Kinetika Kimia Amin Fatoni 2009

Pendahuluan Perubahan kimia secara sederhana ditulis dalam persamaan reaksi dengan koefisien seimbang Namun persamaan reaksi tidak dapat menjawab 3 isu penting Seberapa cepat reaksi berlangsung Bagaimana konsentrasi reaktan dan produk saat reaksi selesai Apakah reaksi berjalan dengan sendirinya dan melepaskan energi, ataukah memerlukan energi untuk bereaksi?

Pendahuluan Kinetika kimia adalah studi laju reaksi kimia dan mekanisme (tahapan) reaksinya Laju Reaksi : menggambarkan seberapa cepat reaktan terpakai dan produk terbentuk Reaksi dapat berlangsung dengan laju yang bervariasi ada yang serta merta, perlu cukup waktu (pembakaran) atau waktu yang sangat lama seperti penuaan, pembentukan batubara dan beberapa reaksi peluruhan radioaktif

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

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

Faktor yang Mempengaruhi Laju Reaksi Temperatur Tergantung dari perubahan entalpi reaksi, DHrxn = +, membutuhkan kalor, sehingga meningkatkan temperatur akan meningkatkan laju. Secara umum, peningkatan 10 K menyebabkan kenaikan laju dua kali lipatnya. Katalis Menurunkan energi aktivasi reaksi

Teori Laju Reaksi Teori Tumbukan (Collision Theory) 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 ikatan baru Bila temperatur naik, maka energi kinetik rata-ratanya bertambah-laju reaksi juga bertambah Bila konsentrasi dinaikkan, maka jumlah tumbukan akan bertambah sehingga laju reaksi pun meningkat

Teori Laju Reaksi

Teori Laju Reaksi Keadaan transisi (Transition state) Ketika reaktan bertumbukan mereka akan membentuk kompleks teraktifkan Kompelks teraktifkan tersebut berada pada keadaan transisi. Kemudian akan membentuk produk atau reaktan Ketika produk terbentuk, sangatlah sulit untuk kembali ke keadaan tansisi, untuk reaksi yang eksotermal

Energi Aktivasi Amin Fatoni

Teori keadaan transisi Amin Fatoni

Kimia Dasar II-Rahmat Wibowo Examples of Reaction Profile Contoh Profil Reaksi Kimia Dasar II-Rahmat Wibowo

Kimia Dasar II-Rahmat Wibowo Examples of Reaction Profile Contoh Profil Reaksi Energi aktivasi tinggi, panas reaksi rendah Energi aktivasi rendah, panas reaksi tinggi Kimia Dasar II-Rahmat Wibowo

Mengekspresikan Laju Reaksi Untuk reaksi : A  B

Soal Latihan Hidrogen sebagai bahan bakar roket dan diusulkan sumber energi masa depan karena menghasilkan produk gas non polusi: 2H2(g) + O2(g)  2H2O(g) Tuliskan laju reaksi ini dalam suku perubahan [H2], [O2] dan [H2O] terhadap waktu Saat O2 turun pada 0,23 M.s-1, berapa kenaikan terbentuknya H2O?

Kembali ke …… Reaksi dekomposisi N2O5 2N2O5(g) 2N2O4(g) + O2(g)

Kimia Dasar II-Rahmat Wibowo Dekomposisi Reaksi N2O5 Hasil ekperimen Laju produksi O2 berkurang Kimia Dasar II-Rahmat Wibowo

Laju reaksi rata-rata Kita dapat menghitung laju reaksi rata-rata pembentukan oksigen selang waktu tertentu Kecepatan rata-rata pembentukan O2 Satuan laju untuk reaksi ini adalah mL O2 (STP) / s Perhatikan bahwa laju reaksi berkurang sejalan meningkatnya waktu

Kimia Dasar II-Rahmat Wibowo Plot Data Kimia Dasar II-Rahmat Wibowo

Laju sesaat (Instantaneous) Dari grafik terlihat bahwa laju reaksi berkurang selama waktu reaksi Laju sesaat Laju pada waktu tertentu Dilihat dari slope (tengensial) Slope pada 1600 s Slope pada 2400 s Slope pada 4000 s Laju pembentukan O2 semakin berkurang Kimia Dasar II-Rahmat Wibowo

Laju Awal Reaksi (Initial Rate) Laju pembentukan O2 pada waktu nol ( 0 s) atau pada saat reaksi tepat akan dimulai

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

Kimia Dasar II-Rahmat Wibowo Contoh : N2O5 Diambil dari dekomposisi N2O5 Hukum laju : v = k[N2O5]x Tujuannya adalah mencari x Kimia Dasar II-Rahmat Wibowo

Contoh N2O5 Eksp. 1 Eksp. 2 Kita bagi persamaan eksperimen 1 dengan persamaan eksperimen 2

Contoh yang lebih kompleks Untuk reaksi dibawah diperoleh hasil : Kimia Dasar II-Rahmat Wibowo

Contoh yang lebih kompleks Untuk Order A Gunakan Reaksi 1 dan 2 Untuk Order B Gunakan Reaksi 1 dan 3 Untuk Order C Gunakan Reaksi 1 dan 2 Sehinga diperoleh X = 2, y = 3/2 dan z = 0 Hukum Laju: V = k [A]2[B]3/2 Total orde : 31/2 Kimia Dasar II-Rahmat Wibowo

Mencari Hukum Laju Reaksi Metode Grafik Dengan menggunakan persamaan integral, dapat diperoleh garis lurus dari plot data. Order reaksi ditetntukan apabila data sesuai dengan plotnya

Kimia Dasar II-Rahmat Wibowo Finding the Rate Law Mencari Hukum Laju 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 Menggambarkan 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

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

Pengaruh Temperatur Persamaan yang menyatakan hubungan ini adalah persamaan Arrhenius

Pengaruh Temperatur Laju reaksi sangat bergantung dengan temperatur Berikut adalah konstanta reaksi dekomposisi N2O5 pada berbagai temperatur

Pengaruh Temperatur Energi Aktivasi 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 cepat + lambat Tahapan pertama merupakan unimolecular – dimana tiap molekul pecah. Mereka tidak bertumbukan terlebih dahulu

Tahap I Tahap II energi Tahap III Ea2 Ea1 Ea3 waktu

Contoh, lagi…. Reaksi yang dikatalisis asam antara propanon dengan iodin CH3COCH3(aq) + I2(aq) CH3COCH2I(aq) + HI(aq) r = k[CH3COCH3]1[H+]1[I2]o H+(aq)

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 : satu fasa Heterogen : 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