PANAS PELARUTAN, PANAS
PENGENDAPAN, PANAS NETRALISASI
BAB
I PENDAHULUAN
1.1
TUJUAN PERCOBAAN
·
Untuk mengetahui hukum yang mendasari
percobaan
·
Untuk mengetahui jenis-jenis panas
reaksi
·
Untuk mengetahui besarnya panas
pelarutan,panas pengendapan dan panas netralisasi dari percobaan
BAB
II TINJAUAN PUSTAKA
Termokimia adalah ilmu
yang mempelajari hubungan antara energy panas dan energy kimia, ilmu yang
mempelajarin hubungan antara energy panas dengan energi kimia, sedangkan energi
kimia didefinisikan sebagai energi yg dikandung setiap unsur atau senyawa.
Energy kimia yang terkandung dalam suatu zat disebut panas dalam atau entalpi
dan dinyatakan dengan simbol H selisih antara entalpi dan reaktan dan entalpi
hasil pada reaksi tersebut oerubahan entalpi reaksi. Perubahan entalpi berupa
ΔH. Bagian dari ilmu kimia yang mempelajari perubahan kalor atau panas suatu
zat yang menyertai suatu reaksi atau proses kimia dan fisika disebut
termokimia. Secara oprasionaltermokimia berkaitan dengan pengukuran atau
penafsiran perubahan kalor, yang melewati reaksi kimia, perubahan keadaan, dan
pembentukan larutan.(klenefer,
word. 1989)
Termodinamika dapat
didefinisikan sebagai cabang kimia yang menangani hubungan kalor kerja dan
bentuk lain energy dengan keseimbangan dalam reaksi kimia dan dalam perubahan
keadaan. Termokimia erat hubungan dengan termodinamika karena termikimia
berkaitan dengan pengukuran atau penafsiran perubahan kalor yang melewati
reaksi kimia, perubahan keadaan dan pembentukan larutan.
Panas reaksi yang
mengakibatkan dan melibatkan penetralisasi asam oleh basa dikenal sebagai panas
netralisai. Panas netralisasi asam kuat dan basa kuat adalah konstan yaitu
-55,90 kJmol-1 . Tetapi panas
netralisasi asam lemah dan basa lemah kurang dari -55,90 kJmol-1 ,
karena asam atau basa menjadi ion-ion kation dan anion, sedangkan sam kuat dan
basa kuat terdisosiasi sempurna dan reaksinya hanyalah :
H+ (dalam air) + OH- (dalam
air) = H2O
Sehingga :
DH = DH ionisasi + DH netralisasi
(klenerferter,1990)
Kalor
reaksi dapat dinyatakan sebagai perubahan produk dan reaktan pada volume
konstan (DE) atau pada tekanan konstan (DH) sebagai contoh adalah reaksi :
Reaktan (T) Produk (T)
DE
= Eproduk – Ereaktan
Pada
temperature konstan dan volume konstan
DH
= Hproduk – Hreaktan
Pada
temperature konstan dan tekanan konstan.
Untuk
menentukan perubahan panas reaksi kimia, dipakai calorimeter besrnya panas
reaksi kimia dapata dinyatakan pada :
§ Tekanan
tetap
§ Volume
tetap
Termokimia
mempelajari perubahan panas yang mengikuti reaksi kimia dan perubahan-perubahan
fisika pelarutan, peleburan, dan sebagainya. Satuan tenaga panas = kalori ;
joule (1 joule = 0,24 kal); Kkal.
Proses
pelepasan energy sebagai kalor disebut eksoterm. Semua raksi pembakaran adalah
eksoterm. Proses yang menyerap energy sebagai kalor disebut endoterm, contohnya
adalah penguapan air. Proses endoterm dalam sebuah wadah adiabatic menghasilkan
penurunan temperature sistem, proses eksoterm menghasilkan kenaikan
temperature. Proses endroterm yang berlangsung dalam wadah diatermik, pada
kondisi eksoterm, dalam wadah diatemik menghasilkan
aliran
energy kedalam sistem sebagai kalor. Proses eksoterm dalam wadah diatemik
menghasilkan pembebasan energy sebagai kalor dalam lingkungan.
Electron
pada suatu atom, ion atau molekul dalam fase gas adalah entalpi proleh electron
DH0ea.
E(g) + e(g)
E DH0ea
Entalpi
pembentukan dan disosiasi ikatan
Merupakan
entalpi standar untuk proses dimana ikatan A-B dipatahkan.
A-B(g) A(g)
+ B(g) DH0
= (A-B)
A
dan B dapat berupa atom atau kelompok atom, seperti dalam :
CH3OH(g) CH3(g) + OH(g) DH0(CH3OH)
= +380 kJmol-1
Larutan
merupakan campuran homogen antara molekul, atau maupun ion dari dua zat atau
lebih. Wujud dari larutan bisa berupa padatan, cair ataupun gas yang terdiri
dari pelarut (solvent) dan zat terlarut (solute). Zat yang jumlahnya lebih
sedikit di dalam larutan disebut zat terlarut atau solute sedangkan zat yang
jumlahnya lebih banyak dari pada zat-zat lain dalam larutan disebut pelarut
atau solvent. Proses pencampuran zat terlarut dan pelarut berbentuk larutan
disebut pelarut. Pada proses pelarutan, tarikan antar partikel komponen murni
terpecah dan tergantikan dengan tarikan antara pelarut dan zat terlarut. Bila
komponen zat terlarut di tambahkan terus menerus kedalam pelarut, pada suatu
titik komponen yang di tambahkan tidak akan dapat larut lagi. Misalnya, jika
zat terlarutnya berupa padatan dan pelarutnya berupa cairan, pada suatu titik
padatan tersebut tidak dapat larut lagi dan terbentuklah endapan. Jumlah zat
terlarut dalam larutan tersebut adalah maksimal dan larutannya disebut sebagai
larutan jenuh. Menurut daya hantar listriknya, larutan dibagi menjadi dua yaitu
larutan elektrolit dan larutan non elektrolit. Larutan elektrolit adalah
larutan yang dapat menghantarkan arus listrik, sedangkan larutan non elektolit
adalah larutan yang tidak dapat menghantarkan arus listrik. Berdasarkan uraian
di atas, maka percobaan ini penting dan perlu untuk dilakukan untuk mengetahui
prinsip larutan dan kelarutan serta pengaruh kelarutan dan kelarutan terhadap
perbedaan larutan elektrolit dan non elekterolit, serta jenis-jenis larutan.
Selain itu juga untuk mengetahui pengaruh suhu terhadap kelarutan serta
mengetahui pengaruh sifat zat terlarut dan pelarut terhadap kelarutan. Dengan
mengetahui suatu kelarutan suatu zat, maka kita dapat menentukan kadar
kelarutan obat dalam tubuh dan memperkirakan banyaknya zat pelarut secara
sempurna.(
http://www.chwm-is-try.org/materi_kimia)
Neutralisasi
dapat didefinisikan sebagai reaksi antara proton (atau ion hidronium) dan ion
hidroksida membentuk air. Dalam bab ini kita hanya mendiskusikan netralisasi di
larutan dalam air
Limbah dari beberapa industri dapat bersifat asam maupun
basa, untuk itu netralisasi sangat diperlukan agar air limbah dapat tetap
diolah pada bangunan. Selanjutnya, dan tidak mengganggu proses pengolahan
selanjutnya. Untuk pengolahan secara biologis pH yang dibutuhkan antara 6,5 -
8,5 agar aktivitas pengolahan biologis
tidak terganggu. Adapun macam-macam dari proses netralisasi adalah :
Ini merupakan sistem aliran ke bawah atau ke atas. Dimana
maximum kecepatan hydrolik untuk sistem aliran ke bawah adalah 1 gal / (min,
ft2) (4,07.10-2 m3/min, m2). Konsentrasi asam
dibatasi hingga 0,6 % H2SO4 jika H2SO4
ada dan melapisi butiran kapur dengan bahan CaSO4 & CO2. Kecepatan
hydrolik loading dapat bertambah dengan sistem aliran ke atas karena hasil dari
reaksi dijaga sebelum adanya pengendapan.
Jenis netralisasi ini tergantung dari macam-macam bahan
basa yang digunakan Magnesium adalah bahan basa yang sangat reaktif dalam asam
kuat dan digunakan pada pH di bawah 4,2.
Netralisasi dengan menggunakan bahan basa dapat
didefinisikan berdasarkan faktor titrasi dalam 1 gram sampel dengan HCl yang
dididihkan selama 15 menit kemudian dititrasi lagi dengan 0,5 N NaOH dengan menggunakan
phenolpthalen sebagai buffer. Mencampurkan bahan-bahan basa dapat dilakukan
dengan pemanasan maupun pengadukan secara fisik. Untuk bahan yang sangat
reaktif, reaksi terjadi secara lengkap selama 10 menit. Bahan-bahan basa lainya
yang dapat digunakan sebagai netralisasi adalah NaOH, Na2CO3 atau
NH4OH. (Brady, james.
E1999)
Banyak
bahan asam kuat yang efektif digunakan untuk menetralkan air limbah yang
bersifat basa, biasanya yang digunakan adalah sulfaric atau hydrochloric acid.
Asap gas yang terdri dari 14 % CO2 dapat digunakan untuk netralisasi
dengan melewatkan gelembung-gelembung gas melalui air limbah CO2 ini
terbentuk dari carbonik acid yang mana dapat bereaksi dengan basa. Reaksi ini lambat tapi cukup untuk mendapatkan pH antara
7 hingga 8. Cara lain yang dapat digunakan adalah dengan menggunakan spray
tower. (3)
Adapun beberapa sistem yang digunakan untuk bangunan
netralisasi ini adalah :
-
Sistem
Batch, yang digunakan untuk aliran air limbah hingga 380 m3/hari
-
Sistem
continouse, dengan pH control dimana
dibutuhkan udara untuk pengadukan dengan minimum aliran air 1-3 ft3/mm,
ft2 atau 0,3-0,9 m3/mm, m2 pada kedalaman 9 ft
(2,7 m)
Sistem pengadukan mekanis, dimana daya yang digunakan 0,2-0,4 hp/thausand
gal ( 0,04 - 0,08 kW/m3
BAB
III METODOLOGI PERCOBAAN
3.1
Alat
·
Beaker glass
·
Erlenmeyer
·
Gelas ukur
·
Thermometer
·
Botol aquadest
·
Hot plate
·
Labu dewar
·
Pipet tetes
·
Spatula
·
Stopwatch
3.2
Bahan
·
AgNO3(aq)
·
KI(aq)
·
HCl(aq) 0,02 N
·
NaOH(aq) 0,02 N
·
Aquadest
3.3
Prosedur Percobaan
A. Panas
pelarutan
·
Diukur masing-masing NaOH(aq)
0,02 N dan HCL(aq) 0,02 N sebanyak 10 ml
·
Diukur suhu awal HCL(aq) 0,02
N
·
Dimasukkan NaOH(aq) 0,02 N
kedalam Erlenmeyer dan dipanaskan hingga suhu 500C
·
Dicampurkan NaOH dan HCL secara bersamaan
kedalam labu dewar dan dihidupkan stopwatch
·
Diukur suhu campuran saat detik ke
30:60:90:120 dan 150
B. Panas pengendapan
·
Dilarutkan sebanyak 2 gram KI dengan
aquadest kedalam Erlenmeyer
·
Dilarutkan sebanyak 2 gram AgNO3 dengan
10 ml aquadest dalam Erlenmeyer
·
Diukur suhu awal KI
·
Diukur suhu awal AgNO3
·
Dicampurkan kedua larutan tersebut
kedalam labu dewar secara bersamaan dan dihidupkan stopwatch
·
Diukur suhu campuran saat detik ke
30:60:90:120 dan 150.
BAB
4 HASIL DAN PEMBAHASAN
4.1 Data Percobaan
a. panas pelarutan
|
No
|
NaOH (aq) 0,02 (ml)
|
Hcl (aq) 0,02 (ml)
|
Waktu (s)
|
Suhu (°c)
|
|
1
|
10
|
10
|
30
|
50
|
|
2
|
10
|
10
|
60
|
47
|
|
3
|
10
|
10
|
90
|
46
|
b. panas
pengendapan
|
No
|
KI (ml)
|
AgNo3 (ml)
|
Waktu (s)
|
Suhu (°c)
|
|
1
|
10
|
10
|
30
|
28
|
|
2
|
10
|
10
|
60
|
28
|
|
3
|
10
|
10
|
90
|
28
|
c. panas
netralisasi
|
No
|
NaOH (aq) 0,02 (ml)
|
HCl (aq) 0,02 (ml)
|
Waktu (s)
|
Suhu (°c)
|
|
1
|
10
|
10
|
30
|
27
|
|
2
|
10
|
10
|
60
|
27
|
|
3
|
10
|
10
|
90
|
27
|
4.2 Reaksi Percobaan
NaOH + HCl → NaCl +
H2O
KI + AgNO3
→ KNO3 + AgI
4.3 Perhitungan
a. Panas pelarutan
VHCL = 10 ml
VnaOH = 10 ml
T HCL = 1. 50, 2.
47, 3. 46
TNaOH = 50
T = 
1.
T = 
2.
T = 
3.
T = 
C = 
1.
C =
C = 
C= 0
2.
C =
C = 650
3.
C =
C = 485
Q lepas = V naOH (T
NaOH – T)
1.
= 10 (50 - 50)
= 0
2.
= 10 (50 – 48,5)
= 15
3.
= 10 (50 – 48)
= 20
Q terima = (C + V
HCL) (T – T HCL)
1.
= (0 +10) (50 - 50)
= 0
2.
=
(650 + 10) (48,5 – 47)
=
1005
3.
=
(485 + 10 ) (48 – 46)
=
990
b. Panas
netralisasi
VHCL = 10 ml
VnaOH = 10 ml
T HCL = 1-3 27
TNaOH = 30
1-3
T = 
T = 
C =
C =
C = 383,3
Q lepas = V naOH (T
NaOH – T)
= 10 (30 – 28,5)
= 15
Q terima = (C + V
HCL) (T – T HCL)
= (0 +10) (28,5 - 27)
= 15
c. panas
Pengendapan
V AgNO3 = 10 ml
V KI = 10 ml
T AgNO3 = 1-3 28
T KI = 29
T = 
T = 
C = 
C =
C= -1
Q lepas = V KI (T KI
– T)
= 10 (29 -28,5)
= 5
Q terima = (C + V
AgNO3) (T – T AgNO3)
= (0 +10) (29 – 28,5)
= 5
Maka panas
pelarutan, H1 :
= (C + V HCL + V
NaOH) (T NaOH – T)
= (378 +10 +10) (50
-50)
= 0
Maka panas
netralisasi H2 :
= (C + V HCL + V
NaOH) (T NaOH – T)
= (383 +10 +10) (30
-28,5)
= 603
Maka panas
pengendapan H3 :
= (C + V AgNO3 + V
KI) (T KI – T)
= (0 +10 +10) (29
-28,5)
= 10
4.4 Diskusi
Pada proses pelarutan,
tarikan antar partikel komponen murni terpecah dan tergantikan dengan tarikan
antara pelarut dan zat terlarut. Bila komponen zat terlarut di tambahkan terus
menerus kedalam pelarut, pada suatu titik komponen yang di tambahkan tidak akan
dapat larut lagi.
BAB
V KESIMPULAN
DAN SARAN
5.1 KESIMPULAN
1. Jadi,hukum
yang mendasari percobaan adalah
hukum Hess
2. Setelah
melakukan percobaan ini,kami mengetahui bahwa ada beberapa jenis-jenis panas
reaksi yaitu:
a.
Panas pelarutan adalah yang di lepaskan atau di serap ketika satu mol
senyawa di larutkan dengan sejumlah pelarut.
b. Panas
pengendapan di lakukan pada
larutan panas bila endapan yang terbentuk stabil pada temperatur tingii.
c. Panas
netralisasi adalah jumlah
panas yamg di lepaskan ketika 1 mol air terbentuk akibat reaksi netralisasi
asam oleh basa atau sebaliknya.
3. Kami
sudah mengetahui besarnya tiap-tiap panas pelarut,panas pengendapan,dan panas
netralisasi dari percobaan yang kami lakukan.
a.
panas
pelarutan : 1.100
b.
panas
netralisasi : 20
c. panas pengendapan : 20
5.2 SARAN
1.
Sebaiknya para praktikan wajib teliti
dalam perhitungan percobaan ini.
2.
Sebaiknya cucilah tangan hingga bersih
setelah pecobaan ini selesai. Agar tidak
terjadi hal-hal yang tidak diinginkan.
3.
Sebaiknya gunakanlah alat-alat
laboratorium dengan baik,agar tidak pecah ataupun
kerusakan-kerusakan lainnya.
DAFTAR PUSTAKA
Brady,
james. E 1999. Kimia universitas azaz struktur jilid 1edisi ke-5.
Jakarta:BinarupaAksara.
Klenefelter,
word. 1989.kimia untuk universitas jilid.1.ed.6.jakarta : Erlangga
Penuntun
praktikum Kimia Fisika Tisna Hermawan, S.Si., M.,Si.
No comments:
Post a Comment