Pintar Pelajaran Jenis-Jenis Reaksi Pembentukan Gas, Contoh, Menghasilkan, Penguraian, Asam, Basa, Stoikiometri, Kimia

Jenis-jenis Reaksi Pembentukan Gas, Contoh, Menghasilkan, Penguraian, Asam, Basa, Stoikiometri, Kimia - Sebuah reaksi niscaya akan menghasilkan suatu produk. Pada reaksi asam basa, reaksi penetralan, dan reaksi pengendapan, sebagian besar produknya berbentuk padat (solid) dan cair. Bentuk lain dari hasil reaksi kimia selain padat dan cair ialah gas. Terbentuknya gas disebabkan oleh reaksi yang terurai menjadi zat gas atau reaksi tersebut menghasilkan gas. Gas yang terbentuk ini lalu akan menguap ke udara. Sebagai contohnya, kalian simak reaksi berikut.

a. Reaksi yang menghasilkan gas

Reaksi yang terjadi antara kalsium karbonat dengan asam klorida menghasilkan gas karbondioksida. Gas CO₂ yang terbentuk lalu akan menguap ke udara.

Reaksi yang terjadi dituliskan sebagai berikut.

CaCO₃(s) + 2HCl(aq) → CaCl₂(aq) + H₂O(l) + CO₂(g)

b. Reaksi yang terurai menjadi gas

Dalam salah satu reaksi penguraian, amonium klorida yang bereaksi dengan natrium hidroksida akan terurai menjadi gas amonia (NH₃) yang lalu akan menguap be udara, ibarat reaksi berikut.

NH₄Cl(s) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H₂O(l) + NH₃(g)

Anda kini sudah mengetahui Reaksi Pembentukan Gas. Terima kasih anda sudah berkunjung ke Perpustakaan Cyber.

Referensi :

Premono, S. A. Wardani, dan N. Hidayati. 2009. Kimia : SMA/ MA Kelas XI. Pusat Perbukuan, Departemen Pendidikan Nasional, Jakarta, p. 282.

Pintar Pelajaran Jenis-Jenis Reaksi Dalam Larutan Elektrolit, Macam-Macam, Contoh, Stoikiometri, Kimia

Jenis-jenis Reaksi dalam Larutan Elektrolit, Macam-macam, Contoh, Stoikiometri, Kimia - Kalian pernah melaksanakan banyak reaksi di laboratorium, bukan? Diantara reaksi-reaksi yang pernah kalian lakukan tentu saja ada yang melibatkan zat elektrolit yang dilarutkan dalam air. Apa saja reaksi-reaksi yang melibatkan larutan elektrolit? Berikut yaitu beberapa reaksi tersebut.

1. Reaksi asam basa
2. Reaksi penetralan
3. Reaksi pengendapan
4. Reaksi pembentukan gas

Bagaimana reaksi-reaksi di atas berlangsung? Simak klarifikasi berikut.

1. Reaksi Asam Basa

2. Reaksi Penetralan

Ketika asam direaksikan dengan basa tentu akan terbentuk garam. Reaksi ini disebut reaksi netralisasi atau penggaraman. Zat yang semula bersifat asam, dikala direaksikan dengan basa akan menghasilkan produk yang bersifat netral, begitu pula sebaliknya dengan zat yang bersifat basa jikalau direaksikan dengan asam akan menghasilkan produk netral pula

Dalam larutan air, netralisasi yang terjadi antara suatu asam besar lengan berkuasa dengan basa besar lengan berkuasa akan menghaisilkan hasil simpulan persamaan ion sebagai herikut.

H⁺(aq) + OH^-(aq) → H₂O(l)

Sebagai pola reaksi penetralan yang umum, yaitu reaksi antara kalium hidroksida dengan asam asetat. Persamaan reaksi molekulernya sanggup dituliskan sebagai berikut.

KOH(aq) + CH₃COOH(aq) → CH₃COOK(aq) + H₂O(l)

Kalium Hidroksida (KOH) Merupakan basa kuat, berupa padatan putih yang menyerap air dan gas CO₂, udah larut dalam air dan biasa dipakai untuk pembuatan sabun mandi. Asam Asetat (CH₃COOH) Merupakan zat cair yang berwarna dengan wangi menusuk hidung. Untuk larutan encer (20-25%) dipakai sebagai penyedap rasa makanan, selainnya untuk pewarnaan tekstil, pengawet sayur dan buah, serta untuk penggumpalan getah karet. (Mulyono, 2006, hlm, 29 dan 208)

Dari hasil ionisasi molekul elektrolit dalam larutannya, maka persamaan molekuler sanggup dituliskan menjadi persamaan ion berikut

K⁺(aq) + OH^-(aq) + CH₃COO^-(aq) + H⁺(aq) → CH₃COOH(aq) + K⁺(aq) + H₂O(l)

Dengan penghilangan ion-ion pemirsa didapatkan persamaan simpulan ionik sebagai berikut.

OH^-(aq) + H⁺(aq) → H₂O(l)

Reaksi asam basa dan reaksi penetralan, keduanya melibatkan larutan asam dan basa. Bagaimana dengan reaksi pengendapan? Kalian akan tahu sesudah menyimak klarifikasi berikut.

3. Reaksi Pengendapan

4. Reaksi Pembentukan Gas

Anda kini sudah mengetahui Jenis-jenis Reaksi dalam Larutan Elektrolit. Terima kasih anda sudah berkunjung ke Perpustakaan Cyber.

Referensi :

Premono, S. A. Wardani, dan N. Hidayati. 2009. Kimia : SMA/ MA Kelas XI. Pusat Perbukuan, Departemen Pendidikan Nasional, Jakarta, p. 282.

Pintar Pelajaran Reaksi Redoks, Reduksi Dan Oksidasi, Pola Soal, Aplikasi, Bilangan Oksidasi, Kimia

Reaksi Redoks, Reduksi dan Oksidasi, Contoh Soal, Aplikasi, Bilangan Oksidasi, Kimia - Selain reaksi penggabungan, reaksi penguraian, dan reaksi metatesis, masih terdapat satu jenis reaksi yang penting, yaitu reaksi reduksi-oksidasi (redoks). Reaksi ini mempunyai aplikasi yang sangat penting sebab merupakan reaksi kimia yang menghasilkan energi listrik siap pakai, seperti pada baterai dan aki (accumulator). Selain itu, pada proses pembakaran, fotosintesis, dan metabolisme makanan dalam sistem sel makhluk hidup juga terjadi reaksi redoks. Bagaimanakah perkembangan dari konsep reaksi redoks? Bagaimanakah korelasi reaksi redoks dengan tata nama senyawanya? Anda sanggup menjawab pertanyaan tersebut jikalau Anda pelajari pecahan ini dengan baik.

A. Pengertian Reduksi Oksidasi

Pada pecahan sebelumnya, Anda sudah mengenal beberapa macam reaksi. Sebutkan kembali reaksi apa saja yang Anda ketahui. Sekarang, Anda akan dikenalkan dengan salah satu macam reaksi yang melibatkan transfer elektron dari satu spesi kimia ke spesi kimia lain, sanggup berupa senyawa, molekul, atau ion. Reaksi ini terjadi pada reaksi metabolisme zat makanan dalam tubuh, proses pemurnian logam-logam dari bijihnya, baterai, dan accumulator.

Makna reduksi oksidasi (redoks) mengalami perkembangan dari masa ke masa sejalan dengan perkembangan ilmu Kimia sendiri. Sebelum dikenal elektron, konsep redoks dihubungkan dengan reaksi kimia yang melibatkan oksigen dan hidrogen.

1. Pengikatan Oksigen

Sejak dulu, para pakar kimia sudah mengetahui bahwa oksigen dapat bereaksi dengan banyak unsur. Senyawa yang terbentuk dari hasil reaksi dengan oksigen dinamakan oksida sehingga reaksi antara oksigen dan suatu unsur dinamakan reaksi oksidasi ibarat teladan pada Gambar 1.

Gambar 1. Fosfor putih dalam air diaerasi dengan udara sehingga terjadi reaksi oksidasi disertai nyala api dalam air.
P₄(s) + 5O₂ (g) → 2P₂O₅(g)

Karat besi ialah senyawa yang terbentuk dari hasil reaksi antara besi dan oksigen (besi oksida). Perkaratan besi merupakan salah satu contoh dari reaksi oksidasi. Persamaan reaksi pembentukan oksida besi dapat ditulis sebagai berikut :

4Fe(s) + 3O₂(g) → 2Fe₂O₃(s)

Pada reaksi tersebut, besi mengalami oksidasi dengan cara mengikat oksigen menjadi besi oksida.

Kebalikan dari reaksi oksidasi dinamakan reaksi reduksi. Pada reaksi reduksi terjadi pelepasan oksigen. Besi oksida sanggup direduksi dengan cara direaksikan dengan gas hidrogen, persamaan reaksinya:

Fe₂O₃(s) + 3H₂(g) → 2Fe(s) + 3H₂O(g)

Contoh:

C(s) + O₂(g) → CO₂(g) ...........(reaksi oksidasi)

CO(g) + H₂(g) → C(s) + H₂O(g) ........(reaksi reduksi)

2SO₂(g) + O₂(g) → 2SO₃(g) .........(reaksi oksidasi)

CH₄(g) + 2O₂(g) → CO₂(s) + 2H₂O(g) .........(reaksi oksidasi)

Contoh Soal Konsep Redoks Melibatkan Oksigen (1) :

Manakah di antara reaksi berikut yang tergolong reaksi reduksi-oksidasi menurut konsep pelepasan dan pengikatan oksigen?

A. 2H₂O₂(aq) → 2H₂O(l) + O₂(g)

B. Zn(s) + H₂SO₄(aq) → ZnSO₄(aq) + H₂(g)

Jawaban :

Reaksi (a) terjadi pelepasan oksigen maka reaksinya tergolong reaksi reduksi.

Reaksi (b) terjadi pelepasan oksigen, tergolong reaksi reduksi.

2. Pelepasan dan Penerimaan Elektron

Konsep redoks yang melibatkan transfer elektron berkembang setelah diketahui adanya elektron dalam atom dan reaksi pembentukan senyawa ion (lihat kembali topik ikatan ion). Tuliskan pembentukan senyawa NaCl dari unsur-unsurnya. Spesi manakah yang melepaskan elektron dan yang menerima elektron?

Dalam konsep redoks, insiden pelepasan elektron dinamakan oksidasi, sedangkan insiden penerimaan elektron dinamakan reduksi. Pada pembentukan senyawa NaCl dari unsur-unsurnya, atom natrium mengalami oksidasi, sedangkan atom klorin mengalami reduksi. Penggabungan kedua proses itu dinamakan reaksi redoks.

Reaksi redoks pada insiden perkaratan besi sanggup dijelaskan dengan reaksi berikut :

2Fe → 2Fe³⁺ + 6e^– (oksidasi)

3O₂ + 6e^– → 3O₂^– (reduksi)

Pada reaksi tersebut, enam elektron dilepaskan oleh dua atom besi dan diterima oleh tiga atom oksigen membentuk senyawa Fe₂O₃. Oleh karena itu, insiden oksidasi selalu disertai insiden reduksi. Pada setiap persamaan reaksi, massa dan muatan harus setara antara ruas kanan dan ruas kiri (ingat kembali penulisan persamaan reaksi).

Persamaan reaksi redoks tersebut mempunyai muatan dan jumlah atom yang sama antara ruas sebelah kiri dan sebelah kanan persamaan reaksi. Oksidasi besi netral melepaskan elektron yang membuatnya kehilangan muatan. Dengan menyamakan koefisiennya maka muatan pada kedua ruas persamaan reaksi menjadi sama. Penyetaraan pada reaksi reduksi oksigen juga memakai cara yang sama.

Contoh Soal Reduksi Oksidasi Berdasarkan Transfer Elektron (2) :

Manakah dari reaksi berikut yang mengalami oksidasi dan reduksi berdasarkan

konsep transfer elektron?

Mg(s) + Cl₂(g) → MgCl₂(g)

Pembahasan :

Persamaan reaksi ionnya:

Dari persamaan tersebut, sanggup diketahui bahwa Mg melepaskan elektron dan Cl mendapatkan elektron. Dengan demikian, Mg mengalami oksidasi dan Cl mengalami reduksi.

3. Reduktor dan Oksidator

Berdasarkan uraian sebelumnya, apa yang sanggup Anda simpulkan mengenai zat-zat kimia dihubungkan dengan konsep redoks? Semua zat kimia sanggup dikelompokkan ke dalam dua kelompok, yakni zat-zat yang mengalami oksidasi dan zat-zat yang mengalami reduksi.

Dalam reaksi redoks, pereaksi yang sanggup mengoksidasi pereaksi lain dinamakan zat pengoksidasi atau oksidator. Sebaliknya, zat yang dapat mereduksi zat lain dinamakan zat pereduksi atau reduktor.

Pada Contoh 2, magnesium melepaskan elektron yang menyebabkan klorin mengalami reduksi. Dalam hal ini, magnesium disebut zat pereduksi atau reduktor. Sebaliknya, atom klorin berperan dalam mengoksidasi magnesium sehingga klorin disebut oksidator.

Contoh Soal Reduktor dan Oksidator (3) :

Kelompokkan pereaksi-pereaksi berikut ke dalam oksidator dan reduktor.

a. 4Cu(s) + O₂(g) → 2Cu₂O(s)

b. 2Na(s) + H₂(g) → 2NaH(s)

Jawaban :

4Cu → 4Cu⁺+ 4e^– (reduktor)

O₂ + 4e^– → 2O^2– (oksidator)

2Na → 2Na⁺ + 2e^– (reduktor)

H₂ + 2e^– → 2H^– (oksidator)

B. Reaksi Reduksi Oksidasi

Perkembangan konsep redoks tidak berhenti hingga transfer elektron. Konsep tersebut berkembang terus sejalan dengan munculnya masalah dalam reaksi-reaksi redoks yang tidak sanggup dijelaskan dengan konsep transfer elektron maupun dengan konsep pengikatan oksigen. Akan tetapi, hanya sanggup dijelaskan dengan konsep bilangan oksidasi.

1. Bilangan Oksidasi dan Penentuan Bilangan Oksidasi

Apa yang dimaksud dengan bilangan oksidasi? Bilangan oksidasi adalah suatu bilangan yang menyatakan valensi atom dalam suatu senyawa yang sanggup mempunyai harga positif maupun negatif. Bagaimana memilih bilangan oksidasi (biloks) atom suatu unsur? Dalam hal ini, para pakar kimia bersepakat menyebarkan hukum yang berkaitan dengan biloks unsur, yaitu sebagai berikut.

a. Dalam bentuk unsur atau molekul unsur (Gambar 2), bilangan oksidasi atom-atomnya sama dengan nol.

Gambar 2. Contoh molekul unsur: Cl₂, P₄, S₈.

Contoh:

Biloks Na dalam unsur Na = 0; biloks O dalam molekul O₂ = 0;

biloks Cl dalam molekul Cl₂ = 0; biloks P dalam molekul P₄ = 0.

b. Dalam senyawa ion, bilangan oksidasi atom-atom sama dengan muatan kation dan anionnya.

Contoh:

Dalam senyawa NaCl, atom Na bermuatan +1 dan atom Cl bermuatan –1 sehingga bilangan oksidasi Na = +1 dan Cl = –1.

c. Bilangan oksidasi atom-atom yang lain ditentukan berdasarkan aturan berikut.

1) Biloks atom golongan IA dalam semua senyawa ialah +1. Biloks atom golongan IIA dalam semua senyawa ialah +2.

2) Biloks atom-atom unsur halogen dalam senyawa biner ialah –1, sedangkan dalam senyawa poliatom bergantung pada senyawanya.

3) Biloks atom oksigen dalam senyawa ialah –2, kecuali dalam peroksida (H₂O₂, Na₂O) sama dengan –1 dan dalam superoksida sama dengan – ½ .

4) Biloks atom hidrogen dalam senyawa ialah +1, kecuali dalam senyawa hidrida sama dengan –1.

d. Jumlah total bilangan oksidasi dalam senyawa netral sama dengan nol (Gambar 3). Jumlah total bilangan oksidasi untuk ion sama dengan muatan ionnya.

Gambar 3. Biloks total molekul-molekul sama dengan nol.

Contoh :

Biloks total dalam molekul H₂O = 0; biloks total dalam ion CO₃^2– = –2; biloks total dalam ion NH₄⁺ = +1.

Contoh Soal Menentukan Bilangan Oksidasi Atom dalam Senyawa Ion (3) :

Tentukan biloks setiap atom dalam senyawa dan ion berikut: NO₂, ClO₃^– , NH₄⁺.

Penyelesaian :

Dalam NO₂ :

• Biloks total molekul NO₂ = 0 (aturan d)

• Biloks O dalam NO₂ = –2 (aturan c.3)

• Biloks N dalam NO₂ = {biloks N + 2(biloks O) = 0}

Jadi, biloks N dalam NO₂ = +4.

Dalam ion ClO₃^– :

• Biloks total ion ClO₃^– = –1 (aturan d)

• Biloks O dalam ClO₃^– = –2 (aturan c.3)

• Biloks Cl dalam ClO₃^– = {biloks Cl + 3(biloks O) = –1}

Jadi, biloks Cl dalam ClO₃^– = +5.

Dalam ion NH₄⁺ :

• Biloks ion NH₄⁺ = +1 (aturan d)

• Biloks H dalam NH₄⁺ = +1 (aturan c.4)

• Biloks N dalam NH₄⁺ = {biloks N + 4(biloks H)= +1}

Jadi, biloks N dalam NH₄⁺ = –3.

Pada teladan soal tersebut, atom N sanggup mempunyai biloks lebih dari satu, yakni –3 dan +4. Kenyataannya bukan hanya atom N, melainkan banyak atom-atom yang mempunyai biloks lebih dari satu, terutama atomatom

unsur transisi dan beberapa atom nonlogam.

Bagaimana memilih biloks atom yang mempunyai lebih dari satu bilangan oksidasi, ibarat yang terdapat dalam senyawa poliatom, misalnya FeSO₄, Fe₂(SO₃)₃, KCrO₃, dan K₂Cr₂O₇? Biloks atom dalam senyawa ion poliatom sanggup ditentukan dengan gampang jikalau Anda mengetahui muatan setiap ion.

Dalam senyawa FeSO₄, atom Fe dan S mempunyai biloks lebih dari satu sehingga sukar memilih biloksnya secara langsung. Akan tetapi, jika Anda mengetahui muatan setiap ion, contohnya ion Fe = 2+ dan ion SO₄ = 2– (aturan d) maka biloks Fe dan S sanggup ditentukan. Agar lebih mudah, perhatikan reaksi penguraian FeSO₄ berikut.

FeSO₄(s) → Fe²⁺(aq) + SO₄ ^2–(aq)

Menurut hukum b, biloks ion sama dengan muatannya maka biloks Fe = +2. Biloks S ditentukan dengan cara yang sama ibarat pada contoh soal sebelumnya, hasilnya biloks S = +6. Jadi, biloks atom-atom dalam FeSO₄ adalah Fe = +2, S = +6, dan O = –2.

Contoh Soal Menentukan Bilangan Oksidasi Atom dalam Senyawa Poliatom (5) :

Tentukan biloks atom-atom dalam Fe₂(SO₃)₃.

Pembahasan :

Muatan ion dalam Fe₂(SO₃)₃ adalah

Fe³⁺ = 3+ dan SO₃ ^2– = 2–

Biloks Fe = +3 (aturan 4)

Biloks total ion SO₃ ^2– = –2 (aturan 4)

Biloks O dalam SO₃ ^2– = –2 (aturan 3.c)

Biloks S dalam SO₃ ^2– = {biloks S + 3 (biloks O) = –2}.

Jadi, biloks S dalam SO₃ ^2– = +4.

Contoh Soal Ebtanas 1999–2000 :

Bilangan oksidasi atom Mn tertinggi di antara senyawa berikut ialah ....

A. MnO₂ 

B. Mn₂O₃ 

C. Mn₃O₄

D. KMnO₄

E. K₂MnO₄

Jawaban :

A. biloks O = –2, MnO₂ = 0
biloks MnO₂ = {biloks Mn +2 (biloks O)}
biloks Mn= +4

Dengan cara yang sama:

B. biloks Mn= –3
C. biloks Mn= +2
D. biloks Mn= +7
E. biloks Mn= +6

Jadi, biloks Mn tertinggi sama dengan +7 (D).

2. Reaksi Reduksi Oksidasi dan Bilangan Oksidasi

Bagaimana bilangan oksidasi sanggup menjelaskan reaksi redoks? Apa Anda cukup puas dengan konsep transfer elektron? Tinjau reaksi antara SO₂ dan O₂ membentuk SO₃. Reaksinya dapat ditulis sebagai berikut.

2SO₂(g) + O₂(g) → 2SO₃(g)

Jika dikaji berdasarkan konsep pengikatan oksigen maka reaksi tersebut ialah reaksi oksidasi. Jika dikaji berdasarkan transfer elektron maka Anda mungkin akan bingung, mengapa? Pada reaksi tersebut tidak terjadi transfer elektron, tetapi melalui penggunaan bersama pasangan elektron membentuk ikatan kovalen. Oleh lantaran senyawa SO₃ merupakan senyawa kovalen (perhatikan Gambar 4) maka reaksi tersebut tidak sanggup dijelaskan dengan konsep transfer elektron.

Gambar 4. Rumus struktur lewis SO₂ dan SO₃.

Sesungguhnya, banyak reaksi redoks yang tidak dapat dijelaskan dengan transfer elektron maupun dengan pengikatan oksigen, di antaranya:

a) CO₂(g) + 4H₂(g) → CH₄(g) + 2H₂O(l)

b) I₂(g) + 3Cl₂(g) → 2ICl₃(g)

c) Cu(s) + HNO₃(aq) → Cu(NO₃)₂(aq) + NO₂(g) + H₂O(l)

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

Oleh lantaran banyak reaksi redoks yang tidak sanggup dijelaskan dengan konsep pengikatan oksigen maupun transfer elektron maka para pakar kimia mengembangkan konsep alternatif, yaitu perubahan bilangan oksidasi. Menurut konsep ini, jikalau dalam reaksi bilangan oksidasi atom meningkat maka atom tersebut mengalami oksidasi. Sebaliknya, jikalau bilangan oksidasinya turun maka atom tersebut mengalami reduksi.

Berdasarkan konsep bilangan oksidasi, apakah reaksi SO₂ dan O₂ tersebut merupakan reaksi redoks? Untuk mengetahui suatu reaksi tergolong reaksi redoks atau bukan berdasarkan konsep perubahan bilangan oksidasi maka perlu diketahui biloks dari setiap atom, baik dalam pereaksi maupun hasil reaksi. Biloks dari SO₂, O₂, dan SO₃ adalah 0 (aturan d). Biloks O dalam SO₂ dan SO₃ = –2 (aturan c.3) maka biloks S dalam SO₂ = +4 dan biloks S dalam SO₃ = +6. Secara diagram sanggup dinyatakan sebagai berikut.

Berdasarkan diagram tersebut sanggup disimpulkan bahwa:

a) atom S mengalami kenaikan biloks dari +4 menjadi +6, peristiwa ini disebut oksidasi;

b) atom O mengalami penurunan biloks dari 0 menjadi –2, insiden ini disebut reduksi.

Dengan demikian, reaksi tersebut ialah reaksi redoks. Manakah reduktor dan oksidator pada reaksi di atas? Oleh karena molekul O₂ menyebabkan molekul SO₂ teroksidasi maka molekul O₂ adalah oksidator. Molekul O₂ sendiri mengalami reduksi jawaban molekul SO₂ sehingga SO₂ disebut reduktor.

Contoh Soal Reaksi Redoks Menurut Perubahan Bilangan Oksidasi (7) :

Tentukan manakah oksidasi dan reduksi serta reduktor dan oksidator pada reaksi berikut:

CO₂(g) + 4H₂(g) → CH₄(g) + 2H₂O(g)

Jawaban :

Tentukan biloks setiap atom.

Dalam CO₂, biloks O = –2 dan C = +4.

Dalam H₂, biloks H = 0

Dalam CH₄, biloks H = +1, dan C = –4

Dalam H₂O, biloks H = +1 dan O = –2

Atom C mengalami penurunan biloks dari +4 menjadi –4 (reduksi) dan atom H mengalami kenaikan biloks dari 0 menjadi +1 (oksidasi). Dalam bentuk diagram sanggup dinyatakan sebagai berikut:

Sebagai reduktor ialah molekul H₂ dan sebagai oksidator ialah molekul CO₂.

Contoh Soal UMPTN 1999/B :

Perhatikan reaksi redoks berikut:

Sn + 4HNO₃ → SnO₂ + 4NO₂ + H₂O

Senyawa yang berperan sebagai reduktor ialah ....

A. Sn

B. HNO₃

C. SnO₂

D. NO₂

E. H₂O

Pembahasan :

Oksidator ialah N Reduktor ialah Sn Jadi, lantaran Sn mengakibatkan N mengalami reduksi maka Sn bertindak sebagai reduktor (A)

Reaksi Disproporsionasi

Apa yang dimaksud dengan reaksi disproporsionasi? Reaksi disproporsionasi atau disebut juga reaksi swaredoks ialah suatu reaksi yang mengalami oksidasi dan juga reduksi pada pereaksinya.

Contoh :

Hidrogen peroksida dipanaskan pada suhu di atas 60 °C dan terurai menurut persamaan reaksi berikut:

H₂O₂(l) → H₂O(l) + O₂(g)

Biloks atom O dalam H₂O₂ adalah –1 (aturan c.3). Setelah terurai berubah menjadi –2 (dalam H₂O) dan 0 dalam (O₂). Persamaan kerangkanya:

Oleh lantaran molekul H₂O₂ dapat berperan sebagai oksidator dan juga reduktor maka reaksi tersebut dinamakan reaksi disproporsionasi atau reaksi swaredoks.

3. Tata Nama Senyawa dan Biloks

Pada pecahan sebelumnya, Anda telah berguru tata nama senyawa biner dan senyawa poliatom. Tata nama tersebut berlaku untuk zat molekuler atau senyawa ion yang mengandung kation hanya mempunyai satu harga muatan atau biloks logam golongan IA dan IIA.

Untuk kation-kation logam yang mempunyai lebih dari satu harga biloks (khususnya unsur-unsur transisi), tata namanya ditambah angka romawi dalam tanda kurung yang menunjukkan harga biloks. Angka romawi tersebut tidak terpisahkan dari nama kationnya.

Catatan :

Walaupun biloks yang berubah hanya satu atom dalam molekul, tetapi yang disebut reduktor atau oksidator bukan atomnya, melainkan molekulnya.

Contoh:

SnCl₂ dan SnCl₄, keduanya mempunyai unsur yang sama. Untuk membedakan nama kedua senyawa itu, harga biloks timah disisipkan ke dalam nama berdasarkan hukum sebelumnya (timah klorida). Biloks Sn dalam SnCl₂ adalah +2 dan dalam SnCl₄ adalah +4. Jadi, nama kedua senyawa itu adalah

SnCl₂ : timah(II) klorida

SnCl₄ : timah(IV) klorida

C. Aplikasi Reaksi Reduksi Oksidasi

Secara kimia, reaksi redoks tidak berbeda dengan reaksi-reaksi kimia yang lain, tetapi dalam reaksi redoks ada perubahan bilangan oksidasi akibat perubahan muatan. Perubahan muatan ini disebabkan adanya transfer elektron dari satu atom ke atom lain. Jika transfer elektron ini dimanfaatkan akan menghasilkan energi listrik arus searah alasannya aliran listrik tiada lain ialah aliran elektron.

1. Sel Volta Komersial

Sel Volta ialah sumber energi listrik siap pakai yang dikemas dalam bentuk dan ukuran sesuai kegunaan. Sel Volta terdiri atas elektrode (anode dan katode) kawasan terjadinya reaksi redoks. Kedua elektrode ini dicelupkan ke dalam zat kimia yang berperan sebagai medium aliran listrik dan sebagai oksidator atau reduktor.

Sekilas Kimia

Alessandro Volta

(1745–1827)

Volta melaksanakan percobaan dengan menciptakan sel Volta. Dia menemukan arus listrik yang mengalir dari Cu menuju Zn melalui kardus basah. Ilmuwan Italia ini, mengamati bahwa dua logam yang bertemu menghasilkan "rasapahit" saat logam-logamnya ini menyentuh lidahnya. Percobaan selanjutnya meyakinkan ia bahwa hal ini disebabkan arus listrik. Inilah baterai pertama yang ditemukan.

Umumnya, sel Volta komersial berupa sel kering baterai dan accumulator (accu). Jenis baterai majemuk di antaranya baterai seng-karbon, baterai litium, dan baterai nikel-kadmium (nicad).

a. Baterai Seng-Karbon

Baterai jenis seng-karbon atau Leclanche ialah baterai generasi pertama yang dikomersilkan, digunakan untuk lampu senter, jam dinding, radio, dan alat-alat elektronik lainnya. Baterai ini terdiri atas seng (anode) dan batang grafit (katode). Sebagai zat elektrolitnya ialah campuran MnO₂, NH₄Cl, dan serbuk karbon yang dikemas dalam bentuk pasta. Reaksi redoks yang terjadi sangat rumit, tetapi secara sederhana dapat ditulis dalam bentuk persamaan berikut.

Zn(s) → Zn²⁺(aq) + 2e^– .................................................................................................. (anode)

2MnO₂(s) + 2NH₄⁺(aq) + 2e^– → Mn₂O₃(s) + 2NH₃(aq) + H₂O .................................... (katode)

Potensial sel yang dihasilkan ialah 1,5 V dan arus listrik yang mengalir akan berkurang jikalau dipakai. Potensial sel juga akan berkurang jika cuaca dingin.

b. Baterai Merkuri

Sel Volta yang lain ialah sel merkuri atau disebut juga baterai kancing jenis Ruben-Mallory. Sel jenis ini banyak digunakan untuk baterai arloji, kalkulator, dan komputer. Baterai merkuri ini telah dilarang penggunaannya dan ditarik dari peredaran alasannya ancaman yang dikandungnya (logam berat merkuri).

Baterai kancing ini terdiri atas seng (anode) dan merkuri (II) oksida (katode). Kedua elektrode tersebut berupa serbuk padat. Ruang di antara kedua elektrode diisi dengan materi penyerap yang mengandung elektrolit kalium hidroksida (basa, alkalin) (perhatikan Gambar 5).

Gambar 5. Baterai merkuri.

Reaksi redoks yang terjadi dalam sel ialah sebagai berikut.

Zn(s) + 2OH–(aq) → ZnO(s) + H₂O(l) + 2e^– ............................(anode)

HgO(s) + H₂O(l) + 2e^– → Hg(l) + 2OH^– (aq) ...........................(katode)

Potensial sel yang dihasilkan ialah 1,35 V.

c. Baterai Litium

Sel kering tersebut (baterai seng-karbon dan baterai merkuri) tidak benar-benar kering alasannya elektrolit yang digunakan masih berupa pasta. Sel kering yang benar-benar kering ialah sel jenis litium-iodin. Sel litium-iodin ialah sel Volta dengan logam litium sebagai anode dan senyawa kompleks I₂ sebagai katode. Kedua elektrode ini dipisahkan oleh lapisan tipis dari litium iodida. Reaksi redoks yang terjadi adalah sebagai berikut.

2Li(s) → 2Li⁺ (aq) + 2e^–  .......................................(anode)

3I₂(s) + 2e^– → 2I₃^–(aq) ........................................(katode)

Potensial sel yang dihasilkan sebesar 3,6 V.

Baterai jenis litium berbeda dengan baterai seng-karbon dan baterai merkuri alasannya baterai ini sanggup diisi ulang (rechargeable). Baterai litium banyak digunakan untuk mobilephone (HP) dan kendaraan beroda empat mainan.

d. Baterai Nikel-Kadmium

Selain baterai litium-iodin, baterai yang sanggup diisi ulang lainnya adalah baterai nikel-kadmium (nicad). Sel nicad ialah baterai untuk penyimpan muatan. Sel nicad tergolong sel Volta yang terdiri atas kadmium sebagai anode, nikel oksida sebagai katode, dengan elektrolit kalium hidroksida. Baterai nicad banyak digunakan untuk baterai penerang isi ulang. Reaksi sel selama pemakaian ialah sebagai berikut.

Cd(s) + 2OH^– (aq) → Cd(OH)₂(s) + 2e^– .......................................(anode)

2NiO₂H(s) + 2H₂O(l) + 2e^– → 2Ni(OH)₂(s) + 2OH^– (aq) .............(katode)

2. Sel Accumulator

Sel Volta komersial jenis lain yang sanggup diisi ulang ialah sel timbel atau dikenal dengan accumulator (accu), terdiri atas timbel oksida sebagai katode dan logam timbel berbentuk bunga karang sebagai anode. Kedua elektrode ini dicelupkan dalam larutan H₂SO₄ 10% (perhatikan Gambar 6).

Gambar 6. Accumulator atau aki kendaraan.

Reaksi yang terjadi selama accu digunakan (discharged) ialah sebagai berikut.

Pb(s) + HSO₄ ^– (aq) → PbSO₄(s) + H⁺(aq) + 2e^{– .............................}(anode)

PbO₂(s) + 3H⁺ (aq) + HSO₄ ^– (aq) + 2e^– → PbSO₄(s) + 2H₂O(l) (katode)

Potensial sel yang dihasilkan dari reaksi tersebut, yaitu sekitar 2 V.

Untuk memperoleh potensial sel sebesar 6 V, diharapkan tiga buah sel yang disusun secara seri. Berapa jumlah sel yang harus disusun seri untuk menghasilkan potensial sel 12 V?

Jika accu telah dipakai, accu sanggup diisi ulang memakai arus listrik searah. Selama proses isi ulang, reaksi dalam sel merupakan kebalikan dari reaksi pemakaian. Reaksinya ialah sebagai berikut:

2PbSO₄(s) + 2H₂O(l) → Pb(s) +PbO₂(s) +  2H₂SO₄(aq)

Selama proses isi ulang, sejumlah air dalam accu terurai menjadi H₂ dan O₂, risikonya accu kekurangan air. Oleh lantaran itu, accu yang sering dipakai dan diisi ulang, cairan elektrolitnya harus diganti dengan yang baru.

Sekilas Kimia

Baterai Alkalin

Pernahkah Anda mendengar sebutan baterai alkalin? Baterai alkalin termasuk jenis sel Volta. Elektron yang di hasilkan dari reaksi oksidasi terkumpul di anode dan mengalir melalui kawat eksternal menuju katode, kawasan terjadinya reduksi. Perbedaan voltase atau potensial di antara dua elektrode sebanding dengan energi yang terbentuk.

Reaksi sel keseluruhan :

Zn(s) + 2MnO₂(s) + H₂O(l) → ZnOH₂(s) + Mn₂O₃(s)

Voltase yang dihasilkan dari sel ini sama dengan 1,54 V. Voltase bergantung pada unsur dan senyawa dalam reaksi.

3. Merancang Sel Volta Sederhana

Pada pecahan sebelumnya, Anda sudah berguru larutan elektrolit, yaitu larutan yang sanggup menghantarkan arus listrik. Selain itu, dalam reaksi redoks terjadi transfer elektron yang sanggup menghasilkan energi listrik. Jika reaksi redoks dilakukan dalam larutan maka larutan tersebut dapat dimanfaatkan sebagai sumber arus listrik. Dapatkah Anda merancang sel Volta sederhana? Prinsip sel Volta ialah adanya elektrode sebagai tempat terjadinya reaksi reduksi (katode) dan oksidasi (anode), serta larutan sebagai media untuk menghantarkan arus listrik.

Setelah Anda melaksanakan percobaan sel Volta berdasarkan hasil rancang-bangun sendiri, dapatkah Anda menjelaskan secara kimia terjadinya aliran listrik pada sel Volta? Mari kita bahas bersama. Ketika logam Zn dan Cu dicelupkan ke dalam larutan H₂SO₄, keduanya bersaing untuk bereaksi dengan H₂SO₄. Oleh lantaran logam Zn lebih reaktif maka Zn bereaksi dengan H₂SO₄ membentuk ZnSO₄.

Persamaan reaksinya:

Zn(s) + H₂SO₄(aq) → ZnSO₄(aq) + H₂(g)

Bagaimana hubungannya dengan aliran listrik atau aliran elektron yang sanggup menyalakan lampu? Jika persamaan reaksi tersebut diuraikan maka Anda akan mengetahui sumber elektron dan arah aliran elektron. Oleh lantaran reaksi tersebut ialah reaksi ion maka terjadi transfer elektron. Dalam hal ini, Zn melepaskan elektron membentuk Zn²⁺  (perhatikan Gambar 7).

Gambar 7. Mekanisme reaksi dan transfer elektron yang terjadi pada sel Volta.

Persamaan reaksinya:

Zn(s) → Zn²⁺ (aq) + 2e^–

Elektron yang dihasilkan mengalir melalui rangkaian kawat menuju logam Cu. Aliran elektron ini sanggup menyalakan lampu. Pada elektrode Cu, elektron-elektron ditangkap oleh ion-ion H⁺ yang terdapat dalam larutan membentuk H₂. Persamaan reaksinya:

2H⁺(aq) + 2e^– → H₂(g)

Dengan demikian, reaksi redoks yang bekerjsama terjadi dalam sel Volta rancangan Anda, yaitu sebagai berikut.

Zn(s) + 2H⁺(aq) → Zn²⁺(aq) + H₂(g)

Reaksi totalnya: Zn(s) + H₂SO₄(aq) → ZnSO₄4(aq) + H₂(g)

Rangkuman :

1. Pengertian reaksi reduksi oksidasi (redoks) mengalami perkembangan sebagai berikut.

a. Pengikatan oksigen dan hidrogen

b. Transfer elektron

c. Perubahan bilangan oksidasi

2. Menurut konsep pengikatan oksigen/hidrogen, oksidasi ialah pengikatan atom oksigen atau pelepasan atom hidrogen. Reduksi ialah proses sebaliknya.

3. Menurut konsep transfer elektron, oksidasi adalah pelepasan elektron dan reduksi ialah penerimaan elektron.

4. Menurut konsep perubahan bilangan oksidasi, oksidasi ialah kenaikan bilangan oksidasi dan reduksi ialah penurunan bilangan oksidasi.

5. Bilangan oksidasi ialah suatu bilangan yang menyatakan valensi atom dalam suatu senyawa yang dapat mempunyai harga positif maupun negatif.

6. Bilangan oksidasi unsur dalam senyawa ditentukan dengan suatu aturan.

7. Dalam reaksi redoks, zat yang sanggup mengoksidasi zat lain dinamakan oksidator dan zat yang dapat mereduksi zat lain dinamakan reduktor.

8. Reaksi redoks sanggup dimanfaatkan sebagai sumber arus listrik searah, ibarat pada sel Volta atau dikenal dengan baterai dan accumulator (accu).

9. Sel Volta sederhana sanggup dibangun dari dua buah elektrode yang dicelupkan ke dalam larutan elektrolit.

Anda kini sudah mengetahui Reaksi Redoks. Terima kasih anda sudah berkunjung ke Perpustakaan Cyber.

Referensi :

Sunarya, Y. dan A. Setiabudi. 2009. Praktis dan Aktif Belajar Kimia 1 : Untuk Kelas X Sekolah Menengah Atas / Madrasah Aliyah. Pusat Perbukuan, Departemen Pendidikan Nasional, Jakarta, p. 226.

Pintar Pelajaran Termokimia, Rumus Perubahan Entalpi, Pengertian, Penentuan, Rujukan Soal, Pembahasan, Empirik, Semi Empirik, Reaksi Eksoterm Dan Endoderm, Kalor

Termokimia, Rumus Perubahan Entalpi, Pengertian, Penentuan, Contoh Soal, Pembahasan, Empirik, Semi Empirik, Reaksi Eksoterm dan Endoderm, Kalor - Termokimia yakni ilmu yang mempelajari perubahan kalor dalam suatu reaksi kimia. Energi merupakan sumber esensial bagi kehidupan insan serta makhluk hidup lainnya. Makanan yang kita makan merupakan sumber energi yang memperlihatkan kekuatan kepada kita untuk sanggup bekerja, belajar, dan beraktivitas lainnya. Setiap materi mengandung energi dalam bentuk energi potensial dan energi kinetik. Kedua energi ini dinamakan energi internal. Jika energi yang terkandung dalam materi berubah maka perubahan energi dinamakan kalor. Perubahan energi (kalor) pada tekanan tetap dinamakan perubahan entalpi (ΔH).

Bagaimanakah perubahan entalpi suatu reaksi? Apakah reaksi eksoterm dan endoterm? Bagaimanakah memilih ΔH reaksi berdasarkan percobaan? Anda sanggup menjawabnya jikalau Anda mempelajari penggalan ini dengan baik.

A. Perubahan Entalpi

Setiap materi mengandung energi yang disebut energi internal (U). Besarnya energi ini tidak sanggup diukur, yang sanggup diukur hanyalah perubahannya. Mengapa energi internal tidak sanggup diukur? Sebab materi harus bergerak dengan kecepatan sebesar kuadrat kecepatan cahaya sesuai persamaan Einstein (E = mc²). Di alam, yang tercepat yakni cahaya. Perubahan energi internal ditentukan oleh keadaan simpulan dan keadaan awal ( ΔU = U_akhir – U_awal).

1.1. Pengertian Entalpi (ΔH)

Perubahan energi internal dalam bentuk panas dinamakan kalor. Kalor yakni energi panas yang ditransfer (mengalir) dari satu materi ke materi lain. Jika tidak ada energi yang ditransfer, tidak sanggup dikatakan bahwa materi mengandung kalor. Jadi, Anda sanggup mengukur kalor jikalau ada aliran energi dari satu materi ke materi lain. Besarnya kalor ini, ditentukan oleh selisih keadaan simpulan dan keadaan awal.

Contoh :

Tinjau air panas dalam termos. Anda tidak sanggup menyampaikan bahwa air dalam termos mengandung banyak kalor alasannya panas yang terkandung dalam air termos bukan kalor, tetapi energi internal. Jika terjadi perpindahan panas dari air dalam termos ke lingkungan sekitarnya atau dicampur dengan air masbodoh maka akan terbentuk kalor.

Besarnya kalor ini diukur berdasarkan perbedaan suhu dan dihitung memakai persamaan berikut.

Q = m c ΔT

Keterangan :

Q = kalor

m = massa zat

c = kalor jenis zat

ΔT = selisih suhu

Jika perubahan energi terjadi pada tekanan tetap, contohnya dalam wadah terbuka (tekanan atmosfer) maka kalor yang terbentuk dinamakan perubahan entalpi (ΔH). Entalpi dilambangkan dengan H (berasal dari kata ‘Heat of Content’). Dengan demikian, perubahan entalpi yakni kalor yang terjadi pada tekanan tetap, atau Δ H = Q_P (Q_p menyatakan kalor yang diukur pada tekanan tetap).

1.2. Sistem dan Lingkungan

Secara umum, sistem didefinisiskan sebagai penggalan dari semesta yang merupakan fokus kajian dan lingkungan yakni segala sesuatu di luar sistem yang bukan kajian.

Gambar 1. Diagram proses eksoterm dan endoterm antara sistem dan lingkungan.

Dalam reaksi kimia, Anda sanggup mendefinisikan sistem. Misalnya pereaksi maka selain pereaksi disebut lingkungan, menyerupai pelarut, hasil reaksi, tabung reaksi, udara di sekitarnya, dan segala sesuatu selain pereaksi.

Contoh Soal Sistem dan Lingkungan :

Ke dalam gelas kimia yang berisi air, dilarutkan 10 g gula pasir. Jika gula pasir ditetapkan sebagai sistem, manakah yang termasuk lingkungan?

Jawaban :

Karena gula pasir dipandang sebagai sistem maka selain dari gula pasir termasuk lingkungan, menyerupai air sebagai pelarut, gelas kimia, epilog gelas kimia, dan udara di sekelilingnya.

1.3. Reaksi Eksoterm dan Endoterm

Jika dalam reaksi kimia terjadi perpindahan panas dari sistem ke lingkungan maka suhu lingkungan meningkat. Jika suhu sistem turun maka dikatakan bahwa reaksi tersebut eksoterm. Reaksi endoterm yakni kebalikan dari reaksi eksoterm (perhatikan Gambar 1). Ungkapkanlah dengan kalimat Anda sendiri.

Contoh :

Jika NaOH dan HCl direaksikan dalam pelarut air, kemudian suhu larutan diukur maka ketinggian raksa pada termometer akan naik yang memperlihatkan suhu larutan meningkat.

Apakah reaksi tersebut eksoterm atau endoterm? Semua literatur menyatakan reaksi NaOH dan HCl melepaskan kalor (eksoterm). Jika melepaskan kalor suhunya harus turun, tetapi faktanya naik. Bagaimana menjelaskan fakta tersebut dihubungkan dengan hasil studi literatur?

NaOH dan HCl yakni sistem yang akan dipelajari (fokus kajian).

Selain kedua zat tersebut dikukuhkan sebagai lingkungan, menyerupai pelarut, gelas kimia, batang termometer, dan udara sekitar. Ketika NaOH dan HCl bereaksi, terbentuk NaCl dan H₂O disertai pelepasan kalor. Kalor yang dilepaskan ini diserap oleh lingkungan, balasannya suhu lingkungan naik. Kenaikan suhu lingkungan ditunjukkan oleh naiknya suhu larutan. Jadi, yang Anda ukur bukan suhu sistem (NaOH dan HCl) melainkan suhu lingkungan (larutan NaCl sebagai hasil reaksi). Zat NaOH dan HCl dalam larutan sudah habis bereaksi. Oleh lantaran reaksi NaOH dan HCl melepaskan sejumlah kalor maka dikatakan reaksi tersebut eksoterm. Dengan demikian, antara fakta dan studi literatur cocok. Salah satu teladan reaksi endoterm sanggup diperhatikan pada Gambar 2.

Gambar 2. Sistem reaksi: Ba(OH)₂(s) + NH₄Cl (l) + kalor → BaCl₂ (s) + NH₃(g) + H₂O(l) Akibat kuatnya menyerap kalor, alas melekat besar lengan berkuasa pada labu erlenmeyer. Mengapa?

Bagaimana kekerabatan antara reaksi eksoterm/endoterm dan perubahan entalpi? Dalam reaksi kimia yang melepaskan kalor (eksoterm), energi yang terkandung dalam zat-zat hasil reaksi lebih kecil dari zat-zat pereaksi. Oleh lantaran itu, perubahan entalpi reaksi berharga negatif.

ΔH = H_produk – H_pereaksi < 0

Pada reaksi endoterm, perubahan entalpi reaksi akan berharga positif.

ΔH= H_produk – H_pereaksi > 0

Secara umum, perubahan entalpi dalam reaksi kimia sanggup diungkapkan dalam bentuk diagram reaksi berikut.

A + B → C + kalor (reaksi eksoterm)

Gambar 3. Diagram entalpi reaksi.

C + kalor → A + B (reaksi endoterm)

Pada Gambar 3. tanda panah memperlihatkan arah reaksi. Pada reaksi eksoterm, selisih entalpi berharga negatif alasannya entalpi hasil reaksi (C) lebih rendah daripada entalpi pereaksi (A+B). Adapun pada reaksi endoterm, perubahan entalpi berharga positif alasannya entalpi produk (A+B) lebih besar daripada entalpi pereaksi (C).

Contoh Soal Reaksi Eksoterm :

Kapur tohor (CaO) digunakan untuk melabur rumah semoga tampak putih bersih. Sebelum kapur dipakai, terlebih dahulu dicampur dengan air dan terjadi reaksi yang disertai panas. Apakah reaksi ini eksoterm atau endoterm? Bagaimana perubahan entalpinya?

Pembahasan :

Reaksi yang terjadi:

CaO(s) + H₂O(l)→ Ca(OH)₂ (s)

Oleh lantaran timbul panas, artinya reaksi tersebut melepaskan kalor atau reaksinya eksoterm, ini berarti kalor hasil reaksi lebih rendah dari pereaksi. Jika reaksi itu dilakukan pada tekanan tetap (terbuka) maka kalor yang dilepaskan menyatakan perubahan entalpi (ΔH) yang harganya negatif.

Contoh Soal Reaksi Endoterm

Sepotong es dimasukkan ke dalam botol plastik dan ditutup. Dalam jangka waktu tertentu es mencair, tetapi di dinding botol sebelah luar ada tetesan air. Dari mana tetesan air itu?

Penyelesaian :

Perubahan es menjadi cair memerlukan energi dalam bentuk kalor. Persamaan kimianya:

H₂O(s) + kalor → H₂O(l)

Kalor yang diharapkan untuk mencairkan es diserap dari lingkungan sekitar, yaitu botol dan udara. Ketika es mencair, es menyerap panas dari botol sehingga suhu botol akan turun hingga mendekati suhu es.

Oleh lantaran suhu botol penggalan dalam dan luar mendekati suhu es maka botol akan menyerap panas dari udara sekitar. Akibatnya, uap air yang ada di udara sekitar suhunya juga turun sehingga mendekati titik leleh dan menjadi cair yang kemudian melekat pada dinding botol.

1.4. Persamaan Termokimia

Bukan hanya tata nama yang mempunyai peraturan, penulisan perubahan entalpi reaksi juga dibentuk aturannya, yaitu:

1. Tuliskan persamaan reaksi lengkap dengan koefisien dan fasanya, kemudian tuliskan ΔH di ruas kanan (hasil reaksi).
2. Untuk reaksi eksoterm, nilai ΔH negatif, sebaliknya untuk reaksi endoterm, nilai ΔH positif.

Contoh :

Tinjau persamaan reaksi berikut:

2Na(s) + 2H₂O( ) → 2NaOH(aq) + H₂(g)              ΔH = –367,5 kJ

Persamaan ini menyatakan bahwa dua mol natrium bereaksi dengan dua mol air menghasilkan dua mol natrium hidroksida dan satu mol gas hidrogen. Pada reaksi ini dilepaskan kalor sebesar 367,5 kJ. Pada persamaan termokimia harus dilibatkan fasa zat-zat yang bereaksi alasannya perubahan entalpi bergantung pada fasa zat.

Contoh :

Reaksi gas H₂ dan O₂ membentuk H₂O. Jika air yang dihasilkan berwujud cair, kalor yang dilepaskan sebesar 571,7 kJ. Akan tetapi, jikalau air yang dihasilkan berupa uap, kalor yang dilepaskan sebesar 483,7 kJ.

Persamaan termokimianya:

2H₂(g) + O₂(g) → 2H₂O(l)      ΔH = –571,7 kJ

2H₂(g) + O₂(g) → 2H₂O(g)     ΔH = –483,7 kJ

Gejala ini sanggup dipahami lantaran pada ketika air diuapkan menjadi uap air memerlukan kalor sebesar selisih H kedua reaksi tersebut.

Contoh Soal Menuliskan Persamaan Termokimia :

Larutan NaHCO₃ (baking soda) bereaksi dengan asam klorida menghasilkan larutan natrium klorida, air, dan gas karbon dioksida. Reaksi menyerap kalor sebesar 11,8 kJ pada tekanan tetap untuk setiap mol baking soda. Tuliskan persamaan termokimia untuk reaksi tersebut.

Pembahasan :

Persamaan kimia setara untuk reaksi tersebut adalah

NaHCO₃(aq) + HCl(aq)→ NaCl(aq) + H₂O(l) + CO₂(g)

Oleh lantaran reaksi membutuhkan kalor maka entalpi reaksi dituliskan positif.

Persamaan termokimianya:

NaHCO₃(aq) + HCl(aq)→ NaCl(aq) + H₂O(l) + CO₂(g)     ΔH= +11,8 kJ

Selain aturan tersebut, ada beberapa aturan tambahan, yaitu:

a. Jika persamaan termokimia dikalikan dengan faktor tertentu, nilai ΔH juga harus dikalikan dengan faktor tersebut.

Contoh :

Persamaan termokimia untuk sintesis amonia:

N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH₃(g)             ΔH = –91,8 kJ.

Jika jumlah pereaksi dinaikkan dua kali lipat, kalor reaksi yang dihasilkan juga dua kali dari semula.

2N₂(g) + 6H₂(g) → 4NH₃(g)           ΔH = –184 kJ.

b. Jika persamaan kimia arahnya dibalikkan, nilai ΔH akan berubah tanda.

Contoh :

Sintesis amonia pada teladan di atas dibalikkan menjadi reaksi penguraian amonia. Persamaan termokimianya yakni :

2NH₃(g) → N₂(g) + 3H₂(g)             ΔH = + 91,8 kJ

Contoh Soal Memanipulasi Persamaan Termokimia :

Sebanyak 2 mol H₂(g) dan 1 mol O₂(g) bereaksi membentuk air disertai pelepasan kalor sebesar 572 kJ.

2H₂(g) + O₂(g) → 2H₂O(l) ΔH = –572 kJ

Tuliskan persamaan termokimia untuk pembentukan satu mol air. Tuliskan juga reaksi untuk kebalikannya.

Jawaban :

Pembentukan satu mol air, berarti mengalikan persamaan termokimia dengan faktor 1/2.

H₂(g) + ½ O₂(g)→ H₂O(l) ΔH = – 286 kJ

Untuk reaksi kebalikannya:

H₂O(l) → H₂(g) + ½ O₂(g) ΔH = + 286 kJ

B. Penentuan ΔH Reaksi secara Empirik

Penentuan perubahan entalpi suatu reaksi sanggup dilakukan secara empirik maupun secara semiempirik. Secara empirik, artinya melaksanakan pengukuran secara pribadi di laboratorium, sedangkan semiempirik yakni memakai data termodinamika yang sudah ada di handbook. Perubahan entalpi reaksi sanggup ditentukan melalui pengukuran secara pribadi di laboratorium berdasarkan perubahan suhu reaksi lantaran suhu merupakan ukuran panas (kalor). Jika reaksi dilakukan pada tekanan tetap maka kalor yang terlibat dalam reaksi dinamakan perubahan entalpi reaksi (ΔH reaksi).

2.1. Pengukuran Kalor

Anda niscaya pernah memasak air, bagaimana memilih kalor yang diharapkan untuk mendidihkan air sebanyak 2 liter? Untuk mengetahui ini, Anda perlu mengukur suhu air sebelum dan sehabis pemanasan. Dari selisih suhu, Anda sanggup menghitung kalor yang diserap oleh air, berdasarkan persamaan:

Q = m c ΔT

Keterangan :

m = massa air (dalam gram)

c = kalor jenis zat, yaitu jumlah kalor yang diharapkan untuk

menaikkan suhu satu gram zat sebesar 1°C

ΔT = perubahan suhu

Contoh Soal  Menghitung Kalor

Berapa kalor yang diharapkan untuk menaikkan suhu 50 g air dari 25°C menjadi 60°C? Diketahui kalor jenis air, c = 4,18 J g–1°C^–1.

Penyelesaian :

Kalor yang diharapkan untuk menaikkan suhu 50 g air yakni sebesar 50 kali 1 g air.

Kalor yang diharapkan untuk menaikkan suhu sebesar 35°C yakni sebanyak 35 kali

kalor yang diharapkan untuk menaikkan suhu 1°C.

Jadi, kalor yang diharapkan untuk menaikkan suhu 50 g air dari 25°C menjadi 60°C (ΔT = 35°C) yakni :

Q = m c ΔT

= 50 g × 4,18 J g–1°C^–1 × 35°C

= 7,315 kJ

Metode lain memilih kalor yakni didasarkan pada aturan kekekalan energi yang menyatakan bahwa energi semesta tetap. Artinya, kalor yang dilepaskan oleh zat X sama dengan kalor yang diterima oleh zat Y.

Anda sering mencampurkan air panas dan air dingin, bagaimana suhu air setelah dicampurkan? Pada proses pencampuran, kalor yang dilepaskan oleh air panas diserap oleh air masbodoh hingga suhu adonan menjadi sama. Secara matematika dirumuskan sebagai berikut.

Q_{Air panas} = Q_{Air dingin}

Jadi, pertukaran kalor di antara zat-zat yang berantaraksi, energi totalnya sama dengan nol.

Q_{Air panas} + Q_{Air dingin} = 0

Contoh Soal Menghitung Kalor Berdasarkan Hukum Kekekalan Energi :

Sebanyak 75 mL air dipanaskan dengan LPG. Jika tidak ada kalor yang terbuang, berapa kalor yang dilepaskan oleh LPG jikalau suhu air naik dari 25°C menjadi 90°C? Kalor jenis air, c = 4,18 J g –1°C–1, massa jenis air 1 g mL^–1

Jawaban :

• Ubah satuan volume air (mL) ke dalam berat (g) memakai massa jenis air.

• Hitung kalor yang diserap oleh air

• Hitung kalor yang dilepaskan dari hasil pembakaran gas LPG

ρ _air = 1 g mL^–1 atau m_air = ρ _air × volume air

m_air = 1 g mL^–1 × 75 mL= 75 g

Kalor yang diserap air:

Q_air = 75 g × 4,18 J g^–1°C^–1 × (90–25) °C = 20,377 kJ

Kalor yang diserap air sama dengan kalor yang dilepaskan oleh pembakaran gas LPG.

Q_air = Q_LPG atau Q_LPG = 20,377 kJ

Jadi, kalor yang dilepaskan oleh hasil pembakaran gas LPG sebesar 20,377 kJ.

2.2. Pengukuran Tetapan Kalorimeter

Kalorimeter yakni alat untuk mengukur kalor. Skema alatnya ditunjukkan pada Gambar 4.

Gambar 4. Skema kalorimeter volume tetap.

Kalorimeter ini terdiri atas baskom yang dilengkapi dengan pengaduk dan termometer. Bejana diselimuti penyekat panas untuk mengurangi radiasi panas, menyerupai pada termos. Kalorimeter sederhana sanggup dibentuk memakai wadah styrofoam, Gambar 5.

Gambar 5. Kalorimeter sederhana bertekanan tetap.

Untuk mengukur kalor reaksi dalam kalorimeter, perlu diketahui terlebih dahulu kalor yang dipertukarkan dengan kalorimeter alasannya pada ketika terjadi reaksi, sejumlah kalor dipertukarkan antara sistem reaksi dan lingkungan (kalorimeter dan media reaksi). Besarnya kalor yang diserap atau dilepaskan oleh kalorimeter dihitung dengan persamaan:

Q_kalorimeter = C_k. ΔT

dengan C_k adalah kapasitas kalor kalorimeter.

Contoh Soal Menentukan Kapasitas Kalor Kalorimeter :

Ke dalam kalorimeter dituangkan 50 g air masbodoh (25°C), kemudian ditambahkan 75g air panas (60°C) sehingga suhu adonan menjadi 35°C. Jika suhu kalorimeter naik sebesar 7°, tentukan kapasitas kalor kalorimeter? Diketahui kalor jenis air = 4,18 J g^–1 °C^–1.

Jawaban :

Kalor yang dilepaskan air panas sama dengan kalor yang diserap air masbodoh dan kalorimeter.

Q_{Air panas} = _{QAir dingin} + Q_Kalorimeter

Q_{Air panas} = 75 g × 4,18 J g^–1 °C^–1× (35 – 60)°C = – 7.837,5 J

Q_{Air dingin} = 50 g × 4,18 J g^–1 °C^–1 × (35 – 25)°C = + 2.090 J

Q_kalorimeter = C_k × ΔT

Oleh lantaran energi bersifat kekal maka :

QAir panas + QAir masbodoh + QKalorimeter = 0

–7.837,5 J + 2.090 J + (Ck . 7°C) = 0

Jadi, kapasitas kalor kalorimeter 821 J °C–1.

Dalam reaksi eksoterm, kalor yang dilepaskan oleh sistem reaksi akan diserap oleh lingkungan (kalorimeter dan media reaksi). Jumlah kalor yang diserap oleh lingkungan sanggup dihitung berdasarkan aturan kekekalan energi. Secara matematika dirumuskan sebagai berikut.

Q_reaksi + Q_larutan + Q_kalorimeter = 0

Contoh Soal Menentukan Kalor Reaksi :

Dalam kalorimeter yang telah dikalibrasi dan terbuka direaksikan 50g alkohol dan 3g logam natrium. Jika suhu awal adonan 30 °C dan setelah reaksi suhunya 75 °C, tentukan ΔHreaksi. Diketahui kalor jenis larutan 3,65 J g–1 °C^–1, kapasitas kalor kalorimeter 150 J °C^–1, dan suhu kalorimeter naik sebesar 10°C.

Pembahasan :

Kalor yang terlibat dalam reaksi:

Q_reaksi + Q_larutan + Q_kalorimeter = 0

Q_reaksi = – (Q_larutan + Q_kalorimeter)

Q_larutan = (m_larutan) (c_larutan) (ΔT)

= (53g) (3,65 J g^–1 °C^–1) (45°C)

= 8.705,25 J

Q_kalorimeter = (C_k) (ΔT) = (150 J °C^–1) (10°C) = 1.500 J

Q_reaksi = – (8.705,25 + 1.500) J = –10.205,25 J

Jadi, reaksi alkohol dan logam natrium dilepaskan kalor sebesar 10.205 kJ. Oleh lantaran pada percobaan dilakukan pada tekanan tetap maka

Q_reaksi = ΔH_reaksi = –10.205 kJ.

Kalorimetri dalam Biologi

Setiap makhluk hidup yakni suatu sistem pemrosesan energi (menyerap dan melepas kalor). Analisis terhadap aliran energi dalam sistem biologi sanggup memperlihatkan gosip perihal bagaimana organisme memakai energi untuk tumbuh, berkembang, bereproduksi, dan proses biologis lainnya. Kalorimetri sanggup digunakan untuk mempelajari banyak sekali proses penyerapan/ pelepasan energi dalam makhluk hidup, menyerupai laju metabolisme pada jaringan tanaman, kegiatan otot manusia, keseimbangan energi dalam ekosistem, dan kandungan energi dalam materi makanan. Dengan memakai data hasil kalorimetri terhadap banyak sekali materi makanan, para hebat gizi sanggup menyusun acara diet yang sehat. (Sumber: Chemistry The Central Science, 2000)

Praktikum Kimia 1 :

Penentuan Kalor Reaksi Menggunakan Kalorimeter Sederhana Bertekanan Tetap

Tujuan :

Menentukan kalor reaksi penetralan HCl dan NaOH.

Alat :

1. Gelas kimia
2. Kalorimeter sederhana
3. termometer

Bahan :

1. Larutan HCl 10%
2. Larutan NaOH 10%

Langkah Kerja :

1. Ukur kapasitas kalor kalorimeter dengan cara mencampurkan air panas dan air dingin, menyerupai pada Contoh penentuan kapasitas kalor kalorimeter, atau asumsikan bahwa kalorimeter tidak menyerap kalor hasil reaksi (C_k = 0).
2. Masukkan 50 mL HCl 10% ke dalam gelas kimia dan 50 mL NaOH 5% ke dalam gelas kimia yang lain. Samakan suhu awal pereaksi dan ukur (T₁).
3. Campurkan kedua pereaksi itu dalam kalorimeter, kemudian aduk.
4. Catat suhu adonan setiap 30 detik hingga dengan suhu reaksi turun kembali. Buat grafik suhu terhadap waktu (grafik berbentuk parabola), kemudian diinterpolasi mulai dari waktu simpulan (ta) hingga waktu 0 detik (t₀).
5. Suhu simpulan reaksi (T₂) yakni suhu pada waktu mendekati 0 detik (hasil interpolasi).

Waktu	Suhu
30 detik
1 menit
1,5 menit

Pertanyaan

1. Jika kalor jenis larutan (CLarutan)= 3,89 J g^{-1 o}C^-1, hitunglah kalor reaksi. Asumsikan larutan ρ = 1 g/mL.
2. Bagaimana caranya menyamakan suhu pereaksi?
3. Berapa selisih suhu simpulan dan suhu awal?
4. Berapa kalor yang diserap oleh larutan?
5. Berapa kalor yang dilepaskan oleh sistem reaksi?
6. Apakah percobaan yang Anda lakukan pada tekanan tetap atau bukan?
7. Jika pada tekanan tetap, berapa perubahan entalpi reaksinya, ΔH_reaksi ?

Pada percobaan kalorimeter tersebut, mengapa suhu simpulan reaksi harus diperoleh melalui interpolasi grafik? Ketika pereaksi dicampurkan, pada ketika itu terjadi reaksi dan seketika itu pula kalor reaksi dibebaskan (T₂ ≈ 0,00…1 detik).

Kalor reaksi yang dibebaskan diserap oleh larutan NaCl (hasil reaksi). Termometer tidak sanggup mengukur kalor yang diserap oleh larutan NaCl seketika (misal dari 30 °C tiba-tiba menjadi 77 °C) lantaran raksa pada termometer naik secara perlahan. Oleh lantaran kenaikan derajat suhu pada termometer lambat, dalam kurun waktu sekitar 5 menit sudah banyak kalor hasil reaksi terbuang (diserap oleh udara di sekitarnya) sehingga termometer hanya bisa mengukur suhu optimum di bawah suhu hasil reaksi (pada teladan grafik = 60 °C), perhatikan Gambar 6.

Gambar 6. Pada percobaan memakai kalorimeter suhu simpulan reaksi diperoleh dari hasil interpolasi grafik (garis lurus). Pada grafik tersebut suhu simpulan reaksi T₂ = 77°C.

Dengan demikian, yang sanggup Anda lakukan yakni menginterpolasi grafik suhu setelah optimum. Dasar pemikirannya yakni ketika reaksi terjadi, kalor dibebaskan dan diserap oleh lingkungan. Serapan kalor reaksi oleh lingkungan menyebabkan panasnya berkurang (turun secara linear) hingga pada ketika suhu reaksi terukur oleh termometer (suhu optimum). Akhirnya, panas reaksi dan suhu termometer turun bersama dan terukur oleh termometer.

C. Penentuan ΔH secara Semi Empirik

Penentuan ΔH suatu reaksi, selain sanggup diukur secara pribadi di laboratorium juga sanggup ditentukan berdasarkan data perubahan entalpi standar suatu zat yang terdapat dalam handbook.

3.1. Perubahan Entalpi Standar (ΔH)

Harga perubahan entalpi ditentukan oleh keadaan awal dan keadaan simpulan sehingga perlu memutuskan kondisi pada ketika entalpi diukur lantaran harga entalpi bergantung pada keadaan. Para hebat kimia telah memutuskan perubahan entalpi pada keadaan standar yakni kalor yang diukur pada tekanan tetap 1 atm dan suhu 298K. Perubahan entalpi standar dilambangkan dengan ΔH°. Satuan entalpi berdasarkan Sistem Internasional (SI) yakni joule (disingkat J).

Perubahan entalpi standar untuk satu mol zat dinamakan ΔH° molar.

Satuan untuk ΔH° molar yakni J mol^–1. Jenis perubahan entalpi standar bergantung pada macam reaksi sehingga dikenal perubahan entalpi pembentukan standar (  ), perubahan entalpi penguraian standar (  ), dan perubahan entalpi pembakaran standar (  ).

a. Perubahan Entalpi Pembentukan Standar

Perubahan entalpi pembentukan standar () yakni kalor yang terlibat dalam reaksi pembentukan satu mol senyawa dari unsur-unsurnya, diukur pada keadaan standar. Contohnya, pembentukan satu mol air dari unsur-unsurnya.

H₂(g) + ½ O₂(g) → H₂O(l) ΔH° = –286 kJ mol^–1

Berdasarkan perjanjian, ΔH° untuk unsur-unsur stabil yakni 0 kJ mol^–1.

Keadaan stabil untuk karbon yakni grafit ( C_grafit = 0 kJ), keadaan stabil untuk gas diatom, seperti O₂, N₂, H₂, Cl₂, dan lainnya sama dengan nol ( O₂, H₂, N₂, Cl₂ = 0 kJ).

b. Perubahan Entalpi Penguraian Standar

Reaksi penguraian merupakan kebalikan dari reaksi pembentukan, yaitu penguraian senyawa menjadi unsur-unsurnya. Harga perubahan entalpi penguraian standar suatu zat sama besar dengan perubahan entalpi pembentukan standar, tetapi berlawanan tanda.

Contoh :

Pembentukan standar satu mol CO₂ dari unsur-unsurnya:

C(s) + O₂(g) → CO₂(g) = –393,5 kJ mol^–1

Penguraian standar satu mol CO2(g) menjadi unsur-unsurnya:

CO₂(g) → C(s) + O₂(g) = +393,5 kJ mol^–1

Pada dasarnya, semua jenis perubahan entalpi standar sanggup dinyatakan ke dalam satu istilah, yaitu perubahan entalpi reaksi (ΔH°_reaksi) alasannya semua perubahan tersebut sanggup digolongkan sebagai reaksi kimia.

Contoh Soal (UNAS 2005)

Diketahui diagram reaksi sebagai berikut :

Berdasarkan diagram tersebut, harga ΔH₂ adalah ...

A. ΔH₁ – ΔH₂ – ΔH₃

B. ΔH₁ + ΔH₂ – ΔH₄

C. ΔH₁ – ΔH₃ – ΔH₄

D. ΔH₁ – ΔH₃ + ΔH₄

E. ΔH₁ + ΔH₃ + ΔH₄

Pembahasan :

Dari diagram diketahui :

ΔH₁ = ΔH₂ + ΔH₃ + ΔH₄

maka

ΔH₂ = ΔH₁ – ΔH₃ – ΔH₄.

Jadi, jawabannya (C)

2.2. Hukum Hess

Hukum Hess muncul berdasarkan fakta bahwa banyak pembentukan senyawa dari unsur-unsurnya tidak sanggup diukur perubahan entalpinya secara laboratorium.

Contoh :

Reaksi pembentukan asam sulfat dari unsur-unsurnya.

S(s) + H₂(g) + 2O₂(g) → H₂SO₄(l)

Pembentukan asam sulfat dari unsur-unsurnya tidak terjadi sehingga tidak sanggup diukur perubahan entalpinya. Oleh lantaran itu, hebat kimia berusaha menemukan alternatif pemecahannya. Pada 1840, pakar kimia dari Swiss Germain H. Hess bisa menjawab tantangan tersebut.

Berdasarkan hasil pengukuran dan sifat-sifat entalpi, Hess menyatakan bahwa entalpi hanya bergantung pada keadaan awal dan simpulan reaksi maka perubahan entalpi tidak bergantung pada jalannya reaksi (proses).

Pernyataan ini dikenal dengan aturan Hess. Dengan kata lain, perubahan entalpi reaksi hanya ditentukan oleh kalor pereaksi dan kalor hasil reaksi. 

Tinjau reaksi pembentukan CO₂ (perhatikan Gambar 7).

Gambar 7. Bagan tahapan reaksi pembakaran karbon. ΔH₁ = ΔH₂ + ΔH₃.

Reaksi keseluruhan sanggup ditulis dalam satu tahap reaksi dan perubahan entalpi pembentukan standarnya dinyatakan oleh ΔH°₁. Persamaan termokimianya :

C(s) + O₂(g) → CO₂(g)    ΔH°₁ = –394 kJ

Reaksi ini sanggup dikembangkan menjadi 2 tahap reaksi dengan perubahan entalpi standar adalah ΔH°₂ dan ΔH°₃ :

C(s) + ½ O2(g) → CO(g)	ΔH°2 = –111 kJ
CO(g) + ½ O2(g) → CO2(g)	ΔH°3 = –283 kJ
Reaksi total: C(g) + O2(g) → CO2(g)	ΔH°2 + ΔH°3 = –394 kJ

Pembentukan asam sulfat sanggup dilakukan melalui 4 tahap reaksi:

S(s) + O2(g) → SO2(g)	ΔH°1= –296,8 kJ
SO2(g) + ½ O2(g) → SO3(g)	ΔH°2= –395,7 kJ
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l)	ΔH°3= –285,8 kJ
SO3(g) + H2O(l) → H2SO4(l)	ΔH°4= +164,3 kJ
S(s) + 2O2(g) + H2(g) → H2SO4(l)	ΔH° = –814,0 kJ

Contoh Soal Hukum Hess :

Pembentukan gas NO₂ dari unsur-unsurnya sanggup dilakukan dalam satu tahap atau dua tahap reaksi. Jika diketahui:

½ N2(g) + ½ O2(g) → NO(g)	ΔH° = +90,4 kJ
NO(g) + ½ O2(g) → NO2(g)	ΔH° = +33,8 kJ

Berapakah ΔH°pembentukan gas NO₂ ?

Jawab:

Reaksi pembentukan gas NO₂ dari unsur-unsurnya:

½ N₂(g) + O₂(g) → NO₂(g)         ΔH° = ? kJ

Menurut aturan Hess, ΔH° hanya bergantung pada keadaan awal dan simpulan reaksi.

Dengan demikian, ΔH° pembentukan gas NO₂ dapat ditentukan dari dua tahap reaksi tersebut.

½ N2(g) + ½ O2(g) → NO(g)	ΔH°1 = +90,4 kJ
NO(g) + ½ O2(g) → NO2(g)	ΔH°2 = +33,8 kJ
½ N2(g) + O2(g) → NO2(g)	ΔH°1 + ΔH°2 = +124,2 kJ

Hukum Hess sanggup diterapkan untuk memilih perubahan entalpi reaksi zat-zat kimia, dengan catatan bahwa setiap tahap reaksi diketahui perubahan entalpinya.

Contoh Soal Aplikasi Hukum Hess :

Asetilen (C₂H₂) tidak sanggup diproduksi pribadi dari unsur-unsurnya:

2C(s) + H₂(g) → C₂H₂(g)

Hitung ΔH° untuk reaksi tersebut berdasarkan persamaan termokimia berikut.

(a) C(s) + O₂(g) → CO₂(g)    ΔH°₁ = –393,5 kJ mol^–1

(b) H₂(g) + ½ O₂(g) → H₂O(l)     ΔH°₂ = –285,8 kJ mol^–1

(c) C₂H₂(g) + 5/2 O₂(g) → 2CO₂(g) + H₂O(l)    ΔH°₃ = –1.299,8 kJ mol^–1

Jawaban :

Aturan yang harus diperhatikan adalah

1. Posisi pereaksi dan hasil reaksi yang diketahui harus sama dengan posisi yang ditanyakan. Jika tidak sama maka posisi yang diketahui harus diubah.
2. Koefisien reaksi (mol zat) yang diketahui harus sama dengan yang ditanyakan.

Jika tidak sama maka harus disamakan terlebih dahulu dengan cara dibagi atau dikalikan, demikian juga dengan nilai entalpinya.

1. Persamaan (a) harus dikalikan 2 alasannya reaksi pembentukan asetilen memerlukan 2 mol C.
2. Persamaan (b) tidak perlu diubah dikarenakan telah sesuai dengan persamaan reaksi pembentukan asetilen ( 1 mol H₂)
3. Persamaan (c) perlu dibalikkan arahnya, sebab C₂H₂ berada sebagai pereaksi.

Persamaan termokimianya menjadi :

2C(s) + 2O2(g) → 2CO2(g)	ΔH°1 = 2(–393,5) kJ mol–1
H2(s) + ½ O2(g) → H2O(l)	ΔH°2 = –285,8 kJ mol–1
2CO2(g) + H2O(l) → 2C2H2(g) + 5/2 O(g)	ΔH°3 = +1.299,8 kJ mol–1
2C(s) + H2(g) → C2H2(g)	ΔH°1 + ΔH°2 + ΔH°3 = + 227,0 kJ mol–1

Jadi, perubahan entalpi pembentukan standar asetilen dari unsur-unsurnya yakni 227 kJ mol–1.

Persamaan termokimianya :

2C(s) + H₂(g) → C₂H₂(g)      ΔH°_f = 227,0 kJ mol^–1.

Contoh Soal (UNAS 2004) :

Pernyataan yang benar untuk reaksi :

2CO(g) + O₂(g)→ 2CO₂(g)       ΔH= x kJ

adalah...

A. Kalor pembentukan CO = 2x kJ mol^–1

B. Kalor penguraian CO = x kJ mol^–1

C. Kalor pembakaran CO = 2x kJ mol^–1

D. Kalor pembakaran CO = ½ x kJ mol^–1

E. Kalor pembentukan CO = ½ x kJ mol^–1

Pembahasan

Reaksi dengan oksigen merupakan reaksi pembakaran. Jadi, reaksi tersebut merupakan reaksi pembakaran 2 mol CO dan melepas x kJ energi. Untuk satu mol CO dilepas energi sebesar ½ x KJ. (D)

3.3. Penentuan ΔH° Reaksi dari Data ΔH°_f

Salah satu data perubahan entalpi yang penting yakni perubahan entalpi pembentukan standar, ΔH°_f. Dengan memanfaatkan data ΔH°_f, Anda sanggup menghitung ΔH° reaksi-reaksi kimia. ΔH tidak bergantung pada jalannya reaksi, tetapi hanya ditentukan oleh ΔH pereaksi dan ΔH hasil reaksi. Oleh lantaran itu, ΔH° reaksi sanggup dihitung dari selisih ΔH°_f zat-zat yang bereaksi. Secara matematika dirumuskan sebagai berikut:

ΔH°_reaksi = ΣΔH°_{f (produk)} – ΣΔH°_{f (pereaksi)}

dengan Σ menyatakan jumlah macam zat yang terlibat dalam reaksi.

Contoh Soal Menghitung ΔH_reaksi dari data ΔH°_f :

Gunakan data ΔH°_f untuk memilih ΔH° reaksi amonia dan oksigen berlebih.

Gambar 8. Diagram tahap-tahap reaksi perubahan amonia.

Persamaan reaksinya:

NH₃(g) + O₂(g) → NO₂(g) + H₂O(g)

Jawaban :

1. Cari data ΔH°_f masing-masing zat

2. Setarakan persamaan reaksi

3. Kalikan harga ΔH°_f dengan koefisien reaksinya

4. Tentukan ΔH° reaksi dengan rumus di atas

Data ΔH°_f untuk masing-masing zat yakni :

ΔH°_f (NH₃) = –46,1 kJ; ΔH°_f (O₂) = 0 kJ;

ΔH°_f (NO₂) = –33,2 kJ; ΔH°_f (H₂O) = 214,8 kJ

Persamaan reaksi setara:

4NH₃(g) + 7O₂(g) → 4NO₂(g) + 6H₂O(g)

ΔH°_reaksi = ΣΔH°_(produk) – ΣΔH°_(pereaksi)

= (1.288,8 kJ + 132,8 kJ) – (–184 kJ + 0)

= 1.340 kJ

Jadi, pembakaran 4 mol amonia dilepaskan kalor sebesar 1.340 kJ. (tahapan reaksi sanggup dilihat pada Gambar 8)

3.4. Penentuan ΔH Reaksi dari Data Energi Ikatan

Anda sudah tahu apa yang dimaksud dengan ikatan? Kekuatan ikatan antara atom-atom dalam molekul sanggup diketahui dari energinya. Semakin besar energi yang diharapkan untuk memutuskan ikatan, semakin besar lengan berkuasa ikatan tersebut. Pada topik berikut, Anda akan mempelajari cara menghitung energi ikatan dan hubungannya dengan perubahan entalpi.

Untuk memutuskan ikatan pada molekul diharapkan energi yang lebih besar lengan berkuasa dari energi ikatan antara atom-atomnya.

a. Energi Ikatan Rata-Rata

Pada molekul diatom, energi ikatan disebut juga energi disosiasi, dilambangkan dengan D (dissociation). Energi ikatan didefinisikan sebagai jumlah energi yang diharapkan untuk memutuskan ikatan 1 mol suatu molekul dalam wujud gas.

Contoh :

H₂(g) → 2 H(g) D_H–H = 436 kJ mol^–1

Pada molekul beratom banyak, energi untuk memutuskan semua ikatan dalam molekul berwujud gas menjadi atom-atom netral berwujud gas dinamakan energi atomisasi. Besarnya energi atomisasi sama dengan jumlah semua energi ikatan dalam molekul.

Contoh :

Dalam metana, energi atomisasi yakni energi yang diharapkan untuk memutuskan semua ikatan antara atom C dan H.

CH₄(g) → C(g) + 4H(g)

Dalam molekul beratom banyak, energi yang diharapkan untuk memutuskan satu per satu ikatan tidak sama. Simak tabel berikut.

Tabel 1. Energi Ikatan Rata-Rata untuk Metana (kJ mol^–1)

Tahap Pemutusan Ikatan pada CH4	Energi Disosiasi (kJ mol–1)
CH4(g) → CH3(g) + H(g)	DC–H = 435
CH3(g) → CH2(g) + H(g)	DC–H = 453
CH2(g) → CH(g) + H(g)	DC–H = 425
CH(g) → C(g) + H(g)	DC–H = 339
Sumber: Chemistry with Inorganic Qualitative Analysis, 1989

Berdasarkan data pada Tabel 1, apakah yang sanggup Anda simpulkan?

Kekuatan setiap ikatan C–H dalam metana tidak sama, padahal ikatan yang diputuskan sama, yaitu ikatan antara karbon dan hidrogen. Mengapa? Ikatan yang diputuskan berasal dari molekul yang sama dan juga atom yang sama, tetapi lantaran lingkungan kimianya tidak sama, besarnya energi yang diharapkan menjadi berbeda. Oleh lantaran ikatan yang diputuskan dari atom-atom yang sama dan nilai energi ikatan tidak berbeda jauh maka nilai energi ikatan dirata-ratakan sehingga disebut energi ikatan rata-rata. Berdasarkan pertimbangan tersebut, energi disosiasi ikatan rata-rata untuk C–H yakni 413 kJ mol^–1. Nilai ini berlaku untuk semua jenis ikatan C–H dalam molekul. Beberapa harga energi ikatan rata-rata ditunjukkan pada Tabel 2. berikut.

Tabel 2. Energi Ikatan Rata-Rata (kJ mol^–1)

Jenis Ikatan	Atom-Atom yang Berikatan
		H	C	N	O	S	F	Cl	Br	I
Tunggal	H	432
	C	413	346
	N	386	305	167
	O	459	358	201	142
	S	363	272	–	–	226
	F	465	485	283	190	284	155
	Cl	428	327	313	218	255	249	240
	Br	362	285	–	201	217	249	216	190
	I	295	213	–	201	–	278	208	175	149
Rangkap dua	C		602
	N		615	418
	O		799	607	494	532
	S
Rangkap tiga	C		835
	N		887	942
Sumber: General Chemistry (Ebbing), 1990

b. Menggunakan Data Energi Ikatan

Nilai energi ikatan rata-rata sanggup digunakan untuk menghitung perubahan entalpi suatu reaksi. Bagaimana caranya? Menurut Dalton, reaksi kimia tiada lain berupa penataan ulang atom-atom. Artinya, dalam reaksi kimia terjadi pemutusan ikatan (pada pereaksi) dan pembentukan kembali ikatan (pada hasil reaksi).

Untuk memutuskan ikatan diharapkan energi. Sebaliknya, untuk membentuk ikatan dilepaskan energi. Selisih energi pemutusan dan pembentukan ikatan menyatakan perubahan entalpi reaksi tersebut, yang dirumuskan sebagai berikut.

ΔH_reaksi =ΣD_{(pemutusan ikatan)} – ΣD_{(pembentukan ikatan)}

Dengan Σ menyatakan jumlah ikatan yang terlibat, D menyatakan energi ikatan rata-rata per mol ikatan.

Contoh Soal Menghitung ΔH dari Energi Ikatan Rata-Rata :

Gunakan data energi ikatan rata-rata pada Tabel 2. untuk menghitung ΔH reaksi pembentukan amonia dari unsur-unsurnya.

Pembahasan :

1. Tuliskan persamaan reaksi dan setarakan.

2. Tentukan ikatan apa yang putus pada pereaksi, dan hitung jumlah energi ikatan rata-rata yang diperlukan.

3. Tentukan ikatan apa yang terbentuk pada hasil reaksi, dan hitung jumlah energi ikatan rata-rata yang dilepaskan.

4. Hitung selisih energi yang terlibat dalam reaksi.

Persamaan reaksinya:

N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH₃(g)

Ikatan yang putus pada pereaksi:

N º N	1 mol × 418 kJ mol–1 = 418 kJ
H–H	3 mol × 432 kJ mol–1= 1.296 kJ

Total energi yang diharapkan = 1714 kJ

Ikatan yang terbentuk pada hasil reaksi:

N – H

2 mol × 386 kJ mol–1 = 1.158 kJ

Total energi yang dilepaskan = 1158 kJ

Perubahan entalpi reaksi pembentukan amonia:

ΔH_reaksi =ΣD_{(pemutusan ikatan)} – ΣD_{(pembentukan ikatan)} = 1.714 kJ – 1.158 kJ = 556 kJ

Oleh lantaran ΔH positif maka pembentukan 2 mol amonia menyerap energi sebesar 556 kJ atau sebesar 278 kJ mol^–1.

Contoh (UNAS 2004) :

Diketahui reaksi :

2C₂H₆ + 7O₂ → 4CO₂ + 6H₂O    ΔH=-3130 kJ

H₂ + O₂ → H₂O                           ΔH= -286 kJ

C₂H₂ + 2H₂→ C₂H₆                    ΔH= -312 kJ

Tentukan ΔH yang dibebaskan jikalau 11,2 liter gas C₂H₂ dibakar tepat pada keadaan standar.

A. -652,5 kJ 

B. 652,5 kJ 

C. -1864 kJ
D. 1864 kJ

E. -2449 kJ

Pembahasan :

Berdasarkan aturan Hess

C2H6 + 5/2 O2 → 2CO2 + H2O	ΔH=-1565 kJ
2H2O → 2H2 + O2	ΔH= 572 kJ
C2H2 + 2H2 → C2H6	ΔH= -312 kJ	+
C2H2 + 5/2 O2 → 2CO2 + H2O	ΔH= -1305 kJ

11,2 L C₂H₂ (STP) = 11,2 / 22,4 = 0,5 mol

Jadi, ΔH untuk pembakaran 11,2 LC₂H₂ = 0,5 x (-1305) = -652,5 kJ. (C)

D. Kalor Bahan Bakar dan Sumber Energi

4.1. Nilai Kalor Bahan Bakar

Batubara, minyak bumi, dan gas alam merupakan sumber utama energi materi bakar. Minyak tanah dan gas LPG biasa digunakan untuk memasak di rumah-rumah. Gasolin (terutama bensin) digunakan sebagai materi bakar kendaraan bermotor. Bahan bakar untuk industri selain solar, juga digunakan batubara.

Dengan pengetahuan termokimia, Anda sanggup membandingkan materi bakar apa yang paling efektif dan efisien untuk digunakan sebagai alternatif sumber energi. Untuk mengetahui jenis materi bakar yang efektif dan efisien sesuai kebutuhan, sanggup dilakukan pengujian dengan cara aben materi bakar. Kalor yang dilepaskan digunakan memanaskan air dan kalor yang diserap oleh air dihitung.

Praktikum Kimia 2

Penentuan Kalor Reaksi Menggunakan Kalorimeter Sederhana

Tujuan :

Menentukan kalor yang dilepaskan BBM

Alat :

1. Kaleng bekas
2. Lembaran seng/aluminium
3. Pembakar
4. kaki tiga dan kasa

Bahan :

1. Air (H₂O) 
2. Alkohol 
3. Minyak tanah 
4. Bensin
5. Solar
6. Spiritus

Langkah Kerja :

1. Sediakan kaleng bekas obat nyamuk dan potong penggalan atasnya.
2. Sediakan lembaran seng atau aluminium dan dilipat menyerupai pipa atau kotak untuk menutupi pembakaran (berguna untuk mengurangi panas yang hilang akhir radiasi).
3. Susun alat-alat menyerupai gambar.
4. Masukkan 100 g air ke dalam kaleng bekas.
5. Masukkan 20 g materi bakar yang akan diukur kalornya ke dalam pembakar.
6. Nyalakan pembakar dan tutup dengan kotak seng, semoga panas yang terjadi tidak hilang.

BBM	H (J g–1)	Volume BBM terbakar (mL)	Harga per Liter/ (Rupiah)
Alkohol
Minyak Tanah
Bensin
Solar
Spiritus
LPG

Pertanyaan :

1. Hitung kalor yang diserap kaleng dan kalor yang diserap oleh air, kemudian hitung kalor yang dilepaskan oleh BBM.
2. Manakah yang lebih efektif dan efisien untuk keperluan di rumah?
3. Manakah yang lebih efektif dan efisien untuk keperluan kendaran bermotor?

Efektivitas materi bakar sanggup dibandingkan berdasarkan jumlah kalor dengan volume yang sama. Pada volume yang sama, semakin besar jumlah kalor yang dilepaskan, semakin efektif materi bakar tersebut untuk digunakan sesuai kebutuhan. Efisiensi materi bakar sanggup dibandingkan berdasarkan jumlah volume dan harga. Untuk volume yang sama, semakin murah harga BBM, semakin efisien BBM tersebut untuk digunakan sesuai kebutuhan. Namun, ada beberapa aspek yang perlu diperhatikan berkaitan dengan penggunaan BBM. Aspek tersebut di antaranya keamanan dan kebersihan lingkungan.

Bensin tidak sanggup digunakan untuk kebutuhan di rumah alasannya bensin gampang menguap sehingga gampang terbakar, yang berdampak pada risiko keamanan. Minyak tanah tidak sanggup digunakan untuk kendaraan bermotor alasannya sukar terbakar dan bersifat korosif. Akibatnya, jikalau minyak tanah digunakan untuk kendaraan, mesin sukar dihidupkan dan cepat rusak. Di samping itu, akhir dari sukar terbakar sanggup menyebabkan asap yang tebal dan berdampak pada pencemaran lingkungan.

4.2. Sumber Energi Baru

Bahan bakar minyak bumi, dan gas alam, masih merupakan sumber energi utama dalam kehidupan sekarang. Akan tetapi, hasil pembakarannya menjadi duduk kasus besar bagi lingkungan. Di samping itu, sumber energi tersebut tidak terbarukan dan dalam beberapa puluh tahun ke depan akan habis. Berdasarkan permasalahan lingkungan dan tidak sanggup diperbaruinya sumber energi, para ilmuwan berupaya memperoleh sumber energi masa depan dengan pertimbangan aspek lingkungan, ekonomi, dan materi dasar. Terdapat beberapa sumber energi potensial yang sanggup dimanfaatkan di antaranya sinar matahari, reaksi nuklir (fusi dan fisi), biomassa tanaman, biodiesel, dan materi bakar sintetis.

Batubara, minyak bumi, dan gas alam yang merupakan sumber energi utama, dikenal sebagai materi bakar fosil.

a. Energi Matahari

Pemanfaatan pribadi sinar matahari sebagai sumber energi bagi rumah tangga, industri, dan transportasi sepertinya menjadi pilihan utama untuk jangka waktu panjang, dan hingga ketika ini masih terus dikembangkan. Dengan memakai teknologi sel surya, energi matahari diubah menjadi energi listrik. Selanjutnya, energi listrik ini sanggup dimanfaatkan untuk banyak sekali aplikasi, baik kendaraan bertenaga surya maupun untuk peralatan rumah tangga.

b. Pemanfaatan Batubara

Deposit batubara di Indonesia masih cukup melimpah. Deposit terbesar berada di Pulau Kalimantan. Pada dasarnya, kandungan utama batubara yakni karbon dalam bentuk karbon bebas maupun hidrokarbon. Batubara banyak dimanfaatkan sebagai sumber materi bakar, baik dirumah tangga maupun industri. PLTU memakai 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 yakni dihasilkannya gas SO₂. Untuk menghilangkan gas SO₂ dapat diterapkan proses desulfurisasi. Proses ini memakai serbuk kapur (CaCO₃) atau spray air kapur [Ca(OH)₂] dalam alat scrubers. Reaksi yang terjadi:

CaCO₃(s) + SO₂(g) → CaSO₃(s) + CO₂(g)

Ca(OH)₂(aq) + SO₂(g) → CaSO₃(s) + H₂O(l)

Namun, biaya operasional desulfurisasi dan pembuangan deposit padatan kembali menjadi duduk kasus baru.

Untuk meningkatkan nilai dari batubara dan menghilangkan pencemar SO₂, dilakukan rekayasa batubara, menyerupai gasifikasi dan reaksi karbon-uap. Pada gasifikasi, molekul-molekul besar dalam batubara dipecah melalui pemanasan pada suhu tinggi (600°C – 800°C) sehingga dihasilkan materi bakar berupa gas.

Reaksinya yakni sebagai berikut.

Batubara(s) → batubara cair (mudah menguap) → CH₄(g) + C(s)

Arang yang terbentuk direaksikan dengan uap air menghasilkan adonan gas CO dan H2, yang disebut gas sintetik. Reaksinya:

C(s) + H₂O(l) → CO(g) + H₂(g)        ΔH = 175 kJ mol^–1

Untuk meningkatkan nilai gas sintetik, gas CO diubah menjadi materi bakar lain. Misalnya, gas CO direaksikan dengan uap air menjadi CO₂ dan H₂. Reaksinya:

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

CO(g) + 3H₂(g) → CH₄(g) + H₂O(g)        ΔH = –206 kJ mol^–1

Setelah H₂O diuapkan, akan diperoleh CH₄ yang disebut gas alam sintetik. Dengan demikian, batubara sanggup diubah menjadi metana melalui proses pemisahan batubara cair.

c. Bahan Bakar Hidrogen

Salah satu sumber energi gres yakni hasil reaksi dari gas H₂ dan O₂. Di laboratorium, reaksi ini sanggup dilakukan dalam tabung eudiometer, yang dipicu oleh bunga api listrik memakai piezoelectric. Ketika tombol piezoelectric ditekan akan terjadi loncatan bunga api listrik dan memicu terjadinya reaksi H₂ dan O₂.
Persamaan termokimianya:

H₂(g) + ½ O₂(g) → H₂O(l)             ΔH° = –286 kJ

Untuk jumlah mol yang sama, kalor pembakaran gas H₂ sekitar 2,5 kali lebih besar dari kalor pembakaran gas alam. Di samping itu, pembakaran gas H₂ menghasilkan produk ramah lingkungan (air). Masalah yang mengemuka dari sumber energi ini yakni aspek ekonomi, terutama dalam biaya produksi dan penyimpanan gas H₂ serta transportasi gas H₂. Walaupun gas hidrogen melimpah di alam, tetapi jarang terdapat sebagai gas H₂ bebas, melainkan bersenyawa dengan banyak sekali unsur. Untuk memperoleh sumber utama gas hidrogen, salah satunya yakni pengolahan gas metana dengan uap air:

CH₄(g) + H₂O(g) → 3H₂(g) + CO(g)             ΔH° = 206 kJ mol^–1

Reaksi tersebut sangat endotermik sehingga pengolahan metana dengan uap air tidak efisien untuk memperoleh gas H₂ sebagai materi bakar. Dengan kata lain, lebih hemat memakai metana pribadi sebagai materi bakar.

4.3. Sumber Energi Terbarukan

Apakah yang dimaksud sumber energi terbarukan? Sumber energi terbarukan yakni sumber energi yang sanggup diperbarui kembali, contohnya minyak kelapa sawit. Minyak kelapa ini sanggup dijadikan sumber energi dan sanggup diperbarui dengan cara menanam kembali pohon kelapa sawitnya. Sumber energi terbarukan yang berasal dari tumbuhan atau makhluk hidup dinamakan bioenergi. Biodiesel yakni materi bakar diesel (fraksi diesel) yang diproduksi dari tumbuh-tumbuhan. Salah satu sumber energi terbarukan yakni alkohol, yakni etanol (C₂H₆O). Alkohol sanggup diproduksi secara masal melalui fermentasi pati, yaitu pengubahan karbohidrat menjadi alkohol dengan derma ragi (enzim). Sumber karbohidrat sanggup diperoleh dari buah-buahan, biji-bijian, dan tebu.

(C6H10O5)x	+	xH2O	→	C6H12O6	→	2C2H5OH	+	2CO2
Pati				Glukosa		Etanol

Berdasarkan hasil penelitian, diketahui bahwa mesin kendaraan beroda empat yang memakai materi bakar gasohol (campuran bensin dan etanol 10%) sangat baik, apalagi jikalau alkohol yang digunakan kemurniannya tinggi. Akan tetapi, alkohol sebagai materi bakar kendaraan juga mempunyai kendala, yaitu alkohol sukar menguap (Td = 79°C) sehingga pembakaran alkohol harus dilakukan pada suhu relatif tinggi atau sanggup terbakar jikalau mesin kendaraan sudah panas.

Rangkuman :

1. Entalpi merupakan fungsi keadaan, yakni hanya bergantung pada keadaan awal dan keadaan akhir, tidak bergantung proses reaksi.
2. Sistem yakni sesuatu yang didefinisikan sebagai sentra kajian, sedangkan lingkungan yakni segala sesuatu selain sistem. Sistem dan lingkungan dinamakan semesta.
3. Jika reaksi kimia melepaskan kalor dinamakan reaksi eksoterm, sedangkan jikalau reaksi yang menyerap kalor dikatakan reaksi endoterm.
4. Entalpi pembentukan standar yakni perubahan entalpi pembentukan 1 mol senyawa dari unsur-unsurnya pada 298K dan 1 atm.
5. Pengukuran ΔH reaksi sanggup dilakukan secara percobaan memakai kalorimeter, dengan cara mengukur suhu sebelum dan sehabis reaksi.
6. Senyawa yang tidak sanggup ditentukan ΔH°-nya secara percobaan sanggup dihitung memakai aturan Hess dan data ΔH° pembentukan.
7. Hukum Hess menyatakan bahwa perubahan entalpi hanya ditentukan oleh keadaan awal dan akhir, dan tidak bergantung pada proses reaksi.
8. Perhitungan perubahan entalpi reaksi sanggup ditentukan berdasarkan data perubahan entalpi pembentukan standar.
9. Perubahan entalpi sanggup ditentukan dari perubahan entalpi standar yang terdapat dalam handbook memakai rumus: ΔH^o _Reaksi =ΣΔH^o_{f Produk}−ΣΔH^o_{f Pereaksi}
10. Perubahan entalpi reaksi sanggup juga ditentukan dari data energi ikatan rata-rata, melalui persamaan: ΔH=ΣD_{(pemutusan ikatan)} − ΣD_{(pembentukan ikatan)}

Anda kini sudah mengetahui Termokimia dan Entalpi. Terima kasih anda sudah berkunjung ke Perpustakaan Cyber.

Referensi :

Sunarya, Y. dan A. Setiabudi. 2009. Praktis dan Aktif Belajar Kimia 2 : Untuk Kelas XI Sekolah Menengah Atas/Madrasah Aliyah Program Ilmu Pengetahuan Alam. Pusat Perbukuan, Departemen Pendidikan Nasional, Jakarta. p. 250.