LATIHAN SOAL UAS KIMIA SEMESTER I

Ulangan Akhir Semester Ganjil tahun ini akan segera dimulai. Tentunya para siswa harus segera mempersiapkan diri untuk menghadapi penilaian akhir semester ini. Meskipun selama ini pembelajaran yang dilakukan secara daring dirasa kurang efektif, tapi tetap penilaian akhir semester ini harus dilaksanakan, hal ini diantaranya untuk mengetahui sejauh mana serapan materi yang telah dipelajari oleh siswa. Sejauh mana siswa dapat belajar secara mandiri sekaligus juga untuk mengetahui keefektifan pembelajaran daring yang telah dilaksanakan oleh sekolah.

Sebagai bahan latihan dalam menghadapi penilaian akhir khususnya pada materi pelajaran kimia kelas XI, berikut ini saya sertakan tautan/ link untuk mendownload soal latihan UAS ganjil. Harapannya, latihan ini dapat menjadi "bahan pemanasan" siswa dalam menghadapi UAS mendatang.

Selamat mengerjakan!

Link Download: Soal Latihan UAS Kimia Kelas XI!

Read More

SOAL TES LAJU REAKSI

Di bawah ini adalah, Soal Tes Laju Reaksi. 

Mohon dikerjakan dengan teliti, sungguh-sungguh dan yang utama adalah JUJUR!

Selamat Mengerjakan...

Read More

HUKUM LAJU REAKSI (PERSAMAAN LAJU REAKSI)

Ketergantungan laju reaksi terhadap konsentrasi pereaksi dinyatakan dalam Hukum Laju Reaksi. Oleh karenanya, Hukum laju reaksi menyatakan hubungan antara laju reaksi (v) terhadap konsentrasi zat-zat pereaksi. Untuk reaksi:

a A  +   b B     →      c C   +   d D

Hukum laju reaksi dinyatakan sebagai:

v = k [A]^x [B]^y

v menyatakan laju reaksi dari reaksi di atas. k menyatakan tetapan laju reaksi yang nilainya tetap pada suhu tetap, artinya jika reaksi dilakukan pada suhu yang sama maka nilai tetapan laju reaksinya akan sama. [A] adalah konsentrasi awal pereaksi A dan [B] konsentrasi awal pereaksi B. x adalah orde/ tingkat/ pangkat reaksi terhadap pereaksi A dan y adalah orde/ tingkat/ pangkat reaksi terhadap pereaksi B. x dan y tidak sama dengan a dan b (koefisien) dan x + y, dinamakan orde/tingkat reaksi total.

Karena laju suatu reaksi pada setiap waktunya berbeda-beda, maka besarnya laju dari suatu reaksi tidak bisa ditentukan dari persamaan reaksinya, melainkan harus melalui data eksperimen. Hukum laju reaksi di atas disebut juga persamaan laju reaksi

Untuk memahami lebih jauh mengenai persamaan laju reaksi tersebut perhatikanlah contoh berikut dengan seksama.

Perhatikan tabel data untuk percobaan laju reaksi:   F₂ + 2ClO₂ → 2FClO₂

Berdasarkan contoh di atas, maka persamaan laju reaksinya adalah : v = k [F₂]^x [ClO₂]^y

Untuk menentukan nilai x dan y, maka kita harus menentukan dua percobaan dimana konsentrasi salah satu pereaksinya tidak berubah. (Mengapa? Karena Ini artinya konsentrasi pereaksi tersebut tidak mempengaruhi laju reaksi). Lalu, kita bandingkan pereaksi yang konsentrasinya berubah  dengan laju reaksinya. Contoh, untuk menentukan y (orde reaksi terhadap ClO₂), kita bandingkan percobaan 1 dan 2.

Karena nilai k dan konsentrasi F₂ pada percobaan 1 dan 2 adalah sama, maka persamaan dapat disederhanakan menjadi:

Jadi orde/tingkat/ pangkat reaski terhadap [ClO₂] = 1

sekarang, kita tentukan x (orde reaksi terhadap F₂), maka kita bandingkan percobaan 1 dan 3 dimana konsentrasi ClO₂ pada kedua percobaan tersebut sama. Dengan cara yang sama seperti di atas kita bandingkan laju reaksi dengan konsentrasinya:

Karena nilai k dan konsentrasi ClO₂ pada percobaan 1 dan 3 adalah sama, maka persamaan dapat disederhanakan menjadi:

Jadi orde/tingkat/ pangkat reaski terhadap [F₂] = 1

Apa sebenarnya arti dari orde/tingkat/pangkat reaksi itu?

Seperti telah dijelaskan, bahwa orde/ tingkat/ pangkat reaksi itu menunjukkan seberapa besar ketergantungan laju suatu reaksi terhadap konsentrasi pereaksi. Jika, laju reaksi dinyatakan sebagai v,  konsentrasi pereaksi C dan orde reaksi adalah a, maka hubungan ketiganya dinyatakan sebagai:

v = k. C ^a

1.   Reaksi Orde nol

Jika a = 0, maka v = k. C ⁰    v = k. 1   v = k

Reaksi seperti ini dinamakan reaksi orde nol. Pada reaksi orde nol, sebesar apapun perubahan konsentrasi pereaksinya, laju reaksinya akan tetap sama. Jadi pada reaksi orde nol, laju reaksi tidak dipengaruhi oleh perubahan konsentrasi pereaksi. Hubungan antara laju reaksi terhadap konsentrasi pereaksi untuk reaksi orde nol, dinyatakan pada grafik di bawah ini.

2.   Reaksi Orde satu

Jika a = 1, maka v = k. C ¹    v = k. C 

Reaksi seperti ini dinamakan reaksi orde satu. Pada reaksi orde satu, laju reaksi akan sebanding dengan perubahan konsentrasi pereaksi. Jika, konsentrasi pereaksi dinaikkan dua kali semula, laju reaksi akan naik dua kali. Jika kosentrasi pereaksi dinaikan tiga kali lipat dari semula maka laju reaksinya juga akan naik menjadi tiga kali semula, dan seterusnya. Grafik hubungan antara laju reaksi dengan konsentrasi pereaksi untuk reaksi orde satu adalah sebagai berikut:

3.  Reaksi Orde dua

    Jika a = 2, maka v = k. C ²    

    Pada reaksi orde dua, laju reaksi akan sebanding dengan perubahan konsentrasi pereaksi 

 

    dipangkatkan dua. Jadi, jika konsentrasi pereaksi dinaikkan dua kali semula, laju reaksi 

    akan naik empat kali semula (2² = 4). Jika kosentrasi pereaksi dinaikan tiga kali lipat dari 

    semula maka laju reaksinya akan naik menjadi sembilan kali semula (3² = 9), dan

    seterusnya. Grafik hubungan antara laju reaksi dengan konsentrasi pereaksi untuk reaksi 

    orde satu adalah sebagai berikut:

Untuk memahami lebih lanjut cara penentuan orde reaksi berikut persamaan laju reaksinya, pelajarilah contoh-contoh di bawah ini.

Contoh 1.

Dari percobaan penentuan laju reaksi: 

2 NO (g) +  Br₂ (g)  à  2 NOBr (g)

Diproleh data sebagai berikut:

Berdasarkan data percobaan di atas, tentukan:

a.  orde reaksi terhadap NO

b.  orde reaksi terhadap Br₂

c.  orde reaksi total

d.  konstanta laju reaksi (k)

e.  persamaan laju reaksi

f.  laju reaksi ketika [NO] = 0,40 M dan [Br₂] = 0,40 M

Jawab:

Misalkan persamaan laju reaksinya:   v = k [NO]^x [Br₂]^y

Contoh 2

Dari percobaan penentuan laju reaksi:   A  +  B  -->   C, diperoleh data sebagai berikut:

Dari data percobaan di atas, tentukanlah persamaan laju reaksinya

Jawab:

Misal persamaan laju reaksinya adalah:  v = k [A]^x [B]^y

Karena tidak ada data percobaan yang menunjukkan konsentrasi pereaksi yang sama, maka kita ambil contoh yang mana saja, missal percobaan 1 dan 2 dan percobaan 1 dan 3. Kemudian, karena data laju reaksi dinyatakan dalam satuan waktu, dimana laju reaksi berbanding terbalik dengan waktu (laju reaksi dikatakan cepat jika waktu yang diperlukan untuk bereaksi sedikit), atau dapat dinyatakan:

sehingga:

Demikian, pembahasan tentang Hukum Laju Reaksi (Persamaan Laju Reaksi) berikut contoh cara penentuannya. Bagi anak2ku yang sedang mempelajari materi ini, dibutuhkan keterampilan matematik, khususnya dalam hal perhitungan atau penyederhanaan bentuk akar/pangkat selain itu seringnya melakukan latihan dalam menyelesaikan soal-soal yang berhubungan dengan penentuan persamaan laju reaksi akan memungkinkan kalian lebih memahami materi ini.

Read More

FAKTOR - FAKTOR YANG MEMPENGARUHI LAJU REAKSI

Sumber:  https://saintif.com/reaksi-kimia/

Reaksi kimia dapat terjadi dengan cepat atau lambat. Laju dari suatu reaksi tentu berbeda - beda. Beberapa reaksi dapat berlangsung sangat cepat, misalnya meledaknya petasan yang hanya memerlukan waktu beberapa detik saja. Selain itu, juga terdapat reaksi yang berlangsung lambat, misalnya, pada proses perkaratan besi dan memudarnya warna pada baju. 

Mengapa reaksi kimia ada yang berlangsung cepat dan ada yang lambat? Faktor-faktor apa saja yang dapat mempengaruhi cepat lambatnya suatu reaksi berlangsung?

Sebelum membahas tentang faktor-faktor yang mempengaruhi laju reaksi, ada baiknya kita amati dulu video berikut ini:

Setelah mengamati percobaan tentang faktor-faktor yang mempengaruhi laju reaksi di atas, mari kita bahas bagaimana sebenarnya faktor-faktor tadi dapat mempengaruhi Laju dari suatu reaksi kimia.

1.  TEORI TUMBUKAN

Dalam proses terjadinya reaksi, ada satu teori yang bisa menjelaskan tentang hal tersebut, yaitu Teori Tumbukan. Menurut teori ini, suatu reaksi kimia dapat terjadi karena adanya tumbukan dari partikel-partikel zat yang bereaksi.

Pada skala molekuler (tidak kasat mata) setiap zat (padat, cair atau gas) sebenarnya tersusun oleh partikel-partikel. Partikel-partikel tersebut tidak diam melainkan selalu bergerak secara acak. Oleh karena itu, apabila dua buah zat ditempatkan dalam satu wadah, maka kemungkinan untuk terjadinya tumbukan antar partikel dari kedua zat tadi akan sangat besar. Tumbukan antar partikel ini akna menghasilkan energi yang dapat menyebabkan terjadinya reaksi.

Sumber gambar animasi: https://id.wikipedia.org/wiki/Teori_kinetika_gas

Namun, tidak semua tumbukan antar partikel dapat menghasilkan reaksi kimia. Agar terjadi reaksi kimia, maka tumbukan antar partikel tersebut harus menghasilkan energi yang cukup untuk memulai terjadinya reaksi. Sebagai contoh, untuk menyalakan korek api, kepala korek api harus digesekan (ditumbukan) pada bagian wadah korek api. Jika gesekan (tumbukan) antara bagian kepala korek api dengan bagian wadahnya kurang kuat, maka korek api api tidak akan terbakar. Sebaliknya, jika gesekannya kuat maka kepala korek api akan terbakar. Hal ini karena energi hasil tumbukan tersebut cukup untuk memulai terjadinya reaksi. Tumbukan yang menghasilkan energi yang cukup untuk memulai terjadinya reaksi dinamakan tumbukan efektif.  

Sumber animasi: https://imgur.com/gallery/JrqZt/comment/162617166

Lalu, tumbukan yang bagaimana yang akan menghasilkan reaksi kimia?

Ada tiga syarat agar tumbukan efektif dapat terjadi, yaitu: 

a. Orientasi ruang (arah) Tumbukan Partikel

Pada reaksi umumnya, partikel harus dalam orientasi yang tertentu ketika bertumbukan agar tumbukan yang terjadi efektif menghasilkan reaksi. Sebagai contoh, perhatikan beberapa tumbukan yang mungkin terjadi antara molekul gas NO dan molekul gas O₃  dalam reaksi:

NO(g) + O₃(g) → NO₂(g)  + O₂ (g) 

sumber gambar:  http://www.rumuskimia.net/2018/04/teori-tumbukan.html

b. Frekuensi terjadinya tumbukan partikel

Semakin sering terjadinya tumbukan partikel (frekuensi tumbukan tinggi) maka semakin besar peluang terjadinya tumbukan efektif sehingga laju reaksi juga menjadi semakin cepat.

c. Energi partikel reaktan yang bertumbukan

Energi minimum yang diperlukan agar tumbukan efektif antar partikel menghasilkan reaksi dinamakan energi aktivasi (Ea). Semakin rendah energi aktivasi, maka semakin mudah suatu reaksi kimia terjadi dengan kata lain akan semakin cepat laju reaksinya.

Model tumbukan antar partikel dapat digambarkan sebagai bola yang akan menggelinding  dari lembah suatu bukit ke lereng bukit, diperlukan energi supaya bola menggelinding mencapai puncak (keadaan transisi), setelah mencapai keadaan transisipun masih diperlukan energi agar bisa terlepas dari puncak bukit tersebut agar bisa menggelinding ke lereng gunung jika energi tidak cukup maka bola tersebut akan menggelinding kembali ke lembah. 

Bola yang menggelinding akan kembali ke lembah bila energinya tidak cukup untuk mendorongnya sampai puncak

Sumber Gambar: Unggul Sudarmo, 2017, Buku Kimia Untuk SMA/MA Kelas XI, Penerbit Erlangga, Jakarta.

Energi yang diperlukan agar bola sampai ke puncak bukit dan menggelinding dianalogikan sebagai energi aktivasi. Dengan menggunakan teori tumbukan ini dapat dijelaskan bagaimana faktor – faktor yang dapat mempercepat laju reaksi. 

2.  FAKTOR - FAKTOR YANG MEMPENGARUHI LAJU REAKSI

1. Konsentrasi Reaktan

Semakin tinggi konsentrasi zat yang bereaksi berarti semakin banyak jumlah partikel zat-zat yang bereaksi dalam setiap satuan luas ruangan, sehingga tumbukan antar partikel akan semakin sering terjadi. Semakin banyak tumbukan yang terjadi berarti kemungkinan untuk menghasilkan tumbukan efektif semakin besar, dan reaksi akan berlangsung lebih cepat. Sebagai contoh, pada reaksi antara asam cuka dengan kulit telur. Kulit (cangkang) telur akan lebih cepat bereaksi dengan asam cuka yang belum diencerkan dibanding dengan asam cuka yang sudah diencerkan (ditambahi air).

2. Luas Permukaan Sentuhan

Jika zat yang bereaksi berada dalam wujud fisik (fasa) yang sama, misal gas dengan gas atau cair dengan cair, maka tumbukan antar partikel didasarkan pada gerak acak dari partikel gas atau cair. Namun, jika zat yang bereaksi wujud fisiknya berbeda, maka tumbukan yang efektif hanya terjadi pada bagian antar fasa. Jadi, reaksi dengan zat pereaksi  berbeda fasa dibatasi oleh luas permukaan sentuhnya. Oleh karena itu, semakin luas permukaan sentuhan pereaksi per unit volum, maka semakin tinggi frekuensi terjadinya tumbukan partikel dan laju reaksi makin meningkat. Sebagai contoh, pada reaksi pembakaran kayu, kayu akan lebih mudah dan cepat terbakar jika telah dipotong menjadi balok - balok kecil dibandingkan gelondongan.

Pereaksi yang berbentuk bongkahan/ lempengan memiliki luas permukaan yang lebih kecil dibanding pereaksi yang berbentuk serbuk halus. Pada pereaksi yang berbentuk lempengan tumbukan hanya terjadi pada satu bagian permukaannya saja sedangkan pada pereaksi yang berbentuk serbuk halus, tumbukan akan terjadi pada ketujuh bagian permukaannya (lebih banyak).

3.  Suhu (Temperatur)

Partikel zat-zzat yang bereaksi senantiasa bergerak secara acak. Gerak partikel ini sangat dipengaruhi oleh suhu. Semakin tinggi suhu maka gerak dari partikel akan semakin cepat. Semakin cepat gerak partikel maka energi kinetiknya pun akan semakin besar. Karena energi kinetiknya besar maka energi yang dihasilkan pada saat partikel-partikel tersebut bertumbukan juga akan besar dan cukup untuk berlangsungnya reaksi. Dengan demikian semakin tinggi suhu berarti akan kemungkinan terjadinya tumbukan yang menghasilkan energi juga semakin banyak, dan berakibat reaksi berlangsung lebih cepat. Sebagai contoh, sederhana adalah pada saat kita melarutkan gula dalam air panas dengan dalam air dingin. Gula akan lebih cepat larut dalam air panas dibandingkan jika dilarutkan dalam air dingin.

4. Keberadaan Katalisator

Katalisator adalah suatu zat yang dapat mempercepat laju reaksi, tanpa dirinya mengalami perubahan yang permanen. Suatu katalisator mungkin dapat terlibat dalam proses reaksi atau mengalami perubahan selama reaksi berlangsung, tetapi setelah reaksi itu selesai maka katalistor akan diperoleh kembali dalam jumlah yang sama.

Katalisator mempercepat reaksi dengan cara mengubah jalannya reaksi, dimana jalur reaksi yang ditempuh tersebut mempunyai energi aktivasi yang lebih rendah daripada jalur reaksi yang biasanya ditempuh, jadi dapat dikatakan bahwa katalisator berperan di dalam menurunkan energi aktivasi.

Diagram tingkat energi di atas, menunjukkan bahwa apabila reaksi berlangsung tanpa katalisator, reaksi antara A dan B akan menempuh jalur dengan membentuk kompleks teraktivasi AB* yang memerlukan energi aktivasi sebesar Ea-1, sedangkan pada penambahan katalisator reaksi menempuh jalur dengan membentuk kompleks teraktivasi X dan Y, yang masing-masing memerlukan energi aktivasi sebesar Ea-2 dan Ea-3 yang relatif lebih rendah daripada Ea-1.

Mekanisme kerja katalisator bergantung pada jenis katalisnya. Katalisator dapat dikelompokkan menjadi katalis homogen dan katalis heterogen. Katalis Homogen, adalah katalis yang wujudnya (fasanya) sama dengan wujud zat-zat yang bereaksi. Dalam suatu reaksi kimia, katalis homogenberfungsi sebagaizat perantara. Katalis Heterogen, adalah katalis yang wujudnya berbeda dengan zat-zat yang bereaksi. Reaksi yang melibatkan katalis heterogen biasanya berlangsung pada permukaan katalis. Enzim, merupakan salah satu contoh katalis yang mempercepat reaksi-reaksi kimia dalam tubuh mahluk hidup. Enzim dikenal juga sebagai biokatalisator.

Read More

KONSEP LAJU REAKSI

Amatilah gambar-gambar yang berhubungan dengan perubahan kimia di bawah ini!

Manakah di antara reaksi kimia tersebut yang berlangsung cepat? Reaksi manakah yang berjalan lambat? Menurut Anda, mengapa ada reaksi yang berjalan cepat dan ada reaksi yang lambat? Faktor apakah yang menyebabkan terjadinya perbedaan tersebut?

Dalam ilmu kimia, cepat - lambatnya suatu reaksi berlangsung dinamakan LAJU REAKSI.

Perkaratan pada besi, merupakan reaksi kimia yang berlangsung sangat lambat, saking lambatnya sehingga kita tidak sempat mengamati kapan terjadinya perkaratan tersebut. Demikian halnya dengan terbakarnya bensin. Saking cepatnya, tahu-tahu api sudah menyala. Demikianlah, reaksi kimia memang ada yang berlangsung lambat, ada juga yang cepat. Cepat atau lambatnya suatu reaksi berlangsung menunjukkan adanya bukti keteraturan hasil ciptaan Allah SWT. oleh karenanya kita patut mensyukurinya.

Apa sebenarnya yang dimaksud Laju Reaksi itu? bagaimana cara mengukurnya? faktor apa saja yang mempengaruhinya?

Read More

SOAL PERBAIKAN ULANGAN HARIAN KE - 1

Berikut adalah soal Perbaikan untuk Ulangan harian Ke-1 Silahkan dikerjakan lagi

Read More

TUGAS THERMOKIMIA, HUKUM HESS

Berikut ini adalah Tugas Termokimia mengenai Hukum Hess

Mohon dikerjakan di kertas, lalu dikumpulkan ke sekolah.

Terima kasih!

Jawablah Pertanyaan di bawah ini!

1.  Jelaskan kembali maksud dari Hukum Hess!

2.  Diketahuiperubahan entalpi pembentukan berturut-turut: H2S, H2O, dan SO2 : -20 kJ/mol, -298  kJ/mol, dan -286 kJ/mol. Tentukan harga perubahan entapi reaksi:

     H₂S (g) + 3/2 O₂ → SO₂ (g) + H₂O (g)

  

3. Diketahui perubahan entalpi reaksi-reaksi berikut ini:

    C (s) + 2 H2 (g)  →  CH4 (g)      ΔH= - 75 kJ

    C (s) +  O2 (g)  →  CO2  (g)     ΔH  = - 394 kJ
    H2 (g) +  ½ O2  (g)  →  H2O  (g)  ΔH = - 286 kJ    Tentukan Perubahan entalpi untuk reaksi berikut:

    CH₄ (g) +  2 O₂ → CO₂ (g) + 2 H₂O (g)

)

$\mathrm{<span\; style="font-family:\; "Tahoma",sans-serif;"><o:p></o:p></span>}$

$$

Read More

TUGAS TERMOKIMIA KE - 3

Diskusikan Lembar Kerja di bawah ini secara berkelompok. Hasil kegiatan berupa Laporan Kegiatan harap dikumpulkan ke Sekolah oleh perwakilan kelompok.

PENENTUAN PERUBAHAN ENTALPI SECARA KALORIMETRIS

Perhatikan data DH_f⁰ dari beberapa zat berikut:

Dari manakah data tersebut diperoleh?

Bagaimana cara menentukan besarnya perubahan entalpi zat-zat di atas?

Pada uraian kali ini kita akan membahas tentang cara menentukan dan menghitung perubahan entalpi, ∆H dari suatu reaksi. Perubahan ΔH reaksi dapat ditentukan dengan beberapa cara, yakni melalui eksperimen, dari penerapan Hukum Hess, atau dengan data entalpi pembentukan dan energi ikatan.

1. Berdasarkan eksperimen / percobaan

Salah satu cara yang digunakan untuk mengukur perubahan entalpi reaksi adalah secara kalorimetris, yaitu proses pengukuran jumlah panas dari sistem reaksi menggunakan kalorimeter. Kalorimeter adalah alt untuk mengukur kalor yang terjadi dari suatu reaksi.

Berdasarkan fungsinya, kalorimeter dibedakan menjadi :

a. Kalorimeter tipe reaksi (sederhana), adalah kalorimeter untuk menentukan kalor reaksi dari semua reaksi, kecuali reaksi pembakaran. Kalorimeter tipe ini memiliki bejana yang terbuat dari Styrofoam, namun ada pula yang terbuat dari aluminium. Kalorimeter tipe reaksi dapat juga digunakan untuk menentukan kalor jenis logam.

b. Kalorimeter tipe Bom, berfungsi untuk menentukan jumlah kalori dalam bahan makanan berdasarkan reaksi pembakaran (biasanya dioksidasi dengan oksigen).

Gambar 1. (a) Kalorimeter tipe reaksi (b) Kalorimeter tipe Bom.

c.   Kalorimeter Thiemann, digunakan untuk menentukan kalor bahan bakar yang berfase cair seperti metanol atau etanol.

d.   Kalorimeter listrik, untuk menentukan kalor jenis zat cair

 

Pada kegiatan di bawah ini kita akan mencoba mengukur kalor reaksi pembakaran dan kalor reaksi penetralan. Untuk itu, maka kalorimeter yang kita pelajari adalah kalorimeter tipe reaksi.

Prinsip kerja dari kalorimeter ini menggunakan Azas Black, yaitu jumlah kalor yang dilepas suatu benda sama dengan jumlah kalor yang diterima oleh benda lain, atau q dilepas = q diterima. Adapun besarnya transfer kalor tersebut tergantung pada faktor-faktor berikut:

a. jumlah zat

b. kalor jenis zat

c. perubahan suhu

d. kapasitas kalor dari kalorimeter

Rumus yang digunakan untuk menghitung jumlah kalor bila kalor dari kalorimeter diabaikan adalah sebagai berikut.

q = m x c x ΔT

Namun, bila kalor dari kalorimeter diperhitungkan, rumusnya menjadi :

q = (m x c x ΔT) + (C x ΔT)

Keterangan :

q = kalor reaksi (J)

m = massa zat( g)

c = kalor jenis zat (J/g ^oC atau J/gK)

ΔT = perubahan suhu ( ^oC atau K)

C = kapasitas kalor zat (J/ ^oC atau J/K)

 

Perlu diketahui bahwa yang dimaksud dengan kalor jenis (c) adalah jumlah kalor yang dibutuhkan untuk menaikkan suhu 1 gram zat sebesar 1^oC sedangkan kapasitas kalor adalah jumlah kalor yang dibutuhkan untuk menaikkan suhu suatu zat sebesar 1 ^oC. Perhatikan contoh berikut:

Kalor jenis air (c) adalah 1 kal/g°C, ini artinya untuk menaikkan suhu 1 gram air (m) sebesar 1°C (DT) diperlukan kalor sebesar 1 kalori (Q)

Berapa kalori diperlukan untuk menaikkan suhu air sebesar 10⁰C (DT)?

Q = m. c. DT = 1 x 1 x 10 = 10 kalori

Lalu, berapa kalori diperlukan untuk menaikkan suhu 5 gram (m) air sebesar 10⁰C (DT)?

Q = m. c. DT = 5 x 1 x 10 = 50 kalori

1 kalori = 4,2 Joule

1 Joule = 0,24 kalori

1 kkal  = 1000 kalori

1 kJ     = 1000 Joule

Untuk lebih memahami perhitungan kalor dari suatu reaksi, mari kita lakukan tugas di rubrik Aktivitas berikut.

 

Praktikum Kimia Menentukan Perubahan Entalpi Secara Kalorimetris :

1.    Penentuan Kalor Pembakaran Spirtus

Dasar Teori 

Kalor jenis adalah jumlah kalor yang dibutuhkan untuk menaikkan suhu 1 gram suatu zat sebesar 1^oC. Kalor jenis air adalah 1 kalori/g ⁰C atau 4,2 J/ g⁰C, artinya untuk menaikkan suhu 1 gram air sebesar 1⁰C diperlukan kalor (energi panas) sebesar 1 kalori atau setara dengan 4,2 Joule. Pada percobaan ini, akan dipanaskan sejumlah air, menggunakan bahan bakar spirtus. Kalor yang dilepas pada pembakaran spirtus akan diserap oleh air, selanjutnya suhu air akan naik. Dengan mengabaikan kapasitas kaor dari wadah yang digunakan untuk memanaskan air, maka besarnya kalor yang diserap oleh air dapat dianggap sama dengan kalor yang dilepas oleh spirtus. Jadi kita dapat menghitung besarnya kalor pembakaran spirtus berdasarkan kalor yang diserp oleh air.

Tujuan 

Menentukan jumlah kalor dari reaksi pembakaran spirtus. 

 

Alat dan Bahan 

Alat :

1. Pembakar spirtus
2. Termometer
3. Gelas ukur 250 mL atau gelas biasa
4. Neraca/ timbangan.

Bahan : 

1. Air 100 mL  
2. Spirtus 100 mL   

 

Cara Kerja 

1. Tuangkan 100 mL air ke dalam gelas kimia 250 mL. 
2. Ukur suhu awal air dengan termometer bersih dan kering. Catat suhu awal air (missal T₁ = 25⁰C). 
3. Timbang pembakar spirtus yang telah diisi 100 mL spirtus. Catat massanya (missal massa awal, m₁ = 109,50 gr).
4. Panaskan air dalam gelas kimia dengan pembakar spirtus tadi selama + 1 – 3 menit.
5. Hentikan pemanasan, kemudian ukur suhu air hasil pemanasan dengan thermometer bersih dan kering. Cata suhu air hasil pemanasan. (missal suhu akhir T₂ = 45⁰C).
6. Timbang Kembali pembakar spirtus berikut spirtusnya. Catat massanya (missal massa akhir, m₂ = 108,86 gr).

 

Hasil Percobaan 

Isilah table di bawah menggunakan data hasil percobaan di atas!

Suhu air awal  (T1)	…a.. 0C	Massa pembakar spirtus awal (m1)	…d… gr
Suhu akhir air (T2)	…b.. 0C	Massa akhir pembakar spirtus (m2)	…e… gr
Perubahan suhu (DT)	…c… 0C	Massa spirtus yang digunakan	…f… gr
Massa air yang dipanaskan jika dianggap massa jenis (r) air = 1 gr/mL = ….. (volume air x massa jenis air)			…g… gr
Kalor jenis air (c air)			…h…kal/g0C

 

Pembahasan

Menghitung jumlah kalor yang diserap oleh air

(gunakan: Q = m.c.Dt;  m = m air, c = c air, Dt = perubahan suhu air)

Q   = m. c. DT

     =  g  x h  x c

     = …i…  kalori;   ingat:  1 kalori = 4,2 Joule

     = …j…  Joule

Jumlah kalor yang diserap oleh air = jumlah kalor yang dilepas oleh spirtus.

Jika bahan bakar spirtus seluruhnya dianggap berasal dari methanol, CH₃OH (Mr = 32). Maka, jumlah mol methanol yang telah digunakan untuk memanaskan air pada percobaan di atas adalah = …k… mol. (ingat : mol = gram/Mr)

Berarti jumlah kalor yang dilepas pada pembakaran spirtus di atas berasal dari pembakaran …k…… mol spirtus.

Dengan demikian kalor pembakaran spirtus (jika spirtus yang terbakar sebanyak 1 mol) = …l… kalori/mol  = …m…Joule/ mol.

 

Soal:

1.    Berapakah jumlah kalor yang diterima 1 kg air bila dipanaskan dari suhu 20⁰C menajadi 30^oC? (diketahui kalor jenis air = 4,2 J /g ^oC).

2.    Seorang siswa melakukan percobaan penentuan kalor pembakaran lilin dengan cara membakar lilin tersebut dan digunakan untuk memanaskan 50 mL air (r = 1 gr/mL). Jika diketahui massa lilin yang digunakan untuk menaikkan suhu air dari 26⁰C menjadi 30⁰C sebesar 0,9 gram. Tentukanlah:

a.     Kalor yang diserap oleh air (c air = 4,2 J /g ^oC)

b.     Kalor pembakaran lilin, jika diketahui rumus kimia lilin adalah C₂₅H₅₂ (Ar C = 12 H = 1)

 

2. KALOR PELARUTAN

Dasar Teori

Perubahan panas yang dihasilkan dari suatu reaksi sering disebut sebagai panas reaksi dan dinyatakan dalam satuan joule atau kalori. Alat yang dapat digunakan untuk mengukur panas reaksi ini adalah kalorimeter. Salah satu jenis kalorimeter yang sederhana dan dapat digunakan untuk eksperimen di laboratorium adalah kalorimeter reaksi. Saat ini, kalorimeter reaksi menggunakan cangkir styrofoam (suatu isolator yang baik), namun masih ada juga kalorimeter buatan lama yang menggunakan cangkir aluminium. Tahap awal cara pemakaiannya adalah mengukur suhu pereaksi. Sesaat setelah pereaksi dicampurkan, maka reaksi selesai dan suhu hasil campuran diukur. Berdasarkan perbedaan suhu inilah, panas reaksi dapat diperkirakan. Syukri S., 1999, hlm. 85-86 (dengan pengembangan) 

 

Tujuan 

Menentukan jumlah kalor dari pelarutan NaOH dalam air. 

 

Alat dan Bahan 

Alat :

1.    Kalorimeter reaksi

2.    Termometer

3.    Neraca

Bahan : 

1.    50 mL larutan NaOH 1 M  

2.    50 mL larutan HCI 1 M  

 

Cara Kerja 

1.    Masukan 150 gram air ke dalam calorimeter. Ukur dan catat suhu awal air (25⁰C).

2.    Timbang kristal NaOH sebanyak 10 gram, kemudian masukkan ke dalam calorimeter yang berisi 150 gram air tadi. Tutup calorimeter kemudian aduk campuran larutan tersebut. Ukur dan catat suhu larutan yang terjadi (30⁰C).

3.    Hitung kalor pelarutan NaOH dalam air, jika:

a.   Kapasitas kalor dari calorimeter diabaikan

b.  Kapasitas kalor (C) dari calorimeter = 9,1 kJ/⁰C

Perhatian: Bila kalian menggunakan satu termometer untuk mengukur dua macam larutan, cucilah dulu dan keringkan dengan kain lap agar hasilnya akurat.

 

Hasil Percobaan 

Suhu awal air (sebelum ditambah NaOH) = ……⁰C

Suhu akhir air (setelah ditambah NaOH)  = ……⁰C

Perubahan suhu                                  = ……⁰C

Massa Air                                           = …… gram

Massa NaOH                                       = …… gram

Massa larutan (Air + NaOH)                   = …… gram

Massa jenis air (r)                               = 1 gr/ mL

Kalor jenis air (c)                                 = 4,2 J/ g⁰C

Pembahasan

1.    Menentukan kalor pelarutan NaOH, jika kapasitas kalor calorimeter diabaikan.

Gunakan persamaan:  q   = m x c x ΔT 

Dimana m = massa larutan (air + NaOH) anggap massa jenis larutan = massa jenis air, c = kalor jenis air, ΔT = perubahan suhu air.

q      = m x c x ΔT 

= ……… x ……… x………

= …………

Jadi kalor pelarutan NaOH = …….. Joule  = ………… kJ  = ………… kkal

 

 

2.    Menentukan kalor pelarutan NaOH, jika kapasitas kalor calorimeter = 9,1 kJ/ ⁰C

q  = q larutan NaOH – q kalorimeter.

     q lar. NaOH    = m x c x ΔT  (sama dengan di atas/ no. 1)

     q calorimeter = C x ΔT (C = kapasitas kalor dari calorimeter)

Karena dalam pelarutan NaOH terjadi kenaikan suhu, maka sistem melepaskan kalor. Oleh karena itu, tanda untuk larutan NaOH negatif, sehingga:

q = – (q lar. NaOH + q kalorimeter)

q = – ( ………… + ………….)

q = – …………

Jadi, kalor pelartuan NaOH jika kapasitas kalor kalorimeternya = 9,1 kJ/⁰C adalah ………….. J.

 

3. KALOR PENETRALAN

Dasar Teori

Reaksi penetralan merupakan reaksi antara asam dan basa dengan jumlah mol yang sama hingga menghasilkan air yang bersifat netral. Sebagai contoh reaksi penetralan adalah reaksi berikut:

NaOH (aq) + HCI(aq) → NaCI(aq) + H₂O(l)

Besarnya kalor reaksi penetralan dapat ditentukan secara kalorimetris menggunakan calorimeter reaksi.

Prinsip penentuan kalor reaksi penetralan sama dengan kalor pelarutan, yang membedakan hanya reaksinya saja. Mula-mula suhu kedua larutan diukur (rata-rata suhu kedua larutan dijadikan suhu awal, t₁), kemudian kedua larutan direaksikan dan suhu hasil reaksi diukur (suhu reaksi merupakan suhu akhir, t₂). Perbedaan suhu awal dan suhu akhir ini kemudian digunakan untuk menghitung besarnya kalor yang terjadi pada reaksi penetralan tersebut.

 

Tujuan 

Menentukan jumlah kalor reaksi penetralan larutan NaOH dan larutan HCl. 

 

Alat dan Bahan 

Alat :

1.    Kalorimeter reaksi

2.    Termometer

3.    Gelas ukur 250 mL

Bahan : 

1.    100 mL larutan NaOH 1 M  

2.    100 mL larutan HCI 1 M  

 

Cara Kerja 

1.    Siapkan 100 mL larutan NaOH 1 M dan 100 mL larutan HCl 1 M dalam dua gelas kimia. Ukur dan catat suhu kedua larutan tersebut.

-        Larutan NaOH    = 26,8 ⁰C

-        Larutan HCl       = 27,4 ⁰C

2.    Tuangkan 100 mL larutan NaOH 1 M tadi kedalam bejana yang terdapat pada kalorimeter. 

3.    Tuangkan 100 mL larutan HCI 1 M, kedalam bejana calorimeter yang sudah berisi larutan NaOH tadi.

4.    Tutup calorimeter kemudian aduk campuran larutan tadi.

5.    Ukur dan catat suhu stabilnya sebagai suhu akhir.

-        Suhu campuran =  31.9 ⁰C

Perhatian : Bila kalian menggunakan satu termometer untuk mengukur dua macam larutan, cucilah dulu dan keringkan dengan kain lap agar hasilnya akurat.

 

Hasil Percobaan 

Suhu larutan NaOH 1M = ...°C

Suhu larutan HCI 1 M   = ...°C

Suhu rata-rata            = ...°C (suhu awal)

Suhu akhir reaksi         = ...°C (suhu akhir) 

 

Pembahasan

Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut. 

NaOH (aq) + HCI(aq) → NaCI(aq) + H₂O(l)

1.    Hitunglah perubahan entalpi yang terjadi pada percobaan di atas. 

2.    Hitung DH untuk reaksi 1 mol NaOH dan 1 mol HCl. 

3.    Tuliskan persamaan termokimia dari reaksi penetralan di atas.

 

Kesimpulan

Tariklah kesimpulan dari percobaan yang telah kalian lakukan. 

 

Penyelesaian

1.    Suhu rata-rata larutan     = …………. ⁰C

Suhu akhir campuran      = …………. ⁰C

Perubahan suhu (ΔT)       = …………. ^oC

 

Vol. lar. NaOH 1 M           = …………. mL

Vol. lar. HCl 0,1 M           = …………. mL

Vol. Campuran                = …………. mL

ρ larutan                       = 1 g/mL

 

Massa Campuran (m)      = …………. gram

Kalor jenis air (c)            = 4,2 J/g ⁰C

                                  

q   = m x c x ΔT

     = ………  x ……… x ………

     = ………

2.    Jumlah mol NaOH   = ………… mol

Jumlah mol HCl       = ………… mol

Jadi kalor reaksi di atas (no.1) berasal dari penetralan ……… mol NaOH dan ……… HCl. Jika, jumlah mol NaOH dan HCl yang bereaksi masing – masing sebanyak 1 mol, maka kalor reaksi yang terjadi untuk tiap 1 mol NaOH dan HCl adalah ………… J/mol = …………… kJ/mol.

 

3.    Tuliskan persamaan termokimianya.

…………… + …………… → …………… + ……………    DH = …………… kJ/ mol

 

LINK DOWNLOAD Lembar Kerja LEMBAR KERJA TERMOKIMIA  

JANGAN LUPA:

#lawan covid 19

#hindari kerumunan

#jagajarak

#pakai masker

#maskermumelindungiku

#maskerkumelindungimu

 

Read More