BAB VI KINETIKA KIMIAKinetika kimia adalah suatu ilmu yang membahas tentang laju (kecepata...
6.2. Reaksi Orde SatuPada reaksi prde satu, kecepatan reaksi berbanding lurus dengan konsentrasi reaktan.Persamaan laju re...
6.3. Reaksi Orde DuaPersamaan laju reaksi untuk orde dua dinyatakan sebagai : dA ...
= 1,987 kal / mol K T = suhu mutlak (K)Jika persamaan di atas ditulis dalam bentuk logaritma, maka akan did...
Katalis terbagi menjadi dua golongan besar, yaitu 1. Katalis Homogen Suatu katalis disebut homogen apabila berad...
of 5

Kinetika kimia1

Published on: Mar 3, 2016
Source: www.slideshare.net


Transcripts - Kinetika kimia1

  • 1. BAB VI KINETIKA KIMIAKinetika kimia adalah suatu ilmu yang membahas tentang laju (kecepatan) danmekanisme reaksi. Berdasarkan penelitianyang mula – mula dilakukan oleh Wilhelmyterhadap kecepatan inversi sukrosa, ternyata kecepatan reaksi berbanding lurus dengankonsentrasi / tekanan zat – zat yang bereaksi. Laju reaksi dinyatakan sebagai perubahankonsentrasi atau tekanan dari produk atau reaktan terhadap waktu.Berdasarkan jumlah molekul yang bereaksi, reaksi terdiri atas : 1. Reaksi unimolekular : hanya 1 mol reaktan yang bereaksi Contoh : N2O5  N2O4 + ½ O2 2. Reaksi bimolekular : ada 2 mol reaktan yang bereaksi Contoh : 2 HI  H2 + I2 3. Reaksi termolekular : ada 3 mol reaktan yang bereaksi Contoh : 2 NO + O2  2NO2Berdasarkan banyaknya fasa yang terlibat, reaksi terbagi menjadi : 1. Reaksi homogen : hanya terdapat satu fasa dalam reaksi (gas atau larutan) 2. Reaksi heterogen : terdapat lebih dari satu fasa dalam reaksiSecara kuantitatif, kecepatan reaksi kimia ditentukan oleh orde reaksi, yaitu jumlah darieksponen konsentrasi pada persamaan kecepatan reaksi.6.1. Reaksi Orde NolPada reaksi orde nol, kecepatan reaksi tidak tergantung pada konsentrasi reaktan.Persamaan laju reaksi orde nol dinyatakan sebagai : dA - = k0 dt A - A 0 = - k0 . t A = konsentrasi zat pada waktu t A0 = konsentrasi zat mula – mulaContoh reaksi orde nol ini adalah reaksi heterogen pada permukaan katalis. 1
  • 2. 6.2. Reaksi Orde SatuPada reaksi prde satu, kecepatan reaksi berbanding lurus dengan konsentrasi reaktan.Persamaan laju reaksi orde satu dinyatakan sebagai : dA - = k1 [A] dt dA - = k1 dt [ A] [ A0] ln = k1 (t – t0) [ A] Bila t = 0  A = A0 ln [A] = ln [A0] - k1 t [A] = [A0] e-k1tTetapan laju (k1) dapat dihitung dari grafik ln [A] terhadap t, dengan –k1 sebagaigradiennya. ln [A]0 ln [A] gradien = -k1 t Gambar 6.1. Grafik ln [A] terhadap t untuk reaksi orde satuWaktu paruh (t1/2) adalah waktu yang dibutuhkan agar konsentrasi reaktan hanya tinggalsetengahnya. Pada reaksi orde satu, waktu paruh dinyatakan sebagai 1 1 k1 = ln t1/2 1 / 2 0,693 k1 = t1 / 2 2
  • 3. 6.3. Reaksi Orde DuaPersamaan laju reaksi untuk orde dua dinyatakan sebagai : dA - = k2 [A]2 dt dA - = k2 t [ A]2 1 1 - = k2 (t – t0) [ A] [ A0]Tetapan laju (k2) dapat dihitung dari grafik 1/A terhadap t dengan k2 sebagai gradiennya. gradien = -k2 ln 1/[A] ln 1/[A]0 t Gambar 6.2. Grafik ln 1/[A] terhadap t untuk reaksi orde duaWaktu paruh untuk reaksi orde dua dinyatakan sebagai 1 t1/2 = k 2[ A0]6.4. Penentuan Energi AktifasiEnergi aktifasi adalah ambang batas energi yang harus icapai agar suatu reaksi dapatterjadi. Penentuan energi aktifasi dapat dilakukan dengan menggunakan persamaanArrhenius k = A e-Ea/RTdimana k = konstanta laju reaksi A = faktor pra eksponensial Ea = energi aktifasi (kJ/mol) R = tetapan gas ideal = 8,314 kJ / mol 3
  • 4. = 1,987 kal / mol K T = suhu mutlak (K)Jika persamaan di atas ditulis dalam bentuk logaritma, maka akan didapat Ea  1  ln k = ln A -   R T Dengan membuat kurva ln k terhadap 1/T, maka nilai Ea/R akan didapat sebagai gradiendari kurva tersebut. Karena nilai R diketahui, maka nilai energi aktifasi dapat ditentukan.Besarnya energi aktifasi juga dapat ditentukan dengan menggunakan nilai – nilai k padasuhu yang berbeda. Persamaan yang digunakan adalah  k1  Ea  1 1  ln   =   −   k2  R  T2 T1   atau  k1  Ea 1 1 log   =  2,303.R  −  T T   k2   2 1 6.5. Efek KatalisKatalis adalah suatu senyawa yang dapat menaikkan laju reaksi, tetapi tidak ikut menjadireaktan / produk dalam sistem itu sendiri. Setelah reaksi selesai, katalis dapat diperolehkembali tanpa mengalami perubahan kimia. Katalis berperan dengan menurunkanenergi aktifasi. Sehingga untuk membuat reaksi terjadi, tidak diperlukan energi yanglebih tinggi. Dengan demikian, reaksi dapat berjalan lebih cepat. Karena katalis tidakbereaksi dengan reaktan dan juga bukan merupakan produk, maka katalis tidak ditulispada sisi reaktan atau produk. Umumnya katalis ditulis di atas panah reaksi yangmembatasi sisi reaktan dan produk. Contohnya pada reaksi pembuatan oksigen daridekomposisi termal KClO3, yang menggunakan katalis MnO2. 2 KClO MnO2 2 KCl + 3 O 3 2 4
  • 5. Katalis terbagi menjadi dua golongan besar, yaitu 1. Katalis Homogen Suatu katalis disebut homogen apabila berada dalam fasa yang sama dengan reaktan maupun produk reaksi yang dikatalisa. Katalis ini berperan sebagai zat antara dalam reaksi. Contohnya adalah efek katalis HBr pada dekomposisi termal t-butil alkohol, (CH3)3COH, yang menghasilkan air dan isobutilen, (CH3)2C=CH2. (CH3)3COH  (CH3)2C=CH2 + H2O Tanpa penggunaan katalis, reaksi ini berlangsung sangat lambat, bahkan pada suhu tinggi sekalipun. Hal ini disebabkan karena reaksi ini memiliki energi aktifasi yang sangat tinggi, yaitu 274 kJ/mol. Dengan menggunakan HBr, energi aktifasi akan turun menjadi 127 kJ/mol, dan reaksi menjadi (CH3)3COH + HBr  (CH3)3CBr + H2O (CH3)3CBr  (CH3)2C=CH2 + HBr Kelemahan dari katalis homogen ini adalah ketika reaksi selesai, diperlukan perlakuan kimia selanjutnya untuk memisahkan katalis dari campuran reaksi. 2. Katalis Heterogen Katalis heterogen adalah katalis yang fasanya tidak sama dengan reaktan atau produk reaksi yang dikatalisa. Katalis heterogen biasanya berfungsi sebagai permukaan tempat terjadinya reaksi. Contohnya adalah reaksi antara H 2 dan O2 pada permukaan logam. Logam berfungsi sebagai permukaan adsorben dimana H2 dan O2 akan menempel dan bereaksi. 5

Related Documents