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.