PETA KONSEP - chemicaledu.files.wordpress.com · PETA KONSEP Berkaitan dengan ditentukan melalui...
Transcript of PETA KONSEP - chemicaledu.files.wordpress.com · PETA KONSEP Berkaitan dengan ditentukan melalui...
PETA KONSEP
Berkaitan dengan ditentukan melalui
Dipengaruhi oleh
dari
menentukan membentuk mengadakan
LAJU REAKSI
Percobaan Waktu
perubahan
Hasil reaksi Pereaksi
Luas
permukaan
Suhu Konsentrasi
pereaksi
Katalis
Senyawa
antara
Orde reaksi Adsorpsi
TUJUAN PEMBELAJARAN
1. Siswa dapat menghitung konsentrasi larutan
2. Siswa menjelaskan pengaruh konsentrasi, luas permukaan bidang sentuh, dan suhu
terhadap laju reaksi berdasarkan teori tumbukan
3. Siswa membedakan diagram energi potensial dari reaksi kimia dengan menggunakan
katalisator dan yang tidak menggunakan katalisator
4. Siswa dapat menjelaskan pengertian, peranan katalisator dan energi pengaktifan
dengan menggunakan diagram
5. Siswa dapat menentukan orde reaksi, persamaan laju reaksi dan waktu reaksi
6. Siswa dapat menjelaskan peranan katalis dalam industri
A. KEMOLARAN
LAJU REAKSI
Reaksi oksidasi korek api dan kembang api berlangsung dengan laju reaksi yang cepat
Kemolaran menyatakan jumlah mol zat terlarut dalam tiap liter
larutan
M = V
n M =
Mr
gramx
mL
1000
Keterangan :
M = molaritas (M)
n = mol
V = volume (L)
Contoh Soal :
Berapa kemolaran yang dibutuh untuk membuat 50 mL H2SO4 2 mol?
Diketahui : V = 50 mL = 0,05 L
n = 2 mol
Ditanya : M = . . . ?
Jawaban :
M = 0,05/2
= 0,025 M
1. Pengenceran Larutan
Yaitu memperkecil konsentrasi dengan jalan menambahkan sejumlah tertentu
pelarut. Pengenceran menyebabkan volume dan kemolaran larutan berubah, tetapi jumlah
zat tidak berubah.
Contoh Soal :
Tersedia 100 mL larutan NaOH 1 M. Berapakah konsentrasi akhir larutan tersebut jika
diencerkan hingga 250 mL?
Penyelesaian :
Diketahui :V1 = 100 mL = 0,1 L
M1 = 1 M
V2 = 250 mL = 0,25 L
Ditanya : M2 = . . . .?
Jawab :
V1M1 = V2M2
0,1 x M = 0,25 L x M2
V1 x M1 = V2 x M2
0,1 = 0,25M2
M2 = 0,4 M
Jadi, konsentrasi akhir larutan tersebut adalah 0,4 M.
2. Mengencerkan Larutan dengan Kemolaran Berbeda
Rumus:
Keterangan :
Mc = Molaritas larutan setelah dicampurkan
V1 = Volume larutan pertama yang dicampurkan (L atau mL)
M1 = Molaritas larutan pertama
V2 = Volume larutan kedua yang dicampurkan (L atau mL)
M1 = Molaritas larutan kedua
Contoh Soal :
100 mL larutan HCl 0,1 M dicampurkan dengan 150 mL larutan HCl 0,2 M. Tentukan
konsentrasi larutan setelah dicampur !
Penyelesaian :
Diketahui : V1 = 100 mL
M1 = 0,1 M
V2 = 150 mL
M2 = 0,2 M
Ditanya : Mc = .... ?
Jawab :
Mc = 21
2211..
VV
MVMV
= mLmL
MxmLMxmL
150100
2,01501,0100
= 0,16 M
Mc = 21
2211..
VV
MVMV
3. Pengenceran Larutan Pekat
Diantara zat yang tersedia dalam larutan pekat adalah berbagai jenis asam dan
amonia. Kemolaran larutan pekat dapat ditentukan jika kadar dan massa jenisnya diketahui.
Rumus :
B. KONSEP LAJU REAKSI 1. Pengertian Laju Reaksi
Pengertian laju dalam reaksi sebenarnya sama dengan laju pada kendaraan yang
bergerak. Misalnya, seseorang mengendarai sepeda motor sejauh 100 km ditempuh dalam
waktu 2 jam. Orang tersebut mengendarai sepeda motor dengan kecepatan 50 km/jam.
Kecepatan tersebut dapat diartikan bahwa setiap orang tersebut mengendarai
kendaraannya selama 1 jam, maka jarak yang ditempuh berkurang sejauh 50 km. cara
menghitung kecepatan demikian menghasilakan kecepatan rata-rata, karena selama
mengendarai kendaraan mulai dari berangkat sampai tujuan tidak selalu dengan laju 50
km/jam, tetapi ada kalanya berhenti, dipercepat atau diperlambat.
Reaksi kimia menyangkut perubahan dari suatu pereaksi (reaktan) menjdai hasil reaksi
(produk), yang dinyatakan dengan persamaan reaksi :
Pereaksi (reaktan) hasil reaksi (produk)
Laju reaksi menyatakan berkurangnya konsentrasi untuk setiap satuan waktu atau
bertambahnya konsentrasi zat hasil reaksi setiap satuan waktu (detik).
Reaksi : mR nP
Keterangan :
V = Laju reaksi
R = Konsentrasi reaktan
P = Konsentrasi produk
∆t = Selisih waktu
Untuk reaksi dengan perbandingan koefisien reaksi tidak sama, laju reaksi zat-zat yang
terlibat dalam suatu reaksi saling terkait menurut persamaan reaksi setaranya.
Reaksi :
aA + bB pP + qQ
Hubungan reaksi zat A, B, P, dan Q dinyatakan sebagai berikut :
atau
t
Q
qt
P
pt
B
bt
A
a
1111
QPBAv
qv
pv
bv
a
1111
V = t
R V =
t
P
Grafik Laju Reaksi
P
R
waktu
ko
nse
ntr
asi
Gambar 1 grafik laju reaksi
Contoh Soal :
Persamaan reaksi setara dari pembentukan amonia sebagai berikut ini :
N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3 (g)
Jika diketahui pada suatu t, laju penambahan NH3 adalah 0,005 mol L-1 det-1, maka
tentukan:
Perbandingan laju reaksi ketiga zat
Laju pengurangan pereaksi N2
Laju pengurangan pereaksi H2
Penyelesaian :
Diketahui : 3NH
v = 0,05 mol L-1 det-1
Ditanya : a. Perbandingan laju reaksi ketiga zat
b. Laju pengurangan pereaksi N2
c. Laju pengurangan pereaksi H2
Jawab :
Laju perubahan konsentrasi zat-zat tersebut dapat dirumuskan sebagai berikut :
322
2
1
3
1
2
1
3
1322
NHHNvvvatau
t
NH
t
H
t
N
Laju pengurangan pereaksi N2 (2N
v ) adalah :
2Nv =
3
2
1NH
v
= 2
1 x 0,005 mol L-1 det-1
= 0,025 mol L-1 det-1
Laju pengurangan pereaksi H2 (2H
v ) adalah :
32
2
1
3
1NHH
vv
2Hv =
2
3 x 0,005 mol L-1 det-1
= 0,075 mol L-1 det-1
C. FAKTOR-FAKTOR YANG MEMPENGARUHI LAJU REAKSI
BERDASARKAN TEORI TUMBUKAN
Dengan menggunakan teori tumbukan dapat dijelaskan faktor-faktor yang dapat
mempercepat laju reaksi.
1. Luas Permukaan
Suatu zat padat yang berbentuk serbuk mempunyai permukaan yang lebih luas, yang
lebih luas jika dibandingkan dengan zat tersebut dalam bentuk kepingan yang besar.
Dalam suatu reaksi, bentuk serbuk memiliki bidang sentuhan yang lebih luas
bertabrakan dengan suatu zat lain. Akibatnya, reaksi zat dalam bentuk serbuk akan
lebih cepat dari reaksi zat dalam bentuk kepingan, sebab molekul-molekul dibagian
dalam kepingan harus “menunggu” sebelum bagian luar habis bereaksi, sedangkan
molekul-molekul dari serbuk banyak yang bertabrakan dalam waktu yang bersamaan.
Gambar 2 pengaruh kepingan zat terhadap laju reaksi
Gambar di atas menunjukkan bahwa kepingan yang lebih halus menghasilkan kurva
dengan gradient (kemiringan) pada awal reaksi yang lebih besar. Reaksi dengan kepingan
yang lebih halus berakhir setelah 120 detik, sementara kepingan yang lebih besar
memerlukan waktu sekitar 300 detik. Oleh karena itu, semakin luas bidang sentuh, semakin
cepat reaksi berlangsung. Semakin halus ukuran kepingan zat, semakin luas permukaannya.
Dengan menggunakan teori tumbukan dapat dijelaskan bahwa semakin luas permukaan zat
padat semakin banyak tempat terjadinya tumbukan antar partikel zat yang bereaksi.
2. Konsentrasi Pereaksi
Suatu larutan yang pekat (konsentrasi besar) sudah tentu mengandung molekul-
molekul yang lebih rapat (letaknya lebih berdekatan), jika dibandingkan dengan larutan
encer (konsentrasi kecil). Molekul-molekul yang letaknya berdekatan memiliki kemungkinan
yang lebih besar (lebih mudah dan lebih sering) untuk saling bertabrakan daripada molekul
yang letaknya berjauhan. Itu sebabnya, makin besar konsentrasi suatu larutan yang kita
reaksikan, makin besar pula kecepatan reaksinya.
3. Suhu
Harga tetapan laju reaksi (k) akan berubah bila suhu rendah berubah. Kenaikan
sekitar 100C akan menyebabkan harga tetapan laju reaksi menjadi dua atau tiga kali. Dengan
naiknya harga tetapan laju reaksi (k), maka reaksi akan menjadi lebih cepat. Jadi, kenaikan
suhu akan mengakibatkan laju reaksi akan berlangsung semakin cepat. Hal tersebut dapat
dijelaskan dengan menggunakan teori tumbukan, yaitu bila terjadi kenaikan suhu maka
molekul-molekul yang bereaksi akan bergerak lebih cepat, sehingga energi kinetik tinggi.
Oleh karena energi kinetiknya lebih tinggi, maka energi yang dihasilkan pada tumbukan
antarmolekul akan menghasilkan energi yang besar dan cukup untuk melangsungkan reaksi.
Dengan demikian, semakin tinggi suhu berarti kemungkinan akan terjadi tumbukan yang
menghasilkan energi juga semakin banyak, dan berakibat reaksi berlangsung lebih cepat.
Bila pada setiap kenaikan T0C suatu reaksi berlangsung n kali lebih cepat, maka laju reaksi
pada T2(v2) bila dibandingkan laju reaksi pada T1(v1) dapat dirumuskan :
Gambar 3 kenaikan suhu (T) meningkatkan populasi molekul yang berenergi kinetik tinggi
Contoh Soal :
1. Suatu reaksi berlangsung 2 kali lebih cepat setiap kali suhu dinaikkan 100C. Jika laju
suatu reaksi pada suhu 250C adalah Ms-1, berapakah laju reaksi pada 550C?
4. Katalis
Beberapa reaksi kimia yang berlangsung lambat dapat dipercepat dengan
menambahkan suatu zat ke dalamnya, tetapi zat tersebut setelah reaksi selesai ternyata
tidak berubah. Misalnya, pada peruraian kalium klorat untuk menghasilkan oksigen.
2KClO3(s) 2KCl(s) + 3O2(g)
Reaksi berlangsung pada suhu tinggi dan berjalan lambat, tetapi dengan penambahan
kristal MnO2 ke dalamnya ternyata reaksi akan dapat berlangsung lebih cepat pada suhu
lebih rendah. Setelah semua KClO3 terurai ternyata MnO2 masih tetap ada (tidak berubah).
Dalam reaksi tersebut MnO2 disebut sebagai katalisator. Katalisator adalah suatu zat yang
dapat mempercepat laju reaksi tanpa dirinya mengalami perubahan yang kekal. Suatu
katalisator mungkin terlibat dalam proses reaksi atau mengalami prubahan selama reaksi
berlangsung, tetapi setelah reaksi itu selesai maka katalisator akan diperoleh kembali
dalam jumlah yang sama.
Berdasarkan sifat yang digunakan sebagai katalisator, maka katalis dapat dibagi
menjadi 6, yaitu sebagai barikut:
a. Katalis homogen adalah katalis yang dapat bercampur dengan zat dalam reaksi.
b. Katalis heterogen adalah katalis yang tidak bercampur dengan zat-zat dalam
reaksi.
c. Katalis negatif adalah zat yang bekerjanya memperlambat atau menghentikan
reaksi. Katalis ini disebut inhibitor.
d. Autokatalisator adalah katalis yang dihasilkan oleh suatu pereaksi atau hasil
reaksi.
e. Racun katalis adalah zat dalam jumlah sangat sedikit dapat memperlambat kerja
katalis.
f. Biokatalis adalah katalis yang terdapat pada reaksi enzim yang terjadi dalam
organisme.
Katalisator juga mempercepat reaksi dengan cara mengubah jalannya reaksi. Jalur
reaksi yang ditempuh tersebut mempunyai energi aktivasi yang lebih rendah daripada jalur
reaksi yang biasanya ditempuh. Jadi, dapat dikatakan bahwa katalisator berperan dalam
menurunkan energi aktivasi.
Gambar 4 katalis dapat mempercepat reaksi karena menurunkan energi pengaktifan
Pada gambar ditunjukkan apabila reaksi berlangsung tanpa katalisator reaksi antara
A dan B akan menempuh jalur dengan membentuk kompleks teraktivasi AB* yang
memerlukan energi aktivasi sebesar Ea2 dan Ea3 yang relative rendah daripada Ea1.
Diduga ada 2 cara yang dilakukan katalisator dalam mempercepat reaksi, yaitu
dengan membentuk senyawa antara dan dengan cara adsorpsi.
a. Pembentukan Senyawa Antara
Umumnya reaksi berjalan lambat bila energy aktivasi suatu reaksi terlalu tinggi.
Agar reaksi dapat berlangsung lebih cepat, maka dapat dilakukan dengan cara menurunkan
energy aktivasi. Untuk menurunkan energi aktivasi dapat dilakukan dengan mencari senyawa
antara (keadaan transisi) lain yang berenergi lebih rendah. Fungsi katalis dalam hal ini
dapat mengubah jalannya reaksi sehingga diperoleh senyawa antara (kedua transisi) yang
energinya relative lebih rendah. Katalisator homogen yaitu katalisator yang mempunyai fase
yang sama dengan zat pereaksi yang dikatalisis bekerja dengan cara :
Misal reaksi A + B C berlangsung melalui dua tahap :
TahapI : A + B AB* (AB* senyawa antara)
TahapII : AB* C
Apabila dalam reaksi tersebut ditambahkan katalisator (Z) maka, tahapan reaksi
berlangsung sebagai berikut :
TahapI : A + Z AZ* (AZ* senyawa antara yang dibuat katalisator)
TahapII : AZ* + B C + Z
Gambar 5 grafik tingkat energi reaksi dengan katalis dan tanpa katalis
Pada kedua tahap tersebut terlihat bahwa pada akhir reaksi Z diperoleh kembali dan
mengkatalisator molekul-molekul A dan B yang lain. Penggambaran energy menunjukkan
bahwa dengan adanya jalan reaksi yang berbeda akan memerlukan energy pangaktifan yang
rendah (gambar 4). Contoh katalis homogen adalah larutan Fe+3 untuk mengkatalisis
peruraian H2O2 menjadi H2O dan gas oksigen.
b. Adsorpsi
Proses katalisasi dengan cara adsorpsi umumnya dilakukan oleh katalisator
heterogen, yaitu katalisator yang fasenya tidak sama denga fase zat yang dikatalisis. Pada
proses adsorpsi, molekul-molekul pereaksi akan teradsopsi pada permukaan katalisator an
ini akan mempercepat reaksi. Kemungkinan yang lain, karena pereaksi-pereaksi teradsopsi di
permukaan katalisator dan ini akan mempercepat reaksi. Kemungkinan yang lain, karena
pereaksi-pereaksi teradsorbsi dipermukaan katalisator akan dapat menimbulkan gaya tarik
antarmolekul yang bereaksi, dan ini menyebabkan molekul-molekul tersebut menjadi
reaktif.
Agar katalisator tersebut berlangsung efektif, katalisator tidak boleh
mengadsorpsi zat hasil reaksi, dan dengan demikian permukaan logam akan segera ditempati
oleh permukaan yang baru. Bila zat pereaksi atau pengotor teradsorpsi dengan kuat oleh
katalisator menyebabkan permukaan katalis menjadi tidak aktif. Dalam keadaan demikian
itu, katalisator dikatakan dapat telah teracuni, dan ini akan menghambat reaksi.
D. PERSAMAAN LAJU REAKSI 1. Bentuk persamaan laju reaksi
Untuk reaksi :
mA + nB pC + qD
persamaan laju reaksi dinyatakan sebagai berikut :
dengan, v = laju reaksi
k = tetapan jenis reaksi
x = orde (tingkat atau pangkat) reaksi terhadap pereaksi A
y = orde (tingkat atau pangkat) reaksi terhadap pereaksi B
[A] = konsentrasi awal A
[B] = konsentrasi awal B
Tetapan kenis reaksi (k) adalah suatu tetapan yang harganya bergantung pada jenis
pereaksi, suhu, dan katalis. Setiap reaksi mempunyai harga k tertentu pada suhu tertentu.
Harga k akan berubah jika suhu berubah. Reaksi yang berlangsung cepat mempunyai harga k
yang besar, sedangkan reaksi yang berlangsung lambat mempunyai harga k yang kecil.
Kenaikan suhu dan penggunaan katalis umumnya mempercepat harga k.
Pangkat konsentrasi pereaksi pesamaan laju disebut orde atau tingkat reaksi.orde
reaksi ditentukan melalui percobaan, tidak ada kaitannya dengan koefisien reaksi. Reaksi
mA + nB pC + qD berorde x terhadap A dan berorde y terhadap B. orde reaksi
keseluruhan adalah x + y.
2. Makna orde reaksi
Orde reaksi menyatakan pengaruh konsentrasi pereaksi pada laju reaksi.
v = k[A]x[B]y
a. Orde nol
Gambar 6 grafik yang menyatakan pengaruh perubahan konsentrasi terhadap laju reaksi
Reaksi dikatakan berorde nol terhadap salah satu pereaksinya aoabila perubahan
konsentrasi pereaksi tersebut tidak mempengaruhi laju reaksi. Artinya, asalkan terdapat
dalam jumlah tertentu, perubahan konsentrasi pereaksi itu tidak mempengaruhi laju reaksi.
b. Orde satu
Gambar 7 grafik yang menyatakan pengaruh perubahan konsentrasi terhadap laju reaksi
Suatu reaksi dikatakan berorde satu terhadap salah satu pereaksinya jika laju
reaksi berbanding lurus dengan konsentrasi pereaksi itu. Jika konsentrasi pereaksi itu
dilipat-tigakan maka laju reaksi akan menjadi 31 atau 3 kali lebih besar.
c. Orde dua
Gambar 8 grafik yang menyatakan pengaruh perubahan konsentrasi terhadap laju reaksi
Suatu reaksi dikatakan berorde dua terhadap salah satu pereaksi jika laju reaksi
merupakan pangkat dua dari konsentrasi pereaksi itu. Apabila konsentrasi zat itu dilipat-
tigakan, maka laju pereaksi akan menjadi 32 atau 9 kali lebih besar.
3. Menentukan persamaan laju
Persamaan laju tidak dapat diturunkan dari stoikiometri reaksi tetapi ditentukan
melalui percobaan. Salah satu cara menentukan persamaan laju adalah metode laju awal.
Menurut cara ini, laju diukur pada awal reaksi dengan konsentrasi yang berbeda-beda.
Menurut cara ini, laju diukur pada awal reaksi dengan konsentrasi yang berbeda-beda.
Untuk memahami metode ini, perhatikan reaksi antara ion ammonium (NH4+) dengan ion
nitrit (N ) yang datanya diberikan pada tabel 1.
Tabel 1 Data laju reaksi ion ammonium dengan ion nitrit pada suhu 250C
NH4+(aq) + NO2
-(aq) N2(g) + 2H2O(l)
Nomor
percobaan
Konsentrasi awal
Ion NO2- (M)
Konsentrasi awal
Ion NH4- (M)
Laju awal
(M s-1)
1 0,0100 0,200 5,4 x 10-7
2 0,0200 0,200 10,8 x 10-7
3 0,0400 0,200 21,5 x 10-7
4 0,200 0,0202 10,8 x 10-7
5 0,200 0,0404 21,6 x 10-7
6 0,200 0,0606 32,4 x 10-7
Percobaan 1, 2, dan 3 dimaksudkan untuk menentukan orde reaksi terhadap ion NO2-.
Pada ketiga percobaan itu konsentrasi ion NO2- diubah-ubah, sementara konsentrasi ion
NH4- dibuat tetap. Dengan demikian, perubahan laju reaksi semata-mata disebabkan oleh
perubahan konsentrasi ion NO2-. Percobaan 4, 5, dan 6 dimaksudkan untuk menentukan orde
reaksi terhadap ion NH4+. Pada ketiga percobaan itu konsentrasi ion NO2
- yang dibuat tetap
sedangkan konsentrasi NH4+ diubah-ubah. Perubahan laju reaksi semata-mata disebutkan
perubahan konsentrasi ion NH4+.
Bagaimana cara menentukan persamaan laju reaksi dari data percobaan itu?
Dari persamaan reaksi:
NH4-(aq) + NO2
-(aq) N2(aq) + 2H2O(l)
Dapat ditulis persamaan laju sebagai:
v = k [NH4-]x [NO2
-]y
Orde reaksi terhadap NH4-, yaitu x, dapat ditentukan dengan membandingkan dua
percobaan dengan konsentrasi ion NO2- sama, misalnya percobaan 5 dengan percobaan 4,
atau percobaan 6 dengan percobaan 4.
=
=
2 = 2x
= 1
Orde reaksi terhadap NO2-, yaitu y, dapat ditentukan dengan membandingkan dua
percobaan dengan konsentrasi ion NH4+ sama, misalnya percobaan 2 dengan percobaan 1,
atau percobaan 3 dengan 1.
=
2y = 2
Y = 1
Jadi, persamaan laju reaksi adalah:
v = k [NH4+] [NO2
-1]
(orde 1 tidak perlu ditulis)
Selanjutkan, harga tetapan jenis reaksi (k) dapat ditentukan dengan memasukkan salah satu
data percobaan dari tabel 1 ke dalam persamaan laju reaksi. Misalnya, data percobaan 1
yang dipilih, maka harga k dihitung sebagai berikut.
5,4 x 10-7 M s-1 = k x 0,200 M x 0,0100 M
k =
k = 2,7 x 10-4 M-1 s-1
(Data percobaan manapun yang disubsitusikan seyogianya akan menghasilkan harga k yang
sama).
Jadi, persamaan laju reaksi secara lengkap dapat dituliskan sebagai berikut.
v = 2,7 x 10-4 [NH4+] [NO2
-]
dengan mengetahui persamaan laju, maka laju reaksi adalah:
v = 2,7 x 10-4 x 0,3 x 0,5 M s-1
= 4,05 x 10-5 M s-1
Jadi laju reaksi percobaan itu adalah 4,05 x 10-5.
Contoh Soal:
Reaksi antara NO2 dan HCl dalam fase gas sesuai dengan reaksi berikut.
NO2 + 2HCl(g) NO(g) + Cl2(g) + H2O(g)
No. [NO2]
(M)
[HCl]
(M)
Laju awal
(MS-1)
1. 0,53 0,53 0,062
2. 1,06 0,53 0,124
3. 0,53 1,06 0,124
4. 1,06 1,06 0,248
a. Tentukan orde reaksi terhadap NO2 dan HCl serta orde reaksi total!
b. Bagaimana persamaan laju reaksinya? Hitung harga tetapan lajunya!
Penyelesaian:
A. Untuk menentukan orde reaksi terhadap NO2, dipilih eksperimen dengan konsentrasi
HCl tetap, yaitu eksperimen 1 dan 2 atau 3 dan 4.
=
=
2 = 2x
= 1
Jadi konsentrasi NO2 adalah 1
Untuk menentukan orde reaksi terhadap HCl dipilih eksperimen dengan konsentrasi
NO2 tetap, yaitu eksperimen 1 dan 3 atau 2 dan 4.
=
=
2 = 2y
= 1
Jadi konsentrasi HCl adalah 1
Orde reaksi total = 1 + 1 = 2
B. Persamaan laju reaksinya, r = K[NO2][HCl]
v = k[NO2][HCl]
untuk menentukan harga k diambil salah 1 data percobaan misalnya percobaan 1.
0,062 = k (0,53)(0,53)
0,062 = k(0,2809)
k = 0,22
jadi harga tetapan laju (k) dari reaksi itu adalah 0,22
E. PENGGUNAAN KATALIS DALAM INDUSTRI
Katalis sangat penting dalam beberapa industri. Berikut ini beberapa penggunaan
katalis dalam industri.
a. Katalis Fe2O3 digunakan dalam pabrik ammonia. Katalis tersebut menyebabkan
terjadinya reaksi antara nitrogen dan hidrogen.
N2(g) + H2(g) 2NH3(g)
b. Dalam pembuatan asam nitrat (HNO3), ammonia bereaksi dengan oksigen
membentuk nitrogen monooksida (NO) dan uap air (H2O) dengan bantuan katalis
platina (Pt). gas NO dalam keadaan kontak dengan udara dilarutkan ke dalam airke
dalam air membentuk asam nitrat.
4NH3(g) + 5O2(g) 4NO(g) + 6H2O(l)
2NO(g) + O2(g) 2NO2(g)
4NO2(g) + O2(g) + H2O(l) 4HNO3(l)
c. Dalam pabrik asam sulfat (H2SO4), gas SO2 dibuat dengan membakar bijih
belerang(FeS). Pada proses kontak, gas SO2 dan udara dipanaskan kemudian
dilewatkan pada katalis vanadium (V)oksida (V2O5). Asam sulfat dibuat dengan cara
melarutkan gas SO3 dalam H2SO4 dan kemudian diencerkan dengan air.
2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g)
SO3(s) + H2SO4(l) H2S2O7(l)
H2S2O7(l) + H2O(l) 2H2SO4(aq)
Pembuatan H2SO4 pada proses kamar timbale, digunakan katalis NO dan NO2. NO
dan NO2 diperoleh dengan oksidasi NH3.
4NH3 + 5O2 4NO + 6H2O
2NO + O2 2NO2
2SO2 + NO + NO2 + H2O + O2 2HSO4.NO
asam nitrosulfonat
2HSO4.NO + H2O 2H2SO4 + NO + NO2