LAPORAN PRAKTIKUM
TERMOKIMIA
I. TUJUAN
Tujuan dilakukannya percobaan ini adalah untuk :
1. Mempelajari setiap reaksi kimia disertai dengan perubahan energi.
2. Menghitung perubahan kalor beberapa reaksi dengan percobaan yang sederhana.
II. DASAR TEORI
Termokimia
adalah ilmu yang mempelajari hubungan antara energi panas dan energi
kimia. Sedangkan energi kimia didefinisikan sebagai energi yang
dikandung setiap unsur atau senyawa. Energi kimia
yang terkandung dalam suatu zat adalah semacam energi potensial zat
tersebut. Energi potensial kimia yang terkandung dalam suatu zat disebut
panas dalam atau entalpi dan dinyatakan dengan simbol H. Selisih antara entalpi reaktan dan entalpi hasil pada suatu reaksi disebut perubahan entalpi reaksi.
Dalam
percobaan ini perubahan kalor yang diamati dilakukan pada tekanan
konstan dan sistem yang diamati menyangkut cair – padat sehimgga
perubahan volume dapat diabaikan. Akibatnya kerja yang bersangkutan
dengan sistem dapat pula diabaikan (P∆V=0). Oleh karena itu perubahan
entalpi (∆H) sama dengan perubahan entalpi dalam (∆U).
Perubahan
energi dapat terjadi dalam suatu sistem maupun lingkungan. Sistem dapat
berupa gas, uap air, dan uap dalam kontak dengan cairan. Secara umum
sistem dibagi 3 macam, yaitu:
1. Sistem tersekat (terisolasi) : sistem yang tidak ada pertukaran energi maupun materi ke lingkungan. Contoh: termos.
2.
Sistem tertutup : sistem yang memungkinkan terjadinya pertukaran energi
tanpa pertukaran materi ke lingkungan. Contoh: sejumlah gas dalam
silinder yang dilengkapi penghisap.
3.
Sistem terbuka : sistem yang memungkinkan terjadinya pertukaran energi
dan materi ke lingkungan. Contohnya: suatu zat dalam gelas kimia.
Jumlah
kalor yang terlibat dalam reaksi dapat ditentukan dengan menggunakan
kalorimeter. Besaran fisika yang dapat diamati adalah temperatur.
Kalorimeter dibuat sedemikian rupa sehingga menyerupai termos ideal
dimana tidak terjadi perpindahan kalor dari kalorimeter ke isinya
(Campuran reaksi yang akan ditentukan kalor reaksinya) atau sebaliknya.
Oleh
karena itu harus ditera (yakni dengan menentukan kalor yang diserap
oleh kalorimeter). Jumlah kalor yang diserap oleh kalorimeter untuk
menaikan temperaturnya sebesar 1 derajat disebut tetapan kalorimeter.
Dalam
hal ini jumlah kalor yang dibebaskan/diserap oleh reaksi sama dengan
jumlah kalor yang diserap/dibebaskan oleh kalorimeter ditambah dengan
jumlah kalor yang diserap/dibebaskan oleh larutan didalam kalorimeter.
Oleh karena itu energi tidak dapat dimusnahkan atau diciptakan.
Maka : q reaksi + q kalorimeter + q larutan = 0
atau
q reaksi = - (q kalorimeter + q larutan)
I. DATA PENGAMATAN
a. Penetapan Tetapan Kalorimeter
T1=28
T2=38
Data Pengamatan Temperatur Air
Waktu (Menit)
|
Temperatur
|
1
|
31,50C
|
2
|
310C
|
3
|
310C
|
4
|
310C
|
5
|
310C
|
6
|
310C
|
7
|
310C
|
8
|
310C
|
9
|
310C
|
10
|
310C
|
b. Penentuan Kalor Reaksi CuSO4-Zn(s)
Berat Zn = 0,989 gram
Data Pengamatan Temperatur CuSO4
Waktu (menit)
|
Temperatur
|
0.5
|
280C
|
1
|
28,50C
|
1.5
|
28,50C
|
2
|
28,50C
|
Data Pengamatan Temperatur- Campuran Reaksi
Waktu (menit)
|
Temperatur
|
1
|
320C
|
2
|
320C
|
3
|
32.50C
|
4
|
330C
|
5
|
330C
|
6
|
330C
|
7
|
330C
|
8
|
330C
|
9
|
330C
|
10
|
330C
|
c. Penentuan kalor pelarutan ethanol-air
No.
|
Volume (mL)
|
Massa (gram)
|
Mol
(mol)
|
∆Tm
|
∆Ta
|
∆H/mol
|
Mol air/
mol ethanol
| |||
Air
|
Ethanol
|
Air
|
Ethanol
|
Air
|
Ethanol
| |||||
1.
|
18
|
29
|
18
|
22,9
|
1
|
0,49
|
5,5
|
4,5
|
1529,611
|
2,04
|
2.
|
27
|
19,3
|
27
|
15,3
|
1,5
|
0,33
|
7
|
6
|
3179,657
|
4,54
|
3.
|
36
|
14,5
|
36
|
11,5
|
2
|
0,25
|
6
|
5
|
3532,878
|
8,00
|
4.
|
36
|
11,6
|
36
|
9,2
|
2
|
0,20
|
6
|
5
|
5266,607
|
10,00
|
5.
|
26
|
5,8
|
26
|
4,6
|
1,4
|
0,10
|
4
|
3
|
3969,553
|
14,00
|
6.
|
45
|
4,8
|
45
|
3,8
|
2,5
|
0,08
|
3,5
|
2,5
|
6338,442
|
31,25
|
d. Penentuan Kalor Penetralan NaOH- HCl
Temperatur NaOH= Temperatur HCl= 270C
Data Pengamatan Temperatur Campuran Reaksi
Waktu (menit)
|
Temperatur (oC)
|
∆T (oC)
|
0.5
|
35.5
|
8,5
|
1
|
35
|
8
|
1.5
|
35
|
8
|
2
|
35
|
8
|
2.5
|
35
|
8
|
3
|
35
|
8
|
3.5
|
35
|
8
|
4
|
35
|
8
|
4.5
|
35
|
8
|
5
|
35
|
8
|
II. PERHITUNGAN DAN GRAFIK
4.1 Perhitungan
4.1.1 Menentukan tetapan kalorimeter
Dari hasil percobaan, diperoleh data sebagai berikut:
T1 = 28oC = 301K
T2 = 38oC = 311K
Ta = 31oC = 304K
ρ air = 1 gr.cm-(konstan)
c air = 4,2 J g-1 K-1
∆t = T2 – Ta
= 311 – 304 = 7K
∆T = Ta – T1
= 304 – 301 = 3K
m air = ρ air x V air
= 20 ml x 1 gr/cm3
= 20 gr
Untuk mengitung:
Q1 = kalor yang diserap air dingin
Q2 = kalor yang diserap air panas
Q3 = kalor yang diterima kalorimeter
Maka,
Q1 = m air dingin x c x ∆ T
= 20 gr x 4,2 J gr-1 K-1 x 3 K
=252 J
Q2 = m air panas x c x ∆ t
= 20 gr x 4,2 J gr-1 K-1 x 7 K
= 588 J
Q3 = Q2 - Q1
= 588 J – 252 J
= 336 J
Tetapan kalorimeter (k) :
k = 
= 
= 112 J K-1
Jadi, kita dapat tetapan kalorimeternya adalah 112 J K-1
4.1.2 Menentukan kalor reaksi dari Zn(s) – CuSO4 (aq)
Tawal = 28,5 oC = 301,5 K
Takhir = 33 oC = 306 K
C larutan = 3,52 j gr-1 K-1
r lar = 1,14 gr/cm3
Massa Zn = 0,989 gram
n CuSO4 = V x M
= 40 ml x 0,5
= 20 mmol
= 0,02 mol
n Zn = m / Mr
= 0,989 / 64,5
= 0,0153 mol
m lar = Vlar x ρlar
= 40 ml x 1,14 gr/cm3
= 45,6 gr
· Zn + CuSO4 ® Cu + ZnSO4
m 0,0153mol 0,02mol - -
r 0,0153mol 0,0153mol 0,0153mol 0,0153mol
s - 0,0047mol 0,0153mol 0,0153mol
∆ T = Takhir – Tawal
= 306 K – 301,5 K
= 4,5 oC
· Kalor yang diserap calorimeter = Qkal = k x ∆ T
= 112 J K-1 x 4,5K
= 504 J
· Kalor yang diserap larutan = Qlar = m lar x c x ∆ T
= 45,6 gr x 3,52 j gr-1 K-1 x 4,5 K
= 722,304 J
· Kalor reaksi = Qkal + Qlar
= 504 J + 722,304 J
= 1229,304 J
∆H reaksi = kalor reaksi / mol pereaksi
= 1229,304 J / 0,0153 mol
= 80346,67 J mol-1
= 80,34667 kJ mol-1
4.1.3 Penentuan Kalor Pelarutan Ethanol-Air
ρ ethanol = 0,793 gr/cm3
ρ air = 1 gr/cm3
c etanol = 1,92 j gr-1 K-1
c air = 4,2 j gr-1 K-1
∆T = ∆Ta
Massa Ethanol
ρ = m / V
m = ρ x V
1) met = 0,793 x 29 = 22,9 gr
2) met = 0,793 x 19,3 = 15,3 gr
3) met = 0,793 x 14,5 = 11,5 gr
4) met = 0,793 x 11,6 = 9,2 gr
5) met = 0,793 x 5,8 = 4,6 gr
6) m et =0,793 x 4,8 = 3,8 gr
Mol Air
n = massa / mr
1) n = 18 / 18 = 1 mol
2) n = 27 / 18 = 1,5 mol
3) n = 36 / 18 = 2 mol
4) n = 36 / 18 = 2 mol
5) n = 26 / 18 = 1,4 mol
6) n = 45 / 18 = 2,5 mol
Mol ethanol
n = massa / mr
1) n = 22,9 / 46 = 0,49 mol
2) n = 15,3 / 46 = 0,33 mol
3) n = 11,5 / 46 = 0,25 mol
4) n = 9,20 / 46 = 0,20 mol
5) n = 4,60 / 46 = 0,10 mol
6) n = 3,80 / 46 = 0,08 mol
Temperatur Ethanol
∆T = Takhir – T awal
1) ∆T = 304,5K – 299K = 5,5K
2) ∆T = 306K - 299K = 7K
3) ∆T = 305K – 299K = 6K
4) ∆T = 305K – 299K = 6K
5) ∆T = 303K - 299 K = 4K
6) ∆T = 302,5K – 299K = 3,5K
Temperatur Air
∆T = Takhir – T awal
1) ∆T = 304,5 K– 300K = 4,5K
2) ∆T = 306K – 300K = 6K
3) ∆T = 305K – 300K= 5K
4) ∆T = 305K – 300 K= 5K
5) ∆T = 303K – 300K = 3K
6) ∆T = 302,5K – 300K = 2,5K
Kalor yang diserap air (Qair)
Qair = mair x c x ∆ Ta
1) Qair = 18gr x 4.2 j gr-1 K-1 x 4,5 K = 340,2 J
2) Qair = 27gr x 4.2 j gr-1 K-1 x 6 K = 680,4 J
3) Qair = 36gr x 4.2 j gr-1 K-1 x 5 K = 756 J
4) Qair = 36gr x 4.2 j gr-1 K-1 x 5 K = 756 J
5) Qair = 26gr x 4.2 j gr-1 K-1 x 3 K = 327.6 J
6) Qair = 45gr x 4.2 j gr-1 K-1 x 2,5 K = 472,5 J
Kalor yang diserap ethanol (Qet)
Qet = met x c x ∆ Tm
1) Qet = 22,9 gr x 1,92 j gr-1 K-1 x 5,5 K = 241,824 J
2) Qet = 15,3 gr x 1,92 j gr-1 K-1 x 7 K = 205,632 J
3) Qet = 11,5 gr x 1,92 j gr-1 K-1 x 6 K = 132,48 J
4) Qet = 9,20 gr x 1,92 j gr-1 K-1 x 6 K = 105,984 J
5) Qet = 4,60 gr x 0,61 j gr-1 K-1 x 4 K = 11,224 J
6) Qet = 3,80 gr x 0,61 j gr-1 K-1 x 3,5 K = 8,113 J
Kalor yang diserap kalorimeter (Qkal)
Q kal = k x ∆T
1) Q kal = 112 J K-1 x 4,5K = 504 J
2) Q kal = 112 J K-1 x 6K = 672 J
3) Q kal = 112 J K-1 x 5K = 560 J
4) Q kal = 112 J K-1 x 5K = 560 J
5) Q kal = 112 J K-1 x 3K = 336 J
6) Q kal = 112 J K-1 x 2,5K = 280 J
Kalor pelarutan (Q)
Q = Qair + Qmet + Q kal
1) Q = 340,2 J + 241,824 J + 504 J = 1086,024 J
2) Q = 680,4 J + 205,632 J + 672 J = 1558,032 J
3) Q = 756 J + 132,48 J + 560 J = 1448,48 J
4) Q = 756 J + 105,984 J + 560 J = 1421,984 J
5) Q = 327,6 J + 11,224 J + 336 J = 674,824 J
6) Q = 472,5 J + 8,113 J + 280 J = 760,613 J
∆H Pelarutan
 |
1) ∆H = 1086,024 J / 0,71 mol = 1529,611 J mol-1
2) ∆H = 1558,032 J / 0,49 mol = 3179,657 J mol-1
3) ∆H = 1448,48 J / 0,41 mol = 3532,878 J mol-1
4) ∆H = 1421,984 J / 0,27 mol = 5266,607 J mol-1
5) ∆H = 674,824 J / 0,17 mol = 3969,553 J mol-1
6) ∆H = 760,613 J/ 0,12 mol = 6338,442 J mol-1
4.1.4 Penentuan Kalor Penetralan NaOH-HCl
TNaOH = 270C +273= 300 K
THCl = 270C +273= 300 K
ρlarutan = 1.03 gr/cm3
Clarutan = 3.96 J/gK
Tcamp/akhir = 350C +273 K =308 K
Tawal = TNaOH + THCl /2 =300 K + 300 K/2 = 300 K
Vlarutan = VHCl + V NaOH= 20 mL +20 mL =40 mL
NaOH + HCl → NaCl + H2O
· mol NaOH = 
x 2 = 0,04 mol
x 2 = 0,04 mol
· mol HCl = 
x 2 = 0,04 mol
x 2 = 0,04 mol
· ΔT = Tcamp – Tawal = 308 K-300 K = 8 K
Q1 = mlarutan x Clarutan x ΔT
= 40gr x 1,03 x 3,96.8 =1305,216 J
Q2 = k x DT
= 112. 8
= 896 J
Q3 = Q1 + Q2
= 1305,216 +896
=2201,216 J
Maka,
DH Penetralan = kalor reaksi /mol hasil reaksi
= 2201,216 /0,04= 55030,4 J/mol
=55,0304 kJ/mol
4.2 Grafik
a. Penentuan tetapan calorimeter
b. Penentuan kalor reaksi
c. Penentuan kalor penetralan NaOH-HCl
PEMBAHASAN
Termokimia atau energetika kimia dalah ilmu yang mempelajari perubahan kalor dalam
reaksi kimia. Pada percobaan kali ini, praktikan melakukan empat kali
percobaan, yaitu penentuan tetapan kalorimeter, penentuan kalor reaksi
Zn(s) – CuSO4 (aq), penentuan kalor pelarutan Ethanol-air dan penentuan
kalor penetralan NaOH – HCl.
Pada percobaan kali ini digunakan kalorimeter, yang dipergunakan untuk
mengukur jumlah kalor yang diserap atau dilepaskan. Pada percobaan ini digunakan kalorimeter karena
kalorimeter mempunyai sifat yang khas dalam mengukur panas. Ini dapat
terjadi karena kalorimeter sendiri (baik gelas , polistirena atau logam )
mengisap panas yang diserap, sehingga semua panas terukur.
A. Penentuan tetapan calorimeter
Pada percobaan penentuan tetapan kalorimeter, air yang bersuhu ruangan (28o C) dimasukkan kedalam kalorimeter ditambahkan dengan air dengan yang mempunyai suhu lebih tinggi (38oC).
Pengukuran waktu menggunakan stopwatch dilakukan bersamaan dengan
menuangkan air dengan suhu lebih tinggi kedalam kalorimeter. Pembacaan
suhu dilakukan setiap 1 menit selama 7 menit agar dapat mengetahui
perubahan kalor yang terjadi. Pengadukan campuran dilakukan untuk
mempercepat jalannya reaksi. Pada proses ini (tidak terjadi reaksi kimia
tetapi proses fisik), kenaikan tempratur air dingin (DT)
dapat dihitung dengan menggunakan pengurangan suhu maksimum yang
konstan dengan suhu air dingin (304K – 301K = 3K). Sedangkan penurunan
temperatur air panas (Dt)
dapat dihitung dengan menggunakan pengurangan suhu air panas dengan
suhu maksimum yang konstan (311K – 304K = 7K). Setelah diperoleh (DT) dan (Dt) maka dapat diperoleh tetapan sebesar 112 J K-1.
B. Penentuan kalor reaksi Zn(s)-CuSO4 (aq)
Percobaan ini bertujuan untuk menentukan nilai kalor reaksi dari 40 ml CuSO4 0,5 M dengan Zn(s) 0,989
gram. Waktu yang dibutuhkan untuk menguji larutan adalah selama 10
menit. Pada saat awal, berdasarkan rata-rata temperatur, CuSO4 memilki suhu 28,5 0C. Setelah dilakuan pencampuran dengan 0,989 gram Zn padat, suhu larutan naik menjadi 33 oC. kenaikan suhu ini terjadi. Pada menit ke-3 suhu pencampuran naik menjadi 32,5oC. pada menit ke-4 sampai menit ke 10, suhu naik sebanyak 0,5oC. Dan suhu bertahan di 33oC,
pada saat ini seluruh zat dalam larutan bereaksi seutuhnya sehingga
menghasilkan suhu maksimal, pada saat yang sama suhu larutan konstan.
Dari reaksi
Zn + CuSO4 ® Cu +ZnSO4
suhu sistem dengan lingkungan pada saat itu sudah mengalami kesetimbangan sehingga suhu sistem tetap.
Dari perhitungan didapatkan entalphi reaksinya adalah 183,9456 kJ mol-1.
Nilai ini merupakan nilai positif, ini berarti dari reaksi tersebut
terjadi reaksi endoterm, yaitu reaksi yang memerlukan kalor.
C. Penentuan kalor pelarutan ethanol-air
Percobaan ini bertujuan untuk menentukan kalor pelarutan ethanol dengan air. Pada percobaan terjadi
kenaikan suhu maka reaksi ini merupakan reaksi yang menyerap kalor
(endoterm).Percobaan dilakukan dengan berbagai perbandingan dimana
volume air semakin diperbesar sedangkan volume ethanol semakin
diperkecil, seperti pada tabel berikut:
NO
|
Perbandingan Volume
Air : ethanol
|
∆H Pelarutan (J/mol)
|
1.
|
18 : 29
|
1529,611
|
2.
|
27 : 19,3
|
3179,657
|
3.
|
36 : 14,5
|
3532,878
|
4.
|
36 : 11,6
|
5266,607
|
5.
|
26 : 5,8
|
3969,553
|
6.
|
45 : 4,8
|
6338,442
|
Dari
data di atas dapat kita lihat bahwa jika perbandingan volume air lebih
besar dibandingkan dengan volume ethanol, maka semakin besar ∆H
Pelarutannya dan jika nilai perbandingan mol air : mol ethanol semakin
besar, maka ∆H reaksinya pun semakin besar.
D. Penentuan kalor penetralan NaOH-HCl
Pada
percobaan penentuan kalor penetralan, larutan asam dan basa harus
memiliki suhu yang sama, sebab jika suhunya berbeda maka perubahan kalor
yang terjadi bukan hanya berasal dari kalor reaksi melainkan dari kalor
campuran kedua larutan dengan suhu berbeda. Setelah suhu kedua larutan sudah sama(TNaOH=THCl= 27oC),barulah
dicampurkan kedalam kalorimeter untuk melihat perubahan suhu yang
terjadi untuk menentukan perubahan kalor reaksi penetralan.
Setelah dicampurkan, ternyata suhunya mengalami kenaikan sebesar 8oC menjadi 35oC Suhu
tersebut merupakan suhu maksimal karena pada kondisi tersebut telah
terjadi penyerapan kalor dari kalorimeter ke dalam larutan campuran
(reaksi endoterm). Setelah dilakukan pengolahan data dari NaOH+HCl atau
OH- + H+ maka diperoleh nilai perubahan entalphi penetralan bernilai positif sebesar 55,0304 kJ/mol.
KESIMPULAN
- Dari
percobaan diatas dapat disimpulkan bahwa dalam setiap reaksi kimia akan
selalu disertai dengan perubahan energi. Perubahan energi ini dapat
dilihat salah satunya dari perubaan suhu yang terjadi.
- Perubahan kalor atau entalpi dapat ditentukan dengan besarnya perbedaan entalpi zat yang bereaksi dan zat hasil reaksi.
- Tetapan kalorimeter adalah sebesar 112 J K-1
- Kalor reaksi sebesar 1229,304 J Kalor reaksi tergantung pada massa zat, kalor jenis, dan perubahan suhu yang terjadi.
- Kalor reaksi tergantung pada massa zat, kalor jenis, dan perubahan suhu yang terjadi.
- Kalor pelarutan sebesar 1086,024 J; 1558,032 J; 1448,48 J; 1421,984 J; 674,824 J; 760,613J
- Kalor penetralan sebesar 55,0304 kJ/mol
- Pada
percobaan pelarutan ethanol – air, terdapat hubungan berbanding lurus
antara ∆H pelarutan dengan perbandingan mol air / mol ethanol.
DAFTAR PUSTAKA
Achmad, Drs Hiskia.1992. Wujud Zat dan Kesetimbangan Kimia. Bandung : PT Citra Aditya Bakti.
Alberty, Robert. 1992. Kimia Fisika. Jakarta: Erlangga