I. JUDUL PERCOBAAN : TERMOKIMIA

II. HARI /TANGGAL PERCOBAAN : Selasa, 30 Oktober 2012

III. SELESAI PERCOBAAN : 30 Oktober 2012

IV. TUJUAN PERCOBAAN :

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

2. Menghitung perubahan kalor yang terjadi dalam berbagai reaksi kimia

V. TINJAUAN PUSTAKA :

Setiap reaksi kimia selalu disertai dengan perubahan energi dalam bentuk kalor,

yaitu dengan cara melepaskan sejumlah kalor (reaksi eksoterm) atau menyerap kalor

(reaksi endoterm). Termokimia mempelajari perubahan kalor dalam suatu reaksi kimia.

Dalam termokimia dikenal dengan sistem terbuka yaitu sistem yang dapat

mengalami petukaran materi dan energi dengan lingkungan. Sedangkan sistem tertutup

yaitu sistem dapat melakukan pertukaran energi tetapi tidak mengalami pertukaran

materi dengan lingkungan.Jika suatu sistem reaksi diberikan sejumlah kalor (q), maka

sistem akan melakukan kerja yang maksimum ( W = p. ΔV). Setelah kerja sistem

menyimpan sejumlah energi yang disebut energi dalam (u). Secara sistematis, perubahan

energi dalam dirumuskan sebagai berikut :

ΔU = Δq +/- ΔV

Jumlah kalor dari hasil reaksi kimia daat diukur dengan suatu alat yang disebut

kalorimeter. Jumlah kalor yang diserap kalorimeter untuk menaikkan suhu satu derajat

disebut tetapan kalorimeter, satuannya J/K.

Reaksi eksoterm : dimana sistem melepas energi. Oleh karena itu entalpi produk

(Hp) lebih kecil daripada entalpi pereaksi (HR). Akibatnya perubahan entalpinya yaitu

selisih antara entalpi produk dan entalpi pereaksi (Hp - HR) bertanda negative

ΔH = HP – HR < 0

kalor

Lingkungan

Eksoterm

sistem

Reaksi endoterm : dimana sistem menyerap energi. Oleh karena itu entalpi

produk (Hp) lebih besar daripada entalpi pereaksi (HR). Akibatnya perubahan entalpinya

yaitu selisih antara entalpi produk dan entalpi pereaksi (Hp - HR) bertanda positif

ΔH = HP – HR > 0

kalor

Lingkungan

Endoterm

Perubahan entalpi reaksi dapat ditentukan berdasarkan :

- Percobaan (kalorimeter)

- Hukum Hess

- Data entalpi pembentukan

- Data energi ikatan

Persamaan Termokimia

Yaitu persamaan reaksi yang mengikutsertakan perubahan entalpinya. Nilai delta

H yang dituliskan pada persamaan termokimia disesuaikan dengan stoikiometri reaksi,

artinya jumlah mol zat yang terlibat dalam reaksi sama dengan koefisien reaksinya.

Selanjutnya, karena entalpi reaksi juga bergantung pada wujud zat yang terlibat dalam

reaksi, maka wujud atau keadaan zat harus dinyatakan, yaitu dengan membubuhkan

indeks s untuk zat padat, l untuk zat cair, dan g untuk zat gas.

Contoh :

Pada pembentukan 1 mol air dari gas hidrogen dengan gas oksigen dibebaskan

286 kJ. Kata “dibebaskan” menyatakan bahwa reaksi tergolong eksoterm. Oleh karena

itu, ΔH = -286 kJ untuk setiap mol air yang terbentuk. Persamaan termokimianya

adalah:

H2 (g) + 1/2O2 (g) H2O (l) deltaH = -286 kJ

atau

2H2 (g) + O2 (g) 2H2O (l) deltaH = -572 kJ

(jika koefisien reaksi dikalikan dua, maka harga delta H juga harus dikalikan dua)

sistem

Kalorimeter

Adalah suatu sistem terisolasi (tidak ada pertukaran materi maupun energi

dengan lingkungan diluar kalorimeter). Dengan demikian semua kalor yang dibebaskan

oleh reaksi yang terjadi di dalam kalorimeter tidak ada yang terbuang keluar kalorimeter.

Dengan mengukur kenaikan suhu di dalam kalorimeter, kita dapat menentukan jumlah

kalor yang diserap oleh air serta perangkat kalorimeter berdasarkan rumus:

qair = m x c x Δ T

dengan q = jumlah kalor

m = massa air (larutan) dalam kalorimeter

c = kalor jenis air (larutan) dalam kalorimeter

Δ T = kenaikian suhu larutan (kalorimeter)

Oleh karena tidak ada kalor yang terbuang ke lingkungan, maka kalor reaksi

sama dengan kalor yang diserap oleh air (larutan)

q reaksi = -q larutan

Ditinjau dari jenis reaksi, terdapat empat jenis kalor, yaitu sebagai berikut.

1. Kalor pembentukan, ialah kalor yang menyertai pembentukan satu mol senyawa

langsung dari unsur-unsurnya. Contohnya ammonia (NH3), harus dibuat dari gas

nitrogen dan hidrogen, sehingga reaksinya :

½ N2 (g) + 1½ H2 (g) → NH3 (g) ΔH = -46 kJ mol-1

Karena NH3 harus 1 mol maka koefisien reaksi nitrogen dan hidrogen boleh

dituliskan sebagai pecahan. Energi yang dilepaskan sebesar 46 kJ disebut kalor

pembentukan amonia (ΔHoNH3).

2. Kalor penguraian (kebalikan dari kalor pembentukan), yaitu kalor yang menyertai

penguraian 1 mol senyawa langsung menjadi unsur-unsurnya, contoh :

HF(g) → ½ H2 (g) + ½ F2 (g) ΔH = +271 kJ mol-1

3. Kalor penetralan, ialah kalor yang menyertai pembentukan 1 mol air dari reaksi

penetralan (asam dan basa), contoh :

HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l) ΔH = 121 kJ mol-1

4. Kalor reaksi, yakni kalor yang menyertai suatu reaksi dengan koefisien yang

paling sederhana, contoh:

3H2(g) + N2(g) → 2NH3(g) ΔH = -92 kJ

Kalor yang menyertai suatu reaksi dapat ditentukan dengan percobaan

laboratorium. Zat pereaksi yang terukur direaksikan di dalam kalorimeter, yaitu alat

yang akan mengukur kalor yang dihasilkan atau diserap reaksi tersebut. Jika reaksi

eksotermik, kalor yang dihasilkan akan menaikkan suhu air dalam kalorimeter. Besarnya

kalor dapat dihitung dengan kenaikan suhu dan massa air di dalam alat tersebut.

Sebaliknya, jika reaksi endoterm, maka suhu air akan turun sehingga dapat dihitung

kalor yang diserap reaksi. Adapun manfaat positif dari termokimia, yaitu:

1) Dapat mempelajari suatu bentuk energi yang dibutuhkan oleh manusia untuk

bergerak dalam bentuk energi kinetik dan tambahan-tambahan dalam melakukan

proses fotosintesis yang membutuhkan energi dari sinar matahari. Contohnya,

dapat mempelajari energi listrik, mempelajari kalor/panas, mempelajari perubahan

energi pada suatu alat/mesin.

2) Dapat mempelajari suatu sistem atau bagian alam semesta yang menjadi objek

penelitian serta lingkungan atau bagian alam semesta yang berinteraksi dengan

satu sistem.

Sedangkan manfaat negatif dari termokimia, yaitu: Semakin mempelajari energi

dalam skala yang lebih besar, dapat menjadikan sumber kehancuran dunia. Contohnya

mempelajari energi nuklir.

VI. CARA KERJA

1. Penentuan Tetapan Kalorimeter

K=q3

∆TJoule/K

25 mL H2O

dimasukkan ke dalam kalorimeter dengan gelas ukur

dicatat temperaturnya ( T1 )

dipanaskan dalam gelas kimia sampai kenaikan suhu ± 10° C dari suhu kamar

dicatat temperaturnya ( T2 )

K

25 mL H2O

dicampur di kalorimeter dikocok dan dicatat temperaturnya ( ∆ T ) dihitung tetapan kalorimeter ( K )

2. Penentuan Kalor Reaksi Zn – CuSO4

∆ Hr=q6

0,0038Joule/mol

3. Penentuan Kalor Penetralan HCl – NaOH

∆ Hn=q9

0,0125Joule/mol

diatur temperaturnya sehingga temperatur HCl = temperatur NaOH

dicatat temperaturnya ( T5 )

dimasukkan ke dalam kalorimeter dicatat temperaturnya ( T5 )

25 mL CuSO4 1M

dimasukkan ke dalam kalorimeter dengan gelas ukur

dicatat temperaturnya ( T3 )

Serbuk Zn

dicatat temperatur maximum yang konstan ( T4 ) dihitung kalor reaksi yang terukur ( ∆ Hr )

ditimbang seberat 0,25 gram dimasukkan dalam kalorimeter

yang telah berisi CuSO4

ZnSO4 + Cu dan ∆ Hr

25 mL HCl 1M 25 mL NaOH 1M

dicampur di kalorimeter dikocok dan dicatat temperaturnya ( T6 ) dihitung kalor penetralan yang terukur ( ∆ Hn)

NaCl + H2O dan ∆ Hn

VII. HASIL PENGAMATAN

Prosedur PercobaanHasil

PengamatanDugaan / Reaksi

Kesimpulan

1. Penentuan tetapan kalorimeter

2. Penentuan kalor reaksi Zn-CuSO4

T1 = 30℃T2 = 45℃Tcamp = 37℃Q1 = m.c.∆ T = 735 JouleQ2 = m.c.∆ T = 840 JouleQ3 = 105 JouleK = 10,5 J/K

T3 = 30℃Zn = 0,25 gramT4 = 31℃CuSO4 (aq) + Zn(s)

Cu(s) + ZnSO4 (aq)

Ada endapan coklatWarna asli CuSO4 adalah biru∆ Hr = 3355,5

J/mol

T5 = 31℃

H2O dingin + H2O panas dapat menghasilkan tetapan kalorimeter

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

Menghasilkan kalor reaksi

Dua larutan yang dicampur (dalam kalorimeter) akan menghasilkan suhu akhir yang berbeda dari suhu asli kedua larutan

Reaksi berlangsung secara endoterm (∆ Hr bernilai positif)

25 mL

H2O

25 mL

H2O dimasukkan

ke dalam kalorimeter dengan gelas ukur

dicatat temperaturnya ( T1 )

dipanaskan dalam gelas kimia sampai kenaikan suhu

± 10° C dari

suhu kamar dicatat

temperaturnya ( T2 )

dicampur di kalorimeter dikocok dan dicatat

temperaturnya ( Tcamp )

dihitung tetapan kalorimeter ( K )

K

25 mL CuSO4 0,5M

Serbuk Zn

dimasukkan ke dalam kalorimeter dengan gelas ukur

dicatat temperaturnya ( T3 )

ditimbang seberat 0,25 gram

dimasukkan dalam kalorimeter yang telah berisi CuSO4

dicatat temperatur maximum yang konstan ( T4 )

dihitung kalor reaksi yang

terukur (∆ Hr )

ZnSO4 + Cu dan ∆ Hr

(endapan coklat)

3. Penentuan Kalor Penetralan HCl – NaOH

TNaOH = 31℃T6 = 32℃∆ Hn = 16042,8

J/mol

HCl (aq) + NaOH (aq)

NaCl (aq) + H2O (l) menghasilkan kalor penetralan

Reaksi berlangsung secara endoterm (∆ Hn bernilai positif)

VIII. ANALISIS DATA

Berdasarkan data hasil pengamatan percobaan pertama suhu awal 25 mL H2O

dalam kalorimeter (T1) yaitu 30℃, sedangkan 25 mL H2O (T2) yang dipanaskan

memiliki suhu 45℃, suhu campuran (Tcamp) antara kedua air tersebut adalah 37℃.

Setelah diketahui suhu-suhu tersebut maka didapatkan T1 lebih kecil dari Tcamp,

sedangkan Tcamp lebih kecil dari T2 [T1 < Tcamp < T2]. Dari perhitungan diperoleh tetapan

kalorimeter (K) = 10,5 J/K dengan menggunakan rumus:

K=q3

∆TJoule/K

Kemudian dari data hasil pengamatan percobaan kedua suhu awal 25 mL CuSO4

0,2 M dalam kalorimeter (T3) yaitu 30℃, setelah ditambahkan 0,25 gram serbuk Zn

maka terjadi perubahan suhu menjadi 32℃. Setelah dicampurkan terdapat endapan Cu

berwarna coklat kehitaman. Dari perhitungan diperoleh kalor reaksi (∆ Hr) sebesar =

3355,5 J/mol dengan menggunakan rumus : ∆ Hr=q6

0,0038Joule/mol

25 mL HCl 0,5M

25 mL NaOH 0,5M

dimasukkan ke dalam kalorimeter

dicatat temperatur-nya ( T5 )

diatur temperaturnya sehingga temperatur HCl= temperatur NaOH

dicatat temperaturnya ( T5 )

dicampur di kalorimeter dikocok dan dicatat

temperaturnya ( T6 ) dihitung kalor penetralan

yang terukur ( ∆ Hn)

NaCl + H2O dan ∆ Hn

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

Dari data hasil pengamatan percobaan ketiga, suhu awal 25 mL HCl 0,5 M

dalam kalorimeter (T5) adalah 31℃, sedangkan suhu awal pada 25 mL NaOH 0,5 M

diatur sehingga suhunya sama dengan suhu awal pada HCl. Kemudian kedua larutan

tersebut dicampur dan suhu campuran dari kedua larutan tersebut adalah 32℃. Dari

perhitungan diperoleh kalor penetralan (∆ Hn) = 16042,8 J/mol dengan menggunakan

rumus :

∆ Hn=q9

0,0125Joule/mol

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

IX. PEMBAHASAN

Berdasarkan data hasil pengamatan percobaan pertama T1 yaitu 30℃, T2 =

45℃, dan Tcamp 37℃. Suhu campuran tersebut terjadi karena suhu air panas (45℃¿

dilepas dan diserap oleh air (30℃) sehingga terjadi kesetimbangan suhu antara kedua

larutan. Kemudian didapatkan hubungan antarsuhu yaitu T1 < Tcamp < T2. Suhu-suhu

tersebut merupakan salah satu faktor untuk menentukan harga tetapan kalorimeter. Dan

dari perhitungan diperoleh tetapan kalorimeter (K) = 10,5 J/K.

Data hasil pengamatan percobaan kedua menunjukkan T3 yaitu 31℃ dan T4=

32℃. Campuran larutan CuSO4 dan serbuk Zn dalam kalorimeter menghasilkan

endapan Cu berwarna coklat kehitaman. Penambahan serbuk Zn dalam kalorimeter

bertujuan untuk mengetahui adanya endapan dan untuk mengetahui kalor reaksi yang

terukur. Dari perhitungan diperoleh kalor reaksi (∆ Hr) sebesar = 3355,5 J/mol. Nilai

∆ Hr yang positif ini menunjukkan bahwa rekasi berlangsung secara endoterm.

Kemudian pada percobaan ketiga, suhu HCl 0,5M (T5) adalah 31℃ dan suhu

awal NaOH 0,5 M yang diatur sehingga suhunya sama dengan suhu awal HCl bertujuan

untuk mengetahui terjadinya perpindahan kalor (eksoterm / endoterm ) sehingga suhu

dari asam kuat dan basa kuat tersebut harus sama, jika suhunya berbeda maka

perpindahan kalor tersebut sulit untuk ditentukan. Ketika kedua larutan tersebut

dicampur, suhu campuran naik sebesar 32℃. Dan dari perhitungan diperoleh kalor

penetralan (∆ Hn) = 16042,8 J/mol (reaksi endoterm).

X. KESIMPULAN

Dari hasil percobaan yang telah kami lakukan, dapat diambil kesimpulan sebagai

berikut :

(1) T1 lebih kecil dari Tcamp, sedangkan Tcamp lebih kecil dari T2 [T1 < ∆T < T2] dengan

tetapan kalorimeter (K) = 10,5 J/K

(2) Penambahan Zn pada larutan CuSO4 akan mengakibatkan kenaikan suhu

(pelepasan kalor dari sistem ke lingkungan atau reaksi eksoterm) dan timbulnya

endapan coklat kehitaman Cu dengan kalor reaksi (∆ Hr) sebesar = 3355,5 J/mol.

Harga ∆ Hr positif menunjukkan reaksi endoterm.

(3) Pencampuran larutan HCl dan NaOH pada suhu yang sama akan menyebabkan

kenaikan suhu (eksoterm) dengan kalor penetralan (∆ Hn) = 16042,8 J/mol.

Harga ∆ Hn positif menunjukkan reaksi endoterm.

DAFTAR PUSTAKA

Dhanh. 2011. Termokimia. http://dhahnd371.wordpress.com/2011/12/15/termokimia/

diakses tanggal 21 Oktober 2012.

Purba, Michael. 2006. KIMIA. Jakarta : Erlangga.

Syukri,S.1999. Kimia Dasar 1. Bandung : ITB.

Tim Kimia Dasar. 2012. Panduan Praktikum Kimia Dasar 1. Surabaya : UNESA.

Tim Yahoo. 2012. Apa Sajakah Manfaat Termokimia Pada Kehidupan Sehari-hari?.

http://id.answers.yahoo.com/question/index?qid=20120205223553AAZHyyj,

diakses tanggal 28 Oktober 2012.

LAMPIRAN I

LAMPIRAN II