percobaan i (termokimia)

39
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 (Q lepas = Q terima ). 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 J/ K dan kalor netralisasi sebesar 832,2426 J.

Upload: sunflower

Post on 01-Jul-2015

1.807 views

Category:

Documents


2 download

TRANSCRIPT

Page 1: PERCOBAAN I (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 (Q lepas = 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 J/K dan kalor netralisasi sebesar

832,2426 J.

Page 2: PERCOBAAN I (Termokimia)

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)

Page 3: PERCOBAAN I (Termokimia)

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 :

Page 4: PERCOBAAN I (Termokimia)

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 :

H = 0

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)

Page 5: PERCOBAAN I (Termokimia)

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 :

Page 6: PERCOBAAN I (Termokimia)

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 Htas. Contohnya adalah entalpi penguapan.

(Atkins, 1994)

2.5.1.1 Entalpi Penguapan Standar (Huap)

Merupakan penguapan entalpi permol jika cairan murni pada tekanan 1 bar

menguap menjadi gas pada tekanan 1 bar, seperti dalam :

H2O(l) H2O(g) Huap (373 K) = 40,66 kJmol-1

Huap merupakan perubahan entalpi ketika reaktan dalam keadaan standar

berubah menjadi produk dalam keadaan standar.

(Atkins, 1994)

2.5.1.2 Entalpi Sublimasi Standar (Hsub)

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) A(g) Hsub (T)

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) Hfus (T)

A(l) A(g) Huap (T)

Keseluruhan A(s) A(g) Hfus (T) + Huap (T)

Page 7: PERCOBAAN I (Termokimia)

(Atkins, 1994)

2.5.1.3 Entalpi Peleburan Standar (Hfus)

Dimana es pada tekanan 1 bar molekul menjadi cair pada tekanan 1 bar.

Contohnya Hfus seperti dalam :

H2O(s) H2O(l) Hfus (273) = + 6,01 kJmol-1

Karena keseluruhan hasilnya sama, perubahan entalpi keseluruhan juga sama

dalam kedua kasus tersebut dan seperti disimpulkan bahwa :

Hsub (T) = Hfus (T) + Huap (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 (Hsel)

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 Hea.

E(g) + e-(g) E- Hea

(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)

Page 8: PERCOBAAN I (Termokimia)

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 (Hc)

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 (Hf) 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 = Hf (produk) - Hf (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.

Page 9: PERCOBAAN I (Termokimia)

(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 T1 ke T2 , entalpi zat

berubah H(T1) menjadi :

Page 10: PERCOBAAN I (Termokimia)

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 :

HCl(g) + 5H2O(g) = HCl in 5H2O H(298K) = -64,06 kJ

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 ………… (2.10.2)

Mengingat bahwa 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 1C. Besaran lain yang berhubungan adalah kapasitas kalor

yang merupakan banyaknya kalor yang dibutuhkan untuk menaikkan suhu suatu zat

bermassa pada 1C. Banyaknya kalor yang keluar maupun masuk dari zat adalah :

q = C . t

Page 11: PERCOBAAN I (Termokimia)

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 :

Page 12: PERCOBAAN I (Termokimia)

H = H1 + H2 + H3 ……… atau

qp = qp + qp + qp ………...

(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 :

S = S2 – S1 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

Page 13: PERCOBAAN I (Termokimia)

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,

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 = 318C

titik didih = 159C

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 100C, titik beku 0C

indeks bias = 1,332

Sifat Kimia :

Page 14: PERCOBAAN I (Termokimia)

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 16,7C , titik didih 118,5C

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

b. Erlenmeyer

c. Termometer

d. Gelas ukur

e. Pipet tetes

3.1.2 Bahan

a. NaOH 0,05 N

b. CH3COOH 0,05 N

c. Aquades

3.2 Skema Kerja

3.2.1 Pengamatan Temperatur

Pemanasan hingga suhu 75C Pendinginan hingga suhu 10C

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

50 ml aquades

Erlenmeyer

50 ml aquades

Erlenmeyer

Page 15: PERCOBAAN I (Termokimia)

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

Pencampuran

Pemasukkan dalam kalorimeter

Pembacaan skala dari menit 11 ke menit 15

Pengeluaran larutan dari kalorimeter

Pengukuran suhu akhir kalorimeter

3.2.2 Penentuan Kalor Netralisasi

Pencatatan suhu awal Pencatatan suhu awal

Pengukuran suhu awal kalorimeter

Pencampuran

Pengadukkan

Pembacaan temperatur tiap menit sampai 10 menit

Pengukuran suhu akhir kalorimeter

air panas + air dingin

Erlenmeyer

50mL CH3COOH 0,5N

Erlenmeyer

Hasil

50mL NaOH 0,5N

Erlenmeyer

CH3COOH + NaOH

Kalorimeter

Hasil

Page 16: PERCOBAAN I (Termokimia)

IV. DATA PENGAMATAN

4.1 Tabel Pengamatan Temperatur Air

4.1.1 Pengamatan temperatur air pada suhu 75C

Suhu awal kalorimeter 32C

Suhu akhir kalorimeter 31C

No. Perlakuan Hasil Pengamatan

1.

2.

3.

4.

5.

Pengamatan temperatur pada :

menit ke-1

menit ke-3

menit ke-5

menit ke-7

menit ke-9

57C

56C

55C

52C

51C

4.1.2 Pengamatan temperatur air pada suhu 10C

No. Perlakuan Hasil Pengamatan

1.

2.

Pengamatan temperatur pada :

menit ke-2

menit ke-4

18C

19C

Page 17: PERCOBAAN I (Termokimia)

3.

4.

5.

menit ke-6

menit ke-8

menit ke-10

20C

22C

22C

4.1.3 Pengamatan temperatur air pada suhu campuran

No. Perlakuan Hasil Pengamatan

1.

2.

3.

4.

5.

Pengamatan temperatur pada :

menit ke-11

menit ke-12

menit ke-13

menit ke-14

menit ke-15

34C

34C

36C

36C

36C

4.2 Tabel Pengamatan Temperatur Campuran CH3COOH + NaOH

Suhu awal kalorimeter 29C

Suhu akhir kalorimeter 30C

Suhu NaOH 30C

Suhu CH3COOH 29C

No. Perlakuan Hasil Pengamatan

1.

2.

3.

4.

5.

6.

7.

8.

9.

Pengamatan temperatur

campuran CH3COOH + NaOH

pada :

menit ke-1

menit ke-2

menit ke-3

menit ke-4

menit ke-5

menit ke-6

menit ke-7

menit ke-8

menit ke-9

35C

35C

35C

34C

34C

34C

34C

34C

34C

Page 18: PERCOBAAN I (Termokimia)

10. menit ke-10

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.

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

Page 19: PERCOBAAN I (Termokimia)

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 bersama-

sama 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

Page 20: PERCOBAAN I (Termokimia)

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.

Page 21: PERCOBAAN I (Termokimia)

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.

Page 22: PERCOBAAN I (Termokimia)

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 CH3COO-

dan 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

CH3COOH CH3COO- + H+

b. Disosiasi natrium hidroksida

NaOH Na+ + OH-

c. Reaksi netralisasi

CH3COOH + NaOH CH3COO- Na+ + H2O

(Chang,1991)

Page 23: PERCOBAAN I (Termokimia)

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

VII.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.

VII.2 Saran

1. Teliti dalam pembacaan skala termometer.

2. Jaga kebersihan alat dan laboratorium.

Page 24: PERCOBAAN I (Termokimia)

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

Page 25: PERCOBAAN I (Termokimia)

IX. LAMPIRAN

9.1 Perhitungan

a. Penentuan Kapasitas Kalor pada Kalorimeter

Suhu awal kalorimeter (TO) = 31C + 273 = 304 K

Suhu akhir kalorimeter (T1) = 33C + 273 = 306 K

Volume air panas = 50 mL

Volume air dingin = 50 mL Td = 4 K

air panas = 0,99099 g/mL Tp = 6 K

air dingin = 0,99054 g/mL Ca = 4,2 J/g K

Ditanya : Ck = ……………?

Jawab :

=

Page 26: PERCOBAAN I (Termokimia)

m = .V

mp = 0,99099 g/mL . 50 mL md = 0,99054 g/m . 50 mL

= 49,5495 gram = 49,5270 gram

Tk = T1 – T0

= 306 K – 304 K

= 2 K

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 = 40 g/mol BM CH3COOH = 60 g/mol

V NaOH = 50 mL V CH3COOH = 50 mL

T NaOH = 30oC + 273 = 303 K T CH3COOH = 29oC + 273 =302 K

To = 29oC + 273 = 302 K Tcamp(p+d) = 2 K

T1 = 30oC + 273 = 303 K Tcamp(as+bs) = 1 K

Page 27: PERCOBAAN I (Termokimia)

Ditanya : Qn = ……?

Jawab :

m NaOH =

=

= 1 gram

m CH3COOH =

= = 1,5 gram