BAB 1
PENDAHULUAN
A. Latar Belakang
Hukum kekekalan energi menyatakan energi tidak dapat dimusnahkan dan dapat diciptakan melainkan hanya dapat diubah dari satu bentuk kebentuk lain.Di alam ini banyak terdapat energi seperti energi listrik,energi kalor,energi bunyi,namun energi kalor hanya dapat dirasakan seperti panas matahari .Dalam kehidupan sehari-hari kita sering melihat alat-alat pemanas yang menggunakan energi listrik seperti teko pemanas, penanak nasi, kompor listrik ataupun pemanas ruangan. Pada dasarnya alat-alat tersebut memiliki cara kerja yang sama yaitu merubah energi listrik yang mengalir pada kumparan kawat menjadi energi kalor/panas. Sama halnya dengan kalorimeter yaitu alat ayang digunakan untuk mengukur jumlah kalor (nilai kalori) yang dibebaskan.
B. Rumusan Masalah
Berdasarkan latar belakang yang dikemukakan diatas, dapat diidentifikasi permasalahan, sebagai berikut :
- Apakah pengertian dari kalorimeter ?
- Apa fungsi dari kalorimeter ?
- Apa saja jenis kalorimeter ?
- Bagaimana prinsip kerja dari kalorimeter?
- Bagaimana cara pengukuran pH?
C.Tujuan
Adapun tujuan dari penulisan makalah ini adalah agar kita dapat memahami sistem kerja kalorimeter dan arti fisis tara panas listrik. Memperluas pengetahuan pembaca tentang kalorimeter dan pengukuran pH.
BAB II
PEMBAHASAN
2.1 PENGERTIAN KALORIMETER
Kalorimeter merupakan suatu alat yang digunakan untuk mengukur jumlah kalor yang terlibat dalam suatu perubahan atau reaksi kimia. Adapun kalor merupakan energi yang berpindah akibat adanya perbedaan suhu. Hukum pertama termodinamika menghubungkan perubahan energi dalam suatu proses termodinamika dengan jumlah kerja yang dilakukan pada sistem dan jumlah kalor yang dipindahkan kesistem.
Pada kalorimeter terjadi perubahan energi dari energi listrik menjadi energi kalor sesuai dengan hukum kekekalan energi yang menyatakan energi tidak dapat diciptakan dan energi tidak dapat dimusnahkan.
2.2 PRINSIP KERJA KALORIMETER
Prinsip kerja dari kalorimeter adalah mengalirkan arus listrik pada kumparan kawat penghantar yang dimasukan ke dalam air suling. Pada waktu bergerak dalam kawat penghantar (akibat perbedaan potenial) pembawa muatan bertumbukan dengan atom logam dan kehilangan energi. Akibatnya pembawa muatan bertumbukan dengan kecepatan konstan yang sebanding dengan kuat medan listriknya. Tumbukan oleh pembawa muatan akan menyebabkan logam yang dialiri arus listrik memperoleh energi yaitu energi kalor / panas.
Diketahui bahwa semakin besar nilai tegangan listrik dan arus listrik pada suatu bahan maka tara panas listrik yang dimiliki oleh bahan itu semakin kecil. Kita dapat melihat seolah pengukuran dengan menggunakan arus kecil menghasilkan nilai yang kecil. Hal ini merupakan suatu anggapan yang salah karena dalam pengukuran pertama perubahan suhu yang digunakan sangatlah kecil berbeda dengan data yang menggunakan arus besar. Tapi jika perubahan suhu itu sama besarnya maka yang berarus kecil yang mempunyai tara panas listrik yang besar.
2.3 PENEMU KALORIMETER
Ketika Joseph Black, ahli kimia-fisika dari Skotlandia, menjabat profesor di Universitas Edinburgurh, kelasnya selalu dipenuhi murid-murid dari seluruh Eropa yang ingin mendengarkan kuliahnya yang sering disertai demonstrasi percobaan yang menarik.
Beberapa percobaan yang Black lakukan ketika mengajar masih sering dilakukan oleh guru kimia sekolah saat ini, misalnya menambahkan karbon dioksida ke lilin yang menyala di dalam stoples, dan mengeluarkannya melalui selang ke larutan kalsium.
Black menghabiskan banyak waktunya untuk mengamati perpindahan kalor. Karena sering berkutat di laboratorium, ia berhasil mendapatkan penemuan yang sangat penting di tahun 1761, yaitu kalor laten. Kalor laten adalah kalor yang diserap oleh suatu zat, bukan untuk menaikkan suhu zat tersebut, tetapi digunakan untuk mengubah wujudnya. Kita dapat mengamati kalor laten dalam kehidupan sehari-hari, misalnya, ketika air (zat cair) yang dipanaskan berubah menjadi uap air (zat gas).
Black juga membuktikan bahwa setiap benda menyerap kalor yang berbeda untuk menaikkan suhunya sebanyak satu derajat. Inilah yang sebenarnya kita ukur ketika menggunakan kalorimeter, alat yang diciptakan oleh Balck. Black jugalah orang yang dianggap sebagai penemu gas karbon dioksida.
Joseph Black adalah guru dari James Watt, penemu mesin uap yang justru lebih terkenal daripada Black sendiri. temuan-tenuan black terbukti bermanfaat bagi Watt untuk semakin meningkatkan kinerja mesin uapnya.
2.4 JENIS-JENIS KALORIMETER
2.4.1 Kalorimeter Bom
Bomb kalorimeter 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. Sejumlah sampel dalam suatu ruang bernama “BOMB” dan dinyalakan atau dibakar dengan sistem penyalaan elektris sehingga sampel tersebut terbakar habis dan menghasilkan panas.
Pengukuran calorimeter bomb dilakukan pada kondisi volume konstan tanpa aliran atau dengan kata lain reaksi pembakaran dilakukan tanpa menggunakan nyala api melainkan menggunakan gas oksigen sebagai pembakar dengan volume konstan atau tekanan tinggi. Karena reaksi yang berlansung dalam kalorimeter bom ini merupakan reaksi yang berlangsung pada volume tetap (ΔV), perubahan kalor yang terjadi didalam sistem akan sama dengan perubahan energi dalamnya. Kalorimeter terdiri dari sebuah bom (wadah tempat berlangsungnya reaksi pembakaran, biasanya terbuat dari bahan stainless steel), dan sejumlah air yang dibatasi dengan wadah kedap panas.
Keterangan: :
a. Termometer berguna untuk mengukur suhu.
b. Pengaduk berguna untuk mengaduk air pendingin.
c. Katup oksigen untuk memasukkan oksigen dari tabung.
d. Cawan untuk meletakkan bahan/sampel yang akan di bakar.
e. Kawat penyala untuk membakar.
f. Bom yaitu tempat terjadinya pembakaran.
g. Jacket air yaitu jacket untuk peletakan bom.
Cara Kerja Kalorimeter Bom:
- Sejumlah tertentu zat yang akan diuji ditempatkan dalam cawan platina dan sebuah "kumparan besi” yang diketahui beratnya (yang juga akan dibakar) ditempatkan pula pada cawan platina sedemikian sehingga menempel pada zat yang akan diuji.
- Kalorimeter bom kemudian ditutup dan tutupnya lalu dikencangkan.
- Setelah itu "bom" diisi dengan O2 hingga tekanannya mencapai 25 atm.
- Kemudian "bom" dimasukkan ke dalam kalorimeter yang diisi air.
- Setelah semuanya tersusun, sejumlah tertentu aliran listrik dialirkan ke kawat besi dan setelah terjadi pambakaran, kenaikan suhu diukur sebagai fungsi waktu setelah penyalaan. Pada saat pembakaran suhu bomb tinggi, oleh karena itu keseragaman suhu air disekeliling bomb harus dijaga dengan suatu pengaduk.selain itu dalam beberapa hal tertentu diberikan pemanasan dari luar melalui selubung air untuk menjaga supaya suhu seragam agar kondisi bejana air adiabatic.
- Kapasitas panas (atau harga air) “bom”, kalorimeter, pengaduk,dan termometer ditentukan dengan percobaan terpisah dengan menggunakan zat yang diketahui panas pembakarannya dengan tepat (Biasanya asam benzoat)
Prinsip Kalorimeter Bom
Prinsip kalorimeter bom yaitu bekerja pada Sistem terisolasi, dimana tidak ada perpindahan baik energi maupun massa. Reaksi yang terjadi didalam kalorimeter bom akan menghasilkan kalor dan akan diserap oleh air dan bom pada suhu yang sama yang ditunjukkan dengan adanya kenaikan suhu air yang terbaca oleh termometer. Oleh karena tidak ada kalor yang terbuang ke lingkungan, maka kalor reaksi sama dengan kalor yang diserap oleh air dan bom.
qreaksi = – (qair+ qbom )
Jumlah kalor yang diserap oleh air dapat dihitung dengan rumus :
qair = m x c x DT
dengan :
m = massa air dalam kalorimeter ( g )
c = kalor jenis air dalam kalorimeter (J / g.oC ) atau ( J / g. K )
DT = perubahan suhu ( oC atau K )
Jumlah kalor yang diserap oleh bom dapat dihitung dengan rumus :
qbom = Cbom x DT
dengan :
Cbom = kapasitas kalor bom ( J / oC ) atau ( J / K )
DT = perubahan suhu ( oC atau K )
Reaksi yang berlangsung pada kalorimeter bom berlangsung pada volume tetap ( DV = nol ). Oleh karena itu, perubahan kalor yang terjadi di dalam sistem = perubahan energi dalamnya.
DE = q + w dimana w = - P. DV ( jika DV = nol maka w = nol )
Maka:
DE = q
2.4.2 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 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 kepingasbes 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 cawanaluminium. 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.
2.4.3 Kalorimeter sederhana ( 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.
Pengukuran kalor reaksi selain kalor reaksi pembakaran dapat dilakukan dengan menggunakan kalorimeter pada tekanan tetap yaitu dengan kalorimeter sederhana yang dibuat dari gelas stirofoam. Kalorimeter ini biasanya dipakai untuk mengukur kalor reaksi yang reaksinya berlangsung dalam fase larutan (misalnya reaksi netralisasi asam – basa / netralisasi, pelarutan dan pengendapan). Pada kalorimeter ini, kalor reaksi = jumlah kalor yang diserap / dilepaskan larutan sedangkan kalor yang diserap oleh gelas dan lingkungan diabaikan.
qreaksi = – (qlarutan+ qkalorimeter )
qkalorimeter = Ckalorimeter x DT
dengan :
Ckalorimeter = kapasitas kalor kalorimeter ( J / oC ) atau ( J / K )
DT = perubahan suhu ( oC atau K )
Jika harga kapasitas kalor kalorimeter sangat kecil maka dapat diabaikan sehingga perubahan kalor dapat dianggap hanya berakibat pada kenaikan suhu larutan dalam kalorimeter.
qreaksi = – qlarutan
qlarutan = m x c x DT
dengan :
m = massa larutan dalam kalorimeter ( g )
c = kalor jenis larutan dalam kalorimeter (J / g.oC ) atau ( J / g. K )
DT = perubahan suhu ( oC atau K )
Pada kalorimeter ini, reaksi berlangsung pada tekanan tetap (DP = nol ) sehingga perubahan kalor yang terjadi dalam sistem = perubahan entalpinya.
DH = qp
Suatu benda yang mempunyai suhu lebih tinggi dari fluida bila dicelupkan ke dalam fluida, maka benda tersebut akan melepaskan kalor yang akan diserap oleh fluida hingga tercapai keadaan seimbang (suhu benda = suhu fluida). Fenomena diatas sesuai dengan azas black yang menyatakan bahwa jumlah kalor yang dilepaskan oleh benda sama dengan jumlah kalor yang diserap fluida.
Jika diukur panas jenis benda padat berupa logam dengan menggunakan kalorimeter. mula-mula benda dapat dipanaskan dalam gelas kimia sehingga diasumsikan bahwa tempratur benda sama dengan tempratur uap . Titik didih air tergantung pada tekanan udara dan kemudian menentukan titik didih air berdasarkan tabel yang ada. massa jenis benda padat dapat dihitung menggunakan persamaan :
mb . Cb . ( tb-t2 ) = ( ma . Ca + H ) ( t2 – t1 )
Dimana :
· mb = massa benda
· Cb = panas jenis benda
· tb = temperatur benda mula-mula (setelah dipanaskan)
· t1 = temperatur air mula-mula
· t2 = temperatur kalorimeter saat keadaan seimbang
· ma = massa air
· H = harga air kalorimeter
Adapun untuk menentukan massa air mula-mula (Mam) dan massa air setelah dipanaskan (Map) adalah sebagai berikut :
Mam : (Massa kalorimeter + pengaduk + air) – (massa kalorimeter + pengaduk)
Map : (Massa gelas beker + air) – (massa gelas beker)
Untuk menentukan harga air kalorimeter (H) dapat ditentukan dengan rumus sebagai berikut
H = mb . Cb (tb – t2) = ma . Cb (t2 - tb)
(t2 – t1)
Keterangan :
· mb = massa benda (kg)
· Cb = panas jenis benda (J/kg.°K)
· tb = suhu setelah dipanaskan (°K)
· t2 = suhu saat setimbang (°K)
· ma = masa benda mula-mula (kg)
· t1 = suhu mula-mula (°K)
· H = Harga air kalorimeter
· c = 4200 J/kg.k
Didapatkan bahwa kalor merupakan bentuk energi yaitu energi panas. oleh karena itu pada kalor berlaku hukum setelah energi jika dua buah benda yang suhunya barlainan hukum kekelan energi jika dua buah benda yang suhunya berlainan disentukan atau dicampur, benda yang bersuhu tinggi akan melepaskan kalor dan benda yang bersuhu rendah akan menyerap kalor. banyaknya kalor yang dilepas sama dengan banyaknya kalor yang diserap. pernyataan ini sesuai dengan pernyataan/azas blask yang menyatakan: Q lepas = Q terima.
Dimana kalor jenis merupakan perbandingan diantara kapasitas panas dengan massa benda = c = Q/(M . ∆t)Dimana c adalah kalor jenis, Q adalah jumlah kalor, adalah massa benda dan ∆t adalah perubahan suhu perubahan suhu ini dapat dicari dengan t2 – t1. Dimana suhu saat setimbang kurang dengan suhu mula – mula, kalor jenis zat disebut dengan kalorimeter.
Semakin tinggi suatu benda maka semakin rendah massa benda. kapasitas kalor juga disebut harga air (H) atau di sebut juga harga air kalorimeter. harga air kalorimeter dapat ditentukan dengan persamaan rumus yang di dapat melalui persamaan azas black yaitu :
Q lepas = Q trima
mb . Cb (tb – t2) = (ma . Ca + H) (t2 – t1)
ma . Ca + H = mb . Cb (tb – t2)
(t2 – t1)
H = mb . Cb (tb – t2) - ma . Cb
(t2 – t1)
H = mb . Cb (tb – t2) - ma . Cb (t2 – t1)
(t2 – t1)
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.
2.5 PENGUKURAN pH
pH adalah derajat keasaman yang digunakan untuk menyatakan tingkat keasaman atau kebasaan yang dimiliki oleh suatu larutan. Ia didefinisikan sebagai kologaritma aktivitas ion hidrogen (H+) yang terlarut. Koefisien aktivitas ion hidrogen tidak dapat diukur secara eksperimental, sehingga nilainya didasarkan pada perhitungan teoritis. Skala pH bukanlah skala absolut. Ia bersifat relatif terhadap sekumpulan larutan standar yang pH-nya ditentukan berdasarkan persetujuan internasional.
Konsep pH pertama kali diperkenalkan oleh kimiawan Denmark Søren Peder Lauritz Sørensen pada tahun 1909. Tidaklah diketahui dengan pasti makna singkatan "p" pada "pH". Beberapa rujukan mengisyaratkan bahwa p berasal dari singkatan untuk power (pangkat), yang lainnya merujuk kata bahasa Jerman Potenz (yang juga berarti pangkat), dan ada pula yang merujuk pada katapotential. Jens Norby mempublikasikan sebuah karya ilmiah pada tahun 2000 yang berargumen bahwa p adalah sebuah tetapan yang berarti "logaritma negatif"
Air murni bersifat netral, dengan pH-nya pada suhu 25 °C ditetapkan sebagai 7,0. Larutan dengan pH kurang daripada tujuh disebut bersifat asam, dan larutan dengan pH lebih daripada tujuh dikatakan bersifat basa atau alkali. Pengukuran pH sangatlah penting dalam bidang yang terkait dengan kehidupan atau industri pengolahan kimia seperti kimia, biologi, kedokteran, pertanian, ilmu pangan, rekayasa (keteknikan), dan oseanografi. Tentu saja bidang-bidang sains dan teknologi lainnya juga memakai meskipun dalam frekuensi yang lebih rendah.p[H]
Menurut definisi asli Sørensen, p[H] didefinisikan sebagai minus logaritma konsentrasi ion hidrogen. Definisi ini telah lama ditinggalkan dan diganti dengan definisi pH. Adalah mungkin untuk mengukur konsentrasi ion hidrogen secara langsung apabila elektrode yang digunakan dikalibrasi sesuai dengan konsentrasi ion hidrogen. Salah satu caranya adalah dengan mentitrasi larutan asam kuat yang konsentrasinya diketahui dengan larutan alkali kuat yang konsentrasinya juga diketahui pada keberadaan konsentrasi elektrolit latar yang relatif tinggi. Oleh karena konsentrasi asam dan alkali diketahui, adalah mudah untuk menghitung ion hidrogen sehingga potensial yang terukur dapat dikorelasikan dengan kosentrasi ion. Kalibrasi ini biasanya dilakukan menggunakan plot Gran.Kalibrasi ini akan menghasilkan nilai potensial elektrode standar, E0, dan faktor gradien, f, sehingga persamaan Nerstnya berbentuk
Persamaan ini dapat digunakan untuk menurunkan konsentrasi ion hidrogen dari pengukuran eksperimental E. Faktor gradien biasanya lebih kecil sedikit dari satu. Untuk faktor gradien kurang dari 0,95, ini mengindikasikan bahwa elektrode tidak berfungsi dengan baik. Keberadaan elektrolit latar menjamin bahwa koefisien aktivitas ion hidrogen secara efektif konstan selama titrasi. Oleh karena ia konstan, maka nilainya dapat ditentukan sebagai satu dengan menentukan keadaan standarnya sebagai larutan yang mengandung elektrolit latar. Dengan menggunakan prosedur ini, aktivitas ion akan sama dengan nilai konsentrasi.
Perbedaan antara p[H] dengan pH biasanya cukup kecil. Dinyatakan bahwa pH = p[H] + 0,04. Pada praktiknya terminologi p[H] dan pH sering dicampuradukkan dan menyebabkan kerancuan.
pOH
pOH kadang-kadang digunakan sebagai satuan ukuran konsentrasi ion hidroksida OH−. pOH tidaklah diukur secara independen, namun diturunkan dari pH. Konsentrasi ion hidroksida dalam air berhubungan dengan konsentrasi ion hidrogen berdasarkan persamaan
[OH−] = KW /[H+]
dengan KW adalah tetapan swaionisasi air. Dengan menerapkan kologaritma:
pOH = pKW − pH.
Sehingga, pada suhu kamar pOH ≈ 14 − pH. Namun hubungan ini tidaklah selalu berlaku pada keadaan khusus lainnya.
Menghitung pH (Asam dan Basa)
A. Konsep pH dan pOH
pH atau derajat keasaman digunakan untuk menyatakan tingkat keasaman atau ke basaan yang dimiliki oleh suatu larutan. Yang dimaksudkan “keasaman” di sini adalah konsentrasi ion hidrogen dalam pelarut air. Nilai pH berkisar dari 0 hingga 14. Derajat atau tingkat keasaman larutan bergantung pada konsentrasi H+ dalam larutan. Semakin besar konsentrasi ion H+ makin asam larutan.
Nilai pH 7 dikatakan netral karena pada air murni ion H+ terlarut dan ion OH- terlarut (sebagai tanda kebasaan) berada pada jumlah yang sama, yaitu 10-7 pada kesetimbangan. Penambahan senyawa ion H+ terlarut dari suatu asam akan mendesak kesetimbangan ke kiri (ion OH– akan diikat oleh H+ membentuk air). Akibatnya terjadi kelebihan ion hidrogen dan meningkatkan konsentrasinya.
Sorensen (1868 – 1939), seorang ahli kimia dari Denmark mengusulkan konsep pH untuk menyatakan konsentrasi ion H+, yaitu sama dengan negatif logaritma konsentrasi ion H+. Secara sistematis diungkapkan dengan persamaan sebagai berikut :
pH = – log [H+]
Analog dengan di atas, maka :
pH = – log [OH–]
Sedangkan hubungan antara pH dan pOH adalah :
Kw = [H+] [OH–]
Kw = – log [H+] + – log [OH–]
Maka :
pKw = pH + pOH
**Pada temperatur kamar : pKw = pH + pOH = 14
Atas dasar pengertian ini, maka :
1. Netral : [H+] = 1,0 x 10-7 M atau PH = 7 dan [OH-] = 1,0 x 10-7 M atau PH = 7
2. Asam : [H+] > 1,0 x 10-7 M atau PH < 7 dan [OH-] < 1,0 x 10-7 M atau POH > 7
3. Basa : [H+] < 1,0 x 10-7 M atau PH > 7 dan [OH-] > 1,0 x 10-7 atau POH < 7
Dari definisi tersebut, dapat disimpulkan beberapa rumus sebagai berikut :
Jika [H+] = 1 x 10-n, maka pH = n
Jika [H+] = x x 10-n, maka pH = n – log x
Sebaliknya, jika pH = n, maka [H+] = 10-n
B. Penghitungan pH
Telah disinggung dalam pembahasan sebelumnya bahwa asam terbagi menjadi dua, yaitu asam kuat dan asam lemah. Begitu juga pada larutan basa terbagi menjadi dua, yaitu basa kuat dan basa lemah. Pembagian ini sangat membantu dalam penentuan derajat keasaman (pH).
1. Asam kuat
Disebut asam kuat karena zat terlarut dalam larutan ini mengion seluruhnya (α = 1). Untuk menyatakan derajat keasamannya, dapat ditentukan langsung dari konsentrasi asamnya dengan melihat valensinya.
Rumus :
[H+] = x . [HA]
pH = – log [H+]
2. Asam lemah
Disebut asam lemah karena zat terlarut dalam larutan ini tidak mengion seluruhnya, α ≠ 1, (0 < α < 1). Penentuan besarnya derajat keasaman tidak dapat ditentukan langsung dari konsentrasi asam lemahnya (seperti halnya asam kuat).
Penghitungan derajat keasaman dilakukan dengan menghitung konsentrasi [H+] terlebih dahulu dengan rumus :
[H+] = √ Ka . [HA] atau [H+] = M x α
pH = – log [H+]
Ket : Ka = tetapan ionisasi asam lemah
[HA] = konsentrasi asam lemah
3. Basa kuat
Disebut basa kuat karena zat terlarut dalam larutan ini mengion seluruhnya (α = 1). Pada penentuan derajat keasaman dari larutan basa terlebih dulu dihitung nilai pOH dari konsentrasi basanya.
Rumus :
[OH–] = x. [M(OH)] pOH = – log [OH–]
pH = 14 – pOH
pH larutan basa kuat dapat ditentukan dengan alur sebagai berikut.
· Tentukan [OH–] berdasarkan perbandingan koefisien
· Tentukan pOH dengan rumus pOH = – log [OH–]
· Tentukan pH berdasarkan pH = 14 – pOH
4. Basa lemah
Disebut basa lemah karena zat terlarut dalam larutan ini tidak mengion seluruhnya, α ≠ 1, (0 < α < 1). Penentuan besarnya konsentrasi OH– tidak dapat ditentukan langsung dari konsentrasi basa lemahnya (seperti halnya basa kuat), akan tetapi harus dihitung dengan menggunakan rumus :
Rumus :
[OH–] = √Kb . [M(OH)] atau [OH–] = M x α
pOH = – log [OH–] pH = -14 – pOH
BAB III
PENUTUP
3.1 KESIMPULAN
Kalorimeter adalah alat yang digunakan untuk mengetahui besar energi yang dibebaskan pada suatu sistem. Pada kalorimeter terdapat energi disipasi. Energi disipasi dapat berarti energi yang hilang dari suatu sistem. Hilang dalam arti berubah menjadi energi lain yang tidak menjadi tujuan suatu sistem (dalam percobaan, energi listrik berubah menjadi energi kalor) . Timbulnya energi disipasi secara alamiah nggak dapat dihindari.
Perbedaan antara pH larutan X dengan pH larutan standar bergantung hanya pada perbedaan dua potensial yang terukur. Sehingga, pH didapatkan dari pengukuran potensial dengan elektrode yang dikalibrasikan terhadap satu atau lebih pH standar.
3.2 SARAN
Setelah selesainya makalah ini penulis akan memberikan saran,diantaranya,kita harus memandang sisi positif dari kalorimeter,jangan melihat dari sisi negatifnya saja,serta kita harus meperhatikan alat-alat pengukur suhu yang lain, agar kita dapat memperluas ilmu pengetahuan.
DAFTAR PUSTAKA
Zaida, Drs., M.Si. Fisika. Bandung:Dosen Unpad
Keenan, 1980, Fisika untuk Universitas Jilid 1, Erlangga, Jakarta.
Petrucci, Ralph. H, 1987, Fisika Dasar Prinsip dan Terapan Modern Jilid 2 Edisi 4, Erlangga, Jakarta.
Syukri, S, 1999, Fisika Dasar 1, ITB, Bandung.