LAPORAN PRAKTIKUM KIMIA DASAR II

KINETIKA KIMIA

Oleh :

Nama : Ni Luh Made Noviana Dewi

NIM : 1408105063

Kelompok : 9/B

JURUSAN KIMIA

FAKULTAS MATEMATIKA DAN ILMU PENGETAHUAN ALAM

UNIVERSITAS UDAYANA

2015

I. TUJUAN

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 peranan katalis dalam suatu reaksi kimia.

II. DASAR TEORI

A. Kinetika Kimia

Kinetika kimia berasal dari kata “kinetika” yang berarti gerakan (teori

kinetika molekuler dari gas yang menjelaskan gerakan acak dari molekul-molekul

gas ). Jadi, pengertian kinetika kimia adalah bidang ilmu kimia yang mempelajari

kecepatan berlangsungnya suatu reaksi kimia. Kecepatan reaksi adalah perubahan

konsentrasi reaktan / produk per satuan waktu. Dalam kinetika kimia, hal-hal yang

akan dibahas adalah tentang kecepatan reaksi, ordo reaksi, dan mekanisme reaksi

tersebut.(chang,2004)

Pada saat proses reaksi berlangsung, molekul reaktan akan terurai

sedangkan molekul produk akan terbentuk, sehingga dapat mengamati antara

penurunan konsentrasi reaktan atau peningkatan produk. (chang,2004)

Reaksi kimia dapat berlangsung dengan laju yang bervariasi, ada yang

berlangsung sangat cepat, ada yang berlangsung sangat lambat, tetapi banyak juga

yang berlangsung dalam kecepatan yang mudah ditentukan. Kecepatan reaksi

diukur sebagai perubahan konsentrasi zat yang bereaksi per satuan waktu.

(Petrucci,1999) Dengan demikian kecepatan reaksi dapat diukur berdasarkan

pengurangan konsentrasi reaktan per satuan waktu atau pertambahan konsentrasi

produk per satuan waktu. Contoh reaksi stoikiometri sederhana :

A B

Maka, kecepatan reaksi dalam kontekas perubahan konsentrasi antara

reaktan dan produk :

V=−Δ [ A ]

Δt=

Δ[ B ]Δt

Kecepatan pembentukan produk tidak ada tanda minus (-), karena ∆[B]

bernilai positif. Contoh reaksi yang lebih kompleks :

2A B

Dua mol A menghilang untuk setiap pembentukan 1 mol B, yaitu kecepatan

menghilangnya A dua kali lebih cepat dari kecepatan muncul, sehingga kita

menulis kecepatan sebagai berikut :

V=−12

Δ [ A ]Δt

=Δ[ B ]

Δt

Untuk reaksi umum :

aA+Bb cC+dD

Kecepatan diberikan oleh :

V=−1a

Δ [ A ]Δt

=−1b

Δ [ B ]Δt

=1c

Δ [C ]Δt

= 1d

Δ [ D ]Δt

Kecepatan reaksi juga bisa dirumuskan sebagai hukum kecepatan, dimana

kecepatan merupakan fungus konsentrasi setiap zat yang mempengaruhi

kecepatan reaksi. Untuk persamaan diatas hukum kecepatannya adalah :

V=k [ A ]x [ B ] y

Dimana k adalah konstanta kecepatan, x dan y adalah ordo reaksi.

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.(http//www.google.com)

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.(http//www.google.com)

Satu fakta penting lain yang perlu diketahui adalah bahwakoefisien reaksi

tidak ada hubungannya dengan orde reaksi. Harga nhanya 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 disebutorde 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. (Petrucci,1999)

Hubungan proporsionalitas (kesebandingan) dapat diubah menjadi

kesamaan dengan menggunakan konstanta proporsional, misalnya k. Pada

kinetika kimia, k disebut konstanta kecepatanreaksi.

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.

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 diperlukanwaktu 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, (chang,2004)

Berdasarkan Orde reaksi, reaksi dibedakan menjadi :

1. Reaksi Orde Nol

Pada reaksi orde nol, kecepatan reaksi tidak tergantung pada

konsentrasi reaktan. Persamaan laju reaksi orde nol dinyatakan sebagai :

-

dAdt = k0

A - A0 = - k0 . t

A = konsentrasi zat pada waktu t

A0 = konsentrasi zat mula – mula

Contoh reaksi orde nol ini adalah reaksi heterogen pada permukaan katalis.

2. Reaksi Orde Satu

Pada reaksi per satu, kecepatan reaksi berbanding lurus dengan

konsentrasi reaktan.

Persamaan laju reaksi orde satu dinyatakan sebagai :

- dAdt = k1 [A] -

dA[ A ] = k1 dt

ln [ A 0 ][ A ] = k1 (t – t0)

Bila t = 0 A = A0

ln [A] = ln [A0] - k1 t

[A] = [A0] e-k1t

Waktu paruh (t1/2) adalah waktu yang dibutuhkan agar konsentrasi

reaktan hanya tinggal setengahnya. Pada reaksi orde satu, waktu paruh

dinyatakan sebagai :

k1 =

1t1/2 ln

11/2

k1 =

0 ,693t 1/2

3. Reaksi Orde Dua

Persamaan laju reaksi untuk orde dua dinyatakan sebagai :

-

dAdt = k2 [A]2

-

dA[ A ]2 = k2 t

1[ A ] -

1[ A 0 ] = k2 (t – t0)

Waktu paruh untuk reaksi orde dua dinyatakan sebagai :

t1/2 =

1k 2[ A 0 ]

Reaksi dapat berlangsung cepat atau lambat. Adapun faktor-faktor

yang mempengaruhi cepat dan lambatnya suatu reaksi kimia adalah :

Sifat kimia dari reaktan : pada umumnya reaksi-reaksi ionik berlangsung

cepat, sedangkan reaksi-reaksi yang melibatkan ikatan kovalen

berlangsung lebih lambat.

Kemampuan reaktan berinteraksi : dalam keadaan cair atau gas partikel-

partikel reaktan (molekul atau ion) dapat bertumbukan secara mudah satu

dengan yang lainnya.

Konsentrasi: molekul-molekul harus bertumbukan agar terjadi reaksi

dalam konteks ini laju reaksi proporsional dengan konsentrasi reaktan

Keadaan fisik: molekul-molekul harus bercampur agar dapat

bertumbukan

Temperatur: molekul harus bertumbukan dengan energi yang cukup

untuk bereaksi

Katalis : Katalis dapat diperoleh kembali tanpa mengalami perubahan

kimia. Katalis berperan dengan menurunkan energi aktifasi. Sehingga

untuk membuat reaksi terjadi, tidak diperlukan energi yang lebih tinggi.

Dengan demikian, reaksi dapat berjalan lebih cepat. Karena katalis tidak

bereaksi dengan reaktan dan juga bukan merupakan produk, maka katalis

tidak ditulis pada sisi reaktan atau produk.

B. Reaksi Iodin Clock

Adapun reaksi yang sangat menarik antara ion iodat (IO3-), ion sulfit (SO3

-)

membentuk ion Iodida (I-) dan Ion Sulfat (SO42-).

IO3- + 3SO3

- I- + 3SO42-

Dalam reaksi ini, ion sulfit bertindak sebagai penentu reaksi, karena apabila

dia habis bereaksi maka ion iodat yang berlebih akan bereaksi dengan ion iodida

membentuk Iodium (I2) yang berwarna coklat.

IO3- +5I- +6H+ 3I2 +3H2O

Dengan terbentuknya Iodium perubahan warna larutan sangat nyata,

sehingga reaksi ini disebut reaksi “iodine clock”. Untuk mengintesifkan warna

Iodium diperlukan indicator amilum (kanji) sehingga menghasilkan warna biru

kehitaman. Timbulnya warna ini menandakan adanya ion I-.

(http//www.google.com)

Efek Katalis

Katalis adalah suatu senyawa yang dapat menaikkan laju reaksi, tetapi tidak

ikut menjadi reaktan / produk dalam sistem itu sendiri. Setelah reaksi selesai,

katalis dapat diperoleh kembali tanpa mengalami perubahan kimia. Katalis

berperan dengan menurunkan energi aktifasi. Sehingga untuk membuat reaksi

terjadi, tidak diperlukan energi yang lebih tinggi. Dengan demikian, reaksi dapat

berjalan lebih cepat. Karena katalis tidak bereaksi dengan reaktan dan juga bukan

merupakan produk, maka katalis tidak ditulis pada sisi reaktan atau produk.

Umumnya katalis ditulis di atas panah reaksi yang membatasi sisi reaktan dan

produk. Contohnya pada reaksi pembuatan oksigen dari dekomposisi termal

KClO3, yang menggunakan katalis MnO2.(http//www.google.com)

2KClO3 2 KCl + 3 O2

Katalis terbagi menjadi dua golongan besar, yaitu

1. Katalis Homogen

Suatu katalis disebut homogen apabila berada dalam fasa yang sama

dengan reaktan maupun produk reaksi yang dikatalisa. Katalis ini berperan

sebagai zat antara dalam reaksi. Contohnya adalah efek katalis HBr pada

dekomposisi termal t-butil alkohol, (CH3)3COH, yang menghasilkan air dan

isobutilen, (CH3)2C=CH2.

Reaksi : (CH3)3COH (CH3)2C=CH2 + H2O

Tanpa penggunaan katalis, reaksi ini berlangsung sangat lambat, bahkan

pada suhu tinggi sekalipun. Hal ini disebabkan karena reaksi ini memiliki

energi aktifasi yang sangat tinggi, yaitu 274 kJ/mol. Dengan menggunakan

HBr, energi aktifasi akan turun menjadi 127 kJ/mol, dan reaksi menjadi

(CH3)3COH + HBr (CH3)3CBr + H2O

(CH3)3CBr (CH3)2C=CH2 + HBr

Kelemahan dari katalis homogen ini adalah ketika reaksi selesai, diperlukan

perlakuan kimia selanjutnya untuk memisahkan katalis dari campuran reaksi.

MnO2

2. Katalis Heterogen

Katalis heterogen adalah katalis yang fasanya tidak sama dengan reaktan

atau produk reaksi yang dikatalisa. Katalis heterogen biasanya berfungsi

sebagai permukaan tempat terjadinya reaksi. Contohnya adalah reaksi antara H2

dan O2 pada permukaan logam. Logam berfungsi sebagai permukaan adsorben

dimana H2 dan O2 akan menempel dan bereaksi.

Dalam suatu reaksi, ada beberapa faktor yang mempengaruhi cepat atau

lambatnya reaksi tersebut berjalan. Berikut faktor-faktor yang mempengaruhi

laju reaksi

1. Luas permukaan sentuhan/ Ukuran partikel

“Luas permukaan mempercepat laju reaksi karena semakin luas

permukaan zat, semakin banyak bagian zat yang saling bertumbukan dan

semakin besar peluang adanya tumbukan efektif menghasilkan

perubahan”. “Semakin luas permukaan zat, semakin kecil ukuran partikel

zat. Jadi semakin kecil ukuran partikel zat, reaksi pun akan semakin

cepat”.

2. Konsentrasi

Konsentrasi mempengaruhi laju reaksi, karena banyaknya partikel

memungkinkan lebih banyak tumbukan, dan itu membuka peluang

semakin banyak tumbukan efektif yang menghasilkan perubahan.

“Hubungan kuantitatif perubahan konsentrasi dengan laju reaksi tidak

dapat ditetapkan dari persamaan reaksi, tetapi harus melalui percobaan”.

Dalam penetapan laju reaksi ditetapkan yang menjadi patokan adalah laju

perubahan konsentrasi reaktan.

3. Suhu

Kenaikan suhu dapat mempercepat laju reaksi karena dengan naiknya suhu

energi kinetik partikel zat-zat meningkat sehingga memungkinkan semakn

banyaknya tumbukan efektif yang menghasilkan perubahan.

4. Katalis

Katalis adalah suatu zat yang mempercepat suatu laju reaksi, namun ia

sendiri, secara kimiawi, tidak berubah pada akhir reaksi. Ketika reaksi

selesai, kita akan mendapatkan massa katalasis yang sama seperti pada

awal kita tambahkan.

Ada 2 jenis katalis :

a. Katalis aktif yaitu katalis yang ikut terlibat reaksi dan pada akhir

rekasi terbentuk kembali.

b. Katalis pasif yaitu katalis yang tidak ikut bereaksi, hanya sebagai

media reaksi saja.

III. ALAT DAN BAHAN

A. Bahan

Pb(NO3)2

K2CrO4

KIO3

Na2S2O3

Na2C2O4

KMnO4

H2SO4

Larutan Kanji

Aquades

B. Alat:

Tabung Reaksi

Labu Takar

Gelas Becker

Pengaduk

Stop Watch

IV. LANGKAH KERJA

Percobaan 1 : Reaksi Cepat dan Reaksi Lambat

A. Reaksi Pengendapan Timbal Kromat

3mL Larutan Pb(NO3)2 0,1 M dimasukkan ke dalam tabung reaksi.

Sambil diaduk dimasukkan 1 mL larutan K2CrO4 0,1 M. Kemudian waktu

mulai pencampuran sampai timbul endapan dicatat.

B. Reaksi Ion permanganat dengan ion oksalat

5 mL larutan Na2C2O4 0,1 M dimasukkan ke dalam tabung reaksi.

Sambil diaduk larutan H2SO4 1M dimasukkan ke dalam tabung reaksi yang

sudah terdapat larutan Na2C2O4, kemudian dimasukkan 1 tetes larutan

KMnO4 0,1 M.

Waktu dicatat mulai pencampuran hingga larutan berubah menjadi bening.

Setelah larutan bening, ditambahi kembali 1 tetes KMnO4 dan diulang

langkah 2 hingga telah diteteskan 6 kali KMnO4.

Percobaan 2: Reaksi Iodine-Clock

Pada percobaan berikut ini saudara akan mengamati kecepatan reaksi

pembentukan 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. Saudara akan mengamati

kecepatan reaksi, terhadap berbagai konsentrasi reaktan yang dicampurkan.

Larutan standar berikut disiapkan :

a. larutan KIO 0,02 M

b. Larutan Na2SO3 0,01 M yang diberi asam dan kanji ( 1,3 g Na2SO3 ditambah 10

mL H2SO4 6M dan 5 gr larutan kanji).

Reaksi ini dikerjakan dalam gelas kimia 250 mL. Batang pengaduk dan

pencatat waktu disiapkan. Larutan A dan Larutan B disiapkan, pada masing-

masing tabung atau ghelas 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 pencampuran larutan

terlebih dahulu didinginkan sampai mencapai suhu 150C. Setelah

pencampuran, waktu yang diperlukan untuk terbentuknya iodine dan suhu

campuran dicatat.

8. Komposisinya sama dengan campuran 1 tapi sebelum dicampurkan larutan

A dan larutan B dipanaskan terlebih dahulu sampai suhu 450C.

V. HASIL PENGAMATAN

Percobaan 1: Reaksi Cepat dan Reaksi Lambat.

A. Reaksi Pengendapan Timbal Kromat

No. Pb(NO3)2 0,1 M K2CrO4 0,1 M Waktu (detik)

1. 3 mL 1 mL 4,31

2. 3 mL 1 mL 4,45

3. 3 mL 1 mL 5,10

B. Reaksi Ion Permanganat dan Ion Oksalat

No. Na2C2O4 0,1 M KMnO4 0,1 M Waktu (detik)

1. 2 mL 1 tetes pertama 80

2. 2 mL 1 tetes kedua 40

3. 2 mL 1 tetes ketiga 75

4. 2 mL 1 tetes keempat 60

5. 2 mL 1 tetes kelima 37

6. 2 mL 1 tetes keenam 25

7. 2 mL 1 tetes ketujuh 30

8. 2 mL 1 tetes kedelapan 27

9. 2 mL 1 tetes kesembilan 20

10. 2 mL 1 tetes kesepuluh 16

Percobaan 2. Reaksi Iodin-Clock.

No.

Larutan A

KIO3 0,02 M

(mL)

Larutan B

Na2S2O3 0,01 M

(mL)

Air

(mL)Suhu

Waktu

(detik)

1. 10 10 - Kamar 2

2. 10 20 70 Kamar 6,05

3. 10 30 60 Kamar 4,47

4. 20 10 70 Kamar 6,28

5. 30 10 60 Kamar 2,40

6. 10 10 80 Kamar 6,25

7. 10 10 - 15oC 1,37

8. 10 10 - 45oC 1,39

VI. PEMBAHASAN

Percobaan Kinetika Kimia kali ini dilakukan dengan tujuan untuk

mengamati dan menentukan kecepatan reaksi dan hukum kecepatan reaksi dari

suatu reaksi kimia, mengamati pengaruh konsentrasi dan temperatur terhadap

kecepatan suatu reaksi, serta memahami peranan katalis dalam suatu reaksi kimia.

Dalam melakukan percobaan ini, kita memerlukan pencatat waktu untuk mencatat

waktu yang diperlukan untuk bereaksi. Percobaan ini dibagi menjadi 2, percobaan

1 yaitu reaksi cepat dan reaksi lambat, sedangkan percobaan 2 yaitu Reaksi Iodin-

clock. Untuk reaksi cepat pada percobaan 1, dilakukan percobaan pengendapan

timbal kromat (PbCrO4), sedangkan untuk reaksi lambat dilakukan percobaan ion

permanganat (MnO4-) dengan ion oksalat (C2O4

2-).

Percobaan 1. Reaksi Cepat dan Reaksi Lambat.

A. Reaksi pengendapan timbal kromat.

Pada reaksi ini kita mencari waktu yang diperlukan untuk membentuk suatu

endapan timbal kromat Percobaan ini dilakukan sebanyak 3 kali dengan volume

yang sama dan konsentrasi reaktan yang sama. 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- timbal kromat yang tidak larut dalam

air. Adapun reaksi antara larutan Pb(NO3)2 dengan larutan K2CrO4 sebagai berikut:

Pb2+ + CrO42- PbCrO4

Pada percobaan pertama didapatkan waktu yang diperlukan untuk

membentuk endapan timbal kromat sebesar 4,31 detik. Percobaan kedua

memerlukan waktu 4,45 detik untuk membentuk endapan timbal kromat. Dan

percobaan ketiga memerlukan waktu 5,10 detik untuk membentuk endapan timbal

kromat. Dari hasil tersebut pada percobaan pertama dan kedua memerlukan waktu

yang lebih singkat dari percobaan ketiga.

Hal ini disebabkan karena suhu pada ruangan mungkin saja bisa berubah-

ubah. Jika suhu ruangan meningkat, maka akan menaikkan energi rata-rata

molekul, sehingga fraksi molekul yang mencapai energi pengaktifan bertambah

sehingga laju reaksi akan semakin cepat. Selain itu dipengaruhi oleh kecepatan

praktikan mencampurkan reaktan tersebut. Semakin cepat praktikan mencampur

reaktan maka semakin cepat laju reaksi dan sebaliknya.

B. Reaksi ion permanganat dan ion oksalat.

Pada reaaksi ion permanganat dengan ion oksalat, praktikan mencampur

Na2C2O4 dan KMnO4.Perubahan reaksi yang terjadi ini adalah perubahan warna

dari bening menjadi ungu kemudian coklat dan bening kembali. Dengan volume

2mL Na2C2O4 , praktikan meneteskan 1 tetes KMnO4 secara bertahap. Pada tetesan

pertama praktikan mendapatkan waktu 80 detik, pada tetesan kedua 40 detik,

tetesan ketiga 75 detik, tetesan ke empat 60 detik, tetesan kelima 37 , tetesan

keenam 25 detik, tetesan ketujuh 30 detik, tetesan kedelapan 27 detik, tetesan

kesembilan 20 detik dan tetesan kesepuluh 16 detik. Hal ini menunjukkan

semakin banyak volume larutan yang ditambahkan, maka reaksi akan

membutuhkan waktu yang singkat. Dimana reaktan yang dalam keadaan

konsentrasi yang sama, laju reaksinya dipengaruhi oleh jumlah zat/larutan yang

ditambahkan karena semakin banyak jumlah zat, maka semakin banyak pula

molekul-molekul yang saling bertumbukan sehingga kecepatan reaksi juga

meningkat dan waktu yang dibutuhkan selama bereaksi semakin sedikit, begitu

pula sebaliknya.

Percobaan 2. Reaksi Iodine Clock

Percobaan ini dilandasi oleh reaksi iodine-clock dan faktor-faktor yang

mempengaruhi laju reaksi. Pada percobaan ini digunakan larutan A, dimana

larutan A didalamnya merupakan larutan KIO3 0,02 M dan larutan B, dimana

larutan B didalamnya berisi larutan Na2SO3 0,01 M yang diberi asam dan kanji

(1,3 gr Na2SO3, ditambah 10 ml H2SO4 6 M dan 5 gr larutan kanji).

Dalam percobaan ini diamati kecepatan reaksi pembentukan iodine 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 percobaan kedua yang kami

lakukan, yaitu untuk reaksi iodine-clock. Reaksi yang berlangsung antara ion

iodat (IO3-) dan ion sulfit (SO3

2-) akan membentuk ion (I-) dan Ion sulfat (SO4-)

IO3- + 3SO3

2- I- + 3SO42-

Bila ion iodat yang bereaksi dalam kondisi berlebih, maka reaksi yang

terjadi akan berlanjut seperti ini:

IO3- + 5I- + 6H+ 3I2 + 3H2O

Pada reaksi ini, dilakukan sebanyak 8 kali pengamatan dengan variasi

yang berbeda. Dimana pada Reaksi ini menyebabkan larutan berwarna biru

kehitaman yang menandakan adanya ion I- pada larutan yang digunakan. Waktu

yang diperlukan dalam reaksi iodine-clock ini sangat beragam mulai dari 2 detik,

6,05 detik, 4,47 detik, 6,28 detik, 2,40 detik, dan 6,25 detik. Perbedaan ini

dikarenakan adanya perbedaan volume

Hal tersebut terjadi karena letak molekulnya akan menjadi renggang dan

berjauhan sehingga lebih sukar bertumbukan dan tumbukan yang terjadi lebih

sedikit jika di bandingkan pencampuran kedua larutan tanpa di tambah air yang

jauh lebih banyak tumbukannya. Sedangkan penambahan volume larutan A

(KIO3) dengan molaritas sebesar 0,02 M mampu mempengaruhi laju reaksi untuk

lebih cepat. Berarti besar konsentrasi dan volume suatu pereaktan akan

berbanding lurus dengan kecepatan laju reaksi.

Pada pengamatan yang ke tujuh, larutan didinginkan terlebih dahulu

sebelum direasikan. Larutan A 10 mL dan larutan B 10 mL didinginkan hingga

mencapai suhu 150C, kemudian dicampur dan bereaksi dengan waktu 1,37 detik.

Sedangkan untuk pengamatan ke-8 larutan A dan B dipanaskan terlebih dahulu.

Larutan A sebanyak 10 mL dan larutan B sebanyak 10 mL dipanaskan hingga

mencapai suhu 450C, kemudian direasikan. Waktu yang diperlukan untuk bereaksi

yaitu hanya 1,39 detik. Larutan yang sebelum direaksikan didinginkan terlebih

dahulu memerlukan waktu yang lebih lambat daripada larutan yang dipanaskan

terlebih dahulu sebelum direaksikan. Hal ini membuktikan bahwa suhu

mempengaruhi kecepatan suatu reaksi. Dimana semakin tinggi temperatur atau

suhu, maka laju reaksi juga semakin cepat

VIII. KESIMPULAN

1. Kinetika kimia adalah suatu ilmu yang membahas tentang laju (kecepatan)

dan mekanisme reaksi dalam reaksi kimia.

2. Kecepatan suatu reaksi berbanding lurus dengan konsentrasi reaksi. Jika

konsentrasinya tinggi maka kecepatan laju reaksinya juga tinggi. Karena

semakin tinggi konsentrasinya, semakin banyak molekul-molekul yang

bertumbukan, maka reaksi akan menjadi lebih cepat.

3. Kecepatan suatu reaksi berbanding lurus dengan kenaikan temperatur. Hal

ini disebabkan semakin tinggi temperatur, semakin cepat gerakan partikel –

partikel penyusun reaktan dan semakin besar pula kemungkinan partikel –

partikel tersebut bertumbukan.

4. Faktor lain yang dapat mempengaruhi besarnya kecepatan suatu reaksi

adalah kehadiran suatu katalis dalam reaksi kimia dimana katalis hanya

digunakan untuk mempercepat reaksi tanpa harus ikut bereaksi dimana

katalis memperbesar kecepatan reaksi dengan jalan memperkecil energi

pengaktifan suatu reaksi dan dibentuknya tahap-tahap reaksi yang baru.

DAFTAR PUSTAKA

Chang, Raymond. 2004. Kimia Dasar : Konsep-Konsep Inti, Edisi Ketiga.

Jakarta : Erlangga.

Petrucci, Ralph.H. 1999. Kimia Dasar – Prinsip dan Terapan Modern Edisi

Keempat Jilid. Jakarta : Erlangga.

Tim Laboratorium Kimia Dasar. 2015. Penuntun Praktikum Kimia Dasar II.

Bukit Jimbaran : Jurusan Kimia, F.MIPA, UNUD.

Google. 2015. Kinetika Kimia.

https://www.google.com/url?

sa=t&rct=j&q=&esrc=s&source=web&cd=2&ved=0CDMQFjAB&url=http%3A

%2F%2Fchemistry.comuf.com. (Diakses pada 28 Maret 2015)