LAPORAN PRAKTIKUM
KIMIA DASAR I
PERCOBAAN 2
REAKSI KIMIA : GEJALA UMUM DAN LAJU REAKSI
Disusun oleh :
Defi Rhizkiana Yahro (J2C009010)
Rizka Surya Permata (J2C009011)
Sonita Afrita Purba (J2C009012)
Agustiani YudiA. (J2C009013)
Nova Gultom (J2C009014)
Heru Raditya K. (J2C009015)
Ibrahim (J2C009016)
Irine Ayu Febiyanti (J2C009019)
Jurusan Kimia
Fakultas Matematika dan Ilmu Pengetahuan Alam
Universitas Diponegoro
Semarang
2009
HALAMAN PENGESAHAN
Semarang, 17 Desember 2009
Praktikan
Devi RhiskianaY Rizka Surya P
NIM J2C009010 NIM J2C009011
Sonita Afrita P Agustiani Y.J2C009012 J2C009013
Nova Gultom Heru Raditya
J2C009014 J2C009015
Ibrahim Irine Ayu F
J2C009016 J2C009019
Mengetahui,
Asisten
Virkyanov
J2C005149
DAFTAR ISI
Cover ………………………………………………………….. i
Halaman pengesahan ……………………………………………. ii
Daftar isi ………………………………………………………… iii
I. Tujuan percobaan………………………………………………………………… 1
II.Dasar Teori
2.1 Kinetika Reaksi …………………………………………….................................. 1
2.2 Laju Reaksi ……………………………………………………………………… 1
2.3 Persamaan Reaksi ……………………………………………………………….. 3
2.4 Tetapan Laju Reaksi …………………………………………………………….. 3
2.5 Faktor-faktor yang mempengaruhi laju reaksi …………………………………... 4
2.6 Orde reaksi ………………………………………………………………………. 6
2.7 Gambar grafik orde reaksi ……………………………………………………… 8
2.8 Metode pehitungan laju reaksi …………………………………………………... 8
2.9 Teori tumbukan ………………………………………………………………….. 11
2.10 Macam-macam reaksi kimia dan contoh ………………………………………. 11
2.11 Analisa bahan …………………………………………………………………... 15
III.Metode percobaan ………………………………………………………………... 18
3.1 Alat dan bahan …………………………………………………………………... 18
3.2 Skema kerja ……………………………………………………………………… 20
IV.Data Pengamatan ………………………………………………………………… 22
VI.Pembahasan ……………………………………………………………………… 26
VII.Kesimpulan……………………………………………………………………… 30
VIII.Daftar pustaka ………………………………………………………………….. 31
REAKSI KIMIA : GEJALA UMUM DAN LAJU REAKSI
I TUJUAN PERCOBAAN
1.1 Mampu menjelaskan jenis dan tanda-tanda reaksi kimia
1.2 Mampu menentukan nilai parameter laju reaksi
II DASAR TEORI
2.1 Kinetika Reaksi
Cabang ilmu kimia yang mempelajari tentang laju reaksi adalah
kinetika kimia Kinetika mempunyai dua tujuan yaitu menstimatikan data
dan memperkirakan mekanisme reaksinya. Reaksi berlangsung dalam dua
fase yang disebut reaksi heterogen.
(Keenan, 1984)
2.2 Laju Reaksi
Laju reaksi menjelaskan seberapa cepat suatu pereaksi dan
seberapa cepat bertambahnya reaksi dengan menigkatkan waktu laju awal
yang ditentukan dengan membagi penambahan kosentrasi. Laju reaksi
sesaat ditunjukan oleh kemiringan garis. Pada grafik konsentrasi dengan
waktu . Salah satu tujuan kinetika adalah untuk yang menyakatan laju
reaksi melalui hukum laju reaksi
Yang terbentuk : V= k [ A ]m [ B ]n
Laju Reaksi adalah perubahan konsentrasi per satuan waktu dengan satuan
umum adalah mol detik -1 dm -3. Laju reaksi dinyatakan dalam
dt
Qd
qdt
Pd
pdt
B
bdt
A
a
][1][1....................................
][1][1 =−=−
[ ] [ ]nm BAk=
Dianggap bahwa volume tidak berubah selama reaksi berlangsung.
(Keenan,1990)
Laju reaksi adalah perubahan jumlah reaktan dalam satuan waktu .
Apabila laju reksi misalnya A+BàC
Dengan,
[A] dan [ B ] : Konsentrasi pereaksi
[ C ] : Konsentrasi produk pereaksi
m dan n : Orde reaksi
k : Konstanta laju reaksi
(Soemardjo,1998)
[ ] [ ][ ]
kdtA
Ad
AkOH
Ad
−=
=−
Persamaan ini dapat diintegrasikan secara ulang karena awalnya (saat t=0)
konsentrasi A adalah [A] maka pada waktu t, konsentrasi A=[A]t
(Keenan, 1990)
2.3 Persamaan Reaksi
Hukum laju dapat ditentukan dari mekanisme yang mempunyai
tahap penentu laju reaksi. Jika salah satu reaksi elementer dalam suatu
mekanisme berlangsung sangat lambat dibandingkan dengan yang lainnya.
Reaksi elementer yang lambat ini adalah tahap penentu laju reaksi.
(Pettruci, 1992)
2.4 Tetapan Laju Reaksi
Konstanta laju reaksi merupakan bilangan konstanta atau tetap
yang menyatakan hubungan sebanding dengan besarnya laju reaksi dan
berbanding terbalik dengan hasil kali konsentrasi reaktannya. Konstanta laju
reaksi ini merupakan bilangan pengali dengan konstanta reaktan yang
mendapatkan besaran laju reaksi yang sesuai standar.
Konstanta ini dapat dirumuskan secara sistematis sebagai berikut :
K = nm BA
V
][][ mnM
L
Keterangan : v = laju reaksi
m,n = orde reaksi
[A] = konsentrasi pereaksi A
[B] = konsentrasi pereaksi B
K = konstanta pereaksi
(Petrucci, 1984)
2.5 Faktor-Faktor yang Mempengaruhi Laju Reaksi
Berikut ini adalah faktor faktor yang mempengaruhi laju reaksi :
a. Konsentrasi
Laju reaksi dipengaruhi oleh perubahan konsentrasi pereaksi.
Semakin besar konsentrasi zat pereaksi, maka semakin cepat reaksi itu
berlangsung. Sebaliknya, semakin kecil konsentrasi zat pereaksi maka
semakin lambat reaksi berlangsung.
b. Temperatur atau suhu
Semakin tinggi laju reaksi maka suhu akan semakin
tinggi.Kenaikan suhu 10ºC akan menyebabkan 2-3 kali laju reaksi
meningkat.
c. Katalis
Katalis merupakan zat yang dapat mempercepat terjadinya
reaksi, dengan jalan pembentukan senyawa perantara atau dengan
absorbsi. Molekul yang terabsorbsi akan lebih reaktif daripada molekul
yang tidak terabsorbsi.
( Petrucci, 1994 )
Semua katalisator memiliki sifat yang sama yaitu :
1. Katalisator tidak berubah selama reaksi
2. Katalisator tidak mempengaruhi letak kesetimbangannya juga
tidak mempengaruhi besar tetepan kesetimbangan
3. Katalisator tidak dapat mengawali suatu reaksi. Reaksi juga
dikatalis harus sudah berjalan walaupun sangat lambat.
4. Katalisator yang diperlukan untuk mempercepat reaksi biasanya
hanya sedikit. Namun , pada umumnya jumlah katalisator juga
mempengaruhi laju reaksi.
( Soekardjo, 1984 )
d. Luas Permukaan
Semakin luas permukaan , maka reaksi akan lebih cepat terjadi,
pemecahan zat padat ataupun air menghasilkan luas permukaan yang
lebih besar dan membuat lebih banyak permukaan yang tersedia,
sehingga tumbukannya semakin besar dan laju reaksi juga besar
( Keenan, 1990 )
2.6 Orde Reaksi
Orde reaksi yaitu semua eksponen dari konsentrasi dalam persamaan laju
reaksi. Orde reaksi yang dikenal yaitu :
a. Reaksi orde nol
Reaksi yang lajunya dapat ditulis Kdt
Kd =− ][, dimana K merupakan
konstanta laju reaksi orde nol. Persamaan ini dinyatakan karena orde
nol tidak tergantung pada konsentrasi reaktan.
( Keenan, 1990 )
b. Reaksi orde satu
Reaksi yang ordenya berbanding langsung dengan konsentrasi reaktan
[][
Kdt
Cd =−C]
Plot log [ C ] terhadap t merupakan suatu garis lurus dengan K dapat
dihitung dari kemiringan garis tersebut.Grafiknya sebagai berikut :
Konsentrasi zat
waktu
( Petrucci, 1987 )
c. Orde dua
Laju berbanding langsung dengan kuadrat konsentrasi dari suatu
reaktan atau dengan hasil kali konsentrasi yang meningkat sampai
penguat satu atau dua dari reaktan tersebut : 2][][
AKdt
Ad =−
Grafiknya
konsentrasi
waktu
( Petrucci, 1992)
d. Orde tiga
Laju berbanding langsung dengan pangkat tiga konsentrasi dari suatu
reaktan, yaitu ditunjukan melalui persamaan : 3][][
RKdt
Rd =−
Atau sebanding dengan kuadrat konsentrasi dari reaktan dan pangkat satu dari
konsentrasi reaktan kedua yaitu :
][][][
22
12 RRK
dt
Rd =−
(Petrucci, 1987)
2.7 Gambar Grafik Orde Reaksi
konsentrasi
konsentrasi
Waktu Waktu
Orde reaksi nol Orde reaksi dua
konsentrasi
Waktu
Orde reaksi satu
(Petrucci, 1992)
2.8 Metode Perhitungan Laju Reaksi
2.8.1 Metode Integral
Dengan metode ini harga k dihitung dengan persamaan laju
menuju integral dari data konsentrasi dan waktu. Untuk reaksi :
Orde 1 : xa
a
tk
−= ln
1
Orde 2 : ( )xaa
a
tk
−= ln
1
Harga a adalah konstan tetapi (a-x) bergantung pada waktu. Jika k
yang diperoleh dari berbagai waktu adalah konstan maka orde reaksi
adalah satu.
(Keenan, 1990)
2.8.2 Metode Grafik
Dari aljabar diketahui bahwa fungsi garis lurus adalah y=ax+b. jika
diterapkan pada persamaan untuk orde reaksi satu adalah :
log [A] = -k t + log [A]
2,303
y = a x + b
Dengan demikian, jika log [A] dialurkan terhadap t dan diperoleh garis
lurus maka orde reaksi adalah satu.
[A]0
[A] arah lereng=-k [ ]A
1arah lereng=k
1/[A]0
waktu (orde nol) waktu (orde ke dua)
log [A]
arah lereng=303,2
k−
waktu (orde ke satu)
(Petrucci, 1992)
2.8.3 Metode Laju Awal
Dalam metode ini dilakukan sederetan eksperimen dengan
konsentrasi yang berbeda-beda. Kemudian dengan membandingkan laju
awal, maka dapat ditarik kesimpulan tentang laju reaksi.
2.8.3.1 Cara Waktu Fraksi
Metode ini hanya digunakan untuk reaksi-reaksi yang berkaitan
dengan zat-zat yang bereaksi yang mempunyai konsentrasi sama
dan biasanya digunakan waktu paro.
Hukum laju dapat ditentukan dari mekanisme yang mempunyai
tahap penentu laju reaksi. Jika salah satu reaksi elementer dalam
suatu mekanisme berlangsung sangat lambat dibandingkan dengan
yang lainnya. Reaksi elementer yang lambat ini adalah tahap
penentu laju reaksi.
(Pettruci, 1992)
2.9 Teori Tumbukan
Teori tumbukan menjelaskan reaksi berdasarka tumbukan molekul
yaitu frekuensi tumbukan dan probabilitas yang memungkinkan tumbukan
menjadi reaksi kimia.
Menurut teori tumbukan sederhana laju reaksi didasarkan pada:
1.Jumlah per satuan volume per satuan waktu
2.Molekul-molekul yang diambil bagian dalam tumbukan harus
mempunyai energi yang cukup ( energi pengaktivasi ). Sebelum molekul-
molekul tersebut dapat diubah menjadi produk.
Energi aktivasi adalah energi yang dimiliki yang harus dimiliki molekul
untuk dapat bereaksi. Semakin tinggi energi aktivasi semakin kecil fraksi
yang kereaktifannya semakin lambat ketika reaksi berlangsung.
( Petrucci,1992)
2.10 Macam-Macam Reaksi Kimia dan Contohnya
Reaksi kimia didefinisikan sebagai reaksi atau proses yang
menghasilkan jenis baru. Reaksi kimia ditandai dengan adanya gejala-
gejala yang dapat diamati. Gejala tersebut dapat berupa timbulnya gas,
terbentuknya endapan, perubahan temperatur, perubahan warna,
perubahan rasa dan perubahan bau. Jenis-jenis reaksi kimia adalah :
2.10.1 Reaksi Penetralan (netralisasi)
Reaksi penetralan adalah reaksi yang terjadi antara asam dan basa.
Menurut teori Arhenius adalah interaksi antara ion hydrogen dan ion
hidroksida, yang dirumuskan :
H+ + OH- ⇔ H2O
Gejala reaksi dari reaksi ini adalah tidak terjadi perubahan apapun karena
reaksi bersifat netral.
Contoh reaksi
2 NaOH + H2SO4→ Na2SO4 + 2H2O
(Keenan, 1989)
Biasanya terjadipada reaksi asam basa.hasil netralisasi antara lain dari
asam basa adalah garam.
Apabila sejumlah asam dan basa murni yang ekuivalen,dicampur
larutannya.
Jika persamaan reaksi dinyatakan sebagai interaksimolekul-molekul.
HCL + NaOH → NaCl + H2O
(asam) (basa) (garam)
(Vogel,1985)
2.10.2 Reaksi Pembentukan Endapan
Adalah reaksi yang digunakan dalam analisis organik yang
melibatkan pembentukan endapan. Endapan terbentuk jika larutan
terlalu jenuh dengan zat yang bersangkutan.
Gejala reaksi yang terjadi adalah terbentuk endapan
Contoh reaksi pembentukan endapan adalah
H2SO4 + (CH3COO)2Pb → PbSO4 + 2CH3COOH
(endapan putih)
(Brady, 1994)
2.10.3 Reaksi pembentukan kompleks
Adalah suatu kumpulan dari reaksi – reaksi dasar yang
memberikan produk yang diperlukan atau menguraikan mekanisme suatu
reaksi.
Gejala reaksi yang terjadi adalah perubahan warna dalam larutan,
merupakan penyebab dari melarutnya endapan dalam reagensia yang
berlebih.
Contoh reaksi pembentukan kompleks adalah
Cu2+ + 4NH3 → Cu(NH3)42+
(biru) (biru tua)
(Keenan, 1990)
2.10.4 Reaksi Pertukaran Muatan
Reaksi dari matematis (perpindahan rangkap) menyangkut
suatu larutan dan pertukaran dari ation dan anionnya. Reaksi
pertukaran muatan adalah
NaClKNONaNOKCl +→+−33
Kedua reaksi dari persamaan ini larut dalam air. Karena semua
senyawa dalam persamaan ini adalah garam yang bereaksi
dengan elektrolit kuat.
(Brady, 1999)
2.10.5 Reaksi Pembentukan Gas
Bila logam bereaksi dengan asam pusat akan menimbulkan
gas. Reaksi ini disebut juga dengan reaksi pendesakan logam-
logam yang digunakan adalah logam yang mudah tereduksi.
Reaksi pembentukan gas adalah
Logam + asam kuat encer à garam + H2O
3Al + 6 HCl à 2AlCl3 + 3H2
(Rosenberg, 1984)
2.11 Analisa Bahan
2.11.1 NaOH
Sifat fisik : Berupa padatan putih, higroskopik, titik
didih ±139°C, titik leleh ±3,18°C dan larut
dalam air
Sifat kimia : Bersifat higroskopis , sangat korosif
terhadap jaringan organik, menyerap gas
CO2 membentuk Na2CO3
(Mulyono, 2001)
2.11.2 HCl
Sifat fisik : Berbentuk larutan, tidak berwarna, berbau
tajam, larut dalam air, titik didih 95°C, titik
leleh 51°C.
Sifat kimia : Bersifat asam, dibuat dengan mereaksikan
NaCl dengan H2SO4 pekat, bersifat racun,
dapat larut dalam air dan benzena
(Basri, 1996)
2.11.3 H2SO4
Sifat fisik : Berupa cairan, berminyak, berwarna
coklat gelap.
Sifat kimia : Sangat korosif, bersifat racun, melarutkan
semua logam, larut dan terpisah dalam air
dan mengeluarkan panas, dapat
menyebabkan ledakan dan menyebabkan
iritasi.
(Basri, 1996)
2.11.4 Aquades (H2O)
Sifat fisik :Titik beku 0°C, titik didih 100°C, tidak
berasa, tidak berwarna, tidak berbau, pH
netral (7), terdapat dalam bentuk padat, cair
dan gas.
Sifat kimia : Merupakan persenyawaan hydrogen dan
oksigen, merupakan zat pelarut yang sangat
baik, terdapat dalam keadaan tidak murni di
alam.
(Basri, 1996)
2.11.5 PbOAc
Sifat fisik : Berupa kristal, dan berwarna putih
Sifat kimia : Larut dalam air
(Basri, 1996)
2.11.6 Logam Mg
Sifat fisik : Logam alkali tanah berwarna putih
keperakan, bersifat ringan, mudah larut
dalam air.
Sifat kimia : Dapat ditempa, relatif stabil di udara,
dalam keadaan serbuk akan menyala terang
dan berwarna putih bila dipanaskan.
(Mulyono, 2001)
2.11.7 CuSO4
Sifat fisik : Berupa cairan, berwarna putih atau kuning.
Sifat kimia : Larut dalam air, sebagai cairan denhidrasi
bereaksi dengan logam Zn dan bersifat
higroskopis
(Mulyono, 2001)
III. METODE PERCOBAAN
3.1 Alat
3.1.1 Tabung Reaksi
3.1.2 Pipet Tetes
3.1.3 Stopwatch
3.1.4 Gelas Ukur
3.1.5 Gelas Beaker
3.1.6 Corong kaca
3.1.7 Labu Ukur
3.1.8 Pipet Gondok
3.2 Bahan
3.2.1 NaOH
3.2.2 HCl
3.2.3 H2SO4
3.2.4 PbOAc
3.2.5 CuSO4
3.2.6 Mg
3.2.7 Aquades
3.3 Gambar Alat
3.3.1 Tabung reaksi 3.3.2 Pipet tetes 3.3.3 Gelas ukur
3.3.4 corong kaca 3.3.5 Gelas beker 3.3.6 Labu ukur
3.3.7 Stopwatch 3.3.8 Pipet gondok
3.4 Skema Kerja
3.4.1 Mengenal Jenis-Jenis Reaksi Kimia
- Penambahan H2SO4 pekat - Penambahan HCl
- Pengamatan - Pengamatan
- Penambahan Mg - Penambahan CuSO4
- Pengamatan - Pengamatan
-
NaOH
Tabung Reaksi I
Hasil
Tabung Reaksi II
PbOAc
Hasil
HasilHasil
Tabung Reaksi IV
Aquades
Tabung Reaksi III
HCl
aa
3.4.2 Menilai Laju Reaksi dan Menentukan Ordenya
- Pemasukan logam Mg - Pemasukan logamMg
- Penghidupan stopwatch - Penghidupan stopwatch
- Pencacatan waktu - Pencatatan waktu
sampaiMg habis sampai Mg habis
- Pemasukan logam Mg - Pemasukan logam Mg
- Penghidupan stopwatch - Penghidupan stopwatch
Tabung Reaksi II
HCl 0,6 M
TabungReaksi I
HCl 0,4 M
Hasil
HCl 0,8 M
Tabung Reaksi IV
HCl 1 M
Tabung Reaksi III
Hasil
- Pencacatan waktu - Pencatatan waktu
sampai Mg habis sampai Mg habis
IV DATA PENGAMATAN DAN PERHITUNGAN
4.1 Data Pengamatan
Hasil Hasil
No Perlakuan Hasil Pengamatan
1 Mengenal reaksi-reaksi kimia
a. Pencampuran 2mL NaOH + 2 mL H2SO4 Warna dari NaOH yang
semula bening setelah
penambahan H2SO4
warnanya tidak berubah
tetap bening sesudah dan
sebelum reaksi
b. Pencampuran 2mL Pb(CH3COOH)2 + 2mL HCl Warnanya Pb(CH3COOH)2
Yang semula berwarna
bening setelah penambahan
HCl warnanya menjadi
putih keruh dengan endapan
putih dibawahnya
c. Perncampuran 2mL HCl + logam Mg Warnanya yang semula HCl
bening setelah penambahan
logam Mg warnanya
menjadi berwarna putih
keruh dan ada gelembung-
gelembung gas
d. Pencampuran 2mL H2O + 2mL CuSO4 Warna H2O yang semula
bening setelah penambahan
CuSO4 warnanya menjadi
biru muda
2 Menilai Laju Reaksi dan menentukan ordenya
a.5mL HCl 1 M + logam Mg
Pengukuran waktu dengan stopwatch dari mulai
pemasukan Mg hingga logam Mg tepat habis
Terdapat gelembung,reaksi
sangat cepat, timbul panas
b. 5mL HCl 0,8 M + Logam Mg
Pengukuran waktu dengan stopwatch dari mulai
Terdapat gelembung, reaksi
cepat, timbul panas
4.2 Perhitungan
NoKonsentrasi
HClWaktu (t)
Log konsentrasi HCl (x) log (y)
1 0.4 9510.00105152
5 -0.397940009 -2.978180517
2 0.6 5690.00175746
9 -0.22184875 -2.755112266
3 0.8 2900.00344827
6 -0.096910013 -2.462397998
4 1 2020.00495049
5 0 -2.305351369
x y x.y x²-0.397940009 -2.978180517 1.185137181 0.158356251-0.22184875 -2.755112266 0.611218211 0.049216868
-0.096910013 -2.462397998 0.238631022 0.0093915510 -2.305351369 0 0
∑x=-0.716698771 ∑y=-10.50104215 ∑x.y=2.034986414 ∑x2=0.21664669
n(Σxy) (ΣxΣy) n(Σ(x)²) (Σ(x)²)2.034986414 7.526084007 0.216964669 0.513657129
pemasukan Mg hingga logam Mg tepat habis
Orde(m) = n(Σxy)-(ΣxΣy) n(Σ(x)²)-(Σx)² = 4x2.034986414-7.526084007
4x0.216964669-0.513657129 = 1.733085741
Nilai k adalah
v = k[A]m [B]n
log = log k + m log [A] + n log [B]
log = log k + m log [A]
-2,978180517 = log k + 1,7 log [0.4]
-2,978180517 = log k + 1,7 (-0,397740008)
-2,978180517 = log k – 0,676498014742
log k = 0,676498014742 – 2,978180517
log k = -2,301682502
k = 4,992493384 x 10-3
GAMBAR GRAFIK LAJU REAKSI
Grafik ini merupakan grafik hubungan log [HCl], dimana konsentrasi
yang digunakan adalah 0,4 M; 0,6 M; 0,8 M dan 1M dengan waktu reaksi
terhadap HCl adalah 951s; 569s; 290s; 202s. Dari data yang diperoleh dihasilkan
garis linear dengan persamaan y: 1.733x-2.314. Berdasarkan persamaan garis
tersebut dapat diketahui orde reaksinya adalah 1.
V. PEMBAHASAN
5.1. Menentukan Reaksi-Reaksi Kimia
Dalam percobaan ini praktikan diharapkan dapat membedakan jenis-
jenis dari reaksi kimia. Adapun reaksi-reaksinya adalah reaksi pembentukan
gas, pembentukan endapan, pembentukan ion kompleks, dan reaksi
netralisasi.
5.1.1. Reaksi Netralisasi
Tujuan dari percobaan ini adalah untuk menetralkan suatu larutan
sehingga diperoleh pH yang netral. Reaksi netralisasi biasanya terjadi antara
asam kuat dan basa kuat , dimana dalam percobaan ini digunakan 2 mL
H2SO4 dan 2mL NaOH. Dalam hal ini warna dari NaOH semula bening
setelah penambahan H2SO4 warna tetap bening dan tidak terjadi perubahan
apapun. Reaksi yang berlangsung adalah
NaOH (aq)+ H2SO4 (aq) à Na2SO4 (aq) + H2O (l)
(Basri, 1996)
5.1.2 Reaksi Pembentukan Endapan
Tujuan dalam percobaan ini untuk mengetahui gejala-gejala dalam reaksi
pembentukan endapan, dimana dalam percobaan ini dicampurkan antara 2 mL
Pb(CH3COO)2 dan 2 mL HCl. Semula larutan dari Pb(CH3COOH)2 adalah bening
tetapi setelah penambahan 2 mL HCl larutan
menjadi keruh dan lama kelamaan timbul endapan putih di dasar tabung
reaksi.
Reaksi yang berlangsung adalah
Pb(CH3COOH)2 (aq)+ HCl (aq) à PbCl2 (s) + CH3COOH(l)
Endapan yang terjadi adalah dari PbCl2 yang berwarna putih.
(Keenan, 1991)
5.1.3 Reaksi Pembentukan Gas
Tujuan dalam percobaan ini adalah untuk mengetahui gejala-gejala yang
terjadi saat reaksi pembentukan gas. Dalam percobaan ini dicampurkan 2mL
HCl dan sekeping logam Mg. Semula HCl berwarna bening , tetapi setelah
penambahan logam Mg warna larutan menjadi keruh serta timbul gelembung-
gelembung gas di sekitar logam Mg, lalu gelembung tersebut menempel di
dinding tabung reaksi.
Reaksi yang berlangsung adalah
HCl(aq) + Mg(s)à MgCl2(aq) + H2(g)
Melalui persamaan reaksi diatas diketahui bahwa gelembung yang terjadi
adalah berasal dari H2.
5.1.4 Reaksi Pembentukan Ion Kompleks
Tujuan dari percobaan ini adalah untuk mengetahui ion kompleks serta
perubahan warna larutan. Dalam percobaan ini dicampurkan antara 2 mL
CuSO4.xH2O dan 2 mL H2O. Semula 2 mL CuSO4.xH2O biru, setelah penambahan
2 mL H2O warnanya menjadi biru muda.
Reaksinya adalah
CuSO4(aq) + H2O(l) à [Cu(H2O)]2+ + SO42-
Perubahan warna pada larutan itu akibat pengaruh ion kompleks cuprum yang
menghasilkan warna biru.
(Rosenberg, 1984)
5.2. Menentukan Nilai Laju dan Orde Reaksi
Dalam percobaan ini logam Mg dipotong kecil-kecil dengan
ukuran yang sama, hal ini dilakukan agar dalam penentuan laju reaksi dari
setiap tabung tidak dipengaruhi oleh besar kecilnya logam Mg. Lalu
praktikan mempersiapkan 4 tabung reaksi yang masing-masing berisi HCl
0,4 M ; 0,6 M ; 0,8 M ; 1,0 M dan memasukkan logam Mg kedalam
masing-masing tabung. Tujuan dilakukan variasi adalah untuk mengetahui
pengaruh konsentrasi larutan terhadap laju reaksi atau kecepatan reaksi
semakin tinggi konsentrasi maka semakin cepat reaksi karena semakin
tinggi konsentrasi maka partikel dari zat tersebut semakin banyak sehingga
bereaksi lebih cepat. Saat logam Mg sudah menyentuh larutan, maka
stopwatch dihidupkan dan dihentikan saat logam Mg sudah benar-benar
habis bereaksi. Dari hasil percobaan diperoleh waktu yang berbeda-beda
untuk setiap tabung reaksi, hal ini dipengaruhi oleh perbedaan konsentrasi
HCl pada tiap tabung. Semakin tinggi konsentrasi maka akan semakin
cepat reaksi berlangsung, seperti pada percobaan kali ini dapat diamati
reaksi tercepat yaitu pada HCl dengan konsentrasi 1M selama 202 detik.
Reaksi yang terjadi merupakan reaksi pembentukan gas , sehingga saat Mg
dimasukkan dalam larutan HCl menghasilkan gelembung-gelembung gas
H2 , dengan persamaan reaksi berikut :
HCl(aq) + Mg(s) à MgCl2(aq) + H2(g)
(Petrucci, 1992)
Dalam percobaan ini 2 mL Pb(CH3COOH) dicampur dengan 2 mL
HCl, setelah itu dilakukan penggojogan. Hal ini dilakukan agar tumbukan
antar partikel semakin cepat sehingga reaksi yang terjadi juga semakin
cepat
Dari data yang diperoleh, nilai orde dihitung melalui dua cara yaitu
metode grafik dan metode perhitungan. Melalui metode grafik didapatkan
nilai orde reaksi sebesar 1,733 sedangkan melalui metode perhitungan
didapatkan nilai orde reaksi sebesar 1,733085741.
VI. KESIMPULAN
6.1. Reaksi kimia adalah suatu proses pencampuran antara dua atau lebih
larutan yang menghasilkan suatu produk atau zat baru. Jenis-jenis reaksi
kimia meliputi netralisasi, reaksi pembentukan endapan, reaksi
pembentukan ion kompleks dan reaksi pembentukan gas.
6.2. Dari hasil percobaan nilai orde reaksi yang diperoleh adalah 1,7331 dan
nilai k adalah 4,992493384 x 10-3.
VII. DAFTAR PUSTAKA
Basri, S., 1996, Kamus Kimia, Rineka Cipta, Jakarta.
Brady, J., 1994, Kimia Universitas Asas dan Stuktur, jilid 1, edisi
kelima, Erlangga, Jakarta.
Keenan, Kleinfelter, and Wood, 1990, Kimia Universitas, Erlangga,
Jakarta.
Keenan, C., 1991, Ilmu Kimia untuk Universitas, edisi keenam, The
University of Tennese Knoxville, Erlangga, Jakarta.
Mulyono, 2001, Kamus Kimia, Rineka Cipta, Jakarta.
Petrucci, R., 1999, Kimia Dasar, Erlangga, Jakarta.
Petrucci, R., 1985, General Chemistry, Erlangga, Jakarta.
Rosenberg, J. L., 1996. Kimia Dasar, edisi keenam, Erlangga, Jakarta.
Soekardjo, 1997, Kimia Fisika, PT Rineka Cipta, Jakarta.
Soemardjo, D., 1998, Kimia Kedokteran UNDIP, edisi ketiga, UNDIP
Press, Semarang.
Vogel, 1985, Buku Teks Analisis Organik Kualitatif Makro dan Semi
Mikro, edisi lima, PT Kalman Media Pustaka, Jakarta.
Top Related