Tampilkan postingan dengan label KIMIA. Tampilkan semua postingan

LAJU REAKSI

source: ebiologi.com
Mengapa beberapa reaksi kimia berlangsung secepat kilat sementara yang lainnya memerlukan waktu berhari-hari, berbulan-bulan bahkan tahunan untuk menghasilkan produk yang cukup banyak? Bagaimana katalis bisa meningkatkan laju reaksi kimia? Mengapa perubahan suhu yang sedikit saja sering memberikan efek besar pada laju memasak? Bagaimana kajian mengenai laju reaksi kimia memberikan informasi tentang bagaimana cara molekul bergabung membentuk produk? Semua pertanyaan ini menyangkut kinetika kimia belum selengkap seperti termodinamika. Masih banyak reaksi yang tetapan kesetimbangannya telah diketahui dengan cermat, tetapi perincian lintasan reaksinya masih belum dipahami. Ini terutama berlaku untuk reaksi yang melibatkan banyak unsur reaktan yang membentuk produknya.
Kinetika kimia adalah bagian dari ilmu kimia yang mempelajari laju dan mekanisme reaksi kimia. Besi lebih cepat berkarat dalam udara lembab daripada dalam udara kering; makanan lebih cepat membusuk bila tidak didinginkan; kulit bule lebih cepat menjadi gelap dalam musim panas daripada dalam musim dingin. Ini merupakan tiga contoh yang lazim dari perubahan kimia yang kompleks dengan laju yang beraneka menurut kondisi reaksi.

Definisi Laju Reaksi


 Laju reaksi rerata analog dengan kecepatan rerata mobil. Jika posisi rerata mobil dicatat pada dua waktu yang berbeda, maka :
kec_rerata
Dengan cara yang sama, laju reaksi rerata diperoleh dengan membagi perubahan konsentrasi reaktan atau produk dengan interval waktu terjadinya reaksi :
laju_reaksi_rerata
Jika konsentrasi diukur dalam mol L-1 dan waktu dalam detik, maka laju reaksi mempunyai satuan mol L-1s-1. Kita ambil contoh khusus. Dalam reaksi fasa gas
reaksi_fasa_gas
NO2 dan CO dikonsumsi pada saat pembentukan NO dan CO2. Jika sebuah kuar dapat mengukur konsentrasi NO, laju reaksi rerata dapat diperkirakan dari nisbah perubahan konsentrasi NO,  ∆[NO] terhadap interval waktu, ∆t:
lajurerata
Jadi laju reaksi adalah besarnya perubahan konsentrasi reaktan atau produk dalam satu satuan waktu.  Perubahan laju konsentrasi setiap unsur dibagi dengan koefisiennya dalam persamaan yang seimbang/stoikiometri. Laju perubahan reaktan muncul dengan tanda negatif dan laju perubahan produk dengan tanda positif.
Untuk reaksi yang umum:
aA + bB → cC + dD
Lajunya ialah
laju
Hubungan ini benar selama tidak ada unsur antara atau jika konsentrasinya bergantung pada waktu di sepanjang waktu reaksi.
Menentukan Laju Reaksi :
Perhatikan penguraian nitrogen dioksida, NO2 menjadi nitrogen oksida, NO dan oksigen, O2 :  2NO2 → 2NO + O2
a.  Tulislah pernyataan untuk laju rata-rata berkurangnya konsentrasi NO2 dan laju rata-rata bertambahnya konsentrasi NO dan O2.
b.  Jika laju rata-rata berkurangnya konsentrasi NO2 ditetapkan dan dijumpai sebesar 4×10-13mol L-1s-1, berapakah laju rata-rata padanannya (dari) bertambahnya konsentrasi NO dan O2
Jawaban :
a.  Laju rata-rata berkurangnya konsentrasi NO2 dinyatakan sebagai :
laju_no2
Laju rata-rata bertambahnya konsentrasi NO dan O2 dinyatakan sebagai:
laju_rata_rata
b.  Untuk tiap dua molekul NO2 yang bereaksi terbentuk dua molekul NO. Jadi berkurangnya konsentrasi NO2 dan bertambahnya konsentrasi NO berlangsung dengan laju yang sama
laju_sama

Hukum Laju

Dalam membahas reaksi kesetimbangan kimia telah ditekankan bahwa reaksi ke kanan maupun ke kiri dapat terjadi begitu produk terbentuk, produk ini dapat bereaksi kembali menghasilkan reaktan semula.
Laju bersih ialah:
Laju bersih = laju ke kanan – laju ke kiri
Dapat dikatakan, pengukuran konsentrasi memberikan laju bersih, bukannya sekedar laju ke kanan. Bagaimanapun, sesaat sebelum reaksi yang dimulai dari reaktan murni, konsentrasi reaktan jauh lebih tinggi dibandingkan produknya sehingga laju ke kiri dapat diabaikan. Selain itu, banyak reaksi berlangsung sempurna (K>>1) sehingga laju yang terukur hanyalah reaksi ke kanan atau eksperimen dapat diatur agar produknya dapat dialihkan jika terbentuk. Dalam subbab ini, persamaan diberikan pada laju ke kanan saja.

Faktor-faktor yang mempengaruhi kecepatan reaksi

gbaly
  1. Kecepatan Reaksi dipengaruhi oleh ukuran partikel/zat.
    Semakin luas permukaan maka semakin banyak tempat bersentuhan untuk berlangsungnya reaksi. Luas permukaan zat dapat dicapai dengan cara memperkecil ukuran zat tersebut
  2. Kecepatan Reaksi dipengaruhi oleh suhu.
    Semakin tinggi suhu reaksi, kecepatan reaksi juga akan makin meningkat sesuai dengan teori Arhenius.
  3. Kecepatan Reaksi dipengaruhi oleh katalis.
    Adanya katalisator dalam reaksi dapat mempercepat jalannya suatu reaksi. Kereakifan dari katalis bergantung dari jenis dan konsentrasi yang digunakan.

Katalis

Katalis adalah suatu zat yang mempercepat suatu laju reaksi, namun ia sendiri, secara kimiawi, tidak berubah pada akhir reaksi. Ketika reaksi selesai, maka akan didapatkan kembali massa katalasis yang sama seperti pada awal ditambahkan.
Katalis dapat dibagi berdasarkan dua tipe dasar, yaitu reaksi heterogen dan reaksi homogen. Didalam reaksi heterogen, katalis berada dalam fase yang berbeda dengan reaktan. Sedangkan pada dalam reaksi homogen, katalis berada dalam fase yang sama dengan reaktan.
Jika kita melihat suatu campuran dan dapat melihat suatu batas antara dua komponen, dua komponen itu berada dalam fase yang berbeda. Campuran antara padat dan cair terdiri dari dua fase. Campuran antara beberapa senyawa kimia dalam satu larutan terdiri hanya dari satu fase, karena kita tidak dapat melihat batas antara senyawa-senyawa kimia tersebut.
gbfase-padatan
Fase berbeda denga istilah keadaan fisik (padat, cair dan gas). Fase dapat juga meliputi padat, cair dan gas, akan tetapi lebih sedikit luas. Fase juga dapat diterapkan dalam dua zat cair dimana keduanya tidak saling melarutkan (contoh, minyak dan air).
gbcairan

Energi Aktivasi

Tumbukan-tumbukan akan menghasilkan reaksi jika partikel-partikel bertumbukan dengan energi yang cukup untuk memulai suatu reaksi. Energi minimum yang diperlukan disebut dengan reaksi aktivasi energi. Kita dapat menggambarkan keadaan dari energi aktivasi pada distribusi Maxwell-Boltzmann seperti ini:


energi
source: https://dsupardi.wordpress.com/kimia-xi/laju-reaksi/
KIMIA SAINS
Share:

TERMOKIMIA


A. PENGERTIAN TERMOKIMIA
Termokimia merupakan ilmu kimia yang mempelajari perubahan kalor atau panas suatu zat yang menyertai suatu reaksi atau proses kimia dan fisika. 
Termokimia ini mempelajari hubungan antara energi panas dan energi kimia. Energi kimia merupakan energi yang dikandung setiap unsur atau senyawa, energi kimia yang terkandung dalam suatu zat adalah semacam energi potensial zat tersebut. Energi potensial kimia yang trkandung dalam suatu zat disebut panas dalam atau entalpi dan dinyatakan dengan simbol H. Selisih antara entalpi reaktan dan entalpi hasil pada suatu reaksi disebut perubahan entalpi reaksi, dan diberi simbol ΔH.
 
TERMOKIMIA
B. BAHAN KAJIAN TERMOKIMIA
Bahan kajian termokimia adalah penerapan hukum kekekalan energi dan hukum termodinamika I dalam bidang kimia.
Hukum kekekalan energi berbunyi :
1. Energi tidak dapat diciptakan dan tidak dapat dimusnahkan.
2. Energi dapat berubah bentuk menjadi energi lain.
Hukum termodinamika I berbunyi :
“Jumlah total energi dalam alam semesta konstan atau tetap”
C. SISTEM DAN LINGKUNGAN TERMOKIMIA
Segala sesuatu yang menjadi pusat perhatian dalam mempelajari perubahan energi dan berubah selama proses itu berlangsung disebut dengan sistem
Sedangkan hal-hal yang tidak berubah selama proses berlangsung dan yang membatasi sistem dan juga dapat mempengaruhi sistem disebut lingkungan
Berdasarkan interaksinya dengan lingkungan, sistem diagi menjadi tiga macam, yaitu
1. Sistem Terbuka
Sistem terbuka adalah suatu sistem yang memungkinkan terjadi perpindahan energi dan zat (materi) antara lingkungan dengan sistem. Pertukaran materi artinya ada reaksi yang dapat meninggalkan wadah reaksi, misalnya gas
2. Sistem tertutup
Suatu sistem yang mana antara sistem dan lingkungan dapat terjadi perpindahan energi, tapi tidak terjadi pertukaran materi
3. Sistem terisolasi
Suatu sistem yang memungkinkan terjadinya perpindahan energi dan materi antara sistem dengan lingkungan
D. REAKSI TERMOKIMIA
Reaksi pada termokimia terbagi atas reaksi eksoterm dan reaksi endoterm.
1. Reaksi Eksoterm
Reaksi yang terjadi saat berlangsungnya pelepasan panas atau kalor. Reaksi panas ditulis dengan tanda negatif.
Contoh : N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3 (g) - 26,78 Kkal
Perubahan entalpi pada reaksi ini digambarkan sebagai berikut:
Menurut hukum kekekalan energi :
2. Reaksi Endoterm
Reaksi yang terjadi ketika berlangsungnya penyerapan panas atau kalor, maka perubahan entalpi reaksi bernilai positif.
Contoh : 2NH3 N2 (g) + 3H2 (g) + 26,78 Kkal
Perubahan entalpi pada reaksi endoterm dirumuskan sebagai berikut:
Kesimpulan :
Besarnya perubahan entalpi (ΔH) sama dengan besarnya panas reaksi, tapi dengan tanda berlawanan.
E. JENIS PERUBAHAN ENTALPI
1. Perubahan entalpi pembentukan (ΔHf)
Merupakan perubahan entalpi pembentukan 1 mol senyawa dari unsur-unsur penyusunnya pada keadaan standar.
Nilai entalpi pembentukan standar ditentukan menggunakan tabel data entalpi pembentukan standar.
Nilai entalpi pembentukan standar:
  • Bernilai positif, jika menerima energi
  • Bernilai negatif, jika melepas energi
  • Bernilai nol, jika unsur tersebut sudah terdapat di alam secara alami
  • Bentuk unsur yang sdah di alam terbagi atas monoatomik dan poliatomik. Poliatomik berarti unsur pembentuknya lebih dari 1 unsur.

  1. Contoh monoatomik : C(s), Fe(s), H+(aq), Ba(s), Ca(s), Mg(s), Na(s), Al(s), B(s), Zn(s), P(s). Monoatomik termasuk golonga gas mulia dan logam lainnya.
  2. Contoh poliatomik : O2(g), Cl2(g), P4(s), H2(g), Br2(l), N2(g), I2(g), F2(g). Poliatomiktermasuk halogaen dan gas selain gas mulia.

Semua unsur-unsur yang sudah terdapat dialam ini nilai entalpi pembentukannya nol.
Misal:
2. Perubahan entalpi penguraian (ΔHd)
Adalah ΔH untuk menguraikan 1 mol suatu senyawa menjadi unsur-unsur penyusunnya pada keadaan standar.
Nilai entalpi penguraian standar berlawanan dengan nilai entalpi pembentukan standar. Pada reaksi penguraian reaktan berpindah ke kanan dan produk berpindah ke kiri.
PERUBAHAN ENTALPI PENGURAIAN
3. Perubahan entalpi pembakaran (ΔHc)
Adalah ΔH dalam pembakaran sempurna 1 mol suatu senyawa pada keadaan standar.
Nilai entalpi pembakaran standar ditentukan menggunakan tabel data entalpi pembakaran standar
Ciri utama dari reaksi pembakaran adalah:
  • Merupakan reaksi eksoterm
  • Melibatkan oksigen dalam reaksinya
  • Karbon terbakan menjadi CO2, hidrogen terbakar menjadi H2O, dan belerang terbakar menjadi SO2.

PERUBAHAN ENTALPI PEMBAKARAN
4. Perubahan entalpi netralisasi (ΔHn)
Termasuk reaksi eksoterm. Adalah kalor yang dilepas pada pembentukan 1 mol air dan reaksi asam-basa pada suhu 25 derjat celsius dan tekanan 1 atmosfer.
PERUBAHAN ENTALPI NETRALISASI
F. PENENTUAN ENTALPI REAKSI
Penentuan ini dilakukan dengan:
  • Menggunakan kalorimetri
  • Menggunakan hukum Hess atau hukum penjumlahan
  • Menggunakan data tabel entalpi pembentukan
  • 4Menggunakan data energi ikatan

1. Penentuan dengan kalorimetri
Kalorimetri adalah cara penentuan energi kalor reaksi dengan kalorimeter. Kalorimeter adalah sistem terisolasi, sehingga semua energi yang dibutuhkan atau dibebaskan tetap berada dalam kalorimeter. Dengan mengukur perubahan suhu, kita dapat menentukan jumlah energi kalor reaksi berdasarkan rumus:
Ql        = energi kalor pada larutan (J)
m         = massa zat (kg)
c          = kalor jenis zat (J/kg°C)
C          = kapasitas kalor (J/°C)
Δt         = perubahan suhu (°C)
Karena kalorimeter merupakan sistem terisolasi, maka tidak ada energi yang terbuang ke lingkungan, sehingga mlah energi kalor reaksi dan perubahan entalpi reaksi menjadi:
2. Penentuan dengan data energi ikatan
Energi ikatan (E) adalah energi yang dibutuhkan untuk memutuskan 1 mol ikatan kovalen dari suatu senyawa, setiap ikatan membutuhkan energi yang berbeda agar dapat terputus.
Reaksi berlangsung dalam dua tahap:
1) Pemutusan ikatan reaktan
2) Pembentukan ikatan produk
Tentukan perubahan entalpi reaksi dari pembakaran CH2 dibawah ini:
CH2(g) + 3 /2O2(g) → CO2(g) + H2O(g) ΔH = ?
(H–C–H)+ 3 /2(O=O)→(O=C=O)+(H–O–H)

G. HUKUM TERKAIT TERMOKIMIA
1. Hukum Laplace
Hukum ini dikemukakan oleh Marquis de Laplace (1749-1827), yang berbunyi :
“Jumlah kalor yang dilepaskan pada pembentukan suatu senyawa dari unsur-unsurnya sama dengan jumlah kalor yang diperlukan untuk menguraikan senyawa itu menjadi unsur-unsurnya”.
Contoh :
H2(g) + ½ O2(g) à H2O(l)     ΔH = -68,3 kkal/mol
H2O(l) à H2(g) + ½ O2(g)     ΔH = 68,3 kkal/mol
2. Hukum Hess
Hukum ini dikemukakan oleh German Hess (1840), yang berbunyi :
“Bila suatu perubahan kimia dapat dibuat menjadi beberapa jalan/cara yang berbeda, jumlah perubahan energi panas keselurahannya (total) adalah tetap, tidak bergantung pada jalan/cara yang ditempuh”.

Menurut hukum Hess, suatu reaksi dapat terjadi melalui beberapa tahap reaksi, dan bagaimanapun tahap atau jalan yang ditempuh tidak akan mempengaruhi entalpi reaksi. Perubahan entalpi reaksi hanya tergantung pada keadaan awal dan akhir sistem. Bukan tahap atau jalan yang ditempuh. Perubahan entalpi ini juga merupakan penjumlahan entalpi reaksi dari setiap tahap.
Dengan demikian hukum Hess dapat digunakan untuk menghitung ΔH reaksi berdasarkan reaksi-reaksi lain yang ΔH-nya sudah diketahui.
source: http://www.softilmu.com/2015/11/Pengertian-Kajian-Perubahan-Entalpi-Reaksi-Hukum-Termokimia-Adalah.html

KIMIA SAINS
Share:
Langganan: Postingan (Atom)