KIMIA (LAPORAN) : Mei 2011

LAPORAN PRAKTIKUM

KIMIA DASAR II

UNSRIWR

Nama : Ahamad Yogi Nugraha (08101003003)

Rizan Ferdinan (08101003011)

Sarah Novri Meilyna (08101003047)

Sakdiah (08101003017)

Jurusan/Kelompok : KIMIA/III

PERCOBAAN : KINETIKA KIMIA

LABORATORIUM KIMIA DASAR

FAKULTAS MATEMATIKA DAN ILMUPENGETAHUAN ALAM

UNIVERSITAS SRIWIJAYA

LAPORAN PENDAHULUAN

PRAKTIKUM KIMIA DASAR II

I. Nomor Percobaan : VIII

II. Nama Percobaan : KINETIKA KIMIA

III. Tujuan Percobaan :

1. Mengukur perubahan konsentrasi pereaksi menurut perubahan waktu.

2. Mengukur pengaruh konsentrasi dan katalis pada laju reaksi.

IV. Dasar Teori

Pengukuran laju reaksi merupakan bidang kimia. Dari kajian kinetika, mekamisme reaksi dapat di deduksi. Imformasi tentang reaksi katalis maupun penghambatan hanya dapat di peroleh melalui pengkajian kinetika. Laju kinetika kimia dapat di pengaruhi oleh beberapa faktor : konsentrasi pereksi (dan kandungan produk), suhu, dan katalis. Pengukuran laju baiasanya di lakukan di bawah suhu percobaan yang tetap dengan satu faktor lainnya di ragamkan. Bila pengaruh factor ini terhadap laju telah di tentukan, faktor ini di buat tetap dan faktor lain di ragamkan. Pengkajian secara sistematik tentang ketergantungan laju pada perubahan laju reaksi di lajutkan sampai prilaku kinetika dan reaksi bersangkutan lengkap.

Cara mengukur laju reaksi, salah satu segi penting dari pengkajian kinetika ialah merancang teknik yang mudah untuk memantau jalannya reaksi menurut waktu. Analisa kimia dengan cara volumetrik atau gravimetric relatif lambat, sehingga cara seperti ini tidak di gunakan kecuali bila rekasinya lambat atau dapat di hentikan dengan pendingin tiba-tiba atau dengan penambahan pereaksi yang menghentika rekasi.

Beberapa cara umum yang di gunakan adalah dengan menggunakan sifat warna dan hantaran listrik. Laju reaksi yang melibatkan gas di tetapkan dengan mengukur volume gas per satuan waktu. Dalam percobaan ini akan di pergaka dengan perubahan warna. Untuk suatu reaksi hipotesis :

2A + 3B → C + 5D

Hokum lajunya dapat berupa :

Dengan k adalah tetapn laju, n adalah orde reaksi untuk A, dan m adalah orde reaksi untuk B. Orde reaksi keseluruhan adalah n + m. Orde reaksi hanya dapat di tnetukan lewat percobaan karena angka-angka ini ttidak selalu sama dengan koefisien reaksi (stokiometri).

Katalisator, seperti yang kita ketahui katalisator adalah zat yang dapat mempengaruhi kecepatan reaksi tetapi zat tersebut mengalami perubahan reaksi pada akhir reaksi. Katalisator tidak berpengaruh pada dGo, jadi juga tidak berpengaruh pada tetapan kesetimbangan K. Umumnya kenaikan konsentrasi-konsentrasi katalisator juga menaikan kecepatan reaksi jadi katalisator ini juga ikut dalam rekasi, tetapi pada akhir reaksi di peroleh, di lepaskan kembali. Katalisator juga menurunkan tenaga aktivasi hingga kecepatan reaksi lebih besar. Katalistor dapat di kelompokkan menjadi dua yaitu katalisator homogen gas dan katalisator homogen larutan.

(Tim Kimia Dasar.Penuntun Praktikum Kimia Dasar II).

Kinetika kimia adalah bagian dari ilmu kimia yang mempelajari laju dan mekasime reaksi kimia. Besi lebih cepat berkarat dalam udara lembab dari pada udara kering; makanan lebih cepat busuk bila tidak di dinginkan. Ini merupakan dua contoh yang lazim dari perubahan kimia yang kompleks dengan laju beranaka menurut kondisi reaksi.

Laju rekasi adalah besarnya perubahan konsentrasi reaktan atau produk dalam satu satuan waktu. Perubahan konsentrasi setiap unsur di bagi dengan koefisiennya dalam persamaan yang seimbang atau stokiometri. Laju perubahan reaktan muncul dengan tanda negatif dan perubahan produk dengan tanda positif.

(http://www.chem-is-try.org/meteri kimia/kinetiak-kimia-definisi-laju-reaksi.html).

Reaksi kimia adalah proses berubahnya pereaksi menjadi hasil reaksi. Proses itu ada yang lambat dan ada yang cepat. Contohnya bensin terbakar lebih cepat dibandingkan dengan minyak tanah. Ada reaksi yang berlangsung sangat cepat, seperti membakar dinamit yang menghasilkan ledakan, dan yang sangat lambat adalah seperti proses berkaratnya besi. Pembahasan tentang kecepatan (laju) reaksi disebut kinetika kimia. Dalam kinetika kimia ini dikemukakan cara menentukan laju reaksi dan faktor apa yang mempengaruhinya.

Kinetika reaksi merupakan cabang ilmu kimia yang membahas tentang laju reaksi dan faktor-faktor yang mempengaruhi. Laju (kecepatan) reaksi dinyatakan sebagai perubahan konsentrasi pereaksi atau hasil reaksi terhadap satuan waktu. Laju rekasi suatu reaksi kimia dapat dinyatakan dengan persamaan laju reaksi.

Persamaan laju reaksi secara umum ditulis sebagai berikut:

R = k [A]^m[B]ⁿ

K sebagai konstanta laju reaksi, m dan n orde parsial masing-masing pereaksi

Pengetahuan tentang faktor yang mempengaruhi laju reaksi berguna dalam mengontrol kecepatan reaksi berlangsung cepat, seperti pembuatan amoniak dari nitrogen dan hidrogen, atau dalam pabrik menghasilkan zat tertentu. Akan tetapi kadangkala kita ingin memperlambat laju reaksi, pada reaksi zat pereaksi berbentuk serbuk lebih baik bila di bandingkan bentuk bongkahan.

Sifat dan ukuran pereaksi. Semakin reaktif dari sifat pereaksi laju reaksi akan semakin bertambah atau reaksi berlangsung semakin cepat. Konsentrasi. Dari persamaan umum laju reaksi, besarnya laju reaksi sebanding dengan konsentrasi pereaksi. Jika natrium tiosulfat dicampur dengan asam kuat encer maka akan timbul endapan putih. Suhu Reaksi. Hampir semua reaksi menjadi lebih cepat bila suhu dinaikkan karena kalor yang diberikan akan menambah energi kinetik partikel pereaksi. Akibatnya jumlah dan energi tumbukan bertambah besar.

Katalis adalah zat yang ditambahkan ke dalam suatu reaksi untuk memepercepat jalannya reaksi. Katalis biasanya ikut bereaksi sementara dan kemudian terbentuk kembali sebagai zat bebas. Suatu reaksi yang menggunakan katalis disebut reaksi katalis dan prosesnya disebut katalisme. Katalis suatu reaksi biasanya dituliskan diatas tanda panah.

(http://annisanfushie.wordpress.com/2008/12/07/kinetika-kimia.html)

Laju reaksi (Reaction Rate) atau kecepatan reaksi adalah perubahan konsentrasi konsentrasi pereaksi ataupun produk dalam satauan waktu. Laju suatu reaksi dapat di nyataka sebagai laju berkurangnya konsentrasi suatu pereaksi, atau laju bertambahnya konsentrasi suatu produk. Konsentrasi baisanya di nyatakan dalam mol per liter, tetapi untuk reaksi fase gas, suatu tekanan atmosfer, milimeter merkurium, dapat di gunakan sebagai ganti konsentrasi.

Reaksi fase gas, untuk reaksi ini susunan campuran gas sering di tentukan dengan analisa kimia. Dalam tahun terakhir ini, teknik kromatografi gas dan spektrometri massa telah sangat mengurangi kerja yang di libatkan dalam anlisis-analisis semacam itu. ( Keenan.1998.Kimia Untuk Universitas : 516-517 )

Katalis adalah suatu zat yang dapat mempercepat atau memperlambat reaksi. Katalis yang memperlambat reaksi di sebut inhibitor. Pada umumnya yang di sebut katalis adalah zat yang mempercepat reaksi. Katalis di kelompokkan menjadi katalis homogen, katalis heterogen. Katalis homogen adalah katalis yang wujudnya sama dengan wujud zat-zat pereaksi. Katalis heterogen adalah katalis yang wujudnya berbeda dengan pereaksi. ( Muchtaridi.2006.Kimia II : 103-107 )

V. Alat dan Bahan

1. Erlenmeyer

2. Gelas ukur

3. Gelas beker

4. Pipet tetes

5. Spatula

6. Tabung reaksi

7. Natrium Tiosulfat

8. Asma Hidroklorida

9. Asam klorida

10. Aquades

VI . Prosedur Percobaan

Orde reaksi dalam reaksi antara natrium tiosulfat dengan asam hidroklorida . Buatlah campuran reaksi zat-zat pereaksi dengan volume seperti tertera pada table 1 .

↓

Selalu campurkan dahulu larutan tiosulfat dengan air sebelum asam klorida di tambahkan .

↓

Putarlah Erlenmeyer agar benar-benar tercampur secara homogen .

↓

Catatlah waktu mulai saat asam di tambahkan sampai saat timbulnya kekeruhan karena pengendapan belerang . Setiap orang dapat berpendapat lain tentang saat timbulnya kekeruhan karena itu tetapkan cara perhitungan waktu dengan taat azas . Lakukian dua ulangan .

Buatlah grafik ( S₂O₃^2-) terhadap t dan ( S₂O₃^2-) trhadap t/I

Na₂S₂O₃ ( ml)	Na₂S₂O₃ ( M )	H₂O ( ml)	HCl ( ml)
25	0,15	-	1
20	0,12	5	1
15	0,09	10	1
10	0,06	15	1
5	0,03	20	1

VII . Pertanyan Prapraktek

1. Apa definisi ringkas dari :

a. Hukum laju reaksi

b. Tetapan laju reaksi

c. Orde reaksi

d. Energi aktivasi

2. Apakah tetapan reaksi untuk orde reaksi nol, satu, dan dua ?

3. Dari reaksi berikut :

3SO₂(g) + 3H₂O + HIO₃ → H₂SO₄ (aq) + HI (aq)

Pada akhir reaksi , jika terdapat HIO₃ berlebih zat ini dapat di ambil dengan larutan kanji . Senyawa HI dan HIO₃ segera bereaksi membentuk I₂ yang di serap oleh kanji dan menimbulkan warna biru .

Dari percobaan diperoleh data :

(SO₂) dalam M	(HIO₃) dalam M	T (detik)
14,6 x 10^-4	3,6 x 10^-3	25,8
7,31 x 10^-3	3,6 x 10^-3	52,8
14,6 x 10^-4	7,21 x 10^-3	12,6

Jawaban :

1.a. hukum laju reaksi adalahsuatu persamaan yang memberikan hubungan antara laju reaksi dengan konsentrasi pereaksi .

b. tetapan laju reaksi adalah tetapan kesebandingan k untuk suatu reaksi tertentu atau dengan makna lain adalah tetapan proposional dalam hokum laju reaksi kimia (k) .

c. orde reaksi adalah jumlah semua komponen (dari) konsentrasi dalam persamaan laju .

e. energy aktivasi adalah energy yang harus dimiliki molekul agar tumbukan diantara mereka mendorong kearah reaksi kimia atau energi yang diperlukan untuk membentuk kompleks teraktifkan .

2. - Orde reaksi nol adalah reaksi yang jumlah pangkat konsentrasi dalam hukum laju reaksinya sama dengan nol . Ketetapan orde reaksi nol adalah mol.L^-1.s^{-1 .}

- orde reaksi satu adalah reaksi yang jumlah pangkat konsentrasi dalam laju reaksi dalam sama dengan satu ketetapan orde reaksi satu adalah mol.L^-1.s^{-1 .} .

- orde reaksi dua adalah reaksi yang jumlah pangkat konsentrasi dalam laju reaksi sama dengan dua . ketetapan orde reaksi dua adalah mol.L^-1.s^{-1 .}.

3. – Persamaan 1 dan 3 untuk HIO₃

V.HIO₃ = K.( HIO₃)³ 3.(SO₂)ⁿ.3

V K.(HIO₃)^m1.(SO)ⁿ¹

= (7,21 . 10^-3)^m ( 14,6.10^-4)ⁿ

1,25,8 (3,6.10^-3)^m ( 14,6.10^-4)ⁿ

2 = 2^m

m = 1

- Pers 1 dan 2 untuk SO₂

1/25,8 = k. 3,6 . 10^-3m 7,31 . 10^-4n

1/25,8 k. 3,6 . 10^-3m 14,6.10^-4n

½ = ½ ⁿ

n = 1

orde reaksi = m + n = 1 + 1 = 2

jadi reaksi diatas termasuk kedalam orde reaksi kedua .

VIII. Data Hasil Pengamatan

NO	Na₂S₂O₃	H2O (ml)	HCl (ml)	t (sekon)	V = 1/t
1	5	-	2	21	0,048
2	4	1	2	25	0,04
3	3	2	2	41	0,024
4	2	3	2	87	0,011
5	1	4	2	144	0,006

IX. Reaksi dan Perhitungan

*REAKSI

Na₂S₂O₃+ 2HCl + H₂O SO₂+ 2NaCl + 2H₂O

*PERHITUNGAN

V = K . A^X . B^Y

V = K . Na₂S₂O₃^XHCl^Y

1/t = K . Na₂S₂O₃^X

log 1/t = log K + x log Na₂S₂O₃

Menentukan Slope dan intersept :

Untuk V = 5 ml ; Na₂S₂O₃= 0,15 M

n = M.V = 0,15 M . 5 ml = 0,75 mmol

= 75 x 10^-4 mol

Untuk V = 4 ml ; Na₂S₂O₃= 0,15 M

n = M.V = 0,15 M . 4 ml = 0,6 mmol

= 6 x 10^-4 mol

Untuk V = 3 ml ; Na₂S₂O₃= 0,15 M

n = M.V = 0,15 M . 3 ml = 0,45 mmol

= 4,5 x 10^-4 mol

Untuk V = 2 ml ; Na₂S₂O₃= 0,15 M

n = M.V = 0,15 M . 2 ml = 0,3 mmol

= 3 x 10^-4 mol

Untuk V = 1 ml ; Na₂S₂O₃= 0,15 M

n = M.V = 0,15 M . 1 ml = 1,5 x 10^-4 mol

X = log mol Na₂S₂O₃

Untuk n = 7,5 x 10^-4 mol

X₁= log 7,5 x 10^-4= -3,12

Untuk n = 6 x 10^-4 mol

X₁= log 6 x 10^-4= -3,22

Untuk n = 3 x 10^-4 mol

X₁= log 3 x 10^-4= -3,34

Untuk n = 4,5 x 10^-4 mol

X₁= log 4,5 x 10^-4= -3,52

Untuk n = 1,5 x 10^-4 mol

X₁= log 1,5 x 10^-4= -3,82

Y₁= log 0,048 = -1,31

Y₂= log 0,04 = -1,39

Y₃= log 0,024 = -1,61

Y₄= log 0,011 = -1,95

Y₅ = log 0,006 = -2,22

Y = log 1/t

X²

-3,12

-3,22

-3.34

-3,52

-3,82

-1,31

-1,39

-1,61

-1,95

-2,22

9,7344

10,3684

11,1556

12,309

14,5924

4,08

7,69

5,37

6,86

8,48

∑

-17,02

-8,48

58,2412

32,48

Slope (a) = n.∑ XY – ∑X.Y

n.X²– (∑X)²

= 5(32,48) – (-17,02)(-8,48)

5(58,2412) – (-17,02)²

= 162,4 – 144,32

291,206 – 239,6804

= 18,08

1,5256

= 11,85

Intersept (b) = ∑X².∑Y - ∑XY .∑X

n ∑ X²– (∑X)²

= (58,2412)(-8,48) – (32,48)(-17,02)

5(58,2412) – (-17,02)²

= -493,88 + 552,8

1,5256

= 38,62

Konstanta laju reaksi

Log K – intersept (b)

Log K = b ; K = antilog b

K = antilog 38,62 = 4,168

Menentukan koordinat (X,Y) untuk kalibrasi

Y = ax + b

Untuk x = -3,12

Y₁= 11,85 (-3,12) + 38,62

Untuk x = -3,22

Y₂= 11,85 (-3,22) + 38,62

= 0,46

Untuk x = -3,34

Y₃= 11,85 (-3,34) + 38,62

= 0,95

Untuk x = -3,52

Y₄= 11,85 (-3,52) + 38,62

= -3,09

Orde reaksi

V₄ K₁(3.10^-4)^x

V₅ (1,5.10^-4)^x

0,011 K₁ . 2^X

0,006

K₁ = 1,83

2^X

V₃ K₂(4,5 . 10^-4)^x

V₅ (1,5.10^-4)^x

0,024 K₂ (3)^x

0,006

K₂ = 4

3^X

K₁= K₂

1,83 = 4

2^X 3^X

1,83 . 3^X= 4 . 2^X

log 2 + x log 3 = log 4 + x log 1,83

log 2 – log 4 = x log 1,83 – x log 3

0,3 – 0,6 = 0,2624 x – 0,477 x

-0,3 = -0,21 x

X = 1,42

X.Pembahasan

Pada percobaan kali ini praktikum melakukan percobaan mengnai kinetika kimia. Kinetika ini merupakan salah satu cabang ilmu kimia yang mengkaji atau membahas mengenai seberapa cepat suatu reaksi kimia berlangsung atau laju dari suatu reaksi kimia. Pada percobaan ini praktikum banyak mempelajari tentang laju suatu reaksi.

Laju reaksi dapat diartikan sebagai perunahan konsentrasi reaktan terhadap atau persatuan waktu. Laju reaksi dapat dipengaruhi oleh beberapa factor antara lain konsentrasi pereaksi, luas permukaan, sentuhan, suhu dan katalis. Jika konsentrasi pereaksi semakin besar maka laju reaksi juga semakin cepat. Apabila luas permukaan sentuh semakin kecil maka laju reaksi semakin cepat. Apabila suhu ditingkatkan maka laju reaksi semakin cepat pula.

Pada percobaan ini, kita menggunakan HCl sebagai katalis yang berfungsi untuk mempercepat reaksi. Ketika kita (praktikan) menambahkan HCl pada larutan Na2S2O3 dan aquadest terlihat perubahan warna yang cukup cepat. Larutan Na2S2O3 berfumgsi sebagai zat terlarut (solute) dan aquadest berfungsi sebagai pelarut (solvent). Katalis yang kita gunakan pada percobaan ini merupakan katalis homogeny.

Katalis merupakan zat yang sering digunakan untuk mempercepat suatu reaksi tetapi ia sndiri (katalis) tidak ikut bereaksi. Katalis dibagi menjadi dua antara lain katalis homogen dan katalis heterogen. Katalis homogeny merupakan katalis yang memiliki fasa yang sama dengan pereaksi dan bekerja melalui penggabungan dengan molekul atau ion pereaksi. Katalis heterogen dapat kita artikan sebagai katalis yang fasanya berbeda dengan fasa pereaksi maupun produk.

Pada percobaan ini waktu yang dibutuhkan lebih cepat untuk berubah warna menjadi keruh pada konsentrasi pereaksi (Na2S2O3) yang tinggi dibandingkan pada konsentrasi pereaksi (Na2S2O3) yang rendah. Katalis pada pwercobaan ini tidak vegitu berpengaruh sebab jumlah katalis yang ditambahkan selalu sama.

Hukum laju reaksi merupakan hukum yang menyatakan laju perubahan pengurangan konsentrasi pereaksi dan pertambahan konsentrasi produk persatuan waktu. Tetapan laju reaksi dapat diartikan sebagai harga yang menjadi standar pada laju atau kecepatan reaksi. Orde reaksi merupakan pangkat eksponen konsentrasi pereaksi pada persamaan reaksi. Energi aktivasi merupakan energy minimum yang diperlukan untuk memulai suatu reaksi atau untuk menghasilkan tumbukan yang efektif.

Kelarutan merupakan jumlah maksimum suatu zat untuk dapat larut dalam pelarut tertentu. Faktor-faktor yang mempengaruhinya diantaranya suhu, luas penampang, tekanan, dan konsentrasi. Pada kelarutan katalis tidak mempengaruhi atau tidak menjadi factor yang mempengaruhi kelarutan suatu zat, akan tetapi kelarutan hanya dipengaruhi oleh jenis zatnya.

XI. Kesimpulan

a. Waktu yang dibutuhkan lebih cepat untuk warna menjadi keruh pada konsentrasi pereaksi tinggi.

b. Katalis yang kita gunakan merupakan katalis homogeny

c. Energi aktivasi merupakan energi minimum untuk memulai suatu reaksi

d. Faktor yang mempengaruhi laju reaksi dianaranya konsentrasi pereaksi, suhu, luas penampang dan katalis.

e. Katalis yang digunakan tidak terlalu berpengaruh karena jumlah katalis yang ditambahkan sama pada setiap konsentrasi pereaksi

DAFTAR PUSATAKA

Tim Kimia Dasar.2011.Penuntun Praktikum Kmia Dasar II.Inderalaya : Universitas Sriwijaya

Keenan.1998.Kimia Untuk Universitas.Jakarta : Erlangga

Muchtaridi.2006.Kimia II.Jakarta : Yudhistira

Ratna, dkk.18-12-2009.KINETIKA KIMIA.http://www.chem-is-try.org/meteri kimia/kinetika-kimia-definisi-laju-reaksi.html. Di akses pada tanggal : 07 Mei 2011. Jam : 16.20

Annisa. 07 Desember 2008.Kinetika Kimia.

http://annisanfushie.wordpress.com/2008/12/07/kinetika-kimia.html. Di akses pada tanggal : 07 Mei 2011. Jam : 16.25