makalah online

SKALA Ph dan PENGGUNAAN INDIKATOR
1. TUJUAN :
1. Membuat larutan standar asam dan basa dalam berbagai konsentrasi.
2. Mengukur pH larutan dengan berbagai indikator.
3. Memilih indikator yang sesuai dengan pH.
4. Mengukur pH larutan dengan pH meter.

2. PERTANYAAN PRA PRAKTEK
1. Fenolftalein adalah salah satu indikator yang lazim. Bagaimana warnanya dalam larutan asam? dalam larutan basa?
Jawab:
• Dalam larutan asam : Tidak bewarna (bening)
• Dalam larutan basa : Merah
2. Apa yang dimaksud dengan pH? Berapa pH larutan netral?
Jawab:
• pH adalah parameter yang menunjukkan keasaman atau kebasaan suatu zat yang dinyatakan dengan konsentrasi H+
Rumus pH adalah pH = - log H+
• pH netral adalah 7
3. Apabila 0,01 mol HCl ada dalam 10 liter larutan, berapa molaritasnya, berapa konsentrasi H+ , dan berapa pH-nya?
Jawab
Dik: mol HCl = 0,01 mol
Volume = 10 liter
HCl H+ + Cl-
Dit: a. M
b. [H+]
c. pH
a. M HCl =
M HCl = 0,001 M = 10-3 M

b. [H+] = M valensi asam
[H+] = 10-3 M 1
[H+] = 10-3 M

c. pH = -log [H+]
pH = -log10-3 M
pH = 3
4. Bagaimana hubungan [H+] dengan [OH-] dalam larutan air, jika [H+] = 10-4 M
Jawab : H2O H+ + OH-
Kw = [H+] [OH-]
Kw = [10-4] [OH-]
[OH-] = 10-14
10-4
[OH-] = 10-10 M


3.LANDASAN TEORI
Konsep mengenai asam dan basa didasarkan pada beberapa sifat yang ditunjukkan oleh sekelompok senyawa dalam larutan air. Berdasarkan sifat-sifat yang ditunjukkan tersebut, asam adalah senyawa yang mempunyai rasa asam dan memerahkan lakmus biru. Basa adalah senyawa yang mempunyai rasa pahit dan membirukan lakmus merah. Dalam larutan air, asam menghasilkan H+ dan basa menghasilkan OH-. Ion H+ dari asam dan ion OH- dari basa akan bereaksi membentuk H2O sehingga larutan bersifat netral.

Keasaman dan kebasaan suatu larutan tergantung pada ion mana yang dominan dalam larutan, jika [OH-] = [H+] maka larutan bersifat netral, contoh:
[H+] = 10-3mol/L, dari persamaan untuk kesetimbangan air diperoleh :
Kw = [H+] [OH-] = 1 x 10-14
10-3 x [OH-] = 1 x 10-14
jadi,
[OH-] = 10-11mol/L
Skala pH
Berdasarkan pengertian [H+] dan [OH-], kita dapat mengetahui skala pH, pH adalah logaritma negative [H+] atau ditulis sebagai berikut : pH = -log [H+] dan, pOH = -log [OH-]
Contoh:
Bila [H+] = 10-3mol/L, maka pH = 3. Bila diketahui [OH-] = 10-2mol/L, maka [H+] = 10-14/10-2 mol/L = 10-12mol/L, maka pH = 12.
Untuk asama dan basa lemah [H+] dan [OH-] adalah sebagai berikut :
[H+] = [asam] x a, atau [OH-] = [basa] x b
Indikator asam basa merupakan senyawa yang warnanya dalam larutan asam maupun basa berbeda. Tidak semua indikator berubah waranya pada pH. Beberapa indikator berubah warnanya berubah pada pH 7, yang lainnya pada pH 4,5 atau 6,8 dan seterusna. Perubahan warna indikator tergantung pada [H+] dalam larutan, maka indikator asam basa digunakan memperkirakan keasaman atau kebasaan larutan.
Indikator Asam Basa
Indikator asam basa merupakan asam organik lemah dan basa organik lemah yang mempunyai dua warna dalam pH larutan yang berbeda. Pada titrasi asam dengan basa, maka indikator yang digunakan adalah asam kedua yang merupakan asam yang lebih lemah dan konsentrasi indikator berada pada tingkat kecil. Pada titrasi asam dengan basa, indikator (asam lemah) akan bereaksi dengan basa sebagai penitrasi setelah semua asam dititrasi (bereaksi) dengan basa sebagai penitrasi. Beberapa indikator asam basa mempunyai harga kisaran pH dan perubahan warna dalam bentuk asam (HInd) dan basa (Ind-). Indikator yang dipilihuntuk titrasi asam basa, adalah indikator yang mempunyai kisaran harga pH yang berada pada sekitar harga pH titik ekivalen.
Asam dan basa merupakan dua golongan zat kimia yang sangat penting dalam kehidupan sehari-hari.Untuk menentukan suatu larutan bersifat asam atau basa, ada beberapa cara. Yang pertama menggunakan indikator warna, yang akan menunjukkan sifat suatu larutan dengan perubahan warna yang terjadi. Misalnya Lakmus, akan berwarna merah dalam larutan yang bersifat asam dan akan berwarna biru dalam larutan yang bersifat basa. Sifat asam basa suatu larutan juga dapat ditentukan dengan mengukur pH-nya pH merupakan suatu parameter yang digunakan untuk menyatakan tingkat keasaman larutan.
Lihat tabel
No. Indikator Interval Perubahan Warna
1. Metil ungu 0,2 - 3,0 Kuning – ungu
2. Timol biru 1,2 - 2,8 Merah – kuning
3. Metil jingga 3,1 - 4,4 Merah - jingga - kuning
4. Brom fenol biru 3,0 - 4,6 Kuning – biru - ungu
5. Kongo merah 3,0 - 5,0 Biru – merah
6. Brom kesol hijau 3,8 - 5,4 Kuning – biru
7. Metil merah 4,4 - 6,2 Merah - kuning
8. Bromeksol merah hijau 5,2 - 6,8 Kuning - merah jambu
9. Lakmus 4,5 - 8,5 Merah – biru
10. Bromtimol biru 6,0 - 7,6 Kuning – biru
11. Fenol merah 6,8 - 8,2 Kuning – merah
12. Timol biru 8,0 - 9,6 Kuning – biru
13. Fenolpftalain 8,3 - 10,0 Tak berwana - merah
14. Timolptalain 9,3 - 10,5 Kuning – biru
15. Alizarin kuning 10 – 12 Kuning – merah
16. Indigokarmin 11,4 - 13,0 Biru – kuning
17 Trinitro benzene 12,0 - 14,0 Tak berwana – jingga
Teori Asam - Basa
Asam dan basa (alkali) sudah dikenal sejak zaman dahulu. Hal ini dapat dilihat dari nama mereka. Istilah asam berasal dari bahasa Latin acetum yang berarti cuka. Unsur pokok cuka adalah asam asetat H3CCOOH. Istilah alkali diambil dari bahasa Arab untuk abu. Juga sudah diketahui paling tidak selama tiga abad bahwa hasil reaksi antara asam dan basa (netralisasi) adalah garam. Teori asam basa banyak dikemukakan oleh beberapa ahli.
Teori-teori yang mencoba menerangkan sifat-sifat asam basa merupakan suatu babak yang penting didalam sejarah ilmu kimia.Lavoisier (1777) menyatakan bahwa semua asam selalu mengandung suatu unsur dasar yaitu oksigen (nama oksigen diajukan oleh Lavoisier, diambil dari bahasa Yunani yang berarti “pembentuk asam”). Davy(1810) menunjukkan bahwa asam muriatat (asam hidroklorida) hanya mengandung hydrogen dan klor, tidak mengandung oksigen dan dengan itu menetapkan bahwa hidrogenlah dan bukan oksigen yang menjadi unsure dasar di dalam asam.
Teori Arrhenius.
Dalam teorinya tentang penguraian (disosiasi) elektrolit, Svante Arrhenius (1884) mengajukan bahwa elektrolit yang dilarutkan di dalam air terurai menjadi ion-ion; elektrolit yang kuat terurai sempurna; elektrolit yang lemah hanya terurai sebagian. Suatu jenis zat yang jika terurai menghasilkan ion hydrogen (H+) di sebut asam, misalnya HCl.
HCl(aq) → H+(aq) + Cl-(aq)
Basa jika terurai menghasilkan ion hidroksida (OH-)
NaOH(aq) → Na+(aq) + OH-(aq)
Teori Arrhenius juga berhasil menerangkan aktifitas katalis dari asam dalam reaksi-reaksi tertentu. Asam yang merupakan katalis paling efektif adalah asam yang mempunyai daya konduksi yang paling aik, yaitu asam kuat. Semakin kuat asam, semakin tinggi konsentrasi H+ di dalam larutannya. Ion H+ merupakan katalis yang sesungguhnya didalam sebagai basa kecuali yang menghasilkan OH-.
Teori Bronsted-Lowry.
Disamping keberhasilan dan manfaatnya, teori Arrhenius mempunyai beberapa keterbatasan. Salah satu diantaranya adalah teori ini tidak mengenal senyawa lain sebagai basa kecuali yang menghasilkan OH-. Hal ini menjadi penyajian ionisasi larutan amoni dengan pelarut air sebagai berikut :
NH4OH (aq) → NH+(aq) + OH-(aq)
Tetapi zat NH4OH (ammonium hidroksida) tidak pernah ada, zat tersebut tidak dapat diisolasi dalam bentuk murni seperti natrium hidroksida (NaOH).
Selain itu, sejak zaman Arrhenius reaksi-reaksi sudah dilakukan dalam pelarut buka air seperti ammonia cair. Beberapa dari reaksi-reaksi tersebut kelihatannya mempunyai sifat-sifat reaksi asam basa. Ternyata OH- tidak ada karena tidak ada atom oksigen dalam susunan tersebut. Misalnya ammonium khlorida dan natrium amida bereaksi didalam ammonia cair, sebagai berikut :
Reaksi lengkap : NH4Cl + NaNH2 → NaCl + 2 NH3 (17.7)
Reaksi ion : NH4+ + Cl- + Na+ + NH2-→ Na+ + Cl- + 2NH3 (17.8)
Reaksi ion bersih : NH4+ + NH2- → 2 NH3 (17.9)
Reaksi (17.9) dapat dianggap suatu reaksi asam-basa dengan NH4+ analog dengan H+ dan NH2- dengan OH-. Reaksi tersebut dapat dijelaskan melalui teori yang diajukan secara terpisah oleh J.N. Bronsted di Denmark dan T.M Lowry di inggris tahun 1923. Menurut teori Bronsted-Lowry, suatu asam adalah donor proton suatu basa adalah akseptor (penerima) proton.(Petrucci, Ralph H.1986.Kimia Dasar Jilid 2.Halaman 260-262)
pH
pH adalah derajat keasaman yang digunakan untuk menyatakan tingkat keasaman atau kebasaan yang dimiliki oleh suatu larutan. Ia didefinisikan sebagai kologaritma aktivitas ion hidrogen (H+) yang terlarut. Koefisien aktivitas ion hidrogen tidak dapat diukur secara eksperimental, sehingga nilainya didasarkan pada perhitungan teoritis. Skala pH bukanlah skala absolut. Ia bersifat relatif terhadap sekumpulan larutan standar yang pH-nya ditentukan berdasarkan persetujuan internasional.Konsep pH pertama kali diperkenalkan oleh kimiawan Denmark Søren Peder Lauritz Sørensen pada tahun 1909. Tidaklah diketahui dengan pasti makna singkatan "p" pada "pH". Beberapa rujukan mengisyaratkan bahwa p berasal dari singkatan untuk power (pangkat), yang lainnya merujuk kata bahasa Jerman Potenz (yang juga berarti pangkat), dan ada pula yang merujuk pada kata potential. Jens Norby mempublikasikan sebuah karya ilmiah pada tahun 2000 yang berargumen bahwa p adalah sebuah tetapan yang berarti "logaritma negatif".
Air murni bersifat netral, dengan pH-nya pada suhu 25 °C ditetapkan sebagai 7,0. Larutan dengan pH kurang daripada tujuh disebut bersifat asam, dan larutan dengan pH lebih daripada tujuh dikatakan bersifat basa atau alkali. Pengukuran pH sangatlah penting dalam bidang yang terkait dengan kehidupan atau industri pengolahan kimia seperti kimia, biologi, kedokteran, pertanian, ilmu pangan, rekayasa (keteknikan), dan oseanografi. Tentu saja bidang-bidang sains dan teknologi lainnya juga memakai meskipun dalam frekuensi yang lebih rendah. pH didefinisikan sebagai minus logaritma dari aktivitas ion hidrogen dalam larutan berpelarut air.[5] pH merupakan kuantitas tak berdimensi.
dengan aH adalah aktivitas ion hidrogen. Alasan penggunaan definisi ini adalah bahwa aH dapat diukur secara eksperimental menggunakan elektrode ion selektif yang merespon terhadap aktivitas ion hidrogen ion. pH umumnya diukur menggunakan elektrode gelas yang mengukur perbedaan potensial E antara elektrode yang sensitif dengan aktivitas ion hidrogen dengan elektrode referensi. Perbedaan potensial pada elektrode gelas ini idealnya mengikuti persamaan Nernst:
dengan E adalah potensial terukur, E0 potensial elektrode standar, R tetapan gas, T temperatur dalam kelvin, F tetapan Faraday, dan n adalah jumlah elektron yang ditransfer. Potensial elektrode E berbanding lurus dengan logartima aktivitas ion hidrogen. Definisi ini pada dasarnya tidak praktis karena aktivitas ion hidrogen merupakan hasil kali dari konsentrasi dengan koefisien aktivitas. Koefisien aktivitas ion hidrogen tunggal tidak dapat dihitung secara eksperimen. Untuk mengatasinya, elektrode dikalibrasi dengan larutan yang aktivitasnya diketahui.Definisi operasional pH secara resmi didefinisikan oleh Standar Internasional ISO 31-8 sebagai berikut: Untuk suatu larutan X, pertama-tama ukur gaya elektromotif EX sel galvani elektrode referensi | konsentrasi larutan KCl || larutan X | H2 | Pt dan kemudian ukur gaya elektromotif ES sel galvani yang berbeda hanya pada penggantian larutan X yang pHnya tidak diketahui dengan larutan S yang pH-nya (standar) diketahui pH(S). pH larutan X oleh karenanya
Perbedaan antara pH larutan X dengan pH larutan standar bergantung hanya pada perbedaan dua potensial yang terukur. Sehingga, pH didapatkan dari pengukuran potensial dengan elektrode yang dikalibrasikan terhadap satu atau lebih pH standar. Suatu pH meter diatur sedemikiannya pembacaan meteran untuk suatu larutan standar adalah sama dengan nilai pH(S). Nilai pH(S) untuk berbagai larutan standar S diberikan oleh rekomendasi IUPAC. Larutan standar yang digunakan sering kali merupakan larutan penyangga standar. Dalam prakteknya, adalah lebih baik untuk menggunakan dua atau lebih larutan penyangga standar untuk mengijinkan adanya penyimpangan kecil dari hukum Nerst ideal pada elektrode sebenarnya. Oleh karena variabel temperatur muncul pada persamaan di atas, pH suatu larutan bergantung juga pada temperaturnya.
Pengukuran nilai pH yang sangat rendah, misalnya pada air tambang yang sangat asam, memerlukan prosedure khusus. Kalibrasi elektrode pada kasus ini dapat digunakan menggunakan larutan standar asam sulfat pekat yang nilai pH-nya dihitung menggunakan parameter Pitzer untuk menghitung koefisien aktivitas. PH merupakan salah satu contoh fungsi keasaman. Konsentrasi ion hidrogen dapat diukur dalam larutan non-akuatik, namun perhitungannya akan menggunakan fungsi keasaman yang berbeda. pH superasam biasanya dihitung menggunakan fungsi keasaman Hammett, H0. Umumnya indikator asam-basa sederhana yang digunakan adalah kertas lakmus yang berubah menjadi merah bila keasamannya tinggi dan biru bila keasamannya rendah.Selain menggunakan kertas lakmus, indikator asam basa dapat diukur dengan pH meter yang bekerja berdasarkan prinsip elektrolit / konduktivitas suatu larutan.

4.ALAT DAN BAHAN
-ALAT
Tabung Reaksi Pipet Tetes
Batang Pengaduk Elektrode / pH Meter
Pembakar Bunsen Korek Api
Gelas Piala

-BAHAN
HCl 0.01 M Meti Merah
Aquades Metil Jingga
NaOH 0,01 M Alizarin Kuning
Fenolftalein Metil Ungu
Kongo Merah Timol Biru
Brontimol Biru Larutan Cuka
Sari Buah Jeruk Aspirin
Minuman Berkarbonat Amonia
Detergen Cair

5.PROSEDUR KERJA
A. Daerah Asam pH 2 sampai 6
Larutan standar HCl 0,01 M (pH=2)
Dimasukkan dalam tabung reaksi
Diambil 1 M
Diencerkan dengan 9 mL air suling yang sudah dididihkan
Diaduk pelan-pelan
Larutan HCl pH=3


Diambil 1 mL
Dimasukkan ke dalam tabung reaksi ke-2
Diencerkan dengan9 mL air suling yang sudah dididihkan
Diaduk pelan-pelan
Larutan HCl pH=4

Dengan cara yang sama dibuat larutan pH 5 dan 6
Hasil

B. Daerah Netral pH 7
Air yang telah dididihkan
Dimasukkan dalam tabung reaksi
Hasil

C. Daerah basa pH 8-12
NaOH 0,01 M (pH=12)
Dimasukkan ke dalam tabung reaksi
Diencerkan 1mL dengan 9 mL air yang telah dididihkan
Diaduk
Larutan NaOH pH = 11
Dengan cara yang sama dibuat pH 10, 9, dan 8
1 mL setiap larutan dibuat bagian A, B,dan C
Diberi label setiap larutan sesuai pH
Diteteskan 1 tetes indikator pada setiap tabung reaksi sampai
berubah warna
Diamati dan dicatat perubahan warna indikator pada setiap pH
Indikator yang digunakan berturut-turut adalah jingga metil,
fenolftalein, brontimol biru, alizarin kuning, dan metil merah
Hasil

 
D. Penunjuk pH berbagai zat
a. Larutan cuka (diencerkan 10´)
b. Sari buah anggur/jeruk
c. Minuman bikarbonat (diencerkan 50%)
d. Shampo
e. Detergen cair ( larutan 5%)
f. Amoniak untuk keperluan rumah tangga
g. Soda kue (larutan 10%)
h. Tablet Aspirin (asam salisilat dilarutkan dalam 200 mL air)
2 mL setiap larutan dimasukkan masing-masing ke dalam
tabung reaksi
Ditetesi 2 tetes indikator yang telah disediakan ke dalam
masing-masing tabung reaksi
Dibandingkan warnanya dengan larutan standar
Ditentukan pH sesuai warna
Hasil

E. Penentuan pH dengan menggunakan pH meter
pH Meter
Dikalibrasi
Elektrode dicelupkan ke dalam larutan standar
Dicatat pembacaan pH meter
Hasil

6.DATA PENGAMATAN

pH Standar Jenis Indikator
Fenolftalein Kongo Merah Brontimol Biru Metil Merah
2 Tak Berwarna Merah Biru Pink
3 Tak Berwarna Merah Hijau Kuning
4 Tak Berwarna Merah Biru Kuning
5 Tak Berwarna Merah Biru Kuning
6 Tak Berwarna Merah Biru Kuning
7 Tak Berwarna Hitam Hijau Pink Muda
8 Tak Berwarna Hitam Hijau Pink
9 Tak Berwarna Hitam Hijau Tak Berwarna
10 Pink Merah Biru Kuning
11 Pink Merah Biru Kuning
12 Pink Merah Biru Kuning

Trayek pH Indikator Kongo Merah = 3,8 - 5,4
Trayek pH Indikator Metil Merah = 4,4 -6,2
Trayek pH Indikator Brontimol Biru = 6,0 - 7,6
Trayek pH Indikator Fenolftalein = 8,3 - 10,0

No Nama
Zat / Sampel Jenis Indikator
Fenolftalein Kongo Merah Brontimol Biru Metil Merah
1 Cuka Kuning Ungu Gelap Kuning Pekat Merah Muda
2 Pulpy Kuning Pudar Hitam Kuning Merah Muda
3 Sprite Tak Berwarna Hitam Kuning Pekat Merah Muda
4 Shampoo Merah Muda Merah Kuning Merah Muda
5 Sunlight Hijau Merah Hijau Kuning Kuning Bening
6 Soda Kue Merah Muda Merah Darah Biru Tua Kuning Pudar
7 Aspirin Ungu Merah Darah Biru Hijau

pH Standar Jenis Indikator
Metil Jingga Alizarin Kuning Metil Ungu Timol Biru
2 Merah Kuning Ungu Jingga
3 Jingga Kuning Ungu Kuning
4 Merah Kuning Ungu Orange
5 Merah Kuning Ungu Orange
6 Merah Kuning Ungu Orange

Trayek pH Indikator Metil Ungu = 0,2 - 3,0
Trayek pH Indikator Timol Biru = 1,2 - 2,8
Trayek pH Indikator Metil Jingga = 3,1 - 4,4
Trayek pH Indikator Alizarin Kuning = 10,0 - 12,0

No Nama
Zat / Sampel Jenis Indikator
Metil Jingga Alizarin Kuning Metil Ungu Timol Biru
1 Cuka Merah Kuning Ungu Biru
2 Pulpy Jingga Kuning Ungu Orange
3 Sprite Merah Orange Ungu Kuning
4 Shampoo Jingga Kuning Ungu Jingga
5 Sunlight Jingga Merah Ungu Kuning
6 Soda Kue Orange Merah Ungu Kuning
7 Aspirin Kuning Ungu Ungu Biru


8.PEMBAHASAN

Dalam percobaan ini dilakukan beberapa percobaan yang terdiri dari 11 jenis larutan yaitu larutan dengan pH 2 sampai pH 12, serta 7 macam jenis sampel yaitu shampoo, soda kue, sprite, cuka , pulpy, sunlight dan aspirin.
Untuk masing-masing larutan dengan pH yang berbeda ( dari pH 2-12) ditetesi dengan 8 macam indikator. Pada percobaan I, pH 2 sampai pH 12 ditetesi dengan 4 macam indikator yaitu, Metil Merah, Brontimol Biru, Kongo Merah, dan Fenolftalein.
Pada percobaan II, pH 2 sampai pH 12 seharusnya ditetesi dengan 4 macam indikator yaitu, Metil Ungu, Alizarin Kuning, Metil Jingga, dan Timol Biru, namun karena praktikan salah mengartikan petunjuk yang diberikan oleh asisten, sehingga larutan yang diuji hanya dari pH 2 sampai pH 6..
Kemudian percobaan I dan II dicatat perubahan warnanya. Setelah masing-masing larutan menunjukkan warna yang berbeda, 7 sampel yang sudah disiapkan tadi juga masing-masing ditetesi dengan 8 indikator diatas, kemudian diamati perubahan warnanya lalu ditentukan pH nya.
a. Membuat pH 2
Untuk membuat larutan standar dengan pH 2, digunakan larutan HCl 0,01 M dan telah disediakan oleh asisten.
HCl H+ + Cl-
b. Larutan pH 3
Untuk membuat pH 3, diambil 1 mL larutan HCl 0,01 M kemudian ditambahkan aquades 9 mL, sehingga volumenya manjadi 10 mL.
M1 V1 = M2 V2 pH = - log [10-3]
10-2 1 = M2 10 = - log 10-3
M2 = 10-3 pH = 3

 
c. Membuat pH 4
1 mL dari pH 3 ditambahkan air hingga volumenya 10 mL
M1 V1 = M2 V2 pH = - log [10-4]
10-3 1 = M2 10 = - log 10-4
M2 = 10-4 pH = 4

d. Membuat pH 5
1 mL dari pH 4 ditambahkan air hingga volumenya 10 mL
M1 V1 = M2 V2 pH = - log [10-5]
10-4 1 = M2 10 = - log 10-5
M2 = 10-5 pH = 5

e. Membuat pH 6
1 mL dari pH 5 ditambahkan air hingga volumenya 10 mL
M1 V1 = M2 V2 pH = - log [10-6]
10-5 1 = M2 10 = - log 10-6
M2 = 10-6 pH = 6

f. Membuat pH 7
Dengan mendidihkan air , dan dimasukkan kedalam tabung reaksi.
g. Membuat pH 12
Larutan dengan ph 12 telah disediakan oleh asisten dengan menggunakan NaOH 0,01 M.
h. Membuat pH 11
1 mL dari pH 12 ditambah air hingga volumenya 10 mL
M1 V1 = M2 V2 pOH = - log [OH-] pH = 14 - pOH
10-2 1 = M2 10 = - log 10-3 = 14 - 3
M2 = 10-3 pOH = 3 pH = 11
Untuk mendapatkan pH 10, 9 dan 8, digunakan cara untuk memperoleh pH 11.
 
Ketujuh sampel yang diujikan pada percobaan kali ini, yaitu sprite, soda, shampoo, aspirin, cuka, soda kue dan sunlight yang kemudian masing-masing ditetesi 8 indikator, yaitu Metil Merah, Brontimol Biru, Kongo Merah, Fenolftalein, Metil Ungu, Alizarin Kuning, Metil Jingga, dan Timol Biru. Kemudian dicatat perubahan warnanya dan ditentukan pH berdasarkan perubahan warna yang terjadi.
Dari hasil percobaan,dari perubahan warna yang terjadi dapat disimpulkan bahwa shampoo, detergen cair, soda kue, bersifat basa , cuka, pulpy, dan sprite bersifat asam, serta aspirin bersifat netral.
9.DISKUSI

Pada percobaan ini, larutan yang bersifat asam adalah cuka, pulpy, dan sprite yang mempunyai trayek pH dibawah 7. Aspirin bersifat netral dengan pH 7, sedangkan shampoo, detergen cair, soda kue bersifat basa karena memiliki trayek pH di atas 7. Banyak kesalahan yang tejadi pada percobaan ini, contohnya pada pH 2- 6, pada penambahan Kongo Merah, sesuai dengan teori, perubahan warna yang terjadi adalah Kuning-Biru, namun perubahan yang terjadi adalah warna merah, hal ini tidak sesuai dengan teori.
Kesalahan-kesalahan pada percobaan ini kemungkinan disebabkan karena kadar pH yang dimasukkan tidak sesuai dengan petunjuk atau pada saat memasukkan indikator tidak tepat atau mengenai dinding tabung reaksi atau pula karena tabung reaksi yang digunakan tidak bersih, dapat pula karena kurang teliti dalam pengocokan warna larutan.
10.PERTANYAAN PASCA PRAKTEK
1. Mengapa soda kue bersifat basa? Jelaskan.
Jawab : Karena pH soda kue diatas 7, maka soda kue tergolong basa.
2. Setelah anda melakukan percobaan, kelompokkanlah zat pada percobaan D menjadi kelompok Asam , Netral dan Basa.
Jawab : Shampoo, detergen cair, soda kue, bersifat basa , cuka, pulpy, dan sprite bersifat asam, serta aspirin bersifat netral.







11.KESIMPULAN

Larutan basa: pH > 7
Larutan netral : pH = 7
Larutan asam : pH < 7
Pengukuran pH dengan indikator dapat dilakukan dengan meneteskan salah satu indikator yang sesuai dan membandingkan larutan tersebut dengan larutan standar yang telah diketahui ph-nya.
pH dapat ditentukan dengan berbagai indikatoor. Jika suatu larutan bersifat asam, sebaiknya indikator yang dipakai adalah Metil Jingga, Metil Ungu, BTB, Bromkresol Hijau, Metil Merahdan Bromkresol Merah. Indikator-indikator ini memiliki trayek pH dibawah 7. Namun, jika larutan bersifat basa, maka indikator yang digunakan harus memiliki trayek pH diatas 7, seperti Fenolftalein, Lakmus, Alizarin Kuning.
Shampoo, detergen cair, soda kue, bersifat basa. Cuka, pulpy, dan sprite bersifat asam, serta aspirin bersifat netral.


DAFTAR PUSTAKA

Agus, Akhril.1939. Kimia Dasar. Jakarta : Erlangga.
Bird, Tony.1985. Kimia Fisika untuk Universitas. Jakarta : Erlangga.
Petrucci, Ralph.1987. Kimia Dasar. Bogor : Erlangga.
Sukardjo.2009.Kimia SMA/MA. Jakarta : Bailmu.
Sutresna, Nana. 1984. Penuntun Pelajaran Kimia. Bandung : Ganeca Exact Bandung.

PENETAPAN MASSA MOLAR BERDASARKAN PENURUNAN TITIK BEKU
1. TUJUAN PERCOBAAN :
1. Menetapkan titik beku cairan murni dan larutan
2. Menetapkan massa molar dari senyawa yang tidak diketahui berdasarkan penurunan titik beku.

2.LANDASAN TEORI
1. Sifat koligatif Larutan
Sifat koligatif larutan adalah sifat larutan yang tidak tergantung pada macamnya zat terlarut tetapi semata-mata hanya ditentukan oleh banyaknya zat terlarut (konsentrasi zat terlarut).Apabila suatu pelarut ditambah dengan sedikit zat terlarut ,maka akan didapat suatu larutan yang mengalami:
1. Penurunan tekanan uap jenuh
2. Kenaikan titik didih
3. Penurunan titik beku
4. Tekanan osmosis
Banyaknya partikel dalam larutan ditentukan oleh konsentrasi larutan dan sifat larutan itu sendiri. Jumlah partikel dalam larutan non elektrolit tidak sama dengan jumlah partikel dalam larutan elektrolit, walaupun konsentrasi keduanya sama. Hal ini dikarenakan larutan elektarolit terurai menjadi ion-ionnya, sedangkan larutan non elektrolit tidak terurai menjadi ion-ion. Pada setiap suhu, zat cair selalu mempunyai tekanan tertentu. Penambahan suatu zat ke dalam zat cair menyebabkan penurunan tekanan uapnya (Ratna, 2009).
2. Penurunan Tekanan Uap
Tekanan uap pelarut tidak nol dan berubah menurut komposisi larutan pada suhu tertentu. Jika fraksi mol pelarut (X1) adalah 1, maka tekanan uapnya ialah P01, yaitu tekanan uap pelarut murni pada suhu eksperimen itu. Bila X1 mendekati nol (memberikan zat terlarut murni), maka tekanan uap P1 pelarut harus nol juga, sebab pelarut sudah tidak ada lagi. Jika fraksi mol X1 berubah dari 1 menjadi 0, maka P1 merosot dari P01 menjadi 0. Kimiawan Prancis Francois-Mari Raoultmenemukan bahwa untuk beberapa larutan, plot dari tekanan uap pelarut versus fraksi mol pelarut dapat sangat tepat dengan garis lurus. Larutan yang mengikuti hubungan garis lurus ini sesuai dengan persamaan sederhana :
P1 = X1P01
yang dikenal sebagai hukum Raoult (Oxtoby,1999).
Hukum Raoult menyatakan bahwa : Tekanan uap pelarut di atas suatu larutan (PA) sama dengan hasil kali tekanan uap pelarut murni (P0A) dengan fraksi mol dalam larutan (XA) (Petrucci,1985). Penurunann tekanan uap, karena X1 = 1 – X2 untuk larutan yang terdiri atas dua komponen, maka hukum Raoult dapat ditulis sebagai :
∆P1 = P1 – P10 = X1P01 - P10 = -X2 P10
Jadi, perubahan tekanan uap pelarut berbanding lurus dengan fraksi mol zat terlarut. Tanda negative menyiratkan penurunan tekanan uap, tekanan uap selalu lebih rendah di atas larutan encer dibandingkan di atas pelarut murni nya (Oxtoby,1999).
Karena X1 + X2 = 1, maka persamaan di atas dapat diperluas menjadi :
P = Po1 (1 – X1)
P = Po1 – Po1 . X1
Po1 – P = Po1 . X1
Sehingga :
ΔP = po . X1
keterangan:
ΔP : penuruman tekanan uap jenuh pelarut
P0 : tekanan uap pelarut murni
X1 : fraksi mol zat terlarut (Ratna, 2009).

3. Kenaikan Titik Didih
Titik didih normal cairan murni atau larutan adalah suhu pada saat tekanan uap mencapai 1 atm. Karena zat terlarut menurunkan tekanan uap, maka suhu larutan harus dinaikkan agar ia mendidih. Artinya, titik didih larutan lebih tinggi daripada titik didih pelarut murni. Gejala ini yang disebut sebagai peningkatan titik didih, merupakan metode alternatif untuk menentukan massa molar (Oxtoby, 1999).
Titik didih adalah suhu pada perpotongan garis tekanan tetap pada 1 atm dengan kurva penguapan. ∆P1 adalah penurunan tekanan uap pada Tb, dan ∆Tb adalah perubahan suhu yang diperlukan untuk mempertahankan agar tekanan uap tetap 1 atm. Dengan kata lain, ∆Tb = Tb’- Tb adalah peningkatan titik didih yang disebabkan oleh penambahan zat terlarut pada pelarut murni (Oxtoby, 1999).
Adanya penurunan tekanan uap jenuh mengakibatkan titik didih larutan lebih tinggi dari titik didih pelarut murni. Untuk larutan non elektrolit kenaikan titik didih dinyatakan dengan:
ΔTb = m . Kb
keterangan:
ΔTb = kenaikan titik didih (oC)
m = molalitas larutan
Kb = tetapan kenaikan titik didih molal
Karena m =
(W menyatakan massa zat terlarut), maka kenaikan titik didih larutan dapat dinyatakan sebagai:
∆Tb = Kb
Apabila pelarutnya air dan tekanan udara 1 atm, maka titik didih larutan dinyatakan sebagai :
Tb = (100 + ΔTb) oC (Ratna, 2009).
Untuk pelarut tertentu, Kb diperoleh dengan mengukur kenaikan titik didih dari larutan encer yang molalitas nya diketahui (artinya, mengandung zat terlarut yang diketahui jumlah dan massa molarnya). Begitu Kb ditemukan, angka ini dapatdigunakan untuk memprediksi kenaikan titik didih bagi zat terlarut yang massa molarnya diketahui atau untuk menentukan massa molar dari kenaikan titik didihnya. Sejauh ini, hanya zat terlarut yang tidak berdisosiasi yang dibahas. Sifat koligatif bergantung pada jumlah total mol perliter spesies terlarut yang ada. Jika zat terlarut berdisosiasi maka molalitas m yang harus digunakan ialah molalitas total. Ion tidaklah sama dengan molekul netral dalam larutan, dan perilaku nonideal muncul pada konsentrasi yang lebih rendah dalam larutan yang mengandung ion (Oxtoby, 1999).

4. Penurunan Titik Beku
Untuk penurunan titik beku persamaannya dinyatakan sebagai:
∆Tf = Kf . m
= Kf
Keterangan :
ΔTf = penurunan titik beku
m = molalitas larutan
Kf = tetapan penurunan titik beku molal
W = massa zat terlarut
Mr = massa molekul relatif zat terlarut
p = massa pelarut
Apabila pelarutnya air dan tekanan udara 1 atm, maka titik beku larutannya dinyatakan sebagai:
Tf = (O – ΔTf)oC (Ratna, 2009).
Gejala penurunan titik beku analog dengan peningkatan titik didih. Suhu beku larutan dapat diidentifikasi sebagai suhu ketika kurva tekanan uap pelarut murninya berpotongan dengan kurva larutan. Jika zat terlarut ditambahkan ke dalam larutan, tekanan uap pelarut turun dan titik beku, yaitu suhu ketika kristal pertama pelarut murni mulai muncul, turun. Selisih ∆Tf = T’f - Tf dengan demikian bertanda negatif, dan penurunan titik beku dapat diamati (Ratna, 2009).
Pengukuran penurunan titk beku, seperti halnya peningkatan titik didih digunakan untuk menentukan massa molar zat yang tidak diketahui. Jika suatu zat berdisosiasi dalam larutan, maka molalitas total semua spesies yang ada (ionik atau netral) harus digunakan dalam perhitungan (Oxtoby, 1999).
Gejala penurunan titik beku juga mempunyai terapan praktis. Metode yang paling bebrguna antara lain adalah dalam hal penurunan titik beku air. Zat anti beku (biasanya erulenaglikol) yang ditambahkan ke dalam sistem pendingin mesin mobil, mencegah pembekuan ari radiator pada musim dingin. Penggunaan CaCl2 atau NaCl untuk menurunkan titik leleh es, juga sering diterapkan misalnya untuk menyiapkan campuran pendingin dalam pembuatan es krim (Petrucci, 1985).

5. Tekanan Osmotik
Tekanan osmotik adalah tekanan yang diberikan pada larutan yang dapat menghentikan perpindahan molekul-molekul pelarut ke dalam larutan melalui membran semi permeabel (proses osmosis) (Ratna, 2009).
Tekanan pada sisi larutan dari membran lebih besar daripada tekanan atmosfer pada permukaan pelarut murni, yaitu sebesar tekanan osmotik π.
π = ρ.g.h (Oxtoby, 1999)
Tekanan osmotik termasuk dalam sifat-sifat koligatif karena besarnya hanya tergantung pada jumlah partikel zat terlarut persatuan volume larutan. Tekanan osmotik tidak bergantung pada jenis zat terlarut. Persamaan yang ditulis di bawah ini (dikenal dengan persamaan Van’t Hoff) cocok digunakan untuk menghitung tekanan osmotik dari larutan encer. Tekanan dilambangkan dengan π, R adalah tetapan gas (0,0821 L atm/mol K) dan T dalam suhu Kelvin. Tanda n mengatakan mol zat terlarut dan V adalah volume (dalam liter) larutan, sehingga nisbah n/V adalah molalitas larutan (M)
π = RT = M . RT (Petrucci, 1985).


3.ALAT DAN BAHAN
1. Alat
Alat-alat yang digunakan pada percobaan ini adalah tabung reaksi besar, gelas beker besar (500 atau 1000 mL), pengaduk gelas, gelas ukur, neraca analitik dan termometer.
2. Bahan
Bahan-bahan yang digunakan pada percobaan ini adalah sikloheksana, larutan contoh dan es batu.

4.PROSEDUR KERJA
1. Penentuan Titik Beku Pelarut
1. Mengeringkan semua peralatan gelas yang akan digunakan menggunakan kain atau kertas tisu.
2. Menimbang dan mencatat berat tabung reaksi dalam keadaan kosong dengan menggunakan neraca analitik.
3. Mengisi tabung reaksi dengan 10 mL sikloheksana. Menimbang kembali berat tabung rekasi yang terlah berisi sikloheksana. Menutup tabung rekasi dengan menggunakan sumbat.
4. Mengisi gelas beker besar dengan es batu hingga ketinggian es batu kira-kira lebih tinggi dibandingkan tinggi larutan dalam tabung reaksi.
5. Memasukkan thermometer dan pengaduk gelas ke dalam tabung reaksi berisi sikloheksana. Jika memungkinkan tutup tabung reaksi dengan sumbat yang memiliki luba ng.
6. Memasukkan tabung reaksi ke dalam gelas beker dan mencatat suhu awal larutan sebelum tabung reaksi dimasukkan
7. Mengaduk perlahan sikloheksana dalam tabung dengan menggunakan pengaduk gelas.
8. Mengamati perubahan suhu yang terjadi dan mencatat suhu setiap 10 detik.
9. Melakukan pengamatan selama 8 menit.
2. Penentuan Titik Beku Larutan Contoh
1. Melakukan prosedur yang sama dengan penentuan titik beku pelarut, hanya isi tabung rekasi diganti dengan larutan contoh yang telah disediakan.
2.Menyusun alat percobaan

5.HASIL DAN PEMBAHASAN
A. Hasil dan Perhitungan
1. Hasil
a. Penentuan Titik Beku Pelarut
No Langkah Percobaan Hasil Percobaan
1

2
3

4

5
6
7


8
Menyiapkan tabung reaksi besar, termometer, pengaduk dan penutup karet dua lubang
Menimbang tabung reaksi
Memasukkan 20 ml pelarut (siklohek-sana) kedalam tabung reaksi
Menimbang kembali tabung reaksi beserta pelarut
Mencatat suhu awal pelarut
Menyiapkan es batu dalam gelas piala
Memasukkan tabung reaksi yang berisi sikloheksana 20 ml kedalam kepingan es batu dan mengaduk perlahan – lahan
Mancatat suhu setiap 10 detik selama 8 menit.
-

massa = 67.254 gram
-

massa = 80.34 gram

t = 31° C
-

-

Dapat dilihat dalam tabel 1.1.

Tabel 1.1 Penurunan suhu sikloheksana
t(detik) T(°C) t(detik) T(°C) t(detik) T(°C) t(detik) T(°C)
0
10
20
30
40
50
60
70
80
90
100
120 31.0
27.0
24.0
21.0
18.0
16.0
15.0
13.0
11.0
10.0
9.0
8.0 130
140
150
160
170
180
190
200
210
220
230
240 7.0
6.0
6.0
5.0
5.0
4.0
4.0
3.0
3.0
3.0
2.0
2.0 250
260
270
280
290
300
310
320
330
340
350
360 2.0
1.0
1.0
1.0
1.0
1.0
1.0
0.0
0.0
0.0
0.0
0.0 370
380
390
400
410
420
430
440
450
460
470
480 0.0
0.0
0.0
-1.0
-1.0
-1.0
-1.0
-1.0
-1.0
-1.0
-1.0
-1.0

b. Penentuan titik beku larutan contoh
No LangkahPercobaan HasilPercobaan
1

2
3

4
5
6


7

Mengambil masing – masing 20 ml larutan contoh
Memasukkan kedalam tabungreaksi
Menimbang tabung reaksi yang berisi larutan sampel
Mencatat suhu awal
Menyiapkan es batu dalam gelas piala
Memasukkan tabung reaksi yang berisi larutan sampel kedalam kepingan es batu dan mengaduk perlahan – lahan
Mencatat suhunya setiap 10 detik selama 8 menit. -

massa = 69,14gram
massa = 81,42 gr

t = 23° C
-
-


Dapat dilihat dalam tabel 1.2.

Tabel 1.2 Penurunan suhu larutan contoh
t(detik) T(°C) T(detik) T(°C) T(detik) T(°C) t(detik) T(°C)
0
10
20
30
40
50
60
70
80
90
100
120 23.0
22.5
16.0
16.0
15.5
14.0
13.0
12.0
11.0
10.0
9.5
8.5 130
140
150
160
170
180
190
200
210
220
230
240 8.0
7.0
6.5
6.0
5.5
5.0
4.5
4.0
3.5
3.0
2.5
2.0 250
260
270
280
290
300
310
320
330
340
350
360 1.5
1.5
1.0
1.0
1.0
0.5
0.0
0.0
0.0
-0.5
-1.0
-1.5 370
380
390
400
410
420
430
440
450
460
470
480 -1.5
-1.5
-1.5
-2.0
-2.0
-2.0
-2.5
-2.5
-2.5
-2.5
-2.5
-2.5


2. Perhitungan
Tf dari larutan contoh
y1= -0.941x + 20.54
y2 = -0.238x + 7.902
y1 = y2
-0.941x + 20.54= -0.238x + 7.902
20.54 – 7.902= -0.238x – 0.941x
12.638= 0.703 x
x = 17.97
y1= -0.941x + 20.54
= -0.941(17.97) + 20.54
= -16.84 + 20.54
y1= 3.69 oC
Tf larutan contoh = 3.69 oC

Tf Sikloheksana
y3= -1.389x + 26.52
y4 = -0.156x + 5.780
y3 = y4
-1.389x + 26.52 = -0.156x + 5.780
26.52 – 5.780 = -0.156x- 1.389x
20.74 = 1.233x
x = 16.8
y3= -1.389x + 26.52
= -1.389(16.8) + 26.52
= -23.33 + 26.52
y3 = 3.18 oC
Tf Sikloheksana= 3.18 oC

Diketahui: Mlarutan contoh = 12.28gr
Mpelarut= 13.09 gr
Msolute =Mlarutan contoh = 12.28 gr
Massa pelarut = ρV
= 0,77 x 20
= 15.4 gr = 0.0154 kg
Kf = 20,0 o C
Ditanya : ΔTf = ………… ?
Mr = ……….?
Jawab : ΔTf = Tf sikloheksana - Tf larutan contoh
= 3.18 oC – 3.69oC = -0.51 0C
ΔTf =-0.51 = - 0.007854 =13.09 / Mr x 20.0
Mr= -33.33 gram/mol

B. Pembahasan
Percobaan kali ini adalah membahas tentang sifat koligatif larutan yang bertujuan agar praktikan memahami pengaruh keberadaan suatu zat terlarut terhadap sifat fisis larutan, dan menggunakan penurunan titik didih suatu larutan untuk menentukan massa molekul relatif dari zat terlarut.
Percobaan penentuan titik beku pelarut dilakukan dengan memasukkan tabung reaksi berisi 20 mL sikloheksana ke dalam gelas beker besar berisi es batu dan mengukur suhu awal sebelum dimasukkan ke dalam gelas beker berisi es batu dengan termometer, dari pengamatan mendapatkan suhu awal sebesar 31oC. Kemudian setelah dimasukkan ke dalam gelas beker berisi es batu diamati dan di catat suhu sikloheksana setiap 10 detik selama 8 menit. Tidak lupa sikloheksana diaduk secara perlahan.
Untuk penentuan titik beku larutan contoh, dilakukan prosedur yang sama saat melakukan percobaan penentuan titik beku pelarut, hanya saja sikloheksana diganti dengan larutan contoh. Dari pengamatan mendapatkan suhu awal sebesar 23oC. Kemudian setelah dimasukkan ke dalam gelas beker berisi es batu diamati dan di catat suhu larutan contoh setiap 10 detik selama 8 menit. Tidak lupa, larutan contoh dalam tabung reaksi diaduk perlahan agar mengurangi kecepatan pembekuan larutan. Dari pengamatan, terjadi penurunan yang lebih drastis dibanding dengan penurunan suhu dari sikloheksana. Dan pada detik ke 260-310 konstan pada suhu 1oC dan pada detik ke 320-390 juga konstan pada suhu 0oC. Dari hasil perhitungan dengan menentukan selisih antara titik beku pelarut murni (sikloheksana) dengan titik beku larutan contoh didapatkan.
∆Tf = x Kf
Dari hasil perhitungan yang ada dapat diketahui bahwa penurunan titik beku dari suatu larutan (∆Tf) berbanding lurus dengan konsentrasi molal dari larutan (m), hal ini berarti ∆Tf berbanding terbalik dengan Mr. Semakin besar nilai dari ΔTf maka semakin kecil nilai Mr. Hal ini menyatakan bahwa semakin banyak suatu zat terlarut maka penurunan suhunya semakin menurun. Selain dapat menentukan Mr suatu senyawa, cara penurunan titik beku ini juga dapat mengetahui rumus empiris dan rumus molekul suatu zat.
Dalam melakukan percobaan dan proses perhitungan kemungkinan praktikan melakukan kekeliruan, sehingga diperoleh data yang kurang akurat dan tidak sama dengan referensi yang ada. Hal ini dikarenakan banyak faktor yang mempengaruhi termasuk kurangnya ketelitian dari praktikan, ditambah lagi dengan belum terampilnya praktikan dalam pembuatan grafik penurunan titk beku sebagai acuan utama dalam menentukan nilai ∆Tf..

6.KESIMPULAN
Kesimpulan dari percobaan ini adalah :
1. Sifat koligatif tidak bergantung pada jenis zat terlarut, namun bergantung pada konsentrasinya.
2. Massa molekul relatif suatu zat terlarut dapat diketahui dengan menggunakan sifat koligatif zat pelarut yaitu penurunan titik beku.
3. Semakin besar penurunan titik beku suatu zat maka harga Mr dari zat terlarut semakin kecil.

DAFTAR PUSTAKA
Anonim. 2003. Petunjuk Praktikum Kimia Dasar. UGM, Yogyakarta
Baroroh, Umi L U. 2004. Diktat Kimia Dasar I. Universitas Lambung Mangkurat,
Banjarbaru.
Sastrohamidjojo, Hardjono. 2001. Kimia Dasar. UGM, Yogyakarta.
Syukri, S. 1999. Kimia Dasar 2. ITB, Bandung.

REAKSI-REAKSI KIMIA DAN REAKSI REDOKS

1. Tujuan percobaan
a) Mempelajari jenis reaksi kimia secara sistematis
b) Mengamati tanda-tanda terjadinya reaksi
c) Menulis persamaan reaksi dengan benar
d) Menyelesaikan reaksi redoks dari setiap percobaan
2. Pertanyaan prapraktek
• Berikan definisi dari istilah-istilah berikut :
- Katalis : suatu zat yang dapat mempercepat laju reaksi
- Deret elektromatif : suatu deret yang menyatakan susunan unsur-unsur berdasarkan kemampuan mereduksi,dari yang paling kuat ke yang paling lemah
- Reaksi eksoterm : reaksi yang melepaskan energi dalam bentuk panas ditandai dengan naiknya suhu
- Endapan : zat yang berada di dasar campuran
- Produk : hasil reaksi kimia
- Pereaksi : zat-zat yang mengalami reaksi
• Terangkan arti lambang-lambang berikut :
- ∆ : perubahan
- WR : energi rata-rata dalam reaksi kimia
- (s) : zat dalam bentuk solid
- (l) : zat dalambentuk liquid
- (aq) : zat dalam bentuk aquos
• Berapa kira-kira volome dalam tabung reaksi yangberisi sepersepuluh bagian ?
Jawab : misalkan volume tabung reaksi adalah 500ml, maka spersepuluh volume tabung tersebut adalah 50ml.
• Apakah warna indikator PP dalam larutan asam ?
Jawab : tidak berwarna
• Hitung massa atom Cu dari data :
- Bobot cawan penguap + logam M yang tidak diketahui = 45,82gr
- Bobot cawan penguap = 45,361
Jawab : massa atom Cu = 45,781 – 45,361 = 0,42 gr
• Jelaskan apa yang dimaksud dengan oksidasi dan reduksi ?
- Oksidasi = peristiwa pelepasan elektron,akibatnya biloks bertambah
- Reduksi = peristiwa penangkapan elektron, akibatnya biloks berkurang
• Jelaskan apa yang dimaksud dengan oksidator dan reduktor ?
- Oksidator = zat yang mengalami reduksi, menangkap elektron
- Reduktor = zat yang mengalami oksidasi,melepas elektron

3. Landasan Teori
Reaksi kimia merupakan reaksi senyawa dalam larutan (air). Perubahan yang terjadi adalah bukti terjadinya reaksi kimia. Dalam ilmu kimia, reaksi merupakan salah satu cara untuk mengetahui sifat-sifat kimia dari suatu atau berbagai zat. Perubahan dalam reaksi kimia dapat berupa perubahan warna, timbulnya panas, timbulnya gas, terjadinya endapan dan sebagainya. Reaksi kimia secara umum dibagi 2, yaitu reaksi asam-basa dan reaksi redoks. Pada reaksi redoks terjadi perubahan biloks (bilangan oksidasi), sedangkan pada reaksi asam-basa tidak ada perubahan biloks. Keduanya ini terdapat ke dalam 4 tipe reaksi, yaitu :
A. Reaksi Sintetis
Reaksi dimana dua atau lebih zat tunggal dalam suatu reaksi kimia (kombinasi, komposisi).
• Unsur + Unsur à Senyawa, misal : Fe + S àFeS
• Senyawa + Senyawa à Senyawa yang lebih kompleks,
B. Reaksi Dekomposisi
Reaksi yang menghasilkan dua atau lebih zat yang terbentuk dari suatu zat tunggal.
Senyawa à Dua atau lebih zat yang lebih sederhana,
C. Reaksi Penggantian Tunggal
Reaksi dimana suatru unsur menggantikan unsure lainnya
D. Reaksi Penggantian Ganda
Reaksi dimana ion-ion positif dari dua senyawa saling dipertukarkan.

Cara teringkas untuk memberikan suatu reaksi kimia adalah dengan menulis suatu persamaan kimia berimbang yang merupakan pernyataan kualitatif maupun kuantitatif mengenai pereaksi yang terlibat. Tiap zat diwakili oleh rumus molekulnya. Menyatakan banyaknya atom-atom dari tiap macam dalam suatu satuan zat itu. Rumus molekulnya merupakan kelipatan bilangan bulat rumus emperis zat itu yang menyatakan
Jumlah minimal yang mungkin dalam perbandingan yang benar atom-atom dari tiap macamnya. Tiga kelas umum reaksi yang dijumpai dengan melaus dalam kimia ialah reaksi kombinasi langsung, reaksi penukargantian sederhana dan reaksi penukargantian rangkap.
Hubungan kuantitatif antara pereaksi dan hasil reaksi dalam suatu persamaan kimia berimbang memberikan dasar stoikiometri. Perhitungan stoikiomentri mengharuskan penggunaan bobot atom unsur dan bobot molekul senyawa. Banyaknya suatu hasil reaksi tertentu yang menurut perhitungan akan diperoleh dalam suatu reaksi kimia rendemen teoritis untuk suatu reaksi kimia. Penting untuk mengetahui mana yang merupakan pereaksi pembatas yakni pereaksi yang secara teoritis dapat bereaksi sampai habis, sedangkan pereaksi-pereaksi lain berlebih.
(Keenan, 1984)

Jika terjadi reaksi kimia, dapat diamati tiga macam perubahan :
a. Perubahan Sifat
b. Perubahan Susunan
c. Perubahan Energi
Semua perubahan kimia tentu induk pada hukum pelestarian hukum energi dan hukum pelestarian energi massa. Susunan senyawa kimia tertentu oleh hukum susunan pasti dan hukum perbandingan berada.
Azas fundamental yang mendasari semua perubahan kimia merupakan daerah kimia teoritis, korelasi antara konsep unsur dan senyawa dengan keempat hukum tersebut diatas diperoleh dalam Teori Asam Dalton, teori modern pertama mengenai atom dan molekul sebagai partikel fundamental dari zat-zat yang tumbuh dari teori ini antara lain adalah skala, bobot atom relatif unsur-unsur dilarutkan menurut bertambahnya bobot atom, munculnya unsur-unsur secara teratur dengan sifat-sifat tertentu mendorong meddeleu menyusun tabel berkala dari unsur-unsur dan meramalkan adanya beberapa unsur yang belum diketahui. Bayaknya dan dari situ proporsi relatif sebagai atom dalam satuan terkecil senyawa diberikan oleh rumus senyawa, dalam mana digunakan lambang unsur kimia itu.
(Keenan, 1984)
Redoks sering dihubungkan dengan terjadinya perubahan warna lebih sering dari pada yang diamati dalam reaksi asam-basa. Reaksi redoks melibatkan pertukaran elektron dan selalu terjadi perubahan bilangan oksidasi dari dua atau lebih unsur dari reaksi kimia. Persamaan reaksi redoks agak lebih sulit ditulis dan dikembangkan dari persamaan reaksi biasa yang lainnya karena jumlah zat yang dipertukarkan dalam reaksi redoks sering kali lebih dari satu. Sama halnya dengan persamaan reaksi lain, persamaan reaksi redoks harus disetimbangkan dari segi muatan dan materi, penyeimbangan materi biasanya dapat dilakukan dengan mudah sedangkan penyeimbangan muatan agak sulit. Karena itu perhatian harus dicurahkan pada penyeimbangan muatan. Muatan berguna untuk menentukan faktor stoikiometri. Menurut batasan umum reaksi redoks adalah suatu proses serah terima elektron antara dua system redoks
(Rivai, 1995).
Redoks adalah reaksi kimia yang disertai perubahan bilangan oksidasi. Setiap reaksi redoks terdiri atas reaksi-reaksi reduksi dan reaksi oksidasi. Reaksi oksidasi adalah reaksi kimia yang ditandai kenaikan bilangan oksidasi. Sedangkan reaksi reduksi adalah reaksi kimia yang ditandai penurunan bilangan bilangan oksidasi. Bilangan oksidasi didefinisikan sebagai muatan yang dimiliki suatu atom jika seandainya elektron diberikan kepada atom yang lain yang keelektronegatifannya lebih besar. Jika kedua atom diberikan maka atom yang keelektronegatifannya lebih kecil lebih positif sedangkan atom yang keelektronegatifannya lebih besar memiliki bilangan oksidasi negatif
(Dogra, 1998).
Perubahan penting yang terjadi dalam suatu reaksi reduksi-oksidasi paling mudah terlihat dengan cara memisahkan reaksi reaksi keseluruhan ke dalam dua setengah reaksi. Dalam setengah-reaksi oksidasi atom-atom tertentu mengalami peningkatan bilangan oksidasi, dan elektron tampak pada sebelah kanan persamaan setengah-reaksi. Dalam setengah reaksi reduksi, bilangan oksidasi dari atom-atom tertentu menurun, dan elektron pada sebelah kiri dari persamaan reaksi. Dalam suatu persamaan oksidasi reduksi keselurahan, jumlah elektron yang sama harus tampak dalam masing-masing persamaan setengah reaksi. Ketentuan ini merupakan dasar dari persamaan keseimbangan oksidasi-reduksi

(Petrucci, 1985).



4. ALAT DAN BAHAN

Alat yang digunakan
1) Tabung reaksi
2) Rak tabung reaksi
3) Pipet tetes
4) Selang tabung reaksi
5) Kaca arloji
6) Neraca analitik

Bahan
1) HCl 0,1 N 16) CuSO4 0,1 M
2) CH3COOH 0,1 N 17) (NH4)2SO4
3) NaOH 0,1 N 18) Lakmus merah
4) Indikator PP 19) Pb(NO3)2 0,1 M
5) K2CrO4 0,1 M 20) NaCl 0,1 M
6) HCl 1 M 21) AgNO3 0,1 M
7) NaOH 1 M 22) CaCO3
8) K2Cr2O7 0,1 M 23) Ba(OH)2
9) Al2(SO4)3 0,1 M 24) Asam nitrat
10) NH4OH 1 M 25) KI 0,1 M
11) BaCl2 0,1 M 26) CHCl3
12) H2C2O4 0,1 N
13) H2SO4 2 M
14) KMnO4 0,1 M
15) Fe2 0,1 M



5. PROSEDUR KERJA

1. a. Ke dalam 2 tabung reaksi masukkan masing-masing tepat 1,0 mL HCl 0,1 N dan larutan CH3COOH 0,1 N. tambahkan masing-masing 1 tetes larutan indicator PP. amati warna larutan-larutan tersebut.
b. Ke dalam 2 tabung reaksi lain masukkan larutan NaOH 0,1 N masing-masing 1 mL. tambahkan pada kedua tabung tersebut masing-masing 1 tetes larutan indicator PP. amati warna larutan tersebut.
c. Campurkan kedua asam dengan basa pada nomor 1.a. dan 1.b. Amati perubahan yang terjadi.
2. a. masukkan kedalam 2 tabung reaksi masingmasing 1 mL larutan K2CrO4 0,1 M. Ke dalam tabung pertama tambahkan larutan HCl 1 M. Kocok dan amati. Ke dalam tabung lainnya tambahkan larutan NaOH 1 M. Simpan kedua larutan ini, untuk dibandingkan dengan larutan nomor 2.b.
b. Masukkan ke dalam 2 tabung reaksi masing-masing 1 mL larutan K2CrO7 0,1 M. Perlakukan seperti pada nomor 2.a. Bandingkan larutan-larutan pada nomor 2.a. dan 2.b.
3. a. Masukkan 1 mL larutan Al2(SO4)3 0,1 M ke dalam tabung reaksi. Tambahkan tetes demi tetes NaOH 1 M. Perhatikan apa yang terjadi.
b. Masukkan 1 mL larutan Al2(SO4)3 0,1 M ke dalam tabung reaksi. Tambahkan 5 tetes larutan NH4OH 0,1 M dan amati. Tambahkan lagi tetes demi tetes NH4OH 1 M dan amati. Bandingkan dengan nomor 3.a.
4. a. Campurkan 1 mL BaCl2 0,1 M dalam tabung reaksi dengan 1 mL K2CrO4 0,1 M. Amati, simpan untuk dibandingkan dengan nomor 4.b. dan 4.c.
b. Ke dalam 1 mL larutan BaCl2 0,1 M tambahkan 1 mL K2CrO4 0,1 M. Amati.
c. Ke dalam 1 mL larutan BaCl2 0,1 M tambahkan 1 mL HCl 1 M dan 1 mL K2CrO4 0,1 M.
5. a. Ke dalam campuran 1 mL asam oksalat (H2C2O4) 0,1 N dan 2 tetes H2SO4 2 M, teteskan larutan KMnO4 0,1 M sambil dikocok. Teteskan terus larutan KMnO4 sampai warnanya tidak hilang lagi.
b. Ke dalam campuran 1 mL larutan besi (II) 0,1 M dan 2 tetes H2SO4 0,5 M, teteskan larutan KMnO4 0,1 M sambil di kocok. Bandingkan kecepatan hilangnya warna KMnO4 pada nomor 5.a. dan 5.b.
6. a. Tambahkan sedikit demi sedikit larutan NaOH 1 M kedalam 1 mL larutan CuSO4 0,1 M. Tambahkan lagi NaOH sampai berlebihan.
b. Ulangi pekerjaan nomor 6.a., tetapi gantilah larutan NaOH dengan larutan NH4OH 1 M. Bandingkan hasil pengamatan nomor 6.a. dan 6.b.
7. Kedalam tabung yang bersaluran, masukkan 4 mL larutan (NH4)2SO4. Tambahkan larutan NaOH. Gas yang terbentuk dikenakan pada kertas lakmus yang telah dibasahi dengan air dan diletakkan di mulut tabung.
8. Campurkan 1 mL larutan Pb(NO3)2 0,1 M dengan 1 mL larutan NaCl 0,1 M. Amati apa yang terjadi. Panaskan campuran tersebut sambil dikocok. Kemudian campuran didinginkan. Catat pengamatan.
9. Kedalam 1 mL larutan NaCl 0,1 M tambahkan 10 tetes larutan AgNO3 0,1 M. Catat pengamatan (campuran jangan dibuang, kumoulkan ditempat khusus sisa AgNO3).
10. Masukkan ± 1 gram serbuk CaCO3 ke dalam tabung reaksi yang bersaluran. Tambahkan larutan HCl. Gas yang terjadi dialirkan ke dalam tabung lain yang berisis larutan Ba(OH)2
11. Campurkan ke dalam tabung reaksi 1 mL asam nitrat dan 1 mL larutan KI 0,1 M. Amati warna larutan. Tambahkan 1 mL CHCl3 atau CHCl4 lalu kocok. Diamkan kemudian amati larutan yang terjadi

6. HASIL PERCOBAAN

Hasil Percobaan
a. Percobaan 1
No Prosedur Pengamatan dan Penjelasan
1. HCl + PP HCl (tidak berwarna) + indikator PP (tidak berwarna), pada campuran tidak terjadi perubahan apapun
2. CH3COOH + PP CH3COOH (tidak berwarna) + indikator PP (tidak berwarna), pada campuran tidak terjadi perubahan apapun
3. NaOH + PP NaOH (tidak berwarna) + indikator PP (tidak berwarna), campuran ini menghasilkan warna ungu.
4. NaOH + PP NaOH (tidak berwarna) + indikator PP (tidak berwarna), campuran ini menghasilkan warna ungu.
5. (NaOH + PP) + (HCl + PP) (NaOH + PP) berwarna ungu + (HCl + PP) tidak berwarna, menghasilkan campuran tidak berwarna, sebab asam kuat bertemu basa kuat akan menjadi netral.
6. (NaOH + PP) + (CH3COOH + PP) (NaOH + PP) berwarna ungu + (CH3COOH + PP) tidak berwarna, menghasilkan campuran berwarna ungu tua, sebab asam lemah bertemu basa kuat maka konsentrasinya akan basa.




b. Percobaan 2
No Prosedur Pengamatan dan Penjelasan
1. K2CrO4 + HCl K2CrO4 (kuning) + HCl (tidak berwarna) menjadi larutan berwarna orange.
2. K2CrO4 + NaOH K2CrO4 (kuning) + NaOH (tidak berwarna) menjadi larutan berwarna kuning dengan endapan di dasar tabung reaksi.
3. K2Cr2O7 + HCl K2Cr2O7 (orange) + HCl (tidak berwarna) menjadi larutan yang berwarna kuning.
4. K2Cr2O7 + NaOH K2Cr2O7 (orange) + NaOH (tidak berwarna) menjadi larutan yang berwarna kuning.

c. Percobaan 3
No Prosedur Pengamatan dan Penjelasan
1. Al2(SO4)3 + NaOH Al2(SO4)3 (tidak berwarna) + NaOH (tidak berwarna menjadi campuran yang tidak berwarna dengan endapan putih di dasar tabung reaksi.
2. Al2(SO4)3 + NH4OH Al2(SO4)3 (tidak berwarna) + NH4OH (tidak berwarna) menjadi campuran yang tidak berwarna dengan endapan putih, pada saat di campur dengan NH4OH berlebih sebanyak 5 tetes, tetap endapan tidak larut.

d. Percobaan 4
No Prosedur Pengamatan dan Penjelasan
1. BaCl2 + K2CrO4 Pada reaksi BaCl2 (tidak berwarna) + K2Cr2O4 (kuning) menghasilkan larutan berwarna kuning keruh
2. BaCl2 + NaOH + K2CrO4 BaCl2 (tidak berwarna) + NaOH (tidak berwarna) mengasilkan larutan berwarna putih dengan endapan di dasar tabung. Kemudian ditambahkan K2CrO4 (kuning) menjadi larutan berwarna kuning dengan endapan di dasar tabung.
3. BaCl2 + HCl + K2CrO4 BaCl2 ditambahkan dengan HCl tetap tidak berwarna, kemudian dimasukkan K2CrO4 maka larutan tersebut menjadi warna orange dengan endapan di dalam tabung.

e. Percobaan 5
No Prosedur Pengamatan dan Penjelasan
1. H2C2O4 + H2SO4 + K2MnO4 H2C2O4 tidak berwarna + 2 tetes H2SO4 sebagai katalis + K2MnO4 sebanyak 7 tetes, pada tetes ke 8 warnanya hilang (warna menghilang dalam jangka waktu yang cukup lama)
2. Fe2 + H2SO4 + K2MnO4 Fe22+ + 2 tetes H2SO4 sebagai katalis + K2MnO4 sebanyak 3 tetes pada tetes ke-4 warnanya hilang (warna menghilang dengan cepat)

f. Percobaan 6
No Prosedur Pengamatan dan Penjelasan
1. NaOH + CuSO4 NaOH yang tidak berwarna dicampurkan dengan CuSO4 berwarna biru, dan hasil campurannya adalah biru tua dengan endapan. Hasil reaksi di pindahkan sedikit, dan ditambahkan larutan NaOH sehingga endapan akan larut pada tetes ke 19.
2. NH4OH + CuSO4 (NH4)OH dengan CuSO4 berwarna biru, dan hasil campurannya adalah biru tua dengan endapan. Hasil reaksi di pindahkan sedikit, dan ditambahkan larutan (NH4)OH sehingga endapan akan larut pada tetes ke 10.

g. Percobaan 7
No Prosedur Pengamatan dan Penjelasan
1. (NH4)2SO4 + NaOH 4 mL larutan (NH4)SO4 + NaOH 2 mL sehingga terbentuk gas NH3 yang diketahui dengan berubahnya warna lakmus merah menjadi biru.

h. Percobaan 8
No Prosedur Pengamatan dan Penjelasan
1. Pb(NO3)2 + NaCl Pb(NO3)2 tidak bewarna + 1 mL NaCl tidak berwarna, terbentuk endapan putih dari campuran tersebut. Setelah dipanaskan dan didinginkan maka endapan itu pun hilang.

i. Percobaan 9
No Prosedur Pengamatan dan Penjelasan
1. NaCl + AgNO3 NaCl tidak berwarna + AgNO3 tidak berwarna menghasilkan endapan putih pada dasar tabung reaksi.




j. Percobaan 10
No Prosedur Pengamatan dan Penjelasan
1. CaCO3 + HCl CaCO3 + HCl menghasilkan gas (O2 karena bereaksi dengan Ba(OH)2 ditabung yang lain terbentuk endapan putih BaCO3 + H2O.

k. Percobaan 11
No Prosedur Pengamatan dan Penjelasan
1. Cl2 + KI + CHCl3 Campuran dari 1 mL asam nitrat dengan 1 mL KI menjadi larutan berwarna orange. Ditambahkan dengan CHCl3 dan dikocok terbentuk 2 larutan yang berwarna ungu (dibawah) dan orange (diatas), dua larutan tersebut tidak menyatu (seperti air dan minyak).



6. Pembahasan
a. Percobaan 1
1) Saat HCl (asam kuat) yang berwarna bening dicampurkan dengan indikator PP maka menghasilkan campuran tidak bewarna, demikian juga dengan CH3COOH yang dicampurkan dengan indikator PP maka hasilnya tidak berwarna.
2) NaOH dicampurkan dengan indikator PP berubah warna dari tidak bewarna menjadi ungu, sebab indikator PP akan bereaksi pada basa yang pHnya lebih dari 7.
3) Saat NaOH (dengan indikator PP) dan HCl (dengan indikator PP) di reaksikan, maka warna dari NaOH menjadi hilang, karena asam kuat bertemu dengan basa kuat akan menjadi nertral. Sedangkan, saat NaOH direaksikan dengan CH3COOH akan berubah warna menjadi ungu tua, sebab terjadi reaksi antara basa kuat dengan asam lemah.
NaOH + HCl à NaCl + H2O
NaOH + CH3COOH à CH3COONa + H2O

b. Percobaan 2
1) K2CrO4 (kuning) direaksikan dengan HCl (tidak berwarna) maka hasil reaksinya berwarna orange, sedangkan apabila K2CrO4 direaksikan dengan NaOH maka hasil reaksinya berwarna kuning dengan adanya endapan didasar tabung.
2) K2Cr2O7 (orange) direaksikan dengan HCl (tidak berwarna) maka hasil reaksinya berwarna kuning. Sedangkan saat K2Cr2O7 direaksikan dengan NaOH maka hasil reaksinya menjadi berwarna orange.
K2CrO4 + 2HCl à 2KCl + H2CrO4
K2CrO4 + 2NaOH à 2KOH +Na2CrO4
K2Cr2O7 + 2HCl à 2KCl + H2CrO7
K2Cr2O7 + 2NaOH à 2KOH + Na2CrO7

c. Percobaan 3
1) Al2(SO4)3 (tidak berwarna) direaksikan dengan NaOH (tidak berwarna), maka akan menghasilkan larutan tidak berwarna dan terdapat endapan putih.
2) Al2(SO4)3 (tidak berwarna) direaksikan dengan NH4OH (tidak berwarna), maka akan menghasilkan larutan tidak berwarna dan terdapat endapan putih. Sedangkan saat ditambahkan dengan NH4OH berlebih sebanyak 5 tetes, maka endapannya larut.
Al2(SO4)3 + 6 NH4OH à 2Al(OH)3 + 3(NH4)2SO4

d. Percobaan 4
1) BaCl2 (tidak berwarna) direaksikan dengan K2CrO4 (kuning) menghasilakn larutan berwarna kuning keruh.
2) BaCl2 (tidak berwarna) direaksikan dengan NaOH (tidak berwarna) mengahasilkan senyawa dengan endapan putih. Dan pada saat ditambahkan K2CrO4 maka hasil reaksinya terdapat endapan kuning.
3) BaCl2 (tidak berwarna) direaksikan dengan HCl (tidak berwarna) mengahasilkan larutan tidak berwarna. Dan pada saat ditambahkan K2CrO4 maka hasil reaksinya menjadi berwarna orange dengan endapan.
BaCl2 + K2CrO4 à BaCrO4 + 2KCl
2BaCl2 + K2CrO4 + 2NaOH à BaCrO4 + Ba(OH)2 + 2KCl + 2NaCl

e. Percobaan 5
1) H2C2O4 direaksikan dengan H2SO4 (sebagai katalis) dan KMnO4 sebanyak 7 tetes, pada saat tetasan ke 8 maka warnanya belum menghilang. Warnanya menghilang dalam jangka waktu yang cukup lama.
2) Fe (II)2+ direaksikan dengan H2SO4 (sebagai katalis) dan KMnO4 sebanyak 3 tetes, pada saat tetasan ke 3 maka warnanya menghilang. Warnanya menghilang dalam jangka waktu yang cepat.

f. Percobaan 6
1) NaOH (tidak berwarna) direaksikan dengan CuSO4 (biru) menghasilkan endapan Cu(OH)2 dan NaSO4, saat ditambahkan NaOH berlebih maka endapannya pun larut pada tetesan ke-19.
2) NH4OH (tidak berwarna) direaksikan dengan CuSO4 (biru) menghasilkan endapan, saat ditambahkan NH4OH berlebih maka endapannya pun larut pada tetesan ke-10.
CuSO4 + NaOH à Cu(OH)2 + Na2SO4

g. Percobaan 7
(NH4)SO4 ditambahkan dengan NaOH sehingga terbentuk gas NH3 yang dapat diketahui dari perubahan kertas lakmus merah menjadi biru.



h. Percobaan 8
Pb(NO3)2 (tidak berwarna) direaksikan dengan NaCl (tidak berwarna) menghasilkan endapan pada larutan tersebut. Namun pada saat dipanaskan dan didinginkan, makan endapannya menghilang.

i. Percobaan 9
NaCl (tidak berwarna direaksikan dengan AgNO3 (tidak berwarna) menghasilkan larutan dengan endapan putih.
NaCl + AgNO3 à NaNO3 + AgCl

j. Percobaan 10
CaCO3 yang direaksikan dengan HCl menghasilkan gas CO2 yang bereaksi melalui selang bersaluran dengan Ba(OH)2 yang berada ditabung lain, maka terbentuk endapan BaCO3 dan H2O
CaCO3 + HCl à CaCl2 + H2CO3
H2CO3 à CO2 + H2O

k. Percobaan 11
Asam nitrat yang dicampurkan dengan KI menjadikan warna larutan berwarna orange. Dan ditambahkan lagi CHCl3. Setelah dikocok maka terbentuk latutan berwarna ungu (dibawah) dan yang berwarna orange (diatas). Larutan tersebut tidak menyatu sepeti minyak dan air karena kerapatan larutan tersebut berbeda.

7. Pertanyaan pasca praktek
1. Buatlah persamaan reaksinya :
a. Cu + ½ O2 → CuO
b. Hg(NO3)2 + 2KBr → 2KNO3 + HgBr2
2. Lengkapi persamaan reaksi berikut,bila tidak ada reaksi tulis TR?
a. Hg + Fe(NO3)3 → TR
b. Zn + Ni(OH)2 → Zn(OH)2 + Ni




8.KESIMPULAN

Dari hasil kegitan praktikum baik dalam pengamatan, perhitungan serta pembahasan dapat ditarik kesimpulan sebagai berikut :
1. Reaksi kimia dikatakan berlangsung apabila salah satu hal teramati diantaranya:
- Reaksi tersebut menghasilkan gas.
- Reaksi tersebut menghasilkan perubahan suhu.
- Reaksi tersebut menghasilkan perubahan warna
2. Reaksi kimia adalah suatu proses dimana zat-zat baru yaitu hasil reaksi terbentuk dari
beberapa zat aslinya yang disebut pereaksi.
3. Reaksi kimia dibagi beberapa jenis diantaranya :
- Pembakaran
- Penggabungan
- Penguraian
- Pemindahan Tanggal

DAFTAR PUSTAKA


Keenan, A. Hadyana Pudjaatmaja, PH. CL, 1992. Kimia Untuk Universitas, Jilid 1. Bandung: Erlangga.

Petrucci, H. Ralph, Suminar,1989,Kimia Dasar,Edisi Ke-4 Jilid 1. Jakarta: Erlangga


Brady, James E. 1998. Kimia Universitas Asas & Struktur Edisi Kelimi Jilid 1. Jakarta: Binarupa Aksara

Rivai. 1995. Asas Pemeriksaan Kimia. Jakarta

PEMISAHAN KOMPONEN DARI CAMPURAN DAN ANALISIS MELALUI PENGENDAPAN

1. Tujuan Percobaan
1. Mengendapkan BaCl2 dan menentukan prosentase BaCrO4
2. Menentukan prosentase BaCl2 dalam campuran
3. Mendalami hukum stokiometri
4. Mengembangkan keterampilan menyaring dan memindahkan endapan.

2. PERTANYAAN PRAPRAKTEK
1. Berikan definisi untuk : filtrasi, % komposisi, endapan, stoikiometri, hasil teoritis dan supernatan.
Jawab :
- Filtrasi : proses pemisahan antara zat padat dan zat cair.
- % komposisi : persentase dari suatu zat yang terdapat dalam suatu larutan.
- Endapan : zat yang memisahkan diri dari larutan berfase padat yang terbentuk jika larutan
lewat jenuh.
- Stoikiometri : pengukuran dan penentuan unsur-unsur dalam materi kuantitatif.
- Hasil teoritis : hasil dari percobaan yang berdasarkan teori.
- Supernatan : zat yang mengendap sebagai hasil reaksi dari pereaksi.
2. Bagaimana menguji endapan telah sempurna.
Jawab :
Apabila endapan itu tidak hilang jika diberi suatu larutan lain. Karena endapan akan terbentuk jika larutan lewat jenuh dan endapan sempurna jika hasil kali kelarutan ion-ion lebih besar dari Ksp.
3. Apa yang terjadi jika endapan tidak sempurna.
Jawab :
Endapan itu akan hilang jika diberi suatu larutan lain dan endapan itu akan bercampur secara homogen. Biasanya endapan tidak terbentuk pada larutan tak jenuh.
4. Apa yang anda lakukan jika partikel endapan terlihat dalam filtrasi
Jawab :
Bila endapan terlihat pada filtrat maka harus mengulangi proses filtrasi kembali.

3.ALAT DAN BAHAN
Pemisahan komponen dari canpuran
Alat :
Cawan penguap
Timbangan dengan ketelitian 0.01 gr
Bunsen
Kaca arloji
Bejana kromatografi
Gelas piala 150 ml
Kertas saring
Penotol
Gunting
Bahan:
NH4Cl (0,1 gram)
NaCl (0,1 gram)
SIO2 (0,1 gram)
Air
Tinta hitam
Pelarut eluen (campuran butanol), asam asetat, air dengan nisbah (1:2:4)
Analisis menlalui pengendapan
Alat :
Timbangan
Gelas piala 250 ml
Sudip
Bunsen
Kaki tiga+kasa
Kertas saring
Bahan :
I gram BaCl2
20 ml air suling
K2CrO4 0,2 M 25 ml


5.DATA PENGAMATAN
Pemisahan dengan cara konvensional

Kegiatan Massa (gram)
Bobot cawan penguap dan contoh semula 60,5
Bobot cawan penguap 60,2
Bobot contoh 0,3
Bobot cawan penguap sesudah NH4Cl menyublim 60,4
Bobot NH4Cl 0,1
Persentase NH4Cl 33,33%
Tunjukkan perhitungannya

% NH4Cl = (gram NH4Cl)/(gram sample ) x 100%=0,1/0,3 x 100%=33,33%


Kegiatan Massa (gram)
Bobot cawan+kaca arloji+NH4Cl 103
Bobot cawan+kaca arloji 102,9
Bobot NaCl 0,1
Persentase SiO2 33,33%
Tunjukkan perhitungannya
% SiO2 = (gram SiO2)/(gram sample ) x 100%=0,1/0,3 x 100%=33,33%

Kegiatan Massa (gram)
Bobot cawan+SiO2 60,3
Bobot cawan 60,2
Bobot SiO2 0,1
Persentase SiO2 33,33%
% SiO2 = (gram SiO4)/(gram sample ) x 100%=0,1/0,3 x 100%=33,33%

Kegiatan Massa(gram)
Bobot sample 0,3
Bobot NH4Cl+NaCl+SiO2 0,3
Selisih bobot
Persentase bahan yang terpisahkan =(gram zat yang terbentuk )/(gram sample ) x 100%
=0,3/0,3 x 100%
=100%
Pemisahan dengan kromatografi
No. Berasal dari noda Rf Warna
1 Merah 3/8=0,375 Putih
2 Merah 4/8=0,5 Merah muda
3 Merah 1/(8 )=0,125 Kuning
4 Biru 1,5/8=0.1875 Putih
5 Biru 6,5/8=0,8125 Ungu
6 Hitam 2/8=0,25 Putih
7 Hitam 4,5/8=0,5625 Ungu
8 Hitam 1,5/8=0,1875 Colat

Pertanyaan
Gunakan handbook untuk menjawab pertanyaan ini
Bagaimana cara anda memisahkan NiCO3 dari NO2CO3 ?
Jawab : dengan cara kromatografi
Bagaimana cara memisahkan AgCl dari BaCl2?
Jawab : dengan cara dekantasi
Bagaimana cara memisahkan FeO2 dari SiO2 ?
Jawab : dengan cara konvensional
Apakah ada cara pemisahan selain yang di sebutkan dalam percobaan ini?
Jawab : ada, yaitu kristalisasi, filtrasi, destilasi, dan ekstraksi
Mengapa contoh NaCl perlu di tutup selama pemanasan ?
Jawab : karena, jika tidak di tutup airnya akan menhguap dan akan menyebabkan ketidaktepatan pengukuran bobot NaCl.
Apa kekurangan dan kelebihan cara kromatografi sebagai alat analisis?
Jawab :
Kelebihan :
Prosedur sederhana dan cukup tepat
Tidak perlu zat dan senyawa khusus yang mahal
Tidak di perlukan kuantitas kecil dari zat itu
Kekurangan : memakan waktu yang lama dan hasil yang di peroleh kurang akurat.
Analisis melalui pengendapan
Persentase hasil barium kromat
Kegiatan massa
Bobot piala + BaCl2 209,2 gram
Bobot piala 208,4 gram
Bobot BaCl2 0,8 gram
Bobot kertas saring+endapan BaCrO4 1,0 gram
Bobot kertas saring 0,2 gram
Hasil nyata endapan BaCrO4 7,8 gram
Perhitungan hasil teoritis BaCrO4
Bobot endapan BaCrO4 1,0132 gram
BaCl2+2KCrO4 BaCrO4 + 2KCl

Perhitungan persentase hasil
Persen hasil BaCrO4 35,5





Pertanyaan pasca praktek
Contoh magnesium klorida sebanyak 0,552 gram dilarutkan dalam air dan di endapkan dengan larutan perak nitrat. Jika endapan perak klorida bobotnya 1,631 gram, berapa persentase hasil ?
Jawab :
MgCl2(aq)+2AgNO3(aq) 2AgCl(s)+Mg(NO3)2(aq)
n MgCl2= gram/Mr = (0,552 gram )/(95 gram/mol) = 0,006 mol
n AgCl = 2/1 x n MgCl = 2 x 0,006 = 0,012 mol
massa AgCl(teori) =0,012 x 143,5 = 1,772 gram
persentase hasil : (massa percobaan )/(massa teori) x 100% =(1,631 gram)/(1,772 gram ) x 100% = 94,7%
batu gamping terutama mengandung kalsium karbonat. Contoh batu gamping drolah dengan asam hidroklorida dan memberikan reaksi
CaCO3(g)+2HCl(aq) CaCl2(aq)+H2O(g)+CO2
Larutan kalsium klrida di uapkan sampai kering dan ternyata mempunyai bobot 0,789 gram. Hitunglah persentase kalsium kromat jika contoh batu gamping bobotnya 0,75 gram!
Jawab: secara praktek ,
n CaCO3 =(gram )/Mr=(0,789 gram)/(111 gram/mol)=0,007 mol
n CaCO3 =0,007 mol x 100 = 0,7 gram
% CaCO3 = (0,7 gram)/(0,75 gram) x 100%=93,3 %

6.PEMBAHASAN
A. pemisahan dengan cara konvensional
Dalam percobaan ini kami mencampurkan 3 senyawa yaitu : NH4Cl, NaCl, dan SiO2 yang masing-masing sebanyak 0,1 gram. Setelah itu, campuran tersebut dipanas kan dalam cawan penguap sampai asap putih benar-benar hilang. Asap putih yang timbul adalah NH4Cl yang menyublin
Masa NH4Cl = bobot cawan penguap dan contoh semula – bobot penguap sesudah bobot penyublin
= 60,5 gram – 60,4 gram
= 0,1 gram
% NH4Cl = (bobot NH4Cl )/(bobot campuran ) x 100%
=0,1/0,3x100%
=33,33%
Cawan penguap yang berisi sisa campuran tersebut kemudian ditambahkan air sebanyak 25 ml dan di aduk selama ±5 menit. Kemudian larutan tersebut di dekantasi sehingga larutan NaCl dan larutan SiO3 di panaskan.
Pada pemanasan larutan NaCl trebentuk Kristal NaCL sebanyak 0,1 gram sehingga :
% NaCl = (bobot NaCl )/(bobot sample ) x 100%=0,1/0,3 x 100%=33,33%
%SiO3 = (bobot SiO3)/(bobot sample) x 100%=0,1/0,3 x 100 %=33,33%
Dari data tersebut bobot sample yang di uraikan adalah
bobot NH4Ck+NaCl+SiO3 = 0,1 gram + 0,1 gram + 0,1 gram = 0,3 gram
sehingga persentase bahan yang terpisah adalah (gram zat yang terbentuk)/(gram sample ) x 100%
= 0,3/0,3 100%
= 100 %

pemisahan komponen dari campuran dengan kromatografi
Pada percobaan ini kami membuat noda pada kertas saring dengan menggunakan spidol berwarna merah, biru dan hitam, stelah kertas di rendam di dalam campuran air, warna yang terurai adalah:;
Dari tinta berwarna merah menghasilkan warna :
Putih
Merah muda
kuning

Dari tinta berwarna biru menghasilkan warna :
Putih
Ungu
Dari tinta berwarna hitam menhhasilkan warna :
Putih
Ungu
Coklat
Perbandingan gerakan zat terhadap zat aliran pelarut adalah tetap dinyatakan dengan

Rf =(jarak yang di tempuh zat)/(jarak yang di tempuh pelarut)
Persentase hasil barium kromat
Dalam percobaan ini , kami melarutkan 1 gr BaCl2 dengan air sebanyak 25 ml setelah larutan homogeny, kemudian di campurkan dengan K2CrO4 0,2 sebanyak 25 ml. kemudian di aduk dan diamati apakah ada endapan yang terbentuk endapan lagi setelah itu larutan di panaskan sampai mendidih dan kemudian di saring dengan kertas saring. Lalu di kerigkan dan di timbang.
Dari data dapat di lihat :
Bobot BaCrO4 = (Bobot kertas saring+ endapan BaCrO4)-kertas saring
= 5,4 gram – 2 gram
=3,4 gram
Secara teoritis :
BaCl2 + K2CrO4 BaCrO4 + 2KCl
m BaCrO4 = n . Mr
= 0,005 gram
7. DISKUSI
Pemisahan komponen dri campuran
Konvensional
Dengan menggunakan pemisahan campuran secara konvensional persentase bahan yang di pisahkan adalah dimana
(gram zat yang terbentuk )/(gram sample ) x 100%=0,3/0,3 x 100%
=100 %
Sehingga data ii di simpulkan bahwa praktek sama dengan teori. Dalam percobaan ini campuran NH4Cl,NaCl,SiO3 di panaskan lalu di tambahkan air dan di dekantasi sehingga NaCl dan SiO3 terpisah.
Kromatografi
Menurut teori, pemisahan warna yang menunjukkan pemisahan komponen di pengaruhi oleh perbedaan fase gerak dari kepolaran senyawa. Apabila zat-zat tidak terpisah sebagaimana mestinya artinya baik fase gerak maupun kepolarannya hamper atau sama. Berdasarkan data Rf, rata-rata kecepatan setiap zat adalah
Rf= (Rf total)/(banyak warna)=3/8=0,375

Menurut teori perbedaan Rf yang meningkatkan terjadinya pemisahan zat yang berada di sekitar angka nol. Dalam hal ini perbedaan Rf yang di peroleh. Menurut teori nilai Rf di tentukan oleh adanya: pelarut, ukuran bejana, sifat campuran, suhu, kertas.


Analisis melalui pengendapan
Persentase hasil barium kromat
Dari hasil diskusi dapat di tentukan bahwa terdapat kesalahan dalam percobaan ini. Bobot BaCrO4 yang di dapat dari praktikan lebih lebih besar daripada bobot menurut hasil teoritis. Persentase yang di dapatpun sangat besar yaitu 30,5 %. Kesalahan dapat di sebabkan karena kertas saring belm kering sempurna, sehingga pada saat di timbang di dalam pengendapan BaCrO4 tersebut masih terdapat sisa larutan yang menyebabkan ukuran bobot endapan BaCrO4 tersebut menjadi besar

8.KESIMPULAN
Dari percobaan yang dilakukan dapat disimpulkan bahwa
Pemisahan campuran dapat dilakukan dengan cara
Sublimasi : berdasarkan perubahan wujud zat
Dekantasi : dengan menuangkan secara suernatan (perlahan)
Ekstraksi : pemisahan berdasarkan perbedaan kelarutan
Kristalisasi : berdasarkan kelarutan
Kromatografi
Pengendapan BaCl2 dapat dilakukan dengan menambahkan larutan K2CrO4 , persentase hasil dapat di hitung dengan rumus :
(bobot (dari praktek))/(bobot (dari teori) ) x 100%
Persentase BaCl dalam suatu campuran dapat di hitung dengan
% hasil =(gram BaCl2)/(gram campuran ) x 100%
=0,1/0,3 x 100%
= 33,3 %
Stoikiometri berguna dalam menentukan mol, volume zat-zat yang terlibat berdasarkan perbandingan koefisien senyawa-senyawa yang terlibat.



DAFTAR PUSTAKA

Achmad, Hiskia.1993.Penuntun Dasar – Dasar Praktikum Kimia.Jakarta :Depdikbud.

Achmad, Hiskia. 1991.Stoikiometri Energetika Kimia.Bandung:PT. Citra Aditya Bakti.

Respati.1986.Dasar – Dasar Ilmu Kimia.Yogyakarta:UGM.

Rival, harizzul.1995.Asas Pemeriksaan Kimia.jakarta:UI.Press.

Sudarmo, unggul.2007.Kimia Untuk SMA Kelas XI.Surakarta:Phibetta.

Syukri,S.1999.Kimia Dasar I.bandung:ITB.

Syahmani.2010.Panduan Praktikum Kimia Dasar.Banjarmasin:FKIP Unlam.

1. Tujuan percobaan
 Mengukur kalor reaksi dengan alat sederhana
 Mengumpulkan dan menganalisis data termokimia
 Menerapkan hukum hess

2. Pertanyaan prapraktek
• Berikan pengertian tentang :
a. Entalpi : istilah dalam termodinamika ditambah energi yang digunakan untuk melakukan kerja pada sebuah materi.
b. Sistem terisolasi : tidak terjadi pertukaran panas,benda atau kerja dengan lingkungan.
c. Sistem terbuka : terjadi pertukaran energi dan benda dengan linkungan
d. Sistem tertutup : terjadi pertukaran energi tetapi tidak terjadi pertukaran benda denagn lingkungannya.
e. Lingkungan : hal-hal di luar sistem yang membatasi sistem dan dapat mempengaruhi sistem
f. Kalorimeter : alat yang digunakan untuk mengukur jumlah kalor yang terlibat dalam suatu perubahan atau reaksi kimia
g. Eksotermik : reaksi yang melepaskan energi panas atau energi cahaya,energi listrik atau bisa juga energi suara
• Apa perbedaan antara entalpi dengan energi dalam?
-entalpi : jumlah total energi yang terkandung dalam suatu materi dan di ukur pada tekanan tetap
-energi dalam : jumlah dari kedua energi kinetik dan energi potensial yang dimiliki suatu zat yang bergantung pada volume dan tekanan.
3. Landasan Teori
Termokimia adalah suatu cabang ilmu yang mempelajari perubahan energy secara kimia atau fisis. Dalam percobaan ini, kita akan menyelidiki perubahan energi dalam bentuk kalor, yang mengiringi reaksi kimia (termokimia). Menurut hukum termokimia, perubahan energy yang menyertai perubaha wujud dinyatakan dalam rumus:
∆E = Q – W
dengan Q = kalor yang diserap oleh sistem
W = kalor yang dilkaukan oleh sistem
Kebanyakan reaksi kimia berlangsung pada tekanan tetap. Kerja dirumuskan dengan persamaan :
W = P . ∆V
dengan W = tekanan gas
∆V= Perubahan volume untuk sistem gas
Oleh karena pada tekanan tetap :
∆E = Q - ∆V
Bila ∆V = 0, maka ∆E = 0. Kuantitas kalor yang diserap pada tekanan tetap disebut entalpi (∆H). Untu reaksi kimia,read more
∆H adalah kalor reaksi ∆H suatu reaksi kimia dapat ditetapkan dengan mengukur perubahan suhu yang mengiringi reaksisejumlah reagen tertentu, lalu koreksi dengan kalor yang diserap oleh kalorimeter (tetapan kalorimeter). Untuk reaksi eksotermik, kalor diberikan oleh sistem reaksi ke sekeliling, tanda Q reaksi adalah negative. Untuk reaksi Q reaksi endodermik, Q reaksi positif. Sama halnya, untuk reaksi eksotermik, ∆H reaksi negative dan untuk reaksi endotermik ∆H reaksinya positif.
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 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 paralel memberikan perubahan entalpi untuk reaksi yang digambarkan oleh persamaan baru (Prasetiawan, 2009 : 84). 4. Alat dan Bahan Alat Alat- alat yang digunakan pada percobaan ini adalah Batang pengaduk, Bulb, Cawan petri, Erlenmeyer, Gelas beaker, Kalorimeter, Pipet volume, Sendok stainlis dan Termometer. Bahan Bahan- bahan yang digunakan pada percobaan ini adalah Akuades ( H2O ), Asam klorida ( HCl ), Etanol, Natrium hidroksida ( NaOH ), Tembaga (II) sulfat, dan Zink 5. Prosedur kerja Penentuan tetapan kalorimeter Untuk menentukan tetapan kalorimeter yang harus dilakukan adalah dimasukkan akuades sebanyak 20 mL kedalam gelas beaker, kemudian ukur temperaturnya. Dipanaskan akuades yang berbeda sebanyak 20 mL dalam gelas beaker dan dicatat temperaturnya. Kemudian, dicampurkan akuades dingin dan akuades panas kedalam kalorimeter, diaduk atau dikocok sebentar. Kemudian amati temperaturnya selama 10 menit dengan selang waktu 1 menit setelah pencampuran dilakukan. Penentuan kalor reaksi Zn(s) + CuSO4 Dimasukkan 40 mL larutan CuSO4 1 M kedalam kalorimeter. Dicatat temperatur selama 2 menit dengan selang waktu 0,5 menit. Ditimbang dengan teliti 3 gr bubuk Zn dan dimasukkan kedalam larutan CuSO4 atau kedalam kalorimeter dan dikocok. Dicatat temperatur dengan selang waktu 1 menit setelah pencampuran selama 10 menit. Diukur kenaikan temperatur dengan menggunakan grafik. Penentuan kalor pelarutan Etanol dalam air Dimasukkan 18 mL air kedalam kalorimeter, diukur temperaturnya selama 2 menit dengan selang waktu 0,5 menit. Diukur temperatur 29 mL etanol didalam gelas beaker selama 2 menit dengan selang waktu 0,5 menit. Dan dimasukkan etanol kedalam kalorimeter, dikocok dan dicatat temperatur selama 4 menit dengan selang waktu 0,5 menit. Penentuan kalor penetralan HCl dan NaOH Dimasukkan 20 mL HCl 2 M kedalam gelas beaker, dicatat temperatur HCl. Diukur 20 mL NaOH 2,05 M, dicatat temperatur nya ( Diatur temperatur agar sama dengan temperatur HCl ). Dicampurkan secara bersamaan kedalam kalorimeter. Dicatat temperatur campuran selama 5 menit dengan selang waktu 0,5 menit. Rangkaian alat
Gambar 3.1 Kalorimeter



5. HASIL DAN PEMBAHASAN
Hasil Pengamatan
Penentuan tetapan kalorimeter
T dalam menit T campuran pada menit
T₁ ᵒC T₂ᵒC T₃ᵒC
1 33 31 33
2 32 31 33
3 32 31 33
4 32 31 32,5
5 32 31 32,5
6 31 31 32
7 31 31 32
8 31 31 32
9 31 31 32
10 31 30 32
I. T1 = 28ᵒC
T2 = 38ᵒC
II. T1 = 29ᵒC
T2 = 39ᵒC
III. T1 = 29ᵒC
T2 = 39ᵒC

Penentuan kalor Penetralan HCl dan NaOH ( kalorimeter I )
Waktu TᵒC
0,5 38
1 37,5
1,5 37
2 37
2,5 37
3 37
3,5 37
4 37
4,5 37
5 36,5
TᵒHCl = TᵒNaOH = 28ᵒC



Penentuan kalor Zn + CuSO4 ( kalorimeter 2 )
TᵒC awal
t menit TᵒC CuSO₄
0,5 29,5
1 29
1,5 29
2 29
T ᵒC campuran
Waktu TᵒC
1 33,5
2 35
3 36
4 36
5 36
6 36
7 36
8 36
9 36
10 36
Penentuan kalor pelarutan etanol dan air ( kalorimeter 3 )
No volume ( cm³) suhu pada menit ke suhu campuran pada menit ke
Air etanol t ( menit) TᵒC
Air etanol t (menit) TᵒC t (menit) TᵒC
1 18 29 0,5 26 0,5 29 0,5 33
1 26 1 29 1 33
1,5 26 1,5 29 1,5 33
2 26 2 29 2 33
2,5 32
3 32
3,5 32
4 32
2 27 19,3 0,5 29 0,5 28 0,5 34
1 29 1 27 1 34
1,5 29 1,5 27 1,5 34
2 29 2 27 2 34
2,5 34
3 34
3,5 34
4 34
3 36 14,5 0,5 28 0,5 27 0,5 34
1 28 1 27 1 34
1,5 28 1,5 27 1,5 34
2 28 2 27 2 34
2,5 34
3 34
3,5 34
4 34

6.Pembahasan
Termokimia adalah ilmu yang mempelajari hubungan antara energi panas dan energi kimia. Termokimia mencakup kalor yang diserap atau dilepaskan dalam reaksi kimia, sumber perubahan fase, atau dalam pengenceran suatu larutan. Didalam ilmu kimia, sumber perubahan energi tambahan yang penting berasal dari kalor yang diberikan atau diambil dari isinya membentuk sistem. Jadi kalor dapat diukur secara tidak langsung dengan cara mengukur kerja.
Perubahan kalor dapat diamati pada tekanan konstan dan sistem yang diamati menyangkut cair-padat sehingga perubahan volume dapat diabaikan. Akibatnya kerja yang bersangkutan dengan sistem dapat pula diabaikan (P∆V = 0). Oleh karena itu, perubahan entalpi (∆H) sama dengan perubahan energi dalam (∆U). Perubahan energi dapat terjadi dalam suatu sistem maupun lingkungan. Sistem dapat berupa gas, uap air, dan uap dalam kontak dengan cairan. Secara umum, sistem dibagi 3 macam yaitu, sitem terbuka, sistem tertutup dan sistem terisolasi. Sistem terbuka merupakan suatu sistem yang memungkinkan terjadinya pertukaran energi dan materi ke lingkungan. Sistem tertutup merupakan suatu sistem yang memungkinkan terjadi nya pertukaran energi tanpa pertukaran materi ke lingkungan. Dan sistem terisolasi merupakan suatu sistem yang tidak ada pertukaran energi dan materi ke lingkungan.
Kalor adalah perpindahan energi termal antara dua benda yang suhunya berbeda. Kalor terbagi atas beberapa jenis, yaitu kalor pembentukan, kalor penguraian, kalor penetralan, kalor reaksi dan kalor pelarutan.
Kalor pembentukan adalah kalor yang menyertai pembentukan satu mol senyawa langsung dari unsur-unsurnya. Contohnya amonia (NH3), harus dibuat dari gas Nitrogen dan Hidrogen, sehingga reaksi nya :
½ N2(g) + 1 ½ H2(g) → NH3 ∆H = -46 kJ/mol
Karena NH3 harus satu mol maka koefisien reaksi nitrogen dan hidrogen boleh dituliskan sebagai pecahan. Energi yang dilepaskan sebesar 46 kJ/mol disebut kalor pembentukan Ammonia (NH3).
Kalor penguraian adalah kalor yang menyertai penguraian 1 mol senyawa langsung menjadi unsur-unsurnya. Contoh dari kalor penguraian adalah :
HF(g) + ½ H2(g) → ½ F2(g) ∆H = +271 kJ/mol
Kalor penetralan adalah kalor yang menyertai pembentukan 1 mol air dari reaksi penetralan (asam-basa). Contohnya :
HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l) ∆H = +121 kJ/mol
Kalor reaksi adalah kalor yang menyertai suatu reaksi dengan koefisien yang paling sederhana. Contohnya :
3 H2(g) + N2(g) → 2 NH3 ∆H = - 92 kJ/mol
Besarnya kalor reaksi bergantung pada jumlah zat yang bereaksi, keadaan fisika, temperatur, tekanan, dan jenis reaksi (Ptetap atau Vtetap).
Kalor pelarutan terbagi atas dua jenis yaitu, kalor pelarutan integral dan kalor pelarutan differensial. Kalor pelarutan integral merupakan kalor yang timbul atau diserap pada pelarutan suatu zat dalam pelarut. Besarnya kalor pelarutan tergantung jumlah mol pelarut dan jumlah zat terlarut. Sedangkan kalor pelarut differensial merupakan kalor yang timbul atau diserap jika n2 mol zat terlarut dilarutkan dalam n1 mol pelarut, maka besarnya kalor pelarut integral pada P dan V tertentu merupakan fungsi n1 dan n2.
Pada percobaan kali ini, dilakukan empat kali percobaan, yaitu penentuan tetapan kalorimeter, penentuan kalor Zn + CuSO4, penentuan kalor pelarutan air dan etanol dan penentuan kalor penetralan HCl dan NaOH ( asam kuat dan basa kuat ). Percobaan ini digunakan kalorimeter yang digunakan untuk mengukur jumlah kaloryang diserap atau yang dilepaskan, dan kalorimeter juga mempunyai sifat yang khas dalam mengukur panas, karena kalorimeter dapat menghisap panas yang diserap sehingga semua panas terukur.

Penentuan tetapan kalorimeter
Penetuan tetapan kalorimeter dapat dilakukan dengan cara mencampurkan air dingin dan air panas yang telah diukur suhunya yang memiliki selisih 10ᵒC kedalam kalorimeter. Setelah dicampurkan, diaduk atau dikocok. Pengadukan ini dilakukan untuk mempercepat jalan nya reaksi antara air panas dan air dingin. Diamati temperatur air didalam kalorimeter selama 10 menit dengan selang waktu 1 menit. Pengukuran waktu yang menggunakan stopwatch dilakukan bersamaan dengan menuangkan air panas kedalam kalorimeter. Dilakukan pengukuran suhu dilakukan selama 10 menit dengan selang waktu 1 menit agar dapat mengetahui perubahan kalor yang terjadi. Pada proses ini tidak terjadi proses kimia, tetapi terjadi proses fisika. Karena kenaikan temperatur air dingin dapat dihitung dengan menggunakan pengurangan temperatur maksimum yang konstan dengan temperatur air dingin. Sedangkan penurunan temperatur air panas dapat dihitung dengan menggunakan pengurangan temperatur air panas dengan suhu maksimum konstan. Pada percobaan ini dilakukan secara triplo, hasil tetapan kalorimeter pada percobaan ini adalah sebesar 28,459 J/K, 51,897 J/K dan 26,785 J/K.

Penentuan kalor reaksi Zn + CuSO4
Penentuan reaksi kalor Zn + CuSO4 dapat dilakukan dengan cara memasukkan larutan CuSO4 1 M sebanyak 40 mL kedalam kalorimeter. Dicatat temperaturnya selama 2 menit dengan selang waktu 0,5 menit. Hal ini bertujuan untuk mengetahui kenaikan atau penurunan suhu CuSO4 setiap selang waktu 0,5 menit (30 detik). Kemudian bubuk Zn yang sudah ditimbang dengan teliti sebanyak 3 gr, di masukkan kedalam larutan CuSO4 atau kedalam kalorimeter. Hal ini bertujuan untuk mereaksikan Zn dengan CuSO4. Dan dikocok. Pengocokan ini dilakukan untuk mempercepat jalannya reaksi antara Zn dan CuSO4. Dicatat temperatur dengan selang waktu 1 menit setelah pencampuran selama 10 menit. Pada percobaan yang telah dilakukan, dengan menambahkan Zn, maka temperatur larutan di kalorimeter semakin meningkat. Kenaikan temperatur nya antara 0,5ᵒC - 1ᵒC. Perubahan konsentrasi awal dan akhir larutan adalah perubahan kalor yang terjadi. Jika dilihat dari perubahan temperatur, dapat disimpulkan bahwa reaksi antara Zn + CuSO4 bersifat endoterm, adanya kenaikan temperatur menunjukkan bahwa adanya kalor yang diserap pada reaksi tersebut. Sementara jika dilihat dari perubahan panas yang dihasilkan bernilai positif maka semakin memperkuat bahwa reaksi yang terjadi bersifat endoterm, yaitu reaksi yang memerlukan kalor. Percobaan ini bertujuan untuk menentukan nilai kalor reaksi dari 40 mL CuSO4 1 M dengan Zn(s) 3 gr. Reaksi yang terjadi pada percobaan ini adalah :
Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu
Pada percobaan ini didapat nilai ∆H(perubahan panas) sebesar 5101,57 J/mol.



Penentuan kalor pelarutan etanol dalam air
Percobaan ini bertujuan untuk menentukan kalor pelarutan etanol dalam air. Percobaan ini dilakukan dengan cara memasukkan air kedalam kalorimeter, diukur temperaturnya selama 2 menit dengan selang waktu 0,5 menit. Diukur temperatur etanol dalam gelas beaker, dimasukkan dengan tepat 29 mL etanol kedalam kalorimeter, dan dikocok. Setelah itu, dicatat temperatur selama 4 menit dengan selang waktu 0,5 menit. Pada percobaan terjadi kenaikan suhu awal ke suhu campuran (29ᵒC-34ᵒC), maka reaksi ini merupakan reaksi yang menyerap kalor (endoterm). Percobaan dilakukan dengan berbagai perbandingan volume, dimana volume air diperbesar sedangkan volume etanol diperkecil, maka semakin besar ∆H pelarutannya dan jika nilai perbandingan mol air dengan mol etanol semakin besar, maka ∆H reaksi nya pun semakin besar. Pada percobaan ini didapat nilai ∆H sebesar 1592,55 J/mol untuk Vair 18 mL dan Vetanol 29 mL, 2569,9 J/mol untuk Vair 27 mL dan Vetanol 19,3 mL dan 4858,4088 J/mol untuk Vair 36 mL dan Vetanol 14,5 mL.

Penentuan kalor penetralan HCl dan NaOH
Percobaan ini bertujuan untuk menentukan kalor penetralan HCl dan NaOH. Percobaan ini dilakukan dengan cara memasukkan 20 mL HCl 2 M kedalam kalorimeter. Dicatat suhunya. Diukur 20 mL NaOH 2,05 M. Dicatat temperaturnya, dan diatur suhunya agar sama dengan suhu HCl (28ᵒC). Dicampurkan basa ini kedalam kalorimeter dan diaduk, dicatat suhunya selama 5 menit dengan selang waktu 0,5 menit. Jika HCl direaksikan dengan NaOH maka akan menghasilkan NaCl dan air.
HCl + NaOH → NaCl + H2O
Pada percobaan ini yang bertindak sebagai sistem adalah HCl dan NaOH dan yang bertindak sebagai lingkungan adalah air dan sebagai medium pelarut kedua zat tersebut. Pada reaksi tersebut suhu larutan meningkat dari suhu awal, hal ini terjadi karena pada saat reaksi terjadi pelepasan kalor. Kalor yang dilepaskan oleh sistem reaksi (NaOH dan HCl) diserap oleh lingkungan pelarut dan material lain (kalorimeter). Akibatnya suhu lingkungan naik yang ditunjukkan oleh kenaikan suhu larutan. Jadi dalam percobaan tersebut yang diukur bukanlah suhu sistem, tapi suhu lingkungan tempat terjadinya reaksi, sedangkan sistem pada reaksi tersebut suhunya turun dan mencapai keadaan stabil membentuk NaCl dan H2O. Pada ini didapat nilai ∆H sebesar 43591,25 J/mol.


7.Pertanyaan pasca praktek
1. apa pengaruh nya terhadap ∆H netralisasi jika yang direaksikan dengan NaOH 1M adalah HCl dengan konsentrasi lebih dari 1M?
Jawab : tidak berpengaruh, kareana ∆Hreaksi digunakan yaitu mol yang bereaksi dan zat yang bereaksi adalah mol NaOH yaitu 0,04mol.
2. Simpulkan harga ∆H netralisasi untuk asam dan basa dengan kekuatan yang berbeda-beda ?
Jawab : asam basa mempunyai kekuatan yang berbeda,berkaitan dengan kemampuan dalam memberi atau menangkap proton. Basa kuat akan mengionisasi secara sempurna akan menghasilkan OH-. Pada asam lemah dengan basa ionisasi. Molekul asam basa tidak terjadi sempurna dan asam kuat akan mengalami ionisasi sempurna dari dalam larutan dengan pelarut air.

8. Kesimpulan
Dari percobaan ini didapat nilai tetapan kalorimeter sebesar 28,459 J/K, 51,897 J/K dan 26,785 J/K. Pada percobaan penentuan kalor reaksi Zn + CuSO4 didapat nilai ∆H sebesar 5101,57 J/mol. Pada percobaan pelarutan etanol dalam air didapat nilai ∆H sebesar 1592,55 J/mol untuk Vair 18 mL dan Vetanol 29 mL, 2569,9 J/mol untuk Vair 27 mL dan Vetanol 19,3 mL dan 4858,4088 J/mol untuk Vair 36 mL dan Vetanol 14,5 mL. Dan pada percobaan penentuan kalor penetralan HCl dan NaOH didapat nilai ∆H sebesar 43591,25 J/mol.


DAFTAR PUSTAKA
Alberty, R.A dan Daniel, F . 1992 . “ Kimia Fisika “ . Jilid I . Edisi 5 . Penerjemah : Sudja . Erlangga . Jakarta
Atkins, P.W . 1990 . “ Kimia Fisika “ . Jilid I . Edisi 6 . Penerjemah : Kartohadiprojo . Erlangga . Jakarta
Basri, S . 2002 . “ Kamus Lengkap Kimia “ . Rineka Cipta . Jakarta
Brady, J.C . 1999 . “Kimia Universitas : Asas dan Struktur“ . Jilid I . Edisi 5 Penerjemah : Sukmanah, Ramiarti, Anas dan Sally . Binarupa Aksara . Jakarta
Oxtoby, D.W, Gills, H.P dan Nachtrieb, N.H . 2001 .” Prinsip-prinsip Kimia Modern “ . Jilid II . Edisi 6 . Penerjemah : Suminar . Erlangga . Jakarta