I. JUDUL PERCOBAAN : TERMOKIMIA

II. TANGGAL PERCOBAAN : 25 NOVEMBER 2014 JAM 07.00

III. SELESAI PERCOBAAN : 25 NOVEMBER 2014 JAM 09.40

IV. TUJUAN PERCOBAAN :

1. Membuktikan bahwa setiap reaksi kimia disertai penyerapan atau

pelepasan kalor

2. Menghitung perubahan kalor yang terjadi dalam berbagai reaksi kimia

V. TINJAUAN PUSTAKA :

Termokimia adalah ilmu yang mempelajari hubungan antara energi

panas dan energi kimia. Sedangkan energi kimia didefinisikan sebagai energi

yang dikandung setiap unsur atau senyawa. Energi kimia yang terkandung

dalam suatu zat adalah semacam energi potensial zat tersebut. Energi

potensial kimia yang terandung dalam suatu zat disebut panas dalam atau

entalpi dan dinyatakan dengan simbol H. selisih antara entalpi reaktan dan

entalpi hasil pada suatu reaksi disebut perubahan entalpi reaksi (∆H).

Setiap reaksi kimia selalu disertai dengan perubahan energi dalam

bentuk kalor, yaitu dengan cara melepaskan sejumlah kalor, yaitu dengan cara

melepaskan sejumlah kalor (reaksi eksoterm) atau menyerap kalor (reaksi

endoterm). Termokimia mempelajari perubahan kalor dalam suatu reaksi

kimia. Jika suatu sistem reaksi diberikan sejumah energi dalamm bentuk kalor

(q), maka sistem akan melakukan kerja yang maksimum (W = p x ∆V).

Setelah kerja sistem menyimpan sejumlah energi yang disebut energi dalam

(U). Secara matematis, perubahan energi dalam dirumuskan sebagai berikut:

∆ U = ∆ q ± V

Jumlah kalor dari hasil reaksi kimia dapat diukur dengan suatu alat

yang disebut kalorimeter. Jumlah kalor yang diserap kalorimeter untuk

menaikkan suhu satu derajat disebut tetapan kalorimeter, satuannya JK-1.

Kalorimeter yang digunakan dibuat dibuat sedemikian rupa sehingga

menyerupai termos ideal dimana tidak terjadi perpindahan kalor dari

kalorimeter ke isinya (campuran reaksi yang akan ditentukan kalor reaksinya)

atau sebaliknya. Oleh karena itu, harus ditera (yakni dengan menentukan

kalor yang diserap oleh calorimeter). Jumlah kalor yang diserap oleh

kalorimeter untuk menaikkan temperaturnya sebesar 1 derajat disebut tetapan

kalorimeter.

Dalam hal ini jumlah kalor yang dibebaskan atau diserap oleh reaksi

sama dengan jumlah kalor yang dibebaskan atau diserap oleh kalorimeter

ditambah dengan jumlah kalor yang dibebaskan atau diserap oleh larutan di

dalam kalorimeter. Oleh karena itu, energi tidak dapat diciptakan atau

dimusnahkan. Maka :

q reaksi + q calorimeter + q larutan = 0

Atau

q reaksi = - (q calorimeter + q larutan)

Jenis-jenis reaksi termokimia

1.  Reaksi Eksoterm

Reaksi eksoterm adalah reaksi yang disertai perpindahan kalor  dari

Sistem ke Lingkungan. Dalam kata lain reaksi eksoterm melepaskan energi.

Saat terjadi reaksi ini suhu system naik.

Sistem melepaskan kalor kelingkungan karena adanya kenaikan suhu.

ΔH = Hp – Hr

Hp<Hr

ΔH < 0

Reaksi eksoterm berharga NEGATIF.

2.  Reaksi Endoterm

Reaksi endoterm adalah reaksi yang disertai perpindahan kalor 

dari lingkungan kesistem. Dalam kata lain reaksi eksoterm menyerap

energi. Saat terjadi reaksi ini suhu system turun.

Sistem menyerap kalor oleh system karena adanya penurunan suhu.

ΔH = Hp – Hr

Hp>Hr

ΔH > 0

Reaksi Endoterm berharga POSITIF.

Termokimia focus pada perubahan energi, secara khusus pada

perpindahan energy antara system dengan lingkungan. Jika dikombinasikan

dengan entropi, termokimia juga digunakan untuk memprediksi apakah reaksi

kimia akan berlangsung spontan atau tak spontan. Dalam termokimia ada dua

hal yang perlu diperhatikan yang menyangkut perpindahan energi, Yaitu

system dan Lingkungan. Sistem merupakan pusat focus perhatian yang

diamati dalam suatu percobaan. Lingkungan merupakan hal-hal diluar sistem

yang membatasi system dan dapat mempengaruhi sistem.

Berdasarkan interaksinya dengan lingkungan, Sistem dibedakan menjadi 3

macam:

1. Sistem Terbuka:

Memungkinkan terjadinya perpindahan energy dan zat antara system

dengan lingkungan.

2. Sistem Tertutup:

Memungkinkan terjadinya perpindahan energy tetapi, tidak dapat terjadi

pertukaran materi antara system dan lingkungan

3. Sistem terisolasi:

Tidak memungkinkan terjadinya perpindahan energy dan zat antara

system dengan lingkungan.

Persamaan Termokimia

Adalah persamaan reaksi yang mengikutsertakan perubahan entalpinya

( DH ).

Nilai DH yang dituliskan di persamaan termokimia, disesuaikan dengan

stoikiometri reaksinya, artinya = jumlah mol zat yang terlibat dalam reaksi

kimia = koefisien reaksinya; ( fase reaktan maupun produk reaksinya harus

dituliskan).

Contoh : Pada pembentukan 1 mol air dari gas hidrogen dengan oksigen

pada 298 K, 1 atm dilepaskan kalor sebesar 285, 5 kJ

Persamaan termokimianya :Jika koefisien dikalikan 2, maka harga DH

reaksi juga harus dikalikan 2.

Beberapa hal yang harus diperhatikan dalam menuliskan persamaan

termokimia:

Koefisien reaksi menunjukkan jumlah mol zat yang terlibat dalam

reaksi.

Ketika persamaan reaksinya dibalik (mengubah letak reaktan dengan

produknya) maka nilai DH tetap sama tetapi tandanya berlawanan.

Jika kita menggandakan kedua sisi persamaan termokimia dengan

faktor y maka nilai DH juga harus dikalikan dengan faktor y tersebut.

Ketika menuliskan persamaan reaksi termokimia, fase reaktan dan

produknya harus dituliskan.

Entalpi dan perubahan entalpi

Entalpi adalah Jumlah energi yang dimiliki suatu zat dalam segala

bentuk. Dilambangkan dengan “H” (berasal dari kata Heat yang berarti

Panas). Entalpi suatu zat tidak bias diukur besarnya ,tetapi perubahan

entalpinya (ΔH) dapat diukur. Perubahan entalpi diperoleh dari selisih

entalpi produk dengan entalpi reaktan.

ΔH = Hp – Hr

Perubahan entalpi zat sama dengan harga kalor reaksinya

ΔH = q

Dalam hal tanda positif atau negative harus diperhatikan. Jika system

melepaskan kalor, dapat dituliskan ΔH = -q. Sebaliknya, jika system

menyerap kalor, dapatdituliskan ΔH = q

Jenis-Jenis Perubahan Entalpi

Perubahan entalpi yang diukur pada suhu 25 oC dan tekanan 1 atm

(keadaan standar) disebut perubahan entalpi standar (dinyatakan

dengan tanda DHo atau DH298).

Perubahan entalpi yang tidak merujuk pada kondisi pengukurannya

dinyatakan dengan lambang DH saja.

Entalpi molar = perubahan entalpi tiap mol zat (kJ / mol).

Perubahan entalpi, meliputi :

1. Perubahan Entalpi Pembentukan Standar (DHfo)= kalor

pembentukan

Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada pembentukan 1 mol

senyawa dari unsur-unsurnya pada suhu dan tekanan standar (25oC, 1 atm).

Entalpinya bisa dilepaskan maupun diserap. Satuannya adalah kJ / mol.

Bentuk standar dari suatu unsur adalah bentuk yang paling stabil dari

unsur itu pada keadaan standar (298 K, 1 atm).Jika perubahan entalpi

pembentukan tidak diukur pada keadaan standar maka dinotasikan dengan

DHf

Catatan :

DHf unsur bebas = nol

Dalam entalpi pembentukan, jumlah zat yang dihasilkan adalah 1 mol.

Dibentuk dari unsur-unsurnya dalam bentuk standar.

2. Perubahan Entalpi Penguraian Standar (DHdo)

Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada penguraian 1 mol

senyawa menjadi unsur-unsur penyusunnya pada keadaan standar.Jika

pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan

dengan DHd. Satuannya = kJ / mol.Perubahan entalpi penguraian standar

merupakan kebalikan dari perubahan entalpi pembentukan standar, maka

nilainya pun akan berlawanan tanda.

3. Perubahan Entalpi Pembakaran Standar (DHco)

Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada pembakaran 1 mol suatu

zat secara sempurna pada keadaan standar.Jika pengukuran tidak

dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHc.

Satuannya = kJ / mol.

4. Perubahan Entalpi Netralisasi Standar (DHno)

Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada penetralan 1 mol asam

oleh basaatau 1 mol basaoleh asam pada keadaan standar.Jika pengukuran

tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHn.

Satuannya = kJ / mol.

5. Perubahan Entalpi Penguapan Standar (DHovap)

Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada penguapan 1 mol zat

dalam fase cair menjadi fase gas pada keadaan standar.Jika pengukuran

tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHvap.

Satuannya = kJ / mol.

6. Perubahan Entalpi Peleburan Standar ( DHofus )

Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada pencairan / peleburan 1

mol zat dalam fase padat menjadi zat dalam fase cair pada keadaan

standar.Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka

dinotasikan dengan DHfus. Satuannya = kJ / mol.

7. Perubahan Entalpi Sublimasi Standar (DHosub)

Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada sublimasi 1 mol zat

dalam fase padat menjadi zat dalam fase gas pada keadaan standar.Jika

pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan

dengan DHsub. Satuannya = kJ / mol.

8. Perubahan Entalpi Pelarutan Standar (DHosol)

Adalah perubahan entalpi yang terjadi ketika 1 mol zat melarut

dalam suatu pelarut (umumnya air) pada keadaan standar.Jika pengukuran

tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHsol.

Satuannya = kJ / mol.

VI. ALAT DAN BAHAN

Alat-alat :

Kalorimeter

Pipet ukur

Gelas kimia 100 mL

Spatula

Termometer

Pembakar spiritus

Bahan-bahan :

CuSO4 0,1M

NaOH 1M

HCl 1M

Serbuk Zn

VII. CARA KERJA:

1.

2. 25 ml CuSO4

0,1 M

0,2 gram Zn

Dimasukkan ke dalam kalorimeter

Diukur suhunya

Dimasukkan ke dalam kalorimeter yang telah diisi CuSO4

T2

ΔT

Tetapan Kalorimeter

Dihitung ketetapan kalorimeternya

25 ml air

DicampurkanDikocok

Dimasukkan ke dalam gelas kimia

Dipanaskan hingga naik 100C dari suhu kamar

Diukur emperaturnya

Dimasukkan ke dalam kalorimeter dengan pipet tetes

Diukur emperaturnya

T1

25 ml air

3.

T3

T4

Dicampurkan

10 ml HCl

1 M

10 ml NaOH

1 M

T5

T6

Kalor Penetralan

Dimasukkan ke dalam kalorimeter

Dicatat temperaturnya

Mengatur temperatur sedemikian hingga sama dengan temperatur HCl

Dicampurkan

Dihitung Kalor Reaksinya

Kalor Reaksi

Diukur Suhunya

Dihitung Kalor Penetralannya

Diukur Suhunya

No Perc

Prosedur PercobaanHasil Pengamatan

Dugaan/Reaksi KesimpulanSebelum Sesudah

1. Air dingin 25 ml dengan suhu (T1) : 34

Air panas 25 ml dengan suhu (T2) : 42 C (Air tidak bewarna)

Campuran air dingin dengan air panas dengan ∆T : 38 C

H2O panas + H2O dingin dapat menghasilkan tetapan kalorimeter dengan T1 < ∆T < T2

Dari percobaan dan perhitungan yang telah dilakukan diperoleh k :0 J/K

2 CuSO4 25 ml 1 M dengan suhu (T3) : 32 C (CuSO4 bewarna biru)

Serbuk Zn 0,5 gr (Zn bewarna abu-abu)

Campuran 25 ml CuSO4 1 M dan 0,5 gr Zn dengan suhu (T4) : 34 C (Cu mengendap dan bewarna hitam)

CuSO4 (aq) + Zn (s) Cu (s) + ZnSO4

(aq)

Menghasilkan kalor reaksi

Dari data dan percobaan yang dilakukan diperoleh ∆Hr :-1136,67 J/mol

3 HCl 10 ml 0,1 M dengan suhu

Campuran HCl 0,1 M dan NaOH

HCl (aq) + NaOH (aq) NaCl (aq) +

Dari data dan percobaan yang dilakukan

(T5) : 32 C (HCl tidak bewarna)

NaOH 10 ml 1 M dengan suhu (T) : 32 C (NaOH tidak bewarna)

0,1 M dengan suhu (T6) : 34 C

H2O (l)

Menghasilkan kalor penetralan

diperoleh ∆Hn : -15203 J/mol

VIII. HASIL PENGAMATAN

IX. ANALISIS DATA

1. Penentuan Tetapan Kalorimeter

Pada percobaan pertama, kami memasukkan 25 mL air dengan suhu

normal kedalam kalorimeter. Kami mengukur temperaturnya (T1) yakni

sebesar 34º C atau sebesar 307o K. Kemudian, kami memanaskan air

sebanyak 25 mL sampai temperaturnya naik 10º C dari suhu T1 atau hingga

suhu air (T2) itu mencapai 42º C atau 3150 K. Selanjutnya air yang telah

dipanaskan tadi dicampurkan dengan air dingin yang berada dalam

kalorimeter. Lalu mengaduk hingga keduanya bercampur. Kami mengukur

suhu campuran (ΔT) yakni sebesar 38º C atau 311 K. Tahap berikutnya

kami menghitung nilai dari kalor yang diserap oleh air dingin (q1) dengan

menggunakan rumus: q1 = mair dingin x cair x (ΔT-T1) dengan catatan massa

jenis (ρ) air diangap konstan yakni 1 gr/mL dan kalor jenis (c) air sebesar

4,2 J/K. Kami memperoleh nilai dari q1 sebasar 420 J. Kami juga

menghitung kalor yang dilepas oleh air panas (q2) dengan menggunakan

rumus: q2= mair panas x cair x (ΔT-T2), dan kami memperoleh nilai q2 sebesar

420 J. Sehingga, q3 = q2 – q1 sebesar 0 J. Dengan demikian kami dapat

menghitung tetapan kalorimeter dengan mengunakan rumus :

k = q3

T−T 1

Maka akan diperoleh tetapan kalorimeter sebesar 0 J / oK

Perhitungan

Diketahui: mair dingin= 25 mL x 1 g/ml = 25gram

mairpanas= 25 mL x 1 g/ml = 25gram

T1=34o C + 273o = 307o K

T2= 42o C + 273o = 315o K

ΔT = 38 C+ 273o = 311o K

Ditanya: k ?

Jawab: a. q1 = mair dingin x kalor jenis air x kenaikan suhu

= 25 gram x 4,2 J/gram K x (311-307) K

= 420 Joule

b. q2= mair panas x kalor jenis air x penurunan suhu

= 25 gram x 4,2 J/gram K x (311-315) K

= 420 J

c. q3= q2-q1

= 420 - 420

= 0 J

d. k=q3

(∆ T−T 1)

= 0

311−307

= 0 J/Ko

2. Penentuan Kalor Reaksi Zn – CuSO4

Dalam percobaan yang kedua kami memasukkan CuSO4 dengan

konsentrasi 0,1 M sebanyak 25 mL ke dalam kalorimeter. Lalu kami

mengukur suhu CuSO4 dengan menggunakan termometer sehingga

diperoleh suhu CuSO4 (T3) sebesar 32º C atau 305o K. Lalu kami

menimbang serbuk Zn sebanyak 0,2 gram. Kemudian kami

mencampurkan serbuk Zn yang telah ditimbang dengan CuSO4 dalam

kalorimeter. Kemudian mengaduk campuran hingga tercampur rata lalu

mengukur suhu campuran tersebut dan diperoleh suhu campuran (T4)

sebesar 34º C atau 307o K. Kemudian menghitung q4 dengan mengalikan

tetapan kalorimeter dengan selisih suhu antara T4 dan T3 dan diperoleh

hasil sebesar 0 J. Selanjutnya dengan Reaksi :

Zn(s) + CuSO4(aq) ZnSO4(aq) + Cu(s)

Kami menghitung kalor reaksi Zn dan CuSO4. Dengan cara, pertama-tama

kami menghitung mol larutan ZnSO4 yang terbentuk setelah mereaksikan

CuSO4 dengan Zn. Setelah itu kami mengalikan mol ZnSO4 dengan massa

molekul relatifnya, maka diperoleh massa ZnSO4 yang terbentuk.

Dengan mengetahui massa ZnSO4 yang terbentuk, kami dapat menghitung

kalor yang diserap larutan ( q5 ), yakni dengan menggunakan rumus: q5 =

mlarutan x clarutan x ΔT dengan clarutan dianggap sebesar 3,52 J / gr K. Maka

kami memperoleh q5 sebesar 3,41 J. Lalu kami menghitung kalor yang

dihasilkan sistem reaksi (q6) dengan cara menambahkan q4dan q5, maka

kami akan mendapatkan q6 sebesar -3,41 J. setelah itu kami menghitung

kalor reaksi (ΔHr) antara Zn dan CuSO4 dengan cara membagi q6 dengan

mol ZnSO4yang terbentuk setelah reaksi. Maka akan diperoleh kalor reaksi

sebesar -1136,67 J /mol.

Perhitungan

Diketahui: kalor jenis larutan = 3,52 J/gram

VCuSO4 = 25 mL = 0,025 Liter

mZn= 0,2 gram

Ar Zn= 65,4 ; Ar S = 32 ; Ar O =16

Mr ZnSO4= 161,4

T3= 32o C= 305o K

T4= 34o C= 307o K

Ditanya: ∆Hr ?

Jawab:

Mol Zn = massa Zn

Mr Zn

¿ 0,265,4

= 0,003 mol

Mol CuSO4 = M x V

= 0,1 M . 0,025 liter

= 0,0025 mol

Zn(s) + CuSO4(aq) ZnSO4(aq) + Cu(s)

Awal 0,003 0,0025 - -

Reaksi 0,003 0,003 0,003 0,003

Sisa - 0,005 0,003 0,003

a. q4 = k (T4 T3)

= 0 J/K (307-305) K

= 0 J

b. q5 = mlarutan x kalor jenis larutan x kenaikan suhu

= 0,4842 gram x 3,52 J/gram K x (307-305) K

= 3,41

c. q6 = -(q5+q4)

= -(3,41 +0)

= -3,41 J

d. ∆ H r=q6

mol larutan ZnSO4

= −3,410,003

= -1.136,67 J/mol

3. Kalor Penetralan HCl – NaOH

Dalam percobaan yang ketiga ini pada awal percobaan, kami memasukkan

HCl dengan konsentrasi 1 M sebanyak 25 mL kedalam kalorimeter. Lalu

mengukur suhu HCl tersebut dan kami memperoleh suhu (T5) sebesar 32º

C atau 273 K. Selanjutnya kami mengambil NaOH dengan konsentrasi 1

M sebanyak 25 mL dan mengatur suhunya agar sama dengan suhu HCl.

Lalu memasukkan NaOH tersebut ke dalam kalorimeter yang di dalamnya

telah terdapat HCl. Mengaduk campuran agar keduanya tercampur rata.

Kemudian mengukur suhu campurannya (T6) yang besar 34º C atau 307o

K. Reaksi antara HCl dan NaOH adalah sebagai berikut:

HCl(aq) + NaOH(aq) NaCl(aq) + H2O(l)

Setelah itu kami menghitung kalor penetralan HCl dan NaOH. Dengan

cara pertama-tama, menghitung massa NaCl yang terbentuk dengan cara

mengalikan volume larutan yang terbentuk dengan massa jenis larutan

NaCl. Diperoleh massa NaCl sebesar 20,6 gram. Kemudian menghitung

kalor yang diserap larutan (q7) dengan cara mengalikan massa larutan

NaCl dengan kalor jenis larutan dan kenaikan suhu larutan. q7 = mlarutan x

clarutan x ΔT. Maka diperoleh q7 sebesar 152,03 J. kemudian kami

menghitung kalor yang diserap kalorimeter (q8 ) dengan cara mengalikan

tetapan kalorimeter dengan perubahan suhu. q8= k x (T6 – T5). Maka

didapatkan kalor yang diserap kalorimeter (q8) sebesar 0 J. Dengan

diketahuinya q7 dan q8 maka dapat dihitung kalor yang dihasilkan sistem

reaksi (q9) dengan cara menambahkan kalor yang diserap larutan (q7) dan

kalor yang diserap kalorimeter (q8). Maka kalor yang dihasilkan sistem

reaksi (q9) sebesar -152,03 J. Dengan demikian kami dapat

menghitung kalor penetralan yang dihasilkan dalam satu mol larutan

(ΔHn). Dengan cara membagi kalor yang dihasilkan sistem reaksi (q9)

dengan jumlah mol NaCl yang terbentuk.

Penghitungan mol NaCl dapat dilakukan dengan menghitung mol HCl dan

NaOH yang beraksi dengan mengalikan molaritas dengan volume larutan,

maka diketahui mol NaCl yang terbentuk. Dengan demikian maka

diperoleh kalor penetralan (ΔHn) sebesar -15203 J/mol.

Perhitungan

Perhitungan

Diketahui: Massa jenis larutan 1,03 gram/ml

Kalor jenis larutan= 3,69 J/gram K

T5=32o C + 273o = 305o K

T6= 34o C + 273o = 307o K

V HCl=10 mL

V NaOH=10mL

mNaCl = ρ x V total

= 1,03 x 20

= 20,6 gram

Ditanya: ∆Hn ?

Jawab:

Mol HCl = M x V

= 1 x 0,01

= 0,01 mol

Mol NaOH = M x V

= 1 M . 0,01

= 0,01 mol

HCl(aq) + NaOH (aq) → NaCl(aq) + H 2O(aq)

Awal: 0,01 0,01 - -

Reaksi: 0,01 0,01 0,01 0,01

Sisa: - - 0,01 0,01

a. q7 = mlarutan x kalor jenis larutan x kenaikan suhu

= 20,6 gram x 3,69 J/gram K x (307-305) K

= 152,03 Joule

b. q8 = k x (T6 - T5)

= 0 x (307-305)

= 0

c. q9 = -(q7+q8)

= -(152,03 + 0)

= -152,03 Joule

d. ∆ Hn=q9

mol larutan NaCl

= −152,03

0,01

= -15.203 J/mol

X. PEMBAHASAN

Penentuan Tetapan Kalorimeter

Pada percobaan pertama tidak terjadi reaksi karena apabila air

direaksikan dengan air maka akan tetap menghasilkan molekul air (molekul

yang direaksikan sama). Reaksi ini termasuk reaksi Endoterm karena sistem

(air dingin) menerima kalor dari lingkungan (air panas). Dalam percobaan,

tidak hanya air dingin dan air panas yang terlibat, akan tetapi kalorimeter

juga seharusnya menyerap kalor. Tetapan kalorimeter dari hasil percobaan

adalah k = 0 J/K.

Tetapan kalorimeter yang didapat k = 0 J/K hal ini disebabkan karena

besar nilai kenaikan suhu dengan penurunan suhu sama, sehingga

menghasilkan nilai sebesar 0 J/K pada q3 (kalor yang diserap oleh

kalorimeter), hal ini menunjukkan bahwa reaksi tersebut tidak menyerap

kalor, padahal seharusnya reaksi tersebut menyerap kalor (endoterm)

dangan ditandai oleh adanya penurunan suhu pada sistem (T2 ¿T 1).

Ketidaksesuaian teori dengan percobaan dikarenakan saat pengamatan

mengukur suhu, suhu yang diukur masih dalam keadaan yang belum

konstan dan hal ini juga disebabkan karena saat percobaan, pada suhu T2

(suhu air yang dipanaskan) hanya mencapai 42o C yakni kenaikan suhu 8o C

dari suhu kamar (34o C) padahal seharusnya air yang dipanaskan tersebut

mencapai kenaikan suhu kira-kira 10o C dari suhu kamar (34o C) . Dengan

demikian, q3 (kalor yang diserap oleh kalorimeter) 0 J/K berakibat pada

nilai tetapan kalorimeter k = 0 J/K.

Penentuan Kalor Reaksi Zn – CuSO4

Pada percobaan kedua terjadi reaksi Zn + CuSO4 ZnSO4 + Cu.

Reaksi ini termasuk reaksi eksoterm dimana sistem (Zn) menerima kalor

dari lingkungan (CuSO4). Kalor reaksi hasi percobaan ∆Hr = -1136,67

J/mol.

Kalor Penetralan HCl – NaOH

Pada percobaan ketiga terjadi reaksi HCl + NaOH NaCl + H2O

karena apabila asam klorida dan natrium hidroksida direaksikan maka,

menghasilkan natrium klorida dan air. Reaksi ini termasuk reaksi eksoterm

dimana sistem (NaCl) menerima kalor dari lingkungan (HCl). Kalor

penetralan hasil percobaan ∆Hn= -15203 J/mol.

XI. KESIMPULAN

Pada ketiga percobaan yang telah kami lakukan yakni menentukan

tetapan calorimeter, penentuan kalor reaksi Zn dengan CuSO4 dan

penentuan kalor penetralan HCl dan NaOH membuktikan bahwa dalam

setiap reaksi kimia selalu disertai dengan pelepasan atau penyerapan kalor.

Ini dapat dilihat dari terjadinya kenaikan atau penurunan suhu setelah

berlangsungnya reaksi. Tetapan kalorimeter yang digunakan sebesar k =0

J/oK. Kalor yang dihasilkan dalam reaksi Zn dengan CuSO4 adalah -

1136,67 J /mol. Sedangkan kalor yang dihasilkan pada reaksi penetralan

HCl dengan NaOH adalah sebesar -15203 J/mol.

DAFTAR PUSTAKA

Chang, Raymond. 2005.Kimia Dasar. Jilid I. Edisi Ketiga.Jakarta:Erlangga

Petrucci, Ralph H.1987.Kimia Dasar Prinsip dan Terapan Edisi Keempat

Jilid 2.Bogor:Erlangga

Tim Kimia Dasar, 2014. PetunjukPraktikum Kimia Umum. : Surabaya

UniversitasNegeri Surabaya

http://ww.academia.edu/4916285/laporanpraktikumkimia

(diakses pada 22 November 2014 09.00)

http://diannovitasari.wordpress.com/persamaan-termokimia-2/ (diakses pada 26 November 2014 03.00)

http://www.ilmukimia.org/2013/05/termokimia.html

(diakses pada 26 November 2014 03.15)

LAMPIRAN

I. Lampiran

Penentuann tetapan kalorimeter

1). 2).

3). 4).

Penentuan kalor reaksi Zn-CuSO4

1). 2).

3). 4).

Penentuan kalor penetralan HCl - NaOH

1). 2).

3). 4).

Mengetahui Surabaya, 1 November 2014

Dosen/Asisten Pembimbing Praktikan,

(Kelompok 10 Matematika 2014C)