Laporan Kinetika Kimia Ke 2 Acara 1 Reaksi Oksidasi Iodida Dengan Hidrogen Peroksida 6h4l5q

LAPORAN RESMI KINETIKA KIMIA I Reaksi Oksidasi Iodida oleh Hidrogen Peroksida (Hukum Laju dan Persamaan Arrhenius Metode Perhitungan)

Oleh: Fransiskus Tri Wahyu Hananto 652016021

Program Studi Kimia FAKULTAS SAINS DAN MATEMATIKA UNIVERSITAS KRISTEN SATYA WACANA SALATIGA 2016

LAPORAN RESMI KINETIKA KIMIA I

Nama/Nim

: Fransiskus Tri Wahyu Hananto

(652016021)

Kelompok

: Kelompok IV, siang 12.00-16.00

Judul

: Reaksi Oksidasi Iodida oleh Hidrogen Peroksida (Hukum Laju dan Persamaan Arrhenius Metode Perhitungan)

Tanggal Praktikum :Rabu, 1 November 2017 DASAR TEORI Suatu reaksi kimia berlangsung karena atom-atom bersekutu atau bersenyawa dan membentuk molekul-molekul baru, dengan cara mengadakan reorganisani dari elektron-elektron dalam masingmasing atom. Kecepatan berlangsungnya reaksi kimia dan energi-energi yang berhubungan dengan reaksi tersebut, serta mekanismenya dipelajari dalam kinetika kimia. 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 (ţ G < 0). Tujuan utama kinetika kimia untuk menjelaskan bagaimana laju bergantung pada konsentrasi reaktan dan mengetahui mekanisme suatu reaksi berdasarkan pengetahuan tentang laju reaksi secara eksperimen (Oxtoby,1999). Laju reaksi didefinisikan sebagai perubahan konsentrasi persatuan waktu. Laju rekasi kimia terlihat dari perubahan konsentrasi molekul reaktan atau konsentrasi molekul produk terhadap waktu. Laju rekasi tidak tetap, melainkan berubah terus menerus seiring dengan perubahan konsentrasi (Chang,2006)

Gambar 2.1 Grafik Laju Reaksi antara Waktu dengan Konsentrasi Produk dan Reaktan (Atkins, 2010) Konsentrasi memiliki peranan yang sangat penting dalam laju reaksi, sebab semakin besar konsentrasi pereaksi, maka tumbukan yang terjadi semakin banyak, sehingga menyebabkan laju reaksi semakin cepat. Begitu juga, apabila semakin kecil konsentrasi pereaksi, maka semakin kecil tumbukan yang terjadi antar partikel, sehingga laju reaksi pun semakin kecil (Ulfin, 2010). Hubungan kuantitatif antara konsetrasi pereaksi dengan laju reaksi dinyatakan dalam suatu persamaan, yaitu persamaan laju reaksi. Untuk reaksi : mA + nB → pC + qD Persamaan laju reaksi dari persamaan diatas adalah v = k[A]m [B]n…………………………………….. …(2.1) Laju reaksi terlihat dari perubahan konsentrasi molekul reaktan atau konsentrasi molekul produk terhadap waktu. Laju reaksi tidak tetap melainkan berubah terus-menerus seiring dengan perubahan konsentrasi (Purba, 2007). Hubungan laju reaksi dengan temperatur dijelaskan melalui persamaan Arhenius. kenaikan temperatur akan meningkatkan gerakan molekul. Semakin banyak molekul yang bergerak dengan kecepatan rata- rata tinggi akan memperbesar peluang terjadinya tumbukan efektif, yaitu tumbukan yang mencapai energi pengaktifan, sehingga laju reaksi akan meningkat. Dibawah ini adalah grafik yang menggambarkan energi kinetik molekul pada dua temperatur yang berbeda, dimana energi aktivasi pada suhu yang lebih tinggi (T2 ) lebih kecil dari pada energi aktivasi pada suhu rendah (T1 ).

Grafik 1 Energi aktivasi pada dua temperatur yang berbeda (Atkins, 2010). Konstanta laju reaksi (k) bergantung pada temperatur (T) dan besarnya energi aktivasi (Ea). Hubungan k, T, dan Ea dapat dinyatakan dalam persamaan Arrhenius sebagai berikut :

−Ea

k = Ae RT ……………………………………………..(2.2) ln k = ln A −

Ea ………………………………….…….(2.3) RT

Dimana A adalah faktor frekuensi dan R adalah konstanta gas (Schwedt, 1994). Katalis adalah zat yang mengambil bagian dalam reaksi kimia, tetapi pada akhir reaksi tidak mempengaruhi produk yang terbentuk. Katalis tidak muncul dalam persamaan kimia. Sifat dari katalis adalah katalis tidak bereaksi secara permanen, katalis tidak mempengaruhi hasil akhir reaksi, katalis bekerja pada suhu optimum. Katalis memumngkinkan reaksi berlangsung lebih cepat atau memungkinkan reaksi pada suhu lebih rendah akibat perubahan yang dipicu oleh atalis terhadap pereaksi. Katalis menyediakan suatu jalur pilihan dengan energi aktivasi yang lebih rendah. Katalis mengurangi energi yang dibutuhkan untuk berlangsungnya reaksi(Chang, 2006). Katalis dapat dibedakan ke dalam dua golongan utama, yaitu katalis homogen dan katalis heterogen. Katalis heterogen adalah katalis yang fasenya berbeda dengan rektan yang akan dikatalisnya. Katalis homogen adalah katalis yang memiliki fase yang sama dengan reaktan yang akan dikatalisnya. Berikut ini adalah skema umum reaksi katalitik : A + C → AC ………………………………………………………………………………….(2.4) B + AC → AB + C…………………………………………………………………………….(2.5) C adalah katalis, meskipun katalis C termakan pada tahap reaksi 1, namun selanjutnya dihasilkan kembali oleh reaksi 2, sehingga untuk reaksi keseluruhan menjadi : A + B + C → AB + C …………………………………………………………………………(2.6)

TUJUAN 1. Menentukan hukum laju reaksi diferensial untuk reaksi antara hidrogen peroksida dan iodida dalam suasana asam 2. Menentukan energi aktivasi dan faktor preeksponensial untuk reaksi antara hidrogen peroksida dan iodida dalam suasana asam. ALAT, BAHAN DAN METODE Alat :



Beaker glass 250 ml



Beaker glass 100 ml

        

       

Pipet volume (1 ml, 2 ml, 5 ml) Gelas ukur 100 ml Labu takar (25 ml, 50 ml, 100 ml) Pipet Volume (10 ml, 25 ml) Pipet tetes Pipet Ukur (1 ml, 2 ml, 5 ml) Gelas arloji Spatula Stopwatch

Thermometer Neraca Waterbath Bunsen Kaki tiga Kassa Korek gas Freezer

Bahan :  

Akuades HCl

 

KI Pati 1 %

 

Na2S2O3 H2O2

Metode : I.

Penentuan Hukum Laju Reaksi 1. Semua peralatan gelas yang akan digunakan dibilas dengan air kran sebanyak 1 kali dan dengan air akuades sebanyak 3 kali. 2. Larutan yang akan digunakan dalam praltikum ini (HCl 1 M, KI 1 M, Na 2S2O3 0,04 M, pati 1 %, dan H2O2 0,2 M. 3. Disiapkan 5 buah beaker glass 250 ml. 4. Dibuat 5 macam campuran dari akuades, HCl 1 M, KI 1 M, pati 1 %, Na2SO3 0,04 M sesuai dengan rincian yang ada di buku petunjuk praktikum halaman 2 di dalam beaker glass 250 ml. 5. Disiapkan 5 buah tabung reaksi dan diisi dengan H2O2 0,2 M sesuai dengan rincian volume yang tertera pada buku petunjuk praktikum kinetika kimia halaman 2. 6. Suhu awal masing-masing campuran diukur kemudian dirata-rata. Semua percobaan dilakukan pada suhu yang sama. 7. Beaker glass berisi campuran akuades, HCl 1 M, KI 1 M, Na2S2O3 0,04 M, dan pati 1% diaduk hingga merata kemudian diukur suhu awalnya. 8. Ditambahkan larutan H2O2 0,2 M ke dalam beaker glas dan perhitungan waktu dimulai. 9. Perhitungan waktu dihentikan ketika muncul warna biru dalam campuran. 10. Suhu campuran setelah bereaksi diukur. 11. Percobaan dilakukan duplo.

II.

Penentuan Energi Aktivasi dan Faktor Preeksponensial Reaksi 1. Semua peralatan gelas yang akan digunakan dibilas dengan air kran sebanyak 1 kali dan dengan air akuades sebanyak 3 kali.

2. Larutan yang akan digunakan dalam pratikum ini (HCl 1 M, KI 1 M, Na 2S2O3 0,04 M, pati 1 %, dan H2O2 0,2 M. 3. Disiapkan 5 buah beaker glass 250 ml. 4. Dibuat campuran dari 81 ml akuades, 2 ml HCl 1 M, 6 ml KI 1 M, 1 ml pati 1 %, 5 ml Na2SO3 0,04 M di dalam beaker glass 250 ml. 5. Disiapkan sebuah tabung reaksi dan diisi dengan 5 ml H2O2 0,2 M. 6. Beaker glass berisi campuran akuades, HCl 1 M, KI 1 M, Na2S2O3 0,04 M, dan pati 1% diaduk hingga merata kemudian diletakkan di dalam freezer selama 10 menit. Setalah itu dikeluarkan dari freezer dan diukur suhu awalnya. 7. Ditambahkan larutan H2O2 0,2 M ke dalam beaker glass dan perhitungan waktu dimulai. 8. Perhitungan waktu dihentikan ketika muncul warna biru dalam campuran. 9. Suhu campuran setelah bereaksi diukur. 10. Percobaan dilakukan duplo. 11. Percobaan diulangi dengan menggunakan waterbath 50oC sebagai pengganti freezer.

PEMBUATAN LARUTAN a. Pembuatan HCl 1 M M1 . V1= M2 . V2 12 . V1 = 1 . 100 V1

= 8,3 ml

Diambil 8,3 ml HCl 12 M lalu dimasukkan ke dalam labu ukur 100 ml dan ditambahkan akuades ke dalamnya hingga garis tera. b. Pembuatan KI 1 M 𝑀=

1=

𝑔𝑟𝑎𝑚 1000 × 𝑀𝑊 𝑣 (𝑚𝑙)

𝑔𝑟𝑎𝑚 1000 × 166,602 100

Gram = 16,602 gram. Ditimbang 16,602 gram KI kemudian dilarutkan dengan sedikit akuades hingga larut.Larutan kemudian dimasukkan ke dalam labu ukur 100 ml dan ditambahkan akuades ke dalamnya hingga garis tera. c. Pembuatan pati 1% Ditimbang 1 gram pati dilarutkan dengan akuades 100 ml. diaduk dan dipanaskan larutan hingga mendidih.

d. Pembuatan Na2SO3 0,04 M 𝑀=

𝑔𝑟𝑎𝑚 1000 × 𝑀𝑊 𝑣 (𝑚𝑙)

0,04 =

𝑔𝑟𝑎𝑚 1000 × 158,13 100

Gram = 0,6325 gram. Ditimbang 0,6325 gram Na2S2O3 kemudian dilarutkan dengan sedikit akuades hingga larut. Larutan kemudian dimasukkan ke dalam labu ukur 100 ml dan ditambahkan akuades ke dalamnya hingga garis tera. e. Pembuatan H2O2 0,2 M M = 12,90 M M1 . V1= M2 . V2 12,9.V1= 0,2 . 250 V1 = 3,876 ml Diambil 3,876 ml H2O2 0,2 M lalu dimasukkan ke dalam labu ukur 100 ml dan ditambahkan akuades ke dalamnya hingga garis tera.

HASIL PENGAMATAN I. Exp

Penentuan Hukum Laju Reaksi Akuades (ml)

HCl

KI

1M (ml)

1M (ml)

Pati 1% (ml)

Na2S2O3 0,04 M (ml)

H2O2 0,2 M (ml)

I

II

TAwal (⁰C)

TAkhir (⁰C)

Waktu (s)

TAwal (⁰C)

TAkhir (⁰C)

Waktu (s)

1

85

2

2

1

5

5

26

26

319

26

26

340

2

83

2

4

1

5

5

27

27

182

26

26

170

3

81

2

6

1

5

5

26

26

127

26

26

163

4

76

2

6

1

5

10

26

26

70

26

26

56

5

66

2

6

1

5

10

26

26

29

26

26

31

II.

Penentuan Energi Aktivasi dan Faktor Preeksponensial Reaksi

a. Ice bath Exp

3

Akuades (ml)

81

HCl

KI

1M (ml)

1M (ml)

2

6

Pati 1% (ml)

Na2S2O3 0,04 M (ml)

H2O2 0,2 M (ml)

I

II

TAwal (⁰C)

TAkhir (⁰C)

Waktu (s)

TAwal (⁰C)

TAkhir (⁰C)

Waktu (s)

1

5

5

18

18

32

18

18

33

b. Waterbath 50⁰C Exp

3

Akuades (ml)

81

HCl

KI

1M (ml)

1M (ml)

2

6

Pati 1% (ml)

Na2S2O3 0,04 M (ml)

H2O2 0,2 M (ml)

1

5

5

I

II

TAwal (⁰C)

TAkhir (⁰C)

Waktu (s)

TAwal (⁰C)

TAkhir (⁰C)

Waktu (s)

50

50

15

50

50

17

PERHITUNGAN Pengaruh konsentrasi reaktan pada laju reaksi kimia Diketahui: [KI] = 1 M, [Na2S2O3] = 0,04, dan [H2O2] = 0,2 M Table perhitungan konsentrasi Volume [KI]

Volume

Moles

[Na2S2O3]

Run

Volume Moles

[H2O2]

Na2S2O3 mol/L

KI (L)

KI

mol/L

Moles H2O2

Na2S2O3

mol/L

(L)

H2O2 (L)

1

1,0

0,002

0,002

0,040

0,005

0,0002

0,200

0,005

0,001

2

1,0

0,004

0,004

0,040

0,005

0,0002

0,200

0,005

0,001

3

1,0

0,006

0,006

0,040

0,005

0,0002

0,200

0,005

0,001

4

1,0

0,006

0,006

0,040

0,005

0,0002

0,200

0,010

0,002

5

1,0

0,006

0,006

0,040

0,005

0,0002

0,200

0,020

0,004

Tabel perhitungan konsentrasi mula-mula Run

Initial moles KI

[KI]0 mol/L

Initial moles Na2S2O3

Na2S2O3 mol/L

Initial moles H2O2

[H2O2]0 mol/L

1

0,002

0,02

0,0002

0,002

0,001

0,01

2

0,004

0,04

0,0002

0,002

0,001

0,01

3

0,006

0,06

0,0002

0,002

0,001

0,01

4

0,006

0,06

0,0002

0,002

0,002

0,02

5

0,006

0,06

0,0002

0,002

0,004

0,04

Tabel perhitungan laju awal



Run

mol H2O2 used

V total (L)

[H2O2] used mol/L

t (s)

1

0,0005

0,1

0,005

329,5

2

0,0005

0,1

0,005

176

3

0,0005

0,1

0,005

145

4

0,001

0,1

0,01

63

5

0,002

0,1

0,02

30

Mencari orde reaksi untuk [I-] 0,04 0,004 [ 0,06 ]x = [ 0,025 ] x = 4,5



Mencari orde reaksi untuk [H2O2] 0,005 0,015 [ 0,01 ]y = [ 0,05 ]

y = 1,7 Orde reaksi untuk [H2O2] adalah 1,7. Orde reaksi untuk [I-] adalah 4,5. 

Persamaan : v = k[ l-]4,5 [H2O2]1,7 Nilai tetapan lajunya: v = k[ l-]4,5[H2O2]1,7 1/20 = k [0,06]4,5 [0,01]1,7 0,05 = k (3,1x10-6) (4x10-4) k= 5 x 10-10 jadi, v = 5 x 10-10[ l-]4,5 [H2O2]1,7

Table perhitungan nilai K Run

[H2O2]

[H2O2]1,7

[I-]

[I-]4,5

K

1

0.01

0,00039

0.02

2,26 x 10-8

0,0024

2

0.01

0,00039

0.04

5,12 x 10-7

0,0047

3

0.01

0,00039

0.06

3,17 x 10-6

0,0075

4

0.02

0,00129

0.06

3,17 x 10-6

0,0128

5

0.04

0,00420

0.06

3,17 x 10-6

0,025 0,01048

k rata-rata Tabel Perhitungan nilai K tiap variasi suhu Run 1 2 3 4 5 Ea A

T (0C) 26 26 26 26 26

T (K) 299 299 299 299 299

t (s) 329,5 176 145 63 30

K 0,0024 0,0047 0,0075 0,0128 0,025

In k -6,0322 -5,3601 -4,8928 -4,3583 -3,6888

1/T 0,038 0,038 0,038 0,038 0,038 96,750018 kJ 8,615 x 10 18

Kurva ln1/waktu Sebagai Fungsi 1/T(K-1) 0.00000 0.003325 -1.00000

0.00333

0.003335

0.00334

0.003345

0.00335

-2.00000 -3.00000 -4.00000 -5.00000 y = -11637x + 43,6 R² = 0,967

-6.00000 -7.00000

ln k = ln A + 

𝐸𝑎 𝑅

= 11637

Ea = 11637 x 8,314 J/K.mol = 96,750018 kJ /K.mol  In A = 43,6 A

= e43,6

A

= 8,615 x 10 18

JAWAB PERTANYAAN 1. Tentukan laju reaksi ini pada suhu 70oC! ln k = ln A +

Ea 1 R T

ln k = 0,3360 +

9,5536 8,314

×

1 343

ln k = 0,3360 + 0,0034 = 0,3394 K = 1,4041 Jadi , laju reaksinya V = 1,4041 [H2O2]1,5 [I-]1,6

Ea 1 RT

0.003355

2. Tentukan waktu yang dibutuhkan untuk terbentuk warna biru pada percobaan 4 pada suhu 70oC! V = 1/t = 1,4041 [0,02]1,5 [0,06]1,6 = 1,4041 . 0,0028 . 0,0111 = 0,00004364 t = 22915,7571 sekon 3. Berikan pendapat Anda tentang hasil percobaan dibandingkan dengan literature! Pada literatur dikatakan bahwa semakin besar konsentrasi pada larutan maka reaksi akan berlangsung semakin cepat. Hal ini terbukti pada percobaan ini pada bagian 1 dimana dalam run 5 kali percobaan waktu yang dibutuhkan larutan untuk berubah menjadi warna biru semakin cepat seiring dengan konsentrasi yang semakin besar. Pada literatur dikatakan bahwa semakin besar suhu yang diberikan pada larutan maka reaksi akan semakin cepat. Hal ini juga terbukti pada percobaan ini ketika penggunaan icebath dan waterbath. Waktu yang dibutuhkan untuk larutan menjadi berwarna biru lebih cepat saat penggunan waterbath dibandingkan dengan icebath. Hal ini dikarenakan karena semakin tinggi suhu pada larutan, maka energi yang diberikan akan semakin tinggi pula. Karena energi yang tinggi maka gerakan antar partikel akan semakin banyak. Hal ini mengakibatkan tumbukan antar partikel semakin banyak pula. Hingga hasilnya akan mempercepat reaksi pada larutan tersebut. Jadi pada intinya, percobaan ini dapat dikatakan berhasil dan sesuai dengan literatur yang ada.

PEMBAHASAN Percobaan ini berjudul oksidasi iodida dengan hidrogen peroksida, dengan tujuannya untuk menentukan hukum laju reaksi antara iodida dan hidrogen peroksida dalam suasana asam. Adapun prinsip yang dipakai meliputi kinetika kimia, laju reaksi, pengaruh konsentrasi, suhu dan katalis terhadap laju reaksi, orde reaksi, serta konstanta laju. Percobaan ini dilakukan dengan 2 bagian, bagian pertama adalah memvariasikan konsentrasi reaktan dan bagian kedua adalah memvariasikan temperatur. Pada bagian pertama, yakni pengaruh konsentrasi terhadap laju, dilakukan sebanyak 5 kali run dengan variasi volume air destilat, larutan KI dan H2O2. Sedangkan untuk larutan HCl 1M, pati, dan Na2S2O3 0,04 M dibuat tetap. Pada percobaan

ini, ketika air destilat+ HCL+ KI+ pati+ Na2S2O3, larutan

campuran tidak berwarna. Tetapi ketika larutan campuran ditambahkan H2O2, maka larutan campuran berubah warna kuning namun sangat cepat kemudian menjadi biru tua. Hal ini karena terjadi reaksi sebagai berikut:

2I − + 2H + + H2 O2 → I2 + 2H2 O I2 (kuning) + 2S2 O3 2− → 2I − + S4 O6 2− reaksi berlangsung sangat cepat I2 +Pati → Kompleks (biru tua) Air destilat berfungsi sebagai larutan pengencer serta mencuci alat, larutan HCl sebagai pemberi suasana asam, larutan KI sebagai substrat atau reduktor, pati sebagai pembentuk kompleks pti iodin, larutan Na2S2O3 sebagai penangkap iodin agar tidak terakumulasi sehingga tetap dalam bentuk ion iodida atau sebagai reagen pembatas, sedangkan larutan H2O2 berfungsi sebagai oksidator. Berdasarkan teori, semakin tinggi konsentrasi reaktan maka laju reaksi semakin cepat. Hal ini karena semakin tinggi konsentrasi, partikelnya semakin banyak sehingga kemungkinan terjadi tumbukan efektif semakin besar. hal ini terbukti dalam percobaan run1-5 konsentrasi semakin bertambah dan waktu yang dibutuhkan untuk perubahan warna nya semakin cepat sehingga laju reaksi semakin cepat pula. Dari percobaan ini diperoleh orde reaksi dari [H2O2] = 1,7 dan orde reaksi [I-] = 4,5 . Sehingga diperoleh persamaan laju reaksi: v = k[H2 O2 ]1,7 [I − ]4,5 Pada bagian kedua adalah untuk mengetahui pengaruh suhu terhadap laju reaksi. Perobaan dilakukan pada icebath selama 10 menit dan waterbath 500C. Berdasarkan teori, semakin tinggi temperatur maka laju reaksinya semakin besar, hal ini karena semakin tinggi temperatur maka energi yang diberikan semakin besar dan gerakan molekul semakin cepat. Sehingga tumbukan molekul reaktan semakin besar, sehingga reaksi terjadi semakin cepat. Hal ini terbukti dalam percobaan, bahwa semakin tinggi temperature yang digunakan laju reaksi semakin cepat berlangsung. Dari data percobaan, kemudian diolah datanya untuk menentukan nilai Ea dan A (factor Arrhenius). Didapat nilai Ea adalah sebesar 96,750018 kJ /K.mol dan factor Arrheniusnya adalah 8,615 x 10 18.

KESIMPULAN 1. Orde reaksi H2O2 adalah 1,7 ; Orde reaksi I- adalah4,5. Sehingga didapatkan persamaan laju reaksi : v = k [H2O2]1,7 [l-]4,5 2. Energi aktivasi yang didapatkan adalah 96,750018 kJ/K.mol dan faktor arrhenius didapatkan 8,615 x 10 18. DAFTAR PUSTAKA Atkins, P. W F.,Julio de Paula. (2010).“Physical Chemistry ninth edition”.New York :W. H Freeman and Company

Chang,Raymond.(2006). “Kimia Dasar : Konsep-Konsep Inti Jilid 2”. Jakarta : Erlangga Oxtoby, D. W.(1999). “Prinsip-Prinsip Kimia Modern”. Jakarta: Erlangga. Purba, Michael. (2007). “Kimia Untuk SMA kelas XI Semester 1”. Jakarta: Erlangga. Schwedt, G. (1994). “Chemistry Analitycal”. USA : John Wiley Sons Inc Ulfin, Ita dkk.(2010). “Kimia Dasar”. ITS Press : Surabaya

LAMPIRAN  

Laporan sementara Tugas Awal