KETERGANTUNGAN LAJU REAKSI

PADA TEMPERATUR

I. TUJUAN PERCOBAAN

1. Untuk menunjukkan pengaruh perubahan temperatur pada laju reaksi.

2. Untuk memperlihatkan kegunaan pengukuran-pengukuran volume-volume gas

guna mengikuti kinetika penguraian katalitik H2O2.

3. Untuk reaksi:

Fe3+ / H+

H2O2 (aq) H2O (l) + ½ O2 (g)

Sehingga dapat diketahui

a. orde reaksi

b. tetapan laju (k) dan waktu paruh (t1/2) pada temperatur tertentu.

c. pengaruh temperatur terhadap k.

d. tenaga aktivasi (Ea) dan faktor pra-eksponensial (A) untuk penguraian

katalitik H2O2.

II. DASAR TEORI

Dalam kinetika kimia dijelaskan pengaruh laju reaksi terhadap

konsentrasi reaktan dan mengetahui mekanisme suatu reaksi berdasarkan

pengetahuan tentang laju reaksi yang diperoleh berdasarkan eksperimen. Selama

berlangsungnya suatu reaksi, molekul reaktan akan terurai sedangkan molekul

produk akan terbentuk sehingga dapat diamati proses suatu reaksi melalui

penurunan konsentrasi reaktan atau peningkatan konsentrasi produk. Sehingga

kecepatan reaksi dapat dimonitor dari perubahan konsentrasi reaktan dan produk.

Untuk reaksi stokiometri sederhana seperti:

A B

Maka untuk mengungkapkan kecepatan reaksi dalam konteks perubahan

konsentrasi antara reaktan atau produk adalah:

Kecepatan pembentukan produk tidak memerlukan tanda minus (-) karena

bernilai positif.

Untuk suatu reaksi umum yaitu:

aA + bB cC + dD

persamaan diatas merupakan persamaan perubahan laju konsentrasi setiap

unsurnya dibagi dengan koefisiennya dalam keadaan setimbang. Adapun laju

reaksi dari persamaan tersebut dapat dinyatakan dengan:

Penentuan laju reaksi dapat diukur dengan menggunakan gelombang cahaya yang

akan diserap oleh salah satu reaktan atau produk sehingga panjang gelombang

tertentu sebanding dengan konsentrasinya.

Dalam suatu reaksi kimia, hampir semua kecepatan reaksi dipengaruhi

oleh faktor-faktor seperti:

1. Sifat Kimia dari Reaktan

Perbedaan reaktivitas kimia merupakan faktor utama yang menentukan

kecepatan reaksi. Beberapa reaksi kimia dapat berlangsungsecara cepat,

namun reaksi yang lain dapat berlangsung sangat lambat. Sebagai contoh,

reaksi logam natrium dengan air berlangsung sangat cepa tetapi reaksi logam

besi dengan uap air membentuk karat berlangsung cukup lambat.

Nilai konstanta kecepatan tergantung pada sifat reaktan. Jika konstanta

kecepatan (k) besar maka reaksi berlangsung cepat sehingga waktu yang

diperlukan oleh reaktan berubah menjadi produk berlangsung singkat. Reaksi-

reaksi ionik biasanya berlangsung cepat sedangkan reaksi yang melibatkan

ikatan kovalen biasanya lebih lambat.

2. Kemampuan Reaktan Berinteraksi

Kebanyakan reaksi melibatkan dua reaktan atau lebih. Agar reaksi

berlangsung, reaktan-reaktan harus mampu berinteraksi satu dengan yang

lainnya. Umumnya reaksi yang dilangsungkan dalam fase cair (larutan) dan

fase gas berlangsung lebih cepat terjadi. Hal ini dikarenakan dalam keadaan

cair atau gas, partikel-partikel reaktan dapat bertumbukan dengan mudah

dengan yang lainnya.

3. Konsentrasi Reaktan

Kecepatan reaksi, baik reaksi homogen maupun reaksi heterogen dipengaruhi

oleh konsentrasi reaktan.

4. Temperatur Sistem

Semua reaksi kimia akan berlangsung lebih cepat pada temperatur sistem yang

lebih tinggi. Hal ini disebabkan semakin tinggi temperatur maka semakin cepat

gerakan partikel-partikel penyusun reaktan, maka semakin besar peluang

partikel-partikel tersebut bertumbukan.

5. Katalis

Katalis merupakan suatu zat yang dapat menambah kecepatan reaksi kimia

dengan cara menurunkan energi aktivasi. Katalis akan menambah kecepatan

suatu reaksi tanpa mengalami perubahan pada akhir reaksi Katalis dapat

membentuk senyawa intermediet tetapidia akan dibebaskan kembali pada

akhir reaksi.

Dalam suatu reaksi kimia terdapat suatu Hukum Kecepatan Reaksi

dimana dalam hukum tersebut dinyatakan bahwa kecepatan suatu reaksi

berhubungan dengan konsentrasi zat-zat yang terlibat. Dalam reaksi:

aA + bB cC + dD

Untuk menghitung kecepatan reaksinya dapat digunakan rumus:

Dimana k merupakan konstanta kecepatan. Persamaan diatas dikenal dengan

Hukum Kecepatan Reaksi yang menghubungkan kecepatan suatu reaksi dengan

konstanta kecepatan dan konsentrasi reaktan. Adapun kegunaan Hukum

Kecepatan Reaksi ini jika telah diketahui nilai k, x dan y maka kecepatan reaksi

dari konsentrasi A dan B dapat dihitung.

Jumlah semua pangkat yang ada pada semua konsentrasi dalam Hukum

Kecepatan Reaksi disebut Orde Reaksi. Orde reaksi ini menggambarkan bentuk

matematik dimana hasil percobaan dapat ditunjukkan dan orde reaksi hanya dapat

dihitung secara eksperimen. Jeni-jenis orde reaksi yaitu:

1. Reaksi Orde Satu

Suatu reaksi berorde satu dapat dinyatakan dengan:

A produk

Sehingga =

Waktu paruh (t1/2) suatu reaksi adalah waktu yang dibutuhkan untuk

menurunkan konsentrasi reaktan menjadi setengah dari konsentrasi awalnya.

Untuk reaksi berordo satu, nilai waktu paruhnya adalah:

Jika konsentrasi At = ½ A0 maka :

2. Reaksi Orde Dua

Reaksi berorde dua memiliki dua tipe yaitu:

a. Reaksi umum :

A produk

Maka:

= k

Dan nilai waktu paruh untuk reaksi jenis ini adalah:

b. Reaksi umum:

A + B produk

Maka :

3. Reaksi Orde Nol

Untuk reaksi ini jarang ditemukan. Secara matematis hukum kecepatan reaksi

berorde nol ini adalah:

V = k

Dalam reaksi penguraian katalitik H2O2 sebagai berikut:

Fe3+ / H+

H2O2 (aq) H2O (l) + ½ O2 (g)

Suatu cara yang gampang untuk mengukur laju reaksi ini adalah dengan

memantau volume oksigen yang timbul dengan waktu. Sehingga akan diperoleh

persamaan laju sebagai berikut:

Pada temperatur tertentu, laju reaksi ini dapat dinyatakan dengan:

laju (1)

atau (2)

Jika kedua persamaan diatas digabung maka diperoleh:

Yang jika diintegralkan akan memberikan hasil:

Dalam percobaan ini, kita tidak akan mengukur tetapi yang

diukur adalah volume oksigen yang dikeluarkan (pada tekanan atmosfer dan

temperatur kamar) pada waktu yang bervariasi selama reaksi. Volume oksigen

yang timbul pada sembarang waktu adalah berbanding lurus dengan banyaknya

jumlah mol H2O2 yang terurai waku reaksi. Jadi jika V adalah volume oksigen

yang dihasilkan pada waktu tak hingga maka :

(seluruh H2O2 telah terurai pada waktu tak hingga)

dan ( )

maka akan diperoleh persamaan:

( ) =

(3)

Jadi jika volume oksigen yang dihasilkan itu (Vt) diukur pada waktu yang

bervariasi selama percobaan maka data dapat dicocokkan dengan relasi dalam

persamaan (3)memakai prosedur ’nonlinear least squares” yang nonlinear

sehingga memberikan nilai V yang terbalik dan juga nilai k pada temperatur

reaksi.

Jika reaksi dilaksanakan pada temperatur yang bervariasi maka akan

dapat diamati bahwa tetapan kecepatan (k) untuk reaksi akan bervariasi pula.

Untuk reaksi-reaksi yang sederhana, hubungan tetapan kecepatan (k) dengan

waktu dapat dirumuskan dengan:

k = A e –Ea/RT

dimana : A = faktor pra-eksponensial

Ea = energi aktivasi (kJ/mol)

R = konstanta gas (8,314 J/mol K)

T = temperatur absolut

e = bilangan dasar logaritma (2,7183)

Persamaan diatas dikenal dengan persamaan Arrhenius. Jika persamaan tersebut

ditulis dalam bentuk logaritma maka diperoleh:

Dengan demikian maka tetapan-tetapan empiris Ea dan A dapat diperoleh dari

slope dan intersep garis grafik nilai-nilai konstanta kecepatan (k) pada berbagai

temperatur.

III. ALAT DAN BAHAN

3.1. Alat

Pengaduk magnetik

Pemanas

Labu reaksi 100 mL

Buret gas

Pipet volume 25 mL dan 2 mL

Termometer

Bola hisap

Gelas beker

3.2. Bahan

Larutan hidrogen peroksida (H2O2)

Ferri klorida 0,5 M

Aquadest

IV. CARA KERJA

1. Peralatan disusun seperti gambar dibawah ini.

2. Ke dalam labu reaksi ditambahkan 25 mL larutan Fe3+ dan dibiarkan beberapa

menit sehingga sistem berada dalam kesetimbangan termal dengan badnya.

3. Kran pada bagian atas labu reaksi dibiarkan terbuka dan reservoir diatur

sehingga buret gas menunjukkan nol

4. Ke dalam labu reaksi ditambahkan secepatnya sebanyak 2 mL larutan H2O2

20% volume, sumbat ditutup kembali dan kran ditutup.

5. Pemanas dihidupkan kemudian suhu diatur pada posisi 60 0C dengan

menggunakan pengatur suhu dan diukur dengan termometer. Suhu dijaga agar

tetap konstan.

6. Larutan harus diaduk agak cepat dan pada laju yang tetap selama percobaan.

7. Stopwatch (jam) dihidupkan dan diamati gelembung yang timbul pada buret

gas. Volume gas yang timbul dicatat setelah 1, 2, 5, 10, 15, 20 menit dan

seterusnya sampai tidak terjadi perubahan volume oksigen lagi.

8. Ulangi percobaan dengan perlakuan yang sama untuk suhu 70oC

V. DATA PENGAMATAN

Pembuatan Larutan FeCl3 0,5 M

Diketahui : volume larutan = 250 mL = 0,25 L

Mr FeCl3 = 162,21 g/mol

Ditanya : massa FeCl3 yang harus ditimbang = . . . . . . ?

Jawab : M =

Mol FeCl3 = M FeCl3 x volume larutan

= 0,5 M x 0,25 L

= 0,125 mol

Massa FeCl3 = mol FeCl3 x Mr FeCl3

= 0,125 mol x 162,21 g/mol

= 20,276 gram

Jadi, FeCl3 yang harus ditimbang untuk membuat larutan FeCl3 0,5 M sebanyak

250 mL adalah 20,276 gram.

Percobaan I

Suhu selama percobaan : 600 C

Pengamatan volume gelembung gas dengan waktu yang bervariasi

Waktu (menit) Volume O2 (mL)

1 0

2 0

3 1

4 2,5

5 2,8

6 3,0

7 3,5

8 3,5

9 3,5

10 3,5

11 3,5

Percobaan II

Suhu selama percobaan : 700 C

Waktu (menit) Volume O2 (mL)

1 8,5

2 9

3 10

4 12

5 15

6 15,5

7 16

8 16

9 16

10 16,5

11 17

12 17

VI. PERHITUNGAN

A. Penentuan Konstanta Laju (k)

Untuk suhu : 600 C

Nilai k pada menit ke-1

Diketahui : V = 3,5 mL

Vt = 0 mL

Ditanya : k = . . . . . . .?

Jawab :

0 = -k

k = 0

Jadi nilai k pada menit ke-1 adalah 0

Maka dengan cara yang sama dapat dihitung nilai konstanta laju (k) pada

menit-menit selanjutnya yang dapat dilihat pada tabel di bawah ini.

t

(menit)

Vt

(mL)

V

(mL)

k

1 0 3,5 0 1 0 0

2 0 3,5 0 1 0 0

3 1 3,5 0,2857 0,7143 -0,3364 0,1121

4 2,5 3,5 0,7143 0,2857 -1,2528 0,3132

5 2,8 3,5 0,8 0,2 -1,6094 0,3218

6 3,0 3,5 0,8571 0,1429 -1,9456 0,3243

7 3,5 3,5 1 0

8 3,5 3,5 1 0

9 3,5 3,5 1 0

10 3,5 3,5 1 0

11 3,5 3,5 1 0

Untuk Suhu : 700 C

Nilai k pada menit ke-1

Diketahui : V = 17 mL

Vt = 8,5 mL

Ditanya : k = . . . . . . .?

Jawab :

-0,6931 = -k

k = 0,6931

Jadi nilai k pada menit ke-1 adalah 0,6931

Maka dengan cara yang sama dapat dihitung nilai konstanta laju (k) pada

menit-menit selanjutnya yang dapat dilihat pada tabel di bawah ini.

t

(menit)

Vt

(mL)

V

(mL)

K

1 8,5 17 0,5000 0,5000 -0,6931 0,6931

2 9 17 0,5294 0,4706 -0,7537 0,3768

3 10 17 0,5882 0,4118 -0,8872 0,2957

4 12 17 0,7059 0,2941 -1,2238 0,3059

5 15 17 0,8823 0,1177 -2,1396 0,4279

6 15,5 17 0,9118 0,0882 -2,4281 0,4047

7 16 17 0,9412 0,0588 -2,8336 0,4048

8 16 17 0,9412 0,0588 -2,8336 0,3542

9 16,5 17 0,9706 0,0296 -3,5199 0,3911

10 17 17 1 0

11 17 17 1 0

12 17 17 1 0

B. Penentuan Persamaan Regresi Linear

Untuk suhu : 600 C

x (waktu) y (nilai k) x2 y2 xy

1 0 1 0 0

2 0 4 0 0

3 0,1121 9 0,0126 0,3363

4 0,3132 16 0,0981 1,2528

5 0,3218 25 0,1035 1,6090

6 0,3243 36 0,1052 1,9458

7 49

8 64

9 81

10 100

11 121

= 66 = 1,0714 = 506 = 0,3194 = 5,1439

= = 6

= = 0,0974

=

=

=

= - 0,0117

= + a

= 0,0974 – (-0,0117 x 6)

= 0,0974 + 0,0702

= 0,1676

Jadi, persamaan regresi linearnya adalah:

y = bx + a y = -0,0117x + 0,1676

Untuk suhu : 70 0 c

x (waktu) y (nilai k) x2 y2 xy

1 0,6931 1 0,4804 0,6931

2 0,3768 4 0.1419 0,7536

3 0,2957 9 0,0874 0,8871

4 0,3059 16 0,0936 1,2236

5 0,4279 25 0,1831 2,1395

6 0,4047 36 0,1637 2,4282

7 0,4048 49 0,1639 2,8336

8 0,3542 64 0,1254 2,8336

9 0,3911 81 0,1529 3,5199

10 100

11 121

12 144

= 78 = 3,6542 = 650 = 1,5923 =

17,3122

= = 6,5

= = 0,3045

=

=

=

= - 0,0450

= + a

= 0,3045 – (-0,0450 x 6,5)

= 0,3045 + 0,2925

= 0,5970

Jadi, persamaan regresi linearnya adalah:

y = bx + a y = -0,0450x + 0,5970

C. Penentuan Harga Waktu Paruh (t1/2)

Reaksi penguraian katalitik H2O2 :

Fe3+ / H+

H2O2 (aq) H2O (l) + ½ O2 (g)

Jadi reaksi ini termasuk Reaksi Orde Satu

Maka:

Jika konsentrasi At = ½ A0 :

Untuk suhu : 600 C

Nilai waktu paruh pada menit ke-1

= 0,693 detik

= 0,0115 menit

Dengan cara yang sama didapatkan nilai k dan harga waktu paruhnya dapat dilihat

pada tabel berikut:

t (menit) K T ½ (menit)

1 0 0,0115

2 0 0,0115

3 0,1121 0,1030

4 0,3132 0,0369

5 0,3218 0,0359

6 0,3243 0,0356

7 0

8 0

9 0

10 0

11 0

Untuk suhu : 700 C

Nilai waktu paruh pada menit ke-1

= 0,9998 detik

= 0,0167 menit

Dengan cara yang sama didapatkan nilai k dan harga waktu paruhnya dapat dilihat

pada tabel berikut:

t (menit) K T ½ (menit)

1 0,6931 0,0167

2 0,3768 0,0306

3 0,2957 0,0390

4 0,3059 0,0377

5 0,4279 0,0269

6 0,4047 0,0285

7 0,4048 0,0285

8 0,3542 0,0326

9 0,3911 0,0295

10 0

11 0

12 0

VII. PEMBAHASAN

Pada percobaan ini dilakukan pengukuran volume gas oksigen yang terurai

(dikeluarkan) pada tekanan atmosfer dan temperatur kamar karena konsentrasi

H2O2 tidak dapat langsung diukur. Dari reaksi penguraian katalitik H2O2 akan

diketahui orde reaksi, konstanta laju (k) dan waktu paruh pada temperatur tertentu.

Dalam pengukuran laju reaksi penguraian hidrogen peroksida (H2O2) ini

digunakan larutan ferri klorida (FeCl3) 0,5 M. Untuk membuat larutan tersebut,

ditimbang sebanyak 20,276 gram dan diencerkan dalam labu 100 mL. Selanjutnya

sebanyak 25 mL Larutan Fe3+ digunakan untuk percobaan. Larutan tersebut

dimasukkan dalam labu reaksi beserta larutan hidrogen peroksida (H2O2) sebanyak

2 mL. Selanjutnya dilakukan pemanasan larutan dan larutan diaduk dengan

menggunakan pengaduk magnetik yang berfungsi untuk mempercepat

berlangsungnya reaksi dan mempercepat homogenisasi larutan. Selain itu

pemanasan yang dilakukan saat percobaan juga mempercepat reaksi penguraian

katalitik hidrogen peroksida. Selama percobaan, diamati gelembung gas yang

timbul dengan waktu yang bervariasi sampai diperoleh volume yang konstan.

Untuk percobaan yang kami lakukan dilakukan pengamatan gelembung gas

sampai waktu 11 menit untuk percobaan pertama dengan suhu 600c karena pada

waktu tersebut telah diperoleh volume gas oksigen yang konstan yaitu sebesar 3,5

mL. sedangkan untuk percobaan kedua pengamatan dilakukan sampai menit ke

12, dan pada suhu tetap 700c yang menghasilkan volume gas oksigen konstan

yaitu 17 mL. Adapun nilai volume gas oksigen yang konstan tersebut

kemungkinan menunjukkan penguraian hidrogen peroksida telah selesai sehingga

tidak dihasilkan gelembung gas lagi.

Dari hasil pengamatan volume gelembung gas yang timbul terhadap waktu

diketahui bahwa semakin lama waktu yang diperlukan dalam reaksi penguraian

hidrogen peroksida maka volume gas oksigen yang terurai juga semakin banyak.

Dalam literatur dijelaskan bahwa dengan kenaikan temperatur maka

pembentukan volume oksigen juga semakin meningkat. Selain itu penggunaan

katalis juga dapat mempercepat laju reaksi dimana dalam percobaan ini

dipergunakan katalis Fe3+ yang berasal dari larutan FeCl3.Adapun dari data yang

diperoleh tersebut dipergunakan untuk menentukan nilai konstanta laju (k) dan

waktu paruh reaksi penguraian katalitik hidrogen peroksida.

Dari nilai konstanta laju (k) tersebut juga dapat dilakukan perhitungan

untuk mencari nilai waktu paruh dari reaksi penguraian katalitik hidrogen

peroksida dengan waktu yang bervariasi.

terdapat beberapa kendala yang dihadapi saat percobaan ini diantaranya:

1. Alat yang dipakai tidak dilengkapi dengan termostat sehingga temperatur

harus diatur sendiri dengan menggunakan temperatur biasa.

2. terdapat range perbedaan yang cukup besar antara percobaan pertama dengan

suhu 600 C dan 700 C dalam hasil gas oksigen yang dihasilkan. hal ini

dikarenakan pada percobaan pertama katup aliran udara tidak cepat-cepat

ditutup, hal inilah yang membuat sejumlah gas oksigen tidak tertampung yang

menyebabkan gas yang tertampung menjadi sedikit.

VIII. KESIMPULAN

Dari hasil dan pembahasan diatas dapat dibuat beberapa kesimpulan

diantaranya:

1. Laju suatu reaksi dipengaruhi oleh beberapa faktor diantaranya adalah

temperatur.

2. Laju suatu reaksi berbanding lurus dengan temperatur dimana semakin tinggi

temperatur yang dipergunakan maka laju reaksi akan semakin cepat,

demikian pula sebaliknya.

3. Jumlah volume hidrogen peroksida (H2O2) yang terurai sebanding dengan

jumlah perubahan volume oksigen.

4. Reaksi penguraian katalitik hidrogen peroksida (H2O2) termasuk reaksi orde

satu.

5. Waktu paruh reaksi penguraian katalitik hidrogen peroksida (H2O2) tidak

dipengaruhi oleh konsentrasi reaktan.

6. Keadaan tak hingga merupakan keadaan dimana volume oksigen yang

terbentuk dari reaksi penguraian sudah mencapai nilai konstan (tidak

mengalami perubahan pada waktu yang cukup lama).

DAFTAR PUSTAKA

Bird, Tony, 1993, Kimia Fisika untuk Universitas, Gramedia, Jakarta.

Dogra, S dan S.K Dogra, 1990, Kimia Fisik dan Soal-Soal, Universitas Indonesia Press,

Jakarta.

Gede Bawa, I.G.A, dkk, 2005, Kimia Dasar II, Jurusan Kimia FMIPA Udayana, Bukit

Jimbaran.

Sastrohamidjojo, H, 2001, Kimia Dasar, Edisi ke-2, Gadjah Mada University Press,

Yogyakarta.

Sukardjo, 1989, Kimia Fisika, Bina Aksara, Yogyakarta.

Tim Laboratorium Kimia Fisika, 2012, Penuntun Praktikum Kimia Fisika III, Jurusan

Kimia F.MIPA Universitas Udayana, Bukit Jimbaran.

LAMPIRAN

A. Jawaban Pertanyaan

1. Pada percobaan ini hanya digunakan satu jenis temperatur yaitu pada 60 0 C saja

sehingga laju reaksi yang menjadi dua kalinya tidak dapat ditentukan. Dalam

penentuan tersebut diperlukan nilai temperatur awal dan temperatur akhir.

2. Cara yang dapat digunakan untuk menaikkan laju penguraian hidrogen

peroksida selain menaikkan temperatur adalah:

a. Dengan menambah konsentrasi hidrogen peroksida sehingga volume

oksigen yang terbentuk semakin banyak sehingga laju penguraian akan

semakin cepat.

b. Dengan menggunakan katalis yang sesuai.

3. Diketahui : V O2 = 30 mL = 0,03 L

T = 25 0C = 298 K

R = 0,082 L atm/mol K

Ditanya : mol (n) H2O2 = . . . . . . ?

Jawab : PV = n.R.T

n =

=

=

= 1,23 x 10-3 mol

Jadi mol H2O2 yang terurai sebanyak 1,23 x 10-3 mol