BAB 2 KINETIKA KIMIAkimia.fmipa.unpatti.ac.id/wp-content/uploads/2018/10/Materi... · Menjelaskan hubungan konsentrasi dan waktu paruh 9. ... Kinetika kimia atau kecepatan reaksi

BAB 2 KINETIKA KIMIA

17

BAB 2

KINETIKA KIMIA

Deskripsi Singkat

Reaksi-reaksi kimia berlangsung dengan laju yang berbeda, ada reaksi yang

berlangsung sangat cepat misalnya reaksi penetralan antara larutan asam klorida (HCl)

dan larutan natrium hidroksida (NaOH) dan ada juga reaksi yang berlangsung lambat

misalnya perkaratan besi. Laju reaksi dipelajari karena pentingnya kemampuan untuk

meramalkan kecepatan campuran reaksi mendekati kesetimbangan. Laju itu dapat

bergantung pada variabel yang dikontrol seperti tekanan, temperatur, dan keberadaan

katalis. Alasan lain untuk mempelajari laju reaksi, karena menghasilkan pemahaman

tentang mekanisme reaksi. Bab ini membuktikan asas kinetika dengan memperlihatkan cara

pengukuran laju reaksi dan menafsirkannya dalam kasus sederhana.

Kompetensi Dasar

Setelah mempelajari Bab 2 mahasiswa dapat memahami konsep-konsep yang

mendasari kinetika suatu reaksi kimia.

Indikator

1. Menjelaskan definisi hukum laju reaksi

2. Mengukur kecepatan reaksi

3. Menentukan hukum laju dan orde reaksi

4. Menjelaskan pengaruh suhu terhadap laju reaksi

5. Menjelaskan teori tumbukan

6. Menjelaskan faktor-faktor yang mempengaruhi laju reaksi

7. Menuliskan persamaan laju dan mekanisme reaksi

8. Menjelaskan hubungan konsentrasi dan waktu paruh

9. Menjelaskan teori keadaan transisi

Kinetika kimia atau kecepatan reaksi dinyatakan sebagai perubahan konsentrasi

pereaksi (atau hasil reaksi) dalam satu waktu tertentu. Sebagai analogi, kecepatan mobil

adalah perubahan jarak yang ditempuh dibagi waktu perjalanan. Dalam hal ini kecepatan

mobil dinyatakan dalam satuan km per jam. Pada reaksi kimia, kecepatan umumnya

dinyatakan dalam mol per liter per detik.


18

⁄

Untuk menentukan kecepatan reaksi, harus diukur perubahan konsentrasi pereaksi atau

hasil reaksi. Dalam praktek, konsentrasi zat yang bereaksi ditentukan pada berbagai interval

waktu. Contoh reaksi paling sederhana adalah suatu pereaksi yang hanya terdiri dari satu

pereaksi yang melakukan perubahan, pembentukan hasil reaksi, misalnya perubahan

siklopropana.

siklopropana propena

Pada umumnya persamaan reaksinya adalah:

A → B

Pada keadaan awal, B masih belum terbentuk. Bila reaksi berlangsung pada waktu tertentu,

terjadi kenaikan B dan penurunan konsentrasi A (Gambar 2.1).

Gambar 2.1 Perubahan konsentrasi pereaksi dan hasil reaksi

terhadap waktu dari reaksi A → B

Dari Gambar 2.1 terlihat bahwa kecepatan reaksi berubah dengan waktu. Misalnya di dekat

titik awal reaksi, konsentrasi A berkurang dengan cepat dan konsentrasi B bertambah pula

dengan cepat. Proses selanjutnya hanya terjadi perubahan konsentrasi yang lebih kecil,

sehinga kecepatan akan berkurang lebih banyak. Pada umumnya hal ini hampir terjadi pada

setiap reaksi kimia, begitu reaksi terpakai kecepatan reaksi berkurang secara bertahap.

Pada reaksi yang lebih kompleks, kecepatan pembentukan dari berbagai hasil dan

kecepatan hilangnya pereaksi tidak sama, tetapi berhubungan dengan koefisien reaksinya.

Misalnya pada reaksi berikut:


19

Dari setiap molekul N2 yang bereaksi, tiga molekul H2 hilang. Hal ini berarti bahwa kecepatan

hilangnya gas hidrogen adalah tiga kali dari hilangnya gas nitrogen. Koefisien reaksi tersebut

juga menyatakan bahwa dua molekul NH3 terbentuk dari tiap molekul N2, sehingga kecepatan

pembentukan NH3 adalah dua kali dari kecepatan hilangnya gas N2.

2.1 Definisi Laju Reaksi

Laju atau kecepatan reaksi adalah laju berkurangnya konsentrasi reaktan dan

bertambahnya konsentrasi hasil reaksi setiap satuan waktu. Konsentrasi diberikan dalam

jumlah unit tertentu tiap satuan volume, misal mol/L atau mmol/L, tetapi untuk reaksi fase

gas, satuan tekanan atmosfer (atm), milimeter merkuri (mmHg) atau Pascal (Pa) dapat

digunakan sebagai ganti konsentrasi.

Laju reaksi dikatakan ada apabila terjadi perubahan konsentrasi dari komponen

komponennya sebagai contoh pada reaksi kimia secara umum ditulis:

Laju reaksi dapat ditulis:

[ ]

[ ]

[ ]

[ ]

Di mana A, B, C, dan D adalah komponen dari reaktan dan produk yang mengalami perubahan

selama reaksi. Jika laju reaksi tidak bergantung pada salah satu komponen yang dipakai

dalam penentu laju reaksi maka stoikiometri reaksi tidak sepenuhnya menentukan laju

reaksi, tetapi penentu laju reaksi sangat bergantung dengan data hasil percobaan.

Sedangkan bila kecepatan itu dipengaruhi oleh stoikiometri reaksi maka dapat ditulis :

[ ]

[ ]

[ ]

[ ]

Gambar 2.2 Berkurangnya konsentrasi bromin dalam satu satuan waktu ditandai dengan

hilangnya warna dari cokelat kemerahan menjadi tidak berwarna (dari kiri ke

kanan).


20

Perhatikan Gambar 2.2 reaksi antara bromin dengan asam formiat yang ditunjukkan dengan

persamaan reaksi berikut:

Br2(aq) + HCOOH(aq) → 2H+

(aq) + 2Br-(aq) + CO2(g)

Awal reaksi bromin berwarna coklat kemerahan, lama-kelamaan menjadi tidak berwarna.

Ada dua pengertian tentang laju reaksi yaitu laju rata-rata dan laju sesaat. Laju rata-rata

menyatakan perubahan konsentrasi dalam selang waktu tertentu.

Contoh 2.1

Data laju reaksi butil klorida dalam air adalah:

C4H9C1(aq) + H2O(1) → C4H9OH(aq) + HCI(1)

Waktu (s) [C4H9Cl] Molaritas Laju rata-rata (M.detik-1)

0 0,1000

1,90 x 10-4

50 0,0905

1,70 x 10-4

100 0,0820

1,60 x 10-4

150 0,0741

1,40 x 10-4

200 0,0671

1,20 x 10-4

300 0,0549

1,01 x 10-4

400 0,0448

0,80 x 10-4

500 0,0368

0,56 x 10-4

800 0,0200

Hitunglah laju rata-rata penghilangan C4H9Cl pada selang waktu 50-150 detik!

Jawaban

Laju rata-rata = 1

194

2

29494 ][][][

t

ClHC

t

ClHC

t

ClHC

= (0,0741 0,0905)

150 50det

M

= 1,64x10-4

M/detik


21

2.2 Pengukuran Kecepatan Reaksi

Pengukuran kecepatan reaksi yang akurat pada waktu tertentu selama berlangsungnya

reaksi diperoleh dari tangen kurva konsentrasi vs waktu pada suatu titik tertentu. Keadaan ini

terlihat pada Gambar 2.3 pada salah satu titik yang diambil dapat dinyatakan:

[ ]

Kecepatan reaksi tersebut dapat pula dinyatakan dalam konsentrasi pereaksi A, karena

konsentrasi A juga berubah dengan waktu. Kecepatan reaksi yang dinyatakan sebagai

konsentrasi A adalah:

[ ]

Tanda negatif menyatakan bahwa konsentrasi A berkurang dengan waktu, Gambar 2.3.

Gambar 2.3 Perkiraan kecepatan reaksi yang didasarkan pada perubahan konsentrasi B

dengan waktu

Pada pengukuran kecepatan reaksi kimia, konsentrasi yang diamati dan teknik yang

digunakan untuk mengukur perubahan itu tergantung dari sifat reaksinya. Misalnya untuk

reaksi gas, tekanan diamati. Perubahan tekanan ini disebabkan oleh perubahan mol gas dalam

reaksi. Cara lain juga bisa dilakukan misalnya dengan pengamatan perubahan warna.

Contoh 2.2

Reaksi pembakaran metana adalah sebagai berikut:

Kecepatan pembakaran metana sebesar 0,16 mol-1

detik-1

. Pada keadaan ini berapa kecepatan

pembentukan CO2 dan H2O?


22

Jawaban

Contoh 2.3

Pada reaksi 2NO + Cl2 2NOCl, diperoleh data sebagai berikut :

Percobaan Konsentrasi awal pereaksi (mol/L) Kecepatan reaksi pembentukan

NOCl (mol L-1

det-1

) NO Cl2

1 0,10 0,10 2,53 x 10-6

2 0,10 0,20 5,06 x 10-6

3 0,20 0,10 10,10 x 10-6

4 0,30 0,10 22,80 x 10-6

a. Bagaimana hukum kecepatan reaksinya?

b. Berapa harga konstanta kecepatannya (berilah satuan yang tepat)?

Jawaban

Bentuk persamaan kecepatan reaskinya adalah :

Kecepatan reaksi = k [NO]x[Cl2]

y

Untuk menentukan nilai x dan y, maka dilakukan pemilihan data dari hasil percobaan

sebanyak masing-masing sepasang, sehingga akan diperoleh nilai x. Dengan cara yang sama

akan diperoleh nilai y. Dari hasil nilai x dan y yang telah diperoleh dengan data yang ada

dapat ditentukan konstanta kecepatannya.

Misalnya dipilih percobaan 1 dan 2

(1) V1 = k [NO]x[Cl2]

y = k (0,10)

x(0,10)

Y = 2,53 x 10

-6

(2) V2 = k [NO]x[Cl2]

y = k (0,10)

x(0,20)

y = 5,06 x 10

-6

(

)


23

Pasangan kedua dipilih percobaan 1 dan 4:

(

)

Persamaan kecepatan reaksinya = k [NO]2[Cl2]

Untuk mencari nilai k, missal dipilih percobaan 1

2,53 x 10-6

mol.l-1

dtk-1

= k (0,10 mol/l)2 (0,10 mol/l)

2,53 x 10-6

mol.l-1

dtk-1

= k (0,0010 mol3l-3

)

Contoh 2.4

Data berikut dikumpulkan dari reaksi t-butil bromida, (CH3)3CBr, dengan ion hidroksida pada

suhu 55 C.

(CH3)3CBr + OH → (CH3)COH + Br-

Percobaan Konsentrasi awal pereaksi ( mol/L) Kecepatan reaksi pembentukan

(CH3)COH

(mol L-1

det-1

) (CH3)CBr OH-

1 0,1 0,1 0,001

2 0,2 0,1 0,002

3 0,3 0,1 0,003

4 0,1 0,2 0,001

5 0,1 0,3 0,001

Tuliskan rumus kecepatan dan konstanta kecepatan reaksi di atas!

Jawaban

Persamaan kecepatan = k [(CH3)3CBr]x[OH]

y

Perhatikan percobaan 1, 2, dan 3. Pada ketiga percobaan tersebut konsentrasi OH- sama. Bila

konsentrasi (CH3)3CBr diduakalikan, kecepatan reaksinya juga dua kali. Bila konsentrasi

ditigakalikan, kecepatan reaksinya juga tiga kali. Oleh karena itu, orde parsial untuk

(CH3)3CBr adalah 1. Pada percobaan 1, 4, dan 5 konsentrasi (CH3)3CBr sama. Dengan

mengubah konsentrasi OH-, tidak memberikan pengaruh terhadap kecepatan reaksi, hal ini

berarti orde parsial dari OH- adalah 0, sehingga:

Kecepatan reaksi = k [ (CH3)3CBr ]1 [OH

-]0

Kecepatan reaksi = k [ (CH3)3CBr ]


24

Untuk menghitung konstanta kecepatannya, kita dapat menggunakan salah satu dari hasil

percobaan itu. Dengan menggunakan percobaan 1 dan dengan memasukkan kecepatan dan

konsentrasi pada rumus, diperoleh :

0,001 mol L-1

det-1

= k (0,1 mol L-1

)

k =

k = 0,01 det-1

2.3 Hukum Laju dan Orde Reaksi

Parameter penting yang tidak banyak terpengaruh oleh keadaan luar adalah

konsentrasi pereaksi. Bila jalannya suatu reaksi diikuti pada suatu periode waktu tertentu,

akan diperoleh bahwa kecepatan reasi zat yang digunakan menurun secara bertahap

sehingga dapat disimpulkan bahwa kecepatan reaksi berhubungan dengan konsentrasi zat-

zat yang bereaksi. Laju keseluruhan dari suatu reaksi kimia pada umumnya bertambah jika

konsentrasi satu pereaksi atau lebih dinaikkan. Hubungan antara laju dengan konsentrasi

dapat diperoleh dari data eksperimen.

Untuk reaksi:

A → B

Kecepatan reaksinya dapat ditulis sebagai berikut:

kecepatan ~ [A]x

Pangkat x disebut orde reaksi. Bila x = 1, reaksinya disebut orde pertama. Salah satu contoh

reaksi ini adalah penguraian siklopropana.

kecepatan ~ [siklopropana]1

Nilai x yang lain dapat 2, 3, atau lebih, bahkan dapat berupa pecahan. Bila nilai x = 0, orde

reaksinya adalah nol. Untuk reaksi orde nol, kecepatan reaksi tetap dan tidak tergantung dari

konsentrasi pereaksi. Sebagai contoh adalah penguraian ammonia pada permukaan logam

platina atau tungsten.

Hal penting yang perlu diketahui adalah tidak ada hubungan langsung antara

koefisien reaksi dengan orde reaksi. Nilai x hanya bisa ditentukan dengan percobaan. Bila

kita perhatikan reaksi yang lebih kompleks, misalnya:

A + B → Produk

Diperoleh bahwa laju reaksi berbanding lurus dengan [A]X dan [B]

y

Ungkapan laju = k [A]x [B]

y

Contoh reaksinya: NO2(g) + CO(g) → CO2(g) + NO2


25

Pada suhu di bawah 225 °C, hubungan antara konsentrasi dengan kecepatan adalah:

Kecepatan reaksi ~ [NO2]2

Kecepatan reaksi tersebut tidak tergantung dari konsentrasi CO, tetapi tergantung pada

konsentrasi NO2 kuadrat. Dikatakan bahwa reaksi tersebut adalah reaksi orde kedua terhadap

NO2 dan orde nol terhadap CO. Perhatikan bahwa dalam persamaan kecepatan tersebut tidak

ada hubungan antara koefisien reaksi dengan pangkat.

Tanda ekuivalen pada persamaan kecepatan sebelumnya dapat diubah menjadi

persamaan dengan memasukkan konstanta proporsionalitas (k), yang disebut dengan

konstanta kecepatan. Persamaan akhir yang menyatakan hukum kecepatan adalah :

Kecepatan = k (A)x (B)

y

Pada reaksi antara ICl dengan H2,

2 ICl(g) + H2(g) →I2(g) + 2 HCl(g)

Pada suhu 230 °C secara percobaan telah diperoleh persamaan kecepatannya

Kecepatan reaksi = 0,163 l mol-1

dtk-1

[ICl][H2]

Reaksi ini berorde total 2, orde parsial untuk ICl dan H2 masing-masing sebesar 1. Pada suhu

yang bukan 230 °C, nilai k akan berbeda. Akan kita lihat kemudian bahwa nilai k tergantung

pada suhu. Disebut sebagai persamaan laju atau hukum laju dengan k adalah tetapan laju, x

dan y dapat berupa bilangan bulat, pecahan atau nol. Dari persamaan laju tersebut dapat

dinyatakan reaksi adalah orde ke x terhadap B, dan (x + y) adalah orde reaksi

keseluruhan. Hukum atau persamaan laju diperoleh secara eksperirnen dan tidak bergantung

pada persamaan stoikiometrinya.

Orde reaksi terhadap satu komponen merupakan pangkat dari konsentrasi komponen itu

dalam hukum laju.

Reaksi:

2A + B → 3C

Laju Reaksi :

[ ]

[ ]

[ ]

Di mana, v : k [A]x[B]

y

x, y : orde reaksi yang tidak selalu lama dengan koefesien reaksi

x : orde reaksi terhadap A

y : orde reaksi terhadap B

x + y : orde reaksi total (dapat sebagai bilangan bulat pecahan)


26

2.3.1 Reaksi Orde Nol

Suatu reaksi disebut reaksi orde nol terhadap suatu pereaksi jika laju reaksinya

tidak dipengaruhi oleh konsentrasi pereaksi tersebut dan dapat ditulis:

A → Produk

[ ]

[ ]

Di mana k adalah konstanta laju reaksi orde nol. Dari persamaan di atas dapat diintegrasikan dengan

kondisi awal t = 0 dan [A] = [A]0

[ ]

[ ]

Pada saat t = 0 [A] = [A]0

Pada saat t = t [A] = [A]t

∫ { }

∫

[A]0 - [A]t = kt [A]t = -kt + [A]0

Jika [A]t dialurkan terhadap t akan diperoleh garis lurus.

Gambar 2.4 Aliran reaksi orde ke nol

Contoh reaksi orde nol adalah proses heterogen yang terjadi pada permukaan zat misalnya

dekomposisi gas NH3 pada kawat tungsten, reaksinya sebagai berikut:

2NH3 → N2 + 3 H2

2.3.2 Reaksi Orde Satu

Pada reaksi orde satu, laju reaksi sebanding dengan konsentrasi reaktan, dan dapat ditulis

sebagai berikut: A → Produk

][][][ 1 AkAk

dt

Ad

Arah lereng = -k

[A]t


27

Persamaan ini ditata ulang menjadi:

kdtdt

Ad

][

Dan dapat diintegrasikan secara langsung :

Misalnya pada saat t = 0 [A] = [A]0

pada saat t = t [A] = [A]t

maka

∫ [ ]

[ ]

∫

[ ] [ ]

[ ] [ ]

Bila dibuat grafik ln[A]t versus waktu (t) akan diperoleh garis lurus, maka slope = -k, sehingga

konstanta laju reaksi dapat ditentukan dari perhitungan slope tersebut.

Gambar 2.5 Aluran reaksi orde satu

Waktu paruh (t½ ) untuk reaksi tingkat ke satu adalah sebagai berikut :

pada saat t = t½ maka [A] = 1/2 [A]o

⁄ [ ]

[ ]

Waktu paruh untuk reaksi orde satu tidak bergantung pada konsentrasi awal, tetapi hanya

bergantung pada konstanta laju reaksi.

Contoh 2.5

Penguraian termal (CH3)2C=O pada 600 °C adalah reaksi orde satu dengan waktu paruh

(t1/2) = 80 detik.

a. Hitunglah konstanta laju (k)!

b. Hitung waktu yang diperlukan agar 25% contoh aseton tersebut terurai!

slope = -k

ln [A]t

t


28

Jawaban

a. Untuk reaksi orde satu tetapan laju reaksi adalah :

b. Bila 25% konsentrasi molar dari aseton tersebut terurai, konsentrasi molar yang tinggal adalah

75% maka:

[ ] [ ]

2.3.3 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-reaktan tersebut.

2A → Produk

[ ] [ ]

[ ]

Dari persamaan tersebut dapat ditata ulang menjadi:

[ ]

[ ]

∫ [ ]

[ ]

∫

{

(

)

Untuk reaksi orde dua jika dibuat grafik l/[A]t Vs waktu akan diperoleh garis lurus

dengan kemiringan = k

Gambar 2.6 Aluran reaksi orde ke dua

t

slope = -k

1/[A]t


29

Waktu paruh (tl/2) untuk reaksi tingkat kedua adalah:

Pada saat t = t l/2 maka [A] t = ½ {[A]0}

(

[ ]

[ ] )

[ ]

Contoh 2.6

Pada suhu 1370 K gas NO terurai menjadi N2 dan O2 menurut reaksi orde ke dua:

2NO(g) → N2(g) + O2(g)

Dalam selang waktu 2000 detik gas NO berkurang dari 2,8 x 10-3

mol/L menjadi

2,0 x 10-3

mol/L. Hitunglah konstanta laju reaksi!

Jawaban

Untuk reaksi orde kedua berlaku

2.4 Pengaruh Suhu Terhadap Laju Reaksi

Pada reaksi umumnya, kecepatan reaksi akan naik dengan naiknya suhu, seperti

halnya aturan yang menyatakan bahwa kecepatan dari kebanyakan reaksi akan naik dua kali

bila suhunya naik 10 °C. Bagaimana aturan ini bisa dijelaskan?

Menurut teori kinetik, pada berbagai sistem terdapat distribusi energi kinetik. Telah

dibicarakan sebelumnya bahwa energi aktivasi adalah energi kinetik minimum yang

diperlukan untuk terjadinya tumbukan yang efektif. Semua molekul yang memiliki energi

kinetik lebih besar dari energi minimum tersebut dapat melakukan reaksi. Fraksi total dari

semua molekul yang mempunyai energi sama atau lebih besar dari Ea. Bila kita bandingkan

dengan suhu yang berbeda, fraksi total molekul dengan energi kinetik yang cukup untuk

melakukan tumbukan yang efektif akan lebih besar pada suhu yang lebih besar. Sebagai

hasilnya, jumlah molekul yang melakukan reaksi naik dengan kenaikan suhu dan dengan

sendirinya akan menambah kecepatan reaksinya.


30

Laju sebagian besar reaksi bertambah besar dengan naiknya suhu. Perubahan harga laju

reaksi terhadap perubahan suhu diberikan oleh Persamaan Arrhenius:

Di mana, A = konstanta Arhenius disebut juga faktor pra eksponensial

= Energi aktivasi

R = Tetapan gas, 8,314 J.K-1

mol-1

T = Suhu (Kelvin)

K = Konstanta laju reaksi

Persamaan Arrhenius bermanfaat dalam penentuan nilai energi aktivasi (seperti halnya faktor

A) dari pengukuran konstanta kecepatan pada selisih dua suhu minimum.

Dengan menggunakan logaritma akan diperoleh :

Kita dapat bandingkan persamaan ini dengan garis lurus.

(

)

y = b + m x

jadi plot ln k terhadap 1/T akan memberikan persamaan garis lurus dengan kemiringan garis

m yang sama dengan – /R dan intersep b dengan ordinat sebesar ln A. Nilai juga dapat

diperoleh dari nilai k pada dua suhu dengan perhitungan langsung.

Pada suhu T1,

dan pada suhu T2, dapat ditulis sebagai:

dengan membagi k1 oleh k2 akan diperoleh:

{ }

Dengan menggunakan persamaan logaritma diperoleh :

(

)

(

) (

)

(

)

Dengan persamaan tersebut, bila konstanta kecepatan dari dua suhu diketahui, maka Ea bisa

dihitung. Bila Ea yang diketahui, persamaan ini dapat digunakan untuk menentukan harga k

pada suhu tertentu. Nilai R yang digunakan tergantung dari satuan energinya. Bila Ea dalam

joule, digunakan R = 8,314 J mol-1

K-1

. bila Ea dalam kalaori, R = 1,987 kal mol-1

K-1.


31

Jika persamaan di atas digunakan untuk dua macam suhu Tl dan T2 maka dapat ditulis k1

pada TI dan k2 pada T2 sebagai berikut :

Jika ln k2 dikurangi dengan ln k1 maka diperoleh :

(

)

Baik A atau dapat ditentukan dari grafik (ln k) vs. (1/T). Gradien yang bernilai

negatif dapat dikalikan dengan -R untuk memperoleh nilai Ea (+), dan intersep = ln A

Gambar 2.7 Grafik ln k vs 1/T

Contoh 2.7

Tentukan A dan Ea dari data berikut!

T (K) 300 350 400 450 500

k (M-1

s-1

) 7,9x10-6

3,0x10-7

7,90x10-7

1,70x10-8

3,20x10-8

Jawaban

T (K) 300 350 400 450 500

k (M-1

s-1

) 7,9x10-6

3,0x10-7

7,90x10-7

1,70x10-8

3,20x10-8

ln k 15,88 17,22 18,18 18,95 19,58

1/T (x 103) 3,33 2,86 2,50 2,22 2,00

Dengan menggunakan metode regresi linear diperoleh intersep = 25,11 = ln A

maka A = 8,0 x 1010

M-1

s-1


32

Slope = -2,8 x 103, maka Ea = - slope x R

= - (-2,8 x 103) x 8,314 J/mol.K

= 23,279 kJ/mol.K

2.5 Teori Tumbukan

Untuk melakukan suatu reaksi, molekul-molekul zat harus saling bertumbukan dengan

lainnya. Konsep ini merupakan dasar dari teori tumbukan. Teori ini mengatakan bahwa

kecepatan reaksi berbanding lurus dengan jumlah tumbukan yang terjadi di antara molekul-

molekul zat yang melakukan reaksi tiap detik.

Tumbukan yang menghasilkan reaksi disebut tumbukan efektif. Molekul pereaksi

dalam wadahnya selalu bergerak ke segala arah, dan kemungkinan besar bertumbukan satu

sama lain, baik dengan molekul yang sama maupun berbeda. Tumbukan itu dapat

memutuskan ikatan dalam molekul pereaksi dan kemudian membentuk ikatan baru yang

menghasilkan molekul hasil reaksi. Sebagai contoh, reaksi antara atom kalium (K) dan metil

iodida (CH3I) dengan reaksi berikut: K + CH3I → KI + CH3. Maka, tumbukan yang efektif

akan terjadi bila kedaaan molekul sedemikian rupa sehingga antara atom-atom yang

berukuran sama saling bertabrakan (Gambar 2.8a). Sedangkan tumbukan tidak efektif jika

yang bertabrakan adalah atom atom dengan ukuran berbeda (Gambar 2.8b).

Gambar 2.8 Tumbukan yang efektif terjadi bila atom K bertumbukan dengan atom I,

karena ukuran atomnya sama

Bertambahnya molekul pereaksi, menghasilkan lebih banyak tumbukan efektif yang terjadi

untuk menghasilkan molekul hasil reaksi. Keadaaan tersebut ditunjukkan dalam Gambar 2.9.

K + CH3I KI + CH3

TIdak terjadi reaksi


33

Gambar 2.9 Makin banyak molekul yang bereaksi, makin banyak kemungkinan terjadi

tumbukan untuk menghasilkan molekul hasil reaksi

2.6 Faktor-faktor yang Mempengaruhi Laju Reaksi

Faktor- faktor yang mempengaruhi laju reaksi adalah sebagai berikut:

1. Luas permukaan zat: semakin luas permukaan, maka tumbukan makin banyak,

sehingga reaksi makin cepat.

2. Konsentrasi: molekul-molekul harus bertumbukan agar terjadi reaksi dalam konteks ini

laju reaksi proporsional dengan konsentrasi reaktan.

3. Keadaan fisik: molekul-molekul harus bercampur agar dapat bertumbukan.

4. Temperatur: molekul harus bertumbukan dengan energi yang cukup untuk bereaksi.

5. Makin tinggi suhu, maka energi kinetik molekul makin tinggi sehingga tumbukan

makin sering, laju reaksi makin tinggi. Pada beberapa reaksi yang umum, laju reaksi

makin besar (waktu reaksi makin singkat) 2 kali setiap kenaikan suhu 10 °C, sehingga

didapatkan rumus:

Di mana: V = laju reaksi pada suhu t

Vo = laju reaksi pada suhu awal

ta = suhu akhir

t0 = suhu awal

V = perubahan laju reaksi

Katalis adalah zat yang dapat menurunkan energi aktivasi (energi minimum yang

diperlukan agar suatu reaksi kimia dapat berlangsung). Penambahan katalis akan

mempercepat reaksi. Alasan mengapa katalis dapat mempermudah dan mempercepat reaksi

disajikan dalam grafik antara energi potensial terhadap koordinat reaksi dari persamaan

reaksi: A + B C + D


34

Gambar 2.10 Profil Energi Reaksi dengan katalis dan tanpa katalis

Katalis berperan dengan menurunkan energi aktivasi, sehingga untuk membuat reaksi

terjadi tidak diperlukan energi yang lebih tinggi. Dengan demikian, reaksi dapat berjalan lebih

cepat. Karena katalis tidak bereaksi dengan reaktan dan juga bukan merupakan produk, maka

katalis tidak ditulis pada sisi reaktan atau produk. Umumnya katalis ditulis di atas panah

reaksi yang membatasi sisi reaktan dan produk. Contohnya pada reaksi pembuatan oksigen

dari dekomposisi termal KClO3, yang menggunakan katalis MnO2.

2KClO3 2KCl + 3O2

Katalis terbagi menjadi dua golongan, yaitu:

1. Katalis Homogen

Suatu katalis disebut homogen apabila berada dalam fasa yang sama dengan reaktan

maupun produk reaksi yang dikatalisis. 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 aktivasi 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.

MnO2


35

2. Katalis Heterogen

Katalis heterogen adalah katalis yang fasanya tidak sama dengan reaktan atau produk

reaksi yang dikatalisis. Katalis heterogen biasanya berfungsi sebagai permukaan tempat

terjadinya reaksi. Contohnya adalah reaksi antara H2 dan O2 pada permukaan logam. Logam

berfungsi sebagai permukaan adsorben di mana H2 dan O2 akan menempel dan bereaksi.

2.7 Persamaan Laju dari Mekanisme Reaksi

Pada persamaan reaksi hanya dinyatakan perubahan zat kimia yang berlangsung

sebagai reaksi sempurna. Hal ini tidak berarti bahwa pereaksi-pereaksi yang ada kemudian

melakukan reaksi serentak membentuk hasil reaksi. Dalam kenyataanya perubahan akhir yang

terjadi merupakan penjumlahan dari suatu deret reaksi-reaksi yang sederhana. Reaksi-reaksi

sederhana ini disebut reaksi elementer. Urutan-urutan dari reaksi elementer, sehingga

membentuk hasil reaksi disebut mekanisme reaksi. Hukum laju dapat ditentukan dari

mekanisme reaksi yang mempunyai tahap penentu laju. Jika salah satu reaksi elementer dalam

suatu mekanisme berlangsung sangat lambat dibandingkan dengan lainnya, maka reaksi

elementer yang lambat ini merupakan tahap penentu laju reaksi. Misalnya pada reaksi:

2NO + 2H2 → 2H2O + N2

Terdiri dari tiga langkah reaksi yaitu:

2NO N2O2 (cepat, berkesetimbangan)

N2O2 + H2 → N2O + H2O (lambat)

N2O + H2 → N2 + H2O (cepat)

2NO + 2H2 → 2H2O + N2

Hukum laju dari mekanisme di atas adalah:

Laju = k2[N2O2][H2]

2NO N2O2

[ ]

[ ]

[N2O2] = k[NO]2

Laju = k2 x k [NO]2[H2]

Laju = k [NO]2[H2]

Contoh lain penggunaan beberapa pendekatan untuk penyelesaian mekanisme yang cukup

rumit untuk reaksi penguraian nitrogen pentaoksida (N2O5)

k2

k3


36

2N2O5 2NO2 + 2NO3 (2.1)

NO2 + NO3 NO + O2 + NO3 (2.2)

NO + N2O5 3NO2 (2.3)

Reaksi kimia total adalah:

2N2O5 → 4NO2 + O2 (2.4)

berasal dari tahap (2.1) yang berlangsung dua kali dan tahap (2.2) dan (2.3) masing-masing

satu kali. Persamaan laju untuk zat antara NO3 dan NO adalah:

[ ]

k1 [N2O5] – k2 [N2O5] + k1 [NO2][NO3] – k4[NO][NO3] (2.5)

[ ]

k3[NO2][NO3] – k4[NO][NO3] (2.6)

Konsentrasi dari intermediet NO dan NO3 selama reaksi tidak pernah mempunyai nilai yang

sangat besar maka:

[ ]

[ ]

[ ]

[ ]

(2.7)

Karena itu pendekatan steady state sangat bermanfaat, sehingga turunan dalam persamaan

(2.5) dan (2.6) dapat disamakan dengan nol. Akibatnya ada persamaan yang dapat

diselesaikan untuk menyatakan konsentrasi NO dan NO3 pada steady state.

[ ] (

) [ ] (2.8)

[ ]

[ ] (2.9)

Persamaan untuk penguraian N2O5 adalah

[ ]

= - k1[N2O5] + k2 [NO2][NO3] (2.10)

Subtitusi persamaan (i) menghasilkan persamaan laju yang diperkirakan:

[ ]

[ ]

Sehingga reaksi keseluruhan menunjukkan sifat orde satu.

k2


37

2.8 Konsentrasi dan Waktu Paruh

Hukum kecepatan menunjukkan bahwa kecepatan reaksi berhubungan dengan

konsentrasi pereaksi. Dengan menggunakan kalkulus terhadap hukum kecepatan dapat

diperoleh persamaan yang menghubungkan konsentrasi terhadap waktu. Misalnya untuk

reaksi orde satu:

kecepatan reaksi = [A]

menghasilkan persamaan: ln [A]t = -k.t + ln [A]0, atau diubah menjadi:

([ ] [ ]

) ([ ] [ ]

)

[A]0 adalah konsentrasi awal A (pada t=0), [A]t adalah konsentrasi pada waktu t setelah

reaksi, dan ln menyatakan logaritma alam. Bila persamaan orde satu dibuat kurva antara ln

[A]t terhadap t diperoleh kurva sebagai berikut:

Gambar 2.11 kurva ln [A]t terhadap t

Bila persamaan tersebut dapat diketahui nilai k, [A]0 dan [A]t maka nilai t bisa dicari.

Nilai menyatakan waktu yang diperlukan untuk reaksi. Persamaan ini akan sangat berguna

bagi penentuan umur benda-benda arkeologi dengan menggunakan isotop radioaktif.

Contoh 2.8

Pada suhu 400 °C konversi orde pertama dari siklopropana menjadi propilena mempunyai

konstanta kecepatan 1,16x10-6

detik-1

. Bila konsentrasi awal siklopropana 1x10-2

mol/L pada

suhu 400 °C, berapakah konsentrasi zat tersebut setelah 24 jam reaksi berlangsung?

Jawaban

Untuk menyelesaikan soal ini digunakan rumus:

([ ] [ ]

)


38

Diketahui: [siklopropana] = 1,00 x 10-2

mol/L

k = 1,16 x 10-6

t = 24,0 jam

Ditanya: [siklopropana] setelah 24 jam?

Penyelesaian:

([ ] [ ]

) (

)

([ ] [ ]

)

[ ] [ ]

[ ] [ ]

[ ]

[ ]

setelah 24 jam konsentrasi siklopropana menjadi 9,01x10-3

mol/L.

Persamaan yang menghubungkan konsentrasi dengan waktu berbeda untuk orde reaksi

yang berbeda. Misalnya untuk reaksi orde dua mempunyai persamaan:

kecepatan reaksi = k (A)2

menghasilkan persamaan:

[ ]

[ ]

Kuantitas yang penting, terutama yang menyangkut reaksi orde pertama adalah waktu paruh,

t1/2. Waktu paruh adalah waktu yang dibutuhkan untuk menguraikan setengah massa semula.

[ ] ⁄ [ ]

Dengan melakukan subtitusi terhadap persamaan:

([ ] [ ]

)

diperoleh persamaan sebagai berikut:

([ ]

⁄ [ ]

)


39

Gambar 2.12 Grafik reaksi orde satu menurut konsep waktu paruh

Dari rumus t1/2 untuk reaksi orde satu menunjukkan bahwa t hanya tergantung dari nilai k

yang tetap selama berlangsungnya reaksi. Bila waktu paruh suatu reaksi orde satu 1 jam,

maka pada jam pertama konsentrasi zat akan menjadi setengahnya dan setelah 2 jam akan

menjadi seperempatnya, dan seterusnya.

Pada reaksi orde dua, nilai t1/2 tergantung dari konsentrasi awalnya, dengan

mempergunakan cara yang sama dengan reaksi orde satu, akan diperoleh waktu paruhnya.

kecepatan reaksi orde dua = k[A]2

Pada saat t = t1/2

[ ] ⁄ [ ]

dengan melakukan subtitusi terhadap persamaan:

[ ]

[ ]

maka diperoleh,

[ ]

Hal ini berarti bahwa jika konsentrasi [A]0 menjadi setengahnya, nilai t1/2 menjadi dua kali.

Oleh karena itu, selama reaksi setiap selesai waktu paruh, waktu paruhnya akan menjadi dua

kali dari waktu sebelumnya.

2.9 Teori Keadaan Transisi

Teori keadaan transisi menjelaskan mengenai kejadian aktual apa selama terjadinya

tumbukan. Kejadian ini akan mengikut sertakan energi dan orientasi molekul-molekul

pereaksi sewaktu melakukan tumbukan dan mengapa hanya sebagian kecil dari tumbukan

yang efektif menghasilkan reaksi. Tumbukan antara dua molekul tidak sama dengan

tumbukan antara dua bola billiard. Awan elektron suatu molekul tidak mempunyai batasan

yang jelas. Oleh karena itu bila dua molekul bersinggungan akibat tumbukan, awan elektron

akan mengalami kenaikan tolak menolak dan keaktifan molekul menjadi menurun. Akibatnya


40

energi kinetik molekul secara berangsur berubah menjadi energi potensial, seperti halnya pada

penekanan spiral. Bila molekul-molekul bertumbukan dengan energi kinetik yang rendah,

pergerakannya tidak terlalu cepat. Tumbukan yang lemah mengakibatkan kedua molekul

berhenti dan tidak mengakibatkan perpindahan awan elektron dari satu molekul ke molekul

lainnya. Molekul-molekul tersebut akan berpisah lagi tanpa terjadi perubahan kimia.

Bila dua molekul yang pergerakannya cepat bertumbukan, keduanya memiliki energi

kinetik yang tinggi yang dapat diubah menjadi energi potensial. Hal ini berarti kedua molekul

tersebut dapat mengatasi gaya tolak antara kedua awan elektronnya dan mencapai jarak sangat

dekat satu molekul dengan molekul lainnya. Dari pembicaraan sebelumnya, pada tumbukan

yang efektif, terjadi perubahan-perubahan molekul yang bereaksi menjadi hasil reaksi, hanya

bila molekul-molekul ini saling bertumbukan dengan gaya yang cukup besar. Ada energi

kinetik minimum yang harus dimiliki molekul untuk mengatasai gaya tolak di antara awan

elektronnya bila elektron-elektron tersebut saling bertumbukan. Energi kinetik ini yang

diubah menjadi energi potensial saat terjadi persinggungan disebut energi aktivasi, Ea.

Perubahan energi potensial yang berlangsung selama reaksi dinyatakan pada Gambar

2.11. Pada sumbu horizontal menyatakan koordinat reaksi, yang melukiskan jalannya reaksi

molekul-molekul sebagai tumbukan satu dengan lainnya dan molekul hasil reaksi. Posisi

sepanjang koordinat reaksi menyatakan reaksi yang sudah berlangsung dengan sempurna.

Pada bagian kiri diagram energi potensial terdapat dua buah molekul AB. Setelah saling

berdekatan, energi potensialnya naik sampai maksimum. Setelah hasil reaksinya terbentuk, A2

dan B2 memisahkan diri, energi potensial total turun menjadi nilai yang tetap.

Energi aktivasi untuk penguraian AB menyatakan perbedaan antara energi pereaksi-

pereaksinya dengan titik paling atas pada kurva energi potensial. Molekul AB yang

gerakannya lambat tidak memiliki energi yang cukup untuk mencapai batas atas energi

potensial, sedangkan pada molekul AB yang gerakannya cepat memiliki energi yang cukup

untuk mencapai batas atas tersebut.

Gambar 2.13 Diagram energi potensial untuk reaksi eksoterm


41

Pada Gambar 2.11 energi potensial hasil reaksi lebih rendah dibandingkan dengan

energi potensial pereaksinya. Perbedaan antara energi potensial tersebut sama dengan kalor

reaksi. Dalam kasus ini, mengingat hasil reaksi mempunyai energi potensial yang lebih

rendah dibanding energi potensial pereaksinya, maka reaksi tersebut adalah eksoterm. Dalam

reaksi tersebut akan dilepaskan energi sebagai energi kinetik hasil reaksi. Oleh karena itu,

suhu sistem akan naik selama reaksi berlangsung.

Dalam campuran reaksi tersebut juga terdapat tumbukan antar molekul-molekul A2

dan B2. Dari sekian tumbukan yang ada, bila energi cukup maka akan terbentuk molekul AB.

Pada Gambar 2.11 energi aktivasi dari reaksi: A + B → 2AB

dinyatakan oleh perbedaan energi antara pereaksi dengan puncak energi potensialnya. Karena

pada reaksi ke kanan adalah eksoterm, maka reaksi ke kirinya adalah endoterm.

Zat yang terbentuk pada puncak energi potensial selam terjadi tumbukan yang efektif

disebut zat kompleks teraktifkan. Zat ini terdapat dalam keadaan transisi sepanjang koordinat

reaksi (teori keadaan). Zat kompleks teraktifkan ini tidak stabil, sehingga masih bisa berubah

menjadi pereaksi-pereaksi lagi atau menjadi hasil reaksi. Misalnya pada perubahan sepanjang

koordinat reaksi dapat dinyatakan sebagai:

A A A-------A

+ → → 2AB

B B B--------B

Pereaksi kompleks hasil reaksi

teraktifkan

Garis penuh menyatakan ikatan kovalen biasa, sedangkan garis putus-putus menyatakan

ikatan yang semakin renggang dan ikatan sebagian terbentuk pada keadaan transisi, yang

terdapat dalam tanda kurung. Gambar 2.12 menggambarkan perubahan energi potensial untuk

reaksi tersebut.

Bila energi potensial dari keadaan transisi sangat tinggi, sehingga sejumlah besar

energi harus tersedia dalam tumbukan untuk membentuk kompleks teraktifkan. Bila energi

aktivasi tinggi, maka reaksi berjalan lambat. Bila kita dapat menghasilkan kompleks

teraktifkan yang energinya mendekati pereaksi, akan diperoleh energi aktivasi rendah dan

kecepatan reaksi lebih besar. Katalis dapat menurunkan energi aktivasi.


42

Gambar 2.14 Teori keadaan transisi dan diagram energi potensial suatu reaksi


43

LEMBAR KERJA MAHASISWA

Kerjakan soal-soal dalam kotak berikut ini dengan tepat!

1. Tulis persamaan-persamaan laju diferensial dari reaksi-reaksi berikut!

a. 2A + B →

b. A + 2B + 2C →

c. 3A + B → C + 2D + 2E

Jawab:


44


45

2. Reaksi X(g) + Y(g) Z(g) pada suhu 700 C diperoleh data sebagai berikut:

Konsentrasi (mol/L) Kecepatan pembentukkan (mol L

-1det

-1)

X Y

0,1 0,1 0,04

0,2 0,1 0,16

0,1 0,2 0,08

a. Tentukan hukum laju reaksi tersebut?

b. Hitung orde reaksi dan orde reaksi total?

Jawab:


46

3. Konstanta kecepatan untuk reaksi:

CH3I(g) + HI(g) → CH4(g) + I2(g)

pada 200 °C sebesar 1,32 x 10-2

Lmol-1

s-1

. Pada 275 °C konstanta kecepatan sebesar

1,64 Lmol-1

s-1

. Berapa harga energi aktivasinya (dalam kJ mol-1

) dan nilai A?

Jawab:


47

1. Gas alam mengandung propana (C3H8), bila propana dibakar dengan reaksi:

C3H8(g) + O2(g) CO2(g) + H2O(g)

Kecepatan pembentukan CO2 sebesar 0,70 mol L-1

det-1

, berapakah:

a. kecepatan pembakaran propana?

b. kecepatan pembentukan H2O?

c. kecepatan O2 yang digunakan?

2. Reaksi A + 2B 2C mempunyai kecepatan = 2,50 x 10-3

mol L-1

det-1

. Bila

[A] = 0,500 M, tentukan:

a. kecepatan pembentukan C?

b. konsentrasi [A] dicapai bila 1 menit lebih lambat?

c. hukum kecepatan untuk reaksi : 2A A2 jika reaksi bukan reaksi elementer?

3. Suatu reaksi orde pertama A produk mempunyai waktu paruh = 150 detik

a. berapa persen sampel A?

b. berapa kecepatan reaksinya bila konsentrasi A = 0,50 M?

4. Di bawah ini disajikan data:

Suhu (C) Kecepatan reaksi (mol L-1

det-1

)

0

20

3 x 10-3

1,5x10-2

a. hitunglah energi pengaktifan?

b. hitunglah kecepatan reaksi pada suhu 50 C?

5. Reaksi orde satu mempunyai tetapan laju 4,8 x 10-5

det-1

. Berapa bagian pereaksi yang

tinggal setelah

a. 30 menit

b. 2 jam

c. 6 jam

Documents

BAB 2 KINETIKA KIMIAkimia.fmipa.unpatti.ac.id/wp-content/uploads/2018/10/Materi... · Menjelaskan hubungan konsentrasi dan waktu paruh 9. ... Kinetika kimia atau kecepatan reaksi