Blog Elektronika

[KEMBALI KE MENU SEBELUMNYA]

DAFTAR ISI

1. Tujuan

2. Alat dan Bahan

3. Dasar Teori

6.5 Kalor Jenis dan Kapasitas Kalor

6.6 Entalpi Reaksi dan Entalpi Pembentukan Standar

6.7 Kalor Larutan dan Pengenceran

4. Percobaan

5. Video

6. Link Download

Bab. 6 Kalorimeter

1. TUJUAN

Mengetahui dan memahami kalor jenis dan kapasitor kalor
Mengetahui dan memahami entalpi reaksi dan pembentukan
Mengetahui dan memahami kalor reaksi dan larutan
Mampu menerapkan prinsip termodinamika reaksi redoks

2. ALAT DAN BAHAN

Alat yang Digunakan

a. Tabung Reaksi

b. Labu Erlenmeyer

c. Gelas Beaker

d. Multimeter

Bahan Yang Digunakan

a. Logam Cu

b. Logam Mg

c. Logam Zn

6.5 Kalor jenis dan Kapasitas Kalor [kembali]

Kalor jenis atau kalor spesifik (c) suatu zat adalah jumlah kalor yang dibutuhkan untuk menaikkan suhu satu gram zat sebesar satu derajat Celcius. Kalor jenis memiliki satuan J/g°C.

Kapasitas kalor (C) suatu zat adalah jumlah kalor yang dibutuhkan untuk menaikkan suhu kuantitas tertentu zat sebesar satu derajat Celcius. Satuannya adalah J/°C.

Kalor jenis adalah sifat intensif sedangkan kapasitas kalor adalah sifat ekstensif (ingat sifat fisika dan sifat kimia zat). Hubungan antara kapasitas kalor dan kalor jenis suatu zat.

C = m . c(6.11)

Dimana m adalah masa zat dalam gram. Misalnya, kalor jenis air adalah 4,184 J/g°C, dan kapasitas kalor dari 60,0 g air adalah

(60,0g)(4,184J/g°C) = 251J/g°C

Jika kalor jenis dan jumlah zat diketahui, maka perubahan suhu (Δt) dalam sampel akan memberikan informasi jumlah kalor (q) yang telah diserap atau dilepaskan dalam proses tertentu. Persamaan untuk menghitung perubahan kalor diberikan oleh

q = m.c.Δt (persamaan 12)

q = C.Δt (persamaan 13)

dimana Δt adalah perubahan suhu:

Δt = takhir - tawal

Tanda konvensi untuk q adalah sama dengan tanda untuk perubahan entalpi, q positif untuk proses endotermis dan negatif untuk proses eksotermis.

Contoh :

Sebuah sampel 400 g air dipanaskan dari 9,50°C menjadi 80,0°C. Hitung jumlah kalor yang diserap oleh air (dalam kilojoule).
Strategi
Diketahui kuantitas air dan kalor jenis air. Dengan informasi ini dan kenaikan suhu, dapat dihitung jumlah kalor yang diserap (q).

Penyelesaian
q = m.c.Δt
= (400 g) (4,184 J/g°C) (80,0°C - 9,50°C)
= +117.94 x 10⁵J
= +117.94 kJ

Kalorimeter Volume Tetap

Kalor pembakaran biasanya diukur dengan menempatkan sejumlah senyawa yang diketahui massanya dalam wadah baja yang disebut "kalorimeter bom volume tetap", yang diisi dengan oksigen pada tekanan sekitar 30 atm.Desain khusus dari kalorimeter memungkinkan untuk berasumsi bahwa tidak ada kalor (atau massa) yang hilang ke lingkungan selama waktu yang dibutuhkan untuk melakukan pengukuran.

Karena tidak ada kalor masuk ataupun meninggalkan sistem selama proses berlangsung, perubahan kalor dari sistem (qsis) harus nol dan dapat ditulis

qsis = qkal + qrx (6.14) = 0

dimana qkal adalah perubahan kalor untuk kalorimetri dan qrx adalah perubahan kalor untuk reaksi. Sehingga,

qrx = -qkal (6.15)

Untuk menghitung qkal, perlu diketahui kapasitas kalor dari kalorimeter (Ckal) dan kenaikan suhu, yaitu,

qkal = Ckal Δt (6.16)

Kuantitas Ckal dikalibrasi dengan membakar zat yang telah diketahui dengan akurat kalor pembakarannya. Sebagai contoh, diketahui bahwa pembakaran 1 g asam benzoat (C6H5COOH) melepas kalor 26,42 kJ. Jika kenaikan suhu menjadi 4,673°C, maka kapasitas kalor kalorimeter diberikan oleh persamaan:

Setelah Ckal telah ditentukan, kalorimeter dapat digunakan untuk mengukur kalor pembakaran zat lainnya.

Sebuah kalorimeter bom volume tetap. Kalorimeter diisi dengan gas oksigen sebelum ditempatkan di ember. Sampel dinyalakan dengan listrik, dan kalor yang dihasilkan oleh reaksi dapat secara akurat ditentukan dengan mengukur kenaikan suhu dalam jumlah yang diketahui disekitar air.

Perhatikan bahwa karena reaksi dalam kalorimeter bom terjadi pada volume tetap daripada keadaan tekanan tetap, Perubahan kalor tidak sesuai dengan perubahan entalpi ΔH. Hal ini dimungkinkan untuk memperbaiki perubahan kalor yang diukur sehingga hasilnya sesuai dengan nilai-nilai ΔH, tetapi koreksi biasanya cukup kecil sehingga tidak akan disibukkan dengan perhitungan ini. Akhirnya, hal itu adalah menarik untuk dicatat bahwa kandungan energi dari makanan dan bahan bakar (biasanya dinyatakan dalam kalori dimana 1 kal = 4,184 J) diukur dengan kalorimeter volume tetap.

Contoh:

Sebuah kuantitas 1,435 g naftalena (C10H8), zat berbau pedas yang digunakan dalam pengusir ngengat, dibakar dalam kalorimeter bom volume tetap. Akibatnya, suhu air naik dari 20,28°C menjadi 25,95°C. Jika kapasitas kalor dari bom ditambah air 10,17 kJ/ °C, hitung kalor pembakaran naftalena secara molar; yaitu menemukan kalor pembakaran molar.

Diketahui kapasitas kalor dan kenaikan suhu, bagaimana menghitung kalor yang diserap oleh kalorimeter? Berapa kalor yang dihasilkan oleh pembakaran 1,435 g naftalena? Apa faktor konversi antara gram dan mol naftalena?

Penyelesaian :

Kalor yang diserap oleh bom dan air adalah sama dengan produk dari kapasitas kalor dan perubahan suhu. Dengan asumsi tidak ada kalor yang hilang ke lingkungan, dapat ditulis

qkal = Ckal.Δt

= (10,17 kJ/°C) (25,95°C - 20,28°C)
= +57,66 kJ

karena qsis = qkal + qrx = 0, qkal = -qrx. Perubahan kalor dari reaksi adalah +57,66 kJ. Ini adalah kalor yang dilepaskan oleh pembakaran 1,435 g C10H8; Oleh karena itu, dapat ditulis faktor konversi sebagai 57,66 kJ/1,435 g C10H8

Massa molar naftalena adalah 128,2 g, sehingga kalor dari pembakaran 1 mol naftalena adalah

= -5.151 x 10³ kJ / mol

Kalometri Tekanan Tetap

Sebuah perangkat yang lebih sederhana daripada kalorimeter volume tetap adalah kalorimeter tekanan tetap, yang digunakan untuk menentukan perubahan kalor untuk reaksi bukan pembakaran.

Sebuah kalorimeter tekanan tetap yang terbuat dari dua cangkir yang terbuat dari styrofoam. Cangkir luar membantu untuk melindungi campuran bereaksi dari lingkungan. Dua larutan dari volume yang diketahui mengandung reaktan pada suhu yang sama secara hati-hati dicampur dalam kalorimeter. Kalor yang dihasilkan atau diserap oleh reaksi dapat ditentukan dengan mengukur perubahan suhu.

Contoh:

Sebuah pelet timbal (Pb) memiliki massa 26,47 g pada 89,98°C ditempatkan di kalorimeter tekanan tetap dengan mengabaikan kapasitas kalor mengandung 100,0 mL air. Suhu air naik dari 22,50°C menjadi 23,17°C. Berapakan kalor jenis pelet timbal?

Penyelesaian

Perlakukan kalorimeter sebagai sistem terisolasi (tidak ada kalor yang hilang ke lingkungan), dapat ditulis

qPb + qH₂O = 0 atau

qPb = -qH₂O

Kalor yang diserap air diberikan oleh

qH₂O = m.c.Δt di mana m adalah massa air dan c adalah kalor jenis dan Δt

= takhir - tawal . Karena itu,

qH₂O = (100,0 g) (4,184 J/g°C) (23,17°C - 22,50°C)

= 280,3 J

Karena kalor dilepas oleh pelet timbal adalah sama dengan kalor yang diterima oleh air, sehingga qPb = -280,3 J. Penyelesaian untuk kalor jenis Pb, dapat ditulis

qPb = m.c.Δt

-280,3J = (26,47 g) (s) (23,17°C - 89,98°C)

c = 0,158 J/g°C

6.6 Entalpi Reaksi dan Entalpi Pembentukan Standar [kembali]

Istilah "permukaan laut" titik terferensi untuk semua ungkapan enlapi disebut entalpi pembentukan standar (ΔHºf). Zat dikatakan dalam keadaan standar pada 1 atm, maka istilah "entalpi standar" diberi superskrip (indeks atas) "º" merupakan keadaan standar (1 atm), dan subskrip "f" singkatan formasi (pembentukan). Dengan konvensi, entalpi pembentukan standar dari setiap unsur dalam bentuk yang paling stabil adalah nol.Berdasarkan referensi ini untuk unsur, sekarang dapat didefinisikan entalpi pembentukan standar senyawa sebagai perubahan kalor yang terjadi ketika 1 mol senyawa yang terbentuk dari unsur-unsur pada tekanan 1 atm.

Tabel 6.4 menunjukkan daftar entalpi pembentukan standar untuk sejumlah unsur dan senyawa. (Untuk daftar yang lebih lengkap nilai ΔHºf dapat lihat pada Data Termodinamika.)

Perhatikan bahwa meskipun keadaan standar tidak menentukan suhu, kita selalu akan menggunakan nilai ΔHºf yang diukur pada 25ºC untuk diskusi karena sebagian data termodinamika yang dikumpulkan pada suhu ini.

Pentingnya entalpi pembentukan standar adalah bahwa sekali diketahui nilai-nilainya, maka dapat dengan mudah menghitung entalpi reaksi standar (ΔHºrx) yang didefinisikan sebagai entalpi reaksi yang dilakukan pada 1 atm. Sebagai contoh, perhatikan reaksi hipotetis

aA + bB → cC + dD

dimana a, b, c, dan d adalah koefisien stoikiometri. Untuk reaksi ini ΔHºrx diberikan oleh

Dapat digeneralisasi Persamaan sebagai

ΔHºrx = ΣnΔHºf (produk) - ΣmΔHºf (reaktan)

Metode Langsung

Metode ini untuk mengukur ΔHºf yang bekerja untuk senyawa yang dapat dengan mudah disintesis dari unsur-unsurnya.Maka harus diukur entalpi reaksi ketika karbon (grafit) dan molekul oksigen pada keadaan standar diubah menjadi karbon dioksida dalam keadaan standar:

C(grafit) + O₂(g) → CO₂ ΔHºrx = -393,5kJ/mol

Diketahui dari pengalaman bahwa pembakaran ini mudah berjalan sampai selesai. Jadi, dari Persamaan (6.18) dapat ditulis

ΔHºrx = ΔHºf(CO₂,g) - [ΔHºf(graftt) + ΔHºf(O₂,g)]

Karena grafit dan O₂ adalah bentuk alotropik stabil dari unsur-unsur, berikut bahwa ΔHºf (C, grafit) dan ΔHºf(O₂, g) adalah nol. Karena itu,

ΔHºrx = ΔHºf (CO₂,g) = -393,5kJ/mol

Senyawa lain yang dapat dipelajari dengan metode langsung adalah SF₆, P₄O₁₀, dan CS₂. Persamaan yang mewakili sintesisnya

S(rombik) + 3F₂(g) → SF₆(g)
P₄(putih) + 5O₂(g) → P₄O₁₀(s)
C(grafit) + 2S(rombik) → CS₂(l)

Perhatikan bahwa S(rombik) dan P(putih) adalah alotrop paling stabil sulfur dan fosfor, masing-masing, pada 1 atm dan 25°C, sehingga nilai ΔHºf nya adalah nol.

Metode Tidak Langsung

Banyak senyawa tidak dapat langsung disintesis dari unsur-unsurnya. Hukum Hess dapat dinyatakan sebagai berikut: Ketika reaktan diubah menjadi produk, perubahan entalpi adalah sama entahkah reaksi berlangsung dalam satu langkah atau dalam serangkaian langkah-langkah. Dengan kata lain, jika bisa memecah reaksi yang diinginkan menjadi serangkaian reaksi yang ΔHºrx nya dapat diukur, maka dapat dihitung ΔHºrx untuk reaksi keseluruhan. Hukum Hess didasarkan pada kenyataan bahwa karena H adalah fungsi keadaan, ΔH hanya bergantung pada keadaan awal dan keadaan akhir (yaitu, hanya pada sifat reaktan dan produk). Perubahan entalpi akan sama entahkah keseluruhan reaksi berlangsung dalam satu langkah atau banyak langkah.

Misalkan entalpi pembentukan standar karbon monoksida (CO), mungkin dapat dituliskan persamaan reaksi sebagai

C(grafit) + ½O₂(g) → CO(g)

Namun, pembakaran grafit juga menghasilkan beberapa karbon dioksida (CO₂), sehingga tidak bisa diukur perubahan entalpi untuk CO secara langsung seperti yang ditunjukkan. Sebaliknya, jika harus menggunakan cara tidak langsung, berdasarkan hukum Hess. Hal ini dimungkinkan untuk melaksanakan dua reaksi yang terpisah berikut, dengan melakukan proses sampai selesai:

(a) C(grafit) + O₂(g) → CO₂(g) ΔHºrx = -393,5kJ/mol
(b) CO(g) + ½O₂(g) → CO₂(g) ΔHºrx = -283,0kJ/mol

Pertama, jika Persamaan (b) dibalik untuk mendapatkan
(c) CO₂(g) → CO(g) + ½O₂(g) ΔHºrx = +283,0kJ/mol

Karena persamaan kimia dapat ditambahkan dan dikurangi seperti persamaan aljabar, maka dilakukan operasi (a) + (c) dan diperoleh

(a) C(grafit) + O₂(g) → CO₂(g) ΔHºrx = -393,5kJ/mol
(c) CO₂(g) → CO(g) + ½O₂(g) ΔHºrx = +283,0kJ/mol
_________________________________________________+
(d) C(grafit) + ½O₂(g) → CO(g) ΔHºrx = -110,5kJ/mol

Dengan demikian, ΔHof(CO) = -110,5 kJ/mol. Menengok ke belakang, kita melihat bahwa keseluruhan reaksi adalah pembentukan CO2 [Persamaan (a)], yang dapat dibagi menjadi dua bagian [Persamaan (d) dan (b)].

Contoh :
Reaksi termit melibatkan aluminium dan besi (III) oksida

2Al(s) + Fe₂O₃(s) → Al₂O₃(s) + 2Fe(l)

Reaksi ini sangat eksoterm dan besi cair yang terbentuk digunakan untuk logam las. Hitunglah kalor yang dilepaskan dalam kilojoule per gram dari Al yang bereaksi dengan Fe₂O₃. ΔHfº untuk Fe(l) adalah 12,40 kJ/mol.

Penyelesaian
Menggunakan nilai ΔHºf yang diberikan untuk Fe(l) dan nilai ΔHºf lainnya pada Data Termodinamika dan Persamaan (6.18), dapat ditulis

ΔHorx = [ΔHof (Al2O3) + 2ΔHof (Fe)] - [2ΔHof (Al) + ΔHof (Fe2O3)]
= [(-1669,8 kJ/mol) + 2(12,40 kJ/mol)] - [2(0) + (-822,2 kJ/mol)]
= -822,8 kJ/mol

Ini adalah jumlah kalor yang dilepaskan untuk dua mol Al yang bereaksi. Dapat digunakan rasio berikut

-822,8kJ/2 mol Al

untuk mengkonversi menjadi kJ/g Al. Massa molar Al adalah 26,98 g, sehingga

kalor yang dilepas per gram Al = (-822,8kJ/2 mol Al) x (1mol Al/26,98 g Al)
= -15,25 kJ/g

6.7 Kalor Larutan dan Pengenceran [kembali]

Kalor Larutan

Kalor larutan, atau entalpi larutan (ΔHlar) adalah kalor yang dihasilkan atau diserap ketika sejumlah zat terlarut larut dalam sejumlah pelarut. Kuantitas ΔHlar merupakan selisih antara entalpi larutan akhir dan entalpi komponen awal (yaitu, zat terlarut dan pelarut) sebelum dicampur. Sehingga,

ΔHlar = Hlar - Hkomp

Baik Hlar atau Hkomp (komponen) tidak dapat diukur, tetapi perbedaannya (ΔHlar) dapat segera ditentukan dalam kalorimeter tekanan tetap. Seperti perubahan entalpi lainnya, ΔHlar positif untuk proses endotermis (menyerap kalor) dan negatif untuk proses eksotermis (melepas kalor).

Gambar 6.11 Proses larutan NaCl. Proses ini dapat dianggap terjadi dalam dua langkah yang terpisah: (1) pemisahan ion dari keadaan kristal menjadi gas dan (2) hidrasi ion gas. Kalor pelarutan adalah sama dengan perubahan energi untuk kedua langkah ini, ΔHlar = U + ΔHhidr.

Pemisahan ion Na⁺ dan Cl⁻ distabilkan dalam larutan oleh interaksi ion-ion dengan molekul air (lihat Gambar 6.12). Ion ini dikatakan terhidrasi. Dalam air hal ini memainkan peran mirip dengan isolator listrik yang baik. molekul air melindungi ion (Na⁺ dan Cl⁻) dari satu sama lain dan secara efektif mengurangi daya tarik elektrostatik yang menahan keduanya saat dalam keadaan padat. Kalor dari larutan didefinisikan oleh proses berikut:

NaCl(s) + H₂O(l) → Na⁺(aq) + Cl⁻(aq) ΔHlar=?

Gambar 6.12. Hidrasi ion Na + dan Cl-

untuk tujuan analisis kita dapat membayangkan bahwa proses larutan berlangsung dalam dua langkah terpisah, diilustrasikan pada Gambar 6.11. Pertama, ion Na⁺ dan Cl⁻ dalam kristal padat dipisahkan dari satu sama lain dan diubah menjadi gas:

energi + NaCl(s) → Na⁺(g) + Cl⁻(g)

Energi yang dibutuhkan untuk sepenuhnya memisahkan satu mol senyawa ionik padat menjadi ion-ion gas disebut energi kisi (U). Energi kisi NaCl adalah 788 kJ/mol. Dengan kata lain, kita perlu untuk memasok 788 kJ energi untuk memecah 1 mol NaCl padat menjadi 1 mol ion Na⁺ dan 1 mol ion Cl⁻ gas.

Selanjutnya, ion "gas" Na⁺ dan Cl⁻ masuk ke air dan menjadi terhidrasi:

Na⁺(g) + Cl⁻(g) + H₂O(l) → Na⁺(aq) + Cl⁻(aq) + energi

Menerapkan hukum Hess, adalah mungkin untuk mempertimbangkan ΔHlar sebagai jumlah dari dua kuantitas terkait, energi kisi (U) dan kalor hidrasi (ΔHhidr), seperti yang ditunjukkan pada Gambar 6.11:

ΔHlar = U + ΔHhidr

sehingga

NaCl(s) → Na+(g) + Cl-(g) U = 788kJ/mol

Na+(g) + Cl-(g) + H2O(l) → Na+(aq) + Cl-(aq) ΔHhidr = -784kJ/mol

____________________________________________________________+

NaCl(s) + H2O(l) → Na+(aq) + Cl-(aq) ΔHlar = 4kJ/mol

Jadi, ketika 1 mol NaCl dilarutkan dalam air, 4 kJ kalor akan diserap dari lingkungan.

Kalor Pengenceran

Ketika larutan yang disiapkan sebelumnya diencerkan, yaitu, jika pelarut berlebih ditambahkan untuk menurunkan konsentrasi keseluruhan zat terlarut, kalor biasanya dilepas atau diserap. Kalor pengenceran adalah perubahan kalor yang terkait dengan proses pengenceran. Jika proses pelarutan tertentu adalah endoterm dan larutan selanjutnya diencerkan, kalor akan diserap oleh larutan yang sama dari lingkungan. Kebalikannya berlaku untuk larutan eksoterm kalor akan dibebaskan jika pelarut berlebih ditambahkan untuk mengencerkan larutan. Oleh karena itu, selalu berhati-hati ketika bekerja pada prosedur pengenceran di laboratorium. Karena kalor pengenceran yang sangat eksoterm, misalnya asam sulfat (H₂SO₄) pekat menimbulkan masalah sangat berbahaya jika konsentrasinya harus dikurangi dengan mencampurnya dengan air tambahan.

4. Percobaan

Contoh:

Penyelesaian :

Kalor yang diserap oleh bom dan air adalah sama dengan produk dari kapasitas kalor dan perubahan suhu. Dengan asumsi tidak ada kalor yang hilang ke lingkungan, dapat ditulis