Presentasi Powerpoint Pengajar oleh Penerbit ERLANGGA Divisi Perguruan Tinggi
Chapter 8 Kinetika Kimia
Termodinamika – apakah suatu reaksi dapat terjadi? Kinetika – Seberapa cepat suatu reaksi berlangsung? Laju reaksi adalah perubahan konsentrasi reaktan atau produk terhadap waktu (M/s). Laju rata-rata
A
B
laju = -
∆[A] ∆t
∆[A] = perubahan konsentrasi A dalam selang waktu ∆t
laju =
∆[B] ∆t
∆[B] = perubahan konsentrasi B dalam selang waktu ∆t
Karena [A] menurun terhadap waktu, ∆[A] bernilai negatif. 14.1
1
A
B
waktu
laju = -
∆[A] ∆t
laju =
∆[B] ∆t 14.1
2Br- (aq) + 2H+ (aq) + CO2 (g)
Br2 (aq) + HCOOH (aq)
waktu
393 nm cahaya
Detektor
393 nm
Br2 (aq)
[Br2] α Absorbans 14.1
2
Br2 (aq) + HCOOH (aq)
2Br- (aq) + 2H+ (aq) + CO2 (g)
Hitunglah laju rata-rata pada: a) 200 s pertama b) dari 300 s hingga 350 s
Laju rata-rata = -
[Br2]akhir – [Br2]awal ∆[Br2] =∆t takhir - tawal 14.1
Br2 (aq) + HCOOH (aq)
2Br- (aq) + 2H+ (aq) + CO2 (g)
kemiringan garis singgung Kemiringan garis singgung
Kemiringan garis singgung
Laju rata-rata = -
[Br2]akhir – [Br2]awal ∆[Br2] =∆t takhir - tawal
Laju sesaat = laju pada saat tertentu
14.1
3
Apa pengaruh konsentrasi terhadap laju?
laju = k [Br2] laju = konstanta laju k= [Br2] = 3,50 x 10-3 s-1 14.1
Laju Reaksi dan Stoikiometri 2A
B
Dua mol A hilang untuk setiap mol B yang terbentuk. laju = -
1 ∆[A] 2 ∆t aA + bB
laju = -
laju =
∆[B] ∆t
cC + dD
1 ∆[A] 1 ∆[B] 1 ∆[C] 1 ∆[D] == = a ∆t b ∆t c ∆t d ∆t
14.1
4
Tulislah persamaan laju untuk reaksi di bawah ini: CH4 (g) + 2O2 (g)
laju = -
CO2 (g) + 2H2O (g)
∆[CH4] ∆[CO2] 1 ∆[O2] 1 ∆[H2O] = == ∆t ∆t ∆t 2 ∆t 2
Jika konsentrasi O2 menurun dengan laju 0,10 M/s, berapakah laju reaksinya? Berapakah laju terbentuknya CO2?
14.1
Hukum Laju Hukum laju menyatakan hubungan laju reaksi dengan konstanta laju dan pangkat dari konsentrasi reaktan. aA + bB
cC + dD
Laju = k [A]x[B]y
Reaksi orde ke-x dalam A Reaksi orde ke-y dalam B Orde keseluruhannya adalah (x + y)
14.2
5
F2 (g) + 2ClO2 (g)
2FClO2 (g)
laju = k [F2]x[ClO2]y
[F2] meningkat dua kali dan [ClO2] konstan Laju meningkat dua kali x=1 [ClO2] meningkat empat kali dan [F2] konstan Laju meningkat empat kali
rate = k [F2][ClO2]
y=1 14.2
Hukum-hukum Laju •
Hukum laju selalu ditentukan lewat percobaan.
•
Orde reaksi selalu dinyatakan dalam konsentrasi reaktan (bukan produk).
•
Orde reaktan tidak terkait dengan koefisien reaksi dari reaktan dalam persamaan reaksi setimbang.
F2 (g) + 2ClO2 (g)
2FClO2 (g)
laju = k [F2][ClO2] 1 14.2
6
Menentukan hukum laju dan menghitung konstanta laju reaksi dari data berikut ini: S2O82- (aq) + 3I- (aq) 2SO42- (aq) + I3- (aq) [S2O82-]
Percobaan
Laju Awal (M/s)
[I-]
10-4
1
0,08
0,034
2,2 x
2
0,08
0,017
1,1 x 10-4
3
0,16
0,017
2,2 x 10-4
laju = k [S2O82-]x[I-]y y=1 x=1 laju = k [S2O82-][I-]
[I-] meningkat dua kali, laju menjadi dua kali (percobaan 1 & 2) [S2O82-] meningkat dua kali, laju menjadi dua kali (percobaan 2 & 3)
k=
2,2 x 10-4 M/s laju = = 0,08/M•s [S2O82-][I-] (0,08 M)(0,034 M) 14.2
Menentukan Orde Reaksi dengan Percobaan Jika diketahui reaksi:
O2 (g) + 2 NO(g)
Æ
2 NO2 (g)
Hujum laju untuk reaksi ini adalah: laju = k [O2]m[NO]n Untuk mencari orde reaksi, kita lakukan beberapa percobaan, masingmasing dengan konsentrasi-konsentrasi reaktan yang berbeda, dan menentukan laju reaksi awal Percobaan 1 < 2 < 3 4 5
Konsentrasi Reaktan Awal (mol/l) NO O2 1,10 x 10-2 2,20 x 10-2 1,10 x 10-2 3,30 x 10-2 1,10 x 10-2
* 1,30 x 10-2 1,30 x 10-2 * 2,60 x 10-2 1,30 x 10-2 3,90 x 10-2
Laju Awal (mol/L·s) * >3,21 x 10-3 >6,40 x 10-3 * 12,8 x 10-3 9,60 x 10-3 28,8 x 10-3
7
Reaksi Orde-Pertama A
produk
laju = -
laju M/s = 1/s atau s-1 = k= M [A]
[A] = [A]0exp(-kt)
∆[A] ∆t
laju = k [A] -
∆[A] = k [A] ∆t
[A] adalah konsentrasi A pada waktu t [A]0 adalah konsentrasi A pada t=0
ln[A] = ln[A]0 - kt
14.3
Reaksi 2A B adalah reaksi orde pertama dalam A dengan konstanta laju 2,8 x 10-2 s-1 at 800C. Berapa lamakah konsentrasi A berkurang dari 0.88 M sehingga menjadi 0.14 M ? [A]0 = 0.88 M [A] = 0.14 M
Berapakah konsentrasi A setelah 100 s?
8
Waktu-paruh suatu reaksi, t1/2, adalah waktu yang diperlukan agar konsentrasi reaktan turun menjadi setengah dari konsentrasi awalnya. Hanya untuk reaksi orde pertama, waktu paruhnya tidak bergantung pada konsentrasi awal. t1/2 = (1/k) ln 2
Reaksi-reaksi Orde Pertama Waktu-paruh, t½, adalah waktu yang diperlukan agar konsentrasi reaktan turun menjadi setengah dari konsentrasi awalnya. t½ = t ketika [A] = [A]0/2 t½ = ln2 = 0,693 k k Berapakah waktu-paruh dari N2O5 jika terurai dengan konstanta laju 5,7 x 10-4 s-1? 0,693 t½ = ln2 = = 1200 s = 20 menit k 5,7 x 10-4 s-1 Reaksi penguraian tadi adalah reaksi orde pertama, mengapa? satuan k (s-1) 14.3
9
Reaksi orde-pertama A
produk
jumlah waktu-paruh
[A] = [A]0/n
1
2
2
4
3
8
4
16
14.3
Ringkasan Kinetika Reaksi Orde-Pertama, Orde-kedua, dan Orde-Ketiga
Orde
Hukum Laju
Persamaan Konsentrasi-waktu
0
laju = k
[A] = [A]0 - kt
1
laju = k [A]
ln[A] = ln[A]0 - kt
2
laju = k [A]2
1 1 = + kt [A] [A]0
Waktu-paruh t½ =
[A]0 2k
t½ = ln2 k 1 t½ = k[A]0
14.3
10
TEORI TUMBUKAN PADA KINETIKA KIMIA
1. Reaksi kimia terjadi sebagai hasil dari tumbukan antara molekul-molekul yang bereaksi. 2. Agar dapat bereaksi, moplekul-molekul yang bertumbukan harus memiliki a. arah (orientasi) yang tepat b. energi kinetik totalnya sama dengan atau lebih besar daripada energi aktivasi, Ea, yaitu energi minimum yang dibutuhkan untuk memulai suatu reaksi kimia.
TEORI KEADAAN TRANSISI Spesi yang terbentuk sementara oleh molekulmolekul reaktan akibat tumbukan sebelum nantinya akan membentuk produk disebut keadaan transisi atau kompleks teraktifkan. Dalam keadaan transisi, ikatan-ikatan yang lama sedang mengalami proses pemutusan dan ikatanikatan yang baru mulai terbentuk. Energi aktivasi adalah energi yang dibutuhkan untuk mencapai keadaan transisi.
11
A+B Reaksi Eksotermik
C+D Reaksi Endotermik
Energi aktivasi (Ea) adalah energi minimum yang dibutuhkan untuk memulai reaksi kimia. 14.4
12
Soal latihan Untuk reaksi 2 O2(g) Ea = 19 kJ O3(g) + O(g) dan ∆H = -392 kJ. Buatlah diagram energi reaksi dan perlihatkan keadaan transisi yang mungkin.
Ketergantungan Konstanta Laju terhadap Suhu
k = A • exp( -Ea/RT ) (persamaan Arrhenius) Ea = energi aktivasi (J/mol) R = konstanta gas (8,314 J/K•mol) T = suhu mutlak A = faktor frekuensi
lnk = -
Ea 1 + lnA R T
14.4
13
lnk = -
Ea 1 + lnA R T
14.4
Reaksi elementer adalah reaksi sederhana yang hanya berlangsung dalam satu tahap. Sebagan besar reaksi adalah reaksi kompleks dan membutuhkan lebih dari satu tahap. Mekanisme reaksi adalah urutan tahap-tahap elementer yang mengarah pada pembentukan produk. Zat-antara adalah spesi yang muncul daam mekanisme, namun tidak ada dalam reaksi setimbang keseluruhan.
14
Mekanisme Reaksi
Urutan tahap-tahap elementer yang mengarah pada pembentukan produk disebut mekanisme reaksi. 2NO (g) + O2 (g)
2NO2 (g)
Tahap elementer:
NO + NO
N2O2
Tahap elementer:
N2O2 + O2
2NO2
Reaksi keseluruhan:
2NO + O2
2NO2 14.5
Zat-antara adalah spesi yang muncul dalam mekanisme reaksi tetapi tidak ada dalam persamaan setimbang. Zat-antara selalu terbentuk dalam tahap elementer awal dan hilang dalam tahap elementer berikutnya. Tahap elementer:
NO + NO
N2O2
+ Tahap elementer:
N2O2 + O2
2NO2
2NO + O2
2NO2
Reaksi keseluruhan:
Molekularitas suatu reaksi banyaknya molekul yang bereaksi dalam tahap elementer. •
Reaksi unimolekular – tahap elementer dengan I molekul
•
Reaksi bimolekular – tahap elementer dengan 2 molekul
•
Reaksi termolekular – tahap elementer dengan 3 molekul 14.5
15
Hukum Laju dan Tahap Elementer Reaksi unimolekular
A
produk
laju = k [A]
Reaksi bimolekular
A+B
produk
laju = k [A][B]
Reaksi bimolekular
A+A
produk
laju = k [A]2
Menulis mekanisme reaksi yang benar: •
Jumlah tahap elementer harus menghasilkan persamaan setara keseluruhan untuk reksi tersebut.
•
Tahap penentu-laju harus menyatakan hukum laju yang sama dengan yang diperoleh dari percobaan.
Tahap penentu-laju adalah tahap paling lambat dari keseluruhan tahap pembentukan produk. 14.5
Hanya untuk reaksi elementer, pangkat-pangkat dalam hukum laju harus berkorespons dengan koefisien-koefisien dalam persamaan setimbang. Tahap-tahap elementer yang membentuk mekanisme reaksi harus memenuhi dua syarat. 1. Jumlah tahap elementer harus menghasilkan persamaan setara keseluruhan untuk reksi tersebut. 2. Tahap penentu-laju (tahap paling lambat) harus menyatakan hukum laju yang sama dengan yang diperoleh dari percobaan.
16
Hukum laju untuk reaksi antara NO2 and CO untuk menghasilkan NO and CO2 adalah laju = k[NO2]2. reaksi tersebut diketahui melalui dua tahap: Tahap 1:
NO2 + NO2
NO + NO3
Tahap 2:
NO3 + CO
NO2 + CO2
Tulislah persamaan reaksi keseuruhan? NO2+ CO Apakah zat-antaranya?
NO + CO2 NO3
Apa yang pendapat anda tentang laju relatif pada tahap 1 and 2? laju = k[NO2]2 adalah hukum laju untuk tahap 1 maka tahap1 pasti lebih lambat daripada tahap 2 14.5
Untuk reaksi 2 X + Y
Z
laju = k[X][Y] Apakah ini reaksi elementer? Untuk reaksi 2 A + B
C
laju = k[A]2 [B] Apakah ini reaksi elementer?
17
Contoh Soal Soal: dua reaksi di bawah ini dianggap sebagai tahap elementer dalam mekanisme untuk reaksi keseluruhan: (1) NO2Cl (g) NO2(g) + Cl(g) (2) NO2Cl (g + Cl(g) NO2(g) + Cl2(g) (a) Tulislah persamaan setimbang keseluruhan. (b) Tentukan molekularitas untuk tiap-tiap tahap. (c) Tulislah hukum laju untuk tiap-tiap tahap.
2 C2H6 + 7 O2 Æ 4 CO2 + 6 H2O Apakah ini merupakan proses elementer?
Mekanisme dengan Tahap Awal yang Lambat 2 NO2 + F2
2 NO2F
Hukum laju eksperimental untuk reaksi di atas adalah reaksi orde-pertama dalam masing-masing reaktan. Mekanismenya adalah: 1. 2.
NO2 + F2 NO2 + F
NO2F + F NO2F
lambat cepat
Perlihatkanlah bahwa mekanisme di atas mekanisme yang masuk akal. Apakah zat-antara dari mekanisme tersebut?
18
Katalis adalah zat yang meningkatkan laju reaksi tanpa ikut terpakai dalam reaksi. Katalis bekerja dengan cara mengubah mekanisme. Mekanisme yang baru ini mempunyai energi aktivasi yang rendah. Katalis mempercepat reaksi baik ke arah kiri maupun kanan dan tidak dapat meningkatkan hasil setimbang akhirnya, namun dapat mempercepat tercapainya keadaan setimbang akhir.
Katalis adalah zat yang meningkatkan laju reaksi tanpa ikut terpakai dalam reaksi. k = A • exp( -Ea/RT )
Ea
tanpa katalis
k
dengan katalis
lajudgn katalis > lajutanpa katalis Ea‘ < Ea
14.6
19
Katalisis heterogen, reaktan dan katalis memiliki fasa yang berbeda. •
Sintesis Haber ammonia
•
Proses Ostwald untuk membuat asam nitrat
•
Konverter katalitik
Katalisis homogen, reaktan dan katalis terdispersi dalam satu fasa, biasanya fasa cair. •
Katalisis asam
•
Katalisis basa
14.6
Proses Haber
N2 (g) + 3H2 (g)
Fe/Al2O3/K2O katalis
2NH3 (g)
14.6
20
Katalisis Enzim
14.6
tanpa katalis
katalis enzim
14.6
21
