I. JUDUL PERCOBAAN : TERMOKIMIA
II. HARI / TANGGAL PERCOBAAN : Jumat/ 14-11-2014 / 07.00 III. SELESAI PERCOBAAN : Jumat/ 14-11-2014 / 09.00
IV. TUJUAN PERCOBAAN :
1. Membuktikan bahwa setiap reaksi kimia dengan penyerapan atau pelepasan kalor.
2. Menghitung perubahan kalor yang terjadi pada berbagai reaksi kimia.
V. TINJAUAN PUSTAKA :
Termokimia adalah salah satu ilmu yang mempelajari energi dan panas yang terkait dengan reaksi kimia atau transformasi fisik. Reaksi dapat melepaskan atau menyerap energi, dan perubahan fasa dapat melakukan hal yang sama, seperti dalam titik leleh dan titik didih. Termokimia berfokus pada perubahan energi, terutama di bursa energi sistem dengan lingkungannya. Termokimia berguna dalam memprediksi reaktan dan produk kuantitas sepanjang perjalanan reaksi yang diberikan. Dalam kombinasi dengan penentuan entropi, juga digunakan untuk memprediksi apakah reaksi spontan atau non-spontan, menguntungkan atau tidak menguntungkan. Reaksi endotermik yaitu menyerap panas. Reaksi eksotermis yaitu melepaskan panas. Termokimia coalesces konsep termodinamika dengan konsep energi dalam bentuk ikatan kimia. Subjek biasanya mencakup perhitungan jumlah seperti kapasitas panas, panas pembakaran, panas pembentukan, entalpi,
entropi,energi bebas, dan kalori.
Dalam rangka untuk menentukan sifat termokimia dari suatu proses, pertama-tama perlu untuk menulis persamaan termokimia yang mendefinisikan perubahan yang sebenarnya terjadi, baik dari segi rumus dari zat yang terlibat dan keadaan fisik mereka (suhu, tekanan, dan apakah padat, cair, atau gas untuk mengambil contoh yang sangat sederhana, di sini adalah persamaan termokimia lengkap untuk penguapan air pada titik didih normal:
O (l, 373 K, 1 atm) → O (g, 373 K, 1 atm) ΔH = 40,7 kJ mol-1
persamaantermokimia:
Kuantitas termodinamika seperti ΔH yang berhubungan dengan persamaan termokimia selalu mengacu pada jumlah mol zat eksplisit ditunjukkan dalam persamaan.
Jadi untuk sintesis air dapat kita tulis :
2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (l) ΔH = -572 kJ atau
H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (l) ΔH = -286 kJ
• persamaan termokimia untuk reaksi yang terjadi dalam larutan juga harus menentukan konsentrasi spesies terlarut.
Sebagai contoh, entalpi netralisasi asam kuat oleh basa kuat diberikan oleh H + (aq, 1M, 298 K, 1 atm) + OH- (aq, 1M, 298 K, 1 atm) →
H2O (l, 373 K, 1 atm) ΔH = 56,9 kJ mol-1
di mana aq singkatan mengacu pada ion terhidrasi karena mereka ada dalam larutan berair. Karena sebagian besar persamaan termokimia ditulis untuk kondisi standar tekanan 298 K dan 1 atm, kita dapat meninggalkan jumlah ini jika kondisi ini berlaku baik sebelum dan sesudah reaksi. Jika, di bawah kondisi yang sama, substansi yang dalam (paling stabil) keadaan fisik yang disukai, maka zat tersebut dikatakan berada dalam keadaan standar. Dengan demikian keadaan standar air pada 1 atm adalah padat di bawah 0 ° C, dan gas di atas 100 ° C. Sebuah jumlah termokimia seperti ΔH yang mengacu pada reaktan dan produk di negara-negara standar mereka dilambangkan dengan ΔH °.
• Dalam kasus zat terlarut, keadaan standar zat terlarut adalah bahwa di mana "konsentrasi efektif", yang dikenal sebagai kegiatan, adalah kesatuan.
untuk konsentrasi sampai sekitar 1M, tetapi untuk zat terlarut ionik pendekatan ini umumnya hanya berlaku untuk solusi yang lebih encer dari 0.001-0.01M, tergantung pada muatan listrik dan ukuran ion tertentu.
Perubahan entalpi untuk reaksi kimia bedanya
ΔH = Hproduk - Hreaktan
Jika reaksi tersebut merupakan pembentukan satu mol senyawa dari unsur-unsurnya di negara-negara standar mereka, seperti dalam :
H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (l) ΔH = -286 kJ
maka kita sewenang-wenang dapat mengatur entalpi unsur ke nol dan menulis :
Hf ° = ΣHf ° produk - ΣHf ° reaktan = -286 kJ - 0 = -268 kJ mol-1
yang mendefinisikan entalpi pembentukan standar air pada 298K. Nilai Hf ° = -268 kJ memberitahu kita bahwa ketika hidrogen dan oksigen, masing-masing pada tekanan 1 atm dan pada 298 K (25 ° C) bereaksi membentuk 1 mol air cair juga pada tekanan 25 ° C dan 1 atm, 268 kJ akan telah lulus dari sistem (campuran reaksi) ke lingkungan. Tanda negatif menunjukkan bahwa reaksi eksotermis : entalpi produk lebih kecil dibandingkan dengan reaktan.
Secara umum, perubahan entalpi standar untuk reaksi yang diberikan oleh ekspresi
⇒ penting ΔΣHf ° produk - ΣHf ° reaktan (2-1)
semua produk dan reaktan. Definisi di atas adalah salah satu yang paling penting dalam kimia karena memungkinkan kita untuk memprediksi perubahan entalpi reaksi apapun tanpa mengetahui lebih dari entalpi pembentukan standar produk dan reaktan, yang banyak tersedia di meja. Contoh berikut adalah menggambarkan beberapa aspek penting dari entalpi standar pembentukan zat:
• Persamaan termokimia mendefinisikan Hf ° selalu ditulis dalam hal satu mol zat tersebut:
½ N2 (g) + 3/2 H2 (g) → NH3 (g) ΔH ° = -46,1 kJ (per mol NH3)
• Panas pembentukan standar suatu senyawa selalu diambil mengacu pada bentuk elemen-elemen yang paling stabil pada 25 ° C dan tekanan 1 atm.
Sejumlah elemen, yang sulfur dan karbon adalah contoh umum, bisa eksis dalam lebih dari satu bentuk kristal padat.
Dalam kasus karbon, modifikasi grafit adalah bentuk yang lebih stabil. C(grafit) + O2 (g) → CO2 (g) ΔH ° = -393,5 kJ mol-1 C (diamond) + O2 (g) → CO2 (g) ΔH ° = -395,8 kJ mol-1
• Keadaan fisik produk dari reaksi pembentukan harus ditunjukkan secara eksplisit jika tidak yang paling stabil pada 25 ° C dan tekanan 1 atm:
H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (g) ΔH ° = -285,8 kJ mol-1 H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (g) ΔH ° = -241,8 kJ mol-1 Perhatikan bahwa perbedaan antara kedua ΔH ° nilai hanya panas penguapan air.
½ N2 (g) + O2 (g) → NO2 (g) ΔH ° = 33,2 kJ mol-1
Sebuah panas positif pembentukan sering dikaitkan dengan instability- kecenderungan molekul untuk membusuk menjadi unsur-unsurnya, meskipun tidak dengan sendirinya merupakan alasan yang cukup. Dalam banyak kasus, bagaimanapun, laju dekomposisi ini pada dasarnya adalah nol, sehingga masih mungkin untuk bahan untuk eksis. Dalam hubungan ini, perlu dicatat bahwa semua molekul akan menjadi tidak stabil pada suhu tinggi.
• Reaksi termokimia yang menentukan kalor pembentukan senyawa yang paling tidak bisa benar-benar terjadi.
Misalnya, sintesis langsung metana dari unsur-unsurnya C (grafit) + 2 H2 (g) → CH4 (g)
tidak dapat diamati secara langsung karena banyaknya reaksi lain yang mungkin antara dua elemen ini. Namun, perubahan entalpi standar untuk reaksi seperti ditemukan secara tidak langsung dari data lain, seperti yang dijelaskan di bagian selanjutnya.
• Entalpi pembentukan standar atom gas dari unsur ini dikenal sebagai panas atomisasi.
Hangatkan atomisasi selalu positif, dan penting dalam perhitungan energi ikatan.
Fe (s) → Fe (g) ΔH ° = 417 kJ mol-1
• Entalpi pembentukan standar dari ion dilarutkan dalam air dinyatakan dalam skala yang terpisah di mana yang dari H + (aq)
didefinisikan sebagai nol.
larutan yang mengandung jenis tunggal ion. Untuk alasan ini, entalpi ionik disajikan pada skala terpisah yang Hf ° ion hidrogen pada aktivitas Unit (1 M konsentrasi efektif) didefinisikan sebagai nol. Jadi untuk Ca2 + (aq), Hf ° = -248 kJ mol-1; ini berarti bahwa reaksi
Ca (s) → Ca2+ (g) + 2e ½ H2 (g) → H + (aq) + e
-(Tentu saja, tak satu pun dari reaksi ini dapat terjadi dengan sendirinya, sehingga entalpi ionik harus diukur secara tidak langsung.)
3 hukum dan termokimia perhitungan Hess '
Kita tahu bahwa dua atau lebih persamaan kimia dapat dikombinasikan aljabar untuk memberikan persamaan baru. Bahkan sebelum ilmu termodinamika dikembangkan pada akhir abad kesembilan belas, diamati bahwa memanaskan terkait dengan reaksi kimia dapat dikombinasikan dengan cara yang sama untuk menghasilkan panas reaksi lain. Sebagai contoh, perubahan entalpi standar untuk oksidasi grafit dan berlian dapat dikombinasikan untuk mendapatkan ΔH ° untuk transformasi antara kedua bentuk karbon padat, reaksi yang tidak dapat dipelajari secara eksperimental.
C (grafit) + O2 (g) → CO2 (g) ΔH ° = -393,51 kJ mol-1 C (diamond) + O2 (g) → CO2 (g) ΔH ° = -395,40 kJ mol-1
Pengurangan reaksi kedua dari yang pertama (yaitu, menulis persamaan kedua secara terbalik dan menambahkannya ke yang pertama) hasil
C (grafit) → C (diamond) ΔH ° = 1.89 kJ mol-1
memungkinkan perubahan entalpi (dan dalam fungsi termodinamika lainnya) dari sejumlah besar reaksi kimia untuk diprediksi dari basis yang relatif kecil dari data eksperimen.
Germain Henri Hess (1802-1850) adalah seorang profes
Entalpi standar pembakaran
Karena zat yang paling tidak dapat dibuat langsung dari unsur-unsur , kalor pembentukan senyawa jarang ditentukan oleh pengukuran langsung. Sebaliknya, hukum Hess digunakan untuk menghitung entalpi pembentukan dari data lebih mudah diakses. Yang paling penting dari ini adalah entalpi standar pembakaran. Kebanyakan unsur dan senyawa bergabung dengan oksigen, dan banyak dari oksidasi ini sangat eksotermis, membuat pengukuran memanaskan mereka relatif mudah. Misalnya, dengan menggabungkan kalor pembakaran karbon, hidrogen, dan metana, kita dapat memperoleh entalpi standar pembentukan metana, yang seperti disebutkan di atas, tidak dapat ditentukan secara langsung.
Kalorimetri, mengukur ΔH di laboratorium
Bagaimana perubahan entalpi ditentukan secara eksperimental ?
Pertama, Anda harus memahami bahwa jumlah hanya thermal yang dapat diamati secara langsung adalah q panas yang mengalir ke dalam atau keluar dari bejana reaksi, dan q yang secara numerik sama dengan ΔH ° hanya di bawah kondisi khusus tekanan konstan. Selain itu, q adalah sama dengan perubahan entalpi standar hanya ketika reaktan dan produk keduanya pada suhu yang sama, biasanya 25 ° C.
Pengukuran q umumnya dikenal sebagai kalorimetr. Jenis yang paling umum dari kalorimeter mengandung kuantitas yang dikenal air yang menyerap panas yang dilepaskan oleh reaksi. Karena kapasitas panas spesifik air (4,184 J g-1 K-1) diketahui presisi tinggi, pengukuran kenaikan suhu karena reaksi memungkinkan seseorang untuk menghitung jumlah panas yang dilepaskan.
Kalorimeter konstan
Dalam semua tapi kalorimeter sangat sederhana, sebagian panas yang dilepaskan oleh reaksi yang diserap oleh komponen dari kalorimeter itu sendiri. Hal itu perlu untuk "mengkalibrasi" kalorimeter dengan mengukur perubahan suhu yang dihasilkan dari pengenalan kuantitas yang dikenal panas. Yang dihasilkan konstan kalorimeter, dinyatakan dalam JK-1, dapat dianggap sebagai "kapasitas panas dari kalorimeter". Sumber dikenal panas biasanya dihasilkan dengan melewatkan kuantitas yang dikenal arus listrik melalui sebuah resistor dalam kalorimeter. Untuk reaksi yang dapat dimulai dengan menggabungkan dua solusi, kenaikan suhu dari solusi itu sendiri dapat memberikan perkiraan nilai entalpi reaksi jika kita mengasumsikan bahwa kapasitas panas dari solusi dekat dengan yang ada pada air murni - yang akan hampir true jika solusi yang encer. Misalnya, penentuan kalorimetrik sangat sederhana dari entalpi standar reaksi H + (aq) + OH- (aq)
suhu air diamati, tetapi dalam kasus ini kita perlu mengetahui nilai konstanta kalorimeter dijelaskan di atas.
Kalorimeter
Meskipun kalorimetri sederhana pada prinsipnya, praktiknya adalah seni yang sangat menuntut, terutama bila diterapkan pada proses yang berlangsung perlahan-lahan atau melibatkan perubahan panas yang sangat kecil, seperti perkecambahan biji. Kalorimeter dapat yang sederhana seperti secangkir kopi plastik busa, yang sering digunakan di laboratorium mahasiswa.
Kalorimeter penelitian-kelas, mampu mendeteksi perubahan suhu menit, lebih mungkin untuk menduduki puncak tabel, atau bahkan seluruh kamar:
volume akibat mencairnya es. Untuk mengukur kapasitas panas, sampel hangat ditempatkan di kompartemen bagian dalam, yang dikelilingi oleh
campuran es dan air.
VI. CARA KERJA :
1. Tentukan nilai kalorimeter
dicampurkan
2. Tentukan kalor reaksi Zn-CuSO4
dicampurkan
25 ml H20 (l) 25 ml H2O (l)
T1 T2
ΔT
Tetapan Kalorimeter
25 ml CuSO4 1 M 0,5 g serbuk Zn
T3
T4
3. Tentukan kalor netralisasi HCl-NaOH
atur suhu
sampai sama dengan suhu HCL
dicampur
25 ml HCl 1 M 25 ml NaOH 1 M
T5 T5
T6
VII. HASIL PENGAMATAN
No. Prosedur Hasil Dugaan /
Reaksi Kesimpulan 1.
dicampurkan
- T1 = 25°C - T2 = 35° C - Takhir = 30° C
Suhu campuran lebih besar dari pada suhu awal
sebelum dipanaskan dan
lebih kecil dari pada suhu air
setelah dipanaskan -Terjadi perpindahan kalor antara air yang dipanaskan dengan air biasa didalam calorimeter sehingga tercapai suhu kesetimbang an.
-K=105JK-1 25 ml
H20 (l)
25 ml H2O
(l)
T1 T2
ΔT
2.
dicampurkan
-T3 = 24° C -T4 = 27° C -Terdapat
endapan Zn berwarna abu-abu
CuSO4(aq) + Zn(s)
ZnSO4(aq) + Cu(s)
- Terjadi
kenaikan suhu dan terdapat endapan Cu
- Terdapat endapan Cu berwarna hitam - Merupakan
reaksi eksoterm - ΔHr=
103233,3 J / mol
25 ml CuSO4
1 M
0,5 g serbuk
Zn
T3
T4
Dicampurkan
-T5 = 25° C -T6 = 37° C
HCl(l) + NaOH(l)
NaCl(l) + H2O(l) Termasuk reaksi penetralan karena berasal dari asam kuat dan basa kuat
- Merupakan reaksi eksoterm - ΔHn=
20570 J / mol 3
25 ml HCl 1
M
25 ml NaOH 1 M
T5 T5
T6
VIII. ANALISIS DATA
Dari data, kita dapat menganalisis data. Dalam percobaan pertama, kita mendapatkan suhu air dalam kalorimeter adalah 25 ° C dan suhu air panas sampai lebih 10 ° C dari suhu kamar tidur adalah 35 ° C. kemudian, kita dapat menghitung nilai Kalorimeter bahwa kalor diserap oleh Kalorimeter adalah sekitar 105 J / K. Dalam percobaan kedua, mendapatkan suhu CuSO4 0,5 M dalam kalorimeter adalah 24 ° C dan suhu dari campuran bubuk Zn dan solusi CuSO4 dalam kalorimeter adalah 27 ° C. . maka kita dapat menghitung untuk menentukan reaksi dirilis kalor ke lingkungan sekitar 103233,3 J / mol. Dalam percobaan ketiga, suhu larutan campuran NaOH dengan larutan HCl mendapatkan suhu HCl 0,5 M dalam kalorimeter adalah 25 ° C. Jadi, kita bisa menghitung untuk menentukan kalor dilepaskan ketika netralisasi terjadi adalah sekitar 20570 J / mol.
IX. PEMBAHASAN
Dari percobaan yang telah kita lakukan hasil dari data kami menemukan bahwa semua percobaan kami adalah reaksi eksoterm, karena nilai awal suhu lebih dingin dari suhu terakhir reaksi.
X. KESIMPULAN
XI. Referensi
Achmad, Hiskia. 1994. Penuntun Praktikum Kimia Dasar. Jakarta: Depdikbud
