kinetika kimia

Kinetika Kimia

Titik Istirokhatun

Laju Reaksi

Hubungan Antara Konsentrasi Reaktan dan Waktu

Energi Aktivasi dan Ketergantungan Konstanta Laju terhadap Suhu

Mekanisme Reaksi dan Hukum Laju

Katalisis

Hukum Laju

Selesai

Laju Reaksi menyatakan ukuran seberapa cepat reaktan habis bereaksi atau seberapa cepat produk terbentuk

Hukum Laju untuk reaksi dihasilkan dari pengukuran laju secara percobaan, dinyatakandalam konstanta laju dan konsentrasi reaktan. Ketergantungan laju pada konsentrasi

menghasilkan orde reaksi. Waktu yang diperlukan untuk menurunkan konsentrasi suatu

reaktan menjadi setengah dari konsentrasi awal disebut waktu paruh

Ketergantungan Konstanta Laju terhadap Suhu Energi yang dimiliki olehmolekul harus sama atau bahkan lebih tinggi dari energi aktivasi agar dapat bereaksi.

Konstanta laju dengan energi aktivasi dan suhu dihubungan dengan persamaan Arhenius.

Peningkatan suhu akan meningkatkan konstanta laju.

Mekanisme Reaksi Pada tingkat molekul, proses reaksi dibagi menjadi serangkaiantahap elementer dan urutan tahap tersebut merupakan mekanisme rekasinya.

Katalis mempercepat laju reaksi tanpa ikut bereaksi.

Konsep Penting

Kinetika adalah bidang kimia yang mengkaji kecepatan atau laju terjadinya reaksi kimia.Kinetika merujuk pada reaction rate yaitu perubahan konsentrasi reaktan atau produk

terhadap waktu (M/s).

Selama reaksi terjadi molekul reaktan bereaksi dan molekul produk terbentuk.

Laju dinyatakan dalam perubahan konsentrasi terhadap waktu.

A B

Kinetika dan Laju

t

ALaju

][

t

BLaju

][

dengan [A] dan [B] adalah perubahan konsentrasi (dalam molaritas) selama waktu t.Karena konsentrasi A menurun selama waktu tersebut, maka [A] merupakan kuantitasnegatif. Laju reaksi adalah kuantitas positif sehingga tanda minus diperlukan agar lajunya

positif, sementara itu laju pembentukan produk tidak memerlukan tanda minus karena [B]adalah kuantitas positif ( [B] meningkat seiring waktu)

atau

2 A B

Dua mol A menghilang pada setiap mol B terbentuk ; laju hilangnya A 2x lebih cepat

dibandingkan terbentuknya B.

Kinetika dan Laju

t

ALaju

][

2

1

t

BLaju

][atau

Konsep Laju reaksi :

Laju pengurangan konsentrasi pereaksi/reaktan per satuan waktu

Laju penambahan konsentrasi hasil reaksi/produk per satuan waktu

Perbadingan laju perubahan masing-masingkomponen sama dengan perbandingan

koefisien reaksinya

Molekul A

Molekul B

Kemolaran

Kemolaran adalah satuan konsentrasi

larutan yang menyatakan banyaknya mol

zat terlarut dalam 1 liter larutan

Kemolaran (M) sama dengan jumlah mol

(n) zat terlarut dibagi volume (V) larutan

V

nM

Vx

Mr

grM

1000atau

Kemolaran

Pengenceran larutan dengan

menambahkan pelarut menyebabkan

konsentrasi berubah dengan rumusan :

2211 MVMV

dimana:

V1M1 : volume dan konsentrasi larutan awal

V2M2 : volume dan konsentrasi hasil pengenceran

Kemolaran

Pencampuran larutan sejenis dengan

konsentrasi berbeda menghasilkan konsentrasi

baru, dengan rumusan :

n

nncampuran

VVV

MVMVMVM

...

...

21

2211

Pada reaksi :

N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g),

Laju reaksi :

- laju penambahan konsentrasi produk NH3- laju pengurangan konsentrasi reaktan N2

dan H2.

Konsep Laju Reaksi

aA + b B cC + dD

Konsep Laju Reaksi

t

D

dt

C

ct

B

bt

A

aLaju

][1][1][1][1

Cara Mengukur Laju Reaksi :

1. Mengamati Perubahan Warna Dengan Spektrofotometer

Warna cokelat kemerahan pada bromin berkurang seiring dengan

berjalannya reaksi :

Br2(aq) + HCOOH(aq) 2 H+

(aq) + 2 Br-(aq) + CO2(g)

Perubahan konsentrasi

(ditunjukkan dengan perubahan

intensitas warna) terhadap waktu

diamati dengan spektrofotometer.

Konsep Laju Reaksi

Laju reaksi ditentukan secara grafis dengan memplotkan konsentrasi

bromin vs waktu. Laju reaksi digambarkan oleh kemiringan (slope) garis

singgung yaitu [Br2]/t pada saat itu. Umumnya laju berbanding lurusdengan konsentrasi reaktan. Laju semakin kecil seiring dengan

menurunnya konsentrasi bromin.

2. Menggunakan Manometer

Konsep Laju Reaksi

Dilakukan jika salah satu di antara produk atau reaktan dari reaksi adalah gas.

2H2O2 (l) 2 H2O (l) + O2(g)

Laju dekomposisi hidrogen peroksida ditentukan dengan mengukur laju terbentuknya

oksigen dengan manometer, kemudian tekanan yang terukur dapat dikonversi dengan

persamaan gas ideal :

P.V = n R T

MRTRTV

nP di mana, P

RTM

1 M

V

nmolaritas diperoleh

t

P

RTt

OLaju

12

Sehingga laju pembentukan oksigen ditentukan dengan :

Konsep Laju Reaksi

Laju reaksi dekomposisi hidrogen peroksida diukur dengan manometer

yang menunjukkan peningkatan tekanan gas oksigen seiring dengan

waktu.

3. Dengan mengukur pH

Suatu reaksi yang menkonsumsi ion ataupun menghasilkan ion, laju

reaksinya dapat diukur dengan memantau konduktansi listriknya. Jika

ion H+ merupaan reaktan atau produk, maka laju reaksi dapat diukur

dengan mengukur pH larutan sebagai fungsi waktu.

Laju reaksi dipengaruhi oleh :

Faktor-faktor yang mempengaruhi Laju Reaksi

Suhu

Luas permukaan sentuhan/ Ukuran partikel

Konsentrasi

Katalis

Back

Suhu

Kenaikan suhu dapat mempercepat laju reaksi karena

dengan naiknya suhu, energi kinetik partikel zat-zat yang

ada dalam sistem meningkat, partikel semakin aktif

bergerak sehingga memungkinkan semakin banyak

terjadinya tumbukan efektif yang dapat meningkatkan laju

reaksi. Sebaliknya, apabila suhu diturunkan, maka partikel

semakin tak aktif, sehingga laju reaksi semakin kecil.

Suhu

Hubungan Kuntitatif perubahan suhu terhadap laju reaksi:

Hubungan ini ditetapkan dari suatu percobaan, misal diperoleh

data sebagai berikut:

Suhu (oC) Laju reaksi (M/detik)

10

20

30

40

0,3

0,6

1,2

2,4

Suhu

Hubungan Kuntitatif perubahan suhu terhadap laju reaksi:

Dari data diperoleh hubungan:

Setiap kenaikan suhu 10 oC, maka laju mengalami kenaikan 2 kali

semula, maka secara matematis dapat dirumuskan

100

0

2.

tt

t VV

Dimana :

Vt = laju reaksi pada suhu t

Vo = laju reaksi pada suhu awal (to)

Konsentrasi

Persamaan laju reaksi didefinisikan dalam bentuk konsentrsi reaktan maka

dengan naiknya konsentrasi maka naik pula kecepatan reaksinya. Artinya semakin

tinggi konsentrasi maka semakin banyak molekul reaktan yang tersedia dengan

demikian kemungkinan bertumbukan akan semakin banyak juga sehingga

kecepatan reaksi meningkat. Semakin tinggi konsentrasi, akan meningkatkan laju

reaksi.

Ilustrasi

Mana yang lebih mungkin terjadi tabrakan, di jalan lenggang atau

dijalanan padat?

?

Gambar diambil dari liputan6.com dan batukota.go.id

Konsentrasi

Hubungan kuantitatif perubahan konsentrasi dengan laju reaksi

tidak dapat ditetapkan dari persamaan reaksi, tetapi harus

melalui percobaan.

Dalam penetapan laju reaksi ditetapkan yang menjadi patokan

adalah laju perubahan konsentrasi reaktan.

Ada reaktan yang perubahan konsentrasinya tidak

mempengaruhi laju reaksi:

on

1x

1V x [reaktan]

V reaktan][

n

Hukum Laju

Pengaruh konsentrasi reaktan terhadap laju reaksi, diawali dengan menentukan

laju awal bergantung pada konsentrasi awal, karena saat reaksi berlangsung,

konsentrasi reaktan akan menurun dan menjadi sulit untuk mengukur

perubahannnya secara akurat. Selain itu mungkin saja terjadi reaksi balik untuk

reaksi yang bersifat reversible. Hal-hal tersebut menyebabkan galat (error) dalam

penentuan laju reaksi dan keduanya tidak akan terjadi dalam tahap awal reaksi.

F2 (g) + 2ClO2 2 FClO2(g)

[F2 ] [ClO2 ] Laju awal (M/s)

0,10 0,010 1,2 x 10 -3

0,10 0,040 4,8 x 10 -3

0,20 0,010 2,4 x 10 -3

Tabel 1. Data Laju untuk Reaksi antara F2 dan ClO2

Hukum Laju

K adalah konstanta laju (rate constant) : yaitu konstanta kesebandingan (konstanta

proporsionalitas) antara laju reaksi dan konsentrasi reaktan. Konstanta laju dihitung dari

konsentrasi dan laju awal.

Hukum laju (rate law) menyatakan persamaan yang menghubungkan laju reaksi dengan

konstanta laju dan konsentrasi reaktan.

aA + bB cC + dD

Hukum lajunya berbentuk :

laju = k[A]x [B] y

Jika k,x,and y dan konsentrasi [A] dan[B] diketahui maka laju rekasi dapat dihitung dengan

hukum laju.

k,x dan y ditentukan melalui percobaan.

Laju [F2][ClO2 ]

= k [F2][ClO2 ]

22 ClOFlaju

k

Hukum LajuK adalah konstanta laju (rate constant) : yaitu konstanta kesebandingan (konstanta

proporsionalitas) antara laju reaksi dan konsentrasi reaktan. Konstanta laju dihitung dari

konsentrasi dan laju awal.

Hukum laju (rate law) menyatakan persamaan yang menghubungkan laju reaksi dengan

konstanta laju dan konsentrasi reaktan.

aA + bB cC + dD

Hukum lajunya berbentuk :

laju = k[A]x [B] y

Jika k,x,and y dan konsentrasi [A] dan[B] diketahui maka laju rekasi dapat dihitung dengan

hukum laju.

k,x dan y ditentukan melalui percobaan.

22 ClOFlaju

k

Hukum LajuJumlah pangkat-pangkat setiap konsentrasi reaktan yang ada dalam hukum laju adalah juga

definisi orde reaksi (reaction order) keseluruhan.

Orde reaksi selalu ditentukan oleh konsentrasi reaktan dan tidak pernah oleh konsentrasi

produk.

Untukk reaksi tertentu x = 0 dan y = 1 maka hukum lajunya menjadi :

Laju = k [A]0 [B]

= k [B]

Reaksi seperti ini beroede 0 dalam A, orde pertama dalam B dan ore 1 secara keselurauhan.

Laju reaksi nya tidak bergantung pada [A]

Penentuan Hukum LajuUntuk reaksi yang melibatkan lebih dari satu reaktan, hukum laju ditentukan dengan mengukur

ketergantungan laju reaksi terhadap konsentrasi masing-masing reaktan dengan metode

isolasi. Konsentrasi reaktan dibuat sama kecuali satu reaktan, dan laju reaksi dibuat sebagai

fungsi dari reaktan yang berbeda, sehingga setiap perubahan laju disebabkan hanya oleh

konsentrasi yang berbeda tersebut. Dari ketergantungannya dapat diketahui orde dalam

reaktan tersebut. Cara yang sama dilakukan juga untuk mengetahui ketergantungan laju

rekasi pada reaktan yang berbeda.

Contoh :

Reaksi nitrat oksida dengan hidrogen pada suhu 1280oC

2NO(g) + 2H2(g) 2 N2 + 2H2O(g)

[NO ] [H2 ] Laju awal (M/s)

5,0 x 10 -3 2,0 x 10 -3 1,3 x 10 -5

10,0 x 10 -3 2,0 x 10 -3 5,0 x 10 -5

10,0 x 10 -3 4,0 x 10 -3 10,0 x 10 -5

Tabel 2. Data laju pada reaksi nitrat oksida dengan hidrogen pada suhu 1280oC

Penentuan Hukum Lajulaju = k [NO]x [H2]

y

Sehingga hukum laju dari reaksi tersebut adalah laju = k [NO]2 [H2], dengan orde reaksi untuk

NO adalah 2 dan pada H2 orde reaksinya adalah 1. Orde reaksi keseluruhan 3.

Konstanta laju k di tentukan menggunakann data percobaan mana saja sehingga :

][][ 22

ClONO

lajuk

]100,2[]100,10[

100,5

33

5

2

xx

xsMx ./ 22105,2

pada hukum laju, tidak ada hubungan antara pangkat x dan y dengan koefisien stoikiometri dalam persamaan yang telah setara.

2N2O5(g) 4NO2 (g) + O2(g)

Hukum lajunya adalah

laju = k [N2O5]

bukan k [N2O5]2 seperti dugaan pada persamaan yang setara

Penentuan Hukum Laju

Latihan :

Reaksi ion peroksidisulfat (S2O82-)dengan ion iodida I-ialah :

S2O82-

(aq) + 3I-(aq) 2SO4

2-(aq) + I3

-(aq)

[S2O82- ] [I- ] Laju awal (M/s)

0,080 0,034 2,2 x 10 -4

0,080 0,017 1,1 x 10 -4

0,16 0,017 2,2 x 10 -4

Tabel 3. Data laju pada reaksi ion peroksidisulfat (S2O82-)dengan ion iodida I- :

Hukum antara Konsentrasi Reaktan

dan Waktu

Pangkat perubahan konsentrasi terhadap perubahan laju disebut orde

reaksi

Jumlah pangkat-pangkat setiap konsentrasi reaktan yang ada dalam

hukum laju adalah juga definisi orde reaksi (reaction order)

keseluruhan

Ada reaksi berorde O, dimana tidak terjadi perubahan laju reaksi

berapapun perubahan konsentrasi pereaksi.

Ada reaksi berorde 1, di mana perubahan konsentrasi pereaksi 2 kali

menyebabkan laju reaksi lebih cepat 2 kali. Melipatduakan konsentrasi

reaktan akan melipatduakan laju reaksi

Ada reaksi berorde 2, dimana laju perubahan konsentrasi pereaksi 2

kali menyebabkan laju reaksi lebih cepat 4 kali, dst.

Orde Reaksi

Konsentrasi

Grafik hubungan perubahan konsentrasi terhadap laju reaksi

Konsentrasi

Laju

reaksi

Reaksi Orde 0

Reaksi Orde Pertama


Konsentrasi

Laju

reaksi

Reaksi Orde 1

Reaksi orde pertama (first-order reaction) adalah

reaksi yang lajunya bergantung pada konsentrasi

reaktan dipangkatkan satu

Reaksi Orde PertamaPada reaksi :

A produk

t

Alaju

][][Aklaju dari hukum laju, menjadi

][][

Akt

A

jadi tA

Ak

1

][

][

][][

Akdt

Ad kdt

A

Ad

][

][

tA

Adtk

A

Ad

o 0

][

][ ][

][ktAA 0]ln[]ln[

ktoA

A

][

][ln

atau

dan

dalam bentuk diferensial, menjadi ;

Dengan mengintegralkan antara t = 0 dan t = t dihasilkan :

;

Reaksi Orde PertamaContoh : Reaksi perubahan siklopropana mejadi propena terjadi pada orde pertama dengan

konstanta laju 6,7 x 10-4 detik -1 pada suhu 500oC.

CH2 - CH2 CH2=CHCH3

1. Jika konsentrasi awal siklopropana 0,25M, berapa konsentrasinya setelah 8,8 menit?

2. Berapa lama waktu diperlukan agar konsentrasi reaktan turun dari 0,25 Mmenjadi 0,15 M?

3. Berapa lama waktu diperlukan untuk mengubah 74 % dari bahan awalnya?

siklopropana

CH2

propena

ktoA

A

][

][ln

354,0min1

det60min8,8)107,6(

25,0

][ln 14

xsx

M

A

354,0

25,0

][ eM

A MA 18,0][ jadi

1.

Reaksi Orde Pertama

tsxM

M)107,6(

25,0

15,0ln 14

jadi

2.

2106,7 xt

menitt 13

detik

3. Konsentrasi awal tidak perlu dicari, jika 74 % beraksi, maka

sisa setelah waktu t adalah (100% - 74%)=26%

menitxsxA

A

kt 33det100,2

26,0

0,1ln

107,6

1

][

][ln

1 314

0

26,0%100

%26

][

][

0

A

A

Latihan :

Reaksi 2A B adalah reaksi orde pertama dalam A dengan konstanta laju 2,8 x 10-2 s-1

pada 80 oC . Berapa lama (dalam detik) diperlukanagar konsentrasi A turun dari 0,88M

menjadi 0,14 M?

Waktu ParuhWaktu paruh (half life)suatu reaksi t adalah waktu yang diperlukan agar konsentrasi reaktan

turun menjadi setengah dari konsentrasi awalnya.

][

][ln

1

A

A

kt o

2/][

][ln

12

1

o

o

A

A

kt Jika t= t maka

kkt

693,02ln

12

1 atau

Waktu -paruh (t )dari reaksi orde pertama tidak tergantung pada konsentrasi awal reaktan.

Diperlukan waktu yang sama agar konsentrasi reaktan turun dari 0,1 M menjadi 0,05 M dan dari

1,0M menjadi 0,50 M.

Mengukur t adalah suatu cara untuk menentukan konstanta laju reaksi orde pertama. Semakin

singkat waktu paruh semakin besar nilai k.

kt

693,02

1 sehingga

Reaksi Orde-Dua


Konsentrasi

Laju

reaksi

Reaksi Orde 2

Lanjut

Reaksi orde-kedua (second-order reaction) adalah reaksi

yang lajunya bergantung pada salah satu konsentrasi

reaktan dipangkatkan dua atau pada konsentrasi dua

reaktan berbeda yang masing-masing dipangkatkan satu

Reaksi Orde-Dua

Reaksi yang paling sederhana melibatkan hanya satu molekul reaktan.

A produk ; dengan

NEXT

t

Alaju

][ 2][Aklaju dari hukum laju

det./1det/

][ 22M

M

M

A

lajuk

A + B produk ; dengan ]][[ BAklaju

21

][

1

2][

1kt

oAoA

Reaksi ini adalah reaksi orde pertama pada A dan orde pertama pada B sehingga orde total 2.

Formula untuk reaksi orde 2 A produk

oAkt

][

12

1 t1/2 didapatkan :

Waktu paruh orde kedua berbanding terbalik dengan konsentrasi reaktan awal. Hasil ini dapat

diterima karena waktu paruh akan lebih singkat pada tahap awal reaksi krn banyaknya molekul

rekatan yang bertumbukan. Ini adalah hal yang membedakan antara reaksi orde pertama dan orde

kedua.

ktAA

0][

1

][

1diperoleh

Reaksi Orde Nol, Pertama dan Kedua

Reaksi orde pertama dan kedua merupakan jenis reaksi yang paling lazim. Reaksi orde ke

nol jarang terjadi. Untuk rekasi orde ke nol :

A produk ; dengan hukum laju

Lanjut

Laju reaksi orde ke nol adalah suatu konstanta, tidak bergantung pada konsentrasi reaktan.

oAkt

][

12

1

kAklaju 0][

Ringkasan Kinetika Reaksi Orde Pertama dan Kedua Pada Jenis reaksi A produk :

Orde Hukum Laju Persamaan Waktu Paruh

Konsentrasi Waktu

1

22][Aklaju

ktoA

A

][

][ln

ktAA

0][

1

][

1

][Aklaju k

t693,0

21

Konsentrasi

Untuk reaksi

A + B C

Rumusan laju reaksi adalah :

V =k.[A]m.[B]n

Dimana :

k = tetapan laju reaksi

m = orde reaksi untuk A

n = orde reaksi untuk B

Orde reaksi total = m + n

Konsentrasi

Rumusan laju reaksi tersebut diperoleh dari percobaan.

Misalkan diperoleh data percobaan untuk reaksi :

NO(g) + Cl2(g) NOCl2(g)Diperoleh data sebagai berikut :

Perc [NO] M [Cl2] M V M/s

1

2

3

4

0,1

0,1

0,2

0,3

0,1

0,2

0,1

0,3

4

16

8

?

Konsentrasi

1

22

4

8

1,0

2,0

][

][

][

1

3

1

3

m

V

V

NO

NO

VNO

m

m

m

m

Rumusan laju reaksi untuk reaksi tersebut adalah :

V = k.[NO]m.[Cl2]n

Orde NO = m Orde Cl2 = n

Percobaan 1 dan 3 Percobaan 1 dan 2

2

42

4

16

1,0

2,0

][

][

][

1

2

12

22

2

n

V

V

Cl

Cl

VCl

n

n

n

n

Konsentrasi

Maka rumusan laju reaksinya adalah :

V=k.[NO]1.[Cl2]2

Harga k diperoleh dengan memasukan salah satu data

percobaan

123

2

2

2

10.4

1,0.1,0

4

]].[[

sMk

k

ClNO

Vk

Konsentrasi

Maka laju reaksi pada percobaan 4 adalah :

V= k.[NO].[Cl2]2

V= 4.103.0,3. 0,32

V= 108 Ms-1

Luas Permukaan

Mana yang lebih luas permukaannya?

Sebongkah balok kayu utuh atau setelah dipotong-potong menjadi 4?

Luas Permukaan

Pisahkan

Luas Permukaan

Ulangi

Lanjut

Luas Permukaan

Perhatikan bahwa luas permukaan balok kayu utuh lebih

kecil dari balok kayu yang dipotong 4

Sekarang!

Mana yang lebih luas permukaannya, gula berukuran butir

kasar atau gula berukuran butiran halus?

Mana yang lebih mudah larut, gula yang berukuran butir

kasar atau yang berukuran butiran halus ?

Luas Permukaan

Luas permukaan mempercepat laju reaksi karena semakin

luas permukaan zat, semakin banyak bagian zat yang

saling bertumbukan dan semakin besar peluang adanya

tumbukan efektif menghasilkan perubahan

Semakin luas permukaan zat, semakin kecil ukuran

partikel zat. Jadi semakin kecil ukuran partikel zat, reaksi

pun akan semakin cepat.

Katalis

Katalis adalah zat yang dapat mempercepat laju reaksi.

Ada 2 jenis katalis :

1. Katalis aktif yaitu katalis yang ikut terlibat reaksi dan

pada akhir rekasi terbentuk kembali.

2. Katalis pasif yaitu katalis yang tidak ikut bereaksi, hanya

sebagai media reaksi saja.

Bagaimana katalis bekerja akan dibahas pada teori tumbukan

Kembali

KatalisisKatalis (catalyst) adalah zat yang meningkatkan laju reaksi kimia tanpa ikut

terpakai bereaksi.

Katalis dapat bereaksi membentuk zat antara, tetapi akan diperoleh kembali

dalam tahap reaksi berikutnya.

Pada pembuatan molekul oksigen dalam skala laboratorium, sampel kalium

klorat dipanaskan :

2KClO2 (s) 2KCl (s) +3O (g).

Namun reaksi termal ini sangat lambat jika

tanpa katalis. Laju dapat ditingkatkan secara

drastis dengan menambahkan sedikit katalis

mangan dioksida (MnO2). Dan semua MnO2yang berupa serbuk warna hitam ini dapat

diperoleh kembali pada akhir reaksi.

Katalis meningkatkan laju dengan cara

menurunkan energi aktivasi reaksinya.

KatalisisKatalis heterogenAdalah katalis yang berbeda fasa dengan reaktan. Biasanya katalis berupa padatan dan

reaktan berupa gas atau cairan.

Asam nitrat merupakan asam anorganik penting untuk produksi pupuk, zat warna, obat-

obatan dan bahan peledak.

Metode dalam memproduksi asam nitrat skala industri yang banyak digunakan adalah

proses Ostwald. Reaksi ini berlangsung pada suhu 800 oC dengan tambahan katalis Platina

rodium.

4NH3 (g) + 5O2 (g) 4NO (g) + 6H2O (g)

.amonia oksigen

Nitrat Oksida yang terbentuk mudah teroksidasi (tanpa katalis) menjadi nitrogen dioksida

2NO (g) + O2 (g) NO2 (g)

Ketika dilarutkan dalam air, NO2 membentuk asam nitit dan asam nitrat

2NO2 (g) + H2 O(g) HNO2 (aq) + HNO3 (aq)

Ketika dipanaskan asam nitrit berubah menjadi asam nitrat

HNO2 (aq) HNO3 (aq) + H2O (l) + 2NO(g)

NO yang dihasilkan dapat didaur ulang untuk menghasilkan NO2 pada tahap kedua

KatalisisKonverter Katalitik

Pada suhu tinggi, di dalam mesin mobil yang berjalan gas nitrogen dan oksigen

bereaksi membentuk nitrat oksida.

2N2 (g) + O2 (g) 2NO(g)

Ketika lepas ke atmosfer, NO segera bereaksi dengan O2 membentuk NO2 yang

segera diemisikan oleh mobil, bersamaan dengan CO dan hidrokarbon lain yang

tidak terbakar vehicle sumber pencemar utama.

.

Sebagian besar mobil baru dilengkapi dengan konverter katalitik yang bertujuan :

1. Mengoksidasi CO dan hidrokarbon yang lain menjadi CO2 dan H2O

2. Mereduksi NO dan NO2 menjadi N2 dan O2

Sumber :hkaraca.com

KatalisisKonverter Katalitik

Gas buang panas yang telah diinjeksikan dengan udara dilewatkan ke konverter

untuk mempercepat pembakaran hidrokarbon yang sempurna dan menurunkan

emisi CO.

Konverter katalitik biasanya mengandung Pt atau Pd atau oksida logam transisi

seperti CuO atau Cr2O3.

Tetapi karena suhu tinggi semakin meningkatkan produksi NO maka diperlukan

konverter kedua yang mengandung katalis berbeda dari logam transisi atau

oksida logam transisi yang bekerja pada suhu yang lebih rendah untuk

menguraikan NO menjadi N2 dan O2.

.Katalis Homogen

Dalam katalis homogen, raktan dan katalis terdispersi dalam satu fasa, biasanya

cair.

Katalis asam dan basa adalah contoh jenis katalis homogen yang paling penting

dalam reaksi kimia.

KatalisisKatalis Enzim

Enzim adalah katalis biologis. Kenyataan yang menakjubkan adalah bahwa

enzim tidak hanya meningkatkan laju reaksi biokimiawi sampai 106 sampai 1018

kali, tetapi enzim bersifat sangat spesifik.

Satu enzim hanya bekerja untuk molekul-molekul tertentu (substrat/reaktan

tertentu), dan tidak mengganggu bagian lain pada sistem tersebut.

Katalisis enzim biasanya merupakan katalis homogen dengan substrat dan

enzim berada pada larutan yang sama.

.

12

3

4

Evaluasi

5

Dalam bejana bervolume 10 L, mula-mula terdapat 5 mol gas

NO2. Gas tersebut mengalami penguraian menurut reaksi :

2 NO2(g) 2 NO(g) + O2(g).

Setelah tiga jam tersisa 1,4 mol gas NO2. Tentukan

a.Laju reaksi penguraian gas NO2!

b.Laju pembentukan gas NO!

c.Laju pembentukan gas O2!

Evaluasi

Diketahui reaksi A + B + C D. Jika persamaan laju reaksi reaksi tersebut v = k.[B]2.[C]1, berapa

kali perubahan laju reaksinya bila konsentrasi

masing-masing komponen pereaksi diperbesar 2

kali semula?

1

2

3

4

5

Evaluasi

Dari percobaan reaksi A + B AB, diperoleh data sebagai berikut

Perc [A] M [B] M V M/s

1

2

3

4

1,3.10-2

6,5.10-3

3,9.10-2

1,3.10-2

2,1.10-2

1,05.10-2

4,2.10-2

1,05.10-2

1,4.10-1

3,5.10-2

8,4.10-1

7.10-2

Tentukan

A. Orde reaksi untuk A dan B

B. Persamaan laju reaksi

C. Harga tetapan laju reaksi

D. Laju reaksi jika konsentrasi A 0,026 M dan konsentrasi B

0,021 M

1

2

3

4

5

Evaluasi

Jika laju suatu reaksi meningkat 2 kali lebih cepat setiap

kenaikan suhu 15oC dan pada suhu 30oC lajunya 3.10-3 M/s,

berapakah laju reaksinya pada 105oC?

1

2

3

4

5

Evaluasi

Dari data berikut :

Perc Fe [HCl] M Suhu oC

1

2

3

4

5

Serbuk

Kepingan

Serbuk

Kepingan

Serbuk

0,1

0,1

0,3

0,1

0,1

25

25

50

50

50

Urutkan kelajuan reaksinya dari yang paling lambat ke yang paling cepat

1

2

3

4

5

Kembali

kinetika kimia

Documents