LAPORAN PRAKTIKUM KIMIA FISIK
PERCOBAAN 3
Kinetika Reaksi Dari FeCl3 dan KI
NAMA : RADEN ALIP RAHARJO
STAMBUK : A1C4 08 027
KELOMPOK :
LABORATORIUM PENGEMBANGAN UNIT KIMIA
FAKULTAS KEGURUAN DAN ILMU PENDIDIKAN
UNIVERSITAS HALUOLEO
KENDARI
2010
Kinetika Reaksi Dari FeCl3 dan KI
a. Menentukan tingkat reaksi terhadap Fe3+
b. Menentukan tingkat reaksi terhadap I-
c. Menentukan tingkat reaksi terhadap Fe3+ dan I-
d. Menentuka tetapan kecepatan reaksi
e. Menentukan persamaan kecepatan reaksi Fe 3+ dan I-
B. Prinsip Percobaan
Penentuan tingkat reaksi masing – masing dari pereaksi pada percobaan ini didasarkan pada hubungan antara kecepatan reaksi dan kepekatan pereaksinya masing – masing
II. Teori
Besar kecilnya suhu berpengaruh pada nilai konstanta kecepatan reaksi dan koefisien transfer massa yang mengikuti persamaan Arrhenius. Jika suhu dinaikkan, nilai konstanta kecepatan reaksi maupun koefisien transfer massa akan bertambah besar. Pada kondisi atmosferik, bila suhu dinaikkan sebesar 100C mengakibatkan kenaikan harga konstanta kecepatan reaksi dua kali lipat atau lebih, maka umumnya reaksi mengontrol dan berlaku regim kimia. Jika lebih kecil dari 1,5 maka umumnya proses transfer massa mengontrol dan berlaku regim dinamik. Bilangan ini lazim dikenal dengan istilah koefisien 100C (Johnstone & Thring 1957). Hubungan antara kr dengan suhu mengikuti persamaan Arhenius: kr = Ae-E/Rthasil (Sumardi, 2003)
Orde suatu reaksi menggambarkan bentuk matematik dimana percobaan dapat ditunjukkan. Orde reaksi hanya dapat dihitung secara eksperimen, dan hanya diramalkan jika suatu mekanisme reaksi diketahui ke seluruh orde reaksi yang dapat ditentukan sebagai jumlah dari eksponen untuk masing-masing reaktan, sedangkan harga eksponen untuk masing-masing reaktan dikenal sebagai orde reaksi untuk komponen itu (Dogra, 1990)
Waktu paruh didefinisikan sebagai waktu yang dibutuhkan bila separuh konsentrasi dari suatu reaktan digunakan. Waktu paruh dapat ditentukan dengan tepat hanya jika satu jenis reaktan trelibat, tetapi jika suatu reaksi berlangsung antara jenis reaktan yang berbeda, wsaktu paruh harus ditentukan terhadap reaktan tertentu saja. Untuk sistem satu komponen, waktu paruh dihubungkan dengan konsentrasi awalnya (Dogra,1990)
Kinetika kimia adalah bagian dari kimia fisika yang mempelajari tentang kecepatan reaksi-reaksi kimia dan mekanisme reaksi-reaksi tersebut. Termodinamika kimia mempelajari hubungan tenaga antara pereaksi dan hasil-hasil reaksi, tidak mempelajari bagaiamana reaksi-reaksi tersebut berlangsung dan dengan kecepatan berapa kesetimbangan untuk reaksi kimia ini dicapai. Tidak semua reaksi kimia dapat dipelajari secara kinietik. Reaksi-reaksi yang berjalan sangat cepat seperti reaksi-reaksi ion atau pembakaran dan reaksi-reaksi yang sangat lambat seperti pengkaratan, tidak dapat dipelajari secara kinetik. Diantara kedua jenis ini, banyak reaksi-reaksi yang kecepatannya dapat diukur. Kecepatan reaksi bergantung dari jenis zat pereaksi, temperatur reaksi dan konsentrasi zat pereaksi (Sukardjo, 1989).
Kamu dapat lihat sekarang bagaimana keseluruhan tingkat tarip penyamaan untuk reaksi contoh
tingkat reaksi= k´ [ HCL]´ [ H2O]
berisi semua poin-poin yang diperlukan untuk [berkembang;membuat rencana;melatih;mengalami] seberapa cepat reaksi akan berproses. Yang paling utamatitik berhubungan dengan konsentrasi dari yang bereaksi species yang dimana dinyatakan secara langsung di (dalam) tingkat tarip penyamaan. Pertimbangan lain, seperti bagaimana besar jenis adalah ada atau tidaknya mereka menabrak di (dalam) [hak/ kebenaran] jalan/cara dengan [hak/ kebenaran] energi, terdapat di tingkat tarip tetapan, k. K akan berbeda untuk reaksi berbeda tetapi bahwa itu juga bervariasi dengan temperatur. Adalah penting ketika pengutipan suatu tingkat tarip yang tetap bahwa temperatur adalah juga memoengaruhi. Bahwa bagian dari ilmu kimia yang berhadapan dengan reaksi menilai dibanding/bukannya kesetimbangan dikenal sebagai ilmu gerak (Clayden, 2001)
III. Metode Praktikum
A. Alat dan bahan yang digunakan
Alat alat yang digunakan pada praktikum ini adalah
a) Gelas piala 100 ml : 5 buah
b) Gelas piala 50 ml : 2 buah
c) Gelas ukur 10 ml : 1 buah
d) Pipet volum 5 ml : 1 buah
e) Stopwatch : 2 buah
Bahan-bahan yang digunakan pada praktikum ini adalah
a) FeCl3 0,04M
b) HNO3 0,04M
c) Larutan KI 0,04M
d) Larutan Na2S2O3 0,04M
e) Larutan kanji
f) Aquades
D. Pembahasan
Laju reaksi sering kali terukur, sering kali sebanding dengan konsentrasi reaktan suatu pangkat. Contohnya, mungkin saja itu sebanding dengan konsentrasi dua reaktan A dan B, sehingga :
v = k[A] [B]
Koefisien k disebut konstanta laju, yang tidak tergantung pada konsentrasi (tetapi bergantung pada temperatur). Persamaan sejenis ini, yang ditentukan secara eksperimen, disebut hukum laju reaksi. Secara formal, hukum laju adalah persamaan yang menyatakan laju reaksi v sebagai fungsi dari konsentrasi semua spesies yang ada, termasuk produknya.
Dalam percobaan ini ditentukan tingkat reaksi terhadap Fe3+ dalam FeCl3 dan tingkat reaksi terhadap I- dalam KI. Yang masing-masing terdiri atas komposisi yang berbeda-beda. Fe3+ dan I- terbagi atas dua wadah. Untuk Fe3+, terbagi atas wadah A dan wadah B. Pencampuran larutan yang berbeda-beda dalam wadah A dimana terdiri dari atas 10 ml Na2S2O3 0,04 M, 5 ml kanji, 10 ml KI 0,04 M, dan 25 ml aquadest yang mengahasilkan warna keruh. Sedangkan pencampuran komposisi Fe3+ , HNO3 dan aquadest dengan variasi volume volume yang berbeda-beda, menghasilkan larutan yang berwarna. Untuk A1 dihasilkan larutan bening sedangkan untuk larutan A2 sampai A5 menghasilkan warna coklat kekuningan. Perbedaan warna tersebut disebabkan karena perbedaan volume yang digunakan pada masing-masing wadah. Ketika dilakukan pencampuran semua wadah, yang dominan pertama adalah warna kuning dari FeCl3. Ketika beberapa detik larutan kembali menjadi bening. Hal ini disebabkan karena konsentrasi ion Fe3+ mulai berkurang. Perubahan warna ini juga disebabkan karena di dalam campuran terjadi reaksi antara kecepatan reaksi yang berbeda-beda. Lamanya waktu yang digunakan untuk bereaksi pada pada masing-masing larutan sampel terjadi warna biru kehitaman yang disebabkan oleh perbedaan konsentrasi dari masing-masing larutan. Jika ditinjau dari setiap wadah, wadah A5 yang memiliki waktu yang cepat untuk bereaksi.
Pengaruh konsentrasi sangat menentukan dalam laju suatu reaksi dimana konsentrasi yang tinggi maka laju semakin cepat. Perubahan yang kehitaman dalam setiap wadah akibat adanya penambahan kanji/ amilum. Kanji merupakan indikator untuk memberikan warna pada ion-ion yang akan dideteksi. Suatu larutan dengan konsentrasi yang besar diikuti volume yang besar pula mengandung partikel yang lebih rapat, jika dibandingkan dengan konsentrasi yang kecil. Di dalam konsentrasi yang besar mengandung partikel yang lebih rapat yang menyebabkan lebih mudah dan lebih sering partikel-partikel tersebut bertumbukan, sehingga laju reaksi yang dihasilkan juga lebih besar dibandingkan dengan konsentrasi yang kecil. Katalisator juga merupakan salah satu faktor yang dapat mempercepat laju reaksi dan pada percobaan ini yang bertindak sebagai katalisator adalah HNO3.
Untuk penentuan tingkat reaksi terhadap I-, perlakuannya sama dengan penentuan tingkat reaksi terhadap Fe3+. Namun perbedaan konsentrasi divariasikan kembali. Waktu yang dibutuhkan untuk bereaksi pada wadah A5 lebih cepat dibandingkan dengan wadah yang lainnya.Perbedaan waktu ini disebabkan oleh pengaruh perbedaan konsentrasi yang telah dijelaskan awal tadi.
Dari hasil perhitungan yang dilakukan diperoleh konsentrasi akhir dari masing – masing komponen berkurang dari konsentrasi awalnya, sedangkan orde reaksi dari reaksi ini adalah 9, nilai harga tetapan lajunya totalnya adalah 5,703 x 1019, dan laju total reaksi adalah 0,011909 m/s. adapun persamaan laju reaksinya adalah V = 5,703 x 10-19 [Fe3+]5 [I-] 4
V. Simpulan
Berdasarkan hasil pengamatan dan perhitungan diatas maka dapat disimpulkan sebagai berikut:
1. Tingkat reaksi terhadap Fe3+ adalah 5
2. Tingkat reaksi terhadap I- adalah 4
3. Tingkat Reaksi terhadap Fe3+ dan I- adalah 9
4. Tetapan kecepatan reaksi (k) adalah 5,703 x 10-19 M-1t-1
5. Persamaan kecepatan reaksi antara Fe3+ dan I- (hukum laju) adalah
V = 5,703 x 10-19 [Fe3+]5 [I-] 4
Daftar pustaka
Clayden. 2001. Organic Chemistry. McGraw-Hill. Sydney.
Dogra, SK dan S. Dogra. 1990. Kimia Fisik dan Soal-soal. Universitas Indonesia. Jakarta.
Sukardjo.1989.Kimia Fisika. Rineka Cipta. Yogyakarta
Sumardi, dkk. 2003.Model Kinetika Reaksi Destruksi Mineral Ilmenit pada Sintesa Titanium Dioksida (TiO2) dengan Asam Sulfat. Jurnal Natur Indonesia.vol 6(1).
0 komentar:
Posting Komentar