3.Hukum Hess
Click here to load reader
-
Upload
rizkarachmi -
Category
Documents
-
view
520 -
download
9
Transcript of 3.Hukum Hess
BAB 1
PENDAHULUAN
1.1 Latar Belakang
Banyaknya kalor yang dihasilkan dalam suatu reaksi kimia dapat diukur
dengan menggunakan kalorimeter, kalau diukur dengan jalan jumlah total kalor yang
diserap lingkungan. Kalor yang diserap air merupakan hasil perkalian antara massa,
kalor jenis dan kenaikan suhu. Kalor yang diserap komponen lingkungan lain yaitu
bom, pengaduk, termometer, dan sebagainya merupakan hasil kali jumlah kapasitas
kalor komponen-komponen ini dengan suhu. Dari sini, dapat diketahui bahwa
penjumlahan kalor dapat diterapkan melalui Hukum Hess.
Dan Hukum Hess itu sendiri merupakan sebuah hukum dalam kimia fisika
untuk ekspansi Hess dalam siklus Hess. Hukum ini digunakan untuk memprediksi
perubahan entalpi dari hukum kekekalan energi.
Hukum Hess menyatakan bahwa besarnya entalpi dari suatu reaksi tidak
ditentukan oleh jalan atau tahap reaksi, tetapi hanya ditentukan oleh keadaan awal
dan keadaan akhir suatu reaksi. Selain itu Hukum Hess juga menyatakan bahwa
entalpi suatu reaksi merupakan jumlah total dari penjumlahan kalor reaksi tiap satu
mol dari masing-masing tahap atau orde reaksi.
Oleh karena itu, percobaan ini dilakukan agar dapat mengetahui fungsi dari
hukum Hess yaitu untuk dapat mengukur perubahan entalpi dari suatu reaksi dengan
menggunakan arah 1 dan arah 2.
1.2 Tujuan Percobaan
- Mengetahui massa dari H2SO4 pada percobaan
- Mengetahui apakah hasil percobaan yang dilakukan sesuai dengan hukum Hess
- Mengetahui hasil entalpi arah 1 dan arah 2
1.3 Prinsip
Prinsip percobaan hukum Hess adalah berdasarkan perbedaan panas atau kalor
yang dihasilkan dari jalannya reaksi yang berbeda ada dari arah 1 dan arah 2 dimana
pada arah 1 penambahan NaOH terakhir. Kita akan membuktikan bunyi hukum Hess
apakah hasil awal dan akhir sesuai dengan Hukum Hess.
BAB 2
TINJAUAN PUSTAKA
Cabang ilmu fisika yang membahas tentang energi adalah termodinamika
yang berisi berbagai hukum mengenai perubahan energi dalam sistem. Hukum
pertama termodinamika mengungkapkan hubungan kalor energi dalam, dan kerja
yang menyertai perubahan sistem. Kalor yang menyertai reaksi sama dengan
perubahan entalpinya dan dapat ditentukan tanpa percobaan. Akibatnya kita dapat
mengetahui apakah suatu reaksi eksotermik atau endotermik.
Hukum kedua termodinamika mengemukakan arah proses spontan, yaitu
menambah ketidak teraturan yang ditandai dengan meningkatnya entalpi alam
semesta. Entropi suatu zat kimia dapat dihitung berdasarkan hukum ketiga
termodinamika. Dari nilai tersebut dapat dihitung perubahan entropi reaksi yang
berguna dalam menghitung energi bebasnya. Nilai perubahan energi bebas berguna
dalam menentukan apakah reaksi spontan atau tidak.
Dalam mempelajari suatu peristiwa, kita harus memperhatikan suatu bagian
yang disebut sistam. Sistem adalah bagian tertentu dari alam yang menjadi pusat
perhatian untuk dipelajari. Disamping sistem ada lingkungan. Lingkungan adalah
segala sesuatu yang berada diluar sistem. Jika kita ingin mempelajari reaksi kimia
dalam tabung reaksi, maka zat kimia yang ada didalam tabung disebut sistem,
sedangkan yang diluar zat kima termasuk tabung sendiri dan udara di atas
permukaannya adalah lingkungan.
Umumnya sebuah sistem jauh lebih kecil dari lingkungannya. Dialam ini
terjadi banyak kejadian atau perubahan sehingga alam mengandungnsistem dalam
jumlah tak hingga, ada yang berukuran besar (seperti tata surya), berukuran kecil
(manusia dan sebuah mesia), dan yang berukuran kecil sekali (seperti sebuah sel dan
satu atom). Akibatnya, satu sistem kecil dapat berada dalam sistem besar atau satu
sistem merupakan lingkungan bagi sistem lainnya. Akan tetapi bila sebuah sistem
dijumlahkan dengan lingkungannya, yang disebut alam semesta. Alam semesta
adalah sistem ditambah lingkungannya. Oleh karena itu alam semesta hanya ada satu
(Syukri, 1999).
Organisasi termodinamika meliputi suatu set hukum dasar alam yang
berhubungan dengan energi dan perpindahan energi antara suatu sistem dan
lingkungannya. Hukumnya dibedakan oleh nomor, sehingga ada hukum pertama
termodinamika, kedua dan seterusnya.
Hukum pertama termodinamika intinya adalah pengulangan dari hukum
kekekalan energi. Ingat bahwa hukum ini menyatakan bahwa dalam perubahan kimia
dan fisika, energi tak dapat dibentuk atau dimusnahkan, energi hanya dapat diubah
dari suatu bentuk ke bentuk lain. Akan tetapi, termodinamika menyatakan hal ini
dalam bentuk yang lebih halus. Hukum pertama termodinamika menyatakan bahwa :
jika pada suatu sistem mengalami berbagai perubahan yang akhirnya akan
mengembalikan ke keadaan semula, jumlah perubahan energinya sama dengan nol.
Ini berarti bahwa energi adalah suatu fungsi keadaan.
Biasanya, kita tak berminat pada proses yang kembali ke keadaan semula.
Kita hanya ingin mengetahui bagaimana perubshsn energi bila suatu sistem berubah
dari suatu keadaan ke keadaan yang lain. Oleh sebab iti, termodinamika menjelaskan
suatu besaran yang disebut energi dalam E, yang dugunakan untuk menggambarkan
perubahan energi ini bila terjadi dalam suatu sistem kimia ataupun fisika. Energi
dalam adalah suatu fungsi keadaan yang berhubungan dengan energi total dari
sistem.
Apabila suatu sistem berubah dari suatu keadaan ke keadaan lain, ada dua cara
untuk menukar energi dengan lingkungannya. Yang pertama, menerima energi kalor
atau kehilangan energi tersebut. Apabila sistemnya mengadsorpsi kalor, energinya
akan bertambah dan bila mengeluarkan kalor energinya akan berkurang. Cara yang
kedua dari sistem penukar energi dengan lingkungannya adalah dengan melakukan
usaha atau usaha dilakukan padanya. Apabila sistem melakukan usaha, energinya
akan berkurang. Sebaliknya apabila usaha dilakukan pada sistem, energinya akan
bertambah. Pembukuan energi untuk kalor dan usaha ini diberikan oleh persamaan
berikut
∆ E = q+w
Dengan q didefinisikan sebagai kalor yang diabsorpsi oleh sistem dari lingkungannya
bila sistem mengalami perubahan, dan w adalah usaha yang dilakukan pada sistem
oleh lingkungan. Maka bila suatu sistem mengabsorpsi kalor, energinya akan
bertambah. Energi dari sistem juga akan naik jika usaha dilakukan padanya. Kalor
yang ditambahkan pada suatu sistem dan usaha yang dilakukan pada sistem,
keduanya merupakan besaran yang positif.
Usaha listrik adalah salah satu cara usaha yang dapat dilakukan oleh suatu
sistem atau diberlakukan pada sistem tersebut. Jenis usaha lain yang penting ada
hubungannya dengan ekspansi atau kompresi suatu sistem yang mengalami tekanan.
Jumlah usaha yang berhubungan dengan kompresi atau ekspansi ada hubungannya
dengan tekanan serta perubahan volume yang terjadi pada sistem. Hal ini akan terlihat
bila kita menyadari bahwa usaha didapat dengan cara menggerakkan gaya untuk jarak
tertentu.
Pada suatu reaksi kimia, akan terjadi perubahan energi potensial bila ikatan
rusak dan terbentuk suatu ikatan yang baru dan ini dicerminkan pada jumlah energi
yang diabsorpsi atau dilepaskan pada waktu terjadi reaksi. Jika kita tujukan dengan
sebuah molekul energi ikatan didefinisikan sebagai jumlah energi yang dibutuhkan
untuk memisahkan ikatan kimia menghasilkan bagian-bagian yang netral secara
elektrik.
Untuk sebuah molekul kompleks energi yang dibutuhkan untuk memisahkan
semua ikatan dan mereduksi semua bentuk molekul gas menjadi atom gas netram
disebut energi atomisasi yang direpresentasikan sebagai ∆H atom. Nilai ini
merupakan penjumlahan semua energi ikatan dalam molekul.
Molekul diatomik sederhana seperti H2, Cl2 dan HCl hanya memiliki satu
ikatan maka energi ikatan dan energi atomisasi nilainya sama. Untuk senyawa yang
sederhana energi ikatan dapat ditentukan dari spectrum yang dihasilkan ketika
molekul mengabsorpsi atau mengemici cahaya tampak (Brady, 1999).
Hukum Termodinamika I disebut juga hukum kekekalan tenaga. Isi hukum
tersebut ialah : Tenaga tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan dengan kata lain bila
suatu tenaga hilang akan timbul tenaga dalam bentuk lain, yang jumlahnya sama.
Besarnya kerja tekanan dan volume atau kerja mekanik tergantung pada sistemnya
(Sukardjo, 2004).
BAB 3
METODOLOGI PERCOBAAN
3.1 Alat dan Bahan
3.1.1 Alat-alat
- Neraca ohauss
- Gelas ukur
- Termometer
- Pengaduk
- Botol timbang dan tutup
- Pipet tetes
- Beaker glass
- Spatula
- Botol semprot
3.1.2 Bahan-bahan
- Aquades
- H2SO4 2 M
- NaOH padatan
- Tissue
3.2 Prosedur Percobaan
3.2.1 Arah 1
- Ditimbang 4 gram NaOH dalam botol timbang dan tutupnya
- Dimasukkan aquades sebanyak 25 ml ke dalam kalorimeter
- Dicatat suhunya
- Dimasukkan NaOH kedalam kalorimeter
- Dikocok sampai larut
- Dicatat suhunya
- Diukur 20 ml H2SO4 2 M
- Dicatat suhu awalnya
- Dimasukkan kedalam kalorimeter
- Dikocok
- Dicatat suhu sebagai suhu akhir
3.2.2 Arah 2
- Diukur 25 ml aquades
- Dicatat suhunya sebagai suhu awal
- Dimasukkan kedalam kalorimeter
- Dikocok
- Dicatat suhunya
- Ditimbang 4 gr NaOH dalam botol timbang dan tutupnya
- Dimasukkan perlahan kedalam kalorimeter
- Dikocok
- Dicatat suhu maksimum campuran
BAB 4
HASIL DAN PEMBAHASAN
4.1 Hasil Pengamatan
Keterangan Suhu awal Suhu akhir
Arah 1
Aquadest
4 g NaOH
H2SO4 2 M
290C
-
290C
-
520C
560C
Arah 2
Aquadest
H2SO4 2 M
4 g NaOH
290C
290C
-
-
300C
590C
4.2 Reaksi
4.2.1 Arah 1
NaOH(s) → NaOH(aq)
2NaOH(aq) + H2SO4(aq) → Na2SO4(aq) + H2O(l)
4.2.2 Arah 2
H2SO4(aq) → H2SO4(aq)
H2SO4(aq) + 2NaOH(aq) → Na2SO4(aq) + H2O(l)
4.3 Perhitungan
Diketahui V H2SO4 = 20 ml = 0,02 L
V aquadest = 25 ml
g NaOH = 4g
M H2SO4 = 2 M
C = 4,184 J/g
N NaOH = g
mr =
4 gram40 g/mol
= 0,1 mol
M H2SO4 = nv
n H2SO4 = M H2SO4 × V H2SO4
= 2 × 0,02 = 0,04 mol
n H2SO4 = g
mr
gram = n H2SO4 × Mr H2SO4
= 0,04 × 98 g/mol
= 3,92 g
4.3.1 Arah 1
Q1 = g NaOH × C × (T NaOH max – T air)
= 4 × 4,184 × (52 – 29)
= 16,736 J × 23
= 384,93 J
= 0,38493 kJ
∆H1 = Q 1
n NaOH
¿ 0,38493 kJ0,1 mol
¿3,8493 kJ /mol
Q2 = g H2SO4 × C × (T H2SO4 max – T NaOH max)
= 3,92 × 4,184 × (56 – 52)
= 36,40128 × 4
= 65,60 J
= 0,0656 kJ
∆H2 = Q 2
n H 2 SO 4
¿ 0,0656 kJ0,04 mol
¿1,64 kJ /mol
Arah 1 = ∆H1 + ∆H2
= 3,8493 kJ/mol + 1,64 kJ/mol
= 5,4893 kJ/mol
4.3.2 Arah 2
Q1 = g H2SO4 × C × (T H2SO4 max – T air)
= 3,92 × 4,184 × (30 – 29)
= 16,40 J = 0,0164 kJ
∆H1 = Q 1
n H 2 SO 4
¿ 0,0164 kJ0,04 mol
¿0,41 kJ /mol
Q2 = g NaOH × C × (T H2SO4 NaOH max – T H2SO4 max)
= 4 × 4,184 × (59 – 30)
= 485,34 J = 0,48534 kJ
∆H2 = Q 2
n NaOH
¿ 0,48534 kJ0,1mol
¿4,8534 kJ /mol
Arah 2 = ∆H1 + ∆H2
= 0,41 kJ/mol + 4,8534 kJ/mol
= 5,2634 kJ/mol
4.3 Pembahasan
Hukum Hess menyatakan bahwa, “entalpi suatu reaksi tidak dipengaruhi oleh
jalannya reaksi akan tetapi hanya tergantung pada keadaan awal dan keadaan akhir.
Jadi untuk menentukan entalpi suatu reaksi kita bisa memperolehnya dengan
mengambil semua jalan yang tersedia”. Artinya untuk menentukan entalpi suatu
reaksi tunggal maka kita bisa mengkombinasi beberapa reaksi sebagai jalan untuk
menentukan entalpi reaksi tunggal tersebut. Hasil akhir yang akan kita peroleh akan
menunjukkan nilai yang sama.
Selain itu dengan menggunakan hukum Hess, nilai ∆H juga dapat diketahui
dengan pengurangan entalpi pembentukan produk-produk dikurangi entalpi
pembentukan reaktan. Secara matematis :
∆H° = Σ (∆H°f produk) Σ (∆H°f reaktan)
Menurut hukum hess, karena entalpi adalah fungsi keadaan, perubahan entalpi
dari suatu reaksi kimia adalah sama, walaupun langkah-langkah yang digunakan
untuk memperoleh produk berbeda. Dengan kata lain, hanya keadaan awal dan akhir
yang berpengaruh terhadap perubahan entalpi, bukan langkah-langkah yang
dilakukan untuk mencapainya.
Entalpi adalah istilah dalam termodinamika yang menyatakan jumlah energi
internal dari suatu sistem termodinamika ditambah energi yang digunakan untuk
melakukan kerja. Entalpi tidak bisa diukur, yang bisa dihitung adalah nilai
perubahannya. Entalpi molar pembentukan yaitu perubahan entalpi pada
pembentukan 1 mol zat langsung dari unsur-unsurnya. Entalpi molar standar yaitu
pengukuran yang dilakukan pada keadaan standar (298 K, 1 atm) dan semua unsur-
unsurnya dalam brntuk standar. Entalpi pembakaran standar yaitu perubahan entalpi
pada pembakaran sempurna 1 mol suatu zat yang diukur pada 298 K, 1 atm.
Kalorimeter adalah suatu sistem terisolasi (tidak ada pertukaran materi
maupun energi dengan lingkungan diluar kalorimeter) atau sebuah alat yang
digunakan untuk mengukur jumlah kalor yang terlibat dalam suatu perubahan atau
reaksi kimia. Semua kalor yang dibebaskan oleh reaksi yang terjadi didalam
kalorimeter. Dengan mengukur kenaikan suhu di dalam kalorimeter, kita dapat
menentukan jumlah kalor yang diserap oleh air serta perangkat kalorimeter.
Kalorimeter bom terdiri dari sebuah bom (wadah tempat berlangsungnya reaksi
pembakaran, biasanya terbuat dari bahan stainless steel) dan sejumlah air atau suatu
larutan yang dibatasi dengan wadah kedap panas. Kalorimeter sederhana disusun dari
dua buah gelas plastik. Plastik merupakan bahan nonkonduktor, sehingga jumlah
kalor yang diserap atau yang berpindah kelingkungan dapat diabaikan. Jika suatu
reaksi berlangsung secara eksoterm, maka kalor sepenuhnya akan diserap oleh larutan
di dalam gelas. Sebaliknya, jika reaksi yang berlangsung tergolong endoterm, maka
kalor itu diserap dari larutan di dalam gelas.
Adiabatik adalah tidak ada kalor yang ditambahkan pada sistem atau
meninggalkan sistem (Q=0). Proses adiabatik bisa terjadi pada sistem tertutup yang
terisolasi dengan baik. Untuk sistem tertutup yang terisolasi dengan baik, biasanya
tidak ada kalor yang dengan seenaknya mengalir kedalam sistem atau meninggalkan
sistem. Proses adiabatik juga bisa terjadi pada sistem tertutup yang tidak terisolasi.
Untuk kasus ini, proses harus dilakukan dengan sangat cepat sehingga kalor tidak
sempat mengalir menuju sistem atau meninggalkan sistem.
Energi atomisasi adalah energi yang diperlukan untuk memutuskan semua
ikatan 1 mol molekul menjadi atom-atom bebas dalam keadaan gas. Energi atomisasi
= jumlah seluruh ikatan atom-atom dalam 1 mol senyawa. Contoh: pada molekul
NH3 terdapat 3 ikatan N-H. sementara itu, energi ikatan N-H = 93kkal/mol, sehingga
energi atomisasinya = 3x93 kkal/mol = 297 kkal/mol.
Faktor-faktor yang mempengaruhi hukum hess yaitu:
- Jumlah zat yang bereaksi, jumlah zat yang bereaksi di dalam kalorimeter akan
mempengaruhi panas yang dihasilkan.
- Suhu atau temperatur, semakin tinggi suhu yang dihasilkan maka menyebabkan
perubahan entalpinya semakin meningkat.
- Jenis reaksi, suatu jenis reaksi yang dihasilkan apakah endoterm atau eksoterm
mempengaruhi perubahan entalpi.
- Pelarut, pelarut yang memiliki titik didih tinggi akan mempengaruhi reaksi yang
terjadi di dalam kalorimeter.
- Sifat zat, sifat zat yang beraksi, sifat mudah sukarnya suatu zat bereaksi akan
menentukan kecepatan berlangsung reaksi. Secara umum, dinyatakan bahwa yang
pertama reaksi antara senyawa ion umumnya berlangsung cepat. Hal ini
disebabkan oleh adanya gaya tarik menarik antara ion-ion yang muatannya
berlawanan dan yang kedua reaksi antara senyawa kovalen umumnya berlangsung
lambat. Hal ini disebabkan karena untuk berlangsungnya reaksi tersebut
dibutuhkan energi untuk memutuskan ikatan-ikata kovalen yang terdapat dalam
molekul zat yang bereaksi.
- Konsentrasi, konsenstrasi dari berbagai percobaan menunjukkan bahwa semakin
cepat reaksi berlangsung. Semakin besar konsentrasi semakin banyak zat-zat yang
bereaksi sehingga semakin besar pula kemungkinan terjadi reaksi.
- Tekanan. Perubahan tekanan mempunyai pengaruh yang kecil terhadap kelarutan
suatu zat cair atau zat padat dalam pelarut cair tetapi pada kelarutan gas selalu
bertambah dengan bertambahnya tekanan.
- Katalisator, zat yang ditambahkan ke dalam suatu reaksi dengan maksud
memperbesar kecepatan reaksi. Katalis terkadang ikut terlibat dalam reaksi akan
tetapi tidak mengalami perubahan kimiawi yang permanen dengan kata lain akhir
reaksi katalis akan dijumpai kembali dalam bentuk dan jumlah yang sama seperti
sebelum reaksi.
- Kalor, kalor metupakan panas yang mempengaruhi hukum hess, karena kalor
akan mempengaruhi saat perhitungan untuk menentukan arah 1 dan arah 2.
- Pengadukan dan pengocokan, semakin continue atau cepat pengadukan yang
dilakukan semakin besar nilai entalpi baik pada arah 1 dan arah 2.
Sifat fisik dari NaOH yaitu:
- Titik didih 1390°C
- Titik leleh 318°C
- Densitas 2,1 g/cm3
- Berwarna putih
- Keras, rapuh
- Higroskopis
Sifat kimia dari NaOH yaitu:
- Sangat basa
- Menyerap CO2 dan lembab
- Mudah larut dalam air
- Tidak larut dalam eter
- Mudah terionisasi
- Bereaksi dengan asam membentuk garam dan air
- Bereaksi dengan etanol membentuk natrium etanolat dan air
Sifat fisik dari H2SO4 yaitu:
- Beruapa cairan tak berwarna
- Tak berbau
- Densitas 1,84 g/cm3
- Massa molar 98,08 g/mol
Sifat kimia dari H2SO4 yaitu:
- Reaksi hidrasinya sangat eksotermik
- Asam sulfat pekat bereaksi dengan air akan dapat mendidih dan bereaksi dengan
keras
- Bereaksi dengan pati akan menghasilkan karbon dan air
- Bereaksi dengan basa menghasilkan garam sulfat
` Sifat fisik dari aquades yaitu:
- Cairan bening
- Berat molekul 18 g/mol
- Densitas 1,08 g/cm3
- Titik beku 0°C
- Titik didih 100°C
- Pelarut polar
- Rumus molekul H2O
- Kalor jenis 4184 J/(Kg.K)
- Tidak berasa
- Tidak berbau
Sifat kimia dari aquades yaitu:
- Memiliki sejumlah momen dipol
- Dapat diuraikan menjadi unsur-unsur asalnya dengan mengalirinya arus listrik
- Pelarut yang kuat, melarutkan banyak jenis zat kimia
- Mempunyai sifat kohesi dan adhesi
- Memiliki tegangan permukaan
Fungsi bahan pada percobaan ini yaitu:
- Aquades digunakan sebagai pelarut untuk melarutkan beberapa bahan yang lain
- NaOH digunakan sebagai bahan berupa padatan yang akan direaksikan atau
dilarutkan oleh aquades
- H2SO4 dengan 2M digunakan untuk direaksikan dengan aquades dan NaOH
dalam arah 1 dan arah 2. Dimana H2SO4 bersifat eksoterm/melepaskan panas
Fungsi perlakuan pada percobaan ini yaitu:
- Ditimbang NaOH untuk mengukur berapa banyak NaOH padat yang akan
digunakan
- Diukur aquades dan H2SO4 agar ukurannya pas (tidak lebih dan tidak kurang)
- Dikocok untuk melarutkan semua campuran tersebut hingga larut sempurna
- Diukur suhunya untuk mengetahui suhu maksimal dari masing-masing reagen
Faktor kesalahan pada percobaan ini yaitu:
- Kurang atau berlebih ketika menimbang NaOH
- Kurang atau berlebih ketika mengukur aquades dan H2SO4
- Tidak melakukan pengocokan secara sempurna sehingga tidak larut semua dan
hasil tidak maksimal
- Kurang teliti ketika melihat skala pada temperatur
- Rusaknya kalorimeter
Pada percobaan ini dilakukan tentang Hukum Hess dimana terdapat arah 1
dan arah 2. Pada arah 1 dimasukkan 25 ml aquades ke dalam kalorimeter dan dicatat
suhunya didapatkan suhu sebesar 29°C kemudian ditambahkan 4 gr NaOH sampai
larut, suhu campurannya sebesar 52°C. ditambahkan lagi 20 ml H2SO4 2M dengan
suhu awal 29°C dan dikocok sampai suhunya naik sehingga suhu campurannya
sebesar 56°. Didapatkan ∆H arah 1 sebesar 5,4893 KJ/mol.
Pada arah arah 2 dimasukkan 25 mL aquades kedalam kalorimeter dan dicatat
suhunya didapatkan suhu sebesar 29oC kemudian ditambahkan 20 mL H2SO4 2M
dengan suhu awal 29oC kemudian dikocok sehingga suhhu campurannya sebesar
30oC. Ditambahkan NaOH 4 gr kedalam campuran kemudian dikocok sehingga suhu
campurannya sebesar 59oC. Didapatkan ∆ H arah 2 sebesar 5,2634 KJ/mol.
Jadi, dapat disimpulkan ∆ Harah 1 dan ∆ H arah 2 mempunyai nilai yang
sama maka Hukum Hess berlaku.
Dalam percobaan ini dilakukan percobaan hukum Hess dengan menggunakn
NaOh padatan dan larutan H2SO4 2M. Dimana pertama kita hitung konsentrasi dari
NaOH padatan yang telah dicampurkan dengan aquades yaitu sebesar 0,1 mol.
Kemudian didapatkan massa H2SO4 sebesar 3,92 gram. Pada arah 1 dfidapatkan Q1
dan Q2 berturut-turut yaitu 0,38493 KJ dan 0,0656 KJ, sedangkan perubahan entalpi
∆ H 1 dan ∆ H 2 didapatkan sebesar 3,8493 KJ/mol dan 1,64 KJ/mol sehingga
jumlahlah perubahan entalpi ∆ H 1 dan ∆ H 2 adalah sebesar 5,4893 KJ/mol. Pada arah
2 didapatkan Q1 dan Q2 berturut-turut yaitu 0,0164 KJ dan 0,48534 KJ, sedangkan
perubahan entalpi ∆ H 1 dan ∆ H 2 didapatkan sebesar 0,41 Kj/mol dan 4,8534 KJ/mol.
Sehingga jumlah perubahan entalpi ∆ H 1 dan ∆ H 2 adalah sebesar 5,2634 KJ/mol.
Jadi, dapat disimpulkan bahwa ∆ H 1 dan 2 sama dengan ini Hukum Hess berlaku.
BAB 5
PENUTUP
5.1 Kesimpulan
- Massa dari H2SO4 adalah 3,92 gram
- Berdasarkan percobaan yang dilakukan hasil percobaan tidak sesuai hukum Hess,
dikarenakan hukum Hess hanya bergantung pada keadaan awal dan akhir
sedangkan dalam percobaan tidak
- Pada arah satu didapatkan entalpinya 5,4893 KJ/mol dan pada arah dua sebesar
5,2634 KJ/mol
5.2 Saran
Pada praktikum selanjutnya dapat menggunakan asam selain H2SO4 seperti
HCl dan basa selain NaOH dengan mengganti Ba(OH)2 agar dapat mengetahui
perbandingan pada arah 1 dan arah 2.
DAFTAR PUSTAKA
Brady, James E. 1999. Kimia Universitas Asas dan Struktur. Tangerang: Binarupa
Aksara.
Daintith, John. 1994. Kamus Lengkap Kimia. Jakarta: Erlangga.
Sukardjo. 2004. Kimia Fisika. Jakarta: Rineka Cipta.
Syukri, S. 1999. Kimia Dasar 1. Bandung: ITB.