Keadaan Kesetimbangan

Bagaimanakah bila reaksi di atas dilakukan dalam ruang tertutup? Reaksi akan segera terjai pada saat gas H₂ dan bijih besi Fe₃O₄ dipanaskan dan terjadi Fe dan upa H₂O. Tetapi segera setelah upa H₂O dan Fe terbentuk akan terjadi reaksi balik, tetapi dengan laju reaksi yang lambat. Makin banyak uap H₂O dan Fe terjadi makin cepat pula terjai Fe₃O₄ dan gas H₂. Suatu saat akan terjadi yaitu laju reaksi kedua reaksi tersebut di atas menjadi sama. Pada saat itu pula konsentrasi-konsentrasi Fe₃O₄, H₂, Fe, dan H₂O tidak berubah atau tetap. Pada keadaan semacam itu terjadilah kesetimbangan kimia. Dengan demikian, apabila suatu reaksi dapat balik dan reaksi maju dan reaksi balik berlangsung dengan laju yang sama maka terjaidilah keadaan reaksi yang disebut kesetimbangan kimia.

Demi praktisnya maka kedua reaksi di atas dapat ditulis dengan menggunakan 2 arah panah.

Fe₃O₄(s) + 4H₂(g) ↔ 3Fe(s) + 3H₂O(g)

Reaksi ke kanan disebut reaksi maju. Reaksi ke kiri disebut reaksi balik. Secara makroskopik pada keadaan setimbang tidak terlihat terjadi perubahan, konsentrasi zat-zat tidak berubah, karena laju reaksi maju sama dengan laju reaksi balik. Tetapi secara mikroskopik pada keadaan setimbang pembentukan Fe(s) dan H₂O(g) dan pembentukan Fe₃O₄(s) dan H₂(g) selalu terjadi. Keadaan seperti itu disebut kesetimbangan dinamis.

Apa yang terjadi bila reaksi di atas dilakukan dalam ruang terbuka? Apakah terjadi kesetimbangan dinamis? Mengapa?

(Sumber: Benny Karyadi. Kimia SMA 2).

Faktor yang Mempengaruhi Laju Reaksi: Konsentrasi

A.     Faktor-Faktor yang Mempengaruhi Laju Reaksi

Uraian di atas selain memberikan pengertian tentang laju reaksi juga menunjukkan kenyataan bahwa dalam kehidupan sehari-hari ada reaksi yang berlangsung sangat cepat dan reaksi yang berlangsung sangat lambat. Masalahnya adalah apakah yang menyebabkan cepat lambatnya laju reaksi suatu reaksi? Berikut ini akan kita pelajari pengaruh beberapa faktor terhadap laju reaksi.

1.       Konsentrasi

Percobaan yang menunjukkan pengaruh konsentrasi terhadap laju reaksi telah banyak dilakukan oleh para ahli. Salah satu hasil percobaan reaksi gas nitrogen oksida dan gas hidrogen pada suhu 800⁰C dapat dilihat pada tabel hasil percobaan berikut.

 Tabel 2.1 Hasil Percobaan Laju Reaksi 2NO(g) + 2H₂(g) → N₂(g) + 2H₂O(g) pada Berbagai Konsentrasi

Percobaan	Konsentrasi Mula-mula		Laju Reaksi dalam mol L-1 det-1
	[NO]	[H2]
1 2 3 4 5	4 x 10-3 4 x 10-3 4 x 10-3 2 x 10-3 10-3	1,5 x 10-3 3 x 10-3 6 x 10-3 6 x 10-3 6 x 10-3	32 x 10-7 64 x 10-7 130 x 10-7 32 x 10-7 7,9 x 10-7

Pada percobaan 1, 2, dan 3 konsentrasi NO ditentukan tetap dan konsentrasi H₂ terus naik sebesar 2 kali. Bila kita perhatikan laju reaksinya, makin besarnya laju reaksi juga kurang lebih naik 2 kali. Ini menunjukkan bahwa laju reaksi berbanding lurus dengan konsentrasi H₂. Jadi, pada konsentrasi NO tetap maka laju reaksi berbanding lurus dengan konsentrasi H₂.

Laju reaksi ≈ [H₂]

Pada percobaan 3, 4, dan 5 konsentrasi H₂ ditentukan tetap sedangkan konsentrasi NO berubah-ubah (setiap kali 2 lebih kecil). Bila kita perhatikan besarnya laju reaksi, maka turunnya konsentrasi NO sebesar 2 kali akan menyebabkan turunnya laju reaksi sebesar kurang lebih 4 kali. Turunnya konsentrasi NO sebesar 4 kali (Percobaan 3 dan Percobaan 5) menyebabkan turunnya laju reaksi sebesar kurang lebih 16 kali. Jadi, pada konsentrasi H₂ tetap maka laju reaksi berbanding lurus dengan kuadrat konsentrasi NO.

Laju reaksi ≈ [NO]²

Sekarang perhatikan dengan cermat Percobaan 2 dan 4. Percobaan 2 diambil sebagai patokan. Pada percobaan 4, [NO] diperkecil 2 kali dan [H₂] diperbesar 2 kali. Bila dilihat dari [NO] saja dan sesuai dengan persamaan: Laju reaksi ≈ [NO]² maka laju reaksi akan diperlambat 4 kali.

Bila dilihat dari [H₂] saja dan sesuai dengan persamaan:

Laju reaksi ≈ [H₂]

Maka laju reaksi akan dipercepat 2 kali.

Melihat dari tabel ternyata laju reaksi Percobaan 4 adalah 1/2 kali laju reaksi Percobaan 2.

Karena itu, secara matematis laju reaksi untuk reaksi:

2NO(g) + 2H₂(g) → N₂(g) + 2H₂O(g)

dapat dinyatakan dengan persamaan kesetaraan:

Laju reaksi ≈ [NO]² [H₂]

Persamaan kesetaraan ini dapat diubah menjadi persamaan biasa dengan mengalikan ruas kanan dengan harga tetapan k yang selanjutnya disebut dengan tetapan laju reaksi.

v = k [NO]²[H₂]

Harga tetapan k ini sangat bergantung pada zat yang bereaksi dan suhu. Sedangkan rumus laju reaksi selalu ditentukan melalui percobaan. Dari tabel hasil percobaan laju reaksi 2NO(g) + 2H2(g) → N₂(g) + 2H₂(g), harga k dapat dihitung sebagai berikut.

v                      = k [NO]² [H₂]

3,2 x 10^-7         = k (4 x 10^-3)² (1,5 x 10^-3)

3,2 x 10^-7         = k (24 x 10^-9)

k                      = 1,33 x 10²

= 133

Jadi, persamaan laju reaksi untuk reaksi 2NO(g) + 2H₂(g) pada 800⁰C adalah:

v                        = 133 [NO]² [H₂]

Berikut ini disajikan rumus laju reaksi yang berasal dari hasil percobaan:

H₂ + I₂ → 2HI

Laju reaksi          = k₁ [H₂][I₂]

2HI → H₂ + I₂

Laju reaksi          = k₂ [HI]²

2NO + O₂ → 2NO₂

Laju reaksi          = k₃ [NO]²[O₂]

2H₂ + SO₂ → 2H₂O + S

Laju reaksi          = k₄ [H₂][SO₂]

NO₂ + CO → CO₂ + NO

Laju reaksi          = k₅ [NO₂]²

Contoh persamaan reaksi dan persamaan laju reaksi di atas menunjukkan bahwa laju reaksi berkaitan dengan konsentrasi-konsentrasi zat pereaksi tetapi tidak selalu ada hubungan antara koefisien persamaan reaksi dengan pangkat dari konsentrasinya.

Secara umum dapat dinyatakan bahwa untuk reaksi:

A → B

Maka laju reaksi dapat ditulis:

v ≈ [A]^x

x disebut tingkat reaksi. Bila x = 1, maka disebut reaksi tingkat satu. Misalnya, reaksi penguraian asam trinitrobenzoat,

C₆H₂(NO₂)₃CO₂H → C₆H₃(NO₂)₃ + CO₂

Laju reaksi = [trinitro-benzoat]

Bila x = 2 maka reaksi adalah reaksi tingkat dua dan x = 3 adalah reaksi tingkat tiga. x dapat berupa bilangan pecahan.

Kenyataan, laju reaksi hampir selalu berbanding lurus dengan konsentrasi-konsentrasi zat pereaksi dan setiap konsentrasi itu dipangkatkan dengan angka tertentu (x).

Bagaimana bila x = 0?

Bila x = 0, maka tingkat reaksi adalah 0. Ini berarti bahwa laju reaksi tidak bergantung pada konsentrasi dari zat-zat yang bereaksi.

Contoh

Reaksi NO₂(g) + H₂(g) → CO₂(g) + NO(g)

Pada suhu 225⁰C, ternyata laju reaksinya hanya dipengaruhi oleh konsentrasi NO₂.

Laju reaksi = k [NO₂]²

Reaksi seperti di atas disebut reaksi tingkat dua terhadap NO₂ dan reaksi tingkat nol terhadap H₂.

Perlu diperhatikan bahwa tidak ada kaitan antara koefisien dan tingkat reaksi. Tingkat reaksi hanya dapat ditentukan oleh percobaan.

(Sumber: Benny Karyadi. Kimia SMA 2).

Kalor atau Entalpi

Setiap sistem atau zat mempunyai energi tersimpan di dalamnya. Energi potensial berkaitan dengan wujud zat, volum, dan tekanan. Energi kinetik ditimbulkan karena atom-atom dan molekul-molekul dalam zat begerak secara acak. Jumlah total dari semua bentuk energi dalam zat itu disebut isi kalor atau entalpi (H). entalpi akan tetap konstan selama tidak ada energi yang masuk atau keluar dari zat. Masalahnya adalah bahwa entalpi suatu zat tidak dapat diukur atau dihitung. Simbol entalpi yaitu H dapat digunakan dengan subskrip untuk menunjukkan zat tertentu. Misalnya, entalpi untuk air dapat ditulis H_H2O(l) dan untuk es dapat ditulis H_H2O(s). Mengingat energi selalu harus ditambahkan untuk mengubah es menjadi air maka dapat dikatakan bahwa H_H2O(l) lebih besar daripada H_H2O(s).

H_H2O(l) > H_H2O(s)

Asas Kekekalan Energi

Di sekolah dasar dan sekolah lanjutan tingkat pertama telah kita pelajari bahwa bentuk energi satu dapat diubah menjadi entuk energi lain. Energi listrik dapat diubah menjadi energi kalor. Energi kimia dapat diubah menjadi energi listrik dan energi listrik dapat diubah menjadi energi kimia.

Salah satu cakupan ilmu yang berkaitan dengan energi adalah termodinamika. Termo berkaitan dengan kalor atau panas sedangkan dinamika mengandung arti gerak atau perubahan. Karena itu, termodinamika pada dasarnya mempelajari perubahan energi kalor yang menyertai proses kimia dan fiska. Hukum Termodinamika Pertama pada intinya adalah hukum kekekalan energi yang menyatakan bahwa pada perubahan kimia dan fisika, energi tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan, enegri hanya dapat diubah dari satu bentuk ke bentuk lainnya. Dengan perkataan lain, hukum termodinamika pertama ini menyatakan bahwa apabila suatu sistem mengalami perubahan-perubahan yang pada akhirnya kembali ke keadaan semula maka perubahan energi keseluruhannya adalah nol.

Para ahli kimia umumnya tidak tertarik untuk mengembalikan suatu reaksi ke keadaan semula. Mereka tertarik pada bagaimana energi itu berubah baik secara kualitatif maupun secara kuantitatif apabila suatu reaksi terjadi. Penerapan hukum termodinamika pertama dalam bidang ilmu kimia ini dibahas dalam bahan kajian Termokimia. Tetapi sebelum kita mempelajari termokimia, marilah kita pelajari isi kalor atau entalpi terlebih dahulu.

Penggolongan Materi

Materi di alam sangat beragam jenisnya. Ahli kimia menggolongkannya menjadi beberapa golongan materi, sebagaimana diperlihatkan pada gambar 2.1.

 Gambar 2.1 Bagan penggolongan materi

          Seperti tampak pada gambar 2.1, materi pertama-tama dapat digolongkan menjadi dua golongan besar, yakni zat murni atau zat tunggal (lebih umum disebut zat) dan campuran. Zat adalah materi yang seluruh bagiannya mempunyai sifat dan susunan sama. Tembaga, soda kue, natrium klorida (garam dapur), besi, air, adalah beberapa contoh zat. Semua bagian dari air (yang murni) mempunyai sifat sama dan jika dianalisis secara kimia mengandung hidrogen dan oksigen dengan perbandingan massatertentu, yakni 1:8. Lebih lanjut zat digolongkan menjadi unsur dan senyawa. Unsur adalah zat yang paling sederhana. Unsur tidak dapat diuraikan melalui reaksi kimia menjadi zat lain yang lebih sederhana. Sampai saat ini telah dikenal 108 unsur. Sembilan puluh dua di antaranya merupakan unsur alam sedangkan sisanya merupakan unsur sintetis (buatan manusia). Contoh unsur alam adalah besi, emas, belerang, karbon, oksigen, dan nitrogen, sedangkan contoh unsur sintetis adalah curium, nobelium, amerisium, dan einstenium. Sebagian besar unsur  merupakan logam, contohnya emas, besi, platina, tembaga, nikel, alumunium, titanium, dan natrium. Logam bersifat mengkilap dan menghantarkan panas serta listrik. Contoh unsur bukan logam adalah oksigen, hidrogen, nitrogen, belerang, fosfor dan yod. Di alam sebagian besar unsur tidak berada dalam keadaan bebas sebagai unsurnya, melainkan bergabung secara kimia membentuk senyawanya. Sebagai contoh, besi terdapat pada kulit bumi sebagai oksidanya (hasil persenyawaan besi dan oksigen) dalam bijih besi. Hanya beberapa unsur yang terdapat dalam keadaan bebas sebagai unsurnya, contohnya emas dan belerang dalam tanah dan oksigen, nitrogen serta gas-gas mulia (helium, neon, argon, dan ksenon) dalam udara.

Senyawa dalah zat hasil persenyawaan dua atau lebih unsur. Melalui reaksi kimia dapat diuraikan menjadi unsur-unsur pembentuknya kembali. Air, natrium klorida (garam dapur), etanol (di apotek disebut alkohol), dan sukrosa (gula tebu), adalah beberapa contoh senyawa. Senyawa mempunyai sifat berlainan dengan sifat unsur-unsur pembentuknya. Natrium klorida yang kita gunakan sebagai bumbu masakah sifatnya sama sekali berbeda dengan unsur-unsur pembentuknya, yaitu natrium (logam yang mudah bereaksi) dan klor (gas beracun). Dengan mengalirkan arus listrik ke dalam lelehan natrium klorida kita dapat menguraikan senyawa itu menjadi unsur-unsur pembentuknya kembali, yakni natrium dan klor.

Natrium Klorida                  →                    Natrium   +   Klor

Senyawa                       reaksi kimia           unsur              unsur

Sifat penting senyawa adalah mempunyai susunan tetap. Artinya, perbandingan massaunsur-unsur pembentuknya dalam senyawa adalah tetap. Dikemukakan oleh Joseph Proust (Ahli Kimia bangsa Perancis) pada tahun 1808 bahwa senyawa mengikuti Hukum Perbandingan Tetap: Perbandingan massa unsur-unsur dalam senyawa selalu tetap sekalipun dibentuk dengan cara-cara berbeda. Sebagai contoh, air dapat diperoleh dari pemurnian air tanah, air laut, atau dibuat dari pembakaran gas hidrogen. Bagaimanapun air murni diperoleh, bila dianalisis secara kimia, mengandung hidrogen dan oksigen dengan perbandinganmassa 11,2% hidrogen dan 88,8% oksigen. Demikian pula halnya dengan senyawa yang dinamakan sukrosa (gula tebu). Sesungguhnya sukrosa bukan hanya diperoleh dari tebu, melainkan juga dari bit. Sekalipun sukrosa diperoleh dari bahanbaku berlainan, selalu mengandung 42,1%massa karbon, 6,5%massa hidrogen, dan 51,4%massa oksigen.

Campuran merupakan materi yang terdiri atas dua zat atau lebih. Campuran dapat bersifat homogen (serbasama) atau heterogen (serbaneka). Dalam campuran homogen, zat-zat pembentuk campuran tidak dapat dibedakan. Kita tidak dapat membedakan mana gula dan mana air dalam air gula. Campuran homogen lebih umum disebut larutan. Air gula dalam kimia lebih umum disebut larutan gula. Campuran air dan garam (air garam) lebih umum kita sebut larutan garam. Kita masih dapat membedakan zat-zat pembentuk campuran heterogen. Campuran pasir dan kapur termasuk campuran heterogen karena kita masih dapat membedakan mana butiran pasir dan mana bubuk kapur dalam campuran itu. Air lumpur tergolong campuran heterogen pula, karena kita masih dapat membedakan butiran-butiran lumpur dari air dalam campuran itu.

Sifat khas campuran adalah susunannya yang dapat beraneka. Dalam segelas larutan gula dapat terlarut satu sendok, satu setengah sendok, dua sendok gula pasir, dan seterusnya. Sifat zat-zat pembentuk campuran masih tampak pada campuran yang dibentuknya. Manisnya gula tebu masih terasa dalam air gula. Zat-zat pembentuk campuran dapat dipisahkan secara fisis (bukan melalui reaksi kimia). Garam dapur diperoleh dari air laut dengan cara memanaskan air laut dalam tambak dengan sinar matahari. Pemanasan menyebabkan air menguap sehingga air laut makin lama makin pekat, sampai pada titik jenuhnya garam dapur mulai mengkristal. Gula tebu diperoleh dari air tebu juga melalui pemanasan air tebu sampai gula tebu mengkristal. Cara pemisahan zat-zat pembentuk campuran dengan cara itu disebut cara kristalisasi. Distilasi (penyulingan), penyaringan, dan kromatografi adalah beberapa campuran umum untuk memisahkan zat-zat dari campurannya.

Distilasi adalah cara pemisahan zat-zat cair berdasarkan perbedaan titik didih. Minyak bumi dipisah-pisahkan melalui distilasi menjadi fraksi-fraksi yang kita kenal sebagai bensin, kerosin (minyak tanah), solar (minyak diesel), minyak pelumas, parafin dan banyak fraksi lainya. Campuran heterogen cairan dan padatan dapat dipisahkan dengan penyaringan. Pada tahap penghilangan lumpur halus dari air sungai dalam penjernihan air di perkotaan dilakukan penyaringan dengan saringan pasir. Di laboratorium kimia penyaringan dilakukan dengan menggunakan kertas saring. Untuk keperluan analisis kimia, pemisahan zat-zat padat dari campurannya dalam jumlah sedikit dilakukan dengan cara kromatografi. Istilah kromatografi diberikan karena pada awalnya cara pemisahan ini berhasil memisahkan komponen-komponen zat warna (pigmen) tumbuhan. Pemisahan pada kromatografi terjadi karena perbedaan kelarutan zat-zat dalam pelarut yang bergerak pada bahan penyerap, seperti misalnya kertas saring. Satu tetes kecil larutan campuran zat yang akan dipisahkan diteteskan di dekat ujung bawah kertas saring yang dibentuk seperti pita dan dibiarkan mengering. Selanjutnya, pelarut dibiarkan merambat dari ujung bawah kertas saring ke atas dan melarutkan campuran yang dipisahkan. Pemisahan zat terjadi karena tiap zat bergerak naik dengan laju berbeda akibat perbedaan kelarutan dalam pelarut yang digunakan.

Kadar zat menyatakan susunan zat-zat dalam campuran. Zat penyusun campuran yang jumlahnya cukup besar dibandingkan dengan seluruh campuran, biasanya dinyatakan kadarnya dalam satuan % (persen). Artinya per seratus bagian campuran. Pada campuran antar zat-zat padat kadar % zat-zat pembentuk campuran dinyatakan sebagai perbandingan massazat terhadap 100 bagian massacampuran. Misalnya paduan logam stainless steel yang digunakan sebagai bahan sendok dan beberapa alat rumah tangga lainnya, mengandung 8% nikel, 18% krom, dan 74% besi. Artinya, dalam setiap 100 bagian massa campuran (stainless steel) terdapat 8 bagian massa nikel, 18 bagian massa krom, dan 74 bagian massa besi. Apabila massa stainless steel 100 g, maka massa nikel 8 g, massa krom 19 g, dan massa besi 74 g.

Kadar zat penyusun campuran yang jumlahnya sangat kecil umumnya dinyatakan dalam satuan bpj (bagian per juta) atau ppm (part per million). Salah satu penggunaan satuan bpj adalah untuk menyatakan kadar zat pencemar dalam tanah atau dalam air. Sebagai contoh, kadar raksa (lambang unsur Hg) maksium dalam air adalah 0,01 bpj. Artinya paling tinggi kadar raksa yang boleh ada dalam air minum adalah 0,01 bagianmassa raksa dalam 1.000.000 bagianmassa air minum. Andaikan kita mempunyai 1000 gram air minum, maka maksimum boleh ada raksa sebanyak:

    0,01    x 1000 g = 0,00001 g

1000000

(Sumber: Benny Karyadi. Kimia SMA 1).

Perubahan Materi

Dalam kehidupan sehari-hari kita berhadapan dengan materi. Buku, meja, pakaian, makanan dan minuman, batu, bahkan tubuh kita sendiri merupakan materi, yakni segala sesuatu yang mempunyaimassadan menempati ruang. Pada bab ini diuraikan beberapa gejala yang berkenaan dengan materi, yang meliputi perubahan materi, penggolongan materi, partikel materi, serta cara para ahli kimia memberi lambang pada setiap jenis materi dan perubahan materi.

 

A.     Perubahan Materi

Perubahan-perubahan materi senantiasa terjadi di alam. Suatu materi mengalami perubahan apabila keadaan akhir berbeda dengan keadaan awalnya. Contoh perubahan yang sering kita amati dalam kehidupan sehari-hari adalah perkaratan besi, pembakaran kayu, pencairan es, penguapan air, dan pemucatan warna pakaian. Pencairan es merupakan perubahan karena keadaan awal materi berupa padatan sedangkan keadaan akhirnya berupa cairan. Demikian halnya dengan perkaratan besi. Perkaratan besi menyebabkan berubahnya besi menjadi karat besi. Besi berupa logam yang keras berwarna keperak-perakan sedangkan karat besi berbentuk bubuk halus berwarna coklat kemerah-merahan.

Lakukanlah Percobaan 2.1 dan 2.2 untuk mengamati secara langsung perubahan materi. Ingat! Dalam mengamati perubahan materi, yang harus diperhatikan adalah keadaan awal dan keadaan akhir materi serta peristiwa berlangsungnya perubahan itu.

 

Percobaan 2.1: Penyubliman Yod

Masukkan sebutir kecil padatan yod ke dalam tabung reaksi yang kering. Perhatikan keadaan awal zat itu. Kemudian panasi tabung reaksi itu di atas nyala apai pembakar spiritus. Bagaimanakah warna uap yang terbentuk? Hentikan pemanasan ketika uap yod hampir mencapai mulut tabung reaksi sehingga tidak ada uap yod yang keluar tabung reaksi (uap yod beracun). Setelah itu, biarkan tabung reaksi mendingin dan amati keadaan padatan yang terbentuk pada dinding bagian dalam tabung reaksi. Bandingkan dengan padatan yod mula-mula samakah?

 

Percobaan 2.2: Pembakaran Pita Magnesium

          Ambil sepotong (3 cm) pita magnesium. Gosoklah permukaannya dengan ampelas hingga permukaan logam salah satu ujung pita magnesium dengan menggunakan penjepit tabung reaksi dan sentuhkan ujung lainnya pada nyala api pembakar spiritus. Amatilah perubahan yang terjadi. Demikian pula dengan materi yang dihasilkan. Bandingkan sifatnya dengan magnesium semula.

 

Pada Percobaan 2.1 kita amati perubahan padatan yod menjadi uap yod akibat pemanasan serta perubahan uap yod menjadi padatan yod kembali setelah didinginkan. Perubahan padatan langsung menjadi uap tanpa melalui keadaan cairnya dinamakan penyubliman. Perubahan yang dialami hanyalah perubahan wujud, sedangkan jenis materinya tidak berubah. Perubahan yang tidak mengubah jenis materi disebut perubahan fisis. Pada perubahan fisis tidak terbentuk materi baru, karena pada keadaan awal dan keadaan akhir jenis materinya sama. Yang berubah adalah wujud atau keadaan fisis lainnya, seperti dari padat menjadi cair (meleleh atau mencair), dari cair menjadi gas (menguap), dari gas menjadi cair (mengembun), dari cair menjadi padat (membeku), dari butiran menjadi serbuk, dan lain-lain.

Pada Percobaan 2.2 kita amati logam magnesium yang keperak-perakan berubah menjadi bubuk halus berwarna putih, yakni magnesium oksida. Pembakaran magnesium di udara terbuka menimbulkan materi baru, yakni magnesium oksida yang sifatnya sama sekali berbeda dengan magnesium (materi asalnya). Tidak mudah mengubah magnesium oksida kembali menjadi magnesium. Perubahan yang menimbulkan materi baru dinamakan perubahan kimia. Perubahan kimia dinamakan juga reaksi kimia.

 

Percobaan 2.3: Reaksi Eksoterm

          Dengan menggunakan spatula masukkan sebongkah kecil kapur tohor ke dalam tabung reaksi yang kering. Setelah itu, tambahkan beberapa tets air ke dalam tabung reaksi tersebut sehingga membasahi kapur tohor. Biarkan beberapa saat. Setelah itu, peganglah dinding luar bagian bawah tabung reaksi. Apakah yang kamu rasakan?

Pada Percobaan 2.3 kita mengamati perubahan kimia yang disertai pengeluaran energi. Perubahan kimia seperti itu dinamakan reaksi eksoterm. Energi yang dilepaskan dapat berupa energi panas, energi sinar, atau energi listrik. Pada pembakaran magnesium kita amati timbulnya cahaya yang menyilaukan mata ketika magnesium mulai terbakar. Pembakaran magnesium merupakan reaksi eksoterm. Pada pembakaran magnesium, energi panas dari nyala api hanyalah untuk memicu reaksi pembakaran. Setelah reaksi berlangsung dilepaskan energi panas dan cahaya yang jumlahnya lebih besar daripada energi pemicunya.

Manusia memanfaatkan energi yang dilepaskan dari reaksi eksoterm. Misalnya, energi yang dilepaskan dari pembakaran minyak tanah dalam kompor dimanfaatkan untuk memasak, energi yang dilepaskan dari pembakaran bensin dalam mesin kendaraan bermotor menyebabkan kendaraan bermotor dapat bergerak. Selain itu, manusia memanfaatkan energi listrik yang dihasilkan dari reaksi kimia dalam batu baterai.

Adapula reaksi kimia yang disertai penyerapan energi. Reaksi semacam ini dinamakan reaksi endoterm. Fotosintesis merupakan salah satu contoh reaksi endoterm. Pada proses fotosintesis energi sinar matahari diserap untuk melangsungkan reaksi kimia antara air dengan karbon dioksida menghasilkan glukosa dalam butir-butir hijau daun.

 

Telah dikemukakan bahwa reaksi kimia menyebabkan timbulnya jenis materi baru. Apakah massamateri berubah akibat reaksi kimia? Jawaban terhadap pertanyaan ini dikemukakan oleh Antonie Lavoiser (Ahli Kimia Bangsa Perancis) sebagai kesimpulan dari percobaan-percobaan yang dilakukannya antara tahun 1771 sampai dengan 1794. Dalam percobaannya ia membandingkan massamelalui penimbangan) materi sebelum dan setelah perubahan kimia berlangsung. Ditemukannya bahwa massamateri sebelum dan setelah reaksi kimia adalah sama. Dengan kata lain, dalam reaksi kimia massamateri kekal. Kesimpulan Lavoiser disebut Hukum Kekekalan Massa: Massa materi sebelum dan sesudah reaksi kimia selalu tetap. Untuk membuktikan hukum kekekalanmassa, lakukanlah Percobaan 2.4.

 

Percobaan 2.4: Hukum Kekekalan Massa

            Isi satu kaki tabung Y dengan larutan timbal nitrat, sedangkan kaki yang lain isi dengan larutan kalium yodida. Setelah tabung Y ditutup dengan sumbat, timbanglah dan catat massa tabung Y bersama seluruh isinya. Setelah itu, campurkan kedua macam larutan dalam tabung Y dan catat perubahan yang terjadi. Timbang kembali tabung Y bersama isinya. Apakah terjadi perubahan massa akibat reaksi kimia?

(Sumber: Benny Karyadi: Kimia SMA 1).

Reaksi Dapat Balik

A.     Reaksi Dapat Balik

Sebenarnya semua reaksi dapat balik. Misalnya, bila bensin dibakar akan menghasilkan gas CO₂ dan H₂O disertai dengan energi yang besar. Dalam kondisi yang luar biasa, bila orang mau mengeluarkan energi yang sangat besar dan melalui prosedur yang sempurna maka sangatlah mungkin membuat bensin dari gas-gas yang dihasilkan itu. Kenyataan menunjukkan bahwa upaya demikian tidak ekonomis, tidak praktis dan tidak mempunyai nilai tambah. Dalam laboratorium beberapa hasil reaksi dapat langsung direaksikan menjadi reaktan kembali. Semua reaksi yang hasilnya dapat dikembalikan ke pereaksi semula disebut reaksi dapat balik.

Contoh

Bila gas hidrogen direaksikan dengan bijih besi Fe₃O₄ yang dipanaskan, akan terjai besi dan uap air.

Fe₃O₄(s) + 4H₂(g) → 3Fe(s) + 4H₂O(g)

Gambar 3.1 Bijih Besi (Fe₃O₄) Menjadi Besi (Fe)

          Reaksi sebaliknya dapat dihasilkan dengan melalukan uap air melalui besi pijar.

3Fe(s) + 4H₂O(g) → Fe₃O₄(s) + 4H₂(g)

Gambar 3.2 Besi (Fe) Menjadi Bijih Besi (Fe₃O₄)

(Sumber: Benny Karyadi, Kimia SMA 2).

Pengertian Laju Reaksi

Bila korek api digesekkan pada zat kimia yang umumnya menempel pada salah satu sisi kotak korek api, maka dalam sekejap kepala korek api, akan habis terbakar. Tetapi, batang korek api membutuhkan waktu yang cukup lama untuk terbakar seluruhnya menjadi karbon. Perkaratan besi merupakan reaksi yang berlangsung lebih lama lagi. Cepat lambatnya suatu reaksi berlangsung disebut dengan istilah laju reaksi. Pengetahuan tentang laju reaksi sangat dibutuhkan dalam kehidupan sehari-hari dan industri. Dalam kehidupan sehari-hari laju reaksi perlu dipelajari agar dampaknya dapat membantu dan bermakna bagi kehidupan manusia. Sedangkan dalam industri, laju reaksi perlu dipahami agar laju reaksi dapat dikontrol secara cermat sehingga dapat diperoleh hasil yang berkualitas, cepat, dan ekonomis. Karena itu, pada bagian berikut ini akan kita pelajari tentang pengertian dan faktor-faktor yang mempengaruhi laju reaksi.

 

A.     Pengertian Laju Reaksi

Apabila zat A dan B bereaksi membentuk zat C, maka pada saat permulaan zat A dan zat B bereaksi, zat C masih belum ada.

A + B → C

Pada waktu reaksi berlangsung, zat C terbentuk dan makin lama jumlahnya makin bertambah banyak. Sebaliknya, zat A dan zat B jumlahnya berkurang dan makin lama makin menjadi sedikit. Apabila zat A, zat B, dan zat C berada dalam larutan atau berada dalam keadaan gas, maka banyaknya zat-zat tersebut dapat dinyatakan dalam konsentrasi. Jadi, pada reaksi di atas dapat dinyatakan bahwa pada waktu reaksi berlangsung, konsentrasi zat C (hasil reaksi) bertambah lama bertambah besar, sedangkan konsentrasi zat A dan konsentrasi zat B (pereaksi) bertambah lama bertambah kecil.

Laju reaksi dapat digambarkan dengan Grafik 2.1 di bawah ini.

 

Grafik 2.1 Laju reaksi

Jadi, laju reaksi dapat dinyatakan sebagai perubahan konsentrasi pereaksi atau hasil reaksi dalam suatu satuan waktu.

Konsentrasi pereaksi, konsentrasi hasil reaksi dan laju reaksi hanya diperoleh melalui percobaan.

V_pereaksi            =

V_{hasil reaksi}        =

V_pereaksi            = laju reaksi pereaksi

V_{hasil reaksi}        = laju reaksi hasil reaksi

[pereaksi]      = konsentrasi pereaksi

[hasil reaksi] = konsentrasi hasil pereaksi

t                       = waktu

Δ                     = perbedaan atau selisih

(Sumber: Benny Karyadi, Kimia SMU 2).

Energi yang Dimiliki Setiap Zat

Setelah mempelajari partikel zat, struktur, dan sifat-sifat zat serta perubahan kimia di kelas 1, sekarang kita akan mempelajari energi yang menyertai perubahan-perubahan zat tersebut. Dalam buku Kimia 1 telah diperkenalkan beberapa percobaan dan diuraikan tentang reaksi eksoterm dan reaksi endoterm. Selain itu, telah pula diperkenalkan penggunaan energi kalor atau energi panas yang dilepaskan oleh suatu reaksi contoh reaksi endoterm dalam kehidupan sehari-hari. Termokimia merupakan bagian dari ilmu kimia yang mempelajari perubahan isi kalor suatu zat yang menyertai suatu reaksi. Secara operasional termokimia berkaitan dengan pengukuran dan perubahan kalor yang menyertai reaksi kimia, perubahan keadaan dan pembentukan larutan. Termokimia merupakan pengetahuan dasar yang perlu dipelajari bukan saja untuk mmengetahui beberapa energi yang perlu diberikan atau yang dapat diperoleh dari reaksi-reaksi kimia, tetapi juga perlu sebagai pengatahuan dasar untuk mengkaji teori ikatan kimia dan struktur kimia.

Pada uraian berikut ini kita ingin menjawab beberapa pertanyaan berikut ini.

1. Energi apa yang dimiliki oleh suatu zat ?
2. Adanya hukum yang berlaku untuk energi suatu zat ?
3. Beberapa jumlah energi yang menyertai suatu reaksi ?
4. Bagaimana energi itu dapat diukur ?
5. Apa hubungan energi yang dibebaskan atau diserap pada perubahan kimia dengan ikatan kimia ?

 

A. Energi yang Dimiliki Setiap Zat

Memahami energi lebih sulit daripada memahami zat, sebab energi tidak dapat dilihat, tidak dapat dipegang atau dimasukan kedalam botol untuk dipelajari. Apa yang dapat dipejari tentang energi adalah dampak energi pada suatu benda. Energi biasanya dinyatakan sebagai kapasitas atau kemampuan untuk melakukan kerja, yang dimiliki oleh suatu zat dan dapat menyebabkan suatu proses terjadi. Sebuah mobil yag bergerak memiliki energi sebab mobil tersebut dapat melakukan kerja pada mobil yang lain, misalnya menubruk. Benda yang jatuh dapat melakukan kerja pada benda yang lain, misalnya memecahkan kaca. Energi yang dimiliki suatu benda apabila benda itu bergerak disebut energi kinetik. Minyak dan batu bara mempunyai energi yang dibebaskan pada saat pembakaran sebagai kalor yang selanjutnya dapat menjadikan mesin menjadikan mesin melakukan kerja. Demikian pula aki memiliki energi, karena dapat menjalankan dinamo. Energi semacam ini disebut energi potensial. Karena itu, energi total yang dimiliki oleh suatu benda adalah jumlah energi kinetik dan energi potensial. Energi kinetik dan energi potensial telah dipelajari di fisika. Energi kinetik adalah energi yang dimiliki suatu benda apabila benda itu bergerak. Coba berilah beberapa contoh energi kinetik pada peristiwa dalam kehidupan sehari-hari setelah itu jelaskan mengapa setiap benda atau zat memiliki energi kinetik. Menurut teori kinetik, pada suhu lebih besar dari 0 Kelvin, setiap zat baik yang berwujud padat, cair maupun gas terdiri atas banyak partikel kecil berupa molekul-molekul atau atom-atom yang terus menerus bergerak secara acak, saling bertumbukan dan saling berpantulan. Karena gerak acak tersebut, makagayayang dihasilkan saling menghapuskan. Bila kita amati suatu benda, misalnya karena penghapus, kita tidak menyadari bahwa ada partikel-partikel kecil yang bergerak secara acak, saling bertumbukan dan berpantulan. Hal ini disebabkan karena partikel-partikel terlalu kecil untuk dilihat.

Jadi kapan suatu zat memiliki energi kinetik?

Energi potensial adalah energi yang tersimpan dalam sebuah benda, yang ditarik atau ditolak oleh benda atau objek lain. Atom-atom terdiri atas partikel-partikel yang bermuatan listrik. Ada yang saling tarik menarik dan ada yang tolak menolak. Karena muatannya, elektron dan inti atom memiliki energi potensial. Energi potensial ini berubah bila jarak antara inti dan elektron berubah. Dengan demikian, terjadi perubahan energi potensial bila elektron berpindah dari atom satu ke atom lainnya dalam pembentukan ion-ion. Energi potensial atom-atom juga akan berubah bila terjadi pemilikan bersama elektron dalam pembentukan suatu molekul.

(Sumber: Benny Karyadi, Kimia SMA 2).

Perkembangan Konsep Reaksi Reduksi dan Oksidasi

Reaksi reduksi dan oksidasi selalu berlangsung pada saat yang sama, karena itu disingkat sebagai reaksi redoks.

Reaksi redoks banyak terdapat dalam kehidupan sehari-hari di antaranya terjadi pada pembekaran, metabolisme, dan perkaratan. Konsep reaksi redoks mengalami perkembangan.

Pada bab ini akan dibahas perkembangan konsep reaksi redoks, penentuan bilangan oksidasi, dan tatanama senyawa kimia berdasarkan bilangan oksidasi unsur pembentuk senyawa.

 

A.     Perkembangan Konsep Reaksi Reduksi Oksidasi

Kemampuan oksigen untuk bereaksi dengan berbagai unsur memunculkan konsep oksidasi. Oksidasi pada mulanya berarti reaksi penggabungan unsur dengan oksigen. Zat yang terbentuk adalah oksida. Beberapa contoh reaksi oksidasi yaitu:

2Cu(s) + O₂(g) → 2CuO(s)

4Fe(s) + 3O₂(g) → 2Fe₂O₃(s)

C(s) + O₂(g) → CO₂(g)

P₄(s) + 5O₂(g) → P₄O₁₀(s)

Reaksi reduksi merupakan kebalikan dari reaksi oksidasi, yaitu pelepasan oksigen dari suatu oksida. Sebagai contoh reaksi reduksi ialah:

CuO(s) + H₂(g) → Cu(s) + H₂O(g)

Fe₂O₃(s) + 3CO(g) → 2Fe(s) + 3CO₂(g)

Selanjutnya banyak reaksi-reaksi yang tidak melibatkan oksigen, sehingga konsep reaksi reduksi oksidasi perlu diperluas. Pada bab ini tentang ikatan kimia telah dijelaskan bahwa atom O untuk mencapai konfigurasi oktet menerima 2 elektron membentuk O^2-. Atom Cl untuk mencapai konfigurasi oktet menerima 1 elektron membentuk Cl^–, maka molekul Cl₂ memerlukan 2 elektron untuk membentuk 2Cl^–. Unsur tembaga (Cu) selain dapat bereaksi dengan O₂ juga dapat bereaksi dengan Cl₂ melalui persamaan:

Cu(s) + Cl₂(g) → CuCl₂(s)

Apabila dibandingkan reaksi antara Cu dengan O₂ dan reaksi antara Cu dengan Cl₂, ternyata mempunyai kesamaan yaitu baik O₂ maupun Cl₂ menerima elektron. Elektron yang diterima O₂ atau Cl₂ pada reaksi-reaksi tersebut berasal dari Cu, jadi Cu melepaskan elektron. Berdasarkan hal ini maka reaksi antara Cu dengan Cl₂ dan antara Cu dengan O₂ dapat dituliskan sebagai berikut.

Cu → Cu²⁺ + 2e^–                    (oksidasi)

Cl₂ + 2e^– → 2Cl^–                     (reduksi)

Cu + Cl₂ → CuCl₂                 (redoks)

 

2Cu → 2Cu²⁺ + 4e^–                (oksidasi)

O₂ + 4e^– → 2O^2-                     (reduksi)

2Cu + O₂ → 2CuO               (redoks)

 

kesamaan perubahan yang dialami Cl₂ dan O₂ pada kedua reaksi itu menyatakan hal yang lebih bersifat umum, sehingga melahirkan konsep reduksi yang lebih luas, yaitu reduksi adalah reaksi penerimaan elektron. Sebaliknya oksidasi dialami oleh Cu yaitu reaksi pelepasan elektron. Untuk menunjukkan bahwa pada reaksi oksidasi terjadi pelepasan elektron, perhatikan reaksi-reaksi berikut.

2Na(s) + Cl₂(g) → 2NaCl(s)

Mg(s) + Cl₂(g) → MgCl₂(s)

2K(s) + Cl₂(g) → 2KCl(s)

Pada reaksi-reaksi tadi Cl₂ mengalami reduksi menjadi 2Cl^– dengan menerima 2 elektron. Elektron yang diterima Cl₂ berasal dari Na, Mg atau K sehingga perubahan yang dialami unsur-unsur tersebut dapat dituliskan sebagai berikut.

Na → Na⁺ + e^–

Mg → Mg²⁺ + 2e^–

K → K⁺ + e^–

Jadi, secara lebih luas reaksi redoks dapat dikatakan sebagai reaksi penerimaan dan pelepasan elektron atau reaksi serah-terima elektron.

Contoh-contoh reaksi diatas melibatkan dua kelompok zat berdasarkan pola pelepasan atau penerimaan elektron. Zat-zat yang cenderung menerima elekton dari zat lain pada reksinya akan menyebabkan zat lain mengalami oksidasi. Zat-zat ini sisebut oksidator, misalnya Cl₂ dan O₂. Sebaliknya, zat-zat yang pada reksinya melepaskan elektron seperti Cu, Na, Mg, dan K disebut reduktor, karena elektron yang dilepaskan menyebabkan zat lain, yaitu Cl₂ dan O₂ mengalami reduksi.

Untuk mengenal beberapa reaksi redoks lakukanlah percobaan berikut:

 

Percobaan 7.1: Reaksi Reduksi

Sediakan 4 tabung reaksi pada rak tabung. Isilah tabung reaksi pertama dan kedua masing-masing dengan 2 mL larutan CuSO₄. Apa warna larutan itu? Kemudian pada tabung reaksi ketiga masukkan 2 mL larutan ZnSO₄ dan pada tabung keempat masukkan 2 mL FeSO₄. Catatlah warna larutan-larutan tersebut. Selanjutnya masukkan ke dalam tabung pertama sekeping logam seng, pada tabung kedua sebatang paku dan pada tabung ketiga dan keempat masing-masing sepotong kawat tembaga. Apakah terjadi perubahan pada keempat tabung tersebut?

Penerimaan dan pelepasan elektron dengan mudah dapat diketahui pada reksi-reaksi ion. Pada reksi yang tidak melibatkan ion tidak jelad tergambar bagian yang melepaskan elektron, seperti pada contoh-contoh reaksi berikut.

 

C(s)  + O₂(g) à CO₂(g)

P₄(s) + 5O₂(g) à P₄O₁₀(s)

 

Untuk mengatasi hal ini, dikemukakan konsep bilangan oksidasi atau tingkat oksidasi. Berdasarkan konsep bilangan oksidasi ini maka konsep reaksi redok diperluas lagi sebagai berikut. Oksidasi yaitu reaksi dengan penigkatan bilangan oksidasi, sedangkan reduksi adalah reaksi dengan penurunan bilangan oksidasi.

Dengan terjadinya perubahan bilangan oksidasi secara tak langsung dapat diketahui proses serah terima elektron. Penurunan bilangan oksidasi dialami oleh oleh oksidator, sebaliknya peningkatan bilangan oksidasi dialami oleh reduktor.

Pada reaksi ion, bilangan oksidasi ion digambarkan oleh muatan ion yang bersangkutan. Misalnya, bilangan oksidasi Cl^– adalah -1, Cu²⁺ adalah +2. bilangan oksidasi unsur seperti Na, Cl₂, O₂ adalah nol.

(Sumber: Benny Karyadi, Kimia 1).