Mengapa Bunglon dapat berubah warna?

KEANEHAN BUNGLON

Keagungan tuhan di Dunia ini sangatlah beragam,, hingga terkadang tidak dapat dijelaskan dengan akal manusia. Salah satunya adalah keanehan bunglon (chameleon) yang dapat berganti warna disaat-saat tertentu. Oleh karena itu saya mencoba mencari tahu, bagaimana bunglon itu dapat berganti warna. Ternyata ada beberapa faktor yang mempengaruhi bunglon dapat berubah warna, yaitu.

1.      Sinar Matahari

Ketika bunglon coklat ingin berjemur di bawah sinar matahari, maka si chameleon akan mengubah warna kulitnya menjadi hijau untuk memaksimalkan refleksi sinar matahari yang didapat.

2.      Suhu

Ketika suhu dingin, kulit bunglon akan berubah berwarna lebih gelap untuk memaksimalkan penyerapan panas. 

3.      Mood

Bunglon jantan yang 'ditantang' bunglon lain bisa berubah warna menjadi merah kekuningan. Atau ketika si bunglon 'fall in love', bisa juga warnanya berubah untuk menarik perhatian, misalnya ungu, biru dan kemerahan.

Bunglon merupakan sejenis reptil yang termasuk ke dalam suku (familia) Agamidae. Banyak orang yang mengartikan bahwa bunglon mengubah warna kulitnya sebagai kamuflase atau respon terhadap musuh dan bahaya. Padahal, sesungguhnya tidaklah demikian.

Bunglon memang memiliki kemampuan untuk mengubah warna kulitnya. Tetapi, bunglon tidak bisa berubah kulit ke semua warna, melainkan hanya ke warna-warna tertentu saja.

Lalu, mengapa bunglon dapat mengubah warna kulitnya? Tentu saja hal ini didukung oleh adanya fungsi dalam tubuh bunglon yang mendukung fungsi tersebut.
Bunglon memiliki sel-sel warna di bawah permukaan kulitnya yang transparan. Di bawah lapisan ini terdapat dua lapisan sel yang mengandung pigmen berwarna merah dan kuning (juga disebut chromatophores).

Di bawahnya lagi ada lapisan sel yang merefleksikan warna biru dan putih. Lalu di bawahnya lagi ada lapisan melanin untuk warna coklat (seperti yang dimiliki manusia).

Termokimia

TERMOKIMIA

A.      ENERGI DAN ENTALPI

1.       Defenisi Energi

Energi adalah kapasitas untuk melakukan kerja (w) atau menghasilkan panas (kalor = q). Perpindahan energi antara sistem dan lingkungan terjadi dalam bentuk kerja atau dalam bentuk kalor. Energi yang di pindahkan dalam bentuk kerja atau dalam bentuk kalor yang mempengaruhi jumlah total energi yang terdapat dalam sistem tersebut energi dalam (u). Perubahan energi dalam sistem dituliskan melalui persamaan   .

2.       Bunyi Hukum Kekekalan Energi

Bunyi hukum kekekalan energi adalah “Energi tidak dapat dimusnahakan atau diciptakan, tetapi dapat di ubah dari satu bentuk kebentuk lain”.

3.       Defenisi Entalpi

Entalpi (H)  adalah perpindahan energi dalam bentuk kalor yang tersimpan didalam suatu sistem.

4.       Apakah Entalpi dapat Diukur?

Entalpi dapat diukur apabila suatu sistem mengalami perubahan. Penjelasannya ialah energi yang disimpan suatu sistem tidak dapat diketahui dengan pasti , yang dapat diketahui adalah besarnya perubahan energi dari suatu sistem bila sistem tersebut mengalami suatu perubahan. Perubahan yang terjadi akan selalu disertai perubahan energi dengan besarnya perubahan tersebut dapat diukur.  

B.      REAKSI EKSOTERM DAN REAKSI ENDOTERM

1.       Defenisi Sistem

Sistem adalah bagian dari alam semesta yang menjadi pusat perhatian langsung dalam suatu percobaan tertentu.

2.       Defenisi Lingkungan

Lingkungan adalah bagian alam semesta yang berhubungan langsung (berinteraksi) dengan satu sistem atau segala sesuatu yang membatasi sistem.

3.       Defenisi Reaksi Eksoterm dan Reaksi Endoterm

Reaksi Eksoterm adalah reaksi kimia dengan sistem melepaskan kalor ke lingkungannya. Reaksi Endoterm adalah reaksi kimia dengan sistem menyerap kalor dari lingkungannya.

4.       Jelaskan Perbedaan Reaksi Eksoterm dan Reaksi Endoterm dari Diagram Reaksinya

Pada reaksi endoterm, entalpi bertambah, artinya entalpi produk (Hp) lebih besar daripada entalpi pereaksi (Hr). Maka perubahan entalpi  adalah selisih antara entalpi produk dengan entalpi pereaksi sehingga  bernilai positif.

Reaksi Endoterm :  = Hp - Hr > 0

Sedangkan Reaksi Eksoterm adalh kebalikan dari reaksi endoterm, dengan kata lain:

Reaksi Eksoterm :  = Hp – Hr < 0

C.      PENGUKURAN  MELALUI PERCOBAAN

1.       Jelaskan Prinsip Dasar Kalorimetri

Prinsip dasar kalorimeter adalah kalor atau perubahan entalpi  suatu reaksi kimia dengan menggunakan alat yang disebut kalorimeter. Kapasitas Kalor (C) adalah jumlah panas yang yang diperlukan untuk mengubah suhu suatu benda sebesar  1^oC. Kapasitas panas bersifat eksentif berarti  bahwa jumlahnya bergantung pada ukuran zat. Kalor jenis (c) adalah jumlah panas yang diperlukan untuk meningkatkan suhu 1g zat sebesar 1^oC. Panas spesifik bersifat intensif artinya jumlahnya tidak bergantung pada ukuran zat.

2.       Jelaskan Menghitung  dengan Menggunakan Kalorimeter

Ada dua jenis Kalorimeter untuk menghitung , yaitu:

v  Kalorimeter klasik

Disebut juga kalori meter cangkir kopi karena menggunakan cangkir kopi styrofoam sebagai tempan campuran reaksinya. Caranya :

a.       Mula-mula suhu pereaksi diukur, lalu pereaksi dicampurkan kedalam cankir kopi.

b.      Sesudah reaksi selesai, suhu dari campuran reaksi ini diukur.

c.       Berdasarkan perubahan suhu sebelum dan sesudah reaksi, nilai  reaksi dapat dihitung.

Reaksi yang dapat diukur dengan kalorimetr ini adalah reaksi-reaksi yang berlangsung pada tekanan tetap.

v  Kalorimeter Bom

Biasanya dipakai untuk mempelajari reaksi eksoterm yang tidak akan berjalan apabila tidak dipanaskan. Alatnya terdiri dari wadah yang terbuat dari baja yang kuat tempat reaksi berlangsung. Caranya:

a.       Wadah dimasukkan kedalam bak yang tersekat dengan dilengkapi pengaduk dan termometer.

b.      Suhu awal diukur, kemudian reaksi dijalankan dengan cara menyalakan pemanas kawat kecil yang berada di dalam wadah.

c.       Panas yang dikeluarkan reaksi diserap oleh wadah dan bak, sehingga menyebabkan suhu alat naik.

d.      Berdasarkan perubahan suhu dan kapasitas panas alat yang telah diukur, jumlah panas yang diberikan oleh reaksi dapat dihitung.

Dibandingkan dengan kalorimeter klasik, pengukuran dengan kalorimeter bom jauh lebih teliti.

D.      MENGUKUR  dari DATA PERCOBAAN

1.       Defenisi Persamaan Reaksi Termokimia

Persamaan termokimia adalah persamaan reaksi kimia yang menyertakan kalor reaksi atau perubahan entalpi reaksi.

2.       Hubungan Mol dengan  

Secara kuantitatif, perubahan energi berbanding lurus dengan jumlah molekulpada zat-zat kimia yang bereaksi atau zat kimia yang dihasilkan. Jadi dapat disimpulkan bahwa mol  

3.       Hubungan  dengan Jumlah Zat

Harga  bergantung pada jumlah zat. Contoh:

C(s) + O₂  CO₂ (g)                   = + 110,5 kJ

CO₂ (g)  C(s) + O₂ (g)              = - 110,5 kJ

2CO (g)  2C (s) + 2O₂ (g)        = - 221kJ

Berdasarkan persamaan reaksi tersebut, dapat dijelaskan hal-hal berikut:

·         Jika reaksi dibalik, maka tanda  ikut dibalik (+ jadi – atau – jadi +)

·         Jika reaksi dikalikan sejumlah x, maka  pun dikalikan sejumlah x.

·         Jika reaksi dijumlahkan, maka  ikut dijumlahkan.

4.       Jelaskan Tentang Hukum HESS

Hukum HESS adalah suatu hukum yang berkaitan dengan termokimia. Hukum HESS dikemukakan oleh Germain Henry Hess pada tahun 1840, yang didasarkan pada fakta bahwa entalpi adalah fungsi keadaan. Artinya, perubahan panas atau kalor dari suatu reaksi hanya bergantung pada keadaan awal dan keadaan akhir dari reaksi tersebut. Bunyi hukum HESS adalh:

“ Kalor suatu reaksi secara keseluruhan selalu sama, tidak dipengaruhi apakah reaksi itu dilaksanakan secara langsung atau tidak langsung dan lewat tahap-tahap yang berlainan”.

5.       Jelaskan Cara Menghitung  dengan Menggunakan Hukum HESS

Hukum HESS sangat berguna untuk menentukan  reaksi dari reaksi yang tidak dapat dilakukan dilaboratorium. Contohnya:

C(s) +  O₂ (g)  CO(g) + O₂ (g)

 reaksi tersebut dapat dihitung dengan memanfaatkan data  hasil percobaan reaksi-reaksi berikut.

C(s) + O₂ (g)  CO₂ (g)           = - 393,5kJ

CO(g) + ½ O₂ (g)  CO₂ (g)      = - 283,0kJ

E.        STANDAR

1.       Defenisi   Standar

Perubahan entalpi untuk reaksi kimia yang semua pereaksi dan produksinya dalam keadaan standar pada suhu tertentu disebut entalpi standar reaksi. Entalpi standar digunakan untuk membandingkan perubahan energi yang disebabkan oleh penyusunan ulang ikatan dalam reaksi yang berbeda-beda.

2.       Jelaskan Jenis  Standar

a.       Entalpi pembentukan standar _f⁰

Perubahan entalpi pada pembentukan 1 mol zat langsung dari unsur-unsurnya disebut entalpi molar pembentukan atau entalpi pembentukan. Jika pengukuran dilakukan pada keadaan standar (298 k, 1 atm) dan semua unsur-unsurnya dalam bentuk standar, maka perubahan entalpinya disebut entalpi pembentukan standar (ΔHf ⁰). Entalpi pembentukan dinyatakan dalam kJ per mol (kJ mol ^-1).Supaya terdapat keseragaman, maka harus ditetapkan keadaan standar, yaitu suhu 25 ⁰ C dan tekanan 1 atm. Dengan demikian perhitungan termokimia didasarkan pada keadaan standar. Nilai entalpi pembentukan dari berbagai zat serta persamaan termokimia reaksi pembentukannya diberikan pada tabel 2 berikut.

b.      Entalpi penguraian standar _c⁰

Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada penguraian 1 mol senyawa menjadi unsur-unsur penyusunnya pada keadaan standar. Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHd. Satuannya = kJ / mol. Perubahan entalpi penguraian standar merupakan kebalikan dari perubahan entalpi pembentukan standar, maka nilainya pun akan berlawanan tanda. Menurut Marquis de Laplace, “ jumlah kalor yang dilepaskan pada pembentukan senyawa dari unsur-unsur penyusunnya = jumlah kalor yang diperlukan pada penguraian senyawa tersebut menjadi unsur-unsur penyusunnya. “ Pernyataan ini disebut Hukum Laplace.

c.       Entalpi pembakaran standar _d⁰

Reaksi suatu zat dengan oksigen disebut reaksi pembakaran. Zat yang mudah terbakar adalah unsur karbon,hidrogen, belerang, dan berbagai senyawa dari unsur tersebut. Pembakaran dikatakan sempurna apabila karbon (c) terbakar menjadi CO2, hidrogen (H) terbakar menjadi H2O, belerang (S) terbakar menjadi SO2.Perubahan entalpi pada pembakaran sempurna 1 mol suatu zat yang diukur pada 298 K, 1 atm disebut entalpi pembakaran standar (standard enthalpy of combustion), yang dinyatakan dengan ΔHc⁰ . Entalpi pembakaran juga dinyatakan dalam kJ mol ^-1 .Harga entalpi pembakaran dari berbagai zat pada 298 K, 1 atm diberikan pada tabel 3 berikut.

F.       ENERGI IKATAN

1.       Defenisi Energi Ikatan

Energi ikatan adalah energi yang diperlukan untuk memutuskan 1 mol ikatan dari suatu molekul dalam wujud gas. Dalam energi ikatan molekul dwiatom digunakan istilah energi atomisasi, sedangkan dalam energi ikatan molekul beratom banyak digunakan istilah energi ikatan rata-rata, yaitu energi yang diperlukan untuk memutuskan satu mol ikatan tertentu pada senyawa tersebut.

2.       Cara Menghitung  dengan Menggunakan Data Energi Ikatan

Reaksi kimia antara molekul-molekul terjadi akibat adanya pemutusan ikatan yang ada dan pembentukan ikatan baru atom-atom. Baik pemutusan maupun pembentukan ikatan memerlukan energi.  merupakan selisih energi ikatan pemutusan dengan energi ikatan pembentukan. Berarti pula,  merupakan selisih dari energi ikatan pereaksi dengan energi ikatan hasil reaksi.

 reaksi =  –