Laporan Praktikum Kecepatan Reaksi

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

Universitas PGRI Adi Buana Surabaya | i

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 | ii

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 | iii

DAFTAR ISI

Halaman Pengesahan i

Kata Pengantar ii

Daftar Isi 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 | 1

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:

A + B P

Laju reaksi (r) = - []

= -

[]

= +

[]

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:

r = [A]p

. [B]q

P dan Q dikenal dengan tingkat reaksi, (p + q) dikenal sebagai total

tingkat reaksi.

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


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

H2

Al + HCL(aq) ----- AlCl3(aq) + H2 (g)

Dalam suatu reaksi kimia berlangsungnya suatu reaksi dari keadaan

semula (awal) sampai keadaan akhir diperkirakan melalui beberapa tahap

reaksi. Contoh : 4 HBr(g) + O2(g) 2 H2O(g) + 2 Br2(g)

Dari persamaan reaksi di atas terlihat bahwa tiap 1 molekul O2

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

O2 kecil sekali kemungkinannya untuk berhasil.

Tumbukan yang mungkin berhasil adalah tumbukan antara 2

molekul yaitu 1 molekul HBr dengan 1 molekul O2. Hal ini berarti reaksi

di atas harus berlangsung dalam beberapa tahap dan diperkirakan tahap-

tahapnya adalah :

Tahap 1: HBr + O2 HOOBr (lambat)

Tahap 2: HBr + HOOBr 2HOBr (cepat)

Tahap 3: (HBr + HOBr H2O + Br2) x 2 (cepat)

------------------------------------------------------ +

4 HBr + O2 --> 2H2O + 2 Br2


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,


sebagai reaksi berlangsung dengan suhu ruangan maka laju reaksi akan

berlipat ganda setiap kenaikan 100C.

Perkiraan ini bukan keadaan yang mutlak dan tidak bisa diterapkan

pada seluruh reaksi. Bahkan bila pun mendekati benar, laju reaksi akan

berlipat ganda setiap 90C atau 11

0C 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


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:


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.


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.


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 35oC; 40

oC; 45

oC; 50oC.

Pemanasan zat pereaksi dilakukan dengan mencelupkan tabung yang

berisi zat pereaksi kedalam penangas air.

6) Buat kurva antara waktu hilangnya potongan aluminium dengan

temperature.


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

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

0

1000

2000

3000

4000

5000

6000

0,5 N 1 N 2 N 4 N

wak

tu (

de

tik)

Grafik Hubungan antara kecepatan reaksi dengan konsentrasi HCL

Waktu (detik)

Konsentrasi HCl (N)


C. Hubungan antara kecepatan reaksi dengan temperature

0

500

1000

1500

2000

2500

1 potong 2 potong 3 potong 4 potong

wak

tu (

de

tik)

Grafik Hubungan antara kecepatan reaksi dengan konsentrasi aluminium

Waktu (detik)

Jumlah Potongan Aluminium

0

500

1000

1500

2000

2500

3000

3500

Ruang

(29-30)

40 36 50 45 60 56 70 68

wak

tu (

dd

eti

k)

Grafik Hubungan antara kecepatan reaksi dengan temperature

Waktu (detik)

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

Temperatur pereaksi (0C)


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


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 0C), 40

0C, 50

0C, 60

0C, 70

0C

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 700C 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 0C), 40

0C, 50

0C, 60

0C 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.


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.

cover kec reaksi.pdf (p.1)pendahuluan kec reaksi.pdf (p.2-4)LAPORAN PRAKTIKUM KIMIA DASAR.pdf (p.5-17)

Documents

Laporan Praktikum Kecepatan Reaksi