Kuliah Bab I Konsep Kinetika

BAB I KONSEP DASAR KINETIKA KIMIA Tujuan Pembelajaran Pembel ajaran : 1. memahami tujuan dan pentingnya kinetika kimia. 2. memahami hubungan termodinamika kimia dengan kinetika kimia. 3. memahami variabel-variabel yang mempengaruhi laju reaksi. 4. memahami definisi: laju reaksi, hukum laju, orde reaksi, konstanta laju reaksi, reaksi dasar, reaksi kompleks, molekularitas reaksi, mekanisme reaksi, kompleks teraktivasi, energi aktivasi, dan katalis.

1. Termodinamika Kimia Termodinamika kimia mempelajari hubungan antara reaktan dan hasil reaksi, tidak mempelajari bagaimana suatu reaksi tersebut berlangsung dan dengan kecepatan berapa kesetimbangan reaksi kimia dicapai. Hal ini dipelajari dalam kinetika kimia, sehingga kinetika kimia merupakan pelengkap bagi termodinamika kimia. Termodinamika kimia memberikan 2 hal penting yang diperlukan dalam merancang reaktor, yaitu : panas yang dibebaskan atau panas yang diserap selama reaksi berlangsung dan tingkat reaksi maksimum yang tepat.

aA + bB

→

cC  + dD

 positif, endoterm ∆ H r   negatif, eksoterm

2. Kinetika Kimia Kinetika kimia adalah bagian dari kimia fisika yang mempelajari laju reaksi dan faktor-faktor yang mempengaruhi laju reaksi tersebut.

Beberapa alasan pentingnya mempelajari kinetika kimia, yaitu: 1. Untuk kimia fisika, sebagai jalan untuk memahami lebih dalam sifat dari sistem reaksi, untuk memahami bagaimana pemutusan ikatan kimia dan terbentuknya ikatan kimia yang baru, dan untuk memperkirakan energi dan kestabilan suatu produk. 2. Untuk kimia organik, kinetika kimia sangat penting karena reaksi kimia akan memberikan petunjuk pada struktur molekul. Suatu sifat yang penting dari setiap reaksi organik adalah bagaimana pemutusan satu atau lebih ikatan kimia (pada reaktan) dan pembentukan ikatan kimia yang baru (pada produk). Kemudian dengan membandingkan struktur pada reaktan dan produk, akan dapat ditentukan ikatan yang hilang dan ikatan yang terbentuk. Jadi kekuatan relatif ikatan kimia dan struktur molekul senyawa dapat ditelusuri dengan kinetika kimia.

3. Untuk teknik kimia, kinetika suatu reaksi harus diketahui  jika kita ingin merancang peralatan untuk menghasilkan reaksi yang baik pada skala keteknikan. 4. Disamping itu, merupakan teori dasar yang penting dalam proses pembakaran dan pelarutan serta melengkapi proses perpindahan massa dan perpindahan panas, dan memberikan masukan pada metode pemecahan masalah penomena laju dalam studi yang lain. Dalam mempelajari laju reaksi, ada beberap hal yang perlu diperhatikan yaitu; Apakah reaksi berlangsung dengan cepat atau lambat? Bagaimana kebergantungan laju reaksi pada konsentrasi? Bagaimana kebergantungan laju reaksi pada temperatur? Apakah reaksi berlangsung dalam satu tahapan atau dalam beberapa tahap? Faktor-faktor apa yang mempengaruhi laju tiap-tiap tahap? Apa yang terjadi dengan energi yang dilepaskan ketika reaksi berlangsung?    

 

2.1. Reaksi Kimia dan Waktu Reaksi kimia berlangsung dengan laju yang berbeda-beda. Ada yang cepat ada yang lambat. Reaksi yang cepat misalnya reaksi penetralan antara larutan asam klorida dan larutan natrium hidroksida, reaksi pengndapan perak klorida antara larutan perak nitrat dan larutan natrium klorida. Reaksi yang berlangsung lambat misalnya pengkaratan besi, reaksi– reaksi yang menyangkut proses geologi juga berlangsung sangat lambat, misalnya pelapukan kimia batu karang yang disebabkan oleh pengaruh air dan gasgas yang terdapat di atmosfir. 2.2. Laju Reaksi (Kecepatan Reaksi), r Laju reaksi adalah kecepatan (laju) berkurangnya pereaksi (reaktan) atau terbentuknya produk reaksi. Dapat dinyatakan dalam satuan mol/L atau atm/s.

2.3. Persamaan Laju Reaksi (Hukum Laju) Hukum laju adalah persamaan yang mengaitkan laju reaksi dengan konsentrasi molar atau tekanan parsial pereaksi dengan pangkat yang sesuai. Persamaan laju atau Hukum laju diperoleh dari hasil eksperimen. Persamaan laju reaksi dinyatakan dalam bentuk diferensiaal atau bentuk integral. 2.4. Orde Reaksi, n Orde reaksi adalah pangkat konsentrasi dalam persamaan laju bentuk diferensial. Secara teoritis orde reaksi merupakan bilangan bulat, namun dari hasil eksperimen, dapat berupa bilangan pecahan atau nol.

2.5. Konstanta Laju, k  Konstanta laju reaksi adalah tetapan perbandingan antara laju reaksi dan hasil kali konsentrasi spesi yang mempengaruhi laju reaksi.

Contoh, untuk reaksi: aA + bB → Produk  Jadi persamaan hukum lajunya adalah: - r 

A =

k  [ A ] [ B]  x

y

dimana : -rA : laju reaksi komponen A k  : konstanta laju reaksi [A] dan [B]: konsentrasi reaktan A dan B x dan y : orde reaksi terhadap A dan B

2.6. Katalis Katalis adalah zat yang mempercepat laju reaksi tanpa mengalami perubahan secara kimia pada akhir reaksi. Katalis memberikan jalan lain dengan energi aktivasi yang lebih kecil. Inhibitor adalah zat yang memperlambat laju reaksi. Katalis Homogen adalah katalis yang mempunyai fase yang sama dengan pereaksi (reaktan). Katalis heterogen adalah katalis yang mempunyai fase yang tidak sama dengan fase pereaksi (reaktan).

2.7. Zat antara (Intermediate/Kompleks teraktivasi) Kompleks teraksivasi adalah sekumpulan radikal bebas, ion-ion dan zat polar, molekul-molekul serta kompleks transisi pereaksi yang tidak stabil dan bersifat aktif, yang berada dalam keadaan transisi sebelum berubah menjadi produk reaksi. 2.8. Energi Aktivasi, EA Energi aktivasi adalah energi minimum yang harus dimiliki pereaksi (reaktan) untuk menghasilkan produk reaksi. 2.9. Reaksi Elementer dan Non-elementer Reaksi elementer adalah reaksi dimana persamaan laju reaksinya sesuai dengan persamaan stoikiometrinya. Reaksi elementer (reaksi dasar) adalah tiap reaksi yang merupakan proses satu tahap. Contoh: 2 k 

2  A     → P 

 A + 2 B    →  → P  k 

−

r  A r 

=

−  A =

k .[ A .[ A]

2 k .[ A].[ ].[ B]

Reaksi non-elementer adalah reaksi kecepatan reaksinya tidak sesuai stoikiometri Contoh: k 1

 H 2

+  Br   Br 2 ↔ k 2

2 HBr 

r  HBr 

dimana dengan

=

k 1 .[ Br   Br 2 ].[  H 2 ] k 2

k 1

2  A +  B ↔ A2 B k 2

r  A2 B

persamaan persamaan reaksinya.

=

+

0, 5

[ HBr  ]  Br 2 ] [ Br 

0,72 .[ A] 2 .[ B ] 1 + 2.[ A]

Model kinetika reaksi Non-elementer Untuk menjelaskan mengenai kinetika reaksi nonelementer, maka kita beranggapan bahwa reaksi yang terjadi adalah reaksi elementer yang terjadi secara berurutan, tetapi kita ”tidak dapat mengukur dan mengamati” terbentuknya intermediate, karena terbentuknya dalam waktu yang sangat singkat. Sehingga kita beranggapan dalam keadaan setimbang = 0, asumsi ini disebut asumsi steady-state.

d (intermediate)

dt 

=

0

Contoh reaksi non-elementer: non-elementer : k 1

A 2 + B 2↔

k 2

2AB

Maka untuk menjelaskannya dibuat langkah-langkah, sebagai berikut: k  1.  A2 ↔ 2 A* 1

k 2

k 3

2.

 A * + B2 ↔  AB + B * k 4

3.

k 5

 A * + B * ↔  AB  AB k 6

 Tanda bintang (*) menunjukkan intermediate (kompleks teraktivasi) yang “takteramati”. “takteramati ”.

Reaksi Kompleks Reaksi kompleks adalah suatu kumpulan dari reaksi-reaksi elementer (reaksi dasar) yang memberikan produk-produk yang diperlukan atau menguraikan tahap-tahap atau mekanisme terjadinya suatu reaksi. Contoh:

 N 2 O5

 NO  N O2

NO 3

………………….... 1.  NO 2 +  NO3 →  NO 2 + O2 +  NO …………… 2.  NO +  NO3 → 2 NO 2 ………………………… 3. ↔

+

Dari keempat tipe intermediate diatas, terdapat 2 macam reaksi: 1. Reaksi tak-berantai Reaktan → (Intermediate)* (Intermediate)* → Produk 2. Reaksi berantai Reaktan → (Intermediate)* inisiasi (Intermediate)* + Reaktan → (Intermediate)* + Produk propagasii propagas

2.10. Molekularitas Reaksi Perhatikan reaksi: o

dalam CCl 4 , 45 C

2  N 2 O5 (g)            NO 2 (g)   → 4 NO

+

O 2 (g)

Laju reaksi = k.[N2O5] Reaksi ini adalah orde kesatu. Jadi orde reaksi tidak selalu sama dengan koefisien stoikiometri (dari reaksi penguraian N2O5). Sehingga orde reaksi tidak dapat disimpulkan dari persamaan reaksi. Molekularitas suatu reaksi adalah jumlah molekul yang ikut dalam reaksi dan nilainya adalah satu, dua, dan kadangkadang tiga. Molekularitas hanya berlaku untuk reaksireaksi dasar (reaksi elementer). Misalkan reaksi penguraian N2O5 diatas, berlangsung dalam tiga tahap. Reaksi tahap (2) adalah reaksi yang lambat dan disebut sebagai tahap penentu laju reaksi. Reaksi diatas adalah orde kesatu, molekularitas tahap penentu laju reaksi adalah dua,

3. Klasifikasi Reaksi Kimia Ada banyak cara untuk mengelompokkan reaksi kimia, yang disesuaikan dengan jumlah, macam, dan fase yang terlibat dalam suatu reaksi. Reaksi dikatakan homogen apabila berlangsungnya reaksi dalam satu fase saja. saja. Dalam reaksi homogen seluruh bahan yang bereaksi (reaktan) ditemukan dalam keadaan fase tunggal, yaitu apakah itu padat, cair atau gas. Jika reaksi berkatalis, maka katalis harus uga dalam fase yang sama dengan reaktan. Reaksi dikatakan heterogen terjadi apabila berlangsungnya paling sedikit 2 fase. Kadang klasifikasi ini tidak jelas batasnya untuk kelompok besar reaksi secara biologis, reaksi substratenzim. Disini enzim bertindak sebagai katalis dalam memproduksi protein, padahal kenyataannya enzim sendiri merupakan gabungan protein dengan berat molekul yang besar dengan ukuran 10 – 100 mμ. Larutan yang mengandung enzim mengaburkan batasan yang sama antara sistem homogen dan s istem heterogen heterogen..

Klasifikasi reaksi kimia yang berguna dalam perencanaan reaktor kimia:

Non Katalitis Reaksi Homogen

Reaksi Heterogen

Katalitis

- keban kebanyaka yakan n reaksi reaksi fase gas - keban kebanyaka yakan n reaks reaksii fase cair - reaksi yang berlangsung cepat seperti; pembakaran.

- reaksi dalam sistem koloid - reaksi enzim dan mikrobial

- pembakaran batubara - peleburan bijih tambang - pemecahan padatan dengan asam - absorpsi gas-cair disertai denga reaksi - reduksi bijih besi menjadi baja dan besi

- sintesa amonia - oksidasi amonia untuk memproduksi asam nitrat - pemecahan (cracking) crude oil - oksidasi SO2 → SO3

4. Variabel yang Berpengaruh terhadap Laju Reaksi Variabel yang mempengaruhi laju reaksi adalah konsentrasi,, konsentrasi tekanan,, temperatur tekanan temperatur,, dan katalis. Variabel inilah yang kita kontrol untuk mempelajari laju reaksi. Dalam sistem yang homogen; konsentrasi, tekanan, dan temperatur, adalah variabel yang nyata, sedangkan dalam sistem heterogen yang lebih dari satu fase akan menjadi permasalahan yang lebih kompleks. Dan kita dapat menyimpulkan bahwa laju reaksi komponen A merupakan fungsi dari sebagai berikut:

r  A =  f  (keadaaan sistem) r  A =  f  ( temperatur , tekanan, konsentrasi) rA =  f  (T, P, C)

Dalam industri suatu proses perlu dipercepat atau diperlambat. Oleh karena itu setiap reaksi kimia dalam industri perlu dilangsungkan pada kondisi tertentu agar produknya dapat diperoleh dalam waktu yang singkat.  Jadi dengan mengetahui faktor-faktor yang mempengaruhi suatu reaksi, maka reaksi itu dapat dikendalikan.

5. Definisi Laju Reaksi. Laju reaksi dapat didefinisikan berdasarkan pada: satuan volume fluida yang bereaksi, satuan massa padatan dalam sistem cairpadat, satuan antar permukaan dari sistem cair-cair atau sistem gas-padat, dan satuan volume reaktor. Contoh: Laju reaksi pembentukan komponen i yang didasarkan pada satuan volume fluida yang bereaksi;

r i =

1 d Ni V  dt

=

(mol komponen i yang terbentuk ) ( volume fuida) (waktu)

Bila laju reaksi didasarkan pada satuan massa padatan dalam sistem cair-padat maka persamaan lajunya:

r i =

1 d Ni W  dt

=

(mol komponen i yang terbentuk ) ( massa padatan) (waktu)

Bila laju reaksi didasarkanpada satuan antar permukaan dari 2 sistem cair-cair atau satuan permukaan dalam sistem gas-padatan, maka persamaan lajunya:

r i

=

1 d Ni

S  dt

=

(mol komponen i yang terbentuk ) ( permukaan) (waktu)

  Jika laju reaksi didasarkan pada satuan volume padatan dalam sistem gas-padat, maka:

r i

=

1 d Ni

=

V S  dt

(mol komponen i yang terbentuk ) (volume padatan) (waktu)

Sedangkan laju reaksi yang didasarkan pada satuan volume reaktor dan apabila berbeda dengan laju reaksi yang didasarkan atas satuan volume fluida, maka persamaan lajunya:

r i

=

1 d Ni

V  R

dt

=

(mol komponen i yang terbentuk ) (volume reaktor) (waktu)