LAPORAN KIMIA DASAR TERMODINAMIKA DAN HUKUM HESS

                 PERCOBAAN 4

TERMODINAMIKA DAN HUKUM HESS

 

      

BAB I

PENDAHULUAN

1.1  Latar Belakang

Termodinamika adalah salah satu cabang ilmu yang mempelajari perubahan energi dalam secara kimia atau fisis. Menurut hukum termodinamika perubahan energi yang diserap oleh sistem dengan menyertai perubahan wujud yang dinyatakan dimana selisih kalor yang diserap oleh sistem dengan kerja yang dilakukan oleh sistem.

Sedangkan hubungan antara termodinamika dan hukum hess memiliki keterkaitan yang padu. Dimana, hukum hess berbunyi jika dua atau lebih persamaan kimia bergabung dengan penambahan atau pengurangan yang memberikan persamaan reaksi baru atau dapat diartikan bahwa kalor yang menyertai suatu reaksi kimia tidak bergantung pada jalan yang ditempuh tetapi hanya pada keadaan awal dan akhir saja.

Maka, diperlukan percobaan untuk menyelidiki perubahan energi dalam bentuk kalor, yang mengiringi reaksi kimia (teermodinamika) dan keterkaitan hukum hess dengan termodinamika. Dengan melakukan percobaan ini, diharapkan praktikan dapat memahami mengukur kalor reaksi dengan alat yang sederhana sehingga dapat mengumpulkan dan menganalisis data termodinamika yang akurat serta menerapkan hubungan hukum hess dengan termodinamika.

1.2  Tujuan Praktikum

1.      Mengukur kalor reaksi dengan alat sederhana

2.       Mengumpulkan dan menganalisis data termokimia

3.       Menerapkan hukum hess

1.3  Pertanyaan Prapraktikum

1.      Berikan pengertian tentang : a) entalpi, b) sistem terisolasi, c) sistem terbuka, d) sistem tertutup, e) lingkungan, f) kalorimeter, g) eksotermik ?

Jawab :

a. Entalpi adalah istilah dalam termodinamika ditambah energi yang digunakan untuk melakukan kerja pada sebuah materi.
b. Sistem terisolasi adalah tidak terjadi pertukaran panas,benda atau kerja dengan lingkungan.
c. Sistem terbuka adalah terjadi pertukaran energi dan benda dengan linkungan
d. Sistem tertutup adalah terjadi pertukaran energi tetapi tidak terjadi pertukaran benda denagn lingkungannya.
e. Lingkungan adalah hal-hal di luar sistem yang membatasi sistem dan dapat mempengaruhi sistem
f. Kalorimeter adalah alat yang digunakan untuk mengukur jumlah kalor yang terlibat dalam suatu perubahan atau reaksi kimia
g. Eksotermik adalah reaksi yang melepaskan energi panas atau energi cahaya,energi listrik atau bisa juga energi suara

2.       Apa perbedaan antara entalpi dengan energi dalam ?

Jawab:
-entalpi adalah  jumlah total energi yang terkandung dalam suatu materi dan di ukur pada tekanan tetap
-energi dalam adalah jumlah dari kedua energi kinetik dan energi potensial yang dimiliki suatu zat yang bergantung pada volume dan tekanan.

BAB II

LANDASAN TEORI

Termokimia adalah suatu cabang ilmu yang mempelajari perubahan energy secara kimia atau fisis. Dalam percobaan ini, kita akan menyelidiki perubahan energi dalam bentuk kalor, yang mengiringi reaksi kimia (termokimia). Menurut hukum termokimia, perubahan energy yang menyertai perubaha wujud dinyatakan dalam rumus:

∆E = Q – 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).

 Untuk reaksi kimia, ∆H adalah kalor reaksi ∆H suatu reaksi kimia dapat ditetapkan dengan mengukur perubahan suhu yang mengiringi reaksisejumlah reagen tertentu, lalu koreksi dengan kalor yang diserap oleh kalorimeter (tetapan kalorimeter). Untuk reaksi eksotermik, kalor diberikan oleh sistem reaksi ke sekeliling, tanda Q reaksi adalah negative. Untuk reaksi Q reaksi 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 proses 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 tetapan 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 (Alberty, 1992 : 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 positif, 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 (Atkins, 1990 : 84).

BAB III

PROSEDUR KERJA

3.1                   ALAT

-          Batang pengaduk

-           Cawan petri

-           Erlenmeyer

-          Gelas beaker

-          Kalorimeter

-          Pipet volume

-          Sendok stainlis

-          Kalorimeter

-          Termometer

-          Statif dan klem

BAHAN

-          Air suling

-          10 ml HCl 1 M

-          10 ml NaOH 1 M

-          Asam asetat 1 M

-          Asam Nitrat 1 M

3.2    METODE KERJA

A.    Penentuan tetapan kalorimeter

kalorimeter

                   Tuangkan 20 ml air suling

                   Rangkai alat seperti gambar 3.2

                   Tutuplah kalorimeter yang telah di lengkapi dengan termometer dan pengaduk

                       Catat suhu (Td)

Ukur lagi air suling

. Rangkaian alat

Gambar 3.2 Kalorimeter

 

                                                 Masukkan 20 ml air suling    

                                                 Panaskan air 60 – 70 °C        

Kalorimeter

                                                Ukur suhu air panas (TP) menggunakan termometer

Pindahkan cairan ke kalorimeter dan tutup kembali     

Catat suhu setiap 10 detik sambil mengaduk campuran           

Catat kembali suhu setiap 1 menit pada saat suhu perlahan-lahan mulai turun dan tidak ada lagi perubahan        

	Hasil pengamatan

 

B.     Penentuan ΔH netralisasi untuk reaksi asam-basa

                             

Kalorimeter

                                                                       

 

Gelas piala

                                             Masukkan 20 ml larutan NaOH 1 M dan catat suhu                            

 

                                             Masukkan 20 ml HCl 1 M dan letakkan di dekat kalorimeter                          

Catat suhu dengan catatan suhu kedua lrutan tidak boleh berselisih lebih dari 0,5 °C                                      

Bila suhu sudah sama, masukkan larutan asam ke dalam kalorimeter                          

Aduk dan catat suhu maksimum seperti pada prosedur A                               

	Hasil pengamatan

 

BAB IV

HASIL dan PEMBAHASAN

4.1  HASIL

A.    Penentuan Tetapan Kalorimeter

Suhu Campuran (per 10 detik)
Waktu	Suhu
10	45 °C
20	44 °C
30	42 °C
40	42 °C
50	42 °C

Suhu Campuran (per 1 menit)
Waktu	Suhu
1	41 °C
2	40 °C
3	40 °C
4	40 °C
5	40 °C

Tetapan Kalorimeter

Anggap 20 ml air suling 20 gr

              C Mp (Tp – Tm)  = c Md (Tm – Td) + W (Tm – Td)

4,184 J/gr°C . 20 gr . (65°C - 45°C) = 4,184 J/gr°C . 20 gr . (45°C - 29°C) + W (45°C - 29°C)

                             4,184 J . 20 . (20) = 4,184 J . 20 . (16) + W (16°C)

                                     4,148 J . 400 = 4,184 J . 320 + W 16°C

                                             1673,6 J = 1338,88 J + 16°C W

                                               W 16°C = 1673,6 J – 1338,88 J

                                               W 16°C = 334,72 J

                                                         W = 334,72 J / 16°C

                                                         W = 20,92 J/°C

B.     Penentuan ΔH Netralisasi untuk Asam Basa

Suhu Campuran (per 10 detik) HCl + NaOH
Waktu	Suhu
10	35 °C
20	35 °C
30	36 °C
40	36 °C
50	36 °C

Suhu Campuran (per 1 menit) HCl + NaOH
Waktu	Suhu
1	36 °C
2	35 °C
3	35 °C
4	35 °C
5	35 °C

Suhu Campuran (per 1 detik) CH3COOH + NaOH
Waktu	Suhu
10	32 °C
20	32 °C
30	33 °C
40	33 °C
50	31 °C

Suhu Campuran (per 1 menit)  CH3COOH + NaOH
Waktu	Suhu
1	30 °C
2	32 °C
3	32 °C
4	32 °C
5	32 °C

Suhu Campuran (per 1 detik) HN03 + NaOH
Waktu	Suhu
10	30 °C
20	32 °C
30	32 °C
40	32 °C
50	32 °C

Suhu Campuran (per 1 menit) HNO3 + NaOH
Waktu	Suhu
1	32 °C
2	31 °C
3	30 °C
4	30 °C
5	30 °C

·         HCl + NaOH

Qrks = -2635,92 J

ΔHrks = 13,1796 KJ/mol

·         CH3COOH + NaOH

Qrks = -564,84 J

ΔHrks = 28,242 KJ/mol

·         HNO3 + NaOH

Qrks = -188,28 J

ΔHrks = 94,14 KJ/mol

4.2  Pembahasan

  Pada percobaan kali ini, dilakukan 2 percobaan, yaitu penentuan tetapan kalorimeter dan penentuan ΔH netralisasi untuk asam basa. 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 air panas yang telah diukur suhunya yang memiliki selisih 10ᵒC kedalam kalorimeter. Setelah dicampurkan, diaduk atau dikocok. Pengadukan ini dilakukan untuk mempercepat jalan nya reaksi antara air panas dan air dingin. Diamati temperatur air didalam kalorimeter, catat suhu setiap 15 detik sambil mengaduk campuran, lalu bila suhu mulai turun catat selama 5 menit dengan selang waktu 1 menit. Pengukuran waktu yang menggunakan stopwatch dilakukan bersamaan dengan menuangkan air panas kedalam kalorimeter. Dilakukan pengukuran suhu dilakukan selama 5 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 hati-hati dan hasil tetapan kalorimeter pada percobaan ini adalah sebesar 20,92 J/°C

Penentuan ΔH netralisasi untuk asam basa

  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 1 M kedalam kalorimeter. Dicatat suhunya. Diukur 20 mL NaOH 1 M. Dicatat temperaturnya, dan diatur suhunya agar sama dengan suhu HCl. Dicampurkan basa ini kedalam kalorimeter dan diaduk, dicatat suhunya selama 5 menit dengan selang waktu 1 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 13.1796  J/mol.

Penentuan kalor penetralan CH3COOH dan NaOH

  Percobaan ini bertujuan untuk menentukan kalor penetralan CH3COOH dan NaOH. Percobaan ini dilakukan dengan cara memasukkan 20 mL CH3COOH 1 M kedalam kalorimeter. Dicatat suhunya. Diukur 20 mL NaOH 1 M. Dicatat temperaturnya, dan diatur suhunya agar sama dengan suhu CH3COOH. Dicampurkan basa ini kedalam kalorimeter dan diaduk, dicatat suhunya selama 5 menit dengan selang waktu 1 menit. Jika CH3COOH direaksikan dengan NaOH maka akan menghasilkan NaCl dan air.
CH3COOH + NaOH → NaCH3COO + H2O
Pada percobaan ini yang bertindak sebagai sistem adalah CH3COOH 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 CH3COOH) 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 CH3COOH dan H2O. Pada ini didapat nilai ∆H sebesar 28.242 J/mol.

Penentuan kalor penetralan HNO3 dan NaOH

  Percobaan ini bertujuan untuk menentukan kalor penetralan HNO3 dan NaOH. Percobaan ini dilakukan dengan cara memasukkan 20 mL HNO3 1 M kedalam kalorimeter. Dicatat suhunya. Diukur 20 mL NaOH 1 M. Dicatat temperaturnya, dan diatur suhunya agar sama dengan suhu HCl. Dicampurkan basa ini kedalam kalorimeter dan diaduk, dicatat suhunya selama 5 menit dengan selang waktu 1 menit. Jika HNO3 direaksikan dengan NaOH maka akan menghasilkan NaCl dan air.
HNO3 + NaOH → NaNO3 + H2O
Pada percobaan ini yang bertindak sebagai sistem adalah HNO3 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 HNO3) 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 HNO3 dan H2O. Pada ini didapat nilai ∆H sebesar 9.414 J/mol

BAB V

KESIMPULAN

1.      Dalam mengukur kalor reaksi dapat menggunakan kalorimeter sederhana

2.      Untuk menentukan tetapan kalorimeter maka dibutuhkan data bobot suatu zat, kalor jenis zat temperatur zat. Persamaan menentukan tetapan kalorimeter berdasarkan asas black yaitu Qlepas = Qterima . Dengan rumus :

c Mp (Tp – Tm) = c Md (Tm – Td) + W (Tm – Td)

Keterangan dimana c = kalor jenis air 4.184 J/°C, Md = bobot air dingin, Mp = bobot air panas, Tp = suhu air panas sebelum bercampur, Td = suhu air dingin sebelum bercampur, Tm = suhu campuran, W = tetapan kalorimeter J/°C

3.      Untuk ΔHrks digunakan persamaan

ΔHrks = -Qsekeliling / mol yang beraksi

Dimana                                            : 

  -Qsekeliling  = Qrx

                        = Qlarutan + Qkalorimeter

                        = c M (Tf – Ti) + W (Tf – Ti)

4.      Persamaan kalor reaksi dapat dilakukan dengan menggunakan

a.       Hukum Hess

b.      Data entalpi pembentukan standar

c.       Energi ikatan rata-rata

DAFTAR PUSTAKA

1.      Alberty, R.A dan Daniel, F . 1992 . “ Kimia Fisika “ . Jilid I . Edisi 5 . Penerjemah : Sudja . Erlangga . Jakarta

2.      Atkins, P.W . 1990 . “ Kimia Fisika “ . Jilid I . Edisi 6 . Penerjemah : Kartohadiprojo . Erlangga . Jakarta

3.      Chang Raymond . 2004 . “Kimia Dasar Konsep-konsep Inti Jilid 3” . Jakarta : Erlangga

4.      Oxtoby, D.W, Gills, H.P dan Nachtrieb, N.H . 2001 .” Prinsip-prinsip Kimia Modern “ . Jilid II . Edisi 6 . Penerjemah : Suminar . Erlangga . Jakarta

5.      Syukri,S . 1999 . “Kimia Dasar” . Bandung : ITB

                                                  

LAMPIRAN

A.  Penentuan tetapan kalorimeter

Anggap 20 ml air suling 20 gr

              C Mp (Tp – Tm)    = c Md (Tm – Td) + W (Tm – Td)

4,184 J/gr°C . 20 gr . (65°C - 45°C) = 4,184 J/gr°C . 20 gr . (45°C - 29°C) + W (45°C - 29°C)

                             4,184 J . 20 . (20) = 4,184 J . 20 . (16) + W (16°C)

                                     4,148 J . 400 = 4,184 J . 320 + W 16°C

                                             1673,6 J = 1338,88 J + 16°C W

                                               W 16°C = 1673,6 J – 1338,88 J

                                               W 16°C = 334,72 J

                                                         W = 334,72 J / 16°C

                                                         W = 20,92 J/°C

B.          Penentuan ΔH Netralisasi untuk asam basa

·         HCl + NaOH

Q = c M ( Tf – Ti ) + ( Tf – Ti )

Q = 4,184 J/g°C (40 g) (31°C - 45°C) + 20,92 J/°C (31°C - 45°C)

Q = 4,184 J/g°C . 40 g . (-14°C) + 20,92 J/°C . (-14°C)

Q = -2343,04 J + (-292,88 J)

Q = -2343,04 J – 292,88 J

Q = -2635,92 J

ΔHrks =      -Q

              0,020 mol

           = - (-2635,92 J)

                  0,020 mol

ΔHrks = 131796 J/mol

ΔHrks = 13,1796 KJ/mol

·         CH3COOH + NaOH

Q = c M ( Tf – Ti ) + ( Tf – Ti )

Q = 4,184 J/g°C (40 g) (29°C - 32°C) + 20,92 J/°C (29°C - 32°C)

Q = 4,184 J/g°C . 40 g . (-3°C) + 20,92 J/°C . (-3°C)

Q = -502,08 J + (-62,76 J)

Q = -564,84 J

ΔHrks =      -Q

              0,020 mol

           = - (-564,84J)

                  0,020 mol

ΔHrks = 28242 J/mol

ΔHrks = 28,242 KJ/mol

·         HNO3 + NaOH

Q = c M ( Tf – Ti ) + ( Tf – Ti )

Q = 4,184 J/g°C (40 g) (29°C - 30°C) + 20,92 J/°C (29°C - 30°C)

Q = 4,184 J/g°C . 40 g . (-1°C) + 20,92 J/°C . (-1°C)

Q = -167,36 J + (-20,92 J)

Q = -188,28 J

ΔHrks =      -Q

              0,020 mol

          = - (-188,28J)

                  0,020 mol

ΔHrks = 9414 J/mol

ΔHrks = 94,14 KJ/mol