LAPORAN PRAKTIKUM KIMIA DASAR KINETIKA KIMIA
LAPORAN PRAKTIKUM KIMIA DASAR
KINETIKA KIMIA
BAB I
1.1. JUDUL
Kinetika Kimia
1.2. HARI / TANGGAL M
JUM’AT 19 DESEMBER 2014
1.3. TUJUAN PRAKTIKUM
a. Mengukur perubahan konsentrasi pereaksi menurut waktu
b. Mengamati pengaruh konsentrasi, suhu, dan katalis pada laju reaksi
c. Menentukan hukum laju suatu reaksi dalam larutan berair
1.4. PERTANYAAN PRA PRAKTEK
1. Apa definisi ringkas dari (a) hukum laju, (b) tetapan laju, (c) orde reaksi, (d) energi aktivasi !
2. Apakah satuan tetapan reaksi untuk (a). Reaksi orde nol, (b). Reaksi orde satu, (c). Reaksi orde dua !
3. Belerang dioksida mereduksi HIO3 dalam larutan asam dengan reaksi :
3SO2(g) + 3H2O(l)+ HIO3(aq) à 3H2SO4(aq) + HI(aq)
Pada akhir reaksi, jika terdapat HIO3 berlebih, zat ini dapat diambil dengan larutan kanji. Senyawa HI dan HIO3 segera bereaksi membentuk I2 yang diserap oleh kanji dan menimbulkan warna biru.
Dari percobaan diperoleh data :
| [SO2] M | [HIO3] M | t (detik) |
| 14.6 . 10-4 | 3.60 . 10-3 | 25.8 |
| 7.31 . 10-3 | 3.60 . 10-3 | 52.8 |
| 14.6 . 10-4 | 7.21 . 10-3 | 12.6 |
Tentukan orde reaksi untuk setiap pereaksi dan orde keseluruhannya.
Jawab.
1. (a) Hukum laju : reaksi kekanan maupun kekiri dapat terjadi begitu produk terbentuk, produk ini dapat bereaksi kembali menghasilkan reaktan semua.
(b) Tetapan laju : ketentuan yang didapat dari hasil percobaan dan digunakan untuk mempermudah proses pencarian nilai dari laju
(c) Orde reaksi : jumlah semua eksponen dari konsentrasi dalam persamaan laju
(d) Energi aktivasi : energi kinetik minimum yang diperlukan oleh partikel pereaksi untuk membentuk kompleks teraktivasi.
2. (a) reaksi orde nol à k (mol s-1) ;
(b) reaksi orde satu à k [A] [B] (s-1) ;
(c) reaksi orde dua à k [A]2[B]2 (mol-1 s-1)
3. Orde SO2 Orde HIO3
[ ]n = [ ]m =
1.997n= 2 (0.5)m = 0.5
n = 1 m = 1
BAB II
2.1. Landasan Teori
Pengukuran laju reaksi merupakan bidang kimia yang menakjubkan. Dari kajian kinetika, mekanisme reaksi dapat dideduksi. Informasi tentang reaksi katalis maupun penghambat hanya dapat di peroleh melalui pengkajian kinetika.
Laju reaksi kimia dapat dipengaruhi oleh beberapa faktor :
· Konsentrasi pereaksi (dan kadang – kadang produk )
· Suhu
· Katalis
Pengukuran laju biasanya dilakukan di bawah kondisi percobaan tetap, dengan satu faktor tetap sedangkan faktor lainnya diragamkan. Bila pengaruh faktor ini terhadap laju telah ditentukan, faktor ini dibuat tetap dan faktor lain diragamkan. Pengkajian secara sistematik mengenai ketergantungan laju pada perubahan laju reaksi dilanjutkan sampai perilaku kinetika dari reaksi yang bersangkutan menjadi lengkap.
Cara mengukur laju reaksi, salah satu segi penting dari pengkajian kinetika ialah merancang teknik yang mudah untuk memantau jalannya reaksi menurut waktu. Analisis kimia dengan cara volumetri atau gravimetri relatif lambat, sehingga cara seperti ini tidak di gunakan kecuali bila reaksinya lambat, atau dapat dihentikan dengan pendinginan tiba-tiba, atau dengan penambahan pereaksi yang menghentikan reaksi.
Beberapa cara yang umum digunakan adalah dengan menggunakan sifat warna dan hantaran listrik. Laju reaksi yang melibatkan gas ditetapkan dengan mengukur volume gas persatuan waktu. Dalam percobaan ini Anda menggunakan perubahan warna.
Untuk suatu reaksi hipotesis
2A + 3B à C + 5D
Hukum lajunya dapat berupa
dengan k adalah tetapan laju; n adalah orde reaksi untuk A; dan m adalah orde reaksi untuk B. Orde reaksi keseluruhan adalah n+m. Orde reaksi hanya dapat ditentukan lewat percobaan, karena angka-angka ini tidak selalu sama dengan koefisien reaksi (stoikiometri).
Dalam percobaan ini Anda akan melakukan reaksi antara natrium tiosulfat dengan asam hidroklorida.
S2O3-2+ 2H+ à SO2 + H2
Laju reaksi ini hanya bergantung pada konsentrasi S2O3-2 , tetapi tidak pada konsentrasi asam. Hal ini dibuktikan dari grafik 1/t terhadap (S2O3-2) yang memberikan garis lurus. Grafik ini menyiratkan bahwa orde reaksi adalah satu untuk tiosulfat. Dan karena konsentrasi asam tidak mempengaruhi laju. Laju ordenya adalah nol.
Anda juga akan melakukan percobaan dengan orde reaksi dua untuk salah satu komponen pereaksinya. Orde dua dapat disimpulkan bila terbentuk suatu garis lurus dari grafik 1/t terhadap [HCl]2.
(Penuntun praktikum Kimia Dasar,2011: 71-72)
Reaksi kimia adalah proses berubahnya pereaksi menjadi hasil reaksi. Proses itu ada yang lambat dan ada yang cepat. Contohnya bensin terbakar lebih cepat dibandingkan dengan minyak tanah. Ada reaksi yang berlangsung sangat cepat, seperti membakar dinamit yang menghasilkan ledakan, dan yang sangat lambat adalah seperti proses berkaratnya besi. Pembahasan tentang kecepatan (laju) reaksi disebut kinetika kimia. Dalam kinetika kimia ini dikemukakan cara menentukan laju reaksi dan faktor apa yang mempengaruhinya.
(Syukri,1999:85)
Kinetika reaksi merupakan cabang ilmu kimia yang membahas tentang laju reaksi dan faktor-faktor yang mempengaruhi. Laju (kecepatan) reaksi dinyatakan sebagai perubahan konsentrasi pereaksi atau hasil reaksi terhadap satuan waktu. Laju reaksi suatu reaksi dapat dinyatakan dengan persamaan laju reaksi, untuk reaksi berikut :
A+B à AB
Persamaan laju reaksi secara umum ditulis sebagai berikut :
R = k [A]m[B]n
k sebagai konstanta laju reaksi, m dan n orde parsial masing-masing pereaksi.
(petrucci,1987:134)
Besarnya laju reaksi dipengaruhi oleh faktor-faktor berikut :
a. Sifat dan ukuran pereaksi. Semakin reaktif dari sifat pereaksi laju reaksi akan semakin bertambah atau reaksi berlangsung semakin cepat. Semakin luas permukaan zat pereaksi laju reaksi akan semakin bertambah, hal ini dapat dijelaskan dengan semakin luas permukaan zat yang bereaksi maka daerah interaksi zat pereaksi semakin luas juga. Permukaan zat pereaksi dapat dapat diperluas dengan memperkecil ukuran pereaksi. Jadi untuk meningkatkan laju reaksi, pada saat pereaksi dalam bentuk serbuk lebih baik bila dibandingkan dalam bentuk bongkahan.
b. Konsentrasi. Dari persamaan umum laju reaksi, besarnya laju reaksi sebanding dengan konsentrasi pereaksi. Jika natrium tiosulfat dicampur dengan asam kuat encer maka akan timbul endapan putih. Reaksi-reaksi yang terjadi sebagai berikut :
Na2S2O3+ 2H+ à 2Na+ + H2S2O3 (cepat)
H2S2O3 àH2SO3 + S (lambat)
Na2S2O3+ 2H+ à 2Na+ + H2S2O3+ S
Reaksi ini terdiri dari dua buah reaksi yang konsekutif (sambung menyambung). Pada reaksi demikian, reaksi yang berlangsung lambat menentukan laju reaksi keseluruhan. Dalam hal ini raksi yang paling lambat ialah penguraian H2S2O3.
c. Suhu reaksi. Hampir semua reaksi menjadi lebih cepat bila suhu dinaikan karena kalor yang diberikan akan menambahkan energi kinetik partikel pereaksi. Akibatnya jumlah dan energi tumbukan bertambah besar. Pengaruh perubahan suhu terhadap laju reaksi secara kuantitatif dijelaskan dengan hukum Arrhenius yang dinyatakan dengan persaman sebagai berikut :
k = atau
Dengan R = konstanta gas ideal; A = konstanta yang khas untuk reaksi (faktor pereaksi) dan Ea= energi aktifasi yang bersangkutan.
d. Katalis adalah zat yang ditambahkan ke dalam suatu reaksi untuk mempercepat jalannya reaksi. Katalis biasanya ikut bereaksi sementara dan kemudian terbentuk kembali sebagai zat bebas. Suatu reaksi yang menggunakan katalis disebut reaksi katalis dan prosesnya disebut katalisme. Katalis suatu reaksi biasanya dituliskan diatas tanda panah.
(Petrucci, 1987:81)
Orde berkaitan dengan pangkat dalam hukum laju reaksi. Reaksi yang berlangsung dengan konstan, tidak bergantung pada konsentrasi pereaksi disebut orde reaksi nol. Reaksi orde pertama lebih sering menampakkan konsentrasi tunggal dalam hukum laju, dan konsentrasi tersebut berpangkat satu. Rumusan yang paling umum dari hukum laju reaksi orde dua adalah konsentrasi tunggal berpangkat dua atau dua konsentrasi masing-masing berpangkat satu. Salah satu metode penentuan orde reaksi memerlukan pengukuran laju reaksi awal dari sederer percobaan. Metode kedua membutuhkan pemetaan yang tepat ari fungsi konsentrasi pereaksi terhadap waktu. Untuk mendapatkan grafik garis lurus.
(Hiskia, 1992:213)
Berdasarkan orde reaks, reaksi dibedakan menjadi :
1. Reaksi Orde Nol
Pada reaksi orde nol, kecepatan reaksi tidak tergantung pada konsentrasi reaktan. Persamaan laju reaksi orde nol dinyatakan sebagai berikut :
A – A0 = ko.t
A = konsentrasi zat pada waktu t
A0= Konsentrasi zat mula-mula
Contoh reaksi orde nol ini adalah reaksi heterogen pada permukaan katalis.
2. Reaksi Orde Satu
Pada reaksi orde satu, kecepatan reaksi berbanding lurus dengan konsentrasi reaktan. Persamaan laju reaksi satu digunakan sebagai berikut :
Bila t =0 àA= Ao
In [A] = In [Ao] – k1t
[A] = [Ao]
Waktu paruh (t1/2) adalah waktu yang dibutuhkan agar konsentrasi reaktan hanya tinggal setengahnya. Pada reaksi orde satu, waktu paruh dinyatakan sebagai berikut.
3. Reaksi Orde dua
Persamaan laju reaksi untuk orde dua dinyatakan sebagai :
Waktu paruh untuk reaksi orde dua dinyatakan sebagai
Reaksi dapat berlangsung cepat atau lambat. Adapun faktor-faktor yang mempengaruhi cepat dan lambatnya suatu reaksi kimia adalah :
1. Sifat kimia dari reaktan : pada umumnya reaksi-reaksi ionik berlangsung cepat, sedangkan reaksi-reaksi yang melibatkan ikatan kovalen berlangsung lebih lambat.
2. Kemampuan reaktan berinteraksi : dalam keadaan cair atau gas partikel-partikel reaktan (molekul atau ion) dapat bertumbukan secara mudah satu dengan yang lainnya.
3. Konsentrasi : molekul-molekul harus bertumbukan agar terjadi reaksi dalam konteks ini laju reaksi proporsional dengan konsentrasi reaktan.
4. Keadaan fisik : molekul-molekul harus bercampur dengan energi yang cukup untuk bereaksi.
5. Katalis : Katalis dapat diperoleh kembali tanpa mengalami perubahan kimia.
6. Temperatur : molekul harus bertumbukan dengan energi yang cukup untuk bereaksi.
( Kimia Dasar II, 2005)
BAB III
3.1. ALAT DAN BAHAN
| · Alat 1. Erlenmeyer 2. Stopwatch 3. Pipet tetes 4. Ampelas Baja 5. Labu takar 6. Tabung reaksi 7. Gelas Ukur 8. Penangas air | · Bahan 1. Larutan Tiosulfat 2. Air 3. Asam Hidroklorida 4. Na2S2O3 5. HCl 6. Pita Mg 7. Asam oksalat 8. Asam sulfat 9. KMnO4 10. H2SO4 |
3.2. PROSEDUR KERJA
A. Orde reaksi dalam reaksi natrium tiosulfat dengan asam hidroklorida
| Hasil |
| Zat-zat pereaksi * |
| Komposisi Campuran |
| Dicampurkan dahulu larutan tiosulfat dengan air sebelum |
| Ditambahkan asam hidroklorida |
| Diputar erlenmeyer agar campuran homogen |
| Dicatat waktu mulai saat asam ditambahkan sampai timbul keruh |
| Dilakukan lagi percobaan, volume tiosulfat tetap volume asam diragamkan |
| Na2S2O3 (ml) | [Na2S2O3] (M) | H2O (ml) | HCl (ml) |
| 25 | 0.15 | - | 4 |
| 20 | 0.12 | 5 | 4 |
| 15 | 0.09 | 10 | 4 |
| 10 | 0.06 | 15 | 4 |
| 5 | 0.03 | 20 | 4 |
*
**
| Na2S2O3 (ml) | H2O (ml) | HCl (ml) | HCl (M) |
| 25 | - | 5 | 3.0 |
| 25 | 2 | 3 | 1.8 |
| 25 | 4 | 1 | 0.6 |
B. Orde reaksi dalam reaksi antara magnesium dengan asam hidroklorida
| Pita Mg |
| HCl 2M |
| Hasil |
| Dibersihkan dengan ampelas baja |
| Dipotong menjadi 16 bagian @2cm |
| Dimasukkan 1 potong ke erlenmeyer |
| Dihentika stopwatch saat Mg larut |
| Digoyang agar Mg tetap bergerak |
| Dicatat waktunya |
| Dituang ke erlenmeyer |
| Diencerkan* di labu takar |
| HCl (M) | Volume HCl (ml) |
| 0.6 | 100 |
| 0.8 | 100 |
| 1.0 | 100 |
| 1.2 | 100 |
| 1.4 | 100 |
| 1.6 | 100 |
| 1.8 | 100 |
| 2.0 | 100 |
*
C. Pengaruh suhu terhadap laju reaksi
| Hasil |
| 3 tetes KMnO4 0.1 N |
| air |
| 8 ml asam oksalat 0.1 N + 2 ml asam sulfat 6N |
| Dimasukkan ke 6 buah tabung reaksi |
| Dimasukkan ke 3 gelas piala Gelas 1 : dididihkan Gelas 2 : dipanaskan Gelas 3 : tidak dipanaskan |
| Dimasukkan 2 tabung ke setiap gelas piala |
| Ditambahkan ke setiap tabung |
D. Pengaruh Katalis terhadap laju reaksi
| KMnO4 (3 tetes) |
| hasil |
| 6 ml as.oksalat + 2 ml H2SO4 |
| 6 ml as.oksalat + 4 ml H2SO4 |
| 6 ml as.oksalat + 6 ml H2SO4 |
| Dimasukkan ke tabung 1 &2 |
| Dimasukkan ke tabung 3&4 |
| Dimasukkan ke tabung 5&6 |
| Diteteskan ke setiap tabung |
3.3. DATA PENGAMATAN
A. Orde reaksi dalam reaksi Natrium tiosulfat dengan asam hidroklorida
Pengamatan terhadap pengaruh konsentrasi Na-tiosulfat
| Na2S2O3 (ml) | Na2S2O3 (M) | H2O (ml) | HCl (ml) | t (detik) | 1/t (detik-1) |
| 25 | 0.15 | - | 4 | 127 | 0,00787 |
| 20 | 0.12 | 5 | 4 | 160 | 0,00625 |
| 15 | 0.09 | 10 | 4 | 198 | 0,00505 |
| 10 | 0.06 | 15 | 4 | 286 | 0,00349 |
| 5 | 0.03 | 20 | 4 | 319 | 0,000313 |
Orde reaksi adalah 1 untuk Na2S2O3
Pengamatan terhadap pengaruh konsentrasi asam hidroklorida
| Na2S2O3 (ml) | H2O (ml) | HCl (ml) | [HCl] (M) | t (detik) | 1/t (detik-1) |
| 25 | - | 5 | 2.0 | 78 | 0.0128 |
| 25 | 2 | 3 | 1.8 | 96 | 0.0104 |
| 25 | 4 | 1 | 0.6 | 102 | 0.0098 |
B. Orde reaksi dalam reaksi magnesium dengan asam hidroklorida
Pengamatan terhadap pengaruh konsentrasi asam hidroklorida
| [HCl] (M) | HCl (ml) | t (detik) | 1/t (detik-1) | [HCl]2 | Log [HCl] | Log (1/t) |
| 0.6 | 100 | 414 | 0,002415 | 0,36 | -0,221 | -2,617 |
| 0.8 | 100 | 343 | 0,002898 | 0,64 | -0,0960 | -2,537 |
| 1.0 | 100 | 202 | 0,004545 | 1,44 | 0 | -2,342 |
| 1.2 | 100 | 130 | 0,00769 | 1,44 | 1.08 | -2,114 |
| 1.4 | 100 | 88 | 0,01136 | 1,96 | 1.15 | -1,945 |
| 1.6 | 100 | 55 | 0,01818 | 2,56 | 1.20 | -1,740 |
| 1.8 | 100 | 40 | 0,025 | 3,24 | 1.25 | -1,602 |
| 2.0 | 100 | 25 | 0,04 | 4 | 1.30 | -1,398 |
Orde reaksi adalah 1 untuk Hcl
C. Pengaruh suhu terhadap laju reaksi
Waktu reaksi pada berbagai suhu (detik)
| Ulangan | Suhu Reaksi | ||
| 1000C | 500C | 250C | |
| 1 | 2s | 13s | 33s |
| 2 | 2s | 13s | 33s |
| Rata - rata | 2s | 13s | 33s |
Tanda-tanda terjadinya reaksi : terjadi perubahan warna menjadi putih bening
D. Pengaruh katalis terhadap laju reaksi
| Ulangan | H2SO4 | ||
| 2ml | 1ml | 0ml | |
| 1 | 2menit 33detik | 12menit 4detik | 23menit 90detik |
| 2 | 2menit 41detik | 15menit | 24menit 15detik |
Tanda-tanda terjadinya reaksi :
a) 2ml → ungu menghilang (ungu pekat-ungu-merah hati-orange bening) reaksi panas
b) 1ml → ungu menghilang (ungu pekat-ungu-merah hati-orange bening) reaksi panas
c) Warna ungu tetap, larutan homogen
3.4. PEMBAHASAN
A. Orde reaksi dalam reaksi natrium tiosulfat dengan asam hidroklorida
Pada percobaan ini kami mengamati orde reaksi antara larutan tiosulfat dengan asam klorida. Pada penentuan orde reaksi ini sangat berkaitan dengan laju reaksi. Pada umumnya, laju reaksi didefinisikan sebagai perubahan konsentrasi pereaksi dan hasil reaksi tiap satuan waktu. Secara kimia, laju reaksi ditentukan dengan menentukan konsentrasi zat-zat pada waktu tertentu, kemudian data-data konsentrasi tersebut digunakan untuk menghitung laju reaksi.
Dalam percobaan ini, kita dapat menentukan orde reaksi masing-masing pereaksi reaksi sesuai dengan data laju reaksi. Unutk reaksi :
Na2S2O3 (aq) + 2HCl (aq) à2NaCl (aq) + SO2(g) + S(s)
Pada percobaan ini larutan tiosulfat dicampur dengan air, kemudian asam klorida ditambahkan. Setelah bercampur secara homogen, maka dilakukan percobaan seperti yang tertera pada tabel 10.1 dan hasil pengamatannya adalah sebagai berikut :
a) 25 ml Na2S2O3 dengan 0.15 M dicampur dengan 4 ml HCl. Dalam w5aktu 127 detik larutan telah menunjukkan adanya kekeruhan, karena adanya pengendapan belerang. Dalam percobaan yang pertama ini senyawa tidak ditambahkan air ke dalam Natrium tiosulfat. Ini dimasukkan massa yang lebih cepat muncul keseluruhan pada larutan apabila ditambahkan dengan air atau tidak dengan air.
b) 20 ml Na2S2O3 dengan 0.12 M dicampur dengan 5 ml H2O, kemudian ditambahkan dengan 4 HCl. Dalam 160 detik larutan telah menunjukkan adanya kekeruhan, karena adanya pengendapan belerang di bagian dasar tabung erlenmeyer.
c) 1,5 ml Na2S2O3 dengan 0.09 M di campur dengan 10ml H2O, kemudian ditambahkan dengan 4 ml HCl. Dalam 198 detik larutan telah menunjukkan adanya kekeruhan, karena adanya pengendapan belerang di bagian dasar tabung erlenmeyer.
d) 10 ml Na2S2O30.06 M dicampur dengan 15 ml H2O, kemudian ditambahkan dengan 4 ml HCl. Dalam waktu 286 detik larutan telah menunjukan adanya kekeruhan, karena adanya pengendapan belerang di bagian dasar tabung erlenmeyer.
e) 5ml Na2S2O30.03 M dicampur dengan 20 ml H2O, kemudian ditambahkan dengan 4 ml HCl. Dalam waktu 319 detik larutan telah menunjukan adanya kekeruhan karena adanya pengendepan belerang di bagian dasar tabung reaksi.
Secara teori, untuk percobaan dengan komposisi campuran yang tertera pada tabel 10.2, kami hanya mencari orde reaksinya saja dan menghitung orde reaksinya secara keseluruhan.
Orde reaksi dalam reaksi magnesium dan asam hidroklorida
Untuk reaksi = Mg (s) + 2 HCl (aq) à MgCl2(aq) + H2(g)
Perlakuan yang diberikan pada reaksi ini adalah :
a) Perbandingan konsentrasi HCl yang bervariasi (0.6 M;0.8 M;1.2 M; 1.4 M; 1.6M; 1.8M; dan 2M ). Pada volume HCl yang sama dan mereaksikan pita Mg ke dalam tabung reaksi. Hasil pengamatan timbul gelembung gas dan magnesium larut dalam HCl hingga habis dalam waktu tertentu.
b) Magnesium memerlukan waktu beberapa menit untuk larut dalam HCl dimana kecepatannya tergantung konsentrasi dari HCl tersebut.
c) Laju reaksi dipengaruhi oleh konsentrasi HCl yang bervariasi.
Misal persamaan laju reaksi dirumuskan dengan r = k[Mg][HCl], laju reaksi hanya bergantung pada fase larutan [HCl] sehingga orde reaksi terhadap Mg adalah nol.
Pengaruh suhu terhadap laju reaksi
Seperti yang telah diketahui sebelumnya bahwa kenaikan suhu mempercepat reaksi, sebaliknya penurunan suhu akan memperlambat reaksi. Ditinjau adri hukun laju reaksi, misalnya reaksi : A2 + B à 2AB mempunyai persamaan : r = k[A]m[B]n
Perubahan suhu mempunyai k, karena nilainya bergantung pada suhu dan jenis reaksi. Jika suhu dinaikkan, maka jumlah dan energi tumbukan antar molekul pereaksi bertambah.
B. Pengaruh katalis terhadap laju reaksi
Suatu reaksi yang berlangsung lambat dapat dipercepat dengan memberi/menambahkan zat lain tanpa menambahkan konsentrasi atau suhu. Zat itu disebut katalis. Katalis biasanya ikut bereaksi sementara dan kemudian terbentuk kembali sebagai zat bebas. Selanjutnya bereaksi lagi dengan pereaksi mempercepat reaksi dan bebas kembali. Demikian seterusnya berulang-ulang kali.
Suatu reaksi yang menggunakan katalis disebut reaksi katalis dan prosesnya disebut katalisme. Katalis suatu reaksi biasanya dituliskan di atas tanda panah. Contoh :
2KCl (g) MnO2 2KCl (s) + 3O2(g)
3.5. DISKUSI
Orde reaksi dalam reaksi Natrium Tiosulfat dengan asam hidroklorida
Pada percobaan pengamatan terhadap pengaruh konsentrasi Na-tiosulfat, kami menggunakan Na2S2O3 dengan jumlah volume yang berbeda, begitu juga dengan volume H2O, berbeda namun volume HCl nya tetap. Percobaan ini berhasil, karena kami dapat membuktikan orde reaksinya, dimana orde reaksi x=1.
Selain itu, pada percobaan selanjutnya pengamatan terhadap pengaruh konsentrasi terhadap asam hidroklorida, didapatkan juga orde reaksinya yaitu 0.26. Dengan demikian dapat kita hitung orde reaksi secara keseluruhannya adalah 1.26.
a) Orde Reaksi dalam reaksi magnesium dengan asam hidroklorida
Pada percobaan ini kami melakukan pengamatan terhadap pengaruh konsentrasi asam hidroklorida, sama seperti percobaan sebelumnya kami menggunakan HCl dengan jumlah volume yang sama, akan tetapi molaritasnya berbeda. Sebanyak 8 kali percobaan. Dan hasil dari percobaan yang didapat adalah semakin tinggi tingkat konsentrasi HCl yang digunakan untuk mereaksikan pita Mg, semakin cepat pula laju reaksinya.
b) Pengaruh suhu terhadap laju reaksi
Pada percobaan kali ini, kami berhasil membuktikan bahwa suhu mempengaruhi kecepatan bereaksinya suatu zat, dimana tanda-tanda reaksi yang terjadi adalah terjadinya perubahan warna.
Dari literatur yang didapat, kenaikan suhu mempercepat reaksi, dan sebaliknya penurunan suhu memperlambat reaksi. Ditinjau dari hkum laju reaksi misalnya reaksi A+B+C à hasil, mempunyai persamaan
V = k [A]m[B]n[c]0
Perubahan suhu mempunyai k, karena nilainya bergantung pada suhu dan jenis reaksi, dinaikkan maka jumlah dan energi tumbukan antar molekul pereaksi bertambah.
Di samping itu, reaksi dapat berlangsung bila terjadi tumbukan langsung antara molekul pereaksi. Tumbukan ini harus memenuhi dua syarat yaitu posisinya efektif dan energinya mencukupi.
c) Pengaruh katalis terhadap laju reaksi
Pada percobaan kali ini, kami menguji pengaruh katalis terhadap laju reaksi suatu larutan dan percobaan ini berhasil kami lakukan dengan tanda-tanda reaksinya adalah terjadinya perubahan warna.
Reaksi yang berlangsung lambat dapat dipercepat dengan memberi zat lain tanpa menambah konsentrasi atau suhu. Zat ini disebut katalis. Suatu reaksi yang menggunakan katalis disebut reaksi katalis dan prosesnya disebut katalisme. Berdasarkan fasanya, katalis dapat dibagi dua yaitu katali homogen dan heterogen.
3.6. PERTANYAAN PASCA PRAKTEK
1. Tuliskan persamaan reaksi pada percobaan C. Apakah H2SO4 dalam percobaan ini dapat dikatakan sebagai katalis ? Jelaskan !
2. Tuliskan persamaan reaksi pada percobaan D. Jelaskan mekanisme kerja H2SO4 sebagai katalis reaksi !
Jawab :
1. Persamaan reaksi :
5H2C2O4(aq) + 2KMnO4 (aq) + 3H2SO4 (aq) à K2SO4 (aq) + 2MnSO4 (aq) + 10CO2(g) + 8H2O (l)
H2SO4dapat berfungsi sebagai katalis yaitu zat yang dapat mempercepat terjadinya reaksi tanpa mengalami perubahan apapun.
2. Persamaan reaksi:
5H2C2O4(aq) + 2KMnO4 (aq) + 3H2SO4 (aq) à K2SO4 (aq) + 2MnSO4 (aq) + 10CO2(g) + 8H2O (l)
Mekanisme kerja H2SO4sebagai katalis dalam reaksi ini adalah :
· H2C2O4 à CO2 + H2O
· 2KMnO4 + 3H2SO4à K2SO4+ 2MnSO4
Mekanisme kerja katalis :
P + R à PR (cepat)
PR + Q à PQ + R (cepat) PQ : Pereaksi
P+Q+R à PQ + R (cepat) R : Katalis
H2SO4meningkatkan laju reaksi tanpa mengalami perbahan apapun.
3.7. KESIMPULAN
Dari percobaan yang dilakukan, dapat ditarik kesimpulan :
· Pengaruh waktu terhadap perubahan konsentrasi pereaksi adalah semakin bertambahnya waktu, maka konsentrasi pereaksi semakin kecil.
· Pengaruh suhu, konsentrasi dan katalis terhadap laju reaksi, semakin besar suhu dalam reaksi, maka laju reaksi akan semakin cepat. Demikian halnya dengan konsentrasi, semakin besar konsentrasi maka laju reaksi akan semakin cepat, dan semakin banyak katalis yang dimasukkan ke dalam suatu reaksi maka konsentrasi akan semakin besar sehingga laju reaksi semakin cepat.
· Suatu reaksi yang menggunakan katalis disebut reaksi katalis dan prosenya disebut katalisme. Berdasakan fasanya, katalis dapat di bagi dua yaitu : katalis homogen dan heterogen
3.8. DAFTAR PUSTAKA
Epinur, dkk.2010.Penuntun Praktikum Kimia Dasar.Jambi:Universitas Jambi
Hiskia, A dan Tupamalu. 1992. Elektrokimia dan Kinetika Kimia. Bandung:ITB
Petrucci, Ralph H.1987. Kimia Dasar Prinsip dan Terapan Modern Jilid 2. Jakarta:Erlangga
Syukri S, 1999. Kimia Dasar 2. Bandung:ITB
0 Response to "LAPORAN PRAKTIKUM KIMIA DASAR KINETIKA KIMIA"
Post a Comment