Termokimia.docx

I.

Judul Percobaan

: TERMOKIMIA

II.

Tanggal/Hari Percobaan

: Rabu, 1 November 2017 Pukul 13.00 WIB

Selesai Percobaan

: Rabu, 1 November 2017 Pukul 15.30 WIB

III. Tujuan Percobaan

:

1. Membuktikan bahwa setiap reaksi kimia disertai penyerapan atau pelepasan kalor 2. Menghitung perubahan kalor yang terjadi dalam berbagai reaksi kimia IV. Kajian Pustaka

:

Termokimia adalah cabang dari termodinamika. Termokimia adalah studi tentang perubahan kalor yang menyertai reaksi. Jumlah kalor yang dipindahkan untuk suatu reaksi diantara sistem dan lingkungannya pada tekanan tetap disebut kalor reaksi yang dinyatakan dengan ΔH. Satuan tenaga panas biasanya dinyatakan sebagai kalor, joule, atau kilokalori. Reaksi kimia yang menyangkut pemecahan dan atau pembentukan ikatan kimia selalu berhubungan dengan penyerapan atau pelepasan panas. Jika reaksi berlangsung pada tekanan tetap, ΔH=qp

.

kalor reaksi dari

perubahan kimia dalah perbedaan antara kalor hasil reaksi dan pereaksi dari suatu reaksi. ΔH = H hasil reaksi – H pereaksi Biasanya untuk membahas reaksi kimia digunakan perubahan entalpi molar standar ΔH. ΔH merupakan perubahan entalpi sistem, pereaksi berubah menjadi hasil reaksi dalam keadaan standar untuk reaksi 1 mol. Keadaan standar suatu zat adalah keadaan pada tekanan 1 atm. Macam - macam perubahan entalpi : 1. Perubahan Entalpi pembentukan standar (∆Hf°), adalah perubahan entalpi untuk pembentukan senyawa 1 mol dari unsur - unsurnya pada kondisi standar. 2. Perubahan Entalpi penguraian standar (∆Hd°), adalah perubahan entalpi yang terjadi pada reaksi penguraian 1 mol zat menjadi unsur - unsur pada keadaan standar. 3. Perubahan Entalpi pembakaran (∆Hc°), adalah perubahan entalpi yang terjadi pada pembakaran 1 mol unsur pada keadaan standar.

4. Perubahan Entalpi netralisasi (∆Hn°), adalah perubahan entalpi yang terjadi pada reaksi asam dan basa. 5. Perubahan Entalpi reaksi ∆H = ∆H produk - ∆H reaktan Sistem adalah sejumlah zat atau campuran yang dipelajari sifat - sifat dan perilakunya (bagian dari alam semesta yang jadi pusat perhatian). System dapat berupa gas, uap air, dan uap dalam kontak dalam cairan. Secara umum system digolongkan dalam 3 bagian yaitu: Sistem terbuka merupakan sistem yang memungkinkan terjadinya pertukaran energi dan materi ke lingkungan, contohnya suatu zat dalam gelas kimia, Sistem tertutu merupakan sistem yang memungkinkan terjadinya pertukaran energi tanpa pertukaran materi ke lingkungan, contohnya: sejumlah gas dalam silinder yang dilengkapi penghisap,Sistem terisolasi merupakan system yang tidak ada pertukaran energi maupun materi ke lingkungan. Sementara lingkungan adalah area diluar system atau area yang melindungi system, contohnya adalah tempat berlangsungnya reaksi kima: alat-alat, wadah, tabung reaksi, udara. Jika kalor dipindahkan dari sistem ke lingkungan, maka reaksi bersangkutan merupakan reaksi eksoterm. Reaksi eksoterm yaitu reaksi yang membebaskan kalor. Kalor mengalir dari sistem ke lingkungan (terjadi penurunan entalpi). Entalpi produk lebih kecil daripada entalpi pereaksi. Oleh karena itu, perubahan entalpinya bertanda negatif. Pada reaksi eksoterm umumnya suhu sistem menjadi naik, adanya kenaikan suhu inilah yang menyebabkan sistem melepas kalor ke lingkungan. Sedangkan jika kalor dipindahkan ke sistem dari lingkungan, maka reaksi bersifat endoterm. Reaksi endoterm yaitu reaksi yang memerlukan kalor. Kalor mengalir dari lingkungan ke sistem (terjadi kenaikan entalpi). Entalpi produk lebih besar daripada entalpi pereaksi. Oleh karena itu, perubahan entalpinya bertanda positif. Pada reaksi endoterm umumnya suhu sistem terjadi penurunan, adanya penurunan suhu inilah yang menyebabkan sistem menyerap kalor dari lingkungan.

Jika suatu sistem reaksi diberikan sejumlah energi dalam bentuk kalor (q), maka sistem akan melakukan kerja yang maksimum (w = p x ∆V). Setelah kerja sistem menyimpan sejumlah energi yang disebut energi dalam (U). Secara matematis, perubahan energi dalam dirumuskan sebagai berikut ∆U = ∆q ± ∆V Jumlah kalor dari hasil reaksi kimia dapat diukur dengan suatu alat yang disebut kalorimeter. Ada bermacam macam calorimeter, salah satunya kalorimeter bom dan kalorimeter termos. Kalorimeter bom dapat digunakan untuk pengukuran yang sangat cermat. Kalorimeter termos atau kalorimeter stirobusa merupakan kalorimeter yang sederhana. Jumlah kalor yang diserap kalorimeter untuk menaikkan suhu satu derajat disebut tetapan kalorimeter, satuannya Joule/Kelvin. Kuantitas kalor yang diperlukan untuk mengubah suhu satu gram air sebesar satu derajat celcius disebut dengan kalor. Kuantitas kalor yang diperlukan untuk mengubah suhu suatu sistem sebesar satu derajat celcius disebut kapasitas kalor. Hubungan antara kuantitas kalor, massa zat, kalor spesifik, dan perubahan suhu adalah: Q = m x C x ∆T dimana Q memiliki satuan Joule. 1 Joule setara dengan 0,24 kalori. Kapasitas kalor suatu sistem didefinisikan sebagai jumlah kalor yang diperlukan untuk menaikkan suhu sitem sebesar 1oC atau 1 K. Kalor jenis adalah sifat intensif yang berhubungan dengan kapasitas kalor. Kalor jenis didefinisikan sebagai jumlah kalor yang diperlukan untuk menaikkan suhu 1 gram zat sebanyak 1oC. Kesetimbangan termal tercapai bila dua benda atau sistem mencapai suhu yang sama dan berhenti untuk bertukar energy melalui panas. Ketika dua benda ditempatkan bersama sama dalam objek yang lebih panas lebih akan kehilangan energy ke ojek yang memiliki energy panas sedikit. Akhirnya, suhu keduanya akan sama dan terjadi pertukaran energy. Pada titik ini keduanya berada pada kesetimbangan termal.

V.

Alat dan Bahan

:

1. Alat 

Kalorimeter

1 Buah



Pipet ukur

1 Buah



Termometer

1 Buah



Gelas Kimia 100 mL

1 Buah



Kaki tiga

1 Buah



Pembakar spirtus

1 Buah



Kassa

1 Buah



CuSO4 1 M

20 mL



NaOH 1 M

20 mL



HCl 1 M

20 mL



Serbuk Zn

0,2 gram



Aquades

secukupnya

2. Bahan

VI.

Alur Praktikum 1. Penentuan tetapan calorimeter Air        

Diambil 25 ml menggunakan pipet ukur Dimasukkan kedalam calorimeter Dicatat temperaturnya (T1) Diambil 25 ml air yang lain Dipanaskan hingga kenaikan suhu 100C dari suhu kamar Dicatat temperaturnya (T2) Air yang dipanaskan dimasukkan ke dalam calorimeter yang berisi air, kemudian ditutup Dikocok dan dicatat temperatur maksimumnya (∆T) ∆T

2. Penentuan kalor reaksi Zn – CuSO4 CuSO4 1M     

Diambil 25 ml menggunakan pipet ukur Dimasukkan ke dalam kalorimeter Dicatat temperaturnya (T3) Serbuk Zn ditimbang 0,5 g Serbuk Zn dimasukkan ke dalam calorimeter yang berisi larutan CuSO4, kemudian ditutup Dikocok dan dicatat temperatur maksimumnya(T4) Dihitung kalor reaksinya

 

∆Hr

3. Penetuan kalor penetralan HCl – NaOH HCl 1 M     

Diambil 25 ml menggunakan pipet ukur Dimasukkan ke dalam kalorimeter Dicatat temperaturnya (T5) Larutan NaOH 1 M diambil 25 ml Diukur temperatur NaOH dandipastikan sama dengan temperatur HCl  Larutan NaOH dan HCl dicampurkan di dalam kalorimeter kemudian ditutup  Dikocok dan dicatat temperatur maksimumnya (T6)  Dihitung kalor penetralan ∆Hn

VIII. Analisis dan Pembahasan Percobaan ini berjudul termokimia, percobaan ini bertujuan untuk membuktikan bahwa setiap reaksi kimia disertai pelepasan dan penyerapan kalor, dan menghitung perubahan kalor yang terjadi dalam berbagai reaksi kimia.

1. Percobaan 1 Penentuan Tetapan Kalorimeter Percobaan 1 dilakukan untuk mengetahui besarnya nilai tetapan kalorimeter yang digunakan dalam praktikum. a. Kalor yang diserap air dingin (q1) q1 = m air dingin x c air dingin x kenaikan suhu = 20 g x 4,2 J/g K x 4oC = 336 J b. Kalor yang diserap air panas (q2) q2 = m air panas x c air panas x kenaikan suhu = 20 g x 4,2 J/g K x 6oC = 504 J c. Kalor yang diserap kalorimeter (q3) q3 = q2 – q1 = 504 J – 336 J = 168 J d. Tetapan kalorimeter (K) 𝑞3

K = (∆𝑇−𝑇1) 168

= (308 −304) =

168 4

= 42 J/K

Pada percobaan pertama, 20mL air dengan suhu normal dimasukkan kedalam kalorimeter. diukur temperaturnya (T1) yakni sebesar 304oK. Setelah itu, air yang lain sebanyak 20 mL dipanaskan

sampai temperaturnya naik 10º C dari suhu T1 atau hingga suhu air (T2) itu mencapai 314o K. Selanjutnya aquades yang telah dipanaskan tadi dicampur dengan aquades bersuhu nornal yang ada dalam kalorimeter. Lalu diaduk hingga keduanya bercampur. Kemudian, diukur suhu campuran (ΔT) tersebut yakni sebesar 308 oK. Diperoleh nilai dari q1 sebasar 336 Joule, nilai q2 sebesar 504 Joule, dan q3 sebesar 168 Joule. Dengan demikian dapat diitung tetapan kalorimeter dan diperoleh nilai tetapan kalorimeter sebesar 42 J/K. Pada percobaan pertama tidak terjadi reaksi karena apabila air direaksikan dengan air maka akan tetap menghasilkan molekul air (molekul yang direaksikan sama). Reaksi pada percobaan ini merupakan reaksi kesetimbangan termal, dimana kesetimbanagn termal itu terjadi apabila dua buah benda yang memiliki kalor berbeda dijadikan pada suatu tempat maka didalamnya terjadi pertukaran energy yaitu penyerapan dan pelepasan kalor, dan dihasilkan suhu yang konstan yang diperoleh dari percampuran tersebut.

2. Percobaan 2 Penentuan Kalor Reaksi Zn – CuSO4 Percobaan kedua dilakukan untuk mengetahui besarnya kalor reaksi pada reaksi Zn – CuSO4. Persamaa reaksi pada percobaan pertama yaitu: CuSO4(aq) + Zn(s) Mol Zn = massa / Mr = 0,5 / 65,4 = 0,007 mol Mol CuSO4= M x V = 1 x 0,02 = 0,02 mol

ZnSO4(aq) + Cu(s)

CuSO4(aq) + Zn(s)

ZnSO4(aq) + Cu(s)

Mula-mula :

0,020

0,007

-

-

Reaksi

0,007

0,007

0,005

0,005

0,013

-

0,007

0,007

Sisa

: :

Massa ZnSO4 = mol x Mr ZnSO4 = 0,007 x 161 = 1,127 gram a. Kalor yang diserap kalorimeter (q4) q4 = k x (T4 – T3) = 42 J/K x 4 = 168 J b. Kalor yang diserap larutan (q5) q2 = m larutan x c larutan x kenaikan suhu = 20 g x 3,69 J/g K x 4oC = 16,63 J c. Kalor yang diserap kalorimeter (q6) q6 = -(q5 + q4) = - (168 J – 16,63 J) = - 184,63 J d. Kalor reaksi yang dihasilkan dalam satu mol larutan 𝑞6

ΔHr = 𝑚𝑜𝑙 𝑝𝑒𝑚𝑏𝑎𝑡𝑎𝑠 =

−184,63 0,007

= -26.357,71 Joule/mol Pada percobaan yang kedua dimasukkan CuSO4 dengan konsentrasi 1M sebanyak 20 mL ke dalam kalorimeter. Lalu diukur suhu CuSO4 dengan menggunakan termometer sehingga diperoleh suhu CuSO4 (T3) sebesar 304 K. Lalu memasukkan serbuk Zn sebanyak 0,5 gram kedalam kalorimeter yang telah berisi CuSO4. Diaduk hingga tercampur dan diukur suhu campuran, maka diperoleh suhu campuran (T4) sebesar 308 K. Kemudian diperoleh

nilai q4 sebesar 168 J, nilai q5 sebesar 16,63 J, dan nilai q6 sebesar ( -184,63 ) J, dan kemudian diperoleh kalor reaksi sebessar 26.357,71 Joule /mol. Pada percobaan kedua terjadi reaksi CuSO4(aq) +Zn(s)  ZnSO4(aq) +Cu(s). Reaksi ini termasuk reaksi eksoterm yaitu terjadi reaksi pelepasan kalor dari sistem ke lingkungan. Pada percobaan ini Zn melepas kalor sehingga menimbulkan panas dan timbulnya endapan zn yang berwarna merah bata. Reaksi eksoterm pada percobaan ini ditandai dengan panas pada calorimeter.

3. Percobaan 3 Kalor Penetralan HCl – NaOH Praktikum ketiga dilakukan untuk mengetahui nilai kalor penetralan HCl – NaOH. Persamaan reaksi pada percobaan ketiga adalah : HCl(aq)

+

NaOH(aq)

NaCl(aq)

+

H2O(l)

Mol HCl = M x V = 1 x 0,02 L = 0,02 mol

Mol NaOH = M x V = 1 x 0,02 L = 0,02 mol

HCl(aq) + Mula-mula : 0,02 Reaksi

Sisa

:

:

NaOH(aq) 0,02

NaCl(aq) -

0,02

0,02

0,02

-

Massa NaCl = 0,02 x 58,5 = 1,17 g

-

0,02

+

H2O(l) 0,02

0,02

a. q7= mlarutan x c larutan x kenaikan suhu = 1,17 gram x 3,69 J/gram K x 4 K = 12,27 Joule b. q8

= K x (T6-T5) = 42 x 4 = 168 Joule

c. q9

= - ( q7+q8) = - (17,27 + 168) = -185,27 Joule q

9 e. ∆Hn = mol larutan NaCl

=−

185,27 0,02

= - 9263,5 Joule/mol

Pada

percobaan

yang

ketiga

dimasukkan

HCl

dengan

konsentrasi 1 M sebanyak 20 mL kedalam kalorimeter. diukur suhu HCl itu dan diperoleh suhu (T5) sebesar 304 K. Selanjutnya mengambil NaOH dengan konsentrasi 1 M sebanyak 20 mL dan mengatur suhunya agar sama dengan suhu HCl. Lalu

masukkan

NaOH tersebut ke dalam kalorimeter yang di dalam telah terdapat HCl. Diaduk agar kedua larutan itu tercampur dan diukur suhu campurannya (T6) sebesar 308 K. Kemudian berdasarkan data dan perhitungan diatas diperoleh kalor yang diserap larutan (q7) sebesar 17,27 Joule, kemudian kalor yang diserap kalorimeter (q8 ) sebesar 168 Joule. Kemudian kalor yang dihasilkan sistem reaksi (q9) sebesar (-185,27) Joule. Dengan demikian kami dapat dihitung kalor penetralan yang dihasilkan dalam satu mol larutan (ΔHn). Maka diperoleh nilai kalor penetralan (ΔHn) sebesar (-9263,5) Joule/mol. Pada percobaan ketiga terjadi reaksi HCl(aq) +NaOH(aq) NaCl(aq) +H2O(l) Apabila asam klorida dan natrium hidroksida direaksikan maka menghasilkan natrium klorida dan air. Reaksi ini termasuk reaksi eksoterm yaitu reaksi pelepasan atau pembebasan

kalor dari sistem ke lingkungan. Pada percobaan ini ditandai dengan timbulnya panas pada kalorimeter dan juga dapat dilihat dari nilai yang diperoleh bertanda negatife (-), hal tersebut menunjukkan bahwa reaksi diatas merupakan reaksi eksoterm.

IX. Kesimpulan Berdasarkan ketiga percobaan yang dilakukan yakni menentukan tetapan kalorimeter, dan penentuan kalor reaksi Zn-CuSO4, penentuan kalor penetralan HCl-NaOH, dapat disimpulkan bahwa: 1. Dalam setiap reaksi kimia selalu disertai dengan pelepasan atau penyerapan kalor. Hal tersebut dapat dibuktikan dengan terjadinya kenaikan atau penurunan suhu setelah berlangsungnya reaksi. Selain itu juga dibuktikan dengan reaksi kesetimbanagn termal pada percobaan 1, dan reaksi eksotermal pada percobaan 2 dan 3. Hal terserbut membuktikan bahwa suatu reaksi disertai dengan penyerapan dan pelepasan kalor. 2. Perubahan Kalor reaksi (∆Hr) yang dihasilkan dalam reaksi Zn – CuSO4 adalah (- -26357,71) Joule/mol. Sedangkan kalor penetrala (∆Hn )yang dihasilkan pada reaksi penetralan HCl – NaOH adalah sebesar (-9263,5) Joule/mol.

X.

Daftar Pustaka

Brady, J.C. 1999. Kimia Universitas Asas dan Struktur, Jakarta; Binarupa Aksara. Chang, Raymond. 2003. Kimia Dasar Konsep-konsep Inti, Jakarta; ERLANGGA. Dwi, Krisna.2014.Rangkuman Materi Termokimia.Online. Web Publikasi : http://bisakimia. com/2014/10/30/rangkuman-materitermokimia/3/.Diakses pada tanggal 26 September 2016. Sukarna, I Made. 2003. Kimia Dasar I, Yogyakarta; Unipress. Tim Kimia Dasar. 2017. Petunjuk Praktikum Kimia Dasar 1. Surabaya : Jurusan Kimia FMIPA UNESA. Tim Penulis Kimia Umum. 2013. KIMIA UMUM. Surabaya : FMIPA UNESA

LAMPIRAN PERCOBAAN 1

Mengambil 20 mL air kemudian tuang kedalam calorimeter dan ukur suhunya.

Memasukkan air yang telah dipanaskan kedalam calorimeter yang telah berisi air biasa. Diaduk dan dicatat suhunya

Mengambil 20 mL air yang lain kemudian dipanaskan hingga kenaikan suhu 10O C

PERCOBAAN 2

Mengambil 20 mL CuSO4 kemudian dimasukkan kedalam kalorimeter dan catat suhunya.

Diaduk sebentar dan catat suhunya

Ditambahkan 0,5 gram serbuk Zn dan dimasukkan kedalam kalorimeter

PERCOBAAN 3

Mengambil 20 mL NaOh dan HCl

Memasukkan NaOH dan HCl kedalam kalorimeter

Mengukur suhu HCl (suhu NaOH harus sama dengan HCl)

Diaduk dan dicatat suhunya