Kinetika Reaksi dan Transport

KINETIKA REAKSI
Materi :
1. Teori Kinetika Gas
2. Transport dalam gas
3. Gerak molekul dalam
cairan
4. Difusi
5. Difusi dan reaksi
Ujian (mid semester)
6. Hukum laju reaksi
untuk reaksi
sederhana
7. Penentuan orde reaksi
dan konstanta laju
reaksi sederhana
8. Persamaan Arhenius
9. Mekanisme reaksi
Penilaian:
Tugas & Quis : 20%
Mid semester : 40% UAS Semester : 40%

TEORI KINETIKA GAS
Teori kinetika gas didasarkan pada 3 asumsi dasar
1. Gas terdiri dari molekul-molekul dengan massa m dan
diameter d yang bergerak terus menerus secara acak
2. Ukuran molekul–molekul diabaikan, dalam arti
diameter molekul jauh lebih kecil dari jarak rata-rata
yang ditempuh antara tumbukan.
3. Molekul-molekul tidak saling berinteraksi dan
tumbukan-tumbukan yang terjadi dianggap elastis
sempurna, tumbukan ini terjadi bila jarak antara pusat-
pusat molekul = d

Kegunaan teori kinetika gas
 Dapat menentukan persamaan gas ideal, sifat-sifat
gas ideal dan gejala perpindahan yang terjadi dalam
gas.
 Dapat menghitung distribusi kecepatan molekul
dan memperkirakan molekul-molekul banyak
berada pada kecepatan yang bagaimana

Pengertian-pengertian
 Tumbukan elastis sempurna adalah tumbukan antara
molekul-molekul dimana energi kinetik translasi total
tidak berubah sebelum dan sesudah tumbukan.
 Molekul-molekul gas juga bertumbukan dengan dinding
wadah dimana dia berada sehingga menimbulkan tekanan
 Frekwensi tumbukan (Z) adalah jumlah rata-rata
tumbukan perunit waktu yang dilakukan oleh molekul
tunggal (oleh satu molekul).
 Jalan bebas rata-rata (l) adalah jarak rata-rata yang
ditempuh oleh molekul antara tumbukannya.
Jadi asumsi nomor 2 dapat ditulis lebih ringkas sebagai
d << l

Tekanan Gas dan tekanan rata-rata gas
Satu partikel berada dalam sebuah kotak yang mempunyai
luas sisi = A. Partikel menumbuk dinding kanan

 momentum searah sumbu x berubah dari mVx ke –
mVx.
 Perubahan momentum untuk masing-masing
tumbukan = mVx – (-mVx) = 2 m Vx
 Vx adalah kecepatan partikel searah sumbu x dalam
interval waktu Δt
 Vx. Δt = jarak yang ditempuh partikel = panjang
rusuk kubus ( kotak).

 Jika luas dinding = A
 panjang rusuk = Vx Δ t
 Volume kotak = A Vx Δt
 Jumlah partikel perunit volum = N
 Jumlah partikel yang bertumbukan
dengan dinding = N A Vx Δ t.

 Sebagian partikel bergerak ke kanan dan sebagian
lagi bergerak ke kiri.
 Jumlah tumbukan partikel-partikel dengan
didinding dalam waktu dt adalah ½ N A Vx Δt.
 Perubahan momentum total = ½ N A Vx Δt x 2 m
Vx = m N A Vx
2 Δt
 Kecepatan perubahan momentum = m N A Vx
2 Δt/
Δt = m N A Vx
2 = FORCE OF COLLISION (
gaya yang bekerja pada dinding).

 Karena P = F/A maka P = m N Vx
2
 Tekanan rata-rata dan dapat ditulis P=m N<Vx
2 >
 Bila :
(<V2 >)1/2 = C = ( <Vx
2 > + <Vy
2> + <Vz
2 > )1/2
 Analog: <Vx
2 > = <Vy
2> = <Vz
2 >
 jadi: C = (3 <Vx
2 > )1/2 dan <Vx
2> = 1/3 C2
 Sehingga : P = 1/3 m N C2 (Tekanan rata-rata)

Latihan:
 Hitung tekanan (atm) yang ditimbulkan oleh 1 mol
H2 dalam wadah 2 dm3 bila temperatur 30oC .
 Hitung C gas CO2 dan N2 pada 25oC, berapa
jumlah partikel pervolume gas tersebut pada
tekanan 1 atm

 P = 1/3 m N C2 P=1/3mN/V
 PV= 1/3 M/NAnNAC2
 PV = 1/3Mn3RT/M = nRT
 1J= 1kgm2s-2

Distribusi kecepatan Maxwell-Boltzman

 Kecepatan molekul ditandai dengan Vx , Vy dan Vz
yaitu kecepatan searah dengan sumbu x, searah
sumbu y dan searah sumbu z.
 f(Vx) , f(Vy) dan f(Vz) adalah fungsi kecepatan searah
sumbu x , fungsi kecepatan searah sumbu y dan
fungsi kecepatan searah sumbu z.
 f(Vx , Vy , Vz) d Vx d Vy dVz adalah keboleh jadian
molekul atau kemungkinan molekul atau fraksi
molekul-molekul.
 f(Vx , Vy , Vz) dapat juga ditulis: f(Vx ) f(Vy) f(Vz)

Persamaan ini dapat ditulis

 
 x
x dV
V
Vx
f
Vx
df

)
(
)
(
2
2
)
(
x
V
x Ae
V
f




Menentukan A
Keboleh jadian Vx diantara +~ dan - ~ = 1
Kata lain: molekul harus mempunyai kecepatan
dalam range - ~ sampai + ~ atau - ~ < Vx < + ~
Kemungkinan kecepatan diantara +~ dan - ~ adalah satu.

Menentukan λ
x
V
x
x dV
e
V
V x
2
2
2
1
2
2
.
)
2
.(


 








Distribusi kecepatan Maxwell-
Boltzman .
x
x dV
V
f )
( adalah fraksi molekul yang
mempunyai kecepatan terletak
diantara kecepatan Vx dan Vx +
dVx,

Tidak memperhatikan arah maka
persamaan kecepatan Maxwell-
Boltzman diturunkan kembali oleh
Maxwell yang dikenal dengan distribusi
kecepatan Maxwell adalah sebagai
berikut:

Kurva distribusi kecepatan molekul gas
oksigen pada berbagai temperatur
T1 < T2 < T3 < T4

Macam-macam kecepatan molekul
Gas
 Kecepatan rata-rata
 Akar kecepatan kuadrat rata-rata
 Kecepatan yang paling mungkin
 Kecepatan relatif

Akar Kecepatan kuadrat rata-rata
(Crms)

Kecepatan yang paling
mungkin.(C*)

Frekuensi Tumbukan
 Tumbukan molekul Gas dengan dinding
Wadah
Tinjaulah kembali suatu dinding dengan luas A
ditumbuk oleh molekul dengan kecepatan vx
dimana vx >0 dalam waktu Δt maka molekul-
molekul yang berada dalam ruang dengan
volume vx. Δt.A akan menumbuk dinding
dalam selang waktu Δt.

Jumlah rata-rata tumbukan =
jumlah molekul

Keterangan
k : tetapan Boltzman
N : jumlah molekul
V: Volume
m: massa 1 molekul gas
M: Berat molekul gas
T: Temperatur absolut (K)
R: Tetapan gas.
ρ: Konsentrasi molekul ( Jumlah molekul per satuan
volum)

Jumlah tumbukan persatuan luas persatuan waktu adalah

Latihan
 Hitung perbanding kecepatan akar kuadrat
rata-rata terhadap kecepatan rata-rata, terhadap
kecepatan yang paling mungkin dan kecepatan
relatif.
 Hitung kecepatan rata-rata dan Crms gas N2
pada 25oC
 Hitung jumlah tumbukan per centimeter
kuadrat per detik dari molekul gas N2 dengan
dinding pada tekanan 1 atm dan 25oC.
 Hitunglah kecepatan rata a) H2, b) C2H6 pada
77 K ; 298 K dan 1000 K.


Tumbukan antar molekul Gas
penampang lintang tumbukan
disimbulkan dengan σ
dimana σ = π d2

 Bila molekul dianggap dalam tumbukannya
menjelajahi pipa tumbukan dengan kecepatan rata-
rata dan tumbukan tersebut terjadi dalam selang
waktu Δt maka panjang pipa tumbukan adalah
dan volume pipa tumbukan =

 Karena N = Jumlah molekul persatuan volum , N
= Jumlah molekul
 maka : N = N V = N
 Jumlah tumbukan /satuan waktu (Z)= Nσ rel
 Z =

t
C 
__

Jalan Bebas rata-rata
Jika molekul bergerak dengan kecepatan rata-rata
bertumbukan dengan frekuensi Z maka molekul
tersebut melewatkan waktu 1/Z dalam aliran bebas
tumbukan sehingga akan menempuh jarak :
(1/Z).

1J= 1kgm2s-2
1 Atm = 101325 Pa = 101325 Nm-2 = 101325 kg m-
1s-2
Z = P NA/(2πMRT)1/2
Z = ..Nm-2...mol-1 / (....gmol-1 .....J K-1 mol-1 K)1/2
Z = ..kg m-1 s-2 mol-1/(..10-3kg mol-1 .....kg m2 s-2 K-1mol-1
K)1/2

Gejala Transport
 Gejala transport adalah gejala yang diperlihatkan
oleh fluida (gas dan Zat cair) untuk memindahkan
materi, energi dan sifat lainnya dari suatu tempat ke
tempat lain. Sifat yang dapat berpindah tersebut
dinamakan sifat tranport.
 gejala transport ini Difusi, hantaran termal dan
aliran kental.

FLUX
 Flux (J) adalah jumlah sifat yang berubah perunit
luas per unit waktu.
 Flux ~ gradien sifat
 Misal: Jz (materi) ~ dN/dz
Jz ( momentum) ~ dVx/dz
Jz (energi) ~ dT/dz
 Flux materi Jz yang berdifusi sejajar sumbu z
sebanding dengan gradien konsentrasi,
 flux momentum sebanding dengan gradien kecepatan
 flux energi sebanding dengan gradien temperatur.

DIFUSI
 Hukum Fick I :
L R
+λ
- λ

)
(
2
1
)
2
(
4
1
)
0
(
)
0
(
4
1
)
(
)
(
__
__
__
dz
dN
C
dz
dN
C
J
dz
dN
N
dz
dN
N
C
J
R
L
J
R
L
J
J
z
z
z



































VISKOSITAS
 Anggaplah fluida terdiri dari lapisan-lapisan yang
mempunyai jarak tertentu, karena sifat fluida dapat
mengalir, maka dalam aliran tersebut akan terjadi
gesekan.
 Suatu fluida diletakkan diantara plat paralel dan
salah satu bidang dapat digeser searah sumbu x dan
bidang yang lain tetap.

Plat bergerak
Plat tidak bergerak

 Viskositas berhubungan dengan momentum,
molekul yang bergerak dari kanan (dari lapisan
cepat ke lapisan yang lebih lambat)
mentransportasikan momentum mVx(λ) ke lapisan
yang baru dan molekul yang bergerak dari kiri
mentrasportasikan mVx(-λ).

HANTARAN TERMAL
 Bila ada dua daerah yang berbeda temperaturnya
maka akan terjadi aliran energi dari daerah dengan
tempertur tinggi ke daerah dengan temperatur
rendah, hal inilah yang dinamakan proses hantaran
termal.
 Andaikan setiap molekul membawa energi rata-rata
sebesar dimana v bilangan mendekati 1

 Satuan D : m2 s-1
 η : kg m-1 s-1
 κ : J K-1m-1s-1
1J= 1kgm2s-2
1 Atm =101325 Pa = 101325 Nm-2
=101325 kg m-1 s-2 =101325 J m-3

Latihan:
 Hitunglah perbandingan konduktivitas termal gas
hidrogen pada 300 K dengan gas hidrogen pada 10
K.
 η helium=1,88x10-5Pa s pada 0oC, hitung koefsien
difusi dan koefisien hantaran termal.
 Gunakan nilai eksperimen dari koefisien viskositas
hidrogen pada 273 K untuk memperkirakan
penampang lintang tumbukan atom tsb.

Z = .... partikel/m2s1 = .......molekul/m2s

KESIMPULAN
 Tekanan rata-rata
 Distribusi kecapatan maxwell-Boltzman
)
(
3
/
1 2
rms
C
N
m
P 

 Kecepatan rata-rata
 Akar Kecepatan kuadrat rata-rata
 Kecepatan yang paling mungkin
 Kecepatan relatif

KESIMPULAN
 Jumlah tumbukan molekul dengan dinding
 Jumlah tumbukan sesama molekul
 Jalan bebas rata-rata
]
[
N
2
1
N
2
2 2
/
1
2
/
1
2
/
1
A
V
P
kT
A



 



KESIMPULAN
 Koefisien difusi
 Koefisien viskasitas
 Koefisien hantaran termal

Soal:
 Hitung jalan bebas rata-rata molekul
diatomik dalam udara σ=0,43 nm2 pada
25oC dan 1 atm dan berapa D N2
 Pada tekanan berapakah jalan bebas
rata-rata pada 25oC mendekati ukuran
bejana l L yang ditempatinya jika σ =
0,36 nm2.

Soal:
 Hitung jalan bebas rata-rata molekul N2
di udara σ=0,43 nm2 pada 25oC dan 1
atm dan berapa Z antarmolekul N2
 Pada tekanan berapakah jalan bebas
rata-rata pada 25oC mendekati ukuran
bejana l L yang ditempatinya jika σ =
0,36 nm2.

PR I:
 Hitung koefisien hantaran termal 1M gas O2 pada 25oC
dan 1atm .
 Gunakan nilai eksperimen dari koefisien viskositas
hidrogen pada 273 K untuk memperkirakan
penampang lintang tumbukan atom tsb.
 Hitung jalan bebas rata-rata molekul diatomik dalam
udara σ=0,43 nm2 pada 25oC dan 1 atm dan berapa D
 pada tekanan berapakah jalan bebas rata-rata pada 25oC
mendekati ukuran bejana l L yang ditempatinya jika σ
= 0,36 nm2.

Soal:
1. Hitung jalan bebas rata-rata molekul diatomik
dalam udara σ=0,43 nm2 pada 25oC dan 1 atm
dan berapa DN2
2. η helium=1,88x10-5Pa s pada 0oC, hitung
koefsien difusi dan koefisien hantaran termal.
Bila konsentrasi helium 1 M.
3. Pada tekanan berapakah jalan bebas rata-rata
pada 25oC mendekati ukuran bejana kubus l L
yang ditempatinya jika σ = 0,36 nm2.

Kinetika reaksi
 1. LAJU REAKSI DAN ORDE REAKSI
aA + bB → cC
 persamaan laju reaksi

 Hukum laju reaksi dapat dijumpai seperti berikut:
dx/dt = k [A] n = -dA/dt
 n (orde reaksi) adalah pangkat dari konsentrasi
reaktan sisa pada hukum laju differensial
 Untuk reaksi 1 tahap (reaksi elementer), orde reaksi
sama dengan koefisien reaksi.
 Untuk reaksi yang terdiri beberapa tahap, orde
reaksi tidak sama dengan koefisien reaksi dari
reaksi total (keseluruhan)

Misal:
1. H2 + I2 → 2HI n = 2
2. H2O2 + I- → H2O + IO-
H2O2 + IO- → H2O + O2 + I-
2H2O2 + I- → 2H2O + O2 + I-
n = 3

 k adalah Konstanta laju reaksi
 Satuan k : mol1-nlitern-1s-1
Overall Rxn Order, x Units for k
zero Ms-1
first s-1
second M-1
s-1
third M-2
s-1

HUKUM LAJU REAKSI
Ada dua :
1. hukum laju reaksi berbentuk differensial
misal: dx/dt = k [A] n = -dA/dt
2. hukum laju reaksi berbentuk integral atau hukum
laju reaksi terintegrasi

HUKUM LAJU REAKSI
TERINTEGRASI
A. Reaksi orde ke nol
sehingga: A - A0 = -kt = -x atau x = kt
A adalah konsentrasi A pada waktu tertentu
A0 adalah konsentrasi A awal atau pada t = 0
x adalah konsentrasi produk pada t tertentu.

B. Reaksi orde I
C. Reaksi orde II

D. Reaksi orde III dan orde ke n

WAKTU PARUH
Waktu paruh adalah waktu yang dibutuhkan agar
setengah reaktan telah bereaksi membentuk produk.
x = 1/2A]0 dan [A] = 1/2[A]0
A. Reaksi orde ke nol
x = kt x = 1/2[A0]
sehingga : 1/2 [A0] = k t ½

 D. Reaksi orde III dan orde ke n

1 x t1/2 A = 1/2 A0
2 x t1/2 A = ¼ A0
3 x t1/2 A = 1/8 A0
n x t1/2 A = 1/2n A0

mx
c
y 



  


 2
2
)
( x
x
n
y
x
xy
n
m
n
x
m
y
c
 



latihan
1. Reaksi : 2A + B → 2C + 3D
Laju pembentukan C = 1,0 Ms-1 hitung laju reaksi
untuk senyawa lain.
2. Reaksi dengan k = 2,14 x 10-4 cm3mol-1s-1 sudah
berapa persen reaksi berlangsung pada 30 menit
bila [A]0 = 0,1 M.
3. Reaksi orde satu k = 4,8x10-5s-1 berapa persen
reaktan tersisa setelah 30 menit dan 4 jam

4.
5, Diketahui laju = k(N2O5) untuk reaksi :
2N2O5 → 4NO2 + O2 Hitunglah konstata laju
reaksi dan t untuk larutan 0,04 M jika laju =
1,4x10-6Ms-1 dan (N2O5)o = 0,1M

6. Data suatu reaksi dapat di buat grafik linear sebagai
1/C vs t memberikan intersep 2 x 103 M-1 dan slope 2
x 10-2 M-1s-1 hitung t ½.

BEBERAPA REAKSI RUMIT
1. Reaksi reversibel
A B
kostanta laju kekanan = k1
konstanta laju kekiri = k-1
Pada kesetimbangan :
laju reaksi kekanan = laju reaksi kekiri

k1 [A]e = k-1 [B]e
 Contoh:
 1. 2NO + O2 2NO2
 2. CH3COOC2H5 + H2O CH3COOH + C2H5OH

2. Reaksi samping atau reaksi paralel
 Misal: A B
A C
 contoh : C2H5OH C2H4 + H2O
C2H5OH CH3CHO + H2

4. Reaksi berantai
Contoh reaksi pembentukan HBr yang terjadi melalui
beberapa tahap yaitu:
a. Tahap inisiasi : Br2 → Br + Br
b. Tahap propagasi : Br + H2 → HBr + H
H + Br2 → HBr + Br
c. Tahap Inhibisi: H + HBr → H2 + Br
d. Tahap terminasi: 2Br → Br2
Mekanisme tahap propagasi dinamakan mekanisme rantai,
atom H dan Br adalah pusat rantai.


B. REAKSI IRREVERSIBEL UNTUK REAKSI RUMIT
(Reaksi dengan konsentrasi awal reaktan tidak sama)
1. Reaksi orde II
A + B P
A + 2B P
Bila b=2a

)
)(
( x
b
x
a
k
dt
dx




)
2
)(
( x
b
x
a
k
dt
dx



k
k
k B
A 

k
k
k B
A 2
2 

kt
x
b
a
x
a
b
b
a



 )
2
(
)
(
ln
2
1
kt
x
b
a
x
a
b
b
a



 )
(
)
(
ln
1
2
)
(
2 x
a
k
dt
dx

 kt
a
x
a
2
1
)
(
1




Penentuan orde reaksi
 A. Metode waktu paruh
Rumus umum:
Log t1/2 vs log a : garis lurus
Slope = - (n-1)
Atau: membadingkan t1/2 untuk 2x percobaan dengan konsentrasi
reaktan berbeda
1
1
2
1
)
1
(
1
2




 n
n
a
n
k
t
a
n
n
k
t
n
log
)
1
(
)
1
(
1
2
log
log
1
2
1 





1
1
1
2
2
2
1
1
2
1
)
(
)
(
)
(
)
(


 n
n
a
a
t
t
1
2
2
2
1
1
2
1
log
)
1
(
)
(
)
(
log
a
a
n
t
t



 2. metode isolasi (untuk reaktan berbeda)
aA + bB + cC P
Orde reaksi total = a + b + c
Untuk mendapatkan a, dibuat seri percobaan dengan
konsentrasi B dan C berlebihan sehingga bisa dianggap
konstan.
Kemudian a didapat seperti no 1, lakukan cara yang
sama untuk B dan C
c
b
a
C
B
A
k
dt
dx
)
(
)
(
)
(

a
a A
k
dt
dx
)
(

c
b
a C
B
k
k )
(
)
(



Menentukan hukum laju dan menghitung konstanta laju
reaksi dari data berikut ini:
S2O8
2- (aq) + 3I- (aq) 2SO4
2- (aq) + I3
- (aq)
Percobaan [S2O8
2-] [I-]
Laju Awal
(M/s)
1 0,08 0,034 2,2 x 10-4
2 0,08 0,017 1,1 x 10-4
3 0,16 0,017 2,2 x 10-4
laju = k [S2O8
2-]x[I-]y
[I-] meningkat dua kali, laju menjadi dua kali (percobaan 1 & 2)
y = 1
[S2O8
2-] meningkat dua kali, laju menjadi dua kali (percobaan 2 & 3)
x = 1
k =
laju
[S2O8
2-][I-]
=
2,2 x 10-4 M/s
(0,08 M)(0,034 M)
= 0,08/M•s
14.2
laju = k [S2O8
2-][I-]

3. metode integrasi
Isikan data-data percobaan (Konsentrasi setiap
saat dan waktu) pada hukum laju reaksi (misal:
orde I , II dst). Orde reaksi adalah orde reaksi
yang sesuai dengan rumus yang digunakan
dan memberikan nilai k yang konstan.

Penentuan k
1. Cara grafik menggunakan rumus hukum laju reaksi
bentuk integral.
Misal: n = 1 grafik ln (a-x) vs t garis lurus dengan slope
= -k
2. Metode least means squares.
Digunakan bila terdapat keraguan membuat garis pada
cara no 2 (banyak penyimpangan titik-titik)
Dasar:
n : Jumlah data b : slope
bx
a
y 
 2
2
)
(
)
( x
x
n
y
x
xy
n
b







 

  


 2
2
)
( x
x
n
y
x
xy
n
m
n
x
m
y
c
 



Contoh soal
1. Reaksi H2 dan I2 menghasilkan HI, waktu paruh pada 508oC adalah 135
menit. Jika konsentrasi awal kedua reaktan adalah masing 0,5 M. Berapa
konsentrasi produk setelah 10 menit dan sudah berapa % sisa reaksi .
2. Data berikut diperoleh dalam reaksi atom bromin dengan Cl2O. Hitung orde
reaksi berkenaan dengan atom bromin dan Cl2O.
Waktu (s) 0 40 70 100
[Cl2O] x 103
(mol m-3)
24,4 19,70 17,85 16,56
[Br] x 103
(mol m-3)
12,2 7,50 5,65 4,36

3. Data berikut dicatat dalam peluluhan radikal ClO. Hitunglah orde reaksi
tersebut.
[Cl2O]0 x 103 (mol m-3) 8,7 8,44 7,44 7,39 7,13
t1/2 (m detik) 4,8 4,9 5,4 5,5 5,8

TEORI TUMBUKAN PADA KINETIKA KIMIA
1. Reaksi kimia terjadi sebagai hasil dari tumbu-
kan antara molekul-molekul yang bereaksi.
2. Agar dapat bereaksi, moplekul-molekul yang
bertumbukan harus memiliki
a. arah (orientasi) yang tepat
b. energi kinetik totalnya sama dengan atau
lebih besar daripada energi aktivasi, Ea, yaitu
energi minimum yang dibutuhkan untuk
memulai suatu reaksi kimia.

TEORI LAJU REAKSI
Kecepatan reaksi dapat dijelaskan dalam dua pendekatan
teoritik
1. Teori Tumbukan
k = P Z0 exp ( - Ea/RT )
k : Konstanta laju reaksi
P : Faktor ruang = σ*/ σ
Z0 : Z/n
Z : Jumlah tumbukan persatuan volum persatuan waktu
n : Jumlah molekul yang terbentuk persatuan volum
persatuan waktu
R : Tetapan gas dan T : temperatur absolut

Ketentuan
1. Laju reaksi bergantung pada konsentrasi pereaksi karena
jumlah tumbukan bertambah bila konsentrasi bertambah.
2. Laju reaksi bergantung kepada sifat pereaksi karena setiap
pereaksi mempunyai energi aktivasi yang berbeda.
3. Laju reaksi bergantung pada temperatur.
4. Katalis akan menurunkan energi aktivasi.

Persamaan Arhenius
Persamaan yang menghubungkan konstanta laju k1 dan k2 pada
suhu T1 dan T2 dapat digunakan untuk menghitung energi
aktivasi atau umtuk menentukan kosntanta laju pada suhu lain
jika energi aktivasinya diketahui.
RT
Ea
Ae
k  RT
E
A
ln
k
ln a


1
1
RT
E
A
ln
k
ln a


2
2
RT
E
A
ln
k
ln a













2
2
2
1
1
1
T
T
R
E
k
ln
k
ln a










1
2
2
1 1
1
T
T
R
E
k
k
ln a







 

2
1
2
1
2
1
T
T
T
T
R
E
k
k
ln a

2. TEORI KEADAAN TRANSISI
Spesi yang terbentuk sementara oleh molekul-
molekul reaktan akibat tumbukan sebelum
nantinya akan membentuk produk disebut
keadaan transisi atau kompleks teraktifkan.
Dalam keadaan transisi, ikatan-ikatan yang lama
sedang mengalami proses pemutusan dan ikatan-
ikatan yang baru mulai terbentuk. Energi
aktivasi adalah energi yang dibutuhkan untuk
mencapai keadaan transisi.

A + B C + D
Reaksi Eksotermik Reaksi Endotermik
Energi aktivasi (Ea) adalah energi minimum yang
dibutuhkan untuk memulai reaksi kimia.
14.4

2. Teori Keadaan transisi
AB# : Kompkeks teraktivasi
k : Konstanta laju reaksi
ΔS# : Perobahan entropi kompleks teraktivasi
ΔH# : Perobahan entalpi kompleks teraktivasi.
h : Konstanta Plank
NA : Bilangan avogadro

Latihan:
 Suatu reaksi kimia mempunyai ∆H an ∆S teraktivasi
238,1kJmol-1 dan 25JK-1mol-1 pada 285oC, hitung k reaksi
(n=1) h = 6,62x10-34Js jwb: k = 1,21x10-8 s-1
 Reaksi A → P n = 1
t (menit) : 0 10 20 30 40
A (M) : 7,5 6,37 5,35 4,6 3,9 hitung k dan
intersep
jwb: k = 2,7x10-4 s-1 intersep = 2,0149

MEKANISME REAKSI
Reaksi Elementer:
 Unimolekuler
 Bimolekuler
 Tertmolekuler.
Misal:
 Mekanisme antara CO dengan NO2 adalah:
 1. NO2 + NO2  NO3 + NO (reaksi elementer)
 2. NO3 + CO  NO2 + CO2 (reaksi elementer)

 A mechanism is a collection of elementary steps
N2O5  NO2 + NO3

2 NO2 (g) + F2 (g)  2 NO2F (g)
Laju reaksi = k [NO2] [F2]
Mengapa tidak: Laju reaksi = k [NO2]2 [F2]
Apakah reaksi elementer sama dengan reaksi
keseluruhan (reaksi total) ??

Angapan Dasar Untuk Menyimpulkan
Mekanisme Reaksi
1. Stoikiometri keseluruhan persamaan yang sudah setara
tidak memperlihatkan molekul-molekul yang sebenarnya
berantaraksi.
2. Banyak reaksi yang berlangsung beberapa tahap. Jumlah
persamaan reaksi dari tahap ini adalah persamaan reaksi
keseluruhan.
3. Salah satu tahap berlangsung lambat dan tahap ini adalah
tahap penentu laju reaksi.
4. Laju keseluruhan dari reaksi yang berlangsung dalam
tahap-tahap adalah laju dari tahap yang paling lambat.
5. Hukum laju dari keseluruhan reaksi ditentukan oleh
stoikiometri dari tahap yang paling lambat dan bukan
stoikiometri keseluruhan reaksi.

Contoh:
1. H2O2 + I– → H2O + IO– slow
2. H2O2 + IO- → H2O + O2 + I– fast
2H2O2 + I- → 2H2O + O2 + I–
laju reaksi = k1 [H2O2] [I –]

Mekanisme :
1. 2NO ↔ N2O2 (cepat) (equilibrium k1, k-1)
2. N2O2 + Cl2 → 2NOCl (lambat)
2NO + Cl2 → 2NOCl
v = k2 [N2O2] [Cl2]
Karena N2O2 berada dalam kesetimbangan dengan
NO2 ( reaksi nomor satu)
Maka : v = k2 K [NO]2 [Cl2] = k [NO]2 [Cl2]

Langkah untuk menentukan laju reaksi
 Harus dikenali terlebih dahulu zat antara.
 Gunakan pendekatan steady state treatment
(pendekatan keadaan mantap) terhadap zat antara
tersebut.
 Keadaan mantap adalah : perobahan konsentrasi zat
antara terhadap waktu sangat kecil sekali dan
dianggap sama dengan nol.

1. N2O5 ↔ NO2 + NO3 (equilibrium k1, k-1)
2. NO2 + NO3 NO + O2 + NO2
3. NO + NO3 2NO2
Reaksi total adalah:
2N2O5 ↔ 4NO2 + O2
Zat antara adalah NO dan NO3

d[NO3]/dt=k1[N2O5]-k-1[NO2][NO3]- k2[NO2][NO3] - k3[NO][NO3] = 0
d[NO]/dt=k2 [NO2][NO3] - k3 [NO][NO3] = 0
[NO]=k2[NO2]/k3 [NO3] = ???

1. Br2  2 Br (fast) (equilibrium k1, k-1)
2. H2 + Br HBr + H slow
3. H + Br HBr fast
H2 + Br2 ↔ 2 HBr
k1 [Br2] = k-1 [Br]2
dan [Br] = (k1/k-1 [Br2])½

 Laju reaksi = k2 [H2] [Br] (tahap lambat)
 Br bentuk antara
 Laju reaksi = k2 [H2] (k1/k-1 [Br2])½
= k [H2] [Br2] ½;
 k = k2 (k1/k-1)½ M-½ s -1
orde reaksi total = 1.5


1 N2O5  NO2 + NO3 fast equilibrium
2 NO2 + NO3 NO + O2 + NO2 slow
3 NO3 + NO NO2 + NO2 fast
 -d[N2O5]/dt = ???

)
fast
(
O•
•
H
Br
Br
H
•
HOBr
.
3
)
slow
(
O•
•
H
HOBr
Br
OH•
O
•
H
.
2
)
librium
rapid•
equi
(
OH•
•
O
H
O
H
•
H
.
1
2
2
2
2
2
2
2


















A + B → Y + Z
 V = k[A]2
 V= k[B]
 V = k[A][B]

)
(
2
2
2
)
(
2
fast
very
Z
Y
B
X
slow
very
X
A




Z
Y
B
A 


2
A]
[
k
v 
B]
[
k
v 
)
(
)
(
fast
very
Z
Y
X
A
slow
very
X
B




]
B
[
A]
[
k
v  )
(
)
(
fast
very
Z
Y
X
slow
very
X
B
A




)
(
)
(
slow
very
Z
Y
B
X
m
equilibriu
rapid
very
X
A




)
(
)
(
slow
very
Z
Y
X
m
equilibriu
rapid
very
X
B
A




)
(
)
(
)
(
2
1
2
1
slow
very
Z
Y
X
X
m
equilibriu
rapid
very
X
B
m
equilibriu
rapid
very
X
A






A + 2B → Y + Z
 V = k[A][B]
 V = k[A][B]2

Z
Y
B
2
A 


)
very•
fast
(
Z•
•
Y
B
X
)
very•
slow
(
X•
•
B
A
2
1





k
k
]
B
][
A
[
k
v 
2
]
B
][
A
[
k
v 
)
very•
slow
(
Z•
•
Y
B
X
)
um
•
equilibri
very•
rapid
(
X•
•
B
A
2
1
1






k
k
k

 NO2 (g) + NO2 (g)  NO3 (g) + NO (g)
(slow)
 NO3 (g) + CO (g)  NO2 + CO2 (g) (fast)
 NO2 (g) + CO (g)  NO (g) + CO2 (g)

KONSEP ENERGI PENGAKTIVAN
 Energi pengaktivan (Ea) adalah energi minimum
yang harus dimiliki oleh molekul-molekul pereaksi
agar menghasilkan reaksi jika saling bertumbukan,
atau energi minimum yang harus dimiliki reaktan
untuk membentuk produk.

 Banyak sekali reaksi kimia mempunyai laju
bertambah dengan naiknya temperatur. Sebagai
contoh hidrolisis sukrosa, laju reaksi pada 35oC
sama dengan 4,13 kali laju reaksi pada suhu 25oC
dan laju reaksi hidrolisis metal etanoat pada suhu
35oC sama dengan 1,82 kali laju reaksi pada suhu
25oC.

 Persamaan yang menunjukkan hubungan laju
reaksi dengan temperatur adalah persamaan
Arhenius:
 kurva antara ln k vs 1/T. Kurva ini berupa garis
lurus dengan slope = -Ea/R dan intersep = ln A

Keterangan:
1. e-Ea/RT adalah fraksi molekul yang mempunyai energi
sebesar Ea atau lebih besar dari Ea.
2. Bila Ea tinggi maka e-Ea/RT berkurang artinya semakin
banyak energi yang diperlukan semakin sukar molekul-
molekul mencapai energi tersebut.
3. Bila temperatur bertambah, nilai e-Ea/RT bertambah dan
nilai k juga bertambah dengan kata lain laju reaksi
bertambah. Sesuai dengan distribusi Maxwell-Boltzman
bila T dinaikkan, laju reaksi bertambah sebab makin banyak
tumbukan yang mempunyai energi > Ea
4. A adalah faktor praeksponensial atau disebut juga faktor
frekuensi.
5. ΔG# adalah fungsi Gibbs pengaktivan.

Penentuan energi pengaktivan pada temperatur
tertentu.
2
ln
RT
Ea
T
k



)
1
(
1
(
ln
1
2
1
2
T
T
R
E
k
k a





 
2
1
2
1
2
ln
T
T
k
k T
dT
R
Ea
k
d

latihan
1. The reaction:
2 NO2(g) -----> 2NO(g) + O2(g)
The rate constant k = 1,0x10-10 s-1 at 300 K and the
activation energy Ea = 111 kJ mol-1. What are A, k at
273 K and T when k = 1x10-11s-1?
2. Suatu reaksi mempunyai energi pengaktivan 65
kJ/mol. Pada temperatur berapa laju reaksi menjadi
1/10 kali laju pada 100oC.

3. Reaksi A→ B dan A → C
kB =1015s-1e-126000/RT
kC = 1013s-1e-83700/RT
pada T berapa kedua reaksi mempunyai laju yang
sama dan berapa t1/2 untuk masing reaksi
4. Konstanta laju reaksi orde pertama adalah 3,46 x 10-2
detik-1 pada 298 K. Berapa konstanta laju pada 350 K
jika energi aktivasi reaksi tersebut adalah 50,2 kJ/mol !

Reaksi :
BH4(aq) + NH4(aq) → BH3NH3 (aq) + H2(g)
Konstanta laju reaksi adalah 1,94x10-4M-1s-1 pada
30oC dan energi aktivasi adalah 161 kJmol-1. ( R
= 8,314 JKmol-1)
Untuk konsentrasi BH4 dan konsentrasi NH4
yang sama dicampur pada 30oC diperkirakan
1x104s untuk mengkonsumsi ½ nya, berapa lama
waktu diperlukan untuk mengkonsumsi ½ reaktan
pada 40oC.


5 Reaksi H2 dan I2 menghasilkan HI, waktu paruh
pada 508oC adalah 135 menit. Jika konsentrasi
awal kedua reaktan adalah masing 0,5 M.
A. Berapakah konsentrasi produk setelah 10 menit
B. Hitung konsentrasi produk setelah 10 menit
pada temperatur 25oC diatas temperatur ini bila Ea
= 170 kJmol-1.

TUGAS
1. Dibawah ini adalah data untuk gas O2 pada 100K,
lengkapilah data ini.
f(v) : ... .... .. ... ... .. ..
v x102(ms-1) : 1 2 3 4 5 6 7
alurkan f(v) terhadap v.
2. reaksi: 2N2O5 → 4NO2 + O2 n = 1 t1/2 = 2,25 jam
Hitung laju masing-masing senyawa yang terlibat dalam
reaksi diatas bila konsentrasi awal N2O5 = 0,1M dan reaksi
sudah berlangsung 1 jam.

3. Perhatikan mekanisme berikut:
A↔ B + C cepat ( konstanta laju reaksi
kekanan=k1 dan kekiri = k-1)
C + D → E cepat (konstanta laju reaksi = k2)
E → F lambat (konstanta laju reaksi= k3)
Tuliskan reaksi keseluruhan, hukum laju reaksi
berbentuk differential .

4. Konstanta laju reaksi:
O + CH4 → CH3 + OH bervariasi terhadap
temperatur data sebagai berikut:
T (K) k x10-4 (dm3mol-1 S-1)
297 1,26
363 9,2
419 3,4
516 2,5
605 1,0
Hitung nilai Ea dan A

Quis
1. Diketahui mekanisme berikut:
A + A ↔ A2* dengan kontanta laju kekanan k1 dan kekiri k-1
A2* + M → A2 + M dengan konstanta laju k2
Tentukan laju penguraian A dengan mengunakan
pendekatan steady state treatmen.
2. Untuk reaksi elementer :
2NO2 → 2NO + O2 Hitunglah konstanta laju reaksi jika
laju = 3,0x10-13Ms-1 dan t untuk larutan 0,04 M jika
(NO2)o = 0,1M

Kinetika Reaksi dan Transport

Recommended

Recommended

More Related Content

What's hot

What's hot (20)

Similar to Kinetika Reaksi dan Transport

Similar to Kinetika Reaksi dan Transport (20)

Recently uploaded

Recently uploaded (20)

Kinetika Reaksi dan Transport

Editor's Notes