Laporan Praktikum Termokimia 002
LAPORAN PRAKTIKUM
KIMIA DASAR
TERMOKIMIA
Nama
NRP
Kelompok
Meja
Asisten
: Listi Nur Maitsa
: 143020008
:A
: 4 (Empat)
: Akbar Maulana
LABORATORIUM KIMIA DASAR
JURUSAN TEKNOLOGI PANGAN
FAKULTAS TEKNIK
UNIVERSITAS PASUNDAN
2014
STOIKHIOMETRI
Listi Nur Maitsa
143020008
Asisten : Akbar Maulana
Tujuan Percobaan
Tujuan percobaan termokimia mempelajari bahwa setiap reaksi kimia selalu
disertai dengan perubahan energi, perubahan kaloor dapat diukur atau dipelajari
dengan percobaan yang sederhana, dan reaksi kimia dapat berlangsung secara
endoterm atau eksoterm.
Prinsip Percobaan
Prinsip percobaan termokimia, yaitu berdasarkan:
Hukum Hess : “Kalor yang dibebaskan atau diserap tidak bergantung pada jalannya
reaksi, tetapi bergantung pada keadaan awal dan akhir”.
Hukum Black : “Kalor yang diserap akan sama dengan kalor yang dilepas”.
Hukum Lavoisier : “Setiap reaksi kimia, massa zar yang bereaksi sama dengan dan
massa produk reaksi”.
Metode Percobaan
1. Metode Percobaan Penetapan Kalorimetri
Gambar 1. Metode Penentuan Percobaan Kalorimetri
2. Metode Percobaan Penentuan Kalor Reaksi Zn(s) + CuSO4(I)
Gambar 2. Hasil Percobaan Penentuan Kalor Reaksi Zn(s) + CuSO4(I)
3. Metode Penentuan Kadar Etanol dalam Air
Gambar 3. Hasil Percobaan Penentuan Kadar Etanol dalam Air
4. Metode Penentuan Percobaan Kalor Penetralan HCL dan NaOH
Gambar 4. Penentuan Percobaan Kalor Penetralan HCL dan NaOH
Hasil Pengamatan
Berdasarkan hasil pengamatan yang telah dilakukan didapatkan hasil sebagai
berikut :
No
Percobaan
1
Penentuan tetapan kalorimetri
2
Penentuan kalor reaksi Zn(s) +
CuSO4(aq)
3
Penentuan kalor etanol dalam air
Hasil
Td = 301 K
Tp = 363 K
Tc = 333 K
Q1 = 5376 J
Q2 = 5040 J
Q3 = -336 J
K = -10.5 J/K
a = 333.27
b = -0.75
Tc = 328 K
Td = 302 K
T1J = 26 K
Q4 = -273 J
Q5 = 2295.32 J
Q6 = 2022.32 J
a = 325
b = 8.6
Taq = 301 K
4
Tet = 301 K
TM = 301 K
TA = 307.81 K
T2J = 6.81 K
Q7 = 572.17 J
Q8 = 261.56 J
Q9 = -71.52 J
Q10 = 762.21 J
∆H = 2222, 18 J/mol
a = 311,13
b = 0,22
THCl = 301 K
TNaOH = 300 K
TM = 300,5 K
TA = 311.75 K
T3J = 11.25
Penentuan kalor penetralan HCl +
Q11 = 1781,37 J
NaOH
Q12 = -118.2 J
Q13 = 1899.56 J
∆H = 2675.44 J/mol
a = 311.13
b = 0,22
Pembahasan
Berdasarkan percobaan termokimia pada penentuan ketetapan kalorimeter
didapatkan hasil a= 333.27, b= -0,76, y1= 332.51, y2= 307.27, y3= 330.33, y4=
330.23, y5= 329.47, y6= 328.71, y7= 327.95, y8= 327.19, y9= 326.19, y10= 306,15,
Q1= 5376 , Q2= 5040 , Q3= -336 , k= -10.5. Penentuan kalor CuSO4 + Zn didapatkan
hasil a= 325, b= 8.6, y1= 333.6, y2= 342.2, y3= 350.8, y4= 359.4, Q4= -273, Q5=
2295,32, Q6= 2022,32, ΔH= 67410.66. Penentuan kalor etanol dalam air didapatkan
hasil a= 307.30, b= 0.23 , y1= 307.53, y2= 307.76, y3= 307.98, y4= 308.21, y5=
308.45, y6= 308.45, y7= 308.68, y8= 309.14, ΔT2j= 6.81, Q7= 572.17, Q8= 261.56 ,
ΔH= 2222.17. Penentuan kalor penetralan HCl dan NaOH didapatkan hasil a=
311.13, b= 0.22, y1= 311.35, y2= 331.58 , y3= 331.79 , y4= 312.01, y5= 312.23, y6=
312.45, y7= 312.67 , y8= 312.89 , y9= 313.11 , y10= 313.33, ΔT3j= 11.246 , Q11=
1781.37, Q12= 118.2, Q13= 1899.56, ΔH= 2675.436.
Faktor kesalahan pada percobaan termokimia adalah suhu yang berasal dari tubuh
maupun suhu dalam ruangan.
Kalor merupakan energi kinetik-energi kinetik dari atom-atom dan molekulmolekul. Apabila suatu zat panas, harga rata-rata dari energy kinetic molekulnya
besar dan kalor prmbrtukannya banyak, begitupun sebaliknya. (Brady, 1999)
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 sutu
angka, perubahan entalpinya juga harus dikali (dibagi). Jika persamaan itu dibalik
maka tanda perubahan entalpi harus dibalik pula (yaitu menjadi –ΔH). (Johari, 2006)
Perubahan entalpi adalah perubahan entalpi total pada suatu sistem reaksi
( dimana rekatan dan produk reaksi dinyatakan sebagai sistem termodinamik ) yang
terjadi ketika satu molekul bereaksi sempurna dengan oksigen yang terjadi pada 298K
dan tekanan atmosfer 1 atm. Umumnya, nilai entalpi pembakaran dinyatakan dalam
joule atau kilojoule per satu mol reaktan yang berekasi sempurna dengan oksigen.
Hampir semua reaksi pembakaran akan menghasilkan nilai perubahan entalpi negatif
(ΔHcomb < 0), (Anonim, 2011).
Prinsip dari percobaan termokimia adalah penentuan tetapan dengan
mengamati perubahan temperatur pada selang waktu tertentu dengan menggunakan
alat yang disebut dengan kalorimeter. Alat yang digunakan pada praktikum ini,
menggunakan thermostat yang dapat menjaga suhu agar tetap stabil ketika
pengukuran dengan menggunakan thermometer berlangsung.
Jenis-Jenis Kalorimeter yaitu, kalorimeter bom dan kalorimeter sederhana.
Kalorimeter Bom merupakan kalorimeter yang khusus digunakan untuk menentukan
kalor dari reaksi-reaksi pembakaran. Kalorimeter ini terdiri dari sebuah bom ( tempat
berlangsungnya reaksi pembakaran, terbuat dari bahan stainless steel dan diisi dengan
gas oksigen pada tekanan tinggi ) dan sejumlah air yang dibatasi dengan wadah yang
kedap panas. Reaksi pembakaran yang terjadi di dalam bom, akan menghasilkan
kalor dan diserap oleh air dan bom. Oleh karena tidak ada kalor yang terbuang ke
lingkungan. Adapun kalorimeter sederhana merupakan kalorimeter yang dibuat dari
gelas stirofoam. Kalorimeter ini biasanya dipakai untuk mengukur kalor reaksi yang
reaksinya berlangsung dalam fase larutan ( misalnya reaksi netralisasi asam – basa /
netralisasi, pelarutan dan pengendapan ). Pada kalorimeter ini, kalor reaksi = jumlah
kalor yang diserap / dilepaskan larutan sedangkan kalor yang diserap oleh gelas dan
lingkungan diabaikan (Novita Sari, 2014).
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).
(Gambar.1 Grafik Reaksi Endoterm dan Eksoterm)
Pada percobaan penetuan kalorimeter termasuk reaksi eksoterm. Pada
percobaan penentuan CuSO4 termasuk reaksi eksoterm. Pada percobaan penentuan
etanol dalam air termasuk reaksi eksoterm. Pada percobaan penentuan HCl dan
NaOH termasuk reaksi endoterm.
Aplikasi dalam bidang pangan pada termokimia adalah digunakan untuk
perubahan panas yang terjadi pada proses fermentasi pada pembuatan tape, pada es
mencair dan pada proses penggaraman yang menghasilkan suatu kalor itu adalah
proses termokimia.
Kesimpulan
Berdasarkan percobaan termokimia pada penentuan ketetapan kalorimeter
didapatkan hasil a= 333.27, b= -0,76, y1= 332.51, y2= 307.27, y3= 330.33, y4=
330.23, y5= 329.47, y6= 328.71, y7= 327.95, y8= 327.19, y9= 326.19, y10= 306,15,
Q1= 5376 , Q2= 5040 , Q3= -336 , k= -10.5. Penentuan kalor CuSO4 + Zn didapatkan
hasil a= 325, b= 8.6, y1= 333.6, y2= 342.2, y3= 350.8, y4= 359.4, Q4= -273, Q5=
2295,32, Q6= 2022,32, ΔH= 67410.66. Penentuan kalor etanol dalam air didapatkan
hasil a= 307.30, b= 0.23 , y1= 307.53, y2= 307.76, y3= 307.98, y4= 308.21, y5=
308.45, y6= 308.45, y7= 308.68, y8= 309.14, ΔT2j= 6.81, Q7= 572.17, Q8= 261.56 ,
ΔH= 2222.17. Penentuan kalor penetralan HCl dan NaOH didapatkan hasil a=
311.13, b= 0.22, y1= 311.35, y2= 331.58 , y3= 331.79 , y4= 312.01, y5= 312.23, y6=
312.45, y7= 312.67 , y8= 312.89 , y9= 313.11 , y10= 313.33, ΔT3j= 11.246 , Q11=
1781.37, Q12= 118.2, Q13= 1899.56, ΔH= 2675.436.
DAFTAR PUSTAKA
DAFTAR PUSTAKA
Anonim. 2012. Termokimia dan Entalpi.http://ramadhanakurnia.blogspot.com/.
Diakses 21 Desember 2014
Brady, J.E.1999. Kimia Universitas Asas dan Struktur Jilid Satu.Binarupa
Aksara:Jakarta
Johari, J.M.C., Rachmawati, M. 2006. Kimia 2. Jakarta: Penerbit Esis. Halaman: 5560
Novita Sari.2014. Jenis-jenis kalorimeter. https://diannovitasari.wordpress.com.
Diakses 21 Desember 2014
KIMIA DASAR
TERMOKIMIA
Nama
NRP
Kelompok
Meja
Asisten
: Listi Nur Maitsa
: 143020008
:A
: 4 (Empat)
: Akbar Maulana
LABORATORIUM KIMIA DASAR
JURUSAN TEKNOLOGI PANGAN
FAKULTAS TEKNIK
UNIVERSITAS PASUNDAN
2014
STOIKHIOMETRI
Listi Nur Maitsa
143020008
Asisten : Akbar Maulana
Tujuan Percobaan
Tujuan percobaan termokimia mempelajari bahwa setiap reaksi kimia selalu
disertai dengan perubahan energi, perubahan kaloor dapat diukur atau dipelajari
dengan percobaan yang sederhana, dan reaksi kimia dapat berlangsung secara
endoterm atau eksoterm.
Prinsip Percobaan
Prinsip percobaan termokimia, yaitu berdasarkan:
Hukum Hess : “Kalor yang dibebaskan atau diserap tidak bergantung pada jalannya
reaksi, tetapi bergantung pada keadaan awal dan akhir”.
Hukum Black : “Kalor yang diserap akan sama dengan kalor yang dilepas”.
Hukum Lavoisier : “Setiap reaksi kimia, massa zar yang bereaksi sama dengan dan
massa produk reaksi”.
Metode Percobaan
1. Metode Percobaan Penetapan Kalorimetri
Gambar 1. Metode Penentuan Percobaan Kalorimetri
2. Metode Percobaan Penentuan Kalor Reaksi Zn(s) + CuSO4(I)
Gambar 2. Hasil Percobaan Penentuan Kalor Reaksi Zn(s) + CuSO4(I)
3. Metode Penentuan Kadar Etanol dalam Air
Gambar 3. Hasil Percobaan Penentuan Kadar Etanol dalam Air
4. Metode Penentuan Percobaan Kalor Penetralan HCL dan NaOH
Gambar 4. Penentuan Percobaan Kalor Penetralan HCL dan NaOH
Hasil Pengamatan
Berdasarkan hasil pengamatan yang telah dilakukan didapatkan hasil sebagai
berikut :
No
Percobaan
1
Penentuan tetapan kalorimetri
2
Penentuan kalor reaksi Zn(s) +
CuSO4(aq)
3
Penentuan kalor etanol dalam air
Hasil
Td = 301 K
Tp = 363 K
Tc = 333 K
Q1 = 5376 J
Q2 = 5040 J
Q3 = -336 J
K = -10.5 J/K
a = 333.27
b = -0.75
Tc = 328 K
Td = 302 K
T1J = 26 K
Q4 = -273 J
Q5 = 2295.32 J
Q6 = 2022.32 J
a = 325
b = 8.6
Taq = 301 K
4
Tet = 301 K
TM = 301 K
TA = 307.81 K
T2J = 6.81 K
Q7 = 572.17 J
Q8 = 261.56 J
Q9 = -71.52 J
Q10 = 762.21 J
∆H = 2222, 18 J/mol
a = 311,13
b = 0,22
THCl = 301 K
TNaOH = 300 K
TM = 300,5 K
TA = 311.75 K
T3J = 11.25
Penentuan kalor penetralan HCl +
Q11 = 1781,37 J
NaOH
Q12 = -118.2 J
Q13 = 1899.56 J
∆H = 2675.44 J/mol
a = 311.13
b = 0,22
Pembahasan
Berdasarkan percobaan termokimia pada penentuan ketetapan kalorimeter
didapatkan hasil a= 333.27, b= -0,76, y1= 332.51, y2= 307.27, y3= 330.33, y4=
330.23, y5= 329.47, y6= 328.71, y7= 327.95, y8= 327.19, y9= 326.19, y10= 306,15,
Q1= 5376 , Q2= 5040 , Q3= -336 , k= -10.5. Penentuan kalor CuSO4 + Zn didapatkan
hasil a= 325, b= 8.6, y1= 333.6, y2= 342.2, y3= 350.8, y4= 359.4, Q4= -273, Q5=
2295,32, Q6= 2022,32, ΔH= 67410.66. Penentuan kalor etanol dalam air didapatkan
hasil a= 307.30, b= 0.23 , y1= 307.53, y2= 307.76, y3= 307.98, y4= 308.21, y5=
308.45, y6= 308.45, y7= 308.68, y8= 309.14, ΔT2j= 6.81, Q7= 572.17, Q8= 261.56 ,
ΔH= 2222.17. Penentuan kalor penetralan HCl dan NaOH didapatkan hasil a=
311.13, b= 0.22, y1= 311.35, y2= 331.58 , y3= 331.79 , y4= 312.01, y5= 312.23, y6=
312.45, y7= 312.67 , y8= 312.89 , y9= 313.11 , y10= 313.33, ΔT3j= 11.246 , Q11=
1781.37, Q12= 118.2, Q13= 1899.56, ΔH= 2675.436.
Faktor kesalahan pada percobaan termokimia adalah suhu yang berasal dari tubuh
maupun suhu dalam ruangan.
Kalor merupakan energi kinetik-energi kinetik dari atom-atom dan molekulmolekul. Apabila suatu zat panas, harga rata-rata dari energy kinetic molekulnya
besar dan kalor prmbrtukannya banyak, begitupun sebaliknya. (Brady, 1999)
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 sutu
angka, perubahan entalpinya juga harus dikali (dibagi). Jika persamaan itu dibalik
maka tanda perubahan entalpi harus dibalik pula (yaitu menjadi –ΔH). (Johari, 2006)
Perubahan entalpi adalah perubahan entalpi total pada suatu sistem reaksi
( dimana rekatan dan produk reaksi dinyatakan sebagai sistem termodinamik ) yang
terjadi ketika satu molekul bereaksi sempurna dengan oksigen yang terjadi pada 298K
dan tekanan atmosfer 1 atm. Umumnya, nilai entalpi pembakaran dinyatakan dalam
joule atau kilojoule per satu mol reaktan yang berekasi sempurna dengan oksigen.
Hampir semua reaksi pembakaran akan menghasilkan nilai perubahan entalpi negatif
(ΔHcomb < 0), (Anonim, 2011).
Prinsip dari percobaan termokimia adalah penentuan tetapan dengan
mengamati perubahan temperatur pada selang waktu tertentu dengan menggunakan
alat yang disebut dengan kalorimeter. Alat yang digunakan pada praktikum ini,
menggunakan thermostat yang dapat menjaga suhu agar tetap stabil ketika
pengukuran dengan menggunakan thermometer berlangsung.
Jenis-Jenis Kalorimeter yaitu, kalorimeter bom dan kalorimeter sederhana.
Kalorimeter Bom merupakan kalorimeter yang khusus digunakan untuk menentukan
kalor dari reaksi-reaksi pembakaran. Kalorimeter ini terdiri dari sebuah bom ( tempat
berlangsungnya reaksi pembakaran, terbuat dari bahan stainless steel dan diisi dengan
gas oksigen pada tekanan tinggi ) dan sejumlah air yang dibatasi dengan wadah yang
kedap panas. Reaksi pembakaran yang terjadi di dalam bom, akan menghasilkan
kalor dan diserap oleh air dan bom. Oleh karena tidak ada kalor yang terbuang ke
lingkungan. Adapun kalorimeter sederhana merupakan kalorimeter yang dibuat dari
gelas stirofoam. Kalorimeter ini biasanya dipakai untuk mengukur kalor reaksi yang
reaksinya berlangsung dalam fase larutan ( misalnya reaksi netralisasi asam – basa /
netralisasi, pelarutan dan pengendapan ). Pada kalorimeter ini, kalor reaksi = jumlah
kalor yang diserap / dilepaskan larutan sedangkan kalor yang diserap oleh gelas dan
lingkungan diabaikan (Novita Sari, 2014).
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).
(Gambar.1 Grafik Reaksi Endoterm dan Eksoterm)
Pada percobaan penetuan kalorimeter termasuk reaksi eksoterm. Pada
percobaan penentuan CuSO4 termasuk reaksi eksoterm. Pada percobaan penentuan
etanol dalam air termasuk reaksi eksoterm. Pada percobaan penentuan HCl dan
NaOH termasuk reaksi endoterm.
Aplikasi dalam bidang pangan pada termokimia adalah digunakan untuk
perubahan panas yang terjadi pada proses fermentasi pada pembuatan tape, pada es
mencair dan pada proses penggaraman yang menghasilkan suatu kalor itu adalah
proses termokimia.
Kesimpulan
Berdasarkan percobaan termokimia pada penentuan ketetapan kalorimeter
didapatkan hasil a= 333.27, b= -0,76, y1= 332.51, y2= 307.27, y3= 330.33, y4=
330.23, y5= 329.47, y6= 328.71, y7= 327.95, y8= 327.19, y9= 326.19, y10= 306,15,
Q1= 5376 , Q2= 5040 , Q3= -336 , k= -10.5. Penentuan kalor CuSO4 + Zn didapatkan
hasil a= 325, b= 8.6, y1= 333.6, y2= 342.2, y3= 350.8, y4= 359.4, Q4= -273, Q5=
2295,32, Q6= 2022,32, ΔH= 67410.66. Penentuan kalor etanol dalam air didapatkan
hasil a= 307.30, b= 0.23 , y1= 307.53, y2= 307.76, y3= 307.98, y4= 308.21, y5=
308.45, y6= 308.45, y7= 308.68, y8= 309.14, ΔT2j= 6.81, Q7= 572.17, Q8= 261.56 ,
ΔH= 2222.17. Penentuan kalor penetralan HCl dan NaOH didapatkan hasil a=
311.13, b= 0.22, y1= 311.35, y2= 331.58 , y3= 331.79 , y4= 312.01, y5= 312.23, y6=
312.45, y7= 312.67 , y8= 312.89 , y9= 313.11 , y10= 313.33, ΔT3j= 11.246 , Q11=
1781.37, Q12= 118.2, Q13= 1899.56, ΔH= 2675.436.
DAFTAR PUSTAKA
DAFTAR PUSTAKA
Anonim. 2012. Termokimia dan Entalpi.http://ramadhanakurnia.blogspot.com/.
Diakses 21 Desember 2014
Brady, J.E.1999. Kimia Universitas Asas dan Struktur Jilid Satu.Binarupa
Aksara:Jakarta
Johari, J.M.C., Rachmawati, M. 2006. Kimia 2. Jakarta: Penerbit Esis. Halaman: 5560
Novita Sari.2014. Jenis-jenis kalorimeter. https://diannovitasari.wordpress.com.
Diakses 21 Desember 2014