LAPORAN PRAKTIKUM KECEPATAN REAKSI (1)

LAPORAN PRAKTIKUM KIMIA DASAR
KECEPATAN REAKSI

Disusun Oleh :

1. Achmad Zaimul Khaqqi

(132500030)

2. Dinda Kharisma Asmara

(132500014)

3. Icha Restu Maulidiah

(132500033)

4. Jauharatul Lailiyah

(132500053)

Dosen Pembimbing :
Arif Yahya., S.Si., M.Si

Prodi Biologi
FAKULTAS MATEMATIKA DAN ILMU PENGETAHUAN ALAM

UNIVERSITAS PGRI ADI BUANA SURABAYA

Jl. Dukuh Menanggal XII Surabaya 60234
Tahun 2014

HALAMAN PENGESAHAN
Makalah Kimia Dasar ”Kecepatan Reaksi”
ini diajukan untuk memenuhi tugas mata pelajaran Kimia Dasar semester ganjil
tahun ajaran 2013/2014. Makalah Kimia Dasar ini telah diperiksa dan disetujui
oleh
Bapak Arif Yahya, S.Si., M.Si
pada tanggal…………………………

Mengesahkan,

Arif Yahya, S.Si., M.Si

Universitas PGRI Adi Buana Surabaya | i

KATA PENGANTAR
Puji syukur kehadirat Allah SWT atas limpahan rahmat dan karunia-Nya,
sehingga Makalah Kecepatan Reaksi ini akhirnya selesai. Tugas ini kami buat
untuk memenuhi tugas Kimia Dasar semester ganjil tahun ajaran 2013/2014.
Makalah Kimia Dasar ini kami buat untuk memberikan wawasan
pengetahuan utamanya bagi para pemuda-pemudi atau para mahasiswa tentang
Kecepatan Reaksi. Sehingga bisa mengetahui bagaimana proses Kecepatan
Reaksi.
Dengan selesainya Makalah Kimia Dasar ini, kami mengucapkan banyak
terima kasih kepada Bapak Arif Yahya, S.Si., M.Si., yang telah membimbing
pembuatan Makalah Kimia Dasar ini. Semoga bimbingan yang Bapak berikan
dapat bermanfaat Amin.
Makalah Kimia Dasar ini masih banyak kekurangan di dalamnya. Oleh
sebab itu dengan penuh rendah hati, kami mohon agar para pembaca beserta dosen
pembimbing berkenan memberikan kritik dan saran yang membangun guna

sempurnanya tugas ini.
Dengan segala kekurangan dan keterbatasannya, semoga Makalah Kimia
Dasar ini dapat bermanfaat dan berguna terutama bagi para mahasiswa Amin.

Surabaya, Januari 2014

Universitas PGRI Adi Buana Surabaya | ii

DAFTAR ISI

Halaman Pengesahan

i

Kata Pengantar

ii

Daftar Isi

iii

I.

Tujuan

1

II.

Dasar Teori

1

III.

Bahan dan Alat

6

IV.

Cara Kerja

6

V.

Hasil Pengamatan

8

VI.

Pembahasan

10

VII.

Kesimpulan

12

Daftar Pustaka

13

Universitas PGRI Adi Buana Surabaya | iii

I.

TUJUAN
Tujuan percobaan praktikum ini adalah
1. Mengetahui pengaruh konsentrasi terhadap kecepatan reaksi
2. Mengetahui pengaruh suhu terhadap kecepatan reaksi

II.

DASAR TEORI

Mekanisme terjadinya perubahan-perubahan dalam suatu reaksi
kimia dan kecepatan reaksi dapat diterangkan dengan teori kinetika dan
kesetimbangan kimia. Mekanisme reaksi kimia menerangkan melalui
langkah-langkah mankah suatu zat pereaksi berubah menjadi hasil reaksi.
Laju reaksi (kecepatan reaksi) menerangkan seberapa cepat reaksi
berlangsung. Laju reaksi suatu reaksi kimia biasanya didefinisikam
sebagai perubahan konsentrasi zat yang ikut serta dalam reaksi per satuan
waktu.
Misalnya untuk reaksi:
A+BP
Laju reaksi (r) = -

𝑑 [𝐴]
𝑑𝑡

=-

𝑑[𝐵]
𝑑𝑡

=+

𝑑[𝑃]
𝑑𝑡

Persamaan ini menunjukkan bahwa laju reaksi suatu reaksi kimia
berbanding terbalik terhadap waktu dan berbanding lurus dengan
konsentrasi. Hasil percobaan membuktikan hasil reaksi tidak selalu berupa
fungsi linear dari konsentrasi zat pereaksi. Untuk reaksi diatas hal ini dapat
dinyatakan secara empiris dalam persamaan:
r = [A]p . [B]q
P dan Q dikenal dengan tingkat reaksi, (p + q) dikenal sebagai total
tingkat reaksi.
Andaikan suatu reaksi mempunyai total tingkat reaksi n, maka laju
reaksinya sebanding dengan [konsentrasi]n dan berbanding terbalik dengan
t:
r = [konsentrasi]n
r = 1/t

Universitas PGRI Adi Buana Surabaya | 1

Sehingga jika dibuat grafik [konsentrasi]n versus 1/t, maka akan
diperoleh grafik berupa garis lurus. Dengan demikian tingkat reaksi
kimia dapat ditentukan dengan membuat grafik [konsentrasi]n VS 1/t.
Tingkat reaksi

Penentuan tingkat reaksi dengan membuat grafik

1

[konsentrasi]1

2

[konsentrasi]2

VS

1/t

3

[konsentrasi]3

VS

1/t

VS

1/t

Kecepatan reak dapat diukur dari laju terbentuknya hasil reaksi,
misalnya reaksi antara HCL + Al dapat diukur dari laju pembentukan gas
H2
Al + HCL(aq) ----- AlCl3(aq) + H2 (g)
Dalam suatu reaksi kimia berlangsungnya suatu reaksi dari keadaan
semula (awal) sampai keadaan akhir diperkirakan melalui beberapa tahap
reaksi. Contoh : 4 HBr(g) + O2(g) ฀ 2 H2O(g) + 2 Br2(g)
Dari persamaan reaksi di atas terlihat bahwa tiap 1 molekul O2

bereaksi dengan 4 molekul HBr. Suatu reaksi baru dapat berlangsung
apabila ada tumbukan yang berhasil antara molekul-molekul yang
bereaksi. Tumbukan sekaligus antara 4 molekul HBr dengan 1 molekul
O2 kecil sekali kemungkinannya untuk berhasil.
Tumbukan yang mungkin berhasil adalah tumbukan antara 2
molekul yaitu 1 molekul HBr dengan 1 molekul O2. Hal ini berarti reaksi
di atas harus berlangsung dalam beberapa tahap dan diperkirakan tahaptahapnya adalah :

Tahap 1: HBr + O2

฀ HOOBr

(lambat)

Tahap 2: HBr + HOOBr

฀ 2HOBr

(cepat)

Tahap 3: (HBr + HOBr

฀ H2O + Br2) x 2

(cepat)

------------------------------------------------------ +
4 HBr + O2

--> 2H2O + 2 Br2

Universitas PGRI Adi Buana Surabaya | 2

Dari contoh di atas ternyata secara eksperimen kecepatan
berlangsungnya reaksi tersebut ditentukan oleh kecepatan reaksi
pembentukan HOOBr yaitu reaksi yang berlangsungnya paling lambat.
Rangkaian tahap-tahap reaksi dalam suatu reaksi disebut
"mekanisme reaksi" dan kecepatan berlangsungnya reaksi keselurahan
ditentukan oleh reaksi yang paling lambat dalam mekanisme reaksi. Oleh
karena itu, tahap ini disebut tahap penentu kecepatan reaksi.
Pada laju reaksi terdapat faktor-faktor yang dapat mempengaruhi laju
reaksi. Selain bergantung pada jenis zat yang beraksi laju reaksi
dipengaruhi oleh :
a.

Konsentrasi Pereaksi
Pada umumnya jika konsentrasi zat semakin besar maka laju

reaksinya semakin besar, dan sebaliknya jika konsentrasi pula, dan
sebaliknya jika sentrasi suatu zat semakin kecil maka laju reaksinya pun
semakin kecil. Untuk beberapa reaksi, laju reaksinya pun semakin kecil.
Untuk beberapa reaksi, laju reaksi dapat dinyatakan dengan persamaan
matematik yang dikenal dengan hukum laju reaksi atau reaksi dinamakan
orde reaksi. Menentukan orde reaksi dari suatu reaksi kimia pada
prinsipnya menentukan seberapa besar pengaruh perubahan konsentrasi
pereaksi terhadap laju reaksi.
b. Luas Permukaan
Suatu reaksi mungkin melibatkan pereaksi dalam bentuk padat, luas
permukaan (total) zat padat akan bertambah jika ukurannya diperkecil.
Semakin zat padat terbagi menjadi bagian kecil, semakin cepat reaksi
berlangsung. Bubuk zat padat biasanya menghasilkan reaksi yang lebih
cepat dibandingkan sebuah bongkah zat padat dengan massa yang sama.
Bubuk padat memiliki permukaan yang lebih besar dari pada sebuah
bengkah zat padat.
c.

Suhu atau Temperatur
Laju reaksi juga dapat di percepat atau diperlambat dengan

mengubah suhunya. Ketika suhunya dinaikkan maka laju reaksi akan
meningkat pula. Sebagai perkiraan kasar, sebagai perkiraan besar,

Universitas PGRI Adi Buana Surabaya | 3

sebagai reaksi berlangsung dengan suhu ruangan maka laju reaksi akan
berlipat ganda setiap kenaikan 100C.
Perkiraan ini bukan keadaan yang mutlak dan tidak bisa diterapkan
pada seluruh reaksi. Bahkan bila pun mendekati benar, laju reaksi akan
berlipat ganda setiap 90C atau 110C atau setiap suhu tertentu. Angka dari
derajat suhu yang diperlukan untuk melipat gandakan laju reaksi akan
berubah secara bertahap seiring dengan meningkatnya suhu.
Beberapa reaksi pada hakikatnya sangat cepat, sebagai contoh
reaksi perpanasan melibatkan ion yang terlarut menjadi zat padat yang
tidak larut, atau reaksi ion hidrogen dengan asam dan ion hidroksi dari
Alkali didalam larutan, sehingga memanaskan salah satu dari contoh ini
tidak memperoleh perbedaan laju reaksi yang baik di laboratorium
maupun industri akan berlangsung lebih cepat apabila di panaskan.
d. Tekanan
Bayak reaksi yang melibatkan pereaksi dalam wujud gas. Kelajuan
dari reaksi seperti itu juga dipengaruhi oleh tekanan. Penambahan
tekanan dengan memperkecil Volume akan memperbesar konsentrasi,
dengan demikian dapat memperbesar laju reaksi.
Peningkatan tekanan pada reaksi yang melibatkan gas pereaksi akan
meningkatkan laju reaksi. Perubahan tekanan pada suatu reaksi yang
melibatkan hanya zat padat maupun zat cair tidak memberikan perubahan
apapun pada laju reaksi.
Dalam proses pembuatan amonia dengan proses Haber, laju reaksi
antara Hidrogen dan Nitrogen ditingkatkan dengan menggunakan
tekanan yang sangat tinggi. alasan utama menggunakan tekanan tinggi
adalah untuk meningkatkan persentasi amonia di dalam keseimbangan
campuran, namun hal ini juga memberikan perubahan yang berarti pada
laju reaksi juga.
Industri yang melibatkan produksi berupa gas yang banyak
dilangsungkan pada tekanan tinggi, misalnya pembuatan amonia yang
menggunakan tekanan hingga 400 atm.
e.

Katalis

Universitas PGRI Adi Buana Surabaya | 4

Katalis adalah zat yang dapat mempercepat laju reaksi, tetapi zat itu
sendiri tak mengalami perubahan yang kekal (tidak diskon asumsi atau
tidak dihabiskan). Katalis dibagi 2 yaitu :


Katalis Positif.
Katalis positif berfungsi untuk mempercepat laju reaksi dengan
cara menurunkan energi pengaktifan, katalis positif disebut juga
katalisator.



Katalis Negatif
Katalis negatif berfungsi untuk memperkuat laju reaksi. Katalis
negatif disebut juga inhibator.

Adapun Jenis-jenis katalis yaitu :


Katalis homogen
Wujud katalis homogen ini sama dengan wujud pereaksi. Jenis
katalis ini umumnya ikut beraksi tetapi pada akhirnya akan kembali
lagi ke bentuk semula.



Katalis Heterogen
Wujud katalis homogen ini berbeda dari wujud pereaksi. Jenis
katalis ini umumnya berupa logam-logam dan bereaksi yang
dipercepat adalah reaksi gas-gas katalis ini tidak ikut bereaksi,
tetapi melalui reaksi permukaan yaitu permukaan logam menyerap
molekul-molekul udara hingga apabila dua molekul gas yang dapat
bereaksi terserap maka gas-gas itu akan mudah bereaksi katalis ini
kebanyakan digunakan dalam reaksi industri.



Katalis biokimia
Katalis biokimia ini berfungsi untuk mempercepat reaksi-reaksi
yang terjadi pada makhluk hidup. Katalis ini berupa enzim-enzim.
Dalam laju reaksi terdapat pula teori tumbukan, reaksi berlangsung

sebagai hasil tumbukan antara partikel pereaksi. Akan tetapi tidaklah
setiap tumbukan antara partikel menghasilkan reaksi, melainkan hanya
tumbukkan antar partikel yang memiliki energi yang cukup serta arah
tumbukan yang tepat. Sehingga dapat dikatakan bahwa laju reaksi dapat
bergantung pada 3 hal, yaitu:

Universitas PGRI Adi Buana Surabaya | 5

฀

Frekuensi Tumbukan

฀

Fraksi tumbukan yang melibatkan partikel dengan energi cukup

฀

Fraksi partikel dengan energi cukup yang tumbuhannya dengan
arah yang tepat.
Tumbukan yang menghasilkan reaksi disebut dengan tumbukan

efektif, energi minimum yang harus dimiliki oleh partikel pereaksi
sehingga menghasilkan tumbukan efektif yang disebut juga energi
pengaktifan untuk memahami arti dari energi pengaktifan perlu
diperhatikan pelan-pelan benda yang ada di sekitar kita yang dapat
terbakar.
Adapun persamaan laju reaksi dan orde reaksi yaitu sebagai berikut:
mA + nB
Persamaan laju :

pC = qD

V = K [A] x [B]x

Dengan ketetapan rumus :
- K

: Ketetapan Jenis Reaksi

- X

: Orde Reaksi terhadap pereaksi A

- Y

: Orde reaksi terhadap pereaksi B

- m,n,p,q

:

Koefisien masing-masing zat yang terlihat dalam

reaksi
Ketetapan jenis reaksi (K) adalah salah satu tetapan yang
harganya bergantung pada jenis pereaksi dan suhu., setiap reaksi
mempunyai harga K tertentu pada suhu tertentu. Harga K berubah jika
suhu berubah, kenaikan suhu dan katalisator umumnya dan memperbesar
harga K.

Universitas PGRI Adi Buana Surabaya | 6

III.

BAHAN DAN ALAT


Larutan HCL konsentrasi 0,5; 1; 2; 4 N



Potongan Aluminium foil



Akuades



Tabung reaksi dan rak



Labu Erlnmeyer



Stopwatch



Pengaduk

IV. CARA KERJA
A.

Hubungan antara kecepatan reaksi dengan konsentrasi HCL
1) Isilah 5 tabung reaksi berurut-turut dengan 5 mL larutan HCL 0,1 N;
0,2N; 0,4N; 0,6N; dan 0,8N.
2) Masukkan 1 potongan aluminium foil yang sama ukurannya (±
2x2mm), kedalam masing-masing tabung reaksi.
3) Catat waktu habisnya/hilangnya aluminium foil didalam larutan HCL.
4) Buat kurva antara waktu yang digunakan untuk bereaksi (sumbu y)
dengan konsentrasi HCL (sumbu x).

B.

Hubungan antara kecepatan reaksi dengan konsentrasi aluminium
1) Isilah 5 tabung reaksi berturut-turut dengan potongan aluminium foil 1;
2; 3; 4; dan 5 potongan.
2) Masukkan 5 ml larutan HCL 0,2N ke dalam masing-masing tabung
reaksi.
3) Catat waktu habisnya/hilangnya aluminium foil di dalam larutan HCL.
4) Buat kurva antar waktu yang digunakan untuk bereaksi dengan
konsentrasi aluminium.

C.

Hubungan antara kecepatan reaksi dengan temperature
1) Ambil 5 tabung reaksi, isilah masing-masing dengan 1 potongan
aluminium foil yang sama ukurannya dan letakkan pada rak.

Universitas PGRI Adi Buana Surabaya | 7

2) Catat suhunya, inilah suhu awal reaksi.
3) Tambahkan pada tabung pertama 5 mL larutan HCL 0,2N, amati dan
catat waktunya sampai potongan aluminium hilang.
4) Catat suhunya, ini adalah suhu akhir reaksi.
5) Ulangi percobaan diatas untuk tabung ke-2, 3, 4, dan 5 tetapi percobaan
dilakukan dengan suhu zat pereaksi 35oC; 40 oC; 45 oC; 50oC.
Pemanasan zat pereaksi dilakukan dengan mencelupkan tabung yang
berisi zat pereaksi kedalam penangas air.
6) Buat kurva antara waktu hilangnya potongan aluminium dengan
temperature.

Universitas PGRI Adi Buana Surabaya | 8

V. HASIL PENGAMATAN
A. Hubungan antara kecepatan reaksi dengan konsentrasi HCL

No. tabung

Konsentrasi larutan HCl

Waktu (detik)

1

0,5 N

5277

2

1

N

3126

3

2

N

1686

4

4

N

1677

Grafik Hubungan antara kecepatan reaksi dengan
konsentrasi HCL

6000
waktu (detik)

5000
4000
3000
2000

Waktu (detik)

1000
0
0,5 N

1 N

2 N

4 N

Konsentrasi HCl (N)

B. Hubungan antara kecepatan reaksi dengan konsentrasi aluminium

No. tabung

Jumlah potongan aluminium

Waktu (detik)

1.

1 potong

1521

2.

2 potong

1675

3.

3 potong

1829

4.

4 potong

1952

Universitas PGRI Adi Buana Surabaya | 9

Grafik Hubungan antara kecepatan reaksi dengan
konsentrasi aluminium
2500
waktu (detik)

2000
1500
1000

Waktu (detik)

500
0
1 potong 2 potong 3 potong 4 potong
Jumlah Potongan Aluminium

C. Hubungan antara kecepatan reaksi dengan temperature

No. tabung

Suhu (celcius)

Waktu (detik)

1

Ruang (29-30)

3328

2

40 – 36

1570

3

50 – 45

984

4

60 – 56

421

5

70 – 68

342

waktu (ddetik)

Grafik Hubungan antara kecepatan reaksi
dengan temperature
3500
3000
2500
2000
1500
1000
500
0

Waktu (detik)

Ruang 40 – 36 50 – 45 60 – 56 70 – 68
(29-30)
Temperatur pereaksi (0C)

Universitas PGRI Adi Buana Surabaya | 10

VI.

PEMBAHASAN
A. Berdasarkan percobaan pertama yakni hubungan antara kecepatan
reaksi dengan konsentrasi HCl. Perlakuan yang diberikan adalah
penggunaan konsentrasi HCl dengan konsentrasi 4 N, 2 N, 1 N, 0,5 N
yang direaksikan dengan aluminium foil. Dari keempat perlakuan
konsentrasi HCl yang digunakan, aluminium foil yang direaksikan
dengan larutan HCl dengan konsentrasi 4 N lebih cepat bereaksi
(habis) dalam waktu 1677 detik (27 menit 57 detik). Dibandingkan
dengan aluminium foil yang direaksikan pada larutan HCl dengan
konsentrasi 2 N, 1 N, ataupun 0,5 N dalam waktu lebih dari 28 menit.
Hal ini dikarenakan makin besar konsentrasi zat-zat yang bereaksi
makin cepat reaksinya berlangsung. Makin besar konsentrasi makin
banyak zat-zat yang bereaksi sehingga makin besar kemungkinan
terjadinya tumbukan dengan demikian makin besar pula kemungkinan
terjadinya reaksi.

B. Berdasarkan percobaan kedua yakni hubungan antara kecepatan reaksi
dengan konsentrasi aluminium. Perlakuan yang diberikan adalah
penggunaan jumlah potongan aluminium dengan jumlah 1 potong, 2
potong, 3 potong, 4 potong yang direaksikan dengan larutan HCl
dengan konsentrasi 4 N. Dari keempat perlakuan jumlah potongan
aluminium yang digunakan, 1 potong aluminium foil yang direaksikan
dengan larutan HCl 4 N lebih cepat bereaksi (habis) dalam waktu 1521
detik (25 menit 21 detik). Dibandingkan dengan jumlah 2, 3, 4 potong
aluminium foil yang direaksikan pada larutan HCl 4 N dalam waktu
lebih dari 27 menit. Hal ini dikarenakan semakin kecil atau semakin
sedikit potongan aluminium maka semakin cepat bereaksi (habis)
karena semakin cepat terjadinya tumbukan dengan demikian semakin
cepat pula kemungkinan terjadinya reaksi (habis). Sebaliknya jika
semakin besar atau semakin banyak potongan aluminium maka

Universitas PGRI Adi Buana Surabaya | 11

semakin lambat karena membutuhkan waktu yang lama untuk
terjadinya tumbukan dan semakin lama pula terjadinya reaksi (habis).
C. Berdasarkan percobaan ketiga yakni hubungan antara kecepatan reaksi
dengan temperature. Perlakuan yang diberikan adalah pemberian
temperature dengan suhu ruang (29-30 0C), 400C, 500C, 600C, 700C
pada reaksi 1 potong aluminium foil dengan larutan HCl dengan
konsentrasi 1 N. Dari keempat perlakuan temperature yang diberikan,
aluminium foil yang direaksikan dengan larutan HCl dengan
konsentrasi 1 N pada suhu 700C lebih cepat bereaksi (habis) dalam
waktu 342 detik (05 menit 13 detik). Dibandingkan dengan aluminium
foil yang direaksikan dengan larutan HCl dengan konsentrasi 1 N pada
suhu ruang (29-30 0C), 400C, 500C, 600C dalam waktu lebih dari 9
molekul yang memiliki energi sama atau lebih besar dari Ea. Dengan
demikian lebih banyak molekul yang dapat mencapai keadaan transisi
atau dengan kata menit. Hal ini dikarenakan reaksi akan berlangsung
lebih cepat bila suhu dinaikkan. Dengan menaikkan suhu maka energi
kinetik molekul-molekul zat yang bereaksi akan bertambah sehingga
akan lebih banyak lain kecepatan reaksi menjadi lebih besar.
Sebaliknya jika suhu diturunkan maka lebih sedikit molekul yang
mencapai keadaan transisi sehingga semakin lambat reaksinya.

Universitas PGRI Adi Buana Surabaya | 12

VII.

KESIMPULAN
Dari hasil pngamatan dapat disimpilkan bahwa :
 Kecepatan reaksi dipengaruhi oleh konsentrasi HCl. Semakin besar
konsentrasi

zat-zat

yang

bereaksi,

semakin

cepat

reaksi

berlangsung. Sehingga makin besar kemungkinan terjadinya
tumbukan dengan demikian makin besar pula kemungkinan
terjadinya reaksi.
 Kecepatan reaksi dipengaruhi oleh konsentrasi Aluminium.
Semakin kecil atau semakin sedikit potongan aluminium maka
semakin cepat bereaksi karena semakin cepat terjadinya tumbukan
dengan demikian semakin cepat pula kemungkinan terjadinya
reaksi. Sebaliknya jika semakin besar maka semakin lama
terjadinya reaksi.
 Kecepatan

reaksi

dipengaruhi

oleh

temperature.

Dengan

menaikkan suhu maka energi kinetik molekul-molekul zat yang
bereaksi akan bertambah sehingga akan lebih banyak molekul yang
memiliki energi sama atau lebih besar dari Ea. Dengan demikian
kecepatan reaksi menjadi lebih besar.

Universitas PGRI Adi Buana Surabaya | 13