Laporan Praktikum Percobaan II (Reaksi Kimia Gejala Umum Dan Laju Reaksi) PDF

Preview

Summary

LAPORAN PRAKTIKUM KIMIA DASAR I JUDUL PERCOBAAN : REAKSI KIMIA : GEJALA UMUM DAN LAJU REAKSI Disusun Oleh : Prastyo Abi WIdyananto (26020112130079) JURUSAN ILMU KELAUTAN FAKULTAS PERIKANAN DAN ILMU KELAUTAN UNIVERSITAS DIPONEGORO SEMARANG 2014 PERCOBAAN 2 REAKSI KIMIA: GEJALA UMUM DAN LAJU REAKSI I....

Description

LAPORAN PRAKTIKUM KIMIA DASAR I

JUDUL PERCOBAAN : REAKSI KIMIA : GEJALA UMUM DAN LAJU REAKSI Disusun Oleh : Prastyo Abi WIdyananto

(26020112130079)

JURUSAN ILMU KELAUTAN FAKULTAS PERIKANAN DAN ILMU KELAUTAN UNIVERSITAS DIPONEGORO SEMARANG 2014

PERCOBAAN 2 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)

2

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 O 2 sederhana, misalnya: CO2, H2O dan SO2. Contoh: C3H8 + CO2 → 3CO2 + H2O

(Keenan,1990)

3

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]

V=

∆[B] atau V = -- -------

∆t

∆t

Sehingga persamaan laju V = k[A] m[B] n

(keenan,1990)

4

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)

5

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 )

6

-

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

Konsentrasi Konsentrasi P

Konsentrasi R

Berdasarkan grafik di atas : V = -∆ [R] ∆ t= {+∆ [P] ∕ ∆t} Keterangan: -∆ [R] = berkurangnya konsentrasi reaktan ∆t

7

= perubahan waktu

V

= 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

8

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:

9

k=

v [A]m [b]n Ket. M dan N adalah orde reaksi

(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 ratarata 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.

10

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

2.

basa

garam

air

Persamaan Reaksi Ion H+ + Cl- + Na+ + OH-- → Na+ + Cl- + H2O asam

3.

basa

garam

Persamaan Reaksi Ion Bersih H+ + OH- → H2O

11

air

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

12

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 ionion 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)

13

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 CO 2, 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 0

C, bersifat asam kuat (Mulyono, 1997)

14

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)

15

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 3.3 Gambar Alat Tabung reaksi

Gelas Ukur

Gelas Beaker

Pipet Tetes

Stopwatch

16

3.4 Skema Kerja 3.4.1 Mengenal Jenis-Jenis Reaksi Kimia

NaOH

PbOAc

Tabung reaksi

Tabung reaksi

- Penambahan larutan H2SO4 - Pengamatan

- Penambahan larutan H2SO4 - Pengamatan

Hasil

Hasil

HCl

Aquades

Tabung reaksi

Tabung reaksi

- Penambahan larutan H2SO4 - Pengamatan Hasil

- Penambahan larutan H2SO4 - Pengamatan Hasil

3.4.2 Menilai Laju Reaksi dan Menentukan Ordenya HCl 0,8 M

HCl 0,6 M

Tabung reaksi

Tabung reaksi

- Penambahan pita logam Mg - Penghitungan waktu

- Penambahan pita logam Mg - Penghitungan waktu

Hasil

Hasil

HCl 1,2 M

HCl 2 M

Tabung reaksi

Tabung reaksi

- Penambahan pita logam Mg - Pengahitungan waktu Hasil

- Penambahan pita logam Mg - Penghitungan waktu Hasil

17

IV. DATA PENGAMATAN 4.1 Data Pengamatan 4.1.1 Mengenal jenis-jenis reaksi kimia No

Reaktan 1

Reaktan 2

1

NaOH

H2SO4

Gelembung gas sedikit

pekat

panas, ada uap

H2SO4

Gelembung gas banyak,

encer

hangat terbentuk

NaOH

Gejala

Reaksi 2NaOH+H2SO4→Na2SO4+2H2O

endapan 2

PbOAc

HCl

Terbentuk endapan

PbOAc+2HCl→PbCl+OHAc

warna putih 3

HCl

CuSO4

Terjadi perubahan warna 2HCl+CuSO4→CuCl2+H2SO4 menjadi biru

4

Aquades

Mg

Terjadi gelembung-

Mg+H2O→Mg(OH)2+H2

gelembung kecil, permukaan logam Mg melebur 4.1.2 Menilai laju reaksi dan menentukan ordenya No [HCl]M 1 2 3 4

0,8 1,2 1,6 2

T (detik) 160 78 61 40

Pengamatan Timbul gelembung gas di sekitar Mg, kenaikan suhu Timbul gelembung gas di sekitar Mg, kenaikan suhu Timbul gelembung gas di sekitar Mg, kenaikan suhu Timbul gelembung gas di sekitar Mg, kenaikan suhu

4.1.3 Tabel pengamatan laju rekasi dan penen...