Friday, 24 February 2012

Laporan I O D I N A S I A S E T O N




I O D I N A S I    A S E T O N
I.         Tujuan Percobaan           :          
*      Menentukan orde reaksi
*      Menghitung laju reaksi berdasarkan pengaruh konsentrasi dan temperatur
*      Menghitung energi aktivasi

II.      Alat dan Bahan   

a.      Alat yang digunakan :
*      Aseton 4M
*      HCl 1M
*      Iodium(L) 0,005M
*      Aquadest
*      Es (Sebagai pendingin)

b.      Bahan yang digunakan

*      Erlenmeyer 125 ml                                         
*      Gelas Ukur   25 ml                                         
*      Gelas Kimia 100ml & 400 ml                         
*      Pipet Ukur     10 ml &   25 ml                        
*      Pipet Gondok   5 ml &  10 ml                
*      Thermometer 100°C                                       
*      Stop Watch                                                     
*      Bola hisap                                                                 
*      Hot Plate                                                                                          
*      Labu Semprot             




               
III.                  Dasar teori

Pengertian Laju Reaksi
Laju menyatakan seberapa cepat atau seberapa lambat suatu proses berlangsung. Laju juga menyatakan besarnya perubahan yang terjadi dalam satu satua waktu. Satuan waktu dapat berupa detik, menit, jam, hari atau tahun. Reaksi kimia adalah proses perubahan zat pereaksi menjadi produk. Seiring dengan bertambahnya waktu reaksi, maka jumlah zat peraksi semakin sedikit, sedangkan produk semakin banyak. Laju reaksi dinyatakan sebagai laju berkurangnya pereaksi atau laju terbentuknya produk.
a.            Orde Reaksi
Orde reaksi adalah banyaknya faktor konsentrasi zat reaktan yang mempengaruhi kecepatan reaksi. Penentuan orde reaksi tidak dapat diturunkan dari persamaan reaksi tetapi hanya dapat ditentukan berdasarkan percobaan. Suatu reaksi yang diturunkan secara eksperimen dinyatakan dengan rumus kecepatan reaksi :
v = k (A) (B) 2
persamaan tersebut mengandung pengertian reaksi orde 1 terhadap zat A dan merupakan reaksi orde 2 terhadap zat B. Secara keselurahan reaksi tersebut adalah reaksi orde 3.
Merubah konsentrasi dari suatu zat di dalam suatu reaksi biasanya merubah juga laju reaksi. Persamaan laju menggambarkan perubahaan ini secara matematis. Order reaksi adalah bagian dari persamaan laju.
Mengukur laju reaksi
Ada beberapa cara untuk mengukur laju dari suatu reaksi. Sebagai contoh, jika gas dilepaskan dalam suatu reaksi, kita dapat mengukurnya dengan menghitung volume gas yang dilepaskan per menit pada waktu tertentu selama reaksi berlangsung.
Definisi Laju ini dapat diukur dengan satuan cm 3 s -1. Bagaimanapun, untuk lebih formal dan matematis dalam menentukan laju suatu reaksi, laju biasanya diukur dengan melihat berapa cepat konsentrasi suatu reaktan berkurang pada waktu tertentu.
Sebagai contoh, andaikan kita memiliki suatu reaksi antara dua senyawa A dan B . Misalkan setidaknya salah satu mereka merupakan zat yang bisa diukur konsentrasinya-misalnya, larutan atau dalam bentuk gas.
http://www.chem-is-try.org/wp-content/migrated_images/belajar_kfisika01/aplusb1.gif
Untuk reaksi ini kita dapat mengukur laju reaksi dengan menyelidiki berapa cepat konsentrasi, katakan A, berkurang per detik. Kita mendapatkan, sebagai contoh, pada awal reaksi, konsentrasi berkurang dengan laju 0.0040 mol dm -3 s -1 . Hal ini berarti tiap detik konsentrasi A berkurang 0.0040 mol per desimeter kubik. Laju ini akan meningkat seiring reaksi dari A berlangsung. Untuk persamaan laju dan order reaksi, laju reaksi diukur dengan cara berapa cepat konsentrasi dari suatu reaktan berkurang. Satuannya adalah mol dm -3 s -1 Order reaksi selalu ditemukan melalui percobaan. Kita tidak dapat menentukan apapun tentang order reaksi dengan hanya mengamati persamaan dari suatu reaksi. Jadi andaikan kita telah melakukan beberapa percobaan untuk menyelidiki apa yang terjadi dengan laju reaksi dimana konsentrasi dari satu reaktan, A, berubah, Beberapa hal-hal sederhana yang akan kita temui adalah ;
Kemungkinan pertama : laju reaksi berbanding lurus dengan konsentrasi A
Hal ini berarti jika kita melipatgandakan konsentrasi A, laju reaksi akan berlipat ganda pula. JIka kita meningkatkan konsentrasi A dengan faktor 4, laju reaksi pun akan menjadi 4 kali lipat. Kita dapat mengekspresikan persamaan ini dengan simbol :
http://www.chem-is-try.org/wp-content/migrated_images/belajar_kfisika01/a1storder1.gif
Adalah cara yang umum menulis rumus dengan tanda kurung persegi untuk menunjukkan konsentrasi yang diukur dalam mol per desimeter kubik (liter). Kita juga dapat menulis tanda berbanding lurus dengan menuliskan konstanta (tetapan), k.
http://www.chem-is-try.org/wp-content/migrated_images/belajar_kfisika01/a1storder2.gif
Kemungkinan lainnya : Laju reaksi berbanding terbalik dengan kuadrat konsentrasi A
Hal ini berarti jika kita melipatgandakan konsentrasi dari A, laju reaksi akan bertambah 4 kali lipat (2 2 ). Jika konsentras dari A i ditingkatkan tiga kali lipat, laju reaksi akan bertambah menjadi 9 kali lipat (3 2 ). Dengan simbol dapat dilambangkan dengan:
http://www.chem-is-try.org/wp-content/migrated_images/belajar_kfisika01/a2ndorder.gif

Secara umum
,
Dengan melakukan percobaan yang melibatkan reaksi antara A dan B, kita akan mendapatkan bahwa laju reaksi berhubugngan dengan konsentrasi A dan B dengan cara :
http://www.chem-is-try.org/wp-content/migrated_images/belajar_kfisika01/reqnab1.gif
Hubungan ini disebut dengan persamaan laju reaksi :
Kita dapat melihat dari persamaan laju reaksi bahwa laju reaksi dipengaruhi oleh pangkat dari konsentrasi dari A dan B . Pangkat-pangkat ini disebut dengan order reaksi terhadap A dan B . Jika order reaksi terhadap A adalah 0 (no), berarti konsentrasi dari A tidak mempengaruhi laju reaksi.
Order reaksi total (keseluruhan), didapat dengan menjumlahkan tiap-tiap order. Sebagai contoh, di dalam reaksi order satu terhadap kedua A dan B (a = 1 dan b = 1), order reaksi total adalah 2. Kita menyebutkan order reaksi total dua.
Beberapa contoh
Tiap contoh yang melibatkan reaksi antara A dan B, dan tiap persamaan laju didapat dari ekperimen untuk menentukan bagaimana konsentrasi dari A dan B mempengaruhi laju reaksi.
Contoh 1:
http://www.chem-is-try.org/wp-content/migrated_images/belajar_kfisika01/reqnab2.gif
Dalam kasus ini, order reaksi terhadap A dan B adalah 1. Order reaksi total adalah 2, didapat dengan menjumlahkan tiap-tiap order.

Contoh 2:
http://www.chem-is-try.org/wp-content/migrated_images/belajar_kfisika01/reqnab3.gif
Pada reaksi ini, A berorder nol karena konsentrasi A tidak mempengaruhi laju dari reaksi. B berorder 2, sehingga order reaksi total adalah dua.

Contoh 3:
http://www.chem-is-try.org/wp-content/migrated_images/belajar_kfisika01/reqnab4.gif
Pada reaksi ini, A berorder satu dan B beroder nol, karena konsentrasi B tidak mempengaruhi laju reaksi. Order reaksi total adalah satu.
Bagaimana bila kita memiliki reaktan-reaktan lebih dari dua lainnya?
Tidak menjadi masalah berapa banyak reaktan yang ada. Konsentasi dari tiap reaktan akan berlangsung pada laju reaksi dengan kenaikan beberapa pangkat. Pangkat-pangkat ini merupakan order tersendiri dari setiap reaksi. Order total (keseluruhan) dari reaksi didapat dengan menjumlahkan tiap-tiap order tersebut.
Ketetapan laju
Hal yang cukup mengejutkan, Ketetapan laju sebenarnya tidak benar-benar konstan. Konstanta ini berubah, sebagai contoh, jika kita mengubah temperatur dari reaksi, menambahkan katalis atau merubah katalis. Tetapan laju akan konstan untuk reaksi yang diberikan hanya apabila kita mengganti konsentrasi dari reaksi tersebut. Anda akan mendapatkan efek dari perubahaan suhu dan katalis pada laju konstanta pada halaman lainnya.
Teori Tumbukan Dan Teori Keadaan Transisi
Teori tumbukan didasarkan atas teori kinetik gas yang mengamati tentang bagaimana suatu reaksi kimia dapat terjadi. Menurut teori tersebut kecepatan reaksi antara dua jenis molekul A dan B sama dengan jumiah tumbukan yang terjadi per satuan waktu antara kedua jenis molekul tersebut. Jumlah tumbukan yang terjadi persatuan waktu sebanding dengan konsentrasi A dan konsentrasi B. Jadi makin besar konsentrasi A dan konsentrasi B akan semakin besar pula jumlah tumbukan yang terjadi.
Teori Tumbukan Ini Ternyata Memiliki Beberapa Kelemahan, Antara Lain :
  • tidak semua tumbukan menghasilkan reaksi sebab ada energi tertentu yang harus dilewati (disebut energi aktivasi = energi pengaktifan) untak dapat menghasilkan reaksi. Reaksi hanya akan terjadi bila energi tumbukannya lebih besar atau sama dengan energi pengaktifan (E a ).
  • molekul yang lebih rumit struktur ruangnya menghasilkan tumbukan yang tidak sama jumlahnya dibandingkan dengan molekul yang sederhana struktur ruangnya.
Teori tumbukan di atas diperbaiki oleh tcori keadaan transisi atau teori laju reaksi absolut. Dalam teori ini diandaikan bahwa ada suatu keadaan yang harus dilewati oleh molekul-molekul yang bereaksi dalam tujuannya menuju ke keadaan akhir (produk). Keadaan tersebut dinamakan keadaan transisi. Mekanisme reaksi keadaan transisi dapat ditulis sebagai berikut:
A + B → T * –> C + D
dimana:
- A dan B adalah molekul-molekul pereaksi
- T * adalah molekul dalam keadaan transisi
- C dan D adalah molekul-molekul hasil reaksi
Secara Diagram Keadaan Transisi Ini Dapat Dinyatakan Sesuai Kurva Berikut
energi-pengaktifan
Dari diagram terlibat bahwa energi pengaktifan (E a ) merupakan energi keadaan awal sampai dengan energi keadaan transisi. Hal tersebut berarti bahwa molekul-molekul pereaksi harus memiliki energi paling sedikit sebesar energi pengaktifan (Ea) agar dapat mencapai keadaan transisi (T * ) dan kemudian menjadi hasil reaksi (C + D).
Catatan :
Energi pengaktifan (= energi aktivasi) adalah jumlah energi minimum yang dibutuhkan oleh molekul-molekul pereaksi agar dapat melangsungkan reaksi

Faktor-faktor yang mempengaruhi kecepatan reaksi

Seluruh faktor-faktor ini termasuk didalam tetapan laju dimana sebenarnya tetap bila kita hanya mengubah konsentrasi dari reaktan. Ketika kita mengubah suhu maupun katalis, sebagai contoh, tetapan laju akan berubah.
Perubahaan ini digambarkan secara matematis oleh persamaan Arrhenius.
Persamaan Arrhenius
http://www.chem-is-try.org/wp-content/migrated_images/belajar_kfisika01/padding.gif
Apa arti dari berbagai simbol ini ?
Mulai dari yang sederhana …
Temperatur atau suhu, T
Agar berlaku dalam persamaan, suhu harus diukur dalam kelvin.
Konstanta atau tetapan gas, R
http://www.chem-is-try.org/wp-content/migrated_images/belajar_kfisika01/padding.gifTetapan ini datang dari persamaan, pV=nRT, yang berhubungan dengan tekanan, volume dan suhu dalam jumlah tertentu dari mol gas.
Energi aktivasi, EA
Ini merupakan energi minimum yang diperlukan bagi reaksi untuk berlangsung. Agar berlaku dalam persamaan, kita harus mengubahnya menjadi satuan Joule per mole, bukan kJ mol-1. Harga dari satuan ini adalah 2.71828 … dan ini merupakan satuan matematis seperti layaknya pi. Anda tidak perlu terlalu bingung untuk mengerti apa artinya ini, untuk menghitung persamaan Arrhenius.
Ekspresi, e-(EA/RT)
http://www.chem-is-try.org/wp-content/migrated_images/belajar_kfisika01/padding.gifEkspresi ini menghitung fraksi dari molekul yang berada dalam keadaan gas dimana memiliki energi yang sama atau lebih dari energi aktivasi pada suhu tertentu.
Faktor frekwensi, A
Kita juga dapat menyebut ini sebagai faktor pre-eksponensial atau faktor sterik.
A merupakan istilah yang meliputi faktor seperti frekwensi tumbukan dan orentasinya. A sangat bervariasi bergantung pada suhu walau hanya sedikit. A sering dianggap sebagai konstanta pada jarak perbedaan suhu yang kecil. Pada saat ini mungkin Anda lupa dengan persamaan Arrhenius semula. Persamaan Arrhenius didefinisikan sebagai:
http://www.chem-is-try.org/wp-content/migrated_images/belajar_kfisika01/padding.gifhttp://www.chem-is-try.org/wp-content/migrated_images/belajar_kfisika01/arrhenius2.gif
Kita dapat mengalikan kedua sisinya dengan “ln” sehingga menjadi persamaan:
http://www.chem-is-try.org/wp-content/migrated_images/belajar_kfisika01/padding.gifhttp://www.chem-is-try.org/wp-content/migrated_images/belajar_kfisika01/arrhenius3.gif
“ln” merupakan salah satu bentuk logaritma.
Menggunakan persamaan Arrhenius
Pengaruh pengubahaan suhu
Kita dapat menggunakan persamaan Arrhenius untuk menggambarkan pengaruh dari perubahaan suhu pada tetapan reaksi – dan tentunya laju reaksi. Jika misalkan tetapan laju berlipatganda, maka juga laju reaksi akan berlipatganda. Lihat kembali ke persamaan pada awal dari halaman ini bila Anda tidak yakin dengan pernyataan ini.
Apa yang terjadi ketika kita menaikkan suhu sebesar 10oC ke, misalkan, dari 20oC ke 30oC
(293 K ke 303 K)?
Faktor frekwensi, A, dalam persamaan ini kurang lebih konstan untuk perubahaan suhu yang kecil. Kita perlu melihat bagaimana perubahaan e-(EA/RT) – energi dari fraksi molekul sama atau lebih dengan aktivasi energi. Mari kita ansumsikan energi aktivasi 50 kJ mol-1. Dalam persamaan, kita perlu menulisnya sebagai 50000 J mol-1. Harga dari konstanta gas, R, adalah 8.31 J K-1 mol-1.
Pada 20oC(293 K) harga dari fraksi adalah:
http://www.chem-is-try.org/wp-content/migrated_images/belajar_kfisika01/padding.gifhttp://www.chem-is-try.org/wp-content/migrated_images/belajar_kfisika01/fraction1.gif
Dengan menaikkan suhu walau hanya sedikit (ke 303 K), peningkatannya:
http://www.chem-is-try.org/wp-content/migrated_images/belajar_kfisika01/padding.gifhttp://www.chem-is-try.org/wp-content/migrated_images/belajar_kfisika01/fraction2.gif
Kita dapat melihat bahwa fraksi molekul-molekul mampu untuk bereaksi dua kali lipat dengan peningkatan suhu sebesar 10oC. Hal ini menyebabkan laju reaksi hampirmenjadi berlipatganda.
Pengaruh dari katalis
Katalis akan menyediakan rute agar reaksi berlangsung dengan energi aktivasi yang lebih rendah. Andaikan keberadaan katalis menurunkan energi aktivasi sebesar 25 kJ mol-1. Kita ulangi perhitungan pada 293 K :
http://www.chem-is-try.org/wp-content/migrated_images/belajar_kfisika01/padding.gifhttp://www.chem-is-try.org/wp-content/migrated_images/belajar_kfisika01/fraction3.gif
Jika kita membandingkan ketika harga dari aktivasi energi sebesar 50 kJ mol-1, kita dapat melihat terjadi peningkatan yang luar biasa pada fraksi molekul-molekul untuk dapat bereaksi. Hampir lebih dari 30000 lipat molekul-molekul dapat bereaksi dengan keberadaan katalis dibandingkan tanpa katalis. Sesuatu hal yang sangat luar biasa!
Pengalaman menunjukan bahwa serpihan kayu terbakar lebih cepat daripada balok kayu, hal ini berarti bahwa laju reaksi yag sama dapat berlangsung dengan kelajuan yang berbeda, bergantung pada keadaan zat pereaksi. Dalam bagian ini akan dibahas faktor-faktor yang mempengaruhi laju reaksi. Pengetahuan tentang hal ini memungkinkan kita dapat mengendalikan laju reaksi, yaitu melambatkan reaksi yang merugikan dan menambah laju reaksi yang menguntungkan.
1. Konsentrasi Pereaksi
Konsentrasi memiliki peranan yang sangat penting dalam laju reaksi, sebab semakin besarkonsentrasi pereaksi, maka tumbukan yang terjadi semakin banyak, sehingga menyebabkan laju reaksi semakin cepat. Begitu juga, apabila semakin kecil konsentrasi pereaksi, maka semakin kecil tumbukan yang terjadi antar partikel, sehingga laju reaksi pun semakin kecil.
2. Suhu
Suhu juga turut berperan dalam mempengaruhi laju reaksi. Apabila suhu pada suatu rekasi yang berlangusng dinaikkan, maka menyebabkan partikel semakin aktif bergerak, sehingga tumbukan yang terjadi semakin sering, menyebabkan laju reaksi semakin besar. Sebaliknya, apabila suhu diturunkan, maka partikel semakin tak aktif, sehingga laju reaksi semakin kecil.
3. Tekanan
Banyak reaksi yang melibatkan pereaksi dalam wujud gas. Kelajuan dari pereaksi seperti itu juga dipengaruhi tekanan. Penambahan tekanan dengan memperkecil volume akan memperbesar konsentrasi, dengan demikian dapat memperbesar laju reaksi.
4. Katalis
Katalis adalah suatu zat yang mempercepat laju reaksi kimia pada suhu tertentu, tanpa mengalami perubahan atau terpakai oleh reaksi itu sendiri. Suatu katalis berperan dalam reaksi tapi bukan sebagai pereaksi ataupun produk. Katalis memungkinkan reaksi berlangsung lebih cepat atau memungkinkan reaksi pada suhu lebih rendah akibat perubahan yang dipicunya terhadap pereaksi. Katalis menyediakan suatu jalur pilihan dengan energi aktivasi yang lebih rendah. Katalis mengurangi energi yang dibutuhkan untuk berlangsungnya reaksi.
gbfase-padatanJika kita melihat suatu campuran dan dapat melihat suatu batas antara dua komponen, dua komponen itu berada dalam fase yang berbeda. Campuran antara padat dan cair terdiri dari dua fase. Campuran antara beberapa senyawa kimia dalam satu larutan terdiri hanya dari satu fase, karena kita tidak dapat melihat batas antara senyawa-senyawa kimia tersebut.
gbcairanFase berbeda denga istilah keadaan fisik (padat, cair dan gas). Fase dapat juga meliputi padat, cair dan gas, akan tetapi lebih sedikit luas. Fase juga dapat diterapkan dalam dua zat cair dimana keduanya tidak saling melarutkan  (contoh, minyak dan air).
5. Luas Permukaan Sentuh
Luas permukaan sentuh memiliki peranan yang sangat penting dalam laju reaksi, sebab semakin besar luas permukaan bidang sentuh antar partikel, maka tumbukan yang terjadi semakin banyak, sehingga menyebabkan laju reaksi semakin cepat. Begitu juga, apabila semakin kecil luas permukaan bidang sentuh, maka semakin kecil tumbukan yang terjadi antar partikel, sehingga laju reaksi pun semakin kecil. Karakteristik kepingan yang direaksikan juga turut berpengaruh, yaitu semakin halus kepingan itu, maka semakin cepat waktu yang dibutuhkan untuk bereaksi; sedangkan semakin kasar kepingan itu, maka semakin lama waktu yang dibutuhkan untuk bereaksi.
http://1.bp.blogspot.com/_oU9lFOcW7JE/SjfN_2HED3I/AAAAAAAAAA0/z47hs-MIK58/s320/luas.gif

Dalam percobaan ini kita pelajari kinetika reaksi Iod dan Aseton.
                  O                                                             O                      
CH3 - C - CH3    +   I2                          CH3 - C - CH2I + H+ + I-
Selain pada konsentrasi aseton dan iod, laju reaksi juga bergantung pada konsentrasi ion hydrogen, dimana laju reaksinya :
Laju = K [Aseton]m [I2]n [H+]p
m,n,p merupakan orde reaksi terhadap aseton, iod dan ion hidrogen, K merupakan konstanta laju reaksi. Laju reaksi dapat dinyatakan dengan perubahan konsentrasi iod [I2] dibagi dengan interval waktu [t] yang diperlukan untuk perubahan tersebut.

Reaksi iodinasi aseton mudah diamati karena :
c  Iod berwarna, sehingga kita dapat mengamati perubahan konsentrasi secara visual
c  Reaksi berorde nol terhadap Iod. Hal ini berarti bahwa laju reaksi tidak tergantung pada [I2], [I2]0  = 1

Oleh karena itu laju reaksi tidak tergantung pada Iod, maka kita dapat menggunakan Iod sebagai reagent pembatas dengan jumlah aseton dan ion hidrogen berlebih. Kita dapat mengukur waktu yang dibutuhkan untuk mereaksikan seluruh Iod yang ada dalam larutan. Bila konsentrasi dari aseton dan ion hidrogen jauh lebih besar dari pada konsentrasi Iod, maka konsentrasi mereka tidak akan berubah selama reaksi dan laju reaksi akan tetap, sampai seluruh Iod habis bereaksi. Kemudian reaksi akan berhenti. Bila waktu yang dibutuhkan untuk mereaksikan semua Iod (warnanya hilang) adalah t.

Walaupun laju reaksi tetap pada kondisi yang kita atur, kita dapat mengubah-ubah konsentrasi aseton dan ion hidrogen. Bila konsentrasi ion hidrogen dan Iod dibuat tetap sama seperti pada campuran awal, sedangkan konsentrasi aseton dibuat menjadi 2 kali konsentrasi semula, maka persamaan laju menjadi :
Laju 2 = K [2A]m [I2]n [H+]p
Laju 1 = K [2A]m [I2]n [H+]p

Setelah menghitung laju 2 dan laju 1, maka kita memperoleh angka yang mempunyai harga yang sama dengan 2m. Berarti kita dapat memperoleh harga m melalui logaritma. M merupakan orde reaksi terhadap aseton.





IV.         Prosedur kerja  :          
*      Penentuan Orde reaksi
Percobaan 1
c  Memipet 10 ml aseton 4M, masukkan kedalam erlenmeyer
c  Memipet 10 ml HCl 1 M, masukkan kedalam erlenmeyer yang berisi aseton.
c  Menambahkan 20 ml aquadest kedalam campuran tersebut
c  Memipet 10 ml larutan Iod dengan pipet gondok 10 ml dan memasukkannya kedalam campuran tersebut (serentak jalankan stop watch)
c  Setelah warna Iod menghilang, segera menghentikahn stop watch.
c  Mengukur tenperatur campuran tersebut.

Percobaan 2
c  Mengulangi percobaan A dengan mengubah konsentrasi aseton, yaitu dengan memasukkan 5 ml aseton kedalam gelas kimia dan ditambahkan 25 Ml aquadest. Konsentrasi ion hidrogen dan Iod dibiarkan tetap.

Percobaan 3
c  Mengulangi percobaan A dengan mengubah konsentrasi HCl, yaitu dengan memasukkan 5 ml HCl kedalam erlenmeyer 125 ml dan ditambahkan 25 Ml aquadest. Konsentrasi aseton dan Iod dibiarkan tetap.
Percobaan 4
c  Mengulangi percobaan A dengan mengubah konsentrasi Iod, yaitu dengan memasukkan 5 ml Iod kedalam gelas kimia dan ditambahkan 25 ml aquadest. Konsentrasi aseton dan HCl dibiarkan tetap. Percobaan diatas dilakukan 2 kali percobaan
*      Melakukan percobaan 4, tetapi dengan temperatur 50C, 10°C dan 15°C. Menentukan tetapan laju reaksi dan energi pengaktifan.




V.            Data pengamatan  :     
No
Volume
Aseton
Volume
HCl
Volume
Iod
Volume
Air
Waktu
Temperatur
Perc. 1
1
10 ml
10 ml
10 ml
20 ml
142 dt
30°C
2
5 ml
10 ml
10 ml
25 ml
295 dt
30°C
3
10 ml
5 ml
10 ml
25 ml
220 dt
30°C
4
10 ml
10 ml
5 ml
25 ml
71 dt
30°C

VI.         Perhitungan  :   
1.      Perhitungan Konsentrasi
*      Konsentrasi Aseton 4 M
Kalau copy paste jangan lupa...
Komentnya Yeah!!!!!!


0 comments:

Post a Comment

Komentarnya!!!!!!!!!

Related Posts Plugin for WordPress, Blogger...