kimia dasar

1. KOMPETISI SOBAT BUMI
2020
Kimia
Afifa Radhina

2. Kisi-kisi
• Kimia fisik
• Kimia Teori
• Penentuan struktur molekul dan instrumentasi kimia

3. Kimia Teori

4. Persamaan Reaksi
Berdasarkan persamaan di atas, diperoleh keterangan berikut.
• Reaktan (zat yang bereaksi) = N2 dan H2.
• Produk (zat hasil reaksi) = NH3.
• Koefisien reaksi = 1 di depan NH2, 3 di depan H2, dan 2 di
depan NH3.
• Indeks reaksi = 2 di sebelah kanan bawah N, 2 di sebelah
kanan bawah H, dan 3 di sebelah kanan bawah NH.

5. Penyetaraan Reaksi
• Apakah persamaan diatas sudah setara?
• Ternyata belum, karena jumlah atom di bagian reaktan tidak sama dengan
produk. Mengapa?
• Atom H di bagian reaktan dan produk sudah sama, yaitu berjumlah 2.
• Atom O di bagian reaktan berjumlah 2, tetapi di bagian produk hanya
berjumlah 1.
• Perhatikan kembali, apakah reaksi di atas sudah setara?
• Atom H di bagian reaktan dan produk sudah sama, yaitu berjumlah 4.
• Atom O di bagian reaktan dan produk sudah sama, yaitu berjumlah 2.

6. Persentase Massa Unsur
• Diketahui massa atom relatif (Ar) dari H = 1, C = 12, O = 16. Tentukan
persentase massa unsur C dalam senyawa glukosa (C6H12O6)!
• Tentukan persentase massa unsur C dalam glukosa.

7. Mol
• Mol merupakan jumlah tertentu untuk menyatakan banyaknya suatu zat
yang berukuran mikroskopis.
• Satu mol menunjukkan banyaknya partikel yang terkandung dalam suatu
zat yang jumlahnya sama dengan jumlah partikel dalam 12 gram atom C-
12.
• Seorang ilmuwan bernama Avogadro berhasil menghitung banyaknya
partikel dalam 12 gram atom C-12, yaitu sebanyak 6,02 × 1023 partikel.
• Untuk 1 mol zat mengandung 6,02 × 1023 partikel.

8. Massa Molar
• Massa molar adalah massa satu mol zat yang nilainya sama
dengan massa atom relatif (Ar) pada atom dan massa molekul
relatif (Mr) pada senyawa.
• Jadi, massa molar adalah massa 1 mol zat, yaitu massa 12
gram atom C-12, sehingga massa 1 mol sama dengan Ar unsur
atau Mr senyawa.
• Massa molar = Mr atau Ar zat (g/mol)
• Massa (g) = n (mol) × Mm (Massa molar)

9. Volume Molar kondisi standar
• Volume molar ini biasanya berlaku pada gas. Volume molar
menunjukkan volume 1 mol gas pada suhu dan tekanan
tertentu. Pada kondisi standar (suhu 0o C dan tekanan 1 atm),
volume molar gas bernilai 22,4 L.
• Tentukan volume dari 2 mol O2 pada kondisi STP!

10. Volume Molar pada kondisi tidak standar
• Saat berada pada kondisi T o C dan tekanan P atm, gunakan persamaan
berikut:
• P = tekanan (atm); V = volume (liter); n = jumlah mol; R = konstanta gas ideal (0,082
L.atm/mol.K); T = suhu gas (K); dan
• 1 atm = 76 cmHg = 760 mmHg
• Saat berada di suhu ruang (room temperature), gunakan persamaan
berikut:
• Saat diminta perbandingan antara volume gas satu dan lainnya pada suhu
dan tekanan tertentu, gunakan persamaan berikut.

11. Konsentrasi Larutan
• Konsentrasi larutan adalah besaran yang menunjukkan
kepekatan suatu larutan melalui perbandingan antara pelarut
dan zat terlarut.
• Jika zat terlarutnya banyak, maka larutan yang dibentuk
memiliki konsentrasi tinggi (pekat). Sebaliknya, jika zat
terlarutnya sedikit, larutan yang dibentuk memiliki konsentrasi
rendah (encer).
• Ada banyak satuan dari konsentrasi larutan ini, diantaranya
persen massa, persen volume, persen massa per volume,
molaritas, molalitas, dan fraksi mol.

12. Persen%
• Persen massa (%m/m) menunjukkan massa suatu zat dalam 100 gram larutannya. Secara
matematis, dirumuskan sebagai berikut:
• Persen volume (%V/V) adalah satuan yang menunjukkan volume suatu zat dalam 100 mL
larutannya, dirumuskan sebagai berikut:
• Persen massa per volume (%m/V) merupakan salah satu konsentrasi larutan yang
menunjukkan massa zat dalam 100 mL larutannya. Dirumuskan sebagai berikut.

13. Molaritas (M)
• Molaritas merupakan satuan konsentrasi yang menunjukkan
banyaknya mol zat terlarut dalam satu liter larutan. Secara
matematis, molaritas dirumuskan sebagai berikut

14. Molalitas
• Molalitas merupakan banyaknya mol zat terlarut dalam satu
kilogram pelarut. Secara matematis, molalitas dirumuskan
sebagai berikut:

15. Fraksi Mol
• Fraksi mol merupakan satuan konsentrasi yang menunjukkan
perbandingan antara konsentrasi mol zat terlarut atau pelarut
terhadap larutannya. Adapun persamaan fraksi mol adalah sebagai
berikut:
• Keterangan:
• Xt = fraksi mol zat terlarut;
• Xp = fraksi mol pelarut;
• nt = mol zat terlarut; dan
• np = mol zat pelarut.

16. Pengenceran
• Untuk mengurangi tingkat kepekatan suatu larutan, bisa
melakukannya dengan menambahkan air (akuades).
• Metode ini dikenal sebagai pengenceran. Larutan yang
diencerkan jelas mengalami perubahan konsentrasi dan
volume. Namun demikian, jumlah mol larutan tidak berubah.

17. Molaritas Campuran
• Jika dua jenis larutan dengan konsentrasi berbeda
dicampurkan, maka akan terbentuk larutan baru dengan
konsentrasi tertentu. Konsentrasi larutan setelah dicampur
dirumuskan sebagai berikut.

18. Contoh Soal
• Berikut ini adalah rumus struktur guanidin yang
terdapat dalam urin dan hasil metabolisme protein.
Persen massa nitrogen dalam guanidin adalah?
• Jawab:
• Mr CN3H5 = 12 + 14×3 + 1×5
Mr CN3H5 = 59
% massa N = (total Ar N / Mr guanidin) × 100%
% massa N = ((3×14) / 59) × 100%
% massa N = 71,19%

19. • Sebanyak 1,50 g sampel suatu bijih yang mengandung perak dilarutkan. Semua
Ag yang larut diubah menjadi 0,124 Ag2S. Persen massa Ag dalam bijih tersebut
adalah?
Jawab:
• Mr Ag2S = 247,8
Ar Ag = 107,9
Konversi massa Ag2S menjadi satuan mol
n Ag2S = massa Ag2S / Massa molar Ag2S
n Ag2S = (0,124 g Ag2S)/(247,8 g/mol) = 0,00050 mol Ag2S
Dalam 1 mol Ag2S terdapat 2 mol Ag
n Ag = 2 × n Ag2S
n Ag = 2 × 0,0005 mol
n Ag = 0,0010 mol
Konversi satuan mol Ag ke satuan massa gram
Massa Ag = n Ag × Massa molar Ag
Massa Ag = 0,0010 mol × 107,9 g/mol
Massa Ag = 0,1079 g
% Ag dalam bijih = (0,1079 g)/(1,50 g bijih) × 100%
% Ag dalam bijih = 7,20% Ag

20. • Suatu sampel gas sebanyak 0,238 g dalam 100 mL wadah pada temperatur
14 oC memberikan tekanan sebesar 600 mmHg gas tersebut adalah?
Jawab:
• Digunakan persamaan gas ideal
P.V = n.R.T
P = 600 mmHg = 600 mmHg /760 mmHg/atm
P = 600 mmHg = 0,79 atm (pembulatan)
V = 100 mL = 0,1 L
R = 0,08205 L.atm/(mol.K)
T = 14 oC = (14 + 273)K
T = 14 oC = 287 K
n gas = PV/RT
n gas = (0,79 atm × 0,1 L) /(0,08205 L.atm/(mol.K) × 287 K)
n gas = (0,079 / 23,54835) mol
n gas = 0,003355 mol
Massa molar gas = massa gas / n gas
Massa molar gas = 0,238 g / 0,003355 mol
Massa molar gas = 70,943 g/mol)
Gas yang memiliki massa molar sekitar 70,943 adalah Cl2 atau klor. (Mr Cl = 35,5

21. Ikatan Kimia

22. Ikatan Kimia
• Ketika dua atom atau ion berpegangan sangat erat  dikatakan diantaranya ada
ikatan kimia
• Yang berperan adalah electron valensi, yaitu electron pada kulit terluar.
• Untuk memudahkan penggambaran elektron valensi pada atom suatu unsur dan
ikatan yang terbentuk dapat digunakan simbol Lewis (simbol titik-elektron Lewis).
• Atom unsur-unsur golongan gas mulia (golongan 18) dengan 8 elektron valensi
memiliki sifat sangat stabil (tidak reaktif), energi ionisasi tinggi, dan afinitas
elektron rendah.

23. Jenis Ikatan Kimia
• Atom-atom cenderung ingin berikatan karena dengan adanya ikatan,
energi potensial antara partikel positif dan partikel negatif — entah
antar ion dengan muatan yang berlawanan ataupun antar inti dengan
elektron-elektron di antaranya — akan lebih rendah.
• Ikatan kimia dibagi menjadi 3 jenis berdasarkan 3 cara kombinasi dari
unsur logam dan unsur nonlogam:
• Logam dengan non logam (ikatan ionik),
• Non logam dengan non logam (ikatan kovalen)
• Logam dengan logam (ikatan logam).

24. Ikatan Ionik:“transfer elektron”
• Atom logam (energi ionisasi rendah) cenderung melepaskan
elektronnya, lalu diterima oleh atom nonlogam (afinitas elektron
besar).
• Dari proses transfer elektron dari atom logam ke atom nonlogam ini
akan terbentuk ion positif dan ion negatif dengan konfigurasi elektron
gas mulia yang saling tarik menarik dengan gaya elektrostatis yang
disebut ikatan ionik.
• Contoh: dalam pembentukan senyawa ionik NaCl terjadi transfer
elektron dari atom Na ke atom Cl.

25. Ikatan Kovalen: “sharing elektron”
• Atom-atom nonlogam cenderung tidak ingin melepaskan elektronnya (energi
ionisasi tinggi) dan ingin menarik elektron-elektron dari atom lainnya (afinitas
elektron besar) sehingga terdapat satu atau lebih pasangan elektron yang dipakai
untuk berbagi bersama.
• Ikatan kimia yang terbentuk dari sharing elektron terlokalisasi antara atom ini
disebut ikatan kovalen.
• 2 atom H berikatan kovalen membentuk molekul H2 dan 2 atom Cl berikatan
kovalen membentuk molekul Cl2.

26. Jenis Ikatan Kovalen
• Ikatan kovalen dengan berbagi satu pasangan elektron disebut
sebagai ikatan kovalen tunggal (ikatan tunggal).
• Ikatan kovalen dengan berbagi dua pasangan elektron disebut ikatan
rangkap dua, contohnya CO2.
• Ikatan kovalen dengan berbagi tiga pasangan elektron disebut ikatan
rangkap tiga, contohnya N2.

27. • Ikatan kimia di mana elektron-elektron digunakan bersama secara
setara dan merata, seperti pada Cl2 dan N2, disebut sebagai ikatan
kovalen nonpolar.
• Ikatan di mana salah satu atom memiliki daya tarik elektron
(elektronegativitas) yang lebih tinggi terhadap elektron-elektron
ikatan dibanding atom lainnya, sehingga terjadi pembentukan dipol
(pemisahan muatan negatif dan muatan positif), seperti pada HF,
disebut sebagai ikatan kovalen polar.

28. Ikatan Logam: “lautan electron”
• Atom-atom logam cenderung mudah melepaskan elektronnya (energi
ionisasi rendah) dan susah menangkap elektron (afinitas elektron
kecil) sehingga elektron-elektron valensi terdelokalisasi dan tersebar
merata menjadi lautan elektron di antara kation-kation logam.
• Elektron-elektron “mengalir” di antara dan sekeliling kation logam
dan mengikatkan kation-kation logam tersebut.

29. Kimia Fisik

30. Materi Kimia Fisik
• Termodinamika Kimia
• Kinetika Kimia
• Kimia Kuantum
• Elektrokimia
• Kimia permukaan
• Spektroskopi

31. Termodinamika Kimia

32. Termodinamika Kimia (Termokimia)
• Merupakan bagian dari termodinamika, yaitu ilmu yang mempelajari perubahan
antar kalor dan bentuk-bentuk energi yang lain.
• Termodinamika mempelajari perubahan dalam keadaan sistem yang
didefinisikan sebagai nilai-nilai semua sifat makroskopis yang relevan spt susunan,
energi, suhu, tekanan, dan volume
• Energi, tekanan, dan volume dikatakan sbg fungsi keadaan (sifat yang
ditentukan oleh keadaan sistem, terlepas bagaimana keadaan tsbt tercapai)
• Ketika keadaan suatu sistem berubah, besar perubahan dalam setiap fungsi
keadaan hanya bergantung pada keadaan awal dan akhir sistem dan tidak
bergantung bagaimana perubahan tersebut dilakukan.

33. Hukum Termodinamika 1
• Hukum kekekalan energi  energi dapat diubah dari satu bentuk ke
bentuk lain, tetapi tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan
• Perubahan energi (ΔE) dalam sistem diukur dengan melihat keadaan
awal dan akhir dalam suatu proses
ΔE = Ef – Ei
• Energi dalam sistem mempunyai:
• Energi kinetik (jenis gerak molekul dan gerak elektron dalam molekul)
• Energi potensial (interaksi tarik-menarik dan tolak-menolak antara elektron
dan inti dalam molekul tunggal maupun antar molekul)
• Kita tidak dapat mengukur energi total dalam sistem, namun hanya
dapat mengukur perubahan energinya saja.

34. Perubahan Energi (ΔE)
• ΔE = E(produk) – E(reaktan)
• Jika reaksi membebaskan kalor, energi produk lebih kecil daripada
energi reaktan. ΔE bernilai negatif.
• Pembebasan kalor berarti sebagian energi kimia dalam reaktan telah
diubah menjadi energi termal  perpindahan energi dari reaktan ke
lingkungan tidak mengubah energi total alam semesta sehingga
perubahan energi harus 0
ΔEsistem + Δelingkungan = 0
ΔEsistem = -ΔElingkungan

35. Perubahan Energi (ΔE)
• Dalam kimia, biasanya lebih tertarik pada perubahan energi yang berkaitan dengan
sistem (dalam botol ada reaktan dan produk), jadi bentuk hukum Termodinamika 1
yang lebih terpakai:
• ΔE = q + w
• Perubahan energi dalam ΔE suatu sistem adalah jumlah kalor (q) dipertukarkan
antara sistem dan lingkungan dan kerja (w) yang dilakukan pada atau oleh sistem tsb.
• Lambang q dan w dapat bertanda (+) atau (-)
q (+) = reaksi endotermik w (+) = kerja dilakukan pada sistem
q (-) = reaksi ekstotermik w (-) = kerja dilakukan oleh sistem ke lingkungan

36. Kerja dan Kalor
• Kerja (w) adalah gaya (F) dikalikan dengan jarak (d)
W = F x d
• Kerja memiliki arti luas yang mencakup kerja mekanis, kerja listrik, dll
• Contoh kerja mekanis adalah pemuaian gas. Ketika memuai, gas tsb
mendorong piston ke atas melawan tekanan atmosfer luar. Kerja yang
dilakukan gas pada lingkungannya adalah
W = -PΔV
• Satuan kerja yang dilakukan oleh atau pada gas adalah liter atmosfer.
Untuk menyatakan kerja dalam satuan Joule, maka digunakan faktor
konversi
1 L.atm = 101,3 Joule

37. Kerja dan Kalor
• Kerja bukanlah fungsi keadaan, walaupun keadaan awal dan akhirnya
sama, tetapi jumlah kerja yang dilakukan berbeda.
• Kerja yang dilakukan tidak hanya bergantung pada keadaan awal dan
akhir, tetapi juga pada bagaimana proses tsb dilakukan.
• Komponen lain dalam energi adalah kalor. Kalor bukanlah fungsi
keadaan. Kalor bergantung pada bagaimana proses berjalan.
• Kalor dan kerja muncul hanya selama suatu proses berlangsung
(selama perubahan), nilainya bergantung pada lintasan proses dan
dapat bervariasi.

38. Contoh Soal
• Suatu gas memuai dari volume 2,0 L menjadi 6,0 L pada tekanan konstan.
Hitunglah kerja yang dilakukan oleh gas jika gas itu memuai:
a. Terhadap ruang hampa
b. Terhadap tekanan luar konstan 1,2 atm
• Jawab:
a. tekanan luar 0, kerja yang dilakukan
w = - PΔV
= - 0 (6-2)L
= 0
b. Tekanan luarnya 1,2 atm, jadi
w = - PΔV
= - (1,2 atm)(6-2)L
= -4,8 atm.L = 4,8 L.atm
Konversi ke Joule
W = -4,8 L.atm x
101,3 J
1 L.atm
= -4,9 x 102 J

39. Contoh Soal
• Kerja yang dilakukan ketika suatu gas dimampatkan dalam tabung seperti gambar
adalah 462 J. Selama proses ini terdapat perpindahan kalor sebesar 128 J dari gas ke
lingkungan. Hitunglah perubahan energi untuk proses ini
• Jawab:
• Merupakan penerapan hukum termodinaika 1. Pemampatan adalah kerja yang
dilakukan pada gas, jadi tanda w positif  w = 462 J. Dari arah perpindahan kalor
(sistem ke lingkungan), berarti q negatif. Sehingga
ΔE = q +w
= -128 J + 462 J
= 334 J
Sebagai hasil pemampatan dan pemindahan kalor, energi gas
meningkat sebesar 334 J

40. Entalpi Reaksi Kimia
• Hukum termodinamika 1 dapat diterapkan pada proses yang
berlangsung pada keadaan yang berbeda. Dua situasi yaitu volume
sistem konstan dan tekanan luar konstan (kasus yang paling sering
ditemui).
• Jika reaksi kimia berjalan pada volume konstan, maka ΔV = 0 dan
tidak ada kerja PV yang dihasilkan, maka
ΔE = q – PΔV
= qv
• Kebanyakan reaksi berlangsung pada tekanan konstan
ΔE = q + w
= qp – PΔV
qp = ΔE + PΔV

41. Entalpi
• Entalpi (H) didefinisikan dgn persamaan:
H = E + PV
• E adalah energi dalam sistem dan P dan V adalah tekanan dan volume
sistem.
• Perubahan entalpi ΔH juga bergantung pada keadaan awal dan akhir
sehingga disebut fungsi keadaan
• Jika tekanan konstan, maka
ΔH = ΔE + PΔV
• Jika reaksi berlangsung pada tekanan konstan qp = ΔH
• Jika reaksi berlangsung pada volume konstan qv = ΔE

42. Entalpi Reaksi
• Perubahan entalpi atau entalpi reaksi (ΔH) adalah selisih antara
entalpi produk dan entalpi reaktan:
ΔH = Hp – Hr
• ΔH dapat bernilai positif atau negatif:
• proses endotermik ΔH positif
• proses eksotermik ΔH negatif

43. Persamaan Termokimia
H2O(s)  H2O(l) ΔH = 6,01 kJ
• Artinya: Pada suhu 0°C tekanan 1 atm, es meleleh membentuk air
yang cair, sejumlah 6,01 kJ energi diserap oleh sistem (es). Karena ΔH
nilainya positif, proses ini merupakan endotermik.
CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l) ΔH = - 890,4 kJ
• Artinya, ketika1 mol gas metana (CH4) bereaksi dengan 2 mol oksigen
membentuk 1 mol gas karbon dioksida dan 2 mol air, perubahan
entalpinya sebesar -890,4 kJ atau pembakaran 1 mol metana
menyebabkan pelepasan kalor sebesar 890,4 kJ. Reaksi ini adalah
ekstotermik ΔH bernilai negatif.

44. Panduan Penulisan dan Penafsiran Persamaan Termokimia
• Koefisien stokiometri selalu menunjukkan jumlah mol zat. Contoh:
H2O(s)  H2O(l) ΔH = 6,01 kJ
Persamaan pelelehan es ini dibaca: ketika1 mol air terbentuk dari 1 mol es, perubahan entalpinya
adalah 6,01 kJ (reaksi endotermik ΔH bernilai positif).
• Ketika kita membalik suatu persamaan, kita mengubah peran reaktan dan produk. Besar ΔH untuk
persamaan akan konstan, tetapi tandanya berubah. Jika awalnya reaksi endotermik, dibalik menjadi
eksotermik ataupun sebaliknya, tanda ΔH akan berubah. Contoh:
H2O(l)  H2O(s) ΔH = - 6,01 kJ
• Jika kita mengalikan kedua ruas persamaan termokimia dengan faktor n, maka ΔH juga berubah
dengan faktor yang sama. Contoh:
2H2O(s)  2H2O(l) ΔH = 2 (6,01 kJ) = 12,0 kJ
• Ketika menuliskan persamaan termokimia, wujud fisisnya harus selalu dituliskan karena membantu
penentuan perubahan entalpinya. Contoh:
2H2O(l)  2H2O(g) ΔH = 88,0 kJ

45. Contoh Soal
• Diberikan persamaan termokimia
SO2(g) + 1/2O2(g)  SO3(g)
• Hitung kalor yang dilepaskan ketika 74,6 g SO2 (massa molar = 64,07
g/mol) diubah menjadi SO3
• Jawab:
• Persamaan termokima menunjukkan bahwa setiap mol SO2 yang
terbakar, sejumlah 99,1 kJ kalor dilepaskan. Kita perlu mengubah 74,6
g SO2 menjadi jumlah mol dan menghitung kalor yang dihasilkan yakni
74,6 g SO2 x
1 𝑚𝑜𝑙 𝑆𝑂2
64,07 𝑔 𝑆𝑂2
x
−99,1 𝑘𝐽
1 𝑚𝑜𝑙 𝑆𝑂2
= -115 kJ

46. Perbandingan ΔH dan ΔE
• Untuk menghitung perubahan energi dalam:
• ΔE = ΔH – PΔV
• Untuk reaksi yang tidak menghasilkan perubahan jumlah mol gas dari
reaktan menjadi produk maka ΔE = ΔH
• Cara lain menghitung perubahan energi dalam reaksi gas dengan
mengasumsi perilaku gas ideal dan suhu tetap, maka
• ΔE = ΔH – Δ(PV)
= ΔH – Δ(nRT)
= ΔH – RTΔn
Δn = jumlah mol gas produk – jumlah mol gas reaktan

47. Contoh Soal
• Hitunglah perubahan energi (ΔE) dalam ketika 2 mol CO diubah menjadi
2 mol CO2 pada tekanan 1 atm dan suhu 25°C. Persamaan reaksinya
adalah:
2CO(g) + O2(g)  2CO2(g) ΔH = -
566,0 kJ
• Jawab:an:
Δn = 2 mol – 3 mol = -1 mol
Berdasarkan persamaan: ΔE = ΔH – RTΔn
= -566,0 kJ – (8,314 J/K.mol)(298 K)(-1 mol)
= 563,5 kJ
ΔH lebih besar dari ΔE berarti bahwa lebih banyak kalor yang
dibebaskan daripada penurunan energi dalam sistem reaksi.

48. Jenis Perubahan Entalpi Standar
• Perubahan entalpi pembentukan standar (ΔH°f): Merupakan kalor yang terlibat
dalam proses pembentukan satu mol senyawa melalui unsur-unsurnya.
• Contoh reaksi: ½ H2(g) + ½ I2(s) = HI(g) merupakan reaksi pembentukan 1
mol senyawa HI. Kalor yang terlibat dalam reaksi ini disebut ΔH°f HI.
• Perubahan entalpi penguraian standar (ΔH°d): Merupakan kalor yang terlibat
dalam proses penguraian satu mol senyawa menjadi unsur-unsur pembentuknya.
• Contoh reaksi: HI(g) = ½ H2(g) + ½ I2(s) merupakan reaksi penguraian 1 mol
senyawa HI. Kalor yang terlibat dalam reaksi ini disebut ΔH°d HI.
• Perubahan entalpi pembakaran standar (ΔH°c): Merupakan kalor yang terlibat
dalam proses pembakaran satu mol unsur atau satu mol senyawa dengan
oksigen.
• Contoh reaksi: C(s) + O2(g) = CO2(g) merupakan reaksi pembakaran 1 mol unsur
C. Kalor yang terlibat dalam reaksi ini disebut ΔH°c C.

49. Jenis Perubahan Entalpi Standar
• Perubahan entalpi netralisasi standar (ΔH°n): Merupakan kalor yang terlibat dalam proses reaksi satu
mol senyawa asam (H+) dengan satu mol senyawa basa (OH–).
• Contoh reaksi: HCl(aq) + NaOH(aq) = NaCl(aq) + H2O(l) merupakan reaksi netralisasi satu mol asam
terhadap satu mol basa. Kalor yang terlibat dalam reaksi ini disebut ΔH°n.
• Perubahan Entalpi Penguapan Standar (ΔHov): Perubahan entalpi penguapan adalah perubahan
entalpi pada penguapan 1 mol zat cair menjadi gas pada titik didihnya pada kondisi standar.
• Contoh : H2O(l) → H2O(g) ΔHov = + 44,01 kJ
• Perubahan Entalpi Peleburan Standar (ΔHofus): Perubahan entalpi peleburan adalah perubahan entalpi
pada peleburan 1 mol zat padat menjadi cair pada titik leburnya pada kondisi standar.
• Contoh : H2O(s) → H2O(l) ΔHofus = + 44,05 kJ
• Perubahan Entalpi Pelarutan Standar Perubahan entalpi pelarutan adalah perubahan entalpi (ΔH) pada
pelarutan 1 mol zat.
• Contoh : NaCl(s)→ Na+(aq) + Cl-(aq) ΔH = -204 kJ
• Perubahan Entalpi Pengatoman Standar Perubahan entalpi pengatoman adalah perubahan entalpi
pembentukan atom 1 mol atom-atom unsur pada fase gas pada kondisi standar.
• Contoh : C(s) → C(g) ΔHofus = + 66,01 kJ

50. Penentuan Perubahan Entalpi
• Perubahan entalpi pada suatu reaksi disebut kalor reaksi.
• Perubahan entalpi adalah perubahan kalor yang diukur pada tekanan
konstan
• Perubahan kalor pada suatu reaksi dapat diukur melalui pengukuran
perubahan suhu yang terjadi pada reaksi tersebut.
• Pengukuran perubahan kalor dapat dilakukan dengan alat yang
disebut kalorimeter. Selain itu juga dapat diukur berdasarkan Hukum
Hess, data entalpi pembentukan standar, dan data energi ikatan

51. Kalorimetri
• Dalam laboratorium, pertukaran kalor dalam proses fisika diukur dengan
kalorimeter.
• Kalorimeter adalah suatu sistem terisolasi (tidak ada perpindahan materi
maupun energi dengan lingkungan di luar kalorimeter).
• Kalorimeter terbagi menjadi dua, yaitu:
• Kalorimeter bom
• Kalorimeter sederhana
• Jika dua buah zat atau lebih dicampur menjadi satu maka zat yang suhunya
tinggi akan melepaskan kalor sedangkan zat yang suhunya rendah akan
menerima kalor, sampai tercapai kesetimbangan termal.
• Menurut azas Black : kalor yang dilepas = kalor yang diterima

52. Kalor jenis dan Kapasitas Kalor
• Kalor jenis (c) adalah jumlah kalor yang dibutuhkan untuk menaikkan suhu satu gram zat
sebesar satu derajat Celcius.
• Kapasitas kalor (C) adalah jumlah kalor yang dibutuhkan untuk menaikkan suhu sejumlah
zat sebesar satu derajat Celcius.
• Kalor jenis merupakan sifat intensif, sedangkan kapasitas kalor merupakan sifat ekstensif.
Hubungan antara kapasitas kalor dan kalor jenis adalah:
C = mc
• Misal kalor jenis air adalah 4,184 J/g°C, berapa kapasitas kalor 60 g air?
C = mc
= (60 g)(4,184 J/g · °C)
= 251 J/°C
• Jika kita mengetahui kalor jenis dan jumlah suatu zat, maka jumlah kalor (q) yang diserap
atau dilepaskan pada suatu proses dapat diketahui berdasarkan perubahan suhu sampel
(Δt). Persamaannya adalah sebagai berikut:
q = mcΔt atau q = CΔt

53. Rumus Kalorimeter
qlarutan= m x c x ∆t
• q = energi/kalor (J)
• m = massa larutan (gram)
• c = kalor jenis larutan (J/gr°C)
• ∆t = perubahan suhu
dan
qkalorimeter = C x ∆t
• C = kapasitas kalor dari kalorimeter (J/°C)
• Oleh karena tidak ada kalor yang terbuang ke lingkungan, perubahan kalor sistem harus
0. Maka kalor reaksi = kalor yang diserap/dibebaskan oleh larutan dan kalorimeter, tetapi
tandanya berbeda
qreaksi = -qlkal

54. Contoh Soal
• Suatu sampel 466 g air dipanaskan dari 8,50°C ke 74,60°C. Hitung
jumlah kalor yang diserap oleh air.
• Jawab:
Dengan diketahui m dan ∆t, maka rumusnya
q = mc∆t
= (466 g) (4,184 J/g · °C)(74,60-8,50°C)
= 1,29 x 105 J = 129 kJ

55. Kalorimeter Bom (Volume-Konstan)
• Digunakan untuk mengukur kalor pembakaran.
• Merupakan kalorimeter dengan wadah baja yang diisi dengan oksigen
pada tekanan 30 atm.
• Bom tertutup dicelupkan ke dalam air. Sampel dihubungkan ke listrik
dan kalor yang dihasilkan oleh reaksi pembakaran dihitung secara
tepat dengan mencatat kenaikan suhu air disekitar.
• Kalor yang dilepas oleh sampel diserap oleh air dan bom. Air dan bom
sebagai sistem terisolasi (tidak ada kalor masuk atau keluar sistem
selama proses berlangsung). Rumusnya:
qkal = Ckal∆t
• Kuantitas kapasitas kalorimeter (Ckal) dikalibrasi dengan cara
membakar suatu zat yang telah diketahui kalor pembakarannya (qkal).
Setelah dihitung Ckal, kalorimeter dapat digunakan untuk mengukur
kalor pembakaran zat lain.
• Reaksi pada kalorimeter bom berlangsung pada keadaan volume
konstan sehingga perubahan kalornya tidak sesuai dengan perubahan
entalpi ∆H.

56. Contoh Soal
• Cara kalibrasi kalorimeter bom:
• Telah diketahui bahwa pembakaran 1 g asam benzoate (C6H5COOH)
membebaskan 26,42 kJ kalor, jika kenaikan suhunya adalah 4,673°C,
maka kapasitas kalorimeter adalah:
Ckal =
qkal
∆t
=
26,42 kJ
4,673°C
= 5,654 kJ/°C

57. Contoh Soal
• Sejumlah 1,435 g naftalena (C10H8) dibakar dalam kalorimeter bom. Akibatnya suhu air naik
dari 20,17°C menjadi 25,84°C. Jika kapasitas kalor kalorimeter adalah 10,17 kJ/°C, hitunglah
kalor pembakaran naftalena per mol
• Jawab:
Menghitung kalor yang diserap kalorimeter
qkal = Ckal ∆t
= (10,17 kJ/°C)(25,84°C – 20,17°C)
= 57,66 kJ
Karena kalorimeter bom, sistem terisolasi, maka kalo ini juga merupakan kalor
yang dilepaskan oleh reaksi, jadi
qreaksi = -57,66 kJ
Massa molar naftalena adlah 128,2 g, sehingga kalor pembakaran 1 mol naftalena
atau kalor pembakaran molarnya adalah:
Kalor pembakaran molar =
−57,66 kJ
1,435 g C10H8
𝑥
128 g C10
H8
1 mol C10H8
= 5143,2 kJ/mol C10H8

58. Kalorimetri Sederhana (Tekanan-Konstan)
• Digunakan untuk mengukur perubahan kalor untuk reaksi
lain selain pembakaran. Contoh reaksi penetralan asam
basa, kalor pelarutan, dan kalor pengenceran.
• Terbuat dari dua cangkir sterofoam. Cangkir luar
membantu menyekat campuran reaksi dari lingkungan.
• Dua macam larutan yang diketahui volumenya akan
mengandung reaktan pada suhu yang sama dicampurkan
secara hati-hati dalam kalorimeter.
• Kalor yang dihasilkan atau diserap oleh reaksi dapat
ditentukan dengan mengukur perubahan suhu.
• Karena tekanannya konstan, perubahan kalor untuk
proses qreaksi sama dengan perubahan entalpi ∆H.
• qsistem = qlarutan + qreaksi = 0
• qreaksi = - qlarutan (kalor yang diserap oleh larutan
campuran)
• qlarutan = mc∆t
= (mlarutan1 + mlarutan 2)(clarutan)(takhir - tawal)

59. Kalorimetri Sederhana
• Kalor dari beberapa jenis reaksi diukur pada tekanan konstan
Jenis Reaksi Contoh ∆H (kJ)
Kalor penetralan HCl(aq) + NaOH(aq)  NaCl(aq) + H2O(l) -56,2
Kalor ionisasi H2O(l)  H+(aq) + OH-(aq) 56,2
Kalor lebur H2O(s)  H2O(l) 6,01
Kalor uap H2O(l)  H2O(g) 44,0 (pada suhu 25°C
Kalor reaksi MgCl2(s) + 2Na(l)  2NaCl(s) + Mg(s) -180,2

60. Contoh Soal
• Sejumlah 1,00 x 102 mL HCl 0,500 M dicampur dengan 1,00 x 102 mL
NaOH 0,500 M dalam kalorimeter sederhana. Suhu awal larutan HCl
dan NaOH adalah sama2 22,50°C, dan suhu akhir larutan campuran
adalah 25,86°C. Hitunglah perubahan kalor untuk reaksi penetralan
NaOH(aq) + HCl (aq)  NaCl(aq) + H2O(l)
Asumsi kerapatan dan kalor jenis larutan adalah sama seperti air
(masing-
masing 1,00 g/mL dan 4,184 J/g°C

61. Jawab:
• Dengan mengasumsikan tidak ada kalor yang hilang ke lingkungan an
mengabaikan lapasitas kalor kalorimeter, maka qreaksi = -qlarutan
• Dimana qlar dalah kalor yang diserap oleh larutan campuran. Karena
kerapatan larutan adalah 1,00 g/mL, massa 100 mL larutan adalah 100 g
jadi
• qlar = (1,00 x 102 g + 1,00 x 102 g)(4,184 J/g°C)(25,86°C – 22,50°C)
= 2,81 x 103 J
= 2,81 kJ  sehingga qreaksi = -2,81 kJ
Dari molaritas yang diberikan, diketahui bahwa terdapat 0,0500 mol HCl
dalam 1,00 x 102 mL larutan HCl dan 0,0500 mol NaOH dalam 1,00 x 102 mL
larutan NaOH. Jadi kalor penetralan ketika 1,00 mol HCl bereaksi dengan
1,00 mol NaOH adalah
Kalor penetralan =
−2,81 kJ
0,0500 mol
= -56,2 kJ/mol
Karena reaksi berlangsung pada tekanan konstan, kalor yang dilepaskan
sama dengan ∆H.

62. Entalpi Pembentukan Standar dan Entalpi
Reaksi Standar
• Kita dapat menentukan perubahan entalpi yang menyertai suatu reaksi
dengan mengukur kalor yang diserap atau dilepaskan.
• Tetapi tidak ada cara mengukur nilai mutlak entapi suatu zat, kita hanya
dapat menentukan nilai relative terhadap suatu rujukan yang ditetapkan.
• Titik rujukan untuk semua ungkapan entalpi disebut entalpi pembentukan
standar (ΔHof) yang didefinisikan sebagai perubahan kalor yang dihasilkan
Ketika 1 mol senyawa dibentuk dari unsur-unsurnya pada tekanan 1 atm.
• Entalpi pembentukan standar setiap unsur dalam bentuknya yang paling
stabil adalah 0
• Pentingnya mengetahui entalpi pembentukan standar adalah untuk
menghitung entalpi reaksi standar (ΔHoreaksi), yang didefinisikan sebagai
entalpi reaksi yang berlangsung pada tekanan 1 atm.

63. Entalpi Reaksi Standar
• Misalkan reaksi seperti:
aA + bB  cC + dD
• Untuk reaksi diatas, maka:
ΔHoreaksi = [cΔHof(C) + dΔHof(D)] – [aΔHof(A) + bΔHof(B)]
• Oleh karena itu dapat dibuat persamaan
ΔHreaksi = ΣnΔH°f(produk) ─ Σ(nΔH°f(reaktan)
• Untuk menghitung ΔHoreaksi, harus mengetahui nilai ΔHof senyawa-
senyawa yang terlibat dalam reaksi. Untuk menentukan nilai ini kita
dapat menerapkan metode langsung dan tidak langsung.

64. Metode Langsung
• Metode pengukuran ΔHof berguna untuk senyawa yang dapat disintesis segera
dari unsurnya
• Contoh adalah kita ingin mengetahui entalpi pembentukan CO2, kita harus
mengukur entalpi reaksi ketika karbon (grafit) dan molekul oksigen pada
keadaannya standarnya (25°C pada 1 atm) diubah menjadi karbon dioksida pada
keadaan standarnya:
C(grafit)+ O2(g)  CO2(g) ΔHoreaksi = -393,5 kJ
ΔHoreaksi = 1 mol ΔHof (CO2) – [1 mol ΔHof (C) + 1 mol ΔHof (O2)]
= - 393,5 kJ
• Karena C (grafit) dan O2 (g) adalah bentuk alotropik stabil dari unsur-unsur
tersebut, maka ΔHof C dan O2 adalah 0, karena itu:
ΔHoreaksi = 1 mol ΔHof CO2 = - 393,5 kJ atau ΔHof CO2 = -393,5 kJ/mol
Bentuk alotropik yang paling stabil pada tekanan 1 atm dan suhu 25°C, nilai ΔHof
adalah 0

65. Metode Tidak Langsung
• Kebanyakan senyawa tidak dapat disintesis secara langsung dari unsurnya. Ada
reaksi yang berlangsung terlalu lambat atau terjadi reaksi samping yang
menghasilkan zat-zat selain senyawa yang diharapkan
• Dalam kasus ini, penentuan entalpi penentuan standar ΔHof dapat digunakan
metode tidak langsung, berdasarkan pada hukum penjumlahan kalor atau hukum
Hess
• Hukum Hess yang menyatakan bahwa perubahan entalpi suatu reaksi akan sama
walaupun reaksi tersebut terdiri dari satu langkah.
• Hukum Hess berbunyi: “Entalpi suatu reaksi tidak dipengaruhi oleh jalannya
reaksi, akan tetapi hanya bergantung pada keadaan awal dan keadaan akhir.”
• Menurut hukum Hess, jika suatu reaksi berlangsung dalam dua tahap reaksi atau
lebih, maka perubahan entalpi untuk reaksi tersebut sama dengan jumlah
perubahan entalpi dari semua tahap.

66. • Perubahan A menjadi C dapat berlangsung 2 tahap.
• Tahap I (secara Iangsung): A → C → ∆H1
• Tahap II (secara tidak langsung): berdasarkan Hukum Hess maka harga ∆H1 = ∆H2 + ∆H3
A → B ∆H2
B → C ∆H3
A → C ∆H2 + H3
• Banyak reaksi dapat berlangsung menurut dua atau lebih tahapan.
• Hukum Hess menyatakan bahwa ketika reaktan terkonversi menjadi produk, nilai perubahan
entalpi dari reaksi tetap sama, baik dengan satu langkah ataupun dengan sederetan langkah.
Dengan kata lain, perubahan entalpi dari keseluruhan proses sama dengan jumlah total
perubahan entalpi setiap langkah.

67. Contoh Soal
• Hitunglah entalpi pembentukan standar asetilena (C2H2) dari unsur-
unsurnya:
2C(grafit) + H2(g)  C2H2(g)
• Persamaan untuk setiap tahap dan perubahan entalpinya yang
berhubungan adalah:
(a) C(grafit) + O2(g)  CO2(g) ∆Horeaksi = -393,5 kJ
(b) H2(g) + 1/2O2(g)  H2O(l) ∆Horeaksi = -285,8 kJ
(c) 2C2H2(g) + 5O2(g)  4CO2(g) + 2H2O(l) ∆Horeaksi = -2598,8 kJ

68. • Karena kita ingin memperoleh satu persamaan yang mengandung unsur C dan H2
sebagai reaktan dan C2H2 sebagai produk yang mewakili sintesis asetilena dari
unsurnya, maka kita perlu menghilangkan O2m CO2 dan H2O dari persamaan a,
b, dan c, maka kita lihat persamaan (c) yang memiliki itu semua kita balikkan
untuk mendapatkan C2H2 sebagai produk
(d) 4CO2(g) + 2H2O(l)  2C2H2(g) + 5O2 ∆Horeaksi = 2598,8 kJ
• Selanjutnya kita kalikan (a) dengan 4 dn (b) dengan 2, dan dilakukan penambahan
a,b dan d, jadi
(a) 4C(grafit) + 4O2  4CO2(g) ∆Horeaksi - -1574,0 kJ
(b) 2H2(g) + O2(g)  2H2O(l) ∆Horeaksi = -571,6 kJ
(d) 4CO2(g) + 2H2O(l)  2C2H2(g) + 5O2(g) ∆Horeaksi = +2598,8 kJ
4C(grafit) + 2H2(g)  2C2H2(g) ∆Horeaksi = +453,2 kJ
2C(grafit) + H2(g)  C2H2(g) ∆Horeaksi = +226,6 kJ
• Karena persamaan ini mewakili sintesis C2H2 dari unsur-unsurnya, maka hasilnya
∆Hof C2H2= ∆Horeaksi /mpl adalah +226,6 kJ/mol

69. Kinetika Kimia

70. Laju Reaksi
• Bidang kimia yang mengkaji kecepatan atau laju terjadinya reaksi kimia dinamakan
kinetika kimia.
• Laju reaksi: perubahan konsentrasi reaktan atau produk terhadap waktu (M/s)
• Kita mengetahui setiap reaksi umumnya sbb:
• Reaktan  produk
• A  B
• Menggambarkan suatu reaksi sederhana ketika molekul A diubah menjadi molekul B.
Menurunnya jumlah molekul A dan meningkatkan jumlah molekul B seiring waktu lebih
mudah digambarkan dengan laju dalam perubahan konsentrasi terhadap waktu sehingga
• Laju = −
Δ 𝐴
Δ𝑡
atau laju =
Δ 𝐵
Δ𝑡
• Karena konsentrasi A menurun maka kuantitasnya bernilai negatif dan sebaliknya B
meningkat jadi nilai kuantitasnya positif.
• Untuk reaksi aA + bB  cC + dD
• Laju = −
1
𝑎
Δ 𝐴
Δ𝑡
= −
1
𝑏
Δ 𝐵
Δ𝑡
=
1
𝑐
Δ 𝐶
Δ𝑡
=
1
𝑑
Δ 𝐷
Δ𝑡

71. Contoh Soal
• Tulislah rumus laju untuk reaksi berikut:
• (a) I-(aq) + OCl-(aq)  Cl-(aq) + OI-(aq)
• (b) 4NH3(g) + 5O2(g)  4NO(g) + 6H2O(g)
• Jawab:
• (a) karena setiap koefisien stoikiometrinya adalah 1, maka
• Laju = −
Δ 𝐼
−
Δ𝑡
= −
Δ 𝑂𝐶𝑙
−
Δ𝑡
= −
Δ 𝐶𝑙
−
Δ𝑡
= −
Δ 𝑂𝐼
−
Δ𝑡
• (b) karena koefisiennya, maka:
• −
1
4
Δ 𝑁𝐻3
Δ𝑡
= −
1
5
Δ 𝑂2
Δ𝑡
=
1
4
Δ 𝑁𝑂
Δ𝑡
=
1
6
Δ 𝐻2𝑂
Δ𝑡

72. Laju Reaksi
• Jika salah satu antara produk dan reaktan adalah gas, kita dapat mengukur laju
reaksinya dengan manometer. Contoh reaksi:
• 2H2O2(l)  2H2O(l) + O2(g)
• Laju reaksi dapat diukur dengan manometer, tetapi tekanan gasnya dpat
dikonversi menjadi konsentrasi dengan menggunakan persamaan gas ideal
• PV =nRT atau P =
n
V
RT = MRT
• Dimana n/V adalah molaritas (M) gas oksigen. Sehingga M =
1
𝑅𝑇
P
• Laju reaksi pembentukan oksigen adalah
• Laju =
Δ 𝑂2
Δ𝑡
=
1
𝑅𝑇
Δ𝑃
Δ𝑡
• Jika suatu reaksi mengonsumsi atau menghasilkan ion, lajunya dapat diukur
dengan memantau konduktansi listriknya. Jika ion H+ merupakan reaktan atau
produk, laju reaksi dapat ditentukan dengan mengukur pH larutan sebagai fungsi
waktu.

73. Hukum Laju
• Misalkan reaksi sbg berikut:
• F2(g) + 2ClO2(g)  2FClO2(g), maka hukum laju dapat dituliskan sebagai berikut:
• Laju = k[F2][ClO2]
• k adalah konstanta laju, yaitu konstanta kesebandingan antara laju reaksi dan konsentrasi reaktan.
• Persamaan ini adalah huku laju yaitu persamaan yang menghubungkan laju reaksi dengan
konstanta laju dan konsentrasi reaktan. Konstanta laju dapat ditulis:
• k =
laju
𝐹2 [𝐶𝑙𝑂2]
• Ketika reaksi seperti berikut:
• aA + bB  cC + dD, maka hukum lajunya adalah
• Laju = k[A]x[B]y
• Jika kita mengetahui nilai k, x, dan y serta konsentrasi A dan B, kita dapat menggunakan hukum
laju untuk menghitung laju reaksi
• Jumlah dari pangkat-pangkat setiap konsentrasi reaktan yang ada dalam hukum laju disebut orde
reaksi keseluruhan.

74. Stoikiometri

75. Massa Atom
• Massa suatu atom terkait erat dengan jumlah electron, proton, dan
neutron yang dimiliki atom tsb.
• Satu satuan massa atom didefinisikan sebagai suatu massa yang
besarnya tepat sama dengan 1/12 massa dari satu atom karbon-12
• Mol: banyaknya suatu zat yang mengandung entitas dasar (atom,
molekul atau partikel lain) sebanyak jumlah atom yang terdapat
dalam tepat 12 g isotop karbon-12.
• Jumlah atom sebenarnya di dalam 12 g karbon-12 ditentukan melalui
percobaan, jumlah ini disebut bilangan Avogadro (NA), nilainya yaitu:
• NA = 6,0221367 x 1023 atau dibulatkan menjadi 6,022 x 1023

76. • Kita telah mengetahui bahwa 1 mol atom karbon-12 mempunyai
massa tepat 12 g dan mengandung 6,022 x 1023 atom. Massa dari
karbon-12 adalah massa molar (M) yang didefinisikan sbg massa dari
1 mol entitas (seperti atom atau molekul) zat.
• Massa atom = massa molar