Buku Kimia.pdf

LAJU REAKSI DAN
MEKANISME REAKSI
Oleh
Deni Ebit Nugroho, S.Si., M.Pd
Penerbit PPSM (Perkumpulan Pegiat Sains Madrasah)
Jln. Bukit Beringin Asri III, No. A363, Gondoriyo, Ngaliyan, Kota Semarang
Tel. 0896-7172-0007 | Email: ppsm.indonesia@gmail.com

ii
Laju Reaksi dan Mekanisme Reaksi
Penulis :
Deni Ebit Nugroho, S.Si., M.Pd
ISBN :
Desain Sampul dan Tata Letak :
Latifa Qorin Nursifa
Penerbit :
Redaksi :
Jln. Bukit Beringin Asri III, No. A363, Gondoriyo, Ngaliyan, Semarang
Tel. 0896-7172-0007
Distributor Tunggal :
Jln. Bukit Beringin Asri III, No. A363, Gondoriyo, Ngaliyan, Semarang
Tel. 0896-7172-0007
Cetakan pertama,
© Hak cipta dilindungi undang-undang. Dilarang memperbanyak karya tulis ini dalam
bentuk dan dengan cara apapun tanpa ijin tertulis dari penerbit

iii
Kata Pengantar
Assalamu'alaikum wr. wb.
Alhamdulillah, puji syukur kehadirat Allah SWT yang selalu memberikan nikmat
yang luar biasa kepada kita. Sholawat dan salam kepada Baginda Rasulullah SAW
yang menjadi suri tauladan seluruh umat manusia. Penulis dapat menyelesaikan buku
yang berjudul "Laju Reaksi dan Mekanisme Reaksi". Buku ini merupakan referensi
penting dalam banyak studi berkaitan dengan penentuan laju reaksi, mekanisme reaksi
serta pengujian kinetika yang dipelajari dalam beberapa program studi diantaranya
program studi Kimia dan Teknik Kimia.
Penulis memperhatikan belum ada referensi yang menjelaskan secara detail
penurunan rumus laju reaksi, maka buku ini diupayakan memiliki penjelasan penurunan
rumus yang detail dan mudah dipahami sehingga dapat dijadikan sebagai referensi
belajar bagi mahasiswa. Buku ini juga terdapat dasar matematika untuk kimia yang
diharapkan mendukung dalam memahami penurunan rumus laju reaksi, waktu paruh
maupun persamaan yang lain. Namun demikian penulis menyadari tentu masih banyak
kekurangan di sana-sini terkait dengan muatan dan ruang lingkup pembahasan
maupun penulisan. Oleh karenanya kritik, saran dan masukan sangat kami harapkan.
Wassalamu'alaikum wr. wb.
Semarang, September 2022
Deni Ebit Nugroho, S.Si., M.Pd.

v
Daftar Isi
HALAMAN JUDUL . ........................................................................................................ i
KATA PENGANTAR....................................................................................................... iii
DAFTAR ISI ....................................................................................................................v
BAB 1 - PENDAHULUAN..............................................................................................1
A. Laju Reaksi Kimia..................................................................................................2
B. Satuan Laju Reaksi ...............................................................................................4
C. Alat Untuk Mengikuti Jalannya Reaksi ..................................................................4
D. Molekularitas Dan Orde Reaksi / Tingkat Reaksi ..................................................5
BAB 2 - DASAR MATEMATIKA UNTUK KINETIKA .....................................................7
A. Logaritma ..............................................................................................................7
B. Turunan.................................................................................................................8
C. Diferensial .............................................................................................................9
D. Integral ..................................................................................................................9
BAB 3 - PENENTUAN ORDE DAN PERSAMAAN LAJU REAKSI ...........................11
A. Mengolah Data Sederhana..................................................................................11
B. Pereaksi Tunggal dengan Laju Reaksi Berorde Satu..........................................11
C. Pereaksi Tunggal dengan Laju Reaksi Berorde Dua...........................................13
D. Pereaksi Tunggal dengan Laju Reaksi Berorde Tiga ..........................................13
E. Pereaksi Orde Dua dengan Dua Reaktan ...........................................................14
F. Pereaksi Orde Tiga dengan Dua Reaktan...........................................................15
G. Pereaksi Orde Tiga dengan Tiga Reaktan ..........................................................16
BAB 4 - WAKTU PARUH .............................................................................................19
A. Reaksi berorde satu ............................................................................................19
B. Reaksi berorde dua .............................................................................................19
C. Reaksi berorde tiga .............................................................................................20
BAB 5 - TEORI LAJU REAKSI ....................................................................................23
A. Teori tumbukan ...................................................................................................23
B. Teori Keadaan Transisi .......................................................................................26
BAB 6 - PERSAMAAN MATEMATIS LAJU REAKSI ..................................................33
A. Metode Isolasi Ostwald .......................................................................................33
B. Metode Laju Awal Reaksi....................................................................................35

vi
C. Metode Waktu Fraksional....................................................................................38
D. Metode Integrase ................................................................................................44
E. Metode diferensial ...............................................................................................50
F. Metode grafik.......................................................................................................51
BAB 7 - KINETIKA REAKSI KOMPLEKS....................................................................57
A. Reaksi Berkesetimbangan...................................................................................57
B. Reaksi Berurutan (Konsekutif).............................................................................61
C. Reaksi Paralel .....................................................................................................63
BAB 8 - METODE PENGAMBILAN DATA EKSPERIMEN..........................................67
1. Pengambilan Data Menggunakan Metode Spekrofotometri ................................73
2. Pengambilan Data Menggunakan Metode Titrasi................................................74
3. Pengambilan Data Menggunakan Metode Pengukuran Volume Gas .................75
4. Pengambilan Data Menggunakan Metode Konduktometri ..................................75
5. Pengambilan Data Menggunakan Metode Rotasi Optik......................................76
BAB 9 - MEKANISME REAKSI....................................................................................85
A. Nilai Hukum Reaksi Dasar...................................................................................85
B. Metode Steady State Approximation ...................................................................88
C. Metode Pre Equlibrium........................................................................................94
BAB 10 - PENGARUH TEMPERATUR TERHADAP LAJU REAKSI .........................99
A. Penurunan Persamaan Arrhenius .......................................................................99
B. Eksperimen Penentuan Energi Aktivasi dan Faktor Arrhenius ..........................101
C. Permukaan Energi Potensial .............................................................................103
D. Signifikansi Energi Aktivasi................................................................................105
BAB 11 - KATALISATOR...........................................................................................109
A. Katalisator Homogen.........................................................................................110
B. Katalis Heterogen..............................................................................................110
C. Katalis Enzim.....................................................................................................111
D. Katalis Spesifik..................................................................................................111
E. Racun Katalis ....................................................................................................112
F. Teori Katalisis....................................................................................................114
G. Mekanisme Katalisis..........................................................................................117
DAFTAR PUSTAKA ....................................................................................................125
BIODATA PENULIS ....................................................................................................127

Laju Reaksi dan Mekanisme Reaksi 1
BAB 1
Pendahuluan
Kinetika adalah cabang dari ilmu kimia yang mempejari tentang laju reaksi dan
mekanisme reaksi. Laju dan kecepatan merupakan istilah yang berbeda namun banyak
yang belum memahaminya. Laju merupakan besaran skalar yaitu besaran yang hanya
memiliki nilai saja tidak memiliki arah sedangkan kecepatan adalah besaran vector
yang memiliki nilai dan arah. Kinetika kimia mempelajari aspek gerak molekul dalam
suatu reaksi serta faktor-faktor yang mempengaruhu laju reaksi. Di dalam kinetika kimia
juga mempelajari beberapa teknik penentuan mekanisme dari suatu reaksi.
Secara historis, studi kuantitatif pertama dari reaksi kimia yang tercatat adalah
percobaan yang dilakukan oleh Ludwig Wilhelmy pada tahun 1850. Dia memperhatikan
perubahan konsentrasi secara runut dari sukrosa (gula tebu) dalam larutan asam
menjadi glukosa dan fruktosa dan menemukan bahwa laju reaksi setiap saat
berbanding lurus dengan jumlah sisa sukrosa yang tidak bereaksi saat itu. Karena
penelitian ini maka Wilhelmy layak disebut sebagai pendiri kinetika kimia. Berthelot dan
Gilles (1862) melalukan penelitian tentang kesetimbangan yang terjadi antara etanol,
asam asetat, etil asetat dan air. Keduanya memperoleh simpulan bahwa laju reaksi
juga dipengaruhi oleh hasil reaksi. Berdasarkan hasil temuan Wilhelmy (1850),
Berthelot dan Gilles (1862), bahwa laju reaksi setiap saat bergantung pada konsentrasi
baik pereaksi maupun hasil reaksi.
Beberapa perbedaan pernyataan pembahasan antara kinetika kimia dan
termodinamika kimia antara lain dapat dinyatakan dalam tabel berikut:
No Termodinamika kimia Kinetika kimia
1 Berkaitan hanya dengan keadaan
energi awal reaktan (sebelum reaksi
dimulai) dan akhir dari suatu reaksi.
Apa yang terjadi antara awal hingga akhir
reaksi dengan tepat bagaimana,
seberapa cepat, transisi dari satu ke
lainnya
2 Membahas mengenai arah
spontanitas suatu reaksi kimia dan
aspek energi yang berpengaruh di
dalamnya namun tidak menjelaskan
perubahan detail proses reaksi
kimia.
Membahas perubahan detail yang terjadi
dalam proses reaksi kimia seperti
kekomplekan yang terjadi.

3 Dengan termodinamika kita dapat
mengetahui suatu reaksi dapat
berlangsung atau tidak.
Dengan kinetika kimia kita dapat
mengtahui seberapa besar laju reaksi
yang terjadi dan bagamana mekanisme
reaksinya.
4 Termodinamika memberitahu kita
apa yang dikehendaki oleh alam
Kinetika kimia memberitahu kita
bagaimana alam berlaku sebagaimana
apa yang kita kehendaki
Penerapan kinetika kimia dalam kehidupan sehari-hari antara lain di bidang farmasi
yaitu System Controlled Drug Release dalam pengembanan insulin dengan cara
meningkatkan insulin dengan bahan polimer polyallylamine hydrochloride (PAH)
sehingga onsulin akan terurai secara perlahan dengan adanya perubahan pH.
Penerapan kinetika kimia yang lain yaitu proses fisiologi dalam ilmu biologi, desain
reactor dalam ilmu teknik kimia, proses elektroda dalam elektrokimia, proses alir dalam
ilmu geologi, mekanisme reaksi dalam kimia organic dan anorganik, penentuan difusi,
proses nuklir dalam ilmu fisika.
A. Laju Reaksi Kimia
Laju reaksi dapat diartikan sebagai berkurangnya konsentrasi pereaksi per satuan
waktu atau bertambahnya konsentrasi produk reaksi per satuan waktu.
𝐴 + 3𝐵 → 2𝐶
Saat reaksi berlangsung maka terjadi penurunan konsentrasi zat A dan zat B, dan
terjadi peningkatan konsentrasi zat C. dengan kata lain saat reaksi berlangsung
terjadi penurunan konsentrasi reaktan dan terjadi peningkatan konsentrasi produk
secara bersamaan.
𝑟 = −
𝑑[𝐴]
𝑑𝑡
𝑟 = −
𝑑[𝐵]
𝑑𝑡
𝑟 = +
𝑑[𝐶]
𝑑𝑡
Tanda minus menunjukkan bahwa dalam reaksi tersebut terjadi penurunan
konsentrasi zat sedangkan tanda plus menunjukkan dalam reaksi tersebut terjadi
peningkatan konsentrasi zat.

Perbandingan laju reaksinya:
𝑑[𝐴]
𝑑𝑡
:
𝑑[𝐵]
𝑑𝑡
:
𝑑[𝐶]
𝑑𝑡
= 1: 3: 2
atau
𝑟 : 𝑟 : 𝑟 = 1: 3: 2
Sehingga
𝑟 =
1
3
𝑟 =
1
2
𝑟
Laju rata-rata :
𝑟 = −
∆[𝐴]
∆𝑡
= −
[𝐴] − [𝐴]
𝑡 − 𝑡
Laju sesaat :
Laju reaksi pada saat tertentu dan terjadi dalam selang waktu yang sangat singkat,
∆𝑡 ≈ 0. Laju sesaat merupakan kemiringan garis singgung grafik konsentrasi
terhadap waktu pada waktu tertentu.
𝑟 = −
𝑑[𝐴]
𝑑𝑡
Soal Latihan
1. Untuk suatu reaksi yang diungkapkan dengan persamaan reaksi:
3𝐴 + 2𝐵 → 𝐷 + 2𝐸
a) Tentukan persamaan laju pengurangan A dan B?
b) Tentukan persamaan laju pembentukan C dan D?
c) Tentukan persamaan laju reaksi kimianya?
2. Pada kondisi tertentu gas hydrogen dan gas hydrogen dan gas iodium dapat
bereaksi membentuk gas hydrogen iodide.
a) Tulis persamaan reaksinya?
b) Bagaimanakah perbandingan laju konsumsi I2 dengan laju pembentukan
HI?
c) Bila dalam waktu 2 menit telah diperoleh 1 mol HI maka berapakah mol H2
harus dikonsumsi dalam waktu yang sama?

3. Data hasil percobaan reaksi:
2 NO(g) + H2(g)  N2O (g) + H2O(g)
Perc.
Konsentrasi Awal Laju Reaksi
M.s-1
[NO] …M [H2] … M
1 6,4 x 10-3 2,2 x 10-3 2,6 x 10-5
2 12,8 x 10-3 2,2 x 10-3 1,0 x 10-4
3 6,4 x 10-3 4,4 x 10-3 5,1 x 10-5
4 19,2 x 10-3 6,6 x 10-3 10 x 10-5
a) Tentukan orde reaksi?
b) Tentukan persamaan laju reaksi?
c) Tentukan harga k dan satuan dari k pada reaksi tersebut?
B. Satuan Laju Reaksi
Satuan kecepatan reaksi terdiri dari satuan konsentrasi dan satuan waktu. Untuk
satuan konsentrasi adalah Molar, sedangkan satuan waktu bisa: detik, menit, jam,
hari, minggu dan seterusnya yang tergantung dari kecepatan reaksinya. Jika reaksi
cepat satuan waktu detik dan jika reaksi lambat satuan waktu bisa mingu atau
bulan. Reaksi yang sangat lambat satuan waktu dapat berupa tahun.
C. Alat Untuk Mengikuti Jalannya Reaksi
Kecepatan reaksi berbanding lurus dengan konsentrasi zat yang bereaksi. Karena
konsentrasi zat yang bereaksi makin lama makin berkurang maka pada umumnya
kecepatan reaksi dari suatu reaksi kimia makin lama juga makin berkurang. Dalam
suatu reaksi kimia yang sebanding dengan konsentrasi adalah tekanan,
absorbansi, daya hantar listrik, dan daya polarisasi. Oleh karena itu untuk mengikuti
perubahan kecepatan reaksi dapat dilakukan dengan jalan mengukur perubahan
konsentrasi dengan dititrasi atau dengan alat elektronik, mengukur perubahan
tekanan dengan manometer, mengukur daya absorbansi dengan AAS. daya hantar
listrik dengan konduktometer dan daya polarisasi dengan alat polarimeter.
Laju reaksi bergantung pada konsentrasi, mana aja?
1. Tergantung pada konsentrasi reaktan (umumnya)
2. Tergantung pada konsentrasi reaktan dan produk
a) Reaksi Otokatalisi :
Reaksi yang menghasilkan zat katalis untuk reaksi tersebut.

b) Reaksi Otoinhibisi :
Reaksi yang menghasilkan zat inhibitor untuk reaksi tersebut.
3. Reaksi yang tidak bergantung pada konsentrasi zat reaktan maupun hasil
reaksi, yaitu pada reaksi dengan orde nol.
D. Molekularitas Dan Orde Reaksi / Tingkat Reaksi
Molekularitas adalah jumlah atom-atom / molekul-molekul yang ikut serta dalam
reaksi kimia.
 Unimolekuler
𝑁 𝑂 → 𝑁 𝑂 +
1
2
𝑂
Karena jumlah 𝑁 𝑂 yang ikut bereaksi adalah satu maka molekularitas dari
reaksi tersebut adalah satu (uni molekuler).
 Bimolekuler
2𝐻𝐼 → 𝐻 + 𝐼
Karena jumlah 𝐻𝐼 yang ikut bereaksi adalah dua maka molekularitas dari reaksi
tersebut adalah dua (bimolekuler).
 Trimolekuler
2𝑁𝑂 + 𝑂 → 2𝑁𝑂
Karena jumlah zat yang ikut bereaksi adalah 2 𝑁𝑂 dan satu 𝑂 yaitu total ada
tiga molekul maka molekularitas dari reaksi tersebut adalah tiga (trimolekuler).
Orde reaksi / tingkat reaksi adalah jumlah atom-atom / molekul-molekul yang
konsentrasinya ikut menentukan perubahan laju reaksi.
Contoh:
𝑁 𝑂 → 𝑁 𝑂 +
1
2
𝑂
Karena jumlah molekul yang konsentrasinya ikut menentukan perubahan laju reaksi
adalah satu (𝑁 𝑂 ) maka reaksi tersebut adalah orde satu.
𝐶𝐻 𝐶𝑂𝑂𝐶 𝐻 + 𝐻 𝑂 → 𝐶𝐻 𝐶𝑂𝑂𝐻 + 𝐶 𝐻 𝑂𝐻
adalah satu (𝐶𝐻 𝐶𝑂𝑂𝐶 𝐻 ) maka reaksi tersebut adalah orde satu.
2𝐻𝐼 → 𝐻 + 𝐼

Karena jumlah molekul HI yang ikut menentukan perubahan laju reaksi ada dua
maka reaksi tersebut merupakan reaksi orde dua.
2𝑁𝑂 + 𝑂 → 2𝑁𝑂
adalah tiga (𝑑𝑢𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑘𝑢𝑙 𝑁𝑂 𝑑𝑎𝑛 𝑠𝑎𝑡𝑢 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑘𝑢𝑙 𝑂 ) maka reaksi tersebut adalah
orde tiga.
Orde reaksi / tingkat reaksi dari suatu reaksi tidak dapat ditentukan hanya dengan
melihat dari persamaan reaksinya saja, tetapi ditentukan berdasarkan hasil
percobaan.

BAB 2
Dasar Matematika Untuk Kinetika
A. Logaritma
Bentuk umum logaritma:
𝑎 = 𝑏 ⟹ log 𝑏 = 𝑥
𝑒 = 𝑥 ⟹ log 𝑥 = 𝑦 = ln 𝑥
𝑒 = 2,71828 18284 59045 23536 02874 71352
Simbol 𝑒 untuk dasar Logaritma Natural pertama kali digunakan oleh
matematikawan Swiss yaitu Leonhard Euler. Mengapa disebut logaritma natural?
Sekilas, tampaknya yang lebih “natural” tentunya adalah logaritma yang berbasis
10, karena basis angka yang digunakan umumnya juga 10. Namun, ada 2 alasan
mengapa 𝑙𝑛(𝑥) disebut natural:
1. Persamaan-persamaan yang variabel tak diketahuinya merupakan pangkat dari
e jauh lebih sering dijumpai dibanding yan merupakan pangkat dari 10 (karena
sifat-sifat “natural” dari fungsi eksponensial yang dapat menggambarkan
pertumbuhan dan penurunan)
2. Karena Logaritma natural dapat didefinisikan dengan mudah menggunakan
integral dasar atau Deret Taylor, dan Logaritma berbasis lainnya tidak bisa
didefinisikan seperti Logaritma Natural ini.
Dimana 𝑎 > 0, 𝑎 ≠ 1 𝑑𝑎𝑛 𝑏 > 0.
Bilangan a disebut sebagai bilangan basis/pokok.
Contoh:
1. 2 = 3 ⟹ 𝑥 = log 3
2. 3 = 2 ⟹ 𝑥 = log 2
3. log 4 = 𝑥 ⟹ 4 = 2 ⟹ 𝑥 = 2
4. log 100 = 2 ⟹ 100 = 𝑎 ⟹ 𝑎 = 10

Sifat-sifat logaritma:
1. log 𝑎 = 1
2. log 1 = 0
3. log 𝑎 = 𝑛
4. log 𝑏𝑐 = log 𝑏 + log 𝑐
5. log = log 𝑏 − log 𝑐
6. log 𝑏 = 𝑚 log 𝑏
7. log 𝑏 = log 𝑏
8. log 𝑏 =
9. log 𝑏 = ( log 𝑏)
10. log 𝑏 ∙ log 𝑐 = log 𝑐
Konversi logaritma dengan logaritma natural:
log 𝑥 = log 𝑒 ∙ log 𝑥
log 𝑥 = 0,43429 ∙ log 𝑥
log 𝑥 = 0,43429 ∙ ln 𝑥
ln 𝑥 =
log 𝑥
0,43429
= 2,303 ∙ log 𝑥
B. Turunan
Turunan merupakan diferensial pada saat perubahan x seminimal mungkin
(mendekati nol). Turunan dari fungsi 𝑦 = 𝑓(𝑥) adalah fungsi lain 𝑓 (𝑥) =
( )
=
yang dituliskan dalam bentuk = lim
∆ →
( ∆ ) ( )
∆
Aturan turunan:
1. Jika 𝑦 = 𝑘, maka 𝑦 = 0
2. Jika 𝑦 = 𝑘𝑥 , maka 𝑦 = 𝑘𝑛𝑥
3. Jika 𝑦 = 𝑢 + 𝑣, maka 𝑦 = 𝑢 + 𝑣′
4. Jika 𝑦 = 𝑢 , maka 𝑦 = 𝑛𝑢 𝑢′
5. Jika 𝑦 = 𝑢𝑣, maka 𝑦 = 𝑢 𝑣 + 𝑢𝑣′
6. Jika 𝑦 = , maka 𝑦 =
7. Jika 𝑦 = 𝑒 , maka 𝑦 = 𝑒 ∙ ln 𝑒 = 𝑒 ∙ 1 = 𝑒
8. Jika 𝑦 = 𝑒 , maka 𝑦 = 𝑓′ ∙ 𝑒 ∙ ln 𝑒 = 𝑓′ ∙ 𝑒 ∙ 1 = 𝑓′ ∙ 𝑒

C. Diferensial
Turunan 𝑦 terhadap 𝑥 dituliskan dalam bentuk . Lambang 𝑑𝑦 dan 𝑑𝑥 sebenarnya
memiliki arti tersendiri. Bentuk 𝑑𝑦 menunjukkan pertambahan kecil ∆𝑦 dan bentuk
𝑑𝑥 menunjukkan pertambahan kecil ∆𝑥. Sehingga dapat diartikan perubahan
kecil ∆𝑦 terhadap perubahan kecil ∆𝑥. Andaikan 𝑦 = 𝑓(𝑥), maka 𝑑𝑦 = 𝑓 (𝑥)𝑑𝑥.
Aturan diferensial:
1. 𝑑𝑘 = 0
2. 𝑑(𝑘𝑢) = 𝑘 𝑑𝑢
3. 𝑑(𝑢 + 𝑣) = 𝑑𝑢 + 𝑑𝑣
4. 𝑑 =
5. 𝑑(𝑢 ) = 𝑛𝑢 𝑑𝑢
D. Integral
Konsep integral adalah kebalikan dari operasi pendiferensialan (turunan). Integral
dibagi menjadi dua yaitu integral tentu dan integral tak tentu.
 INTEGRAL TAK TENTU
Misalkan f(x) adalah turunan dari fungsi F(x), maka F(x) disebut sebagai anti
turunan dari f(x). anti turunan dari f(x) dinamaka integral dari f(x) yang
dilambangkan
𝑓(𝑥)𝑑𝑥 = 𝐹(𝑥) + 𝑐
Sifat-sifat integral tak tentu:
1. ∫ 0𝑑𝑥 = 𝑐
2. ∫ 𝑘𝑑𝑥 = 𝑘𝑥 + 𝑐
3. ∫ 𝑥 𝑑𝑥 = 𝑥 + 𝑐 , 𝑛 ≠ −1
Integral fungsi eksponensial:
𝑒 𝑑𝑥 = 𝑒 + 𝑐
𝑒 𝑑𝑥 =
1
𝑎
𝑒 + 𝑐
1
𝑥
𝑑𝑥 = ln 𝑥 + 𝑐

Integral parsial:
𝑢 𝑑𝑣 = 𝑢𝑣 − 𝑣 𝑑𝑢
Contoh:
1. ∫ 𝑥 𝑐𝑜𝑠𝑥 𝑑𝑥
Misal 𝑢 = 𝑥 → 𝑑𝑢 = 𝑑𝑥; 𝑑𝑣 = cos 𝑥 → 𝑣 = sin 𝑥
Sehingga ∫ 𝑥 𝑐𝑜𝑠𝑥 𝑑𝑥 = 𝑥 sin 𝑥 − ∫ sin 𝑥 𝑑𝑥 = 𝑥 sin 𝑥 − cos 𝑥 + 𝑐
2. ∫ 𝑥 sin 𝑥 𝑑𝑥
Misal 𝑢 = 𝑥 → 𝑑𝑢 = 2𝑥 𝑑𝑥; 𝑑𝑣 = sin 𝑥 → 𝑣 = − cos 𝑥
Sehingga
∫ 𝑥 sin 𝑥 𝑑𝑥 = −𝑥 cos x + ∫ x cos 𝑥 𝑑𝑥 = −𝑥 cos 𝑥 + 𝑥 sin 𝑥 − cos 𝑥 + 𝑐
 INTEGRAL TENTU
Bentuk umum integral tentu:
𝑓(𝑥)𝑑𝑥 = [𝐹(𝑥)] = 𝐹(𝑏) − 𝐹(𝑎)
Sifat-sifat integral tentu:
1. ∫ 𝑘 𝑓(𝑥)𝑑𝑥 = 𝑘 ∫ 𝑓(𝑥)𝑑𝑥
2. ∫ [𝑓(𝑥) ± 𝑔(𝑥)]𝑑𝑥 = ∫ 𝑓(𝑥)𝑑𝑥 ± ∫ 𝑔(𝑥)𝑑𝑥
3. ∫ 𝑓(𝑥)𝑑𝑥 = − ∫ 𝑓(𝑥)𝑑𝑥
4. ∫ 𝑓(𝑥)𝑑𝑥 = 0
5. ∫ 𝑓(𝑥)𝑑𝑥 = ∫ 𝑓(𝑥)𝑑𝑥 + ∫ 𝑓(𝑥)𝑑𝑥
6. ∫ 𝑓(𝑥)𝑑𝑥 = 2 ∫ 𝑓(𝑥)𝑑𝑥 , 𝑢𝑛𝑡𝑢𝑘 𝑓(𝑥)𝑓𝑢𝑛𝑔𝑠𝑖 𝑔𝑒𝑛𝑎𝑝 {𝑓(−𝑥) = 𝑓(𝑥)}
7. ∫ 𝑓(𝑥)𝑑𝑥 = 0, 𝑢𝑛𝑡𝑢𝑘 𝑓(𝑥)𝑓𝑢𝑛𝑔𝑠𝑖 𝑔𝑎𝑛𝑗𝑖𝑙 {𝑓(−𝑥) = −𝑓(𝑥)}

BAB 3
Penentuan Orde dan
Persamaan Laju Reaksi
A. Mengolah Data Sederhana
Data sederhana yang dimaksud adalah data yang menunjukkan perbandingan
yang mudah dipecahkan, baik data konsentrasi maupun laju reaksi.
Contoh soal:
2𝑁𝑂 → 2𝑁𝑂 + 𝑂
Percobaan [𝑁𝑂 ] Laju pembentukan NO
1 0,1 ∙ 10 2
2 0,3 ∙ 10 18
3 0,6 ∙ 10 72
Tentukan persamaan dan konstanta laju reaksi?
Mengolah Data Rumit
Untuk data yang rumit harus dicari dulu hubungan matematis antara konsentrasi
dan waktu. Hal ini tergantung dari jumlah pereaksi dan orde reaksinya.
B. Pereaksi Tunggal dengan Laju Reaksi Berorde Satu
Reaksi: 𝐴 → 𝑃𝑟𝑜𝑑𝑢𝑘
−
𝑑[𝑋]
𝑑𝑡
= 𝑘[𝑋]
Persamaan ini dapat disusun kembali menjadi:
𝑑[𝑋]
[𝑋]
= −𝑘. 𝑑𝑡
Secara matematis, jika fungsi ini dibuat grafik, persamaan ini ditunjukkan dengan
tanda integral yang menggambarkan luas daerah di bawah kurva antara waktu
ketika reaksi dimulai (t=0) dan beberapa waktu berikutnya (t) sebagai berikut:
1
[𝑋]
𝑑[𝑋] = −𝑘. 𝑑𝑡

Maka,
𝑙𝑛
[𝑋]
[𝑋]
= −𝑘𝑡 atau 𝑙𝑛[𝑋] − 𝑙𝑛[𝑋] = −𝑘𝑡
Menurut persaman regresi linier yaitu:
𝑌 = 𝐴 + 𝐵𝑋
Dimana:
𝑌 = variable terikat (variable yang dipengaruhi)
𝑋 = variable bebas (variable yang mempengaruhi)
𝐴 = intersep / konstanta
𝐵 = koefisien regresi / slope / kemiringan
Maka persamaan 𝑙𝑛[𝑋] − 𝑙𝑛[𝑋] = −𝑘𝑡 dapat dirubah menjadi 𝑙𝑛[𝑋] = 𝑙𝑛[𝑋] − 𝑘𝑡
dengan slop −𝑘 dan intersep 𝑙𝑛[𝑋] .
Konversi rumus 𝑙𝑛
[ ]
[ ]
= −𝑘𝑡 menjadi logaritmanya adalah 2,303 ∙ 𝑙𝑜𝑔
[ ]
[ ]
= −𝑘𝑡
log[𝑋] − log[𝑋] =
−𝑘𝑡
2,303
log[𝑋] =
−𝑘𝑡
2,303
+ log[𝑋]
atau bentuk pangkat euler menjadi
log
[𝑋]
[𝑋]
= −𝑘𝑡
𝑒 =
[𝑋]
[𝑋]
[𝑋] ∙ 𝑒 = [𝑋]

C. Pereaksi Tunggal dengan Laju Reaksi Berorde Dua
Reaksi: 2𝐴 → 𝑃𝑟𝑜𝑑𝑢𝑘
−
𝑑[𝑋]
𝑑𝑡
= 𝑘[𝑋]
1
[𝑋]
𝑑[𝑋] = −𝑘. 𝑑𝑡 atau [𝑋] 𝑑[𝑋] = −𝑘. 𝑑𝑡
Bentuk integral dari persamaan ini adalah sebagai berikut:
[𝑋] 𝑑[𝑋] = −𝑘. 𝑑𝑡
−[𝑋] | = −𝑘𝑡
1
[𝑋]
−
1
[𝑋]
= 𝑘𝑡
Persamaan di atas menghasilkan persamaan garis linier sebagai berikut:
1
[𝑋]
= 𝑘𝑡 +
1
[𝑋]
D. Pereaksi Tunggal dengan Laju Reaksi Berorde Tiga
−
𝑑[𝑋]
𝑑𝑡
= 𝑘[𝑋]
1
[𝑋]
𝑑[𝑋] = −𝑘. 𝑑𝑡 atau [𝑋] 𝑑[𝑋] = −𝑘 𝑑𝑡

[𝑋] 𝑑[𝑋] = −𝑘 𝑑𝑡
−
1
2
[𝑋] = −𝑘𝑡
1
2[𝑋]
−
1
2[𝑋]
= 𝑘𝑡
E. Pereaksi Orde Dua dengan Dua Reaktan
Reaksi: 𝐴 + 𝐵 → 𝑃𝑟𝑜𝑑𝑢𝑘
𝑨 + B 𝒌
→ 𝒑𝒓𝒐𝒅𝒖𝒌
Mula-mula
Reaksi
𝑎
𝑥
𝑏
𝑥
0
𝑥
Sisa pada waktu t 𝑎 − 𝑥 𝑏 − 𝑥 𝑥
Persamaan laju dapat dinyatakan:
𝑑𝑥
𝑑𝑡
= 𝑘[𝑎 − 𝑥][𝑏 − 𝑥]
𝑑𝑥
[𝑎 − 𝑥][𝑏 − 𝑥]
= 𝑘. 𝑑𝑡
𝑑𝑥
[𝑎 − 𝑥][𝑏 − 𝑥]
= 𝑘. 𝑑𝑡
1
[𝑎 − 𝑥][𝑏 − 𝑥]
=
𝐴
[𝑎 − 𝑥]
+
𝐵
[𝑏 − 𝑥]
1 = 𝐴[𝑏 − 𝑥] + 𝐵[𝑎 − 𝑥]
Saat 𝑥 = 𝑏 maka 1 = 𝐵[𝑎 − 𝑏 ] sehingga 𝐵 = [ ]
Saat 𝑥 = 𝑎 maka 1 = 𝐴[𝑏 − 𝑎 ] sehingga 𝐴 =
[ ]
−1
[𝑎 − 𝑏 ]
𝑑𝑥
[𝑎 − 𝑥]
+
1
[𝑎 − 𝑏 ]
𝑑𝑥
[𝑏 − 𝑥]
= 𝑘. 𝑑𝑡
1
[𝑎 − 𝑏 ]
−𝑑𝑥
[𝑎 − 𝑥]
+
𝑑𝑥
[𝑏 − 𝑥]
= 𝑘. 𝑑𝑡

1
[𝑎 − 𝑏 ]
−𝑑𝑥
[𝑎 − 𝑥]
+
𝑑𝑥
[𝑏 − 𝑥]
= 𝑘. 𝑑𝑡
1
[𝑎 − 𝑏 ]
[𝑙𝑛(𝑎 − 𝑥) − 𝑙𝑛(𝑏 − 𝑥)] = 𝑘. 𝑡
1
[𝑎 − 𝑏 ]
ln
𝑏 (𝑎 − 𝑥)
𝑎 (𝑏 − 𝑥)
= 𝑘. 𝑡
Jika dibuat grafik maka
𝑌 = [ ]
ln
( )
( )
𝑋 = 𝑡
𝑠𝑙𝑜𝑝𝑒 = 𝑘
𝑖𝑛𝑡𝑒𝑟𝑠𝑒𝑝 = 0
F. Pereaksi Orde Tiga dengan Dua Reaktan
Reaksi: 2𝐴 + 𝐵 → 𝑃𝑟𝑜𝑑𝑢𝑘
𝟐𝑨 + B 𝒌
Mula-mula
Reaksi
𝐴
𝑥
𝐵
𝑦
0
𝑧
Sisa pada waktu t 𝐴 𝐵 𝑧
0
0.1
0.2
0.3
0.4
0.5
0.6
0.7
0.8
0.9
0 10 20 30 40 50 60
.
time
Grafik reaksi orde 2 :
𝟏
[𝒂𝟎 − 𝒃𝟎]
𝐥𝐧
𝒃𝟎(𝒂𝟎 − 𝒙)
𝒂𝟎(𝒃𝟎 − 𝒙)
𝒗𝒔 𝒕𝒊𝒎𝒆
𝟏
[𝒂
𝟎
−
𝒃
𝟎
]
𝐥𝐧
𝒃
𝟎
(𝒂
𝟎
−
𝒙)
𝒂
𝟎
(𝒃
𝟎
−
𝒙)

−
𝑑𝐴
𝑑𝑡
= 𝑘[𝐴] [𝐵]
Secara stoikiometri,
𝐴 = 𝐴 − 𝑥 𝑎𝑡𝑎𝑢 𝑥 = 𝐴 − 𝐴
𝐵 = 𝐵 − 𝑦 𝑎𝑡𝑎𝑢 𝑦 = 𝐵 − 𝐵
𝑥
𝑦
=
2
1
𝑠𝑒ℎ𝑖𝑛𝑔𝑔𝑎 𝑥 = 2𝑦
[𝐴 − 𝐴] = 2[𝐵 − 𝐵] atau 𝐵 = 𝐵 − +
Sehingga
−
𝑑𝐴
𝑑𝑡
= 𝑘[𝐴] 𝐵 −
𝐴
2
+
𝐴
2
Dengan metode penyelesaian menggunakan pecahan parsial kita peroleh
persamaan
1
𝐴 𝐵 −
𝐴
2
+
𝐴
2
≡
𝑝
𝐴
+
𝑞
𝐴
+
𝑟
𝐵 −
𝐴
2
+
𝐴
2
Dengan 𝑝, 𝑞 dan 𝑟 adalah konstanta. Hasil pengintegralannya adalah
2
(2𝐵 − 𝐴 )
1
𝐴
−
1
𝐴
+
2
(2𝐵 − 𝐴 )
𝑙𝑛
𝐵 𝐴
𝐴 𝐵
= 𝑘. 𝑡
G. Pereaksi Orde Tiga dengan Tiga Reaktan
Reaksi: 𝐴 + 𝐵 + 𝐶 → 𝑃𝑟𝑜𝑑𝑢𝑘
𝑨 + B + C 𝒌
Mula-mula
Reaksi
𝐴
𝑥
𝐵
𝑦
𝐶
𝑧
0
𝑝
Sisa pada waktu t 𝐴 𝐵 𝐶 𝑝
−
𝑑𝐴
𝑑𝑡
= 𝑘[𝐴][𝐵][𝐶]
𝐶 = 𝐶 − 𝑧 𝑎𝑡𝑎𝑢 𝑧 = 𝐶 − 𝐶
𝑥 = 𝑦 = 𝑧

[𝐴 − 𝐴] = [𝐵 − 𝐵] = [𝐶 − 𝐶]
atau 𝐵 = 𝐵 − 𝐴 + 𝐴 dan 𝐶 = 𝐶 − 𝐴 + 𝐴
Sehingga
−
𝑑𝐴
𝑑𝑡
= 𝑘[𝐴][𝐵 − 𝐴 + 𝐴][𝐶 − 𝐴 + 𝐴]
Hasil pengintegralan menggunakan metode pecahan parsial akan menghasilkan
persamaan:
1
(𝐵 − 𝐴 )(𝐶 − 𝐴 )
𝑙𝑛
𝐴
𝐴
+
1
(𝐴 − 𝐵 )(𝐶 − 𝐵 )
𝑙𝑛
𝐵
𝐵
+
1
(𝐴 − 𝐶 )(𝐵 − 𝐶 )
𝑙𝑛
𝐶
𝐶
= 𝑘. 𝑡
atau
1
(𝐴 − 𝐵 )(𝐵 − 𝐶 )(𝐶 − 𝐴 )
𝑙𝑛
𝐴
𝐴
( )
𝐵
𝐵
( )
𝐶
𝐶
( )
= 𝑘. 𝑡

BAB 4
Waktu Paruh
Waktu paruh 𝑡 didefinisikan sebagai waktu yang dibutuhkan dalam suatu reaksi
kimia sehingga konsentrasi pereaksi menjadi separuh dari konsentrasi mula-mula.
A. Reaksi Berorde Satu
Sebelumnya kita sudah pernah menurunkan persamaan laju reaksi orde dua yaitu:
𝑙𝑛
[𝑋]
[𝑋]
= −𝑘𝑡
Jika [𝑋] = a, maka saat waktu paruh [𝑋]= ½ a, sehingga
𝑙𝑛
𝑎
1
2 𝑎
= 𝑘 𝑡
𝑙𝑛2 = 𝑘 𝑡
𝑡 =
0,693
𝑘
Maka persamaan waktu paruh reaksi orde satu dapat dinyatakan sengan rumus
𝑡 =
,
.
B. Reaksi Berorde Dua
Persamaan laju reaksi orde dua yaitu:
1
[𝑋]
−
1
[𝑋]
= 𝑘 𝑡
1
0,5𝑎
−
1
𝑎
= 𝑘 𝑡
1
𝑎
= 𝑘 𝑡
𝑡 =
1
𝑘 𝑎
Maka persamaan waktu paruh reaksi orde dua dapat dinyatakan sengan rumus
𝑡 = .

C. Reaksi Berorde Tiga
Persamaan laju reaksi orde dua yaitu:
1
2[𝑋]
−
1
2[𝑋]
= 𝑘 𝑡
1
2(0,5𝑎)
−
1
2(𝑎)
= 𝑘 𝑡
2
𝑎
−
1
2𝑎
= 𝑘 𝑡
4 − 1
2𝑎
= 𝑘 𝑡
3
2𝑘𝑎
= 𝑡
Maka persamaan waktu paruh reaksi orde tiga dapat dinyatakan sengan rumus
𝑡 = .
Nilai waktu paro suatu reaksi dapat digunakan untuk menentukan orde dan
konsentrasi laju reaksi, yaitu dengan mencari hubungan yang sesuai dengan
ordenya. Secara umum hubungan itu adalah:
Orde reaksi (n) Waktu paruh 𝒕𝟏
𝟐
1 𝑡 =
0,693
𝑘
2 𝑡 =
1
𝑘 𝑎
3 𝑡 =
3
2𝑘𝑎
𝑡 ~
1
𝑎( )
atau 𝑡 . 𝑎( )
= 𝑘𝑜𝑛𝑠𝑡𝑎𝑛
𝑡 . 𝑎 ( )
= 𝑡 . 𝑎 ( )
𝑡 dan 𝑡 adalah waktu paro keadaan pertama dan kedua, sedangkan 𝑎
dan 𝑎 adalah jumlah pereaksi pada keadaan pertama dan kedua, nilai n adalah
orde reaksi.

Contoh Soal:
1. 𝐴 → 𝑋
[A] awal = 0,8 M dan setelah 6,4 menit tinggal 0,4 M. Jika [A] awal = 0,4 M,
diperlukan waktu 25,6 menit supaya A tinggal separuhnya.
2. 𝐵 → 𝑌
[B] awal = 0,6 M dan setelah 45 detik tinggal 0,3 M. Bila diambil B sebesar 0,8 M
diperlukan waktu 45 detik agar B yang tinggal 0,4 M.
3. 𝐶 → 𝑍
Bila [C] awal 0,3 M diperlukan waktu 7,5 menit agar C tinggal separuhnya. Bila [C]
diambil 0,5 M diperlukan waktu 4,5 menit agar C tinggal 0,25 M.
Tentukan orde rekasi dan konstanta reaksi masing-masing!
Penyelesaian:
1. (6,4)(0,8)( )
= (25,6)(0,4)( )
; n = 3 (reaksi orde tiga)
𝑘 =
3
2𝑎 𝑡
= 0,092 𝑚𝑜𝑙 . 𝐿 . 𝑚𝑒𝑛𝑖𝑡
2. (45)(0,6)( )
= (45)(0,8)( )
; n = 1 (reaksi orde satu)
𝑘 =
0,693
𝑡
= 0,0154 𝑠
3. (7,5)(0,3)( )
= (4,5)(0,5)( )
; 𝑛 = 2 (reaksi orde dua)
𝑘 =
3
𝑎𝑡
= 0,44 𝑚𝑜𝑙 . 𝐿. 𝑚𝑒𝑛𝑖𝑡
Note: Kegunaan lain penentuan waktu paruh adalah untuk menghitung pereaksi yang
masih tersisa setelah waktu tertentu.

BAB 5
Teori Laju Reaksi
Ada dua pendekatan teoritik yang menjelaskan laju reaksi. Yaitu teori tumbukan dan
teori keadaan transisi.
A. Teori Tumbukan
Menurut teori ini sebelum dua buah molekul bersenyawa, mula-mula kedua molekul
tersebut saling bertumbukan satu dengan yang lain. Zat 𝐴 dan zat 𝐵 dapat bereaksi
menghasilkan zat hasil apabila zat 𝐴 dan zat 𝐵 saling bertumbukan. Tidak semua
tumbukan dapat menghasilkan reaksi, tetapi hanya tumbukan yang menghasilkan
energi sama dengan atau lebih besar dari energi aktivasi (𝐸𝑎) reaksi tersebut yang
dapat menghasilkan reaksi. Teori tumbukan didassarkan pada teori kinetic gas.
Berdasarkan teori ini kecepatan reaksi persatuan waktu antara dua jenis molekul 𝐴
dan 𝐵 sama dengan jumlah tumbukan yang terjadi persatuan waktu antara kedua
jenis molekul tersebut. Menurut teori kinetik gas jumlah tumbukan tersebut adalah:
𝑍 = [𝐴][𝐵]𝑟 8𝜋𝑘 𝑇
𝑚 + 𝑚
𝑚 ∙ 𝑚
Dimana:
𝑟 = jarak terdekat antara pusat massa molekul 𝐴 dan pusat massa molekul 𝐵
𝑚 = massa molekul 𝐴
𝑚 = massa molekul 𝐵
𝑘 = konstanta Boltzman
Dengan anggapan bahwa tiap tumbukan antara dua molekul menghasilkan reaksi
maka laju reaksi sama dengan Z, yaitu:
𝑟 = 𝑍 = 𝑟 8𝜋𝑘 𝑇
𝑚 + 𝑚
𝑚 ∙ 𝑚
[𝐴][𝐵]
Penulisan ini sesuai dengan persamaan
𝑟 = 𝑘[𝐴][𝐵]
Sehingga menghasilkan ungkapan untuk tetapan laju reaksi/konstanta laju reaksi
yang disimbolkan 𝑘 (rumus awal dan kemudian direvisi):

𝑘 = 𝑟 8𝜋𝑘 𝑇
𝑚 + 𝑚
𝑚 ∙ 𝑚
Perhitungan tetapan laju reaksi dengan cara ini ternyata menghasilkan hasil yang
jauh lebih besar, yaitu 10 − 10 kali lebih besar dari hasil 𝑘 dalam praktek / yang
diamati. Hal ini dapat dimengerti mengingat teori sederhana ini didasarkan
anggapan bahwa tiap tumbukan antara molekul 𝐴 dan 𝐵 menghasilkan reaksi.
Dengan kata lain teori ini mengabaikan kenyataan bahwa tumbukan yang terjadi
antara dua molekul dapat berlangsung mulai yang menghasilkan energi rendah
sampai yang menghasilkan energi tinggi.
Untuk mengoreksi ini dimasukkan pengandaian bahwa reaksi hanya terjadi pada
tumbukan antara dua molekul dengan energi yang sama atau lebih besar dari
energi aktivasi (𝐸𝑎) dari reaksi tersebut.
Tumbukan yang terjadi dengan menghsailkan energi yang lebih rendah dari 𝐸𝑎
tidak menghasilkan reaksi. Oleh karena itu tidak memberikan sumbangan pada
harga tetapan laju reaksi (𝑘). Ungkapan untuk tetapan laju reaksi pada persamaan
di atas, dengan demikian harus dikalikan dengan sauatu faktor yang memberikan
fraksi dari molekul-molekul yang bertumbukan dengan energi yang lebih besar dari
𝐸𝑎. Dari distribusi Boltzman dapat diturunkan bahwa harga faktor tesebut yaitu:
𝑒 ⁄
Sehingga diperoleh ungkapan sebagai berikut:
𝑚 + 𝑚
𝑚 ∙ 𝑚
∙ 𝑒 ⁄
Pernyataan 𝑘 menurut konsep Arhenius adalah:
𝑘 = 𝐴 ∙ 𝑒 ⁄
Sehingga dapat terlihat bahwa faktor frekuensi A adalah:
𝐴 = 𝑟 8𝜋𝑘 𝑇
𝑚 + 𝑚
𝑚 ∙ 𝑚
Untuk perhitungan tetapan laju / konstanta laju reaksi (𝑘), dengan menggunakan
data tentang ukuran dan massa dari molekul-molekul pereaksi serta harga energi
aktivasi yang diamati, ternyata menghasilkan harga 𝑘 cukup dekat dengan harga
yang diamati. Simpangan terkecil antara harga 𝑘 yang dihitung dengan yang
diamati adalah untuk reaksi antara atom-atom atau molekul-molekul sederhana.

Simpangan tersebut bertambah besar dengan makin besar serta makin rumitnya
molekul. Sehingga harga 𝑘 yang diamati lebih rendah dari harga 𝑘 yang dihitung.
Untuk molekul rumit hasil pengamatan harga 𝑘 yang diperoleh lebih rendah dengan
faktor 102-106.
Teori tumbukan ini kurang berhasil untuk molekul-molekul yang rumit, dapat
ditelusuri dari anggapan dasar yang digunakan yaitu bahwa kecepatan berbanding
lurus dengan tumbukan-tumbukan yang terjadi dan tiap-tiap molekul dianggap
sebagai bola. Dalam kenyataan setiap molekul memiliki bangun ruang tertentu dan
semakin rumit suatu molekul maka makin rumit pula bangun ruangnya. Bagi
molekul-molekul yang demikian, umumnya reaksi terjadi tidak bertumbukan dengan
molekul lain dan dengan energi tertentu, tetapi juga hanya terjadi apabila bagian-
bagian tertentu dari suatu molekul bertemu bagian tertentu dari molekul yang lain
pula. Dengan demikian maka jumlah tumbukan yang menghasilkan reaksi akan
berkurang lagi dari yang dihitung menurut rumus di atas. Rendahnya hasil yang
diamati ini disebabkan oleh faktor kesesuaian arah ruang dari molekul-molekul
pereaksi. Gejala ini disebut dengan Efek Sterik (dari sterio yang berarti ruang).
Adanya efek sterik yang sangat khusus bagi tiap reaksi tidak memungkinkan
dikembangkannya perbaikan lebih lanjut teori tumbukan.
Bagi reaksi antara molekul-molekul rumit telah dikembangkan teori yang lebih
sempurna daripada teori tumbukan, yaitu dengan jalan diperhitungkan pula struktur
kimia dari masing-masing pereaksi. Teori ini dikenal sebagai “Teori laju reaksi
absolut” atau teori keadaan peralihan (transisi), ternyata telah menghasilkan
perhitungan-perhitungan yang cukup dekat dengan hasil yang diamati bagi molekul
yang tidak terlalu rumit, dibanding dengan hasil tumbukan.
Meskipun teori ini hanya dapat menjelaskan reaksi yang sederhana namun dapat
disimpulkan sebagai berikut.
a. Laju reaksi bergantung pada konsentrasi reaksi karena jumlah tumbukan
persatuan waktu bertambah jika konsentrasi bertambah.
b. Laju reaksi bergantung pada sifat spesifik pereaksi karena energi aktifasinya
berbeda.

c. Laju reaksi bergantung pada temperature karena jumlah molekuil yang
berenergi cukup untuk bereaksi merupakan fungsi temperatur, dan selanjutnya
akan mempengaruhi harga konstanta kecepatan reaksi (k).
d. Pengaruh katalis adalah memperkecil energi aktivasi, hal ini dilakukan dengan
cara memberikan suatu lintasan lain yang menghindari tahap reaksi yang
paling lambat.
Kelemahan teori tumbukan:
a. Molekul-molekul yang bereaksi mempunyai orientasi tertentu sebelum bereaksi.
b. Reaksi berlangsung dalam beberapa tahap.
c. Energi aktifasi tidak hanya terlokasi dalam ikatan yang akan diputuskan dalam
reaksi, tetapi juga dalam beberapa ikatan lainnya.
d. Teori tumbukan tidak dapat digunakan dalam reaksi yang terjadi pada
permukaan katalis.
B. Teori Keadaan Transisi
Menurut teori ini, molekul-molekul yang bereaksi sebelum membentuk hasil reaksi
terlebih dahulu membentuk kompleks teraktifkan yang berada dalam
kesetimbangan termodinamika dengan molekul pereaksi.
𝐴 + 𝐵 ↔ 𝐴𝐵∗
→ 𝑃𝑟𝑜𝑑𝑢𝑘
𝐾∗
=
[𝐴𝐵∗
]
[𝐴][𝐵]
[𝐴𝐵∗] = 𝐾∗[𝐴][𝐵]
𝑙𝑎𝑗𝑢 =
𝑓𝑟𝑒𝑘𝑢𝑒𝑛𝑠𝑖 𝑣𝑖𝑏𝑟𝑎𝑠𝑖 𝑢𝑛𝑡𝑢𝑘
𝑚𝑒𝑚𝑢𝑡𝑢𝑠𝑘𝑎𝑛 𝑖𝑘𝑎𝑡𝑎𝑛
𝑘𝑜𝑚𝑝𝑙𝑒𝑘𝑠 𝑡𝑒𝑟𝑎𝑘𝑡𝑖𝑓𝑘𝑎𝑛
∙
𝑘𝑜𝑛𝑠𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎𝑠𝑖
𝑘𝑜𝑚𝑝𝑙𝑒𝑘𝑠 𝑡𝑒𝑟𝑎𝑘𝑡𝑖𝑓𝑘𝑎𝑛
𝑟 = 𝑓 ∙ [𝐴𝐵∗]
𝑟 =
𝑅𝑇
𝑁ℎ
∙ 𝐾∗[𝐴][𝐵]
Dari persamaan tersebut dapat diperoleh harga konstanta laju reaksi yaitu:
𝑘 =
𝑅𝑇
𝑁ℎ
∙ 𝐾∗
Dengan = 𝑘 = 𝑘𝑜𝑛𝑠𝑡𝑎𝑛𝑡𝑎 𝐵𝑜𝑙𝑡𝑧𝑚𝑎𝑛 (1,38 ∙ 10
𝐽
𝐾 = 1,38 ∙ 10
𝑒𝑟𝑔
𝐾)
ℎ = 𝑘𝑜𝑛𝑠𝑡𝑎𝑛𝑡𝑎 𝑃𝑙𝑎𝑛𝑘 (6,6260755 ∙ 10−34
Js = 6,624 ∙ 10 𝑒𝑟𝑔 ∙ 𝑠).
𝑅 = 8,314 𝐽/𝑚𝑜𝑙. 𝐾 = 8,314 ∙ 10 𝑒𝑟𝑔/𝑚𝑜𝑙. 𝐾 = 1,987 𝑘𝑎𝑙/𝑚𝑜𝑙. 𝐾.
Berdasarkan pendekatan termodinamika pada keadaan setimbang:

∆𝐺∗
= −𝑅𝑇 ln 𝐾∗
atau 𝐾∗
= 𝑒
∆ ∗
. Harga perubahan energi Gibbs juga dapat
ditentukan dengan cara: ∆𝐺∗
= ∆𝐻∗
− 𝑇∆𝑆∗
𝑘 =
𝑅𝑇
𝑁ℎ
∙ 𝐾∗
𝑘 =
𝑅𝑇
𝑁ℎ
∙ 𝑒
∆ ∗
𝑘 =
𝑅𝑇
𝑁ℎ
∙ 𝑒
∆ ∗ ∆ ∗
𝑘 =
𝑅𝑇
𝑁ℎ
∙ 𝑒
∆ ∗ ∆ ∗
𝑘 =
𝑅𝑇
𝑁ℎ
∙ 𝑒
∆ ∗
𝑒
∆ ∗
Tetapan laju suatu reaksi pada suhu tertentu, ditentukan oleh ∆𝐺∗
, yaitu energi
bebas pengaktifan. Makin besar energi bebas pengaktifan maka makin kecil laju
reaksi pada suhu tertentu.
Perbandingan Teori Arhenius, Teori Tumbukan dan Teori Keadaan Transisi:
No. Teori Pendekatan
Faktor freksuensi tumbukan
( faktor pre-eksponensial)
Faktor
eksponensial
1. Arrhenius A ≈ 𝑇 𝑒
2. Tumbukan 𝑟 8𝜋𝑘 𝑇
𝑚 + 𝑚
𝑚 ∙ 𝑚
≈ 𝑇 𝑒
3.
Keadaan Transisi
(Kompleks aktif)
𝑅𝑇
𝑁ℎ
∙ 𝑒
∆ ∗
≈ 𝑇 𝑒
∆ ∗
Keterangan: 𝐸𝑎 = 𝐸 = ∆𝐻∗
= 𝑒𝑛𝑒𝑟𝑔𝑖 𝑎𝑘𝑡𝑖𝑣𝑎𝑠𝑖 𝑟𝑒𝑎𝑘𝑠𝑖.
Berdasarkan perbandingan tersebut di atas, terlihat bahwa harga k dapat
dinyatakan dalam persamaan umum:
𝑘 = 𝐴 ∙ 𝑇 ∙ 𝑒 𝑑𝑒𝑛𝑔𝑎𝑛 0 ≤ 𝑚 ≤ 1
Dimana 𝐴 ∙ 𝑇 = 𝐴 = 𝑓𝑎𝑘𝑡𝑜𝑟 𝑓𝑟𝑒𝑘𝑢𝑒𝑛𝑠𝑖 𝑡𝑢𝑚𝑏𝑢𝑘𝑎𝑛 (𝑓𝑎𝑘𝑡𝑜𝑟 𝑝𝑟𝑒 − 𝑒𝑘𝑠𝑝𝑜𝑛𝑒𝑛𝑠𝑖𝑎𝑙).
Perhatikan bahwa:
 Pada persamaan Arrhenius, harga A tidak dipengaruhi oleh suhu (atau 𝑚 = 0)
 Pada teori tumbukan, harga A sebanding dengan suhu dipangkatkan ½ (atau
𝑚 = ½)
 Pada teori kompleks aktif, harga 𝐴 sebanding dengan suhu pangkat 1 (atau 𝑚 =
1)

Pada versi yang lebih kompleks, harga m dapat berada pada rentang: 0 ≤ 𝑚 ≤ 3
sampai dengan 4. Walaupun demikian, pada umumnya faktor eksponensial
𝑒 jauh lebih sensitif terhadap adanya perubahan suhu dibandingkan
dengan faktor pre-eksponensial (𝐴 ∙ 𝑇 ).
Dengan demikian, persamaan tersebut dapat dianggap identik dengan persamaan
Arrhenius:
𝑘 = 𝐴 ∙ 𝑒
Kesimpulan: Teori atau hukum Arrhenius memberikan pendekatan yang cukup
baik tentang kebergantungan harga konstanta kecepatan reaksi terhadap suhu
(berdasarkan teori tumbukan dan teori kompleks aktif).
Keunggulan Teori Keadaan Transisi:
1. Faktor ruang dalam reaksi bimolekuler dapat diungkapkan seccara kuantitatif.
2. Dapat berlaku pada larutan.
Contoh Soal
1. Tabel berikut menyajikan konstanta laju dari reaksi pada temperatur berbeda.
Tentukan energi pengaktifan kedua reaksi:
Reaksi I Reaksi II
1,0 ∙ 10 𝑠 𝑝𝑎𝑑𝑎 𝑠𝑢ℎ𝑢 40 ℃
3,0 ∙ 10 𝑠 𝑝𝑎𝑑𝑎 𝑠𝑢ℎ𝑢 70 ℃
2,0 ∙ 10 𝑠 𝑝𝑎𝑑𝑎 𝑠𝑢ℎ𝑢 30 ℃
6,0 ∙ 10 𝑠 𝑝𝑎𝑑𝑎 𝑠𝑢ℎ𝑢 70 ℃
Jawab:
ln 𝑘 = ln 𝐴 −
𝐸𝑎
𝑅𝑇
ln 𝑘 = ln 𝐴 −
𝐸𝑎
𝑅𝑇
ln 𝑘 − ln 𝑘 =
𝐸𝑎
𝑅
1
𝑇
−
1
𝑇
ln
𝑘
𝑘
=
𝐸𝑎
𝑅
1
𝑇
−
1
𝑇
2. Gunakan teori tumbukan untuk memprediksi kecepatan reaksi spesifik (k) dari
reaksi dekomposisi

hidrogen iodida: 2 𝐻𝐼 → 𝐻 + 𝐼 pada suhu 321,4 ℃. Asumsikan diameter
tumbukan = 3,5 𝐴̇ (= 3,5 ∙ 10 𝑐𝑚) dan energi aktivasi reaksi = 44000 kal/mol.
Evaluasi juga, berapakah harga faktor frekuensi tumbukan yang dihasilkan!
Jawab:
𝑚 = 𝑚 = 𝑚 = 128 𝐸𝑎 = 𝐸 = 44000 𝑘𝑎𝑙/𝑚𝑜𝑙
𝑟 = 3,5 . 10 𝑐𝑚 𝑇 = 321,4 ℃ + 273 = 594,4 𝐾
𝑅 = 8,314
𝐽
𝑚𝑜𝑙
. 𝐾 = 8,314 ∙ 10
𝑒𝑟𝑔
𝑚𝑜𝑙
. 𝐾 = 1,987
𝑘𝑎𝑙
𝑚𝑜𝑙
. 𝐾
𝑚 + 𝑚
𝑚 ∙ 𝑚
∙ 𝑒
𝑘 = 1,7 ∙ 10 𝑒 ,
𝑐𝑚
𝑚𝑜𝑙𝑒𝑘𝑢𝑙
. 𝑠𝑒𝑘𝑜𝑛
Untuk mengubah satuan k menjadi liter/mol.detik, maka angka yang diperoleh di
atas harus dikalikan bilangan Avogadro (= 6,02 ∙ 10 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑘𝑢𝑙/𝑚𝑜𝑙) dan dibagi
dengan 1000, sehingga:
𝑘 = 1,7 ∙ 10 𝑒 ,
∙
6,02 ∙ 10
1000
= 1,02 ∙ 10 𝑒 ,
= 5,7 ∙ 10 𝑙𝑖𝑡𝑒𝑟/𝑚𝑜𝑙. 𝑠
Dengan demikian, harga kecepatan reaksi spesifik (k) pada kasus ini sebesar 5,7 ∙
10 𝑙𝑖𝑡𝑒𝑟/𝑚𝑜𝑙. 𝑑𝑒𝑡𝑖𝑘 dengan faktor frekuensi tumbukan (A) sebesar 1,02 ∙
10 𝑙𝑖𝑡𝑒𝑟/𝑚𝑜𝑙. 𝑑𝑒𝑡𝑖𝑘.
3. Dengan teori keadaan transisi dan data termodinamika berikut ini, hitunglah
konstanta kecepatan reaksi fase gas dari reaksi dekomposisi dimetileter
(𝐶𝐻 𝑂𝐶𝐻 ) pada suhu 780 K. 𝛥𝐻∗
= 56900 𝑘𝑎𝑙/𝑚𝑜𝑙; 𝛥𝑆∗
= 2,5 𝑘𝑎𝑙/𝑚𝑜𝑙. 𝐾
Jawab:
𝑘 =
𝑘 𝑇
ℎ
∙ 𝑒
∆ ∗
𝑒
∆ ∗
𝑘 =
1,38 ∙ 10 ∙ 780
6,624 ∙ 10
∙ 𝑒
,
𝑒
∆ ∗
𝑘 = 5,744 ∙ 10 𝑑𝑒𝑡𝑖𝑘
4. Suatu reaksi mempunyai energi pengaktifan 65 𝑘𝐽𝑚𝑜𝑙 . Laju pada suhu 100 ℃
adalah 7,8 ∙ 10 𝑚𝑜𝑙 ∙ 𝐿 𝑠 .
a. Pada temperatur berapa laju reaksi menjadi sepersepuluh kali dari laju reaksi
pada suhu 100 ℃.
b. Hitung laju pada suhu 20 ℃, jika data yang lain tetap.

Jawab:
log
𝑟
𝑟
=
𝐸
2,303 𝑅
1
𝑇
−
1
𝑇
log
1
10
=
6,5 ∙ 10
2,303 ∙ 8,314
1
373
−
1
𝑇
−1 =
6,5 ∙ 10
2,303 ∙ 8,314
1
373
−
1
𝑇
−2,303 ∙ 8,314
6,5 ∙ 10
=
1
373
−
1
𝑇
𝑇 = 336𝐾 = 63 ℃.
log
𝑟
𝑟
=
𝐸
2,303 𝑅
1
𝑇
−
1
𝑇
log
𝑟
7,8 ∙ 10
=
6,5 ∙ 10
2,303 ∙ 8,314
1
373
−
1
393
𝑟 = 2,6 ∙ 10 𝑚𝑜𝑙 ∙ 𝐿 𝑠 .
5. Dari data di bawah ini:
Suhu (oC) Laju (𝑀𝑠 )
0
20
1,5 ∙ 10
7,5 ∙ 10
a. Hitung energi pengaktifan?
b. Hitung laju pada suhu 50 oC?
Jawab:
log
𝑟
𝑟
=
𝐸
2,303 𝑅
1
𝑇
−
1
𝑇
log
7,5 ∙ 10
1,5 ∙ 10
=
𝐸
2,303 ∙ 8,314
1
273
−
1
293
𝐸 = 54 𝑘𝐽𝑚𝑜𝑙 .
log
𝑟
𝑟
=
𝐸
2,303 𝑅
1
𝑇
−
1
𝑇
log
𝑟
1,5 ∙ 10
=
5,4 ∙ 10
2,303 ∙ 8,314
1
273
−
1
323
𝑟 = 6,0 ∙ 10 𝑚𝑜𝑙 ∙ 𝐿 𝑠 .

Soal Latihan
1. Di bawah ini adalah data penguraian glukosa dalam larutan:
a (a-x)
[Glukosa]
(mmol/dm3)
56,0 55,3 54,2 52,5 49,0
Time (min) 0 45 120 240 480
Tunjukkan bahwa reaksi tersebut adalah orde satu, hitunglah konstanta laju reaksi
dan waktu paruh.
2. Data kinetik berikut diperoleh untuk reaksi antara natrium tiosulfat dan metil iodida
pada 25 oC, konsentrasi diekspresikan dalam satuan molar.
Time
(min)
0 4,75 10 20 35 55 ~
[Na2S2O3] 35,35 30,5 27,0 23,2 20,3 18,6 17,1
[CH3I] 18,25 13,4 9,9 6,1 3,2 1,5 0
Tunjukkan bahwa reaksi tersebut adalah orde dua!
3. Reaksi saponifikasi etil asetat dalam larutan natrium hidroksida pada 30 oC.
𝐶𝐻 𝐶𝑂𝑂𝐶 𝐻 + 𝑁𝑎𝑂𝐻 → 𝐶𝐻 𝐶𝑂𝑂𝑁𝑎 + 𝐶 𝐻 𝑂𝐻
Konsentrasi ester dan alkali mula-mula adalah 0,05 mol dm-3, dan penurunan
konsentrasi ester x diukur pada waktu-waktu berikutnya.
X.10-3
(dm3/mol)
5,91 11,42 16,3 22,07 27,17 31,47 36,44
t (min) 4 9 15 24 37 53 83
Hitung konstanta laju reaksinya!
4. Ketika konsentrasi A dalam reaksi sederhana 𝐴 → 𝐵 diubah dari 0,51 mol/dm3
menjadi 1,03 mol/dm3, waktu paruh turun dari 150 detik menjadi 75 detik pada 25
oC. Berapakah orde reaksi dan harga konstanta lajunya?
Jawab:
𝑙𝑜𝑔
𝑡
𝑡
= (𝑛 − 1)𝑙𝑜𝑔
𝑎
𝑎

BAB 6
Persamaan Matematis Laju Reaksi
Salah satu masalah dalam kinetika kimia adalah bagaimana menentukan orde reaksi
yang berlangsung dengan beberapa reaktan. Dengan konsentrasi yang berbeda dari
beberapa spesies, orde reaksi sering tidak mengikuti nol sederhana, pertama, kedua
yang dengan mudah dijelaskan menggunakan konsep sebelumnya. Beberapa metode
yang dapat digunakan untuk menentukan orde reaksi ini antara lain:
1. Metode isolasi Ostwald
2. Metode laju awal reaksi
3. Metode waktu fraksional (waktu paruh)
4. Metode integrase
5. Metode diferensial
6. Metode grafik
A. Metode Isolasi Ostwald
Metode ini diperkenalkan oleh Ostwald. Dalam metode ini konsentrasi dari salah
satu reaktan dibuat jauh lebih kecil dari konsentrasi reaktan yang lain. Setelah
reaksi berlangsung, zat yang berkonsentrasi besar relatif tidak berubah
konsentrasinya dibandingkan konsentrasi awal sehingga konsentrasi zat yang
besar tersebut dianggap konstan. Contoh:
𝐶𝐻 𝐵𝑟 + 𝑂𝐻 → 𝐶𝐻 𝑂𝐻 + 𝐵𝑟
Hukum laju reaksi subtitusi ini adalah memiliki orde satu terhadap bromoetana dan
juga berorde satu untuk ion hidroksida sehingga orde totalnya dalah dua.
Persamaan laju reaksinya dapat dinyatakan dengan
𝑟 = 𝑘[𝐶𝐻 𝐵𝑟][𝑂𝐻 ]
Jika 𝐶𝐻 𝐵𝑟 yang direaksikan sebesar 0,001 M dan 𝑂𝐻 yang direaksikan sebesar
0,1M maka pada akhir reaksi 𝐶𝐻 𝐵𝑟 akan habis bereaksi dan terdapat sisa 𝑂𝐻
sebanyak 0,099M seperti reaksi berikut.

𝐶𝐻 𝐵𝑟 + 𝑂𝐻 → 𝐶𝐻 𝑂𝐻 + 𝐵𝑟
Mula 0,001M 0,1M
Reaksi 0,001 0,001 0,001 0,001
Sisa - 0,099 0,001 0,001
Dari reaksi tersebut terlihat bahwa konsentrasi 𝑂𝐻 tidak berubah secara
signifikan. Perubahan total 1% dianggap lebih kecil dari kesalahan eksperimen
yang masih dapat diterima, sehingga konsentrasi 𝑂𝐻 dapat dianggap konstan.
Laju reaksi semula dapat dinyatakan dengan
𝑟 = 𝑘 [𝐶𝐻 𝐵𝑟]
Dengan 𝑘 adalah konstanta laju yang teramati pada saat [𝑂𝐻 ] berlebih. Secara
matematika harga 𝑘 reaksi tersebut adalah 𝑘 = 𝑘[𝑂𝐻 ]. Konstanta laju reaksi
pada orde yang diamati, 𝑘 dinyatakan sebagai konstanta laju semu (pseudo orde
satu / pseudo first order). Reaksi ini dinamakan reaksi orde satu semu karena
seolah-olah reaksi ini berperilaku seperti reaksi orde satu meskipun tidak benar-
benar orde satu. Perbedaannya adalah 𝑘 tidak benar-benar konstan karena nilai
bervariasi seiring dengan perubahan konsentrasi awal dari ion hidroksida.
Contoh lain yang sering digunakan dalam praktikum kimia adalah penentuan
pengaruh konsentrasi terhadap laju reaksi logam dengan asam kuat. Misalnya
reaksi antara logam magnesium dengan asam klorida. Pengaruh konsentrasi Mg
diperoleh dengan cara melakukan variasi panjang pita magnesium dengan larutan
asam klorida yang memiliki konsentrasi konstan. Pengamatan laju reaksi ditentukan
berdasarkan waktu yang dibutuhkan agar pita Mg habis bereaksi. Dalam halini
kuantitas Mg yang dinyatakan sebagai fungsi panjang pita pada konsentrasi HCl
adlah konstan sehingga orde reaksi yang diperoleh adalah orde reaksi terhadap
Mg.
Metode isolasi ini cocok untuk reaksi sederhana dimana laju adalah fungsi
sederhana dari konsentrasi. Metode ini tidak akan membantu ketika reaksi bersifat
kompleks dan terjadi dalam beberapa langkah. Metode ini juga tidak berlaku untuk
mempelajari reaksi cepat dimana beberapa teknik khusus diperlukan untuk
digunakan.

B. Metode Laju Awal Reaksi
Metode penentuan orde reaksi berdasarkan nilai laju awal reaksi didasarkan pada
asumsi bahwa reaksi bersifat tergantung pada stoikiometri terhadap waktu reaksi.
Oleh karenanya, konsentrasi reaktan pada suatu waktu tertentu untuk digunakan
sebagai panduan penentuan orde reaksi menimbulkan banyak kesalahan. Laju
awal reaksi dapat dipilih karena dapat menggambarkan kecenderungan pola
dekomposisi reaktan untuk membentuk suatu produk secara komparatif pada dua
atau lebih kondisi awal reaksi yang berbeda. Contoh:
𝑎𝐴 + 𝑏𝐵 → 𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑘
Persamaan laju reaksi dapat dinyatakan sebagai
𝑟 = 𝑘[𝐴] [𝐵]
Laju awal reaksi 𝑟 dinyatakan dengan
𝑟 = 𝑘[𝐴] [𝐵]
Dengan [𝐴] dan [𝐵] merupakan konsentrasi mula-mula reaktan A dan B yang
nilainya ditentukan sebelum eksperimen dilakukan. Secara eksperimental, variasi
laju awal reaksi akan diperoleh dengan memvariasikan salah satu konsentrasi
reaktan pada kondisi konsentrasi reaktan yang lain adalah konstan.
Contoh:
Data percobaan reaksi penguraian 𝑁 𝑂 menjadi 𝑁𝑂 dan 𝑂 sebagai berikut
2𝑁 𝑂 ( ) → 4𝑁𝑂 ( ) + 𝑂 ( )
[𝑁 𝑂 ] 𝑎𝑤𝑎𝑙 (𝑚𝑜𝑙 𝐿
⁄ ) Laju awal berkurangnya [𝑁 𝑂 ] (𝑚𝑜𝑙 𝐿. 𝑠
⁄ )
1,0 ∙ 10
2,0 ∙ 10
4,8 ∙ 10
9,6 ∙ 10
Berdasarkan reaksi di atas, laju reaksi dapat dinyatakan dengan
𝑟 = 𝑘[𝑁 𝑂 ]
Jika konsentrasi dijadikan dua kali semula maka laju reaksi menjadi dua kali
semula sehingga
𝑟 = 𝑘 ∙ (2[𝑁 𝑂 ])
2𝑟 = 𝑘 ∙ 2 ∙ [𝑁 𝑂 ]
2𝑘 ∙ [𝑁 𝑂 ] = 𝑘 ∙ 2 ∙ [𝑁 𝑂 ]
2 = 2
𝑛 = 1
Kesimpulannya reaksi tersebut merupakan reaksi orde satu.

Contoh yang kedua reaksi
𝐼 ( ) + 𝐶𝑙𝑂 ( ) ⎯ 𝐼𝑂 ( ) + 𝐶𝑙 ( )
Diperoleh data konsentrasi awal 𝐼 , 𝐶𝑙𝑂 dan 𝑂𝐻 serta laju awal pembentukan
𝐼𝑂 adalah
Percobaan
Konsentrasi awal (mol/L)
Laju awal (mol/L.s)
𝑰 𝑪𝒍𝑶 𝑶𝑯
1
2
3
4
0,010
0,020
0,010
0,010
0,010
0,010
0,020
0,010
0,010
0,010
0,010
0,020
7,5 ∙ 10
15,0 ∙ 10
15,0 ∙ 10
3,0 ∙ 10
Tentukan orde reaksi masing-masing terhadap 𝐼 , 𝐶𝑙𝑂 dan 𝑂𝐻 ; tentukan
persamaan laju raksi dan harga konstanta laju.
Jawab:
𝑟 = 𝑘 ∙ [𝐼 ] [𝐶𝑙𝑂 ] [𝑂𝐻 ]
Jika kita perhatikan percobaan 1 dan 2 maka konsentrasi 𝐶𝑙𝑂 dan 𝑂𝐻 dibuat
tetap dan konsentrasi 𝐼 dibuat dua kali semula sehingga laju reaksi menjadi dua
kali semula.
2 = 2
𝑎 = 1
Jika kita perhatikan percobaan 1 dan 3 maka konsentrasi 𝐼 dan 𝑂𝐻 dibuat tetap
dan konsentrasi 𝐶𝑙𝑂 dibuat dua kali semula sehingga laju reaksi menjadi dua kali
semula.
2 = 2
𝑏 = 1
Jika kita perhatikan percobaan 1 dan 3 maka konsentrasi 𝐼 dan 𝐶𝑙𝑂 dibuat tetap
dan konsentrasi 𝑂𝐻 dibuat dua kali semula sehingga laju reaksi menjadi dua kali
semula.
2 =
1
2
𝑐 = −1
Maka persamaan laju reaksi di atas dapat dinyatakan dengan
𝑟 = 𝑘 ∙ [𝐼 ][𝐶𝑙𝑂 ][𝑂𝐻 ] 𝑎𝑡𝑎𝑢 𝑟 = 𝑘 ∙
[𝐼 ][𝐶𝑙𝑂 ]
[𝑂𝐻 ]
Dari percobaan 1 diperoleh
7,5 ∙ 10 𝑚𝑜𝑙 𝐿 ∙ 𝑠
⁄ = 𝑘 ∙
0,010 𝑚𝑜𝑙 𝐿
⁄ ∙ 0,010 𝑚𝑜𝑙 𝐿
⁄
0,010 𝑚𝑜𝑙 𝐿
⁄

7,5 ∙ 10 𝑠 = 𝑘
Satuan dari konstanta laju reaksi belum tentu sama untuk setiap reaksi karena
bergantung pada orde reaksi total dari reaksi tersebut.
𝑟 = 𝑘 ∙ [𝐶]
𝑘 =
𝑟
[𝐶]
=
𝑚𝑜𝑙
𝐿 ∙ 𝑠
𝑚𝑜𝑙
𝐿
=
𝑚𝑜𝑙 ∙ 𝐿 ∙ 𝑠
(𝑚𝑜𝑙 ∙ 𝐿 )
Orde reaksi Satuan konstanta laju
0
1
2
3
𝑛
𝑠
𝑚𝑜𝑙( )
∙ 𝐿( )
∙ 𝑠
Soal Latihan
1. Dari reaksi: 2𝐼𝐶𝑙 + 𝐻 → 𝐼 + 2𝐻𝐶𝑙
Diperoleh data eksperimen:
Eksperimen [𝐼𝐶𝑙] (M) [𝐻 ] (M) Laju awal (M/s)
1
2
3
0,10
0,20
0,10
0,01
0,01
0,04
0,002
0,004
0,008
Tentukan:
Orde reaksi terhadap masing-masing reaktan
Konstanta laju reaksi
2. Diketahui data eksperimen laju reaksi sebagai berikut:
Eksperimen
Konsentrasi awal (M)
Laju awal (M/s)
𝐼 𝐶𝑙𝑂 𝑂𝐻
1
2
3
4
0,010
0,020
0,010
0,010
0,010
0,010
0,020
0,010
0,010
0,010
0,010
0,020
7,5 ∙ 10
15,0 ∙ 10
15,0 ∙ 10
3,0 ∙ 10
Tentukan orde reaksi masing-masing terhadap 𝐼 , 𝐶𝑙𝑂 dan 𝑂𝐻 . Tentukan juga
persamaan laju reaksi dan hitung konstanta laju reaksinya.

3. Studi sebuah reaksi mengamati orde masing-masing reaktan dari reaksi berikut,
termasuk didalamnya terdapat pengaruh hidroksida (𝑂𝐻 ) yang berperan sebagai
katalis:
𝐼 ( ) + 𝐶𝑙𝑂 ( ) → 𝐼𝑂 ( ) + 𝐶𝑙 ( )
Eksperimen
Konsentrasi awal (M)
Laju awal (M/s)
𝐼 𝐶𝑙𝑂 𝑂𝐻
1
2
3
4
5
6
7
0,0013
0,0026
0,0013
0,0013
0,0013
0,0013
0,0013
0,012
0,012
0,0060
0,018
0,012
0,012
0,018
0,10
0,10
0,10
0,10
0,050
0,20
0,20
9,4 ∙ 10
18,7 ∙ 10
4,7 ∙ 10
14,0 ∙ 10
18,7 ∙ 10
4,7 ∙ 10
7,0 ∙ 10
Tentukan persamaan laju reaksi dan hitung konstanta laju reaksi tersebut.
C. Metode Waktu Fraksional
Metode waktu fraksional yang paling popular dalam penentuan orde reaksi adalah
waktu paruh. Waktu paruh reaksi adalah waktu yang dibutuhkan sehingga
konsentrasi reaktan menjadi ½ kali konsentrasi semula. Ilustrasi deskriptif waktu
fraksional termasuk di dalamnya waktu paruh disajikan dengan gambar berikut:
Untuk reaksi berorde satu, berdasarkan persamaan
𝑨 𝒌
Mula-mula
Reaksi
a
x
0
x
Sisa pada waktu t a-x x

Secara umum ekspresi laju reaksi adalah:
𝑑𝑥
𝑑𝑡
= 𝑘(𝑎 − 𝑥)
dengan k adalah konstanta laju reaksi dan n adalah orde reaksi.
Selanjutnya Wilkinson membuat perumusan umum untuk metode waktu fraksional,
dimana dari persamaan umum laju reaksi:
−𝑑𝐶
𝑑𝑡
= 𝑘𝐶 𝑢𝑛𝑡𝑢𝑘 𝑛 ≠ 1,
Persamaan integral dapat ditulis sebagai
−𝑑𝐶
𝐶
= 𝑘𝑑𝑡 𝑎𝑡𝑎𝑢 −𝐶 𝑑𝐶 = 𝑘𝑑𝑡
− 𝐶 𝑑𝐶 = 𝑘 𝑑𝑡
−𝐶
−(𝑛 − 1)
= 𝑘𝑡
𝐶 ( )
(𝑛 − 1)
= 𝑘𝑡
1
𝐶
−
1
𝐶
1
(𝑛 − 1)
= 𝑘𝑡
1
𝐶
−
1
𝐶
1
(𝑛 − 1)𝑘
= 𝑡
1
1
2
𝐶
−
1
𝐶
1
(𝑛 − 1)𝑘
= 𝑡
2
𝐶
−
1
𝐶
1
(𝑛 − 1)𝑘
= 𝑡
2 − 1
𝐶
1
(𝑛 − 1)𝑘
= 𝑡
Bentuk umum dari waktu fraksional persamaan tersebut adalah
𝑡 =
(2 − 1)
𝑘(𝑛 − 1)𝐶

Pada variasi konsentrasi (C) maka persamaan di atas dapat disederhanakan
menjadi:
𝑡 =
𝑓(𝑛, 𝑘)
𝐶
dimana 𝑓(𝑛, 𝑘) merupakan fungsi yang bergantung pada orde reaksi serta
konstanta laju reaksi. Bentuk logaritma fungsi tersebut adalah:
log 𝑡 = log 𝑓 − (𝑛 − 1) log 𝐶
Plot log konsentrasi awal reaksi, − log 𝐶 terhadap log 𝑡 akan menghasilkan
sebuah slope sebesar (𝑛 − 1). Berdaarkan plot ini kita dapat menentukan juga
konstanta laju reaksi (k) berdasarkan nilai intersep.
𝑆𝑙𝑜𝑝𝑒 =
∆𝑌
∆𝑋
=
∆ log 𝑡
∆ log 𝐶
−(𝑛 − 1) =
log 𝑡 − log 𝑡
log 𝐶 − log 𝐶
1 −
= 𝑛
Untuk suatu reaksi dengan nilai n dan k tertentu, variasi terhadap konsentrasi awal
reaktan memberikan nilai 𝑡 yang bervariasi dimana semakin tinggi konsentrasi
semakin tinggi nilai 𝑡 -nya sehingga nilai slope dari plot log konsentrasi awal
versus log 𝑡 bernilai negatif. Untuk semua kondisi konsentrasi awal reaktan a,
kita dapat memperoleh persamaan:
𝑛 = 1 −
log 𝑎 − log 𝑎
𝑎𝑡𝑎𝑢 𝑛 = 1 +
log 𝑎 − log 𝑎
Contoh Soal
1. Data berikut diambil dari reaksi peruraian radikal ClO:
[𝐶𝑙𝑂] 𝑀 3.87 0.7845 0.159 0.0625
𝑡 𝑚𝑒𝑛𝑖𝑡 0,067 1,624 39,393 254,412
Berdasarkan data tentukan nilai orde reaksi tersebut!
Jawab:

Bedasarkan data kita akan menentukan orde reaksi dengan pengolahan data
mengkalkulasi nilai
[ClO] (Molar) 3.87 0.7845 0.159 0.0625
t 1/2 (menit) 0.067 1.624 39.393 254.412
log [ClO] 0.58771097 -0.10541 -0.7986 -1.20412
log t1/2 -1.1739252 0.210586 1.595419 2.405538
Oleh karena nilai slope = -1,9977 ~ -2, maka kita akan memperoleh nilai orde
reaksi = 3.
2. Suatu plot logaritma dari konsentrasi terhadap waktu reaksi memberikan slope
negatif sebesar −0,3 ∙ 10 dan intersep positif. Tentukan waktu paruh reaksi?
Jawab:
Untuk suatu plot kinetika log C vs t memberikan slope negatif, dapat kita prediksi
bahwa reaksi tersebut adalah reaksi orde satu. Selanjutnya dapat dicari nilai k dan
waktu paruh untuk reaksi tersebut:
𝑠𝑙𝑜𝑝𝑒 =
𝑘
2,303
𝑠𝑒ℎ𝑖𝑛𝑔𝑔𝑎 𝑘 = 2,303 ∙ 0,3 ∙ 10 = 6,909 ∙ 10 /𝑚𝑒𝑛𝑖𝑡
Waktu paruh reaksi dapat dicari dengan rumus
𝑡 =
ln 2
𝑘
=
0,693
𝑘
=
0,693
6,909 ∙ 10
= 100 𝑚𝑒𝑛𝑖𝑡
3. Sebuah reaksi ditentukan orde serta konstanta laju reaksinya berdasarkan
eksperimen variasi konsentrasi awal reaksi. Data yang diperoleh adalah sebagai
berikut:
y = -1.9977x + 8E-05
R² = 1
-2
-1
0
1
2
3
-1.5 -1 -0.5 0 0.5 1
log
t
1/2
log [ClO]
Grafik log [ClO] vs log t 1/2

Konsentrasi
awal (M)
1,15 ∙ 10 1,33 ∙ 10 1,52 ∙ 10 1,77 ∙ 10 2,01 ∙ 10
Waktu
paruh
(menit)
7561,437 5623,413 4570,882 3162,278 2454,709
Tentukan orde dan konstanta laju reaksi!
Jawab:
Konsentrasi
awal (M)
0.0115 0.0133 0.0152 0.0177 0.0201
Waktu paruh
(menit)
7561.437 5623.413 4570.882 3162.278 2454.709
log C -1.939302 -1.876148 -1.818156 -1.752027 -1.696804
log t 3.878604 3.75 3.66 3.5 3.39
Oleh karena nilai slope = -2,016 ~ -2, maka kita akan memperoleh nilai orde reaksi
(n) = 3.
Nilai intersep = -0,0264
Besarnya intersep = log ( )
= log ( )
= log = −0,0264
3
2𝑘
= 10 ,
= 0,941
𝑘 = 1,594 𝑀 ∙ 𝑠
⁄
4. Sebuah reaksi dengan reaktan tunggal 𝐴 → 𝑃𝑟𝑜𝑑𝑢𝑘 berlangsung dengan waktu
paruh sebesar 65,45 menit pada konsentrasi awal reaktan sebesar 0,056 mg/L, dan
y = -2.016x - 0.0264
R² = 0.9964
3.3
3.4
3.5
3.6
3.7
3.8
3.9
4
-2 -1.95 -1.9 -1.85 -1.8 -1.75 -1.7 -1.65
log
t
1/2
log C
Grafik log C vs log t 1/2

pada kenaikan konsentrasi sebesar dua kalinya, waktu paruh menjadi 129,55
menit. Tentukan orde reaksi tersebut!
Jawab:
𝑠𝑙𝑜𝑝𝑒 =
∆𝑦
∆𝑥
−(𝑛 − 1) =
∆ log 𝑡
∆ log 𝐶
𝑛 = 1 +
= 1 − 0,985 ≈ 0
5. Reaksi berorde nol memiliki waktu paruh sebesar 20 menit. Tentukan waktu yang
dibutuhkan agar 90% reaktan habis bereaksi.
Jawab:
−
𝑑[𝑋]
𝑑𝑡
= 𝑘[𝑋]
−𝑑[𝑋] = 𝑘. 𝑑𝑡
− 𝑑[𝑋] = 𝑘 𝑑𝑡
−𝑋| = 𝑘𝑡
−𝑋 + 𝑋 = 𝑘𝑡
𝑘 =
𝑋 − 𝑋
𝑡
Pada waktu paruh, maka 𝑋 = 𝑋 sehingga
𝑘 =
1
2
𝑋
20 𝑚𝑒𝑛𝑖𝑡
𝑎𝑡𝑎𝑢 𝑘 =
𝑋
40 𝑚𝑒𝑛𝑖𝑡
Pada saat 90% reaktan habis bereaksi, berarti 𝑋 = 0,9𝑋
Secara umum berlaku persamaan
𝑋 − 𝑋 = 𝑘𝑡
0,1𝑋 =
𝑋
40
𝑡
𝑡 = 4 𝑚𝑒𝑛𝑖𝑡

Latihan Soal
1. Diketahui bahwa penguraian 𝐻𝐼 menjadi 𝐻 + 𝐼 pada 508 ℃ mempunyai waktu
paroh sebesar 135 menit bila tekanan awal HI adalah 0,1 atm dan 13,5 menit bila
tekanan 1 atm. Tunjukan bahwa keadaan ini membuktikan bahwa reaksi
mempunyai orde dua? Berapa nilai tetapan laju k?
2. Reaksi nitro etana dengan natrium hidroksida yang konsentrasinya masing-masing
adalah 0,004 molar dan 0,005 molar,merupakan reaksi orde dua dengan nilai
tetapan laju k pada 0 ℃ adalah 39,1 𝐿 𝑚𝑜𝑙 𝑚𝑒𝑛𝑖𝑡 . Berapa waktu yang
dibutuhkan supaya 90% nitro etana bereaksi?
D. Metode Integrase
Reaksi dapat memiliki orde satu, dua, tiga dan seterusnya yang besarnya akan
tergantung pada mekanisme reaksi yang dilaluinya. Pada reaksi:
𝑅𝑒𝑎𝑘𝑡𝑎𝑛 → 𝑃𝑟𝑜𝑑𝑢𝑘
Secara umum, ekspresi matematis reaksi berorde n adalah:
−
𝑑𝐶
𝑑𝑡
= 𝑘𝐶
Dengan C adalah konsentrasi reaktan pada saat t. persamaan tersebut jika
diintegralkan akan menghasilkan persamaan sederhana untuk setiap orde n.
persamaan dapat ditulis sebagai:
−
𝑑𝐶
𝐶
= 𝑘𝑑𝑡
−
𝑑𝐶
𝐶
= 𝑘 𝑑𝑡
− 𝐶 𝑑𝐶 = 𝑘 𝑑𝑡
Secara umum (kecuali untuk n=1) penyelesaian persamaan tersebut adalah:
−𝐶
−(𝑛 − 1)
= 𝑘𝑡
𝐶 ( )
(𝑛 − 1)
= 𝑘𝑡

1
(𝑛 − 1)
1
𝐶
−
1
𝐶
= 𝑘𝑡
1
𝐶
=
1
𝐶
+ (𝑛 − 1)𝑘𝑡
Sedangkan untuk reaksi orde satu (n=1) maka hasil integralnya adalah
−ln 𝐶| = 𝑘𝑡
− ln 𝐶 − (− ln 𝐶 ) = 𝑘𝑡
ln 𝐶 − ln 𝐶 = 𝑘𝑡
ln
𝐶
𝐶
= 𝑘𝑡
 Pereaksi Tunggal (Unimolekuler) Dengan Laju Reaksi Berorde Satu
Reaksi: 𝐴 → 𝑃𝑟𝑜𝑑𝑢𝑘
−
𝑑[𝑋]
𝑑𝑡
= 𝑘[𝑋]
𝑑[𝑋]
[𝑋]
= −𝑘. 𝑑𝑡
Secara matematis, jika fungsi ini dibuat grafik, persamaan ini ditunjukkan
dengan tanda integral yang menggambarkan luas daerah di bawah kurva
antara waktu ketika reaksi dimulai (t=0) dan beberapa waktu berikutnya (t)
sebagai berikut:
1
[𝑋]
𝑑[𝑋] = −𝑘. 𝑑𝑡
Maka,
ln[𝑋]| = −𝑘𝑡
ln[𝑋] − ln[𝑋] = −𝑘𝑡 𝑎𝑡𝑎𝑢 𝑙𝑛
[𝑋]
[𝑋]
= −𝑘𝑡
Menurut persaman regresi linier yaitu:
Dimana:

Maka persamaan 𝑙𝑛[𝑋] − 𝑙𝑛[𝑋] = −𝑘𝑡 dapat dirubah menjadi 𝑙𝑛[𝑋] = 𝑙𝑛[𝑋] −
𝑘𝑡 dengan slop −𝑘 dan intersep 𝑙𝑛[𝑋] .
 Pereaksi tunggal dengan laju reaksi berorde dua
−
𝑑[𝑋]
𝑑𝑡
= 𝑘[𝑋]
1
[𝑋]
𝑑[𝑋] = −𝑘. 𝑑𝑡 atau [𝑋] 𝑑[𝑋] = −𝑘. 𝑑𝑡
[𝑋] 𝑑[𝑋] = −𝑘. 𝑑𝑡
−[𝑋] | = −𝑘𝑡
1
[𝑋]
−
1
[𝑋]
= 𝑘𝑡
Persamaan di atas menghasilkan persamaan garis linier sebagai berikut:
1
[𝑋]
= 𝑘𝑡 +
1
[𝑋]

 Pereaksi tunggal dengan laju reaksi berorde tiga
−
𝑑[𝑋]
𝑑𝑡
= 𝑘[𝑋]
1
[𝑋]
𝑑[𝑋] = −𝑘. 𝑑𝑡 atau [𝑋] 𝑑[𝑋] = −𝑘 𝑑𝑡
[𝑋] 𝑑[𝑋] = −𝑘 𝑑𝑡
−
1
2
[𝑋] = −𝑘𝑡
1
2[𝑋]
−
1
2[𝑋]
= 𝑘𝑡
 Pereaksi orde dua dengan dua reaktan
Reaksi: 𝐴 + 𝐵 → 𝑃𝑟𝑜𝑑𝑢𝑘
𝑨 + B 𝒌
Mula-mula
Reaksi
𝑎
𝑥
𝑏
𝑥
0
𝑥
Sisa pada waktu t 𝑎 − 𝑥 𝑏 − 𝑥 𝑥
𝑑𝑥
𝑑𝑡
= 𝑘[𝑎 − 𝑥][𝑏 − 𝑥]
𝑑𝑥
[𝑎 − 𝑥][𝑏 − 𝑥]
= 𝑘. 𝑑𝑡
𝑑𝑥
[𝑎 − 𝑥][𝑏 − 𝑥]
= 𝑘. 𝑑𝑡
1
[𝑎 − 𝑥][𝑏 − 𝑥]
=
𝐴
[𝑎 − 𝑥]
+
𝐵
[𝑏 − 𝑥]
1 = 𝐴[𝑏 − 𝑥] + 𝐵[𝑎 − 𝑥]
Saat 𝑥 = 𝑏 maka 1 = 𝐵[𝑎 − 𝑏 ] sehingga 𝐵 =
[ ]

Saat 𝑥 = 𝑎 maka 1 = 𝐴[𝑏 − 𝑎 ] sehingga 𝐴 =
[ ]
−1
[𝑎 − 𝑏 ]
𝑑𝑥
[𝑎 − 𝑥]
+
1
[𝑎 − 𝑏 ]
𝑑𝑥
[𝑏 − 𝑥]
= 𝑘. 𝑑𝑡
1
[𝑎 − 𝑏 ]
−𝑑𝑥
[𝑎 − 𝑥]
+
𝑑𝑥
[𝑏 − 𝑥]
= 𝑘. 𝑑𝑡
1
[𝑎 − 𝑏 ]
−𝑑𝑥
[𝑎 − 𝑥]
+
𝑑𝑥
[𝑏 − 𝑥]
= 𝑘. 𝑑𝑡
1
[𝑎 − 𝑏 ]
[𝑙𝑛(𝑎 − 𝑥) − 𝑙𝑛(𝑏 − 𝑥)] = 𝑘. 𝑡
1
[𝑎 − 𝑏 ]
ln
𝑏 (𝑎 − 𝑥)
𝑎 (𝑏 − 𝑥)
= 𝑘. 𝑡
Jika dibuat grafik maka
𝑌 =
[ ]
ln
( )
( )
𝑋 = 𝑡
𝑠𝑙𝑜𝑝𝑒 = 𝑘
 Pereaksi orde tiga dengan dua reaktan
Reaksi: 2𝐴 + 𝐵 → 𝑃𝑟𝑜𝑑𝑢𝑘
𝟐𝑨 + B 𝒌
Mula-mula
Reaksi
𝐴
𝑥
𝐵
𝑦
0
𝑧
Sisa pada waktu t 𝐴 𝐵 𝑧
0
0.1
0.2
0.3
0.4
0.5
0.6
0.7
0.8
0.9
0 10 20 30 40 50 60
.
time
Grafik reaksi orde 2 :
𝟏
[𝒂𝟎 − 𝒃𝟎]
𝐥𝐧
𝒃𝟎(𝒂𝟎 − 𝒙)
𝒂𝟎(𝒃𝟎 − 𝒙)
𝒗𝒔 𝒕𝒊𝒎𝒆
𝟏
[𝒂
𝟎
−
𝒃
𝟎
]
𝐥𝐧
𝒃
𝟎
(𝒂
𝟎
−
𝒙)
𝒂
𝟎
(𝒃
𝟎
−
𝒙)

−
𝑑𝐴
𝑑𝑡
= 𝑘[𝐴] [𝐵]
𝑥
𝑦
=
2
1
𝑠𝑒ℎ𝑖𝑛𝑔𝑔𝑎 𝑥 = 2𝑦
[𝐴 − 𝐴] = 2[𝐵 − 𝐵] atau 𝐵 = 𝐵 − +
Sehingga
−
𝑑𝐴
𝑑𝑡
= 𝑘[𝐴] 𝐵 −
𝐴
2
+
𝐴
2
Dengan metode penyelesaian menggunakan pecahan parsial kita peroleh
persamaan
1
𝐴 𝐵 −
𝐴
2
+
𝐴
2
≡
𝑝
𝐴
+
𝑞
𝐴
+
𝑟
𝐵 −
𝐴
2
+
𝐴
2
Dengan 𝑝, 𝑞 dan 𝑟 adalah konstanta. Hasil pengintegralannya adalah
2
(2𝐵 − 𝐴 )
1
𝐴
−
1
𝐴
+
2
(2𝐵 − 𝐴 )
𝑙𝑛
𝐵 𝐴
𝐴 𝐵
= 𝑘. 𝑡
 Pereaksi orde tiga dengan tiga reaktan
Reaksi: 𝐴 + 𝐵 + 𝐶 → 𝑃𝑟𝑜𝑑𝑢𝑘
𝑨 + B + C 𝒌
Mula-mula
Reaksi
𝐴
𝑥
𝐵
𝑦
𝐶
𝑧
0
𝑝
Sisa pada waktu t 𝐴 𝐵 𝐶 𝑝
−
𝑑𝐴
𝑑𝑡
= 𝑘[𝐴][𝐵][𝐶]
𝐶 = 𝐶 − 𝑧 𝑎𝑡𝑎𝑢 𝑧 = 𝐶 − 𝐶
𝑥 = 𝑦 = 𝑧

[𝐴 − 𝐴] = [𝐵 − 𝐵] = [𝐶 − 𝐶]
atau 𝐵 = 𝐵 − 𝐴 + 𝐴 dan 𝐶 = 𝐶 − 𝐴 + 𝐴
Sehingga
−
𝑑𝐴
𝑑𝑡
= 𝑘[𝐴][𝐵 − 𝐴 + 𝐴][𝐶 − 𝐴 + 𝐴]
Hasil pengintegralan menggunakan metode pecahan parsial akan
menghasilkan persamaan:
1
(𝐵 − 𝐴 )(𝐶 − 𝐴 )
𝑙𝑛
𝐴
𝐴
+
1
(𝐴 − 𝐵 )(𝐶 − 𝐵 )
𝑙𝑛
𝐵
𝐵
+
1
(𝐴 − 𝐶 )(𝐵 − 𝐶 )
𝑙𝑛
𝐶
𝐶
= 𝑘. 𝑡
atau
1
(𝐴 − 𝐵 )(𝐵 − 𝐶 )(𝐶 − 𝐴 )
𝑙𝑛
𝐴
𝐴
( )
𝐵
𝐵
( )
𝐶
𝐶
( )
= 𝑘. 𝑡
E. Metode diferensial
Metode ini, yang digunakan oleh Van’t Hoff, disebut metode diferensial Van’t Hoff.
Perhatikan reaksi berikut
𝑛𝐴 → 𝑃𝑟𝑜𝑑𝑢𝑘
Laju reaksi pada dua konsentrasi yang berbeda 𝐶 dan 𝐶 dapat diberikan sebagai:
𝑟 = −
𝑑𝐶
𝑑𝑡
= 𝑘𝐶
𝑟 = −
𝑑𝐶
𝑑𝑡
= 𝑘𝐶
Jka persamaan 𝑟 dibagi dengan persamaan 𝑟 maka
𝑟
𝑟
=
(−𝑑𝐶 ) 𝑑𝑡
⁄
(−𝑑𝐶 ) 𝑑𝑡
⁄
=
𝐶
𝐶
𝑛 =
log 𝑟 − log 𝑟
Reaksi dilakukan beberapa kali dengan konsentrasi reaktan yang berbeda.
Selanjutnya dibuat grafik antara konsentrasi terhadap waktu. Kemiringan/slope
(– 𝑑𝑐/𝑑𝑡) pada interval waktu tertentu diukur dalam kedua kasus dan menggunakan
nilai-nilai ini, 𝑛 ditentukan dengan bantuan persamaan di atas. Persamaan laju
dengan metode diferensial dapat juga dinyatakan sebagai berikut:
−
𝑑𝐶
𝑑𝑡
= 𝑘𝐶

− log
𝑑𝐶
𝑑𝑡
= log 𝑘 + 𝑛 log 𝐶
Dengan demikian, plot log(𝑟𝑎𝑡𝑒) versus log 𝐶 akan menjadi garis lurus dengan
intersep log 𝑘 dan kemiringan 𝑛. Ini adalah salah satu cara yang dapat digunakan
untuk reaksi sederhana. Namun, jika log(𝑟𝑎𝑡𝑒) versus log 𝐶 plot tidak linier, maka
reaksi bersifat kompleks.
F. Metode grafik
Dengan menggunakan persamaan laju reaksi yang diturunkan menggunakan
metode integrasi maka dapat disusun ulang menjadi persamaan regresi linier yaitu
Dimana:
Sebagai contoh persamaan regresi linier dari beberapa orde reaksi adalah
Reaksi Orde Persamaan Regresi 𝑿 𝒀 Slope Intersep
𝐴
(𝑎)
→ 𝑃 0 (𝑎 − 𝑥) = 𝑘𝑡 𝑡 𝑎 − 𝑥 𝑘 𝑎
𝐴
(𝑎)
→ 𝑃 1 log(𝑎 − 𝑥) = −
𝑘
2,303
𝑡 + log 𝑎 𝑡 log(𝑎 − 𝑥)
𝑘
2,303
log 𝑎
𝐴
(𝑎)
→ 𝑃 2
1
(𝑎 − 𝑥)
= 𝑘𝑡 +
1
𝑎
𝑡
1
(𝑎 − 𝑥)
𝑘
1
𝑎
𝐴
(𝑎)
+
𝐵
(𝑎)
+
𝐶
(𝑎)
→ 𝑃
3
1
(𝑎 − 𝑥)
= 2𝑘𝑡 +
1
𝑎
𝑡
1
(𝑎 − 𝑥)
2𝑘
1
𝑎
𝐴
(𝑎)
+
𝐵
(𝑎)
+
𝐶
(𝑎)
+ ⋯ → 𝑃
𝑛
≥ 2
1
(𝑎 − 𝑥)
= (𝑛 − 1)𝑘𝑡 +
1
𝑎
𝑡
1
(𝑎 − 𝑥)
(𝑛 − 1)𝑘
1
𝑎

Bentuk 𝒍𝒏 Bentuk 𝒍𝒐𝒈
ln(𝑎 − 𝑥) = −𝑘𝑡 + log 𝑎
𝑌 = −0,0003𝑥 + 4,0258
−𝑘 = −0,0003
𝑘 = 0,0003
log(𝑎 − 𝑥) = −
𝑘
2,303
𝑡 + log 𝑎
𝑌 = −0,0001𝑥 + 1,7484
−
𝑘
2,303
= −0,0001
−𝑘 = −0,0001 ∙ 2,303
𝑘 =
Dari persamaan regresi yang diperoleh maka jika ruas sebelah kiri dipoting
terhadap waktu maka harus memberikan garis lurus. Misalnya, ploting antara
log(𝑎 − 𝑥) terhadap waktu adalah garis lurus berarti reaksi tersebut merupakan
reaksi orde satu. Ini adalah metode yang sederhana dan akurat dan diterapkan
secara umum untuk penentuan orde reaksi. Metode ini juga menguntungkan,
karena konstanta laju reaksi dapat dievaluasi dengan kemiringan garis lurus dan
jika konsentrasi awal reaktan tidak diketahui, dapat ditentukan dengan bantuan
intersep.
Perbandingan persamaan laju menggunakan metode diferensial, metode integrasi,
metode grafik dan metode waktu paruh adalah sebagai berikut
Reaksi Orde
Persamaan
Diferensial
Persamaan Integrasi Persamaan Regresi 𝒕𝟏
𝟐
𝐴
(𝑎)
→ 𝑃 0
𝑑𝑥
𝑑𝑡
= 𝑘 𝑘 =
𝑥
𝑡
(𝑎 − 𝑥) = 𝑘𝑡
𝑎
2𝑘
𝐴
(𝑎)
→ 𝑃 1
𝑑𝑥
𝑑𝑡
= 𝑘(𝑎 − 𝑥) 𝑘 =
2,303
𝑡
𝑙𝑜𝑔
𝑎
(𝑎 − 𝑥)
log(𝑎 − 𝑥)
= −
𝑘
2,303
𝑡 + log 𝑎
0,693
𝑘
𝐴
(𝑎)
→ 𝑃 2
𝑑𝑥
𝑑𝑡
= 𝑘(𝑎 − 𝑥) 𝑘 =
1
𝑡
1
(𝑎 − 𝑥)
−
1
𝑎
1
(𝑎 − 𝑥)
= 𝑘𝑡 +
1
𝑎
1
𝑘𝑎
𝐴
(𝑎)
+
𝐵
(𝑎)
+
𝐶
(𝑎)
→ 𝑃
3
𝑑𝑥
𝑑𝑡
= 𝑘(𝑎 − 𝑥) 𝑘 =
1
2𝑡
1
(𝑎 − 𝑥)
−
1
𝑎
1
(𝑎 − 𝑥)
= 2𝑘𝑡 +
1
𝑎
3
2𝑘𝑎
𝐴
(𝑎)
+
𝐵
(𝑎)
+
𝐶
(𝑎)
+ ⋯ → 𝑃
𝑛 ≥ 2
𝑑𝑥
𝑑𝑡
= 𝑘(𝑎 − 𝑥)
𝑘 =
1
𝑡(𝑛 − 1)
1
(𝑎 − 𝑥)
−
1
𝑎
1
(𝑎 − 𝑥)
= (𝑛 − 1)𝑘𝑡 +
1
𝑎
2 − 1
(𝑛 − 1)𝑘𝑎( )

Reaksi
O
r
d
e
Persamaan
Diferensial
Persamaan Integrasi 𝒕𝟏
𝟐
Y Slope
𝐴
(𝑎)
→ 𝑃 0
𝑑𝑥
𝑑𝑡
= 𝑘 𝑘 =
𝑥
𝑡
𝑎
2𝑘
𝑎 − 𝑥 𝑘
𝐴
(𝑎)
→ 𝑃 ½
𝑑𝑥
𝑑𝑡
= 𝑘(𝑎 − 𝑥) 𝑘 =
2
𝑡
𝑎 − (𝑎 − 𝑥)
0,586 𝑎
𝑘
(𝑎 − 𝑥)
𝑘
2
𝐴
(𝑎)
→ 𝑃 1
𝑑𝑥
𝑑𝑡
= 𝑘(𝑎 − 𝑥) 𝑘 =
2,303
𝑡
𝑙𝑜𝑔
𝑎
(𝑎 − 𝑥)
0,693
𝑘
log(𝑎 − 𝑥)
𝑘
2,303
𝐴
(𝑎)
→ 𝑃 3/2
𝑑𝑥
𝑑𝑡
= 𝑘(𝑎 − 𝑥) 𝑘 =
2
𝑡
1
(𝑎 − 𝑥)
−
1
𝑎
0,828
𝑘𝑎
1
(𝑎 − 𝑥)
𝑘
2
𝐴
(𝑎)
→ 𝑃 2
𝑑𝑥
𝑑𝑡
= 𝑘(𝑎 − 𝑥) 𝑘 =
1
𝑡
1
(𝑎 − 𝑥)
−
1
𝑎
1
𝑘𝑎
1
(𝑎 − 𝑥)
𝑘
𝐴
(𝑎)
+
𝐵
(𝑏)
→ 𝑃
2
𝑑𝑥
𝑑𝑡
= 𝑘(𝑎 − 𝑥) (𝑏 − 𝑥) 𝑘 =
2,303
𝑡(𝑎 − 𝑏)
𝑙𝑜𝑔
𝑏(𝑎 − 𝑥)
𝑎(𝑏 − 𝑥)
− 𝑙𝑜𝑔
𝑏(𝑎 − 𝑥)
𝑎(𝑏 − 𝑥)
𝑘(𝑎 − 𝑏)
2,303
𝐴
(𝑎)
+
𝐵
(𝑎)
+
𝐶
(𝑎)
→ 𝑃
3
𝑑𝑥
𝑑𝑡
= 𝑘(𝑎 − 𝑥) 𝑘 =
1
2𝑡
1
(𝑎 − 𝑥)
−
1
𝑎
3
2𝑘𝑎
1
(𝑎 − 𝑥)
2𝑘
𝐴
(𝑎)
+
𝐵
(𝑏)
+
𝐶
(𝑐)
→ 𝑃
3
𝑑𝑥
𝑑𝑡
= 𝑘(𝑎 − 𝑥)(𝑏 − 𝑥)(𝑐
− 𝑥)
𝑘
=
2,303
𝑡(𝑎 − 𝑏)(𝑏 − 𝑐)(𝑐 − 𝑎)
(𝑏
− 𝑐)𝑙𝑜𝑔
𝑎
(𝑎 − 𝑥)
+ (𝑐 − 𝑎)𝑙𝑜𝑔
𝑏
(𝑏 − 𝑥)
+ (𝑎
− 𝑏)𝑙𝑜𝑔
𝑐
(𝑐 − 𝑥)
−
2𝐴
(𝑎)
+
𝐵
(𝑏)
→ 𝑃
3
𝑑𝑥
𝑑𝑡
= 𝑘(𝑎 − 𝑥) (𝑏
− 𝑥)
𝑘
=
1
𝑡
1
(2𝑏 − 𝑎)
∙
1
(𝑎 − 2𝑥)
−
1
𝑎
+
2,303
(2𝑏 − 𝑎)
∙ 𝑙𝑜𝑔
𝑏(𝑎 − 2𝑥)
𝑎(𝑏 − 𝑥)
𝐴
(𝑎)
+
𝐵
(𝑎)
+
𝐶
(𝑎)
+ ⋯ → 𝑃
𝑛
≥ 2
𝑑𝑥
𝑑𝑡
= 𝑘(𝑎 − 𝑥)
𝑘 =
1
𝑡(𝑛 − 1)
1
(𝑎 − 𝑥)
−
1
𝑎
2 − 1
(𝑛 − 1)𝑘𝑎( )
1
(𝑎 − 𝑥)
(𝑛 − 1)𝑘

Contoh Soal
1. Suatu reaksi hidrolisis ester diketahui merupakan reaksi orde dua dengan laju
reaksi tergantung pada konsentrasi ester saja. Pengamatan terhadap reaksi
hidrolisis tersebut setelah reaksi berlangsung 12 menit diperoleh sisa ester
sebanyak 65% dari konsentrasi semula. Tentukan:
a. Waktu paruh reaksi
b. Prosentase ester sisa setelah reaksi berlangsung 50 menit
c. Konsentrasi ester yang telah bereaksi selama 20 menit.
Jawab:
Reaksi berorde dua dengan reaktan tunggal, sehingga persamaan laju reaksi yang
berlaku adalah = + 𝑘𝑡
1
0,65𝐶
=
1
𝐶
+ 𝑘(12 𝑚𝑒𝑛𝑖𝑡)
𝑘 = 0,0449/𝐶
Waktu paruh reaksi 𝑡
1
0,5𝐶
=
1
𝐶
+
0,0449
𝐶
𝑡
0,0449
𝐶
𝑡 =
1
𝐶
𝑠𝑒ℎ𝑖𝑛𝑔𝑔𝑎 𝑡 = 22,27 𝑚𝑒𝑛𝑖𝑡
Prosentase ester padaa waktu 50 menit
1
𝐶
=
1
𝐶
+
0,0449
𝐶
(50)
1
𝐶
=
3,245
𝐶
𝑎𝑡𝑎𝑢 𝐶 = 0,4454 𝐶
Prosentase ester padaa waktu 50 menit adalah 44,54 %.
Prosenttase ester yang bereaksi pada 20 menit
1
𝐶
=
1
𝐶
+
0,0449
𝐶
(20)
1
𝐶
=
1,898
𝐶
𝑎𝑡𝑎𝑢 𝐶 = 0,5269 𝐶
Prosentase ester yang tersisa pada waktu 20 menit adalah 52,69 %, berarti
prosentase ester yang telah bereaksi sebesar 47,31 %.

2. Suatu reaksi diketahui berorde dua dengan reaktan tunggal memiliki waktu paruh
3,45 menit bila dilakukan dengan konsentrasi awal 0,56 M. jika untuk jenis reaksi
yang sama diketahui waktu paruh reaksi sebesar 0,45 menit, berapa konsentrasi
awal reaktan.
Jawab:
𝑡 . 𝐶 ( )
= 𝑡 . 𝐶 ( )
3,45. (0,56)( )
= 0,45. 𝐶 ( )
𝐶 =
3,45 ∙ 0,56
0,45
= 0,073 𝑀
3. Reaksi peruraian ClO berlangsung dengan petrsamaan
𝐶𝑙𝑂 → 𝐶𝑙 + 𝑂
Tentukan konstanta laju reaksi dan orde reaksinya berdasarkan data praktikum
berikut:
t (mdetik) 0,12 0,62 0,96 1,6 3 6,2
ClO (M) 4,25 4,01 3,6 2,86 2,32 1,87
Jawab:
Beradasarkan analisis dari beberapa grafik orde reaksi dari data tersebut maka
ditentukan bahwa reaksi tersebut adalah orde 4 karena memiliki harga koefisien
determinasi (𝑅 ) paling mendekati angka 1.

Latihan soal
1. Reaksi peruraian ClO memberikan data konsentrasi ClO pada selang waktu
pengamatan:
Waktu (menit) [𝐶𝑙𝑂] ∙ 10 𝑀
0,12
0,62
0,96
1,60
3,20
4,00
5,75
8,49
8,09
7,10
5,79
5,20
4,77
3,95
Tentukan apakah reaksi mengikuti orde satu atau dua.
2. Reaksi antara 𝑁𝑎 𝑆 𝑂 dengan 𝐶𝐻 𝐼 menghasilkan data sebagai berikut:
Waktu
(menit)
0 4,75 10 20 35 55 ~
𝑁𝑎 𝑆 𝑂 35,35 30,5 27,0 23,2 20,3 18,6 17,1
𝐶𝐻 𝐼 18,25 13,4 9,9 6,1 3,2 1,5 0
Tunjukan bahwa reaksi memiliki orde dua.
3. Suatu reaksi pada fasa cair memiliki persamaan 2𝐴 → 𝐵
Dari pengamatan reakasi menggunakan metode spektrofotometri diperoleh data
konsentrasi B pada kurun waktu reaksi sebagai berikut:
t (detik) 0 600 1200 2400 3600 ~
[B] M 0 0,089 0,153 0,200 0,230 0,312
Tentukan orde dan konstanta laju reaksi.

BAB 7
Kinetika Reaksi Kompleks
Kebanyakan reaksi dalam laboratorium tidak dapat mengikuti mekanisme tunggal,
tetapi reaksi berlangsung dengan mekanisme beberapa tahap. Reaksi demikian
dikategorikan ke dalam reaksi kompleks. Jika mekanisme reaksi berlangsung dari satu
reaktan dengan dua mekanisme yang berlangsung independen dan bersamaan maka
reaksi tersebut disebut reaksi parallel atau reaksi samping. Sedangkan jika raksi
berlangsung dengan mekanisme pembentukan produk yang kemudian bereaksi lagi
membentuk produk baru lagi secara simultan disebut dengan reaksi konsekutif.
Reaksi komplek dapat juga meliputi reaksi parallel dan reaksi konsekutif secara
bersamaan.
A. Reaksi Berkesetimbangan
Reaksi di industri sering berlangsung secara kesetimbangan atau reversible.
Contoh reaksi:
3𝐻 + 𝑁 ↔ 2𝑁𝐻
Reaksi tersebut terdiri dari reaksi:
3𝐻 + 𝑁 → 2𝑁𝐻 (𝑟𝑒𝑎𝑘𝑠𝑖 𝑖)
2𝑁𝐻 → 3𝐻 + 𝑁 (𝑟𝑒𝑎𝑘𝑠𝑖 𝑖𝑖)
Reaksi mula-mula berlangsung antara 𝐻 dan 𝑁 membentuk 𝑁𝐻 (reaksi i),
setelah 𝑁𝐻 terbentuk, 𝑁𝐻 dapat terurai menjadi 𝐻 dan 𝑁 kembali (reaksi ii).
Pada awalnya reaksi maju berlangsung dengan laju maksimal, seiring dengan
waktu berjalan maka laju reaksi maju tersebut makin berkurang dan laju reaksi balik
makin bertambah hingga mencapai suatu kondisi kesetimbangan dimana laju
reaksi maju (reaksi i) sama dengan laju reaksi balik (reaksi ii).

Sebagai contoh umum, ambil sebuah reaksi yang dinyatakan dengan persamaan
sebagai berikut:
𝐴
,
𝐵
Dengan 𝑘 dan 𝑘 masing-masing merupakan konstanta laju reaksi maju dan
konstanta laju reaksi balik. Jika [𝐴] adalah konsentrasi A pada saat t dan
konsentrasi B pada saat t adalah [𝐵], dan jika pada saat t=0, [𝐵] = 0 maka [𝐵] =
[𝐴] − [𝐴]. Laju reaksi ke arah kanan dinyatakan sebagai:
−
𝑑[𝐴]
𝑑𝑡
= 𝑘 [𝐴]
Laju reaksi ke arah kiri:
−
𝑑[𝐴]
𝑑𝑡
= −𝑘 ([𝐴] − [𝐴])
Tanda negatif dari konstanta laju reaksi balik (−𝑘 ) memberikan makna bahwa
perubahan konsentrasi B yang dinyatakan sebagai ([𝐴] − [𝐴]) berlawanan arah
dengan kecepatan perubahan A.
Sehingga laju reaksi dinyatakan sebagai perubahan konsentrasi A adalah:
−
𝑑[𝐴]
𝑑𝑡
=
𝑑[𝐴]
𝑑𝑡
+
𝑑[𝐴]
𝑑𝑡
−
𝑑[𝐴]
𝑑𝑡
= 𝑘 [𝐴]−𝑘 ([𝐴] − [𝐴])

Laju reaksi pada saat kesetimbangan adalah sama dengan nol, atau
[ ]
= 0 dan
konsentrasi A pada saat kesetimbangan adalah [𝐴] . Sehingga:
0 = 𝑘 [𝐴] −𝑘 ([𝐴] − [𝐴] )
𝑘
𝑘
=
[𝐴] − [𝐴]
[𝐴]
= 𝐾
Menyesuaikan reaksi tersebut untuk reaksi balik dapat ditulis menjadi:
𝑘 = 𝑘
[𝑅]
[𝑅] − [𝑅]
Dengan mensubtitusikan persamaan sebelumnya didapat:
𝑑[𝑅]
[𝑅] − [𝑅]
=
[𝑅]
[𝑅] − [𝑅]
𝑘 𝑑𝑡
Bentuk integrase dengan kondisi awal [𝑅] adalah [𝑅] yaitu:
ln
[𝑅] − [𝑅]
[𝑅] − [𝑅]
=
[𝑅]
[𝑅] − [𝑅]
𝑘 𝑡
Sehingga jika dibuat plot ln
[ ] [ ]
[ ] [ ]
terhadap 𝑡 akan diperoleh garis lurus dengan
titik sumbu nol dan slope
[ ]
[ ] [ ]
𝑘 . konstanta laju ke arah kanan (𝑘 ) dapat
diperoleh dari slope yang didapat.
Contoh Soal
1. Reaksi 𝑅 ↔ 𝑃 berlangsung dengan konsentrasi awal R sebesar 0,45 M.
Setelah kesetimbangan tercapai, konsentrasi R adalah sebesar 0,05 M. Jika
pada saat reaksi berlangsung selama 10 menit konsentrasi R adalah sebesar
0,30 M, tentukan konstanta laju ke arah kanan?
Jawab:
[𝑅] = 0,45 M
Konsentrasi pada saat setimbang [𝑅] = 0,05𝑀
Konsentrasi pada saat 10 menit [𝑅] = 0,3𝑀
ln
[𝑅] − [𝑅]
[𝑅] − [𝑅]
=
[𝑅]
[𝑅] − [𝑅]
𝑘 ∙ 𝑡
ln
0,45 − 0,05
0,3 − 0,05
=
0,45
0,45 − 0,05
𝑘 ∙ 10 𝑚𝑒𝑛𝑖𝑡
𝑘 = 0,4178/𝑚𝑒𝑛𝑖𝑡

2. Reaksi kesetimbangan berikut: 𝐴 ↔ 𝐵 memiliki konstanta laju reaksi ke arah
kanan dan ke arah kiri masing-masing sebesar 𝑘 dan 𝑘 . konsentrasi A diukur
selama reaksi berlangsung dan menghasilkan data berikut:
Waktu (menit) [A] M
0
30
60
90
120
150
180
900
0,25
0,225
0,199
0,175
0,151
0,125
0,099
0,005
Tentukan konstanta kesetimbangan reaksi?
Jawab:
Data yang diberikan menunjukkan konsentrasi awal (pada saat 0 menit)
sebesar 0,25M, dan konsentrasi pada saat 900 menit adalah sebesar 0,005M.
konsentrasi A pada 900 menit dapat dikatakan sebagai konsentrasi pada saat
kesetimbangan mengingat berdasar eksperimen yang dilakukan interval waktu
900 menit cukup jauh dengan interval pengambilan data sebelumnya. Sehingga
kita memperoleh dua konsentrasi yaitu: [𝐴] = 0,25𝑀 dan [𝐴] = 0,005𝑀.
Waktu
(menit)
[𝑨] 𝑴
[𝑹]𝟎 − [𝑹]𝒆
[𝑹] − [𝑹]𝒆
ln
[𝑹]𝟎 − [𝑹]𝒆
[𝑹] − [𝑹]𝒆
0 0.25 1.000 0.000
30 0.225 1.114 0.108
60 0.199 1.263 0.233
90 0.175 1.441 0.365
120 0.151 1.678 0.518
150 0.125 2.042 0.714
180 0.099 2.606 0.958
900 0.005 - -
y = 0.0052x - 0.0546
R² = 0.9791
-0.200
0.000
0.200
0.400
0.600
0.800
1.000
1.200
0 50 100 150 200
.
t (menit)
.
Grafik 𝒍𝒏
[𝑹]𝟎 − [𝑹]𝒆
[𝑹] − [𝑹]𝒆
vs time
𝑙𝑛
[𝑅]
−
[𝑅]
[𝑅]
−
[𝑅]

Besarnya koefisien korelasi garis adalah 0,9791 menunjukkan kesesuaian data
dengan reaksi kesetimbangan.
Slope = 0,0052 =
[ ]
[ ] [ ]
𝑘 .
𝑘 = 0,021236/𝑚𝑒𝑛𝑖𝑡.
𝑘 = 𝑘
[ ]
[ ] [ ]
= 4,33 ∙ 10 /𝑚𝑒𝑛𝑖𝑡.
B. Reaksi Berurutan (Konsekutif)
Mekanisme reaksi konsekutif dapat dinyatakan sebagai berikut:
𝐴 → 𝐵 → 𝐶
Perubahan konsentrasi A, B dan C dapat dinyatakan dengan persamaan:
𝑑𝐴
𝑑𝑡
= −𝑘 𝐴
𝑑𝐵
𝑑𝑡
= 𝑘 𝐴 − 𝑘 𝐵
𝑑𝐶
𝑑𝑡
= 𝑘 𝐵
Pada kedua tahap reaksi berorde satu, maka:
[𝐴] = [𝐴 ]𝑒
𝑑[𝐵]
𝑑𝑡
+ 𝑘 [𝐵] = 𝑘 [𝐴 ]𝑒
Dengan mengalikan persamaan di atas dengan 𝑒 maka akan diperoleh:
𝑒
𝑑[𝐵]
𝑑𝑡
+ 𝑘 [𝐵]𝑒 = 𝑘 [𝐴 ]𝑒( )
Hasil pengintegralan diperoleh:
[𝐵]𝑒 =
𝑘 [𝐴 ]𝑒( )
(𝑘 − 𝑘 )
+ 𝑍
Pada saat t=0, maka [B]=0 sehingga
𝑍 = −
𝑘 [𝐴 ]
(𝑘 − 𝑘 )
Dengan mensubtitusikan nilai Z maka B sebagai fungsi waktu dapat dinyatakan
dalam persamaan:
[𝐵]𝑒 =
𝑘 [𝐴 ]𝑒( )
(𝑘 − 𝑘 )
−
𝑘 [𝐴 ]
(𝑘 − 𝑘 )
[𝐵]𝑒 =
𝑘 [𝐴 ]
(𝑘 − 𝑘 )
𝑒( )
− 1

[𝐵] =
𝑘 [𝐴 ]
(𝑘 − 𝑘 )
𝑒( )
𝑒
−
1
𝑒
[𝐵] =
𝑘 [𝐴 ]
(𝑘 − 𝑘 )
(𝑒 − 𝑒 )
Jika 𝑘 = 𝑘 maka:
𝑑([𝐵]𝑒 ) = 𝑘 [𝐴 ]𝑑𝑡
[𝐵] = 𝑘 [𝐴 ]𝑒
Untuk konsentrasi C sebagai fungsi waktu diperoleh:
[𝐶] = [𝐴] 1 −
𝑘
(𝑘 − 𝑘 )
𝑒 −
𝑘
(𝑘 − 𝑘 )
𝑒
Jika 𝑘 ≫ 𝑘 maka dapat [𝐶] dapat disederhanakan menjadi:
[𝐶] = [𝐴](1 − 𝑒 )
Jika 𝑘 ≪ 𝑘 maka dapat [𝐶] dapat disederhanakan menjadi:
[𝐶] = [𝐴](1 − 𝑒 )
Dalam hal 𝑘 ≠ 𝑘 , nilai B maksimal dapat dicapai ada saat = 0
[𝐵] =
𝑘 [𝐴 ]
(𝑘 − 𝑘 )
(𝑒 − 𝑒 )
NB:Jika 𝑦 = 𝑒 , maka 𝑦 = 𝑓′ ∙ 𝑒 ∙ ln 𝑒 = 𝑓′ ∙ 𝑒 ∙ 1 = 𝑓′ ∙ 𝑒
𝑑[𝐵]
𝑑𝑡
=
𝑘 [𝐴 ]
(𝑘 − 𝑘 )
(−𝑘 ∙ 𝑒 + 𝑘 ∙ 𝑒 ) = 0
𝑘 ∙ 𝑒 = 𝑘 ∙ 𝑒
𝑒( )
=
𝑘
𝑘
(𝑘 − 𝑘 )𝑡 = ln
𝑘
𝑘
𝑡 =
ln 𝑘 − ln 𝑘
(𝑘 − 𝑘 )

Contoh Soal
1. Suatu reaksi konsekutif:
𝑃 → 𝑄 → 𝑅
Memiliki nilai konstanta laju reaksi 𝑘 sebesar 1,2 ∙ 10 /𝑚𝑒𝑛𝑖𝑡 dan nilai 𝑘
sebesar 0,9 ∙ 10 /𝑚𝑒𝑛𝑖𝑡. Jika konsentraasi awal a adalah 0,2M.
a) Tentukan konsentrasi Q pada waktu ereaksi 30 menit?
b) Tentukan waktu agar konsentrasi Q maksimal?
c) Tentukan konsentrasi Q setelah 10 menit jika 𝑘 = 𝑘 = 0,8 ∙ 10 /𝑚𝑒𝑛𝑖𝑡?
Jawab:
a) Persamaan yang berlaku untuk nilai 𝑘 ≠ 𝑘 adalah:
[𝑄] =
𝑘 [𝑃 ]
(𝑘 − 𝑘 )
(𝑒 − 𝑒 )
[𝑄] = 0,078𝑀
b) Waktu agar konsentrasi Q maksimal tercapai adalah:
𝑡 =
ln 𝑘 − ln 𝑘
(𝑘 − 𝑘 )
𝑡 = 95,89 𝑚𝑒𝑛𝑖𝑡
c) konsentrasi Q setelah 10 menit jika 𝑘 = 𝑘 = 0,8 ∙ 10 /𝑚𝑒𝑛𝑖𝑡 adalah:
[𝑄] = 𝑘 [𝑃 ]𝑒
[𝑄] = 0,00171𝑀
C. Reaksi Paralel
Jenis Reaksi Paralel:
1. Reaksi Simultan
Suatu pereaksi tidak hanya berubah menjadi lebih dari satu produk, misal A
dapat menjadi X dan Y
𝐴 → 𝑋
𝐴 → 𝑌
2. Reaksi Berkompetisi
Jika terdapat lebih dari dua pereaksi maka mungkin akan terjadi komtetisi
antara pereaksi kedua dan ketiga untuk bereaksi dengan pereaksi kesatu,
seperti B dan C berkompetisi untuk bereaksi dengan pereaksi A.
𝐴 + 𝐵 → 𝑌
𝐴 + 𝐶 → 𝑍

Penurunan Rumus Reaksi Paralel Orde Satu:
Reaksi parallel adalah reaksi yang berlangsung sebagai berikut:
𝐴 → 𝑈
𝐴 → 𝑉
𝐴 → 𝑊
Maka
−
𝑑𝐴
𝑑𝑡
= 𝑘 𝐴 + 𝑘 𝐴 + 𝑘 𝐴
−
𝑑𝐴
𝑑𝑡
= (𝑘 + 𝑘 + 𝑘 )𝐴
Jika didefinisikan konstanta laju efektif 𝑘 = 𝑘 + 𝑘 + 𝑘 maka persamaan di atas
dapat ditulis:
−
𝑑𝐴
𝑑𝑡
= 𝑘𝐴
𝑑𝐴
𝐴
= 𝑘 𝑑𝑡
ln 𝐴| = 𝑘𝑡|
ln
𝐴
𝐴
= 𝑘𝑡 𝑎𝑡𝑎𝑢 𝐴 = 𝐴 𝑒
Pernyataan untuk konsentrasi U, V dan W pada setiap t adalah:
𝑑𝑈
𝑑𝑡
= 𝑘 𝐴 = 𝑘 𝐴 𝑒
𝑑𝑈 = 𝑘 𝐴 𝑒
𝑈| =
𝑘 𝐴
𝑘
𝑒 |
𝑈 − 𝑈 =
𝑘 𝐴
−𝑘
𝑒 −
𝑘 𝐴
−𝑘
𝑈 − 𝑈 =
𝑘 𝐴
𝑘
(1 − 𝑒 )
𝑈 = 𝑈 +
𝑘 𝐴
𝑘
(1 − 𝑒 )
Dengan cara yang sama maka V dan W dapat dinyatakan dengan:
𝑉 = 𝑉 +
𝑘 𝐴
𝑘
(1 − 𝑒 )
𝑊 = 𝑊 +
𝑘 𝐴
𝑘
(1 − 𝑒 )

Untuk keadaan 𝑈 = 𝑉 = 𝑊 = 0 diperoleh persamaan sederhana:
𝑉
𝑈
=
𝑘 𝐴
𝑘
(1 − 𝑒 )
𝑘 𝐴
𝑘
(1 − 𝑒 )
𝑉
𝑈
=
𝑘
𝑘
𝑑𝑎𝑛
𝑊
𝑈
=
𝑘
𝑘
Rasio produk berbanding lurus dengan rasio konstanta laju reaksi pembentukan
masing-masing produk dan tidak bergantung pada konsentrasi awal A.
Contoh Soal
Diketahui reaksi parallel sebagai berikut:
𝐴 → 𝐵
𝐴 → 𝐶
𝐴 → 𝐷
Laju reaksi pembentukan B dengan konsentrasi awal A sebesar 2,5 ∙ 10 𝑀 adalah
sebesar 1,2 ∙ 10 𝑀/𝑚𝑒𝑛𝑖𝑡. Jika pada waktu reaksi 20 menit konsentrasi C terbentuk
dengan konsentrasi awal yang sama adalah sebanyak 3,4 ∙ 10 𝑀 dan perbandingan
konstanta 𝑘 : 𝑘 adalah 4:5, tentukan konsentrasi B dan D?
Jawab:
𝐴 = 2,5 ∙ 10 𝑀
𝑟 = 1,2 ∙ 10 𝑀/𝑚𝑒𝑛𝑖𝑡
[𝐴] = 𝑟 ∙ 𝑡 = 2,4 ∙ 10 𝑀
Karena reaksi merupakan reaksi orde satu, maka [𝐵] = [𝐴] − [𝐴]
[𝐵] = [𝐴] − [𝐴] = 2,26 ∙ 10 𝑀
[𝐶] = 3,4 ∙ 10 𝑀 (𝐴 𝑦𝑎𝑛𝑔 𝑡𝑒𝑟𝑘𝑜𝑛𝑣𝑒𝑟𝑠𝑖 𝑚𝑒𝑛𝑗𝑎𝑑𝑖 𝐶)
𝐴 − 𝐴 = 𝑘 ∙ 𝑡
2,5 ∙ 10 − 3,4 ∙ 10 = 𝑘 ∙ 20
𝑘 = 1,08 ∙ 10 𝑀/𝑚𝑒𝑛𝑖𝑡
Karena 𝑘 : 𝑘 = 4: 5 𝑚𝑎𝑘𝑎 𝑘 = 1,35 ∙ 10 𝑀/𝑚𝑒𝑛𝑖𝑡
[𝐷] = 𝑘 ∙ 𝑡 = 1,35 ∙ 10
𝑀
𝑚𝑒𝑛𝑖𝑡
∙ 20 𝑚𝑒𝑛𝑖𝑡 = 2,7 ∙ 10 𝑀

Soal Latihan
1. Reaksi parallel berikut:
𝐴 → 𝑈
𝐴 → 𝑉
Konsentrasi awal A adalah 0,002M dan kedua tahap memiliki orde satu. Setelah
reaksi berlangsung selama 45 menit, konsentrasi A yang tersisa adalah sebesar
3,4 ∙ 10 𝑀 dan konsentrasi U yang diperoleh adalah sebesar 0,0012M. Tentukan:
a) 𝑘 dan 𝑘 .
b) Konsentrasai V pada saat 45 menit.
c) Konsentrasi A setelah reaksi berlangsung selama 1 jam.
2. Reaksi beruntun berlangsung sebagai berikut:
𝐴 → 𝐵 → 𝐶
Konsentrasi A mula-mula adalah 0,9 M. Jika diketahui konstanta laju reaksi 𝑘
adalah 0,00078/menit dan pada saat reaksi berlangsung selama 1 jam diketahui
konsentrasi B adalah sebesar 0,23 M, tentukan konstanta laju reaksi 𝑘 .

BAB 8
Metode Pengambilan Data Eksperimen
Pengukuran laju reaksi dapat melalui sifat fisika antara lain
1. Perubahan tekanan (P)
2. Perubahan volume (V)
3. Perubahan warna/absorbansi (A),
4. Perubahan muatan/hantaran listrik (Ω)
5. Perubahan sifat optic (α)
Perubahan sifat ini berbanding lurus dengan perubahan konsentrasi (merupakan fungsi
linier) pada larutan encer. Secara kinetic, hubungan sifat fisika dengan konsentrasi
dapat dijabarkan sebagai berikut
𝑥
𝑎
=
𝑓 − 𝑓
𝑓 − 𝑓
𝑑𝑎𝑛
𝑎
𝑎 − 𝑥
=
𝑓 − 𝑓
𝑓 − 𝑓
dengan:
𝑥 = zat yang bereaksi
𝑎 = konsentrasi awal = (𝐴 )
(𝑎 − 𝑥) = konsentrasi pada waktu t = (𝐴)
𝑓 = tetapan fisik pada awal
𝑓 = tetapan fisik waktu t
𝑓 = tetapan fisik waktu tak hingga
Contoh:
Penerapan konsep ini untuk menafsirkan data eksperimen dalam menentukan orde dan
konstanta laju dari reaksi berikut ini. Dekomposisi dimetil eter pada suhu 504°C
(𝐶𝐻 )𝑂(𝐶𝐻 )( ) → 𝐶𝐻 ( ) + 𝐻 ( ) + 𝐶𝑂( )
𝐴 → 𝐵 + 𝐶 + 𝐷
Mula 𝑃
Reaksi 𝑥 𝑥 𝑥 𝑥
Sisa 𝑃 − 𝑥 𝑥 𝑥 𝑥
𝑃 = (𝑃 − 𝑥) + 3𝑥
𝑃 = 𝑃 − 2𝑥

𝑥 =
𝑃 − 𝑃
2
Jika dinyatakan dalam bentuk lain yaitu
𝐴 → 𝐵 + 𝐶 + 𝐷
Mula 𝑃 - - -
Reaksi (𝑃 − 𝑃 ) (𝑃 − 𝑃 ) (𝑃 − 𝑃 ) (𝑃 − 𝑃 )
Sisa 𝑃 (𝑃 − 𝑃 ) (𝑃 − 𝑃 ) (𝑃 − 𝑃 )
Maka jumlah zat yang bereaksi (𝑥) dapat dinyatakan menjadi 𝑃 − 𝑃 .
𝑃 − 𝑃 =
𝑃 − 𝑃
2
𝑃 −
𝑃 − 𝑃
2
= 𝑃
Berikut data hasil percobaan dekomposisi dimetil eter pada suhu 504℃
𝑡/𝑠 0,0 390 777 1195 3155 ∞
𝑃 /𝑡𝑜𝑜𝑟 3,2 408 488 562 779 931
a. Hitunglah tekanan parsial dari (𝐶𝐻 ) 𝑂 setiap waktu (𝑃 )
b. Tentukan orde reaksi dan tetapan laju 𝑘.
Penyelesaian:
Untuk reaksi orde satu,ln = 𝑘𝑡 atau ln = 𝑘𝑡. Karena data yang diamati berupa
sifat fisik (data tentang tekanan), maka gunakan rumus :
ln
𝑃 − 𝑃
𝑃 − 𝑃
= 𝑘𝑡
𝑃 = 𝑃 + 𝑃 + 𝑃 + 𝑃
𝑃 = (𝑃 − 𝑥) + 𝑥 + 𝑥 + 𝑥
𝑃 = 𝑃 + 2𝑥
𝑥 =
𝑃 − 𝑃
2
𝑃 = 3,2 −
408 − 3,2
2
=
𝑃 = 3,2 −
488 − 3,2
2
=
Masukan ke dalam rumus orde satu:
ln = 𝑘𝑡, bila diperoleh harga 𝑘 yang konstan berarti reaksi orde satu

Untuk reaksi orde dua:
1
[𝐴]
−
1
[𝐴 ]
= 𝑘𝑡 atau
1
𝑎 − 𝑥
−
1
𝑎
= 𝑘𝑡
1
𝑎 − 𝑥
−
1
𝑎
= 𝑘𝑡
1
𝑎
∙
𝑎
𝑎 − 𝑥
− 1 = 𝑘𝑡
1
𝑎
∙
𝑃 − 𝑃
𝑃 − 𝑃
− 1 = 𝑘𝑡
Jika pengukuran laju menggunakan data tentang daya hantar (melalui pengukuran
konduktometri) dimana daya hantar berbanding terbalik dengan hambatan (𝑅); maka
untuk orde dua berlaku:
1
𝑎
∙
1
𝑅
−
1
𝑅
1
𝑅
−
1
𝑅
− 1 = 𝑘𝑡
1
𝑎
∙
𝑅 − 𝑅
𝑅 ∙ 𝑅
𝑅 − 𝑅
𝑅 ∙ 𝑅
− 1 = 𝑘𝑡
1
𝑎
∙
(𝑅 − 𝑅 )
𝑅 ∙ 𝑅
∙
𝑅 ∙ 𝑅
(𝑅 − 𝑅 )
− 1 = 𝑘𝑡
1
𝑎
∙
(𝑅 − 𝑅 ) ∙ 𝑅
(𝑅 − 𝑅 ) ∙ 𝑅
− 1 = 𝑘𝑡
(𝑅 − 𝑅 ) ∙ 𝑅
(𝑅 − 𝑅 ) ∙ 𝑅
= 𝑘𝑡𝑎 + 1
𝑅
(𝑅 − 𝑅 )
=
(𝑘𝑡𝑎 + 1) ∙ 𝑅
(𝑅 − 𝑅 )
𝑅
(𝑅 − 𝑅 )
=
(𝑅 ∙ 𝑘 ∙ 𝑡 ∙ 𝑎 + 𝑅 )
(𝑅 − 𝑅 )
𝑅
(𝑅 − 𝑅 )
=
𝑅 ∙ 𝑘 ∙ 𝑡 ∙ 𝑎
(𝑅 − 𝑅 )
+
𝑅
(𝑅 − 𝑅 )
Jika 𝑅 tidak dapat ditentukan gunakan kurva linier ( )
terhadap 𝑡, dengan slop
∙ ∙
( )
dan intercept adalah ( )
. Pengukuran daya hantar dalam larutan
dikemukakan oleh Mc.Faire (1994) untuk reaksi piridin dan phenacyl piridinium bromide
dalam larutan-methanol. Molekul netral akan berbentuk ion dan hambatan akan turun
tajam selama reaksi berlangsung. Hambatan berbanding terbalik dengan daya hantar

dan daya hantar berbanding langsung dengan konsentrasi yang terjadi. Berikut ini
adalah suatu contoh reaksi yang laju reaksinya dapat diukur melalui Perubahan
hambatan.
𝐶 𝐻 𝐶𝑂𝐶𝐻 𝐵𝑟 + 𝐶 𝐻 𝑁 ⇔ 𝐶 𝐻 𝐶𝑂𝐶𝐻 𝑁𝐶 𝐻
Reaksi di atas adalah reaksi orde 2 dan kedua reaktan mula-mula sama
konsentrasinya, maka persamaan dapat digunakan rumus:
1
𝑎
∙
(𝑅 − 𝑅 ) ∙ 𝑅
(𝑅 − 𝑅 ) ∙ 𝑅
− 1 = 𝑘𝑡
(𝑅 − 𝑅 ) ∙ 𝑅
(𝑅 − 𝑅 ) ∙ 𝑅
= 𝑘𝑡𝑎 + 1
karena 𝑅 tidak dapat ditentukan dalam percobaan maka buatlah grafik ( )
terhadap
waktu akan membentuk garis lurus dengan slopnya adalah
∙ ∙
( )
dan intersepnya
adalah ( )
.
Waktu / menit Hambatan / Ω
𝑹
(𝑹 − 𝑹 )
7 45000 1.018122582
20 11620 1.074036417
53 9200 1.095368496
68 7490 1.119748841
84 6310 1.145398439
99 5537 1.169130068
110 5100 1.186322401
127 4560 1.213088587
153 3958 1.253721888
203 3220 1.331128566
368 2182 1.580014482
∞ 801 -

Jika konsentrasi mula-mula, 𝑎 = 0,0385 𝑀, maka 𝑘 dapat dihitung dari slope yang
besamya 𝑘 = 7,65 ∙ 10 𝑀 𝑑𝑒𝑡𝑖𝑘
Di dalam larutan cukup encer, metode ini sangat baik, tetapi untuk larutan yang cukup
pekat dengan ion yang ada dalam larutan reaksi tersebut, maka hambatan sangat
banyak dipengaruhi oleh kekuatan ion dan pH. Sehingga pengukuran daya hantar atau
hambatan tidak langsung sebanding dengan konsentrasi (Murr dan Shiner, 1962).
Pengukuran pH dipakai untuk mempelajari kinetika reaksi, dikemukakan oleh Hay dan
Croop (1969). Pada reaksi hidrolisa basa dari kompleks cis-kloro aminebis (etyl diamin
Cobal (II). Reaksinya adalah
𝐶𝑖𝑠[𝐶𝑜 𝑒𝑛 (𝑁𝐻 𝑅)𝐶𝐼] + 𝑂𝐻 ⇔ [𝐶𝑜 𝑒𝑛 (𝑁𝐻 𝑅)𝐶𝐼] + 𝐶𝐼
Reaksi ini orde dua yang berarti tingkat satu untuk ion kompleks etil diamin Cobal (III)
dan tingkat satu untuk ion klorid. Reaksi dilakukan dalam titrasi otomatis dengan
pencatat sebagai fungsi waktu dan volume, V dari basa teramati denga pH.Konsentrasi
ion hidroksi tidak berubah, dengan demikian reaksi akan menjadi pseudo tingkat satu.
𝑘 =
1
𝑡
∙ ln
𝑉 − 𝑉
𝑉 − 𝑉
ln(𝑉 − 𝑉) = −𝑘𝑡 + ln(𝑉 − 𝑉 )
Jika dibuat grafik dari ln(𝑉 − 𝑉) terhadap waktu, didapatkan linear. Dari grafik tersebut
dengan reaksi pseudo orde satu, konstanta laju reaksi dapat dihitung:
y = 3E-05x + 1,0201
R² = 0,9967
0
0.2
0.4
0.6
0.8
1
1.2
1.4
1.6
1.8
0 5000 10000 15000 20000 25000
.
waktu (s)
Grafik vs waktu

Buku Kimia.pdf

Recommended

Recommended

More Related Content

What's hot

What's hot (20)

Similar to Buku Kimia.pdf

Similar to Buku Kimia.pdf (20)

Buku Kimia.pdf