Laju Reaksi

Laju Reaksi
Laju Reaksi dan Kinetika Kimia
Laju reaksi menggambarkan seberapa
cepat reaktan terpakai dan produk terbentuk
Kinetika Kimia mempelajari laju reaksi
kimia dan mekanisme (tahapan) reaksinya
Penting ???
Laju Reaksi dan Kinetika Kimia
Definisi Matematika
Perubahan kuantitas reaktan atau produk selang waktu
tertentu
Kuantitasnya dapat berupa : massa, volume, konsentrasi,
tekanan, dll
Laju
=
kuantitas final – kuantitas initial
waktu final – waktu initial
[ ]
=
t
p
or
t
Laju Reaksi
Untuk mempelajari kinetika reaksi:
Identifikasi reaktan dan produk
Tuliskan reaksi kimia-nya
Menghitung konsentrasi salah satu reaktan atau
produk selama interval waktu tertentu
Harus punya prosedur untuk mengukur
konsentrasi salah satu spesies yang terlibat
Monitoring yang berkelanjutan harus dilakukan
sebisa mungkin
Bagaimana Memonitornya ?
Pengurangan massa
Gas yang dilepaskan
Intensitas warna
Perubahan tekanan
Beberapa analisis kimia
Contoh
Reaksi Dekomposisi N2O5
Dinitrogen pentaoksida dapat terdekomposisi
menurut reaksi :
2N2O5(g)
2N2O4(g) + O2(g)
Reaksi ini dapat berlangsung dalam suatu
pelarut inert seperti CCl4
Ketika N2O5 terdekomposisi, N2O4 akan tetap
berada dalam pelarut dan O2 akan terbang
sehingga dapat diukur
Contoh
Kita dapat mengukur O2 selama reaksi
dekomposisi N2O5 berlangsung
Temperatur harus dijaga sampai ketelitian
0,01oC
Larutan harus dikocok untuk menghindari
adanya O2 yang terlarut jenuh
Diketahui bahwa pada awalnya reaksi
berlangsung cepat kemudian melambat
Stirring bar
Faktor yang Mempengaruhi
Laju Reaksi
Sifat alami reaktan
Eg.
Bensin cair terbakar perlahan, tetapi
bensin gas terbakar eksplosif
Dua larutan yang tidak bercampur (
immiscible) bereaksi lambat pada
interface, tetapi ketika dikocok reaksi
bertambah cepat
Fosfor putih terbakar spontan dalam
udara, tetapi, fosfor merah stabil di udara
Faktor yang Mempengaruhi
Laju Reaksi
Konsentrasi reaktan
Eg.
Untuk reaksi 2HCl(aq) + Mg(s) 
MgCl2(aq) + H2(g) meningkatkan
konentrasi HCl meningkatkan laju reaksi
yang dapat diamati dengan pelepasan gas
hidrogen
Kenapa?
Faktor yang Mempengaruhi
Laju Reaksi
Temperatur
Tergantung dari perubahan entalpi reaksi, Hrxn = +,
membutuhkan kalor, sehingga meningkatkan
temperatur akan meningkatkan laju.
Secara umum, peningkatan 10 K menyebabkan
kenaikan laju dua kali lipatnya.
Kenapa ??
Kehadiran Katalis
Menurunkan energi aktivasi reaksi
Teori Laju Reaksi
Teori Tumbukan
Berdasarkan teori kinetik-molekuler
Reaktan harus bertumbukan agar dapat bereaksi
Mereka harus bertumbukan dengan energi yang
cukup dan orientasi yang tepat,sehingga dapat
memutuskan ikatan lama untuk membentuk
katan baru
Bila temperatur naik, maka energi kinetik rataratanya bertambah-laju reaksi juga bertambah
Bila konsentrasi dinaikkan, maka jumlah
tumbukan akan bertambah sehingga laju reaksi
pun meningkat
Teori Laju Reaksi
Teori Tumbukan
oksigen
tumbukan
Tumbukan
etuna
karbon dioxida
air
Teori Laju Reaksi
Transition state
Ketika reaktan bertumbukan mereka akan
memebentuk kompleks teraktifkan
Kompelks teraktifkan tersebut berada pada
keadaan transisi.
Waktu hidup sekitar 10 – 100 fs
Kemudian akan membentuk produk atau
reaktan
Ketika produk terbentuk, sangatlah sulit
untuk kembali ke keadaan tansisi, untuk
reaksi yang eksotermal
Reaction
Profile
Profil
Reaksi
Kimia Dasar II-Rahmat Wibowo
Contoh
Profilof
Examples
Reaction Profile
Reaksi
Kimia Dasar II-Rahmat Wibowo
Contoh
Profilof
Examples
Reaction Profile
Reaksi
Energi aktivasi tinggi,
panas reaksi rendah
Energi aktivasi rendah,
panas reaksi tinggi
Kimia Dasar II-Rahmat Wibowo
Kembali ke ……
Reaksi dekomposisi N2O5
2N2O5(g)
2N2O4(g) + O2(g)
Dekomposisi Reaksi N2O5
Hasil
ekperimen
Laju produksi
O2 berkurang
Laju reaksi rata-rata
Kita dapat menghitung laju reaksi rata-rata
pembentukan oksigen selang waktu tertentu
Kecepatan rata-rata
pembentukan O2
laju 
VO2
t
Satuan laju untuk reaksi ini
adalah mL O2 (STP) / s
Perhatikan bahwa laju reaksi
berkurang sejalan meningkatnya
waktu
Plot Data
Kimia Dasar II-Rahmat Wibowo
Laju Instantaneous
Dari grafik terlihat
bahwa laju reaksi
berkurang selama
waktu reaksi
Laju Instantaneous
Laju pada waktu
tertentu
Dilihat dari slope
(tengensial)
Slope pada 4000 s
Slope pada 2400 s
Slope pada 1600 s
Laju pembentukan O2 semain
berkurang
Laju Awal Reaksi
(Initial Rate)
Laju pembentukan O2 pada waktu nol ( 0 s)
atau pada saat reaksi tepat akan dimulai
Kimia Dasar II-Rahmat Wibowo
Laju vs Konsentrasi
Kita dapat mengembangkan
secara kuantitatif hubungan
antara konsentrasi dengan
laju reaksi
Dengan mencari tangensial
dari kurva [N2O5], kita dapat
mengukur laju reaksi
Sesuai dengan data dapat
diketahui bahwa laju raksi
berbanding lurus dengan
konstanta laju reaksi
Laju = k [N2O5]
Sehingga kita dapat
menghitung nilai k untuk
tiap nilai laju reaksi
Hukum Laju Reaksi
Untuk reaksi umum
aA + bB + …..
eE + fF + gG…….
Hukum laju reaksinya :
v = k [A]x[B]y
Dimana
v = laju reaksi
k = konstanta laju reaksi
x, y = orde reaksi terhadap A dan B
x+y = total orde reaksi
Orde reaksi tidak selalu sama dengan koefisien
reaksi
Mencari Hukum Laju
Metode laju awal reaksi
Orde untuk tiap reaktan dapat dicari dengan
Merubah konsentrasi awalnya
Menjaga konsentrasi dan kondisi reaktan
lainnya tetap
Mengukur laju awalnya
Perubahan pada kecepatan digunakan untuk
mengukur orde tiap reaktan. Prosesnya
dilakukan secara berulang-ulang
Contoh : N2O5
Diambil dari dekomposisi N2O5
Hukum laju :
v = k[N2O5]x
Tujuannya adalah mencari x
Contoh N2O5
Eksp. 1
Eksp. 2
Kita bagi persamaan eksperimen 1 dengan
persamaan eksperimen 2
Kimia Dasar II-Rahmat Wibowo
Contoh yang lebih kompleks
Untuk reaksi dibawah diperoleh hasil :
Kimia Dasar II-Rahmat Wibowo
Contoh yang lebih kompleks
Untuk Order A
Untuk Order B
Gunakan Reaksi 1 dan 2
Gunakan Reaksi 1 dan 3
6,8 10 M / s 0,060M 

8
1,7 10 M / s 0,030M x
4,9  10 8 M / s 0,010 M 

8
1,7  10 M / s 0,020 M y
4,0  2
2,9  2 y
8
x
x
y
y  3/ 2
x2
Untuk Order C
Sehinga diperoleh
Gunakan Reaksi 1 dan 2
1,7 10 M / s 0,100 M 

8
1,7 10 M / s 0,050M z
X = 2, y = 3/2 dan z = 0
1 2
V = k [A]2[B]3/2
8
z
z0
z
Hukum Laju:
Total orde : 31/2
Mencari Hukum Laju Reaksi
Metode Grafik
Dengan menggunakan integrated laws, dapat
diperoleh garis lurus dari plot data. Order reaksi
ditetntukan apabila data sesuai dengan plotnya
Kimia Dasar II-Rahmat Wibowo
Finding
the Rate
Mencari Hukum
LajuLaw
Reaksi
Dilihat dari plot ini maka dapat
disimpulkan bahwa reaksi
dekomposisi N2O5 merupakan
reaksi order 1 karena
menghasilkan garis lurus
Kimia Dasar II-Rahmat Wibowo
Reaksi Order Pertama
Beberapa aplikasi dari reaksi order I
Menggabarkan berapa banyak obat yang
dilepas pada peredaran darah atau yang
digunakan tubuh
Sangat berguna di bidang geokimia
Peluruhan radioakif
Waktu Paruh (t1/2)
Waktu yang dibutuhkan untuk meluruhkan ½
dari kuantitas awal suatu reaktan
Waktu Paruh
Dari data N2O5 dilihat bahwa
dibutuhkan waktu 1900 detik
untuk mereduksi jumlah awal
N2O5 menjadi setengahnya.
Butuh 1900 detik lagi untuk
mereduksi setengahnya kembali
Kimia Dasar II-Rahmat Wibowo
Waktu Paruh
Hubungan waktu paruh dengan konstanta laju reaksi
Waktu paruh dapat digunakan untuk
menghitung konsntanta laju reaksi orde
pertama
Contoh N2O5 dengan waktu paruh 1900 detik
Kimia Dasar II-Rahmat Wibowo
Pengaruh Temperatur
Laju reaksi sangat bergantung dengan temperatur
Berikut adalah konstanta
reaksi dekomposisi N2O5
pada berbagai temperatur
Kimia Dasar II-Rahmat Wibowo
Waktu Paruh Reaksi Orde 2
Pengaruh Temperatur
Persamaan yang menyatakan hubungan ini
adalah persamaan Arrhenius
Pengaruh Temperatur
Bentuk lain persamaan Arrhenius:
Jika ln k diplot terhadap 1/T maka akan didapat garis
lurus dengan nilai tangensial –Ea/R
Energi Aktivasi
Energi yang dibutuhkan oleh suatu molekul untuk
dapat bereksi
Hasil dari perhitungan data N2O5
Kimia Dasar II-Rahmat Wibowo
Temperatur dan Ea
Bila temperatur meningkat, fraksi molekul
yang memiliki energi kinetik pun meningkat
sehingga meningkatkan energi aktivasinya
Kimia Dasar II-Rahmat Wibowo
Mekanisme Reaksi
Belangsung dapat berlangsung hanya
dengan satu tahap
Contoh:
Na+(aq) + OH-(aq) + H+(aq) + Cl-(aq) 
H2O(l) + Na+(aq) + Cl-(aq)
Spectator ions
Mekanisme Reaksi
Kebanyakan reaksi kimia berjalan dengan beberapa
tahap yang berurutan
Setiap tahapan memiliki laju yang bersesuaian
Laju keseluruhanditentukan oleh tahapan yang
berlangsung paling lambat (rate-determining step)
Mengapa?
Prinsip:
“ Jika konsentrasi suatu reaktan muncul dalam
persamaan laju reaksi, maka reaktan tersebut atau
sesuatu yang merupakan hasil penurunan reaktan
tsb terlibat dalam tahapan yang lambat. Jika tidak
muncul dalam persamaan laju reaksi, maka baik
reaktan maupun turunannya tidak terlibat dalam
tahapan yang lambat.”
Go to ……
Reaksi dekomposisi N2O5
2N2O5(g)
2N2O4(g) + O2(g)
Reaksi ini bukan reaksi orde 2 walaupun ini
merupakan reaksi bimolecular
tumbukan
Dua molekul gas
dalam tumbukan
v = k [N2O5]
Persamaan ini menunjukkan bahwa tahapan
yang paling lambat melibatkan satu molekul
N2O5 yang terdekomposisi
lambat
cepat
+
lambat
Tahapan pertama merupakan
unimolecular – dimana tiap molekul
pecah. Mereka tidak bertumbukan
terlebih dahulu
cepat
Tahap I
Tahap II
e
n
e
r
g
i
Tahap III
Ea1
Ea2
Koordinat reaksi
Ea3
Contoh, lagi….
O
H3C C CH3
Reaksi yang dikatalisis asam antara
propanon dengan iodin
fast
+ H+
+
OH
slow
H3C C CH3
H+(aq)
CH3COCH3(aq) + I2(aq)
CH3COCH2I(aq) + HI(aq)
r = k[CH3COCH3]1[H+]1[I2]o
fast
H3C C CH2 + I2
H3C C CH2I + I
H3C C CH3
OH
H3C C CH2
+ H
+
+
OH
OH
+
OH
+
OH
-
fast
H3C C CH2I + I
-
O
H3C C CH2I + HI
Contoh, lagi….
Reaksi antara metanol dan asam
HCl
CH3OH(aq) + HCl(aq)
CH3Cl(aq) + H2O(aq)
r = k[CH3OH][HCl]
Bila eksperimen dialkukan dengan
sangat teliti:
[H+]
Penambahan
dari suamber
asam kuat yang lain dan
menambahakan [Cl-] dari NaCl
kecepatan reaksi jug bertambah, jadi
r = k[CH3OH][H+][Cl-]
H3C OH + H
+
+ H
H3 C O
H
H
H C O H
H
H
H C
H
Cl
H
Cl + O H
H
Katalisis
Katalis meningatkan koefisien reaksi
dengan menyediakan jalur reaksi
alternatif (atau mekanisme) dengan
energi aktivasi yang lebih rendah
Katalis tidak mengubah kesetimbangan
hanya mempercepat terjadinya
kesetimbangan
Contoh:
Produksi NH3 menggunakan katalis Pt
Catalytic converter pada knalpot
Aksi Katalis
Katalisis
Homogen
Heterogen
: satu fasa
: reaktan dan katalis berada pada
fasa yang berbeda
Contoh : pada produksi amonia
N2 + 3H2
2NH3 (katalis Pt)
Tahapan penentu laju adalah pemutusan ikatan H-H
Kimia Dasar II-Rahmat Wibowo