29268021-termokimia

5/13/2018 29268021-TERMOKIMIA - slidepdf.com

http://slidepdf.com/reader/full/29268021-termokimia 1/21

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.

1.1 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.

1.2 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

Q p = ∆H atau Qv = ∆E adalah fungsi keadaan. Besaran-besaran ini dapat diukur oleh

persamaan :

Q = ∆E atau ∆H = T1T2∆Ci (produk, kalorimeter) dT

Dimana C i dapat berupa C v untuk pengukuran E dan C p untuk H . dalam banyak

percobaan, C i 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 = - C v cal × ∆T cal

where C cal 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 = - C v kal × ∆T kal

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. Termometer

2. Gelas piala 250 mL

3. Bahan isolator (plastik)

4. Pengaduk jangkar

5. Wadah

6. Aquadest

7. Gabus

2

3

45

6

7



1. Kedalam kalorimeter dimasukkan 100 mL aquadest kemudian dibiarkan

hingga mencapai kesetimbangan termal.

2. Diukur suhunya dengan menggunakan termometer kemudian dicatat (T1).

3. Kedalam gelas piala 250 mL dimasukkan 100 mL aquadest kemudian

dipanaskan hingga suhu ± 500C. Dicatat suhunya (T2).

4. Stopwatch dinyalakan bersamaaan dengan dimasukkannya aquadest yang

telah dipanaskan kedalam kalorimeter.

5. Diaduk secara perlahan dan konstan.

6. Diukur suhunya setiap ½ menit selama 5 menit.

A. 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

m NaCl = 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 35,4 308,44 35,4 308,4

4,5 35,3 308,3

5 35,3 308,3



4.2 Grafik


4.2.2 Penetapan Kalor Penetralan

4.3 Perhitungan


w=V × CH2O × T1 + T2 -2 TaTa - T1

Ket :

w = tetapan kalorimeter (J/K)

v = volume campuran (mL)

CH2O=4,2 JK-1g-1 ×1 g mL-1

= 4,2 JK -1mL-1

w=V × CH2O × T1 + T2 -2 TaTa – T1



w=200 ×4,2 × 303 +323 -2312,9312,9 -303

w = 200 × 4,2 × 0,0202

w = 16,9697 J/K

4.3.2 Penentuan Kalor Penetralan

∆HT = -4,2 JKg ×m NaCl +wT' - 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 +16,9697308,6 -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 Thermodynamicswith 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 PRAKTIKUM

KIMIA 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

MAKASSAR 2010

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

Hasil

– Ditambahkan 2 atau 3 tetes indicator

metil jingga



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

Hasil

– Diaduk perlahan

– Diukur suhunya setiap

1/2 menit selama 5 menit

Larutan Netral

29268021-termokimia

Documents