Tugas II Proses Industri Kimia 2 Pengend
Tugas II
Proses Industri Kimia 2
“Pengendalian Proses Kimia”
Sangga Hadi Pratama
14/367126/TK/42362
Program S1
Departemen Teknik Kimia
Fakultas Teknik Universitas Gadjah Mada
Yogyakarta
©2016
Topik: “Pengaruh perubahan tekanan, suhu, rasio
pereaksi, faktor tumbukan, perubahan konsentrasi, dan
katalisator terhadap proses kimia”
Dalam pengendalian proses kimia, aspek yang diperhatikan antara lain laju reaksi kimia,
kesetimbangan reaksi kimia, panas reaksi kimia, dan energi aktivasi. Di dalam makalah
ini akan dibahas terlebih dahulu mengenai bagaimana laju dari suatu reaksi kimia dipengaruhi
oleh beberapa hal seperti konsentrasi reaktan dan suhu.
A. Laju Reaksi Kimia
Dari hasil percobaan ternyata laju reaksi dipengaruhi oleh konsentrasi reaktan, luas
permukaan, temperatur, dan katalis (James E. Brady, 1990).
1. Konsentrasi pereaksi
Pada umumnya, reaksi akan berlangsung lebih cepat jika konsentrasi pereaksi diperbesar. Zat
yang konsentrasinya besar mengandung jumlah partikel yang lebih banyak, sehingga partikelpartikelnya tersusun lebih rapat dibanding zat yang konsentrasinya rendah. Partikel yang
susunannya lebih rapat, akan lebih sering bertumbukan dibanding dengan partikel yang
susunannya renggang, sehingga kemungkinan terjadinya reaksi makin besar.
2. Luas Permukaan
Salah satu syarat agar reaksi dapat berlangsung adalah zat-zat pereaksi harus bercampur atau
bersentuhan. Pada campuran pereaksi yang heterogen, reaksi hanya terjadi pada bidang batas
campuran. Bidang batas campuran inilah yang dimaksud dengan bidang sentuh. Dengan
memperbesar luas bidang sentuh, reaksi akan berlangsung lebih cepat.
3. Temperatur
Setiap partikel selalu bergerak. Dengan menaikkan temperatur, energi gerak atau energi
kinetik partikel bertambah, sehingga tumbukan lebih sering terjadi. Dengan frekuensi
tumbukan yang semakin besar, maka kemungkinan terjadinya tumbukan efektif yang mampu
menghasilkan reaksi juga semakin besar. Suhu atau temperatur ternyata juga memperbesar
energi potensial suatu zat. Zat-zat yang energi potensialnya kecil, jika bertumbukan akan
sukar menghasilkan tumbukan efektif. Hal ini terjadi karena zat-zat tersebut tidak mampu
melampaui energi aktivasi. Dengan menaikkan suhu, maka hal ini akan memperbesar energi
potensial, sehingga ketika bertumbukan akan menghasilkan reaksi.
Pada umumnya reaksi kimia akan berlangsung dua kali lebih cepat, apabila suhu dinaikkan
10 oC. Jika dimisalkan laju reaksi pada saat t1°C = v1 dan laju reaksi setelah dinaikkan
suhunya t2°C = v2, maka laju reaksi setelah dinaikkan suhunya atau v2 tersebut dapat
dirumuskan sebagai:
t
V 2=2 10 x V 1
4. Katalis
Katalis adalah suatu zat yang berfungsi mempercepat terjadinya reaksi, tetapi pada akhir
reaksi dapat diperoleh kembali. Fungsi katalis adalah menurunkan energi aktivasi, sehingga
jika ke dalam suatu reaksi ditambahkan katalis, maka reaksi akan lebih mudah terjadi. Hal ini
disebabkan karena zatzat yang bereaksi akan lebih mudah melampaui energi aktivasi.
B. Teori Tumbukan dan Energi Aktivasi
Reaksi kimia terjadi karena adanya tumbukan yang efektif antara partikelpartikel zat yang
bereaksi.Tumbukan efektif adalah tumbukan yang mempunyai energi yang cukup untuk
memutuskan ikatan-ikatan pada zat yang bereaksi (James E. Brady, 1990).
Contoh tumbukan yang menghasilkan reaksi dan tumbukan yang tidak menghasilkan reaksi
antara molekul hidrogen (H2) dan molekul iodin (I2), dapat dilihat pada gambar 3.4.
H2(g) + I2(g) → 2 HI(g)
Sebelum suatu tumbukan terjadi, partikel-partikel memerlukan suatu energi minimum yang
dikenal sebagai energi pengaktifan atau energi aktivasi (Ea). Energi pengaktifan atau energi
aktivasi adalah energi minimum yang diperlukan untuk berlangsungnya suatu reaksi. Sebagai
contoh adalah reaksi antara hidrogen (H2) dengan oksigen (O2) menghasilkan air, dapat
dilihat pada gambar 3.5. Ketika reaksi sedang berlangsung akan terbentuk zat kompleks
teraktivasi. Zat kompleks teraktivasi berada pada puncak energi. Jika reaksi berhasil, maka
zat kompleks teraktivasi akan terurai menjadi zat hasil reaksi. Hubungan antara energi
pengaktifan dengan energi yang diserap atau dilepaskan selama reaksi berlangsung dapat
dilihat pada gambar 3.6.
Persamaan Laju Reaksi
1. Persamaan Laju Reaksi
Umumnya reaksi kimia dapat berlangsung cepat jika konsentrasi zat-zat yang bereaksi
(reaktan) diperbesar (James E. Brady, 1990).
Secara umum pada reaksi:
xA + yB → pC + qD
persamaan laju reaksi dapat ditulis sebagai:
y=k [ A ] x . [B] y
Persamaan seperti di atas, disebut persamaan laju reaksi atau hukum laju reaksi. Persamaan
laju reaksi seperti itu menyatakan hubungan antarakonsentrasi pereaksi dengan laju reaksi.
Bilangan pangkat pada persamaan diatas disebut sebagai orde reaksi atau tingkat reaksi pada
reaksi yangbersangkutan. Jumlah bilangan pangkat konsentrasi pereaksi-pereaksi
disebutsebagai orde reaksi total. Artinya, reaksi berordex terhadap pereaksi A danreaksi
berorde y terhadap pereaksi B, orde reaksi total pada reaksi tersebutadalah (x + y).
Faktor k yang terdapat pada persamaan tersebut disebut tetapan reaksi. Harga kini tetap untuk
suatu reaksi, dan hanya dipengaruhi oleh suhudan katalis.Pada umumnya, harga orde reaksi
merupakan bilangan bulat sederhana,yaitu 1, 2, atau 3, tetapi kadang-kadang juga terdapat
pereaksi yang mempunyaiorde reaksi 0, ½, atau bahkan negatif.Beberapa contoh reaksi
beserta rumus laju reaksi dan orde reaksinya dapatdilihat pada tabel 3.1.
2. Makna Orde Reaksi
Orde reaksi menyatakan besarnya pengaruh konsentrasi pereaksi pada laju reaksi. Beberapa
orde reaksi yang umum terdapat dalam persamaan reaksi kimia beserta maknanya sebagai
berikut.
a. Reaksi Orde Nol
Suatu reaksi kimia dikatakan mempunyai orde nol, jika besarnya laju reaksi tersebut tidak
dipengaruhi oleh konsentrasi pereaksi. Artinya, seberapapun peningkatan konsentrasi
pereaksi
tidak akan mempengaruhi besarnya laju reaksi. Secara grafik, reaksi yang mempunyai orde
nol dapat dilihat pada gambar 3.9.
b. Reaksi Orde Satu
Suatu reaksi kimia dikatakan mempunyai orde satu, apabila besarnya laju reaksi berbanding
lurus dengan besarnya konsentrasi pereaksi. Artinya, jika konsentrasi pereaksi dinaikkan dua
kali semula, maka laju reaksi juga akan meningkat besarnya sebanyak (2)1 atau 2 kali semula
juga. Secara grafik, reaksi orde satu dapat digambarkan seperti terlihat pada gambar 3.10.
c. Reaksi Orde Dua
Suatu reaksi dikatakan mempunyai orde dua, apabila besarnya laju reaksi merupakan
pangkat dua dari peningkatan konsentrasi pereaksinya. Artinya, jika konsentrasi pereaksi
dinaikkan 2 kali semula, maka laju reaksi akan meningkat sebesar (2)2 atau 4 kali semula.
Apabila konsentrasi pereaksi dinaikkan 3 kali semula, maka laju reaksi akan menjadi (3)2
atau 9 kali semula. Secara grafik, reaksi orde dua dapat digambarkan pada gambar 3.11.
d. Reaksi Orde Negatif
Suatu reaksi kimia dikatakan mempunyai orde negatif, apabila besarnya laju reaksi
berbanding terbalik dengan konsentrasi pereaksi. Artinya, apabila konsentrasi pereaksi
dinaikkan atau diperbesar, maka laju reaksi akan menjadi lebih kecil.
3. Menentukan Persamaan Laju Reaksi
Untuk dapat menentukan rumus laju reaksi, tidak dapat hanya dengan melihat reaksi
lengkapnya saja, tetapi harus berdasar percobaan. Yaitu pada saat percobaan, konsentrasi
awal salah satu pereaksi dibuat tetap, sedang konsentrasi awal pereaksi yang lain dibuat
bervariasi. Percobaan harus dilakukan pada suhu yang tetap. Metode penentuan rumus laju
reaksi seperti ini disebut sebagai metode laju awal. Penentuan rumus laju reaksi dapat dilihat
pada contoh berikut.
Contoh
Reaksi gas bromin dengan gas nitrogen oksida sesuai dengan persamaan reaksi:
2 NO(g) + Br(g) → 2 NOBr(g)
Berdasarkan hasil percobaan diperoleh data sebagai berikut.
Tentukan:
a. orde reaksi terhadap NO
d. orde reaksi total
b. orde reaksi terhadap Br2
e. harga tetapan reaksi k
c. persamaan laju reaksi
f. besar laju reaksi jika [NO] = 0,2 dan [Br2] = 0,1
Jawab:
C. Jenis-jenis Katalis
Berdasarkan wujudnya, katalis dapat dibedakan menjadi katalis homogen dan katalis
heterogen (James E. Brady, 1990).
a. Katalis Homogen
Katalis homogen adalah katalis yang dapat bercampur secara homogen dengan zat
pereaksinya karena mempunyai wujud yang sama.
Contoh:
b. Katalis Heterogen
Katalis heterogen adalah katalis yang tidak dapat bercampur secara homogen dengan
pereaksinya karena wujudnya berbeda.
Contoh:
Katalis berwujud padat, sedang pereaksi berwujud gas.
c. Autokatalis
Autokatalis adalah zat hasil reaksi yang bertindak sebagai katalis.
Contoh:
CH3COOH yang dihasilkan dari reaksi metil asetat dengan air merupakan autokatalis reaksi
tersebut.
CH3COOCH3(aq) + H2O(l) → CH3COOH(aq) + CH3OH(aq)
Dengan terbentuknya CH3COOH, reaksi menjadi bertambah cepat.
d. Biokatalis
Biokatalis adalah katalis yang bekerja pada proses metabolisme, yaitu enzim.
Contoh:
Enzim hidrolase mempercepat pemecahan bahan makanan melalui reaksi hidrolisis.
e. Inhibitor
Inhibitor adalah zat yang kerjanya memperlambat reaksi atau menghentikan reaksi.
Contoh:
I2 atau CO bersifat inhibitor bagi reaksi:
2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l)
f. Racun Katalis
Racun katalis adalah inhibitor yang dalam jumlah sangat sedikit dapat mengurangi atau
menghambat kerja katalis.
Contoh:
CO2, CS2, atau H2S merupakan racun katalis pada reaksi:
D. Hubungan antara Katalis dengan Energi Pengaktifan
Dalam suatu reaksi, peran katalis adalah untuk menurunkan energi aktivasi dengan jalan
mengubahmekanisme reaksi, yaitu dengan jalan menambah tahaptahap reaksi. Katalis ikut
serta dalam suatu tahap reaksi, akan tetapi pada akhir reaksi katalis terbentuk kembali (James
E. Brady, 1990).
Contoh:
Dengan adanya katalis ini, energi aktivasi menjadi lebih rendah, sehingga persentase partikel
yang mempunyai energi lebih besar dari energi aktivasi. Hal ini mengakibatkan tumbukan
efektif menjadi lebih sering terjadi, sehingga reaksi berjalan lebih cepat.
E. Perhitungan Pengendalian Proses
Untuk lebih mempermudah pemahaman, digunakan salah satu soal dari UTS Tahun
2012/2013 berikut ini:
Pada reaksi
Diketahui pada suhu 1000K tekanan 5 atm perbandingan mol CH4 : H2O = 1 : 1,
konversi CH4 = 29%
a. Apabila perbandingan pereaksi CH4 : H2O digunakan berturut-turut sebesar 3:1, 2:1,
1:2 dan 1:3, berapa konversi H2O pada kesetimbangan?
b. Apabila perbandingan pereaksi CH4 : H2O sebesar 1:1, kemudian tekanan digunakan
berturut-turut sebesar 3 atm, 1 atm, 1/3 atm, dan 1/5 atm, berapa konversi CH 4 dan
konversi H2O pada kesetimbangan?
(Petunjuk: hitung nilai K kesetimbangan pada 1000K, 5 atm CH4:H2O = 1:1)
Jawaban:
Kondisi A (Perbandingan mol
yang diubah)
P
Konvers
i
Awal
(mol)
Reaksi
(mol)
Akhir
(mol)
5 atm
29%
CH4
H 2O
1
0.29
0.71
CO
H2
Total
1
0
0
2.00
0.29
0.29
0.87
1.74
0.71
0.29
0.87
2.58
Fraksi
mol
Nilai K =
Konvers
i
Awal
(mol)
Reaksi
(mol)
Akhir
(mol)
Fraksi
mol
Nilai K
Selisih
nilai K
Konvers
i
Awal
(mol)
Reaksi
(mol)
Akhir
(mol)
Fraksi
mol
Nilai K
Selisih
nilai K
Konvers
i
Awal
(mol)
Reaksi
(mol)
Akhir
(mol)
Fraksi
mol
Nilai K
Selisih
nilai K
Konvers
i
Awal
(mol)
Reaksi
1.000
0.2752 0.2752 0.1124 0.3372
0
1.4228
SEBAGAI PATOKAN
38.71
%
CH4
H 2O
CO
H2
Total
3
1
0
0
4.00
0.3871
0.3871
0.3871
1.1614
2.32
2.6129
0.6129
0.3871
1.1614
1.0127 0.2375
1.4226
0.1501
0.4502
4.77
1.850
5
CO
H2
0.0002
35.02
%
CH4
H 2O
2
1
0
Total
0
3.00
0.3502
0.3502
0.3502
1.0505
2.10
1.6498
0.6498
0.3502
1.0505
0.6395 0.2519
1.4224
0.1357
0.4072
3.70
1.434
2
CO
H2
0.0004
35.02
%
CH4
H 2O
1
2
0
Total
0
3.00
0.3502
0.3502
0.3502
1.0505
2.10
0.6498
1.6498
0.3502
1.0505
0.2519 0.6395
1.4224
0.1357
0.4072
3.70
1.434
2
0.0004
38.72
%
CH4
H 2O
1
PALING TINGGI
CO
H2
3
0
Total
0
4.00
2.32
(mol)
Akhir
(mol)
Fraksi
mol
Nilai K
Selisih
nilai K
0.3872
0.3872
0.3872
1.1615
0.6128
2.6128
0.3872
1.1615
0.2375 1.0127
1.4227
0.1501
0.4502
4.77
1.850
5
0.0000
Kondisi B (Tekanan yang
diubah-ubah)
P
Konvers
i
Awal
(mol)
Reaksi
(mol)
Akhir
(mol)
Fraksi
mol
Nilai K =
Selisih
nilai K
P
Konvers
i
Awal
(mol)
Reaksi
(mol)
Akhir
(mol)
Fraksi
mol
Nilai K =
Selisih
nilai K
P
Konvers
i
Awal
(mol)
Reaksi
(mol)
Akhir
(mol)
Fraksi
3 atm
35.64
%
CH4
H 2O
1
CO
1
H2
0
Total
0
2.00
0.3564
0.3564
0.3564
1.0693
2.14
0.6436
0.6436
0.3564
1.0693
0.2494 0.2494
1.4227
0.1382
0.4145
2.71
1.051
5
CO
H2
0.0001
1 atm
52.84
%
CH4
H 2O
1
1
0
Total
0
2.00
0.5284
0.5284
0.5284
1.5852
3.17
0.4716
0.4716
0.5284
1.5852
0.1828 0.1828
1.4219
0.2048
0.6144
3.06
1.184
8
CO
H2
0.0009
0.33 atm
71.35
%
CH4
H 2O
1
1
0
Total
0
2.00
0.7135
0.7135
0.7135
2.1405
4.28
0.2865
0.2865
0.7135
2.1405
3.43
1.328
mol
Nilai K =
Selisih
nilai K
P
Konvers
i
Awal
(mol)
Reaksi
(mol)
Akhir
(mol)
Fraksi
mol
Nilai K =
Selisih
nilai K
0.1110 0.1110 0.2766 0.8297
3
1.4230
0.0002
0.20 atm
78.95
%
HASIL TERTINGGI
CH4
H 2O
CO
H2
Total
1
1
0
0
2.00
0.7895
0.7895
0.7895
2.3684
4.74
0.2105
0.2105
0.7895
2.3684
0.0816 0.0816
1.4221
0.3060
0.9180
3.58
1.387
2
0.0007
Proses Industri Kimia 2
“Pengendalian Proses Kimia”
Sangga Hadi Pratama
14/367126/TK/42362
Program S1
Departemen Teknik Kimia
Fakultas Teknik Universitas Gadjah Mada
Yogyakarta
©2016
Topik: “Pengaruh perubahan tekanan, suhu, rasio
pereaksi, faktor tumbukan, perubahan konsentrasi, dan
katalisator terhadap proses kimia”
Dalam pengendalian proses kimia, aspek yang diperhatikan antara lain laju reaksi kimia,
kesetimbangan reaksi kimia, panas reaksi kimia, dan energi aktivasi. Di dalam makalah
ini akan dibahas terlebih dahulu mengenai bagaimana laju dari suatu reaksi kimia dipengaruhi
oleh beberapa hal seperti konsentrasi reaktan dan suhu.
A. Laju Reaksi Kimia
Dari hasil percobaan ternyata laju reaksi dipengaruhi oleh konsentrasi reaktan, luas
permukaan, temperatur, dan katalis (James E. Brady, 1990).
1. Konsentrasi pereaksi
Pada umumnya, reaksi akan berlangsung lebih cepat jika konsentrasi pereaksi diperbesar. Zat
yang konsentrasinya besar mengandung jumlah partikel yang lebih banyak, sehingga partikelpartikelnya tersusun lebih rapat dibanding zat yang konsentrasinya rendah. Partikel yang
susunannya lebih rapat, akan lebih sering bertumbukan dibanding dengan partikel yang
susunannya renggang, sehingga kemungkinan terjadinya reaksi makin besar.
2. Luas Permukaan
Salah satu syarat agar reaksi dapat berlangsung adalah zat-zat pereaksi harus bercampur atau
bersentuhan. Pada campuran pereaksi yang heterogen, reaksi hanya terjadi pada bidang batas
campuran. Bidang batas campuran inilah yang dimaksud dengan bidang sentuh. Dengan
memperbesar luas bidang sentuh, reaksi akan berlangsung lebih cepat.
3. Temperatur
Setiap partikel selalu bergerak. Dengan menaikkan temperatur, energi gerak atau energi
kinetik partikel bertambah, sehingga tumbukan lebih sering terjadi. Dengan frekuensi
tumbukan yang semakin besar, maka kemungkinan terjadinya tumbukan efektif yang mampu
menghasilkan reaksi juga semakin besar. Suhu atau temperatur ternyata juga memperbesar
energi potensial suatu zat. Zat-zat yang energi potensialnya kecil, jika bertumbukan akan
sukar menghasilkan tumbukan efektif. Hal ini terjadi karena zat-zat tersebut tidak mampu
melampaui energi aktivasi. Dengan menaikkan suhu, maka hal ini akan memperbesar energi
potensial, sehingga ketika bertumbukan akan menghasilkan reaksi.
Pada umumnya reaksi kimia akan berlangsung dua kali lebih cepat, apabila suhu dinaikkan
10 oC. Jika dimisalkan laju reaksi pada saat t1°C = v1 dan laju reaksi setelah dinaikkan
suhunya t2°C = v2, maka laju reaksi setelah dinaikkan suhunya atau v2 tersebut dapat
dirumuskan sebagai:
t
V 2=2 10 x V 1
4. Katalis
Katalis adalah suatu zat yang berfungsi mempercepat terjadinya reaksi, tetapi pada akhir
reaksi dapat diperoleh kembali. Fungsi katalis adalah menurunkan energi aktivasi, sehingga
jika ke dalam suatu reaksi ditambahkan katalis, maka reaksi akan lebih mudah terjadi. Hal ini
disebabkan karena zatzat yang bereaksi akan lebih mudah melampaui energi aktivasi.
B. Teori Tumbukan dan Energi Aktivasi
Reaksi kimia terjadi karena adanya tumbukan yang efektif antara partikelpartikel zat yang
bereaksi.Tumbukan efektif adalah tumbukan yang mempunyai energi yang cukup untuk
memutuskan ikatan-ikatan pada zat yang bereaksi (James E. Brady, 1990).
Contoh tumbukan yang menghasilkan reaksi dan tumbukan yang tidak menghasilkan reaksi
antara molekul hidrogen (H2) dan molekul iodin (I2), dapat dilihat pada gambar 3.4.
H2(g) + I2(g) → 2 HI(g)
Sebelum suatu tumbukan terjadi, partikel-partikel memerlukan suatu energi minimum yang
dikenal sebagai energi pengaktifan atau energi aktivasi (Ea). Energi pengaktifan atau energi
aktivasi adalah energi minimum yang diperlukan untuk berlangsungnya suatu reaksi. Sebagai
contoh adalah reaksi antara hidrogen (H2) dengan oksigen (O2) menghasilkan air, dapat
dilihat pada gambar 3.5. Ketika reaksi sedang berlangsung akan terbentuk zat kompleks
teraktivasi. Zat kompleks teraktivasi berada pada puncak energi. Jika reaksi berhasil, maka
zat kompleks teraktivasi akan terurai menjadi zat hasil reaksi. Hubungan antara energi
pengaktifan dengan energi yang diserap atau dilepaskan selama reaksi berlangsung dapat
dilihat pada gambar 3.6.
Persamaan Laju Reaksi
1. Persamaan Laju Reaksi
Umumnya reaksi kimia dapat berlangsung cepat jika konsentrasi zat-zat yang bereaksi
(reaktan) diperbesar (James E. Brady, 1990).
Secara umum pada reaksi:
xA + yB → pC + qD
persamaan laju reaksi dapat ditulis sebagai:
y=k [ A ] x . [B] y
Persamaan seperti di atas, disebut persamaan laju reaksi atau hukum laju reaksi. Persamaan
laju reaksi seperti itu menyatakan hubungan antarakonsentrasi pereaksi dengan laju reaksi.
Bilangan pangkat pada persamaan diatas disebut sebagai orde reaksi atau tingkat reaksi pada
reaksi yangbersangkutan. Jumlah bilangan pangkat konsentrasi pereaksi-pereaksi
disebutsebagai orde reaksi total. Artinya, reaksi berordex terhadap pereaksi A danreaksi
berorde y terhadap pereaksi B, orde reaksi total pada reaksi tersebutadalah (x + y).
Faktor k yang terdapat pada persamaan tersebut disebut tetapan reaksi. Harga kini tetap untuk
suatu reaksi, dan hanya dipengaruhi oleh suhudan katalis.Pada umumnya, harga orde reaksi
merupakan bilangan bulat sederhana,yaitu 1, 2, atau 3, tetapi kadang-kadang juga terdapat
pereaksi yang mempunyaiorde reaksi 0, ½, atau bahkan negatif.Beberapa contoh reaksi
beserta rumus laju reaksi dan orde reaksinya dapatdilihat pada tabel 3.1.
2. Makna Orde Reaksi
Orde reaksi menyatakan besarnya pengaruh konsentrasi pereaksi pada laju reaksi. Beberapa
orde reaksi yang umum terdapat dalam persamaan reaksi kimia beserta maknanya sebagai
berikut.
a. Reaksi Orde Nol
Suatu reaksi kimia dikatakan mempunyai orde nol, jika besarnya laju reaksi tersebut tidak
dipengaruhi oleh konsentrasi pereaksi. Artinya, seberapapun peningkatan konsentrasi
pereaksi
tidak akan mempengaruhi besarnya laju reaksi. Secara grafik, reaksi yang mempunyai orde
nol dapat dilihat pada gambar 3.9.
b. Reaksi Orde Satu
Suatu reaksi kimia dikatakan mempunyai orde satu, apabila besarnya laju reaksi berbanding
lurus dengan besarnya konsentrasi pereaksi. Artinya, jika konsentrasi pereaksi dinaikkan dua
kali semula, maka laju reaksi juga akan meningkat besarnya sebanyak (2)1 atau 2 kali semula
juga. Secara grafik, reaksi orde satu dapat digambarkan seperti terlihat pada gambar 3.10.
c. Reaksi Orde Dua
Suatu reaksi dikatakan mempunyai orde dua, apabila besarnya laju reaksi merupakan
pangkat dua dari peningkatan konsentrasi pereaksinya. Artinya, jika konsentrasi pereaksi
dinaikkan 2 kali semula, maka laju reaksi akan meningkat sebesar (2)2 atau 4 kali semula.
Apabila konsentrasi pereaksi dinaikkan 3 kali semula, maka laju reaksi akan menjadi (3)2
atau 9 kali semula. Secara grafik, reaksi orde dua dapat digambarkan pada gambar 3.11.
d. Reaksi Orde Negatif
Suatu reaksi kimia dikatakan mempunyai orde negatif, apabila besarnya laju reaksi
berbanding terbalik dengan konsentrasi pereaksi. Artinya, apabila konsentrasi pereaksi
dinaikkan atau diperbesar, maka laju reaksi akan menjadi lebih kecil.
3. Menentukan Persamaan Laju Reaksi
Untuk dapat menentukan rumus laju reaksi, tidak dapat hanya dengan melihat reaksi
lengkapnya saja, tetapi harus berdasar percobaan. Yaitu pada saat percobaan, konsentrasi
awal salah satu pereaksi dibuat tetap, sedang konsentrasi awal pereaksi yang lain dibuat
bervariasi. Percobaan harus dilakukan pada suhu yang tetap. Metode penentuan rumus laju
reaksi seperti ini disebut sebagai metode laju awal. Penentuan rumus laju reaksi dapat dilihat
pada contoh berikut.
Contoh
Reaksi gas bromin dengan gas nitrogen oksida sesuai dengan persamaan reaksi:
2 NO(g) + Br(g) → 2 NOBr(g)
Berdasarkan hasil percobaan diperoleh data sebagai berikut.
Tentukan:
a. orde reaksi terhadap NO
d. orde reaksi total
b. orde reaksi terhadap Br2
e. harga tetapan reaksi k
c. persamaan laju reaksi
f. besar laju reaksi jika [NO] = 0,2 dan [Br2] = 0,1
Jawab:
C. Jenis-jenis Katalis
Berdasarkan wujudnya, katalis dapat dibedakan menjadi katalis homogen dan katalis
heterogen (James E. Brady, 1990).
a. Katalis Homogen
Katalis homogen adalah katalis yang dapat bercampur secara homogen dengan zat
pereaksinya karena mempunyai wujud yang sama.
Contoh:
b. Katalis Heterogen
Katalis heterogen adalah katalis yang tidak dapat bercampur secara homogen dengan
pereaksinya karena wujudnya berbeda.
Contoh:
Katalis berwujud padat, sedang pereaksi berwujud gas.
c. Autokatalis
Autokatalis adalah zat hasil reaksi yang bertindak sebagai katalis.
Contoh:
CH3COOH yang dihasilkan dari reaksi metil asetat dengan air merupakan autokatalis reaksi
tersebut.
CH3COOCH3(aq) + H2O(l) → CH3COOH(aq) + CH3OH(aq)
Dengan terbentuknya CH3COOH, reaksi menjadi bertambah cepat.
d. Biokatalis
Biokatalis adalah katalis yang bekerja pada proses metabolisme, yaitu enzim.
Contoh:
Enzim hidrolase mempercepat pemecahan bahan makanan melalui reaksi hidrolisis.
e. Inhibitor
Inhibitor adalah zat yang kerjanya memperlambat reaksi atau menghentikan reaksi.
Contoh:
I2 atau CO bersifat inhibitor bagi reaksi:
2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l)
f. Racun Katalis
Racun katalis adalah inhibitor yang dalam jumlah sangat sedikit dapat mengurangi atau
menghambat kerja katalis.
Contoh:
CO2, CS2, atau H2S merupakan racun katalis pada reaksi:
D. Hubungan antara Katalis dengan Energi Pengaktifan
Dalam suatu reaksi, peran katalis adalah untuk menurunkan energi aktivasi dengan jalan
mengubahmekanisme reaksi, yaitu dengan jalan menambah tahaptahap reaksi. Katalis ikut
serta dalam suatu tahap reaksi, akan tetapi pada akhir reaksi katalis terbentuk kembali (James
E. Brady, 1990).
Contoh:
Dengan adanya katalis ini, energi aktivasi menjadi lebih rendah, sehingga persentase partikel
yang mempunyai energi lebih besar dari energi aktivasi. Hal ini mengakibatkan tumbukan
efektif menjadi lebih sering terjadi, sehingga reaksi berjalan lebih cepat.
E. Perhitungan Pengendalian Proses
Untuk lebih mempermudah pemahaman, digunakan salah satu soal dari UTS Tahun
2012/2013 berikut ini:
Pada reaksi
Diketahui pada suhu 1000K tekanan 5 atm perbandingan mol CH4 : H2O = 1 : 1,
konversi CH4 = 29%
a. Apabila perbandingan pereaksi CH4 : H2O digunakan berturut-turut sebesar 3:1, 2:1,
1:2 dan 1:3, berapa konversi H2O pada kesetimbangan?
b. Apabila perbandingan pereaksi CH4 : H2O sebesar 1:1, kemudian tekanan digunakan
berturut-turut sebesar 3 atm, 1 atm, 1/3 atm, dan 1/5 atm, berapa konversi CH 4 dan
konversi H2O pada kesetimbangan?
(Petunjuk: hitung nilai K kesetimbangan pada 1000K, 5 atm CH4:H2O = 1:1)
Jawaban:
Kondisi A (Perbandingan mol
yang diubah)
P
Konvers
i
Awal
(mol)
Reaksi
(mol)
Akhir
(mol)
5 atm
29%
CH4
H 2O
1
0.29
0.71
CO
H2
Total
1
0
0
2.00
0.29
0.29
0.87
1.74
0.71
0.29
0.87
2.58
Fraksi
mol
Nilai K =
Konvers
i
Awal
(mol)
Reaksi
(mol)
Akhir
(mol)
Fraksi
mol
Nilai K
Selisih
nilai K
Konvers
i
Awal
(mol)
Reaksi
(mol)
Akhir
(mol)
Fraksi
mol
Nilai K
Selisih
nilai K
Konvers
i
Awal
(mol)
Reaksi
(mol)
Akhir
(mol)
Fraksi
mol
Nilai K
Selisih
nilai K
Konvers
i
Awal
(mol)
Reaksi
1.000
0.2752 0.2752 0.1124 0.3372
0
1.4228
SEBAGAI PATOKAN
38.71
%
CH4
H 2O
CO
H2
Total
3
1
0
0
4.00
0.3871
0.3871
0.3871
1.1614
2.32
2.6129
0.6129
0.3871
1.1614
1.0127 0.2375
1.4226
0.1501
0.4502
4.77
1.850
5
CO
H2
0.0002
35.02
%
CH4
H 2O
2
1
0
Total
0
3.00
0.3502
0.3502
0.3502
1.0505
2.10
1.6498
0.6498
0.3502
1.0505
0.6395 0.2519
1.4224
0.1357
0.4072
3.70
1.434
2
CO
H2
0.0004
35.02
%
CH4
H 2O
1
2
0
Total
0
3.00
0.3502
0.3502
0.3502
1.0505
2.10
0.6498
1.6498
0.3502
1.0505
0.2519 0.6395
1.4224
0.1357
0.4072
3.70
1.434
2
0.0004
38.72
%
CH4
H 2O
1
PALING TINGGI
CO
H2
3
0
Total
0
4.00
2.32
(mol)
Akhir
(mol)
Fraksi
mol
Nilai K
Selisih
nilai K
0.3872
0.3872
0.3872
1.1615
0.6128
2.6128
0.3872
1.1615
0.2375 1.0127
1.4227
0.1501
0.4502
4.77
1.850
5
0.0000
Kondisi B (Tekanan yang
diubah-ubah)
P
Konvers
i
Awal
(mol)
Reaksi
(mol)
Akhir
(mol)
Fraksi
mol
Nilai K =
Selisih
nilai K
P
Konvers
i
Awal
(mol)
Reaksi
(mol)
Akhir
(mol)
Fraksi
mol
Nilai K =
Selisih
nilai K
P
Konvers
i
Awal
(mol)
Reaksi
(mol)
Akhir
(mol)
Fraksi
3 atm
35.64
%
CH4
H 2O
1
CO
1
H2
0
Total
0
2.00
0.3564
0.3564
0.3564
1.0693
2.14
0.6436
0.6436
0.3564
1.0693
0.2494 0.2494
1.4227
0.1382
0.4145
2.71
1.051
5
CO
H2
0.0001
1 atm
52.84
%
CH4
H 2O
1
1
0
Total
0
2.00
0.5284
0.5284
0.5284
1.5852
3.17
0.4716
0.4716
0.5284
1.5852
0.1828 0.1828
1.4219
0.2048
0.6144
3.06
1.184
8
CO
H2
0.0009
0.33 atm
71.35
%
CH4
H 2O
1
1
0
Total
0
2.00
0.7135
0.7135
0.7135
2.1405
4.28
0.2865
0.2865
0.7135
2.1405
3.43
1.328
mol
Nilai K =
Selisih
nilai K
P
Konvers
i
Awal
(mol)
Reaksi
(mol)
Akhir
(mol)
Fraksi
mol
Nilai K =
Selisih
nilai K
0.1110 0.1110 0.2766 0.8297
3
1.4230
0.0002
0.20 atm
78.95
%
HASIL TERTINGGI
CH4
H 2O
CO
H2
Total
1
1
0
0
2.00
0.7895
0.7895
0.7895
2.3684
4.74
0.2105
0.2105
0.7895
2.3684
0.0816 0.0816
1.4221
0.3060
0.9180
3.58
1.387
2
0.0007