Presentasi sedang didownload. Silahkan tunggu

Presentasi sedang didownload. Silahkan tunggu

Referensi : “Prinsip-prinsip Kimia Modern” Penulis : Oxtoby, Gillis, Nachtrieb.

Presentasi serupa


Presentasi berjudul: "Referensi : “Prinsip-prinsip Kimia Modern” Penulis : Oxtoby, Gillis, Nachtrieb."— Transcript presentasi:

1 Referensi : “Prinsip-prinsip Kimia Modern” Penulis : Oxtoby, Gillis, Nachtrieb

2

3  Eksperimen kinetik mengukur laju berdasarkan perubahan konsentrasi zat yang mengambil bagian dari reaksi kimia dari waktu ke waktu  Karena reaksinya berjalan sangat cepat, dibutuhkan metode khusus pengukuran konsentrasi pada rentang waktu tertentu  Metodenya menggunakan penyerapan panjang gelombang cahaya

4  Laju reaksi rerata = perubahan konsentrasi p erubahan waktu  Laju sesaat = limit ∆t→0 = [NO] t+∆t – [NO] t = d[NO] ∆t dt  Laju sesaat pada saat awal (t = 0) disebut laju awal reaksi. Lihat gambar 13.3  Laju reaksi merupakan laju yang diperoleh dari perubahan konsentrasi produk dibagi dengan koefisien spesies tersebut dalam persamaan kimia yang balans

5 aA + bB cC + dD laju = - 1 d[A] = - 1 d[B] = 1 d[C] = 1 d[D] a dt b dt c dt d dt

6

7  Perhitungan pada reaksi spontan  Magnitudo reaksi dari kiri ke kanan, sampai terbentuknya produk  Laju ke kiri diabaikan karena umumnya reaksi dimulai dari reaktan murni, sehingga konsentrasi reaktan jauh lebih tinggi dibandingkan produknya (t = 0)

8  Hubungan antara laju reaksi dan konsentrasi disebut rumus laju atau hukum laju  Tetapan laju tidak bergantung pada konsentrasi, tetapi pada suhu aA produk  Untuk reaksi dengan reaktan tunggal, laju berbanding lurus dengan konsentrasi reaktan tersebut dipangkatkan  Laju = k[A] n

9  Pangkat yang diberikan pada konsentrasi disebut orde reaksi untuk reaktan yang bersangkutan.  orde reaksi keseluruhan merupakan jumlah pangkat semua spesies yang muncul dalam persamaan laju untuk suatu reaksi  Orde reaksi tidak selalu harus berupa bilangan bulat; pangkat pecahan kadang dijumpai  Orde reaksi merupakan hasil dari eksperimen dan tidak dapat diperkirakan dari bentuk persamaan kimianya

10  Beberapa proses termasuk orde nol untuk jangkauan konsentrasi tertentu. Karena [A] 0 = 1, maka laju reaksinya tidak bergantung pada konsentrasi  Laju = k (kinetika orde nol)  Banyak laju bergantung pada konsentrasi dua atau lebih unsur kimia yang berbeda. Hukum lajunya dapat ditulis laju = - 1 d[A] = k[A] m [B] n a dt  Orde reaksi keseluruhan = m+n+……….

11  Hukum laju terintegrasi merupakan salah satu menentukan perubahan konsentrasi  Hukum laju terintegrasi menyatakan konsentrasi suatu unsur langsung sebagai fungsi unsur waktu.  Untuk hukum laju tertentu yang sederhana, hukum laju terintegrasinya dapat diperoleh  Contoh orde reaksi pertama dan kedua

12  Rumus laju reaksi orde pertama dc = - kc dt  Perhitungan jumlah konsentrasi pada waktu tertentu ln c = ln c 0 – kt c = c 0 e -kt

13  Perhitungan waktu paruh t½ = ln 2 = 0,6931 k k  k memiliki dimensi detik -1 dan waktu paruh memiliki dimensi detik  Grafik antara ln c vs waktu menghasilkan garis yang lurus. Lerengnya = -k dan c 0 perpotongan dengan sumbu x

14  Perhitungan laju dc = - 2kc 2 dt  Perhitungan konsentrasi pada waktu t 1 = kt c c 0  Jika 1/c dan t dibuat grafik, maka lerengnya adalah 2k dan perpotongan dengan sumbu x merupakan 1/c 0

15  Konsep waktu paruh kurang berguna untuk reaksi orde kedua. t1/2 = 1 2kc 0

16

17  Kebanyakan reaksi tersusun atas banyak langkah  Setiap langkah disebut reaksi elementer  Diakibatkan oleh tumbukan atom, ion atau molekul  Laju reaksi elementer berbanding langsung dengan hasil kali konsentrasi unsur-unsur yang bereaksi, masing-masing dipangkatkan koefisien dalam persamaan elementer yang balans

18  Reaksi uni molekuler N 2 O 5 NO 2 + NO 3 laju = k [N 2 O 5 ]  Reaksi bimolekuler NO (g) + O 3 (g) NO 2 (g) + O 2 (g) Laju = k [NO] [O 3 ]  Frekuensi tumbukan molekul NO dengan molekul ozon berbanding lurus dengan konsentrasi ozon

19  Reaksi termolekuler sangat jarang terjadi, dimana tiga molekul bertumbukan secara bersamaan kemungkinan terjadinya tumbukan frekuensinya sangat kecil  Reaksi elementer yang melibatkan empat atau lebih belum diketahui.

20  Mekanisme reaksi merupakan perincian serangkaian reaksi elementer, dengan laju yang digabungkan untuk menghasilkan reaksi keseluruhan  Laju reaksi digunakan untuk untuk memilih mekanisme yang dapat diterima NO 2 + NO 2 NO 3 + NO (lambat) NO3 + CO NO 2 + CO 2 (cepat) 2 NO 2 + NO 3 + CO NO 3 + NO + NO 2 + CO 2 NO 2 + CO NO + CO 2

21  Zat antara (intermediate), disini NO 3, ialah unsur kimia yang terbentuk dan dikonsumsi dalam reaksi tetapi tidak muncul dalam persamaan kimia balans secara keseluruhan  Zat antara berumur pendek sehingga sukar dideteksi secara langsung

22  Hubungan Laju dan kesetimbangan kimia berupa hasil kali tetapan laju ke kanan untuk reaksi elementer dibagi dengan hasil kali tetapan laju untuk reaksi kebalikan selalu sama dengan tetapan kesetimbangan reaksi keseluruhan NO + NO k 1 N 2 O 2 k- 1 N 2 O 2 + H 2 k 2 N 2 O + H 2 O k- 2 N 2 O + H 2 k 3 N 2 + H 2 O k -3

23 k 1 [NO] 2 = k -1 [N 2 O 2 ] k 2 [N 2 O 2 ] [H 2 ] = k -2 [N 2 O] [H 2 O] k 3 [N 2 O] [H 2 ] = k -3 [N 2 ] [H 2 O] K 1 = k 1 k -1 K 2 = k 2 k -2 K 3 = k 3 k -3 K = K 1 K 2 K 3 = k 1 k 2 k 3 k -1 k -2 k -3

24

25  Laju reaksi elementer ditentukan oleh laju reaksi yang paling lambat  Disebut sebagai langkah penentu laju  Mekanisme yang langkah penentu laju terjadi setelah satu atau beberapa langkah sering dicirikan oleh orde reaksi lebih dari 2, oleh reaksi nonintegral, atau oleh ketergantungan pada kebalikan konsentrasisalah satu unsur yang mengambil bagian dalam reaksi itu

26 2 NO + O 2 2NO 2 Laju = k obs [NO] 2 [O 2 ]  Persamaan diatas diturunkan dari NO + NO N 2 O 2 kesetimbangan cepat N 2 O 2 + O 2 2 NO 2 lambat  Maka laju = k 2 [N 2 O 2 ] [O 2 ] karena k 2 < k 1  Karena [N 2 O 2 ] = K 1 [NO] 2 maka laju = k 2 K 1 [NO] 2 [O 2 ]  Sehingga hubungan kobs = k 2 K 1

27  Reaksi rantai merupakan reaksi yang berlangsung lewat serangkaian langkah elementer, beberapa di antaranya terjadi beruleng-ulang.  Terdiri atas 3 tahapan 1. inisiasi, yang menghasilkan dua atau lebih zat antara reaktif 2. Perambatan, yang membentuk produk tetapi zat antara reaktif teus terbentuk 3. Terminasi, yang menggabungkan dua zat antara menghasilkanproduk stabil

28 1. CH 4 + F 2 CH 3 + HF + F 2. CH 3 + F 2 CH 3 F + F 2. CH 4 + F CH 3 + HF 3. CH 3 + F + M CH 3 F + M CH 4 + F 2 CH 3 F + HF

29

30  Teori kinetika gas dapat digunakan untuk memperkirakan frekuensi benturan dalam gas, antara satu molekul dan molekul lainnya  Berdasarkan eksperimen, laju reaksi meningkat tajam dengan naiknya suhu  Svante Arrhenius menyarakan bahwa tetapan laju bervariasi secara eksponensial dengan kebalikan dari suhu. Persamaannya k = A e -Ea/RT ln k = ln A – Ea RT

31  Arrhenius percaya bahwa agar molekul bereaksi setelah benturan, molekul itu harus menjadi “teraktivasi” dan parameter Ea (Energi aktivasi).  Macelin menunjukkan bahwa meskipun molekul membuat banyak benturan, tidak semua benturannya reaktif. Hanya benturan yang melebihi energi kritislah yang menghasilkan reaksi

32

33  Katalis adalah zat yang mengambil bagian dalam reaksi kimia dan mempercepatnya, tetapi ia sendiri tidak mengalami perubahan kimia yang permanen  Katalis tidak muncul dalam persamaan kimia  Katalis mempengaruhi laju reaksi, memodifikasi dan mempercepat lintasan yang ada, atau membuat lintasan yang sama sekali baru bagi kelangsungan reaksi

34  Katalis terbagi 2 jenis  Katalis homogen, jika fasa katalis sama dengan fasa reaktan  Katalis heterogen, katalis berada dalam fasa yang berbeda. Contohnya produksi asam sulfat (aq) yang melibatkan vanadium oksida (s), atau platina pada pembentukan C 2 H 6

35  Katalis mempercepat laju reaksi dengan menurunkan Ea dengan memberikan kompleks teraktifkan baru dengan energi potensial yang lebih rendah  Katalis tidak menimbulkan efek pada termodinamika reaksi keseluruhan

36  Inhibitor >< Katalis  Inhitor memperlambat laju reaksi, dengan menaikkan Ea  Inhibitor juga penting dalam industri karena kemampuannya dalam mengurangi laju reaksi sampingan yang tidak diinginkan sehingga produk yang diinginkan terbentuk lebih banyak

37  Reaksi kimia organik dilaksanakan oleh enzim yang berfungisi sebagai katalis  Enzim adalah molekul protein besar yang dengan strukturnya mampu melakukan reaksi spesifik  Satu atau lebih substrat (molekul reaktan) melekat pada daerah aktif enzim. Daerah akrif merupakan daerah pada permukaan enzim yang struktur dan sifat kimianya menyebabkan substrat tertentu dapat melekat padanya lalu transformasi kimia dapat dikerjakan

38  Kinetika katalisis enzim lewat mekanisme reaksi E + S k1 ES k-1 ES k2 E + P  Km = k-1 + k2 k1  Km = Tetapan Michaelis Menten

39 [ES] = [E] 0 [S] [S] + Km  Laju pembentukan produk d[P] = k 2 [ES] = k 2 [E] 0 [S] dt [S] + K m

40  Bentuk sederhana persamaan diperoleh dengan mengambil kebalikan dari kedua ruas persamaan Michaelis Menten menghasilkan 1 = 1 + Km d[P]dt k 2 [E] 0 k 2 [E] 0 [S]  Grafik 1/d[P]dt vs [S] akan mempermudah perhitungan Km dan [E] 0

41  Tugas Kinetika Kimia  Hal 445 – 449  Nomor 3, 4, 5, 7, 13, 15, 17, 19, 21, 45, 46


Download ppt "Referensi : “Prinsip-prinsip Kimia Modern” Penulis : Oxtoby, Gillis, Nachtrieb."

Presentasi serupa


Iklan oleh Google