Kinetika Kimia Dan Mekanisme Reaksi

download Kinetika Kimia Dan Mekanisme Reaksi

of 23

  • date post

    03-Feb-2016
  • Category

    Documents

  • view

    84
  • download

    16

Embed Size (px)

description

Kinetika Kimia Dab Nejabusne Reaksi

Transcript of Kinetika Kimia Dan Mekanisme Reaksi

  • Kinetika Kimia dan Mekanisme Reaksi

    By LB & DW_Kimia ITB

  • Kinetika KimiaKinetika 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:

  • Faktor yang Mempengaruhi Laju ReaksiKonsentrasi: 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 ReaksiTemperatur atau Suhu: 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 ReaksiLaju reaksi untuk reaksi: A B adalah:

    Dengan d menunjukkan perubahan keadaan awal dan akhir reaksi.Contoh: reaksi pembentukan smog fotokimia:C2H4(g) + O3(g) C2H4O(g) + O2(g)Diperoleh data konsentrasi O3 yang bereaksi dengan C2H4 pada 303 K sebagai berikut:

    Waktu (s)[O3] (mol/L)0,03,20 x 10-510,02,42 x 10-520,01,95 x 10-530,01,63 x 10-540,01,40 x 10-550,01,23 x 10-560,01,10 x 10-5

  • Hukum Laju dan KomponennyaHukum 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 ReaksiBeberapa 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) + 2H2O(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 ReaksiPerhatikan contoh berikut, reaksi: O3(g) + 2NO(g) 2NO2(g)diperoleh serangkaian data berikut:

    ExpKonsentrasi pada laju awal (mol/L)Laju awal (mol/L.s)O3NO11,10x10-21,30x10-23,21x10-322,20x10-21,30x10-26,40x10-331,10x10-22,6x10-212,8x10-343,30x10-21,30x10-29,60x10-351,10x10-23,90x10-228,8x10-3

  • Penentuan Orde ReaksiBandingkan 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 lajuUntuk contoh di atas, tetapan laju dapat ditentukan dari salah satu percobaan di atas:

    Satuan tetapan laju dan hubungannya dengan orde reaksi total:

    Orde Reaksi TotalSatuan k (t dalam s)0molL-1s-11s-12Lmol-1s-13L2mol-2s-1

  • By LB & DW_Kimia ITBHukum Laju Integral: Perubahan Konsentrasi terhadap waktuUntuk 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.

    By LB & DW_Kimia ITB

  • By LB & DW_Kimia ITBPenentuan Hukum Laju melalui Grafik Linier konsentrasi vs waktu

    By LB & DW_Kimia ITB

  • By LB & DW_Kimia ITBWaktu ParuhWaktu 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:

    By LB & DW_Kimia ITB

  • By LB & DW_Kimia ITBPengaruh Temperatur terhadap laju ReaksiSecara 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.

    By LB & DW_Kimia ITB

  • By LB & DW_Kimia ITBPengaruh Temperatur terhadap laju ReaksiHubungan Arrhenius dapat dibuat grafik linier antara lnk dengan 1/T (K-1).Secara matematis dapat disusun ulang sebagai berikut:

    By LB & DW_Kimia ITB

  • By LB & DW_Kimia ITBContoh SoalReaksi 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:

    By LB & DW_Kimia ITB

  • By LB & DW_Kimia ITBTeori Pengaruh Konsentrasi dan TemperaturTeori 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 besarTeori 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.

    By LB & DW_Kimia ITB

  • By LB & DW_Kimia ITBGrafik Hubungan antara Temperatur, Jumlah Fraksi Tumbukan dan Energi Pengaktifan

    By LB & DW_Kimia ITB

  • By LB & DW_Kimia ITBMekanisme Reaksi: Tahap-tahap dalam Reaksi KeseluruhanKebanyakan 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 melibatkan dekomposisi atau penataan ulang suatu partikel tunggal, yaitu: O3(g) O2(g) + O(g).Tahap elementer kedua adalah reaksi bimolekul, yaitu ketika dua partikel bereaksi: O3(g) + O(g) 2O2(g)Hukum laju untuk reaksi elementer dapat langsung diperoleh dari persamaan stoikiometrinya, sehingga orde reaksi merupakan koefisien dari reaktannya.

    By LB & DW_Kimia ITB

  • By LB & DW_Kimia ITBMekanisme Reaksi: Tahap-tahap dalam Reaksi KeseluruhanHukum laju untuk Tahap Elementer Umum:

    Tahap ElementerKemolekulanHukum LajuA produkUnimolekulLaju = k[A]2A produkBimolekulLaju = k[A]2A + B produkBimolekulLaju = k[A][B]2A + B produkTermolekulLaju = k[A]2[B}

    By LB & DW_Kimia ITB

  • By LB & DW_Kimia ITBMekanisme Reaksi: Tahap-tahap dalam Reaksi KeseluruhanSemua tahap elementer dalam mekanisme reaksi tidak memiliki laju yang sama. Biasanya terdapat satu tahap yang memiliki laju lebih lambat daripada yang lain, sehingga membatasi kecepatan berlangsungnya reaksi keseluruhan.Tahap reaksi elementer yang memiliki laju paling lambat disebut tahap penentu laju.Hukum laju dari tahap penentu laju adalah merupakan hukum laju dari reaksi keseluruhan.Contoh: NO2(g) + CO(g) NO(g) + CO2(g), memiliki hukum laju secara percobaan: r = k[NO2]2. Hal ini karena reaksi di atas memiliki mekanisme dua-tahap:NO2(g) + NO2(g) NO3(g) + NO(g) (lambat, penentu laju)NO3(g) + CO(g) NO2(g) + CO2(g) (cepat)Sesuai tahap lambat sebagai penentu laju, maka hukum laju reaksi adalah r = k[NO2] [NO2] = k[NO2]2. Hal ini sesuai hasil percobaan. Senyawa