Kinetika Reaksi

BAB I

PENDAHULUAN

1.1 LATAR BELAKANG

Tidak dipungkiri bahwa disekitar kita banyak terdapat zat-zat kimia. Zat-zat

kimia tersebut terdiri dari berbagai unsur yang memiliki sifat khasnya tersendiri.

Setiap unsur berkoloni membentuk karakteristik dan sifat yang berbeda-beda. Dari

mulai kereaktifan, titik didih, titik beku dan lain sebagainnya. Secara alamiah atau

secara buatan, senyawa- senyawa kimia tersebut bereaksi.

Salah satu cabang Ilmu Kinetika Kimia membahas hubungan senyawa-

senyawa yang bereaksi dari segi laju reaksinya. Kinetika Kimia adalah salah satu

cabang ilmu kimia fisika yang mempelajari laju reaksi dimana seberapa cepat atau

lambat reaksi berlagsung.

Sebagai contoh dilingkungan sekitar, yaitu membahas seberapa cepat reaksi

pemusnahan ozon di atmosfer Bumi, suatu enin berakasi dalam tubuh atau

sebagainnya.Kinetika kimi menjadi sangat penting.

Dalam makalah ini menjelaskan mengenai konsep – konsep kinetika kimia

tersebut.. Kinetika kimia juga membahas tentang konsep – konsep kinetika seperti :

hukum laju,orde reaksi,tetapan kelajuan, kemolekulan , dan faktor yang

menyebabkan laju reaksi.Dalam makalah ini juga menjelaskan persamaan laju

reaksi,persamaan laju reaksi adalah persamaan matematika yang dipegunakan dalam

kinetika kimia yang menghubungkan antara laju reaksi dengan konsentrasi reaktan.

1.2 TUJUAN

Terbentuknya gagasan makalah ini dikarenakan tugas yang diberikan oleh

dosen pembimbing mata kuliah dasar “Kimia Fisika”. Namun, besar harapan penulis

bahwa makalah ini memberikan manfaat yang aplikastif di masyarakat.

1 | K i n e t i k a R e a k s i

BAB II

TEORI DASAR

Kinetika kimia adalah suatu cabang ilmu kimia fisik yakni suatu ilmu yang

membahas tentang laju (kecepatan) dan mekanisme reaksifaktor-faktor yang

mempengaruhinya serta penjelasan hubungannya terhadap mekanisme reaksi. Dalam

prakteknya laju reaksi yang ditentukan adalah laju rata-rata reaksi dari sejumlah

besar molekul. Cepat lambatnya suatu reaksi berlangsung disebut laju reaksi. Laju

reaksi dapat dinyatakan sebagai perubahan konsentrasi pereaksi atau hasil reaksi

persatuan waktu. Kinetika kimia disebut juga dinamika kimia, karena adanya

gerakan molekul, elemen atau ion dalam mekanisme reaksi dan laju reaksi sebagai

fungsi waktu. Syarat untuk terjadinya suatu reaksi kimia bila terjadi penurunan

energi bebas (∆ G < 0).

Laju reaksi dinyatakan sebagai perubahan konsentrasi atau tekanan dari

produk atau reaktan terhadap waktu. Secara kuantitatif, kecepatan reaksi kimia

ditentukan oleh orde reaksi, yaitu jumlah dari eksponen konsentrasi pada persamaan

kecepatan reaksi. Laju menyatakan seberapa cepat atau seberapa lambat suatu proses

berlangsung. Laju juga menyatakan besarnya perubahan yang terjadi dalam satu

satua waktu.

Reaksi kimia adalah proses perubahan zat pereaksi menjadi produk. Seiring

dengan bertambahnya waktu reaksi, maka jumlah zat peraksi semakin sedikit,

sedangkan produk semakin banyak. Laju reaksi dinyatakan sebagai laju

berkurangnya pereaksi atau laju terbentuknya produk.

Termodinamika dapat memberikan informasi mengenai mekanisme reaksi,

sedangkan kinematika kimia banyak digunakan untuk meramalkan dapat atau tidak

reaksi berlangsung atau membuktikan kebenaran dari langkah reaksi dalam bentuk

mekanisme. Sifat-sifat kinetik dapat diramalkan dari teori kinetik yang berdasarkan

teori kuantum dan mekanika statistik. Oleh karena itu kesukaran dalam variasi waktu

menjadi komplek, terutama pada penyebaran energi yang tidak berada dalam

keseimbangan akan mendapat kesukaran yang sangat besar juga pada perkembangan

teori dasar kinetika kimia. Beberapa pendekatan teori mekanisme masih sepenuhnya

tergantung dari hasil kerja percobaan yang dilakukan.


2.1 JENIS REAKSI KIMIA

Sebelum membahas lebih jauh mengenai laju reaksi, terlebih dahulu kita

mengenal macam-macam rekasi kimia guna mempelajari laju yang terjadi

didalamnya.

Beberapa macam penggolongan reaksi:

1. Berdasarkan banyaknya fase yang terlibat dalam sistem reaksi

a. Reaksi homogen

Yakni sistem reaksi dengan fase tunggal.

Berupa reaksi homogen fase gas atau reaksi homogen fase cair.

Reaksi terjadi di seluruh bagian fase

b. Reaksi heterogen

Yakni sistem reaksi yang mengandung lebih dari 1 (satu) fase.

Reaksi terjadi di permukaan antar fase

Contoh: sistem gas-padat, gas-cair, cair-padat, gas-cair-padat

2. Berdasarkan keberadaan atau penggunaan katalis

a. Reaksi katalitik

Yakni sistem reaksi yang menggunakan peran katalis atau katalisator.

Ada 2 macam, yakni reaksi katalitik homogen (jika fase katalis = fase

reaksi) dan reaksi katalitik heterogen (jika fase katalis ≠ fase reaksi).

b. Reaksi non-katalitik

Yakni sistem reaksi yang tidak menggunakan peran katalis.

3. Berdasarkan mekanisme atau kompleksitasnya

a. Reaksi sederhana (reaksi tunggal searah atau ireversibel)

b. Reaksi kompleks (reaksi bolak-balik atau reversibel, reaksi seri atau

konsekutif atau berurutan, reaksi paralel, reaksi seri-paralel, reaksi rantai,

reaksi polimerisasi)

4. Berdasarkan kemolekulan reaksinya

Reaksi unimolekuler, reaksi bimolekuler, reaksi trimolekuler atau termolekuler

5. Berdasarkan orde reaksinya

Reaksi berorde bilangan bulat, reaksi berorde bilangan pecahan

6. Berdasarkan jenis pengoperasian reaktornya

a. Reaksi pada sistem reaktor batch


b. Reaksi pada sistem reaktor alir atau kontinyu (reaktor alir tangki

berpengaduk, reactor alir pipa).

7. Berdasarkan prosesnya (kondisi prosesnya)

a. Reaksi isotermal (pada volume tetap, pada tekanan tetap)

b. Reaksi adiabatik

c. Reaksi non-isotermal non-adiabatik

8. Berdasarkan arah reaksinya

a. Reaksi reversibel (bolak-balik)

Reaksi reversibel merupakan reaksi bolak-balik; dalam hal ini terjadi

kesetimbangan.

b. Reaksi ireversibel (searah)

Reaksi ireversibel merupakan reaksi satu arah; tidak ada keadaan

setimbang, meskipun sesungguhnya tidak ada reaksi kimia yang betul-betul

tidak dapat balik. Banyak kasus kesetimbangan berada sangat jauh di kanan

sedemikian sehingga dianggap ireversibel.

2.2 LAJU REAKSI

Laju reaksi adalah perubahan konsentrasi pereaksi atupun produk dalam

satuan waktu. Laju suatu reaksi dapat dinyatakan sebagai laju berkurangnya

konsentrasi suatu pereaksi atau laju bertambahnya konsentrasi suatu produk.

Konsentrasi biasanya dinyatakan dalam mol per liter, tetapi untuk reaksi fase gas,

satuan tekanan atmosfer, millimeter merkurium, atau pascal, dapat digunakan

sebagai ganti konsentrasi.

2.3 FAKTOR-FAKTOR YANG MEMPENGARUHI LAJU REAKSI

Ada sejumlah variabel yang mempengaruhi laju reaksi, yang utamanya

adalah sebagai berikut :


2.3.1 Konsentrasi

Paling sedikit ada satu reaktan dalam suatu reaksi. Untuk

terbentuknya suatu produk akibat reaksi katalisis atau autokatalisis. Adakala

suatu produk boleh menghambat suatu reaksi, hal ini tidak diinginkan, karena

reaksi tidak menyajikan hasil yang sempurna.Suatu katalis dapat

mempengaruhi laju reaksi. Salah satunya membuat semua usaha untuk

mengetahui apakah suatu katalis penting adanya. Pengaruh pengotoran tidak

dapat diperhitungkan tanpa pengontrolan percobaan.

2.3.2 Kondisi Fisika

Suhu dan tekanan mempengaruhi laju reaksi.Kedua-duanya biasanya

dijaga konstan.

2.3.3 Intensitas Radiasi

Sinar matahari atau sinar lampu juga dapat mempengaruhi laju reaksi.

Umumnya pengaruh ini sedikit diperhatikan hanya untuk mempelajari

pengaruh fotokimia. Kekuatan sinar di dalam spektrofotometri yang

menggunakan sinar monokromatik tidak diharapkan. Tetapi jika berkas sinar

putih jatuh lurus ke atas sampel seperti didalam dioda spektrofotometer perlu

diperhatikan.

2.3.4 Sifat-Sifat Pelarut

Laju reaksi tergantung dari kepolaran pelarut, viskositas, jumlah

donor elektron, dan sebagainya. Penambahan suatu elektrolit dapat

memperkecil atau menaikkan suatu laju reaksi (pengaruh aram), dan

demikian pula adanya buffer.

2.4 PENETAPAN HUKUM-HUKUM LAJU ATAU TETAPAN LAJU

Suatu persamaan yang memerikan hubungan antara laju reaksi dengan

konsentrasi pereaksi disebut persaman laju atau hukum laju. Tetapan kesebandingan

k dirujuk sebagai tetapan laju untuk suatu reaksi tertentu. Karena konsentrasi

pereaksi berkurang dengan berlangsungnya reaksi. Tetapi tetapan laju k tetap tak

berubah sepanjang perjalanan reaksi. Jadi laju reaksii memberikan suatu ukuran yang

memudahkan bagi kecepatan reaksi. Makin cepat reaksi makin besar harga k, makin

lambat reaksi, makin kecil harga k itu.


2.5 ORDE REAKSI

Orde suatu reaksi ialah jumlah semua eksponen (dari konsentrasi dalam

persamaan laju. Orde reaksi juga menyatakan besarnya pengaruh konsentrasi reaktan

(pereaksi) terhadap laju reaksi. Jika laju suatu reaksi berbanding lurus dengan

pangkat satu konsentrasi dari hanya satu pereaksi.

2.6 METODE PENENTUAN HUKUM LAJU REAKSI

2.6.1 Metode Isolasi

Untuk menentukan reaksi yang melibatkan lebih dari satu reaktan,

kita dapat menentukan laju dengan mengukur ketergantungan laju reaksi

terhadap konsentrasi masing masing reaktan,satu per satu. Kita buat semua

konsentrasi sama kecuali satu reaktan dan kita catat laju reaksi sebagai fungsi

dari konsentrasi tersebut. Jadi dari ketergantungan yang teramati ini kita

mengetahui orde dalam reaktan tersebut. Prosedur yang sama juga berlaku

untuk reaktan berikutnya,dan seterusnya.

2.6.2 Metode Grafik

Bentuk persamaan integrasi dapat diatur dalam bentuk persamaan

garis lurus y = mx + c. Contohnya :

Order Equation

0 x = kt

1

2

3

….

N

Untuk mengetahui orde reaksi, disisi lain ketika membuat plot

terhadap waktu, seharusnya membentuk garis lurus. Dengan demikian sebuah


plot (1/a-x) versus waktu adalah berupa garis lurus, artinya reaksi terjadi pada

orde kedua.Metode ini simple dan akurat dan diterapkan secara umum untuk

pencarian orde reaksi. Metode ini juga sangat bermanfaat, karena tetapan

konstan untuk reaksi dapat dievaluasi dengan slope garis lurus dan jika

konsentrasi awal reaktan tidak diketahui, dapat dijelaskan dengan pertolongan

intercept.

2.6.3 Metode Waktu Paruh

Waktu paruh sangat bergantung pada konsentrasi awal dalam sebuah

reaksi.Secara umum dapat disimpulkan bahwa :

Jika dan adalah konsentrasi awal reaktan dalam dua percobaan

reaksi yang sama dan (t1/2)1 dan (t1/2)2berhubungan dengan waktu paruh,

kemudian

dan

Atau

Persamaan (4.c.5) dapat dinyatakan dalam bentuk logaritma di dua

sisi, sehingga persamaan menjadi


Orde mungkin dihitung dengan bantuan persamaan diatas. Sebuah

plot logaritme rasio waktu paruh versus rasio konsentrasi awal akan menjadi

linear melewati tempat asal dengan sebuah slope sampai (n-1) dan orde reaksi

dapat didapatkan dari slopenya.

2.6.4 Metode Integrasi

Metode ini Integrasi mencocokkan persamaan laju reaksi dengan data

hasil percobaan. Dengan metode integral ini:

Pada sistem konstan volume, persamaan kecepatan reaksi penghilang

reaktan akan mengikut bentuk:

Atau pada kasus yang lebih terbatas dapat dituliskan sebagai

Persamaan diatas disusun ulang menjadi

Kemudian diintegrasikan menjadi

Fungsi konsentrasi proporsional dengan waktu dan diplot sehingga

menghasilkan garis lurus dengan slope k untuk persamaan kecepatan reaksi

yang diuji.

2.7 HUKUM LAJU TERINTEGRASI

2.7.1 Reaksi orde ke-nol

Suatu reaksi kimia dikatakan mempunyai orde nol, jika besarnya laju

reaksi tersebut tidak dipengaruhi oleh konsentrasi pereaksi. Artinya,

seberapapun peningkatan konsentrasi pereaksi tidak akan mempengaruhi

besarnya laju reaksi.


Anggaplah sebuah reaksi : A Produk

Karena laju reaksi tetap sama , maka:

Pada ekspresi integrasi :

Sehingga kita dapatkan :

x = kt+z

Nilai konstanta z bisa kita tetapkan dengan membuat kondisi dimana

x=0 dan t=0, sehingga nilai z itu sendiri menjadi 0. Selanjutnya persamaan

laju menjadi :

x = kt atau k =

yang memberikan satuan tetapan laju sebagai mol dm-3sec-1atau conc(time)-1

2.7.2 Reaksi orde pertama

Suatu reaksi kimia dikatakan mempunyai orde satu, apabila

besarnya laju reaksi berbanding lurus dengan besarnya konsentrasi pereaksi.

Artinya, jika konsentrasi pereaksi dinaikkan dua kali semula, maka laju

reaksi juga akan meningkat besarnya sebanyak 1 atau 2 kali semula

juga. Secara grafik, reaksi orde satu dapat digambarkan seperti terlihat pada

gambar


Hukum laju orde pertama untuk konsumsi reaktan A adalah :

Persamaan ini ditata ulang menjadi :

Yang dapat diintegrasikan secara langsung . Karena awalnya (pada

t=0) konsentrasi A adalah [A]o maka pada waktu t, konsentrasinya adalah [A],

kita menuliskan :

Dan memperoleh :

[A] = [A]o e-kT

Kedua persamaan ini merupakan versi dari hukum laju

terintegrasiyaitu bentuk terintegrasi dari persamaan laju.

2.7.3 Reaksi orde kedua

Jika hukum laju adalah adalah :

Maka integrasi yang diperlukan adalah :


Yang dievaluasikan menjadi:

Dan ditata ulang menjadi :

Persamaan (5.c.26) menunjukkan bahwa untuk menguji reaksi orde

kedua, kita harus mengalurkan 1/[A] terhadap t dan mengharapkan hasilnya

berupa garis lurus. Jika grafik itu garis lurus, maka reaksi itu orde kedua

terhadap A dan kemiringannya sama dengan konstanta laju.

2.7.4 Reaksi orde ke-3


2.7.5 Reaksi Orde Pseudo

Apabila konsentrasi dari satu atau dua zat dalam reaksi terjadi

kelajuan penurunan/pertambahan yang konstan, zat tersebut dapat

dimasukkan pada nilai konstan laju k. Reaksi ini dapat dimasukkan ke reaksi

orde bawahnya. Reaksi ini disebut reaksi orde pseudo ke n, dimana n adalah

jumlah dari eksponen dari konsentrasi yang berubah selama reaksi.

Misalkan reaksi pencampuran aldehid dengan bromide pada larutan

akuades, dimana reaksi ini mengikuti orde kedua :

Br2 + CH3CHO + H2O CH3COOH + 2H+ + 2Br–

Laju reaksi penurunan konsentrasi Br2 adalah

−d [Br2 ]dt

=k2 [CH3CHO ] [Br2 ]

Apabila konsentrasi aldehid (CH3CHO) kelebihan, maka konsentrasi

aldehid konstan sehingga reaksi dianggap sebagai reaksi pseudo orde

pertama. Persamaannya lajunya berubah menjadi

−d [Br2 ]dt

=k1 [Br2 ]

Dimana k 1=k2 [C H3CHO ]

2.8 WAKTU PARUH

Waktu paruh suatu reaksi, t adalah waktu yang diperlukan agar konsentrasi

reaktan turun menjadi setengah dari konsentrasi awalnya.Waktu paruh bergantung

pada konsentrasi awal zat, secara khas untuk reaksi dengan orde yang berlainan.

2.8.1 Orde 0

Waktu paruh pada orde 0 dapat dihitung dengan bantuan persamaan

(..), ambil t=t1/2 dan x=a/2 sehingga

t1/2=

Dengan demikian waktu paruh orde 0 secara langsung proporsional

dengan konsentrasi awal pada reaktan.


2.8.2 Orde 1

Waktu untuk pengurangan [A] dari [Ao] menjadi Ao dalam reaksi

orde pertama dinyatakan dengan

Sehingga

Hal utama yang harus diperhatikan mengenai hasil ini adalah untuk

reaksi orde pertama, waktu paruh reaktan tidak bergantung pada konsentrasi

awal. Jadi, jika konsentrasi A pada suatu tahap sembarang reaksi adalah [A,

maka setelah selang waktu , konsentrasinya akan menurun menjadi ½

A.

2.8.3 Orde 2

Untuk reaksi orde dua, kita dapat menggunakan persamaan untuk

mencari waktu paruhnya, dengan menggantikan t = t dan [A] = ½ [A]o.

Substitusi ini akan menghasilkan

Pada orde ini, waktu paruh sangat bergantung pada konsentrasi awal,

makin besar konsentrasi awal tersebut maka makin sedikit waktu yang

dibutuhkan agar konsentrasinya turun menjadi separuh nilai awalnya. Waktu

untuk pengurangan dari ½ [A]0menjadi 1/4 [A]0, dua kali lebih lama, daripada

waktu untuk pengurangan dari [A]0menjadi 1/2 [A]0.

2.9 PERSAMAAN ARRHENIUS

Ketergantungan konstanta laju reaksi terhadap suhu dapat dinyatakan dengan

persamaan berikut, yang dikenal sebagai persamaan Arhenius :

Dimana Ea adalah energy aktivasi dari reaksi (dalam kilojoule per mol),

Radalah konstanta gas (8,314J/K.mol), T adalah suhu mutlak, dan e adalah basis dari


skala logaritma natural.Besaran A menyatakan frekuensi tumbukan dan dinamakan

factor frekuensi.Faktor ini dapat dianggap sebagai konstanta tertentu dalam kisaran

suhu yang cukup lebar. Persamaan (8.1) menunjukkan bahwa jika konstanta laju

berbanding lurus dengan A dan, dengan begitu, berbanding lurus dengan frekuensi

tumbukan. Selain itu , tanda minus pada eksponen Ea/RT menunjukkan bahwa

konstanta laju menurun dengan meningkatnya suhu. Persamaan ini dapat dinyatakan

dengan dalam bentuk yang lebih baik dengan menghitung logaritma natural dkeidua

sisi :

Persamaan ini dapat diubah ke bentuk persamaan linear :

y = m x + b

Jadi plot ln k terhadap 1/T menghasilkan garis lurus yang kemiringannya m

sama dengan –Ea/R dan titik potong b dengan sumbu y adalah ln A.

Persamaan yang menghubungkan konstanta laju k1dan k2pada suhu T1 dan T2

dapat diguakan untuk menghitung energy aktivasi atau untuk menentukan konstanta

laju pada suhu lain jika energy aktivasinya diketahui. Untuk menurunkan persamaan

seperti itu kita mulai dengan persamaan:

Dengan mengurangkan ln k2 dan ln k1dihasilkan

Tabel Ringkasan dari Kinetika Reaksi Orde Pertama dan Kedua


Orde Hukum LajuHukum Laju

Intergrasi

Waktu

Paruh

Satuan konstanta laju

0 Laju = k [A]t=[A]0-kt mol liter-1 det-1

1 Laju = k[A]ln[A]t=ln[A]0-kt

det-1

2 Laju = k[A]2liter mol-1 det-1

2.10 PERSAMAAN KECEPATAN

2.10.1 Persamaan Kecepatan Reaksi Empiris Orde n

Persamaan kecepatan reaksi pada reaksi irreversible pada volume

konstan adalah :

(−r A )=−d [A ]dt

=k [A ]n

Konsentrasi A awal (A0) dan A setelah reaksi dapat dihitung dengan

persamaan :

[A ]1−n−[ A0 ]1−n= (n−1 ) kt

Apabila diketahui fraksi dari A (XA) maka persamaan diatas dapat

diubah menjadi :

(−r A )= [A0 ]d X Adt

=k [A0 ]n ( 1−X A )n

(1−X A )n−1=k [ A0 ]n−1 (1−n ) t❑

2.10.2 Kecepatan Reaksi Pada Reaksi Irreversibel Bertahap

Jika reaksinya , maka untuk menghitung

kecepatan reaksi apabila volume konstan, dapat menggunakan persamaan

berikut :

(−r A )=−d [A ]dt

=k1 [A ]

(−r B )net=−d [B ]dt

=k2 [B ]−k1 [A ]

(+rC )=d [C ]dt

=k2 [B ]


Apabila digambarkan reaksinya pada grafik maka, konsentrasi A

berkurang dan konsentrasi C bertambah. Sementara itu konsentrasi B

bertambah hingga titik puncaknya lalu berkurang.

Konsentrasi dari A, B, dan C dapat dihitung dengan persamaan :

[A ]=[ A0 ]e−k1 t

[B ]=k1 [ A0 ]k2−k1

(e−k1 t−e−k2 t )

[C ]=[A0 ] {1+k 1

k2−k1

e−k2 t−k2

k2−k1

(e−k1 t )}Konsentrasi B maksimum dapat ditentukan dengan persamaan :

tmaks=

ln( k2

k1)

k 2−k1

[B ]maks=[A0 ]( k1

k2)(

k2

k2−k1)

2.10.3 Kecepatan Reaksi Pada Reaksi Reversibel Orde Pertama

Jika reaksinya , maka untuk menghitung kecepatan reaksi

apabila volume konstan, dapat menggunakan persamaan berikut :

(−r A )=d [A ]dt

=k1 [A ]−k2 [B ]

Konsentrasi A dan B dapat dihitung dengan menggunakan persamaan

[B ]−[B0 ]=[ A0 ]−[A ]


−ln{( k1

k2

+1) [A ]−( [A0 ]−[B0 ] )

( k1

k2[A0 ]+[B0 ]) }=(k 1+k2 )t

Pada kondisi setimbang, kecepatan reaksi nol. Sehingga

k 1 [A ]ek=k2 [B ]ekSehingga persamaan berubah menjadi

−ln{( [B ]ek[A ]ek

+1) [A ]−([ A0 ]−[B0 ] )

( [B ]ek[A ]ek

[A0 ]+[B0 ]) }=(k1+k 2 )t

2.10.4 Kecepatan Reaksi Pada Reaksi Reversibel Orde Kedua

Apabila [A0] = [B0] dan [C0] = [D0] = 0 pada reaksi ,

kecepatan reaksinya pada volume konstan adalah

(−r A )=d [A ]dt

=[A0 ]d X Adt

=k1 [A ]2−k2 [C ]2=k1 [ A0 ]2 (1−X A )2−k2

k1

X A2

Dimana XA = 0 pada t = 0. Pada kondisi setimbang, persamaan

berubah menjadi

ln {X Aek−(2 X Aek−1 ) X AX Aek−X A }=2k1 [A0 ]( 1

X Aek−1)t

Persamaan kecepatan reaksi pada reaksi reversible lainnya dapat dilihat di table

bawah ini


2.10.5 Kecepatan Reaksi Pada Reaksi Reversibel (Umum)

Secara umum kecepatan reaksi pada reaksi reversible dapat

digambarkan pada persamaan berikut :

(−r A )=d [A ]dt

=k1

[A ](1+k2 [A ])

2.10.6 Kecepatan Reaksi Pada Reaksi Ireversibel Simultan

Apabila reaksinya :

Maka persamaan kecepatan reaksinya

(−r A )=−d [A ]dt

=(k1+k 2 ) [ A ]

(+r B )=d [B ]dt

=k1 [ A ]


(+rC )=d [C ]dt

=k2 [A ]

Konsentrasi A, B, dan C dapat ditentukan dengan persamaan :

[A ]=[ A0 ]e−(k1+k2 ) t

[B ]=k1 [ A0 ]k1+k 2

(1−e−(k1+ k2) t )

[C ]=k2 [ A0 ]k1+k2

(1−e−(k1+k2 ) t )

2.11 REAKSI ELEMENTER

2.11.1 Pengertian

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.

2.11.2 Molekular Reaksi

Molekularitas dari reaksi elementer adalah sejumlah molekul yang

berkumpul untuk bereaksi dalam reaksi elementer. Dengan demikian,


2.12 LAJU REAKSI ELEMENTER

2.12.1 Hukum laju reaksi dasar unimolecular adalah orde pertama dalam

reaktan

Reaksi unimolecular adalah orde pertama karena jumlah A molekul

yang meluruh dalam interval pendek sebanding dengan jumlah yang tersedia

untuk peluruhan. Oleh karena itu laju dekomposisi A sebanding dengan

konsentrasi molarnya.

2.12.2 Reaksi Bimolekular Elementry memiliki hukum laju orde kedua

Reaksi Bimolekular adalah orde kedua karena laju sebanding dengan

tingkat di mana spesies reaktan bertemu, yang pada akhirnya sebanding

dengan konsentrasinya.

2.13 REAKSI INTERMEDIET

Beberapa reaksi dilanjutkan melalui pembentukan intermediate (I),

seperti dalam reaksi unimolecular berturut-turut:


satu molekul bergetar sendiri terpisah atau atom ke dalam susunan baru, seperti dalam isomerisasi siklopropana ke propena.

UNIMOLEKULAR

sepasang molekul bertabrakan dan energi pertukaran, atom, atau kelompok atom, atau mengalami beberapa perubahan-perubahan lain

BIMOLEKULAR

Terdapat lebih dari dua molekul yang bereaksi

Multi Molekular

(1) Kelajuan unimolekular dekomposisi A adalah :

(2) Ketika A tidak ditambahkan kembali, maka Intermediet I terbentuk dari A

(pada kelajuan Ka[A]) , namun berkurang untuk membentuk P

(3) Produk P DIBENTUK DARI PENGURANGAN UNIMOLEKULAR I

Melalui persamaan ini kita dapat menyimpulkan bahwa (lihat gambar 1.):

1. Konsentrasi reaktan A menurun secara eksponensial dengan waktu;

2. Konsentrasi menengah I naik ke maksimum dan kemudian jatuh ke nol;

3. Konsentrasi produk P naik dari nol terhadap [A] 0.


2.13.1 Reaksi Dasar Beruntun-Variasi Konsentrasi Dengan Waktu

Pendekatan steady state (SSA)

Sebuah alternatif dan lebih umum untuk pendekatan intregration

numerik.Pendekatan steady-state (SSA) mengasumsikan bahwa, setelah periode

induksi awal (yaitu selang selama konsentrasi zat antara, I, meningkat dari nol,

lihat gambar. 2, tingkat perubahan konsentrasi dari semua mencapai intermediet

yang diabaikan kecil, yaitu:


Fig. 2: The basis of the steady-state approximation. It is supposed that the concentrations of intermediates remain small and hardly change during most of the course of the reaction.

SSA tidak selalu valid, kita memerlukan konsentrasi intermediet harus

tetap kecil dan hampir tidak berubah selama jalannya reaksi. Dengan kata

lain,konsentrasi I dalam reaksi harus dijelaskan Oleh Gambar. 2 bukan oleh Gambar.

Secara matematis, kondisi yang diperlukan untuk SSA untuk vaild adalah [I]

<< [A] & [P]. Jadi karena kita memiliki:

Dengan kata lain, reaksi pertama

yang memproduksi antara I harus

relatif lambat terhadap tingkat di

mana antara I bereaksi dan terkuras.

Bahkan, semakin besar perbedaan

antara dua konstanta laju, semakin

akurat SSA.


Kinetika Reaksi

Documents

Transcript of Kinetika Reaksi