LAPORAN PRAKTIKUM 2

I. TUJUAN PRAKTIKUM

Pada percobaan ini bertujuan untuk menentukan laju dan orde reaksi dekomposisi

hidrogen peroksida.

II. TEORI DASAR

2.1 Kinetika Kimia

Kinetika kimia adalah bagian ilmu kimia fisika yang mempelajari laju reaksi kimia,

faktor-faktor yang mempengaruhinya serta penjelasan hubungannya terhadap mekanisme

reaksi. Kinetika kimia disebut juga dinamika kimia, karena adanya gerakan molekul, elemen

atau ion dalam mekanisme reaksi dan laju reaksi sebagai fungsi waktu. Mekanisme reaksi

dapat diramalkan dengan bantuan pengamatan dan pengukuran besaran termodinamika suatu

reaksi, dengan mengamati arah jalannya reaktan maupun produk suatu sistem. Syarat untuk

terjadinya suatu reaksi kimia bila terjadi penurunan energi bebas (G < 0) (Chang,2009).

2.2 Laju Reaksi

Laju reaksi atau kecepatan reaksi menyatakan banyaknya reaksi kimia yang

berlangsung per satuan waktu. Laju reaksi menyatakan molaritas zat terlarut dalam reaksi

yang dihasilkan tiap detik reaksi. Perkaratan besi merupakan contoh reaksi kimia yang

berlangsung lambat, sedangkan peledakan mesiu atau kembang api adalah contoh reaksi yang

cepat.

Dalam reaksi kimia, perubahan yang dimaksud adalah perubahan konsentrasi pereaksi

atau produk. Seiring dengan bertambahnya waktu reaksi, maka jumlah zat pereaksi akan

makin sedikit, sedangkan produk makin banyak. Laju reaksi dinyatakan sebagai laju

berkurangnya pereaksi atau laju bertambahnya produk. Satuan konsentrasi yang digunakan

adalah molaritas (M) atau mol per liter (mol. L-1). Satuan waktu yang digunakan biasanya

detik (dt). Sehingga laju reaksi mempunyai satuan mol per liter per detik (mol. L-1. dt-1 atau

M.dt-1) ( Oxtoby, 1989).

Pendefinisian laju reaksi secara matematis dapat dituliskan dalam persamaan

stoikiometrinya sebagai berikut:

m A + n B o C + p DBila laju reaksi diungkapkan sebagai berkurangnya pereaksi A atau B dan bertambahnya

produk C atau D tiap satuan waktu, maka persamaan lajunya adalah

1

V=−1m

dAdt

=−1n

dBdt

=1o

dCdt

=1p

dDdt

Dengan tanda minus (-) menunjukkan konsentrasi pereaksi makin berkurang, tanda positip

(+) menunjukkan konsentrasi produk makin bertambah (Petrucci, 1987).

Adapun faktor-faktor yang mempengaruhi laju reaksi adalah

Konsentrasi pereaksi

Laju reaksi umumya naik dengan bertambahnya konsentrasi pereaksi.

Luas permukaan

Untuk reaksi heterogen yakni reaksi di mana pereaksi wujud berbeda, laju reaksi

dipengaruhi pleh luas permukaan sentuh. Semakin besar luas permukaan sentuh, semaikn

besar kemungkinan partikel-partikel untuk bertemu dan bereaksi.

Suhu

Suhu juga berbanding lurus dengan laju reaksi. Sebagian besar reaksi kimia akan

belangsung lebih cepat pada suhu yang leih tinggi.

Katalis

Katalis adalah suatu zat yang dapat mengubah laju reaksi kimia tanpa mengalami

perubahan secara kimiawi di akhir reaksi. Katalis yang mempercepat laju reaksi disebut

katalis positif atau lebih dikenal katalis saja. Sedangkan katalis yang memperlambat laju

reaksi dikenal sebagai katalis negative atau inhibitor.Katalisator akan memperkecil energi

aktivasi, yaitu energi minimum yang diperlukan pereaksi untuk melakukan proses reaksi

(Petrucci, 1987).

2.3 Persamaan Laju Reaksi

Tujuan dari mempelajari laju reaksi adalah untuk dapat memprediksi laju suatu reaksi.

Hal tersebut dapat dilakukan dengan hitungan matematis melalui hukum laju. Sebagai

contoh, pada reaksi:

a A + b B c C + d DDimana A dan B adalah pereaksi, C dan D adalah produk sedangkan a,b,c,d adalah koefisien

penyetaraan reaksi, maka hukum lajunya dapat dituliskan sebagai berikut:

Laju reaksi = k [A]m[B]n

Dengan : k = tetapan laju, dipengaruhi suhu dan katalis (jika ada)

m = orde (tingkat) reaksi terhadap pereaksi A

n = orde (tingkat) reaksi terhadap pereaksi B

[A], [B] = konsentrasi dalam molaritas.

2

( Keenan,1984 ).

2.4 Orde Reaksi

Orde reaksi atau tingkat reaksi terhadap suatu komponen merupakan pangkat dari

konsentrasi komponen tersebut dalam hukum laju. Orde total adalah jumlah orde semua

komponen dalam persamaan laju: n + m + ...

Pangkat m dan n ditentukan dari data eksperimen, biasanya harganya kecil dan tidak

selalu sama dengan koefisien a dan b. Hal ini berarti, tidak ada hubungan antara jumlah

pereaksi dan koefisien reaksi dengan orde reaksi. Secara garis besar, beberapa macam orde

reaksi diuraikan sebagai berikut:

a. Orde Nol

Reaksi dikatakan berorde nol terhadap salah satu pereaksinya apabila perubahan

konsentrasi pereaksi tersebut tidak mempengaruhi laju reaksi. Artinya, asalkan terdapat

dalam jumlah tertentu, perubahankonsentrasi pereaksi itu tidak mempengaruhi laju

reaksi. Bila kita tulis laju reaksinya:

V=−dAdt

=k [ A ] °=k

Sehingga hasil integrasinya yaitu [A]t = -kt + [A0]b. Orde Satu

Suatu reaksi dikatakan berorde satu terhadap salah satu pereaksinya jika laju

reaksi berbanding lurus dengan konsentrasi pereaksi itu. Misalkan, konsentrasi pereaksi

itu dilipat tigakan maka laju reaksi akan menjadi 31 atau 3 kali lebih besar. Bila kita

tinjau reaksi orde satu berikut, maka persamaan lajunya

V=−dAdt

=k [ A ]1=k [ A ]

Sehingga hasil integrasinya menjadi ln [A]t= -kt + ln[A]0

c. Orde Dua

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 reaksi akan menjadi 32 atau 9 kali lebih besar, Adapun persamaan

lajunya:

V=−dAdt

=k [ A ]2

3

Sehingga hasil integrasinya menjadi 1

[ A ] t=kt+ 1

[ A]0

( Atkins, 1989).

2.5 Reaksi Dekomposisi

Hidrogen peroksida (H2O2) telah ditemukan oleh Louis Jacques Thenard di tahun

1818. Senyawa ini merupakan bahan kimia anorganik yang memiliki sifat oksidator kuat.

Bahan baku pembuatan hidrogen peroksida adalah gas hidrogen (H2) dan gas oksigen (O2).

H2O2 tidak berwarna, berbau khas agak keasaman, dan larut dengan baik dalam air. Dalam

kondisi normal (kondisi ambient), hidrogen peroksida sangat stabil dengan laju dekomposisi

kira-kira kurang dari 1% per tahun (Atkins, 1989).

Umumnya hidrogen peroksida digunakan dengan memanfaatkan dan merekayasa

reaksi dekomposisinya, yang intinya menghasilkan oksigen. Pada tahap produksi hidrogen

peroksida, bahan stabilizer kimia biasanya ditambahkan dengan maksud untuk menghambat

laju dekomposisinya. Termasuk dekomposisi yang terjadi selama produk hidrogen peroksida

dalam penyimpanan. Selain menghasilkan oksigen, reaksi dekomposisi hidrogen peroksida

juga menghasilkan air (H2O) dan panas. Reaksi dekomposisi eksotermis yang terjadi adalah

sebagai berikut:

H2O2 H2O + ½ O2

Keunggulan hidrogen peroksida dibandingkan dengan oksidator yang lain adalah

sifatnya yang ramah lingkungan karena tidak meninggalkan residu yang berbahaya. Kekuatan

oksidatornya pun dapat diatur sesuai dengan kebutuhan. Sebagai contoh dalam

industri pulp dan kertas, penggunaan hidrogen peroksida biasanya dikombinasikan dengan

NaOH atau soda api. Semakin basa, maka laju dekomposisi hidrogen peroksida pun semakin

tinggi ( Atkins, 1989).

III. PROSEDUR PERCOBAAN

3.1 Penentuan Laju Reaksi Dekomposisi H2O2 pada Suhu Kamar

3.1.1 Larutan 1

4

10 ml H2O 5 ml larutan KI 0,1 M

-Dimasukkan ke dalam labu erlenmayer -Digoyangkan labu erlenmayer-Ditambahkan 5 ml H2O2

-Diamati hingga volume turun 2 ml -Dicatat waktu penurunannya tiap penurunan volume 1 ml

3.1.2 Larutan 2



3.1.3 Larutan 3



3.2 Penentuan Laju Reaksi Dekomposisi Pengaruh Suhu

5

Hasil

Hasil


Hasil


Dimasukkan dalam erlenmeyer

Diatur suhu bath hingga diperoleh suhu yang lebih tinggi daripada suhu ruang yatu 44 ᵒC Ditambahkan 5 mL H2O2 3% dan segera ditutup lalu digoyangkan.Diamati volume oksigen yang dihasilkan selama reaksi pada waktu bervariasi.Dicatat volume dan waktu setelah gas mencapai 2 mL.Diukur volume dengan level air pada level bulb yang sama dengan yang terlihat pada buret.Disesuaikan level air dalam buret dan level bulb (dengan cara menurunkan level bulb).Dilakukan percobaan dengan langkah yang sama pada suhu 38 ᵒCDicatat waktu dan volume gas yang terbaca pada tiap interval 1 mL sampai dengan 6 mL pada alat pengukuran.

3.3 Penambahan Katalis

Dituangkan 1 mL ke dalam tabung reaksi.Ditambahkan 10 tetes Hg(NO3)2 0,1 M kedalam tabung, dicampur, dan dicatat hasilnya.

Dilarutkan 0,2 mL KI 0,10 M dengan 5 mL air destilat.Ditambahkan dua tetes larutan ini dengan 10 tetes Hg(NO3)2 0,1 M dan dicatat hasilnya.

IV. HASIL DAN PEMBAHASAN

4.1 Data Percobaan

Setelah dilakukan percobaan dekomposisi hidrogen peroksida, diperoleh data untuk

menentukan laju dan orde reaksi dari dekomposisi hidrogen peroksida. Adapun data-data

yang diperoleh sebagai berikut

4.1.1 Data Larutan 1 pada Suhu Kamar

Volume KI : 10 mL

6

5 mL air destilat

Hasil

10 mL Kalium Iodida 0,1 M (KI)

Hasil

Hasil reaksi larutan

Volume H2O : 5 mL

Volume H2O2 : 5 mL

Tabel 4.1 Data Waktu dan Volume Larutan 1


Volume KI : 5 mL

Volume H2O : 5 mL

Volume H2O2 : 10 mL


Waktu (s) Volume O2 (mL)

0 2

20 3

41 4

62 5

82 6


Volume KI : 5 mL

Volume H2O : 10 mL

Volume H2O2 : 5 mL


7


0 2

20 3

24 4

32 5

37 6

4.1.4 Data Larutan 4 pada Suhu 44ºC

Volume KI : 10 mL

Volume H2O : 5 mL

Volume H2O2 : 5 mL


4.1.5 Data Larutan 5 pada Suhu 38ºC

Volume KI : 5 mL

Volume H2O : 5 mL

Volume H2O2 : 10 mL



8


0 2

12 3

14 4

18 5

34 6

Waktu

(s)

Volume O2

(mL)

0 2

3 3

8 4

14 5

20 6

0 2

10 3

41 4

46 5

61 6

4.2 Pembahasan

Telah dilakukan percobaan yang berjudul penentuan laju dan orde reaksi

dekomposisi hidrogen peroksida, dengan tujuan untuk menentukan laju dan orde

reaksi dekomposisi hidrogen peroksida. Adapun prinsip yang digunakan selama

percobaan adalah laju reaksi dan teori kinetika kimia.

Percobaan dilakukan dengan mencampurkan larutan KI dan air (H2O) lalu

ditambahkan H2O2. Adapun reaksi yang terjadi sebagai berikut

KI

H2O2 H2O + 12 O2 ....................(1)

H2O

Senyawa H2O2 sebagai senyawa yang terdekomposisi, penambahan KI bertujuan

sebagai katalis dan H2O sebagai pelarutnya. Percobaan dilakukan dalam sistem

tertutup, apabila terjadi kebocoran maka sangat berpengaruh pada hasil,

kebocoran mampu diidentifikasikan ketika ketinggian dari O2 tidak mengalami

kenaikkan (perubahan) pada saat reaksi terjadi. Mula-mula ketinggian air harus

disamakan pada buret dan bulb, hal ini dikarenakan reaksi terjadi pada tekanan

yang sama.

Percobaan dilakukan variasi volume larutan H2O2 , KI, H2O dan suhu (25 ºC, 38

ºC dan 44 ºC). Variasi komposisi larutan bertujuan untuk menganalisa pengaruh

konsentrasi pada laju reaksi dan variasi suhu bertujuan untuk menganalisa

pengaruh suhu pada laju reaksi. Adapun data yang diperoleh dari percobaan yaitu

variasi volume larutan yang digunakan, volume O2 dan waktu. Selain itu

dilakukan pula uji pengaruh katalis dengan penambahan Hg(NO3)2 . Adapun

reaksi yang terjadi ketika penambahan katalis yaitu

Hg(NO3)2 + 2KI 2 KNO3 + HgI2(s) ...................(2)

9

Fungsi katalis sebagai pemercepat reaksi dengan menurunkan energi aktivasi.

Dalam reaksi 2 akan terbentuk endapan HgI2 yang berwarna jingga dan keruh,

yang menunjukkan bahwa katalis ikut bereaksi namun dapat ditemukan kembali

pada akhir reaksi. Artinya pembentukan HgI2 sejalan dengan adanya senyawa KI

yang bereaksi dengan Hg(NO3)2

Dalam percobaan ini katalis tidak berubah selama reaksi (konstan) sedangkan

H2O hanya sebahai pelarut, oleh sebab itu yang mempengaruhi laju reaksi

hanyalah konsentrasi H2O2. Sehingga dapat ditulis

V = k [H2O2]x

Untuk menentukan laju dalam percobaan ini dilakukan dengan mengeplot grafik

volume O2 VS waktu, dimana pada sumbu X sebagai fungsi waktu dan sumbu Y

sebagai fungsi Volume O2. Maka gradien ynag dihasilkan dari persamaan garis

menunjukkan besar laju reaksi dekomposisi. Lalu dicari pula orde reaksi dengan

membandingkan laju satu dengan laju yang lain.

Berdasarkan perhitungan dan pengeplotan grafik maka diperoleh laju reaksi

larutan 1 pada suhu kamar adalah 0,1055 mL/s, larutan 2 sebesar 0,0485 mL/s

dan larutan 3 sebesar 0,1227 mL/s. Sedangakan larutan 4 pada suhu 44ºC adalah

0,1932 mL/s dan pada suhu 38ºC = 0,0602 mL/s. Grafik yang terbentuk

berbentuk linier, artinya semakin lama reaksi berlangsung maka gas oksigen

semakin banyak terbentuk.

Hasil laju di atas membuktikan bahwa pada konsentrasi H2O2 yang besar atau

komposisi volume H2O2 yang kecil maka laju reaksi semakin cepat. Konsentrasi

H2O2 berbanding terbalik dengan volumenya. Larutan 1 dan 3 memiliki

komposisi H2O2 lebih banyak dari pada larutan 2.

Sedangkan untuk pengaruh suhu, terlihat bahwa semakin besar suhu maka laju

reaksi juga semakin bertambah. Hal ini dibuktikan pada larutan 4 dan 5

Adapun orde reaksi yang didapatkan dari percobaan reaksi dekomposisi H2O2

yaitu -1. Namun menurut teorinya nilai ordenya sebesar 1, hal ini dikarenakan

kemungkinan terjadi kebocoran perangkat alat.

Sehinnga persamaan laju reaksi percobaan dapat ditulis:

Vpercobaan = k [H2O2]-1

10

V. KESIMPULAN

Adapun kesimpulan dari percobaan reaksi dekomposisi H2O2 yaitu sebagai berikut

Pada percobaan ini laju reaksi dipengaruhi oleh konsentrasi dan katalis

Pengaruh konsentrasi, semakin tinggi konsentrasi semakin besar laju reaksinya. Laju

reaksi larutan 3 = 0,1227 mL/s > larutan 1= 0,1055 mL/s > larutan 2 = 0,0485 mL/s,

Pengaruh suhu pada laju reaksi, semakin tinggi suhu maka semakin besar laju

reaksinya. Oleh karena itu laju reaksi larutan 4 (suhu 44ºC) = 0,1932 mL/s > laju

reaksi larutan 5 (suhu 38ºC) = 0,0602 mL/s

Orde total reaksi yang diperoleh = -1 dan persamaan laju reaksi V = k [H2O2]-1

DAFTAR PUSTAKA

Atkins, P. 2010. Physical Chemistry. New York: W.H. Freeman Company.

Chang F.Y., Chao K.J., Cheng H.H. dan Tan C.S., 2009, Adsorption of CO2 onto amine-grafted mesoporous silicas Separation dan Purification Technology. New York: Wiley, Son.

Keenan. 1984. Kimia Untuk Universitas Jilid 1. Jakarta: Erlangga.

Oxtoby, D. W. 1989. Prinsip-Prinsip Kimia Modern. Jakarta: Erlangga.

Petrucci, R. H. 1987. Kimia Dasar Prinsip dan Terapan Modern Jilid 1. Jakarta: Erlangga.

11

LAMPIRAN

PERHITUNGAN

Perhitungan Laju reaksi

Laju Reaksi Larutan 1 pada Suhu Kamar

Volume KI : 10 mL

Volume H2O : 5 mL

Volume H2O2 : 5 mL

Tabel 1 Data volume O2 dan waktu larutan 1

No. Volume O2 (ml) Waktu (s)

1 2 0

2 3 20

3 4 24

4 5 32

5 6 37

Laju reaksi dapat diperoleh dengan pengeplotan grafik, volume O2 terhadap

waktu. Laju merupakan kemiringan dari fungsi persamaan. Sehingga laju reaksi

larutan 1 sebesar 0,1055 mL/s.

Grafik 1 Laju reaksi larutan 1


Volume KI : 5 mL

Volume H2O : 5 mL

12

0 5 10 15 20 25 30 35 4001234567

f(x) = 0.10549558390579 x + 1.61579980372915R² = 0.907262021589794

Larutan 1

waktu (s)

Volu

me

(mL)

Volume H2O2 : 10 mL



1 2 0

2 3 20

3 4 41

4 5 62

5 6 82

Dengan cara yang sama maka laju reaksi larutan 2 diperoleh sebesar 0,0485

mL/s.



Volume KI : 5 mL

Volume H2O : 10 mL

Volume H2O2 : 5 mL



1 2 0

2 3 12

3 4 14

4 5 18

5 6 34

13

0 10 20 30 40 50 60 70 80 9001234567

f(x) = 0.0485391140433553 x + 2.00989632422243R² = 0.99990574929312

Larutan 2

waktu (s)

Dengan cara yang sama maka laju reaksi larutan 3 diperoleh sebesar 0,1227

mL/s.


Laju Reaksi Larutan 4 pada Suhu 44ºC

Volume KI : 10 mL

Volume H2O : 5 mL

Volume H2O2 : 5 mL


Dengan cara yang sama maka laju reaksi larutan 4 diperoleh sebesar 0,1932 mL/s.


14

0 5 10 15 20 25 30 35 4001234567

f(x) = 0.122679045092838 x + 2.08620689655172R² = 0.907824933687003

Larutan 3

waktu (s)

volu

me

(mL)

0 5 10 15 20 2501234567

f(x) = 0.193181818181818 x + 2.26136363636364R² = 0.985227272727273

Larutan 4 (Suhu 44°C)

waktu (s)

volu

me

(mL)


0 2

3 3

8 4

14 5

20 6

Laju Reaksi Larutan 5 pada Suhu 38ºC

Volume KI : 5 mL

Volume H2O : 5 mL

Volume H2O2 : 10 mL



0 2

10 3

41 4

46 5

61 6

Dengan cara yang sama maka laju reaksi larutan 5 diperoleh sebesar

0,0602 mL/s.



Gambar Percobaan

15

0 10 20 30 40 50 60 7001234567

f(x) = 0.0601858905988115 x + 2.09812585707756R² = 0.950937071461222

Larutan 5 (Suhu 38°C)

waktu (s)

volu

me

(mL)

16

17

NILAI PERCOBAAN :

Tes Pendahuluan

Kerja Laporan Praktikum Nilai Akhir

(0-100) (0-100) (0-100)

18

MengetahuiAsisten,

Nama :

Praktikan,

Nama : Mas Arif Tri SujadmikoNRP : 1413100008

Documents

LAPORAN PRAKTIKUM 2