Laporan Praktikum Kinetika Reaksi Ion Permanganat dan Asam Oksalat

Praktikum berjudul kinetika reaksi ion permanganat dan asam oksalat bertujuan untuk memahami dan menentukan orde reaksi serta menentukan pengaruh konsentrasi terhadap laju reaksi. Prinsip kerja pada percobaan ini adalah pengenceran dan laju reaksi.

PRAKTIKUM DASAR-DASAR REAKSI KIMIA
“KINETIKA REAKSI ION PERMANGANAT DAN ASAM OKSALAT”

 

A. Tujuan

1. Memahami apa yang dimaksud dengan tingkat/orde reaksi.
2. Menentukan orde reaksi dari data percobaan.
3. Memahami cara menentukan pengaruh konsentrasi terhadap laju reaksi.

 

B. Dasar Teori

1. Kinetika Reaksi

Kinetika kimia merupakan bidang kimia yang mengkaji kecepatan (laju) dan terjadinya reaksi kimia. Kata kinetik berarti gerakan atau perubahan. Kinetika reaksi adalah jumlah mol zat yang bereaksi per liter yang diubah menjadi zat lain dalam suatu satuan waktu tertentu. Laju reaksi merupakan perubahan konsentrasi reaktan atau produk terhadap waktu (M/s). Setiap reaksi dapat dinyatakan dengan persamaan umum:

reaktan → produk

Persamaan tersebut menyatakan bahwa selama berlangsungnya suatu reaksi, molekul reaktan bereaksi sedangkan molekul produk terbentuk. Sebagai hasilnya, dapat diamati jalannya reaksi dengan mengamati menurunnya konsentrasi reaktan atau meningkatnya konsentrasi produk (Chang, 2004).

2. Laju Reaksi

Laju reaksi suatu reaksi kimia dinyatakan sebagai fungsi konsentrasi zat-zat pereaksi yang berperan serta dalam reaksi tersebut. Satuan laju reaksi adalah mol/L atau atm/s. Hukum laju merupakan persamaan yang mengaitkan laju reaksi dengan konsentrasi molar atau tekanan parsial pereaksi dengan pangkat yang sesuai. Persamaan laju dinyatakan dengan bentuk diferensial atau bentuk integral. Sehingga mekanisme penentuan laju harus ditentukan secara percobaan (Hiskia, 1992).

Untuk reaksi aA+bB dapat diperoleh bahwa laju reaksi dapat berbanding lurus dengan [A]x dan [B]y, ungkapan untuk laju reaksi yaitu:

ѵ = k[A]^x . [B]^y

Keterangan:

• v: laju reaksi
• k: tetapan laju reaksi
• [A]: konsentrasi zat pereaksi A (M)
• [B]: konsentrasi zat pereaksi B (M)
• x: orde reaksi zat A
• y: orde reaksi zat B

x dan y merupakan bilangan bulat, pecahan, atau nol. Sedangkan x+y merupakan orde reaksi keseluruhan (Hiskia, 1992).

Menurut hukum kegiatan massa, kecepatan reaksi pada temperatur tetap berbanding lurus dengan konsentrasi pengikut-pengikut ketiga dan masing-masing berpangkat sebanyak molekul dalam persamaan reaksi. Jumlah molekul yang ikut dalam reaksi disebut molekul anitas. Jumlah molekul pereaksi yang konsentrasinya menentukan kecepatan reaksi disebut tingkat reaksi (Sukardjo, 1989).

Laju reaksi secara mendasar tergantung pada beberapa faktor antara lain:

a. Konsentrasi Reaktan

Konsentrasi reaktan yang dinaikkan biasanya membuat reaksi berjalan lebih cepat. Hal tersebut diakibatkan karena peningkatan pertumbukan atom persatuan waktu. Semakin banyak konsentrasi ditambahkan maka semakin besar peluang bertumbukan.

b. Luas Permukaan

Luas permukaan yang tersedia bagi reaktan untuk saling berinteraksi terutama reaktan padat dalam sistem heterogen. Luas permukaan yang besar akan meningkatkan laju reaksi.

c. Tekanan

Meningkatnya tekanan menurunkan volume antar molekul sehingga akan meningkatkan laju reaksi.

d. Energi Aktivasi

Energi aktivasi yang lebih tinggi mengimplikasikan bahwa reaktan memerlukan lebih banyak energi untuk memulai reaksi daripada reaksi yang berenergi aktivasi rendah.

e. Temperatur

Laju reaksi bertambah dengan naiknya temperatur. Biasanya kenaikan sebesar 10^oC akan melipatkan dua atau tiga laju reaksi antara molekul. Pada temperatur tinggi, molekul lebih sering bertumbukan. Hampir semua reaksi menjadi lebih cepat bila suhu dinaikkan karena kalor akan menambah energi kinetik partikel pereaksi.

f. Katalis

Katalis adalah zat yang ditambahkan ke dalam reaksi agar mempercepat jalannya reaksi. Katalis biasanya ikut bereaksi sementara dan kemudian terbentuk kembali sebagai zat bebas (Sunarya, 2002).

3. Orde Reaksi

Orde reaksi merupakan jumlah satu eksponen yang menyatakan hubungan antara konsentrasi dengan ketepatan reaksi. Untuk reaksi umum A+B→C, maka kecepatan reaksi oleh konsentrasi A dan B. orde reaksi total yang perlu diperhatikan adalah:

a. Data eksperimen harus pada suhu konstan agar harga v tetap.

b. Metode dalam mencari orde reaksi yaitu metode logika dan metode perbandingan (Khopkar, 1990)

Orde reaksi dapat dicari dengan menggunakan metode grafik. Apabila berupa garis lengkung (parabola) merupakan reaksi orde dua. Jika garis lurus (linier) merupakan orde satu. Macam-macam orde reaksi antara lain:

a. Reaksi orde nol (0)

Reaksi orde nol mempunyai laju yang tidak bergantung pada konsentrasi larutan. Hanya reaksi heterogen yang mempunyai hukum laju dengan orde nol secara keseluruhan. Rumus laju reaksi orde nol sebagai berikut:

v = k [A]⁰

Grafik reaksi orde nol sebagai berikut:

b. Reaksi orde satu (1)

Jika laju suatu reaksi kimia berlangsung lurus dengan konsentrasi maka reaksi tersebut dikatakan sebagai reaksi orde satu atau tingkat pertama. Rumus laju reaksi orde satu sebagai berikut:

v = k [A]¹

Grafik reaksi orde satu sebagai berikut:

c. Reaksi orde dua (2)

Jika laju reaksi sebanding dengan pangkat dua suatu pereaksi atau pangkat satu konsentrasi dua pereaksi, maka reaksi tersebut merupakan reaksi orde dua. Jika dinyatakan dalam grafik, maka laju reaksi dengan orde dua berupa garis lengkung. Jika konsentrasinya dinaikkan 2 kali maka laju reaksi akan meningkat 2² atau 4 kalinya. Jika dinaikkan 3 kali menjadi 3² atau 9 kali dan seterusnya. Rumus laju reaksi orde dua sebagai berikut:

v = k [A]²

Grafik reaksi orde dua sebagai berikut:

4. Konstanta k

Koefisien k disertai konsentrasinya yang tidak bergantung pada konsentrasi, tetapi bergantung pada temperatur. Persamaan sejenis ini yang ditentukan secara eksperimen disebut hukum laju reaksi. Secara formal hukum laju reaksi adalah persamaan yang menyamakan laju reaksi sebagai fungsi dari konsentrasi semua yang ada termasuk produknya (Susila, 2003). Konstanta k dapat diketahui dengan dua cara antara lain:

a. Persamaan Hukum Laju

Persamaan hukum laju dapat digunakan untuk menentukan harga k dengan menggambar grafik In [A] versus t₂ sehingga diperoleh gradien atau tgα yaitu k dengan intersep In A.

b. Persamaan Archenius

Hubungan antara laju reaksi dengan temperatur dinyatakan dalam persamaan sebagai berikut:

In k = In A - (Ea/RT)

Keterangan:

• k: konstanta laju reaksi
• A: konstanta archenius
• Ea: energi aktivasi
• R: tetapan gas umum
• T: temperatur mutlak

C. Alat dan Bahan

Alat-alat yang digunakan pada percobaan ini adalah erlenmeyer, gelas beaker, pipet ukur, buret, statif, klem, pipet tetes, corong, stopwatch, bola hisap, label, dan botol akuades. Bahan-bahan yang digunakan pada percobaan ini adalah larutan KMnO₄, H₂C­_2­O₄, dan akuades

D. Cara Kerja

Percobaan pertama yaitu menentukan orde reaksi KMnO₄ dengan cara menyiapkan dua buret yang berisi akuades dan KMnO₄. Akuades, asam oksalat, dan KMnO₄ secara berturut-turut dimasukkan ke dalam erlenmeyer dengan volume asam oksalat dibuat tetap. Dihitung waktunya menggunakan stopwatch hingga hilangnya warna ungu. Kemudian dihitung konsentrasi KMnO₄ dan ditentukan orde reaksi serta dibuat grafiknya. Variasi volume yang dibutuhkan:

• 4 mL H₂C­_2­O₄ + 5,5 mL akuades + 0,5 mL KMnO₄
• 4 mL H₂C­_2­O₄ + 5 mL akuades + 1 mL KMnO₄
• 4 mL H₂C­_2­O₄ + 4,5 mL akuades + 1,5 mL KMnO₄
• 4 mL H₂C­_2­O₄ + 4 mL akuades + 2 mL KMnO₄
• 4 mL H₂C­_2­O₄ + 3,5 mL akuades + 2,5 mL KMnO₄

Percobaan kedua yaitu menentukan orde reaksi H₂C­_2­O₄ dengan cara menyiapkan dua buret yang berisi akuades dan KMnO₄. Akuades, asam oksalat, dan KMnO₄ secara berturut-turut dimasukkan ke dalam erlenmeyer dengan volume asam oksalat dibuat tetap. Dihitung waktunya menggunakan stopwatch hingga hilangnya warna ungu. Kemudian dihitung konsentrasi H₂C­_2­O₄ dan ditentukan orde reaksi serta dibuat grafiknya. Variasi volume yang dibutuhkan:

• 3 mL H₂C­_2­O₄ + 6 mL akuades + 1 mL KMnO₄
• 4 mL H₂C­_2­O₄ + 5 mL akuades + 1 mL KMnO₄
• 5 mL H₂C­_2­O₄ + 4 mL akuades + 1 mL KMnO₄
• 6 mL H₂C­_2­O₄ + 3 mL akuades + 1 mL KMnO₄
• 7 mL H₂C­_2­O₄ + 2 mL akuades + 1 mL KMnO₄

E. Data Hasil Pengamatan

1. Konsentrasi KMnO₄ dengan konsentrasi H₂C­_2­O₄ tetap

Volume (mL)			Molaritas (M)		M2 (M)		t (s)	1/t (s-1)
KMnO4	H2C­2­O4	H2O	KMnO4	H2C­2­O4	KMnO4	H2C­2­O4
0,5	4	5,5	8,3.10-4	0,5	6,89.10-7	0,25	473	2,11.10-3
1	4	5	1,67.10-3	0,5	2,79.10-6	0,25	370	2,7.10-3
1,5	4	4,5	2,5.10-3	0,5	6,25.10-6	0,25	374	2,67.10-3
2	4	4	3,3.10-3	0,5	1,09.10-5	0,25	365	2,74.10-3
2,5	4	3,5	4,17.10-3	0,5	1,74.10-5	0,25	358	2,74.10-3

2. Konsentrasi H₂C­_2­O₄ dengan konsentrasi KMnO₄ tetap

Volume (mL)			Molaritas (M)		M2 (M)		t (s)	1/t (s-1)
KMnO4	H2C­2­O4	H2O	KMnO4	H2C­2­O4	KMnO4	H2C­2­O4
1	3	6	0,01	0,167	1.10-4	0,027	511	1,95.10-3
1	4	5	0,01	0,222	1.10-4	0,049	410	2,44.10-3
1	5	4	0,01	0,278	1.10-4	0,077	350	2,86.10-3
1	6	3	0,01	0,333	1.10-4	0,11	305	3,28.10-3
1	7	2	0,01	0,389	1.10-4	0,151	281	3,56.10-3

 

F. Pembahasan

Percobaan yang dilakukan berjudul Kinetika Reaksi Ion Permanganat dan Asam Oksalat. Tujuan dari percobaan ini adalah memahami tingkat/orde reaksi, menentukan orde reaksi dari data percobaan, dan memahami cara menentukan pengaruh konsentrasi terhadap laju reaksi. Prinsip kerja pada percobaan ini adalah pengenceran dan laju reaksi.

Pengenceran merupakan proses merubah zat yang konsentrasinya tinggi menjadi zat yang konsentrasinya rendah dengan menambahkan pelarut berlebih pada larutan. Pengenceran dilakukan untuk menjadikan larutan menjadi bervariasi volume zat pelarut dan terlarut. Hasil pengenceran juga digunakan dalam pembuatan grafik untuk penentuan laju reaksi. Sehingga konsentrasi yang didapatkan dari pengenceran sangat mempengaruhi orde reaksi.

Percobaan pertama yang dilakukan yaitu menentukan orde reaksi KMnO₄. Langkah pertama yang dilakukan yaitu menyiapkan dua buret yang berisi akuades dan KMnO₄. Akuades, asam oksalat, dan KMnO₄ secara berturut-turut dimasukkan ke dalam erlenmeyer dengan volume asam oksalat dibuat tetap. Larutan KMnO₄ dimasukkan ke dalam erlenmeyer tersebut sehingga warna larutan menjadi ungu karena pengaruh ion KMnO₄. Waktu yang dicatat saat tetes pertama KMnO₄ hingga warna berubah menjadi kuning kecoklatan hingga jernih. KMnO₄ mengoksidasi asam oksalat menjadi CO­₂ dan H₂O. sehingga warna KMnO₄ yang semula ungu menjadi lebih jernih yang mana itu adalah H_2­O dan CO₂. Reaksi tersebut dapat ditulis sebagai berikut:

Oksidasi   : C₂O₄^2- → 2CO₂ + 2e^-                          x5
Reduksi   : MnO₄^- + 8H⁺ + 5e^- → Mn²⁺ + 4H₂O  x2

Oksidasi   : 5C₂O₄^2- → 10CO₂ + 10e^-
Reduksi   : 2MnO₄^- + 16H⁺ + 10e^- → 2Mn²⁺ + 8H₂O

Redoks    : 5C₂O₄^2- + 2MnO₄^- + 16H⁺ → 2Mn²⁺ + 8H₂O + 10CO₂

Persamaan reaksi di atas menunjukkan bahwa KMnO₄ berperan sebagai penentu reaksi. Hal tersebut karena KMnO₄ merupakan zat pengoksidasi asam oksalat menjadi CO₂ dan H_2­O. hasil perhitungan waktu dari lima percobaan diperoleh bahwa semakin besar volume KMnO₄ yang ditambahkan maka waktu yang dibutuhkan untuk membuat larutan menjadi jernih sangat sedikit. Hal ini berarti dengan semakin bertambahnya konsentrasi maka laju reaksi semakin besar. Percobaan ini membuat variasi volume dari yang terkecil hingga terbesar. Hal ini membuktikan adanya pengaruh konsentrasi terhadap laju reaksi. Faktor berikutnya yang mempengaruhi laju reaksi adalah sifat katalis. MnO₄^- merupakan oksidator yang digunakan untuk bereaksi dengan reduktor asam oksalat sehingga reaksi antara KMnO₄ dan asam oksalat adalah auto katalisator.

Berdasarkan grafik yang dibuat dari hubungan antara konsentrasi KMnO₄ dan 1/t didapat nilai R² sebesar 0,6321. Grafik hubungan antara [KMnO₄]² dan 1/t didapat nilai R² sebesar 0,4729. Sehingga orde reaksi terhadap KMnO₄ adalah orde reaksi tingkat 1 dari pendekatan nilai R².

Percobaan kedua yang dilakukan adalah untuk menentukan orde reaksi asam oksalat. Akuades, asam oksalat, dan KMnO₄ dimasukkan ke dalam erlenmeyer. Berdasarkan percobaan didapatkan waktu yang diperlukan untuk berlangsungnya reaksi semakin cepat. Hal tersebut sesuai dengan teori bahwa semakin besar konsentrasi asam oksalat maka semakin cepat pula reaksinya.

Berdasarkan grafik yang dibuat dari hubungan antara konsentrasi asam oksalat dan 1/t didapat nilai R² sebesar 0,9307. Grafik hubungan antara [H₂C₂O₄]² dan 1/t didapat nilai R² sebesar 0,9373. Sehingga orde reaksi terhadap asam oksalat adalah orde reaksi tingkat 2 dari pendekatan nilai R².

G. Kesimpulan

Berdasarkan percobaan Kinetika Reaksi Ion Permanganat dan Asam Oksalat dapat disimpulkan bahwa:

1. Orde reaksi adalah jumlah pangkat dari semua konsentrasi reaktan yang muncul dalam hukum laju.

2. Orde reaksi dari data percobaan diperoleh:

a. Orde KMnO₄ : 1

b. Orde H₂C₂O₄ : 2

3. Pengaruh konsentrasi terhadap laju reaksi yaitu semakin besar konsentrasi suatu larutan maka semakin cepat waktu reaksi sehingga semakin cepat pula laju reaksinya.

 

H. Daftar Pustaka

• Chang, R. 2004. Kimia Dasar: Konsep-konsep Inti Jilid 2. Jakarta: Erlangga.
• Hiskia, A. 1992. Elektrokimia dan Kinetika Kimia. Bandung: ITB.
• Khopkar, S. M. 1990. Konsep Dasar Kimia Analitik. Jakarta: UI Press.
• Sukardjo. 1989. Kimia Fisika. Yogyakarta: Rineka Cipta.

Berbagi :