LAPORAN PRAKTIKUM

KIMIA FISIK II

KINETIKA REAKSI ION PERMANGANAT DENGAN ASAM OKSALAT

Nama Praktikan : Titissari Indah T.N

NIM : 111810301010

Kelompok : 3

Fak./Jurusan : MIPA/KIMIA

Nama Asisten : Lutfi Septi

LABORATORIUM KIMIA FISIK

JURUSAN KIMIA

FAKULTAS MATEMATIKA DAN ILMU PENGETAHUAN ALAM

UNIVERSITAS JEMBER

2015

BAB 1. PENDAHULUAN

1.1 Latar Belakang

Kimia adalah ilmu yang mempelajari tentang materi dan perubahannya. Materi dan

perubahannya berkaitan erat dengan reaksi kimia. Sebelum melakukan reaksi kimia harus

memahami sifat fisik larutan dan koloid, reaksi redoks, dan elektrokimia. Selain

memahami sifat fisik, konsep kesetimbangan kimia dalam sistem gas, kesetimbangan

asam-basa: dalam larutan pelarut air, dan kesetimbangan kelarutan dan ion kompleks juga

harus dipahami agar keadaan akhir reaksi kimia atau keadaan sistem kimia setelah

mencapai kesetimbangan dapat diketahui saat melakukan praktek tentang reaksi kimia.

Reaksi yang mencapai keadaan setimbang memang susah diamati, tetapi informasi tentang

kesetimbangan ini dapat dijelaskan secara termodinamika. Melalui konsep

termodinamika juga dapat menceritakan apakah reaksi kimia berlangsung spontan atau

tidak. Selain faktor termodinamika, kesetimbangan dan kespontanan reaksi, masih ada

faktor lain yang sangat penting di dalam menentukan proses kimia yang terjadi di alam ini.

Faktor tersebut adalan kecepatan terjadinya proses kimia.

Kinetika kimia merupakan pengkajian laju reaksi dan mekanisme reaksi kimia.

Pengertian laju reaksi digunakan untuk menerangkan kecepatan suatu reaksi berlangsung.

Sedangkan mekanisme reaksi adalah langka-langkah ketika reagen perlahan-lahan berubah

menjadi produk. Laju reaksi dapat diamati melalui faktor-faktor yang mempengaruhinya

saat berlangsungnya reaksi. Faktor-faktor ini adalah kosentrasi, temperatur, dan katalis.

Laju reaksi mudah diamati melalui kosentrasi materi-materi yang bereaksi karena laju

reaksi merupakan besarnya perubahan jumlah pereaksi dan hasil reaksi per satuan waktu.

Perubahan ini dapat dikatakan perubahan konsentrasi molar (molaritas) sehingga laju

reaksi dapat dikatakan perubahan konsentrasi akhir (hasil reaksi) terhadap konsentrasi awal

(pereaksi) per satuan waktu. Pengamatan pengaruh kosentrasi terhadap laju reaksi yaitu

dengan cara menentukan orde atau tingkat reaksi. Orde reaksi menyatakan banyaknya

faktor konsentrasi zat reaktan yang mempengaruhi kecepatan reaksi. Perlu diketahui bahwa

penentuan orde reaksi tidak dapat diturunkan dari persamaan reaksi tetapi hanya dapat

ditentukan berdasarkan percobaan.

1.2 Tujuan Percobaan

Percobaan ini mempunyai tujuan yaitu menentukan tingkat reaksi (orde) MnO4-

dengan H2C2O4.

BAB 2. TINJAUAN PUSTAKA

2.1 Material Safety Data Sheets (MSDS)

2.1.1 Asam Oksalat

Asam oksalat dikenal sebagai agen pereduktor. Asam oksalat memiliki massa molar

90,03 gr/mol (anhidrat), dan 126,07 gr/mol (dihidrat). Asam oksalat dalam keadaan fase

padat densitas asam oksalat yaitu 1,90 g/cm3 (anhidrat) dan 1,653 gr/cm3 (dihidrat).

Sedangkan kelarutan dalam air 9,5 gr/100 mL pada suhu 15oC, 14,3 g/100 mL (25oC), dan

pada temperatur 100oC memiliki kelarutan 120 gr/100 mL (Anonim, 2015).

Asam oksalat adalah asam dikarboksilat yang hanya terdiri dari dua atom C pada

masing-masing molekul, sehingga dua gugus karboksilat berada berdampingan. Letak

gugus karboksilat yang berdekatan menyebabkan asam oksalat mempunyai konstanta

dissosiasi yang lebih besar daripada asam-asam organik lain. Besarnya konstanta disosiasi

(K1) = 6,24.10-2 dan K2 = 6,1.10-5). Keadaan yang demikian dapat dikatakan asam oksalat

lebih kuat daripada senyawa homolognya dengan rantai atom karbon lebih panjang.

Namun demikian dalam medium asam kuat (pH <2) proporsi asam oksalat yang terionisasi

menurun

(Anonim, 2015).

Asam oksalat dan garamnya yang larut air dapat membahayakan, karena senyawa

tersebut bersifat toksis. Dosis sebanyak 4-5 gram asam oksalat atau kalium oksalat dapat

menyebabkan kematian pada orang dewasa, tetapi biasanya jumlah yang menyebabkan

pengaruh fatal adalah antara 10 dan 15 gram. Gejala pada pencernaan (pyrosis, abdominal

kram, dan muntah-muntah) dengan cepat diikuti kegagalan peredaran darah dan pecahnya

pembuluh darah inilah yang dapat menyebabkan kematian (Kharisma, 2015).

2.1.2 Kalium Permanganat

Kalium permanganat merupakan senyawa kimia anorganik dengan rumus KMnO4.

Garam yang terdiri dari K+ dan MnO4- ion. Kalium permanganat terurai saat terkena sinar:

2 KMnO4(s) → K2MnO4(s) + MnO2(s) + O2(g)

Kalium permanganat berupa padatan kristal berwana ungu, memiliki kelarutan dalam air

7gr dalam 100 gr air, juga memiliki densitas sebesar 2,7 gr/cm3. Apabila kontak dengan

senyawa yang mudah menyala akan menyebabkan kebakaran dan dijauhkan dari senyawa

pereduksi, asam kuat, material organik, peroksida, alkohol dan senyawa kimia logam aktif.

Kalium permanganat merupakan oksidator kuat. Perlu kehatia-hatian saat memanaskan

kalium permanganate untuk tujuan dekomposisi karena asap yang ditimbulkan beracun dan

dapat menyebabkan iritasi pada saluran pernafasan, pada kosentrasi yang tinggi dapat

menyebabkan edema paru. Kristal kalium permanganan bersifat kaustik yang apabila

terjadi kontak dengan kulit akan menyebabkan kemerahan, rasa nyeri, dan menimbulkan

noda coklat pada area kulit didaerah kontak (Anonim, 2015).

2.2 Dasar Teori

Kinetika kimia adalah bahagian ilmu kimia fisika yang mempelajari laju reaksi kimia,

faktor-faktor yang mempengaruhinya serta penjelasan hubungannya terhadap mekanisme

reaksi. Kinetika kimia disebut juga dinamika kimia, karena adanya gerakan molekul,

elemen atau ion dalam mekanisme reaksi dan laju reaksi sebagai fungsi waktu. Mekanisme

reaksi dapat diramalkan dengan bantuan pengamatan dan pengukuran besaran

termodinamika suatu reaksi, dengan mengamati arah jalannya reaktan maupun produk

suatu sistem. Syarat untuk terjadinya suatu reaksi kimia bila terjadi penurunan energi bebas

( ). Sering kali timbul pertanyaan berapa cepat reaksi reaksi berlangsung , dengan

perkataan lain, berapa nilai laju reaksi itu. Hal ini berlawanan dari tinjauan termodinamika,

di mana tidak dikenal parameter waktu karena hanya tergantung dari kaadaan awal dan

akhir sistem itu sendiri. Subyek yang sangat penting dalam termodinamika adalah keadaan

kesetimbangan, maka termodinamika adalah metoda yang sangat penting untuk mejajaki

keadaan kesetimbagan suatu reaksi kimia. Sebagai contoh adalah energi bebas dari reaksi-

reaksi berikut:

2H2 + O2 2H2O [1]

C + O2 CO2 [2]

H 2 + B r 2 2HBr [ 3 ]

Reaksi diatas dapat berlangsung, sehingga nilai energi bebasnya ( ) dan

termodinamika reaksi kesetimbangan pada suhu kamar benar-benar bergantung dari sisi

produk reaksi. Bila seperti itu ternyata reaksi berjalan lambat, dimana laju reaksi hampir

tidak dapat terukur. Selain itu, ada reaksi dimana termodinamika kesetimbangannya kuat

pada sisi reaktan, dalam keadaan ini ksetimbangan mempunyai laju reaksi yang tinggi.

Contohnya pada reaksi dissosiasi asam asetat dalam larutan berair.

CH3COOH + H2O CH3COO- + H3O+

(Siregar, 2008).

Awal reaksi pada A B mula-mula yang ada adalah zat A, sedangkan zat B

belum terbentuk. Setelah beberapa saat kosentrasi zat B akan meningkat, sementara

kosentrasi zat A akan menurun sampai pada saat tertentu reaksi akan berhenti karena telah

mencapai keadaan setimbang. Secara kuantitatif laju pengurangan zat A dapat dinyatakan

sebagai:

Laju penambahan produk (zat B) dinyatakan sebagai:

Secara stoikiometri maka

Laju reaksi yang diamati ternyata juga sebanding dengan kosentrasi reaktan dan tetapan

laju k (yang bergantung pada temperatur), ehingga hukum laju dapat dinyatakan sebagai

berikut:

A Produk

Reaksi yang menggunakan lebih dari satu pereaksi, maka hukum lajunya dapat dituliskan

sebagai berikut:

Sehingga hukum laju dapat didefinisikan sebagai fungsi dari semua pereaksi yang

menentukan laju reaki.

Kenyataannya ada reaksi-reaksi yang hukum lajunya tidak sesuai dengan persamaan

stoikiometri atau tidak bergantung pada persamaan stoikiometrinya, sehingga hukum

lajunya lebih tepat ditentukan secara eksperimen. Sebagai contoh pada reaksi berikut:

mempunyai hukum laju berkurangnya ion Br- sehingga perdsamaan laju reaksinya menjadi

(Widjajanti, 2007).

Laju reaksi merupakan fungsi temperatur, tekanan, dan kosentrasi berbagai macam

spesi dalam raksi ci, dan juga bergantung pada kosentrasi cx spesi seperti katalis atau

inhibitor yang tidak selalu ada dalam semua reaksi. Oleh karena itu, jika reaksi terjadi

secara homogen (satu fase), maka laju akan sebanding terhadap volume fase, V. Jika reaksi

terjadi pada suatu Permukaan aktif, maka laju akan sebanding terhadap luas dari

permukaan aktif tersebut, A. Sehingga sangant umum menuliskan laju reaksi sebagai

jumlah laju homogen dan reaksi permukaan:

Fungsi dimana dan adalah fungsi yang ditentukan dari data

eksperimental. Persamaan di atas adalah hukum laju reaksi. Persamaan hukum laju reaksi

dapat disederhanakan menjadi bentuk:

besaran cA, cB, cC merupakan kosentrasi dari spesi yang berpartisipasi dalam reaksi,

sedangkan k, adalah konstanta. k adalah konstanta laju reaksi dan adalah

orde reaksi. Secara kinetik, reaksi diklasifikasikan menjadi reaksi homogen dan reaksi

heterogen. Reaksi homogen terjadi dalam satu fase (tahap), sedangkan reaksi heterogen

adalah reaksi yang berlangsung dengan lebih dari satu fase (Castellan, 1983).

Orde reaksi ditentukan oleh bentuk matematis hukum laju dan juga variasi kosentrasi

semua spesi dengan waktu. Orde reaksi hanya dapat ditentukan melalui eksperimen.

Penentuan orde reaksi adalah bagian okjektif dalam investigasikinetik. Belum dipastikan

juga bahwa orde reaksi berhubungan dengan koefisien stoikiometri substansi dalam

persamaan kimia. Kinetika reaksi kimia juga dibedakan berdasarkan tingkan ordenya.

Reaksi orde pertama yaitu:

A Produk

Substansi A hanya satu-satunya reaktan. Reaksi orde pertama hanya bergantung pada

substansi A dan tidak bergantung pada kosentrasi produk, maka persamaan sederhana

hukum laju reaksi menjadi:

dengan c merupakan kosentrasi A.

(Castellan, 1983).

Bentuk persamaan orde pertama yaitu setelah diintegrasikan

persamaan hukum laju reaksi orde pertama menjadi di mana

adalah kosentrasi awal A pada t = 0. Bila ln ([A]/[A]0) diplotkan terhadap t, maka

grafik reaksi orde pertama akan menghasilkan garis lurus dengan slope = -k (Atkin, 2006).

Penentuan hukum laju reaksi dapat dilakukan dengan sederhana yaitu melalui metose

isolasi di mana kosentrasi semua reaktan sama kecuali ada satu reaktan yang kosentrasinya

dibuat lebih besar. Misalnya, bila kosentrasi B dibuat lebih besar, maka untuk perkiraan

yang baik kosentrasinya juga dianggap konstan saat reaksi. Melalui hukum persamaan laju

yang sebenarnya v = k[A][B], maka [B] dianggap menjadi [B]0 sebagai nilai awal.

Sehingga dapat dituliskan v = k[A][B] maka v = k’[A], dimana k’= k[B]0. Karena hukum

laju yang sebenarnya dipaksa menjadi bentuk reaksi orde pertama dengan mengasumsikan

kosentrasi B konstan persamaan diatas disebut hukum laju pseudo pertama (Atkin, 2006).

Perlu ditegaskan bahwa hubungan langsung antara tingkat reaksi dengan koefisien

stoikiometri tidak selalu dijumpai pada setiap reaksi kimia. Hubungan ini hanya akan

dijumpai apabila reaksi kimia berlangsung dalam satu tahap. Dengan demikian mekanisme

reaksi merupakan faktor yang sangat penting pada penetuan tingkat reaksi suatu reaksi

kimia (Tim Penyusun, 2015).

Laju reaksi merupakan fungsi dari tetapan laju reaksi, sedangkan tetapan laju reaksi

bergantung terhadap temperatur, hubungan ini dijelaskan melalui persamaan Arhenius. Hal

ini disebabkan peningkatan temperatur akan mempertinggi gerakan molekul. Semakin

banyak molekul yang bergerak dengan kecepatan rata- rata tinggi akan memperbesar

peluang terjadinya tumbukan efektif, yaitu tumbukan yang mencapai energi pengaktifan,

sehingga laju reaksi akan meningkat. Gambar dibawah ini menunjukkan hubungan antara

distribusi energi kinetik molekul pada dua temperatur yang berbeda . Nampak bahwa

jumlah molekul yang mencapai energi pengaktifan (Ea) pada kondisi T2 lebih besar

dibandingkan dengan pada temperatur T1 (Widjajanti, 2007)

Gambar 2.1 Energi Kinetik

Ketergantungan tetapan laju reaksi (k) pada temperatur dinyatakan sebagai persaman

Arhenius dimana (Widjajanti, 2007).

BAB 3. METODOLOGI PERCOBAAN

3.1 Alat dan Bahan

3.1.1 Alat

Buret 50 mL

Erlenmeyer

Gelas ukur 50 mL

Pipet Mohr

Pipet tetes

Stopwatch

3.1.2 Bahan

0,1 N larutan KMnO4

0,7 N larutan H2C2O4

Aquades

3.2 Prosedur Percobaan

3.2.1 Tabel Reaksi

Pereaksi Erlenmeyer

1 2 3 4 5

V H2C2O4 (mL) 5 7,5 10 12,5 10

V KMnO4 (mL) 2 3 4 5 2

V Aquades (mL) 2 2 2 2 2

3.2.2 Reaksi Asam Oksalat dengan Kalium Permanganat

Buret

Disiapkan 3 buah buret volume 50 mL yang bersih

Diisi buret 1 dengan larutan 0,1 N KMnO4, buret 2 diisi larutan 0,7 N

H2C2O4, dan buret 3 diisi aquades

Direaksikan H2C2O4 dan KMnO4 dalam buret yang tersedia berdasarkan

tabel diatas

Dicampurkan terlebih dahulu H2C2O4 dan aquades, dan goyangkan

Erlenmeyer agar larutan homogeny

Ditambahkan KMnO4

Diulangi percobaan ini sebanyak 2 kali

Dicatat waktu yang diperlukan mulai dari penambahan KMnO4 sampai

hilangnya warna ungu dalam Erlenmeyer

Ditentukan tingkat reaksi dengan membuat grafik C versus 1/t dan C2

versus 1/t untuk masing-masing reaksi

Hasil

BAB 4. HASIL DAN PEMBAHASAN

4.1 Hasil

4.1.1 Data Percobaan

Percobaan

dalam

Erlenmeyer

Pengulangan

Volume

H2C2O4

(mL)

M

Volume

KMnO4

(mL)

M

Waktu

(Sekon)

Waktu

rata-rata

(Sekon)

11 5 0,35 2 0,05 190

194, 72 5 0,35 2 0,05 198

21 7,5 0,35 3 0,05 187

174,32 7,5 0,35 3 0,05 160

31 10 0,35 4 0,05 182

1692 10 0,35 4 0,05 155

41 12,5 0,35 5 0,05 176

160,42 12,5 0,35 5 0,05 144

51 10 0,35 2 0,05 160

147,92 10 0,35 2 0,05 135

4.1.2 Kosentrasi Asam Oksalat

Volume (mL) Kosentrasi (M) 1/t (sekon-1)

5 0,25 5,14 x 10-3

7,5 0,276 5,74 x 10-3

10 0,292 5,92 x 10-3

12,5 0,302 6,23 x 10-3

10 0,292 5,92 x 10-3

4.1.3 Kosentrasi Kalium Permanganat

Volume (mL) Kosentrasi (M) 1/t (sekon-1)

2 0,011 5,14 x 10-3

3 0,012 5,74 x 10-3

4 0,0125 5,92 x 10-3

5 0,013 6,23 x 10-3

2 0,011 5,92 x 10-3

4.2 Pembahasan Memanipulasi sebuah kerja harus memahami secara mendetail suatu sistem dan

memahami bagaimana bila ada salah faktor yang diaplikasikan dapat mempengaruhi hasil

kerja dari sistem tersebut. Ketika mengamati reaksi kimia ada sebuah kerja yang terjadi

dalam sistem reaksi yaitu kinetika kimia. Kinetika kimia digunakan untuk mengukur laju

dari reaksi kimia. Pengertian laju reaksi dalam kimia adalah pengukuran banyaknya

reaktan yang bereaksi per unit waktu atau banyaknya produk yang dihasilkan per unit

waktu. Laju reaksi dapat diamati melalui eksperimental reaksi kimia yaitu dengan

mempengaruhi proses terjadinya suatu reaksi dengan mengubah atau menambahkan factor-

faktor tertentu yang dapat mempercepat atau melambatkan terjadinya reaksi. Ada banyak

faktor yang dapat mempengaruhi laju reaksi, beberapa yang umum diantaranya yaitu:

Laju reaksi merupakan fungsi dari tetapan laju reaksi, sedangkan tetapan laju

reaksi bergantung terhadap. Hal ini disebabkan peningkatan temperatur akan

mempertinggi gerakan molekul, sehingga mempercepat proses tumbukan antar

molekul-molekul reaktan.

Penambahan substansi dalam reaksi (katalis) dapat mempengaruhi laju reaksi.

Katalis berfungi sebagai media penggabungan molekul-molekul reaktan sehingga

memudahkan terjadinya reaksi. Penggabungan tersebut membentuk suatu

kompleks yang hanya merupakan produk antara yang akan terurai kembali menjadi

produk dan katalis.

Umumnya laju reaksi pada temperature tetap lebih sering dinyatakan sebagai jau

perubahan kosentrasi komponen-komponennya dalam sistem, sehingga dapat

dikatakan bahwa laju reaksi bergantung pada kosentrasi pereaksi atau hasil reaksi.

Ketergantungan laju reaksi pada kosentrasi pereaksi atau hasil reaksi diungkapkan

dalam persamaan laju reaksi atau hukum laju, meskipun demikian persamaan laju

suatu reaksi tidak dapat diramalkan hanya dari persamaan reaksinya atau

kosentrasinya saja.

Berdasarkan penjelasan diatas, maka kosentrasi adalah faktor yang paling mudah

digunakan untuk menentukan laju terjadinya suatu reaksi kimia. Pengaruh kosentrasi

terhadap laju reaksi diamati dalam reaksi antara kalium permanganat dan asam oksalat.

Kalium permanganat dan asam oksalat akan direaksikan dalam berbagai variasi kosentrasi

yaitu dari kosentrasi rendah hingga kosentrasi yang lebih tinggi. Variasi kosentrasi yang

digunakan untuk asam oksalat antara lain 0,25 M, 0,276 M, 0,292 M, 0,302 M. Sedangkan

variasi kosentrasi kalium permanganat yang digunakan adalah 0,011 M, 0,012 M, 0,0125

M, dan 0,013 M. Kedua reaktan akan direaksikan dan waktu berlangsungnya reaksi dicatat

hingga reaksi berakhir. Tujuan dari pencatatan waktu untuk mengkonfirmasi pengaruh

kosentrasi terhadap ccepat atau lambatnya reaksi asam oksalat dan kalium permanganat.

Selain itu, kinetika reaksi berkaitan erat dengan laju reaksi dan energi yang menyertainya.

Penentuan laju reaksi tidak bisa hanya melalui kosentrasinya saja, tetapi orde reaksinya

juga harus ditentukan. Orde reaksi merupakan pangkat dari kosentrasi pada persamaan

hokum laju. Orde reaksi dapat ditentukan melalui mekanisme reaksi asam oksalat dan

kalium permanganat yang dilakukan secara eksperimental secara eksperimental.

Mekanisme reaksi berkaitan erat dengan tahap-tahap yang terjadi dalam suatu reaksi.

Reaksi yang melibatkan dua jenis pereaksi memiliki banyak kemungkinan orde reaksi. Ada

3 kemungkinan orde reaksi yang terjadi bila reaksi yang melibatkan dua macam pereaksi.

Bila sebelum eksperimental dirumuskan terlebih dahulu bila masing-masing pereaksi

memiliki tingkat reaksi sebesar m dan n dan orde reaksi merupakan jumlah dari tingkat

reaksi masing-masing zat pereaksi . Kemungkinan orde reaksi pada reaksi yang memiliki

dua reaktan yaitu orde reaksi 1, orde reaksi 2, dan orde reaksi 3.

Asam oksalat dan kalium permanganat yang digunakan sebagai reaktan dalam

reaksi kimia memiliki kosentrasi awal berturut-turut 0,35 M dan 0,05 M. Asam oksalat

0,35 M diambil sebanyak 5 mL; 7,5 mL; 10 mL;12,5; 10 mL yang kemudian

dicampurakan dengan air sebanyak 2 mL pada masing-masing variasi volume. Kosentrasi

dari campuran asam oksalat dan air ditentukan melalui hubungan M1 . V1=M2 . V2.

Kemudian kalium permanganat 0,05 M diambil sebanyak 2 mL, 3 mL, 4 mL, 5 mL, dan 2

mL dan dicampurkan pada masing-masing campuran asam oksalat dan air. Asam oksalat

terlebih dahulu dicampurkan dalam air sebelum direaksikan dengan kalium permanganat

karena agar asam oksalat terurai didalam air membentuk ion H+ yang dibutuhkan ketika

bereaksi dengan kalium permanganat. Perlu diketahui bahwa reaksi yang terjadi antara

asam oksalat dan kalium permanganat adalah reaksi redoks. Substansi yang dibutuhkan

dalam asam oksalat untuk reaksi redoks adalah H+. Perlu diketahui juga, bahwa kalium

permanganat tidak boleh secara langsung dicampurkan dengan air karena kalium

permanganat bersifat sebagai oksidator kuat, maka ketika kalium permanganat direaksikan

dengan air (lingkungan netral) akan membentuk mangan oksida dan ion hidroksida,

dimana mangan oksida adalah produk yang bersifat sebagai oksidator lemah. Mangan

dioksida tidak cukup kuat untuk mengoksidasi asam oksalat menjadi gas karbon dioksida.

Reaksi kalium permanganat dan air:

MnO4-(l) + 2 H2O (l) + 3e- MnO2(s) + 4 OH-(l)

Reaksi redoks asam oksalat dan kalium permanganat melibatkan perubahan warna saat

berlangsungnya reaksi, sehingga menentukan orde reaksi secara eksperimental melalui

reaksi redoks ini lebih mudah dilakukan. Asam oksalat yang telah terdisosiasi membentuk

ion-ion setelah dicampur air, kemuadian direaksikan dengan kalium permanganat. Larutan

yang semula tidak berwarna ketika dicampurkan dengan kalium permanganat menjadi

ungu pekat. Larutan campuran ini ketika didiamkan pada t waktu akan berubah warna

larutannya yang semula berwarna ungu pekat menjadi larutan berwarna gelap dan warna

ungu pekat dari kalium permanganate perlahan-lahan menghilang.Perubahan warna terjadi

akibat logam mangan dalam kalium permanganat tereduksi oleh keberadaan ion-ion asam

oksalat. Bilangan oksidasi logam mangan yang semula adalah Mn7+ mengalami reduksi

menjadi logam dengan bilangan oksidasi Mn2+. Selain terjadi perubahan warna, reaksi

antara asam oksalat dan kalium permanganat menghasilkan gelembung-gelembung gas.

Gelembung gas yang dihasilkan sangat banyak mengingat kosentrasi asam oksalat yang

digunakan lebih besar daripada kalium permanganat. Timbulnya banyak gelembung gas

dapat dijelaskan melalui peristiwa oksidasi yang terjadi pada asam oksalat oleh kalium

permanganat sebagai oksidator kuat. Reaksi reduksi-oksidasi asam oksalt dan kalium

permanganat adalah sebagai berikut:

Reduksi : MnO4-  +  8H+  +  5e    Mn2+  +  4H2O    x2

Oksidasi: C2O42-                   2CO2  +  2e          x5 +

Reaksi keseluruhan:

2MnO4- (aq) +  16H+ (aq) +  5C2O4

2- (aq)  2Mn2+ (aq) + 8H2O(l)  +10CO2 (g)

Warna larutan yang berubah menjadi gelap menandakan ion mangan dioksida secara

keseluruhan mengalami reduksi, sehingga didalam larutan hanya berisi ion mangan yang

menyebabkan larutan menjadi berwarna coklat kemerahan. Pada Erlenmeyer I yang berisi

campuran asam oksalat 5 mL dan kalium permanganat 2 mL menunjukkan warna larutan

merah yang semakin memudar. Hal ini karena jumlah komposisi kalium permanganat yang

sedikit, sehingga ketika terbentuk Mn2+ akan larut dalam air yang terbentuk dari hasil

reaksi redoks. Berbeda dengan warna larutan pada elenmeyer 2 hingga 4 yang larutannya

semakin kental dan berwarna gelap. Hal ini disebabkan karena volume kalium

permanganat yang semakin banyak ketika direaksikan dengan asam oksalat. Spesi Mn2+

lebih mendominasi daripada banyaknya air yang dihasilkan, sehingga larutan yang

dihasilkan lebih berwana coklat pekat dan lebih kental. Sedangkan larutan dalam

Erlenmeyer 5 menunjukkan keadaan yang sama dengan erlenmeyer 1, dimana warna

larutan yang semula berwarna coklat kehitaman perlahan-lahan berubah warna menjadi

warna merah yang semakin memudar.

Reaksi antara kalium permanganat dan asam oksalat dibuat dengan variasi volume.

Berdasarkan variasi volume ini akan diamati laju reaksi yang difungsikan terhadap waktu,

dimana dimulai dari penambahan KMnO4 sampai semakin menghilangnya warna ungu dari

KMnO4 yang dijadikan patokannya. Reaksi dilakukan dalam 5 tabung Erlenmeyer yang

berisi campuran asam oksalat dan kalium permanganat berturut-turut sebanyak: 5 mL dan

2 mL; 7,5 mL dan 3 mL; 10 mL dan 4 mL; 12,5 mL dan 5 mL; 10 mL dan 2 mL.

Pengulangan setiap percobaan dilakukan sebanyak dua kali untuk mendapat hasil yang

presisi.Berdasarkan eksperimen yang dilakukan diketahui bahwa semakin meningkat

jumlah masing-masing reaktan maka semakin cepat terjadinya reaksi (dibuktikan dengan

warna ungu yang semakin cepat menghilang). Setiap pengulangan reaksi pencatatan waktu

dilakukan, dimana waktu yang diperoleh dirata-rata. Secara berurutan dari erlenmeyer 1

hingga erlenmeyer 5, waktu yang dibutuhkan kedua reaktan tersebut bereaksi yaitu 194, 7

detik; 174,3 detik; 169 detik; 160,45 detik; 147,9 detik. Jumlah volume masing-masing

reaktan dalam Erlenmeyer 1 hingga erlenmeyer 4 semakin bertambah, hanya volume

masing-masing reaktan pada erlenmeyer 5 yang dibuat berbeda. Berdasarkan catatan

waktu, reaksi yang terjadi dari erlenmeyer 1-4 berlangsung semakin cepat. Hasil yang

diperoleh ini sesuai dengan literatur laju reaksi yang merupakan fungsi kosentrasi zat-zat

yang bereaksi terhadap waktu bahwa semakin besar kosentrasi zat yang bereaksi, maka

proses berlangsungnya reaksi juga semakin cepat. Kosentrasi masing-masing zat pereaksi

yaitu untuk asam oksalat antara lain 0,25 M, 0,276 M, 0,292 M, 0,302 M dan untuk kalium

permanganat adalah 0,011 M, 0,012 M, 0,0125 M. Tetapi pada percobaan kelima terjadi

penyimpangan terhadap literatur. Kosentrasi asam oksalat yang digunakan sebesar 0,292 M

dan kalium permanganat 0,11 M, dimana catatan waktu yang seharusnya diperoleh untuk

kosentrasi sebesar ini ialah harus lebih cepat daripada larutan dalam erlenmeyer 2.

Penyimpangan ini terjadi akibat adanya human error akibat tidak mengikuti prosedur

percobaan dengan benar. Ketika mereaksikan kalium permanganat pada campuran oksalat

dan air tidak diperlukan proses pengocokan campuran karena faktor yang mempengaruhi

laju reaksi yang diujikan pada eksperimen ini hanya kosentrasi terhadap waktu. Sehingga

saat dilakukan pengocokan akan memperpendek waktu berlangsungnya reaksi yaitu untuk

reaksi redoks ini catatan waktu yang diperoleh lebih pendek dengan waktu sebesar 147,9

detik, dimana waktunya lebih pendek dari percobaan 5 yang memiliki kosentrasi dua

reaktan yang paling besar.

Data-data eksperimen yang berupa volume diubah menjadi kosentrasi. Data

kosentrasi asam oksalat dan kalium permanganat dan waktu dialurkan menjadi sebuah

grafik garis lurus. Masing-masing reaktan memiliki tiga grafik garis lurus yaitu grafik

kosentrasi [C] trhadap 1/t, grafik kosentrasi kuadrat [C]2 terhadap 1/t, dan grafik ln [C]

terhadap 1/t. Ketiga grafik ini yaitu:

Gambar (a) grafik [C] terhadap1/t Gambar (b) grafik [C]2 terhadap 1/t

Gambar (c) grafik ln [C] terhadap 1/t

Regresi ketiga grafik yang tidak mencapai 0,9 disebabkan oleh kesalahan dari

percobaan 5 sehingga data yang diperoleh tidak presisi. Hal ini dapat dilihat dari regresi

grafik sebesar 0,69 yang menunjukkan adanya kesalahan pada keseluruhan data.

Berdasarkan teori, grafik laju reaksi yang baik adalah berupa garis lurus yang

menggambarkan hubungan antara laju reaksi yang sebanding dengan kosentrasi dan

berbanding terbalik dengan waktu.

Grafik ini dapat digunakan untuk menentukan konstanta laju reaksi yaitu dari nilai

slope kurva dan dapat menentukan orde reaksi melalui besarnya regresi yang dihasilkan.

Berdasarkan hukum laju reaksi, grafik [C] terhadap 1/t digunakan untuk menggambarkan

kurva laju reaksi untuk mekanisme reaksi dengan dua reaktan yang direaksikan dengan

kosentrasi konstan sehingga walaupun ada salah satu reaktan memiliki kosentrasi yang

berlebih atau untuk reaksi yang terjadi untuk dua reaktan yang memiliki besaran kosentrasi

yang sama. Persamaan rekasi untuk hukum laju reaksi tersebut yaitu:

A + B P

A + 2 B P

Berdasarkan persamaan hukum laju reaksi semua reaktan dianggap memiliki orde 1,

sehingga jumlah orde keseluruhan reaksi adalah 2. Berdasarkan teori ini gambar (a) tidak

dapat menggambarkan orde reaksi asam oksalat = 1 karena regresinya yang kecil.

Grafik (b) menggambarkan grafik dari persamaan hukum laju untuk reaksi dengan

dua reaktan yang memiliki orde secara keseluruhan 3. Persamaan hukum laju reaksi ini

untuk menggambarkan salah satu reaktan yang memiliki orde reaksi sebesar 2. Regresi dari

gambar (b) juga memiliki regresi yang paling besar dibandingkan dengan dua grafik

lainnya. Oleh sebab itu, asam oksalat dianggap dalam laju reaksi memiliki orde reaksi

sebesar 2. Persamaan hukum lajunya dan persamaan reaksinya yaitu:

2A + B P

Data berupa kosentrasi kalium permanganat dan waktu rata-rata dialurkan menjadi

grafik seperti yang dilakukan pada asam oksalat. Grafik-grafik tersebut antara lain:

Gambar (d) grafik [C] terhadap 1/t Gambar (e) grafik [C]2 terhadap 1/t

Gambar (f) grafik ln [C] terhadap 1/t

Regresi yang dihasilkan oleh ketiga grafik sangat kecil. Hal ini menunjukkan bahwa data

hasil percobaan yang tidak presisi. Melihat bentuk kurva dari grafik-grafik diatas, terdapat

satu data yang membuat bentuk grafik tidak membentuk garis lurus sehingga tidak sesuai

dengan teori, dimana data tersebut adalah data percobaan kelima. Pada percobaan kelima

pencampuran kalium permanganat pada asam oksalat dilakukan pengocokan sehingga

akan mempercepat waktu reaksi. Pengocokan dapat meningkat gerakan molekul dalam

larutan, sehingga antar molekul pereaksi dapat bertemu atau bertumbukan dengan cepat

yang akibatnya reaksi berlangsung dengan cepat. Kosentrasi kalium permanganat yang

digunakan sama dengan percobaan yang pertama, ketika kecepatan reaksi tidak

berlangsung semestinya maka menyebabkan bentuk kurva yang tidak sesuai literatur.

Regresi grafik (f) menunjukkan regresi tersebesar. Laju reaksi dua reaktan yang

berbeda, bila salah satu pereaksinya memiliki orde sebesar satu maka reaksinya disebut

reaksi “pseudo-first-order”. Persamaan dan hukum laju reaksinya dituliskan sebagai

berikut:

2A + B P

Melalui eksperimen orde reaksi keseluruhan dari reaksi redoks asam oksalat dan

kalium permanganat yaitu memilki orde reaksi sebesar 3 dengan masing-masing reaktan

memiliki orde reaksi 2 untuk asam oksalat dan orde reaksi 1 untuk kalium permanganat.

Orde reaksi asam oksalat lebih besar karena kosentrasi asam oksalat yang digunakan lebih

besar dibandingkan dengan kalium permanganat.

BAB 5. PENUTUP

5.1 Kesimpulan

Melalui eksperimen kinetika reaksi ion permanganate dengan asam oksalat diperoleh

suatu kesimpulan bahwa:

Semakin besar kosentrasi zat yang bereaksi, maka proses berlangsungnya reaksi

juga semakin cepat. Kosentrasi masing-masing zat pereaksi yaitu untuk asam

oksalat antara lain 0,25 M, 0,276 M, 0,292 M, 0,302 M dan untuk kalium

permanganat adalah 0,011 M, 0,012 M, 0,0125 M.

Orde reaksi asam oksalat sebesar 2 dan orde reaksi kalium permanganat sebesar 1.

Hal ini dengan literature yang menyatakan bahwa suatu reaksi mempunyai tingkat

reaksi (orde) sebesar n terhadap suatu zat pereaksi, maka laju reaksinya akan

sebanding dengan kosentrasi n dan berbanding terbalik dengan waktu.

5.2 Saran

Saat akan melakukan eksperimen hendaknya terlebih dahulu memahami prosedur

percobaan pada buku penuntun petunjuk praktikum agar data yang diperoleh menjadi

maksimal.

DAFTAR PUSTAKA

Anonim. 2015. Material Safety Data Sheets Asam Oksalat.

http://www.sciencelab.com/msds.php?msdsId=9927593. Diakses tanggal 28 September

201

Anonim. 2015. Material Safety Data Sheets Kalium Permanganat.

http://www.sciencelab.com/msds.php?msdsId=9927593. Diakses tanggal 28 September

2015

Atkins, Peter. 2006. Physical Chemistry Eight Edition. United Stated: W.H Freeman and

Company

Castellan, Gilbert. 1983. Physical Chemistry Third Edition. Massachusetts: Addison-

Wesley Publishing Company

Kharisma. 2013. Asam Oksalat, Sifat Asam Oksalat, Dan Pengaruh Asam Oksalat.

http://kharismakeperawatan.blogspot.co.id/2013/05/asam-oksalat.html. Diakses tanggal 28

September 2015

Siregar, Tirena Siregar. 2008. Kinetika Kimia Reaksi Erlementer. Medan: USU Press

Tim Penyusun. 2015. Penuntun Praktikum Kimia Fisik II. Jember: FMIPA Universitas

Jember

Widjajanti, Endang. 2007. Kinetika Kimia. FMIPA UNY: Jurusan Pendidikan Kimia

LAMPIRAN

1. Asam Oksalat

a. Molaritas Asam oksalat 5 mL + 2 Aquades

Keterangan: M1: molaritas asam oksalat

V1: volume asam oksalat

M2: molaritas asam oksalat + air

V2: volume asam oksalat + air

b. Molaritas asam oksalat 7,5 mL + 2 mL aquades

c. Molaritas asam oksalat 10 mL + 2 mL aquades

d. Molaritas asam oksalat 12,5 mL + 2 mL aquades

Grafik C vs 1/t

Percobaan C 1/t

1. 0,25 5,14 x 10-3

2. 0,276 5,74 x 10-3

3. 0,292 5,92 x 10-3

4. 0,302 6,23 x 10-3

5. 0,292 5,92 x 10-3

Grafik C2 vs 1/t

Percobaan C2 1/t

1. 0,062 5,14 x 10-3

2. 0,076 5,74 x 10-3

3. 0,085 5,92 x 10-3

4. 0,091 6,23 x 10-3

5. 0,085 5,92 x 10-3

ln C vs 1/t

Percobaan ln C 1/t

1. -1,386 5,14 x 10-3

2. -1,287 5,74 x 10-3

3. -1,231 5,92 x 10-3

4. -1,197 6,23 x 10-3

5. -1,231 5,92 x 10-3

orde reaksi asam okasalat = 2

2. Kalium Permanganat

a. Molaritas KMnO4 2 mL + aquades

Keterangan: M1: molaritas KMnO4

V1: volume KMnO4

M2: molaritas KMnO4 + aquades

V2: volume KMnO4 + aquades

b. Molaritas KMnO4 3 mL + aquades

c. Molaritas KMnO4 4 mL + aquades

d. Molaritas KMnO4 2 mL + aquades

Percobaan C C2 ln C 1/t

1. 0,011 1,21 x 10-4 -4.51 5,14 x 10-3

2. 0,012 1,44 x 10-4 -4,42 5,74 x 10-3

3. 0,0125 1,56 x 10-4 -4,38 5,92 x 10-3

4. 0,013 1,69 x 10-4 -4,34 6,23 x 10-3

5. 0,011 1,21 x 10-4 -4,51 5,92 x 10-3

a. Grafik C vs 1/t

b. Grafik C2 vs 1/t

c. Grafik ln C vs 1/t

Orde reaksi kalium permanganate= 1