Friday, November 30, 2012

Laporan Praktikum Termokimia Lengkap

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
·           mol HCl    =  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

No comments:

Post a Comment

Post a Comment