1. Artikel Praktikum Kimia Dasar “ Termokimia”
LAPORAN MINGGUAN
TERMOKIMIA
Oleh:
Nama : Happinessa Brilliant Husni
NRP : 103020037
Kelompok : II (dua)
Meja : 6 (enam)
Tgl. Percobaan : 16 Desember 2010
Asisten : Mega Rustiani
LABORATORIUM KIMIA DASAR
JURUSAN TEKNOLOGI PANGAN
FAKULTAS TEKNIK
UNIVERSITAS PASUNDAN
BANDUNG
2010
ARTIKEL
2. Artikel Praktikum Kimia Dasar “ Termokimia”
TERMOKIMIA
Happinessa Brilliant Husni
103020037
Mega Rustiani
Termokimia ialah cabang kimia yang
berhubungan dengan hubungan timbal balik
panas dengan reaksi kimia atau dengan
perubahan keadaan fisika. Secara umum,
termokimia ialah penerapan termodinamika
untuk kimia. Termokimia ialah sinonim dari
termodinamika kimia.
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.
Tujuan percobaan ini adalah untuk
menentukan setiap reaksi kimia selalu
desertai perubahan energi, perubahan
kalor dapat diukur atau dipelajari dengan
percobaan sederhana, dan reaksi kimia dapat
berlangsung eksotermdan endoterm.
Prinsip percobaan ini adalah
berdasarkan Hukum Hess mengenai jumlah
panas,yaitu “keseluruhan perubahan sebagai
hasil urutan langkah-langkah dan harga ΔH
untuk keseluruhan proses adalah jumlah dari
perubahan entalpi yang terjadi selama
perjalanan”, Hukum Lavoisier, yaitu “pada
setiap reaksi kimia, massa zat yang bereaksi
sama dengan massa produk reaksi”, Hukum
Kekekalan Energi, yaitu “ energi tidak dapat
dimusnahkan atau diciptakan, tetapi hanya
dapat berubah wujud”, dan Asas Black,yaitu
“kalor yang diserap akan sama dengan kalor
yang dilepas”.
Termokimia adalah bagian dari ilmu
kimia yang mempelajari perubahan kalor
dalam suatu reaksi kimia. Termokimia ikut
menangani pengukuran dan penafsiran
perubahan kalor yang menyertai proses-
proses kimia. Kebanyakan pengukuran
semacam ini dilakukan dengan sebuah
kalorimeter, yang mana kalor yang
dibebaskan atau diserap dalam suatu reaksi
kimia ditentukan dengan cermat. Perubahan
kalor ini, dalam kuantitas molar pereaksi dan
produk ditunjukkan dalam persamaan untuk
termokimia untuk reaksi itu.
Termodinamika adalah ilmu yang
mengkaji hubungan energi dari segala
bentuk, bersifat mendasar untuk semua
ilmu. Daerah termodinamika adalah
hubungan energi jenis-jenis tertentu dengan
sistemkimia.
Persamaan termokimia adalah
persamaan kimia yang sudah setara berikut
perubahan entalpi reksi untuk sejumlah
molar yang dituliskan secara langsung
setelah persamaan kimia. Untuk reaksi
natrium dan air, persamaan termokimianya
dapat ditulis sebagai berikut :
Persamaan ini menyatakan bahwa
dua mol natrium bereaksi dengan dua mol
air menghasilkan dua mol natrium
hidroksida dan satu mol hidrogen serta kalor
yang dilepaskan sebesar 367,5 kJ.
Perlu dicatat bahwa persamaan
termokimia harus melibatkan fasa zat-zat
yang bereaksi, sebab perubahan entalpi
bergantung pada fasa zat. Sebagai contoh,
reaksi antara gas hidrogen dan gas oksigen
membentuk air. Jika air yang dihasilkan
berwujud cair akan dilepaskan kalor sebesar
483,7 kJ. Tetapi jika air yang diproduksi
berupa uap, kalor yang dilepaskan sebesar
2Na(s) + 2H2O(l)→2NaOH(g) + H2(g)
∆H = -367,5 kJ
3. Artikel Praktikum Kimia Dasar “ Termokimia”
571,7 kJ. Persamaan termokimianya adalah :
Perbedaan kalor menunjukkan bahwa
ketika uap air mengembun menjadi cair
melepaskan kalor sebesar selisih ∆H kedua
reaksi di atas.
Pengukuran kalor suatu reaksi lebih
sering dilakukan pada keadaan tekanan tetap
daripada volume 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.
Besaran termodinamika atau fungsi
keadaan yang terlibat dalam reaksi kimia
pada tekanan tetap adalah entalpi, lebih
tepatnya perubahan entalpi reaksi. Dengan
demikian, untuk mengukur kalor reaksi pada
sistem terbuka (tekanan tetap) dapat
dilakukan melalui pengukuran perubahan
entalpi sistemreaksi (∆Hreaksi).
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.
Dalam termokimia banyak
menggunakan istilah-istilah yang telah
didefinisikan secara saksama dan telah
dikukuhkan oleh semua masyarakat ilmiah,
seperti sistem, lingkungan, dan fungsi
keadaan, serta beberapa sifat makroskopik
lainnya.
Sistem adalah bagian dari semesta,
baik nyata ataupun konseptual yang dibatasi
oleh batas-batas fisis tertentu atau oleh
konsepsi matematik yang merupakan fokus
perhatian terhadap suatu objek.
Sifat sistem ada dua jenis, yaitu sifat
intensif dan ekstensif. Sifat intensif adalah
sifat yang tidak bergantung pada kuantitas
sistem, contohnya suhu, massa jenis, dan
kapasitas kalor. Sifat ekstensif adalah sifat
yang bergantung pada kuantitas sistem,
contohnya volume, tekanan, dan energi.
Lingkungan adalah material lain
dalam semesta yang terletak di luar sistem
atau merupakan bagian dari semesta tapi
selain sistem.
Entalpi adalah energi yang menyertai
peristiwa perubahan kimia pada tekanan
tetap.
Entalpi Pembentukan Standar ( ΔHf )
adalah ΔH untuk membentuk 1 mol
senyawa langsung dari unsur-unsurnya yang
diukur pada 298 K dan tekanan 1 atm.
Contoh:
Entalpi penguraian adalah ΔH dari
penguraian 1 mol senyawa langsung menjadi
unsur-unsurnya. Contoh:
Entalpi pembakaran standar ( ΔHc )
adalah ΔH untuk membakar 1 mol senyawa
dengan O2 dari udara yang diukur pada 298
K dan tekanan 1 atm. Contoh:
Entalpi reaksi adalah ΔH dari suatu
persamaan reaksi di mana zat-zat yang
terdapat dalam persamaan reaksi dinyatakan
dalam satuan mol dan koefisien-koefisien
persamaan reaksi bulat sederhana. Contoh :
Entalpi netralisasi adalah ΔH yang
dihasilkan (selalu eksoterm) pada reaksi
penetralan asam atau basa. Contoh:
Kalor adalah proses perpindahan
energi panas dari satu sistem ke sistem lain
atau lingkungan. Jika tidak ada aliran energi
panas, maka tidak dapat dikatakan adanya
kalor. Oleh karena itu tidak dapat
mengatakan bahwa sistem memiliki kalor
jika sistem tidak melakukan perubahan
energi panas yang dikandungnya. Contoh,
2H2(g) + O2(g) 2H2O (l)∆H = -571,1 kJ
2H2(g) + O2(g) 2H2O (g)∆H = -483,7 kJ
H2(g) + ½ O2(g) → H20(l) ; ΔHf = -5.85 kJ
H2O(l) → H2(g) + ½O2(g) ; ΔH = +285.85 J
CH4(g)+ 2O2(g)→ CO2(g)+ 2H2O(l)
ΔHc = -802J
2Al + 3H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3H2
ΔH = -1468 kJ
NaOH(aq) + HCl(aq) → NaCl(aq) + H2O(l)
ΔH = -890.4 kJ/mol
4. Artikel Praktikum Kimia Dasar “ Termokimia”
air dalam termostat (diandaikan adiabatik)
tidak dapat dikatakan mengandung kalor
karena energi panas yang dikandung air
dalam termostat tidak berpindah.
Kalor jenis adalah banyaknya kalor
yang diperlukan untuk menaikkan suhu satu
gram zat sebesar 1oC pada tekanan tetap.
Kalor jenis dilambangkan dengan huruf c.
Untuk menentukan kalor yang diperlukan
dalam meningkatkan suhu zat perlu
mengalikan kalor jenis dengan massa zat (m)
dalam satu gram dan perubahan suhu yang
terjadi (ΔT). Secara matematis dirumuskan
sebagai berikut :
Kapasitas kalor adalah jumlah kalor
yang diperlukan untuk menaikkan suhu satu
mol zat sebesar 1oC. Karena kalor bukan
fungsi keadaan, maka jumlah kalor yang
diperlukan untuk menghasilkan perubahan
suhu bergantung pada jalannya proses.
Dikenal ada dua jenis kapasitas kalor,
yaitu kapasitas kalor yang
berlangsung pada tekanan tetap (Cp) dan
kapasitas kalor pada volume tetap (Cv).
Kalorimeter adalah alat untuk
mengukur jumlah kalor reaksi yang diserap
atau dilepaskan pada suatu reaksi kimia.
Kalorimeter terdiri dari bejana yang
diselimuti penyekat panas untuk mengurangi
perpindahan panas dari sistemke lingkungan
atau sebaliknya. Ada dua macam
kalorimeter, yaitu kalorimter biasa
(kalorimeter tekanan tetap) dan kalorimeter
bomb ( kalolimeter volume tetap).
Kalorimetri adalah ilmu dalam
pengukuran panas dari reaksi kimia atau
perubahan fisik. Kalorimetri termasuk
penggunaan calorimeter. Kata kalorimetri
berasal dari bahasa Latin yaitu calor, yang
berarti panas. Kalorimetri adalah
pengukuran panas secara kuantitatif yang
masuk selama proses kimia.
Kalorimetri tidak langsung (indirect
calorimetry) menghitung panas pada
makhluk hidup yang memproduksi
karbondioksida dan melepas nitrogen
(ammonia, untuk organisme perairan, urea,
untuk organisme darat) atau konsumsi
oksigen. Lavosier (1780) mengatakan bahwa
produksi panas dapat diperkirakan dari
konsumsi oksigen dengan menggunakan
regresi acak. Hal itu membenarkan teori
energi dinamik. Pengeluaran panas oleh
makhluk hidup juga dapat dihitung oleh
perhitungan kalorimetri langsung (direct
calorymetry), dimana makhluk hidup
ditempatkan didalam kalorimeter untuk
dilakukan pengukuran.
Pada reaksi endoterm terjadi
perpindahan kalor dari lingkungan ke
sistem atau pada reaksi tersebut dibutuhkan
panas. Pada reaksi endoterm harga ΔH =
positif ( + ).
Contoh :
Pada reaksi eksoterm terjadi
perpindahan kalor dari sistem ke lingkungan
atau pada reaksi tersebut dikeluarkan panas.
Pada reaksi eksoterm harga ΔH =negatif (–).
Contoh :
Alat yang digunakan dalam
percobaan ini adalah thermostat, gelas
kimia, thermometer, bunsen, kawat kasa,
kaki tiga, kertas, botol semprot, neraca
sartorius, pipet gondok, dan pipet tetes.
Bahan yang digunakan dalam
percobaan ini adalah aquadest, Zn, HCl,
NaOH, etanol, dan CuSO4.
Berikut metode percobaan percobaan
yang digunakan :
Untuk penentuan tetapan kalorimeter.
Aquadest sebanyak 20 ml dimasukkan ke
dalam thermostat, catat suhu (Td). Aquadest
sebanyak 20 ml dipanaskan dalam gelas
kimia hingga suhu mencapai ± 90 oC (Tp).
Aquadest yang telah mendidih dimasukkan
ke dalam thermostat berisi aquadest dingin,
lalu diaduk. Amati temperatur selama 10
menit dengan selang waktu 1 menit setelah
pencampuran (Tc).
Untuk penentuan kalor Zn dan
CuSO4. Larutan CuSO4 20 ml dimasukkan ke
dalam thermostat. Ukur suhu CuSO4 selama
4 menit dengan selang waktu ½ menit.
Serbuk Zn sebanyak 2 gram ditambahkan ke
dalam thermostat berisi CuSO4, diaduk. Ukur
suhu campuran selama 4 menit dengan
selang waktu ½ menit.
Q = m. c. ΔT CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g)
ΔH = +178.5 kJ
C(s) + O2(g) → CO2(g) ΔH = -393.5 kJ
5. Artikel Praktikum Kimia Dasar “ Termokimia”
Untuk penentuan kalor etanol dan air.
Aquadest sebanyak 18 ml dimasukkan ke
dalam thermostat, catat suhu (Taq). Etanol
sebanyak 29 ml dalam gelas kimia diukur
suhu (Tetanol). Kemudian etanol dicampurkan
ke dalam thermostat berisi aquadest,
diaduk. Ukur suhu campuran selama 4 menit
dengan selang waktu ½ menit.
Untuk penentuan kalor HCl dan
NaOH. HCl 1 M sebanyak 20 ml
dimasukkan ke dalam thermostat. Ukur suhu
HCl (T HCl) selama 5 menit dengan selang
waktu ½ menit. Larutan NaOH 1 M 20 ml
dimasukkan ke dalam gelas kimia. Ukur
suhu NaOH (T NaOH) selama 5 menit
dengan selang waktu ½ menit. Larutan
NaOH dicampurkan ke dalam thermostat
berisi HCl. Ukur suhu campuran selama 5
menit dengan selang waktu ½ menit.
Berikut hasil pengamatan sifat
koligatif larutan:
Tabel 1. Hasil Pengamatan Percobaan
Termokimia
Percobaan Hasil
Penentuan Tetapan
Kalorimeter
Td = 25 oC = 298 K
Tp = 90 oC = 363 K
Tc = 46 oC = 319 K
ΔT = 21 K
Q1 = 3528 Joule
Q2 = 7392 Joule
Q3 = 3864 Joule
K = 184 J/K
Penentuan Kalor
CuSO4 dan Zn
Td = 25 oC = 298 K
Tc = 46 oC = 319 K
ΔT1J = 21 K
Q4 = 3864 Joule
Q5 = 1685,4 Joule
Q6 = 5549,4 Joule
Hr = 184980 J/mol
Penentuan Kalor
Etanol dan Air
Tair = 27 oC = 300 K
Tetanol= 28oC= 301 K
TM = 300,5 K
TA = 304,7 K
ΔT2J = 4,2 K
Q7 = 317,52 Joule
Q8 = 233,86 Joule
Q9 = 772,8 Joule
Q10 = 1324,18 Joule
ΔH = 2648,36 J/mol
Penentuan Kalor
HCl dan NaOH
THCl = 26 oC =299 K
TNaOH=25oC= 298 K
TM = 298,5 K
TA = 303 K
ΔT3J = 4,5 K
Q11 = 712,8 Joule
Q12 = 828 Joule
Q13 = 1540,8 Joule
ΔH = 38520 J/mol
(Sumber : Happinessa B. H, Meja 6, 2010)
Suatu reaksi dapat berlangsung secara
eksoterm atau endoterm. Reaksi eksoterm
adalah reaksi perpindahan kalor atau
pelepasan kalor dari sistem ke lingkungan,
memiliki ΔH positif. Reaksi endoterm
adalah reaksi perpindahan kalor atau
penyerapan kalor dari lingkungan ke sistem,
memiliki ΔH negatif.
Berdasarkan percobaan , reaksi-reaksi
yang termasuk reaksi endoterm, yaitu pada
percobaan penentuan kalor CuSO4 dengan
Zn karena suhu campuran mengalami
kenaikan. Pada penentuan kalor etanol
dengan air terjadi reaksi eksoterm karena
suhu campuran mengalami penurunan.
Kalorimetri ilmu dalam pengukuran
panas dari reaksi kimia atau perubahan fisik.
Kalorimetri termasuk penggunaan
calorimeter. Kata kalorimetri berasal dari
bahasa Latin yaitu calor, yang berarti panas.
Kalorimetri adalah ilmu pengukuran panas
secara kuantitatif yang masuk selama proses
kimia.
Kalorimeter adalah alat untuk
mengukur jumlah kalor reaksi yang diserap
atau dilepaskan pada suatu reaksi kimia.
Kalorimeter terdiri dari bejana yang
diselimuti penyekat panas untuk mengurangi
perpindahan panas dari sistemke lingkungan
atau sebaliknya. Ada dua macam
kalorimeter, yaitu kalorimter biasa dan
kalorimeter bomb.
Kalorimeter bomb adalah alat yang
digunakan untuk mengukur jumlah kalor
yang dibebaskan pada pembakaran
sempurna suatu senyawa,bahan pangan, dan
bahan bakar.
Panas reaksi atau kalor adalah proses
perpindahan energi panas dari satu sistemke
sistem lain atau lingkungan. Jika tidak ada
aliran energi panas, maka tidak dapat
dikatakan adanya kalor.
Adiabatik adalah suatu keadaan
terisolasi dimana tidak terjadi penyerapan
atau pelepasan kalor antara sistem dengan
lingkungan, sehingga suhu dan tekanan
tetap. Isotermik adalah keadaan dimana suhu
6. Artikel Praktikum Kimia Dasar “ Termokimia”
tidak berubah atau tetap, tetapi terjadi
pertukaran kalor antara sistem dengan
lingkungan.
Berdasarkan percobaan termokimia
dapat disimpulkan bahwa pada penentuan
tetapan kalorimeter, Td = 25 oC = 298 K, Tp
= 90 oC = 363 K, Tc = 46 oC = 319 K, ΔT =
21 K, Q1 = 3528 Joule, Q2 = 7392 Joule,Q3 =
3864 Joule, dan K = 184 J/K. Pada
penentuan kalor CuSO4 dan Zn, Td = 25 oC
= 298 K, Tc = 46 oC = 319 K, ΔT1J = 21 K,
Q4 = 3864 Joule, Q5 = 1685,4 Joule, dan
Q6 = 5549,4 Joule. Pada penentuan kalor
etanol dan air, Tair = 27 oC = 300 K, Tetanol=
28oC= 301 K, TM = 300,5 K, TA = 304,7 K,
ΔT2J = 4,2 K, Q7 = 317,52 Joule,
Q8 = 233,86 Joule, Q9 = 772,8 Joule,
Q10 = 1324,18 Joule, ΔH = 2648,36 J/mol,
dan Hr = 184980 J/mol. Pada penentuan
kalor HCl dan NaOH, THCl = 26 oC =299 K,
TNaOH= 25oC= 298 K, TM = 298,5 K,
TA = 303 K, ΔT3J = 4,5 K, Q11 = 712,8
Joule, Q12 = 828 Joule, Q13 = 1540,8 Joule,
dan ΔH = 38520 J/mol.
Saran yang ingin disampaikan
penulis yaitu sebaiknya dalam praktikum
termokimia ini, praktikan harus sabar dan
teliti saat percobaan. Sebaiknya saat sebelum
dan sesudah digunakan alat dibersihkan
terlebih dahulu agar bisa digunakan dalam
jangka panjang.
DAFTAR PUSTAKA
Anonim., (2010), Termokimia,
http://id.wikipedia.org, diakses :
14/12/10.
Anonim., (2010), Perubahan Entalpi,
http://www.chem-is-try.org, diakses:
: 15/12/10.
Brady, James E., (1987), Kimia
Universitas, Bina Aksara Rupa :
Jakarta.
Keenan dkk., (1984). Kimia Untuk
Universitas Jilid 1, Erlangga :
Jakarta
Santoso, Lukman., (2010), Kalorimeter,
http://mahasiswasibuk.co.cc,
diakses: 14/12/10.
Sutrisno, Ella Turmala dan Ina Siti
Nurminabari., (2010) . Penuntun
Praktikum Kimia Dasar,
Universitas Pasundan: Bandung.
8. Artikel Praktikum Kimia Dasar “ Termokimia”
LAMPIRAN METODE
Gambar 1. Metode Penentuan Tetapan Kalorimeter
Gambar 2. Metode Penentuan Kalor Zn dan CuSO4
Gambar 3. Metode Penentuan Kalor Etanol dan Air
ke thermostat
12. Artikel Praktikum Kimia Dasar “ Termokimia”
II. Penentuan Kalor CuSO4 dan Zn
Td = 25oC = 298 K
Tc = 46 oC = 319 K
∆T1j = Tc –T d = 319-298 = 21 K
Q4 = K x ∆T1j
= 184 x 21
= 3864 Joule
Q5 = Vcamp. ρ camp. C camp. ∆T1j
= 20.1,14. 3,52.21
= 1685,4 Joule
Q6 = Q4 + Q5
=3864 + 1685,4
= 5549,4 Joule
H =
molZn
Q6
=
5549,4
2/65
= 184980 J/mol
a =
22
2
)()(
).().(
xxn
xyxxy
=
2
)18()51(8
)579318()512567(
xx
=
26643
84
= 317,2
b =
22
)()(
).()(
xxn
yxxyn
=
2
)18()51(8
)256718()5793(8
x
=
138
84
= 1,64
n x(t) y(T) x2 xy
1 0,5 319 K 0,25 159,5
2 1 320 K 1 320
3 1,5 318 K 2,25 477
4 2 319 K 4 638
5 2,5 321 K 6,25 802,5
6 3 322 K 9 966
7 3,5 324 K 12,25 1134
8 4 324 K 16 1296
Σ x = 18 Σ y = 2567 Σ x2 = 51 Σ xy = 5793
13. Artikel Praktikum Kimia Dasar “ Termokimia”
317
318
319
320
321
322
323
324
325
0 1 2 3 4 5
T(K)
t (menit)
Penentuan Kalor Zn dan CuSO4
nilai y T camp
yn = a + bxn
y1 = 317,2 + (1,64)x0,5 y5 = 317,2 + (1,64)x2,5
= 317,2 + 0,82 = 317,2 + 4,1
= 318,02 = 321,3
y2 = 317,2 + (1,64)x1 y6 = 317,2 + (1,64)x3
= 317,2 + 0,88 = 317,2 + 4,92
= 318,84 = 322,12
y3 = 317,2 + (1,64)x1,5 y8 = 317,2 + (1,64)x3,5
= 317,2 + 2,46 = 317,2 + 5,74
= 319,66 = 322,94
y4 = 317,2 + (1,64)x2 y8 = 317,2 + (1,64)x4
= 317,2 + 3,28 = 317,2 + 6,56
= 320,48 = 323,76
Grafik 2. Perubahan Suhu CuSO4
Grafik 3. Penentuan Kalor Zn dan CuSO4
0
50
100
150
200
250
300
350
0 1 2 3 4 5
T(K)
t (menit)
Perubahan Suhu CuSO4
T CuSO4
14. Artikel Praktikum Kimia Dasar “ Termokimia”
III. Penentuan Kalor Etanol dan Air
Taquadest = 27 oC = 300 K
Tetanol = 28 oC = 301 K
a =
22
2
)()(
).().(
xxn
xyxxy
=
2
)18()51(8
)5,548218()515,2437(
xx
=
25627 ,5
84
= 305,09
b =
22
)()(
).()(
xxn
yxxyn
=
2
)18()51(8
)5,243718()5,5482(8
x
=
−15
84
= -0,18
yn = a + bxn
y1 = 305,09 + (-0,18)x0,5 y5 = 305,09 + (-0,18)x2,5
= 305,09 -0,09 = 305,09 -0,45
= 305 = 304,64
y2 = 305,09 + (-0,18)x1 y6 = 305,09 + (-0,18)x3
= 305,09 – 0,18 = 305,09 – 0,54
= 304,91 = 304,55
y3 = 305,09 + (-0,18)x1,5 y8 = 305,09 + (-0,18)x3,5
= 305,09 – 0,27 = 305,09 – 0,63
= 304,82 = 304,46
y4 = 305,09 + (-0,18)x2 y8 = 305,09 + (-0,18)x4
= 305,09 – 0,36 = 305,09 – 0,72
= 304,73 = 304,37
n x(t) y(T) x2 xy
1 0,5 305 K 0,25 152,5
2 1 305 K 1 305
3 1,5 305 K 2,25 457,5
4 2 304,5 K 4 609
5 2,5 304,5 K 6,25 761,25
6 3 304,5 K 9 913,5
7 3,5 304,5 K 12,25 1065,75
8 4 304,5 K 16 1218
Σ x = 18 Σ y = 2437,5 Σ x2 = 51 Σ xy = 5482,5
15. Artikel Praktikum Kimia Dasar “ Termokimia”
TM =
T aquadest+T etanol
2
=
𝟑𝟎𝟎 +𝟑𝟎𝟏
𝟐
= 300,5 K
TA =
y1+y8
2
=
305+304,37
2
=
609,37
2
= 304,7 K
∆T2j = TA – TM
= 304,7 – 300,5
= 4,2 K
Q7 = maquadest x4,2 x ∆T2j
= 18 x 4,2 x 4,2
= 317,52 Joule
Q8 = metanol x 1,92 x ∆T2j
= 29 x 1,92 x 4,2
= 233,86 Joule
Q9 = K x ∆T2j
= 184 x 4,2 = 772,8 Joule
Q10 = Q7+ Q8 + Q9
= 317,52 + 233,86 + 772,8 = 1324,18 Joule
∆H =
𝑄 10
𝑛 𝑒𝑡𝑎𝑛𝑜𝑙
=
1324,18
0,5
= 2648,36 J/mol
16. Artikel Praktikum Kimia Dasar “ Termokimia”
Grafik 4. Penetapan Kalor Etanol dan Air
IV. Penentuan Kalor HCl dan NaOH
THCl = 26 oC = 299 K
T NaOH = 27 oC = 300 K
Temperatur HCl Temperatur NaOH
t (m) oC K
0,5 26 299
1 26 299
1,5 26 299
2 26 299
2,5 26 299
3 26 299
3.5 26 299
4 26 299
304.3
304.4
304.5
304.6
304.7
304.8
304.9
305
305.1
0 1 2 3 4 5
T(K)
t(menit)
Penetapan Kalor Etanol dan Air
T camp nilai y
t (m) oC K
0,5 26 299
1 26 299
1,5 26 299
2 26 299
2,5 26 299
3 26 299
3.5 26 299
4 26 299
n x(t) y(T) x2 xy
1 0,5 303 K 0,25 151,5
2 1 303 K 1 303
3 1,5 303 K 2,25 454,5
4 2 303 K 4 606
5 2,5 303 K 6,25 757,5
6 3 303 K 9 909
7 3,5 303 K 12,25 1060,5
8 4 303 K 16 1212
9 4,5 303 K 20,25 1363,5
10 5 303 K 25 1515
Σ x = 27,5 Σ y = 3030 Σ x2 = 96,25 Σ xy = 8332,5
17. Artikel Praktikum Kimia Dasar “ Termokimia”
a =
22
2
)()(
).().(
xxn
xyxxy
=
2
)5,27()25,96(10
)5,8332.5,27()25,96.3030(
=
62493,75
206,25
= 303
b =
22
)()(
).()(
xxn
yxxyn
=
2
)25,27()25,96(10
)3030.5,27()5,8332(10
=
0
206,25
= 0
yn = a + bxn
y1 = 303 + 0 y5 = 303 + 0
= 303 = 303
y2 = 303 + 0 y6 = 303 + 0
= 303 = 303
y3 = 303 + 0 y8 = 303 + 0
= 303 = 303
y4 = 303 + 0 y8 = 303 + 0
= 303 = 303
TM =
T HCl + T NaOH
2
=
299 +298
2
= 298,5 K
TA =
y1+y10
2
=
303+303
2
= 303 K
∆T3j = TA – TM
= 303 – 298,5
= 4,5 K
Q11 = mcamp x 3,96 x ∆T3j
= 40 x 3,96 x 4,5
= 712,8 Joule
18. Artikel Praktikum Kimia Dasar “ Termokimia”
Q12 = K x ∆T3j
= 184 x 4,5
= 828 Joule
Q13 = Q11 + Q12
= 712,8 + 828 = 1540,8 Joule
∆H =
Q 13
0,04
=
1540,8
0,04
= 38520 J/mol
Grafik 5. Perubahan Suhu HCl dan NaOH
Grafik 6. Penetapan Kalor HCl dan NaOH
297.5
298
298.5
299
299.5
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10
T(K)
t (menit)
Perubahan Suhu HCl dan NaOH
T HCl T NaOH
