Kamis, 05 Januari 2012

CONTOH TUGAS LAPORAN PRAKTIKUM KIMIA “TERMOKIMIA”

LEMBAR PENGESAHAN
LAPORAN PRAKTIKUM KIMIA

Lambubalano, 14 November 2011

Menyetujui/Mengesahkan

Guru Pembimbing




L A  O S E, S.Pd
NIP.197212311998021014
Praktikan




Moh. Suriyaidulman Rianse







ABSTRAK
            Telah dilakukan 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 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. Dari hasil percobaan diperoleh kapasitas kalorimeter sebesar 208,2968 J/K dan kalor netralisasi sebesar 832,2426 J.








KATA PENGANTAR
            Puji syukur Penulis panjatkan kehadirat Allah SWT karena hanya dengan limpahan rahmat,taufik dan hidayah-Nyalah Penulis dapat menyelesaikan laporan ini. Sholawat serta salam semoga tercurah kepada Muhammad SAW, keluarga, sahabat dan pengikut-pengikutnya hingga akhir zaman.
            Pembuatan laporan ini dilakukan Penulis dalam rangka memenuhi tugas Kimia Semester.
            Penulis menyadari banyak kekurangan dalam pembuatan laporan ini. Namun, Penulis berharap semoga laporan ini dapat bermanfaat bagi Penulis pada khususnya dan pembaca pada umumnya.
Wassalamualaikum Wr. Wb.

Lambubalano, Oktober 2011
Penulis








BAB I
PENDAHULUAN

A.     Latar Belakang
Termokimia adalah bagian dari termodinamika yang mempelajari perubahan perubahan panas yang mengikuti reaksi-reaksi kimia. Banyaknya panas yang diperlukan pada reaksi kimia disebut panas reaksi. Menurut jenis reaksi panas reaksi dapat dibagi menjadi beberapa jenis antara lain yang penting adalah panas pembakaran, panas pelarutan, panas pembentukan dan panas netralisasi.
Pada umumnya reaksi kimia disertai dengan efek panas; pada reaksi eksoterm kalor dilepaskan, sedangkan pada reaksi endoterm kalor diserap. Jumlah kalor yang berkaitan dengan suatu reaksi bergantung pada jenis reaksi, pada jumlah zat yang bereaksi, pada keadaan fisik zat-zat pereaksi dan hasil reaksi, dan pada suhu. Secara eksperimen kalor reaksi dapat ditentukan dengan kalorimeter.
Dalam termokimia terdapat suatu fenomena energi, yaitu hukum kekekalan energi yang menyatakan bahwa energi tidak dapat diciptakan dan tidak dapat juga dimusnahkan. Sehingga energi dijagad raya ini tetap, yang mengalami perubahan hanya bentuknya saja.
Disiplin ilmu yang mempelajari tentang termokimia dapat kita lihat dalam keseharian kita seperti proses yang sangat sederhana yaitu pemanasan air. Untuk mengetahui lebih lanjut mengenai proses terjadinya reaksi panas maka dilakukan percobaan termokimia ini.

B.     Rumusan Masalah
Bagaimana cara menentukan perubahan entalpi (DH) reaksi?

C.     Tujuan Percobaan
Eksperimen ini bertujuan untuk menentukan perubahan entalpi (DH) reaksi.

D.     Manfaat Percobaan
Siswa dapat mengetahui dan mempelajari penentuan tetapan kalorimeter dan kalor penetralan larutan asam dan larutan basa secara kalorimetrik serta dapat menentukan perubahan entalpi (DH) reaksi.







BAB II
KAJIAN PUSTAKA, RANGKA BERPIKIR, & HIPOTESIS

A.    Kajian Pustaka

1.      Termokimia
            Kajian tentang kalor yang dihasilkan atau dibutuhkan oleh reaksi kimia disebut termokimia. Termokimia merupakan cabang dari termodinamika karena tabung reaksi dan isinya membentuk sistem. Jadi kita dapat mengukur (secara langsung dengan cara mengukur kerja atau kenaikan temperatur) energi yang dihasilkan oleh reaksi sebagai kalor dan dikenal sebagai Joule. Berganti dengan kondisinya, apakah dengan perubahan energi dalam atau perubahan entalpi. Sebaliknya jika tahu DC atau DH suatu reaksi kita dapat meramalkan jumlah energi yang dihasilkannya sebagai kalor.
                                                                                            (Atkins, 1994)
Kimia termo mempelajari perubahan panas yang mengikuti reaksi kimia dan perubahan-perubahan fisika (pelarutan, peleburan dan sebagainya). Satuan tenaga panas biasanya dinyatakan dengan kalori, joule atau kilo kalori.
1 Joule = 10-7 erg  =  0,24 kal
1 kal    = 4,184 joule
Untuk menentukan perubahan panas yang terjadi pada reaksi kimia, dipakai kalorimeter. Besarnya panas reaksi kimia dapat dinyatakan pada :
-                Tekanan tetap
-                Volume tetap
                                                                                         (Sukardjo, 1989)
Sebagian besar reaksi kimia yang terjadi,disertai dengan penyerapan atau perubahan energi. Energi merupakan kemampuan untuk melakukan kerja. Ketika sistem bekerja / melepaskan kalor, kemampuan untuk melakukan kerja berkurang dengan kata lain energinya berkurang.
                                                                                            (Chang, 1995)
2.    Kalor Reaksi / Panas Reaksi
Kalor reaksi dapat dinyatakan sebagai perubahan energi produk dan reaktan pada volume konstan (DE) atau pada tekanan konstan (DH), sebagai contoh adalah reaksi :
Reaktan (T) → Produk (T)
DE = Eproduk – Ereaktan
Pada temperatur konstan dan volume konstan.
DH = Hproduk – Hreaktan
Pada temperatur konstan dan tekanan konstan.
Satuan SI untuk E dan H adalah joule, yaitu satuan energi tetapi satuan umum yang lain adalah kalori. Umumnya harga E atau H untuk tiap reaktan dan produk dinyatakan sebagai Joule mol-1 atau kJ mol-1 pada temperatur konstan tertentu, biasanya 298 K.
Jika DE atau DH positif, reaksi dinyatakan “endotermis” dan jika DE atau DH negatif, reaksi disebut “eksotermis”.
                                                                                                         (Atkins, 1994)
            Proses pelepasan energi sebagai kalor disebut eksoterm. Semua reaksi pembakaran adalah eksoterm. Proses yang menyerap energi sebagai kalor disebut endoterm, contohnya adalah penguapan air. Proses endoterm dalam sebuah wadah adiabatik menghasilkan penurunan temperatur sistem, proses eksoterm menghasilkan kenaikan temperatur. Proses endoterm yang berlangsung dalam wadah diatermik, pada kondisi eksoterm dalam wadah diatermik menghasilkan aliran energi ke dalam sistem sebagai kalor. Proses eksoterm dalam wadah diatermik menghasilkan pembebasan energi sebagai kalor dalam lingkungan.
                                                                                                            (Dogra, 1990)
3.    Perubahan Entalpi Standar
            Perubahan entalpi pada saat sistem mengalami perubahan fisika / kimia biasanya dilaporkan untuk proses yang terjadi pada sekumpulan kondisi standar. Dalam banyak pembahasan kita akan memperhatikan perubahan entalpi standar DH°, yaitu perubahan entalpi untuk proses yang zat awal dan akhirnya ada dalam keadaan standar.
                                                                                                              (Atkins, 1994)

4.    Kapasitas Kalor Zat
a.     Kapasitas kalor pada volume tetap
Kapasitas kalor suatu zat bergantung pada kondisinya, misalnya sistem itu terpaksa mempunyai volume tetap dan tidak dapat melakukan kerja. Jenis apapun kalor yang diperlukan agar mengubah temperatur dT adalah  dq V = Cv dT, dengan Cv sebagai kapasitas kalor pada volume tetap. Walaupun demikian, karena  du = dqv  dapat dituliskan  dv = Cv dT  pada volume tetap dan menyatakan  Cv = du/dT  dengan volume tetap. Jika suatu variabel atau lebih dijaga agar tetap selama perubahan variabel yang lain maka turunan disebut “turunan parsial” terhadap variabel yang berubah. Notasi d digantikan dengan d dalam variabel yang dibuat tetap ditambahkan subskrip.
                                                                                                       (Atkins, 1994)
b.    Kapasitas kalor pada tekanan tetap
Kalor yang diperlukan agar menghasilkan perubahan temperatur yang sama adalah  dq D =  Cp dT  dengan Cp menyatakan kapasitas kalor pada tekanan tetap. Dalam hal ini, sistem mengubah volumenya sebagai energi yang diberikan sebagai kalor dapat ditambahkan ke lingkungan sebagai kerja dan tidak khusus digunakan untuk menaikkan temperatur sistem. Oleh karena itu, secara umum Cv berbeda dengan Cp karena   dqp = dH, maka :
                                                                                                                   (Atkins, 1994)
5.    Kalorimetri
Kalorimetri didasarkan kenaikan suhu yang teramat dalam beberapa medium. Kalor spesifik dari zat adalah banyaknya kalor yang dibutuhkan untuk menaikkan suhu dari 1 gram zat pada 1°C. Besaran lain yang berhubungan adalah kapasitas kalor yang merupakan banyaknya kalor yang dibutuhkan untuk menaikkan suhu suatu zat bermassa pada 1°C. Banyaknya kalor yang keluar maupun masuk dari zat adalah :
                                    q = C . Dt
Dt adalah perubahan suhu yang diperoleh dari  tf – ti  dimana tf merupakan temperatur final dan ti adalah temperatur initial.
                                                q = C (tf – ti)
Sehingga persamaan kalor spesifik :
                                                q = m . d . Dt
Dimana m merupakan massa dalam gram dari zat yang menyerap kalor dan c = m.d
                                                                                                       (Chang, 1995)
Alat paling penting untuk mengukur kalor adalah kalorimeter bom adiabatik. Perubahan keadaan yang dapat berupa reaksi kimia berawal dalam wadah bervolume tetap yang disebut bom.
Perubahan temperatur DT dari kalorimeter yang dihasilkan dari reaksi sebanding dengan energi yang dibebaskan / diserap sebagai kalor. Oleh karena itu dengan mengukur DT kita dapat menentukan qv. Sehingga kita dapat mengetahui DV konvensi dari DT menjadi qv tidak bisa lepas dari kapasitas kalor C dari kalorimeter. C adalah koefisien perbandingan antara energi yang diberikan sehingga kalor dan kenaikan temperaturnya disebabkan :
                                    q = C . DT
Untuk mengukur C, kita alirkan arus listrik melalui pemanas dalam kalorimeter dan kita tentukan kerja listrik yang kita lakukan padanya.
                                                                                                       (Atkins, 1994)
6.    Hukum Hess
Penerapan hukum pertama disebut hukum Hess : “Entalpi reaksi secara keseluruhan adalah jumlah entalpi reaksi dari reaksi-reaksi individual yang merupakan bagian dari suatu reaksi.”                                            
(Atkins, 1994)
Suatu reaksi kimia yang diinginkan dapat ditulis sebagai rangkaian dari banyak reaksi kimia. Jika seseorang mengetahui panas reaksi dari masing-masing tahap di atas, maka panas reaksi yang diinginkan dapat dihitung dengan menambahkan atau mengurangi panas reaksi dari masing-masing tahap. Prinsip ini dimana panas reaksi ditambahkan atau dikurangi secara aljabar, disebut hukum Hess mengenai penjumlahan panas konstan.
Dasar dari hukum ini adalah entalpi atau energi internal merupakan suatu besaran yang tidak tergantung pada jalannya reaksi, yaitu :
DH = DH1 + DH2 + DH3 ………                        atau
qp = q¢p + q¢¢p + q¢¢¢p  ………...
                                                                                                                     (Dogra, 1990)
7.    Asas Black
Asas Black menyatakan jumlah kalor yang masuk sama dengan jumlah kalor yang dilepaskan pada suatu sistem.
                                                                                                                    (Mulyono, 2001)
8.  Reaksi Endoterm dan Eksoterm
Reaksi endoterm merupakan reaksi kimia yang berlangsung dengan penyerapan kalor. Sedangkan reaksi eksoterm merupakan reaksi kimia yang berlangsung dengan pelepasan kalor.
                                                                                                                  (Petrucci, 1987)
B.     Kerangka Berpikir
Termokimia merupakan cabang dari termodinamika karena tabung reaksi dan isinya membentuk sistem. Jadi kita dapat mengukur (secara langsung dengan cara mengukur kerja atau kenaikan temperatur) energi yang dihasilkan oleh reaksi sebagai kalor dan dikenal sebagai Joule. Berganti dengan kondisinya, apakah dengan perubahan energi dalam atau perubahan entalpi. Sebaliknya jika tahu DC atau DH suatu reaksi kita dapat meramalkan jumlah energi yang dihasilkannya sebagai kalor.
      Menurut Sukardjo (1989) untuk menentukan perubahan panas yang terjadi pada reaksi kimia, dipakai kalorimeter. Besarnya panas reaksi kimia dapat dinyatakan pada :
-                Tekanan tetap
-                Volume tetap
      Menurut Chang (1995) sebagian besar reaksi kimia yang terjadi,disertai dengan penyerapan atau perubahan energi. Energi merupakan kemampuan untuk melakukan kerja. Ketika sistem bekerja / melepaskan kalor, kemampuan untuk melakukan kerja berkurang dengan kata lain energinya berkurang.

C.    Hipotesis
                  Pada percobaan berjudul Termokimia yang bertujuan untuk menentukan kalor reaksi atau kalor pelarutan dengan kalorimeter. Pada percobaan ini akan diperoleh temperatur awal efektif (T0 efektif) dan nilai akhir kalorimeter yaitu berupa kapasitas akhir kalorimeter dan tetapan kalorimeter. Temperatur awal efektif dapat diperoleh dengan menggunakan Asas Black.






BAB III

A.    Metode Eksperimen
·         Tempat dan Waktu
Tempat           :  SMAN 1 Lawa
Waktu             :  Kamis, 24 November 2011

·         Variable
1)      Variable Bebas     :  Suhu larutan
2)      Variabel Kontrol  :  Volume pencampuran
3)      Variable Respon   :  Perubahan suhu


B.     Teknik Pengumpulan Data
    Alat dan Bahan
a)      Alat
Bejana plastik                          200 ml
Silinder Ukur                          50 ml
Thermometer                           0-100˚C

b)      Bahan
Larutan Natrium Hidroksida              1M
Larutan Asam Klorida                       1M

           Cara Kerja
1.      Masukkan 50 ml larutan NaOH 1 M dalam bejana plastik dan masukkan 50 ml larutan HCl 1 M ke dalam silinder ukur.
2.     Ukur suhu kedua larutan itu. Thermometer harus dibersihkan dan dikeringkan sebelum dipindahkan dari satu larutan ke larutan yang lain. Jika suhu larutan berbeda tentukan suhu rata-rata sebagai suhu awal (t1).
3.  Tuangkan larutan HCl ke dalam bejana plastik yang berisi larutan NaOH, aduk dengan thermometer dan perhatikan suhu yang ditunjukkan oleh thermometer itu, suhu akan naik dan kemudian turun. Catat suhu tetap tersebut sebagai suhu akhir (t2).

C.    Teknik Analisa Data
      Dengan pengamatan/analisa secara langsung melalui pangamatan.







BAB IV
HASIL DAN PEMBAHASAN

A.    Data Hasil Pengamatan

Suhu Larutan NaOH 1 M       =  32˚C
Suhu Larutan HCl 1 M           =  30˚C
Suhu Rata-Rata (t1)                =  31˚C
Suhu Akhir (t2)                       =  36˚C
Kenaikan Suhu                       =  5˚c

B.     Perhitungan
  1. Jumlah mol NaOH dalam 50 ml larutan NaOH 1 M dan jumlah HCl dalam 50 ml dalam larutan HCl
Jawab:
Mol NaOH       = M . V
                        = 1 mol . 0,05 l
                        = 0,05 mol
Mol NaOH       =     mol HCl    = 0,05 mol
  1. Jumlah kalor yang berpindah dari system ke lingkungan agar suhu larutan kembali turun dan menjadi sama dengan suhu pereaksi
Jawab:
Qreaksi    =  m . c . Δt
            =  100 . 4,2 . 5
            =  -2100 J
  1. Perubahan entalpi ΔH per mol H2O yang terbentuk dalam reaksi
Jawab:       
ΔHn     =  -2100 : 0,05
            =  4,2 kJ/mol

C.    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 (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 menit setelah dilakukan pencampuran.







BAB V
PENUTUP
A.    Kesimpulan
1.  Penentuan kapasitas kalorimeter dan kalor netralisasi dapat dilakukan dengan menggunakan kalorimeter adiabatik.
2.      Nilai kapasitas kalorimeter sebesar  208,2968 J/K.
3.      Nilai kalor netralisasi sebesar   832,2426  J.

B.     Saran
            1.      Teliti dalam pembacaan skala termometer.
            2.      Jaga kebersihan alat.






LAMPIRAN
            1)      Data Sementara Hasil Reaksi
1.      Jumlah mol NaOH dalam 50 ml larutan NaOH 1 M dan jumlah HCl dalam 50 ml dalam larutan HCl
Jawab:
Mol NaOH = M . V
                    = 1 mol . 0,05 l
                    = 0,05 mol
Mol NaOH =     mol HCl    = 0,05 mol
2.      Jumlah kalor yang berpindah dari system ke lingkungan agar suhu larutan kembali turun dan menjadi sama dengan suhu pereaksi
Jawab:
Qreaksi          =  m . c . Δt
                        =  100 . 4,2 . 5
                        =  -2100 J

2)      Data Pembentukan Standar
Perubahan entalpi ΔH per mol H2O yang terbentuk dalam reaksi
Jawab:       
ΔHn     =  -2100 : 0,05
            =  4,2 kJ/mol












DAFTAR PUSTAKA

Atkins, PW. 1994. Kimia Fisik II. Erlangga: Jakarta
Basri, S. 1996. Kamus Kimia. Rineka Cipta: Jakarta
Chang, R. 1995. Chemistry. Random House: USA
Daintith, J. 1990. Kamus Lengkap Kimia. Erlangga: Jakarta
Dogra, SK. 1990. Kimia Fisik dan Soal-soal. UI Press: Jakarta
Mulyono, M. 2001. Kamus Kimia. Ganesindo: Bandung
Petrucci, R. 1987. Kimia Dasar. Erlangga: Jakarta
Robert, and Caselo Mc. 1981. Basic Prinsiples of Org Chemistry. CS: New York
Sukardjo. 1989. Kimia Anorganik. Bina Aksara: Yogyakarta