ENTALPI PELARUTAN

ENTALPI PELARUTAN

A.    Tujuan praktikum

1.      Mempelajari pengaruh temperatur terhadap kelarutan suatu zat.

2.      Menentukan entalpi pelarutan (∆H) asam oksalat berdasarkan eksperimen.

B.     Pendahuluan

            Entalpi adalah istilah dalam termodinamika yang menyatakan jumlah energi internal dari suatu sistem termodinamika ditambah energi yang digunakan untuk melakukan kerja pada sebuah materi. Entalpi digolongkan menjadi beberapa jenis yaitu entalpi pembentukan standar, entalpi penguraian standar, entalpi pembakaran standar, dan entalpi pelarutan standar. Entalpi yang berperan disini adalah entalpi pelarutan, yang dimaksud dengan entalpi pelarutan adalah jumlah kalor yang diperlukan atau dibebaskan untuk melarutkan 1 mol zat pada keadaan standar.

            Pada larutan jenuh terjadi keseimbangan antara zat terlarut dalam larutan dan zat yang tidak terlarut. Pada keadaan kesetimbangan ini kecepatan melarut sama dengan kecepatan mengendap dan konsentrasi zat dalam larutan akan selalu tetap. Secara umum panas kelarutan adalah positif (endotermis) sehingga menurut Van’t Hoff makin tinggi temperatur maka akan semakin banyak zat yang larut. Sedangkan untuk zat-zat yang panas pelarutannya negatif (eksotermis), maka semakin tinggi suhu akan makin berkurang zat yang dapat larut.

C.    Dasar teori

1.      Kelarutan

                        Bagaimana kita dapat meramalkan apakah endapan akan terbentuk ketika dua larutan dicampurkan atau ketika satu senyawa ditambahkan ke dalam satu larutan? Hal itu bergantung pada kelarutan (solubility) dari zat terlarut. Kelarutan (solubility) adalah jumlah maksimum zat terlarut yang akan larut dalam sejumlah tertentu pelarut pada suhu tertentu. Dalam konteks kualitatif, ahli kimia membagi zat-zat sebagai dapat larut, sedikit larut atau takdapat larut. Zat dapat dikatakan dapat larut jika sebagian besar zat tersebut melaryt bila ditambahkan air. Jika tidak, zat tersebut digambarkan sebagai sedikit larut atau tidak dapat larut. Semua senyawa ionik merupakan elektrolit kuat, tetapi tapi daya larutnya tidak sama. (Chang, hal 93)

2.      Reaksi asam basa

a.       Asam basa arrhenius

                        Konsep asam basa ini dapat dikatakan masih alami.

                        Senyawa bersifat asam bila : mempunyai rasa masam, dapat mengubah indikator lakmus kertas biru menjadi merah, bila ditambahkan logam dapat melepaskan gelembung-gelembung gas hidrogen, hingga disimpulkan senyawa bersifat asam mengandung ion hidrogen. Hingga asam dapat dirumuskan dengan HX, X adalah gugus yang terikat oleh hidrogen.Senyawa bersifat basa bila : mempunyai rasa pahit, dapat mengubah indikator kertas lakmus merah menjadi biru, dan senyawa mengandung gugus hodroksi, OH^- Hingga basa dapat dirumuskan : MOH, M adalah gugus terikat oleh OH. (Hardjono S, hal 257)

b.      Asam basa Bronsted lowry

                        Dikatakan senyawa bersifat asam bila bila senyawa dapat melepaskan atau memberikan proton (yang dimaksud proton disini adalah inti hidrogen, H⁺), atau sering dikatakan sebagai donor proton. Sedangkan senyawa bersifat basa bila senyawa dapat menangkap atau menerima proton, hingga sering dikenal sebafai proton acceptor. Bila dikaitkan dengan konsep Arrhenius terdapat korelasi yaitu senyawa dapat melepaskan proton bila senyawa mengandung hidrogen. Konsep asam basa Bronsted lowrydapat dimengerti bila kita memahami sifat-sifat larutan yang berkaitan dengan pengertian larutan elektrolit kuat, khususnya faham Bronsted Lowry berdasarkan pengertian ionisasi. (Hardjono S, hal 258-259)

c.       Asam basa lewis

                        Senyawa bersifat basa bila senyawa dapat melepaskan atau memberikan sepasang elektron, sering dikenal sebagai electron donor. Sedangkan senyawa bersifat asam bila dapat menerima atau menangkap sepasang elektron, hingga disebut sebagai electron acceptor. (Hardjono S, hal259)

3.      Titrasi asam basa

                        Studi kuantitatif mengenai reaksi penetralan asam-basa paling nyaman apabila dilakukan dengan menggunakan prosedur yang disebut titrasi (titration). Dalam percobaan titrasi, suatu larutan yang konsentrasinya diketahui secara pasti, disebut sebagai larutan standar (standard solution), ditambahkan secara bertahap ke larutan lain yang konsentrasinya tidak diketahui, sampai reaksi kimia antara kedua larutan tersebut berlangsung sempurna. Jika kita mengetahui volume larutan tidak diketahui yang digunakan dalam titrasi maka kita dapat menghitung konsentrasi larutan tidak diketahui itu. (Chang, hal 111)

4.      Entalpi

                        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 lingkungannya , sehingga dU < dq. Kita akan menunjukkan bahwa ada tekana tetap, kalor yang diberikan sama dengan peruahan dalam sifat termodinamika yang lain dari sistem, yaitu entalpi H. Ini dinyatakan dengan

                        H = U + pV

P adalah tekanan sistem, dan pV sebagian dari definisi H untuk sembarang sistem, dan tidak terbatas hanya untuk gas sempurna, seperti halnya energi dalam, entalpi hanya bergantung pada keadaan sistem sekarang, sehingga entalpi merupakan fungsi keadaan. Seperti juga untuk fungsi keadaan yang manapun, perubahan entalpi antara setiap pasangan keadaan awal dan keadaan akhir tidak bergantung pada jalanya. (P. W Atkins, hal 44)

5.      Entropi

                        Hukum pertama Termodinamika mengarah ke pengenalan tentang energi dalam, U. Ini merupakan fungsi keadaan yang memungkinkan kita mengkaji apakah suatu perubahan diperbolehkan: perubahan yang bisa terjadi hanya yang energi dalam sistem terisolasinya tetap sama. Hukum yang memberikan petunjuk tentang perubahan spontan, yaitu Hukum Kedua Termodinamika, dinyatakan dalam keadaan fungsi lain, yaitu “entropi” (S). Kita akan melihat bahwa entropi memungkinkan kita mengkaji apakah suatu keadaan bisa di dapat dari keadaan lain dengan adanya suatu perubahan spontan. Pada Hukum Pertama, energi energi dalam digunakan untuk mengenali perubahan yang diperbolehkan (perubahan yang mengekalkan energi); pada Hukum Kedua entropi digunakan mengenali perubahan spontan diantara perubahan-perubahan yang diperbolehkan ini:

    Hukum Kedua : Entropi suatu sistem yang terisolasi bertambah selama ada perubahan spontan.

                                    ∆S_tot> 0

Dengan S_tot menyatakan entropi total semua bagian sistem terisolasi. (P. W. Atkins hal 93-94)

                        Proses tak reversibel adalah proses spontan, sehingga proses itu disertai dengan kenaikan entropi. Kita dapat menyatakan bahwa proses tak reversibel menghasilkan entropi, sedangkan proses reversibel adalah perubahan yang sangat setimbang, dengan sistem dalam keseimbangan dengan lingkungannya pada setiap tahap. Setiap langkah yang sangat kecil di sepanjang jalannya bersifat reversibel, dan terjadi tanpa menyebarkan energi secara kacau, sehingga juga tanpa kenaikan entropi : proses reversibel tidak menghasilkan entropi, melainkan hanya memindahkan entropi dari satu bagian sistem terisolasi ke bagian lainya. (P. W. Atkins hal 94)

6.      Energi bebas Gibbs

                        Hukum Kedua Termodinamika berkaitan dengan spontanitas. Suatu pernyataan hukum kedua termodinamika adalah bahwa setiap perubahan yang spontanitas selalu terjadi kenaikan entropi. Dua faktor yang mengontrol kejadian yang spontanitas adalah perubahan energi dan perubahan entropi. Hukum kedua termodinamika yang berkaitan erat dengan perubahan entalpi dan perubahan entropi bersama-sama menjadi kuantitas termodinamika tunggal, G, yang disebut energi bebas Gibbs. Energi bebas Gibbs didefinisikan sebagai :

                        G = H – TS

Untuk suatu perubahan pada T dan P konstan, maka :

                        ∆G = ∆H - T∆S

Sesuai dengan hukum kedua, setiap perubahan spontan yang terjadi pada suatu sistem harus disertai dengan penurunan tenaga bebas, ini berarti bahwa ∆G harus negatif (∆G < 0). Jadi, perubahan tenaga bebas gibbs, terdiri atas dua faktor yang memberikan kontribusi terhadap spontanitas, yaitu ∆H dan ∆S. (Hardjono S, hal 223-224)

           

7.      Asam Oksalat

                        Asam oksalat adalah senyawa kimia yang memiliki rumus H2C2O4 dengan nama sistematis asam etanadioat. Asam dikarboksilat paling sederhana ini biasa digambarkan dengan rumus HOOC-COOH. Merupakan asam organik yang relatif kuat, 10.000 kali lebih kuat daripada asam asetat. Di-anionnya, dikenal sebagai oksalat, juga agen pereduktor. Banyak ion logam yang membentuk endapan tak larut dengan asam oksalat, contoh terbaik adalah kalsium oksalat (CaOOC-COOCa), penyusun utama jenis batu ginjal yang sering ditemukan. Asam oksalat dalam keadaan murni berupa senyawa kristal, larut dalam air (8% pada 10^oC) dan larut dalam alkohol. Asam oksalat membentuk garam netral dengan logam alkali (Na,K), yang larut dalam air (5-25 %), sementara itu dengan logam dari alkali tanah, termasuk Mg atau dengan logam berat, mempunyai kelarutan yang sangat kecil dalam air. Jadi kalsium oksalat secara praktis tidak larut dalam air. Berdasarkan sifat tersebut asam oksalat digunakan untuk menentukan jumlah kalsium. Asam oksalat ini terionisasi dalam media asam kuat. Asam oksalat mempunyai massa molar 90.03 g/mol (anhidrat) dan 126.07 g/mol (dihidrat), rupa putih, kepadatan dalam fase 1,90 g/cm³ (anhidrat) dan 1.653 g/cm³ (dihidrat), kelarutan dalam air 9,5 g/100 mL (15°C), 14,3 g /100 mL (25°C?), dan 120 g/100 mL (100°C), dan titik didih sebesar 101-102°C (dihidrat). (www. Chem-is-try. Edu)

8.      Natrium Hidroksida (NaOH)

                        Natrium hidroksida murni merupakan padatan putih; tersedia di pellet, serpih, butiran dan sebagai larutan 50% jenuh. Ini adalah higroskopis dan mudah menyerap air dari udara, sehingga harus disimpan dalam kedap udara wadah. Sangat larut dalam air dengan pembebasan panas. Ini juga larut dalam etanol dan metanol, meskipun pameran kelarutan rendah dalam larutan daripada kalium hidroksida. Natrium hidroksida cair juga merupakan basa kuat, tapi suhu tinggi batas yang diperlukan aplikasi. Hal ini tidak larut dalam eter dan pelarut non-polar. Sebuah natrium hidroksida larutan akan meninggalkan noda kuning pada kain dan kertas. (www. Chem-is-try. Edu)

                        NaOH mempunyai sifat Δ H ° pembubaran untuk diencerkan berair -44,45 kJ / mol. Dari larutan berair pada 12,3-61,8 ° C, mengkristal di monohidrat, dengan titik lebur 65,1 ° C dan densitas 1,829 g / cm 3. Δ H° form -734.96 kJ / mol. Monohidrat dari -28 ke -24 ° C. Heptahidrat dari -24 ke -17,7 ° C. -17,7 Ke Pentahydrate dari -5,4 ° C. Tetrahydrate (α-berubah), di -5, 4-12,3 ° C juga tahu metastabil β-NaOH 4 * H₂O. Yang di atas 61,8 ° C adalah mengkristal. (www. Chem-is-try. Edu)

9.      Indikator Phenolptalein (C₂₀H₁₄O₄)

                        Indikator asam-basa (fenoftalen) menunjukkan bahwa suatu larutan bersifat asam atau basa. Indikator asam-basa seperti pp (fenoftalen) mempunyai warna tertentu pada trayek pH / rentang pH tertentu => yang ditunjukkan dengan perubahan warna indikator. Kalau indikator pp, merupakan indikator yang menunjukkan pH basa, karena dia berada pada rentang pH antara 8,3 hingga 10,0 (dari tak berwarna – merah pink). Kalau pada percobaan Anda ketika NaOH diberi fenoftalen, lalu warnanya berubah menjadi merah lembayung, maka trayek pH-nya mungkin sekitar 9-10. (www. Chem-is-try. Edu)

10.  GaramDapur

                        Natrium klorida, juga dikenal sebagai garam, garam dapur, garam meja, atau garam karang, merupakan senyawa ionik dengan rumus NaCl. Natrium klorida adalah garam yang paling bertanggung jawab atas kadar garam dari laut dan dari cairan ekstraselular multiseluler dari banyak organisme. Sebagai bahan utama garam bisa dimakan, itu biasanya digunakan sebagai bumbu dan makanan pengawet. NaCl mempunyai massa molar 58,443 g / mol, tidak berwarna, berbau, kepadatannya 58,443 g / mol, titik lebur 801 °C, dan titik didih 1413 ^oC.(www. Chem-is-try. Edu)

D.    Alat dan Bahan

1.      Alat

a.       Termostat

b.      Termometer

c.       Buret 50 mL

d.      Gelas ukur 50 mL

e.       Erlenmeyer 125 mL

f.       Pipet volume 5 mL

g.      Tabung reaksi 50 mL

h.      Gelas beker 150 mL

i.        Botol akuades

j.        Sendok sungu

k.      Baskom plastik

l.        Corong gelas

m.    statif

n.      propipet

2.      Bahan

a.       Larutan asam oksalat jenuh

b.      Lerutan NaOH 1 M

c.       Indikator pp

d.      NaCl padat 

E.     Cara kerja

Kesimpulan

            Kesimpulan dari percobaan entalpi pelarutan adalah

1.      Telah dipelajari pengaruh temperature terhadap kelarutan suatu zat, bahwa Semakin besar temperatur semakin besar pula nilai kelarutan

2.      ∆H_{asam oksalat} =

H.    Daftar Pustaka

Atkins, P.W. 1999. Kimia Fisika Edisi Keempat Jilid 1. Jakarta : Erlangga

Chang, Raymond. 2005. Kimia Dasar Konsep-Konsep Inti Edisi Ketiga Jilid 1. Jakarta :        Erlangga

Sasatrohamidjojo, Hardjono. 2008. Kimia Dasar. Yogyakarta : Gadjah Mada University Press

http: www.chem-is-try.adu ; dimbil jam 19.30 WIB

Yogyakarta, 06 Desember 2010

          Asisten                                                                                             Praktikan

            ( Muh. Rusdi )                                                                              ( Fitroh Dwi Nugroho )

F.     Pembahasan

Pada percobaan ini praktikan melakukan percobaan tentang entalpi pelarutan yang bertujuan untuk mempelajari pengaruh temperature terhadap kelarutan suatu zat dan menentukan entalpi pelarutan berdasarkan pelarutan berdasarkan eksperimen.

Dalam percobaan ini praktikan menjaga temperature asam oksalat agar tetap stabil untuk mengetahui kelarutannya. Oleh karena itu , asam oksalat yang sudah dimasukan kedalam tabung reaksi diletakan di thermostat. Thermostat adalah wadah atau alat yang mengatur dan mempertahankan suhu agar konstan. Didalam thermostat terdapat campuran air, es batu, dan garam. Air dan es batu disina merupakan pendingin untuk menurunkan suhu larutan asam oksalat, sedangkan garam berfungsi untuk menurunkan suhu iar sehingga dengan ditambahkannya garam, suhu air yang sudah diberi es batu tadi menurun.

Dalam percobaan ini praktikan melakukan titrasi larutan asam oksalat dengan larutan standar NaOH 1M. larutan NaOH 1M dijadikan sebagai larutan standar, karena larutan NaOH memiliki konsentrasi yang pasti ( 1M ) dan memenuhi persyaratan sebagai standar dalam analisis atau reaksi kimia.

Selanjutnya jika temperatur asam oksalat sudah berada pada suhu yang diinginkan dan konstan, larutan asam oksalat diambil 5mL untuk  dititrasi dengan larutan NaOH. Titrasi dilakukan dengan variasi suhu asam oksalat pada suhu 0^oC, 5^oC, 15^oC, dan 20^oC. untuk mengatur suhu larutan asam oksalat, dapat menambahkan atau mengurangi es batu dan garam yang ada.

Titrasi yang pertama adalah 0^oC larutan asam oksalat diambil 5 mL kemudian ditambahkan indikator  PP. indicator PP berfungsi untuk mengetahui titik akhir pada titrasi, dengan ditandai perubahan warna dalam percobaan ini warna berubah dari bening ke merah muda. Selanjutnya di catat titik akhir titrasinya. Kemudian titrasi dilanjutkan pada temperature 5^oC, 15^oC, dan 20^oC.

Dari data yang diperoleh , dapat di buat sebuah grafik hubungan antara ln s vs 1/T. dapat dilihat grafik yang dihasilkan berbentuk linear dan nilai R² =          sedangkan persamaan garisnya adalah y =                             . Dari persamaan garis tersebut dapat diketahui gradiennya ( m ) =                     dan diperoleh nilai ∆H =