Lembaran Pengesahan Pengesahan
KECEPATAN REAKSI ANTARA PEROKSIDISULFAT DAN ION IOD
OLEH: KELOMPOK I
Darussalam, 03 Desember 2015 Mengetahui Asisten
(Asisten)
ABSTRAK
Telah dilakukan percobaan dengan judul “Kecepatan Reaksi antara Peroksidisulfat dan Ion Iod yag bertujuan untuk menunjukkan bagaimana kecepatan reaksi bergantung pada konsentrasi pereaksinya, menunjukkan asumsiasumsi yang digunakan dalam metode differensial dan menentukan orde reaksi dan menghitung tetapan kecepatan reaksi pada suhu tertentu. Prinsip yang digunakan pada percobaan ini adalah analisa kuantitatif yaitu menghitung laju reaksi H2O2 dan KI dengan memvariasikan konsentrasi kedua larutan tersebut. Hasil yang diperoleh dari percobaan ini adalah orde reaksi H 2O2 sebesar 4,53 dan KI sebesar -2 dengan orde total reaksi adalah 2,53. Berdasarkan hasil yang diperoleh dapat disimpulkan semakin besar konsentrasi oksidator maka laju reaksi juga akan semakin cepat sedangkan apabila konsentrasi reduktornya besar maka laju reaksi akan berjalan lambat.
BAB I PENDAHULUAN
1.1
Latar Belakang
Kecepatan reaksi merupakan salah satu konsep ilmu yang dipelajari dalam cabang ilmu kinetika kimia.Laju atau kecepatan reaksi dapat diartikan sebagai banyaknya mol/L suatu zat yang dapat berubah menjadi zat lain dalam setiap satuan waktu. Dalam reaksi kimia, perubahan yang dimaksudkan adalah perubahan konsentrasi pereaksi atau produk yang diiringi dengan bertambahnya waktu reaksi, maka jumlah zat pereaksi akan berkurang sedangkan produknya semakin banyak. Beberapa faktor yang mempengaruhi laju reaksi antara lain yaitu, luas permukaan bidang sentuh, konsentrasi, temperatur, tekanan dan katalisator. Allundaru (2013) menyatakan bahwa kecepatan reaksi dapat dianalisa dengan cara kualitatif. Reaksi disebut tingkat tiga apabilakecepatan reaksinya berbanding lurus dengan konsentrasi tiga pengikutnya, satu pangkat pengikut dua dan satu pengikut berpangkat satu. Menurut Allundaru, suatu reaksi dapat dikatakan berpangkat nol apabila
kecepatan
reaksi
tersebut
tidak
bergantung
dengan
konsentrasi
pengikutnya. Penelitian menggunakan konsep laju reaksi sudah dilakukan untuk memonitor dan memisahkan iodin yang terbentuk dalam air, menggunakan ekstraksi pelarut dan dengan menggunakan menggunakan metode fasa cair membran ruah. Iodin dan senyawanya memliki dampak luas dalam bidang industri, kesehatan,sanitasi, nutrisi dan lainnya. Dari hasil penelitian yang dilakukan oleh Betssabe, dapat dinyatakan bahwa dibutuhkan waktu transport ion iod ke fasa penerima, dengan rentang waktu yang sangat lama yaiitu sekitar 28 jam dan transport sebanyak 85%. Hal inilah yang kemudian dinyatakan sebagai laju yang dibutuhkan oleh ion iod untuk membentuk suatu produk baru (Betssabe, 2009).
1.2
Tujuan Percobaan
Adapun tujuan dilakukannya percobaan ini yaitu untuk menunjukkan bagaimana suatu kecepatan reaksi dapat bergantung pada konsetrasi pereaksinya.
BAB II TINJAUAN KEPUSTAKAAN
Laju reaksi atau kecepatan reaksi dapat dikatakan sebagai suatu peristiwa perubahan konsentrasi reaktan atau produk dalam satuan waktu. Kecepatan reaksi juga dapat dinyatakan sebagai suatu laju berkurangnya konsentrasi suatu pereaksi terhadap waktu. Untuk mengukur kecepatan reaksi, perlu dilakukan
analisis
secara langsung maupun tidak langsung, mengenai banyaknya produk yang terbentuk atau banyaknya pereaksi yang tersisa setelah dicapai waktu yang sesuai (Keenan, 1984). Hukum laju reaksi merupakan suatu bentuk persamaan yang menyatakan laju reaksi sebagai fungsi dari konsentrasi produk-produk yang dihasilkan dalam reaksi. Hukum laju mempunyai dua penerapan utama, yaitu penerapan teoritis yang merupakan pemandu dalam mekanisme reaksi, sedangkan penerapan praktiknya akan dilakukan setelah mengetahui hukum laju reaksi dan konstanta lajunya. Adapun faktor-faktor yang mempengaruhi laju reaksi, antara lain: 1. Luas Permukaan Semakin halus ukuran kepingan partikel zat padat, maka akan makin luas permukaan bidang sentuhnya sehingga reaksi akan semakin semakin cepat berlangsung. Hal ini memungkinkan bahwa tumbukan antar partikel yang terjadi akan semakin kuat. 2. Konsentrasi Semakin besar konsentrasi yang diberikan pada suatu reaksi, maka reaksi akan semakin cepat berlangsung. Hal ini dikarenakan semakin banyak molekul yang bereaksi berarti semakin tinggi kemungkinan terjadinya tumbukan antar molekul, sehingga laju reaksi pun semakin meningkat. 3. Tekanan Penambahan tekanan dengan cara memperkecil volume pereaksi maka dapat memperbesar konsentrasi suatu reaksi, sehingga dapa tmemperbesar laju reaksi. Hal ini berlaku pada reaksi yang melibatkan pereaksi dalam wujud gas.
4. Suhu Apabila terjadi kenaikan suhu pada suatu reaksi maka molekul-molekul yang bereaksi akan bergerak lebih cepat sehingga energy kinetiknya tinggi. Oleh karena energy kinetiknya meningkat, maka energi yang dihasilkan pada saat tumbukanan antar molekul terjadi akan semakin besar dan
dapat
mempercepat
laju
reaksi.
Hal
ini
dikarenakan
oleh
semakintinggisuhu yang diberikan, maka tumbukan yang terjadi antar molekul-molekul didalamya semakin kuat, sehingga dapat mempercepat laju reaksi (Sukardjo, 2002). 5. Katalisator Katalis atau katalisator merupakan suatu zat yang dapat meningkatkan kecepatan suatu reaksi kimia tanpa mengalami perubahan kimia yang permanen terhadap zat itu sendiri. Proses ini disebut katalisis. (Dogra, 1990). Dalam mempelajari kecepatan reaksi, ada beberapa orde reaksi yang akan terbentuk sesuai dengan laju pembentukan suatu produk. Orde reaksi merupakan jumlah semua data eksperimen dari konsentrasi dalam persamaan laju. Adapun beberapa orde reaksi tersebut yaitu : 1. Orde satu Jika suatu reaksi kimia berbanding lurus dengan pangkat satu konsentrasi dari hanya satu pereaksi, maka reaksi itu dikatakan sebagai reaksi orde satu. Reaksi orde pertama dapat ditulis dalam persamaan dibawah ini. Laju = k [A]
Grafik 1 Orde satu
2. Orde kedua Jika laju reaksi itu berbanding lurus dengan pangkat dua suatu pereaksi, maka reaksi itu disebut reaksi orde kedua. 2
Laju = k [A]
Suatu reaksi disebut juga sebagai reaksi orde kedua apabila laju reaksi berbanding lurus dengan dengan pangkat satu konsentrasi dari dua pereaksi. Laju = k [A][B]
Grafik 2 Orde kedua 3. Orde nol Suatu reaksi dapat dikatakan berorde nol atau mungkin lebih tinggi lagi. Pada reaksi A + B → C , jika konsentrasi B tidak menaikkan laju reaksi, maka reaksi itu disebut orde nol terhadap B, sehingga reaksi tersebut menjadi reaksi orde pertama yang dapat ditulis sebagai berikut : 0
Laju = k [A][B] = k [A]
Grafik 3 Orde ke nol (Kartodiprojo, 1999).
BAB III METODOLOGI PERCOBAAN
3.1
Alat dan Bahan
Alat-alat yang digunakan dalam percobaan ini yaitu rak tabun greaksi, mikroburet, pipet 10 mL, tabung reaksi, pipet 1 ml, pipet mohr, stopwatch. Bahan-bahan yang digunakan dalam percobaan ini yaitu Na 2S2O8 0,04 M, Na2S2O3 0,001 M, KI 0,10 M dan larutan kanji 3%.
3.2
Konstanta Fisik
Tabel 3.1 Konstanta Fisik dan Tinjauan Keamanan Berat Molekul Titik Didih No Bahan o (g/mol) ( C)
Titik Leleh o ( C)
1
Na2S2O8
238,10
dekomposisi
180
2 3 4
Na2S2O3 KI H2O
158,108 162,02 18
100 687 100
48,3 327 0
3.3
Cost Unit
Tabel 3.2 Cost unit Bahan
Pemakaian
Harga / L ( kg )
Na2S2O8 Na2S2O3 KI H2O
50 ml 50 ml 100 ml 45 ml
Rp 20.000/kg Rp 12.000/kg Rp 56.000/kg Rp 4.000/kg
Total
3.4
Tinjauan Keamanan Mudah terbakar Iritasi Korosif Aman
Harga ( Rp)
Rp Rp Rp Rp Rp
4.857 4.226 5.600 600 12.283
Skema Kerja
Sistem 1 sampai 10 disiapkan seperti ditunjukkan pada tabel 3.3. Kedalam 5 buah tabung reaksi yang bersih dan kering masing-masing diisi 10, 9, 8, 7, 6, 5 mL larutan H2O2 dengan menggunakan pipet mohr. Aquades ditambahkan ke dalam tabung tersebut sampai volumenya tepat 10 mL (larutan-larutan ini disebut larutan A). Kedalam 5 buah tabung reaksi lainnya dimasukkan masing-masing 10 mL larutan KI satu ml larutan S 2O33- dari mikroburet dari satu mL larutan kanji (larutan-larutan ini disebut larutan B). Isi tabung pertama dari larutan A
dicampurkan dengan salah satu tabung dari larutan B dengan cara berikut: dimasukkan isi tabung larutan A ke tabung larutan B dan dituangkan kembali ke tabung A secepat mungkin. Pencatatan waktu dimulai pada waktu menuangkan isi tabung A ke tabung B dan diakiri pada waktu mulai terjadi perubahan warna. Perlu diperhatikan bahwa perubahan warna terjadi tidak serentak melainkan sedikit demi sedikit. Kemudian untuk sistem 2 sampai 5 tabung-tabung dicampurkan dengan cara yang sama dan waktu yang dicatat. Suhu salah satu larutan juga diukur dan dicatat. Sekarang siapkan sistem 11 sampai 15 sebagai berikut. 5 tabung reaksi yang bersih dan kering masi ng-masing diisi dengan 10 ml larutan H2O2 (larutan-larutan ini disebut larutan C). Kedalam 5 tabung reaksi lainnya dimasukkan masing-masing 10, 9, 8, 7, 6, 5
mL larutan KI dan
tambahkan aquades ke dalam tabung tersebut sampai volume total sama dengan 10 mL. Kemudian ke dalam tiap tabung ditambahkan 1 mL larutan S 2O33- dengan menggunakan mikroburet dan akhirnya 1 mL larutan kanji (larutan-larutan ini disebut larutan D). Cara seperti ini digunakan pada langkah 4 larutan C dicampurkan dengan larutan D satu persatu, yaitu mulai sistem 11 sampai sistem 15 dan waktu masing-masing dicatat. Tabel 3.3 Variasi volume H 2O2 dan KI Tabung 1
Tabung 2
Volume
Volume
Volume
Volume
Volume
Volume
H2O2
H2 O
KI
H2O
Kanji
S2O32-
(mL)
(mL)
(mL)
(mL)
(mL)
(mL)
1
10
0
10
0
1
1
2
9
1
10
0
1
1
3
8
2
10
0
1
1
4
7
3
10
0
1
1
5
6
4
10
0
1
1
6
10
0
10
0
1
1
7
10
0
9
1
1
1
8
10
0
8
2
1
1
9
10
0
7
3
1
1
10
10
0
6
4
1
1
Sistem
BAB IV DATA HASIL PENGAMATAN DAN PEMBAHASAN
4.1
Data Hasil Pengamatan
Tabel 4.1 Data Hasil Pengamatan Sistem
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10
4.2
Tabung I Volu Volu me me H2O2 H2O (mL) (mL) 10 0 9 1 8 2 7 3 6 4 10 0 10 0 10 0 10 0 10 0
Volu me KI (mL) 10 10 10 10 10 10 9 8 7 6
Tabung II Volu Volu me me H2O Kanji (mL) (mL) 0 1 0 1 0 1 0 1 0 1 0 1 1 1 2 1 3 1 4 1
Volume S2O3-2 (mL) 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1
Waktu (detik)
H2O2 (M)
KI (M)
1/t -1 (s )
6 10 20 40 50 10 8 6 4 2
0,150 0,135 0,120 0,105 0,090 0,150 0,150 0,150 0,150 0,150
0,10 0,10 0,10 0,10 0,10 0,10 0,09 0,08 0,07 0,06
0,160 0,100 0,050 0,025 0,018 0,100 0,125 0,160 0,250 0,500
Pembahasan
Laju atau kecepatan reaksi didefinisikan sebagai banyaknya mol/liter suatu zat yang dapat berubah menjadi zat lain dalam setiap satuan waktu. Dalam reaksi kimia, perubahan yang dimaksud adalah perubahan konsentrasi pereaksi atau produk. Seiring dengan bertambahnya waktu reaksi, maka jumlah zat pereaksi akan makin sedikit, sedangkan produk makin banyak. Laju reaksi dinyatakan sebagai laju berkurangnya pereaksi atau laju bertambahnya produk. Satuan konsentrasi yang digunakan adalah molaritas (M) atau mol per liter (mol. L -1). Satuan waktu yang digunakan biasanya detik (dt). Sehingga laju reaksi mempunyai satuan mol per liter per detik (mol. L -1. dt-1 atau M.dt-1). Ada beberapa faktor yang mempengaruhi laju reaksi, yaitu: 1. Sifat alami suatu reaksi. Beberapa reaksi memang secara alami lambat atau lebih cepat dibandingkan yang lain. 2. Konsentrasi reaktan, semakin tinggi konsentrasi maka semakin banyak molekul
reaktan
yang
tersedia
dengan
demikian
kemungkinan
bertumbukan akan semakin banyak juga sehingga kecepatan reaksi meningkat.
3. Tekanan, reaksi yang melibatkan gas, kecepatan reaksinya berbanding lurus dengan kenaikan tekanan dimana factor tekanan ini ekuivalen dengan konsentrasi gas. 4. Orde reaksi, menentukan seberapa besar konsentrasi reaktan berpengaruh pada kecepatan reaksi. 5. Temperatur, kenaikan suhu umumnya menyediakan energi yang cukup bagi molekul reaktan untuk meningkatkan tumbukan antar molekul. Akan tetapi tidak semua reaksi dipengaruhi oleh temperature, terdapat reaksi yang independent terhadap temperature yaitu reaksi akan berjalan melambat saat temperatur di naikkan seperti reaksi yang melibatkan radikal bebas. 6. Katalis, adanya katalis dalam suatu sitem reaksi akan meningkatkan kecepatan reaksi disebabkan katalis menurunkan energi aktifasi. Dengan penurunan energi aktifasi ini maka energi minimum yang dibutuhkan untuk terjadinya tumbukkan semakin berkurang sehingga mempercepat terjadinya reaksi. 7. Pengadukan, proses pengadukan mempengaruhi kecepatan reaksi yang melibatkan sistem heterogen. Seperti reaksi yang melibatkan dua fasa yaitu fasa padatan dan fasa cair seperti melarutkan serbuk besi dalam larutan HCl, dengan pengadukan maka reaksi akan cepat berjalan. Percobaan ini menentukan kecepatan reaksi antara peroksida (H2O2) dan ion iod (I-). H2O2 (Hidrogen peroksida) berfungsi sebagai oksidator yaitu zat yang mengoksidasi dan mengalami reduksi sedangkan KI sebagai reduktor atau zat yang mereduksi dan mengalami oksidasi. Larutan kanji berfungsi sebagai indikator perubahan warna. Reaksi pembentukan I 2 dapat ditulis: 2I- + H2O2 → 2(OH)- + I2 (a) Ketika reaksi berlangsung konsentrasi pereaksi-pereaksi akan turun dan karena itu kecepatan reaksi akan berubah. Masalahini dapat diketahui dengan dua cara: a. Sejumlah
peroksida
(H2O2)
ditambahkan
kedalam
sistem
untuk
konsentrasi ion iod (I-) tetap, peroksida bereaksi dengan iod (I 2) yang
menghasilkan reaksi (a). Reaksi ini akan membentuk lagi I -, menurut persamaan berikut: I2 + 2OH- → H2O22- + 2I- (b) Sehingga konsentrasi I- selalu tetap. I2 akan terbentuk pada saat peroksida dihabiskan dan I 2 itu dapat dideteksi dari perubahan warna dengan adanya kanji didalam sistem. b. Jika jumlah mol 2OH - yang direaksikan sangat kecil dibanding dengan jumlah mol H2O22- yang ada pada awal reaksi, maka hanya sedikiy H 2O22yang akan bereaksi sebelum warna biru tampak. Pada percobaan ini dipelajari mengenai pengaruh konsentrasi pereaksi dalam hal ini peroksidisulfat dengan ion iod terhadap laju reaksinya. Percobaan dilakukan dengan memvariasikan konsentrasi salah satu pereaksi dengan cara pengenceran oleh aquades dan konsentrasi pereaksi lainnya dibuat konstan. Terdapat dua sistem pada percobaan ini. Untuk sistem pertama lima buah tabung reaksi yang berisi larutan H2O2 0,15 M dengan volume yang berbeda yaitu 6-10 mL (larutan A) kemudian dicampurkan ion I – 0,1 M dengan volume 1 ml (larutan B). Untuk sistem dua larutan H 2O22- 0,15 M volumenya tetap yaitu 10 ml (larutan C), kemudian dicampurkan dengan ion I – 0,1 M dengan volume berbeda yaitu 610 ml (larutan D). Kemudian komponen tiap sistem dicampurkan (A dan B) dan (C dan D). Sejumlah ion tiosulfat (S 2O32-) ditambahkan ke dalam sistem agar bereaksi dengan ion yod yang terbentuk sebagai hasil reaksi, sehingga konsentrasi ion iod (I – ) selalu tetap. Iod akan terbentuk pada saat S 2O32- habis bereaksi dengan I2 yang dideteksi dengan terjadinya perubahan warna oleh kanji dalam sistem. Laju reaksi berbanding terbalik dengan waktu dan berbanding lurus dengan konsentrasi, semakin tinggi konsentrasi reaktan maka semakin banyak molekul reaktan yang tersedia dengan demikian kemungkinan bertumbukan akan semakin banyak juga sehingga kecepatan reaksi meningkat. Dan ternyata hal ini sesuai dengan metode deferensial. Pada sistem I dimana konsentrasi dikurangi dan konsentrasi I – dibuat tetap kecepatan reaksinya cenderung semakin menurun seiring berkurangnya konsentrasi dan begitupun yang terjadi di sistem II. Reaksi cenderung semakin lambat, dapat dilihat dari waktu yang dibutuhkan untuk membentuk warna biru yang semakin lama.
Sesuai dengan persamaan hukum laju, laju reaksi selalu berbanding lurus dengan k atau tetapan laju reaksi. Tetapan laju reaksi merupakan besaran spesifik yang menggambarkan besarnya laju dari suatu reaksi. Jadi, pemvariasian konsentrasi menghasilkan laju reaksi yang lebih besar dibandingkan dengan pemvariasian konsentrasi I – Percobaan ini H2O2 sebagai oksidator yang mengoksidasi H 2O, sedangkan H2O2 tersebut mengalami reduksi. Dengan menaikkan konsentrasi oksidator maka kecepatan reaksi semakin cepat. Sedangkan KI adalah sebagai reduktor yang mereduksi I- sehingga KI akan mengalami oksidasi. Dengan menaikkan konsentrasi reduktor kecepatan reaksi semakin menurun. Sehingga diperoleh orde reaksi H2O2 sebesar 4,53 sedangkan orde reaksi KI sebesar -2. Total orde reaksi yang diperoleh pada percobaan ini adalah 2,53.
BAB V PENUTUP
5.1
Kesimpulan
Berdasarkan percobaan yang telah dilakukan dapat disimpulkan beberapa hal sebagai berikut: 1. Orde reaksi H2O2 adalah 4,53 sedangkan orde reaksi KI adalah -2. 2. Total orde reaksi pada percobaan ini adalah 2,53 3. Semakin besar konsentrasi H2O2 (oksidator) maka kecepatan reaksinya akan meningkat. 4. Semakin besar konsentrasi KI (reduktor), maka kecepatan reaksinya semakin menurun. 5.2
Saran
Tidak ada saran pada percobaan ini.
DAFTAR PUSTAKA
Allundaru, Revina., Tanty, Wishley. 2013. Studi Kinetika Reaksi Eksploitasi Minyak Sawit. Jurnal Tekhnologi Kimia dan Industri. 2(2) : 216-219. Beetsabe, Refinal, Zaharasmi., Olly. 2009. Kinetika Transport Cu (III) Oleh Zat Pembawa Oksin dengan dan Tanpa Asam Oksalat Melalui Membran Sel Melalui Membran Ruah. Jurnal Riset Kimia. 2(2) : 127-131. Kartodiprodjo. 1999. Kimia Fisika Edisi kedua. Terjemahan dari Physical Chemistry oleh Atkins. Erlangga, Jakarta Mansyur, Umar. 1990. Kimia Fisika dan Soal-soal . UI Press, Jakarta. Pudjaatmaka, Handayana. 1984. Kimia untuk Universitas. Terjemahan dari Chemistry for College oleh Keenan. Erlangga, Jakarta. Sukardjo. 1990. Kimia Fisika. Rineka Cipta, Yogyakarta.
LAMPIRAN
Konsentrasi H2O2 10 mL M1.V1
= M2.V2
Konsentrasi KI 10 mL M1.V1
= M2.V2
0,15. 10 = M 2. 10
0,1. 10 = M 2. 10
M2 = 0,15 M
M2 = 0,1 M
Konsentrasi H2O2 9 mL M1.V1
Konsentrasi KI 9 mL
= M2.V2
M1.V1
= M2.V2
0,15. 9 = M 2. 10
0,1. 9
= M 2. 10
M2 = 0,135 M
M2 = 0,09 M
Konsentrasi H2O2 8 mL
Konsentrasi KI 8 mL
M1.V1
= M2.V2
M1.V1
= M2.V2
0,15. 8 = M 2. 10
0,1. 8
= M 2. 10
M2 = 0,12 M
M2 = 0,08 M
Konsentrasi H2O2 7 mL
Konsentrasi KI 7 mL
M1.V1
= M2.V2
M1.V1
= M2.V2
0,15. 7 = M 2. 10
0,1. 7
= M 2. 10
M2 = 0,105 M
M2 = 0,07 M
Konsentrasi H2O2 6 mL
Konsentrasi KI 6 mL
M1.V1
= M2.V2
M1.V1
= M2.V2
0,15. 6 = M2. 10
0,1. 6
= M 2. 10
M2 = 0,09 M
Perhitungan laju reaksi H2O2 dan KI
[1⁄1] ⌈⌉ = [1⁄ ] 2 0,16 0, 1 5 0,135 = 0,1 1,11 =log1,6 1,6 = 1,11
M2 = 0,06 M
= 0,0,200445 =4,53 1 [ ⌈⌉ = [1⁄⁄1]] 2 0, 1 0,09 = 0,0,1251 1,11 =log0,8 0,8 = 1,11 09 = −0, 0,045 =−2
0.6
+=4,53+ (−2) +=2,53
Hubungan 1/waktu dengan Konsentrasi KI
0.5 0.4 u t k a 0.3 w / 1
0.2 y = -9.25x + 0.967 R² = 0.8066
0.1 0 0
0.02
0.04
0.06
0.08
0.1
Konsentrasi KI
Grafik Hubungan 1/waktu terhadap Konsentrasi KI
0.12
0.18
Hubungan 1/waktu dengan konsentrasi H 2O2
0.16 0.14
y = 2.3933x - 0.2166 R² = 0.9123
0.12 0.1
u t k a 0.08 w / 1
0.06 0.04 0.02 0
-0.02
0
0.02
0.04
0.06
0.08
0.1
0.12
Konsentrasi H2O2
Grafik Hubungan 1/waktu terhadap Konsentrasi H 2O2
0.14
0.16
