Laporan Kimia Dasar 1 Reaksi-reaksi Kimia
LAPORAN REAKSI-REAKSI KIMIA
PRAKTIKUM KIMIA DASAR I
Disusun
Oleh :
Fajar
Dwi Fauzi Hidayat
(0621
11 058)
JURUSAN KIMIA
FAKULTAS MATEMATIKA DAN ILMU
PENGETAHUAN ALAM
UNIVERSITAS PAKUAN
BOGOR
2011
KATA
PENGANTAR
Segala puji hanya milik
ALLAH SWT. Shalawat serta salam selalu tercurahkan kepada Nabi Muhammad SAW.
Berkat limpahan dan rahmatnya kami mampu menyelesaikan tugas Laporan Praktikum
Kimia Dasar 1 tentang Reaksi-reaksi Kimia.
Sesuai
dengan kemajuan ilmu pengetahuan, ditemukan banyak bahan-bahan kimia dari alam
yang bermanfaat dan sangat penting secara ekonomis dapat dibuat dimulai dari
bahan-bahan baku yang lebih murah dan demikianlah caranya industry kimia mulai
berkembang. Terutama dalam abad ini, ilmu pengetahuan dan teknologi telah
mengembangkan cara-cara membuat bahan kimia yang baru yang sebelumnya belum
pernah ada di bumi.
Selain
itu, penyusun berharap dengan laporan praktikum ini dapat menginspirasi banyak
orang untuk berkarya dalam ilmu pengetahuan alam khususnya kimia serta
teknologi yang menyertai kehidupan kita di dunia ini.
Penyusunan
laporan ini didasarkan pada hasil percobaan yang dilakukan selama praktikum
serta literature-literatur yang ada baik dari buku maupun sumber lainnya.
Penyusun.
DAFTAR
ISI
KATA
PENGANTAR i
DAFTAR
ISI ii
BAB
I PENDAHULUAN
1.1. Tujuan
Pembelajaran 1
1.2. Dasar
Teori 1
BAB
II ALAT DAN BAHAN
2.1. Alat
yang Digunakan 9
2.2. Bahan 9
BAB
III METODA KERJA 10
BAB
IV HASIL PERCOBAAN
4.1. Hasil
Percobaan 12
4.2. Pembahasan 16
BAB
V KESIMPULAN 20
DAFTAR
PUSTAKA 21
BAB I
PENDAHULUAN
1.1. Tujuan Percobaan
§ Memperajari
sifat-sifat kimia suatu zat melalui reaksi-reaksi kimia.
1.2. Dasar Teori
Reaksi kimia merupakan reaksi senyawa
dalam larutan (air). Perubahan yang terjadi adalah bukti terjadinya reaksi
kimia. Dalam ilmu kimia, reaksi merupakan salah satu cara untuk mengetahui
sifat-sifat kimia dari suatu atau berbagai zat. Perubahan dalam reaksi kimia
dapat berupa perubahan warna, timbulnya panas, timbulnya gas, terjadinya
endapan dan sebagainya. Reaksi kimia secara umum dibagi 2, yaitu reaksi
asam-basa dan reaksi redoks. Pada reaksi redoks terjadi perubahan biloks
(bilangan oksidasi), sedangkan pada reaksi asam-basa tidak ada perubahan
biloks. Keduanya ini terdapat ke dalam 4 tipe reaksi, yaitu :
1.
Reaksi Sintetis
Reaksi dimana dua atau lebih zat tunggal
dalam suatu reaksi kimia (kombinasi, komposisi).
· Unsur
+ Unsur à
Senyawa, misal : Fe + S àFeS
· Senyawa
+ Senyawa à
Senyawa yang lebih kompleks, misal:
O à
2.
Reaksi Dekomposisi
Reaksi yang menghasilkan dua atau lebih
zat yang terbentuk dari suatu zat tunggal.
Senyawa
à
Dua atau lebih zat yang lebih sederhana,
misal:
à
3.
Reaksi Penggantian Tunggal
Reaksi dimana suatru unsur menggantikan
unsure lainnya. Misal :
4.
Reaksi Penggantian Ganda
Reaksi dimana ion-ion positif dari dua
senyawa saling dipertukarkan. Misal :
Cara teringkas untuk memberikan
suatu reaksi kimia adalah dengan menulis suatu persamaan kimia berimbang yang
merupakan pernyataan kualitatif maupun kuantitatif mengenai pereaksi yang
terlibat. Tiap zat diwakili oleh rumus molekulnya. Menyatakan banyaknya atom-atom
dari tiap macam dalam suatu satuan zat itu. Rumus molekulnya merupakan
kelipatan bilangan bulat rumus emperis zat itu yang menyatakan
Jumlah minimal yang mungkin dalam
perbandingan yang benar atom-atom dari tiap macamnya. Tiga kelas umum reaksi yang
dijumpai dengan melaus dalam kimia ialah reaksi kombinasi langsung, reaksi
penukargantian sederhana dan reaksi penukargantian rangkap.
Hubungan kuantitatif antara pereaksi
dan hasil reaksi dalam suatu persamaan kimia berimbang memberikan dasar stoikiometri.
Perhitungan stoikiomentri mengharuskan penggunaan bobot atom unsur dan bobot
molekul senyawa. Banyaknya suatu hasil reaksi tertentu yang menurut perhitungan
akan diperoleh dalam suatu reaksi kimia rendemen teoritis untuk suatu reaksi
kimia. Penting untuk mengetahui mana yang merupakan pereaksi pembatas yakni
pereaksi yang secara teoritis dapat bereaksi sampai habis, sedangkan
pereaksi-pereaksi lain berlebih.
(Keenan,
1984)
Jika terjadi reaksi kimia, dapat
diamati tiga macam perubahan :
a. Perubahan Sifat
b. Perubahan Susunan
c. Perubahan Energi
Semua perubahan kimia tentu induk
pada hukum pelestarian hukum energi dan hukum pelestarian energi massa. Susunan
senyawa kimia tertentu oleh hukum susunan pasti dan hukum perbandingan berada.
Azas fundamental yang mendasari
semua perubahan kimia merupakan daerah kimia teoritis, korelasi antara konsep
unsur dan senyawa dengan keempat hukum tersebut diatas diperoleh dalam Teori
Asam Dalton, teori modern pertama mengenai atom dan molekul sebagai partikel
fundamental dari zat-zat yang tumbuh dari teori ini antara lain adalah skala,
bobot atom relatif unsur-unsur dilarutkan menurut bertambahnya bobot atom,
munculnya unsur-unsur secara teratur dengan sifat-sifat tertentu mendorong
meddeleu menyusun tabel berkala dari unsur-unsur dan meramalkan adanya beberapa
unsur yang belum diketahui. Bayaknya dan dari situ proporsi relatif sebagai
atom dalam satuan terkecil senyawa diberikan oleh rumus senyawa, dalam mana
digunakan lambang unsur kimia itu.
(Keenan,
1984)
Teori Asam-Basa
1. ARRHENIUS
Menurut teori Arrhenius, zat yang dalam air menghasilkan
ion H + disebut asam dan basa adalah zat yang dalam air terionisasi
menghasilkan ion OH - .
HCl à H +
+ Cl -
NaOH à Na +
+ OH -
Meskipun teori Arrhenius benar, pengajuan desertasinya
mengalami hambatan berat karena profesornya tidak tertarik padanya.
Desertasinya dimulai tahun 1880, diajukan pada 1883, meskipun diluluskan
teorinya tidak benar. Setelah mendapat bantuan dari Van’ Hoff dan Ostwald pada
tahun 1887 diterbitkan karangannya mengenai asam basa. Akhirnya dunia mengakui
teori Arrhenius pada tahun 1903 dengan hadiah nobel untuk ilmu pengetahuan.
Sampai sekarang teori Arrhenius masih tetap berguna
meskipun hal tersebut merupakan model paling sederhana. Asam dikatakan kuat
atau lemah berdasarkan daya hantar listrik molar. Larutan dapat menghantarkan
arus listrik kalau mengandung ion, jadi semakin banyak asam yang terionisasi
berarti makin kuat asamnya. Asam kuat berupa elektrolit kuat dan asam lemah
merupakan elektrolit lemah. Teori Arrhenius memang perlu perbaikan sebab dalam
lenyataan pada zaman modern diperlukan penjelasanyang lebih bisa diterima
secara logik dan berlaku secara umum. Sifat larutan amoniak diterangkan oleh
teori Arrhenius sebagai berikut:
NH 4 OH à NH 4
+ + OH -
Jadi menurut Svante August Arrhenius (1884) asam adalah
spesi yang mengandung H + dan basa adalah spesi yang mengandung OH
-, dengan asumsi bahwa pelarut tidak berpengaruh terhadap sifat asam dan
basa.
Sehingga
dapat disimpulkan bahwa:
Asam
ialah senyawa yang dalam larutannya dapat menghasilkan ion H+ . Basa
ialah senyawa yang dalam larutannya dapat menghasilkan ion OH - .
Contoh:
1) HCl(aq) à
H + (aq) + Cl - (aq)
2) NaOH(aq) à
Na + (aq) + OH - (aq)
2.
BRONSTED-LOWRY
Asam
ialah proton donor, sedangkan basa adalah proton akseptor. Teori asam basa
dari Arrhenius ternyata tidak dapat berlaku untuk semua pelarut, karena khusus
untuk pelarut air. Begitu juga tidak sesuai dengan reaksi penggaraman karena
tidak semua garam bersifat netral, tetapi ada juga yang bersifat asam dan ada
yang bersifat basa.
Konsep asam
basa yang lebih umum diajukan oleh Johannes Bronsted, basa adalah zat yang
dapat menerima proton. Ionisasi asam klorida dalam air ditinjau sebagai
perpindahan proton dari asam ke basa.
HCl + H2O à H3O
+ + Cl -
Demikian
pula reaksi antara asam klorida dengan amoniak, melibatkan perpindahan proton
dari HCl ke NH 3 .
HCl + NH3
⇄ NH4
+ + Cl -
Ionisasi
asam lemah dapat digambarkan dengan cara yang sama.
HOAc + H2O ⇄ H3O
+ + OAc -
Pada tahun
1923 seorang ahli kimia Inggris bernama T.M. Lowry juga mengajukan hal yang
sama dengan Bronsted sehingga teori asam basanya disebut Bronsted-Lowry. Perlu
diperhatikan disini bahwa H + dari asam bergabung dengan molekul air
membentuk ion poliatomik H 3 O + disebut ion Hidronium.
Reaksi umum
yang terjadi bila asam dilarutkan ke dalam air adalah:
HA + H2O ⇄ H3O
+ + A -
asam basa asam konjugasi basa konjugasi
Penyajian
ini menampilkan hebatnya peranan molekul air yang polar dalam menarik proton
dari asam.
Perhatikanlah
bahwa asam konjugasi terbentuk kalau proton masih tinggal setelah asam
kehilangan satu proton. Keduanya merupakan pasangan asam basa konjugasi yang
terdi dari dua zat yang berhubungan satu sama lain karena pemberian proton atau
penerimaan proton. Namun demikian disosiasi asam basa masih digunakan secara
Arrhenius, tetapi arti yang sebenarnya harus kita fahami.
Johannes N.
Bronsted dan Thomas M. Lowry membuktikan bahwa tidak semua asam mengandung ion
H + dan tidak semua basa mengandung ion OH - .
Bronsted –
Lowry mengemukakan teori bahwa asam adalah spesi yang memberi H + (
donor proton ) dan basa adalah spesi yang menerima H + (akseptor
proton). Jika suatu asam memberi sebuah H + kepada molekul basa,
maka sisanya akan menjadi basa konjugasi dari asam semula. Begitu juga bila
basa menerima H + maka sisanya adalah asam konjugasi dari basa
semula.
Teori
Bronsted – Lowry jelas menunjukkan adanya ion Hidronium (H3O+)
secara nyata.
Contoh:
HF + H2O ⇄ H3O+
+ F–
Asam basa asam konjugasi basa konjugasi
HF merupakan
pasangan dari F - dan H 2 O merupakan pasangan dari H3O
+ .
Air
mempunyai sifat ampiprotik karena dapat sebagai basa dan dapat sebagai asam.
HCl + H2O à H3O+
+ Cl-
Asam Basa
NH3
+ H2O ⇄ NH4+
+ OH -
Basa Asam
Manfaat dari
teori asam basa menurut Bronsted – Lowry adalah sebagai berikut:
1) Aplikasinya
tidak terbatas pada pelarut air, melainkan untuk semua pelarut yang mengandunh
atom Hidrogen dan bahkan tanpa pelarut.
2) Asam dan
basa tidak hanya berwujud molekul, tetapi juga dapat berupa anion dan kation.
Contoh lain:
1) HAc(aq) + H2O(l)
à H3O+(aq)
+ Ac-(aq) asam-1 basa-2 asam-2 basa-1 HAc dengan Ac -
merupakan pasangan asam-basa konyugasi. H3O+ dengan H2O
merupakan pasangan asam-basa konyugasi.
2) H2O(l) + NH3(aq)
à NH4+(aq) + OH-(aq)
asam-1 basa-2 asam-2 basa-1 H2O dengan OH- merupakan
pasangan asam-basa konyugasi.
NH4+ dengan NH3 merupakan pasangan asam-basa konyugasi.
NH4+ dengan NH3 merupakan pasangan asam-basa konyugasi.
Pada contoh di atas terlihat bahwa
air dapat bersifat sebagai asam (proton donor) dan sebagai basa (proton
akseptor). Zat atau ion atau spesi seperti ini bersifat ampiprotik (amfoter).
Penulisan Asam Basa Bronsted Lowry
3.
G. N. Lewis
Selain dua
teori mengenai asam basa seperti telah diterangkan diatas, masih ada teori yang
umum, yaitu teori asam basa yang diajukan oleh Gilbert Newton Lewis ( 1875-1946 ) pada awal tahun 1920.
Lewis lebih menekankan pada perpindahan elektron bukan pada perpindahan proton,
sehingga ia mendefinisikan : asam penerima pasangan elektron dan basa adalah
donor pasangan elekton. Nampak disini bahwa asam Bronsted merupakan asam Lewis
dan begitu juga basanya. Perhatikan reaksi berikut:
Reaksi
antara proton dengan molekul amoniak secara Bronsted dapat diganti dengan cara
Lewis. Untuk reaksi-reaksi lainpun dapat diganti dengan reaksi Lewis, misalnya
reaksi antara proton dan ion Hidroksida:
Ternyata
teori Lewis dapat lebih luas meliput reaksi-reaksi yang tidak ternasuk asam
basa Bronsted-Lowry, termasuk kimia Organik misalnya:
CH3+
+ C6H6 ⇄ C6H6 + CH3+
Asam ialah akseptor pasangan
elektron, sedangkan basa adalah Donor pasangan electron
Asam lewis
Asam Basa
BAB II
ALAT
DAN BAHAN
2.1. Alat yang digunakan
1) Tabung
reaksi
2) Rak
tabung reaksi
3) Pipet
tetes
4) Selang
tabung reaksi
5) Kaca
arloji
6) Neraca
analitik
2.2. Bahan
1) HCl
0,1 N 16)
CuSO4 0,1 M
2) CH3COOH
0,1 N 17) (NH4)2SO4
3) NaOH
0,1 N 18)
Lakmus merah
4) Indikator
PP 19)
Pb(NO3)2 0,1 M
5) K2CrO4
0,1 M 20)
NaCl 0,1 M
6) HCl
1 M 21)
AgNO3 0,1 M
7) NaOH
1 M 22)
CaCO3
8) K2Cr2O7
0,1 M 23)
Ba(OH)2
9) Al2(SO4)3
0,1 M 24) Asam
nitrat
10) NH4OH
1 M 25)
KI 0,1 M
11) BaCl2
0,1 M 26)
CHCl3
12) H2C2O4
0,1 N
13) H2SO4
2 M
14) KMnO4
0,1 M
15) Fe2
0,1 M
BAB III
METODA
KERJA
1. a. Ke dalam 2 tabung reaksi masukkan
masing-masing tepat 1,0 mL HCl 0,1 N dan larutan CH3COOH 0,1 N.
tambahkan masing-masing 1 tetes larutan indicator PP. amati warna
larutan-larutan tersebut.
b. Ke
dalam 2 tabung reaksi lain masukkan larutan NaOH 0,1 N masing-masing 1 mL.
tambahkan pada kedua tabung tersebut masing-masing 1 tetes larutan indicator
PP. amati warna larutan tersebut.
c. Campurkan
kedua asam dengan basa pada nomor 1.a. dan 1.b. Amati perubahan yang terjadi.
2. a. masukkan kedalam 2 tabung reaksi masingmasing
1 mL larutan K2CrO4 0,1 M. Ke dalam tabung pertama
tambahkan larutan HCl 1 M. Kocok dan amati. Ke dalam tabung lainnya tambahkan
larutan NaOH 1 M. Simpan kedua larutan ini, untuk dibandingkan dengan larutan
nomor 2.b.
b. Masukkan
ke dalam 2 tabung reaksi masing-masing 1 mL larutan K2CrO7
0,1 M. Perlakukan seperti pada nomor 2.a. Bandingkan larutan-larutan pada nomor
2.a. dan 2.b.
3. a. Masukkan 1 mL larutan Al2(SO4)3
0,1 M ke dalam tabung reaksi. Tambahkan tetes demi tetes NaOH 1 M. Perhatikan
apa yang terjadi.
b. Masukkan
1 mL larutan Al2(SO4)3 0,1 M ke dalam tabung
reaksi. Tambahkan 5 tetes larutan NH4OH 0,1 M dan amati. Tambahkan
lagi tetes demi tetes NH4OH 1 M dan amati. Bandingkan dengan nomor
3.a.
4. a. Campurkan 1 mL BaCl2 0,1 M dalam
tabung reaksi dengan 1 mL K2CrO4 0,1 M. Amati, simpan
untuk dibandingkan dengan nomor 4.b. dan 4.c.
b. Ke
dalam 1 mL larutan BaCl2 0,1 M tambahkan 1 mL K2CrO4
0,1 M. Amati.
c. Ke
dalam 1 mL larutan BaCl2 0,1 M tambahkan 1 mL HCl 1 M dan 1 mL K2CrO4
0,1 M.
5. a. Ke dalam campuran 1 mL asam oksalat (H2C2O4)
0,1 N dan 2 tetes H2SO4 2 M, teteskan larutan KMnO4
0,1 M sambil dikocok. Teteskan terus larutan KMnO4 sampai warnanya
tidak hilang lagi.
b. Ke
dalam campuran 1 mL larutan besi (II) 0,1 M dan 2 tetes H2SO4
0,5 M, teteskan larutan KMnO4 0,1 M sambil di kocok. Bandingkan
kecepatan hilangnya warna KMnO4 pada nomor 5.a. dan 5.b.
6. a. Tambahkan sedikit demi sedikit larutan NaOH 1
M kedalam 1 mL larutan CuSO4 0,1 M. Tambahkan lagi NaOH sampai
berlebihan.
b. Ulangi
pekerjaan nomor 6.a., tetapi gantilah larutan NaOH dengan larutan NH4OH
1 M. Bandingkan hasil pengamatan nomor 6.a. dan 6.b.
7.
Kedalam tabung yang bersaluran, masukkan
4 mL larutan (NH4)2SO4. Tambahkan larutan
NaOH. Gas yang terbentuk dikenakan pada kertas lakmus yang telah dibasahi
dengan air dan diletakkan di mulut tabung.
8.
Campurkan 1 mL larutan Pb(NO3)2
0,1 M dengan 1 mL larutan NaCl 0,1 M. Amati apa yang terjadi. Panaskan campuran
tersebut sambil dikocok. Kemudian campuran didinginkan. Catat pengamatan.
9.
Kedalam 1 mL larutan NaCl 0,1 M
tambahkan 10 tetes larutan AgNO3 0,1 M. Catat pengamatan (campuran
jangan dibuang, kumoulkan ditempat khusus sisa AgNO3).
10.
Masukkan ± 1 gram serbuk CaCO3
ke dalam tabung reaksi yang bersaluran. Tambahkan larutan HCl. Gas yang terjadi
dialirkan ke dalam tabung lain yang berisis larutan Ba(OH)2
11.
Campurkan ke dalam tabung reaksi 1 mL
asam nitrat dan 1 mL larutan KI 0,1 M. Amati warna larutan. Tambahkan 1 mL CHCl3
atau CHCl4 lalu kocok. Diamkan kemudian amati larutan yang terjadi
BAB IV
HASIL
PERCOBAAN
4.1. Hasil Percobaan
a. Percobaan
1
No
|
Prosedur
|
Pengamatan
dan Penjelasan
|
1.
|
HCl + PP
|
HCl (tidak
berwarna) + indikator PP (tidak berwarna), pada campuran tidak terjadi
perubahan apapun
|
2.
|
CH3COOH
+ PP
|
CH3COOH
(tidak berwarna) + indikator PP (tidak berwarna), pada campuran tidak terjadi
perubahan apapun
|
3.
|
NaOH + PP
|
NaOH (tidak
berwarna) + indikator PP (tidak berwarna), campuran ini menghasilkan warna
ungu.
|
4.
|
NaOH + PP
|
NaOH (tidak
berwarna) + indikator PP (tidak berwarna), campuran ini menghasilkan warna
ungu.
|
5.
|
(NaOH + PP) +
(HCl + PP)
|
(NaOH + PP)
berwarna ungu + (HCl + PP) tidak berwarna, menghasilkan campuran tidak
berwarna, sebab asam kuat bertemu basa kuat akan menjadi netral.
|
6.
|
(NaOH + PP) +
(CH3COOH + PP)
|
(NaOH + PP)
berwarna ungu + (CH3COOH + PP) tidak berwarna, menghasilkan
campuran berwarna ungu tua, sebab asam lemah bertemu basa kuat maka
konsentrasinya akan basa.
|
b. Percobaan
2
No
|
Prosedur
|
Pengamatan
dan Penjelasan
|
1.
|
K2CrO4
+ HCl
|
K2CrO4
(kuning) + HCl (tidak berwarna) menjadi larutan berwarna orange.
|
2.
|
K2CrO4
+ NaOH
|
K2CrO4
(kuning) + NaOH (tidak berwarna) menjadi larutan berwarna kuning dengan
endapan di dasar tabung reaksi.
|
3.
|
K2Cr2O7
+ HCl
|
K2Cr2O7
(orange) + HCl (tidak berwarna) menjadi larutan yang berwarna kuning.
|
4.
|
K2Cr2O7
+ NaOH
|
K2Cr2O7
(orange) + NaOH (tidak berwarna) menjadi larutan yang berwarna kuning.
|
c. Percobaan
3
No
|
Prosedur
|
Pengamatan
dan Penjelasan
|
1.
|
Al2(SO4)3
+ NaOH
|
Al2(SO4)3
(tidak berwarna) + NaOH (tidak berwarna menjadi campuran yang tidak berwarna
dengan endapan putih di dasar tabung reaksi.
|
2.
|
Al2(SO4)3
+ NH4OH
|
Al2(SO4)3
(tidak berwarna) + NH4OH (tidak berwarna) menjadi campuran yang
tidak berwarna dengan endapan putih, pada saat di campur dengan NH4OH
berlebih sebanyak 5 tetes, tetap endapan tidak larut.
|
d. Percobaan
4
No
|
Prosedur
|
Pengamatan
dan Penjelasan
|
1.
|
BaCl2
+ K2CrO4
|
Pada reaksi
BaCl2 (tidak berwarna) + K2Cr2O4
(kuning) menghasilkan larutan berwarna kuning keruh
|
2.
|
BaCl2
+ NaOH + K2CrO4
|
BaCl2
(tidak berwarna) + NaOH (tidak berwarna) mengasilkan larutan berwarna putih
dengan endapan di dasar tabung. Kemudian ditambahkan K2CrO4
(kuning) menjadi larutan berwarna kuning dengan endapan di dasar tabung.
|
3.
|
BaCl2
+ HCl + K2CrO4
|
BaCl2
ditambahkan dengan HCl tetap tidak berwarna, kemudian dimasukkan K2CrO4
maka larutan tersebut menjadi warna orange dengan endapan di dalam tabung.
|
e. Percobaan
5
No
|
Prosedur
|
Pengamatan
dan Penjelasan
|
1.
|
H2C2O4
+ H2SO4 + K2MnO4
|
H2C2O4
tidak berwarna + 2 tetes H2SO4 sebagai katalis + K2MnO4
sebanyak 7 tetes, pada tetes ke 8 warnanya hilang (warna menghilang dalam
jangka waktu yang cukup lama)
|
2.
|
Fe2
+ H2SO4 + K2MnO4
|
Fe22+
+ 2 tetes H2SO4 sebagai katalis + K2MnO4
sebanyak 3 tetes pada tetes ke-4 warnanya hilang (warna menghilang dengan
cepat)
|
f. Percobaan
6
No
|
Prosedur
|
Pengamatan
dan Penjelasan
|
1.
|
NaOH + CuSO4
|
NaOH yang
tidak berwarna dicampurkan dengan CuSO4 berwarna biru, dan hasil
campurannya adalah biru tua dengan endapan. Hasil reaksi di pindahkan
sedikit, dan ditambahkan larutan NaOH sehingga endapan akan larut pada tetes
ke 19.
|
2.
|
NH4OH
+ CuSO4
|
(NH4)OH
dengan CuSO4 berwarna biru, dan hasil campurannya adalah biru tua
dengan endapan. Hasil reaksi di pindahkan sedikit, dan ditambahkan larutan
(NH4)OH sehingga endapan akan larut pada tetes ke 10.
|
g. Percobaan
7
No
|
Prosedur
|
Pengamatan
dan Penjelasan
|
1.
|
(NH4)2SO4
+ NaOH
|
4 mL larutan
(NH4)SO4 + NaOH 2 mL sehingga terbentuk gas NH3
yang diketahui dengan berubahnya warna lakmus merah menjadi biru.
|
h. Percobaan
8
No
|
Prosedur
|
Pengamatan
dan Penjelasan
|
1.
|
Pb(NO3)2
+ NaCl
|
Pb(NO3)2
tidak bewarna + 1 mL NaCl tidak berwarna,
terbentuk endapan putih dari campuran tersebut. Setelah dipanaskan dan
didinginkan maka endapan itu pun hilang.
|
i. Percobaan
9
No
|
Prosedur
|
Pengamatan
dan Penjelasan
|
1.
|
NaCl + AgNO3
|
NaCl tidak
berwarna + AgNO3 tidak berwarna menghasilkan endapan putih pada
dasar tabung reaksi.
|
j. Percobaan
10
No
|
Prosedur
|
Pengamatan
dan Penjelasan
|
1.
|
CaCO3
+ HCl
|
CaCO3
+ HCl menghasilkan gas (O2 karena bereaksi dengan Ba(OH)2
ditabung yang lain terbentuk endapan putih BaCO3 + H2O.
|
k. Percobaan
11
No
|
Prosedur
|
Pengamatan
dan Penjelasan
|
1.
|
Cl2
+ KI + CHCl3
|
Campuran dari
1 mL asam nitrat dengan 1 mL KI menjadi larutan berwarna orange. Ditambahkan
dengan CHCl3 dan dikocok terbentuk 2 larutan yang berwarna ungu
(dibawah) dan orange (diatas), dua larutan tersebut tidak menyatu (seperti
air dan minyak).
|
4.2. Pembahasan
a. Percobaan 1
1) Saat HCl (asam kuat) yang berwarna
bening dicampurkan dengan indikator PP maka menghasilkan campuran tidak
bewarna, demikian juga dengan CH3COOH yang dicampurkan dengan
indikator PP maka hasilnya tidak berwarna.
2) NaOH dicampurkan dengan indikator PP
berubah warna dari tidak bewarna menjadi ungu, sebab indikator PP akan bereaksi
pada basa yang pHnya lebih dari 7.
3) Saat NaOH (dengan indikator PP) dan
HCl (dengan indikator PP) di reaksikan, maka warna dari NaOH menjadi hilang,
karena asam kuat bertemu dengan basa kuat akan menjadi nertral. Sedangkan, saat
NaOH direaksikan dengan CH3COOH akan berubah warna menjadi ungu tua,
sebab terjadi reaksi antara basa kuat dengan asam lemah.
NaOH
+ HCl à NaCl + H2O
NaOH
+ CH3COOH à CH3COONa + H2O
b. Percobaan 2
1) K2CrO4
(kuning) direaksikan dengan HCl (tidak berwarna) maka hasil reaksinya berwarna
orange, sedangkan apabila K2CrO4 direaksikan dengan NaOH
maka hasil reaksinya berwarna kuning dengan adanya endapan didasar tabung.
2) K2Cr2O7
(orange) direaksikan dengan HCl (tidak berwarna) maka hasil reaksinya berwarna
kuning. Sedangkan saat K2Cr2O7 direaksikan
dengan NaOH maka hasil reaksinya menjadi berwarna orange.
3)
K2CrO4
+ 2HCl à 2KCl + H2CrO4
4)
K2CrO4
+ 2NaOH à 2KOH +Na2CrO4
5) K2Cr2O7 + 2HCl
à 2KCl + H2CrO7
6)
K2Cr2O7
+ 2NaOH à 2KOH + Na2CrO7
c. Percobaan 3
1) Al2(SO4)3
(tidak berwarna) direaksikan dengan NaOH (tidak berwarna), maka akan
menghasilkan larutan tidak berwarna dan terdapat endapan putih.
2) Al2(SO4)3
(tidak berwarna) direaksikan dengan NH4OH (tidak berwarna), maka
akan menghasilkan larutan tidak berwarna dan terdapat endapan putih. Sedangkan
saat ditambahkan dengan NH4OH berlebih sebanyak 5 tetes, maka
endapannya larut.
Al2(SO4)3
+ 6 NH4OH à 2Al(OH)3
+ 3(NH4)2SO4
d. Percobaan 4
1) BaCl2 (tidak berwarna)
direaksikan dengan K2CrO4 (kuning) menghasilakn larutan
berwarna kuning keruh.
2) BaCl2 (tidak berwarna)
direaksikan dengan NaOH (tidak berwarna) mengahasilkan senyawa dengan endapan
putih. Dan pada saat ditambahkan K2CrO4 maka hasil
reaksinya terdapat endapan kuning.
3) BaCl2 (tidak berwarna)
direaksikan dengan HCl (tidak berwarna) mengahasilkan larutan tidak berwarna.
Dan pada saat ditambahkan K2CrO4 maka hasil reaksinya
menjadi berwarna orange dengan endapan.
BaCl2 + K2CrO4 à BaCrO4
+ 2KCl
2BaCl2 + K2CrO4 + 2NaOH à BaCrO4 + Ba(OH)2 + 2KCl + 2NaCl
e. Percobaan 5
1) H2C2O4
direaksikan dengan H2SO4 (sebagai katalis) dan KMnO4
sebanyak 7 tetes, pada saat tetasan ke 8 maka warnanya belum menghilang.
Warnanya menghilang dalam jangka waktu yang cukup lama.
2) Fe (II)2+
direaksikan dengan H2SO4 (sebagai katalis) dan KMnO4
sebanyak 3 tetes, pada saat tetasan ke 3 maka warnanya menghilang. Warnanya
menghilang dalam jangka waktu yang cepat.
f. Percobaan 6
1) NaOH (tidak berwarna) direaksikan
dengan CuSO4 (biru) menghasilkan endapan Cu(OH)2 dan NaSO4,
saat ditambahkan NaOH berlebih maka endapannya pun larut pada tetesan ke-19.
2) NH4OH (tidak berwarna)
direaksikan dengan CuSO4 (biru) menghasilkan endapan, saat
ditambahkan NH4OH berlebih maka endapannya pun larut pada tetesan
ke-10.
CuSO4 + NaOH
à
Cu(OH)2 + Na2SO4
g. Percobaan 7
(NH4)SO4
ditambahkan dengan NaOH sehingga terbentuk gas NH3 yang dapat
diketahui dari perubahan kertas lakmus merah menjadi biru.
h. Percobaan 8
Pb(NO3)2
(tidak berwarna) direaksikan dengan NaCl (tidak berwarna) menghasilkan endapan
pada larutan tersebut. Namun pada saat dipanaskan dan didinginkan, makan
endapannya menghilang.
i. Percobaan 9
NaCl
(tidak berwarna direaksikan dengan AgNO3 (tidak berwarna) menghasilkan
larutan dengan endapan putih.
NaCl
+ AgNO3 à
NaNO3 + AgCl
j. Percobaan 10
CaCO3
yang direaksikan dengan HCl menghasilkan gas CO2 yang bereaksi
melalui selang bersaluran dengan Ba(OH)2 yang berada ditabung lain,
maka terbentuk endapan BaCO3 dan H2O
CaCO3 + HCl à
CaCl2 + H2CO3
H2CO3 à
CO2 + H2O
k. Percobaan 11
Asam
nitrat yang dicampurkan dengan KI menjadikan warna larutan berwarna orange. Dan
ditambahkan lagi CHCl3. Setelah dikocok maka terbentuk latutan
berwarna ungu (dibawah) dan yang berwarna orange (diatas). Larutan tersebut
tidak menyatu sepeti minyak dan air karena kerapatan larutan tersebut berbeda.
BAB V
KESIMPULAN
Dari hasil kegitan
praktikum baik dalam pengamatan, perhitungan serta pembahasan dapat ditarik
kesimpulan sebagai berikut :
1.
Reaksi
kimia dikatakan berlangsung apabila salah satu hal teramati diantaranya:
-
Reaksi
tersebut menghasilkan gas.
-
Reaksi
tersebut menghasilkan perubahan suhu.
-
Reaksi
tersebut menghasilkan perubahan warna
2.
Reaksi
kimia adalah suatu proses dimana zat-zat baru yaitu hasil reaksi terbentuk dari
beberapa zat aslinya yang disebut pereaksi.
3.
Reaksi
kimia dibagi beberapa jenis diantaranya.
-
Pembakaran
-
Penggabungan
-
Penguraian
-
Pemindahan
Tanggal
DAFTAR PUSTAKA
Keenan, A. Hadyana Pudjaatmaja, PH.
CL, 1992. Kimia Untuk Universitas, Jilid
1. Bandung: Erlangga.
Petrucci, H. Ralph, Suminar,1989,Kimia
Dasar,Edisi Ke-4 Jilid 1. Jakarta: Erlangga
Brady, James E. 1998. Kimia Universitas Asas & Struktur Edisi
Kelimi Jilid 1. Jakarta: Binarupa Aksara
iya sama-sama
BalasHapusterima kasih... ini sangat membantu sekali
BalasHapusiya sama-sama.
BalasHapuskeren.... moga bermanfaat bwt smua...
BalasHapussangat membantu
BalasHapus