BAB II
A. PENGERTIAN
Kinetika kimia adalah suatu ilmu yang membahas tentang laju (kecepatan) dan mekanisme reaksi. Berdasarkan penelitian yang 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.
Kinetika kimia merupakan salah satu cabang ilmu kimia fisika yang mempelajari laju reaksi. Laju reaksi berhubungan dengan pembahasan seberapa cepat atau lambat reaksi berlagsung.
Kinetika kimia adalah bagian dari ilmu kimia yang mempelajari laju dan mekanisme reaksi kimia
v laju reaksi adalah besarnya perubahan konsentrasi reaktan atau produk dalam satu satuan waktu
Laju reaksi rerata analog dengan kecepatan rerata mobil. Jika posisi rerata mobil dicatat pada dua waktu yang berbeda, maka :
Dengan cara yang sama, laju reaksi rerata diperoleh dengan membagi perubahan konsentrasi reaktan atau produk dengan interval waktu terjadinya reaksi :o 
Jika konsentrasi diukur dalam mol L-1 dan waktu dalam detik, maka laju reaksi mempunyai satuan mol L-1s-1. Kita ambil contoh khusus. Dalam reaksi fasa gas
Jika konsentrasi diukur dalam mol L-1 dan waktu dalam detik, maka laju reaksi mempunyai satuan mol L-1s-1. Kita ambil contoh khusus. Dalam reaksi fasa gasNO2 dan CO dikonsumsi pada saat pembentukan NO dan CO2. Jika sebuah kuar dapat mengukur konsentrasi NO, laju reaksi rerata dapat diperkirakan dari nisbah perubahan konsentrasi NO, ∆[NO] terhadap interval waktu, ∆t:
 |
o Untuk reaksi yang umum:
aA + bB → cC + dD
Lajunya ialah
 |
Hubungan ini benar selama tidak ada unsur antara atau jika konsentrasinya bergantung pada waktu di sepanjang waktu reaksi.
Menentukan Laju Reaksi :
Perhatikan penguraian nitrogen dioksida, NO2 menjadi nitrogen oksida, NO dan oksigen, O2 : 2NO2 → 2NO + O2
a. Tulislah pernyataan untuk laju rata-rata berkurangnya konsentrasi NO2 dan laju rata-rata bertambahnya konsentrasi NO dan O2.
b. Jika laju rata-rata berkurangnya konsentrasi NO2 ditetapkan dan dijumpai sebesar 4×10-13mol L-1s-1, berapakah laju rata-rata padanannya (dari) bertambahnya konsentrasi NO dan O2
Jawaban :
a. Laju rata-rata berkurangnya konsentrasi NO2 dinyatakan sebagai :
Laju rata-rata bertambahnya konsentrasi NO dan O2 dinyatakan sebagai:
b. Untuk tiap dua molekul NO2 yang bereaksi terbentuk dua molekul NO. Jadi berkurangnya konsentrasi NO2 dan bertambahnya konsentrasi NO berlangsung dengan laju yang sama
 |
v Laju reaksi dapat didefinikan sebagai pengurangan reaktan tiap satuan waktu dan derumuskan sebagai:
v atau didefinisikan sebagai penambahan jumlah produk tiap satuan waktu dan dirumuskan sebagai:
tanda minus (-) digunakan pada reaktan disebabkan jumlah reaktan setelah t detik akan lebih kecil dibandingan dengan jumlah reaktan pada to (waktu awal) sehingga untuk mendapatkan hasil v yag bernilai positif maka harus ditambahkan tanda minus. Nilai v yang dicarai dari keempat cara diatas yaitu dengan memakai [A], [B], [C], dan [D] akan memiliki nilai yang sama.
v Persamaan Laju Reaksi
Persamaan laju reaksi mendiskripsikan persamaan matematika yang dipegunakan dalam kinetika kimia yang menghubungkan antara laju reaksi dengan konsentrasi reaktan. Untuk reaksi yang sama seperti diatas,
aA + bB -> cC + dD
maka persamaan laju reaksinya secara umum dapat didefinisikan sebagai berikut:
v = k[A]a[B]b
dimana k adalah konstanta laju reaksi, a disebut orde reaksi terhadap A dan b disebut orde reaksi terhadap B. Penjumlahan a+b meghasilkan orde reaksi total. Persamaan laju reaksi tidak dapat ditentukan secara teoritis akan tetapi bisa ditentukan melalui percobaan kimia/eksperimental. Ada
Berdasarkan orde reaksi totalnya maka reaksi dibedakan atas reaksi orde 1, orde 2, orde 3 dan sebagainya. Ada
Bila terdapat reaktan yang berbentuk padatan maka reaktan ini tidak dimasukkan dalam persamaan reaksi disebabkan reaksi yang terjadi pada padatan hanya terjadi pada p ermukaan padatan sehingga konsentrasinya dianggap constant.
Penggabungan laju reaksi dengan persamaan laju reaksi diatas dapat dinyatakan sebagai:B. Macam-macam reaksi berdasarkan; jumlah molekul dan fasa
a. Berdasarkan jumlah molekul yang bereaksi, reaksi terdiri atas :
Ø Reaksi unimolekular : hanya 1 mol reaktan yang bereaksi
Contoh : N2O5 à N2O4 + ½ O2
Ø Reaksi bimolekular : ada 2 mol reaktan yang bereaksi
Contoh : 2 HI à H2 + I2
Ø Reaksi termolekular : ada 3 mol reaktan yang bereaksi
Contoh : 2 NO + O2 à 2NO2
b. Berdasarkan banyaknya fasa yang terlibat, reaksi terbagi menjadi :
Ø Reaksi homogen : hanya terdapat satu fasa dalam reaksi (gas atau larutan)
Ø 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.
· Reaksi Orde Nol
Pada reaksi orde nol, kecepatan reaksi tidak tergantung pada konsentrasi reaktan.
Persamaan laju reaksi orde nol dinyatakan sebagai :
- 
= k0
= 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.
· Reaksi Orde Satu
Pada reaksi orde satu, kecepatan reaksi berbanding lurus dengan konsentrasi reaktan.
Persamaan laju reaksi orde satu dinyatakan sebagai :
- = k1 [A]
= k1 [A] - 
= k1 dt
= k1 dt ln 
= k1 (t – t0)
= k1 (t – t0) Bila t = 0 à A = A0
ln [A] = ln [A0] - k1 t
[A] = [A0] e-k1t
Tetapan laju (k1) dapat dihitung dari grafik ln [A] terhadap t, dengan –k1 sebagai gradiennya.Gambar 1.1. Grafik ln [A] terhadap t untuk reaksi orde satu
Waktu paruh (t1/2) adalah waktu yang dibutuhkan agar konsentrasi reaktan hanya tinggal setengahnya. Pada reaksi orde satu, waktu paruh dinyatakan sebagai:
k1 = 
ln 
ln k1 = 
· Reaksi Orde Dua
Persamaan laju reaksi untuk orde dua dinyatakan sebagai :
- = k2 [A]2
= k2 [A]2 - 
= k2 t
= k2 t
- 
= k2 (t – t0)Tetapan laju (k2) dapat dihitung dari grafik 1/A terhadap t dengan k2 sebagai gradiennya.
 |
Gambar 1.2. Grafik ln 1/[A] terhadap t untuk reaksi orde dua
Waktu paruh untuk reaksi orde dua dinyatakan sebagai
t1/2 = 
· Penentuan Energi Aktifasi
Energi aktifasi adalah ambang batas energi yang harus dicapai 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 = 
= · 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 O
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.
2. Katalis Heterogen
Katalis heterogen adalah katalis yang fasanya tidak sama dengan reaktan atau produk reaksi yang dikatalisa. Katalis heterogen biasanya berfungsi sebagai permukaan tempat terjadinya reaksi. Contohnya adalah reaksi antara H2 dan O2 pada permukaan logam. Logam berfungsi sebagai permukaan adsorben dimana H2 dan O2 akan menempel dan bereaksi.
BAB III
PENUTUP
a) Kesimpulan
Kinetika kimia adalah suatu ilmu,salah satu cabang ilmu kimia Fisika dan bagian ilmu kimia yang membahas tentang laju (kecepatan) dan mekanisme reaksi. Berdasarkan penelitian yang 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.
laju reaksi adalah besarnya perubahan konsentrasi reaktan atau produk dalam satu satuan waktu
reaksi berdasar jumlah molekul; uni,bimo dan termolekuler
reaksi berdasar fasa; homogen dan heterogen
· Blog.modul-kimia-dasar.com
