LAPORAN PRAKTIKUM KIMIA DASAR ENERGITIKA
LAPORAN PRAKTIKUM KIMIA DASAR
“ENERGITIKA”
1. PERCOBAAN :
1.1 Judul Percobaan
: Energitika
1.2 Tanggal Percobaan
: 27 Nopember 2012
1.3 Nama Asisten
: Hadi Wijaya
2. TUJUAN PERCOBAAN :
2.1 Mempelajari energi yang menyertai reaksi kimia
2.2 Mempelajari perubahan kalor dengan percobaan sederhana
3. DASAR TEORI :
Energetika kimia atau termodinamika kimia adalah ilmu yang mempelajari
perubahan energi yang terjadi dalam proses atau reaksi. Studi ini mencakup dua aspek
penting yaitu penentuan atau perhitungan kalor reaksi dan studi tentang arah proses dan sifatsifat sistem dalam kesetimbangan. Bagian alam semesta yang dipilih untuk penelititan
termodinamika disebut sistem, dan bagian alam semesta yang berinteraksi dengan sistem
tersebut disebut dengan keadaan sekeliling lingkungan dari sistem. Perpindahan energi dapat
berupa kalor (q) atau dalam beberapa bentuk lainnya secara keseluruhan disebut kerja.
Perpindahan energi berupa kalor atau kerja yang mempengaruhi jumlah keseluruhan energi
dalam sistem, yang disebut energi dalam (U) (Petrucci, 1996).
Energi dalam (U) adalah keseluruhan energi potensial dan energi kinetik zat-zat
yang terdapat dalam sistem. Energi dalam merupakan fungsi keadaan, besarnya hanya
tergantung pada keadaan sistem. Setiap sistem mempunyai energi karena partikel-partikel
materi (padat, cair atau gas) selalu bergerak acak dan beragam disamping itu dapat terjadi
perpindahan tingkat energi elektron dalam atom atau molekul. Bila sistem mengalami
peristiwa mungkin akan mengubah energi dalam. Jika suhu naik menandakan partikel lebih
cepat dan energi dalam bertambah (Syukri, 1999).
Kalor (q) adalah bentuk energi yang dipindahkan melalui batas-batas sistem,
sebagai akibat adanya perbedaan suhu antara sistem dengan lingkungan. Bila sistem
menyerap kalor, q bertanda positif dan q bertanda negatif bila sistem melepaskan kalor. Kalor
(q) bukan merupakan fungsi keadaan karena besarnya tergantung pada proses. Kapasitas
kalor adalah banyaknya energi kalor yang dibutuhkan untuk mengikatkan suhu zat 1 oC.
kapasitas kalor tentu saja tergantung pada jumlah zat. Kapasitas kalor spesifik dapat
disederhanakan, kalor jenis adalah banyaknya energi kalor yang dibutuhkan untuk
meningkatkan suhu 1 gram zat sebesar 1oC. Kalor jenis molar adalah banyaknya energi kalor
yang dibutuhkan untuk meningkatkan suhu 0,5 Mol zat sebesar 1oC (Petrucci, 1996).
Termodinamika didasarkan atas tiga postulat yang dikenal sebagai Hukum Pertama
Termodinamika, Hukum Kedua Termodinamika dan Hukum Ketiga Termodinamika. Hukum
pertama termodinamika menyatakan hubungan antara kalor (q), kerja (w) dan perubahan
energi dalam (∆U), yang menerangkan bahwa energi sistem tersekat adalah tetap. Hukum
pertama termodinamika dapat dinyatakan dengan persamaan berikut:
q = ∆U – W
q, ∆U, dan W dalam satuan joule atau kalori. Hukum pertama termodinamika
menunjukkan bahwa energi dalam tidak dapat diukur tapi dapat diukur dari nilai kalor dan
kerja. Kalor dapat diukur dengan percobaan dan kerja. Kerja dihitung melalui volume dan
tekanan yang melawan perubahan itu (Syukri,1999).
Hukum kedua termodinamika mengemukakan bahwa semua proses atau reaksi
yang terjadi di alam semesta, selalu disertai dengan peningkatan entropi. Perubahan entropi
(dS) adalah suatu fungsi keadaan yang merupakan perbandingan perubahan kalor yang
dipertukaran antara sistem dan lingkungan secara reversibel (δqrev) terhadap suhu tertentu
T(°C). Persamaan besarnya entropi dinyatakan sebagai berikut:
dS = δqrev/T
Hukum ketiga menyatakan bahwa suatu unsur atau senyawa yang murni dalam
bentuk kristal sempurna mempunyai entropi nol pada suhu 0°C, secara matematika
dinyatakan sebagai berikut:
Soo = 0
Berdasarkan hukum ketiga dapat dilakukan pengukuran dan perhitungan kalor
yang diserap suatu zat murni dari 0°K sampai suhu tertentu. Kerja yang dapat diperoleh dari
jumlah kalor sama dengan banyaknya kalor dikurangi sebagian dari jumlah tersebut (Petrucci,
1996).
4. ALAT DAN BAHAN :
4.1 Alat :
Kalorimeter
Pipet ukur
Beaker glass
Gelas ukur
Termometer
Stopwatch
Pipet volum
Alat pemanas (kaki tiga, kawat kassa,
spirtus, korek api)
4.2 Bahan :
Air
Etanol
Larutan NaOH 0,5 M
CuSO4 0,5 M
Larutan HCl 0,5 M
Kepingan Zn
5. PELAKSANAAN PERCOBAAN :
.............................................................
6. PEMBAHASAN DAN DISKUSI
Pada umumnya reaksi kimia disertai dengan efek panas, pada reaksi eksoterm kalor
dilepaskan. Sedangkan pada rekasi endoterm kalor diserap. Jumlah kalor yang dilepas
berkaitan dengan suatu reaksi bergantung pada jenis reaksi, jumlah zat yang bereaksi,
keadaan fisik zat-zat pereaksi dan hasil reaksi serta bergantung pada suhu. Secara
eksperimental kalor reaksi ditentukan oleh alat kalorimeter.
Tidak semua reaksi dapat ditentukan kalor reksinya secara kalorimetrik. Penentuan
ini terbatas pada reaksi-reaksi berkesudahan yang berlangsung dengan cepat. Seperti reaksi
pembakaran, reaksi penetralan dan reaksi pelarutan. Kalorimeter sederhana disusun
sedemikian rupa dengan menggunakan isolator (gabus) yang ditempatkan disekeliling gelas
yang menjadi lapisan dalam kalorimeter agar dapat memperlambat terjadinya pertukaran
kalor antara sistem dengan lingkungan.
Pada percobaan pertama, penentuan tetapan kalorimeter menunujukkan
peningkatan suhu yang terjadi pada saat ditambahkannya air panas. Sebelum ditambahkan
suhunya 32˚ C, dan setelah ditambahkan air panas suhu rata-rata pada campuran tersebut
ialah 39,75 ˚C. Percobaan ini terjadi peristiwa eksotermik. Dari data pengamatan yang
diperoleh didapatka nilai K (tetapan kalorimeter) sebesar29,8 J/kg dengan ∆H bertanda
negative (-) terjadi karena merupakan rekasi eksotermik. Rekasi eksotermik adalah
perpindahan panas/ kalor dari sistem kelingkungan.
Percobaan kedua yaitu penetralan asam (HCl) – basa (NaOH). 10 ml HCl 0,5 M
dimasukkan kedalam kalorimeter, lalu temperaturnya dicatat yaitu sbesar 30˚C. demikian
pula untuk NaOH 0,5 M temperaturnya sebesar 30˚C. kemudian kedua larutan tersebut
dicampur dan diukur temperaturnya setiap 30 s dalam kurun waktu 5 menit. Dari data
tersebut menunjukkan kalor (suhu rata-rata) sebesar 32,47˚C. sehingga dapat diperoleh kalor
penetralan yang dihasilkan dalam suatu mol larutan (∆Hn) sebesar 8059,7 J/mol.
Pada percobaan ketiga, yaitu menentukan kalor pelarutan etanol dalam air. Etanol
memiliki suhu yang lebih rendah dari pada air. Dalam percobaan kali ini etanol dicampurkan
dengan air, percobaan ini dilakukan dengan perbandingan volume yang berbeda-beda
sebanyak 6 kali percobaan. Berdasarkan data pengamatan didapatkan bahwa kalor air lebih
besar dibandingkan dengan kalor etanol. Hal ini menunjukkan bahwa nantinya air akan
melepas kalor dan etanol yang akan menyerap kalor agar terjadi keseimbangan kalor berdasar
“asaz black”. Jumlah kalor yang dilepaskan sama dengan jumlah kalor yang diterima. Selain
itu, air melepaskan kalor karena jumlah mol air lebih besar dibandingkan jumlah mol etanol,
sehingga didalam reaksi kimianya etanol selalu meyerap kalor air.
Dalam percobaan ini dapat pula dilihat hubungan antara perbandingan mol air dan
etanol terhadap suhu dan kalor pelarutnya. Berdasarkan percobaan mol air dan mol etanol
terhadap suhu adalah berbanding lurus.
Percobaan keempat menentukan kalor reaksi Zn+ CuSO4 . memasukkannya
kedalam kalorimeter dan mencatat suhunya selama 5 menit setiap 30 s.
Berdasarkan data pengamatan diperoleh bahwa temperatur campurannya semakin
meningkat saat reaksi didalam kalorimeter semakin lama. Ini menunjukkan bahwa terjadi
peristiwa endoterm, karena kalor reksi menyerap kalor lingkungan.
7. KESIMPULAN
a. Pencampuran dua bahan yang suhunya berbeda akan terjadi persamaan kalor yang dilepas
sama dengan kalor yang diserap dalam kalorimeter. Zat yang melepas kalor adalah zat yang
memiliki mol lebih besar. Penentuan ketetapan kalorimeter merupakan rekasi eksoterm. Yang
termasuk reaksi eksoterm adalah reaksi netralisai, reaksi pelarutan dan reaksi pembakaran.
b. Reaksi eksoterm adalah reaksi kimia yang terjadi perpindahan kalor dari sistem ke
lingkungan. Sedangkan endoterm adalah reaksi kimia yang terjadi perpindahan kalor dari
lingkungan ke dalam sistem.
DAFTAR PUSTAKA
Petrucci, Ralph H.1987. Kimia Dasar Prinsip dan Terapan Modern Edisi ke-4.Jakarta : Erlangga
Syukri, S. 1999. Kimia Dasar 1.Bandung : ITB Press.
“ENERGITIKA”
1. PERCOBAAN :
1.1 Judul Percobaan
: Energitika
1.2 Tanggal Percobaan
: 27 Nopember 2012
1.3 Nama Asisten
: Hadi Wijaya
2. TUJUAN PERCOBAAN :
2.1 Mempelajari energi yang menyertai reaksi kimia
2.2 Mempelajari perubahan kalor dengan percobaan sederhana
3. DASAR TEORI :
Energetika kimia atau termodinamika kimia adalah ilmu yang mempelajari
perubahan energi yang terjadi dalam proses atau reaksi. Studi ini mencakup dua aspek
penting yaitu penentuan atau perhitungan kalor reaksi dan studi tentang arah proses dan sifatsifat sistem dalam kesetimbangan. Bagian alam semesta yang dipilih untuk penelititan
termodinamika disebut sistem, dan bagian alam semesta yang berinteraksi dengan sistem
tersebut disebut dengan keadaan sekeliling lingkungan dari sistem. Perpindahan energi dapat
berupa kalor (q) atau dalam beberapa bentuk lainnya secara keseluruhan disebut kerja.
Perpindahan energi berupa kalor atau kerja yang mempengaruhi jumlah keseluruhan energi
dalam sistem, yang disebut energi dalam (U) (Petrucci, 1996).
Energi dalam (U) adalah keseluruhan energi potensial dan energi kinetik zat-zat
yang terdapat dalam sistem. Energi dalam merupakan fungsi keadaan, besarnya hanya
tergantung pada keadaan sistem. Setiap sistem mempunyai energi karena partikel-partikel
materi (padat, cair atau gas) selalu bergerak acak dan beragam disamping itu dapat terjadi
perpindahan tingkat energi elektron dalam atom atau molekul. Bila sistem mengalami
peristiwa mungkin akan mengubah energi dalam. Jika suhu naik menandakan partikel lebih
cepat dan energi dalam bertambah (Syukri, 1999).
Kalor (q) adalah bentuk energi yang dipindahkan melalui batas-batas sistem,
sebagai akibat adanya perbedaan suhu antara sistem dengan lingkungan. Bila sistem
menyerap kalor, q bertanda positif dan q bertanda negatif bila sistem melepaskan kalor. Kalor
(q) bukan merupakan fungsi keadaan karena besarnya tergantung pada proses. Kapasitas
kalor adalah banyaknya energi kalor yang dibutuhkan untuk mengikatkan suhu zat 1 oC.
kapasitas kalor tentu saja tergantung pada jumlah zat. Kapasitas kalor spesifik dapat
disederhanakan, kalor jenis adalah banyaknya energi kalor yang dibutuhkan untuk
meningkatkan suhu 1 gram zat sebesar 1oC. Kalor jenis molar adalah banyaknya energi kalor
yang dibutuhkan untuk meningkatkan suhu 0,5 Mol zat sebesar 1oC (Petrucci, 1996).
Termodinamika didasarkan atas tiga postulat yang dikenal sebagai Hukum Pertama
Termodinamika, Hukum Kedua Termodinamika dan Hukum Ketiga Termodinamika. Hukum
pertama termodinamika menyatakan hubungan antara kalor (q), kerja (w) dan perubahan
energi dalam (∆U), yang menerangkan bahwa energi sistem tersekat adalah tetap. Hukum
pertama termodinamika dapat dinyatakan dengan persamaan berikut:
q = ∆U – W
q, ∆U, dan W dalam satuan joule atau kalori. Hukum pertama termodinamika
menunjukkan bahwa energi dalam tidak dapat diukur tapi dapat diukur dari nilai kalor dan
kerja. Kalor dapat diukur dengan percobaan dan kerja. Kerja dihitung melalui volume dan
tekanan yang melawan perubahan itu (Syukri,1999).
Hukum kedua termodinamika mengemukakan bahwa semua proses atau reaksi
yang terjadi di alam semesta, selalu disertai dengan peningkatan entropi. Perubahan entropi
(dS) adalah suatu fungsi keadaan yang merupakan perbandingan perubahan kalor yang
dipertukaran antara sistem dan lingkungan secara reversibel (δqrev) terhadap suhu tertentu
T(°C). Persamaan besarnya entropi dinyatakan sebagai berikut:
dS = δqrev/T
Hukum ketiga menyatakan bahwa suatu unsur atau senyawa yang murni dalam
bentuk kristal sempurna mempunyai entropi nol pada suhu 0°C, secara matematika
dinyatakan sebagai berikut:
Soo = 0
Berdasarkan hukum ketiga dapat dilakukan pengukuran dan perhitungan kalor
yang diserap suatu zat murni dari 0°K sampai suhu tertentu. Kerja yang dapat diperoleh dari
jumlah kalor sama dengan banyaknya kalor dikurangi sebagian dari jumlah tersebut (Petrucci,
1996).
4. ALAT DAN BAHAN :
4.1 Alat :
Kalorimeter
Pipet ukur
Beaker glass
Gelas ukur
Termometer
Stopwatch
Pipet volum
Alat pemanas (kaki tiga, kawat kassa,
spirtus, korek api)
4.2 Bahan :
Air
Etanol
Larutan NaOH 0,5 M
CuSO4 0,5 M
Larutan HCl 0,5 M
Kepingan Zn
5. PELAKSANAAN PERCOBAAN :
.............................................................
6. PEMBAHASAN DAN DISKUSI
Pada umumnya reaksi kimia disertai dengan efek panas, pada reaksi eksoterm kalor
dilepaskan. Sedangkan pada rekasi endoterm kalor diserap. Jumlah kalor yang dilepas
berkaitan dengan suatu reaksi bergantung pada jenis reaksi, jumlah zat yang bereaksi,
keadaan fisik zat-zat pereaksi dan hasil reaksi serta bergantung pada suhu. Secara
eksperimental kalor reaksi ditentukan oleh alat kalorimeter.
Tidak semua reaksi dapat ditentukan kalor reksinya secara kalorimetrik. Penentuan
ini terbatas pada reaksi-reaksi berkesudahan yang berlangsung dengan cepat. Seperti reaksi
pembakaran, reaksi penetralan dan reaksi pelarutan. Kalorimeter sederhana disusun
sedemikian rupa dengan menggunakan isolator (gabus) yang ditempatkan disekeliling gelas
yang menjadi lapisan dalam kalorimeter agar dapat memperlambat terjadinya pertukaran
kalor antara sistem dengan lingkungan.
Pada percobaan pertama, penentuan tetapan kalorimeter menunujukkan
peningkatan suhu yang terjadi pada saat ditambahkannya air panas. Sebelum ditambahkan
suhunya 32˚ C, dan setelah ditambahkan air panas suhu rata-rata pada campuran tersebut
ialah 39,75 ˚C. Percobaan ini terjadi peristiwa eksotermik. Dari data pengamatan yang
diperoleh didapatka nilai K (tetapan kalorimeter) sebesar29,8 J/kg dengan ∆H bertanda
negative (-) terjadi karena merupakan rekasi eksotermik. Rekasi eksotermik adalah
perpindahan panas/ kalor dari sistem kelingkungan.
Percobaan kedua yaitu penetralan asam (HCl) – basa (NaOH). 10 ml HCl 0,5 M
dimasukkan kedalam kalorimeter, lalu temperaturnya dicatat yaitu sbesar 30˚C. demikian
pula untuk NaOH 0,5 M temperaturnya sebesar 30˚C. kemudian kedua larutan tersebut
dicampur dan diukur temperaturnya setiap 30 s dalam kurun waktu 5 menit. Dari data
tersebut menunjukkan kalor (suhu rata-rata) sebesar 32,47˚C. sehingga dapat diperoleh kalor
penetralan yang dihasilkan dalam suatu mol larutan (∆Hn) sebesar 8059,7 J/mol.
Pada percobaan ketiga, yaitu menentukan kalor pelarutan etanol dalam air. Etanol
memiliki suhu yang lebih rendah dari pada air. Dalam percobaan kali ini etanol dicampurkan
dengan air, percobaan ini dilakukan dengan perbandingan volume yang berbeda-beda
sebanyak 6 kali percobaan. Berdasarkan data pengamatan didapatkan bahwa kalor air lebih
besar dibandingkan dengan kalor etanol. Hal ini menunjukkan bahwa nantinya air akan
melepas kalor dan etanol yang akan menyerap kalor agar terjadi keseimbangan kalor berdasar
“asaz black”. Jumlah kalor yang dilepaskan sama dengan jumlah kalor yang diterima. Selain
itu, air melepaskan kalor karena jumlah mol air lebih besar dibandingkan jumlah mol etanol,
sehingga didalam reaksi kimianya etanol selalu meyerap kalor air.
Dalam percobaan ini dapat pula dilihat hubungan antara perbandingan mol air dan
etanol terhadap suhu dan kalor pelarutnya. Berdasarkan percobaan mol air dan mol etanol
terhadap suhu adalah berbanding lurus.
Percobaan keempat menentukan kalor reaksi Zn+ CuSO4 . memasukkannya
kedalam kalorimeter dan mencatat suhunya selama 5 menit setiap 30 s.
Berdasarkan data pengamatan diperoleh bahwa temperatur campurannya semakin
meningkat saat reaksi didalam kalorimeter semakin lama. Ini menunjukkan bahwa terjadi
peristiwa endoterm, karena kalor reksi menyerap kalor lingkungan.
7. KESIMPULAN
a. Pencampuran dua bahan yang suhunya berbeda akan terjadi persamaan kalor yang dilepas
sama dengan kalor yang diserap dalam kalorimeter. Zat yang melepas kalor adalah zat yang
memiliki mol lebih besar. Penentuan ketetapan kalorimeter merupakan rekasi eksoterm. Yang
termasuk reaksi eksoterm adalah reaksi netralisai, reaksi pelarutan dan reaksi pembakaran.
b. Reaksi eksoterm adalah reaksi kimia yang terjadi perpindahan kalor dari sistem ke
lingkungan. Sedangkan endoterm adalah reaksi kimia yang terjadi perpindahan kalor dari
lingkungan ke dalam sistem.
DAFTAR PUSTAKA
Petrucci, Ralph H.1987. Kimia Dasar Prinsip dan Terapan Modern Edisi ke-4.Jakarta : Erlangga
Syukri, S. 1999. Kimia Dasar 1.Bandung : ITB Press.