energetika kimia

LAPORAN PRAKTIKUM KIMIA DASAR II ENERGETIKA KIMIA 
NAMA(NIM) : PARIADI (J1D108054)

PROGRAM STUDI S1 FISIKA FAKULTAS MATEMATIKA DAN ILMU PENGETAHUAN ALAM UNIVERSITAS LAMBUNG MANGKURAT BANJARBARU 2009

PERCOBAAN I ENERGETIKA KIMIA

I. TUJUAN PERCOBAAN

Tujuan percobaan praktikum ini adalah menentukan besarnya kapasitas kalorimeter, menentukan kalor pelarutan molar garam, dan menentukan panas peleburan es.

II. TINJAUAN PUSTAKA

1. Istilah Termodinamika

Energetika kimia atau termodinamika kimia adalah ilmu yang mempelajari perubahan energi yang terjadi dalam proses atau reaksi. Studi ini mencakup dua aspek penting yaitu penentuan atau perhitungan kalor reaksi dan studi tentang arah proses dan sifat-sifat sistem dalam kesetimbangan. Bagian alam semesta yang dipilih untuk penelititan termodinamika disebut sistem, dan bagian alam semesta yang berinteraksi dengan sistem tersebut disebut dengan keadaan sekeliling lingkungan dari sistem. Perpindahan energi dapat berupa kalor (q) atau dalam beberapa bentuk lainnya secara keseluruhan disebut kerja. Perpindahan energi berupa kalor atau kerja yang mempengaruhi jumlah keseluruhan energi dalam sistem, yang disebut energi dalam (U) (Petrucci, 1996).

Sistem adalah sejumlah zat, campuran zat, atau segala sesuatu yang ada dalam pengamatan. Lingkungan adalah segala sesuatu di luar sistem. Alam semesta adalah kumpulan dari beberapa sistem dan lingkungan. Sistem berdasarkan terjadinya pertukaran energi dengan lingkungan dapat dibedakan menjadi sistem tersekat, sistem tertutup dan sistem terbuka. Sistem tersekat tidak terjadi pertukaran baik energi maupun materi. Sistem tertutup hanya terjadi pertukaran energi. Sedangkan sistem terbuka terjadi pertukaran baik energi maupun materi. Beberapa proses yang dapat terjadi pada sistem sesuai dengan keadaan adalah proses isotermal, proses isovolum atau isokhorik, dan proses adiabatik. Proses isotermal yaitu proses yang berlangsung pada suhu tetap, semua kalor yang diberikan kepada sistem diubah menjadi kerja. Proses isovolum atau isokhorik yaitu proses yang tidak mengalami perubahan volume, semua kalor yang masuk sistem disimpan sebagai energi dalam. Proses adiabatik yaitu proses yang tidak menyerap atau melepaskan kalor, dan semua energi digunakan untuk menghasilkan kerja (Hiskia, 1991).

Energi dalam (U) adalah keseluruhan energi potensial dan energi kinetik zat-zat yang terdapat dalam sistem. Energi dalam merupakan fungsi keadaan, besarnya hanya tergantung pada keadaan sistem. Setiap sistem mempunyai energi karena partikel-partikel materi (padat, cair atau gas) selalu bergerak acak dan beragam disamping itu dapat terjadi perpindahan tingkat energi elektron dalam atom atau molekul. Bila sistem mengalami peristiwa mungkin akan mengubah energi dalam. Jika suhu naik menandakan partikel lebih cepat dan energi dalam bertambah (Syukri, 1999).

Kalor (q) adalah bentuk energi yang dipindahkan melalui batas-batas sistem, sebagai akibat adanya perbedaan suhu antara sistem dengan lingkungan. Bila sistem menyerap kalor, q bertanda positif dan q bertanda negatif bila sistem melepaskan kalor. Kalor (q) bukan merupakan fungsi keadaan karena besarnya tergantung pada proses. Kapasitas kalor adalah banyaknya energi kalor yang dibutuhkan untuk mengikatkan suhu zat 1oC. kapasitas kalor tentu saja tergantung pada jumlah zat. Kapasitas kalor spesifik dapat disederhanakan, kalor jenis adalah banyaknya energi kalor yang dibutuhkan untuk meningkatkan suhu 1 gram zat sebesar 1oC. Kalor jenis molar adalah banyaknya energi kalor yang dibutuhkan untuk meningkatkan suhu 1 mol zat sebesar 1oC (Petrucci, 1996).

2. Hukum Termodinamika

Entalpi (H) merupakan suatu fungsi termodinamika yang berhubungan dengan energi dalam dan berguna untuk menjelaskan proses-proses pada tekanan tetap. Persamaan matematika menyatakan entalpi ditulis sebagai berikut:

H = U + PV

H : entalpi (joule atau kalori)

U : dalam energi dalam (joule atau kalori)

P : tekanan (atm)

V : volume (liter)

Persamaan ini diperoleh dari penurunan persamaan hukum pertama termodinamika pada tekanan tetap:

q = ∆U – W

q = ∆U + P∆V

q = U2 –U1 + P(V2 –V1)

q = (U2 + PV2) – (U1 + PV1)

q = H2 – H1

q = ∆H

Entalpi (H) adalah besaran mutlak yang tidak dapat diukur atau ditentukan. Pada suatu proses yang terukur adalah harga dari ∆H. Penetuan harga (∆H) tidak bergantung pada jalannya proses namun hanya tergantung pada keadaan awal dan akhir proses (∆H sebagai fungsi keadaan). Nilai ∆H dapat digunakan untuk meramalkan suatu proses reaksi. Bila ∆H > 0 proses berjalan secara endotermis, yaitu sistem menyerap kalor. Bila ∆H = 0 proses berjalan secara adiabatik, semua kalor diubah menjadi kerja. Bila ∆H < 0 proses berjalan secara eksotermis, yaitu sistem melepaskan kalor. Hubungan-hubungan yang melibatkan entalpi diantaranya adalah ∆H adalah suatu sifat ekstensif yaitu perubahan entalpi sebanding dengan jumlah zat yang terlibat dalam reaksi Jika kita gandakan dua kali jumlah zat yang terlibat dalam reaksi maka perubahan entalpi reaksi juga menjadi dua kali. ∆H akan berubah tanda bila arah reaksi berlangsung sebaliknya. Contoh:

½ N2(g) + ½ O2 NO(g) ∆H = +90,37 KJ/mol

Jika reaksi ini dibalik maka ∆H-nya akan berubah tanda.

NO(g) ½ N2(g) + ½ O2 ∆H = -90,37 KJ/mol

Hukum penjumlahan kalor (Hukum Hess) jika suatu proses dianggap berlangsung dalam beberapa tahapan atau tingkatan (baik secara nyata maupun hipotesis) perubahan untuk keseluruhan dapat diperoleh dengan menjumlahkan perubahan-perubahan entalpi dari setiap tahap. Pernyataan ini timbul karena entalpi sebagai fungsi keadaan.

Contoh reaksi penggabungan N2(g) dan O2(g) membentuk NO2(g) melalui tahap pembentukan NO(g).

½ N2(g) + O2(g) NO2(g) ∆H = ?

Reaksi dapat berlangsung dalam dua tahap seperti ditunjukkan di bawah ini. Jika kedua persamaan dijumlahkan, persamaan bersihnya seperti persamaan di atas. Hukum Hess menyatakan bahwa kedua perubahan entalpi dapat juga dijumlahkan menghasilkan ∆H untuk reaksi di atas.

½ N2(g) + ½ O2(g) NO(g) ∆H =+90,37 kJ/mol

NO(g) + ½ O2(g) NO2(g) ∆H = -56,52 kJ/mol

½ N2(g) + O2(g) O2(g) ∆H =+90,37 kJ/mol –56,52 kJ/mol

=+33,85 kJ/mol

Termodinamika didasarkan atas tiga postulat yang dikenal sebagai Hukum Pertama Termodinamika, Hukum Kedua Termodinamika dan Hukum Ketiga Termodinamika. Hukum pertama termodinamika menyatakan hubungan antara kalor (q), kerja (w) dan perubahan energi dalam (∆U), yang menerangkan bahwa energi sistem tersekat adalah tetap. Hukum pertama termodinamika dapat dinyatakan dengan persamaan berikut:

q = ∆U – W

q, ∆U, dan W dalam satuan joule atau kalori. Hukum pertama termodinamika menunjukkan bahwa energi dalam tidak dapat diukur tapi dapat diukur dari nilai kalor dan kerja. Kalor dapat diukur dengan percobaan dan kerja. Kerja dihitung melalui volume dan tekanan yang melawan perubahan itu (Syukri,1999).

Hukum kedua termodinamika mengemukakan bahwa semua proses atau reaksi yang terjadi di alam semesta, selalu disertai dengan peningkatan entropi. Perubahan entropi (dS) adalah suatu fungsi keadaan yang merupakan perbandingan perubahan kalor yang dipertukaran antara sistem dan lingkungan secara reversibel (δqrev) terhadap suhu tertentu T(°C). Persamaan besarnya entropi dinyatakan sebagai berikut:

dS = δqrev/T

Hukum ketiga menyatakan bahwa suatu unsur atau senyawa yang murni dalam bentuk kristal sempurna mempunyai entropi nol pada suhu 0°C, secara matematika dinyatakan sebagai berikut:

Soo = 0

Berdasarkan hukum ketiga dapat dilakukan pengukuran dan perhitungan kalor yang diserap suatu zat murni dari 0°K sampai suhu tertentu. Kerja yang dapat diperoleh dari jumlah kalor sama dengan banyaknya kalor dikurangi sebagian dari jumlah tersebut (Petrucci, 1996).

III. ALAT DAN BAHAN

A. Alat

Alat-alat yang digunakan pada percobaan ini adalah tutup gabus, batang pengaduk, bahan penyekat (styrofoam), termometer, kalorimeter, stopwatch, gelas ukur, neraca analitik, dan gelas beaker.

B. Bahan

Bahan-bahan yang digunakan pada percobaan ini adalah akuades, kristal NaOH, dan es batu.

IV. PROSEDUR PERCOBAAN

A. Penentuan Tetapan kalorimeter

— Dirangkai alat seperti gambar dibawah ini:

— Dimasukkan 50 ml air ke dalam kalorimeter yang telah di rangkai, kemudian di catat suhu awalnya

— Diaduk air dalam kalorimeter, dicatat suhunya setiap 30 detik. Dilakukan selama 4 menit.

— Dimasukkan 50 ml air panas (40oC) pada menit keempat, sambil diaduk terus.

— Diamati dan dicatat suhu air dalam di dalam kalorimeter setiap 30 detik, lakukan pengamatan selama 10 menit.

— Dibuat grafik hubungan antara waktu dengan suhu [T(oC) vs t (detik)] untuk menentukan harga Tc.

B. Penentuan Kalor Peleburan Es

— Dipanaskan 100 ml air dalam gelas piala hingga suhunya 59oC.

— Ditimbang sekitar 50 gram es (catat berat eksak dari es yang digunakan), dan tempatkan dalam dalam kalorimeter. Dilakukan dengan cepat agar es tidak sempat mencair.

— Dimasukkan 30 ml air panas dalam kalorimeter setiap 30 detik. Lakukan selama 4 menit.

— Dicatat suhu campuran air dan es tepat setelah air panas dimasukkan.

— Diaduk campuran air dan es sambil tetap mengamati perubahan suhu yang terjadi.

— Ketika suhu campuran mencapai 9oC, segera dipisahkan air dan es yang masih tersisa.

— Ditimbang segera berat es yang masih tersisa untuk mengetahui berat es yang meleleh.

C. Penentuan Kalor Pelarutan

— Dimasukkan 100 ml air dalam kalorimeter.

— Ditimbang sebanyak 5 butir kristal NaOH, dicatat beratnya dengan teliti.

— Diukur suhu air dalam kalorimeter, dicatat sebagai suhu awal.

— Dimasukkan kristal NaOH yang telah ditimbang tersebut dalam kalorimeter yang telah diisi air, diaduk sampai larut.

— Dicatat suhu campuran setiap 30 detik, mulai dari NaOH dimasukkan sampai dengan menit ke-8.

— Dibuat grafik hubungan antara waktu dengan suhu [T(oC) vs t (detik)] untuk menentkan harga Tc.

DAFTAR PUSTAKA

Hiskia, A dan Tupamalu. 1991. Stoikiometri Energi Kimia. ITB, Bandung.

Petrucci, Ralph H.1987. Kimia Dasar Prinsip dan Terapan Modern Edisi ke-4. Erlangga, Jakarta

Syukri, S. 1999. Kimia Dasar 1. ITB, Bandung..