Percobaan II (Kinetika Kimia)

ABSTRAK

Telah dilakukan percobaan berjudul “Kinetika Kmia”. Tujuan dari percobaan ini adalah mampu menjelaskan tanda-tanda reaksi kimia serta mampu menentukan laju dan orde reaksi. Metode yang digunakan dalam percobaan ini adalah : 1. Pencampuran logam Mg dalam larutan HCl yang berprinsip dapat menjelaskan mekanisme reaksi serta tanda-tanda reaksi kimia. 2. Pencampuran H2C204, KMnO4, H2O dengan metode titrasi dengan mengamati berapa waktu yang diperlukan sampai larutan berubah warna menjadi kuning. Pada percobaan pertama dihasilkan logam Mg paling cepat habis bereaksi pada konsentrasi 2 M dengan dengan mendap mendapatk atkan an orde orde reaksi, reaksi, m = 2. Sedang Sedangkan kan pada percob percobaan aan kedua kedua didapatkan waktu yang dibutuhkan sampai warna larutan berubah warna menjadi kuni kuning ng pali paling ng cepa cepatt pada pada erle erlenm nmey eyer er ke 2 kare karena na volu volume me H 2C2O4 paling berpengaruh dengan dihasilkan m = 1 untuk H 2C2O4 dan m = 0,4 untuk KMnO 4 .

1

PERCOBAAN II REAKSI KIMIA : KINETIKA KIMIA

I.

Tujuan Percobaan

I.1 Mampu menjela menjelaskan skan tanda-tanda tanda-tanda reaksi reaksi kimia kimia I.2 Mampu menetukan menetukan laju laju dan orde reaksi reaksi

II.

Dasar Teori

I I. 1

Kinetika Kimia Kinetika kimia merupakan pengkajian laju dan mekanisme reaksi kimia. Besi lebih cepat berkarat dalam udara lembab dari pada dalam udara kering, makanan lebih cepat membusuk bila tidak di dinginkan, kulit lebih cepat menjadi gelap dalam musim panas daripada dalam musim dingin. Ini merupakan tiga contoh yang lazim dari perubahan kimia yang kompleks dengan laju yang beraneka menurut kondisi reaksi. (Keenan, 1998)

I I. 2

Reaksi Ki Kimia Reaksi kimia adalah pembentukan ikatan baru. Reaksi yann terjad terjadii karena karena materi materi awal awal (reakta (reaktan) n) bersama bersama-sam -samaa putus putus atau atau secara secara bergan bergantia tian n untuk untuk memben membentuk tuk atau atau bebera beberapa pa materi materi yang yang berbeda (produk). (Miller, 1997) Reaksi-reaksi kimia, ditandai dengan gejala : a. Timb Timbul ulny nyaa gas gas Contoh : 2 H 2O (e) + Mg (s) b. Terbentuknya endapan

2

Mg(OH)2(aq) + H2 (g)

Contoh : Pb(CH3COO)2(aq) + H2SO4(aq)

CH3COOH(aq)+ PbSO4 (s)

c. Peru Peruba baha han n suh suhu u Contoh : NaOH

(aq)

+ H2SO4 (aq)

Na2SO4(aq) + 2 H2O(aq)

+ CuSO4 (aq)

H2SO4 (aq) + CuCl2 (aq)

d. Peruba Perubahan han warna warna Contoh : 2 HCl

(aq)

(Keenan, 1992)

I I. 3

Macam-ma -macam cam Re Reaksi aksi Kimia Berd Berdas asar arka kan n dibedakan atas:

geja gejala la

yang yang

diti ditimb mbul ulka kan, n,

reak reaksi si

kimi kimiaa

II.3 II.3.1 .1 Reak Reaksi si Net Netra rali lisa sasi si Reaksi netralisasi yaitu reaksi antara suatu asam dan basa yang banyaknya secara kimiawi sama. Reaksi antara asam dan basa pada umumnya membentuk garam dan air. (Vogel, 1985) Reaksi penetralan yaitu reaksi antara asam dan basa. Menurut Arhenius reaksi penetralan adalah reaksi antara 1 ion H+ dan 1 ion OH -

H+ + OH-

H2O

Menu Menuru rutt teori teori Bron Bronst sted ed Lowr Lowry, y, reak reaksi si netr netral alisa isasi si dapa dapatt dirumuskan :

3

H3O+ asam 1

OH-

+

H2O

basa 2

+

basa 1

H2O asam 2

(Rivai, 1995) II.3. II.3.2 2 Reak Reaksi si Pemb Pemben entu tuka kan n Enda Endapa pan n Terjadi jika larutan terlalu jenuh dengan zat yang bersangkutan. Pada reaksi ini, terjadi penggabungan ion positif dari basa atau a tau garam pereaksi yang bereaksi dengan ion negative dari asam atau basa pereaksi. Pada akhir reaksi terbantuklah endapan pada dasar tabung reaksi, contoh : NaCl + AgNO3

NaNO3 + AgCl (Vogel, 1985)

II.3. II.3.3 3 Reak Reaksi si Pemb Pemben entu tuka kan n Gas Gas Dalam Dalam bebe bebera rapa pa kasu kasuss zat terte tertent ntu, u, dala dalam m suat suatu u reaksi dapat berupa zat yang tidak larut, yaitu gas atau zat yang mengurai dan akan menguap sebagai gas. Misalnya. Jika Jika HCl HCl dita ditamb mbah ahka kan n laru laruta tan n Na2S meng mengha hasil silka kan n H2S (elektrolit lemah) dan kelarutannya dalam air sangat kecil sehin sehingg ggaa muda mudah h meng mengua uap. p. Reak Reaksi si molek molekul ulny nyaa adal adalah ah sebagai berikut : 2 HCl (aq) + 2 Na2S (aq)

H2S + 2 NaCl

Gejala lain dalam reaksi ialah terbantukn terbantuknya ya elektrolit elektrolit yang sangat kecil daya analisanya. (Brady, 1994) II.3. II.3.4 4 Reak Reaksi si Pembe Pembent ntuk ukan an Komp Komple leks ks Pembentuka Pembentukan n kompleks kompleks dalam analisa analisa kuantitatif kuantitatif seri sering ng terl terlih ihat at dan dan digu diguna naka kan n untu untuk k pemi pemisa saha han n atau atau identifikasi ion kompleks jika ada perubahan warna larutan. Misalnya : Ag + [(NH3)2]+ + Cl-

AgCl (g) + 2 NH3

(Vogel, 1985)

4

Sering dipakai untuk pemisahan atau identifikasi bila ion kompleks terbentuk maka terjadi karena dalam larutan pembantukan kompleks merupakan penyebab pelarutnya endapan dari reagensia yang berlebih. (Brady, 1994)

II.3.5 Reaksi Pertukaran Muatan Reaksi yang bersifat asam dengan logam adalah sifat dari golongan lebih luas yaitu satu unsur akan menggantikan unsur lain dari suatu senyawa. Misalnya: Zn (s) + CuSO4 (aq)

Cu (s) + ZnSO4 (aq)

Reaksi ini sama dengan reaksi antara senyawa dengan ion hydrogen yaitu : Zn (s) + 2 H+ (g)

H2 (g) + Zn2+ (aq)

Reaksi tersebut dapat terjadi jika logam yang dimasukkan kedalam larutan memiliki daya oksidasi yang besar, sehingga dapat mereduksi ion logam dalam larutan. (Vogel, 1985) II.3.6 Reaksi Redoks Dalam setiap reaksi redoks, perbandingan polar antara zat yang dioksidasi dan zat yang direduksi didapat dari persamaan yang memenuhi jumlah electron yang dilepas sama dengan yang diikat. Contoh : 5 Fe2+ + MnO4- + 8H+

5Fe3+ + 6Mn2+ + 4H2O (Underwood, 1990)

II.4

Laju Reaksi Laju reaksi yaitu perubahan konsentrasi konsentrasi reaktan atau produk terhadap waktu (m/s). Setiap reaksi dapat dinyatakan dengan persamaan umum, Reakta

Produk

5

Persamaan ini, memberitahukan bahwa selama berlangsungnya suatu reaksi, molekul reaktan bereaksi sedangkan molekul produk terbentuk. A

B

Menurut jumlah molekul A dan meningkanya jumlah molekul B sering dengan waktu yang diperlihatkan dalam sebuah grafik. Secara umum akan lebih mudah apabila dinyatakan laju dalam perubahan konsentrasi terhadap waktu. Jadi untuk reaksi diatas dapat dinyatakan lajunya sebagai :

Laju = - ΔIAJ

atau

- ΔIAJ

Δt

Δt (Chang, 2004)

II.5

Faktor-faktor Yang Mempengaruhi Laju Reaksi II.5.1 Luas Permukaan Bidang Sentuh Semakin luas permukaan bidang sentuh, reaksi semakin cepat. Karena bidang sentuh yang luas akan memungkinkan molekul bertabrakan dengan molekul lain. Hal ini menyebabkan zat yang terbantuk serbuk reaksinya akan semakin lebih cepat dari pada reaksi zat yang berbantuk kepingan besar. (Oxtoby, 2001) II.5.2 Suhu Laju reaksi kimia bertambah dengan naiknya suhu. Dengan naiknya suhu bukan hanya molekul-molekul lebih sering bertabrakan, tetapi mereka juga bertabrakan dengan bantuan yang lebih berat karena mereka bergerak lebih cepat. (Keenan, 1990) II.5.3 Sifat Dasar Pereaksi

6

Zat-zat berbeda secara nyata, dalam lajunya mereka mengalami perubahan kimia. Molekul-molekul hydrogen dan fluorida bereaksi secara spontan bahkan pada temperature kamar dengan menghasilkan hydrogen fluoride. H2 + F2 → 2 HF (sangat cepat pada suhu kamar) Pada kondisi serupa, molekul hydrogen dan oksigen bereaksi sangat lambat, sehingga tak Nampak pertubahan kimianya. H2 + O2 → 2 H2O (sangat lambat pada suhu kamar) (Keenan, 1990)

II.5.4 Katalis Katalis adalah zat yang mempercepat reaksi tanpa mengalami perubahan kimiayang permanen. Suatu katalis mempengaruhi kecepatan reaksi dengan jalan: 1. Pembentukan senyawa antara (katalis homogen) 2. Absorbsi (katalis heterogen) II.5.5 Konsentrasi Perubahan kimia timbul sebagai akibat dari tumbukan molekul. Semakin banyak tumbukan yang terjadi, semakin besar laju reaksinya. Jika konsentrasi reaktan semakin tinggi maka tumbukan juga akan semakin besar. (Keenan, 1990) II.6

Persamaan Laju Reaksi Reaksi : 2N2O3 → 4NO2 + O2 Laju reaksi sebanding dengan konsentrasi N 2O5 dan dapat ditulis :

7

Laju reaksi ∞ [N 2O5] Laju reaksi = k [N2O5] K disebut konstanta laju reaksi orde pertama. Laju reaksi diatas dapat diukur baik dengan berdasarkan penurunan [N 2O5] atau berdasarkan pada [O2] [NO2] [N2O5] akan menghasilkan persamaan yang berbeda. Laju reaksi

Laju reaksi

Laju reaksi Apabila dilakukan pengukuran akan terlihat bahwa laju reaksi’ ≠ laju reaksi” ≠ laju reaksi”’, sehingga k’≠ k” ≠ k”’. Karena itu untuk memperoleh persamaan laju reaksi yang seragam, maka berdasarkan perjanjian ditetapkannya laju reaksi yang didasarkan oleh suatu reaktan atau produk tersebut dalam persamaan reaksi, jadi : Laju reaksi Untuk reaksi umum : aA + bB

→

cC + Dd (Keenan, 1990)

2.7

Orde Reaksi Orde reaksi dapat didefinisikan sebagai jumlah satu eksponen yang menyatakan hubungan antara konsentrasi dengan kecepatan reaksi. Orde reaksi dikenal dengan tingkat reaksi. Untuk reaksi umum A+B

→

C. Maka kecepatan reaksi ditentukan oleh

konsentrasi A dan B. Orde reaksi total yang perlu diperhatikan :

8

1. Data eksperimen harus pada suhu konstan agar harga V tetap. 2. Metode mencari orde reaksi : a) Metode Logika Metode logika menggunakan rumus bahwa ax = b dengan a = perbesaran konsentrasi ay = b

b = perbesaran laju reaksi

Metode ini memiliki kelemahan, yaitu hanya bisa digunakan jika ada data yang sama. b) Metode Komparatif (Perbandingan) Metode ini membandingkan persamaan kecepatan reaksi

Harga K 1 dan K 2 (tetapan laju reaksi) pada suhu konstan adalah sama, sehingga dapat dihilangkan. Dengan demikian perbandingan konsentrasi zat yang berubah dipangkatkan orde reaksinya masing – masing sama dengan perbandingan kecepatan reaksinya. c) Metode Grafik Bila berupa garis lurus (linear) merupakan orde reaksi satu garis lengkung (parabola) merupakan orde reaksi dua. Jika berupa garis lengkung, tetapi bukan bentuk kuadrat orde reaksinya 3,4 dan seterusnya.

2.7.1

Reaksi Orde Nol (0) Reaksi orde nol mempunyai laju yang tidak bergantung pada konsentrasi reaktan. Sebagai contoh, dekomposisi lebih pada walform panas bertekanan tinggi mempunyai laju pH 3 terdekomposisi pada laju tetap sampai habis seluruhnya. Hanya reaksi yang heterogenyang mempunyai hukum laju dengan orde nol secara keseluruhan.rumus laju reaksi menjadi V.K.

9

V

M

(Khopkar,1990) 2.7.2

Reaksi Orde Satu Jika laju suatu reaksi kimia berlangsung lurus dengan konsentrasi jika suatu pereaksi V = K [A]. Maka reaksi itu dikatakan sebagai reaksi orde pertama jika dinyatakan dengan grafik, maka laju reaksi dengan orde pertama berupa garis lurus liniear.

V

[A]

2.7.3

Reaksi Orde Kedua

10

(Khopkar, 1990)

Jika laju reaksi sebanding dengan pangkat dua suatu pereaksi atau pangkat satu konsentrasi dua pereaksi V = K [A]2. Maka reaksi itu dikatakan sebagai reaksi beranak 2 jika dinyatakan dengan grafik, maka laju reaksi dengan orde reaksi dua berupa garis lengkung.

V

[A

(Khopkar, 1990) 2.8

Hukum Laju dan Kostanta Laju Laju reaksi terukur seringkali sebanding dengan konsentrasi reaktan suatu pangkat. Contihnya mungkin saja laju itu sebanding dengan konsentrasi dua reaktan A dan B, sehingga : V = K [A] [B] Koefisien K disertai konsentrasinya yang tidak bergantung pada konsentrasi, tetapi bergantung pada temperature. Persamaan sejenis ini yang ditentukan secara eksperimen disebut hokum laju reaksi. Secara formal hukum laju reaksi adalah persamaan yang menyamakan laju reaksi sebagai fungsi dari konsentrasi semua spesien yang ada termasuk produknya. Hukum laju reaksi memiliki dua penerapan utama, penerapan praktisnya setelah kita mengetahui hukum laju dan komposisi campuran. Penerapan teoritis hukum laju ini adalah hokum laju menerapkan pemandu untuk mekanisme reaksi. Setiap mekanisme yang dilanjutkan harus konstan dengan hukum laju yang diamati.

11

(Atkins, 1993)

2.9

Teori Tumbukan Laju reaksi dapat diperoleh dengantiga faktor berikut : 1)

Faktor Energi Tumbukan Jumlah keseluruhan tumbukan antara partikel reaktan dalam volume dari waktu yang diberikan.

2)

Faktor Energi Tumbukan Fraksi partikel reaktan yang menumbuk dengan energi aktivasi yang cukup untuk memulai reaksi.

3)

Faktor Geometri Tumbukan Fraksi partikel yang menumbuk dengan orientasi yang benar sehingga atom dapat memindahkan atom membagi elektron valensi secara terarah ketka mereka melakukan kontak satu sama lain.

(Miller, 1987) 2.10

Kecepatan Reaksi Kecepatan reaksi dinyatakan sebagai perubahan konsentrasi atau hasil reaksi persatuan waktu. Laju reaksi dapat dinyatakan sebagai laju berkurangnya konsentrasi suatu reaktan atau bertambahnya suatu produk. Dapat ditulis : V=

V=

Dengan

V

= kecepatan laju reaksi

[A]

= konsentrasi A

[B]

= konsentrasi B

t

= waktu

12

(Sastrohamidjojo, 2001) 2.11

Energi Aktivasi Reaksi kimia berlangsung sebagai akibat tumbukan antara molekul-molekul yang bereaksi. Akan tetapi tidak semua tumbukan menghasilkan reaksi. Dari segi energi ada semacam energi tumbukan minimum yang harus tercapai agar reaksi terjadi. Untuk bereaksi molekul yang bertumbukan harus memiliki energi kinetic total sama dengan atau lebih besar daripada energy aktivasi, molekul utuh dan tidak ada perubahan akibat tumbukan. Spes yang terbentuk sementara oleh molekul reaktan sebagai akibat tumbukan sebelum membentuk produk dinamakan kompleks teraktifkan (keadaan transisi). (Chang, 2004)

2.12

Analisa Bahan 2.12.1 Logam Mg 

Berwarna putih mengkilap



Pada suhu biasa mudah diserbukkan



Pada suhu tinggi (450 oC – 550 oC) amat lunak



Larut dalam asam encer



Mudah dioksidasi, mudah terbakar

 Nyala 

dalam cahaya yang menyilaukan

2Mg(s) + O2(g) → 2MgO(s) (Basri, 1996)

2.12.2 Asam Klorida (HCl) 

Merupakan asam kuat



Tidak berwarna



Mudah larut dalam air

13



Baunya menusuk pernapasan

hidung

hingga



Tidak larut dalam alcohol



Dapat melarutkan logam-logam mulia



Bahan baku membuat plastic

berbahaya

bagi

Hg(s) + 2HCl(g) → MgCl2(aq) + H2(g) (Vogel, 1985) 2.12.3 KMnO 4 

Berwarna ungu



Titik dekomposis



Larut dalam air



Digunakan dalam volumetrik dan agen oksida (Bird,1987)

2.12.4 Asam Oksalat (H2C2O4) 

Asam organik dan bersifat toksik



Merupakan zat padat hablur



Tidak berwarna



Titik leleh 100oC



Dapat bereaksi dengan basa menghasilkan garam dan air (Basri, 2000)

2.12.5 Aquadest Sifat fisik : Berbentuk cair, tidak berwarna, tidak berbau, tidak berasa, titik didih 100 oC, titik beku 0oC Sifat kimia :

14

Senyawa dengan formula H2O,elektrolit lemah,terionisasi menjadi H3O+ dan OH- dihasilkan dari pengoksidasian hidrogen sebagai bahan pelarut dalam kebanyakan senyawa dan sumber listrik. (Basri, 2000) III. Metode Percobaan

3.1 Alat dan Percobaan 3.1.1

Alat

– Tabung reaksi – Erlenmeyer – Gelas beker – Gelas ukur – Pipet tetes – Stopwatch – Labu ukur

3.1.2

Bahan

– Pita Mg – HCl – H2C2O4 – KMnO4 – Aquadest 3.2 Gambar Alat

Gelas beker

tabung reaksi

15

labu ukur

stopwatch

Gelas ukur

Pipet tetes

Buret

3.3 Skema Kerja 3.2.1 Kinetika Reaksi logam Mg dengan HCl

10 mL HCl 2 M Gelas beker

Penambahan pita Mg Pencatatan waktu

Pengulanga 2 kali hasil

16

elenmeyer

10 mL HCl 2 M

10 mL HCl 2 M

Labu ukur

Labu ukur Pengenceran menjadi 1,6 M

Pengenceran menjadi 1,8 M Penuangan 10 mL HCl

Penuangan 10 mL

10 mL HCl 1,8 M

HCl 10 mL HCl 1,6 M

Gelas beker Pemasukan pita Mg

Pencatatan waktu sampai Mg habis hasil Perulanga 2 kali

Gelas beker Pemasukan pita Mg Pencatatan waktu sampai Mg habis hasil Perulanga 2 kali

17

10 mL HCl 2 M

10 mL HCl 2 M

Labu ukur


Pengenceran menjadi 1, 4M Penuangan 10 mL HCl

Penuangan 10 mL HCl 10 mL HCl 1,2 M

10 mL HCl 1,4 M Gelas beker

Gelas beker

Pemasukan pita Mg Pencatatan waktu sampai Mg habis hasil Perulanga 2 kali


10 mL HCl 2 M

10 mL HCl 2 M

Labu ukur


Pengenceran menjadi 1,0 M Penuangan 10 mL HCl

Penuangan 10 mL HCl 10 mL HCl 0,8 M

10 mL HCl 1,0 M Gelas beker

Gelas beker



18

10 mL HCl 2 M Labu ukur Pengenceran menjadi 0,6 M Penuangan 10 mL HCl 10 mL HCl 0,6 M Gelas beker Pemasukan pita Mg Pencatatan waktu sampai Mg habis hasil Perulanga 2 kali

3.3.2 Kinetika reaksi ion permanganat dengan asam oksalat •

Erlenmeyer 1 10 ml H2C2O4 + 12 ml aquadest Erlenmeyer 50 ml – Penyiapan buret yang berisi KMnO4 0,1 M

–

Penggoyangan campuran hingga homogen

–

Penambahan 2 ml KMnO4 0,1 M

–

Pencatatan waktu sampai terjadi perubahan warna

–

Pengamatan

hasil

19

•

Erlenmeyer 2 20 ml H2C2O4 + 2 ml aquadest Erlenmeyer 50 ml – Penyiapan buret yang berisi KMnO4 0,7 M

–


–


–


–

Pengamatan

hasil

•

Erlenmeyer 3 10 ml H2C2O4 + 10 ml aquadest Erlenmeyer 50 ml – Penyiapan buret yang berisi aquadest

–


–


–


–

Pengamatan

20

hasil IV. Data Pengamatan 4.1 Kinetika reaksi logam Mg dengan HCl

[ HCl ]

Pita Mg ( cm )

2,0 1,8 1,6 1,4 1,2 1,0 0,8 0,6

0,5 0,5 0,5 0,5 0,5 0,5 0,5 0,5

Percobaan 1

Percobaan 2

t

1/t

t

1/t

41 47 70 95 112 193 252 427

0,024 0,021 0,014 0,010 0,008 0,005 0,003 0,002

42 55 82 102 131 209 288 553

0,024 0,018 0,012 0,009 0,007 0,004 0,003 0,001

Keterangan

Timbul gelembung dan gas H2

4.2 Kinetika reaksi ion permanganat dengan asam oksalat

Percobaan pada Erlenmeyer ke –

H2C2O4

KMnO4

ml

M

ml

M

t

I

10,00 10,00 10,00

0,7 0,7 0,7

2,00 2,00 2,00

0,1 0,1 0,1

3,42 4,09 3,41

II

20,00 20,00 20,00

0,7 0,7 0,7

2,00 2,00 2,00

0,1 0,1 0,1

2,02 2,11 3,38

III

10,00 10,00 10,00

0,7 0,7 0,7

4,00 4,00 4,00

0,1 0,1 0,1

3,41 3,38 3,52

21

Ket

t t(ratarata)

3,64

Warna larutan kuning

2,50


3,44


Perhitungan 1. Kinetika reaksi logam magnesium dengan asam klorida

M1 . V1 =

M2 . V2

2,0 . V1

=

V1

=

1,8 . 25 1,8 ×2,5 2,0

=

22,5 ml

M1 .V1

=

M3 .V3

2,0 . V1

=

1,6 . 25

V1

=

1,6 ×2,5 2,0

=

20,0 ml

M1 .V1

=

M4 . V4

2,0 . V1

=

1,4 . 25

V1

=

1,4 ×25 2,0

=

17,5 ml

M1 . V1

=

M5 . V5

2,0 . V1

=

1,2 . 25

V1

= =

M1 . V1 =

M6 . V6

2,0 . V1

=

V1

= =

M1 . V1 =

1, 2 ×25 2,0

15,0 ml

1,0 . 25 1,0 ×25 2,0

12,5 ml

M7 .V7

22

2,0 . V1

=

V1

=

0,8 . 25 0,8 ×25 2,0

=

10,0 ml

M1 . V1 =

M8 .V8

2,0 . V1

=

V1

=

0,6 . 25 0,6 ×25 2,0

=

7,5 ml

Sumbu x = log [HCl] , sumbu y = log 1/t pengukura n

[HCl ]

1/t

log [HCl]

log 1/t

(i)

(M)

(1/s)

x

y

1

2

0,0241

0,301

-1,618

2

1,8

0,0197 5

0,2553

-1,704

3

1,6

0,0131

0,2041

-1,883

1,4

0,0101 5

5

1,2

0,0082 5

0,0792

-2,084

6

1

0,005

0

-2,301

0,8

0,0037 5

0,6

0,0020 5

4

7 8

0,1461

-0,0970 -0,2218

23

x.y

x2

-0,489

0,091

-0,435

0,065

-0,384

0,042

-0,291

0,021

-0,165

0,006

0

0

0,235

0,009

0,596

0,049

-1,994

-2,426 -2,688

∑

m

=

=

= =

0,6669

n

-16,70

-0,933

0,283

∑ x. y −∑ x.∑ y n ∑ x − ( ∑ x ) 2

2

8.(−0,933) − (0.6669. −16,7) 8.0,283 −(0,6669) 2 − 7,467 +11,14 2,264 − 0,445

3,673 1,819

= 2,019 y

= mx + c

y

= 2,019 x + c

-1,618 = 2,019 ( 0,301 ) + c c

= -1,618 – 0,608

c

= -2,226 ; maka persamaannya menjadi y = 2,019 x – 2,226

2. Kinetika reaksi ion permanganat dengan asam oksalat

M0 adalah [H2C2O4] mula-mula yaitu 0,7 M M0 . V0 =

M1 . V1

0,7 . 10

=

M1

= =

M0 . V0 =

M2 . V2

0,7 . 20

=

M2

= =

M0 . V0 =

M 1 . 22 7 22

0,32 M

M 2 . 22 14 22

0,64 M

M3 . V3

24

0,7 . 10

=

M3

=

M 3 . 20 7 20

=

0,35 M

Sumbu log x = [H 2C2O4] , sumbu y = log 1/t x.y

x2

-2,340

1,160

0,245

-0,194

-2,103

0,408

0,038

-0,456

-2,350

1,072

0,208

-1,145

-6,793

2,640

0,491

pengukuran

[H2C2O4]

1/t

log [H2C2O4]

log 1/t

(i)

(M)

(1/s)

x

y

1

0,32

0,00427

-0,495

2

0,64

0,00788

3

0,35

0,00447

∑

m

=

=

= =

∑ x. y −∑ x. y n∑ x 2 −(∑ x ) 2

n

3.2,640 − (−1,145. − 6,793) 3.0,491 − (−1,145) 2 7,920 − 7,780 1,473 −1,311

0,14 0,162

= 0,864 y = mx + c y = 0.864 x + c -2,340 = 0,864 (-0,495) + c c = -2,340 + 0,43 c = -1,910 ; maka persaman menjadi y = 0,864 x – 1,910 M0 adalah [KMnO4] mula-mula yaitu 0,1 M

25

M0 . V0 =

M1 . V1

0,1 . 2

=

M1

=

M 1 . 14 0,2 14

=

0,014 M

M0 . V0 =

M2 . V2

0,1 . 2

=

M2

=

M2 . 4 0,2 4

=

0,05 M

M0 . V0 =

M3 . V3

0,1 . 2

=

M3

=

M 3 . 14 0,2 14

=

0,014 M x.y

x2

-2,340

4,34

3,44

-1,301

-2,103

2,74

1,69

-1,854

-2,350

4,36

3,44

-5,009

-6,793

11,44

8,57

pengukuran

[KMnO4]

1/t

log [KMnO4]

log 1/t

(i)

(M)

(1/s)

x

y

1

0,014

0,00427

-1,854

2

0,05

0,00788

3

0,014

0,00447

∑

m

=

=

=

n

∑ x. y −∑ x.∑ y n ∑ x 2 −(∑ x ) 2

3.11,44 − (−5,009. − 6,793) 3.8,57 − (−5,009) 2 34,32 −34,03 25,71 −25,09

26

=

0,29 0,62

= 0,48 y = mx + c y = 0,48 x + c -2,340 = 0,48 (-1,854) + c c = -2,340 + 0,89 c = -1,45 ; maka persaman menjadi y = 0,48 x – 1,45

Grafik Laju reaksi Grafik log [HCl] vs log 1/t

27

Grafik log ([HCl])2 vs log 1/t

Grafik log [H 2C2O4] vs log 1/t

Grafik log [ KMnO 4] vs log 1/t

28

ANALISA GRAFIK

Dari grafik dapat dilihat bahwa : 1) Grafik hubungan log HCl dan log 1/t dapat dilihat bahwa konsentrasi berpengaruh terhadap waktu. Semakin besar konsentrasi HCl, waktu yang dibutuhkan untuk logam Mg bereaksi semakin kecil. Grafik mendekati literatur karena R mendekati 2. 2) Grafik antara log [HCl]2 dengan log 1/t menyatakan hubungan tingkat reaksi HCl. HCl mempunyai orde reaksi 2 sehingga dapat digambarkan dalam 2 grafik. 3) Grafik ke 3 hubungan log M campuran dengan log 1/t. Konsentrasi berpengaruh terhadap waktu. Semakin besar konsentrasi larutan,

waktu yang dibutuhkan untuk larutan berubah warna menjadi

agak coklat semakin kecil. Grafik mendekati literatur karena menunjukkan grafik linier. V. Pembahasan

Telah dilakukan percobaan berjudul “Kinetika Kimia”. Tujuan dari percobaan ini adalah mampu menjelaskan tanda-tanda reaksi kimia serta mampu

29

menentukan laju dan orde reaksi. Metode yang digunakan dalam percobaan ini adalah metode pencampuran, pengenceran, dan titrasi. Prinsip percobaan ini adalah mekanisme reaksi suatu kimia. Reaksi kimia adalah suatu proses, dimana zat-zat baru, yaitu hasil reaksi terbentuk dari berbagai zat aslinya yang disebut pereaksi. Reaksi kimia biasanya disertai oleh kejadian-kejadian fisik seperti perubahan warna, timbulnua gas, dan sebagainya (Petrucci, 1992). Mg(s) + 2HCl(aq) A+B

MgCl2(aq) + H2(g) C

Menurut Keenan, orde suatu reaksi adalah jumlah semua eksponen dari konsentrasi dalam persamaan laju. Jika laju reaksi berbanding lurus dengan pangkat satu konsentrasi hanya satu pereaksi. Laju = k [HCl] Maka reaksi ini dikatakan sebagai reaksi orde pertama. Penentuan orde reaksi dengan metode diferensial, metode integral (penentuan orde reaksi pertama dan penentuan orde reaksi kedua). (Keenan, 1991) Laju / kecepatan reaksi adalah perubahan konsentrasi pereaksi dengan produk dalam satu satuan waktu. Laju reaksi dapat dinyatakan sebagai laju berkurangnya konsentrasi pereaksi atau laju bertambahnya konsentrasi suatu produk. Konsentrasi biasanya dinyatakan dalam mol / L, tetapi untuk fase gas, digunakan satuan atmosfer,millimeter merkurium / pascal.

Faktor-faktor yang mempengaruhi laju reaksi adalah sifat dasar reaksi, temperature, katalis, dan konsentrasi.

30

(Keenan,1991) 5.1 Kinetika Reaksi Logam MG dengan HCl

Percobaan ini bertujuan untuk menentukan persamaan laju antara magnesium dengan asam klorida. Pada percobaan ini, digunakan konsentrasi HCl 2 M. Metode yang digunakan dalam percobaan ini adalah pengenceran, Tujuannya adalah agar didapat konsentrasi HCl yang lebih encer. Tujuan digunakannya konsentrasi yang bervariasi adalah untuk membandingkan laju reaksi Mg pada masing-masing larutan HCl yang berbeda konsentrasi tersebut terhadap waktu. Dilakukan pemasukkan logam Mg ke dalam larutan HCl dengan berbagai konsentrasi. Berikut adalah reaksi antara logam Mg dengan HCl : Mg (s) + 2 HCl oksidasi 0 -1

MgCl2 (aq) + H2(g) + reduksi

0

(Vogel, 1989) Berdasarkan gejala yang ditimbulkan, reaksi di atas merupakan reaksi pembentukan gas, dimana pada saat reaksi berlangsung melepaskan gelembunggelembung gas hidrogen (H 2) sedangkan berdasarkan perubahan bilangan oksidasi reaksi di atas merupakan reaksi redoks. HCl merupakan oksidator yang mampu mengoksidasi logam Mg menjadi Mg

2+

, sedangkan Mg merupakan logam yang

cukup reaktif untuk bereaksi dengan senyawa lainnya, karena mudah dioksidasi. Hasil percobaan dapat diketahui bahwa semakin besar konsentrasi HCl maka reaksinya semakin cepat. Hal ini disebabkan karena semakin besar konsentrasi, semakin banyak jumlah partikel zat dalam larutan, sehingga semakin banyak tumbukan yang terjadi. Semakin banyak tumbukan maka semakin cepat mencapai Ea reaksi. Persamaan laju hanya ditentukan oleh konsentrasi HCl, karena Mg berbentuk padatan dan ukuran Mg yang dipakai sama yaitu 0,5 cm sehingga tidak

31

mempengaruhi konsentrasi larutan dan akhirnya dari persamaan laju di atas, logam Mg tidak berpengaruh dalam persamaan laju reaksi. Orde reaksi dari persamaan laju reaksi yang ideal adalah 2, dalam percobaan diperoleh orde mendekati 2, yaitu 2,019. Hal ini dikarenakan beberapa faktor, yaitu : 1. Temperatur Temperatur dari percobaan pertama dengan percobaan lainnya kemungkinan tidak sama, sehingga laju yang diperoleh juga berbeda. Apabila suhunya semakin besar, maka molekul-molekul dapat bergerak semakin cepat dan tumbukan lebih sering terjadi. hal ini terjadi karena kecepatan molekul akan semakin meningkat saat suhu dinaikkan, sehingga energi kinetik akan semakin besar. Tumbukan yang terjadi pun akan semakin banyak terjadi sehingga laju reaksinya juga semakin cepat. 2. Konsentrasi Dalam percobaan ini, apabila konsentrasi HCl yang digunakan semakin kecil maka semakin banyak waktu yang dibutuhkan untuk terjadinya reaksi. Begitupun sebaliknya, semakin besar konsentrasi HCl, maka semakin sedikit waktu yang dibutuhkan untuk terjadinya reaksi. Apabila konsentrasi tinggi, maka molekul-molekul dalam zat-zat pereaksi dapat semakin sering terjadi tumbukan, sehingga laju reaksinya juga cepat. 3. Luas permukaan logam Mg Makin besar luas permukaan logam Mg, waktu yang dibutuhkan untuk bereaksi semakin cepat.

Sebagai contoh luas permukaan serbuk lebih besar

daripada padatan, sehingga tumbukan antar partikel akan banyak terjadi. Hal ini mengakibatkan laju reaksi semakin cepat. 4. Faktor Eksternal

32

Dalam percobaan ini, cepat lambatnya laju reaksi juga dipengaruhi oleh faktor penggoyangan larutan HCl, penggoyangan ini dapat mempercepat terjadinya reaksi. Hasil percobaan diperoleh grafik yang dihasilkan dari reaksi antara Mg dengan HCl berupa garis linier. Selain itu, grafik log [HCl] versus log 1/t dihasilkan suatu persamaan garis linier y = 2,019 x – 2,226. Dari persamaan tersebut didapatkan orde reaksi HCl sebesar 2 dan tetapan laju reaksi sebesar. Jadi hukum atau persamaan laju reaksi untuk reaksi ini adalah : V= k [HCl] 2 5.2 Kinetika Reaksi ion Permanganat dengan Asam Oksalat Tujuan percobaan ini adalah untuk menentukan tingkat reaksi antara asam osalat dengan KMnO4. Metode yang digunakan adalah titrasi asam basa.

Reaksinya : 3 H2C2O4 (l) + 2K + + 2 MnO4-(l)  6 CO2 (g)+ 2K + + 2 OH-(l) + 2 H2 (g) + 2 MnO2(p) oksidasi +3 +4 reduksi +4 +7 Reaksi di atas merupakan reaksi redoks, di mana ion MnO 4- tereduksi menjadi MnO2. Sedangkan Oksalat tereduksi membentuk gas CO2. Ion Permanganat (MnO4-) berwarna ungu, umumnya tersedia dalam garam potassium (KMnO4) yang berwarna ungu kehitaman. Apabila ion permanganat (MnO 4-) tereduksi dalam keadaan netral atau larutan bersifat basa, produknya akan berupa mangan oksida (MnO2). Jika pada keadaan asam permanganat akan tereduksi menjadi mangan (II) yang tidak berwarna. Sebelum asam oksalat direaksikan dengan KMnO4, terlebih dahulu di tambahan dengan akuades, sampai larutan homogen. Penggoyangan pada saat penambahan akuades ini diperlukan untuk mempercepat terbentuknya larutan homogen. Penambahan akuades bertujuan untuk mengencerkan asam oksalat agar didapatkan konsentrasi yang berbeda-beda. Penambahan KMnO4 pada asam oksalat, menjadikan warna larutan menjadi ungu. Hal ini dikarenakan ion permanganat (MnO 4-) berwarna ungu. Pada saat reaksi berlangsung terjadi perubahan warna dari ungu menjadi kuning

33

kecoklatan, dan warna tersebut semakin lama semakin memudar. Hal ini dikarenakan ion permanganat (MnO4-) tereduksi menjadi MnO2 yang menghasilkan perubahan warna menjadi coklat. Pada saat penambahan KMnO4 sebaiknya tidak dilakukan penggoyangan. Hal ini dikarenakan, penggoyangan dapat mempercepat reaksi dengan cara mempercepaat tumbukan molekul-molekul zat yang bereaksi sehingga akhirnya dapat mempengaruhi laju reaksinya. Reaksi ini diharapkan dapat berlangsung normal tanpa pengaruh dari faktor eksternal seperti penggoyangan. Dari hasil percobaan didapatkan grafik dari hasil reaksi antara asam oksalat dengan KMnO4 berupa grafik linier. Persamaan liniernya adalah y = 0,843x – 1,942 dan y = 0,437x – 1,533. Dan reaksi tercepat pada Elenmeyer 2, karena konsentrasi H2C2O4 lebih besar yang merupakan reduktor dari reaksi tersebut. Semakin cepat pula mengalami oksidasi. VI. Penutup

6.1 Kesimpulan a. Reaksi antara HCl dan Mg merupakan reaksi pembentukan gas dengan menghasilkan gas H2. b. Reaksi antara H2C2O4 + KMnO4 merupakan reaksi redoks dimana H2C2O4 teroksidasi menjadi gas CO2, dan KMnO 4tereduksi menjadi MnO2 yang ditandai perubahan warna ungu menjadi kuning kecoklatan. c. Orde reaksi HCl adalah 2 d. Tingkat reaksi H2C2O4 dengan KMnO4 sebesar 1 dan 0,4 6.2 Saran

a. Teliti dalam mengencerkan HCl berbagai konsentrasi agar tidak terjadi kekeliruan. b. Teliti dalam pengamatan perubahan warna yang terjadi antara ion permanganat dengan asam oksalat.

34

VII. Daftar Pustaka

Atkins,P.W ,1993, “ Kimia Fisik II ”, edisi keempat, Erlangga, Jakarta. Brady, J.,1994, “ Kimia Universitas Asas dan Struktur ” ,Jilid I, edisi kelima, Erlangga , Jakarta. Bird,T., 1987, “ Kimia untuk Universitas”, Gramedia , Jakarta. Change,R., 1987, “ Chemistry 3rd edition”, Random House , USA. Keenan,C., 1992, “ Ilmu Kimia untuk Universitas”, edisi keenam, The University of Tennese Knoxvill, Erlangga , Jakarta. Khopkar,S.M., 1990, “ Konsep Dasar Kimia Analitik ”, UI Press, Jakarta. Miller, 1987, “Chemistry A Basic Introduction 4 th edition”,Wadsorth Publishing Company , California. Oxtoby,D.W., 1999, “ Prinsip – prinsip Kimia Modern”, edisi keempat,jilid 1, Erlangga , Jakarta. Rivai,H.,1995, “ Asas Pemeriksaan Kimia”, UI Press , Jakarta. Basri, S., 1996, “ Kamus Kimia”, Rinaka Cipta , Jakarta.

35

Sastrohamijoyo,H., 2001, “ Spektroskopi”, Liberty , Yogyakarta. Underwood, 1990, “ Analisa Kimia Kualitatif ”, Erlangga , Jakarta. Vogel A.I., 1985, “ Buku Teks Analisis Anorganik Kualitatif Makro dan Semi Mikro”, Edisi Kelima, PT.Kalman Media Pustaka, Jakarta.

VIII. LAMPIRAN Kelompok 1 a. Kinetika Reaksi Logam Mg dengan HCl

HCl

Pita Mg

Percobaan I

Percobaan 2

t rata-rata

1/t

[M]

(cm)

t (s)

t (s)

(s)

rata-rata

2,0

0,5

-

-

-

-

1,8

0,5

63

58

60,5

0,016

1,6

0,5

63

55

59

0,017

1,4

0,5

75

86

80,5

0,012

1,2

0,5

111

98

104,5

0,009

1,0

0,5

120

112

116

0,008

0,8

0,5

203

204

203,5

0,004

0,6

0,5

553

501

527

0,002

b. Kinetika Reaksi Asam Oksalat dengan KMnO4

36

Erlenmeyer

1

2

3

H2C2O4

KMnO4

H2O

(ml)

(ml)

(ml)

10

2

12

10

2

12

10

2

12

20

2

2

20

2

2

20

2

2

10

4

10

10

4

10

10

4

10

t (s)

1/t

162

0,006

174

0,006

300

0,003

Kelompok 3 a. Kinetika Reaksi Logam Mg dengan HCl

HCl

Pita Mg

Percobaan I

Percobaan 2

t rata-rata

1/t

[M]

(cm)

t (s)

t (s)

(s)

rata-rata

2,0

0,5

32,38

59,61

55,995

0,018

1,8

0,5

62

61

61,6

0,016

1,6

0,5

59

64

61,5

0,016

1,4

0,5

68

67,31

67,775

0,014

1,2

0,5

111,21

112,17

111,69

0,009

1,0

0,5

113,41

153

133,205

0,008

0,8

0,5

210

155

182,5

0,005

37

0,6

0,5

447

477

462

0,002

b. Kinetika Pereaksi Ion Permanganat dengan Asam Oksalat

Erlenmeyer

1

2

3

H2C2O4

KMnO4

H2O

t (s)

(ml)

(ml)

(ml)

10

2

12

173

10

2

12

191

10

2

12

202

20

2

2

179,90

20

2

2

171,99

20

2

2

159,69

10

4

10

247

10

4

10

252

10

4

10

243

t rata-

1/t rata-

rata (s)

rata

188,67

0,005

170,4

0,006

247,3

0,004


HCl

Pita Mg

Percobaan I

Percobaan 2

t rata-rata

1/t

[M]

(cm)

t (s)

t (s)

(s)

rata-rata

2,0

0,5

27,88

27,43

27,655

0,036

1,8

0,5

42,85

43,63

43,24

0,023

38

1,6

0,5

51,74

54,45

53,095

0,018

1,4

0,5

64,07

63,07

63,57

0,015

1,2

0,5

83,13

79,39

81,26

0,012

1,0

0,5

106,83

105,85

106,34

0,009

0,8

0,5

171,07

163

167,035

0,006

0,6

0,5

357,14

357,14

357,14

0,003


Erlenmeyer

1

2

3

H2C2O4

KMnO4

H2O

t (s)

(ml)

(ml)

(ml)

10

2

12

227,85

10

2

12

224,41

10

2

12

241,85

20

2

2

109,73

20

2

2

152,26

20

2

2

113,74

10

4

10

209,29

10

4

10

185,86

10

4

10

204,82


39

t rata-rata

1/t rata-

(s)

rata

231,37

0,004

125,243

0,008

199.99

0,005

HCl

Pita Mg

Percobaan I

Percobaan 2

t rata-rata

1/t

[M]

(cm)

t (s)

t (s)

(s)

rata-rata

2,0

0,5

47,8

42,15

44,98

0,022

1,8

0,5

61,12

59,66

60,39

0,016

1,6

0,5

58,6

55,05

56,82

0,017

1,4

0,5

53,5

56,9

55,2

0,018

1,2

0,5

103,7

107,25

105,48

0,009

1,0

0,5

116,9

138,7

127,8

0,008

0,8

0,5

161

159,55

160,28

0,006

0,6

0,5

147,7

243,1

195,4

0,005


Erlenmeyer

1

2

3

H2C2O4

KMnO4

H2O

(ml)

(ml)

(ml)

10

2

12

238,8

10

2

12

246

10

2

12

239,7

20

2

2

165,9

20

2

2

244,9

20

2

2

137,3

10

4

10

304,4

10

4

10

224,5

10

4

10

244

40

t (s)

t rata-

1/t

rata (s) 241.5

0,004

182,7

0,006

257,63

0,004


HCl

Pita Mg

Percobaan I

Percobaan 2

t rata-rata

1/t

[M]

(cm)

t (s)

t (s)

(s)

rata-rata

2,0

0,5

43

34

38,5

0,026

1,8

0,5

56

43

49,5

0,020

1,6

0,5

67

70

68,5

0,015

1,4

0,5

81

90

85,5

0,011

1,2

0,5

105

108

106,5

0,009

1,0

0,5

158

141

149,5

0,007

0,8

0,5

230

238

234

0,004

0,6

0,5

493

491

492

0,002


Erlenmeyer

1

2

H2C2O4

KMnO4

H2O

t (s)

(ml)

(ml)

(ml)

10

2

12

261

10

2

12

278

10

2

12

221

20

2

2

165

20

2

2

170

20

2

2

171

41

t rata-

1/t rata-

rata (s)

rata

253,33

0,00039

168,67

0,00059

3

10

4

10

220

10

4

10

261

10

4

10

292

257,67

0,00038

LEMBAR PENGESAHAN

Semarang, 19 Mei 2009 Praktikan

Roshinta Anggun R. J2C 008 060

Rr Dian Pratiwi J2C 008 061

42

Sapto Adi Wibowo J2C 008 062

Percobaan II (Kinetika Kimia)

Recommend Documents