PRAKTIKUM 1

KINETIKA REAKSI

A. Tujuan

1. Mampu menjelaskan tanda-tanda reaksi kimia

2. Mampu menentukan laju dan orde reaksi.

B. Tinjauan Pustaka

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)

2. Reaksi Kimia

Reaksi kimia adalah pembentukan ikatan baru. Reaksi yann terjadi karena materi

awal (reaktan) bersama-sama putus atau secara bergantian untuk membentuk atau

beberapa materi yang berbeda (produk).

(Miller, 1997)

Reaksi-reaksi kimia, ditandai dengan gejala :

a. Timbulnya gas

Contoh : 2 H2O (e) + Mg (s) Mg(OH)2(aq) + H2 (g)

b. Terbentuknya endapan

Contoh : Pb(CH3COO)2(aq) + H2SO4(aq) CH3COOH(aq)+ PbSO4 (s)

c. Perubahan suhu

Contoh : NaOH (aq) + H2SO4 (aq) Na2SO4(aq) + 2 H2O(aq)

d. Perubahan warna

Contoh : 2 HCl (aq) + CuSO4 (aq) H2SO4 (aq) + CuCl2 (aq)

(Keenan, 1992)

3. Macam-macam Reaksi Kimia

Berdasarkan gejala yang ditimbulkan, reaksi kimia dibedakan atas:

a. Reaksi Netralisasi

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

Menurut teori Bronsted Lowry, reaksi netralisasi dapat dirumuskan :

H3O+ + OH- H2O + H2O

asam 1 basa 2 basa 1 asam 2

(Rivai, 1995)

b. Reaksi Pembentukan Endapan

Terjadi jika larutan terlalu jenuh dengan zat yang bersangkutan. Pada reaksi ini,

terjadi penggabungan ion positif dari basa atau 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)

c. Reaksi Pembentukan Gas

Dalam beberapa kasus zat tertentu, dalam suatu reaksi dapat berupa zat yang tidak

larut, yaitu gas atau zat yang mengurai dan akan menguap sebagai gas. Misalnya. Jika

HCl ditambahkan larutan Na2S menghasilkan H2S (elektrolit lemah) dan kelarutannya

dalam air sangat kecil sehingga mudah menguap. Reaksi molekulnya adalah sebagai

berikut :

2 HCl (aq) + 2 Na2S (aq) H2S + 2 NaCl

Gejala lain dalam reaksi ialah terbantuknya elektrolit yang sangat kecil daya

analisanya.

(Brady, 1994)

d. Reaksi Pembentukan Kompleks

Pembentukan kompleks dalam analisa kuantitatif sering terlihat dan digunakan

untuk pemisahan atau identifikasi ion kompleks jika ada perubahan warna larutan.

Misalnya :

AgCl (g) + 2 NH3 Ag + [(NH3)2]+ + Cl-

(Vogel, 1985)

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)

e. 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)

f. 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)

4. Laju Reaksi

Laju reaksi yaitu perubahan konsentrasi konsentrasi reaktan atau produk terhadap

waktu (m/s). Setiap reaksi dapat dinyatakan dengan persamaan umum,

Reaktan Produk

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)

5. Faktor-faktor Yang Mempengaruhi Laju Reaksi

a. 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)

b. 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)

c. Sifat Dasar Pereaksi

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)

d. 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)

e. 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)

6. Persamaan Laju Reaksi

Reaksi : 2N2O3 4NO2 + O2

Laju reaksi sebanding dengan konsentrasi N2O5 dan dapat ditulis :

Laju reaksi ∞ [N2O5]

Laju reaksi k [N2O5]

K disebut konstanta laju reaksi orde pertama. Laju reaksi diatas dapat diukur baik dengan

berdasarkan penurunan [N2O5] atau berdasarkan pada [O2] [NO2] [N2O5] akan

menghasilkan persamaan yang berbeda.

Laju reaksi ¿−d [ N 2O5 ]

dt=k [N 2O5

Laju reaksi ¿+d [O2]

dt=k [N2O5

Laju reaksi ¿+d [ NO2 ]

dt=k [N2O5

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¿ 12

d [ N 2O 5 ]dt

=14

d [ NO2 ]dt

=td [O 2 ]

dt=k [ N 2O 5 ]

Untuk reaksi umum :

aA + bB cC + Dd

(Keenan, 1990)

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 :

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

V 1

V 2

=K1

K2 [ A1

A2 ]m

[ B1

B2 ]n

Harga K1 dan K2 (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.

a. 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.

(Khopkar,1990)

b. 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.

(Khopkar, 1990)

c. Reaksi Orde Kedua

V

[A]

V

M

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.

(Khopkar, 1990)

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. Harga K menyatakan kondisi yang menguntungkan

reaksi, yaitu bahwa apabila makin besae afinitas antara zat-zat yang bereaksi maka makin

besar pula harga K (Tri Handini, dkk, 2011: 4). Persamaan sejenis ini yang ditentukan

secara eksperimen disebut hukum 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.

(Atkins, 1993)

9. Teori Tumbukan

V

[A]

Laju reaksi dapat diperoleh dengantiga faktor berikut :

a. Faktor Energi Tumbukan

Jumlah keseluruhan tumbukan antara partikel reaktan dalam volume dari waktu yang

diberikan.

b. Faktor Energi Tumbukan

Fraksi partikel reaktan yang menumbuk dengan energi aktivasi yang cukup untuk

memulai reaksi.

c. 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)

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 = +∆ [B]

∆ tV =

−∆ [ A ]∆ t

Dengan V = kecepatan laju reaksi

[A] = konsentrasi A

[B] = konsentrasi B

t = waktu

(Sastrohamidjojo, 2001)

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).

12. Analisa Bahan

a. Logam Mg

1) Berwarna putih mengkilap

2) Pada suhu biasa mudah diserbukkan

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

4) Larut dalam asam encer

5) Mudah dioksidasi, mudah terbakar

6) Nyala dalam cahaya yang menyilaukan

7) 2Mg(s) + O2(g) 2MgO(s)

(Basri, 1996)

b. Asam Klorida (HCl)

1) Merupakan asam kua

2) Tidak berwarna

3) Mudah larut dalam air

4) Baunya menusuk hidung hingga berbahaya bagi pernapasan

5) Tidak larut dalam alcohol

6) Dapat melarutkan logam-logam mulia

7) Bahan baku membuat plastic

Hg(s) + 2HCl(g) MgCl2(aq) + H2(g)

(Vogel, 1985)

c. KMnO4

1) Berwarna ungu

2) Titik dekomposis

3) Larut dalam air

4) Digunakan dalam volumetrik dan agen oksida

(Bird,1987)

d. Asam Oksalat (H2C2O4)

1) Asam organik dan bersifat toksik

2) Merupakan zat padat hablur

3) Tidak berwarna

4) Titik leleh 100oC

5) Dapat bereaksi dengan basa menghasilkan garam dan air

(Basri, 2000)

e. Aquadest

1) Sifat fisik :

Berbentuk cair, tidak berwarna, tidak berbau, tidak berasa, titik didih 100oC,

titik beku 0oC

2) Sifat kimia :

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)

C. Alat dan bahan

1. Alat : Gelas beker, pipet tetes, pipet volum, gelas ukur, biuret, Erlenmeyer,

stopwatch, tabung reaksi, rak tabung reaksi

2. Bahan : HCl, pita Mg, KMnO4, H2C2O4, akuades

D. Cara Kerja

1. Kinetika Reaksi Logam Magnesium Dengan Asam Klorida

Mengulangi percobaan, masing-masing konsentrasi sebanyak 3 kali

Mencatat waktu dari Mg dimasukkan sampai selesai bereaksi

Dimasukkan pita Mg ± 2 mm

Diambil 7 mL

HCL 0,6MHCL 0,8MHCL 1MHCL 1,2MHCL 1,8M HCL 1,4MHCL 1,6M

HCL 2 M

Diencerkan 25 mL dalam tabung reaksi

2. Kinetika Reaksi Ion Permanganat dengan Asam Oksalat

Mengulangi percobaan untuk masing-masing erlenmeyer

sebanyak 3 kali

Menggojog larutan dan mencatat waktu sampai warna berubah

(dari ungu menjadi kecoklatan)

Ditambah 4 mL KMnO4

Ditambah 2 mL KMnO4

Ditambah 2 mL KMnO4

Erlenmeyer 3

10 mL H2C2O4

10 mL akuades

Erlenmeyer 2

20 mL H2C2O4

2 mL akuades

Erlenmeyer 1

10 mL H2C2O4

12 mL akuades

E. Hasil dan Pembahasan

1. Hasil

a. Kinetika Reaksi logam Magnesium dengan Asam Klorida

Konsentrasi

(M)

t1 (sekon) t2 (sekon) t3 (sekon) t rata-rata (s)

1,8 61 59 50 56,6667

1,6 76 66 61 67,6667

1,4 84 76 56 72

1,2 86 104 92 94

1 98 132 94 108

0,8 184 191 243 206

0,6 263 258 265 262

b. Kinetika Reaksi Ion Permanganat dengan Asam Oksalat

pengamatan Hasil

H2C2O4 +

akuades +

KMnO4 (larutan

berwarna ungu)

Setelah digojog beberapa menit larutan berubah menjadi

berwarna kecoklatan

t1 (sekon) t2 (sekon) t3(sekon) t rata-rata

(sekon)

10 mL H2C2O4 +

12 mL akuades +

2 mL KMnO4

213 200 223 212

20 mL H2C2O4 +

2 mL akuades + 2

mL KMnO4

132 124 138 131,3333

10 mL H2C2O4 +

10 mL akuades +

4 mL KMnO4

183 185 182 183,3333

2. Perhitungan

a. Kinetika Reaksi logam Magnesium dengan Asam Oksalat

M1 . V1 = M2 . V2

2,0 . V1 = 1,8 . 25

V1 =

1,8×2,52,0

= 22,5 ml

M1 .V1 = M3 .V3

2,0 . V1 = 1,6 . 25

V1 =

1,6×2,52,0

= 20,0 ml

M1 .V1 = M4 . V4

2,0 . V1 = 1,4 . 25

V1 =

1,4×252,0

= 17,5 ml

M1 . V1 = M5 . V5

2,0 . V1 = 1,2 . 25

V1 =

1,2×252,0

= 15,0 ml

M1 . V1 = M6 . V6

2,0 . V1 = 1,0 . 25

V1 =

1,0×252,0

= 12,5 ml

M1 . V1 = M7 .V7

2,0 . V1 = 0,8 . 25

V1 =

0,8×252,0

= 10,0 ml

M1 . V1 = M8 .V8

2,0 . V1 = 0,6 . 25

V1 =

0,6×252,0

= 7,5 ml

V = K [A]m[B]n

V = K [HCl]m

1/t = K [HCl]m

Log 1/t = log K + m [HCl]

[HCl]t

(sekon) log [HCl] (x) log 1/t (y) x.y x2

1.8 56.6667 0.2553 -1.7533 -0.447580.06516

4

1.6 67.6667 0.2041 -1.8304 -0.373620.04166

5

1.4 72 0.1461 -1.8573 -0.271410.02135

31.2 94 0.0792 -1.9731 -0.15623 0.006271 108 0.0000 -2.0334 0 0

0.8 206 -0.0969 -2.31390.22423

70.00939

2

0.6 262 -0.2218 -2.41830.53649

70.04921

7Ʃ = 8,4 0.3659 -14.1798 -0.4881 0.1931

m = nƩxy−ƩxƩy

n Ʃx2−(Ʃx)2

m = 7 (−0,4881 )−(0,3659 )(−14,1798)

7 (0,1931 )−(0,3659)2

m = −3,4167−(−5,1883)

1,3517−0,1339

m = 1,77161,2178

m = 1,4548

y = mx + c

y = 1,4548 x + c

-1,7533 = 1,4548 (0,2553) + c

c = -1,7533 – 0,3714

c = -2,1247 ; maka persamaannya menjadi y = 1,4548 x – 2,1247

c = log k

k = antilog -2,1247

k = 7,5041.10-3

Jadi persamaan laju reaksinya = 7,5041.10-3 [HCl]1

b. Kinetika Reaksi Ion Permanganat dengan Asam Oksalat

1) Orde Asam Oksalat

V = K [A]m[B]n

V = K [H2C2O4]m

1/t = K [H2C2O4]m

Log 1/t = log K + m [H2C2O4]

Mol H2C2O4 (1) = [H2C2O4] x volume H2C2O4

= 0,7 M x 10 mL

= 7 mmol

[H2C2O4] = mol asam oksalat : volume total

[H2C2O4]1 = 7 mmol24 mL

=0,2917 M

Mol H2C2O4 (2) = [H2C2O4] x volume H2C2O4

= 0,7 M x 20 mL

= 14 mmol

[H2C2O4]2 = 14 mmol24 mL

=0,5833 M

Mol H2C2O4 (3) = [H2C2O4] x volume H2C2O4

= 0,7 M x 10 mL

= 7 mmol

[H2C2O4] = mol asam oksalat : volume total

[H2C2O4]1 = 7 mmol24 mL

=0,2917 M

[H2C2O4] t (sekon) log[H2C2O4] (x) log 1/t (y) x.y x2

0.2917 212 -0.5351 -2.32631.244

7 0.2863

0.5833 131.3333 -0.2341 -2.11840.495

9 0.0548

0.2917 183.3333 -0.5351 -2.26321.211

0 0.2863

Ʃ -1.3042 -6.70802.951

6 0.6274

m = nƩxy−ƩxƩy

n Ʃx2−(Ʃx)2

m = 3 (2,9516 )−(−1,3042 )(−6,7080)

3 (0,6274 )−(−1,3042)2

m = 8,8548−8,74861,8822−1,7009

m = 0,10620,1813

m = 0,5858

Orde reaksi asam oksalat mendekati 1

y = mx + cy = 0.5858 x + c

-2,3263 = 0,5858 (-0,5351) + c

c = -2,3263 + 0,3135

c = -2,0128 ; maka persaman menjadi y = 0,5858 x – 2,0128

c = log k

k = antilog c

k = antilog -2,0128

k = 9,7096.10-3

Jadi persamaan laju reaksinya V = 9,7096.10-3 [H2C2O4]1

2) Orde reaksi KMnO4

V = K [A]m[B]n

V = K [KMnO4]m

1/t = K [KMnO4]m

Log 1/t = log K + m [KMnO4]

Mol KMnO4 (1) = [KMnO4] x volume KMnO4

= 0,1 M x 2 mL

= 0,2 mmol

[KMnO4] = mol KMnO4 : volume total

[KMnO4]1 = 0,2 mmol

24 mL=0,0083 M

Mol KMnO4 (2) = [KMnO4] x volume KMnO4

= 0,1 M x 2 mL

= 0,2 mmol

[KMnO4]2 = 0,2 mmol

24 mL=0,0083 M

Mol KMnO4 (3) = [KMnO4] x volume KMnO4

= 0,1 M x 4 mL

= 0,4 mmol

[KMnO4] = mol KMnO4: volume total

[KMnO4]1 = 0,4 mmol

24 mL=0,0167 M

m = nƩxy−ƩxƩy

n Ʃx2−(Ʃx)2

m = 3 (13,2715 )−(−5,9391 )(−6,7080)

3 (11,8192 )−(−5,9391)2

m = 39,8145−39,839435,4576−35,2729

m = −0,02490,1847

m = -0,1348

orde reaksi KMnO4 = 0

y = mx + c

y = -0,1348 x + c

-2,3263 = -0,1348 (-2,0809) + c

c = -2,3263 – 2,2157

c = -4,5419 ; maka persaman menjadi y = -0,1348 x – 4,5419

c = log k

k = antilog c

k = antilog -4,5419

[KMnO4] t (sekon) log [KMnO4] (x) log 1/t (y) x.y x2

0.0083 212 -2.0809 -2.3263 4.84094.3302

4

0.0083 131.333 -2.0809 -2.1184 4.40824.3302

4

0.0167 183.333 -1.7773 -2.2632 4.02243.1587

4

Ʃ -5.9391 -6.708013.271

511.819

2

k = 2,8714.10-5

Jadi persamaan laju reaksinya V = 2,8714.10-5 [KMnO4]0

Sehingga persamaan laju dan orde totalnya V= k [H2C2O4]1[KMnO4]0

Atau dapat ditulis V= k [H2C2O4]1

Grafik Laju Reaksi

1. Grafik Log [HCl] vs Log 1/t

-0.3000 -0.2000 -0.1000 0.0000 0.1000 0.2000 0.3000

-3.0000

-2.5000

-2.0000

-1.5000

-1.0000

-0.5000

0.0000

f(x) = 1.45565325349201 x − 2.1017773807134R² = 0.968107608660835

Log 1/t

Series2Linear (Series2)

Log [HCl]

2. Grafik Log [H2C2O4] vs Log 1/t

-0.6000 -0.5000 -0.4000 -0.3000 -0.2000

-2.3500

-2.3000

-2.2500

-2.2000

-2.1500

-2.1000

-2.0500

-2.0000

f(x) = 0.586178766496591 x − 1.98114570439566R² = 0.912462434754842

log 1/t (y)

log 1/t (y)Linear (log 1/t (y))

log [H2C2O4]

Axis Title

3. Grafik Log [KMnO4] vs Log 1/t

-2.1000 -2.0000 -1.9000 -1.8000 -1.7000

-2.3500

-2.3000

-2.2500

-2.2000

-2.1500

-2.1000

-2.0500

-2.0000

f(x) = − 0.134653587183382 x − 2.50255895841386R² = 0.0490116480236446

log 1/t (y)

log 1/t (y)Linear (log 1/t (y))

Log [KMnO4]

Axis Title

4. Grafik Log [H2C2O4]2 vs Log 1/t

0 0.05 0.1 0.15 0.2 0.25 0.3 0.35

-2.3500

-2.3000

-2.2500

-2.2000

-2.1500

-2.1000

-2.0500

-2.0000

f(x) = − 0.761771058315335 x − 2.07665494600432R² = 0.912390756429488

Log 1/t

yLinear (y)

Log [H2C2O4]2

Axis Title

5. Grafik Log [KMnO4]2 vs Log 1/t

3 3.2 3.4 3.6 3.8 4 4.2 4.4

-2.35

-2.3

-2.25

-2.2

-2.15

-2.1

-2.05

-2

-2.3263

-2.1184

-2.2632f(x) = 0.0348698250106701 x − 2.3733447110542R² = 0.048956918082248

y

yLinear (y)

Log [KMnO4]2

Axis Title

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 [H2C2O4] dengan log 1/t

menyatakan hubungan tingkat reaksi H2C2O4. H2C2O4 dari grafik mempunyai orde

reaksi 0,5862 yang mendekati orde reaksi 1.

3) Grafik ke 3 hubungan log [KMnO4] dengan log 1/t.

Konsentrasi berpengaruh terhadap waktu. Semakin besar konsentrasi larutan, waktu

yang dibutuhkan untuk larutan berubah warna menjadi agak coklat semakin kecil.

Dari grafik didapatkan orde reaksi -0,1347, jadi dapat dikatakan orde reaksi KMnO4 =

0.

4) Grafik ke 4 hubungan log [H2C2O4]2 dengan log 1/t

Grafik menunjukkan bahwa jika konsentrasi asam oksalat dikuadratkan maka orde

reaksi menjadi turun dan nilainya berubah menjadi kecil yaitu -0,7618. Hal ini dapat

dikatakan orde reaksinya menjadi nol.

5) Grafik 5 hubungan log [KmnO4]2 dengan log 1/t

Berdasarkan grafik didapatkan orde reaksi KmnO4 sama dengan nol. Akan tetapi nilai

ordenya menjadi naik sebelum dikuadratkan ordenya bernilai minus setelah

dikuadratkan ordenya bernilai positif.

3. Pembahasan

Telah dilakukan percobaan berjudul “Kinetika Kimia”. 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 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) MgCl2(aq) + H2(g)

A + B 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.

|Laju= perubahan konsentrasi suatu pereaksi / produklama berlangsung pereaksi |

Faktor-faktor yang mempengaruhi laju reaksi adalah sifat dasar reaksi,

temperature, katalis, dan konsentrasi.

(Keenan,1991)

a. 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.

Reaksi ketika Mg dimasukkan dalam HCl dengan berbagai konsentrasi

(Vogel, 1989)

Berdasarkan gejala yang ditimbulkan, reaksi di atas merupakan reaksi

pembentukan gas, dimana pada saat reaksi berlangsung melepaskan gelembung-

gelembung gas hidrogen (H2) sedangkan berdasarkan perubahan bilangan oksidasi

reaksi di atas merupakan reaksi redoks. Adanya pembentukkan gas terlarut pada suatu

reaksi akan menyebabkan semakin meningkatnya laju reaksi suatu senyawa. Sebagai

contoh korosi pada besi yang melibatkan oksigen bebas (M. Fajar, 2013: 28). HCl

merupakan oksidator yang mampu mengoksidasi logam Mg menjadi Mg2+, 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

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

baik dari grafik maupun perhitungan diperoleh orde kurang dari 2, yaitu 1,4548 dan

didapatkan konstanta laju reaksi HCl dari percobaan sebesar 7,5041.10 -3. Sehingga

persamaan lajunya dapat dituliskan V = 7,5041.10-3 [HCl]1. Perbedaan hasil

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

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 = 1,4548 x – 2,1247. Dari persamaan tersebut didapatkan

orde reaksi HCl sebesar 1 dan tetapan laju reaksi sebesar. Jadi hukum atau persamaan

laju reaksi untuk reaksi ini adalah : V= k [HCl]1

b. Kinetika Reaksi ion Permanganat dengan Asam OksalatTujuan percobaan ini adalah untuk menentukan tingkat reaksi antara asam

oksalat 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)

Reaksi di atas merupakan reaksi redoks, di mana ion MnO4- tereduksi menjadi

MnO2. Sedangkan Oksalat tereduksi membentuk gas CO2. Ion Permanganat (MnO4-)

+3 +4

+7 +4reduksi

oksidasi

berwarna ungu, umumnya tersedia dalam garam potassium (KMnO4) yang berwarna

ungu kehitaman. Apabila ion permanganat (MnO4-) 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 (MnO4-) berwarna ungu. Pada saat reaksi

berlangsung terjadi perubahan warna dari ungu menjadi kuning 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 = 0,5858 x –

2,0128 untuk asam oksalat dan y = -0,1348 x – 4,5419 untuk KMnO4. Reaksi tercepat

pada Elenmeyer 2, karena konsentrasi H2C2O4 lebih besar yang merupakan reduktor

dari reaksi tersebut. Semakin cepat pula mengalami oksidasi. Menurut Mega

Kasmiyatun (2010: 1) dalam penelitiannya Pengaruh Konsentrasi Solut Terhadap

Koefisien Distribusi menyatakan bahwa semakin besar konsentrasi solute dalam

diluen maka semakin besar koefisien distribusi dan presentase pemisahan. Hal ini

sesuai dengan percobaan, konstanta laju reaksi asam oksalat lebih besar (9,7096.10 -3)

dibandingkan dengan konstanta kalium permanganate (2,8714.10-5) sebab konsentrasi

oksalat juga lebih besar yaitu 0,2917 M sedangkan kalium permanganate hanya

0,0167 M. Dari data percobaan baik hasil perhitungan maupun grafik didapatkan orde

reaksi asam oksalat sebesar 1 dan KMnO4 sama dengan nol. Jadi dapat dituliskan

persamaan laju total V = k [H2C2O4]1[KMnO4]0 sehingga V = k [H2C2O4]1, dari

perhitungan didapatkan nilai k asam oksalat 9,7096.10-3, persamaan laju total antara

ion permanganate dan asam oksalat V= 9,7096.10-3[H2C2O4]1.

F. KESIMPULAN

1. Reaksi antara HCl dan Mg merupakan reaksi pembentukan gas dengan menghasilkan

gas H2.

2. Reaksi antara H2C2O4 + KMnO4 merupakan reaksi redoks dimana H2C2O4 teroksidasi

menjadi gas CO2, dan KMnO4tereduksi menjadi MnO2 yang ditandai perubahan

warna ungu menjadi kuning kecoklatan.

3. Orde reaksi HCl adalah 1 dan persamaan lajunya V = 7,5041.10-3 [HCl]1

4. Tingkat reaksi H2C2O4 dengan KMnO4 sebesar 1 dan 0, sehingga persamaan laju

totalnya V = 9,7096.10-3[H2C2O4]1.

G. 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.

Mega, Kasmiyatun. 2010. Ekstraksi Asam Sitrat dan Asam Oksalat: Pengaruh Konsentrasi Solut Terhadap Koefisien Distribusi. Seminar Rekayasa Kimia dan Proses, 1-7. ISSN: 1411-4216. Teknik Kimia Untag: Semarang.

Miller, 1987, “Chemistry A Basic Introduction 4th edition”,Wadsorth Publishing Company , California.

M. Fajar, Sidiq. 2013. Analisa Korosi dan Pengendaliannya. Jurnal Foundry, 3(1), 25-30 ISSN: 2087-2259. Akademi Perikanan Baruna Slawi.

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.

Sastrohamijoyo,H., 2001, “ Spektroskopi”, Liberty , Yogyakarta.

Tri Handini, dkk. 2011. Menentukan Konstanta Kecepatan Reaksi Pada Ekstraksi Zirkonium-Hafnium Dengan Metode Membran Emulsi. Prosiding Seminar Penelitian dan Pengelolaan Perangkat Nuklir, ISSN 1410-8178. Batan: 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.

H. PengesahanSemarang, 18 Desember 2013

Mengetahui,

Asisten Praktikan

Desi Nur Anisa

NIM. 5002013012

LAPORAN PRAKTIKUM KIMIA DASAR

KINETIKA KIMIA

Disusun Oleh:

Desi Nur Anisa

5002013012

PPG KIMIA ANALISIS

UNIVERSITAS DIPONEGORO

2013