LAPORAN PRAKTIKUM KIMIA DASAR I
PERCOBAAN 2 REAKSI KIMIA : GEJALA UMUM DAN LAJU REAKSI Disusun oleh : Defi Rhizkiana Yahro
(J2C009010)
Rizka Surya Permata
(J2C009011)
Sonita Afrita Purba
(J2C009012)
Agustiani YudiA.
(J2C009013)
Nova Gultom
(J2C009014)
Heru Raditya K.
(J2C009015)
Ibrahim
(J2C009016)
Irine Ayu Febiyanti
(J2C009019)
Jurusan Kimia Fakultas Matematika dan Ilmu Pengetahuan Alam Universitas Diponegoro Semarang 2009
HALAMAN PENGESAHAN
Semarang, 17 Desember 2009 Praktikan
Devi RhiskianaY
Rizka Surya P
NIM J2C009010
NIM J2C009011
Sonita Afrita P J2C009012
Agustiani Y. J2C009013
Nova Gultom
Heru Raditya
J2C009014
J2C009015
Ibrahim
Irine Ayu F
J2C009016
J2C009019 Mengetahui, Asisten
Virkyanov J2C005149
HALAMAN PENGESAHAN
Semarang, 17 Desember 2009 Praktikan
Devi RhiskianaY
Rizka Surya P
NIM J2C009010
NIM J2C009011
Sonita Afrita P J2C009012
Agustiani Y. J2C009013
Nova Gultom
Heru Raditya
J2C009014
J2C009015
Ibrahim
Irine Ayu F
J2C009016
J2C009019 Mengetahui, Asisten
Virkyanov J2C005149
DAFTAR ISI
Cover …………………………………………………………..
i
Halaman pengesahan …………………………………………….
ii
Daftar isi …………………………………………………………
iii
I. Tujuan percobaan…………………………………………………………………
1
II.Dasar Teori 2.1 Kinetika Reaksi ……………………………………………..................................
1
2.2 Laju Reaksi ………………………………………………………………………
1
2.3 Persamaan Reaksi ………………………………………………………………..
3
2.4 Tetapan Laju Reaksi ……………………………………………………………..
3
2.5 Faktor-faktor yang mempengaruhi laju reaksi …………………………………...
4
2.6 Orde reaksi ……………………………………………………………………….
6
2.7 Gambar Gambar grafik orde orde reaksi ………………………………………………………
8
2.8 Metode pehitungan laju reaksi …………………………………………………...
8
2.9 Teori tumbukan …………………………………………………………………..
11
2.10 Macam-macam reaksi kimia dan contoh ……………………………………….
11
2.11 Analisa bahan …………………………………………………………………...
15
III.Metode percobaan ………………………………………………………………...
18
3.1 Alat dan bahan …………………………………………………………………...
18
3.2 Skema kerja ………………………………………………………………………
20
IV.Data Pengamatan …………………………………………………………………
22
VI.Pembahasan ………………………………………………………………………
26
VII.Kesimpulan………………………………………………………………………
30
VIII.Daftar pustaka …………………………………………………………………..
31
REAKSI KIMIA : GEJALA UMUM DAN LAJU REAKSI I TUJUAN PERCOBAAN
1.1 Mampu menjelaskan jenis dan tanda-tanda reaksi kimia 1.2 Mampu menentukan nilai parameter laju reaksi II DASAR TEORI
2.1 Kinetika Reaksi Cabang ilmu kimia yang mempelajari tentang laju reaksi adalah kinetika kimia Kinetika mempunyai dua tujuan yaitu menstimatikan data dan memperkirakan mekanisme reaksinya. Reaksi berlangsung dalam dua fase yang disebut reaksi heterogen. (Keenan, 1984) 2.2 Laju Reaksi Laju reaksi menjelaskan seberapa cepat suatu pereaksi dan seberapa cepat bertambahnya reaksi dengan menigkatkan waktu laju awal yang ditentukan dengan membagi penambahan kosentrasi. Laju re aksi sesaat ditunjukan oleh kemiringan garis. Pada grafik konsentrasi dengan waktu . Salah satu tujuan kinetika adalah untuk yang menyakatan laju reaksi melalui hukum laju reaksi
Yang terbentuk : V= k [ A ]m [ B ]n Laju Reaksi adalah perubahan konsentrasi per satuan waktu dengan satuan umum adalah mol detik -1 dm -3. Laju reaksi dinyatakan dalam 1 [ A]
−
a dt
=
[ ] [ B]
k A
m
1 [ B ]
=−
b dt
..........
..........
..........
......
1 d [ P ]
p
dt
=
1 d [Q ]
q
dt
n
Dianggap bahwa volume tidak berubah selama reaksi berlangsung. (Keenan,1990) Laju reaksi adalah perubahan jumlah reaktan dalam satuan waktu . Apabila laju reksi misalnya A+ BàC Dengan, [ A] dan [ B ]
: Konsentrasi pereaksi
[ C ]
: Konsentrasi produk pereaksi
m dan n
: Orde reaksi
k
: Konstanta laju reaksi (Soemardjo,1998)
[ ]
d A −
OH
[ ]
d A A
=
[ ]
k A
kdt
= −
Persamaan ini dapat diintegrasikan secara ulang karena awalnya (saat t=0) konsentrasi A adalah [A] maka pada waktu t, konsentrasi A=[A]t (Keenan, 1990) 2.3 Persamaan Reaksi Hukum laju dapat ditentukan dari mekanisme yang mempunyai tahap penentu laju reaksi. Jika salah satu reaksi elementer dalam suatu mekanisme berlangsung sangat lambat dibandingkan dengan yang lainnya. Reaksi elementer yang lambat ini adalah tahap penentu laju reaksi. (Pettruci, 1992) 2.4 Tetapan Laju Reaksi Konstanta laju reaksi merupakan bilangan konstanta atau tetap yang menyatakan hubungan sebanding dengan besarnya laju reaksi dan berbanding terbalik dengan hasil kali konsentrasi reaktannya. Konstanta laju reaksi ini merupakan bilangan pengali dengan konstanta reaktan yang mendapatkan besaran laju reaksi yang sesuai standar.
Konstanta ini dapat dirumuskan secara sistematis sebagai berikut : V
K=
L
m
[ A] [ B ]
n
mn
M
Keterangan : v = laju reaksi m,n = orde reaksi [A] = konsentrasi pereaksi A [B] = konsentrasi pereaksi B K = konstanta pereaksi (Petrucci, 1984) 2.5 Faktor-Faktor yang Mempengaruhi Laju Reaksi Berikut ini adalah faktor faktor yang mempengaruhi laju reaksi : a. Konsentrasi Laju reaksi dipengaruhi oleh perubahan konsentrasi pereaksi. Semakin besar konsentrasi zat pereaksi, maka semakin cepat reaksi itu berlangsung. Sebaliknya, semakin kecil konsentrasi zat pereaksi maka semakin lambat reaksi berlangsung. b.
Temperatur atau suhu Semakin tinggi laju reaksi maka suhu akan semakin tinggi.Kenaikan suhu 10ºC akan menyebabkan 2-3 kali la ju reaksi meningkat.
c.
Katalis Katalis merupakan zat yang dapat mempercepat terjadinya reaksi, dengan jalan pembentukan senyawa perantara atau dengan absorbsi. Molekul yang terabsorbsi akan lebih reaktif daripada molekul yang tidak terabsorbsi. ( Petrucci, 1994 ) Semua katalisator memiliki sifat yang sama yaitu : 1.
Katalisator tidak berubah selama reaksi 2.
Katalisator tidak mempengaruhi letak kesetimbangannya juga tidak mempengaruhi besar tetepan kesetimbangan
3.
Katalisator tidak dapat mengawali suatu reaksi. Reaksi juga dikatalis harus sudah berjalan walaupun sangat lambat.
4.
Katalisator yang diperlukan untuk mempercepat reaksi biasanya hanya sedikit. Namun , pada umumnya jumlah katalisator juga mempengaruhi laju reaksi. ( Soekardjo, 1984 )
d. Luas Permukaan Semakin luas permukaan , maka reaksi akan lebih cepat terjadi, pemecahan zat padat ataupun air menghasilkan luas permukaan yang lebih besar dan membuat lebih banyak permukaan yang tersedia, sehingga tumbukannya semakin besar dan laju reaksi juga besar ( Keenan, 1990 )
2.6 Orde Reaksi Orde reaksi yaitu semua eksponen dari konsentrasi dalam persamaan laju reaksi. Orde reaksi yang dikenal yaitu : a.
Reaksi orde nol Reaksi yang lajunya dapat ditulis
−
d [ K ] dt
=
K ,
dimana K merupakan
konstanta laju reaksi orde nol. Persamaan ini dinyatakan karena orde nol tidak tergantung pada konsentrasi reaktan. ( Keenan, 1990 ) b.
Reaksi orde satu Reaksi yang ordenya berbanding langsung dengan konsentrasi reaktan
−
d [C ] dt
=
K [ C]
Plot log [ C ] terhadap t merupakan suatu garis lurus dengan K dapat dihitung dari kemiringan garis tersebut.Grafiknya sebagai berikut :
Konsentrasi zat
waktu ( Petrucci, 1987 )
c.
Orde dua Laju berbanding langsung dengan kuadrat konsentrasi dari suatu reaktan atau dengan hasil kali konsentrasi yang meningkat sampai
penguat satu atau dua dari reaktan tersebut :
−
d [ A] =
dt
K [ A]
2
Grafiknya konsentrasi
waktu ( Petrucci, 1992) d.
Orde tiga Laju berbanding langsung dengan pangkat tiga konsentrasi dari suatu
reaktan, yaitu ditunjukan melalui persamaan :
−
d [ R ] dt
=
K [ R ]
3
Atau sebanding dengan kuadrat konsentrasi dari reaktan dan pangkat satu dari konsentrasi reaktan kedua yaitu :
−
d [ R2 ] dt
=
2
K [ R1 ] [ R2 ]
(Petrucci, 1987) 2.7 Gambar Grafik Orde Reaksi konsentrasi konsentrasi Waktu
Waktu
Orde reaksi nol
Orde reaksi dua konsentrasi
Waktu Orde reaksi satu (Petrucci, 1992) 2.8 Metode Perhitungan Laju Reaksi 2.8.1 Metode Integral Dengan metode ini harga k dihitung dengan persamaan laju menuju integral dari data konsentrasi dan waktu. Untuk reaksi :
Orde 1 :
Orde 2 :
k
1 =
t
k
1 =
t
ln
ln
a a
−
x
a a( a
−
x )
Harga a adalah konstan tetapi (a-x) bergantung pada waktu. Jika k yang diperoleh dari berbagai waktu adalah konstan maka orde reaksi adalah satu. (Keenan, 1990) 2.8.2 Metode Grafik Dari aljabar diketahui bahwa fungsi garis lurus adalah y=ax+b. jika diterapkan pada persamaan untuk orde reaksi satu adalah : log [A] = -k
t
+
log [A]
2,303 y
=
a
x
+
b
Dengan demikian, jika log [A] dialurkan terhadap t dan diperoleh garis lurus maka orde reaksi adalah satu. [A]0
[A]
arah lereng=-k
1
arah lereng=k
[ A] 1/[A]0
waktu (orde nol)
waktu (orde ke dua)
log [A]
arah lereng=
k
−
2,303
waktu (orde ke satu) (Petrucci, 1992) 2.8.3 Metode Laju Awal Dalam metode ini dilakukan sederetan eksperimen dengan konsentrasi yang berbeda-beda. Kemudian dengan membandingkan laju awal, maka dapat ditarik kesimpulan tentang laju reaksi. 2.8.3.1 Cara Waktu Fraksi Metode ini hanya digunakan untuk reaksi-reaksi yang berkaitan dengan zat-zat yang bereaksi yang mempunyai konsentrasi sama dan biasanya digunakan waktu paro. Hukum laju dapat ditentukan dari mekanisme yang mempunyai tahap penentu laju reaksi. Jika salah satu reaksi elementer dalam suatu mekanisme berlangsung sangat lambat dibandingkan dengan yang lainnya. Reaksi elementer yang lambat ini adalah tahap penentu laju reaksi. (Pettruci, 1992)
2.9 Teori Tumbukan Teori tumbukan menjelaskan reaksi berdasarka tumbukan molekul yaitu frekuensi tumbukan dan probabilitas yang memungkinkan tumbukan menjadi reaksi kimia. Menurut teori tumbukan sederhana laju reaksi didasarkan pada: 1.Jumlah per satuan volume per satuan waktu 2.Molekul-molekul
yang
diambil
bagian
dalam
tumbukan
harus
mempunyai energi yang cukup ( energi pengaktivasi ). Sebelum molekulmolekul tersebut dapat diubah menjadi produk. Energi aktivasi adalah energi yang dimiliki yang harus dimiliki molekul untuk dapat bereaksi. Semakin tinggi energi aktivasi semakin kecil fraksi yang kereaktifannya semakin lambat ketika reaksi berlangsung. ( Petrucci,1992) 2.10 Macam-Macam Reaksi Kimia dan Contohnya Reaksi kimia didefinisikan sebagai reaksi atau proses yang menghasilkan jenis baru. Reaksi kimia ditandai dengan adanya gejalagejala yang dapat diamati. Gejala tersebut dapat berupa timbulnya gas, terbentuknya endapan, perubahan temperatur, perubahan warna, perubahan rasa dan perubahan bau. Jenis-jenis reaksi kimia adalah :
2.10.1 Reaksi Penetralan (netralisasi)
Reaksi penetralan adalah reaksi yang terjadi antara asam dan basa.
Menurut teori Arhenius adalah interaksi antara ion hydrogen dan ion hidroksida, yang dirumuskan :
H+ + OH-
⇔
H2O
Gejala reaksi dari reaksi ini adalah tidak terjadi perubahan apapun karena reaksi bersifat netral.
Contoh reaksi
2 NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2H2O
(Keenan, 1989)
Biasanya terjadipada reaksi asam basa.hasil netralisasi antara lain dari asam basa adalah
garam.
Apabila sejumlah asam dan basa murni yang ekuivalen,dicampur larutannya.
Jika persamaan reaksi dinyatakan sebagai interaksimolekul-molekul.
HCL
(asam)
+
NaOH
(basa)
→
NaCl + H2O
(garam)
(Vogel,1985)
2.10.2 Reaksi Pembentukan Endapan
Adalah reaksi yang digunakan dalam analisis organik yang melibatkan pembentukan endapan. Endapan terbentuk jika larutan terlalu jenuh dengan zat yang bersangkutan.
Gejala reaksi yang terjadi adalah terbentuk endapan
Contoh reaksi pembentukan endapan adalah
H2SO4 + (CH3COO)2Pb
→
PbSO4
+
2CH3COOH
(endapan putih)
(Brady, 1994)
2.10.3 Reaksi pembentukan kompleks
Adalah suatu kumpulan dari reaksi – reaksi dasar yang memberikan produk yang diperlukan atau menguraikan mekanisme suatu reaksi.
Gejala reaksi yang terjadi adalah perubahan warna dalam larutan, merupakan penyebab dari melarutnya endapan dalam reagensia yang berlebih.
Contoh reaksi pembentukan kompleks adalah
Cu2+ + 4NH3
(biru)
→
Cu(NH3)42+
(biru tua)
(Keenan, 1990)
2.10.4
Reaksi Pertukaran Muatan
Reaksi dari matematis (perpindahan rangkap) menyangkut suatu larutan dan pertukaran
dari ation dan anionnya. Reaksi
pertukaran muatan adalah
KCl
−
+ NaNO 3 → KNO3 + NaCl
Kedua reaksi dari persamaan ini larut dalam air. Karena semua senyawa dalam
persamaan ini adalah garam yang bereaksi
dengan elektrolit kuat.
(Brady, 1999)
2.10.5
Reaksi Pembentukan Gas
Bila logam bereaksi dengan asam pusat akan menimbulkan gas. Reaksi ini disebut juga dengan reaksi pendesakan logamlogam yang digunakan adalah logam yang mudah tereduksi. Reaksi pembentukan gas adalah
Logam + asam kuat encer à garam + H2O
3Al
+ 6 HCl
à
2AlCl3 + 3H2
(Rosenberg, 1984)
2.11 Analisa Bahan 2.11.1 NaOH
Sifat fisik
: Berupa padatan putih, higroskopik, titik didih ±139°C, titik leleh ±3,18°C dan larut dalam air
Sifat kimia
: Bersifat higroskopis , sangat korosif terhadap jaringan organik, menyerap gas CO2 membentuk Na2CO3
(Mulyono, 2001)
2.11.2
HCl
Sifat fisik
: Berbentuk larutan, tidak berwarna, berbau tajam, larut dalam air, titik didih 95°C, titik leleh 51°C.
Sifat kimia
: Bersifat asam, dibuat dengan mereaksikan NaCl dengan H 2SO4 pekat, bersifat racun, dapat larut dalam air dan benzena
(Basri, 1996)
2.11.3
H2SO4
Sifat fisik
: Berupa cairan, berminyak, berwarna coklat gelap.
Sifat kimia
: Sangat korosif, bersifat racun, melarutkan semua logam, larut dan terpisah dalam air dan mengeluarkan panas, dapat menyebabkan ledakan dan menyebabkan iritasi.
(Basri, 1996)
2.11.4
Aquades (H2O)
Sifat fisik
:Titik beku 0°C, titik didih 100°C, tidak berasa, tidak berwarna, tidak berbau, pH netral (7), terdapat dalam bentuk padat, cair dan gas.
Sifat kimia
: Merupakan persenyawaan hydrogen dan oksigen, merupakan zat pelarut yang sangat baik, terdapat dalam keadaan tidak murni di alam.
(Basri, 1996)
2.11.5
PbOAc
Sifat fisik
: Berupa kristal, dan berwarna putih
Sifat kimia
: Larut dalam air
(Basri, 1996)
2.11.6
Logam Mg
Sifat fisik
: Logam alkali tanah berwarna putih keperakan, bersifat ringan, mudah larut dalam air.
Sifat kimia
: Dapat ditempa, relatif stabil di udara, dalam keadaan serbuk akan menyala terang dan berwarna putih bila dipanaskan.
(Mulyono, 2001)
2.11.7
CuSO4
Sifat fisik
: Berupa cairan, berwarna putih atau kuning.
Sifat kimia
: Larut dalam air, sebagai cairan denhidrasi bereaksi dengan logam Zn dan bersifat higroskopis
(Mulyono, 2001)
III. METODE PERCOBAAN
3.1 Alat 3.1.1 Tabung Reaksi 3.1.2 Pipet Tetes 3.1.3 Stopwatch 3.1.4 Gelas Ukur 3.1.5 Gelas Beaker 3.1.6 Corong kaca 3.1.7 Labu Ukur 3.1.8 Pipet Gondok 3.2 Bahan 3.2.1 NaOH
3.2.2 HCl 3.2.3 H2SO4 3.2.4 PbOAc 3.2.5 CuSO 4 3.2.6 Mg 3.2.7 Aquades 3.3 Gambar Alat 3.3.1 Tabung reaksi
3.3.4 corong kaca
3.3.7 Stopwatch
3.3.2 Pipet tetes
3.3.5 Gelas beker
3.3.3 Gelas ukur
3.3.6 Labu ukur
3.3.8 Pipet gondok
3.4 Skema Kerja 3.4.1 Mengenal Jenis-Jenis Reaksi Kimia
NaOH
PbOAc
Tabung Reaksi I
Tabung Reaksi II
- Penambahan H2SO4 - Pengamatan
-
pekat
- Penambahan HCl - Pengamatan
Hasil
Hasil
HCl
Aquades
Tabung Reaksi III
Tabung Reaksi IV
- Penambahan Mg
- Penambahan CuSO4
- Pengamatan
- Pengamatan
Hasil
Hasil
aa
3.4.2 Menilai Laju Reaksi dan Menentukan Ordenya
HCl 0,4 M
HCl 0,6 M
TabungReaksi I
Tabung Reaksi II
- Pemasukan logam Mg
- Pemasukan logamMg
- Penghidupan stopwatch
- Penghidupan stopwatch
- Pencacatan waktu
- Pencatatan waktu
sampaiMg habis
sampai Mg habis
Hasil
Hasil
HCl 0,8 M
HCl 1 M
Tabung Reaksi III
Tabung Reaksi IV
- Pemasukan logam Mg - Penghidupan stopwatch
Pemasukan logam Mg
Penghidupan stopwatch
- Pencatatan waktu
Pencacatan waktu
sampai Mg habis Hasil
sampai Mg habis Hasil
IV DATA PENGAMATAN DAN PERHITUNGAN
4.1 Data Pengamatan
No
Perlakuan
1
Mengenal reaksi-reaksi kimia a. Pencampuran 2mL NaOH + 2 mL H 2SO4
Hasil Pengamatan
Warna dari NaOH yang semula bening setelah penambahan H 2SO4 warnanya tidak berubah tetap bening sesudah dan sebelum reaksi
b. Pencampuran 2mL Pb(CH 3COOH)2 + 2mL HCl
Warnanya Pb(CH3COOH)2 Yang semula berwarna bening setelah penambahan HCl warnanya menjadi putih keruh dengan endapan putih dibawahnya
c. Perncampuran 2mL HCl + logam Mg
Warnanya yang semula HCl bening setelah penambahan logam Mg warnanya menjadi berwarna putih keruh dan ada gelembunggelembung gas
d. Pencampuran 2mL H 2O + 2mL CuSO 4
Warna H2O yang semula bening setelah penambahan CuSO4 warnanya menjadi biru muda
2
Menilai Laju Reaksi dan menentukan ordenya a.5mL HCl 1 M + logam Mg Pengukuran waktu dengan stopwatch dari mulai
Terdapat gelembung,reaksi sangat cepat, timbul panas
pemasukan Mg hingga logam Mg tepat habis b. 5mL HCl 0,8 M + Logam Mg
Terdapat gelembung, reaksi cepat, timbul panas
pemasukan Mg hingga logam Mg tepat habis
4.2 Perhitungan
No
Konsentrasi HCl
1
0.4
951
2
0.6
569
3
0.8
290
4
1
202
x -0.397940009 -0.22184875 -0.096910013 0 ∑x=-0.716698771
n(Σxy) 2.034986414
0.00105152 5 0.00175746 9 0.00344827 6 0.00495049 5
y -2.978180517 -2.755112266 -2.462397998 -2.305351369 ∑y=-10.50104215
(ΣxΣy) 7.526084007
Orde(m) =
=
Log konsentrasi HCl (x)
Waktu (t)
4x2.034986414-7.526084007 4x0.216964669-0.513657129
=
1.733085741
(y)
-0.397940009
-2.978180517
-0.22184875
-2.755112266
-0.096910013
-2.462397998
0
-2.305351369
x.y 1.185137181 0.611218211 0.238631022 0 ∑x.y=2.034986414
n(Σ(x)²) 0.216964669
n(Σxy)-(ΣxΣy) n(Σ(x)²)-(Σx)²
log
(Σ(x)²) 0.513657129
x² 0.158356251 0.049216868 0.009391551 0 2 ∑x =0.21664669
Nilai k adalah v = k[A]m [B]n
log
= log k + m log [A] + n log [B]
log
= log k + m log [A]
-2,978180517 = log k + 1,7 log [0.4] -2,978180517 = log k + 1,7 (-0,397740008) -2,978180517 = log k – 0,676498014742 log k
= 0,676498014742 – 2,978180517
log k
= -2,301682502
k
= 4,992493384 x 10 -3
GAMBAR GRAFIK LAJU REAKSI
Grafik ini merupakan grafik hubungan log
[HCl], dimana konsentrasi
yang digunakan adalah 0,4 M; 0,6 M; 0,8 M dan 1M dengan waktu reaksi terhadap HCl adalah 951s; 569s; 290s; 202s. Dari data yang diperoleh dihasilkan garis linear dengan persamaan y: 1.733x-2.314. Berdasarkan persamaan garis tersebut dapat diketahui orde reaksinya adalah 1.
V. PEMBAHASAN
5.1. Menentukan Reaksi-Reaksi Kimia Dalam percobaan ini praktikan diharapkan dapat membedakan jenis jenis dari reaksi kimia. Adapun reaksi-reaksinya adalah reaksi pembentukan gas, pembentukan endapan,
pembentukan ion kompleks, dan reaksi
netralisasi. 5.1.1. Reaksi Netralisasi Tujuan dari percobaan ini adalah untuk menetralkan suatu larutan sehingga diperoleh pH yang netral. Reaksi netralisasi biasanya terjadi antara asam kuat dan basa kuat , dimana dalam percobaan ini digunakan 2 mL H2SO4 dan 2mL NaOH. Dalam hal ini warna dari NaOH semula bening setelah penambahan H2SO4 warna tetap bening dan tidak terjadi perubahan apapun. Reaksi yang berlangsung adalah NaOH (aq)+ H2SO4 (aq) à Na2SO4 (aq) + H2O (l) (Basri, 1996) 5.1.2 Reaksi Pembentukan Endapan Tujuan dalam percobaan ini untuk mengetahui gejala-gejala dalam reaksi pembentukan endapan, dimana dalam percobaan ini dicampurkan antara 2 mL
Pb(CH3COO)2 dan 2 mL HCl. Semula larutan dari Pb(CH 3COOH)2 adalah bening tetapi setelah penambahan 2 mL HCl larutan menjadi keruh dan lama kelamaan timbul endapan putih di dasar tabung reaksi. Reaksi yang berlangsung adalah Pb(CH3COOH)2 (aq)+ HCl (aq) à PbCl2 (s) + CH3COOH(l) Endapan yang terjadi adalah dari PbCl 2 yang berwarna putih. (Keenan, 1991) 5.1.3 Reaksi Pembentukan Gas Tujuan dalam percobaan ini adalah untuk mengetahui gejala-gejala yang terjadi saat reaksi pembentukan gas. Dalam percobaan ini dicampurkan 2mL HCl dan sekeping logam Mg. Semula HCl berwarna bening , tetapi setelah penambahan logam Mg warna larutan menjadi keruh serta timbul gelembunggelembung gas di sekitar logam Mg, lalu gelembung tersebut menempel di dinding tabung reaksi. Reaksi yang berlangsung adalah HCl(aq) + Mg(s)à MgCl2(aq) + H2(g) Melalui persamaan reaksi diatas diketahui bahwa gelembung yang terjadi adalah berasal dari H2.
5.1.4 Reaksi Pembentukan Ion Kompleks Tujuan dari percobaan ini adalah untuk mengetahui ion kompleks serta perubahan warna larutan. Dalam percobaan ini dicampurkan antara 2 mL CuSO4.xH2O dan 2 mL H 2O. Semula 2 mL CuSO 4.xH2O biru, setelah penambahan 2 mL H2O warnanya menjadi biru muda. Reaksinya adalah
CuSO4(aq) + H2O(l) à [Cu(H2O)]2+ + SO42-
Perubahan warna pada larutan itu akibat pengaruh ion kompleks cuprum yang menghasilkan warna biru.
(Rosenberg, 1984)
5.2. Menentukan Nilai Laju dan Orde Reaksi
Dalam percobaan ini logam Mg dipotong kecil-kecil dengan ukuran yang sama, hal ini dilakukan agar dalam penentuan laju reaksi dari setiap tabung tidak dipengaruhi oleh besar kecilnya logam Mg. Lalu praktikan mempersiapkan 4 tabung reaksi yang masing-masing berisi HCl 0,4 M ; 0,6 M ; 0,8 M ; 1,0 M dan memasukkan logam Mg kedalam masing-masing tabung. Tujuan dilakukan variasi adalah untuk mengetahui pengaruh konsentrasi larutan terhadap laju reaksi atau kecepatan reaksi semakin tinggi konsentrasi maka semakin cepat reaksi karena semakin
tinggi konsentrasi maka partikel dari zat tersebut semakin banyak sehingga bereaksi lebih cepat. Saat logam Mg sudah menyentuh larutan, maka stopwatch dihidupkan dan dihentikan saat logam Mg sudah benar-benar habis bereaksi. Dari hasil percobaan diperoleh waktu yang berbeda-beda untuk setiap tabung reaksi, hal ini dipengaruhi oleh perbedaan konsentrasi HCl pada tiap tabung. Semakin tinggi konsentrasi maka akan semakin cepat reaksi berlangsung, seperti pada percobaan kali ini dapat diamati reaksi tercepat yaitu pada HCl dengan konsentrasi 1M selama 202 detik. Reaksi yang terjadi merupakan reaksi pembentukan gas , sehingga saat M g dimasukkan dalam larutan HCl menghasilkan gelembung-gelembung gas H2 , dengan persamaan reaksi berikut :
HCl(aq) + Mg(s) à MgCl2(aq) + H2(g)
(Petrucci, 1992)
Dalam percobaan ini 2 mL Pb(CH 3COOH) dicampur dengan 2 mL HCl, setelah itu dilakukan penggojogan. Hal ini dilakukan agar tumbukan antar partikel semakin cepat sehingga reaksi yang terjadi juga semakin cepat
Dari data yang diperoleh, nilai orde dihitung melalui dua cara yaitu metode grafik dan metode perhitungan. Melalui metode grafik didapatkan nilai orde reaksi sebesar 1,733 sedangkan melalui metode perhitungan didapatkan nilai orde reaksi sebesar 1,733085741.
VI. KESIMPULAN
6.1. Reaksi kimia adalah suatu proses pencampuran antara dua atau lebih larutan yang menghasilkan suatu produk atau zat baru. Jenis-jenis reaksi kimia
meliputi
netralisasi,
reaksi
pembentukan
endapan,
reaksi
pembentukan ion kompleks dan reaksi pembentukan gas.
6.2. Dari hasil percobaan nilai orde reaksi yang diperoleh adalah 1,7331 dan nilai k adalah 4,992493384 x 10 -3.
VII. DAFTAR PUSTAKA
Basri, S., 1996, Kamus Kimia, Rineka Cipta, Jakarta. Brady, J., 1994, Kimia Universitas Asas dan Stuktur , jilid 1, edisi kelima, Erlangga, Jakarta. Keenan, Kleinfelter, and Wood, 1990, Kimia Universitas, Erlangga, Jakarta. Keenan, C., 1991, Ilmu Kimia untuk Universitas, edisi keenam, The University of Tennese Knoxville, Erlangga, Jakarta. Mulyono, 2001, Kamus Kimia , Rineka Cipta, Jakarta. Petrucci, R., 1999, Kimia Dasar , Erlangga, Jakarta. Petrucci, R., 1985, General Chemistry, Erlangga, Jakarta. Rosenberg, J. L., 1996. Kimia Dasar , edisi keenam, Erlangga, Jakarta. Soekardjo, 1997, Kimia Fisika, PT Rineka Cipta, Jakarta. Soemardjo, D., 1998, Kimia Kedokteran UNDIP , edisi ketiga, UNDIP Press, Semarang. Vogel, 1985, Buku Teks Analisis Organik Kualitatif Makro dan Semi
Mikro, edisi lima, PT Kalman Media Pustaka, Jakarta.
