Penentuan Entalpi Reaksi Berdasarkan Entalpi Pembentukan

         Blog KoKim - Pada artikel ini kita akan membahas materi Penentuan Entalpi Reaksi Berdasarkan Entalpi Pembentukan. Perhitungan $\Delta$H reaksi juga dapat dilakukan dengan cara menggunakan data dasar kalor reaksi pembentukan standar ($\Delta$Hf$^\circ$). Kalor pembentukan standar merupakan kalor pembentukan senyawa dari unsur-unsurnya. Perhatikan persamaan reaksi kesetimbangan umum berikut.
$ aA + bB \rightarrow cC + dD $
$\Delta$H reaksi = $ (c \times C + d \times D) - (a \times A + b \times B) $
       = $\sum \Delta$Hf$^\circ$ produk $\, - \sum \Delta$Hf$^\circ$ reaktan

Jadi, secara umum $\Delta$H reaksi dapat ditentukan dengan rumus:

Keterangan :
$\sum \Delta$Hf$^\circ$ produk : merupakan jumlah entalpi pembentukan standar dari zat-zat produk.
$\sum \Delta$Hf$^\circ$ reaktan: merupakan jumlah entalpi pembentukan standar dari zat-zat reaktan.

Harga $\Delta$Hf$^\circ$ beberapa zat disajikan dalam tabel berikut:

Contoh Soal :
1). $CH_4(g) + 2O_2(g) \rightarrow CO_2(g) + 2 H_2O(l) \, \, \, \, \Delta$H = -802 kJ.
Berdasarkan entalpi pembentukan standar, hitunglah $\Delta$Hf CH$_4$(g).

Jawab:
$ \begin{align} \Delta H \, Reaksi & = [1 \, \Delta Hf \, CO_2 + 2 \, \Delta \, Hf \, H_2O] - [\Delta Hf \, CH_4 + 3 \, \Delta Hf \, O_ 2] \\ - 802 kJ & = [1(-393,51) + 2 (-285,83)] - [\Delta Hf \, CH_4 + 3 . 0] kJ \\ - 802 kJ & = [- 393,51 + (-571,66)] kJ - [\Delta Hf \, CH_4] kJ \\ \Delta Hf \, CH_4 & = - 163,17 kJ \end{align} $
Jadi, entalpi pembentukannya adalah $ -163,17 \, $ kJ.

2). Tentukan entalpi pembakaran dari H$_2$S(g), bila entalpi pembentukan H$_2$S, H$_2$O, dan SO$_2$, berturut-turut = 20,6 kJ/mol; -241,81 kJ/mol; dan -296,81 kJ/mol.

Jawab:
Reaksi pembakaran H$_2$S adalah:
$H_2S(g) + \frac{1}{2} O_2(g) \rightarrow H_2O(g) + SO_2(g) $
$\begin{align} \Delta H \, Reaksi & = [\Delta Hf \, H_2O(g) + \Delta Hf \, SO_2(g)] - [\Delta Hf \, H_2S + \Delta Hf \, O_2] \\ & = [- 241,81 + (- 296,81)] kJ - [(-20,6) + 0] kJ \\ & = 518,02 kJ \end{align} $
Jadi, entalpi pembakarannya adalah 518,02 kJ .

       Demikian pembahasan materi Penentuan Entalpi Reaksi Berdasarkan Entalpi Pembentukan dan contoh-contohnya. Silahkan juga baca materi lain yang berkaitan dengan penentuan $\Delta$H reaksi berdasarkan harga energi ikat.

Penentuan Entalpi Reaksi Menurut Hukum Hess

         Blog KoKim - Pada artikel ini kita akan membahas materi Penentuan Entalpi Reaksi Menurut Hukum Hess. Pada perhitungan entalpi yang telah dilakukan sebelumnya, entalpi dapat ditentukan dengan menghitung kalor reaksi pada tekanan tetap. Akan tetapi tidak semua reaksi dapat diketahui kalor reaksinya secara langsung. Tidak semua reaksi kimia berlangsung dalam satu tahap, contohnya reaksi pembuatan belerang (baik melalui proses kontak maupun kamar timbal) dan reaksi pembuatan besi dari biji besi. Namun, menurut Germain Hess dari Jerman melalui berbagai eksperimen mengemukakan bahwa berapa pun tahap reaksinya, jika bahan awal dan hasil akhirnya sama, akan memberikan perubahan entalpi yang sama.

         Gerrmain Henry Hess, memanipulasi persamaan termokimia untuk menghitung $\Delta$H dalam sebuah hukum yang disebut hukum Hess atau hukum penjumlahan kalor. Ia menyatakan bahwa:
"Jika suatu reaksi berlangsung dalam dua tahap reaksi atau lebih, maka perubahan entalpi untuk reaksi tersebut sama dengan jumlah perubahan entalpi dari semua tahapan".

Hukum Hess juga berbunyi :
"Entalpi reaksi tidak tergantung pada jalan reaksi melainkan tergantung pada hasil akhir reaksi".

Contoh :

Menurut Hukum Hess:
$ \Delta H_1 = \Delta H_2 + \Delta H_3 \, $ atau $ \, x = y + z $

Gambar: Perubahan dari N$_2$(g) dan O$_2$(g) menjadi NO(g) disertai dengan perubahan entalpi ($\Delta$H1) sebesar +33,85 kJ/mol, meskipun reaksi ditetapkan dalam satu tahap atau dua tahap, $ \Delta H_1 = \Delta H_2 + \Delta H_3 \, $.

Hukum Hess digunakan untuk menghitung $\Delta$H suatu reaksi berdasarkan $\Delta$H dari beberapa reaksi yang sudah diketahui.
Contoh:
Reaksi langsung:
$S(s) + \frac{3}{2} O_2(g) \rightarrow SO_3(g) \, \, \, \, \Delta$H = -395,72 kJ
Reaksi tak langsung, 2 tahap:
$S(s) + O_2(g) \rightarrow SO_2(g) \, \, \, \, \Delta$H = -296,81 kJ
$SO_2(g) + \frac{1}{2} O_2(g) \rightarrow SO_3(g) \, \, \, \, \Delta$H = - 98,96 kJ
Bila dijumlahkan:
$ S(s) + \frac{3}{2} O_2(g) \rightarrow SO_3(g) \, \, \, \, \Delta$H = -395,72 kJ
Persamaan reaksi tersebut dapat dinyatakan dalam diagram tingkat energi atau diagram siklus, seperti pada gambar:

Diagram di atas juga dapat digambarkan sebagai berikut:

Cara menghitung entalpi menurut Hukum Hess dapat diperhatikan lagi contoh berikut ini:
Tentukan harga entalpi dari reaksi:
$ C(s) + 2 H_2(g) + \frac{1}{2} O_2(g)\rightarrow CH_3OH(g) $
Bila diketahui:
I. $CH_3OH(g) + 2 O_2(g) \rightarrow CO_3(g) + 2H_2O(g) \, \, \, \, \Delta$H = - 764 kJ
II. $C(s) + O_2(g) \rightarrow CO_2(g) \, \, \, \, \Delta$H = - 393,5 kJ
III. $H_2(g) + \frac{1}{2} O_2(g) \rightarrow H_2O(g) \, \, \, \, \Delta$H = - 241,8 kJ
Agar kalian dapat menjawab dengan mudah, cermati dan ikuti langkah- langkah berikut.
1. Sesuaikan reaksi yang diketahui dengan reaksi yang ditanyakan, baik letak senyawa, jumlah mol, maupun besarnya entalpi.
2. Apakah letak senyawa atau unsur yang ditanyakan berlawanan arah dengan reaksi yang ditanyakan? Jika iya, maka reaksi dibalik, termasuk harga entalpinya.
3. Apakah jumlah mol belum sama? Jika belum sama, samakan dengan mengalikan atau membaginya dengan bilangan tertentu.
4. Bagaimana akhirnya? Reaksi dijumlahkan, tapi ingat, unsur yang sama di ruas yang sama dijumlahkan, tapi bila ruasnya berbeda dikurangkan. Anggap saja pereaksi sebagai harta benda kita, hasil reaksi sebagai utang kita.
5. Susun seperti contoh, angka Romawi menunjukkan asal reaksi.
6. Selanjutnya cermati keterangan di belakang reaksi.

Jawab:

Penjelasan:
II. reaksi tetap, krena letak atom C(s) yang diketahui (pereaksi) sama dengan letak atom C (s) reaksi yang ditanyakan (sama-sama ruas kiri)
III. jumlah mol dan hrga entalpi dikali dua karena H$_2$(g) yang diminta 2 mol, sedangkan yang diketahui dalam soal 1 mol. Reaksi tidak dibalik karena letak H$_2$ sama-sama di ruas kiri.
I.Reaksi dibalik, sehingga $\Delta$H juga harus dibalik, karena CH$_3$OH(g) yang ditanyakan terletak di ruas kanan, sedangkan pada reaksi yang diketahui di ruas kiri. Sehingga harga $\Delta$H juga berubah menjadi positif.

       Demikian pembahasan materi Penentuan Entalpi Reaksi Menurut Hukum Hess dan contoh-contohnya. Silahkan juga baca materi lain yang berkaitan dengan penentuan $\Delta$H reaksi berdasarkan entalpi pembentukan.

Penentuan Harga Entalpi Reaksi

         Blog KoKim - Setelah mempelajari tentang "jenis-jenis perubahan entalpi", kita lanjutkan pembahasan materi Penentuan Harga Entalpi Reaksi. Perubahan $\Delta$H reaksi dapat ditentukan dengan beberapa cara, yakni dari hasil eksperimen, dari penerapan Hukum Hess, atau dengan data entalpi pembentukan dan energi ikatan. Salah satu cara yang digunakan untuk mengukur perubahan entalpi Reaksi pada suatu eksperimen adalah dengan kalorimetri, yaitu proses pengukuran jumlah panas dari sistem reaksi menggunakan kalorimeter. Berdasarkan fungsinya, kalorimeter dibedakan menjadi:

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

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

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

d. Kalorimeter listrik, untuk menentukan kalor jenis zat cair

Kalorimeter dapat disusun seperti gambar berikut ini:

         Nah, karena yang akan kita ukur adalah banyaknya kalor dari reaksi kimia, maka kalorimeter yang kita pelajari adalah kalorimeter tipe reaksi. Prinsip kerja dari kalorimeter ini menggunakan Azas Black, yaitu jumlah kalor yang dilepas suatu benda sama dengan jumlah kalor yang diterima oleh benda lain, atau $q$ dilepas = $q$ diterima. Adapun besarnya transfer kalor tersebut tergantung pada faktor-faktor berikut.
a. jumlah zat
b. kalor jenis zat
c. perubahan suhu
d. kapasitas kalor dari kalorimeter

Rumus yang digunakan untuk menghitung jumlah kalor bila kalor dari kalorimeter diabaikan adalah sebagai berikut.
$ q = m \times c \times \Delta T $
Namun, bila kalor dari kalorimeter diperhitungkan, rumusnya menjadi:
$ q = (m \times c \times \Delta T) + (C \times \Delta T) $
Keterangan :
$q$ = kalor reaksi (J)
$m$ = massa zat( g)
$c$ = kalor jenis zat (J/g $^\circ$C atau J/gK)
$\Delta T$ = perubahan suhu ($^\circ$C atau K)
$C$ = kapasitas kalor zat (J/ $^\circ$C atau J/K)

         Perlu diketahui juga, yang dimaksud dengan kalor jenis (c) adalah jumlah kalor yang dibutuhkan untuk menaikkan suhu 1 gram zat sebesar 1$^\circ$C sedangkan kapasitas kalor adalah jumlah kalor yang dibutuhkan untuk menaikkan suhu suatu zat sebesar 1$^\circ$C atau 1. Agar kalian dapat lebih jelas memahami perhitungan perubahan entalpi berdasarkan percobaan menggunakan kalorimeter, berikut diberikan beberapa contoh soal.

1). 10 g NaOH dimasukkan ke dalam kalorimeter yang berisi 150 g air. Jika kalor jenis air = 4,2 J/g$^\circ$C dan selisih suhu sebelum dan sesudah reaksi 5$^\circ$C, maka hitunglah:
a. Kalor pelarutan NaOH, bila jumlah kalor dari calorimeter diabaikan.
b. Kalor pelarutan NaOH, bila menggunakan bejana aluminium dan tanpa mengabaikan banyaknya kalor dari kalorimeter (kapasitas kalor dari kalorimeter = 9,1 kJ/ $^\circ$C)

Penyelesaian:
Diketahui :
Massa NaOH = 10 g
Massa H$_2$O = 150 g
Massa larutan = 160 g
c = 4,2 J/g $^\circ$C
C = 9,1 kJ/ $^\circ$C
$\Delta$T = 5$^\circ$C
Ditanyakan : $q$. Jawab :
a. Bila kalor dari kalorimeter diabaikan, maka:
$\begin{align} q & = m \times c \times \Delta T \\ & = 160 \, g \times 4,2 \, J/g^\circ C \times 5^\circ C \\ & = 3360 J \end{align} $
Jadi, kalor pelarutan NaOH adalah 3360 J.

b. q = q larutan NaOH - q kalorimeter.
Karena dalam pelarutan NaOH terjadi kenaikan suhu, maka sistem melepaskan kalor. Oleh karena itu, tanda untuk larutan NaOH negatif, sehingga:
$ \begin{align} q & = - (q \, larutan + q \, kalorimeter) \\ & = - (m \times c \times \Delta T \, larutan + C \times \Delta T \, kalorimeter) \\ & = -((160 g \times 4,2 \, J/g^\circ C \times 5^\circ C) + (9,1 \, kJ/^\circ C \times 5^\circ C)) \\ & = -(3360 J + 45500 J) \\ & = -48860 J \end{align} $
Jadi, kalor pelarutan NaOH adalah 48860 J.

2). Berapakah jumlah kalor yang diterima 1 kg air bila dipanaskan dari suhu 20$^\circ$C menajadi 30$^\circ$C? (diketahui kalor jenis air = 4,2 J /g$^\circ$C)

Penyelesaian:
Diketahui :
$m$ = 1 kg = 1000 g
$\Delta$T= (30-20) $^\circ$C = 10 $^\circ$C
c = 4,2 J/g $^\circ$C
Ditanyakan : $q$.
Jawab :
$ \begin{align} q & = m \times c \times \Delta T \\ & = 1000g \times 4,2 \, J/g^\circ C \times 10^\circ C \\ & = 42 kJ \end{align} $
Jadi, kalor yang diterima 1 kg air sebesar 42 kJ.

3). 50 mL NaOH 0,1 M direaksikan dengan 50 mL CH$4_3$COOH 0,1 M dalam kalorimeter yang terbuat dari aluminium (dengan kalor jenis aluminium = 9,0 kJ/$^\circ$C) Reaksi ini mengalami kenaikan suhu 4$^\circ$C. Bila kalor yang diserap aluminium diabaikan, hitunglah kalor reaksinya (Berat jenis larutan dianggap 1 g/mL, c = 4,18 J/g$^\circ$C)

Penyelesaian:
Diketahui :
V NaOH = 50 mL, [NaOH] = 0,1 M
V CH$_3$COOH = 50 mL, [CH$_3$COOH] = 0,1 M
C kalorimeter = 9,0 kJ/$^\circ$C
$\Delta$T = 4$^\circ$C , larutan = 1 g/mL
kalor yang diserap aluminium diabaikan.
Ditanyakan : $ q = ... $ ?
Jawab :
V total = 50 ml + 50 ml = 100 ml
$ \begin{align} m & = V \, total \\ & = 1 g/mL \times 100 mL \\ & = 100 g \\ q & = m \times c \times \Delta T \\ & = 100 g \times 4,18 \, J/g^\circ C \times 4^\circ C \\ & = 1672 J \end{align} $
Jadi, kalor reaksinya sebesar 1672 J.

Selain penentuan harga entalpi reaksi seperti pada artikel ini, penentuan harga entalpi reaksi juga bisa ditentukan berdasarkan beberapa hal yaitu :
*). penentuan $\Delta$H reaksi menurut hukum Hess
*). penentuan $\Delta$H reaksi berdasarkan entalpi pembentukan
*). penentuan $\Delta$H reaksi berdasarkan harga energi ikat

       Demikian pembahasan materi Penentuan Harga Entalpi Reaksi dan contoh-contohnya. Silahkan juga baca materi lain yang berkaitan dengan penentuan $\Delta$H reaksi menurut hukum Hess.

Jenis-jenis Perubahan Entalpi

         Blog KoKim - Pada artikel ini kita akan membahas materi Jenis-jenis Perubahan Entalpi. Perubahan entalpi reaksi kimia bergantung pada keadaan fisik zat (padat,cair, atau gas) yang terlibat dalam reaksi, suhu, dan tekanan. Untuk dapat membandingkan harga dari berbagai perubahan entalpi, maka dibuat suatu keadaan standar tertentu. Keadaan standar yang telah disepakati adalah pada suhu 298 K dan tekanan 1 atm. Jadi, Perubahan entalpi standar ($\Delta$H$^\circ$) adalah perubahan entalpi ($\Delta$H) reaksi yang diukur pada kondisi standar, yaitu pada suhu 298 K dan tekanan 1 atm. Satuan $\Delta$H adalah kJ dan satuan $\Delta$H molar reaksi adalah kJ/mol (Gillespie dkk).Beberapa jenis perubahan entalpi standar yaitu:

Entalpi Pembentukan Standar ($\Delta$Hf$^\circ$ = Standard Enthalpy of Formation)

       Perubahan entalpi pembentukan standar ($\Delta$Hf$^\circ$) atau kalor pembentukan standar adalah perubahan entalpi jika 1 mol senyawa terbentuk dari unsur-unsurnya pada kondisi standar. Unsur-unsur harus dalam bentuk paling stabil pada kondisi standar.
Contoh:
1. $\Delta$Hf$^\circ$ pembentukan 1 mol H$_2$O cair dari gas H$_2$ dan O$_2$ adalah -285,9 kJ/mol. Persamaan termokimianya adalah sebagai berikut.
$ H_2(g) + \frac{1}{2} O_2(g) \rightarrow H_2O(l) \, \, \, \, \Delta$Hf$^\circ$ = -285,9 kJ
Artinya, pada pembentukan 1 mol H$_2$O dari unsur hidrogen dan unsur oksigen dibebaskan energi sebesar 285,9 kJ (tanda negatif pada $\Delta$Hf berarti dibebaskan energi atau reaksi eksoterm).

2. $4 C(s) + 2 H_2(g) \rightarrow 2 C_2H_2(g) \, \, \, \, \, \Delta$H = +454 kJ
Koefisien 2 pada $ 2 C_2H_2(g) $ berarti 2 mol C$_2$H$_2$, maka semua koefisien reaksi dibagi 2 termasuk $\Delta$H . Reaksi menjadi:
$2 C(s) + H_2(g) \rightarrow C_2H_2(g) \, \, \, \, \Delta$H = +227 kJ
Artinya, pada pembentukan 1 mol C$_2$H$_2$ dari unsur karbon dan unsur hidrogen dibutuhkan panas sebesar 227 kJ (endoterm).

Entalpi Penguraian Standar ($\Delta$Hd$^\circ$ = Standard Enthalpy of Dissosiation)

       Entalpi penguraian standar adalah $\Delta$H dari penguraian 1 mol persenyawaan langsung menjadi unsur-unsurnya (adalah kebalikan dari $\Delta$H pembentukan). Sesuai dengan asas kekekalan energi, maka nilai entalpi penguraian sama dengan entalpi pembentukannya, tetapi tandanya berlawanan.
Contoh:
Tuliskan persamaan termokimia penguraian H$_2$O apabila diketahui $\Delta$Hf$^\circ$ H$_2$O = -285,85 kJ/mol!
Jawab:
*). Reaksi penguraian adalah kebalikan dari reaksi pembentukan, sehingga zat yang terurai di sebelah kiri anak panah.
$ H_2O(l) \rightarrow H_2(g) + \frac{1}{2} O_2(g) \, \, \, \, \, \Delta$Hd$^\circ$ = +285,85 kJ
-). Koefisien 1 untuk 1 mol zat yang diuraikan
-). Tanda $\Delta$Hd$^\circ$ berlawanan dengan $\Delta$Hf$^\circ$

Entalpi Pembakaran Standar ($\Delta$Hc$^\circ$ = Standard Enthalpy of Combustion)

       Entalpi pembakaran standar adalah perubahan entalpi ($\Delta$H) untuk pembakaran sempurna 1 mol senyawa atau unsur dengan O$_2$ dari udara, yang diukur pada 298 K dan tekanan 1 atm. Satuan $\Delta$Hc$^\circ$ adalah kJ/mol. Pembakaran dikatakan sempurna jika:
1. karbon (C) terbakar sempurna menjadi CO$_2$
2. hidrogen (H) terbakar sempurna menjadi H$_2$O
3. belerang (S) terbakar sempurna menjadi SO$_2$
4. senyawa hidrokarbon (C$_x$H$_y$) terbakar sempurna menurut reaksi:
$ C_xH_y + O_2 \rightarrow CO_2 + H_2O $ (belum setara)

Contoh:
Pada pembakaran 570 gram isooktana (C$_8$H$_{18}$), salah satu komponen yang ada dalam bensin, pada keadaan standar/STP dibebaskan kalor sebesar 27.500 kJ. Hitunglah besarnya $\Delta$Hc$^\circ$ dan tulislah persamaan termokimia pembakaraan isooktana tersebut!
Jawab:
$ \begin{align} \text{*). Mol isooktana } & = \frac{massa}{Mr \, C_8H_{18}} \\ & = \frac{570}{114} \\ & = 5 \, mol \end{align} $
*). Untuk 1 mol C$_8$H$_{18}$ maka
$ \Delta $Hc$^\circ$ = $ \frac{1}{5} \times (-27.500) = -5.500 \, $ kJ.
*). Persamaan termokimianya :
$ C_8H_{18}(l) + \frac{25}{2} O_2(g) \rightarrow 8CO_2(g) + 9H_2O (g) \, \, \, \, \Delta$Hc$^\circ$ = -5.500 kJ/mol.

Perubahan entalpi penguapan standar ($\Delta$Hv$^\circ$ = Standard Enthalpy of Vaporation)

       Perubahan entalpi penguapan standar ($\Delta$H$^\circ$vap) merupakan perubahan entalpi pada penguapan 1 mol zat cair menjadi gas pada titik didihnya dan tekanan standar. Misal penguapan air dan persamaan termokimianya sebagai berikut:
$ H_2O(l) \rightarrow H_2O(g) \, \, \, \, \Delta$H$^\circ$ = +44,05 kJ

Perubahan entalpi peleburan standar ($\Delta$Hfus$^\circ$)

       Perubahan entalpi peleburan standar ($\Delta$Hfus$^\circ$) adalah perubahan entalpi pada peleburan 1 mol zat padat menjadi zat cair pada titik leburnya dan tekanan standar. Misalnya peleburan es.
$ H_2O(s) \rightarrow H_2O(l) \, \, \, \, \Delta$H$^\circ$ = +6,01 kJ
$ NaCl(s) \rightarrow NaCl(l) \, \, \, \, \Delta$H$^\circ$ = -112 kJ/mol .

Perubahan entalpi pelarutan standar ($\Delta$Hl$^\circ$)

       Perubahan entalpi pelarutan standar ($\Delta$Hl$^\circ$) adalah perubahan entalpi apabila 1 mol senyawa diubah menjadi larutannya pada keadaan standar.
Contoh:
$ NaOH(s) \rightarrow Na^+(aq) + OH^-(aq) \, \, \, \, \Delta$H = -204 kJ/mol

Perubahan Entalpi Penetralan standar ($\Delta$Hn$^\circ$)

       Entalpi penetralan adalah perubahan entalpi ($\Delta$H) yang dihasilkan pada reaksi penetralan asam (H$^+$) oleh basa (OH$^-$) membentuk 1 mol air. Satuan entalpi penetralan adalah kJ/mol.
Contoh:
$ NaOH(aq) + HCl(aq) \rightarrow NaCl(aq) + H_2O(l) \, \, \, \, \Delta$H = -890,4 kJ/mol

       Demikian pembahasan materi Jenis-jenis Perubahan Entalpi . Silahkan juga baca materi lain yang berkaitan dengan penentuan harga $\Delta$H(entalpi) reaksi.

Persamaan Termokimia

         Blog KoKim - Pada artikel ini kita akan membahas materi Persamaan Termokimia. Sebelumnya telah dijelaskan bahwa perubahan entalpi akan sama dengan kalor reaksi jika reaksi dilakukan pada tekanan tetap. Dengan demikian, dapat dikatakan bahwa perubahan entalpi merupakan kalor reaksi dari suatu reaksi yang berlangsung pada tekanan tetap. Untuk dapat menghitung entalpi, maka pengukuran harus dilakukan pada suhu dan tekanan tertentu. Para ahli kimia sepakat bahwa kondisi standar untuk mengukur nilai entalpi, yaitu pada suhu 298,15 K (25 $^\circ$C) dan tekanan 1 atm. Suatu perubahan entalpi yang diukur pada keadaan standar disebut perubahan entalpi standar ($\Delta$H$^\circ$) yang mempunyai satuan kilo Joule (kJ) dalam Sistem Internasional (SI). Simbol $^\circ $ berarti standar.

         Penulisan besarnya entalpi reaksi dalam persamaan reaksi dilakukan dengan menuliskan simbol perubahan entalpi ($\Delta$H) dibelakang persamaan reaksi. Misal
$A(s) + B(aq) \rightarrow C(aq) \, \, \, \Delta H^\circ \, \, = + x \, $ kJ

         Persamaan termokimia memberikan informasi tentang suatu reaksi mengenai jumlah mol reaktan dan produk serta jumlah energi yang terlibat di dalamnya. Hal yang harus diperhatikan bahwa penulisan koefisien dan fase zat dalam persamaan termokimia akan mempengaruhi perubahan entalpinya ($\Delta$H).

Misalnya
*). $CO(g) + \frac{1}{2} O_2(g) \rightarrow CO_2(g) \, \, \, \Delta$H = -283 kJ (reaksi 1)
*). $2CO(g) + O_2(g) \rightarrow 2CO_2(g) \, \, \, \Delta$H = -566 kJ (reaksi 2)
Pada reaksi 1, merupakan pembakaran 1 mol gas CO dan reaksi 2 merupakan pembakaran 2 mol gas CO dengan $\Delta$H reaksi yang merupakan kelipatan dari nilai koefisiennya. Karena persamaan termokimia merupakan persamaan reaksi yang menunjukkan perubahan entalpi dalam reaksi kimia. Pada penulisan persamaan termokimia disertakan pula jumlah mol zat yang bereaksi dan wujud fisik zat yang terlibat dalam reaksi. Jumlah mol zat ditunjukkan oleh koefisien reaksi dan wujud zat dinyatakan dalam huruf $s$ untuk padatan / solid, $l$ untuk cair / liquid, dan $g$ untuk gas.

Sehingga pada reaksi satu dapat dibaca "1 mol gas karbon monoksida (CO) dengan $\frac{1}{2}$ mol gas oksigen (O$_2$) menghasilkan 1 mol gas karbon dioksida (CO$_2$) disertai dengan pelepasan kalor sebesar 283 kJ". Reaksi berlangsung eksoterm sehingga harga $\Delta$H negatif yaitu -283 kJ. Bagaimana pengaruh fase zat yang berbeda terhadapa harga $\Delta$H? perhatikanlah contoh berikut ini:
*). $CH_4(g)+2O_2(g) \rightarrow CO_2(g)+ 2H_2O(l) \, \, \, \Delta$H = -890,5 kJ (reaksi 1)
*). $CH_4(g)+2O_2(g) \rightarrow CO_2(g)+2H_2O(g) \, \, \, \Delta$H = -802,3 kJ (reaksi 2)
Reaksi pembakaran gas CH$_4$ menghasilkan gas CO$_2$ dan H$_2$O cair (reaksi 1) dan pada reaksi 2 menghasilkan gas CO$_2$ dan uap air. Fase zat yang berbeda akan menghasilkan $\Delta$H yang berbeda pula.

Pada reaksi 1 dibaca "reaksi pembakaran 1 mol gas metana (CH$_4$) dengan 2 mol gas oksigen (O$_2$) menghasilkan 1 mol gas karbon dioksida (CO$_2$) dan cairan air (H$_2$O) disertai dengan pelepasan kalor sebesar 890,5 kJ". Sedaangkan pda reaksi 2 dibaca "reaksi pembakaran 1 mol gas metana (CH$_4$) dengan 2 mol gas oksigen (O$_2$) menghasilkan 1 mol gas karbon dioksida (CO$_2$) dan gas air atau lebih dikenal uap air (H$_2$O) disertai dengan pelepasan kalor sebesar 802,3 kJ".

Pada persamaan termokimia harus dilibatkan fasa zat-zat yang bereaksi sebab perubahan entalpi bergantung pada fasa zat. Selain aturan tersebut, ada beberapa aturan tambahan, yaitu:
a. Jika persamaan termokimia dikalikan dengan faktor tertentu, nilai $\Delta$H juga harus dikalikan dengan faktor tersebut.
Contoh:
Persamaan termokimia untuk sintesis amonia:
$N_2(g) + 3H_2(g) \rightarrow 2NH_3(g) \, \, \, \Delta$H = -91,8 kJ.
Jika jumlah pereaksi dinaikkan dua kali lipat, kalor reaksi yang dihasilkan juga dua kali dari semula.
$2N_2(g) + 6H_2(g) \rightarrow 4NH_3(g) \, \, \, \Delta$H = -184 kJ.

b. Jika persamaan kimia arahnya dibalikkan, nilai $\Delta$H akan berubah tanda.
Contoh:
Sintesis amonia pada contoh di atas dibalikkan menjadi reaksi penguraian amonia. Persamaan termokimianya adalah:
$2NH_3(g) \rightarrow N_2(g) + 3H_2(g) \, \, \, \Delta$H = +91,8 kJ

       Demikian pembahasan materi Persamaan Termokimia . Silahkan juga baca materi lain yang berkaitan dengan Jenis-jenis perubahan entalpi.

Reaksi Eksoterm dan Endoterm

         Blog KoKim - Berdasarkan arah berpindahnya kalor dalam sistem dan lingkungan, maka reaksi dibedakan menjadi dua jenis, yaitu reaksi eksoterm dan reaksi endoterm. Dikatakan reaksi eksoterm (berasal dari kata eks (keluar) dan therm (panas)) apabila kalor berpindah dari sistem ke lingkungan, artinya sistem melepas kalor. Adapun reaksi endoterm terjadi apabila sistem menyerap kalor atau kalor berpindah dari lingkungan ke sistem. Pada artikel ini kita akan membahas materi Reaksi Eksoterm dan Endoterm.

         Perubahan kimia atau reaksi kimia selalu disertai dengan perubahan energi panas. Perubahan panas atau kalor dalam suatu sistem dapat ditandai dengan berkurang atau bertambahnya suhu lingkungan. Jika dalam reaksi kimia terjadi perpindahan panas dari sistem ke lingkungan maka suhu lingkungan meningkat. Jika suhu sistem turun maka dikatakan bahwa reaksi tersebut eksoterm. Reaksi endoterm adalah kebalikan dari reaksi eksoterm (perhatikan Gambar di bawah ini)

Gambar: Diagram reaksi eksoterm dan endoterm antara sistem dan lingkungan

1. Reaksi Eksoterm

       Pernahkah kalian memperhatikan bahwa setiap kali selesai makan nasi, badan kita menjadi gerah? Mengapa demikian? Mari kita ingat kembali proses asimilasi. Dalam tubuh, nasi yang kita makan akan bereaksi dengan oksigen yang kita hirup dengan reaksi seperti berikut.
$C_n(H_2O)_m + O_2 \rightarrow nCO_2 + mH_2O + \text{ energi} $
Persamaan termokimianya:
$\text{amilum } + O_2(g) \rightarrow n CO_2(g) + m H_2O(aq) \, \, \Delta$H = -X kJ

Energi dalam bentuk panas yang dilepas tubuh inilah yang menyebabkan gerah. Di dalam reaksi eksoterm, panas berpindah dari sistem ke lingkungan, karenanya panas dalam sistem berkurang sehingga H-nya bertanda negatif. Secara matematis, $\Delta$H dirumuskan sebagai berikut.
$\Delta$H = H hasil reaksi - H pereaksi
Karena hasilnya negatif, berarti H hasil reaksi lebih rendah dari H pereaksi, atau $\Delta$H < 0, dan digambarkan dalam diagram berikut:

Arah panah ke bawah menunjukkan bahwa energi semakin berkurang karena sebagian terlepas.

2. Reaksi Endoterm

       Reaksi endoterm merupakan kebalikan dari reaksi eksoterm. Dalam reaksi ini, sistem menyerap kalor dari lingkungan sehingga harga entalpi reaksinya bertambah besar dan $\Delta$H-nya berharga positif, atau H hasil reaksi - H pereaksi > 0. Karena hasilnya positif, berarti H hasil reaksi lebih tinggi dari H reaksi, dan digambarkan dalam diagram berikut.

Arah panah ke atas menunjukkan energi semakin bertambah karena sistem menyerap panas dari lingkungan.

       Sebagai contoh mengenai pokok bahasan reaksi eksoterm dan endoterm ini, Jika NaOH dan HCl direaksikan dalam pelarut air, kemudian suhu larutan diukur maka ketinggian raksa pada termometer akan naik yang menunjukkan suhu larutan meningkat. Apakah reaksi tersebut eksoterm atau endoterm? Semua literatur menyatakan reaksi NaOH dan HCl melepaskan kalor (eksoterm). Jika melepaskan kalor suhunya harus turun, tetapi faktanya naik. Bagaimana menjelaskan fakta tersebut dihubungkan dengan hasil studi literatur?

       NaOH dan HCl adalah sistem yang akan dipelajari (fokus kajian). Selain kedua zat tersebut dikukuhkan sebagai lingkungan, seperti pelarut, gelas kimia, batang termometer, dan udara sekitar. Ketika NaOH dan HCl bereaksi, terbentuk NaCl dan H$_2$O disertai pelepasan kalor. Kalor yang dilepaskan ini diserap oleh lingkungan, akibatnya suhu lingkungan naik. Kenaikan suhu lingkungan ditunjukkan oleh naiknya suhu larutan. Jadi, yang Anda ukur bukan suhu sistem (NaOH dan HCl) melainkan suhu lingkungan (larutan NaCl sebagai hasil reaksi). Zat NaOH dan HCl dalam larutan sudah habis bereaksi. Oleh karena reaksi NaOH dan HCl melepaskan sejumlah kalor maka dikatakan reaksi tersebut eksoterm. Dengan demikian, antara fakta dan studi literatur cocok.

Sedangkan salah satu contoh reaksi endoterm dapat diperhatikan pada Gambar berikut:

Sistem reaksi:
$Ba(OH)_2(s) + NH_4Cl ( l ) + \, kalor \rightarrow BaCl_2 (s) + NH_3(g) + H_2O( l ) $
Akibat kuatnya menyerap kalor, bantalan menempel kuat pada labu erlenmeyer. Dan harga $\Delta$H positif.

Beberapa contoh reaksi yang bersifat eksoterm, antara lain
a. Reaksi pembakaran
*). pembakaran gas dapur
$ C_3H_8(g) + 3O_2(g) \rightarrow 3CO_2(g) + 4H_2O(l) $
*). pembakaran kawat magnesium (Mg)
$2Mg(s) + O_2(g) \rightarrow 2MgO(s) $
b. Reaksi penetralan
*). Netralisasi asam klorida dengan natriun hidroksida
$HCl(aq) + NaOH(aq) \rightarrow NaCl(aq) + H_2O(l) $
*). Netralisasi asam sulfat dengan kalium hidroksida
$H_2SO_4(aq) + 2KOH(aq) \rightarrow K_2SO_4(aq) + 2H_2O(l)$
c. Pelarutan garam alkali dalam air
*). $ NaOH(s) + H_2O(l) \rightarrow NaOH(aq)$
*). $ CaO(s) + H_2O(l) \rightarrow Ca(OH)_2(aq)$
d. Pengenceran asam pekat
*). $H_2SO_4(pekat) + H_2O(l) \rightarrow H_2SO_4(aq)$
*). $HNO_3(pekat) + H_2O(l) \rightarrow HNO_3(aq)$
e. Reaksi logam alkali dengan air
*). $ 2Na(s) + 2H_2O(l) \rightarrow 2NaOH(aq) +H_2(g)$
*). $ 2K(s) + 2H_2O(l) \rightarrow 2KOH(aq) + H_2(g) $

Beberapa contoh reaksi yang bersifat endoterm, antara lain
a. Penguraian garam karbonat
$ CaCO_3 \rightarrow CaO(s) + CO_2(g) $
b. Pelarutan garam nitrat
$ KNO_3(s) + H_2O(l) \rightarrow KNO_3(aq)$
c. Pelarutan garam ammonium nitrat
$ NH_4NO_3(s) + H_2O(l) \rightarrow NH_4NO_3(aq)$

       Demikian pembahasan materi Reaksi Eksoterm dan Endoterm. Silahkan juga baca materi lain yang berkaitan dengan Persamaan termokimia.

Hukum Kekekalan Energi

         Blog KoKim - Hukum Kekekalan Energi disebut juga sebagai Hukum Termodi namika I. Hukum ini ditemukan berkat beberapa percobaan yang dilakukan James Prescott Joule (1818-1889), seorang ahli fisika berkebangsaan Inggris.
Hukum Termodinamika I Menyatakan :
"Energi tidak dapat diciptakan dan tidak dapat dimusnahkan, tetapi dapat diubah dari bentuk energi satu ke bentuk enenrgi yang lain "

Sebagai penghargaan atas jasanya, nama James Prescott Joule diabadikan sebagai nama satuan energi, yaitu joule. Joule merupakan satuan menurut Sistem Internasional (SI), dengan rincian:
$ \begin{align} joule & = newton \times meter \\ (J) & = kg . m . s^{-2} \times m \\ & = kg . m^2 . s^{-2} \end{align} $
Satuan joule dapat dikonversi (diubah) ke dalam satuan energi yang lain, seperti berikut:
1 kJ = 1000 J
1 kalori = 4,184 J
1 kkal = 1000 kal
1 liter atm = 101,2 joule

Berikut ini hal-hal yang berhubungan dengan hukum kekekalan energi.

1. Energi

       Energi didefinisikan sebagai kemampuan suatu materi untuk melakukan kerja. Energi yang akan kita pelajari dalam termokimia adalah "energi dalam" dari suatu sistem/reaksi-reaksi kimia. Suatu benda dapat memiliki energi dalam bentuk energi kinetik dan energi potensial. Jumlah energi yang dipunyai benda tersebut merupakan jumlah energi kinetik dan energi potensialnya. Suatu benda memiliki energi kinetik apabila ia bergerak. Energi kinetik bisa berupa energi translasi, rotasi, vibrasi, bunyi, panas, dan listrik. Adapun energi potensial dimiliki benda bila ia ditarik atau didorong oleh benda lain, sehingga apabila benda tidak memiliki gaya tarik menarik atau tolak menolak, maka benda tersebut tidak memiliki energi potensial.

       Dalam keseharian, tanpa kita sadari, kita telah memanfaatkan berbagai energi, misalnya energi panas untuk menjemur pakaian, energi listrik dan cahaya untuk penerangan, serta energi kimia di dalam LPG untuk memasak. Tidak ketinggalan pula energi nuklir yang digunakan dalam dunia kedokteran untuk mengobati berbagai penyakit, mensterilkan alat-alat kedokteran di rumah sakit, memproses bibit tanaman menjadi tanaman unggul, dan lain-lain.

       Sifat perpindahan energi telah dimanfaatkan pemerintah untuk mendirikan PLTU (Pembangkit Listrik Tenaga Uap) maupun PLTN (Pembangkit Listrik Tenaga Nuklir). Dalam termokimia, energi yang akan kita pelajari adalah energi yang berlangsung dalam reaksi kimia. Perhitungan energi dalam reaksi kimia menggunakan besaran yang disebut entalpi atau H. Entalpi tidak dapat berdiri sendiri, namun berkaitan erat dengan energi dalam atau E, dan kerja (w) yang dilakukan oleh sistem.

2. Energi Dalam

       Energi dalam disebut juga internal energy (E) yang merupakan "jumlah energi" dari semua bentuk energi yang dimiliki oleh sistem molekul atau benda. Energi dalam terdiri dari energi kinetik dan energi potensial. Energi dalam suatu sistem dapat berubah bila sistem menyerap atau melepas panas.

Energi dalam akan bertambah apabila:
a. sistem menyerap/menerima panas
b. sistem menerima kerja

Energi dalam berkurang apabila:
a. sistem melepaskan panas
b. sistem melakukan kerja

Energi dalam dari suatu sistem tidak dapat diukur, namun perubahannya dapat diukur dan dinyatakan sebagai $\Delta$E dengan perumusan sebagai berikut.
$ \Delta E = E_{produk} - E_{reaktan} $ .

3. Kalor

       Kalor adalah energi yang berpindah dari sistem ke lingkungan atau sebaliknya, dikarenakan adanya perbedaan suhu di antara keduanya. Kalor dapat berpindah dengan tiga macam cara:
a. Konduksi (hantaran), yaitu perpindahan kalor melalui media
b. Konversi, yaitu aliran kalor melalui partikel-partikel yang bergerak
c. Radiasi, yaitu kalor memancar ke segala arah tanpa media
Adapun jumlah kalor yang berpindah dari sistem ke lingkungan tergantung dari massa benda (m), kalor jenis (c), kapasitas kalor (C), dan perubahan suhu ($\Delta$T), sehingga untuk menghitung kalor dirumuskan sebagai berikut.

Keterangan:
q = kalor yang diserap atau dilepas
m = massa zat
c = kalor jenis zat
$\Delta$T = perubahan suhu dari sistem
C = kapasitas kalor

4. Kerja

       Kerja (work = w) adalah bentuk energi yang dipertukarkan dan dapat dinyatakan sebagai gaya yang bekerja melalui suatu jarak tertentu. Dengan kata lain, dapat dinyatakan bahwa kerja adalah hasil kali antara gaya dan jarak yang dirumuskan sebagai berikut.

       Satuan gaya menurut Satuan Internasional (SI) adalah joule. Jika P dalam atm dan V dalam liter, maka w = P (atm) $\Delta$V (L). Untuk gas ideal, besarnya kerja adalah hasil kali antara perbandingan mol gas hasil reaksi dan pereaksi dengan perubahan suhu atau w = nRT. Akibatnya, berpengaruh terhadap perubahan E dalam dan perubahan entalpi. Adapun hubungan perubahan energi dan jumlah mol gas dalam suhu adalah:
$\Delta$H = E + $\Delta$nRT
dengan:
$\Delta$H = perubahan energi
E = perubahan energi dalam
n = mol
$\Delta$n = $\sum$ mol gas hasil reaksi - $\sum$ mol gas pereaksi
T = suhu reaksi

Lalu bagaimana cara mengubah L.atm menjadi joule? Kalian dapat menemukan jawaban yang tepat dengan menengok penjelasan sebelumnya.
"Bila sistem melakukan kerja, w bertanda negatif.
Bila sistem menerima kerja, w bertanda positif. "

Hubungan antara energi dalam kalor reaksi dinyatakan dalam Hukum Termodinamika I. Secara matematis, Hukum Termodinamika I dapat dinyatakan dalam rumus berikut.
$ \Delta E = q + w $
Keterangan:
$\Delta$E = perubahan energi dalam (J)
q = jumlah kalor yang diserap atau dilepas (J)
w = kerja (J)

Untuk memperjelas perumusan di atas, perhatikan baik-baik contoh soal berikut:
Hitunglah perubahan "energi dalam atau E", bila:
a. sistem menyerap kalor 100 J dan melakukan kerja 50 J
b. sistem melepas kalor 100 J dan dilakukan kerja terhadap sistem dengan energi sebesar 200 J
c. sistem melepas kalor 150 J dan melakukan kerja dengan energi 100 J
Penyelesaian:
Diketahui :
a. q = 100 J, w = -50 J
b. q = -100 J, w = 200 J
c. q = -150 J, w = -100 J
Ditanyakan : E.
Jawab :
a. E = q - w = (100 - 50 ) J = 50 J
b. E = - q + w = (-100 + 200) J = 100 J
c. E = - q - w = ( - 150 - 100) J = - 250 J .

5. Entalpi

       Entalpi disebut juga sebagai heat content (H), yakni besarnya kalor reaksi yang diukur pada tekanan tetap. Hubungan entalpi dengan energi dalam dapat dilihat dari perumusan berikut.
H = E + w
dengan w = P V, sehingga:
H = E + (P V)
Entalpi dari suatu reaksi tidak dapat diukur, namun demikian perubahan entalpinya dapat diketahui. Entalpi secara keseluruhan dihitung dengan rumus berikut.
$\Delta$H = Hp - Hr
Keterangan:
Hp = jumlah entalpi produk/hasil reaksi
Hr = jumlah entalpi reaktan/pereaksi

       Demikian pembahasan materi Hukum Kekekalan Energi . Silahkan juga baca materi lain yang berkaitan dengan Reaksi eksoterm dan endoterm.

Sistem dan Lingkungan Berkaitan Termokimia

         Blog KoKim - Materi pertama yang akan kita bahas berkaitan "termokimia" adalah Sistem dan Lingkungan Berkaitan Termokimia. Dua hal penting yang berkaitan dengan perpindahan energi dalam reaksi kimia ada dua, yaitu: sistem dan lingkungan. Pengertian sistem adalah bagian dari keseluruhan yang kita pelajari, sedangkan lingkungan adalah sesuatu yang berada di luar sistem. Sebagai contoh, bila kita i ngin mempelajari pertumbuhan dari sebatang pohon, maka pohon tersebut dikatakan sebagai sistem, sedangkan sesuatu di luar pohon disebut lingkungan. Contoh yang lain bila kita mempelajari budaya bangsa Indonesia, maka budaya bangsa Indonesia disebut sistem, sedang di luar budaya bangsa Indonesia disebut lingkungan.

         Dalam termokimia, zat-zat yang disebut sistem adalah zat-zat yang kita reaksikan dalam tabung reaksi, sedangkan di luar zat-zat pereaksi disebut lingkungan. Untuk mempelajari sistem, kita dapat melangsungkan suatu reaksi dalam dua kondisi, yaitu terbuka dan tertutup.

         Sistem terbuka artinya hal-hal yang kita pelajari berada di bawah tekanan udara luar yang relatif konstan dan nilainya berkisar 1 atm. Contoh sistem terbuka adalah penguapan air laut, pengaratan berbagai macam logam, usia terbentuknya buah pada tanaman tertentu, dan lain-lain. Sistem tertutup disebut juga sistem terisolasi, artinya sistem yang dilakukan dalam ruang tertutup. Dalam sistem tertutup, volume sistem relatif konstan, sedangkan tekanannya akan berubah.

Sistem dibagi menjadi tiga, yaitu sistem terbuka, tertutup, dan terisolasi.
1) Sistem terbuka merupakan sistem yang terbuka, dalam hal ini baik benda maupun energi dapat keluar masuk sistem. Misal melarutkan garam dapur di beker gelas yang terbuka. Mereaksikan asam basa dalam tabung reaksi satu ke tabung reaksi lain.

2) Sistem tertutup, dinamakan sistem dalam keadaan tertutup jika benda tidak dapat keluar masuk sistem tetapi energi masih dapat keluar masuk. Misal mengamati perubahan panas pada reaksi pelarutan di tempat beker gelas yang tertutup. Pada keadaan itu materi tidak dapat keluar atau masuk beker gelas, karena beker gelas dalam keadaan tertutup, tetapi energi masih dapat keluar masuk beker gelas tersebut. Hal ini ditandai dengan panas yang menempel pada dinding beker gelas atau sebaliknya energi panas dapat dialirkan ke dalam sistem tersebut dengan cara dipanaskan di atas nyala api.

3) Sistem terisolasi, yaitu sistem yang tidak memungkinkan terjadinya pertukaran benda dan energi. Contoh dari system ini adalah air dalam termos panas yang masih baik. Air panas yang disimpan dalam termos diharapkan tidak mengalami perubahan panas dan volume air tidak berkurang. Dengan demikian, baik benda maupun energi panas tidak mengalami perubahan.

Perbedaan dari ketiga sistem tersebut berdasarkan perubahan benda dan energi secara ringkas dapat kalian perhatikan dalam Tabel berikut:

Adakah hubungan antara sistem dengan lingkungan? Keduanya saling memengaruhi, karena sistem dapat menyerap panas dari lingkungan atau melepaskan panas ke lingkungan. Amatilah gambar berikut ini:

Dari gambar di atas dapat disimpulkan bahwa:
a. Bila H produk $>$ H reaktan, maka $\Delta$H bertanda positif, berarti terjadi penyerapan kalor dari lingkungan ke sistem.
b. Bila H reaktan $>$ H produk, maka $\Delta$H bertanda negatif, berarti terjadi pelepasan kalor dari sistem ke lingkungan.

       Sama halnya pada proses pencairan atau pembekuan es batu, es mencair karena menyerap kalor dari lingkungan, sedangkan saat air membeku jadi es karena melepas kalor. Kita dapat menangkap hubungan yang jelas antara sistem dan lingkungan. Sistem menyerap panas dari lingkungan, seperti ditunjukkan pada pencairan es, sehingga $\Delta$H atau entalpinya berharga positif. Sebaliknya, bila sistem melepas kalor ke lingkungan, seperti pada pembekuan es, maka entalpinya berkurang dan $\Delta$H-nya berharga negatif.

       Demikian pembahasan materi Sistem dan Lingkungan Berkaitan Termokimia. Silahkan juga baca materi lain yang berkaitan dengan Hukum kekekalan energi.

Termokimia Secara Umum

         Blog KoKim - Pada artikel ini kita akan membahas materi Termokimia Secara Umum. Masih teringat rasanya dekat dengan api unggun, bukan? Di tengah dinginnya malam di alam terbuka kita dihangatkan oleh nyala api dari kayu bakar. Mengapa bisa timbul rasa hangat? Ternyata, kehangatan itu berasal dari panas yang dihasilkan nyala api kayu bakar. Pada reaksi pembakaran kayu ada energy yang dilepaskan oleh kayu yang terbakar ke badan kita dan juga ke linggkungan sekitar. Perpindahan reaksi ini disebabkan oleh adanya perbedaan suhu antara kayu yang sedang terbakar dengan lingkungan sekitar sehingga energy akan mengalir ke lingkungan yang suhunya lebih rendah. Hal inilah yang menyebabkan terjadinya kenaikan suhu lingkungan sekitar.

         Kayu mengandung karbon dan unsur serta senyawa lainnnya yang apabila dibakar dengan oksigen akan menghasilkan suatu energi berupa panas (kalor). Kalor pembakatran inilah yang menghangatkan tubuh kita.

         Hampir semua reaksi kimia melibatkan energi. etika reaksi kimia terjadi, ikatan-ikatan kimia pada zat-zat yang bereaksi akan putus dan ikatan-ikatan kimia yang baru terbentuk, membentuk zat-zat produk. Energi dibutuhkan untuk memutuskan ikatan-ikatan dan energi dibebaskan pada ikatan-ikatan yang terbentuk. Energi bisa ditangkap atau dilepaskan. Energi dapat meliputi bermacam-macam bentuk, misalnya cahaya, listrik, atau panas.

         Kita tak lepas dari pemanfaatan energi untuk keperluan sehari-hari, misalnya pembakaran bahan bakar bensin untuk menjalankan kendaraan, memasak dengan kompor gas (membakar gas alam), dan pembangkit listrik tenaga air. Manusia memerlukan energi untuk melakukan kegiatan sehari-hari. Energi diperoleh dari makanan, yaitu karbohidrat dan lemak yang dimetabolisme di dalam tubuh menghasilkan energi.

         Bagian dari ilmu kimia yang mempelajari tentang kalor reaksi disebut termokimia. Termokimia mempelajari mengenai sejumlah panas yang dihasilkan atau diperlukan oleh sejumlah tertentu pereaksi dan cara pengukuran panas reaksi tersebut. Termokimia merupakan hal yang penting, baik untuk keperluan praktik maupun teori. Penerapan pada praktik termasuk mengukur nilai energi pada bahan bakar dan menentukan energi yang diperlukan pada proses industri.

Ada beberapa submateri yang terkait dengan termokimia yang akan kita perlajari yaitu :
*). Sistem dan lingkungan
*). Hukum kekekalan energi
*). Reaksi eksoterm dan endoterm
*). Persamaan termokimia
*). Jenis-jenis perubahan entalpi
*). penentuan harga $\Delta$H (entalpi) reaksi
*). penentuan $\Delta$H reaksi menurut hukum Hess
*). penentuan $\Delta$H reaksi berdasarkan entalpi pembentukan
*). penentuan $\Delta$H reaksi berdasarkan harga energi ikat

       Demikian pembahasan materi Termokimia Secara Umum. Silahkan teman-teman ikuti link submateri dari materi termokimia ini, atau bisa juga langsung mengikuti artikel terkait di bagian bawah setiap artikel. Semoga bermanfaat. Terima kasih.

Teori Hibridisasi

         Blog KoKim - Setelah membahas artikel "teori tolakan pasangan elektron", kita lanjutkan dengan pembahasan materi Teori Hibridisasi. Orbital hibrida adalah orbital yang terbentuk sebagai hasil penggabungan (hibridisasi) 2 atau lebih Orbital Atom. Masih ingatkah kalian konfigurasi elektron atom C? Konfigurasi elektron atom C adalah $1s^2 \, 2s^2 \, 2p^2 $ dan jika dijabarkan satu-satu diperoleh C : $1s^2 \, 2s^2 \, 2p_x^1 \, 2p_y^1 \, 2p_z^0$.

         Elektron valensi terluar adalah 2, maka atom C seharusnya mengikat 2 atom H menjadi CH$_2$. Kenyataannya di alam senyawa CH$_2$ tidak ada. Senyawa yang ada di alam adalah senyawa metana dengan rumus molekul CH$_4$, mengapa hal itu dapat terjadi? Berdasarkan kenyataan yang ada terbukti bahwa atom karbon mengadakan ikatan kovalen dengan empat atom hidrogen. Dalam senyawa CH$_4$ semua ikatan yang terjadi identik, sudut ikatan antara dua ikatan adalah 109,5$^\circ$ dengan bentuk geometri molekul tetrahedral (bidang empat).

Gambar: bentuk geometri molekul CH$_4$ (tetrahedral)

         Atom karbon C dapat mengikat 4 atom H menjadi CH$_4$, maka 1 elektron dari orbital 2s dipromosikan ke orbital 2p$_z$, sehingga konfigurasi elektron atom C menjadi $ 1s^1 \, 2s^1 \, 1p_x^1 \, 1p_y^1 \, 1p_z^1$, seperti pada gamabar berikut ini:

         Orbital 2s mempunyai bentuk yang berbeda dengan ketiga orbital 2p, akan tetapi ternyata kedudukan keempat ikatan C-H dalam CH$_4$ adalah sama. Hal ini terjadi karena pada saat orbital 2s, 2p$_x$, 2p$_y$, dan 2p$_z$ menerima 4 elektron dari 4 atom H, keempat orbital ini berubah bentuknya sedemikian sehingga mempunyai kedudukan yang sama. Peristiwa ini disebut hibridisasi.

         Dalam senyawa CH$_4$, orbital-orbital hasil hibridisasi merupakan campuran satu orbital 2s dan tiga orbital 2p, oleh karena itu disebut orbital hybrid sp$^3$. Pada senyawa CH$_4$ terbentuk empat orbital sp$^3$. Beberapa bentuk geometri ikatan berdasarkan teori hibridisasi dapat kalian perhatikan dalam Tabel berikut ini:

Contoh:
Ramalkan bentuk molekul BeCl$_2$ dengan teori hibridisasi. (Ar Be : 4, Cl : 17)
Jawab :
Konfigurasi elektron keadaan dasar atom Be adalah 1s$^2$ 2s$^2$, atau dapat digambarkan:

Karena jumlah elektron terluar atom Be adalah 2, maka atom Be sudah stabil. Untuk membentuk ikatan dengan atom Cl, maka elektron terluar atom Be mengalami promosi, membentuk konfigurasi elektron baru. Konfigurasi elektron keadaan promosi sebagai berikut.

Berarti atom Be dapat mengikat 2 atom Cl menjadi BeCl$_2$.
Jadi, bentuk geometri BeCl$_2$ dengan hibridisasi $sp$ adalah linear.

       Demikian pembahasan materi Teori Hibridisasi . Silahkan juga baca materi lain yang berkaitan dengan ikatan kimia 2 : gaya antar molekul dan teori domain elektron.

Teori Tolakan Pasangan Elektron

         Blog KoKim - Salah satu teori yang berkaitan dengan "teori domain elektron" yang akan kita bahas pada artikel ini adalah materi Teori Tolakan Pasangan Elektron. Konsep yang dapat menjelaskan bentuk geometri (struktur ruang) molekul dengan pendekatan yang tepat adalah Teori Tolakan Pasangan Elektron Valensi (Valence Shell Electron Pair Repulsion = VSEPR). Teori ini disebut juga sebagai Teori Domain. Teori Domain dapat menjelaskan ikatan antaratom dari PEB dan PEI yang kemudian dapat memengaruhi bentuk molekul. Dalam teori ini dinyatakan bahwa "pasangan electron terikat dan pasangan elektro bebas, yang secara kovalen digunakan bersama-sama diantara atom akan saling menolak, sehingga pasangan itu akan menempatkan diri sejauh-jauhnya untuk meminimalkan tolakan". Teori VSEPR pertama kali dikembangkan oleh ahli kimia dari Kanada, R.J. Gillespie (1957).

         Menurut teori VSEPR, bentuk molekul dapat diramalkan dari jumlah pasangan elektron valensi atom pusat, dan juga posisi pasangan elektron tersebut dalam atom pusat. Di atom pusat pasangan elektron ada pada berbagai posisi, yaitu pasangan elektron bebas-elektron bebas, pasangan elektron bebas-elektron terikat atau pasangan elektron terikat-elektron terikat. Masing-masing pasangan elektron bebas memiliki energi tolakan yang berbeda-beda. Energi tolakan elektron bebas-elektron bebas lebih besar dibandingkan dengan energi tolakan elektron bebas-elektron terikat. Energi tolakan elektron bebas-elektron terikat akan lebih besar dibandingkan dengan energi tolakan elektron terikat-elektron terikat.

"Urutan tolak-menolak antara pasangan elektron pada atom pusat dapat diurutkan sebagai :
PEB-PEB > PEI-PEB > PEI - PEI ".

         PEB mempunyai gaya tolak-menolak sejauh mungkin sehingga tolakannya minimum. Perbedaan kekuatan tolakan PEB dan PEI menyebabkan penyimpangan dalam susunan ruang elektron dari bentuk molekul yang seharusnya.

         Pada perkembangan lebih lanjut, pengertian domain elektron tidak hanya berlaku untuk ikatan rangkap tetapi termasuk ikatan tunggal. Jika jumlah elektron dalam domain elektron semakin banyak, maka gaya tolak-menolaknya akan semakin besar. Berdasarkan jumlah atomnya, maka urutan gaya tolak-menolak pada domain elektron ikatan adalah sebagai berikut:
"Domain elektron ikatan rangkap 3 lebih besar dari domain elektron ikatan rangkap 2, sedangkan domain electron ikatan 2 lebih besar dibandingkan elektron ikatan tunggal".

         Apabila pada molekul BCl$_2$ atom pusat B dinotasikan dengan A, sedangkan ikatan dengan Cl yang terjadi dengan 2 pasang elektron ikatan dinotasikan dengan X$_2$, maka molekul BCl$_2$ dan molekul sejenis dinotasikan dengan AX$_2$. SO$_2$ dinotasikan dengan AX$_2$E, dengan E menunjukkan jumlah pasangan pa sangan elektron bebas. Notasi semacam ini disebut sebagai notasi VSEPR. Perhatikan notasi VSEPR dan bentuk molekul beberapa senyawa pada tabel berikut ini:

Keterangan:
AX$_m$E$_n$ = rumus bentuk molekul, dengan
A : atom pusat
X : semua atom yang terikat pada atom pusat
E : domain elektron bebas
m : jumlah pasangan elektron ikatan (PEI)
n : jumlah pasangan elektron bebas (PEB)
A* = aksial
E* = ekuatorial

Cara meramalkan bentuk molekul suatu senyawa berdasarkan teori domain elektron sebagai berikut:
1) Tulis struktur Lewis-nya.
2) Tentukan jumlah domain elektron di sekitar atom pusat, jumlah domain elektron ikatan (PEI) dan jumlah domain elektron bebas (PEB) dari struktur Lewis.
3) Tentukan rumus bentuk molekulnya.
4) Bandingkan dengan tabel di atas

Contoh:
Tentukan PEB, PEI, serta notasi VSEPR dan bentuk molekul dari:
a. CO$_2 \, $ b. NH$_3 \, $ c. CH$_4$

jawab:
a. CO$_2$
Tulis struktur Lewis: CO$_2$ (jumlah elektron terluar C : 4 dan O : 2)
*). Dari struktur O = C = O itu diperoleh
a. jumlah pasangan elektron di sekitar atom pusat = 2,
b. jumlah pasangan elektron ikatan (PEI) = 2,
c. jumlah pasangan elektron bebas (PEB) = 0.
*). Rumus yang diperoleh AX$_2$
*). Dari tabel, rumus AX$_2$ adalah bentuk molekul linear
Jadi, bentuk molekul CO$_2$ adalah linear.

b. NH$_3$
Atom pusat N memiliki nomor atom 7, dengan konfigurasi elektron: $1s^2, 2s^2, 2p^3$, sehingga memiliki 5 elektron valensi. Atom C mengikat 3 atom H yang masing-masing memiliki 1 elektron tunggal, sehingga:
Jumlah atom :
N = 5 $\times$ 1 = 5 elektron
H = 3 $\times$ 1 = 3 elektron
total = 8 elektron
Dari 8 elektron (4 pasang elektron) tersebut, 3 pasang merupakan PEI (3 elekton atom N berikatan dengan 3 elektron atom H), dan sepasang elektron merupakan PEB (Pasangan Elektron Bebas). Berdasarkan data pada tabel, kita dapat menyimpulkan bahwa molekul NH$_3$ dengan notasi VSEPR AX$_3$E memiliki bentuk molekul piramida trigonal.

c. CH$_4$
Atom pusat C memiliki nomor atom 6, dengan konfigurasi elektron: $1s^2, 2s^2, 2p^2$, sehingga mempunyai 4 elektron valensi. Atom C mengikat 4 atom H yang masing-masing memiliki 1 elektron tunggal, sehingga:
Jumlah atom:
C = 4 $\times$ 1 = 4 elektron
H = 4 $\times$ 1 = 4 elektron
total = 8 elektron
Dari 8 elektron (4 pasang elektron) tersebut, keempatnya merupakan PEI (Pasangan Elektron Ikatan) dengan 1 elekton atom C berikatan dengan 1 elektron atom H. Berdasarkan data pada tabel, kita dapat menyimpulkan bahwa molekul CH$_4$ dengan notasi VSEPR AX$_4$, memiliki bentuk molekul tetrahedron (tetrahedral).

       Demikian pembahasan materi Teori Tolakan Pasangan Elektron. Silahkan juga baca materi lain yang berkaitan dengan teori hibridisasi.

Teori Domain Elektron

         Blog KoKim - Pada artikel ini kita akan membahas materi Teori Domain Elektron. Domain berarti wilayah atau daerah. Domain elektron berarti suatu wilayah yang ditempati oleh elektron. Adapun elektron yang dimaksud di sini adalah elektron dari atom-atom pembentuk molekul, meliputi pasangan elektron bebas (PEB) dan pasangan elektron ikatan (PEI).

         Sebuah molekul memiliki bentuk atau struktur yang berbeda dengan struktur molekul lain. Bentuk molekul berarti cara atom tersusun di dalam ruang. Bentuk molekul ini banyak memengaruhi sifat-sifat fisis dan kimia dari molekul tersebut, khususnya dalam reaksi kimia. Ketika dua molekul dicampurkan untuk bereaksi, ada kemungkinan reaksi tidak berhasil dikarenakan struktur tiga dimensi dan orientasi relatif molekul-molekul tersebut tidak tepat. Dalam reaksi biologi, terutama pada obat dan aktivitas enzim, struktur molekul sangat penting untuk mengetahui kecocokan antara bentuk molekul dengan tapak atau membran yang dipakai.

         "Bentuk molekul adalah gambaran tentang susunan atom-atom dalam molekul berdasarkan susunan ruang pasangan elektron dalam atom atau molekul, baik pasangan elektron yang bebas maupun yang berikatan".

Bentuk suatu molekul dapat diperkirakan berdasarkan "teori tolakan pasangan elektron" maupun "teori hibridisasi". Bagaimanakah bentuk suatu molekul berdasarkan teori tersebut? Kedua teori ini yang berkaitan dengan teori domain elektron akan kita bahas selanjutnya.

       Demikian pembahasan materi Teori Domain Elektron . Silahkan juga baca materi lain yang berkaitan dengan teori tolakan pasangan elektron dan teori hibridisasi.

Pengaruh Gaya Antarmolekul terhadap Sifat Fisis Senyawa

         Blog KoKim - Pada artikel ini kita akan membahas materi Pengaruh Gaya Antarmolekul terhadap Sifat Fisis Senyawa. Gaya antarmolekul akan berpengaruh terhadap sifat fisis suatu senyawa. Gaya tarik-menarik antara muatan positif dari dipol yang satu dengan muatan negatif dari dipol yang lain akan menentukan sifat fisis molekul, seperti titik didih dan titik beku. Gaya tarik-menarik juga menentukan bagaimana wujud suatu molekul, apakah berupa padatan, cair atau uap. Gaya tarik-menarik yang besar antaratom memungkinkan molekul pada suhu tertentu berbentuk padatan. Pada keadaan gas, molekul berdiri sendiri dan tidak ada gaya tarik-menarik antarmolekul. Pada keadaan cair, akan dibutuhkan lebih sedikit gaya tarik-menarik antarmolekul diban dingkan keadaan padatnya.

         Perubahan bentuk molekul padatan menjadi cair memerlukan energi yang besar untuk mengimbangi gaya tarik-menarik tersebut. Energi ini ditunjukkan dengan titik cair (titik leleh) molekul. Begitu pula untuk menguapkan molekul yang berupa cairan, diperlukan energi yang ditunjukkan dengan titik didih. Maka, apabila gaya tarik antarmolekul besar, semakin besar pula titik didihnya. Titik beku menunjukkan besarnya energi yang dibutuhkan molekul untuk berikatan. Besarnya titik beku sebanding dengan gaya yang terjadi antarmolekulnya.

Perhatikan contoh soal berikut:
Tentukan wujud molekul di bawah ini dengan melihat sifat fisisnya.

Jawab:
Wujud molekulnya

       Demikian pembahasan materi Pengaruh Gaya Antarmolekul terhadap Sifat Fisis Senyawa . Silahkan juga baca materi lain yang berkaitan dengan teori domain elektron.

Ikatan Hidrogen

         Blog KoKim - Jenis gaya tarik-menarik antarmolekul diantaranya "gaya london", "gaya dipol-dipol", dan yang akan kita bahas pada artikel ini adalah jenis ketiga yaitu Ikatan Hidrogen. Apabila kita perhatikan keelektronegatifan dari unsur H$_2$O, HF, dan NH$_3$, atom H mempunyai sifat sangat positif, sedangkan atom O, F, dan N mempunyai sifat sangat negatif. Perbedaan keelektronegatifan yang besar ini menyebabkan atom H terikat kuat pada atom O, F dan N. Ikatan ini yang disebut sebagai ikatan hidrogen. Ikatan ini terjadi jika molekul polar mengandung satu atom hidrogen terikat pada atom yang sangat elektronegatif seperti F, O, dan N. Ikatan kovalen polar antara hidrogen dan salah satu atom itu akan terpolarisasi dan tarikan antara molekul-molekul itu cukup kuat. Besar energi ikatannya sekitar 13-30 kJ mol$^{-1}$. Atom-atom yang dapat membentuk ikatan hidrogen adalah N dalam NH$_3$, O dalam H$_2$O, dan F dalam HF. Hal ini dapat dipahami karena ketiga atom tersebut memiliki elektronegativitas yang tertinggi. Perhatikan gambar di bawah ini.

Gambar: struktur senyawa H$_2$O dan HF
Tanda ... menunjukkan ikatan hidrogen

Perhatikan data Mr dan perbedaan keelektronegatifan dari beberapa molekul pada Tabel di bawah ini:

         Bandingkan elektronegativitas unsur-unsur dalam satu golongan, seperti yang tertulis pada tabel di atas. Tabel ini menunjukkan bahwa dalam satu golongan, yakni golongan VIIA, kemampuan menarik dari atom H lebih efektif pada unsur dengan Mr yang lebih kecil, karena perbedaan elektronegativitasnya yang tinggi. Padahal secara teoritis, semakin besar Mr semakin besar pula elektronegativitasnya. Mengapa bisa demikian? Kasus penyimpangan tersebut disebabkan oleh adanya ikatan hidrogen. Gaya yang dihasilkan oleh ikatan hidrogen lebih kuat dibandingkan Gaya Van der Walls. Pada unsur-unsur golongan VII dalam tabel di atas, terbentuk ikatan hidrogen yang kuat dan menyebabkan penyimpangan sifat fisis pada molekul sehingga molekul dengan ikatan hidrogen mempunyai titik didih yang relatif tinggi.

         Pada umumnya terdapat hubungan antara titik didih suatu senyawa dengan massa molekul relatifnya. Titik didih akan naik jika massa molekul relatif juga naik, kecuali HF, H$_2$O, dan NH$_3$. Ketiga senyawa tersebut mempunyai titik didih yang tinggi dibandingkan senyawa lain dalam kelompoknya. Perhatikan grafik berikut ini:

         Fakta tersebut menunjukkan bahwa adanya gaya tarik-menarik antarmolekul HF, H$_2$O, dan NH$_3$ bersifat polar, gaya dipol-dipolnya tidak cukup kuat untuk menerangkan titik didih yang mencolok tersebut. Peristiwa tersebut menunjukkan adanya ikatan hidrogen pada senyawa itu. Ikatan F-H, O-H, dan N-H bersifat sangat polar, atom H dalam senyawa tersebut sangat positif. Akibatnya atom H dari satu molekul terikat kuat pada atom tetangganya yang memiliki elektronegativitas tinggi.

       Demikian pembahasan materi Ikatan Hidrogen. Silahkan juga baca materi lain yang berkaitan dengan pengaruh gaya antarmolekul terhadap sifat fisis senyawa.

Gaya Tarik-Menarik Dipol-dipol

         Blog KoKim - Setelah mempelajari tentang "gaya london", pada artikel ini kita lanjutkan dengan pembahasan materi Gaya Tarik-Menarik Dipol-dipol. Molekul dengan sebaran elektron tidak simetris akan bersifat polar. Molekul ini akan memiliki perbedaan muatan (dipol) yang menyebabkan bersifat polar. Molekul yang mempunyai momen dipol permanen disebut polar. Sedangkan senylautanya dinamakan senyawa polar. Molekul-molekul yang ada di dalam senyawa polar cenderung untuk menyusun diri sehingga ujung yang berbeda muatan akan saling mendekat dan saling tarik-menarik. Gaya tarik-menarik dipol-dipol merupakan gaya tarik-menarik antara dua molekul polar. Dipol-dipol molekul tersebut akan saling tarik pada kutub-kutub dengan muatan berllautanan, yaitu positif dan negatif.

Gambar: bagan gaya tarik dipol suatu senyawa

         Kekuatan tarikan yang timbul akan lebih besar daripada tarikan pada molekul nonpolar. Jadi, zat-zat yang mempunyai molekulmolekul polar cenderung memiliki titik didih dan titik leleh lebih tinggi daripada molekul nonpolar dengan ukuran sama. Kekuatan gaya tarik dipol-dipol ini lebih kuat dibandingkan dengan Gaya London pada molekul non-polar. Tabel di bawah ini memberikan perbedaan sifat fisis antara molekul polar dan non-polar.

         Gaya tarik-menarik antar-molekul, yaitu Gaya London dan gaya tarik dipol-dipol bergabung untuk mengadakan ikatan antarmolekul. Gabungan kedua gaya ini disebut sebagai Gaya Van der Walls. Gaya London terdapat pada setiap zat, baik bersifat polar maupun nonpolar. Sedangkan gaya tarik dipol-dipol hanya terdapat dalam senyawa polar. Dalam hal ini, gaya Van der waals juga memiliki peran cukup penting. Karena dalam membandingkan titik didih atau sifat fisika lainnya tidak dapat hanya dilihat dari satu sisi, gaya tarik dipol sesaat-dipol terimbas atau gaya tarik menarik dipol-dipol. Gaya London lebih dominan daripada dipol-dipol.

Contoh:
Jelaskan mana yang lebih besar titik didihnya HI atau HCl?
Jawab
HCl mempunyai momen dipol 1,08 lebih polar jika dibandingkan dengan HI (0,38). Kenyataan HI mempunyai titik didih lebih tinggi dibandingkan HCl, mengapa? Jika ditinjau dari massa molekul relatif, maka massa molekul relatif HCl (Mr = 35,5) lebih kecil dari HI (Mr = 127,9). Oleh karena itu, massa HI lebih besar dari HCl sehingga gaya London HI lebih kuat dari HCl. Dengan demikian, gaya Van der Waal HI lebih besar daripada HCl.

Contoh lain CO$_2$ dan H$_2$O. Karbon dioksida, CO$_2$ bersifat karakteristik dari molekul-molekul di mana momen ikatan saling mematikan. Artinya momen dipol (total dipol) molekul tersebut sama dengan 0. Walaupun ikatan kovalen dalam molekul tersebut, C = O, bersifat polar, penataan yang simetris dari ikatan menyebabkan momen-momen ikatan saling meniadakan dan molekul keseluruhan bersifat nonpolar.

Dari rumus senyawanya saja, dapat diduga bahwa molekul H$_2$O akan analog dengan molekul CO$_2$. Tetapi pada kenyataannya, H$_2$O mempunyai momen dipol yang cukup besar. Selain itu, H$_2$O memiliki domain elektron bebas dan membentuk sudut sehingga molekul H$_2$O bersifat polar. Untuk lebih jelasnya, perhatikan gambar di bawah ini.

Gambar: bentuk molekul H$_2$O dan CO$_2$ .

       Demikian pembahasan materi Gaya Tarik-Menarik Dipol-dipol . Silahkan juga baca materi lain yang berkaitan dengan ikatan hidrogen.

Gaya London : Gaya Tarik-menarik Dipol Sesaat-Dipol Terimbas

         Blog KoKim - Artikel pertama yang akan kita bahas berkaitan dengan "ikatan kimia 2 : gaya antarmolekul" adalah materi Gaya London : Gaya Tarik-menarik Dipol Sesaat-Dipol Terimbas . Elektron akan senantiasa bergerak dalam orbital. Perpindahan elektron dari satu orbital ke orbital lain mengakibatkan suatu molekul yang tadinya bersifat nonpolar dapat menjadi polar. Sehingga timbul dipol (polar) sesaat. Dipol tersebut disebut sesaat karena dapat berubah jutaan kali setiap detiknya. Hal ini disebabkan adanya tarikan antara elektron satu molekul dan inti molekul lain. Suatu getaran dalam sebuah molekul mengimbas suatu geseran dalam elektron-elektron molekul tetangga. Tarikan lemah ini pertama kali diuraikan oleh ilmuwan fisika, berasal dari Jerman, FritzLondon (dikenal London), pada tahun 1930-an sehingga sering disebut gaya London. Mekanismenya terlihat seperti gambar di bawah ini.

Gambar: mekanisme Gaya London

Berdasarkan gambar di atas dapat dijelaskan sebagai berikut.
1) Molekul nonpolar mempunyai sebaran muatan lautan elektron setimbang dan simetris dalam keadaan normal, elektron terdistribusi merata dalam molekul.
2) Pada waktu-waktu tertentu (sesaat) dapat terjadi pengutuban atau pembentukan dipol yang disebut dipol sesaat.
3) Sisi bermuatan parsial negatif dari dipol sesaat akan mempengaruhi kerapatan elektron molekul terdekat sehingga membentuk dipol, hal ini memungkinkan dua molekul membentuk ikatan yang disebut gaya London.
4) Gaya tarik-menarik ini hanya berlangsung sesaat, dikarenakan dipol sesaat dan terimbas muncul mengikuti fluktuasi elektron.

         Molekul mempunyai sifat polarisabilitas berbeda-beda. Polarisabilitas merupakan kemudahan suatu molekul untuk membentuk dipol sesaat atau mengimbas suatu dipol. Polarisabilitas sangat erat hubungannya dengan massa relatif molekul. Pada umumnya molekul dengan jumlah elektron yang besar akan lebih mudah mengalami polarisabilitas. Jika semakin besar nomor massa molekul relatif, maka semakin kuat pula gaya London yang bekerja pada molekul itu. Misal, dua molekul propana saling menarik dengan kuat dibandingkan dua molekul metana. Molekul dengan distribusi elektron besar lebih kuat saling menarik daripada molekul yang elektronnya kuat terikat. Misal molekul I$_2$ akan saling tarik-menarik lebih kuat daripada molekul F$_2$ yang lebih kecil. Dengan demikian titik didih I$_2$ akan lebih besar jika dibandingkan dengan titik didih F$_2$. Molekul yang mempunyai bentuk molekul panjang lebih mudah mengalami polarisabilitas dibandingkan dengan molekul dengan bentuk simetris. Misal deretan hidrokarbon dengan rantai cabang akan mempunyai titik didih lebih rendah jika dibandingkan dengan hidrokarbon dengan rantai lurus. Normal butana mempunyai titik didih lebih tinggi dibandingkan isobutana yang memiliki rantai cabang.

         Molekul dengan struktur panjang mempunyai kemungkinan lebih besar untuk mengalami dipol sesaat atau lebih mudah mengalami polarisabilitas. Hal ini dikarenakan molekul dengan struktur panjang mempunyai bidang yang lebih luas bila dibandingkan dengan molekul yang memiliki struktur lebih rapat dan kecil. Normal butana ($n$-butana) dan isobutana merupakan contoh 2 molekul dengan Mr sama.

Perhatikan contoh soal berikut untuk memahami kaitan jumlah elektron dengan Mr dan bentuk molekul.
Urutkan kekuatan Gaya London dari molekul di bawah ini:
a. H$_2$ (Ar H = 1)      c. N$_2$ (Ar N = 14)
b. O$_2$ (Ar O = 16)      d. Br$_2$ (Ar Br = 80)
e. F$_2$ (Ar F = 19)
Jawab:
Semakin besar Mr suatu mulekul, semakin besar pula gaya London-nya. Urutan kekuatan gaya London dari molekul adalah $ H_2 < N_2 < O_2 < F_2 < Br_2 \, $ karena $ Mr \, Br_2 > Mr \, F_2 > Mr \, O_2 > Mr \, N_2 > Mr \, H_2 $.

       Demikian pembahasan materi Gaya London : gaya tarik-menarik dipol sesaat-dipol terimbas. Silahkan juga baca materi lain yang berkaitan dengan gaya tarik-menarik dipol-dipol.