BAB I

PENDAHULUAN

1.1 Latar Belakang

Pada dasarnya reaksi kimia berlangsung dengan laju atau kecepatan

yang berbeda-beda. Ada reaksi yang berlangsung seketika, seperti bom atau

petasan yang meledak, ada juga reaksi yang berlangsung sangat lambat,

seperti perkaratan besi atau fosilasi sisa organisme. Selain itu, laju reaksi

kimia ternyata dipengaruhi oleh berbagai faktor seperti temperatur,

konsentrasi, luas permukaan, katalisator, tekanan, dan volume. Laju

menyatakan seberapa cepat atau seberapa lambat suatu proses berlangsung.

Laju juga menyatakan besarnya perubahan yang terjadi dalam satuan waktu.

Satuan waktu tersebut dapat berupa detik, menit, jam, hari, bulan, ataupun

tahun.

Reaksi kimia adalah proses perubahan zat pereaksi menjadi produk.

Seiring dengan bertambahnya waktu reaksi, maka jumlah zat pereaksinya

akan semakin sedikit, sedangkan produk semakin banyak. Laju reaksi

dinyatakan sebagai laju berkurangnya pereaksi atau terbentuknya produk.

Setiap pereaksi disertai suatu perubahan fisis yang diamati, seperti

pembentukan endapan, gas, atau perubahan warna. Kelajuan atau laju reaksi

dapat dipelajari dengan mengukur salah satu atau dari perubahan tersebut.

Bagi reaksi yang menghasilkan gas seperti reaksi magnesium dengan asam

klorida, maka kelajuan reaksinya dapat dipelajari dengan mengukur volume

gas yang dihasilkan. Bagi reaksi yang disertai dengan perubahan warna, maka

laju reaksinya dapat ditentukan dengan mengukur perubahan intensitas

warnanya. Bagi reaksi yang menghasilkan endapan, maka laju reaksinya

dapat ditentukan dengan mengukur waktu yang diperlukan untuk membentuk

sejumlah endapan.

Laju reaksi kimia sangat berkaitan erat dengan kinetika kimia.

Kinetika kimia menjelaskan bagaimana reaksi terjadi dengan mengkaji laju

dan mekanismenya. Ahli kimia menggunakan kinetika sebagai piranti untuk

81

memahami aspek-aspek fundamental mekanisme reaksi. Ahli kimia terapan

menggunakan kinetika untuk menemukan cara yang lebih baik dalam

pencapaian reaksi kimia yang diinginkan. Insinyur kimia menggunakan

kinetika untuk perancangan reaktor dalam reaksi kimia.

Berdasarkan hal-hal tersebut dan mengingat bahwa laju reaksi

merupakan konsep penting dari kinetika kimia dan sangat bermanfaat dalam

kehidupan sehari-hari sehingga untuk lebih memahami mengenai laju reaksi

maka dilakukan percobaan “Laju Reaksi” ini.

1.2 Tujuan Percobaan

a. Menentukan laju reaksi atau persamaan laju suatu reaksi

b. Mengetahui pengaruh suhu pada laju reaksi suatu reaksi kimia

c. Mengetahui faktor-faktor yang mempengaruhi laju reaksi

82

BAB II

TINJAUAN PUSTAKA

Laju atau kecepatan reaksi adalah perubahan konsentrasi pereaksi

ataupun produk dalam suatu satuan waktu. Laju suatu reaksi dapat dinyatakan

sebagai laju berkurangnya konsentrasi suatu pereaksi, atau laju bertambahnya

konsentrasi suatu produk. Konsentrasi biasanya dinyatakan dalam mol per liter,

tetapi untuk reaksi fase gas, satuan tekanan atmosfer, milimeter merkurium, atau

pascal, dapat digunakan sebagai ganti konsentrasi. Satuan waktu dapat detik,

menit, jam, hari, atau bahkan tahun, bergantung apakah reaksi itu cepat ataukah

lambat.(Keenaan, 1984)

Faktor-faktor yang mempengaruhi laju reaksi diantaranya yaitu sebagai

berikut:

1. Sifat Dasar Pereaksi

Zat-zat berbeda secara nyata dalam lajunya mereka mengalami

perubahan kimia. Molekul hidrogen dan fluor bereaksi secara meledak,

bahkan pada temperatur kamar, dengan menghasilkan molekul hidrogen

fluorida.

H2 + F2 2HF (sangat cepat pada temperatur kamar)

Pada kondisi serupa, molekul hidrogen dan oksigen bereaksi begitu

lambat, sehingga tak nampak sesuatu perubahan kimia:

2H2 + O2 2H2O (sangat lambat pada temperatur kamar)

Nikel dan besi berkarat dalam atmosfer dengan laju yang berlainan,

bahkan bila temperatur dan konsentrasi sama untuk keduanya. Dalam waktu

yang relatif singkat, besi oksida (karat) akan nampak pada besi, tetapi

permukaan nikel nampaknya tak berubah.

Natrium bereaksi sangat cepat dengan air pada temperatur kamar,

tetapi bereaksi lebih lambat dengan metil alkohol dan etil alkohol.

Masing-masing reaksi tersbeut bersifat sertamerta, artinya

perubahan energi bebasnya, G, negatif. Selisih kereaktifan dapat

diterangkan dengan perbedaan struktur yang berlainan dari atom dan

83

molekul bahan yang bereaksi. Jika suatu reaksi melibatkan dua spesi

molekul dengan atom yang sudah terikat oleh ikatan kovalen yang kuat,

tabrakan antara molekul-molekul ini pada temperatur biasa mungkin tak

menyediakan cukup energi untuk memutuskan ikatan-ikatan ini. Misalnya,

dalam reaksi H2 dan O2 masing-masing ialah 436,0 kJ/mol dan 498,3

kJ/mol. Harga-harga yang tinggi ini menyatakan bahwa ikatan kovalen ini

sangat kuat. Sebaliknya, energi disosiasi ikatan untuk F2 ialah 157 kJ/mol

kurang dari sepertiga dari energi untuk O2. Selisih energi disosiasi ikatan ini

membantu menjelaskan mengapa H2 dan F2 bereaksi lebih cepat daripada H2

dan O2 pada temperatur kamar.

Selama perubahan kimia, perlulah bagi molekul-molekul yang

bereaksi untuk bertabrakan ketika mereka bergerak kian-kemari secara acak

untuk membentuk kompleks teraktifkan atau keadaan transisi, energi ini

disebut energi pengaktifan.(Oxtoby, 2001)

2. Temperatur

Laju suatu reaksi kimia bertambah dengan naiknya temperatur.

Biasanya kenaikan sebesar 10oC akan melipatkan dua atau tiga laju suatu

reaksi antara molekul-molekul. Kenaikan laju reaksi ini dapat diterangkan

sebagian sebagai lebih cepatnya molekul-molekul bergerak kian-kemari

pada temperatur yang lebih tinggi dan karenanya bertabrakan satu sama lain

lebih sering. Tetapi, ini belum menjelaskan seluruhnya, kecuali bila energi

pengaktifan praktis nol. Dengan naiknya temperatur, bukan hanya molekul-

molekul lebih sering bertabrakan, tetapi mereka juga bertabrakan dengan

dampak (benturan) yang lebih besar, karena mereka bergerak lebih cepat.

Pada temperatur yang ditinggikan, persentase tabrakan yang mengakibatkan

reaksi kimia akan lebih besar, karena makin banyak molekul yang memiliki

kecepatan lebih besar dan karenaya memiliki energi cukup untuk bereaksi.

3. Katalis

84

Sebuah katalis adalah suatu zat yang meningkatkan kecepatan suatu

reaksi kimia tanpa dirinya mengalami perubahan kimia yang permanen.

Proses ini disebut katalisis.

Suatu katalis diduga mempengaruhi kecepatan reaksi dengan salah

satu jalan:

a. Pembentukan Senyawa Antara

Dirujuk analogi mekanis yang dilukiskan dalam Gambar 1.

Bola akan menggelinding ke kaki bukit jika mula-mula didorong ke

atas tanggul. Jika tanggul itu sangat tinggi relatif terhadap lekukan,

mungkin diinginkan untuk mula-mula merendahkan tanggul itu atau

barier energi dengan memotong puncaknya. Dalam reaksi-reaksi kimia

yang mempunyai energi pengaktifan yang besar, dapatlah pereaksi-

perekasi itu diangkat melewati barier energi dengan menaikkan

temperatur. Namun seringkali tak diinginkan melakukan suatu reaksi

pada temperatur tinggi, karena produk-produk reaksi mungkin tak stabil

atau karena mungkin pereaksi itu lebih cepat terbentuk kembali pada

temperatur tinggi, oleh karenanya rendemen produk yang diinginkan

menjadi berkurang. Suatu pendekatan lain ialah mencari cara

menurunkan barier energi, yakni menyediakan suatu jalan dengan

energi pengaktifan yang lebih rendah sehingga molekul yang energinya

tidak tinggi dapat bereaksi.

Bagaimana jalan reaksi dapat diubah? Salah satu cara adalah

mencari suatu zat, yakni katalis yang dapat bereaksi baik dengan

molekul miskin energi maupun molekul kaya energi untuk membentuk

suatu senyawa antara, yang kemudian bereaksi membentuk zat yang

diinginkan.(Nana,2007)

85

Gambar 1 : Jalan Benda

Perhatikan reaksi umum A + B AB, dengan C menyatakan

katalisnya, seperti yang dilukiskan dalam Gambar berikut.

Perhatikan bahwa C tidak mengalami perubahan kimia yang

permanen, sekali telah dipisahkan dari produk reaksi itu, zat ini dapat

digunakan berulang-ulang.

Banyak reaksi kimia yang diketahui mengikuti jalan semacam

itu bila digunakan katalis. Satu contoh semcam itu adalah reaksi fase

86

Energi pengaktifan

Energi terbebaskan netto

gas antara belerang dioksida, SO2 dan oksigen untuk menghasilkan

belerang trioksida, SO3.

b. Adsorpsi

Banyak zat padat yang bertindak sebagai katalis, dapat

mengikat cukup banyak kuantitas gas dan cairan pada permukaan

mereka berdasarkan adsorpsi. Nikel yang dibubuk halus dan platinum

dikenal akan kemampuannya mengadsorpsi sejumlah besar aneka

ragam gas. Molekul yang teradsorpsi seringkali lebih reaktif daripada

molekul yang tak teradsorpsi. Dalam beberapa hal naiknya kereaktifan

ini dapat disebabkan oleh naiknya konsentrasi molekul yang

teradsorpsi; mereka berjejalan pada permukaan zat padat itu, sedangkan

dalam keadaan gas mereka terpisah jauh satu sama lain. Dalam hal-hal

lain, gaya-gaya tarik antara molekul zat padat dan molekul gas atau

cairan yang teradsorpsi mengakibatkan molekul yang teradsorpsi

menjadi aktif secara kimiawi. Ini menyebabkan reaksi antara molekul A

dan B yang berlangsung pada permukaan zat padat lebih cepat daripada

jika katalis itu tidak ada. Katalis tidak boleh mengadsorpsi hasil reaksi

dengan terlalu kuat. Ketika reaksi berlangsung, produk meninggalkan

permukaan dan ada lagi pereaksi yang teradsorpsi. Jadi permukaan itu

digunakan berkali-kali.(Hadyana,1980)

4. Konsentrasi

Jika konsentrasi suatu zat semakin besar maka laju reaksinya

semakin besar pula dan sebaliknya, jika konsentrasi semakin kecil maka laju

reaksinya semakin kecil pula.(Keenaan, 1984)

Seperti disebut sebelumnya, laju suatu reaksi dapat dinyatakan

sebagai laju berkurangnya konsentrasi suatu pereaksi, atau sebagai laju

bertambahnya konsentrasi suatu produk. Perhatikan reaksi umum berikut:

A B + C

Konsentrasi A pada waktu t1 dinyatakan sebagai A1 dan

konsentrasi pada t2 sebagai A2, dengan tanda kurung siku berarti

87

konsentrasi dalam mol/liter. Laju rata-rata berkurangnya konsentrasi A

dinyatakan sebagai

Laju rata-rata berkurangnya A =

[ A2 ]−[ A1 ]t2−t1

=Δ [ A ]Δt

Laju rata-rata bertambahnya konsentrasi B dan C dinyatakan

sebagai

Laju rata-rata bertambahnya B =

[B2]−[ B1 ]t 2−t 1

=[C2−C1 ]

t 2−t1

=Δ [ B ]Δt

=Δ [ C ]Δt

Dalam pernyataan untuk laju rata-rata berkurangnya A, kuantitas

(A / t) adalah negatif karena A1 lebih besar A2. Karena laju

dinyatakan sebagai berharga positif menurut perjanjian, maka ditaruh tanda

minus di depan kuantitas ini sehingga -(-) = +. Hubungan satu sama lain

ketiga rumus itu adalah

−( Δ [ A ]Δt )= Δ [ B ]

Δt=

Δ [C ]Δt

5. Luas Permukaan

Reaksi yang berlangsung dalam sistem homogen sangat berbeda

dengan reaksi yang berlangsung dalam sistem heterogen. Pada reaksi yang

homogen, campuran zatnya bercampur seluruhnya, hal ini dapat

mempercepat berlangsungnya reaksi kimia karena molekul-molekul ini

dapat bersentuhan satu sama lainnya. Dalam sistem heterogen, reaksi hanya

berlangsung pada bidang-bidang perbatasan dan pada bidang-bidang yang

bersentuhan dari kedua fase.(Sutresna, 2007)

Reaksi kimia dapat berlangsung jika molekul-molekul, atom-atom,

atau ion-ion dari zat-zat yang bereaksi terlebih dulu bertumbukan. Makin

halus suatu zat, maka makin luas permukaannya sehingga makin besar

kemungkinan bereaksi dan makin cepat reaksi itu berlangsung.

Persamaan Laju Reaksi

1. Bentuk Persamaan Laju Reaski

Bentuk persamaan laju reaksi dinyatakan sebagai berikut

Reaksi : mA + nB pC + qD

88

Persamaan laju : v = kAxBy

dengan, k = tetapan jenis reaksi

x = orde reaksi terhadap pereaksi A

y = orde reaksi terhadap pereaksi B

Tetapan jenis reaksi (k) adalah suatu tetapan yang harganya

bergantung pada jenis pereaksi, suhu, dan katalis.

Pangkat konsentrasi pereaksi pada persamaan laju reaksi disebut

orde atau tingkat reaksi. Orde reaksi biasanya adalah suatu bilangan bulat

positif sederhana, tetapi ada juga yang bernilai 0,

12 , atau suatu bilangan

negatif, misalnya -1.

2. Makna Orde Reaksi

Orde reaksi menyatakan besarnya pengaruh konsentrasi pereaksi

pada laju reaksi.

a. Orde Nol

Reaksi dikatakan berorde nol terhadap salah satu pereaksinya

jika perubahan konsentrasi pereaksi tersebut tidak mempengaruhi laju

reaksi. Artinya, asalkan terdapat dalam jumlah tertentu, perubahan

konsentrasi pereaksi itu tidak mempengaruhi laju reaksi.

b. Orde Satu

Suatu reaksi dikatakan berorde satu terhadap salah satu

pereaksinya jika laju reaksi berbanding lurus dengan konsentrasi pereaksi

itu. Jika konsentrasi pereaksi itu dilipat-tigakan maka laju reaksi akan

menjadi 31 atau 3 kali lebih besar.

c. Orde Dua

Suatu reaksi dikatakan berorde dua terhadap salah satu pereaksi

jika laju reaksi merupakan pangkat dua dari konsentrasi pereaksi itu.

Apabila konsentrasi zat itu dilipat-tigakan, maka laju pereaksi akan

menjadi 32 atau 9 kali lebih besar.

89

BAB III

METODOLOGI PERCOBAAN

3.1 Alat dan Bahan

3.1.1 Alat-alat

- 3 buah beker gelas

- Gelas kimia

- Gelas ukur

- Stopwatch

- Termometer

- Pipet tetes

- Hot plate

- Elenmeyer

- Penjepit tabung

3.1.2 Bahan-bahan

- 10 ml Larutan Na2S2O3 0,1 M

- 10 ml Larutan Na2S2O3 0,2 M

- 10 ml Larutan HCl 1 M

- 10 ml Larutan HCl 2 M

- Kertas

- Tissue

- Pulpen

3.2 Prosedur Percobaan

3.2.1 Pengaruh konsentrasi pada laju reaksi

- Dipotong kertas persegi sesuai dengan diameter gelas kimia yang

digunakan.

- Diberi tanda silang dengan pena pada kertas tersebut.

- Diambil larutan HCl 1 M dengan pipet tetes dan dimasukkan ke

dalam gelas ukur hingga volumenya 10 ml.

- Diambil larutan Na2S2O3 0,1 M dengan pipet tetes dan

dimasukkan ke dalam gelas ukur hingga volumenya 10 ml.

90

- Diambil gelas kimia dan diletakkan di atas kertas yang telah

diberi tanda silang.

- Dimasukkan larutan Na2S2O3 tersebut ke dalam gelas kimia dan

kemudian dimasukkan juga larutan HCl yang telah diukur

sebelumnya.

- Dicatat waktu yang diperlukan sejak penambahan larutan HCl

hingga tanda silang tidak terlihat lagi dari atas dengan

menggunakan stopwatch.

- Diulangi langkah ketiga sampai ketujuh untuk konsentrasi larutan

10 ml HCl 1 M 10 ml Na2S2O3 0,2 M dan HCl 2 M Na2S2O3 0,2

M.

3.2.2 Pengaruh suhu pada laju reaksi

- Dipotong kertas persegi sesuai dengan diameter gelas kimia yang

digunakan.

- Diberi tanda silang dengan pena pada kertas tersebut.

- Diambil larutan HCl 1 M dengan pipet tetes dan dimasukkan ke

dalam gelas ukur hingga volumenya 10 ml.

- Diambil larutan Na2S2O3 0,2 M dengan pipet tetes dan

dimasukkan ke dalam gelas ukur hingga volumenya 10 ml.

- Dimasukkan larutan Na2S2O3 tersebut ke dalam gelas kimia dan

dipanaskan dengan menggunakan hot plate sampai suhunya 28oC

atau suhu ruangan (digunakan termometer).

- Diletakkan gelas kimia yang berisi larutan Na2S2O3 di atas kertas

yang telah diberi tanda silang.

- Dimasukkan larutan HCl ke dalam gelas kimia tersebut.

- Dicatat waktu yang diperlukan sejak penambahan larutan HCl

hingga tanda silang tidak terlihat lagi dari atas dengan

menggunakan stopwatch.

- Diulangi langkah ketiga sampai kedelapan untuk konsentrasi

larutan 10 ml HCl 1 M 10 ml Na2S2O3 0,2 M hingga suhu 60oC.

91

BAB IV

HASIL DAN PEMBAHASAN

4.1. Hasil Pengamatan

4.1.1. Pengaruh Konsentrasi pada Laju reaksi

[Hcl] [Na₂S₂O₃] T V

1 M 0,1 M 106 s 0,0094

1 M 0,2 M 39,58 s 0,025

2 M 0,2 M 31,79 s 0,031

4.1.2. Pengaruh Suhu pada Laju Reaksi

[Hcl] [Na₂S₂O₃] T t

1 M 0,2 M 28° C 55,613

1 M 0,2 M 60° C 27,16

4.2. Reaksi

Reaksi yang terjadi dari pencampuran larutan Na2S2O3 dan HCl adalah:

Na2S2O3(aq) + 2HCl(aq) 2NaCl(aq) + H2O(l) + S(s) + SO2(g)

4.3. Perhitungan

4.3.1. Pengaruh Konsentrasi pada Laju Reaksi

Persamaan laju reaksi v = kHClmNa2S2O3n

a. Orde reaksi terhadap Na2S2O3 ditentukan dari percobaan 1 dan 2

92

v2

v1

=k [Na2 S2O3 ]2

m [ HCl ]2n

k [Na2 S2O3 ]1m [ HCl ]1

n

0,0250,0094

=k [0,2 ]2

m [ 1 ]2n

k [0,1 ]1m [ 1 ]1

n

2,66=2m

m=log 2log 2,66

m=0,30,42

m=0,71

b. Orde reaksi terhadap HCl ditentukan dari percobaan 2 dan 3

v3

v2

=k [Na2 S2O3]3

m [ HCl ]3n

k [Na2 S2O3]2m [ HCl ]2

n

0,0310,025

=k [ 0,2 ]3

m [2 ]3n

k [ 0,2 ]2m [1 ]2

n

1,24=2n

n=log 1,24log 2

n=0,0930,301

n=0,31

c. Orde reaksi total

m + n = 0,71 + 0,31

= 1,02

d. Konstanta reaksi

k= v

[Na2 S2O3 ]0,71 [HCl ]0,31

Berdasarkan percobaan 1

k= v

[0,1 ]0,71 [1 ]0,31

=0 ,00940,2×1

93

=0,05 M2 S−1

e. Persamaan laju reaksi lengkap

v = 0,05Na2S2O30,71 HCl0,31

4.4. Grafik

4.4.1. Pengaruh Konsentrasi

1+0,1 1+0,2 2+0,220

40

60

80

100106

39.58 31.79

Grafik Pengaruh Konsentrasi Terhadap Laju Reaksi

KONSENTRASI (mol/Liter)

WAK

TU (S

)

4.4.2. Pengaruh Suhu

28 402530354045505560 55.61

27.16

Grafik Pengaruh Suhu Terhadap Laju Reaksi

SUHU (C)

WAK

TU (S

)

4.5. Pembahasan

Laju reaksi adalah perubahan konsentrasi ataupun produk dalam

suatu satuan waktu. Laju suatu reaksi dapat dinyatakan sebagai laju

berkurangnya konsentrasi suatu pereaksi atau laju bertambahnya konsentrasi

94

suatu produk. Konsentrasi biasanya dinyatakan dalam mol per liter, tetapi

untuk reaksi fase gas, satuan tekanan atmosfer, milimeter merkurium, atau

pascal, dapat digunakan sebagai ganti konsentrasi. Satuan waktu dapat

detik, menit, jam, hari, atau bahkan tahun, bergantung apakah reaksi itu

cepat ataukah lambat.

Di dalam laju reaksi ada yang dinamakan dengan laju reaksi rata-

rata dan laju reaksi sesaat. Laju reaksi rata-rata adalah laju reaksi untuk

selang waktu tertentu. Sedangkan laju reaksi sesaaat adalah laju reaksi pada

saat waktu tertentu. Biasanya ditentukan dengan grafik yang menyatakan

hubungan antara waktu reaksi (sumbu X) dengan konsentrasi zat (sumbu Y).

Besarnya laju reaksi sesaat adalah kemiringan (gradien) garis singgung pada

saat t tersebut.

Ada beberapa faktor yang mempengaruhi laju reaksi, di antaranya

yaitu:

1. Konsentrasi

Pengaruh konsentrasi terhadap laju reaksi dapat dijelaskan

dengan menggunakan teori tumbukan. Semakin tinggi konsentrasinya

berarti semakin banyak molekul dalam setiap satuan luas ruangan,

dengan demikian tumbukan antar molekul akan semakin sering terjadi.

Semakin banyak tumbukan yang terjadi, berarti kemungkinan untuk

menghasilkan tumbukan yang efektif akan semakin besar sehingga

reaksi berlangsung lebih cepat.

2. Luas Permukaan

Pada reaksi heterogen (reaksi yang fase reaktannya tidak

sama), misalnya logam Zn dengan larutan HCl. Selain dipengaruhi oleh

konsentrasi larutan HCl, laju reaksi juga dipengaruhi oleh kondisi

logam Zn tersebut. Dalam jumlah (massa) yang sama, butiran logam Zn

akan bereaksi lebih lambat daripada serbuk Zn. Reaksi akan terjadi

antara molekul-molekul HCl dengan atom-atom Zn yang bersentuhan

langsung dengan HCl lebih sedikit daripada serbuk Zn sebab atom-atom

Zn yang bersetuhan hanya atom Zn yang ada dipermukaan butiran. Jika

95

butiran Zn tersbeut dihaluskan menjadi serbuk, maka atom-atom Zn

yang semula ada di bagian dalam akan berada di bagian permukaan dan

terdapat lebih banyak atom Zn yang secara bersamaan bereaksi dengan

larutan HCl. Jadi, semakin luas permukaan bidang sentuh zat padat,

semakin banyak tempat terjadinya tumbukan antar partikel zat yang

bereaksi sehingga laju reaksi akan semakin meningkat juga.

3. Temperatur

Laju suatu reaksi kimia bertambah dengan naiknya temperatur.

Biasanya kenaikan sebesar 10oC akan melipatkan dua atau tiga laju

suatu reaksi antara molekul-molekul. Kenaikan laju reaksi ini dapat

diterangkan sebagian sebagai lebih cepatnya molekul-molekul bergerak

kian-kemari pada temperatur yang lebih tinggi dan karenanya

bertabrakan satu sama lain lebih sering. Tetapi, ini belum menjelaskan

seluruhnya, kecuali bila energi pengaktifan praktis nol. Dengan naiknya

temperatur, bukan hanya molekul-molekul lebih sering bertabrakan,

tetapi mereka juga bertabrakan dengan dampak (benturan) yang lebih

besar, karena mereka bergerak lebih cepat. Pada temperatur yang

ditinggikan, persentase tabrakan yang mengakibatkan reaksi kimia akan

lebih besar, karena makin banyak molekul yang memiliki kecepatan

lebih besar dan karenaya memiliki energi cukup untuk bereaksi.

4. Katalis

Katalis adalah suatu zat yang dapat mempercepat laju reaksi,

tanpa dirinya mengalami perubahan yang permanen sehingga pada

akhir reaksi zat tersebut dapat diperoleh kembali. Suatu katalis mungkin

dapat terlibat dalam proses reaksi atau mengalami perubahan selama

reaksi berlangsung, tetapi setelah reaksi itu selesai maka katalis akan

diperoleh kembali dalam jumlah yang sama. Katalis dapat mempercepat

reaksi dengan cara mengubah jalannya reaksi. Jalur reaksi yang

ditempuh tersebut mempunyai energi aktivasi yang lebih rendah

daripada jalur reaksi yang ditempuh tanpa katalis. Artinya katalis

berperan untuk menurunkan energi aktivasi.

96

Ada dua cara yang dilakukan katalis dalam mempercepat reaksi, yaitu:

a. Pembentukan senyawa antara (senyawa kompleks teraktivasi)

Pada umumnya reaksi akan berlangsung lambat jika

energi aktivasi reaksi tersebut terlalu tinggi. Agar reaksi dapat

berlangsung dengan lebih cepat, maka dapat dilakukan dengan

cara menurunkan energi aktivasinya. Untuk menurunkan energi

aktivasi dapat dilakukan dengan mencari senyawa antara (transisi)

lain yang mempunyai energi aktivasi lebih rendah. Fungsi katalis

dalam hal ini adalah mengubah jalannya reaksi sehingga

diperoleh senyawa antara yang energinya lebih rendah. Katalis

yang bekerja dengan metode ini adalah jenis katalis homogen

(katalis yang mempunyai fase yang sama dengan fase reaktan

yang dikatalis).

b. Adsorpsi

Proses katalisasi dengan cara adsorpsi umumnya

dilakukan oleh katalis heterogen. Pada proses adsorpsi, molekul-

molekul reaktan akan teradsorpsi (terserap) pada permukaan

katalis. Akibatnya molekul-molekul reaktan tersebut akan

terkonsentrasi pada permukaan katalis sehingga daat

mempercepat reaksi. Kemungkinan lain, antar molekul yang

bereaksi tersebut akan terjadi gaya tarik sehingga menyebabkan

molekul-molekul tersebut menjadi reaktif. Agar katalis

berlangsung efektif, katalis tidak boleh mengadsorpsi zat hasil

reaksi. Bila zat hasil reaksi atau pengotor teradsorpsi dengan kuat

oleh katalis, maka menyebabkan permukaan katalis mejadi tidak

aktif. Keadaan seperti ini disebut katalis telah teracuni dan akan

menghambat terjadinya reaksi.

Umumnya bentuk persamaan laju reaksi dapat dinyatakan sebagai

berikut.

Untuk reaksi : mA + nB pC + qD

Persamaan laju : v = kAxBy

97

x dan y disebut sebagai orde reaksi. Orde reaksi adalah pangkat

konsentrasi pereaksi pada persamaan laju reaksi. Orde reaksi menyatakan

besarnya pengaruh konsentrasi reaktan terhadap laju rekasi. Macam-macam

orde reaksi:

a. Orde reaksi nol

Reaksi dikatakan berorde nol terhadap salah satu reaktan, jika

perubahan konsentrasi reaktan tersebut tidak mempengaruhi laju reaksi.

Artinya, asalkan terdapat dalam jumlah tertentu, perubahan konsentrasi

reaktan itu tidak mempengaruhi laju reaksi. Besarnya laju reaksi hanya

dipengaruhi oleh besarnya konstanta laju reaksi (k).

b. Orde reaksi satu

Suatu reaksi dikatakan berorde satu terhadap salah satu reaktan,

jika laju reaksi berbanding lurus dengan konsentrasi reaktan itu. Jika

konsentrasi reaktan itu dilipat-tigakan maka laju reaksinya akan menjadi

3 kali lebih besar.

98

v

X

v

X

c. Orde reaksi dua

Suatu reaksi dikatakan berorde dua terhadap salah satu reaktan,

jika laju reaksi merupakan pangkat dua dari konsentrasi rekatan itu. Jika

konsentrasi reaktan itu dilipat-tigakan maka laju reaksi akan menjadi 32

atau 9 kali lebih besar.

d. Orde reaksi negatif

Suatu reaksi berorde negaif, jika laju reaksi berbanding terbalik

dengan konsentrasi reaktan tersebut. Jika konsentrasi reaktan tersebut

diperbesar, maka laju reaksi akan semakin kecil.

Selama perubahan kimia, perlulah bagi molekul-molekul yang

bereaksi untuk bertabrakan ketika mereka bergerak kian-kemari secara acak.

Energi aktivasi atau pengaktikfan adalah energi minimum yang harus

dimiliki oleh partikel pereaksi sehingga menghasilkan tumbukan efektif atau

untuk menghasilkan suatu reaksi.

Pada hasil pengamatan, percobaan pertama, yaitu pengaruh

konsentrasi pada laju reaksi menunjukkan konsentrasi mula-mula Na2S2O3

0,1 M dengan HCl 1 M membutuhkan waktu 106 detik untuk bercampur,

Na2S2O3 0,2 M dengan HCl 1 M membutuhkan waktu 39,58 detik untuk

bereaksi atau bercampur, Na2S2O3 0,2 M dengan HCl 2 M membutuhkan

waktu 31,79 detik. Jadi, dapat dilihat bahwa Na2S2O3 0,2 M dengan HCl 2 M

bereaksi paling cepat atau memiliki laju reaksi yang paling cepat. Hal ini

menunjukkan bahwa konsentrasi larutan sangat berpengaruh terhadap laju

99

X

v

reaksi. Larutan yang memiliki konsentrasi tinggi akan mengalami laju reaksi

yang lebih cepat pula. Hal ini dikarenakan semakin tinggi konsentrasinya

berarti semakin banyak molekul dalam setiap satuan luas ruangan, dengan

demikian tumbukan antar molekul akan semakin sering terjadi, berarti

kemungkinan untuk menghasilkan tumbukan yang efektif akan semakin

besar sehingga reaksi berlangsung lebih cepat.

Bukti lainnya yang menunjukkan bahwa konsentrasi berpengaruh

pada laju reaksi yaitu dengan melihat orde reaksinya. Dari perhitungan

diperoleh orde reaksi terhadap Na2S2O3 adalah 0,71 dan orde reaksi terhadap

HCl adalah 0,31, sehingga orde reaksi totalnya dalah 1,02.

Pada percobaan pertama dilakukan pencampuran larutan 0,1M

Na2S2O3 10 dengan 1M HCl 10 ml, kemudian ditunggu beberapa saat

kemudian ternyata tanda silang yang ada dikertas hilang pada hitungan ke

106 detik, dimana pada saat itu pun campuran berubah menjadi keruh. Pada

percobaan kedua, dilakukan pencampuran larutan 0,2M Na2S2O3 10 ml

dengan 1M HCl 10 ml, pada percobaan kedua ini waktu yang dibutuhkan

oleh tanda silang untuk hilang (tidak terlihat) lagi lebih cepat dari percobaan

pertama yaitu 40 detik.

Hal ini disebabkan konsentrasi larutan Na2S2O3 ditambah menjadi

0,2 M, dimana seperti yang kita ketahui bahwa semakin besar konsentrasi

maka laju reaksinya semakin cepat. Hal ini dikarenakan larutan yang

konsentrasinya besar (pekat) mengandung partikel yang lebih rapat, jika

dibandingkan dengan larutan yang konsentrasinya kecil (encer). Sehingga

lebih sering dan lebih mudah bertumbukan.

Hal ini terjadi pula pada percobaan ketiga pencampuran larutan

0,2M Na2S2O3 10 ml dengan 0,2 M HCl 10 ml memerlukan waktu yang

lebih cepat dibandingkan percoban ke-1 dan ke-2 sebelumnya, dimana

waktu yang diperlukan agar tanda silang tidak terlihat lagi adalah 32 detik.

Hal ini dikarenakan bertambahnya konsentrasi Na2S2O3 menjadi 0,2 M dan

HCl menjadi 0,2 M. Dimana waktu yang dibutuhkan agar tanda silang tidak

terlihat lagi adalah 32 detik sehingga pada percobaan ketiga inilah yang

100

paling cepat. Hal ini membuktikan bahwa semakin besar (pekat)

konsentrasi maka semakin cepat laju reaksinya.

Pada percobaan ke-4 berdasarkan pengaruh temperatur

pencampuran 0,2 M Na2S2O3 10 ml dengan HCl 10 ml, dimana Na2S2O3

pada suhu ruangan 28°C ternyata membutuhkan waktu hingga tanda silang

tidak terlihat lagi adalah 55,61 detik. Pada percobaan ke-5 pencampuran

0,2M Na2S2O3 10 ml dengan 1 M HCl 10 ml, dimana pada suhu 60°C

memerlukan waktu untuk menghilangnya tanda silang adalah 27,16 detik.

Dari hasil pengamatan percobaan ke-4 dan ke-5 terjadi perbedaan waktu,

dimana semakin tinggi suhu maka semakin cepat laju reaksinya sehingga

pada suhu kamar hanya 55,61 detik sedangkan pada suhu 60°C waktu yang

diperlukan 27,61 detik.

Dalam percobaan yang dipengaruhi konsentrasi, dapat kita lihat

bahwa konsentrasi yang paling besar laju reaksinya atau paling cepat

terproses yaitu larutan Na2S2O3 0,2 M dengan HCl 2 M. Paling cepat

bereaksi karena larutan tersebut sangat pekat, moekul-molekul tersebut

sangat mudah saling bertumbukan sehingga menyebabkan laju reaksi

semakin cepat.

Dalam percobaan yang dipengaruhi suhu, dapat kita lihat bahwa

suhu yang tinggi laju reaksinya yaitu larutan Na2S2O3 0,2 M dan HCl 1 M

pada suhu 60°C. Hal ini dikarenakan suhu yang tinggi molekul-molekul itu

paling mudah untuk bertumbukan. Dalam prosedur percobaan kertas yang

dipotong dan diberi tanda silang dengan pulpen digunakan supaya pada

larutan Na2S2O3 dengan HCl yang bereaksi dapat terlihat, tidak tampak

tanda silang tersebut dinyatakan telah bereaksi meski memerlukan waktu

yang lama maupun waktu yang cepat laju reaksinya.

Fungsi dari Na2S2O3 dan HCl adalah sebagai pereaksi yang dalam

percobaan ini dipengaruhi oleh konsentrasi dan suhu. Pada saat Na2S2O3 dan

HCl dengan konsentrasi yang berlainan direaksikan maka akan terjadi suatu

reaksi dari masing-masing percobaan. Dengan begitu akan memperoleh orde

101

reaksi, harga k, dan persamaan laju reaksinya. Prinsip percobaan pada laju

reaksi ini adalah didasarkan pada perubahan konsentrasi terhadap waktu.

Dari percobaan yang dilakukan diketahui bahwa larutan Na2S2O3

yang direaksikan dengan HCl ternyata menghasilkan endapan berwarna

kuning muda dan endapan tersebut adalah endapan sulfur. Dari percobaan

pula diketahui bahwa semakin tinggi konsentrasi pereaksi semakin cepat

laju reaksinya. Semakin tinggi suhu pereaksi maka semakin semakin cepat

pula bereaksi.dari hasil percobaan didapatkan orde reaksi dari Na2S2O3+HCl

adalah orde reaski X=-1,4 dan reaksi Y= 1,3

Na2S2O3 adalah salah satu jenis dari garam. Garam terhidrat adalah

garam yang terbentuk dari senyawa-senyawa kimia yang dapat mengikat

molekul-molekul air pada suhu kamar. Garam ini memiliki sifat hidroskopis

(mudah menyerap air di udara) hingga sering kali dijumpai dalam bentuk

hidratnya dibandingkan bentuk murninya.

Hcl merupakan elektrolit kuat dan merupakan asam kuat. Asam

klorida adalah salah satu senyawa yang sangat penting dalam industry

kimia. Asam klorida banyak memiliki kegunaan diantaranya adalah sebagai

bahan kimia untuk menggenerasikan kationtesin, menetralisirkan air limbah

ber-pH tinggi, pembuatan bahan kimia organik (seperti PVC) dan

pembuatan bahan kimia anorganik. HCl sangat korosif, uap HCl bias

menyebabkan iritasi saluran pernafasan. Kontak fisik dengan asam yang

satu ini harus dihindari karena akan mengalami iritasi hebat.

Sifat-sifat fisik dan kimia dari larutan Na2S2O3 dan larutan HCl

antara lain:

1. Sifat fisik Na2S2O3

- Berupa hablur besar

- Tidak berwarna

- Serbuk kasar

2. Sifat kimia Na2S2O3

- Larutan netral atau basa lemah terhadap lakmus

- Sangat mudah larut dalam air dan tidak larut dalam etanol

102

- Bersifat hidroskopis (menyerap air dalam udara)

- Densitas 1,667 g/cm³

- Massa molal 158,108 g/mol

- Titik leleh 48,3°C

- Titik didih 100°C

3. Sifat fisik HCl

- Titik didih, titik leleh, massa jenis, dan pH tergantung pada

konsentrasi atau molaritas HCl dalam suatu larutan asam.

- Konsentrasi HCl mendekati 0% sampai dengan asam klorida

berasap 40% HCl

4. Sifat kimia HCl

- Asam monoprofik, yang berarti bahwa ia dapat berdisosiasi

melepaskan satu H+ sekali.

- Larutan asam klorida, H+ bergabung dengan molekul air

membentuk ion Hidronium.

- Massa molar 36,46 g/mol

- Densitas 1,18 g/cm3

- Titik leleh -27,32°C

- Titik didih 48°C

- Tidak reaktif

- Asam kuat

Adapun faktor-faktor kesalahan yang terjadi dalam percobaan kali

ini di antaranya yaitu praktikan kurang teliti dalam menggunakan alat

percobaan, misalnya menggunakan pipet yang sama untuk mengambil

larutan dengan konsentrasi yang berbeda. Pada saat mencatat waktu,

praktikan kurang teliti sehingga waktu yang diperoleh terlalu lama atau

terlalu cepat. Adanya perbedaan pendapat mengenai tanda silang yang tidak

terlihat lagi sehingga akan berpengaruh terhadap perhitungan waktunya.

103

BAB V

PENUTUP

5.1. Kesimpulan

Setelah dilakukan percobaan “Laju Reaksi” ini maka dapat

disimpulkan bahwa:

a. Laju suatu reaksi kimia dapat ditentukan dengan metode laju awal,

yaitu laju diukur pada awal reaksi dengan konsentrasi yang berbeda-

beda. Dengan menggunakan persamaan v = kAxBy, maka dapat

diperoleh orde reaksi dan tetapan jenis reaksi untuk menghitung laju

reaksi. Atau dengan menggunakan persamaan perubahan konsentrasi

per satuan waktu. Berdasarkan percobaan, diperoleh laju reaksi v = 0,05

Na2S2O30,71HCl0,31.

b. Semakin besar suhu semakin besar laju reaksi. Hal ini dapat dilihat pada

percobaan keempat 10 ml Na2S2O3 0,2 M dengan 10 ml HCl 1 M

membutuhkan waktu 55,613 detik. Setelah dipanaskan berbeda dengan

tanpa pemanas yaitu pada percobaan kelima yaitu 10 ml Na2S2O3 0,2 M

dengan 10 ml HCl 1 M yang hanya membutuhkan waktu 27,16 detik.

c. Faktor-faktor yang mempengaruhi laju reaksi di antaranya yaitu

konsentrasi, suhu, luas permukaan, dan katalis.

5.2. Saran

Sebaiknya dalam praktikum selanjutnya yang diamati tidak hanya

pengaruh konsentrasi dan suhu saja, tetapi juga pengaruh katalis dan

permukaan zat terhadap laju reaksi. Dalam praktikum sebaiknya untuk

menghitung waktu menggunakan stopwatch bukan stopwatch handphone.

Perlunya ketelitian dengan hati-hati terhadap hot plate.

104

DAFTAR PUSTAKA

Goldberg, Daud E.Ph.D. 1998. Kimia Untuk Pemula Edisi Ketiga. Jakarta: Erlangga.

Hadyana, Aloysius. 1980. Kimia Untuk Universitas Edisi Keenam Jilid 1. Jakarta: Erlangga.

Keenan, Charles W. 1984. Kimia Untuk Universitas Jilid 1. Jakarta: Erlangga.

Oxtoby, David W. 2001. Prinsip-prinsip Kimia Modern Edisi Keempat Jilid 1. Jakarta: Erlangga.

Sutresna, Nana. 2007. Cerdas Belajar Kimia. Bandung: Grafindo Media Pratama.

105