LAPORAN PRAKTIKUM KIMIA DASAR II

KINETIKA KIMIA

OLEH :

I KOMANG TRI DARMA (1408105009)

KELOMPOK 4 A

JURUSAN KIMIA

FAKULTAS MATEMATIKA DAN ILMU PENGETAHUAN ALAM

UNIVERSITAS UDAYANA

2015

KINETIKA KIMIA

A. TUJUAN PERCOBAAN

Mengamati dan menentukan kecepatan reaksi dan hukum kecepatan reaksi

dari suatu reaksi kimia.

Mengamati pengaruh konsentrasi dan temperatur terhadap kecepatan suatu

reaksi.

Memahami peranan katalis dalam suatu reaksi kimia.

Menentukan adanya iodi dalm reaksi iodine-clock

B. DASAR TEORI

Termodinamika (bahasa Yunani: thermos = 'panas' and dynamic =

'perubahan') adalah fisika energi , panas, kerja, entropidan kespontanan proses.

Termodinamika berhubungan dekat dengan mekanika statistik di mana hubungan

termodinamika berasal.

Pada sistem di mana terjadi proses perubahan wujud atau pertukaran

energi, termodinamika klasik tidak berhubungan dengankinetika reaksi (kecepatan

suatu proses reaksi berlangsung). Karena alasan ini, penggunaan istilah

"termodinamika" biasanya merujuk pada termodinamika setimbang. Dengan

hubungan ini, konsep utama dalam termodinamika adalah proses kuasistatik, yang

diidealkan, proses "super pelan". Proses termodinamika bergantung-waktu

dipelajari dalam termodinamika tak-setimbang.

Karena termodinamika tidak berhubungan dengan konsep waktu, telah

diusulkan bahwa termodinamika setimbang seharusnya dinamakan termostatik.

Hukum termodinamika kebenarannya sangat umum, dan hukum-hukum

ini tidak bergantung kepada rincian dari interaksi atau sistem yang diteliti. Ini

berarti mereka dapat diterapkan ke sistem di mana seseorang tidak tahu apa pun

kecual perimbangan transfer energi dan wujud di antara mereka dan lingkungan.

Contohnya termasuk perkiraan Einstein tentang emisi spontan dalamabad ke-

20 dan riset sekarang ini tentang termodinamika benda hitam.

Menurut Arief MS Termodinamika adalah suatu konsep mekanika

perpindahan Energi. Seperti panas, dimana konsep perpindahan panas adalah

panas secara spontan akan berpindah dari temperatur tinggi ke temperatur rendah.

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. 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.Laju (atau kecepatan) menunjukkan sesuatu yang terjadi persatuan

waktu. (Petrucci, 1987). Laju reaksi dipengaruhi oleh beberapa faktor, yaitu

konsentrasi, suhu, luas permukaan, dan katalis.

Konsentrasi adalah banyaknya zat terlarut di dalam sejumlah pelarut.

Semakin banyak zat terlarut, maka akan semakin besar pula konsentrasi larutan.

suatu larutan dengan konsentrasi tinggi mengandung partikel yang lebih banyak,

jika dibandingkan dengan larutan dengan konsentrasi yang lebih rendah. Pada

konsentrasi tinggi, memungkinkan tumbukan yang terjadi akan lebih banyak,

sehingga membuka peluang semakin banyak tumbukan efektif yang menyebabkan

laju reaksi menjadi lebih cepat. Akibatnya, hasil reaksi akan lebih cepat terbentuk.

  Suhu. Peningkatan suhu meningkatkan fraksi molekul yang memiliki

energi melebihi energi aktivasi. Frekuensi tumbukan meningkat dengan

meningkatnya suhu, dan diharapkan hal tersebut sebagai faktor untuk

mempercepat suatu reaksi kimia. (Petrucci, 1987).

Luas permukaan memiliki peranan yang penting dalam laju reaksi.

Apabila semakin kecil luas permukaan, maka semakin kecil tumbukan yang

terjadi antar partikel, sehingga laju reaksi semakin lambat. Begitupun sebaliknya.

Karakteristik kepingan yang direaksikan juga turut berpengaruh, yaitu semakin

halus kepingan itu, maka semakin cepat waktu yang dibutuhkan untuk bereaksi.

Katalis ialah zat yang mengambil bagian dalam reaksi kimia dan

mempercepatnya, tetapi ia sendiri tidak mengalami perubahan kimia yang

permanen. Jadi, katalis tidak muncul dalam persamaan kimia secara keseluruhan,

tetapi kehadirannya sangat mempengaruhi hukum laju, memodifikasi, dan

mempercepat lintasan yang ada, atau lazimnya, membuat lintasan yang sama

sekali baru bagi kelangsungan reaksi. Katalis menimbulkan efek yang nyata pada

laju reaksi, meskipun dengan jumlah yang sangat sedkit. (Oxtoby, 2001).

Bidang kimia yang mengkaji kecepatan, atau laju, terjadinya reaksi kimia

dinamakan kinetika kimia (chemical kinetics). Kata “Kinetik” menyiratkan

gerakan atau perubahan; energi kinetik sebagai energy yang tersedia karena

gerakan suatu benda. Di sini kinetika merujuk pada laju reaksi (reaction rate) ,

yaitu perubahan konsentrasi reaktan atau produk terhadap waktu (M/s).

Kita telah mengetahui bahwa setiap reaksi dapat dinyatakan dengan persamaan

umum:

Reaktan → Produk

Persamaan ini memberitahukan bahwa, selama berlangsungnya suatu

reaksi, molekul reaktan bereaksi sedangkan molekul produk terbentuk. Sebagai

hasilnya, kita dapat mengamati jalannya reaksi dengan cara memantau

menurunnya konsentrasi reaktan atau meningkatnya konsentrasi produk. (Chang,

2005 : 30)

Laju reaksi secara kuantitatif pertama kali diamati oleh L. Wilhemly pada

tahun 1850 dengan mengamati reaksi hidrolisis sukrosa. (Winarto, 2013)

Agar reaksi kimia terjadi, molekul reaktan harus datang bersama-sama

sehingga atom mereka dapat ditukar atau disusun kembali. Atom dan molekul

yang lebih dalam fasa gas atau dalam larutan daripada di fase padat, sehingga

reaksi yang sering dilakukan dalam campuran gas atau antara zat terlarut dalam

suatu larutan. Untuk reaksi homogen, di mana reaktan dan produk semua berada

dalam fase yang sama (misalnya gas atau larutan) , empat faktor yang

mempengaruhi laju reaksi:

• Sifat reaktan dan produk - khususnya, struktur molekul dan ikatan

• Konsentrasi reaktan dan kadang-kadang produk

• Suhu di mana reaksi terjadi

• Adanya katalis

Banyak reaksi yang penting, termasuk menghilangkan polutan udara dari

knalpot mobil, adalah reaksi heterogen. Mereka mengambil tempat di permukaan

- pada antarmuka antara dua fase yang berbeda (padat dan gas, misalnya).

Kecepatan reaksi heterogen tergantung pada empat faktor yang tercantum di atas

serta pada daerah dan sifat permukaan di mana reaksi terjadi. (Moore, 2008 : 608)

Kita dapat mengontrol empat faktor yang mempengaruhi laju reaksi yang

diberikan: konsentrasi reaktan, keadaan fisik reaktan, suhu di mana reaksi terjadi,

dan penggunaan katalis.

1. Konsentrasi:

Molekul harus berbenturan untuk bereaksi. Faktor utama yang

mempengaruhi laju reaksi yang diberikan adalah konsentrasi reaktan.

Pertimbangkan reaksi antara ozon dan oksida nitrat (nitrogen monoksida)

yang terjadi di stratosfer, dimana oksida dilepaskan dalam gas buang dari

pesawat supersonik:

NO (g) + O3 (g) → NO2 (g) + O2 (g)

Bayangkan apa ini mungkin terlihat seperti pada tingkat molekuler dengan

reaktan terbatas dalam bejana reaksi. Molekul oksida nitrat dan ozon

tampilannya segala arah, menabrak satu sama lain dan dinding pembuluh.

Reaksi antara NO dan O3 dapat terjadi hanya ketika molekul bertabrakan.

Semakin banyak molekul hadir dalam wadah, semakin sering mereka

bertabrakan, dan lebih sering reaksi terjadi. Dengan demikian, laju reaksi

sebanding dengan konsentrasi reaktan:

Tingkat - frekuensi tabrakan – Konsentrasi

Dalam hal ini, kita sedang melihat reaksi yang sangat sederhana, di mana

molekul reaktan bertabrakan dan molekul produk bentuk dalam satu

langkah, tetapi bahkan tingkat reaksi kompleks tergantung pada

konsentrasi reaktan.

2. Bentuk fisik:

Molekul harus bercampur agar berbenturan. Frekuensi tabrakan antara

molekul juga tergantung pada keadaan fisik dari reaktan. Ketika reaktan

berada dalam fase yang sama, seperti dalam larutan berair, gerak termal

membawa mereka ke dalam kontak. Ketika mereka berada dalam fase

yang berbeda, kontak hanya terjadi pada antarmuka, sehingga pengadukan

kuat dan penggilingan mungkin diperlukan. Dalam kasus ini, lebih halus

dibagi reaktan padat atau cair, permukaan yang lebih besar per satuan

volume, semakin hubungi itu membuat dengan reaktan lain, dan semakin

cepat reaksi terjadi.

3. Suhu:

Molekul harus berbenturan dengan energi yang cukup untuk bereaksi.

Suhu biasanya memiliki pengaruh besar pada kecepatan reaksi. Dua

peralatan dapur familiar menggunakan efek ini: refrigator melambat proses

kimia yang merusak makanan, sedangkan oven mempercepat proses kimia

lainnya yang memasaknya.

Ingatlah bahwa molekul dalam sampel gas memiliki berbagai kecepatan,

dengan kemungkinan paling tergantung pada suhu kecepatan. Dengan

demikian, pada suhu yang lebih tinggi, tabrakan terjadi dalam waktu

tertentu. Bahkan lebih penting, bagaimanapun, adalah kenyataan bahwa

suhu mempengaruhi energi kinetik dari molekul, dan dengan demikian

energi dari tabrakan. Dalam tumpukan molekul dalam reaksi NO dan O3,

disebutkan sebelumnya, sebagian besar tabrakan mengakibatkan molekul

hanya recoiling, seperti bola biliar, dengan tidak ada reaksi yang terjadi.

Namun, beberapa tabrakan terjadi dengan begitu banyak energi yang

bereaksi molekul. Dan, pada suhu yang lebih tinggi, lebih dari ini tabrakan

cukup energik terjadi. Dengan demikian, meningkatkan suhu

meningkatkan laju reaksi dengan meningkatkan jumlah dan, terutama,

energi dari tabrakan:

Tingkat - energi tabrakan – suhu

(Silberberg, 2006 : 674-675)

Katalis ialah zat yang meningkatkan laju reaksi kimiatanpa ikut

terpakai. Katalis dapat bereaksi membentuk zat antara, tetapi akan

diperoleh kembali dalam tahap reaksi berikutnya. Katalis mempercepat

reaksi dengan menyediakan serangkaian tahapan elementer dengan

kinetika yang lebih baik dibandingkan jika tanpa katalis.

Terdapat tiga jenis katalisis yang umum, tergantung jenis zat yang

menaikan lajunya: katalisis heterogen, katalisis homogen, dan katalisis

enzim. Dalam katalisis heterogen, reaktran dan katalisis berbeda fasa.

Dalam katalisis homogeny, reaktan dan katalis terdispersi dalam satu

fasa.sedangkan enzim ialah katalis biologis. (Chang, 2005)

Katalis dibagi menjadi 2 yaitu, katalis positif (katalisator) yang

berfungsi mempercepat reaksi dengan jalan menurunkan energi aktivasi

dan membuat orientasi molekul sesuai untuk terjadinya tumbukan. Dan

katalis negatif (Inhibitor) yang memperlambat laju reaksi. (Syindjia, 2011)

C. ALAT DAN BAHAN

1. Alat

Tabung reaksi

Labu takar

Gelas beker

Batang pengaduk

Stopwatch

Termometer

Gelas ukur

Pipet tetes

Gelas kimia

2. Bahan

Pb(NO3)2

K2CrO4

KIO3

Na2SO4

Na2C2O4

KMnO4

H2SO4

Larutan kanji

Aquades

D. PROSEDUR KERJA

Percobaan 1 : Reaksi Cepat dan Reaksi Lambat

1. Reaksi pengendapan timbal kromat.

Dalam percobaan reaksi pengendapan timbal kromat, diperlukan 3 mL larutan

Pb(NO3)2 0,1 M yang dimasukan kedalam tabung reaksi. Sambil diaduk,

ditambahkan 1 mL larutan K2CrO4 0,1 M kedalam tabung yang berisikan

larutan Pb(NO3)2 0,1 M. Mengamati waktu perubahan mulai dari

pencampuran kedua larutan hingga terbentuknya endapan.

2. Reaksi ion permanganat dengan ion oksalat.

Untuk menentukan reaksi ion permanganat dengan ion oksalat, diperlukan 2

mL larutan Na2C2O4 0,1 M ke dalam tabung reaksi. Sambil diaduk,

ditambahkan larutan H2SO4 1 M, dan ditambahkan 1 tetes larutan KMnO4 0,1

M. Mengamati waktu perubahan reaksi mulai dari pencampuran sampai

warna larutan berubah dari kecoklatan menjadi tak berwarna. Ditambahkan

kembali 1 tetes larutan KMnO4 0,1 M. Dan mengamati kembali waktu mulai

penetesan sampai menghilang. Percobaan dilakukan pengulangan sebanyak

10 kali.

Percobaan 2 : Reaksi Iodine-Clock.

Pada percobaan reaksi iodine-clock akan dilakukan pengamatan terhadap

kecepatan reaksi pembentukan iodine dengan cara mencampurkan larutan yang

mengandung ion IO- dengan ion SO32-. kecepatan reaksi pembentukan iodine dapat

diamati dengan timbulnya warna biru akibat reaksi I2 dengan amilum. Percobaan

dilakukan dengan menyiapkan larutan KIO3 0,02 M dan larutan Na2SO3 0,01 M

yang diberi asam dan kanji (1,3 g Na2SO3 ditambahkan 10 mL H2SO4 6 M dan 5

gram larutan kanji). Semua reaksi yang terjadi dilakukan didalam gelas kimia 250

mL yang diletakan diatas kertas putih, dengan menyiapkan batang pengaduk

mencatat waktu.

Percobaan selanjutnya dengan menyiapkan larutan A dan larutan B pada

masing – masing tabung atau gelas kimia dengan variasi sebagai berikut yang

kemudian kedua larutan dicampurkan dan mencatat waktu mulai dari

pencampuran hingga mengalami perubahan warna menjadi biru kehitaman :

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 tetapi sebelum pencampuran

dilakukan, larutan terlebih dahulu didinginkan sehingga mencapai suhu 150

C. Setelah dilakukan pencampuran, mencatat waktu yang diperlukan untuk

terbentuknya iodine dan suhu campuran.

8. Komposisinya sama dengan campuran 1 tetapi sebelum pencampuran

dilakukan, larutan A dan larutan B terlebih dahulu dipanaskan sehingga

mencapai suhu 450 C. Setelah dilakukan pencampuran, mencatat waktu yang

diperlukan untuk terbentuknya iodine dan suhu campuran.

E. DATA PENGAMATAN

Percobaan 1. Reaksi Cepat dan Reaksi Lambat

1. Reaksi pengendapan timbal kromat

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

1 3 mL 1 mL 183

2 3 mL 1 mL 74

3 3 mL 1 mL 52

2. Reaksi ion permanganat dengan ion oksalat

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

1 2 mL 1 tetes pertama 114

2 2 mL 1 tetes kedua 13

3 2 ml 1 tetes ketiga 16

4 2 mL 1 tetes keempat 16

5 2 mL 1 tetes kelima 10

6 2 mL 1 tetes keenam

7 2 mL 1 tetes ketuju

8 2 mL 1 tetes kedelapan

9 2 mL 1 tetes kesembilan

10 2 mL 1 tetes kesepuluh

Percobaan 2. Reaksi Iodine-clock

No.Larutan A

KIO3 0,02 M (mL)

Larutan B Na2SO3

0,01 M (mL)

Air

(mL)Suhu

Waktu

(detik)

1 10 10 - kamar 2

2 10 20 70 Kamar 5

3 10 30 60 Kamar 3,46

4 20 10 70 Kamar 8,63

5 30 10 60 Kamar 6,72

6 10 10 80 Kamar 14,31

7 10 10 - 150 C 2

8 10 10 - 450 C 1,4

F. PERHITUNGAN

1. Menentukan laju reaksi pengendapan timbal kromat dengan rumus : −∆ [ A ]

∆ t

Percobaan 1 : −∆ [ A ]

∆ t =

−0,1 M183 s

= - 5,5 x 10-4 M/s

Percobaan 2 : −∆ [ A ]

∆ t =

−0,1 M74 s

= - 1,35 x 10-3 M/s

Percobaan 3 : −∆ [ A ]

∆ t =

−0,1 M52 s

= - 1,9 x 10-3 M/s

Tanda negatif menandakan berkurangnya reaktan A yaitu Pb(NO3)2 0,1 M.

2. Menentukan laju reaksi antara ion permanganat dengan ion oksalat dengan

rumus : −∆ [ A ]

∆ t

Percobaan 1 : −∆ [ A ]

∆ t =

−0,1 M114 s

= - 8,8 x 10-4 M/s

Percobaan 2 : −∆ [ A ]

∆ t =

−0,1 M12 s

= - 7,7 x 10-3 M/s

Percobaan 3 : −∆ [ A ]

∆ t =

−0,1 M16 s

= - 6,25 x 10-3 M/s

Percobaan 4 : −∆ [ A ]

∆ t =

−0,1 M16 s

= - 6,25 x 10-3 M/s

Percobaan 5 : −∆ [ A ]

∆ t =

−0,1 M10 s

= - 1 x 10-2 M/s

Tanda negatif menandakan berkurangnya reaktan A yaitu Na2C2O4 0,1 M.

3. Menentukan laju reaksi Iodine-clock dengan rumus : ∆ [ A]

∆t

Percobaan 1 : −∆ [ A ]

∆ t =

−0,02 M2 s

= - 1 x 10-2 M/s

Percobaan 2 : −∆ [ A ]

∆ t =

−0,02 M5 s

= - 4 x 10-3 M/s

Percobaan 3 : −∆ [ A ]

∆ t =

−0,02 M3,46 s

= - 5,8 x 10-3 M/s

Percobaan 4 : −∆ [ A ]

∆ t =

−0,02 M8,63 s

= - 2,3 x 10-3 M/s

Percobaan 5 : −∆ [ A ]

∆ t =

−0,02 M6,72 s

= - 2,9 x 10-3 M/s

Percobaan 6 : −∆ [ A ]

∆ t =

−0,02 M14,31 s

= - 1,4 x 10-3 M/s

Percobaan 7 : −∆ [ A ]

∆ t =

−0,02 M2 s

= - 1 x 10-2 M/s

Percobaan 8 : −∆ [ A ]

∆ t =

−0,02 M1,4 s

= - 1,4 x 10-2 M/s

Tanda negatif menandakan berkurangnya reaktan A yaitu

KIO3 0,02 M.

G. PEMBAHASAN

Pada praktikum kali ini, terdapat tiga jenis reaksi yang akan diamati, yaitu

reaksi pengendapan timbal kromat, reaksi ion permanganat dengan ion oksalat,

reaksi iodine-clock. Pada percobaan reaksi pengendapan timbal kromat, larutan

Pb(NO3)2 0,1 M, ditambahkan dengan larutan K2CrO4 0,1 M, sehingga terbentuk

endapan PbCrO4. Berdasarkan reaksi :

Pb(NO3)2(aq) + K2CrO4(aq) → PbCrO4(s) + K NO3(aq)

Pada percobaan pertama, dengan campuran 3 mL Pb(NO3)2 0,1 M dan 1 mL

K2CrO4 0,1 M, waktu yang diperlukan untuk mengendap selama 183 detik. Pada

percobaan kedua dengan perbandingan yang sama dengan percobaan pertama,

waktu yang diperlukan selama 74 detik. Pada percobaan ketiga dengan

perbandingan yang sama dengan percobaan pertama, waktu yang diperlukan

selama 52 detik.

Percobaan reaksi ion permanganat dengan ion oksalat, 2 mL larutan

Na2C2O4 0,1 M, ditambahkan larutan H2SO4 1 M, dan ditambahkan 1 tetes larutan

KMnO4 0,1 M. Reaksi yang terjadi :

Na2C2O4(aq) + KMnO4(aq) H2SO4 K2C2O4(aq) + Na2MnO4(aq)

Pada percobaan pertama, 2 mL campuran Na2C2O4 0,1 M dan H2SO4 1 M dan

ditambahkan 1 tetes pertama KMnO4 0,1 M. Untuk mengalami perubahan warna

reaksi dari warna coklat hingga menjadi warna bening, diperlukan waktu selama

114 detik. Pada percobaan kedua, 2 mL campuran Na2C2O4 0,1 M dan H2SO4 1 M

dan ditambahkan 1 tetes (tetesan kedua) KMnO4 0,1 M. Untuk mengalami

perubahan warna reaksi dari warna coklat hingga menjadi warna bening,

diperlukan waktu selama 13 detik. Pada percobaan ketiga, 2 mL campuran

Na2C2O4 0,1 M dan H2SO4 1 M dan ditambahkan 1 tetes (tetesan ketiga) KMnO4

0,1 M. Untuk mengalami perubahan warna reaksi dari warna coklat hingga

menjadi warna bening, diperlukan waktu selama 16 detik. Pada percobaan

keempat, 2 mL campuran Na2C2O4 0,1 M dan H2SO4 1 M dan ditambahkan 1 tetes

(tetesan keempat) KMnO4 0,1 M. Untuk mengalami perubahan warna reaksi dari

warna coklat hingga menjadi warna bening, diperlukan waktu selama 16 detik.

Pada percobaan kelima, 2 mL campuran Na2C2O4 0,1 M dan H2SO4 1 M dan

ditambahkan 1 tetes (tetesan kelima) KMnO4 0,1 M. Untuk mengalami perubahan

warna reaksi dari warna coklat hingga menjadi warna bening, diperlukan waktu

selama 10 detik. Pada percobaan keenam sampai percobaan kesepuluh, ternyata

setelah diteteskan KMnO4 0,1 M larutan tidak lagi berubah warna dan tetap

berwarna coklat. Ini menandakan larutan uji Na2C2O4 0,1M telah jenuh dan tidak

bereaksi lagi dengan KMnO4 0,1 M.

Reaksi iodine-clock, percobaan dilakukan dengan menyiapkan larutan

KIO3 0,02 M dan larutan Na2SO3 0,01 M yang diberi asam dan kanji (1,3 g Na2SO3

ditambahkan 10 mL H2SO4 6 M dan 5 gram larutan kanji). Kecepatan reaksi

pembentukan iodine dapat diamati dengan timbulnya warna biru akibat reaksi I2

dengan amilum. Reaksi yang terjadi :

IO3- + 3SO3

2- I- + 3SO32-

IO3- + 5I- 3I2 + 3H2O

Percobaan selanjutnya dengan menyiapkan larutan A dan larutan B pada masing –

masing tabung atau gelas kimia dengan variasi sebagai berikut yang kemudian

kedua larutan dicampurkan dan mencatat waktu mulai dari pencampuran hingga

mengalami perubahan warna menjadi biru kehitaman. Pada percobaan yang

pertama 10 mL larutan A dan 10 mL larutan B yang dilakukan pada suhu kamar,

waktu yang dibutuhkan untuk mengalami perubaan warna dari warna bening

hingga menjadi warna biru kehitaman selama 2 detik. Pada percobaan yang kedua

10 mL larutan A dan 20 mL larutan B yang dicampurkan dengan 70 mL air dan

dilakukan pada suhu kamar, waktu yang dibutuhkan untuk mengalami perubaan

warna dari warna bening hingga menjadi warna biru kehitaman selama 5 detik.

Pada percobaan yang ketiga 10 mL larutan A dan 30 mL larutan B yang

dicampurkan dengan 60 mL air dan dilakukan pada suhu kamar, waktu yang

dibutuhkan untuk mengalami perubaan warna dari warna bening hingga menjadi

warna biru kehitaman selama 3,46 detik. Pada percobaan yang keempat 20 mL

larutan A dan 10 mL larutan B yang dicampurkan dengan 70 mL air dan

dilakukan pada suhu kamar, waktu yang dibutuhkan untuk mengalami perubaan

warna dari warna bening hingga menjadi warna biru kehitaman selama 8,63 detik.

Pada percobaan yang kelima 30 mL larutan A dan 10 mL larutan B yang

dicampurkan dengan 60 mL air dan dilakukan pada suhu kamar, waktu yang

dibutuhkan untuk mengalami perubaan warna dari warna bening hingga menjadi

warna biru kehitaman selama 6,72 detik.

Pada percobaan yang keenam 10 mL larutan A dan 10 mL larutan B yang

dicampurkan dengan 80 mL air dan dilakukan pada suhu kamar, waktu yang

dibutuhkan untuk mengalami perubaan warna dari warna bening hingga menjadi

warna biru kehitaman selama 14,31 detik. Pada percobaan yang ketujuh, 10 mL

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

kedua larutan memiliki suhu 15 0 C, waktu yang dibutuhkan untuk mengalami

perubaan warna dari warna bening hingga menjadi warna biru kehitaman selama 2

detik. Pada percobaan yang kedelapan, 10 mL larutan A dan 10 mL larutan B.

Larutan A dan larutan B dipanaskan hingga kedua larutan memiliki suhu 45 0 C,

waktu yang dibutuhkan untuk mengalami perubaan warna dari warna bening

hingga menjadi warna biru kehitaman selama 1,4 detik.

H. KESIMPULAN

1. Berdasarkan hasil pengamatan yang diperoleh dalam percobaan, konsentrasi

suatu zat dapat mempengaruhi laju reaksi. Semakin besar konsentrasi suatu

zat maka laju reaksi akan semakin cepat. Selain itu suhu juga mempengaruhi

laju reaksi, semakin tinggi suhu suatu senyawa semakin cepat pula laju reaksi

yang terjadi.

3. Dalam suatu reaksi, katalis digunakan sebagai alat untuk mempercepat reaksi

kimia. Dalam percobaan ini yang berfungsi sebagai katalis adalah asam sulfat

H2SO4, sehingga reaksi ion permanganat dengan ion oksalat bereaksi lebih

cepat dibandingkan reaksi pengendapan timbal kromat, dikarenakan pada

reaksi ion permanganat dengan ion oksalat ditambahkan asam sulfat (H2SO4)

yang berfungsi sebagai katalis.

DARTAR PUSTAKA

http://ablulebul.blogspot.com/2012/12/jurnal-kimia-laju-reaksi.html. Diakses pada

tanggal 30 Maret 2015.

http://awaliyahrahmah1.blogspot.com/2013/06/jurnal-kinetika-kimia.html.

Diakses pada tanggal 30 Maret 2015.

http://id.wikipedia.org/wiki/Termodinamika. Diakses tanggal 30 Maret 2015.

https://journalce2013.files.wordpress.com/2014/06/jurnal-praktikum-laju-

reaksi.pdf. Diakses pada tanggal 30 Maret 2015.

Tim Laboratoriun Kimia Dasar. 2011. Penuntun Praktikum Kimia Dasar II.