Laporan praktikum kimia dasar 1 (3)

(1)

MODUL I A. Judul :

Termokimia

B. Tujuan :

 Setiap reaksi kimia selalu disertai dengan perubahan energi.

 Perubahan kalor dapat diukur atau dipelajari dengan percobaan yang sederhana.

C. Dasar teori.

Termokimia mempelajari panas yang menyertai suatu reaksi kimia. Jumlah perubahan kalor sebagai hasil reaksi kimia dapat diukur dalam suatu kalorimeter. Kalorimeter terdiri dari suatu tabung yang dibuat sedemikian rupa sehingga tidak ada pertukaran atau perpindahan kalor dengan sekelilingnya, walaupun ada pertukaran kalor sekecil mungkin sehingga dapat diabaikan. Kalorimeter digunakan untuk mengukur perubahan panas yang terjadi pada reaksi kimia umumnya reaksi dilakukan pada suatu tempat yang diisoler . Kapasitas panas air dapat diperoleh dengan menimbang airnya . Sedangkan kapasitas dari pemanasan dengan spritus sehingga panas yang digunakan dapat dihitung. Penerapan hukum pertama termodinamika terhadap peristiwa kimia desebut termikimia.yang membahas tentang kalor yang menyertai reaksi kimia. Reaksi kimia termasuk proses, isotermal, dan bila dilakukan diudara terbuka, maka kalor reaksi

Qp = ∆H

Akibatnya,kalor dapat dihitung dari perubahan entalpi reaksi Q = ∆H reaksi = Hhasil reaksi- Hpereaksi.

Supaya dapat keseragaman harus ditetapkan keadaan standar, yaitu suhu 25 oC dan tekanan 1 atm. Dengan demikian, perhitungan termikima didasarkan pada keadaan standar, contoh :

AB + CD AC + BD ∆H O_{= X KJ mol}-1

∆H O _{adalah lambang ( notasi ) perubahan entalpi reaksi pada keadaan itu.}

(2)

Satuan internasional standar untuk energi yaitu Joule (J) diturunkan dari energi kinetik. Satu joule = 1 kgm2_/s2_{. Setara dengan jumlah energi yang dipunyai suatu}

benda dengan massa 2 kg dan kecepatan 1 m/detik (bila dalam satuan Inggris, benda dengan massa 4,4 lb dan kecepatan 197 ft/menit atau 2,2 mile/jam).

1 J = 1 kg m2_/s2

Satuan energi yang lebih kecil yang dipakai dalam fisika disebut erg yang harganya = 1×10-7_{J. Dalam mengacu pada energi yang terlibat dalam reaksi antara pereaksi}

dengan ukuran molekul biasanya digantikan satuan yang lebih besar yaitu kilojoule (kJ). Satu kilojoule = 1000 joule (1 kJ = 1000J). Hukum kekekalan energi menyatakan bahwa energi tidak dapat dimusnahkan dan diciptakan melainkan hanya dapat diubah dari satu bentuk energi kebentuk energi yang lain.

a) Hukum Kekekalan Energi

Termokimia ialah sinonim dari termodinamika kimia. Dalam arti lain Termokimia adalah Hubungan antar kalor dengan reaksi kimia atau proses-proses yang berhubungan dengan reaksi kimia.

b) Entalpi dan Perubahan Entalpi

Entalpi adalah jumlah energi yang dimiliki suatu zat dalam segala bentuk. Dilambangkan dengan “H” (berasal dari kata Heat yang berarti Panas).Entalpi suatu zat tidak bisa diukur besaranya, tetapi perubahan entalpinya (δh) dapat diukur. Perubahan Entalpi diperoleh dari Selisih entalpi produk dengan entalpi reaktan (Goldberg (2004 : 57)..

c) Jenis-Jenis Rekasi Termokimia 1. Reaksi Eksoterm

Reaksi eksoterm adalah reaksi yang disertai perpindahan kalor dari Sistem ke Lingkungan. Dalam kata lain reaksi eksoterm melepaskan energi saat terjadi reaksi ini suhu sistem naik.

2. Reaksi Endoterm

(3)

sistem turun (http://skp.unair.ac.id./respository/guru-indonesia/termokimia-EtnaRufiati 10886.pdf).

D. Alat dan bahan 1. Alat

No Nama alat Kategori Gambar Fungsi

1 Kalorimeter I berfungsi untuk

mengukur jumlah kalor (nilai kalori) yang dibebaskan pada

pembakaran sempurna

2 Gelas ukur I berfungsi untuk

mengukur volume larutan

3 Pipet tetes I Berfungsi untuk

meneteskan air berukuran paling kecil ke

(4)

4 Termometer I berfungsi untuk mengukur suhu/temperatur

e larutan

5 Gelas kimia I berfungsi sebagai

tempat

melarutkan zat

6 Buret dan statif

I berfungsi untuk

memasukkan larutan ke dalam calorimeter

2. Bahan

Nama bahan Sifat fisik Sifat kimia

1. Aquades Cairan tak berwarna Titik didih 100 o_C

Titik leleh 0 o_C

Massa molar 18,0153 g/mol

(5)

kimia

Tidak mudah terbakar 2. Etanol Cairan tak berwarna

Titik didih 78,4 o_C

Larut dalam air Mudah terbakar 3. HCL Pekat berkabut asap

Elektrolit kuat Asam kuat Berwarna putih

Massa molar 46,07 g/mol

Larut dalam air Korosif

4. NaOH Zat padat berwarna putih

Titik didih 1390 o_C

Titik leleh 318 o_C

Massa molar 40 g/mol Larut dalam air Tidak mudah terbakar 5. CH3COOH Cairan higroskopis tak

Larut dalam air Korosif

E. Prosedur kerja

1. Menentukan tetapan kalorimeter

20 ml H2O 20 ml H2O

 Memasukan kedalam kalorimeter  Mencatat temperatur

(6)

2. Menentukan kalor pelarutan etanol dalam air  Untuk air 27 ml dengan etanol 19,3 ml

Hasil pengamatan

Terjadi perubahan suhut t1=30°C, t2=28 °C, t3=28°C, t4=28°C, t5=28°C, t6=28°C,

t7=28°C, t8=28°C, t9=28°C, t10=28°C

27 ml H2O 19,3 ml C2H5OH

 Mengukur suhu (T)

selama 10 menit, selang waktu 1 menit setelah pencampuran

 Memasukan kedalam kalorimeter  Mengukur temperatur selama 2

menit dengan selang waktu ½ menit

 Memasukan

kedalam kalorimeter

 Mengukur temperatur

(7)

 Untuk air 36 ml dengan etanol 14,5 ml

 Untuk air 36 ml dengan etanol 11,5 ml Hasil pengamatan

36 ml H2O 14,5 ml C2H5OH

36 ml 11,5 ml C2H5OH

 Mengukur Temperatur selama

4 menit selang waktu ½ menit setelah pencampuran

Hasil pengamatan

 Memasukan kedalam kalorimeter  Mengukur temperatur selama 2

menit dengan selang waktu ½ menit

 Memasukan

kedalam kalorimeter

 Mengukur

temperatur

 Mencampurkan kedalam

calorimeter dan mengaduknya

4 menit selang waktu ½ menit setelah pencampuran

 Memasukan kedalam kalorimeter  Mengukur tempratur selama 2 menit

dengan selang waktu ½ menit

 Memasukan

kedalam kalorimeter

 Mengukur

temperatur

 Mencampurkan kedalam calorimeter dan mengaduknya

(8)

3. Penentuan kalor penetralan HCl dan NaOH Hasil pengamatan

20 ml HCl 20 ml NaOH

 Memasukan kedalam kalorimeter  Mengukur Suhu (T)

 Memasukan ke dalam gelas kimia

 Mencampurkan kedalam

(9)

F. Hasil Pengamatan dan perhitungan 1. Penentuan tetapan kalorimeter

Vair dingin= 20 mL Tair dingin = 28 °C Vair panas= 20 mL Tair panas = 29 °C

T (Menit) T (°C) 1 menit

2 menit 3 menit 4 menit 5 menit 6 menit 7 menit

30 °C 28 °C 28 °C 28 °C 28 °C 28 °C 28 °C Hasil pengamatan

(10)

8 menit

2. Penentuan kalor pelarutan etanol dalam air

(11)

(12)

1 1

Tcampuran H2O dengan etanol selama 4 menit

t (Menit) T (°C)

(13)

7 menit 8 menit 9 menit 10 menit

35 °C 35 °C 35 °C

33 C

Perhitungan

1. Penentuan tetapan Kilometer Dik : Va1 = 20 ml

Va2 = 20 ml

ρ air = 1 gr ml

δ air = 4,2 J gr . K

T1 = Tair dingin = 28+ 273 = 301° K

T2 = Tair panas = 29 + 273 = 302° K

Data perubahan suhu setiap menit selama 10 menit

t (menit) T (°C) T (K)

1 2 3

30°C 28°C 28°C

(14)

4

Menghitung massa air dingin Mol = Va1 + ρ air

= 20 ml x 1 gr ml = 20 gr

Menghitung massa air panas Mo2 = Va2 + ρ air

= 20 ml x 1 gr ml = 20 gr

Menghitung suhu campuran T camp. = ∑T

n =

(303+301+301+301+301+301+301+301+301+301)° K 10

= 3012

10 =301,2° K

Menghitung perubahan air dingin ΔT1 = Tcamp – Tair dingin

(15)

Menghitung perubahan air panas ΔT2 = Ta2 - Tcamp

= 307 °K – 301,2° K = 5,8° K

Menghitung kalor yang diserap air dingin q1 = Ma1 x δ air x ΔT1

= 20 gr x 4,2 _{gr . K}J x 0,2° K = 16,8 Joule

Menghitung kalor yang diserap air panas q2 = Ma2 x δ air x ΔT2

= 20 gr x 4,2 J

gr . K x 5,8 K = 487,2 Joule

Menghitung kalor yang diterima kalolimeter q3 = q2 - q1

= 487,2 J – 16,8 J = 470,4 Joule

Menghitung tetapan kalorimeter K = _ΔTq3₁ = 470,4_5,6_KJ = 84 _KJ

(16)

Larutan etanol = 0,79 gr ml

δ etanol = 1,92 J g . k

δ air = 4,2 _{g . k}J V air = 18 ml V etanol = 29 ml

T air = 29°C=302° K

T etanol = 28°C + 273 = 301° K

Dit : Entalpi perubahan (ΔH) ? Peny :

Menghitung massa air Ma = Va x ρ air

= 18 ml x 1 _mlgr = 18 gr Menghitung massa etanol Ma = Va x ρ etanol

= 29 ml x 0,79 gr ml = 22,881 gr

Menghitung suhu campuran

T camp. = ∑T_n =303+303+303+304+304+303+303+303

8 =

2426 8 = 303,25° K

Kalor yang diserap air (qa)

ΔT1 = T camp – T (air)

(17)

= 18 gr x 4,2 x 1,25°K

= 94,5 J

Kalor yang diserap etanol (qe)

ΔT2 = T camp – T (etanol)

= 303,25° K – 301° K = 2,25° K

qe = Metanol x δ etanol x ΔT1 = 22,881 gr x 1,92 x 2,25°K

= 98,84 J

Kalor yang diserap kalorimeter (qk)

qk = K x ΔT2 = 84 J

K x 2,25K = 189 J

Kalor yang diserap pada larutan (ql)

ql = q (air) + q (etanol) + qk = 94,5 + 98,84 + 189 =382,84 J

Entalpi pelarutan (ΔH1)

ΔH1 =

ql 29 58

=382,34 29 58

(18)

b. Untuk campuran air 27 ml dengan etanol 19 ml Dik : ρ air = 1 gr

ml

= 27 ml x 1 gr ml = 27 gr

Menghitung massa etanol Ma = Va x ρ etanol

= 19 ml x 0,789 gr

ml = 14,1991 gr Menghitung suhu campuran

T camp. = ∑T n =

305+305+305+305+305+304+348+304

8 =

2437

8 = 304,62 K

(19)

= 304,62° K – 302° K = 2,62°K

qa = Ma x δ air x ΔT1 = 27 gr x 4,2 x 2,62 K

= 297,108 K

ΔT2 = Tcamp – T (etanol)

=304,62° K – 301° K = 3,62° K

qe = Metanol x δ etanol x ΔT1

= 14,991 gr x 1,92 x 3,62 °K = 104,19° K

qk = K x ΔT2 = 84 J

K x 3,62 K = 304,08 J

Kalor yang diserap pada larutan (ql)

ql = qair + qetanol + qk

= 297,108+ 104,19 + 304,08 = 705,378 J

ΔH1 =

ql 29 58

=705,378 29 58

(20)

c. Untuk campuran air 36 ml dan etanol 14,5 ml

Dik : ρ air = 1 gr ml

δ etanol = 1,92 J g . k

δ air = 4,2 _{g . k}J V air = 36 ml V etanol = 14 ml T air = 29°C=302°K

T etanol = 28°C + 273 = 301° K

Dit : Entalpi perubahan (ΔH) ...? Peny :

= 36 ml x 1 _mlgr = 36 gr

Menghitung massa etanol Ma = Va x ρ etanol

(21)

Menghitung suhu campuran

T camp. = ∑T n =

304+303+303+303+303+305+305+305

8 =

2431 8 = 303,875 °K

ΔT1 = T camp – T (air)

= 303,875° K – 302° K = 1,875° K

qa = Ma x δ air x ΔT1 = 36 gr x 4,2 x 1,875 °K

= 283,5 K

ΔT2 = T camp – T (etanol)

= 303,875 °K – 302° K = 2,875° K

qe = M etanol x δ etanol x ΔT1

= 11,046 gr x 1,92 x 2,875 K = 60,97K

qk = K x ΔT2 = 84

J

K x2,875K = 241,5 Joule

Kalor yang dihasilkan pada larutan (ql)

ql = qair + qetanol + qk

(22)

 Mencari perbandingan mol air dengan mol etanol dalam setiap campuran a. Untuk campuran air 18 ml dengan etanol 29 ml

Perubahan suhu mula-mula (ΔTm1)

ΔTm1 = T air+T etanol₂ =302+301₂ =301,5° K

Perubahan suhu akhir Δta1 = Tcamp – ΔTm1 Mol air : Mol etanol 2 : 0,49 2 : 1

(23)

b. Untuk campuran air 27 ml dan etanol 19 ml Perubahan suhu mula-mula (ΔTm1)

ΔTm1 =

T air+T etanol

2 =

302+301

2 = 301,5K

Perubahan suhu akhir

Δta1 = Tcamp – ΔTm1 = 304,62° K – 301,5 °K = 3,12° K

Mol air = gr air mr air=

ρ air x V air mr air =

1x27 18 =

27

18=1,5 mol

Mol etanol = gr air mr air=

ρ etanol x V etanol mr etanol =

0,79x19

46 =0,33mol

Perbandingan Mol air : Mol etanol 1,5 : 0,33 5 : 4

(24)

c. Untuk campuran air 36,0 ml dan 14,5 ml etanol Perubahan suhu mula-mula (ΔTm1)

ΔTm1 = T air+T etanol₂ =302+301₂ =301,5° K

Perubahan suhu akhir

Δta1 = Tcamp – ΔTm1 = 308,875° K – 301,5 °K = 2,375° K

Mol air = gr air mr air=

ρ air x V air mr air =

1x36 18 =

36

18=2 mol

Mol etanol = gr air mr air=

ρ etanol x V etanol mr etanol =

0,79x14,5

46 =0,25mol

Perbandingan Mol air : Mol etanol 2 : 0,25 8 : 1

(25)

Grafik hubungan antara T (suhu) terhadap t (waktu)

No Volume (mL) Massa (gr) ∆Tm

° K ∆Ta ∆T ∆H Mol air/mol etanol Air Etanol Air Etanol

1 18 29 18 22,881 301,5

° K

1,75 ° K

764,68 J 1 : 0,49

2 27 19 27 14,991 301,5

° K

3,12 ° K

1099,54 J 1,5 ; 0,33

3 36 45 36 11,046 301,5

° K

2,375 ° K

1171,94 J 2 : 0,25

3. Penentuan kalor penetralan HCl dan NaOH Dik : V HCl = 20 ml

V NaOH = 20 ml

T HCl = 29 ° C + 273 = 302 ° K T NaOH = 29 ° C + 273 = 302 ° K ρ l = 1,03 gr

ml

(26)

Dit : Kalor penetralan = ... ? Peny :

Suhu mula-mula (Tm)

Tm = T HCl+T NaOH

2 =

302+302 2 =

604

2 =302K Suhu akhir (Ta)

Ta = ∑T

n =

(309+308+307+307+307+307+307+307+306+306)K

10 =

3378

10 =337,8° K

Perubahan suhu akhir (ΔTa)

ΔTa = Ta - Tm = 337,8 – 302 = 35,8 K

M larutan

V HCl + V NaOH = 20 + 20 = 40 ml = Vl + ρl = 40 ml + 1,03 _mlgr = 41,3 gr Kalor yang diserap (q1)

q1 = M larutan x δl x Δta

= 41,2 x 3,93 x 35,8 = 5855,01Joule

Kalor yang diserap kalorimeter (q2)

q2 = K x q1 = 84 _KJ x5855,01J = 491820,84Joule

Kalor yang dihasilkan reaksi (q3)

q3 = q1 + q2 = 5855,01 +491820,84 = 497675,85 Joule

Kalor penetralan

mol larutan = _{mr NaOH}massa larutan_{+mr HCl}= 41,3

(27)

q= q3

mol larutan =

497675,851

0,53 =939011,037/ mol

G. Pembahasan

Pada percobaan ini kita telah mengamati bagaimana setiap reaksi kimia yang selalu disertai dengan perubahan energi dan perubahan kalor yang diukur atau dipelajari dengan percobaan yang sederhana. Termokimia yang telah kita amati yaitu untuk penentuan tetapan kalorimeter, untuk penentuan pelarutan etanol dalam air serta penentuan kalor penetralan HCl dan NaOH.

a) Penentuan tetapan kalorimeter.

Dalam perhitungan kalor yang di serap oleh air dingin akan lebih besar di bandingkan dengan kalor yang diserap oleh air panas. Oleh karena itu tetapan kalorimeter yang dihasilkan akan mendapatkan plus (+). Dan dari analisis grafik menunjukan bahwa pertambahan waktu akan membuat suhu berubah dengan konstan.

(28)

Dalam percobaan yang dilakukan saat etanol dilarutkan dalam air maka akan dilepaskan sejumlah kalor. Besarnya perubahan kalor tergantung pada konsentrasi awal dan konsentrasi akhir larutan yang terbentuk. Secara teoritis perubahan kalor terbesar maksimum terjadi jika etanol dilarutkan dalam volume air yang tertinggi kalor ini disebut kalor pelarutan etanol atau entalpi pelarutan.

c) Penentuan kalor penetralan HCL dan NaOH

Setelah pencampuran maka akan dapat diamati bahwa temperatur dari campuran itu adalah tidak konstan. Hal ini terjadi karena dalam kalorimeter terjadi pencampuran atau pertukaran kalor maupun materi baik dari sistem lingkungan ataupun dari lingkungan masuk ke dalam sistem.

H. Kesimpulan

(29)

kalor. Dari percobaan yang sederhana ini kita dapat mengetahui dan mempelajari bagaimana suatu larutan akan dicampurkan, bisa melakukan pengubahan kalor. Setiap reaksi kimia selalu dipengaruhi oleh energi dan dalam reaksi kimia akan terjadi penyerapan energi dan pelepasan energi.

I. Kemungkinan Kesalahan

1. Kurang mampunya mata praktikan melihat skala paling kecil pada thermometer.

2. Pembuatan grafik dalam perhitungan.

3. Praktikan kurang teliti dalam mengukur volume air dan etanol

Daftar Pustaka

Anonim 2014 (http://skp.unair.ac.id./respository/guru-indonesia/termokimia-EtnaRufiati 10886.pdf)

Goldberg, David E . 2004. Fundamentals of Chemistry. Fourth Edition. New York The McGraw – Hill Companies, Inc.

(30)