LAPORAN PRAKTIKUM KIMIA DASAR II KINETIKA KIMIA
OLEH : ISMI HAYATI NIM : 1708511044 KELOMPOK 02 B
PROGRAM STUDI KIMIA FAKULTAS MATEMATIKA DAN ILMU PENGETAHUAN ALAM UNIVERSITAS UDAYANA 2018
KINETIKA KIMIA I.
Tujuan Percobaan
1. Mengamati dan menentukan kecepatan reaksi dan hukum kecepatan reaksi dari suatu reaksi kimia 2. Mengamati pengaruh konsentrasi dan temperature terhadap kecepatan suatu reaksi kimia 3. Memahami peranan katalis dalam suatu reaksi 4. Mengamati dan memahami reaksi cepat dan reaksi lambat 5. Memahami reaksi iodine-clock
II.
Dasar Teori
Kinetika kimia adalah bidang ilmu yang mempelajari kecepatan suatu reaksi. (Tim Labolatorium Labolatorium, 2017). Kinetika kimia adalah pengkajian laju dan mekanisme reaksi kimia. Besi lebih cepat berkarat dalam udara lembab daripada dalam udara kering, makanan lebih cepat membusuk bila tidak didinginkan. Ini merupakan contoh yang lazim dari perubahan kimia yang kompleks dengan laju yang beraneka menurut kondisi reaksi (Sunarya, 2002). Pengertian kecepatan reaksi digunakan untuk melukiskan kelajuan perubahan kimia yang terjadi. Sedangkan pengertian mekanisme reaksi digunakan untuk melukiskan
serangkaian
langkah-langkah
reaksi
yang
meliputi
perubahan
keseluruhan dari suatu reaksi yang terjadi. Dalam kebanyakan reaksi, kinetika kimia hanya mendeteksi bahan dasar permulaan yang lenyap dan hasil yang timbul, jadi hanya reaksi yang keseluruhan yang dapat diamati. Perubahan reaksi keseluruhan yang terjadi kenyataannya dapat terdiri atas beberapa reaksi yang berurutan, masingmasing reaksi merupakan suatu langkah reaksi pembentukan hasil-hasil akhir (Sastrohamidjojo, 2001). Laju atau kecepatan mengacu pada sesuatu yang terjadi dalam satu satuan waktu. Reaksi, laju reaksi yang mendeskripsikan seberapa cepat konsentrasi reaktan atau produk berubah dengan waktu (Petrucci, 2011: 197). Laju didefinisikan sebagai perubahan konsentrasi per satuan waktu. Satuan yang umum adalah mol dm -3. Umumnya laju reaksi meningkat dengan meningkatnya konsentrasi, dan dapat dinyatakan sebagai: Laju = . (1 , 2 , 3 , … )
di mana adalah konstanta laju,juga disebut konstanta laju spesifik atau konstanta kecepatan, 1 , 2 , … adalah konsentrasi dari reaktan-reaktan dan produk-produk. Sebagai contoh dalam reaksi umum: aA + bB + ... → pP + qQ + ... laju reaksi dapat dinyatakan dalam batasan tiap reaktan atau produk:
1 []
=
1 []
=⋯=
1 []
=
1 []
= [] [] …
di mana a, b, ..., p, q, ... adalah koefisien-koefisien stoikiometris dari reaktan dan produk, l, m, ... adalah orde dari reaksi terhadap A, B, .... Dalam penyataan di atas dianggap bahwa volume tidak berubah selama berlangsunya reaksui. Jika Volume berubah persamaan tersebut dimodifikasi. (S.K. Dogra dan S. Dogra,2008) . Salah satu cara untuk mengkaji pengaruh konsentrasi reaktan terhadap laju reaksi ialah dengan menentukan bagaimana laju awal bergantung pada konsentrasi awal. Umumnya, yang lebih disukai adalah mengukur laju awal karena sewaktu reaksi berlangsung, konsentasi reaktan menurun dan akan menjadi sulit untuk mengukur perubahannya secara akurat (Chang, 2005: 33). Konsentrasi memiliki peranan yang sangat penting dalam laju reaksi, sebab semakin besar konsentrasi pereaksi, maka tumbukan yang terjadi semakin banyak, sehingga menyebabkan laju reaksi semakin cepat. Begitu juga, apabila semakin kecil konsentrasi pereaksi, maka semakin kecil tumbukan yang terjadi antar partikel, sehingga laju reaksi pun semakin kecil (Ulfin, 2010). Hubungan kuantitatif antara konsetrasi pereaksi dengan laju reaksi dinyatakan dalam suatu persamaan, yaitu persamaan laju reaksi. Untuk reaksi : mA + nB → pC + qD Persamaan laju reaksi dari persamaan diatas adalah v = k[A] m [B]n…………………………………….. …(2.1) Laju reaksi terlihat dari perubahan konsentrasi molekul reaktan atau konsentrasi molekul produk terhadap waktu. Laju reaksi tidak tetap melainkan berubah terusmenerus seiring dengan perubahan konsentrasi (Purba, 2007). Hubungan laju reaksi dengan temperatur dijelaskan melalui persamaan Arhenius. kenaikan temperatur akan meningkatkan gerakan molekul. Semakin banyak molekul yang bergerak dengan kecepatan rata- rata tinggi akan memperbesar peluang terjadinya tumbukan efektif, yaitu tumbukan yang mencapai energi pengaktifan, sehingga laju reaksi akan meningkat. Dibawah ini adalah grafik yang menggambarkan energi kinetik molekul pada dua temperatur yang berbeda, dimana energi aktivasi pada suhu yang lebih tinggi ( T2 ) lebih kecil dari pada energi aktivasi pada suhu rendah (T1 ).
Grafik 1 Energi aktivasi pada dua temperatur yang berbeda (Atkins, 2010). Konstanta laju reaksi (k) bergantung pada temperatur (T) dan besarnya energi aktivasi (Ea). Hubungan k, T, dan Ea dapat dinyatakan dalam persamaan Arrhenius sebagai berikut : −
k = A e ……………………………………………..(2.2) ln k = ln A
Ea
………………………………….…….(2.3)
R
Dimana A adalah faktor frekuensi dan R adalah konstanta gas (Schwedt, 1994). Katalis ialah zat yang meningkatkan laju reaksi kimia tanpa ikut terpakai. Katalis dapat bereaksi membentuk zat antara, tetapi akan diperoleh kembali dalam tahap reaksi berikutnya. Katalis mempercepat reaksi dengan menyediakan serangkaian tahapan elementer dengan kinetika yang lebih baik dibandingkan jika tanpa katalis (Chang, 2005: 52). Sering hanya sejumlah kecil katalisator sudah cukup untuk mempercepat reaksi. Meskipun demikian banyak reaksi yang kelajuan reaksinya berbanding langsung dengan pangkat dari konsentrasi katalisator. Ketergantungan kelajuan pada konsentrasi katalisator harus ditentukan dengan percobaan (Rusdiaman, 2010: 167). Banyak reaksi dapat dikatalisis dengan membiarkannya terjadi pada permukaan padatan yang cocok. Intermediet reaksi yang esensial ditemukan pada permukaan. Jenis katalisis ini dinamakan katalisis heterogen karena katalis berada dalam fase materi yang berbeda dari reaktan dan produknya. Aktivitas katalitik dikaitkan dengan bnyak unsur transisi dan senyawanya. Mekanisme yang tepat pada katalisis heterogen tidak dipahami sepenuhnya, tetapi dalam banyak kasus ketersediaan eklektron dalam orbital d di atom permukaan mungkin ikut berperan. Ciri utama katalisis heterogen adalah reaktan-reaktan dari fase gas atau fase larutan dijerap, atau melekat pada permukaan katalis. Tidak semua atom permukaan sama efektifnya untuk katalis, atom permukaan yang efektif disebut tapak aktif (Petrucci, 2011: 227).
Reaksi “Iodin-Clock” mempelajari reaksi yang menarik antara ion iodat (IO3-), ion sulfit (SO32-) membentuk ion iodida (I-) dan ion sulfat (SO 42-). IO3- + 3SO32- → I- + 3SO42Dalam reaksi ini, ion sulfit bertindak sebagai penentu reaksi, karena apabila dia habis bereaksi maka ion iodat yang berlebih akan bereaksi dengan ion iodida membentuk iodium (I2) yang berwarna coklat. IO3- + 5I + 6H + → 3I2 + 3H2O Dengan terbentuknya iodium, perubahan warna larutan sangat nyata, sehingga reaksi ini disebut reaksi “iodin-clock”. Untuk mengintensifkan warna iodium diperlukan indikator amilum (kanji) sehingga menghasilkan warna biru kehitaman. Timbulnya warna ini menandakan adanya ion I -. (Tim Labolatorium Kimia Dasar,2017).
III.
Metode praktikum 3.1. Alat
1. 2. 3. 4. 5.
Tabung reaksi Labu takar Gelas beker Pengaduk Stop watch
3.2. Bahan
1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9.
Pb(NO3 ) 2 K 2CrO4 KIO3 Na2SO3 KMnO4 H2SO4 H2C2O4 Larutan Kanji Aquades
3.3. Cara Kerja Percobaan I : Reaksi Cepat dan Reaksi Lambat
Reaksi pengendapan timbal kromat. 1. 3 ml larutan Pb(NO3 ) 2 0,1 M dimasukan kedalam tabung reaksi. 2. Sambil diaduk ditambhakna 1 ml larutan K 2CrO4 0,1 M. Waktu mulai pencampuran sampai timbulnya endapan dicatat.
Reaksi ion permanganat dengan ion oksalat 1. Dimasukan 2 mL larutan Asam Oksalat 0,1 M dalam tabung reaksi, sambil diaduk ditetesi 5 tetes larutan H2SO4 1 M, kemudian ditetesi larutan KMnO4 0,1 M. Pada tetesan pertama dicatat waktu mulai pencampuran sampai warna larutan berubah dari kecoklatan menjadi tak berwarna. 2. Diulangi percobaan tersebut sebanyak 10 tetes, dicatat waktu yang diperlukan larutan sampai warna larutan menghilang.
Percobaan 2 : Reaksi Iodin-clock
1. Disiapkan larutan standar. Larutan A terdiri dari Larutan KIO 3 0,02 M. Larutan B terdiri dariLarutan Na2SO3 0,01 M, yang diberi larutan asam dan larutan kanji (1,3gr Na 2SO3 ditambah 10 mL H 2SO4 6 M dan 5 mL larutan kanji). 2. Dikerjakan dalam gelas kimia 250 mL, dan diletakan diatan kertas putih. Disiapkan pencampuran larutan A dan larutan B dengan beberapa reaksi bervariasi sebagai berikut :
10 mL larutan A + 10 mL larutan B
10 mL larutan A + 10 mL larutan B dalam 70 mL air.
10 mL larutan A + 10 mL larutan B dalam 70 mL air.
10 mL larutan A + 10 mL larutan B dalam 70 mL air.
10 mL larutan A + 10 mL larutan B dalam 70 mL air.
10 mL larutan A + 10 mL larutan B dalam 70 mL air.
IV.
10 mL larutan A + 10 mL larutan B. Sebelum dicampurkan suhu kedua larutan dibuat 15 ℃. 10 mL larutan A + 10 mL larutan B. Sebelum dicampurkan suhu kedua larutan dipanaskan terlebih dahulu 45°C
Hasil Percobaan 1 : Reaksi Cepat dan Reaksi Lambat
A. Reaksi pengendapan timbal kromat No Pb(NO3 )2 0,1 M 1.
3 mL
K 2 CrO4 0,1 M
Waktu (detik)
1 mL
24,36
2.
B. Reaksi Ion Permanganat Dengan Ion Oksalat No H2C2 O4 0,1 M
29,24
KMnO4 0,1 M
Waktu (detik)
1.
2 mL
1 tetes pertama 1 tetes
2.
102,51 26,91
kedua 3.
1 tetes
26,09
ketiga 4.
1 tetes
19,07
keempat 5.
1 tetes
13,83
kelima 6.
1 tetes
12,69
keenam 7.
1 tetes
10,54
ketujuh 8.
1 tetes
10,51
kedelapan 9.
1 tetes
10,48
kesembilan 10.
1 tetes
8,24
kesepuluh
Percobaan 2 : Reaksi Iodine-clock
No
Larutan A KIO3 Larutan B Na2SO3 Air
Suhu
Waktu
0,02 M (mL)
0,01 M (mL)
(mL)
(Detik)
1.
10
10
-
Kamar
3,27
2.
10
20
70
Kamar
7,31
3.
10
30
60
Kamar
3,86
4.
20
10
70
Kamar
10,51
5.
30
10
60
Kamar
8,57
6.
10
10
80
Kamar
22,32
7.
10
10
-
15℃
3,10
8.
10
10
-
45℃
2,01
V.
Pembahasan
Pada percobaan kinetika kimia ini dilakukan dengan tujuan untuk mengamati dan menemukan kecepatan reaksi dan hukum kecepatan reaksi dari suatu reaksi, mengamati pengaruh konsentrasi dan temperature terhadap kecepatan suatu reaksi kimia, memahami peranan katalis dalam suatu reaksi, mengamati dan memahami reaksi cepat dan reaksi lambat serta memahami reaksi iodine-clock. Dalam percobaan ini, memerlukan pencatatan waktu untuk mencatat waktu yang diperlukan untuk bereaksi. Percobaan kali ini dibagi menjadi 2, percobaan satu yaitu reaksi cepat dan reaksi lambaat, sedangkan percobaan dua yaitu reaksi iodin-clock.
Percobaan 1 : Reaksi cepat dan reaksi lambat a. Reaksi pengendapan timbal kromat
Pada percobaan kali ini, mencari waktu yang diperlukan untuk membentuk suatu endapan timbal kromat dimana sebanyak 3 ml larutan Pb(NO 3 ) 2 0,1 M dimasukkan kedalam tabung reaksi. Sambal diaduk , ditambahkan sebanyak 1 ml K 2CrO4 0,1 M.percobaan ini dilakukan sebanyak 2 kali dengan volume yang sama dan konsentrasi reaktan yang sama. Pada percobaan kali ini dihasilkan reaksi sebagai berikut : Pb(NO 3 ) 2(aq) + K 2CrO4(aq)
PbCrO4(s) + 2 KNO3(aq) .
Pada percobaan pertam waktu yang didapatkan adalah 24.36 detik untuk membentuk endapan timbal kromat. Sedangkan percobaan kedua waktu yang diperlukan untuk membentuk endapan timbal kromat adalah 29.24 detik. Dari data yang didapat, percobaan satu membutuhkan waktu lebih cepat dibandingkan percobaan kedua. Hal ini bisa disebabkan karena suhu pada ruangan mungkin saja berubah-ubah. Jika suhu ruangan meningkat, maka akan menaikan energi rata-rata moleku, sehingga fraksi molekul yang mencapai energy pengaktifan bertambah sehingga laju reaksi akan semakin cepat. Selain itu, perbedaan waktu tersebut dipengaruhi oleh kecepatan praktikan mencampurkan reaktan tersebut. Semakin cepat praktikan mencampurkan reaktan, maka semakin cepat laju reaksinyaa begitupun sebaliknya.
b. Reaksi ion permanganat dan ion oksalat
Pada percobaan ini, untuk reaksi ion permanganat dengan iom oksalat , 2 ml H2C2O4 0,1 M ditambahkan dengan larutan H 2SO4 0,1 M dan direaksikan dengan larutan KMnO4 0,1 M tetes demi tetes secara bertahap didapatkan bahwa penambahan KMnO4 0,1 M mempengaruhi waktu reaksi sehingga mempengaruhi
kecepata reaksinya juga. Dengan data pengamatan pada 1 tetes pertama larutan KMnO4 0,1 M waktu yang dibutuhkan untuk terjadinya reaksi yaitu perubahan warna menjadi warna ungu hingga kembali menjadi tidak berwarna lagi 1 menit 42 detik. Satu tetes kedua yaitu 26.91 detik, satu tetes ketiga 26.09 detik, satu tetes keempat 19.07 detik, satu tetes kelima 13.83 detik, satu tetes keenam 12.69 detik, satu tetes ketujuh 10.54 detik, satu tetes kedelapan 10.57 detik, satu tetes kesembilan 10.48 detik, dan satu tetes yang terakhir yang didapat adalah 8.24 detik. Dari data yang didapatkan, perubahan suhu tidak stabil. Seharusnya, seiring dengan bertambahnya jumlah zat, waktu yang diperlukan untuk terjadinya reaksi semakin cepat pula. Semakin banyak zat atau volume larutan yang ditambahkan, laju reaksi yang berlangsung semakin cepat. Laju reaksi dipengaruhi oleh jumlah zat/larutan yang ditambahkan. Kesalahan dalam percobaan ini bisa disebabkan juga kerana praktikan kurang cekatan dalam menggunakan stop watch dan kurang teliti dalam melakukan praktikum.
Percobaan 2 : Reaksi iodine-clock
Pada percobaan kedua ini dilandasi oleh reaksi iodine-clock dan faktor-faktor yang mempengaruhi lajunya reaksi. Ppada percobaan ini digunakan larutan A, dimana larutan A merupakan larutan KIO 3 0,02 M dan larutan B, dimana larutan B merupakan larutan Na2SO3 0,01 M yang diberi asam dan kanji ( 1,3 gr Na 2SO3 ditambah 10 ml H2SO4 6 M dan 5 gr larutan kanji). Dalam percobaan ini diamati kecepatan reaksi pembentukan iodine dengan mencampurkan larutan yang meengandung ion IO 3- dengan larutan yang mengandung ion SO 32-. Kecepatan reaksi pembentukan iodine diamati dari pembentukan warna biru akibat reaksi I2 dengan amilum yang diperoleh dari larutan kanji dan Na2SO3 sebagai reaktan. Pada percobaan ini, reaksi yang berlangsung antara ion iodat (IO3-) dan ion sulfit (SO 32-) akan membentuk ion (I-) dan ion sulfat (SO4-). IO3- + 3SO32-
I- + 3SO42-
Bila iodat yang bereaksi dalam kondisi berlebih, maka reaksi yang terjadi akan berlanjut sepert ini : IO3- + 5I- + 6H+
3I2+ 3H2O
Pada reaksi ini, digunakan larutan A dan larutan B dengan volume yang berbeda-beda, dengan pencampuran volume air yang berbeda-beda pula yang berdampak pada perbedaan waktu reaksi. Dari data pengamatan yang didapat, pada
percobaan pertama 10 ml larutan A direaksikan dengan 10 ml larutan B tanpa penambahan air, untuk mencapi reaksi membutuhkan waktu yang cepat dalam mengalami perubahan warna menjadi biru kehitaman yaitu dalam waktu 3.27 detik. Pada percobaan kedua, 10 ml larutan A direaksikan dengan 20 ml larutan B dengan penambahan air sebanyak 70 ml, membutuhkan waktu 7.31 detik hingga terjadi perubahan warna menjadi biru kehitaman. Pada percobaan ketiga , 10 ml larutan A direaksikan dengan 30 ml larutan B dengan penambahan air sebanyak 60 ml, membutuhkan waktu 3.86 detik. Pada percobaan keempat, 20 ml larutan A direaksikan dengan 10 ml larutan B dengan penambahan air sebanyak 70 ml, membutuhkan waktu 10.51 detik. Pada percobaan kelima, 30 ml larutan A direaksikan dengan 10 ml larutan B dengan penambahan air sebanyak 60 ml, membutuhkan waktu 08.57 detik. Pada percobaan keenam, 10 ml larutan A direaksikan dengan 10 ml larutan B dengan penambahan air sebanyak 80 ml, membutuhkan waktu 22.32 detik. Pada percobaan pertama hingga keenam dengan menggunakan
suhu
mempengaruhi
kamar
waktu
dapat
yang
dilihat
diperlukan
bahwa untuk
penambahan
larutan
volume
bereaksi,
air
sehingga
mempengaruhi laju reaksinya juga. Penambahan volume air mengakibatkan laju reaksi menjadi lambat karena bertambahnya volume larutan, dan menurunkan konsentrasi larutan yang direaksikan karena kerapatan antar molekul menjadi lebih kecil
sehingga
kemungkinan
untuk
terjadi
tabrakan
menurun
sehingga
memperlambat reaksi. Sedangkan pada percobaan ketujuh, 10 ml larutan A direaksikan dengan larutan B tanpa penambahan air dengan sebelum pencampuran, larutan terlebih dahulu didinginkan dengan suhu 15°C, membutuhkan waktu sebanyak 3.10 detik. Pada percobaan kedelapan, 10 ml larutan A direaksikan dengan 10 ml larutan B tanpa penambahan air dengan sebelum pencampuran, dan larutan dipanaskan terlebih dahulu dengan suhu mencapi 45°C, membutuhkan waktu 02.01 detik untuk berubah warna menjadi biru kehitaman. Antara larutan yang didinginkan terlebih dahulu dan dipanaskan terlebih dahulu, lebih cepat bereaksi larutan yang dipanaskan terlebih dahulu. Hal ini disebabkan karena pada saat suhu dinaikan, kalor yang diberikan akan membuat partikel saling bertumbukan, dengan kecepatan yang meningkat, sehingga energi kinetic partikel pun bertambah, dan menyebabkan laju reaksi pun meningkat.
VI.
Kesimpulan
1. Kecepatan suatu reaksi dapat diukur berdasarkan perubahan konsentrasi zat yang beraksi per satuan waktu. 2. Kecepatan suatu reaksi berbanding lurus dengan konsentrasi reaksi. Jika konsentrasinya tinggi maka kecepatan laju reaksi juga tinggi, karena semakin tinggi konsentrasinya maka semakin banyak molekul-molekul yang bertumbukan, maka reaksi akan menjadi lebih cepat. 3. Kecepatan suatu reaksi berbanding lurus dengan kenaikan temperatur. Hal ini dikarenakan semakin tinggi temperature, semakin cepat pula gerakan partikel-partikel penyusun reaktan dan semakin besar pula kemungkinan partikel-partikel tersebut bertumbukan. 4. Reaktan dalam keadaan konsentrasi yang sama, laju reaksinya dipengaruhi oleh jumlah zat/larutan yang ditambahkan. Semakin banyak zat atau volume larutan yang ditambahkan maka reaksi yang berlangsung akan semakin cepat. 5. Faktor lain yang mempengaruhi besarnya kecepatan suatu reaksi ialah katalis. Dimana katalis digunakan untuk mempercepat reaksi tanpa harus ikut bereaksi. Katalis memperbesar kecepatan reaksi dengan jalan memperkecil energy pengaktifan suatu reaksi dn dibentuknya tahap-tahap reaksi yang baru. Dengan menurunnya energi pengaktifan maka pada suhu yang sama reaksi dapat berlangsung lebib cepat. 6. Reaksi “Iodin-Clock” mempelajari reaksi yang menarik antara ion iodat (IO3-), ion sulfit (SO 32-) membentuk ion iodida (I-) dan ion sulfat (SO 42-). IO3- + 3SO32- → I- + 3SO42Dalam reaksi ini, ion sulfit bertindak sebagai penentu reaksi, karena apabila dia habis bereaksi maka ion iodat yang berlebih akan bereaksi dengan ion iodida membentuk iodium (I2) yang berwarna coklat.
DAFTAR PUSTAKA Atkins, P. W F.,Julio de Paula. (2010).“ Physical Chemistry ninth edition”. New York : W. H Freeman and Company Chang, Raymond. Kimia Dasar Konsep-Konsep Inti Edisi Ketiga Jilid 2. Erlangga: Jakarta, 2005. Manurung, Manuntun., dkk. 2018. Penuntun Praktikum Kimia Dasar II . Bukit Jimbaran: Jurusan Kimia, FMIPA, Universitas Udayana Petrucci. Kimia Dasar Prinsip-Prinsip & Aplikasi Modern Edisi Kesembilan Jilid 2. Erlangga: Jakarta, 2011. Purba, Michael. (2007). “Kimia Untuk SMA kelas XI Semester 1”. Jakarta: Erlangga Rusdiaman.2010. Kimia Dasar Analitik . Makasar : Akademi Gizi Indonesia. Sastrohamidjojo, Hardjono. 2001. Kimia Dasar . Yogyakarta: Gadjah Mada University Press Schwedt, G. (1994). “Chemistry Analitycal”. USA : John Wiley Sons Inc S.K Dogra dan S.Dogra.2008. Kimia Fisik Dan Soal-Soal.UI-Press.Jakarta. Sunarya, Yayan. 2002. Kimia Dasar II Berdasarkan Prinsip-Prinsip Kimia Terkini. Bandung: Alkemi Grafisindo Press.
