LAPORAN PRAKTIKUM KIMIA MENENTUKAN PERUBAHAN ENTALPI DENGAN KALORIMETER
Oleh: Aprilia Rizqi Nurcahyani XI IPA IV (02)
SEKOLAH MENENGAH ATAS NEGERI 1 SEWON JALAN PARANGTRITIS KM 5 YOGYAKARTA 2012/2013
A. DASAR TEORI
Termokimia adalah ilmu yang mempelajari hubungan antara energi panas dan energi kimia. Sedangkan energi kimia didefinisikan sebagai energi yang dikandung setiap setiap unsur atau senyawa. senyawa. Energi kimia yang terkandung dalam dalam suatu zat adalah semacam energi potensial zat tersebut. Energi potensial kimia yang terkandung dalam suatu zat disebut panas dalam atau entalpi dan dinyatakan dengan simbol H. Selisih antara entalpi reaktan dan entalpi hasil pada suatu reaksi disebut perubahan entalpi reaksi. Perubahan energi dapat terjadi dalam suatu sistem maupun lingkungan. Sistem dapat berupa gas, uap air, dan uap dalam kontak dengan cairan. Secara umum sistem dibagi dibagi 3 macam, macam, yaitu: yaitu: 1. Sistem tersekat (terisolasi) : sistem yang tidak ada pertukaran energi maupun materi ke lingkungan. Contoh: termos. 2. Sistem tertutup : sistem yang memungkinkan terjadinya pertukaran energi tanpa pertukaran materi ke lingkungan. Contoh: sejumlah gas dalam silinder yang dilengkapi penghisap. 3. Sistem terbuka : sistem yang memungkinkan terjadinya pertukaran energi dan materi ke lingkungan. Contohnya: suatu zat dalam gelas kimia. Jumlah kalor yang terlibat dalam reaksi dapat ditentukan dengan menggunakan kalorimeter. Kalorimeter sederhana ialah mengukur perubahan suhu dari sejumlah air atau larutan sebagai akibat dari suatu reaksi kimia dalam suatu wadah terisolasi. Kalorimeter dapat disusun seperti gambar di bawah ini.
1
Besaran fisika yang dapat diamati adalah temperatur. Kalorimeter dibuat sedemikian rupa sehingga menyerupai termos ideal dimana tidak terjadi perpindahan kalor dari kalorimeter ke isinya (Campuran reaksi yang akan ditentukan kalor reaksinya) atau sebaliknya. Oleh karena itu harus ditera (yakni dengan menentukan kalor yang diserap oleh kalorimeter). Jumlah kalor yang diserap oleh kalorimeter untuk menaikan temperaturnya sebesar 1 derajat disebut tetapan t etapan kalorimeter. Dalam hal ini jumlah kalor yang dibebaskan/diserap oleh reaksi sama dengan jumlah kalor yang diserap/dibebaskan diserap/dibebaskan oleh kalorimeter ditambah dengan jumlah kalor yang diserap/dibebaskan oleh larutan didalam kalorimeter. Oleh karena itu energi tidak dapat dimusnahkan atau diciptakan. Maka : q reaksi + q larutan = 0 atau q reaksi = - q larutan q larutan = m . c .
∆T
dengan: q
= Jumlah kalor (J)
m
= Massa larutan (garm)
c
= Kalor jenis larutan (J g J K )
∆T
= Perubahan suhu (K atau
-1
-1
0
C)
2
B. ALAT DAN BAHAN Alat 1. 1 set kalorimeter 2. Thermometer 3. Gelas Beker 4. Gelas ukur 100 ML Bahan 1. Larutan HCl 1 M 2. Larutan NaOH 1 M C. CARA KERJA Penentuan ∆H reaksi 1. Tuangkan 25 ml larutan HCl 1 M ke dalam kalorimeter,catat suhunya (Ta). 2. Tuangkan 25 ml larutan NaOH 1 M ke dalam kalorimeter,catat suhunya. 3. Jika suhu kedua larutan berbeda, maka diamkan sejenak sampai suhunya sama. Catat rata-rata suhu tersebut . Hitung ini sebagau suhu awal ( T awal). 4. Tuangkan larutan NaOH ke dalam kalorimeter yang telah berisi larutan HCl 1 M.Catat waktunya dan dengan cepat tutup kalorimeter yang telah dilengkapi dengan pengaduk dan termometer untuk mencatat suhu campuran. Suhu dicatat setiap 30 detik selama 3 menit atau sampai suhu tetap ( T akhir). 5. Bersihkan kalorimeter dengan akuades dan keringkan. 6. Untuk memantapkan perolehan data ulangi langkah 1 sampai 5 tersebut di atas. 7. Catat semua data dalam tabel pengamatan.
3
D. DATA PERCOBAAN
Percobaan pertama Penentuan ∆H reaksi T awal
HCl
: 29,5°C
NaOH
: 28°C
Suhu rata-rata: 28,75°C
T akhir
34°C
∆T
34°C – 34°C – 28,75°C 28,75°C = 5,25°C
Percobaan ke-dua Penentuan ∆H reaksi T awal
HCl
: 28,5°C
NaOH
: 28,5°C
Suhu rata-rata: 28,5°C
T akhir
34°C
∆T
34°C – 34°C – 28,5°C 28,5°C = 5,5°C
Percobaan ke-tiga Penentuan ∆H reaksi T awal
HCl
: 28,5°C
NaOH
: 28,5°C
Suhu rata-rata: 28,5°C T akhir
34°C
∆T
34°C - 28,5°C = 5,5°C
4
E. HASIL PERCOBAAN
Dari percobaan yang telah dilakukan maka, hasil hitung ∆H reaksi NaOH dan -1 0 -1 HCl jika diketahui kalor jenis larutan (c) = kalor jenis air = 4,2 J g C , kapasitas -1 calorimeter = 0, massa jenis air = 1 g mL . Penyelesaian: Jumlah mol HCl
= 25 mL x 1 m = 25 mmol = 0,025
Penyelesaian:jumlah Penyelesaian:jumlah mol NaOH
= 25 mL x 1 m = 25 mmol = 0,025
Volume larutan
= Volume HCl + Volume NaOH = 25 mL + 25 mL = 50 mL
Massa larutan
= 50 mL x 1 g mL-1 = 50 g
Perubahan suhu (∆T ( ∆T))
=
= Jumlah kalor (q)
=
0
= 5,4 C
= m . c . ∆T = 50 g . 4,2 J g
-1 0
-1
C
0 . 5,4 C
= 1.134 J = 1,134 KJ ∆HR
= -q
∆HR untuk 0,025 mol HCl
= - 1,134 KJ
∆HR untuk 1 mol HCl
=
= -45,360 KJ mol
-1
Persamaan termokimia:
HCl(aq) + NaOH(aq)
NaCl aq) + H2O(l)
∆HR = -45,360 KJ mol
-1
5
F. PEMBAHASAN
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 (Q lepas = 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 menggunakan alat yang dinamakan kalorimeter. Tahap-tahap percobaan untuk menentukan nilai kalor 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 setiap 30 detik selama 3 menit atau sampai sampai suhu tetap setelah dilakukan pencampuran. Temperatur merupakan besaran penting yang diamati pada praktikum termokimia. Temperatur diukur dengan dengan menggunakan menggunakan termometer yang dicelupkan dicelupkan ke dalam kalorimeter. Cairan yang diukur suhu reaksinya diaduk dengan menggunakan pengaduk pada kalorimeter agar suhu larutan merata. Sementara itu pencatatan suhu dilakukan dilakukan setiap setiap 30 detik selama selama 3 menit menit atau sampai suhu suhu tetap ini dilakukan dengan tujuan untuk mengetahui perubahan suhu yang terjadi. suhu akhir yang diambil adalah suhu yang didapatkan ketika suhu reaksi sudah konstan/ tetap. Dalam mpercobaan ini dilakukan sebanyak tiga kali untuk membuktikan hasil yang telah didapat. Pada percobaan pertama terlihat suhu awal dari kedua larutan berbeda dengan pengukuran suhu pada percobaan yang kedua dan ketiga. Untuk mengetahui besar ∆T harus dilakukan dengan cara merata-rata merata -rata penjumlahan perubahan perubahan suhu dari ketiga percobaan.
6
G. KESIMPULAN
1. Perubahan entalpi suatu reaksi dapat di cari melalui suatu percobaan yaitu dengan menggunakan kalorimeter. 2. Massa larutan = Volume larutan 3. ∆T dicari dengan menghitung rata-rata dari penjumlahan perubahan suhu pada ketiga percobaan. -1 4. Maka didapat ∆HR = - 45.360 KJ mol 5. Reaksi HCl + NaCl NaCl + H2O, merupakan reaksi eksoterm karena hasil dari ∆H adalah negativ. 6. Reaksi eksoterm adalah reaksi yang disertai perpindahan kalor dari sistem ke lingkungan (kalor di bebaskan oleh sistem ke lingkungan),
H. SARAN
1. Teliti dalam pembacaan skala termometer. 2. Jaga kebersihan alat dan laboratorium. 3. Tidak mengembalikan cairan yang telah diambil kedalam wadah cairan tersebut diambil.
7
I. DAFTAR PUSTAKA
ndah-smile.blogspot.com/.../laporanndah-smile.blogspot.com/.../laporan-praktikum-k praktikum-kimiaimia- dasar-2.html scribd.com/doc/41993111/Lap-Termokimia http://diannovitasari.wordpress.com/ / jenis-jenis-perubahan-entalpi jenis-jenis-perubahan-entalpi / himka1polban.wordpress.c himka1polban.wordpress.com/2011/laporanom/2011/laporan-praktikumpraktikum- termokimi termokimia http://www.chem-is-try.org/wp-co http://www.chem-is-try.org/wp-content/uploads/200 ntent/uploads/2009/04/ 9/04/ kalorimeter.jpg ml.scribd.com/doc/72372693/Lapo ml.scribd.com/doc/72372693/Laporan-Praktikum ran-Praktikum--Termokimia yusufzae.blogspot.com/2011 yusufzae.blogspot.com/2011/12/laporan/12/laporan- termokimia termokimia.htmlml.
8
