Makalah Kalorimetri

KALORIMETRI

BAB I

PENDAHULUAN

1. A.   Latar Belakang

Kalorimeter adalah suatu sistem terisolasi (tidak ada pertukaran materi maupun energy dengan lingkungan diluar kalorimeter. Dengan demikian, senyawa kalor yang dibebaskan oleh reaksi yang terjadi di dalam kalorimeter, tidak ada yang terbuang ke luar calorimeter. Dengan mengukur kenaikan suhu di dalam calorimeter, kita dapat menentukan jumlah kalor yang di serap oleh air serta perangkat kalorimeter. 

Oleh karena itu, kami melakukan praktikum “KALORIMETER” untuk mengetahui perubahan entalpi serta menentukan jumlah kalor dalam suatu reaksi menggunakan kalorimeter.

1. B.   Rumusan Masalah
1. Hitung mol NaOH dan HCl !
2. Hitung perubahan entalpi reaksi !
3. Hitung perubahan entalpi reaksi penetralan 1 mol NaOH dan HCl !
4. Tuliskan persamaan termokimia reaksi penetralan NaOH dan HCl !

1. Tujuan

• Menentukan perubahan entalpi reaksi penetralan NaOH dan HCl

BAB II

TINJAUAN PUSTAKA

• Ø Kalorimetri

Kalor reaksi dapat ditentukan melalui percobaan dengan kalorimeter. Proses pengukuran kalor reaksi disebut kalorimetri. Data ΔH reaksi yang terdapat pada tabel-tabel umumnya ditentukan secara kalorimetri. Kalorimetri sederhana ialah mengukur perubahan suhu dari sejumlah air atau larutan sebagai akibat dari suatu reaksi kimia dalam suatu wadah terisolasi. Kalorimeter dapat disusun seperti berikut :

Plastik merupakan bahan nonkonduktor, sehingga jumlah kalor yang diserap atau yang berpindah ke lingkungan dapat diabaikan. Jika suatu reaksi berlangsung secara eksoterm, maka kalor sepenuhnya akan diserap oleh larutan di dalam gelas. Sebaliknya, jika reaksi tergolong endoterm, maka kalor itu diserap  kalor yang diserap atau yang dilepaskan larutan di dalam gelas. Jumlah kalor yang diserap atau dilepaskan larutan dapat ditentukan dengan mengukur perubahan suhunya (Ted Lister and Janet Renshaw, 2000). Karena energi tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan, maka:

dengan: q = jumlah kalor (J)

m = massa campuran (gram)

c = kalor jenis larutan (J g–1 K–1)

Δt = kenaikan suhu (K)

dengan C = kapasitas kalor dari kalorimeter (JK–1)

JENIS-JENIS KALORIMETER

Beberapa jenis kalorimeter :

1) Kalorimeter Bom

• Merupakan kalorimeter yang khusus digunakan untuk menentukan kalor dari reaksi-reaksi pembakaran.
• Kalorimeter ini terdiri dari sebuah bom ( tempat berlangsungnya reaksi pembakaran, terbuat dari bahan stainless steel dan diisi dengan gas oksigen pada tekanan tinggi ) dan sejumlah air yang dibatasi dengan wadah yang kedap panas.
• Reaksi pembakaran yang terjadi di dalam bom, akan menghasilkan kalor dan diserap oleh air dan bom.
• Oleh karena tidak ada kalor yang terbuang ke lingkungan, maka :

q_reaksi = – (q_air + q_bom )

• Jumlah kalor yang diserap oleh air dapat dihitung dengan rumus :

q_air = m x c x ΔT                

dengan :

m = massa air dalam kalorimeter ( g )

c = kalor jenis air dalam kalorimeter (J / g.^oC ) atau ( J / g. K )

ΔT = perubahan suhu ( ^oC atau K )

• Jumlah kalor yang diserap oleh bom dapat dihitung dengan rumus :

q_bom = C_bom x ΔT

dengan :

C_bom = kapasitas kalor bom ( J / ^oC ) atau ( J / K )

DT = perubahan suhu ( ^oC atau K )

• Reaksi yang berlangsung pada kalorimeter bom berlangsung pada volume tetap ( DV = nol ). Oleh karena itu, perubahan kalor yang terjadi di dalam sistem = perubahan energi dalamnya.

DE = q + w dimana   w = - P. DV ( jika DV = nol maka w = nol )

maka

DE = q_v

2) Kalorimeter Sederhana

• Pengukuran kalor reaksi; selain kalor reaksi pembakaran dapat dilakukan dengan menggunakan kalorimeter pada tekanan tetap yaitu dengan kalorimeter sederhana yang dibuat dari gelas stirofoam.
• Kalorimeter ini biasanya dipakai untuk mengukur kalor reaksi yang reaksinya berlangsung dalam fase larutan ( misalnya reaksi netralisasi asam – basa / netralisasi, pelarutan dan pengendapan ).
• Pada kalorimeter ini, kalor reaksi = jumlah kalor yang diserap / dilepaskan larutan sedangkan kalor yang diserap oleh gelas dan lingkungan; diabaikan.
•  

q_reaksi = – (q_larutan + q_kalorimeter )

q_kalorimeter = C_kalorimeter x ΔT

dengan :

C_kalorimeter = kapasitas kalor kalorimeter ( J / ^oC ) atau ( J / K )

ΔT = perubahan suhu ( ^oC atau K )

• Jika harga kapasitas kalor kalorimeter sangat kecil; maka dapat diabaikan sehingga perubahan kalor dapat dianggap hanya berakibat pada kenaikan suhu larutan dalam kalorimeter.

q_reaksi = – q_larutan

q_larutan = m x c x ΔT

dengan :

m = massa larutan dalam kalorimeter ( g )

c = kalor jenis larutan dalam kalorimeter (J / g.^oC ) atau ( J / g. K )

ΔT = perubahan suhu ( ^oC atau K )

• Pada kalorimeter ini, reaksi berlangsung pada tekanan tetap (∆P = nol ) sehingga perubahan kalor yang terjadi dalam sistem = perubahan entalpinya.

ΔH  = q_p

PERSAMAAN TERMOKIMIA

Persamaan reaksi yang mengikutsertakan perubahan entalpinya disebut persamaan termokimia. Nilai ΔH yang dituliskan pada persamaan termokimia disesuaikan dengan stokiometri reaksi. Artinya jumlah mol zat yang terlibat dalam reaksi sama dengan koefisien reaksinya.

Oleh karena entalpi reaksi juga bergantung pada wujud zat harus dinyatakan, yaitu dengan membubuhkan indeks s untuk zat padat , l untuk zat cair, dan g untuk zat gas. Perhatikan contoh berikut .           Contoh: Pada pembentukan 1a mol air dari gas hidrogen dengan gas oksigen dibebaskan 286 kJ. Kata “dibebaskan” menyatakan bahwa reaksi tergolong eksoterm. Oleh karena itu ?H = -286 kJ Untuk setiap mol air yang terbentuk. Persamaan termokimianya adalah:

H2 (g)  + 1/2 O2 (g) ——> H2O (l)                  ΔH = -286 kJ

Atau

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

(karena koefisien reaksi dikali dua, maka harga ΔH  juga harus dikali dua).

Berdasarkan jenis reaksi yang terjadi, perubahan entalpi (ΔH) reaksidapat dikelompokkan menjadi empat jenis, antara lain:

1. Perubahan entalpi pembentukan standar (ΔH°_f)

Merupakan kalor yang terlibat dalam proses pembentukan satu mol senyawa melalui unsur-unsurnya. Sebagai contoh, reaksi  ½ H_2(g) +  ½ I_2(s) HI_(g) merupakan reaksi pembentukan 1 mol senyawa HI. Kalor yang terlibat dalam reaksi ini disebut  ΔH°_f HI.

2. Perubahan entalpi penguraian standar (ΔH°_d)

Merupakan kalor yang terlibat dalam proses penguraian satu mol senyawa menjadi unsur-unsur pembentuknya. Sebagai contoh, reaksi HI_(g) ½ H_2(g) +  ½ I_2(s) merupakan reaksi penguraian 1 mol senyawa HI. Kalor yang terlibat dalam reaksi ini disebut  ΔH°_d HI. Reaksi penguraian merupakan kebalikan dari reaksi pembentukan. Dengan demikian, tanda ΔH°_d berkebalikan dengan tanda ΔH°_f.

3. Perubahan entalpi pembakaran standar (ΔH°_c)

Merupakan kalor yang terlibat dalam proses pembakaran satu mol unsur atau satu mol senyawa dengan oksigen. Sebagai contoh, reaksi C_(s) + O_2(g) CO_2(g) merupakan reaksi pembakaran 1 mol unsur C. Kalor yang terlibat dalam reaksi ini disebut ΔH°_c C. Contoh lain, reaksi pembakaran belerang dioksida, SO_2(g) +  ½ O_2(g) SO_3(g). Kalor yang terlibat dalam reaksi ini disebut ΔH°_c SO₂.

4. Perubahan entalpi netralisasi standar (ΔH°_n)

Merupakan kalor yang terlibat dalam proses reaksi satu mol senyawa asam (H⁺) dengan satu mol senyawa basa (OH^-). Sebagai contoh, reaksi HCl_(aq) + NaOH_(aq) NaCl_(aq) + H₂O_(l) merupakan reaksi netralisasi satu mol asam terhadap satu mol basa. Kalor yang terlibat dalam reaksi ini disebut ΔH°_n.

Reaksi kimia umumnya berlangsung pada tekanan tetap. Perpindahan kalor yang terjadi saat reaktan berubah menjadi produk disebutperubahan entalpi reaksi (ΔH) dan dapat dituliskan dalam persamaan berikut:

ΔH = H_produk - H_reaktan

Entalpi reaksi (ΔH) dapat bertanda positif maupun negatif, tergantung proses yang terjadi. Pada reaksi endoterm, kalor berpindah dari lingkungan ke sistem, menyebabkan entalpi produk lebih tinggi dibandingkan entalpi reaktan, sehingga ΔH bertanda positif (ΔH>0). Sebaliknya, pada reaksi eksoterm, kalor berpindah dari sistem ke lingkungan, menyebabkan entalpi produk lebih rendah dibandingkan entalpi reaktan, sehingga ΔH bertanda negatif (ΔH<0).

BAB III

METODA PENELITIAN

1. A.   Alat dan Bahan
1. Alat

• Kalorimeter
• Gelas Kimia 100 ml
• Gelas Ukur 25 ml
• Termometer
• Pipet Tetes

1. Bahan

• Larutan NaOH 3 M
• Larutan HCl 3 M

1. B.   Cara Kerja
1. Mengambil 10 ml larutan NaOH 3 M, kemudian dimasukkan ke dalam gelas kimia dan mengukur suhu NaOH sebagai suhu awal reaksi.
2. Mengambil 10 ml larutan HCl 3 M, kemudian dimasukkan ke dalam gelas kimia. Mengukur suhu HCl sebagai suhu awal reaksi.
3. Mencampurkan kedua larutan tersebut, sambil mengamati perubahan suhu yang terjadi selama reaksi berlangsung.
4. Mencatat suhu maksimum (suhu paling tinggi) sebagai suhu akhir reaksi.

BAB IV

HASIL DAN PEMBAHASAN

1. A.   Hasil

Data Hasil Pengamatan :

• Suhu NaOH awal         : 31° C
• Suhu HCl awal             : 31° C
• Suhu awal rata-rata      : 31° C
• Suhu akhir                    : 39° C
• Volume NaOH             : 10 ml = 0,01 L
• Molaritas NaOH          : 3 M
• Volume HCl                : 10 ml = 0,01 L
• Molaritas HCl                          : 3 M

1. B.   Pembahasan

            Sebelum melakukan praktikum kami menyiapkan alat-alat sebagai berikut : kalorimeter, gelas kimia 100 ml, gelas ukur 25 ml, thermometer, dan pipet tetes serta bahan-bahan larutan NaOH 3 M dan larutan HCl 3 M. Setelah menyiapkan alat dan bahan pertama-tama kami mengambil 10 ml larutan NaOH 3 M, kemudian dimasukkan ke dalam gelas kimia dan mengukur suhu NaOH sebagai suhu awal reaksi. Yang kedua mengambil 10 ml larutan HCl 3 M, kemudian dimasukkan ke dalam gelas kimia dan mengukur suhu HCl sebagai suhu awal reaksi. Yang ketiga mencampurkan kedua larutan tersebut, sambil mengamati perubahan suhu yang terjadi selama reaksi berlangsung. Dan yang terakhir mencatat suhu maksimum (suhu paling tinggi) sebagai suhu akhir reaksi.

            Suhu awal NaOH yang dipergunakan 31˚ C dan volume NaOH  10 ml (0,01 L) dengan molaritas 3 M. Suhu awal HCl yang dipergunakan 31˚ C dan volumenya 10 ml (0,01L) dengan molaritas 3 M.

            Dengan praktikum yang kami lakukan, kami dapat mengerjakan soal berikut:

1. Pada reaksi tersebut menyertai antara 10 ml NaOH 3 M dan 10 ml HCl 3 M. Jadi, jumlah NaOH dan HCl dapat di cari dengan rumus, mol = M.V

      Mol NaOH  = M.V

                                = 3.0,01

                                = 0,03 mol

      Mol HCl      = M.V

  = 3.0,01

  = 0,03 mol

1. Untuk menentukan perubahan entalpi dari reaksi tersebut, yang perlu di lakukan pertama kali adalah menentukan kalor larutan tersebut. Penentukan kalor larutan tersebut dapat menggunakan rumus, q = m x c x Δt

Dengan data :

m =  massa NaOH  + massa HCl

    =  10 ml + 10 ml

    = 20 ml

C  = kalor jenis larutan di dalam kalorimeter

    =  4,2 J K/g

Δt = suhu akhir – suhu awal rata-rata larutan

    = 39° – 31°

    = 8°C

1. Dalam menentukan entalpi reaksi penetralan 1 mol NaOH dan HCl harus di sesuaikan dengan stoikiometri reaksi. Jadi, yang perlu di lakukan adalah menghitung jumlah kalor yang akan di bebaskan dari reaksi 1 mol NaOH dan HCl.

q _{( 1 mol NaOH + 1 mol HCl )} = 1/mol x ΔH

                                                  =  1/0,03 x (-672)

                                                  = -22400 J/mol

Jadi, Δh reaksi : q _reaksi = -22400 J/mol

1. Dari reaksi tersebut persamaan termokimia reaksi penetralan NaOH dan HCl dapat dituliskan sebagai berikut :

NaOH_(aq)+ HCl_(aq)→ NaCl_(aq) + H2O_(ℓ)    ΔH = -22400 J/mol

BAB V

PENUTUP

1. A.   Kesimpulan

Dari praktikum tersebut dapat di simpulkan bahwa reaksi antara larutan natrium hidroksida (NaOH) dengan larutan asam klorida (HCl) tergolong reaksi eksoterm. Tergolong reaksi eksoterm karena, pada reaksi itu terjadi pelepasan kalor yang menyebabkan suhu menjadi naik. Sedangkan dari data-data yang diperoleh dari pengamatan praktikum tersebut dapt dijadikan data dasr yang digunakan dalam penentuan perubahan entalpi reaksi dan perubahan entalpi reaksi penetralan 1 mol NaOH dan HCl.

B. Saran

• Perlu dilakukan praktikum ulang/pengkajian lebih lanjut terhadap objek yang digunakan untuk praktikum supaya dapat lebih teliti dalam mengidentifikasi perubahan entalpi reaksi.
• Perlu kritik dan saran yang membangun demi kesempurnaan laporan ini.