reaksi kimia

Definisi reaksi kimia. Reaksi kimia adalah perubahan unsur-unsur atau senyawaan kimia sehingga terjadi senyawaan lain karena adanya unsur yang lepas.

Reaksi kimia adalah transformasi/perubahan dalam struktur molekul. Reaksi ini bisa menghasilkan penggabungan molekul membentuk molekul yang lebih besar, pembelahan molekul menjadi dua atau lebih molekul yang lebih kecil, atau penataulangan atom-atom dalam molekul. Reaksi kimia selalu melibatkan terbentuk atau terputusnya ikatan kimia.

Reaksi kimia mertupakan suatu proses alam yang selalu menghasilkan antarubahan senyawa kimia. Senyawa ataupun senyawa-senyawa awal yang terlibat dalam reaksi disebut sebagai reaktan. Reaksi kimia biasanya dikarakterisasikan dengan perubahan kimiawi, dan akan menghasilkan satu atau lebihproduk yang biasanya memiliki ciri-ciri yang berbeda dari reaktan. Secara klasik, reaksi kimia melibatkan perubahan yang melibatkan pergerakan elektron dalam pembentukan dan pemutusan ikatan kimia, walaupun pada dasarnya konsep umum reaksi kimia juga dapat diterapkan pada transformasi partikel-partikel elementer seperti pada reaksi nuklir.

Reaksi-reaksi kimia yang berbeda digunakan bersama dalam sintesis kimia untuk menghasilkan produk senyawa yang diinginkan. Dalam biokimia, sederet reaksi kimia yang dikatalisis oleh enzim membentuklintasan metabolisme, di mana sintesis dan dekomposisi yang biasanya tidak mungkin terjadi di dalam sel dilakukan.

Reaksi kimia merupakan proses hasil konversi senyawa kimia. Senyawa yang awalnya terlibat dengan reaksi kimia disebut bahan reaksi. Bahan reaksi kimia umumnya dicirikan melalui perubahan kimia, dan menghasilkan satu atau lebih hasil yang secara umum berbeda dari bahan reaksi. Dari sebelumnya, reaksi kimia melibatkan pergerakan elektron dalam membentuk dan memecahkan ikatan kimia, walaupun konsep umum untuk reaksi kimia, dalam bentuk persamaan kimia, bisa digunakan untuk transisi partikel keunsuran, begitu juga reaksi nuklir.

Reaksi kimia yang berbeda digunakan dalam sintesis kimia untuk mendapatkan hasil yang diinginkan. Dalam biokimia, sederet reaksi kimia dikatalisis oleh enzim yang membentuk jalur metabolik, dan sintesis dan penguraiannya biasanya mustahil dalam kondisi di dalam sel yang bertindak.

Ada banyak jenis reaksi kimia dan pendekatannya menghasilkan banyak pertindihan dalam Klasifikasi. Berikut adalah beberapa contoh istilah yang sering digunakan dalam menyatakan beberapa jenis reaksi:

Pengisomeran, yaitu ketika senyawa kimia menjalani penataan kembali struktur tanpa perubahan komposisi atom (stereoisomerisme)

Sintesis, yaitu ketika dua atau lebih unsur atau senyawa kimia bergabung membentuk hasil yang lebih rumit:
N2 + 3 H2 → 2 NH3

Pengurai kimia atau analisis, yaitu ketika senyawa kimia terurai menjadi senyawa yang lebih kecil atau unsur:
2 H2O → 2 H2 + O2

Displacement tunggal atau penggantian tunggal, dicirikan oleh unsur yang digantikan keluar dari senyawa oleh unsur reaktif:
2 Na (p) + 2 HCl (ak) → 2 NaCl (ak) + H2 (g)

Metatesis atau Reaksi penggatian ganda, yaitu dua senyawa mengganti ion atau ikatan untuk membentuk senyawa lain:
NaCl (ak) + AgNO3 (ak) → NaNO3 (ak) + AgCl (p)

Reaksi Air hujan adalah ketika bahan dalam larutan bergabung membentuk padat (mendakan). Contoh yang sesuai adalah seperti yang tertera dalam metatesis.

Reaksi asam-basa, umumnya dikenal saat reaksi antara asam dan basa, bisa memiliki definisi berbeda tergantung pada konsep asam-basa digunakan. Antara yang biasa adalah: 

1. Definisi Arrhenius: Asam bercerai di dalam air membebaskan ion H3O +; basa bercerai di dalam air membebaskan ion OH-.
2. Definisi Brønsted-Lowry: Asam adalah donor proton (H +); basa adalah penerima proton. 
3. Definisi Arrhenius turut berperan.
4. Definisi Lewis: Asam adalah penerima pasangan elektron; 
5. Basa adalah donor pasangan elektron.
6. Definisi Brønsted-Lowry turut berperan.

Reaksi redoks, yaitu perubahan dalam nomor oksidasi atom. Reaksi tersebut sering dianggap sebagai transisi elektron antara situs atau spesies molekul berbeda. Contohnya reaksi redoks adalah:
2 S2O32-(ak) + I2 (ak) → S4O62-(ak) + 2 I-(ak) Yaitu I2 diturunkan ke I-dan S2O32-(anion tiosulfat) dioksidasi ke S4O62-.

Pembakaran, sejenis reaksi redoks yang atas senyawa mampu terbakar bergabung dengan unsur yang mengoksidasi, biasanya oksigen, untuk menghasilkan energi dan mengeluarkan hasil yang teroksidasi. Istilah pembakaran lazim digunakan hanya untuk oksidasi skala besar untuk seluruh molekul, yaitu oksidasi terkendali untuk kelompok berfungsi tunggal bukanlah satu pembakaran.
C10H8 + 12 O2 → 10 CO2 + 4 H2OCH2S + 6 F2 → CF4 + 2 HF + SF6

Reaksi organik mencakup pengasingan luas yang melibatkan senyawa organik yang memiliki karbon sebagai unsur utama dalam struktur molekul. Reaksi yang melibatkan senyawa organik yang kebanyakan didefinisikan sebagai kelompok berfungsi. Bagi yang berlawanan pula dikenal sebagai reaksi takorganik

CONTOH SOAL

contoh soal :

Contoh Soal Persamaan reaksi
1. Tentukanlah koefisien reaksi dari asam nitrat dan hidrogen sulfida menghasilkan
nitorgen oksida, sulfur, dan air. Persamaan reaksinya dapat ditulis:
HNO3(aq) + H2S(g) ---> NO(g) + S(s) + H2O(l )
Jawab:
Cara yang termudah untuk menentukan koefisien reaksinya adalah dengan
memisalkan koefisiennya masing-masing a, b, c, d dan e sehingga:
a HNO3 + b H2S ---> c NO + d S + e H2O
Berdasarkan reaksi di atas:
atom N : a = c (sebelum dan sesudah reaksi)
atom O : 3a = c + e    3a = a + e  maka e = 2a
atom H : a + 2b = 2e = 2(2a) = 4a    2b = 3a   maka b = 3/2 a
atom S : b = d = 3/2 a
Maka agar terselesaikan diambil sembarang harga misalnya a = 2 berarti: b = d
= 3, dan e = 4 sehingga persamaan reaksinya:
2 HNO3 + 3 H2S ---> 2 NO + 3 S + 4 H2O
Persamaan reaksi di atas dapat dibaca: dua senyawa asam nitrat dan tiga
senyawa hidrogen sulfida akan menghasilkan dua senyawa nitrogen oksida,
tiga atom sulfur, dan empat molekul air.

LARUTAN ELEKTROLIT DAN NON-ELEKTROLIT

A. Larutan Elektrolit dan Non-Elektrolit

Larutan adalah campuran homogen antara dua zat atau lebih. Berdasarkan daya hantarnya larutan terbagi 2, yaitu larutan elektrolit dan nonelektrolit
Larutan Elektrolit adalah larutan yang dapat menghantarkan listrik. Ini terjadi karena dalam larutan mengalami ionisasi. Contohnya NaCl, HCl, NaOH dan lain lain
Tabel perbedaan elektrolit kuat dan elektrolit lemah


Larutan non-elektrolit adalah larutan yang tidak dapat menghantarkan listrik sehingga dalam larutannya tidak terjadi ionisasi. Contohnya larutan Gula, Urea, Alkohol dan lain lain

LARUTAN ASAM DAN BASA

B. Larutan Asam dan Basa

Tabel perbedaan larutan asam dan larutan basa

1. Teori Asam-Basa

Lavoiser : Bahwa setiap asam mengandung unsur Oksigen
Humphrey Davy : Bahwa Hidrogen merupakan unsur dasar setiap asam
Gay Lussac : Asam adalah zat yang dapat menetralkan basa (alkali) dan kedua golongan senyawa itu (asam dan basa) hanya dapat di definisikan dalam kaitan satu dengan yang lain.
Bronsted – Lowry : Asam adalah semua zat baik dalam bentuk molekul atau ion yang dapat memberikan proton (donor proton). Sedangkan basa adalah semua zat baik dalam bentuk molekul maupun ion yang dapat menerima proton (akseptor proton)

2. Larutan Asam

Berdasarkan kekuatan asamnya, larutan dibagi menjadi 2, yaitu asam kuat dan asam lemah

a. Asam Kuat

Asam yang seluruh molekulnya terurai menjadi ion. Contohnya:
HCl → H⁺ + Cl^–
H₂SO₄ → 2H⁺ + SO₄^2-
[H⁺] = x. M
Ket :
M = Konsentrasi asam
x = valensi asam

b. asam lemah

Asam yang hanya sebagian molekulnya terurai menjadi ion. contohnya :
CH₃COOH → CH₃COO^– + H⁺
HCN → H⁺ + CN^–
[H⁺] = √(ka. M)
[H⁺] = α . M
α = √Ka / M
α = mol zat terurai / mol zat mula mula
Ket:
α = Derajat ionisasi
Ka = Tetapan Ionisasi asam
M = Konsentrasi Asam

3. Larutan Basa

a. Basa Kuat

NaOH → Na⁺ + OH^–
Mg(OH)₂ → 2 Mg⁺ + 2 OH^–
[OH^–] = x.M
Ket :
M = Konsentrasi basa
x = valensi basa

 b. Basa Lemah

NH₃ → NH₄⁺ + OH^–
[OH^–] = √(kb. M)
[OH^–] = α . M
α = √Kb / M
α = mol zat terurai / mol zat mula mula
Ket:
α = Derajat ionisasi
K_a = Tetapan Ionisasi Basa
M = Konsentrasi Basa

Derajat Keasaman (pH)

C. Derajat Keasaman (pH) Derajat keasaman merupakan konsentrasi ion H+ dalam larutan. Konsentrasi pH diajukan oleh sorensen:

• p = berasal dari kata ‘potenz’ yang berarti pangkat
• H = menyatakan atom Hidrogen

pH = -log [H⁺]
pOH = -log [OH^–]
pK_w = pH + pOH
14 = pH + pOH
pH = 14 – pOH
pOH = 14 – pH
Larutan netral pH = pOH = 7
Larutan asam pH<7
Larutan basa pH > 7

1. Pengukuran pH

a. Menggunakan Indikator

Indikator mempunyai trayek peruabahan warna yang berbeda-beda. Dari uji larutan dengan beberapa indikator diperoleh daerah irisan pH larutan.

b. Menggunakan Indikator Universal

Indikator universal merupakan gabungan dari beberapa indikator. Indikator universal yang biasa digunakan adalah metal jingga, metal merah, bromtimol biru, dan fenolftalein.

c. Menggunakan pH-meter

Merupakan alat pengukur pH dengan ketelitian yang tinggi. pH-meter dapat menentukan pH larutan sampai 2 angka desimal.

2. pH Larutan Asam

a. Asam Kuat
pH = -log [H⁺]
[H⁺] = x.M
Keterangan  :
M = Konsentrasi Asam
x = Valensi Asam
b. Asam lemah
pH = -log [H⁺]
[H⁺] = √(ka. M)
[H⁺] = α . M
Keterangan  :
α = Derajat ionisasi
K_a = Tetapan Ionisasi asam
M = Konsentrasi Asam

3. pH Larutan Basa

a. Basa Kuat
pOH = -log [OH^–]
[OH^–] = x.M
Keterangan  :
M = Konsentrasi Asam
x = Valensi Asam
b. Asam lemah
[OH^–] = √(kb. M)
[OH^–] = α . M
pOH = -log[ OH^– ]
pH = 14 – pOH

TITRASI ASAM-BASA

D. Titrasi Asam-Basa

Titrasi asam-basa digunakan untuk menentukan kadar larutan, salah satunya melalui reaksi penetralan.

LARUTAN PENYANGGA

.E.Larutan penyangga
 

Larutan yang berfungsi untuk mempertahankan pH meskipun pH ditambahkan sedikit asam, basa ataupun pengenceran. Larutan penyangga (buffer) terdiri dari:

1. Buffer Asam

Buffer asam merupakan campuran asam lemah dengan garam (basa konjugasi) yang berasal dari basa kuat.

2. Buffer Basa

Buffer basa merupakan campuran antara basa lemah dengan garam (asam konjugasi) yang berasal dari asam kuat.

Fungsi larutan penyangga, yaitu:

a. Di dalam tubuh berfungsi untuk menjaga pH darah agar sesuai dengan karakteristik reaksi enzim.

b. Dalam kehidupan sehari-hari digunakan untuk menjaga pH dalam makanan kaleng agar tidak mudah rusak oleh bakteri.

HIDROLISIS GARAM

F. Hidrolisis garam

Hidrolisis garam merupakan reaksi penguraian dalam air. Reaksi hidrolisis teriadi antara ion-ion

garam dalam air) dengan air sehingga on positif dan ion negatif dari garam akan bereaksi dengan

air membentuk asam dan basa asalnya.

1. Garam dari asam kuat + basa kuat

a. Tidak terhidrolisis

b. pH- 7

2. Garam dari asam kuat + basa lemah

a. Terhidrolisis sebagian, pH < 7

b. Kh=Kw/Kb

c.

3. Garam dari asam lemah + basa kuat

a. Terhidrolisis sebagian, pH > 7

b. Kh=Kw/Ka

c.

4. Garam dari asam lemah + basa lemah

a. Terhidrolisis sempurna

b. Kh=Kw/(Ka.Kb)

c.

KSP

G.ksp

Hasil kali kelarutan adalah hasil kali konsentrasi ion ion dalam larutan jenuh garam yang sukar larut dalam air

Nilai Ksp untuk elektrolit sejenis semakin besar, menunjukkan semakin mudah larut

Kelarutan (s) merupakan konsentrasi maksimmum zat terlarut. Rumusnya :

Ksp = (n-1)n-1Sn

Keterangan :

s = kelarutan (mol/L)

n = jumlah ion dari elektrolit

jika diketahui konsentrasinya maka :

AxBy → x A+y + y B-x

TERMOKIMIA

A. PENGERTIAN TERMOKIMIA

Termokimia merupakan ilmu kimia yang mempelajari perubahan kalor atau panas suatu zat yang menyertai suatu reaksi atau proses kimia dan fisika.

Termokimia ini mempelajari hubungan antara energi panas dan energi kimia. Energi kimia merupakan energi yang dikandung setiap unsur atau senyawa, energi kimia yang terkandung dalam suatu zat adalah semacam energi potensial zat tersebut. Energi potensial kimia yang trkandung dalam suatu zat disebut panas dalam atau entalpi dan dinyatakan dengan simbol H. Selisih antara entalpi reaktan dan entalpi hasil pada suatu reaksi disebut perubahan entalpi reaksi, dan diberi simbol ΔH.

 

TERMOKIMIA

B. BAHAN KAJIAN TERMOKIMIA

Bahan kajian termokimia adalah penerapan hukum kekekalan energi dan hukum termodinamika I dalam bidang kimia.

Hukum kekekalan energi berbunyi :

1. Energi tidak dapat diciptakan dan tidak dapat dimusnahkan.

2. Energi dapat berubah bentuk menjadi energi lain.

Hukum termodinamika I berbunyi :

“Jumlah total energi dalam alam semesta konstan atau tetap”

C. SISTEM DAN LINGKUNGAN TERMOKIMIA

Segala sesuatu yang menjadi pusat perhatian dalam mempelajari perubahan energi dan berubah selama proses itu berlangsung disebut dengan sistem

Sedangkan hal-hal yang tidak berubah selama proses berlangsung dan yang membatasi sistem dan juga dapat mempengaruhi sistem disebut lingkungan

Berdasarkan interaksinya dengan lingkungan, sistem diagi menjadi tiga macam, yaitu

1. Sistem Terbuka

Sistem terbuka adalah suatu sistem yang memungkinkan terjadi perpindahan energi dan zat (materi) antara lingkungan dengan sistem. Pertukaran materi artinya ada reaksi yang dapat meninggalkan wadah reaksi, misalnya gas

2. Sistem tertutup

Suatu sistem yang mana antara sistem dan lingkungan dapat terjadi perpindahan energi, tapi tidak terjadi pertukaran materi

3. Sistem terisolasi

Suatu sistem yang memungkinkan terjadinya perpindahan energi dan materi antara sistem dengan lingkungan

D. REAKSI TERMOKIMIA

Reaksi pada termokimia terbagi atas reaksi eksoterm dan reaksi endoterm.

1. Reaksi Eksoterm

Reaksi yang terjadi saat berlangsungnya pelepasan panas atau kalor. Reaksi panas ditulis dengan tanda negatif.

Contoh : N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3 (g) - 26,78 Kkal

Perubahan entalpi pada reaksi ini digambarkan sebagai berikut:

Menurut hukum kekekalan energi :

2. Reaksi Endoterm

Reaksi yang terjadi ketika berlangsungnya penyerapan panas atau kalor, maka perubahan entalpi reaksi bernilai positif.

Contoh : 2NH3 N2 (g) + 3H2 (g) + 26,78 Kkal

Perubahan entalpi pada reaksi endoterm dirumuskan sebagai berikut:

Kesimpulan :

Besarnya perubahan entalpi (ΔH) sama dengan besarnya panas reaksi, tapi dengan tanda berlawanan.

Artikel Penunjang : Hukum Perbandingan Tetap (Hukum Proust)

E. JENIS PERUBAHAN ENTALPI

1. Perubahan entalpi pembentukan (ΔHf)

Merupakan perubahan entalpi pembentukan 1 mol senyawa dari unsur-unsur penyusunnya pada keadaan standar.

Nilai entalpi pembentukan standar ditentukan menggunakan tabel data entalpi pembentukan standar.

Nilai entalpi pembentukan standar:

• Bernilai positif, jika menerima energi
• Bernilai negatif, jika melepas energi
• Bernilai nol, jika unsur tersebut sudah terdapat di alam secara alami
• Bentuk unsur yang sdah di alam terbagi atas monoatomik dan poliatomik. Poliatomik berarti unsur pembentuknya lebih dari 1 unsur.

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

Semua unsur-unsur yang sudah terdapat dialam ini nilai entalpi pembentukannya nol.

Misal:

2. Perubahan entalpi penguraian (ΔHd)

Adalah ΔH untuk menguraikan 1 mol suatu senyawa menjadi unsur-unsur penyusunnya pada keadaan standar.

Nilai entalpi penguraian standar berlawanan dengan nilai entalpi pembentukan standar. Pada reaksi penguraian reaktan berpindah ke kanan dan produk berpindah ke kiri.

PERUBAHAN ENTALPI PENGURAIAN

3. Perubahan entalpi pembakaran (ΔHc)

Adalah ΔH dalam pembakaran sempurna 1 mol suatu senyawa pada keadaan standar.

Nilai entalpi pembakaran standar ditentukan menggunakan tabel data entalpi pembakaran standar

Ciri utama dari reaksi pembakaran adalah:

• Merupakan reaksi eksoterm
• Melibatkan oksigen dalam reaksinya
• Karbon terbakan menjadi CO2, hidrogen terbakar menjadi H2O, dan belerang terbakar menjadi SO2.

PERUBAHAN ENTALPI PEMBAKARAN

4. Perubahan entalpi netralisasi (ΔHn)

Termasuk reaksi eksoterm. Adalah kalor yang dilepas pada pembentukan 1 mol air dan reaksi asam-basa pada suhu 25 derjat celsius dan tekanan 1 atmosfer.

PERUBAHAN ENTALPI NETRALISASI

F. PENENTUAN ENTALPI REAKSI

Penentuan ini dilakukan dengan:

• Menggunakan kalorimetri
• Menggunakan hukum Hess atau hukum penjumlahan
• Menggunakan data tabel entalpi pembentukan
• 4Menggunakan data energi ikatan

1. Penentuan dengan kalorimetri

Kalorimetri adalah cara penentuan energi kalor reaksi dengan kalorimeter. Kalorimeter adalah sistem terisolasi, sehingga semua energi yang dibutuhkan atau dibebaskan tetap berada dalam kalorimeter. Dengan mengukur perubahan suhu, kita dapat menentukan jumlah energi kalor reaksi berdasarkan rumus:

Ql        = energi kalor pada larutan (J)

m         = massa zat (kg)

c          = kalor jenis zat (J/kg°C)

C          = kapasitas kalor (J/°C)

Δt         = perubahan suhu (°C)

Karena kalorimeter merupakan sistem terisolasi, maka tidak ada energi yang terbuang ke lingkungan, sehingga mlah energi kalor reaksi dan perubahan entalpi reaksi menjadi:

2. Penentuan dengan data energi ikatan

Energi ikatan (E) adalah energi yang dibutuhkan untuk memutuskan 1 mol ikatan kovalen dari suatu senyawa, setiap ikatan membutuhkan energi yang berbeda agar dapat terputus.

Reaksi berlangsung dalam dua tahap:

1) Pemutusan ikatan reaktan

2) Pembentukan ikatan produk

Artikel Penunjang : Pengertian dan Jenis – Jenis Ikatan Kimia

Tentukan perubahan entalpi reaksi dari pembakaran CH2 dibawah ini:

CH2(g) + 3 /2O2(g) → CO2(g) + H2O(g) ΔH = ?

(H–C–H)+ 3 /2(O=O)→(O=C=O)+(H–O–H)

G. HUKUM TERKAIT TERMOKIMIA

1. Hukum Laplace

Hukum ini dikemukakan oleh Marquis de Laplace (1749-1827), yang berbunyi :

“Jumlah kalor yang dilepaskan pada pembentukan suatu senyawa dari unsur-unsurnya sama dengan jumlah kalor yang diperlukan untuk menguraikan senyawa itu menjadi unsur-unsurnya”.

Contoh :

H2(g) + ½ O2(g) à H2O(l)     ΔH = -68,3 kkal/mol

H2O(l) à H2(g) + ½ O2(g)     ΔH = 68,3 kkal/mol

2. Hukum Hess

Hukum ini dikemukakan oleh German Hess (1840), yang berbunyi :

“Bila suatu perubahan kimia dapat dibuat menjadi beberapa jalan/cara yang berbeda, jumlah perubahan energi panas keselurahannya (total) adalah tetap, tidak bergantung pada jalan/cara yang ditempuh”.

Menurut hukum Hess, suatu reaksi dapat terjadi melalui beberapa tahap reaksi, dan bagaimanapun tahap atau jalan yang ditempuh tidak akan mempengaruhi entalpi reaksi. Perubahan entalpi reaksi hanya tergantung pada keadaan awal dan akhir sistem. Bukan tahap atau jalan yang ditempuh. Perubahan entalpi ini juga merupakan penjumlahan entalpi reaksi dari setiap tahap.

Dengan demikian hukum Hess dapat digunakan untuk menghitung ΔH reaksi berdasarkan reaksi-reaksi lain yang ΔH-nya sudah diketahui.