Tetapan Kalorimeter Dan Konsentrasi H2so4 [PDF]

Citation preview

TETAPAN KALORIMETER DAN KONSENTRASI H2SO4 BAB I PENDAHULUAN 1.1 Latar Belakang Secara umum untuk mendeteksi adanya kalor yang dimiliki oleh suatu benda yaitu dengan mengukur suhu benda tersebut. Jika shunya tinggi , maka kalor yang dikandung oleh benda



sangat besar, begitu juga sebalikya bila suhunya rendah maka kalor yang



dikandung sedikit. Kalor adalah bentuk energy yang dipindahan melalui batas-batas system, sebagai akibat . adanya perbedaan suhu antara system dengan lingkungan., q bertanda positif dan q bertanda negative bila system melepas kalor. Kalor bukan merupakan ungsi keadaan karena besarnya bergantung dari proses. Kapasitas kalor adalah banyaknya energy kalor yang dibutuhkan untuk mengikat suhu zat 10C. kapasitas kalor tentu saja bergantung pada jumlah zat. Kapasitas kalor spesifik dapat disederhanakan, kalor jenis adalh banyaknya energy kalor yang dbutuhkan untuk meningkatkan suhu 1 gram zat sebesar 1 0C. kalor jenis molar adalah banyaknya energy kalor yang dibutuhkan untuk meningkatkan suhu 0,5 mol zat sebesar 1 0C ( petrucci.1996) Termodinamika didasarkan atas 3 postulat yang dikenal sebagai hokum pertama termodinamika , hokum kedua termodnamika dan hokum ketiga termodinamika. Hokum pertama termodinamika menyatakan antara kalor (Q), kerja (W) dan perubahan energy dalam (∆U) , yang menerangkan bawa energy system tersekat adalah tetap. Hokum pertamatermodinamika, dapat dinyatakan dengan persamaan : Q = ∆U- W………………………………….(1) Dalam satuan kalor atau joule . hokum pertama menunjukkan bahwa bahwa energy dalam tidak dapat diukur tapi dapat diukur dari nilai kalor dan kerja. Kalor dapat diukur dengan kerja dan percobaan. 1.2 Rumusan masalah 1.2.1 Bagaimana cara menentukan tetapan calorimeter 1.2.2 Bagaimana menentukan konsentrasi H2SO4. 1.3 Batasan Masalah 1.3.1 Praktikum yang dilakukan mengenai calorimeter dan konsentrasi H2SO4 1.3.2 Menentukan tetapan calorimeter dan konsentrasi H2SO4. 1.4 Tujuan



1.4.1 1.4.2



Menetukan tetapan calorimeter sebagai percobaan yang lain. Menentukan konsentrasi H2SO4.



1.5 Manfaat Agar mahasiswa mengetahui memahami bagaimana penentuan tetapan calorimeter dan konsentrasi H2SO4 dan dapat menegetahui bagaimana cara penggunaan calorimeter dengan baik dan benar. 1.6 Aplikasi industry Aplikasi industry meliputi pemanas ruangan, memasak memanaskan air dan proses industry. Seuah pemanas listrik adalah suatu listrik yang mengubah energy listri menjadi panas . sebuah pompa panas menggunakan motor listrik untuk menggerakkan siklus refrigerasi.



BAB II TINJAUAN PUSTAKA  Pengertian Termokimia Termokimia adalah cabang dari kimia fisika yang mempelajari tentang kalor dan energi berkaitan dengan reaksi kimia dan/atau perubahan fisik. Sebuah reaksi kimia dapat melepaskan atau menerima kalor. Begitu juga dengan perubahan fase, misalkan dalam proses mencair dan mendidih. Termokimia fokus pada perubahan energi, secara khusus pada perpindahan energi antara sistem dengan lingkungan. Jika dikombinasikan dengan entropi, termokimia juga digunakan untuk memprediksi apakah reaksi kimia akan berlangsung spontan atau tak spontan. Termokimia berawal dari hasil kerja Antoine Laurent Lavoisier pada abad ke 18, dilanjutkan dengan adanya hukum Hess. Termokimia masuk dalam kategori hukum pertama termodinamika.  Sejarah Termokimia Termokimia mengalami dua macam generalisasi. Pernyataan tentang termokimia bervariasi sesuai dengan pengusulnya, yaitu: 



Hukum Lavoisier dan Laplace Perubahan energi selama reaksi bisa sama dengan atau berkebalikan dengan perubahan energi pada proses kebalikan.







Hukum Hess



.



Perubahan energi selama reaksi adalah sama, walaupun perubahan itu berjalan tahap demi tahap. lavoisier, Laplace, dan Hess juga meneliti tentang kalor jenis dan kalor laten. Selanjutnya Joseph Black yang memberi peranan besar dalam penelitian kalor laten. Gustav Kirchoff menunjukkan bahwa variasi kalor reaksi diungkapkan dalam kapasitas kalor antara produk dan reaktan dengan rumus: dΔH / dT = ΔCp………………………..(1) Bentuk integral persamaan ini mengindikasikan adanya koreksi panas pada satu temperatur dari perhitungan dengan temperatur lain.



 Calorimeter Calorimeter adalah alat untuk mengukur kalor jenis suatu zat. Salah satu bentuk kalori meter adalah kalori meter campuran. Kalori meter ini terdiri dari sebuah bejana logam yang kalor jenisnya diketahui. Bejana ini biasanya ditempatkan didalam bejana lain yang agak lebih besar.kedua bejana dipisahkan oleh bahan penyekat misalkan gabus atau wol. Kegunaan bejana luar adalah sebagai isolator agar perukaran kalor dengan sekitar kalori meter dapat dikurangi.Kalori meter juga dilengkapi dengan batang pengaduk. Pada waktu zat dicampurkan didalam kalori meter, air dalam kalori meter perlu diaduk agar diperoleh suhu merata sebagai akibat percampuran dua zat yang suhunya berbeda. Asas penggunaan kalori meter adalah asas black. Setiap dua benda atau lebih dengan suhu berbeda dicampurkan maka benda yang bersuhu lebih tinggi akan melepaskan kalornya, sedangkan benda yang bersuhu lebih rendah akan menyerap kalor hingga mencapai keseim- bangan yaitu suhunya sama. Pelepasan dan penyerapan kalor ini besarnya harus imbang. Kalor yang dilepaskan sama dengan kalor yang diserap sehingga berlaku hukum kekekalan energi. Pada sistem tertutup, kekekalan energi panas (kalor) ini dapat dituliskan sebagai berikut. Qlepas = Qterima Dengan Q = m . c . ∆t………………………………….(2) dengan: Q = banyaknya kalor yang diperlukan (J) m = massa suatu zat yang d iberi kalor (kg) c = kalor jenis zat (J/kgoC) ∆t = kenaikan/perubahan suhu zat (oC) C = kapasitas kalor suatu zat (J/oC)



Pengukuran perubahan kalor dilakukan menggunakan kalorimetri, yang biasanya berupa chamber tertutup yang dapat mengukur perubahan energi.



Gambar 2.1 Calorimeter Temperatur chamber diamati menggunakan termometer atau thermocouple. Temperatur yang didapatkan diplot melawan waktu membentuk grafik. Kalorimeter modern dapat membaca informasi yang dibutuhkan dengan cepat. Sebagai contoh adalah DSC (Differential Scanning Calorimeter). Kalorimeter bahan bakar adalah alat ukur nilai kalor pembakaransuatu bahan bakar cair. Prinsip kerja alat ini adalah dengan mengukur temperatur air di dalam kalorimeter sebelum dan sesndah pembakaran di dalam kalorimeter tersebut. Akurasi pengukuran nilai kalor pembakaran dengan menggunakan alat ini ditentukan pada kecermatan dalam mengamati nilai temperatur air didalam kalorimeter sebelum dan sesudah pembakaran di dalam kalorimeter . Kalor adalah energi dalam yang dipindahkan dari benda bersuhu tinggi ke benda yang bersuhu rendah ketika kedua benda disentuhkan (dicampur). Sedangkan energi dalam menyatakan total energi, yaitu jumlah energi kinetik dan energi potensial, yang dmiliki oleh seluruh molekul-molekul yang terdapat dalam benda. Prinsip dari kalorimeter adalah memanfaatkan perubahan fase dari sifat fisik suatu zat untuk membandingkan kapasitas penerimaan kalor dari zat-zat yang berbeda. Prinsip pengukuran pada percobaan ini disebut kalorimetri. Alat pengukur kalor jenis zat berdasarkan prinsip kalorimetri disebut kalorimeter. Kelemahan kalorimeter adalah dapat menerima panas. Karena itu kalorimeter harus dikalibrasi menggunakan tetapan yang disebut tetapan kalorimeter. Dengan menggunakan



tetapan kalorimeter ini dapat diukur besarnya kalor yang diserap oleh kalorimeter sehingga perubahan kalor dalam reaksi dapat diukur secara keseluruhan. Pengukuran kalor jenis dengan kalorimeter didasarkan pada asas Black. Teori yang dikemukakan oleh Joseph Black atau lebih dikenal dengan azas Balck. Yaitu, apabila dua benda yang suhunya berbeda dan dicampur, maka benda yang lebih panas melepas kalor kepada benda yang lebih dingin sampai suhu keduanya sama. Sebuah benda untuk menurunkan ΔT akan melepaskan kalor yang sama besarnya dengan banyaknya kalor yang dibutuhkan benda itu untuk menaikkan suhunya sebesar ΔT juga. Pengukuran kalorimetri suatu reaksi dilakukan dengan menggunakan alat yang disebut kalorimeter. Ada beberapa jenis kalorimeter seperti: kalorimeter termos, kalorimeter bom, kalorimeter thienman, dan lain-lain. Kalorimeter yang lebih sederhana dapat dibuat dari sebuah bejana plastik yang ditutup rapat sehingga bejana ini merupakan sistim yang terisolasi. Cara kerjanya adalah sebagai berikut: Sebelum zat-zat pereaksi direaksikan di dalam kalorimeter, terlebih dahulu suhunya diukur, dan usahakan agar masing-masing pereaksi ini memiliki suhu yang sama. Setelah suhunya diukur kedua larutan tersebut dimasukkan ke dalam kalorimeter sambil diaduk agar zat-zat bereaksi dengan baik, kemudian suhu akhir diukur. Jika reaksi dalam kalorimeter berlangsung secara eksoterm maka kalor yang timbul akan dibebaskan ke dalam larutan itu sehingga suhu larutan akan naik, dan jika reaksi dalam kalorimeter berlangsung secara endoterm maka reaksi itu akan menyerap kalor dari larutan itu sendiri, sehingga suhu larutan akan turun. Besarnya kalor yang diserap atau dibebaskan reaksi itu adalah sebanding dengan perubahan suhu dan massa larutan jadi, Qreaksi= mlarutan. Clarutan. ΔT Kalorimetri yang lebih teliti adalah yang lebih terisolasi serta memperhitungkan kalor yang diserap oleh perangkat kalorimeter (wadah, pengaduk, termometer). Jumlah kalor yang diserap/dibebaskan kalorimeter dapat ditentukan jika kapasiatas kalor dari kalorimeter diketahui. Dalam hal ini jumlah kalor yang dibebaskan /diserap oleh reaksi sama dengan jumlah kalor yang diserap/dibebaskan oleh kalorimeter ditambah dengan jumlah kalor yang diserap/dibebaskan oleh larutan di dalam kalorimeter. Oleh karena energi tidak dapat dimusnahkan atau diciptakan, maka Qreaksi= (-Qkalorimeter- Qlarutan)







Kalorimeter sederhana



Perubahan energi pada reaksi kimia dapat dipelajari dengan metode kalorimetri. Metode kalorimetri dapat dilakukan dengan percobaan sederhana, ataupun dengan peralatan yang lebih canggih. Percobaan sederhana yang biasa dilakukan adalah dengan kalorimeter sederhana seperti ditunjukkan pada gambar di bawah



(Gambar 2.2 kalorimeter sederhana ). Kalorimeter sederhana digunakan untuk menjalankan reaksi dengan kondisi tekanan tetap. Sesuai hukum termodinamika pertama, dengan sistem tersebut kita akan dengan mudah memperoleh nilai entalpi suatu reaksi yang setara dengan kalor reaksi (dH=δq pada tekanan tetap). Kalor yang dipertukarkan antara sistem dan lingkungan pada tekanan tetap adalah sama dengan perubahan entalpi sistem. Dalam proses pertukaran kalor, perlu diperhatikan pula daya serap atau kapasitas absorbsi kalor oleh kalori meter. Pada percobaan ini, nilai koreksi tersebut dilakukan dengan penentuan nilai tetapan “k” untuk kalori meter



(Syukri,



1999). 



Calorimeter bom Kalorimeter bom adalah alat yang digunakan untuk mengukur jumlah kalor (nilai kalori)



yang dibebaskan pada pembakaran sempurna (dalam O 2 berlebih) suatu senyawa, bahan makanan, bahan bakar. Sejumlah sampel ditempatkan pada tabung beroksigen yang tercelup dalam medium penyerap kalor (kalorimeter), dan sampel akan terbakar oleh api listrik dari kawat logam terpasang dalam tabung.



Contoh kalorimeter bom adalah kalorimeter makanan.



GAMBAR 2.3 kalorimeter bom Kalorimeter makanan adalah alat untuk Menentukan nilai kalor zat makanan karbohidrat, protein atau lemak. Alat ini terdiri dari sebuah tabung kaca yang tingginya kurang lebih 19 cm dan garis menengahnya kurang lebih 7,5 cm. Bagian dasarnya melengkung ke atas membentuk sebuah penyungkup. Penyungkup ini disumbat dengan sebuah sumbat karet yang berlubang di bagian tengah. Bagian atas tabung kaca ini ditutup dengan lempeng ebonit yang bundar. Di dalam tabung kaca itu terdapat sebuah pengaduk, yang tangkainya menembus tutup ebonit, juga terdapat sebuah pipa spiral dari tembaga. Ujung bawah pipa spiral itu menembus lubang sumbat karet pada penyungkup dan ujung atasnya menembus tutup ebonit bagian tengah. Pada tutup ebonit itu masih terdapat lagi sebuah lubang, tempat untuk memasukkan sebuah termometer ke dalam tabung kaca. Tabung kaca itu diletakkan di atas sebuah kepingasbes dan ditahan oleh 3 buah keping. Keping itu berbentuk bujur sangkar yang sisinya kurang lebih 9,5 cm. Di bawah keping asbes itu terdapat kabel listrik yang akan dihubungkan dengan sumber listrik bila digunakan. Di atas keping asbes itu terdapat sebuah cawanaluminium. Di atas cawan itu tergantung sebuah kawat nikelin yang berhubungan dengan kabel listrik di bawah keping asbes. Kawat nikelin itulah yang akan menyalakan makanan dalam cawan bila berpijar oleh arus listrik. Dekat cawan terdapat pipa logam untuk mengalirkanoksigen. Kalor adalah berbentuk energi yang menyebabkan suatu zat memiliki suhu. Jika zat menerima kalor, maka zat itu akan mengalami suhu hingga tingkat tertentu sehingga zat tersebut akan mengalami perubahan wujud, seperti perubahan wujud dari padat menjadi cair. Sebaliknya jika suatu zat mengalami perubahan wujud dari cair menjadi padat maka zat



tersebut akan melepaskan sejumlah kalor. Dalam Sistem Internasional (SI) satuan untuk kalor dinyatakan dalam satuan kalori (kal), kilokalori (kkal), atau joule (J) dan kilojoule (kj). 1 kilokalori= 1000 kalori 1 kilojoule= 1000 joule 1 kalori = 4,18 joule 1 kalori adalah banyaknya kalor yang diperlukan untuk memanaskan 1 gram air sehingga suhunya naik sebesar 1oC atau 1K. jumlah kalor yang diperlukan untuk menaikkan suhu 1oC atau 1K dari 1 gram zat disebut kalor jenis Q=m.c. ΔT, satuan untuk kalor jenis adalah joule pergram perderajat Celcius (Jg-1oC-1) atau joule pergram per Kelvin (Jg-1oK-1) Kalorimeter larutan adalah alat yang digunakan untuk mengukur jumlah kalor yang terlibat pada reaksi kimia dalam sistem larutan. Pada dasarnya, kalor yang dibebaskan/diserap menyebabkan perubahan suhu pada kalorimeter. Berdasarkan perubahan suhu per kuantitas pereaksi kemudian dihitung kalor reaksi dari reaksi sistem larutan tersebut. Kini kalorimeter larutan dengan ketelitian cukup tinggi dapat diperoleh dipasaran.



(Petrucci, Ralph H. 1987.)



Termokia membahas tentang perubahan energy yang menyertai suatu reaksi kimia yang dimanifestasikan sebagai kalor reaksi. Perubahan yang terjadi dapat berupa pelepasan enrgi (reaksi eksoterm) atau penyerapan kalor (endoterm). Kalor reaksi dapat digolongkan dalam kategori yang lebih khusus yaitu kalor pembentukan,kalor pembakaran,kalor pelarutan dan kalor netralisai.  Persamaan Kalor Jika dilihat dari jenis reaksi, terdapat beberapa macam jenis kalor, yaitu: 1. Kalor pembentukan Kalor pembentukan adalah kalor yang dilepas atau diterima pada saat satu mol senyawa terbentuk dari unsur-unsurnya. Sebagai contoh adalah pada saat pembentukan amonia dari unsur-unsurnya, maka akan dilepaskan energi sebesar 46 kJ. ½ N2 (g) + 1½ H2 (g) → NH3 (g) ΔHo = -46 kJ mol-1…………………..(1)



2. Kalor penguraian Kalor penguraian adalah kalor yang dilepas atau diterima pada saat satu mol senyawa terurai menjadi unsur-unsur pembentuknya. Contohnya adalah peruraian asam fluorida menjadi unsur-unsurnya membutuhkan kalor sebesar 271 kJ. HF(g) → ½ H2 (g) + ½ F2 (g) ΔH = +271 kJ mol-1………………………(2) 3. Kalor pembakaran Kalor pembakaran adalah kalor yang dilepaskan pada saat satu mol senyawa dibakar menggunakan oksigen. CH4 (g) + 2 O2 (g) CO2 (g) + H2O (g) ΔH = +-802 kJ mol-1……………….(3) Simbol negatif (-) pada ΔH menyatakan sistem melepaskan kalor, sedangkan simbol positif (+) menyatakan sistem menerima kalor.  Pertukaran energy Pertukaran energi kalor merupakan dasar teknik yang dikenal dengan nama kalorimetri, yang merupakan pengukuran kuantitatif dari pertukaran kalor. Untuk melakukan pengukuran kalor yang diperlukan untuk menaikkan suhu suatu zat digunakan kalorimeter. Gambar 1 menunjukkan skema kalorimeter air sederhana. Salah satu kegunaan yang penting dari kalorimeter adalah dalam penentuan kalor jenis suatu zat. Pada teknik yang dikenal sebagai “metode campuran”, satu sampel zat dipanaskan sampai temperatur tinggi yang diukur dengan akurat, dan dengan cepat ditempatkan pada air dingin kalorimeter. Kalor yang hilang pada sampel tersebut akan diterima oleh air dan kalorimeter. Dengan mengukur suhu akhir campuran tersebut, maka dapat dihitung kalor jenis zat tersebut. Zat yang ditentukan kalor jenisnya dipanasi sampai suhu tertentu. Dengan cepat zat itu dimasukkan kedalam kalori meter yang berisi air dengan suhu dan massanya sudah diketahui. Kalori meter diaduk sampai suhunya tidak berubah lagi. Dengan menggunakan hukum kekekalan energy, kalor jenis yang dimasukkan dapat dihitung ( Hastuti, Sri, M.Si, dkk.2007) Perubahan enrgi yang terjadi bersifat kekal, artinya tidak ada energy yang hilag selama reaksi berlangsung, melainkan berubah bentuk dari bentuk energi yang satuu ke bentuk energy yang lain. Adanya kekekalan energy ini ditunjukan oleh selisih penyerapan dan pelepasan energy, yang disebut sebagai energy internal. Sebagai gambaran, jika pada suatu system enrgai diberikan sejmlah energy dalam bentuk kalor (q), maka system akan melakukan



kerja (W) sebesar W= p x ∆V. setelah melakukan kerja system masih menyimpan sejumlah energi yang disebut sebagai energi internal (U). Dalam percobaan ini akan ditentukan kalor reaksi yang menyertai suatu reaksi kimia pada tekanan tetap (qp). Perubahan kalor yang dilakukan pada tekanan tetap disebut perubahan entalpi ( ∆ H). Karena system yang diukur hanya melibatkan zat padat dan zat cair, dimana perubahan volumenya kecil (∆V = 0), maka besaran kerja yang dilakukan system dapat diabaikan (P. ∆V = 0). Dengan demikian ∆U = ∆H. Besarnya kalor yang terlibat dalam reaksi kimia dapat diukur dengan alat yang disebut calorimeter. Besarnya kalor yang diserap calorimeter untuk menekkan suhu satu derajat dinamakn tetapan calorimeter, dengan satuan JK1. Dalam perubahan ini akan digunakan suatu calorimeter sederhana yang disusun dari suatu wadah sederhana yang terbuat dari plastic. Pengukuran dilakukan dengan melangsungkan reaksi calorimeter, kalor reaksi dihitung dari perubahan temperature larutan yang dilakukan dengan berat larutan dan kalor jenisnya, q = m.c ∆T. penggunaan kalorimeter ini, masih memungkinkan terjadinya pertukaran kalor antara calorimeter dengan system reaksi didalamnya. Oleh karena itu harus dilakukan koreksi terhadap kalor yang diserap atau dibebaskan calorimeter (perlu ditentukan besarnya harga air calorimeter). Bila perbedaan temperature antara calorimeter dan lingkungan cukup besar dan jika isolasi tidak sempurna, catat temperature kemudian ekstarpolasi grafik yang diperoleh terhadap waktu pencampuran agar diperoleh perubahan temperature yang tepat. Anwar. 2003)



(Chairil



 Reaksi endoterm dan eksoterm 1. Reaksi endoterm Reaksi endoterm adalah reaksi kimia yang menyerap atau menerima kalor. Pada reaksi ini, terjadi perpindahan kalor dari lingkungan ke sistem sehingga suhu lingkungan turun dan menjadi lebih dingin. Rekasi endoterm menyerap sejumlah energi sehingga energi sistem bertambah. Karena entalpi bertambah perubahan entalpinya bertanda positif. 2. Reaksi eksoterm Reaksi eksoterm adalah reaksi kimia yang menghasilkan kalor. Pada reeaksi ini terjadi perpindahan kalor dari sistem ke lingkungan sehingga lingkungan menjadi lebih panas. Reaksi kimia akan membebaskan energi sehingga entalpi sistem berkurang dan perubahan entalpi bertanda negatif. Reaksi-reaksi pembakaran, seperti pembakaran kayu, pembakaran metana, pembakaran propana, dan reaksi antara serbuk alumunium, dan besi oksida merupakan contoh-contoh reaksi eksoterm.  Entalpi dan perubahannya Jumlah total energi kalor yang terkandung dalam suatu materi disebut entalpi dan diberi simbol H. Istilah entalpi berasal dari bahasa Jerman yang berarti kandungan . adapun simbol H berasal dari kata heat content, yang didefinisikan sebagai kandungan kalor suatu zat. Entalpi suatu zat tidak berubah (tetap) selama tidak ada energi yang masuk atau keluar. Entalpi suatu zat tidak dapat diukur tetapi perubahan entalpinya dapat diukur. Perbahan entalpi terjadi ketika suatu zat mengalami reaksi. Perubahan entalpi diberi notasi ΔH, simbol Δ berasal dari bahasa Yunani, delta, yang berarti perubahan. Dalam reaksii kimia ΔH disebut juga entalpi reaksi. ΔH menyatakan kalor yang diterima atau dilepas oleh suatu reaksi. Dengan kata lain, ΔH merupakan penambahan atau perubahan energi suatu zat dalam suatu proses perubahan energi yang berlangsung pada tekanan tetap.  Kelarutan Kelarutan adalah kuantitas maksimal suatu zat kimia terlarut (solut) untuk dapat larut pada pelarut tertentu membentuk larutan homogen. Kelarutan suatu zat dasarnya sangat bergantung pada sifat fisika dan kimia solut dan pelarut pada suhu, tekanan dan pH larutan. Secara luas kelarutan suatu zat pada pelarut tertentu merupakan suatu pengukuran konsentrasi kejenuhan dengan cara menambahkan sedikit demi sedikit solut pada pelarut sampai solut tersebut mengendap (tidak dapat larut lagi).



Rentang kelarutan sangat bervariasi. Ada banyak sekali zat kimia yang mempunyai kelarutan tak terbatas, dan hasilnya bercampur sempurna (miscible), misalnya adalah etanol dalam air. Ada pula zat kimia yang sama sekali tidak larut, sebagai contoh adalah perak klorida dalam air. Namun kebanyakan suatu zat dapat terlarut dalam pelarut sampai tepat jenuh, setelah itu mengendap seperti NaCl dalam air. Maka dari itu, ilmuwan telah banyak meneliti kelarutan suatu solut pada pelarut, yang dikenal dengan aturan kelarutan. Pada keadaan tertentu, kesetimbangan kelarutan dapat menjadi berlebih sehingga disebut dengan larutan superjenuh atau metastabil. Pengertian kelarutan sebaiknya tidak dikacaukan dengan kemampuan melarutkan atau mencairkan suatu zat, karena larutan juga dapat dibuat dengan mereaksikan suatu zat. Sebagai contoh adalah zink yang tak dapat larut dalam asam klorida. Tetapi karena adanya reaksi antara gas hidrogen dengan zink klorida menyebabkannya seperti larut. Kelarutan tidak bergantung pada ukuran partikel atau faktor kinetik lainnya, maupun waktu pelarutan.  Faktor-faktor yang Mempengaruhi Kelarutan Faktor yang paling berpengaruh terhadap kelarutan adalah suhu dan tekanan. 1. Suhu Kelarutan suatu solut pada pelarut tertentu sangat bergantung pada suhu. Pada sebagian besar padatan yang dapat larut dalam air, kelarutan akan semakin meningkat jika suhu dinaikkan melebihi 100º C. Solut ionik yang terlarut pada air bersuhu tinggi (mendekati suhu kritis) cenderung berkurang karena perubahan sifat dan struktur molekul air. Selain itu, tetapan dielektrik menyebabkan pelarut kurang polar. Kelarutan senyawa organik selalu meningkat dengan naiknya suhu. Inilah yang mendasari teknik pemurnian dengan rekristalisasi yang memanfaatkan perbedaan kelarutan solut pada suhu rendah dan tinggi. 2. Tekanan Pada fase terembun, tekanan sangat berpengaruh terhadap kelarutan; namun biasanya lemah dan diabaikan pada praktiknya. Diasumsikan sebagai larutan ideal, ketergantungan kelarutan pada tekanan diberikan diungkapkan dengan rumus:



………………………………………..(3)



dimana indeks i merupakan komponen, Ni adalah fraksi mol komponen ke i, P adalah tekanan, indeks T menyatakan suhu kosntan, Vi,cr adalah volume molar parsial komponen ke i, dan R merupakan tetapan gas universal.Kelarutan suatu endapan menurut definisi adalah sama dengan konsentrasi molar dari larutan jenuhnya. Larutan jenuh merupakan larutan dimana zat terlarutnya (molekul atau ion) telah maksimum pada suhu tertentu. Untuk zat elektrolit yang sukar larut, larutan jenuhnya dicirikan oleh nilai Ksp. Nilai Ksp pada suhu 25°Ctelah didaftar. Jika larutan mengandung zat terlarutnya berlebih atau melebihi jumlah maksimum kelarutannya pada suhu tertentu, maka dikatakan bahwa larutan telah lewat jenuh. Kelarutan zat terlarut diketahui dalam larutan jenuhnya, biasanya dinyatakan dalam banyaknya mol zat terlarut perliter larutan jenuh. Kelarutan bergantung pada berbagai jenis kondisi, seperti suhu, tekanan, konsentrasi bahan-bahan lain dalam larutan itu, dan pada komposisi pelarutnya. Perubahan kelarutan dengan tekanan tak mempunyai arti penting yang praktis dalam analisis anorganik kualitatif, karena semua pekerjaan dilakukan dalam bejana terbuka pada tekanan atmosfer; perubahan yang sedikit dari tekanan atmosfer tak mempunyai pengaruh yang berarti atas kelarutan. Terlebih penting adalah perubahan kelarutan dengan suhu. Umumnya dapat dikatakan bahwa kelarutan endapan bertambah besar dengan kenaikan suhu, meskipun dalam beberapa hal yang istimewa (seperti kalium sulfat) terjadi hal yang sebaliknya. Laju kenaikan dengan suhu berbeda-beda dalm beberapa hal sangat kecil sekali dalam ha;=hal lainnya sangat besar Suatu pans reaksi tergantung pada jumlah zat yang beraksi, keadaan fisika, temperatur, tekanan dan jenis reaksi (P tetap atau V tetap). Panas yang timbul atau diserap pada pelarutan suatu zat dala suatu pelarut, disebut panas pelarutan, tergantung jumlah mol pelarut dan zat terlarut Pengaruh suhu pada kesetimbangan karena ditentukan oleh ΔE° seperti ditunjukkan oleh persamaan Gibbs. Bila ΔG°=-RT ln k, disubstitusikan ke dalam persamaan ini, didapat (2 lnk)/(2 1⁄T)=(∆H°)/R………………………………………………………….(4) Dengan mengandalkan bahwa ΔH° tidak tergantung pada suhu, integral tidak tentu dari persamaan ini adalah ln 〖k=〗 (∆H°)/R+C. Dengan C sebagai tetapan integral menunjukkan bahwa dapat ditulis ln 〖k=〗-(∆H°)/R+∆s/R, menurut persamaan ini aturan ln k terhadap 1/T mempunyai



lereng



-(∆H°)/R



dan



perpotongan



1/T=0



dari



∆s/R



.



Ada dua panas pelarutan, yaitu panas pelarutan integral dan panas pelarutan diferensial. Panas pelarutan integral didefinisikan sebagai perubahan entalpi jika 1 mil zat dilarutkan dalam n mol pelarut. Panas pelarutan diferensial didefinisikan sebagi perubahan entalpi jika 1 mol zat terlarut dilarutkan dalm jumlah larutan yang tidak terhingga, sehingga konsentrasinya tidak berubah dengan penambahan 1 mol zat terlarut. Secara matematis didefinisikan sebagai (d(m∆H))/dm, yaitu perubahan panas diplot sebagai jumlah mol zat terlarut, dan pans pelarutan differensial dapat diperoleh dengan mendapatkan kemiringan kurva pada setiap konsentrasi larutan (Sumar Hendayana, dkk. 1994.) Suatu bentuk energi yang menyebabkan materi mempunyai suhu disebut kalor. Kalor Juga dapat menyebabkan perubahan wujud. Apabila suatu zat menyerap kalor, maka suhu zat itu akan naik sampai tingkat tertentu hingga zat itu akan mencair (jika zat padat) atau akan menguap (jika zat cair). Sebaliknya jika kalor dilepaskan dari suatu zat, maka zat itu akan turun hingga tingkat tertentu hingga zat itu akan mengembun (jika zat gas) atau membeku (jika zat cair) . Nilai kalor merupakan faktor terpenting dalam sifat energi dan biasanya berhubungan dengan benda sebagai penghantar panas, yang dimaksud dengan pengantar panas adalah jumlah panas dalam British Termal Unit (BTU) yang dialirkan pada benda yang memiliki ketebalan satu inchi dan luas permukaan satu feet persegi selama satu jam untuk menaikan temperatur 10F pada permukaan benda tersebut .  Kapasitas kalor



.



Kapasitas kalor adalah jumlah energi kalor yang diperlukan untuk menaikkan suhu sejumlah zat tertentu sebesar 1 K atau 10C. Jumlah kalor (Q) yang diperlukan untuk menaikkan suhu suatu zat yang diketahui dari sembarang suhu awal (T i) sampai sembarang suhu akhir (Tf). Kapasitas kalor spesifik dari suatu zat adalah kapasitas kalor per satuan massa (yakni, jumlah kalor yang harus ditambahkan pada 1 gram zat itu untuk menaikkan temperatur sebesar 1 K atau 10C). Kalor spesifik adalah jumlah kalor dalam kalori yang diperlukan untuk menaikkan suhu 1 gram zat sebesar 10C. Penting untuk mengetahui nilai kalor spesifik dari air dan es (berturut – turut 1,0 dan 0,5 kal/gr 0C).



(Bresnick, Stephen, 2002).



Panas juga merupakan salah satu bentuk energi, dan perubahan bentuk akibat panas akan sama dengan yang diakibatkan oleh kerja. Sebagaimana, tarikan gravitasi, potensial listrik,



panas juga mengalir dari temperatur yang lebih tinggi ke yang lebih rendah, kecuali jika kerja dilakukan terhadap sistem.Tanda yang digunakan disini yaitu Q (panas) adalah positif jika panas diabsorbsi oleh sistem dari sekelilingnya, dan negatif jika panas dilepaskan dari sistem ke sekelilingnya. Kesamaan lainnya dengan kerja panas yang diserap atau dilepaskan juga tergantung pada jalannya system. Kapasitas panas molar adalah kapasitas panas dari 1 mol zat, dan panas spesifik adalah kapasitas panas per gram zat, C = n = w c……………………………..(5) Dimana n merupakan jumlah mol, w merupakan berat zat, adalah kapasitas panas molar dan c’ adalah kapasitas panas spesifik. Q adalah panas yang dibutuhkan untuk menaikkan temperatur zat sebesar ΔT derajat. Panas dapat diserap pada volume konstan ataupun pada tekanan konstan. Alat yang penting untuk mengukur ΔV adalah kalorimeter dan adiabatik. Perubahan temperatur ΔT dari kalorimeter yang dihasilkan dari reaksi sebanding dengan energi yang dibebaskan atau diserap sebagai kalor. Oleh karena itu, dengan mengukur ΔT dapat ditentukan Qv sehingga dapat diketahui ΔV. Konversi dari ΔT menjadi q v tidak bisa lepas dari kapasitas kalor C dari kalorimeter. C adalah koefisien perbandingan antara energi yang diberikan sebagai kalor dari kenaikan temperatur yang disebabkannya. (Dogra, S.K. dan Dogra, S, 1990).  Sifat-sifat kimia 



Reaksi dengan air Reaksi



hidrasi asam



sulfat



sangatlah eksotermik.



Selalu



tambahkan



asam



ke



dalam air daripada air ke dalam asam. Air memiliki massa jenis yang lebih rendah daripada asam sulfat dan cenderung mengapung di atasnya, sehingga apabila air ditambahkan ke dalam asam sulfat pekat, ia akan dapat mendidih dan bereaksi dengan keras. Reaksi yang terjadi adalah pembentukan ion hidronium: H2SO4 + H2O → H3O+ + HSO4-……………………(1) HSO4- + H2O → H3O+ + SO42-……………………..(2)



Karena hidrasi asam sulfat secara termodinamika difavoritkan, asam sulfat adalah zat pendehidrasi yang sangat baik dan digunakan untuk mengeringkan buah-buahan. Afinitas asam sulfat terhadap air cukuplah kuat sedemikiannya ia akan memisahkan atom hidrogen dan oksigen dari suatu senyawa. Sebagai contoh, mencampurkan pati (C6H12O6)n dengan asam sulfat pekat akan menghasilkan karbon dan air yang terserap dalam asam sulfat (yang akan mengencerkan asam sulfat ) (C6H12O6)n → 6n C + 6n H2O ……………………..(3) Efek ini dapat dilihat ketika asam sulfat pekat diteteskan ke permukaan kertas. Selulosa bereaksi dengan asam sulfat dan menghasilkan karbon yang akan terlihat seperti efek pembakaran kertas. Reaksi yang lebih dramatis terjadi apabila asam sulfat ditambahkan ke dalam satu sendok teh gula. Seketika ditambahkan, gula tersebut akan menjadi karbon berpori-pori yang mengembang dan mengeluarkan aroma seperti karamel. 



Reaksi lainnya Sebagai asam, asam sulfat bereaksi dengan kebanyakan basa, menghasilkan garam sulfat.



Sebagai contoh, garam tembaga tembaga(II) sulfat dibuat dari reaksi antara tembaga(II) oksida dengan asam sulfat



.



CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O……………………..(4) Asam sulfat juga dapat digunakan untuk mengasamkan garam dan menghasilkan asam yang lebih lemah. Reaksi antara natrium asetat dengan asam sulfat akan menghasilkan asam asetat,CH3COOH,dan natriumbisulfat:



.



H2SO4 + CH3COONa → NaHSO4 + CH3COOH…………………(5) Hal yang sama juga berlaku apabila mereaksikan asam sulfat dengan kalium nitrat. Reaksi ini akan menghasilkan asam nitrat dan endapat kalium bisulfat. Ketika dikombinasikan dengan asam nitrat, asam sulfat berperilaku sebagai asam sekaligus zat pendehidrasi, membentuk ion nitronium NO2+, yang penting dalam reaksi nitrasi yang melibatkan substitusi aromatik elektrofilik. Reaksi jenis ini sangatlah penting dalam kimia organik. Asam sulfat bereaksi dengan kebanyakan logam via reaksi penggantian tunggal, menghasilkan gas hidrogen dan logam sulfat.H2SO4 encermenyerang besi, aluminium, seng,



mangan , magnesium, dan nikel.namun reaksi dengan timah dan tembaga memerlukan asam sulfat yang



panas dan pekat. Timbal dan tungsten tidak bereaksi dengan asam sulfat.



Reaksi antara asam sulfat dengan logam biasanya akan menghasilkan hidrogen seperti yang ditunjukkan pada persamaan di bawah ini. Namun reaksi dengan timah akan menghasilkan sulfur dioksida daripada hidrogen. Fe (s) + H2SO4 (aq) → H2 (g) + FeSO4 (aq)…………………………(6) Sn (s) + 2 H2SO4 (aq) → SnSO4 (aq) + 2 H2O (l) + SO2 (g).………..(7) Hal ini dikarenakan asam pekat panas umumnya berperan sebagai oksidator, manakala asam encer berperan sebagai asam biasa. Sehingga ketika asam pekat panas bereaksi dengan seng, timah, dan tembaga, ia akan menghasilkan garam, air dan sulfur dioksida, manakahal asam encer yang beraksi dengan logam seperti seng akan menghasilkan garam dan hidrogen.Asam sulfat menjalani reaksi substitusi aromatik elektrofilik dengan senyawasenyawa aromatik, menghasilkan asam sulfonat terkait Asam sulfat merupakan komoditas kimia yang sangat penting, dan sebenarnya pula, produksi asam sulfat suatu negara merupakan indikator yang baik terhadap kekuatan industri negara tersebut.Kegunaan utama (60% dari total produksi di seluruh dunia) asam sulfat adalah dalam



"metode



basah"



produksi asam



fosfat,



yang



digunakan



untuk



membuat pupuk fosfat dan juga trinatrium fosfat untuk deterjen. Pada metode ini, batuan fosfat digunakan dan diproses lebih dari 100 juta ton setiap tahunnya. Bahan-bahan baku yang ditunjukkan pada persamaan di bawah ini merupakan fluorapatit, walaupun komposisinya dapat



bervariasi.



Bahan



baku



ini



kemudian



diberi



93%



asam



suflat



untuk



menghasilkan kalsium sulfat, hidrogen fluorida (HF), dan asam fosfat. HF dipisahan sebagai asam fluorida. Proses keseluruhannya dapat ditulis: Ca5F(PO4)3 + 5 H2SO4 + 10 H2O → 5 CaSO4•2 H2O + HF + 3 H3PO4…..(8) Asam sulfat digunakan dalam jumlah yang besar oleh industri besi dan baja untuk menghilangkan oksidasi, karat, dan kerak air sebelum dijual ke industri otomobil. Asam yang telah digunakan sering kali didaur ulang dalam kilang regenerasi asam bekas (Spent Acid Regeneration (SAR) plant). Kilang ini membakar asam bekas dengan gas alam, gas kilang, bahan bakar minyak, ataupun sumber bahan bakar lainnya. Proses pembakaran ini akan



menghasilkan gas sulfur dioksida (SO 2) dan sulfur trioksida (SO 3) yang kemudian digunakan untuk membuat asam sulfat yang "baru". Amonium sulfat, yang merupakan pupuk nitrogen yang penting, umumnya diproduksi sebagai produk sampingan dari kilang pemroses kokas untuk produksi besi dan baja. Mereaksikan amonia yang dihasilkan pada dekomposisi termal batu bara dengan asam sulfat bekas mengijinkan amonia dikristalkan keluar sebagai garam (sering kali berwarna coklat karena kontaminasi besi) dan dijual kepada industri agrokimia. Kegunaan asam sulfat lainnya yang penting adalah untuk pembuatan aluminium sulfat. Alumunium sulfat dapat bereaksi dengan sejumlah kecil sabun pada serat pulp kertas untuk menghasilkan aluminium karboksilat yang membantu mengentalkan serat pulp menjadi permukaan kertas yang keras. Aluminium sulfat juga digunakan untuk membuat aluminium hidroksida. Aluminium sulfat dibuat dengan mereaksikan bauksit dengan asam sulfat: Al2O3 + 3 H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3 H2O …………………………(9) Asam sulfat juga memiliki berbagai kegunaan di industri kimia. Sebagai contoh, asam sulfat merupakan katalis asam yang umumnya digunakan untuk mengubah sikloheksanonoksi menjadi kaprolaktam, yang digunakan untuk membuat nilon. Ia juga digunakan untuk membuat asam klorida dari garam melalui proses Mannheim. Banyak H2SO4 digunakan dalam pengilangan minyak bumi, contohnya sebagai katalis untuk reaksi isobutana dengan isobutilena yang menghasilkan isooktana.



BAB III METODOLOGI PENELITIAN 3.1 ALAT DAN BAHAN 3.1.1 Alat  Kalorimeter , Pengaduk dan Bahan Isolasi  Termometer  Gelas Ukur 50 ml  Lampu Spritus  Stopwatch 3.1.2 Bahan  Larutan H2SO4  Aquades 3.2 GAMBAR ALAT tabel 3.2.1 gambar alat Gambar 1



Gambar 2



PENGADUK



TERMOMETER



Ganbar 3



Gambar 4



GELAS UKUR



LAMPU SPIRTUS



3.3 PROSEDUR KERJA a. Menentukan Tetapan Kalorimeter 1. Masukkan air dingin kedalam gelas kimia. Setiap 30 detik, ukur temperature hingga detik ke 10. Data temperature air dingin (Td) diisikan kedalam table 1.1 2. Memasukkan air panas kedalam calorimeter. Setiap 30 detik, ukur temperature hingga detik ke 10. Data temperature air panas (Tp) diisikan kedalam table 1.1 3. Detik ke-11, campurkan air dingin kedalam kalorimeter yang sudah ada air panas, lakukan pengadukan, ukur temperature saat detik ke-12,13,14 dst. Data temperature campuran diisikan kedalam table 1.1 b. Menentukan Konsentrasi Larutan H2SO4 1. Isi calorimeter dengan air sekitar sepertiga bagian volume (volume air diketahui), kemudian mencatat suhunya setelah 5 menit 2. Menambahkan 5 ml larutan H2SO4 X Molar kedalam calorimeter, kemudian dengan segera mencatat suhu campuran pada selang waktu tertentu sambil diaduk sehingga diperoleh suhu maksimum. 3. Ulangi langkah (1) dan (2) diatas dengan konsentrasi H 2SO4 pertama diencerkan menjadi 2kali, 3kali, 4kali dan 5kali.



3.4 DIAGRAM ALIR METODE KERJA a. Menentukan Tetapan Kalorimeter  Mulai Air dingin Masukkan kedalam gelas kimia Setiap 30 detik, ukur temperatur hingga detik ke 10



Hasil Selesai 



Mulai Air panas Masukkan kedalam calorimeter Setiap 30 detik, ukur temperatur hingga detik ke 10 Detik ke-11 campurkan air dingin kedalam calorimeter Lakukan pengadukan Ukur temperature pada detik ke-12,13 dst.



Hasil Selesai



b. Menentukan Konsentrasi Larutan H2SO  Mulai



Air Masukkan kedalm calorimeter sepertiga bagian volume Catat suhu setelah 5 menit



Hasil Selesai







Mulai Kalorimeter Tambahkan 5 ml larutan H2SO4 X Molar Catat suhu campuran pada suhu waktu tertentu Sambil diaduk



Hasil Selesai