Selasa, 14 Juni 2011

KINETIKA KIMIA


KINETIKA KIMIA

PENDAHULUAN
Kinetika kimia adalah bahagian ilmu kimia fisika yang mempelajari laju reaksi kimia, faktor - faktor yang mempengaruhinya serta penjelasan hubungannya terhadap mekanisme reaksi. Kinetika kimia disebut juga dinamika kimia, karena adanya gerakan molekul, elemen atau ion dalam mekanisme reaksi dan laju reaksi sebagai fungsi waktu. Mekanisme reaksi dapat diramalkan dengan bantuan pengamatan dan pengukuran besaran termodinamika suatu reaksi, dengan mengamati arah jalannya reaktan maupun produk suatu sistem. Syarat untuk terjadinya suatu reaksi kimia bila terjadi penurunan energi bebas. Dipertanyakan, berapa cepat reaksi reaksi berlangsung , dengan perkataan lain, berapa nilai laju reaksi itu. Hal ini berlawanan dari tinjauan termodinamika, dimana tidak dikenal parameter waktu karena hanya tergantung dari kaadaan awal dan akhir sistem itu sendiri. Subyek yang sangat penting dalam termodinamika adalah keadaan kesetimbangan, maka termodinamika adalah metoda yang sangat penting untuk mejajaki keadaan kesetimbagat suatu reaksi kimia.














ISI
Ø  PEMBAGIAN REAKSI
-          Berdasarkan jumlah molekul yang bereaksi, reaksi terdiri atas :
1.      Reaksi unimolekular : hanya 1 mol reaktan yang bereaksi
Contoh :  N2O5  à  N2O4  +  ½ O2
2.      Reaksi bimolekular : ada 2 mol reaktan yang bereaksi
Contoh :  2 HI  à  H2  +  I2
3.      Reaksi termolekular : ada 3 mol reaktan yang bereaksi
Contoh :  2 NO  +  O2  à  2NO2
-          Berdasarkan banyaknya fasa yang terlibat, reaksi terbagi menjadi :
1.      Reaksi homogen : hanya terdapat satu fasa dalam reaksi (gas atau larutan)
2.      Reaksi heterogen : terdapat lebih dari satu fasa dalam reaksi
Secara kuantitatif, kecepatan reaksi kimia ditentukan oleh orde reaksi, yaitu jumlah dari eksponen konsentrasi pada persamaan kecepatan reaksi.

Ø  ORDE REAKSI
1.      Reaksi Orde Nol
Pada reaksi orde nol, kecepatan reaksi tidak tergantung pada konsentrasi reaktan.
Persamaan laju reaksi orde nol dinyatakan sebagai :
-  =  k0
A  - A0  = - k0 . t
A  = konsentrasi zat pada waktu t
A0 = konsentrasi zat mula – mula
Contoh reaksi orde nol ini adalah reaksi heterogen pada permukaan katalis.
2.      Reaksi Orde Satu
Pada reaksi Orde satu, kecepatan reaksi berbanding lurus dengan konsentrasi reaktan.
Persamaan laju reaksi orde satu dinyatakan sebagai :
-  = k1 [A]
-  = k1 dt
ln  = k1 (t – t0)
Bila t = 0  à  A  =  A0
ln [A]  =  ln [A0]  -  k1 t
[A]  =  [A0] e-k1t
ln [A]
ln [A]0
gradien = -k1
t
Tetapan laju (k1) dapat dihitung dari grafik ln [A] terhadap t, dengan –k1 sebagai gradiennya.







Gambar 6.1. Grafik ln [A] terhadap t untuk reaksi orde satu
Waktu paruh (t1/2) adalah waktu yang dibutuhkan agar konsentrasi reaktan hanya tinggal setengahnya. Pada reaksi orde satu, waktu paruh dinyatakan sebagai
k1  =  ln
k1  = 
3.      Reaksi Orde Dua
Persamaan laju reaksi untuk orde dua dinyatakan sebagai :
-  =  k2 [A]2
- =  k2 t
 -  =  k2 (t – t0)
Tetapan laju (k2) dapat dihitung dari grafik 1/A terhadap t dengan k2 sebagai gradiennya.

ln 1/[A]
ln 1/[A]0
gradien = -k2
t
 






Gambar 6.2. Grafik ln 1/[A] terhadap t untuk reaksi orde dua
Waktu paruh untuk reaksi orde dua dinyatakan sebagai
t1/2  = 

Ø  ENERGI AKTIFASI
-          Penentuan Energi Aktifasi
Energi aktifasi adalah ambang batas energi yang harus dicapai agar suatu reaksi dapat terjadi. Penentuan energi aktifasi dapat dilakukan dengan menggunakan persamaan Arrhenius
k  =  A e-Ea/RT
Dimana:           k   =  konstanta laju reaksi
A  =  faktor pra eksponensial
Ea =  energi aktifasi (kJ/mol)
R  =  tetapan gas ideal =  8,314 kJ / mol =  1,987 kal / mol K
T  =  suhu mutlak (K)
Jika persamaan di atas ditulis dalam bentuk logaritma, maka akan didapat
ln k  =  ln A  - 
Dengan membuat kurva ln k terhadap 1/T, maka nilai Ea/R akan didapat sebagai gradien dari kurva tersebut. Karena nilai R diketahui, maka nilai energi aktifasi dapat ditentukan.
Besarnya energi aktifasi juga dapat ditentukan dengan menggunakan nilai – nilai k pada suhu yang berbeda. Persamaan yang digunakan adalah
ln  = 
atau
log  = 

Ø   EFEK KATALIS
Katalis adalah suatu senyawa yang dapat menaikkan laju reaksi, tetapi tidak ikut menjadi reaktan / produk dalam sistem itu sendiri. Setelah reaksi selesai, katalis dapat diperoleh kembali tanpa mengalami perubahan kimia. Katalis berperan dengan menurunkan energi aktifasi. 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.
MnO2
2KClO3                   2 KCl  +  3 O2
Katalis terbagi menjadi dua golongan besar, yaitu
1.      Katalis Homogen
Suatu katalis disebut homogen apabila berada dalam fasa yang sama dengan reaktan maupun produk reaksi yang dikatalisa. 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  à  (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 aktifasi yang sangat tinggi, yaitu 274 kJ/mol. Dengan menggunakan HBr, energi aktifasi akan turun menjadi 127 kJ/mol, dan reaksi menjadi
(CH3)3COH  +  HBr   à   (CH3)3CBr  +  H2O
(CH3)3CBr  à  (CH3)2C=CH2  +  HBr
Kelemahan dari katalis homogen ini adalah ketika reaksi selesai, diperlukan perlakuan kimia selanjutnya untuk memisahkan katalis dari campuran reaksi.
2.      Katalis Heterogen
Katalis heterogen adalah katalis yang fasanya tidak sama dengan reaktan atau produk reaksi yang dikatalisa. Katalis heterogen biasanya berfungsi sebagai permukaan tempat terjadinya reaksi. Contohnya adalah reaksi antara H2 dan O2 pada permukaan logam. Logam berfungsi sebagai permukaan adsorben dimana H2 dan O2 akan menempel dan bereaksi.

Ø  REAKSI ELEMENTER DAN MEKANISME REAKSI
Mekanisme reaksi adalah kumpulan dari beberapa langkah reaksi membentuk reaksi keseluruhan. Kandungan setiap langkah dari mekanisme kesatuan reaksi disebut reaksi elementer, yang terdiri dari beberapa reaksi sederhana.
Suatu reaksi elementer menyajikan suatu proses pada tingkat molekul, dapat pula dinyatakan sebagai molekularitas reaksi. Terdiri dari sejumlah spesi terlibat dalam reaksi yang datang bersamaan membentuk keadaan kritis, keadaan transisi. Umumnya, reaksi elementer adalah bermolekul satu atau bermolekul dua, tergantung pada keterlibatannya dalam reaksi, apakah berspesi satu atau dua. Kadang - kadang terjadi dari tiga molekul, terutama antara beberapa atom atau molekul kecil dalam fasa gas. Reaksi larutan dapat terjadi, tetapi sebenarnya adalah reaksi antara dua molekul. Laju reaksi elementer sebanding dengan konsentrasi spesi yang memulai reaksi itu sendiri.

Ø  FAKTOR YANG MEMPENGARUHI LAJU REAKSI
1.      Konsentrasi
Molekul - molekul harus saling bertumbukan untuk bereaksi.  Semakin banyak molekul yang terlibat, kemungkinan terjadi tumbukan makin besar, reaksi terjadi lebih cepat.



2.      Wujud fisik
Molekul - molekul harus bercampur agar bereaksi. Frekuensi tumbukan antarmolekul bergantung pada wujud fisik reaktan.  Semakin besar luas permukaan per satuan volume reaktan, semakin banyak kontak yang terjadi, reaksi akan makin cepat.
3.      Temperatur
Molekul - molekul harus bertumbukan dengan energi yang cukup agar bereaksi. Semakin tinggi temperatur, akan lebih banyak tumbukan yang terjadi per satuan waktu karena meningkatkan energi tumbukan.
4.      Pengadukan / mekanik
Mempermudah peristiwa tumbukan antarmolekul sehingga reaksi mudah terjadi.
5.      Cahaya
Akan memudahkan tercapainya energi pengaktifan untuk terjadinya reaksi.
6.      Katalis
Adanya suatu zat yang ketika berinteraksi dengan reaktan akan memberikan jalur baru yang energi pengaktifasnnya lebih rendah dari semula, sehingga reaksi lebih cepat terjadi.
7.      Molaritas
Molaritas adalah banyaknya mol zat terlarut tiap satuan volum zat pelarut. Hubungannya dengan laju reaksi adalah bahwa semakin besar molaritas suatu zat, maka semakin cepat suatu reaksi berlangsung. Dengan demikian pada molaritas yang rendah suatu reaksi akan berjalan lebih lambat daripada molaritas yang tinggi.

Ø  PENERAPAN KINETIKA KIMIA
Beberapa permulaan kerja laboratorium untuk menjajaki informasi yang belum diketahui. Mula - mula, dicari jangka waktu reaksi hingga tercapai reaksi yang sempurna, misalnya 10 detik, 10 menit atau 10 jam. Kemudian penggunaan teknis analisa kuantitatif untuk memonitor kelanjutan reaksi. Kadang - kadang diperlukan sampel tunggal, apakah berupa cuplikan atau ampul. Sering dilakukan analisa non destruksi, kelanjutan dari reaksi dimonitor secara kontiniu atau diselang-seling dengan teknik tertentu seperti spektrofotometri UV - Sinar tampak atau Resonansi Magnetik Inti. Ternyata bahwa reaktan dan produk dapat terkontribusi pada pembacaan instrumen diterangkan pada bab berikut Pemilihan metoda ditentukan menurut kesesuaian spesi yang diberikan, reaktan atau produk dengan menggunakan instrumen yang sesuai dan oleh pengalaman dan pengenalan penyelidik terhadap metode yang berbeda. Sebutlah, selang waktu reaksi dengan metoda analisis yang sesuai dan responnya, ketepatan dan sensitivitasnya meski tajam terhadap konsentrasi. Umumnya adalah terbaik untuk memilih metoda yang menghasilkan konsentrasi untuk ketelitiannya sekurang - kurangnya 1 - 2%.






















KESIMPULAN
Kinetika kimia adalah bahagian ilmu kimia fisika yang mempelajari laju reaksi kimia, faktor - faktor yang mempengaruhinya serta penjelasan hubungannya terhadap mekanisme reaksi.
Faktor – faktor yang mempengaruhi laju reaksi yaitu konsentrasi, wujud fisik, temperatur, pengadukan/mekanik, cahaya, katalis, dan molaritas.
Secara kuantitatif, kecepatan reaksi kimia ditentukan oleh orde reaksi, yaitu jumlah dari eksponen konsentrasi pada persamaan kecepatan reaksi.
Pada reaksi orde nol, kecepatan reaksi tidak tergantung pada konsentrasi reaktan. Contoh reaksi orde nol ini adalah reaksi heterogen pada permukaan katalis.
Pada reaksi Orde satu, kecepatan reaksi berbanding lurus dengan konsentrasi reaktan.
Energi aktifasi adalah ambang batas energi yang harus dicapai agar suatu reaksi dapat terjadi.
Katalis adalah suatu senyawa yang dapat menaikkan laju reaksi, tetapi tidak ikut menjadi reaktan / produk dalam sistem itu sendiri. Setelah reaksi selesai, katalis dapat diperoleh kembali tanpa mengalami perubahan kimia. Katalis berperan dengan menurunkan energi aktifasi.
Mekanisme reaksi adalah kumpulan dari beberapa langkah reaksi membentuk reaksi keseluruhan. Kandungan setiap langkah dari mekanisme kesatuan reaksi disebut reaksi elementer, yang terdiri dari beberapa reaksi sederhana.
Katalis terbagi menjadi dua golongan besar, yaitu Katalis Homogen Suatu katalis disebut homogen apabila berada dalam fasa yang sama dengan reaktan maupun produk reaksi yang dikatalisa. Katalis ini berperan sebagai zat antara dalam reaksi. Katalis heterogen adalah katalis yang fasanya tidak sama dengan reaktan atau produk reaksi yang dikatalisa. Katalis heterogen biasanya berfungsi sebagai permukaan tempat terjadinya reaksi.







DAFTAR PUSTAKA
























SOAL & JAWABAN
1.      Reaksi A  +  B    X,mempunyai persamaan laju reaksi r = k[A]2[B].
a.       Hitunglah orde reaksi
b.      Bila konsentrasi A dan B keduanya diperbesar dua kali semula,berapa kali semulakah laju reaksi.
Jawab:
a.       Orde reaksi =2 + 1 = 3
b.      r1= k[A]2[B]
jika [A]'=2[A] dan [B]'=2[B],maka
r2=k x [2A]2[2B]
=8k[A]2[B]
=8r1(delapan kali semula)
2.      Reaksi A    Hasil,berorde satu dengan k=0,26 s-1.Konsentrasi A mula-mula 8M.Hitung konsentrasi A yang tinggal setelah:
a.       0,5 menit
b.      6,3 menit
Jawab:
a.       (a-x)=ae-kt
=8 x e-0,26x0,5
=7,02 M
b.      (a-x)=ae-kt
=8 x e-0,26x6,3
=1,55 M
3.      Suatu reaksi mempunyai energi aktivasi 65 kj mol-1.Laju pada 100 =7,8x10-2 mol l-1 s-1.Tentukanlah tetapan laju pada suhu 200  !
Jawab:
 
-2,55 + =-4,43
k2=6,55 mol l-1 s-1
4.      Pada suhu 300 ,tetapan laju reaksi:siklopropana    propelin adalah 2,4x10-10 s-1,dan pada suhu 400  adalah 1,16x10-6 s-1.Tentukan nilai Ea.
Jawab:
 
 
-9,94  =  Ea(3,1x10-5 j-1mol)
Ea=320 kJ mol-1
5.      Tentukan persamaan laju reaksi
2H2(g)  +  SO2(g)    2H2O(g)  +  S(s)
Yang mempunai tahap:
a.       H2(g)  +  SO2(g)    SO2H2 (lambat)
b.      SO2H2      H2O(g)  +  SO (cepat)
c.       SO  +  H2(g)  +     SOH2 (cepat)
d.      SOH2(g)    H2O  +  S        (cepat)
Jawab:
Tahap penentu laju reaksi adalah tahap 1,yang bergantung pada konsentrasi H2 dan SO2.Karena kedua zat ini adalah pereaksi,maka persamaan laju reaksinya adalah:
r  =  k[H2][SO2]

















Tidak ada komentar:

Posting Komentar