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 perihal : a) entalpi; b) sistem terisolasi; c) tata cara terbuka; d) tata cara 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 ialah tata cara dengan lingkungannya tidak mampu mempertukar baik energi maupun bahan.
c. Sistem terbuka adalah metode dan lingkungannya dapat saling mempertukarkan energi maupun bahan.
d. Sistem tertutup adalah tata cara dimana memungkinkan terjadinya transfer energi (panas) ke lingkungannya, tetapi tidak dapat mentransfer massa.
e. Lingkungan yakni segala sesuatu yang berada diluar metode yang mensugesti serta menghalangi tata cara.
f. Kalorimeter yaitu proses pengukuran kalor reaksi/ mengukur pergeseran suhu dari sejumlah air tertentu atas larutan. Sebagai akibat dari sebuah reaksi kimia dalam sebuah wadah terisolasi.
2. Apa perbedaan entalpi dengan energi dalam(∆E)?
Jawab:
· Entalpi ialah jumlah total dari semua bentuk energi yang dimiliki zat tersebut yang jumlahnya tidak mampu diukur , sedangkan
· Energi dalam yakni keseluruhan jumlah total energi memiliki potensi dan energi kinetik zat zat yang terdapat dalam sebuah sistem.
V. LANDASAN TEORI
Termodinamika menjelaskan hubungan antara kalor dengan bentuk-bentuk energi lain. Pengembangannya, yang merupakan pencapaian ilmiah penting dalam periode 19,disebabkan oleh perjuangan-usaha para fisikawan dan insinyur-insinyur yang ingin meraih efisiensi tinggi dalam mesin kalor. Minat untuk memperbaiki mesin kalor sekali lagi menjadi penting sebab perlunya menggunakan bahan bakar fosil secara efektif. Namun, dalam 75 tahun terakhir , penerapan penting termodinamika yakni dalam bidang kimia. Hukum termodinamika merupakan alat penting untuk mempelajari reaksi kimia. Termokimia adalah imbas kalor yang menyertai reaksi kimia. Hukum termodinamika kedua terutama menjadi dasar untuk menurunkan tetapan tetapan kesetimbangan dari sifat sifat termodinamika,dalam aturan termodinamika ketiga akan disingkap titik awal untuk melihat sifat sifat termodinamika secara percobaan(Petrucci.1987:225).
Setiap sistem memiliki energi sebab partikel-partikel materi ( padat, cair, atau gas ) selalu bergerak acak dan beragam. Ada gerak translasi, rotasi, dan ubrasi(bergetar). Disamping itu, mampu terjadi perpindahan tingkat energi elektron dalam atom atau molekul. Setiap gerakan, dipengaruhi oleh banyak faktor dan mampu berubah bentuk kalau saling bertumbukan. Akibatnya, besar energi garakan suatu partikel akan berlainan dengan lainnya. Jumlah total energi semua partikel akan berlainan dengan yang lain. Jumlah total energi semua partikel dalam tata cara disebut energi dalam(U). Karena itu, nilai mutlak U tidak mampu dihitung.
Hukum pertama termodinamika membahas perubahan energi yang menyertai insiden , dan berguna untuk menjumlah kalor yang masuk atau keluar metode. Dengan persamaan : q = aU – w . hukum kedua , yang mau dibicarakan membicarakan pergeseran yang impulsif dan tidak spontan. Hukum kedua termodinamika berbunyi proses alami memperbesar entropi atau entropi alam semestah bertambah, dan aturan termodinamika ketiga berbunyi sebuah unsur atau senyawa yang murni dalam bentuk kristal tepat memiliki entropi nol pada suhu 0°C(Syukri.1999:74).
Penerapan hukum pertama termodinamika terhadap peristiwa kimia disebut termodinamika, yang membicarakan perihal kalor yang menyertai reaksi kimia. Reaksi kimia tergolong proses isotermal, dan jikalau dilaksanakan diudara terbuka maka kalor reaksi qp=∆H . risikonya, kalor mampu dihitung dari pergeseran entalpi reaksi q=∆H=Hhasil reaksi-Hpereaksi . biar terdapat keseragaman mesti ditetapkan keadaan kriteria, ialah suhu 25°C dan tekanan 1 Atm. Dengan demikian, perkiraan termodinamika didasarkan pada kondisi patokan(Syukri.1999:84).
Termokimia yaitu bagian dari termodinamika yang mempelari perubahan panas yang mengikuti reaksi-reaksi kimia. Banyaknya panas yang muncul 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 pergantian 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 pergantian 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 keadaan tekanan konstan pada suhu konstan 298 K, didapatkan -566,0 KJ, yang menunjukan bahwa energi 566,0 KJ sudah meninggalkan metode selaku kalor ∆H=-566,0 KJ. Untuk memeriksa kerja tekanan – volume
P∆U=P(Vt -Vi)
Kemudian kita dapat memakai persamaan gas ideal. Persamaan kinetiknya
P∆V=RT(nf-ni)
nf adalah banyak mol gas pada produk (2 mol CO2) ini yakni 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 yaitu
∆U=∆H-P∆V
=-566,0KJ-(-2,5KJ)
=-563,5KJ
· Perubahan entalpi (∆H) yang menyertai pergantian wujud materi .
Ketika cairan bersinggungan dengan atmosfer, molekul yang berenergi pada permukaan cairan dapat menanggulangi gaya tarik dengan sesamanya dan masuk kewujud gas atau uap.
· Penentuan tak pribadi ∆H : Hukum Hess kesetimbangan pergeseran entalpi
∆H yakni sifat ekstensif
Hukum Hess perihal penjumlahan kalor konstan(Petrucci.1992:239-244).
G.H.Hess spesialis kimia Swiss pada tahun 1840 menilik apakah sebuah reaksi kimia ditempuh lewat beberapa jalan akan mempengaruhi panas reaksinya.
Untuk menjawab dilema tersebut Hess melakukan beberapa percobaan. Berikut ini disuguhkan data dari percobaan menyelidiki panas reaksi pembentukan belerang.
S(P) +11/2O2 →SO3(Q)
Reaksi pembentukan SO3 ini dapat dijalankan lewat 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 lazim hhhuuukum Hess mampu 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 ialah sama dengan jumlah pergeseran entalpi tiap tahap reaksinya(Agus.1987:123).
Perubahan entalpi kriteria (∆Ho)
Beberapa jenis pergeseran entalpi tolok ukur, yakni:
a. Perubahan entalpi pembentukan patokan (∆Hfo)
Merupakan pergeseran entalpi yang terjadi pada pembentukan 1 mol sebuah senyawa dari unsur-bagian yang paling stabil pada keadaan satandar.
b. Perubahan entalpi penguraian tolok ukur (∆Hdo)
Merupakan pergeseran entalpi yang terjadi pada penguraian 1 mol suatu senyawa menjadi unsur-unsurnya yang paling stabil pada kondisi patokan.
c. Perubahan entalpi pembakaran tolok ukur (∆Hoc)
Adalah pergeseran entalpi yang terjadi pada pembakaran 1 mol suatu zat secara sempurna. Pembakaran ialah reaksi sebuah zat dengan oksigen, dengan demikian bila suatu zat dibakar tepat 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 telah 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 dilarang berselisih 0,5oc, bila berlawanan suhu disamakan
– Bila suhu telah sama, dimasukkan dengan segera kedalam kalorimeter
|
Hasil pengamatan
|
VIII. DATA PENGAMATAN
A. Penentuan tetapan kalorimeter
|
Ulangan 1
|
Ulangan 2
|
Rata – rata
|
|
|
Suhu air panas,°C
Suhu air acuh taacuh,°C
Suhu adonan,°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 adonan
|
29,5°C
30°C
39°C
|
2. KOH 1M +HNO3 1M
|
Ulangan 1
|
|
|
Suhu larutan asam
Suhu larutan basa
Suhu adonan
|
23°C
23°C
25°C
|
3. NH3 1M + HCl 1M
|
Ulangan 1
|
|
|
Suhu larutan asam
Suhu larutan basa
Suhu adonan
|
32°C
31°C
31°C
|
4. NH3 + HNO3 1M
|
Ulangan 1
|
|
|
Suhu larutan asam
Suhu larutan basa
Suhu gabungan
|
23°C
23°C
25°C
|
5. CH3COOH + NaOH
|
Ulangan 1
|
|
|
Suhu larutan asam
Suhu larutan basa
Suhu adonan
|
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 acuh taacuh 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 melaksanakan observasi dari gabungan larutan asam basa yang berlainan. Setelah melaksanakan percobaan sesuai dengan prosedur kerja, maka diperoleh datanya adalah:
1. Suhu larutan asam (HCl) 1M = 29,5°C
Suhu larutan basa (NaOH) = 30 °C
Suhu adonan = 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 gabungan : 27°C
Untuk mendapatkan Qreaksi dipakai 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 gabungan : 25°C
Untuk menerima 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 adonan : 31°C
Untuk menerima 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 adonan : 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 ialah alat yang digunakan untuk mengukur kalor reaksi. Sedangkan kalor yang diserap oleh kalorimeter disebut tetapan kalorimeter. Tetapan kalorimeter mampu ditentukan dengan percobaan pengukuran suhu pada air acuh taacuh, air panas, dan adonan air cuek dan panas. Kemudian air tersebut kami masukkan kedalam kalorimeter secara bergantian untuk mengukur suhunya. Setelah menerima suhu masing-masing, barulah kita mampu menentukan tetapan kalorimeter yang sudah dibahas dalam pembahasan. Dari pembahasan ditemukan tetapan kalorimeter (W) 3,803 J/°C.
Kelompok kami telah memutuskan dari hasil percobaan kami bahwa tetapan kalorimeter adalah 3,803J/°C. Tetapan kalorimeter ini juga digunakan untuk memilih ∆H netralisasi. Menurut teori ketetapan kalorimeter ialah 0 atau lebih kecil nilainya kian manis kalorimeter yang digunakan.
Jadi, percobaan yang kami kerjakan menerima hasil yang lebih besar dari nol. Percobaan ini telah dikerjakan sesuai mekanisme kerja, cuma saja mungkin terjadi kesalahan alat pada saat praktikum, hal lain mampu 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
Kaprikornus, dari percobaan tersebut kami memperoleh ∆H netralisasi yang berlawanan antara asam basa masing-masing percobaan.
XI. PERTANYAAN PASCA PRAKTEK
1. Untuk reaksi asam-basa dalam mekanisme B, berapa OH netralisasi kalau anda secara salah menilai bahwa kalor yang diterima kalorimeter yakni 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 kepada ∆H netralisasi jika reaksi dengan NaOH 1 M yakni HCl dengan fokus lebih dari 1 M?
Jawab:
Tidak besar lengan berkuasa, sebab ∆H reaksi yang dipakai yaitu mol yang bereaksi yakni 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 aturan Hess. Kumpulkan data dari praktikan lain, dan hitunglah ∆H reaksi untuk reaksi (a). Apakah risikonya 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 berlainan-beda!
Jawab:
Semakin besar lengan berkuasa asam dan basa yang bereaksi, maka semakin besar entalpi (∆H) reaksi tersebut. Hal itu dapat dilihat bahwa reaksi HCl dengan NaOH menciptakan ∆H reaksi yang paling besar daripada yang lain.
XII. KESIMPULAN
1. Dalam mengukur reaksi mampu menggunakan kalorimeter sederhana.
2. Untuk memilih tetapan kalorimeter, dibutuhkan data berbentukbobot, kalor jenis, dan temperatur zat. Untuk memilih tetapan kalorimeter berdasarkan asas black, persamaannya yaitu:
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 hambar
Tp = Suhu air panas
Td = Suhu air hambar
Tm= Suhu gabungan
W = Tetapan kalorimeter J/g
3. Untuk ∆H reaksi dipakai persamaan
∆H reaksi = 
Dimana, Qsekeliling = Qreaksi
=Qlarutan + Qkalorimeter
=C. Mtot (Tf-Ti) + W(Tf-Ti)
4. Perhitungan kalor reaksi mampu dikerjakan dengan menggunakan:
a. Hukum Hess
b. Data entalpi pembentukan patokan
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