LAPORAN PRAKTIKUM TERMODINAMIKA

SEMESTER GENAP 2021/2022

Kalorimetri-Kalorimetri equivalen air

Nama : Siska Mayaranti

Nim : 2030208049

Dosen pengampuh : Ravensky Yurianty Pratiwi, S.Pd., M.Si

LABORATORIUM IPA

FAKULTAS ILMU TARBIYAH DAN KEGURUAN

UNIVERSITAS ISLAM NEGERI RADEN FATAH

2022
 6 JUNI 2022

Percobaan I

Kalorimetri-Kalorimetri

A. TUJUAN
Untuk menentukan equivalen air calorimeter
B. DASAR TEORI
Kalori meter merupakan suatu alat yang fungsinya untuk mengukur kalor
jenis suatu zat. Salah satu bentuk kalorimeter adalah kalorimeter campuran.
Kalorimeter ini terdiri dari sebuah bejana logam yang kalor jenisnya
diketahui.Bejana ini biasanya ditempatkan didalam bejana lain yang agak lebih
besar.Kedua bejana dipisahkan oleh bahan penyekat misalkan gabus atau
wol.Kegunaan bejana luar adalah sebagai isolator agar pertukaran kalor dengan
sekitar kalori meter dapat dikurangi (Keenan, 1980).
Kalor didefinisikan sebagai energi panas yang dimiliki oleh suatu zat.
Secara umum untuk mendeteksi adanya kalor yang dimiliki oleh suatu benda yaitu
dengan mengukur suhu benda tersebut. Jika suhunya tinggi maka kalor yang
dikandung oleh benda sangat besar, begitu juga sebaliknya jika suhunya rendah
maka kalor yang dikandung sedikit. Dari hasil percobaan yang sering dilakukan
besar kecilnya kalor yang dibutuhkan suatu benda (zat) bergantung pada 3 faktor:
massa zat, jenis zat (kalor jenis), Perubahan suhu. Dalam pembahasan kalor ada
dua kosep yang hampir sama tetapi berbeda yaitu kapasitas kalor (H) dan kalor
jenis (c). Kapasitas kalor adalah banyaknya kalor yang diperlukan untuk
menaikkan suhu benda sebesar 1 derajat celcius. Kalor jenis adalah banyaknya
kalor yang dibutuhkan untuk menaikkan suhu 1 kg zat sebesar 1 derajat celcius.
Alat yang digunakan untuk menentukan besar kalor jenis adalah kalorimeter.
Kalor merupakan bentuk energi maka dapat berubah dari satu bentuk kebentuk
yang lain. Berdasarkan Hukum Kekekalan Energi maka energi listrik dapat
berubah menjadi energi kalor dan juga sebaliknya energi kalor dapat berubah
menjadi energi listrik (Muhsin, 2019).
Kalorimeter juga dilengkapi dengan batang pengaduk. Pada waktu zat
dicampurkan didalam kalori meter, air dalam kalori meter perlu diaduk agar
diperoleh suhu merata sebagai akibat percampuran dua zat yang suhunya berbeda.
Asas penggunaan kalori meter adalah asas black. Setiap dua benda atau lebih
dengan suhu berbeda dicampurkan maka benda yang bersuhu lebih tinggi akan
melepaskan kalornya, sedangkan benda yang bersuhu lebih rendah akan menyerap
kalor hingga mencapai keseimbangan, yaitu suhunya sama.Pelepasan dan
penyerapan kalor ini besarnya harus imbang. Kalor yang dilepaskan sama dengan
kalor yang diserap sehingga berlaku hukum kekekalan energi.
Menurut asas Black apabila ada dua benda yang suhunya berbeda
kemudian disatukan atau dicampur maka akan terjadi aliran kalor dari benda yang
bersuhu tinggi menuju benda yang bersuhu rendah. Aliran ini akan berhenti sampai
terjadi keseimbangan termal (suhu kedua benda sama). Secara matematis dapat
dirumuskan : Q lepas = Q terima. Yang melepas kalor adalah benda yang suhunya
tinggi dan yang menerima kalor adalah benda yang bersuhu rendah. Bila
persamaan tersebut dijabarkan maka akan diperoleh : Q lepas = Q terima (Muhsin,
2019)
Pertukaran energi kalor merupakan dasar teknik yang dikenal dengan nama
kalorimetri, yang merupakan pengukuran kuantitatif dari pertukaran kalor. Untuk
melakukan pengukuran kalor yang diperlukan untuk menaikkan suhu suatu zat
digunakan kalorimeter. Salah satu kegunaan yang penting dari kalorimeter adalah
dalam penentuan kalor jenis suatu zat. Pada teknik yang dikenal sebagai “metode
campuran”, satu sampel zat dipanaskan sampai temperatur tinggi yang diukur
dengan akurat, dan dengan cepat ditempatkan pada air dingin kalorimeter. Kalor
yang hilang pada sampel tersebut akan diterima oleh air dan kalori meter. Dengan
mengukur suhu akhir campuran tersebut, maka dapat dihitung kalor jenis zat
tersebut (Petrucci, Ralph H, 1987).
Zat yang ditentukan kalor jenisnya dipanasi sampai suhu tertentu. Dengan
cepat zat itu dimasukkan kedalam kalori meter yang berisi air dengan suhu dan
massanya sudah diketahui. Kalori meter diaduk sampai suhunya tidak berubah
lagi. Dengan menggunakan hukum kekekalan energy, kalor jenis yang
dimasukkan dapat dihitung (Syukri, S, 1999).
Terkadang beberapa orang cenderung menilai reaksi termokimia dari segi
entalpi (misalnya, panas reaksi), hal itu menyatakan bahwa energi bebas dari
sistem yang mendorong reaksi. Membagi spesies molekul ClH3N1O2 menjadi dua
atau lebih spesies menurunkan energi bebas, terutama pada suhu yang lebih tinggi,
contohnya AG dari CH3 + NO2 lebih stabil dibandingakan CH3NO2 sendiri, dan
pecahnya CH3NO2 menjadi molekul produk yang kecil, CO, H2O, N2, dan Hz,
membentuk tiga molekul dari satu molekul reaktan sangat eksotermis. Dengan
demikian, perlu utuk memiliki lebih dari termostabilitas untuk melanggar ikatan
 yang ada untuk membuat bahan energik sensitif. Karena itu perlu untuk memiliki
jalur reaksi yang mencegah konversi langsung dari bahan energik untuk produk
(Melius,C.F, 1995).
Pada kehidupan sehari- hari sering ditemui beberapa kejadian yang
melibatkan perpindahan kalor. Misalnya satu gelas air dingin dicampur dengan
satu gelas air panas, maka air panas akan melepaskan kalor sedangkan air dingin
akan menerima kalor. Sehingga akan dapat didapatkan suhu campuran yang
sseimbang . Berdasarkan prinsip perpindahan kalor, banyak sekali manfaat
didalam bidang pangan diaplikasikan sebagai pengering suatu bahan makanan
karena dengan pengeringan mikroba pada makanan akan mati dan tidak tumbuh,
dan sebagai penggoreng bahan makanan ( Giancoli, 1997).
Pada awalnya pengukuran termal dibatasi oleh ketersediaan instrumen
kalorimetri komersial yan dapat beroperasi pada tekanan tinggi. Namun dengan
adanya perkembangan dan ketersediaan dari aliran panas dan kekuatan yang
diimbangi dengan jenis kalorimeter pada tekanan tinggi (yaitu sampai 40 MPa),
sifat termal pengukuran dapat dilakukan pada kondisi skala yang diperkecil dari
sebenarnya (Gupta, 2008).
Kalor pembentukan, sifat lain yang digunakan dalam mekanisme kinetik
adalah entalpi (H), entropi (S), dan kapasitas kalor (Cp), sebagai fungsi temperatur.
Sifat semacam ini diperoleh dengan menggunakan statistik mekanik. Energi
internal (E). Entropi (S), dan kapasitas kalor (Cp) dapat ditulis dalam bentuk fungsi
partisi (Q) (Barreto, 2005).
C. ALAT DAN BAHAN
a. Alat
1. Kalorimeter
2. Termometer
3. Stirer
b. Bahan
1. Air dingin
2. Air panas
D. PROSEDUR KERJA
1. Anda dapat menconteng cross section terlebih dahulu
2. Pilih air dingin (cold water)
3. Mulai reaksi dengan mengklik tombol "Mulai".
4. Catat waktu dan suhu hingga 4 menit 30 detik.
5. Masukkan nilai dalam lembar kerja.
 6. Cari tahu suhu konstan (T2).
7. Masukkan nilai di lembar kerja.
8. Pilih air panas (hot water). (Ini akan aktif hanya setelah prosedur di atas)
9. Ulangi langkah 3, 4, 5 dan 6 (T1).
10. Pilih campuran "Air panas + Air dingin".
11. Ulangi langkah 3, 4, 5 dan 6 (T3).
12. Hitung equivalen air dengan calorimeter
E. PENGAMATAN DAN PERHITUNGAN
1. Penentuan Ekuivalen Air Kalorimeter
No Waktu Suhu
(detik) Air Dingin Air Panas Campuran
1 0 27.1 50.7
2 30 27.1 49.0
3 60 27.1 49.3
4 90 27.1 49
5 120 27.1 48.6
6 150 27.1 48.2
7 180 27.1 47.8
8 210 27.1 47.8
9 240 27.1 47.8
10 270 27.1 47.8
11 300 40.7
12 330 40.3
13 360 39.9
14 390 39.5
15 420 39.1
16 450 38.7
17 480 38.7
18 510 38.7
19 540 38.7
20 570 38.7
Suhu air dan kalorimeter, T1 =47,8°C
➢ Suhu air dingin, T2 =27,1°C
➢ Suhu Campuran, T3 =38,7°C
 ➢ Kalor yang didapatkan dari air panas = 50 [T3-T2] = 50 [38,70˚C –
27,10˚C]cal = 580 cal
➢ Ekuivalen air kalorimeter = W = [50(T3-T2) / (T1-T3)] – 50 = [50(38,70˚C
- 27,10˚C) / (47,80˚C - 38,70˚C)] – 50
= [50(11,6˚C) / (9,1˚C)] – 50
= 63,73 – 50
= 13,73 cal
F. HASIL DAN PEMBAHASAN
Hasil Percobaan Ekuivalen air kalorimeter = 13,73 cal
Pada percobaan pertama, yaitu pada sampel air dingin (cold water). Data
hasil pengamatan menunjukkan grafik lurus karena disebabkan oleh suhu konstan
dari 0 sampai 270 detik yaitu 27,10C (T2). Kemudian pada percobaan kedua pada
sampel air panas (hot water) data hasil pengamatan menunjukkan grafik turun yang
disebabkan oleh suhu berubah-ubah dari 0 sampai 150 detik dan kemudian suhu
konstan pada 150 sampai 270 detik yaitu 47,80C (T1). Hingga percobaan ketiga
pada sampel campuran air dingin + air panas (hot water+cold water) data hasil
pengamatan masih menunjukkan grafik turun yang disebabkan oleh suhu berubah-
ubah dari 300 sampai 420 detik dan kemudian suhu konstan pada 420 sampai 570
detik yaitu 38,70C (T3).
Pembahasan :
Di percobaan ini yaitu mengenai kalorimeter. Harga air kalorimeter dapat
dicari dengan terlebih dahulu menentukan kalor jenis kalorimeter dengan
menggunakan prisip azas black yaitu apabila dua sistem atau lebih dipertemukan
yang sistem-sistem tersebut memiliki perbedaan temperatur maka jumlah kalor
yang dilepaskan oleh sistem yang satu akan sama dengan jumlah kalor yang
diterima oleh sistem yang lainnya. Dalam hal ini kalor yang diterima oleh air dan
kalorimeter sama dengan kalor yang dilepaskan oleh air yang telah didihkan.
Harga air kalorimeter yang didapat dalam percobaan kali ini didapat melalui
perhitungan rumus.
Pada percobaan pertama sampel air dingin (cold water) hasil pengamatan
menunjukkan grafik lurus dikarenakan suhu konstan dari 0 detik sampai 270 detik
yaitu 27,10C (T2) di dalam materi pengantar termodinamika pada bagian
kesetimbangan yaitu apabila suhu pada setiap titik pada seluruh sistem adalah
seragam dan sama dengan suhu lingkungan disebut dengan kesetimbangan termal
atau suatu sistem dapat mengalami proses termodinamika dimana terjadi
perubahan-perubahan didalam sistem tersebut. Jika proses itu terjadi berlangsung
 dalam suhu konstan proses ini dinamakan proses isotermal karena berlangsung
dalam suhu konstan tidak terjadi perubahan energi. Azas black berdasarkan teori
pertukaran kalor. Azas black juga merupakan suatu prinsip dalam termodinamika
yang ditemukan oleh Joseph Black. Azas black berbunyi: “kalor yang dilepas oleh
suatu benda sama dengan kaor yang diterima oleh benda lain”. Berdasarkan bunyi
azas black maka teori pertukaran kalor dirumuskan sebagaI berikut: Teori asas
black berbunyi Q Lepas = Q Terima.
Kalor lepas = kalor terima
Saat melakukan percobaan ini terdapat perbedaan yang cukup signifikan
dari macam macam literatur yang ada. Faktor yang mempengaruhi perbedaan itu
terjadi karena perbedaan situasi dan kondisi pada masing-masing percobaan.
Berdasarkan hasil pengamatan yang telah dilakukan dapat diketahui bahwa kalori
meter dapat diukur dengan melalui dengan cara memanaskan air dan benda yang
kemudian dimasukkan kedalam air yang telah di dinginkan sehingga terjadi
pertukaran atau pelepasan kalor dari benda ke air sehingga terjadi kesetimbangan.
Pada percobaan yang kedua pada sampel air panas (hot water) data hasil
pengamatan menunjukkan grafik turun yang disebabkan oleh suhu berubah-ubah
dari 0 sampai 150 detik dan kemudian suhu konstan pada 150 sampai 270 detik
yaitu 47,80C (T1) dan terakhir yaitu percobaan ketiga pada sampel campuran air
dingin + air panas (hot water+cold water) data hasil pengamatan menunjukkan
grafik turun disebabkan suhu berubah-ubah dari 300 sampai 420 detik dan
kemudian suhu konstan pada 420 sampai 570 detik yaitu 38,70C (T3). Jadi, kedua
percobaan tersebut berubah-ubah karena hal ini disebabkan karena air panas
melepaskan kalor, sehingga setimbang dengan air dingin. Oleh karena itu suhunya
menjadi turun sesuai dengan azas black “Q lepas = Q terima”. Maka Apabila dua
benda yang memiliki suhu berbeda dipertemukan dan diisolasisempurna dengan
lingkungannya, maka benda yang suhunya lebih tinggi akan melepaskan kalor dan
benda yang suhunya lebih rendah akan menerima kalor tersebut.
G. KESIMPULAN DAN SARAN
Kesimpulan dari percobaan praktikum kali ini adalah :
1. Kalori meter merupakan suatu alat yang fungsinya untuk mengukur kalor
jenis suatu zat.
2. Apabila dua benda yang memiliki suhu berbeda dipertemukan dan
diisolasisempurna dengan lingkungannya, maka benda yang suhunya lebih
tinggiakan melepaskan kalor dan benda yang suhunya lebih rendah akan
menerima kalor tersebut.
 3. Hasil Percobaan Ekuivalen air kalorimeter = 13,73 cal
4. Azas black berbunyi: “kalor yang dilepas oleh suatu benda sama dengan
kaor yang diterima oleh benda lain”. Berdasarkan bunyi azas black maka
teori pertukaran kalor dirumuskan Q Lepas = Q Terima.
5. Penentuan ekuivalen air kalorimeter dapat dilakukan dengan menggunakan
sampel air dingin, air kalor, dan sampel campuran (air dingin + air panas).
6. Saran : Disarankan untuk memperbanyak lagi fitur- fitur yang menarik di
virtual lab ini dan Memperbanyak lagi percobaan sampel yang lain
H. PERTANYAAN DAN JAWABAN
1. Hitung kapasitas kalorimeter. Suhu air panas 50 mL adalah 37,9 °C, Suhu
air dingin 50 mL adalah 20,9 °C, Suhu setelah pencampuran adalah 29,1
°C, Panas jenis air adalah 4,184 J / g C, massa jenis air 1 g/ mL.
Jawab :
Diketahui
Ditanya : kapasitas calorimeter?
Penyelesaian :
m = Pair x Vair
= 1 gram/ml x 50 ml
= 50 gram
∆T = 29,1°C
Q yang di lepas air panas = m x c x ∆T
= m x c x (T air panas)
= 50 x 4,184 x (37,9-30)
= 1840,96 J
Q yang di serap air dingin = m x c x ∆T
= m x c x (T air dingin)
= 50 x 4,184 x (29,1-20,9)
= 1715, 44 J
Q serap dari kalorimeter = Qap-Qad
= 1840, 96 J – 1715, 44 J
= 125, 52 J
Maka Didapatkan :
Ckalorimeter = 𝑸𝒌𝒂𝒍 / Δ𝑻-𝑻 𝒂𝒊𝒓 𝒅𝒊𝒏𝒈𝒊𝒏
=𝟏𝟐𝟓,𝟐 𝑱 / 𝟐𝟗,𝟏−𝟐𝟎,𝟗 °C
= 15, 30 J/°C
2. Hitung kapasitas kalor (kJ / K) kalorimeter ketika suhunya dinaikkan
menjadi 0,3 K dengan menyerap energi 30,0 J?
Jawab
Diketahui : Suhu : 0,3 K Q : 30 Joule
Ditanya : C kalorimetri?
Jawab :
C kalorimetri = 𝑸 / Δ𝑻
= 𝟑𝟎 J/ 𝟎, 𝑲
= 100 J / K
= 0,1 KJ / K
3. Diskusikan perbedaan antara kalorimetri volume konstan dan tekanan
konstan.
Jawab:
Kalorimetri volume konstan adalah kalor yang dilepas oleh reaksi
pembakaran diserap oleh bom dan air, dan dapat dihitung secara tepat
dengan mencatat kenaikan suhu air. Kalorimeter yang dirancang secara
khusus itu memungkinkan kita untuk mengasumsikan bahwa tidak ada
kalor atau massa yang hilang ke lingkungan selama waktu pengkuran.
Dengan demikian kita dapat mengetahui kalor pembakaran pada bom
tersebut. Sedangkan Kalorimetri tekanan konstan yaitu Peralatan yang
lebih sederhana dibanding kalorimeter volume-konstan adalah kalorimeter
tekanan- konstan, yang digunakan untuk menentukan perubahan kalor
untuk reaksi selain pembakaran. Secara kasar, kalorimeter tekanan konstan
dapat dibuat dari dua cangkir kopi styrofoam. Peralatan ini mengukur
pengaruh kalor pada berbagai reaksi, seperti penetralan asam basa, kalor
pelarut, dan kalor pengenceran.
4. Bagaimana Anda menentukan ekuivalen air dari Kalorimeter?
Jawab :
Perhitungan menggunakan rumus dibawah ini :
= [50(T3-T2) / (T1-T3)] – 50
I. LAMPIRAN
1. Cold water
2. Sampel hot waterv
3. Mixue cold water + hot water
J. DAFTAR PUSTAKA

Barreto, Patricia R.P., dkk. 2005. Thermochemistry Of Molecules in the B/F/H/N

System. Brasil : Univesidade Brasilia

Giancoli, Douglas C. 19977. Fisika Jilid I. Jakarta : Erlangga. Keenan. 1980.

Fisika untuk Universitas Jilid 1. Jakarta: Erlangga.

Mellius, C.F. 1995. Thermochemistry and Reaction Mechanisms Of

Nitromethane Ignition. USA : Sandia National Laboratores

Muhsin. 2019. Penerapan Model Pembelajaran Talking Stick untuk

Meningkatkan Sikap Positif dan Prestasi Belajar IPA Pokok Bahasan
Kalor pada Siswa. Jurnal Pendidikan Fisika. Vol 7. No 1

Petrucci, Ralph H. 1987. Fisika Dasar Prinsip dan Terapan Modern Jilid 2 Edisi
4. Jakarta: Erlangga

Syukri, S. 1999. Fisika Dasar 1. Bandung: ITB

 LAPORAN PRAKTIKUM TERMODINAMIKA

SEMESTER GENAP 2021/2022

Kalorimetri- Panas Penetralan

Nama : Siska Mayaranti

Nim : 2030208049

Dosen pengampuh : Ravensky Yurianty Pratiwi, S.Pd., M.Si

LABORATORIUM IPA

FAKULTAS ILMU TARBIYAH DAN KEGURUAN

UNIVERSITAS ISLAM NEGERI RADEN FATAH

2022
 7 JUNI 2022

Percobaan II

Kalorimetri-Panas Penetralan

A. TUJUAN
Untuk menentukan kalor penetralan asam kuat dengan basa kuat
B. DASAR TEORI
Termokimia adalah ilmu yang mempelajari tentang perubahan
kalor(panas) dalam reaksi kimia. Kalor merupakan salah satu bentuk energi.
Enegididefinisikan sebagai kemampuan untuk melakukan kerja. Beberapa istilah
dalamtermokimia yang harus diketahui adalah sistem dan lingkungan. Sistem
adalahsekumpulan elemen atau unsur yang saling mempengaruhi anara satu
dengan yanglain. Mislnya tabung reaksi yang berisi larutan yang bereaksi.
Lingkungan adalahsegala sesuatu diluar sistem (Foliatini, 2008).
Kajian tentang kalor dihasilkan atau dibutuhkan oleh reaksi kimia
disebuttermokimia. Termodinamika merupakan cabang dari termokimia karena
tabungreaksi dan isinya membentuk sistem. Kita dapat mengukur (secara tak
langsung,dengan cara mengukur kerja atau kenaikan temperatur) energi yang
dihasilkanoleh reaksi dengan kalor dan dikenal sebagai q, bergantung pada
kondisinya,apakah dengn perubahan energi dalam atau perubahan entalpi.
Sebaliknya jika kita tahu ∆U atau ∆H suatu reaksi, kita dapat meramalkan jumlah
energi yang dihasilkannya sebagai kalor (Altkins, 1999).
Didalam termokimia terdapat tiga jenis sistem anatara lain sistem terbuka,
sistem tertutup, dan sistem terisolasi. Sistem terbuka yaitu sistem dimana dapat
terjadi pertukaran energi dan massa dengan lingkungannya, sistem tertutup yaitu
sistem dimana hanya terjadi pertukaran energi dengan lingkungannya, massa tidak
berubah, sedangkan pada sistem terisolasi ialah keadaan yang tidak
memungkinkan terjadinya pertukaran energi maupun massa dengan
lingkungannya (Altkins, 1999).
Hampir semua reaksi kimia menyerap atau menghasilkan
(melepaskan)energi, umumnya dalam bentuk kalor. Penting bagi kita untuk
memahami perbedaan antara energi termal dan kalor. Kalor (heat) adalah
perpindahan energitermal antara dua benda yang suhunya berbeda walaupun kalor
diserap atau kalor dibebaskan. Ketika menggambarkan perubahan energi yang
terjadi selama prosestersebut. Ilmu kimia yang mempelajari perubahan kalor yang
menyertai reaksikimia disebut termokimia (thermochemistry) (Chang, 2004).
Panas dan kerja, keduanya adalah bentuk perpindahan energi kedalam ataukeluar
sistem, maka dapat dibayangkan sebagai energi dalam keadaan singgah.Jika
perubahan energi disebabkan kontak mekanik sistem dengan lingkungannya,maka
kerja dilakukan : jika perubahan itu disebabkan ileh kontak kalor(menyebabkan
perubahan suhu, maka kalor dipindahkan. Dalam banyak proses,kalor dan
keduanya menembus batas sistem, dan perubahan energi dalam sistemadalah
jumlah dari kontribusi itu. Pernyataan ini disebut hukum pertama yangmempunyai
rumus matematika :
E=q+w
Suatu sistem dapat dibayangkan mengandung kerja atau kalor, sebab kerja
dankalor keduanya mengacu bukan pada keadaan sistem, tetapi pada proses
yangmengubah suatu keadaan-keadaan lainnya. Perubahan keadaan yang sama
darisistem dapat dilakukan dengan memindahkan kalor ke sistem tanpa
melakukankerja sehingga : E = w + w. Karena q dan w tergantung pada proses
tertentu atau(lintasan) yang menghubungkan keadaan, maka mereka bukanlah
fungsi keadaan(Oxtoby, 2001).
Reaksi kimia yang menyangkut pemecahan atau pembentukan ikatankimia
selalu berhubungan dengan penyerapan atau pelepasan panas. Reaksieksotermik
adalah suatu reaksi yang melepaskan energi. Jika reaksi berlangsung pada suhu
tetap berdasarkan perjanjian ∆H akan bernilai negatif karena kandungan panas
dari sistem menurun. Sebaliknya pada reaksi endotermik yaitu reaksi yang
membutuhkan panas berdasarkan perjanjian ∆H akan bernilai positif. Namun
kadang-kadang buku menggunakan tanda sebaliknya dari yang telah
diuraikandiatas. Karena itu dalam penulisan dibidang termodinamika dianjurkan
untukselalu mencantumkan penggunaan tanda yang akan digunakan (Bird, 1993).
Panas pelarutan adalah panas yang diserap jika 1 mol padatan
dilarutkandalam larutan yang sudah dalam keadaan jenuh. Hal ini berbeda
denganpanas pelarutan untuk larutan encer yang biasa terdapat dalam tabel panas
pelarutan.Panas pelarutan biasanya terdapat tabel merupakan panas. Pengenceran
dari keadaan jenuh menjadi encer (Sukardjo, 2002).
Panas netralisasi terjadi dalam larutan asam kuat dan basa kuat dengan
sedikit air ternyata berharga konstan. Hal ini disebabkan karena asam kuat dan
basa kuat akan mudah terionisasi sempurna dalam bentuk ion didalam larutan.
Panas penetralan merupakan jumlah panas yang dilepaskan ketika 1 mol air
terbentuk akibat reaksi dengan asam dan basa atau sebaliknya (Subowo dan
Sanjaya, 1983).
 Satuan panas Q adalah perubahan panas yang dihasilkan suatu badan
selama proses tertentu. Satuan kilokalori (kkal) adalah panas yang diperlukan
untuk menaikkan temperatur air dari 14,5 ºC menjadi 15,5 ºC, sedangkan satu
kalori (kal) sama dengan 10-3. Dalam teknik sering dijumpai satuan British
thermal unit (Btu) yaitu panas untuk menaikkan temperatur air dari 63 ºF menjadi
64 °F, dimana 1 kkal = 1000 kal = 3,968 Btu. Dalam proses kimia atau fisika
dijumpai satuan Joule (J) atau kalori (kal) dimana 1 J = 0,2389 kal. Setiap senyawa
mempunyai perbedaan jumlah panas yang digunakan untuk menaikkan temperatur
dalam jumlah massa tertentu. Rasio jumlah energi panas ∆Q yang diberikan pada
suatu badan untuk menaikkan temperatur ∆T disebut kapasitas panas (C) yang
formulasinya adalah sebagai berikut C= ∆𝑄/∆ . Kapasitas panas tersebut tidak
bermakna sama sekali kecuali jumlah panas yang diserap oleh suatu badan sama
dengan jumlah panas yang diperlukan untuk menaikkan temperatur sebesar satu
derajat. Untuk lebih berarti, kapasitas panas tersebut dikorelasikan dengan massa
yaitu kapasitas panas per satuan massa, yang disebut panas jenis (specific heat
capacity), yaitu jumlah panas untuk menaikkan temperatur satu derajat dari suatu
bahan sebanyak satu satuan massa (g) yang formulasinya untuk tekanan tetap
adalah sebagai berikut Cp = 𝐶/𝑔 (Andi Chaidir dkk, 2006).
C. ALAT DAN BAHAN
a. Alat
1. Kalorimeter
2. Termometer
3. Stirrer
b. Bahan
1. Air dingin
2. Air panas
3. HCL
4. NaOH
D. PROSEDUR KERJA
1. Silahkan pilih menu calorimetry – heat of Neutralization, kemudian
simulator.
2. Anda dapat menconteng cross section terlebih dahulu Pilih HCl.
3. Mulai reaksi dengan mengklik tombol "Mulai".
4. Catat waktu dan suhu hingga 4 menit 30 detik.
5. Masukkan nilai dalam lembar kerja.
6. Cari tahu suhu konstan (T2).
 7. Masukkan nilai di lembar kerja.
8. Pilih NaOH. (Ini akan aktif hanya setelah prosedur di atas)
9. Ulangi langkah 3, 4, 5 dan 6 (T1).
10. Pilih campuran "HCl + NaOH"
11. Ulangi langkah 3, 4, 5 dan 6 (T3).
12. Hitung Kalor Netralisasi
E. PENGAMATAN DAN PERHITUNGAN
Penentuan kalor penetralan HCl dan NaOH
No Waktu Suhu
(detik) HCl NaOH Campuran
1 0 29oC 30,1 oC
2 30 29oC 29, 8 oC
3 60 29oC 29, 4 oC
4 90 29oC 29, 1oC
5 120 29oC 29 oC
6 150 29oC 28,4 oC
7 180 29oC 28, 1oC
8 210 29oC 28, 1oC
9 240 29oC 28, 1oC
10 270 29oC 28, 1oC
11 300 36, 1oC
12 330 35,7 oC
13 360 35,3 oC
14 390 34,9 oC
15 420 34, 4 oC
16 450 34 oC
17 480 33,6 oC
18 510 33,6 oC
19 540 33,6 oC
20 570 33,6 oC
➢ Suhu alkali dan kalorimeter, T1 =28,10 °C
➢ Suhu asam, T2 =29°C
➢ Suhu campuran, T3 = 33,60°C
➢ Ekuivalen air kalorimeter,
W = [50(T3-T2) / (T1-T3)] – 50
 = [50(38,70˚C - 27,10˚C) / (47,80˚C - 38,70˚C)] – 50
= [50(11,6˚C) / (9,1˚C)] – 50
= 63,73 – 50
= 13,73 cal
➢ Kalor yang diserap
Q = (50+W) (T3-T1) + 50 (T3-T2)
= (50+13,73 cal) (33,60˚C - 28,10˚C) + 50 (33,60˚C - 29˚C)
= (63,73 cal) (5,5˚C) + 50 (4,6˚C)
= (63,73 cal) (5,5˚C) + (230˚C)
= 580,515 cal
➢ Kalor Penetralan
ΔH = (Q×1000) / (V×C)
= (580,515 cal × 1000) / (50 mL × 1 N)
= (580.515 cal) / (50 mL.N)
= 11.610,3 cal
➢ Kalor penetralan HCl dan NaOH = 48,76 Kj

Hasil
➢ Kalor penetralan HCl dan NaOH = 48,76 Kj
F. HASIL DAN PEMBAHASAN
Pada percobaan ini yakni mengenai panas penetralan masih dengan
menggunakan kalorimeter yang dilengkapi dengan pengukur suhu. Kalorimeter
tersebut digunakan untuk mengukur perubahan entalpi reaksi netralisasi pada
NaOH dan HCl, sehingga hasil kalor penetralan HCl dan NaOH adalah 48,76 Kj.
Panas reaksi netralisasi yang terdapat pada tabel diatas bernilai positif (+).
Hal ini menunjukkan bahwa reaksi yang terjadi adalah reaksi endotermik, yaitu
terjadi perpindahan panas dari lingkungan ke sistem atau pada reaksi tersebut
terjadi penyerapan panas sehingga nilai panas reaksi netralisasinya positif (+).
Panas netralisasi adalah jumlah panas yang dilepaskan ketika 1 mol air
terbentuk akibat reaksi netralisasi asam oleh basa atau sebaliknya. Kalorimeter
merupakan alat yang di gunakan untuk mengukur perubahan panas. Hal ini karena
kalorimeter mengisap panas, sehingga tidak semua panas terukur. Kalorimeter
yang di gunakan dalam keadaan sederhana adalah kalorimeter adiabatik. Pada
penentuan kalor netralisasi ini digunakan asam lemah dan basa kuat, karena
adanya hukum Nilai kalor netralisasi dipengaruhi oleh beberapa faktor, seperti
massa asam dan basa,
 Saat percobaan pertama pada sampel HCl menunjukkan suhu yang konstan
didapatkan bahwa grafiknya lurus yang berarti suhu pada sampel larutan HCl ini
konstan yaitu 29˚C. Kemudian mengubah sampel yaitu larutan NaOH, lalu klik
mulai. Catat suhu dan waktu hingga 4 menit 30 detik. Setelah waktunya selesai,
didapatkan bahwa grafiknya menurun yang berarti terjadi perubahan suhu pada
sampel larutan NaOH ini, dimana praktikan mendapatkan hasil bahwa suhu
konstan pada detik ke-180 dengan suhu 28,30˚C. Selanjutnya praktikan mengubah
sampel yaitu sampel campuran (HCl + NaOH), kemudian klik mulai. Catat suhu
dan waktu dari 300 detik hingga 570 detik. Setelah waktunya selesai, didapatkan
bahwa grafiknya menurun yang berarti terjadi perubahan suhu pada sampel
campuran ini, dimana praktikan mendapatkan hasil bahwa suhu konstan pada detik
ke-480 dengan suhu 33,60˚C. Setelah mendapatkan hasil dari praktikum ini,
praktikan dapat menghitung kalor penetralan HCl dan NaOH sebesar 48,76 Kj.
Pada percobaan pertama Sampel larutan HCl menunjukkan Grafik lurus
dikarenakan suhu konstan dari 0 detik – 270 detik yaitu 29˚C (T2), lalu pada
percobaan kedua Sampel larutan NaOH Grafik turun dikarenakan suhu berubah-
ubah dari 0 detik – 180 detik dan kemudian suhu konstan pada 180 detik – 270
detik yaitu 28,10˚C (T1) dan yang terakhir Sampel larutan campuran (HCl +
NaOH) menunjukkan Grafik turun dikarenakan suhu berubah- ubah dari 300 detik
– 480 detik dan kemudian suhu konstan pada 480 detik – 570 detik yaitu 33,60˚C
(T3).
Pada percobaan panas penetralan ini, ternyata masih menggunakan prinsip
Asas Black adalah suatu prinsip dalam termodinamika yang dikemukakan oleh
Joseph Black. Dimana Isi Penjabarannya sebagai berikut:
1. Jika dua buah benda yang berbeda suhunya kemudian dicampur, maka
benda yang panas memberi kalor pada benda yang dingin sehingga suhu
akhirnya akan sama (tetap).
2. Jumlah kalor yang diserap benda dingin sama dengan jumlah kalor yang
dilepas benda panas.
3. Benda yang didinginkan melepas kalor yang sama besar dengan kalor yang
diserap bila dipanaskan.
Jadi, Kalorimeter ini tujuannya adalah untuk mengukur kalor reaksi yang
reaksinya berlangsung dalam fase larutan (misalnya reaksi netralisasi asam-basa /
netralisasi, pelarutan dan pengendapan). Fungsi dari larutan HCl dengan NaOH
adalah untuk mengetahui besarnya nilai dari kalor reaksi, perubahan suhu,
kapasitas kalor total, kapasitas kalor larutan, dan tetapan kalorimeter yang
 digunakan, karena larutan HCl merupan asam kuat dan larutan NaOH basa kuat
sehingga pada saat kedua larutan dicampurkan akan bereaksi seluruhnya akibat
larutannya terurai sempurna membentuk ion-ionnya
G. KESIMPULAN DAN SARAN
Dapat kita simpulkan bahwasanya :
1. Kalorimeter tujuannya adalah untuk mengukur kalor reaksi yang reaksinya
berlangsung dalam fase larutan
2. Kalor penetralan HCl dan NaOH sebesar 48,76 Kj.
3. Kalorimeter merupakan alat yang di gunakan untuk mengukur perubahan
panas. Hal ini karena kalorimeter mengisap panas, sehingga tidak semua
panas terukur.
4. Panas netralisasi terjadi dalam larutan asam kuat dan basa kuat dengan
sedikit air ternyata berharga konstan. Hal ini disebabkan karena asam kuat
dan basa kuat akan mudah terionisasi sempurna dalam bentuk ion didalam
larutan.
5. Panas penetralan merupakan jumlah panas yang dilepaskan ketika 1 mol
air terbentuk akibat reaksi dengan asam dan basa atau sebaliknya
Saran : Menampilkan Lembar Kerja atau catatan data hasil pengamatan pada
virtual lab tersebut. Agar praktikan bisa lebih teliti lagi.
H. PERTANYAAN DAN JAWABAN
1. Jelaskan macam-macam jenis kalor dan berikan masing-masing contoh.
Jawab :
➢ Konveksi
Konveksi adalah perpindahan panas melalui aliran yang zat
perantaranya ikut berpindah. Jika partikel berpindah dan mengakibatkan
kalor merambat, terjadilah konveksi. Konveksi terjadi pada zat cair dan gas
(udara/angin).
Contohnya :
1. Gerakan balon udara.
2. Gerakan naik dan turun kacang hijau, kedelai dan lainnya Ketika
dipanaskan.
3. Terjadinya angin darat dan angin laut.
4. Asap cerobong pabrik yang membumbung tinggi.
➢ Konduksi
 Konduksi adalah perpindahan panas melalui zat padat yang tidak
ikut mengalami perpindahan. Artinya, perpindahan kalor pada suatu zat
tersebut tidak disertai dengan perpindahan partikel-partikelnya.
Contohnya :
1. Knalpot motor menjadi panas saat mesin dihidupkan
2. Benda yang terbuat dari logam akan terasa hangat atau panas jika
ujung benda dipanaskan, misalnya ketika memegang kembang api
yang sedang dibakar.
3. Mentega yang dipanaskan di wajan menjadi meleleh karena panas.
4. Tutup panci menjadi panas saat dipakai untuk menutup rebusan air.
➢ Radiasi
Perpindahan kalor tanpa zat perantara merupakan radiasi. Radiasi
adalah perpindahan panas tanpa zat perantara. Radiasi biasanya disertai
cahaya.
Contoh:
1. Tubuh terasa hangat ketika berada di dekat sumber api.
2. Menetaskan telur unggas dengan lampu
3. Panas matahari sampai ke bumi walau melalui ruang hampa.
4. Pakaian menjadi kering ketika dijemur di bawah terik matahari.
2. Apa perbedaan antara kapasitas kalor dan kalor jenis Jawab :
Perbedaannya bisa dilihat di tabel berikut ini.

Perbedaan Kalor Jenis Kapasitas Kalor

Definisi Jumlah kalor untuk Jumlah kalor untuk
menaikkan suhu 1 kg zat menaikkan suhu zat
sebesar 1 K sebesar 1 K
Simbol c C
Satuan J kg-1 K-1 J K-1
Rumus c = Q/m∆T C = Q/m
Hubungan dengan Q = mc∆T Q = C∆T
kalor

3. Anda menambahkan hidrogen klorida dan natrium hidroksida bersama-

sama dalam gelas kimia. Sebagai seorang ahli kimia, jelaskan reaksi yang
terjadi dalam sistem itu.
Jawab :
 Reaksi yang terjadi adalah reaksi penetralan, yaitu Reaksi
penetralan merupakan reaksi yang terjadi antara asam dan basa. Reaksi
penetralan terdiri dari empat jenis, yaitu antara asam kuat dan basa kuat,
asam lemah dan basa kuat, asam kuat dan basa lemah, serta asam lemah
dan basa lemah. Untuk HCl dan NaOH Jika larutan asam kuat dan basa
kuat dicampurkan, maka hasilnya adalah garam dan air. Contoh persamaan
reaksinya adalah:
HCl(aq) + NaOH (aq) → NaCl (aq) + H2O (l)
>> Dari HCl (asam kuat) dan NaOH (basa kuat) garam NaCl
terbentuk dari reaksi di atas tidak dapat terhidrolisis sehingga larutannya
bersifat netral.
4. Bagaimana anda menentukan kalor netralisasi kalorimeter
Jawab :
Menentuan kalor netralisasi adalah entalpi yang terjadi pada penetralan
asam oleh basa atau sebaliknya pada keadaan standar.
I. LAMPIRAN
J. DAFTAR PUSTAKA
Altkins, P.W. 1999. Kimia Fisika 4 jilid 1. Jakarta : Erlangga.
Andi Chaidir, Sugondo dan Aslina Br. Ginting. 2006. Karakterisasi Panas Jenis
Zircaloy-4 sn Rendah (ELS) dengan Variabel Konsentrasi Fe. Jurnal
Teknik Bahan Nuklir. Vol 2 No 1.
Bird. T. 1993. Kimia Fisika untuk Universitas. Jakarta : Gramedia Pustaka Utama.
Chang, R. 2004. Kimia Dasar Konsep-Konsep Inti edisi 3 jilid 2. Jakarta : Erlangga
Foliatini. 2008. Buku Pintar Kimia. Jakarta : Wahyu Media. Oxtoby,. 2001. Prinsip
Kimia Modern. Jakarta : Erlangga.
Subowo. T dan Sanjaya. A. 1983. Kimia Fisika. Bandung : CV Armico. Sukardjo.
2003. Kimia Fisika. Jakarta : Rineka Cipta
 LAPORAN PRAKTIKUM TERMODINAMIKA

SEMESTER GENAP 2021/2022

Pengukuran EMF

Nama : Siska Mayaranti

Nim : 2030208049

Dosen pengampuh : Ravensky Yurianty Pratiwi, S.Pd., M.Si

LABORATORIUM IPA

FAKULTAS ILMU TARBIYAH DAN KEGURUAN

UNIVERSITAS ISLAM NEGERI RADEN FATAH

2022
 8 JUNI 2002
Percobaan III
Pengukuran EMF

A. TUJUAN
1. Untuk menemukan EMF sel
2. Untuk menghitung perubahan energi bebas Gibbs dari reaksi sel
3. Untuk menghitung konstanta kesetimbangan.
4. Untuk memprediksi spontanitas reaksi sel
B. DASAR TEORI
Sel elektrokimia terdiri atas dua jenis, yaitu sel Volta dan sel elektrolisis.
Sel Volta adalah sel elektrokimia. Pada sel Volta, terjadi reaksi redoks yang
menghasilkan listrik. Sebaliknya, sel elektrolisis adalah sel elektrokimia. Pada sel
elektrolisis, arus listrik digunakan untuk membentuk reaksi redoks. Pada
rangkaian sel elektrokimia terdapat dua elektroda, yaitu katoda dan anoda. Katoda
dan anoda adalah elektroda. Pada katoda terjadi reaksi reduksi, sedangkan pada
anoda terjadi reaksi oksidasi. (Keenan, 1980).
Elektrokimia adalah bagian dari ilmu kimia yang mempelajari hubungan
antara reaksi kimia dan aliran listrik. Aliran listrik merupakan aliran sesuatu yang
bermuatan seperti elektron. Reaksi kimia manakah yang berhubungan dengan
adanya aliran elektron? Reaksi yang berhubungan dengan aliran elektron adalah
reaksi yang melibatkan pelepasan dan penerimaan elektron atau yang kita kenal
dengan reaksi oksidasi dan reduksi atau reaksi redoks (Mulyani dan Hendrawan,
2014)
Elektrolisis adalah peristiwa penguraian elektrolit dalam sel elektrolisis
oleh arus listrik. Dalam sel volta/galvani, reaksi oksidasi reduksi berlangsung
secara spontan, dan energi kimia yang menyertai, dan energi kimia yang menyertai
reaksi kimia diubah menjadi energi listrik. Sedangkan elektrolisis merupakan
reaksi kebalikan dari sel volta/galvani yang potensial selnya negatif atau dengan
kata lain, dalam keadaan normal tidak terjadi reaksi dan dapat terjadi bila diinduksi
dengan energi listrik dari luar (Pratiwi, 2014).
Ada dua jenis elektroda: (a) Anoda: pada sel elektrolisis, sumber eksternal
tegangan didapat dari luar, sehingga anoda bermuatan positif apabila dihubungkan
dengan katoda. Dengan demikian ion-ion bermuatan negatif mengalir ke anoda
untuk dioksidasi. (b). Katoda: pada sel elektrolisis, katoda adalah elektroda yang
bermuatan negatif. Ion-ion bermuatan positf (kation mengalir ke elektroda ini
untuk direduksi. Dengan demikian, pada sel elektrolisis elektron didapat dari aki/
baterai eksternal, masuk melakui katoda dan keluar lewat anoda.
Elektroda-elektroda gas disini elektroda inert (Pt, C, Au) yang
berhubungan dengan gas pada tekanan 1 atm (kecuali ditentukan) dan ion-ionnya
dalam larutan, misalnya elektroda gas hidrogen dan lain- lain. Sifat elektroda inert
akan sedemikian rupa sehingga bila tegangan eksternal diubah sedikit saja dari
nilai kesetimbangan, reaksi akan terjadi satu arah atau sebaliknya. Elektroda
logam-ion logam dicelupkan dalam suatu larutan yang mengandung ion-ion logam
tersebut, dan elektroda logam ikut berperan pada reaksi kimia. Reaktivitas logam
akan menjadi perantara, kalau tidak, logam-logam reaktif akan bereaksi dengan air
dan tidak bekerja sebagai elektroda. Sebagai contoh ialah elektroda tembaga yang
dicelupkan dalam larutan sulfat tembaga (Dogra, 2009).
Rangkaian sel Volta juga sering disebut sel galvanik. Pada rangkaian sel
Volta, reaksi redoks spontan menghasilkan aliran listrik yang mengalir melalui
rangkaian luar. Reaksi redoks dalam sel Volta dapat dituliskan dengan suatu
lambing yang disebut diagram sel atau bagan sel. Penulisan reaksi oksidasi pada
anoda digambarkan di sebelah kiri, sedangkan reaksi reduksi pada katoda
digambarkan di sebelah kanan. (Oxtoby, 1999).
Sebuah sel elektrokimia yang beroperasi secara spontan disebut sel galvani
atau sel volta. Sel ini mengubah energi kimia menjadi energi listrik yang dapat
diguakan untuk melakukan kerja. Sel terdiri dari dua setengah sel yang
elektrodanya dihubungkan dengan kawat dan larutannya dengan jembatan garam
(ujung jembatan garam disumbat dengan bahan berpori yang memungkinkan ion
bermigrasi, tetapi mencegah aliran cairan dalam jumlah besar). Potensiometer
mengukur perbedaan potonsial antara dua elektrode. Aliran listrik antara dua
larutan harus berbentuk migrasi ion. Hal ini hanya dapat dilakukan melalui larutan
yang “menjembatani” kedua setengah-sel, tak dapat dihubungkan dengan kawat
biasa : hubungan ini disebut jembatan garam (salt bridge) (Petrucci, 1985).
Dua aturan yang cocok untuk menghitung daya gerak listrik suatu sel
penentuan reaksi sel, dan untuk menentukan apakah reaksi sel seperti tertulis
berlangsung spontan daya gerak listrik sel E0 adalah daya gerak listrik bila semua
konstituen terdapat pada keaktifan satu.
1. Daya gerak listrik suatu sel sama dengan potensial elektroda standar
elektroda katode dikurangi potensial elektroda anode.
E0 sel = E0 katode - E0anode
 Hasil E0 sel > 0 menyatakan reaksi berlangsung spontan, dan E0 sel < 0
maka menyatakan reaksi berlangsung tidak spontan.
2. Reaksi yang berlangsung pada anode ditulis sebagai reaksi oksidasi dan
reaksi yang berlangsung pada anode ditulis sebagai reaksi oksidasi dan
reaksi yang berlangsung pada katode adalah reaksi reduksi. Reaksi sel
adalah jumlah dari kedua reaksi ini.
Untuk mengetahui reaksi redoks spontan atau tidak juga bisa dilihat dalam
deret keaktifan logam yaitu :
Li K Ba Ca Na Mg Al Mn (H2O) Zn Cr Fe Ni Co Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au,
semakin kekanan maka potensial reduksinya semakin meningkat sehingga
semakin mudah untuk direduksi, dan semakin ke kiri makin mudah untuk
dioksidasi. Elektroda acuan untuk mengukur potensial elektroda dipilih elektroda
hidrogen baku. Potensial elektroda standar suatu elektroda diberi nilai positif bila
elektroda ini lebih positif dari pada elektroda hidrogen standar, dan tandanya
negatif bila lebih negatif daripada elekrtoda hidrogen standar.
Penulisan dengan lambang kerap kali digunakan untuk menggambarkan
sebuah sel. Penulisan ini disebut diagram sel, untuk sel elektrokimia :
Zn /│Zn2+ ││Ag+ │ Ag (Day & Underwood, 1998).
C. ALAT DAN BAHAN
a. Alat
1. Beaker gelas
2. Voltmeter
3. Jembatan Garam
b. Bahan
1. Elektrode yang digunakan
Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Ti, Co, Ni, Sn, Pb, Cu, Ag,
Au, 2H
2. Elektrolit yang digunakan -LiCl, KCl, BaCl2, CaCl2, NaCl, MgSO4,
Al(NO3)3, MnSO4, ZnSO4, Cr(NO3)3, FeSO4, CdSO4, TiNO3, CoSO4,
NiSO4, SnSO4, PbNO3, CuSO4, AgNO3, AuNO3, HCl
D. PROSEDUR KERJA
1. Pilihlah simulator pada EMF measurement
2. Atur suhunya.
3. Pilih katoda dari daftar.
4. Pilih anoda dari daftar.
5. Pilih konsentrasi elektrolit.
 6. Catat tegangan sel.
7. Hitung energi bebas Gibbs dari tegangan yang diperoleh dari percobaan.
8. Hitung konstanta kesetimbangan.
9. Prediksi spontanitas reaksi sel.
E. PENGAMATAN DAN PERHITUNGAN
➢ Suhu = 30 oC

➢ Katode yang digunakan = FeSO4

➢ Konsentrasi elektrolit= 0,01 M

➢ Anoda yang digunakan = ZnSO4

➢ Konsentrasi elektrolit yang digunakan = 0,01 M

Sehingga, EMF sell = 0, 320 V
➢ Perubahan energi bebas gibs pada reaksi sel, ΔG = 30880 J / mol

Perhitungan :

ΔG = - n . F . Esel
ΔG = - (1) x (96500 C) x (0, 320 V)
ΔG = 30880 J / mol

➢ Konstanta kestimbangan dari reaksi sel, K = 12, 616 J / L atm

Perhitungan :

ln K = n. F. Esel / R.T
In K = 1 x 96500 C x (0,320 V) / 8,314 atm k x 298 K mol
In K = 30880 J/mol / 2.447,572 L atm/mol
In K = 12, 616 J / L atm

➢ spontanitas reaksi sel = Spontan, karena :

jika G bernilai positif (+) dan K > 1, dan Esel bernilai positif (+)
maka reaksi berlangsung spontan.

Jadi Hasilnya :
1. EMF sell = 0, 320 V
2. Perubahan energi bebas gibs pada reaksisel, ΔG = 30880 J /
mol

3. Konstanta kestimbangan dari reaksi sel, K = 12, 616 J /m ol

 ➢ Spontanitas reaksi sel = spontan.
F. HASIL DAN PEMBAHASAN
Sel elektrokimia juga disebut sel volta atau sel galvani, yang mana
maknanya ialaha suatu alat dimana reaksi kimia terjadi dengan produksi
suatu perbedaan potensial listrik antara dua elektroda. Hal ini akan
dibuktikan pada percobaan praktikum kali ini. Yakni tentang pengukuran
EMF. Untuk membuktikan percobaan tentang reaksi redoks spontan dan sel
elektrokimia serta besarnya potensial sel, bahan yang digunakan pada
praktikum kali ini.
Di percobaan ini langkah pertama yang dilakukan adalah membuka
aplikasi virtual lalu login akun menggunakan email dan password. Lalu,
praktikan melakukan Percobaan sesuai dengan prosedur yang ada.
Kemudian praktikan memilih simulator EMF lalu mengatur suhunya yang
terletak pada bagian kanan, disini praktikan menggunakan suhu sebesar
30°C.
Setelah itu, praktikan memilih katoda dan anoda apa yang ingin
digunakan, disini praktikan menggunakan FeSO4 sebagai katoda dan
ZnSO4 sebagai anoda dengan masing – masing konsentrasi elektrolit nya
0,01 M. Kemudian mencatat tegangan sel, praktikan mendapatkan nilai
sebesar 0, 320 V. Sel elektrokimia tersusun atas dua elektrode yaitu katode
dan anode. Reaksi oksidasi terjadi pada anode sedangkan reaksi reduksi
terjadi pada katode.
Elektroda merupakan tempat terjadinya reaksi oksidasireduksi, pada
elektroda anoda terjadi reaksi oksidasi dan katoda terjadi reaksi reduksi.
Ketika sebuah logam bersentuhan dengan ion dari larutannya sendiri, maka
akan menghasilkan potensial elektrolit. Perbedaan potensial yang
dikembangkan pada antarmuka anoda - elektrolit disebut potensial oksidasi
dan perbedaan potensial yang dikembangkan pada antarmuka katoda -
elektrolit disebut potensial reduksi. Perbedaan potensial antara anoda dan
katoda disebut EMF sel. Perbedaan potensial yang diukur pada kondisi
standar (tekanan 1atm, 273K) disebut potensial elektroda standar. Potensi
elektroda standar memberikan kecenderungan elektroda teroksidasi atau
tereduksi. Jika elektrolitnya berbeda, dua kompartemen disatukan oleh
jembatan garam, yang merupakan tabung yang berisi larutan elektrolit pekat
dalam agar-agar yang melengkapi sirkuit listrik dan memungkinkan sel
berfungsi.
Kita ketahui bahwa besarnya potensial sel dari suatu reaksi redoks
dalam sel volta merupakan total dari potensial elektrode unsur-unsur sesuai
dengan reaksinya. Dalam hal ini, hasil perhitungan potensial sel bisa positif
atau bisa negatif. Jika potensial sel bertanda positif berarti reaksi dapat
berlangsung spontan. Sedangkan jika potensial sel bertanda negatif berarti
reaksi tidak spontan. Elektron akan mengalir dari anoda Zn ke katoda Fe.
Hal tersebut akan menimbulkan perbedaan potensial antara kedua elektroda.
Ketika tidak ada lagi arus listrik yang mengalir maka akan terjadi perbedaan
potensial maksimum yang dinamakan GGL sel atau E sel. Kemudian
praktikan melakukan perhitungan untuk menentukan energi bebas gibbs
pada percobaan ini dan didapatlah energi bebas dari reaksi sel sebesar 30880
J / mol. Lalu praktikan melakukan perhitungan kembali untuk menentukan
kesetimbangan pada percobaan ini dan didapatlah nilai konstanta K sebesar
12, 616 J / L atm. Berdasarkan tabel kespontanan jika jika G bernilai positif
(+) dan K > 1, dan Esel bernilai positif (+) maka reaksi berlangsung spontan.
Pada sel elektrolisis, perubahan kimia atau reaksi redoks non-
spontan terjadi dengan memberikan tegangan listrik diantara dua elektroda
yang dicelupkan pada sistem. Bila proses dibalik dimana reaksi redoks
spontan digunakan untuk menghasilkan tegangan listrik atau aliran listrik
melalui circuit (jaringan) maka sistem kimia demikian disebut sel galvanik
atau sel volta.
Antara dua elektroda, bila dibuat suatu hubungan listrik antara dua
daerah yang mempunyai rapatan muatan yang berbeda maka muatan listrik
akan mengalir dari daerah yang mempunyai rapatan muatan yang lebih
tinggi atau potensial listrik yang lebih tinggi menuju daerah dengan
potensial listrik yang lebih rendah. Gabungan dua setengah sel disebut sel
 elektokimia. Ggl yang dihasilkan sel galvanik disebut potensial sel, Esel,
dan besarnya tergantung pada :
(a)konsentrasi ion dalam sel, (b) temperatur, dan (c) tekanan parsial gas
yang mungkin terlibat dalam reaksi.
G. KESIMPULAN DAN SARAN
Berdasarkan percobaan praktikum yang dilakukan tentang pengukuran
EMF dapat disimpulkan bahwa :
1. Sel elektrokimia juga disebut sel volta atau sel galvani, yang mana
maknanya ialaha suatu alat dimana reaksi kimia terjadi dengan
produksi suatu perbedaan potensial listrik antara dua elektroda.
2. Percobaan menggunakan Katode = FeSO4 konsentrasi elektrolit=
0,01 M Dan Anoda yang digunakan = ZnSO4 serta Konsentrasi
elektrolit yang digunakan = 0,01 M menunjukkan Hasil dari EMF
sell = 0, 320 V
3. Ggl yang dihasilkan sel galvanik disebut potensial sel, Esel, dan
besarnya tergantung pada : (a) konsentrasi ion dalam sel,
(b)temperatur, dan (c) tekanan parsial gas yang mungkin terlibat
dalam reaksi.
4. Dimana Katoda dan Anodda yang dipakai menghasilkaan reaksi
spontan.
H. PERTANYAAN DAN JAWABAN
1. Jelaskan tentang sel elektrokimia dan pembagianya sebagai sel volta
dan sel elekrolisis ?
Jawab :
Sel elektrokimia adalah suatu alat yang mampu
menghasilkan energi listrik dari reaksi kimia atau menggunakan
energi listrik untuk menjalanjakan reaksi kimia. Proses elektrokimia
berlangsung dalam sel elektrolisis. Ada dua jenis sel elektrokimia,
yaitu sel volta dan sel elktrolisis. Sel elektrokimia tersusun atas dua
elektrode yaitu katode dan anode. Reaksi oksidasi terjadi pada anode
sedangkan reaksi reduksi terjadi pada katode. Dalam sel kimia,
kedua elektrode dicelupkan ke dalam larutan elektrode dicelupkan
 ke dalam larutan elektrolit. Sel volta merupakan jenis sel
elektrokimia yang dapat menghasilkan listrik dari reaksi redoks
yang berlangsung spontan. Pada sel volta, anode adalah kutub
negatif dan katode adalah kutub positif.
2. Jelaskan hubungan antara potensial sel, energi bebas dan
kestimbangan ?
Jawab :
Hubungan antara potensial sel, energi bebas dan konstanta
kesetimbangan secara langsung berhubungan dalam suatu
persamaan yaitu : ΔGº = − R T ln Keq = − n F Eºsel ΔG. merupakan
perbedaan energi bebas gibbs antara produk dan reaktan. Ingat
bahwa ΔG tidak dipengaruhi oleh faktor-faktor eksternal yang dapat
merubah kinetika reaksi. E°sel adalah perbedaan gaya gerak listrik
antara 2 setengah sel. Semakin besar E°sel maka se makin besar pula
kekuatan pendorong elektron melalui sistem maka akan semakin
spontan pula reaksi yang terjadi. E°sel diukur dalam satuan volt.
Keseluruhan tegangan sel diukur dari potensial setengah sel reduksi
+ potensial setengah sel oksidasi, biar mudahnya silahkan
perhatikan persamaan ini
Esel = E reduksi + E oksidasi atau
E sel = E katoda + Eanoda Kembali ke persamaan
ΔGº = − R T ln Keq = − n F Eºsel
dimana :
R = 8,314 J/mol K T = suhu (kelvin)
n = mol dari jumlah elektron dalam reaksi redoks
F = 96485 C/mol E°sel dapat dihitung dengan persamaan :
E°sel = E° (katoda) – E° (anoda) = E°(Reduksi) – E°(Oksidasi)
Jika : E° sel > 0, ΔG negatif dan Q < K maka arah reaksi
mengarah ke produk dan reaksi spontan E°sel < 0, ΔG positif
dan Q > K, maka reaksi mengarah ke pembentukan reaktan dan
reaksi tidak spontan E°sel = 0, ΔG = 0 dan Q = K, maka tidak
ada reaksi yang terjadi.
I. LAMPIRAN

J. DAFTAR PUSTAKA
Day, Underwood. 1998. Analisis Kimia Kuantitatif Edisi ke-6.Jakarta:
Erlangga.
Dogra Sk,Dogra S. 2009. Kimia Fisik Dan Soal-Soal. Jakarta: Ui-Press
Keenan,charles W.1980.Ilmu kimia untuk universitas edisi keenam
Jilid 2.Jakarta :Erlangga.
Mulyani, S. dan Hendrawan. 2003. Common Texbook (Edisi Revisi) Kimia
Fisika II. Bandung: Jurusan Pendidikan Kimia FPMIPA UPI.
Oxtoby,David W. Dkk,1999 Prisip-prinsip kimia modern edisi keempat jilid
1. Jakarta: Erlangga.
Pratiwi Purnama, Sari. 2014. PROTOTYPE HIDROGEN FUEL
GENERATOR (Pengaruh Suplay Arus Listrik dengan Elektrolit
Natrium Hidroksida Terhadap Produksi Gas Hidrogen). Palembang
: Politeknik Negeri Sriwijaya.
Petrucci, Ralp.H. 1999. Kimia Dasar Edisi ke-4. Jakarta: Erlangga
 LAPORAN PRAKTIKUM TERMODINAMIKA

SEMESTER GENAP 2021/2022

Volume Molar Parsial

Nama : Siska Mayaranti

Nim : 2030208049

Kelompok : 1 (satu)

Dosen pengampuh : Ravensky Yurianty Pratiwi, S.Pd., M.Si

LABORATORIUM IPA

FAKULTAS ILMU TARBIYAH DAN KEGURUAN

UNIVERSITAS ISLAM NEGERI RADEN FATAH

2022
 14 JUNI 2022

Percobaan VI

Volume Molar Parsial

A. TUJUAN
Menentukan volum molal parsial dari komponen penyusun larutan.
B. DASAR TEORI
Campuran merupakan kumpulan dua materi atau lebih yang dapat
dipisahkan dengan proses fisika. Campuran memiliki komposisi yang
beragam dan perbandingan yang tidak tetap, terbentuk melalui proses fisika,
dapat dipisahkan dengan proses fisika (seperti filtrasi, evaporasi dan
distilasi). Setiap komponen dalam campuran masih memiliki sifat zat
penyusunnya. Terdapat dua macam campuran yaitu campuran homogen dan
campuran heterogen. Komponen pada campuran homogen tidak memiliki
bidang batas sehingga tidak dapat dibedakan atas senyawa penyusunnya.
Zat penyusun pada campuran homogen memiliki sifat yang sama dan
merata dalam segala hal, seperti kesaman rasa, massa jenis, warna dan bau.
Campuran homogen disebut juga larutan, yang terdiri dari zat terlarut dan
zat pelarut. Jumlah zat pelarut lebih banyak dari pada zat terlarut. Contoh
campuran homogen yaitu air sirup, air gula, air garam, aloi dan lain-lain.
Aloi merupakan campuran logam dengan logam lain atau non logam.
Contoh aloi : kuningan ( campuran dari tembaga dan seng), perunggu
(campuran dari tembaga dan timah). Komponen zat-zat penyusun dalam
campuran heterogen tercampur tidak merata, sehingga ada bagian dari
campuran yang memiliki sifat berbeda dan bidang batas yang nyata (Hiskia,
1990).
Apabila suatu volume yang besar dari air murni ditambahkan 1 mol
H2O, maka volumenya bertambah 18 cm3 dan kita dapat mengatakan
bahwa 18 cm3 mol-1 adalah volume molar air murni. Walaupun
mengatakan demikian, jika kita menambahkan 1 mol H2O ke dalam etanol
murni yang volumenya besar, maka pertambahan volume hanya 14 cm3.
alasan dari perbedaan kenaikan volume ini adalah volume yang ditempati
oleh sejumlah tertentu molekul air bergantung pada molekul-molekul yang
mengelilinginya. Begitu banyak etanol yang ada sehingga setiap molekul
H2O dikelilingi oleh etanol murni, kumpulan molekul-molekul itu
menyebabkan etanol hanya menempati ruang sebesar 14 cm3. kuantitas 14
cm3 mol-1 adalah volume molar parsial air dalam etanol murni, yaitu
volume campuran yang dapat dianggap berasal dari suatu komponen
(Atkins, 1994).
Volume molar parsial komponen suatu campuran berubah-ubah
bergantung pada komposisi, karena lingkungan setiap jenis molekul
berubah jika komposisinya berubah dari A murni ke B murni. Perubahan
lingkungan molecular dan perubahan gaya-gaya yang bekerja antar molekul
inilah yang menghasilkan variasi sifat termodinamika campuran jika
komposisinya berubah. Volume molar parsial VJ dari suatu zat J pada
beberapa komponen umum didefinisikan secara formal sebagai berikut.

Vj = P, t, n¢ …………….( 1 )

Dengan nJ sebagai jumlah (jumlah mol) J dan subskrip n’

menunjukkan bahwa jumlah zat lain tetap. Volume molar parsial adalah
kemiringan grafik volume total, ketika jumlah J berubah, sedangkan
tekanan, temperature, dan jumlah komponen lain tetap. Nilainya bergantung
pada komposisi, seperti yang kita lihat untuk air dan etanol. Definisi ini
menunjukkan bahwa ketika komposisi campuran berubah sebesar
penambahan dnA zat A dan dnB zat B, maka volume total campuran
berubah sebesar
dV = p,T, nB dnA p,T, nA
dnB = VA dnA + VB dnB ……..( 2 )
(Atkins, 1994).
Faktor – Faktor yang mempengaruhi perubahan volume molar
parsial adalah adanya perbedaan antara gaya intermolekular pada larutan
dan pada komponen murni penyusun larutan tersebut, dan adanya perbedaan
antara bentuk dan ukuran molekul suatu larutan dan pada komponen murni
penyusun larutan tersebut. Ada tiga sifat termodinamik molal parsial utama,
yakni: (i) volume molal parsial dari komponen-komponen dalam larutan
(juga disebut sebagai panas differensial larutan), (ii) entalpi molal parsial,
dan (iii) energi bebas molal parsial (potensial kimia). Sifat-sifat ini dapat
ditentukan dengan bantuan (i) metode grafik, (ii) menggunakan hubungan
analitik yang menunjukkan V dan ni, dan (iii) menggunakan suatu fungsi
yang disebut besaran molal nyata (Rao dan Fasad, 2003).
Massa jenis suatu zat dapat ditentukan dengan berbagai alat salah
satunya adalah dengan menggunakan piknometer. Piknometer adalah suatu
alat yang terbuat dari kaca, bentuknya menyerupai botol parfum atau
sejenisnya. Piknometer merupakan alat yang digunakan untuk mengukur
nilai massa jenis atau densitas fluida. Terdapat beberapa macam ukuran dari
piknometer, tetapi biasanya volume piknometer yang banyak digunakan
adalah 10 ml dan 25 ml, dimana nilai volume ini valid pada temperatur yang
tertera pada piknometer tersebut. Volume molal pelarut murni yang dapat
dihitung dari berat molekul (18,016 untuk air) dibagi dengan berat jenis,
pada keadaan yang diamati.untuk larutan tersebut dipenuhi
V = (1000 + mM2) / d dan n1V1o = 1000/do
Dengan d, do berturut-turut adalah berat jenis larutan, berat jenis air
murni, sedangkan M2 adalah berat molekul zarut. Dan nantinya akan
didapatkan persamaan seperti berikut
ǿ = (M2 – (1000/m) (d – do / do) /d
= { M2 – (M2 – 1000/m)[ (W – Wo) / ( Wo – We)]}/d
Persamaan ini digunakan jika untuk menghitung digunakan
piknometer, disini W, Wo, We berturut-turut adalah berat piknometer yang
dipenuhi larutan, dipenuhi air dan piknometer kosong ( Tim Kimia Fisika,
2014).
Volum molal parsial dari komponen suatu biner dapat dihitung dari
penentuan rapat massa larutan untuk sederet konsentrasi. Metoda
perpotongan grafik adalah cara yang paling jelas secara grafik untuk
menggambarkan kuantitas molal parsial. Untuk cara ini volum satu mol
 larutan (yaitu total satu dari dua komponen) didenahkan terhadap fraksi mol
salah satu komponennya (Alberty, 1992).
Titik sifat molal parsial tergantung pada konsentrasi. Oleh karena itu
mengetahui ketergantungan konsentrasi sangat penting untuk memahami
solusi(larutan). Semua sifat termodinamika yang cukup luas, volume adalah
yang paling mudah untuk divisualisasikan. Hal ini juga berlaku untuk
volume molal parsial, yang didefinisikan sebagai:
𝜕𝑉̅ 𝜕𝑉̅
𝑉1 = ( ) 𝑑𝑎𝑛 𝑉2 = ( )
𝜕𝑛1 𝑛 𝜕𝑛2 𝑛
2 1

Volume molal parsial komponen 1 adalah volume per mol senyawa 1dalam
larutan. Demikian pula, volume molal parsial komponen 2 adalah volume
per mol senyawa 2 dalam larutan. Perubahan total volume untuk perubahan
dalam konsentrasi larutan adalah:
𝜕𝑉̅ 𝜕𝑉̅
𝑑𝑉 = ( ) 𝑑𝑛1 + ( ) 𝑑𝑛2
𝜕𝑛1 𝑛 𝜕𝑛2 𝑛
2 1

(Castellan, 1983).
C. ALAT DAN BAHAN
a. Alat
1. Piknometer
2. Labu takar 100 mL
3. Erlenmeyer 250 mL
4. Gelas piala 200 mL dan 100 mL
5. Pipet ukur 100 Ml
6. Pengaduk kaca
b. Bahan
1. NaCl
2. Aquades
D. PROSEDUR KERJA
1. NaCl
a. Mengencerkan NaCl 3 M dengan pelarut air pada labu ukur 50 ML
dengan variasi konsentrasi 1,5 M; 0,750 M; 0,500 M; 0,375 M
b. Menimbang piknometer kosong

c. Menimbang piknometer yang diisi penuh dengan aquades, dicatat

massa dan suhunya
d. Menimbang piknometer yang diisi penuh dengan NaCl berbagai
konsentrasi dimulai dari konsentrasi terendah, dicatat massanya

1,5 ml 0,75 ml
 0,50 ml 0,375 ml
e. Mencatat temperature didalam piknometer setiap penimbangan
f. Melakukan duplo
2. NH4Cl
a. Mengencerkan NH4Cl 3 M dengan pelarut air pada labu ukur 50 ml
dengan variasi konsentrasi 0,5 M; 0,25 M, 0,16 M, 0,125 M
b. Menimbang piknometer kosong
c. Menimbang piknometer yang diisi penuh dengan aquades, dicatat
massa dan suhunya.
d. Menimbang piknometer yang diisi penuh dengan NaCl berbagai
konsentrasi dimulai dari konsentrasi terendah, dicatat massanya
e. Mencatat temperature didalam piknometer setiap penimbangan.
f. Melakukan duplo
E. PENGAMATAN DAN PERHITUNGAN
1. NaCl
Konsentrasi Massa d m Ø V1 V2
rata- (g/ml) (molal) (ml/mol) (ml/mol) (ml/mol)
rata
0,375 M 78,306 1,0057 0,381 98,531 18,75 ml 2,343 ml
0,500 M 78,381 1,0070 0,511 90,648 25 ml 4,16 ml
0,750 M 78,907 1,1016 0,709 86,043 37,5 ml 9,37 ml
1,500 M 80,850 1,5015 1,061 107,97 75 ml 37,5 ml
1. Pengenceran
 a. Konsentrasi 1,5

M1 x V1 = M2 x V2
3 M x V1 = 1,5 M x 150
225 𝑚𝐿
V1 = 3
= 75 𝑚𝐿
b. Konsentrasi 0,75
M1 x V1 = M2 x V2
3 M x V1 = 0,75 M x 150
112,5 𝑚𝐿
V1 = 3
= 37,5 𝑚𝐿
c. Konsentrasi 0,50

M1 x V1 = M2 x V2

3 M x V1 = 0,50 M x 150

75 𝑚𝐿
V1 = 3
= 25 𝑚𝐿

d. Konsentrasi 0,375
M1 x V1 = M2 x V2
3 M x V1 = 0,375 M x 150
56,25 𝑚𝐿
V1 = 3
= 18,75 𝑚𝐿
2. Berat jenis larutan
a. Konsentrasi 1,5
𝑔
𝑑0 (𝑊− 𝑊𝑒 ) 0,99𝑚𝐿 ( 80,850𝑔−22,476 𝑔) 𝑔
d= (𝑊0 − 𝑊𝑒 )
= (77,432 𝑔− 22,476 𝑔)
= 1,5015𝑚𝐿

b. Konsentrasi 0,75
𝑔
𝑑0 (𝑊− 𝑊𝑒 ) 0,99𝑚𝐿 ( 78,907 𝑔 − 22,476 𝑔) 𝑔
d= (𝑊0 − 𝑊𝑒 )
= (77,432 𝑔− 22,476 𝑔)
=1,1016 𝑚𝐿

c. Konsentrasi 0,50
𝑔
𝑑0 (𝑊− 𝑊𝑒 ) 0,99𝑚𝐿 ( 78,381 𝑔 − 22,476 𝑔) 𝑔
d= (𝑊0 − 𝑊𝑒 )
= (77,432 𝑔− 22,476 𝑔)
=1,0070 𝑚𝐿

d. Konsentrasi 0,375
𝑔
𝑑0 (𝑊− 𝑊𝑒 ) 0,99𝑚𝐿 ( 78,306 𝑔 − 22,476𝑔) 𝑔
d= (𝑊0 − 𝑊𝑒 )
= (77,432 𝑔− 22,476 𝑔)
=1,0057 𝑚𝐿

3. Molalitas larutan
a. Konsentrasi 1,5
 1 1
m= 𝑑 𝑀 = 1,501 𝑔 𝑔 = 1,061 molal
− 2
𝑀 1000 𝑚𝐿 −
58,5
𝑚𝑜𝑙
1,5 𝑀 1000

b. Konsentrasi 0,75
1 1
m= 𝑑 𝑀 = 1,,1016 𝑔 𝑔 = 0,709 molal
− 2
𝑀 1000 𝑚𝐿 −
58,5
𝑚𝑜𝑙
0,75 𝑀 1000

c. Konsentrasi 0,50
1 1
m= 𝑑 𝑀 = 1,0070 𝑔 𝑔 = 0,511 molal
− 2
𝑀 1000 𝑚𝐿 −
58,5
𝑚𝑜𝑙
0,50 𝑀 1000

d. Konsentrasi 0,375
1 1
m= 𝑑 𝑀 = 1,0057 𝑔 𝑔 = 0,381 molal
− 2
𝑀 1000 𝑚𝐿 −
58,5
𝑚𝑜𝑙
0,375 𝑀 1000

4. Volume molal semu zat terlarut

a. Konsentrasi 1,5
1000 𝑊− 𝑊 𝑔 𝑔 1000 (80,850 𝑔 − 77,432 𝑔)
𝑀2 −(𝑀2 − 𝑚 )(𝑊 − 𝑊0 ) 58,5𝑚𝑜𝑙−(58,5𝑚𝑜𝑙− 1,061 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑙)(( 77,432 𝑔− 22,476 𝑔))
Φ= 𝑑
0 𝑒
= 𝑔
1,051𝑚𝐿

= 107,97
b. Konsentrasi 0,75
1000 𝑊− 𝑊 𝑔 𝑔 1000 ( 78,907 𝑔 − 77,432 𝑔)
𝑀2 −(𝑀2 − 𝑚 )(𝑊 − 𝑊0 ) 58,5𝑚𝑜𝑙−(58,5𝑚𝑜𝑙− 0,709𝑚𝑜𝑙𝑎𝑙)( (77,432 𝑔− 22,476 𝑔) )
Φ= 𝑑
0 𝑒
= 𝑔
1,1016 𝑚𝐿

= 86,043
c. Konsentrasi 0,50
1000 𝑊− 𝑊 𝑔 𝑔 1000 ( 78,381 𝑔 −77,432 𝑔)
𝑀2 −(𝑀2 − 𝑚 )(𝑊 − 𝑊0 ) 58,5𝑚𝑜𝑙−(58,5𝑚𝑜𝑙− 0,511 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑙)( (77,432 𝑔− 22,476 𝑔) )
Φ= 𝑑
0 𝑒
= 𝑔
1,0070 𝑚𝐿

= 90,648
d. Konsentrasi 0,375
1000 𝑊− 𝑊 𝑔 𝑔 1000 ( 78,306 𝑔−77,432 𝑔)
𝑀2 −(𝑀2 − 𝑚 )(𝑊 − 𝑊0 ) 58,5𝑚𝑜𝑙−(58,5𝑚𝑜𝑙− 0,383 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑙)( (77,432 𝑔− 22,476 𝑔) )
Φ= 𝑑
0 𝑒
= 𝑔
1,0057 𝑚𝐿

= 98,531
5. Mencari nilai V2
a. Konsentrasi 1,5
M1 x V1 = M2 x V2
1,5 M x 75 mL = 3 M x V2
112,5 𝑚𝐿
V2 = 3
= 37,5 𝑚𝐿
 b. Konsentrasi 0,75
M1 x V1 = M2 x V2
0,75 M x 37,5 mL = 3 M x V2
28,125 𝑚𝐿
V2 = 3
= 9,37 𝑚𝐿
c. Konsentrasi 0,50

M1 x V1 = M2 x V2

0,50 M x 25 mL = 3 M x V

12,5 𝑚𝐿
V2 = 3
= 4,16 𝑚𝐿

d. Konsentrasi 0,375
M1 x V1 = M2 x V2
0,375 M x 18,75 mL = 3 M x V2
7,031 𝑚𝐿
V2 = 3
= 2,343 𝑚𝐿

2. NH4Cl
Konsentrasi Massa d m Ø V1 V2
rata- (g/ml) (molal) (ml/mol) (ml/mol) (ml/mol)
rata

0.125 M 130,131 0,9918 0,126 73,606 10,42 ml 6,25 ml

0,160 M 130,114 0,9916 0,162 69,280 13,33 ml 0,710 ml

0,250 M 130,418 0,9947 0,255 77,297 20,83 ml 1,735 ml

0,500 M 131,418 1,004 0,512 86,289 41,67 ml 6,945 ml

1. Pengenceran

a. Konsentrasi 0,5

M1 x V1 = M2 x V2
3 M x V1 = 0,50 M x 250
125 𝑚𝐿
V1 = 3
= 41,67 𝑚𝐿
b. Konsentrasi 0,25
M1 x V1 = M2 x V2
 3 M x V1 = 0,25 M x 250
62,5 𝑚𝐿
V1 = 3
= 20,83 𝑚𝐿

c. Konsentrasi 0,16
M1 x V1 = M2 x V2

3 M x V1 = 0,160 M x 250

40 𝑚𝐿
V1 = 3
= 13,33𝑚𝐿

d. Konsentrasi 0,125
M1 x V1 = M2 x V2
3 M x V1 = 0,125 M x 250
31,25 𝑚𝐿
V2 = 3
= 10,24 𝑚𝐿
2. Berat jenis larutan

a. Konsentrasi 0,5
𝑔
𝑑0 (𝑊− 𝑊𝑒 ) 0,99𝑚𝐿 ( 131,418𝑔−31,630 𝑔) 𝑔
d= (𝑊0 − 𝑊𝑒 )
= (129,95 𝑔− 31,630 𝑔)
=1,004 𝑚𝐿

b. Konsentrasi 0,25
𝑔
𝑑0 (𝑊− 𝑊𝑒 ) 0,99𝑚𝐿 ( 130,418 𝑔 − 31,630𝑔) 𝑔
d= (𝑊0 − 𝑊𝑒 )
= (129,95 𝑔−31,630 𝑔)
=0,9947 𝑚𝐿

c. Konsentrasi 0,16
𝑔
𝑑0 (𝑊− 𝑊𝑒 ) 0,99𝑚𝐿 ( 130,114 𝑔 − 31,630 𝑔) 𝑔
d= (𝑊0 − 𝑊𝑒 )
= (129,95 𝑔− 31,630 𝑔)
=0,9916 𝑚𝐿

d. Konsentrasi 0,125
𝑔
𝑑0 (𝑊− 𝑊𝑒 ) 0,99𝑚𝐿 ( 130,131 𝑔 − 31,630𝑔) 𝑔
d= (𝑊0 − 𝑊𝑒 )
= (129,95 𝑔− 31,630 𝑔)
=0,9918 𝑚𝐿

3. Molalitas larutan
a. Konsentrasi 0,5
1 1
m= 𝑑 𝑀 = 1,004 𝑔 𝑔 = 0,512 molal
− 2
𝑀 1000 𝑚𝐿 −
58,5
𝑚𝑜𝑙
0,5 𝑀 1000

b. Konsentrasi 0,25
1 1
m= 𝑑 𝑀 = 0,9947 𝑔 𝑔 = 0,255 molal
− 2
𝑀 1000 𝑚𝐿 −
58,5
𝑚𝑜𝑙
0,25 𝑀 1000

c. Konsentrasi 0,16
 1 1
m= 𝑑 𝑀 = 0,9916 𝑔 𝑔 = 0,162 molal
− 2
𝑀 1000 𝑚𝐿 −
58,5
𝑚𝑜𝑙
0,16 𝑀 1000

d. Konsentrasi 0,125
1 1
m= 𝑑 𝑀 = 0,9918 𝑔 𝑔 = 0,126 molal
− 2
𝑀 1000 𝑚𝐿 −
58,5
𝑚𝑜𝑙
0,125 𝑀 1000

4. Volume molal semu zat terlarut

a. Φ = Konsentrasi 0,5
1000 𝑊− 𝑊
𝑀2 −(𝑀2 − 𝑚 )(𝑊 − 𝑊0 )
Φ= 𝑑
0 𝑒
=
𝑔 𝑔 1000 (131,41𝑔−129,95 𝑔)
58,5𝑚𝑜𝑙−(58,5𝑚𝑜𝑙− 0,512 mo𝑙𝑎𝑙)(( 129,95 𝑔− 31,630 𝑔))
𝑔 = 86,289
1,004𝑚𝐿

b. Konsentrasi 0,25
1000 𝑊− 𝑊
𝑀2 −(𝑀2 − 𝑚 )(𝑊 − 𝑊0 )
Φ= 𝑑
0 𝑒
=
𝑔 𝑔 1000 ( 130,418 𝑔 − 129,95 𝑔)
58,5𝑚𝑜𝑙−(58,5𝑚𝑜𝑙− 0,255 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑙)( (129,95 𝑔− 31,630𝑔) )
𝑔 = 77,297
0,9947 𝑚𝐿

c. Konsentrasi 0,16
1000 𝑊− 𝑊
𝑀2 −(𝑀2 − 𝑚 )(𝑊 − 𝑊0 )
Φ= 𝑑
0 𝑒
=
𝑔 𝑔 1000 ( 130,114 𝑔 −129,95 𝑔)
58,5𝑚𝑜𝑙−(58,5𝑚𝑜𝑙− 0,162 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑙)( (129,95 𝑔− 31,630 𝑔) )
𝑔 = 69,280
0,9916 𝑚𝐿

d. Konsentrasi 0,125
1000 𝑊− 𝑊
𝑀2 −(𝑀2 − 𝑚 )(𝑊 − 𝑊0 )
Φ= 𝑑
0 𝑒
=
𝑔 𝑔 1000 ( 130,131 𝑔−129,95 𝑔)
58,5𝑚𝑜𝑙−(58,5𝑚𝑜𝑙− 0,126 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑙)( (129,95 𝑔− 31,630𝑔) )
𝑔 = 73,606
0,9918 𝑚𝐿

5. Mencari nilai V2
a. Konsentrasi 0,5
M1 x V1 = M2 x V2
0,5 M x 41,67 mL = 3 M x V2
20,835 𝑚𝐿
V2 = 3
= 6,945 𝑚𝐿
b. Konsentrasi 0,25
M1 x V1 = M2 x V2
0,25 M x 20,83 mL = 3 M x V2
 5,207 𝑚𝐿
V2 = 3
= 1,735𝑚𝐿
c. Konsentrasi 0,16
M1 x V1 = M2 x V2

0,16 M x 13,33 mL = 3 M x V2

2,132 𝑚𝐿
V2 = 3
= 0,710 𝑚𝐿

d. Konsentrasi 0,125
M1 x V1 = M2 x V2
0,125 M x 10,42 mL = 3 M x V2
1,302 𝑚𝐿
V2 = 3
= 6,25 𝑚𝐿

F. HASIL DAN PEMBAHASAN

Percobaan kali ini adalah Volume Molal Parsial. Bahan yang
digunakan pada praktikum ini adalah NaCl dan NH4Cl dengan pelarut
akuades. Volume molal parsial adalah volume perbandingan antara pelarut
dengan zat terlarut. Volume molal parsial ditentukan oleh banyaknya mol
zat terlarut yang terkandung dalam 1000 gram pelarut. Volume molal
memiliki 3 sifat termodinamika utama yaitu volume molal parsial dari
komponen-komponen dalam larutan, entalpi molal parsial (juga disebut
sebagai panas diferensial larutan) dan energi bebas molal parsial (disebut
potensial kimia).
Sifat-sifat ini dapat ditentukan dengan bantuan melalui metode
grafik, dengan menggunakan hubungan analitik yang menunjukkan J dan
ni, serta dengan menggunakan suatu fungsi yang disebut besaran molal
nyata yang ditentukan sebagai: Ø. Sifat termodinamika molal parsial yang
jika salah satu sifat (misalnya volume molal parsial) komposisinya diubah,
maka akan berpengaruh pada harga volume molal itu sendiri. Misalnya,
harga konsentrasi diubah, maka volume molalnya juga akan berubah dari
keadaan awal. Akan tetapi, jika salah satu sifatnya yang diubah, misalnya
entalpi molal parsialnya, maka hal tersebut tidak akan mempengaruhi harga
sifat molal parsialnya, karena yang dihitung perubahannya hanyalah jumlah
molnya bukan sifat-sifat termodinamika molal parsialnya.
Percobaan kali ini menggunakan variasi konsentrasi dari larutan
NaCl. NaCl digunakan sebagai bahan zat terlarut dikarenakan NaCl
merupakan eletrolit kuat yang dapat terurai menjadi ion Na+ dan Cl- di
dalam air dan mampu menyerap air tanpa adanya penambahan volume suatu
larutan, sehingga disebut dengan volume molal parsial semu. Begitu pula
pada NH4Cl yang juga merupakan elektrolit kuat. Bahkan pada beberapa
penelitian NH4Cl memiliki daya hantar listrik yang lebih besar dibndingkan
NaCl. Hal ini disebabkan karena NH4+ merupakan senyawa yang memiliki
ukuran lebih bear dibandingkan Na+. Reaksi yang terjadi pada langkah ini
adalah:
NaCl(aq) → Na+ (aq) + Cl- (aq)
NH4Cl(aq) → NH4+ (aq) + Cl- (aq)
Variasi konsentrasi yang digunakan adalah 0,375 M; 0,500 M; 0,750
M dan 1,500 M. Variasi konsentrasi ini dapat diperoleh dengan cara
mengencerkan larutan NaCl 3,0 M. Larutan NH4Cl juga dienceerkan
Pengenceran dapat didapatkan dengan persamaan berikut:

M1V1 = M2V2
Penentuan volum molal larutan NaCl dapat diketahui dengan
mengukur berat jenis dari larutan NaCl. Pengukuran masa jenis ini bertujuan
untuk mengetahui hubungan antara konsentrasi dengan volum molal parsial.
Pada percobaan ini, temperatur dari setiap larutan NaCl diukur. Hal ini
dilakukan untuk mengetahui d0 (berat jenis air pada berbagai temperatur).
Pada setiap temperatur yang berbeda maka nilai dari d0 berbeda.
Berdasarkan data yang telah diperoleh diketahui bahwa semakin besar
konsentrasi NaCl dalam larutan maka densitas dari larutan tersebut juga
semakin besar. Perolehan data tersebut sesuai dengan literatur yang
menyebutkan bahwa semakin besar konsentrasi maka masa jenisnya juga
akan semakin besar. Hal tersebut dikarenakan masa jenis NaCl lebih besar
dibandingkan air (masa jenis NaCl = 58,5 g/dm3, masa jenis air = 1,00
g/dm3) sehingga apabila komponen NaCl dalam larutan semakin banyak,
masa jenis dari larutan tersebut juga akan semakin banyak pula.
Langkah pertama yang dilakukan adalah menimbang piknometer
kosong dan dicatat sebagai We, penimbangan dilakukan dengan 3 kali
pengulangan. Selanjutnya piknometer diisi dengan air sampai penuh dan
ditimbang dengan 3 kali pengulangan, kemudian diambil rata-ratanya dan
dicatat sebagai W0. Selama penimbangan piknometer, suhu juga dicatat
untuk mengamati perubahan-perubahan suhu yang terjadi, karena suhu juga
dapat memengaruhi hasil. Semakin tinggi konsentrasi harusnya semakin
tinggi suhu yang terjadi. Pertambahan molekul, menyebabkan pertambahan
kemungkinan terjadinya tumbukan. Ketika tumbukan terjadi, maka hal
tersebut menghasilkan energi panas. Sehingga, suhu larutan dapat
meningkat seiring pertambahan konsentrasi.
Selanjutnya dilakukan pengenceran larutan NaCl 3,0 M dan NH4Cl
1,0 M. Larutan NH4Cl 1,0 M diencerkan ½, ¼, 1/6 dan 1/8 dengan
konsentrasi menjadi 0,125 M; 0,160 M; 0,250 M; dan 0,500 M. Larutan
NaCl 3,0 M juga diencerkan dari ½ sampai 1/8 sehingga konsentrasinya
menjadi 0,375 M; 0,500 M; 0,750 M; dan 1,500 M. Masing-masing larutan
yang sudah diencerkan kemudian dimasukkan ke dalam piknometer dan
ditimbang secara triplo. Penimbangan larutan dilakukan dari konsentrasi
terendah. Hal ini dilakukan agar tidak mempengaruhi hasil pada pengukuran
selanjutnya dan mempermudah pencucian piknometer. Massa hasil
penimbangan masing-masing konsentrasi seperti dapat dilihat dalam table
hasil menunjukkan peningkatan dengan meningkatnya konsentrasi.
Massa hasil penimbangan piknometer dengan larutan selanjutnya disebut
sebagai W. Langkah berikutnya yang dilakukan dari nilai W tersebut adalah
melakukan pengukuran berat jenis larutan NaCl dan NH4Cl untuk masing-
masing variasi konsentrasi. Pengukuran berat jenis larutan ini menggunakan
piknometer. Persamaan yang digunakan untuk menghitung berat jenis
larutan ini adalah:
𝑑0 (𝑊− 𝑊𝑒 )
d= (𝑊0 − 𝑊𝑒 )
 d adalah berat jenis larutan, W adalah berat piknometer dipenuhi
larutan, We merupakan berat piknometer kosong, d0 merupakan berat jenis
pada temperatur tertentu sesuai literatur dan W0 merupakan piknometer
yang diisi air. Volum larutan merupakan fungsi temperatur, tekanan dan
jumlah mol komponen. Artinya volum larutan dipengaruhi oleh temperatur,
tekanan dan jumlah mol komponen. Berat jenis larutan yang diperoleh dari
hasil percobaan untuk masing-masing konsentrasi untuk NaCl dari
konsentrasi terendah antara lain, 1,001; 1,008; 1,016; dan 1,043 g/mL. Berat
jenis untuk NH4Cl yang didapat diantaranya 0,990; 0,991; 0,992; dan 0,995
g/mL. Hasil ini menujukkan bahwa semakin tinggi konsentrasi larutan maka
densitasnya juga semakin besar. Hal ini disebabkan karena semakin tinggi
konsentrasi suatu larutan, menunjukkan jumlah partikel dalam larutan
tersebut semakin banyak.
Hasil dari densitas yang telah ditentukan maka dapat dicari molal
masing-masing konsentrasi larutan tersebut dengan menggunakan rumus
berikut :
1
m= 𝑑 𝑀
− 2
𝑀 1000

Hasil yang didapat pada tabel menunjukkan bahwa molalitas (m)

sebanding dengan konsentrasi (M) dimana semakin besar konsentrasi (M)
maka semakin besar pula molalitas (m) larutannya. Setelah didapat hasilnya,
maka dikonversikan kedalam rumus untuk mencari harga volume molal
parsial semu (Ø) dengan menggunakan rumus berikut :
1000 𝑊− 𝑊0
𝑀2 −(𝑀2 − )( )
𝑚 𝑊0 − 𝑊𝑒
Ø= 𝑑

Setelah didapat harga Ø, kemudian dibuat grafik antara Ø dengan

akar dari konsentrasi untuk memperoleh nilai slopenya. Kemudian dari nilai
slope tersebut dapat digunakan untuk menghitung nilai volume molal parsial
1 dan 2. Selanjutnya, satuan volume molal parsial yang diperoleh dari
perhitungan tersebut yakni cm3/mol, artinya dalam 1 liter larutan jumlah
molnya adalah 1. Berikut grafik yang diperoleh untuk volume molar semu
NaCl.
 Volume molal semu berbanding terbalik dengan konsentrasi. Hal ini
disebabkan karena zat terlarutnya semakin banyak sehingga volume yang
diperlukan untuk membentuk konsentrasi tertentu semakin kecil sehingga
didapatkan nilai volume molal semu yang kecil.
Harga volume molal dipengaruhi oleh molalitas dan densitas
larutan, dimana pertambahan molalitas menyebabkan berkurang volume
molal nyata larutan gula (Ø). Jika harga molalitas dinaikkan dalam jumlah
tertentu dan densitas larutan juga dinaikkan dalam jumlah tertentu maka
volume molal nyata larutan gula (Ø) akan turun.
Volume molal parsial larutan tidak dapat ditentukan secara langsung
tetapi hampir setara dengan volume molar parsial larutan, karena volume
molar lebih mudah ditentukan sehingga yang dihitung adalah volume molar
larutannya. Volume molar pelarut ini dihitung dengan persamaan:

𝑚 𝑑Φ
V1= Φ + ( 2
× √𝒎) ( 𝑑√𝒎 )
3 𝑑Φ
V2= Φ + ( 2 × √𝒎) ( 𝑑√𝒎 )

Berdasarkan kedua persamaan tersebut, volume molar komponen

larutan dihitung sehingga volume molal komponen larutan secara tidak
langsung juga dapat diketahui. Hasil ini menunjukkan bahwa konsentrasi
berbanding terbalik dengan volume molar parsial. Hal in disebabkan oleh
komponen dari volume molal parsial itu sendiri, yang didefinisikan sebagai:

Vi = (dV/dn)T,P,nj=i
Konsentrasi berhubungan dengan n (jumlah mol). Sehingga,
pertambahan konsentrasi akan memperkecil volume molal parsial. Grafik
yang diperoleh dengan mengeplotkan volume molar pelarut dengan
molalitas. V1 sebagai volume molal parsial pelarut sedangkan V2 adalah
volume molal parsial zat terlarut. Berikut adalah grafik V1 vs m pada NaCl.
Volume molal parsial pelarut disini akuades yang dijadikan sebgai
pelarut sedangkan sebagai zat terlarut adalah NH4Cl yang mana grafiknya
terdapat di bawahnya. Volume molal parsial pelarut pada NH4Cl ini juga
menunjukkan nilai yang semakin kecil dengan bertambahnya konsentrasi.
G. KESIMPULAN DAN SARAN
a. Kesimpulan yang dapat diambil yaitu :
Volume molal parsial penambahan volume yang terjadi bila satu mol
komponen ditambahkan pada larutan. Volume molal parsial dapat
ditentukan dengan menggunakan metode penimbangan menggunakan
pinkometer untuk menentukan berat jenis yang kemudian digunakan
untuk mendapatkan molal larutan. Dari praktikum ini dapat dilihat
bahwa semakin besar konsentrasi maka volume molal parsial akan
semakin kecil. Hal tersebut terjadi karena Konsentrasi berhubungan
dengan n (jumlah mol). Sehingga, pertambahan konsentrasi akan
memperkecil volume molal parsial.
b. Saran
Saran yang dapat diberikan untuk para praktikan adalah agar hati-
hati dalam melakukan praktikum ini agar tidak terjadi hal yang tidak
diinginkan seperti kerusakan alat dan lain-lainnya. Praktikan juga
dianjurkan agar teliti dalam menimbang bahan dan alat yang ada agar
hasil yang diperoleh akan baik dan sesuai yang diharapkan.
H. JAWABAN TUGAS
1. Apakah yang dimaksud dengan molaritas dan molalitas larutan?
Jawab :
➢ Molaritas ialah sebuah besaran yang dapat menyatakan jumlah
suatu mol zat terlarut dalam tiap satuan volume larutan.
➢ Molalitas ialah suatu besaran yang dapat menyatakan suatu
jumlah mol pada zat terlarut dalam tiap satuan berat pelarut.
2. Apakah yang dimaksud dengan volum molal parsial? Jelaskan
disertai contoh konkritnya dalam kejadian sehari-hari?
Jawab :
Volume molal parsial merupakan volume dimana terdapat
perbandingan antara pelarut dengan zat terlarut, yang ditentukan
oleh banyaknya zat mol zat terlarut yang terdapat dalam 1000 gram
pelarut.. Volume molal parsial biasanya digunakan dalam
menentukan tekanan uap campuran. Selain itu dalam
 mencampurkan suatu zat tertentu dengan zat lain dalam temperatur
tertentu
3. Dapatkah φ mempunyai harga negatip? Jelaskan!
Jawab :
𝑁𝑎𝐶𝐿
Untuk x = Mr 𝑑
1
dan untuk y = m = 𝑑 𝑀
− 2
𝑀 1000

Secara umum harga y lebih kecil dari x sehingga φ akan

bernilai positif.

I. DAFTAR PUSTAKA
Alberty, A Robert. 1992. Kimia Fisik. Jakarta: Erlangga.
Atkins, P. W. 1994. Kimia Fisik. Jakarta: Erlangga.
Castellan, Gilbert W. 1983. Physical Chemistry 3rdedition . Canada :
Addison-Wesley Publishing Company, Inc.
Dogra, S. K. 1990. Kimia Fisik dan soal – soal. Jakarta : Universitas
Indonesia.
Hiskia, Achmad. 1990. Elektrokimia dan Kinetika Kimia. PT Citra Aditya
Bakti. Bandung.
Rao, RR dan Fasad, KR. 2003. Effects of Volume and Partial Molar
Volume Variation. India : Journal Bearings.