Bab VI membahas tentang kinetika kimia yang mencakup laju dan mekanisme reaksi. Kinetika kimia dibagi berdasarkan jumlah molekul yang bereaksi (unimolekular, bimolekular, termolekular) dan banyaknya fasa (homogen dan heterogen). Laju reaksi ditentukan oleh orde reaksi yang tergambar dalam persamaan kecepatan reaksi. Reaksi orde nol, satu dan dua dijelaskan beserta cara menentuk

1. BAB VI
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.
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 : 2 HI  H2 + I2
3. Reaksi termolekular : ada 3 mol reaktan yang bereaksi
Contoh : 2 NO + 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.
6.1. Reaksi Orde Nol
Pada reaksi orde nol, kecepatan reaksi tidak tergantung pada konsentrasi reaktan.
Persamaan laju reaksi orde nol dinyatakan sebagai :
dA
- = k0
dt
A - A 0 = - k0 . t
A = konsentrasi zat pada waktu t
A0 = konsentrasi zat mula – mula
Contoh reaksi orde nol ini adalah reaksi heterogen pada permukaan katalis.
1

2. 6.2. Reaksi Orde Satu
Pada reaksi prde satu, kecepatan reaksi berbanding lurus dengan konsentrasi reaktan.
Persamaan laju reaksi orde satu dinyatakan sebagai :
dA
- = k1 [A]
dt
dA
- = k1 dt
[ A]
[ A0]
ln = k1 (t – t0)
[ A]
Bila t = 0  A = A0
ln [A] = ln [A0] - k1 t
[A] = [A0] e-k1t
Tetapan laju (k1) dapat dihitung dari grafik ln [A] terhadap t, dengan –k1 sebagai
gradiennya.
ln [A]0
ln [A]
gradien = -k1
t
Gambar 6.1. Grafik ln [A] terhadap t untuk reaksi orde satu
Waktu paruh (t1/2) adalah waktu yang dibutuhkan agar konsentrasi reaktan hanya tinggal
setengahnya. Pada reaksi orde satu, waktu paruh dinyatakan sebagai
1 1
k1 = ln
t1/2 1 / 2
0,693
k1 =
t1 / 2
2

3. 6.3. Reaksi Orde Dua
Persamaan laju reaksi untuk orde dua dinyatakan sebagai :
dA
- = k2 [A]2
dt
dA
- = k2 t
[ A]2
1 1
- = k2 (t – t0)
[ A] [ A0]
Tetapan laju (k2) dapat dihitung dari grafik 1/A terhadap t dengan k2 sebagai gradiennya.
gradien = -k2
ln 1/[A]
ln 1/[A]0
t
Gambar 6.2. Grafik ln 1/[A] terhadap t untuk reaksi orde dua
Waktu paruh untuk reaksi orde dua dinyatakan sebagai
1
t1/2 =
k 2[ A0]
6.4. Penentuan Energi Aktifasi
Energi aktifasi adalah ambang batas energi yang harus icapai agar suatu reaksi dapat
terjadi. Penentuan energi aktifasi dapat dilakukan dengan menggunakan persamaan
Arrhenius
k = A e-Ea/RT
dimana k = konstanta laju reaksi
A = faktor pra eksponensial
Ea = energi aktifasi (kJ/mol)
R = tetapan gas ideal
= 8,314 kJ / mol
3

4. = 1,987 kal / mol K
T = suhu mutlak (K)
Jika persamaan di atas ditulis dalam bentuk logaritma, maka akan didapat
Ea  1 
ln k = ln A -  
R T 
Dengan membuat kurva ln k terhadap 1/T, maka nilai Ea/R akan didapat sebagai gradien
dari kurva tersebut. Karena nilai R diketahui, maka nilai energi aktifasi dapat ditentukan.
Besarnya energi aktifasi juga dapat ditentukan dengan menggunakan nilai – nilai k pada
suhu yang berbeda. Persamaan yang digunakan adalah
 k1  Ea  1 1 
ln 
 =
  − 
 k2  R  T2 T1 
 
atau
 k1  Ea 1 1
log 
 =
 2,303.R  − 
T T 
 k2   2 1 
6.5. Efek 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. Umumnya katalis ditulis di atas panah reaksi yang
membatasi sisi reaktan dan produk. Contohnya pada reaksi pembuatan oksigen dari
dekomposisi termal KClO3, yang menggunakan katalis MnO2.
2 KClO MnO2 2 KCl + 3 O
3 2
4

5. 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  (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  (CH3)3CBr + H2O
(CH3)3CBr  (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 H 2 dan O2
pada permukaan logam. Logam berfungsi sebagai permukaan adsorben dimana
H2 dan O2 akan menempel dan bereaksi.
5