Kinetika Kimia
description
Transcript of Kinetika Kimia
Kinetika Kimia
Amin Fatoni2009
Pendahuluan
• Perubahan kimia secara sederhana ditulis dalam persamaan reaksi dengan koefisien seimbang
• Namun persamaan reaksi tidak dapat menjawab 3 isu penting1. Seberapa cepat reaksi berlangsung2. Bagaimana konsentrasi reaktan dan produk saat reaksi
selesai3. Apakah reaksi berjalan dengan sendirinya dan
melepaskan energi, ataukah memerlukan energi untuk bereaksi?
Pendahuluan
• Kinetika kimia adalah studi laju reaksi kimia dan mekanisme (tahapan) reaksinya
• Laju Reaksi : menggambarkan seberapa cepat reaktan terpakai dan produk terbentuk
• Reaksi dapat berlangsung dengan laju yang bervariasi ada yang serta merta, perlu cukup waktu (pembakaran) atau waktu yang sangat lama seperti penuaan, pembentukan batubara dan beberapa reaksi peluruhan radioaktif
Contoh
• Reaksi Dekomposisi N2O5
Dinitrogen pentaoksida dapat terdekomposisi menurut reaksi :
2N2O5(g) 2N2O4(g) + O2(g)Reaksi ini dapat berlangsung dalam suatu pelarut
inert seperti CCl4
Ketika N2O5 terdekomposisi, N2O4 akan tetap berada dalam pelarut dan O2 akan terbang sehingga dapat diukur
Kita dapat mengukur O2 selama reaksi dekomposisi N2O5 berlangsung
• Temperatur harus dijaga sampai ketelitian 0,01oC
• Larutan harus dikocok untuk menghindari adanya O2 yang terlarut jenuh
• Diketahui bahwa pada awalnya reaksi berlangsung cepat kemudian melambat
Stirring bar
Faktor yang Mempengaruhi Laju Reaksi
Sifat alami reaktanEg.• Bensin cair terbakar perlahan, tetapi bensin
gas terbakar eksplosif • Dua larutan yang tidak bercampur
( immiscible) bereaksi lambat pada interface, tetapi ketika dikocok reaksi bertambah cepat
• Fosfor putih terbakar spontan dalam udara, tetapi, fosfor merah stabil di udara
Faktor yang Mempengaruhi Laju Reaksi
Konsentrasi reaktan Eg.• Untuk reaksi 2HCl(aq) + Mg(s) MgCl2(aq) +
H2(g) meningkatkan konentrasi HCl meningkatkan laju reaksi yang dapat diamati dengan pelepasan gas hidrogen
Faktor yang Mempengaruhi Laju Reaksi
Temperatur• Tergantung dari perubahan entalpi reaksi, DHrxn = +,
membutuhkan kalor, sehingga meningkatkan temperatur akan meningkatkan laju.
• Secara umum, peningkatan 10 K menyebabkan kenaikan laju dua kali lipatnya.
Katalis• Menurunkan energi aktivasi reaksi
Teori Laju Reaksi
Teori Tumbukan (Collision Theory)• Berdasarkan teori kinetik-molekuler• Reaktan harus bertumbukan agar dapat bereaksi• Mereka harus bertumbukan dengan energi yang
cukup dan orientasi yang tepat,sehingga dapat memutuskan ikatan lama untuk membentuk ikatan baru
• Bila temperatur naik, maka energi kinetik rata-ratanya bertambah-laju reaksi juga bertambah
• Bila konsentrasi dinaikkan, maka jumlah tumbukan akan bertambah sehingga laju reaksi pun meningkat
Teori Laju Reaksi
Teori Laju Reaksi
Keadaan transisi (Transition state)• Ketika reaktan bertumbukan mereka akan
membentuk kompleks teraktifkan• Kompelks teraktifkan tersebut berada pada
keadaan transisi.• Kemudian akan membentuk produk atau
reaktan• Ketika produk terbentuk, sangatlah sulit untuk
kembali ke keadaan tansisi, untuk reaksi yang eksotermal
Energi Aktivasi
Amin Fatoni
Teori keadaan transisi
Amin Fatoni
Kimia Dasar II-Rahmat Wibowo
Examples of Reaction Profile
Contoh Profil Reaksi
Kimia Dasar II-Rahmat Wibowo
Examples of Reaction Profile
Contoh Profil Reaksi
Energi aktivasi tinggi, panas reaksi rendah
Energi aktivasi rendah, panas reaksi tinggi
Mengekspresikan Laju Reaksi
tx
ttxx
DD
12
12
waktuPerubahan posisiPerubahan Gerak Laju
ttt DD
A)Konst (AKonst AKonst waktuPerubahan
A ikonsentrasPerubahan reaksiLaju
12
12
tB
tALaju
DD
D
D
Untuk reaksi : A B
Soal Latihan
Hidrogen sebagai bahan bakar roket dan diusulkan sumber energi masa depan karena menghasilkan produk gas non polusi: 2H2(g) + O2(g) 2H2O(g)
1. Tuliskan laju reaksi ini dalam suku perubahan [H2], [O2] dan [H2O] terhadap waktu
2. Saat O2 turun pada 0,23 M.s-1, berapa kenaikan terbentuknya H2O?
Kembali ke ……Reaksi dekomposisi N2O5
2N2O5(g) 2N2O4(g) + O2(g)
Kimia Dasar II-Rahmat Wibowo
Dekomposisi Reaksi N2O5
Hasil ekperimen Laju produksi
O2 berkurang
tV
laju O
D
D 2
Laju reaksi rata-rataKita dapat menghitung laju reaksi rata-rata pembentukan oksigen selang waktu tertentu
Satuan laju untuk reaksi ini adalah mL O2 (STP) / s
Perhatikan bahwa laju reaksi berkurang sejalan meningkatnya waktu
Kecepatan rata-rata pembentukan O2
Kimia Dasar II-Rahmat Wibowo
Plot Data
Laju sesaat (Instantaneous)Dari grafik terlihat
bahwa laju reaksi berkurang selama waktu reaksi
Laju sesaat• Laju pada waktu
tertentu• Dilihat dari slope
(tengensial)
Kimia Dasar II-Rahmat Wibowo
Slope pada 1600 s
Slope pada 2400 s
Slope pada 4000 s
Laju pembentukan O2 semakin berkurang
Laju Awal Reaksi (Initial Rate)
• Laju pembentukan O2 pada waktu nol ( 0 s) atau pada saat reaksi tepat akan dimulai
Laju vs Konsentrasi
• Kita dapat mengembangkan secara kuantitatif hubungan antara konsentrasi dengan laju reaksi
• Dengan mencari tangensial dari kurva [N2O5], kita dapat mengukur laju reaksi
• Sesuai dengan data dapat diketahui bahwa laju raksi berbanding lurus dengan konstanta laju reaksi
• Laju = k [N2O5]• Sehingga kita dapat
menghitung nilai k untuk tiap nilai laju reaksi
Hukum Laju Reaksi• Untuk reaksi umumaA + bB + ….. eE + fF + gG…….Hukum laju reaksinya :
v = k [A]x[B]y
Dimana v = laju reaksik = konstanta laju reaksix, y = orde reaksi terhadap A dan Bx+y = total orde reaksiOrde reaksi tidak selalu sama dengan koefisien reaksi
Mencari Hukum Laju
Metode laju awal reaksiOrde untuk tiap reaktan dapat dicari dengan• Merubah konsentrasi awalnya• Menjaga konsentrasi dan kondisi reaktan lainnya
tetap• Mengukur laju awalnyaPerubahan pada kecepatan digunakan untuk mengukur
orde tiap reaktan. Prosesnya dilakukan secara berulang-ulang
Kimia Dasar II-Rahmat Wibowo
Contoh : N2O5
Diambil dari dekomposisi N2O5
Hukum laju : v = k[N2O5]x
Tujuannya adalah mencari x
Contoh N2O5
Eksp. 1
Eksp. 2
Kita bagi persamaan eksperimen 1 dengan persamaan eksperimen 2
Contoh yang lebih kompleks
Kimia Dasar II-Rahmat Wibowo
Untuk reaksi dibawah diperoleh hasil :
Contoh yang lebih kompleks
220,4
030,0060,0
/107,1/108,6
8
8
x
MM
sMsM
x
x
x
2/329,2
020,0010,0
/107,1/109,4
8
8
y
MM
sMsM
y
y
y
Kimia Dasar II-Rahmat Wibowo
Sehinga diperoleh
X = 2, y = 3/2 dan z = 0
Hukum Laju:
V = k [A]2[B]3/2
Total orde : 31/2
Untuk Order AGunakan Reaksi 1 dan 2
Untuk Order BGunakan Reaksi 1 dan 3
021
050,0100,0
/107,1/107,1
8
8
z
MM
sMsM
z
z
z
Untuk Order CGunakan Reaksi 1 dan 2
Mencari Hukum Laju ReaksiMetode GrafikDengan menggunakan persamaan integral, dapat diperoleh garis lurus dari plot data. Order reaksi ditetntukan apabila data sesuai dengan plotnya
Kimia Dasar II-Rahmat Wibowo
Finding the Rate LawMencari Hukum Laju Reaksi
Dilihat dari plot ini maka dapat disimpulkan bahwa reaksi dekomposisi N2O5 merupakan reaksi order 1 karena menghasilkan garis lurus
Reaksi Order Pertama
Beberapa aplikasi dari reaksi order I• Menggambarkan berapa banyak obat yang
dilepas pada peredaran darah atau yang digunakan tubuh
• Sangat berguna di bidang geokimia• Peluruhan radioakifWaktu Paruh (t1/2)Waktu yang dibutuhkan untuk meluruhkan ½
dari kuantitas awal suatu reaktan
Waktu Paruh
Dari data N2O5 dilihat bahwa dibutuhkan waktu 1900 detik untuk mereduksi jumlah awal N2O5 menjadi setengahnya.
Butuh 1900 detik lagi untuk mereduksi setengahnya kembali
Waktu Paruh
Hubungan waktu paruh dengan konstanta laju reaksi
Waktu paruh dapat digunakan untuk menghitung konsntanta laju reaksi orde pertama
Contoh N2O5 dengan waktu paruh 1900 detik
• Persamaan yang menyatakan hubungan ini adalah persamaan Arrhenius
Pengaruh Temperatur
Pengaruh Temperatur
Laju reaksi sangat bergantung dengan temperaturBerikut adalah konstanta reaksi dekomposisi N2O5 pada berbagai temperatur
• Bentuk lain persamaan Arrhenius:
Pengaruh Temperatur
Jika ln k diplot terhadap 1/T maka akan didapat garis lurus dengan nilai tangensial –Ea/R
Energi AktivasiEnergi yang dibutuhkan oleh suatu molekul untuk dapat bereksi
Hasil dari perhitungan data N2O5
Kimia Dasar II-Rahmat Wibowo
Temperatur dan Ea
Bila temperatur meningkat, fraksi molekul yang memiliki energi kinetik pun meningkat sehingga meningkatkan energi aktivasinya
Mekanisme Reaksi
• Belangsung dapat berlangsung hanya dengan satu tahapContoh: Na+(aq) + OH-(aq) + H+(aq) + Cl-(aq) H2O(l) + Na+(aq) + Cl-(aq)
Spectator ions
Mekanisme Reaksi
• Kebanyakan reaksi kimia berjalan dengan beberapa tahap yang berurutan
• Setiap tahapan memiliki laju yang bersesuaian• Laju keseluruhanditentukan oleh tahapan yang
berlangsung paling lambat (rate-determining step) Mengapa?
• Prinsip: “ Jika konsentrasi suatu reaktan muncul dalam persamaan laju reaksi, maka reaktan tersebut atau sesuatu yang merupakan hasil penurunan reaktan tsb terlibat dalam tahapan yang lambat. Jika tidak muncul dalam persamaan laju reaksi, maka baik reaktan maupun turunannya tidak terlibat dalam tahapan yang lambat.”
Go to ……
Reaksi dekomposisi N2O5
2N2O5(g) 2N2O4(g) + O2(g)Reaksi ini bukan reaksi orde 2 walaupun ini
merupakan reaksi bimolecular
tumbukan
Dua molekul gas dalam tumbukan
v = k [N2O5]Persamaan ini menunjukkan bahwa tahapan yang
paling lambat melibatkan satu molekul N2O5 yang terdekomposisi
lambat
Tahapan pertama merupakan unimolecular – dimana tiap molekul pecah. Mereka tidak bertumbukan terlebih dahulu
cepat
lambat+
cepat
energi
waktu
Ea1Ea2
Tahap I
Ea3
Tahap II
Tahap III
Contoh, lagi….
H3C C CH3
O+ H+ fast H3C C CH3
OH+
+
H3C C CH3
OH slowH3C C CH2
OH+ H+
H3C C CH2
OH+ I2 fast
+
H3C C CH2IOH
+ I-
H3C C CH2IOH+
I-+ fast H3C C CH2IO
+ HI
Reaksi yang dikatalisis asam antara propanon dengan iodin
CH3COCH3(aq) + I2(aq) CH3COCH2I(aq) + HI(aq)
r = k[CH3COCH3]1[H+]1[I2]o
H+(aq)
Katalisis
• Katalis meningatkan koefisien reaksi dengan menyediakan jalur reaksi alternatif (atau mekanisme) dengan energi aktivasi yang lebih rendah
• Katalis tidak mengubah kesetimbangan hanya mempercepat terjadinya kesetimbangan
• Contoh:Produksi NH3 menggunakan katalis PtCatalytic converter pada knalpot
Aksi Katalis
Katalisis
•Homogen : satu fasa•Heterogen : reaktan dan katalis berada pada
fasa yang berbeda•Contoh : pada produksi amonia N2 + 3H2 2NH3 (katalis Pt)Tahapan penentu laju adalah pemutusan ikatan H-H