C. DASAR TEORI 1. Persamaan Energi Bebas Gibbs Kombinasi hukum termodinamika pertama dan kedua dengan menghubungkan fungsi keadaan entalpi (dengan proses pada tekanan tetap). Kombinasi ini dapat memberikan informasi yang sederhana kepada tentang reaksi dapat berlangsung atau tidak berlangsung, proses detil. Kombinasi ini menghasilkan Persamaan Energi bebas Gibbs yang didapat dari persamaan entropi dan entalpi. Hal ini mengindikasikan bahwa selisih atau tidak selisih dari kedua fungsi keadaan memberikan informasi baru tentang keadaan reaksi. Sehingga energi bebas Gibbs didefinisikan sebagai energi yang menyertai reaksi merupakan ukuran pasti kecenderungan reaksi. Nilai energi bebas Gibbs mengindikasikan apakah reaksi berlangsung sampai akhir atau tidak, dengan persamaan

Persamaan Energi Bebas Gibbs : G = H - T S dimana G = Energi bebas Gibbs Jika G sangat besar dan tandanya negatif menunjukkan bahwa reaksi berlangsung sampai akhir, sebaliknya jika G bernilai kecil dan bertanda negatif menunujukan ada kemungkinan reaksi berlangsung pada satu arah sampai pada titik tertentu untuk reaksi selanjutnya akan menjadi nol dan reaksi berjalan pada arah balik. Pada kondisi G = 0, reaksi dikatakan secara termodinamika reversibel. 2. Kelarutan Kelarutan atau solubilitas adalah kemampuan suatu zat kimia tertentu, zat terlarut (solut), untuk larut dalam suatu pelarut (solven). Kelarutan dinyatakan dalam jumlah maksimum zat

terlarut yang larut dalam suatu pelarut pada kesetimbangan. Larutan hasil disebut larutan jenuh. Zat-zat tertentu dapat larut dengan perbandingan apapun terhadap suatu pelarut. Contohnya adalah etanol di dalam air. Pelarut umumnya merupakan suatu cairan yang dapat berupa zat murni ataupun campuran . Zat yang terlarut, dapat berupa gas, cairan , atau padat. Kelarutan bervariasi dari selalu larut seperti etanol dalam air, hingga sulit terlarut, seperti perak klorida dalam air. Istilah tak larut (insoluble) sering diterapkan pada senyawa yang sulit larut, walaupun sebenarnya hanya ada sangat sedikit kasus yang benar-benar tidak ada bahan yang terlarut. Dalam beberapa kondisi, titik kesetimbangan kelarutan dapat dilampaui untuk menghasilkan suatu larutan yang disebut lewat jenuh (supersaturated) yang metastabil. Walaupun kelarutan bukanlah sifat koligatif yang sempurna, kelarutan zat terlarut dapat diperkirakan dengan teknik yang sama. Jika zat terlarut padat dibiarkan dalam kontak dengan suatu pelarut maka zat itu melarut sampai larutan menjadi jenuh. Kejenuhan berarti keseimbangan, dan pada kesetimbangan, potensial kimia zat padat murni sama dengan potensial kimia dalam larutan ( Atkins, 1999 ). 3. Entropi (S) Untuk memprediksi kespontanan suatu proses, perlu diketahui tentang sistem. Salah satu dari sistem adalah entropi ( S ), yakni ukuran keacakan atau ketidakteraturan suatu sistem. Semakin besar ketidakteraturan suatu sistem, semakin besar entropinya. Sebaliknya, semakin teratur suatu sistem, semakin kecil entropinya. Untuk zat apapun, partikel dalam keadaan padatlebih teratur dibandingkan dalam keadaan cair, dan partikel dalam keadaan cair lebih teratur dibandingkan dalam keadaan gas. Jadi, untuk jumlah molar yang sama dari suatu zat, dapat dituliskan S padatan < S cairan < S gas Dengan kata lain, entropi menjelaskan banyaknya atom, molekul, atau ion yang terdistribusi secara tidak teratur dalam suatu ruang tertentu ( Chang, 2005 ). Kecenderungan zat terurai atau berlangsungnya reaksi secara spontan dapat dijelaskan dengan perubahan entropi yang disederhanakan ke dalam :

S = Perubahan entropi q = kalor T = temperatur (K) Secara umum peningkatan entropi dalam suatu proses selalu lebih besar atau sama dengan kalor yang diserap dalam temperatur tertentu. Agar lebih sederhana, dijabarkan kedalam

Pertidaksamaan yang pertama menunjukkan bahwa reaksi berlangsung secara spontan dan proses tidak reversibel, proses tidak dapat berubah pada arah yang berlawanan dengan hanya memberikan perubahan yang kecil pada salah satu variabelnya. Sedangkan bentuk persamaan (persamaan kedua) menunjukkan bahwa reaksi dapat berlngsung pada arah yang berlawanan. Jika terhadap sistem diberikan satu perubahan kecil pada salah satu variabelnya. Untuk reaksi dengan nilai entropi

menunjukkan reaksi yang tidak mungkin berlangsung secara spontan. 4. Entalpi Setiap sistem atau zat mempunyai energi yang tersimpan didalamnya. Energi potensial berkaitan dengan wujud zat, volume, dan tekanan. Energi kinetik ditimbulkan karena atom

atom dan molekul-molekul dalam zat bergerak secara acak. Jumlah total dari semua bentuk energi itu disebut entalpi (H) yang didefinisikan dengan persamaan H=E+PV Entalpi (H) suatu zat ditentukan oleh jumlah energi dan semua bentuk energi yang dimiliki zat yang jumlahnya tidak dapat diukur. Perubahan kalor atau entalpi yang terjadi selama proses penerimaan atau pelepasan kalor dinyatakan dengan perubahan entalpi (H) yang didefinisikan dengan persamaan H = E + P V Entalpi akan tetap konstan selama tidak ada energi yang masuk atau keluar dari zat. Entalpi tergolong sifat eksternal, yakni sifat yang bergantung pada jumlah mol zat. Entalpi pelarutan/kalor pelarutan/panas pelarutan adalah kalor yang diserap atau yang dibebaskan pada pelarutan 1 mol zat yang dilarutkan dalam pelarut berlebih. Kalor ini bergantung pada energi hidrasi (energi solvasi), energi kisi, dan tetapan dielektrikum dari pelarut. Jika energi hidrasi lebih besar dari energi kisi, pelarutan bersifat eksoterm , sedangkan bila energi hidrasi lebih kecil dari energi kisi, pelarutan bersifat endoterm. Harga entalpi zat sebenarnya tidak dapat ditentukan atau diukur. Tetapi H dapat ditentukan dengan cara mengukur jumlah kalor yang diserap sistem. Misalnya pada perubahan es menjadi air, yaitu 89 kalori/gram. Pada perubahan es menjadi air, H adalah positif, karena entalpi hasil perubahan, entalpi air lebih besar dari pada entalpi es. Termokimia merupakan bagian dari ilmu kimia yang mempelajari perubahan entalpi yang menyertai suatu reaksi. Pada perubahan kimia selalu terjadi perubahan entalpi. Besarnya perubahan entalpi adalah sama besar dengan selisih antara entalpi hasil reaksi dam jumlah entalpi pereaksi ( Chang, 2003 ). Pada reaksi endoterm, entalpi sesudah reaksi menjadi lebih besar, sehingga H positif. Sedangkan pada reaksi eksoterm, entalpi sesudah reaksi menjadi lebih kecil, sehingga H negatif. Perubahan entalpi pada suatu reaksi disebut kalor reaksi. Kalor reaksi untuk reaksi-reaksi yang khas disebut dengan nama yang khas pula, misalnya kalor pembentukan,kalor penguraian, kalor pembakaran, kalor pelarutan dan sebagainya. Suatu reaksi kimia dapat dipandang sebagai

suatu sistem yang terdiri dari dua bagian yang berbeda, yaitu pereaksi dan hasil reaksi atau produk. Perhatikan suatu reaksi yang berlangsung pada sistem tertutup dengan volume tetap (V = 0), maka sistem tidak melakukan kerja, w = 0. Jika kalor reaksi pada volume tetap dinyatakan dengan qv , maka persamaan hukum I termodinamika dapat ditulis: U = qv + 0 = qv = q reaksi q reaksi disebut sebagai kalor reaksi. Hal ini berarti bahwa semua perubahan energi yang menyertai reaksi akan muncul sebagai kalor. Misal: suatu reaksi eksoterm mempunyai perubahan energi dalam sebesar 100 kJ. Jika reaksi itu berlangsung dengan volume tetap, maka jumlah kalor yang dibebaskan adalah 100 kJ. Kebanyakan reaksi kimia berlangsung dalam sistem terbuka dengan tekanan tetap (tekanan atmosfir). Maka sistem mungkin melakukan atau menerima kerja tekanan volume, w = 0). Oleh karena itu kalor reaksi pada tekanan tetap dinyatakan dengan qp , maka hukum I termodinamika dapat ditulis sebagai berikut: U = qp + w atau qp = U w = q reaksi Reaksi kimia termasuk proses isotermal, dan bila dilakukan di udara terbuka maka kalor reaksi dapat dinyatakan sebagai: qp = H Jadi, kalor reaksi yang berlangsung pada tekanan tetap sama dengan perubahan entalpi. Oleh karena sebagian besar reaksi berlangsung pada tekanan tetap, yaitu tekanan atmosfir, maka kalor reaksi selalu dinyatakan sebagai perubahan entalpi (H). Akibatnya, kalor dapat dihitung dari perubahan entalpi reaksi, dan perubahan entalpi reaksi yang menyertai suatu reaksi hanya ditentukan oleh keadaan awal atau reaktan dan keadaan akhir atau produk ( Oxtoby, 2003 ). 5. Reaksi Asam Basa a. Teori Asam dan Basa 1. Teori asam dan basa Arrhenius

Teori asam menurut Arrhenius adalah zat yang menghasilkan ion hidrogen dalam larutan. Sedangkan teori basa menurut Arrhenius adalah zat yang menghasilkan ion hidroksida dalam larutan. Teori asam dan basa Bronsted-Lowry Teori asam menurut Bronsted-Lowry adalah donor proton (ion hidrogen). Sedangkan teori basa menurut Bronsted-Lowry adalah akseptor proton (ion hidrogen). 2. Teori asam dan basa Lewis Teori asam menurut Lewis adalah akseptor pasangan elektron. Sedangkan teori basa menurut Lewis adalah donor pasangan electron ( Chang, 2003 ). b. Penetralan Asam Basa Reaksi penetralan ( neutralization reaction ) merupakan reaksi antara asam dengan basa. Reaksi asam basa dalam medium air biasanya menghasilkan air dan garam, yang merupakan senyawa ionik yang terbentuk dari suatu kation selain H+ dan suatu anion selain OH- atau O2- : Asam + basa garam + air

D. ALAT DAN BAHAN 1. ALAT a. Erlenmeyer 125 mL b. Gelas beker 150 mL c. Gelas beker 500 mL d. Pipet volum 5 mL e. Buret 25 mL f. Gelas ukur 50 mL g. Baskom h. Propipet i. Statif j. Pengaduk kaca k. Corong gelas l. Sendok sungu m. Termometer n. Botol akuades

2. BAHAN a. Larutan asam oksalat jenuh b. Larutan NaOH 1 M c. NaCl d. Indikator pp e. Es f. Akuades

E. CARA KERJA

50 mL Asam oksalat Tabung reaksi 50 mL Termostat ( Air, garam,Es batu )

Didiamkan dan diambil 5 mL

Erlenmeyer, ditimbang

Dititrasi NaOH dan indikator pp

Diulangi pada T 5, 10, 15, dan 250 C