Kinetika Kimia KimiaDasarIIA

13. Kinetika Kimia

Kimia Dasar IIA

Dr. Rukman Hertadi Prodi Kimia FMIPA ITB

Tujuan dan outcome kuliah

Tujuan kuliah:

Studi kinetika reaksi bertujuan untuk mempelajari faktor-faktor yang mempengaruhi laju reaksi dan mempelajari bagaimana laju reaksi dapat dikendalikan.

Course learning outcome:

Mahasiswa memiliki kemampuan untuk menentukan hukum laju, memprediksi konsentrasi zat yang terlibat dalam reaksi pada waktu tertentu, menerapkan teori tumbukan untuk memprediksi energi pengaktivan dan meramalkan mekanisme reaksi.

2/66

Materi yang dipelajari

1. Pengukuran laju reaksi

2. Efek konsentrasi pada laju reaksi 3. Teori kinetika reaksi

4. Efek temperatur pada laju reaksi 5. Mekanisme reaksi

6. Katalisis

1. Pengukuran laju reaksi

4/66

Untuk reaksi:

Pengukuran laju reaksi

Laju reaksi kimia adalah perubahan konsentrasi reaktan/produk dalam selang waktu tertentu.

(g) + (g) ⟶ 2 HI(g) H

₂

I

₂

laju = − Δ[ ] H

₂

= Δt

[ H

₂

]

_t2

− [ H

₂

]

_t1

− t

₂

t

₁

= − Δ[ ] I

₂

Δt

= + 1 2

Δ[HI]

Δt

Laju sesaat adalah laju reaksi pada waktu tertentu.

Laju sesaat diukur sebagai gradien garis singgung pada kurva konsentrasi pada waktu tertentu.

Contoh pengukuran laju sesaat pada t = 50 s untuk dan :

Perhatikan nilai kedua laju reaksi adalah sama, karena kedua spesi berhubungan secara stoikiometri.

Laju sesaat

H

₂

HI Untuk H

2

:

r

Untuk HI:

r

= − Δ[ ] H

₂

= − Δt

−0.28 M 40 s

= 0.0070 M/s

= + 1 =

2

Δ[HI]

Δt

0.56 M 40 s

= 0.0070 M/s

6/66

Definisi umum laju reaksi

Untuk reaksi umum berikut:

Laju reaksi dide niskan sebagai:

aA + bB ⟶ cC + dD

r = − 1 = − = + = +

a

Δ[A]

Δt

1 b

Δ[B]

Δt

1 c

Δ[C]

Δt

1 d

Δ[D]

Δt

(A) Tentukan persamaan reaksi setara yang melibatkan spesi A, B, dan C pada gambar di bawah ini

(B) Tentukan laju reaksi pada t = 2 detik berdasarkan perubahan konsentrasi spesi A Latihan-1 Solusi-1

· ·

8/66

Mengukur laju reaksi secara eksperimen

Metode Spektroskopi:

Spekstroskopi adalah salah satu alat yang dapat mengukur perubahan konsentrasi zat secara real time sehingga sering digunakan dalam studi kinetika reaksi.

2. Efek konsentrasi pada laju reaksi

10/66

Hukum laju: Efek konsentrasi pada laju reaksi

Laju reaksi seringkali bergantung pada konsentrasi satu atau lebih reaktan.

Untuk mempelajari efek konsentrasi, reaksi dekomposisi reaktan tunggal A digunakan sebagai ilustrasi:

Dengan asumsi reaksi kebalikan (produk kembali menjadi A) sangat lambat, maka hubungan antara laju dan konsentrasi dapat dinyatakan dengan persamaan berikut:

Dengan k adalah tetapan kesetaraan atau disebut juga tetapan laju dan n adalah orde reaksi.

Persamaan disebut sebagai hukum laju dekomposisi A menjadi produk.

A ⟶ Produk

r = k[A]

ⁿ

r = k[A]

ⁿ

Arti nilai order reaksi

Perhatikan kembali reaksi dekomposisi A beserta bentuk umum hukum lajunya:

Nilai n menggambarkan bagaimana laju bergantung pada konsentrasi.

A ⟶ Produk r = k[A]

ⁿ

Bila n = 0 atau reaksi orde ke-0, laju reaksi tidak bergantung pada konsentrasi.

Bila n = 1 atau reaksi orde ke-1, laju reaksi sebanding dengan konsentrasi A.

Bila n = 2 atau reaksi orde ke-2, laju reaksi sebanding dengan kuadrat konsentrasi A.

·

·

·

12/66

Profil reaksi dekomposisi A orde ke-0, 1 & 2

Orde reaksi biasanya diukur dari data laju awal, yaitu laju sesaat pada t = 0 s dari konsentrasi awal reaktan yang berbeda.

Berdasarkan gambar di samping, laju awal adalah gradien garis singgung pada kurva [konsentrasi] vs t pada t = 0 s.

Pertanyaan: Mengapa orde reaksi lebih tepat ditentukan dari data laju awal bukan pada laju sesaat di waktu yang lain?

Menentukan orde reaksi

14/66

Contoh hasil pengukuran laju awal

dekomposisi A pada tiga konsentrasi yang berbeda.

M (M/S)

0.10 0.015

0.20 0.060

0.40 0.240

Tentukan orde reaksi A dan hukum laju dekomposisi A.

Orde reaksi dapat ditentukan dengan metode perbandingan laju reaksi awal pada dua konsentrasi awal berbeda. Contohnya dari perbandingan laju reaksi ke-2 dan ke-3.

Penentuan orde reaksi

( ) r

₀

[A]₀ r₀

laju reaksi 3 laju reaksi 2 0.240 M/s 0.060 M/s 4.0 n

= k[A]

ⁿ₂

k[A]

ⁿ₁

= k (0.40 M )

ⁿ

(0.20 M

k )

ⁿ

= 2

ⁿ

= 2

Latihan

Reaksi secara ekperimen diketahui berlangsung dengan orde kedua. Ketika konsentrasi A 0.10 M laju awal reaksi adalah 0.010 M/s. Berapakah Laju awal ketika kosentrasi A 0.5 M? ...

A. 0.0020 M/s B. 0.0100 M/s C. 0.0500 M/s D. 0.2500 M/s E. 0.5000 M/s

Submit Show Hint Show Answer Clear

A ⟶ B

16/66

Orde reaksi multi reaktan

Untuk reaksi yang melibatkan lebih dari satu reaktan, misalkan untuk reaksi umum berikut:

bentuk umum hukum lajunya adalah

dengan m dan n adalah orde reaksi untuk reaktan A dan B. Orde total adalah m + n.

Orde reaksi harus selalu ditentukan secara eksperimen karena belum tentu sama dengan koe sien reaksi, contoh:

aA + bB → cC + dD

r = k[A [B ]

^m

]

ⁿ

2 H

₂

(g) + 2 NO(g) ⟶ N

₂

(g) + 2 H

₂

O(g) r = k[ ][NO H

₂

]

²

Contoh penentuan orde reaksi multi reaktan

Untuk reaksi:

diberikan data kinetika berikut:

NO (M) (M) LAJU AWAL (M,S)

1. 0.020 0.010 0.0069

2. 0.020 0.020 0.0098

3. 0.040 0.040 0.027

(A) Tentukan hukum laju untuk reaksi di atas (B) Tentukan nilai tetapan lajunya

(g) + (g) ⟶ (g) + HCl(g) CHCl

₃

Cl

₂

CCl

₄

[CHCl₃] [Cl₂]

18/66

NO (M) (M) LAJU AWAL (M,S)

1. 0.020 0.010 0.0069

2. 0.020 0.020 0.0098

3. 0.040 0.040 0.0270

Orde reaksi :

Orde reaksi :

Hukum laju:

Penentuan hukum laju

[CHCl₃] [Cl₂]

Cl

₂

r

₂

r

₁

0.0098 0.0069 log 1.39 1.39

n

= k[ CHCl

₃

]

^m₂

[ Cl

₂

]

ⁿ₂

k[ CHCl

₃

]

^m₁

[ Cl

₂

]

ⁿ₁

= k (0.020 M)

^m

(0.020 M )

ⁿ

(0.010 M k (0.020 M)

^m

)

ⁿ

= 2.0

ⁿ

= n log 2.0

= log 1.39 = 0.48 ≈ log 2.0

1 2

CHCl

₃

r

₃

r

₂

0.0270 0.0096 2.8

m 2

= k[ CHCl

₃

]

^m₃

[ Cl

₂

]

ⁿ₃

k[ CHCl

₃

]

^m₂

[ Cl

₂

]

ⁿ₂

= k (0.040 M (0.040 M )

^m

)

¹²

(0.020 M (0.020 M

k )

^m

)

¹²

= ( 2.0

^m

)( 2.0

¹²

) = (1.4)( 2.0

^m

)

= 2

^m

= 1

r = k[ CHCl

₃

][ Cl

₂

]

¹²

Reaksi:

Data kinetik:

NO (M) (M) LAJU AWAL (M,S)

1. 0.020 0.010 0.0069

2. 0.020 0.020 0.0098

3. 0.040 0.040 0.0270

Hukum laju:

Penetuan tetapan laju:

Ambil salah satu data, misalkan data kedua:

Penentuan tetapan laju

(g) + (g) ⟶ (g) + HCl(g) CHCl

₃

Cl

₂

CCl

₄

[CHCl₃] [Cl₂]

r = k[ CHCl

₃

][ Cl

₂

]

¹²

r (0.0098 M/s) k

= k[ CHCl

₃

][ Cl

₂

]

¹²

= k(0.02 M)(0.02 M)

¹²

= (0.0098 M/s) (0.002 M)

³²

= 3.46 M

⁻¹²

s

⁻¹

20/66

Soal konsep

Reaksi berikut diketahui memiliki orde pertama terhadap dan orde kedua terhadap :

Diagram di bawah ini menggambarkan campuran konsentrasi awal dari dan . Campuran manakah yang akan memiliki laju awal paling besar?

O

₂

NO

(g) + 2 NO(g) ⟶ 2 (g)

O

₂

NO

₂

O

₂

NO

Hukum laju diferensial:

menyatakan hubungan laju dan konsentrasi reaktan.

Pada kasus tertentu juga ingin diketahui hubungan konsentrasi reaktan terhadap waktu. Sebagai contoh CFC membutuhkan waktu yang sangat lama untuk hilang dari atmosfer, meskipun penggunaannya dihentikan.

Hukum laju terintegrasi

r = −

^d[A]_dt

= k[A ]

^m

22/66

Untuk penyederhanaan digunakan reaksi berikut:

Untuk orde ke-nol:

Hukum laju terintegrasi orde ke-nol

A ⟶ P

r = − d[A] = k[A = k dt ]

⁰

d[A] = −kdt

d[A] = −k dt

∫

^[A]t

[A]₀

∫

^t

0

[A = [A − kt ]

_t

]

₀

Untuk penyederhanaan digunakan reaksi berikut:

Untuk orde pertama:

Hukum laju terintegrasi orde pertama

A ⟶ P

r = − d[A] = k[A]

dt

= −kdt d[A]

[A]

d[A] = −k dt

∫

^[A]t

[A]₀

1

[A] ∫

^t

0

ln[A = ln[A − kt ]

_t

]

₀

24/66

Untuk penyederhanaan digunakan reaksi berikut:

Untuk orde kedua:

Hukum laju terintegrasi orde kedua

A ⟶ P

r = − d[A] = k[A dt ]

²

= −kdt d[A]

[A]

²

d[A] = −k dt

∫

^[A]t

[A]₀

1

[A]

²

∫

^t

0

= + kt 1

[A]

_t

1

[A]

₀

Contoh analisis data kinetika

Dekomposisi berlangsung dengan reaksi berikut:

Tabel di bawah ini merupakan data sebagai fungsi dari waktu reaksi dekomposisi.

WAKTU (S) (M) WAKTU (S) (M)

0 0.100 800 0.0793

100 0.0971 900 0.0770

200 0.0944 1000 0.0748

300 0.0917 1100 0.0727

400 0.0890 1200 0.0706

500 0.0865 1300 0.0686

600 0.0840 1400 0.0666

700 0.0816 1500 0.0647

Berdasarkan data di atas tentukan order reaksi dan tetapan lajunya.

SO

₂

Cl

₂

(g) ⟶ (g) + (g) SO

₂

Cl

₂

SO

₂

Cl

₂

[ SO

₂

Cl

₂

]

[SO₂Cl₂] [SO₂Cl₂]

26/66

Hasil analisis data kinetika

Waktu paruh orde ke nol:

Waktu paruh orde kedua:

Waktu paruh orde pertama:

Waktu paruh reaksi

Waktu paruh adalah waktu yang diperlukan untuk konsentrasi reaktan menjadi setengah dari konsentrasi awal. Formulasi waktu paruh bergantung pada orde reaksi.

( ) t

¹

2

[A = [A − k ⟹ = 1

2 ]

₀

]

₀

t

¹

2

t

¹

2

[A]

₀

2k

= = + k

1

1

[A

2

]

₀

2 [A]

₀

1

[A]

₀

t

¹

2

= t

¹

2

1 k[A]

₀

ln

¹₂

[A ]

₀

= −k [A]

₀

t

¹

2

ln = −k 1 2 t

¹

2

ln 2 = kt

¹

2

= t

¹

2

ln 2 k

28/66

Soal konsep

Soal 1: Gambar di bawah ini merupakan reaksi orde pertama pada berbagai waktu.

Reaktan A diwakili dengan lingkaran hitam, sedangkan produk B diwakili dengan lingkaran merah. Tentukan waktu paruh dari reaksi .

Soal 2: Reaksi orde pertama memiliki waktu paruh 25 menit. Bila konsentrasi awal C adalah 0.300 M, tanpa menggunakan kalkulator tentukan konsentrasi D setelah reaksi berlansung selama 50 menit.

A ⟶ B A ⟶ B

C ⟶ D

Ringkasan

30/66

3. Teori kinetika reaksi

Teori tumbukan

Postulat dasar teori tumbukan menyatakan bahwa laju reaksi sebanding dengan jumlah tumbukan efektif per detik antar molekul reaktan.

Tumbukan efektif adalah tumbukan yang menghasilkan produk. Sehingga faktor apa saja yang dapat meningkatkan frekuensi tumbukan efektif akan meningkatkan laju reaksi.

Faktor-faktor yang mempengaruhi frekuensi tumbukan efektif:

1. Orientasi molekul yang bertumbukan

2. Energi kinetik molekul yang bertumbukan 3. Temperatur reaksi

32/66

Faktor orientasi molekul

Hanya molekul dengan orientasi yang tepat yang akan menghasilkan pembentukan/pemutusan ikatan untuk menghasilkan produk.

Faktor energi kinetika molekul

Molekul harus memiliki energi kinetika minimum tertentu (Energi pengaktifan, ) untuk bereaksi.

Energi kinetika akan dikonversi menjadi energi potensial ketika tumbukan efektif berlangsung.

Bila energi kinetika lebih rendah dari energi pengaktifan ( ), maka molekul yang bertumbukan akan terpental kembali tidak akan menghasilkan pembentukan ikatan kimia walaupun orientasinya sudah tepat.

E

_a

E

a

34/66

Faktor temperatur

Kenaikan temperatur akan meningkatkan populasi molekul yang memiliki energi kinetika >

E

_a.

Ringkasan

Efek ketiga faktor yang terlibat dalam teori tumbukan dapat diringkas menjadi:

= jumlah tumbukan perdetik per liter campuran = fraksi molekul dengan orientasi yang tepat = fraksi molekul dengan

laju reaksi (M/s) = N × F

_orientasi

× F

_EK

N

F

_orientasi

F

_EK

EK ≥ E

_a

36/66

Soal konsep

Reaksi manakah yang akan memiliki fraksi orientasi paling kecil?

A.

B.

C.

Submit Show Hint Show Answer Clear

H(g) + I(g) ⟶ HI(g) (g) + (g) ⟶ 2 HI(g) H

₂

I

₂

HCl(g) + HCl(g) ⟶ H

₂

(g) + Cl

₂

(g)

Teori keadaan transisi

Teori keadaan transisi menjelaskan secara rinci kejadian ketika molekul reaktan saling bertumbukan. Menurut teori keadaan transisi tumbukan yang sukses adalah tumbukan yang memiliki energi kinetika yang cukup untuk melewati halangan energi pengaktifan.

38/66

Rekasi eksoterm

Reaksi menurunkan energi potensial sistem dan menaikan energi kinetika (hukum kekekalan energi), sehingga terjadi kenaikan temperatur.

Untuk reaksi eksoterm, bukan bagian dari , sehingga besar/kecilnya kalor yang dilepaskan tidak menggambarkan tinggi rendahnya energi pengaktifan.

·

·

ΔH

reaksi

E

a

Reaksi endoterm

Reaksi menaikan energi potensial sistem dan menurunkan energi kinetika (hukum kekekalan energi), sehingga terjadi penurunan temperatur. Dibutuhkan tambahan energi agar reaksi dapat berlangsung.

karena merupakan bagian dari . Jika besar dan positif, maka akan lebih tinggi sehingga reaksi akan lambat.

·

·

E

_a

≥ Δ H

_reaksi

ΔH

_reaksi

E

_a

ΔH

E

_a

40/66

Keadaan molekul pada keadaan transisi

Menurut teori keadaan transisi konversi reaktan menjadi produk diawali dengan pembentukan kompleks teraktivasi pada keadaan transisi. Diagram di bawah ini menerangkan tahapan reaksi konversi metil isonitril (

CH

₃

NC

) menjadi asetonitril

CH

₃

CN

.

Perhatikan diagram reaksi multi tahap di bawah ini:

Tentukan:

1. Tahap penentu laju reaksi

2. Tentukan tahap reaksi yang berlangsung secara endoterm

3. Tentukan energi total yang diperlukan agar reaksi berlangsung

4. Tentukan energi total yang diperoleh

Soal konsep

42/66

4. Efek temperatur pada laju reaksi

Efek temperatur pada laju reaksi

Hukum laju: menerangkan bahwa kebergantungan temperatur pada laju reaksi diemban oleh tetapan laju reaksi, .

Tahun 1889, Kimiawan Swedia Svante Arrhenius memformulasikan kebergantungan tetapan laju dengan temperatur, yang dikenal dengan persamaan Arrhenius:

·

r = k[A [B ]

^m

]

ⁿ

k

·

k = A × e

^−EaRT

Persamaan ini memiliki dua bagian, yaitu:

·

Faktor frekuensi = A (s ),

Faktor eksponen = dengan = energi pengaktifan (kj/mol), R = tetapan gas (8.314 J.mol .K ), dan T = temperatur (K)

- ^-1

-

e

^−EaRT

E

_a

-1 -1

44/66

Merujuk pada teori tumbukan:

maka faktor frekuensi ,

yaitu jumlah tumbukan dengan orientasi yang benar meskipun belum tentu menghasilkan reaksi tergantung pada energi tumbukannya.

Tidak semua tumbukan dengan orientasi yang benar mampu melewati energi pengaktifan ( ).

Arti fisik faktor frekuensi persamaan Arrhenius

k = N × F

_orientasi

× F

_EK

A = N × F

_orientasi

E

_a

Arti fisik faktor eksponen

Faktor eksponen bernilai antara 0 dan 1 yang mewakili fraksi molekul dengan . Faktor eksponen merupakan faktor yang bergantung pada temperatur:

≥ E

_k

E

_a

Faktor eksponen = exp{− E

_a

} RT

46/66

Faktor frekuensi dan energi pengaktifan dapat ditentukan secara ekperimen dengan mengukur tetapan laju pada berbagai temperatur.

Modi kasi persamaan Arrhenius ke dalam bentuk logaritma alamiah memudahkan dalam penentuan kedua besaran ini.

Dengan memplot data ln k terhadap 1/T dapat diperoleh garis lurus dengan titik potong ln A dan gradien

Plot Arrhenius

k ln k

= Ae

^−EaRT

= ln A − E

_a

( ) R

1 T

E_a R

Penentuan energi pengaktifan dari dua data

Jika data yang ada terbatas, energi pengaktifan dapat ditentukan dari nilai tetapan laju dari dua temperatur yang berbeda.

ln k

₂

ln k

₁

ln k

₂

− ln k

₁

ln k

₂

k

₁

= − E

_a

( ) + ln A R

1 T

₂

= − E

_a

( ) + ln A R

1 T

₁

= [− E

_a

( ) + ln A] − [− ( ) + ln A]

R

1 T

₂

E

_a

R

1 T

₁

= E

_a

( − ) R

1 T

₁

1 T

₂

48/66

Membuat telur rebus melibatkan proses denaturasi protein telur (albumin). Waktu yang diperlukan untuk mendenaturasi protein berbanding terbalik dengan tetapan laju proses denaturasi. Reaksi denaturasi albumin memiliki energi pengaktifan, . Tentukan waktu yang diperlukan untuk merebus telur di daerah pegunungan tinggi yang memiliki tekanan udara 355 tor, dimana pada keadaan normal (1 atm) hanya diperlukan 3 menit untuk merebus telur. Diketahui pada tekanan 355 torr air mendidih pada 80 C.

Latihan Solusi

· ·

= 418 kJ/mol E

_a

o

5. Mekanisme reaksi

50/66

Mekanisme reaksi

Sebagian besar reaksi tidak berlangsung dalam satu tahap tetapi belangsung dalam beberapa tahap hanya saja tahapan reaksi jarang ditulis atau hanya dituliskan reaksi keseluruhan saja.

Mekanisme reaksi adalah tahapan reaksi elementer yang membentuk reaksi keseluruhan.

Reaksi elementer adalah reaksi yang tidak bisa dibagi lagi ke dalam beberapa tahap yang lebih sederhana.

Contoh untuk reaksi , mekanisme reaksi ini

diusulkan terdiri dari dua tahap reaksi elementer, yaitu:

·

·

·

·

H

₂

(g) + 2 ICl(g) ⟶ 2 HCl(g) + (g) I

₂

Tahap 1:

Tahap 2:

+ ICl ⟶ HI + HCl H

₂

HI + ICl ⟶ HCl + I

₂

Mekanisme reaksi dikatakan valid bila jumlah reaksi seluruh tahap sama dengan reaksi total dan dapat menerangkan hukum laju eksperimen.

·

Hukum laju reaksi elementer

Reaksi elementer dikarakterisasi dengan molekularitasnya.

Dalam merancang mekanisme reaksi molekularitas hanya dibatasi hingga bimolekul, untuk termolekul yang melibatkan tumbukan tiga spesi secara simultan jarang digunakan, karena peluangnya sangat kecil.

Khusus untuk tahap elementer, orde pada hukum lajunya mengikuti koe sien reaksi.

Contoh:

·

Unimolekul:

Bimolekul : dan

-

A ⟶ produk

-

2 A ⟶ produk A + B ⟶ AB

·

·

A ⟶ produk

A + A ⟶ produk A + B ⟶ produk

r r r

= k[A]

= k[A]

²

= k[A][B]

52/66

Tahap penentu laju dan hukum laju

Mekanisme berikut digunakan untuk menerangkan reaksi keseluruhan dan hukum laju eksperimen.

Berdasarkan mekanisme di atas, maka tahap 1 memiliki hukum laju yang sama dengan hukum laju eksperimen, dengan demikian tahap 1 merupakan tahap penentu laju (tahap yang paling lambat).

Tahap penentu laju merupakan tahap elementer dengan laju yang paling lambat.

Tahap penentu laju menjadi penentu hukum laju reaksi keseluruhan.

Contoh reaksi antara nitrogen dioksida dan kabon monoksida:

·

·

·

(g) + CO(g) ⟶ NO(g) + (g) r = k[

NO

₂

CO

₂

NO

₂

]

²

Tahap 1:

Tahap 2:

+ ⟶ + NO

NO

₂

NO

₂

NO

₃

+ CO ⟶ +

NO

₃

NO

₂

CO

₂

= [

r

₁

k

₁

NO

₂

]

²

= [ ][CO]

r

₂

k

₂

NO

₃

Diagram energi

54/66

Mekanisme I:

Pada mekanisme di atas, reaksi elementer tahap-1 sudah memiliki hukum laju yang sama dengan eksperimen, sehingga dipilih sebagai tahap penentu laju. Tetapi, mengapa mekanisme ini dianggap memiliki probabilitas rendah untuk terjadi?

Mekanisme II:

Pada mekanisme ini tidak ada reaksi elementer yang memiliki hukum laju yang sama dengan eksperimen. Mengapa Tahap 2 dipilih sebagai tahap penentu laju?

Mekanisme dengan tahap pertama cepat

Untuk reaksi:

Ada dua mekanisme yang diusulkan.

2 H

₂

(g) + 2 NO(g) ⟶ 2 H

₂

O(g) + N

₂

(g) r = k[NO [ ] ]

²

H

₂

2 NO + H

₂

⟶ N

₂

O + H

₂

O

O + ⟶ + O

N

₂

H

₂

N

₂

H

₂

(lambat) (cepat)

2 NO ↽− −⇀ N

₂

O

₂

+ ⟶ O + O

N

₂

O

₂

H

₂

N

₂

H

₂

O + ⟶ + O

N

₂

H

₂

N

₂

H

₂

(cepat)

(lambat)

(cepat)

Validasi mekanisme reaksi

Untuk reaksi:

Dipilih mekanisme:

Validasi:

1. Cek reaksi keseluruhan: Mekanisme reaksi di atas memiliki reaksi keseluruhan yang sama dengan reaksi total.

2 H

₂

(g) + 2 NO(g) ⟶ 2 H

₂

O(g) + N

₂

(g) r = k[NO [ ] ]

²

H

₂

2 NO ↽− −⇀ N

₂

O

₂

+ ⟶ + O

N

₂

O

₂

H

₂

N

₂

O H

₂

+ ⟶ + O

O

N

₂

H

₂

N

₂

H

₂

2 H

₂

(g) + 2 NO(g) ⟶ 2 H

₂

O(g) + N

₂

(g)

56/66

Validasi mekanisme reaksi

2. Cek hukum laju: Tahap 2 yang dianggap sebagai tahap penentu laju.

Spesi intermediet pada hukum laju dapat disubsitusi dengan memanfaatkan kesetimbangan pada tahap 1.

Hukum laju ini = eksperimen, mekanisme dapat diterima.

= [ ][ ] r

₂

k

₂

N

₂

O

₂

H

₂

N

₂

O

₂

[NO = [ ]

k

_f

]

²

k

_r

N

₂

O

₂

[ N

₂

O

₂

] = k

_f

[NO

k

_r

]

²

substitusi ke hukum laju 2:

r = ( k

₂

k

f

[NO )[ ] = k[NO [ ]

k

_r

]

²

H

₂

]

²

H

₂

Fosgen ( ), gas beracun yang digunakan dalam perang dunia I, diperoleh dari reaksi antara dan . Mekanisme reaksi yang diusulkan untuk sintesis fosgen adalah sebagai berikut:

a. Tentukan reaksi keseluruhan sintesis fosgen berdasarkan mekanisme di atas b. Tentukan hukum laju yang konsisten dengan mekanisme di atas.

Latihan-2 Solusi-2a Solusi-2b

· · ·

CO Cl

₂

Cl

₂

CO

2 Cl Cl

₂

↽− −⇀

Cl + CO ↽− −⇀ ClCO

ClCO + Cl

₂

⟶ Cl

₂

CO + Cl

(kesetimbangan, cepat) (kesetimbangan, cepat) (lambat)

58/66

Soal konsep

Ozon terdekomposisi menjadi oksigen melalui reaksi berikut:

Secara eksperimen hukum laju untuk reaksi ini adalah

Diyakini bahwa gas atom oksigen, O(g), terlibat dalam mekanisme reaksi. Usulkan mekanisme reaksi yang melibatkan gas atom oksigen dan konsisten dengan hukum laju eksperimen.

Latihan-3 Solusi-3

· ·

2 O

₃

(g) ⟶ 3 O

₂

(g)

r = k[ O

₃

]

²

[ O

₂

]

⁻¹

6. Katalisis

60/66

Pendahuluan

Telah dipelajari bahwa laju reaksi dapat ditingkatkan dengan cara:

1. Menaikan konsentrasi reaktan 2. Menaikan temperatur

Kedua cara di atas tidak selalu berjalan dengan baik, karena konsentrasi dibatasi dengan kelarutan dan kenaikan temperatur beresiko menyebabkan dekomposisi reaktan.

Sebagai alternatif untuk mempercepat reaksi digunakan katalis, yaitu suatu zat yang terlibat dalam mempercepat reaksi tetapi tidak terkonsumsi oleh reaksi tersebut.

Katalis mempercepat reaksi dengan cara menyediakan mekanisme/rute alternatif dimana tahap penentu lajunya memiliki energi pengaktifan lebih rendah.

Katalis dibagi ke dalam dua tipe:

1. Katalis homogen: fasa katalis dan reaktan sama 2. Katalis heterogen: fasa katalis dan reaktan berbeda

·

·

·

·

·

Kerusakan ozon dapat diakselerasi oleh kehadiran gas atom klor hasil fotolisis dari gas kloro uorokarbon (CFC) di lapisan ozon.

Reaksi katalisis dekomposisi ozon:

Contoh kasus katalisis

+ ⟶ +

Cl O

₃

ClO O

₂

+ O ⟶ +

ClO Cl O

₂

+ O ⟶ 2

O

₃

O

₂

62/66

Suatu katalis dapat menurunkan energi pengaktivan dari 125 kJ/mol ke 55 kJ/mol. Tentukan berapa kali laju reaksi akan meningkat pada 25 C, jika diasumsikan faktor frekuensi reaksi yang dikatalisis dan tidak dikatalisis adalah sama.

Latihan-4 Solusi-4

· ·

o

Energi pengaktifan hidrolisis sukrosa menjadi glukosa dan fruktosa adalah 108 kJ/mol. Bila penambahan enzim menyebabkan laju reaksi naik menjadi 1 juta kali lebih cepat, tentukan besarnya penurunan energi pengaktifan. Diasumsikan faktor frekuensi reaksi yang dikatalisis dan tidak dikatalisis adalah sama dan temperatur reaksi adalah 25 C.

Latihan-5 Solusi-5

· ·

o

64/66

Reaksi penguraian iodoetana dalam wadah tertutup berlangsung pada 690 K sesuai persamaan reaksi berikut:

Pengamatan terhadap tekanan total gas menghasilkan data di bawah ini:

(MENIT) 0 10 20 40 60 100 200

(torr) 139.14 151.67 172.65 189.15 212.34 238.66 249.88

(torr)

(A) Hitung

(B) Turunkan persamaan yang mengaitkan tekanan iodoetana dalam wadah ( ) dengan dan .

(C) Lengkapi tabel di atas dengan mengisi pada berbagai waktu.

(D) Gunakan data pada tabel di atas yang telah dilengkapi untuk menentukan persamaan laju reaksi penguraian

Tentukan nilai tetapan laju ( ) reaksi penguraian lengkap dengan satuan.

Latihan-6 Solusi-6AB Solusi-6C Solusi-6DE

· · · ·

I(g) ⟶ (g) + HI(g) C

₂

H

₅

C

₂

H

₄

t ∞

P_total P₀

P_iodoetana

P

₀

P

_iodoetana

P

0

P

total

P

_iodoetana

I(g)

C

₂

H

₅

k C H I

Pada 298 K, reaksi hidrolisis di dalam larutan terjadi melalui mekanisme reaksi di bawah ini

Diketahui , sangat kecil dibandingkan

dan .

(A) Tuliskan persamaan reaksi hidrolisis .

(B) Tuliskan semua spesi zat antara yang terlibat dalam mekanisme reaksi di atas.

(C) Tentukan persamaan laju reaksi hidrolisis .

(D) Jika larutan 0.30 M disimpan dalam suatu wadah pada 298 K, hitung di dalam larutan tersebut setelah 2 jam.

Latihan-7 Solusi-7ABC Solusi-7D

· · ·

Cl NO

₂

N Cl O

₂

−→

^k1

N O

₂

+ Cl Cl + H

₂

O −→

^k2

HCl + OH OH + N O

₂

−→

^k3

HN O

₃

= 1.8 ×

k

₁

10

⁻⁴

s

⁻¹

k

₂

= 1.6 × 10

⁵

L. mo . l

⁻¹

s

⁻¹

= 7.6 × L. mo . k

₃

10

⁴

l

⁻¹

s

⁻¹

Cl NO

₂

Cl NO

₂

Cl

NO

₂

[ HNO

₃

]

66/66