Transcript 3rd Kinetikia Kimia

Amin Fatoni
2009
Pendahuluan
• Perubahan kimia secara sederhana ditulis dalam
persamaan reaksi dengan koefisien seimbang
• Namun persamaan reaksi tidak dapat menjawab
3 isu penting
1. Seberapa cepat reaksi berlangsung
2. Bagaimana konsentrasi reaktan dan produk saat reaksi
selesai
3. Apakah reaksi berjalan dengan sendirinya dan
melepaskan energi, ataukah memerlukan energi untuk
bereaksi?
Pendahuluan
• Kinetika kimia adalah studi laju reaksi kimia
dan mekanisme (tahapan) reaksinya
• Laju Reaksi : menggambarkan seberapa cepat
reaktan terpakai dan produk terbentuk
• Reaksi dapat berlangsung dengan laju yang
bervariasi ada yang serta merta, perlu cukup
waktu (pembakaran) atau waktu yang sangat
lama seperti penuaan, pembentukan batubara
dan beberapa reaksi peluruhan radioaktif
Contoh
• Reaksi Dekomposisi N2O5
Dinitrogen pentaoksida dapat terdekomposisi
menurut reaksi :
2N2O5(g)
2N2O4(g) + O2(g)
Reaksi ini dapat berlangsung dalam suatu pelarut
inert seperti CCl4
Ketika N2O5 terdekomposisi, N2O4 akan tetap
berada dalam pelarut dan O2 akan terbang
sehingga dapat diukur
Kita dapat mengukur O2 selama reaksi
dekomposisi N2O5 berlangsung
• Temperatur harus dijaga sampai ketelitian
0,01oC
• Larutan harus dikocok untuk menghindari
adanya O2 yang terlarut jenuh
• Diketahui bahwa pada awalnya reaksi
berlangsung cepat kemudian melambat
Stirring bar
Faktor yang Mempengaruhi Laju
Reaksi
Sifat alami reaktan
Eg.
• Bensin cair terbakar perlahan, tetapi bensin
gas terbakar eksplosif
• Dua larutan yang tidak bercampur (
immiscible) bereaksi lambat pada interface,
tetapi ketika dikocok reaksi bertambah cepat
• Fosfor putih terbakar spontan dalam udara,
tetapi, fosfor merah stabil di udara
Faktor yang Mempengaruhi Laju
Reaksi
Konsentrasi reaktan
Eg.
• Untuk reaksi 2HCl(aq) + Mg(s)  MgCl2(aq) +
H2(g) meningkatkan konentrasi HCl
meningkatkan laju reaksi yang dapat diamati
dengan pelepasan gas hidrogen
Faktor yang Mempengaruhi Laju
Reaksi
Temperatur
• Tergantung dari perubahan entalpi reaksi, DHrxn = +,
membutuhkan kalor, sehingga meningkatkan
temperatur akan meningkatkan laju.
• Secara umum, peningkatan 10 K menyebabkan
kenaikan laju dua kali lipatnya.
Katalis
• Menurunkan energi aktivasi reaksi
Teori Laju Reaksi
Teori Tumbukan (Collision Theory)
• Berdasarkan teori kinetik-molekuler
• Reaktan harus bertumbukan agar dapat bereaksi
• Mereka harus bertumbukan dengan energi yang
cukup dan orientasi yang tepat,sehingga dapat
memutuskan ikatan lama untuk membentuk ikatan
baru
• Bila temperatur naik, maka energi kinetik rata-ratanya
bertambah-laju reaksi juga bertambah
• Bila konsentrasi dinaikkan, maka jumlah tumbukan
akan bertambah sehingga laju reaksi pun meningkat
Teori Laju Reaksi
Teori Laju Reaksi
Keadaan transisi (Transition state)
• Ketika reaktan bertumbukan mereka akan
membentuk kompleks teraktifkan
• Kompelks teraktifkan tersebut berada pada
keadaan transisi.
• Kemudian akan membentuk produk atau
reaktan
• Ketika produk terbentuk, sangatlah sulit untuk
kembali ke keadaan tansisi, untuk reaksi yang
eksotermal
Energi Aktivasi
Amin Fatoni
Teori keadaan transisi
Amin Fatoni
Contoh
Profilof
Examples
Reaction Profile
Reaksi
Kimia Dasar II-Rahmat Wibowo
Contoh
Profilof
Examples
Reaction Profile
Reaksi
Energi aktivasi tinggi,
panas reaksi rendah
Energi aktivasi rendah,
panas reaksi tinggi
Kimia Dasar II-Rahmat Wibowo
Mengekspresikan Laju Reaksi
Laju Gerak 
Perubahan
posisi
Perubahan
waktu

Laju reaksi
Perubahan
t 2  t1
Laju  
Dt

D B 
Dt

Dx
Dt
iA
waktu
Konst A 2  Konst A 1
Untuk reaksi : A  B
DA
t 2  t1
konsentras
Perubahan


x 2  x1

D ( Konst A)
Dt
Soal Latihan
Hidrogen sebagai bahan bakar roket dan diusulkan sumber
energi masa depan karena menghasilkan produk gas non
polusi:
2H2(g) + O2(g)  2H2O(g)
1. Tuliskan laju reaksi ini dalam suku perubahan [H2], [O2]
dan [H2O] terhadap waktu
2. Saat O2 turun pada 0,23 M.s-1, berapa kenaikan
terbentuknya H2O?
Kembali ke ……
Reaksi dekomposisi N2O5
2N2O5(g)
2N2O4(g) + O2(g)
Dekomposisi Reaksi N2O5
Hasil
ekperimen
Kimia Dasar II-Rahmat Wibowo
Laju produksi
O2 berkurang
Laju reaksi rata-rata
Kita dapat menghitung laju reaksi rata-rata
pembentukan oksigen selang waktu tertentu
Kecepatan rata-rata
pembentukan O2
laju 
D VO2
Dt
Satuan laju untuk reaksi ini
adalah mL O2 (STP) / s
Perhatikan bahwa laju reaksi
berkurang sejalan meningkatnya
waktu
Plot Data
Kimia Dasar II-Rahmat Wibowo
Laju sesaat (Instantaneous)
Dari grafik terlihat
bahwa laju reaksi
berkurang selama
waktu reaksi
Laju sesaat
• Laju pada waktu
tertentu
• Dilihat dari slope
(tengensial)
Slope pada 4000 s
Slope pada 2400 s
Slope pada 1600 s
Laju pembentukan O2
Kimia Dasar II-Rahmat Wibowo
semakin berkurang
Laju Awal Reaksi
(Initial Rate)
• Laju pembentukan O2 pada waktu nol ( 0 s) atau
pada saat reaksi tepat akan dimulai
Laju vs Konsentrasi
• Kita dapat mengembangkan
secara kuantitatif hubungan
antara konsentrasi dengan laju
reaksi
• Dengan mencari tangensial
dari kurva [N2O5], kita dapat
mengukur laju reaksi
• Sesuai dengan data dapat
diketahui bahwa laju raksi
berbanding lurus dengan
konstanta laju reaksi
• Laju = k [N2O5]
• Sehingga kita dapat
menghitung nilai k untuk tiap
nilai laju reaksi
Hukum Laju Reaksi
• Untuk reaksi umum
aA + bB + …..
eE + fF + gG…….
Hukum laju reaksinya :
v = k [A]x[B]y
Dimana
v = laju reaksi
k = konstanta laju reaksi
x, y = orde reaksi terhadap A dan B
x+y = total orde reaksi
Orde reaksi tidak selalu sama dengan koefisien reaksi
Mencari Hukum Laju
Metode laju awal reaksi
Orde untuk tiap reaktan dapat dicari dengan
• Merubah konsentrasi awalnya
• Menjaga konsentrasi dan kondisi reaktan lainnya
tetap
• Mengukur laju awalnya
Perubahan pada kecepatan digunakan untuk mengukur
orde tiap reaktan. Prosesnya dilakukan secara
berulang-ulang
Contoh : N2O5
Diambil dari dekomposisi N2O5
Hukum laju :
v = k[N2O5]x
Tujuannya adalah mencari x
Kimia Dasar II-Rahmat Wibowo
Contoh N2O5
Eksp. 1
Eksp. 2
Kita bagi persamaan eksperimen 1 dengan
persamaan eksperimen 2
Contoh yang lebih kompleks
Untuk reaksi dibawah diperoleh hasil :
Kimia Dasar II-Rahmat Wibowo
Contoh yang lebih kompleks
Untuk Order A
Untuk Order B
Gunakan Reaksi 1 dan 2
Gunakan Reaksi 1 dan 3
6 ,8  10
1, 7  10
4 ,0  2
8
8
M /s
M /s

0 , 060 M  x
0 , 030 M  x
x
4 ,9  10
8
1, 7  10
8
2 ,9  2
y
M /s
M /s

0 , 010 M  y
0 , 020 M  y
y  3/2
x2
Untuk Order C
Sehinga diperoleh
Gunakan Reaksi 1 dan 2
1, 7  10
8
1, 7  10
8
1 2
z
z 0
M /s
M /s
0 ,100 M 
0 , 050 M  z
z

X = 2, y = 3/2 dan z = 0
Hukum Laju:
V = k [A]2[B]3/2
Total orde : 31/2Kimia Dasar II-Rahmat Wibowo
Mencari Hukum Laju Reaksi
Metode Grafik
Dengan menggunakan persamaan integral, dapat
diperoleh garis lurus dari plot data. Order reaksi
ditetntukan apabila data sesuai dengan plotnya
Finding
the Rate
Mencari Hukum
LajuLaw
Reaksi
Dilihat dari plot ini maka dapat
disimpulkan bahwa reaksi
dekomposisi N2O5 merupakan
reaksi order 1 karena
menghasilkan garis lurus
Kimia Dasar II-Rahmat Wibowo
Reaksi Order Pertama
Beberapa aplikasi dari reaksi order I
• Menggambarkan berapa banyak obat yang
dilepas pada peredaran darah atau yang
digunakan tubuh
• Sangat berguna di bidang geokimia
• Peluruhan radioakif
Waktu Paruh (t1/2)
Waktu yang dibutuhkan untuk meluruhkan ½
dari kuantitas awal suatu reaktan
Waktu Paruh
Dari data N2O5 dilihat bahwa
dibutuhkan waktu 1900 detik
untuk mereduksi jumlah awal
N2O5 menjadi setengahnya.
Butuh 1900 detik lagi untuk
mereduksi setengahnya kembali
Waktu Paruh
Hubungan waktu paruh dengan konstanta laju reaksi
Waktu paruh dapat digunakan untuk
menghitung konsntanta laju reaksi orde
pertama
Contoh N2O5 dengan waktu paruh 1900 detik
Pengaruh Temperatur
• Persamaan yang menyatakan hubungan ini adalah
persamaan Arrhenius
Pengaruh Temperatur
Laju reaksi sangat bergantung dengan temperatur
Berikut adalah konstanta
reaksi dekomposisi N2O5
pada berbagai temperatur
Pengaruh Temperatur
• Bentuk lain persamaan Arrhenius:
Jika ln k diplot terhadap 1/T maka akan didapat garis
lurus dengan nilai tangensial –Ea/R
Energi Aktivasi
Energi yang dibutuhkan oleh suatu molekul untuk
dapat bereksi
Hasil dari perhitungan data N2O5
Temperatur dan Ea
Bila temperatur meningkat, fraksi molekul
yang memiliki energi kinetik pun meningkat
sehingga meningkatkan energi aktivasinya
Kimia Dasar II-Rahmat Wibowo
Mekanisme Reaksi
• Belangsung dapat berlangsung hanya
dengan satu tahap
Contoh:
Na+(aq) + OH-(aq) + H+(aq) + Cl-(aq) 
H2O(l) + Na+(aq) + Cl-(aq)
Spectator ions
Mekanisme Reaksi
• Kebanyakan reaksi kimia berjalan dengan beberapa tahap
yang berurutan
• Setiap tahapan memiliki laju yang bersesuaian
• Laju keseluruhanditentukan oleh tahapan yang
berlangsung paling lambat (rate-determining step)
Mengapa?
• Prinsip:
“ Jika konsentrasi suatu reaktan muncul dalam persamaan
laju reaksi, maka reaktan tersebut atau sesuatu yang
merupakan hasil penurunan reaktan tsb terlibat dalam
tahapan yang lambat. Jika tidak muncul dalam
persamaan laju reaksi, maka baik reaktan maupun
turunannya tidak terlibat dalam tahapan yang lambat.”
Go to ……
Reaksi dekomposisi N2O5
2N2O5(g)
2N2O4(g) + O2(g)
Reaksi ini bukan reaksi orde 2 walaupun ini
merupakan reaksi bimolecular
tumbukan
Dua molekul gas
dalam tumbukan
v = k [N2O5]
Persamaan ini menunjukkan bahwa tahapan yang
paling lambat melibatkan satu molekul N2O5 yang
terdekomposisi
lambat
cepat
+
lambat
Tahapan pertama merupakan
unimolecular – dimana tiap molekul
pecah. Mereka tidak bertumbukan
terlebih dahulu
cepat
Tahap I
Tahap II
e
n
e
r
g
i
Tahap III
Ea1
waktu
Ea2
Ea3
Contoh, lagi….
+
O
H3C
Reaksi yang dikatalisis asam antara
propanon dengan iodin
C
+
H 3C
CH3
+ H+
OH
C
fast
H 3C
C
CH3
OH
slow
H 3C
CH3
OH
C
CH2
+
+ H
H+(aq)
CH3COCH3(aq) + I2(aq)
CH3COCH2I(aq) + HI(aq)
+
OH
H 3C
r = k[CH3COCH3]1[H+]1[I2]o
C
+
H 3C
CH2
+ I2
H 3C
C
C H 2I + I
-
O
OH
C
fast
OH
CH2I + I
-
fast
H 3C
C
C H 2I + H I
Katalisis
• Katalis meningatkan koefisien reaksi dengan
menyediakan jalur reaksi alternatif (atau
mekanisme) dengan energi aktivasi yang
lebih rendah
• Katalis tidak mengubah kesetimbangan
hanya mempercepat terjadinya
kesetimbangan
• Contoh:
Produksi NH3 menggunakan katalis Pt
Catalytic converter pada knalpot
Aksi Katalis
Katalisis
•Homogen : satu fasa
•Heterogen
: reaktan dan katalis berada pada
fasa yang berbeda
•Contoh : pada produksi amonia
N2 + 3H2
2NH3 (katalis Pt)
Tahapan penentu laju adalah pemutusan ikatan H-H