1

Kinetika kimiaMahreni

2

Kinetika Kimia Kinetika kimia adalah suatu ilmu yang

membahas tentang laju (kecepatan) dan mekanisme reaksi. Berdasarkan penelitianyang 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.

3

Dalam kimia fisik, kinetika kimia atau kinetika reaksi mempelajari laju reaksi dalam suatu reaksi kimia. Analisis terhadap pengaruh berbagai kondisi reaksi terhadap laju reaksi memberikan informasi mengenai mekanisme reaksi dan keadaan transisi dari suatu reaksi kimia. Pada tahun 1864, Peter Waage merintis pengembangan kinetika kimia dengan memformulasikan hukum aksi massa, yang menyatakan bahwa kecepatan suatu reaksi kimia proporsional dengan kuantitas zat yang bereaksi.

4

Persamaan Persamaan reaksi digunakan untuk menggambarkan reaksi kimia.

Persamaan reaksi terdiri dari rumus kimia atau rumus struktur dari reaktan di sebelah kiri dan produk di sebelah kanan. Antara produk dan reaktan dipisahkan dengan tanda panah (→) yang menunjukkan arah dan tipe reaksi. Ujung dari tanda panah tersebut menunjukkan reaksinya bergerak ke arah mana. Tanda panah ganda (), yang mempunyai dua ujung tanda panah yang berbeda arah, digunakan pada reaksi kesetimbangan. Persamaan kimia haruslah seimbang, sesuai dengan stoikiometri, jumlah atom tiap unsur di sebelah kiri harus sama dengan jumlah atom tiap unsur di sebelah kanan. Penyeimbangan ini dilakukan dengan menambahkan angka di depan tiap molekul senyawa (dilambangkan dengan A, B, C dan D di diagram skema di bawah) dengan angka kecil (a, b, cdan d) di depannya.[7]

Reaksi yang lebih rumit digambarkan dengan skema reaksi, tujuannya adalah untuk mengetahui senyawa awal atau akhir, atau juga untuk menunjukkan fase transisi. Beberapa reaksi kimia juga bisa ditambahkan tulisan di atas tanda panahnya; contohnya penambahan air, panas, iluminasi, katalisasi, dsb. Juga, beberapa produk minor dapat ditempatkan di bawah tanda panah.

5

Reaksi elementer Reaksi elementer adalah reaksi pemecahan

paling sederhana dan hasil dari reaksi ini tidak memiliki produk sampingan.[9]Kebanyakan reaksi yang berhasil ditemukan saat ini adalah pengembangan dari reaksi elementer yang munculnya secara secara paralel atau berurutan. Sebuah reaksi elementer biasanya hanya terdiri dari beberapa molekul, biasanya hanya satu atau dua, karena kemungkinannya kecil untuk banyak molekul bergabung bersama.

6

Reaksi paling penting dalam reaksi elementer adalah reaksi unimolekuler dan bimolekuler. Reaksi unimolekuler hanya terdiri dari satu molekul yang terbentuk dari transformasi atau diasosiasi satu atau beberapa molekul lain. Beberapa reaksi ini membutuhkan energi dari cahaya atau panas. Sebuah contoh dari reaksi unimolekuler adalahisomerisasi cis–trans, di mana sebuah senyawa bentuk cis akan berubah menjadi bentuk trans

7

8

Dalam reaksi disosiasi, ikatan di dalam sebuah molekul akan terpecah menjadi 2 fragmen molekul. Pemecahan ini dapat berupa homolitikataupun heterolitik. Dalam pemecahan homolitik, ikatan akan terpecah sehingga setiap produknya tetap mempunyai satu elektron sehingga menjadi radikal netral. Dalam pemecahan heterolitik, kedua elektron dari ikatan kimia akan tersisa pada salah satu produknya, sehingga akan menghasilkan ion yang bermuatan. Reaksi disosiasi memegang peranan penting dalam reaksi berantai, seperti contohnya hidrogen-oksigen atau reaksi polimerisasi.

9

Disoasi dari molekul AB menjadi fragmen A dan BPada reaksi bimolekular, 2 molekul akan bertabreakan dan saling bereaksi. Hasil reaksinya dinamakan sintesis kimia ataureaksi adisi.

Kemungkinan reaksi yang lain adalah sebagian dari sebuah molekul berpindah ke molekul lainnya. Reaksi tipe seperti ini, contohnya adalah reaksi redoks dan reaksi asam-basa. Pada reaksi redoks partikel yang berpindah adalah elektron, sedangkan pada reaksi asam-basa yang berpindah adalah proton. Reaksi seperti ini juga disebut dengan reaksi metatesis.

contohnya NaCl(aq) + AgNO3(aq) → NaNO3(aq) + AgCl(s)

10

Empat reaksi dasar Sintesis[sunting | sunting sumber] Dalam reaksi kombinasi langsung atau sintesis, dua atau

lebih senyawa sederhana bergabung membentuk senyawa baru yang lebih kompleks. Dua reaktan atau lebih yang bereaksi menghasilkan satu produk juga merupakan salah satu cara untuk mengetahui kalau itu reaksi sintesis. Contoh dari reaksi ini adalah gas hidrogen bergabung dengan gas oksigen yang hasilnya adalah air.[15]

Contoh lainnya adalah gas nitrogen bergabung dengan gas hidrogen akan membentuk amoniak, dengan persamaan reaksi:

N2 + 3 H2 → 2 NH3

11

Dekomposisisi[sunting | sunting sumber] Reaksi dekomposisi atau analisis adalah kebalikan dari reaksi

sintesis. Sebuah senyawa yang lebih kompleks akan dipecah menjadi senyawa yang lebih sederhana.[15][16] Contohnya adalah molekul air yang dipecah menjadi gas oksigen dan gas hidrogen, dengan persamaan reaksi:

2 H2O → 2 H2 + O2

Penggantian tunggal[sunting | sunting sumber] Dalam reaksi penggantian tunggal atau substitusi, sebuah

elemen tunggal menggantikan elemen tunggal lainnya di suatu senyawa. Contohnya adalah logam natrium yang bereaksi dengan asam klorida akan menghasilkan natrium klorida atau garam dapur, dengan persamaaan reaksi:

2 Na(s) + 2 HCl(aq) → 2 NaCl(aq) + H2(g)

12

Penggantian ganda Dalam reaksi penggantian ganda, dua senyawa saling berganti 

ion atau ikatan untuk membentuk senyawa baru yang berbeda.[15] Hal ini terjadi ketika kation dan anion dari 2 senyawa yang berbeda saling berpindah tempat, dan membentuk 2 senyawa baru.[16] Rumus umum dari reaksi ini adalah:

AB + CD → AD + CBContoh dari reaksi penggantian ganda adalah timbal(II) nitrat bereaksi dengan kalium iodida untuk membentuk timbal(II) iodida dan kalium nitrat, dengan persamaan reaksi:

Pb(NO3)2 + 2 KI → PbI2 + 2 KNO3Contoh lainnya adalah natrium klorida (garam dapur) bereaksi dengan perak nitrat membentuk natrium nitrat dan perak klorida, dengan persamaan reaksi:

NaCl(aq) + AgNO3(aq) → NaNO3(aq) + AgCl(s)

13

Oksidasi dan reduksi Ilustrasi dari reaksi redoks (reduksi oksidasi) Dua bagian reaksi redoks Reaksi redoks dapat dipahami sebagai transfer elektron dari salah

satu senyawa (disebut reduktor) ke senyawa lainnya (disebut oksidator). Dalam proses ini, senyawa yang satu akan teroksidasi dan senyawa lainnya akan tereduksi, oleh karena itu disebut redoks. Oksidasi sendiri dimengerti sebagai kenaikan bilangan oksidasi, dan reduksi adalah penurunan bilangan oksidasi. Dalam prakteknya, transfer dari elektron ini akan selalu mengubah bilangan oksidasinya, tapi banyak reaksi yang diklasifikasikan sebagai reaksi redoks walaupun sebenarnya tidak ada elektron yang berpindah (seperti yang melibatkan ikatan kovalen).[17][18]

Contoh reaksi redoks adalah: 2 S2O3

2−(aq) + I2(aq) → S4O62−(aq) + 2 I−(aq)Yang mana I2 direduksi

menjadi I- dan S2O32- (anion tiosulfat) dioksidasi menjadi S4O6

2-.

14

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.

1. Reaksi Orde Nol

Orde reaksi

15

Pada reaksi orde nol, kecepatan reaksi tidak tergantung pada konsentrasi reaktan.

Persamaan laju reaksi orde nol dinyatakan sebagai :

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 Orde Nol

16

Pada reaksi prde satu, kecepatan reaksi berbanding lurus dengan konsentrasi reaktan.

Persamaan laju reaksi orde satu dinyatakan sebagai :

ln  = k1 (t – t0) Bila t = 0  –>  A  =  A0

ln [A]  =  ln [A0]  -  k1 t [A]  =  [A0] e-k

1t

Reaksi Orde Satu

17

6.3. Reaksi Orde Dua Persamaan laju reaksi untuk orde dua

dinyatakan sebagai : -dA / dt  = k2 [A]2

-dA/[A]

2  = k2 t 1/[A] - 1/[Ao] = k2 (t – t0)

18

19

Katalis Diagram skema energi yang menunjukkan efek dari pemberian katalis

pada sebuah reaksi kimia endotermik. Adanya katalis akan mempercepat reaksi dengan cara menurunkan energi aktivasi. Hasil akhirnya akan sama dengan reaksi tanpa katalis.

Pada katalisis, reaksinya tidak berlangsung secara spontan, tapi melalui substansi ketiga yang disebut dengan katalis. Tidak seperti reagen lainnya yang ikut dalam reaksi kimia, katalis tidak ikut serta dalam reaksi itu sendiri, tapi dapat menghambat, mematikan, atau menghancurkan melalui proses sekunder. Katalis dapat digunakan pada fase yang berbeda (katalis heterogen) maupun pada fase yang sama (katalis homogen) sebagai reaktan. Fungsi katalis hanyalah mempercepat reaksi - zat kimia yang memperlambat reaksi disebut dengan inhibitor.[27][28] Substansi yang meningkatkan aktivitas katalis disebut promoter, dan substansi yang mematikan katalis disebut racun katalis. Sebuah reaksi kimia yang semestinya tidak bisa berlangsung karena energi aktivasinya terlalu tinggi, bisa menjadi berlangsung karena kehadiran katalis ini.

20

21

Katalis heterogen biasanya padat dan berbentuk bubuk agar dapat memaksimalkan luas permukaan yang bereaksi. Zat-zat yang penting pada katalisis heterogen di antaranya logam-logam grup platinum dan logam transisi lainnya. Zat-zat ini biasanya digunakan pada hidrogenasi, pembentukan katalitik dan sintesis dari senyawa-senyawa kimia seperti asam nitrat dan amonia. Asam adalah contoh dari katalis homogen, mereka meningkatkan nukleofilitas dari karbonil. Kelebihan dari katalis homogen adalah mudah untuk dicampurkan dengan reaktannya, tapi kekurangannya adalah susah dipisahkan dari produk akhirnya. Oleh karena itu, katalis heterogen lebih dipilih di banyak proses industri

22

Reaksi lainnya Isomerisasi, yang mana senyawa kimia menjalani penataan

ulang struktur tanpa perubahan pada komposisi atomnya Pembakaran, adalah sejenis reaksi redoks yang mana bahan-

bahan yang dapat terbakar bergabung dengan unsur-unsur oksidator, biasanya oksigen, untuk menghasilkan panas dan membentuk produk yang teroksidasi. Istilah pembakaran biasanya digunakan untuk merujuk hanya pada oksidasi skala besar pada keseluruhan molekul. Oksidasi terkontrol hanya pada satu gugus fungsi tunggal tidak termasuk dalam proses pembakaran.

C10H8+ 12 O2 → 10 CO2 + 4 H2OCH2S + 6 F2 → CF4 + 2 HF + SF6

23

Kinetika kimia[sunting | sunting sumber] Artikel utama untuk bagian ini adalah: Kinetika kimia Laju reaksi suatu reaksi kimia merupakan pengukuran bagaimana 

konsentrasi ataupun tekanan zat-zat yang terlibat dalam reaksi berubah seiring dengan berjalannya waktu. Analisis laju reaksi sangatlah penting dan memiliki banyak kegunaan, misalnya dalam teknik kimia dan kajian kesetimbangan kimia. Laju reaksi secara mendasar tergantung pada:

Konsentrasi reaktan, yang biasanya membuat reaksi berjalan dengan lebih cepat apabila konsentrasinya dinaikkan. Hal ini diakibatkan karena peningkatan pertumbukan atom per satuan waktu,

Luas permukaan yang tersedia bagi reaktan untuk saling berinteraksi, terutama reaktan padat dalam sistem heterogen. Luas permukaan yang besar akan meningkatkan laju reaksi.

Tekanan, dengan meningkatkan tekanan, kita menurunkan volume antar molekul sehingga akan meningkatkan frekuensi tumbukan molekul.

24

Energi aktivasi, yang didefinisikan sebagai jumlah energi yang diperlukan untuk membuat reaksi bermulai dan berjalan secara spontan. Energi aktivasi yang lebih tinggi mengimplikasikan bahwa reaktan memerlukan lebih banyak energi untuk memulai reaksi daripada reaksi yang berenergi aktivasi lebih rendah.

Temperatur, yang meningkatkan laju reaksi apabila dinaikkan, hal ini dikarenakan temperatur yang tinggi meningkatkan energi molekul, sehingga meningkatkan tumbukan antar molekul per satuan waktu.

25

Keberadaan ataupun ketiadaan katalis. Katalis adalah zat yang mengubah lintasan (mekanisme) suatu reaksi dan akan meningkatkan laju reaksi dengan menurunkan energi aktivasi yang diperlukan agar reaksi dapat berjalan. Katalis tidak dikonsumsi ataupun berubah selama reaksi, sehingga ia dapat digunakan kembali.

Untuk beberapa reaksi, keberadaan radiasi elektromagnetik, utamanya ultraviolet, diperlukan untuk memutuskan ikatan yang diperlukan agar reaksi dapat bermulai. Hal ini utamanya terjadi pada reaksi yang melibatkan radikal.

Laju reaksi berhubungan dengan konsentrasi zat-zat yang terlibat dalam reaksi. Hubungan ini ditentukan oleh persamaan laju tiap-tiap reaksi. Perlu diperhatikan bahwa beberapa reaksi memiliki kelajuan yang tidak tergantung pada konsentrasi reaksi. Hal ini disebut sebagai reaksi orde nol.

26

Laju reaksi adalah laju pengurangan reaktan tiap satuan waktuatau laju pembentukan produk tiap satuan waktu.

Laju reaksi dipengaruhi oleh: sifat dan keadan zat, konsentrasi, temperatur, dan katalisator. Secara stoikiometri ditulis: υA = - d[A]/dt= - d[B]/dt Laju reaksi terukur sebanding dengan konsentrasi

reaktan dengansuatu pangkattertentu. Misal: A + B → AB υ = k [A] [B] ------> hukum laju k= konstanta laju yang tidakbergantungpada konsentrasitetapi bergantungpada suhu.

27

Orde reaksi atau tingkat reaksi terhadap suatu Komponen adalah pangkat dari konsentrasi Komponen itu dalam hukum laju. Misal: υ = k [A]1/2 [B] artinya reaksi

mempunyai orde setengah terhadap A dan orde satu Terhadap B sehingga keseluruhanreaksi Mempunyai orde 3/2. Hukum laju diperoleh dari hasil eksperimen

dan umumnya tidak dapat diduga dari persamaan reaksinya.

28

ReaksiA → hasilreaksi Laju reaksi: k [A]o Lajureaksi: k -d[A]/dt= k d[A] = - k dt ∫ d[A] = - k ∫ dt [A] = -kt + [A]0

Orde ReaksiNol

29

ReaksiA → hasilreaksi Laju reaksi: k [A]1 Lajureaksi: k [A] -d[A]/dt= k [A] d[A]/[A] = - k dt ∫ d[A]/[A] = - k ∫ dt ln[A] = -kt + ln [A]0

log [A] = (-k/2,302)t + log [A]0

Orde reaksi satu

30

Orde reaksi dua

31

32

33

34

35

36

37

38

http://staff.uny.ac.id/sites/default/files/pendidikan/Sulistyani,%20M.Si/KINETIKA%20KIMIA.pdf