Laporan Terbaik TERMOKIMIA

ABSTRAK
Telah dilakukan percobaan berjudul “Termokimia” yang bertujuan untuk
menentukan kalor reaksi atau kalor pelarutan dengan kalorimeter. Termokimia
merupakan kajian tentang kalor yang dihasilkan atau dibutuhkan oleh suatu reaksi kimia.
Prinsip dari percobaan adalah Asas Black, dimana Asas Black merupakan hukum yang
mempelajari tentang perubahan kalor dari sistem ke lingkungan maupun sebaliknya.
Kalor yang dilepaskan sama dengan kalor yang diserap (Qlepas = Qterima). Metode yang
digunakan dalam percobaan ini adalah metode kalorimetri, yaitu metode yang digunakan
untuk menentukan nilai kalor berdasarkan pengamatan perubahan suhu dalam sistem
adiabatik, dengan menggunakan alat yang dinamakan kalorimeter. Dari hasil percobaan
diperoleh kapasitas kalorimeter sebesar 208,2968
832,2426 J.
J/
K
dan kalor netralisasi sebesar
PERCOBAAN I
TERMOKIMIA
I.
TUJUAN PERCOBAAN
Menentukan kalor reaksi atau kalor pelarutan dengan kalorimeter.
II. TINJAUAN PUSTAKA
2.1 Termokimia
Kajian tentang kalor yang dihasilkan atau dibutuhkan oleh reaksi kimia disebut
termokimia. Termokimia merupakan cabang dari termodinamika karena tabung
reaksi dan isinya membentuk sistem. Jadi kita dapat mengukur (secara langsung
dengan cara mengukur kerja atau kenaikan temperatur) energi yang dihasilkan oleh
reaksi sebagai kalor dan dikenal sebagai Joule. Berganti dengan kondisinya, apakah
dengan perubahan energi dalam atau perubahan entalpi. Sebaliknya jika tahu C atau
H suatu reaksi kita dapat meramalkan jumlah energi yang dihasilkannya sebagai
kalor.
(Atkins, 1994)
Kimia termo 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.
1 Joule
= 10-7 erg = 0,24 kal
1 kal
= 4,184 joule
Untuk menentukan perubahan panas yang terjadi pada reaksi kimia, dipakai
kalorimeter. Besarnya panas reaksi kimia dapat dinyatakan pada :

Tekanan tetap

Volume tetap
(Sukardjo, 1989)
Sebagian besar reaksi kimia yang terjadi,disertai dengan penyerapan atau
perubahan energi. Energi merupakan kemampuan untuk melakukan kerja. Ketika
sistem bekerja / melepaskan kalor, kemampuan untuk melakukan kerja berkurang
dengan kata lain energinya berkurang.
(Chang, 1995)
2.2
Kalor Reaksi / Panas Reaksi
Kalor reaksi dapat dinyatakan sebagai perubahan energi produk dan reaktan pada
volume konstan (E) atau pada tekanan konstan (H), sebagai contoh adalah reaksi :
Reaktan (T) → Produk (T)
E = Eproduk – Ereaktan
Pada temperatur konstan dan volume konstan.
H = Hproduk – Hreaktan
Pada temperatur konstan dan tekanan konstan.
Satuan SI untuk E dan H adalah joule, yaitu satuan energi tetapi satuan umum
yang lain adalah kalori. Umumnya harga E atau H untuk tiap reaktan dan produk
dinyatakan sebagai Joule mol-1 atau kJ mol-1 pada temperatur konstan tertentu, biasanya
298 K.
Jika E atau H positif, reaksi dinyatakan “endotermis” dan jika E atau H
negatif, reaksi disebut “eksotermis”.
(Atkins, 1994)
Proses pelepasan energi sebagai kalor disebut eksoterm. Semua reaksi
pembakaran adalah eksoterm. Proses yang menyerap energi sebagai kalor disebut
endoterm, contohnya adalah penguapan air. Proses endoterm dalam sebuah wadah
adiabatik menghasilkan penurunan temperatur sistem, proses eksoterm menghasilkan
kenaikan temperatur. Proses endoterm yang berlangsung dalam wadah diatermik, pada
kondisi eksoterm dalam wadah diatermik menghasilkan aliran energi ke dalam sistem
sebagai kalor. Proses eksoterm dalam wadah diatermik menghasilkan pembebasan
energi sebagai kalor dalam lingkungan.
(Dogra, 1990)
2.3
Pengukuran Panas Reaksi
Proses reaksi diukur dengan bantuan kalorimetri. Harga E diperoleh apabila
reaksi dilakukan dalam kalorimeter bom, yaitu pada volume konstan dan H adalah
proses reaksi yang diukur dengan tekanan konstan dalam gelas piala atau labu yang
diisolasi, botol termos, labu dewar, dan lain-lain. Karena diperinci dengan baik, maka
panas yang dikeluarkan atau diabsorpsi hanyalan fungsi-fungsi keadaan, yaitu Qp =
H atau Qv = E adalah fungsi keadaan. Besaran-besaran ini dapat diukur oleh
persamaan :
Q = E atau H =
(produk, kalorimeter) dT
Dimana C1 dapat berupa Cv untuk pengukuran E dan Cp untuk H. Dalam banyak
percobaan, C1 untuk kalorimetri dijaga tetap konstan.
(Dogra, 1990)
2.4
Penetapan Panas Reaksi
2.4.1 Panas Pembentukan
Merupakan panas reaksi pada pembentukan 1 mol suatu zat dari unsur-unsurnya.
Jika aktivitas pereaksinya 1, hal ini disebut panas pembentukan standar H.
(Sukardjo, 1989)
2.4.2 Panas Pembakaran
Merupakan panas yang timbul pada pembakaran 1 mol suatu zat. Biasanya panas
pembakaran ditentukan secara eksperimen pada V tetap dalam bomb-kalorimeter.
Sehingga dapat dicari H :
H = E + P . V
(Sukardjo, 1989)
2.4.3 Hukum Thermonetral
Pada pencampuran larutan encer dua buah garam dari asam dan basa kuat,
perubahan panasnya nol bila tidak terjadi reaksi antara keduanya.
Misal :
KNO3(aq)
NaBr (aq)
K(aq) NO3(aq) Na(aq) Br (aq)
KBr(aq)
NaNO3(aq)
H = 0
K(aq) Br (aq) Na(aq) NO3(aq)
H = 0
Disini ternyata bahwa pereaksi dan hasil reaksi sama, sehingga H = 0. Bila pada
pencampuran tersebut terjadi reaksi kimia, hukum di atas tidak berlaku lagi.
(Sukardjo, 1989)
2.4.4 Hukum Ketetapan Panas Netralisasi
Panas yang timbul pada penetralan asam kuat dan basa kuat, tetap untuk tiap-tiap
mol H2O yang terbentuk. Bila asam atau basanya lemah, panas netralisasi tidak lagi
tetap, sebab ada panas yang diperlukan untuk ionisasi.
(Sukardjo, 1989)
Panas reaksi yang mengakibatkan dan melibatkan netralisasi asam oleh basa
dikenal sebagai panas netralisasi. Panas netralisasi asam kuat dan basa kuat adalah
konstan, yaitu -55,90 kJmol-1. Tetapi panas netralisasi asam lemah dan basa lemah
kurang dari -55,90 kJmol-1, karena asam atau basa menjadi ion-ion kation dan anion,
sedangkan asam kuat dan basa kuat terdisosiasi sempurna dan reaksinya hanyalah :
H+ (dalam air) + OH- (dalam air) = H2O
Sehingga :
H = H ionisasi + H netralisasi
(Dogra, 1990)
2.4.5
Panas Pelarutan
2.4.5.1
Panas Pelarutan Integral
Sebagai perubahan entalpi jika 1 mol zat dilarutkan dalam n mol pelarut, panas
integral ini besarnya panas pelarutan tergantung jumlah mol zat pelarut dan zat
terlarut.
(Dogra, 1990)
2.4.5.2
Panas Pelarutan Diferensial
Sebagai perubahan entalpi jika 1 mol zat terlarut dilarutkan dalam jumlah larutan
yang tidak terhingga, sehingga konsentrasinya tidak berubah dengan penambahan 1
mol zat terlarut. Secara matematik, didefinisikan
, yaitu perubahan panas
diplot sebagai jumlah mol zat terlarut dan panas pelarutan dideferensial dapat
diperoleh dengan mendapatkan kemiringan kurva pada setiap konsentrasi. Jadi panas
pelarutan deferensial tergantung pada konsentrasi larutan.
(Dogra, 1990)
2.4.6
Panas Pembentukan Ion
Pengertian ini diadakan untuk mengadakan perhitungan panas reaksi untuk
larutan-larutan elektrolit.
(Sukardjo, 1989)
2.4.7
Panas Hidrasi
Merupakan panas yang timbul atau diperlukan pada pembentukan hidrat-hidrat,
seperti :
CaCl2(s)
2H2O(l)
CaCl2 H2O(s) H = -7960 kal
Besarnya panas hidrasi dapat dicari dari panas pelarutan integral.
(Sukardjo, 1989)
2.5 Perubahan Entalpi Standar
Perubahan entalpi pada saat sistem mengalami perubahan fisika / kimia biasanya
dilaporkan untuk proses yang terjadi pada sekumpulan kondisi standar. Dalam
banyak pembahasan kita akan memperhatikan perubahan entalpi standar H, yaitu
perubahan entalpi untuk proses yang zat awal dan akhirnya ada dalam keadaan
standar.
(Atkins, 1994)
2.5.1 Entalpi Perubahan Fisik
Perubahan entalpi standar yang menyertai perubahan keadaan fisik disebut
entalpi transisi standar dan diberi notasi Htas. Contohnya adalah entalpi penguapan.
(Atkins, 1994)
2.5.1.1
Entalpi Penguapan Standar (Huap)
Merupakan penguapan entalpi permol jika cairan murni pada tekanan 1 bar
menguap menjadi gas pada tekanan 1 bar, seperti dalam :
H2O(l)
Huap (373 K) =  40,66 kJmol-1
H2O(g)
Huap merupakan perubahan entalpi ketika reaktan dalam keadaan standar
berubah menjadi produk dalam keadaan standar.
(Atkins, 1994)
2.5.1.2
Entalpi Sublimasi Standar (Hsub)
Entalpi standar untuk proses dimana padatan menguap, tidak bergantung pada
jalan antara 2 keadaan yang berarti nilai H yang sama diperoleh bagaimana pun
perubahan yang dihasilkan.
Contohnya dapat membayangkan sublimasi zat A terjadi secara langsung.
A(s)
Hsub (T)
A(g)
Walaupun demikian hasil keseluruhan yang sama akan diperoleh jika padatan
dianggap meleleh pada temperatur T dan kemudian menguap pada temperatur
tersebut.
A(s)
A(l)
A(l)
A(g)
Keseluruhan A(s)
Hfus (T)
Huap (T)
A(g)
Hfus (T) + Huap (T)
(Atkins, 1994)
2.5.1.3
Entalpi Peleburan Standar (Hfus)
Dimana es pada tekanan 1 bar
molekul menjadi cair pada tekanan 1 bar.
Contohnya Hfus seperti dalam :
H2O(s)
H2O(l)
Hfus (273) = + 6,01 kJmol-1
Karena keseluruhan hasilnya sama, perubahan entalpi keseluruhan juga sama
dalam kedua kasus tersebut dan seperti disimpulkan bahwa :
Hsub (T) = Hfus (T) + Huap (T)
Kesimpulan bahwa entalpi peleburan selalu positif, maka entalpi simulasi suatu zat
selalu lebih besar dari pada entalpi penguapannya.
(Atkins, 1994)
2.5.1.4
Entalpi Pelarutan Standar (Hsel)
Perubahan entalpi standar jika zat itu melarut dalam pelarut dengan jumlah
tertentu. Entalpi pembatas adalah perubahan entalpi standar jika zat melarut dalam
pelarut dengan sejumlah tak hingga, sehingga interaksi antara dua ion (atau molekul
terlarut) untuk zat bukan elektrolit dapat diabaikan.
(Atkins, 1994)
2.5.1.5
Entalpi Pengionan
Dua perubahan entalpi yang sangat penting adalah perubahan entalpi yang
menyertai pembentukan kation dan anion dari atom-atom dan molekul-molekul fase
gas.
Entalpi pengionan H adalah perubahan entalpi standar untuk penghilangan
satu elektron.
A. Entalpi Pengionan 1
Merupakan perubahan energi dalam untuk proses yang sama pada T = 0.
B. Entalpi Perolehan Elektron
Pengaruh entalpi standar yang menyertai pelekatan elektron pada suatu atom, ion
atau molekul dalam fase gas adalah entalpi peroleh elektron Hea.
E(g) + e-(g)
E-
Hea
(Atkins, 1994)
2.5.1.6
Entalpi Pembentukan dan Disosiasi Ikatan
Merupakan entalpi standar untuk proses dimana ikatan A-B dipatahkan.
A-B(g)
A(g) + B(g)
H = (A-B)
A dan B dapat berupa atom atau kelompok atom, seperti dalam :
CH3OH(g)
CH3(g) + OH(g) H(CH3OH) = + 380 kJmol-1
A. Entalpi Ikatan Rata-rata (A-B)
Merupakan nilai entalpi disosiasi ikatan dari ikatan A-B yang dirata-ratakan dari
suatu senyawa serumpun.
B. Entalpi Pengatoman
Perubahan entalpi standar yang menyertai pemisahan semua atom dalam suatu
zat (dapat berupa unsur atau senyawa)
(Atkins, 1994)
2.5.2
Entalpi Perubahan Kimia
2.5.2.1
Entalpi Pembakaran Standar (Hc)
Merupakan entalpi reaksi standar untuk oksidasi zat organik menjadi CO2 dan
H2O bagi semua yang mengandung C, H, O dan D menjadi N2 bagi senyawa yang
mengandung N.
(Atkins, 1994)
2.5.2.2
Entalpi Hidrogenasi Standar
Entalpi reaksi standar untuk hidrogenasi senyawa organik tak penuh. Dua hal
yang sangat penting adalah hidrogenasi etana dan benzena.
(Atkins, 1994)
2.5.3
Entalpi Pembentukan
Entalpi pembentukan standar (Hf) adalah suatu zat dimana entalpi reaksi
standar untuk pembentukan zat itu dari unsur-unsurnya dalam keadaan referensinya.
Keadaan referensinya suatu unsur adalah keadaan yang paling stabil pada temperatur
tertentu atau tekanan 1 bar.
Entalpi pembentukan standar unsur-unsur dalam keadaan referensinya adalah nol
pada semua temperatur, karena entalpi tersebut adalah entalpi dari reaksi “nol”.
H 298 =
Hf (produk) -
Hf (reaktan)
(Atkins, 1994)
2.6 Variasi Entalpi dengan Temperatur
Entalpi suatu zat bertambah jika zat tersebut dipanaskan, oleh karena itu entalpi
reaksi berubah dengan perubahan temperatur. Karena entalpi setiap zat dalam suatu
reaksi bervariasi dengan cara yang khas.
(Atkins, 1994)
2.7 Kapasitas Kalor Zat
2.7.1 Kapasitas kalor pada volume tetap
Kapasitas kalor suatu zat bergantung pada kondisinya, misalnya sistem itu
terpaksa mempunyai volume tetap dan tidak dapat melakukan kerja. Jenis apapun
kalor yang diperlukan agar mengubah temperatur dT adalah dq V = Cv dT, dengan
Cv sebagai kapasitas kalor pada volume tetap. Walaupun demikian, karena du = dqv
dapat dituliskan dv = Cv dT pada volume tetap dan menyatakan Cv =
dengan
volume tetap. Jika suatu variabel atau lebih dijaga agar tetap selama perubahan
variabel yang lain maka turunan disebut “turunan parsial” terhadap variabel yang
berubah. Notasi d digantikan dengan  dalam variabel yang dibuat tetap ditambahkan
subskrip.
Cv =
(Atkins, 1994)
2.7.2 Kapasitas kalor pada tekanan tetap
Kalor yang diperlukan agar menghasilkan perubahan temperatur yang sama
adalah dq D = Cp dT dengan Cp menyatakan kapasitas kalor pada tekanan tetap.
Dalam hal ini, sistem mengubah volumenya sebagai energi yang diberikan sebagai
kalor dapat ditambahkan ke lingkungan sebagai kerja dan tidak khusus digunakan
untuk menaikkan temperatur sistem. Oleh karena itu, secara umum Cv berbeda
dengan Cp karena dqp = dH, maka :
Cp =
(Atkins, 1994)
2.8 Ketergantungan reaksi terhadap temperatur
Jika perubahan temperatur (T) sangat kecil, maka perubahan entalpi zat tersebut
adalah Cp dT, oleh karena itu untuk perubahan temperatur dari T 1 ke T2 , entalpi zat
berubah H(T1) menjadi :
H(T2) = H(T1) +
dengan
Cp =
–
dengan Cp(j) sebagai kapasitas kalor molar zat j.
(Dogra, 1990)
2.9 Ketergantungan perubahan entalpi reaksi pada suhu
Bila perubahan entalpi reaksi pada suhu diketahui, maka perubahan entalpi reaksi
pada suhu lain dapat dihitung bila kapasitas kalor pereaksi dan hasil diketahui untuk
daerah suhu, di antaranya :
Untuk reaksi kimia secara umum seperti yang diberikan pada persamaan :
H(298K) = -64,06 kJ
HCl(g) + 5H2O(g) = HCl in 5H2O
Perubahan entalpi diberikan persamaan :
H = ViHi …….. (2.10.1)
Laju perubahan H dengan suhu didapat dengan mendiferensiasi persamaan
2.10.1 terhadap suhu pada tekanan tetap.
= vi
Mengingat bahwa
………… (2.10.2)
n = Cp, dapat dilihat bahwa :
= vi Cpt = Cp ………… (2.10.3)
(Robert, 1981)
2.10
Kalorimetri
Kalorimetri didasarkan kenaikan suhu yang teramat dalam beberapa medium.
Kalor spesifik dari zat adalah banyaknya kalor yang dibutuhkan untuk menaikkan
suhu dari 1 gram zat pada 1C. Besaran lain yang berhubungan adalah kapasitas kalor
yang merupakan banyaknya kalor yang dibutuhkan untuk menaikkan suhu suatu zat
bermassa pada 1C. Banyaknya kalor yang keluar maupun masuk dari zat adalah :
q = C . t
t adalah perubahan suhu yang diperoleh dari
tf – ti
dimana tf merupakan
temperatur final dan ti adalah temperatur initial.
q = C (tf – ti)
Sehingga persamaan kalor spesifik :
q = m .  . t
Dimana m merupakan massa dalam gram dari zat yang menyerap kalor dan c = m.
(Chang, 1995)
Alat paling penting untuk mengukur kalor adalah kalorimeter bom adiabatik.
Perubahan keadaan yang dapat berupa reaksi kimia berawal dalam wadah bervolume
tetap yang disebut bom.
Perubahan temperatur T dari kalorimeter yang dihasilkan dari reaksi sebanding
dengan energi yang dibebaskan / diserap sebagai kalor. Oleh karena itu dengan
mengukur T kita dapat menentukan qv. Sehingga kita dapat mengetahui V
konvensi dari T menjadi qv tidak bisa lepas dari kapasitas kalor C dari kalorimeter.
C adalah koefisien perbandingan antara energi yang diberikan sehingga kalor dan
kenaikan temperaturnya disebabkan :
q = C . T
Untuk mengukur C, kita alirkan arus listrik melalui pemanas dalam kalorimeter dan
kita tentukan kerja listrik yang kita lakukan padanya.
(Atkins, 1994)
2.11
Hukum Hess
Penerapan hukum pertama disebut hukum Hess : “Entalpi reaksi secara
keseluruhan adalah jumlah entalpi reaksi dari reaksi-reaksi individual yang
merupakan bagian dari suatu reaksi.”
(Atkins, 1994)
Suatu reaksi kimia yang diinginkan dapat ditulis sebagai rangkaian dari banyak
reaksi kimia. Jika seseorang mengetahui panas reaksi dari masing-masing tahap di
atas, maka panas reaksi yang diinginkan dapat dihitung dengan menambahkan atau
mengurangi panas reaksi dari masing-masing tahap. Prinsip ini dimana panas reaksi
ditambahkan atau dikurangi secara aljabar, disebut hukum Hess mengenai
penjumlahan panas konstan.
Dasar dari hukum ini adalah entalpi atau energi internal merupakan suatu besaran
yang tidak tergantung pada jalannya reaksi, yaitu :
H = H1 + H2 + H3 ………
atau
qp = qp + qp + qp ………...
(Dogra, 1990)
2.12
Asas Black
Asas Black menyatakan jumlah kalor yang masuk sama dengan jumlah kalor
yang dilepaskan pada suatu sistem.
(Mulyono, 2001)
2.13
Reaksi Endoterm dan Eksoterm
Reaksi endoterm merupakan reaksi kimia yang berlangsung dengan penyerapan
kalor. Sedangkan reaksi eksoterm merupakan reaksi kimia yang berlangsung dengan
pelepasan kalor.
(Petrucci, 1987)
2.14
Entropi
Bila suatu sistem mengalami perubahan isotermal dan reversible, maka besarnya
perubahan entropi S ditunjukkan oleh :
Sistem
S = S2 – S1
T
qs
Sistem
S =
atau
dS =
Suatu entropi = kalori per derajat, per jumlah zat yang bersangkutan, misalnya : kal
per derajat per mole. Kalori per derajat dianggap sebagai e . u (entropy unit).
Bila panas dilakukan untuk sistem terisolasi, maka untuk proses intermal reversible.
S gas =
Sekeliling :
r = reversible
S keliling =
-
Total S =
S total = S gas + S keliling
S total = 0
Untuk proses isotermal dan reversible, perubahan entropi total dan sekelilingnya = 0.
Demikian pula perubahan entropi untuk proses siklus / cycle = 0.
Untuk proses isotermal tetapi reversible,
Sistem I
S1
qT
Sistem II
S2
Karena S = S2 – S1, maka perubahan entropi tetap sama dengan proses isotermal
dan reversible.
S =
qr = panas yang diserap pada proses reversible dan isotermal.
(Sukardjo, 1989)
2.15
Analisa Bahan
2.15.1 NaOH
Sifat Fisik :

berupa padatan putih

bersifat higroskopis

merupakan senyawa basa

mudah menguap

bersifat korosif

d = 2,1 , titik leleh = 318C

titik didih = 159C
Sifat Kimia :

bersifat korosif, mudah menguap

digunakan dalam pembuatan kertas, sabun, detergen, dll.
(Mulyono, 2001)
2.15.2 Aquades
Sifat Fisik :

zat cair bening, tidak berbau

tidak berwarna

titik didih 100C, titik beku 0C

indeks bias = 1,332
Sifat Kimia :

bersifat polar

pelarut yang baik untuk berbagai macam zat.
(Basri, 1996)
2.15.3 CH3COOH
Sifat Fisik :

cairan kental jernih, berbau menyengat

densitas = 1,049 , titik leleh 16,7C , titik didih 118,5C
Sifat Kimia :

asam lemah

dihasilkan melalui fermentasi alkohol oleh bakteri acetobakter
(Daintith, 1990)
III. METODE PERCOBAAN
3.1 Alat dan Bahan
3.1.1
Alat
a. Kalorimeter
d. Gelas ukur
b. Erlenmeyer
e. Pipet tetes
c. Termometer
3.1.2
Bahan
a. NaOH 0,05 N
c. Aquades
b. CH3COOH 0,05 N
3.2 Skema Kerja
3.2.1
Pengamatan Temperatur
50 ml aquades
50 ml aquades
Erlenmeyer
Erlenmeyer
Pemanasan hingga suhu 75C
Pendinginan hingga suhu 10C
Pengukuran suhu awal kalorimeter
Pengukuran suhu awal kalorimeter
Pencelupan Termometer
Pencelupan Termometer
Pembacaan skala pada menit 1
Pembacaan skala pada menit 2
Pembacaan skala pada menit 3
Pembacaan skala pada menit 4
Pembacaan skala pada menit 5
Pembacaan skala pada menit 6
Pembacaan skala pada menit 7
Pembacaan skala pada menit 8
Pembacaan skala pada menit 9
Pembacaan skala pada menit10
air panas + air dingin
Erlenmeyer
Pencampuran
Pemasukkan dalam kalorimeter
Pembacaan skala dari menit 11 ke menit 15
Pengeluaran larutan dari kalorimeter
Pengukuran suhu akhir kalorimeter
Hasil
3.2.2
Penentuan Kalor Netralisasi
50mL CH3COOH 0,5N
50mL NaOH 0,5N
Erlenmeyer
Erlenmeyer
Pencatatan suhu awal
Pencatatan suhu awal
Pengukuran suhu awal kalorimeter
Pencampuran
Pengadukkan
CH3COOH + NaOH
Kalorimeter
Pembacaan temperatur tiap menit sampai 10 menit
Pengukuran suhu akhir kalorimeter
Hasil
IV. DATA PENGAMATAN
4.1
Tabel Pengamatan Temperatur Air
4.1.1
Pengamatan temperatur air pada suhu 75C
Suhu awal kalorimeter 32C
Suhu akhir kalorimeter 31C
No.
Perlakuan
Hasil Pengamatan
Pengamatan temperatur pada :
4.1.2
1.
menit ke-1
57C
2.
menit ke-3
56C
3.
menit ke-5
55C
4.
menit ke-7
52C
5.
menit ke-9
51C
Pengamatan temperatur air pada suhu 10C
No.
Perlakuan
Hasil Pengamatan
Pengamatan temperatur pada :
1.
menit ke-2
18C
2.
menit ke-4
19C
4.1.3
3.
menit ke-6
20C
4.
menit ke-8
22C
5.
menit ke-10
22C
Pengamatan temperatur air pada suhu campuran
No.
Perlakuan
Hasil Pengamatan
Pengamatan temperatur pada :
1.
menit ke-11
34C
2.
menit ke-12
34C
3.
menit ke-13
36C
4.
menit ke-14
36C
5.
menit ke-15
36C
4.2 Tabel Pengamatan Temperatur Campuran CH3COOH + NaOH
Suhu awal kalorimeter 29C
Suhu akhir kalorimeter 30C
Suhu NaOH 30C
Suhu CH3COOH 29C
No.
Perlakuan
Hasil Pengamatan
Pengamatan temperatur
campuran CH3COOH + NaOH
pada :
1.
menit ke-1
35C
2.
menit ke-2
35C
3.
menit ke-3
35C
4.
menit ke-4
34C
5.
menit ke-5
6.
menit ke-6
7.
menit ke-7
8.
menit ke-8
9.
menit ke-9
10.
menit ke-10
34C
34C
34C
34C
34C
VI.
PEMBAHASAN
Pada percobaan berjudul “Termokimia” yang bertujuan untuk menentukan
kalor reaksi atau kalor pelarutan dengan kalorimeter. Termokimia merupakan
kajian tentang kalor yang dihasilkan atau dibutuhkan oleh suatu reaksi kimia.
Prinsip dari percobaan ini adalah Asas Black, dimana Asas Black merupakan
hukum yang mempelajari tentang perubahan kalor dari sistem ke lingkungan
maupun sebaliknya. Kalor yang dilepaskan sama dengan kalor yang diserap (Qlepas
= Qterima). Metode yang digunakan dalam percobaan ini adalah metode
kalorimetri, yaitu metode yang digunakan untuk menentukan nilai kalor
berdasarkan pengamatan perubahan suhu dalam sistem adiabatik, dengan
menggunakan alat yang dinamakan kalorimeter.
Tahap-tahap percobaan meliputi penentuan kapasitas kalor kalorimeter dan
penentuan kalor netralisasi. Percobaan ini diawali dengan mengukur suhu awal
masing-masing larutan dan kalorimeter, lalu larutan diletakkan di dalam
kalorimeter serta diukur kembali suhunya tiap menit setelah dilakukan
pencampuran.
6.1
Penentuan Kapasitas Kalor
Kapasitas kalor merupakan banyaknya kalor yang dibutuhkan untuk
menaikkan suhu suatu zat bermassa sebesar 1oC, sedangkan kalorimeter adalah
alat untuk menentukan nilai kalor.
(Atkins, 1994)
Pada percobaan ini digunakan H2O untuk menentukan kapasitas kalor
kalorimeter. 50 mL H2O di masukkan ke dalam erlemeyer I lalu suhunya
dipanaskan sampai 75oC, sedangkan pada erlenmeyer II juga diisi 50 mL H2O
tetapi didinginkan hingga 10oC. Digunakan H2O mempunyai tujuan dengan
perbedaan suhu yaitu untuk memenuhi prinsip Asas Black. H2O suhu 75oC akan
melepaskan kalor, dan nilai kapasitas kalor dapat dihitung.
Ketika kedua larutan H2O dilakukan pemanasan dan pendinginan, dilakukan
pula pengukuran suhu awal kalorimeter kosong (To kalorimeter). Setelah
pemanasan dan pendinginan, kedua larutan tersebut di masukkan secara bersamasama ke dalam kalorimeter kosong. Masing-masing erlenmeyer di masukkan
termometer, kemudian diukur suhunya secara bergantian selang 1 menit sampai
menit ke-10.
Untuk air suhu 75oC dilakukan pengukuran pada menit ganjil dan untuk suhu
10oC dilakukan pengukuran pada menit genap. Tujuan pengukuran suhu secara
bergantian dengan selang waktu 1 menit adalah untuk mengetahui kebenaran Asas
Black, yaitu dalam suatu sistem (kalorimeter), air panas akan melepas kalor dan
suhu turun karena kalor yang dilepas disebut kalor serap oleh air dingin pada
kalorimeter sehingga suhu air dingin akan naik. Suhu akhir masing-masing air
sebelum dicampurkan pada menit ke-11 merupakan T akhir air panas dan T akhir
air dingin.
Pada menit ke-11, kedua air yang berbeda suhu di campurkan dan dilakukan
pengukuran suhu tiap 10 menit. Pencampuran dan pengukuran ini bertujuan untuk
membuktikan fungsi kalorimeter selain sebagai penyerap kalor, juga berfungsi
untuk menjaga atau mempertahankan temperatur (suhu). Setelah pengukuran suhu
air tersebut selesai, lalu dikeluarkan dari kalorimeter. Kemudian suhu dari
kalorimeter diukur kembali sebagai suhu akhir kalorimeter kosong.
Tidak dilakukan pengadukan karena jika dilakukan pengadukan pada
campuran air panas dan air dingin tersebut, maka saat diukur penurunan suhunya
akan diperoleh penurunan suhu yang drastis, tanpa di aduk pun air panas dan air
dingin akan homogen.
Dari percobaan, ternyata suhu awal dan suhu akhir kalorimeter tidak sama,
yaitu 31oC menjadi 32oC. Ini membuktikan bahwa fungsi kalorimeter adalah
untuk menyerap panas yang mengakibatkan terjadinya kenaikkan suhu pada
kalorimeter itu sendiri. Pengukuran suhu air panas dalam kalorimeter mengalami
penurunan, yaitu 55oC, 56oC, 55oC, 52oC, 51oC dan pada suhu air dingin
mengalami kenaikkan, yaitu 17oC, 19oC, 20oC, 22oC, 22oC.
Reaksi :
H2O(td) +H2O(tp)
2H2O(tc)
(Atkins, 1994)
Hal ini membuktikan bahwa kalor lepas dari air panas yang ditandai dengan
penurunan suhu sedangkan air dingin menyerap kalor yang ditandai dengan
kenaikkan suhu. Hasil dari percobaan pencampuran air panas dan air dingin juga
membuktikan bahwa kalorimeter berfungsi untuk menjaga atau mempertahankan
temperatur. Hal ini dapat dilihat dari penurunan suhu yang signifikan dan
berlangsung dalam suhu yang agak lama. Nilai kapasitas kalor kalorimeter dapat
dihitung dengan persamaan Qlepas = Qterima. Dan hasil perhitungan didapatkan nilai
kapasitas kalor kalorimeter adalah 208,2968 J/K
Kapasitas kalor juga dapat ditentukan secara teoritis dengan menggunakan
termodinamika.
Kapasitas kalor adalah koefisien perbandingan antara energi yang diberikan
sebagai kalor dan kenaikan temperature yang disebabkannya.
q = C.T
6.2
Penentuan Kalor Netralisasi
Prinsip pada percobaan ini adalah Azas Black, yang menyatakan bahwa kalor
yang dilepas sama dengan kalor yang diterima. Sedangkan metode yang
digunakan adalah kalorimetri yang berdasarkan pada hal penyeimbangan suhu dua
larutan dalam suatu sistem adiabatik. Kalor netralisasi adalah panas yang timbul
pada penetralan asam atau basa kuat, tetap untuk tiap-tiap mol H2O yang
terbentuk. Bila asam lemah, kalor netralisasi tidak tetap, karena ada kalor untuk
ionisasi.
(Sukardjo, 1989)
Pada penentuan kalor netralisasi ini digunakan asam lemah dan basa kuat,
karena adanya hokum ketetapan kalor netralisasi, yaitu kalor netralisasi untuk
asam atau basa kuat bernilai tetap. Pada percobaan ini digunakan CH3COOH
sebagai asam lemah dan NaOH sebagai basa kuat. 50 mL CH3COOH 0.5 N di
masukkan ke dalam erlenmeyer I, dan 50 mL NaOH 0,5 N di masukkan ke dalam
erlenmeyer II. Masing-masing Erlenmeyer diberi termometer dan di ukur suhu
awal dari asam dan basa tersebut. Setelah di dapat suhu awal, kedua larutan
dicampur, diaduk, kemudian dimasukkan ke dalam kalorimeter dan dilakukan
pengukuran suhu tiap menit selama 10 menit. Pencampuran dilakukan agar larutan
asam dan basa ternetralisasi sehingga bisa didapat kalor netralisasinya. Sedangkan
pengadukan bertujuan untuk mempercepat adanya transfer elektron dari ion-ion
yang ada didalam larutan.
Nilai kalor netralisasi dipengaruhi oleh beberapa faktor, seperti massa asam
dan basa, perubahan kalorimeter dan zat-zat yang berfungsi sebagai penyerap
kalor dalam sistem kalorimeter.
Faktor-faktor tersebut dapat dinyatakan dalam persamaan Hukum Black, yaitu
Qlepas = Qterima. Dalam sistem ini, campuran asam dan basa akan melepas kalor
saat ionisasi asam lemah maupun basa kuat.
Secara rinci dapat dituliskan :
Qlepas = Qterima
(m asam + m basa).c netralisasi.T netralisasi = c kalorimeter.T kalorimeter + m air.c air.T air
Nilai kalor campurandari asam dan basa juga dapat dihitung dengan :
Q campuran = m campuran (asam+basa).c netralisasi.T campuran(asam+basa)
Berdasarkan hasil percobaan, pengukuran suhu campuran mengalami penurunan
suhu. Hal ini membuktikan bahwa campuran asam dan basa tersebut melepas kalor
(terjadi penurunan suhu sistem) adalah benar. Suhu awal larutan sebelum dicampur
adalah 30oC untuk NaOH dan 29oC untuk CH3COOH. Suhu akhir campuran adalah 34oC.
Suhu akhir yang konstan menunjukkan bahwa telah tercapai kesetimbangan pada sistem,
hal ini sesuai dengan Azas Black.
Reaksi :
CH3COOH (aq) + NaOH (aq)
CH3COO- Na+ (aq) + H2O (l)
(Chang, 1991)
Dalam reaksi ini CH3COOH terdisosiasi sebagian dalam air membentuk CH3COOdan H+, sedangkan NaOH terdisosiasi sempurna dalam air membentuk Na+ dan OH-. Dari
suhu awal sistem ke suhu akhir sistem mengalami penurunan sebesar 1 K, berarti reaksi
bersifat endoterm. Maka campuran CH3COOH dan NaOH merupakan sistem yang
menerima kalor dan kalorimeter berfungsi sebagai pelepas kalor.
Mekanisme reaksi :
a. Disosiasi asam asetat
CH3COO- + H+
CH3COOH
b. Disosiasi natrium hidroksida
NaOH
Na+ + OH-
c. Reaksi netralisasi
CH3COOH + NaOH
CH3COO- Na+ + H2O
(Chang,1991)
Garam CH3COO- Na+ yang terbentuk bersifat basa. Ini dikarenakan reaksi antara
basa kuat dengan asam lemah, dimana basa kuat terdisosiasi sempurna dalam air,
sedangkan asam lemah terdisosiasi sebagian dalam air sehingga pH menjadi lebih basa.
Dari perhitungan, didapatkan kalor jenis netralisasi (cn) sebesar 208,2968 J/gK dan
kalor netralisasi (Q) sebesar 832,2426 J.
VII.
KESIMPULAN DAN SARAN
7.1 Kesimpulan
1.
Penentuan kapasitas kalorimeter dan kalor netralisasi dapat dilakukan dengan
menggunakan kalorimeter adiabatik.
2.
Nilai kapasitas kalorimeter sebesar 208,2968 J/K.
3.
Nilai kalor netralisasi sebesar 832,2426 J.
7.2 Saran
1. Teliti dalam pembacaan skala termometer.
2. Jaga kebersihan alat dan laboratorium.
VIII.
DAFTAR PUSTAKA
Atkins, PW. 1994. Kimia Fisik II. Erlangga: Jakarta
Basri, S. 1996. Kamus Kimia. Rineka Cipta: Jakarta
Chang, R. 1995. Chemistry. Random House: USA
Daintith, J. 1990. Kamus Lengkap Kimia. Erlangga: Jakarta
Dogra, SK. 1990. Kimia Fisik dan Soal-soal. UI Press: Jakarta
Mulyono, M. 2001. Kamus Kimia. Ganesindo: Bandung
Petrucci, R. 1987. Kimia Dasar. Erlangga: Jakarta
Robert, and Caselo Mc. 1981. Basic Prinsiples of Org Chemistry. CS: New York
Sukardjo. 1989. Kimia Anorganik. Bina Aksara: Yogyakarta
LEMBAR PENGESAHAN
TERMOKIMIA
Tujuan : Menentukan kalor reaksi atau kalor pekarutan dengan kalorimeter
Semarang, 16 Desember 2009
Mengetahui,
Menyetujui,
ASISTEN
NOOR BASID, M.Sc
NIP.
CIPTO HARJONO
NIM. J2C606004
PRAKTIKAN
TYAS AYU E.
NIM. J2C008073
ULYA SOFIKHAH
NIM. J2C008074
WILDA KHUMAIROH
NIM. J2C008099
WULAN YULIARTI
NIM. J2C008075
YUSTITIA FAJAR A.
NIM. J2C008079
YAZID MURTADLO
NIM. J2C008100
YENI SETYANINGSIH
NIM. J2C008076
YOGA PRADANA
NIM. J2C008077
YUSTINA SUPENI
NIM. J2C008078
V.
HIPOTESIS
Pada percobaan berjudul Termokimia yang bertujuan untuk menentukan
kalor reaksi atau kalor pelarutan dengan kalorimeter. Pada percobaan ini akan
diperoleh temperatur awal efektif (T0 efektif) dan nilai akhir kalorimeter yaitu
berupa kapasitas akhir kalorimeter dan tetapan kalorimeter. Temperatur awal efektif
dapat diperoleh dengan menggunakan Asas Black.
IX.
LAMPIRAN
9.1
Perhitungan
a. Penentuan Kapasitas Kalor pada Kalorimeter
Suhu awal kalorimeter (TO) = 31C + 273 = 304 K
Suhu akhir kalorimeter (T1) = 33C + 273 = 306 K
Volume air panas = 50 mL
Volume air dingin = 50 mL
air panas = 0,99099 g/mL
air dingin = 0,99054 g/mL
Td = 4 K
Tp = 6 K
Ca = 4,2 J/g K
Ditanya : Ck = ……………?
Jawab :
=
m = .V
mp = 0,99099 g/mL . 50 mL
= 49,5495 gram
Tk = T1 – T0
= 306 K – 304 K
=2K
md = 0,99054 g/m . 50 mL
= 49,5270 gram
Qlepas = Qterima
mp.ca.Tp = ck.Tk + md.ca.Td
49,5459 gram.4,2 J/gK.6 K = ck . 2K + 49,527 gram . 4,2 J/gK . 4K
1248,6474 J = 2K. ck + 832,0536 J
2K.ck = 1248,6474 J - 832,0536 J
2K.ck = 416,5936 J
ck =
ck = 208,2968 J/K
b.
Penentuan Kalor Netralisasi
N NaOH
= 0.5 N
N CH3COOH
= 0,5 N
BM NaOH
g
/mol
= 40 g/mol
BM CH3COOH
=
60
V NaOH
mL
= 50 mL
V CH3COOH
=
50
T NaOH
= 30oC + 273 = 303 K
+ 273 =302 K
T CH3COOH
= 29oC
To
= 29oC + 273 = 302 K
Tcamp(p+d)
=2K
T1
= 30oC + 273 = 303 K
Tcamp(as+bs)
=1K
Ditanya
: Qn = ……?
Jawab
:
m NaOH =
=
= 1 gram
m CH3COOH =
=
= 1,5 gram