PERCOBAAN IV

KINETIKA REAKSI

I. JUDUL PERCOBAAN

Kinetika reaksi.

II. PRINSIP PERCOBAAN

Perubahan kecepatan suatu reaksi kimia sebanding denga konsentrasi ion setiap reaksi dan

produk pada waktu tertentu.

III. TUJUAN PERCOBAAN

1. Menentukan kecepatan reaksi spesifik antara K2S2O8 dengan KI pada variasi konsentrasi

pada temperature kamar.

2. Menentukan energy aktivasi dari suatu reaksi kimia antara K2S2O8 dengan KI pada variasi

termperatur.

IV. TEORI PERCOBAAN

1. Pengertian Kinetika

Kinetika kimia merupakan bagian ilmu fisika yang mempelajari laju reaksi kimia,

faktor-faktor yanag mempengaruhinya serta penjelasan hubungannya terhadap mekanisme

reaksi. Kinetika juga disebut dinamika kimia, karena adanya gerakan molekul, elemen atau

ion dalam mekanisme reaksi dan laju reaksi sebagai fungsi waktu. Mekanisme reaksi

adalah serangkaian tahap reaksi yang terjadi secara berurutan selama proses perubahan

reaktan menjadi produk. Mekanisme reaksi dapat diramalkan dengan bantuan pengamatan

dan pengukuran besaran termodinamika suatu reaksi, dengan mengamati arah jalannya

reaktan maupun produk suatu sistem. Syarat untuk terjadinya reaksi kimia bila terjadi

penurunan energi bebeas (tG<0).

Prinsip yang mendasari semua ilmu kinetika adalah hukum aksi. Hukum ini menyatakan

bahwa reaksi kimia yaitu kecepatan reaksi sebanding dengan masa aktif senyawa yang

bereaksi. Dalam praktiknya, laju suatu reaksi kimia hanya bergantung pada beberapa

konsentrasi dan jumlah perpangkatan konsentrasi ini diistilahkan dengan orde reaksi. Hal

ini dikarenakan reaksi kimia terjadi dalam beberapa tahap dan laju keseluruhan reaksi

sering ditentukan oleh laju tahap yang paling lambat.

Kinetika menggambarkan suatu study secara kuantitatif tentang perubahan-perubahan

kadar terhadap waktu oleh reaksi kimia. Tujuan utama kinetika kimia ialah menjelaskan

bagaimana laju reaksi bergantung pada konsentrasi reaktan dan mengetahui mekanisme

suatu reaksi yang diperoleh dari suatu eksperimen.

Kinetika kimia merupakan cabang ilmu kimia yang mempelajari tetang proses yang

berhubungan dengan kecepatan atau laju suatu reaksi dan faktor-faktor yang

mempengaruhi laju reaksi. Dalam praktek suatu reaksi kimia dapat berlangsung dengan

laju atau kecepatan yang berbeda-beda. Namun dalam kehidupan sehari-hari sering

dijumpai reaksi yang berlangsung lambat. Oleh karena itu dengan mempelajari kinetika

kimia maka seluruh faktor-faktor yang mempengaruhi laju suatu reaksi dapat dikendalikan

sehingga lebih hemat dan efisien.

Kecepatan reaksi bergantung pada banyak faktor. Kecepatan reaksi ditentukan oleh

kecepatan terbentuknya zat hasil, dan kecepatan pengurangan reaktan. Konsentrasi reaktan

memainkan peran penting dalam mempercepat atau memperlambat reaksi tertentu.

Sebagaimana akan banyak reaksi yang sangat peka terhadap suhu, sehingga pengendalian

suhu sangat penting untuk pengukuran kuantitatif dalam kinetika kimia.

Ada beberapa reaksi yang laju reaksinya tidak bergantung pada konsentrasi pereaksinya,

misalnya reaksi fotosintesis dan reaksi- reaksi permukaan. Reaksi semacam ini dikatakan

berorde reaksi nol. Contoh reaksi yang berorde nol misalnya penguraian amoniak pada

permukaan katalis wolfram

Keberadaan reaksi kimia ditentukan oleh tinjauan termodinamika dan kinetika.

Termodinamika memberikan informasi kearah mana reaksi/ perubahan kimia itu secara

spontan dapat berlangsung, atau dengan kata lain kearah manakah sistem kimia itu

mempunyai kestabilan yang lebih besar. Sedangkan kinetika mempermasalahkan laju

reaksi dan mekanisme reaksinya.

2. Laju Reaksi

Pengertian tentang laju reaksi adalah perubahan jumlah pereaksi dan hasil reaksi per

satuan waktu. Karena reaksi berlangsung kearah pembentukan hasil, maka laju reaksi tak

lain dari pengurangan jumlah pereaksi per satuan waktu, atau pertambahan jumlah hasil

reaksi per satuan waktu. Dimensi untuk waktu umumnya digunakan menit atau detik,

sedangkan satuan untuk jumlah pereaksi dan hasil reaksi adalah konsentrasi molar.

Laju didefinisikan sebagai perubahan konsentrasi per satuan waktu. Satuan yang umum

adalah mol/L-1s-1. Kita ambil contoh khusus dalam reaksi fasa gas:

NO2 (g) + CO (g) → NO (g) + CO2 (g)

NO2 dan CO dikonsumsi pada saat pembentukan NO dan CO2. Jika sebuah kuar dapat

mengukur konsentrasi NO, laju reaksi rerata dapat diperkirakan dari nisbah perubahan

konsentrasi NO, ∆[NO] terhadap interval waktu, ∆t:

Laju sesaat suatu reaksi diperoleh dengan menganggap waktu yang sangat kecil, ∆t,

(dengan demikian nilai ∆[NO] yang semakin kecil). Sewaktu ∆t mendekati 0, laju menjadi

lereng kurva pada waktu t. Laju reaksi suatu kimia dapat dinyatakan dengan persamaan laju

reaksi. Untuk reaksi berikut:

A + B → AB

Persamaan laju reaksi secara umum ditulis berikut:

Keterangan: k sebagai konstanta laju reaksi,

m dan n adalah orde parsial masing-masing pereaksi.

Umumnya laju reaksi meningkat dengan meningkatnya konsentrasi, dan dapat

dinyatakan dengan:

Laju Reaksi = Perubahan KonsentrasiWaktu Yang Diperlukan

Perhatikan reaksi berikut:

aA + bB + cC + dD

Pada suatu saat tertentu, konsentrasi reaktan A dan B adalah [A] dan [B], dan

konsentrasi produk reaksi C dan D adalah [C] dan [D].

Laju dapat dinyatakan dalam batasan laju pembentukan produk reaksi atau laju kosumsi

reaktan (pereaksi) tertentu, maka secara umum laju reaksi dapat didefinisikan sebagai

berikut:

rx =± 1x ×

d [ x ]dt

r = k [A]m [B]n

Dimana tanda negatif (-) adalah pereaksi, dan tanda positif (+) adalah produk reaksi.

Untuk persamaan stoikiometri tidak 1:1, maka harus diperhatikan tentang laju reaksinya.

Besarnya laju reaksi dipengaruhi oleh faktor-faktor berikut:

a. Sifat dan ukuran pereaksi.

Sifat pereaksi dan ukuran pereaksi menentukan laju reaksi. Semakin reaktif dari sifat

pereaksi laju reaksi akan semakin bertambah atau reaksi berlangsung semakin cepat.

Semakin luas permukaan zat pereaksi laju reaksi semakin bertambah, hal ini dapat

dijelaskan dengan semakin luas permukaan zat yang bereaksi maka daerah interaksi zat

pereaksi semakin luas juga. Permukaan zat pereaksi dapat diperluas dengan

memperkecil ukuran pereaksi. Jadi untuk meningkatkan laju reaksi, pada zat pereaksi

dalam bentuk serbuk lebih baik bila dibandingkan dalam bentuk bongkahan.

b. 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. Reaksi-reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut:

            Na2S2O3 + 2H+ 2Na+ + H2S2O3 (cepat)

H2S2O3 H2SO3 + S (lambat)

Na2S2O3 + 2H+ 2Na+ + H2S2O3 + S

Reaksi ini terdiri dari dua buah reaksi yang konsekutif (sambung menyambung).

Pada reaksi demikian, reaksi yang berlangsung lambat menentukan laju reaksi

keseluruhan. Dalam hal ini reaksi yang paling lambat ialah penguraian H2S2O3.

Berhasil atau gagalnya suatu proses komersial untuk menghasilkan suatu senyawa

sering tergantung pada penggunaan katalis yang cocok. Selang suhu dan tekanan yang

dapat digunakan dalam proses industri tidak mungkin berlangsung dalam reaksi

biokimia. Tersedianya katalis yang cocok untuk reaksi-reaksi ini mutlak bagi makhluk

hidup.

c. 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. Kenaikan temperatur sebesar 10oC menyebabkan kenaikan

laju reaksi sebesar 2 sampai 3 kali. Pengaruh perubahan suhu terhadap laju reaksi secara

kuantitatif dijelaskan dengan hukum Arrhenius yang dinyatakan dengan persamaan

sebagi berikut:

 atau

Keterangan: R = konstanta gas ideal

A = konstanta yang khas untuk reaksi (faktor frekuensi) dan

Ea = energi aktivasi yang bersangkutan.

Energi aktivasi adalah energi minimum yang harus dimiliki oleh molekul-molekul

pereaksi (reaktan) agar menghasilkan terjadinya reaksi jika salinh bertabrakan. Untuk

reaksi yang molekul pereaksinya mempunyai banyak ikatan yang perlu diputuskan maka

energi aktivasinya besar, sedangkan jika hanya sedikit ikatan yang perlu diputuskan

maka energi aktivasinya kecil. Untuk reaksi tanpa pemutusan ikatan energi aktivasinya

sama dengan nol. Ada beberapa hal penting mengenai energi aktivasi ini, yaitu:

- Energi aktivasi yang ditentukan secara eksperimen adalah jumlah energi aktivasi

untuk reaksi keseluruhan bukan masing-masing tahap reaksi (reaksi-reaksi dasar).

EA adalah selisih antara energi reaktan dan energi tertinggi dari keadaan

teraktifkan dalam proses tersebut.

- Energi aktivasi untuk setiap tahap selalu positip.

- Sesuai dengan distribusi Maxwell-Boltzmann dari energi molekular, jika

temperatur dinaikkan, laju reaki bertambah sebab makin banyak tabrakan yang

mempunyai energi lebih besar dan Ea

Pada reaksi antara K2S2O4, KI, dan Na2S2O3 termasuk dalam laju reaksi orde 3,

sehingga dalam penentuan konsentrasi dan kecepatan laju reaksi menggunakan rumus

laju reaksi orde 3.

d. Katalis

Berzelius adalah orang yang pertama kali menggunakan istilah katalis pada tahun

1835. Katalis adalah zat yang ditambahkan ke dalam suatu reaksi untuk memepercepat

jalannya reaksi. Sedangkan zat yang memperlambat laju reaksi disebut inhibitor.

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.

k = Ae-Ea/RT ln k = -Ea + ln ART

Katalis tidak muncul dalam persamaan kimia pembahasannya 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 sedikit. Dalam kimia industri, banyak upaya untuk

menemukan katalis yang akan mempercepat reaksi tertentu tanpa meningkatkan

timbulnya produk yang tidak diinginkan. Atau katalis adalah zat yang ditambahkan ke

dalam suatu reaksi untuk mempercepat jalannya reaksi. Suatu reaksi yang menggunakan

katalis disebut reaksi katalis dan prosesnys disebut katalisme. Sifat katalis, yaitu:

Katalis tidak bereaksi secara permanen, karena tidak mengalami perubahan kimia

selama reaksi.

Katalis tidak mempengaruhi hasil akhir reaksi.

Katalis tidak memulai reaksi tetapi hanya mempengaruhi lajunya.

Katalis bekerja efektif pada saha optimum. Artinya, di atas atau di bawah suhu

optimum kerja katalis berkurang.

Suatu katalis hanya mempengaruhi laju reaksi spesifik. Berarti, katalis bekerja pada

satu reaksi atau sejenis reaksi, dan tidak untuk reaksi jenis lain.

Contoh:

Al2O3

C2H5OH (g) C2H4 (g) + H2O (g)

ZnO

HCOOH (g) CO2 (g) + H2 (g)

- Keaktifan katalis dapat diperbesar zat lainyang disebut promoter.

Contoh:

FeSO4

S2O32- (aq) + 2I- I2 (s) + 2SO4

2- (aq)

Kerja katalis FeSO4 dapat dipercepat oleh CuSO4 sebagai promoter.

- Hasil suatu reaksi kadang-kadang dapat bertindak sebagai katalis, zat it disebut

autokatalis, contohnya:

As

2AsH3 2As = 3H2

As bertindak sebagai autokatalis.

- Katalis dapat bereaksi dengan zat lain sehingga sifat katalisnya hilang, contohnya

pada reaksi pembentukan air dari gas hydrogen dan gas oksigen dengan katalis Pt,

kerja katalis Pt dapat dinon aktifkan dengan adanya CO, H2S, CS2.

- Katalis dapat memmperlambat reaksi disebut katalis negatif atau inhibitor, contohnya

pada reaksi pembentukan air dari gas hidrogen dan gas oksigen laju reaksi dapat

diperlambat dengan adanya I2 dan CO.

Penggolongan Katalis

Berdasarkan fasanya, katalis dapat dibagi menjadi dua yaitu katalis homogeny dan

heterogen.

- Katalis homogen ialah katalis ada dalam fasa yang sama dengan fasa reaktan,

misalnya katalis fasa gas mempercepat reaksi dalam fasa gas, atau unsur yang

dilarutkan dalam larutan mempercepat reaksi dalam larutan. Contoh katalis homogen

ialah efek klorofluorokarbon dan oksida nitrogen pada berkurangnya ozon di

stratosfer. Contoh kedua ialah katalis reaksi oksidasi-reduksi.

TI+ (aq) + 2Ce4+ (aq) → TI3+ (aq) + 2Ce3+ (aq)

oleh ion perak dalam larutan. Reaksi langsung dari TI+ dengan satu ion Ce4+ yang

menghasilkan TI2+ sebagai zat antara berjalan lambat. Reaksi ini dapat dipercepat

dengan menambahkan ion Ag+, yang berperan dalam mekanisme reaksi dalam

bentuk

Ag+ + Ce4+ → Ag2+ + Ce3+ (cepat)

TI+ + Ag2+ → TI2+ + Ag+ (lambat)

TI2+ + Ce4+ → TI3+ + Ce3+ (cepat)

Ion Ag+ tidak secara permanen diubah oleh reaksi ini, sebab yang terpakai habis

dalam langkah pertama akan dihasilkan kembali pada langkah kedua; ion ini berperan

sebagai katalis yang secara nyata mempercepat laju reaksi keseluruhan.

- Katalis heterogen ialah katalis berada dalam fasa yang berbeda. Kasus yang paling

penting ialah kerja katalitik dari permukaan padatan tertentu pada reaksi-reaksi fasa

gas dan fasa larutan. Contohnya ialah dalam produksi asam sulfat yang melibatkan

padatan oksida vanadium (V2O5) sebagai katalis. Banyak katalis pada lainnya

digunakan dalam proses industri. Salah satu yang perlu diperhatikan ialah reaksi

penambahan hidrogen pada etilena untuk membuat etana:

C2H4 (g) + H2 (g) → C2H6 (g)

Proses ini berjalan sangat lambat dalam fasa gas, kecuali diberi katalis permukaan

platinum. Satu jenis katalis yang sudah banyak digunakan dalam aliran gas

pembuangan mesin mobil untuk mengurangi emisi pencemar seperti hidrokarbon

yang tidak terbakar, karbon monoksida, dan nitrogen oksida. Konverter katalik ini

dirancang untuk sekaligus mengoksidasi hidrokarbon dan CO

CO, CxHy, O2 → CO2, H2O

dan mereduksi nitrogen oksida:

NO, NO2 → N2, O2

Inhibitor memainkan peran yang berlawanan dengan peran katalis. Inhibitor

memperlambat laju reaksi, sering kali dengan menaikkan energi aktivasi. Inhibitor

juga penting dalam industri karena kemampuannya dalam mengurangi laju reaksi

sampingan yang tidak diinginkan sehingga produk yang diinginkan terbentuk lebih

banyak. Atau katalis heterogen ialah katalis yang mempunyai fasa berbeda dengan

pereaksi. Umumnya zat katalis ini berupa zat padat dan pereaksinya cair atau gas.

- Katalis enzim

Banyak reaksi kimia dalam sistem organik dilaksanakan dengan enzim yang

berfungsi sebagai katalis. Enzim ialah molekul protein besar (biasanya dengan massa

molar 20.000 g mol-1 atau lebih) yang dengan strukturnya mampu melakukan reaksi

spesifik. Satu atau lebih molekul reaktan (disebut substrat) melekat pada daerah aktif

enzim. Daerah aktif merupakan daerah pada permukaan enzim yang struktur dan sifat

kimianya menyebabkan substrat tertentu dapat melekat padanya lalu transformasi

kimia dapat dikerjakan.

3. Orde Reaksi

Laju reaksi kimia ke kanan bergantung pada konsentrasi reaktan. Hubungan antara laju

reaksi dan konsentrasi disebut rumus laju atau hukum laju, dan tetapan kesebandingan k

dinamakan tetapan laju untuk reaksi tersebut. Seperti halnya tetapan kesetimbangan,

tetapan laju tidak bergantung pada konsentrasi tetapi pada suhu. Orde reaksi berkaitan

dengan pangkat dalam hukum laju reaksi. Reaksi yang berlangsung dengan konstan,

Tidak bergantung pada konsentrasi pereaksi disebut reaksi orde nol. Reaksi orde

pertama sering menampakkan konsentrasi tunggal dan hukum laju, dan konsentrasi

tersebut berpangkat satu. Rumusan yang paling umum dari hukum laju reaksi dan laju

reaksi orde dua adalah konsentrasi tunggal berpangkat dua atau dua konsentrasi masing-

masing berpangkat satu. Salah satu metode penentuan orde reaksi memerlukan pengukuran

laju reaksi awal dari sederet percobaan. Metode kedua membutuhkan pemetaan yang tepat

dari fungsi konsentrasi pereaksi terhadap waktu, untuk mendapatkan grafik garis lurus pada

reaksi:

3H2C2O4(l) + 2MnO4(l) → 6CO2(g) + 3H2O(l) + MnO

Apabila reaksi ini merupakan reaksi orde p terhadap H2C2O4 dan orde q terhadap

MnO4 maka laju reaksi:

r = k[H2C2O4]p[MnO4]q

p = orde parsial terhadap H2C2O4

q = orde parsial terhadap MnO4

Jika suatu reaksi mempunyai orde n terhadap suatu zat pereaksi maka kecepatan reaksi

akan sebanding dengan konsentrasi pangkat n dan berbanding terbalik dengan waktu t,

sehingga grafik Cn terhadap l/t, selalu merpakan garis lurus dan orde reaksi dapat

ditentukan dengan pertolongan grafik seperti ini;

Orde 1 : ditentukan dengan membuat grafik C terhadap l/t

Orde 2 : ditentukan dengan membuat grafik C2 terhadap l/t

Orde 3 : ditentukan dengan membuat grafik C terhadap l/t

Pangkat yang diberikan pada konsentrasi disebut orde reaksi untuk reaktan yang

bersangkutan. Jadi, penguraian N2O5 adalah orde pertama, sedangkan penguraian C2H6

ialah orde kedua. Beberapa proses termasuk orde nol untuk jangkauan konsentrasi tertentu.

Karena [A]0 = 1, maka laju reaksi seperti itu tidak bergantung pada konsentrasi:

Laju = k (kinetika orde nol)

Orde reaksi tidak selalu bilangan bulat; pangkat pecahan adakalanya dijumpai. Pada

suhu 450 K, penguraian asetaldehida (CH3CHO) dinyatakan dalam hukum laju sebagai :

laju = k [CH3CHO]3/2

Orde reaksi dapat ditentukan dengan beberapa metode, yaitu :

- Metode Subtitusi.

Data yang terkumpul dari hasil pengamatan jalannya suatu reaksi disubstitusikan ke

dalam bentuk integral dari persamaan berbagai orde reaksi. Jika persamaan itu

menghasilkan harga k yang tetap konstan dalam batas-batas variasi percobaan, maka

reaksi dianggap berjalan sesuai dengan orde tesebut.

- Metode Grafik.

Plot data dalam bentuk grafik dapat digunakan untuk mengetahui orde reaksi tersebut.

Jika konsentrasi diplot terhadap t dan didapatkan garis lurus, reaksi adalah reaksi nol.

Reaksi dikatakan orde pertama bila log (a-x) terhadap t menghasilkan garis lurus.

- Metode waktu paruh.

Dalam reaksi orde nol, waktu paruh sebanding dengan konsentrasi awal. Waktu paruh

reaksi orde-pertama tidka bergantung pada konsentrasi awal, waktu paruh untuk reaksi

orde kedua, dimana a=b=c, sebanding dengan 1/a2. Umumnya hubungan antara hasil di

atas memperlihatkan bahwa waktu paruh suaut reaksi dengan konsentrasi seluruh

reaktan sama.

Indikasi waktu yang berguna tentang laju reaksi kimia adalah waktu paruh, yaitu

waktu yang diperlukan oleh zat tersebut aga r konsentrasinya menjadi separuh nilai

awalnya. Waktu paruh bergantung pada konsentrasi awal zat.

Waktu paruh didenifisikan sebagai waktu yang dibutuhkan bila separuh konsentrasi

dari suatu reaktan digunakan. Waktu paruh dapat ditentukan dengan tepat hanya jika

satu jenis reaktan yang terlibat. Tetapi jika suatu reaksi berlangsung antara jenis reaktan

yang berbeda, waktu paruh harus ditentukan terhadap reaktan tertentu saja. Dan waktu

paruh tidak bergantung pada konsentrasi untuk reaksi orde kesatu.

4. Molekularitas

Molekularitas suatu reaksi adalah jumlah molekul yang ikut dalam reaksi dan nilainya

adalah satu, dua, dan kadang-kadang tiga. Molekularitas hanya berlaku untuk reaksi-reaksi

dasar (reaksi elementer).

5. Analisa Bahan

a. KI

b. Aquadest (Ditjen POM, 1979. Hal 96)

Nama resmi            :  AQUA DESTILLATA

Nama lain               :  Air suling

RM / BM                :  H2O / 18,02

Pemerian                 : Cairan jernih, tidak berwarna, tidak berbau, tidak mempunyai rasa.

Penyimpanan          :  Dalam wadah tertutup rapat

Kegunaan               :  Pelarut uji

c. K2S2O8

d. Na2S2O3

Nama resmi            :  NATRII THIOSULFAS

Nama lain               :  Natrium Tiosulfat

RM / BM                :  Na2S2O3 / 248,17

Pemerian                 : Hablur besar tidak berwarna atau serbuk hablur kasar.

Penyimpanan          :  Dalam wadah tertutup rapat

Kegunaan               :  Antidotum sianida

e. Amilum

Cairan atau padatan berwarna putih, sukar larut dalam air, tidak stabil.

V. ALAT dan BAHAN

1. Alat

a. Erlenmeyer

b. Stopwatch

c. Gelas ukur

d. Pipet tetes

e. Flash Shaker

f. Pipet ukur

g. Labu ukur

2. Bahan

a. Aquadest

b. KI

c. K2S2O8

d. Na2S2O3

e. Amilum

VI. PROSEDUR KERJA

1. Buat larutan KI 0.05 N dalam 165 ml; K2S2O8 0,05 N dalam 140 ml; Na2S2O3 0,05 N dalam

70 ml.

2. Buat larutan dalam erlenmeyer dengan perbandingan (variasi konsentrasi):

ERLENMEYER KI K2S2O8 Na2S2O3 H2O Amylum t (waktu,

dtk)

I 20 20 10 -

SecukupnyaII 20 16 8 6

III 20 12 6 12

IV 20 8 4 18

3. Keempat sampel di shaker denga flash shaker hingga terjadi perubahan warna menjadi

hijau.

4. Larutkan dalam Erlenmeyer dengan perbandingan (variasi Temperatur):

ERLENMEYER T

(oC)

KI K2S2O8 Na2S2O3 Amylum t

(waktu, dtk)

I 40 20 20 10

SecukupnyaII 50 20 20 10

III 60 20 20 10

IV 70 20 20 10

5. Keempat sampel dipanakan di atas waterbath hingga terjadi perubahan warna menjadi

hijau.

VII. DATA PENGAMATAN

1. Larutan dalam Erlenmeyer dengan perbandingan (variasi konsentrasi)

Erlenmeyer KI K2S2O8 Na2S2O3 H2O Amilum t (waktu, detik)

I 20 20 10 -

Secukupya

120 detik

II 20 16 8 6 548,4 detik

III 20 12 6 12 1454,4 detik

IV 20 8 4 18 2186,4 detik

2. Larutan dalam Erlenmeyer dengan perbandingan (variasi temperatur)

Erlenmeyer T (℃) KI K2S2O8 Na2S2O3 Amilum t (waktu, detik)

I 313 20 20 10

Secukupya

140 detik

II 323 20 20 10 110 detik

III 333 20 20 10 69,08 detik

IV 343 20 20 10 42,46 detik

3. Perhitungan Kinetika Reaksi

a. Menentukan Harga X

X1 = V Na2S2O3× N Na2S2O 3V K 2S2O8× N K 2S 2O 8

= 10ml×0,085N20ml×0,085N

= 0,5 N

X2 =V Na2S2O3× N Na2S2O 3V K 2S2O8× N K 2S 2O 8

= 8ml×0,085N

16ml×0,085N = 0,5 N

X3 =V Na2S2O3× N Na2S2O 3V K 2S2O8× N K 2S 2O 8

= 6ml×0,085N12ml×0,085N

= 0,5 N

X4 =V Na2S2O3 x N Na2S2O 3V K 2S2O8 x N K 2S 2O 8

= 4ml ×0,085N8ml×0,085N

= 0,5 N

b. Menghitung Nilai K

K1 = 2,303120

×log1

1−0,5 = 5,719 x 10-3

K2 = 2,303548,4

×log 1

1−0,5 = 1,264

K3 = 2,303

1454,4×

log 11−0,5

= 4,76 x 10-4

K4 = 2,303

2186,4×

log 11−0,5

=¿ 3,17 x 10-4

c. Buat Tabel Variasi Temperature

T (°K) Tf Log Tf 1/T

313 K 140 2,15 3,195 x 10-3

323 K 110 2,041 3,096 x 10-3

333 K 69,08 1,84 3,003 x 10-3

343 K 42,46 1,63 2,915 x 10-3

d. Membuat Grafik

Tan yx

= 2.15−1,84

3,195x 10−3−3,003x 10−3 = 0,31

1,92×10−4 = 1,615 x 10-5

e. Menghitung Harga Ea

Ea Grafik = 2,303 x 1,987 x Tan α

= 2,303 x 1,987 x (1,615 x 10-5)

= 7,39 x 10-5

f. Mencari Nilai C

K = 2,303Tf

×log11−x

Log Tf = Eagrafik

2,303×1,987×T + C

C = Log Tf -

( Eagrafik2,303×1,987×T

)

C1 = 2,15 - ( 7,39×10−5

2,303×1,987×313) = 2,14

C2 = 2,041 - ( 7,39×10−5

2,303×1,987×323) = 2,04

C3 = 1,84 - ( 7,39×10−5

2,303×1,987×333) = 1,839

C4 = 1,63 - ( 7,39×10−5

2,303×1,987×343) = 1,62

g. Menghitung Ea Praktek

Ea1 = 2,303 x 1,987 x 313 x (2,15 - 2,14) = 14,323

Ea2 = 2,303 x 1,987 x 323 x (2,041 – 2,04) = 1,478

Ea3 = 2,303 x 1,987 x 333 x (1,84 – 1,839) = 1,524

Ea4 = 2,303 x 1,987 x 343 x (1,63 – 1,62) = 15,696

Ea rata-rata = 14,323+1,478+1,524+15,696

4 = 8,255

h. Persentase Eror

% eror = ( 7,39×10−5 –8,2557,39×10−5 ) x 100% = 0,00112 %

VIII. PEMBAHASAN

Pada praktikum kinetika kimia menggunakan prinsip perubahan kecepatan suatu reaksi

kimia sebanding dengan konsetrasi ion setiap reaksi dan produk pada waktu tertentu.

IX. PENUTUP

X. KESIMPULAN

Ea Praktek = 2,303 x 1,987 x T x (Log Tf - C)

% eror = (Eagrafik−Ea praktek

Eagrafik) x 100%

XI. TUGAS

1. Apa yang dimaksud dengan:

a. Stoikiometri

b. Tingkat reaksi

c. Molekuleritet reaksi

a. Stoikiometri adalah perhitungan jumlah zat yang dapat dihasilkan oleh suatu reaksi

kimia, tetapi tidak dapat menggambarkan berapa lama suatu reaksi terjadi.

b. Tingkat reaksi adalah jumlah molekul pereaksi yang konsentrasinya menentukan

kecepatan reaksi.

c. Molekuleritet reaksi adalahnjumlah molkul yang ikut dalam reaksi

2. Sebutkan jenis-jenis katalis!

3. Apakah perbedaan katalis dan inhibitor?

XII. DAFTAR PUSTAKA