Praktikum Kimia: ∆H Reaksi Melalui Kalorimeter

Judul Praktikum

∆H Reaksi Melalui Kalorimeter

Tanggal Praktikum

Senin, 26 Septermber 2011

Tujuan Praktikum

Untuk menentukan ∆H reaksi menggunakan kalorimeter, pada reaksi netralisasi HCL dan NaOH.

Landasan Teori

Kalorimeter adalah alat yang digunakan untuk mengukur jumlah kalor yang terlibat dalam suatu perubahan atau reaksi kimia.

Kalorimeter larutan adalah alat yang digunakan untuk mengukur jumlah kalor yang terlibat pada reaksi kimia dalam sistem larutan. Pada dasarnya, kalor yang dibebaskan/diserap menyebabkan perubahan suhu pada kalorimeter. Berdasarkan perubahan suhu per kuantitas pereaksi kemudian dihitung kalor reaksi dari reaksi sistem larutan tersebut. Kini kalorimeter larutan dengan ketelitian cukup tinggi dapat diperoleh dipasaran.

Penentuan kalor reaksi secara kalorimetris merupakan penentuan yang didasarkan atau diukur dari perubahan suhu larutan dan kalorimeter dengan prinsip perpindahan kalor, yaitu jumlah kalor yang diberikan sama dengan jumlah kalor yang diserap.

Alat dan Bahan

  1. Thermometer
  2. Gelas kimia 2 buah
  3. Larutan HCl 25 ml 1M
  4. Larutan NaOH 25 ml 1M
  5. Kalorimeter
  6. Penyumbat kalorimeter yang terbuat dari karet atau gabus.
  7. Corong
  8. Pipet
  9. Lap
  10. Susun alat kalorimeter.
  11. Isi gelas kimia I dengan 25ml HCL
  12. Isi gelas kimia II dengan 25ml NaOH
  13. Ukur suhu pada larutan HCl dan larutan NaOH, kemudian catat suhu setiap larutan.
  14. Hitung suhu rata-ratanya, lalu tuliskan hasilnya.
  15. Tuangkan 25ml HCl ke dalam kalorimeter, disusul 25ml NaOH. Tutup kalorimeter dengan karet penyumbat lalu aduk campuran larutan. Catat suhu campuran larutan.

Cara Kerja

  1. Susun alat kalorimeter.
  2. Isi gelas kimia I dengan 25ml HCL
  3. Isi gelas kimia II dengan 25ml NaOH
  4. Ukur suhu pada larutan HCl dan larutan NaOH, kemudian catat suhu setiap larutan.
  5. Hitung suhu rata-ratanya, lalu tuliskan hasilnya.
  6. Tuangkan 25ml HCl ke dalam kalorimeter, disusul 25ml NaOH. Tutup kalorimeter dengan karet penyumbat lalu aduk campuran larutan. Catat suhu campuran larutan.

Hasil Pengamatan

Suhu awal HCl = 28oC
Suhu awal NaOH = 29oC
Suhu awal rata-rata = 28,5oC
Suhu akhir = 31oC

Perhitungan

t1   = t HCl + t NaOH

2

= 28 + 29

2

= 57 = 28,5oC

2

t2     = 31oC

Jadi, ∆t = t2 – t1

= 31oC – 28,5oC

= 2,5oC

Volume kalorimeter       = 50 ml

(H2O)                     = 50 ml

Massa air                             = 50 gr

Ρair                                         = 1 gr/ml

c = kalor jenis air             = 4,2 J/oC gr

∆t                                           = 2,5oC

C                                             = kapasitas kalor kalorimeter (terkadang diabaikan)

Qreaksi    = Qlarutan + Qkalorimeter

= (m c ∆t) + (C ∆t)

= (50 gr x 4,2 J/oC gr x 2,5oC)

= 535 Joule

∆Hr        = – Q

mol

= – 525   = -21.000 Joule = -21 Kj

25 x 10-3

HCl   +   NaOH   →   NaCl   +   H2O                ∆Hr = -21 Kj

M  =       25 ml     25 ml

1 M        1 M

25 mmol 25 mmol

R    =       25 mmol 25 mmol

Kelemahan

Kelemahan kalorimeter adalah dapat menerima panas. Karena itu kalorimeter harus dikalibrasi menggunakan tetapan yang disebut tetapan kalorimeter. Dengan menggunakan tetapan kalorimeter ini dapat diukur besarnya kalor yang diserap oleh kalorimeter sehingga perubahan kalor dalam reaksi dapat diukur secara keseluruhan.

Kesimpulan

Berdasarkan kegiatan diatas dapat disimpulkan bawah nilai ∆H dapat ditentukan dengan kalorimeter sederhana.

Reaksi HCL + NaOH –> NaCL + H2O merupakan reaksi eksoterm karena hasil dari ∆H adalah negatif.

Daftar Pustaka

http://id.wikipedia.org/wiki/Kalorimeter

Leave a Reply

Fill in your details below or click an icon to log in:

WordPress.com Logo

You are commenting using your WordPress.com account. Log Out / Change )

Twitter picture

You are commenting using your Twitter account. Log Out / Change )

Facebook photo

You are commenting using your Facebook account. Log Out / Change )

Google+ photo

You are commenting using your Google+ account. Log Out / Change )

Connecting to %s