KUMPULAN BUNDEL

KECEPATAN DAN ORDE REAKSI I.

TUJUAN •

Menentukan konstanta kecepatan aliran.

II. TEORI

Reaksi tidak berlansung secara tiba-tiba tetapi selalu melalui suatu proses dengan dengan arti kata memerlu memerlukan kan waktu waktu selama selama berlans berlansung ungnya nya reaksi reaksi atau proses proses,, maka dalam hal ini jumlah reaktan akan semakin berkurang sedangkan jumlah   produk produk makin makin lama makin makin bertamb bertambah. ah. Proses Proses pengur pengurang angan an atau penamb penambaha ahan n tersebut ada yang berlansung. Lambat, bahkan ada yang berlansung sangat cepat , contohnya reaksi titrasi :

 NaOH OH

+ +

HCl

 NaCl

H+

H2O

Ada beberapa factor yang mempengaruhi kecepatan reaksi, diantaranya : 1. Temperatu atur  2. Konsentras trasii 3. Keadaaa Keadaaan n kontak kontak antar antaraa reaktan reaktan denga dengan n reaktan reaktan 4. Katalis 5. Pelar elarut ut (me (med dia) ia) 6. cahaya

secara umum kecepatan reaksi sama dengan kecepatan perubahan reaksi  jumlah zat dalam satuan waktu tertentu. Hal ini analog dengan kecepatan sebuah mobil atau kendaranan. Bila dalam 2 jam mobil telah menempuh 100 km, berarti kecepatannya adalah 50 km/jam. Kecepatan seperti ini disebut dengan kecepatan rata-r rata-rata ata.. Namu Namun, n, terny ternyat ataa kece kecepat patan an mobil mobil terse tersebu butt tidak tidak selal selalu u 50 km/ja km/jam m adakala adakalanya nya kurang kurang,, lebih lebih bahkan bahkan tetap. tetap. Kecepat Kecepatan an terseb tersebut ut adalah adalah kecepa kecepatan tan sebenarnya sebenarnya pada saat itu dan kecepatan tersebut adalah kecepatan kecepatan sebenarnya sebenarnya yang disebut dengan kecepatan sesaat. Hal ini juga berlaku di dalam reaksi kimia, berarti ada kecepata kecepatan n rata-rata rata-rata dan kecepat kecepatan an sesaat. sesaat. Contoh Contohnya nya,, reaksi reaksi antara antara asetile asetilen n dengan hydrogen yang menghasilkan etana.

CH2

+

C2H6

2H2

Dala Dalam m reak reaksi si ini komp kompon onen en aset asetile ilen n dan dan komp kompon onen en akan akan selal selalu u berku berkuran rang g sedangkan komponen etana akan selalu bertambah sampai akhirnya reaksi selesai. Seca Secara ra umum umum kece kecepa pata tan n reak reaksi si tida tidak k berd berdas asar arka kan n berd berdas asar arka kan n ada ada   perubahan jumlah produk atau reaktan persatuan volume. Jadi, kecepatan secara umum di nyatakan dengan perubahan konsentrasi.

dn V  = v dt 

=

d (C ) dt 

Dengan demikian, satuan yang umum dipakai adalah mol/liter/detik atau mol/lit mol/liter/ja er/jam. m. Perlu Perlu diperhat diperhatian, ian, bahwa bahwa kecepat kecepatan an perubah perubahan an konse konsentra ntrasi si dari masing-masing komponen di dalam reaksi tidak selalu sama.

Contoh :

A

+

C

2B

Pada reaksi ini ternyata kecepatan perubahan B lebih cepat dari kecepatan dari kecepatan perubahan A karena setiap 1 mol A akan bereaksi dengan 2 mol B meng menghas hasilk ilkan an 1 mol mol C, berar berarti ti kecep kecepata atan n B adala adalah h 2 kali kali kecep kecepata atan n A dan dan kecepatan C.

Seperti yang telah dinyatakan sebelumnya bahwa kecepatan pengurangan (kecepa (kecepatan tan konsu konsumsi msi)) maupun maupun kecepata kecepatan n pemben pembentuk tukan an suatu suatu kompo komponen nen sama sama dengan perubaha konsentrasi dari komponen tersebut terhadap waktu, misalnya : A

B

Maka : V  A = V  B =

A

d [ A] dt  d [ B ] dt 

+ B

Maka : V  A = V  B =

V C  =

C

d [ A] dt  d [ B ] dt 

d [ C ] dt 

Dengan arti kata, kecepatan masing-masing komponen tersebut selalu di hubungkan dengan konsentrasi namun dari hasil pengmatan (secara empiris) para ahli telah menemukan suatu persamaan (hubungan sederhana) antara kecepatan perubahan masing masing-mas -masing ing kompo komponen nen tersebu tersebutt terhadap terhadap konse konsentra ntrasi si reaktan reaktan berpang berpangkat kat  bilangan tertentu yang disebut orde reaksi.

Contoh :

A

B

VA = K A [A]α VB = K B [A]α

A

+

B

VA = K A [A]α [B]β VB = K B

[A]α [B]β

VC = K C

[A]α [B]β

C

III.

III.1.

PROSEDUR PERCOBAAN

Alat dan Bahan Alat

:

•

Buret 50 mL

•

Gelas Ukur 

•

Stopwatch

Bahan :

•

III.2.

Air 

Cara Kerja

Percobaan 1

1. Isi buret 50 mL dengan air sampai tanda batas, usahakan buret tersebut  berdiri tegak menggunakan standar. 2. Bersamaan dengan itu, hidupkan stopwatch. 3. Setelah 5 detik, matikan stopwatch, tutup kran dan catat volume air yang kelura dari buret. 4. Hal yang sama juga di lakukan untuk setiap 5 detik berikutnya. 5.

Alurkan jumlah air yang keluar terhadap waktu menggunakan kertas grafik.

6. Hitunglah :

•

Kecepatan rata-rata antara 0 dan 5 detik 

•

Kecepatan rata-rata antara 5 dan 10 detik 

•

Kecepatan sesaat pada detik ke 3, 5, 7 dan 10

•

Hitunglah

konstanta

kecepatan aliran dan bandingkan

kecepatan aliran pada percobaan 2

Percobaan 2

1.

Isi buret 50 mL dengan air sampai tanda batas, usahakan buret tersebut  berdiri tegak dengan menggunakan standar 

2.

Buka kran dan biarkan air mngalir di tampung dengan gelas ukur. Bersamaan dengan itu, hidupkan stopwatch. Matikan stopwatch saat air  yang keluar mencapai volume 5 mL.

3. Kecepatan Aliran air dapat di hitung yaitu : V  = V  =

volume air  yang keluar  t  5 mL t 

4. Lakukan hal yang sama untuk ketinggian air 25 mL dan 12,5 mL 5. Hitung kecepatan aliran air untuk masing-masing percobaan. 6. Bandingkan kecepatan aliran air untuk masing-masing percobaan. 7. Hitung orde reaksi (orde aliran) dan konstanta kecepatan aliran air yaitu dengan membandingkan 2 kecepatan reaksi sebagai berikut : V 1 = K 1[ A1 ]α  → logV 1 = log K 1 1 + α  log A1 V 2 = K 2 [ A 2 ]α  → log V 2 = log K 2 + α  log A2 log V 1 − log V 2 = α (log A1 − log A2 )

α  =

log V 1 − log V 2 log A1 − log A2

3.3 Skema Kerja

Percobaan I

50 mL air masukkan ke buret Buka kran, tekan stopwatch sampi 5 detik  Ukur volume air yang keluar 

Lakukan hal yang sama untuk 5 detik berikutnya Alurkan jumlah air terhadap waktu

Tentukan kecepatan rata – rata 0 – 5 detik, 5 – 10 detik 

Hitung kecepatan sesaat pada 3, 5, 7, 10 detik 

Hitung konstanta kecepatan reaksi

Percobaan II

50 mL air kedalam buret

Buka kran sampai 5 mL air keluar  Catat waktu yang dibutuhkan

Tentukan kecepatan alir 

Hitung orde reaksi dan konstanta kecepatan reaksi

Lakukan hal yang sama untuk tinggi air 25 mL dan 12,5 mL

IV. HASIL DAN PEMBAHASAN

4.1 Data dan Perhitungan

A). PERCOBAAN I t (detik)

V1 (mL)

0 5 10 20 30 40 50

0 1,9 5,6 13,4 22,4 33,2 44,4

1). Kecepatan rata-rata = V

a. V =

 b. V =

c. V =

d. V =

e. V =

f. V =

1,9mL − 0mL 5 s − 0 s

n 2 − n1 t 2 − t 1

= 0,38mL / s

5,6mL − 1,9mL 10 s − 5 s

= 0,74mL / s

13,4mL − 5,6mL 20 s − 10 s

= 0,78mL / s

22,4mL − 13,4mL 30 s − 20 s

= 0,9mL / s

33,2mL − 22,4mL 40 s − 30 s 44,4mL − 33,2mL 50 s − 40 s

= 1,08mL / s

= 1,12mL / s

2). Menentukan orde aliran ( α )

Kecepatan reaksi untuk Kecepatan reaksi untuk V =

V1 =

13,4mL 20 s

33,2mL 40 s

V2 = α 

= =

t = 20 s t = 40s

n t 

= 0,67mL / s

= 0,83mL / s

log V 1 − log V 2 log A1 − log A2 log 0,67 − log 0,83

log13,4 − log 33,2 − 0,093 α  = = 0, 236 − 0,394

3). Penentuan nilai konstanta Log V1 = log k 1 + log A1 Log V2 = log k 2 + log A2

a. Untuk

t = 20 sekon

Log 0,67 -0,174 Logk 1

= log k 1 + log 13,4 = logk 1 + 1,127 = -1,301 K 1 = 0,050

 b. Untuk t = 40 sekon Log 0,83

=log k 2 + log 33,2

-0,081

=log k 2 + 1,521

Log k 2

= -0,081 – 1,521 K 2

Maka k rata-rata =

= 0,025 0,050 + 0,025 2

= 0,0375

4). Persamaan regresi X 0 5 10 20 30 40 50 155

B =

=

= A

y 0 1,9 5,6 13,4 22,4 33,2 44,4 120,9

∑ xy − ∑ x.∑ y n∑ x − ( ∑ x )

n

2

2

7( 4553,5) − (155).(120,9) 7(5525 ) − (155) 2 13135 14650

= 0,897

= y - Bx = 17,271 – (0,897).(22,143) = -2,591

Maka persamaan regresi : Y

= -2,591 + 0,897x

xy 0 9,5 56 268 672 1328 2220 4553,5

x2 0 25 100 400 900 1600 2500 5525

5). Menentukan kecepatan sesaat a. Pada

t = 3 second Y = -2,591 + (0,897).( 3 ) Y = 0,1

Jadi, kecepatan sesaat adalah 0,1

 b. Pada t = 5 second Y

= -2,591 + (0,897).( 5 ) = 1,894

Jadi, kecepatan sesaat adalah 1,894

c. Pada t = 7 sekon Y = -2,591 + (0,897).( 7 ) = 3,688 Jadi, kecepatan sesaat adalah 3,688

d. Pada t = 10 sekon Y= -2,591 + (0,897).(10) = 6,379 Jadi,kecepatan sesaat adalah 6,379

B). PERCOBAAN 2 Volume 5 mL 25 mL 37,5 mL

a). Menentukan orde reaksi

t(detik) 5,8 25,6 20,0

Volume terpakai 5 mL 5 mL 5 mL

•

tinggi air 5 mL dengan t = 5,8 s V=

•

5,8 s

= 0,862

tinngi air 25 mL dengan t = 25,6 s

V=

•

5mL

5mL 25,6 s

= 0,195

tinggi air 37,5 mL V=

5mL 20,0 s

= 0,250

I. Nilai α  untuk perbandingan V 1 dan V2

log V 1 − log V 2

α  =

=

log A1 − log A2 log 0,862 − log 0,195 log 5,8 − log 25,6

= −1

II. Nilai α  untuk perbandingan V2 dan V3

α  =

=

log V 2 − log V 3 log A2 − log A3 log 0,195 − log 0,250 log 25,6 − log 20,0

= −1,009

b). Menentukan nilai konstanta kecepatan aliran (k) I.

Untuk nilai t = 5,8 s Log V1

= log k 1 + log A1

Log 0,862 = log k 1 + log 5,8 -0,064

= log k 1 + 0,763

Log k 1 = -0,064 – 0,763 K 1 = II.

0,149

Untuk nilai t = 25,6 s Log V2

= log k 2 + log A2

Log 0,195 = log k 2 + log 25,6 -0,709

= log k 2 + 1,408

Log k 2 = -0,709 – 1,408 K 2 = 0,007

III.

Untuk nilai t = 20,0 s Log V3

= log k 3 + log A3

Log 0,250 = log k 3 + log 20,0 -0,602

= log k 3 + 1,301

Log k 3 = -0,602 – 1,301 K 3 = 0,012

Maka k rata-rata

=

0,.149 + 0,007 + 0,012 3

= 0,056

grafik hubungan waktu dan volume percobaan 1 50 45 40 35   m    ( 30   e   m25   u    l   o 20   v 15 10 5 0

grafik hubungan waktu dan volume

0

20

40

60

waktu (s)

grafik hubungan waktu dan volume percobaan 2 40 35 30   m25    (   e   m20   u    l   o 15   v

grafik hubungan waktu dan volume percobaan 2

10 5 0 0

10

20 waktu (s)

30

4.2 Pembahasan

Percobaan yang berjudul kecepatan dan orde reaksi ini bertujuan untuk menentukan kecepatan dan orde reaksi. Percobaan ini menunjukkan  pengaruh tekanan terhadap kecepatan pengalirannya suatu cairan atau gas dari suatu wadah ( dalam percobaan ini digunakan buret). Percobaan ini dilakukan 2 kali, yang pertama dapat dilihat variasi waktu dan kecepatan aliran air yang terdapat dalam buret, yang dikeluarkan dengan volume yang sama dan ketinggian buret yang   berbeda-beda. Dari hasil pengamatan dapat dilihat bahwa waktu yang dibutuhkan makin lama makin besar seiring dengan ketinggian air dalam  buret yang semakin menurun. Sedangkan pada percobaan kedua menunjukkan variasi volume yang diberikan dengan waktu aliran yang tetap yaitu masing-masing dalam waktu yang tetap. Dari hasil menunjukkan bahwa volume air yang dikeluarkan bertambah seiring dengan makin lamanya waktu yang diberikan untuk aliran air yang ada dalam buret. Dan volume sisa yang ada dalam buret diperoleh dengan mengurangkan volume air yang ada dalam buret dengan sisa penggunaannya. Jadi dari persamaan kedua ini dapat disimpulkan bahwa volume berbanding lurus dengan kecepatan sedangkan waktu berbanding terbalik dengan kecepatan. Reaksi yang terjadi dalam percobaan ini adalah reaksi orde nol, maksudnya reaksi berlangsung dalam kecepatan yang konstan. Berdasarkan hasil perhitungan yang telah dilakukan didapat orde aliran untuk percobaan pertama sebesar 0,236 dan rata-rata nilai konstantanya sebesar 0,0375. Dari perhitungan juga didapat persamaan regresi sebesar y = -2,591 + 0,897 x.

IV.

KESIMPULAN DAN SARAN

5.1 Kesimpulan

Setelah dilakukan percobaan, maka dapat diambil beberapa kesimpulan, diantaranya :

1) Suatu reaksi akan berlangsung dalam waktu tertentu. 2) Volume air yang dikeluarkan seiring dengan penambahan atau  perubahan waktu yang makin lama. 3) Waktu yang dibutuhkan untuk mengalirkan air makin lama makin besar sebanding dengan ketinggian air. 4) Adanya pengaruh tekanan air terhadap kecepatan pengaliran suatu cairan.

5.2 Saran

Agar percobaan dapat berjalan dengan lancer, maka disarankan untuk :

1) Teliti dalam mengamati waktu percobaan. 2) Teliti dalam melihat skala yang ditunjukkan pada buret. 3) Lebih memahami prosedur kerja.

DAFTAR PUSTAKA

Alif, Admin. 2008. Penuntun Praktikum Kinetika dan katalis. Jurusan Kimia. FMIPA. UNAND. Padang. Atkins.1999.  Kimia Fisika. Jakarta. Erlangga Austin, George T.,Shreve’s. Chemical Process Industries, edisi kelima, Mc-Graw Hill Book Company,1985.

PENENTUAN KONSTANTA KECEPATAN REAKSI ORDE LILIN BERDASARKAN PERUBAHAN MASSA LILIN

I.

TUJUAN

•

Menentukan konstanta kecepatan reaksi lilin yang menyala yang mempunyai orde nol dengan mengukur kecepatan perubahan massa lilin.

II.

TEORI

Reaksi bukanlah sesuatu yang berlangsung secara tiba-tiba,melainkan melalui proses dan memerlukan waktu. Selama berkurangnya reaksi maka reaktan makin berkurang,sedangkan produk yang dihasilkan semakin bertambah. Namun  proses penurangan atau penambahan tersebut ada yang berlangsung cepat dan ada yang berlangsung lambat. Orde reaksi adalah jumlah pangkat factor konsentrasi dalam hokum laju differensial. Reaksi orde nol, jenis reaksi ini belum umum. Misaknya reaksi fotosintesis,penguraian ammonia pada katalis wolfarm. Reaksi orde nol mempunyai kecepatan reaksi konstan dengan arti kata tidak mempengaruhi konsentrasi. Kecepatan reaksi kimia pada tekanan dan temperature konstan dapat dinysatakan dalam bentuk : Kecepatan = k . f (C1 , C2 ….) Dimana : K . f (C1 , C2 …)

= fungsi konsentrasi reaktan atau produk 

K

= konstanta kecepatyan reaksi

Jika orde reaksi adalah nol untuki masing-masing reaktan dan produk (hal ini  jarabng terjadi) maka fungsi f (C1 , C2 ……….) sama dengan satu. Dalam keadaan ini reaksi berlangsung dengan kecepatan konstan (kecepatan = k) yaitu sebagai  berikut : Dx Dt

= k (C) o = k 

Dx = k . dt X

= k.t

X = produk  X = konsentrasi mula-mula,konsentrasi pada waktu t

Pada keadaan lain suatu reaksi dapat juga terjadi dengan kecepatan konstan ysitu bila fungsi f (C1 ,C2 ... ) adalah konstanta tetapi tidak sama dengan satu. Hal ini dapat diperlihatkan oleh : Reaksi permukaan yang terjadi pda permukaan jenuh seperti penguraian ammonia pda suatu pusat aktif  Rekasi yang dikatalisis enzim yang kecepatannya sama dengan kecepatan reaksi (yang konstan) maksimum. Kecepatan reaksi (yang konstan) dalam suatu system dengan aliran konstan. Dengan ini akan ditampilkan suatu percobaan yang sederhana yang kecepatan reaksinya berlangsung dalam kondisi konstan. Yaitu pembakaran lilin. Percobaan ini adalah percobaan yang sederhana yang mengenal kinetika kimia dengan menitik   berstkan pada pengumpulan data dan presentasi grafik. Sekali lilin dinylakan, energy panas yang dilepaskan selama penyalaan lilin (akan menyebsabkan pencairan pada bagian puncak) kelebihan lilin yang dicairkan dapat dilihat dibawah sumbu menyala, sebelum terbakar, lilin yang cair naik  keujung sumbu secara aks kapiler. Kemudian terjadi penguapan dan pembakaran molekul lilin. Perubahan massa,tinggi dan penyusutan bayangan (semu) lilin dipelajari massing-masingnya pada bagian percobaan terpisah. Dalam klasifkasi nyala secara modern, nyala lilin merupakan difusi. Diantara banyak sdifat-sifat khusus daru nyala difusi yang paling menonjol adalah kecepatan pembakaran lilin terkontrol oleh reaksi kimia seperti halnya dalam nyala yang dihasilkan dari campuran beberapa zat, akan tetapi dikontrol oleh kecepatan   pergerakkan bahan bakar dan pengoksidasian didaerah terjadinya reqaksi. Kecepatan pembakaran lilin dapat dinyatakan dalam bentuk : Kecepatan = k (PO2)n (P lilin)m Dimana :

P = tekanan

n dan m = orde reaksi oksigen dan orde reaksi uap lilin pada  perubahan massa lilin,massa w pada saat t, wt akan memenuhi pers : Wt Dimana :

=

Wo – kWt

Wo

= massa lilin pada saat t = 0

Wt

= massa lilin pada saat t = t

kW

= konstanta

Sedangkan massa yang dibakar setelah waktu t diberikan oleh persamaan :

W

=

Wo – Wt

= kWt

Kurva t Vs Wt dan t Vs ∆W merupakan garis lurus. Dari kurva dapat ditentukan nilai kW, yaitu kemiringan masing-masing garis lurus dan juga nilai t½ yaitu waktu yang dibutuhkan untuk membakar 50% lilin. Pengamatan memeperlihatkan bahwa massa lilin berubah terhadap waktu,pada kecepatan konstan dan secara tidak langsung menyatakan bahwa : 1. Lilin bergerak kedaerah nyala dalam kecepatan konstan dan kecepatan lilin konstan selama pembakaran. 2. Oksigen berdifusi dengan kecepatan konstan kedalam nyala. 3. Fluks panas nyala lilin pada puncak lilin adalah konstan.

Pembakaran lilin mengambarkan suatu peristiwa dalam kinetika kimia, dimana kekonstanan dalam kecepatan reaksi tidak menunjukkan secara langsung kinetika tingkat reaksi. Kegunaan dari percobaan ini dapat juga dipakai untuk keasaman lilin dalam hal diameter dan densitinya.

Ada 2 jenis reaksi kimia : 1. Reaksi kimia spontan 2. Reaksi kimia yang lambat

mengecek 

III. III.1

PROSEDUR PERCOBAAN

Alat dan Bahan Alat :

- Neraca - Stopwacth

Bahan : - Lilin - Korek api

III.2

skema kerja Lilin

letakkan diatas neraca double beam

atur, untuk menunjukkan massa 0,4 g lebih kecil dari massa sebenarnya

Lilin dihidupkan

catat waktu yang dibutuhkan untuk menunjukkan massa sebenarnya

Ulangi proses sampai 90 % lilin terbakar tanpa pemadaman api

IV.

PERHITUNGAN DAN PEMBAHASAN

Data dan perhitungan

Data dari percobaan yang dilakukan Wt

t (s)

∆W

9,3

0

0,5

8,8

502

1

8,3

714

1,5

7,8

860

2

7,3

1036

2,5

6,8

1217

3

 

Dengan massa lilin awal adalah 9,3

a. Penentuan kecepatan konstanta reaksi pembakaran lilin mneggunakan t Vs Wt

dimana : X = t ( sekon) Y = Wt (gram) Data persamaan regresi Y = A + BX X 0 502 714 860 1026 1217 ∑X = 4319 X = 719 B

=

Y 9,3 8,8 8,3 7,8 7,3 6,8 ∑Y = 48,3 Y = 8,05 n ∑XY - ∑X . ∑Y

XY 0 4417,6 5926 7608 7562,8 8275,6 ∑XY = 32890,2

X2 0 252004 509796 739600 1073296 1481080 ∑X 2 = 4055776

n . ∑ X2 - ( ∑x )2 =

6 . 32890,2 - (4319 . 730,5) 6 . 4055776 – (4319) 2

A

=

-2,100 X 10-3 → k 

=

Y – BX

=

8,05 + 2,10 X 10-3 . 719

=

9,565

Jadi persamaan regresinya adalah : Y = 9,565 – 2,1 x 10 -3 X

b.

Menentukan kecepatan konstanta reaksi pembakaran lilin (Kw) menggunakan kurva t Vs ∆W

X

= t (sekon)

Y

= ∆W (gram)

X 0 502 714 860 1036 1217 ∑X = 4329 X = 721,5 B

=

Y 0,5 1 1,5 2 2,5 3 ∑Y = 10,5 Y = 1,75 n . ∑XY - ∑X . ∑Y n . ∑X2 - ( ∑ X2)

=

6 . 9534 - (4329 .10,5) 6 . 4055785 – (4329) 2

A

=

2,1 x 10 -3

=

Y - BX

=

1,75 – 2,1 x 10 -3 . 721,5

=

0,234

Jadi persamaan regresi adalah : Y = 0,234 + 2,1 x 10 -3 X Dimana : B = Kw = 2,1 x 10-3

XY 0 502 1071 1720 2590 3651 ∑ XY = 9534

X2 0 252004 509796 739600 1073296 1481089 ∑X 2 = 4055785

kurva t Vs Wt 12    k 10   a   w   a    d 8   a   p   n 6    i    l    i    l   a 4   s   s   a   m 2

lilin regresi

0 0

200

400

600

800

1000

1200

1400

waktu (t)

kurva t Vs ∆W 3.5   a   s 3   s   a   m2.5   n   a    h 2   a    b   u   r 1.5   e   p    h 1    i   s    i    l 0.5   e   s

sampel regresi

0 0

500

1000 waktu (t)

1500

IV.1Pembahasan Pada percobaan yang berjudul Penentuan Konstanta Kecepatan Reakis orde Nol dengan pengukuran perubahan massa lilin,yang bertujuan untuk menentukan kecepatan reakis orde nol dari pengukuran perubahan massa lilin. Dalam klasifikasi nyala secara modern, nyala lilin merupakan nyala difusi maksudnya adalah kecepatan pembakaran lilin dikontrol oleh reaksi kimia seperti halnya dalam nyala yang dihasilkan dari campuran beberapa zat, akan tetapi dikontrol oleh kecepatan pergerakkan bahan bakar dan  pengoksidasian didaerah terjadinya reaksi. Pada percobaan ini pebngerjaannya cukup sederhana yaitu, lilin dibagian atas dipotong sehingga pada bagian atasnya menjadi rata, lalu lilin tersebut ditimbang dengan menggunakan neraca analitik yang ditetapkan sebagai massa lilin awal. Sebelumnya neraca analitik tersebut dikalibrasi. Percobaan ini dilakukan dengan menvariasikan berat lilin, setiap   pengurangan 0,5 gram waktu yang diperlukan dalam terjadinya proses dicatat. Percobaan ini dilakukan tanpa mematikan stopwatch. Perbedaan waktu yang terjadi selama reaksi pembakaran lilin ini disebabkan oleh beberapa faktor yaitu Kehomogenan lilin , diameter lilin , dan kecepatan angin. Setelah dilakukan perhitungan konstanta kecepatan reaksi didapatkan nilai konstanta pada regresi sebesar -2,1 x 10-3 sedangkan pada percobaan didapatkan sebesar -2,2 x 10 -3. Perbedaan ini mungkin disebabkan pada saat   pembakaran lilin, nyalanya tidak sama dan permukaannya kurang rata. Selain itu kecepatan pembakaran lilin juga dapat menyebabkan waktu yang didapatkan selama pembakaran berbeda-beda.

V.

KESIMPULAN DAN SARAN

V.1Kesimpulan

Setelah dilakukan percobaan,maka dapat diperoleh beberapa kesimpulan : a. Dalam klasifikasi nyala secara modern,nyala lilin merupakan difusi  b. Sifat nyala difusi ini adalah kecepatan pembakaran bahan bakar dan  pengoksidasian didaerah terjadinya nyala. c. Konstanta kecepatan reaksi pembakaran sebanding dengan penyusutan masa lilin d.

 Nilai konstanta kecepatan reaksi diperoleh -2,1 x 10 -3.

V.2 Saran

Agar pada praktikum selanjutnya berjalan dengan lancer,maka disarankan untuk  : a. Pahami prosedur kerja dengan baik dan benar   b. Teliti dalam pembacaan skala yang ada pada neraca analitik.

DAFTAR PUSTAKA Arsyad, M. Natsir. 2001. KAMUS KIMIA. Gramedia pustaka utama : Jakarta. Tim dosen kimia. 2008. PENUNTUN PRAKTIKUM. UNAND : Padang. Zilfa. 2006. DASAR – DASAR KIMIA ANALITIK . UNAND : Padang.

PENENTUAN KONSTANTA KECEPATAN REAKSI ORDE NOL BERDASARKAN PERUBAHAN TINGGI DAN BAYANGAN LILIN

I. TUJUAN

•

Menentukan konstanta mempunyai

kecepatan reaksi lilin yang menyala

yang

orde nol dengan kecepatan mengukur perubahan tinggi dan

 bayangan lilin.

II. TEORI

Kecepatan reaksi kimia pada tekanan dan temperature konstan dapat dinyatakan dengan ;

Kecepatan = k.f (C1,C2, ….)

Dimana ;

k : konstanta kecepatan reaksi f (C1,C2, ….) : Fungsi konsentrasi reaktan auat produk.

Jika orde reaksi adalah nol untuk masing masing reaktan atau produk (hal ini sangat jarang terjadi) maka fungsi (C 1,C2 ….) sama dengan satu.Dalam keadaan ini reaksi berlangsung dengan kecepatan konstan (kecepatan = k).Pada keadaan lain suatu reaksi dapat juga terjadi dengan kecepatan konstan (kecepatan = k ′ ) yaitu  bila fungsi (C1,C2, ….) adalah konstan tetapi tidak sama dengan satu.Hal ini dapat diperlihatkan oleh : a. Reaksi permukaan yang terjadi pada permukaan jenuh seperti  penguraian ammonia pada suatu pusat aktif.   b. Reaksi yang dikatalisis enzim yang kecepatannya sama dengan kecepatan reaksi maksimum c. Kecepatan reaksi yang konstan dalam suatu sistem dengan aliran konstan.

Dalam percobaan ini adalah ditampilkan suatu percobaan sederhana yang kecepatan

reaksinya

berlangsung

pada

kondisi

konstan,yaitu

pembakaran

lilin.Percobaan ini dalah percobaan sederhana dalam mengenal kinetika kimia dengan menitikberatkan pada pengumpulan data,perhitungan dan presentasi secara grafik.

Sekali lilin dinyalakan,energi panas yang dilepaskan selama penyalaan lilin akan menyebabkan mencairnya bagian puncak dari lilin.Kelebihan lilin yang dicairkan dapat dilihat dibawah sumbu yang menyala.Sebelum terbakar,lilin yang cair naik keujung sumbu secara aksi kapiler.Kemudian terjadi penguapan dan   pembakaran molekul lilin.Jadi massa dan tinggi lilin berkurang dengan  bertambahnya waktu.Perubahan massa,tinggi dan penyusutan bayangan sumbu lilin dipelajari masing masignya dalam bagian percobaan yang terpisah.

Dalam klasifikasi nyala secara modern,nyala lilin merupakan nyala difusi.Diantara banyak sifat sifat khusus dari nyala difusi yang paling menonjol adalah kecepatan pembakaran yang tidak dikontrol oleh reaksi kimia seperti halnya nyala yang dihasilkan dari campuran beberapa zat,akan tetapi dikontrol oleh kecepatan pergerakan bahan bakar dan pengoksidasian didaerah terjadinya reaksi.Kecepatan pembakaran lilin dapat dinyatakan dalam bentuk :

Kecepatan = k (PO2)n (P lilin)m

Dimana : P

; tekanan

m dan n ; orde reaksi oksigen dan uap lilin

Pada perubahan tinggi lilin ,tinggi lilin h pada waktu t dapat diberikan dengan  persamaan :

ht = ho - kht

dimana : ho ; tinggi lilin pada saat t = 0

ht ; tinggi lilin pada saat t = t kh ; konstanta

dan tinggi lilin yang dibakar setelah waktu t adalah :

∆h = ho - ht = kht

dari pengukuran bayangan lilin,panjang bayangan dapat dihubungkan terhadap waktu dengan persamaan :

lt = lo - klt

dimana : lo ; panjang bayangan pada saat t = 0 lt ; panjang bayangan pada saat = t k l ; konstanta

dan penyusutan panjang bayangan adalah ;

∆ l = lo - lt = klt

Pengamatan memperlihatkan bahwa tinggi dan bayangan lilin berubah dengan waktu,pada kecepatan konstan dan secara tidak langsung menyatakan  bahwa : a. Lilin bergerak kearah nyala dengan kecepatan konstan dan juga tekanan lilin konstan selama pembakaran lilin  b. Oksigen berdifusi dengan kecepatan konstan kedalam nyala,PO2 konstan. c. Flux panas nyala lilin pada puncak lilin adalah konstan.

III. PROSEDUR PERCOBAAN

3.1 Alat dan Bahan -

Neraca tekhnis

-

Mistar  

-

Kertas

-

Penggaris

-

Lampu sorot / gantung

-

Korek api

-

Lilin

-

Kertas bergaris

3.2 Cara kerja (A). Pengukuran perubahan tinggi lilin Perubahan tinggi lilin selama percobaan / proses pembakaran merupakan  bagian kedua dari percobaan ini.Denganb menggunakan mistar,tinggi lilin rata rata dicatat setiap 5 menit – 10 menit.Untuk pengukuran tinggi,lilin harus dipadamkan terlebih dahulu.Catat tinggi lilin pada saat t =0,5,10 dan seterusnya. (B). Pengukuran perubahan bayangan lilin Percobaan ini ditujukan untuk penyusutan / pengurangan bayangan lilin.Penyusutan bayangan diamati dengan

menempatkan lilin secara

tegak lurus diatas kertas grafik.Garis garis atau jalur jalur pada kertas itu sejajar satu sama lain dan mempunyai jarak yang sama.Percobaan dilakuan ditempat gelap dibawah penerangan lampu gantung atau lampu sorot.Posisi kertas diatur sehingga bayangan lilin tegak lurus terhadap masing masing jalur kertas.Dalam hal ini diusahakan bayangan lilin sama dengan tingginya.Jadi dengan mengukur bayangan l,secara tidak langsung mengukur tinggi h.Tanpa memadamkan lilin ,panjang bayangan lilin dapat diukur pada setiap interval waktu.

3.3 Skema kerja (A). Pengukuran perubahan tinggi lilin Lilin Ukur tinggi lilin

 Nyalakan lilin Lili menyala Ukur tinggi lilin dengan interval waktu Catat tinggi lilin pada waktu tertentu

(B). Pengukuran perubahan tinggi lilin Lilin Letakkan tegak sejajar kertas grafik  Hidupkan lampu sorot  Nyalakan lilin Lilin menyala Ukur bayangan lilin dengan interval waktu Catat bayangan lilin pada waktu tertentu

IV. HASIL PERHITUNGAN DAN PEMBAHASAN

4.1. Data Hasil Percobaan Percobaan yang dilakukan kali ini adalah Penentuan Konstanta Kecepatan Reaksi Orde Nol Berdasarkan Perubahan Tinggi dan Bayangan Lilin. Setelah melakukan percobaan ini, diperoleh hasil sebagai berikut : t (menit) 0

h (cm) 14,4

10

13,9

0,5

20

13,2

0,7

30

10,4

2,8

40

7,4

3,4

50

2,5

4,9

h (cm) 0

4.2. Pengolahan Data Setelah melakukan percobaan dan telah diperoleh data hasil percobaan, maka dapat dilakukan pengolahan data sebagai berikut : x 0

y 0

xy 0

x2 0

10

0,5

5

100

20

0,7

14

400

30

2,8

84

900

40

3,4

136

1600

50

4,9

245

2500

Σx = 150

Σy = 12,3

Σxy = 484

Σx2 = 5500

Xrata-rata = 25

Yrata-rata = 2,05

(n . Σxy) - ( Σx . Σy)

B=

(n . Σx2) - (Σx)2

(6 . 484) - (150 . 12,3) B=

(6 . 5500) - (150) 2

B = 0,100

yrata-rata = A + Bxrata-rata A = yrata-rata – Bxrata-rata = 2,05 – (0,100 . 25) = -0,47

Persamaan Regresi : y = -0,47 + 0,100 x

Kurva Hubungan t vs h 6 5 4    ) 3   m   c    (    h

Percobaan Regresi

2 1 0 0

20

40

-1 t (menit)

60

Penentuan Konstanta Kecepatan Reaksi 

Percobaan k = tan α =

y x



4,9 - 3,4 =

10

= 0,15

Regresi k = tan α =

y x

4,9 + 0,47 =

50

= 0,1074

4.3. Pembahasan Pada percobaan ini, yaitu penentuan konstanta kecepatan reaksi orde nol  berdasarkan perubahan tinggi dan bayangan lilin, kami melakukan satu percobaan untuk memenuhi kedua pengamatan tersebut. Percobaan dilakukan dengan membakar lilin dengan interval waktu yang telah ditentukan, yaitu 0, 10, 20, 30, 40, dan 50 menit. Pengamatan dilakukan atas perubahan tinggi lilin yang secara tidak  langsung juga menunjukkan perubahan bayangan lilin. Dari data percobaan yang diperoleh, dapat terlihat bahwa perubahan tinggi dan bayangan lilin tidak konstan terhadap waktu, sehingga grafik percobaan yang diperoleh tidak sepenuhnya menyerupai garis lurus. Dalam literatur seharusnya untuk reaksi berorde nol didapatkan garis lurus pada grafik. Pada kurva regresi didapatkan nilai k = 0,15 dan pada percobaan diperoleh nilai k = 0,1074. Kurva percobaan yang diperoleh tidak begitu linear seperti kurva reaksi orde nol yang seharusnya. Kesalahan ini mungkin disebabkan oleh beberapa faktor, antara lain :

•

Sumbu dari lilin yang digunakan tidak terletak di tengah.

•

Api tidak rata dan nyala tidak konstan.

•

Kurang teliti dalam mengamati perubahan tinggi dan bayangan lilin.

•

Saat pengukuran kurang tepat.

VI.

KESIMPULAN DAN SARAN

5.1. Kesimpulan Dari percobaan yang telah dilakukan, diperoleh kesimpulan antara lain : 

Kecepatan reaksi orde nol dapat diamati dengan perubahan tinggi dan  bayangan lilin.



Pada reaksi orde nol, perubahan tinggi dan bayangan lilin konstan terhadap waktu.

 

Kurva reaksi orde nol adalah garis lurus atau linear.  Nilai konstanta kecepatan reaksi regresi didapatkan sebesar 0,15, sedangkan untuk percobaan nilai k = 0,1074.

5.2. Saran Agar percobaan berikutnya memberikan hasil yang lebih baik, disarankan kepada praktikan agar : 

Pahami prosedur percobaan dengan baik.



Teliti dalam mengamati perubahan tinggi dan bayangan lilin.



Usahakan menggunakan lilin yang bagus (sumbu di tengah dan homogen) dan nyala yang konstan.

DAFTAR PUSTAKA

Catatan Kuliah Kinetika dan Katalisis Tawarah, Khalid. 1987. Journal of Chemical Education. Tim Dosen Kinetika dan Katalisis. 2008.   Penuntun Praktikum Kinetika dan  Mekanisme Reaksi. Padang : UNAND www.google.com

LAJU INVERSI GULA I.

TUJUAN

•

Menentukan tetapan laju reaksi orde satu dan mempelajari katalis

oleh ion hydrogen.

II.

TEORI

Laju reaksi adalah laju pengurangan konsentrasi pereaksi atau laju  penambahan konsentrasi zat hasil reaksi. Bila konsentrasi C maka laju reaksi sama dengan –dc/dt. Dari hukum laju reaksi, stoikiometri reaksi dan kondisi awal reaksi akan selalu dapat dicari. Konsentrasi setiap spesi yang terlibat dalam reaksi dengan waktu reaksi.  Namun dalam praktek hal ini dibalik, dari pengukuran konsentrasi setiap saat (setiap waktu tertentu) ditentukan oleh laju reaksi, kemudian disusun hukum laju reaksinya dan kalau perlu baru kemudian diperkirakan mekanismenya yang mungkin bagi reaksi tersebut. Reaksi bukanlah sesuatu yang berlangsung secara tiba   –tiba, melainkan melalui suatu proses. Demikian suatu reaksi yang berlangsung cepat dan ada pula yang berlangsung lambat, begitu pula ada yang berlangsung sederhana (satu tahap), dan ada pula reaksi yang berlangsung secara komposit. Karena selama reaksi berlangsung konsentrasi setiap spesi yang terlibat dalam reaksi selalu berubah, maka pengukuran reaksi secara kimia hanya mungkin dilakukan dengan cara pembekuan, atau menghentikan reaksi terlebih dahulu. Dalam hal ini harus dilakukan pencuplikan dan pembekuan reaksi dalam cuplikan, secara berulang sebelum konsentrasi dapat ditentukan. Pilihan lain adalah  penentuan konsentrasi secara fisika yaitu mengukur salah satu sifat fisiknya yaitu :

•

Adsorban

•

Potensial reduksi

•

Hantaran listrik 

•

Tekanan

•

Pemutar bidang polarisasi cahaya

Polarimeter adalah suatu cara analisa yang didasarkan atas pengukuran sudut putar atau optical rotation. Cahaya terpolarisasi oleh senyawa transparan dan optis aktif, apabila suatu senyawa dilewati sinar monokromatis yang terpolarisasi tersebut. Sukrosa sebagai zat optis aktif memutar bidang polarisasi cahaya kekanan atau dextro rotary. Tetapi bila dilarutkan dalam air pemutaran kekanan ini  berkurang dan akhirnya akan memutar kekiri. Istilah ini dikenal dengan inversi gula atau sukrosa. Inversi sukrosa ini adalah hidrolisa sukrosa menjadi glukosa dan fruktosa. Fruktosa lebih kuat levo rotary daripada dextro rotary. Wilhelmy (1980) menentukan bahwa reaksi ini adalah reaksi orde satu terhadap sukrosa. Reaksi tersebut dalam suasana netral mempunyai waktu paruh sepuluh minggu, tetapi bila dikatalisis oleh ion H+ waktu paruhnya menjadi jauh lebih pendek. Karena konsentrasi ion H+ tetap dan konsentrasi H2O tetap selama reaksi   berlangsung, maka orde reaksi menjadi reaksi orde satu. Dengan demikian kecepatan reaksi hanya dapat ditentukan oleh konsentrasi sukrosa. Hukum laju reaksi orde satu adalah :

− dc dt 

=  Kc

Dimana C adalah konsentrasi zat pereaksi Sudut putaran adalah sudut yang dibentuk oleh apabila senyawa optis aktif  dengan konsentrasi 1 gram per milli, berada dalam tabung panjangnya 10 cm, dilewati cahaya yang terpolarisasi. Senyawa optis aktif adalah senyawa yang bisa memutar bidang getar senyawa yang terpolarisir baik kekiri maupun kekanan. Syarat – syarat metoda polarimetri adalah :

•

Sampel berupa larutan

•

Larutan berwarna bening

Senyawa yang ditentukan dapat memutar bidang getar cahaya terpolarisir. Besaran putaran cahaya senyawa optis aktif dipengaruhi oleh beberapa faktor antara lain adalah sebagai berikut :

•

Konsentrasi

•

Panjang kolom larutan

•

Jenis senyawa

•

Suhu

•

Jenis sinar 

•

Jenis pelarut

Proses pembentukan senyawa terpolarisir : 1.

Sinar monokromatis terpolarisir adalah sinar monokromatis yang

mempunyai bidang getar satu arah. Untuk mendapatkan sinar monokromatis terpolarisir dapat dilakukan dengan jalan melewatkan sinar monokromatis biasa kedalam prisma polarisator. 2.

Secara umum sinar mempunyai arah getar atau arah rambat kesegala

arah dengan variasi warna dan panjang gelombang yang disebut dengan sinar   polikromatis. 3.

Untuk menghasilkan sinar monokromatis digunakan filter atau

monokromator atau dapat juga digunakan sinar tertentu. 4.

Sinar monokromatis ini akan melewati prisma yang berupa kristal

yang mempunyai sifat seperti layar yang dapat menghalangi jalannya sinar  sehingga menghasilkan sinar yang terpolarisir. Aplikasi dari metoda polarimeter adalah : a. Analisa kualitatif  Menganalisa asam amino, karbohidrat, alkaloid, steroid. Karena senyawa ini optis aktif, dapat dilihat dari nilai putaran spesifiknya.  b. Analisa kuantitatif  Dapat digunakan untuk penentuan kadar sukrosa.

III.

PROSEDUR PERCOBAAN

Alat dan Bahan

Alat :

•

Polarimeter 

•

Tabung polarimeter 

•

Lampu uap natrium

•

Stopwatch

•

Labu erlenmeyer 100 mL

•

Gelas ukur 100 mL

•

Pipet volume 25 mL

Bahan :

•

Sukrosa p.a 20 gram

•

Larutan asam klorida p.a 4 N

•

Larutan asam monoklor asetat p.a 4 N

Cara Kerja

a) Pelajari cara penggunaan alat polarimeter.  b) Tanyakan kepada asisten pola pengukuran yang hendak diikuti. Bila akan diterapkan metoda Guggenheim, maka waktu pengamatan (disebut dibawah ini) c) Dapat digunakan dengan mengambil yang 30 menit pertama dan

∆=

90

menit. d) Kalau cara guggenheim yang akan ditempuh, maka saat – saat waktu  pengamatan adalah : e) Lepaskanlah salah satu tutup tabung polarimeter, lepaskan pula kaca  jendelanya dari penutup, bersihkan tabung polarimeter dengan air suling. f) Isi tabung tersebut dengan air suling sampai penuh sampai muka cairan cembung dibibir tabung itu. Geserkan kaca jendela pelan – pelan di bibir itu hingga tak ada gelembung dibawahnya. Pasang penutupnya rapat – rapat. g) Ukur pemutaran bidang polarisasi cahaya oleh air suling. Catat kedudukan itu dan anggap sebagai titik nol untuk perhitungan selanjutnya. Kosongkan tabung ini dan usahakan agar kering. h) Larutkan 20 gram gula dalam 50 mL air. Bila larutan tidak jenuh perlu dilakukan penyaringan. i) Ambil 25 mL larutan gula itu dan masukkan kedalam labu erlenmeyer.  j) Test apakah stopwatch siap digunakan. k) Tambahkan kedalam larutan gula tersebut, volume yang sama larutan asam yang digunakan. Jalankan stopwatch saat itu juga dan aduk sampai rata.

l) Bilaslah tabung polarimeter dengan larutan itu dan kemudian isilah sampai  penuh dengan cara seperti pada d. m) Lakukan pengukuran yang pertama. n) Lakukan pengukuran – pengukuran berikutnya. o) Sesudah perioda 120 menit panaskan larutan didalam sebuah erlenmeyer  tertutup diatas penangas air selama 20 menit. Dinginkan kembali larutan itu dan lakukan pengukuran lagi. Catat yang terakhir ini sebagai pengukuran pada t =

∞ . (langkah ini dilakukan bila metoda yang digunakan bukan metoda guggenheim, melainkan menggunakan waktu tak terhingga / sampai reaksi selesai).

3.3 Skema Kerja

Pelajari penggunan polarimeter 

Pipet gugenheim 20 mL HClyang 0.02 dipakai, M ke 6 erlenmeyer  Jika metode ambil 30 menit  pertama dn ∆ = 90 menit periode 0 s.d. 150 menit

Waktu pengukuran Segera setelah  percobaan Tiap 5 menit

 berikutnya.

Bersihkan tabung polarimeter. Dan isi dengan air. Ukur  sudut putarya

Larutkan 20 g sukrosa dalam 100 mL air. Bila keruh, saring !

Ambil 25 mL sukrosa + vol. asam 25 mL. hidupkan stopwatch !

Bilas tabung polarimeter dan masukkan campuran diatas. Hitung sudut putar berdasarkan waktu

Setelah 120 menit, panaskan larutan dalam Erlenmeyer  20 menit. Dinginkan ! hitung sudut putar. Dianggap sebagai waktu tak hingga (ini jika metode waktu tak hingga)

IV.

HASIL DAN PEMBAHASAN

4.1 Data dan Perhitungan

Pengenceran HCl : V 1 N 1 V 1

= V 

2

 N 2

100 mL =

×1 N 

4 N 

=

25 mL

Data :

t 0 5 10 15 20 25 30 35 40 45 50 55 60 65 70 75 80 85 90

ln

ln

putaran (+) 20,6 20,2 17,8 16,9 16,2 15,9 14,8 14,4 12,9 11,2 10,7 9,8 8,4 7,4 6,6 6,4 4,6 4,0 3,6

20,6 − ( − 5,8) 20,2 − ( − 5,8) 26,4 26

17,8 − ( − 5,8)

∆ = 5 0

a.

Metoda Biasa ln

α  0

−

α  t 

−

α  

∞

=

k .t 

α  

∞

t=0

ln

ln

20,6 − ( − 5,8) 20,6 − ( − 5,8) 26,4 26,4

= k × 0

t=5

k  = 0,003

= k × 10

5,8

= −

ln 1 = k × 5

= k × 5

20,6 − ( − 5,8)

∞

= k × 5

t = 10

ln

α  

= k × 0 ln 1 = k × 0 k  = 0

ln

26,4 23,6

ln 1,119 = k × 10

= k × 10

k  = 0,011

t = 15

ln

ln

20,6 − ( − 5,8) 16,2 − ( − 5,8) 26,4 22,7

= k × 15 ln 1,163 = k × 15

= k × 15

k  = 0,01

t = 20

ln

ln

20,6 − ( − 5,8) 16,9 − ( − 5,8) 26,4 22

= k × 20 ln 1,2 = k × 20

= k × 20

k  = 0,009

t = 25

ln

ln

20,6 − ( − 5,8) 15,9 − ( − 5,8) 26,4 21,7

= k × 25 ln 1,217 = k × 25

= k × 25

k  = 0,008

t = 30

ln

ln

20,6 − ( − 5,8) 14,8 − ( − 5,8) 26,4 20,6

= k × 30 ln 1,282 = k × 30

= k × 30

k  = 0,008

t = 35

ln

ln

20,6 − ( − 5,8) 14,4 − ( − 5,8) 26,4 20,2

= k × 35

= k × 35 ln 1,307 = k × 35 k  = 0,008

t = 40

ln

ln

20,6 − ( − 5,8) 18,7 − ( − 5,8) 26,4 18,7

= k × 40 ln 1,412 = k × 40

= k × 40

k  = 0,009

t = 45

ln

ln

20,6 − ( − 5,8) 11,2 − ( − 5,8) 26,4 17

= k × 45 ln 1,553 = k × 45

= k × 45

k  = 0,009

t = 50

ln

ln

20,6 − ( − 5,8) 10,7 − ( − 5,8) 26,4 16,5

= k × 50 ln 1,6 = k × 50

= k × 50

k  = 0,009

t = 55

ln

ln

20,6 − ( − 5,8) 9,8 − ( − 5,8) 26,4 15,6

= k × 55 ln 1,692 = k × 55

= k × 55

k  = 0,009

t = 60

ln

ln

20,6 − ( − 5,8) 8,4 − ( − 5,8) 26,4 14,2

t = 65

= k × 60

= k × 60 ln 1,859 = k × 60 k  = 0,010

ln

ln

20,6 − ( − 5,8) 7,4 − ( − 5,8) 26,4 13,2

= k × 65 ln 2 = k × 65

= k × 65

k  = 0,011

t = 70

ln

ln

20,6 − ( − 5,8) 6,6 − ( − 5,8) 26,4 12,4

= k × 70 ln 2,129 = k × 70

= k × 70

k  = 0,011

t = 75

ln

ln

20,6 − ( − 5,8) 6,4 − ( − 5,8) 26,4 12,2

= k × 75 ln 2,164 = k × 75

= k × 75

k  = 0,010

t = 80

ln

ln

20,6 − ( − 5,8) 4,6 − ( − 5,8) 26,4 10,4

= k × 80 ln 2,538 = k × 80

= k × 80

k  = 0,012

t = 85

ln

ln

20,6 − ( − 5,8) 4,0 − ( − 5,8) 26,4 9,8

= k × 85 ln 2,694 = k × 85

= k × 85

k  = 0,012

t = 90

ln

20,6 − ( − 5,8) 3,6 − ( − 5,8)

= k × 90

ln

26,4 9,4

b.

= k × 90

ln 2,809 = k × 90 k  = 0,011

Metoda Guggenheim

ln[α t  − α ( t  + ∆ ) ] = −k  × t 

t=0

k = - 0,077

ln [ 20,6 – 10,7 ] = - k x 0 ln 9,9 = - k x 0 k=0

t = 35

ln [ 14,4 – 4,0 ] = - k x 35 t=5

ln [20,2 – 9,8] = - k x 5

ln 10,4 = - k x 35 k = - 0,067

ln 10,4 = - k x 5 k = - 0,468 t = 10

ln [ 17,8 – 8,4 ] = - k x 10 ln 9,4 = - k x 10 k = - 0,224

t = 15

ln [ 16,9 – 7,4 ] = - k x 15 ln 9,5 = - k x 15 k = - 0,150

t = 20

ln [ 16,2 – 6,6 ] = - k x 20 ln 9,6 = - k x 20 k = - 0,113

t = 25

ln [ 15,9 – 6,4 ] = - k x 25 ln 9,5 = - k x 25 k = - 0,090

t = 30

ln [ 14,8 – 4,6 ] = - k x 30 ln 10,2 = - k x 30

t = 40

ln [ 12,9 – 3,6 ] = - k x 40 ln 9,3 = - k x 40 k = - 0,056

Nilai k rata – rata

k  = k  =

0 − 0,468 − 0,224 − 0,150 − 0,113 − 0,090 − 0,077 − 0,067 − 0,056 9

− 1,245 9

k  = −0,138

Persamaan Regresi untuk Metoda Biasa

t Vs ln

− α    α    0

∞

− α    α    t 

∞

Dimana :

x=t y = ln

− α    α    0

∞

α    α    − t 

∞

X

y

xy

x2

0

0

0

0

5

0,015

0,075

25

10

0,0112

1,120

100

15

0,151

2,265

225

20

0,182

3,640

400

25

0,196

4,900

625

30

0,248

7,440

900

35

0,268

9,380

1225

40

0,345

13,800

1600

45

0,440

19,800

2025

50

0,470

23,500

2500

55

0,526

28,930

3025

60

0,620

37,200

3600

65

0,693

45,045

4225

70

0,756

52,920

4900

75

0,772

57,900

5625

80

0,931

74,480

6400

85

0,991

84,235

7225

90

1,033

92,970

8100

∑ x = 855

∑ y = 8,749

 x = 45

 y = 0,460

 B =  B =

n

∑ xy − ∑ x × ∑ y n ∑ x − ( ∑ x ) 2

2

(19 × 559,60) − ( 885 × 8,749) (19 × 52725 ) − ( 885) 2

 B = 0,012

 A =  y − B x  A = 0,460 − ( 0,012 × 45)  A = −0,08

Persamaan Regresi

y=A+Bx y = - 0,08 + 0,012 x Regresi

x=0

y = - 0,08

x=5

y = - 0,02

x = 10

y = 0,04

x = 15

y = 0,1

x = 20

y = 0,16

x = 25

y = 0,22

x = 30

y = 0,28

x = 35

y = 0,34

y = 40

y = 0,40

x = 45

y = 0,46

x = 50

y = 0,52

x = 55

y = 0,58

x = 60

y = 0,64

x = 65

y = 0,70

∑ xy = 559,60

∑ x

2

= 52725

x = 70

y = 0,76

x = 75

y = 0,82

x = 80

y = 0,88

x = 85

y = 0,94

x = 90

y = 1,00

t vs k untuk metoda biasa 0.014

0.012

0.01

0.008    k

metoda biasa 0.006

0.004

0.002

0 0

20

40

60

80

100

t

t vs k untuk metoda gugenheim 0 0

10

20

30

40

50

-0.05 -0.1 -0.15 -0.2    k -0.25

metoda gugenheim

-0.3 -0.35 -0.4 -0.45 -0.5 t

4.2 Pembahasan

Dari percobaan yang telah dilakukan, didapatkan nilai k dari percoban dengan dua metoda yang berbeda, didapatkan hasil yang berbeda juga. Dimana dengan menggunakan metoda biasa atau aljabar didapatkan nilai k sebesar 0,012 , sedangkan dengan memakai metoda guggenheim didapatkan nilai k sebesar  -0,138. terjadinya perbedaan yang cukup besar antara kedua metoda ini disebabkan oleh perlakuan yang berbeda. Pada metoda guggenheim digunakan pemanasan untuk melihat daya optis aktif tak terhingga. Sukrosa merupakan zat optis aktif, memutar bidang polarisasi cahaya ke kanan. Jika dilarutkan dalam air pemutaran kekanan akan makin berkurang dan akhirnya sedikit memutar kekiri. Fruktosa memiliki putaran optis aktif kuat kekiri dan lebih kuat dari dextro – rotary. Reaksi terjadi pada suasana netral mempunyai waktu paruh 10 minggu, tetapi dengan dikatalisa oleh ion H +, waktu paruh menjadi lebih pendek. Karena konsentrasi ion H + tetap, dan konsentrasi air tetap selama reaksi berlangsung, maka orde reaksi menjadi orde satu. Oleh sebab itu kecepatan reaksi hanya akan ditentukan oleh konsentrasi sukrosa. Kecepatan reaksi dari sukrosa dipengaruhi oleh faktor – faktor, seperti jenis  pelarut yang digunakan, konsentrasi asam yang digunakan, orde reaksi, konstanta kecepatan reaksi dan faktor pemanasan. Pada percobaan yang dilakukan ini laju reaksi ditentukan berdasarkan pengukuran konsentrasi pada waktu tertentu. Dalam  percobaan ini konsentrasi spesi akan selalu berubah, maka dalam pengukuran reaksi dihentikan dulu.

V.

KESIMPULAN DAN SARAN

5.1.Kesimpulan

Pada percobaan dapat disimpulkan bahwa :

•

Pada metoda aljabar nilai k = 0,012 , metoda guggenheim

didapatkan sebesar =

•

-0,138.

•

Penambahan asam pada percobaan ini menyebabkan waktu paruh

dari reaksi semakin kecil, sehingga laju reaksi akan semakin cepat.

•

Asam akan mengkatalisis sukrosa agar cepat bereaksi sehingga akan

didapatkan putaran optis agak kekiri.

5.2.Saran

•

Diharapkan kepada praktikan agar memahami cara kerja.

•

Memahami prinsip kerja.

•

Teliti dalam bekerja.

DAFTAR PUSTAKA

Catatan Kuliah Kinetika dan Katalisis Tawarah, Khalid. 1987. Journal of Chemical Education. Tim Dosen Kinetika dan Katalisis. 2008.   Penuntun Praktikum Kinetika dan  Mekanisme Reaksi. Padang : UNAND www.google.com

PENENTUAN ORDE REAKSI DAN TETAPAN LAJU REAKSI DARI REAKSI PENYABUNAN ETIL ASETAT (ESTER) DENGAN CARA TITRASI

I. TUJUAN

Untuk menentukan orde dan laju reaksi penyabunan etil asetat dengan cara titrasi. II. TEORI

Reaksi kimia adalah tindakan yang terjadi pada perubahan kimia, yaitu perubahan materi yang menyangkut struktur dalam molekul suatu zat. Dalam reaksi kimia sifat zat yang bereaksi berubah, demikian pula terjadi perubahan tenaga, misalnya kalor  akan diserap atau dibebaskan. Reaksi ini juga merupakan proses yang meliputi  perubahan pada suatu zat atau beberapa zat menjadi zat lain melalui pemutusan atau  pembentukan ikatan kimia. Ada 2 jenis reaksi kimia : 1. Reaksi kimia yang spontan, kecepatan reaksi tidak ditentukan atau diukur. 2. Reaksi kimia yang lambat, kecepatan reaksi dapat ditentukan. Suatu reaksi dikatakan termasuk reaksi tingkat satu bila kecepatan reaksi sebanding dengan konsentrasi reaktan sisa dari satu jenis zat yang bereaksi. Sedangkan bila sebanding dengan hasil kali konsentrasi reaktan sisa dari 2 jenis zat yang bereaksi dimasukkan kedalam reaksi tingkat dua. Kecepatan reaksi merupakan fungsi dari konsentrasi zat yang bereaksi atau produk dari temperatur maupun variabel operatif tertentu. Sedangkan bila mekanisme diketahui maka kondisi optimum dari produksi yang diharapkan dapat ditentukan. Mekanisme reaksi dapat menentukan atau mempelajari :

•

Tahap – tahap reaksi dan keadaan stereokimia dari masing – masing

tahap tersebut.

•

Bagaimana komposisi kompleks teraktivasi, apakah terdiri dari

 beberapa atom atau molekul reaktan, sudut antar atom dan jarak.

Pada percobaan ini, reaksi penyabunan etil asetat oleh ion hidroksida, reaksi :

CH3COOC2H5 + OH-

CH3COO- + C2H5OH

(ester) Reaksi diatas merupakan reaksi orde dua, dengan laju reaksinya dapat diberikan sebagai :

−

d ( ester ) dt 

= k 1 ( ester ) ( OH − )

(1)

Atau sebagai : dx dt 

= k 1 ( a − x )( b − x )

(2)

Dimana : a = konsentrasi awal ester (mol/liter)  b = konsentrasi awal ion hidroksida (mol/liter) x = jumlah mol/liter ester atau massa yang telah bereaksi pada waktu t k1 = tetapan laju reaksi Baik persamaan (1) maupun persamaan (2) berlaku untuk keadaan reaksi yang tidak terlalu dekat pada keadaan setimbang. Persamaan (2) dintegrasikan dengan memperhatikan hal – hal sebagai berikut : a ≠ b

•

 persamaan diintegrasikan memberikan : ln

b( a − x ) a ( b − x )

= k 1 ( a − b ) t 

(3)

Yang dapat disusun ulang menjadi : k 1

1 t ( a − b )

ln

b( a − x ) a ( a − x )

(4)

Atau : ln

•

a ( a − x ) = k 1 ( a − b ) t + ln ( b − x ) b

(5)

a=b

Bila konsentrasi dari kedua pereaksi sama, maka persamaan (2) dapat ditulis sebagai berikut :

dx dt 

= k 1 ( a − x )

2

(6)

Yang dapat diintegrasikan menjadi : 1  x k 1 = × t  a ( a − x )

(7)

Atau,  x a ( a − x )

= k 1t 

Menurut persamaan (5) apabila ln

(8)

( a − x ) ( b − x )

dialurkan terhadap t maka akan

diperoleh garis lurus dengan arah lereng k 1 ( a − b ) sehingga penentuan dari arah lereng ini memungkinkan perhitungan dari tetapan laju reaksi k 1. Sedangkan pada

 persamaan (8) mengungkapkan bahwa aluran

 x

( a − x )

terhadap t merupakan garis

lurus dengan arah lereng sama dengan k 1. Pada penentuan laju reaksi ini jalannya reaksi diikuti dengan cara penentuan konsentrasi ion hidroksida (OH-) pada waktu tertentu yaitu dengan mengambil sejumlah tertentu larutan, kemudian dimasukkan kedalam larutan yang mengandung asam berlebih. Penetralan dari basa dalam campuran reaksi pada saat reaksi dihentikan (menghentikan reaksi). Jumlah basa yang ada dalam campuran reaksi  pada saat reaksi dihentikan dapat diketahui dengan mentitrasi sisa asam oleh larutan standar.

III.PROSEDUR PERCOBAAN 3.1 Alat dan Bahan

Alat :

•

Labu timbang

•

Labu volumetri 250 mL

•

Pipet 25 mL

•

Pipet 20 mL

•

Pipet 10 mL

•

Labu erlenmeyer bertutup 250 mL

•

Labu erlenmeyer bertutup 100 mL

•

Lebu erlenmeyer 250 mL

•

Buret 25 mL

•

Botol semprot

•

Stopwatch

•

Konduktometer 

•

Sel hantaran

•

Etil asetat p.a

Bahan :

•  NaOH 0,02 M 200 mL •

HCl 0,02 M 150 mL

•

Indikator fenolftalein

3.2 Cara Kerja

1. Timbang sejumlah tertentu etil asetat dalam botol timbang tertutup dan larutkan kedalam air hingga didapat larutan sebanyak 250 mL dengan konsentrasi 0,02 M. 2. Sediakan kurang lebih 200 mL larutan NaOH 0,02 M dan 150 mL larutan HCl 0,02 M. Konsentrasi kedua larutan ini harus diketahui dengan tepat. 3. Dengan menggunakan pipet masukkan sejumlah tertentu larutan NaOH (60 mL) dan etil asetat (30 mL) atau sesuai dengan yang ditugaskan asisten masing –  masing kedalam sebuah labu erlenmeyer bertutup. Kedua labu ini kemudian diletakkan dalam termostat untuk mencapai temperatur yang sama. Sementara itu kedalam masing – masing dari 6 buah labu erlenmeyer lainnya dipipet 20 mL larutan HCl 0,02 m. 4. Bila larutan NaOH dan etil asetat telah mencapai temperatur yang sama, maka larutan etil asetat dicampurkan dengan cepat pada larutan NaOH dan dikocok  dengan baik. Jalankan stopwatch pada saat kedua larutan itu tercampur. 5. Tiga menit setelah reaksi dimulai (terhitung dari saat stopwatch dijalankan)  pipet 10 mL dari campuran reaksi dan masukkan kedalam salah satu labu yang  berisi 20 mL larutan HCl itu. Aduk dengan baik dan segera titrasi kelebihan HCl dengan larutan standar NaOH 0,02 M. Titrasi ini hendaknya dilakukan secepat mungkin. Dalam pengambilan 10 mL dari campuran reaksi, gunakan  pipet yang dapat mngeluarkan isinya dengan cepat. 6. Lakukan pengambilan ini seperti pada pengerjaan 5 pada menit – menit ke 8, 15, 25, 40, dan 65 setelah reaksi dimulai. 7. Sisa campuran reaksi yang disimpan dalam erlenmeyer tertutup biarkan selama kurang lebih 2 hari agar reaksi selesai. Konsentrasi OH - kemudian ditentukan seperti pada cara 5. Untuk mempersingkat waktu sisa campuran reaksi dalam erlenmeyer tertutup dipanaskan beberapa menit. Pada temperatur tinggi reaksi dengan cepat mencapai kesetimbangan. Setelah didinginkan lakukan titrasi seperti pada cara 5. Pengamatan ini dianggap sebagai pengamatan pada waktu selesai (t ∞ ). Dimana semua etil asetat telah habis bereaksi dengan OH-

sekaligus hal ini dapat digunakan untuk mengetahui konsentrasi awal dari etil asetat dalam campuran.

3.3 Skema Kerja

X gram etil asetat + air ( larutan 250 mL 0,02 M )

Sediakan 200 mL larutan NaOH 0,02 M dan 150 mL larutan 0,02 M

60 mL NaOH + 30 mL etil asetat Letakkan dalam Erlenmeyer 

20 mL HCl 0,02 M dalam 6 buah labu Erlenmeyer 

Campuran NaOH dan etil asetat telah mencapai temperatur thermostat Jalankan stopwatch 3 detik 

10 mL campuran + 20 mL HCl Aduk, titrasi dengan NaOH 0,02 M (cepat)

Lakukan untuk menit ke 8, 15, 25, 40, dan 65.

Sisa campuran reaksi Dipanaskan dan dinginkan

Titrasi dengan NaOH 0,02 M ( t )

IV.

DATA DAN PEMBAHASAN

4.1. data dan Perhitungan

t (s) 0 3 8 15 25 30 60 pemanasan

1. Pembuatan asam oksalat  N  =  g  =

 g 

1000  x  Mr  V  0.02 N  x 63 g / mol  x 250 mL 1000 mL

 g  = 0.315 g 

2. Pembuatan NaOH

3. Pembuatan HCl V 1 N 1 = V 2 N 2 V 

0.02 N  x 250mL 4 N 

V  = 1.25 mL 4. Titrasi NaOH dengan Asam Oksalat Vrata-rata = 19.6 mL

Volume titrasi (mL) 0 21.1 23.4 25.4 34.6 34.9 37.8 1.6

 N  NaOH  =

10mL x 0.02 N  19.6mL

= 0.01 N 

5. Pembuatan Etil Asetat  g etil asetat  =

0.01 N  x 88 g / mol  x 250 mL 1000 mL

= 0.22 g 

6. Penentuan konsentrasi campuran V 1 N 1 = V 2 N 2 V1

= volume titrasi

 N1

= kosentrasietil asetat

V2

= volume campuran

 N2

= konsentrasi yangakan di cari

t=3  N  =

21.1mL x 0.01 N  30mL

= 0.00703 N 

t =8  N  =

23.4mL x 0.01 N  30mL

= 0.0078 N 

t =15  N  =

25.4mL x 0.01 N  30mL

= 0.0846 N 

t =25  N  =

34.6mL x 0.01 N  30mL

= 0.01153 N 

t =30  N  =

34.9mL x 0.01 N  30mL

= 0.01163 N 

t = 60  N  =

37.8mL x 0.01 N  30mL

= 0.0126 N 

7. Menghitung nilai y  y =

 x a ( a − x )

dimana x adalah konsentrasi (N)

t=3  y =

0.00703 0.01(0.01 − 0.00703)

= 236,7

t=8  y =

0.0078 0.01(0.01 − 0.0078 )

= 354,5

t = 15  y =

0.00846 0.01(0.01 − 0.00846 )

= 549.3

t = 25  y =

0.01153 0.01(0.01 − 0.01153)

= −753.5

t = 30  y =

0.01163 0.01(0.01 − 0.01163)

= −713.5

t = 60  y =

0.0126 0.01(0.01 − 0.0126 )

= −484.6

8. Persamaan regresi x(t)

y(N) 0 180 480 900 1500 1800 3600

xy 0 236.7 354.6 549.3 -753.5 -713.5 -484.6

0 42606 170160 494370 -1130250 -1284300 -1744560

x2 0 32400 23040 810000 2250000 3240000 12960000

Єx= x=

8460 1208.6

-811.1 -115.87

Єxy =

-3451974

n Σ xy - Σ x . Σ y

B =

=

Єy = y=

n Σ x 2 − (Σx) 2 7(−3451974 ) − (8460 )(−811.1) 7(19522800 ) − (8460 ) 2

= -0.265 A =  y - B x = -115.87 – (-0.265 x 1208.6) = 204.4

y = 204.4 – 0.265 x

Untuk grafik persamaan regresi x = 0 ……………. y = 204.4 x = 180 …………. y = 156.7 x = 480 …………..y = 77.2 x = 900 …………. y = -34.1 x = 1500 ………... y = -193.1 x = 1800 ………... y = -272.6 x = 3600 ……….. y = -749.6

9. Menghitung tetapan laju reaksi a a (a − x )

= kt 

 y = kt 

t = 180

…………….236.7 = k . 180 k = 1.315

t = 480

…………….354.5 = k . 480

Єx2 =

19522800

k = 0.738

t = 900

…………….549.3 = k . 900 k = 0.610

t = 1500

……………. -735.5 = k . 1500 k = -0.502

t = 1800

…………….-713.5 = k . 1800 k = -0.396

t = 3600

…………….0484.6= k . 3600 k = -0.134

k rata − rata =

1.315 + 0.738 + 0.61 − 0.502 − 0.396 − 0.134

= 0.271

6

t vs [ 800 600 400 200 0    ]

percoba 0

   [

1000

2000

3000

-200 -400 -600 -800 -1000 t

4000

5000

regre s i

4.2. Pembahasan

Dalam percoban kali ini yaitu penentuan orde reaksi dan tatapan laju dari reaksi penyabunan etil asetat secara titrasi ini dilakukan dengan mmkai konsentrasi untuk a dan b sama. Dari percobaan ini dapat dilihat semakin tinggi volume yang terpakai maka semakin tinggi juga konsntrasi yang dibutuhkan. Konsentrasi yang dimkasud adalah x (N). Pada penentuan ini jalannya reaksi diikuti degann cara penetuan konsentrasi ion OH pada waktu tertentu, yaitu dengan mengambil sejumlah tertntu laarutan, kemudian dimasukan kedalam larutan yang mengandung asm yang berlebih. Penetralan dari bas campuran reaksi oleh asam akan menghentikan reaksi. Jumlah  basa yang ada dlam campuran pada saat reaksi dihentikan, dapat diketahui dengan mentitrasi sisa asm oleh larutan standar basa. Dari percobaan yang dilakukan didapatkan nilai k rata-rata 0,271. Sedangkan k pada percobaan regresi sebesar 0,275. Percobaan ester yang dilakukan  bahwa reaksi penyabunan dari ester merupakan reaksi berorder 2 terbukti secara rumus regresi. Pada penentuan k pada ercobaan I ni menggunakan rumus kesetimbangan jika konsentrasi pereaksi yang digunakan sama. k dapat ditentukan dengan menggunakan rumus x/a(a – x). dan dengan menggunakan slope yang tan α = y/x. Reaksi yang terjadi pada percobaan ini merupakan reaksi sederhana karena hanya menggunakan kosentrasi reaktan yang sama, karena konsentrasi etil asetat yang dipakai di hitung dari konsentrasi NaOH yang digunakan. Reaksi dikatakan termasuk reaksi tingkat satu bila kecepatan reaksi sebandig dengan konsentrasi reaktan sisa dari satu jenis zat yang bereaksi, sedangkan bila sebanding dengan hasil kali konsentrasi reaktan sisa dari 2 jenis zat yang bereaksi digolongkan kedalam reaksi orde 2.

V.

KESIMPULAN DAN SARAN

5.1. Kesimpulan

Berdasarkan percobaan yang telah di lakukan dapat ditarik kesimpulan yaitu :

•

 Nilai k rata-rata = 0.271

•

 Nilai k regresi

•

Semakin besar volume yang terpakai saat titrasi maka

= 0.275

semakin besar pula konsentrasi x yang didapat

•

Semakin panjang waktu yang dibutuhkan maka volume

yang terpakai saat titrasi juga makin besar.

5.2. Saran

•

Memahami dan mempelajari prinsip dan cara kerja

•

Lakukan titrasi dengan teliti

•

Bekerja hati-hati !

Jawaban Pertanyaan

1. Orde reaksi adalah jumlah semua eksponen dari konsentrasi dalam persamaan laju atau jumlah pangkat dari konsentrasi reaktan. 2. Beda antara reaksi dan kemolekulan reaksi :

•

Orde reaksi merupakan pangkat – pangkat dalam persamaan laju.

•

Kemolekulan reaksi merupakan molekul – molekul yang bereaksi

dan berkolisi sehingga terjadi reaksi kimia, menghasilkan spesi aktif atau teraktifkan. 3. Reaksi penyabunan etil asetat adalah reaksi berorde dua, dapat dilihat dari  persamaan lajunya yang melibatkan 2 reaktan yaitu etil asetat dan ion OH -. 4. Bila reaksi dari HCl tidak segera dilakukan maka kelebihan HCl akan bereaksi lagi dengan campuran reaksi sehingga tidak bisa dititrasi lagi. 5. Cara menentukan orde reaksi :

•

Metoda waktu paruh

•

Metoda integrasi

•

Metoda differensial

6. Energi pengaktifkan telah dapat ditentukan secara percobaan. Pada prinsipnya selama perubahan kimia, molekul yang bereaksi akan bertabrakan (kolisi), sebagian tumbukan yang hanya memiliki energi cukup untuk terjadinya reaksi.

DAFTAR PUSTAKA

Brink O.C. et. Al, Dasar-dasar ilmu instrument , Bina Cipta, Bandung 1993 Hal 183, 204 – 206 Permana Dedi. 2003. Intisar Kimia SMU – cet. III revisi. Bandung: Pustaka Setia. Tamrin, Drs.(2003).  Rahasia penerapan rumus rumus kimia. Sulawesi Selatan : Gita media.

PENENTUAN ORDE REAKSI DAN TETAPAN LAJU REAKSI DARI REAKSI PENYABUNAN ETIL ASETAT (ESTER) DENGAN CARA KONDUKTOMETRI

I. TUJUAN

Untuk menentukan orde dan laju reaksi penyabunan etil asetat dengan cara konduktometri. II. TEORI

CH3COOC2H5 + OH-

CH3COO- + C2H5OH

Reaksi diatas merupakan reaksi penyabunan oleh ion hidroksida, dimana reaksi yang terjadi merupakan reaksi orde 2. Dikatakan reaksi orde tingkat dua apabila kecepatan reaksinya sebanding dengan hasil kali konsentrasi reaktan sisa dari dua  jenis zat yang bereaksi. Pengukuran

yang

dilakukan

untuk

reaksi

diatas

adalah

dengan

menggunakan konduktometri. Prinsip dari konduktometri ini adalah didasarkan  pada pengukuran daya hantar listrik yang terjadi antara dua elektroda inner yang terdapat dalam larutan. Sel konduktometer adalah suatu sel tempat mengukur  transfer energi dari energi listrik ke energi kimia dengan memakai arus bolak –   bolik sebagai sumber listrik. Parameter yang diukur adalah hantaran dan tahanan larutan elektrolit didalamnya. Hantaran (L) adalah kemampuan atau daya untuk  mengalirkan arus listrik. Hantaran (L) berbanding terbalik dengan tahanan (R).  L

1  R

Sel konduktometer terdiri dari tiga komponen yaitu elektroda sel, elektrolit dan arus listrik. Hubungan ketiga komponen ini dapat dinyatakan dalam hukum ohm.  E  =  I × R Dimana : E = beda potensial (volt) I = arus (ampere)

Bila suatu konduktor logam dengan panjang (l) dan penampang (a), pada antar elektroda dialirkan arus listrik seperti gambar, maka tahanan konduktor (R)   berbanding lurus dengan panjang penampang konduktor l, berbanding terbalik  dengan luas penampang (a).  R = ρ 

l  a

Bila konduktor berisi larutan elektrolit, maka perkalian terhadap a dan l konduktor digantikan dengan volume larutan yang berada dalam konduktometer  tersebut dan hantaran logam L diganti dengan hantaran elektrolit. Hantaran ekivalen ( α ) adalah hantaran dari 1 mol ekivalen larutan elektrolit dalam sel konduktometer, yang terletak antara elektroda yang berjarak 1 cm dengan luas penampang 1 cm 2. Daya hantar listrik suatu larutan tergantung pada jenis dan konsentrasi ion dalam larutan. Ion yang mempunyai daya hantar listrik yang besar  mudah bergerak. Pengukuran daya hantar listrik memerlukan sumber listrik, sel untuk  menyimpan larutan dan rangkaian elektronik untuk mengukur tahanan larutan sering disebut dengan jembatan Wheatstone. Kegunaan titrasi konduktometri antara lain :

•

Untuk analisa larutan yang sangat encer sekali atau larutan yang

 berwarna, dimana titik akhir titrasi susah untuk ditentukan atau diamati dengan menggunakan indikator.

•

Dapat menentukan titik akhir titrasi pengendapan, contoh AgNO 3

oleh KCl.

•

Dapat menentukan kebasaan suatu asam.

•

Dapat menentukan jumlah ion yang terbentuk dari penguraian suatu

molekul dalam larutannya. Prinsip titrasi konduktometris ini adalah kecepatan ion H + jauh lebih besar  dari ion positif lainnya dan kecepatan ion OH- jauh lebih besar dari ion negatif  lainnya. Setiap penambahan sejumlah mmol ekivalen MOH akan mengikat sejumlah mmol ekivalen ion H+ yang ada dalam larutan sehingga nilai hantaran akan berkurang sampai tercapainya titik ekivalen.

Dengan metoda konduktometri ini dapat pula ditentukan orde reaksi serta tetapan laju reaksi. Selama reaksi berlangsung hantaran campuran makin berkurang karena terjadi pergantian ion OH- dari larutan dengan CH3COO-. Dengan   pengandaian bahwa etil asetat, alkohol dan air tidak menghantarkan listrik  sedangkan NaOH dan CH 3COONa terionisasi sempurna, maka hantaran larutan  pada waktu t yaitu Lt mengikuti persamaan :  Lt  =

1 k 

( b − x ) OH  + xCH  COO + b Na −

−

+

3

Hubungan hantaran atau tahanan larutan dengan waktu bergantung pada berbagai keadaan awal : a ≠ b

• ln

 ART  + 1  BRT  + 1

= k 1 ( a − b ) t + ln

a b

Apabila ln (ART+1)/(BRT+1) dialurkan terhadap t akan diperoleh garis lurus dengan arah lereng k 1 (a-b) sehingga tetapan laju reaksi k 1 dapat dihitung.

•

a=b  Lo − Lt   Lt − Lc

= k 1 at 

Bahwa aluran Lt terhadap (Lc – Lt)/t merupakan garis lurus terhadap arah lereng 1/k 1a, sehingga penentuan dari arah lereng ini memungkinkan perhitungan dari tetapan laju reaksi k 1. Konduktometri merupakan suatu metoda analisa yang berdasarkan  pengukuran daya hantar listrik oleh sepasang elektroda berjarak 1 cm dengan luas   penampang 1 cm2. Konduktometri merupakan perluasan metoda voltametri dan coulometri. Pada percobaan yang dilakukan ini menunjukkan bahwa arus listrik  dihasilkan dari ion – ion yang terionisasi dari NaOH dan etil asetat yang dapat menghantarkan arus listrik. Etil asetat akan terionisasi menjadi ion asetat yang akan bereaksi dengan ion OH-. Arus yang dihasilkan akan terus turun dikarenakan jumlah bahan yang  bereaksi semakin sedikit. Hantaran yang dihasilkan merupakan metoda dengan elektroda inner. Dimana elektroda ini tidak akan bereaksi dengan bahan yang digunakan. Elektroda yang digunakan dalam konduktometri :

•

Elektroda hidrogen

•

Elektroda inner 

PROSEDUR PERCOBAAN 3.1.Alat dan Bahan

Alat :

•

Labu timbang

•

Labu volumetri 250 mL

•

Pipet 25 mL

•

Pipet 20 mL

•

Pipet 10 mL

•

Labu erlenmeyer bertutup 250 mL

•

Labu erlenmeyer bertutup 100 mL

•

Lebu erlenmeyer 250 mL

•

Buret 25 mL

•

Botol semprot

•

Stopwatch

•

Konduktometer 

•

Sel hantaran

•

Etil asetat p.a

Bahan :

•  NaOH 0,02 M 200 mL •

HCl 0,02 M 150 mL

•

Indikator fenolftalein

3.2.Cara Kerja

1. Timbanglah sejumlah tertentu etil asetat dalam sebuah botol timbang tertutup dan larutkan kedalam air hingga didapat larutan sebanyak 250 mL dengan konsentrasi kurang lebih 0,02 M. 2. Sediakan kurang lebih 200 mL larutan NaOH 0,02 M dan 150 mL larutan HCl 0,02 M. Konsentrasi kedua larutan ini diketahui dengan tepat. 3. Sementara itu tetapan sel yang digunakan sebagai berikut : a)

Cucilah sel dengan air dan tentukan hantarannya didalam air.

Kemudian cuci kembali dan tentukan hantarannya sampai menunjukkan hasil yang tetap.   b)

Setelah itu bilaslah dengan larutan 0,1 N KCl dan tentukan

hantarannya didalam larutan KCl tersebut. c)

Tentukan pula temperatur larutan KCl itu. Hantaran jenis larutan 0,1

 N KCl pada berbagai temperatur adalah sebagai berikut : 4. Dengan menggunakan pipet masukkan sejumlah tertentu larutan NaOH dan etil asetat (sesuai dengan yang ditugaskan asisten) masing – masing kedalam sebuah labu erlenmeyer tertutup. Kedua labu ini kemudian diletakkan dalam termostat untuk mencapai temperatur yang sama. 5. Pipet pula sejumlah larutan NaOH yang sama seperti diatas dan encerkan dengan air hingga volumenya sama dengan campuran larutan NaOH dan etil asetat, kemudian letakkan dalam termostat. Setelah mencapai temperatur  termostat, tentukan tahanan atau hantarannya (R 0 atau L0). Kemudian sel hantarannya dibilas dengan air dan dimasukkan kedalam labu erlenmeyer yang  berisi larutan NaOH. 6. Bila larutan NaOH dan etil asetat dicampurkan dengan cepat pada larutan  NaOH dan dikocok dengan baik. Jalankan stopwatch pada saat kedua larutan itu tercampur. 7. Tentukan tahanan atau hantarannya pada menit ke 3, 8, 15, 25, 40, dan 65 setelah mulainya reaksi.

8. Campuran reaksi yang disimpan dalam erlenmeyer tertutup, dibiarkan selama kurang lebih 2 hari agar reaksi selesai. Kemudian tahanan dan hantarannya ditentukan (R 0 atau L0). Untuk mempersingkat waktu, campuran reaksi dalam erlenmeyer tertutup dipanaskan untuk beberapa menit. Pada temperatur tinggi reaksi cepat mencapai kesetimbangan. Setelah didinginkan dalam termostat, tentukan tahanan dan hantarannya (R 0 atau L0). Lakukan  pengukuran ini sampai diperoleh hasil yang tetap.

Pipet 20 mL HCl 0.02 M ke 6 erlenmeyer 

3.3 Skema Kerja

x g etil asetat + air (larutan 250 mL 0.02 M)

200 mL NaOH 0.02 M dan 150 mL HCl 0.02 M

Masukkan 200 mL NaOH dan 150 mL HCl dalam dua erlen bertutup.

Tentukan tetapan sel -

cuci sel dengan air, tentukan hantaran! Bilas dengan 0.1 N. tentukan hantaran KCl Tentukan hantaran KCl pada variasi suhu

Pipet NaOH dan etil asetat dalam 2 labu bertutup. Panasan sampai suhu sama

Pipet NaOH lain dg vol sama dengan lart. diatas. Tentukan hantarannya

Campurkan lart skema 5 dan 6. hidupkan stopwatch.

Hitung hantaran pada waktu 3, 8, 5, 25, 40, 65 menit.

Sisa camp. Biarkan 2 hari atau panaskan dan hitung hantaran. Dianggap sbg reaksi selesai.

IV. HASIL PERHITUNGAN DAN PEMBAHASAN

4.1. Data dan Perhitungan

1. Pembuatan NaOH 0,02 N

massa  N =

1000 x

Mr 

V

massa 0,02 N =

x

40 g/mol

1000 250

massa = 0,2 gram

2. Pembuatan Etil Asetat

 N NaOH ∞ NEtil Asetat massa  N =

Mr 

1000 x

V massa

0,011 N =

1000

40 g/mol

x

250

massa = 0,1145 gram 100 Etil Asetat 96 % =

96

x 0,11 gram = 0,1145 gram

3. Data

L NaOH = L0 Lair 

t (menit) 0

L (µS) 0

5

1700

10

1663

15

1558

20

1541

25

1524

30

1460

35

1401

40

1395

∞

1283

= 4450 µS

= 19,9 µS

LTak Hingga

= Lc

= 1283 µS

4. Meng Menghi hitu tung ng Nila Nilaii k  Rumus : Lo - Lt

=k.a.t

Lt - L c Dimana :



t = 0 menit

Lo

= Hantaran NaOH

Lt

= Hantaran tiap-tiap waktu

Lc

= Hantaran tak hingga

a

= Konsentrasi Etil Asetat

4450 - 0

= k . 0,011 . 0

0 - 1283 k=0



t = 5 menit 4450 - 1700 1700 - 1283

= k . 0,011 . 5

k = 8,34 x 10 -3



t = 10 menit 4450 - 1663 1663 - 1283

= k . 0,011 . 10

k = 0,0149



t = 15 menit 4450 - 1558 1558 - 1283

= k . 0,011 . 15

k = 0,0156



t = 20 menit 4450 - 1541 1541 - 1283

= k . 0,011 . 20

k = 0,0195



t = 25 menit 4450 - 1524 1524 - 1283 k = 0,0226



t = 30 menit

= k . 0,011 . 25

4450 - 1460 1460 - 1283

= k . 0,011 . 30

k = 0,0195



t = 35 menit 4450 - 1401 1401 - 1283

= k . 0,011 . 35

k = 0,0148



t = 40 menit 4450 - 1395 1395 - 1283

= k . 0,011 . 40

k = 0,0161

  Nilai k rata-rata

k rata-rata =

(0,0083 + 0,0149 + 0,0156 + 0,0195 + 0,0226 + 0,0195 + 0,0148 + 0,0161)

= 0,0164

8

5. Regresi X 0

y 0

xy 0

x2 0

300

6.594

1978.2

90000

600

7.334

4400.4

360000

900

10.516

9664.4

810000

1200

11.275

13530

1440000

1500

12.141

18211.5

2250000

1800

16.892

30405.6

3240000

2100

25.838

54259.8

4410000

2400

27.276

65462.4

5760000

∑x = 10800

∑y = 117.866

∑xy = 197712.3

∑x2 = 18360000

xrata-rata = 1200

yrata-rata = 13.096

(n . Σxy) - (Σx . Σy)

B=

(n . Σx2) - (Σx)2 (9 . 197712,3) - ( 10800 . 117,866 )

B=

(9 . 18360000) - ( 10800)2 506457,9

B=

48600000

B = 0,0104

A = yrata-rata – Bxrata-rata = 13,096 – (0,0104 . 1200) = 0,591

Persamaan Regresi : y = 0,591 + 0,0104 x

Grafik 

30

25

20

Percobaan

  y 15

Regresi

10

5

0 0

500

1000

1500 x

2000

2500

3000

4.2. Pembahasan Percobaan yang dilakukan yaitu Penentuan Orde Reaksi dan Tetapan Laju Reaksi dari Reaksi Penyabunan Etil Asetat (Ester) Secara Konduktometri. Percobaan ini dapat dilakukan dengan cara lain, yaitu cara titrasi yang telah dilakukan sebelumnya. Pada cara konduktometri, percobaan dilakukan tanpa menghentikan reaksi, berbeda dengan cara titrasi, dimana terjadi perhentian reaksi. Pada percobaan ini, penyabunan Etil Asetat (Ester) dilakukan dengan   penambahan ion OH-. Larutan NaOH berfungsi sebagai sumber ion OH -. Dan aquadest sebagai larutan standard. Pada percobaan yang dihitung adalah daya hantar  listrik dari larutan (NaOH + Etil Asetat) dengan variasi waktu, yaitu 0, 5, 10, 15, 20, 25, 30, 35, dan 40 menit. Dari data percobaan diperoleh hubungan yang tidak linear (berbanding terbalik) antara waktu dan nilai hantaran listrik dari larutan. Semakin lama waktu, maka nilai hantaran listrik akan semakin berkurang. Hal ini terjadi karena adanya   penggantian ion OH- dari larutan dengan CH3COO-. Dengan kata lain, semakin lama waktu, ketersediaan ion OH- semakin menipis seiring dengan tercapainya keseimbangan reaksi. Nilai tetapan laju reaksi yang diperoleh adalah sebesar  0,0161, dengan persamaan regresi y = 0,591 + 0,0104 x .

V. KESIMPULAN DAN SARAN

5.1. Kesimpulan

Setelah melakukan percobaan Penentuan Orde Reaksi dan Tetapan Laju Reaksi dari Reaksi Penyabunan Etil Asetat (Ester) Secara Konduktometri, maka dapat disimpulkan bahwa : 

Penyabunan Etil

Asetat

dengan cara konduktometri

dilakukan

tanpa

 penghentian reaksi. 

Lamanya waktu dan nilai DHL dari larutan berbanding terbalik. Semakin lama waktu, maka nilai DHL semakin kecil, disebabkan oleh penggantian ion OH dari larutan dengan CH3COO-.



 Nilai tetapan laju reaksi (k) rata-rata adalah 0,0161 dengan regresi y = 0,591 + 0,0104 x



Prinsip dari percobaan adalah reaksi penetralan.

5.2. Saran

Percobaan konduktometri ini bukanlah percobaan yang sulit, tapi tetap diperlukan ketelitian dalam bekerja. Praktikan harus paham dengan prosedur    percobaan agar kerja dapat berjalan dengan baik. Oleh karena itu, sangat dibutuhkan bimbingan dari asisten.

Jawaban Pertanyaan

1. Orde reaksi adalah jumlah semua eksponen dari konsentrasi dalam persamaan laju atau jumlah pangkat dari konsentrasi reaktan. 2. Beda antara reaksi dan kemolekulan reaksi :

•

Orde reaksi merupakan pangkat – pangkat dalam persamaan laju.

•

Kemolekulan reaksi merupakan molekul – molekul yang bereaksi

dan berkolisi sehingga terjadi reaksi kimia, menghasilkan spesi aktif atau teraktifkan. 3. Reaksi penyabunan etil asetat adalah reaksi berorde dua, dapat dilihat dari  persamaan lajunya yang melibatkan 2 reaktan yaitu etil asetat dan ion OH -. 4. Bila reaksi dari HCl tidak segera dilakukan maka kelebihan HCl akan bereaksi lagi dengan campuran reaksi sehingga tidak bisa dititrasi lagi. 5. Cara menentukan orde reaksi :

•

Metoda waktu paruh

•

Metoda integrasi

•

Metoda differensial

6. Energi pengaktifkan telah dapat ditentukan secara percobaan. Pada prinsipnya selama perubahan kimia, molekul yang bereaksi akan bertabrakan (kolisi), sebagian tumbukan yang hanya memiliki energi cukup untuk terjadinya reaksi.

DAFTAR PUSTAKA

Daniels, CS. 1980. Experimental Physical Chemistry. Findlay, R. Practical Physical Chemistry. Shoemaker. 1984. Experimental in Physical Chemistry.

KINETIKA REAKSI ION PERSULFAT DENGAN ION IODIDA

I.

TUJUAN

Menentukan kecepatan reaksi antara ion persulfat dan ion iodida dan menentukan energi aktivasi reaksi itu.

II.

TEORI

Pada percobaan ini dilakukan pereaksian antara ion persulfat (S 2O8) dengan ion iodida dalam larutan encer dengan persamaan reaksi yang dapat di lihat sebagai  berikut : S2O8- + 2 I-

2 SO4- + I2

Dari reaksi diatas dapat kita ketahui bahwa reaksi antara ion persulfat dengan ion iodida yang menghasilkan ion sulfat dan iodin. Biasanya ion sulfat dalam penggunaannya bersama asam sulfat, dimana tidak berwarna, berupa cairan kental yang membeku pada suhu 10,4 oC dan mendidih pada suhu 279,6 oC. Materi asam sulfat ini bereaksi keras dengan air dan dengan senyawa organik. Berdasarkan pertimbangan mekanisme termodinamik dan kinetika asam sulfat dapat dibuat melalui proses kontak yaitu produksi katalitik asam sulfat dari SO 2 .

Menentukan Energi Aktivasi Energi

aktivasi

adalah

energi

minimum

yang

dibutuhkan

untuk 

mengaktifkan reaktan. Secara empiris telah diketahui adanya hubungan antara konstanta kecepatan reaksi dengan temperatur absolut T, yaitu : k = A e

-B/T

dimana A dan B adalah konstanta Hubungan ini telah dikemukakan oleh Van Hoff dan Archenius dalam bentuk : k = A e

-E/RT

dimana : R = konstanta gas ( 8,314 J/moloK) E = energi aktivasi A = faktor pereksponensial ( tidak berubah pada perubahan suhu kecil ) T = temperatur (K)

Persamaan ini mula-mula dikemukakan oleh Van Hoff yaitu berdasarakan konstanta kesetimbangan oleh perubahan temperatur,

sekaligus berhubungan

dengan perubahan konstanta kecepatan reaksi. Ide ini dikembangkan lebih lanjut oleh Archenius, sehingga persamaan tersebut secara luas dapat digunakan dalam sejumlah besar reaksi-reaksi kimia. Akibatnya persamaan tersebut lebih dikenal dengan persamaan Archenius. Menurut Archenius dalam reaksi-reaksi kimia biasanya sebagian besar dari kolisi atau tumbukan yang terjadi antara molekul-molekul reaktan yang bersifat tidak selektif ( maksudnya energi tidak cukup untuk melangsungkan

reaksi ).

Hanyalah sebagian kecil dari tumbukan yang memiliki energi yang cukup untuk  menyebabakan terjadinya reaksi. Sesuai dengan prinsip Boltzman, fraksi kolisi yang memiliki energi yang cukup untuk melangsungkan reaksi adalah sebagai berikut : e

-E/RT

Fraksi kolisi ini akan menjadi lebih besar yaitu bila temperatur tinggi dan energi aktivasinya lebih rendah, dengan demikian konstanta kecepatan reaksi akan  berbanding langsung dengan besar kecilnya fraksi kolisi tersebut. Bila persamaan Archenius dilogaritmakan,maka akan diperoleh sebagai berikut : log k = log A -

E 2,303 RT

Dengan demikian bila dihubungkan kedalam plot grafik yaitu antara log k  Terhadap 1/T juga akan diperoleh hubungan linear dengan slope, adalah : -

E 2,303 R

=

-

E(J/mol) 19,14

= -

E (cal/mol) 4,575

Grafik antara k Vs T dari persamaan Archenius dapat dilihat pada gambardimana k mencapai harga A secara asimtot. Kebanyakan reaksi terjadi pada trayek temperatur rendah sehingga akan terletak pada bagian grafik yang lengkung. Tetapi reaksi antara atom-atom atau radikal-radikal bebas, dengan energi aktivasi yang kecil atau mendekati nol reaksi terletak pada daerah bagian atas. Tetapi pada kondisi bagaimanapun A merupakan fungsi tempertur, dimana: ln k = ln A + n ln T - E/RT Persamaan ini disebut dengan persamaan kaeldan grafik antara ln k Vs 1/T akan sedikit lengkung, kadang-kadang grafik dapat dibagi dua bagian yang masing

masingnya mendekati linear. Hal ini disebabkan karena adanya dua jenis reaksi yang saling bersaingan dengan E yang berbeda atau terjadi reaksi secara homogen dan heterogen. Reaksi homogen biasanya mempunyai energi aktivitas yang tinggi, terjadi pada suhu tinggi. Reaksi heterogen terjadi pada suhu rendah karena energi yang dihasilkan juga rendah.

Pada grafik terlihat adanya transisi dari reaksi homogen ke heterogen. Penggabungan

dari

differensial

persamaan

kassel

dengan

differensial

Archenius.Apabila percobaan dilakukan pada konsentrasi iodida konstan maka kecepatanreaksi tentu hanya akan ditentukan oleh konsentrasi ion persulfat (percobaan ini menunjukkan bahwa reaksi adalah berorde 1 untuk ion persulfat). Untuk mengamati jalannya reaksi I2 yang terbentuk ditangkap dengan tiosulfat dengan jumlah (volume) dan konsentrasi tertentu. Mula-mula semua I 2 yang terbentuk akan ditangkap oleh tiosulfat yang ada namun seiring berjalannya reaksi maka pada akhirnya I 2 terbentuk akan berlebih. Saat dimana I2 yang terbentuk mulai berlebih dapat diketahui dengan timbulnya warna biru pada larutan karena adanya indikator kanji. Selanjutnya dengan melakukan percobaan pada berbagai temperatur maka energi aktivasi dari Reaksi juga dapat dihitung. Reaksi orde 1 pada temperatur tetap adalah :

Log

l l - f

=

kt

atau ln

2,303

l

= kt

l - f 

dimana : l = konsentrasi persulfat mula-mula f = konsentrasi tiosulfat mula-mula x ½ t = waktu sampai terjadinya warna biru (timbulnya warna biru)

III.

PROSEDUR PERCOBAAN

3.1 Alat dan Bahan Alat

: - Buret

- termoset

- pipet 20 ml

- gelas pengaduk 

- pipet 10 ml

- stopwatch

- corong Bahan : - KI 0,5 N - K 2S2O8 0,02 N

- kanji - aquadest

- Na2S2O3 0,01 N

3.2 Cara Kerja 1. Siapkan 3 buah buret yang masing-masing diisi larutan 0,02 N K 2S2O8 ; 0,01  N Na2S2O3 dan 0,5 N KI. 2. Ambil 20 ml larutan KI masukkan ke erlenmeyer (A) kemudian pada erlanmeyer (B) masukkan K 2S2O8 0,02 N dan 10 ml Na 2S2O3 0,01 N dan  beberapa tetes kanji. 3. Biarkan kedua erlenmeyer pada suhu kamar, sambil diaduk agar cepat tercapai kesetimbangan termal, catat suhunya. Kemudian tambahkan erlenmeyer (A) kedalam erlenmeyer (B) secepat mungkin dan pada saat itu tekan stopwatch dan catat waktu sampai timbul warna biru. 4. Variasikan konsentrasi yang diambil adalah konsentrasi dari persulfat dengan catatan bahwa perbandingan persulfat dan tiosulfat tidak tetap. Dengan catatan  jumlah volume larutan tetap 50 ml dan bila kurang dari50 ml ditambahkan dengan air. 5. Buat grafik t Vs log l/l – f untukmenentukan nilai k, tentukan Ea dengan variasi  percobaan pada T =30,35,40 dan 50. Buat grafik log k Vs l/T.

3.3.Skema Kerja

3 buah buret Isi K 2S2O8 , Na2S2O3 , dan KI

20 mL KI

Masukkan ke Erlenmeyer A + K 2S2O8 0,02N + 10 mL Na 2S2O3 0,01 N , + beberapa tetes kanji Kedua Erlenmeyer  Dibiarkan, diaduk sampai tercapai kesetimbangan termal Catat suhu Tekan stopwatch Jika telah timbul warna biru, catat waktu Ambil variasi konsentrasi dari tiosulfat Jumlah volume larutan 50 mL Jika kurang + air 

Tentukan energi aktifasinya Temperature percobaan variasikan mulai dari 30oC, 35oC, 40oC, dan 50 oC Didapatkan nilai k 

Buat grafik k Vs 1/T

IV.

PERHITUNGAN DAN PEMBAHASAN

4.1 Perhitungan I.

Data

No .

KI (ml)

1 2 3 4 5 II.

K 2S2O8 (ml)

10 10 10 10 10

10 8 6 4 2

2 2 2 2 2

H2O (ml)

Waktu (s) suhu kamar 56 62 122 146 469

0 2 4 6 8

40oC 11 28 35 70 176

Pembuatan KI 0,5 N  

III.

Na2S2O3 (ml)

N =

g

x

1000 Mr V 0,5 N = g x 1000 166 g/mol 250 ml g = 0,5 N x 250 ml x 166 g/mol 1000 g = 20,75 g Konsentrasi tiosulfat dalam campuran

V1 . N1 = V2 . N2 3 ml . 0,01 N = 23 ml . N 2  N2 = 3 ml . 0,01 N = 1,3043 x10 -3 N 23 ml IV. Konsentrasi persulfat pada masing-masing volume *

Untuk V = 10 ml N2 = 10 ml . 0,02 N 23 ml

•

8,6956 x 10 -3 N

=

6,9565 x 10 -3 N

=

5,2174 x10 -3 N

Untuk V = 8 ml N2 = 8 ml . 0,02 N 23 ml

*

=

Untuk V = 6 ml N2 = 6 ml . 0,02 N 23 ml

*

Untuk V = 4 ml N2 = 4 ml . 0,02 N 23 ml

*

=

Untuk V = 2 ml N2 = 2 ml . 0,02 N 23 ml

V.

3,4783 x 10 -3 N

Penentuan ln

= 1,7391 x 10 -3 N

l l- f 

F = konsentrasi Na2S2O3 2 = 1,3043 x10-3 N 2 = 6,5215 x 10-4 *

Untuk V = 10 ml ln

•

6,9565 x 10 -3 N (6,9565 x 10 -3 N) – (6,5215 x 10 -4 N)

0,1335

3,4783 x 10 -3 N (3,4783 x 10 -3 N) – (6,5215 x 10 -4 N)

= 0,2076

Untuk V = 2 ml ln

VI.

=

Untuk V = 4 ml ln

*

= 0,0984

Untuk V = 6 ml ln 5,2174 x10-3 N (5,2174 x10 -3 N) – (6,5215 x 10 -4 N)

*

= 0,0779

Untuk V = 8 ml ln

*

8,6956 x 10 -3 N (8,6956 x 10 -3 N) – (6,5215 x 10 -4 N )

1,7391 x 10 -3 N (1,7391 x 10 -3 N) – (6,5215 x 10 -4 N)

Persamaan Regresi Dimana : X = t ( detik )

=

0,4699

Y = ln l l-f  *

Untuk suhu kamar  X 56 62 122 146 469 X = 855 Rata-rata = 171

Y 0,0780 0,0984 0,1335 0,2076 0,4699 Y=0,9875 Rata-rata = 0,1975

X.Y 4,3680 6,1008 16,2870 30,3096 220,430 XY=277,4954

X2 3136 7569 17689 61504 588289 2 X = 263,141

B = n XY - X . Y n X2 - ( X )2 = ( 6 . 14,6219 ) – ( 84,18 . 0,614 ) ( 6 . 1917,1636 ) – ( 84,18 ) 2 = 36,04488 4416,7092 = 8,1610 X 10 -3 A = = =

Y - BX 0,102 – ( 8,1610 x 10 -3 . 14,03 ) - 0,0125

Persamaan Regresi : Y = A + B X Y = - 0,0125 + 8,1610 x 10 -3 X

*

Untuk suhu 40º C

X 0 4,0 5,2 6,3 7,4 15,2 Jumlah X =38,1

Y 0 0,050 0,062 0,086 0,131 0,285 Jumlah Y=0,614

X.Y 0 0,2 0,3224 0,5418 0,9694 4,332 Jumlah XY= 6,3656

X2 0 16 27,04 39,69 54,76 231,04 Jumlah X2 =368,53

Rata-rata=6,35

Rata-rata=0,102

B

=

n XY - X . Y n X2 - ( X )2 = ( 6 . 6,3656 ) – ( 38,1 . 0,614 ) ( 6 . 368,53 ) - ( 38,1 ) 2 = 14,8002 759,57 = 0,0195

A

= Y - BX = 0,102 – ( 0,0195 . 6,35 ) = - 0,0218

Persamaan Regresi : Y = A + B X Y = - 0,0218 + 0,0195 X

VII.

Penentuan Energi Aktivasi Rumus : ln k = ln A - E x 1 R T Dimana : X = 1/T Y = ln k  * Untuk suhu kamar  T = 270 C + 273 = 300 0 K  X= 1 = 1 = 3,33 x 10 -3 T 300 Y = ln k = ln B = ln 8,1610 x 10-3 Y = - 4,8084 * Untuk suhu 40 0 C T = 400 C + 273 = 313 0 K  X= 1 = 1 = 3,19 x 10 -3 T 313 Y = ln k = ln B = ln 0,0195 Y = - 3,9373 Persamaan Regresi :

X 0

Y 0

X.Y 0

X2 0

3,3 x 10-3 3,19 x 10 -3 Jumlah X=6,52 x10 -3 Rata-rata =2,1733 x 10 -3

B

=

- 3,9373

Jumlah Y = -8,7457 Rata-rata = -2,9152

- 0,0160 - 0,0126 Jumlah XY= - 0,0286

=

n XY - X . Y n X2 - ( X )2 ( 3 . -0,0286 ) – ( 6,52 x 10 -3 . – 8,7457 ) ( 3 . 2,1265 x 10-5 ) – ( 6,52 x 10 -3)2 - 0,0858 – ( - 0,0570 ) 6,3795 x 10 -5 – 4,2510 x 10 -5 - 0,0288 2,1285 x 10 -5 - 1353,065

= = = =

Y - BX - 2,9152 – ( - 1353,065 . 2,1733 x 10 -3 ) - 2,9152 + 2,9406 0,0254

= = =

A

- 4,8084

Persamaan Regresi : Y = A + B X Y = 0,0254 – 1353,065 X E = - B . R  = - ( - 1353,065 ) . 8,314 J/mol 0 K  = 11249,38 J/mol 0 K  = 11,249 KJ/mol0 K 

1,1089 X 10 -5 1,0176 X 10 -5 Jumlah X2 =2,1265 x 10-5

t vs ln l/l-f suhu kamar  0.35 0.3 0.25 0.2      l    /    l 0.15   n    l

percobaan regresi

0.1 0.05 0 0

10

20

30

40

50

-0.05

t

1 /t v s ln

10 0 -1 0     f       1     /     1    n     l

0

0 .0 0 1

0.002

0 .0 0 3

0.0 04

0 .0 0 5

-2 0

p e rc o b

-3 0

re g re s i

-4 0 -5 0 -6 0 1/

4.2

Pembahasan

Pada percobaan kinetika reaksi antara ion persulfat dengan ion iodida. Reaksi yang terjadi adalah reaksi orde satu karena pada percobaan ini dilakukan  pada konsentrasi iodida konstan maka kecepatan reaksi tentu hanya akan ditentukan oleh konsentrasi ion persulfat.

Pada percobaan ini kita melihat timbulnya warna biru dengan variasi suhu yaitu pada suhu kamar dan suhu 40 0 C. Timbulnya warna biru disebabkan karena I sisa akan bereaksi dengan tiosulfat, kemudian I - sisa bereaksi dengan persulfat. I sisa bereaksi dengan I - membentuk I2,

kemudian I2 inilah yang bereaksi jika

ditambahkan dengan amilum , sehingga akan menyebabkan timbulnya warna biru.

Suatu reaktan yang bervariasi volume dan suhu, kecepatan reaksi,  perubahan reaktan dengan pemanasan akan lebih cepat dibandingkan dengan reaksi  pada suhu kamar. Fraksi kolisi akan besar dengan temperatur semakin tinggi, jika hal ini terjadi maka energi aktivasinya akan lebih rendah. Dan jika energi aktivasinya negatif maka kolisi atau tumbukan pada reaksi kimia cukup tinggi. Tapi  berdasarkan percobaan yang telah kami lakukan energi ektivasi yang didapatkan  bernilai positif, hal ini berarti kolisi atau tumbukan pada reaksi kimia cukup rendah.

Jadi dengan pemanasan yang tinggi akan menyebabkan terjadinya kolisi yang besar. Percobaan ini terjadi reaksi homogen karena reaksi homogen biasanya mempunyai energi aktivasi yang tinggi yang terjadi pada temperatur tinggi.

V. KESIMPULAN DAN SARAN

5.1. Kesimpulan

Setelah dilakukan percobaan , maka dapat disimpulkan beberapa hal adalah sebagai berikut : 1. Reaksi yang terjadi adalah reaksi orde satu 2. Persamaan Regresi : -

untuk suhu kamar : Y = - 0,0125 + 8,1610 x 10 -3 X

-

untuk suhu 400 C : Y = - 0,0218 + 0,0195 X

-

untuk penentuan energi aktivasi : Y = 0,0254 – 1353,065 X

3. Nilai energi aktivasi (Ea) = 11,249 KJ/mol0 K  4. Pemanasan yang tinggi akan menyebabkan terjadinya kolisi yang  besar. 5. Pada percobaan ini reaksinya adalah reaksi homogen karena pada reaksi ini energi aktivasi yang tinggi yang terjadi pada temperatur tinggi.

5.2.Saran

Agar percobaan ini dapat dilakukan dengan baik dan lancar, maka disarankan untuk praktiokan selanjutnya agar : 1. Pahami prosedur percobaan 2. Jaga suhunya agar tidak melebihi suhu yang ditetapkan

DAFTAR PUSTAKA