Laporan Kimia Dasar Termokimia
I.
: TERMOKIMIA
JUDUL PERCOBAAN
II. HARI / TANGGAL PERCOBAAN
: Jumat/ 14-11-2014 / 07.00
III. SELESAI PERCOBAAN
: Jumat/ 14-11-2014 / 09.00
IV. TUJUAN PERCOBAAN
:
1. Membuktikan bahwa setiap reaksi kimia dengan penyerapan atau pelepasan
kalor.
2. Menghitung perubahan kalor yang terjadi pada berbagai reaksi kimia.
V. TINJAUAN PUSTAKA
:
Termokimia adalah salah satu ilmu yang mempelajari energi dan
panas yang terkait dengan reaksi kimia atau transformasi fisik. Reaksi dapat
melepaskan atau menyerap energi, dan perubahan fasa dapat melakukan hal
yang sama, seperti dalam titik leleh dan titik didih. Termokimia berfokus
pada
perubahan
energi,
terutama
di
bursa
energi
sistem
dengan
lingkungannya. Termokimia berguna dalam memprediksi reaktan dan produk
kuantitas sepanjang perjalanan reaksi yang diberikan. Dalam kombinasi
dengan penentuan entropi, juga digunakan untuk memprediksi apakah reaksi
spontan atau non-spontan, menguntungkan atau tidak menguntungkan. Reaksi
endotermik yaitu menyerap panas. Reaksi eksotermis yaitu melepaskan
panas. Termokimia coalesces konsep termodinamika dengan konsep energi
dalam bentuk ikatan kimia. Subjek biasanya mencakup perhitungan jumlah
seperti kapasitas panas, panas pembakaran, panas pembentukan, entalpi,
entropi,energi
bebas,
dan
kalori.
Dalam rangka untuk menentukan sifat termokimia dari suatu
proses, pertama-tama perlu untuk menulis persamaan termokimia yang
mendefinisikan perubahan yang sebenarnya terjadi, baik dari segi rumus dari
zat yang terlibat dan keadaan fisik mereka (suhu, tekanan, dan apakah padat,
cair, atau gas untuk mengambil contoh yang sangat sederhana, di sini adalah
persamaan termokimia lengkap untuk penguapan air pada titik didih normal:
O (l, 373 K, 1 atm) →
O (g, 373 K, 1 atm) ΔH = 40,7 kJ mol-1
Jumlah 40,7 dikenal sebagai entalpi penguapan (sering disebut sebagai
"panas penguapan") air cair.
Poin-poin berikut harus diingat saat menulis
persamaantermokimia:
Kuantitas termodinamika seperti ΔH yang berhubungan dengan persamaan
termokimia selalu mengacu pada jumlah mol zat eksplisit ditunjukkan dalam
persamaan.
Jadi untuk sintesis air dapat kita tulis :
2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (l)
ΔH = -572 kJ
H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (l)
ΔH = -286 kJ
atau
•
persamaan termokimia untuk reaksi yang terjadi dalam larutan juga
harus menentukan konsentrasi
spesies terlarut.
Sebagai contoh, entalpi netralisasi asam kuat oleh basa kuat diberikan oleh
H + (aq, 1M, 298 K, 1 atm) + OH- (aq, 1M, 298 K, 1 atm) →
H2O (l, 373 K, 1 atm)
ΔH = 56,9 kJ mol-1
di mana aq singkatan mengacu pada ion terhidrasi karena mereka ada dalam
larutan berair. Karena sebagian besar persamaan termokimia ditulis untuk
kondisi standar tekanan 298 K dan 1 atm, kita dapat meninggalkan jumlah ini
jika kondisi ini berlaku baik sebelum dan sesudah reaksi. Jika, di bawah
kondisi yang sama, substansi yang dalam (paling stabil) keadaan fisik yang
disukai, maka zat tersebut dikatakan berada dalam keadaan standar.
Dengan demikian keadaan standar air pada 1 atm adalah padat di bawah 0 °
C, dan gas di atas 100 ° C. Sebuah jumlah termokimia seperti ΔH yang
mengacu pada reaktan dan produk di negara-negara standar mereka
dilambangkan dengan ΔH °.
• Dalam kasus zat terlarut, keadaan standar zat terlarut adalah bahwa di
mana "konsentrasi efektif", yang dikenal sebagai kegiatan, adalah
kesatuan.
Untuk zat terlarut non-ionik aktivitas dan molaritas biasanya hampir sama
untuk konsentrasi sampai sekitar 1M, tetapi untuk zat terlarut ionik
pendekatan ini umumnya hanya berlaku untuk solusi yang lebih encer dari
0.001-0.01M, tergantung pada muatan listrik dan ukuran ion tertentu.
Perubahan entalpi untuk reaksi kimia bedanya
ΔH = Hproduk - Hreaktan
Jika reaksi tersebut merupakan pembentukan satu mol senyawa dari unsurunsurnya di negara-negara standar mereka, seperti dalam :
H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (l)
ΔH = -286 kJ
maka kita sewenang-wenang dapat mengatur entalpi unsur ke nol dan menulis
:
Hf ° = ΣHf ° produk - ΣHf ° reaktan = -286 kJ - 0 = -268 kJ mol-1
yang mendefinisikan entalpi pembentukan standar air pada 298K. Nilai Hf ° =
-268 kJ memberitahu kita bahwa ketika hidrogen dan oksigen, masing-masing
pada tekanan 1 atm dan pada 298 K (25 ° C) bereaksi membentuk 1 mol air
cair juga pada tekanan 25 ° C dan 1 atm, 268 kJ akan telah lulus dari sistem
(campuran reaksi) ke lingkungan. Tanda negatif menunjukkan bahwa reaksi
eksotermis : entalpi produk lebih kecil dibandingkan dengan reaktan.
Entalpi pembentukan standar senyawa didefinisikan sebagai panas yang terkait
dengan pembentukan satu mol senyawa dari unsur-unsurnya di negara-negara
standar mereka.
Secara umum, perubahan entalpi standar untuk reaksi yang diberikan oleh
ekspresi
⇒ penting Δ ΣHf ° produk - ΣHf ° reaktan (2-1)
di mana ΣHf ° istilah menunjukkan jumlah dari entalpi standar formasi dari
semua produk dan reaktan. Definisi di atas adalah salah satu yang paling
penting dalam kimia karena memungkinkan kita untuk memprediksi
perubahan entalpi reaksi apapun tanpa mengetahui lebih dari entalpi
pembentukan standar produk dan reaktan, yang banyak tersedia di meja.
Contoh berikut adalah menggambarkan beberapa aspek penting dari entalpi
standar pembentukan zat:
• Persamaan termokimia mendefinisikan Hf ° selalu ditulis dalam hal
satu mol zat tersebut:
½ N2 (g) + 3/2 H2 (g) → NH3 (g)
ΔH ° = -46,1 kJ (per mol NH3)
• Panas pembentukan standar suatu senyawa selalu diambil mengacu
pada bentuk elemen-elemen yang paling stabil pada 25 ° C dan tekanan 1
atm.
Sejumlah elemen, yang sulfur dan karbon adalah contoh umum, bisa eksis
dalam lebih dari satu bentuk kristal padat.
Dalam kasus karbon, modifikasi grafit adalah bentuk yang lebih stabil.
→ CO2 (g)
ΔH ° = -393,5 kJ mol-1
C (diamond) + O2 (g) → CO2 (g)
ΔH ° = -395,8 kJ mol-1
C(grafit) + O2 (g)
• Keadaan fisik produk dari reaksi pembentukan harus ditunjukkan
secara eksplisit jika tidak yang paling stabil pada 25 ° C dan tekanan 1
atm:
H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (g)
ΔH ° = -285,8 kJ mol-1
H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (g)
ΔH ° = -241,8 kJ mol-1
Perhatikan bahwa perbedaan antara kedua ΔH ° nilai hanya panas penguapan
air.
• Meskipun pembentukan molekul yang paling dari elemen mereka
adalah proses eksotermik, pembentukan beberapa senyawa yang agak
endoterm:
½ N2 (g) + O2 (g) → NO2 (g)
ΔH ° = 33,2 kJ mol-1
Sebuah panas positif pembentukan sering dikaitkan dengan instabilitykecenderungan molekul untuk membusuk menjadi unsur-unsurnya, meskipun
tidak dengan sendirinya merupakan alasan yang cukup. Dalam banyak kasus,
bagaimanapun, laju dekomposisi ini pada dasarnya adalah nol, sehingga
masih mungkin untuk bahan untuk eksis. Dalam hubungan ini, perlu dicatat
bahwa semua molekul akan menjadi tidak stabil pada suhu tinggi.
• Reaksi termokimia yang menentukan kalor pembentukan senyawa
yang paling tidak bisa benar-benar terjadi.
Misalnya, sintesis langsung metana dari unsur-unsurnya
C (grafit) + 2 H2 (g) → CH4 (g)
tidak dapat diamati secara langsung karena banyaknya reaksi lain yang
mungkin antara dua elemen ini. Namun, perubahan entalpi standar untuk
reaksi seperti ditemukan secara tidak langsung dari data lain, seperti yang
dijelaskan di bagian selanjutnya.
• Entalpi pembentukan standar atom gas dari unsur ini dikenal sebagai
panas atomisasi.
Hangatkan atomisasi selalu positif, dan penting dalam perhitungan energi
ikatan.
Fe (s) → Fe (g)
ΔH ° = 417 kJ mol-1
• Entalpi pembentukan standar dari ion dilarutkan dalam air
dinyatakan dalam skala yang terpisah di mana yang dari H + (aq)
didefinisikan
sebagai
nol.
Panas pembentukan standar dari ion terlarut seperti Cl- (yaitu, pembentukan
ion dari unsur) tidak dapat diukur karena tidak mungkin untuk memiliki
larutan yang mengandung jenis tunggal ion. Untuk alasan ini, entalpi ionik
disajikan pada skala terpisah yang Hf ° ion hidrogen pada aktivitas Unit (1 M
konsentrasi efektif) didefinisikan sebagai nol. Jadi untuk Ca2 + (aq), Hf ° = 248 kJ mol-1; ini berarti bahwa reaksi
Ca (s)
→ Ca2 + (g) + 2e-
½ H2 (g) → H + (aq) + e(Tentu saja, tak satu pun dari reaksi ini dapat terjadi dengan sendirinya,
sehingga entalpi ionik harus diukur secara tidak langsung.)
3 hukum dan termokimia perhitungan Hess '
Kita tahu bahwa dua atau lebih persamaan kimia dapat dikombinasikan
aljabar untuk memberikan persamaan baru. Bahkan sebelum ilmu
termodinamika dikembangkan pada akhir abad kesembilan belas, diamati
bahwa memanaskan terkait dengan reaksi kimia dapat dikombinasikan
dengan cara yang sama untuk menghasilkan panas reaksi lain. Sebagai
contoh, perubahan entalpi standar untuk oksidasi grafit dan berlian dapat
dikombinasikan untuk mendapatkan ΔH ° untuk transformasi antara kedua
bentuk karbon padat, reaksi yang tidak dapat dipelajari secara eksperimental.
→ CO2 (g)
ΔH ° = -393,51 kJ mol-1
C (diamond) + O2 (g) → CO2 (g)
ΔH ° = -395,40 kJ mol-1
C (grafit) + O2 (g)
Pengurangan reaksi kedua dari yang pertama (yaitu, menulis persamaan
kedua secara terbalik dan menambahkannya ke yang pertama) hasil
C (grafit) → C (diamond)
ΔH ° = 1.89 kJ mol-1
Prinsip ini, yang dikenal sebagai hukum Hess dari penjumlahan panas
independen merupakan konsekuensi langsung dari entalpi sebagai fungsi
negara. Hukum Hess adalah salah satu alat yang paling kuat kimia, untuk itu
memungkinkan perubahan entalpi (dan dalam fungsi termodinamika lainnya)
dari sejumlah besar reaksi kimia untuk diprediksi dari basis yang relatif kecil
dari data eksperimen.
Germain Henri Hess (1802-1850) adalah seorang profesor
kelahiran Swiss kimia di St. Petersburg, Rusia. Ia merumuskan
hukum terkenal, yang ia temukan secara empiris, pada tahun
1840. Pekerjaannya
sedikit diketahui
bidang kimia.
Germain
Henri Hess (1802-1850)
adalahdiseorang
profes
Entalpi standar pembakaran
Karena zat yang paling tidak dapat dibuat langsung dari unsur-unsur , kalor
pembentukan senyawa jarang ditentukan oleh pengukuran langsung.
Sebaliknya, hukum Hess digunakan untuk menghitung entalpi pembentukan
dari data lebih mudah diakses. Yang paling penting dari ini adalah entalpi
standar pembakaran. Kebanyakan unsur dan senyawa bergabung dengan
oksigen, dan banyak dari oksidasi ini sangat eksotermis, membuat
pengukuran
memanaskan
mereka
relatif
mudah.
Misalnya,
dengan
menggabungkan kalor pembakaran karbon, hidrogen, dan metana, kita dapat
memperoleh entalpi standar pembentukan metana, yang seperti disebutkan di
atas, tidak dapat ditentukan secara langsung.
Kalorimetri, mengukur ΔH di laboratorium
Bagaimana perubahan entalpi ditentukan secara eksperimental ?
Pertama, Anda harus memahami bahwa jumlah hanya thermal yang dapat
diamati secara langsung adalah q panas yang mengalir ke dalam atau keluar
dari bejana reaksi, dan q yang secara numerik sama dengan ΔH ° hanya di
bawah kondisi khusus tekanan konstan. Selain itu, q adalah sama dengan
perubahan entalpi standar hanya ketika reaktan dan produk keduanya pada
suhu yang sama, biasanya 25 ° C.
Pengukuran q umumnya dikenal sebagai kalorimetr. Jenis yang paling umum
dari kalorimeter mengandung kuantitas yang dikenal air yang menyerap panas
yang dilepaskan oleh reaksi. Karena kapasitas panas spesifik air (4,184 J g-1
K-1) diketahui presisi tinggi, pengukuran kenaikan suhu karena reaksi
memungkinkan seseorang untuk menghitung jumlah panas yang dilepaskan.
Kalorimeter konstan
Dalam semua tapi kalorimeter sangat sederhana, sebagian panas yang
dilepaskan oleh reaksi yang diserap oleh komponen dari kalorimeter itu
sendiri. Hal itu perlu untuk "mengkalibrasi" kalorimeter dengan mengukur
perubahan suhu yang dihasilkan dari pengenalan kuantitas yang dikenal
panas. Yang dihasilkan konstan kalorimeter, dinyatakan dalam JK-1, dapat
dianggap sebagai "kapasitas panas dari kalorimeter". Sumber dikenal panas
biasanya dihasilkan dengan melewatkan kuantitas yang dikenal arus listrik
melalui sebuah resistor dalam kalorimeter. Untuk reaksi yang dapat dimulai
dengan menggabungkan dua solusi, kenaikan suhu dari solusi itu sendiri
dapat memberikan perkiraan nilai entalpi reaksi jika kita mengasumsikan
bahwa kapasitas panas dari solusi dekat dengan yang ada pada air murni yang akan hampir true jika solusi yang encer. Misalnya, penentuan
kalorimetrik sangat sederhana dari entalpi standar reaksi H + (aq) + OH- (aq)
→ H2O (l) dapat dilakukan dengan menggabungkan volume yang sama dari
0,1 M larutan HCl dan NaOH awalnya pada 25 ° C. Karena reaksi ini adalah
eksotermik, kuantitas q panas akan dilepaskan ke solusinya. Dari kenaikan
tmperature dan panas spesifik air, kita memperoleh jumlah joule panas yang
dilepaskan ke dalam setiap gram dari solusi, dan q kemudian dapat dihitung
dari massa dari solusi. Karena seluruh proses dilakukan pada tekanan
konstan, kita memiliki ΔH°=q. Untuk reaksi yang tidak dapat dilakukan
dalam larutan berair encer, bejana reaksi umumnya ditempatkan dalam wadah
terisolasi lebih besar dari air. Selama reaksi, panas lewat di antara kontainer
dalam dan luar sampai suhu mereka menjadi identik. Sekali lagi, perubahan
suhu air diamati, tetapi dalam kasus ini kita perlu mengetahui nilai konstanta
kalorimeter dijelaskan di atas.
Kalorimeter
Meskipun kalorimetri sederhana pada prinsipnya, praktiknya adalah seni yang
sangat menuntut, terutama bila diterapkan pada proses yang berlangsung
perlahan-lahan atau melibatkan perubahan panas yang sangat kecil, seperti
perkecambahan biji. Kalorimeter dapat yang sederhana seperti secangkir kopi
plastik
busa,
yang
sering
digunakan
di
laboratorium
mahasiswa.
Kalorimeter penelitian-kelas, mampu mendeteksi perubahan suhu menit, lebih
mungkin untuk menduduki puncak tabel, atau bahkan seluruh kamar:
Es kalorimeter adalah alat penting untuk mengukur kapasitas panas dari
cairan dan padatan, serta memanaskan reaksi tertentu. Alat ini belum cerdik
sederhana pada dasarnya adalah sebuah perangkat untuk mengukur perubahan
volume akibat mencairnya es. Untuk mengukur kapasitas panas, sampel
hangat ditempatkan di kompartemen bagian dalam, yang dikelilingi oleh
campuran
es
dan
air.
Panas ditarik dari sampel sebagai mendingin menyebabkan beberapa es
mencair. Karena es kurang padat daripada air, volume air di ruang terisolasi
menurun. Hal ini menyebabkan volume setara merkuri yang akan tersedot ke
reservoir bagian dalam dari wadah luar. Hilangnya berat wadah ini
memberikan penurunan volume air, dan dengan demikian massa es mencair.
Ini, dikombinasikan dengan panas peleburan es, memberikan jumlah panas
yang
hilang
oleh
sampel
sebagai
mendingin
sampai
0
°
C.
VI. CARA KERJA
:
1. Tentukan nilai kalorimeter
25 ml H20 (l)
25 ml H2O (l)
T1
T2
dicampurkan
ΔT
Tetapan Kalorimeter
2. Tentukan kalor reaksi Zn-CuSO4
0,5 g serbuk Zn
25 ml CuSO4 1 M
T3
dicampurkan
T4
Kalor reaksi
3. Tentukan kalor netralisasi HCl-NaOH
25 ml NaOH 1 M
25 ml HCl 1 M
atur suhu
sampai sama
dengan suhu
HCL
T5
T5
dicampur
T6
Kalor Penetralan
VII. HASIL PENGAMATAN
No.
Prosedur
Hasil
Dugaan /
Reaksi
1.
Kesimpulan
-Terjadi
25 ml
H20
(l)
25
ml
H2O
(l)
perpindahan
kalor antara
air yang
dipanaskan
dengan air
T2
T1
Suhu campuran
dicampurkan
lebih besar dari
pada suhu awal
ΔT
Tetapan
Kalorimeter
- T1
= 25° C
sebelum
- T2
= 35° C
dipanaskan dan
- Takhir = 30° C
lebih kecil dari
pada suhu air
setelah
biasa
didalam
calorimeter
sehingga
tercapai
suhu
kesetimbang
an.
dipanaskan
- K=105JK-1
2.
0,5 g
serbuk
Zn
25 ml
CuSO4
1M
- T3 = 24° C
CuSO4(aq) + Zn(s) - Terdapat
endapan Cu
- T4 = 27° C
- Terdapat
ZnSO4(aq) + Cu(s)
hitam
endapan Zn
berwarna
T3
abu-abu
dicampurkan
berwarna
-
Terjadi
- Merupakan
kenaikan suhu
reaksi
dan terdapat
eksoterm
endapan Cu
- ΔHr=
103233,3 J /
T4
Kalor Reaksi
mol
3
- T5 = 25° C
25 ml
HCl 1
M
25 ml
NaOH
1M
HCl(l) + NaOH(l)
reaksi
- T6 = 37° C
NaCl(l) + H2O(l)
Termasuk
T5
T5
Kalor
Penetralan
- ΔHn=
20570 J /
penetralan
mol
dari asam kuat
dan basa kuat
T6
eksoterm
reaksi
karena berasal
Dicampurkan
- Merupakan
VIII. ANALISIS DATA
Dari data, kita dapat menganalisis data. Dalam percobaan pertama, kita
mendapatkan suhu air dalam kalorimeter adalah 25 ° C dan suhu air panas
sampai lebih 10 ° C dari suhu kamar tidur adalah 35 ° C. kemudian, kita dapat
menghitung nilai Kalorimeter bahwa kalor diserap oleh Kalorimeter adalah
sekitar 105 J / K. Dalam percobaan kedua, mendapatkan suhu CuSO4 0,5 M
dalam kalorimeter adalah 24 ° C dan suhu dari campuran bubuk Zn dan solusi
CuSO4 dalam kalorimeter adalah 27 ° C. . maka kita dapat menghitung untuk
menentukan reaksi dirilis kalor ke lingkungan sekitar 103233,3 J / mol.
Dalam percobaan ketiga, suhu larutan campuran NaOH dengan larutan HCl
mendapatkan suhu HCl 0,5 M dalam kalorimeter adalah 25 ° C. Jadi, kita bisa
menghitung untuk menentukan kalor dilepaskan ketika netralisasi terjadi
adalah sekitar 20570 J / mol.
IX.
PEMBAHASAN
Dari percobaan yang telah kita lakukan hasil dari data kami menemukan
bahwa semua percobaan kami adalah reaksi eksoterm, karena nilai awal suhu
lebih dingin dari suhu terakhir reaksi.
X.
KESIMPULAN
Dalam percobaan ini, kita dapat menyimpulkan bahwa dalam setiap reaksi
harus ada suhu yang stabil. Ini hasil karena campuran dua larutan atau
substansi. Dengan demikian kita bisa menghitung nilai kalorimeter, data ini
dapat digunakan untuk menghitung data percobaan berikutnya.
XI.
Referensi
Achmad, Hiskia. 1994. Penuntun Praktikum Kimia Dasar. Jakarta:
Depdikbud
Tim Kimia Dasar. 2014. Praktikum Kimia Umum. Surabaya: UNESA
www.ilmukimia.org.28/10/2014
: TERMOKIMIA
JUDUL PERCOBAAN
II. HARI / TANGGAL PERCOBAAN
: Jumat/ 14-11-2014 / 07.00
III. SELESAI PERCOBAAN
: Jumat/ 14-11-2014 / 09.00
IV. TUJUAN PERCOBAAN
:
1. Membuktikan bahwa setiap reaksi kimia dengan penyerapan atau pelepasan
kalor.
2. Menghitung perubahan kalor yang terjadi pada berbagai reaksi kimia.
V. TINJAUAN PUSTAKA
:
Termokimia adalah salah satu ilmu yang mempelajari energi dan
panas yang terkait dengan reaksi kimia atau transformasi fisik. Reaksi dapat
melepaskan atau menyerap energi, dan perubahan fasa dapat melakukan hal
yang sama, seperti dalam titik leleh dan titik didih. Termokimia berfokus
pada
perubahan
energi,
terutama
di
bursa
energi
sistem
dengan
lingkungannya. Termokimia berguna dalam memprediksi reaktan dan produk
kuantitas sepanjang perjalanan reaksi yang diberikan. Dalam kombinasi
dengan penentuan entropi, juga digunakan untuk memprediksi apakah reaksi
spontan atau non-spontan, menguntungkan atau tidak menguntungkan. Reaksi
endotermik yaitu menyerap panas. Reaksi eksotermis yaitu melepaskan
panas. Termokimia coalesces konsep termodinamika dengan konsep energi
dalam bentuk ikatan kimia. Subjek biasanya mencakup perhitungan jumlah
seperti kapasitas panas, panas pembakaran, panas pembentukan, entalpi,
entropi,energi
bebas,
dan
kalori.
Dalam rangka untuk menentukan sifat termokimia dari suatu
proses, pertama-tama perlu untuk menulis persamaan termokimia yang
mendefinisikan perubahan yang sebenarnya terjadi, baik dari segi rumus dari
zat yang terlibat dan keadaan fisik mereka (suhu, tekanan, dan apakah padat,
cair, atau gas untuk mengambil contoh yang sangat sederhana, di sini adalah
persamaan termokimia lengkap untuk penguapan air pada titik didih normal:
O (l, 373 K, 1 atm) →
O (g, 373 K, 1 atm) ΔH = 40,7 kJ mol-1
Jumlah 40,7 dikenal sebagai entalpi penguapan (sering disebut sebagai
"panas penguapan") air cair.
Poin-poin berikut harus diingat saat menulis
persamaantermokimia:
Kuantitas termodinamika seperti ΔH yang berhubungan dengan persamaan
termokimia selalu mengacu pada jumlah mol zat eksplisit ditunjukkan dalam
persamaan.
Jadi untuk sintesis air dapat kita tulis :
2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (l)
ΔH = -572 kJ
H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (l)
ΔH = -286 kJ
atau
•
persamaan termokimia untuk reaksi yang terjadi dalam larutan juga
harus menentukan konsentrasi
spesies terlarut.
Sebagai contoh, entalpi netralisasi asam kuat oleh basa kuat diberikan oleh
H + (aq, 1M, 298 K, 1 atm) + OH- (aq, 1M, 298 K, 1 atm) →
H2O (l, 373 K, 1 atm)
ΔH = 56,9 kJ mol-1
di mana aq singkatan mengacu pada ion terhidrasi karena mereka ada dalam
larutan berair. Karena sebagian besar persamaan termokimia ditulis untuk
kondisi standar tekanan 298 K dan 1 atm, kita dapat meninggalkan jumlah ini
jika kondisi ini berlaku baik sebelum dan sesudah reaksi. Jika, di bawah
kondisi yang sama, substansi yang dalam (paling stabil) keadaan fisik yang
disukai, maka zat tersebut dikatakan berada dalam keadaan standar.
Dengan demikian keadaan standar air pada 1 atm adalah padat di bawah 0 °
C, dan gas di atas 100 ° C. Sebuah jumlah termokimia seperti ΔH yang
mengacu pada reaktan dan produk di negara-negara standar mereka
dilambangkan dengan ΔH °.
• Dalam kasus zat terlarut, keadaan standar zat terlarut adalah bahwa di
mana "konsentrasi efektif", yang dikenal sebagai kegiatan, adalah
kesatuan.
Untuk zat terlarut non-ionik aktivitas dan molaritas biasanya hampir sama
untuk konsentrasi sampai sekitar 1M, tetapi untuk zat terlarut ionik
pendekatan ini umumnya hanya berlaku untuk solusi yang lebih encer dari
0.001-0.01M, tergantung pada muatan listrik dan ukuran ion tertentu.
Perubahan entalpi untuk reaksi kimia bedanya
ΔH = Hproduk - Hreaktan
Jika reaksi tersebut merupakan pembentukan satu mol senyawa dari unsurunsurnya di negara-negara standar mereka, seperti dalam :
H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (l)
ΔH = -286 kJ
maka kita sewenang-wenang dapat mengatur entalpi unsur ke nol dan menulis
:
Hf ° = ΣHf ° produk - ΣHf ° reaktan = -286 kJ - 0 = -268 kJ mol-1
yang mendefinisikan entalpi pembentukan standar air pada 298K. Nilai Hf ° =
-268 kJ memberitahu kita bahwa ketika hidrogen dan oksigen, masing-masing
pada tekanan 1 atm dan pada 298 K (25 ° C) bereaksi membentuk 1 mol air
cair juga pada tekanan 25 ° C dan 1 atm, 268 kJ akan telah lulus dari sistem
(campuran reaksi) ke lingkungan. Tanda negatif menunjukkan bahwa reaksi
eksotermis : entalpi produk lebih kecil dibandingkan dengan reaktan.
Entalpi pembentukan standar senyawa didefinisikan sebagai panas yang terkait
dengan pembentukan satu mol senyawa dari unsur-unsurnya di negara-negara
standar mereka.
Secara umum, perubahan entalpi standar untuk reaksi yang diberikan oleh
ekspresi
⇒ penting Δ ΣHf ° produk - ΣHf ° reaktan (2-1)
di mana ΣHf ° istilah menunjukkan jumlah dari entalpi standar formasi dari
semua produk dan reaktan. Definisi di atas adalah salah satu yang paling
penting dalam kimia karena memungkinkan kita untuk memprediksi
perubahan entalpi reaksi apapun tanpa mengetahui lebih dari entalpi
pembentukan standar produk dan reaktan, yang banyak tersedia di meja.
Contoh berikut adalah menggambarkan beberapa aspek penting dari entalpi
standar pembentukan zat:
• Persamaan termokimia mendefinisikan Hf ° selalu ditulis dalam hal
satu mol zat tersebut:
½ N2 (g) + 3/2 H2 (g) → NH3 (g)
ΔH ° = -46,1 kJ (per mol NH3)
• Panas pembentukan standar suatu senyawa selalu diambil mengacu
pada bentuk elemen-elemen yang paling stabil pada 25 ° C dan tekanan 1
atm.
Sejumlah elemen, yang sulfur dan karbon adalah contoh umum, bisa eksis
dalam lebih dari satu bentuk kristal padat.
Dalam kasus karbon, modifikasi grafit adalah bentuk yang lebih stabil.
→ CO2 (g)
ΔH ° = -393,5 kJ mol-1
C (diamond) + O2 (g) → CO2 (g)
ΔH ° = -395,8 kJ mol-1
C(grafit) + O2 (g)
• Keadaan fisik produk dari reaksi pembentukan harus ditunjukkan
secara eksplisit jika tidak yang paling stabil pada 25 ° C dan tekanan 1
atm:
H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (g)
ΔH ° = -285,8 kJ mol-1
H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (g)
ΔH ° = -241,8 kJ mol-1
Perhatikan bahwa perbedaan antara kedua ΔH ° nilai hanya panas penguapan
air.
• Meskipun pembentukan molekul yang paling dari elemen mereka
adalah proses eksotermik, pembentukan beberapa senyawa yang agak
endoterm:
½ N2 (g) + O2 (g) → NO2 (g)
ΔH ° = 33,2 kJ mol-1
Sebuah panas positif pembentukan sering dikaitkan dengan instabilitykecenderungan molekul untuk membusuk menjadi unsur-unsurnya, meskipun
tidak dengan sendirinya merupakan alasan yang cukup. Dalam banyak kasus,
bagaimanapun, laju dekomposisi ini pada dasarnya adalah nol, sehingga
masih mungkin untuk bahan untuk eksis. Dalam hubungan ini, perlu dicatat
bahwa semua molekul akan menjadi tidak stabil pada suhu tinggi.
• Reaksi termokimia yang menentukan kalor pembentukan senyawa
yang paling tidak bisa benar-benar terjadi.
Misalnya, sintesis langsung metana dari unsur-unsurnya
C (grafit) + 2 H2 (g) → CH4 (g)
tidak dapat diamati secara langsung karena banyaknya reaksi lain yang
mungkin antara dua elemen ini. Namun, perubahan entalpi standar untuk
reaksi seperti ditemukan secara tidak langsung dari data lain, seperti yang
dijelaskan di bagian selanjutnya.
• Entalpi pembentukan standar atom gas dari unsur ini dikenal sebagai
panas atomisasi.
Hangatkan atomisasi selalu positif, dan penting dalam perhitungan energi
ikatan.
Fe (s) → Fe (g)
ΔH ° = 417 kJ mol-1
• Entalpi pembentukan standar dari ion dilarutkan dalam air
dinyatakan dalam skala yang terpisah di mana yang dari H + (aq)
didefinisikan
sebagai
nol.
Panas pembentukan standar dari ion terlarut seperti Cl- (yaitu, pembentukan
ion dari unsur) tidak dapat diukur karena tidak mungkin untuk memiliki
larutan yang mengandung jenis tunggal ion. Untuk alasan ini, entalpi ionik
disajikan pada skala terpisah yang Hf ° ion hidrogen pada aktivitas Unit (1 M
konsentrasi efektif) didefinisikan sebagai nol. Jadi untuk Ca2 + (aq), Hf ° = 248 kJ mol-1; ini berarti bahwa reaksi
Ca (s)
→ Ca2 + (g) + 2e-
½ H2 (g) → H + (aq) + e(Tentu saja, tak satu pun dari reaksi ini dapat terjadi dengan sendirinya,
sehingga entalpi ionik harus diukur secara tidak langsung.)
3 hukum dan termokimia perhitungan Hess '
Kita tahu bahwa dua atau lebih persamaan kimia dapat dikombinasikan
aljabar untuk memberikan persamaan baru. Bahkan sebelum ilmu
termodinamika dikembangkan pada akhir abad kesembilan belas, diamati
bahwa memanaskan terkait dengan reaksi kimia dapat dikombinasikan
dengan cara yang sama untuk menghasilkan panas reaksi lain. Sebagai
contoh, perubahan entalpi standar untuk oksidasi grafit dan berlian dapat
dikombinasikan untuk mendapatkan ΔH ° untuk transformasi antara kedua
bentuk karbon padat, reaksi yang tidak dapat dipelajari secara eksperimental.
→ CO2 (g)
ΔH ° = -393,51 kJ mol-1
C (diamond) + O2 (g) → CO2 (g)
ΔH ° = -395,40 kJ mol-1
C (grafit) + O2 (g)
Pengurangan reaksi kedua dari yang pertama (yaitu, menulis persamaan
kedua secara terbalik dan menambahkannya ke yang pertama) hasil
C (grafit) → C (diamond)
ΔH ° = 1.89 kJ mol-1
Prinsip ini, yang dikenal sebagai hukum Hess dari penjumlahan panas
independen merupakan konsekuensi langsung dari entalpi sebagai fungsi
negara. Hukum Hess adalah salah satu alat yang paling kuat kimia, untuk itu
memungkinkan perubahan entalpi (dan dalam fungsi termodinamika lainnya)
dari sejumlah besar reaksi kimia untuk diprediksi dari basis yang relatif kecil
dari data eksperimen.
Germain Henri Hess (1802-1850) adalah seorang profesor
kelahiran Swiss kimia di St. Petersburg, Rusia. Ia merumuskan
hukum terkenal, yang ia temukan secara empiris, pada tahun
1840. Pekerjaannya
sedikit diketahui
bidang kimia.
Germain
Henri Hess (1802-1850)
adalahdiseorang
profes
Entalpi standar pembakaran
Karena zat yang paling tidak dapat dibuat langsung dari unsur-unsur , kalor
pembentukan senyawa jarang ditentukan oleh pengukuran langsung.
Sebaliknya, hukum Hess digunakan untuk menghitung entalpi pembentukan
dari data lebih mudah diakses. Yang paling penting dari ini adalah entalpi
standar pembakaran. Kebanyakan unsur dan senyawa bergabung dengan
oksigen, dan banyak dari oksidasi ini sangat eksotermis, membuat
pengukuran
memanaskan
mereka
relatif
mudah.
Misalnya,
dengan
menggabungkan kalor pembakaran karbon, hidrogen, dan metana, kita dapat
memperoleh entalpi standar pembentukan metana, yang seperti disebutkan di
atas, tidak dapat ditentukan secara langsung.
Kalorimetri, mengukur ΔH di laboratorium
Bagaimana perubahan entalpi ditentukan secara eksperimental ?
Pertama, Anda harus memahami bahwa jumlah hanya thermal yang dapat
diamati secara langsung adalah q panas yang mengalir ke dalam atau keluar
dari bejana reaksi, dan q yang secara numerik sama dengan ΔH ° hanya di
bawah kondisi khusus tekanan konstan. Selain itu, q adalah sama dengan
perubahan entalpi standar hanya ketika reaktan dan produk keduanya pada
suhu yang sama, biasanya 25 ° C.
Pengukuran q umumnya dikenal sebagai kalorimetr. Jenis yang paling umum
dari kalorimeter mengandung kuantitas yang dikenal air yang menyerap panas
yang dilepaskan oleh reaksi. Karena kapasitas panas spesifik air (4,184 J g-1
K-1) diketahui presisi tinggi, pengukuran kenaikan suhu karena reaksi
memungkinkan seseorang untuk menghitung jumlah panas yang dilepaskan.
Kalorimeter konstan
Dalam semua tapi kalorimeter sangat sederhana, sebagian panas yang
dilepaskan oleh reaksi yang diserap oleh komponen dari kalorimeter itu
sendiri. Hal itu perlu untuk "mengkalibrasi" kalorimeter dengan mengukur
perubahan suhu yang dihasilkan dari pengenalan kuantitas yang dikenal
panas. Yang dihasilkan konstan kalorimeter, dinyatakan dalam JK-1, dapat
dianggap sebagai "kapasitas panas dari kalorimeter". Sumber dikenal panas
biasanya dihasilkan dengan melewatkan kuantitas yang dikenal arus listrik
melalui sebuah resistor dalam kalorimeter. Untuk reaksi yang dapat dimulai
dengan menggabungkan dua solusi, kenaikan suhu dari solusi itu sendiri
dapat memberikan perkiraan nilai entalpi reaksi jika kita mengasumsikan
bahwa kapasitas panas dari solusi dekat dengan yang ada pada air murni yang akan hampir true jika solusi yang encer. Misalnya, penentuan
kalorimetrik sangat sederhana dari entalpi standar reaksi H + (aq) + OH- (aq)
→ H2O (l) dapat dilakukan dengan menggabungkan volume yang sama dari
0,1 M larutan HCl dan NaOH awalnya pada 25 ° C. Karena reaksi ini adalah
eksotermik, kuantitas q panas akan dilepaskan ke solusinya. Dari kenaikan
tmperature dan panas spesifik air, kita memperoleh jumlah joule panas yang
dilepaskan ke dalam setiap gram dari solusi, dan q kemudian dapat dihitung
dari massa dari solusi. Karena seluruh proses dilakukan pada tekanan
konstan, kita memiliki ΔH°=q. Untuk reaksi yang tidak dapat dilakukan
dalam larutan berair encer, bejana reaksi umumnya ditempatkan dalam wadah
terisolasi lebih besar dari air. Selama reaksi, panas lewat di antara kontainer
dalam dan luar sampai suhu mereka menjadi identik. Sekali lagi, perubahan
suhu air diamati, tetapi dalam kasus ini kita perlu mengetahui nilai konstanta
kalorimeter dijelaskan di atas.
Kalorimeter
Meskipun kalorimetri sederhana pada prinsipnya, praktiknya adalah seni yang
sangat menuntut, terutama bila diterapkan pada proses yang berlangsung
perlahan-lahan atau melibatkan perubahan panas yang sangat kecil, seperti
perkecambahan biji. Kalorimeter dapat yang sederhana seperti secangkir kopi
plastik
busa,
yang
sering
digunakan
di
laboratorium
mahasiswa.
Kalorimeter penelitian-kelas, mampu mendeteksi perubahan suhu menit, lebih
mungkin untuk menduduki puncak tabel, atau bahkan seluruh kamar:
Es kalorimeter adalah alat penting untuk mengukur kapasitas panas dari
cairan dan padatan, serta memanaskan reaksi tertentu. Alat ini belum cerdik
sederhana pada dasarnya adalah sebuah perangkat untuk mengukur perubahan
volume akibat mencairnya es. Untuk mengukur kapasitas panas, sampel
hangat ditempatkan di kompartemen bagian dalam, yang dikelilingi oleh
campuran
es
dan
air.
Panas ditarik dari sampel sebagai mendingin menyebabkan beberapa es
mencair. Karena es kurang padat daripada air, volume air di ruang terisolasi
menurun. Hal ini menyebabkan volume setara merkuri yang akan tersedot ke
reservoir bagian dalam dari wadah luar. Hilangnya berat wadah ini
memberikan penurunan volume air, dan dengan demikian massa es mencair.
Ini, dikombinasikan dengan panas peleburan es, memberikan jumlah panas
yang
hilang
oleh
sampel
sebagai
mendingin
sampai
0
°
C.
VI. CARA KERJA
:
1. Tentukan nilai kalorimeter
25 ml H20 (l)
25 ml H2O (l)
T1
T2
dicampurkan
ΔT
Tetapan Kalorimeter
2. Tentukan kalor reaksi Zn-CuSO4
0,5 g serbuk Zn
25 ml CuSO4 1 M
T3
dicampurkan
T4
Kalor reaksi
3. Tentukan kalor netralisasi HCl-NaOH
25 ml NaOH 1 M
25 ml HCl 1 M
atur suhu
sampai sama
dengan suhu
HCL
T5
T5
dicampur
T6
Kalor Penetralan
VII. HASIL PENGAMATAN
No.
Prosedur
Hasil
Dugaan /
Reaksi
1.
Kesimpulan
-Terjadi
25 ml
H20
(l)
25
ml
H2O
(l)
perpindahan
kalor antara
air yang
dipanaskan
dengan air
T2
T1
Suhu campuran
dicampurkan
lebih besar dari
pada suhu awal
ΔT
Tetapan
Kalorimeter
- T1
= 25° C
sebelum
- T2
= 35° C
dipanaskan dan
- Takhir = 30° C
lebih kecil dari
pada suhu air
setelah
biasa
didalam
calorimeter
sehingga
tercapai
suhu
kesetimbang
an.
dipanaskan
- K=105JK-1
2.
0,5 g
serbuk
Zn
25 ml
CuSO4
1M
- T3 = 24° C
CuSO4(aq) + Zn(s) - Terdapat
endapan Cu
- T4 = 27° C
- Terdapat
ZnSO4(aq) + Cu(s)
hitam
endapan Zn
berwarna
T3
abu-abu
dicampurkan
berwarna
-
Terjadi
- Merupakan
kenaikan suhu
reaksi
dan terdapat
eksoterm
endapan Cu
- ΔHr=
103233,3 J /
T4
Kalor Reaksi
mol
3
- T5 = 25° C
25 ml
HCl 1
M
25 ml
NaOH
1M
HCl(l) + NaOH(l)
reaksi
- T6 = 37° C
NaCl(l) + H2O(l)
Termasuk
T5
T5
Kalor
Penetralan
- ΔHn=
20570 J /
penetralan
mol
dari asam kuat
dan basa kuat
T6
eksoterm
reaksi
karena berasal
Dicampurkan
- Merupakan
VIII. ANALISIS DATA
Dari data, kita dapat menganalisis data. Dalam percobaan pertama, kita
mendapatkan suhu air dalam kalorimeter adalah 25 ° C dan suhu air panas
sampai lebih 10 ° C dari suhu kamar tidur adalah 35 ° C. kemudian, kita dapat
menghitung nilai Kalorimeter bahwa kalor diserap oleh Kalorimeter adalah
sekitar 105 J / K. Dalam percobaan kedua, mendapatkan suhu CuSO4 0,5 M
dalam kalorimeter adalah 24 ° C dan suhu dari campuran bubuk Zn dan solusi
CuSO4 dalam kalorimeter adalah 27 ° C. . maka kita dapat menghitung untuk
menentukan reaksi dirilis kalor ke lingkungan sekitar 103233,3 J / mol.
Dalam percobaan ketiga, suhu larutan campuran NaOH dengan larutan HCl
mendapatkan suhu HCl 0,5 M dalam kalorimeter adalah 25 ° C. Jadi, kita bisa
menghitung untuk menentukan kalor dilepaskan ketika netralisasi terjadi
adalah sekitar 20570 J / mol.
IX.
PEMBAHASAN
Dari percobaan yang telah kita lakukan hasil dari data kami menemukan
bahwa semua percobaan kami adalah reaksi eksoterm, karena nilai awal suhu
lebih dingin dari suhu terakhir reaksi.
X.
KESIMPULAN
Dalam percobaan ini, kita dapat menyimpulkan bahwa dalam setiap reaksi
harus ada suhu yang stabil. Ini hasil karena campuran dua larutan atau
substansi. Dengan demikian kita bisa menghitung nilai kalorimeter, data ini
dapat digunakan untuk menghitung data percobaan berikutnya.
XI.
Referensi
Achmad, Hiskia. 1994. Penuntun Praktikum Kimia Dasar. Jakarta:
Depdikbud
Tim Kimia Dasar. 2014. Praktikum Kimia Umum. Surabaya: UNESA
www.ilmukimia.org.28/10/2014