» » PERCOBAAN II REAKSI KIMIA: GEJALA UMUM DAN LAJU REAKSI (Kimia Dasar I)

PERCOBAAN II REAKSI KIMIA: GEJALA UMUM DAN LAJU REAKSI (Kimia Dasar I)

Oleh

PERCOBAAN II
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. TINJAUAN PUSTAKA
2.1 Reaksi Kimia
2.1.1 Pengertian Reaksi Kimia
Reaksi kimia adalah suatu proses di mana zat – zat baru, yaitu hasil reaksi, terbentuk dari beberapa zat aslinya disebut pereaksi.Biasanya, suatu reaksi kimia disertai oleh kejadian – kejadian fisis, seperti perubahan warna, pembenukan endapan, atau timbulnya gas.
                                                                          (Petrucci,1992)                                                                            
2.1.2 Pengggolongan Perubahan Kimia
a. Reaksi Pembentukan
Reaksi pembentukan merupakan reaksi apabila suatu zat yang dibentuk dari gabungan dua atau lebih zat.
                      Contoh: CaO + CO2 → CaCO3
                                     Fe + S → FeS
                                     2Na + Cl2 → 2NaCl 
(Pudjaatmaka,2001)
b. Reaksi Perkaratan
Korosi merupakan proses perusakan suatu materi yang terjadi secara perlahan – lahan dalam waktu yang lama oleh suatu proses kimia. Misalnya korosi besi. Besi secara lambat dan terus – menerus akan bereaksi dengan udara ( terutama O2 ) membentuk suatu oksidasi besi. 
( Vogel,1990 )
c. Reaksi Penguraian
           Reaksi penguraian merupakan kebalikan dari reaksi pembentukan. Reaksi ini terjadi apabila dua atau lebih zat dihasilkan dari satu zat.
Contoh: C12H22O11 → 12C + 11H2O


c. Reaksi Substitusi

            Reaksi ini terjadi dimana satu unsur digantikan dengan unsur yang lain dari senyawanya.
Contoh: Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2
asam klorida
  (Pudjaatmaka,2001)
                                                                                                      
d. Reaksi Pembakaran
            Reaksi ini terjadi dimana suatu unsur / senyawa bergabung dengan O2 membentuk senyawa yang mengandung O2 sederhana, misalnya: CO2, H2O dan SO2
Contoh : C3H8 + CO2 → 3CO2 + H2O
(Keenan,1990)

e. Reaksi Penggabungan / sintetis
            Reaksi dimana suatu zat yang lebih kompleks terbentuk dari dua / lebih zat yang lebih sederhana.
    Contoh: 2H2 + O2 → 2H2O
(Keenan,1990)
2.2 Laju Reaksi
2.2.1 Pengertian Laju Reaksi
        Laju reaksi adalah perubahan konsentrasi pereaksi ataupun produk dalam suatu satuan waktu. Laju reaksi dapat dinyatakan sebagai laju bertambahnya konsentrasi suatu produk. Konsentrasi biasanya dinyatakan dalam mol per liter, tetapi untuk reaksi fase gas, satuan tekanan atmosfer atau melimeter mercurium atau pascal dapat digunakan sebagai pengganti konsentrasi. Satuan waktu dapat detik, menit, jam, hari, atau bahkan tahun tergantung apakah reaksi itu cepat atau lambat.
A + B          C
          ∆[C]                         ∆[B]
V =              atau V  = --  -------
           ∆t                            ∆t
Sehingga persamaan laju
V = k[A]m[B]n
(keenan,1990)

2.2.2 Faktor-Faktor Yang Mempengaruhi laju Reaksi
a. Jenis Reaktan
Tiap-tiap zat mempunyai sifat yang berbeda-beda apabila bereaksi dengan zat lain. Semakin reaktif jenis reaktan tersebut, maka laju reaksi semakin cepat.
                                                                                                         (Brocks,1959)
b. Konsentrasi 
Percobaan menunjukkan bahwa kelajuan  reaksi kimia yang bersifat homogen tergantung pada konsentrasi pereaksinya. Reaksi homogen merupakan reaksi yang terjadi dalam satu fase. Reaksi heterogen berjalan meliputi lebih dari satu fase. Kenyataan bahwa reaksi heterogen sebanding dengan luas permukaan antara fase – fase pereaksi. Salah satu contoh adalah perkaratan besi, yang merupakan reaksi heterogen yang meliputi satu fase padatan, besi, dan satu fase oksigen.
Kelajuan reaksi homogen tergantung pada konsentrasi dari pereaksi – pereaksi dalam larutan. Larutan dapat berupa cairan atu gas. Dalam larutan cairan, konsentrasi pereaksi dapat diubah berdasarkan penambahan reaksi atau dengan pengubahan volume dari sistem atau berdasarkan penambahan atau pengurangan pelarut.  
 (Sastrohamidjojo,2001)
c. Sifat Dasar Pereaksi
Dalam suatu reksi kimia terjadi pemutusan ikatan dan pembentukan ikatan baru sehingga kelajuan reaksi harus bergantung pada macam ikatan yng ada. Secara percobaan, kecepatan reksi tergantung pada senyawa yang melakukan reaksi bersama. Setiap zat berbeda secara nyata, dalam laju reaksi mereka juga mengalami perbedaan kecepatan reaksi. Reaksi kimia dapat terjadi akibat tumbukan antara molekul – molekul. Sedangkan energi yang harus dimiliki olekul untuk dapat bereaksi disebut energi aktivasi. Semakin tinggi nilai energi aktivasi, semkin kecil fraksi mol yang teraktifkan dan semakin lambat reaksi berlangsung
(Sastrohamidjojo,2001)
d. Suhu
Naiknya suhu menyebabkan kecepatan rata-rata dan energi kinetiknya rata-rata molekul naik, sehingga frekuensi tumbukan juga semakin besar. Suhu tinggi diperlukan agar molekul fraksi reaktan meningkat dan dapat menumbuk dengan energi kinetik yang lebih besar daripada energi aktivasi. Ini dibutuhkan agar tumbukan yang terjadi efektif.
                                                                                                          (Miller,1987)
e. Katalis
Katalis adalh suatu zat yang menimbulkan kecepatan suatu reaksi kimia, tanpa mengalami perubahan kimia. Secara permanen, proses ini disebut katalisasi, diduga mempengaruhi kecepatan reaksi dengan salah satu jalan yaitu :
- pembentukan senyawa – senyawa ( katalis homogen )

- absorbsi ( katalis heterogen )
                                                                                                       (Keenan,1990)
f. Luas Permukaan
Luas permukaan sangat berpengaruh pada keceopatan laju reaksi. Makin besar luas permukaan suatu zat, makin cepat reaksi berlangsung. Sebaliknya malin kecil luas permukaan suatu zat, makin lambat zat tersebut bereaksi. Untuk memperluas permukaan biasanya dilakukan dengan menghaluskan zat tersebut atau memperkecil ukuran zat. Seperti sebatang kapur dengan butiran kecil kapur akan memiliki laju reaksi yang lebih besar dibandingkan dengan batang kapur. 
                                                                                                        (Keenan,1990)
            Rumus Laju Reaksi
 Pada awal reaksi, zat produk (P) belum terbentuk. Setelah reaksi berjalan, zat P mulai terbentuk. Semakin lama konsentrasi zat P semakin bertambah, sedangkan konsentrasi zat R semakin berkurang.
Rumus Umum Laju Reaksi : V = K [A]m [B]n
Keterangan: 
                                                V = laju reaksi
                                                K = konstanta laju reaksi
                                                [A] = konsentrasi zat A
                                                [B] = konsentrasi zat B
                                                 m  = orde reaksi terhadap A
                                                  n  = orde reaksi terhadap B 
                                                                                                                    (Brady,1982)
2.3 Orde dan Konstanta Laju reaksi
                 Orde reaksi adalah jumlah semua komponen dari konsentrasi persamaan laju reaksi. Orde reaksi dikenal sebagai tingkat reaksi. Jika laju reaksi berbanding lurus dengan pangkat satu konsentrasi dari suatu pereaksi, V=k[A], maka reksinya dikatakan berorde satu. Orde reaksi ditetapkan berdasarkan pada data kinetik eksperimen untuk mengetahui yang paling cocok. Kecocokan ini dapat ditentukan dengan cara :
- menghitung tetapan laju reksi
- grafik kecepatan terhadap waktu
(Keenan,1990)
            Ada 3 orde reaksi yaitu : 
a. Reaksi Orde Nol
            Laju reaksi terkadang tidak tergantung pada konsentrasi pereaksi sama sekali. Keadaan ini akan terlihat bila beberapa peubah mengatur laju  reaksi, misalnya intensitas reaksi kimia dalam suatu reaksi fotokimia atau tersedianya enzim dalam katalis oleh enzim. Pada reksi berlangsung dengan laju yang tetap.
Laju reaksi = k = tetap
Reaksinya mempunyai orde nol dan satuan k sama dengan satuan lajunya.
b. Reaksi Orde Pertama
               Pada reaksi orde pertama, data yang digunakan tidak selalu perlu dinyatakan dalam konsetrasi molar. Kadang-kadang masa pereaksi, atau hanya fraksi pereaksi yang dikonsumsi, sudah cukup. Contohnya yaitu peluruhan atom radio aktif. Sebagai, contoh   P yang digunakan dalam studi biokimia 14,3 hari. Berapaun jumlah atom P, akan terdapat setengah dari jumlah tersebut 14,3 hari,seperempatnya dalam 28,6 dan seterusnya. Tetapan laju peluruhannya adalah k = 0,693/t.
c. Reaksi Orde Kedua
              A → B + C
              Bila reaksi hipotetik merupakan reaksi orde kedua terhadap A, berarti bahwa laju reaksinya adalah laju menghilangnya A = k[A]2 . Bila reaksi hipotetik A+B → C+D merupakan orde pertama terhadap A dan juga terhadap B, orde totalnya adalah orde kedua, dan laju menghilangnya A atau B = k [A][B]. Tetapi orde reaksi tidak dapat ditentukan dari data laju reaksi.
(Petrucci,1992)
2.4.   Konstanta Reaksi
          Konstanta reaksi merupakan konstanta (tetap) yang menyatakan hubungan sebanding dengan besarnya laju reaksi dan berbanding terbalik dengan hasil kali reaksi konstantanya.
Konsentrasi laju reaksi merupakan bilangan pengali dengan konsentrasi reaktan juga mendapatkan besarnya laju reaksi yang sesuai standar.
Konsentrasi ini dapat dirumuskan:
(Atkins, 1997)
2.5. Teori Tumbukan
                 Menurut teori tumbukan, molekul-molekul pereaksi selalu mengadakan tumbukan. Akibat tumbukan ini molekul-molekul hanya dapat bereaksi bila mempunyai tenaga kinetik yang tinggi. Molekul-molekul hanya dapat bereaksi bila mempunyai tenaga lebih tinggi dari tenaga rata-rata molekul-molekul dalam sistem. Selisih tenaga ini yang disebut tenaga aktivasi. Hanya molekul yang mempunyai tenaga lebih besar atau sama dengan tenaga aktivasi yang dapat bereaksi.
(Sukardjo,1992)
Secara kualitatif teori tumbukan dapat menerangkan adanya faktor mempengaruhi kelajuan reaksi, antara lain : 
- Peningkatan suhu menyebabkan molekul terbentuk makin cepat, sehingga molekul lebih sering bertumbukan makin hebat dan mengakibatkan reaksi makin cepat.
- Katalis dapat mempercepat reaksi karena katalis dapat menurunkan energi aktivasi. Dalam reaksi kimia, katalis sendiri tidak mengalami perubahan yang permanen. Katalis dibagi menjadi dua : yakni katalis homogen dan katalis heterogen. Pada katalis homogen, antarapereaksi dan katalis berada dalam fase tunggal. Pada katalis heterogen, tersedianya elektron d dan orbital d pada atom-atom permukaan katalis memegang peranan penting. Aktivasi katalis banyak dilakukan oleh sejumlah besar unsur peralihan dan senyawa-senyawanya. Persyaratan kunci dalam katalis heterogen adalah bahwa pereaksi fase gas atau larutan di absorbsi ke permukaan katalis. Tidak semua atom permukaannya sama efektifnya. Bagian aktif tersebut disebut sisi aktif katalis.
- Semakin tinggi konsentrasi, maka jumlah partikelnya semakin banyak. Maka, tumbukan antar partikel yang terjadi semakin banyak. Hal ini berdampak pada makin cepatnya laju reaksi.
- Semakin luas permukaan bidang sentuh, maka, tumbukan antar partikel yang terjadi semakin banyak. Hal ini mengakibatkan makin cepatnya laju reaksi.
- Sifat dasar pereaksi karena mempunyai energi aktivasi yang berbeda-beda.
- Semakin kecil volume, maka semain tinggi konsentrasinya. Jumlah partikelnyapun semakin banyak. Tumbukan antar partikel yang terjadi semakin banyak maka laju reaksinya semain cepat.
(Petrucci,1992) 
                
2.6. Jenis-jenis Reaksi Kimia
2.6.1Reaksi netralisasi
Reaksi netralisasi adalah reaksi asam dan basa, dapat ditunjukan oleh salah satu dari tiga buah cara sebagai berikut:
1. Persamaan Reaksi Lengkap
           HCl + NaOH → NaCl + H2O
          Asam     basa         garam     air
2. Persamaan Reaksi Ion 
           H+ + Cl- + Na+ + OH-- → Na+ + Cl- + H2O
              asam               basa                 garam          air
3. Persamaan Reaksi Ion Bersih
(Atkins, 1997)
2.5. Teori Tumbukan
                 Menurut teori tumbukan, molekul-molekul pereaksi selalu mengadakan tumbukan. Akibat tumbukan ini molekul-molekul hanya dapat bereaksi bila mempunyai tenaga kinetik yang tinggi. Molekul-molekul hanya dapat bereaksi bila mempunyai tenaga lebih tinggi dari tenaga rata-rata molekul-molekul dalam sistem. Selisih tenaga ini yang disebut tenaga aktivasi. Hanya molekul yang mempunyai tenaga lebih besar atau sama dengan tenaga aktivasi yang dapat bereaksi.
(Sukardjo,1992)
Secara kualitatif teori tumbukan dapat menerangkan adanya faktor mempengaruhi kelajuan reaksi, antara lain : 
- Peningkatan suhu menyebabkan molekul terbentuk makin cepat, sehingga molekul lebih sering bertumbukan makin hebat dan mengakibatkan reaksi makin cepat.
- Katalis dapat mempercepat reaksi karena katalis dapat menurunkan energi aktivasi. Dalam reaksi kimia, katalis sendiri tidak mengalami perubahan yang permanen. Katalis dibagi menjadi dua : yakni katalis homogen dan katalis heterogen. Pada katalis homogen, antarapereaksi dan katalis berada dalam fase tunggal. Pada katalis heterogen, tersedianya elektron d dan orbital d pada atom-atom permukaan katalis memegang peranan penting. Aktivasi katalis banyak dilakukan oleh sejumlah besar unsur peralihan dan senyawa-senyawanya. Persyaratan kunci dalam katalis heterogen adalah bahwa pereaksi fase gas atau larutan di absorbsi ke permukaan katalis. Tidak semua atom permukaannya sama efektifnya. Bagian aktif tersebut disebut sisi aktif katalis.
- Semakin tinggi konsentrasi, maka jumlah partikelnya semakin banyak. Maka, tumbukan antar partikel yang terjadi semakin banyak. Hal ini berdampak pada makin cepatnya laju reaksi.
- Semakin luas permukaan bidang sentuh, maka, tumbukan antar partikel yang terjadi semakin banyak. Hal ini mengakibatkan makin cepatnya laju reaksi.
- Sifat dasar pereaksi karena mempunyai energi aktivasi yang berbeda-beda.
- Semakin kecil volume, maka semain tinggi konsentrasinya. Jumlah partikelnyapun semakin banyak. Tumbukan antar partikel yang terjadi semakin banyak maka laju reaksinya semain cepat.
(Petrucci,1992) 
                
2.6. Jenis-jenis Reaksi Kimia
2.6.1Reaksi netralisasi
Reaksi netralisasi adalah reaksi asam dan basa, dapat ditunjukan oleh salah satu dari tiga buah cara sebagai berikut:
1. Persamaan Reaksi Lengkap
           HCl + NaOH → NaCl + H2O
          Asam     basa         garam     air
2. Persamaan Reaksi Ion 
           H+ + Cl- + Na+ + OH-- → Na+ + Cl- + H2O
              asam               basa                 garam          air
3. Persamaan Reaksi Ion Bersih
           H+ + OH- → H2O
        

Persamaan reaksi ion bersih merupakan gambaran yang tepat dari reaksi netralisasi menurut teori Archenius . Hal ini menghasilkan satu pokok  penting yaitu suatu reaksi netralisasi meliputi penggabungan antara ion hidrogen dan ion hidroksida untuk menghasilkan air (H2O).
                                                                                                            (Petrucci,1987)
2.6.2Reaksi Redoks
Oksidasi adalah suatu prosese yang mengakibatkan kehilangan suatu electron atau lebih  dari dalam zat ( atom, ion, molekul ). Bila suatu unsure dioksidasi, keadaan oksidasinya berubah ke harga yang lebih positif. Suatu zat pengpksidasi adalah zat yang memperoleh electron dan dalam reaksi itu zat direduksi. Defenisi ini sangat umum , sehingga berlaku untuk zat padat, lelehan maupun gas.
Reaksi sebaliknya adalah proses yang mengangkibatkan diperolehnya suatu electron atau lebih oleh zat ( atom, ion, molekul ). Bila unsure direduksi, keadaan oksidasi menjadi lebih negative. Zat pereduksi adalah zat yang kehilangan electron, dalam proses ion dioksidasi. Ini berlaku untuk proses zat padat, lelehan, maupun gas. Tahap reduksi maupun oksidasi yang melibatkan pelepasan maupun pengambilan electron disebut reaksi setengah sel.
 Contoh : Cu(s) + 2Ag+(aq) → Cu2+(aq)+2Ag
Terdiri dari :
- reduksi Ag+
- oksidasi Cu

   ( Vogel,1990 )

2.6.3.Reaksi Pengendapan
                 Tetapan kesetimbangan yang menyatakan kelarutan endapan dalam air disebut tetapan hasil kali kelarutan. Apabila tetapan kelarutan terlampaui, maka pengendapan mulai terjadi dengan terbentuknya sejumlah inti atau nukleon yang merupakan suatu partikel-partikel.
             Contoh reaksi: 2Na3PO4 (g) + BaCl2 (aq) → Ba3(PO4)2 (s) + 6NaCl(aq) 

                                                                                                                                                                  (Petrucci,1987)

2.6.4.Reaksi Pembentukan Gas
                 Reaksi yang menimbulkan gas biasanya terjadi apabila logam direaksikan dengan asam keras encer. Reaksi ini disebut juga reaksi pendesakan logam, karena logam yang bereaksi harus diletakkan disebelah kiri H dalam deret volta. Asam yang digunakan harus selain HNO3 pekat, HNO3 encer, H2SO4 pekat. Gas yang dihasilkan biasanya adalah gas hidrogen.
     Reaksi: Logam + Asam keras encer → Garam +H2
       Contoh: 2Al + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2 
                                                                                                                                                                             (Petrucci,1987)
2.6.5.Reaksi Pembentukan Kompleks
        Reaksi ini terjadi pada zat-zat yang mudah larut dan tidak terdisosiasi. Reaksi ini menghasilkan ion atau molekul kompleks. Ion kompleks adalah ion logam transisi yang dapat berikatan kovalen koordinasi dengan ion-ion negatif atau molekul netral yang mempunyai pasangan elektron bebas dan membentuk suatu kesatuan gabungan ion-ion yang stabil, ion kompleks dinyatakan dengan notasi kurang siku. Dalam ion kompleks terdapat 2 unsur, yaitu logam transisi selaku atom pusat dan ion negatif selaku ligan / gugus pengeliling.
Contoh ion kompleks: 
            [Fe(Cn)6]3- → ion heksanoferat (III)
                                                                                                              (Petrucci,1987)                               2.6.6. Reaksi Pertukaran Muatan
            Reaksi ini sering juga disebut sebagai reaksi redoks. Reaksi redoks singkatan dari reaksi reduksi dan reaksi oksidasi. Reduksi adalah penerimaan elektron atau penurunan bilangan oksidasi, sedangkan oksidasi adalah pelepasan elektron atau peningkatan bilangan oksidasi. Setiap reaksi redoks merupakan pasangan antara reaksi reduksi dan reaksi oksidasi. Jadi, reaksi redoks adalah reaksi yang didalamnya terdapat serah terima elektron antar zat, atau reaksi yang disertai dengan perubahan bilangan oksidasi.
             Contoh: Cu 2+ (aq) + Zn (s) → Cu (s) + Zn 2+ (aq)
2.7. Analisa bahan
a. NaOH
Padatan putih, higroskopis, mudah mudah menyerap CO2, membentuk Na2CO3, sangat korosif terhadap jaringan organik. Titik leleh 139 0C, titik didih 318 0C, massa jenis 2,1
                (Mulyono, 1997)
b. Plumbum Acetat (Pb(CH3COOH)2)
Asam timbal normal, gula timbal, garam saturnus. BM=325,8. Komposisi C 14,77% ; H 1,86% ; Pb 63,7% ;O 13,67%. Pada keadaan terhidrat, merupakan kristal tak berwarna, gumpalan putih, atau bubuk. Bau asetatnya tidak terlalu tajam, beracun. Mengikat CO2 dari udara dan menjadi sol yang tidak sempurna. Kerapatan 2,55 g/cm3. Titik leleh 750C. Pada suhu di atas 1000C,ikatan asam asetat mulai menghilang. Digunakan dalam pewarna pakaian.
(Windholz,1976)
       
c. Asam Klorida ( HCl )
Larutan jernih yang berat molekulnya 36,47 gram/mol, titik didih 118 0C, bersifat asam kuat
(Mulyono, 1997)
d. H2SO4
Zat cair kental tak berwarna, menyerupai minyak , bersifat asam kuat, titik didih 315-338 0C, titik leleh 100 0C, massa jenis 1,8
(Mulyono, 1997)
e. CuSO4
Berwarna biru bersifat higroskopis, digunakan sebagai fungisida, bahan pewarna dan pengawet kayu.
(Mulyono, 1997)
f. Logam Magnesium (Mg)
BM=24,305. Nomor atom 12. Bervalensi 2. Termasuk logam alkali tanah. Salah satu unsur yang paling banyak terdapat dikulit bumi. Ditentukan secara alami dalam bentuk persenyawaan magnesit kornalit, dolomit, CaMg(CO3)2, epsomit, kieserite,dan lain-lain, juga terdapat di air laut.Logam berwarna putih keperakan. Struktur kerangka tertutup heksagonal, teroksidasi dengan lambat pada udara lembab. Titik lebur 6510C, titik didih 11000C. Tersedia dalam bentuk batangan, pita, kawat, dan bubuk. Bereaksi sangat lambat dengan air pada temperatur ruangan. Reaksi asam menghasilkan pembebasan hidrogen.
(Windholez,1976)  
g. Aquades
Air yang diperoleh pada pengembunan uap air melalui proses penguapan atau pendidihan air. Tidak berwarna, tidak berasa, titik leleh 0 0C, titik didih 100 0C bersifat polar, pelarut oranik yang baik.
(Mulyono, 1997)

III. METODE PERCOBAAN
3.1 Alat
a. tabung reaksi
b. pipet tetes
c. gelas ukur
d. gelas beker
e. stopwatch
3.2 Bahan
a. NaOH
b. HCl
c. H2SO4
d. Pb(CH3COO)2
e. Kristal CuSO4
f. Pita logam Mg
g. Aqudes

3.4 Skema Kerja
3.4.1 Mengenal Jenis-Jenis Reaksi Kimia

3.4.2 Menilai Laju Reaksi dan Menentukan Ordenya
IV. DATA PENGAMATAN
4.1 Data Pengamatan
4.1.1 Mengenal jenis-jenis reaksi kimia
No
Reaktan 1
Reaktan 2
Gejala
Reaksi
1
NaOH
H2SO4 pekat
Gelembung gas sedikit panas, ada uap
2NaOH+H2SO4àNa2SO4+2H2O

NaOH
H2SO4 encer
Gelembung gas banyak, hangat terbentuk endapan

2
PbOAc
HCl
Terbentuk endapan warna putih
PbOAc+2HClàPbCl+OHAc
3
HCl
CuSO4
Terjadi perubahan warna menjadi biru
2HCl+CuSO4àCuCl2+H2SO4
4
Aquades
Mg
Terjadi gelembung-gelembung kecil, permukaan logam Mg melebur
Mg+H2OàMg(OH)2+H2

4.1.2 Menilai laju reaksi dan menentukan ordenya
No
[HCl]M
T (detik)
Pengamatan
1
0,8
160
Timbul gelembung gas di sekitar Mg, kenaikan suhu
2
1,2
78
Timbul gelembung gas di sekitar Mg, kenaikan suhu
3
1,6
61
Timbul gelembung gas di sekitar Mg, kenaikan suhu
4
2
40
Timbul gelembung gas di sekitar Mg, kenaikan suhu

4.1.3 Tabel pengamatan laju rekasi dan penentuan ordenya
No
Log 1/t (y)
Log[HCl](x)
x,y
x2
1
-2,204
-0,097
0,214
9,409 x 10—3
2
-1,892
0,079
-0,149
6,241 x 10—3
3
-1,785
0,204
-0,364
0,0416
4
-1,602
0,301
-0,482
0,091

∑y = -7,483
∑X = 0,681
∑x,y = -1,209
∑X2 = 0,146
4.1.4 Tabel dari grafik
X
Y
-0,097
-2,204
0,079
-1,892
0,204
-1,785
0,301
-1,602
V= K[HCl]m                                                 Keterangan                                                 
V= 1/t                                                          m= 1,4568
Log 1/t = log k[HCl]m                                                 c= 2,0481
Log 1/t = m.log[HCl]m                                                log k= -2,0481
y= mx+c                                                       k= antilog -2,0481
                                                                     k= 8,95 X 10-3
y             log 1/t                                          
x             log[HCl]
m            m

c             log k

Persamaan Laju Reaksi Dari Grafik :
V  = K [HCl]m
1/t = K [HCl]m
       = 0,01014 [HCl]1,4568

4.1    Perhitungan
Mencari regresi linier :                                                                
m = n ∑xy -- ∑x . ∑y                                               Ket :  X = log [HCl]

 n ∑x2 – ( ∑x )2                                                                                           Y = log [1/t]                                                                                        
 = 4.(-1,209) -- (-5,096)                                                    n = banyak data
  4.0,146 — (0,464)
  =   0,26
 0,12
  =  2,16 (orde reaksi)

Konstanta Reaksi Hasil Perhitungan :
         Sampel 1 = log [1/t] = log k + m log [HCl]
 -2,204    = log k + 2,16 (-0,097)
 -2,204    = log k – 0,209
 Log k      = -2,204 + 0,209
 Log k      =  -1,995
    K          =  antilog (-1,995)
                               K          =  0,01011

Persamaan Laju Reaksi dari perhitungan :
        V   = K [HCl]m
             1/t = K [HCl]m
            0,01011 [HCl]2,16

Persamaan Laju Reaksi Dari Grafik :
V  = K [HCl]m
1/t = K [HCl]m
       = 0,01014 [HCl]2,1667
V. PEMBAHASAN
5.1 Mengenal jenis-jenis reaksi kimia
5.1.1 Reaksi antara NaOH dengan H2SO4
Pada reaksi ini, tabung 1 terisi NaOH yang ditambahkan H2SO4 pekat dan H2SO4 encer. Pada larutan NaOH yang ditambahkan H2SO4 pekat, gejala yang terjadi yaitu timbul sedikit gelembung gas, panas, dan terdapat uap. Sedangkan pada larutan NaOH yang ditambahkan H2SO4 encer, gejala yang terjadi yaitu timbul banyak gelembung gas dan hangat. Sehingga pada reaksi ini dibuktikan dengan terjadinya kenaikan suhu yang terbukti dengan adanya gelembung gas, panas dan uap. Hal ini terjadi secara spontan antara asam kuat dengan basa kuat. Sehingga tumbukkan antar molekul banyak karena sama-sama kuat, sehingga konsentrasi tumbukan yang menghasilkan reaksi banyak. Karena tumbukan yang menghasilkan reaksi kimia itu melepaskan panas kelingkungan (eksoterm), sehingga suhu sistem menjadi naik.
Reaksi yang terjadi :
2NaOH  +  H2SO4 → Na2SO4  +  2H2O
Reaksi tersebut adalah reaksi netralisasi asam kuat dan basa kuat yang menghasilkan garam dan air disertai pelepasan panas (eksoterm)
                                                                                                                        (Petrucci, 1985)
Selain merupakan reaksi netralisasi dan reaksi eksoterm, percobaan ini juga disebut reaksi metasis. Reaksi metasis (reaksi perpindahan rangkap) menyangkut suatu larutan dan pertukaran dari kation dan anionnya. Na+ akan berikatan dengan SO42- dan H+ akan berikatan dengan OH-.
     
(Brady,1994)
5.1.2 Reaksi antara (CH3COO)2Pb(aq) dengan larutan HCl
Pada reaksi ini, tabung 2 berisi (CH3COO)2Pb yang ditambahkan dengan HCl. Pada reaksi ini terbentuk endapan PbCl2 yang berwarna putih. Reaksi yang terjadi :
(CH3COO)2Pb(aq)   +  2HCl(aq) → PbCl2  +  CH3COOH(aq)
Reaksi tersebut merupakan reaksi pengendapan dari larutan garam CH3COO2Pbdan larutan asam kuat (HCl) yang menghasilkan garam (PbCl2) dan asam lemah (CH3COOH). Reaksi Pengendapan terjadi apabila tetapan kelarutan terlampaui. Maksud dari tetapan kelarutan terlampaui yaitu hasil kali ion-ionnya(Qsp) lebih besar dari Kspnya sehingga larutan menjadi lebih jenuh. Sehingga pengendapan mulai terjadi dengan terbentuknya sejumlah inti atau nukleon yang merupakan suatu pertikel. Artinya terjadinya endapan ini untuk menurunkan konsentrasi ion dalam larutan, sehingga hasil kali ion(Qsp) sama dengan Ksp.
                                                                                              (Underwood, 1986)
Ada 3 kemungkinan hubungan Ksp dengan Qsp,yaitu :
a. Jika Qsp< Ksp maka dikatakan larutan belum jenuh (tidak terjadi endapan)
b. Jika Qsp = Ksp maka dikatakan larutan tepat jenuh (akan terjadi endapan)
c. Jika Qsp > Ksp maka dikatakan larutan lewat jenuh (akan terjadi endapan)
Energi solvasi yang lebih besar daripada energi ikatan maka zat terlarut akan larut pada pelarutnya. Pada percobaan ini, PbCl2 yang diketahui dengan terbentuknya endapan PbCl2. Hal ini menunjukan bahwa energi solvasinya lebih kecil dari pada energi ikatannya. Selain terbentuknya endapan, pada percobaan ini juga terjadi reaksi metatesis  antara (CH3OO)2Pb dengan HCl. CH3COO- akan berikatan dengan H+ dan Pb2+ akan berikatan dengan Cl-.
 (Brady,1994)
5.1.3 Reaksi antara HCl dan CuSO4
Pada reaksi antara HCl dan CuSO4 terjadi perubahan warna larutan menjadi biru. Perubahan warna ini disebabkan oleh terbentuknya senyawa kompleks yang terdiri sebagai atom pusat dan ligan, hingga terbentuk kovalen koordinasi. Ligan adalah suatu suatu senyawa atau unsur yang memiliki pasangan elektron bebas, sedangkan atom pusat adalah suatu atom sebagai penyedia orbital kosong.
Reaksi :2HCl + CuSO4 → CuCl2 + H2SO4
                                                                                       (Petrucci, 1992)
Pada reaksi tersebut, yang termasuk ligan adalah ion klorida. Dimana ligan tersebut memilki pasangan elektron tak berikatan yang aktif pada tingkat energi paling luar. Pasangan elektron tak berikatan ini digunakan untuk membentuk ikatan koordinasi dengan ion logam.
Warna yang tampak sebagai hasil reaksi adalah warna yang terabsorbsi ketika sinar putih melewati larutan yang berisi ion tersebut direfleksikan oleh larutan tersebut. Pelekatan ligan pada ion logam merupakan efek dari energi orbital-orbital d. Sinar yang diserap sebagai akibat dari perpindahan elektron diantara orbital d satu dengan yang lain.
(Petrucci, 1992)

5.1.4 Reaksi antara Aquadest dengan Mg
Pada reaksi ini, tabung 4 berisi aquadest yang ditambah dengan logam Mg. Pada reaksi ini, dihasilkan gelembung-gelembung kecil yaitu gelembung-gelembung gas H2.
Sesuai dengan reaksi : Mg + 2H2O → Mg(OH)2 + H2
                                                                                                   (Chang, 1987)
Gas H2 dihasilkan dari reduksi H2O, Dalam hal ini, H2O sebagai oksidator dan Mg sebagai reduktor. H2O yang bilangan oksidasinya turun dan mengikat elektron (mengalami reduksi) sedangkan Mg yang bilangan oksidasinya naik dan melepaskan elektron (mengalami oksidasi).

5.2 Menilai laju reaksi dan menentukan ordenya
Dalam percobaan ini digunakan pita logam Mg yang dimasukkan dalam larutan HCl yang mempunyai molaritas yang berbeda-beda. Maksud dari perbedaan molaritas tersebut adalah untuk membandingkan bagaimana pengaruh konsentrasi pada laju reaksi. Dari hasil pengamatan diperoleh hasil, bahwa semakin besar konsentrasi HCl semain cepat waktu yang digunakan untuk bereaksi. Hal ini disebabkan karena HCl dengan konsentrasi besar bila bereaksi dengan Mg akan terjadi banyak tumbukan sehingga prosentase tumbukan yang menghasilkan reaksi semakin banyak, sehingga reaksi berlangsung cepat.
Reaksi :
Mg  +  2HCl → MgCl2  +  H2
                                                                                                                     (Petrucci, 1985)
Semakin besar konsentrasi, semakin cepat pula reaksi berlangsung. Peristiwa itu dapat terjadi karena konsentrasi yang tinggi, jarak antar molekul akan semakin rapat, sehingga akan sering terjadi tumbukan antar partikel.
Konsentrasi Mg tidak dimasukkan kedalam perhitungan, karena Mg berwujud solid dan konsentrasi Mg sama pada setiap larutan, sehingga tidak berpengaruh pada laju reaksi.

Dari hasil perhitungan diperoleh :
k = 0,01011
Persamaan laju reaksinya : v = k [HCl]m
 1/t = k [HCl]m
                                                    = 0,01011 [HCl]2,16
Sedangkan dari grafik diperoleh k = 0,01014
Persamaan laju reaksinya : v = k [HCl]m
1/t = k [HCl]m
    = 0,01014 [HCl]1,4568
Pada percobaan ini, nilai orde reaski dan konstanta yang diperoleh dari perhitungan menggunakan rumus diperoleh orde reaksi 2,16 dan k =0,01011 Sedangkan pada hasil grafik, diperoleh orde reaksi 2,1667 dan k =0,01014
Dalam literatur dijelaskan semakin pekat konsentrasi, maka laju reaksi semakin cepat. Hal yang menyebabkabn perbedaan nilainya yaitu :
a. Ketidaktepatan dalam membuat HCl dalam konsentrasi tersebut.
b. Ketidaktepatan dalam menyatakan atau memastikan stopwatch dalam menghitung waktu Mg sampai habis.
Sedangkan yang menyebabkan perbedaan nilai antara data perhitungan dan grafik adalah ketidaktepatan dalam pembulatan angka antara angka manual dan angka yang ada dalam komputer.

   VI PENUTUP
   6.1 Kesimpulan
     6.1.1 Jenis-jenis reaksi kimia antara lain :
•  Reaksi netralisasi : 2NaOH(aq) + H2SO4(aq) → Na2SO4(aq) + 2H2O(l) Gejalanya adalah  timbulnya panas
•   Pembentukan endapan : (CH3COOH)2Pb(aq) + 2HCl(aq) → PbCl(s) + (CH3COOH)2 (aq)
•   Pembentukan senyawa kompleks : [Cu(H2O)4]2+ + 4Cl- → CuCl42- + 4H2O. Gejalanya adalah berubahnya warna larutan menjadi biru atau hijau.
•   Penggantian tunggal : Mg(s) + 2H2O (l) → Mg (OH)2 (aq) + H2(g) Gejalanya adalah terjadinya gelembung-gelembung udara.
6.1.2 Faktor-faktor yang mempengaruhi laju reaksi antara lain karena faktor jenis reaktan,konsentrasi,suhu,katalis,luas permukaan.
6.1.3 Tanda-tanda terjadinya reaksi kimia yang terjadi dalam praktikum kali ini adalah adanya perubahan warna,perubahan PH,gas atau gelembung,timbulnya uap,terjadi peleburan logam,terjadi kenaikan suhu,dan terbentuknya endapan. 
6.1.4  Nilai orde reaksi berdasarkan grafik 2,1667 sedangkan dari hasil perhitungan adalah 2,16.
6.1.5 Nilai konstanta berdasarkan grafik adalah 0,01014 sedangkan dari hasil perhitungan adalah 0,01011.

 VII. DAFTAR PUSTAKA
Atkins, P.W., 1997, Kimia Fisik II. Edisi keempat. Erlangga : Jakarta
Brady, James ., 1982, Kimia Universitas. Binarupa Aksara : Jakarta
Brocks ,. 1959 ,. Kimia Dasar .Jilid I. Edisi I . Erlangga : Jakarta
Keenan,Charles., 1991, Ilmu Kimia Untuk Universitas. Erlangga: Jakarta
Kenneth, Watkins., 1993,.An Introduction to Chemistry.Mc Graw Hill Inc: New    York
Oxford , 1990, Kamus lengkap kimia. Erlangga : Jakarta
Miller,1987, Chemistry A Basic Introduction,4th edition. Wasorth Publishing Company: California
Mulyono, Mannan, H.A ., 2001, Kamus Kimia. Gaesindo : Bandung 
Petrucci, Ralph., 1987, Kimia Dasar. Erlangga : Jakarta 
Pudjaatmaka, H., 1990, Kamus Kimia Organik . Depdikbud: Jakarta
Sastrohamidjojo, Hardjono., 2001, Kimia Dasar. UGM Press : Yogyakarta
Sukardjo, 1992, Kimia Anorganik. Bina Aksara : Jakarta
Sukardjo, 1992, Kimia Koordinasi. Rineka Cipta: Jakarta
Underwood ,1986, Analisa Kimia Kuantitatif. Erlangga : Jakarta
Vogel, 1985, Buku Teks Analisis Anorganik Kualitatif. Kalman Media Pustaka : Jakarta
Windholez, Martha., 1976 , The Merck Index Ninth Edition. Merck & Co.,Inc: Rahway

Jika bermanfaat tinggalkan komentar dan jika butuh file yg terposting silahkan download dilink download dibawah.


Tag : Praktikum
0 Komentar untuk "PERCOBAAN II REAKSI KIMIA: GEJALA UMUM DAN LAJU REAKSI (Kimia Dasar I)"

Back To Top