MAKALAH PEMICU 2 KIMIA FISIKA-Kelompok 3-Kesetimbangan Dan Kinetika Reaksi Kimia

8/10/2019 MAKALAH PEMICU 2 KIMIA FISIKA-Kelompok 3-Kesetimbangan Dan Kinetika Reaksi Kimia

http://slidepdf.com/reader/full/makalah-pemicu-2-kimia-fisika-kelompok-3-kesetimbangan-dan-kinetika-reaksi 1/38

MAKALAH PEMICU 2 KIMIA FISIKA

KESETIMBANGAN DAN KINETIKA REAKSI KIMIA

AKWILA EKA MELIANI / 1306413725

ANDREA RIZKY SABRINA H / 1306446345

FARAH MOULYDIA / 1306370650

KIANTI KASYA KIRESYA / 1306409381

YUNI DWI LESTARI / 1306370575

FAKULTAS TEKNIK UNIVERSITAS INDONESIA

JURUSAN TEKNIK KIMIA

DEPOK, 2014



KESETIMBANGAN DAN KINETIKA REAKSI KIMIA MAKALAH PEMICU 2 KIMIA FISIKA

ii

Kelompok 3

PETA KONSEP





iii

Kelompok 3




iv

Kelompok 3

DAFTAR ISI

Cover………………………………………………………………………………… i

Peta Konsep…………………………………………………………..………………ii

Daftar Isi……………………………………………..……………………………….iv

Introduction………………………………..………………………………………….1

Jawaba n Pemicu……..………………………………………………………………..5

Kesimpulan………………………………..…………………………………………23

Daftar Pustaka……………………………..…………………………………………24

Lampiran 1: Dasar Teori Tambahan (Kesetimbangan Kimia)………...……………..25

Lampiran 2: Dasar Teori Tambahan (Kinetika Reaksi Kimia)…...………………… 29





1

Kelompok 3

INTRODUCTION

Energi Bebas Gibbs (G)

Energi bebas Gibbs merupakan energi untuk menyatakan kespontanan reaksi secara

langsung. Energi Gibbs dipengaruhi dua faktor:

Entropi : ukuran ketidakteraturan suatu system(S). Untuk konsentrasi yang

sama: S padat < S cair < S gas.

Entalpi : jumlah kalor yang dimiliki sebuah zat yang dipakai dalam kuantitas

termodinamika(H). Jika H positif, reaksinya endotermis dan jika H negative,

reaksinya eksotermis.

Untuk suatu reaksi spontan, persamaannya:

(1)

dengan adalah perubahan entropi semesta, adalah perubahan

entropi sistem, dan adalah perubahan entropi lingkungan. Persamaan tersebut

berdasarkan Hukum Termodinamika II.Semesta terdiri dari sistem dan lingkungan.

Diketahui pula bahwa . Jika disubstitusi ke persamaan (1) lalu dikali

T:

Untuk menyatakan kespontanan tersebut secara langsung, digunakan fungsi

termodinamika energi Gibbs (G) pada suhu tetap:

Perubahan energi Gibbs (∆G):

Konstanta Kesetimbangan (K)

Konstanta kesetimbangan adalah perbandingan inisial produk dipangkatkan

koefisien stoikhiometrinya dengan inisial reaktan dipangkatkan koefisien

stoikhiometrinya. Dengan menggunakan reaksi:

aA + bB → cC + d D




2

Kelompok 3

rumus nilai K-nya:

Ada beberapa jenis konstanta kesetimbangan:

Konstanta Kesetimbangan Konsentrasi (K c)

Konstanta Kesetimbangan Tekanan (K p)

Hubungan Energi Bebas Gibbs dan Konstanta Kesetimbangan

Dimisalkan reaksi: A (g) → B (g)

dengan kedua gas tersebut adalah gas ideal. Untuk gas ideal, berlaku persamaan:

(6)

dengan μ adalah potensial kimia dan μ o adalah potensial kimia standar. Dari

persamaan (6), persamaan ∆G dapat ditulis menjadi:

(7)

Jika rasio inisial produk dan reaktannya = Q, persamaan (7) menjadi:

Le chatelier-Braun

Asas dari Le Chatelier adalah sebagai berikut:

“Bila pada sistem kesetimbangan diadakan aksi, maka sistem akan mengadakan

reaksi sedemikian rupa sehingga pengaruh aksi itu menjadi sekecil- kecilnya”

Perubahan kondisi yang dimaksud Le chatelier meliputi perubahan tekanan dan

volume, temperature, konsentrasi, dan katalis

1) Tekanan dan Volume

Perubahan tekanan akibat perubahan volume sistem akan menggeser

kesetimbangan. Jika pada sistem kesetimbangan tekanan diperbesar (volumediperkecil), maka kesetimbangan akan bergeser ke arah koefisien kecil. Jika pada

sistem kesetimbangan tekanan diperkecil (volume diperbesar), maka

kesetimbangan akan bergeser ke arah koefisien besar

2) Temperatur

Berikut ini merupakan aturan aturan dalam perubahan temperature

a) Jika pada sistem kesetimbangan suhu dinaikkan, maka kesetimbangan reaksi akan

* +* +* +* +

( ) ( )





3

Kelompok 3

bergeser ke arah yang membutuhkan kalor (ke arah reaksi endoterm)

b) Jika pada sistem kesetimbangan suhu diturunkan, maka kesetimbangan reaksi akan

bergeser ke arah yang membebaskan kalor (ke arah reaksi eksoterm)

3) Konsentrasi

Berikut aturan aturan dalam perubahan konsentrasi

a) Jika penambahan konsentrasi pada suatu zat maka kesetimbangan akan bergeser ke

arah yang menjauhi/lawan zat tersebut.

b) Jika pengurangan konsentrasi pada suatu zat maka kesetimbangan akan bergeser ke

arah yang mendekati zat tersebut

4) Katalisator

Fungsi katalisator dalam reaksi kesetimbangan adalah mempercepat tercapainya

kesetimbangan dan tidak merubah letak kesetimbangan.

Derajat Disosiasi

Derajat disosiasi adalah perbandingan mol zat yag terdisosiasi dengan mol zat mula

mula sebelum disosiasi. Secara sistematis dapat dirumuskan sebagai

Harga derajat disosiasi terletak antara 0 dan 1 jika: berarti tidak terjadi penguraian

berarti terjadi penguraian sempurna

berarti disosiasi pada reaksi setimbang (disosiasi sebagian)

Menurut hukum I Termodinamika ― energi dapat dirubah menjadi bentuk lain, tetapi

tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan.

Rumus :

Fokus dari bidang Kimia adalah perubahan energi yang terjadi pada sistem

q = Jumlah kalor yang dipertukarkan

w = kerja yang dilakuakan oleh sistem atau oleh lingkungan

Hubungan antara w dengan F adalah : w =

Pada kasus pemuaian gas dan piston.Sistem melakukan kerja yang menekan piston




4

Kelompok 3

keatas sehingga terjadi perubahan volume.

W =

Sehingga w = - Entalpi Reaksi : Penerapan hukum I termodinamika dengan dua keadaan berbeda.

1. Jika reaksi berlangsung dalam volume sistem tetap,

2. Jika reaksi terjadi dalam tekanan luar konstan. Syarat : terjadi perubahan pada

total mol gas

Entalpi ( H ) = E + PV merupakan fungsi keadaan yang hanya bergantung pada

kondisi akhir dan awal.

Dalam reaksi, hampir keseluruhan reaksi berlangsung dalam kondisi tekanan yang

konstan sehingga qp =

Metode penentuan dapat melalui 2 cara :

1. Metode langsung

2. Metode tidak langsung ( menggunakan Hukum Hess )

Mencari Pada Gas Ideal

Jumlah mol gas produk – Jumlah mol gas reaktan

Energi bebas/ energi Gibbs ― energi yang tersedia untuk melakukan kerja. .Reaksi

jenis spontan :G = H – TS dan Perubahan energi Gibbs pada

suhu tetap

Hukum Helmholts A:

A adalah fungsi terhadap T dan V, A berkurang saat T dan V naikPersamaan Gibbs Helmholts ― Ketergantungan Konstanta Kesetimbangan dengan

Temper atur

d ln Kp atau

Densitas berpengaruh terhadap





5

Kelompok 3

JAWABAN PEMICU

KESETIMBANGAN KIMIA

Jika dalam suatu wadah 1,0 dm3 mengandung 5,0 g nitrogen dan 2,0 g oksigen

dipanaskan sampai suhu 2300 K, nilai konstanta kesetimbangan dari reaksi N 2(g) +

O2(g) 2NO (g) adalah 1,69x10 -3

a) Reaksi pembentukan NO, berdasarkan persamaan reaksi di atas, merupakan reaksi

kesetimbangan. Berikanalah penjelasan tentang perbedaan reaksi kesetimbangan

dengan reaksi bentuk lain.

►Jawab: Reaksi kesetimbangan merupakan reaksi di mana reaktan bereaksi

secara spontan dan jika dibolak-balik, laju reaksinya akan tetap sama

(reverseable ), sedangkan untuk reaksi lainnya tidak demikian.

b) Ketika menjelaskan tentang reaksi kesetimbangan, kita selalu melibatkan suatu

konstanta yang dikenal dengan konstanta kesetimbangan. Berikanlah penjelasan

mengenai konstanta kesetimbangan tersebut, persamaan yang menghubungkan

antara berbagai jenis konstanta kesetimbangan, dan hubungannya dengan energi

bebas Gibbs.

►Jawab: Konstanta kesetimbangan adalah perbandingan inisial produk

dipangkatkan koefisien stoikhiometrinya dengan inisial reaktan

dipangkatkan koefisien stoikhiometrinya. Dengan menggunakan reaksi:

aA + bB → cC + d D

rumus nilai K-nya:

Hubungan K c dan K p:

Antara K c dan K p memiliki hubungan. Hubungan keduanya digambarkan dengan persamaan:

Hubungan ∆G o dan K

Dimisalkan reaksi:

* +* +* +* +

, -




6

Kelompok 3

A (g) → B (g)

dengan kedua gas tersebut adalah gas ideal. Untuk gas ideal, berlaku persamaan:

(1)

dengan μ adalah potensial kimia dan μ o adalah potensial kimia standar. Dari

persamaan (1), persamaan ∆G dapat ditulis menjadi:

(2)

Jika rasio inisial produk dan reaktannya = Q, persamaan (2) menjadi:

Pada kondisi setimbang, ∆G = 0. Rasio inisial produk dan reaktan dalam kondisi

setimbang merupakan konstanta kesetimbangan (K). Jadi, persamaan (2) menjadi:

c) Dengan memanfaatkan nilai konstanta kesetimbangan, kita dapat menentukan

komposisi atau fraksi dari setiap spesi reaksi. Dari persamaan reaksi

pembentukan NO, turunkanlah suatu persamaan yang menghubungkan antara

konstanta kesetimbangan dengan fraksi spesi reaktan maupun produk,

berikanlah langkah-langkah penyelesaiannya dan tentukan fraksi NO pada saat

tercapai kesetimbangan.►Jawab:

Reaksi: aA (g) + bB (g) → cC (g) + dD (g)

Karena semua zatnya berwujud zat, data konstanta kesetimbangan

yang ada merupakan K p. Rumus K p:

Untuk menentukan berapa besar tekanan parsial masing-masing senyawa, dapat

( ) ( )





7

Kelompok 3

menggunakan fraksi mol.

Dengan persamaan tersebut, didapatkan harga K p:

Untuk reaksi pembentukan NO:

mol N 2 =

mol O 2 =

N2 (g) + O 2 (g) → 2NO (g) K p = 1.69 x 10 -3

a: 0.178 0.062

t: x x 2x

s: 0.178 – x 0.062 – x 2x

x:

K p = . /. /. /

K p =

. / . /

. / . /

ntot = 0.178 – x + 0.062 – x + 2x= 0.24 mol

. /. /. /




8

Kelompok 3

Dari persamaan tersebut, didapatkan nilai x 1 = 0.00213 dan x 2 = - 0.00223, tetapi

jumlah mol yang terpakai tidak mungkin negaif sehingga x yang dipakai adalah x 1 =

0.00213.

Untuk mengurangi konsentrasi NO 2 dapat dilakukan reaksi dekomposisi terhadap NO 2 mengikuti persamaan berikut:

NO 2 (g) ↔ NO (g) + O2 (g)Jika reaksi dilakukan pada tekanan 1 atm., maka presentasi NO 2 yang terdekompoisi

adalah:

T (K) 457 552 767 903

NO 2 decomposed % 5 13 56,5 99

a) Dari bacaan sebelumya di diketahui bahwa NO 2 dapat terbentuk dari reaksi NO

dengan Oksigen. Berikanlah penjelasan hubungan antara nilai konstanta

kesetimbangan reaksi pembentukan NO 2 dari NO dan penguraian NO 2 kembali

menjadi NO seperti reaksi diatas, dan bagaimanakah nilai konstanta kesetimbangan

jika reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut

Reaksi Pembentukan: NO (g) + O2 (g) ↔ NO 2 (g)

Reaksi Penguraian: NO 2 (g) ↔ NO (g) + O2 (g)

Hubungan dari keduanya Reaksi tersebut adalah, jika diperhatikan Kp 2 merupakankebalikan dari Kp 1

Sehingga:





9

Kelompok 3

Untuk reaksi berikut:

, - , -, -

Jika dihubungkan dengan Kp 1, Kp 3 merupakan bentuk pangkat 2 dari

Jika dihubungkan dengan Kp 2, Kp 3 merupakan bentuk pangkat 2 dari Kp 2

b) Derajat disosiasi dari suatu reaksi disosiasi dapat ditentukan dengan

memanfaatkan nilai konstanta kesetimbangan pada suhu tertentu atau sebaliknya.

Turunkanlah persamaan yang menghubungkan derajat disosiasi dengan konstanta

kesetimbangan, dan berikan langkah langkah penyelesaian untuk menentukan

nilai konstanta kesetimbangan dari reaksi penguraian NO 2 pada setiap suhu yangdiberikan

NO2 (g) ↔ NO (g) + O2 (g)

m n - - α=derajat disosiasi

r -n α nα 1/2n α n= mol mula mula

s n(1- α) nα 1/2n α n total= n+1/2nα

maka dapat dihitung tekanan parsial masing masing gas

. / . /

√ . /

Karena √ = √ = 1, Jadi




10

Kelompok 3

. /

Kemudian masukan nilai (yang terdekomposisi) pada setiap suhu

c) Berdasarkan table diatas diketahui bahwa suhu berpengaruh terhadapa derajat

disosiasi NO 2. Penjelasan tentang hal ini sudah dijelaskan oleh Le Chatelier-Braun

yang mengatakan bahwa ―whenever stress is placed on any system in a state

equilibrium, the system will always react in a direction which will tend to

counteract the applied stress . Berikanlah penjelasan lebih lanjut mengenai prinsip

Le Chatelier-Braun tersebut. Bagaimanakah hubungannya dengan nilai konstanta

kesetimbangan untuk setiap pengaruh yang diberikan.

Menurut Le Chatelier faktor suhu pada kesetimbangan yaitu adalah:

Ketika reaksi eksotermik nya adalah negative dan reaksi ini melepaskan

energi, sedangkan ketika reaksi endoterm nya adalah positif dan reaksi ini

menyerap energi. Berikut ini merupakan aturan aturan dalam perubahan

temperature

1) Jika pada sistem kesetimbangan suhu dinaikkan, maka kesetimbangan reaksi akan

bergeser ke arah yang membutuhkan kalor (ke arah reaksi endoterm)

2) Jika pada sistem kesetimbangan suhu diturunkan, maka kesetimbangan reaksi

akan bergeser ke arah yang membebaskan kalor (ke arah reaksi eksoterm)Dan pengaruh suhu pada Nilai Konstanta kesetimbangan yaitu pada reaksi

eksoterm, kenaikan suhu menurunkan kesetimbangan konstanta K, sedangkan

pada reaksi endoterm, kenaikan suhu meningkatkan nilai K.

d. Persamaan yang menggambarkan hubungan antara konstanta kesetimbangan

dengan perubahan suhu adalah persamaan Gibbs-Helmhotz. Turunkanlah

persamaan tersebut menjadi persamaan yang lebih sederhana.Jika kita asumsikan

T Kp

457 0,05 8,21967x10 -3

552 0,13 0,0369

767 0,565 0,6096

903 0.99 56,9661





11

Kelompok 3

bahwa perubahan entalpi reaksi adalah tetap. Dan bagaimana bentuk penurunan

persamaan jika perubahan entalpi dipengaruhi perubahan suhu ?

Jawab :

Ketergantungan Konstanta Kesetimbangan terhadap suhu diekspresikan dalam

persamaan berikut :

Persamaan Konstanta Kesetimbangan :

RT G

Kp0

ln

2

0

2

0

ln

ln

T dT

R H

dT Kpd

RT H

dT Kp

Turunan persamaan Gibbs-Helmholt jika perubahan entalpi dipengaruhi oleh

perubahan suhu.

Konstanta kesetimbangan dapat ditulis sebagai suatu fungsi eksplisit temperatur

dengan melakukan integrasi terhadap persamaan Gibbs-Helmholtz. Misalkan pada

suatu temperatur To, harga konstanta kesetimbangan adalah Kp, maka harga K pada T

adalah :

Turunan dari persamaan Gibbs-Helmhotz, jika diasumsikan perubahan entalpi

konstan.

dT T Gd

RdT dLnKp )/(1 0

dLnKpdT

= H o

RT 2 dT

Sehingga

ln( Kp) p= 0

ln Kp

ò dLnKpdT

=

To

T

ò H o

RT 2 dT

LnKp Ln( Kp)o =

To

T

ò H o

RT 2 dT

LnKp = Ln( Kp)o +

To

T ò H o

RT 2 dT




12

Kelompok 3

Diintergasi seperti tahap diatas, tapi karena perubahan entalpi konstan hasil

integrasinya adalah :

)011()( T T R H o Kp Ln LnKpo

Peratanyaan Bagian D

Diketahui

Bentuk NO2 bisa berdisosiasi dengan N2O4 dan bentuk ini tergantung pada suhu.

Disosiasi yang terjadi adalah N2O4(g) NO2(g) pada 250C dan tekanan 0,597 barr,

diketahui 1,477gr/dm3.

Ditanya :

a. Turunkanlah persamaan yng menghubungkan antara konstanta kesetimbangan

dengan densitas gas, kemudian tentukan derajat disosiasi untuk reaksi disosiasi

N2O4 .

Jawab : Persamaan yang menghubungkan antara konstanta kesetimbangan dan

densitas gas adalah :

Persamaan reaksi : )(2)(42 2 g g NOO N

Mula-mula n 0

Reaksi n(1- ) 2n

Setimbang n 2n

n total = n(1+ )




14

Kelompok 3

fruktosa 1,6 difosfat ↔ gliseraldehid -3-fosfat + dihidroksiaseton fosfat

, -, -, -

Reaksi kedua:

CaCO 3(s) ↔ CaO (s) + CO 2(g)

Perbedaan reaksi pertama dengan kesetimbangan fasa gas terletak pada

variabel dalam persamaan kesetimbangannya. Dalam reaksi pertama, zat yang

dimasukkan ke dalam persamaan adalah berwujud cair sehingga yang digunakan

adalah molaritasnya, sedangkan dalam kesetimbangan fasa gas, variabel yang

diletakkan dalam persamaan kesetimbangannya adalah tekanan parsial tiap-tiap

zat. Sedang dalam reaksi kedua, terdapat zat dengan fasa gas dan padat. Fasa

padat tidak diikutkan dalam persamaan, sehingga hanya menyisakan zat berfasa

gas untuk dimasukkan ke dalam persamaan. Variabelnya dalam bentuk tekanan

parsial karena zatnya adalah fasa gas.

KINETIKA REAKSI KIMIA1. Hubungan antara konstanta kesetimbangan dan konstanta laju reaksi adalah:

Jika , dimana kf adalah konstanta reaksi untuk reaksi

pembentukan dan kb untuk reaksi penguraian, maka , - , -,

, -, - dan

⁄ .

Dalam reaksi pembentukan NO yaitu N2(g) + O 2(g) 2NO (g) , persamaan lajureaksinya adalah V pembentukan = kf (pN 2)(pO 2) dan V penguraian = kb (pNO) 2

Dalam kesetimbangan, laju reaksi kiri = laju reaksi kanan, maka:

V pembentukan = V penguraian

kf (pN 2)(pO 2)= kb (pNO) 2





15

Kelompok 3

Dalam reaksi lain, misal NH 4OH (aq) NH4 +(aq) + OH -

(aq) , persamaan laju

reaksinya adalah V pembentukan

= kf[NH4 +][OH -] dan V penguraian

= kb [NH4OH]

Dalam kesetimbangan, laju reaksi kiri = laju reaksi kanan, maka:

kf[NH4 +][OH -]= kb [NH 4OH] dan

2. Untuk menentukan orde reaksi dari , - , - , - , dapat digunakan 4

metode:

- Metode Waktu Paruh

Metode ini dipakai ketika persamaan laju reaksi mempunyai bentuk , -.

Jika n=1, maka waktu paruh tidak tergantung pada [A o]. Jika n≠1, maka

Grafik dari log 10t1/2versus log 10[A o] akan menunjukkan garis lurus dengan gradien

1-n, dengan n adalah orde reaksi

- Metode Powell-plot

Metode ini dipakai ketika persamaan laju reaksi mempunyai bentuk , -.

Ada dua parameter yang digunakan, yaitu:,dengan α adalah fraksi dari A yang

belum direaksikan.

Untuk setiap n yang diberikan, ada hubungan yang tetap antara α dan di dalam

setiap reaksi dengan orde n. hubungan ini dapat digambarkan dengan grafik α

versus log 10 .

- Metode Laju Reaksi AwalMetode ini digunakan ketika konsentrasi suatu pereaksi berbeda-beda untuk setiap

laju reaksi, tetapi konsentrasi pereaksi lainnya konstan. Jika A+B C dan

, - , - , dan diketahui:

Konsentrasi Awal

[M]

Laju Reaksi

[M/s]




16

Kelompok 3

[A] [B]

a c p

a d q

b d r

Maka α dan β dapat diperoleh dengan membandingkan persamaan laju reaksi

antara data 1 dan 2, dan antara data 2 dan 3.

- Metode Isolasi

Metode ini dalam penggunaannya, merubah konsentrasi salah satu pereaksi

menjadi jauh lebih kecil dari pereaksi lainnya sehingga konsentrasi semua

pereaksi lainnya akan konstan terhadap waktu. Maka persamaan laju reaksinya

menjadi

dimana konstan.

Untuk menentukan konstanta laju reaksi dan orde reaksi dari reaksi dekomposisi

C2H4O, dapat dilakukan dengan metode sebagai berikut:

t (menit) 0 5 7 9 12 18

P (mm) 116.51 122.56 125.72 128,74 133.23 141.37

Lalu dibuat grafik P vs t, dengan P = P o - P t

Orde Nol

Orde Satu

y = 4.513x + 0.275R² = 0.9498

0

10

20

30

5 7 9 12 18 T e

k a n a n

( P )

waktu (t)

P vs t

Series 1





17

Kelompok 3

Orde Dua

Setelah dibuat grafik, terlihat bahwa r paling mendekati 1 pada grafik orde satu,

dimana r 2= 0.9957. Untuk menghitung k:

Jika diasumsikan P oadalah tekanan awal, P adalah tekanan total, P a adalah tekananC2H4O dan x adalah pengurangan tekanan C 2H4O, maka Pa= P 0 – x, P CH4 = P CO= x

P = P a + P CH4 + P CO Pa= P 0 - x

= (P 0 – x) + x + x = P 0 – (P – P0)

= P 0 +x = 2P 0 - P

k = 2.303/ t log (P 0/Pa)

= 2.303/t log (P 0/2P 0- P)

Maka:t (menit) P(mm) K(1/s)

0 116.51 -

5 122.56 0.01066665

7 125.72 0.01176619

9 128.74 0.01232417

y = 0.1486x + 0.6445R² = 0.9957

00.51

1.5

5 7 9 12 18

L n

( P

)

waktu (t)

Ln P vs t

Series 1

Linear (Series 1)

y = -0.0299x + 0.1808R² = 0.944

00.10.2

5 7 9 12 18

1 / ( P )

waktu (t)

1/P vs t

Series 1

Linear (Series 1)




18

Kelompok 3

12 133.23 0.01291142

18 141.37 0.01333574

Diperoleh bahwa k rata rata = 0.0123/s

3. Bagaimana cara menetukan energy aktivasi dari suatu reaksi? Berikan contoh.

Jawab:

untuk memulai suatu reaksi kimia, tumbukan antarmolekul harus memiliki

total energi kinetik minimum sama dengan atau lebih dari energi aktivasi (E a),

yaitu jumlah energi minimum yang diperlukan untuk memulai suatu reaksi kimia.

A + B —— -> AB* —— -> C + D

reaktan keadaan transisi produk

Konstanta laju reaksi (k) bergantung pada temperatur (T) reaksi dan

besarnya energi aktivasi (E a). Hubungan k, T, dan E a dapat dinyatakan dalam

persamaan Arrhenius sebagai berikut :

k = A e – Ea / RT atau ln k = ln A – Ea / R.T

Keterangan : K = konstanta laju reaksiA = faktor freakuensi

Ea = energi aktivasi Dari persamaan Arrhenius terlihat bahwa laju reaksi (dalam hal ini

diwakili konstanta laju reaksi) semakin besar saat reaksi terjadi pada temperatur

tinggi yang disertai dengan energi aktivasi rendah. Persamaan tersebut dalam

bentuk logaritma dapat ditulis :

dan

Persamaan tersebut analog dengan persamaaan garis lurus, yang seringdisimbolkan dengan y = mx +c, maka hubungan antara energi aktivasi suhu dan

laju reaksi dapat dianalisis dalam bentuk grafik ln k vs 1/T dengan gradien –

(Ea/RT) dan intersep ln A.

Jika suatu reaksi memiliki reaktan dengan konsentrasi awal adalah a, dan

pada konsentrasi pada waktu t adalah a-x, maka dapat ditulis dalam persamaan





19

Kelompok 3

Contoh Reaksi

NoSuhu Awal (ºC) Suhu Akhir

Campuran(ºC)

Rata-rataSuhu (ºC)

WaktuReaksi(detik)

Tabung1

Tabung2 Campuran

1 40 40 40 39 38.5 162 35 35 35 34 34.5 203 30 30 30 28 29.0 244 25 25 25 26 25.5 335 20 20 20 23 21.5 50

Mgrek H 2O2 = M.V.val = 0,04 x 5 x 2 = 0,4 mgrekMgrek KI = M.V.val = 0,1 x 10 x 1 = 1 mgrekMgrek Na 2S2O3 = M.V.val = 0,001 x 1 x 1 = 0,001 mgrekMgrek H 2O2 yang bereaksi = mgrek tio

, - , - , -

Menghitung k dan ln k

, -, - dan , -

, -

No Waktu (detik) K ln K 1 16 0,00625 -5,075172 20 0,005 -5,298323 24 0,00417 -5,480644 33 0,00303 -5,799095 50 0,002 -6,21461

Menghitung 1/T

Data 1: 1/T = 1/38.5 = 0,025974

Data 2: 1/T = 1/34.5 = 0,028986

Data 3: 1/T = 1/29.0 = 0,034483

Data 4: 1/T = 1/25.5 = 0,039216

Data 5: 1/T = 1/21.5 = 0,046512

http://4.bp.blogspot.com/-jo91Q7TRkrM/Uo1UvzhtxcI/AAAAAAAAAOU/CQ7sUraayNc/s1600/3.png



No. Rata-rata

suhu ( oC)

1/T

(sumbu x)

waktu

(detik) K

Ln K

(sumbu y)

1. 38.5 0.025974 16 0.00625 -5.075173815

2. 34.5 0.028986 20 0.005 -5.298317367

3. 29.0 0.034483 24 0.004166667 -5.480638923

4. 25.5 0.039216 33 0.003030303 -5.799092654

5. 21.5 0.046512 50 0.002 -6.214608098

Melalui proses perhitungan (analisa data pada lampiran) dapat digambarkan grafik ln

k vs 1/T sebagai berikut:

Dari kurva diperoleh persamaan: y = -0,278x – 4,7397

a. m = -0,278, maka m = -Ea/R

Ea = -(m x R) = -(-0,278 x 8,314) = 2,311292 J/mol b. B = intercept = ln A = -4.7397

A = 8,7413 x 10 -3

Dan perhitungan diperoleh nilai Ea sebesar 2.311292 J/mol dan nilai ln A

yaitu - 4.7397.

4. Persamaan reaksi: H 2 + Br 2 2 HBr

Dalam reaksi rantai, ada 4 Tahapan reaksi yaitu:

1) Inisiasi: tahap pembentukan radikal bebas oleh suatu agen pembentuk radikal2) Propagasi: Tahap penyerangan radikal bebas pada molekul lain.

http://2.bp.blogspot.com/-UmdmbGwEWOA/Uo1YjjGtg3I/AAAAAAAAAPg/cV5Vv-q-RQ0/s1600/13.png





21

Kelompok 3

3) Inhibisi: Penyerangan dan pembentukan (pengikatan) secara berulang semakin

melemah.

4) Terminasi: Reaksi pemberhentian pembentukan reaksi rantai.

Reaksi berantai dari pembentukan HBr adalah:

Br 2 Br + Br inisiasi (1)

Br + H 2 HBr + H propagasi (2)

H + Br 2 HBr + Br propagasi (3)

H + HBr H2 + Br inhibisi (4)

Br + Br Br 2 terminasi (5)

Berdasarkan mekanisme tersebut,HBr terbentuk pada reaksi (2) dan (3),

tetapi menghilang/terkonsumsi pada reaksi (4), maka laju pembentukan totalnya

, - = k 2[Br ][H 2] +k 3 [H ][Br 2] – k4[ H ][HBr] (a)

Karena atom H dan Br cepat bereaksi, dapat mengaplikasikan reaksitersebut dalam keadaan tunak, kemudian didapatkan

, - = 2 k 1 [Br 2]-k 2[Br ][H 2] +k 3 [H ][Br 2] + k4[ H ][HBr] - 2 k 5 [Br ]2= 0

(b)

dan

, - = k 2[Br ][H 2] -k 3 [H ][Br 2] – k 4 [H ][HBr] = 0 (c)

Penjumlahan persamaan (b) dan (c) menghasilkan:

[Br ] = , -⁄ (d) Dan

, - = , -, -, - , - (e)

Substitusi persamaan (d) dalam persamaan (e)

, - = , - ⁄ , -, - , - (f)

k1

k2

k3

k-4

k-5




22

Kelompok 3

Dari persamaan (c) diperoleh

k 2[Br ][H 2] -k 3 [H ][Br 2] – k4[H ][HBr] = 0 (g1)

k 2[Br ][H 2] - k4[H ][HBr] = k 3 [H ][Br 2] (g2)

Menjumlahkan persamaan 1 dan 8b, diperoleh persamaan

, - = 2 k 3 [H ][Br 2] (h)

Persamaan (f) memberikan nilai dari [H ], sehingga persamaan (f) disubstitusi

dengan persamaan (h) akan mendapatkan:

, - = 2 k 3 , -⁄ , -, - , - [Br 2] (i)

kemudian persamaan (i)dibagi dengan , -, menghasilkan

, - = 2 , - ⁄ , - , -, -





23

Kelompok 3




24

Kelompok 3

KESIMPULAN

Energi bebas Gibbs merupakan energi untuk menyatakan kespontanan reaksi

secara langsung. Energi Gibbs dipengaruhi dua factor yaitu entalpi dan entropi.Bila reaksi berlangsung secara spontan, energy bebas Gibbs < 0.

Konstanta kesetimbangan adalah perbandingan inisial produk dipangkatkan

koefisien stoikhiometrinya dengan inisial reaktan dipangkatkan koefisien

stoikhiometrinya.

Kesetimbangan kimia dapat berubah, tergantung dari perubahan Tekanan dan

Volume, Konsentrasi, Temperatur, dan Katalisator.

Laju reaksi menyatakan laju perubahan konsentrasi zat-zat komponen reaksisetiap satuan waktu.

Orde reaksi adalah jumlah pangkat konsentrasi reaktan yang menghasilkan suatu

garis lurus.

Untuk memulai suatu reaksi, terjadi tumbukan-tumbukan dimana reaksi memasuki

kondisi transisi dan membentuk Energi Aktivasi. Energi Aktivasi bergantung pada

Temperatur (T) saat berlangsungnya reaksi





25

Kelompok 3

DAFTAR PUSTAKA

Atkins, P.W. 2006. Physical Chemistry 8 th edition . New York: Oxford University

press.

Chang, Raymond. 2005. Kimia Dasar: Konsep konsep Inti Jilid I . Jakarta:

Erlangga.

Maron, Samuel .H, and Jerome B. Londo. 1974. Fundamental of Phsyical

Chemistry . New York: Mac Milion Publishing co.inc,

Sukardjo. 1997. Kimia Fisika . Jakarta: Rineka Cipta.

de Paula, J, & Atkins, P.(2006). Physical Chemistry Eighth Edition .Great Britain:

Oxford University Press.

Mortimer, R.G.(2008). Physical Chemistry Third Edition .Canada: Elsevier

Academic Press.

Chang, R.(2005). Kimia Dasar: Konsep-konsep Inti Edisi Ketiga .Jakarta:

Erlangga.




26

Kelompok 3

LAMPIRAN : DASAR TEORI TAMBAHAN (KESETIMBANGAN KIMIA)

Perubahan Energi Gibbs Standar

Energi bebas reaksi standar (∆G o) adalah perubahan energi Gibbs untuk reaksi

bila reaksi terjadi pada keadaan standar.Artinya, reaktan dalam keadaan

standar.Artinya, reaktan dalam keadaan standar, kemudian diubah menjadi produk

dalam keadaan standar. Secara umum dinyatakan dalam persamaan:

(3)

dengan adalah energi Gibbs pembentukan standar senyawa. untuk unsur

atau senyawa bebas (misalnya C, O 2, N 2) adalah 0 kJ. Untuk reaksi yang dilakukan

dalam kondisi standar, persamaan (2) menjadi:

(4)

dengan kondisi suhu (T) dan tekanan (P) tetap. Hubungan ∆G, ∆H, dan ∆S dinyatakan

dalam tabel berikut.

Tabel Hubungan ∆G terhadap ∆H dan ∆S

∆H ∆S ∆G Contoh Reaksi

+ + Reaksi berlangsung spontan pada suhu tinggi. Pada

suhu rendah, reaksi spontan pada arah berlawanan

H2 + I2 → 2HI

+ - ∆G selalu positif. Reaksi spontan pada arah

berlawanan pada semua suhu

3O 2 → 2O 3

- + ∆G selalu negatif. Reaksi berlangsung spontan pada

semua suhu

2H 2O2 → 2H 2O +

O2

- - Reaksi berlangsung spontan pada suhu rendah. Pada

suhu tinggi, reaksi spontan pada arah berlawanan

NH 3 + HCl →

NH 4Cl

Konstanta Kesetimbangan

Ada hubungan antara konstanta dalam reaksi gas ke konstanta kesetimbangan

termodinamika dalam kuantitas atau jumlah yang dapat diukur.Ini disebut tekanan

parsial reaktan dan produk dalam kesetimbangan di mana hal ini (tekanan)





27

Kelompok 3

berhubungan dalam reaksi gas, ataupun konsentrasi dalam reaksi di larutan. Aktivitas

dari gas murni, sangatlah mirip dengan fugasitas, yang di tunjukkan dengan

Di mana P adalah tekanan dari gas sedangkan γ adalah koefisien aktivitas.Hubungan

gas dari campuran gas diberikan dalam hukum Fugasitas Lewis . Hukum ini

menyatakan bahwa aktivitas dari gas apapun di dalam campuran sama dengan tekanan

gas parsial dikali dengan koefisien aktivitas dari gas murni pada tekanan total di

dalam campuran. Dalam aturan ini, untuk species gas i di dalam sebuah campuran:

Di mana N i adalah fraksi mol dari i, P i adalah tekanan total dari campuran gas dan γ i

adalah koefisien aktivitas murni dari i pada tekanan P i

Kp Sebagai Konstanta Kesetimbangan

Konstanta kesetimbangan juga ada beberapa sebagai contohnya adalah K p dan

K c. K p adalah konstanta dalam sebuah reaksi kesetimbangan yang dinyatakan dalam

tekanan. Untuk mengevaluasi K p dari semua unit tekanan dapat digunakan, tetapi ada

beberapa persamaan di mana K p hanya dapat digunakan dalam persamaan dalam

tekanan atmosfer.

Dalam Reaksi K p hanya efektif digunakan dalam reaksi kesetimbangan yang

berada dalam wujud gas. Jika ada zat baik dalam reaktan maupun produk berupa non

gas, maka zat tersebut tidak diikutsertakan dalam perhitungan K p. Oleh sebab itu,

rumus K p dalam sebuah reaksi kesetimbangan adalah sebagai berikut :

Jika reaksi kesetimbangannya adalah :

Kc Sebagai Konstanta Kesetimbangan

Selain K p sebagai konstanta kesetimbangan yang dinyatakan dalam tekanan,

ada juga K c yang merupakan konstanta kesetimbangan konsentrasi. K c biasa

digunakan untuk reaksi kesetimbangan yang berada dalam wujud cair (larutan) karena

larutan sangatlah erat kaitannya dengan konsentrasi dari sebuah zat.

K c memang efektif untuk reaksi kesetimbangan kimia berupa larutan tetapi




28

Kelompok 3

juga bisa digunakan untuk reaksi kimia yang berupa gas. Untuk K c persamaan

umumnya adalah :

, -, -, - , -

Jika reaksi kesetimbangannya adalah

Kγ Sebagai Konstanta Kesetimbangan

Pada kesetimbangan, jumlah dari potensi kimia dari reaktan sama dengan

jumlah potensi kimia dari produk. Perubahan energi bebas Gibbs untuk reaksi, ΔG,

adalah sama dengan perbedaan antara penjumlahan ini dan oleh sebab itu, saat

setimbang, adalah 0. Maka untuk persamaan reaksi:

Subtitusi dari persamaan potensi kimia ke masing-masing zat dan setelah

beberapa pengaturan akan menjadi:

Jumlah dari adalah standar perubahan

energi bebas untuk reaksi tersebut, ΔG .

Maka

K adalah konstanta kesetimbangan yang tidak memiliki dimensi.

Hal ini menunjukkan hubungan antara standar perubahan energi bebas dengan

konstanta kesetimbangan.Hal ini juga menunjukkan bahwa konstanta kesetimbangan

didefinisikan sebagai hasil bagi aktivitas. Maka dapat ditulis:

Di mana





29

Kelompok 3

Dimana [S] menandakan konsentrasi dari S,dan seterusnya. Dalam praktek,

konstanta kesetimbangan dinyatakan dalam medium yang membuat hasil bagi dari

koefisien aktivitas menjadi konstan dan dapat diabaikan, sehingga menampilkan

pernyataan yang biasa dilihat:

Yang dapat diaplikasikan selama kondisi hasil bagi aktivitas adalah konstan.

Hubungan Kp dengan Kc

Antara K c dan K p juga terdapat hubungan yang ddidapat dari penurunan rumus

untuk gas ideal P = (n/V) RT = CRT, di mana hasil dari substitusi reaksi yang didapat

akan berupa

Dapat dilihat bahwa dalam persamaan 15, kita dapat memastikan bahwa K p =

K c jika dan hanya jika Δ ng = 0, misalkan ketika tidak ada perubahan dalam volume

dalam reaksi. Namun, ketika ada perubahan dalam reaksi, K p tidak mungkin sama

dengan K c. Δ ng dalam hal ini sangatlah berpengaruh pada persamaan ini. Δ ngakan

bernilai positif jika ada peningkatan volume dalam reaksi dan hal ini akan

menyebabkan nilai K p lebih besar. Sebaliknya Δ ng akan negatif jika volume turun

sehingga akan menyebabkan nilai K p lebih kecil dari pada nilai K c.




30

Kelompok 3

LAMPIRAN : DASAR TEORI TAMBAHAN (KINETIKA REAKSI KIMIA)

A. Konsep Kinetika/ Laju Reaksi

Kinetika reaksi kimia dibagi menjadi dua major.Major pertama adalah reaksihomogen (melibatkan hanya satu fasa) dan yang kedua adalah reaksi heterogen

(melibatkan lebih dari dua fase).Reaksi homogen biasanya melibatkan fase gas atau

fase liquid.

Laju reaksi menyatakan laju perubahan konsentrasi zat-zat komponen reaksi

setiap satuan waktu. Jika , maka laju reaksi tiap

komponen reaksi adalah:

, -dan rumus yang sama berlaku untuk tiga komponen reaksi lainnya.

Dengan a = koefisien zat, [A] = molaritas zat (M), t = waktu (s), dan V = Molar/s.

VA dan V B akan bernilai negatif karena A dan B adalah reaktan; laju reaksinya

adalah laju habisnya reaktan dan kemudian berubah menjadi produk. Sedangkan

Vcdan V D bernilai positif karena C dan D adalah produk (hasil dari reaksi antar

reaktan). Dalam laju reaksi, diasumsikan bahwa volume konstan.

B. Persamaan Laju Reaksi

Untuk sebagian besar reaksi, kecepatan V pada waktu t berhubungan dengan

konsentrasi pereaksi pada waktu t tersebut. Pernyataan ini adalah hasil eksperimen

yang diekspresikan dalam persamaan:

, - , - , -

dengan k adalah konstanta reaksi (satuannya tergantung jumlah pereaksi), pangkat

α, β, …, λ adalah orde parsial, jumlah dari seluruh orde parsial adalah orde reaksi, dan

[A], [B], …, [L] adalah molaritas pereaksi. Konstanta reaksi adalah fungsi dari suhu

dan tekanan.Orde parsial tidak dapat diperoleh dari koefisien pada reaksi, melainkan

didapat dari hasil eksperimen (kecuali pada reaksi elementer).

C. Integrasi Persamaan Laju Reaksi

Telah disebutkan sebelumnya, bahwa laju reaksi dari zat reaktan dinyatakan

dengan persamaan diferensial.Untuk memperoleh data konsentrasi terhadap waktu





31

Kelompok 3

reaksi, maka persamaan laju reaksi tersebut harus diintegralkan.Didalam persamaan

laju reaksi, terdapat orde reaksi.Orde reaksi adalah jumlah pangkat konsentrasi

reaktan yang menghasilkan suatu garis lurus. Persamaan umumnya adalah:

, - , dimana dA/dt adalah laju reaksi A, k adalah konstanta laju reaksi,

[A] adalah konsentrasi zat A, dan n adalah orde reaksi.

- Reaksi Orde Nol

Anggap bahwa reaksinya adalah A produk. Maka persamaannya menjadi:

Karakteristik dari reaksi orde nol adalah hubungan linier antara reaktan atau

produk dengan waktu.

Waktu paruh (waktu yang dibutuhkan untuk meluruh/ hilangnya zat menjadi

separuhnya) dari orde nol adalah

- Reaksi Orde Satu

Slope = -k

Keterangan[Ao] = konsentrasi A pada t =0[At ] = konsentrasi A pada t = t

w

Slope =

waktu

Slope = -

waktu

Konsentr

Konsentr

o

o

k A

t 2

2/1

w

ln(A)

waktu waktu

ln(A)





33

Kelompok 3

Perbedaan antara energi bebas molar standar kompleks teraktivasi dan energi

bebas molar standar reaktan disebut energi bebas

teraktivasi G . Demikian pula untuk perbedaan molar entalpi standar ikatan

dan entalpi molar standar disebut entalpi teraktivasi,juga entropi molar standar. Ketiga

besaran termodinamika inimempunyai hubungan sebagai berikut: G = H - T S

Mekanisme reaksi adalah kumpulan dari beberapa langkah reaksi membentuk

reaksi keseluruhan.Kandungan setiap langkah dari mekanisme kesatuan reaksi disebut

reaksi elementer, yang terdiri dari beberapa reaksi sederhana.

Suatu reaksi elementer menyajikan suatu proses pada tingkat molekul, dapat

pula dinyatakan sebagai molekularitas reaksi. Terdiri dari sejumlah spesi terlibat

dalam reaksi yang datang bersamaan membentuk keadaan kritis, keadaan transisi.

Umumnya, reaksi elementer adalah bermolekul satu atau bermolekul dua,

tergantung pada keterlibatannya dalam reaksi, apakah berspesi satu atau dua.Kadang-

kadang terjadi dari tiga molekul, terutama antara beberapa atom atau molekul kecil

dalam fasa gas.Reaksilarutan dapat terjadi, tetapi sebenarnya adalah reaksi antara

duamolekul.

Laju reaksi elementer sebanding dengan konsentrasi spesi yang memulai

reaksi itu sendiri.

Ada beberapa macam reaksi dalam reaksi kimia, yaitu:

1) Reaksi Reversibel

Reaksi reversibel merupakan reaksi bolak-balik, sehingga pada reaksi

ini reaktan bereaksi membentuk produk dan pada saat yang sama produk juga

bereaksi untuk membentuk reaktan. Ketika kecepatan reaksi pembentukan

produk dan reaktan sama, maka sistem berada pada kondisi setimbang.

2) Reaksi IrreversibelReaksi Irreversibel merupakan kebalikan dari reaksi reversibel dimana

reaksi ini berlangsung searah yaitu reaktan bereaksi membentuk produk.

3) Reaksi Seri / Consecutive reactions

Dalam reaksi seri, proses pembentukan produk oleh reaktan melalui

beberapa tahap reaksi dan membentuk produk intermediate.




4) Reaksi Paralel

Pada reaksi pararel, pada reaktan yang sama dapat terjadi dua atau

lebih reaksi yang menghasilkan produk yang berbeda.

5) Reaksi Rantai

Reaksi rantai merupakan reaksi dengan menggunakan prinsip radikal

bebas. Reaksi ini terdiri dari 4 tahap reaksi yaitu Inisiasi ( tahap pembentukan

awal radikal-radikal bebas), Propagasi (reaksi yang melibatkan radikal bebas),

Inhibisi, dan Terminasi (Tahaap yang berujung pada menghilangnya radikal

bebas)

MAKALAH PEMICU 2 KIMIA FISIKA-Kelompok 3-Kesetimbangan Dan Kinetika Reaksi Kimia

Documents

Transcript of MAKALAH PEMICU 2 KIMIA FISIKA-Kelompok 3-Kesetimbangan Dan Kinetika Reaksi Kimia