Laporan Praktikum Hukum Hess [PDF]

Citation preview

Percobaan IV HUKUM HESS I. TUJUAN 1. Mempelajari besarnya kalor reaksi pada reaksi yang berlangsung dengan proses yang berbeda-beda. 2. Membuktikan Hukum Hess. II. DASAR TEORI Hukum Hess merupakan suatu hukum yang menggambarkan entalpi suatu fungsi keadaan yang memungkinkan menghitung perubahan entalpi tersebut dengan menjumlahkan seluruh perubahan setiap langkah sampai produk terbentuk (Davis, 2014). Adapun bunyi dari hukum Hess yaitu kalor reaksi dari suatu reaksi tidak dipengaruhi oleh berapa langkah berlangsungnya suatu reaksi untuk membentuk suatu produk namun proses tersebut hanya bergantung pada keadaan awal dan keadaan akhir reaksi. Hal tersebut dapat menunjukkan perubahan entalpi yang dapat dirumuskan sebagai berikut. Ho = Hf (produk) - Hf (reaktan) Adapun aturan-aturan yang digunakan dalam perhitungan hukum Hess yang melibatkan suatu persamaan reaksi adalah sebagai berikut: 



Untuk menjumlahkan dua persamaan reaksi kimia dengan perubahan entalpi H1 dan H2, maka perubahan entalpi untuk produk akhir H3 dapat dinyatakan dengan H3 = H1 + H2







Untuk reaksi yang arahnya dibalik, nilai perubahan entalpi untuk reaksi akhirnya, H1 sebaliknya dapat dinyatakan dengan H (reaksi balik) = - H (reaksi ke depan)



Syarat berlangsungnya hukum Hess yaitu keadaan awal reaktan dan keadaan akhir produk pada berbagai proses atau tahapan adalah sama. Gambaran mengenai berlangsungnya hukum Hess dapat ditunjukkan oleh diagram berikut.



Gambar 1. Diagram berlangsungnya hukum Hess Perubahan A (reaktan) menjadi C (produk) dapat berlangsung 2 tahap yaitu: 1. Tahap I (secara langsung) A



C



ΔH1



2. Tahap II (secara tidak langsung) Maka harga ΔH1 menurut diagram hukum Hess tersebut yaitu ΔH1 = ΔH2 + ΔH3, yang mana nilai ΔH1, ΔH2, dan ΔH3 berasal dari pembentukan: AB



ΔH2



BC



ΔH3



AC



ΔH1



Pada percoban hukum Hess ini, dapat dilihat mengenai kesamaan energi yang terjadi pada reaksi arah 1 dengan energi pada reaksi arah 2. Jika natrium hidroksida (NaOH) padat direaksikan dengan asam klorida (HCl), maka reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut. Arah 1 : NaOH padatan dilarutkan dalam air menghasilkan larutan NaOH, kemudian larutan NaOH tersebut direaksikan dengan larutan HCl 4 M menghasilkan larutan NaCl dengan konsnetrasi 2 M. NaOH (s) + H2O (l)  NaOH (aq, 4 M) NaOH (aq, 4 M) + HCl (aq, 4 M)  NaCl (aq, 2 M) + H2O (l)



H1 H2



Arah 2 : Larutan HCl 4 M diencerkan menjadi larutan HCl 2M, selanjutnya ditambahkan NaOH pada menghasilkan larutan NaCl dengan konsentrasi 2M. HCl (aq, 4 M) + H2O (l)  HCl (aq, 2 M)



H3



HCl (aq, 2 M) + NaOH (s)  NaCl (aq, 2 M) + H2O (l)



H4



Reaksi di atas dapat digambarkan seperti diagram berikut ini.



Arah 1 NaOH(aq, 4 M)+ HCl (aq, 4 M) NaOH(s) + HCl (aq, 4M)



NaCl (aq, 4 M) + H2O (l)



NaOH(s) + HCl (aq, 4 M) Arah 2 Gambar 2. Diagram berlangsungnya hukum Hess pada larutan NaOH dengan HCl H arah 1 = H1 + H2 H arah 2 = H3 + H4 Menurut hukum Hess bahwa H arah 1 = H arah 2 (Retug & Sastrawidana, 2004) III. ALAT DAN BAHAN III.1Alat Nama Alat Kalorimeter Gelas Ukur 50 mL Termometer Gelas kimia 100 mL Gelas kimia 250 mL Wadah tertutup Spatula



Jumlah 1 buah 1 buah 1 buah 2 buah 1 buah 1 buah 1 buah



Gelas Ukur 10 mL



1 buah



Pipet Volume 10 mmL



1 buah



III.2Bahan Nama Bahan Padatan NaOH HCl 4 M Aquades



Jumlah 8,1518 gram 50 mL 50 mL



IV. PROSEDUR KERJA DAN HASIL PENGAMATAN



No. Langkah Kerja Pada Arah 1 1 Sebanyak 4,00 gram NaOH Padatan



Hasil Pengamatan NaOH



yang



berwarna



putih



ditimbang lalu ditempatkan ditimbang sebanyak 4,0693 gram. Padatan pada botol tertutup dan NaOH yang sudah ditimbang ditempatkan ditutup rapat.



pada botol tertutup dan ditutup rapat agar tidak menyerap molekul air di udara karena sifat NaOH yang higroskopis.



2



Gambar 3. Padatan NaOH Sebanyak 25 mL akuades Suhu awal akuades = 31oC dimasukkan



ke



kalorimeter



dalam



Waktu



Suhu (0C)



kemudian



(menit) 0 0,5 1 1,5 2 2,5 3 3,5 4



31 31 31 31 31 31 31 31 Penambahan



diaduk dan dicatat suhu air dengan teliti mulai dari ½ menit



pertama



sampai



minimal tiga suhu konstan.



NaOH 3



Pada



menit



keempat,



dimasukkan sebanyak sedikit



4,1348



demi



NaOH



Waktu



Suhu



Waktu



gram



(menit)



(oC)



(menit



4,5 35 5,5 6 6,5 7 7,5 8



35 42 46 48 49 48 47,5 46,5



) 16 16,5 17 17,5 18 18,5 19 19,5



sedikit



ke



dalam kalorimeter sambil diaduk sampai larut dan dicatat suhu mulai dari ½ menit keempat



setelah sampai



menit suhu



Suhu (oC)



40 40 40 39,5 39,5 39,5 39 39



tetap/konstan.



8,5 9 9,5 10 10,5 11 11,5 12 12,5 13 13,5



46 45 44,5 44 43,5 43 42,5 42 42 41,5 41,5



20 20,5 21 21,5 22 22,5 23 23,5 24 24,5 25



39 38,5 38,5 38,5 38 38 38 38 38 38 Penambahan HCl



4



Setelah



14



41



14,5



41



15



40,5



15,5



40,5



pada Suhu larutan HCl = 33,5oC



suhu



penambahan NaOH tetap/



Waktu



Suhu



Waktu



Suhu



konstan, dimasukkan HCl



(menit) 25,5 26 26,5 27 27,5 28 28,5 29 29,5 30 30,5 31 31,5 32 32,5 33 33,5 34 34,5 35 35,5



(oC) 56 54,5 53,5 52,5 51,5 51 50 49,5 49 48,5 48 47,5 47 47 46,5 46 46 45,5 45 45 44,5



(menit) 37,5 38 38,5 39 39,5 40 40,5 41 41,5 42 42,5 43 43,5 44 44,5 45 45,5 46 46,5 47 47,5



(oC) 43,5 43,5 43 43 42,5 42,5 42,5 42 42 42 41,5 41,5 41,5 41 41 41 40,5 40,5 40,5 40 40



4M sebanyak 25 mL ke dalam



kalorimeter,



dicatat



suhunya



suhu tetap/konstan.



lalu



sampai



36 36,5 37



44 44 44



50



40



48 48,5 49 49,5



40 40 40 40



Pada Arah 2 1 Sebanyak 25 mL aquades Suhu awal aquades = 31 oC dimasukkan kalorimeter.



ke



dalam



Diaduk



Waktu (menit) 0 0,5 1 1,5 2 2,5 3



dan



dicatat suhu air dengan teliti mulai dari ½ menit pertama



sampai



menit



kedua.



Suhu (oC) 31 31,5 32 32 32 32 Penambahan HCl



2



Sebanyak 25 mL larutan Suhu awal HCl = 33 oC HCl 4 M dicatat suhunya terlebih



dahulu,



Waktu (menit) 3,5 4 4,5 5 5,5



lalu



dimasukkan



ke



dalam



kalorimeter



tepat



pada



setengah menit keempat.



NaOH



Suhu larutan dicatat mulai dari



½



sampai 3



menit



keempat



suhu



menjadi



konstan/tetap. Setelah suhu



Suhu (oC) 33 33 33 33 Penambahan



pada Ditimbang padatan NaOH sebanyak 4,0341



penambahan larutan HCl 4 gram. M menjadi tetap/konstan, Adapun suhu yang tercatat sebagai berikut: dimasukkan sebanyak sedikit kemudian suhunya



NaOH



Waktu



Suhu



Waktu



Suhu



gram



(menit) 6 6,5 7 7,5 8 8,5



(oC) 40 54 61 63 62 60



(menit) 18,5 19 19,5 20 20,5 21



(oC) 48 47,5 47 47 46,5 46



4,017 demi



sedikit, mencatat



sampai



menjadi tetap/konstan.



suhu



9 9,5 10 10,5 11 11,5 12 12,5 13 13,5 14 14,5 15 15,5 16 16,5 17 17,5 18



59 58 57 56 55 54 54 53 52,5 52 51,5 51 50,5 50 49,5 49 49 48,5 48



21,5 22 22,5 23 23,5 24 24,5 25 25,5 26 26,5 27 27,5 28 28,5 29 29,5 30 30,5 31



46 46 45,5 45 45 45 44,5 44,5 44 44 44 43,5 43,5 43 43 43 42,5 42,5 42,5 42,5



V. PEMBAHASAN Pada percobaan ini dilakukan pengukuran perubahan entalpi dengan menggunakan kalorimeter atau alat pengukuran zat. Percobaan ini dilakukan dalam dua arah reaksi endoterm yaitu arah satu dan arah dua, dimana yang menjadi pereaksi adalah natrium hidroksida (NaOH) padat dan asam klorida (HCl) 4 M, sedangkan yang menjadi hasil reaksi adalah Natrium klorida (NaCl) dan air (H2O). Untuk kedua arah reaksi pada percobaan ini merupakan reaksi yang sama, tetapi proses yang dilaluinya berbeda. Arah 1 Pada percobaan arah 1 ini, bahan pertama yang dimasukkan ke dalam kalorimeter adalah akuades. Suhu awal akuades yang digunakan adalah 310C, Kemudian, penambahan padatan NaOH sedikit demi sedikit sampai semua padatan NaOH larut. Suhu yang teramati pada awal dimasukkannya NaOH adalah 350C dan suhu konstan setelah semua NaOH habis adalah 380C. Meningkatnya suhu pada penambahan NaOH ini disebabkan reaksi antara air dan NaOH yang bersifat eksoterm. Reaksi yang berlangsung adalah sebagai berikut.



NaOH(s) + H2O(l) → NaOH(aq) Selanjutnya penambahan larutan HCl dengan konsentrasi 4 M, yang mana suhu awal penambahan larutan HCl adalah 560C. Sedangkan, suhu akhir yang terukur (suhu konstan) pada penambahan larutan HCl ke dalam kalorimeter adalah 400C. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut. NaOH(aq) + HCl(aq) → NaCl(aq) + H2O(l) Oleh karena itu, reaksi total yang terjadi pada percobaan arah 1 ini adalah sebagai berikut. NaOH(s) + H2O(l) → NaOH(aq)



∆H1



NaOH(aq) + 2HCl(aq) → NaCl(aq ) + 2H2O(l)



∆H2



Berdasarkan data hasil pengamatan, maka grafik hubungan antara waktu dan suhu campuran pada arah 1 adalah sebagai berikut.



Gambar 5. Grafik Hubungan Waktu dengan Suhu Campuran Reaksi Arah 1 Hukum Hess



Dari data di atas, maka dapat dihitung: Diketahui :



m1 NaOH



= 4,1348 g



Mr NaOH = 40 g mol-1 ρ air



= 0,9960 g/mL



Ckalorimeter



= 33,92 JoC-1



Cair



= 4,18 J/goC



Vair



= 25 mL



m air



= air x Vair = 0,9960 g/mL x 25 mL = 25 g



ΔT1



= (50 – 29)oC = 31oC



Mr HCl



= 36,5 g mol-1



V HCl



= 25 mL



ρ HCl



= 1,19 g/mL



[HCl]



= 4M



ΔT2



= (57 – 43)oC = 14oC



ΔH1 : H2O(l) + NaOH(s) → NaOH(aq) q reaksi = -(q larutan + q kalorimeter) ΔH1 = q larutan



q reaksi mol



= mair cair ΔT1 = 25 g x 4,18 J/goC x 31oC = 3239,5 Joule



q kalorimeter = C ΔT1 = 146,3 JoC-1 x 31oC = 4535,3 Joule Jadi, kalor reaksi adalah q reaksi = - (q larutan + q kalorimeter) q reaksi = - (3239,5 + 4535,3) Joule q reaksi = - 7774,8 Joule Tanda negatif (-) menandakan energi dilepaskan ke lingkungan sebesar 7774,8 Joule ΔH1 =



q reaksi = = J/mol mol



ΔH2 : NaOH(aq) + HCl(aq) → NaCl(aq ) + H2O(l) mol



=MxV = 4 M x 25 mL = 100 mmol



massa



= 100 mmol x 36,5 mg/mmol = 3650 mg = 3,65 g



m HCl



= 3,65 g



mol HCl = 3,65 g/36,5 g mol-1 = 0,1 mol q larutan



= mair cair ΔT2 = 25 g x 4,18 J/goC x 14oC = 1463 Joule



q kalorimeter = C ΔT2 = 146,3 JoC-1 x 14oC = 2048,2 Joule Jadi, kalor reaksi adalah q reaksi = - (q larutan + q kalorimeter) q reaksi = - (1463+ 2048,2) Joule q reaksi = -3511,2 Joule Tanda negatif (-) menandakan energi dilepaskan ke lingkungan sebesar 3511,2 Joule. ΔH2 =



q reaks i = mol



- 3511,2 J = - 35112 J/mol 0,1 mol



Sehingga, ΔH untuk arah 1



= ΔH1 + ΔH2 = (-77748 – 35112) J/mol = - 112860 J/mol = - 112,860 kJ/mol



Arah 2 Pada percobaan arah 2 ini, bahan pertama yang dimasukkan ke dalam kalorimeter sama dengan yang ada pada percobaan arah 1 yaitu akuades. Suhu awal akuades yang digunakan adalah 310C dan tetap konstan pada suhu 320C. Kemudian, penambahan larutan HCl 4 M dengan suhu yang terukur



adalah 330C dan tetap konstan pada suhu 330C. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut. HCl(aq) + H2O (aq) → HCl(aq, 4M) Selanjutnya penambahan padatan NaOH sedikit demi sedikit sampai semua padatan NaOH larut. Suhu yang teramati pada awal dimasukkannya NaOH adalah 400C dan suhu maksimum setelah semua NaOH habis (suhu konstan) adalah 630C. Meningkatnya suhu pada penambahan NaOH ini disebabkan reaksi antara air dan NaOH yang bersifat eksoterm. Reaksi yang berlangsung adalah sebagai berikut. HCl(aq) + NaOH(s) → NaCl(aq) + H2O(l) Oleh karena itu, reaksi total yang terjadi pada percobaan arah 2 ini adalah sebagai berikut. HCl(aq) + H2O(l) → HCl(aq, 4M)



∆H3



HCl(aq, 4M) + NaOH(aq) → NaCl(aq ) + 2H2O(l)



∆H4



Berdasarkan data hasil pengamatan, maka grafik hubungan antara waktu dan suhu campuran pada arah 2 adalah sebagai berikut.



Gambar 6. Grafik Hubungan Waktu dengan Suhu Campuran Reaksi Arah 2 Hukum Hess Dari data di atas, maka dapat dihitung: Diketahui :



m1 NaOH



= 4,0170 g



Mr NaOH = 40 g mol-1 ρ air



= 0,9960 g/mL



C



= 33,92 JoC-1



Cair



= 4,18 J/goC



Vair



= 25 mL



m Air



= air x Vair = 0,9960 g/mL x 25 mL = 25 g



Mr HCl



= 36,5



V HCl



= 25 mL



[HCl]



=4M



ρ HCl



= 1,19 g/mL



ΔT3



= (31 – 29)oC = 2oC



ΔT4



= 45oC



Reaksi pelarutan HCl : HCl(aq) + H2O(l) → H3O+ + Clmol = M x V = 4 M x 25 mL = 100 mmol massa



= 100 mmol x 36,5 mg/mmol = 3650 mg = 3,65 g



m HCl



= 3,65 g



mol HCl = 3,65 g/36,5 g mol-1 = 0,1 mol q larutan = mair cair ΔT3 = 25 g x 4,18 J/goC x 2oC = 209 Joule q kalorimeter



= C ΔT3 = C ΔT3 = 146,3 JoC-1 x 2oC = 292,6 Joule



Jadi, kalor reaksi adalah q reaksi = -(q larutan + q kalorimeter) q reaksi = -(209 + 292,6) Joule q reaksi = - 501,6 Joule Tanda negatif (-) menandakan energi dilepaskan ke lingkungan sebesar 501,6 Joule. ΔH3 =



q reaksi - 501,6 J = mol 0,1 mol



= - 5016 J/mol



Reaksi : ΔH4 : HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq ) + H2O(l) q larutan = mair cair ΔT4 = 25 g x 4,18 J/goC x 45oC = 4702,5 Joule



q kalorimeter



= C ΔT4



= C ΔT4 = 146,3 JoC-1 x 45 oC = 6583,5 Joule Jadi, kalor reaksi adalah q reaksi = -(q larutan + q kalorimeter) q reaksi = -(4702,5 + 6583,5) Joule q reaksi = - 11286 Joule Tanda negatif (-) menandakan energi dilepaskan ke lingkungan sebesar 11286Joule. ΔH4 =



- 11286 J - 11286 J q reaksi  = = - 112860 J/mol (4,0336/40) mol 0,10009 mol mol



Sehingga, ΔH untuk arah 2



= ΔH3 + ΔH4



= (-5016 - 112860) J/mol = - 117876 J/mol = - 117,876 kJ/mol Berdasarkan hasil perhitungan di atas, jumlah total perubahan entalpi pada arah 1 adalah 112,860 kJ/mol, sedangkan jumlah total perubahan entalpi pada arah 2 adalah 117,876 kJ/mol, sehingga selisihnya adalah 5,016 kJ/mol. Dari hasil ini terlihat bahwa terdapat perbedaan jumlah total perubahan entalpi pada arah 1 dan arah 2, dimana ∆H pada arah 2 lebih besar dibandingkan ∆H pada arah 1. Perbedaan hasil ini kemungkinan terjadi karena kalorimeter yang digunakan pada saat percobaan kurang baik sehingga terjadi perpindahan kalor dari sistem ke lingkungan atau sebaliknya, serta jumlah padatan NaOH yang digunakan tidak sama, dimana padatan NaOH yang bersifat higroskopis. Perpindahan kalor ini akan menyebabkan terganggunya kesetimbangan sistem (tidak terbentuk sistem tertutup seperti yang diharapkan). Adapun kesalahan relatif dalam percobaan ini dapat dihitung sebagai berikut: Kesalahan Relatif (KR) =



VI. SIMPULAN



112,860  117,876 112,860



x 100%



= 4,44 %



Dari hasil percobaan dan analisis data diatas, dapat maka dapat disimpulkan sebagai berikut. 1. Dari hasil perhitungan data percobaan diperoleh ∆H pada arah 1 tidak sama dengan ∆H pada arah 2 (∆H pada arah 2 lebih besar dari ∆H pada arah 1) dimana ∆H pada arah 1 = 112,860 kJ/mol, sedangkan ∆H pada arah 2 = 117,876 kJ/mol, sehingga selisihnya adalah



5,016



kJ/mol. 2. ∆H yang diperoleh dari arah 2 mempunyai nilai yang tidak jauh berbeda dengan ∆H pada arah 1, meskipun langkah yang ditempuh untuk mendapatkan hasil tersebut berbeda. Hal tersebut menunjukkan bahwa ∆H tidak tergantung dari jalan reaksinya, tetapi hanya tergantung dari keadaan awal dan akhir. Hal ini sesuai dengan Hukum Hess. VII. DAFTAR PUSTAKA Atkins, Peter and Julio de Paula. 2006. Physical Chemistry for the Life Sciences. New York: Oxford University Press. Chieh, C. 2008. Hess’s Law. Diakses tanggal 23 Maret 2015, dari http://www.science.uwaterloo.ca/~cchieh/cact/c120/hess.html. Petrucci, R.H., Harwood, W.S., dan Herring, F.G. 2007. General Chemistry: Principles & Modern Applications. (8thEd.). USA: California State University. Retug, N & Sastrawidana, I.D.K. 2004. Penuntun Praktikum Kimia Fisika. Singaraja: IKIP Negeri Singaraja. Wiratini, Ni Made & I N Retug. 2014. Buku Penuntun Praktikum Kimia Fisika. Singaraja: UNDIKSHA.