Percobaan 4

TERMOKIMIA DAN HUKUM HESS

I. Hari/ Tanggal : Jum’at/ 4 Januari 2013

II. Tujuan Praktikum :

1. Mengukur kalor reaksi dengan alat yang sederhana

2. Mengumpulkan dan menganalisis data termokimia

3. Menerapkan hukum Hess

III. Landasan Teori

Kajian tentang kalor yang dihasilkan atau dibutuhkan oleh reaksi kimia disebut

termokimia. Termokimia merupakan cabang dari termodinamika karena tabung reaksi dan

isinya membentuk sistem. Jadi, kita dapat mengukur (secara tak langsung, dengan cara

mengukur kerja dan dikenai atau keraikan temperatur) energi yang dihasilkan oleh reaksi

sebagai kalor dan dikenal sebagai q1 bergantung pada kondisinya, apakah dengan perubahan

energi dalam atau perubahan entalpi. Sebaliknya, jika kita tahu ΔV atau ΔH suatu reaksi, kita

dapat meramalkan jumlah energi yang dihasilkannya sebagai kalor.

Hukum Hess

“Entalpi reaksi secara keseluruhan adalah jumlah entalpi reaksi dari reaksi-

reaksi individual yang merupakan bagian dari suatu reaksi”

Tahap-tahap individual tidak perlu direaksikan dalam praktek bisa saja hanya reaksi-

reaksi hipotesis. Satu-satunya syarat adalah reaksi-reaksi itu harus seimbang. Dasar

termodinamika hukum ini adalah ΔHo tidak tergantung pada jalannya, dan pengertian bahwa

kita dapat meraksikan reaktan tertentu melalui berbagai reaksi (yang mungkin hipotesis)

menghasilkan produk tertentu, dan secara keseluruhan memperoleh perubahan entalpi yang

sama.

(Atkins, P.W,1999 : 47-54)

Keadaan termodinamika adalah keadaan makroskopik dari suatu sistem dimana sifat-

sifatnya hanya ditentukan oleh peralatan laboratorium yang menjaga sifat-sifat tersebut pada

nilai tertentu yang dipilih dan tidak tergantung pada waktu.

Panas dan kerja, keduanya adalah bentuk perpindahan energi kedalam atau keluar

sistem; mereka dapat dibayangkan sebagai energi dalam keadaan singgah. Jika perubahan

energi disebabkan oleh kontak mekanik sistem dengan lingkungannya, maka kerja dilakukan.

Jika perubahan itu, disebabkan oleh kontak luar (menyebabkan persamaan suhu), maka kalor

dipindahkan. Dalam banyak proses, kalor dan kerja keduanya menembus batas sistem, dan

perubahan energi dalam sistem adalah jumlah dari kontribusi itu. Pernyataan ini disebut

hukum pertama termodinamika, yang mempunyai rumus matematika

ΔE = q + W

(Oxtoby, David W, 2001 : 190-197)

Termodinamika adalah suatu cabang ilmu yang mempelajaru perubahan energi secara

kimia dan fisis. Menurut hukum Hess termodinamika, perubahan energi yang menyertai

perubahan wujud dinyatakan dalam rumus :

ΔE = Q – W

Dengan Q = kalor yang diserap oleh sistem

W = Kerja yang dilakukan oleh sistem

Kebanyakan reaksi kimia berlangsung pada tekanan tetap. Kerja dirumuskan dengan

persamaan :

W = PAV

Dengan P = tekanan gas, dan ΔV = perubahan volume untuk sistem gas. Oleh

karenanya pada tekanan tetap :

ΔE = Q-PΔV

Bila ΔV = 0, maka ΔE = Q. Kuantitas kalor yang diserap pada tekanan tetap disebut

entalpi (ΔH)

Untuk reaksi kimia, ΔH adalah kalor reaksi. ΔH suatu reaksi kimia dapat ditetapkan

dengan mengukur perubahan suhu yang mengiringi reaksi sejumlah reagen tertentu, lalu

dikoreksi dengan kalor yang diserap oleh kalorimeter (tetapan kalorimeter).

Konversi mengenai tanda adalah serbagai berikut. Untuk reaksi eksotermik, kalor

diberikan oleh sistem reaksi ke sekeliling, tanda Qrks negatif. Untuk reaksi endotermik, Qrks

positif. Sama halnya untuk reaksi eksotermik, ΔHrks negatif dan untuk reaksi endotermik

ΔHrks positif.

Perhatikan bahwa dalam percobaan ini kalor yang diukur diserap oleh sekeliling

(yaitu air dan kalorimeter) sehingga tanda harus diubah sebelum mencari Hrks. Isilah

eksotermik dan endotermik dikaitkan dengan aliran kalor dari sistem reaksi sehingga

Qrks = -Qsekeliling

(Penuntun Praktikum Kimia Dasar, 2012 :56)

Hukum termodinamika telah berhasil diterapkan dalam penelitian tentang proses

kimia dan fisika. Hukum pertama termodinamika didasarkan pada hukum kekekalan energi.

Hukum kedua termodinamika berkenaan dengan proses alami atau proses spontan. Hukum

kedua menyatakan bahwa untuk proses spontan, perubahan entalpo semesta haruslah positif.

Termodinamika dalam sistem biologis. Banyak reaksi yang memiliki pengaruh

biologis yang signifikan merupakan reaksi nonspontan. Jika dengan bantuan enzim, reaksi

semacam in digandengkan dengan reaksi yang memiliki perubahan energi bebas Gibbs

negatif, reaksi bersinya akan bisa terjadi dan produk yang diinginkan bisa diperoleh.

Salah satu tujuan utama mempelajari termodinamika, dari sudut pandang kimiawan,

ialah agar dapat memprediksi apakah suatu reaksi akan terjadi atau tidak, ketika sejumlah

pereaksi dicampur pada sekumpulan kondisi tertentu (misalnya, pada suhu, tekanan, dan

konsentrasi tertentu).

(Chang, Raymond, 2004 : 165-166)

Reaksi yang berlangsung dalam sistem kimia, selalu disertai dengan perubahan panas.

Akibatnya entalpi sistem juga berubah. Telah dikemukakan bahwa reaksi kimia umumnya

berlangsung pada tekanan tetap. Sehingga, perubahan entalpi (ΔH) sesuai dengan banyaknya

panas yang dibebaskan atau diserap (q) oleh sistem :

ΔH = q

ΔH atau q ini hanya ditentukan oleh keadaan awal (reaktan) dan keadaan akhir (hasil

akhir) sistem tersebut :

ΔH reaksi = ΔH hasil – ΔH awal

Pada reaksi eksoterm, sistem membebaskan reaksi panas sehingga harga q adalah

negatif maka ΔH juga negatif. Pada reaksi endoterm, sistem menyerap panas sehingga harga q

adalah positif, sistem menyerap positif. Perubahan entalpo pembentukan beberapa senyawa

dalam kkal/mol pada suhu 25oC dan tekanan 1 atm.

Hukum Hess

Menurut hukum Hess panas reaksi tidak tergantung pada arahnya reaksi akan tetapi

ditentukan oleh keadaan awal dan akhir.

Reaksi pembakaran etanol dapat dianggap sebagai penjumlahan reaksi-reaksi berikut :

C2H5OH(l) 2C(s) + 3H2(g) + ½ O2(g) ΔH = + 66,4 kkal

2C(s) + 2O2(g) 2CO2(g) ΔH = - 188,2 kkal

3 H2(g) + 3/2O2 3H2O(g) ΔH = - 173, 4 kkal

C2H5OH(l) + 3O2(g) 2CO2(g) + 3H2O(g) ΔH = -295,2 kkal

(Tida Koci Ham, 1981 : 66)

Pertanyaan Pra Praktek

1. Berikan pengertian tentang : (a) entalpi; (b) sistem terisolasi; (c) sistem terbuka;

(d)sistem tertutup; (e)lingkungan; (f)kalorimeter; (g)eksotermik

Jawaban :

(a) Entalpi adalah kuantitas kalor yang diserap pada tekanan tetap

(b) Sistem terisolasi adalah tidak terjadi pertukaran materi dan energi dengan

lingkungannya

(c) Sistem terbuka adalah terjadi pertukan materi dan energi dengan

lingkungannya

(d) Sistem tertutup adalah terjadi pertukaran energi dengan lingkungan namun

tidak pada materi

(e) Lingkungan adalah bagian lain dari alam semesta yang berinteraksi dengan

sistem

(f) Kalorimeter adalah alat yang digunakan untuk menentukan kalor reaksi

(g) Eksoterm adalah kalor yang mengalir dari sistem ke lingkungannya

2. Apa perbedaan antara entalpi dengan energi dalam ΔE ?

Jawaban :

- Entalpi adalah kuantitas atau jumlah kalor yang diserap pada tekanan tetap/

standar suatu reaksi

- Energi dalam ΔE adalah energi yang berada didalam suatu sistem yang

keberadaannya dipengaruhi oleh suhu

IV. Alat dan Bahan

A. Alat

1. Gelas ukur

2. Kalorimeter

3. Termometer

4. Alat Pengaduk

5. Gelas kimia

6. Gelas busa

7. Bunsen

B.Bahan

1. 40 ml Air suling

2. 40 ml larutan NaOH IM

3. 40 ml larutan HCl 1 M

V. Prosedur Kerja

A. Penentuan tetapan kalorimeter

1.

Diukur 40 ml dengan gelas ukur

Dituangkan ke kalorimeter

Dilengkapi termometer dan alat pengaduk

Ditutup

Dicatat suhuh (Td)

2.

Diukur 40 ml dengan gelas ukur

Dituangkan ke gelas kering

Dipanaskan 60o sampai 700

Diukur suhu air panas dengan tepat (Tp) dengan termometer yang sama

Ditutup

Dicatat suhu setiap 15 detik sambil mengaduk campuran

Air Suling

Kalorimeter

Air Suling

Catatan :

Suhu larutan akan segera mencapai maksimum, lalu perlahan-lahan turun. Bila mulai turun, catat suhu setiap 1 menit sampai tak ada lagi perubahan suhu.

Dengan menanggap bobot 40 ml air suling adalah 40 gr dan kalor jenis air adalah 4,184J/goC maka tetapan kalorimeter dapat dihitung dari persamaan

c Mp (Tp – Tm) = c Md (Tm – Td) + W (Tm – Td)

dengan c = kalor jenis air 4,184J/goC

Mp = bobot air panas

Md = bobot air dingin

Tp = Suhu air panas sebelum bercampur

Td = Suhu air dingin sebelum bercampur

Tm = Suhu campuran

W = Tetapan kalorimeter J/oC

Diulangi prosedur, lalu rata-ratakan hasilnya

Ditunjukkan hasilnya pada asisten

B. Penentuan ΔH netralisasi untuk reaksi asam-basa

Dimasukkan Dimasukkan

Didekatkan

Diukur suhu basa Diukur suhu asam

Dimasukkan

Hasil

40 ml larutan NaOH 1 M 40 ml larutan HCl 1M

Kalorimeter + NaOH Kalorimeter + NaOH

Kalorimeter + NaOH

Kalorimeter + NaOH+HCl

Dicatat suhu maksimum Yb

Catatan.

Suhu kedua larutan tidak boleh berselisih lebih dari 0,5oC. Bila suhu tidak sama, sesuaikan suhu larutan asam dengan cara menghangatkan piala dengan telapak tangan atau meredamnya dalam air dingin.

Bila suhu sudah sama, masukkan larutan asam cepat-cepat kedalam kalorimeter, aduk dan catat suhu maksimum seperti pada prosedur A.

Hasil