Laporan Praktikum Kimia Dasar Ii2
-
Upload
novianadewi -
Category
Documents
-
view
174 -
download
16
description
Transcript of Laporan Praktikum Kimia Dasar Ii2
LAPORAN PRAKTIKUM KIMIA DASAR II
KINETIKA KIMIA
Oleh :
Nama : Ni Luh Made Noviana Dewi
NIM : 1408105063
Kelompok : 9/B
JURUSAN KIMIA
FAKULTAS MATEMATIKA DAN ILMU PENGETAHUAN ALAM
UNIVERSITAS UDAYANA
2015
I. TUJUAN
1. Mengamati dan menentukan kecepatan reaksi dan hukum kecepatan reaksi
dari suatu reaksi kimia.
2. Mengamati pengaruh konsentrasi dan temperatur terhadap kecepatan suatu
reaksi.
3. Memahami peranan katalis dalam suatu reaksi kimia.
II. DASAR TEORI
A. Kinetika Kimia
Kinetika kimia berasal dari kata “kinetika” yang berarti gerakan (teori
kinetika molekuler dari gas yang menjelaskan gerakan acak dari molekul-molekul
gas ). Jadi, pengertian kinetika kimia adalah bidang ilmu kimia yang mempelajari
kecepatan berlangsungnya suatu reaksi kimia. Kecepatan reaksi adalah perubahan
konsentrasi reaktan / produk per satuan waktu. Dalam kinetika kimia, hal-hal yang
akan dibahas adalah tentang kecepatan reaksi, ordo reaksi, dan mekanisme reaksi
tersebut.(chang,2004)
Pada saat proses reaksi berlangsung, molekul reaktan akan terurai
sedangkan molekul produk akan terbentuk, sehingga dapat mengamati antara
penurunan konsentrasi reaktan atau peningkatan produk. (chang,2004)
Reaksi kimia dapat berlangsung dengan laju yang bervariasi, ada yang
berlangsung sangat cepat, ada yang berlangsung sangat lambat, tetapi banyak juga
yang berlangsung dalam kecepatan yang mudah ditentukan. Kecepatan reaksi
diukur sebagai perubahan konsentrasi zat yang bereaksi per satuan waktu.
(Petrucci,1999) Dengan demikian kecepatan reaksi dapat diukur berdasarkan
pengurangan konsentrasi reaktan per satuan waktu atau pertambahan konsentrasi
produk per satuan waktu. Contoh reaksi stoikiometri sederhana :
A B
Maka, kecepatan reaksi dalam kontekas perubahan konsentrasi antara
reaktan dan produk :
V=−Δ [ A ]
Δt=
Δ[ B ]Δt
Kecepatan pembentukan produk tidak ada tanda minus (-), karena ∆[B]
bernilai positif. Contoh reaksi yang lebih kompleks :
2A B
Dua mol A menghilang untuk setiap pembentukan 1 mol B, yaitu kecepatan
menghilangnya A dua kali lebih cepat dari kecepatan muncul, sehingga kita
menulis kecepatan sebagai berikut :
V=−12
Δ [ A ]Δt
=Δ[ B ]
Δt
Untuk reaksi umum :
aA+Bb cC+dD
Kecepatan diberikan oleh :
V=−1a
Δ [ A ]Δt
=−1b
Δ [ B ]Δt
=1c
Δ [C ]Δt
= 1d
Δ [ D ]Δt
Kecepatan reaksi juga bisa dirumuskan sebagai hukum kecepatan, dimana
kecepatan merupakan fungus konsentrasi setiap zat yang mempengaruhi
kecepatan reaksi. Untuk persamaan diatas hukum kecepatannya adalah :
V=k [ A ]x [ B ] y
Dimana k adalah konstanta kecepatan, x dan y adalah ordo reaksi.
Hukum Laju
Tidak semua reaksi barjalan dengan kecepatan yang sama. Reaksi ionik
biasanya terjadi seketika. Reaksi lain seperti pencernaan makanan terjadi sangat
lambat. Perbedaan kecepatan ini terutama disebabkan perbedaan sifat kimia zat
pereaksi.(http//www.google.com)
Untuk setiap reaksi kimia, selain sifat kimia pereaksi, salah satu faktor
penting pengendali reaksi kimia adalah konsentrasi pereaksi.Umumnya, bila
reaksi telah berlangsung lama maka kecepatannya berangsur-angsur turun.Dari
hasil ini dapat disimpulkan bahwa kecepatan reaksi tergantung pada konsentrasi
zat-zat yang bereaksi.Kecepatan reaksi kimia hampir selalu berbanding lurus
dengan konsentrasi pereaksi dengan pangkat tertentu.(http//www.google.com)
Satu fakta penting lain yang perlu diketahui adalah bahwakoefisien reaksi
tidak ada hubungannya dengan orde reaksi. Harga nhanya dapat ditentukan dari
percobaan.Hal ini berbeda dengan kesetimbangan kimia, dimana koefisien reaksi
ada hubungannya dengan pangkat konsentrasi pada ungkapan konstanta
kesetimbangan.
Untuk reaksi lebih kompleks,
A + B → produk
Maka biasanya kecepatan tergantung pada konsentrasi A dan B. Bila konsentrasi
A dan B diperbesar maka kecepatan reaksi meningkat, dan sebanding dengan
perkalian konsentrasi A dan B masing-masing dipangkat dengan bilangan tertentu,
misalnya n dan m. Jadi, pada reaksi ini, n dan m adalah orde reaksi terhadap A
dan B. Jumlah n dan m disebutorde reaksi total. Harga n dan m boleh semua
bilangan pecahan, negatip dan nol. Reaksi,
NO2(g) + CO(g) → CO2(g) + NO(g)
pada temperatur dibawah 225 °C maka,kecepatan tidak tergantung pada
konsentrasi CO tetapi hanya pada NO2 pangkat dua. Jadi reaksi adalah orde 2
terhadap NO2 dan orde nol terhadap CO. Perhatikan bahwa karena koefisien
reaksi dengan pangkat NO2 tidak ada hubungan karena koefisien reaksi adalah 1
sedangkan orde reaksi adalah 2. (Petrucci,1999)
Hubungan proporsionalitas (kesebandingan) dapat diubah menjadi
kesamaan dengan menggunakan konstanta proporsional, misalnya k. Pada
kinetika kimia, k disebut konstanta kecepatanreaksi.
Contohnya, hukum laju reaksi ICl dan H2,
2ICl(g) + H2(g) → I2(g) + 2HCl(g)
dan pada 230°C persamaan hukum lajunya adalah
Harga k=0,163 Lmol-1det-l, dan ini berlaku hanya pada suhu 230°C. Bila
temperaturnya berbeda maka harga k juga berbeda.
Konsentrasi dan waktu: waktu paruh
Hukum laju menyatakan hubungan antara kecepatan reaksi dengan konsentrasi
pereaksi. Selain hubungan ini, juga dapat diperoleh hubungan lain yaitu antara
konsentrasi dengan waktu. Contohnya, untuk reaksi orde 1,
A → produk, dengan , maka dari hubungan
dengan [A]o adalah konsentrasi mula-mula (pada t=0) dan [A]t adalah konsentrasi
pada waktu t setelah reaksi berlangsung. Hal yang sama dapat dilakukan untuk
reaksi dengan orde lebih tinggi dan reaksi kompleks.
Satu besaran penting lain, khususnya untuk reaksi orde 1, adalah waktu-paruh, tl/2,
yang didefinisikan gar pereaksi berkurang setengah dari konsentrasi sebelumnya.
Ternyata dengan waktu yang diperlukanwaktu reaksi orde 1, tl/2 hanya tergantung
pada k. Jadi harga t1/2 adalah konstan selama reaksi berlangsung.Waktu paruh
reaksi orde 2 tergantung pada konsentrasi awal. Karena setiap satu waktu paruh
konsentrasi [A]t=1/2[A]o, maka pada waktu paruh pada t=t2 adalah dua kali lebih
besar dari waktu paruh pada t=t1, (chang,2004)
Berdasarkan Orde reaksi, reaksi dibedakan menjadi :
1. Reaksi Orde Nol
Pada reaksi orde nol, kecepatan reaksi tidak tergantung pada
konsentrasi reaktan. Persamaan laju reaksi orde nol dinyatakan sebagai :
-
dAdt = k0
A - A0 = - k0 . t
A = konsentrasi zat pada waktu t
A0 = konsentrasi zat mula – mula
Contoh reaksi orde nol ini adalah reaksi heterogen pada permukaan katalis.
2. Reaksi Orde Satu
Pada reaksi per satu, kecepatan reaksi berbanding lurus dengan
konsentrasi reaktan.
Persamaan laju reaksi orde satu dinyatakan sebagai :
- dAdt = k1 [A] -
dA[ A ] = k1 dt
ln [ A 0 ][ A ] = k1 (t – t0)
Bila t = 0 A = A0
ln [A] = ln [A0] - k1 t
[A] = [A0] e-k1t
Waktu paruh (t1/2) adalah waktu yang dibutuhkan agar konsentrasi
reaktan hanya tinggal setengahnya. Pada reaksi orde satu, waktu paruh
dinyatakan sebagai :
k1 =
1t1/2 ln
11/2
k1 =
0 ,693t 1/2
3. Reaksi Orde Dua
Persamaan laju reaksi untuk orde dua dinyatakan sebagai :
-
dAdt = k2 [A]2
-
dA[ A ]2 = k2 t
1[ A ] -
1[ A 0 ] = k2 (t – t0)
Waktu paruh untuk reaksi orde dua dinyatakan sebagai :
t1/2 =
1k 2[ A 0 ]
Reaksi dapat berlangsung cepat atau lambat. Adapun faktor-faktor
yang mempengaruhi cepat dan lambatnya suatu reaksi kimia adalah :
Sifat kimia dari reaktan : pada umumnya reaksi-reaksi ionik berlangsung
cepat, sedangkan reaksi-reaksi yang melibatkan ikatan kovalen
berlangsung lebih lambat.
Kemampuan reaktan berinteraksi : dalam keadaan cair atau gas partikel-
partikel reaktan (molekul atau ion) dapat bertumbukan secara mudah satu
dengan yang lainnya.
Konsentrasi: molekul-molekul harus bertumbukan agar terjadi reaksi
dalam konteks ini laju reaksi proporsional dengan konsentrasi reaktan
Keadaan fisik: molekul-molekul harus bercampur agar dapat
bertumbukan
Temperatur: molekul harus bertumbukan dengan energi yang cukup
untuk bereaksi
Katalis : Katalis dapat diperoleh kembali tanpa mengalami perubahan
kimia. Katalis berperan dengan menurunkan energi aktifasi. Sehingga
untuk membuat reaksi terjadi, tidak diperlukan energi yang lebih tinggi.
Dengan demikian, reaksi dapat berjalan lebih cepat. Karena katalis tidak
bereaksi dengan reaktan dan juga bukan merupakan produk, maka katalis
tidak ditulis pada sisi reaktan atau produk.
B. Reaksi Iodin Clock
Adapun reaksi yang sangat menarik antara ion iodat (IO3-), ion sulfit (SO3
-)
membentuk ion Iodida (I-) dan Ion Sulfat (SO42-).
IO3- + 3SO3
- I- + 3SO42-
Dalam reaksi ini, ion sulfit bertindak sebagai penentu reaksi, karena apabila
dia habis bereaksi maka ion iodat yang berlebih akan bereaksi dengan ion iodida
membentuk Iodium (I2) yang berwarna coklat.
IO3- +5I- +6H+ 3I2 +3H2O
Dengan terbentuknya Iodium perubahan warna larutan sangat nyata,
sehingga reaksi ini disebut reaksi “iodine clock”. Untuk mengintesifkan warna
Iodium diperlukan indicator amilum (kanji) sehingga menghasilkan warna biru
kehitaman. Timbulnya warna ini menandakan adanya ion I-.
(http//www.google.com)
Efek Katalis
Katalis adalah suatu senyawa yang dapat menaikkan laju reaksi, tetapi tidak
ikut menjadi reaktan / produk dalam sistem itu sendiri. Setelah reaksi selesai,
katalis dapat diperoleh kembali tanpa mengalami perubahan kimia. Katalis
berperan dengan menurunkan energi aktifasi. Sehingga untuk membuat reaksi
terjadi, tidak diperlukan energi yang lebih tinggi. Dengan demikian, reaksi dapat
berjalan lebih cepat. Karena katalis tidak bereaksi dengan reaktan dan juga bukan
merupakan produk, maka katalis tidak ditulis pada sisi reaktan atau produk.
Umumnya katalis ditulis di atas panah reaksi yang membatasi sisi reaktan dan
produk. Contohnya pada reaksi pembuatan oksigen dari dekomposisi termal
KClO3, yang menggunakan katalis MnO2.(http//www.google.com)
2KClO3 2 KCl + 3 O2
Katalis terbagi menjadi dua golongan besar, yaitu
1. Katalis Homogen
Suatu katalis disebut homogen apabila berada dalam fasa yang sama
dengan reaktan maupun produk reaksi yang dikatalisa. Katalis ini berperan
sebagai zat antara dalam reaksi. Contohnya adalah efek katalis HBr pada
dekomposisi termal t-butil alkohol, (CH3)3COH, yang menghasilkan air dan
isobutilen, (CH3)2C=CH2.
Reaksi : (CH3)3COH (CH3)2C=CH2 + H2O
Tanpa penggunaan katalis, reaksi ini berlangsung sangat lambat, bahkan
pada suhu tinggi sekalipun. Hal ini disebabkan karena reaksi ini memiliki
energi aktifasi yang sangat tinggi, yaitu 274 kJ/mol. Dengan menggunakan
HBr, energi aktifasi akan turun menjadi 127 kJ/mol, dan reaksi menjadi
(CH3)3COH + HBr (CH3)3CBr + H2O
(CH3)3CBr (CH3)2C=CH2 + HBr
Kelemahan dari katalis homogen ini adalah ketika reaksi selesai, diperlukan
perlakuan kimia selanjutnya untuk memisahkan katalis dari campuran reaksi.
MnO2
2. Katalis Heterogen
Katalis heterogen adalah katalis yang fasanya tidak sama dengan reaktan
atau produk reaksi yang dikatalisa. Katalis heterogen biasanya berfungsi
sebagai permukaan tempat terjadinya reaksi. Contohnya adalah reaksi antara H2
dan O2 pada permukaan logam. Logam berfungsi sebagai permukaan adsorben
dimana H2 dan O2 akan menempel dan bereaksi.
Dalam suatu reaksi, ada beberapa faktor yang mempengaruhi cepat atau
lambatnya reaksi tersebut berjalan. Berikut faktor-faktor yang mempengaruhi
laju reaksi
1. Luas permukaan sentuhan/ Ukuran partikel
“Luas permukaan mempercepat laju reaksi karena semakin luas
permukaan zat, semakin banyak bagian zat yang saling bertumbukan dan
semakin besar peluang adanya tumbukan efektif menghasilkan
perubahan”. “Semakin luas permukaan zat, semakin kecil ukuran partikel
zat. Jadi semakin kecil ukuran partikel zat, reaksi pun akan semakin
cepat”.
2. Konsentrasi
Konsentrasi mempengaruhi laju reaksi, karena banyaknya partikel
memungkinkan lebih banyak tumbukan, dan itu membuka peluang
semakin banyak tumbukan efektif yang menghasilkan perubahan.
“Hubungan kuantitatif perubahan konsentrasi dengan laju reaksi tidak
dapat ditetapkan dari persamaan reaksi, tetapi harus melalui percobaan”.
Dalam penetapan laju reaksi ditetapkan yang menjadi patokan adalah laju
perubahan konsentrasi reaktan.
3. Suhu
Kenaikan suhu dapat mempercepat laju reaksi karena dengan naiknya suhu
energi kinetik partikel zat-zat meningkat sehingga memungkinkan semakn
banyaknya tumbukan efektif yang menghasilkan perubahan.
4. Katalis
Katalis adalah suatu zat yang mempercepat suatu laju reaksi, namun ia
sendiri, secara kimiawi, tidak berubah pada akhir reaksi. Ketika reaksi
selesai, kita akan mendapatkan massa katalasis yang sama seperti pada
awal kita tambahkan.
Ada 2 jenis katalis :
a. Katalis aktif yaitu katalis yang ikut terlibat reaksi dan pada akhir
rekasi terbentuk kembali.
b. Katalis pasif yaitu katalis yang tidak ikut bereaksi, hanya sebagai
media reaksi saja.
III. ALAT DAN BAHAN
A. Bahan
Pb(NO3)2
K2CrO4
KIO3
Na2S2O3
Na2C2O4
KMnO4
H2SO4
Larutan Kanji
Aquades
B. Alat:
Tabung Reaksi
Labu Takar
Gelas Becker
Pengaduk
Stop Watch
IV. LANGKAH KERJA
Percobaan 1 : Reaksi Cepat dan Reaksi Lambat
A. Reaksi Pengendapan Timbal Kromat
3mL Larutan Pb(NO3)2 0,1 M dimasukkan ke dalam tabung reaksi.
Sambil diaduk dimasukkan 1 mL larutan K2CrO4 0,1 M. Kemudian waktu
mulai pencampuran sampai timbul endapan dicatat.
B. Reaksi Ion permanganat dengan ion oksalat
5 mL larutan Na2C2O4 0,1 M dimasukkan ke dalam tabung reaksi.
Sambil diaduk larutan H2SO4 1M dimasukkan ke dalam tabung reaksi yang
sudah terdapat larutan Na2C2O4, kemudian dimasukkan 1 tetes larutan
KMnO4 0,1 M.
Waktu dicatat mulai pencampuran hingga larutan berubah menjadi bening.
Setelah larutan bening, ditambahi kembali 1 tetes KMnO4 dan diulang
langkah 2 hingga telah diteteskan 6 kali KMnO4.
Percobaan 2: Reaksi Iodine-Clock
Pada percobaan berikut ini saudara akan mengamati kecepatan reaksi
pembentukan iodine dengan cara mencampurkan larutan yang mengandung ion
IO3- dengan ion SO32-. Kecepatan reaksi pembentukan iodine dapat diamati dengan
timbulnya warna biru akibat reaksi I2 dengan amilum. Saudara akan mengamati
kecepatan reaksi, terhadap berbagai konsentrasi reaktan yang dicampurkan.
Larutan standar berikut disiapkan :
a. larutan KIO 0,02 M
b. Larutan Na2SO3 0,01 M yang diberi asam dan kanji ( 1,3 g Na2SO3 ditambah 10
mL H2SO4 6M dan 5 gr larutan kanji).
Reaksi ini dikerjakan dalam gelas kimia 250 mL. Batang pengaduk dan
pencatat waktu disiapkan. Larutan A dan Larutan B disiapkan, pada masing-
masing tabung atau ghelas kimia dengan variasi sebagai berikut, kemudian
dicampurkan dan dicatat waktunya :
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 tapi sebelum pencampuran larutan
terlebih dahulu didinginkan sampai mencapai suhu 150C. Setelah
pencampuran, waktu yang diperlukan untuk terbentuknya iodine dan suhu
campuran dicatat.
8. Komposisinya sama dengan campuran 1 tapi sebelum dicampurkan larutan
A dan larutan B dipanaskan terlebih dahulu sampai suhu 450C.
V. HASIL PENGAMATAN
Percobaan 1: Reaksi Cepat dan Reaksi Lambat.
A. Reaksi Pengendapan Timbal Kromat
No. Pb(NO3)2 0,1 M K2CrO4 0,1 M Waktu (detik)
1. 3 mL 1 mL 4,31
2. 3 mL 1 mL 4,45
3. 3 mL 1 mL 5,10
B. Reaksi Ion Permanganat dan Ion Oksalat
No. Na2C2O4 0,1 M KMnO4 0,1 M Waktu (detik)
1. 2 mL 1 tetes pertama 80
2. 2 mL 1 tetes kedua 40
3. 2 mL 1 tetes ketiga 75
4. 2 mL 1 tetes keempat 60
5. 2 mL 1 tetes kelima 37
6. 2 mL 1 tetes keenam 25
7. 2 mL 1 tetes ketujuh 30
8. 2 mL 1 tetes kedelapan 27
9. 2 mL 1 tetes kesembilan 20
10. 2 mL 1 tetes kesepuluh 16
Percobaan 2. Reaksi Iodin-Clock.
No.
Larutan A
KIO3 0,02 M
(mL)
Larutan B
Na2S2O3 0,01 M
(mL)
Air
(mL)Suhu
Waktu
(detik)
1. 10 10 - Kamar 2
2. 10 20 70 Kamar 6,05
3. 10 30 60 Kamar 4,47
4. 20 10 70 Kamar 6,28
5. 30 10 60 Kamar 2,40
6. 10 10 80 Kamar 6,25
7. 10 10 - 15oC 1,37
8. 10 10 - 45oC 1,39
VI. PEMBAHASAN
Percobaan Kinetika Kimia kali ini dilakukan dengan tujuan untuk
mengamati dan menentukan kecepatan reaksi dan hukum kecepatan reaksi dari
suatu reaksi kimia, mengamati pengaruh konsentrasi dan temperatur terhadap
kecepatan suatu reaksi, serta memahami peranan katalis dalam suatu reaksi kimia.
Dalam melakukan percobaan ini, kita memerlukan pencatat waktu untuk mencatat
waktu yang diperlukan untuk bereaksi. Percobaan ini dibagi menjadi 2, percobaan
1 yaitu reaksi cepat dan reaksi lambat, sedangkan percobaan 2 yaitu Reaksi Iodin-
clock. Untuk reaksi cepat pada percobaan 1, dilakukan percobaan pengendapan
timbal kromat (PbCrO4), sedangkan untuk reaksi lambat dilakukan percobaan ion
permanganat (MnO4-) dengan ion oksalat (C2O4
2-).
Percobaan 1. Reaksi Cepat dan Reaksi Lambat.
A. Reaksi pengendapan timbal kromat.
Pada reaksi ini kita mencari waktu yang diperlukan untuk membentuk suatu
endapan timbal kromat Percobaan ini dilakukan sebanyak 3 kali dengan volume
yang sama dan konsentrasi reaktan yang sama. Pada saat pencampuran ini terjadi
perubahan warna menjadi kuning.Reaksi ini berjalan dengan cepat karena reaksi
ini terjadi antara ion-ion Pb2+ dan ion CrO42- timbal kromat yang tidak larut dalam
air. Adapun reaksi antara larutan Pb(NO3)2 dengan larutan K2CrO4 sebagai berikut:
Pb2+ + CrO42- PbCrO4
Pada percobaan pertama didapatkan waktu yang diperlukan untuk
membentuk endapan timbal kromat sebesar 4,31 detik. Percobaan kedua
memerlukan waktu 4,45 detik untuk membentuk endapan timbal kromat. Dan
percobaan ketiga memerlukan waktu 5,10 detik untuk membentuk endapan timbal
kromat. Dari hasil tersebut pada percobaan pertama dan kedua memerlukan waktu
yang lebih singkat dari percobaan ketiga.
Hal ini disebabkan karena suhu pada ruangan mungkin saja bisa berubah-
ubah. Jika suhu ruangan meningkat, maka akan menaikkan energi rata-rata
molekul, sehingga fraksi molekul yang mencapai energi pengaktifan bertambah
sehingga laju reaksi akan semakin cepat. Selain itu dipengaruhi oleh kecepatan
praktikan mencampurkan reaktan tersebut. Semakin cepat praktikan mencampur
reaktan maka semakin cepat laju reaksi dan sebaliknya.
B. Reaksi ion permanganat dan ion oksalat.
Pada reaaksi ion permanganat dengan ion oksalat, praktikan mencampur
Na2C2O4 dan KMnO4.Perubahan reaksi yang terjadi ini adalah perubahan warna
dari bening menjadi ungu kemudian coklat dan bening kembali. Dengan volume
2mL Na2C2O4 , praktikan meneteskan 1 tetes KMnO4 secara bertahap. Pada tetesan
pertama praktikan mendapatkan waktu 80 detik, pada tetesan kedua 40 detik,
tetesan ketiga 75 detik, tetesan ke empat 60 detik, tetesan kelima 37 , tetesan
keenam 25 detik, tetesan ketujuh 30 detik, tetesan kedelapan 27 detik, tetesan
kesembilan 20 detik dan tetesan kesepuluh 16 detik. Hal ini menunjukkan
semakin banyak volume larutan yang ditambahkan, maka reaksi akan
membutuhkan waktu yang singkat. Dimana reaktan yang dalam keadaan
konsentrasi yang sama, laju reaksinya dipengaruhi oleh jumlah zat/larutan yang
ditambahkan karena semakin banyak jumlah zat, maka semakin banyak pula
molekul-molekul yang saling bertumbukan sehingga kecepatan reaksi juga
meningkat dan waktu yang dibutuhkan selama bereaksi semakin sedikit, begitu
pula sebaliknya.
Percobaan 2. Reaksi Iodine Clock
Percobaan ini dilandasi oleh reaksi iodine-clock dan faktor-faktor yang
mempengaruhi laju reaksi. Pada percobaan ini digunakan larutan A, dimana
larutan A didalamnya merupakan larutan KIO3 0,02 M dan larutan B, dimana
larutan B didalamnya berisi larutan Na2SO3 0,01 M yang diberi asam dan kanji
(1,3 gr Na2SO3, ditambah 10 ml H2SO4 6 M dan 5 gr larutan kanji).
Dalam percobaan ini diamati kecepatan reaksi pembentukan iodine dengan
mencampurkan larutan yang mengandung ion IO3- dengan larutan yang
mengandung ion SO32-. Kecepatan reaksi pembentukan iodine diamati dari
pembentukan warna biru akibat reaksi I2 dengan amilum yang diperoleh dari
larutan kanji dan Na2SO3 sebagai reaktan. Pada percobaan kedua yang kami
lakukan, yaitu untuk reaksi iodine-clock. Reaksi yang berlangsung antara ion
iodat (IO3-) dan ion sulfit (SO3
2-) akan membentuk ion (I-) dan Ion sulfat (SO4-)
IO3- + 3SO3
2- I- + 3SO42-
Bila ion iodat yang bereaksi dalam kondisi berlebih, maka reaksi yang
terjadi akan berlanjut seperti ini:
IO3- + 5I- + 6H+ 3I2 + 3H2O
Pada reaksi ini, dilakukan sebanyak 8 kali pengamatan dengan variasi
yang berbeda. Dimana pada Reaksi ini menyebabkan larutan berwarna biru
kehitaman yang menandakan adanya ion I- pada larutan yang digunakan. Waktu
yang diperlukan dalam reaksi iodine-clock ini sangat beragam mulai dari 2 detik,
6,05 detik, 4,47 detik, 6,28 detik, 2,40 detik, dan 6,25 detik. Perbedaan ini
dikarenakan adanya perbedaan volume
Hal tersebut terjadi karena letak molekulnya akan menjadi renggang dan
berjauhan sehingga lebih sukar bertumbukan dan tumbukan yang terjadi lebih
sedikit jika di bandingkan pencampuran kedua larutan tanpa di tambah air yang
jauh lebih banyak tumbukannya. Sedangkan penambahan volume larutan A
(KIO3) dengan molaritas sebesar 0,02 M mampu mempengaruhi laju reaksi untuk
lebih cepat. Berarti besar konsentrasi dan volume suatu pereaktan akan
berbanding lurus dengan kecepatan laju reaksi.
Pada pengamatan yang ke tujuh, larutan didinginkan terlebih dahulu
sebelum direasikan. Larutan A 10 mL dan larutan B 10 mL didinginkan hingga
mencapai suhu 150C, kemudian dicampur dan bereaksi dengan waktu 1,37 detik.
Sedangkan untuk pengamatan ke-8 larutan A dan B dipanaskan terlebih dahulu.
Larutan A sebanyak 10 mL dan larutan B sebanyak 10 mL dipanaskan hingga
mencapai suhu 450C, kemudian direasikan. Waktu yang diperlukan untuk bereaksi
yaitu hanya 1,39 detik. Larutan yang sebelum direaksikan didinginkan terlebih
dahulu memerlukan waktu yang lebih lambat daripada larutan yang dipanaskan
terlebih dahulu sebelum direaksikan. Hal ini membuktikan bahwa suhu
mempengaruhi kecepatan suatu reaksi. Dimana semakin tinggi temperatur atau
suhu, maka laju reaksi juga semakin cepat
VIII. KESIMPULAN
1. Kinetika kimia adalah suatu ilmu yang membahas tentang laju (kecepatan)
dan mekanisme reaksi dalam reaksi kimia.
2. Kecepatan suatu reaksi berbanding lurus dengan konsentrasi reaksi. Jika
konsentrasinya tinggi maka kecepatan laju reaksinya juga tinggi. Karena
semakin tinggi konsentrasinya, semakin banyak molekul-molekul yang
bertumbukan, maka reaksi akan menjadi lebih cepat.
3. Kecepatan suatu reaksi berbanding lurus dengan kenaikan temperatur. Hal
ini disebabkan semakin tinggi temperatur, semakin cepat gerakan partikel –
partikel penyusun reaktan dan semakin besar pula kemungkinan partikel –
partikel tersebut bertumbukan.
4. Faktor lain yang dapat mempengaruhi besarnya kecepatan suatu reaksi
adalah kehadiran suatu katalis dalam reaksi kimia dimana katalis hanya
digunakan untuk mempercepat reaksi tanpa harus ikut bereaksi dimana
katalis memperbesar kecepatan reaksi dengan jalan memperkecil energi
pengaktifan suatu reaksi dan dibentuknya tahap-tahap reaksi yang baru.
DAFTAR PUSTAKA
Chang, Raymond. 2004. Kimia Dasar : Konsep-Konsep Inti, Edisi Ketiga.
Jakarta : Erlangga.
Petrucci, Ralph.H. 1999. Kimia Dasar – Prinsip dan Terapan Modern Edisi
Keempat Jilid. Jakarta : Erlangga.
Tim Laboratorium Kimia Dasar. 2015. Penuntun Praktikum Kimia Dasar II.
Bukit Jimbaran : Jurusan Kimia, F.MIPA, UNUD.
Google. 2015. Kinetika Kimia.
https://www.google.com/url?
sa=t&rct=j&q=&esrc=s&source=web&cd=2&ved=0CDMQFjAB&url=http%3A
%2F%2Fchemistry.comuf.com. (Diakses pada 28 Maret 2015)