4/8/2022
Berbagai Laju Reaksi Suatu Materi
Kinetika Kimia
Laju
Reaksi
RB≈Dept. Kimia FMIPA-UI
RB≈Dept. Kimia FMIPA-UI
Pokok Bahasan
Air
1. Konsep laju reaksi dan faktor yang
mempengaruhi laju reaksi
2. Hubungan konsentrasi dengan laju reaksi
3. Perubahan konsentrasi terhadap waktu
4. Temperatur dan laju reaksi
5. Mekanisme reaksi
6. Katalisis
4
RB≈Dept. Kimia FMIPA-UI
RB≈Dept. Kimia FMIPA-UI
1
4/8/2022
1. Konsep Laju reaksi
Konsep Laju Reaksi...
Laju reaksi adalah :
“Besarnya perubahan konsentrasi zat pereaksi
atau produk reaksi per satuan waktu”.
Laju reaksi =
Perubahan konsentrasi
• Laju suatu reaksi diukur berdasarkan perubahan konsentrasi
terhadap waktu
• Contoh untuk reaksi : A  B
Laju rata  rata  
Δ(molA ) Δ(molB)

Δt
Δt
• Terdapat dua penentuan laju reaksi,
 Instantaneous Rate = Laju Reaksi Sesaat (instan) yaitu kece-
Periode waktu reaksi
patan reaksi yang di ukur pada suatu waktu tertentu
Laju reaksi dinyatakan sebagai Molaritas/detik
atau mol/L detik
 Average Rate = Laju Reaksi Rata-Rata yaitu kecepatan
reaksi rata-rata yang diukur sejak dari awal reaksi sampai reaksi
dihentikan atau berakhir
6
RB≈Dept. Kimia FMIPA-UI
RB≈Dept. Kimia FMIPA-UI
Konsep Laju Reaksi…
Konsep Laju Reaksi…
• Reaksi : A  B
• Ke dua Laju reaksi ini Instantaneous Rate = Laju Reaksi
Sesaat (Instan) dan Average Rate = Laju Reaksi Rata-Rata
dapat dihitung melalui,
Reaksi :
A  B
[A] awal = 1 mol A
• Berkurangnya [A]
Laju berkurangnya A  
[ A]t2  [ A]t1
t 2  t1

[ A]
t
Dibedakan dengan tanda minus untuk mendapatkan nilai positiv
• Bertambahnya [B]
Laju pembentukan B 
[ B ]t 2  [ B ]t 1
t 2  t1
[ B ]

7 t
RB≈Dept. Kimia FMIPA-UI
• Pada saat awal atau t1 = 0, terdapat 1 mol A (bulatan merah
dan tidak terdapat B bulatan biru)
• Pada t2 = 20 detik, terdapat 0,54 mol A dan 0,46 mol B
• Pada t3 = 40 detik, terdapat 0,30 mol A dan 0,70 mol B8
RB≈Dept. Kimia FMIPA-UI
2
4/8/2022
Konsep Laju Reaksi…
Konsep Laju Reaksi…

Laju = rate= Ʋ = Δ[B]/Δt =−Δ[A]/Δt
Kecepatan laju setelah 20 detik (t2) dapat dihitung dengan 2
cara,
1. Laju pembentukan produk (perubahan mol B per satuan waktu), atau
2. Laju berkurangnya reaktan (perubahan mol A per satuan waktu)
Laju rata  rata berkurangnya A  
B
A
Δ[B]
Laju  r  ν 
Δt
Laju  r  ν  
Δ[A]
Δt

t 2  t1

Δ[A]
Δt
0,54 M  1,00 M
 2,3x10 2 M/detik
20 detik  0
Laju rata  rata pembentukan B 

9
[A]t 2  [A]t1
[ B ]t2  [ B ]t1
t 2  t1

[ B ]
t
0,46 M  0,00 M
 2,3 x10  2 M/detik
20detik  0
RB≈Dept. Kimia FMIPA-UI
Konsep Laju Reaksi
RB≈Dept. Kimia FMIPA-UI
Konsep Laju Reaksi
Misal :Hidrolisa Butil khlorida dalam air
 Satuan laju adalah Molaritas per satuan waktu (M/L)
 Laju Reaksi rata-rata atau kecepatan Reaksi Rata-Rata, dihitung dari awal reaksi sampai reaksi berakhir atau reaksi
dihentikan atau sesuai pertanyaan soal
C4H9Cl(aq) + H2O(l) → C4H9OH(aq) + HCl(aq)
Tabel Data Laju Reaksi C4H9Cl dengan Air
Laju rata-rata berkurangnya A =

0,30 Μ  1,00 Μ
 1,75 x 10  2 Μ/ detik
40detik  0
Laju rata-rata bertambahnya B = ????
11
RB≈Dept. Kimia FMIPA-UI
12
RB≈Dept. Kimia FMIPA-UI
3
4/8/2022
Konsep Laju Reaksi
Konsep Laju Reaksi
C4H9Cl(aq) + H2O(l) → C4H9OH(aq) + HCl(aq)
• Plot [C4H9Cl] terhadap
waktu
• Laju Reaksi pada setiap saat adalah kemiringan kurva dan tidak
sama dengan laju rata-rata
Laju Reaksi
pada t = 0
(laju awal)
• Yang dimaksud dengan laju adalah laju pada setiap saat, bukan
laju rata-rata
• Laju Reaksi sesaat
• Jalannya reaksi dapat diikuti dengan bermacam cara, misal
(instan/spontan) bertambah kecil seiring bertambahnya waktu
pada reaksi dekomposisi N2O5 dalam pelarut CCl4
Laju Reaksi
pada
t = 600 det
• Reaksi diatas, rasio C4H9Cl
terhadap C4H9OH adalah 1:1
2 N2O5(pelarut) → 4 NO2(pelarut) + O2(gas)
• Reaksi dapat diikuti dengan memonitor kenaikan tekanan gas
O2, dimana banyaknya mol gas dihitung menggunakan persamaan gas ideal, pV = nRT dan sesuai stokiometri, reaksi pembentukan 1 mol O2 ekivalen dengan hilangnya 2 mol N2O5
• Jadi, laju menghilangnya C4H9Cl
sama dengan laju terbentuknya
C4H9OH.
Waktu (detik)
13
14
RB≈Dept. Kimia FMIPA-UI
Konsep Laju Reaksi
Laju reaksi  
RB≈Dept. Kimia FMIPA-UI
Laju dan Stokiometri Reaksi
[ N 2O5 ]
t
• Laju berkurangnya tiap reaktan dan laju bertambahnya tiap
produk reaksi harus mengikuti stokiometri reaksi :
2 HI(g)
H2(g) + I2(g)
• dimana 2 mol HI terurai menjadi1 mol H2 dan 1 mol I2,
[N2O5] mol/L
sehingga laju berkurangnya HI adalah dua kali laju pembentukan H2 dan I2 sehingga untuk menyamakan laju, maka laju
berkurangnya HI harus dibagi dua, atau :
Laju  
1 [HI ] [H 2 ] [I 2 ]


2 t
t
t
• Untuk reaksi umum : aA + bB
Kimia Dasar II, Dept. Kimia,
Time FMIPA-UI, 2009
15
RB≈Dept. Kimia FMIPA-UI
Laju  
cC + dD
1 [ A ]
1 [B] 1 [C] 1 [D]



a t
b t
c t
d t
berlaku :
16
RB≈Dept. Kimia FMIPA-UI
4
4/8/2022
Contoh
Laju dan Stokiometri Reaksi
Laju reaksi adalah perubahan konsentrasi per
satuan waktu.
Contoh,
aA+bB
Hubungan laju reaksi di atas adalah:
rate   a1
d[A]
d[B] 1 d[C] 1 d[D]
  b1
c
d
dt
dt
dt
dt
Persamaan reaksi setara dari pembentukkan
amonia adalah:
N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g)
Jika diketahui pada suatu t, laju pertambahan
NH3 adalah 0,05 mol/Ldet,
maka tentukan:
a. Perbandingan laju reaksi ketiga zat
b. Laju pengurangan pereaksi N2
c. Laju pengurangan pereaksi H2
RB≈Dept. Kimia FMIPA-UI
Jawab
RB≈Dept. Kimia FMIPA-UI
Laju = ()

a. Laju perubahan konsentrasi zat-zat adalah:
- Δ[N2] = - 1 Δ[H2] = + 1 Δ[NH 3]
Δt
3 Δt
2
Δt
N2 = 1/3 H2 = ½ NH3
C
o
n
c
e
n
t
r
a
t
i
o
n
b. Laju pengurangan pereaksi N2 adalah
N2 = ½ NH3 = ½ x 0,05 M/det
= 0,025 M/det
c. Laju pengurangan pereaksi H2 adalah
1/3 H2 = ½ NH3
H2 = 3/2 NH3 = 3/2 x 0,05 M/det
= 0,075 M/det
As the reaction progresses the
concentration H2 goes down
[H2]
Time
RB≈Dept. Kimia FMIPA-UI
RB≈Dept. Kimia FMIPA-UI
5
4/8/2022

As the reaction progresses the
concentration N2 goes down 1/3 as fast
C
o
n
c
e
n
t
r
a
t
i
o
n

C
o
n
c
e
n
t
r
a
t
i
o
n
[N2]
[H2]
As the reaction progresses the
concentration NH3 goes up.
[N2]
[H2]
[NH3]
Time
Time
RB≈Dept. Kimia FMIPA-UI
Bagaimana nilai laju reaksi diukur?
Waktu
(det)
0
50
100
150
200
250
300
350
[HI]
(mol/L)
0,100
0,072
0,056
0,046
0,039
0,034
0,030
0,027
Nilai laju reaksi diperoleh dari
eksperimen. Reaksinya:
2 HI (g) → H2 (g) + I2 (g)
Sebanyak 0,10 mol HI terurai
membentuk H2 dan I2. Setiap
selang waktu 50 detik,
konsentrasi HI diukur.
- Δ[HI]
HI =
Δt
RB≈Dept. Kimia FMIPA-UI
Laju penguraian HI
pada tiga selang waktu pertama
waktu
Laju penguraian HI
-4
0-50 detik -Δ[HI] = -(0,072 - 0,10)M = 5,60 x 10 M/det
Δt
(50 – 0) det
50-100det -Δ[HI]= -(0,056 - 0,072)M = 3,20 x 10-4 M/det
Δt
(100 - 50) det
100-150dt -Δ[HI]= -(0,046 - 0,056)M = 2,00 x 10-4 M/det
Δt
(150 – 100) det
Makin lama waktu reaksi makin menurun laju reaksinya (lambat) reaksinya
RB≈Dept. Kimia FMIPA-UI
RB≈Dept. Kimia FMIPA-UI
6
4/8/2022
2. Konsentrasi dan Laju Reaksi
Konsentrasi dan Laju Reaksi...
• Hukum laju dan tetapan laju
Pada umumnya laju bertambah dengan meningkatnya konsentrasi,
seperti laju pada awal reaksi bergantung pada konsentrasi awal
reaktan :
NH4+(aq) + NO2-(aq) → N2(g) + 2 H2O(l)
No percobaan
Konsentrasi
awal
NH4 + (M)
Konsentrasi
awal NO2 - (M)
Laju awal
teramati
(M/detik)
1
0,0100
0,200
2
0,0200
0,200
10,8 x 10
3
0,0400
0,200
21,5 x 10
4
0,0600
0,200
32,3 x 10
5
0,200
0,0202
10,8 x 10
6
0,200
0,0404
21,6 x 10
7
0,200
0,0606
32,4 x 10
8
0,200
0,0808
43,3 x 10
5,4 x 10 -7
25
Berdasarkan table Reaksi
NH4+(aq) + NO2-(aq) → N2(g) + 2 H2O(l)
Pada urutan tabel 1-4 terlihat bahwa pada [NO2-] tetap
dan berbagai [NH4+] awal kecepatan reaksi berbeda
Reaksi ke dua mempunyai kecepatan 2x dari reaksi
pertama. Reaksi ke tiga 4x lebih cepat dari reaksi
pertama, dst.
Sebaliknya [NH4+] awal tetap dan [NO2-] beragam,
reaksi ke enam kecepatan reaksinya 2x reaksi ke 5 dan
reaksi ke tujuh 3x kecepatan reaksi ke 5.
Jadi kecepatan reaksi sangat tergantung dari konsentrasi
(jumlah) zat pereaksi
RB≈Dept. Kimia FMIPA-UI
Konsentrasi dan Laju Reaksi...
Konsentrasi dan Laju Reaksi...
Data menujukkan bahwa dengan merubah konsentrasi [NH4+] atau
[NO2-] laju reaksi juga berubah, dimana laju berbanding langsung
dengan konsentrasi reaktan :
Laju = k [NH4+][NO2-]
Untuk reaksi umum : a A + b B → c C + d D
RB≈Dept. Kimia FMIPA-UI
berlaku :
Berdasarkan tabel Reaksi
NH4+(aq) + NO2-(aq) → N2(g) + 2 H2O(l)
Kita dapat menghitung nilai konstanta kecepatan reaksi,
(k) dari reaksi no. 1. ;
5.4*10-7 M/s = k (0.0100 M)(0.200 M)
Laju = k [A]m [B]n
k=
Hukum Kecepatan Reaksi selalu ditentukan oleh konsentrasi pereaksi
dimana : k = disebut tetapan laju, nilainya berubah sesuai dengan
temperature
Nilai eksponen m dan n umumnya kecil dan merupakan bilangan bulat
27
(0, 1 atau 2) dan tidak harus sama dengan koefisien reaksi
RB≈Dept. Kimia FMIPA-UI
5.4*10-7 M/s
= 2.7 * 10-4 M-1s-1
(0.0100 M)(0.200 M)
Perhitungan nilai k seharusnya sama jika dihitung pada
reaksi di nomor lainnya
Jika Hukum kecepatan reaksi dan nilai k sudah didapat,
maka kita
RB≈Dept. Kimia FMIPA-UI
7
4/8/2022
Konsentrasi dan Laju Reaksi...
Konsentrasi dan Laju Reaksi...
Jika Hukum kecepatan reaksi dan nilai k sudah didapat,
maka kita kita dapat menghitung kecepatan reaksi pada
berbagai konsentrasi [NH4+] dan [NO2-]
Berdasarkan table Reaksi
• Orde reaksi
Bentuk umum hukum laju atau persamaan laju reaksi :
Laju = k [Reaktan 1]m [Reaktan 2]n
Eksponen pada hukum laju menunjukkan bagaimana laju dipengaruhi oleh konsentrasi masing-masing reaktan
NH4+(aq) + NO2-(aq) → N2(g) + 2 H2O(l)
Reaksi orde ke nol, adalah bila perubahan konsentrasi tidak ber-
Contoh; [NH4+] = 0.100 M dan [NO2-] = 0.100 M
m = 1 dan n =1 ; k = 2.7*10-4 M-1s-1
pengaruh pada laju reaksi
Orde reaksi tidak harus merupakan bilangan bulat dan tidak harus
sesuai dengan stokiometri reaksi,
Laju = k [NH4+][NO2-]
= (2.7*10-4 M-1s-1)(0.100 M)(0.100 M)
Contoh :
= 2.7*10-6 M/s
2 N2O5(g) → 4 NO2(g) + O2(g)
laju = k [N2O5]
CHCl3(g) + Cl2(g) → CCl4(g) + HCl(g)
laju = k [CHCl3][Cl2]301/2
RB≈Dept. Kimia FMIPA-UI
Konsentrasi dan Laju Reaksi...
Konsentrasi dan Laju Reaksi...
• Menentukan hukum laju menggunakan laju awal
Hukum laju tidak dapat diprediksikan dari persamaan reaksi, tetapi
ditentukan dari percobaan
Hukum laju sering kali ditentukan menggunakan metode laju awal,
yaitu dengan mengamati pengaruh variasi konsentrasi awal reaktan
terhadap laju awal
Misal laju awal reaksi A + B → C
konsentrasi A dan B yang berbeda :
diukur pada beberapa
No
Percobaan
[A]
(M)
[B]
(M)
Laju awal
(M/detik)
1
0,100
0,100
4,0 x 10-5
2
0,100
0,200
4,0 x 10-5
3
0,200
0,100
16,0 x 10-5
RB≈Dept. Kimia FMIPA-UI
Tentukan : (a) hukum laju reaksi, (b) nilai tetapan laju dan (c) laju
reaksi bila [A] = 0,050M dan [B] = 0,100M
Laju2 4,0 x10 5 M / det ik k[0,100 M ]m [0,200 M ]n


 2n
Laju1 4,0 x10 5 M / det ik k[0,100 M ]m [0,100 M ]n
atau n = 0
Laju3 16,0 x10 5 M / det ik
k[0,200 M ]m [0,100 M ]n

4
 2m
Laju1 4,0 x10 5 M / det ik
k[0,100 M ]m [0,100 M ]n
atau m = 2
Jadi laju = k [A]2
4,0 x 10-5 = k (0.1)2
k = 4,0 x 10-5 / (0.1)2
k = 4,0 x 10-3 M-1 detik-1
31
RB≈Dept. Kimia FMIPA-UI
Laju = (4,0x10-3 M-1 detik-1)(0,050M)2 = 1,0x10-5 M/detik
32
RB≈Dept. Kimia FMIPA-UI
8
4/8/2022
Perubahan Laju dengan Waktu…
3. Perubahan Laju dengan Waktu

• Reaksi orde satu : A  Produk
ln[ A]t  ln[ A]0  kt
atau
[ A]t

[ A]0
atau
t

d [ A]
 kdt
[ A] 0
ln
ln[CH 3 NC ]t   kt  ln[CH 3 NC ]0
[ A]t
 kt
[ A]0
[ A]t  [ A]0 exp(  kt )
Bentuk hukum laju ini disebut hukum laju terintegrasi
Untuk membuktikan apakah suatu reaksi merupakan reaksi
orde satu :
33
Grafik ln [A]t terhadap waktu akan memberikan garis lurus
Pada tekanan, CH3NC
[ A]
 k[ A]
t
Tekanan, CH3NC (torr)
Laju  
Contoh : konversi metil isonitril (CH3NC) menjadi asetonitril
(CH3CN) dengan persamaan laju :
Waktu (detik)
Waktu (detik)
RB≈Dept. Kimia FMIPA-UI
Perubahan Laju dengan Waktu…
Perubahan Laju dengan Waktu…
t
Contoh : reaksi dekomposisi nitrogen dioksida dalam fase gas
pada 300oC :
NO2(g) → NO(g) + ½ O2(g)
0
Tentukan orde reaksi menggunakan hukum laju terintegrasi dari data
berikut :
• Reaksi orde dua : A  Produk atau A + B  Produk
Laju  
[ A ]
 k[ A ]2
t
1
1

 kt
[ A]t [ A]0
[ A ]t
d[ A]
[ A ]0
[ A]2
 
atau
34
RB≈Dept. Kimia FMIPA-UI
  kdt
1
1
 kt 
[ A]t
[ A]0
Bila reaksi merupakan reaksi orde dua, maka plot 1/[A]t
terhadap t akan menghasilkan garis lurus dengan kemiringan
yang sama dengan nilai k dan potongan sumbu y merupakan
nilai 1/[A]0
35
RB≈Dept. Kimia FMIPA-UI
Waktu (detik)
[NO2](M)
0.0
0.01000
50.0
0.00787
100.0
0.00649
200.0
0.00481
300.0
0.00380
Karena reaksi dapat merupakan reaksi orde satu atau orde
36
dua, maka dibuat grafik ln [NO2] dan 1/[NO2] terhadap waktu
RB≈Dept. Kimia FMIPA-UI
9
4/8/2022
Waktu Paruh
Perubahan Laju dengan Waktu…
[NO2] (M)
ln [NO2]
1/[NO2]
0.0
0.01000
-4.610
100
50.0
0.00787
-4.845
127
100.0
0.00649
-5.038
154
200.0
0.00481
-5.337
208
300.0
0.00380
-5.573
263
• Waktu paruh, t1/2 adalah waktu yang dibutuhkan oleh reaksi
sampai dicapai konsentrasi [A]t = ½ [A]0
Reaksi orde satu :
t1  
2   0.693
ln 1
2
k
k
Reaksi orde dua :
t1  
2
1
k A 0
Tekanan, CH3NC (torr)
Waktu (det)
Waktu (detik)
(detik)
Waktu
37
38
RB≈Dept. Kimia FMIPA-UI
4. Temperatur dan Laju Reaksi
RB≈Dept. Kimia FMIPA-UI
Temperatur dan Laju Reaksi …
• Model tumbukan :
• Model tumbukan
- Reaksi akan berlangsung jika molekul-molekul pereaksi
Umumnya jika temperatur dinaikkan, reaksi berlangsung lebih cepat,
karena tetapan laju
reaksi juga meningkat
dengan naiknya temperatur
bertumbukan secara efektiv
- Makin banyak jumlah tumbukan per detiknya, maka
makin cepat laju reaksi
- Makin besar konsentrasi reaktan, maka makin besar
probabilitas tumbukan yang menyebabkan naiknya laju
reaksi
Contoh :
- Makin tinggi temperatur, makin cepat molekul bergerak
transformasi metil
isonitril
sehingga lebih sering bertumbukan dengan energi yang
lebih besar yang menyebabkan laju reaksi meningkat
- tetapi tidak semua tumbukan menghasilkan produk reaksi
Suhu (°C)
39
RB≈Dept. Kimia FMIPA-UI
40
RB≈Dept. Kimia FMIPA-UI
10
4/8/2022
Temperatur dan Laju Reaksi …
Temperatur dan Laju Reaksi …
• Faktor orientasi
supaya terjadi reaksi, molekul reaktan harus bertumbukan dengan
orientasi yang benar dan dengan energi yang mencukupi untuk
membentuk produk
Contoh :
Cl + NOCl
 Energi aktivasi
Arrhenius menyatakan : molekul harus memiliki sejumlah
energi minimum untuk bereaksi, karena :
• untuk membentuk produk, ikatan-ikatan dalam molekul
reaktan harus diputuskan
NO + Cl2
• pemutusan ikatan membutuhkan energi
Tumbukan
Sebelum
tumbukan
Tumbukan efektif
Sesudah tumbukan
Energi aktivasi, Ea adalah energi minimum yang dibutuhkan
untuk menginisiasi reaksi kimia
Contoh : penataan ulang metil isonitril
H3C N C
Sebelum
tumbukan
Tumbukan
Tumbukan tidak efektif
H3C
Sesudah tumbukan
41
N
C
H3C C N
42
RB≈Dept. Kimia FMIPA-UI
RB≈Dept. Kimia FMIPA-UI
Profil Energi Isomerisasi Metil Isonitril
Temperatur dan Laju Reaksi …
 Pada H3C–N≡C, ikatan C–N≡C tertekuk sampai ikatan C-N putus
dan bagian N≡C tegak lurus terhadap H3C
 Struktur ini disebut kompleks teraktivasi atau keadaan transisi
 Setelah ikatan C–N putus, bagian N≡C dapat berputar lebih lanjut
membentuk ikatan C–C≡N
 Perubahan energi untuk reaksi berbeda antara CH3NC dan CH3CN
juga energi aktivasi berbeda antara reaktan, CH3NC dan keadaan
transisi
 Laju tergantung pada Ea
Energi →
 Energi yang dibutuhkan untuk memutar/memilin dan memutuskan
ikatan, disebut energi aktivasi, Ea
Jalur Reaksi
 Reaksi CH3NC
CH 3CN adalah eksoterm dan reaksi kebalikannya adalah endoterm
43
RB≈Dept. Kimia FMIPA-UI
44
RB≈Dept. Kimia FMIPA-UI
11
4/8/2022
Temperatur dan Laju Reaksi …
Temperatur dan Laju Reaksi …
 Fraksi molekul dengan energi yang sama atau lebih besar
dari Ea :
f e
• Persamaan Arrhenius :
 Ea / RT
k  Ae
 Ea
RT
dimana :
Fraksi molekul

k adalah tetapan laju, Ea adalah energi aktivasi, R
adalah tetapan gas (8,314 J/K-mol) dan T adalah
temperatur Kelvin

A disebut faktor frekuensi, merupakan ukuran probabilitas untuk tumbukan yang menghasilkan produk

A dan Ea adalah spesifik untuk reaksi tertentu
45
46
Energi Kinetik
RB≈Dept. Kimia FMIPA-UI
Temperatur dan Laju Reaksi …
RB≈Dept. Kimia FMIPA-UI
Temperatur dan Laju Reaksi …
• Penentuan energi aktivasi
Ea dan A dapat ditentukan secara grafik dari persamaan Arrhenius
E
ln k   a  ln A
RT
• Penentuan energi aktivasi
Bila tidak tersedia data yang cukup banyak, energi aktivasi
dapat ditentukan berdasarkan persamaan :
ln k 1  
Plot ln k terhadap 1/T
akan menghasilkan garis
lurus dengan kemiringan
– Ea/R dan intersep ln A
Ea
 ln A
RT 1
and
ln k 2  
Ea
 ln A
RT 2
 E
  E

ln k 1  ln k 2    a  ln A     a  ln A 
RT
RT

 

1
2
ln
47
RB≈Dept. Kimia FMIPA-UI
k1 E a  1 1 
   
k 2 R T 2 T1 
48
RB≈Dept. Kimia FMIPA-UI
12
4/8/2022
5. Mekanisme Reaksi
Mekanisme Reaksi…
• Hukum laju tahapan elementer :
• Mekanisme reaksi: Proses yang menggambarkan
terjadinya reaksi kimia disebut, yang secara terperinci
menjelaskan bagaimana suatu ikatan terputus dan
terbentuk dengan perubahan relatif posisi atom-atom
selama reaksi
• Reaksi elementer atau tahapan elementer adalah setiap
tahapan reaksi tunggal
• Molekularitas adalah jumlah molekul yang berpartisipasi
sebagai reaktan dalam setiap tahapan elementer :
unimolekular ; bimolekular ; termolekular
49
- unimolekular proses adalah reaksi orde satu
- bimolekular proses adalah reaksi orde dua
- termolekular proses adalah reaksi orde tiga
Tahapan Elementer dan Persamaan Laju Reaksinya
Molekul
Tahap Elementer
Laju Reaksi
Unimolekuler
A → Produk
Laju = k[A]
Bimolekuler
A + A → Produk
Laju = k[A]2
Bimolekuler
A + B → Produk
Laju = K[A][B]
Termolekuler
A+A+A→
Produk
Laju = k[A]3
Termolekuler
A+A+B→
Produk
Laju = k[A]2[B]
Termolekuler
A+B+C→
Produk
Laju = k[A][B][C]
50
RB≈Dept. Kimia FMIPA-UI
Mekanisme Reaksi…
Mekanisme Reaksi…
Mekanisme tahapan reaksi;
1. Mekanisme reaksi multi tahapan
Beberapa reaksi berlangsung dengan lebih dari satu tahapan
reaksi, seperti :
NO2(g) + NO2(g)
NO3(g) + NO(g)
NO3(g) + CO(g)
NO2(g) + CO2(g)
NO2(g) + CO(g)
NO(g) + CO2(g)
Step 1: NO(g) + Br2(g)
Step 2: NOBr2(g) + NO(g)
k1
k-1
k2
NOBr2(g)
(fast)
2NOBr(g) (slow)
Berdasarkan Tahap Reaksi 2 :
Hukum laju mekanisme multi tahapan ditentukan oleh tahapan elementer yang paling lambat (reaksi penentu laju)
2. Mekanisme dengan tahapan reaksi awal yang cepat
Contoh : 2 NO(g) + Br2(g)
2 NOBr(g)
Laju  k[ NO ]2 [ Br2 ]
RB≈Dept. Kimia FMIPA-UI
Laju = k2 [NOBr2(g)][NO(g)]
Hukum laju tidak boleh tergantung pada konsentrasi
intermediet karena tidak stabil). Sehingga jika NOBr2 tidak
stabil, maka pada keseimbangan tahapan reaksi 1 diperoleh :
[NOBr2(g)] = k1/k-1 [NO(g)][Br2(g)]
51
RB≈Dept. Kimia FMIPA-UI
RB≈Dept. Kimia FMIPA-UI
13
4/8/2022
6. Katalis
Mekanisme Reaksi…
Katalis berperan meningkatkan jumlah tumbukan yang efektif
Dari definisi keseimbangan :
Katalis meningkatkan nilai k dengan meningkatkan nilai A atau menurunkan nilai Ea
k1 [NO(g)][Br2(g)] = k-1 [NOBr2(g)]
Reaksi tanpa katalis
k  Ae
[NOBr2(g)] = k1/k-1 [NO(g)][Br2(g)]
 Ea
Reaksi dengan
katalis
RT
Energi →
Laju = k2 [NOBr2(g)][NO(g)]
sehingga hukum laju keseluruhan reaksi adalah :
Jalur reaksi
k
k
Laju  k 2 1 [ NO][ Br2 ][ NO]  k 2 1 [ NO]2 [ Br2 ]
k 1
k 1
53
Berdasarkan fasa katalis dan senyawa yang bereaksi, katalis dibagi 2 :
1. Katalis homogen
54
2. Katalis heterogen
RB≈Dept. Kimia FMIPA-UI
RB≈Dept. Kimia FMIPA-UI
Katalis …
Katalis …
2.Katalisis heterogen
1. Katalis homogen
Fase katalis sama dengan fase reaktan
Fase katalis berbeda dari fase reaktan, seperti katalis berbentuk padatan dan reaktannya gas atau cairan
Katalis mempercepat laju reaksi kimia dengan cara
menurunkan energi aktivasi reaksi
Tahap awal adalah adorpsi (ikatan molekul reaktan pada permukaan katalis)
Contoh : hidrogen peroksida terurai sangat lambat,
Molekul teradsorpsi pada sisi aktif katalis
2 H2O2(aq) → 2 H 2O(l) + O2(g)
tetapi dengan adanya ion
sangat cepat :
Br-
Spesies teradorpsi (atom atau ion) adalah sangat reaktif
reaksi dekomposisi berjalan
2 Br-(aq) + H2O2(aq) + 2 H+(aq) → Br2(aq) + 2 H2O(l)
Br2(aq) + H2O2(aq) → 2 Br-(aq) + 2 H+(aq) + O2(g)
55
RB≈Dept. Kimia FMIPA-UI
56
RB≈Dept. Kimia FMIPA-UI
14
4/8/2022
Katalis …
Katalis…
Contoh : reaksi katalisis hidrogenasi etilen :
C2H4(g) + H2(g) → C2H6(g)
H  136kJ / mol
• Enzim
Enzim adalah katalis biologis dan kebanyakan merupakan
molekul protein dengan massa yang sangat besar
Enzim memiliki bentuk yang sangat spesifik dan mengkatalisis
reaksi secara sangat spesifik
Substrat bereaksi pada sisi aktif enzim dengan cara terkunci
pada enzim dan terjadi reaksi yang sangat cepat.
Hanya substrat yang sesuai dengan enzim dapat masuk dan
ikut serta pada reaksi.
57
58
RB≈Dept. Kimia FMIPA-UI
Rangkuman
Katalis … enzim
Produk
Substrat
Enzim
Kompleks
enzim-substrat
RB≈Dept. Kimia FMIPA-UI
Enzim
59
RB≈Dept. Kimia FMIPA-UI
1. Laju suatu reaksi diukur berdasarkan perubahan konsentrasi
dengan waktu
2. Pada umumnya laju bertambah dengan meningkatnya konsentrasi. Reaksi orde ke nol: bila konsentrasi tidak berpengaruh
pada laju
3. Perubahan konsentrasi terhadap waktu ditunjukkan oleh orde
reaksi
4. Kebanyakan reaksi berlangsung lebih cepat bila temperatur dinaikkan
5. Mekanisme reaksi menggambarkan terjadinya reaksi kimia, yang
secara terperinci menjelaskan bagaimana suatu ikatan terputus
dan terbentuk dengan perubahan relatif posisi atom-atom selama
reaksi
6. Katalis dapat mempercepat terjadinya reaksi dengan cara menu60
runkan energi aktivasi dari reaksi tersebut
RB≈Dept. Kimia FMIPA-UI
15
4/8/2022
Konsentrasi Larutan
Daftar Pustaka
 Konsentrasi adalah perbandingan jumlah zat ter
Brown, LeMay, Bursten, Murphy, “ Chemistry The Central Science”,
11th eds, Pearson Educational International, 2009, 572 – 625
larut dengan pelarut.
 Konsentrasi :
 Molalitas (m) : jumlah mol zat (ion or molekul)
per kilogram pelarut.
 Molaritas (M) : jumlah mol zat (ion or molekul)
per liter larutan.
 Persen Berat (% m) : berat zat terlarut per berat
total larutan x 100 %
 Fraksi mol
61
RB≈Dept. Kimia FMIPA-UI
( A)
: mol zat terlarut per total jumlah
mol larutan
RB≈Dept. Kimia FMIPA-UI
Hitunglah masa O2 yang dihasilkan dari pemanasan
100 g kalium klorat KClO3?
2 KClO3
3 O2 + 2 KCl
100 g
Mol KClO3 =
Mol O2 =
100 g
(122,6 g/mol KClO3)
= 0,8156 mol
(0,8156 mol KClO3) (3 mol O2)
(2 mol KClO3)
= 1,223mol
Massa O2 = 1,2235 mol O2 x 32 g/mol O2
= 39,1517 g O2
RB≈Dept. Kimia FMIPA-UI
RB≈Dept. Kimia FMIPA-UI
16
4/8/2022
21.4.2.
65
RB≈Dept. Kimia FMIPA-UI
Atas Perhatiannya
&
Mohon Ma’af Apabila Ada Kesalahan
RB≈Dept. Kimia FMIPA-UI
17