Laporan Praktikum Kimia Dasar 1
-
Upload
istin-nana-robiah -
Category
Documents
-
view
2.271 -
download
0
Transcript of Laporan Praktikum Kimia Dasar 1
ACARA I
PEMISAHAN DAN PEMURNIAN
A. PELAKSANAAN PRAKTIKUM
1. Tujuan Praktikum : Untuk mempelajari teknik pemisahan dan pemurnian suatu zat
dari campurannya.
2. Waktu Praktikum : Jumat, 5 Oktober 2012
3. Tempat Praktikum : Laboratorium Kimia Dasar, Lantai III, Fakultas Matematika
dan Ilmu Pengetahuan Alam, Universitas Mataram.
B. LANDASAN TEORI
Kebanyakan materi yang terdapat di bumi ini tidak murni, tetapi berupa
campuran dari berbagai komponen. Contohnya, tanah terdiri dari berbagai senyawa dan
unsur baik dalam wujud padat, cair dan gas. Untuk memperoleh zat murni kita harus
memisahkannya dari campurannya. Campuran dapat dipisahkan memlalui peristiwa fisika
atau kimia, satu komponen atau lebih direaksikan dengan zat lain sehingga dapat
dipisahkan. Cara atau teknik pemisahan campuran pada jenis, wujud dan sifat komponen
yang terkandung di dalamnya. Jika komponen berwujud padat dan cair, misalnya pasir
dan air, dapat dipisahkan dengan saringan. Saringan bermacam-macam, mulai dari
porinya yang besar sampai yang sangat halus, contohnya kertas saring dan selaput
semipermeabel. Kertas saring dipakai untuk memisahkan endapan atau padatan dari
pelarutnya. Campuran homogen, seperti alkohol dalam air, tidak dapat dipisahkan dengan
saringan, karena partikelnya lolos dalam pori-pori kertas saring da selaput
semipermeabel. Campyran seperti itu dapat dipisahkan dengan cara fisika yaitu destilasi,
rekristalisasi, ekstraksi dan kromaografi (Syukri, 1999:15).
Destilasi adalah suatu teknik pemisahan suatu zat dari campurannya berdasarkan
titik didih. Destilasi ada dua macam, yaitu destilasi sederhana dan destilasi bertingkat.
Destilasi sederhana merupakan proses penguapan yang diikuti pengembunan. Destilasi
dilakukan untuk memisahkan suatu cairan dari campurannya apabila komponen lain tidak
ikut menguap (titik didih komponen lain jauh lebih tinggi). Misalnya pengolahan air
tawar dan air laut. Sementara destilasi bertingkat merupakan proses destilasi berulang-
ulang yang terjadi pada kolom fraksionasi. Kolom fraksionasi terdiri atas beberapa plat
yang lebih tinggi lebih banyak mengandung cairan yang mudah menguap, sedangkan
1
cairan yang tidak mudah menguap lebih banyak dalam kondensat. Contoh destilasi
bertingkat adalah pemisahan campuran alkohol-air, pemurnian minyak bumi dan lain-lain
(Syarifudin, 2008:10).
Rekristalisasi merupakan teknik pemisahan berdasarkan perbedaan titik beku
komponen. Perbedaan itu harus cukup besar dan sebaiknya kompnen yang akan dipisah
berwujud padat dan yang lainnya cair pada suhu kamar. Contohnya garam dapat
dipisahkan dari air karena garam berupa padatan. Air garam bila dipanaskan perlahan
dalam bejana terbuka, maka air akan menguap sedikit demi sedikt. Pemanasan dihentikan
saat larutan tepat jenuh. Jika dibiarkan akhirnya terbentuk kristal gara secara perlahan.
Setelah pengkristalan sempurna, garam dapat dipisahkan dengan menyaring (Syukri,
1999:16).
Selain itu terdapat pula teknik pemisahan dan pemurnian yaitu dekantasi, filtrasi,
sublimasi, ekstraksi, adsorbsi dan koagulasi. Dekantasi adalah proses pemisahan padatan
dari cairan. Padatan dibiarkan turun dari dasar labu, kemudian cairannya dituangkan
dengan hati-hati agar padatan tidak terganggu. Filtrasi adalah proses pemisahan padatan
dari cairan dengan menggunakan bahan perpori yang hanya dapat dilalui oleh cairan.
Sublimasi merupakan teknik pemisahan dan pemurnian suatu zat dari campurannya
dengan jalan memanaskan campuran sehingga dihasilkan sublimat (kumpulan materi
pada tempat tertentu yang terbentuk dari fasa padat ke fasa gas dan kembali lagi ke fasa
padat. Ekstraksi merupakan pemisahan campuran dengan cara ekstraksi berdasakan
perbedaan kelarutan komponen dalam pelarut yang berbeda. Koagulasi adalah proses
pengendapan koloid. Dan adsorbsi adalah kemampuan zat untuk menyerap gas, cairan
atau zat terlarut pada permukaannya (Budiman, 2005 : 21).
Dalam proses pemanasan dapat ditambahkan batu didih (boiling chips). Batu
didih merupakan benda yang kecil, bentuknya tidak rata dan berpori yang biasanya
dimasukkan ke dalam cairan yang dipanaskan. Biasanya batu didih terbuat dari bahan
silika, kalsium, karbonat, porselen maupun karbon. Batu didih sederhana biasa dibuat dari
pecahan-pecahan kaca, keramik maupun batu kapur, selama bahan tersebut tidak biasa
larut dalam cairan yang dipanaskan. Fungsi penambahan batu didih ada 2 yaitu : untuk
meratakan panas sehingga panas menjadi homogen pada seluruh bagian larutan dan untuk
menghindari titik lewat didih. Pori-pori dalam batu didih akan memnbantu penangkapan
udara pada larutan dan melepaskannya ke permukaan larutan. Tanpa batu didih, maka
larutan yang dipanaskan akan menjadi superheated pada bagian tertentu, lalu tiba-tiba
2
akan mengeluarkan uap panas yang bisa menimbulkan letupan atau ledakan. Batu didih
tidak boleh dimasukkan pada saat larutan akan mencapai titik didihnya. Jika batu didih
dimasukkan pada larutan yang sudah hampir mendidih, maka akan terbentuk uap panas
dalam jumlah yang besar secara tiba-tiba. Hal ini bisa menyebabkan ledakan atau
kebakaran. Jadi, batu didih harus dimasukkan ke dalam cairan sebelum cairan itu mulai
dipanaskan. Jika batu didih akan dimsukkan di tengah-tengah pemanasan, maka suhu
cairan harus diturunkan terlebih dahulu. Sebaiknya batu didih tidak dipergunakan secara
berulang-ulang karena pori-pori dalam batu didih bisa tersumbat zat pengotor (Khasani,
1990:11).
C. ALAT DAN BAHAN PRAKTIKUM
1. Alat-alat Praktikum
a. Alat destilasi biasa
b. Cawan Penguap
c. Gelas kimia 100 ml
d. Gelas kimia 200 ml
e. Hot plate
f. Labu erlenmeyer
g. Penjepit
h. Pipet tetes
i. Saptula
j. Tabung reaksi
k. Gelas ukur
l. Termometer
2. Bahan-bahan Praktikum
a. Alkohol (C2H5OH)(aq)
b. Aquades (H2O)(aq)
c. Batu didih
d. Bubuk kapur (CaCO3)(s)
e. Garam dapur kotor (NaCl)(s)
f. Iodium (I2)(s)
g. Kloroform (CHCl3)(aq)
h. Tembaga sulfat (CuSO4)(s)
3
i. Tissue
D. PROSDUR PERCOBAAN
1. Filtrasi (penyaringan) dan sentrifugasi (proses pengendapan) bubuk kapur (CaCO3)
a. Dimasukkan 3 sendok bubuk kapur (CaCO3) ke dalam gelas kimia (tempat
untuk melarutkan zat yang tidak membutuhkan ketelitian yang tinggi) yang
berisi aquades (H2O) ± 25 ml, diaduk.
b. Sebagian isi dituang kedalam 2 tabung sentrifugasi (tabung yang digunakan
dalam pemutaran) atau tabung reaksi, lalu disentrifugasi (diendapkan).
masing-masing 5 ml.
c. Dipisahkan sentrat (hasil sentrifugasi) dari endapan dengan cara dekantasi
(proses pengendapan).
d. Bagian isi lainnya (15 ml) dalam gelas kimia disaring dengan menggunakan
kertas saring dan filtrat (hasil saringan) ditampung.
e. Dibandingkan filtrat (hasil saringan) dan sentratnya (hasil sentrifugasi).
2. Rekristalisasi (teknik pemisahan berdasarkan titik beku komponen) garam dapur
kotor (NaCl)
a. Dilarutkan garam dapur (NaCl) dengan aquades (H2O) sedikit mungkin.
b. Larutan garam disaring dan filtratnya (hasil saringan) diuapkan dengan gelas
kimia sampai kering dan membentuk kristal NaCl baru.
c. Setelah mengkristal, pemanasan dihentikan.
d. Dibandingkan garam (NaCl) sebelum dan sesudah proses.
3. Rekristalisasi (teknik pemisahan berdasarkan titik beku komponen) CuSO4 atau
tembaga (II) sulfat
a. Dilarutkan 1 gram tembaga (II) sulfat (CuSO4) ke dalam sedikit aquades
(H2O).
b. Ditambahkan batu didih 3 butir dan diuapkan hingga membentuk kristal baru.
c. Dibandingkan CuSO4 sebelum dan sesudah proses.
4. Ekstraksi Iodium (I2)
a. Dimasukkan beberapa butir iodium (I2) ke dalam tabung reaksi yang berisi 5
ml aquades (H2O), dikocok dan diperhatikan warnanya.
b. Larutan disimpan di lemari asam dan ditetesi beberapa tetes CHCl3
(kloroform).
4
c. Larutan dikocok dengan cara membenturkan dasar tabung dengan telapak
tangan.
d. Diamati perubahan yang terjadi.
5. Destilasi (pemisahan menggunakan perbedaan titik didih) C2H5OH 96%
a. Dilarutkan 10 ml alkohol (C2H5OH) dengan 5 ml aquades (H2O) ke dalam
gelas kimia.
b. Hasil campuran larutan kemudian dipindahkan ke labu alas bundar.
c. Dipasang set alat destilasi biasa kemudian larutan didestilasi sampai suhu
ruangan pada labu alas bundar di bawah 90ºC.
d. Hasil destilat ditampung pada gelas erlenmeyer dan diukur volumenya.
E. HASIL PENGAMATAN
No. Prosedur Hasil Pengamatan
1. Filtrasi dan Sentrifugasi
Bubuk kapur (CaCO3) 3 sendok +
H2O 25 ml
Larutan CaCO3+Aquades yang
difiltrasi menghasilkan filrat yag
jernih (bening).
Larutan 5 ml campuran dari
CaCO3+Aquades setelah
disentrifugasi menghasilkan
endapan dan sentrat.
Sehingga perbedaan antara hasil
filtrasi (filtrat) dengan hasil
sentrifugasi (sentrat) adalah filtrat
lebih jernih dan sentrat lebih
keruh.
2. Rekristalisasi Garam Dapur Kotor
Dicampur NaCl + H2O
Larutan difiltrasi
Dipanaskan dengan hot plate.
Garam dapur yang kotor setelah
difitrasi dan diuapkan
menghasilkan kristal-kristal garam
baru yang lebih bersih.
3. Rekristalisasi CuSO4
Dicampur 1 gr CuSO4 + H2O Warna CuSO4 + H2O = biru muda
5
Dimasukkan batu didih
Dipanaskan dengan hot plate
dan menghasilkan letupan yang
merata saat dipanaskan dan warna
yang lebih tua dari semula.
4. Ekstraksi Iodium
Beberapa butir I2 + H2O 5 ml
Dikocok dan perhatikan
warna.
Dimasukkan dalam lemari
asam.
Ditetesi CHCl3
Dikocok dan perhatikan
perubahannya.
Warna I2 + H2O = kekunigan
kusam.
Setelah ditetesi kloroform warna
menjadi lebih kuning kusam, dan
di dasarnya terbentuk endapan gel
berwarna ungu seperti minyak.
5. Destilasi alcohol 96 %
Dicampurkan C2H5OH 10 ml
+ H2O 5 ml.
Dipindahkan ke labu alas
bundar.
Pasang set alat destilasi.
Panaskan di atas soxhlet.
Mengamati komponen yang ada
pada alat destilasi biasa
F. ANALISIS DATA
1. Gambar set alat destilasi biasa
Keterangan gambar beserta fungsinya :6
1. Termometer
2. Air keluar
3. Labu alas bundar
4. Kondensor liebig
5. Air dingin masuk
6. Panas
7. Destilat
8. Air dingin
2. Perhitungan
Diketahui :
a. Volume destilasi= 13 ml
b. Volume aquades=5 ml
c. Volume etanol= 15 ml
d. Konsentrasi alkohol=96 %= konsentrasi etanol 96 %
Penyelesaian :
a. Vetanol murni
Vetanol murni = Vetanol mula-mula x % etanol
= 15 ml x 96 %
= 14,4 ml
b. % alkohol dalam campuran
% alkohol dalam campuran = Vetanol murni x 100%
Vcampuran
= 14,4 ml x 100%
19,4 ml
= 74,22 %
c. % volume destilasi = Vdestilasi x 100%
Vetanol murni
=90,27 %
G. PEMBAHASAN
7
Pada praktikum acara 1 yaitu pemisahan dan pemurnian ini, dilakukan beberapa
percobaan untuk memisahkan suatu zat dari campurannya. Beberapa cara pemisahanyang
digunakan pada praktikum ini adalah filtrasi (penyaringan), sentrifugasi, rekristalisasi,
ekstraksi dan destilasi.
Pada percobaan pertama yaitu proses filtrasi dan sentrifugasi pada larutan kapur
(CaCO3). Untuk memisahkan campuran ini digunakan dua cara yaitu filtrasi dan
sentrifugasi, yang kemudian hasil sentrat dan filtratnya dibandingkan. Hasil yang diperoleh
adalah filtrat air kapur yaitu cairan yang jernih dan bening sedangkan sentrat air kapur cair
yang sedikit keruh. Ini menunjukkan tingkat kejernihan dengan menggunakan filtrasi dan
sentrifugasi adalah berbeda. Jika dibandingkan maka filtrat air kapur lebih jernih
dibandingkan dengan sentrat air kapur. Ini terjadi karena filtrasi menggunakan keras saring
sehingga endapan-endapan kapur dapat tertahan pada kertas saring yang terbuat dari bahan
berpori dan teksturnya kasar. Sedangkan dengan proses sentrifugasi, sentrat yang
dihasilkan dengan pemutaran dan pemisahan partikel menurut massa molar yang paling
besar ke bawah, sehingga molekul yang lebih ringan berada lebih dekat ke permukaan dan
menghasilkan sentrat air kapur yang sedikit keruh.
Pada percobaan kedua yaitu proses pelarutan garam dapur kotor dan ditimbangkan
kemudian dicampurkan dengan aquades dihasilkan garam yang awalnya kotor berwarna
keabuan berubah menjadi kristal garam yang lebih bersih dan lebih halus dari sebelumnya.
Hal ini disebabkan karena adanya proses filtrasi sebelum garam diuapkan. Pada saat filtrasi
butir-butir pengotornya akan tertinggal pada kertas saring yang berpori sehingga garam
yang dihasilkan lebih bersih dan jernih serta butiran-butirannya kecil dan halus.
Pada percobaan ketiga yaitu rekristalisasi CuSO4. Larutan aquades yang
dicampurkan dengan padatan CuSO4 yang berwarna biru kemudian dipanaskan dan
ditambahkan batu didih dihasilkan padatan CuSO4 yang awalnya berwarna biru tua
berubah menjadi lebih muda yaitu warna biru muda. Hal ini disebabkan karena pada saat
pemanasan CuSO4 memudar akibat kandungan air bertambah. Tembaga (Cu) termasuk
unsur golongan transisi yang memiliki sifat khas yaitu membentuk senyawa berwarna baik
dalam bentuk padatan maupun larutan sehingga padatan CuSO4 yang berada di dalam
aquades tetap berwana biru meski berubah menjadi lebih muda. Zat yang berwarna apabila
zat itu menyerap sebagai warna dan perpaduan warna yang dipantulkan bukan warna yang
diserap dan kandungan air tertentu. Pada percobaan dicelupkan batu didih yang berfungsi
untuk meratakan panas sehingga panas menjadi homogen pada seluruh bagian larutan dan
8
utuk menghindari titik lewat didih. Pori-pori dalam batu didih akan membantu
penangkapan udara pada larutan dan melepasnya ke permukaan larutan dan ini akan
menyebabkan timbulnya gelembung-gelembung kecil pada batu didih. Tanpa batu didih
maka larutan yang dipanaskan akan menjadi superheated pada bagian tertentu, lalu tiba-
tiba akan mengeluarkan uap panas yang bisa menimbulkan letupan atau ledakan.
Pada percobaan ke empat yaitu ekstraksi iodium (I2) yang padat berwarna
kecoklatan, yang dimasukkan ke dalam aquades dihasilkan Iodium ditambahkan kloroform
(CHCl3) yang menghasilkan cairannya menjadi berwarna kekuningan (kusam), setelah
dicampurkan dengan 1 ml kloroform warna berubah menjadi lebih pekat (kuning tua
kecoklatan) didasarnya yaitu suatu minyak warna ungu tua dengan cairan di atasnya
berwarna kuning pekat. Iodium tidak dapat larut di dalam aquades karena Iodium
merupakan salah satu unsur halogen yang molekulnya bersifat nonpolar sehingga Iodium
tidak reaktif dan sukar larut dalam air karena air bersifat polar. Namun unsur halogen akan
larut dalam pelarut nonpolar tidak beroksigen seperti koroform (CHCl3). Sehingga setelah
ditetesi kloroform terbentuk endapan gel berwarna ungu kepekatan. Terbentuknya endapan
tergantung kelarutan zat di dalam pelarut, semakin rendah maka semakin rendah dan
mudah pencapaian larutan jenuhnya.
Pada percobaan kelima yaitu percobaan yang terakhir adalah destilasi biasa,
namun di dalam percobaan yang ke lima ini kita hanya memahami ala-alat destilasi atau
komponen dan fingsinya yaitu jika menggunakan alat destilasi biasa maka hasilnya adalah
cairan yang lebih bening dan jernih. Proses kerja destilasi menggunakan perbedaan titik
didih dua laruta atau lebih. Jika campuran dipanaskan maka komponen yang titik didihnya
lebih rendah akan menguap lebih dahulu. Dengan mengatur suhu secara cermat, kita dapat
menguapkan dan kemudian mengembunkan komponen dari komponen secara bertahap.
Dan pengembunan terjadi dengan mengalirkan uap ke tabung pendingin. Titik didih etanol
adalah 78℃ sedangkan aquades 100 ℃.
H. PENUTUP
Berdasarkan percobaapercobaan yang dilakukan dapat disimpulkan bahwa
pemisahkan dan pemurnian suatu zat dari campurannya dapat dilakukan dengan cara
filtrasi, sentrifugasi, rekristalisasi dan destilasi. Filtrasi adalah teknik pemisahan biasa
dengan menggunakan kertas saring. Teknik pemisahan rekristalisasi berdasarkan
9
perbedaan titik beku komponen. Sedangkan teknik pemisahan destilasi berdasarkan
perbedaan titik didih.
10
DAFTAR PUSTAKA
Anwar, Budiman. 2005. Kimia. Bandung : Yrama Widya.
Imam Khasani, Soemanto. 1990. Keselamatan Kerja dalam Laboratorium Kimia. Jakarta :
Gramedia.
Syarifudin. 2008. Kimia. Tangerang : Scientific Press.
Syukri. 1999. Kimia Dasar I. Bandung : ITB.
11
ACARA II
REAKSI-REAKSI KIMIA
A. PELAKSANAAN PRAKTIKUM
1. Tujuan Praktikum : 1. Untuk mengenal berbagai reaksi kimia.
2. Untuk menentukan stoikiometri reaksi.
2. Waktu Praktikum : Jumat, 12 Oktober 2012
3. Tempat Praktikum : Laboratorium Kimia Dasar, Lantai III, Fakultas Matematika dan
Ilmu Pengetahuan Alam, Universitas Mataram.
B. LANDASAN TEORI
Reaksi kimia adalah suatu reaksi antar senyawa kimia atau unsur kimia yang
melibatkan perubahan struktur dari molekul, yang umumnya berkaitan dengan
pembentukan dan pemutusan ikatan kimia. Dalam suatu reaksi kimia terjadi proses ikatan
imia, di mana atom zat mula-mula (edukte) bereaksi menghasilkan hasil (produk).
Berlangsungnya proses ini dapat memerlukan energi (reaksi endotermal) atau melepaskan
energi (reaksi eksotermal) (Raif, 2010:2).
Suatu reaksi kimia adalah proses dimana ikatan atom di dalam molekul-molekul zat
yang bereaksi dipecahkan, diikuti oleh penyusunan kembali dari atom-atom tersebut
dalam kombinasi molekul yang baru. Dengan kata lain, timbul zat kimia baru dan lama
hilang, tetapi atom-atomnya tetap sama (Djojodihardjo, 1987 : 103).
Reaksi kimia menggabungkan unsur-unsur menjadi senyawa, penguraian senyawa
menghasilkan unsur-unsurnya dan transportasi mengubah senyawa yang ada menjadi
senyawa baru. Oleh karena atom tidak dapat dimusnahkan dalam reaksi kimia, maka
jumlah atom (atau mol atom) dan setiap unsur sebelum dan sesudah reaksi selalu sama.
Kekuatan materi dalam perubahan kimia ini terlihat dari persamaan kimia yang balans
untuk proses reaksi tersebut. Berdasarkan kesetaraan reaksi, ada reaksi stoikiometri dan
pereaksi pembatas (Oktoby, 1998:42).
Salah satu pentingnya persamaan reaksi adalah dalam merencanakan percobaan
yang mana persamaan reaksi memungkinkan kita menetapkan hubungan kuantutatif yang
terjadi antara peraksi dan hasil reaksi. Persamaan reaksi harus seimbang berarti reaksi
harus mengikuti huku konservasi dimana jumlah setiap macam atom dikedua sisi anak
panah harus sama (Brady, 1999:83).
12
Bidang kimia yang mempelajari aspek kuanitatif unsur dalam suatu senyawa atau
reaksi disebut stoikiometri (bahasa Yunani: stoichcion: unsur, metiazn: mengukur).
Dengan kata lain, stoikiometri adalah perhitungan kimia yang menyangkut hubungan
kuantitaif zat yang terlibat dalam reaksi (Syukri, 1999:23).
Stoikiometri berarti mengukur unsur-unsur. Pengertian unsur-unsur dalam hal ini
adalah partikel-partikel atom, ion, molekul atau elektron yang terdapat dalam unsur atau
senyawa yang terlibat dalam reaksi kimia. Stoikiometri menyangkut cara untuk
menimbang dan menghitung spesi-spesi kimia atau dengan kata lain stoikiometri adalah
bagian tentang hubungan-hubungan kuantitatif dalam reaksi kimia (Achmad, 1991:1).
Persamaan kimia terdiri dari pereaksi yang ditulis di sebelah kiri, kemudian anak
panah yang menunjukkan arah reaksi dan terakhir produk yang ditulis sebelah kanan,
dengan catatan banyanya unsur di sebelah kiri dan kanan harus sama. Untuk kebanyakan
unsur kimianya biasanya ditulis lambangnya saja. Sebagai cntoh natrium: Na, Li (Besi
Fe), Hg dan Ag. Tetapi ada tujuh unsur berupa molekul diatomik yang sudah kita kenal
yaitu H2, N2,O2F2, Cl2, Br2, dan I2. Ketiga unsur tersebut harus ditulis berupa molekul
diatomik. Tetapi kadang-kadang usnur tersebut tidak dalam bentuk molekul diatomik
sehingga penulisannya sesuai dengan sruktur molekulnya (Prasetiawan, 2008:37).
C. ALAT DAN BAHAN
1. Alat-alat Praktikum
a. Gelas kimia 100 ml
b. Gelas kimia 250 ml
c. Gelas ukur 25 ml
d. Gelas ukur 50 ml
e. Pipet tetes
f. Rak tabung reaksi
g. Spatula
h. Tabung reaksi
i. Termometer
2. Bahan-bahan Praktikum
a. Aquades (H2O)(aq)
b. Larutan Aluminium Sulfat AI2 (SO4) 0,1 M
c. Larutan Amonium hidroksida (NH4(OH)) 1 M
13
d. Larutan Asam asetat (CH3COOH) 0,05
e. Larutan Asam Klorida (HCI) 0,05 M
f. Larutan Klorida (HCl) 1 M
g. Larutan indikator Fenolftalein (PP)
h. Larutan Kalium Kromat (K2CrO4) 0,1 M
i. Larutan Kalium di kromat (K2Cr2O7) 0,1 M
j. Larutan Natrium Hidroksida (NaOH) 2 M
k. Larutan Natrium Hidroksida (NaOH) 0,05 M
l. Larutan Natrium Hidroksida (NaOH) 1 M
m. Larutan Tembaga Sulfat (CuSO4) 1 M
D. PROSEDUR PENELITIAN
1. Reaksi Kimia
a. Ke dalam 2 buah tabung reaksi, dimasukkan masing-masing 10 tetes larutan HCL
1 M kedalam tabung pertama dan larutan CH3COOH 0,1 M. Ditambahkan masing-
masing 1 tets larutan indikator PP. Diamati perubahan yang terjadi.
b. Ke dalam 2 tabung reaski lain dimasukkan larutan NaOH 1 M masing-masing 10
tetes. Ditambhkan pada keduanya 1 tetes larutan indikatr.
c. Dicampurkan kedua asam (tabung a) dengan basa (tabung b).diamati perubahan
yang terjadi.
d. Dimasukkan ke dalam 2 tabung reaksi amsing-masing 10 tets larutan kalium
kromat, K2CrO4 0,1 M. Ke dalam tabung pertama ditambahkan larutan HCl 1 M.
Dikook dan diamati. Ke dalam tabung lainnya ditambahkan larutan NaOH 1 M.
Disimpan dan dibandingkan dengan percobaan e.
e. Dimasukkan ke dalam 2 tabung reaksi masing-masing 10 tetes larutan kalium
dikromat K2CrO7 1 M. Kemudian diperlukan seperti percobaan (d) di atas.
Dibandingkan dengan larutan (d) dan (e).
f. Dimasukkan 10 tetes larutan Al2(SO4)3 0,1 M ke dalam tabung reaksi.
Ditambahkan dengan larutan NaOH 1 M tetes demi tetes dan perhatikan apa yang
terjadi.
g. Dimasukkan 10 tetes laruta Al2(SO4)3 0,1 M ke dalam tabung reaksi. Ditambahkan
lagi dengan NH4OH 1 M setetes demi tetes dan diamati. Dibandingkan dengan
alrutan pada percobaan (f).
14
2. Variasi Kontinu
a. Stoikiometri Sistem CuSO4 – NaOH
1. Ke dalam 4 tabung reaksi kimia dimasukkan berturut-turut 5,10,15 dan 20 ml
larutan NaOH 2 M. Kemudian diukur suhu awalnya masing-masing.
2. Ke dalam 4 buah gelas kimia dimasukkan berturut-turut 5,10,15 dan 20 ml
larutan CuSO4 1 M. Kemudia diukur suhu awalnya.
3. Larutan NaOH 2 M pada gelas kimia (a) dicampurkan dengan larutan CuSO4 1
M pada gelas (b), 20 ml NaOH dicampurkan dengan 5 ml CuSO4 1 M. 15 ml
NaOH dicampurkan dengan 10 ml CuSO4 1 M. 10 ml NaOH dicampurkan
dengan 15 CuSO4 1 M. 5 ml NaOH diampurkan dengan 20 ml CuSO4 1 M,
kemudian diukur suhu campuran masing-masing.
b. Stoikiometri Asam – Basa
Ke dalam 7 buah tabung reaksi dimasukkan berturut-turut 0,1,2,3,4,5 dan 6 ml
larutan NaOH 1 M, kemudian diukur suhu awalnya.
Ke dalam 7 buah tabung reaksi lain diamsukkan 0,1,2,3,4,5 dan 6 ml larutan
HCl 1 M, kemudian diukur suhunya.
Larutan NaOH 1 M pada tabung (a) dicampurkan dengan larutan HCl 1 M
pada tabung (b). 0 mL NaOH diampurkan dengan 6 mL HCl 1 M. 1 ml NaOH
dicampurkan dengan 5 ml HCl 1 M. 2 mL NaOH diampurkan dengan 4 mL
HCl 1 M. 3 mL NaOH diampurkan dengan 3 mL HCl 1 M. 4 mL NaOH
diampurkan dengan 2 mL HCl 1 M. 5 mL NaOH diampurkan dengan 1 mL
HCl 1 M. 6 mL NaOH diampurkan dengan 0 mL HCl 1 M. Masing-masing
campuran diuur suhunya.
E. HASIL PENGAMATAN
No. Prosedur Hasil Pengamatan
1. Reaksi-reaksi kimia
a. - 10 tetes HCl 0,05 M + 1 tetes
pp.
- 10 tetes CH3COOH 0,05 M +
1 tetes pp.
b. - 10 tetes NaOH 0,05 M + 1
tetes pp.
- 10 tetes NaOH 0,05 M + 1
Warna awal HCl bening.
HCl 0,05 M + 1 tetes pp = bening
Warna awal NaOH= merah muda
keunguan
NaOH + 1 tetes pp = ungu
15
tetes pp.
c. - (10 tetes HCl 0,05 M + 1 tetes
pp) + (10 tetes NaOH 0,05 M
+ 1 tetes pp).
- (10 tetes CH3COOH 0,05 M
+ 1 tetes pp) + 10 tetes
NaOH 0,05 M + 1 tetes pp).
d. - 10 tetes K2CrO4 0,1 M + HCl
1 M
- 10 tetes K2CrO4 0,1 M +
NaOH 1 M
e. - 10 tetes K2Cr2O7 0,1 M + HCl
1 M
- 10 tetes K2Cr2O7 0,1 M +
NaOH 1 M
f. 10 tetes Al2(SO4)3 0,1 M + tetes
demi tetes NaOH 1 M
g. 10 tetes Al2(SO4)3 0,1 M + 5
tetes NH4OH 1 M + tetes demi
tetes NH4OH 1 M
Warna campuran= merah muda
keunguan
Mula-mula= kuning
K2CrO4 0,1 M + HCl 1 M=orange
K2CrO4 0,1 M + NaOH=Kuning terang
Mula-mula= orange
K2CrO4 0,1 M + HCl 1 M=orange
K2CrO4 0,1 M + NaOH=Kuning
Tetes 1=keruh
Tetes ke-2= sampai ke-3 makin keruh
Tetas ke-4= benar-benar keruh dan
pekat
Tetes ke-5= kembali bening seperti
semula
Larutan sedikit keruh dan semakin
keruh
2. Stoikiometri system CuSO4-
NaOH
a. - CuSO4 1 M 5 ml (diukur
suhu).
- NaOH 1 M 20 ml (diukur
suhu)
- kedua larutan dicampur.
Suhu awal NaOH 20 ml, 10 ml, 5 ml
dan 15 ml 2 M =31℃ (bening)
Suhu awal CuSO4 20 ml, 10 ml, 5 ml
dan 15 ml 1 M= 31ºC (bening)
Warna campuran = biru pekat, keruh,
terdapat endapan (suhu campuran
32ºC).
Suhu awal CuSO4 = 32ºC (biru muda)
16
b. - CuSO4 1 M 15 ml (diukur
suhu).
- NaOH 1 M 10 ml (diukur
suhu)
- kedua larutan dicampur.
c. - CuSO4 1 M 20 ml (diukur
suhu).
- NaOH 1 M 5 ml (diukur
suhu)
- kedua larutan dicampur.
d. - CuSO4 1 M 10 ml (diukur
suhu).
- NaOH 1 M 15 ml (diukur
suhu)
- kedua larutan dicampur.
Suhu awal NaOH = 31ºC (bening)
Warna campuran = biru kehijauan,
terdapat endapan, agak kental (suhu
campuran 32ºC).
Suhu awal CuSO4 = 33ºC (biru muda)
Suhu awal NaOH = 31ºC (bening)
Warna campuran = biru muda, terdapat
endapan (suhu campuran 31ºC).
Suhu awal CuSO4 = 32,5ºC (biru
muda)
Suhu awal NaOH = 31ºC (bening)
Warna campuran = biru tua, terdapat
endapan, keruh (suhu campuran 32ºC).
3. Stoikiometri asam-basa
a. Dimasukkan dalam tabung
reaksi 6 ml HCl 1 M (diukur
suhu).
b. Dimasukkan dalam tabung
reaksi 6 ml NaOH 1 M (diukur
suhu).
c. - HCl 1 M 5 ml (diukur suhu).
- NaOH 1 M 1 ml (diukur
suhu)
- kedua larutan dicampur.
d. - HCl 1 M 4 ml (diukur suhu).
- NaOH 1 M 2 ml (diukur
suhu)
- kedua larutan dicampur.
Suhu awal HCl = 28ºC (bening)
Suhu awal NaOH = 30ºC (bening)
Suhu awal HCl = 29ºC (bening)
Suhu awal NaOH = 28ºC (bening)
Suhu campuran = 30ºC (bening)
Suhu awal HCl = 30ºC (bening)
Suhu awal NaOH = 29ºC (bening)
Suhu campuran = 31ºC (bening)
17
e. - HCl 1 M 3 ml (diukur suhu).
- NaOH 1 M 3 ml (diukur
suhu)
- kedua larutan dicampur.
f. - HCl 1 M 2 ml (diukur suhu).
- NaOH 1 M 4 ml (diukur
suhu)
- kedua larutan dicampur.
g. - HCl 1 M 1 ml (diukur suhu).
- NaOH 1 M 5 ml (diukur
suhu)
- kedua larutan dicampur.
Suhu awal HCl = 28ºC (bening)
Suhu awal NaOH = 29ºC (bening)
Suhu campuran = 31ºC (bening)
Suhu awal HCl = 29ºC (bening)
Suhu awal NaOH = 29ºC (bening)
Suhu campuran = 30ºC (bening)
Suhu awal HCl = 31ºC (bening)
Suhu awal NaOH = 29ºC (bening)
Suhu campuran = 28ºC (bening)
F. ANALISIS DATA
1. Reaksi-Reaksi Kimia
a. Reaksi Kimia
1) HCl (aq) + NaOH (aq) NaCl (s) + H2O (l)
2) CH3COOH(aq)+ NaOH (aq) CH3COONa (s) + H2O (l)
3) K2CrO4 (aq) + 2 HCl (aq) 2 KCl (aq) + H2CrO4 (aq)
4) K2CrO4 (aq) + 2 NaOH (aq) Na2CrO4 (aq) + 2 KOH (aq)
5) K2Cr2O7 (aq) + 2 HCl (aq) 2 KCl (aq) + H2Cr2O7 (aq)
6) K2Cr2O7 (aq) + 2 NaOH (aq) 2 KOH (aq) + Na2Cr2O7 (aq)
7) Al2(SO4)3 (aq) + 6 NH4OH (aq) 3 (NH4)2SO4 (aq) + 2 Al(OH)3 (s)
8) Al2(SO4)3 (aq) + 6 NaOH (aq) 3 Na2SO4 (aq) + 2 Al(OH)3 (s)
2. Variasi Kontinu
a. Stoikiometri Sistem CuSO4 – NaOH
o Perhitungan mol larutan CuSO4 1 M
- Untuk 5 mL CuSO4 1 M
18
Mol CuSO4 = M . V
= 1 . 5
= 5 mmol
- Untuk 15 mL CuSO4 1 M
Mol CuSO4 = M . V
= 1 . 15
= 15 mmol
- Untuk 20 mL CuSO4 1 M
Mol CuSO4 = M . V
= 1 . 20
= 20 mmol
- Untuk mL 10 mL CuSO4 1 M
Mol CuSO4 = M . V
= 1 . 10
= 10 mmol
o Perhitungan mol larutan NaOH 1 M
- Untuk 20 mL larutan NaOH 2 M
Mol NaOH = M . V
= 2 M . 20ml
= 40 mmol
- Untuk 10 mL larutan NaOH 2 M
Mol NaOH = M . V
= 2 M . 10 ml
= 20 mmol
- Untuk 5 mL larutan NaOH 2 M
Mol NaOH = M . V
= 2 M . 5ml
= 10 mmol
- Untuk 15 larutan NaOH 2 M
Mol NaOH = M . V
= 2M . 15 ml
= 30 mmol
19
o Perhitungan ∆ T Larutan (℃)
a. Mencari suhu mula-mula (Tm)
T M=T NaOH+T CuSO4
2
T M 1=T NaOH+T CuSO4
2
¿ 310C+310C2
= 310C
T M 2=T NaOH+T CuSO4
2
¿ 310C+310C2
= 310C
T M 3=T NaOH+T CuSO4
2
¿ 310C+310C2
= 310C
T M 4=T NaOH+T CuSO4
2
¿ 310C+310C2
= 310C
b. Mencari ΔT
ΔT = Ta(Suhu Akhir)-Tm(Suhu mula-mula)
ΔT1 =Ta-Tm
= 320C-310C
=1 0C
ΔT2 = Ta-Tm
=330C-310C
=20C
ΔT3 = Ta-Tm
=320C-310C
=10C
ΔT4 = Ta-Tm
20
=330C-310C
=20C
c. Tabel Stoikiometri Sistem CuSO4 – NaOH
V NaOHV
CuSO4
T
NaOH
T
CuSO4
TM TA ΔTmmol
NaOH
mmol
CuSO4
20 mL 5 mL 310C 310C 310C 320C 10C 40 mmol 5 mmol
10 mL 15 mL 310C 310C 310C 330C 20C 20 mmol 15 mmol
5 mL 20 mL 310C 310C 310C 320C 10C 10 mmol 20 mmol
15 mL 10 mL 310C 310C 310C 330C 20C 30 mmol 10 mmol
d. Grafik hubungan antara ΔT dengan mmol CuSO4 dan NaOH
5 10 15 300
0.5
1
1.5
2
2.5ΔT 0C
mmol
40 30 20 10 NaOH
CuSO4
- Persamaan reaksi:
CuSO4 (aq) +2 NaOH (aq) Na2SO4 (aq) + Cu(OH)2 (aq)
- Perbandingan Titik puncak tertinggi grafik di atas menunjukkan perbandingan
a. Titik puncak mmol CuSO4 (aq) berada pada 2oC (ΔT)
b. Titik puncak mmol NaOH berada pada 2oC (ΔT)
a. Perbandingan ΔT = CuSO4 : NaOH
21
= 2oC : 2oC
= 1 : 1
b. Perbandingan mmol CuSO4 : NaOH
CuSO4 : NaOH =10 : 30
=1 : 3
CuSO4 : NaOH =15 : 20
=3 : 4
b. Stoikiometri Asam – Basa
1. Perhitungan mol larutan HCl 1 M
Untuk 6 mL HCl 1 M
Mol HCl = M . V
= 1M . 6ml
= 6 mmol
Untuk 5 mL HCl 1 M
Mol HCl = M . V
= 1M . 5ml
= 5 mmol
Untuk 4 mL HCl 1 M
Mol HCl = M . V
= 1M . 4ml
= 4 mmol
Untuk 3 mL HCl 1 M
Mol HCl = M . V
= 1M . 3ml
= 3 mmol
Untuk 2 mL HCl 1 M
Mol HCl = M . V
= 1M . 2ml
= 2 mmol
Untuk 1 mL HCl 1 M
Mol HCl = M . V
= 1M . 1ml
= 1 mmol
Untuk 0 mL HCl 1 M22
Mol HCl = M . V
= 1M . 0
= 0 mmol
2. Perhitungan mol larutan NaOH 2 M
a. Untuk 0 mL NaOH 2 M
Mol HCl = M . V
= 2M . 0
= 0 mmol
b. Untuk 1 mL NaOH 2 M
Mol HCl = M . V
= 2M . 1ml
= 2 mmol
c. Untuk 2 mL NaOH 2 M
Mol HCl = M . V
= 2M . 2ml
= 4 mmol
d. Untuk 3 mL NaOH 2 M
Mol HCl = M . V
= 2M . 3ml
= 6 mmol
e. Untuk 4 mL NaOH 2 M
Mol HCl = M . V
= 2M . 4ml
= 8 mmol
f. Untuk 5 mL NaOH 2 M
Mol HCl = M . V
= 2M . 5ml
= 10 mmol
g. Untuk 6 mL NaOH 2 M
Mol HCl = M . V
= 2M . 6ml
= 12 mmol
3. Perhitungan ΔT Larutan (oC)
23
a. Mencari Suhu Mula-mula (TM)
T M=T NaOH+T HCl2
T M 1=T NaOH+T HCl
2
¿ 30,50C+30,50 C2
= 30,50C
T M 2=T NaOH+T HCl
2
¿ 310C+310C2
= 310C
T M 3=T NaOH+T HCl
2
¿ 320C+310C2
= 31,50C
T M 4=T NaOH+T HCl
2
¿ 32C+310C2
= 31,50C
T M 5=T NaOH+T HCl
2
¿ 310C+320C2
= 31,50C
T M 6=T NaOH+T HCl
2
¿ 310C+310C2
= 310C
T M 7=T NaOH+T HCl
2
¿ 310C+310C2
24
= 310C
b. Mencari ΔT
ΔT= Ta (suhu akhir) – Tm (suhu mula-mula)
ΔT1 = TA – TM
= 30,50C – 30,50C
= 00C
ΔT2 = TA – TM
= 340C – 310C
= 30C
ΔT3 = TA – TM
= 360C – 31,50C
= 5,50C
ΔT4 = TA – TM
= 350C – 31,50C
= 4,50C
ΔT5 = TA – TM
= 340C – 31,50C
= 3,50C
ΔT6 = TA – TM
= 33,50C – 310C
= 2,50C
ΔT7 = TA – TM
= 310C – 310C
= 00C
c. Tabel Stoikiometri Asam – Basa
V
NaOH
V
HCl
T
NaOHT HCl TM TA ΔT
mmol
NaOH
mmol
HCl
0 mL 6 mL - 30,50C 30,50C 30,50C 00C 0 mmol 6 mmol
1 mL 5 mL 310C 310C 310C 340C 30C 2 mmol 5 mmol
2 mL 4 mL 320C 310C 31,50C 360C 5,50C 4 mmol 4 mmol
3 mL 3 mL 320C 310C 31,50C 330C 4,50C 6 mmol 3 mmol
4 mL 2 mL 310C 320C 31,50C 340C 3,50C 8 mmol 2 mmol
25
5 mL 1 mL 310C 310C 310C 33,50C 2,50C 10mmol 1 mmol
6 mL 0 mL 310C - 310C 310C 00C 12 mmol 0 mmol
d. Grafik hubungan ΔT dengan jumlah mol reaksi
0 2 4 6 8 10 120
1
2
3
4
5
6ΔT
mmol
6 5 4 3 2 1 0
HClNaOH
- Persamaan reaksi:
NaOH (aq) + HCl (aq) NaCl (s) + H2O (s)
- Perbandingan koordinat ∆ T
∆ T NaOH : ∆ T = HCl mmol NaOH : mmol HCl
5,5 : 5,5 = 4 : 4
1 : 1 = 1 : 1
G. PEMBAHASAN
Pada praktikum ini dilakukan 2 macam percobaan yaitu percobaan untuk
megetahui berbagai reaksi kimia dan percobaaan untuk dapat menentukan stoikiometri
reaksi.
Pada percobaan pertama dan kedua dilakuka penetesan indikator PP untuk
mengetahui larutan tersebut bersifat asam atau basa. Pada percobaan pertama yaitu
larutan HCl 0,05 M 10 tetes dicmpurkan dengan 1 tetes indikator PP menghasilkan laruta
yang tetap bening dan jernih. Larutan ini berubah sedikit keruh. Larutan ini berwarna
26
bening disebabkan oleh HCl adalah asam kuat atau dengan berwarna bening maka kita
tahu bahwa HCl adalah asaam kuat. Larutan tersebut memiliki sifat asam kuat sebagai
hasil interaksi dari komponen penyusunnya.
Pada percobaan kedua CH3COOH 0,05 M juga dicampurkan dengan indikator PP
menghasilkan larutan tetap bening seperti sebelum dicampurkan dengan indikator PP. Ini
menunjukkan bahwa CH3COOH merupakan asam dan lebih tepatnya merupakan asam
lemah. Selanjutnya diperoleh hasil campuran NaOH dengan indikatornya, larutan menjadi
berwarna ungu (sedikit merah muda). Hal ini dikarenakan NaOH merupakan basa kuat
sehingga menghasilkan warna yang pekat.
Pada percobaan ketiga yaitu larutan pada percobaan pertama dengan percobaan
kedua dicampurkan menghasilkan larutan HCL yang dicampurkan dengan NaOH
berwarna lebih bening dari sebelumya. Hal ini disebabkan HCL merupakan asam kuat dan
NaOH adalah basa kuat sehingga apabila dicampurkan menghasilkan senyawa yang
bersifat netral, karena kedua larutan tersebut terionisasi secara sempurna. Sedangkan
larutan CH3COOH yang dicampurkan dengan NaOH menghasilkan warna ungu, ini
disebabkan larutan CH3COOH merupakan asam lemah dan NaOH adalah basa kuat yang
apabila keduanya dicampurkan maka akan menghasilkn larutan yang terionisasi sebagian.
Pada percobaan keempat pencampuran larutan HCl dengan K2CrO4 yang
berwarna orange dan percobaan selanjutnya NaOH dengan K2CrO4 yang berwarna kuning.
Hal ini disebabkan HCl merupakan asam kuat dan NaOH merupakan basa kuat yang
dicampurkan dengan K2CrO4 terionisasi sebagian.
Pada percobaan larutan HCl 1 M dicampurkan dengan K2Cr2O7 1 M dan NaOH 1
M dengan K2Cr2O7 menghasilkan warna orange dan kuning lebih muda daripada
percobaan sebelumnya. Ini disebabkan oleh HCl asam kuat dan NaOH basa kuat yang bila
dicampurkan dengan K2Cr2O7 maka akan terionisasi sebagian.
Pada percobaan pencampuran NaOH dengan Al2(SO4)3 menghasilkan warna yang
semakin keruh pada tetesan keempat dan pada tetesan kelima kembali berwarna bening.
Sedangkan pencampuran Al2(SO4)3 dengan NH4OH warnanya menjadi keruh tetapi tidak
terdapat endapan sedangkan pada pencampuran NaOH dengan Al2(SO4)3 terdapat
endapan. Ada tidaknya endapan membuktikan bahwa larutan tersebut memiliki logam Al.
Percobaan variasi kontinu ada 2 percobaan yaitu percobaan variasi kontinu
stoikiometri sistem CuSO4-NaOH dan percobaan variasi kontinu stoikiometri asam basa.
27
Percobaan variasi kontinu stoikiometri sistem CuSO4-NaOH, pada percobaan
pertama dapat diamati suhu awal NaOH 20 ml, 10 ml, 5 ml dan 15 ml. Dengan suhu awal
CuSO4 5 ml, 15 ml, 20 ml dan 10 ml menghasilkan suhu awal yang sama yaitu 31℃
dengan NaOH berwarna bening dengan CuSO4 berwarna biru muda, ini karena memang
warna dari NaOH bening dan CuSO4 berwarna biru muda. Pada pencampuran NaOH
dengan CuSO4 dengan campurannya berjumlah 25 ml. Dengan volume NaOH 25 ml,
makin banyak volume NaOH maka semakin pekat larutan yang dihasilkan. Pencampuran
15 ml CuSO4 1 M dengan 10 ml NaOH 2 M, menghasilkan warna biru kehijauan terdapat
endapan dan kental serta pencampuran 20 ml CuSO4 1 M dengan 5 ml NaOH 2 M
menghasilkan warna biru muda dan terdapat endapan. Pada percobaan 10 ml CuSO4 1 M
dengan 15 ml Naoh 2 M menghasilkan warna biru tua dan keruh. Endapan yang
dihasilkan berasal dari larutan CuSO4. Semakin banyak volume CuSO4 maka semakin
banyak dan tampak endapan yang terbentuk serta warnanya semakin pekat.
Pada percobaan variasi kontinu stoikiometri asam basa menggunakan larutan HCl
dan NaOH. HCl merupakan asam kuat dan NaOH merupakan basa kuat. Jika direaksikan
maka akan menghasilkan garam dan air sehingga terjadi netralisasi dimana pH larutan
yang terbentuk adalah 7. Larutan di atas terionisasi sempurna dan membentuk
kesetimbangan dengan persamaan yaitu:
HCl + NaOH→ NaCl + H2O
Perbedaan suhu yang tidak tetap yag dihasilkan dipengaruhi oleh suhu ruangan
dan kesalahan praktikan dalam pembacaan suhu pada termometer. Pada grafik CuSO4
dengan NaOH dengan perbandingan titik puncak 1:1 yang menunjukkan ∆ T (suhu) pada
umumnya dapat dilihat memiliki perbedaan yang tidak begitu mencolok meskipun pada
perhitungan dapat diamati berbeda. Pada grafik stoikiometri asam basa suhu mula-mula
hampir sama dan ketika dicampurkan hasilnya adalah suhunya meningkat. Ini dikarenakan
perbedaan volume dan mmol yang terbentuk.
H. KESIMPULAN
a. Pada percobaan diamati berbagai reaksi-reaksi kimia yaitu reaksi penetralan asam-
basa, reaksi redoks, reaksi sintesis, reaksi metatesis dan didapatkan berbagai
perubahan wujud, suhu, warna dan peubahan lainnya.
28
b. Stoikiometri reaksi dapat ditentukan denagn cara variasi kontinu. Hubungan
perubahan suhu dan masing-masing pereaksi dalam sistem untuk meramalkan
stoikiometri reaksi.
DAFTAR PUSTAKA
Achmad, Hiskia dan M.S. Terpantau. 1991. Stoikimetri Energetika Kimia. Bandung :
PT. Citra Aditya Bakti.
Brady,C. 2005. Kimia Elektro. Bandung: Pakar Raya.
Djojo, Hariyono. 1987. Termodinamika Teknik. Jakarta : PT. Gramedia.
Oxtoby, David W,H,P,dkk.2001. Prinsip-Prinsip Kimia Modern Edisi Ke-4 Jilid 1. Jakarta :
Erlangga.
Prasetiawan, Widi. 2008. Kimia Dasar 1. Jakarta: Cerdas Pustaka Publisher.
Raif, Agus. 2010. Reaksi Kimia. Jakarta: Universitas Mercu Buana.
Syukri, S. 1999. Kimia. Dasar 1. Bandung: ITB.
29
ACARA III
TERMOKIMIA
A. PELAKSANAAN PRAKTIKUM
1. Tujuan Praktikum : a. Untuk mempelajari perubahan energi pada reaksi kimia.
b. Untuk mengukur perubahan kalor dengan percobaan sederhana.
2. Waktu Praktikum : Jum’at, 19 Oktober 2012
3. Tempat Praktikum : Laboratorium Kimia Dasar, Lantai III, Fakultas Matematika dan
Ilmu Pengetahuan Alam, Universitas Mataram.
B. LANDASAN TEORI
Pada proses eksotermis yang terjadi antara suatu oksida logam dan suatu logam
murni aktif. Logam semakin reaktif mengurangi oksida logam, pengoksidasian dan
pelepasan sejumlah energi dari zat sepanjang reaksi. Panas mempunyai peranan penting
dalam kimia. beberapa reaksi kimia seperti pembakaran minyak atau gas alam dalam
tungku atau reaksi besi (III) oksida dengan aluminium dalam proses termit, mengeluarkan
banyak panas. Pegukuran dan prediksi pengaruh panas terhadap dua istilah yan penting,
yaitu system dan lingkungan. Ketika suatu benda menyerap panas, maka temperaturnya
naik. Kapasitas panas (Cp) denda didefinisikan sebagai “jumlah panas yang dibutuhkan
untuk menaikkan temperaturnya dengan satu satuan temperatur pada tekanan konstan.
Rumus kapasitas panas adalah perbandingan dari panas yang diserap q, menghasilkan
perubahan temperatur ∆ T .
Kapasitas panas = Cp = q
∆ T
Kapasitas panas selalu bernilai positif, karena q dan ∆ T kedua-duanya selalu
bermuatan positif atau kedua-duanya selalu bermatan negatif (Prasetiawan, 2009:88).
30
Panas dan kerja, keduanya adalah bentuk perpindahan energy ke dalam atau keluar
system; maka dapat dibayangkan sebagai energy dalam keadaan singgah. Jika perubahan
energy disebabkan kontak mekanik system dengan lingkungannya, maka kerja dilakukan :
jika perubahan itu disebabkan oleh kontak kalor (menyebabkan perubahan suhu), maka
kalor dipindahkan. Dalam banyak proses, kalor dan keduanya menembus batas system, dan
perubahan energy dalam system adalah jumlah dari kedua kontribusi itu. Pernyataan ini
disebut hukum pertama termodinamika, yang mempunyai rumus matematika :
E = q + w
Suatu system dapat dibayangkan mengandung kerja atau kalor, sebab kerja dan
kalor keduanya mengacu bukan pada keadaan system, tetapi pada proses yang mengubah
suatu keadaan kedalam lainnya. Perubahan keadaan yang sama dari system dapat
dilakukan dengan memindahkan kalor ke system tanpa melakukan kerja sehingga : E = q +
w. karena q dan w tergantung pada proses tertentu atau (lintasan) yang menghubungkan
keadaan, maka mereka bukanlah fungsi keadaan (Oxtoby, 2001: 197).
Perubahan energi dalam reaksi kimia selalu dapat dibuat sebagai kalor. Jadi, lebih
tepat apabila istilah disebut kalor reaksi. Alat yang dipakai untuk mengukur kalor reaksi
disebut kalorimeter. Ada beberapa macam bentuk alat ini, yaitu kalorimeter volume-
konstan dan kalorimeter tekanan-konstan. Kalorimeter volume-konstan biasanya
digunakan untuk mengukur kalor pembakaran dengan menempatkan senyawa yang
massanya diketahui ke dalam wadah baja yang diisi dengan oksigen pada tekanan 30 atm.
Sementara itu peralatan yang lebih sederhana dibandingkan kalorimeter volume-konstan
adalah kalorimeter tekanan-konstan yang digunakan untuk menentukan perubahan kalor
untuk reaksi selain pembakaran. Kalorimeter tekanan-konstan yang terbuat dari dua
cangkir kopi styrofoam. Cangkir luar membantu menyekat campuran reaksi dari
lingkungan. Dua macam larutan yang diketahui volumenya yang mengandung reaktan
pada suhu yang sama dicampurkan secara hati-hati dalam kalorimeter. Kalor yang
dihasilkan atau diserap oleh reaksi dapat ditentukan dengan mengukur perubahan suhu.
Peralatan ini mengukur pengaruh kalor pada berbagai reaksi seperti penetralan asam-basa,
kalor pelarutan dan kalor pengenceran. Karena tekanannya konstan, perubahan kalor untuk
proses (qreaksi) sama dengan perubahan entalpi (DH) seperti dalam kalorimeter volume-
konstan, kita memperlakukan kalorimeter sebagai sistem terisolasi. Lebih jauh lagi, dalam
perhitungan kita mengabaikan kapasitas kalor yang kecil dari cangkir kopi. Dalam prinsip
kerja kalorimeter dikenal pula istilah tetapan kalorimeter, yaitu jumlah kalori yang diserap
31
oleh kalorimeter untuk menaikkan suhunya sebesar satu derajat. Harga dari tetapan
kalorimeter dapat diperoleh dengan membagi jumlah kalor yang diserap kalorimeter dibagi
dengan perubahan suhu pada kalorimeter (Chang, 2004 : 173).
Ditinjau dari jenisnya, terdapat empat jenis kalor, yaitu kalor pembentukan, kalor
penguraian, kalor penetralan dan kalor reaksi. Kalor pembentukan ialah kalor yang
menyertai pembentukan satu mol senyawa langsung dari unsur-unsurnya. Kalor penguraian
(kebalikan kalor pembentukan) adalah kalor yang menyertai penguraian satu mol senyawa
langsung menjadi unsur-unsurnya. Kalor penetralan yaitu kalor yang menyertai suatu
reaksi dengan koefisien yang paling sederhana. Kalor reaksi dapat ditentukan dengan
percobaan laboratorium atau dengan perhitungan.dengan perhitungan ada tiga cara yaitu
berdasarkan hukum Hess, data kalor pembentukan standar dan data energi ikatan (Syukri,
1999 : 85).
Menurut G.H Hess panas reaksi (panas yang timbul atau yang diserap) dari suatu
reaksi kimia hanya tergantung pada keadaan awal dan akhir dari reaksi. Tidak bergantung
pada bagaimana reaksi tersebut berlangsung. Hal ini berarti bila suatu reaksi dapat berjalan
bertingkat, maka panas reaksinya sama besar. Apakah reaksi itu berjalan secara langsung
atau bertingkat. Dengan kata lain, bila suatu reaksi berjalan bertingkat atau langsung, maka
panas reaksinya sama. Hukum Hess ini sangat berguna, karena dengan menerapkan hukum
Hess kita dapat menentukan besarnya perubahan entalpi reaksi-reaksi yang secara langsung
sukar untuk ditentukan. Sebagai contoh jika zat A dapat berubah langsung menjadi zat C,
tetapi zat A juga dapat berubah menjadi zat B kemudian zat C, maka panas reaksi yang
terjadi akan sama. Jadi dengan menggunakan hukum Hess kita dapat menentukan besarnya
perubahan entalpi yang sukar dilakukan dengan eksperimen (Aminah, 1988 : 113).
Jika reaksi kimia terjadi pada tekanan konstan, panas diserap dengan perubahan
entalpi sistem. Hal ini disebut entalpi reaksi dari proses entalpi reaksi mungkin positif atau
negatif. Jika reaksi kimia meningkatkan panas, sistem kehilangan panas, dan panas tersebut
hilang pada tekanan konstan adalah berkurangnya dalam entalpi (AH < 0). Reaksi seperti
itu dengan ΔH negatif adalah eksotermik. Dalam reaksi endotermik, panas diserap oleh
reaksi dari lingkungan membuat Qp dan ΔH positif, hukum Hess dapat digunakan untuk
menentukan perubahan entalpi, hukum Hess berbunyi : jika dua atau lebih persamaan
kimia bergabung dengan penambahan atau pengurnagan untuk memberikan persamaan
kimia baru, kemudian penambahan atau pengurangan perubahan entalpinya, dalam operasi
32
paralel memberikan perubahan entalpi untuk reaksi yang digambarkan oleh persamaan
baru (Prasetiawan, 2009 : 84).
C. ALAT DAN BAHAN PRAKTIKUM
1. Alat-Alat Praktikum
a. Buret 50 ml
b. Corong
c. Gelas Arloji
d. Gelas Kimia 250 ml
e. Gelas Ukur 50 ml
f. Gelas Ukur 100 ml
g. Kalorimeter
h. Pipet Tetes
i. Sendok
j. Termometer
k. Statif
l. stopwatch
m. Timbangan Analitik
n. Tissue
2. Bahan-Bahan Praktikum
a. Aquades (H2O)
b. Etanol 96% (C2H5OH)
c. Larutan Asam Klorida (HCl) 2 M
d. Larutan Natrium Hidroksida (NaOH) 2,05 M
e. Larutan Tembaga (II) Sulfat (CuSO4) 0,5 M
f. Padatan Seng (Zn)
D. PROSEDUR PERCOBAAN
1. Penentuan Tetapan Kalorimeter
a.Dimasukkan 40 ml air kedalam kalorimeter dengan buret, catat suhunya.
b. Dipanaskan 40 ml air dalam gelas kimia ± 25-30 derajat di suhu kamar, catat
suhunya.
33
c.Dicampurkan air panas kedalam kalorimeter, aduk selama 10 menit selang 1 menit
setelah pencampuran.
2. Penentuan Kalor reaksi zn (S) + CuSO4(aq)
a.Dimasukkan 20 cm3 larutan 0.5 M CuSO4 kedalam kalorimeter.
b. Catat suhu selama 2 menit dengan selang waktu ½ menit.
c.Timbang dengan teliti 3-3.10 gr padatan zn (Ar Zn= 65.5).
d. Dimasukkan padatan zn kedalam larutan CuSO4 atau kalorimeter.
e.Catat suhu selang waktu 1 menit setelah pencampuran selama 10 menit.
3. Penentuan kalor pelarutan etanol dalam air
a. Dimasukkan 18 cm3 air kedalam kalorimeter dengan menggunakan gelas ukur.
b. Diukur suhu air dalam kalorimeter selama 2 menit dengan selang waktu ½ menit.
c. Diukur suhu 50 ml etanol dalam buret, dimasukkan dengan tepat 29 cm3 etanol ke
dalam gelas kimia menggunakan buret.
d. Dikocok campuran dalam kalorimeter, dicatat suhu selama 4 menit dengan selang
waktu ½ menit.
4. Penentuan kalor penetralan Hcl dan NaOH
a. Dimasukkan 20 cm3 HCl 2 M ke dalam kalorimeter. Suhu HCl .
b. Diiukur 20 cm3 NaOH 2.05 M, dicatat suhu (atur sedemikian rupa hingga suhunya
sama dengan suhu HCl).
c. Dicampurkan basa ini kedalam kalorimeter dan catat suhu campurkan selama 5
menit dengan selang waktu ½ menit.
E. HASIL PENGAMATAN
No Prosedur Percobaan Hasil Pengamatan
1. Penentuan Tetapan Kalorimeter
Dimasukkan 40 ml aquades ke
dalam kalorimeter dengan gelas
ukur, kemudian dicatat suhunya.
Dipanaskan 40 ml aquades dalam
gelas kimia ± 20◦C di atas suhu
kamar, dicatat suhunya.
Dicampurkan aquades yang sudah
dipanaskan ke dalam kalorimeter,
Tair dingin = 30◦C
Tair panas = 45◦C
T1 = 40◦C
T2 = 39,5◦C
T3 = 39◦C
T4 = 38◦C
T5 = 37◦C
T6 = 36,5◦C
T7 = 36,5◦C
34
dikocok atau diaduk, kemudian
diamati suhunya selama 10 menit
dengan selang waktu 1 menit
setelah pencampuran.
T8 = 36◦C
T9 = 35◦C
T10=34◦C
2. Penentuan kalor reaksi Zn(s) +
CuSO4(aq)
Dimasukkan 20 ml larutan CuSO4
0,5 M ke dalam kalorimeter.
Dicatat suhu selama 2 menit dengan
selang waktu ½ menit.
Ditimbang dengan teliti 3-3,10 gram
padatan Zn (Ar Zn = 65,5).
Dimasukkan padatan Zn ke dalam
larutan CuSO4 di dalam kalorimeter.
Dicatat suhu selama 10 menit selang
waktu 1 menit setelah pencampuran.
T CuSO4
T1 = 31◦C
T2 = 31◦C
T3 = 31◦C
T4 = 31◦C
Berat Zn = 3,00gr
T CuSO4+Zn
T1 = 35◦C
T2 = 39◦C
T3 = 41◦C
T4 = 42◦C
T5 = 41◦C
T6 = 40◦C
T7 = 39◦C
T8 = 38◦C
T9 = 37◦C
T10= 37◦C
- Warna awal CuSO4 adalah
biru.
- Setelah dicampurkan dengan
padatan Zn warna larutan
berubah menjadi hitam pekat.
3. Penentuan kalor pelarutan etanol dalam
air
a. Dimasukkan 18 ml aquades ke
dalam kalorimeter menggunakan
gelas ukur.
Diukur suhu aquades dalam
kalorimeter selama 2 menit dengan
TA aquades = 30◦C
T1 = 29,5◦C
T2 = 29,5◦C
T3 = 30◦C
T4 = 30◦C
Tetanol = 31◦C
Taquades+etanol
35
selang waktu 1/2 menit.
Diukur suhu etanol dalam buret,
dimasukkan dengan tepat 29 ml
etanol ke dalam kalorimeter.
Dikocok campuran dalam
kalorimeter, dicatat suhu selama 4
menit dengan selang waktu 1/2
menit.
T1 =33,5◦C
T2 =33◦C
T3 =33◦C
T4 =33◦C
T5 =33◦C
T6 =33◦C
T7 =33◦C
T8 =33◦C
b. Dimasukkan 27 ml aquades ke
dalam kalorimeter menggunakan
gelas ukur.
Diukur suhu aquades dalam
kalorimeter selama 2 menit dengan
selang waktu 1/2 menit.
Diukur suhu etanol dalam buret,
dimasukkan dengan tepat 19,3 ml
etanol ke dalam kalorimeter.
Dikocok campuran dalam
kalorimeter, dicatat suhu selama 4
menit dengan selang waktu 1/2
menit.
TA aquades = 30◦C
T1 = 29,5◦C
T2 = 29,5◦C
T3 = 29,5◦C
T4 = 29,5◦C
Tetanol = 31◦C
Taquades+etanol :
T1 =34,5◦C
T2 =34,5◦C
T3 =34,5◦C
T4 =34,5◦C
T5 =34◦C
T6 =34◦C
T7 =33,5◦C
T8 =33,5◦C
c. Dimasukkan 36 ml aquades ke
dalam kalorimeter menggunakan
gelas ukur. Diukur suhu aquades
dalam kalorimeter selama 2 menit
dengan selang waktu 1/2 menit.
Diukur suhu etanol dalam buret,
dimasukkan dengan tepat 14,5 ml
etanol ke dalam kalorimeter.
Dikocok campuran dalam
kalorimeter, dicatat suhu selama 4
TA aquades = 30◦C
T1 = 31◦C
T2 = 31◦C
T3 = 31◦C
T4 = 31◦C
Tetanol = 31◦C
Taquades+etanol
T1 =34◦C
T2 =34◦C
T3 =34◦C
36
menit dengan selang waktu 1/2
menit.
T4 =34◦C
T5 =34◦C
T6 =34◦C
T7 =34◦C
T8 =34◦C
d. Dimasukkan 36 ml aquades ke
dalam kalorimeter menggunakan
gelas ukur. Diukur suhu aquades
dalam kalorimeter selama 2 menit
dengan selang waktu 1/2 menit.
Diukur suhu etanol dalam buret,
dimasukkan dengan tepat 11,6 ml
etanol ke dalam kalorimeter.
Dikocok campuran dalam
kalorimeter, dicatat suhu selama 4
menit dengan selang waktu 1/2
menit.
TA aquades = 30◦C
T1 = 29,5◦C
T2 = 29,4◦C
T3 = 29,4◦C
T4 = 29,5◦C
Tetanol = 31◦C
Taquades+etanol
T1 =34◦C
T2 =34◦C
T3 =33,5◦C
T4 =33,5◦C
T5 =33,5◦C
T6 =33,5◦C
T7 =33◦C
T8 =33◦C
e. Dimasukkan 36 ml aquades ke
dalam kalorimeter menggunakan
gelas ukur. Diukur suhu aquades
dalam kalorimeter selama 2 menit
dengan selang waktu 1/2 menit.
Diukur suhu etanol dalam buret,
dimasukkan dengan tepat 5,8 ml
etanol ke dalam kalorimeter.
Dikocok campuran dalam
kalorimeter, dicatat suhu selama 4
menit dengan selang waktu 1/2
menit.
TA aquades = 30◦C
T1 = 30,5◦C
T2 = 30,5◦C
T3 = 30,5◦C
T4 = 30,5◦C
Tetanol = 31◦C
Taquades+etanol
T1 =34◦C
T2 =33◦C
T3 =33◦C
T4 =33◦C
T5 =33◦C
T6 =33◦C
37
T7 =33◦C
T8 =33◦C
f. Dimasukkan 45 ml aquades ke
dalam kalorimeter menggunakan
gelas ukur.
Diukur suhu aquades dalam
kalorimeter selama 2 menit dengan
selang waktu 1/2 menit.
Diukur suhu etanol dalam buret,
dimasukkan dengan tepat 4,8 ml
etanol ke dalam kalorimeter.
Dikocok campuran dalam
kalorimeter, dicatat suhu selama 4
menit dengan selang waktu 1/2
menit.
TA aquades = 30◦C
T1 = 30◦C
T2 = 30◦C
T3 = 30◦C
T4 = 30◦C
Tetanol = 31◦C
Taquades+etanol
T1 =33◦C
T2 =33◦C
T3 =33◦C
T4 =33◦C
T5 =33◦C
T6 =32◦C
T7 =32◦C
T8 =32◦C
4. Penentuan kalor penetralan HCl dan
NaOH
Dimasukkan 20 ml HCl 2 M ke
dalam kalorimeter. Dicatat
kedudukan termometer.
Diukur 20 ml NaOH 2,05 M, dicatat
suhunya (diatur sedemikian rupa
sehingga suhunya sama dengan
suhunya HCl).
Dicampur HCl dan NaOH ke dalam
kalorimeter dan dicatat suhunya
selama 5 menit dengan selang waktu
1/2 menit.
T HCl = 29◦C
T NaOH = 30◦C
T HCl+NaOH :
T1 = 37◦C
T2 = 40◦C
T3 = 41◦C
T4 = 42,5◦C
T5 = 43◦C
T6 = 43◦C
T7 = 44◦C
T8 = 44◦C
T9 = 44,5◦C
T10= 45◦C
F. ANALISIS DATA
- Persamaan Reaksi
38
a. H2O (l) → H2(q) + ½ O2(q)
b. Zn (s) + CuSO4(aq) → ZnSO4(aq) + Cu(S)
c. C2H5OH(l) + H2O(l) → C2H4 (aq) + 2H2O(l)
d. HCl(aq) + NaOH (aq) → NaCl (aq) + H2O(l)
Perhitungan
1. Penentuan Tetapan Kalorimeter
-T0 = Suhu awal air dingin : 300C = 303 K
-Tt = Suhu awal air panas : 450C = 318 K
-TR = Suhu akhir campuran / Suhu Rata-rata
T1 = 400C = 313 K
T2 = 39,50C = 312,5 K
T3 = 390C = 312 K
T4 = 380C = 311 K
T5 = 370C = 310 K
T6 = 36,50C = 309,5 K
T7 = 36,50C = 309,5 K
T8 = 360C = 309 K
T9 = 350C = 308 K
T10 = 340C = 307 K
- TR = T1+T 2+T 3+T 4+T 5+T6+T 7+T 8+T 9+T 10
10
=
313 K+312,5 K+312 K+311 K+310 K+309,5 K+309,5 K+309 k+308 K+307 K10
= 3101,5K
10
=310,15 K
Suhu yang diserap Kalorimeter (∆ T A ¿
∆ T A = T t–T 0
= 318 K – 303 K
= 15 K
Kenaikan Suhu Air Dingin ( ∆ T ¿
∆ T = T R–T 0
= 310,15 K – 303 K
39
= 7,15 K
Penurunan Suhu Aquades Panas (∆ T ¿
∆ t = T R - T t
= 310,15 – 318
= -7,85 K (reaksi eksoterm)
Diketahui : ρ aquades = 1 gr/cm3
Vaquades = 40 ml
maquades = ρ . V
= 1 gr/cm3 . 40 ml
= 40 gr
caquades = 4,2 J/g.K
Kalor yang diserap aquades dingin (q1 )
q1 = m . c . ∆ T
= 40 gram . 4,2 J/g.K . 7,15 k
=1201,2 J
Kalor yang diserap aquades panas (q2 )
q2 = m . c . ∆ T
= 40 gram . 4,2 J/g.K . (-7,85) K
= -1318,8 J
Kalor yang diserap kalorimeter (q3 )
q3 = q2−¿q1¿
= 1318,8 J – 1201,2 J
= 117,6 Joule
Tetapan kalorimeter ( K )
K = q3
∆ T A
= 117,6J
15 k
= 7,84 J/K
40
Grafik (pencampuran aquades panas / dingin) perubahan suhu terhadap waktu.
41
1 2 3 4 5 6 7 8 9 1031
32
33
34
35
36
37
38
39
40
41
penentuan tetapan kalorimeter
SELANG WAKTU PENCAMPURAN (MENIT)
SUHU
(K)
2. Penentuan Kalor Reaksi Zn(s) + CuSO4(aq
42
Zn¿ ¿ + CuSO4 ˙(aq)
Zn SO4 ˙(aq ) + Cu ˙(s)
Suhu Rata-rata CuSO4 (Ta)
T1 = 31℃ = 304 K
T2 = 31℃ = 304 K
T3 = 31℃ = 304 K
T4 = 31℃ = 304 K
Ta =T1+T2+T 3+T 4
4
T a = 304 K+304 K+304 K+304 K
4
= 1216
4
= 307 K
Suhu Rata–rata Campuran
T1 = 350C = 308 K
T2 = 390C = 312 K
T3 = 410C = 314 K
T4 = 420C = 317 K
T5 = 410C = 314 K
T6 = 400C = 313 K
T7 = 490C = 312 K
T8 = 380C = 311 K
T9 = 370C = 310 K
T10= 370C = 310 K
Tb = T1+T 2+T 3+T 4+T 5+T6+T 7+T 8+T 9+T 10
10
= 308 K+312 K+314 K+317 K+314 K+313 K+312 K+311 K+310 K+310 K
10
= 3120 K
10
= 312 K
∆ T 1 = T b–T a
= 312 K – 304 K
= 8 K
Kalor yang diserap kalorimeter ( q4 )
43
q4 = k . ∆ T 1
= 22,4 J/K . 8 K
= 62,72 Joule
n Zn= massayangditimbang
65,5
= 3,0065,5
= 0,04 mol
n CuSO4 = M .V
= 0,5 M . 0,02 L
= 0,01 mol
Zn(s) + CuSO4(aq) ZnSO4(aq) + Cu(s)
Mula-mula : 0,04 0,01 - -
Bereaksi : 0,01 0,01 0,01 0,01
Setimbang : 0,03 0 0,01 0,01
massa ZnSO4 = n ZnSO4 Setimbang x Mr ZnSO4
= 0,01 x 161,5
= 1,616 gram
Kalor yang diserap larutan (q5)
q5 = m ZnSO4 . c. ∆T
= 1,616 gram . 3,52 J/g.K . 8 K
= 45,3376 Joule
Kalor yang dihasilkan reaksi (q6)
q6 = q4+¿q5¿
= 62,72 J + 45,33 J
= 108,05 joule
Entalpi reaksi (∆ H r)
∆ H r = q6
n
= 108,05 J0,04 mol
= 2701,25 J/mol
3. Penentuan kalor pelarutan etanol dalam aquades
44
1. 18 cm3 aquades + 29 cm3 etanol
Suhu rata-rata aquades
T1 = 29,5℃ = 302,5 K
T2 = 29,5℃ = 302,5 K
T3 = 30℃ = 303 K
T4 = 30℃ = 303 K
TAquades =T1+T 2+T 3+T 4
4
= 302,5 K+302,5 K+303 K+303 K
4
= 1211
4
= 302,75 K
Suhu Etanol
T etanol = 300 C + 273 = 303 K
∆ T m = Tair+T etanol
2
= 302,75 K+303 K
2
= 302,875 K
𝑆uhu Rata-rata campuran (∆ T A)
T1 = 33,5℃ = 306,5 K
T2 = 33℃ = 306 K
T3 = 33℃ = 306 K
T4 = 33℃ = 306 K
T5 = 33℃ = 306 K
T6 = 33℃ = 306 K
T7 = 33℃ = 306 K
T8 = 33℃ = 306 K
∆ T A = T1+T 2+T 3+T 4+T 5+T6+T 7+T 8
8
∆ T A = 306,5 K+306 K+306 K+306 K+306 K+306 K+306 K+306 K
8
= 306,06 K
∆ T 2 = ∆ T A−∆ T M
45
= 306,06 K – 302,87 K
= 3,19 K
Kalor yang diserap aquades (q7)
ρ Aquades =1 gr/cm3
Vaquades = 18 ml
caquades = 4,2 J/g.K
maquades = ρ. V
= 1 gr/cm3 . 18 ml
= 18 gram
q7 = m. c. ∆ T 2
= 18 gram . 4,2 J/g.K . 3,19 K
= 245,7Joule
Kalor yang diserap etanol (q8)
ρ etanol =0,793 gr/cm3
Vetanol = 29 ml
Cetanol = 1,92 J/g.K
Metanol = ρ. V
= 0,793 gr/cm3 . 29 ml
= 22,997 gram
q8 = m. c. ∆ T 2
= 22,997 gram . 1,92 J/g.K . 3,19 K
=140,87 Joule
Kalor yang diserap calorimeter (q9)
q9 = k . ∆ T 2
=22,4 J/K . 3,19 K
= 25,0096 Joule
Kalor yang dihasilkan pada pelarutan (q10)
q10 = q9+q8+q7
= 245,7 J + 140,87 J + 25,0096 J
= 411,57 Joule
Entalpi (∆ H 1)
Massa etanol = 23 gram
Mr etanol = 46
46
n etanol = massa
Mr
= 2346
= 0,5 mol
∆ H 1 = q10
moletanol
= 411,57 J0,5 mol
= 823,15 J/mol
2. 27 cm3 aquades + 19,3 cm3 etanol
Suhu Rata-rata aquades (Taquades)
T1 = 29,5℃ = 302,5 K
T2 = 29,5℃ = 302,5 K
T3 = 29,5℃ = 302,5 K
T4 = 29,5℃ = 302,5 K
TAquades = T1+T 2+T 3+T 4
4
= 302,5 K+302,5 K+302,5 K+302,5 K
4
= 1210
4
= 302,5 K
Suhu etanol (C2H5OH)
TEtanol = 300 C = 303 K
∆Tm =
Taquades + Tetanol 2
=
302 ,5 K+303 K2
=302,75 K
Suhu Rata-rata campuran (∆TA)
47
T1 = 34,5℃ = 307,5 K
T2 = 34,5℃ = 307,5 K
T3 = 34,5℃ = 307,5 K
T4 = 34,5℃ = 307,5 K
T5 = 34℃ = 307 K
T6 = 34℃ = 307 K
T7 = 33,5℃ = 306,5 K
T8 = 33,5 ℃ = 306,5 K
∆TA =
T1+T2+T3+T 4+T 5+T 6+T7+T 8
8
=
307 ,5 K+307 , 5K+307 ,5 K+307 ,5 K+307 K+307 K+306 ,5 K+306 ,5 K8
=
2457 K8
= 307,125 K
∆T 2 = ∆T4 - ∆Tm
= 307,125 K – 302,75 K
= 4,375 K
Kalor yang di serap air (q7)
ρ Aquades = 1 gr/cm3
Vaquades= 27 ml
caquades = 4,2 J/g.K
maquades = ρ. V
= 1 gr/cm3 . 27 ml
= 27 gram
q11 = m. c. ∆ T 2
= 27 gram . 4,2 J/g.K . 4,375 K
=496,125 Joule
Kalor yang di serap etanol (q8)
ρ etanol = 0,793 gr/cm3
48
Vetanol = 19,3 ml
Cetanol = 1,92 J/g.K
metanol = P. V
= 0,793 gr/cm3 . 19,3 ml
= 15,3 gram
q8 = m. c. ∆ T 2
= 15,30 gram . 1,92 J/g.K . 4,375 K
= 128,56 Joule
Kalor yang di serap kolorimeter (q9)
q9= k . ∆T 2
= 7,84 J/K. 4,375 J
= 34,3 Joule
Kalor yang di hasilkan pada pelarutan (q10)
q10 = q13+q12+q11
= 496,125,6 J + 128,56 J + 34,3 J
= 658,985joule
Entalpi (∆H1)
Massa etanol = 15,3 gram
Mr etanol = 46
n etanol = massa
Mr
= 15,346
= 0,33 mol
∆H 1 = q14
netanol
= 658,985 J0,33 mol
= 1996,92 J/mol
3. 36 cm 3 aquades + 14, 5 cm 3 etanol
Suhu Rata-rata Aquades
T1 = 31℃ = 304 K
T2 = 31℃ = 304 K
49
T3 = 31℃ = 304 K
T4 = 31℃ = 304 K
Taquades=
T1+T2+T3+T 4
4
=
304 K+304 K+304 K+304 K4
=
12164
= 304 K
Suhu etanol
T etanol= 30℃ = 303 K
∆ T m
=
Taquades + Tetanol 2
= 304 K+303 K
2
= 607 K
2
= 303,5 K
Suhu Rata-rata Campuran (∆TA)
T1 = 34℃ = 307 K
T2 = 34℃ = 307 K
T 3 = 34℃ = 307 K
T 4 = 34 ℃ = 307 K
T 5 = 34℃ = 307 K
T 6 = 34℃ = 307 K
T 7 = 34℃ = 307 K
T 8 = 34℃ = 307 K
∆TA =
T1+T2+T3+T 4+T 5+T 6+T7+T 8
8
=
307 K+307 K+307 K+307 K+307 K+307 K+307 K+307 K8
= 307 K
∆T2 = ∆TA - ∆Tm
50
= 307 K – 303,5 K
= 3,5 K
Kalor yang di serap aquades (q7)
ρ Aquades = 1 gr/cm3
Vaquades = 36 ml
caquades = 4,2 J/g.K
maquades = ρ. V
= 1 gr/cm3 . 36 ml
= 36 gram
q7 = m. c. ∆T2
= 36 gram . 4,2 J/g.K . 3,5 K
=529,2 Joule
Karol yang di serap etanol (q8)
ρ etanol = 0,793 gr/cm3
Vetanol = 14,5 ml
Cetanol = 1,92 J/g.K
metanol = ρ. V
= 0,793 gr/cm3 . 14,5 ml
= 11,4985 gram
q8 = m. c. ∆ T 2
= 11,49 gram . 1,92 J/g.K . 3,5 K
= 77,21 Joule
Kalor yang di serap kolorimeter (q9)
q9 = k . ∆T 2
= 7,84 J/K. 3,5 J
= 27,44 Joule
Kalor yang di hasilkan pada pelarutan (q10)
q10 = q7+q8+q9
= 529,2 J + 72,21 J + 27,44 J
= 628,85 joule
Entalpi (∆H1)
Massa etanol = 11,49 gram
51
Mr etanol = 46
n etanol = massa etanol
Mr etanol
= 11,49
46
= 0,24 mol
∆H1 = q1 8
netanol
=628,85 J0,24 mol
= 2620,20 J/mol
4. 36 cm3 aquades + 11, 6 cm3 etanol
T1 = 29,5℃ = 302,5 K
T2 = 29,4℃= 302,4 K
T3 = 29,4℃ = 302,4 K
T4 = 29,5℃ = 302,5 K
Taquades =
T1+T2+T3+T 4
4
=
302 ,5 K+302 ,4 K+302 , 4 K+302 ,5 K4
=
1209 ,8 K4
= 302,45 K
Suhu etanol
T etanol = 300C = 303 K
∆ T m = Taquades+Tetanol
2
= 3 02,45 K+303 K
2
= 6 05,45
2
= 302,725 K
Suhu Rata-rata Campuran (∆TA)
T1 = 34℃ = 307 K
T2 = 34℃ = 307 K
52
T3 = 33,5℃ = 306,5 K
T4 = 33,5℃ = 306,5 K
T5 = 33,5℃ = 306,5 K
T6 = 33,5℃ = 306,5 K
T7 = 33℃ = 306 K
T8 = 33℃ = 306 K
∆TA =
T1+T2+T3+T 4+T 5+T 6+T7+T 8
8
=
307 K+307 K+306 ,5 K+306 , 5 K+306 , 5K+306 ,5 K+306 K+306 K8
=
2452 K8
= 306,5 K
∆T 2 = ∆TA - ∆Tm
= 306,5 K – 302,725 K
= 3,775 K
Kalor yang di serap aquades (q7)
ρ Aquades= 1 gr/cm3
Vaquades = 36 ml
caquades = 4,2 J/g.K
maquades = ρ. V
= 1 gr/cm3 . 36 ml
= 36 gram
q7 = m. c. ∆ T 2
= 36 gram . 4,2 J/g.K . 3,775K
= 570,7Joule
Kalor yang di serap etanol (q8)
ρ etanol = 0,793 gr/cm3
Vetanol = 11,6 ml
Cetanol = 1,92 J/g.K
metanol = ρ. V
53
= 0,793 gr/cm3 . 11,6 ml
= 9,19 gram
q8 = m. c. ∆ T 2
= 9,19 gram . 1,92 J/g.K .3,775 K
= 66,67 Joule
Kalor yang di serap kolorimeter (q9)
q9= k . ∆T 2
= 7,84 . 3,775J
= 2,596 Joule
Kalor yang di hasilkan pada pelarutan (q10)
q10 = q7+q8+q9
= 570,78 J + 66,67 J + 29,596 J
= 667,046 joule
Entalpi (∆H1)
Massa etanol = 9,19 gram
Mr etanol = 46
n etanol = massa
Mr
= 9 ,19
46
= 0,19 mol
∆H 1 = q10
moletanol
=667,046 J0 , 19 mol
= 3510,76 J/mol
5. 36 cm3 aquades + 5,8 cm3 etanol
T1 = 30,5℃ = 303,5 K
T2 = 30,5℃ = 303,5 K
T3 = 30,5℃ = 303,5 K
T4 = 30,5 ℃ = 303,5 K
Taquades =
T1+T2+T3+T 4
4
54
=
303 , 5K+303 ,5 K+303 , 5 K+303 , 5 K4
= 303,5 K
Suhu etanol
T etanol = 300C = 303 K
∆ T m = Taquades+Tetanol
2
= 303,5 K+3 03 K
2
= 303,25 K
Suhu rata-rata Campuran (∆TA)
T1 = 34℃ = 307 K
T2 = 33℃ = 306 K
T 3 = 33℃ = 306 K
T 4 = 33℃ = 306 K
T 5 = 33℃ = 306 K
T 6 = 33℃ = 306 K
T 7 = 33℃ = 306 K
T 8 = 33 ℃ = 306 K
∆TA =
T1+T2+T3+T 4+T 5+T 6+T7+T 8
8
=
307 K+306 K+306 K+306 K+306 K+306 K+306K+306 K8
=
2449 K8
= 306,125 K
∆T 2 = ∆TA - ∆Tm
= 306,125 K – 303,25 K
= 2,875 K
Kalor yang di serap aquades (q7)
55
ρ Aquades= 1 gr/cm3
Vaquades = 36 ml
caquades = 4,2 J/g.K
maquades = ρ. V
= 1 gr/cm3 . 36 ml
= 36 gram
q7 = m. c. ∆ T 2
= 36 gram . 4,2 J/g.K . 2,875 K
= 434,7 Joule
Kalor yang di serap etanol (q8)
ρ etanol = 0,793 gr/cm3
Vetanol = 5,8 ml
Cetanol = 1,92 J/g.K
metanol = ρ. V
= 0,793 gr/cm3 . 5,8 ml
= 4,59 gram
q8 = m. c. ∆ T 2
= 4,59 gram . 1,92 J/g.K . 2,875 K
= 25,38Joule
Kalor yang di serap kolorimeter (q9)
q9= k . ∆T 2
= 7,84 . 2,875 J
= 22,54 Joule
Kalor yang di hasilkan pada pelarutan (q10)
q10 = q7+q8+q9
= 434,7 J + 25,38 J + 22,54 J
= 482,62 Joule
Entalpi (∆H1)
Massa etanol = 4,59 gram
Mr etanol = 46
n etanol = massa
Mr
= 4 ,59
4656
= 0,1 mol
∆H 1 = q10
moletanol
= 482,62 J0 ,09 mol
= 5362,44 J/mol
6. 45 cm3 aquades + 4.8 cm3 etanol
T1 = 30℃ = 303 K
T2 = 30℃ = 303 K
T3 = 30℃ = 303 K
T4 = 30℃ = 303 K
Taquades =
T1+T2+T3+T 4
4
=
303 K+303 K+303 K+303 K4
= 303 K
Suhu etanol
T etanol = 300C = 303 K
∆ T m = Taquades+Tetanol
2
= 3 03 K+3 03 K
2
= 60 6
2
= 303 K
Suhu Rata-rata Campuran (∆TA)
T1 = 33℃ = 306 K
T2 = 33℃ = 306 K
T 3 = 33℃ = 306 K
T 4 = 33℃ = 306 K
T 5 = 33℃ = 306 K
T 6 = 32℃ = 305 K
T 7 = 32℃ = 305 K
T 8 = 32 ℃ = 305 K
57
∆TA =
T1+T2+T3+T 4+T 5+T 6+T7+T 8
8
=
306 K+306 K+306 K+306 K+306 K+305 K+305 K+305 K8
= 305,625 K
∆T 2= ∆TA - ∆Tm
= 305,625 K – 303 K
= 2,625 K
Kalor yang di serap aquades (q7)
ρ Aquades= 1 gr/cm3
Vaquades= 45 ml
caquades = 4,2 J/g.K
maquades = ρ. V
= 1 gr/cm3 . 45 ml
= 45 gram
q7 = m. c. ∆ T 2
= 45 gram . 4,2 J/g.K . 2,625 K
= 496,125 Joule
Karol yang di serap etanol (q8)
ρ etanol = 0,793 gr/cm3
Vetanol = 4,8 ml
Cetanol = 1,92 J/g.K
metanol = ρ. V
= 0,793 gr/cm3 . 4,8 ml
= 3,8 gram
q8 = m. c. ∆ T 2
= 3,8 gram . 1,92 J/g.K . 2,625K
= 19,152 Joule
Kalor yang di serap kolorimeter (q9)
q9= k . ∆T 2
= 7,84 . 2,625 J
= 20,58 Joule
58
Kalor yang di hasilkan pada pelarutan (q1 0)
q10 = q7+q8+q9
= 496,125 J + 19,152 J + 20,58 J
= 535,857 joule
Entalpi (∆H1)
Massa etanol = 3,8 gram
Mr etanol = 46
n etanol = massa
Mr
= 3,846
= 0,08 mol
∆H 6 = q10
moletanol
=535,857 J0,0 8 mol
= 6698,21J/mol
Tabel perbandingan mol air : mol etanol dan ∆H
No.
Volume cm³ Massa (Gram)ΔTm
(K)
ΔTa
(K)
ΔT2
(K)
ΔH
(J/MOL)
Mol Air
Air Etanol Air Etanol
Mol
Etanol
1 18 29 18 23 302,25 306,06 3,19 823,15 2
2 27 19,3 27 15,3 302,75
307,12
5 4,375 1996,92 5
3 36 14,5 36 11,5 303,5 307 3,5 2620,20 8
4 36 11,6 36 9,2 302,75 306,05 3,77 3510,76 10
5 36 5,8 36 4,6 303,25
306,12
5 2,875 5362,44 20
6 45 4,8 45 3,8 303
305,62
5 2,625 6698,21 30
59
Grafik entalpi pelarutan etanol terhadap mol air/mol etanol
60
2 5 8 10 20 300
1000
2000
3000
4000
5000
6000
7000
8000
penentuan kalor pelarutan dalam air
∆H (J/mol)
n a
ir : n
eta
nol
61
4.Penentuan Kalor Penetralan HCl dan NaOH
Suhu awal 20 ml HCl = 29℃ = 302 K
Suhu awal 20 ml NaOH = 30℃ = 303 K
T1 = T Hcl+T NaOH
2
= 302 K+303 K
2
= 605 K
2
= 302,5K
Suhu campuran (T2)
T1 = 370C = 310 K
T2 = 400C = 313 K
T3 = 410C = 314 K
T4 = 420C = 316 K
T5 = 430C = 316 K
T6 = 430C = 316 K
T7 = 440C = 317 K
T8 = 440C = 317 K
T9 = 44,50C = 317,5 K
T10 = 450C = 318 K
T2= T1+T 2+T 3+T 4+T 5+T6+T 7+T 8+T 9+T 10
10
=
310 K+314 K+314 K+31 6 K+31 6K+316 K+31 6 K+31 7k+3 75 K+31 7,5 K10
= 3154,5 K
10
=315,45K
ΔT3 = T2 – T1
= 315,45 K – 302,5 K
= 12,95 K
Kalor yang diserap larutan (q11)
Plarutan= 1,03 gr/cm3
62
Vlarutan= VHCl + VNaOH
= 20 ml + 20 ml
= 40 ml
Clarutan= 3,96 J/g.K
Mlarutan= P. V
= 1,03 gr/cm3 . 40 ml
= 41,2 gram
q11 = m. c. ∆ T 3
= 41,2 gram . 3,96 J/g.K . 12,95K
= 2112,81 Joule
Kalor yang di serap kolorimeter (q12)
q12= k . ∆T 3
= 7,84 . 12,95 J
= 101,528 Joule
Kalor yang di hasilkan reaksi (q13)
q13 = q12+q11
= 2112,81 J + 101,528 J
= 2214,338 Joule
Kalor penetralan (∆Hn)
M HCl= 2 M
V HCl= 20 ml=0,02 liter
n NaCl= 2 x 0,02= 0,04
ΔHn = q13
0,04 mol
= 2214,33 J0,04 mol
= 55.358,25 J/mol
63
Grafik perubahan suhu campuran penetralan HCl dengan NaOH terhadap waktu
1 2 3 4 5 6 7 8 9 1034
36
38
40
42
44
46
Kalor penetralan HCl dan NaOH
SELANG WAKTU PENCAMPURAN (menit)
SUHU
(K)
64
G. PEMBAHASAN
Pada praktikum ini bertujuan untuk mempelajari perubahan energi pada reaksi dan
untuk mengukur perubahan kalor dengan percobaan yang sederhana.
Pada percobaan pertama yaitu penentuan tetapan kalorimeter. Pada percobaan ini
dicampurkan aquades dingin dengan aquades panas. Hasilnya adalah campuran aquades
dingin dan aquades panas temperaturnya semakin menurun. Hal ini disebabkan karena
adanya kalor yag diserap oleh aquades dingin terhadap aquades panas dan ada kalor yang
dilepaskan oleh aquades panas di dalam kalorimeter, sehingga kalor yang dilepaskan
aquades aqades panas dan kalor yang diserap aquades dingin adalah sama. Hal ini sesuai
dengan Hukum Termodinamika I yang menyatakan “energi dalam sistem tersekat adalah
tetap (asas kekekalan energi)”. Berlaku juga asas Black karena jika dua benda yang
suhunya berbeda dicampur amka benda yang lebih panas melepas kalor kepada benda yang
lebih dingin dan sebuah benda untuk menurunkann akan melepas kalor yang sama dengan
banyaknya kalor yang dibutuhkan benda tersebut untuk menaikkan suhunya sebesar itu
juga. Mengenai tetapan kalorimeter yang akan diperoleh melalui percobaan ini tidak
langsung dapat diukur, yang langsung dapat diukur adalah temperaturnya, dari temperatur
ini kemudian dapat dipeoleh tetapan kalorimeter dengan membuat perbandingan antara
kalor yang diterima atau dierap dan perubahan suhu yang diserap kalorimeter. Pada
percobaan ini diperoleh hasil tetapan kalorimeter 7,84 J/K.
Pada percobaan kedua yaitu penentuan kalor reaksi Zn(s) + CuSO4 di mana
persamaan reaksinya sebagai berikut:
Zn(s) + CuSO4→ZnSO4
dengan pengamatan suhunya selama 10 menit dengan selang waktu 1 menit,
suhunya mengalami perubahan yang berupa penuruanan dan peningkatan suhu. Suhu
campuran pada saat T1 sampai T4 mengalamai peningkatansuhu selanjutnya dari T5 sampai
T10 mengalami penurunan suhu. Kenaikan suhu atau peningkatan suhu dapat dapat
dikatakan bahwa reaksi merupakan reaksi eksoterm yaitu reaksi yang melepas energi.
Energi yang dilepas itulah yang menyebabkan kenaikan suhu akan tetapi mengalami
penuruanan suhu dari T5 sampai T10 yang menandakan reaksi tersebut merupakan reaksi
endterm sehingga menandakan reaksi tersebut merupakan reaksi endoterm sehingga kalor
reaksi dari reaksi tersebut adalah jumlah kalor yang diserap kalorimeter ditambah jumlah
kalor lautan. Maka jumlah kalor reaksi adalah 108,05 Joule sehingga merupakan reaksi
endoterm. Warna larutan CuSO4 awal yakini biru setelah diaduk atau dikocok dengan
65
penambahan Zn, warna larutan berubah menjadi abu. Disebabkan oleh posisi Cu dalam
deret volta di bagian yang berada di sebelah kiri dapat mereduksi bagian yang beraa di
sebelah kanan, sehingga dapat dikataka bagian kiri sebagaian oksidasi (pereduksi dan
bagain kanan sebagai reduksi pengoksidasi). Berdasarkan penjabaran tersebut maka Zn
mampu mereduksi Cu. Karen→esuai dengan teori. Berdasarkan percobaan ini juga dapat
disimpulkan bahwa hubungan antara perbandingan mol air dan etanol, semakin besar,
maka semakin besar pula perbandingan mol air dan mol etanol. Pada percobaan ini juga
terdapat yang menurun, hal ini dapat disebabkan karena pengaruh suhu atau ketidakpastian
dalam meliat hasil pengamatan. Dapat dilihat bahwa jika volume air diperbear dan volume
etanol diperkecil maka nilai ∆ H akan besar dan jika vlume air diperkecil dan volume
etanol diperbesar maka nilai ∆ Hakan kecil. Jadi, apanila etanol dilarutka dalam air yang
vlumenya tak terhingga (sangan besar), maka ∆ H reaksi semain besar (tak terhingga)
maka dapat dikatakan ∆ H dala keadaan maksimum.
Pada percobaan terakhir yaitu penentuan kalor penetralan HCl dan NaOH.
Percobaan ini menggunakan hasil NaOH (Basa kuat) yang direaksikan denngan HCl (asam
kuat). Reaksinya adalah:
NaOH (aq) + HCl (aq)→ NaCl(aq)
Penetralan adalah reaksi antar asam dan basa yang menghasilkan garam dan air
ayng bersifat netral. Jika basa kuat dan asam kuat direaksikan maka akan terbentuk garam
(NaCl) yang bersifat netral, tidak bersifat asam atau basa. Suhu campurannya
meningkatkan karena pada saat itu mengalami perubahan reaksi pada permukaan luar
kalorimeter suhu hangat, disebabkan kalor mengalir dari sistem ke lingkungan yang
disebut reaksi eksoterm.
H. KESIMPULAN
Dari percobaan yang telah dilakukan dapat disimpulkan bahwa:
1. Perubahan energi pada reaksi reaksi kimia terdapat dua jenis reaksi yang dapat terjadi,
yaitu reaksi eksoterm, reaksi yang melepas kalor sistem ke lingkungan dan reaksi
endoterm, reaksi yang menyerap kalor dari lingkungan ke sistem.
2. Untuk mengukur perubahan kalor reaksi dapat dilakukan berdasarkan hukum Hess,
data kalor pembentukan dan data energi ikatan.
66
DAFTAR PUSTAKA
Aminah, Siti. 1998. Ilmu Kimia Dasar. Mataram: Universitas Mataram.
Chang, Rymond. 2004. Kimia Dasar. Jakarta: Erlangga.
Oxtoby. 2001. Prinsip Kimia Modern. Jakarta: Erlangga.
Prasetiawan, Widi. 2009. Kimia Dasar 1. Jakarta: Cerdas Pustaka.
Syukri. 1999. Kimia Dasar 1. Bandung. ITB.
67
ACARA IV
PENENTUAN MASSA ATOM RELATIF Mg
A. PELAKSANAAN PRAKTIKUM
1. Tujuan Praktikum : Untuk menentukan massa atom relatif dari logam Magnesium
(Mg).
2. Waktu Praktikum : Jumat, 2 November 2012
3. Tempat Praktikum : Laboratorium Kimia Dasar I, Lantai III, Fakultas Matematika
dan Ilmu Pengetahuan Alam, Universitas Mataram.
B. LANDASAN TEORI
Massa suatu atom terkait erat dengan jumlah elktron, proton dan neutron yang
dimiliki atom tersebut. Pengetahuan tentang massa atom sangat penting untuk melakukan
pekerjaan di laboratorium. Namun atom adalah partikel yang sangat kecil, bahkan butir
debu terkecil yang dapat menentukan massa satu atom relatif terhadap atom lainnya.
Langkah pertama adalah memberikan nilai pada massa dari suatu atom unsur tersebut
agar kemudian dapat digunakan sebagai suatu standar (Chang, 2004 : 58).
Massa atom relatif dengan lambang Ar adalah istilah modern sebagai pengganti
istilah berat atom. Pada permulaan abad ke 19 hidrogen digunakan sebagai unsur standar.
Dalton menekankan bahwa massa atom relatif adalah sifat yang paling utama suatu unsur.
Hidrogen adalah unsur yang mempunyai atom yang paling ringan dan massanya
ditentukan sebesar satu satuan. Demikian pula jika hidrogen bersenyawa dengan suatu
unsur dan hidrogen digunakan sebagai dasar skala.
Menurut definisi lama
Massa atao relatif = Massa satu atom unsur
Massa satu atom hidrogen
Valensi suatu unsur adalah jumlah atom hidrogen yang bereaksi atau yang dapat diganti
dengan satu atom unsur itu. Sejak Dalton dan Berzzellius berusaha untuk menentukan
rumus suatu zat agar dapat menghitung massa atom relatif ditemukan suatu besaran yang
dikenal dengan massa ekivalen. Kemudian pada tahun 1961 ditetapkan bahwa massa
atom relatif suatu unsur adalah harga rata-rata massa atom relatif isotop-isotop menurut
kelimpahannya berdasarkan atas nuklida karbon-12 yang mempunyai massa 12 tepat
(Hiskia, 2001 : 14).
68
Ada tiga cara penentuan massa atom relatif yaitu dengan hukum Dulong dan Petit,
analisis Cannizzaro dan spektroskopi massa. Pada tahun 1819 Piere Dulong dan Alexis
Petit menyelidiki kalor jenis beberapa unsur logam. Ternyata atom yang berat
mempunyai kalor jenis lebih kecil, karena makin berat suatu atom makin besar energi
yang diperlukan untuk menggerakkannya. Untuk itu, Dulong dan Petit menyatakan
bahwa hasil kali antara kalor jenis dan massa atom relatif adalah sekitar enam. Hukum ini
dipakai untuk mengoreksi massa atom unsur yang telah atau belum diketahui. Kemudian
pada tahun 1858 ditemukan metode Cannizzaro. Teori ini mengatakan bahwa massa
molekul relatif suatu gas kira-kira dua kali rapat uapnya. Selain itu, penentuan massa
atom relatif dapat ditentukan dengan metode spektroskopi massa. Penetuan Ar dapat
ditentukan melalui dua data yaitu kelimpahan isotop dan massa isotop relatif (Syukri,
1999 : 34).
Dengan menggunakan massa atom, kita dapat menghitung massa (dalam gr) dari
satu atom karbon C-12. Persamaan dari kesamaan tersebut adalah :
12,00 gram karbon−121mol atom karbon−12
=1
Sebagai contoh yaitu Tembaga adalah logam yang telah dikenal sejak zaman dahulu yang
digunakan antara lain untuk kabel listrik dan uang logam. Dua isotop stabilnya, 6329
Cu
(69,09 %) dan 6529
Cu (30,91), mempunyai massa atom masing – masing 62,93 sma dan
64,9278 sma. Hitung massa atom rata-rata dari tembaga. Persentase – persentase dalam
tanda kurung menunjukan kelipatan relatif. Dari contoh tersebut, bisa dijelaskan bahwa
tiap isotop memberi kontribusi terhadap massa atom tembaga tergantung dari kelimpahan
alaminya. Maka dari itu, tahap pertama adalah mengubah persentase ke bentuk desimal.
Jadi 69.09 persen menjadi 0,6909 dan 30,91 persen menjadi 0,3091. Kemudian , kita
hitung massa atom rata – rata sebagai berikut.
(0,6909) (62,93 sma) + (0,3091) (64,9278 sma) = 63,55 sma (Sukmariah, 1990 : 24).
C. ALAT DAN BAHAN PRAKTIKUM
1. Alat – alat Praktikum
a. Krus
b. Penjepit
c. Pipet tetes
69
d. Tanur
e. Timbangan analitik
2. Bahan – bahan Praktikum
a. Aquades (H2O)(aq)
b. Kertas lakmus
c. Logam Magnesium (Mg)(s)
D. PROSEDUR PERCOBAAN
1. Krus kosong ditimbang ± 1 mg dengan timbangan analitik.
2. Logam Mg ditimbang kemudian dimasukkan kedalam krus.
3. Kemudian dimasukkan kedalam tanur dan dipanaskan sampai suhu 800℃ .
4. Setelah logam Mg yang di dalam krus tersebut memutih, laluu keluarkan dan diberi
beberapa tetes air (gas/uap yang mengepul diperiksa dengan kertas lakmus).
5. Lihat perubaha yang terjadi pada kertas lakmus.
6. Krus dipijarkan , didinginkan dan ditimbang kembali.
7. Dihitung Massa atom relatif Mg dengan rumus sebagai berikut:
2x 8
b−axa
E. HASIL PENGAMATAN
NO PROSEDUR PERCOBAAN HASIL PENGAMATAN
1 Krus kosong ditimbang dengan neraca
analitik
Berat krus=13,5 gram
2 Mg ditimbang 0,1 gr kemudian
dimasukkan Mg ke dalam krus dan
ditimbang dengan neraca analitik
Berat Mg=13,5 gram
3 Krus dan Logam Mg dipanaskan di dalam
tanur sampai Logam Mg memutih
Logam Mg yang dipanaskan pada
suhu 8000C menjadi bubuk berwarna
putih
4 Dikeluarkan jika menjadi putih, logam Mg
ditetesi dengan air dan tangkap uap
dengan kertas lakmus, lihat perubahan
warna
Lakmus merah menjadi biru
70
5 Dipijarkan dalam keadaan off tanurnya
selama beberapa menit
6 Lalu didinginkan kemudian ditimbang Berat krus dan Mg = 13,61 gram
F. ANALISIS DATA
1. Persamaan reaksi
a. Mg(S) + ½ O2(g) MgO(S)
b. 3Mg(S) + N2(g) Mg3N2(aq)
c. Mg3N2(aq) + 6H2O(l) 3Mg(OH)2(aq)+2NH3(aq)
d. Mg(OH)2(aq) MgO(S)+H2O(l)
2. Perhitungan
a. Massa krus kosong = 13,5 gram
b. Massa logam Mg = 0,09 gram= (a)
c. Massa krus kosong+ massa Mg = 13,5 gram + 0,09 gram
= 13,59 gram
d. Massa (krus kosong+Mg) setelah dipanaskan = 13,61 gram
e. Massa MgO = Massa (krus kosong+Mg) setelah dipanaskan - Massa krus kosong
= 13,61 gram - 13,5 gram
=0,11 gram
f. Massa atom relatif (Ar) Mg = 2 x 8
b−a x a
= 2 x 8
Mgsetelah dipanaskan – Mgawal x Mg awal
= 2 x 8
0,11−0,09 x 0,09
= 1,440,02
= 72 gram/mol
G. PEMBAHASAN
Tujuan dari percobaan ini adalah untuk menentukan massa atom relatif (Ar) dari
logam magnesium (Mg). Banyak cara dalam penentuan massa atom relatif (Ar) yaitu
dengan penentuan dengan teliti massa zat yang bereaksi, enentuan dengan teliti
kerapatan gas dan dengan cara spektrometri, penentuan massa atom relatif dengan
71
metode spektrometri massa yang diperlukan dua data yaitu kelipatan isotop dan massa
isotop relatif.
Penentuan massa atom relatif dari logam magnesium pada percobaan ditentukan
dengan cara penentuan secara teliti massa zat-zat yang bereaksi. Secara teori massa
atom relatif Mg adalah 24,305. Namun pada hasil praktikum terdapat nilai atau hasil
yang berbeda.
Proses reaksi yang pertama yaitu Mg bereaksi dengan O2 dan N2 membentuk
reaksi:
Mg(s) + 1/2O2 → MgO2(s)
3Mg(s) + N2 → Mg2N2(aq)
Pada pembakaran ini, logam Magnesium berubah menjadi putih kemudian diberi
tetes air kemudian diperiksa menggunakan kertas lakmus dan menghasilkan warna yang
semula merah, kertas lakmusnya berubah menjadi biru. Hal ini menunjukkan basa.
Dengan bereaksinya Mg2N2 dengan air akan membentuk Mg(OH) dan amonia, dan
amonia yang menyebabkan timbulnya bau yang pekat.
Pada percobaan selanjutnya dilakukan pemijaran terhadap MgO, sehingga
magnesium akan terpisah dengan H2O. Reaksinya:
Mg(OH)2(aq) →MgO(s) + H2O
Setelah dilakukan pemijaran massa megnesium bertambah 0,02 gram. Ini
dikarenakan oleh magnesium telah mengandung O2. Dari analisis data diperoleh Ar Mg
adalah 72, ini sangat jauh beda selisihnya dengan massa atom relatif (Ar) Mg secara
teori. Ini disebabkan oleh beberapa hal yaitu ketidaktepatan dalam menghitung massa
Mg, kurang teliti dan karena timbanagn analitik yang mengalami error sehingga
menggunakan perkiraan.
Magnesium kuarang dapat bereaksi dengan H2O karena Mg merupakan
golongan alkali tanah sehingga ketika bereaksi dengan air sangat lambat dan kesalahan
yang terjadi bisa disebabkan oleh pembakaran magnesium yang kurang sempurna.
H. PENUTUP
Kesimpulan yang dapat ditarik dari uraian di atas adalah untuk menentukan massa
atom relatif Mg dapat mengguankan rumus 2 x 8
b−a x a, sehingga Ar Mg yang dihasilka
adalah 72 gram/mol.
72
DAFTAR PUSTAKA
Chang, Raymond. 2004. Kimia Dasar. Jakarta : Erlangga.
Hiskia, Ahmad. 2001. Stoikimetri Energetika Kimia. Bandung : PT. Citra Aditya Bakti.
Sukmariah.1990. Kimia Dasar Jilid 1. Jakarta : Erlangga.
Syukri. 1999. Kimia Dasar I. Bandung : ITB.
73
ACARA IV
PENENTUAN TETAPAN GAS DAN VOLUME MOLAR OKSIGEN
A. PELAKSANAAN PRKATIKUM
1. Tujuan Praktikum : Untuk mempelajari cara penentuan tetapan gas dan volume
molar oksigen juga untuk mempelajari hukum-hukum gas
seperti, hukum boyle, charles, gay lusac, dalton, tentang
tekanan parsial dan hukum Avogadro.
2. Waktu Praktikum : Jumat, 2 November 2012
3. Tempat Praktikum : Laboratorium Kimia Dasar I, Lantai III, Fakultas Matematika
dan Ilmu Pengetahuan Alam, Universitas Mataram.
B. LANDASAN TEORI
Sifat fisis zat mempengaruhi oleh wujudnya, yaitu padat, cair atau gas. Diantara
ketiga wujud ini, sifat gas lebih sederhana dibandingkan wujud lainnya. Terdapat empat
variabel penting yang mempengaruhi sifat-sifat fisis gas yakni suhu, tekanan, volume dan
jumlah gas. Gas memiliki karakteristik sebagai berikut : bentuk dan volumenya mengikuti
wadahnya , dapat dimanfaatkan , kecepatan paling rendah , dan dapat bercampur secara
sempurna dalam satu wadah (Purwoko, 2006 : 136 Gas terdiri atas molekul yang bergerak
menurut jalan-jalan yang lurus ke segala arah, dengan kecepatan yang sangat tinggi.
Molekul gas ini selalu bertumbukan dengan molekul yang lain atau dengan dinding
bejana. Tumbuhan terhadap dinding. Beja ini yang menyebabkan adanya tekanan. Volume
dari molekul gas sangat kecil bila dibandingkan dengan volume yang ditempat oleh gas
tersebut, sehingga sebenarnya banyak ruang kosong antara molekulnya. Hal ini
menyebabkan gas mempunyai rapat yang lebih kecil daripada cairan atau zat padat,
sehingga menyebabkan gas bersifat kompresibel atau mudah ditekan, dalam pembicaraan
tentang gas, semua gas dibagi menjadi dua jenis :
a. Gas ideal yaitu gas yang mengikuti secara sempurna.
Hukum-hukum gas (Boyle, gay lussac, dsb)
b. Gas non ideal atau nyata yaitu gas yang hanya mengikuti hukum-hukum gas pada
tekanan rendah.
74
Gas ideal sebenarnya tidak ada, jadi hanya merupakan gas hipotesis. Semua gas
sebenarnya tidak nyata. Pada gas ideal dianggap, bahwa molekul tidak tarik menarik dan
volume molekulnya dapat diabaikan terhadap volume gas itu sendiri atau ruang yang
ditempati. Sifat ideal ini hanya didekati oleh gas berartom satu pada tekanan rendah dan
pada temperatur yang relatif tinggi. Bila digunakan harga STP (1 atm 00C atau 273 k) dan
kita ambil 1 mol gas, maka volume gasnya dapat diukur yang kita sebut volume molar
pada STP, karena merupakan voluem dari 1 mol gas pada tekanan 1 atm dan o0C. bila kita
lakukan hal ini untuk berbagai gas terlihat harganya berbeda-beda karena memang gas
nyata bukan “gas ideal”. Dari berbagai pengukuran volume rata-rata ditempat oleh satu
mol gas pada STP = 24 L. maka harganya ini diambil untuk volume molar dari gas ideal
dengan menggunakan harga-harga tersebut, dapat dihitung dengan R.
R = PVnt
= (1atm )(22,4 L)(1mol )(273 k )
Konstanta R angkanya dapat berbeda tergantung dari satuan yang digunakan dalam
menyatakan tekanan dan volume (Brady, 1999 : 483).
Hukum – hukum yang berkaitan dengan gas meliputi :
1. Hukum Boyle
Boyle mengatakanbahwa jika suhu dijaga konstan maka volume (v) sampel gas
berkurang seiring dengan bertambahnya tekanan luar,yakni tekanan atmosfer plus
tekanan akibat penambahan air raksa. Pernyataan Hukum Boyle volume gas pada
suhu tetap berbanding terbalik secara proporsional dengan tekanannya. Hasil
tekanan dan volume suatu gas pada suhu tetap adalah konstan.
2. Hukum Charles dan Gay Lussac
Jeagues Charless dan Gay Lussac mengamati bahwa tekanan tetap suatugas akan
mengembang bila dipanaskan dan sebaliknya menyusut bila didinginkan. Hukum
Charless dan Gay Lussac berbunyi “volume suatu gas pada tekanan tetap
proporsional dengan suhu absolutnya”.
3. Hukum Avogadro
Berdasarkan hasil penyelidikan Boyle,Charless dan Gay Lussac Amedeo
Avogadro mennagjukan hipotesis bahwa “pada suhu dan tekanan yang
sama,semua gas mengandung jumlah molekul (atom) yang sama.”oersamaan
umum gas : empat kuantitas (variabel) yang secara lengkap sejumlah tertentu
75
gas:M,V,T dan P. Banyaknya yang ada juga dapat dinyatakan dalam banyaknya
mol (n) sebagai ganti massanya. Volume suatu gas sebanding langsung dengan
banyaknya mol yang ada. Jumlah mol n pada temperatur yang mutlak berbanding
terbalik dengan P. Gabungannya dalam satu pernyataan dari hukum
Boyle,Charless,Gay Lussac dan Avogadro ini disebut hukum gas ideal,secara
matematis (Pudjaatmaka, 1998 : 263) :
P.V = n.R.T
Campuran gas : misalnya suatu campuran menempatisebuah wadah pada suhu
tertentu. Kita dapat definisikan tekanan parsial sebuah gas seolah-olah tekanan gas
ditimbulkan sendiri jika ia berada dalam wadah itu. Hukum Dalton kemungkinan
menyatakan bahwa tekanan total adalah jumlah tekanan parsial setiap gas. Hukum ini
berlaku pada kondisi yang sama seperti hukum gas ideal itu sendiri dengan pendekatan
tekanan sedang,tetapi cermat jika tekananya diturunkan (Oxtoby, 2001:106).
Koefisian reaksi menyatakan perbandingan mol-mol dari zat-zat yang ada dalam
reaksi. Dalam hal reaksi gas,koefisien reaksi juga menyatakan perbandingan volume gas
yang terlibat reaksi awal pada P,T yang sama (menurut Hukum Gay-Lussac). Hubungan
antara volume gas standar dengan jumlah mol. Hubungan volume molar gas menunjukkan
volume 1 mol gas pada keadaan standar ( Wahyuni, 2003 : 23).
C. ALAT DAN BAHAN PRAKTIKUM
1. Alat-alat Praktikum
a. Bunsen
b. Dongkrak
c. Gelas erlenmeyer 250 ml
d. Gelas ukur 250 ml
e. Gelas arloji
f. Klem
g. Labu alas bundar 500 ml
h. Pipa
i. Selang
j. Spatula
k. Statif
l. Tabung reaksi
76
m. termometer
n. Timbangan analitik
2. Bahan-bahan Praktikum
a. Aquades
b. KClO3 (s)(Kalium klorat)
c. MnO2 (s)(Mangan Oksida)
D. PROSEDUR PERCOBAAN
1. Ditimbang satu tabung reaksi yang bersih dan kering.
2. Dimasukkan 1,2 gr KClO3/MnO2 ke dalam tabung reaksi tersebut,kemudian timbang
lagi dengan teliti.
3. Diisi labu alas bundar dengan air dan dimasukkan sedikit air kedalam labu erlenmeyer.
4. Diisikan air kedalam labu ukur dengan gelas ukur dan erlenmeyer dengan cara ditiup
dari ujung pipa yang dihubungkan dengan tabung reaksi.
5. Dikeluarkan gelembung udara yang terdapat diantara labu ukur dan erlenmeyer
dengan cara menaikkan atau menurunkan labu ukur atau erlenmeyer.
6. Dijepit tabung reaksi dengan klem yang akan menghubungkan labu ukur dan labu
erlenmeyer.
7. Dipasang tabung reaksi.
8. Dongkrak dibuka dan di naikturunkan erlenmeyer hingga permukaan air dalam labu
ukur dan erlenmeyer sama tingginya. Jepit lagiselang dengan klem.
9. Dipindahkan erlenmeyer dengan hati2 sehingga air tidak menetes.
10. Dibersihkan erlenmeyer dan diletakkan hati-hati pipa dalm bejana erlenmeyer.
11. Dipanaskan tabung reaksi dengan hati-hati sehingga oksigen mengalir kedalam labu
ukur. Dipanaskan kikra-kira 5 menit sehingga semua KClO3 terurai.
12. Jika oksigen tidak terurai lagi,dipindahkan pembakar dan biarkan sampai semua alat
mencapai suhu kamar.
13. Jika telah dingin,selang dijepit dan dipindahkan erlenmeyer.
14. Diukur suhu gas dalam labu ukur dengan termometer dengan hati-hati dan termometer
jangan sampai terkena air.
15. Diukur volume air dalam erlenmeyer dengan gelas ukur.
77
16. Dicatat kedudukan termometer dan KClO3/MnO2 yang sudah dipanaskan,ditimbang
kembali dan dicatat.
E. HASIL PENGAMATAN
N
O
PROSEDUR PERCOBAAN HASIL PENGAMATAN
1 Tabung reaksi kosong ditimbang dengan neraca
analitik
Berat tabung reaksi
=7,87 gram
2 KClO3 dan MnO3 ditimbang Tabung + KClO3 + MnO2
=9,06 gram
3 Dimasukkan air ke dalam labu alas bundar dan gelas
erlenmeyer
4 Dipasang set alat penentuan volume molar,
dihubungkan selang dengan labu alas bundar, selang
dengan gelas Erlenmeyer dipasangkn klem,ditiup
sampai tidak ada gelembung .
5 Dihubungkan selang dengan tabung reaksi yang di
dalamnya MnO3 dan KClO3.
5 Dipanaskan dengan Bunsen selama 5 menit
7 Klem dibuka, biarkan air mengalir sampai berhenti
mengalir
T=32℃
8 Diukur volume air dalam labu ukur dengan gelas
ukur
Volume air = 55 ml
9 Tabung reaksi ditimbang kembali KclO3 + MNO3 (setelah
dipanaskan) = 8,83 gram
F. ANALISIS DATA
1. Gambar Alat Praktikum
78
Keterangan :
A. Labu alas bundar
B. Gelas erlenmeyer
C. Klem
D. Dngkrak
E. Bunsen
F. Penjepit labu alas bundar
G. Statif
H. Termometer
I. Tabung reaksi
J. Selang penghubung erlenmeyer
K. Selang
L. Aquades
M. KClO3 dan MnO2
2. Persamaan Reaksi:
2 KClO3(s) Mno2 2KCl(s) + 3O2(g)
3. Perhitungan
a. Tetapan Gas
Diketahui:
− Massa tabung reaksi kosong = 7,87 gram
− Massa KClO3 + MnO2 = 1,19 gram
− Massa tabung reaksi + (KClO3 + MnO2) = 9,06 gram
− Voleume H2O = 55 mL
− Massa tabung reaksi + (KClO3 + MnO2) setelah dipanaskan
79
= 8,83 gram
− T O2 = 32 ℃ = 305 K
− Massa O2 = (massa tabung kosong + massa KClO3 + MnO2) – (massa
tabung + KClO3 + MnO2 setelah dipanaskan)
= 9,06-8,83
=0,23 gram
− Mol O2 =massa O2
Mr O 2
= 0,2332
= 0,007 mol
a. Penentuan tetapan gas O2 (R)
Diketahui : a = 1,360 L2 atm/mol2
b = 0,0318 L/mol
Persamaan Van Der Waals
( p+ an 2v 2 )(v−nb)=¿ nRT
R = ( p+ an 2v 2 )(v−nb)
n T
= (1atm + 1,360 x 0,0072
(0,055¿¿¿2¿) (0,055−0,007 x (0,0318))¿
= (1atm+0,0012atm )(0,055 L−0,002L)
2,135mol .K
= (1,0012 atm ) (0,053 L )
2,135 mol . K
= 0,025 L atm/mol K
b. Penentuan volume molar O2
P.V = n.R.T
V = n .R . T
P
= 0,007 molx 0,025
atmLmol
K x 305 K
1atm
80
= 0,053375 L
c. Persentase O2 dalam KClO3
Mol O2 = 0,007 mol
Massa O2 = 0,23 gram
Reaksi:
2 KClO3(s) Mno2 2KCl(s) + 3O2(g)
Mol KClO3 = koef . KClO3
koef . O 2x mol O2
= 23
x 0,007
= 0,0047 mol
Massa KClO3 = n x Mr
= 0,0047 x 123,5
= 0,58045 gram
Persentase O2 dalam KClO3
% O2 = m O2
m KClO3
x100 %
= 0,230,58
x 100 %
= 39,65 %
G. PEMBAHASAN
Pada percobaan ini bertujuan untuk menentukan tetapan gas dan volume molar
oksigendengan percobaan yang sederhana yakni dengan pendesakan air oleh gas yang
terbetuk pada saat reaksi berlangsung. Percobaan ini dilakukan pemanasan KClO3 dan
MnO2 dimana MnO2 sebagai katalis yang dapat mempercepat reaksi. Saat gelembung
gas air dimasukan ke air, penguapan air menambah tekanan pada agas, akibatnya air
yang ada di albu alas bundar akan terdesak dan akan mengalir menuju gelas erlenmeyer.
Ketika KClO3 + MnO2 dipanaskan mengalami massa yang berkurang, ini
disebabkan karena kandungan O2 yang ada di dalamnya teruarai sehingga dari
penimbangan dihasilkan massa O2 yaitu 0,23 gram. Berdasarkan perhitungan R yaitu
0,025 atm.L/mol.K, berbeda dengan R yang sudah ditetapkan yaitu 0,082 L.atm/mol.K.
81
Perbedaan atau selisih ini disebabkan oleh ketidaktelitian pada saat praktikum yaitu
kesalahan dalam pengukuran atau pada perhitungan pada saat itu.
Volume molar O2 sesuai perhitungan adalah 0,053 L sedangkan pada standar
STP adalah 22,4 L, perbedaan nilai ini adalah disebabkan oleh adanya kekeliruan ketika
menggunakan perkiraan waktu, ataupun perhitungan yang lainnya sehingga data yang
dihasilkan tidak begitu mendekati nilai standar, disebabkan juga oleh proses
pembakaran KClO3 + MnO2 yang sempat terhambat karena alat pemanas padam
(bunsen).
H. KESIMPULAN
Berdasarkan percobaan di atas dapat diambil kesimpulan bahwa untuk
menentukan volume molar O2 dapat diperoleh dengan menggunakan persamaan gas ideal
pada suhu dan tekanan standar. Sedangkan tetapan gas dapat diketahui dengan
menggunakan persamaan Van der Walls yaitu:
(P+ an2
V 2 )× (V −nb )=nRT
R=(P+ an2
V 2 )× (V −nb ) /nT
Gas dalam ruang tertutup memiliki tekanan tertentu dan mengisi semua ruang tertutup.
Penentuan tetapan R dan volume molar menggunakan penerapan hukum-hukum gas,
sehingga didapatkan tetapan R sebesar 0,025 atm.L/mol.K. Volume molar oksigen
didapatkan sebesar 0,053 L dengan persentassi oksigen dalam KClO3 sebesar 39,65 %.
82
DAFTAR PUSTAKA
Brady, james E. 1999. Kimia Universitas Asas dan Struktur. Jakarta : Binarupa Aksara.
Oxtoby,David W,H,P,dkk.2001. Prinsip-Prinsip Kimia Modern Edisi Ke-4 Jilid 1. Jakarta :
Erlangga.
Purwoko, Agus Abh. 2006. Kimia Dasar 1. NTB : Mataram University Press.
Pudjaatmaka, A. H.1998. Ilmu-Ilmu untuk Universitas. Jakarta : Erlangga.
Wahyuni, Sri. 2003. Kimia Master . Jakarta : Erlangga.
83
ACARA V
KESETIMBANGAN
A. PELAKSANAAN PRAKTIKUM
1. Tujuan Praktikum : Mempelajari kesetimbangan kompleks besi (III)-tiosianat.
2. Waktu Praktikum : Jum’at, 9 November 2012
3. Tempat Praktikum : Laboratorium Kimia Dasar, Lantai III, Fakultas Matematika
dan Ilmu Pengetahuan Alam, Universitas Mataram.
B. LANDASAN TEORI
Banyak reaksi-reaksi kimia yang berjalan tidak sempurna artinya reaksi-reaksi
tersebut berjalan sampai pada suatu titik dan akhirnya berhenti dengan meninggalkan zat-
zat yang tidak bereaksi. Pada temperatur, tekanan dan konsentrasi tertentu, titik pada saat
reaksi tersebut berhenti sama. Hubungan antara konsentrasi peraksi dan hasil reaksi tetap.
Pada saat ini reaksi dalam keadaan setimbang. Pada saat setimbang, kecepatan reaksi ke
kanan sama dengan kecepatan reaksi ke kiri. Kesetimbangan disini merupakan
kesetimbangan dinamis, bukan kesetimbangan statis. Jadi sebenarnya reaksi masih ada
tetapi karena kecepatannya sama, seakan-akan reaksi berhenti.
84
A + B V 1V 2
C + D
Atas dasar ini dapat dianggap hampir semua reaksi berhenti pada kesetimbangan. Untuk
reaksi sempurna, kesetimbangan sangat berat disebelah kanan. Untuk reaksi yang sangat
berat di sebelah kanan. Untuk reaksi yang tidak berjalan, kesetimbangan sangat berat
disebelah kiri. Kesetimbangan dibagi menjadi homogen dan heterogen. Homogen bila
kesetimbangan terdapat pada satu fase (gas, cairan tunggal, fase padat tunggal). Heterogen
bila kesetimbangan terdapat dalam lebih dari satu fase (gas, padat, gas cairan, padat cairan
atau padat-padat) (Sukardjo, 1997:220).
Kesetimbangan kimia dalah proses dinamis ketika reaksi kedepan dan reaksi balik
terjadi pada laju yang sama tetapi pada arah yang berlawanan. Konsentrasi pada setiap zat
tinggal tetap pada suhu konstan. Banyak reaksi kimia tidak sampai berakhir, dan mencapai
satu titik ketika konsentrasi zat-zat bereaksi dan produk tidak lagi berubah dengan
berubahnya waktu. Molekul-molekul tetap berubah dari pereaksi menjadi produk dan dari
produk menjadi preaksi, tetapi tanpa perubahan netto konsentrasinya (Stephen,2002 : 96).
Kebanyakan reaksi kimia berlangsung secara reversible (dua arah). Ketika reaksi
itu baru mulai, proses reversible hanya berlangsung kearah pembentukan produk, namun
ketika molekul produk telah terbentuk maka proses sebaiknya yaitu pembentukan molekul
reaktan dari molekul produk mulai berjalan. Kesetimbangan kimia tercapai bila kecepatan
reaksi tekanan (molekul produk) telah sama dengan kecepatan reaksi ke kiri
(pembentukan molekul reaktan) dan konsentrasi reaktan maupun konsentrasi produk tidak
berubah-rubah lagi (konstan). Jadi, kesetimbangan kimia merupakan proses yang dinamis
(Purwoko, 2006 : 169).
Tetapan kesetimbangan Kp dan tetapan kesetimbangan Kc diberi harga dalam
konsentrasi-konsentrasi yang dinyatakan dalam mol per liter. Untuk suatu sistem
kesetimbangan yang melibatkan gas, pengukuran biasanya dilakukan terhadap tekanan
bukan konsentrasi. Dalam hal ini tetapan kesetimbangan dapat dihitung dari tekanan
parsial gas-gas. Tetapan yang dihitung dengan cara ini disebut Kp. Untuk sistem
kesetimbangan :
2H2O(g) 2H2(g) + O2(g)
Kp dinyatakan sebagai :
Kp = ¿¿
Tekanan total sama dengan jumlah tekanan parsial :
P = pH2O + pH2 + pO2
85
Dari persamaan hukum gas ideal nampak bahwa tekanan parsial suatu gas berbanding
lurus dengan konsentrasi c dalam mol per liter :
pV = nRT c = nv
= P
RT
Jadi, secara numeris Kp dan Kc saling berhubungan. Untuk persamaan kesetimbangan
umum, wA + xB yC + zD hubungan antara Kp dan Kc dinyatakan oleh :
Kc = Kp ( 1
RT ) Dn
Atau
Kp = Kc (RT) Dn
Dengan Dn = (y + z) – (w + x). Jumlah molekul produk gas dikurangi dengan jumlah
molekul pereaksi gas dalam persamaan kesetimbangan. Jika jumlah molekul pereaksi gas
sama dengan jumlah molekul produk gas, Dn = 0 maka Kp = Kc (Keenan, 1999 : 560).
Adapun kesetimbangan dibagi menjadi dua yaitu kesetimbangan homogen dan
kesetimbangan heterogen. Kesetimbangan homogen adalah kesetimbangan yang hanya
melibatkan satu fase yang sama,sedangkan kesetimbangan heterogen adalah
kesetimbangan yang meliputi dua fase atau lebih. Sebagai contoh kesetimbangan 2C (s) +
O2(g) 2CO(g) meliputi fase gas dan padatan. Dalam sistem ini terdiri atas suatu
campuran oksigen dan karbon monoksida. Persamaan ini menyaqtakan bahwa suatu
sistem mengandung CO(g) , O2(g) ,dan C(s) dalam kesetimbangan yang tak menghiraukan
berapa banyak C(s) berada . Aturan yang mudah bahwa untuk kesetimbangan heterogen
padatan,dimana padatan murni dan cairan-cairan murni di abaikan dari pengertian aksi
massa(Firman,2007:146).
Dalam suatu sistem kesetimbangan, suatu katalis menaikkan kecepatan reaksi
maju dan reaksi balik dengan sama kuatnya. Suatu katalis tidak mengubah kuantitas
relatif yang ada dalam kesetimbangan nilai tetapan kesetimbangan tidaklah berubah.
Katalis memang mengubah waktu yang diperlukan untuk mencapai kesetimbangan.
Reaksi yang memerlukan waktu berhari-hari atau berminggu-minggu untuk mencapai
kesetimbangan, dapat mencapainya dalam beberapa menit dengan hadirnya katalis. Lagi
pula, reaksi yang berlangsung dengan laju yang sesuai hanya pada temperatur yang sangat
tinggi, dapat berjalan dengan cepat pada temperatur yang jauh lebih rendah bila
digunakan katalis. Ini terutama penting jika temperatur tinggi mengurangi rendeman dari
produk-produk yang diinginkan (Keenan,1984:593).
86
C. ALAT DAN BAHAN PRAKTIKUM
1. Alat – Alat Praktikum :
a. Gelas kimia 200 ml
b. Labu ukur 25 ml
c. Pipet gondok 5 ml
d. Pipet gndok 10 ml
e. Pipet tetes
f. Rubber bulb
g. Spatula
h. Tabung Reaksi
i. Tissue
j. Kertas label
2. Bahan – Bahan Praktikum :
a. Aquades (H2O)(l)
b. Butiran Na2HPO4 (Natrium hidropospat)
c. Larutan Fe(NO3)3 0,2 M (Besi (III) nitrat)
d. Larutan KSCN 0,002 M (Kalium tiosanat)
e. Larutan KSCN pekat (Kalium tiosanat)
D. PROSEDUR PERCOBAAN
1. Kesetimbangan besi (III )- tiosianat
a. 10 ml KSCN 0,002 M dimasukkan kedalam gelas kimia dan ditambahkan 2 tetes
Fe(NO3)3 0,2 M kemudian diaduk.
b. Larutan tersebut dibagi kedalam 4 tabung reaksi.
c. Tabung pertama digunakan sebagai larutan pembanding.
d. Kedalam tabung reaksi kedua ditambahkan 1 tetes KSCN pekat.
e. Kedalam tabung reaksi ketiga ditambahkan 3 tetes Fe(NO3)3 0,2 M
f. Kedalam tabung reaksi keempat ditambahkan beberapa butir Na2HPO4.
g. Semua pristiwa yang terjadi dicatat.
2. Kesetimbangan besi (III )- tiosianat yang semakin encer
a. Disediakan 5 tabung reaksi yang bersih dan diberi nomor. Kedalam lima tabung
reaksi ini dimasukkan masing-masing 5 ml KSCN 0,002 M. kedalam tabung reaksi
87
pertama tambahkan 5 ml larutan Fe(NO3)3 0,2 M. tabung ini digunakan sebagi
tabung standar.
b. Diukur 10 ml Fe(NO3)3 0,2 M dan ditambahkan air hingga volumenya menjadi 25
ml. diukur 5 ml dari larutan ini dan dimasukkan kedalam tabung reaksi kedua (hitung
konsentrasi larutan). Selebihnya disimpan untuk pengerjaan berikutnya.
c. Diukur 10 ml Fe(NO3)3, sisa larutan diatas, ditambahkan air hingga volumenya tepat
menjadi 25 ml dan dimasukkan kedalam tabung reaksi ketiga.
d. Pada tabung berikutnya dilakukan pengerjaan yang sama sampai tabung kelima.
e. Dibandingkan warna larutan pada tabung kedua dengan tabung standar (tabung 1),
untuk menghitung konsentrasi FESCN2+. Jika intensitas warna tidak sama,
dikeluarkan larutan dari tabung standar setetes demi setetes sampai kedua tabung
tersebut menunjukkan intensitas warna yang samadan diukur tinggi larutan dalam
masing-masing tabung sampai cm. selanjutnya dengan cara yang sama, disamakan
intensitas warna larutan pada tabung 3, 4 dan 5 bandingkan dengan tabung 1.
E. HASIL PENGAMATAN
No. Prosedur Percobaan Hasil Pengamatan
1. Kesetimbangan besi (III)- Tiosianat
a. Dimasukkan 10 ml KSCN 0,002M ke
dalam suatu bejana gelas. Kemudian
ditambahkan dengan 2 tetes larutan
Fe(NO3)3 0,2M.
b. Larutan ini kemudian dibagi ke dalam
4 tabung reaksi.
c. Tabung reaksi pertama digunakan
sebagai pembanding.
d. Ditambahkan 1 tetes KSCN pekat ke
dalam tabung reaksi kedua.
e. Ditambahkan 3 tetes Fe(NO3)3 0,2M
ke dalam tabung reaksi ketiga.
f. Ditambahkan 1 butir Na2HPO4 ke
dalam tabung reaksi keempat.
g. Semua peristiwa yang terjadi dicatat
Tabung I berwarna merah bata
Tabung ke II yang ditetesi KSCN pekat
berwarna lebih pekat daripada tabung I
Tabung ke III berwarna merah bata tetapi
lebih pekat dari tabung I dan II
Sedangkan tabung ke IV jernih dan ada
endapan di dasar tabung
88
dalam tabel hasil percobaan.
Kesetimbangan besi (III)- Tiosianat yang
semakin encer
a. Disediakan 5 tabung reaksi ,
kemudian diberi nomer. Kedalam
tabung reaksi ini dimasukkan masing-
masing 5 ml KSCN 0,002M.
Kemudian 5 ml larutan Fe(NO3)3
0,2M ditambahkan kedalam tabung
reaksi pertama. Tabung reaksi ini
digunakan sebagai standar.
b. Diukur 10 ml Fe(NO3)3 0,2M dan
ditambahkan aquades hingga
volumenya menjadi 25 ml. diukur 5
ml dari larutan ini dan dimasukkan ke
dalam tabung reaksi kedua (dihitung
konsentrasi larutan ini). Selebihnya
disimpan untuk pengerjaan
berikutnya.
c. Didalam 10 ml larutan Fe(NO3)3 0,2M
sisa diatas, ditambahkan aquades
hingga volumenya tepat menjadi 25
ml ( dihitung konsentrasi larutan ini ).
Diukur 5 ml larutan ini dan
dimasukkan ke tabung reaksi ketiga.
d. Dilakukan pengerjaan yang sama
sampai dengan tabung kelima.
e. Dibandingkan warna larutan pada
tabung kedua dengan tabung standar
(tabung 1) , untuk menghitung
konsentrasi FeSCN2+. Jika intensitas
warna tidak sama, dikeluarkan larutan
1. Tabung reaksi pertama yang menjadi
standar berwarna merah kehitam-
hitaman
2. Tabung reaksi kedua, warnya juga
merah kehitam-hitaman tapi tidak
sepekat tabung standar
3. Tabung reaksi berwarna merah marun
(merah kehitam-hitaman tapi lebih
cerah dari tabung 2)
4. Tabung reaksi keempat warna
larutannya merah marun, lebih muda
dari tabung ke 3
5. Tabung reaksi ke lima warnanya
merah darah
Perbandingan warna=
T1:T2:T3:T4
6,77
:57
:37
:0,37
89
dari tabung standar setetes demi
setetes , sampai kedua tabung tersebut
menunjukkan intensitas warna yang
sama dan diukur tinggi larutan dalam
masing-masing tabung sampai cm
(larutan yang dikeluarkan tadi
dimasukkan ke dalam tempat yang
bersih agar dapat digunakan kembali).
Selanjutnya dengan cara yang sama ,
disamakan intensitas warna larutan
pada tabung 3, 4 dan 5 , dibandingkan
semua dengan tabung pertama.
0,95:0,71:0,42:0,042
F. ANALISIS DATA
1. Percobaan pertama
Diasumsikan bahwa:
a. Fe (NO3)3 dan KSCN dalam bentuk ion
b. Pada tabung 1 dianggap berbebtuk FeSCN2+
Fe+(aq) + SCN- FeSCN2+
Jika :
− Tabung I (standar) : warna merah
Tabung ini digunakan sebagai tabung standar yang dibandingkan dengan :
− Tabung II + KSCN pekat : warna larutan merah darah (lebih pekat dari tabung I)
− Tabung III + Fe (NO3)3: warna larutan hitam pekat (warna lebih pekat dari
tabung I dan tabung II)
− Tabung IV + Na2HPO4: warna larutan bening dan terdapat endapan
Persamaan reaksi pada tabung IV
FeSCN2+(aq) + Na2HPO4(s) FePO4(aq) + HSCN(aq) + 2Na+
(aq)
2. Percobaan kedua
Perbandingan tinggi tabung
T1 =T std
T 2
=6,7 cm7cm
90
= 0,95
T2 = T std
T 3
= 5 cm7 cm
= 0,71
T3 =T std
T 4
= 3 cm7 cm
= 0,42
T4 = T std
T 2
=0,3 cm7cm
= 0,04
Perhitungan konsentrasi
[ FeSCN2+] = T × konsentrasi standar
n Fe2+ = M ×V
= 0,2 M × 0,005 L
= 0,001 mol
n SCN- = M × V
= 0,002 M × 0,005 L
= 0,00001 mol
Fe3+(aq) + SCN-
(aq) FeSCN2+.(aq)
Mula-mula 0,001 mol 0,00001 mol
Bereaksi 0,00001 mol 0,00001 mol 0,00001 mol
Setimbang 0,00099 mmol - 0,00001 mol
[ FeSCN2+]0 = nv
= 0,00001 mol
(0,005+0,005 ) L
91
= 0,00001 mol
0,01 L
= 0,001 M
[ FeSCN2+]1 = T1 × [ FeSCN2+]0
= 0,95 ×0,001 M = 0,00095 M
[ FeSCN2+]2 = T2 × [ FeSCN2+]0
= 0,71 ×0,001 M
= 0,00071 M
[ FeSCN2+]3 = T3 × [ FeSCN2+]0
= 0,42 ×0,001 M
= 0,00042 M
[ FeSCN2+]4 = T4 × [ FeSCN2+]0
= 0,04 ×0,001 M
= 0,00004 M
Perhitungan Konsentrasi Fe3+ mula – mula
Pengenceran I
M1 ×V1 = M2 ×V2
M2 = M 1 ×V 1
V 2
= 0,2× 0,01
0,025
= 0,08 M
Pengenceran II
M2 ×V2 = M3 ×V3
M3 = M 2 ×V 2
V 3
= 0,08 ×0,01
0,025
= 0,032 M
Pengenceran III
M3 ×V3 = M4 ×V4
M4 = M 3 ×V 3
V 4
92
= 0,032× 0,01
0,025
= 0,0128 M
Pengenceran IV
M4 ×V4 = M5 ×V5
M5 = M 4 ×V 4
V 5
= 0,0128 ×0,0 1
0,0 25
= 0,00512 M
Perhitungan konsentrasi Fe3+ setimbang
[Fe3+] = [Fe3+] mula – mula - [ FeSCN2+] setimbang
[Fe3+]stb 1 = 0,08 M – 0,00095 M
= 0,07905 M
= 0,079 M
[Fe3+]stb 2 = 0,032 M - 0,00071 M
= 0,03129 M
[Fe3+]stb 3 = 0,0128M - 0,00004M
= 0,01238 M
[Fe3+]stb 4 = 0,00512 M - 0,00004 M
= 0,005038 M
= 0,005 M
Perhitungan konsentrasi SCN- setimbang
[SCN-]mula – mula = 0,002 M
[SCN-]stb = [SCN-]mula – mula - [ FeSCN2+] setimbang
[SCN-]stb 1 = 0,002 M – 0,00095 M
= 0,00105 M
[SCN-]stb2 = 0,002 M – 0,00071 M
= 0,00129 M
[SCN-]stb3 = 0,002 M – 0,00042 M
= 0,00158 M
[SCN-]stb4 = 0,002 M – 0,00004 M
= 0,00196 M
93
Ka = [Fe3+] [ FeSCN2+] [SCN-]
Ka1 = 0,079 x 0,00095 x 0,001
= 75,05 x 10-9 M
Ka2 = 0,03129 x 0,00071 x 0,00129
= 28,65 10-9 M
Ka3 = 0,01238 x 0,00004 x 0,00158
= 8,21 10-9 M
Ka4 = 0,005 x 0,00004 x 0,00196
= 0,392. 10-9 M
Kb = ¿¿
Kb1 = (0,079 )(0,00095)
(0,001)❑
= 7,5 10-2 M
Kb2 = (0,03129)(0,00071)❑
(0,00129)
= 1,72 10-2 M
Kb3 = 0,01238 x0,00042
0,00158
= 0,36 10-2 M
Kb4 = 0,005 x0,00004
0,00196
= 1,02 10-2 M
Kc = ¿¿
Kc1 = 0,00095
0,079 x0,001
= 12,02 M
Kc2 = 0,00071
0,03129 x0,00129
= 17,58 M
Kc3 = 0,00042
0,01238 x0,00158
94
= 21,47 M
Kc4 = 0,00004
0,005 x0,00196
= 4,08 M
Tabel Analog
No. [Fe3+] [SCN-] [FeSCN2+] Ka Kb Kc
1 0,079 M 0,00105 M 0,00095 M 7,5.10-9 M 7,5. 10-2
M 12,02 M
2 0,031 M 0,00129 M 0,00071 M 28,65.10-9M 1,72. 10-2
M 17,58 M
3 0,0123 M 0,00158 M 0,00042 M 8,21. 10-9M 0,36. 10-2
M 21,47 M
4 0,005 M 0,00196 M 0,00004 M 0,392. 10-9M 1,02. 10-4
M 4,08 M
G. PEMBAHASAN
Tujuan dari praktikum ini adalah untuk mempelajari reaksi-reaksi kesetimbangan
kompleks besi (III)-tiosianat. Pada percobaan pertama dimana tabung 1 dijadikan sebagai
pembanding atau standar bagi tabung lainnya. Diperoleh data bahwa setelah larutan besi
nitrat direaksikan dengan larutan ion tiosianat menghasilkan larutan yang berwarna hitam
pekat. Reaksi yang terbentuk adalah:
Fe+(aq) + SCN- (aq) FeSCN2+
(aq)
Perubahan warna ini terjadi karena adanya perubahan konsentrasi larutan. Seperti yang
diketahui bersama bahwa ada beberapa faktor yang mempengaruhi kesetimbangan kimia
yaitu perubahan konsentrasi, perubahan tekanan, perubahan volume dan perubahan suhu.
Sedangkan katalis hanya berfungsi sebagau suatu zat yang mempercepat tercapainya
keadaan setimbang. Jika dilakukan pada sistem tertutup sehingga dapat dikatakan katalis
tidak mempengaruhi terhadap pergeseran kesetimbangan. Untuk tabung kedua ketika
larutan awal ditambah (KSCN pekat) maka kesetimbangan akan bergeser ke arah produk.
Pada tabung ketiga, larutan awal ditambah dengan larutan Fe(NO3) 0,2 M, warna laruta
yang semula merah berubah menjadi hitam pekat dan lebih pekat daripada tabung 1
maupun tabung 2. Hal ii dikarenakan larutan atau zat yang ditambahkan pada tiap-tiap
tabung berbeda konsentrasinya. Pada tabung keempat. Larutan awal ditambah dengan
95
beberapa butir N2HPO4, hasilnya adalah warna yang semula merah menjadi bening dan
terdapat endapan. Adanya endapan pada larutan tersebut terjadi karena adanyaunsur logam
pada larutan FeSCN, sedangkan warna berubah menjadi bening karena adanya reaksi
antara FeSCN3+ dengan NaHPO4, dimana Fe3+ akan berikatan dengan ion PO43- membentuk
FePO4. Kemudian ion SCN- akan diikat oleh H+ dan membentuk HSCN, sedangkan Na+
tidak berikatan dengan senyawa lain. Reaksi yang terbentuk adalah:
FeSCN2+(aq) + Na2HPO4(s) FePO4(aq) + HSCN(aq) + 2Na+
(aq)
Fe3+ berikatan dengan PO43- membentuk FePO4 yang sukar larut. Penambahan PO4
3- sama
dengan mengurangi Fe3+ , sehingga intensitas warna larutan berkurang.
Pada percobaan kedua yaitu kesetimbangan besi (III) tiosianat ayng semakin encer.
Dari tabung 1-5 terjadi pengurangan kepekatan atau intensitas warna. Hal ini disebabkan
karena adanya penambahan volume aquades dari tabung 1-5. Pada saat perbandingan dan
penyetaraan intensitas tabung standar (tabung 1) dengan tabung 2,3,4 dan 5 dengan cara
mengurangi volume pada tabung pertama setetes demi setetes sehingga didapat persamaan
warna. Hal ini membuktikan bahwa volume berpengaruh pada kesetimbangan. Dalam
penyeragaman warna ini juga tidak dapat diamati dari samping tabung karena dengan cara
ini akan menghalangi mata dalam mengamati warna pada tabung yaitu cahaya yang masuk
ke dalam tabung akan di biaskan terlebih dahulu ke tabung reaksi lalu dibiaskan menuju
mata sehingga larutan terlihat lebih pekat. Oleh karea itu dalam mengamati warna
sebaiknya dari atas tabung agar cahaya yang dipantulkan ke dalam tabung akan langsung
dibiaskan ke mata. Untuk menentukan kesetimbangan dalam suatu sistem dapat diketahui
dengan mengitung konstanta kesetimbangan. Secara teoritis seharusnya nilai dari suat
kesetimbangan adalah konstan. Namun dari hasil analisis data diperoleh nilai Ka, Kb dan
Kc yang berbeda-beda atau menunjukkan nilai yang tidak konstan. Ini disebabkan oleh
kurang teliti dalam menyamakan atau menyetaraan warna pada tabung I dengan tabung
2,3,4 dan 5, sehigga mempengaruhi juga dalam mengukur volumenya kurang teliti.
H. KESIMPULAN
Kesimpulan yang dapat ditarik adalah kesetimbangan kimia dipengaruhi oleh
konsentrasi dan volume zat yang ditambahkan pada saat pencampuran dan pengenceran.
Perubahan konsentrasi dapat ditandai dengan perubahan warna larutan. Jika konsentrasi
pereaksi ditambahkan maka kesetimbangan akan bergeser ke arah produk. Pengaruh
konsentarsi pada kesetimbangan akan lebih kuat dibandingkan pengaruh volume.
96
Diperoleh juga nilai ketetapan kesetimbangan yang tidak konstan dikarenakan oleh
ketidaktelitian dalam menyetarakan warna sehingga dalam mengukur volume juga
berpengaruh.
DAFTAR PUSTAKA
Firman, H. 2007. Penelitian Pendidikan Kimia. Bandung: Jurusan Kimia FMIPA UPI.
Keenan, W. Charles. 1984. Kimia Untuk Universitas. Jakarta : Erlangga.
Keenan, W. Charles. 1999. Kimia Untuk Universitas. Jakarta : Erlangga.
Purwoko, Agus Abh. 2006. Kimia Dasar 1. NTB : Mataram University Press.
97
Stephen, Bresnick. 2002. Istilah Kimia Umum. Jakarta: Erlangga.
Sukardjo. 1997. Kimia Fisika. Yogyakarta: Rineka Cipta.
98