Reaksi kimia dan energi

Sederhana · Fase A–C · SD kelas 1–6 (IPAS)

Ada perubahan yang hanya mengubah bentuk (es mencair, kertas digunting) dan ada yang menghasilkan zat baru. Perubahan yang menghasilkan zat baru disebut reaksi kimia.

Tanda-tanda reaksi kimia:

• Muncul gas atau gelembung (soda kue + cuka).
• Warna berubah (apel yang dipotong menjadi cokelat).
• Suhu berubah (kayu terbakar terasa panas).
• Terbentuk endapan atau bau baru (makanan basi).

Contoh di sekitar kita: besi berkarat, kayu terbakar, nasi basi, dan tumbuhan membuat makanan lewat fotosintesis.

Standar · Fase D · SMP kelas 7–9 (IPA)

Reaksi kimia memutus ikatan lama dan membentuk ikatan baru. Jenis reaksi yang umum:

• Pembentukan (sintesis): A + B → AB, misalnya 2H₂ + O₂ → 2H₂O.
• Penguraian: AB → A + B, misalnya 2H₂O₂ → 2H₂O + O₂.
• Pergantian (tunggal/ganda): Zn + CuSO₄ → ZnSO₄ + Cu.
• Pembakaran: CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O.

Energi selalu ikut berubah. Reaksi eksoterm melepaskan panas ke lingkungan (pembakaran metana di kompor, respirasi). Reaksi endoterm menyerap panas (kompres dingin berisi amonium nitrat, fotosintesis). Kecepatan reaksi dipercepat oleh suhu tinggi, konsentrasi tinggi, bentuk serbuk, dan katalis.

Lanjutan · Fase E–F · SMA kelas 10–12 (Kimia)

Perubahan entalpi (ΔH) adalah kalor reaksi pada tekanan tetap: ΔH < 0 eksoterm, ΔH > 0 endoterm. Persamaan termokimia mencantumkan ΔH, misalnya:

CH₄(g) + 2O₂(g) → CO₂(g) + 2H₂O(l) ΔH = −890 kJ

ΔH dapat ditentukan dengan tiga cara:

1. Kalorimetri: q = m·c·ΔT (c air = 4,18 J g⁻¹ °C⁻¹).
2. Hukum Hess: ΔH reaksi tidak bergantung jalur; jumlahkan persamaan yang diketahui.
3. Entalpi pembentukan standar: ΔH° = ΣΔHf°(produk) − ΣΔHf°(reaktan).
4. Energi ikatan: ΔH ≈ Σ energi ikatan diputus − Σ energi ikatan dibentuk.

Pembakaran menjadi sumber energi utama dunia, tetapi menghasilkan CO₂. Nilai kalor bahan bakar (kJ/g) membantu membandingkan: hidrogen ≈ 142, metana ≈ 55, etanol ≈ 30.

Termokimia diuraikan di Termokimia; contoh setara setiap jenis reaksi ada di pustaka reaksi.

Mendalam · Perguruan tinggi · Kimia dasar dan lanjut

Kespontanan reaksi ditentukan energi bebas Gibbs: ΔG = ΔH − TΔS. Reaksi spontan bila ΔG < 0. Reaksi endoterm dapat spontan bila entropi naik cukup besar (pelarutan NH₄NO₃, penguapan air), dan reaksi eksoterm dapat tidak spontan pada suhu tinggi bila entropinya turun.

ΔG° berhubungan dengan tetapan kesetimbangan: ΔG° = −RT ln K, dan dengan potensial sel: ΔG° = −nFE°. Dengan demikian termokimia, kesetimbangan, dan elektrokimia adalah satu kerangka.

Kapasitas kalor dan hukum Kirchhoff (dΔH/dT = ΔCp) memungkinkan ΔH dihitung pada suhu lain. Di tingkat molekuler, entalpi reaksi dapat diperkirakan dengan kimia komputasi (DFT), sedangkan data eksperimen seperti "Heat of Combustion" untuk ribuan senyawa tersedia di PubChem dan NIST.