reaksi h2o2 dengan tio sulfat 45

1

REAKSI H2O2 DENGAN KI

I. TUJUAN PERCOBAAN

Mengetahui kinetika reaksi dengan menentukan konstanta kecepatan

reaksi.

II. ALAT YANG DIGUNAKAN

1. Buret 50 ml 2 Buah

2. Erlenmeyer 1 liter1 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



12. Pipet volume 1 buah

13. Pipet tetes

III. BAHAN YANG DIGUNAKAN

1. Larutan H2SO4 2 N

2. Larutan KMnO4 0,1N

3. Larutan Tio sulfat 0,1N

4. Larutan H2O2 3 %

5. Larutan H2SO4 Pekat

6. KI

2

7. Larutan kanji

8. Aquadest

IV. DASAR TEORI

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 (H2) dan gas

oksigen (O2). 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.

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 (H2O) 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:

3

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

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

4

yang akan mengubah iodium bebas menjadi asam iodida kembali. Adapun

reaksi yang terjadi dapat dituliskan dengan persamaan :

H2O2 + 2 KI + H2SO4 K2SO4 + I2 + 2 H2O

2 S2O3 + I2 2 I + S 4O6

Kecepatan reaksi yang terjadi besarnya seperti pada reaksi

pembentukannya, sampai konsentrasi terakhirnya tidak berubah. Pada

percobaan ini kecepatan reaksi hanya tergantung 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 = 1/t ln Ct/Co atau k = 1/t ln Co/C

Dimana :

Co = Konsentrasi mula-mula

C = Konsentrasi setelah t detik.

5

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 (ab), maka didapatkan K sebagai

koefisien arah (gradien) dari garis lurus, sehingga harga K dapat

ditentukan.

V. PROSEDUR PENGERJAAN

Mencari ekuivalen H2O2 dengan tiosulfat

- 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

- 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.

Kecepatan Reaksi

a Mengisi Buret dengan larutan standart Tiosulfat.

b Membuat dua macam larutan yaitu :

Larutan pertama (a)

6

- Mengambil 5 ml dari H2O2 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. Stopwatch jangan hentikan hingga awal samapi akhir

percobaan, hanya dicatat mulai timbul warna biru.

VI. DATA PENGAMATAN

Konsentrasi H2O2 dengan Tio Sulfat

H2O2 Encer H2SO4 2N KMnO4 0,1 NPerubahan

Warna

10 ml 10 ml

10 ml 10 ml

KMnO4 yang dipergunakan dirata-ratakan

KMnO4 0,1N + 2 gr KI [ dalam 20 ml air ] + 1 ml H2SO4 pekat,

dititrasi dengan Tio Sulfat sebanyak ml.

7

KMnO4 0,1N + 2 gr KI [ dalam 20 ml air ] + 1 ml H2SO4 pekat,

dititrasi dengan Tio Sulfat sebanyak ml.

Tio Sulfat yang dipergunakan dirata-ratakan

Kecepatan Reaksi

Larutan A + B Waktu Perubahan Warna

Larutan (A+B) + ml Tio Sulfat

Biru


Biru


Biru


Biru


Biru


Biru


Biru


Biru


Biru


Biru


Biru


Biru

8


Biru


Biru


Biru


Biru

VII. PERHITUNGAN

Konsentrasi H2O2

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 xy/10 ml Tio Sulfat

13,35 ml KMnO4 Tio Sulfat

ml Tio Sulfat

1 ml H2O2 xy/10 ml Tio Sulfat

ml Tio Sulfat

ml Tio Sulfat

Kecepatan Reaksi Ln ( a– b) vs t

9

dimana a = 5xy/10 = xy/2 ml ; b = 2 ml

sehingga

K1 = k =

ln (a– b) =

K2 = k =

ln (a– b) =

K3 = k =

ln (a– b) =

K4 = k =

ln (a– b) =

K5 =

k =

ln (a– b) =

K6 = k =

ln (a– b) =

K7 =

k =

ln (a– b) =

10

Waktu selama tn

t 1 = ( ) + =

t 2 = ( ) + =

t 3 = ( ) + =

t 4 = ( ) + =

t 5 = ( ) + =

t 6 = ( ) + =

t 7 = ( ) + =

t 8 = ( ) + =

t 9 = ( ) + =

t 10 = ( ) + =

t 11 = ( ) + =

Kecepatan Reaksi

Ln (a–b) = – Kt + Ln a

Ln ( ) = + Ln 2

= +

=

Ln ( ) = + Ln 2

= +

=

Ln ( ) = + Ln 2

= +

=

11

Ln ( ) = + Ln 2

= +

=

Ln ( ) = + Ln 2

= +

=

Ln ( ) = + Ln 2

= +

=

Ln ( ) = + Ln 2

= +

=

VIII. PEMBAHASAN

12

IX. KESIMPULAN

X. DAFTAR PUSTAKA

reaksi h2o2 dengan tio sulfat 45

Documents