PETA KONSEP
LAJU REAKSI
Berkaitan dengan
ditentukan melalui
Waktu
Percobaan
Dipengaruhi oleh
perubahan dari
Hasil reaksi
Pereaksi
Katalis
Konsentrasi
Luas
pereaksi
permukaan
menentukan
Orde reaksi
membentuk
Senyawa antara
Suhu
mengadakan
Adsorpsi
LAJU REAKSI
TUJUAN PEMBELAJARAN 1. Siswa dapat menghitung konsentrasi larutan 2. Siswa menjelaskan pengaruh konsentrasi, luas permukaan bidang sentuh, dan suhu terhadap laju reaksi berdasarkan teori tumbukan 3. Siswa membedakan diagram energi potensial dari reaksi kimia dengan menggunakan katalisator dan yang tidak menggunakan katalisator 4. Siswa dapat menjelaskan pengertian, peranan katalisator dan energi pengaktifan dengan menggunakan diagram 5. Siswa dapat menentukan orde reaksi, persamaan laju reaksi dan waktu reaksi 6. Siswa dapat menjelaskan peranan katalis dalam industri
Reaksi oksidasi korek api dan kembang api berlangsung dengan laju reaksi yang cepat
A. KEMOLARAN Kemolaran menyatakan jumlah mol zat terlarut dalam tiap liter
larutan
M =
n V
M =
1000 mL
x
gram Mr
Keterangan : M = molaritas (M) n = mol V = volume (L) Contoh Soal : Berapa kemolaran yang dibutuh untuk membuat 50 mL H2SO4 2 mol? Diketahui : V = 50 mL = 0,05 L n = 2 mol Ditanya : M=...? Jawaban : M = 0,05/2 = 0,025 M 1. Pengenceran Larutan Yaitu memperkecil konsentrasi dengan jalan menambahkan sejumlah tertentu pelarut. Pengenceran menyebabkan volume dan kemolaran larutan berubah, tetapi jumlah zat tidak berubah.
V 1 x M1 = V 2 x M2
Contoh Soal : Tersedia 100 mL larutan NaOH 1 M. Berapakah konsentrasi akhir larutan tersebut jika diencerkan hingga 250 mL?
Penyelesaian : Diketahui
:V1 = 100 mL = 0,1 L M1 = 1 M V2 = 250 mL = 0,25 L
Ditanya
: M2 = . . . .?
Jawab : V1M1 = V2M2 0,1 x M = 0,25 L x M2
0,1 = 0,25M2 M2 = 0,4 M Jadi, konsentrasi akhir larutan tersebut adalah 0,4 M. 2. Mengencerkan Larutan dengan Kemolaran Berbeda Rumus:
Mc =
V1 . M 1
V2 . M
V1
2
V2
Keterangan : Mc = Molaritas larutan setelah dicampurkan V1 = Volume larutan pertama yang dicampurkan (L atau mL) M1 = Molaritas larutan pertama V2 = Volume larutan kedua yang dicampurkan (L atau mL) M1 = Molaritas larutan kedua Contoh Soal : 100 mL larutan HCl 0,1 M dicampurkan dengan 150 mL larutan HCl 0,2 M. Tentukan konsentrasi larutan setelah dicampur !
Penyelesaian : Diketahui
: V1 = 100 mL
M1
= 0,1 M
V2
= 150 mL
M2
= 0,2 M
Ditanya
: Mc = .... ?
Jawab
:
Mc
= =
V1 . M 1 V1
V2 . M
2
V2
100 mL x 0 ,1 M
= 0,16 M
100 mL
150 mL x 0 , 2 M 150 mL
3. Pengenceran Larutan Pekat Diantara zat yang tersedia dalam larutan pekat adalah berbagai jenis asam dan amonia. Kemolaran larutan pekat dapat ditentukan jika kadar dan massa jenisnya diketahui.
Rumus :
B. KONSEP LAJU REAKSI 1. Pengertian Laju Reaksi Pengertian laju dalam reaksi sebenarnya sama dengan laju pada kendaraan yang bergerak. Misalnya, seseorang mengendarai sepeda motor sejauh 100 km ditempuh dalam waktu 2 jam. Orang tersebut mengendarai sepeda motor dengan kecepatan 50 km/jam. Kecepatan
tersebut
dapat
diartikan
bahwa
setiap
orang
tersebut
mengendarai
kendaraannya selama 1 jam, maka jarak yang ditempuh berkurang sejauh 50 km. cara menghitung kecepatan demikian menghasilakan kecepatan rata-rata, karena selama mengendarai kendaraan mulai dari berangkat sampai tujuan tidak selalu dengan laju 50 km/jam, tetapi ada kalanya berhenti, dipercepat atau diperlambat. Reaksi kimia menyangkut perubahan dari suatu pereaksi (reaktan) menjdai hasil reaksi (produk), yang dinyatakan dengan persamaan reaksi : Pereaksi (reaktan)
hasil reaksi (produk)
Laju reaksi menyatakan berkurangnya konsentrasi untuk setiap satuan waktu atau bertambahnya konsentrasi zat hasil reaksi setiap satuan waktu (detik).
Reaksi :
mR
nP
R
V =
P
V =
t
t
Keterangan : V = Laju reaksi R = Konsentrasi reaktan P = Konsentrasi produk ∆t = Selisih waktu Untuk reaksi dengan perbandingan koefisien reaksi tidak sama, laju reaksi zat-zat yang terlibat dalam suatu reaksi saling terkait menurut persamaan reaksi setaranya. Reaksi : aA + bB
pP + qQ
Hubungan reaksi zat A, B, P, dan Q dinyatakan sebagai berikut : 1
A
1
B
1
P
1
Q
a
t
b
t
p
t
q
t
atau 1 a
vA
1 b
vB
1 p
vP
1 q
vQ
Grafik Laju Reaksi
konsentrasi
P
R waktu Gambar 1 grafik laju reaksi
Contoh Soal : Persamaan reaksi setara dari pembentukan amonia sebagai berikut ini : N2 (g) + 3H2 (g)
2NH3 (g)
Jika diketahui pada suatu t, laju penambahan NH3 adalah 0,005 mol L-1 det-1, maka tentukan: Perbandingan laju reaksi ketiga zat Laju pengurangan pereaksi N2 Laju pengurangan pereaksi H2
Penyelesaian : = 0,05 mol L-1 det-1
Diketahui
: v NH
Ditanya
: a. Perbandingan laju reaksi ketiga zat
3
b. Laju pengurangan pereaksi N2 c. Laju pengurangan pereaksi H2 Jawab
:
Laju perubahan konsentrasi zat-zat tersebut dapat dirumuskan sebagai berikut : N2
1
H2
1
NH
t
3
t
2
t
3
atau v N 2
Laju pengurangan pereaksi N2 ( v N ) adalah : 2
vN 2 =
1 2
v NH 3
1 3
vH 2
1 2
v NH 3
1
=
2
x 0,005 mol L-1 det-1
= 0,025 mol L-1 det-1 Laju pengurangan pereaksi H2 ( v H ) adalah : 2
1 3
1
vH 2
vH 2 =
2 3 2
v NH 3
x 0,005 mol L-1 det-1
= 0,075 mol L-1 det-1
C. FAKTOR-FAKTOR YANG MEMPENGARUHI LAJU REAKSI BERDASARKAN TEORI TUMBUKAN Dengan menggunakan teori tumbukan dapat dijelaskan faktor-faktor yang dapat mempercepat laju reaksi. 1. Luas Permukaan Suatu zat padat yang berbentuk serbuk mempunyai permukaan yang lebih luas, yang lebih luas jika dibandingkan dengan zat tersebut dalam bentuk kepingan yang besar. Dalam suatu reaksi, bentuk serbuk memiliki bidang sentuhan yang lebih luas bertabrakan dengan suatu zat lain. Akibatnya, reaksi zat dalam bentuk serbuk akan lebih cepat dari reaksi zat dalam bentuk kepingan, sebab molekul-molekul dibagian dalam kepingan harus “menunggu” sebelum bagian luar habis bereaksi, sedangkan molekul-molekul dari serbuk banyak yang bertabrakan dalam waktu yang bersamaan.
Gambar 2 pengaruh kepingan zat terhadap laju reaksi
Gambar di atas menunjukkan bahwa kepingan yang lebih halus menghasilkan kurva dengan gradient (kemiringan) pada awal reaksi yang lebih besar. Reaksi dengan kepingan yang lebih halus berakhir setelah 120 detik, sementara kepingan yang lebih besar memerlukan waktu sekitar 300 detik. Oleh karena itu, semakin luas bidang sentuh, semakin cepat reaksi berlangsung. Semakin halus ukuran kepingan zat, semakin luas permukaannya. Dengan menggunakan teori tumbukan dapat dijelaskan bahwa semakin luas permukaan zat padat semakin banyak tempat terjadinya tumbukan antar partikel zat yang bereaksi. 2. Konsentrasi Pereaksi Suatu larutan yang pekat (konsentrasi besar) sudah tentu mengandung molekulmolekul yang lebih rapat (letaknya lebih berdekatan), jika dibandingkan dengan larutan encer (konsentrasi kecil). Molekul-molekul yang letaknya berdekatan memiliki kemungkinan yang lebih besar (lebih mudah dan lebih sering) untuk saling bertabrakan daripada molekul yang letaknya berjauhan. Itu sebabnya, makin besar konsentrasi suatu larutan yang kita reaksikan, makin besar pula kecepatan reaksinya. 3. Suhu Harga tetapan laju reaksi (k) akan berubah bila suhu rendah berubah. Kenaikan sekitar 100C akan menyebabkan harga tetapan laju reaksi menjadi dua atau tiga kali. Dengan naiknya harga tetapan laju reaksi (k), maka reaksi akan menjadi lebih cepat. Jadi, kenaikan
suhu akan mengakibatkan laju reaksi akan berlangsung semakin cepat. Hal tersebut dapat dijelaskan dengan menggunakan teori tumbukan, yaitu bila terjadi kenaikan suhu maka molekul-molekul yang bereaksi akan bergerak lebih cepat, sehingga energi kinetik tinggi. Oleh karena energi kinetiknya lebih tinggi, maka energi yang dihasilkan pada tumbukan antarmolekul akan menghasilkan energi yang besar dan cukup untuk melangsungkan reaksi. Dengan demikian, semakin tinggi suhu berarti kemungkinan akan terjadi tumbukan yang menghasilkan energi juga semakin banyak, dan berakibat reaksi berlangsung lebih cepat. Bila pada setiap kenaikan T0C suatu reaksi berlangsung n kali lebih cepat, maka laju reaksi pada T2(v2) bila dibandingkan laju reaksi pada T1(v1) dapat dirumuskan :
Gambar 3 kenaikan suhu (T) meningkatkan populasi molekul yang berenergi kinetik tinggi
Contoh Soal : 1. Suatu reaksi berlangsung 2 kali lebih cepat setiap kali suhu dinaikkan 100C. Jika laju suatu reaksi pada suhu 250C adalah
Ms-1, berapakah laju reaksi pada 550C?
4. Katalis Beberapa reaksi
kimia
yang berlangsung
lambat
dapat
dipercepat
dengan
menambahkan suatu zat ke dalamnya, tetapi zat tersebut setelah reaksi selesai ternyata tidak berubah. Misalnya, pada peruraian kalium klorat untuk menghasilkan oksigen. 2KClO3(s)
2KCl(s) + 3O2(g)
Reaksi berlangsung pada suhu tinggi dan berjalan lambat, tetapi dengan penambahan kristal MnO2 ke dalamnya ternyata reaksi akan dapat berlangsung lebih cepat pada suhu lebih rendah. Setelah semua KClO3 terurai ternyata MnO2 masih tetap ada (tidak berubah). Dalam reaksi tersebut MnO2 disebut sebagai katalisator. Katalisator adalah suatu zat yang dapat mempercepat laju reaksi tanpa dirinya mengalami perubahan yang kekal. Suatu katalisator mungkin terlibat dalam proses reaksi atau mengalami prubahan selama reaksi berlangsung, tetapi setelah reaksi itu selesai maka katalisator akan diperoleh kembali dalam jumlah yang sama.
Berdasarkan sifat yang digunakan sebagai katalisator, maka katalis dapat dibagi menjadi 6, yaitu sebagai barikut: a. Katalis homogen adalah katalis yang dapat bercampur dengan zat dalam reaksi. b. Katalis heterogen adalah katalis yang tidak bercampur dengan zat-zat dalam reaksi. c. Katalis negatif adalah zat yang bekerjanya memperlambat atau menghentikan reaksi. Katalis ini disebut inhibitor. d. Autokatalisator adalah katalis yang dihasilkan oleh suatu pereaksi atau hasil reaksi. e. Racun katalis adalah zat dalam jumlah sangat sedikit dapat memperlambat kerja katalis. f. Biokatalis adalah katalis yang terdapat pada reaksi enzim yang terjadi dalam organisme. Katalisator juga mempercepat reaksi dengan cara mengubah jalannya reaksi. Jalur reaksi yang ditempuh tersebut mempunyai energi aktivasi yang lebih rendah daripada jalur reaksi yang biasanya ditempuh. Jadi, dapat dikatakan bahwa katalisator berperan dalam menurunkan energi aktivasi.
Gambar 4 katalis dapat mempercepat reaksi karena menurunkan energi pengaktifan
Pada gambar ditunjukkan apabila reaksi berlangsung tanpa katalisator reaksi antara A dan B akan menempuh jalur dengan membentuk kompleks teraktivasi AB* yang memerlukan energi aktivasi sebesar Ea2 dan Ea3 yang relative rendah daripada Ea1. Diduga ada 2 cara yang dilakukan katalisator dalam mempercepat reaksi, yaitu dengan membentuk senyawa antara dan dengan cara adsorpsi. a. Pembentukan Senyawa Antara Umumnya reaksi berjalan lambat bila energy aktivasi suatu reaksi terlalu tinggi. Agar reaksi dapat berlangsung lebih cepat, maka dapat dilakukan dengan cara menurunkan energy aktivasi. Untuk menurunkan energi aktivasi dapat dilakukan dengan mencari senyawa antara (keadaan transisi) lain yang berenergi lebih rendah. Fungsi katalis dalam hal ini dapat mengubah jalannya reaksi sehingga diperoleh senyawa antara (kedua transisi) yang energinya relative lebih rendah. Katalisator homogen yaitu katalisator yang mempunyai fase yang sama dengan zat pereaksi yang dikatalisis bekerja dengan cara : Misal reaksi A + B TahapI
: A + B
TahapII
: AB*
C berlangsung melalui dua tahap : AB* (AB* senyawa antara) C
Apabila dalam reaksi tersebut ditambahkan katalisator (Z) maka, tahapan reaksi berlangsung sebagai berikut : TahapI
: A + Z
TahapII
: AZ* + B
AZ* (AZ* senyawa antara yang dibuat C + Z
katalisator)
Gambar 5 grafik tingkat energi reaksi dengan katalis dan tanpa katalis
Pada kedua tahap tersebut terlihat bahwa pada akhir reaksi Z diperoleh kembali dan mengkatalisator molekul-molekul A dan B yang lain. Penggambaran energy menunjukkan bahwa dengan adanya jalan reaksi yang berbeda akan memerlukan energy pangaktifan yang rendah (gambar 4). Contoh katalis homogen adalah larutan Fe+3 untuk mengkatalisis peruraian H2O2 menjadi H2O dan gas oksigen. b. Adsorpsi Proses katalisasi dengan cara adsorpsi umumnya
dilakukan oleh katalisator
heterogen, yaitu katalisator yang fasenya tidak sama denga fase zat yang dikatalisis. Pada proses adsorpsi, molekul-molekul pereaksi akan teradsopsi pada permukaan katalisator an ini akan mempercepat reaksi. Kemungkinan yang lain, karena pereaksi-pereaksi teradsopsi di permukaan katalisator dan ini akan mempercepat reaksi. Kemungkinan yang lain, karena pereaksi-pereaksi teradsorbsi dipermukaan katalisator akan dapat menimbulkan gaya tarik antarmolekul yang bereaksi, dan ini menyebabkan molekul-molekul tersebut menjadi reaktif. Agar
katalisator
tersebut
berlangsung
efektif,
katalisator
tidak
boleh
mengadsorpsi zat hasil reaksi, dan dengan demikian permukaan logam akan segera ditempati oleh permukaan yang baru. Bila zat pereaksi atau pengotor teradsorpsi dengan kuat oleh katalisator menyebabkan permukaan katalis menjadi tidak aktif. Dalam keadaan demikian itu, katalisator dikatakan dapat telah teracuni, dan ini akan menghambat reaksi.
D. PERSAMAAN LAJU REAKSI 1. Bentuk persamaan laju reaksi Untuk reaksi : mA + nB
pC + qD
persamaan laju reaksi dinyatakan sebagai berikut :
v = k[A]x[B]y
dengan, v = laju reaksi k = tetapan jenis reaksi x = orde (tingkat atau pangkat) reaksi terhadap pereaksi A y = orde (tingkat atau pangkat) reaksi terhadap pereaksi B [A] = konsentrasi awal A [B] = konsentrasi awal B Tetapan kenis reaksi (k) adalah suatu tetapan yang harganya bergantung pada jenis pereaksi, suhu, dan katalis. Setiap reaksi mempunyai harga k tertentu pada suhu tertentu. Harga k akan berubah jika suhu berubah. Reaksi yang berlangsung cepat mempunyai harga k yang besar, sedangkan reaksi yang berlangsung lambat mempunyai harga k yang kecil. Kenaikan suhu dan penggunaan katalis umumnya mempercepat harga k. Pangkat konsentrasi pereaksi pesamaan laju disebut orde atau tingkat reaksi.orde reaksi ditentukan melalui percobaan, tidak ada kaitannya dengan koefisien reaksi. Reaksi mA + nB
pC + qD berorde x terhadap A dan berorde y terhadap B. orde reaksi
keseluruhan adalah x + y. 2. Makna orde reaksi Orde reaksi menyatakan pengaruh konsentrasi pereaksi pada laju reaksi.
a. Orde nol
Gambar 6 grafik yang menyatakan pengaruh perubahan konsentrasi terhadap laju reaksi
Reaksi dikatakan berorde nol terhadap salah satu pereaksinya aoabila perubahan konsentrasi pereaksi tersebut tidak mempengaruhi laju reaksi. Artinya, asalkan terdapat dalam jumlah tertentu, perubahan konsentrasi pereaksi itu tidak mempengaruhi laju reaksi. b. Orde satu
Gambar 7 grafik yang menyatakan pengaruh perubahan konsentrasi terhadap laju reaksi
Suatu reaksi dikatakan berorde satu terhadap salah satu pereaksinya jika laju reaksi berbanding lurus dengan konsentrasi pereaksi itu. Jika konsentrasi pereaksi itu dilipat-tigakan maka laju reaksi akan menjadi 31 atau 3 kali lebih besar. c. Orde dua
Gambar 8 grafik yang menyatakan pengaruh perubahan konsentrasi terhadap laju reaksi
Suatu reaksi dikatakan berorde dua terhadap salah satu pereaksi jika laju reaksi merupakan pangkat dua dari konsentrasi pereaksi itu. Apabila konsentrasi zat itu dilipattigakan, maka laju pereaksi akan menjadi 32 atau 9 kali lebih besar. 3. Menentukan persamaan laju Persamaan laju tidak dapat diturunkan dari stoikiometri reaksi tetapi ditentukan melalui percobaan. Salah satu cara menentukan persamaan laju adalah metode laju awal. Menurut cara ini, laju diukur pada awal reaksi dengan konsentrasi yang berbeda-beda. Menurut cara ini, laju diukur pada awal reaksi dengan konsentrasi yang berbeda-beda. Untuk memahami metode ini, perhatikan reaksi antara ion ammonium (NH4+) dengan ion nitrit (N
) yang datanya diberikan pada tabel 1.
Tabel 1 Data laju reaksi ion ammonium dengan ion nitrit pada suhu 250C NH4+(aq) + NO2-(aq) N2(g) + 2H2O(l) Nomor Konsentrasi awal Konsentrasi awal percobaan Ion NO2 (M) Ion NH4- (M) 1 0,0100 0,200 2 0,0200 0,200 3 0,0400 0,200 4 0,200 0,0202 5 0,200 0,0404 6 0,200 0,0606
Laju awal (M s-1) 5,4 x 10-7 10,8 x 10-7 21,5 x 10-7 10,8 x 10-7 21,6 x 10-7 32,4 x 10-7
Percobaan 1, 2, dan 3 dimaksudkan untuk menentukan orde reaksi terhadap ion NO2-. Pada ketiga percobaan itu konsentrasi ion NO2- diubah-ubah, sementara konsentrasi ion NH4- dibuat tetap. Dengan demikian, perubahan laju reaksi semata-mata disebabkan oleh perubahan konsentrasi ion NO2-. Percobaan 4, 5, dan 6 dimaksudkan untuk menentukan orde reaksi terhadap ion NH4+. Pada ketiga percobaan itu konsentrasi ion NO2- yang dibuat tetap sedangkan konsentrasi NH4+ diubah-ubah. Perubahan laju reaksi semata-mata disebutkan perubahan konsentrasi ion NH4+. Bagaimana cara menentukan persamaan laju reaksi dari data percobaan itu?
Dari persamaan reaksi: NH4-(aq) + NO2-(aq)
N2(aq) + 2H2O(l)
Dapat ditulis persamaan laju sebagai: v = k [NH4-]x [NO2-]y Orde reaksi terhadap NH4-, yaitu x, dapat ditentukan dengan membandingkan dua percobaan dengan konsentrasi ion NO2- sama, misalnya percobaan 5 dengan percobaan 4, atau percobaan 6 dengan percobaan 4.
= = 2 = 2x =1 Orde reaksi terhadap NO2-, yaitu y, dapat ditentukan dengan membandingkan dua percobaan dengan konsentrasi ion NH4+ sama, misalnya percobaan 2 dengan percobaan 1, atau percobaan 3 dengan 1.
= 2y = 2 Y=1 Jadi, persamaan laju reaksi adalah: v = k [NH4+] [NO2-1] (orde 1 tidak perlu ditulis) Selanjutkan, harga tetapan jenis reaksi (k) dapat ditentukan dengan memasukkan salah satu data percobaan dari tabel 1 ke dalam persamaan laju reaksi. Misalnya, data percobaan 1 yang dipilih, maka harga k dihitung sebagai berikut. 5,4 x 10-7 M s-1 = k x 0,200 M x 0,0100 M
k= k = 2,7 x 10-4 M-1 s-1 (Data percobaan manapun yang disubsitusikan seyogianya akan menghasilkan harga k yang sama). Jadi, persamaan laju reaksi secara lengkap dapat dituliskan sebagai berikut. v = 2,7 x 10-4 [NH4+] [NO2-] dengan mengetahui persamaan laju, maka laju reaksi adalah: v = 2,7 x 10-4 x 0,3 x 0,5 M s-1 = 4,05 x 10-5 M s-1 Jadi laju reaksi percobaan itu adalah 4,05 x 10-5. Contoh Soal: Reaksi antara NO2 dan HCl dalam fase gas sesuai dengan reaksi berikut. NO2 + 2HCl(g)
NO(g) + Cl2(g) + H2O(g)
No.
[NO2] (M)
[HCl] (M)
Laju awal (MS-1)
1. 2. 3. 4.
0,53 1,06 0,53 1,06
0,53 0,53 1,06 1,06
0,062 0,124 0,124 0,248
a. Tentukan orde reaksi terhadap NO2 dan HCl serta orde reaksi total! b. Bagaimana persamaan laju reaksinya? Hitung harga tetapan lajunya! Penyelesaian: A. Untuk menentukan orde reaksi terhadap NO2, dipilih eksperimen dengan konsentrasi HCl tetap, yaitu eksperimen 1 dan 2 atau 3 dan 4.
= = 2 = 2x =1 Jadi konsentrasi NO2 adalah 1 Untuk menentukan orde reaksi terhadap HCl dipilih eksperimen dengan konsentrasi NO2 tetap, yaitu eksperimen 1 dan 3 atau 2 dan 4. = = 2 = 2y =1 Jadi konsentrasi HCl adalah 1 Orde reaksi total = 1 + 1 = 2 B. Persamaan laju reaksinya, r = K[NO2][HCl] v = k[NO2][HCl] untuk menentukan harga k diambil salah 1 data percobaan misalnya percobaan 1. 0,062 = k (0,53)(0,53) 0,062 = k(0,2809) k = 0,22 jadi harga tetapan laju (k) dari reaksi itu adalah 0,22
E. PENGGUNAAN KATALIS DALAM INDUSTRI Katalis sangat penting dalam beberapa industri. Berikut ini beberapa penggunaan katalis dalam industri. a. Katalis Fe2O3 digunakan dalam pabrik ammonia. Katalis tersebut menyebabkan terjadinya reaksi antara nitrogen dan hidrogen.
N2(g) + H2(g) b. Dalam
2NH3(g)
pembuatan
asam
nitrat
(HNO3),
ammonia
bereaksi
dengan
oksigen
membentuk nitrogen monooksida (NO) dan uap air (H2O) dengan bantuan katalis platina (Pt). gas NO dalam keadaan kontak dengan udara dilarutkan ke dalam airke dalam air membentuk asam nitrat. 4NH3(g) + 5O2(g)
4NO(g) + 6H2O(l)
2NO(g) + O2(g)
2NO2(g)
4NO2(g) + O2(g) + H2O(l)
4HNO3(l)
c. Dalam pabrik asam sulfat (H2SO4), gas SO2 dibuat dengan membakar bijih belerang(FeS). Pada proses kontak, gas SO2 dan udara dipanaskan kemudian dilewatkan pada katalis vanadium (V)oksida (V2O5). Asam sulfat dibuat dengan cara melarutkan gas SO3 dalam H2SO4 dan kemudian diencerkan dengan air. 2SO2(g) + O2(g)
2SO3(g)
SO3(s) + H2SO4(l)
H2S2O7(l)
H2S2O7(l) + H2O(l)
2H2SO4(aq)
Pembuatan H2SO4 pada proses kamar timbale, digunakan katalis NO dan NO2. NO dan NO2 diperoleh dengan oksidasi NH3. 4NH3 + 5O2 2NO + O2
4NO + 6H2O 2NO2
2SO2 + NO + NO2 + H2O + O2
2HSO4.NO asam nitrosulfonat
2HSO4.NO + H2O
2H2SO4 + NO + NO2
