KETERGANTUNGAN LAJU REAKSI
PADA TEMPERATUR
I. TUJUAN PERCOBAAN
1. Untuk menunjukkan pengaruh perubahan temperatur pada laju reaksi.
2. Untuk memperlihatkan kegunaan pengukuran-pengukuran volume-volume gas
guna mengikuti kinetika penguraian katalitik H2O2.
3. Untuk reaksi:
Fe3+ / H+
H2O2 (aq) H2O (l) + ½ O2 (g)
Sehingga dapat diketahui
a. orde reaksi
b. tetapan laju (k) dan waktu paruh (t1/2) pada temperatur tertentu.
c. pengaruh temperatur terhadap k.
d. tenaga aktivasi (Ea) dan faktor pra-eksponensial (A) untuk penguraian
katalitik H2O2.
II. DASAR TEORI
Dalam kinetika kimia dijelaskan pengaruh laju reaksi terhadap
konsentrasi reaktan dan mengetahui mekanisme suatu reaksi berdasarkan
pengetahuan tentang laju reaksi yang diperoleh berdasarkan eksperimen. Selama
berlangsungnya suatu reaksi, molekul reaktan akan terurai sedangkan molekul
produk akan terbentuk sehingga dapat diamati proses suatu reaksi melalui
penurunan konsentrasi reaktan atau peningkatan konsentrasi produk. Sehingga
kecepatan reaksi dapat dimonitor dari perubahan konsentrasi reaktan dan produk.
Untuk reaksi stokiometri sederhana seperti:
A B
Maka untuk mengungkapkan kecepatan reaksi dalam konteks perubahan
konsentrasi antara reaktan atau produk adalah:
Kecepatan pembentukan produk tidak memerlukan tanda minus (-) karena
bernilai positif.
Untuk suatu reaksi umum yaitu:
aA + bB cC + dD
persamaan diatas merupakan persamaan perubahan laju konsentrasi setiap
unsurnya dibagi dengan koefisiennya dalam keadaan setimbang. Adapun laju
reaksi dari persamaan tersebut dapat dinyatakan dengan:
Penentuan laju reaksi dapat diukur dengan menggunakan gelombang cahaya yang
akan diserap oleh salah satu reaktan atau produk sehingga panjang gelombang
tertentu sebanding dengan konsentrasinya.
Dalam suatu reaksi kimia, hampir semua kecepatan reaksi dipengaruhi
oleh faktor-faktor seperti:
1. Sifat Kimia dari Reaktan
Perbedaan reaktivitas kimia merupakan faktor utama yang menentukan
kecepatan reaksi. Beberapa reaksi kimia dapat berlangsungsecara cepat,
namun reaksi yang lain dapat berlangsung sangat lambat. Sebagai contoh,
reaksi logam natrium dengan air berlangsung sangat cepa tetapi reaksi logam
besi dengan uap air membentuk karat berlangsung cukup lambat.
Nilai konstanta kecepatan tergantung pada sifat reaktan. Jika konstanta
kecepatan (k) besar maka reaksi berlangsung cepat sehingga waktu yang
diperlukan oleh reaktan berubah menjadi produk berlangsung singkat. Reaksi-
reaksi ionik biasanya berlangsung cepat sedangkan reaksi yang melibatkan
ikatan kovalen biasanya lebih lambat.
2. Kemampuan Reaktan Berinteraksi
Kebanyakan reaksi melibatkan dua reaktan atau lebih. Agar reaksi
berlangsung, reaktan-reaktan harus mampu berinteraksi satu dengan yang
lainnya. Umumnya reaksi yang dilangsungkan dalam fase cair (larutan) dan
fase gas berlangsung lebih cepat terjadi. Hal ini dikarenakan dalam keadaan
cair atau gas, partikel-partikel reaktan dapat bertumbukan dengan mudah
dengan yang lainnya.
3. Konsentrasi Reaktan
Kecepatan reaksi, baik reaksi homogen maupun reaksi heterogen dipengaruhi
oleh konsentrasi reaktan.
4. Temperatur Sistem
Semua reaksi kimia akan berlangsung lebih cepat pada temperatur sistem yang
lebih tinggi. Hal ini disebabkan semakin tinggi temperatur maka semakin cepat
gerakan partikel-partikel penyusun reaktan, maka semakin besar peluang
partikel-partikel tersebut bertumbukan.
5. Katalis
Katalis merupakan suatu zat yang dapat menambah kecepatan reaksi kimia
dengan cara menurunkan energi aktivasi. Katalis akan menambah kecepatan
suatu reaksi tanpa mengalami perubahan pada akhir reaksi Katalis dapat
membentuk senyawa intermediet tetapidia akan dibebaskan kembali pada
akhir reaksi.
Dalam suatu reaksi kimia terdapat suatu Hukum Kecepatan Reaksi
dimana dalam hukum tersebut dinyatakan bahwa kecepatan suatu reaksi
berhubungan dengan konsentrasi zat-zat yang terlibat. Dalam reaksi:
aA + bB cC + dD
Untuk menghitung kecepatan reaksinya dapat digunakan rumus:
Dimana k merupakan konstanta kecepatan. Persamaan diatas dikenal dengan
Hukum Kecepatan Reaksi yang menghubungkan kecepatan suatu reaksi dengan
konstanta kecepatan dan konsentrasi reaktan. Adapun kegunaan Hukum
Kecepatan Reaksi ini jika telah diketahui nilai k, x dan y maka kecepatan reaksi
dari konsentrasi A dan B dapat dihitung.
Jumlah semua pangkat yang ada pada semua konsentrasi dalam Hukum
Kecepatan Reaksi disebut Orde Reaksi. Orde reaksi ini menggambarkan bentuk
matematik dimana hasil percobaan dapat ditunjukkan dan orde reaksi hanya dapat
dihitung secara eksperimen. Jeni-jenis orde reaksi yaitu:
1. Reaksi Orde Satu
Suatu reaksi berorde satu dapat dinyatakan dengan:
A produk
Sehingga =
Waktu paruh (t1/2) suatu reaksi adalah waktu yang dibutuhkan untuk
menurunkan konsentrasi reaktan menjadi setengah dari konsentrasi awalnya.
Untuk reaksi berordo satu, nilai waktu paruhnya adalah:
Jika konsentrasi At = ½ A0 maka :
2. Reaksi Orde Dua
Reaksi berorde dua memiliki dua tipe yaitu:
a. Reaksi umum :
A produk
Maka:
= k
Dan nilai waktu paruh untuk reaksi jenis ini adalah:
b. Reaksi umum:
A + B produk
Maka :
3. Reaksi Orde Nol
Untuk reaksi ini jarang ditemukan. Secara matematis hukum kecepatan reaksi
berorde nol ini adalah:
V = k
Dalam reaksi penguraian katalitik H2O2 sebagai berikut:
Fe3+ / H+
H2O2 (aq) H2O (l) + ½ O2 (g)
Suatu cara yang gampang untuk mengukur laju reaksi ini adalah dengan
memantau volume oksigen yang timbul dengan waktu. Sehingga akan diperoleh
persamaan laju sebagai berikut:
Pada temperatur tertentu, laju reaksi ini dapat dinyatakan dengan:
laju (1)
atau (2)
Jika kedua persamaan diatas digabung maka diperoleh:
Yang jika diintegralkan akan memberikan hasil:
Dalam percobaan ini, kita tidak akan mengukur tetapi yang
diukur adalah volume oksigen yang dikeluarkan (pada tekanan atmosfer dan
temperatur kamar) pada waktu yang bervariasi selama reaksi. Volume oksigen
yang timbul pada sembarang waktu adalah berbanding lurus dengan banyaknya
jumlah mol H2O2 yang terurai waku reaksi. Jadi jika V adalah volume oksigen
yang dihasilkan pada waktu tak hingga maka :
(seluruh H2O2 telah terurai pada waktu tak hingga)
dan ( )
maka akan diperoleh persamaan:
( ) =
(3)
Jadi jika volume oksigen yang dihasilkan itu (Vt) diukur pada waktu yang
bervariasi selama percobaan maka data dapat dicocokkan dengan relasi dalam
persamaan (3)memakai prosedur ’nonlinear least squares” yang nonlinear
sehingga memberikan nilai V yang terbalik dan juga nilai k pada temperatur
reaksi.
Jika reaksi dilaksanakan pada temperatur yang bervariasi maka akan
dapat diamati bahwa tetapan kecepatan (k) untuk reaksi akan bervariasi pula.
Untuk reaksi-reaksi yang sederhana, hubungan tetapan kecepatan (k) dengan
waktu dapat dirumuskan dengan:
k = A e –Ea/RT
dimana : A = faktor pra-eksponensial
Ea = energi aktivasi (kJ/mol)
R = konstanta gas (8,314 J/mol K)
T = temperatur absolut
e = bilangan dasar logaritma (2,7183)
Persamaan diatas dikenal dengan persamaan Arrhenius. Jika persamaan tersebut
ditulis dalam bentuk logaritma maka diperoleh:
Dengan demikian maka tetapan-tetapan empiris Ea dan A dapat diperoleh dari
slope dan intersep garis grafik nilai-nilai konstanta kecepatan (k) pada berbagai
temperatur.
III. ALAT DAN BAHAN
3.1. Alat
Pengaduk magnetik
Pemanas
Labu reaksi 100 mL
Buret gas
Pipet volume 25 mL dan 2 mL
Termometer
Bola hisap
Gelas beker
3.2. Bahan
Larutan hidrogen peroksida (H2O2)
Ferri klorida 0,5 M
Aquadest
IV. CARA KERJA
1. Peralatan disusun seperti gambar dibawah ini.
2. Ke dalam labu reaksi ditambahkan 25 mL larutan Fe3+ dan dibiarkan beberapa
menit sehingga sistem berada dalam kesetimbangan termal dengan badnya.
3. Kran pada bagian atas labu reaksi dibiarkan terbuka dan reservoir diatur
sehingga buret gas menunjukkan nol
4. Ke dalam labu reaksi ditambahkan secepatnya sebanyak 2 mL larutan H2O2
20% volume, sumbat ditutup kembali dan kran ditutup.
5. Pemanas dihidupkan kemudian suhu diatur pada posisi 60 0C dengan
menggunakan pengatur suhu dan diukur dengan termometer. Suhu dijaga agar
tetap konstan.
6. Larutan harus diaduk agak cepat dan pada laju yang tetap selama percobaan.
7. Stopwatch (jam) dihidupkan dan diamati gelembung yang timbul pada buret
gas. Volume gas yang timbul dicatat setelah 1, 2, 5, 10, 15, 20 menit dan
seterusnya sampai tidak terjadi perubahan volume oksigen lagi.
8. Ulangi percobaan dengan perlakuan yang sama untuk suhu 70oC
V. DATA PENGAMATAN
Pembuatan Larutan FeCl3 0,5 M
Diketahui : volume larutan = 250 mL = 0,25 L
Mr FeCl3 = 162,21 g/mol
Ditanya : massa FeCl3 yang harus ditimbang = . . . . . . ?
Jawab : M =
Mol FeCl3 = M FeCl3 x volume larutan
= 0,5 M x 0,25 L
= 0,125 mol
Massa FeCl3 = mol FeCl3 x Mr FeCl3
= 0,125 mol x 162,21 g/mol
= 20,276 gram
Jadi, FeCl3 yang harus ditimbang untuk membuat larutan FeCl3 0,5 M sebanyak
250 mL adalah 20,276 gram.
Percobaan I
Suhu selama percobaan : 600 C
Pengamatan volume gelembung gas dengan waktu yang bervariasi
Waktu (menit) Volume O2 (mL)
1 0
2 0
3 1
4 2,5
5 2,8
6 3,0
7 3,5
8 3,5
9 3,5
10 3,5
11 3,5
Percobaan II
Suhu selama percobaan : 700 C
Waktu (menit) Volume O2 (mL)
1 8,5
2 9
3 10
4 12
5 15
6 15,5
7 16
8 16
9 16
10 16,5
11 17
12 17
VI. PERHITUNGAN
A. Penentuan Konstanta Laju (k)
Untuk suhu : 600 C
Nilai k pada menit ke-1
Diketahui : V = 3,5 mL
Vt = 0 mL
Ditanya : k = . . . . . . .?
Jawab :
0 = -k
k = 0
Jadi nilai k pada menit ke-1 adalah 0
Maka dengan cara yang sama dapat dihitung nilai konstanta laju (k) pada
menit-menit selanjutnya yang dapat dilihat pada tabel di bawah ini.
t
(menit)
Vt
(mL)
V
(mL)
k
1 0 3,5 0 1 0 0
2 0 3,5 0 1 0 0
3 1 3,5 0,2857 0,7143 -0,3364 0,1121
4 2,5 3,5 0,7143 0,2857 -1,2528 0,3132
5 2,8 3,5 0,8 0,2 -1,6094 0,3218
6 3,0 3,5 0,8571 0,1429 -1,9456 0,3243
7 3,5 3,5 1 0
8 3,5 3,5 1 0
9 3,5 3,5 1 0
10 3,5 3,5 1 0
11 3,5 3,5 1 0
Untuk Suhu : 700 C
Nilai k pada menit ke-1
Diketahui : V = 17 mL
Vt = 8,5 mL
Ditanya : k = . . . . . . .?
Jawab :
-0,6931 = -k
k = 0,6931
Jadi nilai k pada menit ke-1 adalah 0,6931
Maka dengan cara yang sama dapat dihitung nilai konstanta laju (k) pada
menit-menit selanjutnya yang dapat dilihat pada tabel di bawah ini.
t
(menit)
Vt
(mL)
V
(mL)
K
1 8,5 17 0,5000 0,5000 -0,6931 0,6931
2 9 17 0,5294 0,4706 -0,7537 0,3768
3 10 17 0,5882 0,4118 -0,8872 0,2957
4 12 17 0,7059 0,2941 -1,2238 0,3059
5 15 17 0,8823 0,1177 -2,1396 0,4279
6 15,5 17 0,9118 0,0882 -2,4281 0,4047
7 16 17 0,9412 0,0588 -2,8336 0,4048
8 16 17 0,9412 0,0588 -2,8336 0,3542
9 16,5 17 0,9706 0,0296 -3,5199 0,3911
10 17 17 1 0
11 17 17 1 0
12 17 17 1 0
B. Penentuan Persamaan Regresi Linear
Untuk suhu : 600 C
x (waktu) y (nilai k) x2 y2 xy
1 0 1 0 0
2 0 4 0 0
3 0,1121 9 0,0126 0,3363
4 0,3132 16 0,0981 1,2528
5 0,3218 25 0,1035 1,6090
6 0,3243 36 0,1052 1,9458
7 49
8 64
9 81
10 100
11 121
= 66 = 1,0714 = 506 = 0,3194 = 5,1439
= = 6
= = 0,0974
=
=
=
= - 0,0117
= + a
= 0,0974 – (-0,0117 x 6)
= 0,0974 + 0,0702
= 0,1676
Jadi, persamaan regresi linearnya adalah:
y = bx + a y = -0,0117x + 0,1676
Untuk suhu : 70 0 c
x (waktu) y (nilai k) x2 y2 xy
1 0,6931 1 0,4804 0,6931
2 0,3768 4 0.1419 0,7536
3 0,2957 9 0,0874 0,8871
4 0,3059 16 0,0936 1,2236
5 0,4279 25 0,1831 2,1395
6 0,4047 36 0,1637 2,4282
7 0,4048 49 0,1639 2,8336
8 0,3542 64 0,1254 2,8336
9 0,3911 81 0,1529 3,5199
10 100
11 121
12 144
= 78 = 3,6542 = 650 = 1,5923 =
17,3122
= = 6,5
= = 0,3045
=
=
=
= - 0,0450
= + a
= 0,3045 – (-0,0450 x 6,5)
= 0,3045 + 0,2925
= 0,5970
Jadi, persamaan regresi linearnya adalah:
y = bx + a y = -0,0450x + 0,5970
C. Penentuan Harga Waktu Paruh (t1/2)
Reaksi penguraian katalitik H2O2 :
Fe3+ / H+
H2O2 (aq) H2O (l) + ½ O2 (g)
Jadi reaksi ini termasuk Reaksi Orde Satu
Maka:
Jika konsentrasi At = ½ A0 :
Untuk suhu : 600 C
Nilai waktu paruh pada menit ke-1
= 0,693 detik
= 0,0115 menit
Dengan cara yang sama didapatkan nilai k dan harga waktu paruhnya dapat dilihat
pada tabel berikut:
t (menit) K T ½ (menit)
1 0 0,0115
2 0 0,0115
3 0,1121 0,1030
4 0,3132 0,0369
5 0,3218 0,0359
6 0,3243 0,0356
7 0
8 0
9 0
10 0
11 0
Untuk suhu : 700 C
Nilai waktu paruh pada menit ke-1
= 0,9998 detik
= 0,0167 menit
Dengan cara yang sama didapatkan nilai k dan harga waktu paruhnya dapat dilihat
pada tabel berikut:
t (menit) K T ½ (menit)
1 0,6931 0,0167
2 0,3768 0,0306
3 0,2957 0,0390
4 0,3059 0,0377
5 0,4279 0,0269
6 0,4047 0,0285
7 0,4048 0,0285
8 0,3542 0,0326
9 0,3911 0,0295
10 0
11 0
12 0
VII. PEMBAHASAN
Pada percobaan ini dilakukan pengukuran volume gas oksigen yang terurai
(dikeluarkan) pada tekanan atmosfer dan temperatur kamar karena konsentrasi
H2O2 tidak dapat langsung diukur. Dari reaksi penguraian katalitik H2O2 akan
diketahui orde reaksi, konstanta laju (k) dan waktu paruh pada temperatur tertentu.
Dalam pengukuran laju reaksi penguraian hidrogen peroksida (H2O2) ini
digunakan larutan ferri klorida (FeCl3) 0,5 M. Untuk membuat larutan tersebut,
ditimbang sebanyak 20,276 gram dan diencerkan dalam labu 100 mL. Selanjutnya
sebanyak 25 mL Larutan Fe3+ digunakan untuk percobaan. Larutan tersebut
dimasukkan dalam labu reaksi beserta larutan hidrogen peroksida (H2O2) sebanyak
2 mL. Selanjutnya dilakukan pemanasan larutan dan larutan diaduk dengan
menggunakan pengaduk magnetik yang berfungsi untuk mempercepat
berlangsungnya reaksi dan mempercepat homogenisasi larutan. Selain itu
pemanasan yang dilakukan saat percobaan juga mempercepat reaksi penguraian
katalitik hidrogen peroksida. Selama percobaan, diamati gelembung gas yang
timbul dengan waktu yang bervariasi sampai diperoleh volume yang konstan.
Untuk percobaan yang kami lakukan dilakukan pengamatan gelembung gas
sampai waktu 11 menit untuk percobaan pertama dengan suhu 600c karena pada
waktu tersebut telah diperoleh volume gas oksigen yang konstan yaitu sebesar 3,5
mL. sedangkan untuk percobaan kedua pengamatan dilakukan sampai menit ke
12, dan pada suhu tetap 700c yang menghasilkan volume gas oksigen konstan
yaitu 17 mL. Adapun nilai volume gas oksigen yang konstan tersebut
kemungkinan menunjukkan penguraian hidrogen peroksida telah selesai sehingga
tidak dihasilkan gelembung gas lagi.
Dari hasil pengamatan volume gelembung gas yang timbul terhadap waktu
diketahui bahwa semakin lama waktu yang diperlukan dalam reaksi penguraian
hidrogen peroksida maka volume gas oksigen yang terurai juga semakin banyak.
Dalam literatur dijelaskan bahwa dengan kenaikan temperatur maka
pembentukan volume oksigen juga semakin meningkat. Selain itu penggunaan
katalis juga dapat mempercepat laju reaksi dimana dalam percobaan ini
dipergunakan katalis Fe3+ yang berasal dari larutan FeCl3.Adapun dari data yang
diperoleh tersebut dipergunakan untuk menentukan nilai konstanta laju (k) dan
waktu paruh reaksi penguraian katalitik hidrogen peroksida.
Dari nilai konstanta laju (k) tersebut juga dapat dilakukan perhitungan
untuk mencari nilai waktu paruh dari reaksi penguraian katalitik hidrogen
peroksida dengan waktu yang bervariasi.
terdapat beberapa kendala yang dihadapi saat percobaan ini diantaranya:
1. Alat yang dipakai tidak dilengkapi dengan termostat sehingga temperatur
harus diatur sendiri dengan menggunakan temperatur biasa.
2. terdapat range perbedaan yang cukup besar antara percobaan pertama dengan
suhu 600 C dan 700 C dalam hasil gas oksigen yang dihasilkan. hal ini
dikarenakan pada percobaan pertama katup aliran udara tidak cepat-cepat
ditutup, hal inilah yang membuat sejumlah gas oksigen tidak tertampung yang
menyebabkan gas yang tertampung menjadi sedikit.
VIII. KESIMPULAN
Dari hasil dan pembahasan diatas dapat dibuat beberapa kesimpulan
diantaranya:
1. Laju suatu reaksi dipengaruhi oleh beberapa faktor diantaranya adalah
temperatur.
2. Laju suatu reaksi berbanding lurus dengan temperatur dimana semakin tinggi
temperatur yang dipergunakan maka laju reaksi akan semakin cepat,
demikian pula sebaliknya.
3. Jumlah volume hidrogen peroksida (H2O2) yang terurai sebanding dengan
jumlah perubahan volume oksigen.
4. Reaksi penguraian katalitik hidrogen peroksida (H2O2) termasuk reaksi orde
satu.
5. Waktu paruh reaksi penguraian katalitik hidrogen peroksida (H2O2) tidak
dipengaruhi oleh konsentrasi reaktan.
6. Keadaan tak hingga merupakan keadaan dimana volume oksigen yang
terbentuk dari reaksi penguraian sudah mencapai nilai konstan (tidak
mengalami perubahan pada waktu yang cukup lama).
DAFTAR PUSTAKA
Bird, Tony, 1993, Kimia Fisika untuk Universitas, Gramedia, Jakarta.
Dogra, S dan S.K Dogra, 1990, Kimia Fisik dan Soal-Soal, Universitas Indonesia Press,
Jakarta.
Gede Bawa, I.G.A, dkk, 2005, Kimia Dasar II, Jurusan Kimia FMIPA Udayana, Bukit
Jimbaran.
Sastrohamidjojo, H, 2001, Kimia Dasar, Edisi ke-2, Gadjah Mada University Press,
Yogyakarta.
Sukardjo, 1989, Kimia Fisika, Bina Aksara, Yogyakarta.
Tim Laboratorium Kimia Fisika, 2012, Penuntun Praktikum Kimia Fisika III, Jurusan
Kimia F.MIPA Universitas Udayana, Bukit Jimbaran.
LAMPIRAN
A. Jawaban Pertanyaan
1. Pada percobaan ini hanya digunakan satu jenis temperatur yaitu pada 60 0 C saja
sehingga laju reaksi yang menjadi dua kalinya tidak dapat ditentukan. Dalam
penentuan tersebut diperlukan nilai temperatur awal dan temperatur akhir.
2. Cara yang dapat digunakan untuk menaikkan laju penguraian hidrogen
peroksida selain menaikkan temperatur adalah:
a. Dengan menambah konsentrasi hidrogen peroksida sehingga volume
oksigen yang terbentuk semakin banyak sehingga laju penguraian akan
semakin cepat.
b. Dengan menggunakan katalis yang sesuai.
3. Diketahui : V O2 = 30 mL = 0,03 L
T = 25 0C = 298 K
R = 0,082 L atm/mol K
Ditanya : mol (n) H2O2 = . . . . . . ?
Jawab : PV = n.R.T
n =
=
=
= 1,23 x 10-3 mol
Jadi mol H2O2 yang terurai sebanyak 1,23 x 10-3 mol
Top Related