Kinetika Kimia Dan Mekanisme Reaksi
-
Upload
chandra-firdaus -
Category
Documents
-
view
138 -
download
16
description
Transcript of Kinetika Kimia Dan Mekanisme Reaksi
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 1 1 1d E d F d G d H
re dt f dt g dt 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 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 Reaksi
Laju 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:
d[A] d[B]dt dt
Waktu (s) [O3] (mol/L)
0,0 3,20 x 10-5
10,0 2,42 x 10-5
20,0 1,95 x 10-5
30,0 1,63 x 10-5
40,0 1,40 x 10-5
50,0 1,23 x 10-5
60,0 1,10 x 10-5
5 53
7
d[O ] (1,10x10 3,20x10 )mol/ Llaju dt (60,0 0,0)s = 3,50 x 10 mol/ L.s laju rata- rata
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) + 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 Reaksi
Perhatikan contoh berikut, reaksi: O3(g) + 2NO(g) 2NO2(g)
diperoleh serangkaian data berikut:
Exp Konsentrasi pada laju awal (mol/L)
Laju awal (mol/L.s)
O3 NO
1 1,10x10-2 1,30x10-2 3,21x10-3
2 2,20x10-2 1,30x10-2 6,40x10-3
3 1,10x10-2 2,6x10-2 12,8x10-3
4 3,30x10-2 1,30x10-2 9,60x10-3
5 1,10x10-2 3,90x10-2 28,8x10-3
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.
mm n m3 2 2 3 2 3 2
m n m3 1 1 3 1 3 1
m- 3 2
3 2
m
k[O ] [NO] k[O ] [O ]laju 2laju 1 k[O ] [NO] k[O ] [O ]
6,40x10 mol/ L.s 2,20x10 mol/ L = 3,21x10 mol/ L.s 1,10x10 mol/ Lsehingga diperoleh 1,99 = (2,00) , maka m = 1
nm n n3 3 3 3 3
m n n3 1 1 1 1
n- 3 2
3 2
n
k[O ] [NO] k[NO] [NO]laju 3laju 1 k[O ] [NO] k[NO] [NO]
12,80x10 mol/ L.s 2,60x10 mol/ L = 3,21x10 mol/ L.s 1,30x10 mol/ Lsehingga diperoleh 3,99 = (2,00) , maka n = 2
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:
1
3
2 2 2 23 1
3 2 2 1
laju 3,21x10 mol/ L.sk [O ][NO] ((1,10x10 )x(1,30x10 )mol/ L.s) = 1,73x10 L mol s
Orde Reaksi Total
Satuan k (t dalam s)
0 molL-1s-1
1 s-1
2 Lmol-1s-1
3 L2mol-2s-1
By LB & DW_Kimia ITB
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.
t
0
tA
A0
0
t
d[A] d[A]k[A] - k dtdt [A]sehingga diperoleh:
[A]ln kt, untuk reaksi orde pertama[A]
t
0
tA22A
0
t 0
d[A] d[A]k[A] - k dtdt [A]sehingga diperoleh:
1 1 kt, untuk reaksi orde kedua[A] [A]
By LB & DW_Kimia ITB
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
By LB & DW_Kimia ITB
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:
01 t 02t
01 12 20
12
[A] 1ln kt, setelah t = t , dan [A] = [A] , maka[A] 2[A]ln kt atau ln2 = kt1 [A]2
ln2 0,683sehingga, t k k
1 12 20 00
00 0 1 12 2
Reaksi orde kedua:1 1 1kt t1 [A] k[A][A]2
Reaksi orde kenol:[A]1 [A] [A] kt t2 2k
By LB & DW_Kimia ITB
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.⇒ ⇒
aERTk Ae
By LB & DW_Kimia ITB
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:
a
a2
1 2 1
E 1lnk lnA R Tuntuk 2 tetapan laju pada temperatur berbeda:
Ek 1 1ln k R T T
lnk lnAGradien = - Ea/R
1/T (K-1)
By LB & DW_Kimia ITB
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:
a2
1 2 11
2a
1 2 115
9
5 2
Ek 1 1ln k R T Tk 1 1E R ln k T T
1,10x10 L/ mol.s 1 1 = - (8,314 J/ mol.K) ln9,51x10 L/ mol.s 600K 500K = 1,76x10 J/ mol 1,76x10 J/ mol
By LB & DW_Kimia ITB
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.
By LB & DW_Kimia ITB
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 250CPada 7000C
Pada 250C
By LB & DW_Kimia ITB
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 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
Mekanisme Reaksi: Tahap-tahap dalam Reaksi Keseluruhan Hukum laju untuk Tahap Elementer Umum:
Tahap Elementer
Kemolekulan Hukum Laju
A produk Unimolekul Laju = k[A]
2A produk Bimolekul Laju = k[A]2
A + B produk Bimolekul Laju = k[A][B]
2A + B produk Termolekul Laju = k[A]2[B}
By LB & DW_Kimia ITB
Mekanisme Reaksi: Tahap-tahap dalam Reaksi Keseluruhan
Semua 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:
1. NO2(g) + NO2(g) NO3(g) + NO(g) (lambat, penentu laju)2. 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 NO3 disebut senyawa intermediet yang dalam reaksi keseluruhan tidak muncul, karena segera setelah terbentuk akan bereaksi kembali membentuk spesi lain.
By LB & DW_Kimia ITB
Katalis: Mempercepat Laju Reaksi Dua hal penting yang menyebabkan adanya katalis dapat
mempercepat laju reaksi: Katalis mempercepat laju reaksi ke arah produk maupun ke arah
pereaksi, sehingga menghasilkan rendemen produk lebih cepat (rendemen produk tidak lebih banyak daripada reaksi yang tanpa katalis)
Katalis dapat menurunkan energi pengaktifan dengan cara menyediakan mekanisme reaksi yang berbeda yang memiliki jalur energi pengaktifan lebih rendah.
Katalis terbagi menjadi dua jenis: Katalis Homogen: yaitu zat berwujud gas, cair atau padat yang
dapat larut dalam campuran reaksi. Katalis Heterogen: biasanya adalah zat padat yang berinteraksi
dengan pereaksi berwujud gas atau cair. Reaksi berlangsung di permukaan, sehingga semakin luas permukaan katalis, reaksi berlangsung lebih efektif, lebih cepat.
By LB & DW_Kimia ITB
Beberapa Penggunaan Katalis dalam IndustriPereaksi katalis Produk Kegunaan
Homogen
Propilena, oksidator Kompleks Mo(VI) Propilenoksida Busa poliuretan; poliester
Metanol, CO [Rh(CO)2I2] Asam asetat Pelapisan Poli(vinilasetat); poli(vinilalkohol)
Butadiena, HCN Senyawa Ni/P Adiponitril Nilon (serat, plastik)
-olefin, CO, H2 Senyawa Rh/P Aldehid Plasticizer, Pelumas
Heterogen
Etilena, O2 Perak, CsCl pada alumina
Etilenoksida Poliester, etilen glikol, pelumas
Propilena, NH3, O2, Etilena
Bismut molibdat, organokrom dan titanium halida pada silika
Akrilonitril, High Density Poly Ethylene (HDPE)
Plastik, serat, resin, produk cetakan