LAPORAN PRAKTIKUM KIMIA DASAR

LAPORAN PRAKTIKUM KIMIA DASAR KECEPATAN REAKSI Disusun Oleh : 1. Achmad Zaimul Khaqqi (132500030) 2. Dinda Kharisma Asmara (132500014) 3. Icha Restu Maulidiah (132500033) 4. Jauharatul Lailiyah (132500053) Dosen Pembimbing : Arif Yahya., S.Si., M.Si Prodi Biologi FAKULTAS MATEMATIKA DAN ILMU PENGETAHUAN ALAM UNIVERSITAS PGRI ADI BUANA SURABAYA Jl. Dukuh Menanggal XII Surabaya 60234 Tahun 2014

HALAMAN PENGESAHAN Makalah Kimia Dasar Kecepatan Reaksi ini diajukan untuk memenuhi tugas mata pelajaran Kimia Dasar semester ganjil tahun ajaran 2013/2014. Makalah Kimia Dasar ini telah diperiksa dan disetujui oleh Bapak Arif Yahya, S.Si., M.Si pada tanggal Mengesahkan, Arif Yahya, S.Si., M.Si Universitas PGRI Adi Buana Surabaya i

KATA PENGANTAR Puji syukur kehadirat Allah SWT atas limpahan rahmat dan karunia-nya, sehingga Makalah Kecepatan Reaksi ini akhirnya selesai. Tugas ini kami buat untuk memenuhi tugas Kimia Dasar semester ganjil tahun ajaran 2013/2014. Makalah Kimia Dasar ini kami buat untuk memberikan wawasan pengetahuan utamanya bagi para pemuda-pemudi atau para mahasiswa tentang Kecepatan Reaksi. Sehingga bisa mengetahui bagaimana proses Kecepatan Reaksi. Dengan selesainya Makalah Kimia Dasar ini, kami mengucapkan banyak terima kasih kepada Bapak Arif Yahya, S.Si., M.Si., yang telah membimbing pembuatan Makalah Kimia Dasar ini. Semoga bimbingan yang Bapak berikan dapat bermanfaat Amin. Makalah Kimia Dasar ini masih banyak kekurangan di dalamnya. Oleh sebab itu dengan penuh rendah hati, kami mohon agar para pembaca beserta dosen pembimbing berkenan memberikan kritik dan saran yang membangun guna sempurnanya tugas ini. Dengan segala kekurangan dan keterbatasannya, semoga Makalah Kimia Dasar ini dapat bermanfaat dan berguna terutama bagi para mahasiswa Amin. Surabaya, Januari 2014 Universitas PGRI Adi Buana Surabaya ii

DAFTAR ISI Halaman Pengesahan Kata Pengantar Daftar Isi i ii iii I. Tujuan 1 II. Dasar Teori 1 III. Bahan dan Alat 6 IV. Cara Kerja 6 V. Hasil Pengamatan 8 VI. Pembahasan 10 VII. Kesimpulan 12 Daftar Pustaka 13 Universitas PGRI Adi Buana Surabaya iii

I. TUJUAN Tujuan percobaan praktikum ini adalah 1. Mengetahui pengaruh konsentrasi terhadap kecepatan reaksi 2. Mengetahui pengaruh suhu terhadap kecepatan reaksi II. DASAR TEORI Mekanisme terjadinya perubahan-perubahan dalam suatu reaksi kimia dan kecepatan reaksi dapat diterangkan dengan teori kinetika dan kesetimbangan kimia. Mekanisme reaksi kimia menerangkan melalui langkah-langkah mankah suatu zat pereaksi berubah menjadi hasil reaksi. Laju reaksi (kecepatan reaksi) menerangkan seberapa cepat reaksi berlangsung. Laju reaksi suatu reaksi kimia biasanya didefinisikam sebagai perubahan konsentrasi zat yang ikut serta dalam reaksi per satuan waktu. Misalnya untuk reaksi: Laju reaksi (r) = - A + B P d [A] dt = - d[b] dt = + d[p] dt Persamaan ini menunjukkan bahwa laju reaksi suatu reaksi kimia berbanding terbalik terhadap waktu dan berbanding lurus dengan konsentrasi. Hasil percobaan membuktikan hasil reaksi tidak selalu berupa fungsi linear dari konsentrasi zat pereaksi. Untuk reaksi diatas hal ini dapat dinyatakan secara empiris dalam persamaan: tingkat reaksi. r = [A] p. [B] q P dan Q dikenal dengan tingkat reaksi, (p + q) dikenal sebagai total Andaikan suatu reaksi mempunyai total tingkat reaksi n, maka laju reaksinya sebanding dengan [konsentrasi] n dan berbanding terbalik dengan t : r = [konsentrasi] n r = 1/t Universitas PGRI Adi Buana Surabaya 1

Sehingga jika dibuat grafik [konsentrasi] n versus 1/t, maka akan diperoleh grafik berupa garis lurus. Dengan demikian tingkat reaksi kimia dapat ditentukan dengan membuat grafik [konsentrasi] n VS 1/t. Tingkat reaksi Penentuan tingkat reaksi dengan membuat grafik 1 [konsentrasi] 1 VS 1/t 2 [konsentrasi] 2 VS 1/t 3 [konsentrasi] 3 VS 1/t Kecepatan reak dapat diukur dari laju terbentuknya hasil reaksi, misalnya reaksi antara HCL + Al dapat diukur dari laju pembentukan gas H 2 Al + HCL (aq) ----- AlCl 3(aq) + H 2 (g) Dalam suatu reaksi kimia berlangsungnya suatu reaksi dari keadaan semula (awal) sampai keadaan akhir diperkirakan melalui beberapa tahap reaksi. Contoh : 4 HBr(g) + O 2 (g) 2 H 2 O(g) + 2 Br 2 (g) Dari persamaan reaksi di atas terlihat bahwa tiap 1 molekul O 2 bereaksi dengan 4 molekul HBr. Suatu reaksi baru dapat berlangsung apabila ada tumbukan yang berhasil antara molekul-molekul yang bereaksi. Tumbukan sekaligus antara 4 molekul HBr dengan 1 molekul O 2 kecil sekali kemungkinannya untuk berhasil. Tumbukan yang mungkin berhasil adalah tumbukan antara 2 molekul yaitu 1 molekul HBr dengan 1 molekul O 2. Hal ini berarti reaksi di atas harus berlangsung dalam beberapa tahap dan diperkirakan tahaptahapnya adalah : Tahap 1: HBr + O 2 HOOBr (lambat) Tahap 2: HBr + HOOBr 2HOBr (cepat) Tahap 3: (HBr + HOBr H 2 O + Br 2 ) x 2 (cepat) ------------------------------------------------------ + 4 HBr + O 2 --> 2H 2 O + 2 Br 2 Universitas PGRI Adi Buana Surabaya 2

Dari contoh di atas ternyata secara eksperimen kecepatan berlangsungnya reaksi tersebut ditentukan oleh kecepatan reaksi pembentukan HOOBr yaitu reaksi yang berlangsungnya paling lambat. Rangkaian tahap-tahap reaksi dalam suatu reaksi disebut "mekanisme reaksi" dan kecepatan berlangsungnya reaksi keselurahan ditentukan oleh reaksi yang paling lambat dalam mekanisme reaksi. Oleh karena itu, tahap ini disebut tahap penentu kecepatan reaksi. Pada laju reaksi terdapat faktor-faktor yang dapat mempengaruhi laju reaksi. Selain bergantung pada jenis zat yang beraksi laju reaksi dipengaruhi oleh : a. Konsentrasi Pereaksi Pada umumnya jika konsentrasi zat semakin besar maka laju reaksinya semakin besar, dan sebaliknya jika konsentrasi pula, dan sebaliknya jika sentrasi suatu zat semakin kecil maka laju reaksinya pun semakin kecil. Untuk beberapa reaksi, laju reaksinya pun semakin kecil. Untuk beberapa reaksi, laju reaksi dapat dinyatakan dengan persamaan matematik yang dikenal dengan hukum laju reaksi atau reaksi dinamakan orde reaksi. Menentukan orde reaksi dari suatu reaksi kimia pada prinsipnya menentukan seberapa besar pengaruh perubahan konsentrasi pereaksi terhadap laju reaksi. b. Luas Permukaan Suatu reaksi mungkin melibatkan pereaksi dalam bentuk padat, luas permukaan (total) zat padat akan bertambah jika ukurannya diperkecil. Semakin zat padat terbagi menjadi bagian kecil, semakin cepat reaksi berlangsung. Bubuk zat padat biasanya menghasilkan reaksi yang lebih cepat dibandingkan sebuah bongkah zat padat dengan massa yang sama. Bubuk padat memiliki permukaan yang lebih besar dari pada sebuah bengkah zat padat. c. Suhu atau Temperatur Laju reaksi juga dapat di percepat atau diperlambat dengan mengubah suhunya. Ketika suhunya dinaikkan maka laju reaksi akan meningkat pula. Sebagai perkiraan kasar, sebagai perkiraan besar, Universitas PGRI Adi Buana Surabaya 3

sebagai reaksi berlangsung dengan suhu ruangan maka laju reaksi akan berlipat ganda setiap kenaikan 10 0 C. Perkiraan ini bukan keadaan yang mutlak dan tidak bisa diterapkan pada seluruh reaksi. Bahkan bila pun mendekati benar, laju reaksi akan berlipat ganda setiap 9 0 C atau 11 0 C atau setiap suhu tertentu. Angka dari derajat suhu yang diperlukan untuk melipat gandakan laju reaksi akan berubah secara bertahap seiring dengan meningkatnya suhu. Beberapa reaksi pada hakikatnya sangat cepat, sebagai contoh reaksi perpanasan melibatkan ion yang terlarut menjadi zat padat yang tidak larut, atau reaksi ion hidrogen dengan asam dan ion hidroksi dari Alkali didalam larutan, sehingga memanaskan salah satu dari contoh ini tidak memperoleh perbedaan laju reaksi yang baik di laboratorium maupun industri akan berlangsung lebih cepat apabila di panaskan. d. Tekanan Bayak reaksi yang melibatkan pereaksi dalam wujud gas. Kelajuan dari reaksi seperti itu juga dipengaruhi oleh tekanan. Penambahan tekanan dengan memperkecil Volume akan memperbesar konsentrasi, dengan demikian dapat memperbesar laju reaksi. Peningkatan tekanan pada reaksi yang melibatkan gas pereaksi akan meningkatkan laju reaksi. Perubahan tekanan pada suatu reaksi yang melibatkan hanya zat padat maupun zat cair tidak memberikan perubahan apapun pada laju reaksi. Dalam proses pembuatan amonia dengan proses Haber, laju reaksi antara Hidrogen dan Nitrogen ditingkatkan dengan menggunakan tekanan yang sangat tinggi. alasan utama menggunakan tekanan tinggi adalah untuk meningkatkan persentasi amonia di dalam keseimbangan campuran, namun hal ini juga memberikan perubahan yang berarti pada laju reaksi juga. Industri yang melibatkan produksi berupa gas yang banyak dilangsungkan pada tekanan tinggi, misalnya pembuatan amonia yang menggunakan tekanan hingga 400 atm. e. Katalis Universitas PGRI Adi Buana Surabaya 4

Katalis adalah zat yang dapat mempercepat laju reaksi, tetapi zat itu sendiri tak mengalami perubahan yang kekal (tidak diskon asumsi atau tidak dihabiskan). Katalis dibagi 2 yaitu : Katalis Positif. Katalis positif berfungsi untuk mempercepat laju reaksi dengan cara menurunkan energi pengaktifan, katalis positif disebut juga katalisator. Katalis Negatif Katalis negatif berfungsi untuk memperkuat laju reaksi. Katalis negatif disebut juga inhibator. Adapun Jenis-jenis katalis yaitu : Katalis homogen Wujud katalis homogen ini sama dengan wujud pereaksi. Jenis katalis ini umumnya ikut beraksi tetapi pada akhirnya akan kembali lagi ke bentuk semula. Katalis Heterogen Wujud katalis homogen ini berbeda dari wujud pereaksi. Jenis katalis ini umumnya berupa logam-logam dan bereaksi yang dipercepat adalah reaksi gas-gas katalis ini tidak ikut bereaksi, tetapi melalui reaksi permukaan yaitu permukaan logam menyerap molekul-molekul udara hingga apabila dua molekul gas yang dapat bereaksi terserap maka gas-gas itu akan mudah bereaksi katalis ini kebanyakan digunakan dalam reaksi industri. Katalis biokimia Katalis biokimia ini berfungsi untuk mempercepat reaksi-reaksi yang terjadi pada makhluk hidup. Katalis ini berupa enzim-enzim. Dalam laju reaksi terdapat pula teori tumbukan, reaksi berlangsung sebagai hasil tumbukan antara partikel pereaksi. Akan tetapi tidaklah setiap tumbukan antara partikel menghasilkan reaksi, melainkan hanya tumbukkan antar partikel yang memiliki energi yang cukup serta arah tumbukan yang tepat. Sehingga dapat dikatakan bahwa laju reaksi dapat bergantung pada 3 hal, yaitu: Universitas PGRI Adi Buana Surabaya 5

Frekuensi Tumbukan Fraksi tumbukan yang melibatkan partikel dengan energi cukup Fraksi partikel dengan energi cukup yang tumbuhannya dengan arah yang tepat. Tumbukan yang menghasilkan reaksi disebut dengan tumbukan efektif, energi minimum yang harus dimiliki oleh partikel pereaksi sehingga menghasilkan tumbukan efektif yang disebut juga energi pengaktifan untuk memahami arti dari energi pengaktifan perlu diperhatikan pelan-pelan benda yang ada di sekitar kita yang dapat terbakar. Adapun persamaan laju reaksi dan orde reaksi yaitu sebagai berikut: ma + nb pc = qd Persamaan laju : V = K [A] x [B] x Dengan ketetapan rumus : - K : Ketetapan Jenis Reaksi - X : Orde Reaksi terhadap pereaksi A - Y : Orde reaksi terhadap pereaksi B - m,n,p,q : Koefisien masing-masing zat yang terlihat dalam reaksi Ketetapan jenis reaksi (K) adalah salah satu tetapan yang harganya bergantung pada jenis pereaksi dan suhu., setiap reaksi mempunyai harga K tertentu pada suhu tertentu. Harga K berubah jika suhu berubah, kenaikan suhu dan katalisator umumnya dan memperbesar harga K. Universitas PGRI Adi Buana Surabaya 6

III. BAHAN DAN ALAT Larutan HCL konsentrasi 0,5; 1; 2; 4 N Potongan Aluminium foil Akuades Tabung reaksi dan rak Labu Erlnmeyer Stopwatch Pengaduk IV. CARA KERJA A. Hubungan antara kecepatan reaksi dengan konsentrasi HCL 1) Isilah 5 tabung reaksi berurut-turut dengan 5 ml larutan HCL 0,1 N; 0,2N; 0,4N; 0,6N; dan 0,8N. 2) Masukkan 1 potongan aluminium foil yang sama ukurannya (± 2x2mm), kedalam masing-masing tabung reaksi. 3) Catat waktu habisnya/hilangnya aluminium foil didalam larutan HCL. 4) Buat kurva antara waktu yang digunakan untuk bereaksi (sumbu y) dengan konsentrasi HCL (sumbu x). B. Hubungan antara kecepatan reaksi dengan konsentrasi aluminium 1) Isilah 5 tabung reaksi berturut-turut dengan potongan aluminium foil 1; 2; 3; 4; dan 5 potongan. 2) Masukkan 5 ml larutan HCL 0,2N ke dalam masing-masing tabung reaksi. 3) Catat waktu habisnya/hilangnya aluminium foil di dalam larutan HCL. 4) Buat kurva antar waktu yang digunakan untuk bereaksi dengan konsentrasi aluminium. C. Hubungan antara kecepatan reaksi dengan temperature 1) Ambil 5 tabung reaksi, isilah masing-masing dengan 1 potongan aluminium foil yang sama ukurannya dan letakkan pada rak. Universitas PGRI Adi Buana Surabaya 7

2) Catat suhunya, inilah suhu awal reaksi. 3) Tambahkan pada tabung pertama 5 ml larutan HCL 0,2N, amati dan catat waktunya sampai potongan aluminium hilang. 4) Catat suhunya, ini adalah suhu akhir reaksi. 5) Ulangi percobaan diatas untuk tabung ke-2, 3, 4, dan 5 tetapi percobaan dilakukan dengan suhu zat pereaksi 35 o C; 40 o C; 45 o C; 50 o C. Pemanasan zat pereaksi dilakukan dengan mencelupkan tabung yang berisi zat pereaksi kedalam penangas air. 6) Buat kurva antara waktu hilangnya potongan aluminium dengan temperature. Universitas PGRI Adi Buana Surabaya 8

waktu (detik) V. HASIL PENGAMATAN A. Hubungan antara kecepatan reaksi dengan konsentrasi HCL No. tabung Konsentrasi larutan HCl Waktu (detik) 1 0,5 N 5277 2 1 N 3126 3 2 N 1686 4 4 N 1677 Grafik Hubungan antara kecepatan reaksi dengan konsentrasi HCL 6000 5000 4000 3000 2000 1000 0 Waktu (detik) 0,5 N 1 N 2 N 4 N Konsentrasi HCl (N) B. Hubungan antara kecepatan reaksi dengan konsentrasi aluminium No. tabung Jumlah potongan aluminium Waktu (detik) 1. 1 potong 1521 2. 2 potong 1675 3. 3 potong 1829 4. 4 potong 1952 Universitas PGRI Adi Buana Surabaya 9

waktu (ddetik) waktu (detik) Grafik Hubungan antara kecepatan reaksi dengan konsentrasi aluminium 2500 2000 1500 1000 500 Waktu (detik) 0 1 potong 2 potong 3 potong 4 potong Jumlah Potongan Aluminium C. Hubungan antara kecepatan reaksi dengan temperature No. tabung Suhu (celcius) Waktu (detik) 1 Ruang (29-30) 3328 2 40 36 1570 3 50 45 984 4 60 56 421 5 70 68 342 3500 3000 2500 2000 1500 1000 500 0 Grafik Hubungan antara kecepatan reaksi dengan temperature Ruang (29-30) 40 36 50 45 60 56 70 68 Temperatur pereaksi ( 0 C) Waktu (detik) Universitas PGRI Adi Buana Surabaya 10

VI. PEMBAHASAN A. Berdasarkan percobaan pertama yakni hubungan antara kecepatan reaksi dengan konsentrasi HCl. Perlakuan yang diberikan adalah penggunaan konsentrasi HCl dengan konsentrasi 4 N, 2 N, 1 N, 0,5 N yang direaksikan dengan aluminium foil. Dari keempat perlakuan konsentrasi HCl yang digunakan, aluminium foil yang direaksikan dengan larutan HCl dengan konsentrasi 4 N lebih cepat bereaksi (habis) dalam waktu 1677 detik (27 menit 57 detik). Dibandingkan dengan aluminium foil yang direaksikan pada larutan HCl dengan konsentrasi 2 N, 1 N, ataupun 0,5 N dalam waktu lebih dari 28 menit. Hal ini dikarenakan makin besar konsentrasi zat-zat yang bereaksi makin cepat reaksinya berlangsung. Makin besar konsentrasi makin banyak zat-zat yang bereaksi sehingga makin besar kemungkinan terjadinya tumbukan dengan demikian makin besar pula kemungkinan terjadinya reaksi. B. Berdasarkan percobaan kedua yakni hubungan antara kecepatan reaksi dengan konsentrasi aluminium. Perlakuan yang diberikan adalah penggunaan jumlah potongan aluminium dengan jumlah 1 potong, 2 potong, 3 potong, 4 potong yang direaksikan dengan larutan HCl dengan konsentrasi 4 N. Dari keempat perlakuan jumlah potongan aluminium yang digunakan, 1 potong aluminium foil yang direaksikan dengan larutan HCl 4 N lebih cepat bereaksi (habis) dalam waktu 1521 detik (25 menit 21 detik). Dibandingkan dengan jumlah 2, 3, 4 potong aluminium foil yang direaksikan pada larutan HCl 4 N dalam waktu lebih dari 27 menit. Hal ini dikarenakan semakin kecil atau semakin sedikit potongan aluminium maka semakin cepat bereaksi (habis) karena semakin cepat terjadinya tumbukan dengan demikian semakin cepat pula kemungkinan terjadinya reaksi (habis). Sebaliknya jika semakin besar atau semakin banyak potongan aluminium maka Universitas PGRI Adi Buana Surabaya 11

semakin lambat karena membutuhkan waktu yang lama untuk terjadinya tumbukan dan semakin lama pula terjadinya reaksi (habis). C. Berdasarkan percobaan ketiga yakni hubungan antara kecepatan reaksi dengan temperature. Perlakuan yang diberikan adalah pemberian temperature dengan suhu ruang (29-30 0 C), 40 0 C, 50 0 C, 60 0 C, 70 0 C pada reaksi 1 potong aluminium foil dengan larutan HCl dengan konsentrasi 1 N. Dari keempat perlakuan temperature yang diberikan, aluminium foil yang direaksikan dengan larutan HCl dengan konsentrasi 1 N pada suhu 70 0 C lebih cepat bereaksi (habis) dalam waktu 342 detik (05 menit 13 detik). Dibandingkan dengan aluminium foil yang direaksikan dengan larutan HCl dengan konsentrasi 1 N pada suhu ruang (29-30 0 C), 40 0 C, 50 0 C, 60 0 C dalam waktu lebih dari 9 molekul yang memiliki energi sama atau lebih besar dari Ea. Dengan demikian lebih banyak molekul yang dapat mencapai keadaan transisi atau dengan kata menit. Hal ini dikarenakan reaksi akan berlangsung lebih cepat bila suhu dinaikkan. Dengan menaikkan suhu maka energi kinetik molekul-molekul zat yang bereaksi akan bertambah sehingga akan lebih banyak lain kecepatan reaksi menjadi lebih besar. Sebaliknya jika suhu diturunkan maka lebih sedikit molekul yang mencapai keadaan transisi sehingga semakin lambat reaksinya. Universitas PGRI Adi Buana Surabaya 12

VII. KESIMPULAN Dari hasil pngamatan dapat disimpilkan bahwa : Kecepatan reaksi dipengaruhi oleh konsentrasi HCl. Semakin besar konsentrasi zat-zat yang bereaksi, semakin cepat reaksi berlangsung. Sehingga makin besar kemungkinan terjadinya tumbukan dengan demikian makin besar pula kemungkinan terjadinya reaksi. Kecepatan reaksi dipengaruhi oleh konsentrasi Aluminium. Semakin kecil atau semakin sedikit potongan aluminium maka semakin cepat bereaksi karena semakin cepat terjadinya tumbukan dengan demikian semakin cepat pula kemungkinan terjadinya reaksi. Sebaliknya jika semakin besar maka semakin lama terjadinya reaksi. Kecepatan reaksi dipengaruhi oleh temperature. Dengan menaikkan suhu maka energi kinetik molekul-molekul zat yang bereaksi akan bertambah sehingga akan lebih banyak molekul yang memiliki energi sama atau lebih besar dari Ea. Dengan demikian kecepatan reaksi menjadi lebih besar. Universitas PGRI Adi Buana Surabaya 13