6. Kinetika Reaksi Kimia

Click here to load reader

download 6. Kinetika Reaksi Kimia

of 25

  • date post

    07-Aug-2015
  • Category

    Documents

  • view

    453
  • download

    2

Embed Size (px)

Transcript of 6. Kinetika Reaksi Kimia

LAPORAN PRAKTIKUM KIMIA PERCOBAAN 6Kinetika Reaksi Kimia

DISUSUN OLEH: Farisman Hidayah A4111176 DOSEN PEMBINA : Rohimatush Shofiyah, S.Si, M.Si

PROGRAM STUDI TEKNIK PRODUKSI BENIH JURUSAN PRODUKSI PERTANIAN POLITEKNIK NEGERI JEMBER 2012

BAB 1 PENDAHULUAN

1.1 Latar Belakang Kinetika kimia merupakan salah satu cabang ilmu kimia fisika yang mempelajari laju reaksi. Laju reaksi berhubungan dengan pembahasan seberapa cepat atau lambar reaksi berlagsung. Sebagai contoh seberapa cepat reaksi pemusnahan ozon di atmosfer bumi, seberapa cepat reaksi suatu enzim dalam tubuh berlangsung dan sebagainya Dalam laporan praktikum ini akan dijelaskan pula mengenai konsep konsep kinetika kimia tersebut.. Kinetika kimia juga membahas tentang konsep konsep kinetika seperti : hukum laju,orde reaksi,tetapan kelajuan, kemolekulan , dan faktor yang menyebabkan laju reaksi.Dalam makalah ini juga menjelaskan persamaan laju reaksi,persamaan laju reaksi adalah persamaan matematika yang dipegunakan dalam kinetika kimia yang menghubungkan antara laju reaksi dengan konsentrasi reaktan. 1.2 Perumusan Masalah 1. Apa yang dimaksud dengan kinetika reaksi kimia ? 2. Bagaimanakah menentukan kecepatan reakasi kimia? 3. Tergolong dalam orde berapakah hubungan reaksi Na2S2O3 dengan waktu?

1.3 Tujuan 1. Mahasiswa dapat mempelajari faktor-faktor yang mempengaruhi kinetika reaksi kimia. 2. Mahasiswa dapat mempelajari tingkat-tingkat reaksi. 3. Mahasiswa dapat mempelajari cara menentukan grafik estimasi reaksi.

1.4 Manfaat 1. Dapat mempelajari konsep dasar kinetika reaksi 2. Dapat mempelajari hubungan kecepatan reaksi dengan waktu. 3. Dapat memahami penerapan kinetika reaksi kimia dalam usaha pertanian.

BAB 2 TINJAUAN PUSTAKA

2.1 Teori Dasar Kinetika kimia adalah studi tentang kecepatan (speed) atau laju (rate) reaksi kimia. Salah satu tujuan utama mempelajari kinetika kimia adalah untuk mempelajari faktor-faktor yang mempengaruhi reaksi kimia. Faktor-faktor yang dapat mempengaruhi kecepatan reaksi kimia dibagi atas empat kelompok : a) Sifat kimia molekul pereaksi dan hasil reaksi (produk). Bila semua faktor lain sama maka susunan kimia molekul atau ion akan mempengaruhi kecepatan reaksi kimia. b) Konsentrasi zat-zat yang bereaksi. Bila dua buah molekul beraksi satu dengan yang lain, maka kedua molekul tersebut harus bertemu atau bertumbukan. Kebolehjadian antar molekul untuk bertumbukan di dalam sistem homogen (satu jenis fasa, biasanya gas atau larutan) makin besar jika konsentrasi makin besar. Di dalam sistem reaksi heterogen, dimana pereaksi berada pada fasa terpisah, kecepatan reaksi tergantung pada luas kontak antar fasa. Karena luas permukaan makin besar bila ukuran partikel makin kecil, maka penurunan ukuran partikel akan menaikkan kecepatan reaksi. c) Pengaruh temperatur. Hampir semua jenis reaksi kimia berlangsung lebih cepat bila temperaturnya dinaikkan. d) Pengaruh zat lain yang disebut katalis. Kecepatan beberapa reaksi kimia, termasuk hampir semua reaksi biokimia, dipengaruhi oleh zat yang disebut katalis. Secara keseluruhan selama reaksi, katalis tidak mengalami perubahan atau pengurangan. Mempelajari bagaimana faktor-faktor ini mempengaruhi kecepatan reaksi juga tergantung pada tujuan yang ingin dicapai. Contohnya :

a) Kondisi reaksi dapat diatur sedemikian untuk memperoleh produk yang secepat mungkin. Hal ini sangat penting dalam industri. b) Kondisi reaksi dapat diatur agar berlangsung selambat mungkin. Hal ini sangat membantu pengendalian pertumbuhan jamur dan mikroorganisme lainnya dalam merusak bahan makanan. Bagi ahli kimia salah satu manfaat paling penting yang dapat diperoleh dalam mempelajari kecepatan reaksi kimia adalah pengetahuan tentang bagaimana proses lengkap perubahan kimia itu dapat terjadi. Ternyata, umumnya reaksi kimia tidak berlangsung hanya satu tahap tetapi merupakan kumpulan dari serangkaian tahap-tahap reaksi sederhana. Rangkaian reaksi ini disebut mekanisme reaksi. Jadi, mempelajari kecepatan reaksi dapat memberi petunjuk tentang mekanisme reaksi yang terjadi. Dengan demikian kita memperoleh wawasan alasan-alasan sangat mendasar (fundamental) kenapa zat-zat kimia bereaksi. Kecepatan Reaksi dan Pengukuran Kecepatan reaksi kimia dapat diungkapkan sebagai perbandingan perubahan konsentrasi pereaksi atau produk terhadap waktu. Hal ini analog dengan kecepatan mobil, yaitu perubahan posisi (jarak yang ditempuh) dibagi dengan waktu. Pada reaksi kimia, kecepatan dinyatakan dalam mol per liter per detik, Untuk penyederhanaan maka kecepatan reaksi kimia diberi simbol v, sehingga, Kecepetan reaksi kimia ditentukan dengan mengukur kecepatan perubahan konsentrasi pereaksi atau produk. Hal ini paling mudah dilakukan dengan menentukan konsentrasi setiap interval waktu tertentu. Contoh reaksi paling sederhana adalah reaksi yang melibatkan hanya satu jenis pereaksi dan membentuk produk tunggal. Contohnya adalah reaksi konversi siklopropena menjadi propilen, Secara umum, untuk reaksi dengan stoikiometri, bila reaksi terjadi, mula-mula produk (B) belum ada. Bersamaan dengan berjalannya waktu maka konsentrasi B akan naik dan A akan turun, gambar 5.l. Gambar 4.2. Perubahan konsentrasi pereaksi dan hasil reaksi terhadap waktu

Perhatikan gambar 4.2, kecepatan reaksi berubah dengan waktu. Pada titik dekat awal reaksi, konsentrasi A berkurang dan B bertambah dengan cepat. Setelah reaksi berlangsung lama, perubahan konsentrasi adalah kecil yang berarti kecepatannya kecil. Perilaku ini terjadi untuk semua jenis reaksi kimia. Jika pereaksi berkurang maka kecepatan reaksi berangsur-angsur turun. Pada reaksi kompleks, tidak sesederhana AB, maka kecepatan pembentukan produk dan pengurangan pereaksi tidak selalu sama tetapi tergantung pada koefisian reaksi. Contohnya, reaksi N2 + 3H2 2NH3 maka koefisien reaksi menjelaskan bahwa untuk setiap molekul N2 bereaksi dengan 3 molekul H2. Ini berarti bahwa hidrogen berkurang tiga kali lebih cepat dibandingkan dengan nitrogen. Koefisien NH3 adalah 2, maka kecepatan pembentukan NH3 adalah 2 kali lebih besar dari kecepatan pengurangan N2. Penentuan kecepatan reaksi Estimasi kecepatan reaksi yang akurat pada setiap saat dapat diperoleh dari kemiringan grafik konsentrasi terhadap waktu, gambar 4.3. Gambar 4.3. Estimasi kecepatan reaksi pada waktu tertentu sepanjang reaksi Pada titik-x, perubahan konsentrasi adalah (B) dan perubahan waktu adalah t. Dari tangen kurva maka kecepatan pembentukan B pada titik-x adalah, Bila kecepatan dinyatakan terhadap A maka, Tanda minus (-) menyatakan bahwa konsentrasi A berkurang dengan waktu, dan tanda minus selalu digunakan untuk menyatakan kecepatan terhadap pereaksi. Bila range perubahan konsentrasi dan waktu sangat kecil maka dapat ditulis, Untuk reaksi kompleks seperti reaksi pembentukan NH2 dari N2 dan H2 maka dapat ditulis,

Pada penentuan kecepatan reaksi kimia, maka monitoring konsentrasi dan teknik pengukuran yang digunakan tergantung pada sifat pereaksi atau hasil reaksi. Contohnya: a) Reaksi gas: penentuan perubahan konsentrasi dilakukan dengan pengukuran perubahan tekanan. b) Pereaksi dan produk zat berwarna: penentuan perubahan konsentrasi dilakukan dengan pengukuran intensitas warna, gambar 4.4. Gambar 4.4. Perubahan konsentrasi diukur dari intensitas warna Contoh reaksi perubahan warna: Br2(aq) + HCOOH(aq) 2Br- (aq) + 2H+ (aq) + CO2(g) Molekul brom adalah berwarna coklat. Setelah reaksi berlangsung, warna secara perlahan hilang. Fenomena ini dapat diamati dengan mata atau dimonitor secara kuantitatif dengan spektrofotometer sinar tampak. Perubahan warna setiap selang waktu disebut kecepatan reaksi dan dapat dinyatakan dengan: Contoh lain reaksi perubahan warna adalah reaksi redoks Zn-Cu2+, gambar 4.5. Gambar 4.5. Perubahan warna Cu2+ dan pembentukan Cl2 pada reaksi redoks Kecepatan reaksi melalui perubahan warna larutan Cu2+ dan pembentukan gas Cl2 masing-masing dapat dinyatakan dengan: Hukum Laju Tidak semua reaksi barjalan dengan kecepatan yang sama. Reaksi ionik biasanya terjadi seketika. Reaksi lain seperti pencernaan makanan terjadi sangat lambat. Perbedaan kecepatan ini terutama disebabkan perbedaan sifat kimia zat pereaksi. Untuk setiap reaksi kimia, selain sifat kimia pereaksi, salah satu faktor penting pengendali reaksi kimia adalah konsentrasi pereaksi. Umumnya, bila reaksi telah berlangsung lama maka kecepatannya berangsur-angsur turun. Dari hasil ini dapat disimpulkan bahwa kecepatan reaksi tergantung pada konsentrasi zat-zat yang bereaksi.

Kecepatan reaksi kimia hampir selalu berbanding lurus dengan konsentrasi pereaksi dengan pangkat tertentu. Untuk reaksi, AB dapat ditulis, dengan pangkat n disebut orde reaksi. Bila n=l disebut reaksi orde l. Contoh reaksi orde 1 adalah dekomposisi siklopropana. Bila n=0 disebut reaksi orde nol. Pada reaksi orde nol, kecepatan reaksi adalah konstan dan tidak tergantung pada konsentrasi pereaksi. Salah satu contoh reaksi orde nol adalah dekomposisi amonia pada permukaan logam Pt atau tungsten. Kecepatan dekomposisi amonia selalu sama berapapun konsentrasi NH3. Contoh lain adalah reaksi eliminasi etil alkohol (alkohol) oleh tubuh. Berapapun konsentrasi alkohol di dalam aliran darah, kecepatan pengeluarannya dari dalam tubuh adalah konstan. Jadi kecepatannya tidak tergantung pada konsentrasi alkohol. Satu fakta penting lain yang perlu diketahui adalah bahwa koefisien reaksi tidak ada hubungannya dengan orde reaksi. Harga n hanya dapat ditentukan dari percobaan. Hal ini berbeda dengan kesetimbangan kimia, dimana koefisien reaksi ada hubungannya dengan pangkat konsentrasi pada ungkapan konstanta kesetimbangan. Untuk reaksi lebih kompleks, A + B produk maka biasanya kecepatan tergantung pada konsentrasi A dan B. Bila konsentrasi A dan B diperbesar maka kecepatan reaksi meningkat, dan sebanding dengan perkalian konsentrasi A dan B masing-masing dipangkat dengan bilangan tertentu, misalnya n dan m. Jadi, Pada reak