Laporan Termokimia

Percobaan VI

Judul                    : Termokimia

Tujuan                 : Menentukan tetapan calorimeter dan mempelajari penentuan                   
   kalor reaksi pada beberapa reaksi kimia secara eksperimen

Hari / Tanggal      : Sabtu / 24 November 2012

Tempat                 : Laboratorium Kimia FKIP UNLAM Banjarmasin

I.     DASAR TEORI

Termodinamika adalah suatu cabang ilmu yang mempelajari perubahan energi secara kimia atau fisis. Termokimia merupakan aplikasi dari hukum pertama termodinamika yang mempelajari tentang perubahan energi dalam bentuk kalor dalam suatu reaksi kimia.

Menurut hukum pertama termodinamika, perubahan energi yang menyertai perubahan wujud di nyatakan dalam rumus :

∆E = Q - W

Dengan   Q = Kalor yang di serap oleh sistem, dan

                W = Kalor yang di lakukan oleh system

            Kebanyakan reaksi kimia berlangsung pada tekanan tetap. Kerja di rumuskan dengan persamaan.

            W = P. ∆V

Dengan   P = tekanan gas, dan

               ∆V = Perubahan vulome untuk system gas

Oleh karenanya pada keadaan tetap :

              ∆E = Q - P. ∆V

Bila ∆V = 0 , maka ∆E = Q.

            Kuantitas kalor yang di serap pada tekanan tetap di sebut entalpi (H), sedangkan perubahannya di namakan perubahan entalpi (∆H). Sedangkan untuk reaksi yang berlangsung pada volume tetap kalor reaksinya adalah ∆U.

            Termokimia mempelajari perubahan kalor atau panas yang ada dalam suatu reaksi kimia, yang mana kalor atau panas tersebut ialah suatu bentuk energi. Dalam percobaan ini, perubahan kalor yang di pelajari pada tekanan konstan. Jadi, perubahan kalor yang di tentukan adalah perubahan entalpi (∆H). Apabila sistem yang kita pelajari hanya mengangkut zat padat dan zat cair saja (perubahan volume sangat kecil), maka kerja yang bersangkutan dengan sistem tersebut (W) dapat di abaikan. Oleh karena itu, perubahan entalpi (∆H) dan perubahan energi dalam (∆U) dalam hal ini adalah identik.

            Jumlah perubahan kalor sebagai hasil reaksi kimia dapat di ukur dalam suatu Kalorimeter ( yang di ukur adalah temperatur ). Perubahan temperatur tersebut di ukur dengan termometer yang sensitif.

            Kalorimeter di pergunakan untuk mengukur perubahan panas yang terjadi pada reaksi kimia, yang umumnya reaksi di lakukan pada suatu tempat yang di isoler. Kalorimeter terdiri atas suatu batang yang di buat sedemikian hingga ada pertukaran atau perpindahan kalor yang terjadi dengan sekelilingnya, atau kalaupun ada, pertukaran kalor harus sekecil mungkin sehingga dapat di abaikan. Sebagai Kalorimeter sederhana, dapat di pergunakan botol termus gelas kimia yang di hubungkan atau di bungkus dengan busa-plastik atau botol plastik. Akan tetapi perlu di perhatikan bahwa ada pertukaran kalor antara kalorimeter dan isinya, sehingga perlu peneraan calorimeter ( yaitu menentukan kalor yang di serap oleh kalorimeter ) seteliti mungkin, sesuai dengan percobaan yang di pelajari.

            Jumlah kalor yang di serap kalorimeter untuk menaikkan temperaturnya sebesar satu derajat di sebut Tetapan Kalorimeter.

            Salah satu cara untuk menentukan tetapan kalorimeter seperti yang di lakukan pada percobaan ini adalah dengan mencampurkan sejumlah air dingin ( massa M1, suhu T1 ) dengan sejumlah air panas ( massa M2, suhu T2 ) di dalam kalorimeter tang akan di tentukan tetapannya. Beda temperatur air yang di tentukan tidak lebih dari 10 derajat, jika kalorimeter tidak menyerap kalor dari campuran ini, kalor yang di berikan air dingin.

            Sebaiknya pada saat terjadi reaksi, reaksi dapat berlangsung dengan cepat, sehingga  pendinginan dapat dibuat minimum dan reaksi terjadi dapat sempurna. Airdalam kalorimeter harus di aduk agar temperature menjadi merata, tetapi panas yang timbul karena pengadukan dan panas yang hilang karena penguapan air ini harus sekecil mungkin terjadi. Untuk mencegah adanya radiasi panas, maka dinding kalorimeter dibuatrangkap dan divakumkan. Kalori meter yang digunakan adalah steroform karena kalor sulit untuk menembus ruang yang tersekat.

            Harga tetapan kalorimeter (K) di peroleh dengan membagi jumlah kalor yang di serap kalorimeter dengan perubahan temperaturnya pada kalorimeter. Seperti rumus yang berlaku :

            K = Q2 – Q1        →          K =  Q3

                        ∆T                                 ∆T

Keterangan :

            K = Tetapan kalorimeter

            Q1 = Kalor yang di serap air dingin

            Q2 = Kalor yang di serap air panas

            Q3 = kalor yang di serap kalorimeter ( Q2 – Q1 )

            ∆T = Perubahan temperatur

            Namun pada percobaan ini, kalorimeter dari dua buah gelas Styrofoam. Di gunakan untuk isolator sehingga jumlah kalor yang di serap atau di lepaskan ke lingkungan dapat di abaikan. Jadi, dalam menentukan ∆H menggunakan kalorimeter, kita akan selalu menghubungkan dengan kalor atauu panas. Jumlah kalor yang diperlukan untuk menaikkan 1 gram zat sebesar 1˚C atau 1˚K di sebut panas jenis ( C ) dan di nyatakan dengan satuan joule . Untuk menentukan jumlah kalor suatu zat secara umum berlaku rumus sebagai berikut :

            Q = M . C . ∆T

Keterangan :

            Q = Jumlah kalor ( joule )

            M = Massa zat ( gram )

            C = Kalori jenis (joule

            ∆T = Perubahan suhu ( ˚akhir - ˚awal )

            Kalorimeter merupakan sistem terisolasi sehingga kalor reaksi sama dengan kalor yang di serap oleh larutan dan kalorimeter. Tetapi tandanya berbeda.

            Qreaksi = - ( Q larutan + Q kalorimeter )

            Qreaksi = - Qlarutan`

            ∆H = - Q larutan / mol →        ∆H = Q reaksi / mol

Kalor reaksi merupakan energi yang berpindah dari sistem ke lingkungan atau sebaliknya. Sistem merupakan sesuatu hal yang di amati. Sistem terbagi menjadi 3 macam, yaitu sistem terbuka yakni sistem yang dapat mengadakan pertukaran materi dan energi dengan lingkungannya. Kedua, sistem tertutup mempunyai dinding diatermal sehingga hanya terjadi pertukaran energi. Ketiga, sistem tersekat adalah sistem yang tidak mengadakan pertukaran materi dan energi dengan lingkungan, karena mempunyai dinding adiatermal. Sedangkan lingkungan sendiri mempunyai pengertian yaitu sesuatu yang di luar sistem.

            Kalor reaksi pada tekanan tetap. Perhatikan pemisalan berikut :

            A + B → C + D

Perubahan entalpi (∆H ) untuk reaksi ini adalah :

            ∆H = H Hasil reaksi – H pereaksi

∆H = ( HC + HD ) – ( HA + HB )

Bila ( HA + HB ) > ( HC + HD ), maka ∆H negatif dan reaksi berlangsung dengan mengeluarkan kalor atau pada reaksi terjadi perpindahan kalor dari sistem kelingkungan yang di sebut reaksi eksoterm. Sedangkan bila ( HA + HB ) < ( HC + HD ), maka ∆H positif dan reaksi berlangsung dengan penyerapan kalor atau pada saat reaksi terjadi perpindahan kalor dari lingkungan ke sistem yang di sebut reaksi endoterm.

Kalor reaksi tidak hanya bergantung pada apakah reaksi yang bersangkutan berlangsung pada volume atau keadaan tetap, melainkan juga pada jumlah zat-zat dalam reaksi, keadaan fisiknya, temperatur, dan tekanan. Pengaruh tekanan biasanya sangat kecil. Oleh karena itu, kalor reaksi biasanya di berikan bersama-sama dengan persamaan reaksi – reaksi yang menunjukkan kondisi reaksi dengan jelas. Persamaan serupa ini di sebut persamaan termokimia.

Contoh :

N2 (g) + 3 H2 (g)  →  2 NH3 (g)           ∆H = - 26,78 kkal pada 1000 K

            Persamaan ini menyatakan : bila suatu mol gas nitrogen bereaksi dengan sempurna dengan 3 mol gas hydrogen dan membentuk 2 mol gas amoniak pada 1000 K, maka kalor yang di lepaskan adalah 26,78 kkal.

            Bila baik zat-zat pereaksi maupun zat-zat hasil reaksi berada dalam keadaan standar, yang mana keadaan standar suatu zat adalah keadaan dengan wujud paling stabil pada tekanan 1 atm dan temperatur 25°C, maka harus di berikan sebagai ∆H°.

            Contoh :

            H2 (g) + O2 (g)  →  H2O (l)                ∆H° = -68,32 kkal pada 298 K

Di tinjau dari jenis reaksi, terdapat empat jenis kalor, yaitu :

1.      Kalor pembentukan, yaitu kalor yang menyertai pembentukan satu mol senyawa langsung dari unsur-unsurnya. Contoh :

C (s) + O2 (g)  →  CO2 (g)                   ∆Hf° = -394 Kj molˉ¹

2.      Kalor penguraian, yaitu kalor yang menyertai penguraian satu mol senyawa langsung menjadi unsur-unsurnya. Contoh :

NH3 (g)  →   N2 (g) + 1 H2 (g)          ∆H = +46 Kj molˉ¹

3.      Kalor penetralan, yaitu kalor yang menyertai pembentukan 1 mol air dari reaksi penetralan ( asam dan basa ). Contoh :

HCl (aq) + NaOH (aq)  →  NaCl (aq) + H2O (l)     ∆H = 121 Kj molˉ¹

4.      Kalor reaksi, yakni kalor yang menyertai suatu reaksi dengan koefisien yang paling sederhana. Contoh :

3 H2 (g) + N2 (g)  →  2 NH3 (g)           ∆H = -92 Kj

II.  ALAT DAN BAHAN

A.     Alat-alat yang di gunakan

1.      Gelas ukur                                      : 1 buah

2.      Gelas kimia                                     : 1 buah

3.      Termometer                                                : 2 buah

4.      Timbangan                                      : 1 buah

5.      Kalorimeter ( Gelas Styrofoam )     : 2 buah

6.      Hot plate                                         : 1 buah

7.      Batang pengaduk                            : 1 buah

8.      Pipet tetes                                        : 1 buah

B.     Bahan-bahan yang di gunakan

1.      Aquades

2.      Serbuk seng (Zn)

3.      Larutan Tembaga II Sulfat (CuSO4)1 M

4.      Larutan Asam klorida (HCl) 2 M

5.      Larutan Asam Sulfat (CH3COOH) 2 M

6.      Larutan Natrium Hidroksida (NaOH) 2 M

7.      Larutan Amunium Hidroksida (NH4OH) 2 M

III.   PROSEDUR KERJA

A.     Penentuan Tetapan Kalorimeter

1.      Memasukkan 50 cm³ air dengan gelas ukur ke dalam kalorimeter. Mencatat suhunya.

2.      Memanaskan 50 cm³ air ke dalam gelas kimia sampai kurang lebih 10 di atas temperatur kamar, mencatat temperaturnya.

3.      Mencampurkan air panas pada bagian 2 ke dalam kalorimeter, mengaduk atau mengocok. Mencatat suhunya tepat 10 menit setelah pencampuran.

B. Penentuan kalor reaksi Zn (s) + CuSO4 (aq)

1.      Menimbang 40 cm³ larutan CuSO4 1 M, kemudian memasukkan ke dalam kalorimeter

2.      Mencatat temperaturnya ( temperatur awal )

3.      Menimbang dengan tepat 3,00 gr bubuk Zn ( Mr = 65,4 )

4.      Memasukkan bubuk Zn ke dalam larutan CuSO4 dalam kalorimeter

5.      Mencatat temperatur selang 1 menit setelah pencampuran selama 10 menit ( temperature setelah 10 menit merupakan temperatur akhir )

6.      Mengukur kenaikan temperatur menggunakan grafik ( misalkan = ∆T1 )

C.     Penentuan kalor penetralan HCl dan NaOH

1.      Memasukkan 50 cm³ HCl 2 M ke dalam kalorimeter, dan mencatat temperaturnya.

2.      Mengukur 50 cm³ NaOH 2 M dan mencampurkan dengan HCl dalam kalorimeter.

3.      Mencatat temperatur campuran tepat 5 menit setelah pencampuran.

4.      Menghitung H penetralan jika kerapatan larutan 1,03 gr/cm³ dan kalor jenisnya 3,09 J/grK

D.     Penentuan kalor penetralan NH₄OH dan HCl

1.      Memasukan 50 cm³  larutan NH₄OH 2M ke dalam kalorimeter, mencatat temperaturnya

2.      Mengukur 50 cm3 larutan HCl 2M dan mencampurkan dengan larutan NH₄OH dalam kalorimeter

3.      Mencatat temperature campuran tepat 5 menit setelah pencampuran

4.      Menghitung ∆H penetralan jika kerapatan kelarutan 1,015gr / cm³ dan kalor jenisnya 3,96 J/gr K

E.      Penentuan kalor penetralan NaOH dan CH₃COOH

1.      Memasukan 50 cm³  larutan NaOH 2M ke dalam kalorimeter, mencatat temperaturnya

2.      Mengukur 50 cm3 larutan CH3COOH 2M dan mencampurkan dengan larutan NaOH  dalam kalorimeter

3.      Mencatat temperature campuran tepat 5 menit setelah pencampuran

4.      Menghitung ∆H penetralan jika kerapatan kelarutan 1,090 gr / cm3 dan kalor jenisnya 4,02 J/gr K

IV.              HASIL PENGAMATAN

Tabel A  Penentuan Tetapan Kalorimeter

NO	Pengamatan	Hasil
1	Volume air dingin	50 cm³
2	Volume air panas	50 cm³
3	Massa air dingin	50 gr
4	Massa air panas	50 gr
5	Suhu air dingin dalam calorimeter	29
6	Suhu air panas	38
7	Suhu 10 menit setelah pencampuran	33

                         

Tabel B Penentuan kalor reaksi Zn + CuSO4

NO	Pengamatan	Hasil
1	Volume larutan CuSO4	40 ml
2	Massa larutan CuSO4	45,6 gr
3	Suhu awal	30°C
4	Suhu akhir	39°C
5	Suhu setelah 1 menit pencampuran	40,5°C
6	Suhu setelah 2 menit pencampuran	40,4°C
7	Suhu setelah 3 menit pencampuran	40,3°C
8	Suhu setelah 4 menit pencampuran	40,2°C
9	Suhu setelah 5 menit pencampuran	40,1°C
10	Suhu setelah 6 menit pencampuran	40°C
11	Suhu setelah 7 menit pencampuran	39,8°C
12	Suhu setelah 8 menit pencampuran	39,5°C
13	Suhu setelah 9 menit pencampuran	39,2°C
14	Suhu setelah 10 menit pencampuran	39°C

Tabel C Penentuan kalor penetralan HCl dan NaOH

NO	Pengamatan	Hasil
1	Suhu awal HCl	30 °C
2	Massa larutan HCl dan NaOH	103 gr
3	Volume HCl	50 cm3
4	Volume NaOH	50 cm3
5	Suhu 5 menit setelah pencampuran	40    °C

Tabel D Penentuan kalor penetralan HCL dan NH4OH

NO	Pengamatan	Hasil
1	Suhu awal HCl	29°C
2	Suhu awal NH4OH	29°C
3	Massa larutan HCl	50,75 gr
4	Massa larutan NH4OH	50,75 gr
5	Volume HCl	50 ml
6	Volume NH4OH	50 ml
7	Suhu 5 menit setelah pencampuran	37°C

Tabel E Penentuan kalor penetralan NaOH dan CH₃COOH

NO	Pengamatan	Hasil
1	Suhu awal NaOH	31℃
2	Massa larutan NaOH	54,5 gr
3	Massa larutan CH3COOH	54,5 gr
4	Volume NaOH	50cm3
5	Volume CH3COOH	50cm3
6	Suhu 5 menit setelah pencampuran	41℃

V.                 ANALISIS DATA

A.     Penentuan Tetapan Kalorimeter

Pada percobaan ini, air sebanyak 50 cm³ dimasukkan ke dalam kalorimeter menggunakan gelas ukur. Selanjutnya mengukur suhu air di dalam kalorimeter  tersebut dengan menggunakan termometer dan didapatkan suhunya yaitu 29. Kemudian mengambil lagi air sebanyak 50 cm³ dan memanaskan air tersebut dengan menggunakan hotplate. Memanaskan air tersebut selama beberapa menit yaitu sampai temperaturnya kurang lebih 10 di atas temperatur kamar. Lalu mengukur suhu air tersebut menggunakan termometer dan didapatkan suhunya yaitu 38.

Setelah kedua suhu air tersebut diketahui, maka langkah selanjutnya adalah mencampurkan air panas yang terdapat dalam gelas kimia ke dalam kalorimeter. Selanjutnya mengaduk campuran tersebut dengan batang pengaduk. Pengadukan tersebut dilakukan untuk mempercepat jalannya reaksi kemudian mencatat suhu campuran tersebut tepat 10 menit setelah pencampuran.

Saat pencampuran, terjadi pelepasan kalor dari air yang bersuhu tinggi ke air bersuhu rendah. Air dingin menerima kalor dari air panas sehingga didapat suhu campurannya. Namun, kalor yang dilepas oleh air panas tidak sama dengan kalor yang diserap air dingin karena kalorimeter juga ikut menyerap kalor. Maka besar kalor yang diserap kalorimeter adalah selisih antara kalor yang dilepas air panas dengan kalor yang diserap air dingin.

Berdasarkan percobaan untuk menentukan tetapan kalorimeter ini, kita mendapatkan beberapa data yang dapat kita gunakan untuk melakukan perhitungan. Berdasarkan perhitungan, kita mengetahui bahwa kalor yang diserap oleh air dingin (q₁) adalah 840 J dan kalor yang diberikan air panas(q₂) sebanyak 1050 J. Setelah didapatkan kalor yang diserap air dingin dan kalor yang diberikan air panas, maka kita dapat menghitung kalor yang diterima kalorimeter (q₃) dengan cara mengurangkan (q₁) dengan (q₂). Didapatkan bahwa kalor yang diterima kalorimeter adalah 210 J.

Tetapan kalorimeter dapat kita cari atau diketahui dengan membagi kalor yang diterima kalorimeter (q₃) dengan perubahan suhu (∆T). Sehingga didapatkan tetapan kalorimeternya sebesar 52,5 JK⁻¹.

B.     Penentuan kalor reaksi Zn + CuSO4

Pada percobaan kedua atau bagian B ini, yakni menentukan kalor reaksi Zn - CuSO4 dengan menyiapkan larutan larutan CuSO4 sebanyak 40 cm³ serta mengukur suhu larutannya. Dan setelah di ukur di dapat suhu larutan CuSO4 adalah 30°C. Kemudian setelah di ukur suhunya ( 30°C ) sebagai suhu awal, larutan tadi di masukkan ke dalam kalorimeter. Selanjutnya menimbang Zn dengan tepat sebanyak 3 gram dan memasukkannya ke dalam kalorimeter yang sudah ada larutan CuSO4 ( 40 ml ) tadi. Kalorimeter ini pun harus sama dengan kalorimeter yang di gunakan untuk menentukan tetapan Kalorimeter pada percobaan yang pertama. Kemudian setelah di lakukan pencampuran, mencatat perubahan suhu yang terjadi pada pencampurean tersebut.

Setelah di lakukan pengamatan pada pencampuran ini, ternyata campuran antara CuSO4 dengan serbuk Zn pada 1 menit setelah pencampuran mengalami kenaikan suhu yaitu 40,5°C sampai 10 menit setelah pencampuran suhu yang di dapat menurun menjadi 39°C. Dalam hal ini, dari suhu awal 30°C kemudian setelah 1 menit pencampuran mengalami kenaikan drastis yaitu 40,5°C, namun ketika pada 2 menit setelah pencampuran suhu menurun menjadi 40,4°C . Pada saat  3 menit sampai 10 menit setelah pencampuran suhu secara perlahan terus turun sedikit demi sedikit. Hal ini dapat di lihat pada grafik di bagian lampiran.

Berikut adalah reaksi yang  terjadi antara padatan seng dengan tembaga (II) sulfat :

Zn (s) + CuSO4 (aq)  →  ZnSO4 (aq) + Cu (s)

Perubahan panas (∆H) pada reaksi antara Zn dengan CuSO4 yang di dapat dari hasil praktikum ini adalah + 38,084 Kj/mol. Pada reaksi ini, kedua zat yang di reaksikan tersebut menghasilkan endapan baru Cu yang berwarna kecoklatan sebab logam Zn nya terurai .

Jika di lihat dari perubahan suhu yang terjadi dan juga dari ∆H yang di hasilkan dapat di simpulkan bahwa reaksi antara Zn (s) dan CuSO4 (aq) berlangsung secara endoterm. Adanya kenaikan suhu menunjukkan bahwa adanya kalor yang di serap pada reaksi tersebut. Sementara, jika di lihat dari perubahan panas yang di hasilkan bersifat positif maka semakin memperkuat hasil yang di dapat bahwa reaksi yang berlangsung secara endoterm.

C.     Penentuan kalor penetralan HCl dan NaOH

Percobaan yang dilakukan yaitu penentuan kalor penetralan HCl dan NaOH. Diawali dengan mengukur 50 ml larutan HCl 2 M dan mengisikannya ke dalam kalorimeter dan didapatkan suhunya sebesar 30˚ C. Kemudian 50 ml larutan NaOH 2 M dicampurkan ke dalam kalorimeter yang berisi 50 ml larutan HCl 2 M shingga didapatkan suhu pencampuran 40˚ C (setelah tepat 5 menit). Dari percobaan ini,dapat diketahui terjadinya pertukaran kalor netralisasi. Kalor netralisasi adalah panas yang timbul pada penetralan asam atau basa kuat, tetap untuk tiap-tiap mol H₂O yang terbentuk. Didapatkan kalor netralisasi karena ternetralisasinya larutan asam dan basanya. Dan juga diadakan pengadukan yang bertujuan mempercepat adanya transfer elektron dari ion-ion yang ada di dalam larutan.

            Nilai kalor netralisasi dipengaruhi oleh beberapa faktor, seperti massa asam dan basa, perubahan kalorimeter dan zat-zat yang berfungsi sebagai penyerap kalor dalam sistem kalorimeter. Faktor-faktor ini dalam persamaan Hukum Black, yaitu Q_lepas = Q_terima. Dalam sistem ini, campuran asam dan basa akan melepas kalor saat ionisasi.

            Secara rinci dapat dituliskan :

Q_lepas = Q_terima

               (m_asam + m_basa) C_netralisasi. T_net = C_kalorimeter + T_kalorimeter +m_air. M_cair. T_air

           

            Nilai kalor campuran dari asam dan basa juga dapat dihitung dengan :

            Q_campuran = m_{campuran (asam dan basa)} . C_netralisasi . T_{campuran (asam dan basa)}

            Berdasarkan hasil percobaan kalor yang diserap oleh larutan campuran adalah sebesar 3182,7 J yang merupakan adanya suatu reaksi endoterm. Dan untuk nilai kalor yang diserap oleh kalorimeter adalah 525 J juga merupakan reaksi endoterm.

            Menurut persamaan reaksi :

                        HCl_(aq) + NaOH_(aq)                       NaCl_(aq) + H₂O_(l)

           

            Dalam reaksi ini HCl dan NaOH sama-sama terionisasi dengan sempurna dalam air dimana HCl membentuk ion H⁺ dan Cl^-, begitu pula dengan NaOH yang membentuk ion Na⁺ dan OH^- . Maka campuran antara HCl dan NaOH merupakan sistem yang menerima kalor dan kalorimeter berfungsi sebagai pelepas kalor.

            Mekanisme reaksi :

a.                   Disosiasi Asam Klorida

HCl                  H⁺ + Cl^-

b.                  Disosiasi Natrium Hidroksida

NaOH                 Na⁺ + OH^-

c.                   Reaksi Netralisasi

HCl_(aq) + NaOH_(aq)                    NaCl_(aq) + H₂O_(l)

            Kita dapat berpikir bahwa entalpi pembentukan senyawa yang terion sempurna dalam larutan adalah jumlah entalpi pembentukan larutan ion pembentuknya. Jadi, dapat dipikirkan bahwa entalpi pembentukan HCl_(aq) adalah jumlah entalpi pembentukan H⁺ dan  Cl^-. Begitu juga dengan senyawa yang lainnya.

            Dan dari perhitungan didapatkan entalpi pembentukan NaCl sebesar + 37.077 J sehingga dapat dituliskan persamaan termokimianya:

           

            HCl_(aq) + NaOH_(aq)                      NaCl_(aq) + H₂O_(l)          H = + 37.077 J

            Berdasarkan hal ini, berarti reaksi di atas merupakan reaksi endoterm di mana kalor masuk ke dalam sistem penetralan dari kalorimeter.

D.     Penentuan kalor penetralan NH₄OH dan HCl

Percobaan ke empat adalah menentukan kalor penetralan HCl  dan NH4OH. Dalam menetukan kalor penetralan antara asam kuat dan basa lemah ini , pertama kita memasukkan asam kuat  (HCl 2 M) sebanyak 50 ml kedalam kalorimeter yang sudah ditentukan tetapan kalorimeternya. Setelah dimasukkan

ke dalam kalorimeter yang sudah ditentukan tetapan kalorimeter, mengukur suhu HCl dan diperoleh 29°C. selanjutnya mencampur kan NH4OH 2M kedalam kalorimeter yang berisi HCl sebanyak 50 ml. Kemudian diamkan sampai tepat 5 menit  stelah pencampuran.

            Setelah tepat 5 menit pencampuran ternyata suhu antara HCl dengan NH4OH mengalami kenaikan dari suhu sebelum reaksi yaitu 37. Ada sekitar 2°C kenaikan suhunya lebih rendah dibanding kenaikan suhu campuran antara asam kuat dengan basa kuat.

            Kalor yang diserap larutan dari pencampuran antara NH4OH dengan HCl adalah sebesar 3215,52 Joule. Kalor yang diserap kalorimeter adalah 420 joule. Sehingga kalor yang dihasilkan reaksi penetralan ini adalah 3635,52 joule.

           

Pada reaksi penetralan HCl direaksikan dengan NH4OH menghasilkan garam dan air dengan persamaan reaksi sebagai berikut :

            HCl(aq) + NH₄OH(aq)                       NH₄Cl(aq) + H₂O(l)

                                                                                                

            HCl dan NH₄OH masing-masing mempunyai molaritas sebesar 2M dan volume masing-masing nya adalah 0,05 L. Dengan demikian mol pereaksi yang terlibat dalam reaksi penetralan ini adalah 0,1 mol. Dengan demikian dapat dihitung ΔH penetralannya yaitu dengan menggunakan kalor yang dihasilkan reaksi berbanding terbalik dengan mol pereaksi yang terlibat, maka di dapat penetralan sebesar +36,36 kj/mol.

            Melihat dari kenaikan suhu yang terjadi dan niai ΔH yang positif maka reaksi penetralan antara HCl dan NH4OH berlangsung secara endoterm. Adanya kenaikan suhu menunjukkan adanya kalor yang diserap oleh sistem dari lingkungan. Sementara nilai ΔH yang positif  semakin menunjukkan bahwa reaksi berlangsung secara endoterm . selain itu juga nilai ΔH penetralan asam kuat dan basa lemah lebih kecil dibanding ΔH penetralan asam kuat dan basa kuat. Hal ini disebabkan karena kenaikan suhu reaksi asam kuat dan basa lemah lebih rendah dibanding kenaikan suhu reaksi asam kuat dan basa kuat .

E.      Penentuan kalor penetralan NaOH dan CH₃COOH

Pada percobaan kali ini akan di tentukan ∆H penetralan dari NaOH dan CH₃COOH. Langkah pertama memasukan 50 cm³ larutan NaOH 2M kedalam lalorimeter dan mencatat temperature awal. Dan dari pengukuran di dapatlkan temperature sebesar 31℃ atau setara dengan 304⁰K. Langkah selanjutnya dalah memasukan  50 cm³ larutan CH₃COOH 2M ke da lam kalorimeter yang telah di isi dengan larutan NaOH tadi. Kemudian diaduk dan melakukan pengkuran temperature. Pengadukan dilakukan agar temperatur merata dan sebaiknya reaksi berlangsung cepat sehingga pendinginan dapat dibuat minimum dan reaksi yang terjadi sempyrna. Setelah pencampuran selama 5 menit  di dapatkan perhitungan temperatur campuran larutan adalah 41℃ atau setara dengan 314⁰K.

            Reaksi yang terjadi pada percobaan ini adalah reaksi antara natrium hidroksida (NaOH) dengan asam asetat (CH₃COOH) yang menghasilkan garam asam (CH₃COONa) dan air. Reaksi itu dinyatakan dengan persamaan sebagai berikut :

NaOH (aq) + CH₃COOH (aq)    CH₃COONa (aq) + H₂O (l)

Yang bertindak sebagai system pada reaksi ini adalah NaOh dan CH₃COOH dan yang bertindak sebagai lingkungan adalah air. Pada reaksi tersebut temperatur larutan meningkat, hal ini terjadi karena pada saat reaksi terjadi penyerapan kalor ke lingkungan sehingga suhu system naik. Atau reaksi ini di sebut dengan reaksi endoderm.

Dengan mengurangkan suhu campuran dengan suhu awal, maka didapat hasil perhitungan perubahan temperature sebanyak 10⁰. dari data-data yang di terima telah di ketahui bahwa kerapatan kelarutan adalah 1,090 gr/cm³ dan kalor kenis larutan 4,02 J/gr K. Sehingga dapat menghitung masa larutan total dengan menjumlah volume larutan NaOH dan volume CH₃COOH di kali dengan kerapatan kelarutan dan didapat masaa larutan adalah 109 gram.

Setelah mendapatkan data-data tadi, dapat dilakukan perhitungan terhadap kalor yang diserap larutan(q₁₃) dengan mengalikan massa larutan, kalor jenis larutan dan perubahan suhu. Dari perhitungan di dapatkan hasil q₁ adalah sebesar 4381,8 J.

Untuk kalor yang di hasil hasilkan reaksi (q₁₄) di hitung dengan mengalikan tetapn kalorimeter dengan perubahan suhu. Tetapan calorimeter yang di guhnakan adalah tetapan kalorimeter yang telah di hitung pad apercobaan pertama yakni 52,5 J/K. Sehimgga di dapatkan hasilnya (q₁₄) sebesar 525 J.

Kalor yang dihasilkan reaksi (q₁₅) adalah sebesar 4906,8 J. hasil ini di dapatkan dengan menjumlahkan kalor yang diserap larutan (q₁₃) dengan kalor yang di hasilkan reaksi (q₁₄). Dari data ini di dapatkan hasil q adalah positif hal ini telah membuktikan bahwa sistem menyerap kalor dari lingkungan (reaksi endoderm).

Jadi, dengan semua data yang didapat ∆H penetralan antara reaksi NaOH dan CH₃COOH dapat dihitung. Perhitungan di lakuakan dengan membagi kalor yang dihasilkan (q₁₅) dengan mol pereaksi yang terlibat dan hasil perhitungan didapaka bahwa nilai ∆H adalah sebesar 49068 J. ∆H bernilai positif karena entalpi standar hasil reaksi lebih besar di banding dengan entalpi standar pereaksi (H_h > H_p) dan proses ini di sebut reaksi Endoderm.

VI.              KESIMPULAN

Dari percobaan di atas dapat disimpulkan bahwa :

1.      Tetapan kalorimeter dapat di tentukan dengan percobaan menggunakan air sebagai medianya dengan menggunakan gelas kalorimeter (styroform)

2.      Tetapan kalorimeter yang di dapat dari percobaan ini adalah 52,5 J/ K.

3.      Kalorimeter di pergunakan untuk mengukur perubahan panas yang terjadi pada reaksi kimia, yang umumnya reaksi di lakukan pada suatu tempat yang di isolir.

4.      Jika dalam suatu reaski di dapatkan hasil q adalah positif maka reaksi itu adalah reaksi endoderm dan jika didapatkan hasil q adalah negatif maka reaksi itu  adalah reaski eksoterm.

5.      Reaksi endoderm adalah reaksi yang terjadi perpindahan kalor dari lingkungan ke sistem dan reaksi eksoterm adalah perpindahan kalor yang terjadi ndari sistem ke lingkungan.

VII.           DAFTAR PUSTAKA

Achmad, Hiskia. 1993. Penuntun Dasar-Dasar Praktikum Kimia. Bandung :

Kimia PMIPA ITB

Achmad, H dan Tpanmahu. 1997. Stoikiometri Termodinamika Kimia. Bandung :

ITB

Dosen-Dosen Kimia di Perguruan Tinggi Indonesia Wilayah Barat. 1994.

Penuntun Praktikum Kimia Dasar. Bandung : ITB

Purba, Michael. 2003. Kimia 2000. Jakarta: Erlangga

Respati. 1992. Dasar-dasar Ilmu Kimia. Jakarta: Aksara Baru

Syahmani. 2012. Panduan Praktikum Kimia Dasar. Banjarmasin : FKIP Kimia

Unlam

Syukri, S. 1999. Kimia Dasar Jilid 1. Bandung : ITB