TERMOKIMIA

TERMOKIMIA

A.    Tujuan

1.      Menentukan tetapan kalorimeter

2.      Menentukan kalor reaksi Zn-CuSO₄

3.      Menentukan kalor netralisasi HCl-NaOH

B.     Dasar Teori

1.      Termodinamika

Termodinamika, termasuk kimia, merupakan salah satu segi penting, yang menghubungkan energi kalor dengan bentuk energi lain yang dikenal sebagai kerja. Bagaimana keadaan alam semesta yang dipilih untuk penelitian termodinamika disebut sistem, dan bagian dari alam semesta yang berinteraksi dengan sistem disebut keadaan sekeliling lingkungan dari sistem. Sistem termodinamika mungkin sederhana misalnya segelas air, atau mungkin kompleks sperti isi tanur tinggi atau danau yag terkena polusi. Interaksi memacu pada perpindahan energi atau materi antara  sistem dan lingkungan. Perpindahan energi dapat berupa kalor (q) atau dalam beberapa bentuk lainnya yang secara keseluruhan disebut kerja/usaha (w).  Perpindahan energi berupa kalor atau kerja akan mempengaruhi jumlah kesseluruhan energi di dalam sistem, yang disebut energi galam (E). (Ralph, 1990)

Kerja dibentuk ketika suatu gaya bekerja melalui suatu jarak, dan banyaknya kerja (w), adalah hasil kali gaya jarak. Satuan kerja SI adalah joule (J), yang juga dapat dinyatakan sebagai, 1 joule = 1 kg m² s^-2. Salah satu cara untuk memahami kerja adalah sebagai bentuk perpindahan energi yang dapat dinyatakan melalui peningkatan atau penurunan berat. Kerja yang berhubungan dengan pengembangan atau penekanan gas disebut  kerja tekanan-volume.

2.      Kalor

Kalor dapat dipikirkan sebagai energi yang dipidahkan kerena perbedaan suhu. Eneregi sebagai kalor mengalir dariabenda yang lebih panas (suhu lebih tinggi) ke benda yang lebih dingin (suhu lebih rendah). Pada tingkat molekul, ini berarti molekul-molekul dari bagian yang lebih panas kehilangan energi kinetiknya dan berpindah ke bagian yang lebih dingin ketika kedua bagian tersebut  bersentuhan. Akibatnya, energi kinetik tranlasi rata-rata dari molekul-molekul benda yang lebih panas menurun atau dikatakan suhunya turun. Pada benda yang lebih dingin suhunya meningkat. Energi telah berpindah, atau kalor mengalir, di antara kedua benda tesebut sampai suhu yang sama. Perlu ditekankan lagi, bahwa benda tersebut berisi energi, tetapi tidak berisi kalor. Kalor menjelaskan energi yang berpindah melintas batas sistem dan lingkingan.

Jumlah energi kalor (q) yang dibutuhkan untuk mengubah suhu suatu zat tergantung pada beberapa besarnya suhu yang harus diubah, jumlah zat, dan identitasnya (jenis molekul-molekulnya). Kapasitas kalor adalah banyaknya energi kalor yang dibutuhkan untuk mengikatkan suhu zat 1^oC. Kapasitas kalor, tentu saja, tergantung pada jumlah zat. Kapastias kalor spesifik atau disederhanakan, kalor jenis, adalah banyaknya energi kalor yang dibutuhkan energi kalor yang mengingkatkan suhu 1 gram zat sebesar 1^oC. Kalor jenis molar adalah banyaknya enegi kalor yang dibutukan untuk meningkatkan suhu 1 mol zat sebesar 1^oC.

Kalori merupakan jumlah kalor yang kecil untuk satuan yang lebih besar, digunakan kilo kalori (kkal). 1 kkal = 1000 kal. Perubahan suhu dapat dinyatakan sebagai ∆T = T_f - T_i. Dimana Tf adalah suhu akhir, Ti adalag suhu awal, dan ∆T adalah perubahan suhu. Jika suhu suatu zat meningkat, suhu akhir akhir lebih besar dari suhu awal (ditulis dengan simbol T_f > T_i) dan ∆T positif (atau, ∆T > 0).

Gagasan lain dalam perhitungan energi kalor adalah hukum kekekalan energi. Dalam interaksi antara benda-benda atau zat-zat, eneregi total tetap konstan. Oleh sebab itu, dalam interaksi di antara dua benda, energi  yang dilepaskan oleh sebuah benda harus diperoleh terima oleh yang lain.

Hasil penelitian joule menetapkan suatu kesetaraan antara kerja dan kalor. Karena joule adlah satuan dasar energi dari sistem SI, kerja maupun kalor dapat dinyatakan pula dalam joule. Akan tetapi ada perbedaan yang jelas antara kalor dan kerja. Karja menyatakan secara tidak langsung gerakan-gerakan molekul yang teratur, dan kalor menyatakan secara tidak langsung gerakan yang tidak teratur atau acak.

3.      Kalor Rekasi

Banyaknya energi kalor ini dapat disebut kalor reaksi da diberi lambang q_rxn Kalorimeter. Penentuan kalor reaksi dilakukan dengan alat yang disebut kalorimeter. Di laboratorium, penentuan kalor raksi dilakukan dengan alat yang disebut kalorimeter bom. Sistem termodinamikanya adalah isi bom, yaitu pereaksi dan hasil reaksiya, bom itu sendiri, air untuk mencelupkan bom termometer, pengaduk dan lain-lain, merupakan lingkungannya.

Kalor yang dilepas dari rakasi sebagian besar digunakan untuk meningkatkan suhu air di sekeliling bom jumlah kecil kalor diperlukan untuk mengingkatkan suhu bom itu sendiri, pengaduknyam dan bagian-bagian lali dari kalorimeter. Jadi, kita memerlukan tiga macam kalor –q_rxn, 1_air, q_{kalorimeter­}. Kalor reaksi adalah q_rxn, dan berpengaruh kalor terhadap lingkungan dipisahkan menjadi yang berpengaruh pada air (q_air) dan yang berpengaruh terhadap bagian lain dari kalorimeter yang dipasang tersebut (q_kalorimeter). Jika kita mengikuti pemikiran yang digunakan dapat disimpulkan bahwa, q_rxn + q_air + q_kalorimeter = 0

Ada beberapa macam jenis perubahan pada suatu sistem. Salah satunya adalah sistim terbuka, yaitu ketika massa, panas, dan kerja, dapat berubah-ubah. Ada juga sistim tertutup, dimana tidak ada perubahan massa, tetapi hanya panas dan kerja saja. Sementara, perubahan adiabatis merupakan suatu keadaan dimana sistim diisolasi dari lingkungan sehingga tidak ada panas yang dapat mengalir. Kemudian, ada pula perubahan yang terjadi pada temperature tetap, yang dinamakan perubahan isotermik.

Pada perubahan suhu, ditandai dengan ∆t (t menunjukkan temperatur), dihitung dengan cara mengurangi temperatur akhir dengan temperatur mula-mula.

∆t = t_akhir – t_mula-mula

Demikian juga, perubahan energi potensial;

∆(E.P) = (E.P)_akhir – (E.P)_mula-mula

_­ Pada reaksi endoterm, entalpi sesudah reaksi menjadi lebih besar, sehingga ΔH positif. Sedangkan pada reaksi eksoterm, entalpi sesudah reaksi menjadi lebih kecil, sehingga ΔH negatif. Perubahan entalpi pada suatu reaksi disebut kalor reaksi. Kalor reaksi untuk reaksi-reaksi yang khas disebut dengan nama yang khas pula, di ntaraya:

a.       Entalpi Pembentukan Standar (ΔH^◦_f)

Entalpi pembentukan standar suatu senyawa menyatakan jumlah kalor yang diperlukan atau dibebaskan untuk proses pembentukan 1 mol senyawa dari unsur-unsurnya yang stabil pada keadaan standar (STP). Entalpi pembentukan standar diberi simbol (ΔH^◦_f), simbol f berasal dari kata formation yang berarti pembentukan.

b.      Entalpi Pembakaran Standar (ΔH^◦_c)

Entalpi pembakaran standar suatu senyawa menyatakan jumlah kalor yang diperlukan atau dibebaskan untuk proses pembakaran 1 mol senyawa dari unsur-unsurnya yang stabil pada keadaan standar (STP). Entalpi penguraian standar diberi simbol (ΔH^◦_c) simbol d berasal dari kata combustion yang berarti pembakaran.

c.       Entalpi Netralisasi Standar

Adalah entalpi yang terjadi pada penetralan 1 mol asam oleh basa atau 1 mol basa oleh asam pada keadaan standar. Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHn. Satuannya = kJ / mol. (Anonim, 2012)

4.      Entalpi dan Perubahan Entalpi

Entalpi (H) adalah jumlah total dari semua bentuk energi. Entalpi (H) suatu zat ditentukan oleh jumlah energi dan semua bentuk energi yang dimiliki zat yang jumlahnya tidak dapat diukur dan akan tetap konstan selama tidak ada energi yang masuk atau keluar dari zat. Untuk menyatakan kalor reaksi pada tekanan tetap (q_p ) digunakan besaran yang disebut Entalpi ( H ). Untuk reaksi kimia: ∆H = Hp – Hr.

Perubahan kalor atau entalpi yang terjadi selama proses penerimaan atau pelepasan kalor dinyatakan dengan ” perubahan entalpi (ΔH) ” . Harga entalpi zat sebenarnya tidak dapat ditentukan atau diukur. Tetapi ΔH dapat ditentukan dengan cara mengukur jumlah kalor yang diserap sistem. Misalnya pada perubahan es menjadi air, yaitu 89 kalori/gram. Pada perubahan es menjadi air, ΔH adalah positif, karena entalpi hasil perubahan, entalpi air lebih besar dari pada entalpi es. Pada perubahan kimia selalu terjadi perubahan entalpi. Besarnya perubahan entalpi adalah sama besar dengan selisih antara entalpi hasil reaksi dan jumlah entalpi pereaksi. (Anonim, 2012)

Perubahan entalpi pada saat sistem mengalami perubahan fisika atau kimia biasanya dilaporkan untuk proses yang terjadi pada sekumpulan kondisi standar. Dalam banyak pembahasan kita akan memperhatikan perubahan entalpi standar ∆H⁰ yaitu perubahan entalpi untuk proses yang zat awal dan akhirnya ada dalam keadaan standar.

Reaksi eksotermik adalah reaksi yang melepas panas. Jika reaksi berlangsung pada suhu tetap, berdasarkan perjanjian ∆H akan bernilai negatif karena kandungan panas dari sistem akan menurun. Sebaliknya, pada reaksi endotermik yaitu reaksi yang membutuhkan panas, berdasarkan perjanjian ∆H akan bernilai positif. (Aprianti, 2011)

C.     Alat dan Bahan

1.      Alat:

a)      Kalorimeter

b)      Gelas kimia 100 mL

c)      Thermometer 100^oC

d)     Pipet volumetrik 25 mL

e)      Batang Pengaduk

2.      Bahan:

a)      Air

b)      Serbuk Zn

c)      CuSO₄ 0,25 M

d)     NaOH 1 M

e)      HCl 0,5 M

D.    Langkah Kerja

1.      Penentuan Tetapan Kalorimeter

a)      Dimasukan 25 mL air ke dalam kalorimeter dengan menggunakan pipet volumetrik, dicatat suhunya selama 3 menit sampai konstan (t₁)

b)      Dipanaskan 25 mL air dalam gelas kimia sampai suhunya lebih tinggi di atas suhu kamar (± 60^oC). Dicatat suhunya (t₂).

c)      Dimasukan air panas tersebut ke dalam kalorimeter yang telah berisi air dingin, kemudian dikocok sambil suhu campuran diukur setiap 30 detik.

d)     Dibuat grafik, dengan mengalurkan harga suhu sebagai sumbu Y dan waktu pada sumbu X.

e)      Lakukan interpolasi grafik sampai  pada waktu 0 detik. Pada waktu mendekati 0 detik menunjukan suhu campuran (t₃).

f)       Hitung tetapan kalorimeter.

2.      Penentuan kalor reaksi Zn-CuSO₄

a)      Dimasukan 25 mL CuSO₄ 0,25 M ke dalam kalorimeter, dicatat suhunya (t₄)

b)      Ditimbang ± 0,75 gram serbuk Zn.

c)      Dimasukan serbuk Zn tersebut ke dalam kalorimeter yang berisi larutan CuSO₄.

d)     Dibuat grafik seperti langkah percobaan 1, dan tentukan suhu campuran reaksi (t₅), yaitu pada waktu mendekati 0 detik.

e)      Hitung kalor rekasi yang terukur.

3.      Penentuan kalor netralisasi HCl-NaOH

a)      Dimasukan 25 mL HCl 0,5 M ke dalam gelas kimia dan 25 mL NaOH 1 M ke dalam gelas kimia yang lain.

b)      Disimpan kedua gelas kimia tersebut dalam bak yang berisi air selama lebih kurang 5 menit, kemudian ukur suhu salah satu pereaksi (t₆). Dengan cara merendam kedua gelas kimia yang berisi perekasi diharapkan suhu kedua pereaksi itu sama.

c)      Dicampurkan kedua larutan tersebut dalam kalorimeter, kemudian dikocok.

d)     Catat suhu campuran setiap 30 detik sampai suhu konstan. Dibuat grafik suhu terhadap waktu dan tentukan suhu campuran reaksi yang maksimum (t₇) yaitu pada suhu mendekati 0 detik.

E.     Hasil Pengamatan

1.1  Tabel penentuan tetapan kalorimeter

Sampel	Volume	1	2	3	4	5	6
t1 air dingin	25 mL	29o	29o	29o	29o	29o	29o
t2 air panas	25 mL	35o	43o	50o	60o	65o	69o
t3 campuran	50 mL	39o	36o	35o	34o	33o	33o

1.2  Tabel penentuan kalor reaksi Zn-CuSO₄

Sampel	Volume	1	2	3	4	5	6
t­5 CuSO4	25 mL	29o	29o	29o	29o	29o	29o
Serbuk Zn
t6 campuran	25 mL	32o	32o	33o	33o	33o	33o

1.3  Tabel penentuan kalor netralisasi HCl-NaOH

Sampel	Volume	1	2	3	4	5	6
t6 (HCl-NaOH)	50 mL	31o	31o	31o	31o	31o	31o
t7 campuran	50 mL	32o	32o	33o	33o	33o	33o

1.      Perhitungan penentuan tetapan kalori meter

Dik:           t₁ : (25 mL) = 29^o

                  t₂ : (25 mL) = 69^o

                  t₃ : (50 mL) = 33^o

                  C = 4,18 Jg^-1k^-1

Dit: k...?

m = l . V

    = 1 x 25

    = 25

q₁ = m.c.∆t

= m.c.(t₃-t₁)

= 25 . 4,18 . (33-29)

= 418

q₂ = m.c.∆t

=  m.c.(t₂-t₁)

= 25 . 4,18 . (69-49)

= 25 4,18 . 40

= 4180

q₃ = q₂-q₁

= 4180-418

= 3762

K=

=

= 114 J/K

2.      m = l . V

= 1,29 . 25

= 32,25

q₄ = k . (t5-t4)

= 114 . (33-31)

= 114 . 2

= 228

q₅ = m.c.∆t

= 32,25 . 3,52 . 2

= 227,04

q₆ = q4 + q5

= 228 + 227.04

= 455,04

∆Hr =  

=  = 9100,8 L/mol

3.      Penentuan kalor netralisasi HCl-NaOH

q₇ = m.c.

= 28 . 3,89 . (t₇-t₆)

= 28 . 3,89 . (32-31)

= 28 . 3,89 . 1

=108,92

q₈ = k.∆t

= 114 . 1

= 114

q₉ = q7 + q8

= 108,92 + 114

222,92

∆Hn =

=

= 2229,2 K/mol

F.      Pembahasan

Termokimia merupakan bagian termodinamkika yang membahas tentang perubahan kalor reaksi. Perubahan kalor reaksi tersebut diukur menggunakan alat kalori meter dan tak terlepas juga dari termometer untuk mengukur besarnya suhu tersebut. Pada praktikum termikimia kali ini, dilakukan tiga percobaan dalam pembahasannya sebagai berikut,

1.      Penentuan tetapan kalorimeter

Sebelum menentukan perubahan panas dari suatu reaksi, tetapan kalori meter sebelumnya dicari terlebih dahulu, karena tiap kalorimeter mempunyai tetapan yang berbeda. Yaitu air sebanyak 25 mL dimasukan ke kalorimeter dan dicatat temperaturnya, hal ini bertujuan untuk mengetahui suhu awal air dingin tersebut (t₁). Air yang sudah dipanaskan (t₂), dicapurkan dalam kalorimeter berisi air dingin. Inilah dilakukan untuk menentukan tetapan kalorimeter. Campuran air panas dan air dingin untuk mengetahui (t₃). Tidak lupa diadukan yang bertujuan agar keduanya homogen. Ketika dicampurkan suhu air panas dan air dingin mengalami perubahan, atau kedua reaksi tersebut mengalami reaksi endoterm dan eksoterm. Reaksi eksoterm terjadi ketika air panas yang suhunya lebih tinggi melepaskan kalor. Reaksi endoterm terjadi ketika kalor yang dilepaskan oleh air panas kemudian diterima oleh air dingin. Ketika pencampuran berlangsung, air panas dan air dingin mengalami perubahan yaitu t₃ mengalami penurunan perlahan. Suhu mengamali tetapan pada waktu 30 detik ke 5 dan 6 yaitu 33^oC. Setelah suhu ketiganya didapat baru dihitung menggunakan rumus q = m.c.∆t. didapat q1= 418, q2 = 4180, q3 = 3762 dan tetapanya K=114 J/K.

2.      Penentuan kalor reaksi Zn-CuSO₄

Larutan CuSO₄ yang telah dimasukan pada kalorimeter dan dicatat suhu awalnya, kemudian dimasukan serbuk Zn. Ketika dicampurkan mengalami perubahan suhu, yaitu adanya kenaikan suhu. Hal ini menunjukkan bahwa adanya kalor yang diserap pada reaksi tersebut. Dillihat dari perubahan suhunya, Zn-CuSO₄ mengalami endoterm, yaitu adanya kenaikan suhu. Pada penentuan kalor reaksi Zn-CuSO₄ didapat nilai ∆Hr = 9100,8 L/mol. Berikut reaksinya adalah: Zn + CuS0₄ → ZnSO₄ + Cu.

3.      Penentuan kalor netralisasi HCl-NaOH

Penentuan kalor netralisasi adalah entalpi yang terjadi pada penetralan asam oleh basa atau sebaliknya pada keadaan standar. Perubahan kalor penetralan HCl-NaOH seperti halnya pada percobaan kedua, pencampuran HCl dan NaOH mengalami reaksi endoterm, yaitu mengalami kenaikan suhu. Sebelum melakukan pencampuran keduanya larutan tersebut dilakukan penyamaan suhu antara keduanya. Sebab apabila suhu keduanya berbeda maka terjadi dua perubahan kalor yaitu perubahan kalor reaksi dan perubahan kalor campuran dengan suhu yang berbeda. Reaksinya adalah NaOH + HCl → NaCl + H₂O.

G.    Kesimpulan

Berdasarkan praktikum di atas dapat disimpulkan bahwa:

1.      Termokimia membahas tentang perubahan energi yang menyertai suatu reaksi kimia yang dimanifestasikan sebagai kalor reaksi.

2.      Perubahan yang terjadi pada reaksi termokimia ada dua, yakni Perubahan yang terjadi dapat berupa pelepasan kalor (reaksi eksoterm) atau penyerapan kalor (endoterm).

3.      Adanya kenaikan suhu pencampuran antara serbuk Zn dan CuSO₄, yang menunjukkan bahwa reaksi tersebut mengalami endoterm.

4.      Adanya kenaikan suhu pencampuran antara larutan HCl dengan NaOH, yang menunjukkan bahwa reaksi tersebut mengalami endoterm.

Referensi:

Anonim, 2012. http://kimiabisa.blogspot.com/2012/12/termokimia.html diakses

pada 22/03/14

Aprianti. http://aprianti-kartika.blogspot.com/2011/12/laporan-praktikum-termok

imia.html diakses pada 22/03/14

Petrucci, Ralph. 1996. Kimia Dasar. Jakarta: Erlangga