1
REAKSI H2O2 DENGAN KI
Mengetahui kinetika reaksi dengan menentukan konstanta kecepatan reaksi.
1. Buret 50 ml
2 Buah
2. Erlenmeyer 1 liter 1 Buah 3. Gelas ukur
250 ml 1 Buah
4. Gelas piala
400 ml 2 Buah
5. Labu takar
100 ml 2 Buah
6. Pengaduk magnet1 Buah 7. Stopwatch
1 buah
8. Bola isap
1 buah
9. Pipet ukur 1 ml 1 buah 10.
Pipet ukur 5 ml
2 buah
11.
Pipet ukur 10 ml 1 buah
12.
Pipet volume
13.
Pipet tetes
1 buah
2
1. Larutan H2SO4 2. Larutan KMnO4
2N 0,1N
3. Larutan Tio sulfat 0,1N 4. Larutan H2O2
3%
5. Larutan H2SO4 Pekat 6. KI 7. Larutan kanji 8. Aquadest
Hidrogen peroksida dengan rumus kimia H2O2 ditemukan oleh Louis Jacques Thenard di tahun 1818. Senyawa ini merupakan bahan kimia anorganik yang memiliki sifat oksidator kuat. Bahan baku pembuatan hidrogen peroksida adalah gas hidrogen (H 2) dan gas oksigen (O 2). Teknologi yang banyak digunakan di dalam industri hidrogen peroksida adalah auto oksidasi Anthraquinone . H2O2 tidak berwarna, berbau khas agak keasaman, dan larut dengan baik dalam air. Dalam kondisi normal (kondisi ambient ), hidrogen peroksida sangat stabil dengan laju dekomposisi kira-kira kurang dari 1% per tahun.
3
Mayoritas
pengunaan
hidrogen
peroksida
adalah
dengan
memanfaatkan dan merekayasa reaksi dekomposisinya, yang intinya menghasilkan oksigen. Pada tahap produksi hidrogen peroksida, bahan stabilizer kimia biasanya ditambahkan dengan maksud untuk menghambat laju dekomposisinya. Termasuk dekomposisi yang terjadi selama produk hidrogen peroksida dalam penyimpanan. Selain menghasilkan oksigen, reaksi dekomposisi hidrogen peroksida juga menghasilkan air (H 2O) dan panas. Reaksi dekomposisi eksotermis yang terjadi adalah sebagai berikut: H2O2 -> H2O + 1/2O2 + 23.45 kcal/mol Faktor-faktor yang mempengaruhi reaksi dekomposisi hidrogen peroksida adalah: 1. Bahan organik tertentu, seperti alkohol dan bensin 2. Katalis, seperti Pd, Fe, Cu, Ni, Cr, Pb, Mn 3. Temperatur, laju reaksi dekomposisi hidrogen peroksida naik sebesar 2.2 x setiap kenaikan 10oC (dalam range temperatur 20-100oC) 4. Permukaan container yang tidak rata (active surface ) 5. Padatan yang tersuspensi, seperti partikel debu atau pengotor lainnya 6. Makin tinggi pH (makin basa) laju dekomposisi semakin tinggi 7. Radiasi, terutama radiasi dari sinar dengan panjang gelombang yang pendek
4
Hidrogen peroksida bisa digunakan sebagai zat pengelantang atau bleaching agent pada industri pulp , kertas, dan tekstil. Senyawa ini juga biasa dipakai pada proses pengolahan limbah cair, industri kimia, pembuatan deterjen, makanan dan minuman, medis, serta industri elektronika (pembuatan PCB). Salah
satu
keunggulan
hidrogen
peroksida
dibandingkan
dengan
oksidator yang lain adalah sifatnya yang ramah lingkungan karena tidak meninggalkan residu yang berbahaya. Kekuatan oksidatornya pun dapat diatur sesuai dengan kebutuhan. Sebagai contoh dalam industri pulp dan kertas, penggunaan hidrogen peroksida biasanya dikombinasikan dengan NaOH atau soda api. Semakin basa, maka laju dekomposisi hidrogen peroksida pun semakin tinggi. Kebutuhan industri akan hidrogen peroksida terus meningkat dari tahun ke tahun. Walaupun saat ini di Indonesia sudah terdapat beberapa pabrik penghasil hidrogen peroksida seperti PT Peroksida Indonesia Pratama, PT Degussa Peroxide Indonesia, dan PT Samator Inti Peroksida, tetapi kebutuhan di dalam negeri masih tetap harus diimpor. Hidrogen
peroksida membebaskan iodium yang berasal dari kalium
iodida yang telah diasamkan dengan asam sulfat. Kecepatan reaksi tersebut sangat bergantung dari konsentrasi peroksida, kalium iodida dan asamnya. Reaksi ini merupakan reaksi irreversibel, karena adanya natrium tiosulfat yang akan mengubah iodium bebas menjadi asam iodida kembali. Adapun reaksi yang terjadi dapat dituliskan dengan persamaan :
5
H2O2 + 2 KI + H2SO4 2 S2O3 + I2 Kecepatan
percobaan
ini
2I
reaksi
pembentukannya,
K2SO4 + I2 + 2 H2O
yang
sampai
reaksi
terjadi
konsentrasi
kecepatan
+ S 4O6
besarnya
seperti
pada
terakhirnya
tidak
berubah.
hanya
tergantung
pada
reaksi Pada
berkurangnya
konsentrasi hidrogen iodida saja, sehingga reaksi ini mengikuti reaksi orde I. Pada larutan yang mempunyai keasaman tinggi atau konsentrasi iodida yang tinggi akan didapatkan kecepatan reaksi lebih besar, untuk menghitung kecepatan reaksi perlu lebih dahulu menentukan besarnya konstanta kecepatan reaksi yang dapat dihitung dengan penjabaran kecepatan reaksi sebagai berikut :
dC/dt = K dt
Untuk reaksi tingkat I, orde = 1, kemudian hasil integrasi :
dC/dt = K dt ln C = K dt
1 ln Ct/Co = K dt
K=
Dimana :
1/t ln Ct/Co
atau
k = 1/t ln Co/C
6
Co = Konsentrasi mula-mula C = Konsentrasi setelah t detik. Didalam percobaan ini volume tiosulfat yang dititrasi sebanyak (b) pada saat t detik merupakan jumlah peroksida yang bereaksi selama t detik, maka konsentrasi setelah t detik, besarnya adalah (a–b). Jika a adalah banyaknya tiosulfat yang diberikan pada saat to atau mula-mula, persamaan menjadi : K = 1/t ln a/(a–b) Kt = ln a – ln(a–b) ln (a–b) =
Kt + ln a
dengan membuat grafik t vs ln (a b), maka didapatkan K sebagai koefisien
arah (gradien) dari garis lurus, sehingga harga K dapat ditentukan.
-
Mengencerkan 10 ml H2O2 menjadi 100 ml ke dalam labu takar 100 ml
-
Diambil 10 ml dari pengenceran ditambah dengan 10 ml asam sulfat 2 N dan dititar dengan larutan KMnO4 0,1 N.
-
Ditimbang 2 gram KI dimasukkan dalam erlenmeyer 100 ml dilarutkan dalam 20 ml air dan 1 ml asam sulfat pekat
7
-
Dalam erlenmeyer yang berisi 2 gram KI ditambahkan 10 ml larutan KMnO4 0,1 N. Dibiarkan selama 10 menit dan selanjutnya dititrasi dengan Natrium Tio Sulfat.
a Mengisi Buret dengan larutan standart Tiosulfat. b Membuat dua macam larutan yaitu : Larutan pertama (a)
-
Mengambil 5 ml dari H 2O2 0,3% dengan tepat
-
Dimasukkan kedalam labu takar 100 ml dan ditambah air hingga sampai tanda batas.
Larutan kedua (b)
-
Disiapkan erlenmeyer 1 liter, dimasukkan 500 ml aquadest, 30 ml asam sulfat 2 N, dan ditambahkan 3 ml larutan kanji serta 1,5 gram KI yang telah dilarutkan dalam air.
-
Diamati temperatur dalam erlenmeyer selama bereaksi
-
Sebelum mulai bereaksi mengambil 2 ml larutan tiosulfat dari buret dan masukkan larutan b. Ditambahkan larutan a dengan cepat kedalam larutan b dan stopwatch mulai dihidupkan. Diaduk larutan tersebut dengan pengaduk magnet, bila reaksi terjadi, maka larutan akan berubah menjadi biru. Setiap timbul warna biru catat waktunya.
8
Stopwatch jangan hentikan hingga awal samapi akhir percobaan, hanya dicatat mulai timbul warna biru.
H2O2 Encer
H2SO4 2N
10 ml
10 ml
10 ml
10 ml
KMnO4 0,1 N
Perubahan Warna
KMnO4 yang dipergunakan dirata-ratakan
KMnO4 0,1N + 2 gr KI [ dalam 20 ml air ] + 1 ml H 2SO4 pekat, dititrasi dengan Tio Sulfat sebanyak
KMnO4 0,1N + 2 gr KI [ dalam 20 ml air ] + 1 ml H 2SO4 pekat, dititrasi dengan Tio Sulfat sebanyak
ml.
ml.
Tio Sulfat yang dipergunakan dirata-ratakan
Larutan A + B Larutan (A+B) +
ml Tio
Waktu
Perubahan Warna Biru
9
Sulfat Larutan (A+B) +
ml Tio
Sulfat Larutan (A+B) +
Biru
ml Tio
Biru
ml Tio
Biru
ml Tio
Biru
Sulfat Larutan (A+B) + Sulfat Larutan (A+B) + Sulfat Larutan (A+B) +
ml Tio
Biru
Sulfat Larutan (A+B) +
ml Tio
Biru
ml Tio
Biru
ml Tio
Biru
ml Tio
Biru
Sulfat Larutan (A+B) + Sulfat Larutan (A+B) + Sulfat Larutan (A+B) + Sulfat Larutan (A+B) +
ml Tio
Biru
Sulfat Larutan (A+B) +
ml Tio
Biru
ml Tio
Biru
Sulfat Larutan (A+B) + Sulfat
10
Larutan (A+B) +
ml Tio
Biru
ml Tio
Biru
ml Tio
Biru
Sulfat Larutan (A+B) + Sulfat Larutan (A+B) + Sulfat
1 ml H2O2
x ml KMnO4 ml KMnO4
10 ml KMnO4
y ml Tio Sulfat ml Tio Sulfat
1 ml KMnO4
y/10 ml Tio Sulfat ml Tio Sulfat ml Tio Sulfat
x ml KMnO4 13,35 ml KMnO4
xy/10 ml Tio Sulfat Tio Sulfat ml Tio Sulfat
1 ml H2O2
xy/10 ml Tio Sulfat ml Tio Sulfat ml Tio Sulfat
11
dimana a = 5xy/10 = xy/2 ml
;
b = 2 ml
sehingga K1 =
k = ln (a– b)
=
K2 =
k = ln (a– b)
=
K3 =
ln (a– b)
k =
k =
=
K5 = ln (a– b)
k =
=
K4 = ln (a– b)
=
12
K6 = ln (a– b)
k =
k =
=
K7 = ln (a– b)
=
t
1
=
(
) +
=
t
2
=
(
) +
=
t
3
=
(
) +
=
t
4
=
(
) +
=
t
5
=
(
) +
=
t
6
=
(
) +
=
t
7
=
(
) +
=
t
8
=
(
) +
=
t
9
=
(
) +
=
t
10
=
(
) +
=
t
11
=
(
) +
=
13
Ln (a–b)
Ln (
= – Kt + Ln a )
=
+ Ln 2
=
+
=
Ln (
)
=
+ Ln 2
=
+
=
Ln (
)
=
+ Ln 2
=
+
=
Ln (
)
=
+ Ln 2
=
+
=
Ln (
)
=
+ Ln 2
=
+
=
14
Ln (
)
=
+ Ln 2
=
+
=
Ln (
)
=
+ Ln 2
=
+
=
15
16
