Larutan Penyangga

A. Pengertian Larutan Penyangga

Jika ke dalam air murni ditambahkan asam atau basa meskipun dalam jumlah yang sedikit, harga pH dapat berubah secara drastis. Sebagaimana kita ketahui bahwa air murni mempunyai pH = 7. Penambahan 0,001 mol HCl (1 mL HCl 1 M) ke dalam 1 liter air murni akan menghasilkan ion H+ sebanyak 10–3 M, sehingga pH turun menjadi 3. Di lain pihak, penambahan 0,001 mol NaOH (40 mg NaOH) ke dalam 1 liter air murni akan menghasilkan ion OH– sebanyak 10–3 M, sehingga pH naik menjadi 11. Jadi, air murni tidak mampu menyangga atau mempertahankan pH terhadap penambahan asam maupun basa.
Sekarang jika HCl yang sama (1 mL HCl 1 M) ditambahkan ke dalam 1 liter air laut, ternyata perubahan pH-nya jauh lebih kecil, yaitu dari 8,2 menjadi 7,6. Larutan seperti air laut ini, yaitu larutan yang mampu mempertahankan nilai pH tertentu disebut larutan penyangga atau larutan buffer atau dapar.

Stoikiometri Reaksi Dan Titrasi Asam Basa

1. Stoikiometri
Stoikiometri berasal dari bahasa Yunani, yaitu dari kata stoicheion yang berarti unsur dan metron yang berarti mengukur.  Stoikiometri membahas tentang hubungan massa antarunsur dalam suatu senyawa (stoikiometri senyawa) dan antarzat dalam suatu reaksi (stoikiometri reaksi). Pengukuran massa dalam reaksi kimia dimulai oleh Antoine Laurent Lavoisier (1743 – 1794) yang menemukan bahwa pada reaksi kimia tidak terjadi perubahan massa (hukum kekekalan massa). Selanjutnya  Joseph Louis Proust (1754 – 1826) menemukan bahwa unsur-unsur membentuk senyawa dalam perbandingan tertentu (hukum perbandingan tetap). Selanjutnya dalam rangka menyusun teori atomnya, John Dalton menemukan hukum dasar kimia yang ketiga, yang disebut hukum kelipatan perbandingan. Ketiga hukum tersebut merupakan dasar dari teori kimia yang pertama, yaitu teori atom yang dikemukakan oleh John Dalton sekitar tahun 1803. Menurut Dalton, setiap materi terdiri atas atom, unsur terdiri atas atom sejenis, sedangkan senyawa terdiri dari atom-atom yang berbeda dalam perbandingan tertentu. Namun demikian, Dalton belum dapat menentukan perbandingan atom – atom dalam senyawa (rumus kimia zat). Penetapan rumus kimia zat dapat dilakukan berkat penemuan Gay Lussac dan Avogadro. Setelah rumus kimia senyawa dapat ditentukan, maka perbandingan massa antaratom (Ar) maupun antarmolekul (Mr) dapat ditentukan. Pengetahuan tentang massa atom relatif dan rumus kimia senyawa merupakan dasar dari perhitungan kimia.
2. Titrasi asam basa
Titrasi asam-basa sering disebut juga dengan titrasi netralisasi. Dalam titrasi ini, kita dapat menggunakan larutan standar asam dan larutan standar basa. Pada prinsipnya, reaksi yang terjadi adalah reaksi netralisasi yaitu :

Reaksi netralisasi terjadi antara ion hidrogen sebagai asam dengan ion hidroksida sebagai basa dan membentuk air yang bersifat netral. Berdasarkan konsep lain reaksi netralisasi dapat juga dikatakan sebagai reaksi antara donor proton (asam) dengan penerima proton (basa).
Dalam menganalisis sampel yang bersiaft basa, maka kita dapat menggunakan larutan standar asam, metode ini dikenal dengan istilah asidimetri. Sebaliknya jika kita menentukan sampel yang bersifat asam, kita akan menggunkan lartan standar basa dan dikenal dengan istilah alkalimetri.
Dalam melakukan titrasi netralisasi kita perlu secara cermat mengamati perubahan pH, khususnya pada saat akan mencapai titik akhir titrasi, hal ini dilakukan untuk mengurangi kesalahan dimana akan terjadi perubahan warna dari indikator lihat Gambar 15.16.

Gambar 15.16. Titrasi alkalimetri dengan larutan standar basa NaOH

Analit bersifat asam pH mula-mula rendah, penambahan basa menyebabkan pH naik secara perlahan dan bertambah cepat ketika akan mencapai titik ekuivalen (pH=7). Penambahan selanjutnya menyebakan larutan kelebihan basa sehingga pH terus meningkat. Dari Gambar 15.16, juga diperoleh informasi indikator yang tepat untuk digunakan dalam titrasi ini dengan kisaran pH pH 7 – 10 (Tabel 15.2).

Tabel 15.2. Indikator dan perubahan warnanya pada pH tertentu

Pamanfaatan teknik ini cukup luas, untuk alkalimetri telah dipergunakan untuk menentukan kadar asam sitrat. Titrasi dilakukan dengan melarutkan sampel sekitar 300 mg kedalam 100 ml air. Titrasi dengan menggunakan larutan NaOH 0.1 N dengan menggunakan indikator phenolftalein. Titik akhir titrasi diketahui dari larutan tidak berwarna berubah menjadi merah muda. Selain itu alkalimetri juga dipergunakan untuk menganalisis asam salisilat, proses titrasi dilakukan dengan cara melarutkan 250 mg sampel kedalam 15 ml etanol 95% dan tambahkan 20 ml air. Titrasi dengan NaOH 0.1 N menggunakan indikator phenolftalein, hingga larutan berubah menjadi merah muda.
Teknik asidimetri juga telah dimanfaatkan secara meluas misalnya dalam pengujian boraks yang seringa dipergunakan oleh para penjual bakso. Proses analisis dilakukan dengan melaruitkan sampel seberat 500 mg kedalam 50 mL air dan ditambahkan beberapa tetes indikator metal orange, selanjutnya dititrasi dengan HCl 0.1 N.
v Persamaan Ion
Persamaan ion melibatkan larutan yang bersifat elektrolit.
Zat elektrolit kuat dituliskan dalam bentuk ion-ionnya sedangkan untuk elektrolit lemah tetap dituliskan dalam bentuk molekulnya atau senyawa netralnya.
Contoh 1 :
Reaksi antara gas karbondioksida dengan larutan natrium hidroksida membentuk larutan natrium karbonat dan air.
Contoh 2 :
v Berbagai macam zat yang terkait dengan reaksi dalam larutan elektrolit :
a) Senyawa Asam
b) Senyawa Basa
c) Senyawa Garam
d) Oksida Asam
Adalah suatu senyawa yang tersusun oleh unsur non logam dengan unsur oksigen (= oksida non logam)
Oksida asam disebut juga anhidrida asam, karena merupakan bagian dari asam setelah melepas molekul air.
Misalnya :
Contoh :
SO2; SO3; N2O3; CO2
e) Oksida Basa
Adalah suatu senyawa yang tersusun oleh unsur logam dengan unsur oksigen (= oksida logam)
Contoh :
Na2O; CaO; MgO
f) Logam
Merupakan spesi yang melepas elektron.
v Senyawa-Senyawa Hipotetis
Adalah senyawa-senyawa yang tidak stabil (akan mengalami penguraian lebih lanjut).
a) Senyawa Asam
Misalnya :
b) Senyawa Basa
Misalnya :
c) Senyawa Garam
Misalnya :
v Deret Kereaktifan Logam
Kereaktifan logam tergantung pada kemudahannya untuk melepaskan elektron.
Unsur-unsur di sebelah kiri hidrogen lebih reaktif daripada unsur-unsur di sebelah kanan hidrogen.
v Reaksi Pembentukan Endapan
Semua asam mudah larut dalam air; sedangkan basa dan garam ada yang mudah larut, ada pula yang sukar larut dalam air.
Semua garam natrium, kalium, amonium, nitrat dan asetat mudah larut dalam air.
Jika 2 larutan elektrolit direaksikan dan dimungkinkan bertemunya 2 ion yang dapat menghasilkan senyawa yang sukar larut, maka senyawa tersebut akan mengendap.
Contoh :
v Tabel Kelarutan Beberapa Senyawa Ion dalam Air
No Senyawa Kelarutan Keterangan
1 Nitrat ( NO3- ) Semua larut
2 Asetat ( CH3COO- ) Semua larut Kecuali Ag+; Hg22+;Bi3+
3 Klorida ( Cl- ) Semua larut Kecuali Ag+; Hg22+;Pb2+;Cu+
4 Bromida ( Br- ) Semua larut Kecuali Ag+; Hg22+;Pb2+
5 Iodida ( I- ) Semua larut Kecuali Ag+; Hg22+;Pb2+; Bi3+
6 Sulfat ( SO42- ) Semua larut Kecuali Pb2+;Ba2+;Sr2+;Ca2+
7 Klorat ( ClO3- ) Semua larut
8 Na+; K+; NH4+ Semua larut
9 PbCl2; PbBr2; PbI2 Mudah larut dalam air panas
10 Sulfida ( S2- ) Semua tidak larut Semua sulfida dari IA dan IIA kecuali Be; NH4+
11 Fosfat ( PO43- ) Semua tidak larut Kecuali Na+; K+; NH4+
12 Karbonat ( CO32- ) Semua tidak larut Kecuali Na+; K+; NH4+
13 Oksalat ( C2O42- ) Semua tidak larut Kecuali Na+; K+; NH4+
14 Oksida ( O2- ) Semua tidak larut Kecuali Na+; K+; Ba2+; Sr2+; Ca2+
15 Hidroksida ( OH- ) Semua tidak larut Kecuali Na+; K+; Ba2+; Sr2+; Ca2+; NH4+
v Reaksi Pergantian ( Dekomposisi ) Rangkap
Secara umum :
Senyawa AB dan CD ( reaktan ) dapat berupa asam, basa maupun garam.
Reaksi dapat berlangsung jika senyawa AD atau CB (produk reaksi) atau keduanya memenuhi paling tidak 1 kriteria yaitu :
v Sukar larut dalam air (mengendap).
v Merupakan senyawa yang tidak stabil (hipotetis).
v Merupakan elektrolit yang lebih lemah dari AB atau CD (reaktan).
v Reaksi antara Logam dengan Asam Kuat Encer
Secara umum :
Reaksi dapat terjadi karena ion H+ dari asam akan menyerap elektron dari logam (logam mereduksi ion H+)
Logam-logam yang dapat mereduksi ion H+ terletak di sebelah kiri unsur H dalam Deret Kereaktifan Logam.
Contoh :
v Reaksi Logam dengan Garam
Secara umum :
Reaksi logam dengan garam merupakan reaksi pendesakan (logam L mendesak logam M).
Reaksi hanya akan berlangsung jika logam L terletak di sebelah kiri logam M dalam deret kereaktifan logam.
Contoh :
Hitungan Stoikiometri yang Melibatkan Campuran
Jika suatu campuran direaksikan, maka masing-masing komponen mempunyai persamaan reaksi sendiri.
Langkah-langkah penyelesaiannya :
§ Menuliskan persamaan reaksi yang setara untuk masing-masing komponen campuran.
§ Memisalkan salah 1 komponen campuran dengan variabel (a – z), maka komponen lainnya = selisihnya.
§ Menentukan jumlah mol masing-masing komponen.
§ Menentukan jumlah mol zat lain yang diketahui.
§ Membuat persamaan untuk menentukan nilai variabel.
§ Menyesuaikan jawaban dengan pertanyaan.
Contoh soal :
Sebanyak 5,1 gram campuran CaO dan Ca(OH)2 memerlukan 150 mL larutan asam klorida 1 M. Tentukan susunan/ komposisi campuran tersebut! (Mr. CaO = 56; Ca(OH)2 = 74).
Titrasi Asam – Basa
o Reaksi netralisasi asam-basa dapat digunakan untuk menentukan kadar (konsentrasi) larutan asam atau basa.
o Sejumlah tertentu larutan asam dititrasi dengan larutan basa sampai mencapai titik ekuivalen (asam dan basa tepat habis bereaksi).
o Jika salah 1 larutan diketahui molaritasnya, maka molaritas larutan yang lain, dapat dihitung dengan rumus :
o V1 x ( M1 . a ) = V2 x ( M2 . b )
a = valensi larutan penitrasi
b = valensi larutan yang dititrasi
o Titik ekuivalen dapat diketahui dengan menambahkan suatu indikator.
o Indikator akan berubah warna di sekitar titik ekuivalen.
o Titrasi dihentikan pada saat indikator menunjukkan perubahan warna (keadaan ini disebut = titik akhir titrasi).
o Kurva titrasi dibedakan menjadi 3 yaitu kurva titrasi antara :
a) Asam kuat dengan basa kuat (saat ekuivalen, pH = 7)
b) Asam kuat dengan basa lemah (saat ekuivalen, pH 7)

ASAM, BASA, DAN GARAM

ASAM, BASA, DAN GARAM

Standar Kompetensi:
2. Memahami klasifikasi zat
Kompetensi Dasar:
2.1     Mengelompokkan sifat larutan asam, larutan basa, dan larutan garam melalui alat dan indikator yang tepat
2.2     Melakukan percobaan sederhana dengan bahan-bahan yang diperoleh dalam kehidupan sehari-hari

Peta Konsep

Peta Konsep Asam Basa Garam

A. Sifat-Sifat Asam, Basa, dan Garam

Istilah asam (acid) berasal dari bahasa Latin acetum yang berarti cuka. Seperti diketahui, zat utama dalam cuka adalah asam asetat. Basa (alkali) berasal dari bahasa Arab yang berarti abu.

Seperti halnya dengan sabun, basa bersifat kaustik (licin), selain itu basa juga bersifat alkali (bereaksi dengan protein di dalam kulit sehingga sel-sel kulit akan mengalami pergantian). Rasa pahit merupakan salah satu sifat zat yang bersifat basa.

Kita dapat mengenali asam dan basa dari rasanya. Namun, kita dilarang mengenali asam dan basa dengan cara mencicipi karena cara tersebut bukan merupakan cara yang aman. Untuk mengidentifikasi asam dan basa yang baik dan aman dapat dengan menggunakan indikator. Indikator yaitu suatu bahan yang dapat bereaksi dengan asam, basa, atau garam sehingga akan menimbulkan perubahan warna.

1. Asam

Asam merupakan salah satu penyusun dari berbagai bahan makanan dan minuman, misalnya cuka, keju, dan buah-buahan. Menurut Arrhenius, asam adalah zat yang dalam air akan  melepaskan ion H+. Jadi, pembawa sifat asam adalah ion H+ (ion hidrogen), sehingga rumus kimia asam selalu mengandung atom hidrogen. Ion adalah atom atau sekelompok atom yang bermuatan listrik. Kation adalah ion yang bermuatan listrik positif. Adapun anion adalah ion yang bermuatan listrik negatif.

Sifat khas lain dari asam adalah dapat bereaksi dengan berbagai bahan seperti logam, marmer, dan keramik. Reaksi antara asam dengan logam bersifat korosif. Contohnya, logam besi dapat bereaksi cepat dengan asam klorida (HCl) membentuk Besi (II) klorida (FeCl2).

Tabel beberapa contoh asam

Tabel Asam Kehidupan Sehari-hari

Berdasarkan asalnya, asam dikelompokkan dalam 2 golongan, yaitu asam organik dan asam anorganik. Asam organik umumnya bersifat asam lemah, korosif, dan banyak terdapat di alam. Asam anorganik umumnya bersifat asam kuat dan korosif. Karena sifat-sifatnya itulah, maka asam-asam anorganik banyak digunakan di berbagai kebutuhan manusia.

Buah yang bersifat Asam

2.Basa

Dalam keadaan murni, basa umumnya berupa kristal padat dan bersifat kaustik. Beberapa produk rumah tangga seperti deodoran, obat maag (antacid) dan sabun serta deterjen mengandung basa.

Basa adalah suatu senyawa yang jika dilarutkan dalam air (larutan) dapat melepaskan ion hidroksida (OH-). Oleh karena itu, semua rumus kimia basa umumnya mengandung gugus OH.

Jika diketahui rumus kimia suatu basa, maka untuk memberi nama basa, cukup dengan menyebut nama logam dan diikuti kata hidroksida.

Tabel beberapa contoh Basa

Tabel Basa Kehidupan Sehari-hari

Perbedaan Sifat Asam dan Basa

Perbedaan Sifat Asam Basa

3. Garam

Orang mengalami sakit perut disebabkan asam lambung yang meningkat. Untuk menetralkan asam lambung (HCl) digunakan antacid. Antacid mengandung basa yang dapat menetralkan kelebihan asam lambung (HCl).

Umumnya zat-zat dengan sifat yang berlawanan, seperti asam dan basa cenderung bereaksi membentuk zat baru. Bila larutan asam direaksikan dengan larutan basa, maka ion H+ dari asam akan bereaksi dengan ion OH- dari basa membentuk molekul air.

H+ (aq) + OH- (aq) —> H2O (ℓ)

Asam       Basa               Air

Karena air bersifat netral, maka reaksi asam dengan basa disebut reaksi penetralan.

Ion-ion ini akan bergabung membentuk senyawa ion yang disebut garam. Bila garam yang terbentuk ini mudah larut dalam air, maka ion-ionnya akan tetap ada di dalam larutan. Tetapi jika garam itu sukar larut dalam air, maka ion-ionnya akan bergabung membentuk suatu endapan. Jadi, reaksi asam dengan basa disebut juga reaksi penggaraman karena membentuk senyawa garam.
Mari kita simak contoh reaksi pembentukan garam berikut!

Asam + Basa —> Garam + Air

Asam klorida + Natrium hidroksida —> Natrium klorida + air

HCl (aq) + Na OH (aq) —> Na Cl (aq) + H2O (ℓ)

Asam             Basa                 Garam             Air

Walaupun reaksi asam dengan basa disebut reaksi penetralan, tetapi hasil reaksi (garam) tidak selalu bersifat netral. Sifat asam basa dari larutan garam bergantung pada kekuatan asam dan basa penyusunnya.

Garam yang berasal dari asam kuat dan basa kuat bersifat netral, disebut garam normal, contohnya NaCl dan KNO3. Garam yang berasal dari asam kuat dan basa lemah bersifat asam dan disebut garam asam, contohnya adalah NH4 Cl. Garam yang berasal dari asam lemah dan basa kuat bersifat basa dan disebut garam basa, contohnya adalah CH3COONa.
Contoh asam kuat adalah HCl, HNO3, H2SO4. Adapun KOH, NaOH,
Ca(OH)2 termasuk basa kuat.

Tabel beberapa contoh garam

Tabel Garam Kehidupan Sehari-hari

4. Larutan Asam, Basa, dan Garam Bersifat Elektrolit

Ketika seseorang mencari ikan dengan  menggunakan ”setrum” atau aliran listrik yang berasal dari aki,  apa yang terjadi setelah beberapa saat ujung alat yang telah dialiri arus listrik itu dicelupkan ke dalam air sungai? Ternyata ikan yang berada di sekitar ujung alat itu terkena aliran listrik dan pingsan atau mati.

Apakah air dapat menghantarkan listrik?

Sebenarnya air murni adalah penghantar listrik yang buruk. Akan  tetapi bila dilarutkan asam, basa, atau garam ke dalam air maka larutan ini dapat menghantarkan arus listrik. Zat-zat yang larut dalam air dan dapat membentuk suatu larutan yang menghantarkan arus listrik dinamakan larutan elektrolit. Contohnya adalah larutan garam dapur dan larutan asam klorida. Zat yang tidak menghantarkan arus listrik dinamakan larutan nonelektrolit. Contohnya adalah larutan gula dan larutan urea.

Untuk mengetahui suatu larutan dapat menghantarkan arus listrik atau tidak, dapat diuji dengan alat penguji elektrolit. Alat penguji elektrolit sederhana terdiri dari dua elektroda yang dihubungkan dengan sumber arus listrik searah dan dilengkapi dengan lampu, serta bejana yang berisi larutan yang akan diuji. Mari kita lakukan kegiatan berikut untuk mengetahui apakah asam, basa, dan garam dapat menghantarkan arus listrik.

B. Identifikasi Asam, Basa, dan Garam

Banyak sekali larutan di sekitar kita, baik yang bersifat asam, basa, maupun netral. Cara menentukan sifat asam dan basa larutan secara tepat yaitu menggunakan indikator. Indikator yang dapat digunakan adalah indikator asam basa. Indikator adalah zat-zat yang menunjukkan indikasi berbeda dalam larutan asam, basa, dan garam. Cara menentukan senyawa bersifat asam, basa, atau netral dapat menggunakan kertas lakmus dan larutan indikator atau indikator alami.

Berikut adalah beberapa cara menguji sifat larutan.

1. Identifikasi dengan Kertas Lakmus

Warna kertas lakmus dalam larutan asam, larutan basa dan larutan bersifat netral berbeda. Ada dua macam kertas lakmus, yaitu lakmus merah dan lakmus biru. Sifat dari masing-masing kertas lakmus tersebut adalah sebagai berikut.

a. Lakmus merah dalam larutan asam berwarna merah dan dalam larutan basa berwarna biru.
b. Lakmus biru dalam larutan asam berwarna merah dan dalam larutan basa berwarna biru.
c. Lakmus merah maupun biru dalam larutan netral tidak berubah warna.

Identifikasi Kertas Lakmus

2. Identifikasi Larutan Asam dan Basa Menggunakan Indikator Alami

Cara lain untuk mengidentifikasi sifat asam atau basa suatu zat dapat menggunakan indikator alami. Berbagai bunga yang berwarna atau tumbuhan, seperti daun, mahkota bunga, kunyit, kulit manggis, dan kubis ungu dapat digunakan sebagai indikator asam basa.  Ekstrak atau sari dari bahan-bahan ini dapat menunjukkan warna yang berbeda dalam larutan asam basa.

Indikator Alami

Sebagai contoh, ambillah kulit manggis, tumbuklah sampai halus dan campur dengan sedikit air. Warna kulit manggis adalah ungu (dalam keadaan netral). Jika ekstrak kulit manggis dibagi dua dan masing-masing diteteskan larutan asam dan basa, maka dalam larutan asam terjadi perubahan warna dari ungu menjadi cokelat kemerahan. Larutan basa yang diteteskan akan mengubah warna dari ungu menjadi biru kehitaman.

C. Penentuan Skala Keasaman dan Kebasaan

1. Kekuatan Asam dan Basa

Kekuatan suatu asam atau basa tergantung bagaimana senyawa tersebut dapat diuraikan menjadi ion-ion dalam air. Peristiwa terurainya suatu zat menjadi ion-ionnya dalam air disebut ionisasi. Asam atau basa yang terionisasi secara sempurna dalam larutan merupakan asam kuat atau basa kuat. Sebaliknya asam atau basa yang hanya terionisasi sebagian merupakan asam lemah atau basa lemah.

Jika ingin mengetahui kekuatan asam dan basa maka dapat dilakukan percobaan sederhana. Perhatikan nyala lampu saat mengadakan percobaan uji larutan elektrolit. Bila nyala lampu redup berarti larutan tergolong asam atau basa lemah, sebaliknya apabila nyala lampu terang berarti larutan tersebut tergolong asam atau basa kuat.

Uji Kekuatan Asam Basa

Asam kuat atau asam lemah pada konsentrasi yang sama menghantarkan listrik yang berbeda. Nyala lampu pada Gambar (a) tampak redup. Ini berarti larutan yang diuji berupa asam lemah atau basa lemah. Adapun pada Gambar (b) lampu menyala terang, menandakan bahwa larutan yang diuji berupa asam kuat atau basa kuat.

2. Derajat Keasaman dan Kebasaan (pH dan pOH)

Pada dasarnya derajat/tingkat keasaman suatu larutan (pH = potenz Hydrogen)) bergantung pada konsentrasi ion H+ dalam larutan. Semakin besar konsentrasi ion H+ semakin asam larutan tersebut.

Umumnya konsentrasi ion H+ pada larutan sangat kecil, maka untuk menyederhanakan penulisan digunakan konsep pH untuk menyatakan konsentrasi ion H+. Nilai pH sama dengan negatif logaritma konsentrasi ion H+ dan secara matematika dinyatakan dengan persamaan

pH = – log (H+)

Analog dengan pH, konsentrasi ion OH– juga dapat dinyatakan dengan cara yang sama, yaitu pOH (Potenz Hydroxide) dinyatakan dengan persamaan berikut.

pOH = – log (OH-)

Derajat keasaman suatu zat (pH) ditunjukkan dengan skala 0—14.

a. Larutan dengan pH < 7 bersifat asam.

b. Larutan dengan pH = 7 bersifat netral.

c. Larutan dengan pH > 7 bersifat basa.

Jumlah harga pH dan pOH = 14. Misalnya, suatu larutan memiliki pOH = 5, maka harga pH = 14 – 5 = 9. Harga pH untuk beberapa jenis zat yang dapat kita temukan di lingkungan sehari-hari dinyatakan dalam Tabel.

Tabel Harga pH untuk Beberapa Jenis Zat

Tabel pH

3. Menentukan pH Suatu Larutan

Derajat keasaman (pH) suatu larutan dapat ditentukan menggunakan indikator universal, indikator stick, larutan indiaktor, dan pH meter.

a. Indikator Universal.

Indikator universal merupakan campuran dari bermacam-macam indikator yang dapat menunjukkan pH suatu larutan dari perubahan warnanya. Indikator universal ada dua macam yaitu indikator yang berupa kertas dan larutan.

b. Indikator Kertas (Indikator Stick)

Indikator kertas berupa kertas serap dan tiap kotak kemasan indikator jenis ini dilengkapi dengan peta warna. Penggunaannya sangat sederhana, sehelai indikator dicelupkan ke dalam larutan yang akan diukur pH-nya. Kemudian dibandingkan dengan peta warna yang tersedia.

Indikator Universal

c. Larutan Indikator

Salah satu contoh indikator universal jenis larutan adalah  larutan metil jingga (Metil Orange = MO). Pada pH kurang dari 6 larutan ini berwarna jingga, sedangkan pada pH lebih dari 7 warnanya menjadi kuning.

Larutan Asam Basa

Larutan Indikator

Contoh indikator cair lainnya adalah indikator fenolftalin (Phenolphtalein = pp). pH di bawah 8, fenolftalin tidak berwarna, dan akan berwarna merah anggur apabila pH larutan di atas 10.

d. pH Meter

Pengujian sifat larutan asam basa dapat juga menggunakan pH meter. Penggunaan alat ini dengan cara dicelupkan pada larutan yang akan diuji, pada pH meter akan muncul angka skala yang menunjukkan pH larutan.

pH meter digital

PH meter elektronik

KESETIMBANGAN KIMIA

KESETIMBANGAN KIMIA

1. Pengertian Kesetimbangan

Pada reaksi yang berlangsung bolak balik, ada saat dimana laju terbentuknya produk sama dengan laju terurainya kembali produk menjadi reaktan. Pada keadaan ini, biasanya tidak terlihat lagi ada perubahan. Keadaan reaksi dengan laju reaksi maju (ke kanan) sama dengan laju reaksi baliknya (ke kiri) dinamakan keadaan setimbang. Reaksi yang berada dalam keadaan setimbang disebut Sistem Kesetimbangan. Perhatikan reaksi berikut.
Laju reaksi kekanan
CuSO4. 5H2O                     CuSO4+ 5H2O      Laju reaksi ke kanan = laju reaksi ke kiri
Laju reaksi kekiri
Reaktan                                       produk
Ciri-Ciri Kesetimbangan kimia

• Hanya terjadi dalam wadah tertutup, pada suhu dan tekanan tetap
• Reaksinya berlangsung terus-menerus (dinamis) dalam dua arah yang berlawanan
• Laju reaksi maju (ke kanan) sama dengan laju reaksi balik (ke kiri)
• Semua komponen yang terlibat dalam reaksi tetap ada
• Tidak terjadi perubahan yang sifatnya dapat diukur maupun diamati.

1. Kesetimbangan Kimia Bersifat Dinamis

Reaksi yang berlangsung setimbang bersifat dinamis, artinya reaksinya berlangsung terus-menerus dalam dua arah yang berlawanan dan dengan laju reaksi yang sama. Contoh kesetimbangan dinamis dalam kehidupan sehari-hari dapat digambarkan pada proses penguapan air. Bila air dipanaskan dalam wadah tertutup rapat, airnya lama kelamaan akan habis berubah menjadi uap air. Tetapi belum sempat habis, uap air yangnaik ke atas mengalami kejenuhan sehingga akan jatuh kembali menjadi embun. Apabila dibiarkan terus-menerus, kecepatan menguapnya air akan sama dengan kecepatan mengembunnya uap air menjadi air. Pada saat itu, tercapai keadaan setimbang dimana tidak nampak lagi adanya perubahan ketinggian air dalam wadah tertutup tersebut.
Karena kesetimbangan bersifat dinamis, maka suatu reaksi yang berada dalam keadaan setimbang dapat mengalami gangguan oleh faktor-faktor tertentu yang mengakibatkan terjadi pergeseran kesetimbangan.

1. Pergeseran Kesetimbangan

Suatu sistem dalam keadaan setimbang cendrung mempertahankan kesetimbangannya, sehingga bila ada pengaruh dari luar maka sistem tersebut akan berubah sedemikian rupa agar segera diperoleh keadaan kesetimbangan lagi.
Seorang kimiawan berkebangsaan Perancis, Henri Le Chatelier, menemukan bahwa jika reaksi kimia yang setimbang menerima perubahaan keadaan (menerima aksi dari luar), reaksi tersebut akan menuju pada kesetimbangan baru dengan suatu pergeseran tertentu untuk mengatasi perubahan yang diterima (melakukan reaksi sebagai respon terhadap perubahan yang diterima). Hal ini disebut Prinsip Le Chatelier.
Ada tiga faktor yang dapat mengubah kesetimbangan kimia, antara lain :

1. Pengaruh Perubahan Konsentrasi Terhadap Kesetimbangan

Perhatikan reaksi pembentukan gas amonia berikut :
N2(g)+ 3H2(g)    2NH3(g)  H = -92 kJ

Aksi yang diberikan	Arah pergeseran
N2ditambah N2dikurangi	Ke kanan(produk bertambah) Ke kiri(produk berubah menjadi reaktan)
H2ditambah H2dikurangi	Ke kanan(produk bertambah) Ke kiri(produk berubah menjadi reaktan
NH3ditambah NH3dikurangi	Ke kiri(produk berubah menjadi reaktan) Ke kanan(produk bertambah)

Jika konsentrasi salah satu zat ditambah, maka sistem akan bergeser dari arah zat tersebut.
Jika konsentrasi salah satu zat dikurangi, maka sistem akan bergeser ke arah zat tersebut.

1. Pengaruh Perubahan Suhu Terhadap Kesetimbangan

Secara kualitatif pengaruh suhu dalam kesetimbangan kimia terkait langsung dengan jenis reaksi eksoterm atau reaksi endoterm. Reaksi eksothermis adalah reaksi bersifat spontan, tidak memerlukan energi melainkan justru menghasilkan energi(H reaksi negatif), sedangkan Reaksi endothermis adalah reaksi yang membutuhkan energi/ kalor untuk  bisa bereaksi(H positif). Sistem kesetimbangan yang bersifat eksothermis ke arah kanan dan endothermis ke arah kiri.
Jika suhu dinaikkan, maka reaksi akan bergeser ke kiri yaitu reaksi yang bersifatendothermis. Sebaliknya bila suhu reaksi diturunkan maka reaksi akan bergeser ke kanan yaitu reaksiyang bersifat eksothermis. Menaikan suhu, sama artinya kita meningkatkan kalor atau menambah energi ke dalam sistem, kondisi ini memaksa kalor yang diterima sistem akan dipergunakan, oleh sebab itu reaksi semakin bergerak menuju arah reaksi endoterm. Begitu juga sebaliknya.

1. Pengaruh Perubahan Tekanan atau Volume Terhadap Kesetimbangan

Pada proses Haber Reaksi terjadi dalam ruangan tertutup dan semua spesi adalah gas. Sehingga Perubahan tekanan dan volume hanya berpengaruh pada sistem kesetimbangan antara fasa gas dengan gas. Sedang sistem kesetimbangan yang melibatkan fasa cair atau padat, perubahan tekanan dan volum dianggap tidak ada.
Menurut hukum gas ideal, bahwa tekanan berbanding lurus dengan jumlah mol gas dan berbanding terbalik dengan volum. Jika tekanan diperbesar maka jumlah mol juga bertambah, dan  volume akan mengecil maka kesetimbangan akan bergeser ke arah reaksi yang jumlah molnya lebih kecil. Begitu juga sebaliknya jika tekanan diperkecil maka jumlah mol juga akan kecil, dan  volume akan besar maka kesetimbangan akan bergeser ke arah reaksi yang jumlah molnya lebih besar.
Perhatikan reaksi berikut :
N2(g)+ 3H2(g)      2NH3(g)      H = -92 kJ

• Jika tekanan diperbesar (volume mengecil) maka kesetimbangan akan bergeser ke arahkanan, sebab jumlah molnya lebih kecil yaitu 2 mol.
• Jika tekanan dikurangi (volume bertambah) , maka kesetimbangan akan bergeser ke kiri,karena jumlah molnya lebih besar yaitu 4 mol

Dengan demikian, dengan meningkatkan tekanan akan (mengurangi volume ruangan) pada campuran yang setimbang menyebabkan reaksinya bergeser ke sisi yang mengandung jumlah molekul gas yang paling sedikit. Sebaliknya, menurunkan tekanan (memperbesar volume ruangan) pada campuran yang setimbang menyebabkan reaksinya bergeser ke sisi yang mengandung jumlah molekul gas yang paling banyak. Sementara untuk reaksi yang tidak mengalami perubahan jumlah molekul gas (mol reaktan = mol produk), faktor tekanan dan volume tidak mempengaruhi kesetimbangan kimia.
KATALISATOR
Untuk mempercepat proses kesetimbangan kimia,sering dipergunakan zat tambahan lain yaitu katalisator. Dalam sistem kesetimbangan, katalisator tidak mempengaruhi letak kesetimbangan, katalisator hanya berperan mempercepat reaksi yang berlangsung, mempercepat terjadinya keadaan setimbang,  pada akhir reaksi katalisator akan terbentuk kembali. Katalis tidak dapat menggeser kesetimbangan kimia.
Perhatikan reaksi dibawah ini :
N2(g) + 3H2(g)  2 NH3(g)
Apakah pengaruhnya jika suatu reaksi yang sudah dalam keadaan stimbang ditambahkan katalus ke dalamnya. Katalis akan mempercepat laju pembentukan NH3, tetapi juga akan sekaligus mempercepat laju penguraian menjadi gas N2 dan gas H2. Pengaruh ini sama kuatnya. Katalisator dalam dunia industri umumnya logam, namun dalam makhluk hidup katalisator didapat dari dalam tubuhnya yang dikenal dengan dengan biokatalisator atau enzim.

LAJU REAKSI KIMIA

karinafebrianticookie@blogspot.com/laju-reaksi

KONSEP LAJU REAKSI

1. Pengertian Laju Reaksi

Laju menyatakan seberapa cepat atau seberapa lambat suatu proses berlangsung. Laju juga menyatakan besarnya perubahan yang terjadi dalam satu satua waktu. Satuan waktu dapat berupa detik, menit, jam, hari atau tahun.
Reaksi kimia adalah proses perubahan zat pereaksi menjadi produk. Seiring dengan bertambahnya waktu reaksi, maka jumlah zat peraksi semakin sedikit, sedangkan produk semakin banyak. Laju reaksi dinyatakan sebagai laju berkurangnya pereaksi atau laju terbentuknya produk.

2. Ungkapan Laju Reaksi untuk Sistem Homogen

Untuk sistem homogen, laju reaksi umum dinyatakan sebagai laju penguragan konsentrasi molar pereaksi atau laju pertambahan konsentrasi molar produk untuk satu satuan waktu, sebagai berikut:


















Jika diketahui satuan dari konsentrasi molar adalah mol/L. Maka satuan dari laju reaksi adalah mol/L.det atau M/det.
3. Laju Rerata dan Laju Sesaat
a. Laju rerata
Laju rerata adalah rerata laju untuk selang waktu tertentu. Perbedaan antara laju rerata dengan laju sesaat dapat diandaikan dengan laju kendaraan. Misalnya suatu kendaraan menempuh jarak 300 km dalam 5 jam. Laju rerata kendaraan itu adalah 300 km/5 jam = 60 km/jam. Tentu saja laju kendaraan tidak selalu 60 km/jam. Laju sesaat ditunjukkan oleh speedometer kendaraan.

b. Laju Sesaat
Laju sesaat adalah laju pada saat tertentu. Sebagai telah kita lihat sebelumnya, laju reaksi berubah dari waktu ke waktu. Pada umumnya, laju reaksi makin kecil seiring dengan bertambahnya waktu reaksi. oleh karena itu, plot konsentrasi terhadap waktu berbentuk garis lengkung, seperti gambar di bawah ini. Laju sesaat pada waktu t dapat ditentukan dari kemiringan (gradien) tangen pada saat t tersebut, sebagai berikut.

1. Lukis garis singgung pada saat t
2. Lukis segitiga untuk menentukan kemiringan
3. laju sesaat = kemiringan tangen

FAKTOR-FAKTOR YANG MEMPENGARUHI LAJU REAKSI

Pengalaman menunjukan bahwa serpihan kayu terbakar lebih cepat daripada balok kayu, hal ini berarti bahwa laju reaksi yag sama dapat berlangsung dengan kelajuan yang berbeda, bergantung pada keadaan zat pereaksi. Dalam bagian ini akan dibahas faktor-faktor yang mempengaruhi laju reaksi. Pengetahuan tentang hal ini memungkinkan kita dapat mengendalikan laju reaksi, yaitu melambatkan reaksi yang merugikan dan menambah laju reaksi yang menguntungkan.

1. Konsentrasi Pereaksi

Konsentrasi memiliki peranan yang sangat penting dalam laju reaksi, sebab semakin besarkonsentrasi pereaksi, maka tumbukan yang terjadi semakin banyak, sehingga menyebabkan laju reaksi semakin cepat. Begitu juga, apabila semakin kecil konsentrasi pereaksi, maka semakin kecil tumbukan yang terjadi antar partikel, sehingga laju reaksi pun semakin kecil.


2. Suhu

Suhu juga turut berperan dalam mempengaruhi laju reaksi. Apabila suhu pada suatu rekasi yang berlangusng dinaikkan, maka menyebabkan partikel semakin aktif bergerak, sehingga tumbukan yang terjadi semakin sering, menyebabkan laju reaksi semakin besar. Sebaliknya, apabila suhu diturunkan, maka partikel semakin tak aktif, sehingga laju reaksi semakin kecil.
3. Tekanan

Banyak reaksi yang melibatkan pereaksi dalam wujud gas. Kelajuan dari pereaksi seperti itu juga dipengaruhi tekanan. Penambahan tekanan dengan memperkecil volume akan memperbesar konsentrasi, dengan demikian dapat memperbesar laju reaksi.
4. Katalis

Katalis adalah suatu zat yang mempercepat laju reaksi kimia pada suhu tertentu, tanpa mengalami perubahan atau terpakai oleh reaksi itu sendiri. Suatu katalis berperan dalam reaksi tapi bukan sebagai pereaksi ataupun produk. Katalis memungkinkan reaksi berlangsung lebih cepat atau memungkinkan reaksi pada suhu lebih rendah akibat perubahan yang dipicunya terhadap pereaksi. Katalis menyediakan suatu jalur pilihan dengan energi aktivasi yang lebih rendah. Katalis mengurangi energi yang dibutuhkan untuk berlangsungnya reaksi.

5. Luas Permukaan Sentuh
Luas permukaan sentuh memiliki peranan yang sangat penting dalam laju reaksi, sebab semakin besar luas permukaan bidang sentuh antar partikel, maka tumbukan yang terjadi semakin banyak, sehingga menyebabkan laju reaksi semakin cepat. Begitu juga, apabila semakin kecil luas permukaan bidang sentuh, maka semakin kecil tumbukan yang terjadi antar partikel, sehingga laju reaksi pun semakin kecil. Karakteristik kepingan yang direaksikan juga turut berpengaruh, yaitu semakin halus kepingan itu, maka semakin cepat waktu yang dibutuhkan untuk bereaksi; sedangkan semakin kasar kepingan itu, maka semakin lama waktu yang dibutuhkan untuk bereaksi.

Termokimia

TERMOKIMIA

Termokimia

Hubungan sistem dengan lingkungan    

                                                                              

Pelajaran mengenai panas reaksi dinamakan termokimia yang  merupakan  bagian  dari  cabang  ilmu  pengetahuan  yang  lebih  besar yaitu   termodinamika.   Sebelum   pembicaraan   mengenai   prisip termokimia ini kita lanjutkan, akan dibuat dulu definisi dari beberapa istilah. Salah satu dari istilah yang akan dipakai adalah sistim. Sistim adalah sebagian dari alam semesta yang sedang kita pelajari. Mungkin saja misalnya suatu reaksi kimia yang terjadi dalam suatu gelas kimia. Di  luar  sistim  adalah  lingkungan.  Dalam  menerangkan  suatu  sistim, kita harus memperinci sifat-sifatnya secara tepat. Diberikan suhunya, tekanan, jumlah mol dari tiap zat dan berupa cairan, padat atau gas. Setelah semua variabel ini ditentukan berarti semua sifat-sifat sistim sudah pasti, berarti kita telah menggambarkan keadaan dari sistim.

Bila  perubahan  terjadi  pada  sebuah  sistim  maka  dikatakan bahwa sistim bergerak dari keadaan satu ke keadaan yang lain. Bila sistim  diisolasi  dari  lingkungan  sehingga  tak  ada  panas  yang  dapat mengalir  maka  perubahan  yang  terjadi  di  dalam  sistim  adalah perubahan  adiabatik.  Selama  ada  perubahan  adiabatik,  maka  suhu dari  sistim  akan  menggeser,  bila  reaksinya  eksotermik  akan  naik sedangkan  bila  reaksinya  endotermik  akan  turun.  Bila  sistim  tak diisolasi  dari  lingkungannya,  maka  panas  akan  mengalir  antara keduanya,  maka  bila  terjadi  reaksi,  suhu  dari  sistim  dapat  dibuat tetap.  Perubahan  yang  terjadi  pada  temperatur  tetap  dinamakan perubahan isotermik. Telah dikatakan, bila terjadi reaksi eksotermik atau endotermik maka pada zat-zat kimia yang terlibat akan terjadi perubahan energi potensial. Panas reaksi yang kita ukur akan sama dengan  perubahan  energi  potensial  ini.  Mulai  sekarang  kita  akan menggunakan perubahan ini dalam beberapa kuantitas sehingga perlu ditegakkan beberapa peraturan untuk menyatakan perubahan secara umum.

Simbol  Δ  (huruf Yunani untuk delta) umumnya dipakai untuk menyatakan  perubahan  kuantitas.  Misalnya  perubahan  suhu  dapat ditulis dengan ΔT, dimana T menunjukkan temperatur. Dalam praktek biasanya   dalam   menunjukkan   perubahan   adalah   dengan   cara mengurangi temperatur akhir dengan temperatur mula-mula.

ΔT = T_akhir – T_mula-mula

Demikian juga, perubahan energi potensial

(Ep) Δ(E.P) = EP_akhir – EP_awal

Dari  definisi  ini  didapat  suatu  kesepakatan  dalam  tanda aljabar untuk perubahan eksoterm dan endoterm. Dalam perubahan eksotermik, energi potensial dari hasil reaksi lebih rendah dari energi potensial pereaksi berarti EP_akhir lebih rendah dari EP_mula-mula. Sehingga harga ÷EP  mempunyai  harga  negatif.  Kebalikannya  dengan  reaksi endoterm, dimana harga ÷EP adalah positif.

Proses eksoterm dan proses endoterm

 A. Reaksi Eksoterm dan Endoterm

 Pengertian Reaksi Eksoterm dan Endoterm

Perubahan entalpi (ΔH) positif menunjukkan bahwa dalam perubahan terdapat penyerapan kalor atau pelepasan kalor.

Reaksi kimia yang melepaskan atau mengeluarkan kalor disebut reaksi eksoterm, sedangkan reaksi kimia yang menyerap kalor disebut reaksi endoterm.

Pada reaksi endoterm, sistem menyerap energi. Oleh karena itu, entalpi sistem akan bertambah. Artinya entalpi produk (Hp) lebih besar daripada entalpi pereaksi (Hr). Akibatnya, perubahan entalpi, merupakan selisih antara entalpi produk dengan entalpi pereaksi (Hp -Hr) bertanda positif. Sehingga perubahan entalpi untuk reaksi endoterm dapat dinyatakan:

ΔH = Hp- Hr > 0 (13 )

Sebaliknya, pada reaksi eksoterm , sistem membebaskan energi, sehingga entalpi sistem akan berkurang, artinya entalpi produk lebih kecil daripada entalpi pereaksi. Oleh karena itu , perubahan entalpinya bertanda negatif. Sehingga p dapat dinyatakan sebagai berikut:

ΔH = Hp- Hr < 0 ( 14 )

Perubahan entalpi pada reaksi eksoterm dan endoterm dapat dinyatakan dengan diagram tingkat energi. 

Persamaan Termokimia

Persamaan reaksi yang mengikutsertakan perubahan entalpinya disebut persamaan termokimia. Nilai ΔH yang dituliskan pada persamaan termokimia disesuaikan dengan stokiometri reaksi. Artinya jumlah mol zat yang terlibat dalam reaksi sama dengan koefisien reaksinya.

Oleh karena entalpi reaksi juga bergantung pada wujud zat harus dinyatakan, yaitu dengan membubuhkan indeks s untuk zat padat , l untuk zat cair, dan g untuk zat gas. Perhatikan contoh berikut .           Contoh: Pada pembentukan 1a mol air dari gas hidrogen dengan gas oksigen dibebaskan 286 kJ. Kata “dibebaskan” menyatakan bahwa reaksi tergolong eksoterm. Oleh karena itu ?H = -286 kJ Untuk setiap mol air yang terbentuk. Persamaan termokimianya adalah:

H2 (g)  + 1/2 O2 (g) ——> H2O (l)                  ΔH = -286 kJ

Atau

2 H2 (g)  + O2 (g) ——> 2 H2O (l)                 ΔH = -572 kJ

(karena koefisien reaksi dikali dua, maka harga ΔH  juga harus dikali dua).

Perubahan Entalpi Berdasarkan Energi Ikatan Energi ikatan didefinisikan sebagai energi yang diperlukan untuk memutuskan 1 mol ikatan dari suatu molekul dalam wujud gas. Energi ikatan dinyatakan dalam kilojoule per mol (kJ mol -1 ) Perubahan Entalpi Berdasarkan Entalpi Pembentukan Kalor suatu reaksi dapat juga ditentukan dari data entalpi pembentukan zat pereaksi dan produknya. Dalam hal ini, zat pereaksi dianggap terlebih dahulu terurai menjadi unsur-unsurnya, kemudian unsur-unsur itu bereaksi membentuk zat produk. Secara umum untuk reaksi: m AB + n CD —–> p AD  + q CB ΔH0 = jumlah ΔH0 f (produk) -   jumlah ΔH0 f (pereaksi) Perubahan Entalpi Berdasarkan Hukum Hess Banyak reaksi yang dapat berlangsung secara bertahap. Misalnya pembakaran karbon atau grafit. Jika karbon dibakar dengan oksigen berlebihan terbentuk karbon dioksida menurut persamaan reaksi: C(s) + O2 (g) —–> CO2 (g)            Δ H   = – 394 kJ Reaksi diatas dapat  berlangsung melalui dua tahap. Mula-mula karbon dibakar dengan oksigen yang terbatas sehingga membentuk karbon monoksida. Selanjutnya, karbon monoksida itu dibakar lagi untuk membentuk karbon dioksida. Persamaan termokimia untuk kedua reaksi tersebut adalah: C(s) + ½ O2 (g) —–> CO (g) ΔH   = – 111 kJ CO (g) + ½ O2 (g) —–> CO2 (g) Δ H   = – 283 kJ Jika kedua tahap diatas dijumlahkan, maka diperoleh: C(s) + ½ O2 (g) —–> CO (g) ΔH   = – 111 kJ CO (g) + ½ O2 (g) —–> CO2 (g) ΔH   = – 283 kJ ————————————————————————- + C(s) + O2 (g) —–> CO2 (g)           ΔH   = – 394 kj

	Perubahan Entalpi Entalpi = H = Kalor reaksi pada tekanan tetap = Qp Perubahan entalpi adalah perubahan energi yang menyertai peristiwa perubahan kimia pada tekanan tetap. a. Pemutusan ikatan membutuhkan energi (= endoterm) Contoh: H2 →   2H – a kJ ; DH= +akJ b. Pembentukan ikatan memberikan energi (= eksoterm) Contoh: 2H →   H2 + a kJ ; DH = -a kJ Istilah yang digunakan pada perubahan entalpi : 1. Entalpi Pembentakan Standar ( DHf ): DH untak membentuk 1 mol persenyawaan langsung dari unsur-unsurnya yang diukur pada 298 K dan tekanan 1 atm.Contoh: H2(g) + 1/2 O2(g) →   H20 (l) ; DHf = -285.85 kJ 2. Entalpi Penguraian: DH dari penguraian 1 mol persenyawaan langsung menjadi unsur-unsurnya (= Kebalikan dari DH pembentukan).Contoh: H2O (l) →   H2(g) + 1/2 O2(g) ; DH = +285.85 kJ 3. Entalpi Pembakaran Standar ( DHc ): DH untuk membakar 1 mol persenyawaan dengan O2 dari udara yang diukur pada 298 K dan tekanan 1 atm.Contoh: CH4(g) + 2O2(g) →   CO2(g) + 2H2O(l) ; DHc = -802 kJ 4. Entalpi Reaksi: DH dari suatu persamaan reaksi di mana zat-zat yang terdapat dalam persamaan reaksi dinyatakan dalam satuan mol dan koefisien-koefisien persamaan reaksi bulat sederhana.Contoh: 2Al + 3H2SO4 →   Al2(SO4)3 + 3H2 ; DH = -1468 kJ 5. Entalpi Netralisasi: DH yang dihasilkan (selalu eksoterm) pada reaksi penetralan asam atau basa.Contoh: NaOH(aq) + HCl(aq) →   NaCl(aq) + H2O(l) ; DH = -890.4 kJ/mol 6. Hukum Lavoisier-Laplace “Jumlah kalor yang dilepaskan pada pembentukan 1 mol zat dari unsur-unsurya = jumlah kalor yang diperlukan untuk menguraikan zat tersebut menjadi unsur-unsur pembentuknya.” Artinya : Apabila reaksi dibalik maka tanda kalor yang terbentuk juga dibalik dari positif menjadi negatif atau sebaliknyaContoh: N2(g) + 3H2(g) →   2NH3(g) ; DH = – 112 kJ 2NH3(g) →   N2(g) + 3H2(g) ; DH = + 112 kJ Hukum Hess Hukum ini diajukan oleh Germain Hess, dia menyatakan bahwa entalphi reaksi (ΔH) hanya tergantung pada keadaan awal reaksi dan hasil reaksi dan tidak bergantung pada jalannya reaksi. Jika suatu reaksi merupakan penjumlahan aljabar dari dua atau lebih reaksi, maka perubahan entalphi (ΔH) atau kalor reaksinya juga merupakan penjumlahan aljabar dari (ΔH) yang menyertai reaksi. Penjumlahan aljabar reaksi dan entalphi menurut Germain Hess Berdasarkan persamaan reaksi gas karbon dioksida dapat terbentuk melalui dua tahap, yang pertama pembentukan karbonmonoksida dari unsur-unsurnya dan dilanjutkan dengan oksidasi dari karbonmonoksida menjadi karbondioksida. Penjumlahan aljabar ΔHreaksi dari setiap tahap reaksi juga dilakukan sesuai dengan tahap reaksi, maka ΔHreaksi dari pembentukan gas Karbon dioksida juga dapat dilakukan. Berdasarkan berbagai jenis reaksi, maka kita juga dapat mengembangkan jenis kalor reaksi atau ΔH yang disesuaikan dengan jenis reaksinya, ada empat jenis kalor reaksi yaitu kalor reaksi pembentukan, penguraian, pembakaran dan pelarutan. karinafebrianticookie.blogspot.com/termokimia/XI-IPA