KINETIKA KIMIA. SHINTA ROSALIA DEWI

Kinetika kimia Shinta Rosalia Dewi

Pendahuluan   Kinetika Reaksi Mekanika fluida   mendesain reaktor kimia Pindah panas   neraca massa  ekonomi  Termodinamika

Pendahuluan (cont’) • Kinetika reaksi adalah studi tentang laju reaksi, perubahan konsentrasi reaktan (atau produk) sebagai fungsi dari waktu • 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

Pendahuluan (cont’) • Laju reaksi dinyatakan sebagai laju berkurangnya konsentrasi pereaksi atau bertambahnya konsentrasi produk per satuan waktu. • Laju reaksi mempunyai satuan mol per liter per detik (mol. L-1. s-1 atau M.s-1). • Laju pengurangan reaktan dinyatakan sebagai -r, sedangkan laju pembentukan produk dinyatakan sebagai +r.

Mengekspresikan Laju Reaksi A B  R dNA r  k[A][B] dt Laju reaksi

Perubahan konsentrasi A  Perubahan waktu Konst A 2  Konst A1 (Konst A)   t 2  t1 t A B Laju    t t

Ekspresi Laju dalam Konsentrasi Reaktan dan Produk C2H4  O3  C2H4 O  O2 Laju    C2H4    O3    C2H4 O   O2 

t t t t Untuk reaksi hidrogen dan iodine membentuk HI H2 (g)  I2 (g)  2HI(g)  H2   I2 

1  HI Laju     t t 2 t  HI  H2   I2  Laju   2  2 t t t atau

Soal latihan Laju pembentukan NO(g) pada reaksi 2NOBr(g)  2NO(g) + Br2(g) adalah sebesar 1,6 x 10-4 M/s. berapa laju konsumsi NOBr?

d[NO]  1,6x10 4 M / s dt 1 d[NO] 1 d[NOBr] r  2 dt 2 dt sehingga r = 0,5x1,6x10-4 M/s = 8x10-5 M/s d[NOBr] 4 4 dan  2 x r=2 x (8x10 M / s)  1,6x10 M / s dt

Soal Latihan Karena menghasilkan produk gas non polusi, hidrogen digunakan sebagai bahan bakar roket dan sumber energi masa depan: 2H2(g) + O2(g)  2H2O(g) 1. Tuliskan laju reaksi ini dalam bentuk perubahan [H2], [O2] dan [H2O] terhadap waktu 2. Saat O2 turun pada 0,23 mol/L.s berapa kenaikan terbentuknya H2O?

d[O2 ]   0,23mol / L dt d[O2 ] 1 d[H2 ] 1 d[H2 O] laju     2 dt dt 2 dt d[O2 ] 1 d[H2 O]    0,23mol / L dt 2 dt d[H2 O] d[O2 ]   2  2x0,23mol / L  0, 46mol / L dt dt

Laju reaksi • Apabila diberikan satu komponen reaksi, i, dan laju perubahan jumlah mol komponen i adalah dNi/dt, maka laju reaksi dalam berbagai bentuk dapat ditulis dengan : Didasarkan pada unit volume reaksi fluida :

mol i 1 dNi ri   V dt (volume fluida) (waktu) Didasarkan pada unit masa padatan dalam system padat-fluida : mol i 1 dNi ' ri   W dt (massa zat padat )(waktu)

Laju reaksi Didasarkan pada unit volume padatan dalam system gas-padat : mol i 1 dNi ri   Vs dt (volume zat padat) (waktu) '''

Didasarkan pada unit volume reaktor :

mol i 1 dNi ri   Vr dt (volume reaktor ) (waktu) ''''

Latihan Seorang perempuan dengan berat 60 kg mengkonsumsi sekitar 6000 kJ energi dari makanan. Dan asumsikan bahwa seluruh makanannya adalah glukosa dan reaksi keseluruhannya adalah sebagai berikut : C6H12O6 + 6O2  6CO2 + 6H2O ∆HR = -2816 kJ Tentukan laju metabolik perempuan tersebut dalam mol oksigen per m3 tubuh per detik! (densitas = 1000 kg/m3)

1 dNO2 mol O2 yang digunakan rO2   V dt (m3 tubuh). s Jawaban

kg densitas perempuan  p  1000 x 3 m 60 kg 3 Vp   0,06 m 1000 kg /m3

Untuk setiap mol glukosa yang dikonsumsi, digunakan 6 mol O2 dan melepas 2816 kJ energi. dNO2    6 mol O2  6000 kJ / hari     12,78 mol O2 / hari dt  2816 kJ / mol glukosa   1 mol glukosa 

1 dNO2 rO2   V dt 12,78 mol O2 yang digunakan 1hari 1 rO2  x 3 0,06 m hari 24 x 3600 s rO2  2,47 x 10-3 mol O2 yang digunakan/m3s

Jenis reaksi Berdasarkan banyaknya fase yang terlibat dalam sistem reaksi • Reaksi homogen : sistem reaksi dengan fase tunggal (fasa yang sama). Berupa reaksi homogen fase gas atau reaksi homogen fase cair. Reaksi terjadi di seluruh bagian fase • Reaksi heterogen : sistem reaksi yang mengandung lebih dari 1 (satu) fase sedikitnya dua fasa pereaksi supaya reaksi dapat berlangsung. Reaksi terjadi di permukaan antar fase

Jenis reaksi (cont’) Berdasarkan keberadaan atau penggunaan katalis • Reaksi katalitik : sistem reaksi yang menggunakan peran katalis atau katalisator. Ada 2 macam : 1. reaksi katalitik homogen (jika fase katalis = fase reaksi) 2. reaksi katalitik heterogen (jika fase katalis ≠ fase reaksi). • Reaksi non-katalitik : sistem reaksi yang tidak menggunakan peran katalis.

Jenis reaksi (cont’) Berdasarkan mekanisme atau kompleksitasnya • Reaksi tunggal (single reaction) : reaksi yang mempunyai satu persamaan stoikiometri dan satu persamaan laju yang bertanggung jawab pada jalannya reaksi. • Reaksi kompleks (multiple reaction) : reaksi yang mempunyai lebih dari satu persamaan stoikiometri dan kinetika reaksi yang bertanggung jawab pada jalannya reaksi. Multiple reaction Reaksi seri • Reaksi seri atau reaksi konsekutif adalah reaksi dari reaktan yang terbentuk zat antara yang reaktif sebelum berubah menjadi produk yang stabil.

A  B  P k1 k2

• Contoh : k1

C2H4O + NH3 etilen amoniak oksida HOCH2CH2NH2

EO

mono-etanol amin

(HOCH2CH2NH)2NH di-etanol amin EO

(HOCH2CH2)3N tri-etanol amin

Multiple reaction Reaksi paralel • Reaksi paralel atau reaksi samping (competitive reaction) yaitu dari reaktan yang sama dihasilkan produk yang berbeda melalui jalur reaksi yang berbeda pula. P k1 A k2

R

Reaksi paralel Contoh : reaksi oksidasi etilen menghasilkan produk etilen oksida, akan tetapi selama proses oksidasi, sebagian etilen terbakar sempurna sehingga terbentuk produk yang tidak

diinginkan yaitu uap air dan karbon dioksida. k C2H4 + 1/2 O2 etilen oksigen C2H4 + 3 O2 etilen 1 oksigen C2H4O etilen oksida k2 2CO2

+

karbondioksida 2H2O air

Multiple reaction • Reaksi kompleks : melibatkan reaksi seri dan paralel C2H5OH k1

etanol C2H5OH k2

etanol C2H4 etana + CH3CHO etanal

C2H4 + H2O air etana CH3CHO + H2 etanal k3

C4H6 hidrogen

+ H2O air butadiena

Jenis reaksi (cont’) Berdasarkan arah reaksinya • Reaksi reversibel (bolak-balik) : reaksi reversibel merupakan reaksi bolak-balik; dalam hal ini terjadi kesetimbangan. • Reaksi ireversibel (searah) : reaksi ireversibel merupakan reaksi satu arah atau tak dapat balik; tidak ada keadaan setimbang. Sistem kinetik • Sistem tertutup : sistem yang tidak ada hubungan materi dengan lingkungan Ex : reaksi dalam fasa cair dalam tabung reaksi tertutup, maka yg berpengaruh hanya fasa cair dan uap di dalam sistem • Sistem terbuka : sistem yg berhubungan dengan lingkungan dalam bentuk materi atau energi Ex : sistem fasa cair yg dipanaskan dalam tabung pemanas sehingga fasa cair dapat berubah menjadi fasa gas yg dapat keluar sistem

Variabel yg mempengaruhi laju reaksi • Temperatur  pd reaksi isotermal, T dijaga konstan

sehingga tidak mempengaruhi variabel lain • Tekanan dan volume  pada reaksi yg melibatkan fasa gs, P dan V penting untuk dijaga konstan • Komposisi kimia : konsentrasi reaktan  umumnya merupakan parameter yg dikaji

Variabel yg mempengaruhi laju reaksi • Komposisi kimia : konsentrasi senyawa inert  pada beberapa kasus ditemui senyawa yg tidak terlibat dalam reaksi tetapi memberikan efek pada laju reaksi • Komposisi kimia : katalis  mempercepat reaksi • Efek permukaan : rx heterogen / homogen Persamaan laju reaksi • Apabila diberikan reaksi : aA + bB  cC + dD • Maka persamaan laju reaksi dapat ditulis :

dimana r : laju reaksi k : konstanta laju reaksi a : orde reaksi terhadap [A] b : orde reaksi terhadap {B}

Orde reaksi • Orde reaksi (tingkat reaksi) adalah jumlah eksponen faktor konsentrasi yang terdapat dalam persamaan laju. • Orde reaksi menyatakan besarnya pengaruh konsentrasi pereaksi terhadap laju reaksi. • Orde reaksi biasanya berupa bilangan bulat, tetapi dapat bernilai pecahan atau negatif Orde reaksi (cont’) Misalnya reaksi : aA + bB + ... + dD  P a + b + ...+ d = n Jadi reaksi tingkat a terhadap A, tingkat b terhadap B dan tingkat n terhadap keseluruhan reaksi. Dimana nilai : a. b, ..., d tidak harus selalu sama dengan koefisien stoikiometri.

• Reaksi yang harga orde reaksi terhadap suatu komponen sama dengan koefisien reaksi komponennya disebut reaksi elementer A B  R dNA r  k[A][B] dt

Orde reaksi total = 2

• Reaksi yang harga orde reaksinya tidak sama dengan koefisien stoikhiometri komponennya disebut reaksi non elementer. 5 Br- + BrO3- + 6 H+  3 Br2 + 3 H2O,

r

dNBrO  3

 k [BrO3 ][Br ][H2 ] dt orde reaksi total = 4

-2

Latihan Tabel di bawah ini merupakan data dari reaksi P + Q →R + S [P]awal (M) a 2a 3a a a [Q]awal (M) b b b 2b 3b

Laju reaksi (M/s) V 4v 9v v v Dari data tersebut, tentukan:

1.orde reaksi P 2.orde reaksi Q 3.orde reaksi total 4.persamaan laju reaksi

Latihan • Salah satu reaksi gas yang terjadi dalam kendaraan adalah: NO2(g) + CO(g)  NO(g) + CO2(g) Laju = k[NO2]m[CO]n • Jika diketahui data sebagai berikut, tentukan orde reaksi

keseluruhan dan persamaan lajunya Eksperimen Laju awal (mol/L.s)

[CO] awal (mol/L) 1 2 3

0,0050 0,080 0,0050 0,10 0,40 0,10 0,10 0,10 0,20

Latihan Rumusan laju reaksi tersebut diperoleh dari percobaan. Misalkan diperoleh data percobaan untuk reaksi : NO(g) + Cl2(g)  NOCl2(g) Diperoleh data sebagai berikut : Perc

[NO] ,M [Cl2], M r, M/s 1 2 3 4 0,1 0,1 0,2 0,3 0,1 0,2 0,1 0,3 4 16 8 ?

Rumusan laju reaksi untuk reaksi tersebut adalah : r = k.[NO]m.[Cl2]n Orde NO = m Percobaan 1 dan 3 [NO]m  r m

Orde Cl2 = n Percobaan 1 dan 2 [Cl2 ]n  r n  [NO]3  r3    r1  [NO]1   [Cl2 ]2  r2     [Cl2 ]1  r1 m n 8  0,2   0,1   4   2m  2 m1  0,2  16  0,1   4   2n  4 n2

Maka rumusan laju reaksinya adalah : r=k.[NO]1.[Cl2]2 Harga k diperoleh dengan memasukan salah satu data percobaan

Maka laju reaksi pada percobaan 4 adalah : r= k.[NO].[Cl2]2 r= 4.103 x 0,3 x 0,32 r= 108 Ms-1 Latihan Nitrogen oksida (NO) direaksikan dengan Cl2 sesuai reaksi : 2NO + Cl2  2NOCl, diperoleh data hasil percobaan penentuan laju :

Percobaan [NO] (M) [Cl2] (M) Waktu (detik) 1 0,13 0,08 64 2 0,26 0,16 16 3 0,26 0,32 8 4 0,52 0,32 2 Persamaan laju reaksinya adalah …

Model kinetika • Kinetika orde nol • Kinetika orde satu • Kinetika orde dua • Kinetika orde tinggi • Kinetika reaksi orde semu

Reaksi orde nol Misalnya diberikan reaksi sederhana : AP Reaksi orde nol adalah reaksi yang laju reaksinya dapat ditulis sebagai : d[A]   k [A]0  k dt

di mana k adalah konstanta laju reaksi orde nol dan [A] adalah konsentrasi reaktan. Reaksi orde nol (cont’) [A]  [A] 0 [A]  [A]0  k t atau k  t

Waktu paro • Waktu paro (t1/2) adalahh waktu yang diperlukan untuk mereaksikan separo dari konsentrasi reaktan awal. • Pada t1/2, [A] = ½ [Ao] [A]0  [A] [A]0 (1  0, 5) 0, 5[A]0 k   t t1/2 t1/2 t1/2

[A]0  2k

Latihan • Suatu reaksi dengan konsentrasi reaktan 1 mol/L, 50% sempurna dalam 10 menit. Reaksi dibiarkan berlangsung 5 menit lagi. Berapa banyak sisa reaktan jika reaksi mengikuti orde nol? Reaksi orde satu Misalnya diberikan reaksi sederhana : A P d[A] d[A]   k [A] atau   k dt dt [A] [A]0 ln  kt [A] ln [A]  ln [A]0  kt

Reaksi orde satu (cont’) Apabila dibuat grafik ln [A] versus t akan diperoleh slope = -k. Konstanta laju reaksi juga dapat ditentukan dengan rumus : 1 [A]0 k  ln t [A]

Waktu paro • Pada t1/2, [A] = ½ [Ao]

1 [A]0 k  ln t [A] [A]0 ln  kt1/2 1 [A] 2 0 ln 2 = kt1/2 t1/2 ln2 0,693   k k

contoh Reaksi dekomposisi N2O5 berlangsung mengikuti reaksi orde satu : 2N2O5  4NO2 + O2 Pada temperatur 25oC didapatkan harga k = 3,38 x 10-5 detik-1. berapa waktu paro dari reaksi tersebut?

Latihan Reaksi dekomposisi gas azometan : CH3N2CH3  CH3CH3 + N2 dengan variasi waktu, dihasilkan nilai tekanan parsial pada temperatur 600 K adalah sebagai berikut : t / detik

0

p/p0 /10-2 8,20 1000

2000 3000 4000 5,72 3,99 2,78 1,94

Tentukan orde reaksi, konstanta laju reaksi pada temperatur tersebut! Tentukan waktu paronya! Hubungan konversi dg waktu Reaksi Order 1 • Persamaan hubungan konversi atau konsentrasi suatu bahan dalam reactor dengan waktu reaksi dapat dinyatakan berdasarkan neraca massa dalam reactor yang digunakan. • Misalkan suatu larutan A dengan konsentrasi CA0 gmol/L dalam reactor batch dengan volume larutan V L bereaksi membentuk B dengan persamaan reaksi A  B, reaksi merupakan reaksi order 1 dengan kecepatan reaksi rA= kCA,

[A] dari persamaan ln  kt, dapat ditulis : [A]o [A] kt e [A]o sehingga hubungan konsentrasi A dengan waktu dapat ditulis : [A] =[A]o.e

kt

dan hubungan konversi dengan waktu : [A]o(1 - x A )  [A]o.e XA  1  e kt

kt

konsentrasi bahan yang lain dapat ditulis : [P] = [P]o + [A]o.X A

Soal • Suatu larutan A dengan konsentrasi 0,5 gmol/L dalam reactor batch dengan volume larutan 2,5 L bereaksi membentuk B dengan persamaan reaksi : A B reaksi merupakan reaksi order 1 dengan kecepatan reaksi rA= kCA, dengan nilai k=0,01 1/menit. berapa konsentrasi A, konversi A serta konsentrasi B setelah 3 menit ?

Penyelesaian Dengan penjabaran neraca massa A seperti di atas diperoleh persamaan : C A  C A0 ekt  (0,01

gmol C A  0,5 e L C A  0,485gmol / L 1 )(3menit) menit

X A  1  ekt  (0 ,01 XA  1  e

1 )(3menit) menit  0,029

CB  CB0  C A 0 X  0  0, 5  0,029 

 0,0145 gmol / L

Soal • Suatu larutan A dengan konsentrasi 10 gmol/L dalam reactor batch dengan volume larutan 2,5 L bereaksi membentuk B dengan persamaan reaksi A  3B, reaksi merupakan reaksi order 1 dengan kecepatan reaksi rA= kCA, dengan nilai k=0,02 1/menit berapa konsentrasi A, konversi A serta konsentrasi B, setelah 3 menit

Reaksi orde dua • Pada reaksi orde dua, laju reaksi berbanding langsung dengan kuadrat

konsentrasi dari satu reaktan atau dengan hasil kali konsentrasi yang meningkat sampai pangkat satu atau dua dari reaktan. • Misalkan pada reaksi orde dua : 2A  P, maka persamaan lajunya : d[A] d[A] 2   k [A] atau  2  k dt dt [A]

Reaksi orde dua (cont’) d[A] 2   k [A] atau dt d[A]  2  k dt [A] 1 1   kt atau [A] [A]0 1 1  kt  [A] [A]0

A + B  P, maka persamaan lajunya : d[A]   k [A][B] dt d[A]   k dt [A][B] [A]0 – [A] = [B]0 – [B] sehingga [B] = [B]0 – [A]0 + [A], dengan [A] dan [B] adalah konsentrasi reaktan dan [A]0 dan [B]0 adalah konsentrasi awal reaktan.

Jika [B] disubstitusi ke persamaan, maka :

d[A]   k dt [A]([B]0  [A]0  [A] [A]0 [B] 1 ln  kt [B]0  [A]0 [B]0 [A] [A]0 [B] ln  ([B]0  [A]0 )kt  ln [A] [B]0

Waktu paro • Waktu paro dapat ditentukan hanya jika satu jenis reaktan terlibat. Penentuannya dilakukan terhadap salah satu reaktan saja. • Waktu paro berhubungan dengan konsentrasi awal • Rumus menghitung waktu paro (kecuali untuk n =1 atau reaksi orde satu) n1

2 1 t 12  (n  1)[A]0n1 k

Reaksi orde semu / pseudo • Sukrosa + H2O + H+  fruktosa + glukosa + H+ • Laju reaksi : d[S]   k[S][H2O][H ] dt d[S]   k'[S] --> reaksi pseudo orde satu dt k'  k[H2O][H ]

• H+ merupakan katalis yang konsentrasi total selama reaksi adalah tetap • Konsentrasi pelarut air umumnya mendekati tetap / konstan sehingga tidak mempengaruhi

Menentukan k dan orde reaksi • Menentukan konstanta laju reaksi dan orde reaksi berdasarkan waktu paro :

2n1  1 log t 12  log  (n  1)log[A]0 (n  1)k • Plot grafik log t1/2 vs log A0 • n : orde reaksi, k : konstanta laju reaksi

Faktor yang Mempengaruhi Laju Reaksi • Pada kondisi tertentu masing-masing reaksi memiliki karakteristik laju masing-masing yang ditentukan oleh sifat kimia reaktan • Pada suhu kamar: H2(g) + F2(g)  2HF(g) sangat cepat 3H2(g) + N2(g)  2NH3(g) sangat lambat

Faktor yang Mempengaruhi Laju Reaksi • Konsentrasi: molekul-molekul harus bertumbukan agar terjadi reaksi dalam konteks ini laju reaksi proporsional dengan konsentrasi reaktan • Luas

permukaan : semakin besar luas permukaan, laju reaksi semakin cepat • Temperatur: molekul harus bertumbukan dengan energi yang cukup untuk bereaksi • Katalis : penggunaan katalis akan

mempercepat laju reaksi N2(g) + 3H2(g) ⇄ 2NH3(g) ∆H = -92,4Kj Pada 25oC : Kp = 6,2×105

Konsentrasi Konsentrasi mempengaruhi laju reaksi, karena banyaknya partikel memungkinkan lebih banyak tumbukan, dan itu membuka peluang semakin banyak tumbukan efektif yang menghasilkan perubahan. Mana yang lebih mungkin terjadi tabrakan, di jalan lengang atau dijalanan padat? ?

Konsentrasi Hubungan kuantitatif perubahan konsentrasi dengan laju reaksi tidak dapat ditetapkan dari persamaan reaksi, tetapi harus melalui percobaan. Dalam penetapan laju reaksi ditetapkan yang menjadi patokan adalah laju perubahan konsentrasi reaktan. Ada reaktan yang perubahan konsentrasinya tidak mempengaruhi laju reaksi:

[reaktan]  V [reaktan]  x  V  1 xn  1 no

Contoh Persamaan kecepatan reaksi H2 + I2 → 2 HI V = k [H2][I2]. Jika konsentrasi H2 dinaikkan 2x dan I2 dinaikkan 3x, maka laju reaksi menjadi?

Konsentrasi • Reaksi antara NO(g) dan O2 (g) adalah reaksi berorde dua terhadap NO(g) dan berorde dua untuk O2 (g). Jika konsentrasi kedua pereaksi dijadikan 3 kali konsentrasi semula. Tentukan laju reaksinya dibandingkan dengan laju semula menjadi!

Luas Permukaan

Mana yang lebih luas permukaannya? Sepotong tahu utuh atau sepotong tahu dipotong 4? Luas Permukaan

Luas Permukaan Perhatikan bahwa luas permukaan tahu utuh lebih kecil dari tahu yang dipotong 4 Sekarang! Mana yang lebih luas permukaannya, gula berukuran butir kasar atau gula berukuran butiran halus? Mana yang lebih mudah larut, gula yang berukuran butir kasar atau yang berukuran butiran halus ?

Luas Permukaan Luas permukaan mempercepat laju reaksi karena semakin luas permukaan zat, semakin banyak bagian zat yang saling bertumbukan dan semakin besar peluang adanya tumbukan efektif menghasilkan perubahan Semakin luas permukaan zat, semakin kecil ukuran partikel zat. Jadi semakin kecil ukuran partikel zat, reaksi pun akan semakin cepat.

Luas permukaan • Reaksi zat A dan B (zat padat, dengan ukuran 100 mesh) menghasilkan C : A+BC mempunyai persamaan laju reaksi : r = [A] [B]2 Jika ukuran B yang direaksikan adalah 200 mesh, bagaimana perubahan laju reaksinya?

Katalis • Katalis homogen • Katalis heterogen • Katalis enzim

• Katalis : zat yang dapat mempengaruhi laju reaksi (biasanya mempercepat), tanpa dikonsumsi selama reaksi berlangsung • Katalis bekerja dengan mengubah mekanisme reaksi dan energi aktivasi sistem • Kesetimbangan dalam sistem tetap

• Katalis homogen : katalis yang fasenya sama dengan fase reaktan • Katalis heterogen : katalis yang fasenya berbeda dengan fase reaktan; biasanya melibatkan lebih dari satu fasa

• Reaksi Katalitik : terjadi pada antar muka (interface) fluida padat luas permukaan antar muka hrs tinggi  berpengaruh secara signifikan pada laju reaksi.

Temperatur

Kenaikan suhu dapat mempercepat laju reaksi karena dengan naiknya suhu energi kinetik partikel zat-zat meningkat sehingga memungkinkan semakin banyaknya tumbukan efektif yang

menghasilkan perubahan

Temperatur Hubungan Kuntitatif perubahan suhu terhadap laju reaksi: Hubungan ini ditetapkan dari suatu percobaan, misal diperoleh data sebagai berikut: Suhu (oC)

Laju reaksi (M/detik) 10 20 30 40 T

0,3 0,6 1,2 2,4 Vt

Temperatur Hubungan Kuantitatif perubahan suhu terhadap laju reaksi: Ta - To v a = (v)

T vo

1 ta = ( ) v

Dimana : Va = laju reaksi akhir (pada suhu T) Vo = laju reaksi awal (pada suhu awal (To)) ∆v = perubahan laju ta = waktu akhir (pada suhu T) to = waktu awal Ta = suhu akhir To = suhu awal ∆T = perubahan suhu

Ta - To T to

Pengaruh Temperatur • Berapa kenaikan laju reaksi yang terjadi apabila suhu dinaikkan dari 70oC menjadi 100oC, di mana setiap kenaikan suhu 10oC, laju reaksi meningkat 3 kali ?

Latihan • Laju reaksi meningkat menjadi 2 kali laju reaksi semula pada setiap kenaikan suhu 10oC. jika pada suhu 30oC reaksi berlangsung 48 menit, maka berapa lama waktu reaksi jika reaksi berlangsung pada suhu 60oC ?

Pengaruh Suhu terhadap Energi Aktivasi • PERSAMAAN ARRHENIUS k 0  A0. e k e k0 Ea RT0 k  A0. e Ea  1 1    R  T T0  k  k0 . e Ea RT  k0 . e Ea  1  R  T  Ea RT

Keterangan k = konstanta laju reaksi k0 = faktor frekuensi reaksi R = konstanta gas (1,987 kal / g-mole K; 8,314 J/K.mol ) Ea = energi aktivasi, yang nilainya dianggap konstan pada suatu kisaran suhu tertentu • Energi aktivasi diartikan sebagai suatu tingkat energi minimum yang diperlukan untuk memulai suatu reaksi.

• Persamaan Arrhenius juga dapat dinyatakan dalam bentuk : Ea ln k  ln k 0 R

1 T   

Persamaan di atas merupkan persamaan garis lurus (linier), dengan 1/T sebagai sumbu X dan ln k sebagai sumbu Y. Dengan demikian, slope dari kurva tersebut adalah – Ea / R.

jika terdapat dua data : Ea ln k 1    lnA RT1 Ea ln k 2    lnA RT2 maka  Ea   Ea  ln k 1  ln k 2     lnA      lnA   RT1   RT2  k1 Ea  1 1  r1 t2 Ea  1 1  ln      ln  ln     k2 R  T2 T1  r2 t1 R  T2 T1 

• Susu dipasteurisasi pada suhu 63oC selama 30 menit, jika dipasteurisasi pada suhu 74oC hanya membutuhkan waktu 15 detik. Hitunglah energi aktivasi pasteurisasi tsb.

• Penyedap rasa berbentuk bubuk dalam kemasan sachet akan mengalami penurunan mutu aroma selama penyimpanan. Pengujian aroma selama penyimpanan dilakukan dengan uji sensoris. Data skor sensori penyedap rasa tersebut adalah : Suhu Pengujian (0C) 40

45 50

Skor Sensori 8 7,93 7,86 7,83 7,79 8 7,86 7,72 7,59 7,41 8 7,69 7,31 7,03 6,66

Pertanyaan : 1. Tentukan persamaan kinetika reaksi penurunan aroma selama penyimpanan!

Tentukan juga orde reaksinya! 2. Tentukan nilai k untuk masing-masing suhu pengujian! 3. Tentukan energi aktivasi! Gunakan plot Arrhenius!