kinetika rx.docx

7/29/2019 kinetika rx.docx

1/18

1

BAB I

PENDAHULUAN

1.1.Tujuan Percobaan1. Mempelajari pengaruh perubahan konsentrasi pada laju reaksi.2. Mempelajari pengaruh suhu pada laju reaksi.

1.2Dasar Teori1.2.1 Kinetika Kimia

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

faktor-faktor yang mempengaruhi serta penjelasan hubungannya terhadap mekanisme reaksi.

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

dalam mekanisme reaksi dan laaju reakssi sebagai fungsi waktu.

Reaksi dapat berlangsung dengan laju yang bervariasi, ada yang serta merta, perlu

waktu (pembakaran) atau waktu yang sangat lama seperti penuaan, pembentukan batubara dan

beberapa reaksi peluruhan radioaktif (Yelmida,dkk, 2013).

Untuk mempercepat laju reaksi ada 2 cara yang dapat dilakukan yaitu memperbesar

energi kinetik suatu molekul atau menurunkan harga Ea. Kedua cara ini bertujuan agar

molekul-molekul semakin banyak memiliki energi yang sama atau lebih dari energi aktivasi

sehingga tumbukan yang terjadi semakin banyak (Ryan, 2001).

Jika suatu zat dipanaskan, partikel-partikel zat tersebut menyerap energi kalor. Pada

suhu yang lebih tinggi, molekul bergerak lebih cepat sehingga energi kinetiknya bertambah.

Peningkatan energi kinetik menyebabkan kompleks teraktivasi lebih cepat terbentuk, karena

aktivasi mudah terlampaui, dengan demikian reaksi lebih cepat (Santoso, 2012).

Berdasarkan jumlah molekul yang bereaksi, reaksi terdiri atas:

a. Reaksi unimolekuler: Hanya 1 mol reaktan yang bereaksi.Contoh: N2O5 N2O4 + O2

b. Reaksi bimolekuler: Ada 2 mol reaktan yang bereaksi.Contoh: 2HI H2 + I2

c. Reaksi termolekuler: Ada 3 mol reaktan yang bereaksi.Contoh: 2NO + O2 2NO2

Berdasarkan banyak fasa yang terlibat, reaksi terbagi menjadi:

a.

Reaksi homogen: Hanya terdapat satu fasa dalam reaksi.b. Reaksi heterogen: Terdapat lebih dari satu fasa dalam reaksi.


2/18

2

Dalam reaksi kimia baik itu homogen atau heterogen terdapat beberapa faktor yang

mempengaruhi laju reaksi sehingga laju reaksi dapat bertambah atau berkurang.

1.2.2 Faktor-Faktor yang Mempengaruhi Laju Reaksi KimiaBerikut ini adalah beberapa faktor yang mempengaruhi laju reaksi.

a. Sifat kimia molekul bereaksi dan hasil reaksi (produk). Bila semua faktor lain samasusunan kimia molekul atau ion mempengaruhi kecepatan reaksi kimia.

b. Konsentrasi zat-zat yang bereaksi. Dalam suatu reaksi, semakin besar konsentrasi zatreaktan, akan semakin mempercepat laju reaksinya. Dengan bertambahnya konsentrasi

zat reaktan jumlah partikel-partikel reaktan semakin banyak sehingga peluang

bertumbukan semakin besar (Sahputra, 2012).

c. Suhu. Laju reaksi akan semakin meningkat dengan meningkatnya suhu reaksi.Kenaikan suhu akan menambah energi kinetik molekul-molekul, akibatnya molekul-

molekul yang bereaksi menjadi lebih akti mengadak tumbukan. Hal ini terjadi karena

gerakan-gerakan molekul semakin ceat pada temeratur yang lebih tinggi. Berdasarkan

penelitian, pada umumnya setiap kenaikan suhu 10C lau reaksi akan meningkat

menjadi dua kali lipat (Sahputra, 2012)

d. Luas permukaan bidang sentuh. Jika permukaan bidang sentuh samakin luas, akansering terjadi tumbukan dan menghasilkan zat produk yang semakin banyak sehingga

laju reaksi meningkat. Oleh karena itu, untuk meningkatkan laju reaksi salah satu

caranya denga menambahkan luas permukaan bidang sentuh zat reaktan.

Untuk menambah luas permukaan bidang sentuh zat reaktan adalah dengan

mengubah ukuran zat reaktan menjadi lebih kecil. Misalnya saja kapur dalam bentuk

serbuk lebih cepat bereaksi dengan HCl encer, dibandingkan kapur dalam bentuk

bongkahan. Kapur dalam bentuk serbuk mempunyai luas permukaan bidang sentuh

yang lebih besar dibandingkan dengan kapur berbentuk bongkahan (Sahputra,2012)

e. Katalis. Katalis adalah zat yang dapat mempercepat laju reaksi tetapi tidak mengalamiperubahan kimia yang permanen. Dalam skala industri kimia katalis akan

mempercepat laju reaksi tanpa menimbulkan produk yang tidak diinginkan (Sahputra,

2012).


3/18

3

1.2.3 Persamaan Laju ReaksiPersamaan laju reaksi mendeskripsikan persamaan matematika yang dipergunakan

dalam kinetika kimia yang menghubungkan antara laju reaksi dengan konsentrasi reaktan.

Untuk reaksi berikut,

aA +bB cC + dD

maka persamaan laju reaksinya secara umum dapat didefinisikan sebagai berikut:

Dimana k adalah konstanta laju reaksi, a disebut orde reaksi terhadap A dan b disebut orde

reaksi terhadap B. penjumlahan a+b menghasilkan orde reaksi total. Persamaan laju reaksi

tidak dapat ditentukan secara teoritis akan tetapi bisa ditentukan melalui percobaan

kimia/eksperimental. Ada kalanya reaksi hanya dipengaruhi oleh satu reaktan ataupun semua

reaktan dan nilai orde reaksi bisa sama dengan koefisien reaksi maupun tidak (Solehan, 2012)

1.2.4 Orde ReaksiOrde suatu reaksi adalah jumlah semua eksponen (dari konsentrasi dalam persamaan

laju). Orde reaksi juga menyatakan besarnya pengaruh konsentrasi reaktan (pereaksi) terhadap

laju reaksi. Jika laju suatu reaksi berbanding luus dengan pangkat satu konsentrasi dari hanya

satu pereaksi (Ratna,dkk, 2009)

Laju = k [A]

Maka reaksi itu dikatakan sebagai reaksi orde pertama. Penguraian N2O5 merupakan suatu

contoh reaksi orde pertama. Jika laju reaksi itu berbanding lurus dengan pangkat dua suatu

pereaksi,

Laju = k [A] [B]

Maka rekasi itu disebut reakssi orde kedua. Dapat juga disebut orde terhadap masing-masing

pereaksi (Ratna,dkk, 2012).

Reaksi-reaksi lain banyak terjadi baik alamiah maupun denga rekayasa. Namun

demikian setelah dikelompokkan mungkin reaksi yang terjadi adalah melalui salah satu dari

mekanisme reaksi berikut:

1. Reaksi orde pertama, irreversibleA produk

2. Reaksi orde kedua, irreversible2A produk

A + B produk3. Reaksi orde ketiga, irreversible

V = k [A]a[B]

b


4/18

4

3A produk

2A + B produk

4. Reaksi orde ke-n, irreversiblenA produk

5. Reaksi orde pertama, reversibleA B

6. Reaksi orde pertama/kedua, reversibleA B + C

7. Reaksi simultan, irreversibleA produk

A + B produk

3A produk

8. Reaksi bersambung (consecutive), irreversibleA B

B C

Berdasarkan reaksi diatas, orde reaksi menyatakan banyaknya molekul reaktan yang

terlibat dalam setiap satu reaksi. Mekanisme ini dinyatakan sebagai banyak molekul yang

terlibat dalam tumbukan sehingga terjadi pertukaran komposisi atom dalam molekul-molekul

reaktan menjadi produk (Clark, 2004).

Sebagai contoh reaksi sederhana orde kedua irreversible,

A + B AB

Setiap satu molekul A bertumbukan dengan satu molekul B menghasilkan produk. Jika A dan

B melakukan tumbukan efektif menghasilkan produk AB maka laju reaksi bisa dihitung

berdasarkan pada laju berkurangnya A yang sekaligus sama dengan laju berkurangnya B dan

sama pula dengan laju pembentukan AB atau,

r = -rA2-rB = +rAB

dengan r adalah lambang untuk laju reaksi. Tanda (-) pada r menyatakan laju pengurangan

komponen dalam indeks dan tanda (+) menyatakan bahwa komponen dalam indeks bertambah.

Proses tumbukan molekul dalam reaksi ini, sangat dipengaruhi oleh kuantitas molekul

atau tekanan parsial, dinamakan probabilitas tumbukan. Dalam volume reaktor yang sama,

penambahan salah satu komponen (misal dengan penambahan A,B tetap) akan meningkatkan

probabilitas tumbukan karena makin kecil jarak antar molekul. Sehingga laju reaksi

dipengaruhi oleh konsentrasi. Namun, tidak semua tumbukan molekul menghasilkan reaksi,

yang menghasilkan reaksi hanyalah tumbukan yang disebut tumbukan efektif. Rasio tumbukan


5/18

5

efektif terhadap tumbukan total adalah konstan pada temperatur yang dijaga tetap. Peningkatan

temperatur akan menaikkan energi kinetik molekul-molekul, sehingga pada reaksi endotermis

akan meningkatkan tumbukan efektif dan mempercepat reaksi. Dengan demikian laju reaksi

akan sebanding dengan laju tumbukan efektif. Dalam formula dinyatakan dengan k, konstanta

laju reaksi (Clark, 2004).

Beberapa hal penting berkaitan dengan tumbukan efektif molekul dalam reaksi kimia

adalah sebagai berikut:

1. Tumbukan efektif akan makin besar jika probabilitas tumbukan makin besar, konsentrasiyang lebih besar mengindikasikan jumlah molekul yang lebih banyak dalam volume

tertentu akan memberikan probabilitas tumbukan lebih besar (Clark, 2004).

2. Energi kinetik molekul yang lebih besar akan menaikkan jumlah tumbukan efektif.Energi kinetik akan mempercepat laju molekul dan memperbanyak frekuensi

bertumbukan. Beberapa reaksi dipercepat dengan pemanasan.

3. Orientasi tumbukan yang tepat akan meningkatkan jumlah tumbukan efektif. Bagianmolekul yang berkutub positif akan efektif bila bertemu dengan bagian molekul lain yang

berkutub negatif (Clark, 2004).

4. Energi tambahan yang cukup untuk melakukan tumbukan efektif, dinamakan energiaktivasi. Suatu tumbukan akan efektif jika energi total dalam tumbukan mampu

digunakan untuk melampaui energi aktivasi reaksi. Jika tidak maka reaksi tidak terjadi

dan kembali ke keadaan semula. Faktor energi aktivasi ini merupakan penentu apakan

suatu reaksi dapat berlangsung atau tidak. Jika dalam tumbukan A-B mempunyai energi

yang cukup untuk melampaui energi aktivasi, maka selanjutnya dengan serta merta

(spontan) reaksi terus berlanjut menghasilkan AB dengan tingkat energi lebih rendah dari

A+B sebelum reaksi (Clark, 2004).

Banyak reaksi yang bisa berlangsung spontan tetapi memerlukan waktu yang sangat

lama, karena energi aktivasi reaksinya yang terlalu besar sehingga molekul-molekul

ketika bertumbukan jarang bisa mencapai atau melampauinya.

Untuk reaksi-reaksi semacam ini, biasanya dapat dipercepat dengan katalis seperti

yang telah dijelaskan sebelumnya katalis adalah suatu zat yang ditambahkan pada reaksi

untuk mempercepat laju reaksi dan zat tersebut akan didapatkan kembali seperti semula

pada akhir reaksi. Diduga cara kerja katalis zat ini adalah dengan menurunkan energi

aktivasi reaksi, sehingga molekul-molekul yang terlibat dalam reaksi dapat melakukan

tumbukan lebih efektif dan lebih banyak.

1.2.5 Persamaan Arrhenius


6/18

6

Pada tahun 1889, Arrhenius mengusulkan sebuah persamaan empirik yang

menggambarkan kebergantungan konstanta laju reaksi pada suhu. Persamaan yang diusulkan

Arrhenius adalah sebagai berikut:

k = konstanta laju reaksi

A = faktor frekuensi

EA = energi aktivasi

Faktor e-Ea/RT memiliki kesamaan dengan hukum distribusi Boltzmann. Faktor ini

menunjukkan fraksi molekul yang memiliki energi yang melebihi energi aktivasi. Persamaan

tersebut sering ditulis dalam bentuk logaritma sebagai berikut:

k = Ae-Ea/RT

ln k = hA - EA/RT


7/18

7

BAB II

METODOLOGI PERCOBAAN

2.1.Alat yang digunakan Gelas ukur 100 ml Stopwatch Water bath Gelas piala 600 ml Tabung reaksi Pipet ukur

Batang pengaduk Termometer Corong kaca

2.2.Bahan yang digunakan Na2S2O3 0,25 M Aquadest

HCl 1 M

2.3.Prosedur kerja2.3.1. Pengaruh konsentrasi terhadap laju reaksi

1. 50 ml Na2S2O3 0,25 M dimasukkan ke dalam gelas ukur 100 ml.2. Kertas putih yang telah diberi tanda silang ditempatkan dibagian bawah gelas

ukur sebagai alas.

3. 2 ml HCl 1M dicampurkan ke dalam gelas ukur yang berisi tiosianat danstopwatch dinyalakan.

4. Larutan tersebut diaduk dengan menggunakan batang pengaduk, sementarapengamatan dari atas tetap dilakukan.

5. Stopwatch dihentikan ketika tanda silang tidak terlihat lagi dari atas danwaktu yang diperoleh dicatat.

6. Suhu larutan tersebut diukur dan dicatat.


8/18

8

2.3.2. Pengaruh suhu terhadap laju reaksi1. 10 ml larutan tiosulfat dimasukkan kedalam gelas ukur dan diencerkan hingga

volumenya mencapai 50 ml.

2. 2 ml HCl 1M diukur dan dimasukkan kedalam tabung reaksi. Tabung reaksi dangelas ukur tersebut ditempatkan di water bath denga suhu 35oC.

3. Larutan tersebut dipanaskan hingga suhu kedua larutan sama.4. Asam dimasukkan kedalam larutan tiosulfat dan dengan bersamaan stopwatch

dinyalakan.

5. Larutan diaduk hingga tanda silang di kertas yang menjadi alas hilang dna waktuyang dibutuhkan dicatat.

6. Langkah tersebut diulang sesuai dengan suhu yang diberikan oleh asisten.2.4.Pengamatan

Larutan tiosulfat dan HCL memiliki warna awal bening. Namun ketika larutan asam

dicampurkan ke tiosulfat, larutan tiosulfat berubah warna menjadi keruh setelah diaduk

rata.


9/18

9

BAB III

HASIL DAN DISKUSI

3.1.Hasil PercobaanPercobaan ini terbagi menjadi dua kegiatan yaitu penentuan pengaruh perubahan

konsentrasi terhadap laju reaksi dan penentuan pengaruh suhu terhadap laju reaksi.

A.Pengaruh perubahan konsentrasi terhadap laju reaksiHasil percobaan ditunjukkan pada Tabel 3.1.

Tabel 3.1 Data Hasil Percobaan Pengaruh Konsentrasi Terhadap Laju Reaksi

Sistem Konsentrasi Relatif

Tiosulfat (N)

Waktu

(detik)

1/Waktu

(detik-1)

1 0,25 15,2 6,58 x 10-

2 0,2 20,9 4,78 x 10-

3 0,15 22,53 4,44 x 10-

4 0,1 35,32 2,83 x 10-

5 0.05 65,15 1,53 x 10-

6 0,025 120 8,33 x 10-2

Suhu = 29oC

B.Pengaruh suhu terhadap laju reaksiHasil percobaan ditunjukkan pada Tabel 3.2

Tabel 3.2 Data Hasil Percobaan Pengaruh Suhu Terhadap Laju Reaksi

No.suhu

(C)

Suhu

(K)1/k waktu 1/ waktu

log

(1/waktu)

1 35 308 3,25 x 10-

89,75 1,11 x 10-

-1,95

2 45 318 3,14 x 10-3 86,01 1,16 x 10-2 -1,94

3 55 328 3,05 x 10-3 83,4 1,20 x 10-2 -1,92

4 60 333 3,00 x 10- 60,57 1,65 x 10- -1,78

5 65 338 2,96 x 10- 56,13 1,78 x 10- -1,75


10/18

10

3.2.DiskusiPercobaan kinetika reaksi dilakukan dengan dua cara yaitu mengubah konsentrasi dan

mengubah suhu untuk mengetahui pengaruhnya terhadap laju reaksi.

A. Pengaruh Perubahan Konsentrasi Terhadap Laju ReaksiPengaruh perubahan konsentrasi terhadap laju reaksi dilakukan dengan cara mengubah

volume tiosulfat yang digunakan dan mencampurkannya dengan air namun dengan volume

total tetap sama sehingga akan diperoleh konsetrasi tiosulfat yang berbeda-beda.

Penentuan konsentrasi relatif tiosulfat dilakukan dengan menggunakan persamaan

pengenceran yaitu

V1 dan N1 merupakan volume dan konsentrasi awal, sedangkan V2 dan N2 merupakan

volume dan konsentrasi larutan yang encer. Perhitungan yang dilakukan pada percobaan

ini dapat dilihat pada Lampiran.

Tiosulfat dengan konsentrasi yang berbeda-beda tersebut ditambahkan 2ml HCl 1N

dan ketika dilakukan pengukuran suhu diperoleh 29oC. Reaksi yang terjadi antara tiosulfat

dan HCl menghasilkan endapan belerang yang menyebabkan campuran menjadi berwarna

keruh. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut

S2O3-2

(aq) + 2H

+

(aq)

H2O (l) + SO2(g) + S(s) (Yelmida, dkk, 2013)

Data hasil percobaan yang terdapat pada Tabel 3.1 dapat ditunjukkan dalam bentuk

kurva laju reaksi sebagai fungsi konsentrasi reelatif tiosulfat, seperti yang ditunjukkan

pada Gambar 3.1.

V1. N2 = V2. N2

6.58.E-02

4.78.E-024.44.E-02

2.83.E-02

1.53.E-02

8.33.E-030.00.E+00

1.00.E-02

2.00.E-02

3.00.E-02

4.00.E-02

5.00.E-02

6.00.E-02

7.00.E-02

0 0.05 0.1 0.15 0.2 0.25 0.3

1/waktu

Konsentrasi Relatif Tiosulfat

Laju Reaksi Sebagai Fungsi Konsentrasi Relatif Tiosulfat

Gambar 3.1 Kurva Laju Reaksi Sebagai Fungsi Konsentrasi


11/18

11

Plot pada kurva menunjukkan bahwa semakin tinggi konsentrasi yang digunakan

maka akan semakin cepat laju reaksi yang terjadi sehingga waktu yang dibutuhkan untuk

bereaksi pun akan semakin sedikit. Hal ini sesuai dengan persamaan kinetic rate law yang

ditulis oleh Fogler dalam Elements of Chemical Reactio Engineering(ed.3, 1999) yaitu

dimana rA merupakan laju reaksi A sedangkan CA dan CB merupakan konsentrasi zat A

dan B. pangkat pada konsentrasi yaitu dan menunjukkan orde reaksi. Sehingga

berdasarkan persamaan tersebut dapat diketahui bahwa laju reaksi sebanding dengan

konsentrasi reaktan.

Selain itu menurut Sahputra (2012), semakin besar konsentrasi zat reaktan maka akan

semakin cepat laju reaksi berlangsung sebab bertambahnya konsentrasi zat reaktan

menyebabkan jumlah partikel semakin banyak sehingga peluang bertumbukannya molekul

semakin besar.

B. Pengaruh Perubahan Suhu Terhadap Laju ReaksiPengaruh perubahan suhu terhadap laju reaksi dilakukan dengan cara mengubah suhu

tiosulfat dan HCl yamg akan direaksikan. Suhu yang digunakan adalah 35oC, 45oC, 55oC,

60o

C dan 65o

C. Data hasil percobaan mengenai pengaruh suhu terhadap laju reaksi

ditunjukkan pada Tabel 3.2. Data tersebut dapat ditunjukkan dalam bentuk kurva log laju

reaksi sebagai fungsi 1/suhu (K-1) seperti Gambar 3.2.

-rA = kA CA

CB

-1.95

-1.94

-1.92

-1.78

-1.75

-2.00

-1.95

-1.90

-1.85

-1.80

-1.75

-1.70

2.90.E-032.95.E-033.00.E-033.05.E-033.10.E-033.15.E-033.20.E-033.25.E-033.30.E-03

Log1/waktu

1/suhu (K-1)

Log Laju Reaksi sebagai Fungsi 1/suhu (K-1)

Gambar 3.2 Kurva Log Laju Reaksi Sebagai Fungsi 1/suhu (K-1)


12/18

12

Plot pada kurva menunjukkan bahwa log laju reaksi berbanding terbalik dengan

1/suhu (K-1). Hal ini sesuai dengan logaritma persamaan Arhennius yang ditulis oleh

Fogler dalam Elements of Chemical Reactio Engineering(ed.3, 1999) yaitu

dimana k merupakan laju reaksi dan T merupakan suhu (OK). Persamaan tersebut

menunjukkan bahwa log laju reaksi berbanding terbalik dengan suhu.

Hal tersebut juga menunjukkan bahwa sebenarnya laju reaksi berbanding lurus dengan

suhu apabila dilihat pada Tabel 3.2 dan Gambar 3.3.

Menurut Keenan dalam Kimia Untuk Universitas (1989), laju suatu reaksi kimia

bertambah dengan naiknya temperatur karena molekul-molekul bertabrakan dengan

benturan yang lebih besar sebab kecepatan gerak molekul lebih besar. Semakin banyak

molekul yang memiliki keceptan lebih besar maka reaksi semakin cepat sebab terdapat

energi yang cukup untuk bereaksi.

Log k = log A (E/2,3R) (1/T)

1.11.E-021.16.E-02

1.20.E-02

1.65.E-02

1.78.E-02

0.00.E+00

2.00.E-03

4.00.E-03

6.00.E-03

8.00.E-03

1.00.E-02

1.20.E-02

1.40.E-02

1.60.E-02

1.80.E-02

2.00.E-02

0 10 20 30 40 50 60 70

1/waktu

Suhu (oC)

Laju Reaksi sebagai Fungsi Suhu (oC)

Gambar 3.3 Kurva Laju Reaksi Sebagai Fungsi Suhu (oC)


13/18

13

BAB IV

KESIMPULAN DAN SARAN

4.1.KesimpulanDari percobaan yang telah dilakukan maka diperoleh beberapa kesimpulan sebagai berikut:

1. Konsentrasi suatu zat berbanding lurus dengan laju reaksi. Semakin besar konsentrasizat maka semakin cepat reaksi itu berlangsung sebaliknya semakin kecil konsentrasi

maka semakin lambat reaksi berlangsung.

2. Temperatur berbanding lurus dengan laju reaksi. Semakin tinggi temperatur suatu makaakan semakin cepat reaksi tersebut berlangsung sebaliknya semakin rendah temperatur

maka semakin lambat pula laju reaksinya.

4.2.Saran1. Sebelum melakukan praktikum sebaiknya peralatan yang akan digunakan diperhatikan

dulu kebersihannya agar tidak mengganggu jalanya praktikum.

2. Agitasi reaktan pada saat proses reaksi akan mempengaruhi hasil reaksi (laju reaksi),maka untuk hasil yang baik. Disarankan agitasi dilakukan pada kecepatan yang konstan.


14/18

14

BAB V

Tugas Dan Jawaban Pertanyaan

5.1.TugasA. Pengaruh konsentrasi terhadap laju reaksi

1. Lengkapi tabel hasil pengamatan saudara2. Dalam perrcobaan ini, 1/waktu yang digunakan untuk mengukur laju reaksi. Buatlah

kurva laju reaksi sebagai fungsi komponen tiosulfat!

3. Hitung orde reaksi terhadap tiosulfatB. Pengaruh suhu terhadap laju reaksi

1. Lengkapi tabel hasil pengamatan saudara2. Laju reaksi dinyatakan sebagai 1/waktu. Buat kurva laju reaksi sebagai fungsi suhu

(C). Buat kurva laju reaksi sebagai fungsi 1/suhu (K-1). Beri komentar mengenai

bentuk kurva yang anda peroleh.

Jawab:

A. Pengaruh konsentrasi terhadap laju reaksiTabel 5.1 Pengaruh konsentrasi terhadap laju reaksi pada suhu 29C.

Sistem Konsentrasi Relatif Tiosulfat

(N)

Waktu

(detik)1/waktu (detik

-1) 10

-2

1. 0,25 15,2 6,58

2. 0,2 20,9 4,78

3. 0,15 22,53 4,44

4. 0,1 35,32 2,83

5. 0,05 65,16 1,53

6. 0,025 120 0,83

Orde reaksi terhadap Tiosulfat:

Untuk mengitung orde reaksi gunakan data 4 dan 5.

*+ ( [ ]

)

([

])


15/18

15

Jadi, orde reaksi terhadap tiosulfat adalah 1.

Kurva Laju reaksi sebagai fungsi konsentrasi tiosulfat

B. Pengaruh suhu terhadap laju reaksiTabel 5.2 Pengaruh suhu terhadap laju reaksi

No.Suhu

(C)

Suhu

(K)

1/suhu (K-1

)

10-3

Waktu

(detik)

1/waktu

(detik-1

)10-2

Log

1/waktu

1. 35 308 3,25 89,75 1,11 -1,95

2. 45 318 3,14 86,01 1,16 -1,94

3. 55 328 3,05 83,4 1,20 -1,92

4. 60 333 3 60,57 1,65 -1,78

5. 65 338 2,96 56,13 1,78 -1,75

Kurva fungsi logaritma laju reaksi sebagai fungsi 1/suhu (K-1)

Kurva fungsi logaritma laju reaksi sebagai fungsi suhu (C)

Komentar: Adanya beberapa titik yang menjauhi garis linear artinya terdapar beberapa

penyimpangan data dimana pengamatan yang dilakukan mungkin kurang akurat.

5.2.Pertanyaan1. Bagaimana cara menentukan orde reaksi secara keseluruhan2. peningkatan suhu tidak selalu berarti peningkatan laju reaksi. Beri komentar.

Jawab:

1. Penelitian orde reaksi tidak dapat diturunkan dari persamaan reaksi tetapi hanya dapatditentukan berdasarkan perbedaan. Suatu reaksi yang diturunkan secara eksperimen

dinyatakan dengan rumus kecepatan reaksi:

V = K (A) (B)2

Persamaan tersebut mengandung pengertian reaksi orde 1 terhadap A dan reaksi orde 2

terhadap B. Orde reaksi secara kesuluruhan yaitu B.

2. Pada reaksi endotermal, peningkatan suhu akan menyebabkan kenaikan laju reaksi.Namun, pada reaksi eksotermal, yang terjadi justru sebaliknya dimana peningkatan

suhu akan berdampak pada turunya laju reaksi.


16/18

16

DAFTAR PUSTAKA

Clark, J. 2004. Orde Reaksi dan Mekanisme Reaksi. www.chem_is_try.org-situs-kimia-

indonesia. Diakses pada 19 April 2013

Foggler, S.H. 1999. Elements of Chemical Reaction Engineering.edisi 3. Prentice Hail PTR:

New Jersey.

Keenan, C.W. 1989. Kimia Untuk Universitas Jilid 1. Alih bahasa aloyilus Hadyana

Pudjatmaka. Anggota IKAPI: Jakarta.

Ratna, L. 2001. Chemistry For You. Nelson Thomas: London.

Sahputra, H. 2002. Modul Laju Reaksi. http://hadiyantoguru-indonesia.net/artikel/detail-21223.html. Diakses pada 19 April 2013.

Sanroso, H. 2012. Kinetika Reaksi. http://herweningsantoso.blogspot.com/2012/05/laporan-ii-

kinetika-reaksi.html. Diakses pada 19 April 2013.

Suroso, A. 2002.Ensiklopedia Sains dan Kehidupan. Tarity Samudra Berlian: Jakarta.

Solehan. 2012. Laporan Praktikum Kinetika Reaksi Ion Permanganat dengan Asam Oksalat.

http://solehans.blogspot.com./2012/11/laporan-praktikum-kinetika-reaksi-ion.html.

Diakses pada 19 April 2013.
http://www.chem_is_try.org-situs-kimia-indonesia/http://www.chem_is_try.org-situs-kimia-indonesia/http://hadiyantoguru-indonesia.net/artikel/detail-21223.htmlhttp://hadiyantoguru-indonesia.net/artikel/detail-21223.htmlhttp://herweningsantoso.blogspot.com/2012/05/laporan-ii-kinetika-reaksi.htmlhttp://herweningsantoso.blogspot.com/2012/05/laporan-ii-kinetika-reaksi.htmlhttp://solehans.blogspot.com./2012/11/laporan-praktikum-kinetika-reaksi-ion.htmlhttp://solehans.blogspot.com./2012/11/laporan-praktikum-kinetika-reaksi-ion.htmlhttp://herweningsantoso.blogspot.com/2012/05/laporan-ii-kinetika-reaksi.htmlhttp://herweningsantoso.blogspot.com/2012/05/laporan-ii-kinetika-reaksi.htmlhttp://hadiyantoguru-indonesia.net/artikel/detail-21223.htmlhttp://hadiyantoguru-indonesia.net/artikel/detail-21223.htmlhttp://www.chem_is_try.org-situs-kimia-indonesia/http://www.chem_is_try.org-situs-kimia-indonesia/


17/18

17

LAMPIRAN

Perhitungan pengenceran:

1.

Sistem 1V1= 50 mlN1= 0,25 N

2. Sistem 2 : V2= 40 ml, N2 ?V1. N1 = V2. N2

50 ml. 0,25 N = 40 ml. N2

N2 = 0,20 N

3. Sistem 3: V3= 30 ml, N3 ?V1. N1 = V3. N3

50 ml. 0,25 N = 30 ml. N3

N3 = 0,15 N

4. Sistem 4: V4= 40 ml, N4 ?V1. N1 = V4. N4

50 ml. 0,25 N = 20 ml. N4

N4 = 0,10 N

5. Sistem 5: V5= 40 ml, N5 ?V1. N1 = V5. N5

50 ml. 0,25 N = 10 ml. N5

N5 = 0,05 N

6. Sistem 6: V6= 40 ml, N6 ?V1. N1 = V6. N6

50 ml. 0,25 N = 5 ml. N6

N6 = 0,025 N


18/18

18

DAFTAR ISI

Kata Pengantar ......................................................................................................................... i

Daftar Isi .................................................................................................................................. ii

BAB IPENDAHULUAN ...................................................................................................... 11.1. Tujuan Percobaan .................................................................................................... 1

1.2 Dasar Teori .............................................................................................................. 1

BAB IIMETODOLOGI PERCOBAAN ............................................................................... 7

2.1. Alat yang digunakan ................................................................................................ 7

2.2. Bahan yang digunakan ............................................................................................. 7

2.3. Prosedur kerja .......................................................................................................... 7

2.4. Pengamatan .............................................................................................................. 8

BAB IIIHASIL DAN DISKUSI ........................................................................................... 9

3.1. Hasil Percobaan ....................................................................................................... 9

3.2. Diskusi ................................................................................................................... 10

BAB IVKESIMPULAN DAN SARAN ............................................................................. 13

4.1. Kesimpulan ............................................................................................................ 13

4.2. Saran ...................................................................................................................... 13

BAB VTUGAS DAN JAWABAN PERTANYAAN ......................................................... 14

5.1. Tugas ..................................................................................................................... 14

5.2. Pertanyaan ............................................................................................................. 15

LAMPIRAN ......................................................................................................................... 17

kinetika rx.docx

Documents

Transcript of kinetika rx.docx