2) Hasil Pengamatan

Praktikum Kimia Dasar 2012

Metode Penentuan Penetapan Kalorimeter

1

2

5

6

7

8

3

4

Masukkan 20 ml aquadest ke dalam termostat. Catat suhu dengan (Td) suhu dingin 1

2

Panaskan ± 90°C

20 ml aquadest

20 ml aquadest panas masukkan dalam gelas kimia. Ukur suhu dengan (Tp) suhu

3

Campurkan kedua larutan tersebut

1

2

5

6

7

8

3

4

Ukur suhunya (Tc) suhu campuran selama 10 menit selang waktu 1 menit

4

Gambar 18. Metode Penentuan Penetapan Kalorimeter


Percobaan Penentuan Kalor Penetralan Zn dengan CuSO4

Timbang serbuk Zn sebanyak 2 gram

1

1

5

6

7

8

Masukkan CuSO dalam termostrat

dan ukur suhunya dengan (Td) suhu

awal selama 2 menit selang setengah

menit

4

Campurkan Zn lalu ukur suhunya selama 2 menit selang setengah menit

2

3

Gambar 19. Percobaan Penentuan Kalor Penetralan Zn dengan CuSO4

Metode Penentuan Kalor Reaksi Etanol dalam Air

Masukkan 18 ml aquadest kedalam termostrat. Catat suhunya dengan (Taq) suhu aquadest 1

Masukkan 29 ml etanol dan ukur suhunya dengan (etanol)

Campurkan setanol dan ukur suhu campuran selama 4 menit selang waktu setengah menit

2

3

Gambar 20. Metode Penentuan Kalor Reaksi Etanol dalam AirHasil Pengamatan:


Berdasarkan hasil percobaan yang dilakukan didapatkan hasil sebagai berikut:

Tabel 16. Penetapan Kalorimeter

n t(x) T (y) X2 xy

1 1 menit 58°C= 331°K 1 3312 2 menit 57°C= 330°K 4 6603 3 menit 56°C= 329°K 9 9874 4 menit 55°C= 328°K 16 13125 5 menit 54°C= 327°K 25 16356 6 menit 53°C= 326°K 36 19567 7 menit 52°C= 325°K 49 22758 8 menit 52°C= 325°K 64 26009 9 menit 51°C= 324°K 81 291610 10 menit 50°C= 323°K 100 3230

n=10 Ʃx = 55 Ʃy = 3268 Ʃ X2 = 385 Ʃxy = 17902 (Sumber, Reisna Ayuwanda, Kelompok M, Meja VII, 2012)

Grafik 5. Penetapan Kalorimeter

0 2 4 6 8 10 12318

320

322

324

326

328

330

332331

330329

328327

326

325325

324323

331330

329328

327326

325324

323

Penetapan Kalorimeter

t(menit)

T(°

K)

(Sumber, Reisna Ayuwanda, Kelompok M, Meja VII, 2012)


Tabel 17. Penentuan Kalor Reaksi Zn + CuSO4

n t(x) T (y) x2 xy

1 0,5 menit 53°C= 326°K 0,25 1632 1 menit 52°C= 325°K 1 3253 1,5 menit 51,5°C= 324,5°K 2,25 486,754 2 menit 51°C= 324°K 4 648

n=4 Ʃx = 5 Ʃy = 1299,5 Ʃ X2 = 7,5 Ʃxy = 1622,75(Sumber, Reisna Ayuwanda, Kelompok M, Meja VII, 2012)

Grafik 6. Penentuan Kalor Reaksi Zn+CuSO4

0.4 0.6 0.8 1 1.2 1.4 1.6 1.8 2 2.2323

323.5

324

324.5

325

325.5

326

326.5

326

325

324.5

324

326

325 325

324

Penentuan Kalor Reaksi Zn+CuSO4

t(menit)

T(°

K)


Tabel 18. Kalor Etanol Dalam Air

n t(x) T (y) x2 xy

1 0,5 menit 33°C= 306°K 0,25 1532 1 menit 33°C= 306°K 1 3053 1,5 menit 33°C= 306°K 2,25 4594 2 menit 32,5°C= 305,5°K 4 6115 2,5 menit 32,5°C= 305,5°K 6,25 763,756 3 menit 32°C= 305°K 9 9157 3,5 menit 32°C= 305°K 12,25 1067,58 4 menit 32°C= 305°K 16 1220

n=8 Ʃx = 18 Ʃy = 2444 Ʃ X2 = 51 Ʃxy = 5494,25(Sumber, Reisna Ayuwanda, Kelompok M, Meja VII, 2012)


Grafik 7. Kalor Etanol Dalam Air

0 0.5 1 1.5 2 2.5 3 3.5 4 4.5304.4

304.6

304.8

305

305.2

305.4

305.6

305.8

306

306.2


Tabel 19. Penetralan HCl dan NaOH

n t(x) T (y) X2 xy

1 0,5 menit 33°C= 306°K 0,25 1532 1 menit 33°C= 306°K 1 3063 1,5 menit 33°C= 306°K 2,25 4594 2 menit 32,5°C= 305,5°K 4 6115 2,5 menit 32,5°C= 305,5°K 6,25 763,756 3 menit 32,5°C= 305,5°K 9 916,57 3,5 menit 32,5°C= 305,5°K 12,25 1069,258 4 menit 32°C= 305°K 16 1220

n=8 Ʃx = 18 Ʃy = 2445 Ʃ X2 = 51 Ʃxy = 5498,5(Sumber, Reisna Ayuwanda, Kelompok M, Meja VII, 2012)


Grafik 8. Penetralan HCl dan NaOH

0 0.5 1 1.5 2 2.5 3 3.5 4 4.5304.4

304.6

304.8

305

305.2

305.4

305.6

305.8

306

306.2


Pembahasan:Pada percobaan termokimia ini didapatkan beberapa jumlah kalor dari empat

percobaan. Dari percobaan penetapan kalorimeter didapatkan Q1= 5350,4J; Q2= 5684,8J; Q3= 334,4J. Pada percobaan ini kita dapatkan suhu terlama/konstan di 325°K. Dari percobaan penentuan kalor reaksi Zn+CuSO4 didapatkan Q4= 271,7 J; Q5= 2295,32 J; Q6= 2567,02 J. Pada percobaan ini kita dapatkan suhu terlama/konstan di 324°K. Dari percobaan kalor etanol dalam air didapat Q7= 433,38 J; Q8= 320,72 J; Q9= 60,192 J; dan Q10= 814,292 J. Pada percobaan ini kita dapatkan suhu terlama/konstan di 305°K Dari percobaan penetralan HCl dan NaOH didapat Q11= 970,2 J ; Q12= 64,006 J; dan Q13= 1034,206 J. Pada percobaan ini kita dapatkan suhu terlama/konstan di 305°K.

Termokimia adalah ilmu yang mempelajari hubungan antara energi panas dan energi kimia (Syukri, 1999). Energi potensial kimia yang terkandung dalam suatu zat disebut panas dalam atau entalpi dan dinyatakan dengan simbol H. Selisih antara entalpi reaktan dan entalpi hasil pada suatu reaksi disebut perubahan entalpi reaksi (Anonim, 2012).

Dalam termokimia, dikenal kalor, kalor jenis, dan kapasitas kalor. Kalor adalah salah satu bentuk energi kinetik, bentuk energi yang ditimbulkan oleh perubahan rotasi dan vibrasi dalam benda yang menyebabkan terjadinya perubahan suhu. Kalor


jenis adalah kalor yang dibutuhkan untuk menaikkan suhu 1 kg benda sebesar 1 derajat. Kapasitas kalor adalah kalor/jumlah panas yang diperlukan untuk menaikkan suhu seluruh benda sebesar 1 derajat (Fatih, 2011).

Entalpi (H) merupakan jumlah total dari semua bentuk kalor yang dimiliki oleh suatu zat. Perubahan entalpi adalah besarnya selisih antara entalpi hasil reaksi dengan entalpi pereksi. Perubahan entalpi disebut juga dengan perubahan kalor reaksi. Perubahan entalpi standar yaitu perubahan entalpi yang diukur pada suhu 25°C dan tekanan 1 atm. Perubahan entalpi ini dinyatakan dengan notasi ∆H°. Ada berbagai perubahan entalpi sebagai berikut:a. Perubahan entalpi pembentukan standar (∆H°f)

Entalpi pembentukan standar suatu senyawa menyatakan jumlah kalor yang diperlukan atau dibebaskan untuk proses pembentukan 1 mol senyawa dari unsur-unsurnya yang stabil pada keadaan standar (STP). Entalpi pembentukan standar diberi simbol (ΔH◦f), simbol f berasal dari kata formation yang berarti pembentukan. Contoh unsur-unsur yang stabil pada keadaan standar, yaitu : H2, O2, C, N2, Ag, Cl2, Br2, S, Na, Ca, dan Hg.b. Perubahan entalpi penguraian standar (∆H°d)

Entalpi penguraian standar suatu senyawa menyatakan jumlah kalor yang diperlukan atau dibebaskan untuk proses penguraian 1 mol senyawa dari unsur-unsurnya yang stabil pada keadaan standar (STP). Entalpi penguraian standar diberi simbol (ΔH◦d) simbol d berasal dari kata decomposition yang berarti penguraian. Entalpi penguraian merupakan kebalikan dari entalpi pembentukan senyawa yang sama. Dengan demikian jumlah kalornya sama tetapi tandanya berlawanan karena reaksinya berlawanan arah.c. Perubahan entalpi pembakaran standar (∆H°c)

Entalpi pembakaran standar suatu senyawa menyatakan jumlah kalor yang diperlukan atau dibebaskan untuk proses pembakaran 1 mol senyawa dari unsur-unsurnya yang stabil pada keadaan standar (STP). Entalpi penguraian standar diberi simbol (ΔH◦c) simbol c berasal dari kata combustion yang berarti pembakaran. Pembakaran selalu membebaskan kalor sehingga nilai entalpi pembakaran selalu negatif (eksoterm). ΔHc bisa digunakan untuk menilai kandungan energi bahan bakar atau makanan.d. Perubahan entalpi netralisasi standar (∆H°n)

Entalpi netralisasi standar adalah entalpi yang terjadi pada penetralan 1 mol asam oleh basa atau 1 mol basa oleh asam pada keadaan standar. Jika pengukuran tidak


dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHn. Satuannya = kJ / mol.e. Perubahan entalpi penguapan standar (∆H°vap)

Entalpi penguapan standar adalah entalpi yang terjadi pada penguapan 1 mol zat dalam fase cair menjadi fase gas pada keadaan standar. Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHvap. Satuannya = kJ / mol.f. Perubahan entalpi peleburan standar (∆H°fus)

Entalpi peleburan standar adalah entalpi yang terjadi pada pencairan / peleburan 1 mol zat dalam fase padat menjadi zat dalam fase cair pada keadaan standar. Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHfus. Satuannya = kJ / mol.g. Perubahan entalpi sublimasi standar (∆H°sub)

Entalpi sublimasi standar adalah entalpi yang terjadi pada sublimasi 1 mol zat dalam fase padat menjadi zat dalam fase gas pada keadaan standar. Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHsub. Satuannya = kJ / mol.h. Perubahan entalpi pelarutan standar (∆H°sol)

Entalpi pelarutan standar menyatakan jumlah kalor yang diperlukan atau dibebaskan untuk melarutkan 1 mol zat pada keadaan standar (STP). Entalpi penguraian standar diberi simbol (ΔH◦s) simbol s berasal dari kata solvation yang berarti pelarutan.

Secara umum perubahan entalpi (∆H) dapat ditentukan dengan berbagai cara yaitu dengan kalorimeter, berdasarkan hukum Hess, berdasarkan table entalpi pembentukan, dan berdasarkan energi ikatan.

Pertama, penentuan dengan kalorimeter. Kalorimeter adalah alat yang digunakan untuk mengukur jumlah kalor yang terlibat dalam suatu perubahan atau reaksi kimia. Proses dalam kalorimeter berlangsung secara adiabatik, yaitu tidak ada energi yang lepas atau masuk dari luar kedalam kalorimeter. Suatu kalor reaksi dapat ditentukan melalui percobaan dengan kalorimeter. Rumus yang digunakan sebagai berikut.

qlarutan = m . c . ∆T

qkalorimeter = C . ∆T


Kalorimeter merupakan sistem terisolasi sehingga kalor reaksi sama dengan kalor yang diserap oleh larutan dan kalorimeter, tetapi tandanya berbeda. Pada dasarnya jenis kalorimeter ada 2, yaitu kalorimeter bom dan kalorimeter sederhana.

Gambar 21. Kalorimeter BomKalorimeter bom adalah alat yang digunakan untuk mengukur jumlah kalor (nilai

kalori) yang dibebaskan pada pembakaran sempurna suatu senyawa, bahan makanan, bahan bakar. Kalorimeter bom terdiri dari sebuah bom (tempat berlangsungnya reaksi pembakaran, terbuat dari bahan stainless steel dan diisi dengan gas oksigen pada tekanan tinggi) dan sejumlah air yang dibatasi dengan wadah yang kedap panas. Contoh kalorimeter bom adalah kalorimeter makanan (Lestari, 2012).

Gambar 22. Kalorimetri SederhanaKalorimeter sederhana adalah kalorimeter yang digunakan untuk mengukur kalor

reaksi yang berlangsung dalam fase larutan karena itu disebut juga kalorimeter larutan. Jadi 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 (Lestari, 2012).


Kalorimetri adalah proses pengukuran jumlah kalor reaksi yang diserap atau dilepaskan pada suatu reaksi kimia dalam suatu eksperimen. Data ΔH reaksi yang terdapat pada tabel-tabel umumnya ditentukan secara kalorimetri. Dengan menggunakan kalorimetri kita dapat mengetahui apa jenis dari suatu reaksi. Apakah reaksi itu merupakan suatu reaksi eksoterm ataukah reaksi endoterm. Kalorimetri yang sederhana ialah proses mengukur perubahan suhu dari sejumlah air atau larutan sebagai akibat dari suatu reaksi kimia dalam suatu wadah terisolasi (Lestari, 2012).

Kedua, berdasarkan hukum Hess yang berbunyi, “Kalor yang dibebaskan atau diserap tidak bergantung pada jalannya reaksi tetapi bergantung pada keadaan awal dan akhir”. Harga ∆H reaksi keseluruhan merupakan penjumlahan ∆H tiap-tiap tahapnya. Rumus yang berlaku jika terjadi tiga tahap reaksi sebagai berikut.

∆H = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3

Ketiga, berdasarkan tabel entalpi pembentukan. Perubahan entalpi suatu reaksi dihitung berdasarkan selisih entalpi pembentukan antara produk dan reaktan. Keempat, penentuan dengan energi ikatan. Energi ikatan adalah energi yang dibutuhkan untuk memutuskan 1 mol ikatan dari suatu molekul dalam wujud gas (Fatih, 2011).

Reaksi eksoterm adalah reaksi membebaskan kalor dari sistem ke lingkungan, ditandai dengan adanya kenaikan suhu lingkungan. Sedangkan reaksi endoterm adalah reaksi menyerap kalor dari lingkungan ke sistem, ditandai dengan adanya penurunan suhu lingkungan.

Dalam termokimia ada dua hal yang perlu diperhatikan yang menyangkut perpindahan energi, yaitu sistem dan lingkungan. Segala sesuatu yang menjadi pusat perhatian dalam mempelajari perubahan energi disebut sistem, sedangkan hal-hal yang membatasi sistem dan dapat mempengaruhi sistem disebut lingkungan (Anonim, 2012).

Aplikasi termokimia di bidang pangan yaitu proses fermentasi pada susu yang bisa dibuat yoghurt dan keju, proses pembakaran makanan seperti ayam bakar; sate; dll, proses fermentasi tape, pembakaran kue di dalam oven, pemanggangan daging, dan lain sebagainya.

Kesimpulan:Dalam praktikum kali ini dilakukan empat percobaan untuk dicari jumlah

panas/kalornya. Pertama, dari percobaan penetapan kalorimeter didapatkan Q1=


5350,4J; Q2= 5684,8J; Q3= 334,4J. Dari percobaan penentuan kalor reaksi Zn+CuSO4

didapatkan Q4= 271,7 J; Q5= 2295,32 J; Q6= 2567,02 J. Dari percobaan kaor etanol dalam air didapat Q7= 433,38 J; Q8= 320,72 J; Q9= 60,192 J; dan Q10= 814,292 J. Dari percobaan penetralan HCl dan NaOH didapat Q11= 970,2 J ; Q12= 64,006 J; dan Q13= 1034,206 J.

DAFTAR PUSTAKA

Fatih, Ahmad. 2011. Kamus Lengkap Kimia. Panji Pustaka. Yogyakarta

Syukri, S. 1999. Kimia Dasar. Penerbit ITB. Bandung

Lestari, I. 2012. Kalorimeter - Kalorimetri. www.kimiakamusq.blogspot.com. Accesed: 14 Desember 2012

Anonim, 2012. Termokimia. www.kimiabisa.blogspot.com. Accesed: 30 Desember 2012

2) Hasil Pengamatan

Documents

Transcript of 2) Hasil Pengamatan