Laporan Praktikum Kimia Anorganik Termokimia

LAPORAN PRAKTIKUM KIMIA ANORGANIK

Di Susun Oleh:

                 NAMA                            : YOGA PAMUNGKAS

                 NPM                                : E1G015059

                 PRODI                            : TEKNOLOGI INDUSTRI PERTANIAN

                 KELOMPOK                  : 3 (TIGA)

                 HARI/JAM                     : KAMIS, 08.00 WIB

                 TANGGAL                     : 19  NOVEMBER 2015

                 KO-ASS                          : LORTINA SITANGGANG

                 DOSEN                           : Drs. SYAFNIL M.Si

                  OBJEK PRAKTIKUM   : TERMOKIMIA

LABORATORIUM TEKNOLOGI PERTANIAN

FAKULTAS PERTANIAN

UNIVERSITAS BENGKULU

2015

BAB I

PENDAHULUAN

1.1    Latar Belakang

            Termokimia ialah cabang kimia yang berhubungan dengan hubungan timbal balik panas dengan reaksi kimia atau dengan perubahan keadaan fisika. Secara umum, termokimia ialah penerapan termodinamika untuk kimia. Termokimia ialah sinonim dari termodinamika kimia.

            Dalam kehidupan sehari-hari kita sering menjumpai pristiwa-pristiwa perubahan kalor dan termokimia. Misalnya seperti pada perebusan air. Suhu pada perebusan air meningkat dan apabila di diamkan akan perlahan-lahan menurun, tetapi membutuhkan waktu yang cukup lama.

            Aplikasi dari termokimia adalah penggunaan termos air panas, dimana termos air panas selalu menjaga kalor/panas dari sistem agar perpindahan kalor/panas dari sistem ke lingkungan menjadi lambat dan air yang didalam termos menjadi tetap panas.

1.2   Tujuan Percobaan

            Adapun tujuan dari praktikum ini adalah:

1.      Mengukur kalor reaksi dengan alat yang sederhana

2.      Menghitung kalor pelarutan secara langsung

3.      Mengumpulkan dan menganalisa data termokimia

BAB II

TINJAUAN PUSTAKA

Hampir semua reaksi kimia disertai pembebasan atau penyerapan energi. Energi yang menyertai perubahan kimia dapat berupa kalor, radiasi, listrik, kerja, dan lain-lain, tetapi yang paling biasa ialah dalam bentuk kalor. Reaksi-reaksi yang membebaskan kalor disebut reaksi eksoterm sedangkan reaksi yang menyerap kalor disebut reaksi endoterm. Reaksi eksoterm umumnya berlangsung lebih dramatis daripada reaksi endoterm. Contoh reaksi eksoterm ialah pembakaran bensin, sedangkan contoh reaksi endoterm ialah fotosintesis. Jumlah kalor yang menyertai reaksi kimia disebut kalor reaksi. (harnanto:2009)

Kalor adalah energy yang berpindah sebagai akibat adanya perbedaan suhu. Energy berupa kalor selalu berpindah dari benda yang bersuhu tinggi ke benda dengan suhu rendah, kalau di lihat dari segi molekul, hal ini berarti bahwa molekul dari benda panas akan memberikan sebagian energy kinetiknya kepada molekul benda yang lebih dingin ketika kedua benda itu bersentuhan. Akibatnya energy kinetic rata-rata dari molekul benda panas akan berkurang dan suhunya akan turun, sedangkan benda dingin akan menerima energy dan suhunya naik. Kalor akan mengalir antar kedua benda tersebut sampai suhunya sama. (syafnil:2015)

Dalam laboratorium, prubahan kalor yang terjadi akibat proses fisika maupun kimia dapat diukur dengan calorimeter. Prinsip perhitungan entalpi reaksi melalui metode calorimeter memanfaatkan Azas Black, yaitu kalor reaksi sebanding dengan masa zat yang bereaksi, dan perubahan tempratur yang diakibatkan oleh reaksi tersebut. Secara matematis dinyatakan dalam persamaan :Q=m.c. ∆T. (syafnil:2015)

            Cabang ilmu kimia yang mempelajari perubahan energi dalam proses atau reaksi kimia disebut termokimia. (harnanto:2009)

Termokimia ialah cabang kimia yang berhubungan dengan hubungan timbal balik panas dengan reaksi kimia atau dengan perubahan keadaan fisika. Secara umum, termokimia ialah penerapan termodinamika untuk kimia. Termokimia ialah sinonim dari termodinamika kimia. (anonim:2015).

BAB III

METODELOGI

3.1  Alat dan Bahan

Alat                                                     Bahan

1. NaOH / kapur                                 1. Kalorimeter/ erlemeyer

2. HH₄NO₃                                          2. Gelas ukur

3. Aquades                                          3. Termometer

                                                             4. penangas air atau kompor

                                                             5. Batang pengaduk

                                                             6. Gelas piala

3.2  Cara Kerja

3.2.1 Menentukan tetapan kalorimeter

1. Mengambil 30 mL aquades dengan gelas ukur.

2. Menuangkan kedalam kalorimeter.

3. Menutup kalorimeter yang sudah dilengkapi dengan termometer dan alat pengaduk, mencatat suhu (Td).

4. Mengambil lagi 40 mL aquades dengan gelas ukur.

5. Menuangkan ke dalam gelas piala kering dan panaskan sampai suhu 60 – 70 ^oC.

6. Mengukur suhu air panas dengan tepat (Tp) dengan termometer.

7. Dengan hati-hati dan cepat, memindahkan cairan no 6 ke dalam kalorimeter (no 3) dan menutup kembali. Mencatat suhu setiap 30 detik sambil diaduk.

8. Suhu larutan akan segera mencapai suhu maksimum, lalu perlahan-lahan turun. Bila mulai turun, suhu dicatat setiap 1 menit sampai tidak ada lagi perubahan suhu.

    Dengan menganggap bobot 40 mL aquades adalah 40 gram dan kalor jenis aquades adalah 4,184 J/g ^oC, maka tetapan kalorimeter dapat dihitung dari persamaan:

C. mp. (Tp - Tm) = C md (Tm – Td) + W (Tm – Td)

C              : kalor jenis aquades, 4,184 J/g ^oC

mp            : bobot aquades panas

md            : bobot aquades dingin

Tp             : suhu aquades setelah dipanaskan

Td             : suhu aquades sebelum dicampur

Tm            : suhu campuran

W             : tetapan kalorimeter, J/g ^oC

Dari persamaan ini nilai W dapat dicari. Mengulangi prosedur ini dan rata-ratakan hasil yang didapat.

3.2.2 Menentukan  ∆H

1. Untuk percobaan ini dapat menggunakan NaOH / kapur dan NH₄NO₃ / urea.

2. Mengeringkan kalorimeter.

3. Mengambil 35 mL aquades dengan gelas ukur dan memasukkan ke dalam kalorimeter,meng ukur suhunya dengan termometer, mencatat (suhu awal).

4. Menimbang 5 gram NaOH / kapur atau NH₄NO₃ / urea, lalu memasukkan ke dalam perubahan suhu lagi (suhu tertinggi atau terendah = suhu akhir).

5. Mengulangi percobaan ini dengan bahan yang lain.

6. Menghitung kalor pelarutan untuk ± 5 gram zat dan untuk 1 mol zat.

BAB IV

HASIL PENGAMATAN

4.1 Hasil Pengamatan

Penentuan Tetapan Kalorimeter

PENGAMATAN	ULANGAN		RATA-RATA
	I	II
Suhu aquades panas oC	70 oC	60 oC	65 oC
Suhu aquades dingin oC	29 oC	29,5 oC	29,25 oC
Suhu campuran oC	45 oC	46 oC	45,5 oC

     

Pengamatan Pelarutan NaOH

Waktu (menit)	Suhu ( oC )	Waktu (menit)	Suhu (oC)
1/2	31 oC	5 ½	44 oC
1	32 oC	6	48 oC
1 ½	33 oC	6 ½	49 oC
2	34 oC	7	51 oC
2 ½	35 oC	7 ½	54 oC
3	36 oC	8	56 oC
3 ½	37 oC	8 ½	58 oC
4	39 oC	9	60 oC
4 ½	40 oC	9 ½	61 oC
5	42 oC	10	63 oC

Catatan   :

1.      Vol aquades                                = 40 mL

2.      Massa NaOH                              = 40 gr

3.      Suhu aquades mula-mula            = 29 ^oC

4.      Suhu campuran                            = 63 ^oC

Pengamatan Pelarutan Urea

Waktu (menit)	Suhu ( oC )
½	31 oC
1	29 oC
1 1/2	29 oC

Pengamatan Pelarutan

Waktu (menit)	Suhu ( oC )	Waktu (menit)	Suhu (oC)
1/2	45 oC	4	46 oC
1	48 oC	4 ½	45 oC
1 ½	48 oC	5	45 oC
2	47 oC	5 ½	45 oC
2 ½	46 oC	6	43 oC
3	46 oC	6 ½	43 oC

4.2  Perhitungan

Penentuan Tetapan Kalorimeter

                 C. mp. (Tp – Tm)     = C md (Tm – Td) + W (Tm – Td)
            4,184 . 40 (65 – 45,5) = 4,184 . 40 (45,5 – 29,25) + W (45,5 – 29,25)
                             167,36 (19,5)   = 167,36 (16,25) + W (16,25)
                                    3263,52  = 2719,6 + 16,25W
                                     16,25 W  = 3263,52 – 2719,6
                                             W  = 33,472 J/g 

Pengamatan Pelarutan NaOH

T NaOH = 32 ^oC  menit ke 1

                         Qair = QNaOH
              m . Cair . T = m . C . T  
        40. 1. (63 – 29) = 40. C. (32 – 63)
                 40 (34)     = 40. C. (-31)
                       1360   = -1240 C

                              C = 1,096 J/g 

T NaOH = 34 ^oC  menit ke 2

                         Qair = QNaOH
              m . Cair . T = m . C . T  
        40. 1. (63 – 29) = 40. C. (34 – 63)
                 40 (34)     = 40. C. (-29)
                       1360   = -1160 C

                              C = 1,172 J/g 

T NaOH = 36  menit ke 3

                         Qair = QNaOH
              m . Cair . T = m . C . T  
        40. 1. (63 – 29) = 40. C. (36 – 63)
                 40 (34)     = 40. C. (-27)
                       1360   = -1080 C

                              C = 1,259 J/g 

T NaOH = 39 ^oC  menit ke 4

                         Qair = QNaOH
              m . Cair . T = m . C . T  
        40. 1. (63 – 29) = 40. C. (39 – 63)
                 40 (34)     = 40. C. (-24)
                       1360   = -960 C

                              C = 1,416 J/g 

T NaOH = 42 ^oC  menit ke 5

                         Qair = QNaOH
              m . Cair . T = m . C . T  
        40. 1. (63 – 29) = 40. C. (42 – 63)
                 40 (34)     = 40. C. (-21)
                       1360   = -840 C

                              C = 1,619 J/g 

T NaOH = 48 ^oC  menit ke 6

                         Qair = QNaOH
              m . Cair . T = m . C . T  
        40. 1. (63 – 29) = 40. C. (48 – 63)
                 40 (34)     = 40. C. (-15)
                       1360   = -600 C

                              C = 2,266 J/g 

T NaOH = 51 ^oC  menit ke 7

                         Qair = QNaOH
              m . Cair . T = m . C . T  
        40. 1. (63 – 29) = 40. C. (51 – 63)
                 40 (34)     = 40. C. (-12)
                       1360   = -480 C

                              C = 2,833 J/g 

T NaOH = 56 ^oC  menit ke 8

                         Qair = QNaOH
              m . Cair . T = m . C . T  
        40. 1. (63 – 29) = 40. C. (56 – 63)
                 40 (34)     = 40. C. (-7)
                       1360   = -280 C

                              C = 4,857 J/g 

T NaOH = 60 ^oC  menit ke 9

                         Qair = QNaOH
              m . Cair . T = m . C . T  
        40. 1. (63 – 29) = 40. C. (60 – 63)
                 40 (34)     = 40. C. (-3)
                       1360   = -120 C

                              C = 11,333 J/g 

T NaOH = 63 ^oC  menit ke 10

                         Qair = QNaOH
              m . Cair . T = m . C . T  
        40. 1. (63 – 29) = 40. C. (63 – 63)
                 40 (34)     = 40. C. (-0)
                       1360   = -0 C

                              C = 0 J/g 

Pengamatan Pelarutan Urea

T Urea = 31 ^oC  30 detik

                         Qair = QUrea
              m . Cair . T = m . C . T  
        40. 1. (63 – 29) = 40. C. (31 – 29)
                 40 (34)     = 40. C. (2)
                       1360   = 40 C

                              C = 34 J/g 

T Urea = 29 ^oC  60 detik

                         Qair = QUrea
              m . Cair . T = m . C . T  
        40. 1. (63 – 29) = 40. C. (29 – 29)
                 40 (34)     = 40. C. (0)
                       1360   = 0 C

                              C = 0 J/g 

T Urea = 29 ^oC  90 detik

                         Qair = QUrea
              m . Cair . T = m . C . T  
        40. 1. (63 – 29) = 40. C. (29 – 29)
                 40 (34)     = 40. C. (0)
                       1360   = 0 C

                              C = 0 J/g 

  

BAB V

PEMBAHASAN

            Termokimia adalah ilmu yang mempelajari hubungan antara energi panas dan energi kimia. Termokimia mencakup kalor yang diserap atau dilepaskan dalam reaksi kimia, sumber perubahan fase, atau dalam pengenceran suatu larutan. Didalam ilmu kimia, sumber perubahan energi tambahan yang penting berasal dari kalor yang diberikan atau diambil dari isinya membentuk sistem. Jadi kalor dapat diukur secara tidak langsung dengan cara mengukur kerja.

            Pada percobaan berjudul “Termokimia” yang bertujuan untuk menentukan kalor reaksi atau kalor pelarutan dengan kalorimeter. Termokimia merupakan kajian tentang kalor yang dihasilkan atau dibutuhkan oleh suatu reaksi kimia. Prinsip dari percobaan ini adalah Asas Black, dimana Asas Black merupakan hukum yang mempelajari tentang perubahan kalor dari sistem ke lingkungan maupun sebaliknya. Kalor yang dilepaskan sama dengan kalor yang diserap (Qlepas = Qterima). Metode yang digunakan dalam percobaan ini adalah metode kalorimetri, yaitu metode yang digunakan untuk menentukan nilai kalor berdasarkan pengamatan perubahan suhu dalam sistem adiabatik, dengan menggunakan alat yang dinamakan kalorimeter.

            Tahap-tahap percobaan meliputi penentuan kapasitas kalor kalorimeter dan penentuan kalor netralisasi. Percobaan ini diawali dengan mengukur suhu awal masing-masing larutan dan kalorimeter, lalu larutan diletakkan di dalam kalorimeter serta diukur kembali suhunya tiap 30detik setelah dilakukan pencampuran.

Langkah-langkah yang kami lewati pada penentuan tetapan kalorimeter yaitu; mula-mula kami mengambil 40 mL aquades  menggunakan gelas ukur. Lalu kami tuangkan aquades tadi kedalam kalorimeter dan kami tutup kalorimeter tersebut, kemudian kami ukur suhu menggunakan termometer dan mempunyai suhu 29 ^oC, sekaligus mencatatnya. Berikutnya kami mengambil lagi 40 mL aquades menggunakan gelas ukur, lalu kami tuangkan kedalam gelas piala dan memanaskan hingga suhu 70 ^oC. Setelah itu kami tuangkan ke dalam kalorimeter, sehingga aquades dingin dan aquades panas menyatu. Secara bersamaan kami mengaduk aquades dan mengukur suhu menggunakan termometer setiap 30 detik. Secara berturut-turut kami catat suhu yaitu 48^oC, 47 ^oC, 46 ^oC, 45 ^oC. Pada ulangan kedua, kami melakukan prosedur yang sama tetapi mendapatkan nilai suhu yang berbeda, yaitu: suhu aquades mula-mula (dingin) bersuhu 29,5 ^oC, lalu kami panaskan hingga 60 ^oC. Setelah kami campur antara aquades dingin dan aquades pans dalam kalorimeter, bersuhu 46 ^oC. Dari data ulangan satu dan dua tersebut, kami menghitung nilai rata-rata dengan hasil: suhu aquades panas ialah 65 ^oC, suhu aquades dingin 29,25 ^oC, dan rata-rata aquades campuran bersuhu 45,5 ^oC.

            Pada percobaan menentukan ΔH, adapun langkah-langkah yang kami lewati yaitu: pertama-tama kami mencuci kalorimeter, kemudian kami mengambil 40 mL aquades menggunakan gelas ukur dan memasukkannya ke dalam kalorimeter sekaligus mengukur suhunya menggunakan termometer dan mencatatnya, yaitu 24 ^oC. Berikutnya kami menimbang NaOH seberat 5 gram dan kami masukkan kedalam kalorimeter sambil mengaduknya. Kami juga mengukur suhunya dengan waktu yang tidak menentu dan mencatat hasilnya.

       Dari kedua percobaan tersebut, dapat kami pahami suhu aquades dingin saat dicampur dengan aquades panas mula-mula akan naik, kemudian apabila sudah mencapai suhu maksimum maka suhu akan turun kembali. Dan juga, apabila NaOH dicampur dengan aquades maka akan menimbulkan suhu panas yang dapat menyamai atau melebihi suhu saat dicampur dengan aquades panas.

           

           

BAB VI

PENUTUP

5.1 Kesimpulan

            Dari percobaan ini, praktikan sudah mampu mengukur kalor menggunakan alat yang sederhana, mengukur kalor pelarutan secara langsung, dan mengumpulkan serta menganalisa data dari  termokimia.

5.2 Saran

            Diharapkan untuk alat-alat praktikum di lengkapi lagi, agar praktikan bisa mencoba langsung dengan alat-alat yang ada. Dan untuk ruangan terlalu padat dengan banyaknya jumlah praktikan.

JAWABAN PERTANYAAN

1. Untuk melarutkan NaOH dalam prosedur 2, berapa H pelarutan jika seandainnya kalor yang diterima kalorimeter adalah nol.

Jawab  :

            Q kalorimeter = 0        >>>     Q _NaOH + Q_Aquades = 0

            Q_NaOH    = - (m_aquades x C_Aquades x t ) + ( W x t )

                         = - ( 40x10^-3 ) x (4,184 x 13 ) + (195, 253 x 10^-3 x 13 )

                         = -2175,68 x 10^-3 + 2538,289 x 10^-3

                                     = 362,609 x 10^-3 joule

            ΔH_NaOH                = Q_NaOH  x  Mr_NaOH

                                                     Gram_NaOH

                                    = 362,609 x 10^-3  x  40

                                                                 5 gram

                                    = 362,609 x 10^-3  x  8

                                    = 2900,872 x 10^-3 J

2.  Apa pengaruhnya terhadap H pelarutan, bila aquades diganti dengan pelarut lain seperti HCl?

      Jawab  :

Apabila aquades diganti dengan pelarut yang lain, maka akan terjadi perubahan terhadap nilai H, misalnya apabila diganti dengan HCl, maka pada termometer tidak akan terjadi penurunan suhu, karena massa jenis HCl lebih besar dan merupakan larutan yang pekat. Sebaiknya apabila diganti dengan NaOH, maka akan diperlukan waktu yang relatif lebih lama untuk mencapai perubahan/penurunan suhu, sehingga akan menyebabkan nilai H akan semakin kecil.

3. Simpulkan harga H pelarutan NaOH, bila jumlah NaOH ditambah atau dikurangi dari 5 gram?

     Jawab  :

A. misal ditambah 1 gram

            ΔH_NaOH                = Q_NaOH x Mr_NaOH

                                                     Gram_NaOH

                                    = 362,609 x 10^-3 x Mr_NaOH

                                                     Gram_NaOH

                                    = 2417, 3933 x 10^-3 J

B. Misal dikurangi 1 gram

ΔH_NaOH                = Q_NaOH  x  Mr_NaOH

                                        Gram_NaOH

                        = 3626, 09 x 10^-3 J

Jadi, apabila jumlah pelarut NaOH ditambah, maka H pelarutan NaOH akan semakin kecil, dan berlaku sebaliknya. Apabila jumlah pelarut NaOH diurangi maka H pelarutan NaOH akan menjadi semakin besar. Hal ini disebabkan bahwa H pelarutan berbanding terbalik dengan massa pelarutnya.

DAFTAR PUSTAKA

 Anonim, 2015. Termokimia.  https://id.wikipedia.org/wiki/Termokimia Diakses pada 23/11/2015

Harnanto,ari. Dkk. 2009. Kimia 2 Untuk SMA/MA Kelas XI. Jakarta : Pusat Perbukuan, Departemen Pendidikan Nasional

Syafnil. 2015. Penuntun Praktikum Kimia Anorganik. Bengkulu: Laboratorium Teknologi Pertanian