Praktikum Kimia Dasar : Termokimia

BAB 2

PEMBAHASAN

2.1 Konsep Termokimia

            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 untuk memasak. 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. Mari kita periksa terjadinya hal ini dan bagaimana kita mengetahui adanya perubahan energi.

a.Peristiwa termokimia

Misalkan 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 molekulmolekul 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.

b. Pengukuran Energi Dalam Reaksi Kimia

Satuan internasional standar untuk energi yaitu Joule (J) diturunkan dari energi kinetik. Satu joule = 1 kgm²/s². Setara dengan jumlah energi yang dipunyai suatu benda dengan massa 2 kg dan kecepatan 1 m/detik (bila dalam satuan Inggris, benda dengan massa 4,4 lb dan kecepatan 197 ft/menit atau 2,2 mile/jam).

1 J = 1 kg m²/s²

Satuan energi yang lebih kecil yang dipakai dalam fisika disebut erg yang harganya = 1×10^-7 J. Dalam mengacu pada energi yang terlibat dalam reaksi antara pereaksi dengan ukuran molekul biasanya digantikan satuan yang lebih besar yaitu kilojoule (kJ). Satu kilojoule = 1000 joule (1 kJ = 1000J).

Semua bentuk energi dapat diubah keseluruhannya ke panas dan bila seorang ahli kimia mengukur energi, biasanya dalam bentuk kalor. Cara yang biasa digunakan untuk menyatakan panas disebut kalori (singkatan kal). Definisinya berasal dari pengaruh panas pada suhu benda. Mula-mula kalori didefinisikan sebagai jumlah panas yang diperlukan untuk menaikkan temperatur 1 gram air dengan suhu asal 15⁰C sebesar 1⁰C. Kilokalori (kkal) seperti juga kilojoule merupakan satuan yang lebih sesuai untuk menyatakan perubahan energi dalam reaksi kimia. Satuan kilokalori juga digunakan untuk menyatakan energi yang terdapat dalam makanan.

Dengan diterimanya SI, sekarang juga joule (atau kilojoule) lebih disukai dan kalori didefinisi ulang dalam satuan SI. Sekarang kalori dan kilokalori didefinisikan secara eksak sebagai berikut :

1 kal = 4,184 J

1 kkal = 4,184 kJ

  

Untuk membahas energi dalam reaksi kimia, pertama-tama perlu kita fahami tentang kandungan energi dalam sebuah benda. Kita sendiri tidak tahu berapa besar energi yang kita miliki, namun kita tahu berapa besar energi (kalori) yang masuk kedalam tubuh melalui makanan atau pertambahan energi, begitupula kita dapat mengukur berapa besarnya energi yang kita keluarkan untuk mengangkat 50 kg beras atau terjadinya penurunan energi. Oleh sebab itu pengukuran energi selalu menggunakan perubahan energi.

Entalphi (H) didefinisikan sebagai kandungan energi dari suatu zat pada tekanan tetap. Karena tidak mungkin mengukur entalphi, maka yang kita ukur selalu perubahan entalphi (ΔH).

Untuk lebih mudahnya kita cermati kejadian ini, beberapa gram kapur tohor (CaO) dimasukan kedalam gelas yang berisi air, dan diaduk, dan proses pelarutan terjadi dalam hal ini terjadi reaksi antara air dan kapur tohor. Apa yang terjadi? Reaksi ini meghasilkan panas. Dalam hal ini, panas berpindah dari system ke lingkungan. Proses reaksi ini dapat disederhanakan dalam persamaan reaksi dibawah ini :

CaO + H2O → Ca(OH)2 dan panas

Jika reaksi berlangsung dari zat A berubah menjadi zat B, maka Δ H, selalu diukur dari H hasil – H reaktan, sehingga secara umum : ΔH = H B – H A, perhatikan Gambar 10.15

Gambar. Konsep Entalphi pada perubahan zat.

Besarnya perubahan entalphi pembentukan suatu zat telah diukur secara eksperimen, pengukuran ΔH pada 25°C 1atm dinyatakan sebagai ΔHo (perubahan entalphi standar)

Persamaan reaksi dapat dilengkapi dengan informasi energi yang menyertainya, umumnya dituliskan dengan menambahkan informasi perubahan energi (ΔH) disebelah kanannya. Berdasarkan ΔH kita dapat bagi menjadi dua jenis reaksi yaitu reaksi eksoterm dan endoterm, lihat Bagan 10.16.

Bagan. Jenis reaksi dan entalphinya

Reaksi Eksoterm adalah reaksi yang menghasilkan panas/kalor. Pada reaksi inin ΔH bernilai negatif, sehingga ΔH produk lebih kecil dibandingkan dengan ‘H reaktan.

C + O2 → CO2 ΔH = -94 Kkal/mol

Reaksi endoterm merupakan reaksi yang menyerap panas, ΔH reaksi ini bernilai positif, sehingga ΔH produk lebih besar dibandingkan dengan ‘H reaktannya.

CO2 + 2 SO2 → CS2 + 3 O2 ΔH= +1062.5 kJ/mol

2.2 Kalor Reaksi yang Merupakan Manifestasi dari Perubahan Energi dalam Termokimia.

a. Kalor Pembentukan (∆Hf)

            Kalor pembentukan adalah kalor yang dikeluarkan atau diperlukan untuk membentuk 1 mol senyaawa dari unsur-unsurnya dalam keadaan standar. Pada umumnya entalpi pembentukan senyawa bertanda negative. Hal ini menunjukkan bahwa yang bersangkutan lebih stabil dari unsur-unsurnya. Entalpi pembentukan dalam keadaan standar ditetapkan sama dengan nol ( 0 ). 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.

Pada umumnya  dalam persamaan termokimia dinyatakan:

AB + CD ———> AC + BD Δ H⁰ = x kJ/mol

Δ H⁰ adalah lambang dari perubahan entalpi pada keadaan itu. Yang dimaksud dengan bentuk standar dari suatu unsur adalah bentuk yang paling stabil dari unsur itu pada kondisi standar (298 K, 1 atm).

Untuk unsur yang mempunyai bentuk alotropi, bentuk standarnya ditetapkan berdasarkan pengertian tersebut. Misalnya, karbon yang dapat berbentuk intan dan grafit, bentuk standarnya adalah grafit, karena grafit adalah bentuk karbon yang paling stabil pada 298 K, 1 atm. Dua hal yang perlu diperhatikan berkaitan dengan entalpi pembentukan yaitu bahwa zat yang dibentuk adalah 1 mol dan dibentuk dari unsurnya dalam bentuk standar.

Contoh: Entalpi pembentukan etanol (C₂H₅OH) (l)  adalah -277,7 kJ per mol. Hal ini berarti: Pada pembentukan 1 mol (46 gram) etanol dari unsur-unsurnya dalam bentuk standar, yaitu karbon (grafit), gas hidrogen dan gas oksigen, yang diukur pada 298 K, 1 atm dibebaskan 277,7 kJ  dengan persamaan termokimianya adalah:
2 C (s, grafit) + 3H₂ (g) + ½ O2 (g) –> C₂ H₅ OH (l) ΔH = -277,7kJ

b. Kalor Penguraian (∆Hd)

Kalor penguraian adalah kalor yang dihasilkan atau diperlukan untuk menguraikan 1 mol senyawa menjadi unsur-unsurnya.

c. Kalor Pembakaran (∆Hc)

            Kalor pembakaran adalah jumlah kalor yang dibebaskan per mol zat yang dapat dibakar, dan zat tersebut bereaksi dengan oksigen. Zat yang mudah terbakar antara lain adalah unsur karbon, hydrogen, belerang, dan berbagai senyawa dari unsur tersebut. Pembakaran dikatakan smpurna jika :

• Karbon ( C ) terbakar menjadi CO_2.
• Hidrogen ( H ) terbakar menjadi H₂O. 

• Belerang ( S ) terbakar menjadi SO₂.

Bahan bakar utama dewasa ini adalah bahan bakar fosil, yaitu gas alam, minyak bumi, dan batu bara. Bahan bakar fosil itu berasal dari pelapukan sisa organisme, baik tumbuhan atau hewan. Pembentukan bahan bakar fosil ini memerlukan waktu ribuan sampai jutaan tahun.

Bahan bakar fosil terutama terdiri atas senyawa hidrokarbon, yaitu senyawa yang hanya terdiri atas karbon dan hidrogen. Gas alam terdiri atas alkana suku rendah terutama metana dan sedikit etana, propana, dan butana. Seluruh senyawa itu merupakan gas yang tidak berbau. Oleh karena itu, kedalam gas alam ditambahkan suatu zat yang berbau tidak sedap, yaitu merkaptan, sehingga dapat diketahui jika ada kebocoran. Gas alam dari beberapa sumber mengandung H2S, suatu kontaminan yang harus disingkirkan sebelum gas digunakan sebagai bahan bakar karena dapat mencemari udara. Beberapa sumur gas juga mengandung helium.

Minyak bumi adalah cairan yang mengandung ratusan macam senyawa, terutama alkana, dari metana hingga yang memiliki atom karbon mencapai lima puluhan. Dari minyak bumi diperoleh bahan bakar LPG (Liquified Petroleum gas), bensin, minyak tanah, kerosin, solar dan lain-lain. Pemisahan komponen minyak bumi itu dillakukan dengan destilasi bertingkat. Adapun batu bara adalah bahan bakar padat, yang terutama, terdiri atas hidrokarbon suku tinggi. Batu bara dan minyak bumi juga mengandung senyawa dari oksigen, nitrogen, dan belerang.

Bahan bakar fosil, terutama minyak bumi,  telah digunakan dengan laju yang jauh lebih cepat dari pada proses pembentukannya. Oleh karena itu, dalam waktu yang tidak terlalu lama lagi akan segera habis. Untuk menghemat penggunaan minyak bumi dan untuk mempersiapkan bahan bakar pengganti, telah dikembangkan berbagai bahan bakar lain, misalnya gas sintesis (sin-gas) dan hidrogen. Gas sintetis diperoleh dari gasifikasi batubara. Batu bara merupakan bahan bakar fosil yang paling melimpah, yaitu sekitar 90 % dari cadangan bahan bakar fosil. Akan tetapi penggunaan bahan bakar batubara menimbulkan berbagai masalah, misalnya dapat menimbulkan polusi udara yang lebih hebat daripada bahan bakar apapun. Karena bentuknya yang padat terdapat keterbatasan penggunaannya. Oleh karena itu, para ahli berupaya mengubahnya menjadi gas sehingga pernggunaannya lebih luwes dan lebih bersih.

Gasifikasi batubara dilakukan dengan mereaksikan batubara panas dengan uap air panas. Hasil proses itu berupa campuran gas CO,H2 dan CH4.

Sedangkan bahan sintetis lain yang juga banyak dipertimbangkan adalah hidrogen. Hidrogen cair bersama-sama dengan oksigen cair telah digunakan pada pesawat ulang-alik sebagai bahan bakar roket pendorongnya. Pembakaran hidrogen sama sekali tidak memberi dampak negatif pada lingkungan karena hasil pembakarannya adalah air. Hidrogen dibuat dari air melalui reaksi  endoterm berikut:

H2O (l) —> 2 H2 (g) + O2 (g) ΔH = 572 kJ

Apabila energi yang digunakan untuk menguraikan air tersebut berasal dari bahan bakar fosil, maka hidrogen bukanlah bahan bakar yang konversial. Tetapi saat ini sedang dikembangkan penggunaan energi nuklir atau energi surya. Jika proyek itu berhasil, maka dunia tidak perlu khawatir akan kekurangan energi. Matahari sesungguhnya adalah sumber  energi terbesar di bumi, tetapi tekonologi penggunaan energi surya belumlah komersial. Salah satu kemungkinan penggunaan energi surya adalah menggunakan tanaman yang dapat tumbuh cepat. Energinya kemudian diperoleh dengan membakar tumbuhan itu. Dewasa ini, penggunaan energi surya yang cukup komersial adalah untuk pemanas air rumah tangga (solar water heater).

d. Kalor Pelarutan (∆Hs)

Kalor pelarutan adalah Kalor yang dihasilkan dari reaksi pelarutan dari satu mol senyawa ke dalam pelarut dan menjadi larutan encer. Entalphi pelarutan standar hasil pengukuran pada 25^oC dengan tekanan 1 atm dilambangkan dengan ΔH^o.

Jika kita mengencerkan asam sulfat ke dalam air, maka secara perlahan-lahan kita memipet asam sulfat dan meneteskannya secara tidak langsung ke air melalui dinding tabung reaksi. Jika kita pegang dinding tabung reaksi akan terasa hangat. Hal ini mengindikasikan bahwa proses pengenceran asam sulfat melepaskan panas dengan persamaan reaksi;

H2SO4(aq) + 2H2O ↔ 2 H3O+ + SO4^2-(aq)
ΔH^o_s= – 909.27 kJ/mol

Perhitungan energi dalam bentuk kalor reaksi maupun entalphi dapat dilakukan dengan cara lain. Hal ini didasari pada prinsip reaksi yaitu penataan ulang ikatan kimia dari zat-zat yang bereaksi. Pertama-tama terjadi pemutusan ikatan kemudian dilanjutkan dengan pembentukan ikatan. Sehingga proses penghitungan energi dapat menggunakan energi ikat dari senyawa yang terlibat dalam reaksi tersebut.

Dalam laboratorium, eksperimen dapat dilakukan untuk mengukur ΔH dengan menggunakan kalorimeter (Gambar 10.19). Alat ini bekerja berdasarkan azas Black dimana kalor yang dilepaskan sama dengan kalor yang diterima. Jika zat A suhu x ^oC dengan zat B dengan suhu yang sama x ^oC, setelah bercampur dihasilkan zat C yang suhu meningkat menjadi z ^oC.

Terjadi perubahan suhu sebesar Δt = (z-x) ^oC. Perubahan mengindikasikan bahwa reaksi menghasilkan panas. Perhitungan entalphi dapat diketahui dengan persamaan:

q = m . c . Δt

q: Kalor reaksi
m : massa zat (gram)
Δt : perubahan suhu (^oC)
c : Kalor jenis zat cair (J/g ^oC).

d. Kalor Penguapan (∆H_O)

Kalor penguapan adalah energi yang dibutuhkan untuk mengubah suatu kuantitas zat menjadi gas. Energi ini diukur pada titik didih zat dan walaupun nilainya biasanya dikoreksi ke 298 K, koreksi ini kecil dan sering lebih kecil dari pada deviasi standar nilai terukur. Nilainya biasanya dinyatakan dalam kJ/mol, walaupun bisa juga dalam kJ/kg, kkal/mol, kal/g dan Btu/lb.

Panas penguapan dapat dipandang sebagai energi yang dibutuhkan untuk mengatasi interaksi antarmolekul di dalam cairan (atau padatan pada sublimasi). Karenanya, helium memiliki nilai yang sangat rendah, 0,0845 kJ/mol, karena lemahnya gaya van der Waals antar atomnya. Di sisi lain, molekul air cair diikat oleh ikatan hidrogen yang relatif kuat, sehingga panas penguapannya, 40,8 kJ/mol, lebih dari lima kali energi yang dibutuhkan untuk memanaskan air dari 0 °C hingga 100 °C (cp = 75,3 J/K/mol).

Harus diperhatikan, jika menggunakan panas penguapan untuk mengukur kekuatan gaya antarmolekul, bahwa gaya-gaya tersebut mungkin tetap ada dalam fase gas (seperti pada kasus air), sehingga nilai perhitungan kekuatan ikatan akan menjadi terlalu rendah. Hal ini terutama ditemukan pada logam, yang sering membentuk molekul ikatan kovalen dalam fase gas. Dalam kasus ini, perubahan entalpi standar atomisasi harus digunakan untuk menemukan nilai energi ikatan yang sebenarnya.

e. Kalor Sublimasi

Kalor yang diperlukan untuk sublimasi per satuan massa disebut kalor sublimasi.

d. Kalor Netralisasi (∆Hn)

Kalor Netralisasi adalah kalor yang dihasilkan atau diperlukan untuk membentuk 1 mol H₂O dari reaksi antara asam dan basa. Kalor netralisasi termasuk reaksi eksoterm karena pada reaksi ini terjadi kenaikan suhu.

2.3 Proses dalam Menentukan Kalor Reaksi untuk Berbagai Reaksi Kimia.

            Dalam menentukan kalor reaksi dapat ditentukan dengan melakukan percobaan sebagai berikut:

a.Judul Percobaan : Percobaan Termokimia

b.Alat dan Bahan

            Alat yang digunakan dalam percobaan termokimia ini antara lain :

• 1 set kalorimeter beserta pengaduk dan termometernya.
• Pemanas ( pembakar spirtus, kaki tiga, dan kasa pembakar)
• 1 buah Erlenmeyer
• 1 buah thermometer
• Statif
• Stopwatch

Bahan yang digunakan dalam percobaan termokimia ini antara lain:

• Aquades
• HCL 2 M
• NH₄OH 2.05 M
• CH₃COOH 2 M
• NaOH 2.05 M
• Etanol

C. Cara Kerja

1) Tetapan Kalorimeter

• Membandingkan kedua thermometer dengan mencelupkannya bersama-sama dalam aquades pada temperatur kamar selama 1 menit dan membaca temperature masing-masing dengan ketelitian 0.1^oC. Harus selalu menggunakan 1 termometer dalam kalorimeter.
• Memasukkan 50 ml air ke dalam sebuah erlenmeyr, kemudian memanaskannya hingga bersuhu 15^oC-20^oC diatas temperature kamar.
• Sambil mengerjakan tahap 2, menimbang sebuah calorimeter yang kering dan bersih dengan teliti.
• Memasukkan 50 ml air dingin (aquades) ke dalam calorimeter tersebut dan menimbangnya.
• Menutup kalorimeter tersebut dan memasang pengaduk serta termometernya.
• Mengukur suhu aquades dalam kalorimeter dan air panas secara bersamaan dengan teliti (± 0.1^oC) tiap menit selama 3 menit.
• Pada menit ke 4, menuangkan air panas ke dalam air dingin (aqauades) di dalam kalorimeter dengan cepat, kemudian menutup dan mengaduknya segera
• Mengukur suhu pada menit ke 5,6,7. Hingga menit terakhir pengadukan harus tetap berlangsung
• Menimbang kembali kalorimeter beserta isinya,kemudian menghitung berat air panas yang ditambahkan.
• Menghitung perubahan temperature untuk air dingin(aquades) dan air panas.
• Menghitung kalor yang dilepas oleh air panas  à massa_{air panas} c ∆T₂
• Menghitung kalor yang diterima oleh air dingin à massa_{air dingin} c ∆T₁
• Menghitung kalor yang diterima kalorimeter yaitu selisih antara kalor yang dilepaskan oleh air panas  dengan kalor yang diterima aquades.

Dari percobaan pertama di dapat hasil :

	Berat (gram)	Temperatur pada menit ke (oC)
		1	2	3	4	5	6	7
Air dingin	47.88	27	27	27		-	-	-
Air panas	46.52	46	45	44		-	-	-
Campuran	94.4	-	-	-		32.5	32	32

Massa kalorimeter : 437.87 gram

Perhitungan :

Perubahan temperatur air dingin (∆T₁)           : 32.5^oC-27^oC = 5.5^oC

Perubahan temperatur air panas (∆T₂) : 45^oC-32.5^oC = 12.5^oC

Kalor yang dilepas oleh air panas                   : massa_{air panas} c ∆T₂

: 46.52 gram. 4.2 kal/gr C . 12.5^oC

: 2442.3 J

Kalor yang diterima oleh air dingin                : massa_{air dingin} c ∆T₁

: 47.88 gram . 4.2 kal/gr C. 5.5^oC

: 1106.1 J

Kalor yang diterima kalorimeter                     : Q lepas – Q terima

: 2442.3 J – 1106.1 J

: 1336.2 J

Tetapan Kalorimeter                                       :  Kalor yang diterima kalorimer

∆T₁

: 1336.2 J

                                                                                                     12.5^oC

: 106.9 J/K

2) Perhitungan Kalor Pelarutan Etanol-Air                

            Kalor pelarutan etanol adalah perubahan kalor yang terjadi jika etanol dilarutkan dalam volume air yang tak berhingga.

• Menimbang kalorimeter yang sudah ditentukan tetapan kalorimetrnya dengan tepat
• Memasukkan 18 ml air ke dalam kalorometer dengan menggunakan gelas ukur. Air dapat diganti dengan aquades.
• Menimbang kembali kalorimeter beserta isinya dengan tepat.
• Menghitung berat air.
• Menutup, memasang pengaduk dan termometernya.
• Memasukkan 20 ml etanol kedalam Erlenmeyer.
• Menutup Erlenmeyer yang ditengahnya disisipkan sebuah termometer.
• Mengukur temperatur air dan etanol secara bersamaan tiap meit selama 4 menit.
• Pada menit ke 5, memasukkan etanol kedalam kalorimeter.
• Mengaduk dengan baik dan mengukur suhunya tiap menit selama 8 menit.
• Menimbang kalorimeter beserta isinya.
• Menghitung berat etanol yang ditambahkan dalam calorimeter.

• Menghitung jumlah mol air dan jumlah mol etanol yang digunakan.
• Menghitung mol air/mol etanol.
• Menghitung kenaikan suhu keduanya pada menit ke 5.
• Menghitung kalor yang diserap air,etanol, dan calorimeter.
• Menghitung kalor yang dihasilkan pada pelarutan etanol.
• Menghitung entalpi permol etanol yang digunakan.

Berikut ini 1 contoh hasil percobaan :

Cairan	Volume (ml)	Berat (gram)	Temperatur pada menit ke (oC)
			1	2	3	4	5	6	7	8	9	10	11	12	13
Air	18	15.96	29	29	29	29		34	34	33	32.5	32.5	32	32	32
Etanol	20	14.66	32	32	31	31

Perhitungan :

Jumlah mol air                         : Massa/Mr

                                                : 15.96 gram / 18

                                                : 0.9 mol

 Jumlah mol etanol                  : Massa/Mr

                                                : 14.66 gram/ 46

                                                : 0.3 mol

Kenaikan suhu air                   : 34^oC-29^oC = 5^oC

Kenaikan suhu etanol              : 34^oC-31^oC = 2^oC

Kalor yang diserap air             : massa air . c air. ∆T air

                                                : 15.96 gram . 4,2 J / g.­­^oC.                                          

: 335.2 J

Kalor yang diserap etanol       : massa etanol. c etanol. ∆T etanol

                                                : 14.66 gram . 1,92 J / g.­­^oC. 2^oC

                                                : 56.3 J

Kalor yang di serap kalorimeter          : C . ΔT

                                                : 106.9 J/K . 5^oC

                                                            : 543.5 J

Kalor total                                           : Qair+Qetanol+Qkalorimeter

                                                            : 335.2 J+56.3 J+543.5 J

                                                            : 935 J

3) Penentuan Kalor Netralisasi HCl(aq) –NaOH(aq)

• Memasukkan20 ml HCl 2 M kedalam calorimeter dan 20 ml NaOH 2.05 M ke dalam Erlenmeyer.
• Mengukur temperature kedua larutan tersebut tiap menit selama 3 menit.
• Memasukkan larutan NaOH ke larutan HCl pada menit ke 4 dengan cepat kemudian mengukur suhunya tiap menit selama 3 menit.

Data yang diperoleh :

	Volume   (ml)	Temperatur pada menit ke (oC)
		1	2	3	4	5	6	7
HCl 2 M	20	28	28	28		-	-	-
NaOH 2.05 M	20	30	30	30		-	-	-
Campuran	40	-	-	-		34	33.5	33

Perhitungan :

Massa jenis = 1.039 gram/ml

C = 3.96 J/gK

Kenaikan suhu            HCl                             : 34^oC-28^oC = 6^oC

Kenaikan suhu NaOH                         : 34^oC-30^oC= 4^oC

Kalor yang diserap HCl                      : massa HCl . c HCl. ∆T HCl

                                                            : (1.039gram/ml . 20 ml) . 3.96 J/gK. 6^oC

                                                            : 489.5 J

Kalor yang diserap NaOH                  : massa NaOH . c NaOH. ∆T NaOH 

                                                            : (1.039gram/ml . 20 ml) 1. 3.96 J/gK.. 4^oC

                                                            : 326.3 J

Kalor yang di serap kalorimeter          : C . ΔT

                                                : 106.9 J/K . 6^oC

                                                            : 641.4 J

Kalor total                                           : Q HCl r+Q NaOH +Qkalorimeter

                                                            : 489.5 J+326.3 +641.4 J

                                                            : 1457.2 J

n H₂O = M x V = 0,04 mol

HCl (aq)+NaOH (aq) à NaCl (aq)+ H₂O (aq)

4) Penentuan Kalor Netralisasi NH₄OH(aq) – HCl (aq)

• Memasukkan20 ml HCl 2 M kedalam calorimeter dan 20 ml NH₄OH 2.05 M ke dalam Erlenmeyer.
• Mengukur temperature kedua larutan tersebut tiap menit selama 3 menit.
• Memasukkan larutan NH₄OH ke larutan HCl pada menit ke 4 dengan cepat kemudian mengukur suhunya tiap menit selama 3 menit.

Data yang diperoleh :

	Volume   (ml)	Temperatur pada menit ke (oC)
		1	2	3	4	5	6	7
HCl 2 M	20	28	28	28		-	-	-
NH4OH 2.05 M	20	27	27	27		-	-	-
Campuran	40	-	-	-		28.5	28.5	28

Perhitungan :

Massa jenis = 1.015 gram/ml

C = 3.96 J/gK

Kenaikan suhu            NH₄OH                       : 28.5^oC-27^oC = 0.5^oC

Kenaikan suhu NaOH                         : 28.5^oC-28^oC= 0.5^oC

Kalor yang diserap HCl                      : massa HCl . c HCl. ∆T HCl

                                                            : (1.015gram/ml . 20 ml) . 3.96 J/gK. 0.5^oC

                                                            : 40.2 J

Kalor yang diserap NH₄OH                : massa NH₄OH. c NH₄OH. ∆T NH₄OH

                                                            : (1.015gram/ml . 20 ml) 1. 3.96 J/gK.. 0.5^oC

                                                            : 40.2 J

Kalor yang di serap kalorimeter          : C . ΔT

                                                : 106.9 J/K . 0.5^oC

                                                            : 53.45 J

Kalor total                                           : Q HCl +Q NH₄OH +Qkalorimeter

                                                            : 40.2 J+40.2 J +53.45 J

                                                            : 133.8 J

n H₂O = M x V = 0,04 mol

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

5) Penentuan Kalor Netralisasi NaOH(aq) – CH₃COOH (aq)

• Memasukkan20 ml CH₃COOH 2 M kedalam calorimeter dan 20 ml NaOH 2.05 M ke dalam Erlenmeyer.
• Mengukur temperature kedua larutan tersebut tiap menit selama 3 menit.
• Memasukkan larutan NaOH ke larutan CH₃COOH pada menit ke 4 dengan cepat kemudian mengukur suhunya tiap menit selama 3 menit.

Data yang diperoleh :

	Volume   (ml)	Temperatur pada menit ke (oC)
		1	2	3	4	5	6	7
CH3COOH 2 M	20	29.5	29.5	30		-	-	-
NaOH 2.05 M	20	27	27	27		-	-	-
Campuran	40	-	-	-		31.5	31	31

Perhitungan :

Massa jenis = 1.098 gram/ml

C = 4.02 J/gK

Kenaikan suhu            CH₃COOH                 : 31.5-30^oC = 1.5^oC

Kenaikan suhu NaOH                         : 31.5-27^oC= 3.5^oC

Kalor yang diserap CH₃COOH          : massa CH₃COOH. c CH₃COOH. ∆T CH₃COOH

                                                            : (1.098gram/ml . 20 ml) 4.02 J/gK. 0.5^oC

                                                            : 176.6 J

Kalor yang diserap NaOH                  : massa NaOH . c NaOH         . ∆T NaOH                                                                              : (1.098gram/ml . 20 ml) 4.02 J/gK.. 0.5^oC

                                                            : 308.9 J

Kalor yang di serap kalorimeter          : C . ΔT

                                                : 106.9 J/K . 1.5^oC

                                                            : 160.4 J

Kalor total                                           : Q CH₃COOH +Q NaOH +Qkalorimeter

                                                            : 176.6 J+308.9 J +160.4 J

                                                            : 645.9 J

n H₂O = M x V = 0,04 mol

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

 Catatan :

Pada perhitungan kalor yang diterima calorimeter , ∆T trersebut menggunakan xat yang suhunya mendekati keadaan normal 25^oC.

Jadi dimisalkan ada dua larutan yang bereaksi misalkan larutan a dan larutan b maka :

Qa       : massa a . c a. ∆T a

                                               

Qb       : massa b. c b ∆T b

                                               

Qkalorimeter   : C . ΔT(menggunakan perubahan suhu zat yang mendekati keadaan standart)

Q total                                     : Q a +Q b +Qkalorimeter

                                   

Pada saat melakukan percobaan ,sistem harus terisolasi agar terjadi kesetimbangan termal dan didapat hasil yang valid.

Termokimia pada kehidupan sehari-hari dapat diterapkan pada pencampuran air panas dan air dingin saat akan menggunakannya sebagai air hangat, hanya saja pada ilustrasi tersebut system tidak terisolasi.

   

BAB 3

PENUTUP

3.1 Kesimpulan

            Kesimpulan dari makalah ini, antara lain :

• Termokimia adalah bagian dari termodinamika yang membahas masalah perubahan energy yang menyertai reaksi kimia.
• Kalor reaksi sebagai manifestasi perubahan energy pada termokimia dikategorikan menjadi :  a. Kalor Pembentukan

     b. Kalor Penguraian

     c. Kolor Pembakaran

     d. Kalor Pelarutan, Penguapan dan Sublimasi.

     e. Kalor Netralisasi.

• . Perhitungan entalphi dapat diketahui dengan persamaan:

q = m . c . Δt

q: Kalor reaksi
m : massa zat (gram)
Δt : perubahan suhu (^oC)
c : Kalor jenis zat cair (J/g ^oC).

• Jika dimisalkan ada dua larutan yang bereaksi misalkan larutan a dan larutan b maka :

Qa                   : massa a . c a. ∆T a

Qb                   : massa b. c b ∆T b

      Qkalorimeter   : C . ΔT(menggunakan perubahan suhu zat yang mendekati keadaan standart)

Q total             : Q a +Q b +Qkalorimeter

  

3.2 Saran

            Untuk penulisan makalah yang akan datang, diharapkan penulis menggunakan referensi yang lebih banyak lagi agar tercipta makalah yang lebih baik lagi.

DAFTAR PUSTAKA

Atkins, P. W., 1994, Kimia Fisika, Erlangga, Jakarta.

www..Chem-Is-Try.org .Situs Kimia Indonesia

http://bakhrul-25-rizky.blogspot.com/2014/01/praktikum-kimia-dasar-termokimia.html