Referensi : “Prinsip-prinsip Kimia Modern”Penulis : Oxtoby, Gillis, Nachtrieb

KINETIKA KIMIA

1. Laju Reaksi Kimia

Eksperimen kinetik mengukur laju berdasarkan perubahan konsentrasi zat yang mengambil bagian dari reaksi kimia dari waktu ke waktu

Karena reaksinya berjalan sangat cepat, dibutuhkan metode khusus pengukuran konsentrasi pada rentang waktu tertentu

Metodenya menggunakan penyerapan panjang gelombang cahaya

Pengukuran Laju Reaksi

Laju reaksi rerata =

perubahan konsentrasi

perubahan waktu

Laju sesaat = limit ∆t→0 = [NO]t+∆t – [NO]t

= d[NO]

∆t dtLaju sesaat pada saat awal (t = 0) disebut laju awal

reaksi. Lihat gambar 13.3Laju reaksi merupakan laju yang diperoleh dari

perubahan konsentrasi produk dibagi dengan koefisien spesies tersebut dalam persamaan kimia yang balans

aA + bB cC + dD

laju = - 1 d[A]

= - 1 d[B]

= 1 d[C]

= 1 d[D]

a dt b dt c dt d dt

2. Hukum Laju

Perhitungan pada reaksi spontanMagnitudo reaksi dari kiri ke kanan,

sampai terbentuknya produkLaju ke kiri diabaikan karena umumnya

reaksi dimulai dari reaktan murni, sehingga konsentrasi reaktan jauh lebih tinggi dibandingkan produknya (t = 0)

Hubungan antara laju reaksi dan konsentrasi disebut rumus laju atau hukum laju

Tetapan laju tidak bergantung pada konsentrasi, tetapi pada suhuaA produk

Untuk reaksi dengan reaktan tunggal, laju berbanding lurus dengan konsentrasi reaktan tersebut dipangkatkan

Laju = k[A]n

Orde Reaksi

Pangkat yang diberikan pada konsentrasi disebut orde reaksi untuk reaktan yang bersangkutan.

orde reaksi keseluruhan merupakan jumlah pangkat semua spesies yang muncul dalam persamaan laju untuk suatu reaksi

Orde reaksi tidak selalu harus berupa bilangan bulat; pangkat pecahan kadang dijumpai

Orde reaksi merupakan hasil dari eksperimen dan tidak dapat diperkirakan dari bentuk persamaan kimianya

Beberapa proses termasuk orde nol untuk jangkauan konsentrasi tertentu. Karena [A]0 = 1, maka laju reaksinya tidak bergantung pada konsentrasi

Laju = k (kinetika orde nol)Banyak laju bergantung pada konsentrasi dua

atau lebih unsur kimia yang berbeda. Hukum lajunya dapat ditulis

laju = -1 d[A]

= k[A]m[B]

n

a dtOrde reaksi keseluruhan = m+n+……….

Hukum laju terintegrasi merupakan salah satu menentukan perubahan konsentrasi

Hukum laju terintegrasi menyatakan konsentrasi suatu unsur langsung sebagai fungsi unsur waktu.

Untuk hukum laju tertentu yang sederhana, hukum laju terintegrasinya dapat diperoleh

Contoh orde reaksi pertama dan kedua

Hukum Laju Terintegrasi

Rumus laju reaksi orde pertamadc

= - kc

dt Perhitungan jumlah konsentrasi pada

waktu tertentuln c = ln c0 – ktc = c0e-kt

Reaksi Orde Pertama

Perhitungan waktu paruh

t½ = ln 2

= 0,6931

k k k memiliki dimensi detik-1 dan waktu paruh

memiliki dimensi detikGrafik antara ln c vs waktu menghasilkan

garis yang lurus. Lerengnya = -k dan c0 perpotongan dengan sumbu x

Perhitungan lajudc

= - 2kc2

dt Perhitungan konsentrasi pada waktu t

1 = 1

+ 2 kt

c c0

Jika 1/c dan t dibuat grafik, maka lerengnya adalah 2k dan perpotongan dengan sumbu x merupakan 1/c0

Reaksi Orde Kedua

Konsep waktu paruh kurang berguna untuk reaksi orde kedua.

t1/2 = 1

2kc0

3. Mekanisme Reaksi

Kebanyakan reaksi tersusun atas banyak langkah

Setiap langkah disebut reaksi elementerDiakibatkan oleh tumbukan atom, ion atau

molekulLaju reaksi elementer berbanding langsung

dengan hasil kali konsentrasi unsur-unsur yang bereaksi, masing-masing dipangkatkan koefisien dalam persamaan elementer yang balans

Reaksi uni molekuler N2O5 NO2 + NO3

laju = k [N2O5]Reaksi bimolekuler

NO(g) + O3(g) NO2(g) + O2(g)

Laju = k [NO] [O3]Frekuensi tumbukan molekul NO dengan

molekul ozon berbanding lurus dengan konsentrasi ozon

Reaksi Elementer

Reaksi termolekuler sangat jarang terjadi, dimana tiga molekul bertumbukan secara bersamaan kemungkinan terjadinya tumbukan frekuensinya sangat kecil

Reaksi elementer yang melibatkan empat atau lebih belum diketahui.

Mekanisme reaksi merupakan perincian serangkaian reaksi elementer, dengan laju yang digabungkan untuk menghasilkan reaksi keseluruhan

Laju reaksi digunakan untuk untuk memilih mekanisme yang dapat diterima

NO2 + NO2 NO3 + NO (lambat)

NO3 + CO NO2 + CO2 (cepat)

2 NO2 + NO3 + CO NO3 + NO + NO2 + CO2

NO2 + CO NO + CO2

Mekanisme Reaksi

Zat antara (intermediate), disini NO3, ialah unsur kimia yang terbentuk dan dikonsumsi dalam reaksi tetapi tidak muncul dalam persamaan kimia balans secara keseluruhan

Zat antara berumur pendek sehingga sukar dideteksi secara langsung

Hubungan Laju dan kesetimbangan kimia berupa hasil kali tetapan laju ke kanan untuk reaksi elementer dibagi dengan hasil kali tetapan laju untuk reaksi kebalikan selalu sama dengan tetapan kesetimbangan reaksi keseluruhan

NO + NO k1 N2O2

k-1

N2O2 + H2 k2 N2O + H2Ok-2

N2O + H2 k3 N2 + H2O

k-3

Kinetika dan Kesetimbangan Kimia

k1 [NO]2 = k-1 [N2O2]

k2 [N2O2] [H2] = k-2 [N2O] [H2O]

k3 [N2O] [H2] = k-3 [N2] [H2O]

K1 = k1

k-1

K2 = k2

k-2

K3 = k3

k-3

K = K1K2K3 = k1k2k3

k-1k-2k-3

4. Mekanisme dan Laju Reaksi

Laju reaksi elementer ditentukan oleh laju reaksi yang paling lambat

Disebut sebagai langkah penentu lajuMekanisme yang langkah penentu laju

terjadi setelah satu atau beberapa langkah sering dicirikan oleh orde reaksi lebih dari 2, oleh reaksi nonintegral, atau oleh ketergantungan pada kebalikan konsentrasisalah satu unsur yang mengambil bagian dalam reaksi itu

2 NO + O2 2NO2

Laju = kobs [NO]2 [O2]Persamaan diatas diturunkan dari

NO + NO N2O2 kesetimbangan cepat

N2O2 + O2 2 NO2 lambat

Maka laju = k2 [N2O2] [O2] karena k2 < k1

Karena [N2O2] = K1 [NO]2 maka

laju = k2K1[NO]2[O2]

Sehingga hubungan kobs = k2K1

Reaksi rantai merupakan reaksi yang berlangsung lewat serangkaian langkah elementer, beberapa di antaranya terjadi beruleng-ulang.

Terdiri atas 3 tahapan

1. inisiasi, yang menghasilkan dua atau lebih zat antara reaktif

2. Perambatan, yang membentuk produk tetapi zat antara reaktif teus terbentuk

3. Terminasi, yang menggabungkan dua zat antara menghasilkanproduk stabil

Reaksi Rantai

1. CH4 + F2 CH3 + HF + F

2. CH3 + F2 CH3F + F

2. CH4 + F CH3 + HF

3. CH3 + F + M CH3F + M

CH4 + F2 CH3F + HF

5. Pengaruh Suhu Pada Laju Reaksi

Teori kinetika gas dapat digunakan untuk memperkirakan frekuensi benturan dalam gas, antara satu molekul dan molekul lainnya

Berdasarkan eksperimen, laju reaksi meningkat tajam dengan naiknya suhu

Svante Arrhenius menyarakan bahwa tetapan laju bervariasi secara eksponensial dengan kebalikan dari suhu. Persamaannya

k = A e-Ea/RT

ln k = ln A – Ea

RT

Tetapan Laju Reaksi Fasa Gas

Arrhenius percaya bahwa agar molekul bereaksi setelah benturan, molekul itu harus menjadi “teraktivasi” dan parameter Ea (Energi aktivasi).

Macelin menunjukkan bahwa meskipun molekul membuat banyak benturan, tidak semua benturannya reaktif. Hanya benturan yang melebihi energi kritislah yang menghasilkan reaksi

6. Kinetika Katalisis

Katalis adalah zat yang mengambil bagian dalam reaksi kimia dan mempercepatnya, tetapi ia sendiri tidak mengalami perubahan kimia yang permanen

Katalis tidak muncul dalam persamaan kimiaKatalis mempengaruhi laju reaksi,

memodifikasi dan mempercepat lintasan yang ada, atau membuat lintasan yang sama sekali baru bagi kelangsungan reaksi

Katalis terbagi 2 jenisKatalis homogen, jika fasa katalis sama

dengan fasa reaktanKatalis heterogen, katalis berada dalam

fasa yang berbeda. Contohnya produksi asam sulfat (aq) yang melibatkan vanadium oksida (s), atau platina pada pembentukan C2H6

Katalis mempercepat laju reaksi dengan menurunkan Ea dengan memberikan kompleks teraktifkan baru dengan energi potensial yang lebih rendah

Katalis tidak menimbulkan efek pada termodinamika reaksi keseluruhan

Inhibitor >< KatalisInhitor memperlambat laju reaksi, dengan

menaikkan EaInhibitor juga penting dalam industri

karena kemampuannya dalam mengurangi laju reaksi sampingan yang tidak diinginkan sehingga produk yang diinginkan terbentuk lebih banyak

Inhibitor

Reaksi kimia organik dilaksanakan oleh enzim yang berfungisi sebagai katalis

Enzim adalah molekul protein besar yang dengan strukturnya mampu melakukan reaksi spesifik

Satu atau lebih substrat (molekul reaktan) melekat pada daerah aktif enzim. Daerah akrif merupakan daerah pada permukaan enzim yang struktur dan sifat kimianya menyebabkan substrat tertentu dapat melekat padanya lalu transformasi kimia dapat dikerjakan

Katalisis Enzim

Kinetika katalisis enzim lewat mekanisme reaksi

E + S k1 ES k-1

ES k2 E + P

Km = k-1 + k2

k1Km = Tetapan Michaelis Menten

[ES] = [E]0 [S]

[S] + KmLaju pembentukan produk

d[P] = k2 [ES] =

k2[E]0 [S]

dt [S] + Km

Bentuk sederhana persamaan diperoleh dengan mengambil kebalikan dari kedua ruas persamaan Michaelis Menten menghasilkan 1

= 1

+ Km

d[P]dt k2 [E]0 k2 [E]0[S] Grafik 1/d[P]dt vs [S] akan mempermudah

perhitungan Km dan [E]0

Akhirnya…………………………………..Tugas Kinetika KimiaHal 445 – 449Nomor 3, 4, 5, 7, 13, 15,

17, 19, 21, 45, 46