ABSTRACT
Thermochemistry is the brach of chemistry dealing with reciprocity with the heat of chemical reaction or by changes in physical circumstances. In general, thermochemical is the application of thermodynamics to chemistry. Thermodynamical is a synonym of chemical thermodynamics.
Tge purpose of thermochemical experimetns was to deresmine each chemical reacrion must be accompanied by energy changes, heat changes, can be measured or studied with a simple axperiment, abd chemical reactions can take place in exothermic and sedoterm.
The principle of thermochemical experiments are besed on Hess’s law regarding the amount of heat: “the overall changes as a result of a sequence of steps and the price of ΔH for the overall processis the sum of the entalpy changes that occur during this trip.” Under the law of Lavoisier: “ in every chemical reaction, mass the reacting substances is equal to rhe mass og the reaction can’t be detected mass change.”
PENDAHULUAN
Latar Belakang
Termokimia ialah cabang kimia yang berhubungan dengan hubungan timbal balik panas dengan reaksi kimia atau dengan perubahan keadaan fisika. Secara umum, termokimia ialah penerapan termodinamika untuk kimia.
Termokimia mempelajari perubahan kalor dalam suatu reaksi kimia. Dalam percobaan ini termokimia dipelajari pada tekanan konstan. Jadi perubahan yang ditentukan adalah perubahan entalpi ΔH.
Entalpi pembentuk zat, (ΔHf) adalah perubahan entalpi jika satu mol suatu zat terbentuk dari unsur-unsur pembentuknya pada keadaan standar, entalpi pembentukan suatu unsur (misal N + N N2) pada keadaan standar
diberikan harga nol. Entalpi pembentukan standar dinyatakan dengan lambang ΔHf. ΔHf dapat dihitung dengan menggunakan hukum Hess
tentang jumlah kalor konstan atau tetap (Sutrisno,2011).
Tujuan Percobaan
Tujuan dari percobaan termokimia adalah untuk menentukan setiap reaksi kimia harus disertai dengan perubahan energi, perubahan kalor dapat diukur atau dipelajari dengan percobaan yang sederhana, dan reaksi kimia dapat berlangsung secara eksoterm dan sedoterm.
Prinsip Percobaan
Prinsip dari percobaan termokimia adalah berdasarkan hukum Hess mengenai jumlah panas : ―Keseluruhan perubahan sebagai hasil urutan lanngkah-langkah dan harga ΔH untuk keseluruhan proses adalah jumlah dari perubahan entalpi yang terjadi selama perjalanan ini.‖ Berdasarkan hukum Lavoisier: ―Pada setiap reaksi kimia, massa zat-zat yang bereaksi adalah sama dengan massa produk reaksi‖ dalam versi modern ―Dalam setiap reaksi kimia tidak dapat dideteksi perubahan massa.‖
TINJAUAN PUSTAKA
Termokimia
Termodinamika adalah ilmu yang mengkaji hubungan energi dari segala bentuk, bersifat mendasar untuk semua ilmu. Daerah thermodinamika adalah hubungan energi jenis-jenis tertentu dengan sistem kimia.
Hukum pertama termodinamika adalah untuk menggambarkan suatu pernyataan Hukum Pelestarian Energi. Hukum kedua thermodinamika adalah untuk menggambarkan kespontanan suatu proses kimia yang mungkin diamati, menurut efeknya terhadap entrofy pada alam semesta akan terasa berlebih-lebihan. Hukum ketiga thermodinamika adalah untuk membayangkan suatu sistem yang sempurna teraturnya, dapatlah dibayangkan suatu unsur atau senyawa berbentuk kristal sempurna pada temperatur nol mutlak.
Reaksi Eksoterm
Pada reaksi eksoterm terjadi perpindahan kalor dari sistem ke lingkungan atau pada reaksi tersebut dikeluarkan panas. Pada reksi eksoterm harga DH = ( - )
Reaksi Endoterm
Pada reaksi endoterm terjadi perpindahan kalor dari lingkungan ke sistemnya atau pada reaksi tersebut dibutuhkan panas. Pada reksi endoterm harga DH = ( + )
Entalpi
Perubahan entalpi adalah kalor reaksi pada tekanan tetap yang ditulis dengan simbol (ΔH). Didefinisikan sebagai berikut:
Entalpi = H = Kalor reaksi pada tekanan tetap = Qp. Perubahan entalpi adalah perubahan energi yang menyertai peristiwa perubahan kimia pada tekanan tetap.
a. Pemutusan ikatan membutuhkan energi = endoterm
Contoh: H 2 → 2H – a kJ ; DH= +akJ
b. Pembentukan ikatan memberikan
energi = eksoterm
Contoh: 2H → H
2+ a kJ ; DH = -a
kJ
G,
Perubahan entalpi standar suatu reaksi dapat digolongkan menurut jenis reaksinya, seperti :
1. Entalpi pembentukan standar (∆Hf0) 2. Entalpi penguraian standar (∆Hd0) 3. Entalpi pembakaran standar (∆Hc0) Entalpi Pembentukan (∆Hf0)
Ada suatu macam persamaan termokimia yang penting yang berhubungan dengan pembentukan satu mol senyawa dari unsur unsurnya. Perubahan entalpi yang berhubungan dengan reaksi ini disebut panas pembentukan atau entalpi pembentukkan yang diberi simbol ΔH f .
Misalnya persamaan termokimia untuk pembentukan air dan uap air pada 100 0 C dan 1 atm masing-masing.
Panas reaksi untuk seluruh perubahan sama dengan panas pembentukan hasil reaksi dikurangi panas pembentukan dari pereaksi. Secara umum dapat ditulis :
H = jumlah hasil reaksi – jumlah pereaksi
Harga perubahan entalpi reaksi dapat dipengaruhi oleh kondisi yakni suhu dan tekanan saat pengukuran. Oleh karena itu, perlu kondisi suhu dan tekanan perlu dicantumkan untuk setiap data termokimia.
Entalpi Pembakaran (∆Hc0)
Reaksi suatu zat dengan oksigen disebut reaksi pembakaran . Zat yang mudah terbakar adalah unsur karbon,hidrogen, belerang, dan berbagai senyawa dari unsur tersebut. Pembakaran dikatakan sempurna apabila karbon (C) terbakar menjadi CO2,
hidrogen (H) terbakar menjadi H2O, belerang (S) terbakar menjadi SO2.
Perubahan entalpi pada pembakaran sempurna 1 mol suatu zat yang diukur pada 298 K, 1 atm disebut entalpi pembakaran standar (standard enthalpy of combustion), yang dinyatakan dengan Δ Hc 0
. Entalpi pembakaran juga dinyatakan dalam kJ mol -1 .
Harga entalpi pembakaran dari berbagai zat pada 298 K, 1 atm diberikan pada tabel 3 berikut.
Tabel 1 . Entalpi Pembakaran dari berbagai zat pada 298 K, 1 atm
Entalpi Penguraian (∆Hd0)
Reaksi penguraian adalah kebalikan dari reaksi pembentukan. Oleh karena itu, sesuai dengan azas kekekalan energi, nilai entalpi penguraian sama dengan entalpi pembentukannya, tetapi tandanya berlawanan (Sahri,2009). Contoh:
Diketahui Δ Hf 0
H2O (l) = -286 kJ mol -1, maka entalpi penguraian H2O (l) menjadi gas hidrogen dan gas oksigen adalah + 286 kJ mol -1
H2O (l) ——> H2 (g) + ½ O2 (g) ΔH = +
286 kJ
Hukum Hess
Hukum Hess adalah sebuah hukum dalam kimia fisik untuk ekspansi Hess dalam siklus Hess. Hukum ini digunakan untuk memprediksi perubahan entalpi dari hukum kekekalan energi (dinyatakan sebagai fungsi keadaan ΔH).
Menurut hukum Hess, karena entalpi adalah fungsi keadaan, perubahan entalpi dari suatu reaksi kimia adalah sama, walaupun langkah-langkah yang digunakan untuk memperoleh produk berbeda. Dengan kata lain, hanya keadaan awal dan akhir yang berpengaruh terhadap perubahan entalpi, bukan langkah-langkah yang dilakukan untuk mencapainya.
Hal ini menyebabkan perubahan entalpi suatu reaksi dapat dihitung sekalipun tidak dapat diukur secara langsung. Caranya adalah dengan melakukan operasi aritmatika pada beberapa persamaan reaksi yang
perubahan entalpinya diketahui. Persamaan-persamaan reaksi tersebut diatur sedemikian rupa sehingga penjumlahan semua persamaan akan menghasilkan reaksi yang kita inginkan. Jika suatu persamaan reaksi dikalikan (atau dibagi) dengan suatu angka, perubahan entalpinya juga harus dikali (dibagi). Jika persamaan itu dibalik, maka tanda perubahan entalpi harus dibalik pula (yaitu menjadi -ΔH).
Selain itu, dengan menggunakan hukum Hess, nilai ΔH juga dapat diketahui dengan pengurangan entalpi pembentukan produk-produk, kemudian dikurangi entalpi pembentukan reaktan. Secara matematis (Anonim,2011)
.
Kalor
Kalor adalah energi yang berpindah akibat perbedaan suhu. Satuan SI untuk panas adalah joule. Panas bergerak dari daerah bersuhu tinggi ke daerah bersuhu rendah. Setiap benda memiliki energip dalam yangj
berhubungan dengan gerak acak dari atom-atom atau dari molekul penyusunnya. Energi dalam ini berbanding lurus terhadap suhu benda. Ketika dua benda dengan suhu berbeda bergandengan, mereka akan bertukar energi internal sampai suhu kedua benda tersebut seimbang. Jumlah energi yang disalurkan adalah jumlah energi yang tertukar. Kesalahan umum untuk menyamakan panas dan energi internal. Perbedaanya adalah panas dihubungkan dengan pertukaran energi internal dan kerja yang dilakukan oleh sistem. Mengerti perbedaan ini dibutuhkan untuk mengertihukum pertama termodinamika.
Jumlah panas dinotasikan sebagai Q, dan diukur dalam joule dalam satuan SI (Anonim,2011).
di mana
adalah banyaknya kalor (jumlah panas) dalam joule
adalah massa benda dalam kg adalah kalor jenis dalam joule/kg °C, dan
adalah besarnya perubahan suhu dalam °C.
Kalor Jenis
Kalor jenis (c) = banyaknya kalor (Q) yang dibutuhkan untuk menaikkan suhu (T) satu satuan massa (m) benda sebesar satu derajat. Secara matematis, kalor jenis dinyatakan melalui persamaan di bawah :
Keterangan : c = kalor jenis Q = kalor (J)
m = massa benda (Kg)
T = perubahan suhu = suhu akhir (T2)
– suhu awal (T1).
Satuan Sistem Internasional untuk kalor jenis (c) benda adalah J/Kg.K
Kapasitas Kalor
Kapasitas kalor suatu sistem adalah jumlah kalor yang diperlukan untuk menaikan suhu sistem sebanyak satu derajat. Dalam kimia hanya ada dua yang penting yaitu kapasitas kalor pada volume tetap (Cv) dan kapasitas kalor pada tekanan uap (Cp). Pada umunya kapasitas kalor merupakan fungsi dari suhu, secara empiris fungsi ini seringkali dinyatakan dalam bentuk :
Dengan a, b, dan c ialah tetapan yang bergantung pada jenis zat.
Energi Ikatan
Energi yang diperlukan untuk memutuskan ikatan antar molekul. Ada dua macam energi ikatan yaitu:
1. Energi Disosiasi ikatan, D, adalah perubahan entalpi yang terjadi dalam proses pemutusan ikatan dalam molekul dwiatom atau dalam dalam pemutusan ikatan tertentu dalam suatu senyawa.
2. Energi ikatan rata-rata, ε, adalah energi rata-rata yang diperlukan untuk memutuskan ikatan tertentu dalam senyawa yang mengandung ikatan tersebut.
Contoh : dalam senyawa CH4,
CH3OH dan CH3COOH.
ALAT, BAHAN, DAN METODE PERCOBAAN
Alat yang Digunakan
Termostat, termometer, gelas kimia, bunsen, statip dan klem.
Bahan yang Digunakan
Air, CuSO4, bubuk Zn, etanol
(C2H5OH), HCl, NaOH, NH4OH, dan
CH3COOH.
Metode Percobaan
Gambar 1. Penentuan Tetapan Kalorimeter
1. Penentuan Tetapan Kalorimeter
Masukan 20 cm3 air ke dalam kalorimeter dengan buret catat temperaturnya. Panaskan 20cm3 air ke dalam gelas kimia ±90oC, catat temperaturnya. Campurkan air panas ke dalam kalorimeter, aduk atau kocok, amati temperaturnya selama 10 menit dengan selang 1 menit setelah pencampuran.
Gambar 2. Penentuan Kalor Reaksi Zn + CuSO4
2. Penetuan Kalor Reaksi Zn(s) +
CuSO4(l)
Masukan 40 cm3 larutan CuSO4 1
M ke dalam kalorimeter. Catat temperaturnta selama 2 menit dengan selang setengah menit. Timbang dengan teliti 3 gram – 3,10 gram bubuk Zn (BA Zn = 65.4). Masukan bubuk Zn ke dalam larutan CuSO4 atau kalorimeter. Ukur
kenaikan temperatur dengan menggunakan grafik (misal = ΔT1).
Gambar 3. Penentuan Kalor Etanol Dalam Air
3. Penentuan Kalor Etanol Dalam Air Masukan 18cm3 air ke dalam kalorimeter dengan menggunakan buret. Ukur temperatur air dalam kalorimeter selama 2 menit dengan selang waktu setengah menit. Ukur temperatur etanol dalam buret ke dua, masukan dengan cepat 29cm3 etanol ke dalam kalorimeter. Kocok campuran dalam kalorimeter, catat temperatur selama 4 menit dengan selang setengah menit.
Termometer Larutan CuSO4 Termometer Larutan CuSO + Zn 4 Termometer Larutan Aquades Termometer
Larutan aquades + Etanol
ε
C – H = 414,2 k
H2(g) 2 H(g) DH-H = 436,0 kjUlangi percobaan untuk campuran lain. Hitung ΔH pelarut per mol etanol pada berbagai tingkat perbandingan mol air per mol etanol. Buat grafik ΔH terhadap mol air/mol etanol.
Gambar 4. penentuan Kalor Penetralan HCl dan NaOH
4. Penentuan Kalor Penetralan HCl dan NaOH
Masukan 20 cm3 HCl 2M ke dalam kalorimeter. Catat kedudukan termometer. Ukur 20 cm3 NaOH 2,05 M, catat temperatur (atur sedemikian rupa) sehingga temperaturnya sama dengan temperatur HCl. Campuran basa ini ke dalam kalorimeter dan catat temperatur campuran selama 5 menit dengan selang setengah menit. Buat grafik untuk memperoleh perubahan temperatur akibat reaksi ini. Hitung 4H penetralan jika kera[atan larutan 1,03g/cm3 dan kalor jenisnya 3,96 Jg-1K
-1
.
Gambar 5. Penentuan Kalor Penetralan NH4OH dan HCl
5. Penentuan Kalor Penetralan NH4OH dan HCl
Masukan 20 cm3 NH4OH 2,05 M
ke dalam kalorimeter. Catat kedudukan termometer. Ukur 20 cm3 NaOH 2,05 M, catat temperatur (atur sedemikian rupa) sehingga temperaturnya sama
dengan temperatur HCl. Campuran basa ini ke dalam kalorimeter dan catat temperatur campuran selama 5 menit dengan selang setengah menit. Buat grafik untuk memperoleh perubahan temperatur akibat reaksi ini. Hitung 4H penetralan jika kerapatan larutan 1,015 g/cm3 dan kalor jenisnya 3,96 Jg-1K-1.
Gambar 6. Penentuan Kalor Penetralan NaOH dan CH3COOH
6. Penentuan Kalor Penetralan NaOH dan CH3COOH
Masukan 20 cm3 CH3COOH 2 M
ke dalam kalorimeter. Catat kedudukan termometer. Ukur 20 cm3 HCl 2 M, catat temperatur (atur sedemikian rupa) sehingga temperaturnya sama dengan temperatur HCl. Campuran basa ini ke dalam kalorimeter dan catat temperatur campuran selama 5 menit dengan selang setengah menit. Buat grafik untuk memperoleh perubahan temperatur akibat reaksi ini. Hitung 4H penetralan jika kerapatan larutan 1,098 g/cm3 dan kalor jenisnya 4,02 Jg-1K-1.
DAFTAR PUSTAKA
Anonim.2011.Hukum_Hess.http://id.wi
kipedia.org/wiki/Hukum_Hess.
Date Accessed : 9 Desember 2011
Anonim.2011.Kalor.
http://id.wikipedia.org/wiki/Kalor. Date Accessed :
9 Desember 2011
Brady. E. J. 1998. Kimia Universitas Asas dan Struktur. BinaAksara. Jakarta. Termometer Larutan HCl Termometer Larutan Hcl + NaOH
Termometer Larutan NH4OH Termometer Larutan NH4OH + HCl
Termometer Larutan NaOH TermometerSahri.2009.Perubahan Entalpi.http://sahri.
ohlog.com/perubahan-entalpi.oh69496 .html. Date
accessed : 9 Desember 2011 Sutrisno. E.T dan Nurminabari. I.S.
2011. Penuntun Praktikum Kimia Dasar. UNPAS. Bandung
