Laporan Praktikum Kimia Dasar 1

ACARA I

PEMISAHAN DAN PEMURNIAN

A. PELAKSANAAN PRAKTIKUM

1. Tujuan Praktikum : Untuk mempelajari teknik pemisahan dan pemurnian suatu zat

dari campurannya.

2. Waktu Praktikum : Jumat, 5 Oktober 2012

3. Tempat Praktikum : Laboratorium Kimia Dasar, Lantai III, Fakultas Matematika

dan Ilmu Pengetahuan Alam, Universitas Mataram.

B. LANDASAN TEORI

Kebanyakan materi yang terdapat di bumi ini tidak murni, tetapi berupa

campuran dari berbagai komponen. Contohnya, tanah terdiri dari berbagai senyawa dan

unsur baik dalam wujud padat, cair dan gas. Untuk memperoleh zat murni kita harus

memisahkannya dari campurannya. Campuran dapat dipisahkan memlalui peristiwa fisika

atau kimia, satu komponen atau lebih direaksikan dengan zat lain sehingga dapat

dipisahkan. Cara atau teknik pemisahan campuran pada jenis, wujud dan sifat komponen

yang terkandung di dalamnya. Jika komponen berwujud padat dan cair, misalnya pasir

dan air, dapat dipisahkan dengan saringan. Saringan bermacam-macam, mulai dari

porinya yang besar sampai yang sangat halus, contohnya kertas saring dan selaput

semipermeabel. Kertas saring dipakai untuk memisahkan endapan atau padatan dari

pelarutnya. Campuran homogen, seperti alkohol dalam air, tidak dapat dipisahkan dengan

saringan, karena partikelnya lolos dalam pori-pori kertas saring da selaput

semipermeabel. Campyran seperti itu dapat dipisahkan dengan cara fisika yaitu destilasi,

rekristalisasi, ekstraksi dan kromaografi (Syukri, 1999:15).

Destilasi adalah suatu teknik pemisahan suatu zat dari campurannya berdasarkan

titik didih. Destilasi ada dua macam, yaitu destilasi sederhana dan destilasi bertingkat.

Destilasi sederhana merupakan proses penguapan yang diikuti pengembunan. Destilasi

dilakukan untuk memisahkan suatu cairan dari campurannya apabila komponen lain tidak

ikut menguap (titik didih komponen lain jauh lebih tinggi). Misalnya pengolahan air

tawar dan air laut. Sementara destilasi bertingkat merupakan proses destilasi berulang-

ulang yang terjadi pada kolom fraksionasi. Kolom fraksionasi terdiri atas beberapa plat

yang lebih tinggi lebih banyak mengandung cairan yang mudah menguap, sedangkan

1

cairan yang tidak mudah menguap lebih banyak dalam kondensat. Contoh destilasi

bertingkat adalah pemisahan campuran alkohol-air, pemurnian minyak bumi dan lain-lain

(Syarifudin, 2008:10).

Rekristalisasi merupakan teknik pemisahan berdasarkan perbedaan titik beku

komponen. Perbedaan itu harus cukup besar dan sebaiknya kompnen yang akan dipisah

berwujud padat dan yang lainnya cair pada suhu kamar. Contohnya garam dapat

dipisahkan dari air karena garam berupa padatan. Air garam bila dipanaskan perlahan

dalam bejana terbuka, maka air akan menguap sedikit demi sedikt. Pemanasan dihentikan

saat larutan tepat jenuh. Jika dibiarkan akhirnya terbentuk kristal gara secara perlahan.

Setelah pengkristalan sempurna, garam dapat dipisahkan dengan menyaring (Syukri,

1999:16).

Selain itu terdapat pula teknik pemisahan dan pemurnian yaitu dekantasi, filtrasi,

sublimasi, ekstraksi, adsorbsi dan koagulasi. Dekantasi adalah proses pemisahan padatan

dari cairan. Padatan dibiarkan turun dari dasar labu, kemudian cairannya dituangkan

dengan hati-hati agar padatan tidak terganggu. Filtrasi adalah proses pemisahan padatan

dari cairan dengan menggunakan bahan perpori yang hanya dapat dilalui oleh cairan.

Sublimasi merupakan teknik pemisahan dan pemurnian suatu zat dari campurannya

dengan jalan memanaskan campuran sehingga dihasilkan sublimat (kumpulan materi

pada tempat tertentu yang terbentuk dari fasa padat ke fasa gas dan kembali lagi ke fasa

padat. Ekstraksi merupakan pemisahan campuran dengan cara ekstraksi berdasakan

perbedaan kelarutan komponen dalam pelarut yang berbeda. Koagulasi adalah proses

pengendapan koloid. Dan adsorbsi adalah kemampuan zat untuk menyerap gas, cairan

atau zat terlarut pada permukaannya (Budiman, 2005 : 21).

Dalam proses pemanasan dapat ditambahkan batu didih (boiling chips). Batu

didih merupakan benda yang kecil, bentuknya tidak rata dan berpori yang biasanya

dimasukkan ke dalam cairan yang dipanaskan. Biasanya batu didih terbuat dari bahan

silika, kalsium, karbonat, porselen maupun karbon. Batu didih sederhana biasa dibuat dari

pecahan-pecahan kaca, keramik maupun batu kapur, selama bahan tersebut tidak biasa

larut dalam cairan yang dipanaskan. Fungsi penambahan batu didih ada 2 yaitu : untuk

meratakan panas sehingga panas menjadi homogen pada seluruh bagian larutan dan untuk

menghindari titik lewat didih. Pori-pori dalam batu didih akan memnbantu penangkapan

udara pada larutan dan melepaskannya ke permukaan larutan. Tanpa batu didih, maka

larutan yang dipanaskan akan menjadi superheated pada bagian tertentu, lalu tiba-tiba

2

akan mengeluarkan uap panas yang bisa menimbulkan letupan atau ledakan. Batu didih

tidak boleh dimasukkan pada saat larutan akan mencapai titik didihnya. Jika batu didih

dimasukkan pada larutan yang sudah hampir mendidih, maka akan terbentuk uap panas

dalam jumlah yang besar secara tiba-tiba. Hal ini bisa menyebabkan ledakan atau

kebakaran. Jadi, batu didih harus dimasukkan ke dalam cairan sebelum cairan itu mulai

dipanaskan. Jika batu didih akan dimsukkan di tengah-tengah pemanasan, maka suhu

cairan harus diturunkan terlebih dahulu. Sebaiknya batu didih tidak dipergunakan secara

berulang-ulang karena pori-pori dalam batu didih bisa tersumbat zat pengotor (Khasani,

1990:11).

C. ALAT DAN BAHAN PRAKTIKUM

1. Alat-alat Praktikum

a. Alat destilasi biasa

b. Cawan Penguap

c. Gelas kimia 100 ml

d. Gelas kimia 200 ml

e. Hot plate

f. Labu erlenmeyer

g. Penjepit

h. Pipet tetes

i. Saptula

j. Tabung reaksi

k. Gelas ukur

l. Termometer

2. Bahan-bahan Praktikum

a. Alkohol (C2H5OH)(aq)

b. Aquades (H2O)(aq)

c. Batu didih

d. Bubuk kapur (CaCO3)(s)

e. Garam dapur kotor (NaCl)(s)

f. Iodium (I2)(s)

g. Kloroform (CHCl3)(aq)

h. Tembaga sulfat (CuSO4)(s)

3

i. Tissue

D. PROSDUR PERCOBAAN

1. Filtrasi (penyaringan) dan sentrifugasi (proses pengendapan) bubuk kapur (CaCO3)

a. Dimasukkan 3 sendok bubuk kapur (CaCO3) ke dalam gelas kimia (tempat

untuk melarutkan zat yang tidak membutuhkan ketelitian yang tinggi) yang

berisi aquades (H2O) ± 25 ml, diaduk.

b. Sebagian isi dituang kedalam 2 tabung sentrifugasi (tabung yang digunakan

dalam pemutaran) atau tabung reaksi, lalu disentrifugasi (diendapkan).

masing-masing 5 ml.

c. Dipisahkan sentrat (hasil sentrifugasi) dari endapan dengan cara dekantasi

(proses pengendapan).

d. Bagian isi lainnya (15 ml) dalam gelas kimia disaring dengan menggunakan

kertas saring dan filtrat (hasil saringan) ditampung.

e. Dibandingkan filtrat (hasil saringan) dan sentratnya (hasil sentrifugasi).

2. Rekristalisasi (teknik pemisahan berdasarkan titik beku komponen) garam dapur

kotor (NaCl)

a. Dilarutkan garam dapur (NaCl) dengan aquades (H2O) sedikit mungkin.

b. Larutan garam disaring dan filtratnya (hasil saringan) diuapkan dengan gelas

kimia sampai kering dan membentuk kristal NaCl baru.

c. Setelah mengkristal, pemanasan dihentikan.

d. Dibandingkan garam (NaCl) sebelum dan sesudah proses.

3. Rekristalisasi (teknik pemisahan berdasarkan titik beku komponen) CuSO4 atau

tembaga (II) sulfat

a. Dilarutkan 1 gram tembaga (II) sulfat (CuSO4) ke dalam sedikit aquades

(H2O).

b. Ditambahkan batu didih 3 butir dan diuapkan hingga membentuk kristal baru.

c. Dibandingkan CuSO4 sebelum dan sesudah proses.

4. Ekstraksi Iodium (I2)

a. Dimasukkan beberapa butir iodium (I2) ke dalam tabung reaksi yang berisi 5

ml aquades (H2O), dikocok dan diperhatikan warnanya.

b. Larutan disimpan di lemari asam dan ditetesi beberapa tetes CHCl3

(kloroform).

4

c. Larutan dikocok dengan cara membenturkan dasar tabung dengan telapak

tangan.

d. Diamati perubahan yang terjadi.

5. Destilasi (pemisahan menggunakan perbedaan titik didih) C2H5OH 96%

a. Dilarutkan 10 ml alkohol (C2H5OH) dengan 5 ml aquades (H2O) ke dalam

gelas kimia.

b. Hasil campuran larutan kemudian dipindahkan ke labu alas bundar.

c. Dipasang set alat destilasi biasa kemudian larutan didestilasi sampai suhu

ruangan pada labu alas bundar di bawah 90ºC.

d. Hasil destilat ditampung pada gelas erlenmeyer dan diukur volumenya.

E. HASIL PENGAMATAN

No. Prosedur Hasil Pengamatan

1. Filtrasi dan Sentrifugasi

Bubuk kapur (CaCO3) 3 sendok +

H2O 25 ml

Larutan CaCO3+Aquades yang

difiltrasi menghasilkan filrat yag

jernih (bening).

Larutan 5 ml campuran dari

CaCO3+Aquades setelah

disentrifugasi menghasilkan

endapan dan sentrat.

Sehingga perbedaan antara hasil

filtrasi (filtrat) dengan hasil

sentrifugasi (sentrat) adalah filtrat

lebih jernih dan sentrat lebih

keruh.

2. Rekristalisasi Garam Dapur Kotor

Dicampur NaCl + H2O

Larutan difiltrasi

Dipanaskan dengan hot plate.

Garam dapur yang kotor setelah

difitrasi dan diuapkan

menghasilkan kristal-kristal garam

baru yang lebih bersih.

3. Rekristalisasi CuSO4

Dicampur 1 gr CuSO4 + H2O Warna CuSO4 + H2O = biru muda

5

Dimasukkan batu didih

Dipanaskan dengan hot plate

dan menghasilkan letupan yang

merata saat dipanaskan dan warna

yang lebih tua dari semula.

4. Ekstraksi Iodium

Beberapa butir I2 + H2O 5 ml

Dikocok dan perhatikan

warna.

Dimasukkan dalam lemari

asam.

Ditetesi CHCl3

Dikocok dan perhatikan

perubahannya.

Warna I2 + H2O = kekunigan

kusam.

Setelah ditetesi kloroform warna

menjadi lebih kuning kusam, dan

di dasarnya terbentuk endapan gel

berwarna ungu seperti minyak.

5. Destilasi alcohol 96 %

Dicampurkan C2H5OH 10 ml

+ H2O 5 ml.

Dipindahkan ke labu alas

bundar.

Pasang set alat destilasi.

Panaskan di atas soxhlet.

Mengamati komponen yang ada

pada alat destilasi biasa

F. ANALISIS DATA

1. Gambar set alat destilasi biasa

Keterangan gambar beserta fungsinya :6

1. Termometer

2. Air keluar

3. Labu alas bundar

4. Kondensor liebig

5. Air dingin masuk

6. Panas

7. Destilat

8. Air dingin

2. Perhitungan

Diketahui :

a. Volume destilasi= 13 ml

b. Volume aquades=5 ml

c. Volume etanol= 15 ml

d. Konsentrasi alkohol=96 %= konsentrasi etanol 96 %

Penyelesaian :

a. Vetanol murni

Vetanol murni = Vetanol mula-mula x % etanol

= 15 ml x 96 %

= 14,4 ml

b. % alkohol dalam campuran

% alkohol dalam campuran = Vetanol murni x 100%

Vcampuran

= 14,4 ml x 100%

19,4 ml

= 74,22 %

c. % volume destilasi = Vdestilasi x 100%

Vetanol murni

=90,27 %

G. PEMBAHASAN

7

Pada praktikum acara 1 yaitu pemisahan dan pemurnian ini, dilakukan beberapa

percobaan untuk memisahkan suatu zat dari campurannya. Beberapa cara pemisahanyang

digunakan pada praktikum ini adalah filtrasi (penyaringan), sentrifugasi, rekristalisasi,

ekstraksi dan destilasi.

Pada percobaan pertama yaitu proses filtrasi dan sentrifugasi pada larutan kapur

(CaCO3). Untuk memisahkan campuran ini digunakan dua cara yaitu filtrasi dan

sentrifugasi, yang kemudian hasil sentrat dan filtratnya dibandingkan. Hasil yang diperoleh

adalah filtrat air kapur yaitu cairan yang jernih dan bening sedangkan sentrat air kapur cair

yang sedikit keruh. Ini menunjukkan tingkat kejernihan dengan menggunakan filtrasi dan

sentrifugasi adalah berbeda. Jika dibandingkan maka filtrat air kapur lebih jernih

dibandingkan dengan sentrat air kapur. Ini terjadi karena filtrasi menggunakan keras saring

sehingga endapan-endapan kapur dapat tertahan pada kertas saring yang terbuat dari bahan

berpori dan teksturnya kasar. Sedangkan dengan proses sentrifugasi, sentrat yang

dihasilkan dengan pemutaran dan pemisahan partikel menurut massa molar yang paling

besar ke bawah, sehingga molekul yang lebih ringan berada lebih dekat ke permukaan dan

menghasilkan sentrat air kapur yang sedikit keruh.

Pada percobaan kedua yaitu proses pelarutan garam dapur kotor dan ditimbangkan

kemudian dicampurkan dengan aquades dihasilkan garam yang awalnya kotor berwarna

keabuan berubah menjadi kristal garam yang lebih bersih dan lebih halus dari sebelumnya.

Hal ini disebabkan karena adanya proses filtrasi sebelum garam diuapkan. Pada saat filtrasi

butir-butir pengotornya akan tertinggal pada kertas saring yang berpori sehingga garam

yang dihasilkan lebih bersih dan jernih serta butiran-butirannya kecil dan halus.

Pada percobaan ketiga yaitu rekristalisasi CuSO4. Larutan aquades yang

dicampurkan dengan padatan CuSO4 yang berwarna biru kemudian dipanaskan dan

ditambahkan batu didih dihasilkan padatan CuSO4 yang awalnya berwarna biru tua

berubah menjadi lebih muda yaitu warna biru muda. Hal ini disebabkan karena pada saat

pemanasan CuSO4 memudar akibat kandungan air bertambah. Tembaga (Cu) termasuk

unsur golongan transisi yang memiliki sifat khas yaitu membentuk senyawa berwarna baik

dalam bentuk padatan maupun larutan sehingga padatan CuSO4 yang berada di dalam

aquades tetap berwana biru meski berubah menjadi lebih muda. Zat yang berwarna apabila

zat itu menyerap sebagai warna dan perpaduan warna yang dipantulkan bukan warna yang

diserap dan kandungan air tertentu. Pada percobaan dicelupkan batu didih yang berfungsi

untuk meratakan panas sehingga panas menjadi homogen pada seluruh bagian larutan dan

8

utuk menghindari titik lewat didih. Pori-pori dalam batu didih akan membantu

penangkapan udara pada larutan dan melepasnya ke permukaan larutan dan ini akan

menyebabkan timbulnya gelembung-gelembung kecil pada batu didih. Tanpa batu didih

maka larutan yang dipanaskan akan menjadi superheated pada bagian tertentu, lalu tiba-

tiba akan mengeluarkan uap panas yang bisa menimbulkan letupan atau ledakan.

Pada percobaan ke empat yaitu ekstraksi iodium (I2) yang padat berwarna

kecoklatan, yang dimasukkan ke dalam aquades dihasilkan Iodium ditambahkan kloroform

(CHCl3) yang menghasilkan cairannya menjadi berwarna kekuningan (kusam), setelah

dicampurkan dengan 1 ml kloroform warna berubah menjadi lebih pekat (kuning tua

kecoklatan) didasarnya yaitu suatu minyak warna ungu tua dengan cairan di atasnya

berwarna kuning pekat. Iodium tidak dapat larut di dalam aquades karena Iodium

merupakan salah satu unsur halogen yang molekulnya bersifat nonpolar sehingga Iodium

tidak reaktif dan sukar larut dalam air karena air bersifat polar. Namun unsur halogen akan

larut dalam pelarut nonpolar tidak beroksigen seperti koroform (CHCl3). Sehingga setelah

ditetesi kloroform terbentuk endapan gel berwarna ungu kepekatan. Terbentuknya endapan

tergantung kelarutan zat di dalam pelarut, semakin rendah maka semakin rendah dan

mudah pencapaian larutan jenuhnya.

Pada percobaan kelima yaitu percobaan yang terakhir adalah destilasi biasa,

namun di dalam percobaan yang ke lima ini kita hanya memahami ala-alat destilasi atau

komponen dan fingsinya yaitu jika menggunakan alat destilasi biasa maka hasilnya adalah

cairan yang lebih bening dan jernih. Proses kerja destilasi menggunakan perbedaan titik

didih dua laruta atau lebih. Jika campuran dipanaskan maka komponen yang titik didihnya

lebih rendah akan menguap lebih dahulu. Dengan mengatur suhu secara cermat, kita dapat

menguapkan dan kemudian mengembunkan komponen dari komponen secara bertahap.

Dan pengembunan terjadi dengan mengalirkan uap ke tabung pendingin. Titik didih etanol

adalah 78℃ sedangkan aquades 100 ℃.

H. PENUTUP

Berdasarkan percobaapercobaan yang dilakukan dapat disimpulkan bahwa

pemisahkan dan pemurnian suatu zat dari campurannya dapat dilakukan dengan cara

filtrasi, sentrifugasi, rekristalisasi dan destilasi. Filtrasi adalah teknik pemisahan biasa

dengan menggunakan kertas saring. Teknik pemisahan rekristalisasi berdasarkan

9

perbedaan titik beku komponen. Sedangkan teknik pemisahan destilasi berdasarkan

perbedaan titik didih.

10

DAFTAR PUSTAKA

Anwar, Budiman. 2005. Kimia. Bandung : Yrama Widya.

Imam Khasani, Soemanto. 1990. Keselamatan Kerja dalam Laboratorium Kimia. Jakarta :

Gramedia.

Syarifudin. 2008. Kimia. Tangerang : Scientific Press.

Syukri. 1999. Kimia Dasar I. Bandung : ITB.

11

ACARA II

REAKSI-REAKSI KIMIA


1. Tujuan Praktikum : 1. Untuk mengenal berbagai reaksi kimia.

2. Untuk menentukan stoikiometri reaksi.

2. Waktu Praktikum : Jumat, 12 Oktober 2012

3. Tempat Praktikum : Laboratorium Kimia Dasar, Lantai III, Fakultas Matematika dan

Ilmu Pengetahuan Alam, Universitas Mataram.

B. LANDASAN TEORI

Reaksi kimia adalah suatu reaksi antar senyawa kimia atau unsur kimia yang

melibatkan perubahan struktur dari molekul, yang umumnya berkaitan dengan

pembentukan dan pemutusan ikatan kimia. Dalam suatu reaksi kimia terjadi proses ikatan

imia, di mana atom zat mula-mula (edukte) bereaksi menghasilkan hasil (produk).

Berlangsungnya proses ini dapat memerlukan energi (reaksi endotermal) atau melepaskan

energi (reaksi eksotermal) (Raif, 2010:2).

Suatu reaksi kimia adalah proses dimana ikatan atom di dalam molekul-molekul zat

yang bereaksi dipecahkan, diikuti oleh penyusunan kembali dari atom-atom tersebut

dalam kombinasi molekul yang baru. Dengan kata lain, timbul zat kimia baru dan lama

hilang, tetapi atom-atomnya tetap sama (Djojodihardjo, 1987 : 103).

Reaksi kimia menggabungkan unsur-unsur menjadi senyawa, penguraian senyawa

menghasilkan unsur-unsurnya dan transportasi mengubah senyawa yang ada menjadi

senyawa baru. Oleh karena atom tidak dapat dimusnahkan dalam reaksi kimia, maka

jumlah atom (atau mol atom) dan setiap unsur sebelum dan sesudah reaksi selalu sama.

Kekuatan materi dalam perubahan kimia ini terlihat dari persamaan kimia yang balans

untuk proses reaksi tersebut. Berdasarkan kesetaraan reaksi, ada reaksi stoikiometri dan

pereaksi pembatas (Oktoby, 1998:42).

Salah satu pentingnya persamaan reaksi adalah dalam merencanakan percobaan

yang mana persamaan reaksi memungkinkan kita menetapkan hubungan kuantutatif yang

terjadi antara peraksi dan hasil reaksi. Persamaan reaksi harus seimbang berarti reaksi

harus mengikuti huku konservasi dimana jumlah setiap macam atom dikedua sisi anak

panah harus sama (Brady, 1999:83).

12

Bidang kimia yang mempelajari aspek kuanitatif unsur dalam suatu senyawa atau

reaksi disebut stoikiometri (bahasa Yunani: stoichcion: unsur, metiazn: mengukur).

Dengan kata lain, stoikiometri adalah perhitungan kimia yang menyangkut hubungan

kuantitaif zat yang terlibat dalam reaksi (Syukri, 1999:23).

Stoikiometri berarti mengukur unsur-unsur. Pengertian unsur-unsur dalam hal ini

adalah partikel-partikel atom, ion, molekul atau elektron yang terdapat dalam unsur atau

senyawa yang terlibat dalam reaksi kimia. Stoikiometri menyangkut cara untuk

menimbang dan menghitung spesi-spesi kimia atau dengan kata lain stoikiometri adalah

bagian tentang hubungan-hubungan kuantitatif dalam reaksi kimia (Achmad, 1991:1).

Persamaan kimia terdiri dari pereaksi yang ditulis di sebelah kiri, kemudian anak

panah yang menunjukkan arah reaksi dan terakhir produk yang ditulis sebelah kanan,

dengan catatan banyanya unsur di sebelah kiri dan kanan harus sama. Untuk kebanyakan

unsur kimianya biasanya ditulis lambangnya saja. Sebagai cntoh natrium: Na, Li (Besi

Fe), Hg dan Ag. Tetapi ada tujuh unsur berupa molekul diatomik yang sudah kita kenal

yaitu H2, N2,O2F2, Cl2, Br2, dan I2. Ketiga unsur tersebut harus ditulis berupa molekul

diatomik. Tetapi kadang-kadang usnur tersebut tidak dalam bentuk molekul diatomik

sehingga penulisannya sesuai dengan sruktur molekulnya (Prasetiawan, 2008:37).

C. ALAT DAN BAHAN


a. Gelas kimia 100 ml

b. Gelas kimia 250 ml

c. Gelas ukur 25 ml

d. Gelas ukur 50 ml

e. Pipet tetes

f. Rak tabung reaksi

g. Spatula

h. Tabung reaksi

i. Termometer


a. Aquades (H2O)(aq)

b. Larutan Aluminium Sulfat AI2 (SO4) 0,1 M

c. Larutan Amonium hidroksida (NH4(OH)) 1 M

13

d. Larutan Asam asetat (CH3COOH) 0,05

e. Larutan Asam Klorida (HCI) 0,05 M

f. Larutan Klorida (HCl) 1 M

g. Larutan indikator Fenolftalein (PP)

h. Larutan Kalium Kromat (K2CrO4) 0,1 M

i. Larutan Kalium di kromat (K2Cr2O7) 0,1 M

j. Larutan Natrium Hidroksida (NaOH) 2 M

k. Larutan Natrium Hidroksida (NaOH) 0,05 M

l. Larutan Natrium Hidroksida (NaOH) 1 M

m. Larutan Tembaga Sulfat (CuSO4) 1 M

D. PROSEDUR PENELITIAN

1. Reaksi Kimia

a. Ke dalam 2 buah tabung reaksi, dimasukkan masing-masing 10 tetes larutan HCL

1 M kedalam tabung pertama dan larutan CH3COOH 0,1 M. Ditambahkan masing-

masing 1 tets larutan indikator PP. Diamati perubahan yang terjadi.

b. Ke dalam 2 tabung reaski lain dimasukkan larutan NaOH 1 M masing-masing 10

tetes. Ditambhkan pada keduanya 1 tetes larutan indikatr.

c. Dicampurkan kedua asam (tabung a) dengan basa (tabung b).diamati perubahan

yang terjadi.

d. Dimasukkan ke dalam 2 tabung reaksi amsing-masing 10 tets larutan kalium

kromat, K2CrO4 0,1 M. Ke dalam tabung pertama ditambahkan larutan HCl 1 M.

Dikook dan diamati. Ke dalam tabung lainnya ditambahkan larutan NaOH 1 M.

Disimpan dan dibandingkan dengan percobaan e.

e. Dimasukkan ke dalam 2 tabung reaksi masing-masing 10 tetes larutan kalium

dikromat K2CrO7 1 M. Kemudian diperlukan seperti percobaan (d) di atas.

Dibandingkan dengan larutan (d) dan (e).

f. Dimasukkan 10 tetes larutan Al2(SO4)3 0,1 M ke dalam tabung reaksi.

Ditambahkan dengan larutan NaOH 1 M tetes demi tetes dan perhatikan apa yang

terjadi.

g. Dimasukkan 10 tetes laruta Al2(SO4)3 0,1 M ke dalam tabung reaksi. Ditambahkan

lagi dengan NH4OH 1 M setetes demi tetes dan diamati. Dibandingkan dengan

alrutan pada percobaan (f).

14

2. Variasi Kontinu

a. Stoikiometri Sistem CuSO4 – NaOH

1. Ke dalam 4 tabung reaksi kimia dimasukkan berturut-turut 5,10,15 dan 20 ml

larutan NaOH 2 M. Kemudian diukur suhu awalnya masing-masing.

2. Ke dalam 4 buah gelas kimia dimasukkan berturut-turut 5,10,15 dan 20 ml

larutan CuSO4 1 M. Kemudia diukur suhu awalnya.

3. Larutan NaOH 2 M pada gelas kimia (a) dicampurkan dengan larutan CuSO4 1

M pada gelas (b), 20 ml NaOH dicampurkan dengan 5 ml CuSO4 1 M. 15 ml

NaOH dicampurkan dengan 10 ml CuSO4 1 M. 10 ml NaOH dicampurkan

dengan 15 CuSO4 1 M. 5 ml NaOH diampurkan dengan 20 ml CuSO4 1 M,

kemudian diukur suhu campuran masing-masing.

b. Stoikiometri Asam – Basa

Ke dalam 7 buah tabung reaksi dimasukkan berturut-turut 0,1,2,3,4,5 dan 6 ml

larutan NaOH 1 M, kemudian diukur suhu awalnya.

Ke dalam 7 buah tabung reaksi lain diamsukkan 0,1,2,3,4,5 dan 6 ml larutan

HCl 1 M, kemudian diukur suhunya.

Larutan NaOH 1 M pada tabung (a) dicampurkan dengan larutan HCl 1 M

pada tabung (b). 0 mL NaOH diampurkan dengan 6 mL HCl 1 M. 1 ml NaOH

dicampurkan dengan 5 ml HCl 1 M. 2 mL NaOH diampurkan dengan 4 mL

HCl 1 M. 3 mL NaOH diampurkan dengan 3 mL HCl 1 M. 4 mL NaOH

diampurkan dengan 2 mL HCl 1 M. 5 mL NaOH diampurkan dengan 1 mL

HCl 1 M. 6 mL NaOH diampurkan dengan 0 mL HCl 1 M. Masing-masing

campuran diuur suhunya.

E. HASIL PENGAMATAN

No. Prosedur Hasil Pengamatan

1. Reaksi-reaksi kimia

a. - 10 tetes HCl 0,05 M + 1 tetes

pp.

- 10 tetes CH3COOH 0,05 M +

1 tetes pp.

b. - 10 tetes NaOH 0,05 M + 1

tetes pp.

- 10 tetes NaOH 0,05 M + 1

Warna awal HCl bening.

HCl 0,05 M + 1 tetes pp = bening

Warna awal NaOH= merah muda

keunguan

NaOH + 1 tetes pp = ungu

15

tetes pp.

c. - (10 tetes HCl 0,05 M + 1 tetes

pp) + (10 tetes NaOH 0,05 M

+ 1 tetes pp).

- (10 tetes CH3COOH 0,05 M

+ 1 tetes pp) + 10 tetes

NaOH 0,05 M + 1 tetes pp).

d. - 10 tetes K2CrO4 0,1 M + HCl

1 M

- 10 tetes K2CrO4 0,1 M +

NaOH 1 M

e. - 10 tetes K2Cr2O7 0,1 M + HCl

1 M

- 10 tetes K2Cr2O7 0,1 M +

NaOH 1 M

f. 10 tetes Al2(SO4)3 0,1 M + tetes

demi tetes NaOH 1 M

g. 10 tetes Al2(SO4)3 0,1 M + 5

tetes NH4OH 1 M + tetes demi

tetes NH4OH 1 M

Warna campuran= merah muda

keunguan

Mula-mula= kuning

K2CrO4 0,1 M + HCl 1 M=orange

K2CrO4 0,1 M + NaOH=Kuning terang

Mula-mula= orange

K2CrO4 0,1 M + HCl 1 M=orange

K2CrO4 0,1 M + NaOH=Kuning

Tetes 1=keruh

Tetes ke-2= sampai ke-3 makin keruh

Tetas ke-4= benar-benar keruh dan

pekat

Tetes ke-5= kembali bening seperti

semula

Larutan sedikit keruh dan semakin

keruh

2. Stoikiometri system CuSO4-

NaOH

a. - CuSO4 1 M 5 ml (diukur

suhu).

- NaOH 1 M 20 ml (diukur

suhu)

- kedua larutan dicampur.

Suhu awal NaOH 20 ml, 10 ml, 5 ml

dan 15 ml 2 M =31℃ (bening)

Suhu awal CuSO4 20 ml, 10 ml, 5 ml

dan 15 ml 1 M= 31ºC (bening)

Warna campuran = biru pekat, keruh,

terdapat endapan (suhu campuran

32ºC).

Suhu awal CuSO4 = 32ºC (biru muda)

16

b. - CuSO4 1 M 15 ml (diukur

suhu).


suhu)


c. - CuSO4 1 M 20 ml (diukur

suhu).


suhu)


d. - CuSO4 1 M 10 ml (diukur

suhu).


suhu)


Suhu awal NaOH = 31ºC (bening)

Warna campuran = biru kehijauan,

terdapat endapan, agak kental (suhu

campuran 32ºC).

Suhu awal CuSO4 = 33ºC (biru muda)


Warna campuran = biru muda, terdapat

endapan (suhu campuran 31ºC).

Suhu awal CuSO4 = 32,5ºC (biru

muda)


Warna campuran = biru tua, terdapat

endapan, keruh (suhu campuran 32ºC).

3. Stoikiometri asam-basa

a. Dimasukkan dalam tabung

reaksi 6 ml HCl 1 M (diukur

suhu).

b. Dimasukkan dalam tabung

reaksi 6 ml NaOH 1 M (diukur

suhu).

c. - HCl 1 M 5 ml (diukur suhu).


suhu)


d. - HCl 1 M 4 ml (diukur suhu).


suhu)


Suhu awal HCl = 28ºC (bening)




Suhu campuran = 30ºC (bening)




17

e. - HCl 1 M 3 ml (diukur suhu).


suhu)


f. - HCl 1 M 2 ml (diukur suhu).


suhu)


g. - HCl 1 M 1 ml (diukur suhu).


suhu)











F. ANALISIS DATA

1. Reaksi-Reaksi Kimia

a. Reaksi Kimia

1) HCl (aq) + NaOH (aq) NaCl (s) + H2O (l)

2) CH3COOH(aq)+ NaOH (aq) CH3COONa (s) + H2O (l)

3) K2CrO4 (aq) + 2 HCl (aq) 2 KCl (aq) + H2CrO4 (aq)

4) K2CrO4 (aq) + 2 NaOH (aq) Na2CrO4 (aq) + 2 KOH (aq)

5) K2Cr2O7 (aq) + 2 HCl (aq) 2 KCl (aq) + H2Cr2O7 (aq)

6) K2Cr2O7 (aq) + 2 NaOH (aq) 2 KOH (aq) + Na2Cr2O7 (aq)

7) Al2(SO4)3 (aq) + 6 NH4OH (aq) 3 (NH4)2SO4 (aq) + 2 Al(OH)3 (s)

8) Al2(SO4)3 (aq) + 6 NaOH (aq) 3 Na2SO4 (aq) + 2 Al(OH)3 (s)

2. Variasi Kontinu

a. Stoikiometri Sistem CuSO4 – NaOH

o Perhitungan mol larutan CuSO4 1 M

- Untuk 5 mL CuSO4 1 M

18

Mol CuSO4 = M . V

= 1 . 5

= 5 mmol


Mol CuSO4 = M . V

= 1 . 15

= 15 mmol


Mol CuSO4 = M . V

= 1 . 20

= 20 mmol

- Untuk mL 10 mL CuSO4 1 M

Mol CuSO4 = M . V

= 1 . 10

= 10 mmol

o Perhitungan mol larutan NaOH 1 M

- Untuk 20 mL larutan NaOH 2 M

Mol NaOH = M . V

= 2 M . 20ml

= 40 mmol


Mol NaOH = M . V

= 2 M . 10 ml

= 20 mmol


Mol NaOH = M . V

= 2 M . 5ml

= 10 mmol

- Untuk 15 larutan NaOH 2 M

Mol NaOH = M . V

= 2M . 15 ml

= 30 mmol

19

o Perhitungan ∆ T Larutan (℃)

a. Mencari suhu mula-mula (Tm)

T M=T NaOH+T CuSO4

2

T M 1=T NaOH+T CuSO4

2

¿ 310C+310C2

= 310C


2

¿ 310C+310C2

= 310C


2

¿ 310C+310C2

= 310C


2

¿ 310C+310C2

= 310C

b. Mencari ΔT

ΔT = Ta(Suhu Akhir)-Tm(Suhu mula-mula)

ΔT1 =Ta-Tm

= 320C-310C

=1 0C

ΔT2 = Ta-Tm

=330C-310C

=20C

ΔT3 = Ta-Tm

=320C-310C

=10C

ΔT4 = Ta-Tm

20

=330C-310C

=20C

c. Tabel Stoikiometri Sistem CuSO4 – NaOH

V NaOHV

CuSO4

T

NaOH

T

CuSO4

TM TA ΔTmmol

NaOH

mmol

CuSO4

20 mL 5 mL 310C 310C 310C 320C 10C 40 mmol 5 mmol




d. Grafik hubungan antara ΔT dengan mmol CuSO4 dan NaOH

5 10 15 300

0.5

1

1.5

2

2.5ΔT 0C

mmol

40 30 20 10 NaOH

CuSO4

- Persamaan reaksi:

CuSO4 (aq) +2 NaOH (aq) Na2SO4 (aq) + Cu(OH)2 (aq)

- Perbandingan Titik puncak tertinggi grafik di atas menunjukkan perbandingan

a. Titik puncak mmol CuSO4 (aq) berada pada 2oC (ΔT)

b. Titik puncak mmol NaOH berada pada 2oC (ΔT)

a. Perbandingan ΔT = CuSO4 : NaOH

21

= 2oC : 2oC

= 1 : 1

b. Perbandingan mmol CuSO4 : NaOH

CuSO4 : NaOH =10 : 30

=1 : 3

CuSO4 : NaOH =15 : 20

=3 : 4

b. Stoikiometri Asam – Basa

1. Perhitungan mol larutan HCl 1 M

Untuk 6 mL HCl 1 M

Mol HCl = M . V

= 1M . 6ml

= 6 mmol

Untuk 5 mL HCl 1 M

Mol HCl = M . V

= 1M . 5ml

= 5 mmol

Untuk 4 mL HCl 1 M

Mol HCl = M . V

= 1M . 4ml

= 4 mmol

Untuk 3 mL HCl 1 M

Mol HCl = M . V

= 1M . 3ml

= 3 mmol

Untuk 2 mL HCl 1 M

Mol HCl = M . V

= 1M . 2ml

= 2 mmol

Untuk 1 mL HCl 1 M

Mol HCl = M . V

= 1M . 1ml

= 1 mmol

Untuk 0 mL HCl 1 M22

Mol HCl = M . V

= 1M . 0

= 0 mmol

2. Perhitungan mol larutan NaOH 2 M

a. Untuk 0 mL NaOH 2 M

Mol HCl = M . V

= 2M . 0

= 0 mmol

b. Untuk 1 mL NaOH 2 M

Mol HCl = M . V

= 2M . 1ml

= 2 mmol

c. Untuk 2 mL NaOH 2 M

Mol HCl = M . V

= 2M . 2ml

= 4 mmol

d. Untuk 3 mL NaOH 2 M

Mol HCl = M . V

= 2M . 3ml

= 6 mmol

e. Untuk 4 mL NaOH 2 M

Mol HCl = M . V

= 2M . 4ml

= 8 mmol

f. Untuk 5 mL NaOH 2 M

Mol HCl = M . V

= 2M . 5ml

= 10 mmol

g. Untuk 6 mL NaOH 2 M

Mol HCl = M . V

= 2M . 6ml

= 12 mmol

3. Perhitungan ΔT Larutan (oC)

23

a. Mencari Suhu Mula-mula (TM)

T M=T NaOH+T HCl2

T M 1=T NaOH+T HCl

2

¿ 30,50C+30,50 C2

= 30,50C

T M 2=T NaOH+T HCl

2

¿ 310C+310C2

= 310C

T M 3=T NaOH+T HCl

2

¿ 320C+310C2

= 31,50C

T M 4=T NaOH+T HCl

2

¿ 32C+310C2

= 31,50C

T M 5=T NaOH+T HCl

2

¿ 310C+320C2

= 31,50C

T M 6=T NaOH+T HCl

2

¿ 310C+310C2

= 310C

T M 7=T NaOH+T HCl

2

¿ 310C+310C2

24

= 310C

b. Mencari ΔT

ΔT= Ta (suhu akhir) – Tm (suhu mula-mula)

ΔT1 = TA – TM

= 30,50C – 30,50C

= 00C

ΔT2 = TA – TM

= 340C – 310C

= 30C

ΔT3 = TA – TM

= 360C – 31,50C

= 5,50C

ΔT4 = TA – TM

= 350C – 31,50C

= 4,50C

ΔT5 = TA – TM

= 340C – 31,50C

= 3,50C

ΔT6 = TA – TM

= 33,50C – 310C

= 2,50C

ΔT7 = TA – TM

= 310C – 310C

= 00C

c. Tabel Stoikiometri Asam – Basa

V

NaOH

V

HCl

T

NaOHT HCl TM TA ΔT

mmol

NaOH

mmol

HCl

0 mL 6 mL - 30,50C 30,50C 30,50C 00C 0 mmol 6 mmol


2 mL 4 mL 320C 310C 31,50C 360C 5,50C 4 mmol 4 mmol



25

5 mL 1 mL 310C 310C 310C 33,50C 2,50C 10mmol 1 mmol

6 mL 0 mL 310C - 310C 310C 00C 12 mmol 0 mmol

d. Grafik hubungan ΔT dengan jumlah mol reaksi

0 2 4 6 8 10 120

1

2

3

4

5

6ΔT

mmol

6 5 4 3 2 1 0

HClNaOH

- Persamaan reaksi:

NaOH (aq) + HCl (aq) NaCl (s) + H2O (s)

- Perbandingan koordinat ∆ T

∆ T NaOH : ∆ T = HCl mmol NaOH : mmol HCl

5,5 : 5,5 = 4 : 4

1 : 1 = 1 : 1

G. PEMBAHASAN

Pada praktikum ini dilakukan 2 macam percobaan yaitu percobaan untuk

megetahui berbagai reaksi kimia dan percobaaan untuk dapat menentukan stoikiometri

reaksi.

Pada percobaan pertama dan kedua dilakuka penetesan indikator PP untuk

mengetahui larutan tersebut bersifat asam atau basa. Pada percobaan pertama yaitu

larutan HCl 0,05 M 10 tetes dicmpurkan dengan 1 tetes indikator PP menghasilkan laruta

yang tetap bening dan jernih. Larutan ini berubah sedikit keruh. Larutan ini berwarna

26

bening disebabkan oleh HCl adalah asam kuat atau dengan berwarna bening maka kita

tahu bahwa HCl adalah asaam kuat. Larutan tersebut memiliki sifat asam kuat sebagai

hasil interaksi dari komponen penyusunnya.

Pada percobaan kedua CH3COOH 0,05 M juga dicampurkan dengan indikator PP

menghasilkan larutan tetap bening seperti sebelum dicampurkan dengan indikator PP. Ini

menunjukkan bahwa CH3COOH merupakan asam dan lebih tepatnya merupakan asam

lemah. Selanjutnya diperoleh hasil campuran NaOH dengan indikatornya, larutan menjadi

berwarna ungu (sedikit merah muda). Hal ini dikarenakan NaOH merupakan basa kuat

sehingga menghasilkan warna yang pekat.

Pada percobaan ketiga yaitu larutan pada percobaan pertama dengan percobaan

kedua dicampurkan menghasilkan larutan HCL yang dicampurkan dengan NaOH

berwarna lebih bening dari sebelumya. Hal ini disebabkan HCL merupakan asam kuat dan

NaOH adalah basa kuat sehingga apabila dicampurkan menghasilkan senyawa yang

bersifat netral, karena kedua larutan tersebut terionisasi secara sempurna. Sedangkan

larutan CH3COOH yang dicampurkan dengan NaOH menghasilkan warna ungu, ini

disebabkan larutan CH3COOH merupakan asam lemah dan NaOH adalah basa kuat yang

apabila keduanya dicampurkan maka akan menghasilkn larutan yang terionisasi sebagian.

Pada percobaan keempat pencampuran larutan HCl dengan K2CrO4 yang

berwarna orange dan percobaan selanjutnya NaOH dengan K2CrO4 yang berwarna kuning.

Hal ini disebabkan HCl merupakan asam kuat dan NaOH merupakan basa kuat yang

dicampurkan dengan K2CrO4 terionisasi sebagian.

Pada percobaan larutan HCl 1 M dicampurkan dengan K2Cr2O7 1 M dan NaOH 1

M dengan K2Cr2O7 menghasilkan warna orange dan kuning lebih muda daripada

percobaan sebelumnya. Ini disebabkan oleh HCl asam kuat dan NaOH basa kuat yang bila

dicampurkan dengan K2Cr2O7 maka akan terionisasi sebagian.

Pada percobaan pencampuran NaOH dengan Al2(SO4)3 menghasilkan warna yang

semakin keruh pada tetesan keempat dan pada tetesan kelima kembali berwarna bening.

Sedangkan pencampuran Al2(SO4)3 dengan NH4OH warnanya menjadi keruh tetapi tidak

terdapat endapan sedangkan pada pencampuran NaOH dengan Al2(SO4)3 terdapat

endapan. Ada tidaknya endapan membuktikan bahwa larutan tersebut memiliki logam Al.

Percobaan variasi kontinu ada 2 percobaan yaitu percobaan variasi kontinu

stoikiometri sistem CuSO4-NaOH dan percobaan variasi kontinu stoikiometri asam basa.

27

Percobaan variasi kontinu stoikiometri sistem CuSO4-NaOH, pada percobaan

pertama dapat diamati suhu awal NaOH 20 ml, 10 ml, 5 ml dan 15 ml. Dengan suhu awal

CuSO4 5 ml, 15 ml, 20 ml dan 10 ml menghasilkan suhu awal yang sama yaitu 31℃

dengan NaOH berwarna bening dengan CuSO4 berwarna biru muda, ini karena memang

warna dari NaOH bening dan CuSO4 berwarna biru muda. Pada pencampuran NaOH

dengan CuSO4 dengan campurannya berjumlah 25 ml. Dengan volume NaOH 25 ml,

makin banyak volume NaOH maka semakin pekat larutan yang dihasilkan. Pencampuran

15 ml CuSO4 1 M dengan 10 ml NaOH 2 M, menghasilkan warna biru kehijauan terdapat

endapan dan kental serta pencampuran 20 ml CuSO4 1 M dengan 5 ml NaOH 2 M

menghasilkan warna biru muda dan terdapat endapan. Pada percobaan 10 ml CuSO4 1 M

dengan 15 ml Naoh 2 M menghasilkan warna biru tua dan keruh. Endapan yang

dihasilkan berasal dari larutan CuSO4. Semakin banyak volume CuSO4 maka semakin

banyak dan tampak endapan yang terbentuk serta warnanya semakin pekat.

Pada percobaan variasi kontinu stoikiometri asam basa menggunakan larutan HCl

dan NaOH. HCl merupakan asam kuat dan NaOH merupakan basa kuat. Jika direaksikan

maka akan menghasilkan garam dan air sehingga terjadi netralisasi dimana pH larutan

yang terbentuk adalah 7. Larutan di atas terionisasi sempurna dan membentuk

kesetimbangan dengan persamaan yaitu:

HCl + NaOH→ NaCl + H2O

Perbedaan suhu yang tidak tetap yag dihasilkan dipengaruhi oleh suhu ruangan

dan kesalahan praktikan dalam pembacaan suhu pada termometer. Pada grafik CuSO4

dengan NaOH dengan perbandingan titik puncak 1:1 yang menunjukkan ∆ T (suhu) pada

umumnya dapat dilihat memiliki perbedaan yang tidak begitu mencolok meskipun pada

perhitungan dapat diamati berbeda. Pada grafik stoikiometri asam basa suhu mula-mula

hampir sama dan ketika dicampurkan hasilnya adalah suhunya meningkat. Ini dikarenakan

perbedaan volume dan mmol yang terbentuk.

H. KESIMPULAN

a. Pada percobaan diamati berbagai reaksi-reaksi kimia yaitu reaksi penetralan asam-

basa, reaksi redoks, reaksi sintesis, reaksi metatesis dan didapatkan berbagai

perubahan wujud, suhu, warna dan peubahan lainnya.

28

b. Stoikiometri reaksi dapat ditentukan denagn cara variasi kontinu. Hubungan

perubahan suhu dan masing-masing pereaksi dalam sistem untuk meramalkan

stoikiometri reaksi.

DAFTAR PUSTAKA

Achmad, Hiskia dan M.S. Terpantau. 1991. Stoikimetri Energetika Kimia. Bandung :

PT. Citra Aditya Bakti.

Brady,C. 2005. Kimia Elektro. Bandung: Pakar Raya.

Djojo, Hariyono. 1987. Termodinamika Teknik. Jakarta : PT. Gramedia.

Oxtoby, David W,H,P,dkk.2001. Prinsip-Prinsip Kimia Modern Edisi Ke-4 Jilid 1. Jakarta :

Erlangga.

Prasetiawan, Widi. 2008. Kimia Dasar 1. Jakarta: Cerdas Pustaka Publisher.

Raif, Agus. 2010. Reaksi Kimia. Jakarta: Universitas Mercu Buana.

Syukri, S. 1999. Kimia. Dasar 1. Bandung: ITB.

29

ACARA III

TERMOKIMIA


1. Tujuan Praktikum : a. Untuk mempelajari perubahan energi pada reaksi kimia.

b. Untuk mengukur perubahan kalor dengan percobaan sederhana.

2. Waktu Praktikum : Jum’at, 19 Oktober 2012

3. Tempat Praktikum : Laboratorium Kimia Dasar, Lantai III, Fakultas Matematika dan

Ilmu Pengetahuan Alam, Universitas Mataram.

B. LANDASAN TEORI

Pada proses eksotermis yang terjadi antara suatu oksida logam dan suatu logam

murni aktif. Logam semakin reaktif mengurangi oksida logam, pengoksidasian dan

pelepasan sejumlah energi dari zat sepanjang reaksi. Panas mempunyai peranan penting

dalam kimia. beberapa reaksi kimia seperti pembakaran minyak atau gas alam dalam

tungku atau reaksi besi (III) oksida dengan aluminium dalam proses termit, mengeluarkan

banyak panas. Pegukuran dan prediksi pengaruh panas terhadap dua istilah yan penting,

yaitu system dan lingkungan. Ketika suatu benda menyerap panas, maka temperaturnya

naik. Kapasitas panas (Cp) denda didefinisikan sebagai “jumlah panas yang dibutuhkan

untuk menaikkan temperaturnya dengan satu satuan temperatur pada tekanan konstan.

Rumus kapasitas panas adalah perbandingan dari panas yang diserap q, menghasilkan

perubahan temperatur ∆ T .

Kapasitas panas = Cp = q

∆ T

Kapasitas panas selalu bernilai positif, karena q dan ∆ T kedua-duanya selalu

bermuatan positif atau kedua-duanya selalu bermatan negatif (Prasetiawan, 2009:88).

30

Panas dan kerja, keduanya adalah bentuk perpindahan energy ke dalam atau keluar

system; maka dapat dibayangkan sebagai energy dalam keadaan singgah. Jika perubahan

energy disebabkan kontak mekanik system dengan lingkungannya, maka kerja dilakukan :

jika perubahan itu disebabkan oleh kontak kalor (menyebabkan perubahan suhu), maka

kalor dipindahkan. Dalam banyak proses, kalor dan keduanya menembus batas system, dan

perubahan energy dalam system adalah jumlah dari kedua kontribusi itu. Pernyataan ini

disebut hukum pertama termodinamika, yang mempunyai rumus matematika :

E = q + w

Suatu system dapat dibayangkan mengandung kerja atau kalor, sebab kerja dan

kalor keduanya mengacu bukan pada keadaan system, tetapi pada proses yang mengubah

suatu keadaan kedalam lainnya. Perubahan keadaan yang sama dari system dapat

dilakukan dengan memindahkan kalor ke system tanpa melakukan kerja sehingga : E = q +

w. karena q dan w tergantung pada proses tertentu atau (lintasan) yang menghubungkan

keadaan, maka mereka bukanlah fungsi keadaan (Oxtoby, 2001: 197).

Perubahan energi dalam reaksi kimia selalu dapat dibuat sebagai kalor. Jadi, lebih

tepat apabila istilah disebut kalor reaksi. Alat yang dipakai untuk mengukur kalor reaksi

disebut kalorimeter. Ada beberapa macam bentuk alat ini, yaitu kalorimeter volume-

konstan dan kalorimeter tekanan-konstan. Kalorimeter volume-konstan biasanya

digunakan untuk mengukur kalor pembakaran dengan menempatkan senyawa yang

massanya diketahui ke dalam wadah baja yang diisi dengan oksigen pada tekanan 30 atm.

Sementara itu peralatan yang lebih sederhana dibandingkan kalorimeter volume-konstan

adalah kalorimeter tekanan-konstan yang digunakan untuk menentukan perubahan kalor

untuk reaksi selain pembakaran. Kalorimeter tekanan-konstan yang terbuat dari dua

cangkir kopi styrofoam. Cangkir luar membantu menyekat campuran reaksi dari

lingkungan. Dua macam larutan yang diketahui volumenya yang mengandung reaktan

pada suhu yang sama dicampurkan secara hati-hati dalam kalorimeter. Kalor yang

dihasilkan atau diserap oleh reaksi dapat ditentukan dengan mengukur perubahan suhu.

Peralatan ini mengukur pengaruh kalor pada berbagai reaksi seperti penetralan asam-basa,

kalor pelarutan dan kalor pengenceran. Karena tekanannya konstan, perubahan kalor untuk

proses (qreaksi) sama dengan perubahan entalpi (DH) seperti dalam kalorimeter volume-

konstan, kita memperlakukan kalorimeter sebagai sistem terisolasi. Lebih jauh lagi, dalam

perhitungan kita mengabaikan kapasitas kalor yang kecil dari cangkir kopi. Dalam prinsip

kerja kalorimeter dikenal pula istilah tetapan kalorimeter, yaitu jumlah kalori yang diserap

31

oleh kalorimeter untuk menaikkan suhunya sebesar satu derajat. Harga dari tetapan

kalorimeter dapat diperoleh dengan membagi jumlah kalor yang diserap kalorimeter dibagi

dengan perubahan suhu pada kalorimeter (Chang, 2004 : 173).

Ditinjau dari jenisnya, terdapat empat jenis kalor, yaitu kalor pembentukan, kalor

penguraian, kalor penetralan dan kalor reaksi. Kalor pembentukan ialah kalor yang

menyertai pembentukan satu mol senyawa langsung dari unsur-unsurnya. Kalor penguraian

(kebalikan kalor pembentukan) adalah kalor yang menyertai penguraian satu mol senyawa

langsung menjadi unsur-unsurnya. Kalor penetralan yaitu kalor yang menyertai suatu

reaksi dengan koefisien yang paling sederhana. Kalor reaksi dapat ditentukan dengan

percobaan laboratorium atau dengan perhitungan.dengan perhitungan ada tiga cara yaitu

berdasarkan hukum Hess, data kalor pembentukan standar dan data energi ikatan (Syukri,

1999 : 85).

Menurut G.H Hess panas reaksi (panas yang timbul atau yang diserap) dari suatu

reaksi kimia hanya tergantung pada keadaan awal dan akhir dari reaksi. Tidak bergantung

pada bagaimana reaksi tersebut berlangsung. Hal ini berarti bila suatu reaksi dapat berjalan

bertingkat, maka panas reaksinya sama besar. Apakah reaksi itu berjalan secara langsung

atau bertingkat. Dengan kata lain, bila suatu reaksi berjalan bertingkat atau langsung, maka

panas reaksinya sama. Hukum Hess ini sangat berguna, karena dengan menerapkan hukum

Hess kita dapat menentukan besarnya perubahan entalpi reaksi-reaksi yang secara langsung

sukar untuk ditentukan. Sebagai contoh jika zat A dapat berubah langsung menjadi zat C,

tetapi zat A juga dapat berubah menjadi zat B kemudian zat C, maka panas reaksi yang

terjadi akan sama. Jadi dengan menggunakan hukum Hess kita dapat menentukan besarnya

perubahan entalpi yang sukar dilakukan dengan eksperimen (Aminah, 1988 : 113).

Jika reaksi kimia terjadi pada tekanan konstan, panas diserap dengan perubahan

entalpi sistem. Hal ini disebut entalpi reaksi dari proses entalpi reaksi mungkin positif atau

negatif. Jika reaksi kimia meningkatkan panas, sistem kehilangan panas, dan panas tersebut

hilang pada tekanan konstan adalah berkurangnya dalam entalpi (AH < 0). Reaksi seperti

itu dengan ΔH negatif adalah eksotermik. Dalam reaksi endotermik, panas diserap oleh

reaksi dari lingkungan membuat Qp dan ΔH positif, hukum Hess dapat digunakan untuk

menentukan perubahan entalpi, hukum Hess berbunyi : jika dua atau lebih persamaan

kimia bergabung dengan penambahan atau pengurnagan untuk memberikan persamaan

kimia baru, kemudian penambahan atau pengurangan perubahan entalpinya, dalam operasi

32

paralel memberikan perubahan entalpi untuk reaksi yang digambarkan oleh persamaan

baru (Prasetiawan, 2009 : 84).


1. Alat-Alat Praktikum

a. Buret 50 ml

b. Corong

c. Gelas Arloji

d. Gelas Kimia 250 ml

e. Gelas Ukur 50 ml

f. Gelas Ukur 100 ml

g. Kalorimeter

h. Pipet Tetes

i. Sendok

j. Termometer

k. Statif

l. stopwatch

m. Timbangan Analitik

n. Tissue

2. Bahan-Bahan Praktikum

a. Aquades (H2O)

b. Etanol 96% (C2H5OH)

c. Larutan Asam Klorida (HCl) 2 M

d. Larutan Natrium Hidroksida (NaOH) 2,05 M

e. Larutan Tembaga (II) Sulfat (CuSO4) 0,5 M

f. Padatan Seng (Zn)

D. PROSEDUR PERCOBAAN

1. Penentuan Tetapan Kalorimeter

a.Dimasukkan 40 ml air kedalam kalorimeter dengan buret, catat suhunya.

b. Dipanaskan 40 ml air dalam gelas kimia ± 25-30 derajat di suhu kamar, catat

suhunya.

33

c.Dicampurkan air panas kedalam kalorimeter, aduk selama 10 menit selang 1 menit

setelah pencampuran.

2. Penentuan Kalor reaksi zn (S) + CuSO4(aq)

a.Dimasukkan 20 cm3 larutan 0.5 M CuSO4 kedalam kalorimeter.

b. Catat suhu selama 2 menit dengan selang waktu ½ menit.

c.Timbang dengan teliti 3-3.10 gr padatan zn (Ar Zn= 65.5).

d. Dimasukkan padatan zn kedalam larutan CuSO4 atau kalorimeter.

e.Catat suhu selang waktu 1 menit setelah pencampuran selama 10 menit.

3. Penentuan kalor pelarutan etanol dalam air

a. Dimasukkan 18 cm3 air kedalam kalorimeter dengan menggunakan gelas ukur.

b. Diukur suhu air dalam kalorimeter selama 2 menit dengan selang waktu ½ menit.

c. Diukur suhu 50 ml etanol dalam buret, dimasukkan dengan tepat 29 cm3 etanol ke

dalam gelas kimia menggunakan buret.

d. Dikocok campuran dalam kalorimeter, dicatat suhu selama 4 menit dengan selang

waktu ½ menit.

4. Penentuan kalor penetralan Hcl dan NaOH

a. Dimasukkan 20 cm3 HCl 2 M ke dalam kalorimeter. Suhu HCl .

b. Diiukur 20 cm3 NaOH 2.05 M, dicatat suhu (atur sedemikian rupa hingga suhunya

sama dengan suhu HCl).

c. Dicampurkan basa ini kedalam kalorimeter dan catat suhu campurkan selama 5

menit dengan selang waktu ½ menit.

E. HASIL PENGAMATAN

No Prosedur Percobaan Hasil Pengamatan


Dimasukkan 40 ml aquades ke

dalam kalorimeter dengan gelas

ukur, kemudian dicatat suhunya.

Dipanaskan 40 ml aquades dalam

gelas kimia ± 20◦C di atas suhu

kamar, dicatat suhunya.

Dicampurkan aquades yang sudah

dipanaskan ke dalam kalorimeter,

Tair dingin = 30◦C

Tair panas = 45◦C

T1 = 40◦C

T2 = 39,5◦C

T3 = 39◦C

T4 = 38◦C

T5 = 37◦C

T6 = 36,5◦C

T7 = 36,5◦C

34

dikocok atau diaduk, kemudian

diamati suhunya selama 10 menit

dengan selang waktu 1 menit

setelah pencampuran.

T8 = 36◦C

T9 = 35◦C

T10=34◦C

2. Penentuan kalor reaksi Zn(s) +

CuSO4(aq)

Dimasukkan 20 ml larutan CuSO4

0,5 M ke dalam kalorimeter.

Dicatat suhu selama 2 menit dengan

selang waktu ½ menit.

Ditimbang dengan teliti 3-3,10 gram

padatan Zn (Ar Zn = 65,5).

Dimasukkan padatan Zn ke dalam

larutan CuSO4 di dalam kalorimeter.

Dicatat suhu selama 10 menit selang

waktu 1 menit setelah pencampuran.

T CuSO4

T1 = 31◦C

T2 = 31◦C

T3 = 31◦C

T4 = 31◦C

Berat Zn = 3,00gr

T CuSO4+Zn

T1 = 35◦C

T2 = 39◦C

T3 = 41◦C

T4 = 42◦C

T5 = 41◦C

T6 = 40◦C

T7 = 39◦C

T8 = 38◦C

T9 = 37◦C

T10= 37◦C

- Warna awal CuSO4 adalah

biru.

- Setelah dicampurkan dengan

padatan Zn warna larutan

berubah menjadi hitam pekat.

3. Penentuan kalor pelarutan etanol dalam

air

a. Dimasukkan 18 ml aquades ke

dalam kalorimeter menggunakan

gelas ukur.

Diukur suhu aquades dalam

kalorimeter selama 2 menit dengan

TA aquades = 30◦C

T1 = 29,5◦C

T2 = 29,5◦C

T3 = 30◦C

T4 = 30◦C

Tetanol = 31◦C

Taquades+etanol

35

selang waktu 1/2 menit.

Diukur suhu etanol dalam buret,

dimasukkan dengan tepat 29 ml

etanol ke dalam kalorimeter.

Dikocok campuran dalam

kalorimeter, dicatat suhu selama 4

menit dengan selang waktu 1/2

menit.

T1 =33,5◦C

T2 =33◦C

T3 =33◦C

T4 =33◦C

T5 =33◦C

T6 =33◦C

T7 =33◦C

T8 =33◦C

b. Dimasukkan 27 ml aquades ke


gelas ukur.





dimasukkan dengan tepat 19,3 ml





menit.

TA aquades = 30◦C

T1 = 29,5◦C

T2 = 29,5◦C

T3 = 29,5◦C

T4 = 29,5◦C

Tetanol = 31◦C

Taquades+etanol :

T1 =34,5◦C

T2 =34,5◦C

T3 =34,5◦C

T4 =34,5◦C

T5 =34◦C

T6 =34◦C

T7 =33,5◦C

T8 =33,5◦C

c. Dimasukkan 36 ml aquades ke


gelas ukur. Diukur suhu aquades

dalam kalorimeter selama 2 menit

dengan selang waktu 1/2 menit.






TA aquades = 30◦C

T1 = 31◦C

T2 = 31◦C

T3 = 31◦C

T4 = 31◦C

Tetanol = 31◦C

Taquades+etanol

T1 =34◦C

T2 =34◦C

T3 =34◦C

36


menit.

T4 =34◦C

T5 =34◦C

T6 =34◦C

T7 =34◦C

T8 =34◦C

d. Dimasukkan 36 ml aquades ke











menit.

TA aquades = 30◦C

T1 = 29,5◦C

T2 = 29,4◦C

T3 = 29,4◦C

T4 = 29,5◦C

Tetanol = 31◦C

Taquades+etanol

T1 =34◦C

T2 =34◦C

T3 =33,5◦C

T4 =33,5◦C

T5 =33,5◦C

T6 =33,5◦C

T7 =33◦C

T8 =33◦C

e. Dimasukkan 36 ml aquades ke











menit.

TA aquades = 30◦C

T1 = 30,5◦C

T2 = 30,5◦C

T3 = 30,5◦C

T4 = 30,5◦C

Tetanol = 31◦C

Taquades+etanol

T1 =34◦C

T2 =33◦C

T3 =33◦C

T4 =33◦C

T5 =33◦C

T6 =33◦C

37

T7 =33◦C

T8 =33◦C

f. Dimasukkan 45 ml aquades ke


gelas ukur.










menit.

TA aquades = 30◦C

T1 = 30◦C

T2 = 30◦C

T3 = 30◦C

T4 = 30◦C

Tetanol = 31◦C

Taquades+etanol

T1 =33◦C

T2 =33◦C

T3 =33◦C

T4 =33◦C

T5 =33◦C

T6 =32◦C

T7 =32◦C

T8 =32◦C

4. Penentuan kalor penetralan HCl dan

NaOH

Dimasukkan 20 ml HCl 2 M ke

dalam kalorimeter. Dicatat

kedudukan termometer.

Diukur 20 ml NaOH 2,05 M, dicatat

suhunya (diatur sedemikian rupa

sehingga suhunya sama dengan

suhunya HCl).

Dicampur HCl dan NaOH ke dalam

kalorimeter dan dicatat suhunya

selama 5 menit dengan selang waktu

1/2 menit.

T HCl = 29◦C

T NaOH = 30◦C

T HCl+NaOH :

T1 = 37◦C

T2 = 40◦C

T3 = 41◦C

T4 = 42,5◦C

T5 = 43◦C

T6 = 43◦C

T7 = 44◦C

T8 = 44◦C

T9 = 44,5◦C

T10= 45◦C

F. ANALISIS DATA

- Persamaan Reaksi

38

a. H2O (l) → H2(q) + ½ O2(q)

b. Zn (s) + CuSO4(aq) → ZnSO4(aq) + Cu(S)

c. C2H5OH(l) + H2O(l) → C2H4 (aq) + 2H2O(l)

d. HCl(aq) + NaOH (aq) → NaCl (aq) + H2O(l)

Perhitungan


-T0 = Suhu awal air dingin : 300C = 303 K

-Tt = Suhu awal air panas : 450C = 318 K

-TR = Suhu akhir campuran / Suhu Rata-rata

T1 = 400C = 313 K

T2 = 39,50C = 312,5 K

T3 = 390C = 312 K

T4 = 380C = 311 K

T5 = 370C = 310 K

T6 = 36,50C = 309,5 K

T7 = 36,50C = 309,5 K

T8 = 360C = 309 K

T9 = 350C = 308 K

T10 = 340C = 307 K

- TR = T1+T 2+T 3+T 4+T 5+T6+T 7+T 8+T 9+T 10

10

=

313 K+312,5 K+312 K+311 K+310 K+309,5 K+309,5 K+309 k+308 K+307 K10

= 3101,5K

10

=310,15 K

Suhu yang diserap Kalorimeter (∆ T A ¿

∆ T A = T t–T 0

= 318 K – 303 K

= 15 K

Kenaikan Suhu Air Dingin ( ∆ T ¿

∆ T = T R–T 0

= 310,15 K – 303 K

39

= 7,15 K

Penurunan Suhu Aquades Panas (∆ T ¿

∆ t = T R - T t

= 310,15 – 318

= -7,85 K (reaksi eksoterm)

Diketahui : ρ aquades = 1 gr/cm3

Vaquades = 40 ml

maquades = ρ . V

= 1 gr/cm3 . 40 ml

= 40 gr

caquades = 4,2 J/g.K

Kalor yang diserap aquades dingin (q1 )

q1 = m . c . ∆ T

= 40 gram . 4,2 J/g.K . 7,15 k

=1201,2 J

Kalor yang diserap aquades panas (q2 )

q2 = m . c . ∆ T

= 40 gram . 4,2 J/g.K . (-7,85) K

= -1318,8 J

Kalor yang diserap kalorimeter (q3 )

q3 = q2−¿q1¿

= 1318,8 J – 1201,2 J

= 117,6 Joule

Tetapan kalorimeter ( K )

K = q3

∆ T A

= 117,6J

15 k

= 7,84 J/K

40

Grafik (pencampuran aquades panas / dingin) perubahan suhu terhadap waktu.

41

1 2 3 4 5 6 7 8 9 1031

32

33

34

35

36

37

38

39

40

41

penentuan tetapan kalorimeter

SELANG WAKTU PENCAMPURAN (MENIT)

SUHU

(K)

2. Penentuan Kalor Reaksi Zn(s) + CuSO4(aq

42

Zn¿ ¿ + CuSO4 ˙(aq)

Zn SO4 ˙(aq ) + Cu ˙(s)

Suhu Rata-rata CuSO4 (Ta)

T1 = 31℃ = 304 K

T2 = 31℃ = 304 K

T3 = 31℃ = 304 K

T4 = 31℃ = 304 K

Ta =T1+T2+T 3+T 4

4

T a = 304 K+304 K+304 K+304 K

4

= 1216

4

= 307 K

Suhu Rata–rata Campuran

T1 = 350C = 308 K

T2 = 390C = 312 K

T3 = 410C = 314 K

T4 = 420C = 317 K

T5 = 410C = 314 K

T6 = 400C = 313 K

T7 = 490C = 312 K

T8 = 380C = 311 K

T9 = 370C = 310 K

T10= 370C = 310 K

Tb = T1+T 2+T 3+T 4+T 5+T6+T 7+T 8+T 9+T 10

10

= 308 K+312 K+314 K+317 K+314 K+313 K+312 K+311 K+310 K+310 K

10

= 3120 K

10

= 312 K

∆ T 1 = T b–T a

= 312 K – 304 K

= 8 K

Kalor yang diserap kalorimeter ( q4 )

43

q4 = k . ∆ T 1

= 22,4 J/K . 8 K

= 62,72 Joule

n Zn= massayangditimbang

65,5

= 3,0065,5

= 0,04 mol

n CuSO4 = M .V

= 0,5 M . 0,02 L

= 0,01 mol

Zn(s) + CuSO4(aq) ZnSO4(aq) + Cu(s)

Mula-mula : 0,04 0,01 - -

Bereaksi : 0,01 0,01 0,01 0,01

Setimbang : 0,03 0 0,01 0,01

massa ZnSO4 = n ZnSO4 Setimbang x Mr ZnSO4

= 0,01 x 161,5

= 1,616 gram

Kalor yang diserap larutan (q5)

q5 = m ZnSO4 . c. ∆T

= 1,616 gram . 3,52 J/g.K . 8 K

= 45,3376 Joule

Kalor yang dihasilkan reaksi (q6)

q6 = q4+¿q5¿

= 62,72 J + 45,33 J

= 108,05 joule

Entalpi reaksi (∆ H r)

∆ H r = q6

n

= 108,05 J0,04 mol

= 2701,25 J/mol

3. Penentuan kalor pelarutan etanol dalam aquades

44

1. 18 cm3 aquades + 29 cm3 etanol

Suhu rata-rata aquades

T1 = 29,5℃ = 302,5 K

T2 = 29,5℃ = 302,5 K

T3 = 30℃ = 303 K

T4 = 30℃ = 303 K

TAquades =T1+T 2+T 3+T 4

4

= 302,5 K+302,5 K+303 K+303 K

4

= 1211

4

= 302,75 K

Suhu Etanol

T etanol = 300 C + 273 = 303 K

∆ T m = Tair+T etanol

2

= 302,75 K+303 K

2

= 302,875 K

𝑆uhu Rata-rata campuran (∆ T A)

T1 = 33,5℃ = 306,5 K

T2 = 33℃ = 306 K

T3 = 33℃ = 306 K

T4 = 33℃ = 306 K

T5 = 33℃ = 306 K

T6 = 33℃ = 306 K

T7 = 33℃ = 306 K

T8 = 33℃ = 306 K

∆ T A = T1+T 2+T 3+T 4+T 5+T6+T 7+T 8

8

∆ T A = 306,5 K+306 K+306 K+306 K+306 K+306 K+306 K+306 K

8

= 306,06 K

∆ T 2 = ∆ T A−∆ T M

45

= 306,06 K – 302,87 K

= 3,19 K

Kalor yang diserap aquades (q7)

ρ Aquades =1 gr/cm3

Vaquades = 18 ml


maquades = ρ. V

= 1 gr/cm3 . 18 ml

= 18 gram

q7 = m. c. ∆ T 2

= 18 gram . 4,2 J/g.K . 3,19 K

= 245,7Joule

Kalor yang diserap etanol (q8)

ρ etanol =0,793 gr/cm3

Vetanol = 29 ml

Cetanol = 1,92 J/g.K

Metanol = ρ. V

= 0,793 gr/cm3 . 29 ml

= 22,997 gram

q8 = m. c. ∆ T 2

= 22,997 gram . 1,92 J/g.K . 3,19 K

=140,87 Joule

Kalor yang diserap calorimeter (q9)

q9 = k . ∆ T 2

=22,4 J/K . 3,19 K

= 25,0096 Joule

Kalor yang dihasilkan pada pelarutan (q10)

q10 = q9+q8+q7

= 245,7 J + 140,87 J + 25,0096 J

= 411,57 Joule

Entalpi (∆ H 1)

Massa etanol = 23 gram

Mr etanol = 46

46

n etanol = massa

Mr

= 2346

= 0,5 mol

∆ H 1 = q10

moletanol

= 411,57 J0,5 mol

= 823,15 J/mol

2. 27 cm3 aquades + 19,3 cm3 etanol

Suhu Rata-rata aquades (Taquades)

T1 = 29,5℃ = 302,5 K

T2 = 29,5℃ = 302,5 K

T3 = 29,5℃ = 302,5 K

T4 = 29,5℃ = 302,5 K

TAquades = T1+T 2+T 3+T 4

4

= 302,5 K+302,5 K+302,5 K+302,5 K

4

= 1210

4

= 302,5 K

Suhu etanol (C2H5OH)

TEtanol = 300 C = 303 K

∆Tm =

Taquades + Tetanol 2

=

302 ,5 K+303 K2

=302,75 K

Suhu Rata-rata campuran (∆TA)

47

T1 = 34,5℃ = 307,5 K

T2 = 34,5℃ = 307,5 K

T3 = 34,5℃ = 307,5 K

T4 = 34,5℃ = 307,5 K

T5 = 34℃ = 307 K

T6 = 34℃ = 307 K

T7 = 33,5℃ = 306,5 K

T8 = 33,5 ℃ = 306,5 K

∆TA =

T1+T2+T3+T 4+T 5+T 6+T7+T 8

8

=

307 ,5 K+307 , 5K+307 ,5 K+307 ,5 K+307 K+307 K+306 ,5 K+306 ,5 K8

=

2457 K8

= 307,125 K

∆T 2 = ∆T4 - ∆Tm

= 307,125 K – 302,75 K

= 4,375 K

Kalor yang di serap air (q7)

ρ Aquades = 1 gr/cm3

Vaquades= 27 ml


maquades = ρ. V

= 1 gr/cm3 . 27 ml

= 27 gram

q11 = m. c. ∆ T 2

= 27 gram . 4,2 J/g.K . 4,375 K

=496,125 Joule

Kalor yang di serap etanol (q8)

ρ etanol = 0,793 gr/cm3

48

Vetanol = 19,3 ml


metanol = P. V

= 0,793 gr/cm3 . 19,3 ml

= 15,3 gram

q8 = m. c. ∆ T 2

= 15,30 gram . 1,92 J/g.K . 4,375 K

= 128,56 Joule

Kalor yang di serap kolorimeter (q9)

q9= k . ∆T 2

= 7,84 J/K. 4,375 J

= 34,3 Joule

Kalor yang di hasilkan pada pelarutan (q10)

q10 = q13+q12+q11

= 496,125,6 J + 128,56 J + 34,3 J

= 658,985joule

Entalpi (∆H1)

Massa etanol = 15,3 gram

Mr etanol = 46

n etanol = massa

Mr

= 15,346

= 0,33 mol

∆H 1 = q14

netanol

= 658,985 J0,33 mol

= 1996,92 J/mol

3. 36 cm 3 aquades + 14, 5 cm 3 etanol

Suhu Rata-rata Aquades

T1 = 31℃ = 304 K

T2 = 31℃ = 304 K

49

T3 = 31℃ = 304 K

T4 = 31℃ = 304 K

Taquades=

T1+T2+T3+T 4

4

=

304 K+304 K+304 K+304 K4

=

12164

= 304 K

Suhu etanol

T etanol= 30℃ = 303 K

∆ T m

=

Taquades + Tetanol 2

= 304 K+303 K

2

= 607 K

2

= 303,5 K

Suhu Rata-rata Campuran (∆TA)

T1 = 34℃ = 307 K

T2 = 34℃ = 307 K

T 3 = 34℃ = 307 K

T 4 = 34 ℃ = 307 K

T 5 = 34℃ = 307 K

T 6 = 34℃ = 307 K

T 7 = 34℃ = 307 K

T 8 = 34℃ = 307 K

∆TA =

T1+T2+T3+T 4+T 5+T 6+T7+T 8

8

=

307 K+307 K+307 K+307 K+307 K+307 K+307 K+307 K8

= 307 K

∆T2 = ∆TA - ∆Tm

50

= 307 K – 303,5 K

= 3,5 K

Kalor yang di serap aquades (q7)

ρ Aquades = 1 gr/cm3

Vaquades = 36 ml


maquades = ρ. V

= 1 gr/cm3 . 36 ml

= 36 gram

q7 = m. c. ∆T2

= 36 gram . 4,2 J/g.K . 3,5 K

=529,2 Joule

Karol yang di serap etanol (q8)


Vetanol = 14,5 ml


metanol = ρ. V

= 0,793 gr/cm3 . 14,5 ml

= 11,4985 gram

q8 = m. c. ∆ T 2

= 11,49 gram . 1,92 J/g.K . 3,5 K

= 77,21 Joule


q9 = k . ∆T 2

= 7,84 J/K. 3,5 J

= 27,44 Joule


q10 = q7+q8+q9

= 529,2 J + 72,21 J + 27,44 J

= 628,85 joule

Entalpi (∆H1)


51

Mr etanol = 46

n etanol = massa etanol

Mr etanol

= 11,49

46

= 0,24 mol

∆H1 = q1 8

netanol

=628,85 J0,24 mol

= 2620,20 J/mol

4. 36 cm3 aquades + 11, 6 cm3 etanol

T1 = 29,5℃ = 302,5 K

T2 = 29,4℃= 302,4 K

T3 = 29,4℃ = 302,4 K

T4 = 29,5℃ = 302,5 K

Taquades =

T1+T2+T3+T 4

4

=

302 ,5 K+302 ,4 K+302 , 4 K+302 ,5 K4

=

1209 ,8 K4

= 302,45 K

Suhu etanol

T etanol = 300C = 303 K

∆ T m = Taquades+Tetanol

2

= 3 02,45 K+303 K

2

= 6 05,45

2

= 302,725 K


T1 = 34℃ = 307 K

T2 = 34℃ = 307 K

52

T3 = 33,5℃ = 306,5 K

T4 = 33,5℃ = 306,5 K

T5 = 33,5℃ = 306,5 K

T6 = 33,5℃ = 306,5 K

T7 = 33℃ = 306 K

T8 = 33℃ = 306 K

∆TA =

T1+T2+T3+T 4+T 5+T 6+T7+T 8

8

=

307 K+307 K+306 ,5 K+306 , 5 K+306 , 5K+306 ,5 K+306 K+306 K8

=

2452 K8

= 306,5 K

∆T 2 = ∆TA - ∆Tm

= 306,5 K – 302,725 K

= 3,775 K


ρ Aquades= 1 gr/cm3

Vaquades = 36 ml


maquades = ρ. V

= 1 gr/cm3 . 36 ml

= 36 gram

q7 = m. c. ∆ T 2

= 36 gram . 4,2 J/g.K . 3,775K

= 570,7Joule



Vetanol = 11,6 ml


metanol = ρ. V

53

= 0,793 gr/cm3 . 11,6 ml

= 9,19 gram

q8 = m. c. ∆ T 2

= 9,19 gram . 1,92 J/g.K .3,775 K

= 66,67 Joule


q9= k . ∆T 2

= 7,84 . 3,775J

= 2,596 Joule


q10 = q7+q8+q9

= 570,78 J + 66,67 J + 29,596 J

= 667,046 joule

Entalpi (∆H1)


Mr etanol = 46

n etanol = massa

Mr

= 9 ,19

46

= 0,19 mol

∆H 1 = q10

moletanol

=667,046 J0 , 19 mol

= 3510,76 J/mol

5. 36 cm3 aquades + 5,8 cm3 etanol

T1 = 30,5℃ = 303,5 K

T2 = 30,5℃ = 303,5 K

T3 = 30,5℃ = 303,5 K

T4 = 30,5 ℃ = 303,5 K

Taquades =

T1+T2+T3+T 4

4

54

=

303 , 5K+303 ,5 K+303 , 5 K+303 , 5 K4

= 303,5 K

Suhu etanol

T etanol = 300C = 303 K


2

= 303,5 K+3 03 K

2

= 303,25 K

Suhu rata-rata Campuran (∆TA)

T1 = 34℃ = 307 K

T2 = 33℃ = 306 K

T 3 = 33℃ = 306 K

T 4 = 33℃ = 306 K

T 5 = 33℃ = 306 K

T 6 = 33℃ = 306 K

T 7 = 33℃ = 306 K

T 8 = 33 ℃ = 306 K

∆TA =

T1+T2+T3+T 4+T 5+T 6+T7+T 8

8

=

307 K+306 K+306 K+306 K+306 K+306 K+306K+306 K8

=

2449 K8

= 306,125 K

∆T 2 = ∆TA - ∆Tm

= 306,125 K – 303,25 K

= 2,875 K


55


Vaquades = 36 ml


maquades = ρ. V

= 1 gr/cm3 . 36 ml

= 36 gram

q7 = m. c. ∆ T 2

= 36 gram . 4,2 J/g.K . 2,875 K

= 434,7 Joule



Vetanol = 5,8 ml


metanol = ρ. V

= 0,793 gr/cm3 . 5,8 ml

= 4,59 gram

q8 = m. c. ∆ T 2

= 4,59 gram . 1,92 J/g.K . 2,875 K

= 25,38Joule


q9= k . ∆T 2

= 7,84 . 2,875 J

= 22,54 Joule


q10 = q7+q8+q9

= 434,7 J + 25,38 J + 22,54 J

= 482,62 Joule

Entalpi (∆H1)


Mr etanol = 46

n etanol = massa

Mr

= 4 ,59

4656

= 0,1 mol

∆H 1 = q10

moletanol

= 482,62 J0 ,09 mol

= 5362,44 J/mol

6. 45 cm3 aquades + 4.8 cm3 etanol

T1 = 30℃ = 303 K

T2 = 30℃ = 303 K

T3 = 30℃ = 303 K

T4 = 30℃ = 303 K

Taquades =

T1+T2+T3+T 4

4

=

303 K+303 K+303 K+303 K4

= 303 K

Suhu etanol

T etanol = 300C = 303 K


2

= 3 03 K+3 03 K

2

= 60 6

2

= 303 K


T1 = 33℃ = 306 K

T2 = 33℃ = 306 K

T 3 = 33℃ = 306 K

T 4 = 33℃ = 306 K

T 5 = 33℃ = 306 K

T 6 = 32℃ = 305 K

T 7 = 32℃ = 305 K

T 8 = 32 ℃ = 305 K

57

∆TA =

T1+T2+T3+T 4+T 5+T 6+T7+T 8

8

=

306 K+306 K+306 K+306 K+306 K+305 K+305 K+305 K8

= 305,625 K

∆T 2= ∆TA - ∆Tm

= 305,625 K – 303 K

= 2,625 K



Vaquades= 45 ml


maquades = ρ. V

= 1 gr/cm3 . 45 ml

= 45 gram

q7 = m. c. ∆ T 2

= 45 gram . 4,2 J/g.K . 2,625 K

= 496,125 Joule

Karol yang di serap etanol (q8)


Vetanol = 4,8 ml


metanol = ρ. V

= 0,793 gr/cm3 . 4,8 ml

= 3,8 gram

q8 = m. c. ∆ T 2

= 3,8 gram . 1,92 J/g.K . 2,625K

= 19,152 Joule


q9= k . ∆T 2

= 7,84 . 2,625 J

= 20,58 Joule

58

Kalor yang di hasilkan pada pelarutan (q1 0)

q10 = q7+q8+q9

= 496,125 J + 19,152 J + 20,58 J

= 535,857 joule

Entalpi (∆H1)


Mr etanol = 46

n etanol = massa

Mr

= 3,846

= 0,08 mol

∆H 6 = q10

moletanol

=535,857 J0,0 8 mol

= 6698,21J/mol

Tabel perbandingan mol air : mol etanol dan ∆H

No.

Volume cm³ Massa (Gram)ΔTm

(K)

ΔTa

(K)

ΔT2

(K)

ΔH

(J/MOL)

Mol Air

Air Etanol Air Etanol

Mol

Etanol

1 18 29 18 23 302,25 306,06 3,19 823,15 2

2 27 19,3 27 15,3 302,75

307,12

5 4,375 1996,92 5

3 36 14,5 36 11,5 303,5 307 3,5 2620,20 8

4 36 11,6 36 9,2 302,75 306,05 3,77 3510,76 10

5 36 5,8 36 4,6 303,25

306,12

5 2,875 5362,44 20

6 45 4,8 45 3,8 303

305,62

5 2,625 6698,21 30

59

Grafik entalpi pelarutan etanol terhadap mol air/mol etanol

60

2 5 8 10 20 300

1000

2000

3000

4000

5000

6000

7000

8000

penentuan kalor pelarutan dalam air

∆H (J/mol)

n a

ir : n

eta

nol

61

4.Penentuan Kalor Penetralan HCl dan NaOH

Suhu awal 20 ml HCl = 29℃ = 302 K

Suhu awal 20 ml NaOH = 30℃ = 303 K

T1 = T Hcl+T NaOH

2

= 302 K+303 K

2

= 605 K

2

= 302,5K

Suhu campuran (T2)

T1 = 370C = 310 K

T2 = 400C = 313 K

T3 = 410C = 314 K

T4 = 420C = 316 K

T5 = 430C = 316 K

T6 = 430C = 316 K

T7 = 440C = 317 K

T8 = 440C = 317 K

T9 = 44,50C = 317,5 K

T10 = 450C = 318 K

T2= T1+T 2+T 3+T 4+T 5+T6+T 7+T 8+T 9+T 10

10

=

310 K+314 K+314 K+31 6 K+31 6K+316 K+31 6 K+31 7k+3 75 K+31 7,5 K10

= 3154,5 K

10

=315,45K

ΔT3 = T2 – T1

= 315,45 K – 302,5 K

= 12,95 K

Kalor yang diserap larutan (q11)

Plarutan= 1,03 gr/cm3

62

Vlarutan= VHCl + VNaOH

= 20 ml + 20 ml

= 40 ml

Clarutan= 3,96 J/g.K

Mlarutan= P. V

= 1,03 gr/cm3 . 40 ml

= 41,2 gram

q11 = m. c. ∆ T 3

= 41,2 gram . 3,96 J/g.K . 12,95K

= 2112,81 Joule


q12= k . ∆T 3

= 7,84 . 12,95 J

= 101,528 Joule

Kalor yang di hasilkan reaksi (q13)

q13 = q12+q11

= 2112,81 J + 101,528 J

= 2214,338 Joule

Kalor penetralan (∆Hn)

M HCl= 2 M

V HCl= 20 ml=0,02 liter

n NaCl= 2 x 0,02= 0,04

ΔHn = q13

0,04 mol

= 2214,33 J0,04 mol

= 55.358,25 J/mol

63

Grafik perubahan suhu campuran penetralan HCl dengan NaOH terhadap waktu

1 2 3 4 5 6 7 8 9 1034

36

38

40

42

44

46

Kalor penetralan HCl dan NaOH

SELANG WAKTU PENCAMPURAN (menit)

SUHU

(K)

64

G. PEMBAHASAN

Pada praktikum ini bertujuan untuk mempelajari perubahan energi pada reaksi dan

untuk mengukur perubahan kalor dengan percobaan yang sederhana.

Pada percobaan pertama yaitu penentuan tetapan kalorimeter. Pada percobaan ini

dicampurkan aquades dingin dengan aquades panas. Hasilnya adalah campuran aquades

dingin dan aquades panas temperaturnya semakin menurun. Hal ini disebabkan karena

adanya kalor yag diserap oleh aquades dingin terhadap aquades panas dan ada kalor yang

dilepaskan oleh aquades panas di dalam kalorimeter, sehingga kalor yang dilepaskan

aquades aqades panas dan kalor yang diserap aquades dingin adalah sama. Hal ini sesuai

dengan Hukum Termodinamika I yang menyatakan “energi dalam sistem tersekat adalah

tetap (asas kekekalan energi)”. Berlaku juga asas Black karena jika dua benda yang

suhunya berbeda dicampur amka benda yang lebih panas melepas kalor kepada benda yang

lebih dingin dan sebuah benda untuk menurunkann akan melepas kalor yang sama dengan

banyaknya kalor yang dibutuhkan benda tersebut untuk menaikkan suhunya sebesar itu

juga. Mengenai tetapan kalorimeter yang akan diperoleh melalui percobaan ini tidak

langsung dapat diukur, yang langsung dapat diukur adalah temperaturnya, dari temperatur

ini kemudian dapat dipeoleh tetapan kalorimeter dengan membuat perbandingan antara

kalor yang diterima atau dierap dan perubahan suhu yang diserap kalorimeter. Pada

percobaan ini diperoleh hasil tetapan kalorimeter 7,84 J/K.

Pada percobaan kedua yaitu penentuan kalor reaksi Zn(s) + CuSO4 di mana

persamaan reaksinya sebagai berikut:

Zn(s) + CuSO4→ZnSO4

dengan pengamatan suhunya selama 10 menit dengan selang waktu 1 menit,

suhunya mengalami perubahan yang berupa penuruanan dan peningkatan suhu. Suhu

campuran pada saat T1 sampai T4 mengalamai peningkatansuhu selanjutnya dari T5 sampai

T10 mengalami penurunan suhu. Kenaikan suhu atau peningkatan suhu dapat dapat

dikatakan bahwa reaksi merupakan reaksi eksoterm yaitu reaksi yang melepas energi.

Energi yang dilepas itulah yang menyebabkan kenaikan suhu akan tetapi mengalami

penuruanan suhu dari T5 sampai T10 yang menandakan reaksi tersebut merupakan reaksi

endterm sehingga menandakan reaksi tersebut merupakan reaksi endoterm sehingga kalor

reaksi dari reaksi tersebut adalah jumlah kalor yang diserap kalorimeter ditambah jumlah

kalor lautan. Maka jumlah kalor reaksi adalah 108,05 Joule sehingga merupakan reaksi

endoterm. Warna larutan CuSO4 awal yakini biru setelah diaduk atau dikocok dengan

65

penambahan Zn, warna larutan berubah menjadi abu. Disebabkan oleh posisi Cu dalam

deret volta di bagian yang berada di sebelah kiri dapat mereduksi bagian yang beraa di

sebelah kanan, sehingga dapat dikataka bagian kiri sebagaian oksidasi (pereduksi dan

bagain kanan sebagai reduksi pengoksidasi). Berdasarkan penjabaran tersebut maka Zn

mampu mereduksi Cu. Karen→esuai dengan teori. Berdasarkan percobaan ini juga dapat

disimpulkan bahwa hubungan antara perbandingan mol air dan etanol, semakin besar,

maka semakin besar pula perbandingan mol air dan mol etanol. Pada percobaan ini juga

terdapat yang menurun, hal ini dapat disebabkan karena pengaruh suhu atau ketidakpastian

dalam meliat hasil pengamatan. Dapat dilihat bahwa jika volume air diperbear dan volume

etanol diperkecil maka nilai ∆ H akan besar dan jika vlume air diperkecil dan volume

etanol diperbesar maka nilai ∆ Hakan kecil. Jadi, apanila etanol dilarutka dalam air yang

vlumenya tak terhingga (sangan besar), maka ∆ H reaksi semain besar (tak terhingga)

maka dapat dikatakan ∆ H dala keadaan maksimum.

Pada percobaan terakhir yaitu penentuan kalor penetralan HCl dan NaOH.

Percobaan ini menggunakan hasil NaOH (Basa kuat) yang direaksikan denngan HCl (asam

kuat). Reaksinya adalah:

NaOH (aq) + HCl (aq)→ NaCl(aq)

Penetralan adalah reaksi antar asam dan basa yang menghasilkan garam dan air

ayng bersifat netral. Jika basa kuat dan asam kuat direaksikan maka akan terbentuk garam

(NaCl) yang bersifat netral, tidak bersifat asam atau basa. Suhu campurannya

meningkatkan karena pada saat itu mengalami perubahan reaksi pada permukaan luar

kalorimeter suhu hangat, disebabkan kalor mengalir dari sistem ke lingkungan yang

disebut reaksi eksoterm.

H. KESIMPULAN

Dari percobaan yang telah dilakukan dapat disimpulkan bahwa:

1. Perubahan energi pada reaksi reaksi kimia terdapat dua jenis reaksi yang dapat terjadi,

yaitu reaksi eksoterm, reaksi yang melepas kalor sistem ke lingkungan dan reaksi

endoterm, reaksi yang menyerap kalor dari lingkungan ke sistem.

2. Untuk mengukur perubahan kalor reaksi dapat dilakukan berdasarkan hukum Hess,

data kalor pembentukan dan data energi ikatan.

66

DAFTAR PUSTAKA

Aminah, Siti. 1998. Ilmu Kimia Dasar. Mataram: Universitas Mataram.

Chang, Rymond. 2004. Kimia Dasar. Jakarta: Erlangga.

Oxtoby. 2001. Prinsip Kimia Modern. Jakarta: Erlangga.

Prasetiawan, Widi. 2009. Kimia Dasar 1. Jakarta: Cerdas Pustaka.

Syukri. 1999. Kimia Dasar 1. Bandung. ITB.

67

ACARA IV

PENENTUAN MASSA ATOM RELATIF Mg


1. Tujuan Praktikum : Untuk menentukan massa atom relatif dari logam Magnesium

(Mg).

2. Waktu Praktikum : Jumat, 2 November 2012

3. Tempat Praktikum : Laboratorium Kimia Dasar I, Lantai III, Fakultas Matematika


B. LANDASAN TEORI

Massa suatu atom terkait erat dengan jumlah elktron, proton dan neutron yang

dimiliki atom tersebut. Pengetahuan tentang massa atom sangat penting untuk melakukan

pekerjaan di laboratorium. Namun atom adalah partikel yang sangat kecil, bahkan butir

debu terkecil yang dapat menentukan massa satu atom relatif terhadap atom lainnya.

Langkah pertama adalah memberikan nilai pada massa dari suatu atom unsur tersebut

agar kemudian dapat digunakan sebagai suatu standar (Chang, 2004 : 58).

Massa atom relatif dengan lambang Ar adalah istilah modern sebagai pengganti

istilah berat atom. Pada permulaan abad ke 19 hidrogen digunakan sebagai unsur standar.

Dalton menekankan bahwa massa atom relatif adalah sifat yang paling utama suatu unsur.

Hidrogen adalah unsur yang mempunyai atom yang paling ringan dan massanya

ditentukan sebesar satu satuan. Demikian pula jika hidrogen bersenyawa dengan suatu

unsur dan hidrogen digunakan sebagai dasar skala.

Menurut definisi lama

Massa atao relatif = Massa satu atom unsur

Massa satu atom hidrogen

Valensi suatu unsur adalah jumlah atom hidrogen yang bereaksi atau yang dapat diganti

dengan satu atom unsur itu. Sejak Dalton dan Berzzellius berusaha untuk menentukan

rumus suatu zat agar dapat menghitung massa atom relatif ditemukan suatu besaran yang

dikenal dengan massa ekivalen. Kemudian pada tahun 1961 ditetapkan bahwa massa

atom relatif suatu unsur adalah harga rata-rata massa atom relatif isotop-isotop menurut

kelimpahannya berdasarkan atas nuklida karbon-12 yang mempunyai massa 12 tepat

(Hiskia, 2001 : 14).

68

Ada tiga cara penentuan massa atom relatif yaitu dengan hukum Dulong dan Petit,

analisis Cannizzaro dan spektroskopi massa. Pada tahun 1819 Piere Dulong dan Alexis

Petit menyelidiki kalor jenis beberapa unsur logam. Ternyata atom yang berat

mempunyai kalor jenis lebih kecil, karena makin berat suatu atom makin besar energi

yang diperlukan untuk menggerakkannya. Untuk itu, Dulong dan Petit menyatakan

bahwa hasil kali antara kalor jenis dan massa atom relatif adalah sekitar enam. Hukum ini

dipakai untuk mengoreksi massa atom unsur yang telah atau belum diketahui. Kemudian

pada tahun 1858 ditemukan metode Cannizzaro. Teori ini mengatakan bahwa massa

molekul relatif suatu gas kira-kira dua kali rapat uapnya. Selain itu, penentuan massa

atom relatif dapat ditentukan dengan metode spektroskopi massa. Penetuan Ar dapat

ditentukan melalui dua data yaitu kelimpahan isotop dan massa isotop relatif (Syukri,

1999 : 34).

Dengan menggunakan massa atom, kita dapat menghitung massa (dalam gr) dari

satu atom karbon C-12. Persamaan dari kesamaan tersebut adalah :

12,00 gram karbon−121mol atom karbon−12

=1

Sebagai contoh yaitu Tembaga adalah logam yang telah dikenal sejak zaman dahulu yang

digunakan antara lain untuk kabel listrik dan uang logam. Dua isotop stabilnya, 6329

Cu

(69,09 %) dan 6529

Cu (30,91), mempunyai massa atom masing – masing 62,93 sma dan

64,9278 sma. Hitung massa atom rata-rata dari tembaga. Persentase – persentase dalam

tanda kurung menunjukan kelipatan relatif. Dari contoh tersebut, bisa dijelaskan bahwa

tiap isotop memberi kontribusi terhadap massa atom tembaga tergantung dari kelimpahan

alaminya. Maka dari itu, tahap pertama adalah mengubah persentase ke bentuk desimal.

Jadi 69.09 persen menjadi 0,6909 dan 30,91 persen menjadi 0,3091. Kemudian , kita

hitung massa atom rata – rata sebagai berikut.

(0,6909) (62,93 sma) + (0,3091) (64,9278 sma) = 63,55 sma (Sukmariah, 1990 : 24).


1. Alat – alat Praktikum

a. Krus

b. Penjepit

c. Pipet tetes

69

d. Tanur

e. Timbangan analitik

2. Bahan – bahan Praktikum

a. Aquades (H2O)(aq)

b. Kertas lakmus

c. Logam Magnesium (Mg)(s)


1. Krus kosong ditimbang ± 1 mg dengan timbangan analitik.

2. Logam Mg ditimbang kemudian dimasukkan kedalam krus.

3. Kemudian dimasukkan kedalam tanur dan dipanaskan sampai suhu 800℃ .

4. Setelah logam Mg yang di dalam krus tersebut memutih, laluu keluarkan dan diberi

beberapa tetes air (gas/uap yang mengepul diperiksa dengan kertas lakmus).

5. Lihat perubaha yang terjadi pada kertas lakmus.

6. Krus dipijarkan , didinginkan dan ditimbang kembali.

7. Dihitung Massa atom relatif Mg dengan rumus sebagai berikut:

2x 8

b−axa

E. HASIL PENGAMATAN

NO PROSEDUR PERCOBAAN HASIL PENGAMATAN

1 Krus kosong ditimbang dengan neraca

analitik

Berat krus=13,5 gram

2 Mg ditimbang 0,1 gr kemudian

dimasukkan Mg ke dalam krus dan

ditimbang dengan neraca analitik

Berat Mg=13,5 gram

3 Krus dan Logam Mg dipanaskan di dalam

tanur sampai Logam Mg memutih

Logam Mg yang dipanaskan pada

suhu 8000C menjadi bubuk berwarna

putih

4 Dikeluarkan jika menjadi putih, logam Mg

ditetesi dengan air dan tangkap uap

dengan kertas lakmus, lihat perubahan

warna

Lakmus merah menjadi biru

70

5 Dipijarkan dalam keadaan off tanurnya

selama beberapa menit

6 Lalu didinginkan kemudian ditimbang Berat krus dan Mg = 13,61 gram

F. ANALISIS DATA

1. Persamaan reaksi

a. Mg(S) + ½ O2(g) MgO(S)

b. 3Mg(S) + N2(g) Mg3N2(aq)

c. Mg3N2(aq) + 6H2O(l) 3Mg(OH)2(aq)+2NH3(aq)

d. Mg(OH)2(aq) MgO(S)+H2O(l)

2. Perhitungan

a. Massa krus kosong = 13,5 gram

b. Massa logam Mg = 0,09 gram= (a)

c. Massa krus kosong+ massa Mg = 13,5 gram + 0,09 gram

= 13,59 gram

d. Massa (krus kosong+Mg) setelah dipanaskan = 13,61 gram

e. Massa MgO = Massa (krus kosong+Mg) setelah dipanaskan - Massa krus kosong

= 13,61 gram - 13,5 gram

=0,11 gram

f. Massa atom relatif (Ar) Mg = 2 x 8

b−a x a

= 2 x 8

Mgsetelah dipanaskan – Mgawal x Mg awal

= 2 x 8

0,11−0,09 x 0,09

= 1,440,02

= 72 gram/mol

G. PEMBAHASAN

Tujuan dari percobaan ini adalah untuk menentukan massa atom relatif (Ar) dari

logam magnesium (Mg). Banyak cara dalam penentuan massa atom relatif (Ar) yaitu

dengan penentuan dengan teliti massa zat yang bereaksi, enentuan dengan teliti

kerapatan gas dan dengan cara spektrometri, penentuan massa atom relatif dengan

71

metode spektrometri massa yang diperlukan dua data yaitu kelipatan isotop dan massa

isotop relatif.

Penentuan massa atom relatif dari logam magnesium pada percobaan ditentukan

dengan cara penentuan secara teliti massa zat-zat yang bereaksi. Secara teori massa

atom relatif Mg adalah 24,305. Namun pada hasil praktikum terdapat nilai atau hasil

yang berbeda.

Proses reaksi yang pertama yaitu Mg bereaksi dengan O2 dan N2 membentuk

reaksi:

Mg(s) + 1/2O2 → MgO2(s)

3Mg(s) + N2 → Mg2N2(aq)

Pada pembakaran ini, logam Magnesium berubah menjadi putih kemudian diberi

tetes air kemudian diperiksa menggunakan kertas lakmus dan menghasilkan warna yang

semula merah, kertas lakmusnya berubah menjadi biru. Hal ini menunjukkan basa.

Dengan bereaksinya Mg2N2 dengan air akan membentuk Mg(OH) dan amonia, dan

amonia yang menyebabkan timbulnya bau yang pekat.

Pada percobaan selanjutnya dilakukan pemijaran terhadap MgO, sehingga

magnesium akan terpisah dengan H2O. Reaksinya:

Mg(OH)2(aq) →MgO(s) + H2O

Setelah dilakukan pemijaran massa megnesium bertambah 0,02 gram. Ini

dikarenakan oleh magnesium telah mengandung O2. Dari analisis data diperoleh Ar Mg

adalah 72, ini sangat jauh beda selisihnya dengan massa atom relatif (Ar) Mg secara

teori. Ini disebabkan oleh beberapa hal yaitu ketidaktepatan dalam menghitung massa

Mg, kurang teliti dan karena timbanagn analitik yang mengalami error sehingga

menggunakan perkiraan.

Magnesium kuarang dapat bereaksi dengan H2O karena Mg merupakan

golongan alkali tanah sehingga ketika bereaksi dengan air sangat lambat dan kesalahan

yang terjadi bisa disebabkan oleh pembakaran magnesium yang kurang sempurna.

H. PENUTUP

Kesimpulan yang dapat ditarik dari uraian di atas adalah untuk menentukan massa

atom relatif Mg dapat mengguankan rumus 2 x 8

b−a x a, sehingga Ar Mg yang dihasilka

adalah 72 gram/mol.

72

DAFTAR PUSTAKA

Chang, Raymond. 2004. Kimia Dasar. Jakarta : Erlangga.

Hiskia, Ahmad. 2001. Stoikimetri Energetika Kimia. Bandung : PT. Citra Aditya Bakti.

Sukmariah.1990. Kimia Dasar Jilid 1. Jakarta : Erlangga.

Syukri. 1999. Kimia Dasar I. Bandung : ITB.

73

ACARA IV

PENENTUAN TETAPAN GAS DAN VOLUME MOLAR OKSIGEN

A. PELAKSANAAN PRKATIKUM

1. Tujuan Praktikum : Untuk mempelajari cara penentuan tetapan gas dan volume

molar oksigen juga untuk mempelajari hukum-hukum gas

seperti, hukum boyle, charles, gay lusac, dalton, tentang

tekanan parsial dan hukum Avogadro.

2. Waktu Praktikum : Jumat, 2 November 2012

3. Tempat Praktikum : Laboratorium Kimia Dasar I, Lantai III, Fakultas Matematika


B. LANDASAN TEORI

Sifat fisis zat mempengaruhi oleh wujudnya, yaitu padat, cair atau gas. Diantara

ketiga wujud ini, sifat gas lebih sederhana dibandingkan wujud lainnya. Terdapat empat

variabel penting yang mempengaruhi sifat-sifat fisis gas yakni suhu, tekanan, volume dan

jumlah gas. Gas memiliki karakteristik sebagai berikut : bentuk dan volumenya mengikuti

wadahnya , dapat dimanfaatkan , kecepatan paling rendah , dan dapat bercampur secara

sempurna dalam satu wadah (Purwoko, 2006 : 136 Gas terdiri atas molekul yang bergerak

menurut jalan-jalan yang lurus ke segala arah, dengan kecepatan yang sangat tinggi.

Molekul gas ini selalu bertumbukan dengan molekul yang lain atau dengan dinding

bejana. Tumbuhan terhadap dinding. Beja ini yang menyebabkan adanya tekanan. Volume

dari molekul gas sangat kecil bila dibandingkan dengan volume yang ditempat oleh gas

tersebut, sehingga sebenarnya banyak ruang kosong antara molekulnya. Hal ini

menyebabkan gas mempunyai rapat yang lebih kecil daripada cairan atau zat padat,

sehingga menyebabkan gas bersifat kompresibel atau mudah ditekan, dalam pembicaraan

tentang gas, semua gas dibagi menjadi dua jenis :

a. Gas ideal yaitu gas yang mengikuti secara sempurna.

Hukum-hukum gas (Boyle, gay lussac, dsb)

b. Gas non ideal atau nyata yaitu gas yang hanya mengikuti hukum-hukum gas pada

tekanan rendah.

74

Gas ideal sebenarnya tidak ada, jadi hanya merupakan gas hipotesis. Semua gas

sebenarnya tidak nyata. Pada gas ideal dianggap, bahwa molekul tidak tarik menarik dan

volume molekulnya dapat diabaikan terhadap volume gas itu sendiri atau ruang yang

ditempati. Sifat ideal ini hanya didekati oleh gas berartom satu pada tekanan rendah dan

pada temperatur yang relatif tinggi. Bila digunakan harga STP (1 atm 00C atau 273 k) dan

kita ambil 1 mol gas, maka volume gasnya dapat diukur yang kita sebut volume molar

pada STP, karena merupakan voluem dari 1 mol gas pada tekanan 1 atm dan o0C. bila kita

lakukan hal ini untuk berbagai gas terlihat harganya berbeda-beda karena memang gas

nyata bukan “gas ideal”. Dari berbagai pengukuran volume rata-rata ditempat oleh satu

mol gas pada STP = 24 L. maka harganya ini diambil untuk volume molar dari gas ideal

dengan menggunakan harga-harga tersebut, dapat dihitung dengan R.

R = PVnt

= (1atm )(22,4 L)(1mol )(273 k )

Konstanta R angkanya dapat berbeda tergantung dari satuan yang digunakan dalam

menyatakan tekanan dan volume (Brady, 1999 : 483).

Hukum – hukum yang berkaitan dengan gas meliputi :

1. Hukum Boyle

Boyle mengatakanbahwa jika suhu dijaga konstan maka volume (v) sampel gas

berkurang seiring dengan bertambahnya tekanan luar,yakni tekanan atmosfer plus

tekanan akibat penambahan air raksa. Pernyataan Hukum Boyle volume gas pada

suhu tetap berbanding terbalik secara proporsional dengan tekanannya. Hasil

tekanan dan volume suatu gas pada suhu tetap adalah konstan.

2. Hukum Charles dan Gay Lussac

Jeagues Charless dan Gay Lussac mengamati bahwa tekanan tetap suatugas akan

mengembang bila dipanaskan dan sebaliknya menyusut bila didinginkan. Hukum

Charless dan Gay Lussac berbunyi “volume suatu gas pada tekanan tetap

proporsional dengan suhu absolutnya”.

3. Hukum Avogadro

Berdasarkan hasil penyelidikan Boyle,Charless dan Gay Lussac Amedeo

Avogadro mennagjukan hipotesis bahwa “pada suhu dan tekanan yang

sama,semua gas mengandung jumlah molekul (atom) yang sama.”oersamaan

umum gas : empat kuantitas (variabel) yang secara lengkap sejumlah tertentu

75

gas:M,V,T dan P. Banyaknya yang ada juga dapat dinyatakan dalam banyaknya

mol (n) sebagai ganti massanya. Volume suatu gas sebanding langsung dengan

banyaknya mol yang ada. Jumlah mol n pada temperatur yang mutlak berbanding

terbalik dengan P. Gabungannya dalam satu pernyataan dari hukum

Boyle,Charless,Gay Lussac dan Avogadro ini disebut hukum gas ideal,secara

matematis (Pudjaatmaka, 1998 : 263) :

P.V = n.R.T

Campuran gas : misalnya suatu campuran menempatisebuah wadah pada suhu

tertentu. Kita dapat definisikan tekanan parsial sebuah gas seolah-olah tekanan gas

ditimbulkan sendiri jika ia berada dalam wadah itu. Hukum Dalton kemungkinan

menyatakan bahwa tekanan total adalah jumlah tekanan parsial setiap gas. Hukum ini

berlaku pada kondisi yang sama seperti hukum gas ideal itu sendiri dengan pendekatan

tekanan sedang,tetapi cermat jika tekananya diturunkan (Oxtoby, 2001:106).

Koefisian reaksi menyatakan perbandingan mol-mol dari zat-zat yang ada dalam

reaksi. Dalam hal reaksi gas,koefisien reaksi juga menyatakan perbandingan volume gas

yang terlibat reaksi awal pada P,T yang sama (menurut Hukum Gay-Lussac). Hubungan

antara volume gas standar dengan jumlah mol. Hubungan volume molar gas menunjukkan

volume 1 mol gas pada keadaan standar ( Wahyuni, 2003 : 23).



a. Bunsen

b. Dongkrak

c. Gelas erlenmeyer 250 ml

d. Gelas ukur 250 ml

e. Gelas arloji

f. Klem

g. Labu alas bundar 500 ml

h. Pipa

i. Selang

j. Spatula

k. Statif

l. Tabung reaksi

76

m. termometer

n. Timbangan analitik


a. Aquades

b. KClO3 (s)(Kalium klorat)

c. MnO2 (s)(Mangan Oksida)


1. Ditimbang satu tabung reaksi yang bersih dan kering.

2. Dimasukkan 1,2 gr KClO3/MnO2 ke dalam tabung reaksi tersebut,kemudian timbang

lagi dengan teliti.

3. Diisi labu alas bundar dengan air dan dimasukkan sedikit air kedalam labu erlenmeyer.

4. Diisikan air kedalam labu ukur dengan gelas ukur dan erlenmeyer dengan cara ditiup

dari ujung pipa yang dihubungkan dengan tabung reaksi.

5. Dikeluarkan gelembung udara yang terdapat diantara labu ukur dan erlenmeyer

dengan cara menaikkan atau menurunkan labu ukur atau erlenmeyer.

6. Dijepit tabung reaksi dengan klem yang akan menghubungkan labu ukur dan labu

erlenmeyer.

7. Dipasang tabung reaksi.

8. Dongkrak dibuka dan di naikturunkan erlenmeyer hingga permukaan air dalam labu

ukur dan erlenmeyer sama tingginya. Jepit lagiselang dengan klem.

9. Dipindahkan erlenmeyer dengan hati2 sehingga air tidak menetes.

10. Dibersihkan erlenmeyer dan diletakkan hati-hati pipa dalm bejana erlenmeyer.

11. Dipanaskan tabung reaksi dengan hati-hati sehingga oksigen mengalir kedalam labu

ukur. Dipanaskan kikra-kira 5 menit sehingga semua KClO3 terurai.

12. Jika oksigen tidak terurai lagi,dipindahkan pembakar dan biarkan sampai semua alat

mencapai suhu kamar.

13. Jika telah dingin,selang dijepit dan dipindahkan erlenmeyer.

14. Diukur suhu gas dalam labu ukur dengan termometer dengan hati-hati dan termometer

jangan sampai terkena air.

15. Diukur volume air dalam erlenmeyer dengan gelas ukur.

77

16. Dicatat kedudukan termometer dan KClO3/MnO2 yang sudah dipanaskan,ditimbang

kembali dan dicatat.

E. HASIL PENGAMATAN

N

O

PROSEDUR PERCOBAAN HASIL PENGAMATAN

1 Tabung reaksi kosong ditimbang dengan neraca

analitik

Berat tabung reaksi

=7,87 gram

2 KClO3 dan MnO3 ditimbang Tabung + KClO3 + MnO2

=9,06 gram

3 Dimasukkan air ke dalam labu alas bundar dan gelas

erlenmeyer

4 Dipasang set alat penentuan volume molar,

dihubungkan selang dengan labu alas bundar, selang

dengan gelas Erlenmeyer dipasangkn klem,ditiup

sampai tidak ada gelembung .

5 Dihubungkan selang dengan tabung reaksi yang di

dalamnya MnO3 dan KClO3.

5 Dipanaskan dengan Bunsen selama 5 menit

7 Klem dibuka, biarkan air mengalir sampai berhenti

mengalir

T=32℃

8 Diukur volume air dalam labu ukur dengan gelas

ukur

Volume air = 55 ml

9 Tabung reaksi ditimbang kembali KclO3 + MNO3 (setelah

dipanaskan) = 8,83 gram

F. ANALISIS DATA

1. Gambar Alat Praktikum

78

Keterangan :

A. Labu alas bundar

B. Gelas erlenmeyer

C. Klem

D. Dngkrak

E. Bunsen

F. Penjepit labu alas bundar

G. Statif

H. Termometer

I. Tabung reaksi

J. Selang penghubung erlenmeyer

K. Selang

L. Aquades

M. KClO3 dan MnO2

2. Persamaan Reaksi:

2 KClO3(s) Mno2 2KCl(s) + 3O2(g)

3. Perhitungan

a. Tetapan Gas

Diketahui:

− Massa tabung reaksi kosong = 7,87 gram

− Massa KClO3 + MnO2 = 1,19 gram

− Massa tabung reaksi + (KClO3 + MnO2) = 9,06 gram

− Voleume H2O = 55 mL

− Massa tabung reaksi + (KClO3 + MnO2) setelah dipanaskan

79

= 8,83 gram

− T O2 = 32 ℃ = 305 K

− Massa O2 = (massa tabung kosong + massa KClO3 + MnO2) – (massa

tabung + KClO3 + MnO2 setelah dipanaskan)

= 9,06-8,83

=0,23 gram

− Mol O2 =massa O2

Mr O 2

= 0,2332

= 0,007 mol

a. Penentuan tetapan gas O2 (R)

Diketahui : a = 1,360 L2 atm/mol2

b = 0,0318 L/mol

Persamaan Van Der Waals

( p+ an 2v 2 )(v−nb)=¿ nRT

R = ( p+ an 2v 2 )(v−nb)

n T

= (1atm + 1,360 x 0,0072

(0,055¿¿¿2¿) (0,055−0,007 x (0,0318))¿

= (1atm+0,0012atm )(0,055 L−0,002L)

2,135mol .K

= (1,0012 atm ) (0,053 L )

2,135 mol . K

= 0,025 L atm/mol K

b. Penentuan volume molar O2

P.V = n.R.T

V = n .R . T

P

= 0,007 molx 0,025

atmLmol

K x 305 K

1atm

80

= 0,053375 L

c. Persentase O2 dalam KClO3

Mol O2 = 0,007 mol

Massa O2 = 0,23 gram

Reaksi:

2 KClO3(s) Mno2 2KCl(s) + 3O2(g)

Mol KClO3 = koef . KClO3

koef . O 2x mol O2

= 23

x 0,007

= 0,0047 mol

Massa KClO3 = n x Mr

= 0,0047 x 123,5

= 0,58045 gram

Persentase O2 dalam KClO3

% O2 = m O2

m KClO3

x100 %

= 0,230,58

x 100 %

= 39,65 %

G. PEMBAHASAN

Pada percobaan ini bertujuan untuk menentukan tetapan gas dan volume molar

oksigendengan percobaan yang sederhana yakni dengan pendesakan air oleh gas yang

terbetuk pada saat reaksi berlangsung. Percobaan ini dilakukan pemanasan KClO3 dan

MnO2 dimana MnO2 sebagai katalis yang dapat mempercepat reaksi. Saat gelembung

gas air dimasukan ke air, penguapan air menambah tekanan pada agas, akibatnya air

yang ada di albu alas bundar akan terdesak dan akan mengalir menuju gelas erlenmeyer.

Ketika KClO3 + MnO2 dipanaskan mengalami massa yang berkurang, ini

disebabkan karena kandungan O2 yang ada di dalamnya teruarai sehingga dari

penimbangan dihasilkan massa O2 yaitu 0,23 gram. Berdasarkan perhitungan R yaitu

0,025 atm.L/mol.K, berbeda dengan R yang sudah ditetapkan yaitu 0,082 L.atm/mol.K.

81

Perbedaan atau selisih ini disebabkan oleh ketidaktelitian pada saat praktikum yaitu

kesalahan dalam pengukuran atau pada perhitungan pada saat itu.

Volume molar O2 sesuai perhitungan adalah 0,053 L sedangkan pada standar

STP adalah 22,4 L, perbedaan nilai ini adalah disebabkan oleh adanya kekeliruan ketika

menggunakan perkiraan waktu, ataupun perhitungan yang lainnya sehingga data yang

dihasilkan tidak begitu mendekati nilai standar, disebabkan juga oleh proses

pembakaran KClO3 + MnO2 yang sempat terhambat karena alat pemanas padam

(bunsen).

H. KESIMPULAN

Berdasarkan percobaan di atas dapat diambil kesimpulan bahwa untuk

menentukan volume molar O2 dapat diperoleh dengan menggunakan persamaan gas ideal

pada suhu dan tekanan standar. Sedangkan tetapan gas dapat diketahui dengan

menggunakan persamaan Van der Walls yaitu:

(P+ an2

V 2 )× (V −nb )=nRT

R=(P+ an2

V 2 )× (V −nb ) /nT

Gas dalam ruang tertutup memiliki tekanan tertentu dan mengisi semua ruang tertutup.

Penentuan tetapan R dan volume molar menggunakan penerapan hukum-hukum gas,

sehingga didapatkan tetapan R sebesar 0,025 atm.L/mol.K. Volume molar oksigen

didapatkan sebesar 0,053 L dengan persentassi oksigen dalam KClO3 sebesar 39,65 %.

82

DAFTAR PUSTAKA

Brady, james E. 1999. Kimia Universitas Asas dan Struktur. Jakarta : Binarupa Aksara.

Oxtoby,David W,H,P,dkk.2001. Prinsip-Prinsip Kimia Modern Edisi Ke-4 Jilid 1. Jakarta :

Erlangga.

Purwoko, Agus Abh. 2006. Kimia Dasar 1. NTB : Mataram University Press.

Pudjaatmaka, A. H.1998. Ilmu-Ilmu untuk Universitas. Jakarta : Erlangga.

Wahyuni, Sri. 2003. Kimia Master . Jakarta : Erlangga.

83

ACARA V

KESETIMBANGAN


1. Tujuan Praktikum : Mempelajari kesetimbangan kompleks besi (III)-tiosianat.

2. Waktu Praktikum : Jum’at, 9 November 2012

3. Tempat Praktikum : Laboratorium Kimia Dasar, Lantai III, Fakultas Matematika


B. LANDASAN TEORI

Banyak reaksi-reaksi kimia yang berjalan tidak sempurna artinya reaksi-reaksi

tersebut berjalan sampai pada suatu titik dan akhirnya berhenti dengan meninggalkan zat-

zat yang tidak bereaksi. Pada temperatur, tekanan dan konsentrasi tertentu, titik pada saat

reaksi tersebut berhenti sama. Hubungan antara konsentrasi peraksi dan hasil reaksi tetap.

Pada saat ini reaksi dalam keadaan setimbang. Pada saat setimbang, kecepatan reaksi ke

kanan sama dengan kecepatan reaksi ke kiri. Kesetimbangan disini merupakan

kesetimbangan dinamis, bukan kesetimbangan statis. Jadi sebenarnya reaksi masih ada

tetapi karena kecepatannya sama, seakan-akan reaksi berhenti.

84

A + B V 1V 2

C + D

Atas dasar ini dapat dianggap hampir semua reaksi berhenti pada kesetimbangan. Untuk

reaksi sempurna, kesetimbangan sangat berat disebelah kanan. Untuk reaksi yang sangat

berat di sebelah kanan. Untuk reaksi yang tidak berjalan, kesetimbangan sangat berat

disebelah kiri. Kesetimbangan dibagi menjadi homogen dan heterogen. Homogen bila

kesetimbangan terdapat pada satu fase (gas, cairan tunggal, fase padat tunggal). Heterogen

bila kesetimbangan terdapat dalam lebih dari satu fase (gas, padat, gas cairan, padat cairan

atau padat-padat) (Sukardjo, 1997:220).

Kesetimbangan kimia dalah proses dinamis ketika reaksi kedepan dan reaksi balik

terjadi pada laju yang sama tetapi pada arah yang berlawanan. Konsentrasi pada setiap zat

tinggal tetap pada suhu konstan. Banyak reaksi kimia tidak sampai berakhir, dan mencapai

satu titik ketika konsentrasi zat-zat bereaksi dan produk tidak lagi berubah dengan

berubahnya waktu. Molekul-molekul tetap berubah dari pereaksi menjadi produk dan dari

produk menjadi preaksi, tetapi tanpa perubahan netto konsentrasinya (Stephen,2002 : 96).

Kebanyakan reaksi kimia berlangsung secara reversible (dua arah). Ketika reaksi

itu baru mulai, proses reversible hanya berlangsung kearah pembentukan produk, namun

ketika molekul produk telah terbentuk maka proses sebaiknya yaitu pembentukan molekul

reaktan dari molekul produk mulai berjalan. Kesetimbangan kimia tercapai bila kecepatan

reaksi tekanan (molekul produk) telah sama dengan kecepatan reaksi ke kiri

(pembentukan molekul reaktan) dan konsentrasi reaktan maupun konsentrasi produk tidak

berubah-rubah lagi (konstan). Jadi, kesetimbangan kimia merupakan proses yang dinamis

(Purwoko, 2006 : 169).

Tetapan kesetimbangan Kp dan tetapan kesetimbangan Kc diberi harga dalam

konsentrasi-konsentrasi yang dinyatakan dalam mol per liter. Untuk suatu sistem

kesetimbangan yang melibatkan gas, pengukuran biasanya dilakukan terhadap tekanan

bukan konsentrasi. Dalam hal ini tetapan kesetimbangan dapat dihitung dari tekanan

parsial gas-gas. Tetapan yang dihitung dengan cara ini disebut Kp. Untuk sistem

kesetimbangan :

2H2O(g) 2H2(g) + O2(g)

Kp dinyatakan sebagai :

Kp = ¿¿

Tekanan total sama dengan jumlah tekanan parsial :

P = pH2O + pH2 + pO2

85

Dari persamaan hukum gas ideal nampak bahwa tekanan parsial suatu gas berbanding

lurus dengan konsentrasi c dalam mol per liter :

pV = nRT c = nv

= P

RT

Jadi, secara numeris Kp dan Kc saling berhubungan. Untuk persamaan kesetimbangan

umum, wA + xB yC + zD hubungan antara Kp dan Kc dinyatakan oleh :

Kc = Kp ( 1

RT ) Dn

Atau

Kp = Kc (RT) Dn

Dengan Dn = (y + z) – (w + x). Jumlah molekul produk gas dikurangi dengan jumlah

molekul pereaksi gas dalam persamaan kesetimbangan. Jika jumlah molekul pereaksi gas

sama dengan jumlah molekul produk gas, Dn = 0 maka Kp = Kc (Keenan, 1999 : 560).

Adapun kesetimbangan dibagi menjadi dua yaitu kesetimbangan homogen dan

kesetimbangan heterogen. Kesetimbangan homogen adalah kesetimbangan yang hanya

melibatkan satu fase yang sama,sedangkan kesetimbangan heterogen adalah

kesetimbangan yang meliputi dua fase atau lebih. Sebagai contoh kesetimbangan 2C (s) +

O2(g) 2CO(g) meliputi fase gas dan padatan. Dalam sistem ini terdiri atas suatu

campuran oksigen dan karbon monoksida. Persamaan ini menyaqtakan bahwa suatu

sistem mengandung CO(g) , O2(g) ,dan C(s) dalam kesetimbangan yang tak menghiraukan

berapa banyak C(s) berada . Aturan yang mudah bahwa untuk kesetimbangan heterogen

padatan,dimana padatan murni dan cairan-cairan murni di abaikan dari pengertian aksi

massa(Firman,2007:146).

Dalam suatu sistem kesetimbangan, suatu katalis menaikkan kecepatan reaksi

maju dan reaksi balik dengan sama kuatnya. Suatu katalis tidak mengubah kuantitas

relatif yang ada dalam kesetimbangan nilai tetapan kesetimbangan tidaklah berubah.

Katalis memang mengubah waktu yang diperlukan untuk mencapai kesetimbangan.

Reaksi yang memerlukan waktu berhari-hari atau berminggu-minggu untuk mencapai

kesetimbangan, dapat mencapainya dalam beberapa menit dengan hadirnya katalis. Lagi

pula, reaksi yang berlangsung dengan laju yang sesuai hanya pada temperatur yang sangat

tinggi, dapat berjalan dengan cepat pada temperatur yang jauh lebih rendah bila

digunakan katalis. Ini terutama penting jika temperatur tinggi mengurangi rendeman dari

produk-produk yang diinginkan (Keenan,1984:593).

86


1. Alat – Alat Praktikum :

a. Gelas kimia 200 ml

b. Labu ukur 25 ml

c. Pipet gondok 5 ml

d. Pipet gndok 10 ml

e. Pipet tetes

f. Rubber bulb

g. Spatula

h. Tabung Reaksi

i. Tissue

j. Kertas label

2. Bahan – Bahan Praktikum :

a. Aquades (H2O)(l)

b. Butiran Na2HPO4 (Natrium hidropospat)

c. Larutan Fe(NO3)3 0,2 M (Besi (III) nitrat)

d. Larutan KSCN 0,002 M (Kalium tiosanat)

e. Larutan KSCN pekat (Kalium tiosanat)


1. Kesetimbangan besi (III )- tiosianat

a. 10 ml KSCN 0,002 M dimasukkan kedalam gelas kimia dan ditambahkan 2 tetes

Fe(NO3)3 0,2 M kemudian diaduk.

b. Larutan tersebut dibagi kedalam 4 tabung reaksi.

c. Tabung pertama digunakan sebagai larutan pembanding.

d. Kedalam tabung reaksi kedua ditambahkan 1 tetes KSCN pekat.

e. Kedalam tabung reaksi ketiga ditambahkan 3 tetes Fe(NO3)3 0,2 M

f. Kedalam tabung reaksi keempat ditambahkan beberapa butir Na2HPO4.

g. Semua pristiwa yang terjadi dicatat.

2. Kesetimbangan besi (III )- tiosianat yang semakin encer

a. Disediakan 5 tabung reaksi yang bersih dan diberi nomor. Kedalam lima tabung

reaksi ini dimasukkan masing-masing 5 ml KSCN 0,002 M. kedalam tabung reaksi

87

pertama tambahkan 5 ml larutan Fe(NO3)3 0,2 M. tabung ini digunakan sebagi

tabung standar.

b. Diukur 10 ml Fe(NO3)3 0,2 M dan ditambahkan air hingga volumenya menjadi 25

ml. diukur 5 ml dari larutan ini dan dimasukkan kedalam tabung reaksi kedua (hitung

konsentrasi larutan). Selebihnya disimpan untuk pengerjaan berikutnya.

c. Diukur 10 ml Fe(NO3)3, sisa larutan diatas, ditambahkan air hingga volumenya tepat

menjadi 25 ml dan dimasukkan kedalam tabung reaksi ketiga.

d. Pada tabung berikutnya dilakukan pengerjaan yang sama sampai tabung kelima.

e. Dibandingkan warna larutan pada tabung kedua dengan tabung standar (tabung 1),

untuk menghitung konsentrasi FESCN2+. Jika intensitas warna tidak sama,

dikeluarkan larutan dari tabung standar setetes demi setetes sampai kedua tabung

tersebut menunjukkan intensitas warna yang samadan diukur tinggi larutan dalam

masing-masing tabung sampai cm. selanjutnya dengan cara yang sama, disamakan

intensitas warna larutan pada tabung 3, 4 dan 5 bandingkan dengan tabung 1.

E. HASIL PENGAMATAN

No. Prosedur Percobaan Hasil Pengamatan

1. Kesetimbangan besi (III)- Tiosianat

a. Dimasukkan 10 ml KSCN 0,002M ke

dalam suatu bejana gelas. Kemudian

ditambahkan dengan 2 tetes larutan

Fe(NO3)3 0,2M.

b. Larutan ini kemudian dibagi ke dalam

4 tabung reaksi.

c. Tabung reaksi pertama digunakan

sebagai pembanding.

d. Ditambahkan 1 tetes KSCN pekat ke

dalam tabung reaksi kedua.

e. Ditambahkan 3 tetes Fe(NO3)3 0,2M

ke dalam tabung reaksi ketiga.

f. Ditambahkan 1 butir Na2HPO4 ke

dalam tabung reaksi keempat.

g. Semua peristiwa yang terjadi dicatat

Tabung I berwarna merah bata

Tabung ke II yang ditetesi KSCN pekat

berwarna lebih pekat daripada tabung I

Tabung ke III berwarna merah bata tetapi

lebih pekat dari tabung I dan II

Sedangkan tabung ke IV jernih dan ada

endapan di dasar tabung

88

dalam tabel hasil percobaan.

Kesetimbangan besi (III)- Tiosianat yang

semakin encer

a. Disediakan 5 tabung reaksi ,

kemudian diberi nomer. Kedalam

tabung reaksi ini dimasukkan masing-

masing 5 ml KSCN 0,002M.

Kemudian 5 ml larutan Fe(NO3)3

0,2M ditambahkan kedalam tabung

reaksi pertama. Tabung reaksi ini

digunakan sebagai standar.

b. Diukur 10 ml Fe(NO3)3 0,2M dan

ditambahkan aquades hingga

volumenya menjadi 25 ml. diukur 5

ml dari larutan ini dan dimasukkan ke

dalam tabung reaksi kedua (dihitung

konsentrasi larutan ini). Selebihnya

disimpan untuk pengerjaan

berikutnya.

c. Didalam 10 ml larutan Fe(NO3)3 0,2M

sisa diatas, ditambahkan aquades

hingga volumenya tepat menjadi 25

ml ( dihitung konsentrasi larutan ini ).

Diukur 5 ml larutan ini dan

dimasukkan ke tabung reaksi ketiga.

d. Dilakukan pengerjaan yang sama

sampai dengan tabung kelima.

e. Dibandingkan warna larutan pada

tabung kedua dengan tabung standar

(tabung 1) , untuk menghitung

konsentrasi FeSCN2+. Jika intensitas

warna tidak sama, dikeluarkan larutan

1. Tabung reaksi pertama yang menjadi

standar berwarna merah kehitam-

hitaman

2. Tabung reaksi kedua, warnya juga

merah kehitam-hitaman tapi tidak

sepekat tabung standar

3. Tabung reaksi berwarna merah marun

(merah kehitam-hitaman tapi lebih

cerah dari tabung 2)

4. Tabung reaksi keempat warna

larutannya merah marun, lebih muda

dari tabung ke 3

5. Tabung reaksi ke lima warnanya

merah darah

Perbandingan warna=

T1:T2:T3:T4

6,77

:57

:37

:0,37

89

dari tabung standar setetes demi

setetes , sampai kedua tabung tersebut

menunjukkan intensitas warna yang

sama dan diukur tinggi larutan dalam

masing-masing tabung sampai cm

(larutan yang dikeluarkan tadi

dimasukkan ke dalam tempat yang

bersih agar dapat digunakan kembali).

Selanjutnya dengan cara yang sama ,

disamakan intensitas warna larutan

pada tabung 3, 4 dan 5 , dibandingkan

semua dengan tabung pertama.

0,95:0,71:0,42:0,042

F. ANALISIS DATA

1. Percobaan pertama

Diasumsikan bahwa:

a. Fe (NO3)3 dan KSCN dalam bentuk ion

b. Pada tabung 1 dianggap berbebtuk FeSCN2+

Fe+(aq) + SCN- FeSCN2+

Jika :

− Tabung I (standar) : warna merah

Tabung ini digunakan sebagai tabung standar yang dibandingkan dengan :

− Tabung II + KSCN pekat : warna larutan merah darah (lebih pekat dari tabung I)

− Tabung III + Fe (NO3)3: warna larutan hitam pekat (warna lebih pekat dari

tabung I dan tabung II)

− Tabung IV + Na2HPO4: warna larutan bening dan terdapat endapan

Persamaan reaksi pada tabung IV

FeSCN2+(aq) + Na2HPO4(s) FePO4(aq) + HSCN(aq) + 2Na+

(aq)

2. Percobaan kedua

Perbandingan tinggi tabung

T1 =T std

T 2

=6,7 cm7cm

90

= 0,95

T2 = T std

T 3

= 5 cm7 cm

= 0,71

T3 =T std

T 4

= 3 cm7 cm

= 0,42

T4 = T std

T 2

=0,3 cm7cm

= 0,04

Perhitungan konsentrasi

[ FeSCN2+] = T × konsentrasi standar

n Fe2+ = M ×V

= 0,2 M × 0,005 L

= 0,001 mol

n SCN- = M × V

= 0,002 M × 0,005 L

= 0,00001 mol

Fe3+(aq) + SCN-

(aq) FeSCN2+.(aq)

Mula-mula 0,001 mol 0,00001 mol

Bereaksi 0,00001 mol 0,00001 mol 0,00001 mol

Setimbang 0,00099 mmol - 0,00001 mol

[ FeSCN2+]0 = nv

= 0,00001 mol

(0,005+0,005 ) L

91

= 0,00001 mol

0,01 L

= 0,001 M

[ FeSCN2+]1 = T1 × [ FeSCN2+]0

= 0,95 ×0,001 M = 0,00095 M

[ FeSCN2+]2 = T2 × [ FeSCN2+]0

= 0,71 ×0,001 M

= 0,00071 M

[ FeSCN2+]3 = T3 × [ FeSCN2+]0

= 0,42 ×0,001 M

= 0,00042 M

[ FeSCN2+]4 = T4 × [ FeSCN2+]0

= 0,04 ×0,001 M

= 0,00004 M

Perhitungan Konsentrasi Fe3+ mula – mula

Pengenceran I

M1 ×V1 = M2 ×V2

M2 = M 1 ×V 1

V 2

= 0,2× 0,01

0,025

= 0,08 M

Pengenceran II

M2 ×V2 = M3 ×V3

M3 = M 2 ×V 2

V 3

= 0,08 ×0,01

0,025

= 0,032 M

Pengenceran III

M3 ×V3 = M4 ×V4

M4 = M 3 ×V 3

V 4

92

= 0,032× 0,01

0,025

= 0,0128 M

Pengenceran IV

M4 ×V4 = M5 ×V5

M5 = M 4 ×V 4

V 5

= 0,0128 ×0,0 1

0,0 25

= 0,00512 M

Perhitungan konsentrasi Fe3+ setimbang

[Fe3+] = [Fe3+] mula – mula - [ FeSCN2+] setimbang

[Fe3+]stb 1 = 0,08 M – 0,00095 M

= 0,07905 M

= 0,079 M

[Fe3+]stb 2 = 0,032 M - 0,00071 M

= 0,03129 M

[Fe3+]stb 3 = 0,0128M - 0,00004M

= 0,01238 M

[Fe3+]stb 4 = 0,00512 M - 0,00004 M

= 0,005038 M

= 0,005 M

Perhitungan konsentrasi SCN- setimbang

[SCN-]mula – mula = 0,002 M

[SCN-]stb = [SCN-]mula – mula - [ FeSCN2+] setimbang

[SCN-]stb 1 = 0,002 M – 0,00095 M

= 0,00105 M

[SCN-]stb2 = 0,002 M – 0,00071 M

= 0,00129 M

[SCN-]stb3 = 0,002 M – 0,00042 M

= 0,00158 M

[SCN-]stb4 = 0,002 M – 0,00004 M

= 0,00196 M

93

Ka = [Fe3+] [ FeSCN2+] [SCN-]

Ka1 = 0,079 x 0,00095 x 0,001

= 75,05 x 10-9 M

Ka2 = 0,03129 x 0,00071 x 0,00129

= 28,65 10-9 M

Ka3 = 0,01238 x 0,00004 x 0,00158

= 8,21 10-9 M

Ka4 = 0,005 x 0,00004 x 0,00196

= 0,392. 10-9 M

Kb = ¿¿

Kb1 = (0,079 )(0,00095)

(0,001)❑

= 7,5 10-2 M

Kb2 = (0,03129)(0,00071)❑

(0,00129)

= 1,72 10-2 M

Kb3 = 0,01238 x0,00042

0,00158

= 0,36 10-2 M

Kb4 = 0,005 x0,00004

0,00196

= 1,02 10-2 M

Kc = ¿¿

Kc1 = 0,00095

0,079 x0,001

= 12,02 M

Kc2 = 0,00071

0,03129 x0,00129

= 17,58 M

Kc3 = 0,00042

0,01238 x0,00158

94

= 21,47 M

Kc4 = 0,00004

0,005 x0,00196

= 4,08 M

Tabel Analog

No. [Fe3+] [SCN-] [FeSCN2+] Ka Kb Kc

1 0,079 M 0,00105 M 0,00095 M 7,5.10-9 M 7,5. 10-2

M 12,02 M

2 0,031 M 0,00129 M 0,00071 M 28,65.10-9M 1,72. 10-2

M 17,58 M

3 0,0123 M 0,00158 M 0,00042 M 8,21. 10-9M 0,36. 10-2

M 21,47 M

4 0,005 M 0,00196 M 0,00004 M 0,392. 10-9M 1,02. 10-4

M 4,08 M

G. PEMBAHASAN

Tujuan dari praktikum ini adalah untuk mempelajari reaksi-reaksi kesetimbangan

kompleks besi (III)-tiosianat. Pada percobaan pertama dimana tabung 1 dijadikan sebagai

pembanding atau standar bagi tabung lainnya. Diperoleh data bahwa setelah larutan besi

nitrat direaksikan dengan larutan ion tiosianat menghasilkan larutan yang berwarna hitam

pekat. Reaksi yang terbentuk adalah:

Fe+(aq) + SCN- (aq) FeSCN2+

(aq)

Perubahan warna ini terjadi karena adanya perubahan konsentrasi larutan. Seperti yang

diketahui bersama bahwa ada beberapa faktor yang mempengaruhi kesetimbangan kimia

yaitu perubahan konsentrasi, perubahan tekanan, perubahan volume dan perubahan suhu.

Sedangkan katalis hanya berfungsi sebagau suatu zat yang mempercepat tercapainya

keadaan setimbang. Jika dilakukan pada sistem tertutup sehingga dapat dikatakan katalis

tidak mempengaruhi terhadap pergeseran kesetimbangan. Untuk tabung kedua ketika

larutan awal ditambah (KSCN pekat) maka kesetimbangan akan bergeser ke arah produk.

Pada tabung ketiga, larutan awal ditambah dengan larutan Fe(NO3) 0,2 M, warna laruta

yang semula merah berubah menjadi hitam pekat dan lebih pekat daripada tabung 1

maupun tabung 2. Hal ii dikarenakan larutan atau zat yang ditambahkan pada tiap-tiap

tabung berbeda konsentrasinya. Pada tabung keempat. Larutan awal ditambah dengan

95

beberapa butir N2HPO4, hasilnya adalah warna yang semula merah menjadi bening dan

terdapat endapan. Adanya endapan pada larutan tersebut terjadi karena adanyaunsur logam

pada larutan FeSCN, sedangkan warna berubah menjadi bening karena adanya reaksi

antara FeSCN3+ dengan NaHPO4, dimana Fe3+ akan berikatan dengan ion PO43- membentuk

FePO4. Kemudian ion SCN- akan diikat oleh H+ dan membentuk HSCN, sedangkan Na+

tidak berikatan dengan senyawa lain. Reaksi yang terbentuk adalah:

FeSCN2+(aq) + Na2HPO4(s) FePO4(aq) + HSCN(aq) + 2Na+

(aq)

Fe3+ berikatan dengan PO43- membentuk FePO4 yang sukar larut. Penambahan PO4

3- sama

dengan mengurangi Fe3+ , sehingga intensitas warna larutan berkurang.

Pada percobaan kedua yaitu kesetimbangan besi (III) tiosianat ayng semakin encer.

Dari tabung 1-5 terjadi pengurangan kepekatan atau intensitas warna. Hal ini disebabkan

karena adanya penambahan volume aquades dari tabung 1-5. Pada saat perbandingan dan

penyetaraan intensitas tabung standar (tabung 1) dengan tabung 2,3,4 dan 5 dengan cara

mengurangi volume pada tabung pertama setetes demi setetes sehingga didapat persamaan

warna. Hal ini membuktikan bahwa volume berpengaruh pada kesetimbangan. Dalam

penyeragaman warna ini juga tidak dapat diamati dari samping tabung karena dengan cara

ini akan menghalangi mata dalam mengamati warna pada tabung yaitu cahaya yang masuk

ke dalam tabung akan di biaskan terlebih dahulu ke tabung reaksi lalu dibiaskan menuju

mata sehingga larutan terlihat lebih pekat. Oleh karea itu dalam mengamati warna

sebaiknya dari atas tabung agar cahaya yang dipantulkan ke dalam tabung akan langsung

dibiaskan ke mata. Untuk menentukan kesetimbangan dalam suatu sistem dapat diketahui

dengan mengitung konstanta kesetimbangan. Secara teoritis seharusnya nilai dari suat

kesetimbangan adalah konstan. Namun dari hasil analisis data diperoleh nilai Ka, Kb dan

Kc yang berbeda-beda atau menunjukkan nilai yang tidak konstan. Ini disebabkan oleh

kurang teliti dalam menyamakan atau menyetaraan warna pada tabung I dengan tabung

2,3,4 dan 5, sehigga mempengaruhi juga dalam mengukur volumenya kurang teliti.

H. KESIMPULAN

Kesimpulan yang dapat ditarik adalah kesetimbangan kimia dipengaruhi oleh

konsentrasi dan volume zat yang ditambahkan pada saat pencampuran dan pengenceran.

Perubahan konsentrasi dapat ditandai dengan perubahan warna larutan. Jika konsentrasi

pereaksi ditambahkan maka kesetimbangan akan bergeser ke arah produk. Pengaruh

konsentarsi pada kesetimbangan akan lebih kuat dibandingkan pengaruh volume.

96

Diperoleh juga nilai ketetapan kesetimbangan yang tidak konstan dikarenakan oleh

ketidaktelitian dalam menyetarakan warna sehingga dalam mengukur volume juga

berpengaruh.

DAFTAR PUSTAKA

Firman, H. 2007. Penelitian Pendidikan Kimia. Bandung: Jurusan Kimia FMIPA UPI.

Keenan, W. Charles. 1984. Kimia Untuk Universitas. Jakarta : Erlangga.

Keenan, W. Charles. 1999. Kimia Untuk Universitas. Jakarta : Erlangga.

Purwoko, Agus Abh. 2006. Kimia Dasar 1. NTB : Mataram University Press.

97

Stephen, Bresnick. 2002. Istilah Kimia Umum. Jakarta: Erlangga.

Sukardjo. 1997. Kimia Fisika. Yogyakarta: Rineka Cipta.

98

Laporan Praktikum Kimia Dasar 1

Documents

Transcript of Laporan Praktikum Kimia Dasar 1