6.7 Kalor Larutan dan Pengenceran

Meskipun sejauh ini telah berfokus pada pengaruh energi panas yang dihasilkan dari reaksi kimia, sebagian proses fisika, seperti mencairnya es atau kondensasi uap, juga melibatkan penyerapan atau pelepasan kalor. Perubahan entalpi juga terjadi ketika suatu zat terlarut larut dalam pelarut atau ketika larutan diencerkan. Sekarang perhatikan dua proses fisika terkait dengan ini, yang melibatkan kalor larutan dan pengenceran.

Dalam sebagian besar kasus, melarutkan zat terlarut dalam pelarut menghasilkan perubahan kalor yang dapat diukur. Pada tekanan tetap, perubahan kalor adalah sama dengan perubahan entalpi. Kalor larutan, atau entalpi larutan (ΔH_lar) adalah kalor yang dihasilkan atau diserap ketika sejumlah zat terlarut larut dalam sejumlah pelarut. Kuantitas ΔH_lar merupakan selisih antara entalpi larutan akhir dan entalpi komponen awal (yaitu, zat terlarut dan pelarut) sebelum dicampur. Sehingga,

ΔH_lar = H_lar - H_komp

Baik H_lar atau H_komp (komponen) tidak dapat diukur, tetapi perbedaannya (ΔH_lar) dapat segera ditentukan dalam kalorimeter tekanan tetap. Seperti perubahan entalpi lainnya, ΔH_lar positif untuk proses endotermis (menyerap kalor) dan negatif untuk proses eksotermis (melepas kalor).

Gambar 6.11 Proses larutan NaCl. Proses ini dapat dianggap terjadi dalam dua langkah yang terpisah: (1) pemisahan ion dari keadaan kristal menjadi gas dan (2) hidrasi ion gas. Kalor pelarutan adalah sama dengan perubahan energi untuk kedua langkah ini, ΔH_lar = U + ΔH_hidr.

Perhatikan kalor larutan dari sebuah proses di mana sebuah senyawa ionik adalah zat terlarut dan air adalah pelarut. Misalnya, apa yang terjadi ketika padatan NaCl larut dalam air? Dalam NaCl padat, ion-ion Na⁺ dan Cl⁻ berikatan bersama oleh gaya (elektrostatik) positif-negatif, tetapi ketika kristal kecil NaCl larut dalam air, jaringan tiga dimensi dari ion terurai menjadi satuan individu. (Struktur NaCl padat ditunjukkan pada Gambar 6.11). Pemisahan ion Na⁺ dan Cl⁻ distabilkan dalam larutan oleh interaksi ion-ion dengan molekul air (lihat Gambar 6.12). Ion ini dikatakan terhidrasi. Dalam air hal ini memainkan peran mirip dengan isolator listrik yang baik. molekul air melindungi ion (Na⁺ dan Cl⁻) dari satu sama lain dan secara efektif mengurangi daya tarik elektrostatik yang menahan keduanya saat dalam keadaan padat. Kalor dari larutan didefinisikan oleh proses berikut:

NaCl(s) + H₂O(l) → Na⁺(aq) + Cl⁻(aq)  ΔHlar=?

Gambar 6.12. Hidrasi ion Na⁺ dan Cl^-

Melarutkan senyawa ionik seperti NaCl dalam air melibatkan interaksi kompleks antara zat terlarut dan spesi pelarut. Namun, untuk tujuan analisis kita dapat membayangkan bahwa proses larutan berlangsung dalam dua langkah terpisah, diilustrasikan pada Gambar 6.11. Pertama, ion Na⁺ dan Cl⁻ dalam kristal padat dipisahkan dari satu sama lain dan diubah menjadi gas:

energi + NaCl(s) → Na⁺(g) + Cl⁻(g)

Energi yang dibutuhkan untuk sepenuhnya memisahkan satu mol senyawa ionik padat menjadi ion-ion gas disebut energi kisi (U). Energi kisi NaCl adalah 788 kJ/mol. Dengan kata lain, kita perlu untuk memasok 788 kJ energi untuk memecah 1 mol NaCl padat menjadi 1 mol ion Na⁺ dan 1 mol ion Cl⁻ gas.

Selanjutnya, ion "gas" Na⁺ dan Cl⁻ masuk ke air dan menjadi terhidrasi:

Na⁺(g) + Cl⁻(g) + H₂O(l) → Na⁺(aq) + Cl⁻(aq) + energi

Perubahan entalpi yang berhubungan dengan proses hidrasi disebut kalor hidrasi, ΔHhidr (kalor hidrasi adalah kuantitas negatif untuk kation dan anion). Menerapkan hukum Hess, adalah mungkin untuk mempertimbangkan ΔHlar sebagai jumlah dari dua kuantitas terkait, energi kisi (U) dan kalor hidrasi (ΔHhidr), seperti yang ditunjukkan pada Gambar 6.11:

ΔH_lar = U + ΔH_hidr

sehingga

NaCl(s) → Na⁺(g) + Cl^-(g)                                       U = 788kJ/mol
Na⁺(g) + Cl^-(g) + H₂O(l) → Na⁺(aq) + Cl^-(aq)    ΔH_hidr = -784kJ/mol
____________________________________________________________+
NaCl(s) + H₂O(l) → Na⁺(aq) + Cl^-(aq)                 ΔH_lar = 4kJ/mol

Jadi, ketika 1 mol NaCl dilarutkan dalam air, 4 kJ kalor akan diserap dari lingkungan. Kita akan mengamati pengaruh ini dengan mencatat bahwa gelas yang berisi larutan menjadi sedikit lebih dingin. Tabel 6.5 daftar ΔH_lar dari beberapa senyawa ionik. Tergantung pada sifat dari kation dan anion yang terlibat, ΔH_lar untuk senyawa ionik dapat bertanda negatif (eksotermis) atau positif (endotermis).

Kalor Pengenceran

Ketika larutan yang disiapkan sebelumnya diencerkan, yaitu, jika pelarut berlebih ditambahkan untuk menurunkan konsentrasi keseluruhan zat terlarut, kalor biasanya dilepas atau diserap. Kalor pengenceran adalah perubahan kalor yang terkait dengan proses pengenceran. Jika proses pelarutan tertentu adalah endoterm dan larutan selanjutnya diencerkan, kalor akan diserap oleh larutan yang sama dari lingkungan. Kebalikannya berlaku untuk larutan eksoterm kalor akan dibebaskan jika pelarut berlebih ditambahkan untuk mengencerkan larutan. Oleh karena itu, selalu berhati-hati ketika bekerja pada prosedur pengenceran di laboratorium. Karena kalor pengenceran yang sangat eksoterm, misalnya asam sulfat (H₂SO₄) pekat menimbulkan masalah sangat berbahaya jika konsentrasinya harus dikurangi dengan mencampurnya dengan air tambahan. H₂SO₄ pekat terdiri dari 98 persen asam dan 2 persen air berdasarkan massa. Mencampurnya dengan air melepaskan sejumlah besar kalor ke lingkungan. Proses ini sangat eksotermis bahwa kita tidak harus mencoba untuk mengencerkan asam pekat dengan menambahkan air untuk itu. Kalor yang dihasilkan bisa menyebabkan larutan asam mendidih dan memercikan larutan. Prosedur yang direkomendasikan adalah dengan menambahkan asam pekat perlahan (bisa melalui dinding tabung/gelas tetes demi tetes) ke air (sambil terus diaduk).

6.6 Entalpi Reaksi dan Entalpi Pembentukan Standar

Sejauh ini telah dipelajari bahwa dapat ditentukan perubahan entalpi yang menyertai reaksi dengan mengukur kalor yang diserap atau dilepaskan (pada tekanan tetap). Dari Persamaan (6.9) diketahui bahwa ΔH juga dapat dihitung jika diketahui entalpi yang sebenarnya untuk semua reaktan dan produk. Namun, seperti yang disebutkan sebelumnya, tidak ada cara untuk mengukur nilai mutlak dari entalpi suatu zat. Hanya nilai relatif terhadap referensi seyogyanya dapat ditentukan. Masalah ini mirip dengan salah satu yang dihadapi oleh ahli geografi dalam mengungkapkan ketinggian pegunungan atau lembah tertentu. Daripada mencoba untuk merancang beberapa jenis elevasi skala "mutlak" (mungkin berdasarkan jarak dari pusat bumi?), dengan kesepakatan umum semua ketinggian geografis dan kedalaman disajikan relatif terhadap permukaan air laut, referensi yang seyogyanya dengan ketinggian didefinisikan dari "nol" meter atau kaki. Demikian pula, ahli kimia telah menyepakati sebuah titik referensi yang seyogyanya untuk entalpi.

Istilah "permukaan laut" titik referensi untuk semua ungkapan entalpi disebut entalpi pembentukan standar (ΔHº­f). Zat dikatakan dalam keadaan standar pada 1 atm, maka istilah "entalpi standar" diberi superskrip (indeks atas) "º" merupakan keadaan standar (1 atm), dan subskrip "f" singkatan formasi (pembentukan). Dengan konvensi, entalpi pembentukan standar dari setiap unsur dalam bentuk yang paling stabil adalah nol. Mengambil unsur oksigen sebagai contoh, molekul oksigen (O₂) lebih stabil daripada bentuk allotropik lain dari oksigen, ozon (O₃), pada 1 atm dan 25°C. Dengan demikian, kita dapat menulis ΔHº­f (O₂) = 0, tetapi ΔHºf (O₃) = 142,2 kJ/mol. Demikian pula, grafit adalah bentuk allotropik lebih stabil karbon daripada intan pada 1 atm dan 25ºC, jadi kita mengetahui ΔHº­f (C, grafit) = 0 dan ΔHº­f(C, intan) = 1,90 kJ/mol. Berdasarkan referensi ini untuk unsur, sekarang dapat didefinisikan entalpi pembentukan standar senyawa sebagai perubahan kalor yang terjadi ketika 1 mol senyawa yang terbentuk dari unsur-unsur pada tekanan 1 atm. Tabel 6.4 menunjukkan daftar entalpi pembentukan standar untuk sejumlah unsur dan senyawa. (Untuk daftar yang lebih lengkap nilai ΔHº_f dapat lihat pada Data Termodinamika.) Perhatikan bahwa meskipun keadaan standar tidak menentukan suhu, kita selalu akan menggunakan nilai ΔHº_f yang diukur pada 25ºC untuk diskusi karena sebagian data termodinamika yang dikumpulkan pada suhu ini.

Pentingnya entalpi pembentukan standar adalah bahwa sekali diketahui nilai-nilainya, maka dapat dengan mudah menghitung entalpi reaksi standar (ΔHº­rx) yang didefinisikan sebagai entalpi reaksi yang dilakukan pada 1 atm. Sebagai contoh, perhatikan reaksi hipotetis

aA + bB → cC + dD

dimana a, b, c, dan d adalah koefisien stoikiometri. Untuk reaksi ini ΔHº­rx diberikan oleh

Dapat digeneralisasi Persamaan (6.17) sebagai

 ΔHº­rx = ΣnΔHº­f (produk) - ΣmΔHº­f (reaktan)  (6.18)

dimana m dan n menyatakan koefisien stoikiometri untuk reaktan dan produk, dan Σ (sigma) berarti "jumlah." Perhatikan bahwa dalam perhitungan, koefisien stoikiometri hanya bilangan tanpa satuan.

Untuk menggunakan Persamaan (6.18) dalam menghitung ΔHº­rx, arus diketahui nilai ΔHº­f dari senyawa yang terlibat dalam reaksi. Nilai-nilai ini dapat ditentukan dengan menggunakan metode langsung atau metode tidak langsung.

Metode Langsung

Metode ini untuk mengukur ΔHº­f yang bekerja untuk senyawa yang dapat dengan mudah disintesis dari unsur-unsurnya. Misalkan ingin mengetahui entalpi pembentukan karbon dioksida. Maka harus diukur entalpi reaksi ketika karbon (grafit) dan molekul oksigen pada keadaan standar diubah menjadi karbon dioksida dalam keadaan standar:

C(grafit) + O₂(g)   →  CO₂  ΔHº­rx = -393,5kJ/mol

Diketahui dari pengalaman bahwa pembakaran ini mudah berjalan sampai selesai. Jadi, dari Persamaan (6.18) dapat ditulis

ΔHº­rx = ΔHº­f(CO₂,g) - [ΔHº­f(graftt) + ΔHº­f(O₂,g)]

Karena grafit dan O₂ adalah bentuk alotropik stabil dari unsur-unsur, berikut bahwa ΔHº­f (C, grafit) dan ΔHº­f(O₂, g) adalah nol. Karena itu,

ΔHº­rx = ΔHº­f (CO₂,g) = -393,5kJ/mol

atau
ΔHº­f(CO₂,g) = -393,5kJ/mol

Perhatikan bahwa seyogyanya menetapkan nol untuk ΔHºf setiap unsur dalam bentuk yang paling stabil pada keadaan standar tidak mempengaruhi perhitungan dengan cara apapun. Ingat, dalam kimia hanya memperhatikan kalor pada perubahan entalpi karena perubahannya dapat ditentukan secara eksperimen sedangkan nilai entalpi mutlak tidak bisa. Pilihan nol "titik referensi" untuk entalpi membuat perhitungan lebih mudah untuk ditangani. Sekali lagi mengacu pada ketinggian analogi terestrial, ditemukan bahwa Gunung Everest adalah 8.708 kaki lebih tinggi dari Gunung McKinley. Perbedaan ketinggian ini tidak terpengaruh oleh keputusan untuk mengatur "permukaan laut" pada 0 kaki atau pada 1000 kaki.

Senyawa lain yang dapat dipelajari dengan metode langsung adalah SF₆, P₄O₁₀, dan CS₂. Persamaan yang mewakili sintesisnya

S(rombik) + 3F₂(g) → SF₆(g)
P₄(putih) + 5O₂(g) → P₄O₁₀(s)
C(grafit) + 2S(rombik) → CS₂(l)

Perhatikan bahwa S(rombik) dan P(putih) adalah alotrop paling stabil sulfur dan fosfor, masing-masing, pada 1 atm dan 25°C, sehingga nilai ΔHºf nya adalah nol.

Metode Tidak Langsung

Banyak senyawa tidak dapat langsung disintesis dari unsur-unsurnya. Dalam beberapa kasus, reaksi berlangsung terlalu lambat, atau reaksi samping yang menghasilkan zat selain senyawa yang diinginkan. Dalam kasus ini, ΔH dapat ditentukan dengan pendekatan tidak langsung, yang didasarkan pada hukum Hess dari penjumlahan kalor, atau disebut hukum Hess, dinamakan menurut nama kimiawan Swiss Germain Hess. Hukum Hess dapat dinyatakan sebagai berikut: Ketika reaktan diubah menjadi produk, perubahan entalpi adalah sama entahkah reaksi berlangsung dalam satu langkah atau dalam serangkaian langkah-langkah. Dengan kata lain, jika bisa memecah reaksi yang diinginkan menjadi serangkaian reaksi yang ΔHºrx nya dapat diukur, maka dapat dihitung ΔHºrx untuk reaksi keseluruhan. Hukum Hess didasarkan pada kenyataan bahwa karena H adalah fungsi keadaan, ΔH hanya bergantung pada keadaan awal dan keadaan akhir (yaitu, hanya pada sifat reaktan dan produk). Perubahan entalpi akan sama entahkah keseluruhan reaksi berlangsung dalam satu langkah atau banyak langkah.

Sebuah analogi hukum Hess adalah sebagai berikut. Misalkan seseoarang pergi dari lantai pertama ke lantai enam sebuah gedung dengan lift. Nilai energi potensial gravitasi (yang sesuai dengan perubahan entalpi keseluruhan proses) adalah sama entahkah ia pergi langsung ke sana atau berhenti di setiap lantai di jalan menuju lantai enam (memecah perjalanan menjadi serangkaian langkah-langkah).

Misalkan entalpi pembentukan standar karbon monoksida (CO), mungkin dapat dituliskan persamaan reaksi sebagai

C(grafit) + ½O₂(g) → CO(g)

Namun, pembakaran grafit juga menghasilkan beberapa karbon dioksida (CO₂), sehingga tidak bisa diukur perubahan entalpi untuk CO secara langsung seperti yang ditunjukkan. Sebaliknya, jika harus menggunakan cara tidak langsung, berdasarkan hukum Hess. Hal ini dimungkinkan untuk melaksanakan dua reaksi yang terpisah berikut, dengan melakukan proses sampai selesai:

(a) C(grafit) + O₂(g)   →  CO₂(g)  ΔHºrx = -393,5kJ/mol

(b) CO(g) + ½O₂(g) →  CO₂(g)  ΔHºrx = -283,0kJ/mol

Pertama, jika Persamaan (b) dibalik untuk mendapatkan

(c) CO₂(g) →  CO(g) + ½O₂(g)   ΔHºrx = +283,0kJ/mol

Karena persamaan kimia dapat ditambahkan dan dikurangi seperti persamaan aljabar, maka dilakukan operasi (a) + (c) dan diperoleh

(a) C(grafit) + O₂(g)   → CO₂(g)      ΔHºrx = -393,5kJ/mol
(c) CO₂(g) →  CO(g) + ½O₂(g)       ΔHºrx = +283,0kJ/mol
_________________________________________________+
(d)  C(grafit) + ½O₂(g)   →  CO(g)  ΔHºrx = -110,5kJ/mol

Dengan demikian, ΔH^o­_f(CO) = -110,5 kJ/mol. Menengok ke belakang, kita melihat bahwa keseluruhan reaksi adalah pembentukan CO₂ [Persamaan (a)], yang dapat dibagi menjadi dua bagian [Persamaan (d) dan (b)]. Gambar 6.10 menunjukkan skema keseluruhan prosedur.

Gambar 6.10. Perubahan entalpi untuk pembentukan 1 mol CO₂ dari grafit dan O₂ dapat dipecah menjadi dua langkah menurut hukum Hess.

Aturan umum dalam menerapkan hukum Hess adalah untuk mengatur serangkaian persamaan kimia (sesuai dengan serangkaian langkah) sedemikian rupa, ketika ditambahkan bersama-sama, semua spesi akan membatalkan kecuali untuk reaktan dan produk yang muncul dalam reaksi keseluruhan. Ini berarti bahwa kita ingin unsur di sebelah kiri dan senyawa yang diinginkan di sebelah kanan panah. Selanjutnya, kita sering perlu untuk memperbanyak sebagian atau seluruh persamaan yang mewakili langkah-langkah individu dengan koefisien yang sesuai.

Dapat dihitung entalpi reaksi dari nilai-nilai ΔHºf, seperti yang ditunjukkan pada Contoh 6.10

Contoh 6.10

Reaksi termit melibatkan aluminium dan besi (III) oksida

2Al(s) + Fe₂O₃(s) → Al₂O₃(s) + 2Fe(l)

Reaksi ini sangat eksoterm dan besi cair yang terbentuk digunakan untuk logam las. Hitunglah kalor yang dilepaskan dalam kilojoule per gram dari Al yang bereaksi dengan Fe₂O₃. ΔHfº untuk Fe(l) adalah 12,40 kJ/mol.

Strategi

Entalpi reaksi adalah perbedaan antara jumlah dari entalpi produk dan jumlah entalpi reaktan. Entalpi setiap spesi (reaktan atau produk) yang diberikan oleh koefisien stoikiometrinya kali entalpi pembentukan standar spesi.

Penyelesaian

Menggunakan nilai ΔHº­f yang diberikan untuk Fe(l) dan nilai ΔHºf lainnya pada Data Termodinamika dan Persamaan (6.18), dapat ditulis

ΔH^o­_rx = [ΔH^o­_f (Al₂O₃) + 2ΔH^o­_f (Fe)] - [2ΔH^o­_f (Al) + ΔH^o­_f (Fe₂O₃)]

          = [(-1669,8 kJ/mol) + 2(12,40 kJ/mol)] - [2(0) + (-822,2 kJ/mol)]

          = -822,8 kJ/mol

Ini adalah jumlah kalor yang dilepaskan untuk dua mol Al yang bereaksi. Dapat digunakan rasio berikut

-822,8kJ/2 mol Al

untuk mengkonversi menjadi kJ/g Al. Massa molar Al adalah 26,98 g, sehingga

kalor yang dilepas per gram Al = (-822,8kJ/2 mol Al) x (1mol Al/26,98 g Al)

                                                   = -15,25 kJ/g

Periksa 

Apakah tanda negatif konsisten dengan sifat reaksi eksoterm? Sebagai pemeriksaan cepat, dapat dilihat bahwa 2 mol Al memiliki berat sekitar 54 g dan memberikan sekitar 823 kJ kalor jika bereaksi dengan Fe₂O₃. Oleh karena itu, kalor yang dilepaskan per gram dari Al yang bereaksi adalah sekitar -830 kJ/54 g atau 215,4 kJ/g.

6.5 Kalorimetri

Di laboratorium, kalor pada proses perubahan fisika dan perubahan kimia diukur dengan kalorimeter, wadah tertutup yang dirancang khusus untuk tujuan tersebut. Diskusi tentang kalorimetri yaitu pengukuran perubahan kalor akan tergantung pada pemahaman tentang kalor jenis dan kapasitas kalor, jadi perlu diperhatikan terlebih dahulu.

Kalor Jenis dan Kapasitas Kalor

Kalor jenis atau kalor spesifik (c) suatu zat adalah jumlah kalor yang dibutuhkan untuk menaikkan suhu satu gram zat sebesar satu derajat Celcius. Kalor jenis memiliki satuan J/g°C. Kapasitas kalor (C) suatu zat adalah jumlah kalor yang dibutuhkan untuk menaikkan suhu kuantitas tertentu zat sebesar satu derajat Celcius. Satuannya adalah J/°C. Kalor jenis adalah sifat intensif sedangkan kapasitas kalor adalah sifat ekstensif (ingat sifat fisika dan sifat kimia zat). Hubungan antara kapasitas kalor dan kalor jenis suatu zat;

C = m . c (6.11)

di mana m adalah massa zat dalam gram. Misalnya, kalor jenis air adalah 4,184 J/g°C, dan kapasitas kalor dari 60,0 g air adalah

(60,0g)(4,184 J/g°C) = 251 J/°C

Tabel 6.2 menunjukkan kalor jenis dari beberapa zat yang umum dijumpai.

Jika kalor jenis dan jumlah zat diketahui, maka perubahan suhu (Δt) dalam sampel akan memberikan informasi jumlah kalor (q) yang telah diserap atau dilepaskan dalam proses tertentu. Persamaan untuk menghitung perubahan kalor diberikan oleh

q = m.c.Δt  (persamaan 12)

 q = C.Δt (persamaan 13)

dimana Δt adalah perubahan suhu:

Δt = t_akhir - t_awal 

Tanda konvensi untuk q adalah sama dengan tanda untuk perubahan entalpi; q positif untuk proses endotermis dan negatif untuk proses eksotermis.

Contoh 6.5

Sebuah sampel 466 g air dipanaskan dari 8,50°C menjadi 74,60°C. Hitung jumlah kalor yang diserap (dalam kilojoule) oleh air.

Strategi

Diketahui kuantitas air dan kalor jenis air. Dengan informasi ini dan kenaikan suhu, dapat dihitung jumlah kalor yang diserap (q).

Penyelesaian
q = m.c.Δt
   = (466 g) (4,184 J/g°C) (74,60°C - 8,50°C)
   = +1,29 x 10⁵J
   = +129 kJ

Periksa

Satuan g dan °C saling membatalkan, dan didapatkan satuan yang diinginkan kJ. Karena kalor diserap oleh air dari lingkungan, sehingga memiliki tanda positif.

Kalorimetri Volume Tetap

Kalor pembakaran biasanya diukur dengan menempatkan sejumlah senyawa yang diketahui massanya dalam wadah baja yang disebut "kalorimeter bom volume tetap", yang diisi dengan oksigen pada tekanan sekitar 30 atm. Bom tertutup direndam dalam air dengan kuantitas yang diketahui, seperti yang ditunjukkan pada Gambar 6.8. Sampel dinyalakan dengan listrik, dan kalor yang dihasilkan oleh reaksi pembakaran dapat dihitung secara akurat dengan mencatat kenaikan suhu air. Kalor yang dilepaskan oleh sampel diserap oleh air dan bom. Desain khusus dari kalorimeter memungkinkan untuk berasumsi bahwa tidak ada kalor (atau massa) yang hilang ke lingkungan selama waktu yang dibutuhkan untuk melakukan pengukuran. Oleh karena itu, dapat disebut bom dan air yang terendam sebagai sebuah sistem yang terisolasi. Karena tidak ada kalor masuk ataupun meninggalkan sistem selama proses berlangsung, perubahan kalor dari sistem (q_sis) harus nol dan dapat ditulis

q_sis = q_kal + q_rx (6.14)
      = 0

dimana q_kal adalah perubahan kalor untuk kalorimetri dan q_rx adalah perubahan kalor untuk reaksi. Sehingga,

q_rx = -q_kal (6.15)

Untuk menghitung q_kal, perlu diketahui kapasitas kalor dari kalorimeter (C_kal) dan kenaikan suhu, yaitu,

q_kal = C_kalΔt (6.16)

Kuantitas C_kal dikalibrasi dengan membakar zat yang telah diketahui dengan akurat kalor pembakarannya. Sebagai contoh, diketahui bahwa pembakaran 1 g asam benzoat (C₆H₅COOH) melepas kalor 26,42 kJ. Jika kenaikan suhu menjadi 4,673°C, maka kapasitas kalor kalorimeter diberikan oleh persamaan:

Setelah C_kal telah ditentukan, kalorimeter dapat digunakan untuk mengukur kalor pembakaran zat lainnya.

Gambar 6.8. Sebuah kalorimeter bom volume tetap. Kalorimeter diisi dengan gas oksigen sebelum ditempatkan di ember. Sampel dinyalakan dengan listrik, dan kalor yang dihasilkan oleh reaksi dapat secara akurat ditentukan dengan mengukur kenaikan suhu dalam jumlah yang diketahui disekitar air.

Perhatikan bahwa karena reaksi dalam kalorimeter bom terjadi pada volume tetap daripada keadaan tekanan tetap, Perubahan kalor tidak sesuai dengan  perubahan entalpi ΔH (lihat Bagian 6.4). Hal ini dimungkinkan untuk memperbaiki perubahan kalor yang diukur sehingga hasilnya sesuai dengan nilai-nilai ΔH, tetapi koreksi biasanya cukup kecil sehingga tidak akan disibukkan dengan perhitungan ini. Akhirnya, hal itu adalah menarik untuk dicatat bahwa kandungan energi dari makanan dan bahan bakar (biasanya dinyatakan dalam kalori dimana 1 kal = 4,184 J) diukur dengan kalorimeter volume tetap.

Contoh 6.6

Sebuah kuantitas 1,435 g naftalena (C₁₀H₈), zat berbau pedas yang digunakan dalam pengusir ngengat, dibakar dalam kalorimeter bom volume tetap. Akibatnya, suhu air naik dari 20,28°C menjadi 25,95°C. Jika kapasitas kalor dari bom ditambah air 10,17 kJ/ °C, hitung kalor pembakaran naftalena secara molar; yaitu menemukan kalor pembakaran molar.

Strategi

Diketahui kapasitas kalor dan kenaikan suhu, bagaimana menghitung kalor yang diserap oleh kalorimeter? Berapa kalor yang dihasilkan oleh pembakaran 1,435 g naftalena? Apa faktor konversi antara gram dan mol naftalena?

Penyelesaian

Kalor yang diserap oleh bom dan air adalah sama dengan produk dari kapasitas kalor dan perubahan suhu. Dari Persamaan (6.16), dengan asumsi tidak ada kalor yang hilang ke lingkungan, dapat ditulis

q_kal = C_kal.Δt

      = (10,17 kJ/°C) (25,95°C - 20,28°C)

      = +57,66 kJ

karena q_sis = q_kal + q_rx = 0, q_kal = -q_rx. Perubahan kalor dari reaksi adalah +57,66 kJ. Ini adalah kalor yang dilepaskan oleh pembakaran 1,435 g C₁₀H₈; Oleh karena itu, dapat ditulis faktor konversi sebagai

57,66 kJ/1,435 g C₁₀H₈

Massa molar naftalena adalah 128,2 g, sehingga kalor dari pembakaran 1 mol naftalena adalah

                                             = -5,151 x 10³ kJ/mol

Periksa

Diketahui bahwa reaksi pembakaran adalah eksoterm dan bahwa massa molar naftalena jauh lebih besar dari 1,4 g, apakah jawabannya wajar? Pada keadaan reaksi, dapatkah perubahan kalor (257,66 kJ) disamakan dengan perubahan entalpi reaksi?

Kalorimetri Tekanan Tetap

Sebuah perangkat yang lebih sederhana daripada kalorimeter volume tetap adalah kalorimeter tekanan tetap, yang digunakan untuk menentukan perubahan kalor untuk reaksi bukan pembakaran. Sebuah crude kalorimeter tekanan tetap dapat dibuat dari dua buah cangkir yang terbuat dari styrofoam, seperti yang ditunjukkan pada Gambar 6.9. Perangkat ini mengukur efek kalor dari berbagai reaksi, seperti netralisasi asam-basa, serta kalor dari larutan dan kalor dari pengenceran. Karena tekanan tetap, perubahan kalor untuk proses (q_rx) adalah sama dengan perubahan entalpi (ΔH). Seperti dalam kasus kalorimeter volume tetap, diperlakukan kalorimeter sebagai suatu sistem yang terisolasi. Selanjutnya, dapat diabaikan kapasitas kalor kecil dari secangkir kopi dalam perhitungan. Tabel 6.3 daftar beberapa reaksi yang telah dipelajari dengan kalorimeter tekanan tetap.

Gambar 6.9. Sebuah kalorimeter tekanan tetap yang terbuat dari dua cangkir yang terbuat dari styrofoam. Cangkir luar membantu untuk melindungi campuran bereaksi dari lingkungan. Dua larutan dari volume yang diketahui mengandung reaktan pada suhu yang sama secara hati-hati dicampur dalam kalorimeter. Kalor yang dihasilkan atau diserap oleh reaksi dapat ditentukan dengan mengukur perubahan suhu.

Contoh 6.7

Sebuah pelet timbal (Pb) memiliki massa 26,47 g pada 89,98°C ditempatkan di kalorimeter tekanan tetap dengan mengabaikan kapasitas kalor mengandung 100,0 mL air. Suhu air naik dari 22,50°C menjadi 23,17°C. Berapakan kalor jenis pelet timbal?

Strategi 

Sebuah sketsa dari situasi awal dan akhir adalah sebagai berikut:

Diketahui massa air dan pelet timbal serta suhu awal dan akhir. Dengan asumsi tidak ada kalor yang hilang ke lingkungan, kita dapat menyamakan kalor yang dilepas oleh pelet menyebabkan kalor diserap oleh air. Kalor jenis air diketahui, dapat dihitung kalor jenis timbal.

Penyelesaian

Perlakukan kalorimeter sebagai sistem terisolasi (tidak ada kalor yang hilang ke lingkungan), dapat ditulis

qPb + qH₂O = 0 atau

qPb = -qH₂O

Kalor yang diserap air diberikan oleh

qH₂O = m.c.Δt di mana m adalah massa air dan c adalah kalor jenis dan Δt 

= t_akhir - t_awal . Karena itu,

q_H₂O = (100,0 g) (4,184 J/g°C) (23,17°C - 22,50°C)
         = 280,3 J

Karena kalor dilepas oleh pelet timbal adalah sama dengan kalor yang diterima oleh air, sehingga qPb = -280,3 J. Penyelesaian untuk kalor jenis Pb, dapat ditulis

q_Pb      = m.c.Δt
-280,3J = (26,47 g) (s) (23,17°C - 89,98°C)
          c = 0,158 J/g°C

Periksa kalor jenis logam yang ditunjukkan pada Tabel 6.2.

Contoh 6.8
Sebuah kuantitas 1,00 x 10² ml 0,500 M HCl dicampur dengan 1,00 x 10² mL 0,500 NaOH M dalam kalorimeter tekanan tetap, kapasitas kalor diabaikan. Suhu awal dari larutan HCl dan NaOH adalah sama, 22,50°C, dan suhu akhir dari campuran larutan adalah 25,86°C. Hitung perubahan kalor untuk reaksi netralisasi secara molar.

NaOH(aq) + HCl(aq) àNaCl(aq) + H₂O(l)

Asumsikan bahwa kepadatan (densitas) dan kalor jenis larutan adalah sama seperti untuk air (1,00 g / mL dan 4,184 J/g°C).

Strategi 

Karena suhu naik, reaksi netralisasi adalah eksotermis. Bagaimana menghitung kalor yang diserap oleh campuran larutan? Berapakah kalor reaksi? Apa faktor konversi untuk mengekspresikan kalor reaksi secara molar?

Penyelesaian

Dengan asumsi tidak ada kalor yang hilang ke lingkungan, q_sis = q_lar + q_rx = 0, sehingga q_rx = -q_lar, di mana q_lar adalah kalor yang diserap oleh campuran larutan. Karena kepadatan larutan adalah 1,00g/mL, massa larutan 100 mL adalah 100 g. Sehingga,

q_lar = m.c.Δt
       = (1,00 x 10²g + 1,00 x 10² g) (4,184 J/gºC) (25,86ºC – 22,50ºC)
     = 2,81 x 10³ J
     = 2,81 kJ

karena q_rx = -q_lar, maka q_rx = -2,81 kJ

Dari molaritas yang diberikan, jumlah mol dari kedua larutan HCl dan NaOH dalam 1,00 x 10² mL adalah

0,500 mol/1L x 0,100 L = 0,05 mol

Oleh karena itu, kalor netralisasi ketika 1,00 mol HCl bereaksi dengan 1,00 mol NaOH adalah

kalor netralisasi = -2,81 kJ /0,05 mol = -56,2 kJ/mol

Periksa 

Apakah tanda konsisten dengan sifat dari reaksi? Pada keadaan reaksi, dapatkah perubahan kalor disamakan dengan perubahan entalpi?