Laporan Praktikum Kimia Dasar-TERMOKIMIA DAN HUKUM HESS
Laporan Praktikum Kimia Dasar
TERMOKIMIA DAN HUKUM HESS
I. Judul : TERMOKIMIA DAN HUKUM HESS
II. Hari/Tanggal : Jum’at, 7 November 2014
III. Tujuan : 1. Mengukur kalori reaksi dengan alat yang sederhana.
2. Mengumpulkan dan menganalisis data termokimia.
3. Menerapkan hukum Hess.
IV. Pertanyaan Prapraktek :
1. Berikan pengertian tentang: (a) entalpi; (b) sistem terisolasi; (c) sistem terbuka; (d) sistem tertutup; (e) lingkungan; (f) kalorimeter; (g) eksotermik.
Jawab:
(a) Entalpi adalah jumlah energi dari semua bentuk energi yang dimiliki zat tersebut yang jumlahnya dapat diukur.
(b) Sistem terisolasi adalah sistem yang tidak dapat mengalirkan energi dan materi terhadap ssekitarnya.
(c) Sistem terbuka adalah sistem yang memperkenankan terjadinya aliran atau pertukaran energi dan materi dengan sekitarnya.
(d) Sistem tertutup adalah sistem yang batas-batasnya dapat dilewati energi tetapi tidak terhadap materi.
(e) Lingkungan adalah daerah diluar sistem.
(f) Kalorimeter adalah alat yang digunakan untuk mengukur perubahan panas suatu reaksi.
(g) Eksotermik adalah reaksi kimia yang melepaskan kalor atau memberikan kalor ke lingkungan.
2. Apa perbedaan antara entalpi dengan energi dalam (ΔE)?
Jawab:
Entalpi dalah kuantitas kalor yang diserap pada tekanan tetap, sedangkan energi dalam (ΔE) adalah jumlah dari kedua energi kinetik dan energi potensial yang dimiliki oleh suatu zat atau sistem.
V. Landasan Teori
Termodinamika adalah suatu cabang ilmu yang memepelajari perubahan energi secara kimia atau fisis. Dalam percobaan ini, kita akan menyelidiki perubahan energi dalam bentuk kalor, yang mengiring reaksi kimia (termokimia).
Menurut hukum termodinamika, perubahan energi yang menyertai perubahan wujud dinyatakan dalam rumus : ΔE = Q – W
Dengan Q = kalor yang diserap oleh sistem
W = kerja yang dilakukan oleh sistem
Kebanyakan reaksi kimia berlangsung pada tekanan tetap kerja dirumuskan dengan persamaan : W = P . ΔV
Dengan P = tekanan gas, ΔV = perubahan volume untuk sistem gas oleh karena pada tekanan tetap. ΔE = Q – P. ΔV
Bila ΔV = 0, maka ΔE = Q
Kuantitas kalor yang diserap pada tekanan tetap disebut entalpi (ΔH) (Epinur,dkk , 2011: 36).
Kajian 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 tak langsung, dengan cara mengukur kerja atau kenaikan temperatur) energi yang dihasilkan oleh reaksi sebagai kalor dan bergantung pada kondisinya apakah dengan perubahan energi dalam atau perubahan entalpi. Sebaliknya, jika kita tahu ΔV atau ΔH suatu reaksi, kita dapat meramalkan jumlah energi yang dihasilkannya sebagai kalor.
Hukum Hess I ”entalpi secara keseluruhan adalah jumlah reaksi entalpi dan reaksi – reaksi individual yang merupakan bagian dari suatu reaksi”.
Dalam termodinamika hukum ini adalah nilai ΔH tidak bergantung pada jalannya, dalam pengertian bahwa kita dapat mereaksikan reaktan tertentu melalui berbagai reaksi yang menghasilkan produk tertentu dan secara keseluruhan memperoleh perubahan entalpi yang sama (P.W.Atkins, 1996 : 47 – 54).
Penerapan hukum termodinamka I terhadap peristiwa kimia disebut termokimia, yang membahas tentang kalor yang menyertai reaksi kimia. Reaksi kimia termasuk proses isotermal dan bila dilakukan diudara terbuka maka kalor reaksi “Q.P = ΔH”, akibatnya kalor dapat dihitung dari perubahan entalpi reaksi “Q = ΔH reaksi = H hasil reaksi – H pereaksi”, supaya terdapat keseragaman harus ditetapkan keadaan standar yaitu suhu 25˚C dan teakanan 1 atm. Dengan demikian, perhitungan termodinamika didasarkan pada tekanan standar : AB + CD AC + BD ΔH = x kj/mol ΔH adalah lambang (notasi) perubahan entalpi reaksi pada teakanan itu. Ditinjau dari jenis reaksi, terdapat 4 jenis kalor sebagai berikut:
1. Kalor pembentukan
2. Kalor penguraian
3. Kalor penetralan
4. Kalor reaksi ( syukri, 1999 : 84 – 85 )
Secara eksperimen kalor reaksi ditentukan dengan kalorimeter lavoiser dan lapiance pada tahun 1780. Sudah menyadari bahwa kalor yang diserap dalam reaksi peruraian sudah senyawa adalah sama besarnya dengan kalor yang dibebaskan dalam reaksi pembentukannya pada kondisi yang sama. Artinya, jika suatu reaksi kimia arahnya dituliskan kebalikannya maka besaran ΔH reaksinya menjadi kebalikan juga. Germain Henri Hess pada tahuun 1048 mengemukakan bahwa kalor yang bersangkutan dengansejenis reaksi adalah konstan dan tidak bergantung pada jalan reaksi yang ditempuh kearah reaksi yang dimasukinya, asalkan isoterm dan pada P konstan, ketentuan tersebut dikenal sebagai hukum Hess. Dengan hukum Hess ini terbukalah jalan bagi kita untuk dapat menghitung nilai ΔH dari jenis yang tidak dapat kita peroleh secara eksperimen ( M. Suwandi , 1995 : 77-78 ).
Energi biasanny didefinisikan sebagai kapasitas untuk melakukan kerja. Dalam suatu sistem terisolasi, jumlah energi total adalah konstan α melalui proses kimiaenergi tersebut daat diubah menjadi dalam bentuk lain, misalnya energi mekanik (gerak) energi listrik, energi cahaya, dlll. Pengertian ini memunculkan pengertian hukum kekekalan energi. Hukum ini menyatakan bahwa energi tidaka dapat diciptakan atau dimusnahkan tapi energi dapat dari satu bentuk ke bentuk energi yang lain, contoh energi potensial menjadi energi listrik ( sri sudiono,dkk, 2005: 42).
VI. ALAT DAN BAHAN
Alat = -gelas ukur Bahan = - air suling
-kalorimeter - 40ml NAOH 1M
-termometer - 40ml HCL 1M
-alat pengaduk - asam asetat 1M
-gelas piala - asam nitrat amonia 1M
- natrium hidroksida 1M
VII. Prosedur Kerja
Di ukur dengan gelas ukur
Dituang dalam kalorimeter
Kalorimeter ditutup yang sudah dilengkapi termometer dan pengaduk
 |
dituang kedalam
 |
dipanaskan hingga suhu 60˚-70˚C
dipindahkan kekalorimeter dan ditutup 
Dengan menganggap bobot 40ml air suling addalah 40gr dan kalor jenis air adalah 4,84J/g˚C. Maka tetapan kalorimeter dapat dihitung dengan persamaan :
(Mp [Tp -T m]) = C.Md (Tm – Td) + w ( Tm – Td)
Dengan : C = kalor jenis air 4,184J/g˚C , Mp = bobot air panas , Md = bobot air dingin , Tp = suhu air panas sebelum bercempur , Td = suhu air dingin sebelum bercampur , Tm = suhu campuran , w = tetapan kalorimeter J/˚C.
B. Penentuan ΔH netralisasi untuk reaksi asam basa
 |
Diukur dan dimasukkan kedalam kalorimeter |
Diukur kedalam gelas piala 150ml
Diletakkan didekat kalorimeter |
Q = C.M (Tf – T1) + w (Tf – T1)
Q = (4,148J/g˚C c 800) (Tf – T1) + w (Tf – T1)
Dengan : Tf = suhu campuran
T1 = suhu pereaksi sebelum dicampur
Q = kalor yang diserap oleh sekeliling
ΔH dinyatakan dalam J/mol karena tekanannya tetap. Maka ΔH dicari dengan membagi Q oleh jumlah mol yang bereaksi ( 0,0401 x 1 mol/10 = 0,040 mol).
ΔHrx = 
Beberapa pasangan asam basa dapat dicoba oleh praktikan lain yaitu :
a. Asam asetat 1m – natrium hidroksida 1m
b. Natrium asestat 1m – HCL 1m
c. Asam nitrat 1m = natrium hidroksida 1m
d. HCl 1m – amonia 1m
VIII. DATA PENGAMATAN
A. Penentuan tetapan kalorimeter
| | Ulangan I | Ulangan II | Rata-rata |
| Suhu air panas | 70˚C | 65˚C | 67,5˚C |
| Suhu air dingin | 28˚C | 28˚C | 28˚C |
| Suhu campuran | 44˚C | 43˚C | 43˚C |
Tentukan kalorimeter dengan perhitungan:
C . Mp(Tp – Tc) = C Md (Tc – Td) + w(Tc – Td)
4,184 . 20(67,5 – 43) = 4,184 . 20(43 – 28) + w (43 – 28)
W = 
W = 
= 52,997 J/˚C
= 52,997 J/˚CB. Penentuan ΔH netralisasi untuk asam – basa
| | Ulangan I | Ulangan II | Rata-rata |
| Suhu larutan HCl 1M | 29,5˚C | | |
| Suhu air dingin | 30˚C | | |
| Suhu campuran | 34˚C | 33,7˚C | 33˚C |
Tentukan Q reaksi :
Q = C.M (Tf – T1) + w (Tf - T1)
= 4,184 . 20 (33 – 30) + 52,997 (33 – 29,5)
= 251,04 + 185,489
= 436,529 J
IX. PEMBAHASAN
A. Penentuan tetapan kalorimeter
Pada percobaan ini, dianjurkan membuat kalorimeter sederhana, yang memungkinkan dapat digunakan pada percobaan yang dilakukan. Percobaan menggunakan gelas ukur sebanyak 20ml yang kemudian dimasukkan ke dalam kalorimeter. Kalorimeter yang telah diisi air suling ditutup dan suhu air suling tersebut dicatat. Suhu air dingin yang didapat adalah 28˚C. Kemudian air suling diukur suhunya diperoleh suhu 60-70˚C air suling yang dipanaskan diperoleh suhunya 67,5˚C. Dengan segera air yang dipananskan tadi dimasukkan kedalam kalorimeter dan diukur suhunya setiap 15 detik senbanyak 5 kali. Sehingga didapat suhu campuran 43˚C.
Tetapan kalorimeter yang didpatkan yaitu :
Diketahui : C = 4,184 J/g˚C
Mp = 20ml
Tp = 67,5˚C
Tm = 43˚C
Md = 20ml
Td = 28˚C
Ditanya w.........?
C . Mp(Tp – Tc) = C Md (Tc – Td) + w(Tc – Td)
4,184 . 20(67,5 – 43) = 4,184 . 20(43 – 28) + w (43 – 28)
W =
W = = 52,997 J/˚C
= 52,997 J/˚CB. Penentuan ΔH netralisasi untuk reaksi asam – basa
Kalorimeter yang digunakan tadi segera dikeringkan. Pada percobaan kali ini diperintahkan terlebih dahulu untuk mengencerkan asam dan basa pekat. Langkah pertama, dilakukan pengukuran suhu terhadap larutan HCl yaitu 33˚C dan NaOH = 30˚C dalam sebanyak 20ml masing-masing untuk penentu ΔH netralisasi reaksi asam basa, menggunakan persamaan: Qrx = C.Mtotal (Tf – T1) + w (Tf - T1)
ΔHrx = 
Dimana C = 4,184 J/g˚C
Mtotal = 10ml HCl + 10ml NaOH 1M
Tf = 33
Ti = 30
Ditanya Qrx dan ΔHrx...?
Jawab: Qrx = C.Mtotal (Tf – T1) + w (Tf - T1)
= 4,184 . (20) (33-30) + 52 (33-30)
= 251,04 + 158,991
= 410,03 J
ΔHrx =
= 
= -10250,775 J
X. Diskusi
A. Penentuan tetapan kalorimeter
Pada tetapan kalorimeter menggunakan hukum “asas black” yaitu:
Qlepas = Qterima
Mp . Cp . ΔT = Md . Cd (Tm-Td) + w(Tm-Td)
20 . 4,184 . (70-44) = 20 . 4,184 . (44-28) + w (44-28)
83,68(26) = 83.68(16) + w (16)
W = 
= 
= 52,3 J/˚C
= 52,3 J/˚CXI. Pertanyaan pasca praktek
1. Ubtuk reaksi asam basa dalam prosedur B, berapa ΔH netralisasi bila anda segera salah menganggap bahwa kalor yang diterima kalorimeter adalah nol?
Jawab: ΔHrx =
=
= -10250,775 J
2. Apa pengaruhnya terhadap ΔH netralisasi bila yang direaksikan dengan NaOH 1M ialah HCl dengan konsentrasi lebih dari 1M? Jawab: tidak berpengaruh, karena ∆H bereaksi digunakan yaitu mol yang bereaksi dan yang bereaksi adalah mol NaOH yaitu 0,04 mol. Jadi ∆Hrks dengan Hcl= 1M, ∆Hrks dengan Hcl >1M. hal tersebut mungkin saja terjadi pada ∆H netralisasi bila direaksikan dengan NaOH 1M ialah HNO3 dengan konsentrasi lebih dari 1,0M maka ∆Hrks dengan HNO3 1M, ∆Hrksdengan HNO3>1M.
3. Tunjukkan bahwa kalor reaksi dari pasanagan berikut :
a. NaOH + HCl
b. NaOH + HOAc
c. HCl + NaOH
Dapat digunakan untuk menggambarkan hukum hess. Kumpulkan dari praktikan kalian dan hitunglah ΔHrx teoritis untuk reaksi(a). Apakah hasilnya cocok dengan angka hasil percobaan?
CH3COOH + NaOH CH3COONa + H2O
CH3COONa + HCl CH3COOH + NaCl
NaOH + HCl NaCl + H2O
NaOH + HCl NaCl + H2O ΔH = -15,59Kg
CH3COONa + NaCl CH3COOH + HCl ΔH = -42,53Kg
NaOH + CH3COOH CH3COONa + H2OSecara teori ΔH1 = ΔH2 + ΔH3 , tetapi dalam percobaan ini
ΔH3 = ΔH1 + ΔH2 atau ΔH1 ≠ ΔH2 + ΔH3
4. Simpulkan harga ΔH netralisasi untuk asam dan basa dengan kekuatan yang berrbeda-beda?
Jawab: asam – basa yang berbeda akhirnya harus berkaitan dalam memberi atau menangkap proton H+. Basa kuat akan mengionisasi secara sempurna akan menghasilkan OH-. Pada asam ilmiah dengan basa yang ionisasi molekul asam dan basa yang tidak terjadi sempurna/ asam kuat akan mengalami ionisasi sempurna dan dalam larutan pelarut air.
Kekuatan asam yang mengandung oksigen yang paling sedikit 1 ikatan E-O-H dan salah satu ikatan E-O.
XII. Kesimpulan
1. Kalor reaksi dapat diukur dengan menggunakan alat yang disebut kalorimeter
2. Dengan menggunakan kalorimeter didapatkan analisis dan data tetapan kalorimeter yaitu 52,997 J/˚C
3. Untuk menentukan tetapan calorimeter maka dibutuhkan data bobot suatu zat, kalor jenis zat tersebut. Temperatur zat tersebut persamaan menentukan tetapan calorimeter berdasarkan asas black yaitu Qlepas = Qterima.
4. Persamaan kalor reaksi dapat dilakukan dengan menggunakan:
a. Hukum Hess
b. Data entalpi pembentukan standar
c. Energi ikatan rata-rata
XIII. Daftar Pustaka
Afkins,P.W.1999. Kimia Fisika Edisi 4 Jilid 1. Oxford : University Pers
Epinur, dkk.2011. Penuntun Praktikum Kimia Dasar. Jambi: Universitas Jambi
Suwandi, W.1985. Kimia Fisika. Jakarta : Pt. Bina Aksara
Sudiono,Sri.1990. Kimia Fisik Dan Soal Soal. Jakarta: Universirtas Indonesia
Syukri.1999. Kimia Dasar. Bandung : Institut Teknologi Bandung
0 Response to "Laporan Praktikum Kimia Dasar-TERMOKIMIA DAN HUKUM HESS"
Post a Comment