cs, Fes, H+aq, Bas, Cas, Mgs, Nas, Als, Bs, Zns, Ps. Monoatomik termasuk golonga gas mulia dan logam lainnya. Contoh poliatomik O2g, Cl2g, P4s, H2g, Br2l, N2g, I2g, F2g. Poliatomiktermasuk halogaen dan gas selain gas mulia. Semua unsur-unsur yang sudah terdapat dialam ini nilai entalpi pembentukannya nol. Misal 2. Perubahan entalpi penguraian ΔHd yaitu ΔH untuk menguraikan 1 mol suatu senyawa menjadi unsur-unsur penyusunnya pada keadaan standar. Nilai entalpi penguraian standar berlawanan dengan nilai entalpi pembentukan standar. Pada reaksi penguraian reaktan berpindah ke kanan dan produk berpindah ke kiri. Perubahan Entalpi Penguraian 3. Perubahan entalpi pembakaran ΔHc yaitu ΔH dalam pembakaran sempurna 1 mol suatu senyawa pada keadaan standar. Nilai entalpi pembakaran standar ditentukan menggunakan tabel data entalpi pembakaran standar Ciri utama dari reaksi pembakaran yaitu sebaagi berikut Merupakan reaksi eksoterm Melibatkan oksigen dalam reaksinya Karbon terbakan menjadi CO2, hidrogen terbakar menjadi H2O, dan belerang terbakar menjadi SO2. Perubahan Entalpi Pembakaran 4. Perubahan entalpi netralisasi ΔHn Termasuk reaksi eksoterm. yaitu suatu kalor yang dilepas pada pembentukan 1 mol air dan reaksi asam-basa pada suhu 25 derjat celsius dan tekanan 1 atmosfer. Perubahan Entalpi Netralisasi Penentuan Entalpi Reaksi Penentuan ini dilakukan dengan Menggunakan kalorimetri Menggunakan hukum Hess atau hukum penjumlahan Menggunakan data tabel entalpi pembentukan Menggunakan data energi ikatan 1. Penentuan dengan kalorimetri Kalorimetri yaitu cara penentuan energi kalor reaksi dengan kalorimeter. Kalorimeter yaitu suatu sistem terisolasi, sehingga semua energi yang dibutuhkan atau dibebaskan tetap berada dalam kalorimeter. Dengan mengukur perubahan suhu, kita bisa menentukan jumlah energi kalor reaksi berdasarkan rumus Keterangan Ql = energi kalor pada larutan J m = massa zat kg c = kalor jenis zat J/kg°C C = kapasitas kalor J/°C Δt = perubahan suhu °C Karena kalorimeter adalah suatu sistem terisolasi, maka tidak ada energi yang terbuang ke lingkungan, sehingga jumlah energi kalor reaksi dan perubahan entalpi reaksi menjadi 2. Penentuan dengan data energi ikatan Energi ikatan E yaitu suatu energi yang dibutuhkan untuk memutuskan 1 mol ikatan kovalen dari suatu senyawa, setiap ikatan membutuhkan sebuah energi yang berbeda supaya bisa terputus. Reaksi berlangsung dalam dua tahap Pemutusan ikatan reaktan Pembentukan ikatan produk Tentukan perubahan entalpi reaksi dari pembakaran CH2 dibawah ini CH2g + 3 /2O2g → CO2g + H2Og ΔH = ? H–C–H+ 3 /2O=O→O=C=O+H–O–H Hukum Terkait 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 diperlukan untuk menguraikan senyawa itu menjadi unsur-unsurnya”. Contoh H2g + ½ O2g à H2Ol ΔH = -68,3 kkal/mol H2Ol à H2g + ½ O2g ΔH = 68,3 kkal/mol 2. Hukum Hess Hukum Hess Pengukuran perubahan entalpi suatu reaksi kadangkala tidak dapat ditentukan langsung dengan kalorimeter, misalnya penentuan perubahan entalpi pembentukan standar DHf o CO. Reaksi pembakaran karbon tidak mungkin hanya menghasilkan gas CO saja tanpa disertai terbentuknya gas CO2. Jadi, bila dilakukan pengukuran perubahan entalpi dari reaksi tersebut; yang terukur tidak hanya reaksi pembentukan gas CO saja tetapi juga perubahan entalpi dari reaksi pembentukan gas CO2. Untuk mengatasi hal tersebut, Henry Hess melakukan serangkaian percobaan dan menyimpulkan bahwa perubahan entalpi suatu reaksi merupakan fungsi keadaan. Artinya “ perubahan entalpi suatu reaksi hanya tergantung pada keadaan awal zat-zat pereaksi dan keadaan akhir zat-zat hasil reaksi dari suatu reaksi dan tidak tergantung pada jalannya reaksi.” Pernyataan ini disebut Hukum Hess, rumus yang dapat dipakai yaitu ΔHreaksi = ΔH1 + ΔH2 +… Menurut hukum Hess, karena entalpi adalah fungsi keadaan, perubahan entalpi dari suatu reaksi kimia adalah sama, walaupun langkah-langkah yang digunakan untuk memperoleh produk berbeda. Dengan kata lain, hanya keadaan awal dan akhir yang berpengaruh terhadap perubahan entalpi, bukan langkah-langkah yang dilakukan untuk mencapainya. Hal ini menyebabkan perubahan entalpi suatu reaksi dapat dihitung sekalipun tidak dapat diukur secara langsung. Caranya adalah dengan melakukan operasi aritmatika pada beberapa persamaan reaksi yang perubahan entalpinya diketahui. Persamaan-persamaan reaksi tersebut diatur sedemikian rupa sehingga penjumlahan semua persamaan akan menghasilkan reaksi yang kita inginkan. Jika suatu persamaan reaksi dikalikan atau dibagi dengan suatu angka, perubahan entalpinya juga harus dikali dibagi. Jika persamaan itu dibalik, maka tanda perubahan entalpi harus dibalik pula yaitu menjadi -ΔH. Berdasarkan Hukum Hess, penentuan DH dapat dilakukan melalui 3 cara yaitu 1 Perubahan entalpi DH suatu reaksi dihitung melalui penjumlahan dari perubahan entalpi beberapa reaksi yang berhubungan. 2 Perubahan entalpi DH suatu reaksi dihitung berdasarkan selisih entalpi pembentukan DHf o antara produk dan reaktan. 3 Perubahan entalpi DH suatu reaksi dihitung berdasarkan data energi ikatan. Selain itu, dengan menggunakan hukum Hess, nilai ΔH juga dapat diketahui dengan pengurangan entalpi pembentukan produk-produk dikurangi entalpi pembentukan reaktan. Secara matematis untuk reaksi-reaksi lainnya secara umum. Dengan mengetahui ΔHf perubahan entalpi pembentukan dari reaktan dan produknya, dapat diramalkan perubahan entalpi reaksi apapun, dengan rumus ΔH=ΔHfP-ΔH fR Perubahan entalpi suatu reaksi juga dapat diramalkan dari perubahan entalpi pembakaran reaktan dan produk, dengan rumus ΔH=-ΔHcP+ΔHcR Konsep dari hukum Hess juga dapat diperluas untuk menghitung perubahan fungsi keadaan lainnya, seperti entropi dan energi bebas. Kedua aplikasi ini amat berguna karena besaran-besaran tersebut sulit atau tidak bisa diukur secara langsung, sehingga perhitungan dengan hukum Hess digunakan sebagai salah satu cara menentukannya. Untuk perubahan entropi ΔSo = ΔSfoproduk – ΔSforeaktan ΔS = ΔSoproduk – ΔSoreaktan. Untuk perubahan energi bebas ΔGo = ΔGfoproduk – ΔGforeaktan ΔG = ΔGoproduk – ΔGoreaktan 3. Hukum kekekalan energy Dalam perubahan kimia atau fisika energi tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan, energi hanya dapat diubah dari satu bentuk ke bentu lainnya. Hukum ini merupakan hukum termodinamika pertama dan menjadi dasar pengembangan hukum tentang energi selanjutnya, seperti konversi energi. Penentuan ΔH Reaksi Hukum Hess menyatakan bahwa perubahan entalpi tidak tergantung pada berapa banyak tahapan reaksi, tetapi tergantung pada keadaan awal dan akhir. Dengan kata lain, untuk suatu reaksi keseluruhan tertentu, perubahan entalpi selalu sama, tak peduli apakah reaksi itu dilaksanakan secara langsung ataukah secara tak langsung dan lewat tahap-tahap yang berlainan. Penentuan H Reaksi berdasarkan Eksperimen Kalorimeter Penentuan kalor reaksi secara kalorimetris merupakan penentuan yang didasarkan atau diukur dari perubahan suhu larutan dan kalorimeter dengan prinsip perpindahan kalor, yaitu jumlah kalor yang diberikan sama dengan jumlah kalor yang diserap. Kalorimeter adalah suatu sistem terisolasi tidak ada pertukaran materi maupun energi dengan lingkungan di luar kalorimeter. Dengan demikian, semua kalor yang dibebaskan oleh reaksi yang terjadi dalam kalorimeter, kita dapat menentukan jumlah kalor yang diserap oleh air serta perangkat kalorimeter berdasarkan rumus = m c T = C T dimana q = jumlah kalor m = massa air larutan di dalam calorimeter c = kalor jenis air larutan di dalam calorimeter C = kapasitas kalor dari calorimeter T = kenaikan suhu larutan kalorimeter Oleh karena tidak ada kalor yang terbuang ke lingkungan, maka kalor reaksi sama dengan kalor yang diserap oleh larutan dan kalorimeter, tetapi tandanya berbeda Kalorimeter yang sering digunakan adalah kalorimeter bom. Kalorimeter bom terdiri dari sebuah bom wadah tempatberlangsungnya reaksi pembakaran, biasanya terbuat dari berlangsungnya reaksi pembakaran, biasanya terbuat dari bahan stainless steel dan sejumlah air yang dibatasi dengan wadah kedap panas. Jadi kalor reaksi sama dengan kalor yang diserap atau dilepaskan larutan, sedangkan kalor yang diserap atau dilepaskan larutan, sedangkan kalor yang diserap oleh gelas dan lingkungan diabaikan. Penentuan H Reaksi dengan Hukum Hess Hukum Hess ” Kalor reaksi yang dilepas atau diserap hanya bergantung pada keadaan awal dan keadaan akhir”. Untuk mengubah zat A menjadi zat B produk diperlukan kalor reaksi sebesar H. Atau cara lain yaitu mengubah zat A menjadi zat B dengan kalor reaksi H1, zat B diubah menjadi zat C dengan kalor reaksi H2 dan zat C diubah menjadi zat D dengan kalor reaksi H3 . Sehingga harga perubahan entalpi adalah Hreaksi = H1 + H2 + H3 . Hal tersebut dapat dibuat siklus dan diagram tingkat energinya sebagai berikut Siklus energi pembentukan zat D dari zat A Diagram tingkat energi pembentukan zat D dari zat A Contoh Soal Diketahui data entalpi reaksi sebagai berikut Cas + ½ O2g → CaOs H = – 635,5 kJ Cs + O2g → CO2g H = – 393,5 kJ Cas + Cs + ½ O2g → CaCO3g H = – 1207,1 kJ Hitunglah perubahan entalpi reaksi CaOs + CO2g → CaCO3s ! Penyelesaian CaOs ………………………..→ Cas + ½ O2g ….H = + 635,5 kJ CO2g………………………. → Cs + O2g …………H = + 393,5 kJ Cas + Cs + ½ O2g → CaCO3s…………….. H = – 1207,1 kJ _________________________________________ _ CaOs + CO2g ………..→ CaCO3s……………… H = – 178,1 kJ Penentuan H Reaksi Berdasarkan Data Perubahan Entalpi Pembentukan Standar Hof Cara lain perhitungan entalpi reaksi yaitu berdasarkan entalpi pembentukan standar Hof zat-zat yang ada pada reaksi tersebut. Hreaksi = ∑Hof produk – ∑Hof reaktan TABEL ENTALPI PEMBENTUKAN BEBERAPA ZAT Zat DHof kJ/mol Zat DHof kJ/mol H2g 0 C2H4g + 52,5 O2g 0 CCl4g – 96,0 Cs 0 NH3g – 45,9 H2Og – 241,8 NO2g + 33,2 H2Ol – 285,8 SO2g – 296,8 CO2g – 393,5 HClg – 92,3 COg -110,5 NOg + 90,3 Contoh Soal Dari tabel entalpi pembentukan diatas, tentukan H reaksi pembakaran C2H4 ! Tentukan jumlah kalor yang dibebaskan pada pembakaran 56 g gas C2H4 Reaksi pembakaran C2H4 C2H4g + 3 O2g→2CO2g + 2H2Ol H reaksi = Hof hasil reaksi – Hof pereaksi = 2. Hof CO2 + 2. .Hof H2O – 1. HofC2H4 + 3. Hof O2 = 2 . -393,5 + 2. -285,8 – 1. 52,5 + 3. 0 = -787 – 571,6 + 52,5 = – 1306,1 kJ/mol Mr C2H4 = 2×12 + 4×1 = 28 Mol C2H4 = 56/28 = 2 mol H pembakaran 2 mol C2H4 = 2 mol x -1306,1 kJ/mol = -2612,2 kJ Jadi pada pembakaran 56 gram gas C2H4 dibebaskan kalor sebesar = 2612,2 Kj Penentuan H Reaksi Dari Energi Ikatan Reaksi kimia antarmolekul dapat dianggap berlangsung dalam 2 tahap yaitu Pemutusan ikatan pada pereaksi Pembentukan ikatan pada produk Misalnya, pada reaksi antara gas klorin dengan gas hidrogen membentuk gas hidrogen klorida dapat digambarkan sebagai berikut Sesuai dengan hukum Hess, H reaksi total adalah H tahap-I + H tahap-II. H tahap-I = ∑ Energi ikatan pada pereaksi yang putus H tahap-II = -∑ Energi ikatan pada produk yang terbentuk. H reaksi = ∑ Energi ikatan pereaksi yang putus – ∑ Energi ikatan produk yang terbentuk H reaksi = ∑ Eruas kiri – ∑ Eruas kanan TABEL ENERGI IKATAN Ikatan E kJ/mol Ikatan E kJ/mol H-H 436 O=O 498 H-C 415 C≡N 891 H-N 390 F-F 160 C-C 345 Cl-Cl 243 C≡C 837 H-Cl 432 C-O 350 C=C 611 C=O 741 I-I 150 C-Cl 330 N=N 418 O-H 450 C-F 485 Penyelesaian H – C – O-H +1 ½ O=O → O=C=O +2H-O-H H reaksi = ∑Epemutusan -∑Epembentukan = { + 1 ½ EO=O} – { + = { –{ = 2802-3322 = -520 kJ/mol Energi Ikatan Energi ikatan didefinisikan sebagai panas reaksi yang dihubungkan dengan pemecahan ikatan kimia dari molekul gas menjadi bagian-bagian gas. Terkadang disebut juga entalpi ikatan, nama yang sesungguhnya lebih tepat. Energi disosiasi ikatan B,E dapat digunakan untuk menghitung panas reaksi yang dihubungkan dengan ΔH0= – ∑ ni BEi + ∑ njBEj dimana BE adalah energi ikatan per mol ikatan, nj dan ni adalah jumlah mol ikatan yang pecah atau terbentuk dalam hal reaktan dan produk. Dalam hal yang sama, data panas reaksi dapat juga digunakan untuk menghitung energi disosiasi ikatan dari setiap ikatan tertentu, asal saja data lain dalam persamaan diketahui. Satu hal yang harus diingat bahwa lingkungan sekeliling atom sangat mempengaruhi energy ikatan dari ikatan tertentu; oleh karena itu harga yang diperoleh dari persamaan adalah harga rata-rata atau harga kira-kira. Walaupun energi ikatan adalah untuk molekul dalam fase gas, tetapi harga kira-kira panas reaksi dapat dihitung dari fase terkondensasi dapat dikoreksi jika panas penguapan, panas sublimasi dan lain-lain dapat diikutsertakan. Suatu reaksi yang DH–nya ditentukan dengan menggunakan energi ikatan, maka atom-atom yang terlibat dalam reaksi harus berwujud gas. Berdasarkan jenis dan letak atom terhadap atom-atom lain dalam molekulnya, dikenal 3 jenis energi ikatan yaitu Energi Atomisasi. Adalah energi yang diperlukan untuk memutuskan semua ikatan 1 mol molekul menjadi atom-atom bebas dalam keadaan gas. Energi atomisasi = jumlah seluruh ikatan atom-atom dalam 1 mol senyawa. Energi Disosiasi Ikatan. Adalah energi yang diperlukan untuk memutuskan salah 1 ikatan yang terdapat pada suatu molekul atau senyawa dalam keadaan gas. Energi Ikatan Rata-Rata. Adalah energi rerata yang diperlukan untuk memutuskan ikatan atom-atom pada suatu senyawa notasinya = D . Energi ikatan suatu molekul yang berwujud gas dapat ditentukan dari data entalpi pembentukan standar DHf dan energi ikat unsur-unsurnya. Prosesnya melalui 2 tahap yaitu o Penguraian senyawa menjadi unsur-unsurnya. o Pengubahan unsur menjadi atom gas. Reaksi kimia pada dasarnya terdiri dari 2 proses o Pemutusan ikatan pada pereaksi. o Pembentukan ikatan pada produk reaksi. Pada proses pemutusan ikatan = memerlukan energi. Pada proses pembentukan ikatan = membebaskan energi Jenis-Jenis Kalor Setiap sistem atau zat mempunyai energi yang tersimpan didalamnya. Energi potensial berkaitan dengan wujud zat, volume, dan tekanan. Energi kinetik ditimbulkan karena atom–atom dan molekul-molekul dalam zat bergerak secara acak. Jumlah total dari semua bentuk energi itu disebut entalpi H. Sedangkan kalor adalah bentuk energi yang berpindah dari suhu tinggi ke suhu rendah. Jika suatu benda menerima / melepaskan kalor maka suhu benda itu akan naik/turun atau wujud benda berubah. Kalor Pembentukan Standar Adalah nama lain dari entalpi yang terjadi pada pembentukan 1 mol senyawa dariunsur-unsurnya pada suhu dan tekanan standar 25 oC, 1 atm . Entalpinya bisadilepaskan maupun diserap. Satuannya adalah kJ / mol. Bentuk standar dari suatu unsur adalah bentuk yang paling stabil dari unsur itu pada keadaan standar 298 K, 1 atm . Jika perubahan entalpi pembentukan tidak diukur pada keadaan standar maka dinotasikan dengan DHf. Catatan o DHf unsur bebas = nol o Dalam entalpi pembentukan, jumlah zat yang dihasilkan adalah 1 mol. o Dibentuk dari unsur-unsurnya dalam bentuk standar. Kalor Penguraian Standar Adalah nama lain dari entalpi yang terjadi pada penguraian 1 mol senyawa menjadi unsur-unsur penyusunnya pada keadaan standar. Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHd. Satuannya = kJ / mol. Perubahan entalpi penguraian standar merupakan kebalikan dari perubahan entalpi pembentukan standar, maka nilainya pun akan berlawanan tanda. Menurut Marquis de Laplace, “ jumlah kalor yang dilepaskan pada pembentukan senyawa dari unsur-unsur penyusunnya = jumlah kalor yang diperlukan pada penguraian senyawa tersebut menjadi unsur-unsur penyusunnya. “ Pernyataan ini disebut Hukum Laplace. Kalor Pembakaran Standar Adalah nama lain dari entalpi yang terjadi pada pembakaran 1 mol suatu zat secara sempurna pada keadaan standar. Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHc. Satuannya = kJ / mol. Kalor Netralisasi Standar Adalah nama lain dari entalpi yang terjadi pada penetralan 1 mol asam oleh basa atau 1 mol basa oleh asam pada keadaan standar. Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHn. Satuannya = kJ / mol. Kalor Penguapan Standar Adalah nama lain dari entalpi yang terjadi pada penguapan 1 mol zat dalam fase cair menjadi fase gas pada keadaan standar. Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHvap. Satuannya = kJ / mol. Kalor Peleburan Standar Adalah nama lain dari entalpi yang terjadi pada pencairan / peleburan 1 mol zat dalam fase padat menjadi zat dalam fase cair pada keadaan standar. Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHfus. Satuannya = kJ / mol. Kalor Sublimasi Standar Adalah entalpi yang terjadi pada sublimasi 1 mol zat dalam fase padat menjadi zat dalam fase gas pada keadaan standar. Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHsub. Satuannya = kJ / mol. Pelarutan Standar Adalah nama lain dari entalpi yang terjadi ketika 1 mol zat melarut dalam suatu pelarut umumnya air pada keadaan standar. Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHsol. Satuannya = kJ / mol. Kesimpulan Singkatnya, materi pembelajaran pada termokimia ini merupakan materi dasar yang wajib untuk dipelajari dan dipahami secara mendalam. Materi yang secara umum mencakup termodinamika I, kalor reaksi, kerja, entalpi, kalorimeter, hukum Hess, penentuan DH reaksi, energi ikatan, dan jenis-jenis kalor merupakan materi-materi dasar dalam pelajaran kimia yang berguna untuk mempelajari materi selanjutnya yang tentu saja lebih rumit. Dalam makalah ini materi duraikan secara singkat agar para pembaca lebih mudah memahaminya. Berdasarkan pembahasan yang tinjauan pustaka yang kami susun dalam makalah ini, maka kami dapat menyimpulkan sebagai berikut Setiap sistem atau zat mempunyai energi yang tersimpan didalamnya. Energi potensial berkaitan dengan wujud zat, volume, dan tekanan. Berdasarkan perubahan entalpinya, reaksi kimia dibedakan menjadi dua yaitu, Reaksi Eksoterm dan, Reaksi Endoterm Sistem merupakan Pusat fokus perhatian yang diamati dalam suatu merupakan hal-hal diluar sistem yang membatasi sistem dan dapat mempengaruhi sistem. Berdasarkan interaksinya dengan lingkungan, Sistem dibedakan menjadi 3 macam Sistem Terbuka Sistem Tertutup Sistem terisolasi Dalam persamaan termokimia, nilai DH yang dituliskan di persamaan termokimia, disesuaikan dengan stoikiometri reaksinya, artinya = jumlah mol zat yang terlibat dalam reaksi kimia = koefisien reaksinya; fase reaktan maupun produk reaksinya harus dituliskan. Ada beberapa jenis dalam menentukan Harga Perubahan Entalpi H , yaitu Penentuan H Reaksi Berdasarkan Data Perubahan Entalpi Penentuan H Reaksi dengan Hukum Hess Penentuan kalor reaksi secara kalorimetris Itulah ulasan lengkapnya Semoga apa yang ditulis diatas bermanfaat bagi pembaca. Sekian dan Terima Kasih. Baca juga referensi artikel terkait lainnya disini Pengertian Dan Ciri-Ciri Zat Padat, Zat Gas, Dan Zat Cair Beserta Perubahan Zat Dan Contohnya Lengkap Pengertian, Ciri, Dan Sifat Asam, Basa, Dan Garam Beserta Contohnya Lengkap. Pengertian, Ciri Dan Macam-Macam Reaksi Kimia Beserta Contohnya Lengkap Mungkin Dibawah Ini yang Kamu Cari Menentukanreaksi eksoterm atau endoterm berdasarkan diagram tingkat 3.4.4. Menjelaskan perubahan entalpi standar untuk berbagai reaksi. Materi o Reaksi eksoterm dan reaksi endoterm Jawablah pertanyaan di bawah ini dengan tepat ! 1. 2. Perhatkan gambar di bawah ini! Dari gambar di atas tunjukkan yang termasuk reaksi eksoterm dan reaksi endoterm! 3. Laju Reaksi Pengertian, Faktor Yang Mempengaruhi, Dan Rumus Beserta Contoh Soalnya Lengkap Konsep pembelajaran kimia merupakan konsep yang erat dengan kehidupan sehari hari. Kimia menggambarkan kehidupan sedemikian rupa sehingga terlihat lebih rinci dan beragam. Hal ini lah yang membuat para pengajar menerapkan konsep kimia ke dalam kehidupan sehari-hari dengan menghadirkannya dalam contoh-contoh sederhana. Selain itu, juga dilakukan pengenalan terhadap konsep-konsep yang sering digunakan dalam dunia luas, bahkan kebiasaan yang sederhana yang sering kita lakukan tanpa kita ketahui itu merupakan konsep kimia. Salah satu contohnya yaitu pada konsep laju reaksi dalam kimia. Dalam kimia dijelaskan bahwasanya laju reaksi adalah adalah besarnya perubahan jumlah pereaksi dan hasil reaksi per satuan waktu. Perubahan ini dapat dikatakan perubahan konsentrasi molar molaritas sehingga laju reaksi dapat dikatakan perubahan konsentrasi akhir hasil reaksi terhadap konsentrasi awal pereaksi per satuan waktu. Banyak sekali konsep laju reaksi yang kita temukan dalam kehidupan sehari-hari. Oleh karena itu, dalam makalah ini akan dijelaskan secara rinci manfaat laju reaksi dalam kehidupan sehari-hari. Pengertian Laju Reaksi Laju reaksi merupakan laju penurunan reaktan pereaksi atau laju bertambahnya produk hasil reaksi. Laju reaksi ini juga menggambarkan cepat lambatnya suatu reaksi kimia, sedangkan reaksi kimia merupakan proses mengubah suatu zat pereaksi menjadi zat baru yang disebut dengan produk. Beberapa reaksi kimia ada yang berlangsung cepat. Natrium yang dimasukkan ke dalam air akan menunjukkan reaksi hebat dan sangat cepat, begitu pula dengan petasan dan kembang api yang disulut. Bensin akan terbakar lebih cepat daripada minyak tanah. Namun, ada pula reaksi yang berjalan lambat. Proses pengaratan besi, misalnya, membutuhkan waktu sangat lama sehingga laju reaksinya lambat. Cepat lambatnya proses reaksi kimia yang berlangsung dinyatakan dengan laju reaksi. Dalam mempelajari laju reaksi digunakan besaran konsentrasi tiap satuan waktu yang dinyatakan dengan molaritas. Apakah yang dimaksud molaritas? Simak uraian berikut. Molaritas sebagai Satuan Konsentrasi dalam Laju Reaksi Molaritas menyatakan jumlah mol zat dalam 1 L larutan, sehingga molaritas yang dinotasikan dengan M, dan dirumuskan sebagai berikut. M = n/V Keterangan n = jumlah mol dalam satuan mol atau mmol V = volume dalam satuan L atau mL Manfaat Laju Reaksi dalam Kehidupan Sehari-Hari Dengan mempelajari laju reaksi kita dapat mengetahui bahwa reaksi itu dapat berlangsung dipengaruhi oleh beberapa faktor, misalnya saja luas permukaan. Jika kita mengetahui bahwa luas permukaan itu mempengaruhi laju reaksi, pasti kita akan memperkecil luas permukaan suatu zat sebelum mengolahnya. Beberapa contoh penerapan Laju Reaksi dalam kehidupan sehari hari Ibu di rumah atau pedagang bubur kacang mengiris terlebih dahulu gula merah yang akan di masukan ke dalam bubur kacang. Penduduk pedesaan membelah kayu gelondongan menjadi beberapa bagian sebelum dimasukkan ke dalam tungku perapian. Penjual gado-gado, lontong, dan pecel terlebih dulu menggerus kacang goreng sebelum dicampurkan dengan bahan lain. Dalam pembuatan kertas, bahan baku pembuat kertas digerus terlebih dahulu untuk membuat bubur kertas. Agar memperluas pemukaan bidang sentuh sehingga campuran menjadi homogen danreaksi berlangsung sempurna. Bahan baku yang sering di tambang, tersedia dalam bentuk butir-butiran kasar. Untuk mempercepat pengolahan selanjutnya, butiran-butiran tersebut dihancurkan sampai halus. Dalam pembuatan roti kita bisa menambahkan ragi yang berfungsi sebagai katalis untuk mempercepat laju reaksinya. Faktor Laju Reaksi Faktor-faktor yang mempengaruhinya antara lain 1. Konsentrasi Reaktan Semakin tinggi konsentrasi reaktan, semakin banyak jumlah partikel reaktan yang bertumbukan, sehingga semakin tinggi frekuensi terjadinya tumbukan dan lajunya meningkat. Sebagai contoh, dalam reaksi korosi besi di udara, laju reaksi korosi besi lebih tinggi pada udara yang kelembabannya lebih tinggi konsentrasi reaktan H2O tinggi 2. Suhu Suhu juga turut berperan dalam mempengaruhi laju reaksi. Apabila suhu pada suatu reaksi yang berlangusng dinaikkan, maka menyebabkan partikel semakin aktif bergerak, sehingga tumbukan yang terjadi semakin sering, menyebabkan laju reaksi semakin besar. Sebaliknya, apabila suhu diturunkan, maka partikel semakin tak aktif, sehingga laju reaksi semakin kecil. 3. Tekanan Banyak reaksi yang melibatkan pereaksi dalam wujud gas. Kelajuan dari pereaksi seperti itu juga dipengaruhi tekanan. Penambahan tekanan dengan memperkecil volume akan memperbesar konsentrasi, dengan demikian dapat memperbesar laju reaksi. 4. Keberadaan Katalis Katalis adalah suatu zat yang mempercepat laju reaksi kimia pada suhu tertentu, tanpa mengalami perubahan atau terpakai oleh reaksi itu sendiri. Suatu katalis berperan dalam reaksi tapi bukan sebagai pereaksi ataupun produk. Katalis memungkinkan reaksi berlangsung lebih cepat atau memungkinkan reaksi pada suhu lebih rendah akibat perubahan yang dipicunya terhadap pereaksi. Katalis menyediakan suatu jalur pilihan dengan energi aktivasi yang lebih rendah. Katalis mengurangi energi yang dibutuhkan untuk berlangsungnya reaksi. 5. Luas Permukaan Sentuh Luas permukaan sentuh memiliki peranan yang sangat penting dalam laju reaksi, sebab semakin besar luas permukaan bidang sentuh antar partikel, maka tumbukan yang terjadi semakin banyak, sehingga menyebabkan laju reaksi semakin cepat. Begitu juga, apabila semakin kecil luas permukaan bidang sentuh, maka semakin kecil tumbukan yang terjadi antar partikel, sehingga laju reaksi pun semakin kecil. Karakteristik kepingan yang direaksikan juga turut berpengaruh, yaitu semakin halus kepingan itu, maka semakin cepat waktu yang dibutuhkan untuk bereaksi; sedangkan semakin kasar kepingan itu, maka semakin lama waktu yang dibutuhkan untuk bereaksi. Rumus Laju Reaksi Laju reaksi kimia bukan hanya sebuah teori, namun dapat dirumuskan secara matematis untuk memudahkan pembelajaran. Pada reaksi kimia A → B, maka laju berubahnya zat A menjadi zat B ditentukan dari jumlah zat A yang bereaksi atau jumlah zat B yang terbentuk per satuan waktu. Pada saat pereaksi A berkurang, hasil reaksi B akan bertambah. Perhatikan diagram perubahan konsentrasi pereaksi dan hasil reaksi pada Gambar 3. Diagram perubahan konsentrasi pereaksi dan hasil reaksi. Berdasarkan gambar tersebut, maka rumusan laju reaksi dapat kita definisikan sebagai a. berkurangnya jumlah pereaksi konsentrasi pereaksi per satuan waktu, atau , dengan r = laju reaksi, – d[R] = berkurangnya reaktan pereaksi, dan dt = perubahan waktu. Untuk reaksi A → B, laju berkurangnya zat A adalah b. bertambahnya jumlah produk konsentrasi produk per satuan waktu, atau , dengan +Δ[P] = bertambahnya konsentrasi produk hasil reaksi. Untuk reaksi A → B, laju bertambahnya zat B adalah Bagaimana untuk reaksi yang lebih kompleks, semisal pA + qB → rC. Untuk reaksi demikian, maka Dalam perbandingan tersebut, tanda + atau – tidak perlu dituliskan karena hanya menunjukkan sifat perubahan konsentrasi. Oleh karena harga dt masing-masing sama, maka perbandingan laju reaksi sesuai dengan perbandingan konsentrasi. Di sisi lain, konsentrasi berbanding lurus dengan mol serta berbanding lurus pula dengan koefisien reaksi, sehingga perbandingan laju reaksi sesuai dengan perbandingan koefisien reaksi. Perbandingan tersebut dapat dituliskan sebagai berikut. rA rB rC = p q r JURNAL PERCOBAAN LAJU REAKSI DAN PEMBAHASAN ALAT DAN BAHAN > ALAT 1. tabung reaksi 6 buah 2. rak tabung reaksi 1 buah 3. stopwatch 1 buah 4. kertas hvs 1 lembar 5. gelas beaker 100ml 2 buah 6. water bath 1 buah 7. thermometer 1 buah 8. pipet tetes 2 buah 9. neracaohaus 1 buah 10. gelas ukur 1 buah 11. alu dan mortar 1 buah 12. spatula 1 buah 13. cawan petri 1 buah 14. penjepit kayu 1 buah 15. spidol 1 buah BAHAN 1. pita magnesium 4 pcs Masing-masing 0,5 cm 2. HCl 0,1M 15 ml 3. HCl 0,5M 1 ml 4. HCl 1M 1ml 5. HCl 2M 1ml 6. HCl 3M 1ml 7. Na2S2O3 15 ml 8. NaCl 0,1M 4 tetes 9. FeCl3 0,1M 4 tetes 10. H2O2 15 ml 11. Marmer Serbuk 1 gram 12. Marmer Bongkahan 1 gram METODE KERJA Percobaan 1 No Langkah kerja Hasil pengamatan 1 Disiapkan 4 buah tabung reaksi masing-masing diberi nomor 1,2,3,4 tidak terjadi reaksi 2 dimasukan potongan pita magnesium kedalam tabung masing-masing 0,5 cm tidak terjadi reaksi 3 – Ditambahkan HCl 0,5M ke tabung 1 sebanyak 20 tetes – Ditambahkan HCl 1M ketabung 1 sebnayak 20 tetes – Ditambahkan HCl 2m ke tabung 2 sebayak 20 tetes tabung 1 pita magnesium larut pada 234s. terdapat banyak gelembung tabung 2 larut pada 104s. terdapat gelembung dan sedikit uap tabung 3 larut pada 28s. gelembung sedikit dan keluar asap tabung 4 larut pada 11s. Percobaan 2 No Langkah kerja Hasil pengamatan 1 tandai kertas hvs menggunakan spidol dengan tanda x tidak terjadi reaksi 2 dituangkan na2s203 0,1M kedalam gelas ukur sebanyak 15 ml tidak terjadi reaksi 3 dituangkan Na2S2O3 0,1M kedalam gelas beaker sebanyak 15 ml tidak terjadi reaksi 4 masukan thermometer kedalam gelas beaker untu mengukur suhu awal Na2S2O3 suhu 29oc 5 dituangkan HCl 0,1M kedalam gelas ukur sebanyak 15 ml tidak terjadi reaksi 6 Dituangkan HCl kedalam gelas beaker berisi Na2S2O3 0,1M yang berada di atas kertas yang telah ditandai Terjadi perubahan warna yaitu berwarna putih susu dan larutan berbau 7 panaskan Na2S2O3 dan HCl masing-masing 15 ml didalam water bath sampai suhu 60,50,40oc Larutan menjadi panas karena suhu meningkat setelah dipanaskan 8 dituangkan HCl dan Na2S2O3 secara bersamaan kedalam gelas beaker diatas kertas yang telah ditandai Larutan menjadi berwarna putih susu sampai tanda X tidak tampak. Pada suhu 60oC= 52s 50oC = 107s 40oC = 122s Percobaan 3 No Langkah kerja Hasil pengamatan 1 Dihaluskan marmer dengan menggunakan alu dan mortar Batu marmer menjadi halus 2 Ditimbang marmer halus sebanyak 1 gram dengan menggunakan neraca ohaus Tidak terjadi reaksi 3 Ditimbang bongkahan marmer sebanyak 1 gram dengan menggunakan neraca ohaus Tidak terjadi reaksi 4 Dituangkan HCl 2M sebanyak 5 ml kedalam gelas beaker Tidak terjadi reaksi 5 Dimasukan serbuk marmer 1 gram kedalam gelas beaker yang berisi HCl Terbentuk gelembung dalam jumlah banyak. Larutan berwarna kuning keruh. Larut pada detik ke 209 6 Dituangkan HCl 2M sebanyak 5ml kedalam gelas beaker Tidak terjadi reaksi 7 Dimasukan bongkahan marmer 1 gram kedalam gelas beaker yang berisi HCl Terbentuk gelembung dalam jumlah sedikit. Bongkahan tidak sepenuhnya larut. Berwarna keruh. Habis bereaksi pada menit ke 26, 12 detik. Percobaan 4 No Langkah kerja Hasil pengamatan 1 Dituangkan H2O2 sebanyak 5ml kedalam gelas ukur Tidak terjadi reaksi 2 Dituangkan H2O2 kedalam 3 tabung reaksi masing-masing 5 ml Tidak terjadi reaksi 3 – Tabung 1 sebagai control – Tabung 2 ditambahkan FeCl3 sebanyak 4 tetes – Tabung 3 ditambahkan NaCl 4 tetes – Tabung 1 tidak terjadi reaksi – Tabung 2 awalnya terbentuk 2 lapisan coklat tua dan bening, keluar asap, mendidih, terbentuk uap di dinding tabung, tabung panas, warna menjadi nyatu yaitu berwarna coklat muda. – Tabung 3 terbentuk gelembung dalam jumlah banyak. ANALISIS DATA A. Faktor konsentrasi terhadap laju reaksi No Reaksi Waktu s Hasil pengamatan 1 Pita Mg + 1ml HCl 0,5M 234 Gelembung banyak 2 Pita Mg + 1ml HCl 1M 104 Gelembung sedang + beruap 3 Pita Mg + 1ml HCl 2M 28 Gelembung sedikit + beruap 4 Pita Mg + 1ml HCl 3M 11 Gelembung sangat sedikit + tabung panas Reaksi Mgs + 2HClaq ————– ► MgCl2aq + H2g B. Faktor suhu pada terhadap reaksi No HCl Na2S2O3 T oC Waktu s Hasil Pengamatan 1 15ml 15ml 29 170 Berwarna putih susu + berbau 2 15ml 15ml 40 122 Berwarna putih susu + berbau 3 15ml 15ml 50 107 Berwarna putih susu + berbau 4 15ml 15ml 60 52 Berwarna putih susu + berbau Na2S2O3aq + HClaq ————— ► SO2g + Ss + 2NaClaq + H2O C. Pengaruh luas permukaan terhadap laju reaksi No Reaksi Waktu s Hasil Pengamatan 1 5 ml HCl 2M + bubuk marmer 209 Banyak gelembung + reaksi cepat 2 5ml HCl 2M + bongkahan marmer 1572 Sedikit gelembung + reaksi lambat CaCO3s + 2HClaq ————– ► CaCl2s + H2Oaq + CO2g D. Pengaruh katalis terhadap laju reaksi No Reaksi Hasil Pengamatan 1 5 ml H2O2 Sebagai control 2 5ml H2O2 + 4 tetes NaCl 0,1M Gelembung banyak 3 5ml H2O2 + 4 tetes FeCl3 0,1M Pada mulanya terbentuk 2 lapisan yaitu coklat tua dan bening. Lalu menyatu menjadi coklat muda. Selain itu keluar asap, mendidih, dan tabung reaksi menjadi panas. 2 H2O2aq – FeCl3 -, 2H2O 0 + O2g 2 H2O2aq _ NaCl – 2H2Ol + 02g PEMBAHASAN Pada praktukum kali ini telah dilakukan percobaan yaitu mengenai laju reaksi. Terdapat empat faktor yang mempengaruhi laju reaksi diantaranya adalah konsentrasi, suhu, luas permukaan, dan katalis. Pada percobaan pertama dilakukan pengamatan pengaruh konsentrasi terhadap laju reaksi yaitu dilakukan dengan cara mereaksikan pita magnesium Mg dengan HCl yang konsentrasinya berbeda-beda. pada tabung 1 terdapat hcl 0,5M, pada tabung 2 terdapat HCl 1M, pada tabung 3 terdapat HCl 2M, dan pada tabung 4 terdapat HCl 3M. pada tabung 1 laju reaksi bejalan sangat lambat yaitu 234s, pada tabung kedua laju reaksi berjalan agak cepat yaitu 104s, pada tabung 3 laju reaksi berjalan cepat yaitu 28s, dan pada tabung 4 laju reaksi berjalan cepat yaitu 11s. sudah terbukti bahwa semakin ditingkatkan konsentrasi hcl, maka laju reaksi semakin berjalan dengan cepat. hal ini membuktikan bahwa konsentrasi mempengaruhi laju reaksi. jika konsentrasi suatu zat semakin besar maka laju reaksinya semakin cepat dan begitupun sebaliknya semakin kecil konsentrasi suatu zat maka laju reaksi akan berjalan lambat. suatu larutan dengan konsentrasi tinggi akan lebih pekat dan mengandung partikel yang lebih rapat sehingga akan lebih sering bertumbukan. Berdasarkan percobaan yang telah dilakukan, dapat dilihat bahwa hasil pengamatan kami sesuai dengan teori dari laju reaksi yaitu semakin besar konsentrasi suatu larutan makan semakin cepat laju reaksi yang terjadi. Pada percobaan kedua dilakukan percobaan pengaruh suhu terhadap laju reaksi. pencampuran hcl dengan Na2S2O3 yang berbeda-beda yaitu pada suhu ruangan 29oC dan suhu setelah dipanaskan yaitu pada suhu 40, 50, 60 oC. pada saat Na2S2O3 pada suhu 29 oC diperlukan waktu yag cukup lama sampai warna larutan berwarna putih susu yaitu 170s. ketika suhu dinaikan menjadi 40 oC waktu yag diperlukan lebih singkat yaitu 122s. kemudian suhu dinaikan lagi menjadi 50 oC waktu yang diperlukanpun lebih singkat lagi yaitu 107s. dan terakhir kita menaikan suhu menjadi 60 oC waktu yag diperlukan sangat singkat yaitu 52s. hal ini terjadi karena suhu ikut berperan dalam mempengaruhi laju reaksi apabila suhu yag berlangsung pada suatu reaksi yang berlangsung dinaikan, maka menyebabkan partikel semakin aktif bergerak, sehingga tumbukan yang terjadi lebih sering terjadi, hal itu menyebabka laju reaksi semakin cepat. sebaliknya apabila suhu diturunkan, maka partikel semakin tidak aktif, sehingga laju reaksi semakin lambat. hal ini sesuai dengan teori laju reaksi yaitu semakin tinggi suhu, maka semakin cepat laju reaksi yang terjadi. Pada percobaan ketiga dilakukan percobaan pengaruh luas permukaan terhadap laju reaksi. berdasarkan percobaan, batu marmer yang telah dihaluskan sebanyak 1 gram yang direaksikan dengan 5ml HCl 2M bereaksi lebih cepat dibandingkan dengan bongkahan marmer sebanyak 1 gram yang direaksikan dengan 5ml HCl 2M. berdasarkan teori, bubuk zat padat biasanya menghasilkan reaksi yag lebih cepat dibandingkan dengan sebuah bongkahan zat padat dengan massa yang sama, karena bubuk zat padat memiliki luas permukaan yag lebih besar. suatu zat akan bereaksi hanya jika zat tersebut bercampur dan terjadi tumbukan. tumbuka tersebut terjadi antara tumbukan luas permukaan bidang sentuh dari masing-masing molekul. semakin kecil ukuran partikel zat maka semakin luas permukaan suatu zat. jadi, semakin kecil ukuran partikel zat, maka reaksipun akan berlangsung cepat. hal ini sesuai dengan konsep laju rreaksi yaitu semakin besar luas permukaan, maka laju reaksi semakin cepat. Pada percobaan terakhir yaitu pengamatan katalis dalam laju reaksi. kalis adalah suatu zat yang mempercepat laju reaksi pada suhu tertentu, tanpa mengalami perubahan dalam reaksi itu sendiri. suatu katalis berperan dalam reaksi tapi bukan sebagai pereaksi ataupun produk. dalam percobaan kami menggunakan dua katalis yag berbeda, yaitu nac dan FeCl3. digunakan tiga tabung reaksi, tabung pertama berisi 5ml H2O2 dijadikan sebagai kontrol yang tidak diperlakukan apa-apa. pada tabung kedua yaitu 5ml H2O2 dan ditambahkan 4 tetes naclkemudian terbentuk gelembung dalam jumlah banyak dan tidak mengalami perubahan warna. pada tabung ketiga yang berisi 5ml H2O2 yang kemusian ditambhakan 4 tetes FeCl3 reaksi terjadi secara perlahan-lahan, pada awalnya terbentuk dua lapisan yaitu berwarna coklat tua dan bening kemudian keluar asap da menguap, larutan mendidih dan permukaan tabung reaksi terasa panas, warna larutanpun mulai tercampur dan terbentuk satu warna yaitu coklat muda. dari hasil pengamatan, dapat dilihat bahwa katalis yang cocok denga H2O2 adalah FeCl3. hal ini dapat terjadi karena sifat katalis seperti enzim, yaitu hanya bekerja pada senyawa tertentu. hasil pengamatan kami sesuai dengan konsep laju reaksi, yaitu katalis dapat mempengaruhi laju reaksi. Persamaan Laju Reaksi Secara umum, laju reaksi dapat dinyatakan dengan rumus Keterangan v = laju reaksi k = konstanta laju reaksi nilainya tergantung pada jenis reaktan, suhu dan katalis x = orde atau tingkat reaksi terhadap reaktan A y = orde atau tingkat reaksi terhadap reaktan B x + y = orde atau tingkat reaksi total / keseluruhan Harga k akan berubah jika suhu berubah. Kenaikan suhu dan penggunaan katalis umumnya akan memperbesar harga k. Orde Reaksi “ Orde reaksi menyatakan besarnya pengaruh konsentrasi reaktan terhadap laju reaksi. ” Orde reaksi nol. Reaksi dikatakan ber’orde nol terhadap salah satu reaktan, jika perubahan konsentrasi reaktan tersebut tidak mempengaruhi laju reaksi. Artinya, asalkan terdapat dalam jumlah tertentu; perubahan konsentrasi reaktan itu tidak mempengaruhi laju reaksi. Besarnya laju reaksi hanya dipengaruhi oleh besarnya konstanta laju reaksi k . Orde reaksi satu. Suatu reaksi dikatakan ber’orde satu terhadap salah satu reaktan, jika laju reaksi berbanding lurus dengan konsentrasi reaktan itu. Jika konsentrasi reaktan itu dilipat-tigakan maka laju reaksinya akan menjadi 31 atau 3 kali lebih besar. Orde reaksi dua. Suatu reaksi dikatakan ber’orde dua terhadap salah satu reaktan, jika laju reaksi merupakan pangkat dua dari konsentrasi reaktan itu. Jika konsentrasi reaktan itu dilipat-tigakan, maka laju reaksi akan menjadi 32 atau 9 kali lebih besar. Teori Tumbukan Suatu zat dapat bereaksi dengan zat lain jika partikel-partikelnya saling bertumbukan. Tumbukan yang terjadi akan menghasilkan energi untuk memulai terjadinya reaksi. Terjadinya tumbukan tersebut disebabkan karena partikel-partikel zat selalu bergerak dengan arah yang tidak teratur. Tumbukan antar partikel yang bereaksi tidak selalu menghasilkan reaksi. Hanya tumbukan yang menghasilkan energi yang cukup serta arah tumbukan yang tepat, yang dapat menghasilkan reaksi. Tumbukan seperti ini disebut tumbukan yang efektif. Jadi, laju reaksi tergantung pada 3 hal Frekuensi tumbukan Energi partikel reaktan Arah tumbukan Energi minimum yang harus dimiliki oleh partikel reaktan, sehingga menghasilkan tumbukan yang efektif disebut energi pengaktifan atau energi aktivasi Ea . Semua reaksi, baik eksoterm maupun endoterm memerlukan Ea. Reaksi yang dapat berlangsung pada suhu rendah berarti memiliki Ea yang rendah. Sebaliknya, reaksi yang dapat berlangsung pada suhu yang tinggi, berarti memiliki Ea yang tinggi. Ea ditafsirkan sebagai energi penghalang barrier antara reaktan dengan produk. Reaktan harus didorong agar dapat melewati energi penghalang tersebut sehingga dapat berubah menjadi produk. Contoh Soal Laju Reaksi Pada reaksi pembentukan gas SO3 menurut reaksi 2SO2g + O2g → 2SO3g, sehingga diperoleh data sebagai berikut. Tentukanlah a. Laju bertambahnya SO3 b. Laju berkurangnya SO2 c. Laju berkurangnya O2 Penyelesaian Diketahui Persamaan reaksi 2SO2g + O2g → 2SO3g Data konsentrasi pada tabel. Ditanyakan a. r SO3. b. r SO2. c. r O2. Jawaban a. Δ[SO3] = [SO3]3 – [SO3]2 = 0,50 – 0,25 = 0,25 M Δt = t3 – t2 = 40 – 20 = 20 s Jadi, laju bertambahnya SO3 sebesar 1,25 x 10–2 M/s. b. Karena koefisien SO2 = koefisien SO3, maka r SO2 = – r SO3 = – 0,0125 M/s Jadi, laju berkurangnya SO2 sebesar –1,25 x 10–2 M/s c. r O2 = – ½ x r SO3 = – ½ x 0,0125 = – 0,00625 M/s Jadi, laju berkurangnya O2 sebesar – 6,25 x 10–3 M/s Itulah ulasan tentang Laju Reaksi Pengertian, Faktor Yang Mempengaruhi, Dan Rumus Beserta Contoh Soalnya Lengkap Semoga apa yang diulas diatas bermanfaat bagi pembaca. Sekian dan terimakasih. Baca juga refrensi artikel terkait lainnya disini Larutan Elektrolit Pengertian, Ciri, Dan Jenis Beserta Contohnya Secara Lengkap Larutan Buffer Pengertian, Fungsi, Dan Jenis Beserta Contohnya Secara Lengkap Larutan Garam Pengertian, Ciri, Dan Sifat Beserta Contohnya Secara Lengkap Larutan Basa Pengertian, Ciri, Dan Sifat Beserta Contohnya Secara Lengkap Larutan Asam Pengertian, Ciri, Dan Sifat Beserta Contohnya Secara Lengkap Pengertian, Ciri, Dan Sifat Asam, Basa, Dan Garam Beserta Contohnya Lengkap. video bokeh Mungkin Dibawah Ini yang Kamu Cari

Berdasarkangrak tersebut, laju eksponensial Covid-19 sangat dipengaruhi oleh faktor pertumbuhan. Jika faktor ini masih. lebih besar dari 1, masyarakat harus makin waspada, karena keadaan hanya akan lebih baik ketika pertumbuhan ini mulai. kembali mendekati angka 1.

KimiaKimia Fisik dan Analisis Kelas 11 SMATermokimiaEnergi dan KalorPerhatikan diagram tingkat energi tersebut termasuk ke dalam reaksi ....A. endoterm, karena H pereaksi =H hasil reaksi, energi berpindah ke sistem dan delta H>0 B. endoterm, karena H pereaksi >H hasil reaksi, energi berpindah ke sistem dan delta H0 D. eksoterm, karena H pereaksi >H hasil reaksi, energi berpindah ke sistem dan delta HC3H8g+5O...0230Yang disebut kalor pembentukan adalah kalor reaksi dari ...

Jie9V.

m8meq33rgd.pages.dev/450

m8meq33rgd.pages.dev/272

m8meq33rgd.pages.dev/458

m8meq33rgd.pages.dev/117

m8meq33rgd.pages.dev/231

m8meq33rgd.pages.dev/249

m8meq33rgd.pages.dev/214

m8meq33rgd.pages.dev/376

berdasarkan diagram reaksi tersebut termasuk reaksi