LAPORAN PRAKTIKUM KIMIA DASAR II

KINETIKA KIMIA

OLEH:

Made Ratih Mettaswari Senet

1308105033

KELOMPOK 19

JURUSAN KIMIA

FAKULTAS MATEMATIKAN DAN ILMU PENGETAHUAN ALAM

UNIVERSITAS UDAYANA

BUKIT JIMBARAN

TAHUN 2014

I. TUJUAN PERCOBAAN

1. Mengamati dan menentukan kecepatan reaksi dan hukum kecepatan reaksi dari suatu reaksi kimia.

2.  Mengamati pengaruh konsentrasi dan temperatur terhadap kecepatan suatu reaksi.

3.   Memahami peran katalis dalam suatu reaksi kimia.

II. DASAR TEORI

Kinetika kimia adalah studi tentang kecepatan (speed) atau laju (rate) reaksi kimia. Salah satu tujuan utama mempelajari kinetika kimia adalah untuk mempelajari faktor-faktor yang mempengaruhi reaksi kimia.

Faktor-faktor yang dapat mempengaruhi kecepatan reaksi kimia dibagi atas empat kelompok :

a)  Sifat kimia molekul pereaksi dan hasil reaksi (produk). Bila semua faktor lain sama maka susunan kimia molekul atau ion akan mempengaruhi kecepatan reaksi kimia.

b) Konsentrasi zat-zat yang bereaksi. Bila dua buah molekul beraksi satu dengan yang lain, maka kedua molekul tersebut harus bertemu atau bertumbukan. Kebolehjadian antar molekul untuk bertumbukan di dalam sistem homogen (satu jenis fasa, biasanya gas atau larutan) makin besar jika konsentrasi makin besar. Di dalam sistem reaksi heterogen, dimana pereaksi berada pada fasa terpisah, kecepatan reaksi tergantung pada luas kontak antar fasa. Karena luas permukaan makin besar bila ukuran partikel makin kecil, maka penurunan ukuran partikel akan menaikkan kecepatan reaksi.

c) Pengaruh temperatur. Hampir semua jenis reaksi kimia berlangsung lebih cepat bila temperaturnya dinaikkan.

d) Pengaruh zat lain yang disebut katalis. Kecepatan beberapa reaksi kimia, termasuk hampir semua reaksi biokimia, dipengaruhi oleh zat yang disebut katalis. Secara keseluruhan selama reaksi, katalis tidak mengalami perubahan atau pengurangan.

Umumnya reaksi kimia tidak berlangsung hanya satu tahap tetapi merupakan kumpulan dari serangkaian tahap-tahap reaksi sederhana. Rangkaian reaksi ini disebut mekanisme reaksi. Jadi, mempelajari kecepatan reaksi dapat memberi petunjuk tentang mekanisme reaksi yang terjadi. Dengan demikian kita memperoleh wawasan alasan-alasan sangat mendasar (fundamental) kenapa zat-zat kimia bereaksi.

Kecepatan Reaksi dan Pengukuran

Kecepatan reaksi kimia dapat diungkapkan sebagai perbandingan perubahan konsentrasi pereaksi atau produk terhadap waktu. Hal ini analog dengan kecepatan mobil, yaitu perubahan posisi (jarak yang ditempuh) dibagi dengan waktu. Pada reaksi kimia, kecepatan dinyatakan dalam mol per liter per detik, Kecepetan reaksi kimia ditentukan dengan mengukur kecepatan perubahan konsentrasi pereaksi atau produk. Hal ini paling mudah dilakukan dengan menentukan konsentrasi setiap interval waktu tertentu. Contoh reaksi paling sederhana adalah reaksi yang melibatkan hanya satu jenis pereaksi dan membentuk produk tunggal. Contohnya adalah reaksi konversi siklopropena menjadi propilen,

Perubahan konsentrasi pereaksi dan hasil reaksi terhadap waktu

Kecepatan reaksi berubah dengan waktu. Pada titik dekat awal reaksi, konsentrasi A berkurang dan B bertambah dengan cepat. Setelah reaksi berlangsung lama, perubahan konsentrasi adalah kecil yang berarti kecepatannya kecil. Perilaku ini terjadi untuk semua jenis reaksi kimia.  Jika pereaksi berkurang maka kecepatan reaksi berangsur-angsur turun.

Pada reaksi kompleks, tidak sesederhana A→B, maka kecepatan pembentukan produk dan pengurangan pereaksi tidak selalu sama tetapi tergantung pada koefisian reaksi. Contohnya, reaksi

N2 + 3H2 →  2NH3

maka koefisien reaksi menjelaskan bahwa untuk setiap molekul N2 bereaksi dengan 3 molekul H2. Ini berarti bahwa hidrogen berkurang tiga kali lebih cepat dibandingkan dengan nitrogen. Koefisien NH3 adalah 2, maka kecepatan pembentukan NH3 adalah 2 kali lebih besar dari kecepatan pengurangan N2.

Penentuan kecepatan reaksi

Estimasi kecepatan reaksi yang akurat pada setiap saat dapat diperoleh dari kemiringan grafik konsentrasi terhadap waktu, Pada titik-x, perubahan konsentrasi adalah Δ(B) dan perubahan waktu adalah Δt

Tanda minus (-) menyatakan bahwa konsentrasi A berkurang dengan waktu, dan tanda minus selalu digunakan untuk menyatakan kecepatan terhadap pereaksi. Bila range perubahan konsentrasi dan waktu sangat kecil maka dapat ditulis, Pada penentuan kecepatan reaksi kimia, maka monitoring konsentrasi dan teknik pengukuran yang digunakan tergantung pada sifat pereaksi atau hasil reaksi. Contohnya:

a)   Reaksi gas: penentuan perubahan konsentrasi dilakukan dengan pengukuran perubahan tekanan.

b)   Pereaksi dan produk zat berwarna: penentuan perubahan konsentrasi dilakukan dengan pengukuran intensitas warna, gambar 4.4.

Contoh reaksi perubahan warna:

Br2(aq) + HCOOH(aq) → 2Br- (aq) + 2H+ (aq) + CO2(g)

Molekul brom adalah berwarna coklat. Setelah reaksi berlangsung, warna secara perlahan hilang. Fenomena ini dapat diamati dengan mata atau dimonitor secara kuantitatif dengan spektrofotometer sinar tampak. Perubahan warna setiap selang waktu disebut kecepatan reaksi dan dapat dinyatakan dengan:

Kecepatan reaksi dapat dinyatakan dengan:

1.1 Hukum Laju

Tidak semua reaksi barjalan dengan kecepatan yang sama. Reaksi ionik biasanya terjadi seketika. Reaksi lain seperti pencernaan makanan terjadi sangat lambat. Perbedaan kecepatan ini terutama disebabkan perbedaan sifat kimia zat pereaksi.

Untuk setiap reaksi kimia, selain sifat kimia pereaksi, salah satu faktor penting pengendali reaksi kimia adalah konsentrasi pereaksi. Umumnya, bila reaksi telah berlangsung lama maka kecepatannya berangsur-angsur turun. Dari hasil ini dapat disimpulkan bahwa kecepatan reaksi tergantung pada konsentrasi zat-zat yang bereaksi. Kecepatan reaksi kimia hampir selalu berbanding lurus dengan konsentrasi pereaksi dengan pangkat tertentu.

Satu fakta penting lain yang perlu diketahui adalah bahwa koefisien reaksi tidak ada hubungannya dengan orde reaksi. Harga n hanya dapat ditentukan dari percobaan. Hal ini berbeda dengan kesetimbangan kimia, dimana koefisien reaksi ada hubungannya dengan pangkat konsentrasi pada ungkapan konstanta kesetimbangan.

Untuk reaksi lebih kompleks,

A + B → produk

Maka biasanya kecepatan tergantung pada konsentrasi A dan B. Bila konsentrasi A dan B diperbesar maka kecepatan reaksi meningkat, dan sebanding dengan perkalian konsentrasi A dan B masing-masing dipangkat dengan bilangan tertentu, misalnya n dan m. Jadi, pada reaksi ini, n dan m adalah orde reaksi terhadap A dan B. Jumlah n dan m disebut orde reaksi total. Harga n dan m boleh semua bilangan pecahan, negatip dan nol. Reaksi,

NO2(g) + CO(g) → CO2(g) + NO(g)

pada temperatur dibawah 225 °C maka,kecepatan tidak tergantung pada konsentrasi CO tetapi hanya pada NO2 pangkat dua. Jadi reaksi adalah orde 2 terhadap NO2 dan orde nol terhadap CO. Perhatikan bahwa karena koefisien reaksi dengan pangkat NO2 tidak ada hubungan karena koefisien reaksi adalah 1 sedangkan orde reaksi adalah 2.

Hubungan proporsionalitas (kesebandingan) dapat diubah menjadi kesamaan dengan menggunakan konstanta proporsional, misalnya k. Pada kinetika kimia, k disebut konstanta kecepatan reaksi.

Contohnya, hukum laju reaksi ICl dan H2,

2ICl(g) + H2(g) → I2(g) + 2HCl(g)

dan pada 230°C persamaan hukum lajunya adalah

Harga k=0,163 Lmol-1det-l, dan ini berlaku hanya pada suhu 230°C. Bila temperaturnya berbeda maka harga k juga berbeda.

1.2 Penentuan hukum laju

Salah satu cara adalah dengan melakukan serangkaian percobaan dengan konsentrasi awal pereaksi berubah secara teratur. Contohnya reaksi,

A → B, dan , maka jika reaksi adalah orde 1 dapat ditulis,

Ini berarti bahwa bila konsentrasi diperbesar 2 kali maka kecepatan juga berubah 2 kali. Jika reaksi adalah orde 2,

maka bila konsentrasi diperbesar dua kali diperoleh bahwa kecepatan reaksi berubah 4 kali.

1.3 Konsentrasi dan waktu: waktu paruh

Hukum laju menyatakan hubungan antara kecepatan reaksi dengan konsentrasi pereaksi. Selain hubungan ini, juga dapat diperoleh hubungan lain yaitu antara konsentrasi dengan waktu. Contohnya, untuk reaksi orde 1,

A → produk, dengan , maka dari hubungan

dengan [A]o adalah konsentrasi mula-mula (pada t=0) dan [A]t adalah konsentrasi pada waktu t setelah reaksi berlangsung. Hal yang sama dapat dilakukan untuk reaksi dengan orde lebih tinggi dan reaksi kompleks.

Satu besaran penting lain, khususnya untuk reaksi orde 1, adalah waktu-paruh, tl/2, yang didefinisikan gar pereaksi berkurang setengah dari konsentrasi sebelumnya. Ternyata dengan waktu yang diperlukan waktu reaksi orde 1, tl/2 hanya tergantung pada k. Jadi harga t1/2 adalah konstan selama reaksi berlangsung. Waktu paruh reaksi orde 2 tergantung pada konsentrasi awal. Karena setiap satu waktu paruh konsentrasi [A]t=1/2[A]o, maka pada waktu paruh pada t=t2 adalah dua kali lebih besar dari waktu paruh pada t=t1,

1.4 Teori Tumbukan

Reaksi kimia terjadi bila molekul yang bereaksi saling bertumbukan. Pandangan ini menjadi dasar teori tumbukan pada kinetika kimia. Teori tumbukan menyatakan bahwa kecepatan reaksi sebanding dengan jumlah tumbukan yang terjadi antara dua molekul yang bertumbukan per detik, jumlah tumbukan.

Bila kecepatan tergantung pada jumlah tumbukan maka hal ini memberi penjelasan bahwa kecepatan reaksi tergantung pada konsentrasi pereaksi. Namun demikian, bahwa tidak semua tumbukan yang terjadi efektif menghasilkan perubahan kimia. Jumlah fraksi yang efektif menghasilkan reaksi kimia tergantung pada (a) sifat pereaksi dan (b) temperatur.

Andaikan reaksi terjadi melalui tumbukan antara dua molekul atau bimolekul, yaitu

A + B → produk

maka kecepatan reaksi sebanding dengan jumlah tumbukan antara molekul A dan B. Jika konsentrasi A dua kali lipat maka jumlah tumbukan juga menjadi dua kali lipat. Atau bila molekul A dua kali lipat maka terdapat molekul A dua kali lipat yang dapat bertumbukan dengan molekul B. Hal yang sama akan terjadi bila jumlah molekul B diperbesar. Maka hukum laju untuk proses tumbukan bimolekul adalah,

Bila molekul sejenis dan reaksinya adalah bimolekul,

2A → produk

maka hukum laju adalah,

Berdasarkan teori tumbukan, jika diketahui bagaimana terjadinya proses tumbukan untuk menghasilkan produk, maka dapat diperkirakan hukum lajunya. Pada proses tumbukan sederhana, pangkat pada hukum laju sama dengan koefisien pada persamaan reaksi proses tumbukan.

1.3 Mekanisme Reaksi

Persamaan reaksi total adalah menyatakan perubahan kimia total yang terjadi jika reaksi telah selesai. Ini tidak berarti bahwa semua pereaksi langsung mengalami perubahan menghasilkan produk. Tetapi perubahan kimia total biasanya merupakan jumlah dari serangkaian reaksi-reaksi sederhana. Reaksi yang sederhana ini disebut proses elementer. Rangkaian proses elementer yang akhirnya akan menghasilkan produk disebut mekanisme reaksi. Contohnya reaksi,

2NO + 2H2 → 2H2O + N2

terjadi dengan mekanisme tiga tahap atau tiga proses elementer,

2NO                   → N2O2 (Tahap 1)

N2O2 + H20        → N2O + H2O                                   (Tahap 2)

N2O + H2 → N2 + H2O                                      (Tahap 3)

Bila ketiga tahap reaksi ini dijumlahkan akan menghasilkan persamaan reaksi total,

2NO + 2H2 → 2H2O + N2 (Reaksi total)

Mekanisme reaksi tidak dapat diperkirakan hanya dari hukum laju (percobaan) atau berdasarkan pemikiran teoritis, tetapi merupakan hasil kombinasi teori dan percobaan.

III.  ALAT DAN BAHAN

Alat:

1.      Tabung reaksi

2.      Labu takar

3.      Gelas becker

4.      Pengaduk

5.      Stop watch

Bahan:

1.      Pb(NO3)2

2.      K2CrO4

3.      KIO3

4.      Na2SO4

5.      Na2C2O4

6.      KMnO4

7.      H2SO4

8.      Larutan kanji

9.      Aquades

IV.  PROSEDUR KERJA

Percobaan 1 : Reaksi Cepat dan Reaksi lambat

I.     Reaksi Pengendapan Timbal Asetat

Dimasukkan 3 mL larutan Pb Asetat 0,1 M ke dalam tabung reaksi. Sambil diaduk, ditambah 1 mL larutan K2CrO4 0,1 M. Dicatat waktu mulai pencampuran sampai timbulnya endapan.

II.  Reaksi Ion Permanganat dengan Ion Oksalat

1. Dimasukkan 2 mL larutan asam oksalat 0,1 M kedalam tabung reaksi. Sambil di aduk ditambahkan larutan H2SO4 1 M kemudian satu tetes larutan KMnO4 0,1 M. Dicatat waktu mulai pencampuran sampai warna larutan berubah dari kecoklatan menjadi tak berwarna.

2. Ditambahkan lagi 1 tetes larutan KMnO4 0,1 M. Dicatat waktu mulai penetesan sampai warna menghilang.

3.   Percobaan ini diulangi sampai 5 kali.

Percobaan 2

Reaksi Iodine-clock

Pada percobaan berikut akan diamati kecepatan reaksi iodine dengan cara mencampurkan larutan yang mengandung ion IO3- dengan ion SO32-.

Kecepatan reaksi pembentukan iodine dapat diamati dengan timbulnya warna biru akibat reaksi I2 dengan amilum. Dalam percobaan ini yang diamati adalah kecepatan reaksi, terhadap berbagai konsentrasi reaktan yang dicampurkan.

Disiapkan larutan standar sebagai berikut :

A. Larutan KIO3 0,02 M.

B.  Larutan  Na2SO3 0,01 M yang diberi asam dan kanji (1,3 g Na2SO3 ditambah 10 mL H2SO4 6 M dan 5 gr larutan kanji).

Dikerjakan semua reaksi berikut dengan gelas kimia 250 mL dan diletakkan diatas kertas putih. Disiapkan batang pengaduk dan pencatat waktu. Selanjutnya disiapkan larutan A dan larutan B pada masing-masing tabung atau gelas kimia dengan variasi sebagai berikut kemudian dicampurkan dan dicatat waktunya :

1.   10 mL larutan A dan 10 mL larutan B

2.   10 mL larutan A dan 20 mL larutan B dalam 70 mL air

3.   10 mL larutan A dan 30 mL larutan B dalam 60 mL air

4.   20 mL larutan A dan 10 mL larutan B dalam 70 mL air

5.   30 mL larutan A dan 10 mL larutan B dalam 60 mL air

6.   10 mL larutan A dan 10 mL larutan B dalam 80 mL air

7.   Komposisinya sama dengan campuran 1 tapi sebelum pencapuran larutan terlebih dahulu didinginkan sampai mencapai suhu 15oC.

Setelah pencampuran dicatat waktu yang diperlukan untuk terbentuknya iodine dan suhu campuran.

8.   Komposisinya sama dengan campur 1 tapi sebelum dicampurkan larutan A dan larutan B dipanaskan terlebih dahulu sampai suhu 45oC.

V. HASIL PENGAMATAN

Percobaan 1 Reaksi Cepat dan Reaksi Lambat

I. Reaksi pengendapan timbale kromat

I

Karakterisasi

Volume Pb Pb(NO3)2 0,1M

Volume K2CrO 0,1M

Waktu (detik)

1

3 mL

1 mL

1,3

2

3mL

1mL

1,3

3

3mL

1mL

1,3

II. Reaksi ion permanganat dengan ion oksalat

No

Karakterisasi

Volume Na2C2O4 0,1M

Volume KMnO4 0,1M

Waktu (detik)

1

2 mL

1 tetes pertama

15,86 detik

2

2mL

1 tetes kedua

15,92 detik

3

2ml

1 tetes ketiga

14 detik

4

2mL

1 tetes keempat

14,13 detik

5

2mL

1 tetes kelima

14,30 detik

6

2ml

1 tetes keenam

12,92

Percobaan 2: Reaksi Iodin-Clock

Percobaan

Larutan A

KIO3 0,02M (mL)

Larutan B

Na2S2O3 0,01M (mL)

Air

Suhu

Waktu (detik)

1

10

10

50

Kamar

7

2

10

20

70

Kamar

5

3

10

30

60

Kamar

3

4

20

10

70

Kamar

9

5

30

10

60

Kamar

6

6

10

10

80

Kamar

23

7

10

10

-

15oC

1

8

10

10

-

45oC

1

VI.   PEMBAHASAN

Pada praktikum minggu lalu, praktikan melakukan praktikum tentang Kinetika Kimia yang dimana konsep dari praktikum ini adalah membuktikan hukum kecepatan reaksi dari suatu reaksi kimia dan mengamati pengaruh konsentrasi dan temperatur terhadap kecepatan suatu reaksi.

Pada percobaan pertama dalam pengendapan timbal kromat, praktikan mengamati perubahan yang terjadi pada pencampuran Pb(NO3)2 dan K2CrO4. Pada saat pencampuran ini terjadi perubahan warna menjadi kuning. Reaksi ini berjalan dengan cepat karena reaksi ini terjadi antara ion-ion Pb2+ dan ion CrO42-. Persamaan reaksinya adalah sebagai berikut :

Pb2+ + CrO42- PbCrO4 (kuning)

Pada reaaksi ion permanganat dengan ion oksalat, praktikan mencampur Na2C2O4 dan KMnO4. Perubahan reaksi yang terjadi ini adalah perubahan warna menjadi warna ungu kecoklatan hingga kembali menjadi bening. Dengan volume 2mL Na2C2O4 , praktikan meneteskan 1 tetes KMnO4 secara bertahap. Pada tetesan pertama praktikan mendapatkan waktu 15,86 detik, pada tetesan kedua 15,92 detik, tetesan ketiga 14 detik, tetesan ke empat 14,13 detik, tetesan kelima 14,30 daan tetesan keenam 12,92 detik. Praktikan hanya mendaptkan hasil perubahan hingga tetesan keenam, karena pada tetesan ketujuh tidak lagi terjadi perubahan yang disebabkan karena jenuhnya larutan. Dari hasil waktu ini, praktikan menarik kesimpulan bahwa, cepat atau lambatnya suatu reaksi kimia memang dipengaruhi oleh konsentrasi. Yang mana semakin besar konsentrasi, hasilnyapun akan semakin cepat.

Sedangkan pada percobaan kedua yaitu reaksi Iodine-clock, praktikan menggunakan larutan A( KIO3 ) dan B (Na2S2O3) . Warna yang dihasilkan dalam reaksi ini adalah biru kehitaman. Hal ini menandakan adanya ion I- pada larutan yang digunakan. Dalam percobaan ini diamati kecepatan reaksi pembentukan iodne dengan mencampurkan larutan yang mengandung ion IO3- dengan larutan yang mengandung ion SO32-. Kecepatan reaksi pembentukan iodine diamati dari pembentukan warna biru akibat reaksi I2 dengan amilum yang diperoleh dari larutan kanji dan Na2SO3 sebagai reaktan. Pada reaksi ini, larutan A dan larutan B diberikan volume yang berbeda-beda, dengan pencampuran volume air yang berbeda-beda pula, hal ini menyebabkan perubahan konsentrasi yang berdampak pada perbedaan waktu. Pada tahap kedelapan, praktikan menggunakan suhu yang berbeda dari sebelumnya. Praktika menaruh larutan pada es hingga larutan bersuhu 15oC, dan kemudian mencampurkan kedua larutan tersebut. Dan ternyata kedua reaksi ini berlangsung sangat cepat yaitu 1 detik. Kemudian tahap setelahnya adalah praktikan memanaskan larutan tersebut. Ini praktikan lakukan untuk menguji kecepatan suatu reaksi terhadap suhu. Setelah suhu 45oC, praktikan mencampurkan kedua larutan tersebut. Ternyata pada tahap ini, reaksi juga berlangsung sangat cepat yaitu 1 detik. Kesimpulan yang dapat praktikan ambil dari reaksi iodine clock adalah semakin tinggi suhu, reaksi yang berlangsung juga semakin cepat.

VII. KESIMPULAN

1. pencampuran Pb(NO3)2 dan K2CrO4 terjadi perubahan warna yaitu warna kuning\

2. Perubahan reaksi yang terjadi pada Na2C2O4 dan KMnO4 adalah perubahan warna menjadi warna ungu kecoklatan hingga kembali menjadi bening.

3. cepat atau lambatnya suatu reaksi kimia memang dipengaruhi oleh konsentrasi. Yang mana semakin besar konsentrasi, hasilnyapun akan semakin cepat.

4. Warna yang dihasilkan dalam reaksi larutan A( KIO3 ) dan B (Na2S2O3) adalah biru kehitaman, yang menandakan adanya ion I- pada larutan yang digunakan.

5. semakin tinggi suhu, reaksi yang berlangsung juga semakin cepat.

DAFTAR PUSTAKA

Tim Kimia Dasar. 2008. Penuntun Praktikum Kimia Dasar II. Jurusan Kimia Fakultas Matematika dan Ilmu Pengetahuan Alam, Universitas Udayana.

Tim Kimia Dasar. 2005. Kimia Dasar II. Jurusan Kimia Fakultas Matematika dan Ilmu Pengetahuan Alam, Universitas Udayana.

Petrucci, Ralph H. 1987. Kimia Dasar Prinsip dan Terapan Modern Jilid 2. Erlangga:  Jakarta

http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia-smk/kelas_x/kinetika-kimia-definisi-laju-reaksi-dan-hukum-laju/ (tgl akses : 8 April 2013)