Kinetika Kimia. Abdul Wahid Surhim

Kinetika Kimia

Abdul Wahid Surhim

Kerangka Pembelajaran

• Laju Reaksi

• Hukum Laju dan Orde Reaksi

• Hukum Laju Terintegrasi untuk Reaksi Orde Pertama

• Setengah Reaksi Orde Pertama • Reaksi Orde Kedua

• Laju Reaksi dan Suhu; Persamaan Arrhenius • Menggunakan Persamaan Arrhenius

Laju Reaksi

• LAJU REAKSI

– Seberapa cepat reaktan atau produk berubah per satuan waktu

• Satuan: M/detik atau (mol/L)/detik

• Gunakan tanda minus (-) untuk laju kehilangan reaktan ) ( ) ( waktu i konsentras Laju   

Laju Reaksi

• Laju relatif pembentukan produk dan konsumsi reaktan tergantung pada koefisien persamaan yang disetarakan

• Perlu ditentukan produk atau reaktan ketika menyatakan sebuah persamaan laju reaksi • Perubahan laju sesuai dengan reaksi yang

berjalan

– Tentukan waktunya

– Laju reaksi menurun sebanding dengan habisnya reaktan

Perubahan Laju Reaksi

Waktu C r_A A   

Contoh

• Ditemukan bahwa laju pembentukan N₂ yang mengikuti reaksi

4 NH₃ (g) + 3 O₂ (g)  2 N₂ (g) + 6 H₂ O (g)

adalah 0.52 Ms-1 pada waktu tertentu. • Berapa laju penghilangan NH₃?

0.52 mol N2 L  s  4 mol NH₃ 2 mol N₂ 1.04 mol NH₃ L  s

Hukum Laju dan Orde Reaksi (1)

• Hukum Laju

– menyatakan ketergantungan laju reaksi pada konsentrasi

• Persamaan yang menceritakan berapa lajunya tergantung pada konsentrasi tiap reaktan

• Untuk reaksi a A + b B  produk, hukum lajunya adalah

k = konstanta proporsionalitas yang disebut konstanta laju

     

m n k t A B A -= Rate   

Hukum Laju dan Orde Reaksi (1)

• Orde Reaksi – ditentukan oleh harga pangkatnya • Harga pangkat pada hukum laju HARUS

ditentukan melalui eksperimen; TIDAK DAPAT disimpulkan dari stoikiometri reaksi (tidak ada hubungan)

• Orde kesuluruhan reaksi = m + n

Rate = - 

 

A

t  k A

 

m

B

Makna Orde Laju Reaksi

• Biasanya ordenya berupa bilangan bulat kecil, akan tetapi bisa juga negatif, nol, bahkan pecahan

• Pangkat = 1; lajunya tergantung secara linear pada

konsentrasi reaktan yang berhubungan

• Pangkat = 0; lajunya bebas dari konsentrasi reaktan

yang berhubungan

• Pangkat < 1; lajunya turun jika konsentrasi reaktan

yang berhubungan naik

Rate = - 

 

A

t  k A

 

Menentukan Laju Reaksi Secara

Eksperimen

• Laju reaksi ditentukan dengan mengukur laju awal reaksi sebagai fungsi kumpulan konsentrasi awal yang berbeda-beda

• Penggunaan laju awal reaksi adalah untuk menghindari komplikasi dengan reaksi balik

– Hanya mengukur reaksi kearah maju

– Hanya reaktan dan katalis yang muncul dalam hukum laju

Prosedurnya

1. Disain pasangan eksperimen untuk

menginvestigasi pengaruh konsentrasi awal dari reaktan tunggal pada laju awal perubahan

2. Jika penggandaan sebuah reaktan, lajunya juga dua kali lipat, maka reaksi orde 1 pada reaktan tersebut

3. Jika penggandaannya, lajunya sesuai dengan faktor 22 = 4, maka orde 2

Penentuan k

• Harganya merupakan sifat dari reaksi • Tergantung pada suhu

• Tidak bergantung pada konsentrasi

• Satuannya bergantung pada jumlah konsentrasi dalam hukum laju dan pada nilai pangkatnya

Contoh

2 NO (g) + 2 H₂ (g)  N₂ (g) + 2 H₂O (g) orde 1 terhadap H₂ dan orde 2 pada NO

• Tulis hukum lajunya

• Berapa keseluruhan orde reaksinya?

• Berapa perubahan laju reaksi jika konsentrasi H₂ digandakan sedangkan NO dijaga tetap?

• Berapa perubahan laju reaksi jika konsentrasi NO dipotong setengahnya sedangkan H₂ dijaga

Jawaban

a) Laju = [H₂][NO]2

b) Orde keseluruhan = 1 + 2 = 3

c) Jika [H₂] digandakan dan [NO] tetap, maka reaksinya akan digandakan: (2)1 _{= 2}

d) Jika [NO] dipotong setengahnya, maka reaksinya menjadi ¼: (1/2)2 = ¼

Latihan

[NO]I [H₂]I Rate (Ms-1) 0.15 0.15 8.54  10-6 0.30 0.15 3.42  10-6 0.45 0.15 2.00  10-6 0.15 0.30 1.71  10-5 0.15 0.45 2.56  10-5

Berapa laju reaksinya? Berapa harga

k

?

Hukum Laju Terintegrasi untuk Reaksi Orde Pertama A A kC dt dC _{ } kt A A kt A A A A A A A A A A A A e C C e C C kt C C kt C C C kt C C c c C C C t   _{ }                   0 0 0 0 0 0 0 0 ln ln ln ln ln ln 0 ln : 0 Pada c kt C kdt C dC A A A ln ln      

Menentukan

k

(Orde 1)

0

ln

ln

C

_A





kt



C

_A t ln C_A ln C_A0 Slope =

k

Contoh

• Reaksi sukrosa dengan air membentuk glukosa

C12H

₂₂

O

₁₁

+ H

₂

O



2 C

₆

H

₁₂

O

₆

• Reaksi ini orde 1 terhadap sukrosa. Tentukan

k

jika reaksinya memerlukan waktu 9.70 jam untuk

menurunkan konsentrasi sukrosa dari 0.00375 M

ke 0.00252 M. Tentukan waktu yang diperlukan

Jawaban

• 80% sempurna = 0.800 x 0.00375 = 3.00x10-3 • Sisa sukrosanya = 0.00375 – 3.00x10-3 _{= 7.50x10}-4 t / C C ln k kt C C ln A A A A            0 0 1 2 10 10 4 70 9 00375 0 00252 0 _{ }          / . . x h . . ln k h . x . / . x . ln t 4 10 10 39 3 00375 0 10 50 7 4 ₂           

Setengah Reaksi Orde Pertama

• Setengah reaksi (t_1/2): waktu yang diperlukan

reaksi untuk mencapai setengah dari harga mula-mula •

C

_A = ½

C

_A0 k / C C / ln t kt C C ln A A / A A            0 0 2 1 0 2 1 k

t_1/2  0.693 Untuk orde 1 hanya

Contoh

• Berapa setengah reaksi dari reaksi sukrosa

pada contoh sebelumnya?

h

x

k

t

16

.

9

10

10

.

4

693

.

0

693

.

0

2 2 / 1









Reaksi Orde Kedua

2 A A kC dt dC _{ } 0 0 0 0 0 1 1 2 1 1 1 1 1 0 1 : 0 Pada 1 A A A A A A A A A A A C kt C C kt C C c c C C C t c t k C dt k C dC                           kt C C C kt C C C C kt C C C C C kt C A A A A A A A A A A A A A 0 0 0 0 0 0 0 1 1 1          

Menentukan

k

(Orde 2)

t 1/C_A 1/C_A0 Slope =

k

0

1

1

A A

C

kt

C





Setengah Reaksi Orde 2

0 1 1 A A C kt C   2 / 1 0 0 0 2 / 1 0 1 2 1 2 / 1 1 kt C C C kt C_A   _A  _A  _A  2 / 1 0 1 kt C_A  0 2 / 1 1 A kC t 

Example

The reaction

2 NOBr (

g

)  2 NO (

g

) + Br₂ (

g

)

is a second order reaction with respect to NOBr. The rate constant for this reaction is

k

= 0.810 M-1s-1 when the reaction is carried out at a temperature of 10o C. If the initial concentration of NOBr = 7.5  10-3 M, how much NOBr will be left after a reaction time of 10 minutes? Determine the half-life of this reaction.

Jawaban

1 NOBr  _t  (0.810 M-1 s-1) (600 s) 1 7.5  103 M ; 1 NOBr  _t  6.19 102 M-1; NOBr t 1.6 10 3 _M t_{1/ 2}  1 0.810 M-1  s1(7.5 103 M)  160 s

Perbedaan Laju Reaksi Orde 0, 1

dan 2

Kriteria Orde 0 Orde 1 Orde 2

Persamaan Laju Reaksi

Laju = -k Laju = -k.[A] Laju = -k.[A]2

Sifat Laju Reaksi Konstan Proporsional terhadap

konsentrasi

Kuadratik

Satuan k mol/(L.min.) 1/min. L/(mol.min.)

Persamaan Garis [A] = -kt + [A₀] ln[A] = -kt + ln[A₀] 1/[A] = kt + 1/[A₀] Setengah Reaksi t_1/2 = [A₀]/(2k) t_1/2 = 0.693/k t_1/2 = 1/k[A₀]

Latihan

• The following data was collected for the general reaction:

D (g) + K (s)  E (l) + 2 A (g)

• Determine the order of the reaction and the rate

constant. Determine the amount of time required for the reaction to reach 50% completion and the amount of

time required for the reaction to reach 95% completion.

Time (s) 0 100 200 300 400 [D] 0.175 0.151 0.132 0.118 0.106

Mekanisme Reaksi

• Mekanisme Reaksi

– Urutan kejadian molekuler, atau tahapan reaksi, yang menggambarkan jalur dari reaktan menuju produk

• Tahapan reaksi melibatkan pemutusan ikatan kimia dan/atau pembuatan ikatan baru

• Dengan mengetahui mekanisme reaksi kita dapat mengendalikan reaksi yang diketahui dan

Tahapan Elementer

• Tahapan Elementer: Gambaran kejadian molekuler secara individual (tumbukan molekul secara individual)

• Menggambarkan mekanisme reaksi

• Terklasifikasikan pada basis molekularitasnya

– Molekularitas: jumlah molekul sisi reaktan dari persamaan kimia

– Reaksi unimolekuler: reaksi elementer yang melibatkan molekul reaktan tunggal

– Reaksi bimolekuler: reaksi elementer yang dihasilkan dari tumbukan energetik antara dua molekul reaktan

– Reaksi termolekuler: melibatkan tiga atom atau melekul  jarang

Reaksi Antara

• Reaksi antara

– Spesies yang dibentuk dalam satu tahap dari mekanisme reaksi dan habis pada tahapan berikutnya

• Tidak muncul lagi pada reaksi bersih dari

keseluruhan reaksi

• Yang hadir hanyalah yang tercatat dalam

reaksi elementer

Hukum Laju dan Mekanisme

Reaksi

• Hukum laju dari reaksi keseluruhan ditentukan dari eksperimen

• Hukum laju dari reaksi elementer ditentukan dari molekularitasnya

– Berisi konsentrasi tiap reaktan pangkat koefisiennya pada persamaan kimia untuk reaksi elementer

– HANYA diterapkan pada reaksi elementer bukan reaksi keseluruhan

– Laju dari reaksi unimolekuler adalah orde 1 pada konsentrasi molekul reaktan

Hukum Laju Keseluruhan Reaksi

• Secara eksperimen tergantung mekanisme reaksi • Pada tahap elementer tunggal:

– Hukum laju eksperimental = hukum laju tahapan elementer

• Pada dua atau lebih tahapan

– Tahapan yang dipilih adalah yang paling lambat (teori kemacetan)

• Keseluruhan reaksi dapat terjadi tidak lebih cepat dari pada kecepatan dari tahapan yang menentukan laju tersebut

Dua Kriteria

• Dua kriteria untuk mekanisme reaksi yang

dapat diterima

1. Tahapan-tahapan elementer harus

dijumlah untuk memberikan reaksi

menyeluruh

2. Mekanismenya harus konsisten dengan

laju reaksi yang diobservasi untuk reaksi

keseluruhan

Prosedur

• Prosedur untuk menetapkan sebuah mekanisme reaksi

1. Tentukan hukum laju keseluruhan secara eksperimen

2. Temukan rangkaian tahapan-tahapan elementer

3. Perkirakan hukum lajunya berdasarkan mekanisme reaksinya

• Mudah untuk menyanggah sebuah mekanisme; mustahil untuk “membuktikan” sebuah mekanisme

Contoh

Z₂  2 Z

2 Z + 3 H₂O  2 ZH₃ + 3/2 O₂ 2 ZH₃ + 4 O₂  2HZO₃ + 2H₂O

a) Determine the overall reaction.

b) Identify the reaction intermediates and determine the molecularity of each step.

c) Determine the rate law if the second step is the rate determining step

Jawaban

• Z₂  2 Z 1 H₂O 2 Z + 3 H₂O  2 ZH₃ + 3/2 O₂ 2 ZH₃ + 4 O₂  2HZO₃ + 2H₂O 5/2 O₂ Overall reaction: Z₂ + H₂O + 5/2 O₂  2HZO₃

• The reaction intermediates are those species in the

reaction mechanism that are not included in the overall reaction: Z, ZH₃.

The molecularity of the 1st step = 1 (unimolecular) The molecularity of the 2nd step = 5

The molecularity of the 3rd step = 6. Rate law =

k

[Z]2[H₂O]3

Model Tumbukan; Energi Aktivasi

Konsentrasi dan tumbukan molekul. Molekul merah harus menumbuk molekul biru agar terjadi reaksi. (a) Molekul merah tunggal menggerakkan 10 molekul

biru dan bertumbukan dengan 2 dari molekul biru tersebut per detik. (b) Dengan penggandaan molekul biru, tumbukan menjadi 4 molekul per detik

Tumbukan Efektif dan Tidak

Efektif

Laju Reaksi dan Suhu;

Persamaan Arrhenius

• Laju Reaksi =

p f

Z[A][B]

dengan

– Faktor STERIK (p): fraksi tumbukan yang memiliki orientasi yang tepat

– Z adalah konstanta yang berhubungan dengan frekuensi tumbukan – Fraction, – k: f  eEa / RT RT E pZe pfZ k    a /

Diagram Energi Reaksi

• Energi aktivasi = 134 kJ

• Reaktan ada di titik A • H = -226 kJ

• Energi aktivasi untuk reaksi balik = 134 + 226 = 360 kJ

• Produk ada di titik B • Di titik C terdapat

kompleks teraktivasi

A

C

Pengaruh Suhu

Fraksi tumbukan yang efektif naik karena naiknya suhu  laju reaksi naik

Menggunakan Persamaan Arrhenius

k



Ae

 Ea RT

RT

E

A

k



ln



a

ln

Persamaan Dua-Titik

Katalis

KATALIS: zat yang mempercepat laju reaksi tanpa dikonsumsi olehnya

k



Ae

 Ea RT RT E cat cat

Ae

k



 cat cat a

E

k

k

E







Katalis Heterogen

• Katalis Heterogen: katalis yang berbeda fasa dengan campuran reaksi

Katalis Homogen

• Katalis Homogen: katalis yang sama fasanya dengan campuran reaksi (reaktan)

• Contoh: dekomposisi hidrogen peroksida yang lambat tanpa katalis

Enzim

• Enzim adalah molekul protein yang tinggi massa molarnya

• Enzim bisa berfungsi sebagai katalis

Enzim dalam kentang mengkatalisasi

dekomposisi larutan hidrogen peroksida, sebagaimana ditunjukkan oleh gelembung-gelembung oksigen