JUDUL:
Termokimia
TUJUAN
Setiap reaksi kimia selalu disertai dengan perubahan energi.
Perubahan kalor dapat diukur atau dipelajari dengan percobaan yang sederhana.
DASAR TEORI
Termokimia merupakan ilmu yang mempelajari perubahan energi, khususnya perubahan kalor yang menyertai reaksi kimia.Secara operasional termokimia berkaitan dengan pengukuran dan penafsiran perubahan kalor.Perubahan keadaan, dan pembentukan larutan.Jumlah perubahan kalor reaksi sebagai hasil kimia dapat diukur dengan alat yang bernama kalorimeter. Alat ini mengukur perubahan temperatur yang terjadi selama reaksi kimia berlangsung (Basri, 2002 : 52).
Energi yang menyertai reaksi kimia lebih lazim dinyatakan dalam bentuk entalpi, sebab banyak reaksi-reaksi kimia yang dilakukan pada tekanan tetap, bukan pada volume tetap. Suatu besaran yang sangat berguna dalam reaksi kimia adalah perubahan entalpi molar standar, dilambangkan dengan ΔH⁰, yang menyatakan perubahan entalpi, jika satu mol pereaksi diubah menjadi produk pada keadaan standar (Sunarya, 2010 : 136).
Dalam termokimia ada dua yang perlu diperhatikan menyangkut perpindahan energi, yaitu sistem dan lingkungan.Sistem adalah segala sesuatu yang menjadi pusat perhatian dalam mempelajari perubahan energi.Sedangkan lingkungan adalah hal-hal diluar sistem yang membatasi sistem dan dapat mempengaruhi sistem (Hasanudin, 2015).
Reaksi Eksoterm dan Endoterm
Berdasarkan adanya perpindahan energi dari sistem kelingkungan atau sebaliknya, rekasi termokimia dikelompokkan menjadi reaksi eksoterm dan endoterm.

Reaksi Eksoterm
Rekasi eksoterm adalah reaksi yang membebaskan kalor.Pada reaksi eksoterm, kalor mengalir dari sistem ke lingkungan sehingga entalpi semakin berkurang, artinya entalpi produk (Hp) lebih kecil dari entalpi reaksi (Hr).Oleh karena itu perubahan entalpinya (ΔH) bertanda negatif.
Contoh : N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3 (g) ΔH = - 26,78 Kkal
Reaksi eksoterm yang berlangsung menyebabkan kenaikan suhu serta mengeluarkan panas pada proses reaksinya.
Reaksi Endoterm
Reaksi endoterm adalah reaksi yang menyerap kalor.Pada reaksi endoterm, sistem menyerap energi. Oleh karena itu, entalpi sistem akan bertambah, artinya entalpi produk (Hp) lebih besar dari entalpi reaksi (Hr). Akibatnya, perubahan entalpinya (ΔH) bertanda positif.
Contoh : 2NH3 (g) N2 (g) + 3H2 (g) ΔH = + 26,78 Kkal
Reaksi endoterm yang berlangsung menyebabkan penurunan suhu serta memerlukan panas pada proses reaksinya (Purwanti, 2012).
Entalpi
Kebanyakan percobaan kimia lebih sering dilakukan pada kondisi tekanan konstan dan bukan pada volume tetap, sehingga disukai untuk menghubungkan kalor yang dipindahkan pada tekanan tetap (Oxtoby,2001:201).
Perubahan entalpi standar suatu reaksi dapat digolongkan menurut jenis reaksinya, seperti entalpi pmbentukan standar (ΔHf⁰), entalpi penguraian standar (ΔHd⁰), dan entalpi pembakaran standar (ΔHc⁰).Tapi pada dasarnya.Semua jenis perubahan entalpi standar, kadang-kadang digolongkan sebagai entalpi reaksi (ΔHf⁰). Sebab reaksi pembentukan, penguraian, maupun pembakaran, semua tergolong reaksi kimia (Sunarya,2010:149).

Jenis-jenis perubahan entalpi:
Perubahan entalpi pembentukan standar (ΔHf⁰)
Perubahan entalpi pembentukan standar (ΔHf⁰) menyatakan perubahan energy entalpi pada pembentukan satu mol zat dari unsur-unsurnya pada keadaan standar (Purwanti, 2012).
Perubahan entalpi penguraian standar (ΔHd⁰)
Entalpi penguraian standar menyatakan perubahan entalpi pada satu mol zat atau senyawa menjadi unsure-unsurnya pada keadaan standar (Purwanti,2012).
Perubahan entalpi pembakaran standar (ΔHc⁰)
Entalpi pembakaran standar menyatakan reaksi suatu zat atau suatu senyawa dengan oksigen (Purwanti,2012).

Kalorimeter dan Kapasitas kalor
Alat yang digunakan untuk mengukur kalor yang diserap atau yang dilepaskan dalam reaksi kimia disebut calorimeter. Perubahan kalor yang terjadi dapat dirumuskan sebagai berikut:
Qâ‚Œ m x c x ΔT atau Qâ‚Œ C x ΔT
Keterangan:
Q: kalor (J)
m : massa larutan (g)
c : kalor jenis pelarut ( gr/ml )
C: kapasitas kalor
ΔT: T2-T1 perubahan suhu (Suparmin,2014:51).
Termokimia membahas tentang perubahan energy yang menyertai suatu reaksi kimia yang dimanifestasikan sebagi kalor reaksi (Sunarya,2010:127).
Kajian kalor yang dihasilkan atau dibutuhkan oleh reaksi kimia disebut termokimia.Termokimia merupakan cabang dari termodinamika karena tabung reaksi dan isinya membentuk sistem. Jadi kita dapat mengukur (secara tak langsung, dengan cara mengukur kerja atau kenaikan temperature). Energy yang dihasilkan oleh reaksi sebagai kalor dan bergantung pada kondisinya apakah dengan perubahan energy dalam atau perubahan entalpi. Sebaliknya, jika kita tahu ΔV atau ΔH suatu reaksi, kita dapat memperkirakan jumlah energy yang dihasilkannya sebagai kalor (P.W.Afkins,1996:47).
Persamaan termokimia
Persamaan termokiia adalah persamaan kimia yang sudah setara.Dalam persamaan termokimia harus melibatkan fasa zat-zat yang bereaksi, sebab perubahan entalpi bergantung pada fasa zat.Sebagai contoh, reaksi antara gas hydrogen dengan gas oksigen membentuk air. Jika air yang dihasilkan membentuk/berwujud zat cair akan dilpeaskan sebesar 483,7 kJ, tetapi jika air yang diproduksi berupa uap, kaloryang dilepaskan sebesar 571,1 kJ. Persamaan termokimianya adalah:
2H2(g) + O2(g) 2H2O(l) ΔH= -571,1 kJ
2H2(g) + O2(g) 2H2O(l) ΔH= -483,7 kJ
Perbedaan alor menunjukkan bahwa ketika uap air mengembun menjadi cair melepaskan kalor sebesar selisih ΔH kedua reaksi di atas (Sunarya,2010:137).
Kalor adalah cara perpindahan energi panas dari suatu sistem ke sistem lain atau kelingkungan. Jika tidak ada aliran panas, tidak dapat dikatakan memiliki kalor. Perubahan energi yang terjadi bersifat kekal, artinya tidak ada energi yang hilang selama reaksi berlangsung melainkan berubah benuk dari bentuk energi yang satu ke bentuk energi yang lain. Adanya kekekalan energi ini ditunjukkan oleh selisih penyerapan dan pelepasan energi yang disebut energi internal (Sunarya,2010:127-130).
Kalor reaksi dapat ditentukan dengan percobaan laboratorium atau dengan perhitungan. Dengan perhitungan ada tiga cara, yaitu berdasarkan Hess, data kalor pembentukan standar dan data energi ikatan (Syukri,1999:85).
Penentuan kalor reaksi
Hukum Hess
Hukum Hess menyatakan “kalor yang menyertai suatu reaksi tidak tergantung pada jalan yang ditempuh, tetapi hanya pada kaedaan awal dan akhir (Syukri,1999:86).
Perubahan entalp dan reaksi-reaksi kimia dapat ditentuka secara laboratorium menggunakan alat calorimeter.Namun demikian, banyak reaksi kimia yang ukar, bahkan tidak mungkin diukur secara laboratorium.Contohnya reaksi pembentukan etanol dari unsure-unsurnya. Persamaan kimianya:
C(s) + 2H2(g) + 1/2 O2(g) CH3OH(l)
Berdasarkan sejumlah percobaan yang dilakukan dan sifat-sifat entalpi, Hess mengajukan temuannya yaitu, oleh karena entalpi adalah suatu fungsi keadaan, maka perubahan entalpi yang berlangsung dari keadaan awal ke keadaan akhir tidak bergantung pada jalannya reaksi. Dengan kata lain, perubahan kalor dalam suatu reaksi hanya bergantung pada keadaan awal (pereaksi) dan keadaan akhir (hasil reaksi). Besarnya perubahan kalor selalu tetap walaupun reaksi itu dilangsungkan dalam satu tahap atau sederet tahap.Prinsip ini dikenal sebagai Hukum Hess.
Kalor pembentukan standar
Suatu senyawa dapat dibuat langsung dari unsure-unsurnya.Kalornya disebut kalor pembentukan standar dan dapat ditentukan dengan percobaan.Kalor ini merupakan entalpi senyawa dan unsur-unsur pembentuknya. Jika kita misalkan kalor pembentukan unsure tersebut nol, maka kita dapat mengetahui kalor pembentukan relativ senyawa yang terbentuk (Sunarya,2010:138).

Energi ikatan
Kalor reaksi juga dapat diperkirakan dari data energy ikatan pereaksi dan hail reaksi. Energi ikatan adalah energi rata-rata yang diperlukan untuk menentukan ikatan antara dua atom dalam senyawa.Oleh sebab itu, kalor reaksi (ΔH) adalah perubahan energi yang dibutuhkan dengan yang dilepaskan.ΔHâ‚Œ Energi pengatoman pereaksi-Energi pengatoman produk.
Energi pengatoman unsur adalah energi yang diperlukan untuk memutuskan ikatan antara atom-atom dalam unsur sehingga menjadi atom-atom bebas (Syukri,1999:93).
Menurut Hukum termodinamika perubahan energy yang menyertai wujud dinyatakan dalam rumus: ΔE: Q-W. dengan Qâ‚Œ kalor yang diserap oleh sistem, Wâ‚Œ kerja yang dilakukan oleh sistem, kebanyakan reaksi kimia berlangsung pada tekanan tetap kerja dirumuskan dengan persamaan: Wâ‚ŒP X ΔV dengan Pâ‚Œ tekanan gas, ΔVâ‚Œ perubahan volume untuk sistem gas oleh karena pada tekanan tetap. ΔEâ‚Œ Q-P x ΔV. Bila ΔVâ‚Œ0, maka ΔEâ‚Œ Q kuantitas kalor yang diserap pada tekanan tetap disebut entalpi (Epinur,dkk,2011:36).

Alat dan Bahan
Alat
No Nama alat Kategori Gambar Fungsi
1 Kalorimeter
1
Untuk mengukur jumlah kalor yang terlibat dalam reaksi kimia
2 Gelas Ukur 1
Untuk mengukur volume suatu larutan yang berwarna maupun tidak.
3 Termometer 1
Untuk mengukur suhu.
4 Penangas 2
Berfungsi untuk memanaskan air
5 Pipet Tetes 1
Untuk mengambil larutan atau cairan dalam jumlah tertentu maupun takaran bebas.
6 Gelas Kimia 1
Sebagai tempat atau wadah menampung atau menyimpan larutan

Bahan
No Nama bahan Kategori Sifat fisik Sifat kimia
1 H2O Umum Titik didih 100⁰C
Titik beku 0⁰C
Tidak berwarna dan tidak berbau. Pelarut yang baik untuk berbgai macam zat
Tidak terbakar
Tidak beracun
2 Etanol Khusus titik didih 102⁰C
titik lebur 169⁰C
tidak berwarna dapat digunakan sebagai bahan bakar
dapat menjadi minuman beracun
larut dalam air

 
Prosedur Kerja
Menentukan tetapan kalorimeter

memasukkan ke dalam memanaskan ke dalam
kalorimeter gelas kimia ±10⁰ diatas
mencatat temperatur suhu kamar.
mencatattemperatur

mencampur air panas ke dalam kalorimeter
mengaduk/mengocok
mengamati temperaturnya selama 10 menit dalam selang waktu 1 menit

Menentukan kalor pelarutan Etanol dalam Air

memasukkan ke dalam memasukkan ke dalam
kalorimeter kalorimeter
mengukur temperatur air
selama 2 menit dengan
selang waktu ½menit

mengocok campuran dalam kalorimeter
mengamati temperaturnya selama 4 menit
dalam selang waktu ½ menit

memasukkan ke dalam memasukkan ke dalam
kalorimeter kaloimeter
mencatattemperatur
selama 2 menit dengan
selang waktu ½ menit

mengocok campuran dalam kalorimeter
mengamati temperaturnya selama 4 menit
dalam selang waktu ½ menit

memasukkan ke dalam memasukkan ke dalam
kalorimeter kaloimeter
mencatat temperatur
selama 2 menit dengan
selang waktu ½ menit

mengocok campuran dalam kalorimeter
mengamati temperaturnya selama 4 menit
dalam selang waktu ½ menit

Hasil Pengamatan
Penentuan tetapan kalorimeter
Dik : Va1 = volume air dingin = 20 ml ρ air = 1 gr/ml
Va2 = volume air panas = 20 ml S air = 4,2 J/gr. K
T air panas = 39⁰C = 312 K
Tair dingin = 29⁰C K
Tabel suhu campuran air
t (menit) T (K)
t1 306
t2 307
t3 307
t4 306
t5 305
t6 304
t7 304
t8 304
t9 305
t10 305

Penentuan kalor pelarutan etanol dalam air
Dik : Vair = 18 ml
Vetanol = 29 ml
Tetanol = 29⁰C = 302 K
Tabel suhu air
t (menit) T (K)
½ 303
1 303
1½ 303
2 303

Tabel suhu campuran
t (menit) T (K)
1 305
2 305
3 304
4 304
5 304
6 305
7 305
8 305

Dik : Vair = 27 ml
Vetanol = 19,3 ml
Tetanol = 29⁰C = 302 K
Tabel suhu air
t (menit) T (K)
½ 302
1 303
1½ 303
2 303
Tabel suhu campuran
t (menit) T (K)
1 306
2 307
3 307
4 306
5 306
6 306
7 306
8 306
Dik : Vair = 36 ml
Vetanol = 14,5 ml
Tetanol = 29⁰C = 302 K
Tabel suhu air
t (menit) T (K)
½ 302
1 302
1½ 302
2 302

Tabel suhu campuran
t (menit) T (K)
1 304
2 304
3 304
4 305
5 305
6 306
7 305
8 304

 
Perhitungan
Penentuan tetapan kalorimeter
Dik : V1 = Vair dingin = 20 mL
V2 = Vair panas = 20 mL
T1 = Tair dingin = 29⁰C = 29 + 273 = 302⁰K
T2 = Tair panas = 39⁰C = 39 + 273 = 312⁰K
ρair= massa jenis air = 1 gr/mL
Sair = kalor jenis = 4.2 J/gr.k
Tabel suhu campuran air
t (menit) T (K)
t1 306
t2 307
t3 307
t4 306
t5 305
t6 304
t7 304
t8 304
t9 305
t10 305

Menghitung massa air dingin
Ma1 = Va1 x ρair
= 20 mL x 1 gr/mL
= 20 gr
Menghitung massa air panas
Ma2 = Va2 x ρair
= 20 mL x 1 gr/mL
= 20 gr

Menghitung suhu campuran
Tcamp = ΣT = (306+307+307+306+305+304+304+304+305+305)/10
=3053/10
= 305,3K
Menghitung perubahan suhu air dingin
ΔT1 = Tcamp - Tair
= 305,3– 302
= 3,3 K
Menghitung perubahan suhu air panas
ΔT2 = Tair2 - Tcamp
= 312 – 305,3
= 6,7 K
Menghitung kalor yang diserap air dingin (Q1)
Q1 = Ma1 x S x ΔT1
= 20 gr x 4.2 J/gr.k x 3,3 K
= 277,2 J
Menghitung kalor yang diserap airpanas (Q2)
Q2= Ma2 x S x ΔT2
= 20 gr x 4.2 J/gr.k x 6,2 K
= 562,8 J
Menghitung kalor yang diterima calorimeter (Q3)
Q3 = Q2 - Q1
= 562,8 J – 277,2 J
= 285,6 J
Menghitung tetapan kalor
K=Q3/ΔT
= Q3/( ∆T2-∆T1)= (285,6 J)/(6,7-3,3) = (285,6 J)/3,4 = 84 J/K

Penentuan kalor penetralan etanol dan air
Untuk campuran air 18 mL dengan etanol 29 mL
Dik : Vair = 18 mL Tair = 303 K
Vetanol = 29 mL Tetanol = 302 K
ρair = 1 gr/mL
ρetanol = 0.789 gr/mL
Setanol = 1.92 J/gr.k
Dit : Entalpi Pelarutan (ΔH1)
Penye :
Menghitung massa air
Mair = Vair x ρair
= 18 mL x 1 gr/mL
= 18 gr
Menghitung massa etanol
Metanol = Vetanolx ρetanol
= 29 mL x0.789 gr/mL
= 22,881 gr
Menghitung suhu campuran
t (menit) T (K)
1 305
2 305
3 304
4 304
5 304
6 305
7 305
8 305

Tcamp = ΣT = ( 305+305+304+304+304+305+305+058)/8
= ( 2437)/8
= 304 K
Kalor yang diserap air (Qa)
ΔT1 = Tcamp - Tair
= 304 K – 303 K
= 1 K
Qa = Ma1 x S x ΔT1
= 18 gr x 4.2 J/gr.k x 1 K
= 75,6 J
Kalor yang diserap etanol (Qc)
ΔT2= Tcamp - Tair
= 304 K – 302 K
= 2 K
Qc= Metanolx S x ΔT2
= 22,8 gr x 1.92 J/gr.k x 2 K
= 87,552 J
Kalor yang diserap kalorimeter (Qk)
Qk = K x ΔT2 → k : 84 J/K
= 84 J/K x 2 K
= 168 J
Kalor yang dihasilkan pada larutan (Ql)
Ql = Qair + Qetanol + Qk
= 75,6 J + 87,552 J + 168 J
= 331 J
Entalpi pelarut (ΔH1)
ΔH1 = ( Q1)/(29/58)
= ( 331)/0,5
= 662 Joule
Untuk campuran air 27 ml dengan etanol 19,3 ml
Dik : Vair= 27 mL Setanol = 1.92 J/gr.k
Vetanol = 19,3 mL Sair = 4,2 J/gr.k
ρair = 1 gr/mL Tair = 303 k
ρetanol = 0.789 gr/mL Tetanol = 302 k
Dit : Entalpi perubahan (ΔH) ?
Penye :
Menghitung massa air
Mair = Vair x ρetanol
= 27 mL x 1 gr/mL
= 27 gr
Menghitung massa etanol
Metanol = Vetanol x ρetanol
= 19,3 mL x 0,789 gr/mL
= 15,23 gr
Menghitung suhu campuran
t (menit) T (k)
1 306
2 307
3 307
4 306
5 306
6 306
7 306
8 306

Tcamp = ΣT = (306 +307+307+306+306+306+306+306)/8
= 2450/8
= 306 K
Kalor yang diserap air (Qa)
ΔT1 = Tcamp - Tair
= 306 – 303
= 3 K
Qa = Mair x Sair x ΔT1
= 27 mL x 4,2 J/gr.K x 3
= 340 J
Kalor yang diserap etanol (Qc)
ΔT2 = Tcamp - Tair
= 306 – 302
= 4 K
Qc = Metanol x S x ΔT2
= 15,23 gr x 1,92 J/gr.K x 4
= 116 J
Kalor yang diserap calorimeter (Qk)
Qk = K x ΔT2
= 84 x 4
= 336 J
Kalor yang diserap pada larutan tugas (QL)
QL = Qair + Qmetanol + Qk
= 340 + 116 + 336
= 792 J
Entalpi pelarutan tugas (ΔH2)
ΔH2 =Ql/(29/58)=792/0,5= 1584 J/mol

Untuk campuran air 36 mL dengan etanol 14,5 mL
Dik : Vair = 36 mL
Vetanol = 14,5 mL
Tair = 302 K
Tetanol = 302 K
ρair = 1 gr/mL
ρetanol = 0,789 gr/mL
Sair = 4,2 J/gr.K
Setanol = 1,92 J/gr.K
Dit : Entalpi perubahan (ΔH2)
Penye :
Menghitung massa air
Mair = Vair x ρair
= 36 mL x 1 gr/mL
= 36 gr
Menghitung massa etanol
Metanol = Vetanol x ρetanol
= 14,5 mL x 0,789 gr/mL
= 11,44 gr
Menghitung suhu campuran
t(menit) T (k)
1 304
2 304
3 304
4 305
5 305
6 306
7 305
8 304

Tcamp = ΣT = (304 +304+304+305+305+306+305+304)/8
= 2441/8
= 306 K
Kalor yang diserap air (Qa)
ΔT1 = Tcamp – Tair
= 306 – 302
= 4 K
Qa = Mair x Sair x ΔT1
= 36 mL x 4,2 J/gr.K x 4
= 604,8 J
Kalor yang diserap etanol (Qc)
ΔT2 = Tcamp - Tair
= 306 – 302
= 4 K
Qc = Metanol x Setanol x ΔT2
= 11,44 gr x 1,92 J/gr.K x 4
= 87,85 J
Kalor yang diserap kalorimeter (Qk)
Qk = K x ΔT2
= 84 x 4
= 336 J
Kalor yang diserap pada larutan tugas (QL)
QL = Qair + Qetanol + Qk
= 604,8 + 87,85 + 336
= 1028,65 J
Entalpi pelarutan (ΔH3)
ΔH3 = Ql/(29/58) =1028,65/0,5 = 2057,3 J/mol
Untuk mencari perbandingan mol air dan mol etanol dalam setiap campuran :
Untuk campuran air 18 mL dengan etanol 29 mL
Perubahan suhu mula – mula (ΔTm1)
ΔTm1=((T air + T etanol))/2= ((302+303))/2= 302,5 K
Perubahan suhu akhir
ΔTa1 = Tcamp – ΔTm1
= 304 – 302,5
= 1,5 K
Mol air =(gr air)/(Mr air)= (ρ air x V air)/(Mr air)= (1 x 18)/18= 1 mol
Mol etanol =(gr etanol)/(Mr etanol)= (ρ etanol x V etanol)/(Mr etanol)= (0,789 x 29)/46= 0,5 mol
Perbandingan mol air dengan mol etanol
Mol air : Mol etanol
1 : 0,5
2
Untuk campuran air 27 mL dengan etanol 19,3 mL
Perubahan suhu mula – mula (ΔTm2)
ΔTm2=((T air + T etanol))/2= ((302+303))/2= 302,5 K
Perubahan suhu akhir (ΔTa2)
ΔTa2 = Tcamp – ΔTm2
= 306 – 302,5
= 3,5 K
Mol air =(gr air)/(Mr air)= (ρ air x V air)/(Mr air)= (1 x 27)/18= 1,5 mol
Mol etanol =(gr etanol)/(Mr etanol)= (ρ etanol x V etanol)/(Mr etanol)= (0,789 x 19,3)/46= 0,33 mol
Perbandingan mol air dengan mol etanol
Mol air : Mol etanol
1 : 0,33
4,5
Untuk campuran air 36 mL dengan etanol 14,5 mL
Perubahan suhu mula – mula (ΔTm3)
ΔTm3=((T air + T etanol))/2= ((302+302))/2= 302 K
Perubahan suhu akhir (ΔTa3)
ΔTa3 = Tcamp – ΔTm3
= 306 – 302
= 4 K
Mol air =(gr air)/(Mr air)= (ρ air x V air)/(Mr air)= (1 x 36)/18= 2 mol
Mol etanol =(gr etanol)/(Mr etanol)= (ρ etanol x V etanol)/(Mr etanol)= (0,789 x 14,5)/46= 0,25 mol
Perbandingan mol air dengan mol etanol
Mol air : Mol etanol
2 : 0,25
8
No Volume (mL) Massa (gr) ΔTm ΔTa ΔT ΔTï‚°/mol (mol air)/(mol etanol)
air etanol air etanol
1 18 29 18 22,8 302,5 1,5 -301 662 2
2 27 19,3 27 15,2 302,5 3,5 -299 1584 4,5
3 36 14,5 36 11,4 302 4 -298 2057,3 8

Kurva hubungan ΔH dengan mol air/mol etanol

Pembahasan
Termokimia merupakan pengetahuan dasar yang perlu diperoleh dari reaksi-reaksi. Termokimia adalah ilmu yang mengkaji tentang efek panas yang terjadi baik pada proses fisika maupun dalam dalam reaksi kimia. Jumlah perubahan kalor sebagai hasil reaksi kimia dapat diukur dalam satu kalorimeter (yang di ukur temperatur).Termokimia yang diamati pada praktikum ini yaitu penentuan tetapan calorimeter dan penentuan kalor pelarutan etanol dalam air.
Penentuan tetapan kalorimeter
Tetapan kalorimeter adalah jumlah yang diserap kalorimeter untuk menaikkan suhunya sebesar satu derajat.Percobaan ini bertujuan untuk menentukan harga tetapan kalorimeter.Perlakuan yang diberikan yaitu mencampurkan air dingin sebanyak 20 ml yang memiliki suhu 29⁰C dengan air panas sebanyak 20 ml yang bersuhu 39⁰C ke dalam kalorimeter, kemudian mengaduk dan mengamati perubahan suhunya selama 10 menit dengan selang waktu 1 menit.
Setelah dilakukan pencampuran, dpaat diamati dengan termometer, terjadi perubahan suhu karena suhu campuran tidak konstn.Perubahan suhu terjadi karena adanya pelepasan dan penyerapan kalor.Air panas melepaskan sebagian kalornya dan air dingin menyerap kalor. Pada proses ini tdak terjadi reaksi kimia tetapi proses fisik, yaitu perubahan suhu. Kalor yang diserap air dingin dan air panas dapat dihitung apabila diketahui perubahan suhu air dingin dan air pana. Kenaikan temperatur air dingin dapat dihitung dengan mengurangkan suhu campuran dan suhu awal air dingin sehingga diperoleh 3,3 K. Sedangkan penurunan suhu air panas dapat dihitung dengan mengurangkan suhu awal air panas dengan suhu campuran sehingga menghasilkan 6,7 K.
Jika kalorimeter tidak menyerap kalor dari campuran air, maka kalor yang diberikan oleh air panas sama dengan kalor yang diserap air dingin. Tetapi, karena kalorimeter juga ikut menyerap kalor, maka kalor yang diserap oleh kalorimeter adalah selisih antara kalor yang diberikan oleh air panas dengan kalor yang diserap air dingin. (Q3 = Q2-Q1). Harga tetapan kalorimeter diperoleh dengan cara membagi jumlah kalor yang diserap kalorimeter (Q3) dengan penghantaran perubahan suhu pada kalorimeter. Sehingga, diperoleh tetapan kalorimeter sebesar 84 J/K.
Penentuan kalor pelarutan etanol dalam air
Pada percobaan ini, tujuannya yaitu menentukan kalor pelarutan etanol dalam air. Jika dilarutkan dalam air, maka akan dilepaskan sejumlah kalor. Besarnya perubahan kalor yang dilepaskan bergantung pada konsentrasi awal dan konsentrasi akhir larutan yang dibentuk. Secara teoritis, perubahan kalor terbesar maksimum terjadi jika etanol dilarutkan dalam volume air yang terhingga. Kalor ini disebut kalor pelarutan atau entalpi pelarutan.
Percobaan ini dilakukan sebanyak tiga kali dengan volume air dan volume etanol yang berbeda-beda, tetapi diberikan perlakuan yang sama. Percobaan pertama dilakukan dengan menggunakan air sebanyak 18 ml dan etanol sebanyak 29 ml. Mula-mula air sebanyak 18 ml dimasukkan kedalam kalorimeter dan mengukur temperaturnya selama dua menit dengan selang waktu ½ menit.Setelah itu mengamati perubahan suhu yang terjadi selama 4 menit dengan selang waktu ½ menit.
Untuk percobaan kedua (menggunakan air 27 ml dan etanol 19,3 ml) dan ketiga (menggunakan air 36 ml dan etanol 14,5 ml), mengulangi langkah seperti pada percobaan pertama. Hasil yang diperoleh yaitu suhu campuran pada percobaan pertama sebesar 304 K, pada percobaan kedua sebesar 306 K, dan pada percobaan ketiga sebesar 306 K. Setelah mengetahui suhu campuran, maka kita dapat mengetahui ΔH pelarutannya. Dari grafik dapat dilihat bahwa jika perbandingan mol air dengan mol etanol semakin besar, maka ΔH pelarutannya semakin besar.Jadi, perubahan kalor terjadi saat etanol dilarutkan dalam volume air yang tertinggi.
 
Kesimpulan
Berdasarkan percobaan dapat disimpulkan bahwa :
Setiap reaksi kimia selalu disertai dengan perubahan energi yang ditandai dengan perubahan suhu. Perubahan energi yang terjadi dapat berupa melepas kalor ataupun menyerap kalor. Berdasarkan pengamatan, benda yang memiliki suhu lebih tinggi akan melepas kalor sedangkan benda yang memiliki suhu lebih rendah akan menyerap kalor.
Perubahan kalor dapat diukur dan diamati melalui percobaan yang sederhana, salah satunya dengan meggunakan kalorimeter. Berdasarkan percobaan sederhana dengan menggunakan kalorimeter, dapat ditentukan bahwa perubahan kalor pelartan etanol dalam air menjadi semakin besar apabila perbandingan antara mol air dengan mol etanol lebih besar.