3 Laju Reaksi

Peta Konsep atau Laju Reaksi dirumuskan memiliki - Reaksi orde 0, r = k[A]0, grafik [A] lawan t merupakan garis lurus - Reaksi orde 1, r = k[A]1, grafik log [A] lawan t merupakan garis lurus Persamaan Laju Reaksi dapat berupa dipengaruhi oleh Reaksi orde 2, r = k[A]2, grafik lawan t atau log r lawan 2 log [A] merupakan garis lurus Laju reaksi dipengaruhi oleh: Konsentrasi Sifat Zat Temperatur Luas Permukaan Bidang Sentuh Katalis

A. Laju dan Orde Reaksi 1. Pengertian Laju Reaksi Beberapa reaksi kimia berlangsung cepat, contohnya reaksi pengendapan AgCl. Reaksi lain, seperti pembakaran metana, memerlukan energi permulaan. Laju reaksi diukur berdasarkan perubahan konsentrasi zat pereaksi tiap satuan waktu atau bertambahnya zat hasil tiap satu satuan waktu. Dengan tanda kurung kotak, [...], menyatakan konsentrasi molar maka Laju berkurangnya konsentrasi zat pereaksi = Laju bertambahnya konsentrasi zat hasil reaksi =

a A + b B → c C + d D Untuk reaksi secara umum: Laju pengurangan konsentrasi pereaksi dan pembentukan zat hasil adalah sebagai berikut.

2. Persamaan Laju dan Orde Reaksi Secara umum untuk reaksi: a A + b B → c C + d D persamaan laju diberikan oleh: satuan k = mol1–n litern–1 detik–1 satuan k untuk orde 0 = mol liter–1 detik–1 satuan k untuk orde 1 = detik–1 satuan k untuk orde 2 = mol–1 liter detik–1 x = orde (tingkat) reaksi terhadap A y = orde (tingkat) reaksi terhadap B x + y = orde (tingkat) reaksi total k = tetapan laju reaksi “Orde persamaan laju reaksi hanya dapat ditentukan secara eksperimen dan tidak dapat diturunkan dari koefisien persamaan reaksi.”

2NO(g) + H2(g) → N2O(g) + H2O (g) Contoh: Nitrogen Oksida (NO) bereaksi dengan hidrogen (H2) membentuk dinitrogen oksida(N2O) dan uap air (H2O). 2NO(g) + H2(g) → N2O(g) + H2O (g) Pengaruh konsentrasi NO dan H2 terhadap laju reaksi ditemukan sebagai berikut. Percobaan Konsentrasi awal (M) Laju reaksi awal (M s-1) NO H2 1 6,4 x 10-3 2,2 x 10-3 2,6 x 10-5 2 12,8 x 10-3 1,04 x 10-4 3 4,4 x 10-3 5,2 x 10-5

Tentukan orde reaksi terhadap NO Tentukan orde reaksi terhadap H2 Tulis persamaan laju reaksinya Tentukan nilai orde reaksi total Tentukan nilai dan satuan tetapan jenis reaksi (k) Tentukan laju reaksi jika konsentrasi NO dan H2 masing-masing 0,5 M

Laju reaksi: X(g) + Y (g) → zat hasil Contoh: Laju reaksi: X(g) + Y (g) → zat hasil Ditentukan dari percobaan dibawah ini No. [X] M [Y] M Laju reaksi (M s-1) 1 0,01 1 x 10-3 2 0,02 2 x 10-3 3 0,04 8 x 10-3 Tentukan orde reaksi terhadap X Tentukan orde reaksi terhadap Y Orde Total Rumus laju reaksi Laju reaksi [X] dan [Y] masing-masing dinaikkan 8 kali.

Laju reaksi: P(g) + Q (g) → zat hasil Contoh: Laju reaksi: P(g) + Q (g) → zat hasil Ditentukan dari percobaan dibawah ini No. [P] M [Q] M Waktu reaksi (detik) 1 0,1 80 2 0,2 40 3 0,4 5 Tentukan orde reaksi terhadap P Tentukan orde reaksi terhadap Q Orde Total Rumus laju reaksi Laju reaksi [P] dan [Q] masing-masing dinaikkan 3 kali.

Laju reaksi: A(g) + B(g) + C(g) → D (g) + E (g) Contoh: Laju reaksi: A(g) + B(g) + C(g) → D (g) + E (g) Diperoleh data sebagai berikut. [A] M [B] M [C] M Laju reaksi (M s-1) 1,0 1,0 x 10-2 0,5 2,5 x10-3 2,0 5,0 x 10-3 2,0 2,0 1,0 4,0 x 10-2 Tentukan orde reaksi terhadap A Tentukan orde reaksi terhadap B Tentukan orde reaksi terhadap C Orde total Persamaan laju reaksi

Diketahui reaksi: A(g) + B(g) → zat hasil jika [A] dinaikkan 4 kali dan [B] tetap, laju reaksinya menjadi 2 kali lebih cepat. Jika [A] dan [B] dinaikkan 4 kali, laju reaksinya menjadi 32 kali lebih cepat. Dari data tersebut, tentukan rumus laju reaksi

PR latihan 2.2 no 1-3 Di buku PR Dikumpul kamis Minggu depan praktikum (faktor yang mempengaruhi kelajuan) Baca materi Bawa jas lab Tiap kelompok bawa tablet efervesence 2 tablet

Jawab: A. • Orde reaksi terhadap X. Pilih eksperimen dengan [Y] tetap (2 dan 3). Jika [X] diturunkan setengahnya (dari 0,20 menjadi 0,10), laju reaksi tetap (19,8 × 10–4). Berarti, laju reaksi tidak dipengaruhi X. r ~ [X]0, reaksi orde nol terhadap X. • Orde reaksi terhadap Y. Pilih eksperimen dengan [X] tetap (1 dan 3). Jika [Y] dilipatkan tiga (dari 0,10 menjadi 0,30), laju reaksi menjadi 9 kali (dari 2,2 × 10–4 menjadi 19,8 × 10–4). Berarti, laju reaksi berbanding lurus dengan kuadrat [Y]. r ~ [Y]2 , reaksi orde dua terhadap Y. Orde reaksi total = 0 + 2 = 2. B. Persamaan laju reaksinya, k [X]0 [Y]2 = k [Y]2.

B. Faktor-Faktor yang Memengaruhi Laju Reaksi 1. Konsentrasi Makin besar konsentrasi zat-zat pereaksi, cepat laju reaksinya. Hal itu disebabkan makin banyak pula kemungkinan terjadinya tumbukan antara partikel-partikel. 2. Kereaktifan Zat Pereaksi Unsur-unsur yang reaktif reaksinya lebih cepat daripada unsur-unsur yang kurang reaktif. 3. Temperatur Kenaikan temperatur akan menaikkan laju reaksi. Penyebabnya: pada saat temperatur dinaikkan, jumlah energi kinetik partikel-partikel yang bertumbukan bertambah; lebih banyak partikel yang memiliki energi lebih besar daripada energi aktivasi sehingga reaksi makin cepat .

Beberapa hal yang perlu diketahui mengenai katalis: Katalis adalah zat yang memengaruhi laju reaksi tanpa mengalami perubahan kekal dalam reaksi tersebut. Beberapa hal yang perlu diketahui mengenai katalis: Komposisi kimia katalis tidak berubah pada akhir reaksi. Katalis tidak memulai suatu reaksi, tetapi memengaruhi laju reaksi. Katalis bekerja secara spesifik untuk reaksi tertentu. Katalis bekerja pada temperatur optimum. Katalis dapat diracuni oleh zat lain yang disebut sebagai racun katalis. Keaktifan katalis dapat diperbesar oleh promotor (pemacu katalis). Katalis yang dapat memperlambat reaksi disebut katalis negatif atau inhibitor. Salah satu hasil reaksi dapat berfungsi sebagai katalis untuk reaksi selanjutnya. Zat tersebut disebut otokatalis. Katalis yang terdapat pada makhluk hidup dikenal sebagai enzim.

5. Luas Permukaan Bidang Sentuh Makin luas permukaan bidang sentuh, makin banyak kemungkinan terjadinya tabrakan antara partikel-partikel pereaksi sehingga makin cepat reaksinya. Misalnya, zat padat bentuk serbuk lebih luas permukaannya daripada bentuk bongkahan atau kepingan. Oleh karena itu, zat padat bentuk serbuk lebih cepat reaksinya daripada zat padat pada bentuk bongkahan atau kepingan.

Contoh: Dekomposisi senyawa X akan berlangsung 2 kali lebih cepat jika temperatur dinaikkan tiap 10 oC. Pada temperatur 27oC, laju reaksi 1 M detik–1 dan waktu reaksi 12 detik. A. Berapa kali reaksi lebih cepat pada temperatur 37 oC dan 47 oC? B. Berapa laju reaksinya? C. Berapa detik reaksi berlangsung pada 47 oC? Jawab: Setiap kenaikan temperatur 10 oC, laju reaksi menjadi 2 kali. Jadi, pada temperatur 37 oC reaksi berlangsung lebih cepat 2 kali dan pada temperatur 47 oC, reaksi berlangsung lebih cepat 2 × 2 = 4 kali.

B. Laju reaksi, v = k [X], pada 27 oC, v27 = k [X] = 1 M detik–1 Pada 37 oC, v37 = 2 × v27 = 2 × 1 M detik–1 = 2 M detik–1. Pada 47 oC, v47 = 4 × v27 = 4 × 1 M detik–1 = 4 M detik–1. C. Pada temperatur 27 oC, reaksi berlangsung selama 12 detik. Pada temperatur 37 oC, reaksi berlangsung selama ½ × 12 detik = 6 detik. Pada temperatur 47oC, reaksi berlangsung selama ¼ × 12 detik = 3 detik.

Rumus mencari laju pada peningkatan suhu   Rumus Mencari waktu reaksi pengaruh peningkatan suhu   Keterangan: Va= laju reaksi pada suhu akhir Vo= laju reaksi pada suhu awal Ta = suhu akhir To = suhu awal ∆V = kenaikan laju reaksi ∆T = kenaikan suhu ta = lama reaksi pada suhu akhir to = lama reaksi pada suhu awal

Contoh: Setiap kenaikan 100C, laju reaksi meningkat dua kali semula. Jika pada suhu 230C laju reaksinya 0,25M s-1, pada suhu 530C laju reaksi menjadi . . . . Jika suhu dinaikkan 100C, laju suatu reaksi akan naik dua kali lipat. Jika pada suhu t0C berlangsung 12 menit, pada suhu (t+30)0C reaksi berlangsung . . . .

C. Teori Tumbukan Suatu tumbukan akan menghasilkan reaksi jika pada saat tumbukan, partikel-partikel yang bertumbukan pada posisi yang baik dan memiliki sejumlah energi tertentu. Makin banyak kemungkinan terjadinya tumbukan, makin cepat kemungkinan terjadinya reaksi. Makin baik posisi partikel, makin cepat kemungkinan terjadinya reaksi. Makin rendah energi kinetik minimum yang diperlukan, makin cepat pula kemungkinan terjadinya reaksi. Katalis memberikan suatu jalan lain bagi reaksi yang energi pengaktifannya lebih rendah.

Ketika katalis ditambahkan, ia menyediakan suatu jalan reaksi baru melalui kompleks teraktivasi yang lebih rendah energi aktivasinya sebagaimana ditunjukkan oleh garis putus-putus. Dengan demikian, akan lebih banyak partikel yang energi aktivasinya cukup untuk bereaksi.

D. Penggunaan Katalis dalam Industri Katalis Fe2O3 digunakan dalam pabrik amonia. Katalis platina (Pt) digunakan dalam pembuatan asam nitrat (HNO3). Katalis vanadium(V) oksida (V2O5) digunakan dalam pembuatan asam sulfat (H2SO4) dengan proses kontak. Katalis NO dan NO2 digunakan dalam pembuatan H2SO4 dengan proses kamar timbal.