BAB I
PENDAHULUAN
1.1 Termokimia adalah bagian dari termodinamika yang membahas masalah perubahan panas reaksi kimia. Jika panas dikeluarkan untuk berlangsungnya suatu reaksi, maka reaksi dinamakan reaksi eksotermis (q negatif), jika sejumlah panas diserap oleh suatu reaksi maka q positif dan reaksi demikian disebut reaksi endotermis. Termokimia sangat berhubungan dengan pengaruh kalor yang menyertai reaksi-reaksi kimia. Kalor reaksi pada suhu tertentu, T, ialah kalor yang dilepaskan atau diserap, jika sejumlah zat-zat pereaksi pada suhu T, berubah menjadi hasil reaksi pada suhu yang sama. Secara eksperimen kalor reaksi dapat ditentukan dengan kalorimeter. Tapi tidak semua reaksi dapat ditentukan kalor reaksinya secara kalorimetrik. Penentuan ini terbatas pada reaksi-reaksi berkesudahan yang berlangsung dengan cepat seperti pada reaksi pembakaran, reaksi penetralan, dan reaksi pelarutan.
Untuk mengetahui kebenaran dari teori tersebut, yaitu mengenai bagaimana membuat kalorimeter sederhana dan cara penetapannya serta penentuan kalo reaksi, maka dilakukan percobaan ini. Pada percobaan ini akan ditentukan kalor reaksi secara kalorimetrik dengan menentukan terlebih dahulu tetapan kalorimeter (W) dengan memperhitungkan banyaknya kalor yang dibebaskan dan diserap dari bahan yang terlibat maka banyaknya perubahan kalor selama reaksi dapat dihitung.
Prinsip dan Aplikasi Percobaan
Prinsip dari percobaan termokimia adalah penentuan tetapan dengan mengamati perubahan temperatur pada selang waktu tertentu dengan menggunakan alat yang disebut dengan kalorimeter.
Aplikasi dari percobaan termokimia adalah pada penggunaaan termos air panas dan termos es, fenomena angin darat dan angin laut, juga senyawa-senyawa yang bereaksi eksotermis banyak digunakan sebagai bahan bakar seperti halnya LPG, bensin dan lain-lain.
Tujuan Percobaan
A. Mengetahui prinsip kerja dari kalorimeter.
B. Mempelajari perubahan energi yang menyertai reaksi kimia.
BAB II
TINJAUAN PUSTAKA
2.1 Termokimia
Termokimia mempelajari perubahan panas yang mengikuti reaksi kimia dan perubahan-perubahan fisiknya seperti pelarutan, peleburan dan sebagainya. Satuan tenaga panas biasanya dinyatakan dengan kalori, joule, atau kilokalori (Sukardjo, 2002).
1 joule = 10 4 erg = 0,24 kal
Atau
A kal = 4,104 joule
Kajian tentang kalor dihasilkan atau dibutuhkan oleh reaksi kimia disebut termokimia . Termodinamika merupakan cabang dari termokimia karena tabung reaksi dan isinya membentuk sistem. Jadi, kita dapat mengukur ( secara tak langsung, dengan cara mengukur kerja atau kenaikan temperatur) energi yang dihasilkan oleh reaksi dengan kalor dan dikenal sebagai q, bergantung pada kondisinya, apakah dengan perubahan energi dalam atau perubahan entalpi. Sebaliknya jika kita tahu ∆U atau ∆H suatu reaksi, kita dapat meramalkan jumlah energi yang dihasilkannya sebagai kalor (Atkins, 1999).
Hampir semua reaksi kimia menyerap atau menghasilkan ( melepaskan) energi, umumnya dalam bentuk kalor. Penting bagi kita untuk memahami perbedaan antara energi termal dan kalor. Kalor (heat) adalah perpindahan energi termal antara dua benda yang suhunya berbeda walaupun kalor diserap atau kalor dibebaskan. Ketika menggambarkan perubahan energi yang terjadi selama proses tersebut. Ilmu kimia yang mempelajari perubahan kalor yang menyertai reaksi kimia disebut termokimia ( thermochemistry) (Chang, 2004).
2.2 Entalpi
Perubahan entalpi untuk reaksi kimia bergantung pada keadaan zat-zat yang terlibat dalam pembentukan karbondioksida dengan pembakaran karbon. Harga ∆H yang diberikan untuk karbon padat itu adalah dalam bentuk grafik. Harga lain dari ∆H akan diperoleh jika karbon padat itu dalam bentuk intan. Untuk suatu cairan atau padatan keadaan standar ialah zat murni 1 atm, sedangkan untuk suatu gas ialah gas ideal ( Keenan, dkk., 1984).
Karena sebagian besar reaksi adalah proses tekanan konstan kita dapat menyamakan pertukaran kalor dalam kasus ini dengan perubahan entalpi. Untuk setiap reaksi :
Reaktan Produk
Kita mendefinisikan perubahan entalpi yang disebut entalpi reaksi (enthalpy of reaction), ∆H sebagai selisih antara entalpi produk dan entalpi reaktan.
∆H= H produk – H reaktam
Entalpi reaksi dapat bernilai positif atau negatif, bergantung pada prosesnya. Untuk proses endotermik ( kalor diserap oleh sistem dari lingkungan), ∆H bernilai positif yaitu ∆H>0. Untuk proses eksotermik ( kalor dilepaskan oleh sistem kelingkungan ), ∆H bernilai negatif yaitu ∆H<0 ( Chang, 2004).
Jika sebuah sistem bebas untuk mengubah volumenya terhadap tekanan luar yang tetap, perubahan energi dalamnya tidak lagi sama dengan energi yang diberikan kalor. Energi yang diberikan sebagai kalor diubah menjadi kerja untuk memberikan tekanan baik terhadap lingkungan sehingga dU < dq. Seperti halnya energi dalam entalpi hanya bergantung pada keadaan sistem sekarang sehingga entalpi merupakan fungsi keadaan. Seperti juga untuk fungsi keadaan yang manapun, perubahan entalpi antara setiap pasangan keadaan awal dan keadaan akhir tidak bergantung pada jalannya ( Atkins, 1999).
Reaksi kimia yang menyangkut pemecahan atau pembentukan ikatan kimia selalu berhubungan dengan penyerapan atau pelepasan panas. Reaksi eksotermik adalah suatu reaksi yang melepaskan energi. Jika reaksi berlangsung pada suhu tetap berdasarkan perjanjian ∆H akan bernilai negatif karena kandungan panas dari sistem menurun. Sebaliknya pada reaksi endotermik yaitu reaksi yang membutuhkan panas berdasarkan perjanjian ∆H akan bernilai positif. Namun kadang-kadang beberapa buku menggunakan tanda sebaliknya dari yang telah di uraikan di atas. Karena itu dalam penulisan di bidang termodinamika dianjurkan untuk selalu mencantumkan penggunaan tanda yang akan di gunakan (Bird, 1993).
2.3 Kalorimetri
Panas pelarutan ada dua macam, yaitu panas pelarutan integral dan panas pelarutan diferensial. Besarnya panas pelarutan bergantung pada jumlah mol pelarut dan zat terlarut ( Sukardjo, 2002).
Panas reaksi dapat dinyatakan sebagai perubahan eneergi produk dan reaktan pada volume konstan ∆E atau pada tekanan konstan ∆H. Panas reaksi diukur dengan bantuan kalorimeter. Harga ∆E diperoleh apabila reaksi dilakukan dengan kalorimeter bom, yaitu pada volume konstan dan ∆H adalah panas reaksi yang di ukur pada tekanan konstan, dalam gelas piala yang diisolasi. Karena proses diperinci dengan baik, maka panas yang dilepaskanatau diadsorpsi hanyalah fungsi-fungsi keadaan yaitu ( Dogra dan Dogra, 1990).
Qp = ∆H atau Qr = ∆E
Besaran-besaran ini dapat diukur oleh persamaan Q = ∆E atau ∆H= T1.T2. ∆Ci (produk kalorimeter) dT, dimana Ci dapat berupa Cv untuk pengukuran E dan Cp untuk H. Untuk H dalam banyak percobaan, Ci untuk kalorimeter dijaga tetap konstan ( Dogra dan Dogra, 1990).
Dalam laboratorium pertukaran kalor dalam proses fisika dan kimia diukur dengan kalorimeter yaitu suatu wadah tertutup yang dirancang secara khusus untuk tujuan ini. Pembahasan tentang kalorimetri pengukuran perubahan kalor akan bergantung pada pemahaman tentang kalor jenis dan kapasitas kalor. Kalor jenis suatu zat adalah jumlah kalor yang dibutuhkan untuk menaiikan suhu satu gram zat sebesar satu derajat celcius. Kapasitas kalor suatu zat adalah jumlah kalor yang dibutuhkan untuk menaikkan suhu sejumlah zat sebesar satu derajat celcius ( Chang, 2004).
Alat paling penting untuk mengukur ∆U adalah kalorimetri bom adiabatik. Perubahan keadaan yang dapat berupa reaksi kimia berasal didalam wadah bervolume tetap yang disebut bom. Bom tersebut direndam dibak air pengaduk dan keseluruhan alat itulah disebut kalorimeter. Kalorimeter itu juga direndam dalam bak air luar. Temperatur air di dalam kalorimeter dan di dalam bak luar dipantau dan diatur sampai nilainya sama. Hal ini dilakukan untuk memastikan tidak adanya kalor yang hilang sedikit pun dari kalorimeter ke lingkungannya, yaitu bak air sehingga kalorimeter itu adiabatik ( Atkins, 1999).
Panas dilepaskan kelingkungannya atau diterima dari lingkungan sekitarnya oleh sistem dalam isohorik atau isobarik dan T1 = T2 kondisi ini disebut isotermal kalor reaksi. Syarat berikut yang harus dilakukan pada saat proses berlangsung a) suhu dari produk dan reaktan harus sama , b) semua jenis kerja harus dimasukkan pada proses reaksi, kecuali kerja ekspansi ( Aleksishvli dan Sidamonidze, 2002).
Panas reaksi diukur dengan menggunakan kalorimeter. Dalam rangka untuk melindungi perubahan suhu dari proses, transfer panas ke kalorimeter atau penyerapan panas dari kalorimeter harus terjadi secepat mungkin. Perubahan panas ditunjukkan oleh perubahan suhu kalorimeter.
Qv = - Cv kal x ∆T kal
Dimana (kal adalah kapasitas panas kalorimeter) (Aleksishvli dan Sidoamonidze, 2002).
2.4 Panas Pelarutan dan Panas Penetralan
Panas pelarutan adalah panas yang diserap jika 1 mol padatan dilarutkan dalam larutan yang sudah dalam keadaan jenuh. Hal ini berbeda dengan panas pelarutan untuk larutan encer yang biasa terdapat dalam tabel panas pelarutan. Panas pelarutan biasanya terdapat tabel merupakan panas pengenceran dari keadaan jenuh menjadi encer ( Sukardjo, 2002).
Panas netralisasi terjadi dalam larutan asam kuat dan basa kuat dengan sedikit air ternyata beharga konstan. Hal ini disebabkan karena asam kuat dan basa kuat akan mudah terdisosiasi sempurna dalam bentuk ion di dalam larutan. Panas penetralan merupakan jumlah panas yang dilepaskan ketika 1 mol air terbentuk akibat reaksi dengan asam dan basa atau sebaliknya ( Subowo dan Sanjaya, 1983).
Aplikasi termokimia dapat dijumpai pada kehidupan sehari –hari seperti termos yang dapat menjaga suhu di dalam termos agar tetap konstan. Proses termokimia juga dapat digunakan pada pengolahan limbah biomasa yang memiliki kadar air relatif tinggi, karena metode pencairan secara termokimia dapt membuat kondisi operasi yang optimal, yaitu pada suhu dan tekanan operasi yang menghasilkan jumlah minyak maksimum pada limbah biomasa ( Sembodo dan Jumari, 2009).
Data-data titrasi kalorimetri isotermal pada banyak literatur saat ini cenderung memiliki kesalahan-kesalahan yang tinggi pada perhitungan entalpi reaksi ikatan protein ligan. Untuk itu perlu adanya standarisasi untuk kalorimetri titrasi. Beberapa garam anorganik dan reaksii buffer telah dianjurkan untuk memakai entalpi standar. Beberapa kalorimetri komersil, seperti UP-ITC, ITC 200 dan nanno ITC-III telah menggunakan reaksi standar ini ( Baranousklene, 2009).
BAB III
METODOLOGI
3.1 Alat dan Bahan
Alat- alat yang digunakan adalah batang pengaduk, buret, corong kaca, erlenmeyer, gelas beaker, kalorimeter, neraca analitik, penangas air, pipet volume, stopwatch, dan termometer.
Bahan- bahan yang digunakan adalah akuades, amonia, asam asetat, asam klorida, etanol, natrium hidroksida, seng, dan tembaga sulfat.
3.2 Analisis Bahan
3.2.1 Akuades (H2O)
Cairan tidak berwarna dengan rumus senyawa H2O dan memiliki nilai derajat relatif 1. Titik leleh 0° C dan titik didih 100° C. Dalam fase gas, air terdiri dari 1 molekul H2O dengan sudut ikatan H-O-H. Air merupakan pelarut yang sangat baik, yang dapat melarutkan banyak elektrolit dan bersifat netral ( Daintith, 1994; Kusuma, 1983).
3.2.2 Amonia (NH4OH)
Amonia merupakan gas berwarna dan baunya menyengat dengan titik leleh -74 °C dan titik didih -30,9 °C. Bersifat sangat larut dalam air dan alkohol ( Daintith, 1994).
3.2.3 Asam asetat ( CH3COOH)
Disebut juga asam cuka. Asam asetat merupakan zat cair tanpawarna dan berbau sengit dihasilkan melalui fermentasi alkohol oleh bakteri Acetobacter acety. Asam asetat murni membeku pada 290 K. Memiliki titik beku 16,6° C , titik leleh -118,1° C. Asam asetat bersifat korosif dapat menyebabkan luka bakar, kerusakan mata permanen serta iritasi pada membran mukosa. Cara penanganannya perlu ada refonil asam asetat agar dapat digunakan kembali dengan pengelolaan fisik yaitu destilasi ( Gem, 1994).
3.2.4 Asam Klorida ( HCl)
Asam klorida memiliki titik leleh -114,8 °C, titik didih -85 °C, berat jenis 7,05 g/cm3, berat gas uap 1,268. Merupakan gas tanpawarna, berbau merangsang berbahaya bila kontak dengan mata dan kulit atau pun terhirup. Banyak digunakan dalam laboratorium, industri logam sebagai pelarut dan penetralisasi (Rivai,1994).
3.2.5 Etanol (C2H5OH)
Senyawa berbentuk cair tanpa warna larut di dalam air, eter, aseton dan kloroform. Digunakan sebagai bahan bakar dan pelarut organik ( Basri, 2003).
3.2.6 Natrium hidrosksida (NaOH)
Berbentuk kristal, berwarna putih, mudah menyerap air dan karbondioksida. Bersifat higroskopis dan larut dalam alkohol, gliserol dan air. Nilai derajat relatifnya 2,13. T.l 318 C dan t.d 1390 C. Korosif terhadap jaringan tubuh dan membahayakan jika terkena mata. Cara penanggulangannya dari natrium hidroksida itu sendiri tidak dapat disimpan untuk pemulihan atau daur ulang. Senyawa ini mudah terionisasi membentuk ion natrium dan hidroksida (Daintith, 1994).
3.2.7 Seng ( Zn)
Berupa padatan netral dengan titik didih 907 °C dan titik leleh 419 °C, tidak larut dalam air, metanol, aseton, dan dietil eter. Mungkin terjadi iritasi jika terkena mata dan kulit atau terhirup ( Daintith, 1994).
3.2.8 Tembaga Sulfat (CuSO4)
Memiliki titik leleh 1170 C, densitas 3,6 g/l (20 C), bersifat toksik dan higroskopis, berbahaya jika tertelan, menyebabkan gangguan pada kulit dan mata ( Daintith, 1994).
Prosedur Percobaan
Penentuan Tetapan Kalorimeter
Hal yang dilakukan pertama dimasukkan 20cm3 air dingin kedalam calorimeter dengan buret dan dicatat suhunya. Kemudian dipanaskan air 20cm3 dalam gelas kimia sampai 10 derajat diatas temperatur kamar, dicatat suhunya.
Kemudian dicampurkan air panas dan air dingin kedalam calorimeter diaduk atau dikocok. Tempertaturnya diamati selama 10 menit dengan selang waktu 1 menit setelah pencampuran. Kurva pengamatan dibuat antara temperatur vs selang waktu untuk menentukan harga penurunan air panas dan kenaikan temperature air dingin.
Penentuan Kalor Reaksi Zn (s) + CuSO4
Larutan 1M CuSO4 sebanyak 40cm3 dimasukkan kedalam kalorimeter. Temperatur selama 2 menit dicatat dengan selang waktu ½ menit. Bubuk Zn ditimbang dengan teliti 3,00 gr - 3,10 gr dengan berat atom Zn = 65,4).
Kenudian bubuk Zn dimasukkan kedalam larutan CuSO4 atau kalorimeter. Temperatur selang waktu 1 menit dicatat setelah pencampuran 10 menit. Kenaikan temperatur diukur dengan menggunakan grafik.
Penentuan Kalor Pelarutan Etanol
Air sebanyak 18cm3 dimasukkan ke dalam kalorimeter dengan menggunakan buret. Temperatur air dalam kalorimeter diukur selama 2 menit dengan selang waktu ½ menit. Temperatur dalam dalam buret kedua diukur dan dimasukkan tepat 29 cm3 etanol kedalam kalorimeter.
Kemudian campuran dalam kalorimeter dikocok dan dicatat suhunya selama 4 menit dengan selang waktu ½ menit. Percobaan itu diulangi untuk campuran dengan volume yang bebeda. Kemudian dihitung ∆H pelarutan untuk campuran lain seperti pelarutan per mol etanol pada berbagai perbandingan mol air/mol etanol dan dibuat grafiknya
Penentuan Kalor Penetralan HCl dan NaOH
Larutan HCl 2M sebanyak 20 cm3 dimasukkan kedalam kalorimeter. Kedudukan suhu termometer dicatat. Kemudian larutan NaOH 2,05M diukur sebanyak 20 cm3. temperatur dicatat (diatur sedemikian temperaturnya sama dengan temperature HCl).
Basa tersebut dicampurkan kedalam kalorimeter dan temperatur campuran dicatat selama 5 menit dengan selang ½ menit. Kemudian grafik dibuat utnuk memperoleh perubahan temperatur akibat reaksi ini. Setelah itu ∆H penetralan dihitung jika kerapatan larutan 1,03 gr cm3 dan kalor jenisnya 3,96 J/g-1 K-1 .
Penentuan Kalor Penetralan NH4 dan HCl
Cara pengerjaan dan perhitungannya sama seperti no 3.4.4 diatas, tetapi mengganti larutan NaOH dengan NH4OH 2,05 M. untuk perhitungan menggunakan kerapatan larutan 1,015 g cm3 dan kalor jenis adalah 3,96 J/g-1 K-1 .
Penentuan Kalor Penetralan NaOH-CH3COOH
Perlakuan yang dilakukan sama dengan 3.4.4 untuk perhitungan digunakan kerapatan larutan 1,096 g cm3 dan kalor jenis adalah 4,02 J/g-1 K-1 .
BAB IV
HASIL DAN PEMBAHASAN
Hasil
4.1.1 Kalor Pelarut dalam Air
Volume (cm3) Suku pada menit ke…. Tcampuran pada menit ke….
Air Etanol
Air Etanol t (menit) T (oC) t (menit) T (oC) t (menit) T (oC) t (menit) T (oC)
18 29 ½ 29 ½ 28 ½ 34 2 ½ 33
18 29 1 29 1 28 1 34 3 33
18 29 1 ½ 29 1 ½ 28 1 ½ 33 3 ½ 33
18 29 2 29 2 28 2 33 4 33
27 19,3 ½ 28 ½ 28 ½ 34 2 ½ 33
27 19,3 1 28 1 28 1 34 3 33
27 19,3 1 ½ 28 1 ½ 28 1 ½ 33 3 ½ 33
27 19,3 2 28 2 28 2 33 4 33
36 14,5 ½ 28 ½ 28 ½ 34 2 ½ 33
36 14,5 1 28 1 28 1 33 3 32
36 14,5 1 ½ 28 1 ½ 28 1 ½ 33 3 ½ 32
36 14,5 2 28 2 28 2 33 4 32
36 11,6 ½ 28 ½ 28 ½ 32 2 ½ 32
36 11,6 1 28 1 28 1 32 3 32
36 11,6 1 ½ 28 1 ½ 28 1 ½ 32 3 ½ 32
36 11,6 2 28 2 30 2 32 4 32
36 5,8 ½ 30 ½ 30 ½ 32 2 ½ 32
36 5,8 1 30 1 30 1 32 3 32
36 5,8 1 ½ 30 1 ½ 30 1 ½ 32 3 ½ 32
36 5,8 2 30 2 27 2 32 4 32
45 4,8 ½ 30 ½ 39 ½ 32 2 ½ 32
45 4,8 1 30 1 39 1 32 3 32
45 4,8 1 ½ 30 1 ½ 39 1 ½ 32 3 ½ 32
45 4,8 2 30 2 39 2 32 4 32
4.1.2 Penentuan Tetapan Kalor
T °C (air dingin) T °C (air panas) Temperatur menit
t menit T °C
28 38 1 32
28 38 2 32
28 38 3 32
28 38 4 32
28 38 5 32
28 38 6 32
28 38 7 32
28 38 8 32
28 38 9 32
28 38 10 32
30 40 1 38
30 40 2 38
30 40 3 38
30 40 4 38
30 40 5 37
30 40 6 37
30 40 7 37
30 40 8 37
30 40 9 37
30 40 10 37
30 40 1 34
30 40 2 34
30 40 3 34
30 40 4 34
30 40 5 34
30 40 6 34
30 40 7 34
30 40 8 34
30 40 9 34
30 40 10 34
4.1.3 Penentuan Kalor Penetralan HCl dan NaOH
T (HCl) T (NaOH) Temperatur menit
t menit T ( °C)
30 30 ½ 39
30 30 1 39
30 30 1,5 38
30 30 2 38
30 30 2,5 38
30 30 3 38
30 30 3,5 38
30 30 4 38
30 30 4,5 38
30 30 5 38
4.1.4 Penentuan Kalor Penetralan Zn dan CuSO4
T CuSO4 Temperatur menit
t menit T °C
32 1 47
32 2 46
32 3 45
32 4 45
32 5 44
32 6 44
32 7 43
32 8 43
32 9 43
32 10 42
Pembahasan
Termokimia dapat didefinisikan sebagai bagian ilmu kimia yang mempelajari dinamika atau perubahan reaksi kimia dengan mengamati panas/termal nya saja. Salah satu terapan ilmu ini dalam kehidupan sehari-hari ialah reaksi kimia dalam tubuh kita dimana produksi dari energi-energi yang dibutuhkan atau dikeluarkan untuk semua tugas yang kita lakukan. Pembakaran dari bahan bakar seperti minyak dan batu bara dipakai untuk pembangkit listrik. Bensin yang dibakar dalam mesin mobil akan menghasilkan kekuatan yang menyebabkan mobil berjalan. Bila kita mempunyai kompor gas berarti kita membakar gas metan (komponen utama dari gas alam) yang menghasilkan panas. Dan melalui urutan reaksi yang disebut metabolisme, makanan yang dimakan akan menghasilkan energi yang kita perlukan untuk tubuh agar berfungsi.
Hampir semua reaksi kimia selalu ada energi yang diambil atau dikeluarkan. Peristiwa termokimia dimisalkan kita akan melakukan reaksi kimia dalam suatu tempat tertutup sehingga tak ada panas yang dapat keluar atau masuk kedalam campuran reaksi tersebut. Atau reaksi dilakukan sedemikian rupa sehingga energi total tetap sama. Juga misalkan energi potensial dari hasil reaksi lebih rendah dari energi potensial pereaksi sehingga waktu reaksi terjadi ada penurunan energi potensial. Tetapi energi ini tak dapat hilang begitu saja karena energi total (kinetik dan potensial) harus tetap konstan. Sebab itu, bila energi potensialnya turun, maka energi kinetiknya harus naik berarti energi potensial berubah menjadi energi kinetik. Penambahan jumlah energi kinetik akan menyebabkan harga rata-rata energi kinetik dari molekul- molekul naik, yang kita lihat sebagai kenaikan temperatur dari campuran reaksi. Campuran reaksi menjadi panas.
Kebanyakan reaksi kimia tidaklah tertutup dari dunia luar. Bila campuran reaksi menjadi panas seperti digambarkan dibawah, panas dapat mengalir ke sekelilingnya. Setiap perubahan yang dapat melepaskan energi ke sekelilingnya seperti ini disebut perubahan eksoterm. Perhatikan bahwa bila terjadi reaksi eksoterm, temperatur dari campuran reaksi akan naik dan energi potensial dari zat-zat kimia yang bersangkutan akan turun. Kadang-kadang perubahan kimia terjadi dimana ada kenaikan energi potensial dari zat-zat bersangkutan. Bila hal ini terjadi, maka energi kinetiknya akan turun sehingga temperaturnya juga turun. Bila sistem tidak tertutup di sekelilingnya, panas dapat mengalir ke campuran reaksi dan perubahannya disebut perubahan endoterm. Perhatikan bahwa bila terjadi suatu reaksi endoterm, temperatur dari campuran reaksi akan turun dan energi potensial dari zat-zat yang ikut dalam reaksi akan naik.
Untuk menetukan perubahan entalpi digunakan suatu alat yang disebut kalorimeter. Cara penetuannya disebut kalorimetris. Penentuan kalor reaksi secara kalorimetris merupakan penentuan yang di dasarkan atau diukur dari perubahan suhu larutan dan kalorimeter dengan prinsip perpindahan kalor, yaitu jumlah kalor yang diberikan sama dengan jumlah kalor yang diserap. Kalorimeter adalah suatu sistem terisolasi ( tidak ada pertukaran materi maupun energi dengan lingkungan diluar kalorimeter). Pada kalorimetr, kalor reaksi sama dengan jumlah kalor yang diserap atau dilepaskan larutan sedangkan kalor yang diserap oleh gelas dan lingkungan di abaikan.
Pada kalorimeter, reaksi berlangsung pada tekanan tetap sehingga perubahan kalor yang terjadi dalam sistem sama dengan perubahan entalpinya. Yang perlu diperhatikan pada penggunaan kalorimeter adalah apabila suhu campuran bertambah berarti reaksi menghasilkan kalor yang diserap oleh campuran larutan sehingga harga, dan kebalikannya jika suhu campuran larutan turun berarti larutan membutuhkan kalor dengan cara menyerapnya dari campuran larutan sehingga harga.
Dinding atau pembatas yang memungkinkan sistem berkontak termal dengan lingkungan disebut dinding diatermik. Dinding yang tidak memungkinkan sistem berkontak termal dengan lingkungan disebut dinding adiabatik.
Analisis Prosedur dan Hasil
Tetapan kalorimeter adalah banyak kalor yang diperlukan untuk menaikkan suhu kalorimeter beserta isinya 10C. Kalori d adalah kuantitas panas yang diperlukan untuk menaikkan suhu satu gram air satu skala derajat celcius. Alat yang digunakan disebut kalorimeter terdiri atas bejana yang dilengkapi batang pengaduk dan termometer. Pada bejana diselimuti penyekat panas untuk mengurangi radiasi panas. Penggunaan kalorimeter ini untuk mengetahui kapasitas panas suatu zat, kalor yang dilepas maupun diterima.
Kalor pelarutan adalah panas yang dilepaskan atau diserap ketika satu mol senyawa dilarutkan dalam pelaryut berlebih yaitu sampai suatu keadan dimana pada penambahan pelarut selanjutnya tidak ada panas yang diserap atau dilepaskan lagi, karena air biasanya digunakan sebagai pelarut. KaIor reaksi adalah besarnya kalor yang menyertai reaksi yaitu bentuk energi yang mengalir dari sistem ke lingkungan. Kalor Penetralan adalah kalor untuk menetralkan 1 mol asam dengan basa atau 1 mol basa dengan asam. Panas reaksi dapat dinyatakan sebagai perubahan energy produk dan reaktan pada volume konstan (ΔE) atau pada tekanan konstan (ΔH).
Pada tekanan konstan dan temperatur konstan :
ΔH = Hproduk - Hreaktan
Penentuan Tetapan Kalorimetr
Pertama untuk penetapan kalorimeter digunakan air. Alasan digunakan air karena komposisi kalor air lebih tinggi dibandingkan dengan cairan lain dan karena air adalah pelarut yang sangat baik. Air lalu dipanaskan sampai suhunya lebih tinggi 10 ℃ dari sebelumnya agar tampak perbedaan suhunya dari sebelum yang dipanaskan sehingga menghasilkan air campuran yang mana air campuran dari air panas dan dingin ini akan diukur lagi suhunya. Campuran air dingin dan air panas memiliki perbandingan volume yang sama yaitu 20 cm3 dan 20 cm3 ini agar dalam perhitungan volume dapat di abaikan. Pada tetapan kalorimeter ini didapatkan nilai q1 nya sebesar 334,01 Joule, q2 sebesar 501,02 Joule dan q3 sebesar 167,01 Joule. q3 didapatkan dari selisih q1 dan q2. Dari selisih q1 dan q2 ini didapatkan nilai tetapan kalorimeter sebesar 16,701 J/K.
Pada percobaan ini terjadi reaksi eksoterm dan endoterm. Reaksi eksotermik adalah suatu reaksi yang melepaskan energi. Jika reaksi berlangsung pada suhu tetap berdasarkan perjanjian ∆H akan bernilai negatif karena kandungan panas dari sistem menurun. Sebaliknya pada reaksi endotermik yaitu reaksi yang membutuhkan panas berdasarkan perjanjian ∆H akan bernilai positif. Stelah dilakukan pencampuran, selanjutnya adalah dikocok tujuan pengocokan adalah agar tercapainya kesetimbangan larutan air panas dan air dingin.
Penentuan kalor pelarut etanol dalam air
Kalor pelarutan adalah besarnya kalor yang dilepaskan atau diserap pada pelarutan satu mol suatu zat menjadi larutan encer (s = solubility). Dari data-data yang telah diperoleh, dapat ditentukan kalor yang diserap air, kalor yang diserap etanol, dan kalor yang diserap calorimeter, lalu diperoleh kalor pelarutan dari penjumlahan kalor dibagi dengan mol etanol, karena etanol dalam system sebagai zat terlarut. Pada penentuan kalor pelarut etanol dan air dilakukan 5 kali pengukuran dengan volume air dan etanol yang bebeda:
Volume air 18 cm3 ; Volume etanol 29 cm3
Volume air 27 cm3 ; Volume etanol 19,3 cm3
Volume air 36 cm3 ; Volume etanol 14,5 cm3
Volume air 36 cm3 ; Volume etanol 11,6 cm3
Volume air 36 cm3 ; Volume etanol 5,8 cm3
Volume air 45 cm3 ; Volume etanol 4,8 cm3
Dilakukan pengukuran suhu selama 2 menit dalam selang waktu ½ menit sambil dilakukan pengocokan, Tujuan dari pengukuran suhu tiap selang waktu ½ menit adalah agar dapat mengetahui perubahan suhu yang terjadi selama dikocok apakah dilepas atau diserap. Sedangkan pada campuran di catat temperatur selama 4 menit dengan selang waktu ½ menit. Hal ini dilakukan sebanyak 5 kali dengan perbandingan volume air dan etanol yang bebeda. Ini bertujuan agar di dapatkan perbedaan apa saja yang mempengaruhi dari pelarutan etanol dalam air. Dimana di dapatkan bahwa semakin besar volume air dan semakin rendah volume etanol suhu semakin kecil.
C. Penentuan kalor Penetralan NaOH dan HCl
Pada penentuan kalor penetralan NaOH dan HCl ini digunakan HCl karena HCl merupakan asam kuat dan NaOH adalah basa lemah. Sehingga apabila dicampurkan akan menghasilkan garam. Reaksinya :
NaOH + HCl NaCl + H2O
Dimana didapatkan nilai kalor yang diserap campuran sebesar 1,543 J. Kalor yang diserap kalorimeter 109,56 J. Dan entalpinya sebesar 41,33 J. Kalor penetralan merupakan jumlah panas yang dilepaskan ketika 1 mol air terbentuk akibat reaksi dengan asam atau basa dan sebaliknya. Dari data-data hasil percobaan, dapat dihitung kalor yang diserap larutan dan kalor yang diserapa oleh calorimeter.
D. Penentuan Kalor Reaksi Zn(s) + CuSO4
Panas reaksi pada percobaan merupakan perubahan energi produk dan reaktan pada tekanan konstan (ΔH). Reaksinya sebagai berikut:
Zn + CuSO4 ZnSO4 + Cu
Pada saat proses pencampuran larutan CuSO4 dan logam Zn di dalam kalorimeter, tabung calorimeter terasa panas. Hal ini juga ditunjukkan pada hasil pengamatan, yakni suhu akhir lebih tinggi dari suhu awal. Peristiwa ini disebut reaksi eksotermis, yaitu reaksi yang disertai dengan perpindahan kalor dari sistem ke lingkungan. Dalam hal ini sistem melepaskan kalor ke lingkungan. Pada reaksi eksoterm umumnya suhu sistem naik. Adanya kenaikan suhu inilah yang mengakibatkan sistem melepaskan kalor ke lingkungan menandakan terjadinya perpindahan kalor. Perpindahan kalor terjadi karena adanya perpindahan suhu.
Dari data yang diperoleh dapat dihitung kalor yang diserap oleh calorimeter sebesar 18,454 Joule dan kalor larutan ZnSO4 sebesar 201,55 Joule karena Zn berupa padatan logam sehingga yang diukur kalornya adalah larutan ZnSO4. Kalor reaksi didapat dari penjumlahan kalor dibagi mol ZnSO4. Diperoleh kalor reaksi sebesar 780,15 kJ/mol, artinya kalor yang dibutuhkan untuk membentuk 1 mol ZnSO4 sebesar 0,780 kJ/mol.
BAB V
PENUTUP
5.1 Simpulan
Berdasarkan hasil percobaan diperoleh hasil sebagai berikut :
Tetapan calorimeter sebesar 16, 701 J/K.
Kalor reaksi ZnSO4 sebesar 0,78 kJ/mol.
Kalor Pelarutan Etanol dalam Air dari ΔH1 sampai ΔH6 berturut-turut ialah 1,272 kJ/mol ; 2,514 kJ/mol ; 4,024 kJ/mol; 3,531 kJ/mol ; 3,464 kJ/mol ; dan 4,121 kJ/mol.
Kalor penetralan HCl dan NaOH ΔH = 41,33 kJ/mol.
5.2 Saran
Pada praktikum selanjutnya diharapkan dapat melakukan percobaan penentuan kalor penetralan NH4 dan HCl serta penentuan kalor penetralan NaOH – CH3COOH.
DAFTAR PUSTAKA
Aleksishvli, M. Sidamonidze, S. 2002. “ Problems In Chemical Thermodynamics With Solution”. Word Scientific Publishing Co Ptc. Ltd. Singapura.
Atkins, P.W. 1999. “ Kimia Fisika”. Edisi 4. Jilid 1. Alih Bahasa : Irma I Kartohadiprojo. Erlangga. Jakarta.
Baranousklene, L. 2009. “ Titration Calorimetry Standards and the Precision of Ishotermal Titration Calorimetry Data”. International Journal of Molecular Sciences. ISSN 1422-0067.
Basri, S.2003. “Kamus Lengkap Kimia”. Rineka Cipta. Jakarta.
Bird, T. 1993. Kimia Fisik untuk Universitas”. Gramedia Pustaka Utama. Jakarta.
Chang, R. 2004. “Kimia Dasar Konsep- Konsep Inti”. Edisi 3. Jilid 2. Alih Bahasa: Muhammad Abdul Kadir Martoprawiro, Ph.D. dkk. Erlangga. Jakarta.
Daintith, J.1994.” Kamus Lengkap Kimia”. Edisi Baru. Alih Bahasa : Suminar Achmadi, Ph.D. Erlangga. Jakarta.
Dogra, SK. Dan Dogra, S. 1990. “ Kimia Fisika dan Soal-soal”. UI-Press. Jakarta.
Gem,C.1994. “Kamus Saku Kimia”.Alih Bahasa: Suminar Achmadi Setiadi , Ph.D. Erlangga. Jakarta.
Keenan, CW. Kleifelter, DC dan Nood, JH. 1984. “Ilmu Kimia untuk Universitas”. Edisi 6. Jilid 1. Alih Bahasa : Pudjaatmaka. Erlangga. Jakarta.
Kusuma, S.1983. “Pengetahuan bahan-Bahan”. Erlangga. Jakarta.
Rivai, H. 1994. “ Asas Pemeriksaan Kimia “. UI-Press. Jakarta.
Sembodo, B dan Jumiarti, A. 2009. “ Dekomposisi Jerami Secara termodinamika dalam Air Panas Bertekanan”. Ekuilibrium. Vol 7. No 1. Jakarta.
Subowo, T dan Sanjaya, A. 1983. “Kimia Fisika”. CV Armico. Bandung.
Sukardjo. 2003. “Kimia Fisika”. Rineka Cipta. Jakarta.
