Kinetika Kimia dan Mekanisme Reaksi ? ‚ Kinetika kimia adalah ilmu yang mempelajari laju...

download Kinetika Kimia dan Mekanisme Reaksi ? ‚ Kinetika kimia adalah ilmu yang mempelajari laju reaksi, ... Tahap Kemolekulan Hukum Laju Elementer. Mekanisme Reaksi: Tahap-tahap dalam

of 23

  • date post

    02-Feb-2018
  • Category

    Documents

  • view

    247
  • download

    6

Embed Size (px)

Transcript of Kinetika Kimia dan Mekanisme Reaksi ? ‚ Kinetika kimia adalah ilmu yang mempelajari laju...

  • Kinetika Kimia dan Mekanisme Reaksi

  • Kinetika Kimia

    Kinetika kimia adalah ilmu yang mempelajari laju reaksi, atau seberapa cepat proses reaksi berlangsung dalam waktu tertentu.

    Kinetika kimia menjelaskan hubungan antara perubahan konsentrasi reaktan (atau produk) sebagai fungsi waktu.

    Untuk reaksi: 2A + B 3C + 4 Dberlaku: - 1/2d[A]/dt = - d[B]/dt = +1/3 d[C]/dt = +1/4 d[D]/dt, dimana tanda negatif menunjukkan pengurangan jumlah, sedangkan tanda + menunjukkan peningkatan jumlah.

    Secara umum untuk reaksi: eE + fF gG + hH, berlaku laju reaksi = - 1/ed[E]/dt = - 1/fd[F]/dt = + 1/gd[G]/dt = + 1/hd[H]/dt

  • Faktor yang Mempengaruhi Laju Reaksi

    Konsentrasi: molekul-molekul harus saling bertumbukan untuk bereaksi. Semakin banyak molekul yang terlibat, kemungkinan terjadi tumbukan makin besar, reaksi terjadi lebih cepat: laju ~ frekuensi tumbukan ~ konsentrasi.

    Wujud fisik: molekul-molekul harus bercampur agar bereaksi. Frekuensi tumbukan antarmolekul bergantung pada wujud fisik reaktan. Semakin besar luas permukaan per satuan volume reaktan, semakin banyak kontak yang terjadi, reaksi akan makin cepat.

  • Faktor yang Mempengaruhi Laju Reaksi

    Temperatur: molekul-molekul harus bertumbukan dengan energi yang cukup agar bereaksi. Semakin tinggi temperatur, akan lebih banyak tumbukan yang terjadi per satuan waktu karena meningkatkan energi tumbukan: laju ~ energi tumbukan ~ temperatur.

    Pengadukan/mekanik: mempermudah peristiwa tumbukan antarmolekul sehingga reaksi mudah terjadi.

    Cahaya atau bentuk energi lainnya yang akan memudahkan tercapainya energi pengaktifan untuk terjadinya reaksi.

    Katalis: adanya suatu zat yang ketika berinteraksi dengan reaktan akan memberikan jalur baru yang energi pengaktifasnnya lebih rendah dari semula, sehingga reaksi lebih cepat terjadi.

  • Penulisan Laju Reaksi

    Laju reaksi untuk reaksi: A B adalah:

    Dengan d menunjukkan perubahan keadaan awal dan akhir reaksi.

    Contoh: reaksi pembentukan smog fotokimia:

    C2H4(g) + O2(g) C2H4O(g) + O2(g)

    Diperoleh data konsentrasi O3 yang bereaksi dengan C2H4 pada 303 K sebagai berikut:

    = +

    1,10 x 10-560,0

    1,23 x 10-550,0

    1,40 x 10-540,0

    1,63 x 10-530,0

    1,95 x 10-520,0

    2,42 x 10-510,0

    3,20 x 10-50,0

    [O3] (mol/L)Waktu (s)

    !

    = =

    =

  • Hukum Laju dan Komponennya

    Hukum laju menggambarkan hubungan antara laju sebagai fungsi konsentrasi pereaksi, konsentrasi produk, dan temperatur.

    Laju reaksi hanya bergantung pada konsentrasi pereaksi dan temperatur saja.

    Pertama-tama kita pusatkan perhatian pada pengaruh konsentrasi pereaksi terhadap laju reaksi pada temperatur tetap. Untuk reaksi: aA + bB +. cC + dD +.., maka hukum lajunya adalah:

    laju = r = k[A]m[B]n. Nilai k adalah tetapan laju yang bersifat spesifik untuk reaksi

    tertentu dan temperatur tertentu, ditentukan dari percobaan. Nilai m dan n disebut orde reaksi yang ditentukan berdasarkan

    percobaan, bukan dari persamaan reaksinya.

  • Orde Reaksi

    Beberapa contoh: NO(g) + O3(g) NO2(g) + O2(g)hukum laju secara percobaan diperoleh: r = k[NO][O3]. Dalam hal ini reaksi berorde pertama terhadap konsentrasi NO maupun O3.

    Reaksi: 2NO(g) + 2H2(g) N2(g) + 2H2)(g), memiliki hukum laju: r = k[NO]2[H2], yaitu berorde dua terhadap konsentrasi NO dan berorde pertama terhadap H2. Orde reaksi total = 2 + 1 = 3.

    Reaksi: (CH3)3CBr(l) + H2O(l) (CH3)3COH(l) + H+ (aq)+ Br(aq), memiliki hukum laju: r = k [(CH3)3CBr], yang artinya berorde pertama terhadap konsentrasi (CH3)3CBr dan berorde nol terhadap [H2O] sehingga orde reaksi total adalah orde pertama.

    Reaksi: CHCl3 (g) + Cl2(g) CCl4(g) + HCl(g) memiliki orde reaksi pecahan dengan hukum laju: r = k[CHCl3][Cl2]1/2, sehingga orde reaksi total = 3/2.

  • Penentuan Orde Reaksi

    Perhatikan contoh berikut, reaksi: O2(g) + 2NO(g) 2NO2(g)diperoleh serangkaian data berikut:

    28,8x10-33,90x10-21,10x10-25

    9,60x10-31,30x10-23,30x10-24

    12,8x10-32,6x10-21,10x10-23

    6,40x10-31,30x10-22,20x10-22

    3,21x10-31,30x10-21,10x10-21

    NOO3

    Laju awal (mol/L.s)

    Konsentrasi pada laju awal (mol/L)

    Exp

  • Penentuan Orde Reaksi

    Bandingkan percobaan 1 dan 2, akan diperoleh penggandaan laju reaksi seiring dengan penggandaan konsentrasinya, sedangkan konsentrasi NO tidak berubah:

    Bandingkan percobaan 1 dan 3, dimana penggandaan konsentrasi NO menaikkan laju, sedangkan konsentrai O3 tetap.

    "

    "

    !

    # $ #

    # $ #

    %

    &'("))(*& &'++#

    = = =

    =

    " " "

    " "

    "!

    "

    # $ #$ $

    # $ #$ $

    ,

    &'("))(*& &'++#"

    = = =

    =

    Maka hukum laju: r = k[O3][NO]2

  • Penentuan Tetapan laju

    Untuk contoh di atas, tetapan laju dapat ditentukan dari salah satu percobaan di atas:

    Satuan tetapan laju dan hubungannya dengan orde reaksi total:

    #

    $

    = =

    L2mol-2s-13

    Lmol-1s-12

    s-11

    molL-1s-10

    Satuan k (t dalam s)

    Orde Reaksi Total

  • Hukum Laju Integral: Perubahan Konsentrasi terhadap waktu Untuk reaksi orde pertama: A B, berlaku: r = - d[A]/dt = k[A],

    kemudian diintegralkan:

    Untuk reaksi orde kedua: A B, berlaku: r = - d[A]/dt = k[A]2, kemudian diintegralkan:

    Dengan cara yang sama, untuk reaksi orde kenol: A B, berlaku d[A]/dt =k[A]0= k, diintegralkan diperoleh: [A]t [A]0 = - kt.

    # ! #

    &'("))(*& &'-

    " #"# ( &*&

    = =

    =

    # ! #

    &'("))(*& &'-

    #"# ( &

    = =

    =

  • Penentuan Hukum Laju melalui Grafik Linier konsentrasi vs waktu

    ln [At]

    Waktu (s)

    ln [A0]

    Gradien = - k

    Reaksi Orde Pertama

    1/[At]

    Waktu (s)

    1/[A0]

    Gradien = k

    Reaksi Orde Kedua[At]

    Waktu (s)

    [A0]Gradien = - k

    Reaksi Orde Kenol

  • Waktu Paruh

    Waktu paruh adalah eaktu yang dibutuhkan bagi reaktan sehingga konsentrasinya menjadi berkurang setengahnya dari semula.

    Waktu paruh untuk reaksi orde pertama adalah tetap, tidak bergantung pada konsentrasi pereaksi. Hal ini diperoleh dari hukum laju terintegrasi:

    Dengan cara yang sama bisa diperoleh waktu paruh untuk reaksi orde kedua dan orde kenol:

    " #&&' " #

    " # "#

    " ,&'("))

    # #

    =

    =

    = =

    .( &-

    #

    #

    .( &"-

    # #

    = =

    = =

  • Pengaruh Temperatur terhadap laju Reaksi Secara umum, banyak reaksi yang berlangsung sekitar temperatur

    kamar, yang setiap kenaikan temperatur sebesar 10oC akan menyebabkan laju reaksi meningkat dua atau tiga kali lipat.

    Temperatur mempengaruhi laju reaksi karena pengaruhnya pada tetapan laju reaksi. Hubungan antara temperatur dan tetapan laju reaksi dipelajari oleh Svante Arrhenius (1889), kimiawan Swedia, melalui persamaan Arrhenius:

    Dengan k= tetapan laju reaksi, Ea = energi pengaktifan reaksi, A = tetapan Arrhenius, T = temperatur dalam K, dan R = tetapan gas ideal.

    Energi pengaktifan adalah energi minimum agar molekul-molekul dapat bereaksi. Semakin tinggi temperatur, nilai eksponen negatif semakin kecil, sehingga nilai k semakin besar, yang berarti bahwa laju semakin cepat: T naik /k naik /laju reaksi naik.

    0.1# &

    =

  • Pengaruh Temperatur terhadap laju Reaksi Hubungan Arrhenius dapat dibuat grafik linier antara lnk dengan 1/T (K-1). Secara matematis dapat disusun ulang sebagai berikut:

    0 "# "

    . 1

    "#&*"*&*& 2& 2&-

    0# "# . 1 1

    =

    =

    lnk lnA

    Gradien = - Ea/R

    1/T (K-1)

  • Contoh Soal

    Reaksi dekomposisi: 2HI(g) H2(g) + I2(g) memiliki tetapan laju 9,51 x 10-9 L/mol.s pada 500 K dan 1,10 x 10-5 L/mol/s pada 600 K. Hitunglah energi pengaktifan reaksi!

    Jawab:

    +

    0# "# . 1 1

    # 0 . "

    # 1 1

    !,%34"

    + 4 4

    3 3

    =

    =

    =

  • Teori Pengaruh Konsentrasi dan Temperatur

    Teori Tumbukan: reaksi akan terjadi jika 2 hal dipenuhi: Energi pengaktifan tercapai, hal ini berhubungan erat

    dengan temperatur. Pengaruh temperatur terhadap energi tumbukan dapat dilihat pada grafik di slide berikutnya.

    Orientasi molekul tepat, hal ini berhubungan erat dengan konsentrasi, semakin besar konsentrasi, kemungkinan terjadi tumbukan dengan orientasi yang benar semakin besar

    Teori Keadaan Transisi: energi pengaktifan dibutuhkan untuk merenggangkan dan membentuk kembali ikatan-ikatan diantara pereaksi agar dapat mencapai keadaan transisi. Keadaan transisi merupakan keadaan molekul-molekul berenergi tinggi, tidak dapat diisolasi dan tidak stabil.

  • Grafik Hubungan antara Temperatur, Jumlah Fraksi Tumbukan dan Energi Pengaktifan

    Frak

    si tu

    mbu

    kan

    deng

    an k

    ecep

    atan

    te

    rten

    tu

    Kecepatan molekul (m/s) ~ energi tumbukan

    Kecepatan rata-rata ~ energi pengaktifan yang dicapai

    Pada 250C

    Pada 7000C

    Pada 250C

  • Mekanisme Reaksi: Tahap-tahap dalam Reaksi Keseluruhan Kebanyakan reaksi tidak terjadi melalui satu tahap melainkan

    beberapa tahap reaksi elementer. Setiap tahap disebut reaksi antara (intermediet).

    Tahap reaksi elementer dikarakterisasi oleh kemolekulannya. Contoh dalam reaksi total: 2O3(g) 3O2(g) memiliki dua tahap reaksi elementer: Tahap elementer pertama adalah reaksi unimolekul, yaitu

    yang melibat