TERMOKIMIA 001
PRAKTIKUM KIMIA DASAR II
TERMOKIMIA
Oleh :
Khoirul Abidin (1408105019)
Kelompok 7A
JURUSAN KIMIA
FAKULTAS MATEMATIKA DAN ILMU PENGETAHUAN ALAM
UNIVERSITAS UDAYANA
2015
TERMOKIMIA
I.TUJUAN
1.
2.
3.
4.
Mempelajari setiap reaksi kimia yang disertai perubahan energi.
Mengenal alat kalorimeter tekanan tetap.
Memahami cara kerja alat kalorimeter tekanan tetap.
Mampu menggunakan alat kalorimeter tekanan tetap untuk
mengukur kalor reaksi suatu larutan.
5. Menghitung kapasitas kalorimeter dan kalor reaksi dalam suaktu
reaksi.
II.DASAR TEORI
Pengertian Termokimia
Termokimia adalah ilmu yang memperlajari perubahan-perubahan energi yang
disertai suatu proses fisika dan kimia. Pelajaran ini mencakup dua sasaran yaitu,
penentuan kalor reaksi dalam termokimia dan penentuan arah suatu proses serta
sifat-sifat sistem dalam kesetimbangan. (Tim Kimia Dasar,2015)
Hampir dalam setiap reaksi kimia selalu terjadi penyerapan dan pelepasan
energi. Kita mengetahui bahwa salah satu bentuk energi yang dapat dipertukarkan
antara sistem dengan lingkungan adalah kalor atau panas. (Tim Kimia
Dasar,2015)
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. Persamaanpersamaan reaksi tersebut diatur sedemikian rupa sehingga penjumlahan semua
persamaan akan menghasilkan reaksi yang kita inginkan. Jika suatu persamaan
reaksi dikalikan (atau dibagi) dengan sutu 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 alam dapat terwujud dalam berbagai bentuk, selain
energi panas dan kerja, yaitu energi kimia, energi listrik, energi nuklir, energi
gelombang elektromagnetic, energi akibat gaya magnit, dan lain-lain. Energi dapat
berubah dari satu bentuk ke bentuk lain, baik secara alami maupun hasil rekayasa
tehnologi. 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 obyek analisis. Daerah sekitar sistem tersebut disebut sebagai
lingkungan. Batas antara sistem dengan lingkungannya disebut batas sistem
(boundary), aplikasinya batas sistem merupakan bagian dari sistem maupu
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
Panas Reaksi
Panas reaksi dapat dinyatakan sebagai perubahan energi produk dan reaktan
pada voleme konstan ( ∆ E ) atau pada tekanan konstan ( ∆ H ). Sebagai
contoh adalah reaksi :
Reaktan (T) → Produk (T)
∆ E=E
(produk)
E
–
(reaktan)
Pada temperatur konstan dan volume konstan, sedangkan
∆ H=H
(produk)
–
H
(reaktan)
Pada temperatur konstan dan tekanan konstan. (SK. Dogra dan S. Dogra,2008)
Satuan SI untuk E atau H adalah Joule, yaitu satuan energi, tetapi satuan
umum yang lain adalah kalori. Umumnya harga E atau H untuk tiap
reaktan atau produk dinyatakan sebagai Joule mol -1(J/mol) atau (kJ/mol) pada
temperatur konstan tertentu, biasanya 298 K. Jika ∆ E atau ∆ H positif, reaksi
dikatakan “endotermis” dan jika ∆ E atau ∆ H
negatif, reaksi dikatakan
“eksotermis”. (SK. Dogra dan S. Dogra,2008)
III.ALAT DAN BAHAN
Alat
1.
2.
3.
4.
5.
6.
Kalaorimeter
Gelas ukur
Gelas kimia
Labu ukur
Batang pengaduk
Termometer
Bahan
1.
2.
3.
4.
Larutan CaCl2
Larutan HCl
Larutan NaOH
Aquades
IV.LANGKAH KERJA
Percobaan 1 : Penentuan Kapasitas kalor suatu kalorimeter
Disediakan 2 buah gelas plastik bertutup, termometer dan batang
pengaduk. Kemudian dimasukan 50 mL larutan HCl 1 M ke dalam gelas kimia
100 mL, diukur termperatur larutan HCl. Dalam gelas kimia yang lain dimasukan
50 mL larutan NaOH 1 M dan diukur temperaturnya. Jika temperatur kedua
larutan sudah sama, dimasukan kedua larutan dalam kalorimeter . Dicatat
temperatur maskimal yang dicapai oleh campurang kedua larutan. Diketahui kalor
reaksi netralisasi HCL dengan NaOH adalah -56,2 kJ/mol dan dianggap densitas
dan kalor jenis campuran larutan ini sama dengan densitas dan kalor jenis air (1
gr/L dan 4,184 J/gr ℃ ). Diulangi percobaan sebanyak dua kali, ditentukan
kapasitas kalor dari masing-masing percobaan dan ditentukan kapasitas kalor
kalorimeter rata-rata.
Percobaan 2 : Penentuan kalor reaksi larutan
Digunakan kalorimeter pada percobaan pertama, yang sudah dicuci.
Dimasukan 5 gram serbuk CaCl2 ke dalam kalorimeter, kemudian ditambah 50
mL air, namun sebelum penambahan diukur suhu air tersebut. Sambil diaduk
dicatat suhu maksimal dalam kalorimeter setelah ditambah air, setelah diperoleh
suhu yang stabil larutan CaCl2 ditambah 50 mL air lagi. Sambil diaduk dicatat
suhu maksimal larutan setelah ditambah air. Diulangi percobaan ini sekalai lagi.
Ditentukan kalor reaksi dan kalor pengenceran larutan tersebut.
V.HASIL PENGAMATAN
Percobaan 1
No.
1
2
Uraian
50 mL larutan HCl 1 M
50 mL larutan NaOH 1 M
Campuran kedua larutan
50 mL larutan HCl 1 M
50 mL larutan NaOH 1 M
Campuran kedua larutan
Temperatur Pengamatan (
℃ )
33
33
39
33
33
39
Percobaan 2
No.
1
Uraian
Air
2
Temperatur Pengamatan (
℃ )
31
Larutan CaCl2*
41
Larutan CaCl2**
40
Larutan CaCl2 + 50 mL air
36
Air
31
Larutan CaCl2*
41
Larutan CaCl2**
40
Larutan CaCl2 + 50 mL air
36
*
Temperatur maksimal yang dicapai
**
Temperatur stabil dari larutan
PERHITUNGAN
Percobaan 1
Qkalorimeter
=
kkal . ∆ T
kkal
=
Ckal
Qlarutan
=
mlar . clar . ∆ T
mlar
=
Vlar . dlar
mlar
=
100 mL. 1 gr/mL
mlar
=
100 gr
n H2O
=
gr
Mr
n H2O
=
100
18
n H2O
=
5,6 mol
Qreaksi
=
Qnetralisasi . n H2O
Qreaksi
=
-56,2 kJ/mol . 5,6 mol
Qreaksi
=
-312,22 kJ
= Tetapan kalorimeter/kapasitas kalor kalorimeter
Qreaksi
=
- (Qkalorimeter + Qlarutan)
-312,22 kJ
=
-. ∆ T (Ckal+ m . clar)
312,22 kJ
=
6Ckalorimeter + 2,51 04 kJ
6Ckalorimeter
=
312,22 kJ – 2,5104 kJ/mol ℃
Ckalorimeter
=
309,7096
6
Ckal
=
51,618 kJ/ ℃
Ć kal .=
C kal .1 +C kal.2
2
Ć kal .=
51,618+51,618 103,236
=
=51,618 kJ /℃
2
2
Percobaan 2
Qpeng. = Qrks. 2 – Qrks.1
kkal.atau Ckal. = 51,618 kJ/ ℃
∆T
1
= 10 ℃
∆T
2
=5 ℃
M CaCl2 =
gr 1000
x
Mr
V
M CaCl2 =
5 1000
x
110 50
M CaCl2 = 0,9 M
n CaCl2 = M . V
n CaCl2 = 0,9 M . 0,05 L
n CaCl2 = 0,045 mol
Qreaksi 1 = - (Qkal 1 + Qlar 1)
Qrks.1 = - (kkal . ∆ T
+ m1.c. ∆ T )
Qrks. 1 = - (51,618 kJ/ ℃ . 10 ℃ + 50 gr . 4,184 .10-3 kJ/gr ℃ . 10 ℃ )
Qrks.1 = - (516,18 kJ + 2,092 kJ)
Qrks.1 = - 518,272 kJ
Qrks.2 = - (kkal . ∆ T
+ m2.c. ∆ T )
Qrks. 2 = - (51,618 kJ/ ℃ . 5 ℃ + 100 gr . 4,184 .10-3 kJ/gr ℃ . 5 ℃ )
Qrks.2 = - (258,09 kJ + 2,092 kJ)
Qrks.2 = - 260,182 kJ
Qpeng. = Qrks.2 – Qrks.1
Qpeng. = -260,182 kJ – (-518,272 kJ)
Qpeng = + 258,09 kJ
Qpeng/mol =
Qpeng.
nCaCl 2
Qpeng./mol =
258,09
0,045
Qpeng/mol = 5735,3 kJ/mol
VI.PEMBAHASAN
Dalam percobaan termokimia kali ini dilakukan 2 percobaan pengukuran.
Pertama digunakan 50 mL larutan HCl 1 M dengan 50 mL larutan NaOH 1 M
pada suhu awal 33 ℃ , setelah kedua larutan dicampur dalam kalorimeter
diperoleh suhu campuran 39 ℃ , dengan diketahuinya kalor reaksi netralisasi
antara HCl dan NaOH adalah 56,2 kJ/mol, sedangkan densitas dan kalor jenisnya
dianggap seperti air (d = 1 gr/mL dan c = 4,184 J/gr ℃ ). Diulang lagi satu kali
percobaan dan diperoleh data yang sama, suhu mula-mula kedua larutan 33 ℃
dan suhu campuran adalah 39 ℃ . Dari perhitungan diperoleh kapasitas kalor
kalorimeter adalah 51,618 kJ/ ℃ , dan kapasitas kalor kalorimeter rata-ratanya
adalah 51,618 kJ/ ℃ .
Pada percobaan kedua, digunakan 5 gram CaCl2 yang ditambah 50 mL air,
suhu mula-mula air adalah 31 ℃ . Kemudia saat air ditambah ke dalam
kalorimeter yang berisi CaCl2 suhu maksimalnya adalah 41 ℃ , sedangkan suhu
stabilnya mencapai 40 ℃ . Kemudian larutan diencerkan dengan 50 mL air,
suhu dalam termometer menunjukan 36 ℃. Diulangi satu kali lagi percobaan
dan memperoleh hasil yang sama yakni 5 gram CaCl2 ditambah 50 mL air yang
bersuhu 31 ℃ , suhu maksimal yang dicapai adalah 41 ℃ , setelah
diencerkan dengan ditambahkan 50 mL air suhu berubah menjadi 36 ℃ . Dari
perhitungan diperoleh kalor reaksi pertama sebesar - 518,272 kJ dan kalor reaksi
kedua -260,182 kJ, sedangkan untuk kalor pengenceran diperoleh +258,09 kJ dan
kalor pengenceran per molnya adalah 5735,5 kJ/mol.
VII.KESIMPULAN
1. Kalorimeter yang merupakan sistem terisolasi mempunyai tetapan untuk
menentukan jumlah Joule yang terlibat dalam merubah suhu
2. Kalor yang terlibat dalam reaksi berfungsi merubah suhu tiap mol zat
3. Kalorimeter memiliki tetapan untuk menyerap atau melepas energi
terhadap lingkungan
4. Tetapan kalorimeter adalah 51,618 kJ/ ℃
5. Kapasitas kalor kalorimeter rata-rata adalah 51,618 kJ/ ℃
6. Kalor pengenceran pada reaksi pengenceran CaCl2 adalah 5735,3 kJ/mol.
DAFTAR PUSTAKA
Anonim.2012.Termokimia dan Entalpi. http://ramadhanakurnia.blogspot.com.
Diakses pada tanggal 31 Maret 2015, jam 10.30 WITA
Brady, J.E.1999. Kimia Universitas Asas dan Struktur Jilid Satu.Binarupa
Aksara:Jakarta
Dogra S.K. dan . Dogra.2008.Kimia Fisik dan Soal-Soal.UI-Press.Jakarta
Johari, J.M.C., Rachmawati, M. 2006. Kimia 2. Jakarta: Penerbit Esis. Halaman:
55-60
Tim Kimia Dasar.2015.Penuntun Praktikum Kimia Dasar II.Laboratorium Kimia
Dasar,FMIPA,Universitas Udayana.Jimbaran
TERMOKIMIA
Oleh :
Khoirul Abidin (1408105019)
Kelompok 7A
JURUSAN KIMIA
FAKULTAS MATEMATIKA DAN ILMU PENGETAHUAN ALAM
UNIVERSITAS UDAYANA
2015
TERMOKIMIA
I.TUJUAN
1.
2.
3.
4.
Mempelajari setiap reaksi kimia yang disertai perubahan energi.
Mengenal alat kalorimeter tekanan tetap.
Memahami cara kerja alat kalorimeter tekanan tetap.
Mampu menggunakan alat kalorimeter tekanan tetap untuk
mengukur kalor reaksi suatu larutan.
5. Menghitung kapasitas kalorimeter dan kalor reaksi dalam suaktu
reaksi.
II.DASAR TEORI
Pengertian Termokimia
Termokimia adalah ilmu yang memperlajari perubahan-perubahan energi yang
disertai suatu proses fisika dan kimia. Pelajaran ini mencakup dua sasaran yaitu,
penentuan kalor reaksi dalam termokimia dan penentuan arah suatu proses serta
sifat-sifat sistem dalam kesetimbangan. (Tim Kimia Dasar,2015)
Hampir dalam setiap reaksi kimia selalu terjadi penyerapan dan pelepasan
energi. Kita mengetahui bahwa salah satu bentuk energi yang dapat dipertukarkan
antara sistem dengan lingkungan adalah kalor atau panas. (Tim Kimia
Dasar,2015)
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. Persamaanpersamaan reaksi tersebut diatur sedemikian rupa sehingga penjumlahan semua
persamaan akan menghasilkan reaksi yang kita inginkan. Jika suatu persamaan
reaksi dikalikan (atau dibagi) dengan sutu 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 alam dapat terwujud dalam berbagai bentuk, selain
energi panas dan kerja, yaitu energi kimia, energi listrik, energi nuklir, energi
gelombang elektromagnetic, energi akibat gaya magnit, dan lain-lain. Energi dapat
berubah dari satu bentuk ke bentuk lain, baik secara alami maupun hasil rekayasa
tehnologi. 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 obyek analisis. Daerah sekitar sistem tersebut disebut sebagai
lingkungan. Batas antara sistem dengan lingkungannya disebut batas sistem
(boundary), aplikasinya batas sistem merupakan bagian dari sistem maupu
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
Panas Reaksi
Panas reaksi dapat dinyatakan sebagai perubahan energi produk dan reaktan
pada voleme konstan ( ∆ E ) atau pada tekanan konstan ( ∆ H ). Sebagai
contoh adalah reaksi :
Reaktan (T) → Produk (T)
∆ E=E
(produk)
E
–
(reaktan)
Pada temperatur konstan dan volume konstan, sedangkan
∆ H=H
(produk)
–
H
(reaktan)
Pada temperatur konstan dan tekanan konstan. (SK. Dogra dan S. Dogra,2008)
Satuan SI untuk E atau H adalah Joule, yaitu satuan energi, tetapi satuan
umum yang lain adalah kalori. Umumnya harga E atau H untuk tiap
reaktan atau produk dinyatakan sebagai Joule mol -1(J/mol) atau (kJ/mol) pada
temperatur konstan tertentu, biasanya 298 K. Jika ∆ E atau ∆ H positif, reaksi
dikatakan “endotermis” dan jika ∆ E atau ∆ H
negatif, reaksi dikatakan
“eksotermis”. (SK. Dogra dan S. Dogra,2008)
III.ALAT DAN BAHAN
Alat
1.
2.
3.
4.
5.
6.
Kalaorimeter
Gelas ukur
Gelas kimia
Labu ukur
Batang pengaduk
Termometer
Bahan
1.
2.
3.
4.
Larutan CaCl2
Larutan HCl
Larutan NaOH
Aquades
IV.LANGKAH KERJA
Percobaan 1 : Penentuan Kapasitas kalor suatu kalorimeter
Disediakan 2 buah gelas plastik bertutup, termometer dan batang
pengaduk. Kemudian dimasukan 50 mL larutan HCl 1 M ke dalam gelas kimia
100 mL, diukur termperatur larutan HCl. Dalam gelas kimia yang lain dimasukan
50 mL larutan NaOH 1 M dan diukur temperaturnya. Jika temperatur kedua
larutan sudah sama, dimasukan kedua larutan dalam kalorimeter . Dicatat
temperatur maskimal yang dicapai oleh campurang kedua larutan. Diketahui kalor
reaksi netralisasi HCL dengan NaOH adalah -56,2 kJ/mol dan dianggap densitas
dan kalor jenis campuran larutan ini sama dengan densitas dan kalor jenis air (1
gr/L dan 4,184 J/gr ℃ ). Diulangi percobaan sebanyak dua kali, ditentukan
kapasitas kalor dari masing-masing percobaan dan ditentukan kapasitas kalor
kalorimeter rata-rata.
Percobaan 2 : Penentuan kalor reaksi larutan
Digunakan kalorimeter pada percobaan pertama, yang sudah dicuci.
Dimasukan 5 gram serbuk CaCl2 ke dalam kalorimeter, kemudian ditambah 50
mL air, namun sebelum penambahan diukur suhu air tersebut. Sambil diaduk
dicatat suhu maksimal dalam kalorimeter setelah ditambah air, setelah diperoleh
suhu yang stabil larutan CaCl2 ditambah 50 mL air lagi. Sambil diaduk dicatat
suhu maksimal larutan setelah ditambah air. Diulangi percobaan ini sekalai lagi.
Ditentukan kalor reaksi dan kalor pengenceran larutan tersebut.
V.HASIL PENGAMATAN
Percobaan 1
No.
1
2
Uraian
50 mL larutan HCl 1 M
50 mL larutan NaOH 1 M
Campuran kedua larutan
50 mL larutan HCl 1 M
50 mL larutan NaOH 1 M
Campuran kedua larutan
Temperatur Pengamatan (
℃ )
33
33
39
33
33
39
Percobaan 2
No.
1
Uraian
Air
2
Temperatur Pengamatan (
℃ )
31
Larutan CaCl2*
41
Larutan CaCl2**
40
Larutan CaCl2 + 50 mL air
36
Air
31
Larutan CaCl2*
41
Larutan CaCl2**
40
Larutan CaCl2 + 50 mL air
36
*
Temperatur maksimal yang dicapai
**
Temperatur stabil dari larutan
PERHITUNGAN
Percobaan 1
Qkalorimeter
=
kkal . ∆ T
kkal
=
Ckal
Qlarutan
=
mlar . clar . ∆ T
mlar
=
Vlar . dlar
mlar
=
100 mL. 1 gr/mL
mlar
=
100 gr
n H2O
=
gr
Mr
n H2O
=
100
18
n H2O
=
5,6 mol
Qreaksi
=
Qnetralisasi . n H2O
Qreaksi
=
-56,2 kJ/mol . 5,6 mol
Qreaksi
=
-312,22 kJ
= Tetapan kalorimeter/kapasitas kalor kalorimeter
Qreaksi
=
- (Qkalorimeter + Qlarutan)
-312,22 kJ
=
-. ∆ T (Ckal+ m . clar)
312,22 kJ
=
6Ckalorimeter + 2,51 04 kJ
6Ckalorimeter
=
312,22 kJ – 2,5104 kJ/mol ℃
Ckalorimeter
=
309,7096
6
Ckal
=
51,618 kJ/ ℃
Ć kal .=
C kal .1 +C kal.2
2
Ć kal .=
51,618+51,618 103,236
=
=51,618 kJ /℃
2
2
Percobaan 2
Qpeng. = Qrks. 2 – Qrks.1
kkal.atau Ckal. = 51,618 kJ/ ℃
∆T
1
= 10 ℃
∆T
2
=5 ℃
M CaCl2 =
gr 1000
x
Mr
V
M CaCl2 =
5 1000
x
110 50
M CaCl2 = 0,9 M
n CaCl2 = M . V
n CaCl2 = 0,9 M . 0,05 L
n CaCl2 = 0,045 mol
Qreaksi 1 = - (Qkal 1 + Qlar 1)
Qrks.1 = - (kkal . ∆ T
+ m1.c. ∆ T )
Qrks. 1 = - (51,618 kJ/ ℃ . 10 ℃ + 50 gr . 4,184 .10-3 kJ/gr ℃ . 10 ℃ )
Qrks.1 = - (516,18 kJ + 2,092 kJ)
Qrks.1 = - 518,272 kJ
Qrks.2 = - (kkal . ∆ T
+ m2.c. ∆ T )
Qrks. 2 = - (51,618 kJ/ ℃ . 5 ℃ + 100 gr . 4,184 .10-3 kJ/gr ℃ . 5 ℃ )
Qrks.2 = - (258,09 kJ + 2,092 kJ)
Qrks.2 = - 260,182 kJ
Qpeng. = Qrks.2 – Qrks.1
Qpeng. = -260,182 kJ – (-518,272 kJ)
Qpeng = + 258,09 kJ
Qpeng/mol =
Qpeng.
nCaCl 2
Qpeng./mol =
258,09
0,045
Qpeng/mol = 5735,3 kJ/mol
VI.PEMBAHASAN
Dalam percobaan termokimia kali ini dilakukan 2 percobaan pengukuran.
Pertama digunakan 50 mL larutan HCl 1 M dengan 50 mL larutan NaOH 1 M
pada suhu awal 33 ℃ , setelah kedua larutan dicampur dalam kalorimeter
diperoleh suhu campuran 39 ℃ , dengan diketahuinya kalor reaksi netralisasi
antara HCl dan NaOH adalah 56,2 kJ/mol, sedangkan densitas dan kalor jenisnya
dianggap seperti air (d = 1 gr/mL dan c = 4,184 J/gr ℃ ). Diulang lagi satu kali
percobaan dan diperoleh data yang sama, suhu mula-mula kedua larutan 33 ℃
dan suhu campuran adalah 39 ℃ . Dari perhitungan diperoleh kapasitas kalor
kalorimeter adalah 51,618 kJ/ ℃ , dan kapasitas kalor kalorimeter rata-ratanya
adalah 51,618 kJ/ ℃ .
Pada percobaan kedua, digunakan 5 gram CaCl2 yang ditambah 50 mL air,
suhu mula-mula air adalah 31 ℃ . Kemudia saat air ditambah ke dalam
kalorimeter yang berisi CaCl2 suhu maksimalnya adalah 41 ℃ , sedangkan suhu
stabilnya mencapai 40 ℃ . Kemudian larutan diencerkan dengan 50 mL air,
suhu dalam termometer menunjukan 36 ℃. Diulangi satu kali lagi percobaan
dan memperoleh hasil yang sama yakni 5 gram CaCl2 ditambah 50 mL air yang
bersuhu 31 ℃ , suhu maksimal yang dicapai adalah 41 ℃ , setelah
diencerkan dengan ditambahkan 50 mL air suhu berubah menjadi 36 ℃ . Dari
perhitungan diperoleh kalor reaksi pertama sebesar - 518,272 kJ dan kalor reaksi
kedua -260,182 kJ, sedangkan untuk kalor pengenceran diperoleh +258,09 kJ dan
kalor pengenceran per molnya adalah 5735,5 kJ/mol.
VII.KESIMPULAN
1. Kalorimeter yang merupakan sistem terisolasi mempunyai tetapan untuk
menentukan jumlah Joule yang terlibat dalam merubah suhu
2. Kalor yang terlibat dalam reaksi berfungsi merubah suhu tiap mol zat
3. Kalorimeter memiliki tetapan untuk menyerap atau melepas energi
terhadap lingkungan
4. Tetapan kalorimeter adalah 51,618 kJ/ ℃
5. Kapasitas kalor kalorimeter rata-rata adalah 51,618 kJ/ ℃
6. Kalor pengenceran pada reaksi pengenceran CaCl2 adalah 5735,3 kJ/mol.
DAFTAR PUSTAKA
Anonim.2012.Termokimia dan Entalpi. http://ramadhanakurnia.blogspot.com.
Diakses pada tanggal 31 Maret 2015, jam 10.30 WITA
Brady, J.E.1999. Kimia Universitas Asas dan Struktur Jilid Satu.Binarupa
Aksara:Jakarta
Dogra S.K. dan . Dogra.2008.Kimia Fisik dan Soal-Soal.UI-Press.Jakarta
Johari, J.M.C., Rachmawati, M. 2006. Kimia 2. Jakarta: Penerbit Esis. Halaman:
55-60
Tim Kimia Dasar.2015.Penuntun Praktikum Kimia Dasar II.Laboratorium Kimia
Dasar,FMIPA,Universitas Udayana.Jimbaran