41993111 Lap Termokimia

5/11/2018 41993111 Lap Termokimia - slidepdf.com

http://slidepdf.com/reader/full/41993111-lap-termokimia 1/22

LAPORAN PRAKTIKUM

KIMIA FISIKA

PENENTUAN KALOR REAKSI

(TERMOKIMIA)

NAMA : IMELDA SUNARYO

NIM : H311 08 258

KELOMPOK : IV

HARI/TGL PERC. : SENIN/08 MARET 2010

ASISTEN : SUKARTI

LABORATORIUM KIMIA FISIKA

JURUSAN KIMIA

FAKULTAS MATEMATIKA DAN ILMU PENGETAHUAN ALAM

UNIVERSITAS HASANUDDIN

MAKASSAR 2010



BAB I

PENDAHULUAN

1.1 Latar Belakang

Termokimia adalah bagian dari termodinamika yang membahas masalah

perubahan panas reaksi kimia. Jika panas dikeluarkan untuk berlangsungnya suatu

reaksi, maka reaksi dinamakan reaksi eksotermis (q negatif), jika sejumlah panas

diserap oleh suatu reaksi maka q positif dan reaksi demikian disebut reaksi

endotermis.

Termokimia sangat berhubungan dengan pengaruh kalor yang menyertai

reaksi-reaksi kimia. Kalor reaksi pada suhu tertentu, T, ialah kalor yang

dilepaskan atau diserap, jika sejumlah zat-zat pereaksi pada suhu T, berubah

menjadi hasil reaksi pada suhu yang sama.

Secara eksperimen kalor reaksi dapat ditentukan dengan kalorimeter. Tapi

tidak semua reaksi dapat ditentukan kalor reaksinya secara kalorimetrik.

Penentuan ini terbatas pada reaksi-reaksi berkesudahan yang berlangsung dengan

cepat seperti pada reaksi pembakaran, reaksi penetralan, dan reaksi pelarutan.

Untuk mengetahui kebenaran dari teori tersebut, yaitu mengenai

bagaimana membuat kalorimeter sederhana dan cara penetapannya serta

penentuan kalor reaksi, maka dilakukan percobaan ini.

Pada percobaan ini akan ditentukan kalor reaksi secara kalorimetrik

dengan menentukan terlebih dahulu tetapan kalorimeter (W) dengan

memperhitungkan banyaknya kalor yang dibebaskan dan diserap dari bahan yang



terlibat maka banyaknya perubahan kalor selama reaksi dapat dihitung. Untuk itu,

maka percobaan ini dilakukan.

1.2 Maksud dan Tujuan Percobaan

1.2.1 Maksud percobaan

Maksud percobaan ini yaitu untuk mengetahui dan memahami metode

penentuan dari tetapan kalorimeter dan kalor penetralan secara kalorimetrik.

1.2.2 Tujuan Percobaan

Tujuan dari percobaan ini adalah :

1. Untuk menentukan tetapan kalorimeter secara kalorimetrik

2. Untuk menentukan kalor penetralan larutan HCl dan NaOH secara

kalorimetrik.

1.3 Prinsip Percobaan

Pada penentuan tetapan kalorimeter, mencampurkan akuades dengan

akuades yang dipanaskan kemudian diukur suhunya pada interval waktu tertentu.

Pada penentuan kalor penetralan, mereaksikan larutan asam dengan larutan basa

dan diukur suhunya pada selang waktu setengah menit selama 5 menit. Dengan

penambahan metil jingga sebagai indikator terjadinya reaksi penetralan secara

sempurna.

1.4 Manfaat Percobaan

Manfaat dilakukannya percobaan ini adalah agar mahasiswa dapat

mengetahui cara menentukan tetapan kalorimeter dan kalor penetralan secara

praktikum, tidak hanya melalui teori.



BAB III

METODE PERCOBAAN

3.1 Bahan

Bahan-bahan yang digunakan pada percobaan ini adalah larutan NaOH 1

M, larutan HCl 1 M, larutan indikator metil jingga, bahan isolasi dari pecahan

plastik, kertas label, korek api, akuades, tissue roll, gabus, lap kasar dan lap halus.

3.2 Alat

Adapun alat-alat yang digunakan adalah seperangkat alat kalorimeter yang

terdiri dari : (termometer 100 oC, pengaduk lingkar, gabus, gelas piala, tutup

kaca), pipet tetes, stopwatch, gelas ukur 100 mL, gelas kimia 250 mL, dan

pemanas.

3.3 Prosedur Percobaan

A. Penentuan Tetapan Kalorimeter

1. Disusun alat kalorimeter adiabatik sederhana seperti gambar dibawah ini:

Termometer

Pengaduk lingkar

Bahan Isolasi Gelas piala

Gabus



2. Dimasukkan 100 mL air ke dalam kalorimeter dan dibiarkan beberapa waktu

agar sistem mencapai kesetimbangan termal, kemudian dicatat suhunya (T1).

3. Dengan menggunakan gelas kimia lain, dipanaskan 100 mL akuades hingga

mencapai suhu 50oC, sambil diaduk perlahan-lahan dengan termometer.

Dimatikan pemanas dan dicatat suhunya (T2).

4. Ke dalam kalorimeter dituangkan akuades yang telah dipanaskan tadi,

bersamaan dengan itu dijalankan stopwatch.

5. Termometer diletakkan kembali pada kalorimeter.

6. Sambil diaduk secara perlahan-lahan, suhu dicatat tiap setengah menit selama

lima menit.

B. Penentuan Kalor Penetralan

1. Dituangkan 100 mL NaOH 1M dan 100 mL HCl 1 M pada gelas kimia

yang berbeda. Diamkan beberapa saat kemudian dicatat suhu salah satu

larutan (T).

2. Dimasukkan larutan basa dalam kalorimeter.

3. Dituangkan larutan asam ke dalam larutan basa. Kemudian kalorimeter

ditutup dengan cepat. Dicatat suhu campuran tiap setengah menit selama 5

menit sambil diaduk perlahan-lahan.

4. Ditambahkan 3 tetes larutan indikator metil jingga untuk mengetahui

apakah telah terjadi penetralan secara sempurna. Diamati.



BAB II

TINJAUAN PUSTAKA

Reaksi kimia yang menyangkut pemecahan dan atau pembentukan ikatan

kimia selalu berhubungan dengan penyerapan atau pelepasan panas. Panas reaksi

adalah banyaknya panas yang dilepaskan atau diserap ketika reaksi kimia

berlangsung , biasanya bila tidak dicantumkan keterangan lain berarti berlangsung

pada tekanan tetap (Bird, 1993).

Termokimia adalah bagian dari termodinamika yang membahas masalah

perubahan panas reaksi kimia. Termokimia sangat berhubungan dengan pengaruh

kalor yang menyertai reaksi-reaksi kimia. Kalor reaksi pada suhu tertentu, T, ialah

kalor yang dilepaskan atau diserap, jika sejumlah zat-zat pereaksi pada suhu T,

berubah menjadi hasil reaksi pada suhu yang sama. (Subowo, 1983).

Pada umumnya reaksi kimia disertai dengan efek panas; pada reaksi

eksoterm kalor dilepaskan, sedangkan pada reaksi endoterm kalor diserap. Jumlah

kalor yang berkaitan dengan suatu reaksi bergantung pada jenis reaksi, pada

jumlah zat yang bereaksi, pada keadaan fisik zat-zat pereaksi dan hasil reaksi, dan

pada suhu. Secara eksperimen kalor reaksi ditentukan dengan kalorimeter (Taba

dkk, 2010).

Alat yang digunakan untuk mengukur perubahan panas disebut

kalorimeter. Setiap kalorimeter mempunyai sifat khas dalam mengukur panas. Ini

dapat terjadi karena kalorimeter sendiri (baik gelas, politena atau logam)

menghisap panas, sehingga tidak semua panas terukur (Bird, 1993).



Panas reaksi diukur dengan bantuan kalorimeter. Harga ∆E diperoleh

apabila reaksi dilakukan dengan kalorimeter bom, yaitu pada volume konstan dan

∆H adalah panas reaksi yang diukur pada tekanan konstan, dalam gelas piala atau

labu yang diisolasi, botol termos, labu Dewar dan lain-lain. Karena proses

diperinci dengan baik, maka panas yang dilepaskan atau diadsorpsi hanyalah

fungsi-fungsi keadaan (Dogra dan Dogra, 1990).

Perubahan entalpi yang mengikuti perubahan fisika atau kimia dapat

diukur dengan menggunakan kalorimeter. Pengukuran itu dilakukan dengan

memantau perubahan suhu yang mengikuti proses yang terjadi pada tekanan tetap.

Salah satu cara untuk melakukan ini pada reaksi pembakaran ialah dengan

menggunakan kalorimeter adiabatik dan mengukur ∆ T kemudian menggunakan

kapasitas kalor sebagai faktor konversi (Atkins, 1994).

Kalor reaksi pada suhu tertentu, T, ialah kalor yang dilepaskan atau

diserap, jika sejumlah zat-zat pereaksi pada suhu T, berubah menjadi hasil reaksi

pada suhu yang sama. Jika reaksi berlangsung dalam kalorimeter yang sifatnya

adiabatik, maka akan terjadi perubahan suhu campuran reaksi. Misalnya, reaksi

antara pereaksi-pereaksi A dan B yang semula berada pada suhu T, menghasilkan

produk AB pada suhu T, untuk menentukan kalor reaksi pada suhu T,

diperhatikan skema berikut:

A (T) + B (T) AB (T’)

AB (T)

Berdasarkan skema ini dapat diturunkan, ∆H = 0 = ∆H + ∆H’, sehingga ∆H =

-∆H’’ = -C (T’ – T), dengan C adalah kapasitas kalor kalorimeter dan isinya. C



menyatakan jumlah kalor yang diperlukan untuk menaikkan suhu kalorimeter dan

isinya satu derajat. Jika massa campuran reaksi adalah m dan kapasitas kalornya

C p, maka C = C p + W, dengan W disebut tetapan kalorimeter atau nilai air

kalorimeter, yaitu jumlah kalor untuk menaikkan suhu kalorimeter dan peralatan

lainnya (termometer, pengaduk, dsb) sebanyak 1 oC. Salah satu cara untuk

menentukan besaran ini adalah sebagai berikut. Sebanyak V cm3 air dimasukkan

ke dalam kalorimeter dan setelah mencapai kesetimbangan termal diukur suhunya

(= T1). Kemudian ditambahkan V cm3 air pada suhu yang lebih tinggi (= T2). Jika

suhu akhir sistem adalah Ta, maka kalor yang dilepaskan oleh air panas adalah V

CH2O (T2 – Ta); CH2O ialah kapasitas kalor air per gram; dengan massa air diambil

sama dengan 1 g/cm3. kalor yang diterima oleh air dalam kalorimeter dan oleh

kalorimeter sendiri adalah

V CH2O (Ta – T1) + W (Ta – T1)

Jadi,

V CH2O (T2 – Ta) = V CH2O (T2 – Ta) + (Ta – T1)

Sehingga,

T1 + T2 – 2Ta

W = V CH2O

Ta – T1

(Taba dkk, 2010).

Panas reaksi dapat dibedakan atas (Bird, 1993) :

1. Panas pembentukan

Entalpi pebbentukan molar standar (ΔHf) suatu senyawa adalah banyaknya

panas yang diserap atau dilepaskan ketika 1 mol senyawa tersebut dibentuk

unsur-unsurnya dalam keadaan standar.



2. Panas pembakaran

Panas pembakaran suatu unsur atau senyawa adalah banyaknya panas yang

dilepaskan ketika 1 mol unsur atau senyawa tersebut terbakar sempurna dalam

oksigen.

3. Panas netralisasi

Panas netralisasi dapat didefinisikan sebagai jumlah panas yang dilepas ketika

1 mol air terbentuk akibat reaksi netralisasi asam oleh basa atau sebaliknya.

4. Panas pelarutan

Jenis panas reaksi yang lain adala panas yang dilepas atau diserap ketika 1

mol senyawa dilarutkan dalam pelarut berlebih yaiyu sampai suatu keadaan di

mana pada penambahan pelarut selanjutnya tidak ada panas yang diserap atau

dilepaskan lagi.

5. Panas pengenceran

Panas pengenceran adalah banyaknya panas yang dilepaskan atau diserap

ketika suatu zat atau larutan diencerkan dalam batas konsentrasi tertentu.

When a system absorbs heat, part of the absorbed energy may be used for

doing work, such as lifting a weight, expanding against the atmosphere, or

operating a battery, and part is stored within the system itself as the energy of the

internal motions of the atoms and molecules themselves, as energy associated

with rearrangements of the atoms that occur in chemical reactions, and as

the energy of interaction among the atoms and molecules. This stored portion is

known as the internal energy, E. The amount of heat absorbed by any system

undergoing a modification such as an increase in temperature, a change in



physical state, or a chemical reaction, depends somewhat on the conditions

under which the process occurs. Specifically, the amount of heat absorbed is

exactly equal to the increase in E if no work is done by the system. This would

be the case in an ordinary chemical reaction, not linked to a battery, carried out in

a closed reactor vessel so that no expansion against the outside atmosphere

occurred. The increase in E can be represented by AE (Rosenberg and Epstein,

1997).

Ketika sistem menyerap panas, bagian dari energi yang terserap dapat

digunakan untuk melakukan pekerjaan, seperti mengangkat berat, perluasan

terhadap atmosfer, atau mengoperasikan baterai, dan bagian yang disimpan dalam

sistem dirinya sebagai energi gerakan internal dari atom dan

molekulsendiri,sebagai energi yang berhubungan dengan penyusunan ulang atom

yang terjadi dalam reaksi kimia dan sebagai energi interaksi di antara atom dan

molekul. Ini disimpan bagian yang dikenal sebagai energi internal,E.Jumlah panas

yang diserap oleh sistem apapun mengalami modifikasi seperti peningkatan suhu,

perubahan dalam keadaan fisik, atau reaksi kimia, agak tergantung pada kondisi

dimana proses terjadi. Secara khusus, jumlah panas yang diserap adalah persis

sama dengan kenaikan E jika tidak ada kerja yang dilakukan oleh sistem. Ini akan

menjadi kasus dalam reaksi kimia biasa, tidak dihubungkan dengan baterai,

dalam reaktor tertutup sehingga tidak ada ekspansi terhadap suasana di luar

terjadi.dalam E dapat diwakili oleh AE (Rosenberg and Epstein, 1997).



BAB IV

HASIL DAN PEMBAHASAN

4.1 Hasil Pengamatan

4.1.1 Penentuan Tetapan Kalorimeter

T1 = 29,1 oC = 302,1 K

T2 = 50 oC = 323 K

Vtot = 200 mL = 200 mL xmL

L

1000

1= 0,2 L

Tabel Pengamatan

t (menit) T (oC) T (K)

0,5

1,0

1,52,0

2,5

3,0

3,5

4,0

4,5

5,0

39,8

39,7

39,739,6

39,5

39,4

39,3

39,2

39,1

38,4

312,8

312,7

312,7312,6

312,5

312,4

312,3

312,2

312,1

311,4

4.1.2 Penentuan Kalor Penetralan

THCl = 29,7 = 302,7 K ; T NaOH 29,7 = 302,7 K

Mol NaCl = perbandingan mol

Mol NaCl = 0,5 mol



t (menit) T (oC) T (K)

0,5

1,0

1,5

2,0

2,5

3,0

3,5

4,0

4,5

5,0

34,5

34,5

34,4

34,3

34,3

34,2

34,2

34,1

34,1

33,4

307,5

307,5

307,4

307,3

307,3

307,2

307,2

307,1

307,1

306,4

4.2 Grafik


y = -0,2461x + 313,05

R2 = 0,821

311,2

311,4

311,6

311,8

312

312,2

312,4

312,6

312,8

313

0 1 2 3 4 5 6

waktu (menit)

s u h u

( K )

Ta = b

Ta = 313,05



4.2.2 Penentuan Kalor Penetralan

y = -0,177x + 307,69

R2 = 0,7177

306,2

306,4

306,6

306,8

307

307,2

307,4

307,6

307,8

0 1 2 3 4 5 6

waktu (menit)

s u h u

( K )

T’ = b

T’ = 307,69

4.3 Perhitungan


T1 + T2 - 2Ta

W = V x CH2O x

Ta - T1

Dimana :

W = Tetapan kalorimeter (J/K)

V = Volume campuran (mL)

CH2O = Kapasitas kalori air per gram

= 4,2 J/kg x 1 g/mL

= 4,2 J/kg.mL

302,1 K + 323 K - 2(313,05 K)

W = 100 mL x 4,2 J/kg.mL x

313,5 K - 302,1 K



W = 100 mL x 4,2 J/kg.x 1 g/mL x (-0.0877 K)

W = -36.834 J / K

4.3.2 Penetuan Kalor Penetralan

1000

ΔHT = - (4,2 J/kg. x m NaCl + W) (Ti - T) x

V x M

Dimana : ΔHT = Kalor Penetralan (J/mol

m = massa larutan (g)

M = Konsentrasi (mol/L)

Ti = suhu akhir (K)

V = volume total (mL)

M NaCl = M x Vtot x Mr NaCl

= 1mol/L x 0,2 L x 58,5 gr/mol

= 11,7 gr/mol

1000

ΔHT = - (4,2 J/kg x 11,7 g/mol -36.834 J/K)(307,69 K - 302,7 K) x

100 mL x 1 M

= 614,0694 J/mol = 0,6141 kJ/mol

4.4 Pembahasan

. Pada percobaan termokimia 1 ini penentuan kalorimeter menggunakan

bahan dasar akuades dengan alat kalorimeter adiabatik sederhana. Pada percobaan

penentuan kalor penetralan, bahan yang digunakan adalah campuran antara

larutan NaOH dan larutan HCl dengan volume dan konsentrasi yang sama.

Setelah itu larutan dibiarkan beberapa waktu dalam suhu kamar agar larutan ini



mempunyai suhu yang sama sebelum bereaksi dan suhu dicatat sebagai T. Ini

dimaksudkan agar sistem dapat berada dalam kesetimbangan termal. Larutan

asam kemudian dimasukkan ke dalam kalorimeter yang sudah disediakan. Dengan

memasukkan asam terlebih dahulu maka reaksi yang terbentuk adalah reaksi

netralisasi asam kuat oleh basa kuat kemudian ditutup dengan cepat agar panas

tidak keluar karena rekasinya cepat. Larutan diaduk agar pencampuran dapat

dilakukan dengan baik.

Dengan pencampuran ini maka akan terbentuk panas netralisasi yang

disebabkan oleh netralisasi asam oleh basa kuat. Pengukuran suhu juga dilakukan

dengan interval waktu setengah menit selama 5 menit. Setelah pengukuran suhu

selesai, ke dalam campuran ditambahkan indikator metil jingga untuk mengetahui

apakah sudah terjadi reaksi penetralan yang menyebabkan larutan berwarna

kuning muda pada tetes yang ketiga. Metil jingga merupakan zat warna organik

yang digunakan dalam indikator asam dan basa. Pada percobaan penetralan yang

telah dilakukan ditambahkan metil jingga dan larutan berubah menjadi kuning, hal

ini menandakan bahwa reaksi penetralan telah terjadi.

Secara teori, nilai kalor penetralan untuk netralisasi asam kuat oleh basa

kuat adalah konstan yaitu -55.90 kJ/mol. Hal ini disebabkan pada proses

netralisasi asam kuat oleh basa kuat reaksi yang terjadi sama saja tetapi untuk

netralisasi asam lemah basa lemah nilai kalor penetralannya akan selalu lebih

kecil dari -55.90 kJ/mol karena bukan hanya terjadi reaksi netralisasi tetapi juga

reaksi ionisasi yang bersifat endotermik.

Dari hasil percobaan didapatkan nilai kalor penetralan yang jauh dari

tetapan yaitu 0,6141 kJ/mol. Perbedaan hasil yang diperoleh antara teori dan



praktek mungkin disebabkan oleh kesalahan pada pembacaan skala termometer,

adanya keterlambatan dalam pengukuran suhu, di dalam kalorimeter tidak terjadi

reaksi penetralan sempurna atau volume larutan asam dan basa tidak tepat 100

mL.

. Semakin besar konsentrasi asam dan basa makin kecil nilai kalor

penetralan. Dari hasil percobaan diperoleh nilai kalor penetralan yang negatif.

Hasil tersebut menunjukkan reaksi berjalan secara eksotermik. Konsentrasi yang

digunakan oleh basa adalah kecil yaitu 1 M secara teori semakin besar konsentrasi

asam atau basa maka semakin kecil nilai kalor penetralan. Grafik suhu terhadap

waktu menunjukkan bahwa semakin lama waktu maka suhu semakin turun. Hal

ini dipengaruhi oleh adanya kalor yang hilang pada saat reaksi berlangsung.

Penurunan suhu ini disebabkan karena sistem melepaskan panas ke lingkungan

sehingga terjadi reaksi eksoterm.

Nilai tetapan kalorimeter pada percobaan ini sebesar -36.834 J/K, dengan

kata lain bernilai negatif yang berarti mengalami eksoterm yakni terjadinya

pelepasan kalor.



LEMBAR PENGESAHAN

Makassar, 08 MARET 2010

Asisten Praktikan

(SUKARTI) (IMELDA SUNARYO)



BAGAN PERCOBAAN

a. Penentuan Tetapan Kalorimeter

100 mL air

- dimasukkan dalam kalorimeter dan dibiarkan beberapa waktu

- dicatat suhunya (T1)

- ditambahkan 100 mL air yang telah dipanaskan hingga 50 0C

dan dicatat suhunya (T2)

- stopwatch dijalankan dengan cepat dan termometer

diletakkan kembali dalam kalorimeter

- dicatat suhunya sambil diaduk perlahan tiap setengah menit

selama 5 menit.

Hasil



b. Penentuan Kalor Penetralan

100 mL HCl 1 M

- dibiarkan beberapa waktu pada suhu kamar

- dicatat suhunya

- dimasukkan dalam kalorimeter

- ditambahkan 100 mL NaOH 1 M yang telah diukur suhunya

- dicatat suhu campuran reaksi tiap setengah menit selama 5

menit sambil diaduk perlahan

- ditambahkan 2-3 tetes indikator metil jingga

- dicatat perubahan yang terjadi

Hasil



BAB V

KESIMPULAN DAN SARAN

5.1 Kesimpulan

Adapun kesimpulan dari hasil percobaan yaitu sebagai berikut :

1) Tetapan kalorimeter = -36.834 J/K

2) Nilai kalor penetralan = 0,6141 kJ/ mol

5.2 Saran

5.2.1 Laboratorium

. Kebersihan laboratorium harus tetap terjaga, sebaiknya alat-alat lab yang

sudah rusak dibuang saja.

5.2.2 Asisten

Asistennya sudah bagus, lebih ditingkatkan lagi.



DAFTAR PUSTAKA

Atkins, P. W., 1994, Kimia Fisika, Erlangga, Jakarta.

Bird, T., 1993, Kimia Fisik untuk Universitas, Gramedia, Jakarta.

Dogra, S. K. dan Dogra S., 1990, Kimia Fisik dan Soal-Soal , UI Press, Jakarta.

Rosenberg, J. L. and Epstein L. M., 1997, Theory and Problems of College

Chemistry Eighth Edition, the McGraw-Hill, United States of America.

Subowo, T., 1983, Teori Contoh Soal-Soal Latihan Kimia Fisik 1, Armico,

Bandung.

Taba, P. Zakir, M. dan Fauziah, S., 2010, Penuntun Praktikum Kimia Fisika,

Universitas Hasanuddin, Makassar.

41993111 Lap Termokimia

Documents

Transcript of 41993111 Lap Termokimia