LAPORAN PRAKTIKUM KIMIA PERCOBAAN 6

Kinetika Reaksi Kimia

DISUSUN OLEH:

Farisman Hidayah A4111176

DOSEN PEMBINA :

Rohimatush Shofiyah, S.Si, M.Si

PROGRAM STUDI TEKNIK PRODUKSI BENIH

JURUSAN PRODUKSI PERTANIAN

POLITEKNIK NEGERI JEMBER

2012

BAB 1

PENDAHULUAN

1.1 Latar Belakang

Kinetika kimia merupakan salah satu cabang ilmu kimia fisika yang mempelajari

laju reaksi. Laju reaksi berhubungan dengan pembahasan seberapa cepat atau lambar

reaksi berlagsung. Sebagai contoh seberapa cepat reaksi pemusnahan ozon di atmosfer

bumi, seberapa cepat reaksi suatu enzim dalam tubuh berlangsung dan sebagainya

Dalam laporan praktikum ini akan dijelaskan pula mengenai konsep – konsep

kinetika kimia tersebut.. Kinetika kimia juga membahas tentang konsep – konsep kinetika

seperti : hukum laju,orde reaksi,tetapan kelajuan, kemolekulan , dan faktor yang

menyebabkan laju reaksi.Dalam makalah ini juga menjelaskan persamaan laju

reaksi,persamaan laju reaksi adalah persamaan matematika yang dipegunakan dalam

kinetika kimia yang menghubungkan antara laju reaksi dengan konsentrasi reaktan.

1.2 Perumusan Masalah

1. Apa yang dimaksud dengan kinetika reaksi kimia ?

2. Bagaimanakah menentukan kecepatan reakasi kimia?

3. Tergolong dalam orde berapakah hubungan reaksi Na2S2O3 dengan waktu?

1.3 Tujuan

1. Mahasiswa dapat mempelajari faktor-faktor yang mempengaruhi kinetika reaksi

kimia.

2. Mahasiswa dapat mempelajari tingkat-tingkat reaksi.

3. Mahasiswa dapat mempelajari cara menentukan grafik estimasi reaksi.

1.4 Manfaat

1. Dapat mempelajari konsep dasar kinetika reaksi

2. Dapat mempelajari hubungan kecepatan reaksi dengan waktu.

3. Dapat memahami penerapan kinetika reaksi kimia dalam usaha pertanian.

BAB 2

TINJAUAN PUSTAKA

2.1 Teori Dasar

Kinetika kimia adalah studi tentang kecepatan (speed) atau laju (rate) reaksi kimia. Salah

satu tujuan utama mempelajari kinetika kimia adalah untuk mempelajari faktor-faktor

yang mempengaruhi reaksi kimia.

Faktor-faktor yang dapat mempengaruhi kecepatan reaksi kimia dibagi atas empat

kelompok :

a) Sifat kimia molekul pereaksi dan hasil reaksi (produk). Bila semua faktor lain

sama maka susunan kimia molekul atau ion akan mempengaruhi kecepatan reaksi

kimia.

b) Konsentrasi zat-zat yang bereaksi. Bila dua buah molekul beraksi satu dengan

yang lain, maka kedua molekul tersebut harus bertemu atau bertumbukan.

Kebolehjadian antar molekul untuk bertumbukan di dalam sistem homogen (satu

jenis fasa, biasanya gas atau larutan) makin besar jika konsentrasi makin besar.

Di dalam sistem reaksi heterogen, dimana pereaksi berada pada fasa terpisah,

kecepatan reaksi tergantung pada luas kontak antar fasa. Karena luas permukaan

makin besar bila ukuran partikel makin kecil, maka penurunan ukuran partikel

akan menaikkan kecepatan reaksi.

c) Pengaruh temperatur. Hampir semua jenis reaksi kimia berlangsung lebih cepat

bila temperaturnya dinaikkan.

d) Pengaruh zat lain yang disebut katalis. Kecepatan beberapa reaksi kimia,

termasuk hampir semua reaksi biokimia, dipengaruhi oleh zat yang disebut

katalis. Secara keseluruhan selama reaksi, katalis tidak mengalami perubahan

atau pengurangan.

Mempelajari bagaimana faktor-faktor ini mempengaruhi kecepatan reaksi juga tergantung

pada tujuan yang ingin dicapai. Contohnya :

a) Kondisi reaksi dapat diatur sedemikian untuk memperoleh produk yang secepat

mungkin. Hal ini sangat penting dalam industri.

b) Kondisi reaksi dapat diatur agar berlangsung selambat mungkin. Hal ini sangat

membantu pengendalian pertumbuhan jamur dan mikroorganisme lainnya dalam

merusak bahan makanan.

Bagi ahli kimia salah satu manfaat paling penting yang dapat diperoleh dalam

mempelajari kecepatan reaksi kimia adalah pengetahuan tentang bagaimana proses

lengkap perubahan kimia itu dapat terjadi. Ternyata, umumnya reaksi kimia tidak

berlangsung hanya satu tahap tetapi merupakan kumpulan dari serangkaian tahap-tahap

reaksi sederhana. Rangkaian reaksi ini disebut mekanisme reaksi. Jadi, mempelajari

kecepatan reaksi dapat memberi petunjuk tentang mekanisme reaksi yang terjadi. Dengan

demikian kita memperoleh wawasan alasan-alasan sangat mendasar (fundamental)

kenapa zat-zat kimia bereaksi.

Kecepatan Reaksi dan Pengukuran

Kecepatan reaksi kimia dapat diungkapkan sebagai perbandingan perubahan konsentrasi

pereaksi atau produk terhadap waktu. Hal ini analog dengan kecepatan mobil, yaitu

perubahan posisi (jarak yang ditempuh) dibagi dengan waktu. Pada reaksi kimia,

kecepatan dinyatakan dalam mol per liter per detik,

Untuk penyederhanaan maka kecepatan reaksi kimia diberi simbol v, sehingga,

Kecepetan reaksi kimia ditentukan dengan mengukur kecepatan perubahan konsentrasi

pereaksi atau produk. Hal ini paling mudah dilakukan dengan menentukan konsentrasi

setiap interval waktu tertentu. Contoh reaksi paling sederhana adalah reaksi yang

melibatkan hanya satu jenis pereaksi dan membentuk produk tunggal. Contohnya adalah

reaksi konversi siklopropena menjadi propilen,

Secara umum, untuk reaksi dengan stoikiometri,

bila reaksi terjadi, mula-mula produk (B) belum ada. Bersamaan dengan berjalannya

waktu maka konsentrasi B akan naik dan A akan turun, gambar 5.l.

Gambar 4.2.  Perubahan konsentrasi pereaksi dan hasil reaksi terhadap waktu

Perhatikan gambar 4.2, kecepatan reaksi berubah dengan waktu. Pada titik dekat awal

reaksi, konsentrasi A berkurang dan B bertambah dengan cepat. Setelah reaksi

berlangsung lama, perubahan konsentrasi adalah kecil yang berarti kecepatannya kecil.

Perilaku ini terjadi untuk semua jenis reaksi kimia.  Jika pereaksi berkurang maka

kecepatan reaksi berangsur-angsur turun.

Pada reaksi kompleks, tidak sesederhana A→B, maka kecepatan pembentukan produk

dan pengurangan pereaksi tidak selalu sama tetapi tergantung pada koefisian reaksi.

Contohnya, reaksi

N2 + 3H2 →  2NH3

maka koefisien reaksi menjelaskan bahwa untuk setiap molekul N2 bereaksi dengan 3

molekul H2. Ini berarti bahwa hidrogen berkurang tiga kali lebih cepat dibandingkan

dengan nitrogen. Koefisien NH3 adalah 2, maka kecepatan pembentukan NH3 adalah 2

kali lebih besar dari kecepatan pengurangan N2.

Penentuan kecepatan reaksi

Estimasi kecepatan reaksi yang akurat pada setiap saat dapat diperoleh dari kemiringan

grafik konsentrasi terhadap waktu, gambar 4.3.

Gambar 4.3.  Estimasi kecepatan reaksi pada waktu tertentu sepanjang reaksi

Pada titik-x, perubahan konsentrasi adalah Δ(B) dan perubahan waktu adalah Δt. Dari

tangen kurva maka kecepatan pembentukan B pada titik-x adalah,

Bila kecepatan dinyatakan terhadap A maka,

Tanda minus (-) menyatakan bahwa konsentrasi A berkurang dengan waktu, dan tanda

minus selalu digunakan untuk menyatakan kecepatan terhadap pereaksi. Bila range

perubahan konsentrasi dan waktu sangat kecil maka dapat ditulis,

Untuk reaksi kompleks seperti reaksi pembentukan NH2 dari N2 dan H2 maka dapat

ditulis,

Pada penentuan kecepatan reaksi kimia, maka monitoring konsentrasi dan teknik

pengukuran yang digunakan tergantung pada sifat pereaksi atau hasil reaksi. Contohnya:

a) Reaksi gas: penentuan perubahan konsentrasi dilakukan dengan pengukuran

perubahan tekanan.

b) Pereaksi dan produk zat berwarna: penentuan perubahan konsentrasi dilakukan

dengan pengukuran intensitas warna, gambar 4.4.

Gambar 4.4.  Perubahan konsentrasi diukur dari intensitas warna

Contoh reaksi perubahan warna:

Br2(aq) + HCOOH(aq) → 2Br- (aq) + 2H+ (aq) + CO2(g)

Molekul brom adalah berwarna coklat. Setelah reaksi berlangsung, warna secara perlahan

hilang. Fenomena ini dapat diamati dengan mata atau dimonitor secara kuantitatif dengan

spektrofotometer sinar tampak. Perubahan warna setiap selang waktu disebut kecepatan

reaksi dan dapat dinyatakan dengan:

Contoh lain reaksi perubahan warna adalah reaksi redoks Zn-Cu2+, gambar 4.5.

Gambar 4.5.  Perubahan warna Cu2+ dan pembentukan Cl2 pada reaksi redoks

Kecepatan reaksi melalui perubahan warna larutan Cu2+ dan pembentukan gas Cl2

masing-masing dapat dinyatakan dengan:

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.

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. Untuk reaksi,

A → B

dapat ditulis,

dengan pangkat n disebut orde reaksi. Bila n=l disebut reaksi orde l. Contoh reaksi orde 1

adalah dekomposisi siklopropana. Bila n=0 disebut reaksi orde nol. Pada reaksi orde nol,

kecepatan reaksi adalah konstan dan tidak tergantung pada konsentrasi pereaksi. Salah

satu contoh reaksi orde nol adalah dekomposisi amonia pada permukaan logam Pt atau

tungsten. Kecepatan dekomposisi amonia selalu sama berapapun konsentrasi NH3.

Contoh lain adalah reaksi eliminasi etil alkohol (alkohol) oleh tubuh. Berapapun

konsentrasi alkohol di dalam aliran darah, kecepatan pengeluarannya dari dalam tubuh

adalah konstan. Jadi kecepatannya tidak tergantung pada konsentrasi alkohol.

Satu fakta penting lain yang perlu diketahui adalah bahwa koefisien reaksi tidak ada

hubungannya dengan orde reaksi. Harga n hanya 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 disebut

orde 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,

Jadi 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. Seperti dijelaskan sebelumnya, orde reaksi

ditentukan dari percobaan.

Hubungan proporsionalitas (kesebandingan) dapat diubah menjadi kesamaan dengan

menggunakan konstanta proporsional, misalnya k. Pada kinetika kimia, k disebut

konstanta kecepatan reaksi. Dengan demikian diperoleh hubungan,

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.

Penentuan hukum laju

Bagaimana cara menentukan hukum laju? Salah satu cara adalah dengan melakukan

serangkaian percobaan dengan konsentrasi awal pereaksi berubah secara teratur.

Contohnya reaksi,

A → B, dan , maka jika reaksi adalah orde 1 dapat ditulis,

Ini berarti bahwa bila konsentrasi diperbesar 2 kali maka kecepatan juga berubah 2 kali.

Jika reaksi adalah orde 2,

maka bila konsentrasi diperbesar dua kali diperoleh bahwa kecepatan reaksi berubah 4

kali.

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

dapat diturunkan hubungan,

dengan [A]o adalah konsentrasi mula-mula (pada t=0) dan [A]t adalah konsentrasi pada

waktu t setelah reaksi berlangsung. Bila reaksi orde 2, dengan maka dapat diturunkan

hubungan,

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, t l/2, yang

didefinisikan dengan waktu yang diperlukan agar pereaksi berkurang setengah dari

konsentrasi sebelumnya. Jadi pada t=tl/2,

Untuk reaksi orde 1 diperoleh hubungan,

Ternyata untuk reaksi orde 1, tl/2 hanya tergantung pada k. Jadi harga t1/2 adalah konstan

selama reaksi berlangsung. Untuk reaksi orde 2, dengan diperoleh hubungan,

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, yaitu:

Hubungan waktu paruh dengan k dan [A]o untuk reaksi dengan orde lebih tinggi dapat

juga diturunkan.

Teori Tumbukan

Reaksi kimia terjadi bila molekul yang bereaksi saling bertumbukan. Pandangan ini

menjadi dasar teori tumbukan pada kinetika kimia. Teori tumbukan menyatakan bahwa

kecepatan reaksi sebanding dengan jumlah tumbukan yang terjadi antara dua molekul

yang bertumbukan per detik, jumlah tumbukan

Bila kecepatan tergantung pada jumlah tumbukan maka hal ini memberi penjelasan

bahwa kecepatan reaksi tergantung pada konsentrasi pereaksi. Namun demikian, bahwa

tidak semua tumbukan yang terjadi efektif menghasilkan perubahan kimia. Jumlah fraksi

yang efektif menghasilkan reaksi kimia tergantung pada (a) sifat pereaksi dan (b)

temperatur.

Andaikan reaksi terjadi melalui tumbukan antara dua molekul atau bimolekul, yaitu

A + B → produk

maka kecepatan reaksi sebanding dengan jumlah tumbukan antara molekul A dan B. Jika

konsentrasi A dua kali lipat maka jumlah tumbukan juga menjadi dua kali lipat. Atau bila

molekul A dua kali lipat maka terdapat molekul A dua kali lipat yang dapat bertumbukan

dengan molekul B. Hal yang sama akan terjadi bila jumlah molekul B diperbesar. Maka

hukum laju untuk proses tumbukan bimolekul adalah,

Bila molekul sejenis dan reaksinya adalah bimolekul,

2A → produk

maka hukum laju adalah,

Berdasarkan teori tumbukan, jika diketahui bagaimana terjadinya proses tumbukan untuk

menghasilkan produk, maka dapat diperkirakan hukum lajunya. Pada proses tumbukan

sederhana, pangkat pada hukum laju sama dengan koefisien pada persamaan reaksi proses

tumbukan.

Mekanisme Reaksi

Persamaan reaksi total adalah menyatakan perubahan kimia total yang terjadi jika reaksi

telah selesai. Ini tidak berarti bahwa semua pereaksi langsung mengalami perubahan

menghasilkan produk. Tetapi perubahan kimia total biasanya merupakan jumlah dari

serangkaian reaksi-reaksi sederhana. Reaksi yang sederhana ini disebut proses elementer.

Rangkaian proses elementer yang akhirnya akan menghasilkan produk disebut

mekanisme reaksi.

BAB 3

METODOLOGI

3.1 Peralatan dan Bahan

3.1.1 Peralatan

Peralatan yang digunakan dalam praktikum Kinetika Reaksi adalah:

1. Jas laboratorium

2. Sarung tangan

3. Masker

4. Tabung reaksi

5. Rak tabung

6. Pipet volume

7. Penangas air

8. Stopwacth

3.1.2 Bahan

Bahan yang digunakan dalam praktikum Kinetika Reaksi adalah:

1. Larutan KI 0,1M

2. Larutan Na2S2O3 0,1M

3. Larutan Amylum 10%

4. Larutan kalium pirodisulfit

5. Larutan HCl 0,1M

6. Air aquadest

7. Kertas label

8. Tissue

3.2 Prosedur Kerja

1. Konsentrasi sebagai faktor kecepatan reaksi I

Menyiapkan alat dan bahan

Memberi label pada tabung reaksi, dengan label 1, 2, 3, dan 4

Membuat larutan sesuai dengan perlakuan:

Tab.KI

0,1 M

0,1 M

Na2S2O3

H2OAmylum

10 %

1 1 2 1 1

2 1 2,5 1 1

3 1 3 1 1

4 1 3,5 1 1

Setelah tabung reaksi diisi dengan larutan sesuai dengan ketentuan, tabung

reksi digojok terlebih dahulu untuk menghomogenkan larutan

Pada masing-masing tabung ditambahkan 2 ml Kalium pirodisulfit 1M,

kemudian digojok dan diperhatikan waktu yang diperlukan hingga larutan

berubah warna

Mencatat waktu dari masing-masing tabung saat warna larutan berubah

untuk pertama kalinya

Membuat grafik antara hubungan mol Na2S2O3 dengan waktu yang

diperlukan untuk berubah warna, serta menentukan tingkat reaksinya

Merapikan alat dan bahan

2. Konsentrasi sebagai faktor kecepatan reaksi II

Menyiapkan alat dan bahan

Memberi label pada tabung reaksi, dengan label 1, 2, 3, dan 4

Membuat larutan sesuai dengan perlakuan:

Tab.KI

0,1 M

0,1 M

Na2S2O3

H2OAmylum

10 %

1 2 1 1 1

2 2,5 1 1 1

3 3 1 1 1

4 3,5 1 1 1

Setelah tabung reaksi diisi dengan larutan sesuai dengan ketentuan, tabung

reksi digojok terlebih dahulu untuk menghomogenkan larutan

Pada masing-masing tabung ditambahkan 2 ml Kalium pirodisulfit 1M,

kemudian digojok dan diperhatikan waktu yang diperlukan hingga larutan

berubah warna

Mencatat waktu dari masing-masing tabung saat warna larutan berubah

untuk pertama kalinya

Membuat grafik antara hubungan mol KI dengan waktu yang diperlukan

untuk berubah warna, serta menentukan tingkat reaksinya

Merapikan alat dan bahan

3. Temperatur sebagai faktor kecepatan reaksi

Menyiapkan alat dan bahan

Memberi label pada tabung reaksi dengan label a dan b

Mengisi tabung reaksi dengan 3ml HCl 0,1M

Memberi label pada tabung reaksi dengan label c dan d

Mengisi tabung reaksi dengan larutan Tio 0,1M (Na2S2O3 0,1M)

Memanaskan tabung a dan c dengan suhu ±60oC menggunakan penangas

air, kemudian dicampur, digojok dan dicatat waktu yang dibutuhkan untuk

larutan menjadi keruh dan terbentuk endapan

Mencampur tabung b dan tabung d pada suhu kamar, kemudian digojok

kemudian dicatat waktu yang dibutuhkan untuk larutan menjadi keruh dan

terbentuk endapan

Merapikan alat dan bahan

BAB 4

ANALISA DATA DAN PEMBAHASAN

4.1 Analisa data

1. Tabel pengamatan Konsentrasi sebagai faktor kecepata reaksi

Tabel a

Tab.KI

0,1 M0,1 M

Na2S2O3H2O

Amylum 10 %

PenambahanWarna

WaktuAwal Akhir

1 1 2 1 1 2 ml pirodisulfit bening Keruh 03.30.112 1 2,5 1 1 2 ml pirodisulfit bening Keruh 03.42.343 1 3 1 1 2 ml pirodisulfit bening Keruh 03.46.614 1 3,5 1 1 2 ml pirodisulfit bening Keruh 03.52.53

Tabung 1

Dik : V Na2S2O3 = 2 ml = 0,002 L

M = 0,1M

Dit : mol Na2S2O3 ........?

Dijawab : n = M x V

= 0,1 mol/L x 0,002

= 0,0002 mol

Tabung 2

Dik : V Na2S2O3 = 2,5 ml = 0,0025 L

M = 0,1M

Dit : mol Na2S2O3 ........?

Dijawab : n = M x V

= 0,1 mol/L x 0,0025

= 0,00025 mol

Tabung 3

Dik : V Na2S2O3 = 3 ml = 0,003 L

M = 0,1M

Dit : mol Na2S2O3 ........?

Dijawab : n = M x V

= 0,1 mol/L x 0,003

= 0,0003 mol

Tabung 4

Dik : V Na2S2O3 = 3,5 ml = 0,0035 L

M = 0,1M

Dit : mol Na2S2O3 ........?

Dijawab : n = M x V

= 0,1 mol/L x 0,0035

= 0,00035 mol

Grafik hubungan 0,1 M Na2S2O3 dengan Waktu

1 2 3 4012345678

WaktuNa2S2O3

Tabel b

Tab.KI

0,1 M0,1 M

Na2S2O3H2O

Amylum 10 %

PenambahanWarna

WaktuAwal Akhir

1 2 1 1 1 2 ml pirodisulfit bening Keruh 04.51.002 2,5 1 1 1 2 ml pirodisulfit bening Keruh 04.05.003 3 1 1 1 2 ml pirodisulfit bening Keruh 10.14.004 3,5 1 1 1 2 ml pirodisulfit bening Keruh 15.10.00

Dik : V Na2S2O3 = 1 ml = 0,001 L

M = 0,1M

Dit : mol Na2S2O3 ........?

Dijawab : n = M x V

= 0,1 mol/L x 0,001 L

= 0,0001 mol

2. Tabel pengamatan temperatur sebagai kecepatan reaksi

Tab LarutanWarna Dicampu

rlarutan

Waktu WarnaEndapa

nAwalSetelah

pemanasana 3 ml HCl 0,1 M Bening Lebih bening

a + c 05.01.00 Keruh Adab 3 ml HCl 0,1 M Bening Lebih beningc 3 ml Na2S2O3 0,1M Bening Lebih bening

b + d 01.20.31 KeruhTidakadad 3 ml Na2S2O3 0,1M Bening Lebih bening

Dik : V Na2S2O3 = 3 ml = 0,003 L

M = 0,1M

Dit : mol Na2S2O3 ........?

Dijawab : n = M x V

= 0,1 mol/L x 0,003

= 0,0003 mol

4.2 Pembahasan

Laju reaksi dinyatakan sebagai perubahan konsentrasi atau tekanan dari produk atau

reaktan terhadap waktu.

Berdasarkan jumlah molekul yang bereaksi, reaksi terdiri atas :

1. Reaksi unimolekular : hanya 1 mol reaktan yang bereaksi.Contoh :  N2O5  → N2O4  +  ½ O2 

2. Reaksi bimolekular : ada 2 mol reaktan yang bereaksi.Contoh :  2HI  →  H2  +  I2 

3. Reaksi termolekular : ada 3 mol reaktan yang bereaksi.Contoh :  2NO  +  O2  →  2NO2

 

Berdasarkan banyaknya fasa yang terlibat, reaksi terbagi menjadi :

1. Reaksi homogen : hanya terdapat satu fasa dalam reaksi (gas atau larutan) 2. Reaksi heterogen : terdapat lebih dari satu fasa dalam reaksi

Secara kuantitatif, kecepatan reaksi kimia ditentukan oleh orde reaksi, yaitu jumlah

dari eksponen konsentrasi pada persamaan kecepatan reaksi. 

2.2.Penetapan Hukum-hukum Laju atau Tetapan Laju

Suatu persamaan yang memerikan hubungan antara laju reaksi dengan konsentrasi

pereaksi disebut persaman laju atau hukum laju. Tetapan kesebandingan k dirujuk sebagai

tetapan laju untuk suatu reaksi tertentu. Karena konsentrasi pereaksi berkurang dengan

berlangsungnya reaksi. Tetapi tetapan laju k tetap tak berubah sepanjang perjalanan

reaksi. Jadi laju reaksii memberikan suatu ukuran yang memudahkan bagi kecepatan

reaksi. Makin cepat reaksi makin besar harga k, makin lambat reaksi, makin kecil harga k

itu.

Laju atau kecepatan reaksi adalah perubahan konsentrasi pereaksi atupun produk

dalam satuan waktu. Laju suatu reaksi dapat dinyatakan sebagai laju berkurangnya

konsentrasi suatu pereaksi atau laju bertambahnya konsentrasi suatu produk. Konsentrasi

biasanya dinyatakan dalam mol per liter, tetapi untuk reaksi fase gas, satuan tekanan

atmosfer, millimeter merkurium, atau pascal, dapat digunakan sebagai ganti konsentrasi.

2.3.Orde Reaksi

Orde suatu reaksi ialah 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 lurus dengan pangkat satu

konsentrasi dari hanya satu pereaksi.

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]2

Atau berbanding lurus dengan pangkat satu konsentrasi dari dua pereaksi,

Laju = k [A][B]

Maka reaksi itu disebut reaksi orde kedua. Dapat juga disebut orde terhadap masing-

masing pereaksi. Misalnya dalam persamaan terakhir itu adalah orde pertama dalam A

dan orde dalam B, atau orde kedua secara keseluruhan. Suatu reaksi dapat berorde ketiga

atau mungkin lebih tinggi lagi, tetapi hal-hal semacam itu sangat jarang. Dalam reaksi

yang rumit, laju itu mungkin berorde pecahan, misalnya orde pertama dalam A dan orde

0,5 dalam B atau berorde 1,5 secara keseluruhan.

Suatu reaksi dapat tak tergantung pada konsentrasi suatu pereaksi. Perhatikan reaksi

umum, yang ternyata berorde pertama dalam A. Jika kenaikan konsentrasi B tidak

menaikkan laju reaksi, maka reaksi itu disebut orde nol terhadap B. Ini bisa diungkapkan

sebagai :

Laju = k[A][B]0 = k[A]

Orde suatu reaksi tak dapat diperoleh dari koefisien pereaksi dalam persamaan

berimbangnya. Dalam penguraian N2O5 dan NO2, koefisien untuk pereaksi dalam

masing-masing persamaan berimbang adalah 2 tetapi reaksi pertama bersifat orde

pertama dalam N2O5 dan yang kedua berorde kedua dalam NO2. Seperti dilukiskan oleh

contoh.

Contoh: Perhatikan reaksi umum 2A + 2B → 2AB

Menentukan Orde reaksi

a.Jika tahap reaksi dapat diamati, orde adalah koefisien pada tahap reaksi yang

berjalan lambat.

Contoh : reaksi 4HBr + O2                    2H2O + 2Br2

Berlangsung dalam tahapan sebagai berikut :

1.HBr + O2 -> HBr2O (lambat)

2.HBr + HBr2O -> 2HBrO (cepat)

3.2HBr + 2HBr) -> 2H2O + 2Br2 (cepat)

Maka orde reaksi ditentukan oleh reaksi (1). Persamaan laju reaksi, V = [HBr] [O2]. Orde reaksi total (lihat koefisien reaksi) = 1 + 1 = 2.

b.  Jika tahap reaksi tidak bisa diamati, orde reaksi ditentukan melalu eksperimen,

kosentrasi salah satu zat tetap dan kosentrasi zat lain berubah.

Berbagai Orde Reaksi:

1. Reaksi Orde Nol

Gambar 1: Grafik yang menyatakan pengaruh perubahan konsentrasi terhadap

laju reaksi

Reaksi dikatakan berorde nol terhadap salah satu pereaksinya apabila

perubahan konsentrasi pereaksi tersebut tidak mempengaruhi laju reaksi. Artinya,

asalkan terdapat dalam jumlah tertentu, perubahan konsentrasi pereaksi itu tidak

mempengaruhi laju reaksi.

2.  Reaksi Orde Satu

Gambar 2: Grafik yang menyatakan pengaruh perubahan konsentrasi terhadap

laju reaksISuatu reaksi dikatakan berorde satu terhadap salah satu pereaksinya

jika laju reaksi berbanding lurus dengan konsentrasi pereaksi itu. Jika konsentrasi

pereaksi itu dilipat-tigakan maka laju reaksi akan menjadi 31 atau 3 kali lebih

besar.

3.  Reaksi Orde

DuaGambar 3: Grafik yang menyatakan pengaruh perubahan konsentrasi terhadap laju reaksi

Suatu reaksi dikatakan berorde dua terhadap salah satu pereaksi jika laju

reaksi merupakan pangkat dua dari konsentrasi pereaksi itu. Apabila konsentrasi

zat itu dilipat-tigakan, maka laju pereaksi akan menjadi 32 atau 9 kali lebih besar

2.4.Faktor yang Mempengaruhi Laju Reaksi

1.Sifat dasar pereaksi

Zat-zat berbeda dalam mengalami perubahan kimia. Molekul hidrogen dan flour

bereaksi secara meledak, bahkan dalam temperatur kamar menghasilkan molekul

hidrogen fluorida.

H2(g) + F2(g) à 2HF(g)  (sangat cepat pada temperatur kamar)

Pada kondisi serupa, molekul hidrogen dan oksigen bereaksi begitu lambat, sehingga

tak nampak sesuatu perubahan kimia.

2H2(g) + O2(g) à 2H2O (sangat lambat pada temperatur kamar)

2.Temperatur

Laju suatu reaksi kimia bertambah dengan naiknya temperatur. Biasanya kenaikan

sebesar 100C akan melipatkan dua atau tiga laju reaksi antara molekul-molekul. Molekul

harus bertumbukan dengan energi yang cukup untuk bereaksi.  Makin  tinggi  suhu, 

maka energi kinetik molekul makin tinggi sehingga tumbukan makin sering, laju reaksi

makin tinggi.

Pada beberapa reaksi yang umum, laju reaksi makin besar (waktu reaksi makin singkat) 2 kali setiap kenaikan suhu 10oC, sehingga didapatkan rumus:

v   = laju reaksi pada suhu t

Vo = laju reaksi pada   suhu awal

ta  = suhu akhir

to  = suhu awal

DV = perubahan laju reaksi

3.Penambahan katalis

Katalis adalah zat yang dapat menurunkan energi aktivasi (energi minimum yang

diperlukan  agar  suatu  reaksi kimia dapat berlangsung. Penambahan katalis akan

mempercepat reaksi.  Alasan mengapa katalis dapat mempermudah dan mempercepat

reaksi disajikan dalam grafik antara energi potensial terhadap koordinat reaksi dari

persamaan reaksi:

A + B→ C 

Gambar 4. Jika ada reaksi :  A  + B → C ; pada  keadaan awal, yang terdapat pada

sistem reaksi 

hanyalah pereaksi  A dan B. Setelah reaksi  berjalan,  pereaksi  A  dan  B makin

berkurang dan hasil reaksi C makin bertambah.  Laju reaksi dapat diukur dengan

mengukur penambahan konsentrasi C (produk), atau  pengurangan konsentrasi A/B

(pereaksi) tiap satuan waktu.

4.Konsentrasi

Laju suatu reaksi dapat dinyatakan sebagai laju berkurangnya konsentrasi suatu pereaksi, atau sebagai laju bertambahnya konsentrasi suatu produk. Konsentrasi mempengaruhi laju reaksi, karena banyaknya partikel memungkinkan lebih banyak tumbukan, dan itu membuka peluang semakin banyak tumbukan efektif yang menghasilkan perubahan. 

v   = laju reaksi     (mol/L.det)

            [A] = konsentrasi A (mol/L)

            [B] = konsentrasi A (mol/L)

            [C] = konsentrasi C (mol/L)

            t    = waktu              (detik)

2.5.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.

                        2 KClO3        →            2 KCl  +  3 O2

BAB 5

PENUTUP

5.1 Kesimpulan

Dari hasil praktikum percobaan 6 Kinetika Reaksi Kimia maka dapat ditarik

kesimpulan yaitu :

1. Kinetika kimia adalah ilmu tentang kecepatan atau laju reaksi kimia

2. Kecepatan reaksi kimia ditentukan dengan mengukur kecepatan perubahan

konsentrasi pereaksi atau produk

3. Tingkat reaksi Na2S2O3 tergolong dalam orde satu karena kecepatan reaksi

berbanding lurus.

5.2 Saran

Setiap pelaksanaan praktikum seharusnya dosen telah melakukan koordinasi terlebih

dahulu dengan teknisi praktikum setidaknya datang lebih awal untuk mempersiapkan

praktikum agar praktikum dapat terlaksana dengan efisiensi waktu yang tepat.

DAFTAR PUSTAKA

http://chayoy.blogspot.com/2012/06/makalah-kinetika-kimia.html

http://imc.kimia.undip.ac.id/mata-kuliah/kimia-dasar-ii/bab-4-kinetika-reaksi-kimia/