LAPORAN PRAKTIKUM KIMIA DASAR I

LAPORAN PRAKTIKUM KIMIA DASAR I - Hallo sahabat Kumpulan Makalah Lengkap, Pada Artikel yang anda baca kali ini dengan judul LAPORAN PRAKTIKUM KIMIA DASAR I, kami telah mempersiapkan artikel ini dengan baik untuk anda baca dan ambil informasi didalamnya. mudah-mudahan isi postingan yang kami tulis ini dapat anda pahami. baiklah, selamat membaca.

Judul : LAPORAN PRAKTIKUM KIMIA DASAR I
link : LAPORAN PRAKTIKUM KIMIA DASAR I

LAPORAN PRAKTIKUM KIMIA DASAR I

LAPORAN PRAKTIKUM

KIMIA DASAR I

PERCOBAAN 2

REAKSI KIMIA : GEJALA UMUM DAN LAJU REAKSI

Disusun oleh :

Defi Rhizkiana Yahro (J2C009010)

Rizka Surya Permata (J2C009011)

Sonita Afrita Purba (J2C009012)

Agustiani YudiA. (J2C009013)

Nova Gultom (J2C009014)

Heru Raditya K. (J2C009015)

Ibrahim (J2C009016)

Irine Ayu Febiyanti (J2C009019)

Jurusan Kimia

Fakultas Matematika dan Ilmu Pengetahuan Alam

Universitas Diponegoro

Semarang

2009

HALAMAN PENGESAHAN

Semarang, 17 Desember 2009

Praktikan

Devi RhiskianaY Rizka Surya P

NIM J2C009010 NIM J2C009011

Sonita Afrita P Agustiani Y.
J2C009012 J2C009013

Nova Gultom Heru Raditya

J2C009014 J2C009015

Ibrahim Irine Ayu F

J2C009016 J2C009019

Mengetahui,

Asisten

Virkyanov

J2C005149

DAFTAR ISI

Cover …………………………………………………………..	i
Halaman pengesahan …………………………………………….	ii
Daftar isi …………………………………………………………	iii
I. Tujuan percobaan…………………………………………………………………	1
II.Dasar Teori
2.1 Kinetika Reaksi ……………………………………………..................................	1
2.2 Laju Reaksi ………………………………………………………………………	1
2.3 Persamaan Reaksi ………………………………………………………………..	3
2.4 Tetapan Laju Reaksi ……………………………………………………………..	3
2.5 Faktor-faktor yang mempengaruhi laju reaksi …………………………………...	4
2.6 Orde reaksi ……………………………………………………………………….	6
2.7 Gambar grafik orde reaksi ………………………………………………………	8
2.8 Metode pehitungan laju reaksi …………………………………………………...	8
2.9 Teori tumbukan …………………………………………………………………..	11
2.10 Macam-macam reaksi kimia dan contoh ……………………………………….	11
2.11 Analisa bahan …………………………………………………………………...	15
III.Metode percobaan ………………………………………………………………...	18
3.1 Alat dan bahan …………………………………………………………………...	18
3.2 Skema kerja ………………………………………………………………………	20
IV.Data Pengamatan …………………………………………………………………	22
VI.Pembahasan ………………………………………………………………………	26
VII.Kesimpulan………………………………………………………………………	30
VIII.Daftar pustaka …………………………………………………………………..	31

REAKSI KIMIA : GEJALA UMUM DAN LAJU REAKSI

I TUJUAN PERCOBAAN

1.1 Mampu menjelaskan jenis dan tanda-tanda reaksi kimia

1.2 Mampu menentukan nilai parameter laju reaksi

II DASAR TEORI

2.1 Kinetika Reaksi

Cabang ilmu kimia yang mempelajari tentang laju reaksi adalah kinetika kimia Kinetika mempunyai dua tujuan yaitu menstimatikan data dan memperkirakan mekanisme reaksinya. Reaksi berlangsung dalam dua fase yang disebut reaksi heterogen.

(Keenan, 1984)

2.2 Laju Reaksi

Laju reaksi menjelaskan seberapa cepat suatu pereaksi dan seberapa cepat bertambahnya reaksi dengan menigkatkan waktu laju awal yang ditentukan dengan membagi penambahan kosentrasi. Laju reaksi sesaat ditunjukan oleh kemiringan garis. Pada grafik konsentrasi dengan waktu . Salah satu tujuan kinetika adalah untuk yang menyakatan laju reaksi melalui hukum laju reaksi

Yang terbentuk : V= k [ A ]^m [ B ]ⁿ

Laju Reaksi adalah perubahan konsentrasi per satuan waktu dengan satuan umum adalah mol detik ^-1dm ^-3. Laju reaksi dinyatakan dalam

Dianggap bahwa volume tidak berubah selama reaksi berlangsung.

(Keenan,1990)

Laju reaksi adalah perubahan jumlah reaktan dalam satuan waktu .

Apabila laju reksi misalnya A+BàC

Dengan,

[A] dan [ B ] : Konsentrasi pereaksi

[ C ] : Konsentrasi produk pereaksi

mdan n : Orde reaksi

k : Konstanta laju reaksi

(Soemardjo,1998)

Persamaan ini dapat diintegrasikan secara ulang karena awalnya (saat t=0) konsentrasi A adalah [A] maka pada waktu t, konsentrasi A=[A]t

(Keenan, 1990)

2.3 Persamaan Reaksi

Hukum laju dapat ditentukan dari mekanisme yang mempunyai tahap penentu laju reaksi. Jika salah satu reaksi elementer dalam suatu mekanisme berlangsung sangat lambat dibandingkan dengan yang lainnya.

Reaksi elementer yang lambat ini adalah tahap penentu laju reaksi.

(Pettruci, 1992)

2.4 Tetapan Laju Reaksi

Konstanta laju reaksi merupakan bilangan konstanta atau tetap yang menyatakan hubungan sebanding dengan besarnya laju reaksi dan berbanding terbalik dengan hasil kali konsentrasi reaktannya. Konstanta laju reaksi ini merupakan bilangan pengali dengan konstanta reaktan yang mendapatkan besaran laju reaksi yang sesuai standar.

Konstanta ini dapat dirumuskan secara sistematis sebagai berikut :

K =

Keterangan : v = laju reaksi

m,n = orde reaksi

[A] = konsentrasi pereaksi A

[B] = konsentrasi pereaksi B

K = konstanta pereaksi

(Petrucci, 1984)

2.5 Faktor-Faktor yang Mempengaruhi Laju Reaksi

Berikut ini adalah faktor faktor yang mempengaruhi laju reaksi :

a. Konsentrasi

Laju reaksi dipengaruhi oleh perubahan konsentrasi pereaksi. Semakin besar konsentrasi zat pereaksi, maka semakin cepat reaksi itu berlangsung. Sebaliknya, semakin kecil konsentrasi zat pereaksi maka semakin lambat reaksi berlangsung.

b. Temperatur atau suhu

Semakin tinggi laju reaksi maka suhu akan semakin tinggi.Kenaikan suhu 10ºC akan menyebabkan 2-3 kali laju reaksi meningkat.

c. Katalis

Katalis merupakan zat yang dapat mempercepat terjadinya reaksi, dengan jalan pembentukan senyawa perantara atau dengan absorbsi. Molekul yang terabsorbsi akan lebih reaktif daripada molekul yang tidak terabsorbsi.

( Petrucci, 1994 )

Semua katalisator memiliki sifat yang sama yaitu :

1. Katalisator tidak berubah selama reaksi

2. Katalisator tidak mempengaruhi letak kesetimbangannya juga tidak mempengaruhi besar tetepan kesetimbangan

3. Katalisator tidak dapat mengawali suatu reaksi. Reaksi juga dikatalis harus sudah berjalan walaupun sangat lambat.

4. Katalisator yang diperlukan untuk mempercepat reaksi biasanya hanya sedikit. Namun , pada umumnya jumlah katalisator juga mempengaruhi laju reaksi.

( Soekardjo, 1984 )

d. Luas Permukaan

Semakin luas permukaan , maka reaksi akan lebih cepat terjadi, pemecahan zat padat ataupun air menghasilkan luas permukaan yang lebih besar dan membuat lebih banyak permukaan yang tersedia, sehingga tumbukannya semakin besar dan laju reaksi juga besar

( Keenan, 1990 )

2.6 Orde Reaksi

Orde reaksi yaitu semua eksponen dari konsentrasi dalam persamaan laju reaksi. Orde reaksi yang dikenal yaitu :

a. Reaksi orde nol

Reaksi yang lajunya dapat ditulis

, dimana K merupakan konstanta laju reaksi orde nol. Persamaan ini dinyatakan karena orde nol tidak tergantung pada konsentrasi reaktan.

( Keenan, 1990 )

b. Reaksi orde satu

Reaksi yang ordenya berbanding langsung dengan konsentrasi reaktan

Plot log [ C ] terhadap t merupakan suatu garis lurus dengan K dapat dihitung dari kemiringan garis tersebut.Grafiknya sebagai berikut :

Konsentrasi zat

waktu

( Petrucci, 1987 )

c. Orde dua

Laju berbanding langsung dengan kuadrat konsentrasi dari suatu reaktan atau dengan hasil kali konsentrasi yang meningkat sampai penguat satu atau dua dari reaktan tersebut :

Grafiknya

konsentrasi

waktu

( Petrucci, 1992)

d. Orde tiga

Laju berbanding langsung dengan pangkat tiga konsentrasi dari suatu reaktan, yaitu ditunjukan melalui persamaan :

Atau sebanding dengan kuadrat konsentrasi dari reaktan dan pangkat satu dari konsentrasi reaktan kedua yaitu :

(Petrucci, 1987)

2.7 Gambar Grafik Orde Reaksi

konsentrasi

Waktu Waktu

Orde reaksi nol Orde reaksi dua

konsentrasi

Waktu

Orde reaksi satu

(Petrucci, 1992)

2.8 Metode Perhitungan Laju Reaksi

2.8.1 Metode Integral

Dengan metode ini harga k dihitung dengan persamaan laju menuju integral dari data konsentrasi dan waktu. Untuk reaksi :

Orde 1 :

Orde 2 :

Harga a adalah konstan tetapi (a-x) bergantung pada waktu. Jika k yang diperoleh dari berbagai waktu adalah konstan maka orde reaksi adalah satu.

(Keenan, 1990)

2.8.2 Metode Grafik

Dari aljabar diketahui bahwa fungsi garis lurus adalah y=ax+b. jika diterapkan pada persamaan untuk orde reaksi satu adalah :

log [A] = -k t + log [A]

2,303

y = a x + b

Dengan demikian, jika log [A] dialurkan terhadap t dan diperoleh garis lurus maka orde reaksi adalah satu.

[A]₀

[A] arah lereng=-k

arah lereng=k

1/[A]₀

waktu (orde nol) waktu (orde ke dua)

log [A]

arah lereng=

waktu (orde ke satu)

(Petrucci, 1992)

2.8.3 Metode Laju Awal

Dalam metode ini dilakukan sederetan eksperimen dengan konsentrasi yang berbeda-beda. Kemudian dengan membandingkan laju awal, maka dapat ditarik kesimpulan tentang laju reaksi.

2.8.3.1 Cara Waktu Fraksi

Metode ini hanya digunakan untuk reaksi-reaksi yang berkaitan dengan zat-zat yang bereaksi yang mempunyai konsentrasi sama dan biasanya digunakan waktu paro.

Hukum laju dapat ditentukan dari mekanisme yang mempunyai tahap penentu laju reaksi. Jika salah satu reaksi elementer dalam suatu mekanisme berlangsung sangat lambat dibandingkan dengan yang lainnya. Reaksi elementer yang lambat ini adalah tahap penentu laju reaksi.

(Pettruci, 1992)

2.9 Teori Tumbukan

Teori tumbukan menjelaskan reaksi berdasarka tumbukan molekul yaitu frekuensi tumbukan dan probabilitas yang memungkinkan tumbukan menjadi reaksi kimia.

Menurut teori tumbukan sederhana laju reaksi didasarkan pada:

1.Jumlah per satuan volume per satuan waktu

2.Molekul-molekul yang diambil bagian dalam tumbukan harus mempunyai energi yang cukup ( energi pengaktivasi ). Sebelum molekul-molekul tersebut dapat diubah menjadi produk.

Energi aktivasi adalah energi yang dimiliki yang harus dimiliki molekul untuk dapat bereaksi. Semakin tinggi energi aktivasi semakin kecil fraksi yang kereaktifannya semakin lambat ketika reaksi berlangsung.

( Petrucci,1992)

2.10 Macam-Macam Reaksi Kimia dan Contohnya

Reaksi kimia didefinisikan sebagai reaksi atau proses yang menghasilkan jenis baru. Reaksi kimia ditandai dengan adanya gejala- gejala yang dapat diamati. Gejala tersebut dapat berupa timbulnya gas, terbentuknya endapan, perubahan temperatur, perubahan warna, perubahan rasa dan perubahan bau. Jenis-jenis reaksi kimia adalah :

2.10.1 Reaksi Penetralan (netralisasi)

Reaksi penetralan adalah reaksi yang terjadi antara asam dan basa.

Menurut teori Arhenius adalah interaksi antara ion hydrogen dan ion hidroksida, yang dirumuskan :

H⁺+ OH^-

H₂O

Gejala reaksi dari reaksi ini adalah tidak terjadi perubahan apapun karena reaksi bersifat netral.

Contoh reaksi

2 NaOH + H₂SO₄Na₂SO₄+ 2H₂O

(Keenan, 1989)

Biasanya terjadipada reaksi asam basa.hasil netralisasi antara lain dari asam basa adalah garam.

Apabila sejumlah asam dan basa murni yang ekuivalen,dicampur larutannya.

Jika persamaan reaksi dinyatakan sebagai interaksimolekul-molekul.

HCL + NaOH

NaCl + H₂O

(asam) (basa) (garam)

(Vogel,1985)

2.10.2 Reaksi Pembentukan Endapan

Adalah reaksi yang digunakan dalam analisis organik yang melibatkan pembentukan endapan. Endapan terbentuk jika larutan terlalu jenuh dengan zat yang bersangkutan.

Gejala reaksi yang terjadi adalah terbentuk endapan

Contoh reaksi pembentukan endapan adalah

H₂SO₄+ (CH₃COO)₂Pb

PbSO₄ + 2CH₃COOH

(endapan putih)

(Brady, 1994)

2.10.3 Reaksi pembentukan kompleks

Adalah suatu kumpulan dari reaksi – reaksi dasar yang memberikan produk yang diperlukan atau menguraikan mekanisme suatu reaksi.

Gejala reaksi yang terjadi adalah perubahan warna dalam larutan, merupakan penyebab dari melarutnya endapan dalam reagensia yang berlebih.

Contoh reaksi pembentukan kompleks adalah

Cu²⁺ + 4NH₃

Cu(NH₃)₄²⁺

(biru) (biru tua)

(Keenan, 1990)

2.10.4 Reaksi Pertukaran Muatan

Reaksi dari matematis (perpindahan rangkap) menyangkut suatu larutan dan pertukaran dari ation dan anionnya. Reaksi pertukaran muatan adalah

Kedua reaksi dari persamaan ini larut dalam air. Karena semua senyawa dalam persamaan ini adalah garam yang bereaksi dengan elektrolit kuat.

(Brady, 1999)

2.10.5 Reaksi Pembentukan Gas

Bila logam bereaksi dengan asam pusat akan menimbulkan gas. Reaksi ini disebut juga dengan reaksi pendesakan logam-logam yang digunakan adalah logam yang mudah tereduksi. Reaksi pembentukan gas adalah

Logam + asam kuat encer à garam + H₂O

3Al + 6 HCl à 2AlCl₃+ 3H₂

(Rosenberg, 1984)

2.11 Analisa Bahan

2.11.1 NaOH

Sifat fisik : Berupa padatan putih, higroskopik, titik didih ±139°C, titik leleh ±3,18°C dan larut dalam air

Sifat kimia : Bersifat higroskopis , sangat korosif terhadap jaringan organik, menyerap gas CO₂ membentuk Na₂CO₃

(Mulyono, 2001)

2.11.2 HCl

Sifat fisik : Berbentuk larutan, tidak berwarna, berbau tajam, larut dalam air, titik didih 95°C, titik leleh 51°C.

Sifat kimia : Bersifat asam, dibuat dengan mereaksikan NaCl dengan H₂SO₄pekat, bersifat racun, dapat larut dalam air dan benzena

(Basri, 1996)

2.11.3 H₂SO₄

Sifat fisik : Berupa cairan, berminyak, berwarna coklat gelap.

Sifat kimia : Sangat korosif, bersifat racun, melarutkan semua logam, larut dan terpisah dalam air dan mengeluarkan panas, dapat menyebabkan ledakan dan menyebabkan iritasi.

(Basri, 1996)

2.11.4 Aquades (H2O)

Sifat fisik :Titik beku 0°C, titik didih 100°C, tidak berasa, tidak berwarna, tidak berbau, pH netral (7), terdapat dalam bentuk padat, cair dan gas.

Sifat kimia : Merupakan persenyawaan hydrogen dan oksigen, merupakan zat pelarut yang sangat baik, terdapat dalam keadaan tidak murni di alam.

(Basri, 1996)

2.11.5 PbOAc

Sifat fisik : Berupa kristal, dan berwarna putih

Sifat kimia : Larut dalam air

(Basri, 1996)

2.11.6 Logam Mg

Sifat fisik : Logam alkali tanah berwarna putih keperakan, bersifat ringan, mudah larut dalam air.

Sifat kimia : Dapat ditempa, relatif stabil di udara, dalam keadaan serbuk akan menyala terang dan berwarna putih bila dipanaskan.

(Mulyono, 2001)

2.11.7 CuSO₄

Sifat fisik : Berupa cairan, berwarna putih atau kuning.

Sifat kimia : Larut dalam air, sebagai cairan denhidrasi bereaksi dengan logam Zn dan bersifat higroskopis

(Mulyono, 2001)

III. METODE PERCOBAAN

3.1 Alat

3.1.1 Tabung Reaksi

3.1.2 Pipet Tetes

3.1.3 Stopwatch

3.1.4 Gelas Ukur

3.1.5 Gelas Beaker

3.1.6 Corong kaca

3.1.7 Labu Ukur

3.1.8 Pipet Gondok

3.2 Bahan

3.2.1 NaOH

3.2.2 HCl

3.2.3 H₂SO₄

3.2.4 PbOAc

3.2.5 CuSO₄

3.2.6 Mg

3.2.7 Aquades

3.3 Gambar Alat

3.3.1 Tabung reaksi 3.3.2 Pipet tetes 3.3.3 Gelas ukur

3.3.4 corong kaca 3.3.5 Gelas beker 3.3.6 Labu ukur

3.3.7 Stopwatch 3.3.8 Pipet gondok

3.4 Skema Kerja

3.4.1 Mengenal Jenis-Jenis Reaksi Kimia

PbOAc

NaOH

- Penambahan H₂SO₄pekat - Penambahan HCl

Hasil

- Pengamatan - Pengamatan

Aquades

HCl

Tabung Reaksi IV

Tabung Reaksi III

- Penambahan Mg - Penambahan CuSO4

Hasil

- Pengamatan - Pengamatan

3.4.2 Menilai Laju Reaksi dan Menentukan Ordenya

- Pemasukan logam Mg - Pemasukan logamMg

- Penghidupan stopwatch - Penghidupan stopwatch

- Pencacatan waktu - Pencatatan waktu

Hasil

sampaiMg habis

Hasil

sampai Mg habis

- Pemasukan logam Mg - Pemasukan logam Mg

- Penghidupan stopwatch - Penghidupan stopwatch

- Pencacatan waktu - Pencatatan waktu

sampai Mg habis sampai Mg habis

Hasil

IV DATA PENGAMATAN DAN PERHITUNGAN

4.1 Data Pengamatan

No	Perlakuan	Hasil Pengamatan
1	Mengenal reaksi-reaksi kimia a. Pencampuran 2mL NaOH + 2 mL H₂SO₄	Warna dari NaOH yang semula bening setelah penambahan H₂SO₄ warnanya tidak berubah tetap bening sesudah dan sebelum reaksi
	b. Pencampuran 2mL Pb(CH₃COOH)₂ + 2mL HCl	Warnanya Pb(CH₃COOH)₂ Yang semula berwarna bening setelah penambahan HCl warnanya menjadi putih keruh dengan endapan putih dibawahnya
	c. Perncampuran 2mL HCl + logam Mg	Warnanya yang semula HCl bening setelah penambahan logam Mg warnanya menjadi berwarna putih keruh dan ada gelembung-gelembung gas
	d. Pencampuran 2mL H₂O + 2mL CuSO₄	Warna H₂O yang semula bening setelah penambahan CuSO₄ warnanya menjadi biru muda
2	Menilai Laju Reaksi dan menentukan ordenya a.5mL HCl 1 M + logam Mg Pengukuran waktu dengan stopwatch dari mulai pemasukan Mg hingga logam Mg tepat habis	Terdapat gelembung,reaksi sangat cepat, timbul panas
	b. 5mL HCl 0,8 M + Logam Mg Pengukuran waktu dengan stopwatch dari mulai pemasukan Mg hingga logam Mg tepat habis	Terdapat gelembung, reaksi cepat, timbul panas
	c. 5mL HCl 0,6 M + logam Mg Pengukuran waktu dengan stopwatch dari mulai pemasukan Mg hingga logam Mg tepat habis	Terdapat gelembung, reaksi agak lambat, timbul panas

pemasukan Mg hingga logam Mg tepat habis

4.2 Perhitungan

No	Konsentrasi HCl	Waktu (t)		Log konsentrasi HCl (x)	log (y)
1	0.4	951	0.001051525	-0.397940009	-2.978180517
2	0.6	569	0.001757469	-0.22184875	-2.755112266
3	0.8	290	0.003448276	-0.096910013	-2.462397998
4	1	202	0.004950495	0	-2.305351369

x	y	x.y	x²
-0.397940009	-2.978180517	1.185137181	0.158356251
-0.22184875	-2.755112266	0.611218211	0.049216868
-0.096910013	-2.462397998	0.238631022	0.009391551
0	-2.305351369	0	0
∑x=-0.716698771	∑y=-10.50104215	∑x.y=2.034986414	∑x²=0.21664669

n(Σxy)	(ΣxΣy)	n(Σ(x)²)	(Σ(x)²)
2.034986414	7.526084007	0.216964669	0.513657129

Orde(m) =	n(Σxy)-(ΣxΣy)
	n(Σ(x)²)-(Σx)²
=	4x2.034986414-7.526084007
=	4x2.034986414-7.526084007
	4x0.216964669-0.513657129
	4x0.216964669-0.513657129
=	1.733085741

Nilai k adalah

v = k[A]^m [B]ⁿ

log

= log k + m log [A] + n log [B]

log

= log k + m log [A]

-2,978180517 = log k + 1,7 log [0.4]

-2,978180517 = log k + 1,7 (-0,397740008)

-2,978180517 = log k – 0,676498014742

log k = 0,676498014742 – 2,978180517

log k = -2,301682502

k = 4,992493384 x 10^-3

GAMBAR GRAFIK LAJU REAKSI

Grafik ini merupakan grafik hubungan log [HCl], dimana konsentrasi yang digunakan adalah 0,4 M; 0,6 M; 0,8 M dan 1M dengan waktu reaksi terhadap HCl adalah 951s; 569s; 290s; 202s. Dari data yang diperoleh dihasilkan garis linear dengan persamaan y: 1.733x-2.314. Berdasarkan persamaan garis tersebut dapat diketahui orde reaksinya adalah 1.

V. PEMBAHASAN

5.1. Menentukan Reaksi-Reaksi Kimia

Dalam percobaan ini praktikan diharapkan dapat membedakan jenis-jenis dari reaksi kimia. Adapun reaksi-reaksinya adalah reaksi pembentukan gas, pembentukan endapan, pembentukan ion kompleks, dan reaksi netralisasi.

5.1.1. Reaksi Netralisasi

Tujuan dari percobaan ini adalah untuk menetralkan suatu larutan sehingga diperoleh pH yang netral. Reaksi netralisasi biasanya terjadi antara asam kuat dan basa kuat , dimana dalam percobaan ini digunakan 2 mL H₂SO₄dan 2mL NaOH. Dalam hal ini warna dari NaOH semula bening setelah penambahan H₂SO₄warna tetap bening dan tidak terjadi perubahan apapun. Reaksi yang berlangsung adalah

NaOH _(aq)+ H₂SO_{4 (aq)} àNa₂SO_{4 (aq)} + H₂O_(l)

(Basri, 1996)

5.1.2 Reaksi Pembentukan Endapan

Tujuan dalam percobaan ini untuk mengetahui gejala-gejala dalam reaksi pembentukan endapan, dimana dalam percobaan ini dicampurkan antara 2 mL Pb(CH₃COO)₂dan 2 mL HCl. Semula larutan dari Pb(CH₃COOH)₂ adalah bening tetapi setelah penambahan 2 mL HCl larutan

menjadi keruh dan lama kelamaan timbul endapan putih di dasar tabung reaksi.

Reaksi yang berlangsung adalah

Pb(CH₃COOH)₂_(aq)+ HCl _(aq) àPbCl_{2 (s)} + CH₃COOH_(l)

Endapan yang terjadi adalah dari PbCl₂yang berwarna putih.

(Keenan, 1991)

5.1.3 Reaksi Pembentukan Gas

Tujuan dalam percobaan ini adalah untuk mengetahui gejala-gejala yang terjadi saat reaksi pembentukan gas. Dalam percobaan ini dicampurkan 2mL HCl dan sekeping logam Mg. Semula HCl berwarna bening , tetapi setelah penambahan logam Mg warna larutan menjadi keruh serta timbul gelembung-gelembung gas di sekitar logam Mg, lalu gelembung tersebut menempel di dinding tabung reaksi.

Reaksi yang berlangsung adalah

HCl_(aq) + Mg_(s)àMgCl_2(aq) + H_2(g)

Melalui persamaan reaksi diatas diketahui bahwa gelembung yang terjadi adalah berasal dari H_2.

5.1.4 Reaksi Pembentukan Ion Kompleks

Tujuan dari percobaan ini adalah untuk mengetahui ion kompleks serta perubahan warna larutan. Dalam percobaan ini dicampurkan antara 2 mL CuSO_4.xH₂O dan 2 mL H₂O. Semula 2 mL CuSO_4.xH₂O biru, setelah penambahan 2 mL H₂O warnanya menjadi biru muda.

Reaksinya adalah

CuSO_{4(aq) +}H₂O_(l)à[Cu(H₂O)]²⁺ + SO₄^2-

Perubahan warna pada larutan itu akibat pengaruh ion kompleks cuprum yang menghasilkan warna biru.

(Rosenberg, 1984)

5.2. Menentukan Nilai Laju dan Orde Reaksi

Dalam percobaan ini logam Mg dipotong kecil-kecil dengan ukuran yang sama, hal ini dilakukan agar dalam penentuan laju reaksi dari setiap tabung tidak dipengaruhi oleh besar kecilnya logam Mg. Lalu praktikan mempersiapkan 4 tabung reaksi yang masing-masing berisi HCl 0,4 M ; 0,6 M ; 0,8 M ; 1,0 M dan memasukkan logam Mg kedalam masing-masing tabung. Tujuan dilakukan variasi adalah untuk mengetahui pengaruh konsentrasi larutan terhadap laju reaksi atau kecepatan reaksi semakin tinggi konsentrasi maka semakin cepat reaksi karena semakin tinggi konsentrasi maka partikel dari zat tersebut semakin banyak sehingga bereaksi lebih cepat. Saat logam Mg sudah menyentuh larutan, maka stopwatch dihidupkan dan dihentikan saat logam Mg sudah benar-benar habis bereaksi. Dari hasil percobaan diperoleh waktu yang berbeda-beda untuk setiap tabung reaksi, hal ini dipengaruhi oleh perbedaan konsentrasi HCl pada tiap tabung. Semakin tinggi konsentrasi maka akan semakin cepat reaksi berlangsung, seperti pada percobaan kali ini dapat diamati reaksi tercepat yaitu pada HCl dengan konsentrasi 1M selama 202 detik. Reaksi yang terjadi merupakan reaksi pembentukan gas , sehingga saat Mg dimasukkan dalam larutan HCl menghasilkan gelembung-gelembung gas H₂ , dengan persamaan reaksi berikut :

HCl_(aq) + Mg_(s)àMgCl_2(aq)+ H_2(g)

(Petrucci, 1992)

Dalam percobaan ini 2 mL Pb(CH₃COOH) dicampur dengan 2 mL HCl, setelah itu dilakukan penggojogan. Hal ini dilakukan agar tumbukan antar partikel semakin cepat sehingga reaksi yang terjadi juga semakin cepat

Dari data yang diperoleh, nilai orde dihitung melalui dua cara yaitu metode grafik dan metode perhitungan. Melalui metode grafik didapatkan nilai orde reaksi sebesar 1,733 sedangkan melalui metode perhitungan didapatkan nilai orde reaksi sebesar 1,733085741.

VI. KESIMPULAN

6.1. Reaksi kimia adalah suatu proses pencampuran antara dua atau lebih larutan yang menghasilkan suatu produk atau zat baru. Jenis-jenis reaksi kimia meliputi netralisasi, reaksi pembentukan endapan, reaksi pembentukan ion kompleks dan reaksi pembentukan gas.

6.2. Dari hasil percobaan nilai orde reaksi yang diperoleh adalah 1,7331 dan nilai k adalah 4,992493384 x 10^-3.

VII. DAFTAR PUSTAKA

Basri, S., 1996, Kamus Kimia, Rineka Cipta, Jakarta.

Brady, J., 1994, Kimia Universitas Asas dan Stuktur, jilid 1, edisi kelima, Erlangga, Jakarta.

Keenan, Kleinfelter, and Wood, 1990, Kimia Universitas, Erlangga, Jakarta.

Keenan, C., 1991, Ilmu Kimia untuk Universitas, edisi keenam, The University of Tennese Knoxville, Erlangga, Jakarta.

Mulyono, 2001, Kamus Kimia, Rineka Cipta, Jakarta.

Petrucci, R., 1999, Kimia Dasar, Erlangga, Jakarta.

Petrucci, R., 1985, General Chemistry, Erlangga, Jakarta.

Rosenberg, J. L., 1996. Kimia Dasar, edisi keenam, Erlangga, Jakarta.

Soekardjo, 1997, Kimia Fisika, PT Rineka Cipta, Jakarta.

Soemardjo, D., 1998, Kimia Kedokteran UNDIP, edisi ketiga, UNDIP Press, Semarang.

Vogel, 1985, Buku Teks Analisis Organik Kualitatif Makro dan Semi Mikro, edisi lima, PT Kalman Media Pustaka, Jakarta.

Demikianlah Artikel LAPORAN PRAKTIKUM KIMIA DASAR I

Sekianlah artikel LAPORAN PRAKTIKUM KIMIA DASAR I kali ini, mudah-mudahan bisa memberi manfaat untuk anda semua. baiklah, sampai jumpa di postingan artikel lainnya.

Anda sekarang membaca artikel LAPORAN PRAKTIKUM KIMIA DASAR I dengan alamat link http://kumpulanmakalahlengakap.blogspot.com/2014/05/laporan-praktikum-kimia-dasar-i.html

LAPORAN PRAKTIKUM KIMIA DASAR I

LAPORAN PRAKTIKUM KIMIA DASAR I

LAPORAN PRAKTIKUM KIMIA DASAR I

Demikianlah Artikel LAPORAN PRAKTIKUM KIMIA DASAR I

Related Post:

0 Response to "LAPORAN PRAKTIKUM KIMIA DASAR I"

Label

Mengenai Saya

Baca juga

LAPORAN PRAKTIKUM KIMIA DASAR I

Demikianlah Artikel LAPORAN PRAKTIKUM KIMIA DASAR I

Related Post:

Label

Mengenai Saya