Kalorimetri dan q = mcΔT: Panduan Kimia HSC

Campurkan 50 mL asam klorida dengan 50 mL natrium hidroksida dan suhunya melonjak dari \(23.5^\circ\text{C}\) menjadi \(30.2^\circ\text{C}\). Reaksi tersebut jelas melepaskan energi. Namun, termometer tidak memberi tahu berapa kilojoule yang dilepaskan, dan tentu saja tidak langsung memberikan perubahan entalpi dalam \(\text{kJ mol}^{-1}\).

Sebelum menggunakan persamaan, prediksikan hal ini: jika jumlah energi yang sama dilepaskan ke dalam larutan dengan jumlah dua kali lebih banyak, apakah kenaikan suhunya akan sama?

Tidak. Lebih banyak materi harus berbagi energi tersebut, sehingga kenaikan suhu akan lebih kecil. Inilah gagasan dasar kalorimetri. Kita mengukur perubahan suhu pada sesuatu yang perilaku termalnya kita ketahui, lalu menelusuri kembali untuk menyimpulkan kalor yang dipindahkan oleh reaksi.

01Termometer tidak mengukur kalor

Termometer mengukur suhu. Termometer tidak mengukur kalor.

Perbedaan ini mudah terlewat karena benda yang lebih panas sering kali mengandung lebih banyak energi termal. Namun, suhu memberi tahu kita tentang keadaan termal suatu zat, sedangkan kalor, \(q\), adalah energi yang berpindah karena adanya perbedaan suhu.

Bayangkan secangkir air dan satu bak mandi penuh air, keduanya mengalami kenaikan suhu sebesar \(5^\circ\text{C}\). Bak mandi membutuhkan jauh lebih banyak energi karena jumlah air yang harus dipanaskan jauh lebih banyak. Perubahan suhu sama, tetapi perpindahan kalornya sangat berbeda.

Model mental tersebut menjadi:

\[ q = mc\Delta T \]

dengan:

• \(q\) adalah kalor yang dipindahkan, dalam joule, \(\text{J}\)
• \(m\) adalah massa yang dipanaskan atau didinginkan, biasanya dalam gram, \(\text{g}\)
• \(c\) adalah kapasitas kalor jenis, dalam \(\text{J g}^{-1}\text{K}^{-1}\)
• \(\Delta T = T_{\text{akhir}}-T_{\text{awal}}\)

Perbedaan suhu sebesar \(1^\circ\text{C}\) memiliki nilai numerik yang sama dengan perbedaan suhu sebesar \(1\text{ K}\), sehingga keduanya dapat digunakan untuk \(\Delta T\) selama satuan \(c\) konsisten.

Untuk larutan encer berbasis air, soal HSC sering meminta Anda mengasumsikan

\[ c = 4.18\text{ J g}^{-1}\text{K}^{-1} \]

yang kira-kira merupakan kapasitas kalor jenis air. Ini adalah suatu pendekatan. Asam pekat, larutan garam, atau campuran lain tidak selalu memiliki kapasitas kalor jenis yang persis sama dengan air murni.

Tanda \(q\) berasal langsung dari \(\Delta T\):

Itulah tanda untuk zat yang diukur, biasanya larutan. Reaksinya sendiri memiliki tanda yang berlawanan.

02Jalankan eksperimen kalorimetri dalam pikiran Anda

Mulailah dengan kalorimeter larutan sederhana.

Sebuah gelas polistirena berisi salah satu larutan pereaksi. Sebuah tutup berada di atas gelas, dengan termometer atau probe suhu menembusnya. Pereaksi kedua ditambahkan melalui tutup tersebut. Campuran diaduk, dan suhu dicatat sebelum, selama, dan setelah pencampuran.

Misalkan asam dan basa bereaksi di dalamnya. Apa yang seharusnya Anda amati jika reaksinya eksotermik?

Larutan seharusnya memanas. Energi meninggalkan zat-zat kimia yang bereaksi dan masuk ke larutan di sekitarnya.

Secara konseptual, ahli kimia memisahkan kedua bagian tersebut:

• zat-zat kimia yang bereaksi adalah sistem
• larutan, kalorimeter, dan lingkungan luar adalah lingkungan

Dalam kalorimeter yang sengaja disederhanakan, mula-mula kita menganggap bahwa seluruh kalor yang dilepaskan oleh reaksi masuk ke larutan:

\[ q_{\text{reaksi}} + q_{\text{larutan}} \approx 0 \]

sehingga

\[ q_{\text{reaksi}} \approx -q_{\text{larutan}} \]

dan karena itu

\[ q_{\text{reaksi}} \approx -mc\Delta T \]

Jika larutan menjadi lebih panas, \(q_{\text{larutan}}>0\), sehingga \(q_{\text{reaksi}}<0\). Reaksinya eksotermik.

Jika larutan menjadi lebih dingin, \(q_{\text{larutan}}<0\), sehingga \(q_{\text{reaksi}}>0\). Reaksinya endotermik.

Jika konvensi tanda tersebut masih terasa terbalik, pertanyaan yang selalu berguna adalah: ” \(q\) milik siapa yang sedang saya hitung?” Larutan dan reaksi memiliki tanda yang berlawanan karena energi yang meninggalkan satu bagian masuk ke bagian lainnya. Anda dapat meninjau kembali konsep dasarnya dalam Reaksi Endotermik dan Eksotermik untuk Kimia HSC.

Pada tekanan atmosfer yang kira-kira konstan, kalor yang dipindahkan oleh reaksi dapat dikaitkan dengan perubahan entalpinya. Setelah kalor reaksi diketahui, entalpi molar dapat ditentukan menggunakan

\[ \Delta H = \frac{q_{\text{reaksi}}}{n} \]

dengan \(n\) adalah jumlah mol yang sesuai dengan banyaknya reaksi yang sedang dilaporkan.

Berhati-hatilah di sini. Untuk netralisasi, Anda mungkin melaporkan \(\Delta H\) per mol air yang terbentuk. Untuk reaksi lain, soal mungkin meminta entalpi per mol pereaksi pembatas. Satuan \(\text{kJ mol}^{-1}\) tidak bermakna kecuali Anda mengetahui apa yang dimaksud dengan “per mol” tersebut.

03Model pertama berguna, tetapi tidak sepenuhnya tepat

Ada masalah yang jelas dengan neraca energi pertama kita. Larutan bukan satu-satunya benda yang mengalami perubahan suhu.

Gelas memanas. Tutup memanas. Termometer memanas. Sebagian energi bocor ke ruangan.

Bayangkan membagi tagihan restoran dengan seseorang yang diam-diam memesan tiga hidangan penutup. Jika Anda menghitung bagian Anda hanya berdasarkan dua hidangan utama, perhitungannya bisa saja sempurna tetapi jawabannya tetap salah karena Anda mengabaikan sebagian tagihan.

Itulah yang terjadi ketika kita hanya menggunakan \(mc\Delta T\) untuk larutan. Persamaannya sendiri benar. Batas yang kita tetapkan untuk lingkunganlah yang tidak lengkap.

Model yang lebih baik memasukkan kalor yang diserap atau dilepaskan oleh kalorimeter:

\[ q_{\text{reaksi}} =-(q_{\text{larutan}}+q_{\text{kalorimeter}}) \]

Kapasitas kalor kalorimeter sering ditulis sebagai \(C_{\text{kal}}\), dengan satuan \(\text{J K}^{-1}\):

\[ q_{\text{kalorimeter}}=C_{\text{kal}}\Delta T \]

Perhatikan perbedaan antara \(c\) dan \(C\).

Kapasitas kalor jenis \(c\) menyatakan energi yang diperlukan per gram per kelvin. Kapasitas kalor \(C\) menyatakan kebutuhan energi untuk seluruh benda atau susunan.

Untuk benda sederhana dengan massa tetap,

\[ C=mc \]

tetapi sebuah kalorimeter dapat terdiri atas beberapa bahan, sehingga menentukan satu nilai \(C_{\text{kal}}\) secara eksperimen dapat jauh lebih mudah daripada menentukan massa dan kapasitas kalor jenis setiap bagiannya.

04Bagaimana jika pereaksi memiliki suhu awal yang berbeda?

Jalan pintas yang umum adalah menjumlahkan semua massa dan menggunakan satu \(\Delta T\).

Cara tersebut hanya berlaku jika bahan-bahan tersebut secara wajar dapat dianggap memiliki suhu awal yang sama.

Misalkan satu larutan mula-mula berada pada \(20^\circ\text{C}\) dan larutan lainnya pada \(30^\circ\text{C}\). Tidak ada satu suhu awal tunggal untuk larutan gabungan. Bahkan tanpa reaksi kimia, larutan yang lebih hangat akan mendingin dan larutan yang lebih dingin akan memanas ketika keduanya dicampurkan.

Gagasan yang benar adalah menghitung perubahan kalor setiap bagian secara terpisah:

\[ q_{\text{lingkungan}} =\sum_i m_i c_i(T_{\text{akhir}}-T_{i,\text{awal}}) \]

dan tambahkan pula suku untuk kalorimeter jika diperlukan.

05Mengapa eksperimen perlu dirancang ulang

Bayangkan eksperimen kalorimetri paling sederhana yang mungkin dilakukan: reaksikan dua larutan dalam gelas beker terbuka dan amati termometer.

Untuk reaksi eksotermik, prediksi Anda sederhana. Suhu pada termometer seharusnya naik.

Dan memang naik. Jadi, gagasan dasarnya bekerja.

Namun sekarang ajukan pertanyaan eksperimen yang lebih sulit: apakah kenaikan suhu yang terukur memperhitungkan seluruh energi yang dilepaskan?

Hampir pasti tidak. Gelas beker kaca menghantarkan kalor ke meja dan udara di sekitarnya. Udara hangat di atas cairan membawa energi pergi. Penguapan menghilangkan energi. Termometer itu sendiri membutuhkan waktu untuk merespons.

Dengan demikian, pengamatan tersebut mendukung kesimpulan bahwa reaksinya eksotermik, tetapi peralatannya kurang baik jika Anda ingin mendapatkan nilai numerik \(\Delta H\) yang akurat.

Desain yang diperbaiki mengatasi kehilangan tersebut satu per satu:

• gunakan polistirena, bukan gelas beker kaca terbuka, untuk mengurangi konduksi
• gunakan tutup untuk mengurangi konveksi dan penguapan
• aduk agar suhu yang diukur lebih mewakili seluruh larutan
• gunakan probe suhu yang merespons dengan cepat
• tentukan kapasitas kalor kalorimeter alih-alih menganggap nilainya nol
• kumpulkan data suhu terhadap waktu alih-alih mengandalkan satu pembacaan

Tidak satu pun langkah tersebut membuat kalorimeter terisolasi sempurna. Langkah-langkah tersebut membuat model kita lebih mendekati perpindahan energi yang sebenarnya.

Mengoreksi kehilangan kalor menggunakan suhu terhadap waktu

Untuk reaksi eksotermik, suhu maksimum yang sebenarnya mungkin terjadi sebelum termometer mencatat nilai tertingginya. Sementara itu, campuran panas sudah mulai kehilangan energi ke ruangan.

Eksperimen yang lebih baik mencatat suhu selama beberapa waktu setelah pencampuran. Setelah reaksi secara efektif selesai, kecenderungan pendinginan kadang-kadang dapat diekstrapolasikan mundur untuk memperkirakan berapa suhu pada waktu pencampuran jika kehilangan kalor tersebut tidak terjadi.

Koreksi ini didasarkan pada suatu asumsi: kecenderungan pendinginan setelah reaksi merupakan model yang wajar untuk perilaku kehilangan kalor selama selang waktu singkat yang sedang dikoreksi.

Asumsi tersebut tidak sepenuhnya tepat. Kehilangan kalor tidak harus tetap linear sempurna dalam jangka waktu panjang. Metode ini berguna karena ekstrapolasinya hanya dilakukan untuk selang waktu yang singkat.

06Mengapa pembakaran memerlukan desain yang berbeda

Misalkan Anda membakar bahan bakar di bawah gelas beker berisi air dan menggunakan \(q=mc\Delta T\) untuk air tersebut.

Apa yang seharusnya terjadi? Air memanas.

Apakah hal itu membuktikan bahwa seluruh energi pembakaran masuk ke air? Tidak. Sebagian besar energi dapat memanaskan udara di sekitar, pembakar, wadah, dan gas hasil pembakaran yang panas. Sebagian bahan bakar juga mungkin terbakar tidak sempurna.

Masalahnya adalah geometri sistem. Banyak energi yang dilepaskan memiliki jalur keluar yang mudah tanpa pernah melewati air yang diukur.

Kalorimeter bom mengubah desain tersebut.

Bahan bakar ditempatkan di dalam bejana logam kuat yang tertutup rapat, yang secara tradisional disebut bom, bersama oksigen. Sistem penyalaan listrik memulai reaksi. Bejana logam tersebut dikelilingi oleh sejumlah air yang diketahui atau susunan termal terkalibrasi lainnya. Air diaduk, dan perubahan suhunya diukur.

Dengan demikian, energi berpindah dari reaksi pembakaran ke bom, kemudian ke kalorimeter dan air di sekitarnya.

Prediksinya kembali sederhana: pembakaran eksotermik seharusnya menyebabkan kenaikan suhu.

Desain yang diperbaiki menangkap jauh lebih banyak energi yang dilepaskan dan dapat dikalibrasi sebagai satu perangkat lengkap.

Ada satu poin ketelitian yang penting untuk diketahui. Kalorimeter bom yang kaku bekerja pada volume yang pada dasarnya konstan, sehingga kalor reaksi yang diukur secara langsung sesuai dengan \(q_v\), yang berkaitan dengan perubahan energi dalam, \(\Delta U\). Kalorimeter gelas kopi bekerja kira-kira pada tekanan konstan, dengan \(q_p\) dikaitkan dengan \(\Delta H\).

Dalam banyak perhitungan di sekolah, soal akan memberikan model yang harus Anda gunakan. Jangan secara otomatis menyebut setiap pengukuran kalor dari kalorimeter sebagai \(\Delta H\) tanpa memeriksa kondisi eksperimen dan asumsi yang diberikan.

07Membandingkan perubahan entalpi eksperimen dengan benar

Kenaikan suhu yang lebih besar tidak secara otomatis berarti suatu reaksi memiliki perubahan entalpi molar yang lebih besar.

Misalkan Reaksi A menaikkan suhu \(50\text{ g}\) larutan sebesar \(8^\circ\text{C}\), sedangkan Reaksi B menaikkan suhu \(200\text{ g}\) sebesar \(3^\circ\text{C}\). Reaksi B menghasilkan \(\Delta T\) yang lebih kecil, tetapi memanaskan materi empat kali lebih banyak.

Kemudian ada jumlah zat yang bereaksi. Melepaskan \(4\text{ kJ}\) dari \(0.020\text{ mol}\) tidak menghasilkan entalpi molar yang sama dengan melepaskan \(4\text{ kJ}\) dari \(0.100\text{ mol}\).

Karena itu, perbandingan yang masuk akal mengikuti urutan berikut:

1. perhitungkan semua kapasitas kalor yang penting
2. tentukan kalor reaksi
3. tentukan jumlah zat yang benar-benar bereaksi
4. ubah menjadi \(\text{kJ mol}^{-1}\)
5. barulah bandingkan reaksi atau percobaan

Apa dampak sebenarnya dari kesalahan eksperimen yang umum

Lebih berguna untuk memprediksi arah suatu kesalahan daripada sekadar menulis “kehilangan kalor”.

Suatu hasil juga dapat presisi tanpa akurat. Lima percobaan mungkin menghasilkan nilai yang hampir identik karena prosedurnya sangat dapat diulang, tetapi setiap percobaan tetap meremehkan \(|\Delta H|\) karena jumlah kalor yang sama secara konsisten hilang ke lingkungan.

Jika nilai acuan diberikan, persentase kesalahan biasanya dihitung menggunakan

\[ \text{persentase kesalahan} = \frac{|\text{nilai eksperimen}-\text{nilai acuan}|} {|\text{nilai acuan}|} \times100\% \]

Nilai mutlak penting karena entalpi dapat bernilai negatif. Anda membandingkan besar selisihnya, bukan menanyakan apakah nilai eksperimen “lebih negatif”.

08Pertanyaan dan penyelesaian

Pertanyaan 1

Suatu reaksi berlangsung dalam \(75.0\text{ g}\) larutan berair. Suhu naik dari \(22.4^\circ\text{C}\) menjadi \(28.1^\circ\text{C}\). Anggap \(c=4.18\text{ J g}^{-1}\text{K}^{-1}\), abaikan kapasitas kalor kalorimeter, dan misalkan \(0.0250\text{ mol}\) pereaksi pembatas bereaksi.

Hitung:

a. kalor yang diterima larutan
b. kalor yang dilepaskan reaksi
c. perubahan entalpi molar per mol pereaksi pembatas

Penyelesaian 1

Reaksi melepaskan \(1.79\text{ kJ}\), sehingga perubahan entalpi molarnya adalah \(-71.5\text{ kJ mol}^{-1}\).

Perubahan suhunya adalah

\[ \Delta T=28.1-22.4=5.7\text{ K} \]

Untuk larutan,

\[ \begin{aligned} q_{\text{larutan}} &=mc\Delta T\\ &=(75.0)(4.18)(5.7)\\ &=1787\text{ J}\\ &=+1.79\text{ kJ} \end{aligned} \]

Jadi, reaksi memiliki perubahan kalor dengan tanda berlawanan:

\[ q_{\text{reaksi}}=-1.79\text{ kJ} \]

Kemudian

\[ \Delta H =\frac{-1.79}{0.0250} =-71.5\text{ kJ mol}^{-1} \]

Kesalahan yang menggoda adalah menjadikan \(q_{\text{larutan}}\) dan \(q_{\text{reaksi}}\) keduanya positif karena suhu meningkat. Kenaikan suhu tersebut terjadi pada larutan. Reaksi memasok energi tersebut, sehingga \(q\)-nya negatif.

Pertanyaan 2

Reaksi eksotermik yang sama diteliti dua kali dalam kalorimeter yang sama. Anggap kedua larutan memiliki \(c=4.18\text{ J g}^{-1}\text{K}^{-1}\), dan kalorimeter memiliki \(C_{\text{kal}}=45.0\text{ J K}^{-1}\). Pertukaran kalor dengan lingkungan luar dapat diabaikan.

Dalam Percobaan A, \(0.0500\text{ mol}\) bereaksi dalam \(100.0\text{ g}\) larutan dan suhu naik sebesar \(6.20\text{ K}\).

Dalam Percobaan B, \(0.0250\text{ mol}\) bereaksi dalam \(50.0\text{ g}\) larutan dan suhu naik sebesar \(5.70\text{ K}\).

Seorang siswa mengabaikan kapasitas kalor kalorimeter dan menyimpulkan bahwa reaksi memiliki entalpi molar yang berbeda pada setiap percobaan.

Hitung entalpi molar tanpa koreksi dan dengan koreksi untuk kedua percobaan, lalu jelaskan mengapa koreksi tersebut memberikan pengaruh yang lebih besar pada Percobaan B.

Penyelesaian 2

Setelah memasukkan kalorimeter, kedua percobaan memberikan nilai yang serupa: Percobaan A menghasilkan \(-57.4\text{ kJ mol}^{-1}\), dan Percobaan B menghasilkan \(-57.9\text{ kJ mol}^{-1}\). Mengabaikan kalorimeter menghasilkan masing-masing \(-51.8\text{ kJ mol}^{-1}\) dan \(-47.7\text{ kJ mol}^{-1}\).

Untuk Percobaan A, jika gelas kalorimeter diabaikan:

\[ \begin{aligned} q_{\text{larutan,A}} &=(100.0)(4.18)(6.20)\\ &=2592\text{ J} \end{aligned} \]

sehingga

\[ \Delta H_{\text{tanpa koreksi,A}} = \frac{-2.592}{0.0500} =-51.8\text{ kJ mol}^{-1} \]

Kalorimeter juga menyerap

\[ q_{\text{kal,A}}=(45.0)(6.20)=279\text{ J} \]

Oleh karena itu,

\[ \begin{aligned} q_{\text{reaksi,A}} &=-(2592+279)\\ &=-2871\text{ J} \end{aligned} \]

dan

\[ \Delta H_{\text{terkoreksi,A}} = \frac{-2.871}{0.0500} =-57.4\text{ kJ mol}^{-1} \]

Untuk Percobaan B,

\[ q_{\text{larutan,B}} =(50.0)(4.18)(5.70) =1191\text{ J} \]

sehingga hasil tanpa koreksi adalah

\[ \Delta H_{\text{tanpa koreksi,B}} = \frac{-1.191}{0.0250} =-47.7\text{ kJ mol}^{-1} \]

Kalorimeter menyerap

\[ q_{\text{kal,B}} =(45.0)(5.70) =257\text{ J} \]

sehingga

\[ q_{\text{reaksi,B}} =-(1191+257) =-1448\text{ J} \]

dan

\[ \Delta H_{\text{terkoreksi,B}} = \frac{-1.448}{0.0250} =-57.9\text{ kJ mol}^{-1} \]

Argumen yang menggoda adalah bahwa jika jumlah zat yang bereaksi dibagi dua, maka setiap suku energi juga seharusnya menjadi setengahnya. Energi reaksi memang menjadi setengah, tetapi kalorimeter fisiknya tidak menjadi setengah.

Gelas, tutup, dan probe yang sama tetap ada. Karena itu, kapasitas kalornya menjadi bagian yang jauh lebih besar dari beban termal total dalam percobaan berskala lebih kecil. Mengabaikan gelas menghasilkan persentase kesalahan yang lebih besar pada Percobaan B.

Perbedaan kecil yang masih tersisa antara hasil terkoreksi biasanya akan dianggap sebagai variasi eksperimen atau bukti bahwa salah satu asumsi kita tidak sepenuhnya tepat.

Pertanyaan 3

Suatu eksperimen netralisasi dimulai pada \(23.0^\circ\text{C}\). Larutan dicampur pada \(t=60\text{ s}\). Setelah reaksi selesai, suhu berikut dicatat:

Anggap pendinginan setelah reaksi bersifat linear selama selang ini dan bahwa mengekstrapolasi kecenderungan tersebut kembali ke waktu pencampuran memberikan suhu reaksi yang terkoreksi.

Massa total larutan adalah \(100.0\text{ g}\), \(c=4.18\text{ J g}^{-1}\text{K}^{-1}\), kapasitas kalor kalorimeter adalah \(50.0\text{ J K}^{-1}\), dan \(0.0500\text{ mol}\) air terbentuk.

Tentukan entalpi molar netralisasi yang terkoreksi dan jelaskan mengapa menggunakan \(28.7^\circ\text{C}\) sebagai suhu maksimum memberikan hasil yang berbeda secara sistematis.

Penyelesaian 3

Suhu terkoreksi pada waktu pencampuran adalah \(29.1^\circ\text{C}\), sehingga \(\Delta H=-57.1\text{ kJ mol}^{-1}\).

Suhu yang tercatat turun sebesar \(0.4^\circ\text{C}\) setiap \(30\text{ s}\):

\[ 28.7\rightarrow28.3\rightarrow27.9 \]

Dengan mengekstrapolasi satu selang \(30\text{ s}\) mundur dari \(t=90\text{ s}\) ke \(t=60\text{ s}\),

\[ T_{\text{terkoreksi}} =28.7+0.4 =29.1^\circ\text{C} \]

Oleh karena itu,

\[ \Delta T=29.1-23.0=6.1\text{ K} \]

Kapasitas kalor larutan adalah

\[ mc=(100.0)(4.18)=418\text{ J K}^{-1} \]

Dengan memasukkan kalorimeter,

\[ C_{\text{total}}=418+50.0=468\text{ J K}^{-1} \]

sehingga lingkungan menyerap

\[ \begin{aligned} q_{\text{lingkungan}} &=(468)(6.1)\\ &=2855\text{ J} \end{aligned} \]

Dengan demikian,

\[ q_{\text{reaksi}}=-2.855\text{ kJ} \]

dan

\[ \Delta H = \frac{-2.855}{0.0500} =-57.1\text{ kJ mol}^{-1} \]

Cara yang menggoda adalah menggunakan \(28.7^\circ\text{C}\) karena itulah suhu tertinggi yang benar-benar tercatat dalam tabel.

Namun, eksperimen sudah mengalami pendinginan pada \(t=90\text{ s}\). Nilai maksimum yang terukur telah menjadi lebih rendah akibat kehilangan kalor sebelum pembacaan tersebut dilakukan. Untuk reaksi eksotermik, menggunakan nilai itu menghasilkan \(\Delta T\) yang terlalu kecil, sehingga \(|\Delta H|\) yang dihitung juga terlalu kecil.

Ekstrapolasi tidak secara ajaib menghilangkan seluruh kesalahan. Metode ini bergantung pada model yang dinyatakan, yaitu bahwa kecenderungan pendinginan yang diamati dapat diperpanjang mundur selama selang waktu singkat tersebut.

Pertanyaan 4

Suatu reaksi diketahui memiliki entalpi molar yang sama dalam dua percobaan yang dilakukan menggunakan kalorimeter yang sama, tetapi kapasitas kalor kalorimeter tersebut tidak diketahui.

Anggap tidak ada pertukaran kalor dengan ruangan dan setiap larutan memiliki \(c=4.18\text{ J g}^{-1}\text{K}^{-1}\).

Percobaan 1 menggunakan \(80.0\text{ g}\) larutan. Sebanyak \(0.0200\text{ mol}\) bereaksi, menghasilkan kenaikan suhu sebesar \(2.50\text{ K}\).

Percobaan 2 menggunakan \(120.0\text{ g}\) larutan. Sebanyak \(0.0400\text{ mol}\) bereaksi, menghasilkan kenaikan suhu sebesar \(4.00\text{ K}\).

Gunakan kedua eksperimen bersama-sama untuk menentukan:

a. kapasitas kalor kalorimeter
b. entalpi molar reaksi

Penyelesaian 4

Kapasitas kalor kalorimeter adalah \(334.4\text{ J K}^{-1}\), dan entalpi reaksinya adalah \(-83.6\text{ kJ mol}^{-1}\).

Misalkan besar energi molar yang dilepaskan adalah \(H\), dalam \(\text{J mol}^{-1}\), dan kapasitas kalor kalorimeter yang belum diketahui adalah \(C_{\text{kal}}\).

Karena reaksi bersifat eksotermik,

\[ q_{\text{reaksi}}=-nH \]

sedangkan lingkungan menerima energi dengan besar yang sama.

Untuk Percobaan 1,

\[ 0.0200H = \left[(80.0)(4.18)+C_{\text{kal}}\right](2.50) \]

sehingga

\[ 0.0200H=836+2.50C_{\text{kal}} \]

Untuk Percobaan 2,

\[ 0.0400H = \left[(120.0)(4.18)+C_{\text{kal}}\right](4.00) \]

sehingga

\[ 0.0400H=2006.4+4.00C_{\text{kal}} \]

Kalikan persamaan pertama dengan dua:

\[ 0.0400H=1672+5.00C_{\text{kal}} \]

Kedua ruas kanan sekarang sama-sama bernilai \(0.0400H\), sehingga

\[ 1672+5.00C_{\text{kal}} = 2006.4+4.00C_{\text{kal}} \]

Oleh karena itu,

\[ C_{\text{kal}}=334.4\text{ J K}^{-1} \]

Substitusikan nilai ini ke Percobaan 1:

\[ \begin{aligned} 0.0200H &=\left[334.4+334.4\right](2.50)\\ &=1672\text{ J} \end{aligned} \]

Jadi,

\[ H=\frac{1672}{0.0200} =83\,600\text{ J mol}^{-1} =83.6\text{ kJ mol}^{-1} \]

Karena reaksi melepaskan energi tersebut,

\[ \Delta H=-83.6\text{ kJ mol}^{-1} \]

Asumsi yang menggoda adalah bahwa jika jumlah mol yang bereaksi dilipatgandakan, maka \(\Delta T\) juga seharusnya menjadi dua kali lipat. Hal itu hanya akan benar jika kapasitas kalor total yang dipanaskan juga tetap sama.

Di sini, jumlah larutan juga berubah, sementara kalorimeter memberikan kapasitas kalor tetap yang sama pada kedua percobaan. Karena itu, kedua percobaan memberikan cukup informasi untuk memisahkan kontribusi tetap kalorimeter dari entalpi reaksi.

Pertanyaan 5

Seorang siswa mengalibrasi kalorimeter ketika kalorimeter tersebut berisi \(100.0\text{ g}\) air. Sebuah pemanas listrik memindahkan tepat \(1.200\text{ kJ}\) ke susunan kalorimeter-dan-air, sehingga suhunya naik sebesar \(2.40\text{ K}\).

Kemudian, kalorimeter yang sama digunakan untuk reaksi eksotermik, tetapi kali ini berisi \(120.0\text{ g}\) larutan. Anggap baik air maupun larutan reaksi memiliki \(c=4.18\text{ J g}^{-1}\text{K}^{-1}\).

Selama reaksi, \(0.0200\text{ mol}\) bereaksi dan suhu naik sebesar \(3.00\text{ K}\).

Siswa A mengatakan bahwa kalibrasi menunjukkan \(C=500\text{ J K}^{-1}\), sehingga ia menggunakan \(q=(500)(3.00)\).

Siswa B mengatakan bahwa \(500\text{ J K}^{-1}\) adalah kapasitas kalor kalorimeter, sehingga ia menambahkannya pada nilai \(mc\) untuk \(120.0\text{ g}\) larutan.

Tentukan entalpi molar yang benar dan jelaskan secara tepat mengapa interpretasi kedua siswa terhadap kalibrasi tersebut salah.

Penyelesaian 5

Entalpi molar yang benar adalah \(-87.5\text{ kJ mol}^{-1}\). Poin pentingnya adalah bahwa nilai \(500\text{ J K}^{-1}\) yang diukur berlaku untuk susunan kalorimeter-plus-\(100.0\text{ g air}\) semula, bukan hanya untuk kalorimeter kosong.

Dari kalibrasi,

\[ C_{\text{susunan kalibrasi}} = \frac{q}{\Delta T} = \frac{1200}{2.40} = 500\text{ J K}^{-1} \]

Namun, \(100.0\text{ g}\) dari susunan tersebut adalah air. Air memberikan kontribusi

\[ C_{\text{air}} =mc =(100.0)(4.18) =418\text{ J K}^{-1} \]

Oleh karena itu, kalorimeter itu sendiri memberikan kontribusi

\[ C_{\text{kal}} =500-418 =82.0\text{ J K}^{-1} \]

Sekarang beralihlah ke percobaan reaksi.

Larutan \(120.0\text{ g}\) memberikan kontribusi

\[ C_{\text{larutan}} =(120.0)(4.18) =501.6\text{ J K}^{-1} \]

Jadi, kapasitas kalor total yang relevan adalah

\[ C_{\text{total}} =501.6+82.0 =583.6\text{ J K}^{-1} \]

Lingkungan menerima

\[ \begin{aligned} q_{\text{lingkungan}} &=(583.6)(3.00)\\ &=1750.8\text{ J}\\ &=1.7508\text{ kJ} \end{aligned} \]

Dengan demikian, reaksi melepaskan

\[ q_{\text{reaksi}}=-1.7508\text{ kJ} \]

dan

\[ \Delta H = \frac{-1.7508}{0.0200} =-87.5\text{ kJ mol}^{-1} \]

Perhitungan Siswa A memperlakukan konstanta kalibrasi \(500\text{ J K}^{-1}\) seolah-olah tidak ada bagian dari susunan terkalibrasi yang berubah. Namun, percobaan reaksi mengandung \(120.0\text{ g}\) larutan, bukan \(100.0\text{ g}\) air. Kapasitas kalor totalnya berbeda.

Siswa B melakukan kesalahan yang berlawanan. Nilai \(500\text{ J K}^{-1}\) sudah mencakup \(100.0\text{ g}\) air yang digunakan selama kalibrasi. Menambahkan \(500\text{ J K}^{-1}\) ke seluruh kapasitas kalor larutan reaksi berarti menghitung kontribusi air semula tersebut dua kali.

Poin yang halus adalah bahwa suatu konstanta kalibrasi hanya bermakna jika Anda mengetahui dengan tepat apa saja yang termasuk selama proses kalibrasi. Angka yang diberi label “konstanta kalorimeter” dalam suatu eksperimen dapat menggambarkan perangkat keras kalorimeter saja, atau dapat menggambarkan seluruh susunan kalorimeter beserta isinya. Anda harus membaca definisi eksperimennya, bukan hanya satuannya.

09Ke mana kalorimetri mengarah selanjutnya

Kalorimetri memberi Anda salah satu cara eksperimen untuk menentukan \(\Delta H\): ukur perpindahan energi, perhitungkan ke mana energi tersebut berpindah, kemudian nyatakan hasilnya per mol reaksi.

Langkah berguna berikutnya adalah hukum Hess. Karena entalpi merupakan fungsi keadaan, \(\Delta H\) keseluruhan bergantung pada keadaan awal dan akhir, bukan pada lintasan reaksi tertentu. Artinya, kalorimetri dapat mengukur perubahan entalpi untuk reaksi yang dapat Anda lakukan dengan aman dan bersih, sedangkan hukum Hess dapat menggabungkan pengukuran-pengukuran tersebut untuk menyimpulkan entalpi suatu reaksi yang sulit diukur secara langsung.

Itulah juga alasan evaluasi eksperimen penting. Jika satu nilai kalorimetri secara sistematis terlalu kecil karena ada energi yang tidak terhitung, kesalahan tersebut tidak akan hilang ketika nilai itu kemudian digunakan dalam perhitungan hukum Hess.