KINETIKA REAKSI KIMIA

Kinetika kimia adalah suatu ilmu yang membahas tentang laju (kecepatan) dan

mekanisme reaksi. Berdasarkan penelitianyang mula – mula dilakukan oleh Wilhelmy

terhadap kecepatan inversi sukrosa, ternyata kecepatan reaksi berbanding lurus dengan

konsentrasi / tekanan zat – zat yang bereaksi. Laju reaksi dinyatakan sebagai perubahan

konsentrasi atau tekanan dari produk atau reaktan terhadap waktu.

Berdasarkan jumlah molekul yang bereaksi, reaksi terdiri atas :

1. Reaksi unimolekular : hanya 1 mol reaktan yang bereaksi

Contoh : N2O5 N2O4 + ½ O2

2. Reaksi bimolekular : ada 2 mol reaktan yang bereaksi

Contoh : 2 HI H2 + I2

3. Reaksi termolekular : ada 3 mol reaktan yang bereaksi

Contoh : 2 NO + O2 2NO2

Berdasarkan banyaknya fasa yang terlibat, reaksi terbagi menjadi :

1. Reaksi homogen : hanya terdapat satu fasa dalam reaksi (gas atau larutan)

2. Reaksi heterogen : terdapat lebih dari satu fasa dalam reaksi

Secara kuantitatif, kecepatan reaksi kimia ditentukan oleh orde reaksi, yaitu jumlah dari

eksponen konsentrasi pada persamaan kecepatan reaksi.

A. KINETIKA REAKSI KIMIA HOMOGEN

Pada reaksi homogen, kecepatan reaksi suatu reaksi kimia dapat dinyatakan

dalam satuan mol zat peraksi yang telah bereaksi ataou ol zat hasil reaksi yang

terbentuk per satuan waktu per satuan volume. Jika zat peraksi dan hasil hasil

reaksi lebih dari satu macam, maka sebagai komponen kunci (key componen)

dipilih zat pereaksi atau zat hasil reaksi yang jumlahnya paling sedikit ditinjau dari

perbandingan stoikhiometri.

Tidak semua reaksi kimia dapat dipelajari secara kinetik. Reaksi- reaksi yang

berjalan sangat cepat seperti reaksi-reaksi ion atau pembakaran dan reaksi-reaksi

yang sangat lambat seperti pengkaratan, tidak dapat dipelajari secara kinetik.

Diantara kedua jenis ini, banyak reaksi-reaksi yang kecepatannya dapat diukur.

Kecepatan reaksi tergantung dari:

- Jenis zat pereaksi

- Temperatut reaksi

- Konsentrasi zat pereaksi

Kenaikan temperatur 10˚C rata-rata mempercepat reaksi 2 atau 3x lebih

besar, hingga reaksi yang berjalan lambat pada temperatur kamar dapat berjalan

cepat pada temperatur tinggi.

Variasi kecepatan reaksi terhadap waktu

V

(kecepatan re

aksi)

0 Waktu

TINGKAT REAKSI DAN MOLEKULARITAS

Kecepatan reaksi adalah kecepatan perubahan konsentrasi perekasi terhadap waktu, jadi -

dc/dt. Tanda- menunjukkan bahwa konsentrasi berkurang bila waktu bertambah . menurut

hukum 1 kegiatan massa, kecepatan reaksi pada temperatur tetap, berbanding lurus dengan

konsentrasi pengikut-pengikutanya dna amsing masing berpangkat sebanyak molekul

dalam persamaan reaksi.

A---------------------hasil Rate = k1 x CA

2A-------------------hasil Rate = k2 x C2A

A + B ---------------hasil Rate = k2 x CACB

A + 2B -------------hasil Rate = k3 CA C2B

2A + B -------------hasil Rate = k3 C2A CB

Jumlah molekul peraksi yang ikut dalam beraksi disebut molekularitas, reaksi A dan B

disebut unimolekuler, C disebut bimolekuler dan D serta E disebut termolekuler.

Molekuritas dan tingkat reaksi tidak selalu sama, sebab tingkat reaksi tergantung daripada

mekanisme reaksinya. Disamping itu perlu diketahui bahwa molekularitas selalu merupakan

bilangan bulat, sednagkan tingkat reaksi dapat pecahan, bahkan nol. Bila disebutkan lain,

maka diangga bahwa tingkat dan molekularitas reaksi selalu sama. Reaksi tingkat satu uni

molecular dpaat dituliskan sebagai berikut :

A ------------------ hasil-hasil

Rate = -dCA/dt = k1CA

Keterangan :

K1 = tetapan keceatan reaksi

CA = konsentrasi A pada saat t

Dimensi k1 = t-1

Molekularitas adalah jumlah molekul zat pereaksi dalam persamaan reaksi yang

sederhana, harganya satu, dua atau tiga, selalau dalam bilangan bulat.

Tingkat reaksi yaitu jumlah pangkat faktor konsentrasi di dalam persamaan

kecepatan reaksi.

.Molekularitas dapat sama dengan tingkat reaksi, dapat juga tidak.

Untuk menentukan, apakah suatu reaksi tingkat atau bukan, dapat di temuh tiga jalan:

a. Harga-harga konsentrasi awal (a) dan konsentrasi pada bermacam-macam waktu (a-

x), serta waktu tadi dimasukkan dalam rumus diatas. Bia k tetap untuk bermacam-

macma harga(a-x) maka reaksi tingkat satu.

b. Secara grafik

c. Dengan menyelidiki waktu yang di perlukan untuk bereaksinya sejumlah tertentu

pereaksi, biasnaya waktu setengah umur (half life periode) yaitu waktu yang

diperguakan untuk bereaksinya separuh pereaksi.

A. REAKSI TINGKAT SATU

Untuk reaksi tingkat 1 1/2 tidak tergantung pada konsentrasi awal. Waktu untuk reaksi

tingkat 1 biasanya dengan detik, jam atau hari, untuk reaksi yang sangat lama dinyatakan

dengan satu tahun. Konsentarsi untuk larutan dinyatakan dengan mol/l sedangkan untuk

gas di paka satuan tekanan.

Reaksi tingkat satu dalam larutan, antara lain uraian N2O5 dalam isomerisasi d-pinene

dalam pelarut-pelarut organik tertentu. Uraian asam malonat, asam trikloroasetat dan asam

aseton dikarbosilat dalam air,disosiasi beberapa garam diazonium dan air.

B. REAKSI TINGKAT DUA

Terdiri dari :

- Reaksi Tingkat Dua Gas

- Reaksi Tingkat Dua Dalam Larutan

a. REAKSI TINGKAT DUA GAS

Dalam hal ini termasuk disosiasi termal HI, NO2, Ozon, Clo, COCL, Formaldehid dan

asetaldehid, kombinasi H2 + I2 , piolimerisasi atelena, higrogenasi etilena dan sebagainya.

Untuk disosiasi asetaldehid , kecepatannya dapat di selidiki sebagai berikut:

2CH3COH--------------------2CH4+2CO

t=0 Pi

t=t Pi-x x x

Ptotal=(Pi-x)+2x

=(Pi+x)

K2.t=I/a(x/a-x)=x/Pi(Pi-x)

X =Ptot-Pi

b. Reaksi Tingkat dua dalam Larutan

Reaksi ini antara lain penyabunan ester-ester dengan basa, konversi nitroprafin

menjadi asi-nitroprafin, reaksi alkil halida dengan amina, hidrolisis ester, amida dan

asetal, esterifikasi asam-asam organik, reaksi NH4+ dan CNO- membentuk urea, reaksi

brom asetat dengan tisulfat atau sianida.

Reaksi antara etil butirat dengan barium hidroksida dengan konsentrasi awal

berbeda, dapat diselidiki dengan tiap kali mengambil sejumlah campuran reaksi dan

menitrer dengan standard asam, untuk menentukan basa yang tidak bereaksi.

C. REAKSI TINGKAT TIGA

Reaksi tingkat tiga termoekuler dapat dituliskan sebagai berikut:

A + B + C-------------------hasil-hasil

T=0 a b c

T=t (a-x) (b-x) (c-x)

Dx/dt=k3(a-x)(b-x)(c-x)

Sampai kini hanya diketahui 5 reaksi gas tingkat tiga yaitu reaksi antara nitrogen

oksida dengan Cl2,Br2,O2,H2, atau D2.

Reaksi dalam larutan yang tingkat tiga ialah: Oksidasi FeSO4 dalam air, reaksi I2

dengan ion Fe3+, reaksi benzol klorida dan alkohol dalam larutan eter, Uraian asam

hipobromit pada pH tetap antara 6,4-7,8. Juga termasuk tingkat tiga.

REAKSI-REAKSI YANG KOMPLEKS

Sebenarnya hampir semua reaksi merupakan reaksi dapat balik(kompleks), hanya

reaksi-reaksi yang sangat berat sebelah dianggap sempurna berjalan ke kanan. Untuk

reaksi dapat balik, kecepatan reaksi ke kanan terus turun, reaksi ke kiri terus naik.

Pada saat kecepatannya sama mencapai kesetimbangan.

Misal:

2NO + O2------------------------> 2NO(pada 290˚C)

T= 0 a b

T=t a-2x b-x 2x

T=teq a-2x b-xe 2xe

(dx/dt)f =k3(a-2x)2(b-x) f=forward

(dx/dt)f =k2(2x)2 r=reserve

Dx/dt =(dx/dt)f-(dx/dt)r

=k3(a-2x)2(b-x)-k2(2x)2

REAKSI SAMPING

Pada reaksi ini, kecuali hasil utama terjadi pula hasil-hasil samping. Misalnya nitrasi

pada fenol, sekaligus pada orthofenol.

PENGARUH TEMPERATUR PADA KECEPATAN REAKSI

Umumnya reaksi menjadi lebih cepat bila dipanaskan, jadi juga harga k semakin

besar. Hanya reaksi:

2NO+O2-------------------- 2NO2

Yang mempunyai koefisien temperatur negatif.

Menurut Arrhenius, pengaruh temperatur terhadap k dapat dinyatakan sebagai

berikut:

D Ink/dt=∆E/RT2 (persamaan Arrhenius)

∆E*=tenaga aktivasi

Contoh soal:

K1=2,46x10-5 pada 273˚K

K2=163x10-5 pada 303˚K

∆E*=2,303R(T1T2)/T2-T1log K2/k1

=2,303x1,987x273x303/303-273log163x10-5/2,46x10-5

=23.200 kal

ENERGI AKTIVASI

Energi aktifasi adalah ambang batas energi yang harus icapai agar suatu reaksi dapat terjadi.

Penentuan energi aktifasi dapat dilakukan dengan menggunakan persamaan Arrhenius

k = A e-Ea/RT

dimana k = konstanta laju reaksi

A = faktor pra eksponensial

Ea = energi aktifasi (kJ/mol)

R = tetapan gas ideal

= 8,314 kJ / mol

= 1,987 kal / mol K

T = suhu mutlak (K)

TEORI KECEPATAN REAKSI

Reaksi-reaksi kimia berlangsung dengan laju yang berbeda-beda. Ada reaksi yang berlangsung sangat cepat dan ada reaksi yang berlangsung dengan lambat. Perhatikan gambar berikut ini !

Berdasarkan gambar diatas dapat dilihat bahwa waktu yang diperlukan untuk pembakaran kertas lebih sedikit daripada waktu untuk proses perkaratan besi. Sehingga, reaksi pembakaran kertas berlangsung lebih cepat sedangkan reaksi perkaratan besi berlangsung lebih lambat.Cepat lambatnya suatu reaksi berlangsung disebut dengan laju reaksi. Dalam kehidupan sehari-hari pengetahuan tentang laju reaksi sangat diperlukan.Dalam suatu reaksi kimia, zat pereaksi akan bereaksi membentuk zat produk reaksi sehingga jumlah zat pereaksi akan berkurang sedangkan jumlah zat produk reaksi akan bertambah

Teori Tumbukan

1. Untuk reaksi bimolekulerMenurut teori ini, agar molekul- molekul bereaksi harus :- Saling bertumbukan- Mempunyai tenag, hingga molekul-molekul menjadi aktif

Kalau Z jumlah tumbukan molekul per cc perdetik dari campuran reaksi yang berisi 1 mol/l, sedang q = fraksi yang aktif, maka tetapan kecepatan reaksi bimolekuler :

K = z.q . (mol.per cc, perdetik)

Z dan q dapat dihitung dari teori gas kinetik. Untuk gas berisi molekul-molekul semacam.

Z1 = √2.π . τ2 .V ¿¿¿ tumbukan / cc.Det

τ = diameter molekul

V = kecepatan rata-rata

n*= jumlah molekul / cc

V = 0.921 √3RT /M

2. Untuk 2 jenis molekul :Z1.2 = n*1 n*2 (τ 12+τ 22/2)2 √8 RT (M 1+M 2)/M 1M 2

Pada tumbukan molekul molekul terjadi redistribusi tenaga kinetik, hingga selalu ada molekul bertenaga diatas rata-rata tenaga translasi.Menurut hukum distribusi Maxwell :

n’ = n*e−∆ E∗¿RT

n` = jumlah molekul/cc bertenaga E atau yang lebih besarn*= jumlah molekul/cc

bila E sama dengan ∆ E∗¿, tenaga aktivasi, bagian dari molekul yang aktif :N’/n* = ∆ E∗¿RT = jumlah molekul aktif / jumlah molekul semua. Ini tidak lain dari pada q, hingga :K = z . q = z . e−∆ E∗¿RT

UNTUK REAKSI UNI MOLEKULER

Reaksi uni molekuler dapat dianggap terjadi dari tumbukan 2 molekul yanf sama, disini mula-mula terjadi atom0-atom aktif, yang selanjutnya bereaksi terjadi zat hasil

A + A ============== A + A* ------------------- hasil hasil

Dx / dt = k1’ . CA K = Ca . Ca* / CA2 = CA*/CA

= k1’. K . CA

= k1 . CA CA* = K . CA

TEORI ABSOLUT

Menurut teori ini, sebelum molekul molekul bereaksi harus membentuk molekul-mulekul kompleks terlebih dahulu, yang setimbang dengan molekul-molekul aslinya dan kecepatan reaksinya ditentukan oleh konsentrasi molekul kompleks ini

A + B -------------------- [ A . B ] ------------------ hasil-hasil

Kompleks yang aktif

K = RT / NH . e−∆ E∗¿RT

PENGARUH GARAM TERHADAP REAKSI-REAKSI ION

Harga k untuk reaksi :

- Non elektrolit + non elektrolit, atau- Non elektrolit + elektrolit

Tidak dipengaruhi oleh adanya elektrolit dalam larutan. Sebaliknya, harga-harga k untuk reaksi :

- Ion + ion

Sangat dipengaruhi oleh adanya elekrtrolit dalam larutan.

KATALISATOR

Katalisator adalah zat yang ditambahkan ke dalam suatu reaksi dengan maksud memperbesar kecepatan reaksi. Katalis terkadang ikut terlibat dalam reaksi tetapi tidak mengalami perubahan kimiawi yang permanen, dengan kata lain pada akhir reaksi katalis akan dijumpai kembali dalam bentuk dan jumlah yang sama seperti sebelum reaksi.

Fungsi katalis adalah memperbesar kecepatan reaksinya (mempercepat reaksi) dengan jalan memperkecil energi pengaktifan suatu reaksi dan dibentuknya tahap-tahap reaksi yang baru. Dengan menurunnya energi pengaktifan maka pada suhu yang sama reaksi dapat berlangsung lebih cepat.Ada dua macam katalisator :1. Katalisator positif, yang mempercepat reaksi.2. Katalisator negatif, yang memperlambat reaksi.

Katalis terbagi menjadi dua golongan besar, yaitu

1. KatalisHomogen.

Apabila zat-zat yang bereaksi (reaktan) dan katalis berada dalam satu fasa maka katalis

disebutkatalishomogen.

Cara kerja dari katalis homogen ini ialah dengan merendahkan energi aktivasi dari reaksi,

yaitu dengan jalan membentuk persenyawaan intermediete dengan reaktan, kemudian

persenyawaan ini akan mengurai dengan spontan atau bereaksi dengan zat lain membentuk

hasilakhiryangdiinginkan.

2.KatalisHeterogen.

Adalah katalis yang membentuk fasa terpisah dengan zat-zat yang bereaksi. Contohnya MnO2

atauFe2O3yangmempercepatpenguraianKClO3.

Autokatalisa.

Ada beberapa reaksi yang dikatalisa oleh salah satu hasil reaksinya. Misalnya oksidasi dari asam

oksalat oleh KmnO4 dalam suasana asam. Reaksi mula-mula berjalan lambat, tetapi makin lama

makin cepat karena adanya ion Mn++ yang bertindak sebagai katalis.

B. KINETIKA KIMIA-REAKSI HETEROGEN GAS

Reaksi heterogen adalah reaksi yang berlangsung dalam suatu sistem yang

heterogen, yaitu sistem yang di dalamnya terdapat dua atau lebih fasa. Banyak reaksi-

reaksi kimia fasa cair maupun gas yang hanya dapat berlangsung pada permukaan

padatan. Karena sifat reaksinya hanya bergantung pada fasa padat, maka reaksi

tersebut dikatakan berkatalisis dengan fasa padat sebagai katalisnya

Reaksi heterogen yang penting ialah reaksi gas pada permukaan katalisator, seperti:

a. Proses kontak pada pembuatan H2SO4

b. Proses haber pada pembuatan NH3

c. Oksidasi NH3 pada pembuatan HNO3

d. Pembuatan methanol dan sebagainya

Reaksi pada proses-proses di atas, terjadi pada permukaan katalisator. Disini terjadi

beberapa tingkat:

a. Adsorbsi gas-gas pada permukaan katalisator

b. Aktivasi gas pada permukaan katalisator

c. Reaksi gas pada permukaan katalisator

d. Difusi gas dari permukaan katalisator

- Adsorbsi Isoterm Langmuir

Menurut Langmuir, bila gas diserap pada permukaan zat padat lapisan yang terjadi

hanya satu lapis molekul. Bagian permukaan yang diliputi gas=θ,jadi

Dx/dt=k.θ

Θ =bP/1+bP

Ket: B=tetapan, P=tekanan gas

Contoh 1:

-uraian fosfin di atas gelas, porselin dan silica

-uraian uap-asam formiat diatas gelas,Pt,Rh

-uraian NO2 diatas Au

-uraian HI diatas Pt

Contoh 2:

-uraian NH3 diatas wolfram

-uraian NH3 diatas Mo dan As

-uraian HI diatas emas

Contoh 3:

-uraian stibin diatas Sb(25˚C)

-dp/dt=k.P’

-uraian N2O diatas indium oksida

-dP/dt=k P /1+bP

Penghalang Reaksi

Adanya hasil kali yang sangat kuat ditarik oleh katalisaor dapat menghalangi

reaksi yang bersangkutan, sebab sebagian permukaan katalisator ditutup oleh

reaksi tersebut.

Tabel Tenaga aktivasi reaksi homogen dan heterogen

Uraian gas ∆E*homogen ∆E*heterogen

HI 44.000 25.000(Au)

N 2O 58.500 29.000(Au)

N 2O 58.500 32.000(Pt)

NH3 80.000(kira-kira) 39.000(W)

Peracunan Katalis

KATALISPenggunaan katalis dalam reaksi kimia bertujuan untuk mempercepat jalannya reaksi. Katalis berperan dalam pembentukan senyawa antara reaktan-reaktan yang bereaksi. Katalis berfungsi untuk menurunkan energi aktivasi dan

meningkatkan frekuensi reaksi. Sifat-sifat katalis yang penting adalah sebagai berikut :- Aktivitas : Kemampuan katalis untuk mengubah bahan mentah menjadi produk, misalnya dinyatakan dalam kg reaktan yang terkonversi per kg (atau per lt) katalis per jam; persen reaktan yang berubah (konversi); jumlah molekul yang bereaksi per detik.- Selektivitas : Kemampuan katalis untuk menghasilkan produk yang ‘diinginkan’, terhadap semua produk yang mungkin dihasilkan.- Umur : Umur dimana katalis dapat mempertahankan tingkat aktivitas dan / atau selektivitas yang cukup.

~ Katalis heterogen adalah katalis yang ada dalam fase berbeda dengan pereaksi dalam reaksi yang dikatalisisnya. Penggunaan katalis heterogen biasanya pada suhu dan tekanan tinggu. Umumnya katalis heterogen berupa zat padat yang terdiri dari logam atau oksida logam. Keuntungan penggunaan katalis heterogen adalah katalisnya dapat dipisahkan dengan penyaringan dari produk bila reaksi telah selesai. Banyak proses industri yang menggunakan katalis heterogen, sehingga proses dapat berlangsung lebih cepat dan biaya produksi dapat dikurangi. Beberapa logam ada yang dapat mengikat cukup banyak molekul-molekul gas pada permukannya, misalnya Ni, Pt, Pd dan V.

Katalis dapat bekerja dengan membentuk senyawa antara atau mengabsorpsi zat yang direaksikan. Sehingga katalis dapat meningkatkan laju reaksi, sementara katalis itu sendiri tidak mengalami perubahan kimia secara permanen. Cara kerjanya yaitu dengan menempel pada bagian substrat tertentu dan pada akhirnya dapat menurunkan energi pengaktifan dari reaksi, sehingga reaksi berlangsung dengan cepat.

~ Peracunan katalisator ada dua macam, yaitu sementara dan permanen. Peracunan

sementara disebabkan karena adanya zat yang lebih kuat diadsorbsi oleh katalisator

dari pada pereaksi.

Contoh :

CH2= CH2+H2

Peracunan permanen disebabkan karena adanya zat yang dapat bereaksi secara

kimia dengan katalisator.

Contoh:

- Senyawa-senyawa Si dan S yang Volatil

- Senywa-senyawa As dan Pt

Promotor

Ada bebersps zat yang dapat mengaktifkan katalisator, zat ini sendiri bukan katalisator dan

disebut katalisator. Biasanya zat ini berupa logam atau oksida-oksida yang mudah lebur.

Contoh: N2+3H2 2NH3

Al2O3,K2O

CO+H2O CO2+H2

Bentuk katalisator:

- Logam murni

- Oksida-oksida

- Garam-garam

- Dapat berupa katalisator tunggal atau campuran, dengan supporter atau tidak,

dengan promotor atau tidak

- Supporter

- Asbestos

- Kieselguhr

- Silikagels dan sebagainya

KIMIA FISIKA

KINETIKA REAKSI KIMIA

Disusun Oleh:

Kelompok 4

Kelas 1 KD

Nama:

Mega Silvia (061330401016)

Rifa Nurjihanty (061330401019)

Rifqi Munip (061330401022)

Guru Pembimbing: Idha Silviyati,S.T,M.T

Jurusan Teknik Kimia

Politeknik Negeri Sriwijaya

2013