kenaikan temperatur klp.4 (A5)

Diajukan untuk Memenuhi Tugas Laporan Praktikum Kimia Fisika

Disusun Oleh : Kelompok IV (A5)

Fadhil Nasrullah NIM. 230140112

Rizkika Dwi Putri NIM. 230140113 Nazla Aulia Farhani NIM. 230140116

Nurul Hidayah NIM. 230140118

Muhammad Isma Ritonga NIM. 230140123

LABORATORIUM DASAR EKSAKTA FAKULTAS TEKNIK UNIVERSITAS MALIKUSSALEH

LHOKSEUMAWE

2024

ABSTRAK

Laju reaksi adalah perubahan konsetrasi zat (pengurangan pereaksi atau penambahan produk) per satuan waktu. Tujuan dilakukannya percobaan ini adalah menentukan tingkat reaksi dan tetapan kecepatan reaksi dengan menggantikan dan mengamati perubahan temperatur sistem reaksi. Percobaan ini dilakukan dengan memasukkan HCl 1,5 N, 2 N, 3 N, 3,5 N, dan 4 N ke dalam tabung reaksi yang direaksikan dengan serbuk Mg dan dihitung waktu yang dibutuhkan agar temperatur sistem naik 2^oC. Semakin tinggi konsentrasi HCl maka semakin tinggi pula temperatur larutannnya yang mengakibatkan semakin cepat waktu yang dibutuhkan untuk menaikan suhu sistem. Hasil yang didapatkan yaitu waktu rata- rata pada konsentrasi HCl 1,5 N adalah 1,48 detik, HCl 2 N adalah 1,06 detik, HCl 3 N adalah 0,88 detik, HCl 3,5 N adalah 0,74 detik, dan HCl 4 N adalah 0,66 detik.

Percobaan ini sesuai dengan teori tumbukan yang menyatakan bahwa laju reaksi akan semakin cepat jika konsentrasi zat semakin tinggi. Tetapan kecepatan reaksi yang diperoleh adalah 0,9374 dan tingkat reaksi yang diperoleh adalah orde dua.

Kata Kunci: Kecepatan Reaksi, Konsentrasi, Orde Reaksi, Temperatur, Suhu dan Waktu.

Kecepatan Reaksi 1.2 Tanggal Praktikum : 30 September 2024 1.3 Pelaksana Praktikum : Kelompok IV (A5)

1.Fadhil Nasrullah NIM. 230140112 2.Rizkika Dwi Putri NIM. 230140113 3.Nazla Aulia Farhani NIM. 230140116 4.Nurul Hidayah NIM. 230140118 5.Muhammad Isma R NIM. 230140123 1.4 Tujuan Praktikum : Menentukan tingkat reaksi dan tetapan

kecepatan reaksi dengan menggantikan dan mengamati perubahan temperatur sistem reaksi.

72

BAB II

TINJAUAN PUSTAKA

Teori kinetik gas digunakan untuk memperkirakan benturan gas antara satu dengan molekul lainnya. Jika setiap benturan menghasilkan reaksi, maka secara praktis reaksi akan selesai dalam waktu 95. Beberapa reaksi memang berlangsung dengan laju reaksi (Budiman, 2013).

Arrhenius percaya bahwa agar molekul bereaksi setelah benturan, molekul itu harus menjadi teraktivasi dan parameter Ea kemudian dikenal dengan energi aktivasi. Gagasannya disempurnakan oleh ilmuan pengikutnya. Pada tahun 1915 A Marcelin menunjukkan bahwa meskipun membuat banyak benturan reaktif hanya benturan yang energi kristal yang menghasilkan reaksi (Melero, 2018).

Ketergantungan tetapan laju yang kuat pada suhu seperti yang dinyatakan oleh Hukum Arrhenius dapat dikaitkan dengan distribusi Maxwell – Boltzman mengenai energi molekul. Jika Ea merupakan benturan relative hanya yang kritis yaitu harus dimiliki oleh sepasang molekul agar reaksi dapat terjadi, hanya sebagian kecil molekul sajalah yang mempunyai energi sebesar itu (atau lebih) jika suatu cukup rendah menunjukkan bahwa meskipun membuat banyak benturan yang energi kristilah yang menghasilkan reaksi (Anonim, 2013).

2.1 Laju Reaksi

Laju reaksi adalah perubahan konsentrasi zat (pengurangan pereaksi atau penambahan produk) per satuan waktu. Laju menyatakan seberapa cepat atau lambat suatu proses berlangsung. Laju juga menyatakan besarnya perubahan yang terjadi dalam satu satuan waktu dapat berupa detik, menit, jam, hari atau tahun.

Pada umumnya laju reaksi akan berhubungan dengan konsentrasi. Tetapi perlu diperhatikan bahwa beberapa reaksi memiliki kelajuan yang tidak bergantung pada konsentrasi reaksi. Hal ini disebut sebagai reaksi orde nol. Laju reaksi dinyatakan sebagai laju berkurangnya pereaksi atau laju terbentuknya produk. Laju reaksi faktor-faktor yang mempengaruhi laju reaksi adalah semakin tinggi konsentrasi reaktan, semakin sering terjadi tabrakan antar molekul (Adha, 2015).

73

2.2 Faktor-Faktor Yang Mempengaruhi Laju Reaksi

Menurut teori tumbukan, reaksi akan berlangsung jika terjadi tumbukan- tumbukan antar partikel. Semakin banyak terjadi tumbukan, maka reaksi akan berlangsung lebih cepat. Namun tidak semua tumbukan dapat menghasilkan reaksi, hanya partikel-partikel yang mempunyai energi cukup dan posisi yang baik yang dapat menghasilkan tumbukan. Selain itu, masih terdapat beberapa faktor yang mempengaruhi laju reaksi, yaitu:

a. Pengaruh Konsentrasi

Pengaruh konsentrasi terhadap kecepatan reaksi dapat diterangkan melalui pendekatan teori tumbukan. Semakin besar konsentrasi zat yang terlibat dalam suatu reaksi berarti semakin banyak partikel atau molekul yang bertumbukan. Akibatnya, jumlah tumbukan per satuan luas juga mengalami kenaikan. Dengan kata lain, pada keadaan seperti itu kecepatan reaksi bertambah cepat.

b. Pengaruh Suhu

Hampir semua reaksi menjadi lebih cepat bila suhu dinaikan, karena kalor (panas) yang diberikan akan menambah energi kinetik partikel pereaksi.

Akibatnya jumlah dan energi tumbukan bertambah besar. Dengan kata lain, suhu semakin tinggi maka energi kinetik zat akan naik dan gerakan partikel semakin cepat akan mengakibatkan kemungkinan terjadi tumbukan sehingga laju reaksi meningkat.

c. Pengaruh Katalis

Katalis adalah zat yang dapat mempengaruhi kecepatan reaksi dan setelah reaksi selesai, zat tersebut akan terbentuk kembali. Katalis dapat memperkecil energi aktivasi, sehingga banyak partikel yang mempunyai energi kinetik di atas energi aktivasi, maka akan semakin cepat reaksi berlangsung. Energi aktivasi adalah energi minimal yang harus dimiliki partikel agar tumbukannya menghasilkan reaksi. Katalis dapat dibagi berdasarkan dua tipe dasar, yaitu reaksi heterogen dan homogen. Di dalam reaksi heterogen, katalis berada dalam fase yang berbeda dengan reaktan pengaruh luas permukaan (Arlita, 2014).

75

2.3 Persamaan Laju Reaksi

Pengaruh konsentrasi terhadap laju reaksi dinyatakan dengan suatu orde reaksi (tingkat reaksi). Jika konsentrasi salah satu zat dinaikan dan ternyata laju reaksi mengalami kenaikan menjadi Y kali, maka hubungan kenaikan konsentrasi dengan laju reaksi dinyatakan pada persamaan 2.1 sebagai berikut:

[x]^orde = Y

(2.1)

Orde reaksi tidak dapat ditentukan hanya dari rumus persamaan reaksi, tetapi dapat ditentukan dengan cara berikut:

1. Jika tahap-tahap reaksi elementer diketahui, maka orde reaksi sama dengan koefisien reaksi tahap yang paling lambat.

2. Bila tidak diketahui tahap-tahap reaksi elementernya, maka orde ditentukan melalui eksperimen.

Untuk reaksi aA + bB → cC + dD, persamaan laju reaksi umumnya dinyatakan pada persamaan 2.2 sebagai berikut:

v = K[A]^m [B]ⁿ (2.2) Keterangan :

v = laju reaksi

K = tetapan laju reaksi m = orde reaksi terhadap A n = orde reaksi terhadap B

(Khikmah, 2015) 2.4 Orde Reaksi

Orde reaksi selalu ditentukan dengan melakukan eksperimen. Orde reaksi ditentukan dengan melihat persamaan reaksi, yang terjadi pada laju reaksi dengan satuan laju reaksi sebagai perubahan konsentrasi satu zat pereaksi. Hal yang kemungkinan besar akan ditemukan adalah :

1. Kemungkinan pertama yaitu laju reaks i berbanding lurus dengan konsentrasi. Berarti jika menggandakan konsentrasi A, laju reaksi akan dua kali lebih besar juga. Jika meningkatkan konsentrasi A dengan kelipatan 4, kecepatan juga akan meningkat 4 kali lipat.

2. Kemungkinan kedua yaitu laju reaksi sebanding dengan kuadrat dari konsentrasi A. Ini berarti jika menggandakan konsentrasi A, maka laju reaksi akan 4 kalinya. Jika kamu lipat tigakan konsentrasi A, maka laju akan menjadi 9 kalinya. Konsentrasi A dan B merupakan penentu dari laju reaksi tersebut, jadi merupakan variabel bebas yang menentukan besarnya laju reaksi sedangkan laju reaksi sendiri menjadi variabel terikat.

Jika dalam reaksi, orde reaksi A bernilai 0 (nol), itu berarti konsentrasi A tidak mempengaruhi reaksi, jika orde reaksi nol maka kenyataannya akan menghilang dari persamaan laju. Kenaikan suhu dapat mempercepat laju reaksi karena dengan naiknya suhu energi kinetik partikel zat-zat meningkat sehingga memungkinkan semakin banyaknya tumbukan efektif yang menghasilkan perubahan. Reaksi yang hanya melibatkan satu partikel mekanismenya sederhana dan kita tidak perlu memikirkan tentang orientasi dari tumbukan. Reaksi yang melibatkan tumbukan antara dua atau lebih partikel akan membuat mekanisme reaksi menjadi lebih rumit (Sutris, 2015).

Menentukan orde reaksi ditentukan dengan menentukan seberapa besar pengaruh perubahan konsentrasi pereaksi terhadap laju reaksinya. Orde reaksi memiliki beberapa makna diantaranya:

2.4.1 Orde Nol

Reaksi dikatakan berorde nol terhadap salah satu pereaksinya apabila perubahan konsentrasi pereaksi tersebut tidak mempengaruhi laju reaksinya, artinya seberapapun peningkatan konsentrasi pereaksi tidak akan mempengaruhi besarnya laju reaksi. Orde nol dapat memberikan imformasi tentang mekanisme reaksi, khususnya jika terkait dengan reaksi yang dikatalisis atau tahap mengendalikan yang bukan tahap reaksi kumia. Grafik konsentrasi reaktan terhadap waktu untuk reaksi orde nol adalah garis lurus dengan kamiringan negatif, yang menunjukan laju reaksi yang konstan. Orde nol dapat memberikan imformasi tentang mekanisme reaksi, khususnya jika terkait dengan reaksi yang dikatalis atau tahap pengendalian yang bukan tahap reaksi kimia. Dengan memahami bahwa reaksi adalah orde nol, kita dapat mengendalikan laju reaksi dengan mengatur faktor lain selain konsentrasi, seperti suhu, katalis, atau luas permukaan. Orde nol

77

mungkinkan prediksi laju reaksi yang konstan meskipun konsentrasi reaktan berubah. Secara

grafik, reaksi yang mempunyai orde nol dapat dilihat pada gambar 2.1 berikut ini:

Gambar 2.1 Reaksi Orde Nol 2.4.2 Orde Satu

Suatu orde reaksi dikatakan berorde satu terhadap salah satu pereaksinya. Jika laju reaksi berbanding lurus dengan konsentrasi pereaksi itu. Jika konsentrasi pereaksi dilipat tigakan maka laju reaksi akan menjadi 31 atau tiga kali lebih besar orde satu. Secara grafik yang mempunyai reaksi orde satu dapat dilihat pada gambar 2.2 berikut ini:

Gambar 2.2 Reaksi Orde Satu 2.4.3 Orde Dua

Suatu reaksi dikatakan berorde dua terhadap salah satu pereaksinya, jika laju reaksi merupakan pangkat dua dari konsentrasi pereaksi itu. Apabila konsentrasi pereaksi itu dilipat tiga maka laju reaksi akan menjadi 32 atau 9 kali lebih besar.

Orde dua memungkinkan prediksi laju reaksi yang bergantung pada kuadrat konsentrasi reaktan. Secara grafik, reaksi yang mempunyai orde dua dapat dilihat pada gambar 2.3 berikut ini:

Gambar 2.3 Reaksi Orde Dua 2.5 Penentuan Orde Reaksi Secara Percobaan

Penentuan orde reaksi secara percobaan memiliki tiga metode, yaitu:

a. Metode Integrasi

Salah satu cara untuk menentukan orde rekasi dengan jalan mencocokkan persamaan laju reaksi dengan data hasil percobaan. Masalah utama dalam metode ini yaitu adanya reaksi samping dan reaksi kebalikan yang dapat mempengaruhi hasil percobaan. Tetapi cara ini merupakan cara penentuan orde reaksi yang paling tepat.

b. Metode Laju Reaksi Awal

Dengan metode ini masalah reaksi samping dan reaksi kebalikan dapat ditiadakan. Dalam metode ini prosedur yang dilakukan adalah mengukur laju reaksi awal dengan konsentrasi awal rekastan yang berbeda-beda.

c. Metode Waktu Paruh

Secara umum, untul suatu reaksi yang berordo n, waktu paruh reaksi sebanding dengan reaktan. Jadi, data dari hasil percobaan dimasukkan ke dalam persamaan 1/C0n-1. Kemudian dibuat kurva yang berbentuk garis lurus dengan cara yang sama seperti metode integrasi. Seperti halnya pada metode integrasi, adanya reaksi samping mempengaruhi kecepatan metode ini.

(Alin, 2020)

BAB III

METODOLOGI PRAKTIKUM

3.1 Alat dan Bahan 3.1.1 Alat

Adapun alat yang digunakan dalam percobaan ini adalah sebagai berikut:

1. Beaker Glass 3 unit

2. Gelas Ukur 1 unit

3. Spatula 1 unit

4. Stopwatch 1 unit

5. Thermometer 1 unit

3.1.2 Bahan

Adapun bahan yang digunakan pada percobaan ini adalah sebagai berikut:

1. Larutan HCl 1,5 N, 2 N, 3 N, 3,5 N, dan 4 N 30 ml/konsentrasi

2. Serbuk Mg Secukupnya

3.2 Prosedur Kerja

Adapun prosedur kerja yang dilakukan adalah sebagai berikut:

1. Dimasukkan 10 ml HCl 1,5 N ke dalam tabung reaksi.

2. Diamati temperaturnya dengan teliti.

3. Dimasukkan serbuk Mg ke dalam tabung reaksi dan diaduk sampai homogen.

4. Diamati waktu yang diperlukan untuk menaikan suhu campuran sebanyak 2^oC.

5. Diulangi percobaan sebanyak 3x untuk tiap konsentrasi HCl yang ada.

79

Adapun hasil pengamatan dari percobaan kenaikaan temperatur sebagai ukuran kecepatan reaksi dapat dilihat pada tabel 4.1.

Tabel 4.1 Hasil pengamatan kenaikaan temperatur sebagai ukuran kecepatan reaksi

No. Konsentrasi HCl

Suhu awal (°C)

Suhu akhir (°C)

Percobaan (detik) Rata- rata waktu (detik)

I II III

1. 1,5 N 29 31 1,41 1,57 1,47 1,48

2. 2 N 29 31 1,01 1,08 1,09 1,06

3. 3 N 29 31 0,88 O,86 0,89 0,88

4. 3,5 N 29 31 0,74 0,75 0,73 0,74

5. 4 N 29 31 0,67 0,62 0,68 0,66

(Sumber: Praktikum Kimia Fisika 2024)

4.2 Pembahasan

Percobaan kenaikan temperatur sebagai ukuran kecepatan reaksi bertujuan untuk menentukan tingkat reaksi tetapan kecepatan reaksi menggantikan dan mengamati perubahan sistem reaksi. Pada percobaan ini dilakukan dengan tiga kali pengulangan. Konsentrasi HCL yang digunakan yaitu 1,5 N, 2 N, 3 N, 3,5 N, 4 N yang di reaksikan dengan serbuk mg. Pada konsentrasi 1,5 N didapatkan waktu rata- rata serbuk Mg bereaksi yaitu, 48 detik. Pada konsentrasi HCL 2 N didapatkan waktu rata-rata serbuk Mg bereaksi yaitu, 1,06 detik. Pada konsentrasi HCL 3 N didapatkan waktu rata-rata serbuk Mg bereaksi yaitu, 0,88 detik. Pada konsentrasi HCL 3,3 N didapatkan waktu rata-rata serbug Mg bereaksi yaitu 0,74 detik. Pada konsentrasi HCL 4 N didapatkan waktu rata-rata serbuk Mg bereaksi yaitu, 0,66 detik. Melalui kelima percobaan konsentrasi yang digunakan tersebut maka diketahui serbuk Mg yang direaksikan dengan konsentrasi HCL 4 N lebih cepat bereaksi dengan waktu rata-rata yaitu 0,66 detik dibandingkan dengan konsentrasi

80

81

lain lebih sedikit.

Hal ini dikarenakan semakin besar konsentrasi maka semakin cepat reaksi berlangsung. Semakin besar konsentrasi maka semakin besar kemungkinan terjadi tumbukan, maka semakin cepat reaksi berlangsung. Adapun perbedaan waktu yang diperoleh pada saat pengurangan dikarenakan perbedaan banyak serbuk Mg yang ditambah kedalam larutan HCL dan juga kurangan dari ketelitian pratikum pada saat mengamati stopwatch ( sehyana, 2020)

Reaksi terjadi antara larutan HCL dengan serbuk Mg dapat dilihat dari persamaan 4.1 berikut.

2HCL + Mg → MgCL2 + H2 ………...………..………..(4.1) Dalam percobaan ini menggunakan metode grafik untuk dapat mengetahui orde dari suatu reaksi berlangsung dengan melihat nilai R² yang didapatkan. Adapun grafik yang didapatkan diperoleh pada percobaan ini ditunjukan pada Gambar 4.2 dan Gambar 4.3 berikut ini.

0.6 0.7 0.8 0.9 1 1.1 1.2 1.3 1.4 1.5 1.6 0

1 2 3 4 5

f(x) = − 3.02502822732405 x + 5.71612721114038 R² = 0.904694488450867

Hubungan Antara Waktu Dengan Konsentrasi [A]

Waktu

Konsentrasi [A]

Gambar 4.1 Hubungan Antara Waktu Dengan Konsentrasi [A]

Dari gambar diatas dapat dilihat nilai R² yang diperoleh dari orde nol adalah 0,9047. Semakin cepat sebaiknya, semakin rendah nilai konsentrasi maka, waktu yang digunakan semakin lama. Sebaiknya, semakin rendah nilai R² konsentrasi maka waktu yang digunakan semakin cepat (Sehyana, 2020).

0.6 0.7 0.8 0.9 1 1.1 1.2 1.3 1.4 1.5 1.6 0

0.2 0.4 0.6 0.8 1 1.2 1.4 1.6

f(x) = − 1.21951449002635 x + 2.1376119683854 R² = 0.952348454855183

Hubungan Antara Waktu Dengan Konsentrasi ln[A]

Waktu

Konsentrasi ln[A]

Gambar 4.2 Hubungan Antara Waktu Dengan Konsentrasi ln [A]

Dan gambar diatas dapat dilihat nilai R2 yang diperoleh dari orde satu adalah 0,9523. Semakin tinggi nilai ln konsentrasi maka waktu yang didapatkan semakin cepat. Sebaliknya semakin rendah nilan ln konsentrasi maka waktu yang digunakan semakain lama (sehyanan, 2020).

0.6 0.7 0.8 0.9 1 1.1 1.2 1.3 1.4 1.5 1.6

0 0.1 0.2 0.3 0.4 0.5 0.6 0.7

f(x) = 0.522487768159579 x − 0.0996782085058337 R² = 0.97263646550122

Hubungan Antara Waktu Dengan Konsentrasi 1/A

Waktu

Kosentrasi 1/A

Gamabar 4.3 Hubungan Antara Waktu Dengan Konsentrasi 1/A

Gambar diatas dapat dilihat nilai R2 yang diperoleh orde dua adalah 0,9396.

Dari hasil metode grafik yang digunakan diperoleh bahwa nilai R2 yang mendekati adalah orde dua (sehyana, 2020).

BAB V

KESIMPULAN DAN SARAN

5.1 Kesimpulan

Berdasarkan hasil dan pembahasan dapat disimpulkan bahwa:

1. Semakin tinggi temperatur suatu zat maka laju reaksinya juga akan semakin cepat.

2. Reaksi antara larutan HCl dengan serbuk Mg yaitu, merupakan reaksi eksotermis dengan naiknya temperature system dari 29 menjadi 31

3. Peningkatan suhu paling cepat adalah HCl 4N dengan waktu rata-rata adalah 0,66 detik.

4. Tempat reaksi yang diperoleh adalah orde nol.

5.2 Saran

Dalam percobaan ini diharapkan praktikan lebih teliti dalam mengatur stopwatch untuk mendapatkan waktu yang lebih akurat. Larutan asam kuat dalam praktikum dapat digantikan dengan asam kuat lainnya seperti HCLO3 dan H2SO4

serta serbuk Mg dapat digantikan dengan bahan lain seperti litium. Serbuk Mg yang digunakan ada baiknya ditimbang terlebih dahulu agar memakai berat yang sama pada setiap percobaan.

83

Alin Rizka Amalia, Anita Puspitasari, dan Anggara Diaz Ramadhan 2020. Study of Esterification Reaction Between Ethanol adn Acetic Acid Using Homogeneous and Heterogeneous Catalyst. World Chemical Engenering.

Anonim, 2013. Kimia Organik : Stereokimia, Krbohidrat, Lemak, dan Protein.

Jogja : Gadjah Mada University Press.

Arlita, M.A. 2014. Pengaruh Suhu dan Konsentrasi Terhadap Penyerapan Larutan Gula pada Bengkoang (Pachyrrhizus Erosus). Jurnal Teknik Pertanian.

Vol : (1) : 85 - 94.

Budiman, 2013. Biokimia Teknik Penelitian. Jakarta : Erlangga.

Khikmah, N. 2015. Pengaruh Konsentrasi NAOH dan Laju Alir pada Penentuan Kreatinin Dalam Urin Secara Sequental Injection Analysis. Kimia Student Journal. Volt. I (1).

Melero, 2018. Farm and Foresty Production and Marketing Profile for Giant Taro.

Nuryoto, N, dan Hartono, R (2018). Uji coba Zeolit dalam Bayah sebagai Katalisator pada Reaksi Esterifikasi antara Gliserol dan Asam Asetat.

Jurnal Integral Proses, 7 (2), 67 – 73.

84

LAMPIRAN B PERHITUNGAN

1. Konsentrasi [H⁺] A. Pada HCL 1,5 N [H⁺] =1,5

Log [H⁺] = Log (1,5) = 0,176 B. pada HCL 2N

[H⁺] = 2

Log [H⁺] = Log (2) = 0,301 C. Pada HCL 3 N

D. Pada HCL 3,5N [H⁺] = 3,5 N

Log [H⁺] = Log (3,5) = 0,544 E. Pada HCL 4 N

[H⁺] = 4

Log [H⁺] = Log (4) = 0,602 2. Untuk Nilai 1/t (2)

A. Pada HCL1,5 n,t = 1,48 1/t = 1/1,48 = 0,675 Log 1/t = Log (0,675) = 0,170 B. Pada HCL 2 n,t = 1,06 1/t = 1/1,06 = 0,943 Log 1/t = Log (0,943) = 0,025 C. Pada HCL 3 n,t = 0,88 1/t =1/0,88 = 1,136

LB-18

Log 1/t = Log (1,136) = 0,055 D. Pada HCL 3,5 n,t = 0,74 1/t = 1/0,74 = 1,351 Log 1/t = Log (1,351) = 0,130 E. Pada HCL 4 n,t = 0,66 1/t = 1/0,66 = 1,51 Log 1/t = Log (1,51) = 0,17 3. 1/Konsentrasi HCL

A. Pada HCL 1,5N 1/1,5 = 0,666 B. Pada HCL 2N 1/2 = 0,5 C. Pada HCL 3N 1/3 = 0,333 D. Pada HCL 3,5N 1/3,5 = 1,063 C. Pada HCL 4N 1/4 = 0,25 4. Ln Konsentrasi

A. Pada HCL 1,5N Ln (1,5) = 0,405 B. Pada HCL 2N Ln (2) = 0,693 C. Padaa HCL 3N Ln (3) = 1,098 D. Pada HCL 3,5N

LB-20

Ln (3,5) = 1,252 E. Pada HCL 4N Ln (4) =1,386

2. Mengapa kecepatan reaksi tergantung dari konsentrasi zat yang bereaksi?

3. Mengapa banyaknya serbuk Zn tidak mempengaruhi kecepatan reaksi?

4. Tentukan keceptana reaksi (v)!

5. Buat grafik log 1/t dengan log K!

Jawaban:

1. Kecepatan reaksi adalah perubahan konsentrasi reaktan/produk persatuan waktu

2. Karena semakin besar konsentrasi zat yang terlibat dalam suatu reaksi berarti semakin banyak partikel atau molekul yang saling bertumbukan.

Sehingga mengakibatkan kecepatan reaksi akan bertambah cepat.

3. Karena kecepatan reaksi hanya dipengaruhi oleh ion H⁺ maka kecepatan reaksi sama dengan kecepatan pengurangan konsentrasi ion H⁺ dan kecepatan reaksi hanya dipengaruhi oleh konsentrasi HCL atau ion H⁺ 4. V = [HCL]

t

Untuk konsentrasi HCL 1,5 N t = 4,72

V= 0,5 N

30,395 s = 0,003290 m/s Untuk konsentrasi HCL 0,3 N t = 1,71

V¿0,3 N

12,665 s

=

0,023696 m/s Untuk konsentrasi 1 N t = 1,39

V= 1 N

0,6645 s

=

^{0,150602 m/s}

Untuk konsentrasi 3 N

LC-13

LC-14

t = 1,39 V= 2 N

2,175 s

=

0,921658 m/s Untuk konsentrasi 3,5 N t = 0,92

V¿2 N

2,175 s

=

0,921658 m/s Untuk konsentrasi 4 N t = 0,92

V= 2 N

2,175 s

=

0,921658 m/s

5. Grafik log 1/t dengan log K

-1.6 -1.4 -1.2 -1 -0.8 -0.6 -0.4 -0.2 0 0.2

-0.6 -0.4 -0.2 0 0.2 0.4 0.6 0.8

f(x) = 0.785272458753039 x + 0.495035993687218 R² = 0.984075026977309

log K

log 1/t

Gambar LC-1 Grafik log 1/t VS log K

1. Beaker Glass Wadah untuk mengukur volume larutan.

2. Gelas Ukur Alat ukur volume, untuk sampai bahan cair dengan ketelitian rendah..

3. Spatulla Untuk menganbil bahan kimia

berupa serbuk (padatan).

4. Stopwatch Menghitung waktu.

5. Thermometer Untuk mengukur suhu.

LD-9

LD-9