TERMOKIMIA
-
Upload
meity-jolanda-karoma -
Category
Documents
-
view
5.569 -
download
0
Transcript of TERMOKIMIA
BAB I
PENDAHULUAN
1.1 Latar Belakang
Termokimia adalah bagian dari termodinamika yang mempelajari perubahan-
perubahan panas yang mengikuti reaksi-reaksi kimia. Banyaknya panas yang
diperlukan pada reaksi kimia disebut panas reaksi. Menurut jenis reaksi panas reaksi
dapat dibagi menjadi beberapa jenis antara lain yang penting adalah panas
pembakaran, panas pelarutan, panas pembentukan dan panas netralisasi.
Pada umumnya reaksi kimia disertai dengan efek panas; pada reaksi eksoterm
kalor dilepaskan, sedangkan pada reaksi endoterm kalor diserap. Jumlah kalor yang
berkaitan dengan suatu reaksi bergantung pada jenis reaksi, pada jumlah zat yang
bereaksi, pada keadaan fisik zat-zat pereaksi dan hasil reaksi, dan pada suhu. Secara
eksperimen kalor reaksi dapat ditentukan dengan kalorimeter.
Dalam termokimia terdapat suatu fenomena energi, yaitu hukum kekekalan
energi yang menyatakan bahwa energi tidak dapat diciptakan dan tidak dapat juga
dimusnahkan. Sehingga energi dijagad raya ini tetap, yang mengalami perubahan
hanya bentuknya saja.
Disiplin ilmu yang mempelajari tentang termokimia dapat kita lihat dalam
keseharian kita seperti proses yang sangat sederhana yaitu pemanasan air. Untuk
mengetahui lebih lanjut mengenai proses terjadinya reaksi panas maka dilakukan
percobaan termokimia ini.
1.1 Maksud dan Tujuan Percobaan
1.1.1 Maksud Percobaan
Mengetahui dan mempelajari penentuan tetapan kalorimeter dan kalor
penetralan larutan asam dan larutan basa secara kalorimetrik.
1.1.2 Tujuan Percobaan
Tujuan dilakukannya percobaan ini adalah:
1. Menentukan tetapan kalorimeter secara kalorimetrik.
2. Menentukan kalor penetralan NaOH dan HCl secara kalorimetrik.
1.2 Prinsip Percobaan
Penentuan tetapan kalorimeter dengan mencampurkan air pada suhu
kesetimbangan termal dengan air pada suhu 50 oC serta penentuan kalor penetralan
dari campuran larutan asam HCl dan larutan basa NaOH dengan mengukur suhu
selang waktu ½ menit selama 5 menit.
1.3 Manfaat Percobaan
Adapun manfaat dari percobaan ini ialah praktikan dapat memahami
hubungan antara perubahan suhu dalam suatu proses dengan kalor yang terlibat di
dalamnya.
BAB II
TINJAUAN PUSTAKA
Termokimia mempelajari perubahan panas yang mengikuti reaksi kimia dan
perubahan-perubahan fisika (pelarutan, peleburan, dan sebagainya). Satuan tenaga
panas biasanya dinyatakan dengan kalori, joule atau kilo kalori (Sukardjo, 1997).
1 joule = 107 erg = 0,24 kal
atau
1 kal = 4,184 joule
Untuk menentukan perubahan panas yang terjadi pada reaksi-reaksi kimia,
dipakai kalorimeter. Besarnya panas reaksi kimia, dapat dinyatakan pada tekanan
tetap dan volume tetap (Sukardjo, 1997).
Reaksi kimia yang menyangkut pemecahan dan atau pembentukan ikatan
kimia selalu berhubungan dengan penyerapan atau pelepasan panas. Reaksi
eksotermik adalah suatu reaksi yang melepaskan panas. Jika reaksi berlangsung pada
suhu tetap, berdasarkan perjanjian, ∆H akan bernilai negatif, karena kandungan panas
dari sistem akan menurun. Sebaliknya pada reaksi endotermik yaitu reaksi yang
membutuhkan panas, berdasarkan perjanjian, ∆H akan bernilai positif. Tetapi harap
diingat bahwa kadang-kadang beberapa buku menggunakan tanda yang sebaliknya
dari yang telah diuraikan diatas, karena itu dalam penulisan di bidang termodinamika,
dianjurkan untuk selalu mencantumkan penggunaan tanda yang akan digunakan
(Bird, 1993).
Panas reaksi dapat dinyatakan sebagai perubahan energi produk dan reaktan
pada volume konstan (∆E) atau pada tekanan konstan (∆H) (Dogra dan Dogra, 1990).
Panas reaksi diukur dengan bantuan kalorimeter. Harga ∆E diperoleh apabila reaksi
dilakukan dengan kalorimeter bom, yaitu pada volume konstan dan ∆H adalah panas
reaksi yang diukur pada tekanan konstan, dalam gelas piala atau labu yang diisolasi,
botol termos, labu Dewar dan lain-lain. Karena proses diperinci dengan baik, maka
panas yang dilepaskan atau diabsorpsi hanyalah fungsi-fungsi keadaan, yaitu
Qp = ∆H atau Qv = ∆E adalah fungsi keadaan. Besaran-besaran ini dapat diukur oleh
persamaan :
Q = ∆E atau ∆H = ∫T 1
T 2
∆ Ci (produk, kalorimeter) dT
Dimana Ci dapat berupa Cv untuk pengukuran E dan Cp untuk H. dalam banyak
percobaan, Ci untuk kalorimeter dijaga tetap konstan (Dogra dan Dogra, 1990).
Persamaan termokimia memperlihatkan bagaimana proses kimia dan fisika
saling memberikan tempat, memberikan ketentuan penulisan reaktan dan hasil reaksi
dan menunjukkan perubahan panas yang meyertai proses pada temperatur yang
tertentu (Subowo dan Sunjaya, 1983).
Banyak proses yang dapat diselenggarakan dalam laboratorium untuk hal ini
dengan kondisi dibuat pada tekanan tetap ataupun tekanan atmosfir yang tetap, dan
perubahan panas dapat disamakan dengan ∆H. Sebagai contoh: (Subowo dan
Sunjaya, 1983)
C + O2 (g) = CO2 (g) ∆H298 = -393,5 kJ
Reaksi diatas menunjukkan bahwa 1 mol dari karbon dalam bentuk grafit
bereaksi dengan 1 mol gas oksigen menghasilkan 1 mol gas karbon dioksida dan
panas sebesar 393,4 dibebaskan pada 298 K dan tekanan 101,325 kN m-2. ∆H adalah
perubahan energi dan sering disebut sebagai panas reaksi (Subowo dan Sunjaya,
1983).
H diartikan sebagai perubahan entalpi diantara keadaan akhir dan awal dan ini
hanya bergabung kepada bagaimana suatu proses terjadi. Jadi H adalah fungsi
keadaan, yaitu : (Subowo dan Sunjaya, 1983)
∆H = H (yang dihasilkan) – H (reaktan)
= H (CO2, g) – H (C, grafik) – H (O2, g)
Heat transferred to surroundings or received from surroundings by the system
in isochoric or isobaric and T1 = T2 conditions is called isothermal heat of reaction.
The following requirements must be executed at the carrying out of process : a)
temperatures of reactants and products must be the same; b) work of all kind must be
excluded at proceeding of reaction, except the work of expansion (Aleksishvili dan
Sidamonidze, 2002).
Heat of reaction is measured by using of calorimeter. In order to protect an
isothermality of the process, transfer of heat to calorimeter or absorption of heat from
calorimeter must occure as soon as possible. (Calorimeter represents surroundings in
this case) (Aleksishvili dan Sidamonidze, 2002).
The determination of heat is perfomed by change of temperature of
calorimeter : (Aleksishvili dan Sidamonidze, 2002)
Qv = - Cv cal × ∆Tcal
where Ccal is the heat capacity of calorimeter.
Panas dilepaskan ke lingkungan atau diterima dari lingkungan sekitarnya oleh
sistem dalam isohorik atau isobarik dan T1 = T2 kondisi ini disebut isotermal kalor
reaksi. Syarat berikut yang harus dilakukan pada saat proses berlangsung : a) suhu
dari produk dan reaktan harus sama; b) semua jenis kerja harus dimasukkan pada
proses reaksi , kecuali kerja ekspansi (Aleksishvili dan Sidamonidze, 2002).
Panas reaksi diukur dengan menggunakan kalorimeter. Dalam rangka untuk
melindungi perubahan suhu dari proses, transfer panas ke kalorimeter atau
penyerapan panas dari kalorimeter harus terjadi secepat mungkin (dalam kasus ini
kalorimeter mewakili sekitarnya) (Aleksishvili dan Sidamonidze, 2002).
Perubahan panas ditunjukkan oleh perubahan suhu kalorimeter : (Aleksishvili
dan Sidamonidze, 2002)
Qv = - Cv kal × ∆Tkal
dimana Ckal adalah kapasitas panas kalorimeter.
Panas netralisasi terjadi dalam larutan asam kuat dan basa kuat dengan sedikit
air ternyata berharga konstan. Hal ini disebabkan karena asam kuat dan basa kuat
akan mudah terdissosiasi sempurna dalam bentuk ion di dalam larutan (Subowo dan
Sunjaya, 1983).
Panas netralisasi tidak selalu konstan untuk asam lemah dan basa lemah.
Yaitu hanya membebaskan panas sebesar 49,8 kJ/mol untuk menetralkan asam oleh
ammonium hidroksida. Hal ini disebabkan karena yang dikehendaki untuk ionisasi
asam lemah dan basa lemah harus dipertimbangkan dan diperhitungkan (Subowo dan
Sunjaya, 1983).
BAB III
METODE PERCOBAAN
3.1 Bahan
Adapun bahan yang digunakan pada percobaan kali ini adalah bahan isolator,
aquadest, HCl 1 M, NaOH 1M, indikator metil jingga, sabun dan tissue roll.
3.2 Alat
Adapun alat yang digunakan pada percobaan kali ini adalah kalorimeter,
termometer, gelas piala 250 mL, gelas ukur 100 mL, kaki tiga, kasa asbes, pembakar
Bunsen, labu semprot dan stopwatch.
3.3 Prosedur Percobaan
A. Penentuan Tetapan Kalorimeter
1. Dibuat rangkaian alat kalorimeter seperti gambar di bawah ini.
Keterangan :
1
2
3
4
5
6
7
1. Termometer
2. Gelas piala 250 mL
3. Bahan isolator (plastik)
4. Pengaduk jangkar
5. Wadah
6. Aquadest
7. Gabus
2. Kedalam kalorimeter dimasukkan 100 mL aquadest kemudian dibiarkan
hingga mencapai kesetimbangan termal.
3. Diukur suhunya dengan menggunakan termometer kemudian dicatat (T1).
4. Kedalam gelas piala 250 mL dimasukkan 100 mL aquadest kemudian
dipanaskan hingga suhu ± 500C. Dicatat suhunya (T2).
5. Stopwatch dinyalakan bersamaaan dengan dimasukkannya aquadest yang
telah dipanaskan kedalam kalorimeter.
6. Diaduk secara perlahan dan konstan.
7. Diukur suhunya setiap ½ menit selama 5 menit.
B. Penentuan Kalor Penetralan
1. Dengan menggunakan gelas ukur 100 mL, diambil larutan NaOH 1 M dan
HCl 1 M masing-masing sebanyak 100 mL kemudian dibiarkan sampai suhu
kedua larutan tersebut sama.
2. Diukur suhunya dengan termometer dan dicatat (T1).
3. Dimasukkan larutan HCl 1 M terlebih dahulu kedalam kalorimeter kemudian
dimasukkan larutan NaOH 1 M.
4. Bersamaan dengan pencampuran kedua larutan, stopwatch dinyalakan.
5. Diaduk secara perlahan dan konstan.
6. Diukur suhunya dan dicatat setiap ½ menit selama 5 menit.
7. Kemudian campuran tersebut ditambahkan 2 atau 3 tetes indikator metil
jingga untuk melihat apakah larutan tersebut sudah netral.
BAB IV
HASIL DAN PEMBAHASAN
4.1 Hasil Pengamatan
4.1.1 Penentuan Tetapan Kalorimeter
T1 = 30 oC = 303 K
T2 = 50 oC = 323 K
Vtotal = 200 mL
T (menit) T (OC) T (K)
0,5 40 313
1 39,8 312,8
1,5 39,6 312,6
2 39,5 312,5
2,5 39,4 312,4
3 39,4 312,4
3,5 39,3 312,3
4 39,3 312,3
4,5 39,2 312,2
5 39,1 312,1
4.1.2 Penetapan Kalor Penetralan
T = 30,1 OC = 303,1 K
mNaCl = mol NaCl x Mr NaCl
= 1 M x 0,1 L x 58,5 g/mol
= 5,85 g
t (menit) T (0C) T (K)
0,5 35,5 308,5
1 35,6 308,6
1,5 35,6 308,6
2 35,5 308,5
2,5 35,5 308,5
3 35,4 308,4
3,5 35,4 308,4
4 35,4 308,4
4,5 35,3 308,3
5 35,3 308,3
4.2 Grafik
4.2.1 Penentuan Tetapan Kalorimeter
0 1 2 3 4 5 6311.6
311.8
312
312.2
312.4
312.6
312.8
313
313.2
f(x) = − 0.174545454545454 x + 312.94R² = 0.918660287081345
Grafik Penentuan Tetapan Kalorimeter
Series2Linear (Series2)
t (menit)
T (K
)
4.2.2 Penetapan Kalor Penetralan
0 1 2 3 4 5 6308.1
308.2
308.3
308.4
308.5
308.6
308.7
f(x) = − 0.0642424242424278 x + 308.626666666667R² = 0.810678210678212
Grafik Penentuan Kalor Penetralan
Series2Linear (Series2)
t (menit)
T (K
)
4.3 Perhitungan
4.3.1 Penentuan Tetapan Kalorimeter
w=V ×CH 2 O ×T1+T 2−2 (T a )
T a−T 1
Ket :
w = tetapan kalorimeter (J/K)
v = volume campuran (mL)
CH 2 O=4,2 J K−1 g−1 ×1 gmL−1
= 4,2 JK-1mL-1
w=V ×CH 2 O ×T1+T 2−2 (T a )
T a – T 1
w=200 × 4,2×303+323−2 (312,9 )
312,9−303
w = 200 × 4,2 × 0,0202
w = 16,9697 J/K
4.3.2 Penentuan Kalor Penetralan
∆ HT=−(4,2JK
g ×m NaCl+w) (T '−T ) × 1000V × M
Ket :
∆HT = Kalor Penetralan (J/mol)
m = Massa larutan (g)
M = konsentrasi (mol/L)
T’ = suhu akhir (K)
V = volume total (mL)
∆ HT=−( 4,2× 5,85+16,9697 ) (308,6−303,1 )× 1000200 ×1
∆HT = − (41,54)(5,5) × 5
∆HT = − 1142,35 J/mol = - 1,14235 kJ/mol
4.4 Pembahasan
Pada umumnya reaksi kimia disertai dengan efek panas; pada reaksi eksoterm
kalor dilepaskan, sedangkan pada reaksi endoterm kalor diserap. Jumlah kalor yang
berkaitan dengan suatu reaksi bergantung pada jenis reaksi, pada jumlah zat yang
bereaksi, pada keadaan fisik zat-zat pereaksi dan hasil reaksi, dan pada suhu. Secara
eksperimen kalor reaksi ditentukan dengan kalorimeter.
Tidak semua reaksi dapat ditentukan kalor reaksinya secara kalorimetrik;
penentuan ini terbatas pada reaksi-reaksi berkesudahan yang berlangsung dengan
cepat, seperti reaksi pembakaran, reaksi penetralan, dan reaksi pelarutan. Juga tidak
boleh terjadi reaksi samping.
Kalorimeter adiabatik sederhana disusun sedemikian rupa dengan
menggunakan isolator yang ditempatkan di sekeliling gelas kimia agar dapat
memperlambat pertukaran kalor antara sistem dengan lingkungan.
Pada percobaan penentuan tetapan kalorimeter, air dengan kesetimbangan
termal yang dimasukkan kedalam kalorimeter ditambahkan dengan air dengan yang
mempunyai suhu lebih tinggi (50 oC). Pengukuran waktu menggunakan stopwatch
dilakukan bersamaan menuangkan air dengan suhu lebih tinggi kedalam kalorimeter.
Pembacaan suhu dilakukan setiap ½ menit selama 5 menit agar kita dapat mengetahui
perubahan kalor yang terjadi. Pengadukan campuran dilakukan untuk mempercepat
jalannya reaksi.
Pada percobaan penentuan kalor penetralan, larutan asam dan basa harus
memiliki suhu yang sama, sebab jika suhunya berbeda maka perubahan kalor yang
terjadi bukan hanya berasal dari kalor reaksi melainkan dari kalor campuran kedua
larutan dengan suhu berbeda.
Setelah suhu kedua larutan sudah sama, barulah dicampurkan kedalam
kalorimeter untuk melihat perubahan suhu yang terjadi untuk menentukan perubahan
kalor reaksi penetralan. Perlakuan yang dilakukan pada penentuan tetapan
kalorimeter juga dilakukan untuk penentuan kalor reaksi. Pada akhir pengerjaan,
campuran kedua larutan tersebut ditambahkan dengan 2-3 tetes indikator metil jingga
untuk melihat apakah larutan tersebut sudah netral. Dan setelah ditambahkan
indikator, dapat dilihat larutan berubah warna menjadi agak kekuningan yang
menunjukkan bahwa larutan sudah netral.
Dari hasil perhitungan diperoleh tetapan kalorimeter adalah 16,9697 J/K
menunjukkan bahwa pada saat reaksi berlangsung terjadi pertukaran kalor antara
sistem dan lingkungan.
Kalor penetralan yang diperoleh dari perhitungan hasil pengamatan yaitu
sebesar – 1,14235 kJ/mol kJ/mol, tanda minus (-) menunjukkan bahwa reaksi asam
kuat dengan basa kuat merupakan reaksi eksoterm dimana reaksi eksoterm yaitu
melepaskan kalor ke lingkungan.
Menurut teori, kalor penetralan asam kuat HCl dengan basa kuat NaOH
adalah – 55,90 kJ/mol. Jika dibandingkan dengan kalor penetralan yang diperoleh
secara praktek, terdapat perbedaan yang sangat besar. Perbedaan ini terjadi karena
pada saat melakukan percobaan, pembacaan suhu tidak tepat sesuai dengan
waktunya. Bisa juga karena pada saat pengadukan, kecepatan pengadukannya tidak
konstan sehingga mempengaruhi kecepatan reaksi.
BAB V
KESIMPULAN DAN SARAN
5.1 Kesimpulan
Setelah melakukan percobaan ini, dapat diambil kesimpulan yaitu :
1. Nilai tetapan kalorimeter adalah 16,9697 J/K
2. Nilai kalor penetralan HCl dan NaOH adalah -1,14235 kJ/mol
5.2 Saran
Saran untuk percobaan ini adalah sebaiknya kalorimeter dan isolator yang
digunakan memiliki kualitas yang baik sehingga hasil yang diperoleh tidak terlalu
menyimpang dari hasil yang sebenarnya.
DAFTAR PUSTAKA
Aleksishvili, M., dan Sidamonidze, S., 2002, Problems in Chemical Thermodynamics with Solution, World Scientific Publishing Co. Pte. Ltd, Singapura.
Bird, Tony, 1993, Kimia Fisik Untuk Universitas, PT. Gramedia Pustaka Utama, Jakarta.
Dogra, S. K., dan Dogra, S., 1990, Kimia Fisika dan Soal-soal, UI-Press, Jakarta.
Subowo, T., dan Sunjaya, A., 1983, Kimia Fisika 1, CV. ARMICO, Bandung.
Sukardjo, 1997, Kimia Fisika, PT. Rineka Cipta, Jakarta.
Taba, P., Zakir, M., dan Fauziah, 2010, Penuntun Praktikum Kimia Fisika, Universitas Hasanuddin, Makassar.
LAPORAN PRAKTIKUMKIMIA FISIKA
PENENTUAN KALOR REAKSI (TERMOKIMIA)
Nama : MEITY JOLANDA K
NIM : H311 08 262
Kelompok : 5 (Lima)
Hari/Tgl. Praktikum : Senin / 1 Maret 2010
Asisten : BHAKTI WIGUNA MOO
LABORATORIUM KIMIA FISIKAJURUSAN KIMIA
FAKULTAS MATEMATIKA DAN ILMU PENGETAHUAN ALAMUNIVERSITAS HASANUDDIN
MAKASSAR2010
LEMBAR PENGESAHAN
Makassar, 1 Maret 2010
Asisten Praktikan
Bhakti Wiguna Moo Meity Jolanda Karoma
Bagan 2 : Penentuan Kalor Penetralan
Kalorimeter
- Dimasukkan 100 mL HCl 1 M
- Dimasukkan 100 mL NaOH 1 M (suhu
kedua larutan harus disamakan terlebih
dahulu = T1)
Campuran
- Diaduk perlahan
- Dicatat suhu setiap ½ menit selama 5
menit
Lampiran
Bagan 1 : Penentuan Tetapan Kalorimeter
- Dimasukkan kedalam
kalorimeter
- Dibiarkan hingga suhu
mencapai kesetimbangan
thermal
- Dicatat suhunya (T1)
100 mL air 100 mL air
- Dipanaskan ± 500C
- Dicatat suhunya (T2)
- Dimasukkan kedalam
kalorimeter
Kalorimeter
- Diaduk perlahan
Hasil
- Ditambahkan 2 atau 3 tetes indicator metil jingga
Larutan Netral