Laporan Praktikum Kimia.Termokimia

LAPORAN PRAKTIKUM KIMIA ANORGANIK

Nama                           : Arrofath Munawar

NPM                           : E1G013044

Prodi                           : Teknologi Industri Pertanian

Kelompok                   : 2 (Dua)

Hari/jam                      : Kamis jam 14.00-16.00

Tanggal                       : 24 oktober 2013

Ko-ass                         : 1. Reski Pratama

                                      2. Tatik Sulasmi

Dosen                          : 1. Dra. Devi Silsia, M.Si

                                      2. Drs. Syafnil.M.Si

Objek Praktikum         : Termokimia

LABORATORIUM TEKNOLOGI 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

Salah satu penerapan dari kalorimeter adalah termos air panas. Termos air panas selalu menjaga panas di dalam sistem agar tidak terjadi perpindahan kalor dari sistem ke lingkungannya. Prinsip kerja ini sama dengan prinsip kerja kalorimeter yang akan dilakukan pada percobaan ini.

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 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)

Menurut hukum Hess, karena entalpi adalah fungsi keadaan, perubahan entalpi dari suatu reaksi kimia adalah sama, walaupun langkah-langkah yang digunakan untuk memperoleh produk berbeda. Dengan kata lain, hanya keadaan awal dan akhir yang berpengaruh terhadap perubahan entalpi, bukan langkah-langkah yang dilakukan untuk mencapainya hal ini menyebabkan perubahan entalpi, bukan langkah-langkah yang dilakukan untuk mencapainya. Hal ini menyebabkan perubahan entalpi suatu reaksi dapat dihitung sekalipun tidak diukur secara langsung. Caranya adalah dengan melakukan operasi aritmatika pada beberapa persamaan reaksi yang perubahan entalpinya diketahui. Persamaan-persamaan reaksi yang perubahan entalpinya diketahui. Persamaan-persamaan reaksi tersebut diatur sedemikian rupa sehingga penjumlahan semua persamaan akan menghasilkan reaksi yang kita inginkan. Jika suatu persamaan reaksi dikalikan (atau dibagi) dengan satu 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 dalam alam dapat terwujud dalam berbagai bentuk, selain energi panas dan kerja, yaitu energi kimia, energi listrik, energi nuklir, energi gelombang elektromagnit, energi akibat gaya magnit, dan lain-lain. Energi dapat berubah dari satu bentuk ke bentuk lain, baik secara alami maupun hasil rekayasa teknologi. 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 objek analisis. Daerah sekitar sistem tersebut disebut sebagai lingkungan. Batas antara sistem dengan lingkungannya disebut batas sistem (boundary), aplikasinya batas sistem merupakan bagian dari sistem maupun 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)

BAB III

METODOLOGI

3.1 Alat dan bahan

1. NaOH / Kapur                                1. Kalorimeter / erlenmeyer

2. NH₄NO₃                                                       2. Gelas ukur

3. Aquades                                          3. Termometer

4. Pemanas air / kompor

5. Stop watch / jam

6. Batang pengaduk

7. Gelas piala

3.2 Cara Kerja

3.2.1 Menentukan tetapan kalorimeter

       1. Mengambil 30 mL aquades dengan gelas ukur.

       2. Menuangkan kedalam kalorimeter.

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

4. Mengambil lagi 40 mL aquades dengan gelas ukur.

5. Menuangkan ke dalam gelas piala kering dan panaskan sampai suhu 60 – 70 ^oC.

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

7. Dengan hati-hati dan cepat, memindahkan cairan no 6 ke dalam kalorimeter (no 3) dan menutup kembali. Mencatat suhu setiap 30 detik sambil diaduk.

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

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

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

C              : kalor jenis aquades, 4,184 J/g ^oC

mp            : bobot aquades panas

md            : bobot aquades dingin

Tp             : suhu aquades setelah dipanaskan

Td             : suhu aquades sebelum dicampur

Tm            : suhu campuran

W             : tetapan kalorimeter, J/g ^oC

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

3.2.2 Menentukan  ∆H

     1. Untuk percobaan ini dapat menggunakan NaOH / kapur dan NH₄NO₃ / urea.

     2. Mengeringkan kalorimeter.

3. Mengambil 35 mL aquades dengan gelas ukur dan memasukkan ke dalam kalorimeter,meng ukur suhunya dengan termometer, mencatat (suhu awal).

4. Menimbang 5 gram NaOH / kapur atau NH₄NO₃ / urea, lalu memasukkan ke dalam 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

4.1 Tabel pengamatan

A. Penentuan Tetapan Kalorimeter

PENGAMATAN	ULANGAN		RATA-RATA
	I	II
Suhu aquades panas oC	65 oC	60 oC	62,5 oC
Suhu aquades dingin oC	29 oC	31 oC	30 oC
Suhu campuran oC	42 oC	39 oC	40,5 oC

B. Penentuan Pelarutan NaOH

Waktu (menit)	Suhu ( oC )	Waktu (menit)	Suhu ( oC )
½ menit	36 oC	½ menit	58 oC
1 menit	43 oC	4 menit	63 oC
3/2 menit	49 oC	9/2 menit	74 oC
2 menit	52 oC	5 menit	91 oC
5/2 menit	53 oC	1 ½ menit	93 oC
3 menit	54 oC	6 menit	93 oC

Catatan   :

1.      Vol aquades                                 = 35 mL

2.      Massa NaOH                               = 5 gr

3.      Suhu aquades mula-mula             = 24 ^oC

4.      Suhu campuran                            = 93 ^oC

4.2 Perhitungan

Penentuan Tetapan Kalorimeter

            C. mp. (Tp – Tm) = C md (Tm – Td) + W (Tm – Td)
            4,184 . 40 (62,5 – 40,5) = 4,184 . 40 (40,5 – 30) + W (40,5 – 30)
                        167,36 (22)         = 167,36 (10,5) + W (10,5)
                                    3681,92  = 1757,28 + 10,5W
                                    10,5 W               = 3681,92 - 1757,28
                                             W  =
                                        = 183,2 J/g

            Pengamatan Pelarutan NaOH

           

T NaOH = 36

                        Qair = QNaOH
            m . Cair . T    = m . C . T  
            35. 1. (93 – 24) = 5. C. (36 – 93)
                  35 (69)         = 5. C. (-57)
                        2415      = -285C
                                  C =

                                  C = 8,47 J/g

            T NaOH = 43

                        Qair = QNaOH
            m . Cair . T    = m . C . T  
            35. 1. (93 – 24) = 5. C. (43 – 93)
                  35 (69)         = 5. C. (-50)
                        2415      = -250C
                                  C =

                                  C = 9,66 J/g

            T NaOH = 49

                        Qair = QNaOH
            m . Cair . T    = m . C . T  
            35. 1. (93 – 24) = 5. C. (49 – 93)
                  35 (69)         = 5. C. (-44)
                        2415      = -220C
                                  C =

                                  C = 10,9 J/g

            T NaOH = 52

                        Qair = QNaOH
            m . Cair . T    = m . C . T  
            35. 1. (93 – 24) = 5. C. (52 – 93)
                  35 (69)         = 5. C. (-41)
                        2415      = -205C
                                  C =

                                  C = 11,7 J/g

           

T NaOH = 53

                        Qair = QNaOH
            m . Cair . T    = m . C . T  
            35. 1. (93 – 24) = 5. C. (53 – 93)
                  35 (69)         = 5. C. (-40)
                        2415      = -200C
                                  C =

                                  C = 12,075 J/g

            T NaOH = 54

                        Qair = QNaOH
            m . Cair . T    = m . C . T  
            35. 1. (93 – 24) = 5. C. (54 – 93)
                  35 (69)         = 5. C. (-39)
                        2415      = -195C
                                  C =

                                  C = 12,38 J/g

            T NaOH = 58

                        Qair = QNaOH
            m . Cair . T    = m . C . T  
            35. 1. (93 – 24) = 5. C. (58 – 93)
                  35 (69)         = 5. C. (-35)
                        2415      = -175C
                                  C =

                                  C = 13,8 J/g

            T NaOH = 63

                        Qair = QNaOH
            m . Cair . T    = m . C . T  
            35. 1. (93 – 24) = 5. C. (63 – 93)
                  35 (69)         = 5. C. (-30)
                        2415      = -150C
                                  C =

                                  C = 16,1 J/g

            T NaOH = 74

                        Qair = QNaOH
            m . Cair . T    = m . C . T  
            35. 1. (93 – 24) = 5. C. (74 – 93)
                  35 (69)         = 5. C. (-19)
                        2415      = -95C
                                  C =

                                  C = 25,4 J/g

            T NaOH = 91

                        Qair = QNaOH
            m . Cair . T    = m . C . T  
            35. 1. (93 – 24) = 5. C. (91 – 93)
                  35 (69)         = 5. C. (-2)
                        2415      = -10C
                                  C =

                                  C = 241,5 J/g

T NaOH = 93

                        Qair = QNaOH
            m . Cair . T    = m . C . T  
            35. 1. (93 – 24) = 5. C. (93 – 93)
                  35 (69)         = 5. C. (0)
                        2415      = -0C
                                  C =

                                  C = 0 J/g

            T NaOH = 93

                        Qair = QNaOH
            m . Cair . T    = m . C . T  
            35. 1. (93 – 24) = 5. C. (93 – 93)
                  35 (69)         = 5. C. (0)
                        2415      = -0C
                                  C =

                                  C = 0 J/g

BAB V

PEMBAHASAN

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)

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.

       Percobaan ini bertujuan supaya praktikan dapat mengukur kalor reaksi dengan alat yang sederhana, yaitu kalorimeter. Praktikan juga dituntut untuk mengumpulkan data termokimia sekaligus menganalisanya. Kemudian menghitung kalor pelarutan secara langsung.

       Adapun langkah-langkah yang kami lewati pada penentuan tetapan kalorimeter ialah; mula-mula kami mengambil 40 mL aquades dengan menggunakan gelas ukur. Lalu kami tuangkan aquades tadi kedalam kalorimeter dan kami tutup kalorimeter tersebut, kemudian kami ukur suhu menggunakan termometer dan mempunyai suhu 29 ^oC, sekaligus mencatatnya. Berikutnya kami mengambil lagi 40 mL aquades menggunakan gelas ukur, lalu kami tuangkan kedalam gelas piala dan memanaskan hingga suhu 65 ^oC. Setelah itu kami tuangkan ke dalam kalorimeter, sehingga aquades dingin dan aquades panas menyatu. Secara bersamaan kami mengaduk aquades dan mengukur suhu menggunakan termometer setiap 30 detik. Secara berturut-turut kami catat suhu yaitu 37^oC, 41 ^oC, 42 ^oC, 42 ^oC. Pada ulangan kedua, kami melakukan prosedur yang sama tetapi mendapatkan nilai suhu yang berbeda, yaitu: suhu aquades mula-mula (dingin) bersuhu 31 ^oC, lalu kami panaskan hingga 60 ^oC. Setelah kami campur antara aquades dingin dan aquades pans dalam kalorimeter, bersuhu 39 ^oC. Dari data ulangan satu dan dua tersebut, kami menghitung nilai rata-rata dengan hasil: suhu aquades panas ialah 62,5 ^oC, suhu aquades dingin 30 ^oC, dan rata-rata aquades campuran bersuhu 40,5 ^oC.

            Pada percobaan menentukan ΔH, adapun langkah-langkah yang kami lewati yaitu: pertama-tama kami mencuci kalorimeter, kemudian kami mengambil 35 mL aquades menggunakan gelas ukur dan memasukkannya ke dalam kalorimeter sekaligus mengukur suhunya menggunakan termometer dan mencatatnya, yaitu 24 ^oC. Berikutnya kami menimbang NaOH seberat 5 gram dan kami masukkan kedalam kalorimeter sambil mengaduknya. Kami juga mengukur suhunya dengan waktu yang tidak menentu dan mencatat hasilnya.

       Dari kedua percobaan tersebut, dapat kami pahami suhu aquades dingin saat dicampur dengan aquades panas mula-mula akan naik, kemudian apabila sudah mencapai suhu maksimum maka suhu akan turun kembali. Dan juga, apabila NaOH dicampur dengan aquades maka akan menimbulkan suhu panas yang dapat menyamai atau melebihi suhu saat dicampur dengan aquades panas.

BAB VI

PENUTUP

6.1 Kesimpulan

       Dari percobaan ini, dapat dipahami praktikan sudah dapat mengukur kalor reaksi dan menghitung kalor pelarutan secara langsung dengan alat yang yang sederhana yaitu dengan kalorimeter dan termometer. Praktikan juga telah mengumpulkan dan menganalisa data tentang termokimia yang telah dicantumkan pada bab IV hasil pengamatan.

6.2 Saran

       Praktikan sebaiknya lebih teliti dalam mengukur bahan-bahan yang akan di uji cobakan, seperti saat mengukur 5 gram NaOH, apabila lebih maka kita tidak tahu apa yang akan terjadi dengan percobaan kita. Karena NaOH suhunya naik saat dicampur aquades.

BAB VII

JAWABAN PERTANYAAN

1.      Untuk melarutkan NaOH dalam prosedur 2, berapa H pelarutan jika seandainnya kalor yang diterima kalorimeter adalah nol.

Jawab  :

            Q kalorimeter = 0        >>>     Q _NaOH + Q_Aquades = 0

            Q_NaOH    = - (m_aquades x C_Aquades x t ) + ( W x t )

                        = - ( 40x10^-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

            ΔH_NaOH                = Q_NaOH  x  Mr_NaOH

                                                     Gram_NaOH

                                    = 362,609 x 10^-3  x  40

                                                                 5 gram

                                    = 362,609 x 10^-3  x  8

                                    = 2900,872 x 10^-3 J

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

Jawab  :

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

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

Jawab  :

A. misal ditambah 1 gram

            ΔH_NaOH                = Q_NaOH x Mr_NaOH

                                                     Gram_NaOH

                                    = 362,609 x 10^-3 x Mr_NaOH

                                                     Gram_NaOH

                                    = 2417, 3933 x 10^-3 J

B. Misal dikurangi 1 gram

ΔH_NaOH                = Q_NaOH  x  Mr_NaOH

                                        Gram_NaOH

                        = 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 diurangi maka H pelarutan NaOH akan menjadi semakin besar. Hal ini disebabkan bahwa H pelarutan berbanding terbalik dengan massa pelarutnya.

DAFTAR PUSTAKA

Anonim. 2012. Termokimia dan Entalpi. http://ramadhanakurnia.blogspot.com/. Diakses pada 04 Desember 2013 pukul 12.28

Brady, J.E.1999. Kimia Universitas Asas dan Struktur Jilid Satu. Jakarta: Binarupa Aksara.

Johari, J.M.C., Rachmawati, M. 2006. Kimia 2. Jakarta: Penerbit Esis.