1. Tujuan percobaan Mengukur kalor reaksi dengan alat sederhana Mengumpulkan dan menganalisis data termokimia Menerapkan hukum hess
2. Pertanyaan prapraktek • Berikan pengertian tentang : a. Entalpi : istilah dalam termodinamika ditambah energi yang digunakan untuk melakukan kerja pada sebuah materi. b. Sistem terisolasi : tidak terjadi pertukaran panas,benda atau kerja dengan lingkungan. c. Sistem terbuka : terjadi pertukaran energi dan benda dengan linkungan d. Sistem tertutup : terjadi pertukaran energi tetapi tidak terjadi pertukaran benda denagn lingkungannya. e. Lingkungan : hal-hal di luar sistem yang membatasi sistem dan dapat mempengaruhi sistem f. Kalorimeter : alat yang digunakan untuk mengukur jumlah kalor yang terlibat dalam suatu per ubahan atau reaksi kimia g. Eksotermik : reaksi yang melepaskan energi panas atau energi cahaya,energi listrik atau bisa juga energi suara • Apa perbedaan antara entalpi dengan energi dalam? -entalpi : jumlah total energi yang terkandung dalam suatu materi dan di ukur pada tekanan tetap -energi dalam : jumlah dari kedua energi kinetik dan energi potensial yang dimiliki suatu zat yang bergantung pada volume dan tekanan. 3. Landasan Teori Termokimia adalah suatu cabang ilmu yang mempelajari perubahan energy secara kimia atau fisis. Dalam percobaan ini, kita akan menyelidiki perubahan energi d alam bentuk kalor, yang mengiringi reaksi kimia (termokimia). Menurut hukum termokimia, perubahan energy yang menyertai perubaha wujud dinyatakan dalam rumus: ∆E = Q – W – W dengan Q = kalor yang diserap oleh sistem W = kalor yang dilkaukan oleh sistem Kebanyakan reaksi kimia berlangsung pada tekanan tetap. Kerja dirumuskan dengan persamaan : W = P . ∆V dengan W = tekanan gas ∆V= Perubahan volume untuk sistem gas Oleh karena pada tekanan tetap : ∆E = Q - ∆V Bila ∆V = 0, maka ∆E = 0. Kuantitas kalor yang diserap pada tekanan tetap disebut entalpi (∆H). Untu reaksi kimia,read more ∆H adalah kalor reaksi ∆H suatu reaksi kimia dapat di tetapkan dengan mengukur perubahan suhu yang mengiringi reaksisejumlah reagen tertentu, lalu koreksi dengan kalor yang diserap oleh kalorimeter (tetapan kalorimeter). Untuk reaksi eksotermik, eksotermik, kalor diberikan oleh sistem reaksi ke sekeliling, tanda Q reaksi adalah negative. Untuk reaksi Q reaksi endodermik, endodermik, Q reaksi positif. Sama halnya, untuk reaksi eksotermik, ∆H reaksi negative dan untuk reaksi endotermik ∆H reaksinya positif. Panas dan kerja, keduanya adalah bentuk perpindahan energy ke dalam atau keluar system; maka dapat dibayangkan sebagai energy dalam keadaan singgah. Jika perubahan energy disebabkan kontak mekanik system dengan lingkungannya, maka kerja dilakukan : jika perubahan itu disebabkan oleh kontak kalor (menyebabkan perubahan suhu), maka kalor dipindahkan. Dalam banyak proses, kalor dan keduanya menembus batas system, dan perubahan energy dalam system adalah jumlah dari kedua kontribusi itu. Pernyataan ini disebut hukum pertama termodinamika, yang mempunyai rumus matematika : E=q+w Suatu system dapat dibayangkan mengandung kerja atau kalor, sebab kerja dan kalor keduanya mengacu bukan pada keadaan system, tetapi pada proses yang mengubah suatu keadaan kedalam lainnya. Perubahan keadaan yang sama dari system dapat dilakukan dengan memindahkan kalor ke system tanpa melakukan kerja sehingga : E = q + w. karena q dan w tergantung pada p roses tertentu atau (lintasan) yang menghubungkan keadaan, maka mereka bukanlah fungsi keadaan (Oxtoby, 2001: 197). Perubahan energi dalam reaksi kimia selalu dapat dibuat sebagai kalor. Jadi, lebih tepat apabila istilah disebut kalor reaksi. Alat yang dipakai untuk mengukur kalor reaksi disebut kalorimeter. Ada beberapa macam bentuk alat ini, yaitu kalorimeter volume-konstan dan kalorimeter tekanan-konstan. Kalorimeter volume-konstan biasanya digunakan untuk mengukur kalor pembakaran dengan menempatkan senyawa yang massanya diketahui ke dalam wadah baja yang diisi dengan oksigen pada tekanan 30 atm. Sementara itu peralatan yang lebih sederhana dibandingkan kalorimeter volume-konstan adalah kalorimeter tekanan-konstan yang digunakan untuk menentukan perubahan kalor untuk reaksi selain pembakaran. Kalorimeter tekanan-konstan yang terbuat dari dua cangkir kopi styrofoam. Cangkir luar membantu menyekat campuran reaksi dari lingkungan. Dua macam larutan yang diketahui volumenya yang mengandung reaktan pada suhu yang sama dicampurkan secara hati hati dalam kalorimeter. Kalor yang dihasilkan atau diserap oleh reaksi dapat ditentukan dengan mengukur perubahan suhu. Peralatan ini mengukur pengaruh kalor pada berbagai reaksi seperti penetralan asam-basa, kalor pelarutan dan kalor pengenceran. Karena tekanannya konstan, perubahan kalor untuk proses (qreaksi) sama dengan perubahan entalpi (DH) seperti dalam kalorimeter volume-konstan, kita memperlakukan
kalorimeter sebagai sistem terisolasi. Lebih jauh lagi, dalam perhitungan kita mengabaikan kapasitas kalor yang kecil dari cangkir kopi. Dalam prinsip kerja kalorimeter dikenal pula istilah t etapan kalorimeter, yaitu jumlah kalori yang diserap oleh kalorimeter untuk menaikkan suhunya sebesar satu derajat. Harga dari tetapan kalorimeter dapat diperoleh dengan membagi jumlah kalor yang diserap kalorimeter dibagi dengan perubahan suhu pada kalorimeter (Chang, 2004 : 173). Ditinjau dari jenisnya, terdapat empat jenis kalor, yaitu kalor pembentukan, kalor penguraian, kalor penetralan dan kalor reaksi. Kalor pembentukan ialah kalor yang menyertai pembentukan satu mol senyawa langsung dari unsur-unsurnya. Kalor penguraian (kebalikan kalor pembentukan) adalah kalor yang menyertai penguraian satu mol senyawa langsung menjadi unsur-unsurnya. Kalor penetralan yaitu kalor yang menyertai suatu reaksi dengan koefisien yang paling sederhana. Kalor reaksi dapat ditentukan dengan percobaan laboratorium atau dengan perhitungan.dengan perhitungan ada tiga cara yaitu berdasarkan hukum Hess, data kalor pembentukan standar dan data energi ikatan (Syukri, 1999 : 85). Menurut G.H Hess panas reaksi (panas yang timbul atau yang diserap) dari suatu reaksi kimia hanya tergantung pada keadaan awal dan akhir dari reaksi. Tidak bergantung pada bagaimana reaksi tersebut berlangsung. Hal ini berarti bila suatu reaksi dapat berjalan bertingkat, maka panas reaksinya sama besar. Apakah reaksi itu berjalan secara langsung atau bertingkat. Dengan kata lain, bila suatu reaksi berjalan bertingkat atau langsung, maka panas reaksinya sama. Hukum Hess ini sangat berguna, karena dengan menerapkan hukum Hess kita dapat menentukan besarnya perubahan entalpi reaksi-reaksi yang secara langsung sukar untuk ditentukan. Sebagai contoh jika zat A dapat berubah langsung menjadi zat C, tetapi zat A juga dapat berubah menjadi zat B kemudian zat C, maka panas reaksi yang terjadi akan sama. Jadi dengan menggunakan hukum Hess kita dapat menentukan besarnya perubahan entalpi yang sukar dilakukan dengan eksperimen (Aminah, 1988 : 113 ). Jika reaksi kimia terjadi pada tekanan konstan, panas diserap dengan perubahan entalpi sistem. Hal ini disebut entalpi reaksi dari proses entalpi reaksi mungkin positif atau negatif. Jika reaksi kimia meningkatkan panas, sistem kehilangan panas, dan panas tersebut hilang pada tekanan konstan adalah berkurangnya dalam entalpi (AH < 0). Reaksi seperti itu dengan ΔH negatif adalah eksotermik. Dalam reaksi endotermik, panas diserap oleh reaksi dari lingkungan membuat Qp dan ΔH p ositif, hukum Hess dapat digunakan untuk menentukan perubahan entalpi, hukum Hess berbunyi : jika dua atau lebih persamaan kimia bergabung dengan penambahan atau pengurnagan untuk memberikan persamaan kimia baru, kemudian penambahan atau pengurangan perubahan entalpinya, dalam operasi paralel memberikan perubahan entalpi untuk reaksi yang digambarkan oleh persamaan baru (Prasetiawan, 2009 : 84). 4. Alat dan Bahan Alat Alat- alat yang digunakan pada percobaan ini adalah Batang pengaduk, Bulb, Cawan petri, Erlenmeyer, Gelas beaker, Kalorimeter, Pipet volume, Sendok stainlis dan Termometer. Bahan Bahan- bahan yang digunakan pada percobaan ini adalah Akuades ( H2O ), Asam klorida ( HCl ), Etanol, Natrium hidroksida ( NaOH ), Tembaga (II) sulfat, dan Zink 5. Prosedur kerja Penentuan tetapan kalorimeter Untuk menentukan tetapan kalorimeter yang harus dilakukan adalah dimasukkan akuades sebanyak 20 mL kedalam g elas beaker, kemudian ukur temperaturnya. Dipanaskan akuades yang berbeda sebanyak 20 mL dalam gelas beaker dan dicatat temperaturnya. Kemudian, dicampurkan akuades dingin dan akuades panas kedalam kalorimeter, diaduk atau dikocok sebentar. Kemudian amati temperaturnya selama 10 menit dengan selang waktu 1 menit setelah pencampuran dilakukan. Penentuan kalor reaksi Zn(s) + CuSO4 Dimasukkan 40 mL larutan CuSO4 1 M kedalam kalorimeter. Dicatat temperatur selama 2 menit dengan selang waktu 0,5 menit. Ditimbang dengan teliti 3 gr bubuk Zn dan dimasukkan kedalam larutan CuSO4 atau kedalam kalorimeter dan dikocok. Dicatat temperatur dengan selang waktu 1 menit setelah pencampuran selama 10 menit. Diukur kenaikan temperatur dengan menggunakan grafik. Penentuan kalor pelarutan Etanol dalam ai r Dimasukkan 18 mL air kedalam kalorimeter, diukur temperaturnya selama 2 menit dengan selang waktu 0,5 menit. Diukur temperatur 29 mL etanol didalam gelas be aker selama 2 menit dengan selang waktu 0,5 menit. Dan dimasukkan etanol kedalam kalorimeter, dikocok dan dicatat temperatur selama 4 menit dengan selang waktu 0,5 menit. Penentuan kalor penetralan HCl dan NaOH Dimasukkan 20 mL HCl 2 M kedalam gelas beaker, dicatat temperatur HCl. Diukur 20 mL NaOH 2,05 M, dicatat temperatur nya ( Diatur temperatur agar sama dengan temperatur HCl ). Dicampurkan secara bersamaan kedalam kalorimeter. Dicatat temperatur campuran selama 5 menit dengan selang waktu 0,5 menit. Rangkaian alat
Gambar 3.1 Kalorimeter
5. HASIL DAN PEMBAHASAN Hasil Pengamatan Penentuan tetapan kalorimeter T dalam menit T campuran pada menit T₁ ᵒC T₂ᵒC T₃ᵒC 1 33 31 33 2 32 31 33 3 32 31 33 4 32 31 32,5 5 32 31 32,5 6 31 31 32 7 31 31 32 8 31 31 32 9 31 31 32 10 31 30 32 I. T1 = 28ᵒC T2 = 38ᵒC II. T1 = 29ᵒC T2 = 39ᵒC III. T1 = 29ᵒC T2 = 39ᵒC Penentuan kalor Penetralan HCl dan NaOH ( kalorimeter I ) Waktu TᵒC 0,5 38 1 37,5 1,5 37 2 37 2,5 37 3 37 3,5 37 4 37 4,5 37 5 36,5 TᵒHCl = TᵒNaOH = 28ᵒC
Penentuan kalor Zn + CuSO4 ( kalorimeter 2 ) TᵒC awal t menit TᵒC CuSO₄ 0,5 29,5 1 29 1,5 29 2 29 T ᵒC campuran Waktu TᵒC 1 33,5 2 35 3 36 4 36 5 36 6 36 7 36 8 36
9 36 10 36 Penentuan kalor pelarutan etanol dan air ( kalorimeter 3 ) No volume ( cm³) suhu pada menit ke suhu campuran pada menit ke Air etanol t ( menit) TᵒC Air etanol t (menit) TᵒC t (menit) TᵒC 1 18 29 0,5 26 0,5 29 0,5 33 1 26 1 29 1 33 1,5 26 1,5 29 1,5 33 2 26 2 29 2 33 2,5 32 3 32 3,5 32 4 32 2 27 19,3 0,5 29 0,5 28 0,5 34 1 29 1 27 1 34 1,5 29 1,5 27 1,5 34 2 29 2 27 2 34 2,5 34 3 34 3,5 34 4 34 3 36 14,5 0,5 28 0,5 27 0,5 34 1 28 1 27 1 34 1,5 28 1,5 27 1,5 34 2 28 2 27 2 34 2,5 34 3 34 3,5 34 4 34 6.Pembahasan Termokimia adalah ilmu yang mempelajari hubungan antara energi panas dan energi kimia. Termokimia mencakup kalor yang diserap atau dilepaskan dalam reaksi kimia, sumber perubahan fase, atau dalam pengenceran suatu larutan. Didalam ilmu kimia, sumber perubahan energi tambahan yang penting berasal dari kalor yang diberikan atau diambil dari isinya membentuk sistem. Jadi kalor dapat diukur secara tidak langsung dengan cara mengukur kerja. Perubahan kalor dapat diamati pada tekanan konstan dan sistem yang diamati menyangkut cair-padat sehingga perubahan volume dapat diabaikan. Akibatnya kerja yang bersangkutan dengan sistem dapat pula di abaikan (P∆V = 0). Oleh karena i tu, perubahan entalpi (∆H) sama dengan perubahan energi dalam (∆U). Perubahan energi dapat terjadi dalam suatu sistem maupun lingkungan. Sistem dapat berupa gas, uap air, dan uap dalam kontak dengan cairan. Secara umum, sistem dibagi 3 macam yaitu, sitem terbuka, sistem tertutup dan sistem terisolasi. Sistem terbuka merupakan suatu sistem yang memungkinkan terjadinya pertukaran energi dan materi ke lingkungan. Sistem tertutup merupakan suatu sistem yang memungkinkan terjadi nya pertukaran energi tanpa pertukaran materi ke lingkungan. Dan sistem terisolasi merupakan suatu sistem yang tidak ada pertukaran energi dan materi ke lingkungan. Kalor adalah perpindahan energi termal antara dua benda yang suhunya berbeda. Kalor terbagi atas beberapa jenis, yaitu kalor pembentukan, kalor penguraian, kalor penetralan, kalor reaksi dan kalor pelarutan. Kalor pembentukan adalah kalor yang menyertai pembentukan satu mol senyawa langsung dari unsur-unsurnya. Contohnya amonia (NH3), harus dibuat dari gas Nitrogen dan Hidrogen, sehingga reaksi nya : ½ N2(g) + 1 ½ H2(g) → NH3 ∆H = -46 kJ/mol Karena NH3 harus satu mol maka koefisien reaksi nitrogen dan hidrogen boleh dituliskan sebagai pecahan. Energi yang dilepaskan sebesar 46 kJ/mol disebut kalor pembentukan Ammonia (NH3). Kalor penguraian adalah kalor yang menyertai penguraian 1 mol senyawa langsung menjadi unsur-unsurnya. Contoh dari kalor penguraian adalah : HF(g) + ½ H2(g) → ½ F2(g) ∆H = +271 kJ/mol Kalor penetralan adalah kalor yang menyertai pembentukan 1 mol air dari reaksi penetralan (asam-basa). Contohnya :
HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l) ∆H = +121 kJ/mol Kalor reaksi adalah kalor yang menyertai suatu reaksi dengan koefisien yang paling sederhana. Contohnya : 3 H2(g) + N2(g) → 2 NH3 ∆H = - 92 kJ/mol Besarnya kalor reaksi bergantung pada jumlah zat yang bereaksi, keadaan fisika, temperatur, tekanan, dan jenis reaksi (Ptetap atau Vtetap). Kalor pelarutan terbagi atas dua jenis yaitu, kalor pelarutan integral dan kalor pelarutan differensial. Kalor pelarutan integral merupakan kalor yang timbul atau di serap pada pelarutan suatu zat dalam pelar ut. Besarnya kalor pelarutan tergantung jumlah mol pelarut dan jumlah zat terlarut. Sedangkan kalor pelarut differensial merupakan kalor yang timbul atau diserap jika n2 mol zat terlarut dilarutkan dalam n1 mol pela rut, maka besarnya kalor pelarut integral pada P dan V tertentu merupakan fungsi n1 dan n2. Pada percobaan kali ini, dilakukan empat kali pe rcobaan, yaitu penentuan tetapan kalorimeter, penentuan kalor Zn + CuSO4, penentuan kalor pelarutan air dan etanol dan penentuan kalor penetralan HCl dan NaOH ( asam kuat dan basa kuat ). Percobaan ini digunakan kalorimeter yang digunakan untuk mengukur jumlah kaloryang diserap atau yang dilepaskan, dan kalorimeter juga mempunyai sifat yang khas dalam mengukur panas, karena kalorimeter dapat menghisap panas yang diserap sehingga semua panas terukur. Penentuan tetapan kalorimeter Penetuan tetapan kalorimeter dapat dilakukan dengan cara mencampurkan air dingin dan ai r panas yang telah diukur suhunya yang memiliki selisih 1 0ᵒC kedalam kalorimeter. Setelah dicampurkan, diaduk atau dikocok. Pengadukan ini dilakukan untuk mempercepat jalan nya reaksi antara air pan as dan air dingin. Diamati temperatur air didalam kalorimeter selama 10 menit dengan selang waktu 1 menit. Pengukuran waktu yang menggunakan stopwatch dilakukan bersamaan dengan menuangkan air panas kedalam kalorimeter. Dilakukan pengukuran suhu dilakukan selama 10 menit dengan selang waktu 1 menit agar dapat mengetahui perubahan kalor yang terjadi. Pada proses ini tidak terjadi proses kimia, tetapi terjadi proses fisika. Karena kenaikan temperatur air dingin dapat dihitung dengan menggunakan pengurangan temperatur maksimum yang konstan dengan temperatur air dingin. Sedangkan penurunan temperatur air panas dapat dihitung dengan menggunakan pengurangan temperatur air panas dengan suhu maksimum konstan. Pada percobaan ini dilakukan secara triplo, hasil tetapan kalorimeter pada percobaan ini adalah sebesar 28,459 J/K, 51,897 J/K dan 26,785 J/K. Penentuan kalor reaksi Zn + CuSO4 Penentuan reaksi kalor Zn + CuSO4 dapat dilakukan dengan cara memasukkan larutan CuSO4 1 M sebanyak 40 mL kedalam kalorimeter. Dicatat temperaturnya selama 2 menit dengan selang waktu 0,5 menit. Hal ini bertujuan untuk mengetahui kenaikan atau penurunan suhu CuSO4 setiap selang waktu 0,5 menit (30 detik). Kemudian bubuk Zn yang sudah ditimbang dengan teliti sebanyak 3 gr, di masukkan kedalam larutan CuSO4 atau kedalam kalorimeter. Hal ini bertujuan untuk mereaksikan Zn dengan CuSO4. Dan dikocok. Pengocokan ini dilakukan untuk mempercepat jalannya reaksi antara Zn dan CuSO4. Dicatat temperatur dengan selang waktu 1 menit setelah pencampuran selama 10 menit. Pada percobaan yang telah d ilakukan, dengan menambahkan Zn, maka temperatur larutan di kalorimeter semakin meningkat. Kenaikan temperaturnya antara 0,5ᵒC - 1ᵒC. Perubahan konsentrasi awal dan akhir larutan adalah perubahan kalor yang terjadi. Jika dilihat dari perubahan temperatur, dapat disimpulkan bahwa reaksi antara Zn + CuSO4 bersifat endoterm, adanya kenaikan temperatur menunjukkan bahwa adanya kalor yang diserap pada reaksi tersebut. Sementara jika dilihat dari perubahan panas yang dihasilkan bernilai positif maka semakin memperkuat bahwa reaksi yang terjadi bersifat endoterm, yaitu reaksi yang memerlukan kalor. Percobaan ini bertujuan untuk menentukan nilai kalor reaksi dari 40 mL CuSO4 1 M dengan Zn(s) 3 gr. Reaksi yang terjadi pada percobaan ini adalah : Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu Pada percobaan ini didapat nilai ∆H(perubahan panas) sebesar 5101,57 J/mol.
Penentuan kalor pelarutan etanol dalam air Percobaan ini bertujuan untuk menentukan kalor pelarutan etanol dalam air. Percobaan ini dilakukan dengan cara memasukkan air kedalam kalorimeter, diukur temperaturnya selama 2 menit dengan selang waktu 0,5 menit. Diukur temperatur etanol dalam gelas beaker, dimasukkan dengan tepat 29 mL etanol kedalam kalorimeter, dan dikocok. Setelah itu, dicatat temperatur selama 4 menit dengan selang waktu 0,5 menit. Pada percobaan terjadi kenaikan suhu awal ke suhu campuran (29ᵒC-34ᵒC), maka reaksi ini merupakan reaksi yang menyerap kalor (endoterm). Percobaan dilakukan dengan berbagai perbandingan volume, dimana volume air diperbesar sedangkan volume etanol diperkecil, maka semakin besar ∆H pelarutannya dan jika nilai perbandingan mol air dengan mol etanol semakin besar, maka ∆H reaksi nya pun semakin besar. Pada
percobaan ini didapat nilai ∆H sebesar 1592,55 J/mol untuk Vair 18 mL dan Vetanol 29 mL, 2569,9 J/mol untuk Vair 27 mL dan Vetanol 19,3 mL dan 4858,4088 J/mol untuk Vair 36 mL dan Vetanol 14,5 mL. Penentuan kalor penetralan HCl dan NaOH Percobaan ini bertujuan untuk menentukan kalor penetralan HCl dan NaOH. Percobaan ini dilakukan dengan cara memasukkan 20 mL HCl 2 M kedalam kalorimeter. Dicatat suhunya. Diukur 20 mL NaOH 2,05 M. Dicatat temper aturnya, dan diatur suhunya agar sama dengan suhu HCl (28ᵒC). Dicampurkan basa ini kedalam kalorimeter dan diaduk, dicatat suhunya selama 5 menit dengan selang waktu 0,5 menit. Jika HCl direaksikan dengan NaOH maka akan menghasilkan NaCl dan air. HCl + NaOH → NaCl + H2O Pada percobaan ini yang bertindak sebagai sistem adalah HCl dan NaOH dan yang bertindak sebagai lingkungan adalah air dan sebagai medium pelarut kedua zat tersebut. Pada reaksi tersebut suhu larutan meningkat dari suhu awal, hal ini terjadi karena pada saat reaksi terjadi pelepasan kalor. Kalor yang dilepaskan oleh sistem reaksi (NaOH dan HCl) diserap oleh lingkungan pelarut dan material lain (kalorimeter). Akibatnya suhu lingkungan naik yang ditunjukkan oleh kenaikan suhu larutan. Jadi dalam percobaan tersebut yang diukur bukanlah suhu sistem, tapi suhu lingkungan tempat terjadinya reaksi, sedangkan sistem pada reaksi tersebut suhunya turun dan mencapai keadaan stabil membentuk NaCl dan H2O. Pada ini didapat nilai ∆H sebesar 43591,25 J/mol.
7.Pertanyaan pasca praktek 1. apa pengaruh nya terhadap ∆H netralisasi jika yang direaksikan dengan NaOH 1M adalah HCl dengan konsentrasi lebih dari 1M? Jawab : tidak berpengaruh, kareana ∆Hreaksi digunakan yaitu mol yang bereaksi dan zat yang bereaksi adalah mol NaOH yaitu 0,04mol. 2. Simpulkan harga ∆H netralisasi untuk asam dan basa dengan kekuatan yang b erbeda-beda ? Jawab : asam basa mempunyai kekuatan yang berbeda,berkaitan dengan kemampuan dalam memberi atau menangkap proton. Basa kuat akan mengionisasi secara sempurna akan menghasilkan OH-. Pada asam lemah dengan basa ionisasi. Molekul asam basa tidak terjadi sempurna dan asam kuat akan mengalami ionisasi sempurna dari dalam larutan dengan pelarut air. 8. Kesimpulan Dari percobaan ini didapat nilai tetapan kalorimeter sebesar 28,459 J/K, 51,897 J/K dan 26,785 J/K. Pada percobaan penentuan kalor reaksi Zn + CuSO4 didapat nilai ∆H sebesar 5101,57 J/mol. Pada percobaan pelarutan etanol dalam air didapat nilai ∆H sebesar 1592,55 J/mol untuk Vair 18 mL dan Vetanol 29 mL, 2569,9 J/mol untuk Vair 27 mL dan Vetanol 19,3 mL dan 4858,4088 J/mol untuk Vair 36 mL dan Vetanol 14,5 mL. Dan pada percobaan penentuan kalor penetralan HCl dan NaOH didapat nilai ∆H sebesar 43591,25 J/mol.
DAFTAR PUSTAKA Alberty, R.A dan Daniel, F . 1992 . “ Kimia Fisika “ . Jilid I . Edisi 5 . Penerjemah : Sudja . Erlangga . Jakarta Atkins, P.W . 1990 . “ Kimia Fisika “ . Jilid I . Edisi 6 . Penerjemah : Kartohadiprojo . Erlangga . Jakarta Basri, S . 2002 . “ Kamus Lengkap Kimia “ . Rineka Cipta . Jakarta Brady, J.C . 1999 . “Kimia Universitas : Asas dan Struktur“ . Jilid I . Edisi 5 Penerjemah : Sukmanah, Ramiarti, Anas dan Sally . Binarupa Aksara . Jakarta Oxtoby, D.W, Gills, H.P dan Nachtrieb, N.H . 2001 .” Prinsip-prinsip Kimia Modern “ . Jilid II . Edisi 6 . Penerjemah : Suminar . Erlangga . Jakarta Read more: http://www.emakalah.com/2014/03/termokimia-dan-hukum-hess.html#ixzz3G2KUoXG3
