ENERGETIKA KIMIA

LAPORAN PRAKTIKUM

KIMIA DASAR II

PERCOBAAN I

ENERGETIKA KIMIA

UNLAM

NAMA : ANNISA SYABATINI

NIM : J1B107032

KELOMPOK : 1.7

ASISTEN : FITRI HADY AMRULLAH

PROGRAM STUDI KIMIA

FAKULTAS MATEMATIKA DAN ILMU PENGETAHUAN ALAM

UNIVERSITAS LAMBUNG MANGKURAT

BANJARBARU

2008

PERCOBAAN I

ENERGETIKA KIMIA

I. TUJUAN PERCOBAAN

Tujuan percobaan praktikum ini adalah menentukan besarnya kapasitas kalorimeter, menentukan kalor pelarutan molar garam, dan menentukan panas peleburan es.

II. TINJAUAN PUSTAKA

II.1. Istilah Termodinamika

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 sifat-sifat 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).

Sistem adalah sejumlah zat, campuran zat, atau segala sesuatu yang ada dalam pengamatan. Lingkungan adalah segala sesuatu di luar sistem. Alam semesta adalah kumpulan dari beberapa sistem dan lingkungan. Sistem berdasarkan terjadinya pertukaran energi dengan lingkungan dapat dibedakan menjadi sistem tersekat, sistem tertutup dan sistem terbuka. Sistem tersekat tidak terjadi pertukaran baik energi maupun materi. Sistem tertutup hanya terjadi pertukaran energi. Sedangkan sistem terbuka terjadi pertukaran baik energi maupun materi. Beberapa proses yang dapat terjadi pada sistem sesuai dengan keadaan adalah proses isotermal, proses isovolum atau isokhorik, dan proses adiabatik. Proses isotermal yaitu proses yang berlangsung pada suhu tetap, semua kalor yang diberikan kepada sistem diubah menjadi kerja. Proses isovolum atau isokhorik yaitu proses yang tidak mengalami perubahan volume, semua kalor yang masuk sistem disimpan sebagai energi dalam. Proses adiabatik yaitu proses yang tidak menyerap atau melepaskan kalor, dan semua energi digunakan untuk menghasilkan kerja (Hiskia, 1991).

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 1oC. 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 1 mol zat sebesar 1oC (Petrucci, 1996).

II.2. Hukum Termodinamika

Entalpi (H) merupakan suatu fungsi termodinamika yang berhubungan dengan energi dalam dan berguna untuk menjelaskan proses-proses pada tekanan tetap. Persamaan matematika menyatakan entalpi ditulis sebagai berikut:

H = U + PV

H : entalpi (joule atau kalori)

U : dalam energi dalam (joule atau kalori)

P : tekanan (atm)

V : volume (liter)

Persamaan ini diperoleh dari penurunan persamaan hukum pertama termodinamika pada tekanan tetap:

q = ∆U – W

q = ∆U + P∆V

q = U2 –U1 + P(V2 –V1)

q = (U2 + PV2) – (U1 + PV1)

q = H2 – H1

q = ∆H

Entalpi (H) adalah besaran mutlak yang tidak dapat diukur atau ditentukan. Pada suatu proses yang terukur adalah harga dari ∆H. Penetuan harga (∆H) tidak bergantung pada jalannya proses namun hanya tergantung pada keadaan awal dan akhir proses (∆H sebagai fungsi keadaan). Nilai ∆H dapat digunakan untuk meramalkan suatu proses reaksi. Bila ∆H > 0 proses berjalan secara endotermis, yaitu sistem menyerap kalor. Bila ∆H = 0 proses berjalan secara adiabatik, semua kalor diubah menjadi kerja. Bila ∆H < 0 proses berjalan secara eksotermis, yaitu sistem melepaskan kalor.

Hubungan-hubungan yang melibatkan entalpi diantaranya adalah ∆H adalah suatu sifat ekstensif yaitu perubahan entalpi sebanding dengan jumlah zat yang terlibat dalam reaksi Jika kita gandakan dua kali jumlah zat yang terlibat dalam reaksi maka perubahan entalpi reaksi juga menjadi dua kali. ∆H akan berubah tanda bila arah reaksi berlangsung sebaliknya.

Contoh:

½ N2(g) + ½ O2 NO(g) ∆H = +90,37 KJ/mol

Jika reaksi ini dibalik maka ∆H-nya akan berubah tanda.

NO(g) ½ N2(g) + ½ O2 ∆H = -90,37 KJ/mol

Hukum penjumlahan kalor (Hukum Hess) jika suatu proses dianggap berlangsung dalam beberapa tahapan atau tingkatan (baik secara nyata maupun hipotesis) perubahan untuk keseluruhan dapat diperoleh dengan menjumlahkan perubahan-perubahan entalpi dari setiap tahap. Pernyataan ini timbul karena entalpi sebagai fungsi keadaan.

Contoh reaksi penggabungan N2(g) dan O2(g) membentuk NO2(g) melalui tahap pembentukan NO(g).

½ N2(g) + O2(g) NO2(g) ∆H = ?

Reaksi dapat berlangsung dalam dua tahap seperti ditunjukkan di bawah ini. Jika kedua persamaan dijumlahkan, persamaan bersihnya seperti persamaan di atas. Hukum Hess menyatakan bahwa kedua perubahan entalpi dapat juga dijumlahkan menghasilkan ∆H untuk reaksi di atas.

½ N2(g) + ½ O2(g) NO(g) ∆H =+90,37 kJ/mol

NO(g) + ½ O2(g) NO2(g) ∆H = -56,52 kJ/mol

½ N2(g) + O2(g) O2(g) ∆H =+90,37 kJ/mol –56,52 kJ/mol

=+33,85 kJ/mol

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).

III. ALAT DAN BAHAN

A. Alat

Alat-alat yang digunakan pada percobaan ini adalah tutup gabus, batang pengaduk, bahan penyekat (styrofoam), termometer, kalorimeter, stopwatch, gelas ukur, neraca analitik, dan gelas beaker.

B. Bahan

Bahan-bahan yang digunakan pada percobaan ini adalah air, kristal NaOH, dan es.

IV. PROSEDUR PERCOBAAN

A. Penentuan Tetapan kalorimeter

1. Dirangkai alat seperti gambar dibawah ini:

batang pengaduk

tutup gabus

bahan penyekat

termometer

air

2. Diaduk air dalam kalorimeter, dicatat suhunya setiap 30 detik. Dilakukan selama 4 menit.

3. Dimasukkan 50 ml air panas (40oC) pada menit keempat, sambil diaduk terus.

4. Diamati dan dicatat suhu air dalam di dalam kalorimeter setiap 30 detik, lakukan pengamatan selama 10 menit.

5. Dibuat grafik hubungan antara waktu dengan suhu [T(oC) vs t (detik)] untuk menentukan harga Tc.

B. Penentuan Kalor Peleburan Es

1. Dipanaskan 100 ml air dalam gelas piala hingga suhunya 59oC.

2. Ditimbang sekitar 50 gram es (catat berat eksak dari es yang digunakan), dan tempatkan dalam dalam kalorimeter. Dilakukan dengan cepat agar es tidak sempat mencair.

3. Dimasukkan 30 ml air panas dalam kalorimeter setiap 30 detik. Lakukan selama 4 menit.

4. Dicatat suhu campuran air dan es tepat setelah air panas dimasukkan.

5. Diaduk campuran air dan es sambil tetap mengamati perubahan suhu yang terjadi.

6. Ketika suhu campuran mencapai 9oC, segera dipisahkan air dan es yang masih tersisa.

7. Ditimbang segera berat es yang masih tersisa untuk mengetahui berat es yang meleleh.

C. Penentuan Kalor Pelarutan

1. Dimasukkan 100 ml air dalam kalorimeter.

2. Ditimbang sebanyak 5 butir kristal NaOH, dicatat beratnya dengan teliti.

3. Diukur suhu air dalam kalorimeter, dicatat sebagai suhu awal.

4. Dimasukkan kristal NaOH yang telah ditimbang tersebut dalam kalorimeter yang telah diisi air, diaduk sampai larut.

5. Dicatat suhu campuran setiap 30 detik, mulai dari NaOH dimasukkan sampai dengan menit ke-8.

6. Dibuat grafik hubungan antara waktu dengan suhu [T(oC) vs t (detik)] untuk menentkan harga Tc.

V. HASIL DAN PEMBAHASAN

A. Hasil dan Perhitungan

1. Hasil

a. penentuan tetapan kalorimeter

Langkah Percobaan

Hasil Pengamatan

Dimasukkan 50 ml air dalam kalorimeter, dicatat suhu awalnya

Tawal = 31oC

Diaduk air dalam kalorimeter, suhunya dicatat setiap 30 detik selam 4 menit

T1 = 31oC T5 = 31oC

T2 = 31oC T6 = 31oC

T3 = 31oC T7 = 31oC

T4 = 31oC T8 = 31oC

Pada menit keempat, dimasukkan 50 ml air panas (400C) sambil terus diaduk

_

Diamati lalu dicatat suhu air dalam kalorimeter setiap 30 detik selama 10 menit

T1 = 36oC T11 = 36oC

T2 = 38oC T12 = 36oC

T3 = 38oC T13 = 36oC

T4 = 38oC T14 = 36oC

T5 = 37oC T15 = 36oC

T6 = 37oC T16 = 36oC

T7 = 37oC T17 = 36oC

T8 = 37oC T18 = 36oC

T9 = 37oC T19 = 36 0C

T10 = 37oC T20 = 36 0C

b. penentuan kalor peleburan es

Langkah Percobaan

Hasil Pengamatan

Dipanaskan 100 ml air dalam gelas piala sampai 66oC

_

Ditimbang ± 50 gram es, dan dimasukkan dalam kalorimeter dengan cepat supaya es tidak mencair

mes awal = 51,14 gram

Dimasukkan 30 ml air panas dalam kalorimeter yang telah diisi air

_

Dicatat suhu campurannya tepat setelah air panas dimasukkan

Tcampuran = 17oC

Diaduk campuran tersebut dengan tetap diamati perubahan suhu yang terjadi

_

Segera dipisahkan air dengan es yang masih tersisa, ketika suhu campurannya 9oC

_

Segera ditimbang berat es yang masih tersisa

Ditimbang berat es yang meleleh

mes akhir = 17,75 gram

c. penentuan kalor pelarutan

Langkah Percobaan

Hasil Pengamatan

Dimasukkan 100 ml air dalam kalorimeter

-

Ditimbang sebanyak 5 butik kristal NaOH

mNaOH = 2,03 gram

Diukur suhunya dalam kalorimeter, dicatat sebagai suhu awal

Tawal = 31oC

Dimasukkan kristal NaOH dalam kalorimeter yang telah diisi air, diaduk hingga larut

_

Dicatat suhu campurannya setiap 30 detik, dimulai dari dimasukkannya NaOH hingga menit ke-8

T1 = 33oC T9= 31oC

T2 = 33oC T10= 31oC

T3 = 37oC T11 = 31oC

T4 = 31oC T12 = 31oC

T5 = 31oC T13 = 31oC

T6 = 31oC T14 = 31oC

T7 = 31oC T15 = 31oC

T8 = 31oC T16 = 31oC

2. Perhitungan

a. penentuan tetapan kalorimeter

Diketahui : - Massa air panas (m1) = 50 gram

- Massa air dingin (m2) = 50 gram

- Kalor jenis air (c) = 1 kal.g-1.0C-1

- Suhu air panas (Tp) = 400C

- Suhu air dingin (Td) = 310C

- Suhu maksimum campuran (Tc) = 380C

Ditanyakan : Harga tetapan kalorimeter (C).

Penyelesaian :

q lepas = q terima

q air panas = q air dingin + q kalorimeter

m1.c.(Tp - Tc) = m2.c.(Tc - Td) + C.(Tc - Td)

(50g).(1kal.g-1.0C-1).(40 – 38)0C = (50g).(1kal.g-1.0C-1).(38 – 31)0C + C.(38 – 31)0C

100 kal = 350 kal + C.(70C)

-250 kal = C.(70C)

C = -35,71kal.0C-1

Jadi, harga tetapan kalorimeter yang diperoleh adalah –35,71 kal.0C-1.

b. penentuan kalor peleburan es

Diketahui : – Massa es mula-mula (Wes 1) = 51,14 gram

- Massa es akhir (Wes 2) = 17,75 gram

- Suhu campuran mula-mula (T1) = 170C

- Suhu campuran akhir (Tc) = 90C

- Kalor jenis es (ces) = 1 kal.g-1.0C-1

- Kapasitas panas kalorimeter (C) = - 35,71 kal.0C-1.

Ditanyakan : Kalor (q) peleburan es.

Penyelesaian :

Massa es yang melebur (m es) = (Wes 1-Wes 2) gram

= (51,14 – 17,75) gram

= 33,39 gram

q = q es + q kalorimeter

q = m es.c es.∆T + C.∆T

q = m es.c es.(Tc-T1) + C.(Tc-T1)

q = (33,39 g).(1 kal.g-1.0C-1).(9 – 17)0C + ( – 35,71 kal.0C-1).(9 – 17)0C

q = [-267,12 + 285,68]kal

q = 18,56 kal

Jadi, kalor (q) peleburan es yang diperoleh adalah 18,56 kal.

c. penentuan kalor pelarutan

Diketahui : - Massa kristal NaOH (m) = 2,03 gram

- Kalor jenis air (c) = 1 kal.g-1.0C-1

- Kapasitas panas kalorimeter (C) = 18,56 kal.0C-1

- Suhu campuran mula-mula (T1) = 330C

- Suhu campuran akhir (Tc) = 310C

- Jumlah mol (n) NaOH = 2,03 g / 40 g.mol-1 = 0,05 mol

Ditanyakan : Kalor pelarutan (H).

Penyelesaian :

q = q air + q kalorimeter

q = m.c.∆T + C.∆T

q = (2,03 g).(1 kal.g-1.0C-1).(20C) + (18,56 kal.0C-1).(20C)

q = 4,06 kal + 37,12 kal

q = 41,18 kal

H = 41,18 kal / 0,05 mol = 823,6 kal.mol-1

Jadi, kalor pelarutan garam yang diperoleh adalah 823,6 kal.mol-1.

B. Pembahasan

Kalorimeter pembakaran mencakup pemutusan lengkap kerangka karbon, bila senyawaan itu terbakar dalam oksigen. Metode pembakaran mempunyai penerapan yang luas dengan senyawa organik yang kurang reaktif terhadap reagensia selain oksigen, atau yang menghasilkan lebih dari satu produk organik dengan reagensia lain. Kalorimeter reaksi dapat digunakan dengan senyawa yang mudah reaksi dengan cukup tepat pada temperatur sedang tanpa pembentukan produk samping yang diinginkan atau tidak diinginkan.

Banyaknya kalor yang dibebaskan atau diserap diperoleh dengan meletakkan suatu kuantitas ataupun jumlah yang ditimbang dari pereaksi dalam wadah, membiarkan reaksi berlangsung dan kemudian mencatat perubahan temperatur dalam air disekitarnya. Dari bahan-bahan yang terlibat (air, hasil reaksi dan kalorimeter), perubahan temperaturnya, kapasitas panasnya, maka banyaknya perubahan kalor yang terjadi selama reaksi dapat dihitung.

Berdasarkan prosedur yang telah dijelaskan pada dasar teori bahwa yang sebaik-baiknya bila reaksi dapat berlangsung dengan cepat, sehingga pendinginan dapat dibuat minimum dan reaksi yang terjadi dapat sempurna atau berlangsung sesuai yang diharapkan. Air dalam kalorimeter harus diaduk, supaya temperaturnya setara dengan pengadukan harus sekecil mungkin, juga panas yang dibuat (penguapan) harus sekecilnya. Dinding pada kalorimeter harus divakumkan karena mencegah radiasi panas.

Penentuan tetapan kalorimeter, pada percobaan ini menunjukkan peningkatan suhu terjadi pada saat penambahan bahan lain yaitu air panas. Sebelum ditambah dengan air panas suhu adalah 31oC. Dan ketika ditambahkan air panas suhu naik menjadi 36oC. Pada percobaan ini terjadi proses secara eksotermik karena sistem melepas kalor. Hal tersebut dapat dilihat jelas pada grafik I. Dari data pengamatan yang diperoleh maka dapat dihitung tetapan kalorimeter yaitu sebesar – 35,71 kal.0C-1.

Penentuan kalor peleburan es, pada percobaan panas peleburan bahan utama yang digunakan adalah es batu. Dari percobaan ini terlihat bahwa massa es berkurang setelah dilakukan reaksi. Massa es mula-mula adalah 51,14 gr, setelah dilakukan reaksi massa es berubah menjadi 17,75 gr. Selisih massa es yang hilang yaitu sebesar 33,39 gram. Suhu awalnya yaitu sebesar 17oC. Dan setelah itu suhunya turun hingga 9oC. Perbedaan suhu terjadi karena faktor dingin yang ditimbulkan oleh es sehingga wajar kalau suhunya rendah. Pada percobaan ini terjadi proses endotermik, karena sistem menyerap kalor. Dan dari hasil perhitungan didapat besar kalor peleburan es adalah 18,56 kal.

Kalor pelarutan molar garam, peningkatan suhu yaitu terjadi pada saat dilakukannya penambahan bahan yaitu sebesar 2,03 gr NaOH. Suhu awalnya hanya 31oC (belum ditambahkan NaOH), tetapi setelah ditambahkan NaOH suhu berubah menjadi 35oC. Pada percobaan ini terjadi proses endotermik, karena sistem menyerap kalor yang menyebabkan suhunya terus naik.

VI. KESIMPULAN

Kesimpulan yang dapat diperoleh dari percobaan ini adalah sebagai berikut:

1. Besar kapasitas kalorimeter adalah – 35,71 kal.0C-1

2. Besarnya panas peleburan es adalah 18,56 kal. Proses yang terjadi pada percobaan ini adalah proses endotermik.

3. Besarnya kalor pelarutan molar garam adalah 823,6 kal/mol. Proses yang terjadi pada percobaan ini adalah proses endotermik.

DAFTAR PUSTAKA

Hiskia, A dan Tupamalu. 1991. Stoikiometri Energi Kimia. ITB, Bandung. hal. 124 – 125.

Petrucci, Ralph H.1987. Kimia Dasar Prinsip dan Terapan Modern Edisi ke-4. Erlangga, Jakarta. hal. 180 – 247.

Syukri, S. 1999. Kimia Dasar 1. ITB, Bandung. hal. 74 – 87.

About these ads

13 pemikiran pada “ENERGETIKA KIMIA

  1. wah……………….
    ka bisa nih minta ajarin??????
    dan bobi minta file2 kidas2, fidas2. dunk ka?
    heeeeeeeeeeeeeeeeeeeeeee

  2. asslam.,. ^^ ka ulun dari angktan fisika 08., mo copy lap. praktikum kidas2 nya ya?? tdi di fs dah u add^^.,. salam kenal.,. cz buat nambah bahan utk praktkum kidas 2^^,, thx

Tinggalkan Balasan

Isikan data di bawah atau klik salah satu ikon untuk log in:

WordPress.com Logo

You are commenting using your WordPress.com account. Logout / Ubah )

Twitter picture

You are commenting using your Twitter account. Logout / Ubah )

Facebook photo

You are commenting using your Facebook account. Logout / Ubah )

Google+ photo

You are commenting using your Google+ account. Logout / Ubah )

Connecting to %s