KENAIKAN TITIK DIDIH

LAPORAN RESMI

PRAKTIKUM KIMIA

KENAIKAN TITIK DIDIH

OLEH  :

CANDRA PUSPITA R.

21/ XII IPA 1

SMA NEGERI 1 MLATI

Cebongan, Tlogoadi, Mlati, Sleman

2011/2012

LAPORAN RESMI

PRAKTIKUM KIMIA

I.      Judul Percobaan:

Titik Didih Larutan

II.    Standart Kompetensi:            

Menjelaskan sifat-sifat koligatif larutan non elektrolit dan elektrolit.

III.  Kompetensi Dasar

a.       Menjelaskan penurunn tekanan uap,kenaikan titik didih,penurunan titik beku larutan dan tekanan osmosis termasuk sifat koligatif larutan.

b.      Membandingkan antara sifat koligatif larutan non elektrolit dengan sifat koligatif larutan elektrolit yang konsentrasinya sama berdasarkan data percobaan.

IV. Tujuan percobaan:

a.       Mengetahui titik didih berbagai larutan.

b.      Mengetahui besarnya titik didih dipengaruhi oleh  berbagai faktor.

V.   Dasar  teori :

KENAIKAN TITIK DIDIH

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:

∆Tb = m . K_b

∆Tb = kenaikan titik didih (^oC)
m = molalitas larutan
K_b = tetapan kenaikan titik didih molal

Karena : m = (W/Mr) . (1000/p) ; (W menyatakan massa zat terlarut)

Maka kenaikan titik didih larutan dapat dinyatakan sebagai:
∆Tb = (W/Mr) . (1000/p) . K_b

Apabila pelarutnya air dan tekanan udara 1 atm, maka titik didih larutan dinyatakan sebagai:

Tb = (100 + ∆Tb)^oC

Seperti yang telah dijelaskan sebelumnya bahwa larutan elektrolit di dalam pelarutnya mempunyai kemampuan untuk mengion. Hal ini mengakibatkan larutan elektrolit mempunyai jumlah partikel yang lebih banyak daripada larutan non elektrolit pada konsentrasi yang sama
Yang menjadi ukuran langsung dari keadaan (kemampuannya) untuk mengion adalah derajat ionisasi.
Besarnya derajat ionisasi ini dinyatakan sebagai:

a = jumlah mol zat yang terionisasi/jumlah mol zat mula-mula

Untuk larutan elektrolit kuat, harga derajat ionisasinya mendekati 1, sedangkan untuk elektrolit lemah, harganya berada di antara 0 dan 1 (0 < a < 1).

Atas dasar kemampuan ini, maka larutan elektrolit mempunyai pengembangan di dalam perumusan sifat koligatifnya. Untuk Kenaikan Titik Didih dinyatakan sebagai:

∆Tb = m . K_b [1 + a(n-1)] = W/M_r . 1000/p . K_b [1+ a(n-1)] 

n menyatakan jumlah ion dari larutan elektrolitnya.

VI. Alat dan Bahan

1.       Alat

a.       Gelas kimia

b.      Termometer

c.       Lampu spritus

d.      Kaki tiga

e.      Spatula

f.        Neraca

2.       Bahan

1.       Aquades

2.       NaCl padat

3.       CaCl₂ padat

4.       Urea padat

VII.    Cara Kerja

a.       Hitung berapa gram NaCl yang dibutuhkan dengan :

Gram     = M x Mr NaCl x volume

                = 2 x 58,5 x 0,1

                = 11,7 gram

b.      Timbang 11,7 gram NaCl yang dibutuhkan.

c.       Masukkan NaCl ke dalam gelas kimia.

d.      Tambahkan 100mL aquades.

e.      Aduk hingga garam larut.

f.        Panaskan larutan NaCl hingga mendidih.

g.       Masukkan termometer ke dalam larutan.

h.      Untuk CaCl₂ dan Urea lakukan sesuai langkah a-g.

VIII.  Hasil Pengamatan dan Pembahasan

Hasil pengamatan

Kelompok	Larutan	Konsentrasi	Titik didih	Keterangan
I	NaCl	1 M	103⁰ C	Elektrolit kuat, n=2
II	NaCl	2 M	101⁰ C	Elektrolit kuat, n=2
III	CaCl₂	1 M	101⁰ C	Elektrolit kuat, n=3
IV	CaCl₂	2 M	102⁰ C	Elektrolit kuat, n=3
V	Urea	1 M	102⁰ C	Non elektrolit
VI	Urea	2 M	101,5⁰ C	Non elektrolit

Pembahasan

1.       Larutan NaCl 1 M            => Tb = 103⁰ C                  

Larutan NaCl 2 M            => Tb =101⁰ C

Titik didih NaCl 1 M lebih besar dari titik didih NaCl 2 M disebabkan tarikan listrik antarion yang berbeda muatan sehingga ion-ion tidak 100% bebas.

2.       Larutan NaCl 1 M            => Tb = 103⁰ C

Larutan CaCl₂ 1 M           => Tb =101⁰ C

Menurut teori,CaCl₂ memiliki titik didih lebih tinggi dari NaCl karena memiliki harga i lebih besar. Akan tetapi saat praktikum NaCl-lah yang memiliki titik didih lebih tinggi. Hal itu mungkin dapat disebabkan tarikan listrik antarion yang berbeda muatan sehingga ion-ion tidak 100% bebas atau kesalahan dalam praktikum.       

3.       Larutan NaCl 1 M            => Tb = 103⁰ C

Larutan Urea 1 M            => Tb =102⁰ C

Titik didih NaCl lebih tinggi dari urea karena larutan NaCl terurai menjadi ion-ion sehingga jumlah partikel lebih banyak.

4.       Larutan Urea 1 M            => Tb =102⁰ C

Larutan Urea 2 M            => Tb =101,5⁰ C

Urea 1M dan urea 2M menurut teori titik didihnya tinggi urea 2M. Tapi menurut praktikum urea 1M-lah yang lebih tinggi. Kemungkinan ini adalah kesalahan manusia karena tidak sabar menanti mendidih.

5.       Larutan CaCl₂ 2 M           => Tb =102⁰ C

Larutan Urea 1 M            => Tb =102⁰ C

Menurut teori Larutan CaCl₂ 1 M memiliki titik didih lebih tinggi dari urea karena memiliki jumlah partikel lebih banyak dari larutan urea. Tetapi saat praktikum larutan urea dan larutan CaCl₂ 1 M mempunyai titik didih yang sama. Hal itu mungkin dapat disebabkan tarikan listrik antarion yang berbeda muatan sehingga ion-ion tidak 100% bebas.

IX.                Kesimpulan

1.       Larutan elektrolit mempunyai sifat koligatif lebih besar daripada larutan nonelektrolit berkonsentrasi sama. Hal ini disebabkan larutan elektrolit terurai menjadi ion-ion, sehingga menghasilkan jumlah partikel yang lebih banyak dibandingkan dengan larutan nonelektrolit berkonsentrasi sama.

2.       Perbandingan antara sifat koligatif larutan elektrolit dengan sifat koligatif larutan nonelektrolit berkonsentrasi sama disebut faktor van’t hoff (i). Semakin encer larutan,smakin besar nilai van’t Hoff.

3.       Harga i dari larutan elektrolit tipe ion selalu lebih kecil daripada harga teoritis. Hal itu disebabkan oleh tarikan listrik antar ion yang berbeda muatan sehingga ion-ion itu tidak 100% bebas. Semakin kecil konsentrasi larutan,jarak antar ion semakin besar dan ion-ion semakin bebas. Akibatnya harga i semakin mendekati harga teoritis.

4.       Titik didih larutan non elektrolit dipengaruhi oleh molalitas larutan. Sedangakan titik diidih larutan dipengaruhi oleh molalitas larutan dan harga i.

kesetimbangan kimia

LAPORAN RESMI

PRAKTIKUM KIMIA

I.     Judul Percobaan:

II.   Standart Kompetensi:      

Memahami kinematika reaksi, kesetimbngan kimia dan faktor-faktor yang mempengaruhinya,serta penerapannya dalam kehidupan sehari-hari dan industri.

III. Kompetensi Dasar :

a.       Menjelaskan kesetimbangan  dan faktor-faktor yang mempengaruhi pergeseran arah kesetimbangan dengan melakukan percobaan

b.      Menentukan hubungan kuantitatif antara pereaksi dengan hasil dari suatu  reaksi kesetimbangan.

c.       Menjelaskan penerapan prinsip kesetimbangan dalam kehidupan sehari-hari dan industri

IV.Tujuan percobaan:

.

V.   Dasar  teori :

Laju reaksi adalah banyaknya zat yang berubah setiap satuan waktu. Setiap reaksi kimia, yang dimaksud dengan perubahan adalh besarny konsentrasi zat dalm reaksi.

Ditinjau dari perubahan zatnya,laju reaksi dpt dinyatakan dengan perubahan konsentrasi pereaksi/perubahan konsentrasi hsil reaksi tiap satu-satuan waktu.

Laju reaksi dibagi menjadi:

a.       Laju Rerata

Rerata laju untuk selang waktu tertentu artinya laju reaksi yang dihitung berdasarkan konsentrasi zat yang berubah tiap satu-satun waktu

b.       Laju Sesaat

Laju reaksi pada saat tertentu,misalnya:laju pada awal reaksi,tengah reaksi atau akhir reaksi sehingga penentuan laju reaksi berdasarkan grafik yaitu kemiringan garis singgung.

                Hukum Reaksi:

“Secara umum laju reaksi tergantung pada hasil x konsentrasi zat yang pereaksi masing-masing dipangkatkan angka koefisiennya dan tetapan laju reaksi”

 

V             = laju reaksi (mol^-1 s^-1)

K             = tetapn laju reaksi

(A)/(B)                = koefisien pereaksi(mol^-1)

M            = tingkat reaksi terhadap zat A(orde terhadap A)

N             = tingkat reaksi terhadap zat B(orde terhadap B)

M+n       = tingkat reaksi(orde reaksi)

                Laju reaksi dapat dipengaruhi oleh beberapa hal yang semuanya dapat dijelaskan dengan menggunakan teori tumbukan. Sebab reaksi dapat berlangsung akibat adanya tumbukan efektif antar partikel pereaksi yng ada di dalam sistem.

                Tumbukan efektif adalah tumbukan yang menghasilkan energi maximum setelh reaksi berlangsung sehingga agar reaksi dapat berlangsung sehingga agar reaksi dapat berlangsung jumlah energi minimum yang dibutuhkan mulai berlangsung reaksi disebut energi pengaktifan/energi aktifasi. Sedangkan tumbukannya dikenal tumbukan efektif.

                Beberapa faktor yang mempengaruhi laju reaksi:

1.       Konsentrasi

Dalam reaksi kimia makin besar konsentrasi zat yang bereaksi lju reaksi makin cepat sebab makin besar konsentrasinya berarti jumlah partikel peraksi banyak. Akibatnya terjadi tumbukannya besar.

2.       Suhu

Dalam reaksi apabila suhu dinaiikan berarti energi kinetik pereaksi akan naik. Akibatnya frekuensi tumbukan yang terjadi besar yang mengakibatkan laju reaksinya menjadi cepat.

3.       Luas Permukaan

Dalam reaksi kimia semakin luas permukaan pereaksi lajunya menjadi lebih cepat, sebab semakin luas permukaan makin mudah terjadi tumbukan antar partikel sehingga lajunya lebih cepat.

4.       Katalisator

Katalis adalah suatu zat yang dapat mempengaruhi berlangsungnya reaksi, tetapi zat itu sendiri tidak ikut beraksi. Macam-macam katalis:

v  Katalisator

Zat yang dapat mempercepat berlangsungnya reaksi sebab penambahan katalisator dalam reaksi dapat menyebabkan penurunan energi aktifasi(energi minimum yang harus dicapai agar reaksi mulai berlangsung)

v  Inhibitor

Suatu zat yang dapat memperlambat suatu reaksi tetapi zat itu tidak ikut bereaksi.

VI.Alat dan Bahan

1.       Alat

a.       Gelas kimia

b.       Termometer

c.       Spritus

d.       Spatula

e.       Stopwach

f.        Neraca

2.       Bahan

a.       Serbuk CaCO₃  sebanyak 0,05gram

b.       Butiran CaCO₃ sebanyak 0,05gram

c.       Larutan HCL 1M 10 mL

d.       1cm lempengan Mg sebanyak 3.

e.       Larutan HCL 0,5M 10 mL

f.        Larutan HCL 2M 10 mL

g.        

VII.   Cara Kerja

a.       Ukur suhu larutan NaOH dan HCL menggunakan termometer,kemudian catat.

b.       Campurkan larutan HCL dan NaOHkemudian ukur suhunya, catat.

VIII. Hasil Pengamatan dan Pembahasan

a.       Suhu larutan HCL 1M                                    = 34⁰ C = 307⁰K

b.       Suhu larutan NaOH 1M                                 =33.5⁰C =306.5⁰ K

c.       Suhu rata-rata larutan HCl dan NaOH)  =306.75⁰K

d.       Suhu akhir(suhu tertinggi                           =34⁰C=307⁰K   

Perhitungan :

Mol        =ρ x V

                =1 x 0,025

                = 0,025 mol

M            =ρ x V

                =1 x 50

                =50 gram

C             = 4,2

Δt           =307-306.5=0.5⁰K

Q             = m x c x Δt

                =50 x 4,2 x0,5

                =105 Joule/mol

IX.      Pertanyaan dan jawaban

1.       Reaksi diatas termasuk reaksi eksoterm atau endoterm ? jelaskan dengan hitungan!

Jawab: endoterm

ΔH reaksi=ΔH hasil- ΔH pereaksi

                   =[ ΔH NaCl+ ΔH H₂O]-[ ΔH NaOH+ ΔH HCl]

                   =[(-176,65)+(-241,818)]-[(-425,609)+(-167,159)]

                   =[-418.47]-[-592.77]

                   =174.3

2.       Tentukn besarnya perubahan entalpi pada reaksi 1 mol HCl dengan 1 mol NaOH dan tulis persamaan termokimianya.

Jawab: Q=105 : 0.025 = 4200 j/mol

3.       Apa yang dimaksud dengan sistem dan lingkungan itu ? jelaskan!

Jawab: a. SISTEM=> Reaksi atau proses yang sedang menjadi pusat perhatian kita.

b.  LINGKUNGAN=> Segala sesuatu yang berada diluar sistem yaitu dengan apa sisterm   tersebut berinteraksi

4.       Diketahui ΔHf SO₃(g)=-Kj. Tulis persamaan termokimianya!

Jawab: S +½O₂         SO₃ ΔH= -x Kj

5.       Apa yang dimaksud dengan perubahan entalpi penguraian itu ? Jelaskan!

Jawab: kalor penguraian standar(ΔH⁰d) dari suatu reaksi penguraian 1 mol zat menjadi unsur-unsurnya pada keadaan standart.

6.       Apa yang dimaksud dengan entalpi ? jelaskan !

Jawab: besaran yang digunakn untuk pengukurn energi.

7.       Apakah manfaat dari hukum Hess ? Sebutkan!

Jawab:

a.       memprediksi perubahan entalpi dari hukum kekekalan energi (dinyatakan sebagai fungsi keadaan ΔH)

b.       dapat menghitung entalpi suatu reaksi yang sangat sulit sekali diukur dilaboratorium.

X.    Kesimpulan

a.       Kapasitas kalor kalorimeter ( C ) = 4,2

b.       Suhu dua larutan jika dicampurkan akan menghasilkan suhu yang berbeda dari suhu semula

c.       Kalorimetri dapat digunakan untuk menghitung entalpi reaksi yang sulit diukur

d.       Dapat mengetahui jumlah kalor dalam ssuatu reaksi menggunakan rumus kalorimetri.

Nama    : Candra Puspita R.

No.         :21

Kelas     :XI IPA 1

 LAPORAN RESMI

PRAKTIKUM KIMIA

I.     Judul Percobaan:

II.   Standart Kompetensi:      

Memahami kinematika reaksi, kesetimbngan kimia dan faktor-faktor yang mempengaruhinya,serta penerapannya dalam kehidupan sehari-hari dan industri.

III. Kompetensi Dasar :

a.       Menjelaskan kesetimbangan  dan faktor-faktor yang mempengaruhi pergeseran arah kesetimbangan dengan melakukan percobaan

b.      Menentukan hubungan kuantitatif antara pereaksi dengan hasil dari suatu  reaksi kesetimbangan.

c.       Menjelaskan penerapan prinsip kesetimbangan dalam kehidupan sehari-hari dan industri

IV.Tujuan percobaan:

.

V.   Dasar  teori :

Laju reaksi adalah banyaknya zat yang berubah setiap satuan waktu. Setiap reaksi kimia, yang dimaksud dengan perubahan adalh besarny konsentrasi zat dalm reaksi.

Ditinjau dari perubahan zatnya,laju reaksi dpt dinyatakan dengan perubahan konsentrasi pereaksi/perubahan konsentrasi hsil reaksi tiap satu-satuan waktu.

Laju reaksi dibagi menjadi:

a.       Laju Rerata

Rerata laju untuk selang waktu tertentu artinya laju reaksi yang dihitung berdasarkan konsentrasi zat yang berubah tiap satu-satun waktu

b.       Laju Sesaat

Laju reaksi pada saat tertentu,misalnya:laju pada awal reaksi,tengah reaksi atau akhir reaksi sehingga penentuan laju reaksi berdasarkan grafik yaitu kemiringan garis singgung.

                Hukum Reaksi:

“Secara umum laju reaksi tergantung pada hasil x konsentrasi zat yang pereaksi masing-masing dipangkatkan angka koefisiennya dan tetapan laju reaksi”

 

V             = laju reaksi (mol^-1 s^-1)

K             = tetapn laju reaksi

(A)/(B)                = koefisien pereaksi(mol^-1)

M            = tingkat reaksi terhadap zat A(orde terhadap A)

N             = tingkat reaksi terhadap zat B(orde terhadap B)

M+n       = tingkat reaksi(orde reaksi)

                Laju reaksi dapat dipengaruhi oleh beberapa hal yang semuanya dapat dijelaskan dengan menggunakan teori tumbukan. Sebab reaksi dapat berlangsung akibat adanya tumbukan efektif antar partikel pereaksi yng ada di dalam sistem.

                Tumbukan efektif adalah tumbukan yang menghasilkan energi maximum setelh reaksi berlangsung sehingga agar reaksi dapat berlangsung sehingga agar reaksi dapat berlangsung jumlah energi minimum yang dibutuhkan mulai berlangsung reaksi disebut energi pengaktifan/energi aktifasi. Sedangkan tumbukannya dikenal tumbukan efektif.

                Beberapa faktor yang mempengaruhi laju reaksi:

1.       Konsentrasi

Dalam reaksi kimia makin besar konsentrasi zat yang bereaksi lju reaksi makin cepat sebab makin besar konsentrasinya berarti jumlah partikel peraksi banyak. Akibatnya terjadi tumbukannya besar.

2.       Suhu

Dalam reaksi apabila suhu dinaiikan berarti energi kinetik pereaksi akan naik. Akibatnya frekuensi tumbukan yang terjadi besar yang mengakibatkan laju reaksinya menjadi cepat.

3.       Luas Permukaan

Dalam reaksi kimia semakin luas permukaan pereaksi lajunya menjadi lebih cepat, sebab semakin luas permukaan makin mudah terjadi tumbukan antar partikel sehingga lajunya lebih cepat.

4.       Katalisator

Katalis adalah suatu zat yang dapat mempengaruhi berlangsungnya reaksi, tetapi zat itu sendiri tidak ikut beraksi. Macam-macam katalis:

v  Katalisator

Zat yang dapat mempercepat berlangsungnya reaksi sebab penambahan katalisator dalam reaksi dapat menyebabkan penurunan energi aktifasi(energi minimum yang harus dicapai agar reaksi mulai berlangsung)

v  Inhibitor

Suatu zat yang dapat memperlambat suatu reaksi tetapi zat itu tidak ikut bereaksi.

VI.Alat dan Bahan

1.       Alat

a.       Gelas kimia

b.       Termometer

c.       Spritus

d.       Spatula

e.       Stopwach

f.        Neraca

2.       Bahan

a.       Serbuk CaCO₃  sebanyak 0,05gram

b.       Butiran CaCO₃ sebanyak 0,05gram

c.       Larutan HCL 1M 10 mL

d.       1cm lempengan Mg sebanyak 3.

e.       Larutan HCL 0,5M 10 mL

f.        Larutan HCL 2M 10 mL

g.        

VII.   Cara Kerja

a.       Ukur suhu larutan NaOH dan HCL menggunakan termometer,kemudian catat.

b.       Campurkan larutan HCL dan NaOHkemudian ukur suhunya, catat.

VIII. Hasil Pengamatan dan Pembahasan

a.       Suhu larutan HCL 1M                                    = 34⁰ C = 307⁰K

b.       Suhu larutan NaOH 1M                                 =33.5⁰C =306.5⁰ K

c.       Suhu rata-rata larutan HCl dan NaOH)  =306.75⁰K

d.       Suhu akhir(suhu tertinggi                           =34⁰C=307⁰K   

Perhitungan :

Mol        =ρ x V

                =1 x 0,025

                = 0,025 mol

M            =ρ x V

                =1 x 50

                =50 gram

C             = 4,2

Δt           =307-306.5=0.5⁰K

Q             = m x c x Δt

                =50 x 4,2 x0,5

                =105 Joule/mol

IX.      Pertanyaan dan jawaban

1.       Reaksi diatas termasuk reaksi eksoterm atau endoterm ? jelaskan dengan hitungan!

Jawab: endoterm

ΔH reaksi=ΔH hasil- ΔH pereaksi

                   =[ ΔH NaCl+ ΔH H₂O]-[ ΔH NaOH+ ΔH HCl]

                   =[(-176,65)+(-241,818)]-[(-425,609)+(-167,159)]

                   =[-418.47]-[-592.77]

                   =174.3

2.       Tentukn besarnya perubahan entalpi pada reaksi 1 mol HCl dengan 1 mol NaOH dan tulis persamaan termokimianya.

Jawab: Q=105 : 0.025 = 4200 j/mol

3.       Apa yang dimaksud dengan sistem dan lingkungan itu ? jelaskan!

Jawab: a. SISTEM=> Reaksi atau proses yang sedang menjadi pusat perhatian kita.

b.  LINGKUNGAN=> Segala sesuatu yang berada diluar sistem yaitu dengan apa sisterm   tersebut berinteraksi

4.       Diketahui ΔHf SO₃(g)=-Kj. Tulis persamaan termokimianya!

Jawab: S +½O₂         SO₃ ΔH= -x Kj

5.       Apa yang dimaksud dengan perubahan entalpi penguraian itu ? Jelaskan!

Jawab: kalor penguraian standar(ΔH⁰d) dari suatu reaksi penguraian 1 mol zat menjadi unsur-unsurnya pada keadaan standart.

6.       Apa yang dimaksud dengan entalpi ? jelaskan !

Jawab: besaran yang digunakn untuk pengukurn energi.

7.       Apakah manfaat dari hukum Hess ? Sebutkan!

Jawab:

a.       memprediksi perubahan entalpi dari hukum kekekalan energi (dinyatakan sebagai fungsi keadaan ΔH)

b.       dapat menghitung entalpi suatu reaksi yang sangat sulit sekali diukur dilaboratorium.

X.    Kesimpulan

a.       Kapasitas kalor kalorimeter ( C ) = 4,2

b.       Suhu dua larutan jika dicampurkan akan menghasilkan suhu yang berbeda dari suhu semula

c.       Kalorimetri dapat digunakan untuk menghitung entalpi reaksi yang sulit diukur

d.       Dapat mengetahui jumlah kalor dalam ssuatu reaksi menggunakan rumus kalorimetri.