MODUL AJAR KIMIA KELAS XI MIPA

PEMERINTAH PROVINSI JAWA TENGAH

DINAS PENDIDIKAN DAN KEBUDAYAAN

SMA NEGERI 1 SUKOREJO

Terakreditasi “ A “
Jl. Banaran 5 Sukorejo, Kendal Telepon/Fax ( 0294 ) 451091 Kode Pos 51363

Email: [email protected].; Website: www.sman1sukorejo.sch.id.

MODUL AJAR
KIMIA KELAS XI MIPA

SMA NEGERI 1 SUKOREJO KABUPATEN KENDAL
TAHUN PELAJARAN 2022/2023

SMA NEGERI 1 SUKOREJO

Jl. Banaran 5 Sukorejo, Kendal Telepon/Fax ( 0294 ) 451091 Kode Pos 51363
Email: [email protected]

LEMBAR PENGESAHAN

Modul Ajar Kimia Kelas XI MIPA Semester 1 dan 2 Tahun Pelajaran 2022-2023 ini
telah diperiksa dan disahkan oleh Kepala Sekolah SMA N 1 Sukorejo Kabupaten Kendal,

Kepala Sekolah Sukorejo, 10 Juni 2022
SMA N 1 Sukorejo Kabupaten Kendal Guru Kimia
SMA N 1 Sukorejo Kabupaten Kendal
Isa Anshori,S.Pd.,M.Si
NIP.19630706 198703 1 028 Lilik Retno Willianti,S.Pd.M.Si
NIP.19761223 200701 2 011

MODUL AJAR

HIDROKARBON DAN MINYAK BUMI

Sekolah : SMA NEGERI 1 SUKOREJO
Mata Pelajaran : Kimia
Kelas / semester : XI/1
Materi Pokok : Kekhasan atom karbon (KD 3.1 )

Kompetensi dasar Indikator
3.1 Menganalisis struktur dan sifat
3.1.1 Mendeskripsikan kekhasan atom karbon
senyawa hidrokarbon dalam senyawa karbon.
berdasarkan kekhasan atom
karbon dan penggolongan 3.1.2 Membedakan atom C primer, sekunder,
senyawanya . tersier, dan kuartener.

4.1 Membuat model visual berbagai 3.1.3 Mengelompokkan senyawa hidrokarbon
struktur molekul hidrokarbon berdasarkan kejenuhan ikatan.
yang memiliki rumus molekul
yang sama 3.1.4 Memberi nama senyawa alkana, alkena,
dan alkuna.

3.1.5 Menentukan Isomer alkana,alkena dan
alkuna

4.1.1. Mernacang model visual berbagai
struktur molekul hidrokarbon yang
memeiliki rumus melekul yang sama
dengan molymod

4.1.2 Menampikan l model visual berbagai
struktur molekul hidrokarbon yang
memeiliki rumus melekul yang sama
dengan molymod

A. SENYAWA HIDROKARBON TERDIRI ATAS KARBON DAN HIDROGEN
Dalam kehidupan sehari –hari banyak kita jumpai senyawa karbon. Misalnya obat – obatan,
tekstil , zat pemanis pada makanan, bahan bakar minyak, insektisida, plastik dan lain – lain.

Senyawa karbon adalah senyawa yang di dalamnya mengandung atom karbon. Selain karbon,
atom yang terdapat pada senyawa Karbon adalah phospor, halogen dan lain- lain. Contoh :
alkohol (C2H5OH), asam asetat (CH3COOH), karbon dioksida (CO2), etana (C2H6), dan lain –
lain.

Sedangkan senyawa karbon yang hanya terdiri dari atom C dan H saja disebut : senyawa
hidrokarbon. Contoh : CH4, C2H4, C2H6.

Suatu cabang ilmu kimia yang mempelajari khusus senyawa – senyawa karbon disebut : kimia
organik. Dengan demikian senyawa karbon disebut senyawa organik, karena dalam senyawa
organik unsur intinya adalah unsur karbon, tetapi harap diketahui bahwa tidak selalu senyawa
karbon adalah senyawa organik.

Senyawa karbon organik mempunyai persamaan dan perbedaan dengan senyawa karbon
anorganik.

- persamaannya : sama – sama mengandung atom karbon
- perbedaannya :

Senyawa karbon Organik Senyawa karbon Anorganik

a. Diproduksi oleh jasad – jasad hidup a. Dapat dibuat di laboratorium yang
atau hanya dapat dibentuk karena berasal dari zat an organik (bukan berasal
adanya pengaruh kekuatan hidup. dari makhluk hidup)

b. Semuanya berikatan kovalen b. Ada yang berikatan ion, ada juga yang
beikatan kovalen
c. Mempunyai rantai yang panjang
d. Mempunyai isomer c. Tidak mempunyei rantai panjang
e.Reaksinya relatif lambat d. Tidak mempunyai isomer
f.Umumnya tidak tahan panas e. Reaksinya relatif cepat
f. Umumnya tahan panas
Contoh : alkohol (C2H5OH), gula
(C6H12O6) karbohdirat, protein, lemak Contoh : CO2, CO, karbonat(CO3)
dan lain – lain.

1.2. MENGUJI KEBERADAAN ATOM C, H, DAN O DALAM SENYAWA KARBON

Untuk mengetahui adanya atom karbon, hidrogen atau oksigen dalam suatu senyawa
dapat dilakukan dengan cara sebagai berikut :

1. Cara sederhana ( dalam kehidupan sehari-hari)
a. Jika plastik atau karet dibakar maka hasilnya adalah zat berwarna hitam ( arang ). Arang
merupakan karbon. Ini berarti bahwa plastik atau karet mengandung karbon.
b. Jika gula pasir atau bahan makanan tumbuhan lainnya dipanaskan terus menerus akan
menghasilkan arang (gosong). Hal ini menunjukkan dalam bahan makanan tumbuhan
terdapat unsur karbon.
c. Ikan, daging, atau bahan makanan dari hewan jika dipanggang terlalu lama akan berubah
menjadi arang.

2. Reaksi pembakaran.
Pada pembakaran sempurna suatu senyawa hidrokarbon (CxHy) atau senyawa karbon

(CxHyOz) akan menghasilkan gas karbondioksida (CO2) dan uap air (H2O).

CxHy(g) + O2(g) CO2(g) + H2O(g)

CxHyOz(g) + O2(g) CO2(g) + H2O(g)

Keberadaan unsur karbon dapat ditunjukkan dengn terbentukknya gas karbondioksida
(CO2). Terbentuknya gas CO2 dapat diamati dengan mereaksikan dalam lartan kalsium
hidroksida atau air kapur [ Ca(OH)2], yang akanmenghasilkan endapan berwarna putih ( air
kapur menjadi keruh ) karena terbentuk kalsium karbonat (CaCO3)

CO2(g) + Ca(OH)2(aq) CaCO3(s) + H2O(g)

Unsur H dalam senyawa hidrokarbon dapat ditunjukkan dengan terbentuknya uap air (H2O),
yang dapat dibuktikan dengan berubahnya kertas cobalt dari biru menjadi merah.

1.3.KEGUNAAN SENYAWA HIDROKARBON

Sumber utama hidrokarbon adalah gas alam dan minyak bumi, Indonesia tergolong penghasil
dan pengekspor ke dua jenis hasil tambang tersebut. Gas alam terutama terdirii atas metana
(CH4) , sedangkan minyak bumi merupakan campuran dari berbagai jenis hidrokarbon.

Hidrokarbon banyak kegunaannya antara lain :

•CH4, C2H6, C3H8., C4H10 .sebagai zat yang terdapat pada bensin , yang berguna untuk bahan
bakar motor.
•CH4COCH3 = aseton, sebagai pelarut dan kosmetik
•Campuran CH4 dan C2H6, adalah spiritus = untuk bahan bakar
•C2 H5OC2H5 = dietil eter, sebagai obat bius
•HCHO = metanol, campuran 40 % metanol dengan 60 % air merupakan formalin yang
berguna untuk mengawetkan bangkai serangga.
•CCL4 = Karbon tetraklorida, sebagai pemadam kebakaran
•C2H2 = etuna / asetilen, digunakan untuk mengelas
•C2H4 = etena, bahan dasar untuk membuat plastik

1.4.KEKHASAN ATOM KARBON
Atom karbon mempunyai sifat – sifat khas yang dapat menyebabkan terbentuknya senyawa

karbon.

Dikenal banyak bentuk – bentuk senyawa karbon, hal ini karena atom karbon mempunyai sifat –
sifat yang khas, yang tidak dimiliki oleh atom – atom lain, diantaranya :

a. Dalam sistem periodik unsur, atom karbon termasuk golongan IV A, berarti atom karbon
mempunyai empat elektron pada kulit terluarnya, sehingga untuk mencapai susunan elektron
yang stabil seperti susunan elektron gas mulia diperlukan empat elektron lagi. Dengan
demikian maka setiap atom karbon dapat membentuk atau mengikat empat elektron dari
atom lainnya dengan membentuk ikatan kovalen.

6 C = 2.4 →

C

b. Kekhasan atom karbon yaitu mempunyai kemampuan untuk berikatan dengan atom karbon
yang lain sehingga membentuk rantai karbon / molekul raksasa.
Contoh :

CC

C CC dst
C

Berdasarkan jumlah atom karbon yang terikat pada atom karbon lain, maka atom karbon
dibedakan menjadi :

a) Atom C primer yaitu atom C yang mengikat satu atom C yang lain.
b) Atom C sekunder yaitu atom C yang mengikat dua atom C yang lain.
c) Atom C tersier yaitu atom C yang mengikat tiga atom C yang lain.
d) Atom C kuartener yaitu atom C yang mengikat empat atom C yang lain.
Contoh :Diketahui senyawa karbon dengan rumus bangun sebagai berikut :

12 8C 5
CC 34 C
CC

CC

67

maka atom C nomor 1,5,6,7,8 adalah atom C primer
2 adalah atom C sekunder
3 adalah atom C tersier
4 adalah atom C kuartener

Sesuai dengan ikatan yang terjadi diantara atom – atom C, maka molekul – molekul seyawa
karbon yang akan terbentuk menurut rantainya adalah sebagai berikut :

1). Rantai karbon lurus = rantai C Ikatan tunggal lurus
a. Lurus
Contoh :
− C− C −C −C −C−

−C= C− = rantai C Ikatan rangkap dua

⎯ C ≡C ⎯ = rantai C Ikatan tangkap tiga

b. Bercabang
Contoh :
−C−C−C−C−C−

CC
2). Rantai karbon tertutup ( melingkar/ siklik )

Contoh :
C−C

C−C

Latihan :

1. Jelaskan bagaimana membuktikan adanya atom C dalam suatu senyawa karbon?
2. Jelaskan pengertian senyawa karbon?
3. Jelaskan pengertian senyawa hidrokarbon?
4. Berilah 5 senyawa karbon dan kegunaannya?
5. Bagaimana perbedaan senyawa karbon organik dan senyawa karbon an organik?
6. Mengapa senyawa karbon disebut juga senyawa organik? Jelaskan!
7. Mengapa atom C dapat mengikat 4 atom yang lain? Jelaskan !
8. Apakah yang dimaksud dengan :

a. atom C primer
b. atom C sekunder
c. atom C tersier
d. atom C kuartener
9. Tentukan atom C primer, sekunder, tersier dan kuartener dalam senyawa berikut :

CH3 CH3 CH2 – CH3

CH3 – CH2 – CH – CH – C – C – CH3

CH3 CH3 CH3

5. ALKANA, ALKENA, ALKUNA

Alkana, alkena, dan alkuna termasuk senyawa hidrokarbon jenuh alifatik. Alkana
merupakan senyawa hidrokarbon jenuh, yaitu senyawa hidrokarbon yang mempunyai ikatan
tunggal. Alkena dan alkuna merupakan senyawa hidrokarbon tidak jenuh, yaitu senyawa yang
mempunyai ikatan rangkap.

I.4.1. ALKANA

Alkana disebut juga parafin, yang berarti sukar bereaksi.

Rumus umum alkana : CnH2n + 2 n = jumlah atom C

Rumus Alkana Nama Alkana

CH4 Metana

C2H6 Etana

C3H8 Propana

C4H10 Butana

C5H12 Pentana

C6H14 Heksana

C7H16 Heptana

C8H18 Oktana

C9H20 Nonana

C10H22 Dekana

ISOMER

Isomer adalah senyawa yang memiliki rumus molekul sama tetapi rumus bangun berbeda. Jadi
dalam isomer, baik jumlah H maupun jumlah C – nya sama. Yang berbeda hanya rumus
bangunnya.

Contoh :

Isomer dari butana (C4H10)

1. CH3 − CH2 − CH2 − CH3 n. butana

2. CH3 − CH − CH3 metil propana
CH3

Jadi ada 2 isomer dari butana ( C4H10 )

Isomer dari pentana (C5H12) n. pentana
1. CH3 − CH2 − CH2 − CH2 – CH3

2. CH3 − CH − CH2 – CH3 2 -metil – butana
CH3

3. CH3 2,2-dimetil propana
CH3 − CH – CH3

CH3

Jadi ada 3 isomer pentana C5H12

Persamaan dalam isomer : Perbedaan dalam isomer
1. Rumus molekul - Rumus bangun
2. jumlah atom - sifat fisik dan kimia, misalnya
3. massa molekul
- titik didih berbeda (makin bnyak cabang, titik didih
makin rendah dari alkana normal)

GUGUS ALKIL

Gugus alkil adalah alkana yang kehilangan satu atom H-nya.

Rumus umumnya : CnH2n + 1 C4H9 : butil
Contoh : CH3 : metil

C2H5 : etil C5H11 : pentil/vinil
C3H7 : propil C6H13 : heksil, dan seterusnya

TATA NAMA ALKANA

Untuk tata nama alkana rantai lurus diberi awalan n (normal)

Contoh : CH3CH2CH3 = n. Propana

CH3CH2CH2CH2CH3 = n. Pentana

Untuk alkana bercabang, urutan tata nama sebagai berikut :
Nomor cabang – jumlah cabang – nama cabang –

rantai induk

▪ Rantai induk
Dipilih rantai yang terpanjang (rantai utama),rantai terpanjang tidak harus lurus.

▪ Nomor cabang dan nama cabang
Nomor cabang artinya pada atom C nomor berapa terdapat cabang (selain rantai utama
adalah cabang). Penomoran atom C dimulai dari tepi yang paling dekat dengan cabang.
Kemudian nama cabangnya adalah salah satu dari alkil.

▪ Jumlah cabang
▪ Jika jumlah cabang sejenis lebih dari satu, maka nama cabang diberi awalan sesuai

dengan jumlah cabang.

Jumlah cabang : 2 = di, 3= tri, 4= tetra, 5= penta, dan seterusnya

▪ Jika ada cabang tak sejenis, maka awalan itu diurutkan secara alfabetis (urut sesuai abjad
dari huruf pertama nama alkilnya)

Contoh :

CH3 – CH – CH – CH2 - CH – CH2 - CH2 – CH3 = 5 – etil, 2, 3-dimetil, oktana

CH3 CH3 CH2

CH3 = 3,4,6, trimetil nonana
CH3 – CH – CH – CH2 - CH – CH2 - CH2 – CH3

CH2 CH3 CH3
CH3

SIFAT-SIFAT ALKANA

1. Sifat-sifat fisik :
a. alkana adalah senyawa non polar, sehingga tidak larut dalam air (polar), tetapi larut
dalam senyawa non polar.
b. Alkana rantai lurus titik didihnya bertambah dengan bertambahnya jumlah atom C.
c. Alkana C1 – C4 : berupa gas
Alkana C5 – C17 : berupa cair

Alkana C18 keatas : berupa padat

d. Semua alkana yang berbentuk cair lebih ringan dari pada air
e. Denga bertambahnya cabang titik didih alkana menurun.
2. Sifat-sifat kimia :
a. alkana adalah senyawa yang kurang reaktif, sehingga disebut parafin (afinitas kecil).
b. Reaksi terpenting dari alkana ada 2 macam :

b.1. Reaksi substitusi atau pergantian.

Dalam reaksi ini satu atau beberapa atom H dari alkana diganti oleh atom atau gugus
atom lain.

Contoh : CH4 + Cl2 --------- > CH4Cl + HCl

C2H6 + Br2 --------- > C2H5Br + HBr

b.2. Reaksi Pembakaran

- Pembakaran sempurna (dengan oksigen cukup) menghasilkan CO2 dan H2O

Contoh : C3H8 + 5 O2-------------------- > 4 H2O + 3 CO2

- Pembakaran tak sempurna ( dengan oksigen terbatas) menghasilkan CO dan H2O
atau C dan H2O

contoh : C2H4 + 2 O2 -------------------- > 2CO + 2H2O

C2H4 + 2 O2 --------------------> 2C + 2H2O

Latihan :

1. Tuliskan rumus struktur dari senyawa berikut :
a. 2,2 dimetil, pentana
b. 3,4 dietil, heptana
c. 2,3 dimetil, heptana

2. Tuliskan nama dari rumus struktur senyswa berikut :
CH2 – CH3

a. CH3 – CH2 – CH2 – CH – C - CH2 – CH3

CH3

b. CH3 CH2 C(CH3)2 CH2 CH3
3. Tuliskan reaksi pembakaran sempurna dari butana

I. 5.2 ALKENA
Alkena adalah senyawa hidrokarbon alifatis tak jenuh yang mempunyai satu ikatan rangkap dua.

Rumus umumnya : CnH2n
Alkena paling sederhana jika n = 2, yaitu C2H4 (etana)

Rumus Nama Alkena
Alkena

C2H4 Etena

C3H6 Propena

C4H8 Butena

C5H10 Pentena

C6H12 Heksena

C7H14 Heptena

C8H16 Oktena

C9H18 Nonena

C10H20 Dekena

ISOMER ALKENA

Pada alkena isomer ditentukan oleh letak ikatan rangkap dan cabang.

Contoh : Tentukan jumlah isomer dari butena (C4H8)

a. CH2 = CH – CH2 – CH2 – CH3 : 1 – pentena

b. CH3 – CH = CH – CH2 – CH3 : 2 – pentena

c. CH2 = C – CH2 – CH3 : 2, metil – 1 – 1, butena

CH3 : 2, metil 2, butena
d. CH3 – C = CH2 – CH3

CH3 : 3, metil -1, butena
e. CH3 – C – CH2 = CH3

CH3

Sehingga pada pentena ada 5 isomer

TATA NAMA ALKENA

Tata nama alkena seperti pada alkana, hanya terdapat sedikit perbedaan, diantaranya :

a. akhiran ana pada alkana diganti dengan akhiran ena
b. penomoran atom C dimulai dari tepi yang paling dekat dengan ikatan rangkap dua(kalau

pada alkana dimulai dari tepi yang paling dekat dengan cabang)
contoh :

1. CH3 – CH = CH – CH – CH3 : 4 metil -2 – pentena
CH3

2. CH3 – CH – CH = CH3 : 3, metil – 1, butena

CH3
SIFAT – SIFAT ALKENA

1. Sifat fisika

a. Alkena adalah senyawa non polar, tetapi lebih mudah larut dalam air dibanding alkana.

b. Alkena rantai lurus titik didihnya bertambah dengan bertambahnya jumlah atom C
c. Alkena rantai C1 – C4 berupa gas

C5 – C17 berupa cair

C17 keatas berupa zat padat

d. Dengan bertambahnya jumlah cabang, titik didih alkena menurun
2. Sifat kimia

a. alkena lebih reaktif dibanding alkana
b. reaksi yang dapat terjadi adalah reaksi pembakaran dan reaksi adisi

1. reaksi pembakaran, seperti pada alkana

2. reaksi adisi (penambahan), dapat mengubah ikatan rangkap menjadi ikatan tunggal

reaksi-reaksi adisi alkena antara lain :

- Alkena dengan hidrogen (hidrogenasi) akan terbentuk alkana
CH3 – CH = CH2 + H2 -----------------> CH3 – CH2 – CH3

Propena propana

- Alkena dengan HX (X=Cl, Br,I) terbentuk alkil halida.
CH3 – CH = CH2 + HCl ------------- > CH3 – CH – CH3

Cl
Bukan : CH3 – CH = CH2 + HCl -------------> CH3 – CH2 – CH2Cl

(Sesuai aturan Markovnikov, bahwa atom H terikat pada atom C yang
mengikat atom H terbanyak)

I.5.3. ALKUNA

Alkuna adalah senyawa hidrokarbon tak jenuh yang mempunyai satu ikatan rangkap tiga.
Salah satu alkuna ada yang sering digunakan untuk pengelasan, yaitu etuna atau asetilena
dengan rumus C2H2

Rumus umum alkuna : CnH2n-2

Rumus Nama
Alkuna Alkuna

C2H2 Etuna

C3H4 Propuna

C4H6 Butuna

C5H8 Pentuna

C6H10 Heksuna

C7H12 Heptuna

C8H14 Oktuna

C9H16 Nonuna

C10H18 Dekuna

ISOMER DAN TATA NAMA

Isomer seperti pada alkena, sedangkan tata nama bedanya akhiran ena diganti dengan akhiran
una.

SIFAT FISIKA DAN SIFAT KIMIA

Sifat fisik dan sifat kimia juga hampir sama dengan alkena

SIKLO ALKANA

Siklo alkana adalah alkana rantai tertutup dengan rumus umum CnH2n (mirip alkena)

Contoh : C4H8 CH2 ⎯ CH2
CH2 ⎯ CH2

Siklo butana

C5H10 CH2 ⎯ CH ⎯ CH2
CH2 ⎯ CH2

Metil Siklo butana
CH2 ⎯ CH2
CH2 CH2

CH2
Siklo pentana
• tata namanya seperti pada alkana, hanya diberi awalan siklo

TERMOKIMIA

A. Deskripsi Singkat
Untuk memasak makanan diperlukan energi panas. Energi panas ini dapat diperoleh dari

pembakaran bahan bakar gas, minyak tanah, atau kayu bakar. Untuk menjalankan mesin-mesin di
pabrik dan alat transportasi juga diperlukan energi yang diperoleh dari bahan bakar.

Bahan bakar merupakan salah satu contoh sumber energi panas. Energi yang terkandung dalam
suatu zat disebut entalpi dengan lambang H. Setiap reaksi kimia selalu disertai perubahan entalpi
(ΔH). Pada reaksi kimia energi yang dilepaskan maupun diserap berbentuk kalor. Kalor dapat
berpindah dari sistem ke lingkungan atau dari lingkungan ke sistem.

Pada bab ini akan diuraikan tentang sistem dan lingkungan, perubahan entalpi, penentuan ΔH
reaksi, dan dampak pembakaran bahan bakar terhadap lingkungan

B. Materi
Hukum Kekekalan Energi

Hukum kekekalan energi yaitu energi tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan, hanya dapat
diubah dari suatu bentuk ke bentuk yang lainnya. Hukum kekekalan energi disebut juga hukum I
termokimia. Energi yang menyertai reaksi kimia berbentuk energi kalor.

Sistem dan Lingkungan
Sistem adalah reaksi atau proses yang sedang menjadi pusat perhatian kita.

Lingkungan adalah segala sesuatu yang berada di sekitar sistem dan mengadakan interaksi
dengan sistem.

Ex :

Sistem dapat dibedakan atas 3 yaitu:

sistem terbuka adalah sistem yang dapat mengalami perpindahan materi dan energi dengan
lingkungan.
sistem tertutup adalah sistem yang dapat mengalami perpindahan energi dan tidak dapat
mengalami perpindahan materi dengan lingkungan.
sistem terisolasi adalah sistem yang tidak dapat mengalami perpindahan materi dan energi
dengan lingkungan.

Tanda untuk kalor dan kerja

Perpindahan energi antara sistem dan lingkungan dapat berupa kalor (q) atau bentuk energi
lainnya yang secara kolektif kita sebut kerja (w)

Kerja adalah suatu bentuk perpindahan energi antara sistem dan lingkungan di luar kalor.

Jika energi ( kalor dan kerja ) meninggalkan sistem diberi tanda negatif ( - ) sebaliknya jika
energi memasuki sistem diberi tanda positif ( + )

Sistem menerima kalor, q bertanda positif +
Sistem membebaskan kalor, q bertanda negatif -
Sistem melakukan kerja, w bertanda negatif -
Sistem menerima kerja, w bertanda positif +
Energi dalam ( E )

Energi dalam ialah jumlah energi yang dimiliki oleh suatu zat atau sistem dan dinyatakan denga
lambang E. Energi yang dimiliki oleh suatu zat atau sistem dapat digolongkan ke dalam energi
kinetik dan energi potensial.

Energi kinetik ialah energi yang berkaitan dengan gerakan molekul sistem

Energi potensial ialah energi yang tersimpan dalam setiap zat atau sistem

Nilai energi dalam ( E) tidak dapat di ukur, namun perubahan energi dalam dapat ditentukan
degan selisih antara energi-energi dalam produk ( Ep ) dengan energi pereaksi ( ER)

E = Ep − ER

ket:

Ep = energi produk

ER = energi pereaksi

Kalor ( q )

Kalor adalah energi yang berpindah dari sistem ke lingkungan atau sebaliknya. Perpindahan
kalor akan berlangsung hingga suhu diantara keduannya sama jumlah kalor dinyatakan dalam
satuan kalori ( kal ) atau joule ( J )

1 kal = 4,184 J

Jumlah kalor yang diserap atau dibebaskan oleh suatu zat atau suatu sistem dapat ditentukan
melalui percobaan yaitu dengan mengukur perubahan suhu yang terjadi pada zat atau sistem itu.:

q = m  c  t atau q = C  t

ket: q = jumlah kalor ( J )
Contoh :
m = massa zat ( g )
t = perubahan suhu ( T akhir – T awal ) ( 0C atau K )
c = kalor jenis ( Jg-1K-1 )
C = kapasitas kalor ( J K-1 )

❖ Berapa joule yang diperlukan untuk memanaskan 100 gram air dari 25 0C menjadi 1000C?
Kalor jenis air = 4,18 Jg-1 K-1
Jawab:

Diket: m = 100 gram

Tawal = 250C
Takhir = 1000C
c = 4,18 Jg-1K-1

Dit : q = ?

jawab: q = m  c  t

= 100g  4,18Jg −1 K −1  (100 − 25)K
= 31350J
= 31,35kJ

Hubungan antar energi dalam kalor dan kerja dirumuskan dalam hukum I termodinamika yang
disebut juga hukum kekekalan energi.secara matematika hukum I termodinamika dapat dinyatakan
sebagai berikut:

E = q + w

Contoh :

❖ Suatu sistem menyerap kalor sebanyak 100 kj dan melakukan kerja sebanyak 5 kj
.berapakah perubahan energi dalam sistem itu?

Jawab:
Sistem menyerap kalor ( q = +100kJ), tetapi sistem melakukan kerja maka w bertanda

negatif
( w = -5 kJ )
E = q + w = +100 kJ - 5 kJ = +95 kJ (energi dalam sistem bertambah sebesar 95 kJ)

Entalpi ( H ) dan Perubahan Entalpi (H )
Entalpi adalah jumlah dari semua bentuk energi dalam suatu zat dilambangkan dengan H.
Entalpi akan tetap konstan selama tidak ada energi yang masuk atau keluar dari zat besarnya entalpi
tidak dapat ditentukan, yang dapat ditentukan adalah perubahan entalpi (H ) . Perubahan entalpi
adalah perubahan kalor yang yang terjadi dalam suatu reaksi kimia. (H ) merupakan selisih antara
entalpi produk dengan entralpi reaktan yang dirumuskan dengan;

H = Hp − HR

Berdasarkan entalpinya reaksi dapat dibedakan menjadi 2 jenis yaitu:

Reaksi endoterm adalah reaksi yang menyerap kalor dari lingkungan ke sistem, sehingga
kalor dari sistem akan bertambah maka H = + artinya Hp lebih besar dari HR . Reaksi
endoterm : H = Hp − HR 0

kalor kalor

sistem

Reaksi endoterm dapat dinyatakan dengan diagram tingkat energi sebagai berikut:
H................ P

……. R

reaksi endoterm

Contoh :

CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) H = +178,5kJ

Bentuk diagram tingkat energinya:

H CaO(s) + CO2(g)

CaCO3(s)
reaksi endoterm

Reaksi eksoterm adalah reaksi yang melepaskan kalor dari sistem ke lingkungan sehingga
kalor dari sistem akan berkurang maka H = − , artinya H p lebih besar dari HR
Reaksi eksoterm: H = Hp − HR 0

sistem kalor
Kalor

Reaksi eksoterm dapat dinyatakan dengan diagram tingkat energi sebagai berikut:

H. R

P

Contoh : reaksi eksoterm
C(s) + O2(g) CO2(g) H = −393,5kJ

Bentuk diagram tingkat energinya:
C(s) + O2(g)

CO2(g)

reaksi eksoterm

Persamaan termokima
Persamaan termokimia adalah persamaan reaksi yang dilengkapi dengan harga perubahan
entalpi ( H ) .

Nilai H yang dituliskan pada persamaan termokimia disesuaikan dengan stoikiometri reaksi
artinya jumlah mol zat yang terlihat dalam reaksi sama dengan koefisien reaksinya.

Perubahan entalpi reaksi yang di ukur pada temperature 297 K (250C) dan tekanan 1 atm
disepakati sebagai perubahan entalpi standar ( H 0)

Contoh :

❖ Reaksi karbon dan gas hidrogen membentuk 1 mol gas etuna (C2H2) pada temperatur 25 0C
dan tekanan 1 atm membutuhkan kalor 226,8 kJ. Tulislah persamaan termokimianya!
Jawab:

2C(s) + H2(g) C2H2(g) H 0=+226,8 kJ

kata “membentuk”menyatakan bahwa reaksi tergolong endoterm sehingga H 0 = +226,8 kJ

( jika koefisien reaksi dikalikan dua maka harga H 0 reaksi juga harus dikalikan dua).

Jenis-jenis perubahan entalpi standar
Entalpi pembentukan standar (∆H0f= Standard Enthalpy of Formation)

Entalpi pembentukan standar adalah perubahan entalpi pada pembentukan 1 mol senyawa
(temperatur 298 K dan tekanan 1 atm ) unsur-unsur harus dalam bentuk yang paling stabil.

Hal yang perlu di perhatikan pada perubahan entalpi pembentukan standar adalah senyawa
yang dibentuk hanya 1 mol, persamaan boleh mengandung koefisien pecahan.

Contoh :Pada pembentukan 2 gram C2H5OH (l) dibebaskan 12,07 kJ

- tentukanlah entalpi pembentukan etanol

- tulislah persamaan termokimia pembentukan etanol

(Ar H=1, C=12, O=16 )

Jawab:

- pada pembentukan 2 gram etanol di bebaskan 12,07 kJ berarti entalpi pembentukan etanol
= -12,07 kJg-1

massa molar etanol = 46 gmol-1

jadi entalpi pembentukan 2 gram etanol

= -12,07 kJg-1  46 gmol-1

= -555,22 kJmol-1

maka persamaan termokimia:

2C(s) + 3H2(g) + 1/2O2 C2H5OH(l) H = -277,7 Kj

Entalpi penguraian standar ( H 0d= Standard Enthalpy of Dissociation)
Entalpi penguraian standar adalah perubah entalpi pada penguraian 1 mol senyawa menjadi
unsur-unsur pada keadaan standar.

Entalpi penguraian merupakan kebalikan dari entalpi pembentukan

Contoh:

❖ Tulislah persamaan termokimia pada entalpi penguraian jika diketahui H 0 C2H5OH(l) =
f

-277,7 kJ/mol

Jawab:

2C(s) + 3H2(g) + 1/2O2 C2H5OH(l) H = -277,7 kJ (entalpi pembentukan)

C2H5OH(l) 2C(s) + 3H2(g) + 1/2O2 H = +277,7 kJ (entalpi penguraian)

Entalpi pembakaran standar ( H 0c= Standard Enthalpy of Combustion)
Entalpi pembakaran standar adalah perubahan entalpi pada pembakaran sempurna 1 mol unsur
atau senyawa dalam keadaan standar.

Pembakaran C CO2
Pembakaran H H2O
Pembakaran S SO2
Contoh:

❖ Tulislah persamaan termokimia dari entalpi pembakaran glukosa C6H12O6(s) adalah -2803
kJ/mol
Jawab:

C6H12O6(s) + 6O2(g) 6CO2(g) + 6 H2O(l) H 0c= -2803 kJ/mol

Berbagai entalpi molar lain
Selain entalpi molar yang telah dibahas masih terdapat berbagai entalpi molar lain seperti:

❖ entalpi penetralan adalah perubahan entalpi pada penetralan asam (H+) oleh basa
(OH-) membentuk 1 mol air

❖ entalpi peleburan adalah perubahan entalpi pada perubahan 1 mol zat dari bentuk
padat menjadi bentuk cair pada titik leburnya.

❖ Entalpi pelarutan adalah perubahan entalpi pada pelarutan 1 mol zat.
Semua entalpi molar dinyatakan dalam kJmol-1

Penentuan Harga Perubahan Entalpi dengan Kalorimeter
Kalorimeter adalah suatu alat untuk mengukur jumlah kalor yang diserap atau dibebaskan
sistem.

Data H reaksi yang terdapat pada tabel-tabel pada umumnya ditentukan secara kalorimetris.
Kalorimeter sederhana dapat disusun dari dua buah gelas plastik ( bahan nonkonduktor ) ,
sehingga jumlah kalor yang di serap atau yang dibebaskan ke lingkungan dapat diabaikan.

Jumlah kalor yang diserap atau dilepaskan larutan dapat ditentukan dengan mengukur
perubahan temperaturnya.

Jumlah kalor yang diserap atau dilepaskan dirumuskan sebagai berikut:

q = m  c  T H = Q

larutan mol

qkalorimeter = C  T Q=q
t = T

ket: q = jumlah kalor (J)
m = massa larutan di dalam kalorimeter9g)
c = kalor jenis larutan di dalam kalorimeter (Jg-1K-1 atau Jg-10C-1)
C = kapasitas kalor dari bom kalorimeter (JK-1 atau J0C-1)
T = perubahan suhu larutan (kalorimeter) (0C atau K )

Oleh karena tidak ada kalor yang terbuang ke lingkungan maka kalor reaksi sama dengan kalor
yang di serap atau dibebaskan oleh larutan dan kalorimeter tetapi tandanya berbeda.

qreaksi = - (qlarutan + q kalorimeter )

Contoh :

❖ Pada reaksi 25 ml HCl 1 M dengan 50ml NaOH 0,5 M terjadi kenaikan temperatur dari 00C
menjadi 300C. Jika kalor jenisnya = 4,2 J/g0C dan massa jenisnya 1 gr/ml. Berapa besarnya
perubahan entalpi reaksi itu dan tulis persamaan termokimia reaksi tersebut?
Jawab:

Mol HCl = M X V = 1 X 25ml = 25 mmol = 0,025 mol

Mol NaOH = M X V = 0,5 X 50ml = 25 mmol = 0,025 mol

Massa total =  Vtotal = 1 gr/ml X ( 25 ml + 50 ml ) = 75 gr

Q = m  c  

= 75gr X 4,2 J/g0C X (3-0)0C
= 75gr X 4,2 J/g0C X 30C = 945 J

 = Q = 945J = 37800 jmol−1
mol 0,025mol

= 37,8Kjmol−1

Karena reaksi di atas adalah reaksi eksoterm (terjadi kenaikan temperatur), maka
reaksi = −37,8Kjmol−1

Persamaan termokimianya:

NaOH(aq) + HCl(aq) NaCl(aq) + H2O(l)

Penentuan Harga Perubahan Entalpi dengan Menggunakan Hukum Hess
Pada th 1840 Hendri Germain Hess menyatakan bahwa perubahan entalpi reaksi hanya
tergantung pada keadaan awal dan keadaan akhir, tidak bergantung pada jalanya reaksi. Pernyataan
ini dikenal dengan hukum Hess.

Kegunaan hukum Hess adalah untuk menghitung harga  yang su kar diperoleh melalui
percobaan.

Hukum hess dapat dinyatakan dalam 3 bentuk yaitu:

Diagram siklus ΔH1 = -394 kJ
C(s) + 1⁄2O2(g)
CO2(g)

ΔH2 = -111 kJ ΔH3 = -283 kJ

CO(s)+ 1⁄2O2(g)

ΔH1 =ΔH2 + ΔH3

Diagram tingkat energi

C(s) + 1⁄2O2(g)
0

-111 ΔH1 = -394 kJ ΔH2 = -111 kJ
CO(s)+ 1⁄2O2(g)

-394 ΔH3 = -283 kJ

CO2(g)

Persamaan Reaksi
Cara ini dipakai jika diagram atau siklusnya tidak diketahui. Pemakaian cara ini memerlukan ketelitian

dalam menentukan apakah suatu reaksi tetap, dibalik atau dikalikan karena akan mempengaruhi hasilnya.

Contoh :

❖ Diket: ∆H = -537 kJ (reaksi tetap, di kali 2)
H2(g) + F2(g) → 2HF(g)

C(s) + 2F2(g) → CF4(g) ∆H = -680 kJ (reaksi tetap, di kali 2)

2C(s) + 2H2(g) → C2H4(g) ∆H = 52,3 kJ (reaksi di balik)

Tentukanlah entalpi reaksi:

C2H4(g) + 6F2(g) → 2CF4(g) + 4HF(g) ∆H = ?

Jawab:

2H2(g) + 2F2(g) → 4HF(g) ∆H = -1074 kJ

2C(s) + 4F2(g) → 2CF4(g) ∆H = -1360 kJ

C2H4(g) → 2C(s) + 2H2(g) ∆H = -52,3 kJ

+

C2H4(g) + 6F2(g) → 2CF4(g) + 4HF(g)∆H = -2486,3 kJ

Penentuan Harga Perubahan Entalpi Reaksi dengan Menggunakan Data Entalpi
Pembentukan Standar (ΔH0f)
Apabila dalam suatu reaksi diketahui entalpi pembentukan standar senyawa-senyawa yang ikut
bereaksi maka perubahan entalpi reaksi tersebut dapat dicari.

Secara umum, untuk reaksi :

m AB + n CD p AD + q CB ΔH = ?

ΔH = [ p x ΔHof AD + q x ΔHof CB] – [ m x ΔHof AB + n x ΔHof CD]

atau

-ΔH= Ʃ ΔHofproduk Ʃ ΔHofreaktan

Contoh :
❖ Tentukanlah entalpi pembakaran gas etana, jika diketahui
∆H0f C2H6(g) = -84,7 kJmol-1

∆H0f CO2(g) = -393,5 kJmol-1

∆H0f H2O(l) = -285,8 kJmol-1

Jawab:

Reaksi pembakaran gas etana:
C2H6(g) + 7/2O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(l)

∆H reaksi = ( 2. ∆H0f CO2(g) + 3. ∆H0f H2O(l) ) – (∆H0f C2H6(g) + 7/2∆H0f O2(g) )
∆H reaksi = { 2mol × -393,5 kJmol-1 + 3mol × -285,8 kJmol-1} –

{ 1mol × -84,7 kJmol-1 + 7/2mol × 0 kJmol-1 }
= { -787,0 kJ + (-857,4 kJ)} – { (-84,7 kJ + 0 kJ }

= -1644,4 kJ + 84,7 kJ

= -1559,7 kJ

Jadi perubahan entalpi pembakaran 1 mol gas etana = -1559,7 kJ

Penentuan Harga Perubahan Entalpi Reaksi dengan Menggunakan Data Energi Ikatan
Untuk memutuskan suatu ikatan kovalen diperlukan energi. Energi ikatan didefenisikan
sebagai energi yang diperlukan untuk memutuskan 1 mol ikatan dari suatu molekul dalam
wujud gas. Energi ikatan dinyatakan dalam kilojoule permol (kJ mol-1) dengan lambang D.

Besarnya energi ikatan diperoleh dari kalor pengatoman .misalnya dalam metana energi ikatan

C-H adalah seperempat dari entalpi pada proses CH4→ C(g) + 4H(g)

Energi ikatan dapat dihitung dari entalpi pembentukan standar untuk senyawa itu dan dari
entalpi pengatoman unsur-unsurnya energinya yang dihitung dengan cara ini disebut dengan energi
ikatan rata-rata.

CH4(g)→ C(g) + 4H(g) ∆H0 = 74,8 kJ

Jadi, energi ikatan C-H = ¼ ×74,8 kJ = 18,7 kJ

Reaksi kimia terjadi karena adanya pemutusan ikatan dan pembentukan ikatan yang baru.
Ikatan-ikatan pada reaktan akan putus dan terjadi ikatan yang baru pada produk.

Sehingga,
∆H = Ʃ energi pemutusan pada pereaksi - Ʃ energi pembentukan produk
∆H = Ʃ pereaksi - Ʃ produk

Tabel. Energi Ikatan Rata-rata.

Ikatan Energi Ikatan Energi Ikatan Energi
( kJmol-1 ) ( kJmol-1 ) ( kJmol-1 )
H-H 435 O-O 140 C=O 745
C-H 415 C-N 305 C=N 615
N-H 390 C-O 360 N=O 594
O-H 464 C-Cl 330 N=N 418
Cl-H 431 Cl-Cl 240
Br-H 370 Br-Br 195
I-H 300 I-I 150
C-C 350 O=O 498
N-N 160 C=C 611

Contoh :

❖ Perubahan entalpi untuk reaksi CH2 = CH2 + H2O → CH3CH2OH adalah

Jawab:

HH HH

H C=C H + H O H HC C O H

HH

Energi pemutusan: Energi pembentukan:

C-H = 4 × 415 kJmol-1 C-H = 5 × 415 kJmol-1

O –H = 2 × 464 kJmol-1 O-H = 1 × 464 kJmol-1

C =C = 1 × 611 kJmol-1 C-C = 1 × 350 kJmol-1

+ C-O = 1 × 360 kJmol-1

= 3199 kJmol-1 +

= 3249 kJmol-1

∆H = ∆H pemutusan ikatan - ∆H pembentukan ikatan

= 3199 kJmol-1 – 3249 kJmol-1

= -50 kJmol-1

LAJU REAKSI

Banyak reaksi di sekitar kita yang berlangsung cepat, sedang, dan juga lambat, bahkan sangat
lambat. Reaksi kimia berlangsung dengan kecepatan yang berbeda-beda. Contoh reaksi yang terjadi
dalam kehidupan sehari-hari Misalnya, petasan yang dinyalakan berlangsung dengan cepat, Proses
perkaratan besi, pematangan buah di pohon, dan fosilisasi sisa organisme merupakan peristiwa-
peristiwa kimia yang berlangsung sangat lambat.

Dapatkah saudara menyebutkan contoh lain dalam kehidupans
ehari-hari hari yang berlangsung sangat cepat, sedang, ataupun
lambat…….???

Cepat dan lambat merupakan kata-kata yang menunjukkan kecepatan atau laju. Laju
merupakan ukuran perubahan sesuatu yang terjadi dalam satuan waktu. Cepat lambatnya suatu
reakasi berlangsung disebut dengan istilah laju reaksi.

A. Konsentrasi dan Molaritas.

Dalam melakukan percobaan di laboratorium, seringkali reaksi yang dilakukan dalam
bentuk larutan. Satuan konsentrasi larutan yang umum digunakan adalah molaritas (M). Larutan
dengan konsentrasi 1 M artinya di dalam 1 L larutan tersebut terdapat 1 mol zat terlarut Secara
matematis, hubungan antara molaritas dengan mol dan volum larutan ditulis sebagai berikut.

mol zat terlarut 1000 mL
M =
atau M =

Contoh :
1. Berapa kemolaran dari 0,4 mol H2SO4 dalm 2 liter larutan?

Jawab :


M =

= 0,4 = 0,2 mol L-1

2L
2. 0,02 mol HCl dimasukkan ke dalam air hingga volumnya menjadi 250 mL. Tentukan konsentrasi

HCl dalam larutan tersebut!

Jawab
Diketahui :
Mol (n) HCl = 0,02

V = 250 mL

Ditanya : M HCl............... ?

Penyelesaian :

1.000
M HCl = 0,02 250 −1 = 0,08 mol −1

Cob asaudara kerjakan latihan soal dibawah ini…..!!!

1. Berapa kemolaran dari 2,8 gram KOH dalam 200 mL larutan? (Mr KOH=56)
2. 4 gram NaOH dilarutkan ke dalam air hingga volumnya menjadi 500 mL. Tentukan konsentrasi

NaOH dalam larutan tersebut! (Mr NaOH = 40).
3. Berapakah molaritas H2SO4 1 M yang dibutuhkan untuk membuat 250 mL larutan H2SO40,1 M!
B. Pengertian Laju Reaksi

Reaksi kimia selalu berkaitan dengan perubahan dari suatu pereaksi (reaktan) menjadi hasil
reaksi (produk).

Pereaksi (reaktan) → Hasil reaksi

Laju reaksi adalah berkurangnya jumlah reaktan atau bertambahnya jumlah produk dalam satuan
waktu

Satuan dari jumlah zat bermacam-macam, misalnya gram, mol, atau konsentrasi. Sebagai
contoh, apabila kita akan mengamati laju reaksi dari pembakaran kertas, kita dapat menghitung
berapa gram kertas yang terbakar dalam satuan waktu.

Laju reaksi dapat dinyatakan sebagai berkurangnya jumlah (konsentrasi) pereaksi per satuan
waktu atau bertambahnya jumlah (konsentrasi) hasil reaksi per satuan waktu.

Gambar Grafik hubungan perubahan konsentrasi terhadap waktu

Berdasarkan grafik gambar diatas jumlah konsentrasi reaktan sementara berkurang maka
laju reaksinya adalh berkurangnya jumlah konsentrasi R persatuan waktu. Oleh karena itu
dirumuskan:

−∆ [ ]
V=

∆t

Keterangan :

-∆[R] = berkuranganya konsentrasi reaksi
∆t = perubahan waktu

V = laju reaksi

Berdasarkan grafik gambar diatas, dapat pula dibaca bahwa jumlah konsentrasi produk
semakin bertambah maka laju reaksinya adalah bertambahnya jumlah konsentrasi R persatuan
waktu. Oleh karena itu, dirumuskan :

+ ∆ [ ]
V=

∆t
Keterangan : +∆[R] = bertambahnya konsentrasi reaksi
C. Faktor-faktor yang mempengaruhi laju reaksi

Mengapa gula lebih mudah larut dalam air panas ...... ?

Suhu merupakan salah satu faktor yang mempengaruhi kelarutan zat. Suhu juga merupakan
faktor yang mempengaruhi laju reaksi. Faktor lain yang mempengaruhi laju reaksi adalah luas
permukaan, konsentrasi, dan katalis.

a. Konsentrasi

Untuk beberapa reaksi baik reaksi dalam fasa gas, cair ataupun padat kenaikan konsentrasi
meningkatkan laju reaksi. Larutan dengan konsentrasi yang besar (pekat) mengandung partikel yang
lebih rapat, jika dibandingkan dengan larutan encer. Semakin tinggi konsentrasi berarti semakin
banyak molekul-molekul dalam setiap satuan luas ruangan, akibatnya tumbukan antar molekul
makin sering terjadi dan reaksi berlangsung semakin cepat. Contoh reaksi antara asam klorida yang
ditambahkan pada natrium tiosulfat, endapan kuning terbentuk yang menunjukkan pembentukkan
belerang.

Na2S2O3(aq) + 2 HCl(aq) 2 NaCl(aq) + H2O(l) + S(s) + SO2(g)

Jika larutan natrium tiosulfat dibuat semakin encer, pembentukkan endapan semakin
membutuhkan waktu yang lama. Dengan asumsi bahwa reaksi terjadi antara dua partikel karena
terjadinya tumbukan, tumbukan yang menghasilkan reaksi disebut tumbukan efektif. Ini berlaku
untuk reaksi pada fasa apapun, baik untuk fasa gas, cair atau pun padat. Jika konsentrasi tinggi
maka kemungkinan terjadinya tumbuk-an semakin banyak.

Perbandingan laju reaksi antara pita Magnesium dengan (A) HCl 1 M, dan (B) HCl 0,5 M

Anggaplah pada suatu waktu kamu punya satu juta partikel yang memiliki cukup energi
untuk mengatasi energy aktivasinya sehingga dapat bereaksi, atau E>Ea. Jika kamu punya 100 juta
maka akan bereaksi 100 juta, maka hasil reaksi biasanya mengikuti kelipatan zat pereaksi yang
ditambahkan.

Gambar Pengaruh konsentrasi pada jalan reaksi

Semakin tinggi konsentrasi suatu larutan, makinbesar lajureaksinya

b. Luas Permukaan

Jika kita gunakan padatan dalam bentuk serbuk biasanya hasil reaksi akan lebih cepat
diperoleh. Hal itu dikarenakan zat dalam bentuk serbuk memiliki luas permukaan yang lebih besar.
Memperbesar luas permukaan padatan akan meningkatkan peluang terjadinya tumbukan.
Bayangkan sebuah reaksi antara logam magnesium dan asam klorida encer. Reaksi akan mencakup
tumbukan antara atom magnesium dan ion hidrogen.

Mg(s)+ 2 H+(aq) Mg2+(aq) + H2(g)

Suatu zat akan bereaksi apabila bercampur dan bertumbukan. Pada pencampuran reaktan
yang terdiri dari dua fasa atau lebih, tumbukan berlangsung pada bagian permukaan zat. Padatan
berbentuk serbuk halus memiliki luas permukaan bidang sentuh yang lebih besar daripada padatan
berbentuk lempeng atau butiran. Semakin luas permukaan partikel, maka frekuensi tumbukan
kemungkinan akan semakin tinggi sehingga reaksi dapat berlangsung lebih cepat.

Pengaruh Kepingan pualam terhadap Laju Reaksi

Lajureaksi berbandinglurus dengan luas permukaan reaktan

c. Temperatur
c. Temperatur
Pada umumnya reaksi akan berlangsung dengan semakin cepat jika dilakukan dengan
pemanasan. Pemanasan berarti penambahan energi kinetik partikel sehingga partikel akan bergerak
lebih cepat, akibatnya tumbukan yang terjadi akan semakin sering. Tumbukan akan menghasilkan
hasil reaksi jika partikel yang bertumbukan memiliki energi yang cukup untuk melakukannya.
Setiap partikel selalu bergerak. Dengan naiknya suhu, energi gerak (kinetik) partikel ikut meningkat
sehingga makin banyak partikel yang memiliki energi kinetik di atas harga energi aktivasi (Ea).

Jika temperature dinaikkan makagerakan partikel-partikel zat akan
semakin cepat sehingga proses laju reaksi semakin cepat

d. Katalis
Katalis adalah zat yang dapat memperbesar laju reaksi, tetapi tidak mengalami perubahan
kimia secara permanen, sehingga pada akhir reaksi zat tersebut dapat diperoleh kembali. Katalis
mempercepat reaksi dengan cara menurunkan harga energy aktivasi (Ea).

Katalisis adalah peristiwa peningkatan laju reaksi sebagai akibat penambahan suatu katalis.
Meskipun katalis menurunkan energi aktivasi reaksi, tetapi ia tidak mempengaruhi perbedaan energi
antara produk dan pereaksi. Dengan kata lain, penggunaan katalis tidak akan mengubah entalpi
reaksi. Untuk meningkatkan laju reaksi kamu perlu meningkatkan jumlah tumbukan yang efektif
sehingga menghasilkan reaksi.

Dengan adanya katalisa makalaju reaksi akan semakin cepat

D. Persamaan Laju Reaksi dan Orde Reaksi
Persamaan laju reaksi menyatakan hub kuantitatif antara laju reaksi dengan kosentrasi
Secara umum rumus laju reaksi :
mA + nB → pC + qD
Persamaan laju reaksi secara umum di tulis
V = K [A]x . [B]y
V = persamaan laju reaksi
K = konstanta
[A] = kosentrasi zat A
[B] = kosentrasi zat B
X = orde reaksi zat A
Y = orde reaksi terhadap zat B

Orde reaksi merupakan suatu bilangan pangkat konsentrasi pada persamaan laju reaksi. Nilai
orde reaksi tidak selalu sama dengan koofisien reaksi zat yang bersangkutan.Orde reaksi ada 3 :

I. Reaksi berorde 0
→ laju reaksi tidak dipengaruhi kosentrasi pereaksi

Contoh :
a. Pada percobaan A → B

Persamaan [A]mol/L V1 mol/dtk
1 0,1 2
2 0,2 2,01
3 0,3 2

b. Persamaan laju reaksinya V = K[A]0
V=K

c. diagram hub V dengan ∆[ ]

↑V

→ [A]

II. Reaksi Berorde 1
→ laju reaksi sebanding / berbanding kurus dengan kosentrasi peraksi
Contoh
a. Data percobaan R → P
Persamaan [R]mol/L V1 mol/dtk
1 0,1 2
2 0,3 6
3 0,4 8
b. Persamaan laju reaksi V = K [R]1
c. Grafik

↑V

→[R]

III. Reaksi Berode 2
→ laju reaksi sebanding dengan ∆[ ]
a. Data percobaan R → P

Persamaan [R]mol/L V1 mol/dtk
1 0,1 1
2 0,3 4
3 0,4 9

b. Persamaan laju reaksi V = [R]2
c. Grafik

↑V

→ [R]

Contoh soal [C]mol/L V1 mol/dtk
A2 + 2C → 2AC 0,1 2
Data percobaan 0,2 8
Persamaan [A]mol/L 0,2 16
1 0,1
2 0,1
3 0,2

Tentukan a. orde A dan C

b. orde reaksi

c. persamaan laju reaksi

d. nilai dan satuan k

e. V jika [A] = 0,25 M [C] = 0,75 M

Jawab

a. Orde A

Ambil 2 data pada saat [A] berubah [C] tetap, lihat data 2 & 3

2 = [ ] [ ]
3 [ ] [ ]

8 = [0,1] [0,1]
16 [0,2] [0,1]

8 = [0,1]
16 [0,2]

1 = ( 1 )x

22

X=1

Orde B

Ambil data saat [A] tetap [C] beruba, lihat data 1 & 2

1 = [ ] [ ]
2 [ ] [ ]

2 = [0,1] [0,1]
8 [0,1] [0,2]

2 = [0,1]
8 [0,2]

2 = ( 1 )y → Y = 2

82

b. Orde reaksi = 1 + 2 = 3

c. Persamaan V = [A] [C]2

d. Nilai k

Ambil data 1 dan 2
V = k [A] [C]2
2 = k [0,1] [0,1]2

k = 2 /
10−3 3

= 2.10-2 mol -2 s-1

e. V = k [A] [C]2
= 2.10-3 [0,25] [0,75]2
=………

Coba saudara kerjakan latihansoal dibawah ini…..!!!

Diketahui persamaan reaksi:
K + L → KL
Persamaan [K]mol/L [L]mol/L Vmol/dtk
1 0,05 0,40 2
2 0,20 0,40 8
3 0,40 0,80 32
Tentukan: a. orde K & L

b. orde reaksi
c. pers laju reaksi
d. nilai k
e. V jika [K] = 0,5 dan [L] = 0,4

KESETIMBANGAN KIMIA

A. Kesetimbangan Dinamis

Reaksi kesetimbangan adalah reaksi yang berlangsung secara dua arah atau reaksi

bolak-balik (reversibel) dengan notasi ( )

Perhatikan reaksi pembentukan gas amonia (NH3) dari gas nitrogen (N2) dan gas
hidrogen (H2).

N2 (g) + 3H2 (g )2NH3 (g)

Ketika bereaksi, konsentrasi gas N2 dan gas H2 semakin lama semakin berkurang, tetapi
konsentrasi gas NH3 semakin bertambah.

Konsentrasi (mol.L-1)

kesetimbangan
N2
H2

NH3

Waktu (det

Pada reaksi penguraian gas NH3 menjadi gas N2 dan gas H2, persamaan reaksinya
ditulis sebagai berikut.

2NH3 (g) N2 (g) + 3H2 (g)

Konsentrasi (mol.L-1)

kesetimbangan
NH3

H2
N2

Waktu (det)
Pada suatu saat, pembentukan NH3 dan penguraian NH3 memiliki laju reaksi yang

sama. Pada saat itulah tercapai suatu keadaan yang disebut kesetimbangan dengan grafik
sebagai berikut.

Laju reaksi (mol.L-1)

Kesetimbangan

N2 (g) H2 (g) NH3 (g)

NH3(g) N2 (g) + H2 (g)

Waktu (det)

Kesetimbangan pada suatu sistem reaksi terjadi ketika laju reaksi pembentukan sama

dengan laju reaksi penguraian. Jadi, persamaan reaksi kesetimbangan gas NH3ditulis

sebagai berikut.

N2 + 3H2 2NH3

Setelah keadaan setimbang tercapai, kedua laju reaksi sama (V1 = V2). Dengan kata

lain, laju reaksi ke kanan sama dengan laju reaksi ke kiri. Jadi, reaksi

kesetimbanganberlangsung secara dinamis yaitu reaksi berlangsung secara terus-

menerus (tanpa henti) dengan konsentrasi zat bergantung pada arah reaksinya secara

mikroskopis.

B. Kesetimbangan Homogen dan Heterogen

Berdasarkan fase reaktan dan produk suatu reaksi, kesetimbangan dibedakan menjadi 2

(dua) macam, yaitu :

1. Kesetimbangan Homogen

Kesetimbangan homogen adalah reaksi kesetimbangan yang memiliki fase reaktan dan

produk sama.

Contoh : N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3 (g)

2NO2 (g) N2O4 (g)

Fe+3(aq) + CNS-(aq) Fe(CNS)2(+aq)

2. Kesetimbangan Heterogen

Kesetimbangan heterogen adalah reaksi kesetimbangan yang memiliki fase reaktan dan

produk berbeda.

Contoh : CaCO3 (s ) CaO (s) + CO2 (g)

BaSO4 (s) Ba2+(aq) + SO42-(aq)

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

C. Tetapan Kesetimbangan

Pada suhu tetap, dalam suatu reaksi kesetimbangan terdapat hubungan antara konsentrasi
pereaksi (reaktan) dengan konsentrasi hasil reaksi (produk) terhadap tetapan kesetimbangan
(K).

Dalam suatu kesetimbangan kimia berlaku hukum Kesetimbangan yang dikenal juga
dengan hukum Aksi Massayang dikemukakan oleh Cato Maximillian Guldberg dan Peter
Waage.
“Dalam keadaan setimbang pada suhu tertentu, hasil kali konsentrasi hasil reaksidibagi

dengan hasil kali konsentrasi pereaksi yang ada dalam sistem kesetimbanganyang
masing-masing dipangkatkan dengan koefisiennya mempunyai harga tetap.”

Hasil bagi tersebut dinamakan tetapan kesetimbangan (K). Jadi harga tetapan
kesetimbangan berdasarkan konsentrasi (Kc) adalah hasil kali konsentrasi zat-zat hasil reaksi
dibagi dengan hasil kali konsentrasi pereaksi yang masing-masing zat dipangkatkan dengan
koefisiennya. Perhitungan harga tetapan kesetimbangan tergantung dari jenis reaksinya.

1. Kesetimbangan Homogen

Perhatikan reaksi berikut.

aA + bB cC + dD

[C]c.[D]d
Jadi, harga Kc = ___ _ __

[A]a.[B]b

Perhatikan tabel berikut. Harga Kc
Reaksi Kesetimbangan
[NH3]2
N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3 (g) Kc = __ _ _ _

[N2].[H2]3

2NO2 (g) N2O4 (g) [N2O4]
Kc = __ _ __
Fe3+ + CNS- Fe(CNS)2+
[NO2]2
(aq) (aq) (aq)
[Fe(CNS)2+]
Kc = __ _ _ _ _

[Fe3+ ].[CNS-]

2. Kesetimbangan Heterogen

Pada kesetimbangan heterogen, zat-zat yang berada pada keadaan setimbang

memiliki fase yang berbeda. Pada kesetimbangan heterogen, fase zat yang berpengaruh

dalam penentuan Kc atau dalam pergeseran kesetimbangan adalah sebagai berikut :
a. Jika terdapat fase gas (g) dan fase padat (s), yang menentukan harga Kc adalah

fase gas (g).

Contoh : CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g) Kc = [CO2]

b. Jika terdapat fase gas (g) dan fase cair (l), yang menentukan harga Kc adalah fase gas

(g).

Contoh : H2O (l) H2O (g)

Kc = [H2O]

c. Jika terdapat fase larutan (aq) dan fase cair (l), yang menentukan harga Kc adalah fase

larutan (aq)

Contoh : CH3COOH (aq) + H2O (l) CH3COO- (aq) + H3O+ (aq)

CH3COO-].[ H3O+]
Kc= _____ _ _ _ _ _ __

[CH3COOH]

d. Jika terdapat fase larutan (aq) dan fase padat (s), yang menentukan harga Kc

adalah fase larutan (aq).

Contoh : BaSO4 (s) Ba2+(aq) + SO42-(aq)

Kc = [Ba2+].[SO42-]

e. Jika terdapat fase gas (g), fase cair (l) dan fase padat (s), yang menentukan harga Kc

adalah fase gas (g).

Contoh : Ca(HCO3)2 (aq) CO3 (s) + CO2 (g) + H2O(l)

Kc = [CO2]

D. Pergeseran Kesetimbangan

Keadaan setimbang pada suatu sistem merupakan keadaan stabil jika tidak ada pengaruh
dari luar sistem. Jika diberikan suatu pengaruh (aksi) terhadap kesetimbangan, sistem tersebut
akan bergeser menuju kesetimbangan yang baru.

Henry Louis Le Chatelier (Perancis) mengemukakan Hukum
PergeseranKesetimbangan yang dikenal dengan nama Azas Le Chatelier. Menurut Azas Le
Chatelier :

Jika terhadap suatu sistem kesetimbangan dilakukan suatu tindakan (aksi),
sistem kesetimbangan tersebut akan mengalami perubahan (pergeseran)
yang cenderung mengurangi pengaruh aksi tersebut.

Faktor-faktor yang dapat mempengaruhi kesetimbangan tersebut adalah :
1. Pengaruh Konsentrasi

Jika salah satu zat konsentrasinya ditambah (diperbesar),makareaksi
kesetimbangan akan bergeser dari arah zat yang ditambah tersebut.

Contoh :2A + B 3C + D

● Jika konsentrasi A atau B ditambahkan ke dalam sistem, maka kesetimbangan akan

bergeser ke kanan (bergeser dari arah A dan B ke arah C dan D) sehingga

konsentrasi zat C dan D akan bertambah sampai tercapai kesetimbangan yang baru.

Jika salah satu zat konsentrasinya dikurangi (diperkecil),maka reaksi
kesetimbangan akan bergeser kearah zat yang dikurangi tersebut.

Contoh : 2A + B 3C + D

● Jika konsentrasi A atau B dikurangi dari dalam sistem, maka kesetimbangan akan

bergeser ke kiri (bergeser ke arah A dan B) sehingga konsentrasi zat A dan B akan

bertambah sampai tercapai kesetimbangan yang baru.

2. Pengaruh Tekanan
Jika tekanan ditambah (diperbesar) (berarti volume diperkecil), makareaksi
kesetimbangan akan bergeser kearah jumlah koefisien (mol) lebih kecil.

Contoh : 2A + B 3C + D

● Jika tekanan ditambahkan ke dalam sistem, maka kesetimbangan akan bergeser ke

jumlah koefisien lebih kecil (yaitu ke arah kiri) bergeser ke A dan B, karena jumlah

koefisien kiri lebih kecil, yaitu 2 + 1 = 3, sehingga konsentrasi zat A dan Bakan

bertambah sampai tercapai kesetimbangan yang baru.

Jika tekanan dikurang (diperkecil) (berarti volume diperbesar), maka reaksi
kesetimbangan akan bergeser kearah jumlah koefisien (mol) lebih besar.

: 2A + B 3C + D

● Jika tekanan dikurangidari dalam sistem, makakesetimbangan akan bergeser ke jumlah

koefisien lebih besar (yaitu ke arah kanan) (bergeser ke C dan D, karena jumlah

koefisienkanan lebih besar, yaitu 3 + 1 = 4),sehingga konsentrasi zat C dan D akan

bertambah sampai tercapai kesetimbangan yang baru.

3. Pengaruh Volume
Jika volume diperbesar (ditambah) (berarti tekanan diperkecil), maka reaksi
kesetimbangan akan bergeser kearah jumlah koefisien (mol) lebih besar.

Contoh : 2A + B 3C + D

● Jika volume ditambahkan ke dalam sistem, maka kesetimbangan akan bergeser ke

kanan (bergeser ke C dan D, karena jumlah koefisien kanan lebih besar, yaitu 3 +

1 = 4) sehingga konsentrasi zat C dan D akan bertambah sampai tercapai

kesetimbangan yang baru.

Jika volume diperkecil (dikurangi) (berarti tekanan diperbesar), maka reaksi
kesetimbangan akan bergeser kearah jumlah koefisien (mol) lebih kecil.

Contoh : 2A + B 3C + D

● Jika volume diperkecil dari dalam sistem, maka kesetimbangan akan bergeser ke

kiri (bergeser ke A dan B, karena jumlah koefisien kiri lebih kecil, yaitu 2 + 1 = 3)

sehingga konsentrasi zat A dan B akan bertambah sampai tercapai kesetimbangan

yang baru.

Catatan : jika jumlah koefisien kiri dan kanan sama, maka tekanan dan

volume tidakmempengaruhi terjadi pergeseran kesetimbangan

Contoh : A + 2B 3C

● jika tekanan/volume ditambah atau dikurangi dari dalam sistem, maka

kesetimbangan tidak akan bergeser atau tetap (karena koefisien kiri = koefisien

kanan).

4. Pengaruh Suhu

Jika suhu ditambah (diperbesar), maka reaksi kesetimbangan akan bergeser
kearah reaksi endoterm (∆H = +).

Contoh : 2A + B 3C + D ∆H = +

● Jika suhu ditambahkan ke dalam sistem, maka kesetimbangan akan bergeser ke

arah endoterm(bergeser ke Cdan D) sehingga konsentrasi zat C dan Dakan

bertambah sampai tercapai kesetimbangan yang baru.

Jika suhu dikurangi (diperkecil), maka reaksi kesetimbangan akan bergeser
kearah reaksi eksoterm (∆H = -).

Contoh : 2A + B 3C + D ∆H = -

● Jika suhu dikurangi dari dalam sistem, maka kesetimbangan akan

bergeser ke arah eksoterm (bergeser ke Cdan D) sehingga konsentrasi zat C dan

Dakan bertambah sampai tercapai kesetimbangan yang baru.

5. Pengaruh Katalis
Katalis tidak dapat menggeser kesetimbangan tetapi katalis dapat mempercepat
tercapainya kesetimbangan.

Contoh soal :

Diketahui persamaan reaksi kesetimbangan berikut ini.

2H2 (g) + O2 (g) 2H2O ∆H = - 484 kj (eksoterm)

Lengkapi tabel di bawah ini! Pergeseran Kesetimbangan
No Perlakuan

Konsentrasi H2 atau O2 ditambah ...............
1

Konsentrasi H2 atau O2 dikurangi ...............

Tekanan diperbesar ...............
2 ................

Tekanan diperkecil

Volume diperbesar ...............
3 ...............

Volume diperkecil

Suhu ditambah ...............
4 ................

Suhu dikurangi

Penyelesaian : Pergeseran Keterangan
No Perlakuan

Konsentrasi H2 atau O2 ditambah Ke arah H2O Dari arah zat yang

ditambah
1

Konsentrasi H2 atau O2 dikurangi Ke arah H2 atau O2 Ke arah zat yang

ditambah

Tekanan diperbesar Ke arah H2O Ke arah jml. koefisien
terkecil
2
Tekanan diperkecil Ke arah H2 atau O2 Ke arah jml. koefisien
terbesar

Volume diperbesar Ke arah H2 atau O2 Ke arah jml. koefisien
terbesar
3
Volume diperkecil Ke arah H2O Ke arah jml. koefisien
terkecil
Suhu ditambah
4 Ke arah H2 atau O2 Ke arah endoterm (kiri)

Suhu dikurangi Ke arah H2O Ke arah eksoterm (kanan)

Contoh soal :

Amonia (NH3) dibuat dengan mereaksikan gas nitrogen (N2) dan gas hidrogen (H2)

melalui proses Haber-Bosch dengan persamaan reaksi:

N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3 ∆H = -92 kj

Apa yang dapat dilakukan agar dihasilkan amonia (NH3) dalam jumlah maksimum?

Penyelesaian : 2NH3 ∆H = - 92 kj
Diketahui : Reaksi : N2 (g) + 3H2 (g)

Reaktan (kiri) Produk (kanan)

jumlah koefisien kiri = 4

jumlah koefisien kanan = 2
∆H = - 92 kj, berarti eksoterm (di sebelah kanan)

Ditanya : Yang dapat dilakukan agar dihasilkan amonia (NH3) dalam jumlah

maksimum?

Jawab : 1. Konsentrasi reaktan (kiri) ditambah

2. Tekanan ditambah(karena jumlah koefisien kanan lebih kecil)

3. Volume dikurangi(karena jumlah koefisien kanan lebih kecil)

4. Suhu dikurangi(karena kanan reaksi eksoterm)

E. Hubungan Kuantitatif Antara Pereaksi dengan Hasil Reaksi

1. Tetapan Kesetimbangan Berdasarkan Konsentrasi (KC)

Untuk reaksi kesetimbangan :

aA + bB cC + dD

maka :

Kc = [C]c[D]d
[A]a[B]b

Contoh soal :

Pada suhu tertentu terdapat reaksi kesetimbangan :

2SO3(g) 2SO2(g) + O2(g)

Jika pada keadaan setimbang terdapat 0,04M gas SO3, 0,02M gas SO2, dan

0,01M gas O2, tentukan harga KC!

Penyelesaian :

Diketahui : Setimbang : [SO3] = 0,04M

[SO2] = 0,02M
[O2] = 0,01M

Ditanya : KC = ...... ?

Jawab :

[SO2]2 [O2] (0,02)2(0,01)
= 2,5 x 10-3
KC = =
(0,04)2
[SO3]2

Jadi, KC = 2,5 x 10-3

Contoh soal :

Ke dalam wadah 1 liter dimasukkan 3 mol gas CO dan 3 mol gas H2O, sesuai dengan

reaksi kesetimbangan :

CO(g) + H2O(g) CO2(g) + H2(g)

Jika pada keadaan setimbang terdapat 0,5 mol gas CO2, tentukan harga KC!

Penyelesaian :

Diketahui : Volume = 1 L

Mula-mula : mol CO = 3 mol

mol H2O = 3 mol
Setimbang : mol CO2 = 0,5 mol

Ditanya : KC = ...... ?

Jawab :

CO(g) + H2O(g) CO2(g) + H2(g)

Mula-mula 3 mol 3 mol - -

Bereaksi 0,5 mol 0,5 mol 0,5 mol 0,5 mol

Setimbang 2,5 mol 2,5 mol 0,5 mol 0,5 mol

2,5 mol 2,5 mol

● [CO]setimbang = = 2,5M ● [H2O]setimbang = = 2,5M

1 liter 1 liter

0,5 mol 0,5 mol

● [CO2]setimbang = = 0,5M ● [H2]setimbang = = 0,5M
1 liter
1 liter

[CO2] [H2] (0,5M)(0,5M)

KC = = = 0,04

[CO][H2O] (2,5M)(2,5M)

Jadi, KC = 0,04

Contoh soal:

Tetapan kesetimbangan reaksi 2HCl(g) H2(g) + Cl2(g) adalah 0,16.

Jika 3 mol HCl dibiarkan terurai sampai terjadi kesetimbangan, tentukan jumlah mol

gas Cl2 pada saat kesetimbangan!

Penyelesaian :

Diketahui : KC = 0,16

Mula-mula : mol HCl = 3 mol

Ditanya : Mol HCl setimbang = ...... ?

Jawab :

2HCl(g) H2(g) + Cl2(g)

Mula-mula 3 mol - -

Bereaksi 2x mol x mol x mol
Setimbang (3 – 2x) mol x mol x mol

[H2] [Cl2] ( x) (x) x2
(0,4)2=
KC = 0,16 =
[HCl]2 ( 3 – 2x)2 (3 – 2x)

x x = 1,2 – 0,8x

0,4 =
(3 – 2x)

1,8x = 1,2 x = 0,67

Jadi, x = mol Cl2 = 0,67 mol

Contoh soal : C(g) adalah ⅛.
Tetapan kesetimbangan reaksi A(g) + B(g)

Tentukan jumlah mol zat A yang harus dicampur dengan 3 mol zat B dalam volume 1

liter untuk dapat menghasilkan 1 mol zat C pada kesetimbangan!

Penyelesaian :
Diketahui : KC = ⅛

Mula-mula : mol B = 3 mol

Volume = 1 L

Ditanya : Mol Amula-mula=.......?

Jawab :

A(g) + B(g) C(g)

Mula-mula x mol 3 mol -

Bereaksi 1 mol 1 mol 1 mol
1 mol
Setimbang (x – 1) mol 2 mol

(x – 1) mol

●[A] = = (x – 1)M

1L

2 mol =2M
●[B] =

1L

1 mol =1M
●[C] =

1L

[C] 1 1
KC = ⅛= ⅛=

[A][B] (x - 1)(2) (2– 2)

2x - 2 = 8
x=5
Jadi, x = mol Amula-mula = 5 mol

2. Tetapan Kesetimbangan Berdasarkan Tekanan Parsial (Kp)

Jika tekanan (P) masing-masing gas belum diketahui, maka untuk menghitung tekanan

gas tersebut digunakan rumus :

koefisien gas A mol gas A

Pgas A = x Ptotal atau Pgas A = x Ptotal

koefisien total gas mol total gas

Menurut persamaan reaksi :

m A(g)+ n B(g ) p C(g) + q D(g)

maka :

Kp = [PC]p[PD]q

[PA]m[PB]n
Contoh soal :

Pada reaksi kesetimbangan :

2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g)

Tekanan parsial masing gas SO2, O2, dan SO3 adalah 2 atm, 3 atm, dan 4 atm. Tentukan

harga Kp!

Penyelesaian :

Diketahui : Setimbang :
● P SO2= 2 atm
● P O2 = 3 atm
● P SO3 = 4 atm

Ditanya : Kp =...... ?

Jawab :

( PSO3)2 (4)2 16
=
Kp = = 12 = 1,33

( PSO2)2(P O2) (2)2.(3)

Jadi Kp = 1,33

Contoh soal :

Pada reaksi kesetimbangan :

N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)

Jika pada keadaan setimbang, tekanan total = 12 atm, tentukan harga Kp!

Penyelesaian :

Diketahui : Dalam keadaan setimbang :

Karena mol zat tidak diketahui, maka gunakan koefisien zat :
● koefisien gas N2 = 1
● koefisien gas H2 = 3 koefisien total = 1 + 3 + 2 = 6
● koefisien gas NH3 = 2
● P total = 12 atm

Ditanya : Kp =...... ?

Jawab :

koefisien N2 1
x 12 atm = 2 atm
● P N2= x P total =
6
koefisien total gas

koefisien H2 3

● P H2= x P total = x 12 atm = 6 atm

koefisien total gas 6

koefisien NH3 2

● P NH3 = x P total = x 12 atm = 4 atm

koefisien total gas 6

( P NH3)2 (4)2 16
= 0,037
Kp = ==
432
( P N2)(P H2)3 ( 2).(6)3

Jadi Kp = 0,037

Contoh soal :

10 mol gas 2SO3(g) mengalami reaksi kesetimbangan :

2SO3(g) 2SO2(g) + O2(g)

Jika pada keadaan setimbang, jumlah mol total gas = 12 mol dan tekanan total

= 6 atm, tentukan harga Kp!

Penyelesaian :
Diketahui : mula-mula : ● mol SO3 = 10 mol

dalam keadaan setimbang : ● mol total = 12 mol
● tekanan total = 6 atm

Ditanya : Kp =...... ?

Jawab :

Dimisalkan gas SO3 yang bereaksi = x mol

2SO3(g) 2SO2(g)+ O2(g)

Mula-mula 10 mol - -

Bereaksi x mol x mol ½x mol
½x mol
Setimbang (10 – x) mol x mol

mol SO3 + mol SO2 + mol O2 = mol total
(10 – x) + (x) + (½x) = 12

x=4
sehingga : mol SO3 = (10 – x) = (10 – 4) = 6 mol

mol SO2 = x = 4 mol
v mol O2 = ½x = ½ x 4 = 2 mol

mol SO3 6
● P SO3 =
x P total = x 6 atm = 3 atm
mol total gas
12
mol SO2
● P SO2 = 4
mol total gas
x P total = x 6 atm = 2 atm
mol O22
● P O2 = 12
mol total gas
x P total = x 6 atm = 1 atm
12

(P SO2)2(P O2) (2)2(1) 4
=
Kp = =
9
P(SO3)2 (3)2

4
Jadi,Kp =

9

3. Hubungan Kp dan Kc

Rumus : Kp = Kc ( R x T )(x-y)

Keterangan : Kp = tetapan kesetimbangan untuk tekanan
Kc = tetapan kesetimbangan untuk konsentrasi
R = tetapan gas (0,0823 L.atm.mol-1.K-1
T = suhu (K)
x = jumlah koefisien sebelah kanan (produk)
y = jumlah koefisien sebelah kiri (reaktan)

Contoh soal :

Dalam volume 2 L dimasukkan 5 mol gas PCl5 dan dibiarkan terjadi kesetimbangan

dengan persamaan reaksi :

PCl5(s) PCl3(g) + Cl2(g)

Jika pada keadaan setimbang, terdapat 2 mol Cl2 tentukan harga Kp pada pengukuran
suhu 27oC !

Penyelesaian :

Diketahui : Volume = 2 L
dalam keadaan setimbang : ● mol = 2mol

Ditanya : Kp =...... ?

Jawab :
PCl5 (g)
PCl3(g)+ Cl2 (g)

Mula-mula 5 mol --

Bereaksi 2 mol 2 mol 2 mol

Setimbang 3 mol 2 mol 2 mol

[PCl3] [Cl2] (2 mol/2 L) (2 mol/2 L)

Kc = = = 2/3

[PCl5] (3 mol/2 L)

Kp = Kc.(R x T)2 – 1
= Kc x R x T
= 2/3 x 0,0823 L.atm.mol-1.K-1 x 300K
= 16,4

Jadi, Kp = 16,4

4. Derajat Disosiasi (α)

Disosiasi adalah peristiwa penguraian suatu zat menjadi zat-zat lain yang lebih
sederhana menurut persamaan reaksi kesetimbangan.

Contoh reaksi disosiasi :

2SO3(g) 2SO2(g) + O2(g)

PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g)

2NH3(g) N2(g) + 3H2(g)

N2O4(g) 2NO2(g)

Derajat disosiasi adalah perbandingan jumlah zat yang terurai terhadap jumlah zat
sebelum terurai (mula-mula).

Derajat disosiasi (α) dapat berupa :
● Angka desimal : nilainya antara 0 < α < 1 atau

Rumus : jumlah mol zat terurai ● mula-mula = awal
α= ● terurai =bereaksi

jumlah mol zat mula-mula

● Persentase : nilainya antara 0 < α < 100%

Rumus : jumlah mol zat terurai
α = x 100%

jumlah mol zat mula-mula

Catatan : Setimbang = mula-mula - bereaksi

Contoh soal :

Diketahui 0,8 mol gas PCl5 dibiarkan terurai sampai tercapai reaksi kesetimbangan. Jika pada

keadaan setimbang terdapat 0,2 mol gas klor, tentukan nilai derajat disosiasi PCl5!

Penyelesaian :

Diketahui : mula-mula : mol PCl5 = 0,8 mol

Ditanya setimbang : mol Cl2 = 0,2 mol
: α PCl5 = ...... ?

Jawab :

PCl5 (g) PCl3(g) + Cl2 (g)

Mula-mula 0,8 mol - -

Terurai 0,2 mol 0,2 mol 0,2 mol

Setimbang 0,6 mol 0,2 mol 0,2 mol

jumlah mol zat terurai 0,2 mol

Rumus : α = = = 0,25

jumlah mol zat mula-mula 0,8 mol

Jadi, derajat disosiasi PCl5 = 0,25

F. Kesetimbangan Dalam Industri

Contoh industri kimia yang memanfaatkan konsep pergeseran kesetimbangan kimia,

seperti industri pembuatan pupuk urea dan asam sulfat.

1. Industri Pupuk Urea

Persamaan reaksi : 2NH3(g) + CO2(g) CO(NH2)2(s) + H2O(l)

(urea)

Dalam industri pupuk urea dibutuhkan gas amonia (NH3) yang dapat dibuat

dengan mereaksikan gas nitrogen dan gas hidrogen dengan persamaan reaksi :

N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) ∆H = - 92 kj

● Agar gas NH3 dapat diproduksi dalam jumlah maksimum atau kesetimbangan

bergeser ke arah produksi gas NH3, maka dapat dilakukan hal sebagai berikut :

1. Konsentrasi reaktan (kiri) ditambah
2. Tekanan ditambah............(karena jumlah koefisien kanan lebih kecil)
3. Volume dikurangi ...........(karena jumlah koefisien kanan lebih kecil)
4. Suhu dikurangi ............... (karena kanan reaksi eksoterm)

● Agar reaksi lebih cepat maka dapat dilakukan dengan penambahan katalis seperti :
1. Logam platina (Pt)
2. Besi oksida (Fe2O3) yang sedikit mengandung kalium oksida (K2O)
3. Aluminium oksida(Al2O3)

2. Industri Asam Sulfat

Persamaan reaksi : SO3(g) + H2SO4(g) H2S2O7(aq)

H2S2O7(aq) + H2O(l) 2H2SO4(l)

Dalam industri asam sulfat dibutuhkan gas sulfur trioksida (SO3) yang dapat dibuat

dengan mereaksikan gas sulfur dioksida dan gas oksigen dengan persamaan reaksi :

2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g) ∆H = - 45,2 kJ

● Agar gas SO3 dapat diproduksi dalam jumlah maksimum atau kesetimbangan

bergeser ke arah produksi gas SO3, maka dapat dilakukan hal sebagai berikut :

1. Konsentrasi reaktan (kiri) ditambah

2. Tekanan ditambah............(karena jumlah koefisien kanan lebih kecil)

3. Volume dikurangi ...........(karena jumlah koefisien kanan lebih kecil)

4. Suhu dikurangi ............... (karena kanan reaksi eksoterm)

● Agar reaksi lebih cepat maka dapat dilakukan dengan penambahan katalis V2O5
(vanadium pentaoksida)

TEORI ASAM BASA.

Peta Konsep

Asam dan basa memiliki banyak kegunaan dalam kehidupan sehari-hari, tetapi ada sifat-sifat
dari asam dan basa yang membahayakan terutama jika larutannya pekat. Asam bersifat korosif, jika
kena logam dan marmer akan bereaksi. Basa juga ada yang menyebabkan rasa panas dan kulit
melepuh. Sifat basa ini disebut sifat kaustik basa.
Beberapa sifat asam:

• Asam memiliki rasa masam; misalnya, cuka yang mempunyai rasa dari asam asetat, dan
lemon serta buah-buahan sitrun lainnya yang mengandung asam sitrat.

• Asam menyebabkan perubahan warna pada zat warna tumbuhan, misalnya mengubah warna
lakmus biru menjadi merah.

• Larutan asam dalam air menghasilkan arus listrik.
Beberapa sifat basa:

• Basa memiliki rasa pahit.
• Basa terasa licin; misalnya, sabun yang mengandung basa memiliki sifat ini.
• Basa menyebabkan perubahan warna pada zat warna tumbuhan; misalnya mengubah warna

lakmus dari merah menjadi biru.
• Larutan basa dalam air menghantarkan arus listrik.

Tabel 1. Beberapa contoh asam yang ada di sekitar kita

Tabel 2. Beberapa contoh basa yang ada di sekitar kita

1. Teori Asam-Basa Arrhenius
a. Pengertian Asam dan Basa Menurut Arrhenius
Pada tahun 1884, Svante August Arrhenius menyatakan bahwa sifat asam dan basa suatu
zat ditentukan oleh jenis ion yang dihasilkan dalam air. Menurut Arrhenius, jika asam dilarutkan
dalam air akan terjadi reaksi ionisasi, sebagai berikut:
HxZ(aq) → x H+(aq) + Zx-(aq)
atau
HxZ(aq) + H2O(l) → x H3O+(aq) + Zx-(aq)

Asam melepaskan ion H+ dalam air. Setelah diteliti ternyata ion H+ (proton) tidak mungkin

berdiri bebas dalam air melainkan berikatan dengan oksigen air membentuk ion hidronium
(H3O+). Reaksi ionisasi asam biasanya ditulis dengan melepaskan ion H+. Ion H+ inilah yang

merupakan pembawa sifat asam. Contoh reaksi ionisasi beberapa asam:

• Asam klorida (HCl) dalam air (H2O)

HCl(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + Cl-(aq)

Boleh juga ditulis :

HCl(aq) H+(aq) + Cl-(aq)

• Asam nitrat (HNO3) dalam air (H2O)

HNO3(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + NO3-(aq)

Boleh juga ditulis :

HNO3(aq) H+(aq) + NO3-(aq)