PERCOBAAN IV
I.
JUDUL PRAKTIKUM
TERMOKIMIA DAN HUKUM HESS
II.
HARI, TANGGAL
SABTU,
9 NOVEMBER 2013
III.
TUJUAN PERCOBAAN
1. Mengukur
kalor reaksi dengan alat yang sederhana.
2. Mengumpulkan
dan menanalisis data termokimia.
IV.
PERTANYAAN PRA PRAKTEK
1.
Berikan pengertian
tentang : a) entalpi; b) sistem terisolasi; c) sistem terbuka; d) sistem
tertutup; e) lingkungan; f) kalorimeter; g) eksotermik
Jawab:
a.
Entalpi adalah jumlah
energi dari semua bentuk energi yang dimiliki zat tersebut yang jumlahnya tidak
dapat diukur.
b.
Sistem terisolasi
adalah sistem dengan lingkungannya tidak dapat mempertukar baik energi maupun
materi.
c.
Sistem terbuka adalah
sistem dan lingkungannya dapat saling mempertukarkan energi maupun materi.
d.
Sistem tertutup adalah
sistem dimana memungkinkan terjadinya transfer energi (panas) ke lingkungannya,
tetapi tidak dapat mentransfer massa.
e.
Lingkungan adalah
segala sesuatu yang berada diluar sistem yang mempengaruhi serta membatasi
sistem.
f.
Kalorimeter adalah
proses pengukuran kalor reaksi/ mengukur perubahan suhu dari sejumlah air
tertentu atas larutan. Sebagai akibat dari suatu reaksi kimia dalam suatu wadah
terisolasi.
2.
Apa perbedaan entalpi
dengan energi dalam(∆E)?
Jawab:
·
Entalpi adalah jumlah
total dari semua bentuk energi yang dimiliki zat tersebut yang jumlahnya tidak
dapat diukur , sedangkan
·
Energi dalam adalah
keseluruhan jumlah total energi potensial dan energi kinetik zat zat yang
terdapat dalam suatu sistem.
V.
LANDASAN TEORI
Termodinamika
menjelaskan hubungan antara kalor dengan bentuk-bentuk energi lain.
Pengembangannya, yang merupakan pencapaian ilmiah penting dalam abad
19,disebabkan oleh usaha-usaha para fisikawan dan insinyur-insinyur yang ingin
mencapai efisiensi tinggi dalam mesin kalor. Minat untuk memperbaiki mesin kalor
sekali lagi menjadi penting karena perlunya menggunakan bahan bakar fosil
secara efektif. Namun, dalam 75 tahun terakhir , penerapan penting
termodinamika adalah dalam bidang kimia. Hukum termodinamika merupakan alat
penting untuk mempelajari reaksi kimia. Termokimia yakni pengaruh kalor yang
menyertai reaksi kimia. Hukum termodinamika kedua terutama menjadi dasar untuk
menurunkan tetapan tetapan kesetimbangan dari sifat sifat termodinamika,dalam
hukum termodinamika ketiga akan disingkap titik awal untuk melihat sifat sifat
termodinamika secara percobaan(Petrucci.1987:225).
Setiap
sistem mempunyai energi karena partikel-partikel materi ( padat, cair, atau gas
) selalu bergerak acak dan beraneka ragam. Ada gerak translasi, rotasi, dan
ubrasi(bergetar). Disamping itu, dapat terjadi perpindahan tingkat energi
elektron dalam atom atau molekul. Setiap gerakan, dipengaruhi oleh banyak
faktor dan dapat berubah bentuk bila saling bertumbukan. Akibatnya, besar
energi garakan suatu partikel akan berbeda dengan yang lain. Jumlah total
energi semua partikel akan berbeda dengan yang lain. Jumlah total energi semua
partikel dalam sistem disebut energi dalam(U). Karena itu, nilai mutlak U tidak
dapat dihitung.
Hukum
pertama termodinamika membahas perubahan energi yang menyertai peristiwa , dan
berguna untuk menghitung kalor yang masuk atau keluar sistem. Dengan persamaan
: q = aU – w . hukum kedua , yang akan
dibicarakan membahas perubahan yang spontan dan tidak spontan. Hukum kedua termodinamika
berbunyi proses alami menambah entropi atau entropi alam semestah bertambah,
dan hukum termodinamika ketiga berbunyi suatu unsur atau senyawa yang murni
dalam bentuk kristal sempurna mempunyai entropi nol pada suhu 0°C(Syukri.1999:74).
Penerapan
hukum pertama termodinamika terhadap peristiwa kimia disebut termodinamika,
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=Hhasil reaksi-Hpereaksi
. supaya terdapat keseragaman harus ditetapkan keadaan standar, yaitu suhu 25°C
dan tekanan 1 Atm. Dengan demikian, perhitungan termodinamika didasarkan pada
keadaan standar(Syukri.1999:84).
Termokimia
adalah bagian dari termodinamika yang mempelari perubahan panas yang mengikuti
reaksi-reaksi kimia. Banyaknya panas yang timbul atau diperlukan pada reaksi
kimia disebut panas reaksi. Panas reaksi pada P tetap sama dengan perubahan
entalpinya, dan panas reaksi pada U tetap sama dengan perubahan tenaga
dalamnya.
Besarnya
pans reaksi tergantung pada jenis reaksi , keadaan fase zat-zat dalam reaksi,
jumlah zat yang bereaksi, dan temperatur reaksi. Dalam persamaan termodinamika,
jumlah zat-zat dalam reaksi dinyatakan dalam mol sedangkan panasnya dinyatakan
dalam Kilokalori(Sukardjo.1990:192).
· Perubahan
entalpi (∆H) dan perubahan energi internal(∆U) dalam reaksi kimia.
Reaksi pada tekanan
konstan ∆H dan kalor reaksi pada volume konstan, ∆U dihubungkan melalui
persamaan:
∆U=∆H-P∆U
Jika kalor reaksi
diukir dibawah kondisi tekanan konstan pada suhu konstan 298 K, didapatkan
-566,0 KJ, yang menandakan bahwa energi 566,0 KJ telah meninggalkan sistem
sebagai kalor ∆H=-566,0 KJ. Untuk mengevaluasi kerja tekanan – volume
P∆U=P(Vt
-Vi)
Kemudian kita dapat
menggunakan persamaan gas ideal. Persamaan kinetiknya
P∆V=RT(nf-ni)
nf adalah banyak mol
gas pada produk (2 mol CO2) ini adalah banyaknya mol gas padat
reaktan (2 mol CO+1 mol O2), jadi
P∆V= 0,0083145 KJ/mol K-1
. 298 K×[2(2+1)] mol
= -2,5 KJ
Perubahan energi
internal adalah
∆U=∆H-P∆V
=-566,0KJ-(-2,5KJ)
=-563,5KJ
· Perubahan
entalpi (∆H) yang menyertai perubahan wujud materi .
Ketika cairan
bersentuhan dengan atmosfer, molekul yang berenergi pada permukaan cairan dapat
mengatasi gaya tarik dengan sesamanya dan masuk kewujud gas atau uap.
· Penentuan
tak langsung ∆H : Hukum Hess kesetimbangan perubahan entalpi
∆H adalah sifat
ekstensif
Hukum Hess mengenai
penjumlahan kalor konstan(Petrucci.1992:239-244).
G.H.Hess
seorang ahli kimia Swiss pada tahun 1840 menyelidiki apakah suatu reaksi kimia
ditempuh melalui beberapa jalan akan mempengaruhi panas reaksinya.
Untuk
menjawab masalah tersebut Hess melakukan beberapa percobaan. Berikut ini
disajikan data dari percobaan menyelidiki panas reaksi pembentukan belerang.
S(P)
+11/2O2 →SO3(Q)
Reaksi
pembentukan SO3 ini dapat dilakukan melalui beberapa jalan/cara.
Dari tiap percobaan akan diselidiki jumlah panas reaksi yang dihasilkannya.
1. Cara
langsung
S(S) + 3/2O2(g) →
SO3(g) ∆H=-395,73
2. Cara
tidak langsung
S(S)
+ O2(g) →SO2(g) ∆H=
-296,83
SO2(g)
+ 1/2 O2(g) → SO3 ∆H= -98,9
S(S) + 3/2O2(g) → SO3(g) ∆H= -395,73
Secara umum hhhuuukum Hess dapat
dinyatakan dengan persamaan reaksi berikut
A D
∆H1
∆H2
∆H3
B ∆H4 C
∆H = ∆H2 + ∆H3 + ∆H4
Untuk reaksi A menjadi D, maka perubahan
entalpinya adalah sama dengan jumlah perubahan entalpi tiap tahap
reaksinya(Agus.1987:123).
Perubahan entalpi standar (∆Ho)
Beberapa jenis perubahan entalpi standar, yaitu:
a.
Perubahan
entalpi pembentukan standar (∆Hfo)
Merupakan
perubahan entalpi yang terjadi pada pembentukan 1 mol suatu senyawa dari
unsur-unsur yang paling stabil pada keadaan satandar.
b.
Perubahan
entalpi penguraian standar (∆Hdo)
Merupakan
perubahan entalpi yang terjadi pada penguraian 1 mol suatu senyawa menjadi
unsur-unsurnya yang paling stabil pada keadaan standar.
c.
Perubahan
entalpi pembakaran standar (∆Hoc)
Adalah
perubahan entalpi yang terjadi pada pembakaran 1 mol suatu zat secara sempurna.
Pembakaran merupakan reaksi suatu zat dengan oksigen, dengan demikian bila
suatu zat dibakar sempurna dan zat itu mengandung:
-
C à CO2
-
H à H2O
-
S à SO2 (Susanto.2003:46).
VI.
ALAT DAN BAHAN
a.
Alat
Ø Gelas ukur
Ø Kalorimeter
Ø Alat pengaduk
Ø Gelas piala
b.
Bahan
Ø 40
mL air suling
Ø 40
mL HCl 1 M
Ø 40
mL NaOH 1M
Ø asam
asetat 1M
Ø Natrium
Hidroksida 1M
Ø Natrium
Asetat 1M
Ø Asam
Nitrat 1M
Ø Amonia
1M
VII.
PROSEDUR KERJA
A. Penentuan
tetapan kalorimeter
 40 ml air suling |
-
Diukur dengan
gelas ukur
-
Dituangkan
kekalorimeter
Kalorimeter yang sudah dilengkapi termometer &
alat pengaduk ditutup
|
-
Dicatat
hasinya
Dicatat
hasinya 40 ml air suling |
-
Diukur lagi dengan
gelas ukur
-
Dituangkan
kedalam gelas piala kering
-
Dipanaskan 60oc–
70oc
-
Diukur suhu air
panas dengan tepat
-
Dipindahkan
kekalorimeter dengan cepat
-
Dicatat suhunya
setiap 15 detik sambil diaduk
Suhu larutan maksimum dan perlahan-lahan turun,
dicatat setiap 1 menit hingga konstan
|
B. Penentuan
∆H netralisasi untuk asam-basa
Kalorimeter dikeringkan
|
 40 ml larutan NaOH 1M |
-
Diukur dan
dimasukkan kekalorimeter
 40 ml HCl 1M |
-
Diukur dalam
gelas piala 150ml
-
Didekatkan
didekat kalorimeter
-
Suhu larutan
asam dan basa diukur
-
Suhu kedua
larutan tidak boleh berselisih 0,5oc, bila berbeda suhu disamakan
-
Bila suhu sudah
sama, dimasukkan dengan cepat kedalam kalorimeter
Hasil pengamatan
|
VIII.
DATA PENGAMATAN
A. Penentuan
tetapan kalorimeter
Ulangan
1
|
Ulangan
2
|
Rata
- rata
|
|
Suhu
air panas,°C
Suhu
air dingin,°C
Suhu
campuran,°C
|
60°C
28°C
39°C
|
57°C
26°C
38°C
|
58,5°C
27°C
38,5°C
|
B. Penentuan
∆H netralisasi untuk asam-basa
1. NaOH
+ HCl 1M
Ulangan
1
|
|
Suhu
larutan asam
Suhu
larutan basa
Suhu
campuran
|
29,5°C
30°C
39°C
|
2. KOH
1M +HNO3 1M
Ulangan
1
|
|
Suhu
larutan asam
Suhu
larutan basa
Suhu
campuran
|
23°C
23°C
25°C
|
3. NH3
1M + HCl 1M
Ulangan
1
|
|
Suhu
larutan asam
Suhu
larutan basa
Suhu
campuran
|
32°C
31°C
31°C
|
4. NH3
+ HNO3 1M
Ulangan
1
|
|
Suhu
larutan asam
Suhu
larutan basa
Suhu
campuran
|
23°C
23°C
25°C
|
5.
CH3COOH
+ NaOH
Ulangan
1
|
|
Suhu
larutan asam
Suhu
larutan basa
Suhu
campuran
|
26°C
30°C
27°C
|
IX.
PEMBAHASAN
A. Tetapan
kalorimeter
Pada
percobaan ini kalorimeter dibersihkan dan dikeringkan. Masukkan 20 mL air
suling kedalam kalorimeter, catat bobotnya dan ukur suhunya, kemudian ambil 40
mL air suling dengan gelas ukur, panaskan dan catat bobot air panas. Campurkan
air panas dan air dingin kedalam kalorimeter, catat suhunya. Hasil dari
percobaan penentuan tetapan kalorimeter, dengan rumus:
C.Mp (Tp-Tm) =
C.Md(Tm-Td) + W(Tm-Td)
4,184 J/g°C.20(60°C-39°C) =
4,184 J/g°C.20(39°C-28°C) + W
(39°C-28°C)
4,184 J/g°C (21°C) =
4,148 J/g°C (11°C) + W (11°C)
87,864 J =
46,024 J + 11 W
11 W = 87,864 J – 46,024 J
11 W = 41,84
W =
3,803 J°C
B. Penentuan
∆H netralisasi untuk asam-basa
Pada
percobaan ini kami melakukan pengamatan dari campuran larutan asam basa yang
berbeda. Setelah melakukan percobaan sesuai dengan prosedur kerja, maka
diperoleh datanya yaitu:
1.
Suhu larutan asam (HCl)
1M = 29,5°C
Suhu
larutan basa (NaOH) =
30 °C
Suhu
campuran =
39 °C
Dan
didapatlah:
Qreaksi=C.
M. (Tf-Ti) + W (Tf-Ti)
=4,184.80(30
-29,75)+(39 -29,75).3,80
= 334,72.
(9,25) + 35,17
= 3131,33
J
Qreaksi = -Qkeliling
-Qkeliling= 3131,33 J
Persamaan
reaksi
HCl
+ NaOH → NaCl + H2O
Maka
∆H reaksi= -Qkeliling
Mol yang
bereaksi
= 3131,33 J
0,02
mol
= 156566,5J/mol
2. Suhu
larutan asam CH3COOH 1M :
26°C
Suhu
larutan basa NaOH 1M :
30°C
Suhu
campuran :
27°C
Untuk
mendapatkan Qreaksi digunakan rumus:
Qreaksi = C
. M . (Tf-Ti) + W (Tf-Ti)
= 4,184J/g°C.80gr(27°C-28°C)
+ (27°C-28°C )
. 3,803 J/°C
= -334,72
J/°C . (-1°C) +(-3,803 J)
= -338,523
J
-Qsekeliling=
Qreaksi
= -338,523 J
Mol
yang bereaksi
CH3COOH
+ NaOH → NaCH3COO + H2O
Maka
∆H reaksi =
-Qkeliling
Mol yang
bereaksi
= 338,523 J
0,02 mol
= 16926,15 J/mol
3. Suhu
larutan asam (NaCH3COO) 1M :
23°C
Suhu
larutan basa (HCl) 1M :
23°C
Suhu
campuran :
25°C
Untuk
mendapatkan Qreaksi digunakan rumus :
Qreaksi = C
. M . (Tf-Ti) + W (Tf-Ti)
= 4,184J/g°C.80gr(25°C-23°C)
+ (25°C-23°C )
. 3,803 J/°C
= 334,72
J/°C . (2°C) +3,803 J/°C (2°C)
= 677,046
J
Persamaan
reaksi
NaCH3COO
+ HCl → NaCl + CH3COOH
Maka
∆H reaksi =
-Qkeliling
Mol yang
bereaksi
= 677,046 J
0,02 mol
= 33852,3 J/mol
4. Suhu
larutan asam HNO3 1M :
31°C
Suhu
larutan basa NaOH 1M :
32°C
Suhu
campuran :
31°C
Untuk
mendapatkan Qreaksi digunakan rumus:
Qreaksi = C
. M . (Tf-Ti) + W (Tf-Ti)
= 4,184J/g°C.80gr(31°C-31,5°C)
+ (31°C-31,5°C )
. 3,803 J/°C
= 334,72
J/°C . (-0,5°C) +(-1,9015 J)
= -169,2615
J
-Qsekeliling=
Qreaksi
= -169,2615 J
Mol
yang bereaksi → mol =MV
=1
mol/V . 0,021 V
=0,021
mol
Persamaan
reaksi
HNO3
+ NaOH → NaNO3 + H2O
Maka
∆H reaksi =
-Qkeliling
Mol yang
bereaksi
= -169,2615 J
0,02 mol
= 8403,075 J/mol
5. Suhu
larutan asam HCl 1M :
31°C
Suhu
larutan basa NH3 1M :
27°C
Suhu
campuran :
29°C
Untuk
mendapatkan Qreaksi digunakan rumus:
Qreaksi = C
. M . (Tf-Ti) + W (Tf-Ti)
= 4,184J/g°C.80gr(29°C-29°C)
+ (29°C-29°C )
. 3,803 J/°C
= 0
J
Persamaan
reaksi
HCl
+ NH3 → NH4Cl
Maka
∆H reaksi =
-Qkeliling
Mol yang
bereaksi
= 0
J/mol
X.
DISKUSI
A. PENENTUAN
TETAPAN KALORIMETER
Kalorimeter
adalah alat yang digunakan untuk mengukur kalor reaksi. Sedangkan kalor yang
diserap oleh kalorimeter disebut tetapan kalorimeter. Tetapan kalorimeter dapat
ditentukan dengan percobaan pengukuran suhu pada air dingin, air panas, dan
campuran air dingin dan panas. Kemudian air tersebut kami masukkan kedalam
kalorimeter secara bergantian untuk mengukur suhunya. Setelah mendapat suhu
masing-masing, barulah kita bisa menentukan tetapan kalorimeter yang telah
dibahas dalam pembahasan. Dari pembahasan didapatkan tetapan kalorimeter (W) 3,803 J/°C.
Kelompok kami telah
menetapkan dari hasil percobaan kami bahwa tetapan kalorimeter yaitu 3,803J/°C. Tetapan
kalorimeter ini juga digunakan untuk menentukan ∆H netralisasi. Menurut teori ketetapan kalorimeter adalah 0 atau
lebih kecil nilainya semakin bagus kalorimeter yang dipakai.
Jadi, percobaan yang kami lakukan mendapat hasil yang
lebih besar dari nol. Percobaan ini telah dilakukan sesuai prosedur kerja,
hanya saja mungkin terjadi kesalahan alat pada saat praktikum, hal lain bisa
juga terjadi pada praktikan sendiri.
B.
PENENTUAN ∆H
UNTUK NETRALISASI ASAM BASA
Dari percobaan ini, kami mendapatkan harga ∆H netralisasi dari asam dan
basa sebesar:
1.
∆H netralisasi
antara CH3COOH + NaOH = 16926,15
J/mol
2.
∆H netralisasi
antara NaCH3COOH + HCl = 33852,3
J/mol
3.
∆H netralisasi
antara HNO3 + NaOH =
8403,075
J/mol
4.
∆H netralisasi
antara HCl + NaOH = 156566,5J/mol
5.
∆H netralisasi
antara HCl + NH3 =
0 J/mol
Jadi, dari percobaan
tersebut kami memperoleh ∆H netralisasi yang berbeda antara asam basa
masing-masing percobaan.
XI.
PERTANYAAN PASCA PRAKTEK
1. Untuk
reaksi asam-basa dalam prosedur B, berapa OH netralisasi bila anda secara salah
menganggap bahwa kalor yang diterima kalorimeter adalah nol? Tunjukan dengan
hitungan menggunakan data anda!
Jawab:
Q = C.M (Tf - Ti) + W (Tf
- Ti)
= 4,184 x 80 (39-29,75) + 3,803 (39-29,75)
= 334,72 (9,25) + 3,803 (9,25)
= 3131,34 J
∆H reaksi = 
= 
= 78283,5 J/mol
2. Apa
pengaruhnya terhadap ∆H netralisasi bila reaksi dengan NaOH 1 M ialah HCl
dengan konsentrasi lebih dari 1 M?
Jawab:
Tidak berpengaruh,
karena ∆H reaksi yang digunakan yaitu mol yang bereaksi adalah mol NaOH yaiti
0,04.
Jadi, ∆H reaksi dengan
HCl 1M, ∆H reaksi HCl>1M.
3. Tunjukan
bahwa kalor reaksi dari pasangan berikut:
a. NaOh
+ HCl
b. NaOH
+HOAC
c. HCl
+ NaOH
Dapat
digunakan untuk menggambarkan hukum Hess. Kumpulkan data dari praktikan lain,
dan hitunglah ∆H reaksi untuk reaksi (a). Apakah hasilnya cocok dengan angka
hasil percobaan?
Jawab:
NaOH + CH3COOH → CH3COONa
+H2O ∆H= 432,3 J
HCl + CH3COONa → NaCl + CH3COOH ∆H= 397,718 J
NaOH + HCl →
NaCl + H2O ∆H=
830,018 J
4. Simpulkan
harga ∆H netralisasi untuk asam dan basa dengan kekuatan yang berbeda-beda!
Jawab:
Semakin kuat asam dan
basa yang bereaksi, maka makin besar entalpi (∆H) reaksi tersebut. Hal itu
dapat dilihat bahwa reaksi HCl dengan NaOH menghasilkan ∆H reaksi yang paling
besar dibandingkan dengan yang lain.
XII.
KESIMPULAN
1. Dalam
mengukur reaksi dapat menggunakan kalorimeter sederhana.
2. Untuk
menentukan tetapan kalorimeter, dibutuhkan data berupa bobot, kalor jenis, dan
temperatur zat. Untuk menentukan tetapan kalorimeter berdasarkan asas black,
persamaannya adalah:
c.MP.(Tp-Tm) =
c.Md(Tm-Td) + W(Tm-Td)
keterangan:
C= Kalor jenis air
4,148 J/g°C
Mp= Bobot air panas
Md= Bobot air dingin
Tp = Suhu air panas
Td = Suhu air dingin
Tm= Suhu campuran
W = Tetapan kalorimeter
J/g
3. Untuk
∆H reaksi digunakan persamaan
∆H reaksi = 
Dimana,
Qsekeliling = Qreaksi
=Qlarutan +
Qkalorimeter
=C. Mtot
(Tf-Ti) + W(Tf-Ti)
4.
Perhitungan kalor
reaksi dapat dilakukan dengan menggunakan:
a.
Hukum Hess
b.
Data entalpi
pembentukan standar
c.
Energi reaktan
rata-rata
XIII.
DAFTAR PUSTAKA
Agus. 2009.Kimia Dasar Universitas.Jakarta:Erlangga.
Petrucci, Raip H. 1992. Kimia Dasar. Jakarta: Erlangga
Sukardjo. 1990. Kimia
Dasar. Jakarta : Erlangga
Susanto. 2003. Panduan
Belajar Sukses SPMBPTN. Yogyakarta: UGM
Tidak ada komentar:
Write komentar