Kinetika Kimia dan Mekanisme Reaksi

Kinetika Kimia dan

Mekanisme Reaksi

Kinetika Kimia

Kinetika kimia adalah ilmu yang mempelajari laju reaksi,

atau seberapa cepat proses reaksi berlangsung dalam waktu tertentu.

Kinetika kimia menjelaskan hubungan antara perubahan konsentrasi reaktan (atau produk) sebagai fungsi waktu. Untuk reaksi: 2A + B → 3C + 4 D

berlaku: - 1/2d[A]/dt = - d[B]/dt = +1/3 d[C]/dt = +1/4 d[D]/dt, dimana tanda negatif menunjukkan pengurangan jumlah, sedangkan tanda + menunjukkan peningkatan jumlah.

Secara umum untuk reaksi: eE + fF → gG + hH, berlaku laju reaksi = - 1/ed[E]/dt = - 1/fd[F]/dt = + 1/gd[G]/dt = +

Faktor yang Mempengaruhi Laju Reaksi

Konsentrasi: molekul-molekul harus saling bertumbukan untuk bereaksi. Semakin banyak molekul yang terlibat, kemungkinan terjadi tumbukan makin besar, reaksi terjadi lebih cepat: laju ~ frekuensi tumbukan ~ konsentrasi.

Wujud fisik: molekul-molekul harus bercampur agar bereaksi. Frekuensi tumbukan antarmolekul bergantung pada wujud fisik reaktan. Semakin besar luas permukaan per satuan volume

reaktan, semakin banyak kontak yang terjadi, reaksi akan makin cepat.

Faktor yang Mempengaruhi Laju Reaksi

Temperatur: molekul-molekul harus bertumbukan dengan

energi yang cukup agar bereaksi. Semakin tinggi temperatur, akan lebih banyak tumbukan yang terjadi per satuan waktu karena meningkatkan energi tumbukan: laju ~ energi

tumbukan ~ temperatur.

Pengadukan/mekanik: mempermudah peristiwa tumbukan antarmolekul sehingga reaksi mudah terjadi.

Cahaya atau bentuk energi lainnya yang akan memudahkan tercapainya energi pengaktifan untuk terjadinya reaksi.

Katalis: adanya suatu zat yang ketika berinteraksi dengan reaktan akan memberikan jalur baru yang energi

pengaktifasnnya lebih rendah dari semula, sehingga reaksi lebih cepat terjadi.

Penulisan Laju Reaksi

Laju reaksi untuk reaksi: A → B adalah:

Dengan d menunjukkan perubahan keadaan awal dan akhir reaksi. Contoh: reaksi pembentukan smog

fotokimia:

C₂H₄(g) + O₂(g) C₂H₄O(g) + O₂(g) Diperoleh data konsentrasi O₃ yang

bereaksi dengan C₂H₄ pada 303 K sebagai berikut:

−

= +

1,10 x 10-5 60,0 1,23 x 10-5 50,0 1,40 x 10-5 40,0 1,63 x 10-5 30,0 1,95 x 10-5 20,0 2,42 x 10-5 10,0 3,20 x 10-5 0,0 [O₃] (mol/L) Waktu (s) ! − − − − = − = − =

Hukum Laju dan Komponennya

Hukum laju menggambarkan hubungan antara laju sebagai fungsi konsentrasi pereaksi, konsentrasi produk, dan

temperatur.

Laju reaksi hanya bergantung pada konsentrasi pereaksi dan temperatur saja.

Pertama-tama kita pusatkan perhatian pada pengaruh

konsentrasi pereaksi terhadap laju reaksi pada temperatur

tetap. Untuk reaksi: aA + bB +…. → cC + dD +….., maka hukum lajunya adalah:

laju = r = k[A]m_[B]n_….

Nilai k adalah tetapan laju yang bersifat spesifik untuk reaksi tertentu dan temperatur tertentu, ditentukan dari percobaan.

Nilai m dan n disebut orde reaksi yang ditentukan berdasarkan percobaan, bukan dari persamaan reaksinya.

Orde Reaksi

Beberapa contoh: NO(g) + O₃(g) → NO₂(g) + O₂(g)

hukum laju secara percobaan diperoleh: r = k[NO][O₃]. Dalam hal ini reaksi berorde pertama terhadap konsentrasi NO maupun O₃.

Reaksi: 2NO(g) + 2H₂(g) → N₂(g) + 2H₂)(g), memiliki hukum laju: r = k[NO]2_[H

2], yaitu berorde dua terhadap konsentrasi NO

dan berorde pertama terhadap H₂. Orde reaksi total = 2 + 1 = 3. Reaksi: (CH₃)₃CBr(l) + H₂O(l) →(CH₃)₃COH(l) + H+ _{(aq)+ Br}−

(aq), memiliki hukum laju: r = k [(CH₃)₃CBr], yang artinya

berorde pertama terhadap konsentrasi (CH₃)₃CBr dan berorde nol terhadap [H₂O] sehingga orde reaksi total adalah orde

pertama.

Reaksi: CHCl₃ (g) + Cl₂(g) → CCl₄(g) + HCl(g) memiliki orde reaksi pecahan dengan hukum laju: r = k[CHCl₃][Cl₂]1/2_,

Penentuan Orde Reaksi

Perhatikan contoh berikut, reaksi: O₂(g) + 2NO(g) →2NO₂(g) diperoleh serangkaian data berikut:

28,8x10-3 3,90x10-2 1,10x10-2 5 9,60x10-3 1,30x10-2 3,30x10-2 4 12,8x10-3 2,6x10-2 1,10x10-2 3 6,40x10-3 1,30x10-2 2,20x10-2 2 3,21x10-3 1,30x10-2 1,10x10-2 1 NO O₃ Laju awal (mol/L.s) Konsentrasi pada laju

awal (mol/L) Exp

Penentuan Orde Reaksi

Bandingkan percobaan 1 dan 2, akan diperoleh penggandaan laju reaksi seiring dengan penggandaan konsentrasinya, sedangkan konsentrasi NO tidak berubah:

Bandingkan percobaan 1 dan 3, dimana penggandaan konsentrasi NO menaikkan laju, sedangkan konsentrai O₃ tetap.

" " ! # $ # # $ # %

&'(")) (*& &' ++ #

− − − = = = = " " " " " " ! " # $ # $ $ # $ # $ $ ,

&'(")) (*& &' ++ # "

−

− −

= = =

=

Penentuan Tetapan laju

Untuk contoh di atas, tetapan laju dapat ditentukan dari salah satu percobaan di atas:

Satuan tetapan laju dan hubungannya dengan orde reaksi total: # $ − − − − − = = L2_mol-2_s-1 3 Lmol-1_s-1 2 s-1 1 molL-1_s-1 0 Satuan k (t dalam s) Orde Reaksi Total

Hukum Laju Integral: Perubahan

Konsentrasi terhadap waktu

Untuk reaksi orde pertama: A → B, berlaku: r = - d[A]/dt = k[A], kemudian diintegralkan:

Untuk reaksi orde kedua: A → B, berlaku: r = - d[A]/dt = k[A]2_{, kemudian}

diintegralkan:

Dengan cara yang sama, untuk reaksi orde kenol: A → B, berlaku – d[A]/dt =k[A]0_{= k, diintegralkan diperoleh: [A]}

t– [A]0 = - kt.

# ! #

&'(")) (*&

&'-" # " # & # ( & *&

− = =

=

# ! #

&'(")) (*&

&'-# " # & # ( & #&

− = =

Penentuan Hukum Laju melalui Grafik

Linier konsentrasi vs waktu

ln [A_t]

Waktu (s) ln [A₀]

Gradien = - k

Reaksi Orde Pertama

1/[A_t]

Waktu (s) 1/[A₀]

Gradien = k

Reaksi Orde Kedua

[A_t]

Waktu (s) [A₀]

Gradien = - k

Waktu Paruh

Waktu paruh adalah eaktu yang dibutuhkan bagi reaktan sehingga konsentrasinya menjadi berkurang setengahnya dari semula.

Waktu paruh untuk reaksi orde pertama adalah tetap, tidak bergantung pada konsentrasi pereaksi. Hal ini diperoleh dari hukum laju

terintegrasi:

Dengan cara yang sama bisa diperoleh waktu paruh untuk reaksi orde kedua dan orde kenol:

" # & & ' " # " # " # " , &'(")) # # = = = =

.& # ( & #&

-#

#

.& # ( & #&"

-#

#

− = =

Pengaruh Temperatur terhadap laju

Reaksi

Secara umum, banyak reaksi yang berlangsung sekitar temperatur kamar, yang setiap kenaikan temperatur sebesar 10o_{C akan}

menyebabkan laju reaksi meningkat dua atau tiga kali lipat.

Temperatur mempengaruhi laju reaksi karena pengaruhnya pada

tetapan laju reaksi. Hubungan antara temperatur dan tetapan laju reaksi dipelajari oleh Svante Arrhenius (1889), kimiawan Swedia, melalui

persamaan Arrhenius:

Dengan k= tetapan laju reaksi, E_a = energi pengaktifan reaksi, A = tetapan Arrhenius, T = temperatur dalam K, dan R = tetapan gas ideal.

Energi pengaktifan adalah energi minimum agar molekul-molekul dapat bereaksi. Semakin tinggi temperatur, nilai eksponen negatif semakin kecil, sehingga nilai k semakin besar, yang berarti bahwa laju semakin cepat: T naik /k naik /laju reaksi naik.

0

.1

Pengaruh Temperatur terhadap laju

Reaksi

Hubungan Arrhenius dapat dibuat grafik linier antara lnk dengan 1/T (K-1_).

Secara matematis dapat disusun ulang sebagai berikut:

0 "# "

. 1

" # & * " * & *& 2& 2& -0 # " # . 1 1 = − = − − lnk lnA Gradien = - E_a/R 1/T (K-1₎

Contoh Soal

Reaksi dekomposisi: 2HI(g) → H₂(g) + I₂(g) memiliki tetapan laju 9,51 x 10-9 _{L/mol.s pada 500 K dan 1,10 x 10}-5 _{L/mol/s pada 600 K.}

Hitunglah energi pengaktifan reaksi! Jawab: + 0 # " # . 1 1 # 0 . " # 1 1 ! , % 3 4 " + 4 4 3 3 − − − − = − − = − − − =

Teori Pengaruh Konsentrasi dan

Temperatur

Teori Tumbukan: reaksi akan terjadi jika 2 hal dipenuhi: Energi pengaktifan tercapai, hal ini berhubungan erat

dengan temperatur. Pengaruh temperatur

terhadap energi

tumbukan dapat dilihat pada grafik di slide berikutnya.

Orientasi molekul tepat, hal ini berhubungan erat dengan konsentrasi, semakin besar konsentrasi, kemungkinan terjadi tumbukan dengan orientasi yang benar semakin besar

Teori Keadaan Transisi: energi pengaktifan dibutuhkan

untuk merenggangkan dan membentuk kembali

ikatan-ikatan diantara pereaksi agar dapat mencapai keadaan

transisi. Keadaan transisi merupakan keadaan

molekul-molekul berenergi tinggi, tidak dapat diisolasi dan tidak

stabil.

Grafik Hubungan antara Temperatur, Jumlah

Fraksi Tumbukan dan Energi Pengaktifan

Fr ak si tu m bu ka n de ng an k ec ep at an te rt en tu

Kecepatan molekul (m/s) ~ energi tumbukan

Kecepatan rata-rata ~ energi pengaktifan yang dicapai

Pada 250_C

Pada 7000_C

Mekanisme Reaksi: Tahap-tahap

dalam Reaksi Keseluruhan

Kebanyakan reaksi tidak terjadi melalui satu tahap melainkan beberapa tahap reaksi elementer. Setiap tahap disebut reaksi antara (intermediet).

Tahap reaksi elementer dikarakterisasi oleh kemolekulannya. Contoh dalam reaksi total: 2O₃(g)

→ 3O

₂

(g) memiliki dua

tahap reaksi elementer:

Tahap elementer pertama adalah reaksi unimolekul, yaitu yang melibatkan dekomposisi atau penataan ulang suatu partikel tunggal, yaitu: O₃(g) → O₂(g) + O(g).

Tahap elementer kedua adalah reaksi bimolekul, yaitu ketika dua partikel bereaksi: O₃(g) + O(g) → 2O₂(g)

Hukum laju untuk reaksi elementer dapat langsung

diperoleh dari persamaan stoikiometrinya, sehingga orde

reaksi merupakan koefisien dari reaktannya.

Mekanisme Reaksi: Tahap-tahap

dalam Reaksi Keseluruhan

Hukum laju untuk Tahap Elementer Umum:

Laju = k[A]2_[B} Termolekul 2A + B → produk Laju = k[A][B] Bimolekul A + B → produk Laju = k[A]2 Bimolekul 2A → produk Laju = k[A] Unimolekul A → produk Hukum Laju Kemolekulan Tahap Elementer

Mekanisme Reaksi: Tahap-tahap

dalam Reaksi Keseluruhan

Semua tahap elementer dalam mekanisme reaksi tidak memiliki laju yang sama. Biasanya terdapat satu tahap yang memiliki laju lebih lambat daripada yang lain, sehingga membatasi kecepatan berlangsungnya reaksi keseluruhan.

Tahap reaksi elementer yang memiliki laju paling lambat disebut

tahap penentu laju.

Hukum laju dari tahap penentu laju adalah merupakan hukum laju dari reaksi keseluruhan.

Contoh: NO₂(g) + CO(g) →→→→ NO(g) + CO₂(g), memiliki hukum laju secara percobaan: r = k[NO₂]2_{. Hal ini karena reaksi di atas}

memiliki mekanisme dua-tahap:

1. NO₂(g) + NO₂(g) →→→ NO→ ₃(g) + NO(g) (lambat, penentu

laju)

2. NO₃(g) + CO(g) →→→ NO→ ₂(g) + CO₂(g) (cepat)

Sesuai tahap lambat sebagai penentu laju, maka hukum laju reaksi adalah r = k[NO₂] [NO₂] = k[NO₂]2_{. Hal ini sesuai hasil}

percobaan. Senyawa NO₃ disebut senyawa intermediet yang dalam reaksi keseluruhan tidak muncul, karena segera setelah terbentuk akan bereaksi kembali membentuk spesi lain.

Katalis: Mempercepat Laju Reaksi

Dua hal penting yang menyebabkan adanya katalis dapat mempercepat laju reaksi:

Katalis mempercepat laju reaksi ke arah produk maupun ke arah pereaksi, sehingga menghasilkan rendemen produk lebih cepat (rendemen produk tidak lebih banyak daripada reaksi yang tanpa katalis)

Katalis dapat menurunkan energi pengaktifan dengan cara

menyediakan mekanisme reaksi yang berbeda yang memiliki jalur energi pengaktifan lebih rendah.

Katalis terbagi menjadi dua jenis:

Katalis Homogen: yaitu zat berwujud gas, cair atau padat yang dapat larut dalam campuran reaksi.

Katalis Heterogen: biasanya adalah zat padat yang berinteraksi dengan pereaksi berwujud gas atau cair. Reaksi berlangsung di permukaan, sehingga semakin luas permukaan katalis,

Beberapa Penggunaan Katalis dalam

Industri

Plastik, serat, resin, produk cetakan Akrilonitril, High Density Poly Ethylene (HDPE) Bismut molibdat, organokrom dan titanium halida pada silika Propilena, NH₃, O₂, Etilena Poliester, etilen glikol, pelumas Etilenoksida Perak, CsCl pada alumina Etilena, O₂ Heterogen Plasticizer, Pelumas Aldehid Senyawa Rh/P αααα-olefin, CO, H₂

Nilon (serat, plastik) Adiponitril Senyawa Ni/P Butadiena, HCN Pelapisan Poli(vinilasetat); poli(vinilalkohol) Asam asetat [Rh(CO)₂I₂]−−−− Metanol, CO Busa poliuretan; poliester Propilenoksida Kompleks Mo(VI) Propilena, oksidator Homogen Kegunaan Produk katalis Pereaksi