Praktikum Kimia Dasar (termokimia) 3aj15

LAPORAN MINGGUAN PRAKTIKUM KIMIA DASAR TERMOKIMIA

MAKALAH

Oleh : Nama NRP Kelompok Meja Tanggal Praktikum Asisten

: Nur Rahayu Setiawati : 113020117 :E : 1 (Satu) : 17 Desember 2011 : Dandy Yusuf

LABORATORIUM KIMIA DASAR JURUSAN TEKNOLOGI PANGAN FAKULTAS TEKNIK UNIVERSITAS PASUNDAN BANDUNG 2011 I PENDAHULUAN

Bab ini menugaskan mengenai: (1) Latar Belakang, (2) Tujuan Percobaan, dan (3) Prinsip Percobaan. 1.1 Latar Belakang Perubahan energi biasanya dihasilkan dari kerja mekanik terhadap sistem atau dari kestabilan kontak termal antara dua sistem pada suhu berbeda. Dalam kimia, salah satu sumber perubahan energi yang penting adalah kalor yang dihasilkan atau yang diserap selama reaksi berlangsung. Perubahan kalor yang menyertai reaksi kimia dinamakan termokimia. Energi yang menyertai reaksi kimia lebih sering dinyatakan dalam bentuk entalpi, sebab banyak reaksi-reaski kimia yang dilakukan pada tekanan tetap, bukan pada volum tetap. Suatu besaran yang sangat berguna dalam reaksi kimia adalah perubahan entalpi molar standar, dilambangkan dengan ∆H0, yang menyatakan perubahan entalpi jika satu mol pereaksi diubah menjadi produk pada keadaan standar. (Sunarya, 2000). Salah satu sumber perubahan energi yang penting adalah kalor yang dihasilkan atau yang diserap selama reaksi berlangsung. Perubahan kalor yang menyertai reaksi kimia dinamakan termokimia. Termokimia merupakan perubahan yang terjadi karena adanya faktor perpindahan energi antara system dengan lingkungan. Termokimia mempelajari tentang perubahan kalor dalam suatu reaksi kimia. Pelajaran hukum-hukum termodinamika dapat diperoleh pada diktat kuliah dan buku teks. Perubahan kalor pada percobaan termokimia terjadi pada tekanan konstan. Perubahan yang ditentukan adalah perubahan entalpi.

(Sutrisno, 2011). 1.2 Tujuan Percobaan Tujuan dari percobaan termokimia ini adalah untuk menentukan setiap reaksi kimia selalu disertai dengan perubahan energi, untuk menentukan perubahan kalor dapat diukur atau dipelajari dengan percobaan yang sederhana, dan untuk mempelajari reaksi kimia dapat berlangsung eksoterm dan endoterm. (Sutrisno, 2011) 1.3 Prinsip Percobaan Prinsip percobaan termokimia ini adalah berdasarkan Hukum Hess mengenai jumlah panas : “Keseluruhan perubahan sebagai hasil urutan langkahlangkah dan harga ΔH untuk keseluruhan proses adalah jumlah dari percobaan entalpi yang terjadi selama perjalanan ini”. Berdasarkan Hukum Lavoisier : “Pada setiap reaksi kimia massa zat-zat yang bereaksi adalah sama dengan massa produk reaksi”. Dalam versi modern, “Dalam setiap reaksi kimia tidak dapat dideteksi perubahan massa”. (Sutrisno, 2011)

II TINJAUAN PUSTAKA

Bab ini menguraikan mengenai : (1) Pengertian Termokimia, (2) Perubahan Entalpi, (3) Reaksi Endoterm-Reaksi Eksoterm, dan (4) Kesetimbangan Termal. 2.1 Pengertian Termokimia Termokimia adalah bagian dari termodinamika yang membahas masalah perubahan panas reaksi kimia. Reaksi kimia umumnya berlangsung pada tekanan tetap sehingga energi panas yang diserap atau dilepaskan dinyatakan dengan ∆H atau disebut juga dengan perubahan entalpi (Keenan, 1995). Termokimia dapat diartikan sebagai ilmu yang mempelajari tentang perubahan energi atau kalor dari suatu zat atau materi dalam reaksi-reaksi kimia. Pada percobaan termokimia ini harus mempergunakan beberapa satuan Sistem Internasional (SI), yaitu : a. Satuan baru untuk temperature termodinamika adalah Kelvin dengan lambang K (bukan °K atau derajat K). b. Milli liter diganti dengan centimeter kubik (cm³) c. Satuan energi adalah Joule (J) menggantikan kalori, dalam banyak hal kilo joule digunakan sebagai satuan perubahan entalpi dengan lambang kJ. d. Satuan SI yang sering digunakan adalah mol sebagai pengganti gram atom atau gram molekul. (Sutrisno, 2011). Energi yang menyertai reaksi kimia lebih sering dinyatakan dalam bentuk entalpi, sebab banyak reaksi-reaski kimia yang dilakukan pada tekanan tetap, bukan pada volum tetap. Suatu besaran yang sangat berguna dalam reaksi kimia adalah perubahan entalpi molar standar, dilambangkan dengan ∆H0, yang menyatakan

perubahan entalpi jika satu mol pereaksi diubah menjadi produk pada keadaan standar. 2.2 Perubahan Entalpi Entalpi adalah jumlah total dari kerja yang dilakukan system dengan energi dalamnya, diantaranya energi kinetik, energi potensial, dan energi dalam. Sedangkan perubahan entalpi (ΔT) adalah perubahan kalor selama suatu proses dilakukan pada suatu tekanan konstan. Perubahan entalpi harus dinyatakan dalam jumlah kalor per jumlah zat dan suhu reaksi. Nilai ΔH biasanya diberikan dalam jumlah kalor yang diserap atau dilepaskan untuk reaksi dalam satuan mol yang diungkapkan dalam reaksi kimia yang telah setara. Entalpi pembentukan zat (ΔHf) adalah perubahan entalpi jika satu mol suatu zat terbentuk dari unsur-unsur pembentukannya pada keadaan standar. (Sutrisno, 2011). 2.3 Reaksi Endoterm-Reaksi Eksoterm Reaksi endoterm adalah reaksi yang menyerap kalor atau memerlukan energi sehingga reaksinya memiliki entalpi yang lebih tinggi daripada zat semula. Sedangkan reaksi eksoterm adalah reaksi yang melepaskan kalor atau menghasilkan energi, akibatnya hasil reaksi mempunyai entalpi yang lebih rendah daripada zat semula. Pada reaksi ini terjadi pelepasan energi, sehingga entalpi sistem berkurang dan perubahan entalpi bertanda negatif dan lingkungan akan terasa panas. Reaksi eksoterm pada umumnya dapat bereaksi secara sponran dan kalor yang dihasilkan dapat dimanfaatkan sebagai suatu sumber energi panas. Suatu proses yang

terjadinya sedemikian rupa sehingga tidak ada panas masuk atau keluar system disebut proses adiabatik. (Sears, 1982) Naiknya tekanan dan suhu akibat pengaliran panas masuk ke dalam zat yang berada dalam sebuah ruang yang tidak dapat memuai merupakan salah satu contoh proses isokorik. Proses isokorik adalah suatu proses zat dalam volumenya tidak berubah. (Sears, 1982) 2.4 Kesetimbangan Termal Kesetimbangan termal adalah keadaan yang dicapai oleh dua atau lebih sistem yang dicirikan oleh keterbatasan harga koordinat sistem itu setelah sistem saling berantaraksi melalui dinding diaterm. Dinding diaterm yang sering dijumpai adalah lempengan logam yang tipis. (Zemansky, 1986). Suhu semua sistem yang dalam keadaan setimbang termal dapat dinyatakan dengan angka. Menetapkan skala suhu tidak lain ialah menentukan aturan-aturan memberikan harga dalam angka kepada suhu. Syarat bagi kesetimbangan temal antara dua sistem ialah sama tingginya suhu keduanya begitu pula apabila suhunya berbeda, pastilah kedua sistem itu tidak berada dalam kesetimbangan termal. (Sears, 1982)

III ALAT, BAHAN, DAN PROSEDUR PERCOBAAN

Bab ini menguraikan mengenai: (1) Alat-alat yang digunakan, (2) Bahanbahan yang digunakan, dan (3) Prosedur Percobaan. 3.1 Alat-alat yang digunakan Termostat, gelas ukur, termometer, gelas kimia, gelas ukur, alat pemanas, neraca digital, batang pengaduk, stopwatch, dan botol semprot. 3.2 Bahan digunakan Aquades, Zn, CuSO4, etanol, HCl, dan NaOH. 3.3 Prosedur Percobaan 3.3.1 Penentuan Tetapan Kalorimeter 1. Masukkan 20 ml aquades kedalam termostat, catat temperaturnya

2. Panaskan 20 ml aquades kedalam gelas kimia 90oC, catat temperaturnya.

3. Campurkan air panas kedalam aduk

termostat,

atau

kocok,

amati temperaturnya selama 10 menit dengan selang 1 menit setelah pencampuran.

4. Buat kurva pengamatan temperatur vs selang waktu untuk melakukan harga penurunan temperatur air panas dan kenaikan temperatur air dingin.

3.3.2 Penentuan kalor reaksi Zn(s) + CuSO4(l) 1. Masukkan 20 ml larutan CuSO4 1 M kedalam termostat

2. Catat temperaturnya selama 2 menit dengan selang waktu setengah menit 3. Timbang 2 gram Zn dengan menggunakan neraca digital

4. Masukkan bubuk Zn kedalam larutan CuSO4 yang berada didalam termostat

5. Ukur kenaikan temperatur dengan menggunakan grafik.

3.3.3 Penentuan Kalor Etanol dalam Air 1. Masukkan 18 ml aquades kedalam termostat.

2. Ukur temperatur air dalam kalorimeter selama 2 menit dengan selang waktu setengah menit. 3. Ukur temperatur etanol dalam buret kedua, masukkan dengan cepat 29 ml etanol kedalam termostat.

4. Kocok campuran dalam kalorimeter, catat temperatur selama 4 menit dengan selang waktu setengah menit. 5. Hitung ∆H pelarutan per mol etanol pada berbagai tingkat perbandingan mol air/etanol.

3.3.4. Penentuan Kalor Penetralan HCl dan NaOH 1. Masukkan 20 ml HCl 2 M kedalam termostat.

2. Catat kedudukan termometer 3. Ukur 20 ml NaOH 2,05 M, catat temperatur (atur sedemikian rupa) sehingga temperatur sama dengan temperatur HCl.

4. Campurkan basa ini kedalam kalorimeter dan catat temperatur campuran selama 5 menit dengan selang waktu setengah menit

5. Buat grafik untuk memperoleh perubahan temperatur akibat reaksi ini.

IV HASIL PENGAMATAN DAN PEMBAHASAN Bab ini menguraikan mengenai: (1) Hasil pengamatan, dan (2) Pembahasan 4.1 Hasil Pengamatan Tabel 1. Hasil Pengamatan No. Percobaan 1. Penetapan Kalorimeter

Hasil Td = 300 K Tp = 367 K Tc = 314 K Q1 = 2352 J Q2 = 8940 J Q3 = 6552 J K = 468 J/K 2. Penentuan Kalor Reaksi Zn + CuSO4 Td = 298,5 K Tc = 309 K ∆T1j = 10,5 K Q4 = 4914 J Q5 = 842,69 J Q6 = 5756,7 J ΔH = 84 J/mol 3. Penentuan Kalor Etanol dalam Air TM = 299 K TA = 300,66 K ∆T2j = 1,66 K Q7 = 125,5 J Q8 = 92,43 J Q9 = 776,88 J Q10 = 994,81 J ∆H = 1579,06 J/mol 4. Penentuan Kalor Penetralan HCl dan TM = 298,75 K NaOH TA = 304,13 K ∆T3j = 5,38 K Q11 = 852,192 J Q12 = 2517,84 J Q13 = 3370,03 J ΔH = 84250,75 J/mol (Sumber : Nur Rahayu Setiawati, Meja 1, Kelompok E, 2011) Tabel 2. Hasil Pengamatan Penetapan Kalorimeter n t (x) T (y) 1. 1 41°C = 314 K

x² 1

x.y 314

2. 2 40°C = 313 K 4 3. 3 40°C = 313 K 9 4. 4 39,5°C = 312,5 K 16 5. 5 39°C = 312 K 25 6. 6 38,75°C = 311,75 K 36 7. 7 38,5°C = 311,5 K 49 8. 8 38°C = 311 K 64 9. 9 37,5°C = 310,5 K 81 10. 10 37°C = 310 K 100 ∑n = 10 ∑x = 55 ∑y = 3119,25 K ∑x² = 385 (Sumber : Nur Rahayu Setiawati, Meja 1, Kelompok E, 2011)

626 939 1250 1560 1870,5 2180,5 2480 2794,5 3100 ∑xy = 17122,5

Tabel 3. Hasil Pengamatan Penentuan Kalor Reaksi Zn + CuSO4 n t (x) T (y) x² 1 0,5 36°C = 309 K 0,25 2 1 35,5°C = 308,5 K 1 3 1,5 35°C = 308 K 2,25 4 2 34,5°C = 307,5 K 4 ∑n = 4 ∑x = 5 ∑y = 1233 K ∑x² = 7,5 (Sumber : Nur Rahayu Setiawati, Meja 1, Kelompok E, 2011)

x.y 154,5 308,5 462 615 ∑xy = 1540

Tabel 4. Hasil Pengamatan Penentuan Kalor Etanol + Air n t (x) T (y) x² 1. 0,5 31,3°C = 304,5 K 0,25 2. 1 31°C = 304 K 1 3. 1,5 30,5°C = 303,5 K 2,25 4. 2 30°C = 303 K 4 5. 2,5 29,5°C = 302,5 K 6,25 6. 3 29°C = 302 K 9 7. 3,5 28,5°C = 301,5 K 12,25 8. 4 28,5°C = 391,5 K 16 ∑n = 8 ∑x = 18 ∑y = 2422,5 K ∑x² = 51 (Sumber : Nur Rahayu Setiawati, Meja 1, Kelompok E, 2011)

x.y 152,25 304 455,25 606 756,25 906 1055,25 1206 ∑xy = 5441

Tabel 5. Hasil Pengamatan Penentuan Kalor Penetralan HCl dan NaOH n t (x) T (y) x² 1. 0,5 31,5°C = 304,5 K 0,25 2. 1 31,5°C = 304,5 K 1 3. 1,5 31,5°C = 304,5 K 2,25 4. 2 31,5°C = 304,5 K 4 n t (x) T (y) x² 5. 2,5 31,5°C = 304,5 K 6,25 6. 3 31,5°C = 304,5 K 9

x.y 152,25 304,5 456,75 609 x.y 761,25 913,5

7. 3,5 31,5°C = 304,5 K 12,25 8. 4 31,5°C = 304,5 K 16 9. 4,5 31°C = 304 K 20,25 10. 5 31°C = 304 K 25 ∑n = 10 ∑x = 27,5 ∑y = 3044 K ∑x² = 96,25 (Sumber : Nur Rahayu Setiawati, Meja 1, Kelompok E, 2011)

1065,75 1218 1368 1520 ∑xy = 8369

4.2 Pembahasan Dari percobaan termokimia ini, didapat hasil dari penetapan kalorimeter adalah Td=300 K ; Tp=367 K ; Tc=314 K ; Q1=2352 J ; Q2=8940 J ; Q3=6552 J, dan K= 468 J/K. Hasil dari penentuan kalor reaksi Zn + CuSO4 didapat Td=298,5 K ; Tc=309 K ; ∆T1j=10,5 K ; Q4=4914 J ; Q5=842,69 J ; Q6=5756,7 J ; dan ΔH=84 J/mol. Hasil dari penentuan kalor etanol dalam air didapat TM=299 K ; TA=300,66 K ; ∆T2j=1,66 K ; Q7=125,5 J ; Q8=92,43 J ; Q9=776,88 J ; Q10=994,81 J ; ∆H=1579,06 J/mol. Hasil dari penentuan kalor penetralan HCl dan NaOH didapat hasil TM=298,75 K ; TA=304,13 K ; ∆T3j=5,38 K ; Q11=852,192 J ; Q12=2517,84 J ; Q13=3370,03 J ; ΔH=84250,75 J/mol. Tepat atau tidaknya hasil perhitungan tetapan suatu kalorimeter, kalor penetralan, kalor reaksi, dan kalor pelarutan selain bergantung pada penggunaan kalorimeternya juga tergantung pada ketelitian praktikan dalam melakukan percobaan, terutama dalam pencampuran larutan, dimana pencampuran larutan tersebut harus sesuai dengan volume yang tepat, yang berpengaruh pada ketelitian praktikan dalam pencatatan temperatur sistem. Pada saat melakukan percobaan termokimia ini, dalam menggunakan kalorimeter harus tertutup rapat, jika tidak tertutup rapat maka kemungkinan adanya uap dari sistem yang keluar dapat

diperkecil, dimana akan mempengaruhi hasil tetapan kalorimeter dan kalor reaksi suatu sistem. Reaksi endoterm adalah reaksi yang menyerap kalor atau memerlukan energi. Sehingga hasil reaksinya memiliki entalpi yang lebih tinggi daripada zat semula. Reaksi endoterm pada umumnya membutuhkan adanya kalor untuk terjadinya suatu reaksi. Sehingga reaksi endoterm tidak dapat terjadi secara spontan. Contoh reaksi endoterm pada percobaan yaitu pada percobaan penetapan kalorimeter. Pada percobaan penetapan kalorimeter, termostat merupakan sistem sedangkan air panas merupakan lingkungan. Lalu percobaan penentuan kalor reaksi Zn + CuSO4. Percobaan penentuan kalor reaksi Zn dan CuSO4, Zn adalah logam sebagai penghasil panas, sedangkan CuSO4 yang menyerap Zn. Reaksi eksoterm adalah reaksi yang melepaskan kalor atau menghasilkan energi. Akibatnya hasil reaksi mempunyai entalpi yang lebih rendah daripada zat semula. Reaksi eksoterm pada umumnya dapat beraksi secara spontan dan kalor yang dihasilkan dapat dimanfaatkan sebagai suatu sumber energi panas. Bila suatu reaksi eksoterm dibalik persamaan reaksinya, maka reaksi tersebut akan endoterm. Contoh reaksi eksoterm pada percobaan yaitu pada percobaan penentuan kalor etanol dalam air, aquades adalah yang memberi kalor kepada etanol. Sedangkan percobaan penentuan kalor penetralan HCl dan NaOH termasuk penetralan atautidak ada reaksi eksoterm dan endoterm karena asam bertemu dengan basa akan terjadi reaksi penetralan.

Jumlah total kalor yang diserap atau dilepaskan selama reaksi berlangsung dan mengembalikan zat ke keadaan suhu semula dinamakan kalor reaksi. Jika reaksi terjadi pada tekanan tetap, kalor reaksi dinyatakan sebagai perubahan entalpi, ∆H. Nilai ∆H bergantung pada jenis pereaksi, jumlah pereaksi yang terlibat, dan suhu. Oleh sebab itu, perubahan entalpi harus dinyatakan dalam jumlah kalor per jumlah zat dan suhu reaksi. Nilai ∆H biasanya diberikan dalam jumlah kalor yang diserap atau dilepaskan unutk reaksi dalam satuan mol yang diungkapkan dalam persamaan kimia yang telah setara. Karena entalpi merupakan fungsi keadaan, maka sangat penting untuk menerapkan keadaan sistem pada saat entalpi diukur, terutama suhu dan tekanan sistem. Untuk maksud tersebut telah disepakati bahwa perubahan entalpi pada keadaan standar adalah pengukuran entalpi zat pada tekanan tetap 1 atm dan 298,15 K dalam keadaan paling stabil dari zat itu. Dengan kata lain, perubahan entalpi standar adalah perubahan kalor yang terjadi dalam suatu reaksi kimia diukur pada 1atm dan 298,15 K. Dari faktor alat yaitu kalorimeter yang tidak memenuhi persyaratan. Contohnya termostat yang bocor, dan tutup termostat yang retak. Dengan termostat yang kurang baik, akan ada kalor dari dalam kalorimeter yang keluar ataupun kalor yang dari luar masuk kedalam, sehingga mempengaruhi pada pembacaan termometer. Meskipun dalam pengukurannya harga kalorimetri telah ditetapkan terlebih dahulu, tapi jika kondisinya tidak baik, maka hasil pengukuran kalor akan terus berkurang dan akhirnya hasilnya lebih kecil dari yang diharapkan. Tetapi jika

termostat dalam keadaan baik, maka hasil dari pengukurannya baik dan sesuai dengan yang diharapkan. Pengukuran kalor suatu reaksi lebih sering dilakukan pada keadaan tekanan tetap daripada volum tetap, sebab banyak reaksi kimia membutuhkan pengadukan, juga pengamatan secara langsung terhadap sistem reaksi untuk melihat perubahannya. Oleh karena itu, mereaksikan zat dalam wadah terbuka atau tekanan tetap lebih sering dilakukan di laboratorium kimia, seperti tabung reaksi atau gelas kimia. Untuk mengukur ∆Hreaksi dapat dilakukan dengan cara mengukur perubahan panas yang terjadi. Sebagai indikator panas adalah suhu. Jadi, perubahan kalor yang terlibat dalam suatu reaksi dapat diukur melalui perubahan suhu selama reaksi bergantung. Hubungan suhu dan kalor diungkapkan melalui kapasitas kalor, lebih tepatnya menggunakan prinsip Black. Wadah atau reaktor yang digunakan harus kedap panas agar tidak banyak kalor yang hilang atau diserap oleh reaktor, reaktor ini dinamakan kalorimeter. Pada pembuatan tape, ragi mengeluarkan panas karena ragi merupakan makhluk hidup. Ragi juga mengeluarkan uap, sehingga ketan atau singkong menyerap kalor yang dikeluarkan oleh ragi. Ketan atau singkong pun mengeluarkan pati dari dalam. Maka rasa ketan manis dan sedikit terasa asam. Penentuan kalor reaksi Zn + CuSO4. Pada penentuan kalor reaksi untuk reaksi Zn-CuSO4 terdapat penaikan dan penurunan temperatur. Pada awal reaksi Zn logam bereaksi dengan larutan CuSO4 (reaksi redoks) menghasilkan sejumlah kalor. Reaksi berlanjut dimana Zn bereaksi membentuk Zn2+ (ion logam) dalam larutan

dan Cu2+ menjadi Cu(s). Terbentuknya Cu(s) ini mengakibatkan

terjadinya

penurunan temperatur pada reaksi Zn-CuSO4, dimana Cu(s) yang terbentuk menutupi logam Zn sehingga Zn tidak dapat lagi bereaksi dengan Cu2+. Menurut Vogel, bila sepotong logam Zn dicelupkan dalam larutan tembaga sulfat, permukaannya akan tersalut dengan logam tembaga dan ion zink dalam larutan. Zn(s) + Cu2+ →

Zn2+ + Cu(s)

∆H reaksi Zn+CuSO4 adalah 84 J/mol dimana reaksinya adalah eksoterm yaitu menghasilkan sejumlah kalor. Walaupun terjadi penurunan kalor saat reaksi berlangsung, tapi hal itu tidak menunjukkan bahwa reaksinya adalah endoterm. Suatu proses yang terjadinya sedemikian rupa sehingga tidak ada panas masuk atau keluar sistem disebut proses adiabatik. Naiknya tekanan dan suhu akibat pengaliran panas masuk ke dalam zat yang berada dalam sebuah ruang yang tidak dapat memuai merupakan salah satu contoh proses isokorik. Proses isokorik adalah suatu proses zat dalam volumenya tidak berubah. Proses isotermik terjadi pada suhu konstan. Contohnya apabila air memasuki ketel dan dipanaskan sampai pada titik didihnya lalu menguap dan kemudian uap itu ditinggikan lagi, maka seluruh proses ini berlangsung isobarik. Penentuan kalor pelarutan etanol-air. Dari percobaan yang dilakukan, diperoleh hasil bahwa kalor yang dihasilkan reaksi etanol-air (pelarutan etanol dalam air) adalah semakin kecil/ menurun, yang dapat diamati dari ∆T larutan. Pada penetapan kalor pelarutan jumlah kalor yang terlibat bergantung dari jumlah air yang ditambahkan dalam sejumlah larutan terlarut. Jika konsentrasi larutan

diencerkan, disitu ada perubahan kalor yang bergantung dari jumlah air yang ditambahkan, dimana kalor yang dihasilkan berangsur-angsur turun. Hasil percobaan termokimia untuk penentuan kalor pelarutan etanol dalam air adalah bervariasi sesuai sesuai dengan perubahan konsentrasi larutan yaitu dari mol etanol yang besar ke mol etanol yang kecil dengan pelarut air menghasilkan kalor pelarutan yang berangsur membesar. Kalor pelarutan ini menghasilkan reaksi eksoterm karena terdapat kalor yang dilepaskan pada saat pelarutan sehingga mempunyai ∆H negatif. Pada proses ini pelarut yang digunakan adalah air dengan volume yang semakin membesar. Bila air yang ditambahkan semakin banyak maka kalor yang dilepaskan tidak bertambah atau hanya bertambah sedikit dan larutannya dikatakan encer, hal ini nampak pada grafik hubungan ∆H/ mol etanol Vs mol air/mol etanol. Dimana pada penambahan pelarut yang semakin besar ∆H/mol etanol akan tetap atau berubah sedikit. Hal ini menunjukkan bahwa untuk penambahan pelarut pada volume tak hingga ∆H/mol akan mendekati konstan. Aplikasi di bidang pangan yaitu proses fermentasi pada susu yang bisa dibuat youghurt dan keju. Proses fermentasi pada kedelai yang bisa dibuat tauco dan tempe. Proses fermentasi pada ketan atau singkong yang bisa dibuat tape. Lalu untuk mengetahui kalori yang terdapat pada makanan seperti karbohidrat, lemak, dan protein.

V KESIMPULAN DAN SARAN Bab ini menguraikan mengenai: (1) Kesimpulan, dan (2) Saran 5.1 Kesimpulan Dari percobaan termokimia ini, didapat hasil dari penetapan kalorimeter adalah Td=300 K ; Tp=367 K ; Tc=314 K ; Q1=2352 J ; Q2=8940 J ; Q3=6552 J, dan K= 468 J/K. Hasil dari penentuan kalor reaksi Zn + CuSO4 didapat Td=298,5 K ; Tc=309 K ; ∆T1j=10,5 K ; Q4=4914 J ; Q5=842,69 J ; Q6=5756,7 J ; dan ΔH=84 J/mol. Hasil dari penentuan kalor etanol dalam air didapat TM=299 K ; TA=300,66 K ; ∆T2j=1,66 K ; Q7=125,5 J ; Q8=92,43 J ; Q9=776,88 J ; Q10=994,81 J ; ∆H=1579,06 J/mol. Hasil dari penentuan kalor penetralan HCl dan NaOH didapat hasil TM=298,75 K ; TA=304,13 K ; ∆T3j=5,38 K ; Q11=852,192 J ; Q12=2517,84 J ; Q13=3370,03 J ; ΔH=84250,75 J/mol. Tepat atau tidaknya hasil perhitungan tetapan suatu kalorimeter, kalor penetralan, kalor reaksi, dan kalor pelarutan selain bergantung pada penggunaan kalorimeternya juga tergantung pada ketelitian praktikan dalam melakukan percobaan, terutama dalam pencampuran larutan, dimana pencampuran larutan tersebut harus sesuai dengan volume yang tepat, yang berpengaruh pada ketelitian praktikan dalam pencatatan temperatur sistem. Pada saat melakukan percobaan termokimia ini, dalam menggunakan calorimeter harus tertutup rapat, jika tidak tertutup rapat maka kemungkinan adanya uap dari sistem yang keluar dapat diperkecil, dimana akan mempengaruhi hasil tetapan kalorimeter dan kalor reaksi suatu sistem.

5.2 Saran Dalam percobaan termokimia memerlukan ketelitian yang tinggi untuk itu praktikan harus mengerti dan memahami tentang materi termokimia ini agar dalam melakukan percobaan tidak terdapat kesalahan, baik kesalahan dalam melakukan perhitungan maupun kesalahan dalam hal lainnya. Selain itu juga praktikan harus berhati-hati dalam menggunakan peralatan yang akan digunakan dalam melakukan percobaan.

LAMPIRAN 1. Penetapan Kalorimetri Dik : Td = 300 K Tp = 367 K Tc = 314 K V air dingin = 20 ml V air panas = 20 ml a = ( ∑y)(∑x2 ) – (∑x)(∑xy) n (∑x2) – (∑x)2 = (3119,25)(385) – (55)(17122,5) 10 (385) – (55)2 = 1200911,25 – 941737,5 3850 – 3025 = 259173,5 = 314,15 825 b = ∑n (∑x.y) – (∑x)(∑y) n (∑x2) – (∑x)2 = 10 (17122,5) – (55)(3119,25) 10 (385) – (55)2 = 171225 – 171558,75 3850 – 3025 = - 333,75 = - 0,4 825

Yn Y5

= a + b . Xn = 314,15 + (-0,4) 5 = 314,15 – 2 = 312,15

Yn Y6

= a + b . Xn = 314,15 + (-0,4) 6 = 314,15 – 2,4 = 311,75

Yn Y7

= a + b . Xn = 314,15 + (-0,4) 7 = 314,15 – 2,8 = 311,35

Yn Y8

= a + b . Xn = 314,15 + (-0,4) 8 = 314,15 – 3,2 = 310,95

Yn Y9

= a + b . Xn = 314,15 + (-0,4) 9 = 314,15 – 3,6 = 310,55

Yn Y10

= a + b . Xn = 314,15 + (-0,4) 10 = 314,15 – 4 = 310,15

Q1

= m . C . ∆T (Tc-Td)

Yn Y1

= a + b . Xn = 314,15 + (-0,4) 1 = 314,15 – 0,4 = 313,75

Yn Y2

= a + b . Xn = 314,15 + (-0,4) 2 = 314,15 – 0,8 = 313,35

Yn Y3

= a + b . Xn = 314,15 + (-0,4) 3 = 314,15 – 1,2 = 312,95

Q2

Yn Y4

= a + b . Xn = 314,15 + (-0,4) 4 = 314,15 – 1,6 = 312,55

Q3

= 40 x 4,2 ( 314 – 300 ) = 168 x 14 = 2352 J = m . C . ∆T (Tp-Tc)

= 40 x 4,2 ( 367 – 314 ) = 168 x 53 = 8904 J = Q2 – Q1 = 8940 – 2352

= 6552 J

K

=

Q3 . ΔT (Tc – Td)

=

6552 (314 – 300) = 6552 14 = 468 J/K Yn

.

.

Grafik 1. Penetapan Kalorimetri 350 T (K)

Grafik P enetapan Kalo rimeter

340 330 320 310 300 1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

t (menit)

2. Penentuan Kalor Reaksi Zn + CuSO4 Dik : Td = 298,5 K Tc = 309 K a = ( ∑y)(∑x2 ) – (∑x)(∑xy) n (∑x2) – (∑x)2 = (1233)(7,5) – (5)(1540) 4 (7,5) – (5)2 = 9247,5 – 7700 30 – 25 = 1547,5 = 309,5 5 b = ∑n (∑x.y) – (∑x)(∑y) n (∑x2) – (∑x)2 = 4 (1540) – (5)(1233) 4 (7,5) – (5)2 = 6160 – 6165 30 – 25 =-5 = -1 5 Yn Y1

Yn Y2

Yn Y3

= a + b . Xn = 309,5 + (-1) 1 = 309,5 – 1 = 308,5 = a + b . Xn = 309,5 + (-1) 2 = 309,5 – 2 = 307,5 = a + b . Xn = 309,5 + (-1) 3 = 309,5 – 3 = 306,5

∆T1j

= Tc – Td = 309 – 298,5 = 10,5 K

Q4

= K x ∆T1j = 468 x 10,5 = 4914 J

Q5

= Vcam . Scam . Ccam . ∆T1j = 20 . 1,14 . 3,52 . 10,5 = 842,69 J

Q6

= Q4 + Q5 = 4914 + 842,69 = 5756,7 J

ΔH

=

Q6 . Mol Zn = 5756,7 2/65 = 5756,7 0,03 = 191890 J/mol

Grafik 2. Penentuan Kalor Reaksi Zn + CuSO4 350 T (K) 340 330 320 310 t (menit)

300 0,5

Yn Y4

= a + b . Xn = 309,5 + (-1) 4 = 309,5 – 4 = 305,5

Grafik Penentuan Kalor CuSO4 +Zn

1

1,5

2

3. Penentuan Kalor Etanol dalam Air Dik : Tair = 298, 5 K Tetanol = 300 K a = ( ∑y)(∑x2 ) – (∑x)(∑xy) n (∑x2) – (∑x)2 = (2422,5)(51) – (18)(5441) 8 (51) – (18)2 = 123547,5 – 97938 408 – 324 = 25609,5 = 304,8 84 b = ∑n (∑x.y) – (∑x)(∑y) n (∑x2) – (∑x)2 = 8 (5441) – (18)(2422,5) 8 (51) – (18)2 = 43528 – 43605 408 – 324 = -77 = - 0,92 84 Yn Y1

= a + b . Xn = 304,8 + (-0,92) 1 = 304,8 – 0,92 = 303,88

Yn Y2

= a + b . Xn = 304,8 + (-0,92) 2 = 304,8 – 1,84 = 302,96

Yn Y3

= a + b . Xn = 304,8 + (-0,92) 3 = 304,8 – 2,76 = 302,04

Yn Y4

= a + b . Xn = 304,8 + (-0,92) 4 = 304,8 – 3,68 = 301,12

Yn Y5

= a + b . Xn = 304,8 + (-0,92) 5 = 304,8 – 4,6 = 300,2

Yn Y6

= a + b . Xn = 304,8 + (-0,92) 6 = 304,8 – 5,52 = 299,28

Yn Y7

= a + b . Xn = 304,8 + (-0,92) 7 = 304,8 – 6,44 = 298,36

Yn Y8

= a + b . Xn = 304,8 + (-0,92) 8 = 304,8 – 7,36 = 297,44

Q7

= M aquades . C . ΔT = 15 . 4,2 . 1,66 = 125,5 J

Q8

= M etanol . C . ΔT = 29 . 1,92 . 1,66 = 92,43 J

Q9

= K . ΔT2j = 468 . 1,66 = 776,88 J

Q10

= Q7 + Q8 + Q9 = 125,5 + 92,43 + 776,88 = 994,81 J

ΔH

= Q10 . Mol etanol = 994,81 29/46 = 994,81 0,63 = 1579,06 J/mol

TM = T air + T etanol 2 = 298,5 + 299,5 2 = 598 2 = 299 K

TA

= Y1 + Y8 2 = 303,88 + 297,44 2 = 601,32 2 = 300,66 K

ΔT2j = TA – TM = 300,66 – 299 = 1,66 K Grafik 3. Penentuan Kalor Etanol

dalam Air 350

T (K) Grafik Penentuan Kalor Etanol + Air

340 330 320 310 300 0,5

1

1,5

2

2,5

3

3,5

4

t (menit)

4. Penentuan Kalor Penetralan HCl

dan NaOH

Yn Y6

= a + b . Xn = 304,66 + (-0,096) 6 = 304,66 – 0,576 = 304,08

Yn Y7

= a + b . Xn = 304,66 + (-0,096) 7 = 304,66 – 0,672 = 303,98

Yn Y8

= a + b . Xn = 304,66 + (-0,096) 8 = 304,66 – 0,768 = 303,89

Yn Y9

= a + b . Xn = 304,66+ (-0,096) 9 = 304,66 – 0,864 = 303,79

Yn Y10

= a + b . Xn = 304,66 + (-0,096) 10 = 304,66 – 0,96 = 303,7

Dik : T HCl = 298,5 K T NaOH = 299 K a = ( ∑y)(∑x2 ) – (∑x)(∑xy) n (∑x2) – (∑x)2 = (3044)(96,25) – (27,5)(8369) 10 (96,25) – (27,5)2 = 292985 – 230147,5 962,5 – 756,25 = 62837,5 = 304,66 206,25 b = ∑n (∑x.y) – (∑x)(∑y) n (∑x2) – (∑x)2 = 10 (8369) – (27,5)(3044) 10 (96,25) – (27,5)2 = 83690 – 83710 962,5 – 756,25 = -20 .= - 0,096 206,25 Yn Y1

= a + b . Xn = 304,66 + (-0,096) 1 = 304,66 – 0,096 = 304,56

Yn Y2

= a + b . Xn = 304,66 + (-0,096) 2 = 304,66 – 0,192 = 304,46

Yn Y3

= a + b . Xn = 304,66 + (-0,096) 3 = 304,66 – 0,288 = 304,37

Yn Y4

= a + b . Xn = 304,66 + (-0,096) 4 = 304,66 – 0,384 = 304,27

Yn Y5

= a + b . Xn = 304,66 + (-0,096) 5 = 304,66 – 0,48 = 304,18

TM = THCl + TNaOH 2 = 298,5 + 299 2 = 597,5 2 = 298,75 K TA

= Y1 + Y10 2 = 304,56 + 303,7 2 = 608,26 2 = 304,13 K

ΔT3j = TA – TM = 304,13 – 298,75 = 5,38 K

Q11

= M cam . C cam . ΔT3j = 40 . 3,96 . 5,38 = 852,192 J

Q12

= K . ΔT3j = 468 . 5,38 = 2517,84 J

Grafik 4. Larutan NaOH dan HCl 300

T (K)

T NaOH

295

T HCl

290 0,5

1

1,5

2

2,5

3

3,5

4

4,5

5

t (menit)

Grafik 5. Penentuan Kalor Penetralan

HCl dan NaOH 330

T (K)

320 Grafik Penentuan Kalor Penetralan HCl + NaOH

310

300 0,5

1

1,5

2

2,5

3

3,5

4

4,5

5

t (menit)

DAFTAR PUSTAKA Keenan, Kleinfelter, Wood, (1995), Kimia Universitas, Edisi Ke-enam, Erlangga, Jakarta Sears, Francis.W, (1982), Fisika untuk Universitas 1, Binacipta, Jakarta. Sutrisno, E. T, dkk. (2011), Penuntun Praktikum Kimia Dasar, Jurusan Teknologi Pangan Universitas Pasundan : Bandung Sunarya, Yayan, (2000), Kimia Dasar 1, Alkemi Grafisindo Press, Bandung. Zemansky, Mark.W dan Richard H. Dittman, (1982), Kalor dan Termodinamika, Edisi keenam, Bandung