Laporan PANAS NETRALISASI

PERCOBAAN IV PANAS NETRALISASI

I.

TUJUAN

Adapun tujuan yang digunakan dalam percobaan ini adalah sebagai  berikut: 1.

Menentukan tetapan Kalorimeter

2.

Menentukan entalpi netralisasi antara KOH+HCl dan KOH+CH3COOH

II.

DASAR TEORI

Termokimia adalah cabang dari termodinamika karena tabung reaksi dan isinya membentuk sistem. Jadi, kita dapat mengukur energi yang dihasilkan oleh reaksi sebagai kalor yang dikenal sebagai q, bergantung q, bergantung  pada kondisinya apakah dengan perubahan energi dalam atau perubahan entalpi (Atkins, 1999). Kuantitatif antara kalor dan bentuk lain energi disebut termodinamika. Termodinamika dapat didefinisikan sebagai cabang kimia yang menangani hubungan kalor, kerja, dan bentuk lain energi dengan kesetimbangan dalam reaksi kimia dan dalam perubahan keadaan.Hukum pertama termodinamika menghubungkan perubahan energi dalam suatu proses termodinamika dengan jumlah kerja yang dilakukan pada sistem dan jumlah kalor yang dipindahkan ke system (Keenan, 1980). Sistem adalah bagian dari alam yang khusus diperhatikan atau dipelajari. Sistem tersebut kemudian diberi batas yang disebut batas sistem. Daerah di luar batas sistem disebut lingkungan keliling. Jadi batas sistem membatasi antara sistem dan lingkungan keliling. Ada interaksi antara sistem dan linkungan keliling, yaitu perpindahan massa serta perpindahan energi panas dan kerja. Ditinjau dari interaksi tersebut, sistem dibedakan sebagai berikut :

1. Sistem tertutup Dalam

selang

waktu

tertentu

tak ada

 perpindahan massa yang menerobos batas sistem, namun ada energi panas atau kerja yang menerobos batas siste m. 2. Sistem terbuka. Dalam selang waktu yang ditentukan, ada perpindahan massa maupun energi yang menerobos batas sistem. 3. Sistem terisolasi Dalam batas waktu yang ditentukan, tak ada perpindahan massa maupun energi panas atau kerja yang menerobos batas sistem (Maron & Lando, hal 270). Hukum kedua termodinamika yaitu membahas tentang reaksi spontan dan tidak spontan. Proses spontan yaitu reaksi yang berlangsung tanpa  pengaruh luar. Sedangkan reaksi tidak spontan tidak terjadi tanpa bantuan luar. Hukum ketiga termodinamika menyatakan bahwa entropi dari Kristal sempurna murni pada suhu nol mutlak ialah nol. Kristal sempurna murni  pada suhu nol mutlak menunjukan keteraturan tertinggi yang dimungkinkan dalam sistem termodinamika. Jika suhu ditingkatkan sedikit di atas 0 K, entropi meningkat. Entropi mutlak selalu mempunyai nilai positif (Keenan, 1980). Kalor reaksi dapat diperoleh dari hubungan maka zat (m), kalor jenis zat (c) dan perubahan perubahan suhu (ΔT), yang dinyatakan diny atakan dengan persamaan  berikut: q = m.c.ΔT Keterangan: q= jumlah kalor (Joule) m= massa zat (gram) ΔT= perubahan suhu (t akhir -tawal) C= kalor jenis Kalor adalah berbentuk energi yang menyebabkan suatu zat memiliki suhu. Jika zat menerima kalor, maka zat itu akan mengalami suhu hingga

tingkat tertentu sehingga zat tersebut akan mengalami perubahan wujud, seperti perubahan wujud dari padat menjadi cair. Sebaliknya jika suatu zat mengalami perubahan wujud dari cair menjadi padat maka zat tersebut akan melepaskan sejumlah kalor. Dalam Sistem Internasional (SI) satuan untuk kalor dinyatakan dalam satuan kalori (kal), kilokalori (kkal), atau joule (J) dan kilojoule (kj). 1 kilokalori= 1000 kalori 1 kilojoule= 1000 joule 1 kalori = 4,18 joule 1 kalori adalah banyaknya kalor yang diperlukan untuk memanaskan 1 gram air sehingga suhunya naik sebesar 1 oC atau 1K. jumlah kalor yang diperlukan untuk menaikkan suhu 1 oC atau 1K dari 1 gram zat disebut kalor  jenis Q=m.c. ΔT, satuan untuk kalor jenis adalah joule pergram perderajat Celcius (Jg-1oC-1) atau joule pergram per Kelvin (Jg -1oK -1) (Petrucci, 1987). Reaksi eksotermik adalah reaksi yang melepas panas. Jika reaksi  berlangsung pada suhu tetap, berdasarkan perjanjian ∆H akan bernilai bernilai negatif karena kandungan panas dari sistem akan menurun. Sebaliknya,  pada reaksi endotermik yaitu reaksi yang membutuhkan panas, berdasarkan  perjanjian  perjanjian ∆H akan bernilai positif  (Bird,  (Bird, 1993). Panas dilepaskan ke lingkungan atau diterima dari lingkungannya sekitar oleh sistem dalam isohorik atau isobarik dan apabila suhu pertama sama dengan suhu kedua kondisi ini disebut isotermal kalor reaksi. Syarat  berikut yang harus dilakukan saat proses berlangsung : a) suhu dari produk dan reaktan harus sama, b) semua jenis kerja harus dimasukkan pada proses reaksi.

Perubahan

panas

ditunjukan

oleh

perubahan

kalorimeter (Aleksishvili dan Sidamonidze, 2002). 2002). Qv = - Cv cal × Δtcal  Panas reaksi dapat dinyatakan sebagai perubahan energi, produk, dan reaktan pada volume konstan (∆E) atau pada tekanan konstan (∆H). Panas reaksi dapat dinyatakan dengan kalorimeter. Harga ∆E diperoleh apabila reaksi dilakukan dengan kalorimeter bom, yaitu pada volume konstan dan

∆H adalah panas reaksi yang diukur pada tekanan konstan, dalam gelas  piala atau labu ukur yang diisolasi. Karena proses diperinci dengan baik maka panas yang dilepaskan hanyalah fungsi-fungsi fungsi- fungsi keadaan yaitu Qp = ∆H atau Qv = ∆E. Besaran Bes aran ini dapat diukur diukur oleh persamaan persamaan (Dogra dan Dogra, 1990). Q = ΔE atau ΔH = T 1 T2 Δ Ci (produk, kalorimeter) dT Dimana Ci dapat

berupa Cv untuk

pengukuran E pengukuran  E dan Cp untuk H  untuk H .

Dalam banyakpercobaan, Ci untuk kalorimeter dijaga tetap konstan Panas reaksi dapat dibedakan menjadi: (Bird, 1993). 1.

Panas pembentukan Entalpi pembentukan molar standar (∆H f ) suatu senyawa adalaha banyaknya panas yang diserap atau dilepaskan kerika 1 mol senyawa tersebut dibentuk unsur-unsurnya dalam keadaaan standar.

2.

Panas pembakaran Panas pembakaran suatu unsur atau senyawa adalah banyaknya  panas yang dilepaskan ketika 1 mol unsur atau senyawa tersebut terbakar sempurna dalam oksigen.

3.

Panas netralisasi Panas netralisasi dapat didefinisikan sebagai jumlah panas yang dilepas ketika 1 mol air terbentuk akibat reaksi netralisasi asam oleh  basa atau sebaliknya. Panas netralisasi terjadi dalam larutan asam kuat dan basa kuat dengan sedikit air ternyata berharga konstan. Hal ini disebabkan karena asam kuat dan basa kuat akan mudah terdissosiasi sempurna dalam bentuk ion di dalam larutan.

4.

Panas pelarutan Jenis panas reaksi yang lain adala panas yang dilepas atau diserap ketika 1 mol senyawa dilarutkan dalam pelarut berlebih yaiyu sampai suatu keadaan dimana pada penambahan pelarut selanjutnya tidak ada panas yang diserap atau dilepaskan lagi. Panas pelaruta ada 2 macam yaitu panas pelarutan integral dan panas pelarutan

differensial. Besarnya panas pelarutan bergantung pada jumlah mol  pelarut dan zat terlarut. 5. Panas pengenceran Panas pengenceran adalah banyaknya panas yang dilepaskan atau diserap ketika suatu zat atau larutan diencerkan dalam batas konsentrasi tertentu. Alat yang paling penting untuk mengukur ∆U adalah kalorimeter bom adiabatik. Perubahan keadaan yang dapat berupa reaksi kimia berawal dari dalam wadah beervolume tetap yang disebut bom. Bom tersebut direndam di bak air berpengaduk da keseluruhan alat itulah yang disebut kalorimeter dan di dalam bak luar dipantau dan diatur sampai nilainya sama. Hal ini dilakukan untuk memastikan tidak adanya kalor yang hilang sedikitpun dari kalorimeter ke lingkungannya yaitu bak air sehingga kalorimeter itu adiabatik (Atkins, 1999). Perubahan energi yang terjadi bersifat kekal, artinya tidak ada energy yang hilag selama reaksi berlangsung, melainkan berubah bentuk dari  bentuk energi yang satuu ke bentuk energy yang lain. Adanya kekekalan energy ini ditunjukan oleh selisih penyerapan dan pelepasan energy, yang disebut sebagai energy internal. Sebagai gambaran, jika pada suatu system enrgai diberikan sejmlah energy dalam bentuk kalor (q), maka system akan melakukan kerja (W) sebesar W= p x DV. setelah melakukan kerja system masih menyimpan sejumlah enerhi yang disebut sebagai energy internal (U) (Moore, John T. 2003).

III. ALAT DAN BAHAN

Adapun alat dan bahan yang digunakan digunakan pada percobaan ini adalah sebagai  berikut: Alat

1. Gelas kimia 25 ml 2. Gelas ukur 10 ml 3. Thermometer 4. Kalorimeter 5. Pipet tetes 6. Botol semprot Bahan

1. Larutan HCl 2M 2. Larutan NaOH 2 M 3. Larutan KOH 2 M 4. Larutan CH3COOH 2 M 5. Aquades 6. Tissue

IV. PROSEDUR KERJA

Adapun prosedur kerja yang yang dilakukan pada pada percobaan ini adalah adalah sebagai  berikut: A. Penentuan tetapan kalorimeter 1. Merangkai Kalorimeter sehingga tutupnya mudah dibuka dan ditutup 2. Memasukkan larutan NaOH 2M

10 ml didalam gelas ukur dan

menuangkannya pada gelas kimia 150 ml dan memasukkan larutan HCl 2M 10 ml didalam gelas ukur, ukur, mengukur suhu dari setiap larutan dengan thermometer sebelum mencampurkannya mencampurkannya dalam kalorimeter. kalorimeter. 3. Memasukkan larutan NaOH 2M dan HCl 2M yang telah diukur suhunya

dan

mengamati

suhu

thermometer

yang

terpasang

dikalorimeter, mencatat perubahan suhu yang terjadi sampai suhu konstan. Atau tidak ada lagi perubahan suhu hingga suhu mulai turun lagi. B. Penentuan entalpi netralisasi. 1.

Menyiapkan 10 ml larutan KOH 2M mengukur suhunya dan menyiapkan 10 ml larutan HCl 2M lalu mengukur suhunya setelah itu memasukkannya kedalam kalorimeter yang telah ada termometernya.

2.

Mencatat suhu yang terjadi sampai dalam keadaan konstan, dan melihat perubahan suhu yang ditimbulkan dari ketika sebelum dan sesudah dimasukkan kedalam kalorimeter.

3.

Membersihkan alat kalorimeter untuk perlakuan berikutnya.

4.

Melakukan perlakuan yang sama seperti perlakuan 1, dengan menggantikan larutannya yakni larutan KOH 2M sebanyak larutan CH3COOH 2M sebanyak

5.

ml dan

ml,

Mencatat dari setiap larutan dan mencampurkan kedua larutan kedalam kalorimeter lalu mencatat perubahan suhu yang terjadi.

V.

HASIL PENGAMATAN

Adapun hasil pengamatan yang didapatkan adalah sebagai berikut : Larutan

Larutan

asam

basa

T1

(2M)

(2M)

( C)

( C)

( C)

(oC)

1.

HCl 2 M

NaOH

33,5

32

32,75

42

9,25

2.

HCl 2 M

KOH

33,5

34

33,75

39

5,25

3.

CH3COOH

KOH

33

34

33,5

38

4,5

NO

percobaan

o

T2 o

Suhu

Suhu

∆T

rataan

akhir

( C)

o

o

VI.

PERHITUNGAN

VII. PEMBAHASAN

Pertukaran energi kalor merupakan dasar teknik yang dikenal dengan nama kalorimetri, yang merupakan pengukuran kuantitatif dari pertukaran kalor. Kalorimetri adalah pengukuran kalor yang menggunakan alat kalorimeter. Kalorimetri adalah pengukuran kuantitas perubahan panas. Sebagai contoh, jika energi dari reaksi kimia eksotermal diserap air,  perubahan

suhu

dalam

air

akan

mengukur

jumlah

panas

yang

ditambahkan.Prinsip dari kalorimeter adalah memanfaatkan perubahan fase dari sifat fisik suatu zat untuk membandingkan kapasitas penerimaan kalor dari zat-zat yang berbeda (Keenan. 1980).. Pada percobaan ini menggunakan menggunakan bahan diantarannya larutan HCl 2M, NaOH NaOH 2 M,

KOH 2 M dan CH3COOH 2 M. Larutan HCl 2 M

merupakan larutan yang berifat asam kuat, dan NaOH merupakan larutan yang bersifat basa kuat. Penggunaan sampel basa kuat dan asam kuat ini karena Panas netralisasi terjadi akibata adanya reaksi netralisasi asam oleh  basa atau at au sebaliknya s ebaliknya ketika 1 mol air terbentuk. Hal ini disebabkan karena asam kuat dan basa kuat akan mudah terdissosiasi sempurna dalam bentuk ion di dalam larutan. Sedangkan larutan KOH 2 M dan CH 3COOH 2 M adalah sebagai pembanding saja. Dengan menggunakan kalorimeter sehingga suhu suatu zat dan tidak terpengaruh oleh lingkungan, sifatnya dalam proses adalah secara adiabatic yaitu tidak ada energi yang lepas atau masuk dari luar ke dalam kalorimeter. sama dengan kalor yang diberikan oleh zat yang dicari kalor jenisnya (Atkins, 19990). Terdapat beberapa fungsi perlakuan yaitu pengocokkan secara terusmenerus, bukan untuk menaikkan suhu zat dalam kalorimeter, melainkan agar penyebaran kalor dapat merata pada kalorimeter. Pengukuran suhu  pada bahan yang digunakan sebelum mereaksikan atau melaksanakan  perlakuan setelahnya s etelahnya berfungsi untuk mengetahui men getahui suhu awal, sehingga bisa bis a menadi perbandingan pada keadaan suhu akhir. Perbedaan pada suhu ini dikarenakan jumlah panas yang dilepas ketika 1 mol air terbentuk akibat

reaksi netralisasi asam oleh basa atau sebaliknya. Panas netralisasi terjadi dalam larutan asam kuat dan basa kuat dengan sedikit air ternyata berharga konstan. Hal ini disebabkan karena asam kuat dan basa kuat akan mudah terdissosiasi sempurna dalam bentuk ion di dalam larutan (Bird, 1993). Pada percobaan ini dilakukan pencampuran larutan asam dan basa melalui tiga perlakuan yaitu: campuran antara HCl dan NaOH, campuran antara HCl dan KOH, dan perlakuan yang ke-tiga yaitu pencampuran antara CH3COOH dan KOH. Perlakuan pertama adalah asam kuat dan basa kuat,  perlakuan kedua adalah asam kuat dan basa kuat dan untuk perlakuan ketiga adalah asam lemah dan basa kuat. a.

Penentuan Tetapan Kalorimeter Pada pelakuan pertama antara HCl dan NaOH didapatkan suhu awal ketika belum dicampurkan dalam Kalorimeter atau disebut suhu dalam keadaan dingin yaitu 32,75 oC (rata-rata) ketika dimasukkan ke kalorimeter dan dipanaskan suhu menjadii 42 oC dengan

kenaikan

suhu sebesar 9,25oC. Cp calorimeter yaitu 28,024 J/ k. Pada perlakuan kedua antara campuran HCl dan KOH, adapun hasil yang didapatkan yaitu suhu awal ketika belum dicampurkan dalam Kalorimeter atau disebut suhu dalam keadaan dingin yaitu 33,75 oC ketika dimasukkan ke kalorimeter atau suhu dalam keadaan panas mengalami perubahan suhu yakni 39oC yakni mengalami kenaikan suhu sebesar 5,25 oC. Kalorimeter larutan adalah alat yang digunakan untuk mengukur  jumlah kalor  jumlah kalor yang terlibat pada reaksi kimia dalam sistem larutan. sistem larutan. Pada

dasarnya,

kalor

yang

dibebaskan/diserap

menyebabkan

 perubahan suhu  perubahan suhu pada  pada kalorimeter. Berdasarkan perubahan suhu per kuantitas pereaksi kemudian dihitung kalor reaksi dari reaksi sistem larutan tersebut (Atkins, 1999). Hal ini disebabkan untuk menghindari terjadinya reaksi  perubahan kalor campuran larutan yang memiliki suhu berbeda, pada  percobaan ini kita menentukan entalpi yang terjadi dari hasil  perubahan suhu yang terjadi ter jadi dari pencampuran larutan la rutan tersebut yakni

Perubahan entalpi pada kalor penetralan didapat sebesar 28,024 kj/mol. Tanda positif menunjukan bahwa terjadi reaksi endoterm yaitu  penyerapan energi. Nilai 28,024 kj menunjukan bahwa kalor yang dibutuhkan untuk menetrlakan saru mol campuran HCl dengan KOH adalah sebesar 28,024 kJ (Bird, ( Bird, 1993). Pada

perlakuan

ke-tiga

yaitu

campuran

antara

larutan

CH3COOH dan KOH yang mana larutan tersebut adalah larutan netralisasi yakni suatu asam lemah dan basa lemah suhu awal ketika  belum dicampurkan dalam Kalorimeter atau disebut suhu dalam keadaan dingin yaitu 33.5 oC ketika dimasukkan ke kalorimeter atau suhu dalam keadaan panas mengalami perubahan suhu 38oC dengan ∆T 4.5oC.

VII. KESIMPULAN

Adapun kesimpulan yang didatan sesuai dengan tujuan percobaan i ni adalah sebagai berikut: 1. Tetapan Kalorimeter untuk larutan HCl dan NaOH adalah 32,41 J/k 2. Entalpi antara larutan HCl dan KOH adalah 21,816 kj/mol 3. Entalpi antara larutan CH3COOH dan KOH adalah 27,28 kj/mol

DAFTAR PUSTAKA

Anonim. (2013). http://id.wikipedia.org/wiki/Termodinamika http://id.wikipedia.org/wiki/Termodinamika.. diakses tanggal 1 desember 2013-12-02

Dogra SK .(2008). Kimia .(2008).  Kimia FIsik dan Soal –  Soal   Soal . UI –  UI – Press Press : Jakarta

Keenan. (1980). Kimia (1980). Kimia untuk Universitas Jilid 1. 1. Jakarta: Erlangga.

Petrucci, Ralph H. (1987).  Kimia Dasar Prinsip dan Terapan Modern Jilid 2  Edisi 4. 4. Jakarta: Erlangga.

PHYWE. 2009. Heat Capacity of Metals. Laboratory Experiments Physics, Manuals. PHYWE SYSTEME GMBH.

P.W Atkins . (1999). Kimia (1999).  Kimia Fisika. Fisika. Erlangga : Jakarta

Sukardjo. (2002). Kimia (2002).  Kimia Fisika . Fisika . Jakarta : Rineka cipta

Syukri, S. (1999). Kimia (1999).  Kimia Dasar 1. 1. Bandung: ITB. Tim Dosen Kimia FISIKA I. 2013. Penuntun 2013.  Penuntun Pratikum Kimia Fisika I . Palu: Universitas Tadulako.

LEMBAR ASISTENSI

NAMA

: AFIF RANDIKA

STAMBUK

: A 25112 072

KELAS

: KIMIA B

KELOMPOK

: IV

ASISTEN

: HANIK MAKHLIATUS SAMAWIYAH

NO

HARI/ TANGGAL

KOREKSI KOREKSI

PARAF

6. PERHITUNGAN

1. HCl + NaOH nHCl =

2mmol 

x 10 ml = 20 mmol

ml  nNaOH =

2mmol 

x 10 ml = 20 mmol

ml 

HCl mula "  b'Rx  b'Rx s

20 mmol - 20 -

+

NaOH NaOH 20 mmol -20 -



NaCl NaCl 20 mmol mmol 20 mmol

+

H 2O 20 mmol 20 mmol

-