praktikum kimia termokimia

22
LAPORAN RESMI PRAKTIKUM KIMIA DASAR I I. Judul Percobaan : Termokimia II. Hari / tanggal percobaan : 14 November 2012 pukul 07.00 WIB III. Selesai percobaan : 14 November 2012 pukul 09.30 WIB IV. Tujuan percobaan : 1. Membuktikan bahwa setiap reaksi kimia disertai penyerapan atau pelepasan kalor. 2. Menghitung perubahan kalor yang terjadi dalam berbagai reaksi kimia. V. Tinjauan Pustaka : Termokimia merupakan salah satu kajian khusus dari Termodinamika, yaitu kajian mendalam mengenai hubungan antara kalor dengan bentuk energi lainnya. Dalam termodinamika, kita mempelajarikeadaan sistem, yaitu sifat makroskopis yang dimiliki materi, seperti energi, temperatur, tekanan, dan volume. Keempat sifat tersebut merupakan fungsi keadaan, yaitu sifat materi yang hanya bergantung pada keadaan sistem, tidak memperhitungkan bagaimana cara mencapai keadaan tersebut. Artinya, pada saat keadaan sistem mengalami perubahan, besarnya perubahan hanya bergantung pada kondisi awal dan

Upload: nur-qomariyah

Post on 26-Jan-2016

588 views

Category:

Documents


51 download

DESCRIPTION

termokimia

TRANSCRIPT

Page 1: praktikum kimia TERMOKIMIA

LAPORAN RESMI PRAKTIKUM

KIMIA DASAR I

I. Judul Percobaan : Termokimia

II. Hari / tanggal percobaan : 14 November 2012 pukul 07.00 WIB

III. Selesai percobaan : 14 November 2012 pukul 09.30 WIB

IV. Tujuan percobaan :

1. Membuktikan bahwa setiap reaksi kimia disertai penyerapan atau pelepasan kalor.

2. Menghitung perubahan kalor yang terjadi dalam berbagai reaksi kimia.

V. Tinjauan Pustaka :

Termokimia merupakan salah satu kajian khusus dari Termodinamika,

yaitu kajian mendalam mengenai hubungan antara kalor dengan bentuk energi

lainnya. Dalam termodinamika, kita mempelajarikeadaan sistem, yaitu

sifat makroskopis yang dimiliki materi, seperti energi, temperatur, tekanan, dan

volume. Keempat sifat tersebut merupakan fungsi keadaan, yaitu sifat materi yang

hanya bergantung pada keadaan sistem, tidak memperhitungkan bagaimana cara

mencapai keadaan tersebut.  Artinya, pada saat keadaan sistem mengalami

perubahan, besarnya perubahan hanya bergantung pada kondisi awal dan akhir sistem,

tidak bergantung pada cara mencapai keadaan tersebut.

Hukum Termodinamika I disusun berdasarkan konsep hukum

kekekalan energi yang menyatakan bahwa energi tidak dapat diciptakan maupun

dimusnahkan; energi hanya dapat diubah dari satu bentuk ke bentuk lainnya. Dalam

kajian Hukum Termodinamika I, kita akan mempelajari hubungan

antara kalor, usaha (kerja), dan perubahan energi dalam (ΔU).

Perubahan energi dalam (ΔU) dapat dinyatakan dalam persamaan ΔU =

Uf – Ui, dimana Uf adalah energi dalam setelah mengalami suatu proses dan Ui adalah

energi dalam sebelum mengalami suatu proses. Perubahan energi dalam (ΔU)

merupakan fungsi keadaan. Energi dalam (U) akan bertambah jika sistem menerima

kalor dari lingkungan dan menerima usaha (kerja) dari lingkungan. Sebaliknya, energi

Page 2: praktikum kimia TERMOKIMIA

dalam (U) akan berkurang jika sistem melepaskan kalor ke lingkungan dan

melakukan kerja (usaha) terhadap lingkungan. Dengan demikian, hubungan

antara kalor, usaha (kerja), dan perubahan energi dalam (ΔU) dapat dinyatakan

dalam persamaan sederhana berikut:

ΔU = Q + W

Perubahan energi dalam (ΔU) adalah penjumlahan dari perpindahan kalor

(Q) yang terjadi antar sistem-lingkungan dan kerja (W) yang dilakukan oleh-diberikan

kepada sistem.

Semua reaksi kimia dapat menyerap maupun melepaskan energi dalam

bentuk panas (kalor). Kalor adalah perpindahan energi termal antara dua materi

yang memiliki perbedaan temperatur. Kalor selalu mengalir dari benda panas

menuju benda dingin. Termokimia adalah kajian tentang perpindahan kalor yang

terjadi dalam reaksi kimia (kalor yang menyertai suatu reaksi kimia).

Aliran kalor yang terjadi dalam reaksi kimia dapat dijelaskan melalui

konsep sistem-lingkungan. Sistem adalah bagian spesifik (khusus) yang sedang

dipelajari oleh kimiawan. Reaksi kimia yang sedang diujicobakan (reagen-reagen

yang sedang dicampurkan) dalam tabung reaksi merupakan sistem.

Sementara, lingkungan adalah area di luar sistem, area yang mengelilingi sistem.

Dalam hal ini, tabung reaksi, tempat berlangsungnya reaksi kimia,

merupakan lingkungan.

Ada tiga jenis sistem. Sistem terbuka, mengizinkan perpindahan massa

dan energi dalam bentuk kalor dengan lingkungannya. Sistem tertutup, hanya

mengizinkan perpindahan kalor denganlingkungannya, tetapi tidak untuk massa.

Sedangkan sistem terisolasi tidak mengizinkan perpindahan massa maupun kalor

dengan lingkungannya.

Pembakaran gas hidrogen dengan gas oksigen adalah salah satu contoh

reaksi kimia dapat menghasilkan kalor dalam jumlah besar. Reaksi yang terjadi adalah

sebagai berikut:

2 H2(g) + O2(g) –> 2 H2O(l) + energi

Page 3: praktikum kimia TERMOKIMIA

Dalam reaksi ini, baik produk maupun reaktan merupakan sistem,

sedangkan sekeliling reaksi kimia merupakan lingkungan. Oleh karena energi tidak

dapat diciptakan maupun dimusnahkan, hilangnya sejumlah energi pada sistem akan

ditampung pada lingkungan. Dengan demikian, kalor yang dihasilkan dari reaksi

pembakaran ini sesungguhnya merupakan hasil perpindahan kalor 

dari sistem menujulingkungan. Ini adalah contoh reaksi eksoterm, yaitu reaksi yang

melepaskan kalor, reaksi yang memindahkan kalor ke lingkungan.

Penguraian (dekomposisi) senyawa raksa (II) oksida hanya dapat terjadi

pada temperatur tinggi. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut:

energi + 2 HgO(s) –>  2 Hg(l) + O2(g)

Reaksi ini adalah salah satu contoh dari reaksi endoterm, yaitu reaksi yang

menyerap (membutuhkan) kalor, reaksi yang memindahkan kalor

dari lingkungan ke sistem.

Reaksi eksoterm merupakan reaksi yang memancarkan (melepaskan) kalor

saat reaktan berubah menjadi produk. Reaktan memiliki tingkat energi yang lebih

tinggi dibandingkan produk, sehingga energi dibebaskan pada perubahan reaktan

menjadi produk. Sebaliknya, pada reaksi endoterm terjadi hal yang berlawanan. Pada

reaksi endoterm, terjadi penyerapan kalor pada perubahan dari reaktan menjadi

produk. Dengan demikian, reaktan memiliki tingkat energi yang lebih rendah

dibandingkan produk.

Satuan ΔH adalah joule per mol atau kilojoule per mol. Hubungan kalor

reaksi (Q), jumlah mol zat yang bereaksi (n), dan entalpi reaksi (ΔH) dapat dinyatakan

dalam persamaan berikut:

ΔH = Q / n

Selain menggunakan metode kalorimeter, entalpi reaksi dapat pula

ditentukan melalui beberapa metode lainnya. Salah satu metode yang sering

digunakan para kimiawan untuk mempelajari entalpi suatu reaksi kimia adalah

melalui kombinasi data-data ΔH°f. Keadaan standar (subskrip °) menunjukkan

bahwa pengukuran entalpi dilakukan pada keadaan standar, yaitu pada tekanan 1 atm

Page 4: praktikum kimia TERMOKIMIA

dan suhu 25°C. Sesuai kesepakatan, ΔH°f unsur bebas bernilai 0, sedangkan

ΔH°f senyawa tidak sama dengan nol (ΔH°f unsur maupun senyawa dapat dilihat

pada Tabel Termokimia). Kita dapat menghitung entalpi suatu reaksi kimia apabila

ΔH°f unsur maupun senyawa yang terlibat dalam reaksi tersebut diberikan. Sebagai

contoh, berikut ini diberikan suatu reaksi hipotetis:

a A + b B     —————>   c C + d D

Reaksi kimia pada dasarnya merupakan peristiwa pemutusan-

penggabungan  ikatan. Saat reaksi kimia berlangsung, reaktan akan mengalami

pemutusan ikatan, menghasilkan atom-atom yang akan bergabung kembali

membentuk produk dengan sejumlah ikatan baru. Dengan mengetahui nilai entalpi

masing-masing ikatan, kita dapat menghitung entalpi suatu reaksi kimia. Oleh karena

pemutusan ikatan kimia selalu membutuhkan sejumlah kalor dan sebaliknya

pembentukan ikatan kimia baru selalu disertai dengan pelepasan kalor, maka

selisihnya dapat berupa pelepasan (eksoterm) maupun penyerapan (endoterm) kalor.

Jika kalor yang dibutuhkan untuk memutuskan ikatan lebih tinggi

dibandingkan kalor yang dilepaskan pada saat pembentukan ikatan, maka reaksi

tersebut membutuhkan kalor (endoterm) Jika kalor yang dibutuhkan untuk

memutuskan ikatan lebih rendah dibandingkan kalor yang dilepaskan pada saat

pembentukan ikatan, maka reaksi tersebut melepaskan kalor (eksoterm).

Perubahan entalpi (ΔH) positif menunjukkan bahwa dalam perubahan

terdapat penyerapan kalor atau pelepasan kalor.

Reaksi kimia yang melepaskan atau mengeluarkan kalor disebut reaksi

eksoterm, sedangkan reaksi kimia yang menyerap kalor disebut reaksi endoterm.

Aliran kalor pada kedua jenis reaksi diatas dapat dilihat pada gambar 11 berikut:

Page 5: praktikum kimia TERMOKIMIA

Gambar 11 Aliran kalor pada reaksi eksoterm dan endoterm

Pada reaksi endoterm, sistem menyerap energi. Oleh karena itu, entalpi

sistem akan bertambah. Artinya entalpi produk (Hp) lebih besar daripada entalpi

pereaksi (Hr). Akibatnya, perubahan entalpi, merupakan selisih antara entalpi produk

dengan entalpi pereaksi (Hp -Hr) bertanda positif. Sehingga perubahan entalpi untuk

reaksi endoterm dapat dinyatakan:

ΔH = Hp- Hr > 0 (13 )

Sebaliknya, pada reaksi eksoterm , sistem membebaskan energi, sehingga

entalpi sistem akan berkurang, artinya entalpi produk lebih kecil daripada entalpi

pereaksi. Oleh karena itu , perubahan entalpinya bertanda negatif. Sehingga p dapat

dinyatakan sebagai berikut:

ΔH = Hp- Hr < 0 ( 14 )

 

Perubahan entalpi pada reaksi eksoterm dan endoterm dapat dinyatakan

dengan diagram tingkat energi. Seperti pada gambar 12. berikut

Page 6: praktikum kimia TERMOKIMIA

VI. Cara Kerja :

Percobaan 1

dimasukkan ke dalam kalorimeterdengan pipet ukur

Dipanaskan dalam gelasKimia sampai kenaikan suhu ±10°CDari suhu kamar.

dicampur ke dalam kalorimeter berisi air dingin lalu kocok

Tetapan kalorimeter

25 ml H2O

Catat temperatur (T1)

25 ml H2O

Catat temperatur (T2)

Catat temperatur max yang konstan (∆T)

Page 7: praktikum kimia TERMOKIMIA

Percobaan 2

dimasukkan ke dalam kalorimeter

dimasukkan ke dalam kalorimeter berisi CuSO4

Kalor penetralan

Percobaan 3

dimasukkan ke dalam kalorimeter

atur temperatur hingga= T5

lalu campur dg larutan HCl

Kalor penetralan terukur

25 ml CuSO4

0.5M

Catat temperatur (T1)

0.05 gr Serbuk Zn

Catat temperatur max yang konstan (T4)

25 ml HCl 0.5 M

Catat temperatur (T5)

25 ml NaOH 0.5 M

Catat temperatur max yang konstan (T6)

Page 8: praktikum kimia TERMOKIMIA

VII. Hasil Pengamatan :

No.

percProsedur percobaan

Hasil

pengamatanDugaan/reaksi kesimpulan

1

dimasukkan ke dalam kalorimeterdengan pipet ukur

Dipanaskan dalam gelasKimia sampai kenaikan suhu ±10°CDari suhu kamar.

dicampur ke dalam kalorimeter berisi air dingin lalu kocok

Tetapan kalorimeter

T1 = 29°C

= 302 K

T2= 39°C

= 312 K

∆T= 35°C

= 308 K

H2O(l) + H2O(l)

2H2O(l)

Ketika H2O dingin dicampur dengan H2O yang telah dipanaskan, H2O mengalami kenaikan uhu dari 29°C menjadi 35°C .sedangkan H2O yang telah dipanaskan mengalami penurunan uhu dari 39°C menjadi 35°C.

H2O dingin mengalami reaksi endoterm

H2O panas mengalami reaksi eksoterm

No. Prosedur percobaan Hasil Dugaan/reaksi kesimpulan

25 ml H2O

Catat temperatur (T1)

25 ml H2O

Catat temperatur (T2)

Catat temperatur max yang konstan (∆T)

Page 9: praktikum kimia TERMOKIMIA

perc pengamatan

2

3

dimasukkan ke dalam kalorimeter

dimasukkan ke dalam kalorimeter berisi CuSO4

Kalor penetralan

dimasukkan ke dalam kalorimeter

atur temperatur hingga= T5

lalu campur dg larutan HCl

T3 = 29°C

= 302 K

T4= 30°C

= 303 K

Warna CuSO4 =

Biru

Warna Zn =

Abu-abu

T5 = 29°C

= 302 K

T6= 31°C

= 304 K

Warna HCl = tidak bewarna

Warna NaOH =

Tidak bewarna

CuSO4(aq )+ Zn(s)

ZnSO4(aq)

+Cu(s)

HCl(aq)+NaOH(aq)

NaCl(aq)+H2O(l)

25 ml CuSO4 0,5 M yang dicampur dengan 0,05 gr erbuk Zn mengalami kenaikan uhu sebesar 1°C.

campuran ini mengalami reaksi eksoterm

25 ml HCl 0,5 M yang mempunyai suhu 29°C setelah dicampur dengan NaOH yang bersuhu 29°C mengalami kenaikan suhu sebesar 2°C atau menjadi 31°C.

Campuran ini mengalami reaksi endoterm.

25 ml CuSO4

0.5M

Catat temperatur (T1)

0.05 gr Serbuk Zn

Catat temperatur max yang konstan (T4)

25 ml HCl 0.5 M

Catat temperatur (T5)

25 ml NaOH 0.5 M

Page 10: praktikum kimia TERMOKIMIA

Kalor penetralan terukur

VIII. Analisis Data:

Pada percobaan pertama H2O dingin yang bersuhu 29°C dicampur dengan

H2O yang dipanaskan dengan suhu 39°C mengalami perubahan kalor. Pada

pencampuran tersebut terjadi proses penyerapan dan pelepasan kalor. Pada air dingin

mengalami reaksi endoterm sementara itu pada air panas mengalami reaksi

eksoterm. Namun kalor yang diserap dengan kalor yang dilepaskan diperoleh hasil

yang berbeda. Hal ini dikarenakan kalorimeter juga menyerap sebagian kalor. Nilai

tetapan kalorimeter diperoleh melalui persamaan :

K = Q3/ (T2 –T1) Joule/K

Keterangan :

Q1 = massa air dingin x kalor jenis air x kenaikan suhu

Q2 = massa air panas x kalor jenis air x penurunan suhu

Q3 = Q2 - Q1

Sehingga diperoleh Q1 sebesar 630 J , Q2 sebesar 420 J, Q3 sebesar -210 J dan tetapan kalorimeter sebesar -21 J/K.

Persamaan reaksi yang terjadi :

H2O(l)+H2O(l) 2H2O(l)

Pada percobaan kedua CuSO4 yang mempunyai suhu 29°C kemudian

dicampur dengan serbuk Zn sehingga menmpunyai suhu campuran sebesar 30°C

mengalami reaksi eksoterm. Sehingga diperoleh ∆Hn sebesar -25.687,5 J/gr K yang

diperoleh melalui persamaan ∆H = Q6/ mol  ZnSO4. Selain itu diperoleh Q4 sebesar

-21 J , Q5 sebesar 0,45 J dan Q6 Sebesar -20,55 J.

Persamaan reaksi yang terjadi:

Catat temperatur max yang konstan (T6)

Page 11: praktikum kimia TERMOKIMIA

CuSO4(aq) + Zn(s) ZnSO4(aq) + Cu(s)Sementara itu pada percobaan ketiga dicampurkan antara HCl yang bersuhu

29°C dan NaOH yang diatur dengan suhu yang sama sehingga suhu menjadi naik.

campuran mencapai suhu maksimum yang konstan yakni pada suhu 31°C. campuran

ini mengalami reaksi endoterm yang dapat dilihat pada ∆Hn-nya yang bernilai positif.

Persamaan reaksi yang terjadi:

HCl(aq) + NaOH(aq) NaCl(aq) + H2O(l)

IX. Pembahasan :

Pada percobaan pertama dicampurkan air panas dan air dingin yang

dilakukan untuk mengetahui tetapan calorimeter karena  Setiap kalorimeter memiliki

tetapan yang berbeda satu sama lain. Oleh karena itu sebelum menentukan perubahan

entalpi (∆H ) dari suatu reaksi, perlu diketahui besarnya nilai tetapan calorimeter.

Terjadi dua macam reaksi saat air panas dan air dingin dicampurkan. yaitu reaksi

endoterm dan eksoterm. Reaksi eksoterm terjadi ketika air panas yang suhunya lebih

tinggi melepaskan kalor. Kalor yang dilepaskan oleh air panas kemudian diterima

oleh air dingin. Saat itulah reaksi endoterm berlangsung. Berdasarkan data yang ada

dan perhitungan yang telah dilakukan, ditentukan bahwa nilai ketetapan calorimeter

adalah senilai -21 J/K

Pada percobaan kedua diperoleh besarnya perubahan entalpi (∆H) pada reaksi

antara Zn dan CuSO4  sebesar -25.687,5 J/mol. Tanda positif (-) pada

perubahanentalpi menunjukkan bahwa reaksi antara  Zn(s) dan CuSO4(aq) berlangsung

secara eKdoterm, artinya reaksi ini Melepaskan kalor saat bereaksi.

Pada percobaan ketiga, diperoleh besarnya perubahan entalpi (∆H) pada

reaksi antara HCl dan NaOH adalah  +384,17 J/gr K. Pada pencampuran HCl dan

NaOH menghasilkan NaCl dan air, pada campuran antara NaOH dan HCl ini

berlangsung reaksi secara endoterm. Hal ini dapat dilihat pada hail perubahan entalpi

yang bertanda poitif.

X. Kesimpulan :

Page 12: praktikum kimia TERMOKIMIA

1. Kalorimeter memiliki ketetapan, yaitu jumlah kalor yang diserap kalorimeter untuk

menaikkan suhu satu derajat, satuannya JK-1

2. Tetapan kalorimeter adalah -21 Joule/K

3. Kalor yang dihasilkan dalam satu mol larutan pada reaksi  CuSO4(aq) – Zn(s) adalah -

25.687,5 J/gr K.

4. Kalor penetralan yang dihasilkan dalam satu mol larutan pada reaksi NaOH – HCl

adalah +384,17 J/gr K.

XI. Jawaban Pertanyaan :

1. Daftar pustaka :

Tim Kimia Dasar,2012. Petunjuk Praktikum Kimia Dasar, Universitas Negeri

Surabaya, Surabaya.

Svehla, G. Vogel Buku Teks Analisis Anorrganik Kualitatif Makro dan Semimikro

bagian I dan II, PT. Kalman Media Pusaka, Jakarta.

Anonim.2012.Termokimia.http://himka1polban.wordpress.com/2011/12/28/

laporan-praktikum-termokimia/ (diakses pada jumat, 16 November 2012)

Sugianto,Bambang.2009.asas kekekalanen energi

http://dsupardi.wordpress.com/kimia-xi/termokimia/ ( diakses pada

16November 2012)

Page 13: praktikum kimia TERMOKIMIA

Surabaya, 17 November 2012

Mengetahui, Praktikan,

Dosen/ Asisten Pembimbing

(………………………………) ( Kelompok III )

LAMPIRAN

PERHITUNGAN

1. Tetapan Kalorimeter (K)

H2O(l) + H2O(l) 2H2O a. mair dingin = ρ x V

= 1 gr/cm3 x 25 ml

Page 14: praktikum kimia TERMOKIMIA

= 25 ml

Kenaikan suhu = ∆T – T1

= 308 – 302

= 6 K

Dengan kalor jenis air = 4,2 J/gr K

Q1 = mair dingin x kalor jenis air x kenaikan suhu

= 25 x 4,2 x 6

= 630 J

b. Kalor yang diserap air panas

mpanas = ρ x V= 1 gr/cm3 x 25 ml= 25 ml

Penurunan suhu = T2 - ∆T = 312 – 308= 4 K

Q2 = mpanas x kalor jenis air x penurunan suhu= 25 x 4,2 x 4= 420 J

c. Q3 = Q2 – Q1

= 630 – 210= -210 J

d. K = Q3

T2 – T1

= - 210 10= -21 J/K

2. Penentuan Kalor reaksi Zn + CuSO4

CuSO4(aq) + Zn(s) ZnSO4(aq) + Cu

Page 15: praktikum kimia TERMOKIMIA

- mol CuSO4 mol = M x V

= 0,5 x 0,025= 0,0125 mol

- mol Zn mol = gram

Mr= 0,05 65,4= 0,0008 mol

CuSO4(aq) + Zn(s) ZnSO4(aq) + CuM 0,0008 0,0125

R 0,0008 0,0008 0,0008 0,0008

S - 0,0117 0,0008 0,0008

- massa ZnSO4

mlarutan = 0,0008 x 161,5

= 0,1292 gram

a. Q4 = k + (T4 – T3)= 21 x (1)= -21 J

b. Q5 = mlarutan x kalor larutan x kenaikan suhu= 0,1292 x 3,52 x 1= 0,45 J

c. Q6 = Q5 + Q4

= 0,45 + (-21)= -20,55 J

d. ∆Hr = Q6

mol ZnSO4

= -20,55 0,0008= - 25.687,5 J/gr K

Page 16: praktikum kimia TERMOKIMIA

3. Penentuan kalor penetralan NaOH – HCl

HCl(aq) + NaOH(aq) NaCl(aq) +H2O(l)

- ρ = m V

m = ρ x V= 1,03 x 50= 51,5 gram

- mol NaCl = m Mr= 51,5 58,5= 0,88 mol

a. Q7 = m x c x kenaikan suhu= 51,5 x 3,69 x 2= 380,07 J

b. Q8 = k x (T6 – T7)= -21 x (2)= -42 J

c. Q9 = Q7 + Q8

= 380.07 + (-42)= 338,07 J

e. ∆Hn = Q9 = 338,07 mol NaCl 0,88

= 384,17 J/gr K

LAMPIRAN

FOTO

Page 17: praktikum kimia TERMOKIMIA