laporan tetap kimfis

ACARA I

TETAPAN KALORIMETER DAN KALOR PENETRALAN

A. PELAKSANAAN PRAKTIKUM

Tujuan Praktikum :

1. Menentukan kalor jenis/ panas jenis calorimeter.

2. Menentukan kalor penetralan pada reaksi asam asetat dan NaOH.

Waktu Praktikum :

Rabu, 16 November 2011

Tempat Praktikum :

Laboratorium Kimia, Lantai III, Fakultas MIPA, Universitas Mataram.

B. LANDASAN TEORI

Kalor marupakan salah satu bentuk energi, dan perubahan bentuk akibat panas

akan sama dengan yang diakibatkan oleh kerja. Sebagaimana tarikan gravitasi

potensial listrik kalor yang mengalir dari temperatur yang tinggi ke yang rendah,

kecuali jika kerja dilakukan terhadap sistem. Tanda yang digunakan disini yaitu

Q(kalor) adalah positif jika panas diabsorpasi oleh sistem disekelilingnya. Kalor reaksi

yang melibatkan netralisasi asam dan basa dikenal sebagai kalor netralisasi asam kuat

dan basa kuat yaitu -55,9 kJ/mol karena asam kuat dan basa kuat terdisosiasi sempurna

(Dogra,1984:296).

Panas reaksi pada P tetap sama dengan perubahan entalpinya(ΔH). Besarnya

panas reaksi tergantung pada jenis reaksi. Keadaan fase-fase zat dalam reaksi

dinyatakan dalam mol sedangkan panasnya dalam kkal. Untuk reaksi netralisasi :

HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H₂O(l) -13,7 kkal. Panas atau kalor netralisasi

ialah panas reaksi pada rembukan 1 mol H₂O dari asam dan basa kuat yang encer

(Sukardjo,1984:190).

Jumlah perubahan kalor sebagai hasil reaksi kimia dapat diukur dengan suatu

kalorimeter (yang diukur adalah suhunya). Jumlah kalor yang diserap kalorimeter

untuk menaikkan suhunya sebesar 1°C disebut tetapan kalorimeter. Karena

kalorimeter terdiri atas suatu tabung yang dibuat sedemikian rupa sehingga tidak ada

pertukaran kalor dengan lingkungannya, atau kalaupun ada pertukaran kalor tersebut

sekecil mungkin sehingga biasa diabaikan, sehingga kalorimeter juga menyerap kalor.

1

Kalor yang diserap kalorimeter adalah selisih kalor yang diberikan air panas dengan

air dingan. Harga tetapan kalorimeter diperoleh dengan membagi jumlah kalor yang

diserap kalorimeter dengan perubahan temperaturnya pada kalorimeter dengan satuan

J/K (Dedy,2006:10-11).

Bila dua benda disentuhkan maka energi akan berpindah dari benda yang

suhunya lebih tinggi ke suhu yang lebih rendah. Dimana banyak kalor (Q) yang

diperlukan untuk menaikkan suhu suatu benda sebanding dengan kapasitas kalor (C)

dan sebanding dengan perubahan suhunya (ΔT). Banyaknya kalor yang dibutuhkan

untuk menaikkan suhu 1°K pada benda disebut kapasitas kalor (Darjanto,1987:201).

Perubahan entalpi yang mengikuti perubahan fisika dapat diukur dengan

calorimeter. Pengukuran itu dilakukan dengan memantau perubahan temperature yang

mengikuti proses yang terjadi pada tekanan tetap. Perubahan temperature ∆ T dan

calorimeter yang dihasilkan dari reaksi sebanding dengan reaksi/ energy yang

dibebaskan atau diserap sebagai kalor. Oleh karena itu, dengan mengukur ∆ T kita

dapat menentukan Q, sehingga kita bisa menghitung ∆ H . Konversi dari ∆ T menjadi

Q tidak bisa lepas dari kapasitas kalor C dari calorimeter. C adalah koefisien

perbandingan antara energy yang diberikan sebagai kalor dan kenaikan suhu/

temperature yang disebabkannya ( Atkins, 1996: 43).

CH3COOH adalah asam lemah, dalam air tidak terionisasi sempurna akan

tetapi hanya terurai sebagian menjadi ion-ionnya sehingga masih ada yang tersisa/

terurai CH3COOH dalam air. CH3COOH adalah asam lemah, di dalam air akan

terionisasi sebagian menjadi ion H+ dan ion CH3COO- dan masih ada molekul

CH3COOH yang tidak terurai ( Khairot, 2003).

Kalor dapat dipikirkan sebagai energy yang dipindahkan karena perbedaan

suhu. Energi sebagai kalor mengalir dari benda yang lebih panas (suhu tinggi) ke

benda yang suhunya rendah. Banyaknya kalor yang bertanda positif menyatakan

bahwa kalor yang hilang ketika suatu suhu zat meningkat. Banyaknya kalor yang

bertanda negative menyatakan bahwa kalor yang dilepas atau hilang ketika zat itu

didinginkan di laboratorium. Di laboratorium penentuan kalor reaksinya dilakukan

dengan alat calorimeter bom. System termodinamikanya ialah isi bom yaitu pereaksi

dan hasil reaksinya. Kalor yang dilepaskan dari reaksi sebagian besar digunakan untuk

meningkatkan suhu air di sekitar bom tersebut ( Petrucci, 1987: 45).

2

C. ALAT DAN BAHAN PRAKTIKUM

Alat Praktikum

Kalorimeter

Gelas ukur 50 mL

Gelas kimia 250 mL

Gelas kimia 100 mL

Termometer 100°C

Pipet tetes

Pemanas listrik

Stopwatch

Bahan Praktikum

Aquades

Larutan CH₃COOH 2M

Larutan NaOH 2M

D. SKEMA KERJA

1. Penentuan kalor jenis kalorimeter

- dimasukkan kedalam calorimeter, dicatat suhu

- Δ air sampai suhunya ± 35°C

- 40 mL air panas tersebut dicampurkan

kedalam kalorimeter

- dicatat suhunya dari 1 menit – 10 menit

- dihitung kalor jenis kalorimeter/tetapan

kalorimeter, jika ρair = 1gr/mol ; Cair = 4,2J/gr K

Hasil

2. Penentuan kalor penetralan

3

40 mL air

40 mL CH₃COOH 2 M

- dimasukkan kedalam kalorimeter, dicatat suhunya

- disiapkan 40 mL NaOH 2M, suhunya=suhu asam

asetat (CH₃COOH)

- dicampur kedua larutan dalam kalorimeter

- dicatat suhu selama 5 menit tiap ½ menit

- dihitung ΔH reaksi penetralan jika ρlar = 1,098 gr/mL ;

Clar = 4,02 J/gr K

Hasil

E. HASIL PENGAMATAN

1. Penentuan Kalor Jenis Kalorimeter

Suhu air dingin = 29°C= 302 K

Suhu awal air panas = 35°C= 308 K

Suhu campuran dari 1 menit sampai 10 menit

No Menit ke T (℃) T (K)

1 1 33 306

2 2 33 306

3 3 33 306

4 4 33 306

5 5 33 306

6 6 33 306

7 7 32,9 305,9

8 8 32,9 305,9

9 9 32,9 305,9

10 10 32,9 305,9

4

2. Penentuan Kalor Penetralan

Suhu CH₃COOH = 29°C= 302 K

Suhu NaOH = Suhu CH₃COOH = 29°C= 302 K

Suhu campuran dalam 5 menit selang ½ menit ( °C )

No Menit ke T (℃) T (K)

1 1 40 313

2 2 39 312

3 3 38,5 311,5

4 4 38 311

5 5 37,5 310,5

6 6 38 311

7 7 38,5 311,5

8 8 38 311

9 9 38,5 311,5

10 10 38 311

F. ANALISIS DATA

1. Persamaan Reaksi

CH₃COOH(aq) + NaOH(aq) → CH₃COONa(aq) + H₂O(l)

2. Perhitungan

a. Penentuan kalor jenis kalorimeter

Diketahui : Vair dingin = 40 mL

Vair panas = 40 mL

Tair dingin (Td) = 29°C = 302 K

Tair panas (Tp) = 35°C = 308 K

ρair = 1 gr/mL

5

Kalor jenis air (Cair) = 4,2 J/gr K

Ditanya : - QL (Kalor yang dilepas air panas)

- QT (Kalor yang diterima air dingin)

- Qkalorimeter

- Ckalorimeter

Jawab :

Tcampuran = T₁ + T₂ + T₃ + T₄ + T₅ + T₆ + T₇ + T₈ + T₉ + T₁₀

10

Tcamp = 306 + 306 + 306 + 306 + 306 + 306 + 305,9 + 305,9 + 305,9 +

305,9

10

= 305,96 K

QL (kalor yang dilepas air panas)

QL = Mair × Cair × ΔT

= (ρair × V) × Cair × (Tp – Tcamp)

= (1 × 40) × 4,2 × (308 – 305,96)

= 342,72 Joule

QT (kalor yang diterima air dingin)

QT = Mair × Cair × ΔT

= (ρair × V) × Cair × (Tcamp – Td)

= (1 × 40) × 4,2 × (305,96 – 302)

= 665,28 Joule

Qkalorimeter = Mair× Cair × ΔT

= (ρair × V) × Cair × (Tp – 2 Tcamp + Td)

= (1 × 40) × 4,2 × (308 – 2(305,96) + 302)

= -322,56 Joule

Ckalorimeter = Qkalorimeter

ΔT (Tcamp – Td)

= -322,56 J

6

(305,96 K – 302 K)

= -81,45 J/K

b. Penentuan kalor penetralan

Diketahui : TCH₃COOH = TNaOH = TL = 29°C = 302 K

Ρlarutan (ρLarutan) = 1,098 gr/mL

Vcampuran = 80 mL

Kalor jenis larutan (CL) = 4,02 J/gr K

Ditanya : - Qlarutan

- Qreaksi

- ΔHreaksi penetralan

Jawab :

Tcampuran = T₁ + T₂ + T₃ + T₄ + T₅ + T₆ + T₇ + T₈ + T₉ + T₁₀

10

= 313 + 312 + 311,5 + 311 + 310,5 + 311 + 311,5 + 311 + 311,5 + 311

10

= 311,4 K

Qlarutan = mlarutan × CL × ΔT

= (ρlarutan × V) × CL × (Tcamp – TL)

= (1,098 × 80) × 4,02 × (311,4 – 302)

= 3319,30 Joule

QReaksi = - (Qkalorimeter + Qlarutan)

= - (-322,56 + 3319,30)

= -2996,74 Joule

Mol CH₃COOH = M × V

= 2 × 40

= 80 mmol

Mol NaOH = M × V

= 2 × 40

= 80 mmol

7

CH₃COOH + NaOH → CH₃COONa + H₂O

Mula-mula : 80 mmol 80 mmol

Bereaksi : 80 mmol 80 mmol 80 mmol 80 mmol

Setimbang : - - 80 mmol 80 mmol

ΔH = Qreaksi

Mol H₂O setimbang

= -2996,74 J

0,08 mol

= -37459,25 J/mol

ΔH°penetralan = 1 mol H₂O × Qlarutan

mol H₂O setimbang

= 1 × 3319,30

0,08

= 41491,25 J/mol

G. PEMBAHASAN

Pada praktikum kali ini akan dibahas tetapan kalorimeter dan kalor penetralan

dimana praktikum ini bertujuan untuk menentukan kalor jenis/panas jenis kalorimeter

dan untuk menentukan kalor penetralan pada reaksi asam asetat dan NaOH.

Kalorimeter merupakan suatu alat untuk mencegah terjadinya perpindahan

kalor dari sistem ke lingkungan. Pada calorimeter, reaksi kimianya berlangsung pada

tekanan konstan (∆ P=0), maka perubahan kalor yang terjadi dalam system akan sama

dengan perubahan entalpinya, yakni ∆ H=qp. Dalam praktikum kali ini dilakukan

penentuan kalor jenis kalorimeter dengan menggunakan air panas dengan suhu awal

35°C atau 308 K dan dicampurkan dengan air dingin yang bersuhu awal 29°C atau

302 K. Suhu campuran untuk air dingin dan air panas setelah 10 menit adalah 305,96

K atau 32,96℃.

Pada penentuan kalor, kalor yang diterima air dingin diperoleh sebesar 665,28

Joule sedangkan kalor yang dilepas air panas sebesar 342,72 Joule. Hasil yang

didapatkan tidak sesuai dengan Azas Black yang menyatakan bahwa kalor yang

dilepas air panas sama dengan kalor yang diterima air dingin. Adanya ketidaksesuaian

dengan Azas Black ini disebabkan oleh system dalam calorimeter tidak terisolasi 8

dengan baik, sehingga perubahan kalor yang terjadi dari reaksi dalam calorimeter

tidak hanya dipengaruhi oleh perubahan suhu air di dalam calorimeter, akan tetapi

dipengaruhi juga oleh perubahan suhu yang berasal dari lingkungan sekitarnya, yang

mengakibatkan adanya perbedaan yang cukup besar antara kalor yang dilepas air

panas dengan kalor yang diterima air dingin. Kalor calorimeter yang didapatkan pada

praktikum ini adalah -322,56 J. Hal ini menandakan bahwa system melepaskan kalor.

Hal ini dapat dibuktikan dari calorimeter yang terasa panas ketika proses pengadukan

dilakukan. Dari hasil perhitungan didapatkan kalor jenis calorimeter sebesar -81,45

J/K.

Untuk penentuan kalor penetralan digunakan larutan CH₃COOH (asam asetat)

yang dimasukkan kedalam kalorimeter yang sebelumnya telah diukur suhunya 29°C

atau 302 K. Larutan CH3COOH ini dicampurkan dengan larutan NaOH yang suhunya

sama. Suhu campuran kedua larutan diperoleh dalam 5 menit selang ½ menit bernilai

311,4 K. Dapat terlihat bahwa perubahan suhu dari pencampuran kedua larutan dalam

calorimeter sebesar 9,4 K. Ini merupakan perubahan nilai yang cukup besar. Hal ini

disebabkan oleh system dalam calorimeter kurang terisolasi, sehingga fungsi

calorimeter untuk mencegah terjadinya perpindahan kalor berkurang.

Setelah perhitungan diperoleh hasil Q larutan sebesar 3319,30. Nilai Q reaksi

yang didapatkan pada praktikum ini sebesar -2996,74 joule. Nilai negative pada kalor

reaksi ini menandakan bahwa dalam reaksi terjadi proses eksoterm (system

melepaskan kalor/panas). Hal ini bisa diketahui dari panas yang dihasilkan oleh

calorimeter ketika proses pengocokan. Dari hasil analisis data didapatkan ∆ H reaksi

sebesar -37459,25 J/mol. Hal ini juga menandakan terjadi proses eksoterm pada reaksi

tersebut. Berdasarkan hasil akhir setelah perhitungan diperoleh nilai ΔH°Penetralan

sebesar +41491,25 J/mol.

H. KESIMPULAN

Berdasarkan tujuan, hasil pengamatan, dan analisis data dapat diambil

beberapa kesimpulan yaitu sebagai berikut :

Kalorimeter jenis/panas jenis calorimeter didapatkan sebesar -81,45 J/K.

Kalor penetralan pada reaksi asam asetat (CH3COOH) dengan basa kuat

(NaOH) yaitu +41491,25 J/mol.

9

ACARA II

PANAS PELARUTAN ASAM BENZOAT


Tujuan Praktikum :

Untuk menetukan panas pelarutan asam benzoate melalui sifat ketergantungan

suhu pada proses pelarutan dalam air.

Waktu Praktikum :

Rabu, 12 Oktober 2011

Tempat Praktikum :

Laboratorium Kimia, Lantai III Fakultas MIPA, Universitas Mataram

B. LANDASAN TEORI

Perubahan entalpi pelarutan standar (∆ H ° So= standar entalpi of salvation)

yaitu perubahan entalpi yang dibutuhkan atau dilepaskan ketika satu mol zat melarut

dalam suatu pelarut (umumnya air) yang diukur pada keadaan standar (Sudiono,

2005:98).

Adapula yang menjelaskan entalpi pelarutan standar suatu zat sebagai

perubahan entalpi standar jika zat itu melarut di dalam pelarut dengan jumlah tertentu.

Entalpi pembatas pelarutan adalah perubahan entalpi standar jika zat melarut dalam

pelarut dengan sejumlah tak terhingga, sehingga interaksi antara 2 ion (molekul

terlarut untuk zat bukan elektrolit) dapat diabaikan. Untuk HCl: HCl(g) → HCl(aq)

∆ H ° Sol=−75,14 kj /mol. Ini berarti 75 kj energy dibebaskan sebagai kalor jika 1,0

mol HCl(g) melarut dan menghasilkan larutan yang sangat encer (Atkins, 1999:50).

Ada dua panas pelarutan, yaitu panas pelarutan integral dan panas pelarutan

differensial. Panas pelarutan integral didefinisikan sebagai perubahan entalpi jika 1

mol zat dilarutkan dalam n mol pelarut. Panas pelarutan differensial didefinisikan

sebagai perubahan entalpi jika 1 mol terlarut dilarutkan dalam jumlah larutan yang

tidak terhingga, sehingga konsentrasinya tidak berubah dengan penambahan 1 mol zat

terlarut. Secara matematik didefinisikan sebagai d (m.∆H)/dlm yaitu perubahan panas

diplot sebagai jumlah mol zat terlarut dan panas larutan differensial dapat diperoleh

dengan mendapatkan kemiringan pada setiap konsentrasi. Jadi panas pelarutan

differensial tergantung pada konsentrasi larutan (Dogra, 1999 : 336-337).

10

Pada praktikum kali ini digunakan asam benzoate sebagai zat yang ditentukan

panas pelarutannya. Asam benzoate sendiri bersifat polar seperti halnya alcohol. Asam

benzoate membentuk ikatan hydrogen dengan sesamanya atau dengan molekul lain.

Adanya ikatan hydrogen juga menjelaskan sifat-sifat kelarutan air pada asam benzoate

berbobot rendah. Karena bila bobot asam benzoate tinggi (molekul asam benzoate)

menyebabkannya tidak larut dalam air (Hardjono, 2003:164).

Asam benzoate adalah padatan kristal berwarna putih dan merupakan asam

karboksilat aromatic yang paling sederhana. Nama asam ini berasal dari gum benzoin,

yang dahulunya merupakan satu-satunya sumber asam benzoate. Asam benzoate

diproduksi secara komersial dengan oksidasi parsial toluene dengan oksigen. Proses

ini dikatalisis oleh kobalt ataupun mangan naftalen. Proses ini menggunakan bahan-

bahan baku yang murah, menghasilakan rendemen yang tinggi, dan dianggap sebagai

ramah lingkungan (Anonim, 2009).


1. Alat Praktikum

Erlenmeyer 100 ml

Gelas kimia 200 ml

Gelas kimia 1000 ml

Termometer

Pipet gondok 10 ml

Corong

Gelas ukur 25 ml

Statif

Buret 50 ml

Pipet tetes

Rubber bulb

Klem

2. Bahan Praktikum

Es batu

Larutan asam benzoat jenuh

Larutan NaOH 0,02 N

Indikator PP

11

Aquades

D. SKEMA KERJA

20 ml asam benzoate jenuh

- Dimasukkan ke dalam erlenmeyer

- Diinkubasi pada es batu hingga suhu

masing-masing 5’C, 10’C, 20’C, 30’C

- Sesekali diaduk

Hasil I

- Diambil 10 ml

- Dimasukkan kedalam erlenmeyer

- + 3 tetes indikator PP

Hasil II

- Dititrasi dengan NaOH 0,02 N

Hasil III

( warna merah muda)

E. HASIL PENGAMATAN

No Suhu (‘C) Volume NaOH (ml)

1 5 7,7

2 10 10,9

3 20 10,5

4 30 10,5

F. ANALISA DATA

1. Persamaan Reaksi

Reaksi kesetimbangan

12

C6H5COOH(s) C6H5COOH(aq)

Reaksi asam benzoat

C6H5COOH(aq) + NaOH(aq) NaC6H5COO(aq) + H2O(l)

2. Perhitungan

1) Penentuan konsentrasi asam benzoat pada berbagai suhu

a. Pada T = 5℃

V NaOH = 7.7 ml

Konsentrasi asam benzoat yaitu :

M C6H5COOH . V C6H5COOH = M NaOH . V NaOH

M C6H5COOH . 10 = 0.02 . 7.7

M C6H5COOH = 0.02 . 7.7

10

= 0.0154 M

b. Pada T = 10°C

V NaOH = 10,9 ml



M C6H5COOH . 10 = 0,02 . 10,9

M C6H5COOH = 0.02 . 10,9

10

= 0,0218 M

c. Pada T = 20℃

V NaOH = 10,5 ml

Konsentrasi asam benzoat yaitu :13


M C6H5COOH . 10 = 0,02 . 10,5

M C6H5COOH = 0.02 . 10,5

10

d. Pada T = 30℃

V NaOH = 10,5 ml



M C6H5COOH . 10 = 0,02 . 10,5

M C6H5COOH = 0.02 . 10,5

10

2). Penentuan persamaan kurva ln S Vs 1/T

(C6H5COOH) (s) (C6H5COOH) (aq)

ln S = ln K

K = [C6H5COOH] (aq) : 1

[C6H5COOH] (s)

Karena K = [C6H5COOH ] (s) 1

Maka K = [C6H5COOH] (aq)

K = S

Jadi, ln S = ln [C6H5COOH] (aq)

a. Pada T = 5°C

ln S = ln [C6H5COOH] (aq)

= ln 0.015414

= -4,173

b. Pada T = 10°C


= ln 0.0218

= -3,826

c. Pada T = 20°C


= ln 0.021

= -3,863

d. Pada T = 30°C


= ln 0.021

= -3,863

3). Penentuan nilai 1/T dari berbagai suhu

a. Pada suhu 5°C

T = 5’C = 278 K

1 1

T 278

= 0.0036 = 3.6 . 10-3

b. Pada suhu 10°C

T = 10’C = 283 K

1 1

T 283

= 0.0035 = 3.5 . 10-3

c. Pada suhu 20°C

T = 20’C = 293 K

1 1

T 293

= 0.0034 = 3.4 . 10-3

d. Pada suhu 30°C

T = 30’C = 303 K

15

1 1

T 303

= 0.0033 = 3.3 . 10-3

4). Tabel Analog

No Suhu (℃) Suhu (K) 1/T (K-1) [C6H5COOH] Ln S

1 5 278 3.6×10-3 15,4×10-3 -4,173

2 10 283 3.5×10-3 21,8×10-3 -3,826

3 20 293 3.4×10-3 21×10-3 -3,863

4 30 303 3.3×10-3 21×10-3 -3,863

Grafik hubungan antara ln S dan 1/T

Slope

Dik : X1 = 3.4.10-3 ; Y1 = -3,863

X2 = 3.6.10-3 ; Y2 = -4,17316

3.2 3.4 3.6 3.8 4.03.00

3.20

3.40

3.60

3.80

4.00

4.20

1/T (10-3)

Slope

Slope ∆Y = Y2 – Y1

∆X X2 – X1

= -4,173 - (-3.863)

(3,6-3,4)×10-3

= -1550

Nilai ∆HS

Dik : R = 8.314 J/mol K

Slope = -∆HS

R

-∆HS = Slope x R

= (-1550) x 8,314

= 12886,7 J

G. PEMBAHASAN

Pada praktikum kali ini dilakukan percobaan untuk menentukan panas

pelarutan dari asam benzoat. Panas pelarutan sendiri didefinisikan sebagai

perubahan panas entalpi atau panas dari suatu zat jika zat tersebut melarut di

dalam suatu pelarut dengan jumlah tertentu. Adapun zat yang digunakan pada

percobaan kali ini adalah asam benzoat yang sudah dilarutkan dengan aquades

(sampai jenuh).

Asam benzoat atau larutan asam benzoat yang digunakan pada praktikum

kali ini sudah dikondisikan pada empat suhu yang berbeda-beda yaitu 5 0C, 10 0C,

20 0C dan 30 0C. Suhu sangatlah berpengaruh pada konsentrasi dari suatu zat,

maka untuk menentukan konsentrasi dari asam benzoat tersebut digunakan

suhu yang berbeda-beda digunakan larutan NaOH sebagai penitrasinya.

NaOH merupakan suatu basa yang bisa digunakan untuk mengidentifikasi

asam. Asam benzoat sulit larut dalam air, alasan inilah yang menyebabkan kita

menggunakan NaOH, asam benzoat yang tidak larut dalam air akan larut dalam

NaOH dan kemudian membentuk garam (Kotz, 2006). NaOH yang digunakan

untuk menentukan konsentrasi asam benzoat dengan masaing-masing keadaan

adalah larutan NaOH dengan konsentrasi 0,02 N. Pada praktikum kali ini juga

digunakan indikator fenolftalein. Indikator PP ini akan menunujukkan warna

merah muda untuk larutan yang positif mengandung basa.

17

Berdasarkan hasil pengamatan pada percobaan ini, dapat disimpulkan

bahwa semakin tinggi suhu dari asam benzoat semakin banyak pula volume

NaOH yang digunakan untuk menitrasi. Dari hasil analisis data juga didapatkan

bahwa semakin tinggi suhu dari asam benzoate, maka konsentrasi asam benzoate

semakin tinggi, dengan konsentrasi NaOH yang konstan. Namun pada praktikum

kali ini terjadi sedikit penyimpangan, dimana pada suhu 20℃ dan 30℃ terjadi

penurunan volume NaOH. Hasil yang menyimpang ini dapat terjadi, karena

kondisi suhu larutan yang bisa saja berubah-ubah. Atau bisa juga dikarenakan

oleh teknik titrasi yang kurang teliti, dan kemungkinan lainnya adalah karena

terlalu banyak penambahan indicator PP. Dari hasil analisis data juga

didapatkan, bahwa dalam proses pelarutan asam benzoate, proses yang terjadi

adalah system setimbang antara asam benzoate bentuk larutan dengan asam

benzoate dalam bentuk murni (s)

Maka tetapan kesetimbangan asam benzoat tersebut adalah;

K=[ C 5 H 6COOH ](aq)[ C 6 H 5COOH ](s)

Karena fase solid dalam tetapan kesetimbangan ini tidak diperhitungkan, maka

tetapan kesetimbangan asam benzoat adalah K= [C5H6COOH](aq). Sedangkan

kelarutan asam benzoat pada reaksi tersebut adalah s= [C5H6COOH], sehingga

dapat dikatakan K=S. Nilai K sendiri diperoleh dari nilai konsentrasi dari asam

benzoat yangdiperoleh dari titrasi asm benzoat dengan NaOH.

Kita dapat menghitung panas pelarutan asam benzoate ini, dapat

dilakukan dengan membuat grafik hubungan antara ln S dengan 1/T. Dari

analisis data dan berdasarkan grafik yang dibuat, diperoleh nilai entalpi

kelarutan asam benzoate (∆ Hs) sebesar 12886,7 J.

H. KESIMPULAN

Berdasarkan hasil percobaan dan analisis data, maka didapatkan kesimpulan:

18

1. Kelarutan asam benzoate berbanding lurus dengan temperaturnya. Semakin besar

temperature dari asam benzoate, kelarutannya akan semakin besar, begitu pula

sebaliknya.

2. Entalpi pelarutan (∆ Hs) asam benzoate yang diperoleh adalah 12886,7 J.

ACARA III DAN IV

19

PENGUKURAN ENTALPI, ENERGY BEBAS DAN ENTROPI

PADA SYSTEM KESETIMBANGAN IODIUM IODIDA


Tujuan Praktikum :

Menentukan nilai perubahan entalpi, ∆ H , entalapi ∆ S dan energy bebas ∆ G

dalam system kesetimbangan melalui pengukuran kosentrasi zat saat setimbang.

Waktu Praktikum :


Tempat Praktikum :


B. LANDASAN TEORI

Pengertian entalpi dipakai untuk perubahan-perubahan pada tekanan tetap

H=E+PV . E

Dan PV hanya tegantung keadaan awal dan akhir system. Besarnya perubahan entalpidari

system memiliki rumus :

∆ H=H 2−H 1

Hal-hal yang perlu diperhatikanpada perubahan entropi ini adalah : (Soekardjo, 1997 : 46-

47)

1. ∆ H , ∆ E atau q positif artinya system memperoleh energy

2. W >0 , kerja yang dilakukan oleh system

3. W <0 , kerja yang dilakukan terhadap system

Telah ditentukan bahwa proses spontan ∆ G < 0 dan untuk proses non spontan

∆ G>0. Apabila ∆ G=0 , keasaan ini adalah keadaan kesetimbangan. Jika system

beada dalam setimbang, terdapat kecenderungan yang sama untuk proses kea rah kekiri

dankanan. Sekalipun ada perubahan kecil dalam percobaan (misalnya suhu atau tekanan ).

Akan mengakibatkan akan tejadinya oerubahan bersih. Sepanjang system yang setimbang

tidak diganggu, keadaannya akan tetap sama di sepanjang waktu. Perhtungan yang baru

saja dilakukan merupakan rumus umum yang dapat menjelaskan proses kesetimbngan

manapun juga (Petrocci, 1992 : 65)

20

∆ G=∆ H−T ∆ S

∆ S=∆ HT

Bila suatiu system mengalami perubahan isothermal dan reversible, maka besarnya

perubahan entropi ds di tubjukkan oleh :

sistemI

⟷ sistemII

∆ S=S2−S1 ∆ S=qrT

atau ds=dqrT

Satuan entropi sama dengan kalor per derajat, penjumlah zat yang bersangkutan, misalnya

kalor berderajat permole. Untuk proses isothermal dan reversible, perubahan etropi total

pada system dan sekelilingnya adalaj nol. Karena ∆ S=S2−S1, maka perubahan entropi

tetap sama dengan proses isothermal dan reversible (Dogra, 1990).

∆ S=qrT

Qr = panas yang diserap pada proses reversible dan isothermal untuk proses

isolasi.

Proses eksitasi electron pada kulit bagian dalam dari atom iodium. Oleh karena itu

metode XRF ini akan memberikan nilai intensitas secara total dari iodium dalam semua

bentuk senyawa baik iodat (IO3-), iodide(I-), iodium(I2), dan sebagainya. Standar yang

digunakan sebagai sumber iodium adalah larutan kalium iodat (KI), sehingga intensitas

iodium yang dihasilkan dari alat dapat dikonversi sebagai KI (Saksono, 2002).

Selain perubahan entalpi perubahan kimia maupun fisika melibatkan suatu perubahan

dalam kekacaubalauan (disorder) relative dari atom-atom, molekul-molekul atau ion-ion.

Kekacaubalauan atau keacakan suatu system disebut entropi system dus. Terkaitlah

dengan gagasan entropi adalah hokum kedua termodinamika. Banyak entropi total dalam

alam semesta dapat didefinisikan sebagai suatu system kimia tertentu yang sedang

diselidiki dan alam semesta sisanya mengitari system itu. Hukum kedua menyatakan

bahwa bila perubahan spontan apa saja berlangsung dalam suatu system tertentu, maka

akan terjadi kenaikkan entropi dalam semesta (Keenan, 1999: 496).21

Sama halnya dengan fungsi kerja, kenaikkan temperature pada tekanan konstan akan

menurunkan energy bebas. Penurunan ini lebih besar untuk gas dan lebih kecil untuk

padatan (Dogra, 1984:387).


ALAT PRAKTIKUM

1. Buret

2. Statif

3. Corong pisah

4. Gelas kimia 250 mL

5. Gelas kimia 1000 mL

6. Gelas ukur 25 mL

7. Gelas ukur 100 mL

8. Erlenmeyer 250 mL

9. Corong

10. Thermometer 100oC

11. Pipet tetes

12. Klem

13. Pipet volum 5 mL

BAHAN PRAKTIKUM

1. Larutan KI 0,1 M

2. Larutan H2SO4 1 M

3. Larutan jenuh I2 dalam CCl4

4. Indicator amilum

5. Larutan KI 10%

6. Larutan Na2S2O3 0,02 M

7. Aquades

D. SKEMA KERJA

1) Proses ekstraksi

100 mL larutan KI 0,1 M

Dimasikan dalam labu takar 250 mL atau Erlenmeyer

22

+ 20 mL H2SO4 1 M

+ 20 mL Larutan jenuh I2 dalam CCl4

Ditutup

Hasil

Dilakukan ekstraksi pada suhu 20, 30, 40, 50 0C

Ekstraksi dilakukan selama 30 menit

Dibiarkan menjadi pemisahan secara sempurna (5-10 menit)

Diukur suhu larutan

Hasil

Diambil kedua fase larutan ± 20 mL

Dimasukkan ke dalam Erlenmeyer untuk dititrasi

Hasil

1) Pengukuran /Analisis Kimia

a) Penetapan I2 dalam fasa air

Fasa organik (I2)

Diekatrak balik dengan 20 mL KI 10%

Dititrasi dengan Na2S2O3 0,02 M dengan indikator amilum

Hasil

b) Penetapan I3- dakam fasa air

20 mL fasa air

Dititrasi dititrasi dengan Na2S2O3 0,02 M yang dititrasi

adalah I2 dan I3 yang ada dalam fasa

Hasil

c) Penetapan I- fasa air

23

Caranya dengan menghitung selisih antara I- mula-mula dengan I- yangbereaksi

ataumembentuk I3-

2) HASILPENGAMATAN

No PercobaanVolume Na2S2O3 (mL)

20oC 30oC 40oC 50oC

1.

2.

20 mL I2 fasa organik

20 mL I2 dan I3- pada fasa air

12,82

27,48

26,1

34

15,7

33,4

8,9

31,9

PROSES HASIL PENGAMATAN

Ekstraksi Saat 100 mL KI 0,1 M ditambahkan

2 mL H2SO4 pekat warna larutan

menjadi agak kuning seperti warna

H2SO4 dan pada larutan terasa

hangat.

Dan setelah ditambahkan larutan I2

dalam CCl4 yang warna awalnya

ungu pekat larutan menjadi terbentuk

2 fase yang mana pada bagian dasar

labu takar terdapat endapan

(senyawa organic) yang berwarna

ungu tua dan bagian atas larutan

terdapat fase air yang berwarna

coklat kemerahan.

Setelah diekstraksi dan dibuka

kerannya terdapat gas yang keluar

dari corong pisah, suhu setelah

diekstraksi berturut-turut T1= 30℃,

24

T2= 30℃, T3= 31℃, dan T4= 33℃.

Pada filtrate ditambahkan 3 tetes

indicator amilum terjadi perubahan

warna menjadi coklat kemerahan

pekat untuk fase airnya, setelah

dititrasi dengan Na2S2O3 0,02 M

sampai terjadi perubahan warna

menjadi bening.

Untuk fase organic yang

ditambahkan KI berubah warna

menjadi coklat kemerahan yang

kemudian diekstraksi kembali dan

menghasilkan 2 fase, fase organic

yang diperoleh warna ungu lebih

terang + encer dari fase organic awal

setelah ditambahkan amilum

warnanya menjadi ungu pekat dan

terdapat butiran-butiran endapan

pada dinding erlenmeyer pada saat

dititrasi, endapan menghilang dan

pada titik akhir titrasi larutan

berubah menjadi bening dan terdapat

gelembung seperti minyak yang

tidak menyatu.

3) ANALISA DATA

1. Persamaan Reaksi

I2 ( aq ) + 2S2O32-

(aq) S4O62-

(aq) + 2I-(aq)

I-(aq) + I2 (aq) I3-

(aq)

2. Perhitungan

a) Penentuan nilai Kd pada berbagai suhu

T (oC) 25 38,4 49,7 68,1

25

Kd 89,9 92,6 95,5 98,6

b) GRAFIK HUBUNGAN T (oC) DENGAN Kd

Slope= Δ yΔ x

=y2− y1

x2−x2

¿ 98,6−95,568,1−49,7

¿0,202

Intersape : {x , y }

{0,85 }

Untuk T = 20oC

Kd=(slope × T )+intersape

¿(0,201× 20)+85

¿89,02

Untuk T = 30oC26


¿(0,201× 30)+85

¿91,03

Untuk T = 40oC


¿(0,201× 40)+85

¿93,04

Untuk T = 50oC


¿(0,201× 50)+85

¿95,05

T (oC) 20 30 40 50

Kd 89 91 93 95

c) Penentuan [I2] air dari [I2] org untuk setiap T

Reaksi

Ι 2+2 S2 O32−¿⟶2 Ι−¿+S4 O3

2−¿¿¿ ¿

Untuk T = 20oC

mmol Ι 2organik=12

M 2 S32−¿ ∙ V 2 O3

2−¿ ¿¿

¿ 12

∙ 0,02∙ 12,82

¿0,1282 mmol

[ Ι 2 ]organik=mmol Ι 2 organik

V organik

¿ 0,1282 mmol15 mL

¿8,55 ∙ 10−3 M

27

[ Ι 2 ]air=[ Ι 2 ]org

Kd

¿ 8,55 ∙10−3

89

¿9,61 ∙10−5 M

Untuk T = 30oC

mmol Ι 2organik=12

M 2 S32−¿ ∙ V 2 O3

2−¿ ¿¿

¿ 12

∙ 0,02∙ 26,1

¿0,261mmol

[ Ι 2 ]organik=mmol Ι 2 organik

V organik

¿ 0,26120

¿0,01305 M

[ Ι 2 ]air=[ Ι 2 ]organik

Kd

¿ 0,0130591

¿1,43 ∙10−4 M

Untuk T = 40oC

mmol Ι 2organik=12

M 2 S32−¿ ∙ V 2 O3

2−¿ ¿¿

¿ 12

∙ 0,02∙ 15,7

¿0,157 mmol

28

[ Ι 2 ]org=mmol Ι 2 org

V org

¿ 0,15720

¿0,00785 M

[ Ι 2 ]air=[ Ι 2 ]org

Kd

¿ 0,0078593

¿8,44 ∙ 10−5 M

Untuk T = 50oC

mmol Ι 2organi k=12

M 2 S32−¿ ∙V 2 O3

2−¿¿ ¿

¿ 12

∙ 0,02∙ 8,9

¿0,089 mmol

[ Ι 2 ]org=mmol Ι 2 org

V org

¿0,08913,5

¿0,00659 M

[ Ι 2 ]air=[ Ι 2 ]org

Kd

¿ 0,0065995

¿6,94 ∙ 10−5 M

29

d) Penentuan [I3-]air untuk setiap T Untuk T = 20oC1. mmol ¿

mmol ¿

¿( 12

× 0,02 ×27,48)−(6,94 ×10−5 )

= 0,2747 mmol

2. M fase air = n fase airV fase air

= 0,2747 mmol

20 ml

=0,0137 M

3. [I3-]air = Mfase air - ¿

= 0,0137 – (6,94×10-5)

= 0,0136 M

Untuk T = 30oC1. mmol ¿

mmol ¿

¿( 12

× 0,02 ×34)−(1,43× 10−4 )

= 0,3398 mmol

2. M fase air = n f ase airV fase air

= 0,3398 mmol

20 ml

=0,0169 M


= 0,0169 – (8,44×10-5)

= 0,0168 M

Untuk T = 40oC1. mmol ¿30

mmol ¿

¿( 12

× 0,02 ×33,4)− (8,44 ×10−5 )

= 0,3339 mmol


= 0,3339 mmol

20 ml

=0,0167 M


= 0,0167 – (8,44×10-5)

= 0,0166 M

Untuk T = 50oC1. mmol ¿

mmol ¿

¿( 12

× 0,02 ×31,9)−(6,94 ×10−5 )

= 0,3189 mmol


= 0,3189 mmol

20 ml

=0,0159 M


= 0,0159 – (6,94×10-5)

= 0,0158 Ma

e. Penentuan ¿

Untuk T = 20oC

¿

¿100 ∙10−3−0,0136

¿0,0864 M

31

Untuk T = 30oC

¿

¿100 ∙10−3−0,0168

¿0,0832 M

Untuk T = 40oC

¿

¿100 ∙10−3−0,0166

¿0,0834 M

Untuk T = 50oC

¿

¿100 ∙10−3−0,0158

¿0,0842 M

e) Penentuan Kc

Untuk T = 20oC

Kc=¿¿

¿ 0,0136

[9,61∙ 10−5 ] [ 0,0864 ]¿1637,95

Untuk T = 30oC

Kc=¿¿

¿ 0,0168

[1,43∙ 10−4 ] [0,0832 ]¿1412,05

Untuk T = 40oC

Kc=¿¿

32

¿ 0,0166

[8,44 ∙10−5 ] [0,0834]

¿2358,30

Untuk T = 50oC

Kc=¿¿

¿ 0,0158

[6,94 ∙10−5 ] [0,0842 ]¿2703,87

e). Penentuan Nilai In K dari Kc

Untuk T = 20oC

In K = In Kc

= In 1637,95

= 7,401

Untuk T = 30oC

In K = In Kc

= In 1412,05

= 7,252

Untuk T = 40oC

In K = In Kc

= In 2358,30

= 7,765

Untuk T = 50oC

In K = In Kc

= In 2703,87

= 7,902

f) Penentuan Nilai 1/T dari T (dalam K)

Untuk T = 20oC = 293 K

1T

= 1293

33

¿3,413 ∙10−3

Untuk T = 30oC = 303K

1T

= 1303

¿3,300 ∙10−3


1T

= 1313

¿3,194 ∙10−3


1T

= 1323

¿3,095 10−3

g) Tabel Analog

T (℃) T (K) 1/T (K-1) Kc Ln K

20 293 3,43×10-3 1637,95 7,401

30 303 3,30×10-3 1412,05 7,252

40 313 3,19×10-3 2358,30 7,765

50 323 3,09×10-3 2703,87 7,902

GRAFIK HUBUNGAN ANTARA In K dan 1T

34

3.00 3.10 3.20 3.30 3.40 3.50 3.607.20

7.30

7.40

7.50

7.60

7.70

7.80

7.90

8.00

8.10

1/T

ln K Slope

Slope= Δ yΔ x

=y2− y1

x2−x2

¿ 7.4−7.2

3,4 ∙10−3−3,3 ∙ 10−3

¿1000

h) Perhitungan ∆ Hdan ∆ S

R=8,314 J /mol

−∆ H=slope × R

∆ H=−slope × R

¿−1000 ×8,314

¿−8314 J /mol

∆ S=intersape× R

¿7,231 ×8,314

¿60,1185 J/k

i) Penentuan Nilai ∆ G


ΔG=Δ H −(T ∙ ∆ S )

¿−8314−(293 ∙60,1185 )

¿−25928,72 J

35


ΔG=Δ H −(T ∙ ∆ S )

¿−8314−(303 ∙60,1185 )

¿−26529,90 J


ΔG=Δ H −(T ∙ ∆ S )

¿−8314−(313 ∙60,1185 )

¿−27131,09 J


ΔG=Δ H −(T ∙ ∆ S )

¿−8314−(323 ∙60,1185 )

¿−27732,28 J

G. PEMBAHASAN

Pada percobaan kali ini akan ditentukan perubahan entalpi, entropi,

dan energy bebas pada system keseimbangan iodium-iodium. Pada

percobaan ini, dilakukan 2 tahap yaitu tahap ekstraksi dan tahap

titirasi. Ekstraksi jenis pemisahan suatu zat bedasarkan perbedaaan

kelarutannya, sedangkan titrasi adalah suatu metode yang digunakan

untuk menentukan konsentrasi suatu zat di dalam larutan.

Pada tahap pertama yaitu tahap ekstraksi digunakan larutan KI 0,1

M. Adapun untuk membebaskan iodium dari KI tersebut, maka

digunakan larutan H2SO4 1 M. Untuk mengektraksi larutan tersebut

ditambahkan juga I2 dalam CCl4. Pada hasil pengamatan terlihat setelah

CCl4 ditambahkan pada larutan terbentuk dua fase yaitu fase organic

yang berwarna ungu dan fase air yang berwarna merah bata. Adapun

yang menyebabkan fase organic berada pada bagian bawah dan fase

air berada pada bagian atas disebabkan karena adanya perbedaan

berat jenis.

36

Setelah proses ekstraksi dilakukan, fase organic dan fase air

dipisahkan dan kemudian dititrasi dengan Na2S2O3 0,02 M. pada proses

titrasi ini digunakan amilum sebagai indicator. Adapun pemilihan

amilum sebagi indicator dikarenakan titrasi ini termasuk dalam titrasi

iodometri, dimana pada titrasi iodometri titik ekuivalen tercapai saat

iodium habis bereaksi.

Pada fase organik perlu diekstraksi kembali sebelum dititrasi dengan

20 ml KI 10 %, karena untuk memisahkan fase air dan fase organic, KI

cenderung ke fase air.

Suhu awal larutan digunakan saat titrasi sudah dikondisikan

berbeda-beda. Perbedaan suhu ini juga ternyata mempengaruhi

volume penitrasi yang digunakan untuk menitrasi. Pada hasil

pengamatan terlihat pada fase organik dengan meningkatnya suhu,

volume Na2S2O3 yang digunakan untuk menitrasi semakin menurun

secara rata-rata. Akan tetapi pada fase air, suhu tidak berpengaruh

karena volume Na2S2O3 yang digunakan tidak menurun atau tidak

meningkat.

Dari analisis data diperoleh besarnya ∆H bernilai negative yaitu

sebesar -8314 J/mol. Tanda negative ini menandakan bahwa reaktivitas

ini merupakan reaksi eksoterm. Bila H2¿H1 , maka ∆H = H2 – H1 ¿0

proses isotermik. Namun apabila H1 = H2 , maka ∆H = H2 – H1 ¿0 proses

adiabatic.

Untuk ∆G , dari analisis data diperoleh nilai ∆G bernilai negative .

Nilai ∆G juga terus meningkat pada suhu yang terus meningkat. Nilai ∆

G yang negative ini menandakan reaksi tersebut berlangsung secara

spontan. Reaksi spontan ini juga dibuktikan dengan nilai ∆S bernilai

positif. Untuk ∆S bernilai positif, maka reaksi tersebut berlangsung

irreversible atau terjadi secara spontan. Adapun nilai ∆G dari suhu 20℃

sampai 50℃masing-masing adalah -25928,72 J, -26520,90 J, -27131,09

J, dan -27732,28 J . Nilai ∆ S yang didapatkan pada praktikum kali ini

adalah 60,1185 J/K. Nilai ∆ S diperoleh dari hubungan ∆ S=intersep× R,

dimana intersep merupakan grafik yang memotong sumbu Y.

37

Semua analisis data yang diperoleh tersebut didasarkan pada

system kesetimbangan iodium-iodida.

I2(aq) + I-(aq) → I3-(aq)

H. KESIMPULAN

Berdasarkan hasil pengamatan, analisis data, dan pembahasan

dapat diambil kesimpulan sebagai berikut:

Nilai ∆ H yang didapatkan pada praktikum ini adalah -8314 J/mol.

Nilai ∆ S yang didapatkan adalah 60,1185 J/K dan nilai ∆ G yang

diperoleh pada suhu 20℃ sampai 50℃ berturut-turut adalah -

25928,72 J, -26529,90 J, -271311,09 J, dan -27732, 28 J.

38

ACARA V

ENTALPI PENGUAPAN ETER


Tujuan Praktikum :

Menentukan perubahan entalpi peguapan eter/senyawa organic melalui

pengukuran

tekanan uap pada berbagai suhu.

Waktu Praktikum :

Rabu, 19 Oktober 2011

Tempat Praktikum :


B. LANDASAN TEORI

Tekanan suatu sampel gas dalam sebuah wadah diukur dengan manometer

dalam bentuknya yang paling sederhana,sebuah manometer adalah pipa U yang di isi

dengan sejumlah cairan yang tidak mudah menguap(seperti minyak silikon).tekanan

gas sebanding dengan perbandingan tinggi cairan pada kedua kolom(ditambahkan

dengan tekanan luar jika satu pipa terbuka terhadap atmosfer).teknik yang lebih

canggih digunakan pada tekanan yang lebih rendah.dua versi manometer yang

digunakan untuk mengukur tekanan sampel gas(a) perbedaan tinggi(h) antara kedua

kolom dalam manometer yang pipanya tertutup langsung sebanding dengan tekanan

sampel dan P=pgh, dan p sebagai rapatan cairan.(b) perbedaan tinggi kalor pada

manometer pi langsung sebanding dengan tekanan antara sampel dengan atmosfer.

Dalam kasus ini tekanan sampel lebih rendah dari tekanan atmosfer (Atkins,1999:69).

39

Persamaan clapeyron menggambarkan variasi tekanan dengan temperatur pada

keadaan kesetimbangan atau mengghubungkan ketergantungan kuantitas dari

temperatur kesetimbangan dengan tekanan sebagai berikut:

dp = ΔS

dT ΔV

dimana ΔS adalah perubahan entropi dan ΔV adalah perubahan volume yang

menyertai perpindahan 1mol zat dari fase A ke fase B kedian dengan persamaan

diatas, sebuah grafik dapat dibuat antara tekanan dan temperatur kesetimbangan untuk

setiap tranformasi fase. Persamaan clausius - clapeyron menghubungkan variasi

tekanan pada fase terkondensasi dengan kesetimbangan uap dengan temperatur.

Hubungan tersebut dapat diturunkan dari persamaan clapeyron dengan asumsi bahwa

volume molar uap jenuh lebih besar dari pada volume molar padat, uap bersifat ideal,

sehingga persamaan(Dogra,1990:102).

d LnP = ΔT

dT RT2

Lepasnya molekul-molekul yang lebih berenergi pada waktu menguap,

mengurangi energi kinetik rata-rata molekul yang tidak menguap. Suhu cairan

menurut inilah sebabnya ada efek pendinginan yang teramati jika cairan yang mudah

menguap seperti eter atau asetan dibiarkan menguap dari kulit seseorang,

ΔH penguapan =H uap – H cair

Sebagaimana halnya dengan entropi mutlak nilainya. H cair dan H uap Tak

dapat diukur tetapi karena entalpi adalah suatu fungsi keadaan, entalpi ini mempunyai

nilai yang khas.perbedaannya atau ΔH penguapan atau ΔH uap dapat diukur. Sebagai

tambahan ΔH uap selalu positif sehingga kita dapat menyatakan bahwa ΔH uap lebih

besar dibandingkan ΔH cair. Satuan SI yang cocok unttuk entalpi (kalor) penguapan

adalah J/mol atau KJ/mol.sekalipun satuan kal/mol juga sering

dipakai(Petrucci,1992:48).

Konsep pengukuran tekanan yang paling dasar diterapkan dalam cara kerja

adalah manometer. Manometer sangat dikenal sebagai dasar dari semua system

40

pengukuran tekanan. Pada dasarnya suatu manometer bekerja berdasarkan perbedaan

tekanan dari dua ujung lengan tabung U, dimana dalam tabung telah diisi cairan,

biasanya air atau air raksa. Jika kedua ujung lengan tabung terhubung ke udara luar,

maka permukaan cairan akan sama karena kedua tekanannya sama. Jika kedua lengan

terhubung dengan udara yang tekanannya berbeda, maka pada ujung yang tekanannya

rendah permukaan cairan akan lebih tinggi dari ujung yang tekanannya tinggi

(Fariduzzaman, 2006)


ALAT PRAKTIKUM

Gelas kimia 250 ml

Gelas kimia 600 ml

Tabung reaksi besar

Manometer

Termometer

Pipet volum 10 ml

Bulb

Mistar

Hot plate

Pipet tetes

Beker glas

Dongkrak

BAHAN PRAKTIKUM

Es batu

Dietileter

Air

D. SKEMA KERJA

Disusun alat seperti pada gambar

41

10mL eter

Diisi pada ujung bagian yang dihubungkan dengan

manometer dimulai dengan suhu 0° C

Alat

Diukur tinggi h1 dan h2

diulangi untuk suhu :50C, 10°C, 150C, dan 200C

E. HASIL PENGAMATAN

no T(0C) T(K) 1/T ( 10-3 ) K manometer Mm hg

h(1) h(2) Tekanan(P)

1 00C 273 3,66 0,5 5 805

2 50C 278 3,60 1 5 800

3 100C 283 3,53 3,3 2 773

4 150C 288 3,47 3,3 1,8 775

5 200C 293 3,41 4 1,1 789

F. ANALISIS DATA

1. Mencari nilai P

P = 760 mmHg + X , X = h2 – h1

42

T = 00C =273 K

h2 = 5 cm = 50 mm

h1 = 0,5 cm = 5 mm

X = h2 - h1

= 50 mm- 5mm

= 45 mm

P1 = 760 + 45

= 805 mmHg

T = 50C =278 K

h2 = 5 cm = 50 mm

h1 = 1 cm = 10 mm

X = h2 - h1

= 50 mm – 10 mm

= 40 mm

P2 = 760 + 40

= 800 mmHg

T = 100C =283 K

h2 = 2 cm = 20 mm

h1 = 3,3 cm = 33 mm

X = h2 - h1

= 20 mm – 33 mm

= - 13 mm

= 13 mm

43

P3 = 760 + 13

= 773 mmHg

T = 150C =288 K

h2 = 1,8cm = 18 mm

h1 = 3,3 cm = 33 mm

X = h2 - h1

= 18 mm – 3 mm

= -15 mm

= 15 mm

P4 = 760 + 15

= 775 mmHg

T = 200C =293 K

h2 = 1,1 cm = 11 mm

h1 = 4 cm = 40 mm

X = h2 - h1

= 11 mm – 40 mm

= -29 mm

= 29 mm

P5 = 760 + 29

= 789 mmHg

2. Mencari ln P

ln P1 = ln 805

44

= 6,690

ln P2 = ln 800

= 6,684

ln P3 = ln 773

= 6,650

ln P4 = ln 775

= 6,652

ln P5 = ln 789

= 6,670

3. Mencari nilai 1/T (K)

T = 00C =273 K

1/T = 1/273

= 3,66 x 10-3 K

T = 50C =278 K

1/T = 1/278

= 3,60 x 10-3 K

T = 100C =283 K

1/T = 1/283

= 3,53 x 10-3 K

T = 150C =288 K

1/T = 1/288

= 3,47 x 10-3 K

T = 200C =293 K

1/T = 1/293

= 3,41 x 10-3 K

45

4. Kurva perbandingan ln P Vs 1/T (K)

3.05 3.10 3.15 3.20 3.25 3.30 3.35 3.40 3.456.80

7.00

7.20

7.40

7.60

7.80

8.00

1/T

ln P

5. Mencari nilai ΔH

Slope = y2 – y1

X2 –X1

Slope = -ΔH → ΔH = - slope X R

R R = 8,314 J/mol

Slope = y2 – y1

X2 –X1

= 6,652 – 6,650

(3,53. 10-3) – (3,47. 10-3)

= 33,33

ΔH = - slope x R

= - 33,33 x 8,314

= - 277, 105 J/mol

G. PEMBAHASAN

46

Pratikum kali ini yaitu entalpi penguapan eter. Pratikum ini bertujuan untuk

menentukan perubahan entalpi penguapan eter/senyawa organik melalui pengukuran

tekanan uap pada berbagai suhu. Untuk menentukan perubahan entalpi penguapan eter

digunakkan beberapa suhu, diantaranya 0oC, 5oC,100C, 15oC dan 20oC. Pratikum ini

menggunakan monometer. Monometer adalah sebuah tabung pipa U yang berisi air raksa

yang memudahkan untuk mengukur selisih tekanan yang kecil.

Tabung reaksi berisi eter dicelupkan ke dalam gelas kimia besar yang telah diisi

es batu. Penggunaan es batu bertujuan untuk menurunkan suhu eter. Suhu awal

digunakan adalah 0oC. Pada suhu ini didapatkan nilai h1= 0,5 cm dan h2= 5 cm. Pada

suhu 5° C didapatkan nilai h1= 1 cm dan h2= 5 cm. Pada kedua suhu ini didapatkan nilai

x yang positif. Hal ini disebabkan oleh vakum pada pipa U cukup rapat. Sedangkan pada

suhu 10° C , 15° C dan20 ° C didapatkan h2<h1. Sehingga dalam analisis data didapatkan

nilai x yang negative. Hal ini disebabkan oleh vakum pada pipa U yang kurang rapat.

Adapun tekanan yang diperoleh pada suhu 0° C , 5° C , 10 °C ,15 ° C dan 20 ° C masing-

masing adalah 805 mmHg, 800 mmHg, 773 mmHg, 775 mmHg, dan 789 mmHg. Adapun

pada suhu 10° C dan 15 °C didapatkan tekanan yang hamper sama. Hal ini terjadi karena

ketidaktelitian praktikan serta vakum pada pipa U yang tidak rapat. Dari hasil analisis

data didapatkan hubungan antara nilai ln P dan 1/T. Dapat kita lihat bahwa semakin besar

nilai 1/T maka ln P semakin besar. Ini menunjukkan bahwa semakin besar suhunya maka

tekanan pada barometer semakin besar. Dapat juga dibuat grafik perbandingan antara ln P

dengan 1/T yang sudah dikonversikan ke Kelvin. Dalam grafik dapat dihitung slope.

Slope yang didapatkan pada praktikum ini adalah 33,33. Dari hasil slope tersebut

didapatkan entalpi penguapan eter dari hasil perkalian antara slope dengan tetapan R=

8,314 J/mol K, yaitu -277,105 J/mol. Tanda (-) negative menunjukkan reaksi eksotermik

yaitu system melepaskan kalor ke lingkungan.

H. KESIMPULAN

Dari praktikum yang telah dilakukan, hasil pengamatan yang

didapat, analisa data yang telah diperhitungkan serta pembahasan

yag telah dikaji, dapat ditarik kesimpulan bahwa perubahan entalpi

penguapan eter pada berbagai suhu adalah -277,105 J/mol.

47

ACARA VI

PENETAPAN Mr ZAT BERDASARKAN PENURUNAN TITIK BEKU


Tujuan Praktikum :

Menentukan Mr suatu zat berdasarkan penurunan titik beku larutan.

Waktu Praktikum :


Tempat Praktikum :


B. LANDASAN TEORI

Kondisi kesetimbangan untuk sembarang sistem yaitu bahwa potensial kimia

dari setiap konsistituen pada seluruh sistem harus sama. Bila ada beberapa fase dari

setiap konstituen, makapotensial kimia setiap konstituen pada tiap fase harus

mempunyai nilai yang sama. Misalnya bila temperatur dan tekanan sembarang larutan

air berbeda dalam kesetimbangan dengan uap air dan es padat, maka:

µ (es) = µ H2O (l) = µ H2O (uap).

Bila suatu zat terlarut yang tidak menguap dilarutkan dalam suatu pelarut , titik beku

pelarut berkurang. BerkurangnyaP a g e | 48 ∆Tf ditentukan sebagai

Jika ∆Tf tidak besar sekali dan larutan tersebut idiel. ∆ peleburan adalah panas

peleburan molar dari pelarut. X2 adalah fraksi mol zat terlarut dan Tf adalah titik beku

sebenarnya. Untuk larutan sangat encer dan yang bersifat idiel, persamaan diatas

menjadi lebih sederhana yaitu:

∆Tf = Kf m

Dimana Kf adalah konstanta penururunan titik beku molal dan dinyatakan sebagai

48

Dimana M adalah bobot molekul dan m adalah molalitas zat terlarut (Dogra, 1990:35).

Untuk setiap zat pada tekanan tertentu dan suhu tertentu dimana cairan dan zat

padatnya berada dalam keadaan setimbang. Suhu ini disebut titik beku atau titik leleh,

tergantung dari arah mana pendekatan yang ditempuh, dari suhu tinggi atau suhu

rendah. Pada titik beku atau( titik leleh) kecepatan partikel meninggalkan keadaan

padat dan memasuki keadaan cair sama dengan kecepatan partikel meninggalkan

keadaan cair dan memasuki keadaan padat. Bila panas ditambahkan, sebagian zat

padat akan meleleh sehingga lebih banyak cairan terbentuk, tetapi suhunya akan tetap

sama selagi kedua fasa masih tetap ada. Demikian juga bila sebagian panas diamati,

sedangkan cairan akan membeku, jadi zat padatnya akan lebih banyak terbentuk

(Brady, 1999:74).

Atom adalah partikel yang sangat kecil sehingga tidak dapat dilihat meskipun

dengan mikroskop. Kita tidak dapat mengambil satu atau beberapa atom lalu

menimmbangnya dan juga tidak ada timbangan untuk itu. Menurut Dalton, massa

atom adalah sifat utama unsur yang membedakan satu unsur dengan yang lain. Karena

atom sangat ringan, maka tidak digunakan satuan geram dan Kg untuk massa atom

dan Harus dicari suatu atom sebagai massa standar. Perbandingan massa satu atom

dengan atom standar disebut massa atom relatif (Ar). Menurut Dalton, dua unsur

(lebih) dapat bergantung membentuk senyawa dengan perbandingan tertentu. Partikel

terkecil senyawa disebut molekul yang mempunyai massa tertentu. Perbandingan

massa molekul dengan massa standar disebut massa molekul relatif (Mr) (Syukri,

1999: 114).

Tetapan kesebandingannya Kb khas untuk setiap pelarut dan disebut dengan

penurunan titik beku molal. Kini penentuan massa molekul lebih mudah dilakukan

dengan spectrometer massa. Sebelum spectrometer massa digunakan dengan rutin,

massa molekul umumnya lebih mudah ditentukan dengan menggunakan kenaikan titik

didih atau penurunan titik beku. Untuk kedua metoda, derajat kesalahan tertentu tak

terhindarkan, dan keterampilan yang baik diperlukan agar didapatkan hasil yang

akurat ( Widya, 2011).


49

Alat Praktikum

1. Timbangan analitik

2. Gelas kimia 1000 ml

3. Tabung reaksi besar

4. Gelas ukur 50 ml

5. Pipet gondok 10 ml

6. Kalorimeter

7. Batang pengaduk

8. Termometer 100° C

9. Pipet tetes

10. Pembakar spiritus ( Bunsen)

11. Stopwatch

Bahan Praktikum

1. Aquades

2. Es batu

3. Asam asetat glacial 10 ml

4. Zat X (urea) 0,5 ml

D. SKEMA KERJA

10 ml asam asetat glasial

- dimasukkan kedalam tabung reaksi besar

Hasil

Air

- dicampur es batu

- dibuat t = 17`C

- di sis ke kalorimeter / bejana plastik

50

- dimasukkan tabung reaksi berisi asam asetat

kekalorimeter

- diatur suhu sehingga asam asetat membeku

dengan penambahan es batu

Hasil (di catat suhu saat asam asetat membeku)

Tabung reaksi

- diambil

- kondisikan sehingga asam asetat mencair

kembali.

- dimasukkan 0,5 gram zat x (catat dengan tepat

sampai 4koma) kedalam asam asetat dan aduk

hingga larut

- dimasukkan kedalam kalorimeter

- diatur suhu dengan penambahan sehingga

larutan membeku

Hasil (catat suhu saat larutan tepat membeku)

E. HASIL PENGAMATAN

1. Asam asetat glasial dalam es batu (tabel analog)

No Menit ke- T (0C) T (K)

1 1 10 283

2 2 9 282

3 3 2 275

4 4 4 277

5 5 3 276

6 6 0 273

7 7 15 288

51

8 8 15 288

9 9 15 288

10 10 15 288

11 11 15 288

2. Asam asetat glacial + urea

No Menit ke- T (0C) T (K)

1 1 8 281

2 2 2 273

3 3 9 282

4 4 11 284

5 5 11 284

6 6 11 284

7 7 11 284

8 8 11 284

9 9 11 284

10 10 11 284

11 11 11 284

F. ANALISIS DATA

1. Kurva hubungan antara suhu (T) dan waktu (t/menit)

52

Kurva pada saat suhu awal asam asetat glacial

0 2 4 6 8 10 12265

270

275

280

285

290

t ( menit )

T (

K )

Kurva pada saat asam asetat glacial + zat x (urea padatan) 0,5 gram

0 2 4 6 8 10 12266268270272274276278280282284286

t (menit)

T (

K )

Penentuan nilai Mr zat X

Perumusan

Gr pelsrut = ρ asam asetat glasial x V asam asetat glasial.

Perhitungan

Gram pelarut = ρ asam asetat glasial x V asam asetat glasial

= 1,049 gr/mol x 10 ml

= 10,49 gr

53

288−284=0,5 gram ×1000 ×3,9Mr zat X × 10,49

Mr zat X=0,5 gram×1000 × 3,9(288−284 ) ×10,49

= 46,472 gr/mol

G. PEMBAHASAN

Praktikum kali ini bertujuan untuk menetapkan Mr zat berdasarkan penurunan

titik beku larutan. Titik beku larutan adalah suhu tertentu dimana cairan dalam zat

padatnya dapat berada dalam keadaan setimbang.

Bahan-bahan yang digunakan dalam praktikum ini adalah asam asetat glasial.

Dalam prosenya, asam asetat glacial ini dimasukkan kedalam tabung reaksi besar dan

diukur suhunya sebesar 17° C. Lalu tabung reaksi yang berisi asam asetat glasial tadi

dimasukkan kedalam calorimeter dan dihitung perubahan suhunya selama 10 menit

selang waktu 1 menit. Adanya penambahan es bertujuan untuk menurunkan suhu asam

asetat glacial, dan ini terlihat pada saat praktikum adanya penurunan suhu asam asetat

glacial. Dari hasil pengamatan terlihat bahwa suhu konstan asam asetat glacial

diperoleh pada menit ke 7, 8, 9, dan 10. Besar suhu yang didapatkan adalah 15° C. Ini

tidak sesuai dengan teori, bahwa titik beku asam asetat glacial adalah 16,7° C. Hal ini

disebabkan oleh terlalu banyaknya es yang dituangkan oleh praktikan, sehingga

menyebabkan turun drastisnya titik beku asam asetat glacial.

Percobaan selanjutnya yaitu dengan penambahan zat x (urea) ke dalam asam

asetat glacial. Namun sebelumnya, asam asetat dikondisikan mencair ( yang tadinya

membeku pada suhu 15° C). Setelah adanya penambahan urea ke dalam asam asetat

glacial dan dilakukan proses yang sama dengan percobaan pertama, ternyata

didapatkan suhu yang konstan pada menit ke 4 sampai dengan 10. Besar suhu yang

didapatkan adalah 11° C. Artinya terjadi penurunan titik beku setelah adanya

penambahan urea tadi. Hal ini disebabkan oleh dengan adanya urea yang bersifat non

54

volatile, partikel-partikel urea tidak dapat menguap meninggalkan larutan. Karena

penambahan urea akan mengurangi tekanan uap, maka dibutuhkan temperature yang

lebih rendah untuk mencapai titik dimana tekanan uap liquid sama dengan tekanan

udara luar. Dari hasil perhitungan, Mr zat urea yang didapatkan adalah 46,472 gr/mol.

Mr zat urea yang sebenarnya adalah 60 gr/mol. Hal ini dapat terjadi karena beberapa

penyebab, diantaranya yaitu : perbedaan nilai TP dan TL yang sangat jauh. Selain itu

juga dikarenakan terlalu banyaknya es batu yang dituangkan pada saat proses

pembekuan.

H. KESIMPULAN

Dari percobaan yang telah dlakukan dan pembahasan yang telah dikaji, dapat

ditarik kesimpulan bahwa Mr zat (x)/ urea yang didapatkan adalah 46, 472 gr/mol.

I. SARAN

1. Diharapkan alat dan bahan diperlengkap, agar praktikum berjalan dengan lancer.

2. Para praktikan diharapkan berhati-hati dalam melaksanakan praktikum.

55

DAFTAR PUSTAKA

Anonim. 2009. Asam Benzoat. Didownload pada situs http:// chemistry.org.com.

Pada tanggal 15 Oktober 2011 pukul 13.30 WITA.

Atkins. 1999. Kimia Fisika. Jakarta: Erlangga.

Brady. 1989. Kimia Universitas. Jakarta: Binarupa Aksara.

Darjanto. 1987. Tehnik Fisika. Malang: Bina Aksara.

Dogra, SK. 1984. Kimia Fisika dan Soal-Soal. Jakarta: UI Press.



Fariduzzaman. 2006. Pengembangan Manometer Digital.http// www. batan. go.id./

ppin/ loka karya/ LKSIN 17/ FARIDUZZAMAN. Pdf. Didownload pada tang

gal 4 September 2011 pukul 14,30 WITA.

Hardjono. 2005. Kimia Dasar. Yogyakarta: UGM Press.

Khairot, Sulasmi. 2003. Kinetika Reaksi Hidrolisis Minyak Sawit dengan Metode

Katalisator Asam Asetat. (http:// khairot-022-531225-31198-Kinetika reaksi-

Hidrolisis -531252-Sulasmi/m/ 203.pdf). Diunduh pada 18 November 2011.

Keenan, dkk. 1999. Kimia Untuk Universitas Jilid 1. Jakarta: Erlangga.

Pangestika, Jeny Widya. 2011. Larutan. Didownload di http:// industry 18 jeny. blog.

mercubuana. ac. id/?p=179&upm_export=pdf. Pada tanggal 28 Oktober 2011,

Pukul 21.30 WITA. Mataram.

Petrucci, Ralp H. 1987. Kimia Dasar Prinsip dan Terapan Modern. Jakarta: Erlangga.

Petrucci, Ralp H. 1992. Kimia Dasar Prinsip dan Terapan Modern. Jakarta: Erlangga.

Saksono, Nelson. 2002. Analisis Iodat Dalam Bumbu Dapur dengan Metode

Iodometri

dan X- Ray Fluorescense. Didownload di http:// industry 18 jeny.blog.mercubu

ana.ac.id/ ?p=179&upm.export=pdf. Pada tanggal 28 November 2011, pukul

21.30 WITA. Mataram.

Sudiono. 2005. Kimia Dasar. Yogyakarta: UGM Press.

Suhendra. Dedy, dkk. 2006. Buku Petunjuk Praktikum Kimia Dasar 1. Mataram:

Universitas Mataram Press.

56

Sukardjo. 1984. Kimia Fisika. Jakarta: PT. Rineka Cipta.

57

laporan tetap kimfis

Documents