PERUBAHAN ENTALPI DAN HUKUM HESS

PERUBAHAN ENTALPI DAN HUKUM HESS
Mata Pelajaran            :  Kimia
Kelas / Semester          :  XI IPA / 1

I.  Tujuan:
1.    Mengidentifikasi hukum kekekalan energi
2.    Membedakan sistem dan lingkungan
3.    Menjelaskan perubahan entalpi (∆H) sebagai kalor reaksi pada tekanan tetap.
4.    Membedakan reaksi yang melepas kalor (eksoterm) dengan reaksi yang menerima kalor (endoterm) melalui percobaan.
5.    Menjelaskan macam-macam entalpi molar
6.   Mempelajari Hukum Hess
7.   Menentukan perubahan entalpi reaksi asam dan basa
II. Landasan Teori

Lavoiser dan laplace mengenal bahwa kalor yang diabsorbsi dalam penguaraian senyawa harus sama dengan kalor yang dilepaskan dalam pembentukkannya pada kondisi yang sama. Jadi, bila dikembalikan reaksi yang ditulis, tanda berubah. Hess menunjukkan bahwa kalor dari reaksi kimia total pada tekanan tetap adalah sama tanpa memperhatikan tahap antara yang terjadi. Prinsip ini adalah kesimpulan dari hukum Termodinamika I dan sebagai akibat bahwa entalpi adalah fungsi keadaan (Farrington, 1987).
G.H. Hess mengeluarkan hukumnya, yang pada pokoknya menyatakan bahwa jumlah aljabar panas reaksi yang dibebaskan atau diserap tidak bergantung pada keadaan awal dan keadaan akhir sistem tersebut. Hukum Hess secara praktis dapat diartikan bahwa jumlah entalpi reaksi total H dapat diperoleh dengan menjumlahkan entalpi reaksi antara entalpi awal reaksi dan entalpi akhir reaksi seperti halnya reaksi kimia pada umumnya (http://www.wikipedia.org).
Jika sebuah sistem bebas untuk mengubah volumenya terhadap tekanan luar yang tetap, perubahan energi dalamnya tidak lagi sama dengan energi yang diberikan sebagai kalor. Energi yang diberikan sebagai kalor diubah menjadi kerja untuk memberikan tekanan balik terhadap lingkungan. Pada tekanan tetap kalor yang diberikan sama dengan perubahan dalam sifat termodinamika yang lain dari sistem yaitu entalpi H (Atkins, 1999).

III Alat dan Bahan
A. Alat-alat yang digunakan pada percobaan ini adalah :
1. Kalorimeter
2. Termometer 0-100oC
3. Gelas ukur 25 mL
4. Gelas Kimia 100 mL
5. Labu semprot
6. Pengaduk
7. Pipet tetes
B. Bahan-bahan yang digunakan adalah :
1. NaOH padat
2. HCl 4 M
3. Air suling
IV. Hasil Pegamatan
Keterangan Suhu Awal Suhu Akhir
Arah 1
25 mL Air
Ditambahkan 4 g NaOH
Ditambahkan 25 mL HCl 4 M
290C
650C
560C
620C
Arah 2
25 mL Air
Ditambahkan 25 mL HCl 4 M
Ditambahkan 4 g NaOH
29oC
65oC
30oC
63oC
Perhitungan :
Diketahui : m NaOH = 4 g
air = 1 g/mL
K = 83,30576 J/ oC
Cair = 4,186 J/goC
Vair = 25 mL
m Air = air x Vair
= 1 g/mL x 25 mL
= 25 g
Untuk arah 1 :
NaOH(s) + aq → NaOH(aq) …………………. 1
NaOH(aq) + HCl(aq) → NaCl(aq ) + H2O(l) …. 2
Qreaksi 1 = (mNaOH + mair) Cair T1 + k T1
= (4 g + 24,8763 g) 4,18 x 21 oC + 83,30576
= 2,5347616 x 103 J + 1,7494209 x 103 J
= 4,2841825 x 103 J
reaksi 1 = Qreaksi 1 = 4,2841825 x 103 J
reaksi untuk 1 mol pereaksi :
reaksi 1 =
Qreaksi 2 = mNaCl x Cp NaCl x T2
= (VNaCl x ) Cp NaCl x T2
= (50 mL x 1,039 ) 3,96 x 12 oC
= 2,468664 x 103 J
reaksi 2 = Qreaksi 2 = 2,468664 x 103 J
reaksi untuk 1 mol pereaksi :
reaksi 2 =
reaksi total = reaksi 1 + reaksi 2
= +
= 6,7528465 x 103
Untuk arah 2 :
Qreaksi 3 = (mair + mHCl) CPair T3 + k T3
= (25 mL x 0,995952 + 25 mL x 1,19 ) 4,18 x 1 oC + 83,30576
= 2,2833793 x 102 J + 83,30576 J
= 3,1164369 x 102 J
reaksi 3 = Qreaksi 3 = 3,1164369 x 102 J
reaksi untuk 1 mol pereaksi :
reaksi 3 =
Qreaksi 4 = mNaCl x Cp NaCl x T4
= (VNaCl x ) Cp NaCl x T4
= (50 mL x 1,039 ) 3,96 x 38 oC
= 7,817436 x 103 J
reaksi 4 = Qreaksi 4 = 7,817436 x 103 J
reaksi untuk 1 mol pereaksi :
reaksi 4 =
reaksi total = reaksi 3 + reaksi 4
= +
= 8,1290796 x 103

Kalorimeter Bomb

Reaksi yang terjadi dalam “kalorimeter bomb” berada pada volume yang tetap karena bejana bomb tak dapat membesar atau mengecil. Berarti bila gas terbentuk pada reaksi di sini, tekanan akan membesar maka tekanan pada sistim dapat berubah. Karena pada keadaan volume yang tetap maka panas reaksi yang diukur dengan kalorimeter bomb disebut panas reaksi pada volume tetap. Kalorimeter cangkir kopi berhubungan dengan udara dan bila ada reaksi yang menghasilkan gas, gasnya dapat menguap ke udara dan tekanan pada sistim dapat tetap konstan. Maka perubahan energi diukur dengan kalorimeter cangkir kopi adalah panas reaksi pada tekanan tetap.
Kalorimeter bom adalah alat yang digunakan untuk mengukur jumlah kalor (nilai kalori) yang dibebaskan pada pembakaran sempurna (dalam O2 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.
Kalorimeter makanan.
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 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 keping asbes 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 cawan aluminium. 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 mengalirkan oksigen.
Kalorimeter larutan
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.
Bentuk kalorimeter
Beker aluminium dan gelas plastik jenis polistirin (busa) dapat digunakan sebagai kalorimeter sederhana dengan termometer sebagai pengaduk. Keuntungan menggunakan gelas plastik sebagai kalorimeter adalah murah harganya dan setelah dipakai dapat dibuang.
Kalorimeter yang biasa digunakan di laboratorium fisika sekolah berbentuk bejana biasanya silinder dan terbuat dari logam misalnya tembaga atau aluminium dengan ukuran 75 mm x 50 mm (garis tengah). Bejana ini dilengkapi dengan alat pengaduk dan diletakkan di dalam bejana yang lebih besar yang disebut mantel/jaket. Mantel/jaket tersebut berguna untuk mengurangi hilangnya kalor karena konveksi dan konduksi.
Pengukuran panas reaksi pada reaksi pada volume tetap dan tekanan tetap tak banyak berbeda tapi tidak sama. Karena kebanyakan reaksi yang ada kepentingannya bagi kita dilakukan dalam wadah terbuka jadi berhubungan dengan tekanan udara yang tetap dari atmosfir, maka akan dibicarakan hanya panas reaksi pada tekanan tetap, dan reaksi dan diberikan dengan simbol ΔH.
Definisinya:
ΔH = Hakhir – Hmula-mula
Walaupun ini merupakan definisi yang biasa dari ΔH, keadaan entalpi H, mula-mula dan akhir (yang sebenarnya berhubungan dengan jumlah energi yang ada pada keadaan ini) tak dapat diukur. Ini disebabkan karena jumlah energi dari sistem termasuk jumlah dari semua energi kinetik dan energi potensialnya. Jumlah energi total ini tidak dapat diketahui karena kita tidak mengetahui secara pasti berapa kecepatan pergerakan molekul-molekul dari sistim dan juga berapa gaya tarik menarik dan tolak menolak antara molekul dalam sistim tersebut. Bagaimanapun definisi yang diberikan oleh persamaan yang diatas sangat penting karena telah menegakkan tanda aljabar ΔH untuk perubahan eksoterm dan endotermik. Perubahan eksotermik Hakhir lebih kecil dari Hmula-mula. Sehingga harga ΔH adalah negatif. Dengan analisis yang sama kita mendapatkan harga ΔH untuk perubahan endotermik harganya positif

Perubahan entalpi adalah perubahan energi yang menyertai peristiwa perubahan kimia pada tekanan tetap
a.         Pemutusan ikatan membutuhkan energi (endoterm)
Contoh: H2 ®   2H – a kJ ; DH= +akJ
b.         Pembentukan ikatan memberikan energi (eksoterm)
Contoh: 2H ®   H2 + a kJ ; DH = -a kJ

Perubahan entalpi
Istilah yang digunakan pada perubahan entalpi :

1.Entalpi Pembentakan Standar ( DHf ):DH untak membentuk 1 mol persenyawaan langsung dari unsur-unsurnya yang diukur pada 298 K dan tekanan 1 atm.                     Contoh: H2(g) + 1/2 O2(g) ®   H20 (l) ; DHf = -285.85 kJ

2.Entalpi Penguraian:DH dari penguraian 1 mol persenyawaan langsung menjadi unsur-unsurnya (= Kebalikan dari DH pembentukan).                                                             Contoh: H2O (l) ®   H2(g) + 1/2 O2(g) ; DH = +285.85 kJ

3.Entalpi Pembakaran Standar ( DHc ):DH untuk membakar 1 mol persenyawaan dengan O2 dari udara yang diukur pada 298 K dan tekanan 1 atm.
Contoh: CH4(g) + 2O2(g) ®   CO2(g) + 2H2O(l) ; DHc = -802 kJ

4.Entalpi Reaksi:DH dari suatu persamaan reaksi di mana zat-zat yang terdapat dalam persamaan reaksi dinyatakan dalam satuan mol dan koefisien-koefisien persamaan reaksi bulat sederhana.
Contoh: 2Al + 3H2SO4 ®   Al2(SO4)3 + 3H2 ; DH = -1468 kJ

5.Entalpi Netralisasi:DH yang dihasilkan (selalu eksoterm) pada reaksi penetralan asam   atau basa.
Contoh: NaOH(aq) + HCl(aq) ®   NaCl(aq) + H2O(l) ; DH = -890.4 kJ/mol

6.Hukum Lavoisier-Laplace
“Jumlah kalor yang dilepaskan pada pembentukan 1 mol zat dari unsur-unsurya = jumlah kalor yang diperlukan untuk menguraikan zat tersebut menjadi unsur-unsur pembentuknya.”
Artinya : Apabila reaksi dibalik maka tanda kalor yang terbentuk juga dibalik dari positif menjadi negatif atau sebaliknya
Contoh:
N2(g) + 3H2(g) ®   2NH3(g) ; DH = – 112 kJ
2NH3(g) ®   N2(g) + 3H2(g) ; DH = + 112 kJ

PENENTUAN PERUBAHAN ENTALPI
Untuk menentukan perubahan entalpi pada suatu reaksi kimia biasanya digunakan alat seperti kalorimeter, termometer dan sebagainya yang mungkin lebih sensitif.
Perhitungan : H reaksi =  Hfo produk – Hfo reaktan
HUKUM HESS
“Jumlah panas yang dibutuhkan atau dilepaskan pada suatu reaksi kimia tidak tergantung pada jalannya reaksi tetapi ditentukan oleh keadaan awal dan akhir.”
Contoh:
C(s) + O2(g)                ®   CO2(g)                  ; DH = x kJ     ®   1 tahap
C(s) + 1/2 02(g)           ®   CO(g)                    ; DH = y kJ     ®   2 tahap
CO(g) + 1/2 O2(g)      ®   CO2(g)                  ; DH = z kJ
——————————————————————– +
C(s) + O2(g)                ®   CO2(g)                  ; DH = y + z kJ

Menurut Hukum Hess : x = y + z

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.

Hal ini menyebabkan perubahan entalpi suatu reaksi dapat dihitung sekalipun tidak dapat diukur secara langsung. Caranya adalah dengan melakukan operasi aritmatika pada beberapa persamaan reaksi yang perubahan entalpinya diketahui. Persamaan-persamaan reaksi tersebut diatur sedemikian rupa sehingga penjumlahan semua persamaan akan menghasilkan reaksi yang kita inginkan. Jika suatu persamaan reaksi dikalikan (atau dibagi) dengan suatu angka, perubahan entalpinya harus dikali (dibagi) pula. Jika persamaan itu dibalik, maka tanda perubahan entalpi harus dibalik pula (yaitu menjadi -ΔH).

Selain itu, dengan menggunakan hukum Hess, nilai ΔH juga dapat diketahui dengan pengurangan entalpi pembentukan produk-produk dikurangi entalpi pembentukan reaktan. .

Hukum Hess menyatakan bahwa perubahan entalpi keseluruhan dari suatu proses hanya tergantung pada keadaan awal dan akhir reaksi, dan tidak tergantung kepada rute atau langkah-langkah diantaranya. Dengan mengetahui ΔHf (perubahan entalpi pembentukan) dari reaktan dan produknya, dapat diramalkan perubahan entalpi reaksi apapun, dengan rumus
ΔH=ΔHfP-ΔH fR

Perubahan entalpi suatu reaksi juga dapat diramalkan dari perubahan entalpi pembakaran reaktan dan produk, dengan rumus
ΔH=-ΔHcP+ΔHcR

Contoh umum

Contoh tabel yang digunakan untuk menerapkan hukum Hess

Zat                                                                                                         ΔHfɵ/KJ.mol-1
CH4 (g)                                                                                                  -75
O2 (g)                                                                                                    0
CO2 (g)                                                                                                  -394
H2O (l)                                                                                                  -286

Dengan menggunakan data entalpi pembentukan diatas dapat diketahui perubahan entalpi untuk reaksi-reaksi dibawah ini:
CH4(g)+2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l)
ΔHcɵ+-75+0=-394+2x-286
ΔHcɵ-75=-966

Contoh lainnya

Jika diketahui:
B2O3(s) + 3H2O(g) → 3O2(g) + B2H6(g) ΔH = +2035 kJ
H2O(l) → H2O(g) ΔH = +44 kJ
H2(g) + (1/2)O2(g) → H2O(l) ΔH = -286 kJ
2B(s) + 3H*2B(s) + (3/2)O2(g) → B2O3(s)

Persamaan-persamaan reaksi diatas (berikut perubahan entalpinya) dikalikan dan/atau dibalik sedemikian rupa:
B2H6(g) + 3O2(g) → B2O3(s) + 3H2O(g) ΔH = -2035 kJ
3H2O(g) → 3H2O(l) ΔH = -132 kJ
3H2O(l) → 3H2(g) + (3/2)O2(g) ΔH = +858 kJ
2B(s) + 3H2(g) → B2H6(g) ΔH = +36 kJ

Sehingga penjumlahan persamaan-persamaan diatas akan menghasilkan
2B(s) + (3/2)O2(g) → B2O3(s) ΔH = -1273 kJ

Konsep dari hukum Hess juga dapat diperluas untuk menghitung perubahan fungsi keadaan lainnya, seperti entropi dan energi bebas. Kedua aplikasi ini amat berguna karena besaran-besaran tersebut sulit atau tidak bisa diukur secara langsung, sehingga perhitungan dengan hukum Hess digunakan sebagai salah satu cara menentukannya.

Untuk perubahan entropi:

ΔSo = Σ(ΔSfoproduk) – Σ(ΔSforeaktan)
ΔS = Σ(ΔSoproduk) – Σ(ΔSoreaktan).

Untuk perubahan energi bebas:

ΔGo = Σ(ΔGfoproduk) – Σ(ΔGforeaktan)
ΔG = Σ(ΔGoproduk) – Σ(ΔGoreaktan).

Reaksi kimia merupakan proses pemutusan dan pembentukan ikatan. Proses ini selalu disertai perubahan energi. Energi yang dibutuhkan untuk memutuskan ikatan kimia, sehingga membentuk radikal-radikal bebas disebut energi ikatan. Untuk molekul kompleks, energi yang dibutuhkan untuk memecah molekul itu sehingga membentuk atom-atom bebas disebut energi atomisasi.
Harga energi atomisasi ini merupakan jumlah energi ikatan atom-atom dalam molekul tersebut. Untuk molekul kovalen yang terdiri dari dua atom seperti H2, 02, N2 atau HI yang mempunyai satu ikatan maka energi atomisasi sama dengan energi ikatan Energi atomisasi suatu senyawa dapat ditentukan dengan cara pertolongan entalpi pembentukan senyawa tersebut. Secara matematis hal tersebut dapat dijabarkan dengan persamaan :
Reaksi kimia merupakan proses pemutusan dan pembentukan ikatan. Proses ini selalu disertai perubahan energi. Energi yang dibutuhkan untuk memutuskan ikatan kimia, sehingga membentuk radikal-radikal bebas disebut energi ikatan. Untuk molekul kompleks, energi yang dibutuhkan untuk memecah molekul itu sehingga membentuk atom-atom bebas disebut energi atomisasi.

Harga energi atomisasi ini merupakan jumlah energi ikatan atom-atom dalam molekul tersebut. Untuk molekul kovalen yang terdiri dari dua atom seperti H2, 02, N2 atau HI yang mempunyai satu ikatan maka energi atomisasi sama dengan energi ikatan Energi atomisasi suatu senyawa dapat ditentukan dengan cara pertolongan entalpi pembentukan senyawa tersebut. Secara matematis hal tersebut dapat dijabarkan dengan persamaan :

DH reaksi        = S energi pemutusan ikatan   – S energi pembentukan ikatan
= S energi ikatan di kiri                       – S energi ikatan di kanan

Contoh:
Diketahui :
energi ikatan

C – H = 414,5 kJ/Mol
C = C = 612,4 kJ/mol
C – C = 346,9 kJ/mol
H – H = 436,8 kJ/mol

Ditanya:

DH reaksi = C2H4(g) + H2(g) ®   C2H6(g)

DH reaksi        = Jumlah energi pemutusan ikatan – Jumlah energi pembentukan ikatan
= (4(C-H) + (C=C) + (H-H)) – (6(C-H) + (C-C))
= ((C=C) + (H-H)) – (2(C-H) + (C-C))
= (612.4 + 436.8) – (2 x 414.5 + 346.9)
= – 126,7 kJ

V. Pembahasan
Banyaknya kalor yang dihasilkan dalam suatu reaksi kimia dapat diukur dengan menggunakan kalorimeter. Kalor diukur dengan jalan jumlah total kalor yang diserap lingkungan. Kalor yang diserap air merupakan hasil perkalian antara massa, kalor jenis dan kenaikkan 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.
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, besarnya H dapat ditentukan hanya dengan mengetahui kalor reaksinya saja. Dasar hukum Hess ini adalah entalpi atau energi internal adalah besaran yang tidak tergantung pada jalannya reaksi. Suatu reaksi kadang-kadang tidak hanya berlangsung melalui satu jalur akan tetapi bisa juga melalui jalur lain dengan hasil yang diperoleh adalah sama.
Dalam melakukan perubahan entalpi dari suatu reaksi kita terlebih dahulu harus memahami bahwa perubahan entalpi tersebut adalah suatu sifat yang ekstensif, artinya perubahan entalpi berbanding lurus dengan jumlah zat yang terlibat dalam reaksi, selain itu perubahan entalpi akan berubah bila arah reaksi berbalik. Konsep ini sangat berguna dalam memahami tentang hukum Hess ini.
Dalam percobaan ini dilakukan pengukuran perubahan entalpi dengan menggunakan kalorimeter atau alat pengukuran zat. Dalam percobaan ini dillakukan dalam dua arah dalam reaksi endoterm yaitu arah satu dan arah dua. Menurut Hukum Hess besarnya H Reaksi akan sama pada arah satu dan arah dua, karena nilai H tidak bergantung pada jalan atau tahap reaksi, namun hanya ditentukan pada keadaan awal dan keadaan akhirnya saja. Pengukuran perubahan entalpi untuk arah pertama dilakukan dengan menjumlahkan perubahan entalpi seluruh proses yang terjadi pada arah satu ini yakni sebesar 6,7528465 x 103 untuk setiap molnya. Nilai tersebut merupakan total penjumlahan H1 dan H2. H1 merupakan reaksi pengenceran NaOH sebesar 4,2841825 x 103 dan H2 yang merupakan perubahan entalpi setelah NaOH bereaksi dengan HCl sebesar 2,468664 x 103 . Dengan cara yang sama dilakukan penghitungan perubahan entalpi pada arah kedua diperoleh perubahan entalpinya sebesar 8,1290796 dalam tiap molnya. Besarnya perubahan entalpi pada arah satu dan arah dua ada sedikit perbedaan. Dari hasil yang diperoleh ini menunjukkan bahwa percobaan yang dilakukan menyimpang dari Hukum Hess bahwa entalpi arah pertama sama dengan entalpi arah kedua. Terjadinya penyimpangan ini dimungkinkan adanya kesalahan prosedur yang dilakukan praktikan atau dapat juga dimungkinkan bahan-bahan yang digunakan telah tercampur oleh zat-zat pengotor lainnya, atau dapat juga disebabkan bahan yang digunakan ini mengikat zat kimia lainya yang berada diudara bebas pada saat akan dimasukkan ke dalam kalorimeter mengingat bahan yang digunakan (NaOH) bersifat higroskopis, sehingga bahan yang digunakan pada percobaan ini tidak murni lagi yang mengakibatkan hasil pengamatan yang diperoleh tidak maksimal.

VI. Kesimpulan
Berdasarkan percobaan yang telah dilakukan dapat diperoleh beberapa kesimpulan yakni :
1. 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.
2. Besarnya entalpi reaksi pada arah satu adalah sebesar 6,7528465 x 103 dan entalpi pada arah dua adalah sebesar 8,1290796
VII. Daftar Pustaka
1.Ahmad, 2008. Penuntun Praktikum Kimia Fisika I. F-MIPA Unhalu.     Kendari.
2.Atkins, P. W. 1999. Kimia Fisika jilid 1. Erlangga. Jakarta
Farrington, dkk. 1987. Kimia Fisika. Erlangga. Jakarata

About these ads

About iroelizzta

santai tapi pasti

Posted on 20 Februari 2012, in ilmu alam. Bookmark the permalink. Tinggalkan komentar.

Berikan Balasan

Isikan data di bawah atau klik salah satu ikon untuk log in:

WordPress.com Logo

You are commenting using your WordPress.com account. Logout / Ubah )

Twitter picture

You are commenting using your Twitter account. Logout / Ubah )

Facebook photo

You are commenting using your Facebook account. Logout / Ubah )

Google+ photo

You are commenting using your Google+ account. Logout / Ubah )

Connecting to %s

Ikuti

Get every new post delivered to your Inbox.

%d blogger menyukai ini: