PTK II - PERCOBAAN II

KINETIKA REAKSI

A. PRINSIP PERCOBAANPerubahan kecepatan suatu reaksi kimia sebanding dengan konsentrai ion setiap reaksi dan produk pada waktu tertentu.

B. TUJUAN PERCOBAAN1. Menentukan kecepatan reaksi spesifik antara K2S2O8 dengan KI dengan variasi konsentrasi

pada temperature kamar2. Menentukan energy aktifasi dari suatu reaksi kimia antara K2S2O8 dengan KI pada variasi

temperatureC. TEORI

Kinetika Kimia

Dibawah kondisi yang terkendali suatu bahan dirubah menjadi bentuk yang berbeda dan baru. Ini terjadi oleh penyusunan ulang dan penyebaran ulang zat-zat yang bereaksi menjadi zat-zat yang baru, dan kita mengatakan bahwa suatu reaksi kimia telah terjadi. Ilmu kimia mempelajari suatu reaksi mulai dari bentuk, mekanisme, perubahan energi, dan laju pembentukan produk. Ini adalah hal yang sangat penting dan kinetika kimia secara khusus mempelajarinya.

Kinetika kimia adalah bagian dari kimia fisika yang mempelajari laju reaksi dan faktor-faktor yang mempengaruhi laju reaksi tersebut. Yang pada akhirnya menghasilkan pemahaman tentang mekanisme reaksi, yaitu analisis tentang suatu reaksi menjadi rangkaian (tahap-tahap) reaksi dasar. Beberapa alasan pentingnya mempelajari kinetika kimia, yaitu:

1. Untuk kimia fisika, sebagai jalan untuk memahami lebih dalam sifat dari sistem reaksi, untuk memahami bagaimana pemutusan ikatan kimia dan terbentuknya ikatan kimia yang baru, dan untuk memperkirakan energi dan kestabilan suatu produk.

2. Untuk kimia organik, kinetika kimia sangat penting karena reaksi kimia akan memberikan petunjuk pada struktur molekul. Suatu sifat yang penting dari setiap reaksi organik adalah bagaimana pemutusan satu atau lebih ikatan kimia (pada reaktan) dan pembentukan ikatan kimia yang baru (pada produk). Kemudian dengan membandingkan struktur pada reaktan dan produk, akan dapat ditentukan ikatan yang hilang dan ikatan yang terbentuk. Jadi kekuatan relatif ikatan kimia dan struktur molekul senyawa dapat ditelusuri dengan kinetika kimia.

3. Untuk teknik kimia, kinetika suatu reaksi harus diketahui jika kita ingin merancang peralatan untuk menghasilkan reaksi yang baik pada skala keteknikan.

4. Disamping itu, merupakan teori dasar yang penting dalam proses pembakaran dan pelarutan serta melengkapi proses perpindahan massa dan perpindahan panas, dan memberikan masukan pada metode pemecahan masalah penomena laju dalam studi yang lain.

Dalam mempelajari laju reaksi, ada beberap hal yang perlu diperhatikan yaitu;

a. Apakah reaksi berlangsung dengan cepat atau lambat?b. Bagaimana kebergantungan laju reaksi pada konsentrasi?c. Bagaimana kebergantungan laju reaksi pada temperatur?d. Apakah reaksi berlangsung dalam satu tahapan atau dalam beberapa tahap?e. Faktor-faktor apa yang mempengaruhi laju tiap-tiap tahap?f. Apa yang terjadi dengan energi yang dilepaskan ketika reaksi berlangsung?

Untuk menjawab pertanyaan-pertanyaan diatas, maka sebelumnya perlu dibuat beberapa difinisi.

2.1. Reaksi Kimia dan Waktu

Reaksi kimia berlangsung dengan laju yang berbeda-beda. Ada yang cepat ada yang lambat. Reaksi yang cepat misalnya reaksi penetralan antara larutan asam klorida dan larutan natrium hidroksida, reaksi pengndapan perak klorida antara larutan perak nitrat dan larutan natrium klorida. Reaksi yang berlangsung lambat misalnya pengkaratan besi, reaksi–reaksi yang menyangkut proses geologi juga berlangsung sangat lambat, misalnya pelapukan kimia batu karang yang disebabkan oleh pengaruh air dan gas-gas yang terdapat di atmosfir.

2.2. Laju Reaksi (Kecepatan Reaksi), r

Laju reaksi adalah kecepatan (laju) berkurangnya pereaksi (reaktan) atau terbentuknya produk reaksi. Dapat dinyatakan dalam satuan mol/L atau atm/s.

2.3. Persamaan Laju Reaksi (Hukum Laju)

Hukum laju adalah persamaan yang mengaitkan laju reaksi dengan konsentrasi molar atau tekanan parsial pereaksi dengan pangkat yang sesuai. Persamaan laju atau Hukum laju diperoleh dari hasil eksperimen. Persamaan laju reaksi dinyatakan dalam bentuk diferensiaal atau bentuk integral.

2.4. Orde Reaksi, n

Orde reaksi adalah pangkat konsentrasi dalam persamaan laju bentuk diferensial. Secara teoritis orde reaksi merupakan bilangan bulat, namun dari hasil eksperimen, dapat berupa bilangan pecahan atau nol.

2.5. Konstanta Laju, k

Konstanta laju reaksi adalah tetapan perbandingan antara laju reaksi dan hasil kali konsentrasi spesi yang mempengaruhi laju reaksi.

Contoh, untuk reaksi:

a A+bB→Produk

Jadi persamaan hukum lajunya adalah:

-r A=k [ A ]x [B ] y

dimana :

-r A

: laju reaksi komponen A

k: konstanta laju reaksi

[ A ] dan [B ] : konsentrasi reaktan A dan B

x dan y : orde reaksi terhadap A dan B

2.6. Katalis

Berzelius adalah orang yang pertama yang menggunakan istilah katalis pada tahun 1835. Katalis adalah zat yang mempercepat laju reaksi tanpa mengalami perubahan swecara kimia pada akhir reaksi. Katalis memberikan jalan lain dengan energi aktivasi yang lebih kecil. Sedangkan zat yang memperlambat laju reaksi disebut inhibitor.

Katalis Homogen adalah katalis yang mempunyai fase yang sama dengan pereaksi (reaktan). Sedangkan katalis heterogen adalah katalis yang mempunyai fase yang tidak sama dengan fase pereaksi (reaktan). Pada umumnya katalis heterogen adalah padatan sedangkan pereaksi terbanyak adalah gas dan ada juga cairan.

2.7. Zat antara (atau Intermediate atau Kompleks teraktivasi)

Kompleks teraksivasi adalah sekumpulan radikal bebas, ion-ion dan zat polar, molekul-molekul serta kompleks transisi pereaksi yang tidak stabil dan bersifat aktif, yang berada dalam keadaan transisi sebelum berubah menjadi produk reaksi.

Tipe-tipe intermediate:

1. Radikal bebas :

CH3⋅, C2 H5⋅, I⋅, H⋅, CCl3⋅¿ ¿

2. Ion –ion dan zat-zat polar:

N3− , Na+ , OH− , H3O

+ , CH3OH2+ , I−

3. Kompleks transisi

4. Molekul-molekul

2.8. Energi Aktivasi, EA

Energi aktivasi adalah energi minimum yang harus dimiliki pereaksi (reaktan) untuk menghasilkan produk reaksi.

2.9. Reaksi Elementer dan Non-elementer

Reaksi elementer adalah reaksi dimana persamaan laju reaksinya sesuai denga persamaan stoikiometrinya. Reaksi elementer (reaksi dasar) adalah tiap reaksi yang merupakan proses satu tahap.

Contoh:

A k⃗ P −rA=k .[ A ]

2 A k⃗ P −rA=k .[ A ]2

A+B k⃗ P −rA=k .[ A ]. [B ]

A+2 B k⃗ P −rA=k .[ A ]. [B ]2

A k⃗ 1P−rA

1

=k1 .[ A ]

;

A k⃗ 2S−rA

2

=k 2 .[ A ]

−rA=−rA1+−r A2

−rA=k1 . [ A ]+k 2 .[ A ]

A↔k 2

k1

P −rA1

=k1 .[ A ]

;

rA2

=k2 .[P ]

−rA=−rA1− r A2

−rA=k1 . [ A ] − k2 .[P ]

Reaksi non-elementer adalah reaksi dimana persamaan kecepatan reaksinya tidak sesuai dengan persamaan stoikiometrinya.

Contoh reaksi non-elementer:

H2+Br 2↔k 2

k1

2 HBr

rHBr=k1 .[Br 2 ] .[ H2 ]

0,5

k2+[HBr ][Br 2 ]

2 A+B↔k2

k1

A2 B rA 2B=0 ,72.[ A ]2 .[B ]

1+2.[ A ]

Kinetika kesetimbangan reaksi elementer

Perhatikan reaksi elementer reversibel, sebagai berikut:

A+B↔k 2

k1

R+S

Kc, K

Maka; laju pembentukan R, untuk reaksi kedepan adalah:

rR, kedepan=k1 .[ A ] .[B ]

dan laju kehilangan (konsumsi), untuk reaksi balik adalah:

−rR, balik=k2 .[R ] .[ S ]

Pada keadaan setimbang;

rR, kedepan +rR, balik=0

atau

rR, kedepan=−rR, balik

k 1. [ A ] .[B ]=k2 .[ R ]. [ S ]

k1

k2

=[R ] .[ S ][ A ] .[B ]

……………………. 3.

sehingga kesetimbangan ini dapat dikombinasikan; menjadi:

Kc=k1

k2

=[R ] .[ S ][ A ] .[B ]

………………………………………………………. 4.

Bila reaksi tidak berada dalam keadaan setimbang, maka persamaan 3 dan 4 tidak berlaku.

Model kinetika reaksi Non-elementer

Untuk menjelaskan mengenai kinetika reaksi non-elementer, maka kita beranggapan bahwa reaksi yang terjadi adalah reaksi elementer yang terjadi secara berurutan, tetapi kita ”tidak dapat mengukur dan mengamati” terbentuknya intermediate, karena terbentuknya dalam waktu yang sangat singkat. Sehingga kita beranggapan dalam keadaan setimbang = 0, asumsi ini disebut asumsi steady-state.

d ( intermediate)dt

=0

……………………………………………………..... 5.

Jadi yang teramati hanya reaktan dan produk reaksinya saja, atau terlihat sebagai reaksi tunggal

saja. Sebagai contoh, reaksi non-elementer:

A2+B2↔k2

k1

2 AB

Maka untuk menjelaskannya dibuat langkah-langkah, sebagai berikut:

1.

A2↔k2

k1

2 A∗¿ ¿

2.

A∗+B2↔k 4

k3

AB+B∗¿ ¿

3.

A∗+B∗↔k 6

k5

AB

Tanda bintang (*) menunjukkan intermediate (kompleks teraktivasi) yang “tak-teramati”.

Reaksi Kompleks

Reaksi kompleks adalah suatu kumpulan dari reaksi-reaksi elementer (reaksi dasar) yang memberikan produk-produk yang diperlukan atau menguraikan tahap-tahap atau mekanisme terjadinya suatu reaksi.

Contoh:

N2O5↔NO2+NO 3

…………………………… (1)

NO2+NO3→NO2+O2+NO

……………….... (2)

NO+NO 3→2 NO2

………………………….…. (3)

Dari keempat tipe intermediate diatas, terdapat 2 macam reaksi:

1. Reaksi tak-berantai

Reaktan → (Intermediate)*

(Intermediate)* → Produk

2. Reaksi berantai

Reaktan → (Intermediate)* inisiasi

(Intermediate)* + Reaktan → (Intermediate)* + Produk propagasi

(Intermediate)* → Produk terminasi

2.10. Molekularitas Reaksi

Perhatikan reaksi:

2 N2O5 (g )⃗dalam CCl4 , 45oC 4 NO2 (g )+O2 (g )

Laju reaksi = k.[N2O5]

Reaksi ini adalah orde kesatu. Jadi orde reaksi tidak selalu sama dengan koefisien stoikiometri (dari reaksi penguraian N2O5). Sehingga orde reaksi tidak dapat disimpulkan dari persamaan reaksi.

Molekularitas suatu reaksi adalah jumlah molekul yang ikut dalam reaksi dan nilainya adalah satu, dua, dan kadang-kadang tiga. Molekularitas hanya berlaku untuk reaksi-reaksi dasar (reaksi elementer). Misalkan reaksi penguraian N2O5 diatas, berlangsung dalam tiga tahap. Reaksi tahap (2) adalah reaksi yang lambat dan disebut sebagai tahap penentu laju reaksi. Reaksi diatas adalah orde kesatu, molekularitas tahap penentu laju reaksi adalah dua, sehingga disebut reaksi bimolekular.

D. ALAT DAN BAHAN PERCOBAAN1. Alat- alat yang digunakan

a. Erlenmeyer f. Shaker

b. Baskom g. Bulp

c. Pipet volumetric h. Gelas Ukur

d. Stop Watch

i. Penangas Air

2. Bahan-bahan yang digunakan

a. Kalium Tiosulfat (K2S2O3)

b. Natrium TioSulfat (Na2S2O3)

c. Amylum

d. Aquadeste. KI

E. PROSEDUR KERJADalam Flash Shaker1. Disiapkan empat buah Erlenmeyer untuk dimasukkan masing-masing :

a. Erlenmeyer 1, dimasukkan sebanyak 20 ml larutan KI, 20 ml Larutan K2S2O3 dan 10 ml larutan Na2S2O3 kemudian ditambahkan amilum secukupnya.

b. Erlenmeyer 2, dimasukkan sebanyak 20 ml larutan KI, 16 ml Larutan K2S2O3, 8 ml larutan Na2S2O3 dan 6 ml Air suling kemudian ditambahkan amilum secukupnya.

c. Erlenmeyer 3, dimasukkan sebanyak 20 ml larutan KI, 12 ml Larutan K2S2O3, 6 ml larutan Na2S2O3 dan 12 ml Air suling kemudian ditambahkan amilum secukupnya.

d. Erlenmeyer 4, dimasukkan sebanyak 20 ml larutan KI, 8 ml Larutan K2S2O3, 4 ml larutan Na2S2O3 dan 18 ml Air suling kemudian ditambahkan amilum secukupnya.

2. Kemudian ke empat Erlenmeyer dikocok dengan menggunakan alat Flash Shaker, diatur kecepatan RPMnya.

3. Ditunggu sampai larutan dalam Erlenmeyer berubah warna menjadi kuning dan catat waktunya dalam detik

Dalam Penangas Air (Water Bath)

1. Disiapkan empat buah Erlenmeyer untuk dimasukkan masing-masing 20 ml larutan KI, 20 ml Larutan K2S2O3 dan 10 ml larutan Na2S2O3 kemudian ditambahkan amilum secukupnya.

2. Kemudian ke empat Erlenmeyer tadi diletakkan pada penangas air (Water Bath) yang suhunya sudah diset terlebih dahulu yaitu pada suhu 400C, 500 C, 600C dan 700C.

3. Kemudian catat masing-masing waktunya ketika larutan pada Erlenmeyer berubah warna menjadi agak kekuningan.

F. DATA PENGAMATAN DAN PERHITUNGAN1. Data pengamatan dengan perbedaan konsentrasi

BOTOL KI (ml) K2S2O8 (ml)Na2S2O3

(ml)H2O (ml) AMILUM

WAKTU

MENIT DETIK

1 20 20 10 -

SECUKUPNYA

12,44 764

2 20 16 8 6 15,18 918

3 20 12 6 12 15,38 938

4 20 8 4 18 20,05 1205

Menentukan harga x

a. X1 =Volume tio x Normalitas tio

volume K 2S 2O 8 x Normalitas K 2S2O 8 = 10 X 0,1

20 X 0,1 = 0,5

b. X2 =8 X 0,1

20 X 0,1= 0,4

c. X3 =6 X 0,1

20 X 0,1= 0,3

d. X4 =4 X 0,1

20 X 0,1= 0,2

Menentukan harga K dari percobaan

a. K1 = 2,303

tlog

11−x =

2,303764

log1

(1−0,5) = 9,074 x 10-4

b. K2 = 2,303918

log1

(1−0,4)= 5,57 x 10-4

c. K3 = 2,303938

log1

(1−0,3) = 3,80 x 10-4

d. K4 = 2,3031205

log1

(1−0,2) = 1,85 x 10-4

2. Data dengan menggunakan perbedaan temperature

BOTOL T (0C) KI (ml) K2S2O3 (ml)Na2S2O3

(ml)AMILUM

WAKTU

MENIT DETIK

1 40 20 20 10

SECUKUPNYA

9,15 555

2 50 20 20 10 8,45 525

3 60 20 20 10 6,31 391

4 70 20 20 10 4,47 281

Buat grafik variasi temperature

T (suhu) t log t 1/T

313 555 2.7443 0.003194888323 525 2.7202 0.003095975

333 391 2.5922 0.003003003

343 281 2.4487 0.002915452

0.0029 0.003 0.0031 0.0032 0.00332.3000

2.3500

2.4000

2.4500

2.5000

2.5500

2.6000

2.6500

2.7000

2.7500

2.8000

2.74432.7202

2.5922

2.4487

R² = 0.914685700436927f(x) = 1080.94546281085 x − 0.673067966617211

Series2Linear (Series2)Linear (Series2)

Menentukan Harga Energi Aktifasi (Ea)

Ea = 2,303 x R x tg X

= 2,303 x 1,987 x 1080,9

= 4946,2643 kalori

Menentukan konsentrasi (C ) dari grafik

Log t = −EaGrafik2,303 .RT

+C

C = Log t + Eagrafik2,303.RT

C 1 = 2,7443 + 4946,2643

2,303.1,987 .313 = 6,20

C 2 = 2,7201 + 4946,2643

2,303.1,987 .323 = 6,07

C 3 = 2,5922 + 4946,2643

2,303.1,987 .333 = 5,83

C 4 = 2,4487 + 4946,2643

2,303.1,987 .343 = 5,60

Menentukan Energi Aktifasi hasil Praktikum

Ea = 2,303.RT.(-log t + C)

Ea1 = 2,303. 1,987 . 313 (-2,7443 + 6,20) = 4949,6236 kalori

Ea2 = 2,303. 1,987 . 323 (-2,7201 + 6,07) = 4951,3790 kalori

Ea3 = 2,303. 1,987 . 333 (-2,5922 + 5,83) = 4933,8513 kalori

Ea4 = 2,303. 1,987 . 343 (-2,4487+ 5,60) = 4946,2456 kalori

Ea praktik = Ea4

= (4949,6236+4951,3790+4933,8513+4946,2456)

4 = 4945,2749 kalori

Menentukan persentase kesalahan

% ERROR = |Eagrafik−Ea parktikumEa grafik | x 100 %

= |4946,2643−4945,27494946,2643 | x 100 %

=0,02 %

G. PEMBAHASAN

1.1. Laju Reaksi

Definisi Laju Reaksi

Laju reaksi dinyatakan sebagai perubahan konsentrasi zat perekasi (reaktan) atau produk reaksi dalam satuan waktu tertentu. Jadi:

Laju Reaksi=Perubahan KonsentrasiWaktu yang diperlukan

Perhatikan rekasi umum yang berbentuk:

aA+bB→ cC+dD

pada suatu saat tertentu, konsentrasi reaktan A dan B adalah [A] dan [B], dan konsentrasi produk reaksi C dan D adalah [C] dan [D].

Laju dapat dinyatakan dalam batasan laju pembentukan produk reaksi atau laju konsumsi reaktan (pereaksi) tertentu. Maka:

−1a

d [ A ]dt

=−1b

d [B ]dt

=1cd [C ]dt

=1d

d [D ]dt

=k [ A ]l [B ]m

………………….. 1d.

dimana:

a, b, dan c, d adalah Koefisien stoikiometri reaktan dan produk

l dan m adalah Orde reaksi terhadap A dan B.

k adalah konstanta Laju reaksi

Jadi, Laju konsumsi reaktan A dan B adalah:

rA=−1a

d [ A ]dt

dan

rB=−1b

d [B ]dt

dan Laju pembentukan produk reaksi C dan D adalah:

rC=1c

d [C ]dt

dan

rD=1d

d [D ]dt

Maka, secara umum Laju Reaksi dapat didefinisikan sebagai:

rX=±1xd [ X ]dt

........................................................................................... 1e.

dimana: Tanda – (negatif) jika x adalah pereaksi (reaktan).

Tanda + (positif) jika x adalah produk reaksi

Untuk reaksi yang persamaan stoikiometrinya tidak 1 : 1, maka harus diperhatikan tentang laju reaksinya. Misalkan reaksi dibawah ini:

5 A + B + 6 C → 3 D + 3 E

dari persamaan reaksi diatas terlihat bahwa : berkurangnya konsentrasi A adalah 5 kali lebih cepat dibandingkan dengan B dan berkurangnya konsentrasi C adalah 6 kali lebih cepat dibandingkan dengan B.

Dengan demikian , laju reaksi adalah

1n

kali perubahan konsentrasi persatuan waktu untuk zat dengan n mol yang terdapat dalam persamaan reaksi tersebut. Oleh karena itu, hubungan antara laju reaksi pembentukan dan laju konsumsi reaktan akan lebih rumit. Dalam hal ini adalah:

−15

d [ A ]dt

=−d [B ]dt

=−16

d [C ]dt

=13

d [D ]dt

=13

d [E ]dt

Ada 2 pengertian tentang Laju Reaksi, yaitu:

- Laju Reaksi rata-rata- Laju sesaat

1.2. Hukum Laju Terintegrasi

Karena hukum laju merupakan persamaan turunan, maka kita harus mengintegrasikannya jika kita ingin mencari konsentrasi sebagai fungsi dari waktu.

Reaksi Orde Kenol

Reaksi orde nol adalah reaksi-reaksi yang lajunya dapat ditulis sebagai:

−d [ A ]dt

=k

……………………………………………………………… 9.

yang dapat diintegrasikan secara langsung. Karena pada awalnya, pada t = 0, → konsentrasi reaktan A adalah [A]0, dan pada t = t, → konsentrasi A adalah [A], dapat dituliskan:

−∫[ A ]0

[ A ]

d [ A ]=∫0

t

k .dt

diperoleh:

[ A ]=[ A ]0 - k . t

......................................................................................... 10a.

atau:

k =[ A ]0 - [ A ]

t ………………………………………………………….. 10b.

Reaksi Orde Kesatu

Hukum laju orde reaksi kesatu, untuk reaksi dengan konsumsi reaktan A:

A → Produk

adalah:

−d [ A ]dt

= k [ A ]

………………………………………………………....... 11a.

Persamaan ini ditata ulang menjadi:

−d [ A ][ A ]

= k dt

yang dapat diintegrasikan secara langsung. Karena pada awalnya, pada t = 0, → konsentrasi reaktan A adalah [A]0, dan pada t = t, → konsentrasi A adalah [A], dapat dituliskan:

− ∫[ A ]O

[A ]d [ A ][ A ]

=∫0

t

k .dt

dan diperoleh:

−ln[ A ][ A ]O

=k . t

atau

ln[ A ]0[ A ]

=k .t

......................................................... 11b.

[ A ]=[ A ]O .e-k . t

......................................................................................... 11c

Kedua persamaan ini (11b dan 11c) merupakan versi dari Hukum Laju Terintegrasi, yaitu bentuk integrasi dari persamaan laju reaksi.

Persamaan 11b menunjukkan bahwa jika

ln[ A ]0[ A ]

dialurkan terhadap t, maka reaksi orde kesatu akan menghasilkan garis lurus. Dimana jika grafik tersebut berupa garis lurus maka membuktikan bahwa reaksi ini adalah orde kesatu dan harga k dapat diperoleh dari kemiringannya (yang sama dengan –k). Persamaan 11c menunjukkan bahwa dalam reaksi orde kesatu, konsentrasi reaktan berkurang secara eksponensial terhadap waktu, dengan laju yang ditentukan oleh k.

Reaksi Orde Kedua

Dalam reaksi orde kedua, laju berbanding langsung dengan kuadrat konsentrasi dari satu reaktan dan hasil kali konsentrasi pangkat satu dari kedua reaktan-reaktan tersebut.

1. Bentuk 1

Misalkan reaksi :

2 A→Pr oduk

maka persamaan hukum lajunya adalah:

−d [ A ]dt

=k .[ A ]2

........................................................................................ 12.

yang dapat diintegrasikan secara langsung. Karena pada awalnya, pada t = 0, konsentrasi reaktan A adalah [A]0, dan pada t = t, →konsentrasi A adalah [A], dapat dituliskan:

−∫[ A ]0

[ A ]d [ A ][ A ]2

=∫0

t

k .dt

diperoleh:

1[ A ]

− 1[ A ]0

=k . t

...................................................................................... 13a.

jika ditata ulang akan menghasilkan persamaan:

1[ A ]

= 1[ A ]0

+k . t

……………………………………………………….. 13b.

persamaan 13b menunjukkan bahwa untuk membuktikan reaksi mengikuti orde kedua maka kita harus

mengalurkan antara

1[ A ]

terhadap waktu t dan menghasilkan grafik berupa garis lurus, dengan

perpotongan terletak pada

1[ A ]0

dan kemiringan garisnya sama dengan k, konstanta laju.

2. Bentuk 2

Misalkan, reaktan A dan B, dengan konsentrasi awal berturut-turut adalah [A]0 dan [B]0.Dan bila [A]0 ≠ [B]0, dengan reaksi:

A + B → Produk

Jadi:

Pada t = 0 [A]0 [B]0 0

Pada t = t [A] [B] x

Maka persamaan hukum lajunya adalah:

d xdt

=k .[ A ] .[B ]

...................................................................................... 14.

dengan mengintegrasikan antara x = 0 pada t = 0 dan

x = x pada t = t, dapat dituliskan:

∫0

xdx

[ A ] .[B ]=∫

0

t

k .dt

diperoleh:

1[ A ]0−[B ]0

ln( [ A ] .[B ]0[ A ]0 .[B ] )=k . t

............................................................... 15.

Dimana:

[A] = [A]0 - x

[B] = [B]0 - x

x adalah konsentrasi produk pada waktu t.

Reaksi Orde Ketiga

Dalam suatu reaksi berorde ketiga dapat dilihat dalam tiga bentuk persamaan reaksi yang berbeda, sebagai berikut:

1. Bentuk 1

Laju reaksi berbanding langsung dengan pangkat tiga konsentrasi dari suatu reaktan. Suatu reaksi umum:

A+B+C→Pr oduk ............................................................................... 16.

Jika konsentrasi awal A,B, dan C berturut-turut adalah [A]0, [B]0, dan [C]0.

Dan bila [A]0 = [B]0 = [C]0, maka persamaan reaksi diatas menjadi:

3 A→Pr oduk

Jadi:

Pada t = 0 [A]0 0

Pada t =t [A] x

Sehingga persamaan laju reaksinya adalah:

dxdt

=k .[ A ]3

............................................................................................ 17.

dengan mengintegrasikan antara x = 0 pada t =0 dan

x = x pada t = t, dapat dituliskan:

∫0

xdx

[ A ]3=k∫

0

t

dt

diperoleh:

1

2[ A ]2− 1

2[ A ]02

=k . t

.............................................................................. 18a.

atau:

k= 12t ( 1

[ A ]2− 1

[ A ]02 )

........................................................................... 18b.

dimana :

[A] = [A]0 – x

[A]0 adalah konsentrasi awal reaktan A pada waktu t = 0

x adalah konsentrasi produk reaksi pada waktu t

jika persamaan 18b diatas ditata ulang akan diperoleh:

2k .t= 1

[ A ]2− 1

[ A ]O

2

1

[ A ]2= 1

[ A ]O

2

+2k .t

............................................................................... 19.

Persamaan ini sama dengan persamaan Regresi Linier bentuk y = a + bx, sehingga jika kita memplotkan

antara

1

[ A ]2

terhadap waktu t, maka akan diperoleh garis lurus dengan perpotongan pada

1[ A ]

O2

dan kemiringan 2k.

2. Bentuk 2

Laju reaksi sebanding dengan kuadrat konsentrasi dari reaktan pertama dan pangkat satu dari reaktan kedua.

Bila [A]0 = [B]0 ≠ [C]0, maka persamaan reaksi umum diatas akan menjadi:

2 A + C → Produk

jadi

Pada t = 0 [A]0 [C]0 0

Pada t = t [A] [C] x

Sehingga persamaan laju reaksinya adalah:

dxdt

=k .[ A ]2[C ]

...................................................................................... 20.

dengan mengintegrasikan antara x = 0 pada t =0 dan

x = x pada t = t, dapat dituliskan:

∫0

xdx

[ A ]2 [C ]=k∫

0

t

dt

diperoleh:

1( [C ]O−[ A ]O )( 1

( [ A ]O−x )− 1

[ A ]O )+ 1

( [C ]O−[ A ]O )2ln

( [ A ]O−x ). [C ]O[ A ]O .([C ]O -x )

=k .t

................................................................................................................. 21.

dimana:

[A] = [A]0 - x

[C] = [C]0 – x

[C]0 adalah konsentrasi awal reaktan C pada waktu t = 0

x adalah konsentrasi produk reaksi pada waktu t

3. Bentuk 3

Laju sebanding dengan hasil kali konsentrasi dari ketiga reaktan.

Bila [A]0 ≠ [B]0 ≠ [C]0, maka persamaan reaksi umum diatas akan menjadi:

A + B + C → Produk

Jadi

Pada t = 0 [A]0 [B]0 [C]0 0

Pada t = t [A] [B] [C] x

Sehingga persamaan laju reaksinya adalah:

dxdt

=k .[ A ] [B ][C ]

……………………………………………………. 22.

dengan mengintegrasikan antara x = 0 pada t =0 dan

x = x pada t = t, dapat dituliskan:

−∫0

xdx

[ A ][B ][C ]=k∫

0

t

dt

diperoleh:

1( [ A ]0−[B ]0 )([B ]0−[C ]0 )( [C ]0−[ A ]0 )

ln {( [ A ]0( [ A ]0− x ))

[B ]0−[C ]0

( [B ]0( [B ]0−x ))

[C ]0−[ A ]0 ( [C ]0([C ]0−x ))

[ A ]0−[B ]0}=k . t

........................................ 23.

dimana:

[A] = [A]O - x

[B] = [B]O - x

[C] = [C]O – x

[A]O, [B]O, dan [C]O berturut-turut adalah konsentrasi awal reaktan A, B, dan C pada waktu t = 0

x adalah konsentrasi produk reaksi pada waktu t.

1.3. Waktu Paruh

Indikasi waktu yang berguna tentang laju reaksi kimia adalah waktu paruh, t1/2 suatu zat, yaitu waktu yang diperlukan oleh zat tersebut agar konsentrasinya menjadi separuh nilai awalnya. Waktu paruh bergantung pada konsentrasi awal zat.

Waktu paruh didefinisikan sebagai waktu yang dibutuhkan bila separuh konsentrasi dari suatu reaktan digunakan. Waktu paruh dapat ditentukan dengan tepat hanya jika satu jenis reaktan yang terlibat. Tetapi jika suatu reaksi berlangsung antara jenis reaktan yang berbeda, waktu paruh harus ditentukan terhadap reaktan tertentu saja.

Untuk sistem satu komponen, waktu paruh dihubungakan dengan konsentrasi awalnya oleh persamaan:

t1/2=2n−1−1

(n−1) .[ A ]0n−1 .k

…………………………………………………… 24.

Persamaan 24 berlaku untuk n ≠ 1

Untuk n = 1

t1/2=0 ,693

k ............................................................................................... 25.

Yakni waktu paruh tidak tergantung pada konsentrasi untuk reaksi orde kesatu.

2. Ketergantungan Laju Reaksi Pada Temperatur

Umumnya laju reaksi meningkat dengan bertambahnya temperatur, kenaikan temperatur sebasar 10OC menyebabkan kenaikan laju reaksi sebesar 2 sampai 3 kali. Biasanya, laju reaksi meningkat secara eksponensial sebanding dengan kenaikkan temperatur.

Kenaikan laju reaksi ini dapat dijelaskan dengan gerak molekulnya. Dengan kenaikan temperatur gerakan molekul semakin meningkat, sehingga kemungkinan terjadinya tabrakan antar molekul juga meningkat.

Energi kinetik molekul-molekul tidak sama. Ada yang besar dan ada yang kecil. Karena itu pada temperatur tertentu ada molekul-molekul yang bertabrakan secara efektif dan ada yang bertabrakan secara tidak efektif. Dengan kata lain, ada tabrakan yang menghasilkan reaksi dan ada tabrakan yang tidak menghasilkan reaksi.

Menaikkan temperatur berarti menambah energi. Energi yang diserap oleh molekul-molekul sehingga energi kinetik molekul menjadi lebih besar, akibatnya molekul-molekul bergerak lebih cepat dan tabrakan dengan benturan yang lebih besar makin sering terjadi. Dengan demikian, tabrakan antar molekul yang mempunyai energi kinetik yang cukup tinggi itu menyebabkan reaksi kimia juga makin banyak terjadi. Ini berati bahwa laju reaksi kimia semakin tinggi.

2.1. Parameter Arrhenius

Bahwa konstanta laju reaksi, k adalah tetapan perbandingan antara laju reaksi dan hasil kali konsentrasi spesi yang mempengaruhi laju reaksi. Untuk suatu reaksi, harga konstanta laju adalah tetap jika temperatur konstan. Harga konstanta laju bertambah dan laju reaksi bertambah jika temperatur dinaikkan.

Persamaaan Arrhenius

Pengamatan empiris menemukan bahwa banyak reaksi mempunyai konstanta laju yang mentaati persamaan Arrhenius:

k=A .eE A /RT

…………………………………………………………… 26a.

atau:

ln k=ln A−E A

RT …………………………………………………….... 26b.

dimana: A disebut faktor pra-eksponensial dan EA adalah energi aktivasi.Dan keduanya disebut paramater Arrhenius.

Dari persamaan 26b terlihat, bahwa untuk banyak reaksi jika kita memplotkan antara ln k

terhadap

1T

akan menghasilakan garis lurus, dengan perpotongan ln A dan kemiringan

−EA

R.

Gambar 2.3 Grafik Arrhenius antara ln k terhadap 1/T

1/T

ln k

Jika peramaan tersebut diatas digunakan untuk temperatur T1 dan T2 yang berbeda, maka dapat dituliskan k1 pada T1 dan k2 pada T2, dengan persamaan sebagai berikut:

ln k 1= ln A−E A

RT1

dan

ln k 2= ln A−EA

RT 2

jika ln k2 dikurang dengan ln k1, maka diperoleh:

ln k 2−ln k1=−E A

RT 2

+EA

RT1

lnk2

k1

=E A

R ( 1T 1

− 1T2

) ………………………………………………….. 27.

Energi Aktivasi

Energi aktivasi adalah energi minimum yang harus dimiliki oleh molekul-molekul pereaksi (reaktan) agar menghasilkan terjadinya reaksi jika saling bertabrakan. Dalam persamaan Arrhenius:

k=A .e−E A /RT

………………………………………………………..… 26a.

Dapat dilihat bahwa :

e−EA /RT

adalah fraksi molekul yang mempunyai energi sebesar EA atau lebih besar.

EA bertambah, e−EA /RT

berkurang, berarti makin banyak energi yang diperlukan, lebih sukar bagi molekul-molekul untuk mencapai energi ini.

Temperatur bertambah, e−EA /RT

bertambah (k bertambah besar).

Untuk reaksi yang molekul pereaksinya mempunyai banyak ikatan yang perlu diputuskan maka energi aktivasinya besar, sedangkan jika hanya sedikit ikatan yang perlu diputuskan maka energi

aktivasinya kecil. Untuk reaksi tanpa pemutusan ikatan, misalnya:

H++OH−→H 2O

, energi aktivasinya sama dengan nol.

Ada beberapa hal penting mengenai Energi Aktivasi ini, yaitu:

1. Energi aktivasi yang ditentukan secara eksperimen adalah jumlah energi aktivasi untuk reaksi keseluruhan bukan masing-masing tahap reaksi (reaksi-reaksi dasar). EA adalah selisih antara energi reaktan dan energi tertinggi dari keadaan teraktifkan dalam proses tersebut.

2. Energi aktivasi untuk setiap tahap selalu positip.3. Sesuai dengan distribusi Maxwell-Boltzmann dari energi molekular, jika temperatur dinaikkan,

laju reaksi bertambah sebab makin banyak tabrakan yang mempunyai energi lebih besar dari EA.

Pada Praktikum ini reaksi antara K2S2O3, KI dan Na2S2O3 termasuk dalam laju reaksi orde 3, sehingga dalam penentuan konsentrasi dan kecepatan laju reaksi menggunakan rumus laju reaksi orde 3.

H. SIMPULANBerdasarkan hasil percobaan didapatkan bahwa harga K dari percobaan :

a. K1 = 2,303

tlog

11−x =

2,303764

log1

(1−0,5) = 9,074 x 10-4

b. K2 = 2,303918

log1

(1−0,4)= 5,57 x 10-4

c. K3 = 2,303938

log1

(1−0,3) = 3,80 x 10-4

d. K4 = 2,3031205

log1

(1−0,2) = 1,85 x 10-4

Dan Harga Energi Aktifasi (Ea) grafik = 4946,2643 kalori, harga energy aktifasi masing-masing adalah

a. Ea1 = 4949,6236 kalorib. Ea2 = 4951,3790 kaloric. Ea3 = 4933,8513 kalorid. Ea4 = 4946,2456 kalori

Dengan persentase kesalahan =0,02 %

I. DAFTAR PUSTAKASukardjo, Prof.Dr. Kimia Fisika. Cetakan ketiga. Jakarta :PT. RINEKA CIPTA, 1997WikipediaDogra SK. Dogra S. Kimia Fisika dan Soal-soal terjemahan oleh Umar Mansyur, Universitas Indonesia Press, Jakarta 1990

Tugas.1. Apa yang dimaksud dengan :

a. Stoikiometrib. Tingkat reaksi terhadap suatu zat yang bereaksic. Molekurlaritet reaksi

2. Apakah kesimpulan saodara dari harga tf yang diperoleh pada temperature yang sama?3. Apakah sebabnya pada percobaan 1 larutan KI lebih pekat daripada larutan K2S2O3 dan N2S2O3

dan apapula sebabnya diperlukan untuk membuat tetap konsentrasi Iod pada tiap-tiap penentuan tf

4. Turunkan rumus (4), (7) dan (8)

Jawab.

1. Yang dimaksud dengan:a. Stoikiometri adalah ilmu yang mempelajari dan menghitung hubungan kuantitatif dari

reaktan dan produk dalam reaksi kimiab. Tingkat reaksi terhadap suatu zat yang bereaksi adalah jumlah molekul pereaksi yang

konsentrasinya menentukan kecepatan reaksic. Molekuritet reaksi adalah jumlah molekul pereaksi yang ikut dalam reaksi.

2. Simpulannya adalah bahwa kecepatan reaksi pada temperature yang sama, maka yang berperan dalam menentukan kecepatan reaksi (harga t) adalah konsentrasi zat pereaksi, semakin tinggi konsentrasi zat pereaksi maka kecepatan laju reaksi akan semakin cepat.

3. Karena larutan K2S2O3 dan Na2S2O3 berperan sebagai zat pereaksi dan dikarenakan kedua zat ini merupakan larutan yang stabil (larutan baku sekunder) dan kita ingin melihat pengaruh dari konsentrasi zat pereaksi dalam penentuan kecepatan laju reaksi.Sebabnya untuk membuat tetap konsentrasi Iod karena KI ditambahkan secara berlebih agar pembentukan Iod yang dihasilkan sempurna (teori Redoks pada titrasi Iodometri).

4. Penurunan rumus (4)

Hukum laju orde reaksi kesatu, untuk reaksi dengan konsumsi reaktan A:A → Produkadalah:

−d [ A ]dt

= k [ A ]

Persamaan ini ditata ulang menjadi:

−d [ A ][ A ]

= k dt

yang dapat diintegrasikan secara langsung. Karena pada awalnya, pada t = 0, → konsentrasi reaktan A adalah [A]0, dan pada t = t, → konsentrasi A adalah [A], dapat dituliskan:

− ∫[ A ]O

[A ]d [ A ][ A ]

=∫0

t

k .dt

dan diperoleh:

−ln[ A ][ A ]O

=k . t atau

ln[ A ]0[ A ]

=k .t

[ A ]=[ A ]O .e-k . t

Penurunan rumus (7)

ln t=ln A−E A

RT 1

dan

ln t=ln A−E A

RT 2

jika ln k2 dikurang dengan ln k1, maka diperoleh:

ln t2−ln t1=−EA

RT 2

+EA

RT 1

lnt2

t1

=E A

R ( 1T 1

− 1T 2

) atau

Log t = −EaGrafik2,303 .RT

+C