Kinetika Kimia

Kinetika kimia merupakan salah satu cabang ilmu kimia fisika yang mempelajari laju reaksi. Laju reaksi berhubungan dengan pembahasan seberapa cepat atau lambat reaksi berlagsung.
Sebagai contoh seberapa cepat reaksi pemusnahan ozon di atmosfer bumi, seberapa cepat reaksi suatu enzim dalam tubuh berlangsung dan sebagainya

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.

Kinetika kimia adalah suatu ilmu yang membahas tentang laju (kecepatan) dan mekanisme reaksi. Berdasarkan penelitian yang mula – mula dilakukan oleh Wilhelmy terhadap kecepatan inversi sukrosa, ternyata kecepatan reaksi berbanding lurus dengan konsentrasi / tekanan zat – zat yang bereaksi. Laju reaksi dinyatakan sebagai perubahan konsentrasi atau tekanan dari produk atau reaktan terhadap waktu.

Berdasarkan jumlah molekul yang bereaksi, reaksi terdiri atas :

1.    Reaksi unimolekular : hanya 1 mol reaktan yang bereaksi.

Contoh :  N2O5  → N2O4  +  ½ O2 

2.    Reaksi bimolekular : ada 2 mol reaktan yang bereaksi.

Contoh :  2HI  →  H2  +  I2 

3.    Reaksi termolekular : ada 3 mol reaktan yang bereaksi.

Contoh :  2NO  +  O2  →  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. 

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.

Laju atau kecepatan 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.

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.

Laju = k [A]

Maka reaksi itu dikatakan sebagai reaksi  orde pertama. Penguraian N2O5 merupakan suatu contoh reaksi orde pertama. Jika laju reaksi itu berbanding lurus dengan pangkat dua suatu pereaksi,

Laju = k[A]2

Atau berbanding lurus dengan pangkat satu konsentrasi dari dua pereaksi,

Laju = k [A][B]

Maka reaksi itu disebut reaksi orde kedua. Dapat juga disebut orde terhadap masing-masing pereaksi. Misalnya dalam persamaan terakhir itu adalah orde pertama dalam A dan orde dalam B, atau orde kedua secara keseluruhan. Suatu reaksi dapat berorde ketiga atau mungkin lebih tinggi lagi, tetapi hal-hal semacam itu sangat jarang. Dalam reaksi yang rumit, laju itu mungkin berorde pecahan, misalnya orde pertama dalam A dan orde 0,5 dalam B atau berorde 1,5 secara keseluruhan.

Suatu reaksi dapat tak tergantung pada konsentrasi suatu pereaksi. Perhatikan reaksi umum, yang ternyata berorde pertama dalam A. Jika kenaikan konsentrasi B tidak menaikkan laju reaksi, maka reaksi itu disebut orde nol terhadap B. Ini bisa diungkapkan sebagai :

Laju = k[A][B]0 = k[A]

Orde suatu reaksi tak dapat diperoleh dari koefisien pereaksi dalam persamaan berimbangnya. Dalam penguraian N2O5 dan NO2, koefisien untuk pereaksi dalam masing-masing persamaan berimbang adalah 2 tetapi reaksi pertama bersifat orde pertama dalam N2O5 dan yang kedua berorde kedua dalam NO2. Seperti dilukiskan oleh contoh.

Contoh: Perhatikan reaksi umum 2A + 2B → 2AB

Menentukan Orde reaksi

a.  Jika tahap reaksi dapat diamati, orde adalah koefisien pada tahap reaksi yang berjalan   lambat.

     Contoh : reaksi 4HBr + O2                    2H2O + 2Br2

     Berlangsung dalam tahapan sebagai berikut :

     1.HBr + O2 -> HBr2O (lambat)

     2.HBr + HBr2O -> 2HBrO (cepat)

     3.2HBr + 2HBr) -> 2H2O + 2Br2 (cepat)

     Maka orde reaksi ditentukan oleh reaksi (1). Persamaan laju reaksi, V = [HBr] [O2]. Orde         reaksi total (lihat koefisien reaksi) = 1 + 1 = 2.

b.  Jika tahap reaksi tidak bisa diamati, orde reaksi ditentukan melalu eksperimen, kosentrasi         salah satu zat tetap dan kosentrasi zat lain berubah.

     Berbagai Orde Reaksi:

1.    Reaksi Orde Nol

Gambar 1: Grafik yang menyatakan pengaruh perubahan konsentrasi terhadap laju reaksi

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. Reaksi dikatakan berorde nol terhadap salah satu pereaksinya apabila perubahan konsentrasi pereaksi tersebut tidak mempengaruhi laju reaksi. Artinya, asalkan terdapat dalam jumlah tertentu, perubahan konsentrasi pereaksi itu tidak mempengaruhi laju reaksi.

2.    Reaksi Orde Satu

Reaksi dikatakan berorde satu terhadap salah satu pereaksinya jika laju reaksi berbanding lurus dengan konsentrasi pereaksi itu. Jika konsentrasi pereaksi itu dilipat-tigakan maka laju reaksi akan menjadi 31 atau 3 kali lebih besar. 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^-k₁^t

ln [A]

ln [A]0

gradien = -k1

t

Tetapan laju (k₁) dapat dihitung dari grafik ln [A] terhadap t, dengan –k₁ sebagai gradiennya.

Gambar 2: Grafik yang menyatakan pengaruh perubahan konsentrasi terhadap laju

Waktu paruh (t_1/2) 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 3: Grafik yang menyatakan pengaruh perubahan konsentrasi terhadap laju reaksi

Waktu paruh untuk reaksi orde dua dinyatakan sebagai:

t_1/2  = 

Suatu reaksi dikatakan berorde dua terhadap salah satu pereaksi jika laju reaksi merupakan pangkat dua dari konsentrasi pereaksi itu. Apabila konsentrasi zat itu dilipat-tigakan, maka laju pereaksi akan menjadi 32 atau 9 kali lebih besar.

Faktor yang Mempengaruhi Laju Reaksi

1.    Sifat dasar pereaksi

Zat-zat berbeda dalam mengalami perubahan kimia. Molekul hidrogen dan flour bereaksi secara meledak, bahkan dalam temperatur kamar menghasilkan molekul hidrogen fluorida.

H2(g) + F2(g) à 2HF(g)  (sangat cepat pada temperatur kamar)

Pada kondisi serupa, molekul hidrogen dan oksigen bereaksi begitu lambat, sehingga tak nampak sesuatu perubahan kimia.

2H2(g) + O2(g) à 2H2O (sangat lambat pada temperatur kamar)

2.    Temperatur

Laju suatu reaksi kimia bertambah dengan naiknya temperatur. Biasanya kenaikan sebesar 100C akan melipatkan dua atau tiga laju reaksi antara molekul-molekul. Molekul harus bertumbukan dengan energi yang cukup untuk bereaksi.  Makin  tinggi  suhu,  maka energi kinetik molekul makin tinggi sehingga tumbukan makin sering, laju reaksi makin tinggi.

Pada beberapa reaksi yang umum, laju reaksi makin besar (waktu reaksi makin singkat) 2 kali setiap kenaikan suhu 10oC, sehingga didapatkan rumus:

               

v   = laju reaksi pada suhu t

Vo = laju reaksi pada   suhu awal

ta  = suhu akhir

to  = suhu awal

DV = perubahan laju reaksi

3.    Penambahan 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. reaksi disajikan dalam grafik antara energi potensial terhadap koordinat reaksi dari persamaan reaksi:

A + B→ C 

Gambar 4. Jika ada reaksi :  A  + B → C ; pada  keadaan awal, yang terdapat pada sistem reaksi 

MnO2

Setelah reaksi  berjalan,  pereaksi  A  dan  B makin berkurang dan hasil reaksi C makin bertambah.  Laju reaksi dapat diukur dengan mengukur penambahan konsentrasi C (produk), atau  pengurangan konsentrasi A/B (pereaksi) tiap satuan waktu. Contohnya pada reaksi pembuatan oksigen dari dekomposisi termal KClO₃, yang menggunakan katalis MnO_2.

2 KClO₃                                       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.

4.    Konsentrasi

Laju suatu reaksi dapat dinyatakan sebagai laju berkurangnya konsentrasi suatu pereaksi, atau sebagai laju bertambahnya konsentrasi suatu produk. Konsentrasi mempengaruhi laju reaksi, karena banyaknya partikel memungkinkan lebih banyak tumbukan, dan itu membuka peluang semakin banyak tumbukan efektif yang menghasilkan perubahan. 

 

Kesimpulan

Kinetika kimia adalah suatu ilmu yang membahas tentang laju (kecepatan) dan mekanisme reaksi. Kinetika kmia membahas tentang  Laju reaksi , Mekanisme reaksi, , Hukum laju, Waktu paruh reaksi dan lain-lain.

Laju reaksi atau kecepatan reaksi menyatakan banyaknya reaksi yang berlangsung per satuan waktu. Adapun faltor-faktor yang mempengaruhi laju reaksi adalah:

1.        Luas permukaan sentuh

2.        Suhu

3.        Katalis

4.        Molaritas

5.        Konsentrasi

Dalam membahas reaksi kesetimbangan kimia telah ditekankan bahwa reaksi ke kanan maupun ke kiri dapat terjadi begitu produk terbentuk, produk ini dapat bereaksi kembali menghasilkan reaktan semula.

Laju bersih ialah:

Laju bersih = laju ke kanan – laju ke kiri

Orde reaksi adalah banyaknya faktor konsentrasi zat reaktan yang mempengaruhi kecepatan reaksi. Penentuan orde reaksi tidak dapat diturunkan dari persamaan reaksi tetapi hanya dapat ditentukan berdasarkan percobaan. Suatu reaksi yang diturunkan secara eksperimen dinyatakan dengan rumus kecepatan reaksi :

v = k (A) (B) 2

Sumber

pengertian dasar kinetika kimia pdf - Free Download Ebook PDF Search Engine Makalah Skripsi Tesis at linkpdf.com, page:1 language: Any Language date: Tuesday 07th of December 2010 06:09:20 PM

www. Kinetika Kimia, Definisi Laju Reaksi dan Hukum Laju _ Chem-Is-Try.Org

Modul Kimia Dasar – Program Matrikulasi Fakultas Teknik 2008