PRAKTIKUM KIMIA DASAR II TERMOKIMIA
Oleh :
Khoirul Abidin (1408105019) Kelompok 7A
JURUSAN KIMIA
FAKULTAS MATEMATIKA DAN ILMU PENGETAHUAN ALAM UNIVERSITAS UDAYANA
TERMOKIMIA
I.TUJUAN
1. Mempelajari setiap reaksi kimia yang disertai perubahan energi. 2. Mengenal alat kalorimeter tekanan tetap.
3. Memahami cara kerja alat kalorimeter tekanan tetap.
4. Mampu menggunakan alat kalorimeter tekanan tetap untuk mengukur kalor reaksi suatu larutan.
5. Menghitung kapasitas kalorimeter dan kalor reaksi dalam suaktu reaksi.
II.DASAR TEORI
Pengertian Termokimia
Termokimia adalah ilmu yang memperlajari perubahan-perubahan energi yang disertai suatu proses fisika dan kimia. Pelajaran ini mencakup dua sasaran yaitu, penentuan kalor reaksi dalam termokimia dan penentuan arah suatu proses serta sifat-sifat sistem dalam kesetimbangan. (Tim Kimia Dasar,2015)
Hampir dalam setiap reaksi kimia selalu terjadi penyerapan dan pelepasan energi. Kita mengetahui bahwa salah satu bentuk energi yang dapat dipertukarkan antara sistem dengan lingkungan adalah kalor atau panas. (Tim Kimia Dasar,2015)
Termokimia merupakan cabang ilmu kimia yang mempelajari kalor reaksi yang terlibat dalam suatu reaksi kimia. Oleh karena kalor reaksi adalah suatu bentuk energi dan sebagian besar reaksi kimia berlangsung pada tekanan tetap, maka kalor reaksi dinyatakan sebagai perubahan entalpi ( ∆ H). (Brady,1999)
persamaan akan menghasilkan reaksi yang kita inginkan. Jika suatu persamaan reaksi dikalikan (atau dibagi) dengan sutu angka, perubahan entalpinya juga harus dikali (dibagi). Jika persamaan itu dibalik maka tanda perubahan entalpi harus dibalik pula (yaitu menjadi –ΔH). (Johari, 2006)
Termokimia merupakan penerapan hukum pertama termodinamika terhadap peristiwa kimia yang membahas tentang kalor yang menyertai reaksi kimia.Termodinamika kimia dapat didefenisikan sebagai cabang kimia yang menangani hubungan kalor, kerja dan bentuk lain energi, dengan kesetimbangan dalam reaksi kimia dan dalam perubahan keadaan. Termokimia erat kaitannya dengan termodinamika, karena termokimia menangani pengukuran dan penafsiran perubahan kalor yang menyertai reaksi kimia, perubahan keadaan dan pembentukan larutan.(Anonim,2012)
Termodinamika merupakan ilmu tentang energi, yang secara spesifik membahas tentang hubungan antara energi panas dengan kerja. Seperti telah diketahui bahwa energi di alam dapat terwujud dalam berbagai bentuk, selain energi panas dan kerja, yaitu energi kimia, energi listrik, energi nuklir, energi gelombang elektromagnetic, energi akibat gaya magnit, dan lain-lain. Energi dapat berubah dari satu bentuk ke bentuk lain, baik secara alami maupun hasil rekayasa tehnologi. Selain itu energi di alam semesta bersifat kekal, tidak dapat dibangkitkan atau dihilangkan, yang terjadi adalah perubahan energi dari satu bentuk menjadi bentuk lain tanpa ada pengurangan atau penambahan. Prinsip ini disebut sebagai prinsip konservasi atau kekekalan energi. (Anonim,2012)
Suatu sistem termodinamika adalah suatu masa atau daerah yang dipilih untuk dijadikan obyek analisis. Daerah sekitar sistem tersebut disebut sebagai lingkungan. Batas antara sistem dengan lingkungannya disebut batas sistem (boundary), aplikasinya batas sistem merupakan bagian dari sistem maupu lingkungannya, dan dapat tetap atau dapat berubah posisi atau bergerak.Penerapan hukum termodinamika pertama dalam bidang kimia merupakan bahan kajian dari termokimia. Hukum I Termodinamika menyatakan:“Energi tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan, tetapi dapat diubah dari satu bentuk ke bentuk yang lain, atau energi alam semesta adalah konstan.” (Anonim,2012)
Reaksi kimia berlangsung disertai perubahan energi berupa penyerapan atau pelepasan kalor (panas). Reaksi kimia yang melibatkan penyerapan kalor disebut reaksi endoterm, sedangkan reaksi kimia yang melibatkan pelepasan kalor disebut reaksi eksoterm.(Anonim,2012
Panas reaksi dapat dinyatakan sebagai perubahan energi produk dan reaktan pada voleme konstan ( ∆ E ) atau pada tekanan konstan ( ∆ H ). Sebagai contoh adalah reaksi :
Reaktan (T) → Produk (T) ∆ E=E (produk) – E (reaktan)
Pada temperatur konstan dan volume konstan, sedangkan ∆ H=H (produk) – H (reaktan)
Pada temperatur konstan dan tekanan konstan. (SK. Dogra dan S. Dogra,2008) Satuan SI untuk E atau H adalah Joule, yaitu satuan energi, tetapi satuan umum yang lain adalah kalori. Umumnya harga E atau H untuk tiap reaktan atau produk dinyatakan sebagai Joule mol-1(J/mol) atau (kJ/mol) pada temperatur konstan tertentu, biasanya 298 K. Jika ∆ E atau ∆ H positif, reaksi dikatakan “endotermis” dan jika ∆ E atau ∆ H negatif, reaksi dikatakan “eksotermis”. (SK. Dogra dan S. Dogra,2008)
III.ALAT DAN BAHAN Alat
1. Kalaorimeter 2. Gelas ukur 3. Gelas kimia 4. Labu ukur 5. Batang pengaduk 6. Termometer Bahan
IV.LANGKAH KERJA
Percobaan 1 : Penentuan Kapasitas kalor suatu kalorimeter
Disediakan 2 buah gelas plastik bertutup, termometer dan batang pengaduk. Kemudian dimasukan 50 mL larutan HCl 1 M ke dalam gelas kimia 100 mL, diukur termperatur larutan HCl. Dalam gelas kimia yang lain dimasukan 50 mL larutan NaOH 1 M dan diukur temperaturnya. Jika temperatur kedua larutan sudah sama, dimasukan kedua larutan dalam kalorimeter . Dicatat temperatur maskimal yang dicapai oleh campurang kedua larutan. Diketahui kalor reaksi netralisasi HCL dengan NaOH adalah -56,2 kJ/mol dan dianggap densitas dan kalor jenis campuran larutan ini sama dengan densitas dan kalor jenis air (1 gr/L dan 4,184 J/gr ℃ ). Diulangi percobaan sebanyak dua kali, ditentukan kapasitas kalor dari masing-masing percobaan dan ditentukan kapasitas kalor kalorimeter rata-rata.
Percobaan 2 : Penentuan kalor reaksi larutan
Digunakan kalorimeter pada percobaan pertama, yang sudah dicuci. Dimasukan 5 gram serbuk CaCl2 ke dalam kalorimeter, kemudian ditambah 50 mL air, namun sebelum penambahan diukur suhu air tersebut. Sambil diaduk dicatat suhu maksimal dalam kalorimeter setelah ditambah air, setelah diperoleh suhu yang stabil larutan CaCl2 ditambah 50 mL air lagi. Sambil diaduk dicatat suhu maksimal larutan setelah ditambah air. Diulangi percobaan ini sekalai lagi. Ditentukan kalor reaksi dan kalor pengenceran larutan tersebut.
V.HASIL PENGAMATAN Percobaan 1
No. Uraian Temperatur Pengamatan (℃ )
1 50 mL larutan HCl 1 M 33
50 mL larutan NaOH 1 M 33
Campuran kedua larutan 39
2 50 mL larutan HCl 1 M 33
50 mL larutan NaOH 1 M 33
Percobaan 2
No. Uraian Temperatur Pengamatan (℃
)
1 Air 31
Larutan CaCl2* 41
Larutan CaCl2** 40
Larutan CaCl2 + 50 mL air 36
2 Air 31
Larutan CaCl2* 41
Larutan CaCl2** 40
Larutan CaCl2 + 50 mL air 36 *Temperatur maksimal yang dicapai
**Temperatur stabil dari larutan
PERHITUNGAN Percobaan 1
Qkalorimeter = kkal . ∆ T
kkal = Ckal = Tetapan kalorimeter/kapasitas kalor kalorimeter Qlarutan = mlar . clar . ∆ T
mlar = Vlar . dlar
mlar = 100 mL. 1 gr/mL mlar = 100 gr
n H2O = Mrgr
n H2O = 100 18 n H2O = 5,6 mol
Qreaksi = - (Qkalorimeter + Qlarutan) -312,22 kJ = -. ∆ T (Ckal+ m . clar) 312,22 kJ = 6Ckalorimeter + 2,51 04 kJ
6Ckalorimeter = 312,22 kJ – 2,5104 kJ/mol ℃
Ckalorimeter = 309,7096 6
Ckal = 51,618 kJ/ ℃
´
Ckal .=Ckal.1+Ckal.2
2
´
Ckal .=
51,618+51,618
2 =
103,236
2 =51,618kJ/℃ Percobaan 2
Qpeng. = Qrks. 2 – Qrks.1
kkal.atau Ckal. = 51,618 kJ/ ℃ ∆ T 1 = 10 ℃
∆ T 2 = 5 ℃
M CaCl2 = gr Mr x
1000 V
M CaCl2 = 1105 x100050
M CaCl2 = 0,9 M n CaCl2 = M . V
n CaCl2 = 0,9 M . 0,05 L n CaCl2 = 0,045 mol Qreaksi 1 = - (Qkal 1 + Qlar 1)
Qrks.1 = - (kkal . ∆ T + m1.c. ∆ T )
Qrks.1 = - (516,18 kJ + 2,092 kJ) Qrks.1 = - 518,272 kJ
Qrks.2 = - (kkal . ∆ T + m2.c. ∆ T )
Qrks. 2 = - (51,618 kJ/ ℃ . 5 ℃ + 100 gr . 4,184 .10-3 kJ/gr ℃ . 5 ℃ ) Qrks.2 = - (258,09 kJ + 2,092 kJ)
Qrks.2 = - 260,182 kJ
Qpeng. = Qrks.2 – Qrks.1
Qpeng. = -260,182 kJ – (-518,272 kJ) Qpeng = + 258,09 kJ
Qpeng/mol =
Qpeng. nCaCl2
Qpeng./mol = 258,09 0,045 Qpeng/mol = 5735,3 kJ/mol
VI.PEMBAHASAN
Dalam percobaan termokimia kali ini dilakukan 2 percobaan pengukuran. Pertama digunakan 50 mL larutan HCl 1 M dengan 50 mL larutan NaOH 1 M pada suhu awal 33 ℃ , setelah kedua larutan dicampur dalam kalorimeter diperoleh suhu campuran 39 ℃ , dengan diketahuinya kalor reaksi netralisasi antara HCl dan NaOH adalah 56,2 kJ/mol, sedangkan densitas dan kalor jenisnya dianggap seperti air (d = 1 gr/mL dan c = 4,184 J/gr ℃ ). Diulang lagi satu kali percobaan dan diperoleh data yang sama, suhu mula-mula kedua larutan 33 ℃
dan suhu campuran adalah 39 ℃ . Dari perhitungan diperoleh kapasitas kalor kalorimeter adalah 51,618 kJ/ ℃ , dan kapasitas kalor kalorimeter rata-ratanya adalah 51,618 kJ/ ℃ .
Pada percobaan kedua, digunakan 5 gram CaCl2 yang ditambah 50 mL air, suhu mula-mula air adalah 31 ℃ . Kemudia saat air ditambah ke dalam
stabilnya mencapai 40 ℃ . Kemudian larutan diencerkan dengan 50 mL air, suhu dalam termometer menunjukan 36 ℃. Diulangi satu kali lagi percobaan dan memperoleh hasil yang sama yakni 5 gram CaCl2 ditambah 50 mL air yang bersuhu 31 ℃ , suhu maksimal yang dicapai adalah 41 ℃ , setelah
diencerkan dengan ditambahkan 50 mL air suhu berubah menjadi 36 ℃ . Dari perhitungan diperoleh kalor reaksi pertama sebesar - 518,272 kJ dan kalor reaksi kedua -260,182 kJ, sedangkan untuk kalor pengenceran diperoleh +258,09 kJ dan kalor pengenceran per molnya adalah 5735,5 kJ/mol.
VII.KESIMPULAN
1. Kalorimeter yang merupakan sistem terisolasi mempunyai tetapan untuk menentukan jumlah Joule yang terlibat dalam merubah suhu
2. Kalor yang terlibat dalam reaksi berfungsi merubah suhu tiap mol zat 3. Kalorimeter memiliki tetapan untuk menyerap atau melepas energi
terhadap lingkungan
4. Tetapan kalorimeter adalah 51,618 kJ/ ℃
5. Kapasitas kalor kalorimeter rata-rata adalah 51,618 kJ/ ℃
DAFTAR PUSTAKA
Anonim.2012.Termokimia dan Entalpi. http://ramadhanakurnia.blogspot.com. Diakses pada tanggal 31 Maret 2015, jam 10.30 WITA
Brady, J.E.1999. Kimia Universitas Asas dan Struktur Jilid Satu.Binarupa Aksara:Jakarta
Dogra S.K. dan . Dogra.2008.Kimia Fisik dan Soal-Soal.UI-Press.Jakarta
Johari, J.M.C., Rachmawati, M. 2006. Kimia 2. Jakarta: Penerbit Esis. Halaman: 55-60
