LAPORAN RESMI PRAKTIKUM
KIMIA DASAR I
I. Judul Percobaan : Termokimia
II. Hari / tanggal percobaan : 14 November 2012 pukul 07.00 WIB
III. Selesai percobaan : 14 November 2012 pukul 09.30 WIB
IV. Tujuan percobaan :
1. Membuktikan bahwa setiap reaksi kimia disertai penyerapan atau pelepasan kalor.
2. Menghitung perubahan kalor yang terjadi dalam berbagai reaksi kimia.
V. Tinjauan Pustaka :
Termokimia merupakan salah satu kajian khusus dari Termodinamika,
yaitu kajian mendalam mengenai hubungan antara kalor dengan bentuk energi
lainnya. Dalam termodinamika, kita mempelajarikeadaan sistem, yaitu
sifat makroskopis yang dimiliki materi, seperti energi, temperatur, tekanan, dan
volume. Keempat sifat tersebut merupakan fungsi keadaan, yaitu sifat materi yang
hanya bergantung pada keadaan sistem, tidak memperhitungkan bagaimana cara
mencapai keadaan tersebut. Artinya, pada saat keadaan sistem mengalami
perubahan, besarnya perubahan hanya bergantung pada kondisi awal dan akhir sistem,
tidak bergantung pada cara mencapai keadaan tersebut.
Hukum Termodinamika I disusun berdasarkan konsep hukum
kekekalan energi yang menyatakan bahwa energi tidak dapat diciptakan maupun
dimusnahkan; energi hanya dapat diubah dari satu bentuk ke bentuk lainnya. Dalam
kajian Hukum Termodinamika I, kita akan mempelajari hubungan
antara kalor, usaha (kerja), dan perubahan energi dalam (ΔU).
Perubahan energi dalam (ΔU) dapat dinyatakan dalam persamaan ΔU =
Uf – Ui, dimana Uf adalah energi dalam setelah mengalami suatu proses dan Ui adalah
energi dalam sebelum mengalami suatu proses. Perubahan energi dalam (ΔU)
merupakan fungsi keadaan. Energi dalam (U) akan bertambah jika sistem menerima
kalor dari lingkungan dan menerima usaha (kerja) dari lingkungan. Sebaliknya, energi
dalam (U) akan berkurang jika sistem melepaskan kalor ke lingkungan dan
melakukan kerja (usaha) terhadap lingkungan. Dengan demikian, hubungan
antara kalor, usaha (kerja), dan perubahan energi dalam (ΔU) dapat dinyatakan
dalam persamaan sederhana berikut:
ΔU = Q + W
Perubahan energi dalam (ΔU) adalah penjumlahan dari perpindahan kalor
(Q) yang terjadi antar sistem-lingkungan dan kerja (W) yang dilakukan oleh-diberikan
kepada sistem.
Semua reaksi kimia dapat menyerap maupun melepaskan energi dalam
bentuk panas (kalor). Kalor adalah perpindahan energi termal antara dua materi
yang memiliki perbedaan temperatur. Kalor selalu mengalir dari benda panas
menuju benda dingin. Termokimia adalah kajian tentang perpindahan kalor yang
terjadi dalam reaksi kimia (kalor yang menyertai suatu reaksi kimia).
Aliran kalor yang terjadi dalam reaksi kimia dapat dijelaskan melalui
konsep sistem-lingkungan. Sistem adalah bagian spesifik (khusus) yang sedang
dipelajari oleh kimiawan. Reaksi kimia yang sedang diujicobakan (reagen-reagen
yang sedang dicampurkan) dalam tabung reaksi merupakan sistem.
Sementara, lingkungan adalah area di luar sistem, area yang mengelilingi sistem.
Dalam hal ini, tabung reaksi, tempat berlangsungnya reaksi kimia,
merupakan lingkungan.
Ada tiga jenis sistem. Sistem terbuka, mengizinkan perpindahan massa
dan energi dalam bentuk kalor dengan lingkungannya. Sistem tertutup, hanya
mengizinkan perpindahan kalor denganlingkungannya, tetapi tidak untuk massa.
Sedangkan sistem terisolasi tidak mengizinkan perpindahan massa maupun kalor
dengan lingkungannya.
Pembakaran gas hidrogen dengan gas oksigen adalah salah satu contoh
reaksi kimia dapat menghasilkan kalor dalam jumlah besar. Reaksi yang terjadi adalah
sebagai berikut:
2 H2(g) + O2(g) –> 2 H2O(l) + energi
Dalam reaksi ini, baik produk maupun reaktan merupakan sistem,
sedangkan sekeliling reaksi kimia merupakan lingkungan. Oleh karena energi tidak
dapat diciptakan maupun dimusnahkan, hilangnya sejumlah energi pada sistem akan
ditampung pada lingkungan. Dengan demikian, kalor yang dihasilkan dari reaksi
pembakaran ini sesungguhnya merupakan hasil perpindahan kalor
dari sistem menujulingkungan. Ini adalah contoh reaksi eksoterm, yaitu reaksi yang
melepaskan kalor, reaksi yang memindahkan kalor ke lingkungan.
Penguraian (dekomposisi) senyawa raksa (II) oksida hanya dapat terjadi
pada temperatur tinggi. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut:
energi + 2 HgO(s) –> 2 Hg(l) + O2(g)
Reaksi ini adalah salah satu contoh dari reaksi endoterm, yaitu reaksi yang
menyerap (membutuhkan) kalor, reaksi yang memindahkan kalor
dari lingkungan ke sistem.
Reaksi eksoterm merupakan reaksi yang memancarkan (melepaskan) kalor
saat reaktan berubah menjadi produk. Reaktan memiliki tingkat energi yang lebih
tinggi dibandingkan produk, sehingga energi dibebaskan pada perubahan reaktan
menjadi produk. Sebaliknya, pada reaksi endoterm terjadi hal yang berlawanan. Pada
reaksi endoterm, terjadi penyerapan kalor pada perubahan dari reaktan menjadi
produk. Dengan demikian, reaktan memiliki tingkat energi yang lebih rendah
dibandingkan produk.
Satuan ΔH adalah joule per mol atau kilojoule per mol. Hubungan kalor
reaksi (Q), jumlah mol zat yang bereaksi (n), dan entalpi reaksi (ΔH) dapat dinyatakan
dalam persamaan berikut:
ΔH = Q / n
Selain menggunakan metode kalorimeter, entalpi reaksi dapat pula
ditentukan melalui beberapa metode lainnya. Salah satu metode yang sering
digunakan para kimiawan untuk mempelajari entalpi suatu reaksi kimia adalah
melalui kombinasi data-data ΔH°f. Keadaan standar (subskrip °) menunjukkan
bahwa pengukuran entalpi dilakukan pada keadaan standar, yaitu pada tekanan 1 atm
dan suhu 25°C. Sesuai kesepakatan, ΔH°f unsur bebas bernilai 0, sedangkan
ΔH°f senyawa tidak sama dengan nol (ΔH°f unsur maupun senyawa dapat dilihat
pada Tabel Termokimia). Kita dapat menghitung entalpi suatu reaksi kimia apabila
ΔH°f unsur maupun senyawa yang terlibat dalam reaksi tersebut diberikan. Sebagai
contoh, berikut ini diberikan suatu reaksi hipotetis:
a A + b B —————> c C + d D
Reaksi kimia pada dasarnya merupakan peristiwa pemutusan-
penggabungan ikatan. Saat reaksi kimia berlangsung, reaktan akan mengalami
pemutusan ikatan, menghasilkan atom-atom yang akan bergabung kembali
membentuk produk dengan sejumlah ikatan baru. Dengan mengetahui nilai entalpi
masing-masing ikatan, kita dapat menghitung entalpi suatu reaksi kimia. Oleh karena
pemutusan ikatan kimia selalu membutuhkan sejumlah kalor dan sebaliknya
pembentukan ikatan kimia baru selalu disertai dengan pelepasan kalor, maka
selisihnya dapat berupa pelepasan (eksoterm) maupun penyerapan (endoterm) kalor.
Jika kalor yang dibutuhkan untuk memutuskan ikatan lebih tinggi
dibandingkan kalor yang dilepaskan pada saat pembentukan ikatan, maka reaksi
tersebut membutuhkan kalor (endoterm) Jika kalor yang dibutuhkan untuk
memutuskan ikatan lebih rendah dibandingkan kalor yang dilepaskan pada saat
pembentukan ikatan, maka reaksi tersebut melepaskan kalor (eksoterm).
Perubahan entalpi (ΔH) positif menunjukkan bahwa dalam perubahan
terdapat penyerapan kalor atau pelepasan kalor.
Reaksi kimia yang melepaskan atau mengeluarkan kalor disebut reaksi
eksoterm, sedangkan reaksi kimia yang menyerap kalor disebut reaksi endoterm.
Aliran kalor pada kedua jenis reaksi diatas dapat dilihat pada gambar 11 berikut:
Gambar 11 Aliran kalor pada reaksi eksoterm dan endoterm
Pada reaksi endoterm, sistem menyerap energi. Oleh karena itu, entalpi
sistem akan bertambah. Artinya entalpi produk (Hp) lebih besar daripada entalpi
pereaksi (Hr). Akibatnya, perubahan entalpi, merupakan selisih antara entalpi produk
dengan entalpi pereaksi (Hp -Hr) bertanda positif. Sehingga perubahan entalpi untuk
reaksi endoterm dapat dinyatakan:
ΔH = Hp- Hr > 0 (13 )
Sebaliknya, pada reaksi eksoterm , sistem membebaskan energi, sehingga
entalpi sistem akan berkurang, artinya entalpi produk lebih kecil daripada entalpi
pereaksi. Oleh karena itu , perubahan entalpinya bertanda negatif. Sehingga p dapat
dinyatakan sebagai berikut:
ΔH = Hp- Hr < 0 ( 14 )
Perubahan entalpi pada reaksi eksoterm dan endoterm dapat dinyatakan
dengan diagram tingkat energi. Seperti pada gambar 12. berikut
VI. Cara Kerja :
Percobaan 1
dimasukkan ke dalam kalorimeterdengan pipet ukur
Dipanaskan dalam gelasKimia sampai kenaikan suhu ±10°CDari suhu kamar.
dicampur ke dalam kalorimeter berisi air dingin lalu kocok
Tetapan kalorimeter
25 ml H2O
Catat temperatur (T1)
25 ml H2O
Catat temperatur (T2)
Catat temperatur max yang konstan (∆T)
Percobaan 2
dimasukkan ke dalam kalorimeter
dimasukkan ke dalam kalorimeter berisi CuSO4
Kalor penetralan
Percobaan 3
dimasukkan ke dalam kalorimeter
atur temperatur hingga= T5
lalu campur dg larutan HCl
Kalor penetralan terukur
25 ml CuSO4
0.5M
Catat temperatur (T1)
0.05 gr Serbuk Zn
Catat temperatur max yang konstan (T4)
25 ml HCl 0.5 M
Catat temperatur (T5)
25 ml NaOH 0.5 M
Catat temperatur max yang konstan (T6)
VII. Hasil Pengamatan :
No.
percProsedur percobaan
Hasil
pengamatanDugaan/reaksi kesimpulan
1
dimasukkan ke dalam kalorimeterdengan pipet ukur
Dipanaskan dalam gelasKimia sampai kenaikan suhu ±10°CDari suhu kamar.
dicampur ke dalam kalorimeter berisi air dingin lalu kocok
Tetapan kalorimeter
T1 = 29°C
= 302 K
T2= 39°C
= 312 K
∆T= 35°C
= 308 K
H2O(l) + H2O(l)
2H2O(l)
Ketika H2O dingin dicampur dengan H2O yang telah dipanaskan, H2O mengalami kenaikan uhu dari 29°C menjadi 35°C .sedangkan H2O yang telah dipanaskan mengalami penurunan uhu dari 39°C menjadi 35°C.
H2O dingin mengalami reaksi endoterm
H2O panas mengalami reaksi eksoterm
No. Prosedur percobaan Hasil Dugaan/reaksi kesimpulan
25 ml H2O
Catat temperatur (T1)
25 ml H2O
Catat temperatur (T2)
Catat temperatur max yang konstan (∆T)
perc pengamatan
2
3
dimasukkan ke dalam kalorimeter
dimasukkan ke dalam kalorimeter berisi CuSO4
Kalor penetralan
dimasukkan ke dalam kalorimeter
atur temperatur hingga= T5
lalu campur dg larutan HCl
T3 = 29°C
= 302 K
T4= 30°C
= 303 K
Warna CuSO4 =
Biru
Warna Zn =
Abu-abu
T5 = 29°C
= 302 K
T6= 31°C
= 304 K
Warna HCl = tidak bewarna
Warna NaOH =
Tidak bewarna
CuSO4(aq )+ Zn(s)
ZnSO4(aq)
+Cu(s)
HCl(aq)+NaOH(aq)
NaCl(aq)+H2O(l)
25 ml CuSO4 0,5 M yang dicampur dengan 0,05 gr erbuk Zn mengalami kenaikan uhu sebesar 1°C.
campuran ini mengalami reaksi eksoterm
25 ml HCl 0,5 M yang mempunyai suhu 29°C setelah dicampur dengan NaOH yang bersuhu 29°C mengalami kenaikan suhu sebesar 2°C atau menjadi 31°C.
Campuran ini mengalami reaksi endoterm.
25 ml CuSO4
0.5M
Catat temperatur (T1)
0.05 gr Serbuk Zn
Catat temperatur max yang konstan (T4)
25 ml HCl 0.5 M
Catat temperatur (T5)
25 ml NaOH 0.5 M
Kalor penetralan terukur
VIII. Analisis Data:
Pada percobaan pertama H2O dingin yang bersuhu 29°C dicampur dengan
H2O yang dipanaskan dengan suhu 39°C mengalami perubahan kalor. Pada
pencampuran tersebut terjadi proses penyerapan dan pelepasan kalor. Pada air dingin
mengalami reaksi endoterm sementara itu pada air panas mengalami reaksi
eksoterm. Namun kalor yang diserap dengan kalor yang dilepaskan diperoleh hasil
yang berbeda. Hal ini dikarenakan kalorimeter juga menyerap sebagian kalor. Nilai
tetapan kalorimeter diperoleh melalui persamaan :
K = Q3/ (T2 –T1) Joule/K
Keterangan :
Q1 = massa air dingin x kalor jenis air x kenaikan suhu
Q2 = massa air panas x kalor jenis air x penurunan suhu
Q3 = Q2 - Q1
Sehingga diperoleh Q1 sebesar 630 J , Q2 sebesar 420 J, Q3 sebesar -210 J dan tetapan kalorimeter sebesar -21 J/K.
Persamaan reaksi yang terjadi :
H2O(l)+H2O(l) 2H2O(l)
Pada percobaan kedua CuSO4 yang mempunyai suhu 29°C kemudian
dicampur dengan serbuk Zn sehingga menmpunyai suhu campuran sebesar 30°C
mengalami reaksi eksoterm. Sehingga diperoleh ∆Hn sebesar -25.687,5 J/gr K yang
diperoleh melalui persamaan ∆H = Q6/ mol ZnSO4. Selain itu diperoleh Q4 sebesar
-21 J , Q5 sebesar 0,45 J dan Q6 Sebesar -20,55 J.
Persamaan reaksi yang terjadi:
Catat temperatur max yang konstan (T6)
CuSO4(aq) + Zn(s) ZnSO4(aq) + Cu(s)Sementara itu pada percobaan ketiga dicampurkan antara HCl yang bersuhu
29°C dan NaOH yang diatur dengan suhu yang sama sehingga suhu menjadi naik.
campuran mencapai suhu maksimum yang konstan yakni pada suhu 31°C. campuran
ini mengalami reaksi endoterm yang dapat dilihat pada ∆Hn-nya yang bernilai positif.
Persamaan reaksi yang terjadi:
HCl(aq) + NaOH(aq) NaCl(aq) + H2O(l)
IX. Pembahasan :
Pada percobaan pertama dicampurkan air panas dan air dingin yang
dilakukan untuk mengetahui tetapan calorimeter karena Setiap kalorimeter memiliki
tetapan yang berbeda satu sama lain. Oleh karena itu sebelum menentukan perubahan
entalpi (∆H ) dari suatu reaksi, perlu diketahui besarnya nilai tetapan calorimeter.
Terjadi dua macam reaksi saat air panas dan air dingin dicampurkan. yaitu reaksi
endoterm dan eksoterm. Reaksi eksoterm terjadi ketika air panas yang suhunya lebih
tinggi melepaskan kalor. Kalor yang dilepaskan oleh air panas kemudian diterima
oleh air dingin. Saat itulah reaksi endoterm berlangsung. Berdasarkan data yang ada
dan perhitungan yang telah dilakukan, ditentukan bahwa nilai ketetapan calorimeter
adalah senilai -21 J/K
Pada percobaan kedua diperoleh besarnya perubahan entalpi (∆H) pada reaksi
antara Zn dan CuSO4 sebesar -25.687,5 J/mol. Tanda positif (-) pada
perubahanentalpi menunjukkan bahwa reaksi antara Zn(s) dan CuSO4(aq) berlangsung
secara eKdoterm, artinya reaksi ini Melepaskan kalor saat bereaksi.
Pada percobaan ketiga, diperoleh besarnya perubahan entalpi (∆H) pada
reaksi antara HCl dan NaOH adalah +384,17 J/gr K. Pada pencampuran HCl dan
NaOH menghasilkan NaCl dan air, pada campuran antara NaOH dan HCl ini
berlangsung reaksi secara endoterm. Hal ini dapat dilihat pada hail perubahan entalpi
yang bertanda poitif.
X. Kesimpulan :
1. Kalorimeter memiliki ketetapan, yaitu jumlah kalor yang diserap kalorimeter untuk
menaikkan suhu satu derajat, satuannya JK-1
2. Tetapan kalorimeter adalah -21 Joule/K
3. Kalor yang dihasilkan dalam satu mol larutan pada reaksi CuSO4(aq) – Zn(s) adalah -
25.687,5 J/gr K.
4. Kalor penetralan yang dihasilkan dalam satu mol larutan pada reaksi NaOH – HCl
adalah +384,17 J/gr K.
XI. Jawaban Pertanyaan :
1. Daftar pustaka :
Tim Kimia Dasar,2012. Petunjuk Praktikum Kimia Dasar, Universitas Negeri
Surabaya, Surabaya.
Svehla, G. Vogel Buku Teks Analisis Anorrganik Kualitatif Makro dan Semimikro
bagian I dan II, PT. Kalman Media Pusaka, Jakarta.
Anonim.2012.Termokimia.http://himka1polban.wordpress.com/2011/12/28/
laporan-praktikum-termokimia/ (diakses pada jumat, 16 November 2012)
Sugianto,Bambang.2009.asas kekekalanen energi
http://dsupardi.wordpress.com/kimia-xi/termokimia/ ( diakses pada
16November 2012)
Surabaya, 17 November 2012
Mengetahui, Praktikan,
Dosen/ Asisten Pembimbing
(………………………………) ( Kelompok III )
LAMPIRAN
PERHITUNGAN
1. Tetapan Kalorimeter (K)
H2O(l) + H2O(l) 2H2O a. mair dingin = ρ x V
= 1 gr/cm3 x 25 ml
= 25 ml
Kenaikan suhu = ∆T – T1
= 308 – 302
= 6 K
Dengan kalor jenis air = 4,2 J/gr K
Q1 = mair dingin x kalor jenis air x kenaikan suhu
= 25 x 4,2 x 6
= 630 J
b. Kalor yang diserap air panas
mpanas = ρ x V= 1 gr/cm3 x 25 ml= 25 ml
Penurunan suhu = T2 - ∆T = 312 – 308= 4 K
Q2 = mpanas x kalor jenis air x penurunan suhu= 25 x 4,2 x 4= 420 J
c. Q3 = Q2 – Q1
= 630 – 210= -210 J
d. K = Q3
T2 – T1
= - 210 10= -21 J/K
2. Penentuan Kalor reaksi Zn + CuSO4
CuSO4(aq) + Zn(s) ZnSO4(aq) + Cu
- mol CuSO4 mol = M x V
= 0,5 x 0,025= 0,0125 mol
- mol Zn mol = gram
Mr= 0,05 65,4= 0,0008 mol
CuSO4(aq) + Zn(s) ZnSO4(aq) + CuM 0,0008 0,0125
R 0,0008 0,0008 0,0008 0,0008
S - 0,0117 0,0008 0,0008
- massa ZnSO4
mlarutan = 0,0008 x 161,5
= 0,1292 gram
a. Q4 = k + (T4 – T3)= 21 x (1)= -21 J
b. Q5 = mlarutan x kalor larutan x kenaikan suhu= 0,1292 x 3,52 x 1= 0,45 J
c. Q6 = Q5 + Q4
= 0,45 + (-21)= -20,55 J
d. ∆Hr = Q6
mol ZnSO4
= -20,55 0,0008= - 25.687,5 J/gr K
3. Penentuan kalor penetralan NaOH – HCl
HCl(aq) + NaOH(aq) NaCl(aq) +H2O(l)
- ρ = m V
m = ρ x V= 1,03 x 50= 51,5 gram
- mol NaCl = m Mr= 51,5 58,5= 0,88 mol
a. Q7 = m x c x kenaikan suhu= 51,5 x 3,69 x 2= 380,07 J
b. Q8 = k x (T6 – T7)= -21 x (2)= -42 J
c. Q9 = Q7 + Q8
= 380.07 + (-42)= 338,07 J
e. ∆Hn = Q9 = 338,07 mol NaCl 0,88
= 384,17 J/gr K
LAMPIRAN
FOTO
Top Related