laporan praktikum tentang stoikiometri dan termokimia

1. LAPORAN STOIKIOMETRI DAN TERMOKIMIA
Disusun Oleh:
Kelompok 3
Mirza Ali Zelhas 2013340043
Firda Shabrina 2013340054
Masita Kirana A. 2013340070
Anne Meilida 2013340074
Ernando Vinalosa 2013340085
Jurusan Teknologi Pangan
Fakultas Teknologi Industri Pertanian
Universitas Sahid Jakarta
2013

2. Judul : Stoikiometri dan Termokimia
Tanggal Praktikum : 8 Oktober 2013
1. Tujuan
 Untuk mempelajari hubungan massa antar unsur dalam suatu senyawa (stoikiometri
senyawa) dan antar zat dalam suatu reaksi kimia (stiokiometri reaksi).
 Mengamati setiap reaksi kimia disertai perubahan energi dan perubahan kalor yang
dapat diukur.
2. Teori singkat
Stoikiometri berasal dari bahasa Yunani yaitu stoiceon (unsur) dan metrein
(mengukur). Stoikiometri adalah perhitungan kimia untuk mengetahui zat-zat yang ikut
bereaksi dan hasil reaksi dalam suatu reaksi kimia. Pada perhitungan kimia secara
stoikiometri, biasanya diperlukan hukum-hukum dasar ilmu kimia, diantaranya:
 Hukum kekekalan massa
Hukum kekekalan massa dikemukakan oleh Antonio Laurent Lavoisier (1785) yang
berbunyi: massa zat sebelum dan sesudah reaksi sama.
 Hukum perbandigan tetap
Hukum proust atau hukum perbandingan tetap yang berbunyi: setiap senyawa
terbentuk dari unsur-unsur dengan perbandingan tetap.
 Hukum perbandingan ganda
“Jika dua jenis unsur dapat membentuk lebih dari satu macam senyawa, maka
perbandingan massa salah satu unsur yang terikiat pada massa unsur lain yang sama,
merupakan bilangan bulat dan sederhana.”
 Hukum perbandingan volume
“Pada suhu dan tekanan yang sama, perbandingan volume gas-gas yang bereaksi dan
hasil reaksi merupakan bilangan bulat dan sederhana.”
 Hukum Avogadro
“Pada suhu dan tekanan yang sama, gas-gas yang volumenya sama mengandung jumlah
partikel yang sama pula.”

3. Termokimia adalah ilmu yang membahas hubungan antara kalor dengan reaksi kimia
atau proses-proses yang berhubungan dengan reaksi kimia. Dalam termokimia ada dua hal
yang perlu diperhatikan yang menyangkut perpindahan energi, yaitu sistem dan
lingkungan. Sistem adalah segala sesuat u yg menjadi pusat perhatian dalam mempelajari
perubahan energi tersebut, sedangkan lingkungan adalah hal-hal diluar sistem yang
membatasi sistem dan dapat mempengaruhi sistem tersebut.
Reaksi eksoterm adalah reaksi yang disertai dengan perpindahan kalor dari sistem ke
lingkungan. Pada reaksi ini umumnya suhu sistem naik, adanya kenaikan suhu inilah yang
mengakibatkan sistem melepaskan kalor ke lingkungan.
Reaksi endoterm adalah reaksi yang disertai dengan perpindahan kalor dari
lingkungan ke sistem. Pada reaksi ini umumnya terdapat penurunan suhu, adanya
penurunan suhu inilah yang mengakibatkan terjadinya penyerapan kalor oleh sistem.
Kalor merupakan perpindahan energi yang terjadi akibat adanya perbedaan suhu.
Pengukuran perbedaan kalor dapat dilakukan dengan menggunakan alat yang disebut
kalorimeter. Besarnya kalor yang menyebabkan perubahan suhu (kenaikan atau penuruhan
suhu) air yang terdapat didalam kalorimeter dirumuskan sebagai:
Dengan:
m = massa air dalam kalorimeter (gr)
c = kalor jenis air dalam kalorimeter (J/g K atau J/g ℃)
ΔT = perubahan suhu (℃ 𝑎𝑡𝑎𝑢 𝐾)
3. Alat dan Bahan
Alat
Stoikiometri Termokimia
- Tabung reaksi + sumbat karet - Kalorimeter
- Erlenmeyer - Termometer
- Balon tiup - Gelas piala
- Pipet volumetrik - Tabung Reaksi
- Rak tabung reaksi - Rak tabung reaksi
- Bulb - Gelas ukur
- Corong - Sudip
Q= m × c × ΔT

4. - Labu semprot plastik - Kaca arloji
Bahan
Stoikiometri Termokimia
- Na2CO3 - serbuk Zn
- HCl 1 M - CuSO4 1 M
- CaCl2 - HCl 2M
- Pita Mg - NaOH 2 M
- Air suling
4. Cara Kerja
Stiokiometri
Percobaan 1. Pengaruh banyaknya reaksi yang terbatas
1. Diiapkan 6 tabung reaksi dengan diameter yang sama dan yang dilengkapi dengan
sumbat karet yang baik.
2. Ditempatkan tabung – tabung tersebut pada arak tabung.
3. Dipipet 5ml larutan Na2CO3 masing – masing ke dalam tabung reaksi.
4. Ditambahkan 5ml larutan CaCl2 ke dalam masing – masing tabung dengan kosentrasi
1M ; 0,5M ; 0,5M ; 1M ; 0,1M ; 0,05M. Kemudian tabung segera ditutup dengan
sumbat karet. Dikocok kuat – kuat dengan jumlah pengocokan yang sama pada setiap
tabung (misal 20kali).
5. Didiamkan tabung pada rak selama 15-20 menit sampai semua endapan terkumpul pada
dasar tabung.
6. Dibandingkan endapan yang terbentuk dengan mengambil tabung no 3 sebagai
pembanding.
Percobaan 2. Hubungan antara Mol peraksi dengan Mol produk
1. Disiapkan 3 labu Erlenmeyer 125ml, dimasukkan 50ml larutan HCl 1M ke dalam
masing – masing Erlenmeyer. Digunakan corong agar leher labu tidak terbasahi.
2. Ditimbang 10cm pita Mg dan dihitung panjang pita yang diperlukan untuk
mendapatkan Mg sebanyak 0,15 gr ; 0,20 gr ; dan 0,25 gr.
3. Dililitkan pita – pita tersebut dan tempatkan dalam leher masing – masing Erlenmeyer
tadi. Hati – hati jangan sampai pita Mg bersentuhan dengan larutan HCl dalam labu.

5. 4. Diasang balon yang telah disediakan pada mulut masing – masing labu, dan agar
tertutup rapat pakailah pita perekat.
5. Didorong pita Mg yang 0,25 gr dari leher labu hingga masuk ke dalam larutan HCl.
Catatlah segala sesuatu yang dapat diamati. Setelah itu lakukan kembali yang sama
dengan pita Mg yang 0,20 gr dan 0,25 gr. Sekali – kali putar labu, sampai tidak terjadi
reaksi lagi. Catat semua pengamatan pada laporan sementara.
Termokimia
Percobaan 1. Penentuan Tetapan Kalorimeter
1. Dimasukkan 20 ml air ke dalam kalorimeter. Dicatat temperaturnya selama 5 menit,
berselang 1 menit.
2. Dipanaskan 20 ml air dalam gelas piala sampai kenaikan suhu kira-kira 10 C dari
suhu kamar. Dicatat temperaturnya selama 5 menit, berselang 1 menit.
3. Dicampurkan air panas tersebut ke dalam kalorimeter yang berisi air dingin. Dikocok
dan Dicatat temperaturnya selama 5 menit, berselang 1 menit.
4. Di hitung tetapan kalorimeternya.
Percobaan 2. Penentuan Kalor Reaksi Zn-CuSO4
1. Dimasukkan 40 ml CuSO4 ke dalam kalorimeter. Dicatat temperaturnya selama 5
menit, berselang 1 menit.
2. Ditimbang 3 gr serbuk Zn.
3. Dimasukkan serbuk tersebut ke dalam kalorimeter yang berisi larutan CuSO4. .
Dicatat temperaturnya selama 5 menit, berselang 1 menit.
Percobaan 3. Penentuan Kalor Penetralan HCl-NaOH
1. Dimasukkan 20 ml HCl 1 M ke dalam kalorimeter. Dicatat temperaturnya selama 5
menit, berselang 1 menit.
2. Diukur 20 ml NaOH 1 M dan dicampur larutan tersebut ke dalam kalorimeter yang
berisi larutan HCl.
3. Dicatat temperatur campuran tersebut selama 5 menit, berselang 1 menit.
Percobaan 3. Penentuan Kalor Penetralan HCl-NaOH
1. Disiapkan padatan NaOH, Na2SO4, NaCl, (NH4)2SO4, CaCl2, KI.
2. Dimasukan  1 cm padatan tersebut ke dalam tabung reaksi.
3. Ditambahkan air  5 cm ke dalam tabung reaksi yang suhunya sudah diketahui.

6. 4. Dikocok tabung tersebut selama 5 menit, kemudian diukur suhu larutan tersebut dan
dicatat didalam laporan tersebut.
5. Hasil Pengamatan
Stoikiometri
Percobaan 1. Banyaknya Reaksi yang Terbatas
No.
Tabung
Konsensentrasi
Tinggi Endapan
(cm)
mmol
Na2CO3
mmol
CaCl2
mmol
produk
(CaCO3)
Na2CO3
(M)
CaCl2
(M)
1 1 1 0,9 5 5 9 x103
2 1 1 1,2 5 5 12 x103
3 1 0,5 1,0 5 0,25 10 x103
4 1 0,5 0,7 5 0,25 7 x103
5 1 0,1 0,3 5 0,5 3 x103
6 1 0,05 0,2 5 0,025 2 x103
Percobaan 2. Hubungan antara Mol Pereaksi dengan Mol Produk
Erlenmeyer
Volume HCl
(ml)
Bobot Mg
(gr)
Waktu reaksi Pengamatan
1 50 0,15 01.39.00 Saat bereaksi terdapat
gelembung di dalam
larutan, balon
menggembung
2 50 0,20 01.44.00
3 50 0,25 01.59.00
Termokimia
Percobaan 1. Penentuan tetapan kalorimeter
Ketentuan: Kalor jenis air (S): 4,2 JK-1g-1
Air biasa Campuran air biasa dan air panas
Air biasa Air panas
Massa (gr) 20 20
T awal (K) 29℃ = 302 oK 39℃ = 312 oK
Waktu
(menit)
Temperatur
(oK)
1 29℃ = 302oK
2 29℃ = 302oK
3 29℃ = 302oK
4 29℃ = 302oK
5 29℃ = 302oK
Waktu
(menit)
Temperatur
(oK)
1 32℃ = 305oK
2 31℃ = 304oK
3 31℃ = 304oK
4 31℃ = 304oK
5 31℃ = 304oK

7. Percobaan 2. Penentuan kalor reaksi Zn-CuSO4
Data penimbangan Zn
Bobot Zn + kaca arloji = 22,609 gr
Bobot kaca arloji kosong = 19,608 gr
Bobot Zn = 3,001 gr
Suhu awal larutan CuSO4 Suhu campuran CuSO4 dengan serbuk Zn
Waktu
(menit)
Temperatur
(oK)
1 29℃ = 302oK
2 29℃ = 302oK
3 29℃ = 302oK
4 29℃ = 302oK
5 29℃ = 302oK
Percobaan 3. Penentuan kalor Penetralan HCl-NaOH
Suhu awal HCl : 29℃ = 302oK
Suhu campuran HCl-NaOH
Percobaan 3. Penentuan kalor Pelarutan berbagai zat
Zat yang
diamati
Temperatur
air
( C )
Temperatur
larutan
( C )
Reaksi
NaOH 29 35 Na + H2O  NaOH + H2
Na2SO4 29 30 Na2SO4 + H2O  2 NaOH + H2SO4
NaCl 29 31 NaCl + H2O  NaOH + HCl
(NH4)2SO4 29 30 (NH4)2SO4 + H2O  2 NH4OH + H2SO4
CaCl2 29 31
KI 29 29
Waktu
(menit)
Temperatur
(oK)
1 31℃ = 304oK
2 31℃ = 304oK
3 31℃ = 304oK
4 31℃ = 304oK
5 31℃ = 304oK
Waktu
(menit)
Temperatur
(oK)
1 30℃ = 303oK
2 29℃ = 302oK
3 29℃ = 302oK
4 29℃ = 302oK
5 29℃ = 302oK

8. 6. Data perhitungan
Stoikiometri
Percobaan 1. Pengaruh banyaknya reaksi yang terbatas
Reaksi:
Na2CO3 + CaCl2  CaCO3 + 2 NaCl
- Perhitungan mmol CaCl2 larutan yang digunakan
mmol = konsentrasi CaCl2 x volume larutan yang digunakan
a. mmol = 1 M x 5 ml = 5 mmol
b. mmol = 0,5 M x 5 ml = 0,25 mmol
c. mmol = 0,1 M x 5 ml = 0,5 mmol
d. mmol = 0,05 M x 5 ml = 0,025 mmol
- Perhitungan mmol produk yang terbentuk (CaCO3)
gr produk = tinggi endapan x 1000
mol = gr produk / Mr CaCO3
a. Konsentrasi 1 M
gr produk = 0,9 x 1000 = 900 cm3 = 900 gr
mol = 900/100 = 9 mol = 9 x103 mmol
b. Konsentrasi 1 M
gr produk = 1,2 x 1000 = 1200 cm3 = 1200 gr
mol = 1200/100 = 12 mol = 12 x103 mmol
c. Konsentrasi 0,5 M
gr produk = 1 x 1000 = 1000 cm3 = 1000 gr
mol = 1000/100 = 10 mol = 10 x103 mmol
d. Konsentrasi 0,5 M
gr produk = 0,7 x 1000 = 700 cm3 = 700 gr
mol = 700/100 = 7 mol = 7 x 103 mmol
e. Konsentrasi 0,1 M
gr produk = 0,3 x 1000 = 300 cm3 = 300 gr
mol = 300/100 = 3 mol = 3 x 103 mmol
f. Konsentrasi 0,05 M
gr produk = 0,2 x 1000 = 200 cm3 = 200 gr
mol = 200/100 = 2 mol = 2 x 103 mmol

9. Percobaan 2. Hubungan antara mol pereaksi dengan mol produk
- Menghitung volume H2 yang terbentuk
Reaksi:
Mg2+ + 2 HCl  MgCl2 + H2
mol HCl
mol = konsentrasi HCl x Volume HCl yang digunakan
= 1 M x 50 ml
= 50 mmol = 0,05 mol
mol Mg
mol = gr pita Mg / Mr Mg
a. mol = 0,15 gr / 24 = 0,00625
b. mol = 0,20 gr / 24 = 0,00833
c. mol = 0,25 gr / 24 = 0,01041
Volume H2 dapat dihitung dari reaksi dengan perbandingan koefisien dan bilangan
avogadro
Volume H2 = mol H2 x 22,4
a. mol H2 =
1
1
× 0,00625 = 0,00625
Volume H2 = 0,00625 × 22,4 = 0,14 𝑙
b. mol H2 =
1
1
× 0,00833 = 0,00833
Volume H2 = 0,00833 × 22,4 = 0,18 𝑙
c. mol H2 =
1
1
× 0,01041 = 0,01041
Volume H2 = 0,01041 × 22,4 = 0,23 𝑙
Termokimia
Percobaan 1. Penentuan Tetapan Kalorimeter panas
 Air biasa
Massa = 20 ml = 20 cm3 = 20 g
T awal = 29C = 302K
 Air panas
Massa = 20 ml = 20 cm3 = 20 g
T awal = 39C = 312K
 Penentuan tetapan kalorimeter

10. Kalor yang diterima air biasa
Q1 = m x S x T
= 20 x 4,2 x (305-302)
= 252 J
Kalor yang diterima air panas
Q2 = m x S x t
= 20 x 4,2 x (312-305)
= 588 J
Kalor yang diterim a kalorimeter
Q3 = Q2-Q1
= 588- 252 = 336 J
Tetapan kalorimeter
Tetaan kalorimeter =
𝑄3
∆𝑇
=
336
3
= 112 JK−1
Percobaan 2. Penentuan Kalori Reaksi Zn – CuSO4
Zn2+ + CuSO4  ZnSO4 + Cu2+
 Massa serbuk Zn = 3,001 gr
 Tetapan kalorimeter = 112 JK-1
 Kalor jenis larutan CuSO4 = 4,00 JK-1 g-1
 Massa jenis laruta ZnSO4 = 1,14 gr/cm3
 Kalor jenis larutan ZnSO4 = 4,00 JK-1 g-1
 Volume CuSO4 = 40 ml = 0,04 L
 T awal CuSO4 = 29 C = 302 K
T akhir campuran = 31C = 304 K
T = T akhir – T awal = 304 – 302 = 2 K
 Massa larutan ZnSO4
Massa jenis ZnSO4 x volume CuSO4 (ml) = 1,14 x 40 = 45,6 gr
 Kalor yang diserap kalorimeter
Tetapan kalorimeter x T = 112 x 2 = 224 J
 Kalor yang diserap larutan
Massa larutan ZnSO4 x Kalor jenis ZnSO4 x T = 45,6 x 4,00 x 2 = 364,8 J
 Kalor reaksi
Kalor yang diserap kalorimeter + kalor yang diserap larutan = 224 + 364,8 = 588,8 J

11.  Mol pereaksi CuSO4
M CuSO4 x Volume CuSO4 (L) = 1 x 0,04 = 0,04 mol
 H reaksi (entalpi reaksi)
kalor pereaksi
mol pereaksi
=
588,8
0,04
= 14.720 J/mol
Percobaan 3. Penentuan Kalori Penetralan HCl-NaOH
HCl + NaOH  NaCl + H2O
 Bj larutan = 1,02 g/cm3
 Kalor jenis larutan = 4,02 JK-1 g-1
 T awal HCl  Tawal NaOH = 29 C = 302 K
Tawal campuran (menit ke 1) = 30 C = 303 K
T = T awal pencampuran – T awal HCl = 303 – 302 = 1 K
 Massa larutan
Bj larutan x volume larutan = 1,02 x 40 = 40,8 gr
 mol =
massa larutan
Mr NaCl
=
40,8
58,5
= 0,70 mol
 Kalor yang diserap kalorimeter (Q1)
Tetapan Kalorimeter x T = 112 x 1 = 112 J
 Kalor yang diserap larutan (Q2)
Massa larutan x Kalor Jenis Larutan x T = 40,8 x 4,02 x 1 = 164,016 J
 Kalor reaksi Q3
Q3 = Q1 + Q2 = 112 + 164,016 = 276,02 J
 H penetralan
H penetralan =
𝑄3
𝑛
=
276,02
0,70
= 394,30 J/mol
7. Pembahasan
Stoikiometri
Percobaan 1. Pengaruh banyaknya reaksi yang terbatas
Pada percobaan ini, setelah diamati banyaknya endapan CaCO3 yang terbentuk
berbeda-beda tergantung pada konsentrasi larutan tersebut. Yaitu pada konsentrasi 1 M
menghasilkan 9 mol dan 12 mol, konsentrasi 0,5 M menghasilkan 10 mol dan 7 mol,
konsentrasi 0,1 M menghasilkan 3 mol dan konsentrasi 0,05 M menghasilkan 2 mol
CaCO3. Penambahan CaCl2 dengan volume yang sama tetapi konsentrasi yang berbeda

12. akan mempengaruhi terbentuknya endapan. Semakin pekat konsentrasi CaCl2 yang
ditambahkan maka endapan CaCO3 yang terbentuk akan semakin banyak dan begitupun
sebaliknya semakin encer konsentrasi CaCl2 yang ditambahkan maka endapan CaCO3
yang dihasilkan akan sedikit, yang menandakan bahwa hasil reaksi produk tersebut
terbatas pada konsentrasi tertentu.
Percobaan 2. Hubungan antara mol pereaksi dengan mol produk
Pada percobaan ini, setelah diamati pada reaksi tersebut reaksinya terjadi sangat
lambat. Hal ini dapat disebabkan konsentrasi larutan yang digunakan kurang pekat
sehingga reaksinya berjalan lambat. Karena konsentrasi mempengaruhi laju reaksi suatu
zat. Semakin pekat konsentrasi akan memepercepat laju reaksi dan begitupun sebaliknya
semakin rendah konsentrasi, maka akan memperlambat laju reaksinya.
Hubungan antara mol pereaksi dengan mol produk dapat dicari menggunakan
koefisien pada reaksi dan jumlah mol yang diketahui dalam reaksi. Seperti pada hasil
praktikum yang telah dilakukan, pita Mg dengan massa 0,15 gr dengan HCl 1 M dengan
reaksi:
Mg2+ + 2 HCl  MgCl2 + H2
mula-mula 0,00625 mol 0,05 mol - -
reaksi 0,00625 mol 0,0125 mol 0,00625 mol 0,00625 mol
hasil 0 0,0375 mol 0,00625 mol 0,00625 mol
pada reaksi tersebut dapat dikatakan bahwa mol preaksi yang digunakan (Mg) sama
dengan mol produk yang dihasilkan (H2). hal tersebut sama dengan hukum avogadro yang
menyatakan, “pada suhu dan tekanan yang sama, gasa-gas yang volumenya sama
mengandung partikel yang sama pula.”
Termokimia
Percobaan 1. Penentuan Tetapan Kalorimeter panas
Pada percobaan ini, dilakukan penentuan tetapan kalorimeter dengan alat kalorimeter
yang berprinsip pada teori azas black, yaitu apabila dua benda yang suhunya berbeda dan
dicampur, maka benda yang suhunya lebih tinggi akan melepaskan kalor ke benda yang
suhunya lebih rendah hingga suhu keduanya sama. Banyaknya kalor yang dilepas benda
yang suhunya tinggi sama dengan banyaknya kalor yang diterima benda yang suhunya
lebih rendah.

13. Percobaan ini dilakukan untuk mengetahui tetapan kalorimeter agar tetapan tersebut
dapat digunakan dalam perhitungan penentuan kalor berikutnya. Beberapa fungsi
perlakuan seperti, pengadukan larutan digunakan untuk menyebarkan kalor agar merata,
bukan untuk menaikkan suhu zat tersebut. Pemanasan air berfungsi untuk membandingkan
suhu air panas dengan suhu air dingin di dalam kalorimeter. Pencampuran dan pengukuran
berfungsi untuk membuktikan fungsi kalorimeter yaitu mempertahankan kalor. Grafik
tetapan kalorimeter dapat dilihat di lampiran.
Percobaan 2. Penentuan Kalori Reaksi Zn – CuSO4
Pada percobaan ini ditentukan kalor reaksi Zn – CuSO4 dengan cara mencampurkan
padatan Zn ke dalam larutan CuSO4 di dalam kalorimeter. Dari menit awal hingga akhir
suhu campuran tersebut konstan hal itu dapat disebabkan reaksi antara Zn – CuSO4, sistem
dan lingkungannya sudah mengalami kesetimbangan sehingga suhu sistem tidak berubah.
Dan dari perhitungan tersebut didapatkan entalpi sebesar 14.720 J/mol. Nilai tersebut
positif, berarti reaksi tersebut adalah reaksi endoterm yaitu reaksi yang membutuhkan
kalor. Grafik penentuan kalor reaksi dapat dilihat di lampiran.
Percobaan 3. Penentuan Kalori Penetralan HCl-NaOH
Pada percobaan ini yang dimaksud dengan kalor penetralan (Hn) adalah kalor reaksi
pada reaksi pembentukan 1 mol H2O. Hasil H yang didapatkan adalah 394,30 J/mol.
Pada proses tersebut yang diukur adalah panas reaksi penggabungan ion H+ dan OH- yang
terjadi pada saat proses penetralan yang mengakibatkan suhu dapat meningkat hingga
reaksi tersebut selesai dan suhu konstan.
Dalam keadaan konsentrasi rendah asam kuat dan basa kuat dapat terionisasi
sempurna menjadi ion-ionnya. Begitupun dengan garam yang dihasilkan dari asam dan
basa kuat tersebut, di dalam larutan akan terionisasi sempurna menjadi ion-ionnya. Kalor
atau panas yang dihasilkan tidak bergantung dari sifat anion asam atau kation basanya,
karena ada beberapa asam dan asam yang tidak dapat terioninsasi dengan sempurna seperti
asam lemah dan basa lemah tetapi bergantung pada energi yang digunakan untuk proses
disosiasi dan netralisasi senyawa tersebut. Grafik penentuan kalor penetralan dapat dilihat
di lampiran.

14. Percobaan 4. Kalor pelarutan berbagai zat
Pada percobaan ini yang dimaksud dengan kalor pelarutan (Hp) adalah kalor reaksi
pada reaksi pelarutan 1 mol zat ke dalam pelarutnya. Pada pelarutan senyawa padatan
dengan air hampir semua larutan reaksinya bersifat eksoterm karena terjadi pelepasan
kalor dari sitem ke lingkungan sehingga terjadi perubahan suhu. Seperti contoh padatan
NaOH saat dicampur air dan dikocok larutan tersebut menjadi hangat dan suhunya setelah
dikocok adalah 35 C. Hal tersebut dapat terjadi karena adanya reaksi eksoterm pada
larutan.
Pada padatan KI saat dicampurkan dengan air dan dikocok, larutan tersebut menjadi
dingin dan suhunya setelah di kocok menjadi 29 C. Hal tersebut dapat terjadi karena
adanya reaksi endoterm dimana terjadi perpindahan kalor dari lingkungan ke sistem yang
ditandai dengan turunnya suhu larutan. Seharusnya suhu KI bisa lebih rendah hal ini bisa
saja terjadi karena panas tangan pada saat mengocok tabung reaksi dapat terserap oleh
larutan KI.
8. Pertanyaan
-
9. Kesimpulan
Berdasarkan hasil praktikum yang dilaksanakan dapat sisimpulkan bahwa:
1. Stoikiometri adalah perhitungan kimia untuk mengetahui zat-zat yang ikut bereaksi
dan hasil reaksi dalam suatu reaksi kimia. Pada pereaksi terbatas hasil reaksi produk
tersebut terbatas pada konsentrasi tertentu. Semakin pekat konsentrasinya maka
produk yang dihasilkan akan semakin banyak dan begitupun sebaliknya. Dan
hubungan antra mol pereaksi dengan mol produk adalah mol pereaksi yang digunakan
dengan mol produk yang dihasilkan adalah sama.
2. Termokimia adalah ilmu yang membahas hubungan antara kalor dengan reaksi kimia
atau proses-proses yang berhubungan dengan reaksi kimia. Kalor tersebut dapat diukur
dengan alat kalorimeter dan percobaan ini berdasarkan pada azas black. Ada beberapa
jenis kalor reaksi diantaranya kalor penetralan dan kalor pelarutan. Pengukuran kalor
dilakukan agar dapat mengtahui kalor reaksi masing-masing reaksi dan reaksi tersebut
dapat digolongkan ke dalam reaksi eksoterm atau endoterm.

15. Daftar Pustaka
Usman, Ahma Y dan Siti Rohayati. 2010. Analisis Fisika Non Instrumental. Bogor:
Kementerin Perindustrian Pusdiklat Industri Sekolah Menengah Analis Kimia Bogor
Tanpa nama. 2012. Termokimia. http://aboutche-mistry.blogspot.com/2012/06/termokimia.
html
Tanpa nama. 2013. Panas-netralisasi. http://ekaandrians.blogspot.com/2013/05/panas-
netralisasi.html

16. Lampiran
303
303.5
304
304.5
305
1 2 3 4 5
suhu(K)
waktu (menit)
Grafik suhu penetapan
kalorimeter
suhu campuran
200
250
300
350
400
1 2 3 4 5
suhu(K)
waktu (menit)
Grafik suhu penentuankalor Zn-
CuSO4
suhu campuran
301
301.5
302
302.5
303
1 2 3 4 5
suhu(K)
waktu (menit)
Grafik kalor penetralanHCl-NaOH
suhu campuran