Termokimia

LAPORAN PRATIKUM

KIMIA ANORGANIK

Prodi                                  : Teknologi Industri Pertanian

Kelompok                          : 2 (Dua)

Hari /jam                            : Rabu/14.00-15.40

Tanggal                              : 27 November 2013 

Ko-Ass                              : 1. Anpi Setyawan   

                                                                            2. Sri Maryati lubis

Dosen                                : Drs.Syafnil,M.Si

Objek Praktikum               : Termokimia

PROGRAM STUDI TEKNOLOGI INDUSTRI PERTANIAN

FAKULTAS PERTANIAN

UNIVERSITAS BENGKULU

2013

BAB I

PENDAHULUAN

      1.1 Latar Belakang

Termokimia adalah bagian dari termodinamika yang membahas masalah perubahan panas reaksi kimia. Panas reaksi kimia suatu sistem dapat dilepaskan (eksoterm) maupun diserap (endoterm). Perubahan panas reaksi dapat diukur dengan kalorimeter. Prinsip kerja kalorimeter yaitu dengan mengisolasi panas dalam sistem agar panasnya tidak berpindah ke lingkungan.

            Secara eksperimen kalor reaksi dapat ditentukan dengan kalorimeter. Tapi tidak semua reaksi dapat ditentukan kalor reaksinya secara kalorimetrik. Penentuan ini terbatas pada reaksi-reaksi berkesudahan yang berlangsung dengan cepat seperti pada reaksi pembakaran, reaksi penetralan, dan reaksi pelarutan

1.2 Tujuan

1.      Mengukur kalor reaksi dengan alat yang sederhana.

2.      Menghitung kalor pelarutan secara langsung.

3.      mengumpulkan dan menganalisa data termokimia.

BAB II

TINJAUAN PUSTAKA

             Termokimia adalah cabang dari termodinamika karena tabung reaksi dan isinya membentuk sistem. Jadi, kita dapat mengukur energi yang dihasilkan oleh reaksi sebagai kalor yang dikenal sebagai q, bergantung pada kondisinya apakah dengan perubahan energi dalam atau perubahan entalpi. (Atkins, 1999)

Termokimia mempelajari perubahan panas yang mengikuti reaksi kimia dan perubahan-perubahan fisika(pelarutan, peleburan, dan sebagainya). Satuan tenaga panas biasanya dinyatakan sebagai kalor, joule, atau kilokalori. (Sukardjo, 1997)

Reaksi kimia yang menyangkut pemecahan dan atau pembentukkan ikatan kimia selalu berhubungan dengan penyerapan atau pelepasan panas. Panas reaksi adalah banyaknya panas yang dilepaskan atau diserap ketika reaksi kimia berlangsung. (Bird, 1993)

Perubahan entalpi pada saat sistem mengalami perubahan fisika atau kimia biasanya dilaporkan untuk proses yang terjadi pada sekumpulan kondisi standar. Dalam banyak pembahasan kita akan memperhatikan perubahan entalpi standar ∆H0 yaitu perubahan entalpi untuk proses yang zat awal dan akhirnya ada dalam keadaan standar. (Atkins, 1999)

Reaksi eksotermik adalah reaksi yang melepas panas. Jika reaksi berlangsung pada suhu tetap, berdasarkan perjanjian ∆H akan bernilai negatif karena kandungan panas dari sistem akan menurun. Sebaliknya, pada reaksi endotermik yaitu reaksi yang membutuhkan panas, berdasarkan perjanjian ∆H akan bernilai positif. (Bird, 1993)

Panas dilepaskan ke lingkungan atau diterima dari lingkungannya sekitar oleh sistem dalam isohorik atau isobarik dan apabila suhu pertama sama dengan suhu kedua kondisi ini disebut isotermal kalor reaksi. Syarat berikut yang harus dilakukan saat proses berlangsung : a) suhu dari produk dan reaktan harus sama, b) semua jenis kerja harus dimasukkan pada proses reaksi. Perubahan panas ditunjukan oleh perubahan kalorimeter. (Aleksishvili dan Sidamonidze, 2002).

Panas reaksi dapat dinyatakan sebagai perubahan energi, produk, dan reaktan pada volume konstan (∆E) atau pada tekanan konstan (∆H). Panas reaksi dapat dinyatakan dengan kalorimeter. Harga ∆E diperoleh apabila reaksi dilakukan dengan kalorimeter bom, yaitu pada volume konstan dan ∆H adalah panas reaksi yang diukur pada tekanan konstan, dalam gelas piala atau labu ukur yang diisolasi. Karena proses diperinci dengan baik maka panas yang dilepaskan hanyalah fungsi-fungsi keadaan yaitu Qp = ∆H atau Qv = ∆E. Besaran ini dapat diukur oleh persamaan : (Dogra dan Dogra, 1990)

BAB III

METODOLOGI

3.1 Alat dan bahan

Alat dan bahan yang digunakan dalam pratikum termokimia adalah  :

Ø  NaOH

Ø  N

Ø  Aquades

Ø  Kalorimeter/erlenmeyer

Ø  Gelas ukur

Ø  Termometer

Ø  Pemanas air/kompor

Ø  Stop watch/jam

Ø  Batang pengaduk

Ø  Gelaspiala

          3.2 Cara kerja

Adapun cara kerja praktikum tentang termokimia adalah sebagai berikut:

3.2.1 Menentukan tetapan kalorimeter

1.      Mengambil 40 mL aquades dengan gelas ukur.

2.      Menuangkan ke dalam kalorimeter.

3.      Menutup kalorimeter yang sudah dilengkapi dengan thermometer dan alat pengaduk,catat suhu (Td).

4.      Mengambil lagi 40 mL aquades dengan gelas ukur.

5.      Menuangkan ke dalam gelas piala kering dan panaskan sampai suhu 60-70 C.

6.      Mengukur suhu air panas dengan tepat (Tp) dengan thermometer.

7.      Dengan hati-hati dan cepat,pindahkan cairan nomor 6 ke dalam kalorimeter (no 3) dan tutup kembali.Catat suhu setiap 30 detik sambil diaduk.

8.      Suhu larutan akan segera mencapai suhu maksimum,lalu perlahan-lahan turun.Bila mulai turun catatlah suhu setiap 1 menit samapai tidak ada lagi perubahan suhu.

Dengan menganggap bobot 40 mL aquades adalah 40 gram dan kalor jenis aquades adalah 4,184 J/g C ,maka tetapan kalorimeter dapat dihitung dari persamaan :

                        C.mp.(Tp - Tm) = C (Tm-Td ) + W(Tm - Td)

C         = kalor jenis aquades,4,184 J/g C

mp       = bobot aquades pans

md       = bobot aquades dingin

Tp        = suhu aquades setelah dipanskan

Td        = suhu aquades sebelum dicampur

Tm       = suhu campuran

W        = tetapan kalorimeter,J/g C

Dari persamaan ini nilai W dapat dicari.Mengulangi prosedur ini dan merata-ratakan hasil yang didapat.

3.2.2 Menentukan Hf

1.      Untuk percobaan ini anda dapat menggunakan NaOH/kapur dan N / urea.

2.      Mengeringkan kalorimeter.

3.      Mengambil 35 mL aquades dengan gelas ukur dan masukkan kedalam kalorimeter,ukur suhunya dengan thermometer,catat (suhu awal).

4.      Menimbang 5 gram NaOH/kapur atau N / urea lalu masukkan kedalam kalorimeter sambil diaduk ,catat perubahan suhu tiap 30 detik sampai tidak ada perubahan suhu lagi (suhu tertinggi atau terendah = suhu akhir)

5.      Mengulangi percobaan ini dengan bahan yang lain.

6.      Menghitung kalor pelarutan untuk 5 gram zat dan untuk 1 mol zat.

BAB IV

HASIL PENGAMATAN

Penentuan Tetapan Kalorimeter

PENGAMATAN	ULANGAN			RATA-RATA
	I	II	III
Suhu aquadesh panas oC	66o C	66oC	66 o C	66 o C
Suhu aquadesh dingin oC	29o C	29o C	29 o C	29o C
Suhu aquadesh campuran oC	37o C	37o C	37,7 o C	37,23o C

Pengamatan Pelarutan NaOH

Waktu (menit)	Suhu (o C)
0	27
30	26
60	27
90	27

BAB V

PEMBAHASAN

            Untuk percobaan penentuan tetapan kalorimeter, digunakan air suling dingin bersuhu awal   30^o C dan kemudian dicampur dengan air suling yang telah dipanaskan kira-kira mencapai suhu antara 60-70^o C. Setelah dicampur di dalam erlenmeyer dan segera dihitung suhunya dengan termometer, maka termometer segera menunjukkan suhu yang optimum akibayt pencampuran 2 zat tadi. Setelah itu, apabila kita aduk-aduk campuran zat tersebut dan sambil diukur suhunya, maka termometer akan menunjukkan bahwa pada larutan terjadi penurunan suhu sedikit demi sedikit, yang akhirnya akan mencapai titik suhu yang konstan, artinya tidak akan mengalami perubahan suhu lagi. Hal ini diakibatkan oleh terjadinya reaksi eksoterm dan endoterm antara kedua larutan tersebut sehingga mencapai titik keseimbangan.

Suhu mengalami perubahan karena suhu pada lingkungan ikut mempengaruhi sistem, yang mana suhu lingkungan kita anggap suhu air yang dipanaskan dan suhu sistem adalah suhu aquades sehingga reaksi yang terjadi adalah reaksi endoterm bagi sistem karena menerima kalor dan eksoterm bagi air panas karena melepaskan kalor. Hal ini berarti terjadi peningkatan suhu bagi aquades dan terjadi penurunan suhu bagi air panas, sehingga akan tercapai suhu yang konstan.

Sedangkan, pada percobaan kedua, dicampurkan NaOH / kapur ke dalam aquades dingin dalam erlenmeyer, sambil diaduk-aduk. Selama pengadukan diamati perubahan suhu per 30 detik. Pada pengamatan awal, suhu akan mencapai maksimum kemudian perlahan turun sampai mencapai suhu yang konstan pula, atau dengan kata lain sama halnya dengan yang terjadi pada percobaan pertama. Untuk setiap percobaan, pada praktikum kali ini hanya dilakukan satu kali percobaan ( tidak ada pengulangn ), sehingga tidak menutup kemungkinan data yang didapatkan belum tepat perhitungannya.

           

BAB VI

PENUTUP

Kesimpulan

1.       Penentuan kapasitas kalorimeter dan kalor netralisasi dapat dilakukan dengan menggunakan kalorimeter adiabatik.

    

BAB VII

JAWABAN PERTANYAAN

1.      Untuk melarutkan NaOH dalam prosedur 3.2.2, berapa  pelarutan jika seandainya kalor yang diterima kalorimetr adalah nol.

Jawab :           

            Q kalorimeter = 0  → Q _NaOH + Q_aquades = 0

                              Q _NaOH  = - ( m_aquades x C_aquades x t ) + ( W x t )

                                           = - ( 40 x 10^-3 ) x ( 4,184 x 13 ) + ( 195,253 x 10^-3 x 13 )

                                           = - 2175,68 x 10^-3 + 2538,289 x 10^-3

                                           = 362,609 x 10^-3 joule

                              H_NaOH  = Q_NaOH  x        

                                                          = 362,609 x 10^-3 x

                                           =

                                           = 2900,872 x 10^-3  J

2.      Apa pengaruhnya terhadap  pelarutan, bila aquades diganti dengan pelarut lain seperti HCL ?

Jawab :

Apabila aqudes diganti dengan pelarut yang lain, maka akan terjadi perubahan terhadap nilai , misalnya apabila diganti dengan HCl, maka pada termometer tidak akan terjadi pnurunan suhu, karena massa jenis HCl lebih besar dan merupakan larutan yang pekat. Sebaliknya apabila diganti dengan NaOH, maka akan diperlukan waktu yang relatif lebih lama untuk mencapai perubahan / penurunan suhu, sehingga akan menyebabakan nilai H akan semakin kecil.

3.      Simpulakan harga  pelarutan NaOH, bila jumlah NaOH ditambah atau dikurangi dari 5 gram ?

Jawab :

     a. Misal Ditambah 1 gram

                  H_NaOH  = Q_NaOH  x        

                                                          = 362,609 x 10^-3 x

                                           =

                                           = 2417,3933 x 10^-3  J

      b. Misal Dikurangi 1 gram

                  H_NaOH  = Q_NaOH  x        

                                                          = 362,609 x 10^-3 x

                                           =

                                           = 3626,09 x 10^-3  J

                      Jadi, apabila jumlah pelarut NaOH ditambah maka H pelarutan NaOh akan semakin kecil, dan berlaku sebaliknya, apabila jumlah pelarut NaOH dikurangi makaH pelarutan NaOH akan menjadi semakin besar. Hal ini disebabakan bahwa H pelarutan berbanding terbalik dengan massa pelarutnya.

Daftar pustaka

Alberty, R.A dan Daniel, F . 1992 ..Kimia Fisika. Jilid I . Edisi 5 . Penerjemah : Sudja .           Erlangga . Jakarta

Atkins, P.W . 1990 . Kimia Fisika. Jilid I . Edisi 6 . Penerjemah : Kartohadiprojo .        Erlangga . Jakarta

Basri, S . 2002 .Kamus Lengkap Kimia. Rineka Cipta . Jakarta

Brady, J.C . 1999 .Kimia Universitas : Asas dan Struktur. Jilid I . Edisi 5 . Penerjemah :           Sukmanah, Ramiarti, Anas dan Sally . Binarupa Aksara . Jakarta

Chang, R. 1995. Chemistry. Random House: USA

Oxtoby, D.W, Gills, H.P dan Nachtrieb, N.H . 2001 .Prinsip-prinsip Kimia Modern. Jilid        II . Edisi 6 . Penerjemah : Suminar . Erlangga . Jakarta

Sukardjo. 1989. Kimia Anorganik. Bina Aksara: Yogyakarta