percobaan ii (kinetika kimia)

ABSTRAK

Telah dilakukan percobaan berjudul “Kinetika Kmia”. 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 : 1. Pencampuran logam Mg dalam larutan HCl yang berprinsip dapat

menjelaskan mekanisme reaksi serta tanda-tanda reaksi kimia. 2. Pencampuran

H2C204, KMnO4, H2O dengan metode titrasi dengan mengamati berapa waktu

yang diperlukan sampai larutan berubah warna menjadi kuning. Pada percobaan

pertama dihasilkan logam Mg paling cepat habis bereaksi pada konsentrasi 2 M

dengan mendapatkan orde reaksi, m = 2. Sedangkan pada percobaan kedua

didapatkan waktu yang dibutuhkan sampai warna larutan berubah warna menjadi

kuning paling cepat pada erlenmeyer ke 2 karena volume H2C2O4 paling

berpengaruh dengan dihasilkan m = 1 untuk H2C2O4 dan m = 0,4 untuk KMnO4

.

1

PERCOBAAN II

REAKSI KIMIA : KINETIKA KIMIA

I. Tujuan PercobaanI.1 Mampu menjelaskan tanda-tanda reaksi kimiaI.2 Mampu menetukan laju dan orde reaksi

II. Dasar TeoriII.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)

II.2 Reaksi KimiaReaksi 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 endapanContoh :Pb(CH3COO)2(aq) + H2SO4(aq) CH3COOH(aq)+ PbSO4 (s)

c. Perubahan suhuContoh : NaOH (aq) + H2SO4 (aq) Na2SO4(aq) + 2 H2O(aq)

d. Perubahan warnaContoh : 2 HCl (aq) + CuSO4 (aq) H2SO4 (aq) + CuCl2 (aq)

(Keenan, 1992)

2

II.3 Macam-macam Reaksi KimiaBerdasarkan gejala yang ditimbulkan, reaksi kimia

dibedakan atas:II.3.1 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 + H2Oasam 1 basa 2 basa 1 asam 2

(Rivai, 1995)II.3.2 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)II.3.3 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 NaClGejala lain dalam reaksi ialah terbantuknya elektrolit yang sangat kecil daya analisanya.

(Brady, 1994)

3

II.3.4 Reaksi Pembentukan KompleksPembentukan 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)

II.3.5 Reaksi Pertukaran MuatanReaksi 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)II.3.6 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)II.4 Laju Reaksi

Laju reaksi yaitu perubahan konsentrasi konsentrasi reaktan atau produk terhadap waktu (m/s). Setiap reaksi dapat dinyatakan dengan persamaan umum,Reakta ProdukPersamaan ini, memberitahukan bahwa selama berlangsungnya suatu reaksi, molekul reaktan bereaksi sedangkan molekul produk terbentuk.

4

A BMenurut 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)II.5 Faktor-faktor Yang Mempengaruhi Laju Reaksi

II.5.1 Luas Permukaan Bidang SentuhSemakin 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)II.5.2 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)II.5.3 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)

5

II.5.4 KatalisKatalis 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)

II.5.5 KonsentrasiPerubahan 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) II.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

Laju reaksi

Laju reaksi

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 reaksiUntuk reaksi umum :aA + bB cC + Dd

6

(Keenan, 1990)

2.7 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 bahwaax = b dengan a = perbesaran konsentrasiay = b b = perbesaran laju reaksiMetode ini memiliki kelemahan, yaitu hanya bisa digunakan jika ada data yang sama.

b) Metode Komparatif (Perbandingan)Metode ini membandingkan persamaan kecepatan reaksi

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 GrafikBila 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.

2.7.1 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.

7

(Khopkar,1990)

2.7.2 Reaksi Orde SatuJika 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)

2.7.3 Reaksi Orde KeduaJika 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.

8

V

[A]

V

[A]

V

M

(Khopkar, 1990)

2.8 Hukum Laju dan Kostanta LajuLaju 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. Persamaan sejenis ini yang ditentukan secara eksperimen disebut hokum 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)

2.9 Teori TumbukanLaju reaksi dapat diperoleh dengantiga faktor berikut :

1) Faktor Energi TumbukanJumlah keseluruhan tumbukan antara partikel reaktan dalam volume dari waktu yang diberikan.

2) Faktor Energi TumbukanFraksi partikel reaktan yang menumbuk dengan energi aktivasi yang cukup untuk memulai reaksi.

3) Faktor Geometri TumbukanFraksi 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) 2.10 Kecepatan Reaksi

Kecepatan reaksi dinyatakan sebagai perubahan konsentrasi atau hasil reaksi persatuan waktu. Laju reaksi dapat dinyatakan

9

sebagai laju berkurangnya konsentrasi suatu reaktan atau bertambahnya suatu produk. Dapat ditulis :

V = V =

Dengan V = kecepatan laju reaksi[A] = konsentrasi A[B] = konsentrasi Bt = waktu

(Sastrohamidjojo, 2001)

2.11 Energi AktivasiReaksi 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)

2.12 Analisa Bahan2.12.1 Logam Mg

Berwarna putih mengkilap Pada suhu biasa mudah diserbukkan Pada suhu tinggi (450oC – 550oC) amat lunak Larut dalam asam encer Mudah dioksidasi, mudah terbakar Nyala dalam cahaya yang menyilaukan 2Mg(s) + O2(g) 2MgO(s)

(Basri, 1996)2.12.2 Asam Klorida (HCl)

Merupakan asam kuat Tidak berwarna Mudah larut dalam air Baunya menusuk hidung hingga berbahaya bagi

pernapasan

10

Tidak larut dalam alcohol Dapat melarutkan logam-logam mulia Bahan baku membuat plastic

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

(Vogel, 1985)2.12.3 KMnO4

Berwarna ungu Titik dekomposis Larut dalam air Digunakan dalam volumetrik dan agen oksida

(Bird,1987)

2.12.4 Asam Oksalat (H2C2O4) Asam organik dan bersifat toksik Merupakan zat padat hablur Tidak berwarna Titik leleh 100oC Dapat bereaksi dengan basa menghasilkan garam dan air

(Basri, 2000)

2.12.5 Aquadest

Sifat fisik : Berbentuk cair, tidak berwarna, tidak berbau, tidak berasa, titik didih 100oC, titik beku 0oCSifat 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)

III. Metode Percobaan

3.1 Alat dan Percobaan

3.1.1 Alat

– Tabung reaksi– Erlenmeyer– Gelas beker

11

– Gelas ukur– Pipet tetes– Stopwatch– Labu ukur

3.1.2 Bahan

– Pita Mg– HCl– H2C2O4

– KMnO4

– Aquadest

3.2 Gambar Alat

Gelas beker tabung reaksi labu ukur stopwatch

Gelas ukur Pipet tetes elenmeyer

12

Buret

3.3 Skema Kerja

3.2.1 Kinetika Reaksi logam Mg dengan HCl

13

10 mL HCl 2 M

Gelas beker

Penambahan pita Mg

Pencatatan waktu

Pengulanga 2 kalihasil

14

10 mL HCl 2 M

Labu ukur

Pengenceran menjadi 1,8 M

Penuangan 10 mL HCl

hasil

Gelas beker

10 mL HCl 1,8 M

Pemasukan pita Mg

Pencatatan waktu sampai Mg habis

Perulanga 2 kali

10 mL HCl 2 M

Labu ukur

hasil

Gelas beker

10 mL HCl 1,6 M


Penuangan 10 mL HCl

Pemasukan pita Mg


Perulanga 2 kali

10 mL HCl 2 M

Labu ukur

Pengenceran menjadi 1, 4M

Penuangan 10 mL HCl

hasil

Gelas beker

10 mL HCl 1,4 M

Pemasukan pita Mg


Perulanga 2 kali

10 mL HCl 2 M

Labu ukur

hasil

Gelas beker

10 mL HCl 1,2 M


Penuangan 10 mL HCl

Pemasukan pita Mg


Perulanga 2 kali

3.3.2 Kinetika reaksi ion permanganat dengan asam oksalat

15

10 mL HCl 2 M

Labu ukur


Penuangan 10 mL HCl

hasil

Gelas beker

10 mL HCl 1,0 M

Pemasukan pita Mg


Perulanga 2 kali

10 mL HCl 2 M

Labu ukur

hasil

Gelas beker

10 mL HCl 0,8 M


Penuangan 10 mL HCl

Pemasukan pita Mg


Perulanga 2 kali

10 mL HCl 2 M

Labu ukur


Penuangan 10 mL HCl

hasil

Gelas beker

10 mL HCl 0,6 M

Pemasukan pita Mg


Perulanga 2 kali

Erlenmeyer 1

10 ml H2C2O4 + 12 ml aquadest

Erlenmeyer 50 ml– Penyiapan buret yang berisi KMnO4 0,1 M– Penggoyangan campuran hingga homogen– Penambahan 2 ml KMnO4 0,1 M– Pencatatan waktu sampai terjadi perubahan

warna– Pengamatan

Erlenmeyer 2


Erlenmeyer 50 ml– Penyiapan buret yang berisi KMnO4 0,7 M– Penggoyangan campuran hingga homogen– Penambahan 2 ml KMnO4 0,1 M– Pencatatan waktu sampai terjadi perubahan

warna– Pengamatan

Erlenmeyer 3


Erlenmeyer 50 ml– Penyiapan buret yang berisi aquadest– Penggoyangan campuran hingga homogen– Penambahan 2 ml KMnO4 0,1 M– Pencatatan waktu sampai terjadi perubahan

warna

16

hasil

hasil

– Pengamatan

IV. Data Pengamatan

4.1 Kinetika reaksi logam Mg dengan HCl

[ HCl ] Pita Mg( cm )

Percobaan 1 Percobaan 2 Keterangan

t 1/t t 1/t

2,01,81,61,41,21,00,80,6

0,50,50,50,50,50,50,50,5

41477095112193252427

0,0240,0210,0140,0100,0080,0050,0030,002

425582102 131209288553

0,0240,0180,0120,0090,0070,0040,0030,001

Timbul gelembung dan

gas H2

4.2 Kinetika reaksi ion permanganat dengan asam oksalat

Percobaan pada

Erlenmeyer ke –

H2C2O4 KMnO4 t Ket

ml M ml M tt(rata-rata)

I

II

III

10,0010,0010,00

20,0020,0020,00

10,0010,0010,00

0,70,70,7

0,70,70,7

0,70,70,7

2,002,002,00

2,002,002,00

4,004,004,00

0,10,10,1

0,10,10,1

0,10,10,1

3,424,093,41

2,022,113,38

3,413,383,52

3,64

2,50

3,44

Warna larutan kuning



17

hasil

Perhitungan

1. Kinetika reaksi logam magnesium dengan asam klorida

M1 . V1= M2 . V2

2,0 . V1 = 1,8 . 25

V1 =

= 22,5 ml

M1 .V1 = M3 .V3

2,0 . V1 = 1,6 . 25

V1 =

= 20,0 ml

M1 .V1 = M4 . V4

2,0 . V1 = 1,4 . 25

V1 =

= 17,5 ml

M1 . V1 = M5 . V5

2,0 . V1 = 1,2 . 25

V1 =

= 15,0 ml

M1 . V1= M6 . V6

2,0 . V1 = 1,0 . 25

V1 =

= 12,5 ml

M1 . V1= M7 .V7

2,0 . V1 = 0,8 . 25

18

V1 =

= 10,0 ml

M1 . V1= M8 .V8

2,0 . V1 = 0,6 . 25

V1 =

= 7,5 ml

Sumbu x = log [HCl] , sumbu y = log 1/t

pengukuran [HCl] 1/t log [HCl] log 1/t x . y x2

(i) (M) (1/s) x y

1 2 0,0241 0,301 -1,618 -0,489 0,091

2 1,8 0,01975 0,2553 -1,704 -0,435 0,065

3 1,6 0,0131 0,2041 -1,883 -0,384 0,042

4 1,4 0,01015 0,1461 -1,994 -0,291 0,021

5 1,2 0,00825 0,0792 -2,084 -0,165 0,006

6 1 0,005 0 -2,301 0 0

7 0,8 0,00375 -0,0970 -2,426 0,235 0,009

8 0,6 0,00205 -0,2218 -2,688 0,596 0,049

∑ 0,6669 -16,70 -0,933 0,283

m =

19

=

=

=

= 2,019

y = mx + c

y = 2,019 x + c

-1,618 = 2,019 ( 0,301 ) + c

c = -1,618 – 0,608

c = -2,226 ; maka persamaannya menjadi y = 2,019 x – 2,226

2. Kinetika reaksi ion permanganat dengan asam oksalat

M0 adalah [H2C2O4] mula-mula yaitu 0,7 M

M0 . V0= M1 . V1

0,7 . 10 = M1 . 22

M1 =

= 0,32 M

M0 . V0= M2 . V2

0,7 . 20 = M2 . 22

M2 =

= 0,64 M

M0 . V0= M3 . V3

0,7 . 10 = M3 . 20

M3 =

= 0,35 M

20

Sumbu log x = [H2C2O4] , sumbu y = log 1/t

pengukuran [H2C2O4] 1/t log [H2C2O4] log 1/t x.y x2

(i) (M) (1/s) x y

1 0,32 0,00427 -0,495 -2,340 1,160 0,245

2 0,64 0,00788 -0,194 -2,103 0,408 0,038

3 0,35 0,00447 -0,456 -2,350 1,072 0,208

∑ -1,145 -6,793 2,640 0,491

m =

=

=

=

= 0,864

y = mx + c

y = 0.864 x + c

-2,340 = 0,864 (-0,495) + c

c = -2,340 + 0,43

c = -1,910 ; maka persaman menjadi y = 0,864 x – 1,910

M0 adalah [KMnO4] mula-mula yaitu 0,1 M

M0 . V0= M1 . V1

0,1 . 2 = M1 . 14

M1 =

21

= 0,014 M

M0 . V0= M2 . V2

0,1 . 2 = M2 . 4

M2 =

= 0,05 M

M0 . V0= M3 . V3

0,1 . 2 = M3 . 14

M3 =

= 0,014 M

pengukuran [KMnO4] 1/t log [KMnO4] log 1/t x.y x2

(i) (M) (1/s) x y

1 0,014 0,00427 -1,854 -2,340 4,34 3,44

2 0,05 0,00788 -1,301 -2,103 2,74 1,69

3 0,014 0,00447 -1,854 -2,350 4,36 3,44

∑ -5,009 -6,793 11,44 8,57

m =

=

=

=

= 0,48

y = mx + c

22

y = 0,48 x + c

-2,340 = 0,48 (-1,854) + c

c = -2,340 + 0,89

c = -1,45 ;

maka persaman menjadi y = 0,48 x – 1,45

Grafik Laju reaksi

Grafik log [HCl] vs log 1/t

Grafik log ([HCl])2 vs log 1/t

23

Grafik log [H2C2O4] vs log 1/t

Grafik log [ KMnO4] vs log 1/t

24

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 [HCl]2 dengan log 1/t menyatakan hubungan tingkat

reaksi HCl. HCl mempunyai orde reaksi 2 sehingga dapat digambarkan

dalam 2 grafik.

3) Grafik ke 3 hubungan log M campuran dengan log 1/t.

Konsentrasi berpengaruh terhadap waktu. Semakin besar konsentrasi

larutan, waktu yang dibutuhkan untuk larutan berubah warna menjadi

agak coklat semakin kecil. Grafik mendekati literatur karena menunjukkan

grafik linier.

V. Pembahasan

Telah dilakukan percobaan berjudul “Kinetika Kimia”. Tujuan dari

percobaan ini adalah mampu menjelaskan tanda-tanda reaksi kimia serta mampu

25

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.

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

temperature, katalis, dan konsentrasi.

26

(Keenan,1991)

5.1 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.

Dilakukan pemasukkan logam Mg ke dalam larutan HCl dengan berbagai

konsentrasi. Berikut adalah reaksi antara logam Mg dengan HCl :

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

(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. HCl merupakan oksidator yang mampu

mengoksidasi logam Mg menjadi Mg 2+, 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

27

-1

0

0

+2reduksi

oksidasi

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

diperoleh orde mendekati 2, yaitu 2,019.

Hal ini 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

28

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 = 2,019 x – 2,226. Dari persamaan

tersebut didapatkan orde reaksi HCl sebesar 2 dan tetapan laju reaksi sebesar. Jadi

hukum atau persamaan laju reaksi untuk reaksi ini adalah : V= k [HCl]2

5.2 Kinetika Reaksi ion Permanganat dengan Asam Oksalat

Tujuan percobaan ini adalah untuk menentukan tingkat reaksi antara asam osalat 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

-) 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

29

+4

+7

+3

+4reduksi

oksidasi

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 =

0,843x – 1,942 dan y = 0,437x – 1,533. Dan reaksi tercepat pada Elenmeyer 2,

karena konsentrasi H2C2O4 lebih besar yang merupakan reduktor dari reaksi

tersebut. Semakin cepat pula mengalami oksidasi.

VI. Penutup

6.1 Kesimpulan

a. Reaksi antara HCl dan Mg merupakan reaksi pembentukan gas dengan

menghasilkan gas H2.

b. 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.

c. Orde reaksi HCl adalah 2

d. Tingkat reaksi H2C2O4 dengan KMnO4 sebesar 1 dan 0,4

6.2 Saran

a. Teliti dalam mengencerkan HCl berbagai konsentrasi agar tidak terjadi

kekeliruan.

b. Teliti dalam pengamatan perubahan warna yang terjadi antara ion permanganat dengan asam oksalat.

30

VII. 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.

Miller, 1987, “Chemistry A Basic Introduction 4th edition”,Wadsorth

Publishing Company , California.

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.

31

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.

VIII. LAMPIRAN

Kelompok 1

a. Kinetika Reaksi Logam Mg dengan HCl

HCl

[M]

Pita Mg

(cm)

Percobaan I

t (s)

Percobaan 2

t (s)

t rata-rata

(s)

1/t

rata-rata

2,0 0,5 - - - -

1,8 0,5 63 58 60,5 0,016

1,6 0,5 63 55 59 0,017

1,4 0,5 75 86 80,5 0,012

1,2 0,5 111 98 104,5 0,009

1,0 0,5 120 112 116 0,008

0,8 0,5 203 204 203,5 0,004

0,6 0,5 553 501 527 0,002

32

b. Kinetika Reaksi Asam Oksalat dengan KMnO4

Erlenmeyer H2C2O4

(ml)

KMnO4

(ml)

H2O

(ml)

t (s) 1/t

1 10

10

10

2

2

2

12

12

12

162 0,006

2 20

20

20

2

2

2

2

2

2

174 0,006

3 10

10

10

4

4

4

10

10

10

300 0,003

Kelompok 3


HCl

[M]

Pita Mg

(cm)

Percobaan I

t (s)

Percobaan 2

t (s)

t rata-rata

(s)

1/t

rata-rata

2,0 0,5 32,38 59,61 55,995 0,018

1,8 0,5 62 61 61,6 0,016

1,6 0,5 59 64 61,5 0,016

33

1,4 0,5 68 67,31 67,775 0,014

1,2 0,5 111,21 112,17 111,69 0,009

1,0 0,5 113,41 153 133,205 0,008

0,8 0,5 210 155 182,5 0,005

0,6 0,5 447 477 462 0,002

b. Kinetika Pereaksi Ion Permanganat dengan Asam Oksalat

Erlenmeyer H2C2O4

(ml)

KMnO4

(ml)

H2O

(ml)

t (s) t rata-

rata (s)

1/t rata-

rata

1 10

10

10

2

2

2

12

12

12

173

191

202

188,67 0,005

2 20

20

20

2

2

2

2

2

2

179,90

171,99

159,69

170,4 0,006

3 10

10

10

4

4

4

10

10

10

247

252

243

247,3 0,004

34

Kelompok 4


HCl

[M]

Pita Mg

(cm)

Percobaan I

t (s)

Percobaan 2

t (s)

t rata-rata

(s)

1/t

rata-rata

2,0 0,5 27,88 27,43 27,655 0,036

1,8 0,5 42,85 43,63 43,24 0,023

1,6 0,5 51,74 54,45 53,095 0,018

1,4 0,5 64,07 63,07 63,57 0,015

1,2 0,5 83,13 79,39 81,26 0,012

1,0 0,5 106,83 105,85 106,34 0,009

0,8 0,5 171,07 163 167,035 0,006

0,6 0,5 357,14 357,14 357,14 0,003


Erlenmeyer H2C2O4

(ml)

KMnO4

(ml)

H2O

(ml)

t (s) t rata-rata

(s)

1/t rata-

rata

1 10

10

10

2

2

2

12

12

12

227,85

224,41

241,85

231,37 0,004

2 20 2 2 109,73 125,243 0,008

35

20

20

2

2 2

2

152,26

113,74

3 10

10

10

4

4

4

10

10

10

209,29

185,86

204,82

199.99 0,005

Kelompok 5


HCl

[M]

Pita Mg

(cm)

Percobaan I

t (s)

Percobaan 2

t (s)

t rata-rata

(s)

1/t

rata-rata

2,0 0,5 47,8 42,15 44,98 0,022

1,8 0,5 61,12 59,66 60,39 0,016

1,6 0,5 58,6 55,05 56,82 0,017

1,4 0,5 53,5 56,9 55,2 0,018

1,2 0,5 103,7 107,25 105,48 0,009

1,0 0,5 116,9 138,7 127,8 0,008

0,8 0,5 161 159,55 160,28 0,006

0,6 0,5 147,7 243,1 195,4 0,005

36


Erlenmeyer H2C2O4

(ml)

KMnO4

(ml)

H2O

(ml)

t (s) t rata-

rata (s)

1/t

1 10

10

10

2

2

2

12

12

12

238,8

246

239,7

241.5 0,004

2 20

20

20

2

2

2

2

2

2

165,9

244,9

137,3

182,7 0,006

3 10

10

10

4

4

4

10

10

10

304,4

224,5

244

257,63 0,004

HCl

[M]

Pita Mg

(cm)

Percobaan I

t (s)

Percobaan 2

t (s)

t rata-rata

(s)

1/t

rata-rata

2,0 0,5 43 34 38,5 0,026

1,8 0,5 56 43 49,5 0,020

1,6 0,5 67 70 68,5 0,015

1,4 0,5 81 90 85,5 0,011

1,2 0,5 105 108 106,5 0,009

1,0 0,5 158 141 149,5 0,007

37

0,8 0,5 230 238 234 0,004

0,6 0,5 493 491 492 0,002


Erlenmeyer H2C2O4

(ml)

KMnO4

(ml)

H2O

(ml)

t (s) t rata-

rata (s)

1/t rata-

rata

1 10

10

10

2

2

2

12

12

12

261

278

221

253,33 0,00039

2 20

20

20

2

2

2

2

2

2

165

170

171

168,67 0,00059

3 10

10

10

4

4

4

10

10

10

220

261

292

257,67 0,00038

38

LEMBAR PENGESAHAN

Semarang, 19 Mei 2009

Praktikan

Roshinta Anggun R. Rr Dian Pratiwi Sapto Adi Wibowo

J2C 008 060 J2C 008 061 J2C 008 062

Sara Agustine Biyang Sari Pratiwi

J2C 008 063 J2C 008 064

Setyo Rini Utomo Siska Yuliana Tristianti

J2C 008 065 J2C 008 066

39

Mengetahui

Asisten

Fitria Fatichatul Hidayah

J2C 005 116

40

percobaan ii (kinetika kimia)

Documents