makalah kimia

BAB 1

PENDAHULUAN

1.1  Latar Belakang

Terjadinnya reaksi kimia disebabkan karena adannya tumbukan atau tabrakan antar molekul – molekul pereaksi dengan arah yang tepat dan memiliki energy yang cukup untuk mengatasi energy aktivasi molekul pereaksi. Molekul pereaksi yang menerima tumbukan akan berubah menjadi molekul teraktivasi (Komplek transisi) dan segera berubah menjadi produk (hasil reaksi). Senyawa pada keadaan kompleks teraktivasi ini bersifat tidak stabil. Untuk mencapai keadaan kompleks teraktifasi,diperlukan energy yang disebut energy aktivasi. Energy aktivasi adalah energy potensial yang harus dilampaui sebelum terjadi reaksi kimia.

Kompleks teraktivasi merupakan tahap persimpangan ketika kenaikan mulus energy potensial pada saat reaksi (reaktan) saling mendekati menjadi penurunan mulus ketika molekul hasil reaksi (produk) memilsah. Ini berarti,tidak semua pasangan yang bereaksi menghasilkan reaksi. Hanya pasangan yang memiliki energy kinetic cukup dapat melonggarkan ikatannya dan menata ulang ato-atomnya sewaktu mencapai keadaan transisi yang memisahkan preaksi dari hasil reaksi. Jika halangan ini terlalu tinggi,hampir semua pasangan molekul reaksi yang bertumbukan berpisah satu sama lain tanpa reaksi.

Tujuan

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

Tujuan dari makalah yang dibuat adalah :

Mengetahui defenisi dari Kinetika Kimia

Mengetahui defenisi dari laju Reaksi

Mengetahui Faktor – faktor yang mempengaruhi laju reaksi

Mengetahui Persamaan Laju Reaksi

Mengetahui orde dari suatu Reaksi Kimia

Rumusan Masalah

Apa yang dimaksud dengan Kinetika Kimia

Apa yang dimaksud dengan Laju Reaksi

Jelaskan faktor – faktor yang mempengaruhi Laju Reaksi

Jelaskan Persamaan dari Laju Reaksi

Jelaskan pengertian dan pembagian dari Orde Reaksi

BAB II

PEMBAHASAN

2.1 Defenisi Kinetika Kimia

Kinetika Kimia merupakan pengkajian laju dan mekanisme reaksi kimia. Besi lebih cepat berkarat dalam udara lembab dari pada dalam udara kering, makanan lebih cepat membusuk bila tidak didinginkan, kulit (bule) lebih cepat menjadi gelap dalam musim panas dari pada dalam musim dingin. Ini merupakan 3 contoh yang lajim dari perubahan kimia yang kompleks dari laju yang beraneka menurut kondisi reaksi. Yang lebih mendasar dari pada sekedar laju suatu reaksi adalah bagaimana perubahan kimia itu berlangsung.

Kinetika kimia adalah suatu ilmu yang membahas tentang laju (kecepatan) dan mekanisme reaksi. Berdasarkan penelitianyang mula – mula dilakukan oleh Wilhelmy terhadap kecepatan inversi sukrosa, ternyata kecepatan reaksi berbanding lurus dengan konsentrasi / tekanan zat – zat yang bereaksi. Laju reaksi dinyatakan sebagai perubahan konsentrasi atau tekanan dari produk atau reaktan terhadap waktu.

Berdasarkan jumlah molekul yang bereaksi, reaksi terdiri atas :

1. Reaksi unimolekular : hanya 1 mol reaktan yang bereaksi

Contoh :  N₂O₅ à  N₂O₄ +  ½ O₂

1. Reaksi bimolekular : ada 2 mol reaktan yang bereaksi

Contoh :  2 HI  à  H₂ +  I₂

1. Reaksi termolekular : ada 3 mol reaktan yang bereaksi

Contoh :  2 NO  +  O₂ à  2NO₂

Berdasarkan banyaknya fasa yang terlibat, reaksi terbagi menjadi :

1. Reaksi homogen : hanya terdapat satu fasa dalam reaksi (gas atau larutan)
2. Reaksi heterogen : terdapat lebih dari satu fasa dalam reaksi

Secara kuantitatif, kecepatan reaksi kimia ditentukan oleh orde reaksi, yaitu jumlah dari eksponen konsentrasi pada persamaan kecepatan reaksi.

6.1. Reaksi Orde Nol

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

Persamaan laju reaksi orde nol dinyatakan sebagai :

-  =  k₀

A  – A₀ = – k₀ . t

A  = konsentrasi zat pada waktu t

A₀ = konsentrasi zat mula – mula

Contoh reaksi orde nol ini adalah reaksi heterogen pada permukaan katalis.

6.2. Reaksi Orde Satu

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

Persamaan laju reaksi orde satu dinyatakan sebagai :

-  = k₁ [A]

-  = k₁ dt

ln  = k₁ (t – t₀)

Bila t = 0  à  A  =  A₀

ln [A]  =  ln [A₀]  -  k₁ t

[A]  =  [A₀] e^-k₁^t

Tetapan laju (k₁) dapat dihitung dari grafik ln [A] terhadap t, dengan –k₁ sebagai gradiennya.

Gambar 6.1. Grafik ln [A] terhadap t untuk reaksi orde satu

Waktu paruh (t_1/2) adalah waktu yang dibutuhkan agar konsentrasi reaktan hanya tinggal setengahnya. Pada reaksi orde satu, waktu paruh dinyatakan sebagai

k₁ =  ln

k₁ =

6.3. Reaksi Orde Dua

Persamaan laju reaksi untuk orde dua dinyatakan sebagai :

-  =  k₂ [A]²

- =  k₂ t

-  =  k₂ (t – t₀)

Tetapan laju (k₂) dapat dihitung dari grafik 1/A terhadap t dengan k₂ sebagai gradiennya.

Gambar 6.2. Grafik ln 1/[A] terhadap t untuk reaksi orde dua

Waktu paruh untuk reaksi orde dua dinyatakan sebagai

t_1/2 =

6.4. Penentuan Energi Aktifasi

Energi aktifasi adalah ambang batas energi yang harus icapai agar suatu reaksi dapat terjadi. Penentuan energi aktifasi dapat dilakukan dengan menggunakan persamaan Arrhenius

k  =  A e^-Ea/RT

dimana                 k   =  konstanta laju reaksi

A  =  faktor pra eksponensial

Ea =  energi aktifasi (kJ/mol)

R  =  tetapan gas ideal

=  8,314 kJ / mol

=  1,987 kal / mol K

T  =  suhu mutlak (K)

Jika persamaan di atas ditulis dalam bentuk logaritma, maka akan didapat

ln k  =  ln A  -

Dengan membuat kurva ln k terhadap 1/T, maka nilai Ea/R akan didapat sebagai gradien dari kurva tersebut. Karena nilai R diketahui, maka nilai energi aktifasi dapat ditentukan.

Besarnya energi aktifasi juga dapat ditentukan dengan menggunakan nilai – nilai k pada suhu yang berbeda. Persamaan yang digunakan adalah

ln  =

atau

log  =

6.5. Efek Katalis

Katalis adalah suatu senyawa yang dapat menaikkan laju reaksi, tetapi tidak ikut menjadi reaktan / produk dalam sistem itu sendiri. Setelah reaksi selesai, katalis dapat diperoleh kembali tanpa mengalami perubahan kimia. Katalis berperan dengan menurunkan energi aktifasi. Sehingga untuk membuat reaksi terjadi, tidak diperlukan energi yang lebih tinggi. Dengan demikian, reaksi dapat berjalan lebih cepat. Karena katalis tidak bereaksi dengan reaktan dan juga bukan merupakan produk, maka katalis tidak ditulis pada sisi reaktan atau produk. Umumnya katalis ditulis di atas panah reaksi yang membatasi sisi reaktan dan produk. Contohnya pada reaksi pembuatan oksigen dari dekomposisi termal KClO₃, yang menggunakan katalis MnO₂.

2 KClO₃ 2 KCl  +  3 O₂

Katalis terbagi menjadi dua golongan besar, yaitu

1. Katalis Homogen

Suatu katalis disebut homogen apabila berada dalam fasa yang sama dengan reaktan maupun produk reaksi yang dikatalisa. Katalis ini berperan sebagai zat antara dalam reaksi. Contohnya adalah efek katalis HBr pada dekomposisi termal t-butil alkohol, (CH₃)₃COH, yang menghasilkan air dan isobutilen, (CH₃)₂C=CH₂.

(CH₃)₃COH  à  (CH₃)₂C=CH₂ +  H₂O

Tanpa penggunaan katalis, reaksi ini berlangsung sangat lambat, bahkan pada suhu tinggi sekalipun. Hal ini disebabkan karena reaksi ini memiliki energi aktifasi yang sangat tinggi, yaitu 274 kJ/mol. Dengan menggunakan HBr, energi aktifasi akan turun menjadi 127 kJ/mol, dan reaksi menjadi

(CH₃)₃COH  +  HBr   à   (CH₃)₃CBr  +  H₂O

(CH₃)₃CBr  à  (CH₃)₂C=CH₂ +  HBr

Kelemahan dari katalis homogen ini adalah ketika reaksi selesai, diperlukan perlakuan kimia selanjutnya untuk memisahkan katalis dari campuran reaksi.

1. Katalis Heterogen

Katalis heterogen adalah katalis yang fasanya tidak sama dengan reaktan atau produk reaksi yang dikatalisa. Katalis heterogen biasanya berfungsi sebagai permukaan tempat terjadinya reaksi. Contohnya adalah reaksi antara H₂ dan O₂ pada permukaan logam. Logam berfungsi sebagai permukaan adsorben dimana H₂ dan O₂ akan menempel dan bereaksi.

Redoks (singkatan dari reaksi reduksi/oksidasi) adalah istilah yang menjelaskan berubahnya bilangan oksidasi (keadaan oksidasi) atom-atom dalam sebuah reaksi kimia.

Hal ini dapat berupa proses redoks yang sederhana seperti oksidasi karbon yang menghasilkan karbon dioksida, atau reduksi karbon oleh hidrogen menghasilkan metana(CH4), ataupun ia dapat berupa proses yang kompleks seperti oksidasi gula pada tubuh manusia melalui rentetan transfer elektron yang rumit.

Istilah redoks berasal dari dua konsep, yaitu reduksi dan oksidasi. Ia dapat dijelaskan dengan mudah sebagai berikut:

* Oksidasi menjelaskan pelepasan elektron oleh sebuah molekul, atom, atau ion

* Reduksi menjelaskan penambahan elektron oleh sebuah molekul, atom, atau ion.

Walaupun cukup tepat untuk digunakan dalam berbagai tujuan, penjelasan di atas tidaklah persis benar. Oksidasi dan reduksi tepatnya merujuk pada perubahan bilangan oksidasi karena transfer elektron yang sebenarnya tidak akan selalu terjadi. Sehingga oksidasi lebih baik didefinisikan sebagai peningkatan bilangan oksidasi, dan reduksi sebagai penurunan bilangan oksidasi. Dalam prakteknya, transfer elektron akan selalu mengubah bilangan oksidasi, namun terdapat banyak reaksi yang diklasifikasikan sebagai “redoks” walaupun tidak ada transfer elektron dalam reaksi tersebut (misalnya yang melibatkan ikatan kovalen).

Reaksi non-redoks yang tidak melibatkan perubahan muatan formal (formal charge) dikenal sebagai reaksi metatesis.

2.2 Defenisi Laju Reaksi

Laju atau kecepatan reaksi adalah perubahan konsentrasi pereaksi ataupun produk dalam suatu satuan waktu. Laju reaksi dapat dinyatakan sebagai laju berkurangnya konsentrasi suatu pereaksi atau laju bertambahnya konsentrasi suatu produk .

2.3 Faktor – faktor yang mempengaruhi Laju Reaksi

Sifat alami suatu reaksi. Zat – zat berbeda secara nyata dalam lajunnya mereka mengalami perubahan kimia. Molekul hydrogen dan fluor bereaksi secara meledak, bahkan pada temperature kamar, dengan menghasilkan molekul hydrogen fluoride.

Beberapa reaksi memang secara alami lambat atau lebih cepat dibandingkan yang lain. Jumlah spesies yang ikut bereaksi serta keadaan fisik reaktan, ataupun kekompleksan jalanya (mekanisme reaksi) dan factor lain sangat menentukan kecepatan laju reaksi.

Konsentrasi reaktan. Karena persamaan laju reaksi didefinisikan dalam bentuk konsentrsi reaktan maka dengan naiknya konsentrasi maka naik pula kecepatan reaksinya. Artinya semakin tinggi konsentrasi maka semakin banyak molekul reaktan yang tersedia denngan demikian kemungkinan bertumbukan akan semakin banyak juga sehingga kecepatan reaksi meningkat.

Tekanan. Reaksi yang melibatkan gas, kecepatan reaksinya berbanding lurus dengan kenaikan tekanan dimana faktor tekanan ini ekuivalen dengan konsentrasi gas.

Orde reaksi. Orde reaksi menentukan seberapa besar konsentrasi reaktan berpengaruh pada kecepatan reaksi.

Orde suatu reaksi ialah jumlah semua komponen dari konsentrasi persamaan laju. Jika laju suatu reaksi kimia berbanding lurus dengan pangkat satu konsentrasi dari hanya satu pereaksi

Maka reaksi itu dikatakan sebagai reaksi orde pertama. Jika laju reaksi itu berbanding lurus dengan pangkat dua suatu pereaksi

Maka reaksi itu disebut reaksi orde kedua. Dapat juga disebut orde teerhadap masing-masing pereaksi misalnya : dalam persamaan terakhir itu, laju reaksi itu adalah orde pertama dalam A dan orde pertama dalam B atau orde kedua secara keseluruhan. Suatu reaksi dapat berorde ketiga atau mungkin lebih tinggi lagi, tetapi hal itu sangat jarang.

SUHU Pada umumnya reaksi akan berlangsung lebih cepat bila suhu dinaikkan. Dengan menaikkan suhu maka energi kinetik molekul-molekul zat yang bereaksi akan bertambah sehingga akan lebih banyak molekul yang memiliki energi sama atau lebih besar dari Ea. Dengan demikian lebih banyak molekul yang dapat mencapai keadaan transisi atau dengan kata lain kecepatan reaksi menjadi lebih besar. Secara matematis hubungan antara nilai tetapan laju reaksi (k) terhadap suhu dinyatakan oleh formulasi ARRHENIUS:

k = A . e-E/RT

dimana:

k : tetapan laju reaksi
A : tetapan Arrhenius yang harganya khas untuk setiap reaksi
E : energi pengaktifan
R : tetapan gas universal = 0.0821.atm/mol^oK = 8.314 joule/mol^oK
T : suhu reaksi (^oK)

dengan naiknya suhu, bukan hanya molekul – molekul lebih sering bertabrakan tetapi mereka juga bertabrakan dengan dampak yang lebih besar karena mereka bergerak lebih cepat. Pada suhu yang ditinggikan, persentase tabrakan yang mengakibatkan reaksi kimia akan lebih besar, karena makin banyak molekul yang memiiki kecepatan lebih besar dank arena memiliki energy yang cukup untuk bereaksi.

KATALISATOR adalah zat yang ditambahkan ke dalam suatu reaksi dengan maksud memperbesar kecepatan reaksi. Katalis terkadang ikut terlibat dalam reaksi tetapi tidak mengalami perubahan kimiawi yang permanen, dengan kata lain pada akhir reaksi katalis akan dijumpai kembali dalam bentuk dan jumlah yang sama seperti sebelum reaksi.

Fungsi katalis adalah memperbesar kecepatan reaksinya (mempercepat reaksi) dengan jalan memperkecil energi pengaktifan suatu reaksi dan dibentuknya tahap-tahap reaksi yang baru. Dengan menurunnya energi pengaktifan maka pada suhu yang sama reaksi dapat berlangsung lebih cepat.

Suatu katalis diduga mempengaruhi kecepatan reaksi dengan salah satu jalan:

Dengan pembentukan senyawa antara (katalisis homogen)

Dengan adsorpsi (katalisis heterogen)

Pembentukan senyawa antara (katalisis homogen). Terdapat banyak contoh reaksi homogen dalam larutan yang laju reaksinnya ditingkatkan dengan adannya zat katalitik.

Tanpa hadirnya katalis, diperlukan waktu berminggu – minggu untuk menghasilkan etil asetat dengan rendaman maksimal. Dengan hadirnya katalis asam, rendaman maksimal dicapai dalam beberapa zat. Sekali lagi, katalis tidak menambah banyaknya etil asetat yang dapat diperoleh pada kesetimbangan, karena laju reaksi maju dan reaksi balik ditingkatkan dengan sama banyak.

Adsorpsi. Banyak zat padat yang bertindak sebagai katalis, dapat mengikat cukup banyak kuantitas gas dan cairan pada permukaan mereka berdasarkan adsorpsi. Dalam beberapa hal naiknya kereaktifan ini dapat disebabkan oleh naiknya konsentrasi molekul yang teradsorpsi, mereka berjejalan pada permukaan zat padat sedangkan dalam keadaan gas, mereka terpisah jauh satu sama lain. Dalam hal – hal lain, gaya tarik antar molekul zat padat dan molekul zat cair atau gas yang teradsorpsi mengakibatkan molekul yang teradsorpsi menjadi aktif secara kimia.

Tidak perlunya dalam suatu campuran reaksi yang teradsorpsi dengan kuat dalam katalis dapat berlaku sebagai penghambat dengan mengurangi luas permukaan yang tersedia.

Pelarut. Banyak reaksi yang terjadi dalam larutan dan melibatkan pelarut. Sifat pelarut baik terhadap reaktan, hasil intermediate, dan produknya mempengaruhi laju reaksi. Seperti sifat solvasi pelarut terhadap ion dalam pelarut dan kekuatan interaksi ion dan pelarut dalam pembentukan counter ion.

Radiasi elektromagnetik dan Intensitas Cahaya. Radiasi elektromagnetik dan cahaya merupakan salah satu bentuk energi. Molekul-molekul reaktan dapat menyerap kedua bentuk energi ini sehingga mereka terpenuhi atau meningkatkan energinya sehingga meningkatkan terjadinya tumbukan antar molekul

Pengadukan. Proses pengadukan mempengaruhi kecepatan reaksi yang melibatkan sistem heterogen. Seperti reaksi yang melibatkan dua fasa yaitu fasa padatan dan fasa cair seperti melarutkan serbuk besi dalam larutan HCl, dengan pengadukan maka reaksi akan cepat berjalan.

Kinetika kimia adalah bagian dari ilmu kimia yang mempelajari laju dan mekanisme reaksi kimia. Besi lebih cepat berkarat dalam udara lembab daripada dalam udara kering; makanan lebih cepat membusuk bila tidak didinginkan; kulit bule lebih cepat menjadi gelap dalam musim panas dari pada dalam musim dingin. Ini merupakan tiga contoh yang lazim dari perubahan kimia yang kompleks dengan laju yang beraneka menurut kondisi reaksi.

http://sarmanpsagala.wordpress.com/2009/12/03/kinetika-kimia/

http://indaramadani.blogspot.com/2010/05/makalah-kinetika-kimia.html