Tujuan : Menyelidiki pengaruh katalis terhadap laju reaksi

Dasar teori :

Bidang kimia yang mengkaji kecepatan, atau laju, terjadinya reaksi kimia dinamakan kinetika kimia. Kata

kinetik menyiratkan gerakan atau perubahan. Laju reaksi adalah perubahan konsentrasi reaktan atau

produk terhadap waktu (M/s).

Gambar 1.1

Laju reaksi dapat dinyatakan sebagai berkurangnya jumlah (konsentrasi) pereaksi per satuan waktu atau

bertambahnya jumlah (konsentrasi) hasil reaksi per satuan waktu.

Pengaruh dari berbagai faktor terhadap laju reaksi dapat dijelaskan dengan teori tumbukan. Menurut teori

ini, reaksi berlangsung sebagai hasil tumbukan antar partikel pereaksi. Akan tetapi, tidaklah setiap

tumbukan menghasilkan reaksi, melainkan hanya tumbukan antar partikel yang memiliki energi cukup

serta arah tumbukan yang tepat. Jadi laju reaksi akan bergantung pada tiga hal berikut:

- frekuensi tumbukan

- Tumbukan yang melibatkan partikel dengan energi cukup

- Partikel dengan energi cukup yang bertumbukan dengan arah yang tepat.

Dalam laju reaksi, energi aktivasi dalam suatu reaksi sangat diperlukan. Energi aktivasi adalah energi

kinetik minimum yang harus dimiliki atau diberikan kepada partikel agar tumbukannya menghasilkan

sebuah reaksi. Reaksi berlangsung karena adanya partikel-partikel atom atau molekul yang bertumbukan

dan tidak semua tumbukan menghasilkan reaksi, hanya tumbukan dengan energi yang cukup yang dapat

menghasilkan reaksi, energi yang dimaksud adalah energi aktivasi. Energi aktivasi dapat digambarkan

melalui distribusi Maxwell-Boltzmann berikut ini :

Gambar 1.2

Dalam gambaran distribusi Maxwell-

Blotzmann menggambarkan daerah yang

berwarna biru adalah reaksi dimana partikel-

partikel reaksi tersebut tidak memiliki energi

yang cukup untuk terjadinya reaksi,

sedangkan daerah disebelah kanan batas

energi aktivasinya adalah daerah dimana

partikel-partikel dalam reaksi tersebut

memiliki energi yang cukup untuk bereaksi

saat terjadinya tumbukan.

Katalis (catalyst) ialah zat yang

meningkatkan laju reaksi kimia tanpa ikut

terpakai. Ada dua jenis katalis yaitu katalis

aktif yaitu katalis yang ikut terlibat reaksi dan pada akhir rekasi terbentuk kembali, sedangkan katalis pasif

adalah katalis yang tidak ikut bereaksi, hanya sebagai media reaksi saja. Suatu reaksi yang

menggunakan katalis disebut reaksi katalis dan prosesnya disebut katalisme

Gambar 1.3 Gambar 1.4

Merupakan reaksi tanpa katalis Merupakan reaksi dengan katalis

Berdasarkan gambar 1.4, penambahan katalis membuat batas energi aktivasi bergeser ke kiri

menyebabkan semakin besarnya peluang satu reaksi terjadi lebih banyak, jika dilihat dalam gambar

1.5,terjadinya penurunan energi aktivasi sehingga satu reaksi lebih cepat bereaksi, sehingga dengan kata

lain untuk meningkatkan laju reaksi kita perlu untuk

meningkatkan jumlah tumbukan-tumbukan yang

efektif. Salah satu cara alternatif untuk

mewujudkannya adalah dengan menurunkan energi

aktivasi. Menambahkan katalis memberikan

perubahaan yang berarti pada energi aktivasi.

Berdasarkan sifatnya, katalis terbagi atas dua, yaitu

katalis positif (katalisator) yang berfungsi

mempercepat reaksi, dan katalis negatif (inhibitor)

yang berfungsi memperlambat laju reaksi. katalisator

dibedakan atas katalisator homogen dan

katalisator heterogen. Katalisator homogen adalah

katalisator yang mempunyai fase sama

Gambar 1.5

dengan zat yang dikatalisis, Contohnya adalah besi (III) klorida pada reaksi penguraian hidrogen

peroksida menjadi air dan gas oksigen menurut persamaan:

2 H2O2 (l) FeCl3→

2 H2O (l) + O2 (g) .Katalisator heterogen adalah katalisator yang mempunyai fasa tidak

sama dengan zat yang dikatalisis. Umumnya katalisator heterogen berupa zat padat, contohnya adalah

Ni, Pt, Pd dan V yang biasanya digunakan untuk mengikat gas-gas sehingga molekul gas dapat

memperlemah ikatan kovalen pada molekul gas, dan bahkan dapat memutuskan ikatan itu. Akibatnya

molekul gas yang teradborpsi pada permukaan logam ini menjadi lebih reaktif daripada molekul gas yang

tidak terabsorbsi. Prinsip ini adalah kerja dari katalis heterogen, yang banyak dimanfaatkan untuk

mengkatalisis reaksi-reaksi gas. Selain katalis, faktor-faktor yang mempengaruhi laju reaksi antara lain

sifat dasar pereaksi, suhu, luas permukaan, konsentrasi dan tekanan yang diberikan.

Pembahasan :

Tujuan pratikum hari ini adalah melihat faktor katalis mempengaruhi satu laju rekasi. Dimana kali ini

menggunakan Larutan KMnO4, H2C2O4 Kemudian tambahkan juga H2SO4 . Langkah pertama adalah

pengenceran KMnO4, Bilangan mangan yang mempunyai bilangan oksidasi +7 adalah KMnO4 yang

mempunyai warna ungu. KMnO4 adalah larutan yang bersifat Fotosensitif yang artinya Larutan tersebut

bersifat sensitive terhadap cahaya sehingga jika satu larutan KMnO4 terkena cahaya, warna ungu KMnO4

akan semakin pudar,karena suatu senyawa yang fotosensitif menyebabkan senyawa akan rusak atau

terurai saat terkena cahaya. sehingga pada saat dicampurkan dengan campuran H2C2O4 dengan H2SO4

waktu yang diperlukan untuk mengukur perubahan warna dari ungu menjadi bening menjadi lebih cepat

karena akibat dari fotosensitif yang telah merusak senyawa tersebut, sehingga pada saat di reaksikan

larutan tersebut akan bereaksi sangat cepat.

Tujuan dari pengenceran KMnO4 adalah supaya pemakaian H2C2O4 dan H2SO2 lebih efisien

serta jika tidak diencerkan perubahan warna pencampuran KMnO4 dengan asam oksalat akan

berlangsung lambat dan sulit diukur. H2SO4 sebagai suasan asam, karena salah satu syarat reaksi redoks

adalah membutuhkan suasana asam atau basa. Penggunaan H2SO4 karena asam ini tidak menghasilkan

reaksi samping. Suatu reaksi dapat terjadi atau tidaknya terjadi reaksi berdasarkan pada sifat dasar

pereaksi (spontan)

Rekasi antara larutan KMnO4 dengan H2C2O4 + H 2SO4adalah seperti berikut ini

MnO4−¿+H 2C2O 4→Mn

2+¿+CO2¿ ¿

Reduksi / Oksidator MnO4−¿→Mn2+¿ ¿¿

Oksidasi / Reduktor H 2C2O4→CO2

Reaksi setengah reaksinya adalah :

5e−¿+8H +¿+MnO4−¿→Mn

2+¿+4 H2O ¿

¿¿ ¿x 2

5C2O42−¿→10CO2+2e−¿¿¿ x 5

10e−¿+16H +¿+2MnO 4−¿→ 2Mn

2+ ¿+8 H2O¿

¿ ¿¿

5C2O42−¿→10CO2+10 e−¿ ¿¿

5H 2C2O 4(aq)+2KMnO2(aq)

+3H2SO4(aq)→2MnSO 4(aq)

+10C O2( g)+8H 2O(l )

Dalam percobaan ini Mn2+ adalah sebagai zat katalisnya. Dalam suasana asam ion permanganat mengalami reduksi menjadi ion mangan(II), sesuai reaksi:

MnO4- + 8H+ + 5e- ↔ Mn2+ + 4H2O

Dalam percobaan kali ini disebut juga autokatalis. Autokatalis adalah katalis yang di hasilkan dari reaksi itu sendiri. Dalam percobaan pratikum, pengaruh katalis terhadap laju reaksi dapat dilihat sesuai dengan hasil pengamatan waktu yang diperlukan perubahan warna ungu menjadi bening sesuai dengan table berikut ini.

Tetes ke Waktu Laju reaksi1 72,4 detik 0,0142 39 detik 0,0263 34 detik 0,0294 31,4 detik 0,0325 29 detik 0,0346 27 detik 0,0377 19,2 detik 0,0528 24 detik 0,0429 19,2 detik 0,05210 21,2 detik 0,04711 22,8 detik 0,04412 21,6 detik 0,04613 25,8 detik 0,03914 13,4 detik 0,07515 11,8 detik 0,085

Grafik dari hasil percobaan dan pengamatan adalah :

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 150

10

20

30

40

50

60

70

80

GRAFIK PENGARUH KATALIS

Seharusnya sesuai dengan teori bahwa penambahan laju reaksi menurunkan energi aktivasi sehingga laju reaksinya menjadi lebih cepat, penambahan tetes demi tetes seharusnya mempercepat laju reaksi menjadi lebih cepat lagi, tetapi pada hasil percobaan pratikum kali ini, adanya penyimpangan yaitu pada tetes ke 8, tetes ke 13 waktu yang didapatkan lebih lama jika dibandingkan dengan tetes ke 7 atau tetes ke 12. Seharusnya setiap tetes demi tetes mempercepat waktu reaksinya, hal ini berkaitan dengan penyimpangan volume dan pengamatan seseorang. Volume yang diberikan menggunakan pipet tetes memungkinkan pada penambahan KMnO4

tidak sama sehingga reaksi antar satu tetes tidak sama. Faktor lain adalah pengamatan seseorang dengan orang lain berbeda sehingga kita tidak mengukur waktunya secara tepat.