Laporan Praktikum Kimia Dasar I Reaksi-Reaksi Kimia

Berikut ini contoh laporan praktikum reaksi kimia untuk mata kuliah praktikum kimia dasar.

Reaksi-Reaksi Kimia

Bab I. Pendahuluan

A. Latar Belakang

Reaksi kimia adalah suatu proses reaksi antar senyawa kimia yang melibatkan perubahan struktur dan molekul. Dalam suatu reaksi terjadi proses ikatan dimana senyawa pereaksi beraksi menghasilkan senyawa baru. Reaksi kimia banyak dimanfaatkan untuk memproduksi senyawa-senyawa kimia yang tidak terdapat secara alami di bumi. Misalnya pembuatan kristal silikon dan senyawa-senyawa yang bermanfaat lainnya.

Reaksi kimia juga merupakan transformasi dalam struktur molekul. Reaksi ini bisa menghasilkan penggabungan molekul membentuk molekul yang lebih besar, pembelahan molekul menjadi dua atau lebih molekul yang lebih kecil serta penata ulangan atom-atom dalam molekul. Reaksi kimia selalu melibatkan terbentuk atau terputusnya ikatan kimia. Beberapa hal yang menandai terjadinya suatu reaksi kimia, diantaranya terjadi perubahan warna, endapan, timbulnya gas, dan terjadinya perubahan suhu. Pada reaksi kimia ada yang berlangsung cepat dan ada pula yang berlangsung lambat. Reaksi kimia yang berlangsung lambat misalnya, pembentukan minyak bumi, besi berkarat dan lain-lain, sedangkan yang berlangsung cepat misalnya ledakan, reaksi oksidasi dan lain-lain. Cepat lambatnya suatu reaksi kimia dipengaruhi oleh suhu, konsentrasi, luas permukaan, dan katalisator.

B. Tujuan Praktikum

Tujuan dari percobaan ini adalah untuk mengamati reaksi kimia berlangsung atau terjadi dengan melihat perubahan-perubahannya.

Bab II. Kajian Teori

A. Reaksi Kimia

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 :

a. Reaksi Sintetis

Reaksi dimana dua atau lebih zat tunggal dalam suatu reaksi kimia (kombinasi, komposisi).

Unsur + Unsur → Senyawa, misal : Fe + S → FeS
Senyawa + Senyawa → Senyawa yang lebih kompleks, misal: O →

b. Reaksi Dekomposisi

Reaksi yang menghasilkan dua atau lebih zat yang terbentuk dari suatu zat tunggal. Senyawa → Dua atau lebih zat yang lebih sederhana, misal: →

c. Reaksi Penggantian Tunggal

Reaksi dimana suatu 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 :

Perubahan Sifat
Perubahan Susunan
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)

B. Teori Asam-Basa

1. Arrgenius

Menurut teori Arrhenius, zat yang dalam air menghasilkan ion H⁺ disebut asam dan basa adalah zat yang dalam air terionisasi menghasilkan ion OH^–.

HCl ⇄ H⁺ + Cl^–

NaOH ⇄ 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:

NH₄OH ⇄ NH₄ ⁺ + 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:

HCl(aq) ⇄ H ⁺ (aq) + Cl ^– (aq)
NaOH(aq) ⇄ 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 ⇄ H₃O ⁺ + Cl ^–

Demikian pula reaksi antara asam klorida dengan amoniak, melibatkan perpindahan proton dari HCl ke NH₃ .

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^–

^asambasa 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 ⇄ H₃O⁺ + Cl^–

Asam Basa

NH₃ + H₂O ⇄ NH₄⁺ + OH ^–

Basa Asam

Manfaat dari teori asam basa menurut Bronsted – Lowry adalah sebagai berikut:

Aplikasinya tidak terbatas pada pelarut air, melainkan untuk semua pelarut yang mengandunh atom Hidrogen dan bahkan tanpa pelarut.
Asam dan basa tidak hanya berwujud molekul, tetapi juga dapat berupa anion dan kation.

Contoh lain:

HAc_(aq) + H₂O_(l) ⇄ 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.
H₂O_(l) + NH_3(aq) ⇄ 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.

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

Bab III. Metode Praktikum

A. Alat dan Bahan

1. Alat

Tabung reaksi
Rak tabung reaksi
Pipet tetes
Selang tabung reaksi
Kaca arloji
Neraca analitik

B. Bahan

Lakmus merah
Indikator PP
Asam nitrat
HCl 0,1 N
CuSO₄ 0,1 M
CH₃COOH 0,1 M
(NH₄)₂SO₄
NaOH 0,1 M
Pb(NO₃)₂ 0,1 M
K₂CrO₄ 0,1 M
NaCl 0,1 M
HCl 1 M
AgNO₃ 0,1 M
NaOH 1 M
CaCO₃
K₂Cr₂O₇ 0,1 M
Ba(OH)₂
Al₂(SO₄)₃ 0,1 M
NH₄OH 1 M
KI 0,1 M
BaCl₂ 0,1 M
CHCl₃
H₂C₂O₄ 0,1 N
H₂SO₄ 2 M
KMnO₄ 0,1 M
Fe₂ 0,1 M

B. Metode Praktikum

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.
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.
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 dan Pembahasan

A. Hasil Percobaan

Tabel 1. Percobaan

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).

B. Pembahasan

1. Percobaan I

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.
NaOH dicampurkan dengan indikator PP berubah warna dari tidak bewarna menjadi ungu, sebab indikator PP akan bereaksi pada basa yang pHnya lebih dari 7.
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+ K₂CrO₄àBaCrO₄+ 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 + AgNO₃à 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

A. Kesimpulan

Dari hasil kegitan praktikum baik dalam pengamatan, perhitungan serta pembahasan dapat ditarik kesimpulan sebagai berikut :

Reaksi kimia dikatakan berlangsung apabila salah satu hal teramati diantaranya:
- Reaksi tersebut menghasilkan gas.
- Reaksi tersebut menghasilkan perubahan suhu.
- Reaksi tersebut menghasilkan perubahan warna
Reaksi kimia adalah suatu proses dimana zat-zat baru yaitu hasil reaksi terbentuk dari beberapa zat aslinya yang disebut pereaksi.
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