Pembahasan Soal #7 OSP Kimia 2025 (Kinetika Reaksi)

Gas Y₂ dan oksigen adalah gas-gas yang terdapat di atmosfer bumi. Gas Y₂ dapat dihasilkan dari disosiasi XY₂ dalam air. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut.

XY₂(aq) → X(aq) + Y₂(g)

Data berikut adalah volume gas Y₂ yang dihasilkan selama selang waktu tertentu. Data ini merupakan dekomposisi larutan XY₂ 0,085 M pada 55 °C. Ketika t = ∞ menunjukkan bahwa reaksi telah selesai sempurna.

Waktu (menit)	Volume gas Y2 (mL)
0	0
4	16,31
8	28,51
12	37,65
16	44,48
20	49,60
24	53,43
28	56,29
32	58,43
36	60,03
40	61,23
∞	64,80

---

Pembahasan OSP 2025:
Nomor 1, Nomor 2, Nomor 3, Nomor 4, Nomor 5, Nomor 6, Nomor 7, Nomor 8, Nomor 9

---

a. Tentukan konsentrasi XY₂ yang tersisa (dalam mM) pada waktu 8, 20, dan 32 menit.

[XY₂] pada 8 menit = ...... mM

[XY₂] pada 20 menit = ...... mM

[XY₂] pada 32 menit = ...... mM

b. Orde total untuk reaksi di atas adalah ......

c. Konstanta laju untuk reaksi di atas adalah ...... dengan satuan ......

d. Waktu paruh yang sesuai untuk reaksi dengan kondisi di atas adalah ...... menit

e. Asumsikan waktu paruh reaksi di atas pada 55 °C adalah 15 menit dan pada 65 °C adalah 6 menit. Energi pengaktifan (E_A) untuk reaksi di atas adalah ...... kJ/mol

Gas Y₂ cenderung bersifat inert dibandingkan gas oksigen. Gas oksigen dapat digunakan untuk mengoksidasi HBr. Berikut adalah mekanisme yang diusulkan:

HBr + O₂ → HOOBR   (Tahap 1) k₁

HOOBr + HBr → 2HOBr   (Tahap 2) k₂

HOOBr + HBr → H₂O + Br₂   (Tahap 3) k₃

Diketahui bahwa berdasarkan pengamatan, laju reaksi oksidasi HBr memiliki orde 1 terhadap HBr dan orde 1 terhadap O₂, selain itu tidak ditemukan HOBr dalam hasil reaksi akhir.

f. Tahap yang menjadi penentu laju adalah ......

g. Apakah usulan mekanisme di atas dapat diterima? ...... karena ......

Selain dapat dioksidasi menggunakan O₂, ternyata HBr juga dapat bereaksi dengan Cl₂. Sehingga persamaan reaksi:

Cl₂(g) + HBr(g) → HCl(g)

Reaksi ini memiliki; E_a (forward) = 8 kJ dan E_a (reverse) = 74 kJ. Perhatikan diagram reaksi berikut.

h. Manakah kurva yang sesuai untuk reaksi antara HBr dan Cl₂? ......

i. Reaksi HBr + Cl₂ adalah reaksi yang bersifat ...... dengan nilai ΔH_reaksi sebesar ...... kJ

j. Bentuk keadaan transisi yang terjadi adalah ......

---

Pembahasan Soal

---

a

Konsentrasi XY₂ yang Tersisa

Tentukan [XY₂] yang tersisa (dalam mM) pada waktu 8, 20, dan 32 menit.

Konsep dasar

Volume gas Y₂ yang dihasilkan berbanding lurus dengan jumlah XY₂ yang telah terurai. Maka jumlah XY₂ yang tersisa berbanding lurus dengan selisih (V_∞ − V_t).

\[[\text{XY}_2]_t = [\text{XY}_2]_0 \times \frac{V_\infty - V_t}{V_\infty}\]

Dengan [XY₂]₀ = 85 mM dan V_∞ = 64,80 mL:

\[\text{Faktor konversi} = \frac{85\ \text{mM}}{64{,}80\ \text{mL}} = 1{,}3117\ \text{mM/mL}\]

Perhitungan tiap waktu

t (menit)	Vt (mL)	V∞ − Vt (mL)	[XY2]t (mM)
8	28,51	64,80 − 28,51 = 36,29	36,29 × 1,3117 = 47,60
20	49,60	64,80 − 49,60 = 15,20	15,20 × 1,3117 = 19,94
32	58,43	64,80 − 58,43 = 6,37	6,37 × 1,3117 = 8,35

[XY₂] pada t = 8 menit  = 47,60 mM
[XY₂] pada t = 20 menit = 19,94 mM
[XY₂] pada t = 32 menit = 8,35 mM

b

Orde Total Reaksi

Tentukan orde total reaksi dekomposisi XY₂.

Metode: Linearisasi grafik

Uji tiga kemungkinan orde dengan memplot data [XY₂] terhadap waktu:

Orde	Plot linear	Slope
0	[XY2] vs t	−k
1	ln[XY2] vs t	−k
2	1/[XY2] vs t	+k

Cek linearitas ln[XY₂] vs t

t (menit)	[XY2] (mM)	ln[XY2]
0	85,00	4,4427
8	47,60	3,8632
20	19,94	2,9938
32	8,35	2,1223

Cek selisih ln[XY₂] per selang waktu yang sama:

\[\begin{aligned} \Delta(\ln[\text{XY}_2])\ \text{per 12 menit}\ (t{=}8\to20) &: 3{,}8632 - 2{,}9938 = 0{,}8694 \\[4pt] \Delta(\ln[\text{XY}_2])\ \text{per 12 menit}\ (t{=}20\to32) &: 2{,}9938 - 2{,}1223 = 0{,}8715 \end{aligned}\]

Selisih hampir konstan → grafik ln[XY₂] vs t linear → reaksi orde 1.

Orde total reaksi = 1 (orde satu)

c

Konstanta Laju (k)

Tentukan konstanta laju reaksi beserta satuannya.

Persamaan orde 1

\[\ln[\text{XY}_2]_t = \ln[\text{XY}_2]_0 - k \cdot t\]

Slope grafik ln[XY₂] vs t = −k. Gunakan titik t=0 dan t=32:

\[\begin{aligned} k &= -\frac{\ln[\text{XY}_2]_{32} - \ln[\text{XY}_2]_0}{32 - 0} \\[6pt] &= -\frac{2{,}1223 - 4{,}4427}{32} \\[6pt] &= \frac{2{,}3204}{32} = 0{,}07251\ \text{menit}^{-1} \end{aligned}\]

Verifikasi dengan titik lain

\[\begin{aligned} t=0\ \&\ t=20:\ k &= -\frac{2{,}9938 - 4{,}4427}{20} = \frac{1{,}4489}{20} = 0{,}07245\ \text{menit}^{-1}\ \checkmark \\[6pt] t=0\ \&\ t=8:\ k &= -\frac{3{,}8632 - 4{,}4427}{8} = \frac{0{,}5795}{8} = 0{,}07244\ \text{menit}^{-1}\ \checkmark \end{aligned}\]

Rata-rata k ≈ 0,0725 menit⁻¹ (konsisten).

k = 0,0725 menit⁻¹  ·  Satuan: menit⁻¹

Untuk reaksi orde 1, satuan k selalu [waktu⁻¹], karena laju = k × [XY₂] dan satuan laju = M·s⁻¹ (atau M·mnt⁻¹), sehingga k = laju/[XY₂] = M·mnt⁻¹/M = mnt⁻¹.

d

Waktu Paruh (t_½)

Tentukan waktu paruh reaksi pada kondisi di atas.

Rumus waktu paruh orde 1

\[t_{1/2} = \frac{\ln 2}{k} = \frac{0{,}6931}{k}\]

Substitusikan k = 0,0725 menit⁻¹:

\[t_{1/2} = \frac{0{,}6931}{0{,}0725} = 9{,}56\ \text{menit}\]

Ciri khas orde 1: waktu paruh tidak bergantung pada konsentrasi awal — selalu konstan sepanjang reaksi berlangsung.

t_½ = 9,56 menit

e

Energi Pengaktifan (E_A)

Diketahui t_½ = 15 menit pada 55 °C dan t_½ = 6 menit pada 65 °C. Tentukan E_A.

Persamaan Arrhenius dua suhu

\[\ln\!\left(\frac{k_2}{k_1}\right) = \frac{E_a}{R}\left(\frac{1}{T_1} - \frac{1}{T_2}\right)\]

Karena orde 1 dan t_½ = ln2/k, maka k berbanding terbalik dengan t_½:

\[\begin{aligned} k_1\ (55{^\circ}\text{C},\ T_1 = 328\ \text{K}) &= \frac{\ln 2}{15} = 0{,}04621\ \text{menit}^{-1} \\[6pt] k_2\ (65{^\circ}\text{C},\ T_2 = 338\ \text{K}) &= \frac{\ln 2}{6} = 0{,}11552\ \text{menit}^{-1} \\[8pt] \ln\!\left(\frac{k_2}{k_1}\right) &= \ln\!\left(\frac{0{,}11552}{0{,}04621}\right) = \ln(2{,}500) = 0{,}9163 \end{aligned}\]

Hitung (1/T₁ − 1/T₂)

\[\begin{aligned} \frac{1}{T_1} &= \frac{1}{328} = 3{,}04878 \times 10^{-3}\ \text{K}^{-1} \\[6pt] \frac{1}{T_2} &= \frac{1}{338} = 2{,}95858 \times 10^{-3}\ \text{K}^{-1} \\[8pt] \frac{1}{T_1} - \frac{1}{T_2} &= (3{,}04878 - 2{,}95858)\times 10^{-3} = 9{,}020\times 10^{-5}\ \text{K}^{-1} \end{aligned}\]

Hitung E_A

\[\begin{aligned} E_a &= \frac{R \cdot \ln(k_2/k_1)}{\dfrac{1}{T_1} - \dfrac{1}{T_2}} \\[10pt] &= \frac{8{,}314\ \text{J mol}^{-1}\text{K}^{-1} \times 0{,}9163}{9{,}020 \times 10^{-5}\ \text{K}^{-1}} \\[8pt] &= \frac{7{,}616}{9{,}020 \times 10^{-5}} = 84432\ \text{J/mol} \\[6pt] &\approx 84{,}4\ \text{kJ/mol} \end{aligned}\]

E_A = 84,4 kJ/mol

Mekanisme Reaksi Oksidasi HBr oleh O₂

f

Tahap Penentu Laju (Rate-Determining Step)

Mekanisme:
(1) HBr + O₂ → HOOBr
(2) HOOBr + HBr → 2HOBr
(3) HOBr + HBr → H₂O + Br₂
Laju eksperimen: orde 1 terhadap HBr, orde 1 terhadap O₂. HOBr tidak ditemukan di produk akhir.

Ekspresi laju dari tiap tahap

Tahap	Reaksi	Ekspresi laju jika ini RDS
1	HBr + O2 → HOOBr	laju = k1[HBr][O2]
2	HOOBr + HBr → 2HOBr	laju = k2[HOOBr][HBr] → perlu eliminasi intermediat
3	HOBr + HBr → H2O + Br2	laju = k3[HOBr][HBr] → perlu eliminasi intermediat

Analisis: Tahap 1 sebagai RDS

Jika tahap 1 adalah tahap lambat (penentu laju), maka:

\[\text{laju} = k_1[\text{HBr}][\text{O}_2] \quad \Rightarrow \quad \text{orde 1 terhadap HBr, orde 1 terhadap O}_2\ \checkmark\]

Ini sesuai persis dengan data eksperimen!

Tahap penentu laju = Tahap 1: HBr + O₂ → HOOBr (tahap paling lambat)

g

Validitas Mekanisme yang Diusulkan

Apakah mekanisme di atas dapat diterima?

Kriteria penerimaan mekanisme

Kriteria	Cek	Hasil
Reaksi keseluruhan benar	Tahap 1 + 2 + 2×(Tahap 3): 4HBr + O2 → 2H2O + 2Br2	✓ Sesuai
Ekspresi laju sesuai eksperimen	RDS = Tahap 1 → laju = k[HBr][O2]	✓ Orde 1 HBr, orde 1 O2
HOBr tidak muncul di produk akhir	HOBr (produk tahap 2) dikonsumsi habis di tahap 3	✓ Sesuai pengamatan
HOOBr adalah intermediat	Dihasilkan tahap 1, dikonsumsi tahap 2	✓ Tidak muncul di produk akhir

Catatan penting: stoikiometri tahap 3

Reaksi total: 4HBr + O₂ → 2H₂O + 2Br₂

\[\begin{array}{rll} \text{Tahap 1:} & \text{HBr} + \text{O}_2 \to \text{HOOBr} & (\times 1) \\ \text{Tahap 2:} & \text{HOOBr} + \text{HBr} \to 2\,\text{HOBr} & (\times 1) \\ \text{Tahap 3:} & \text{HOBr} + \text{HBr} \to \text{H}_2\text{O} + \text{Br}_2 & (\times 2) \\ \hline \text{Total:} & 4\,\text{HBr} + \text{O}_2 \to 2\,\text{H}_2\text{O} + 2\,\text{Br}_2 & \checkmark \end{array}\]

HOOBr dan HOBr sama-sama bersifat sebagai zat antara (intermediat) yang tidak muncul di persamaan keseluruhan.

✓ Mekanisme DAPAT DITERIMA, karena:
(1) Penjumlahan semua tahap menghasilkan reaksi keseluruhan yang benar;
(2) Jika tahap 1 sebagai RDS, ekspresi laju = k[HBr][O₂] sesuai orde eksperimen;
(3) HOBr sebagai intermediat habis dikonsumsi pada tahap 3 sehingga tidak ditemukan pada produk akhir.

Reaksi HBr + Cl₂ — Diagram Energi

h

Kurva Profil Energi yang Sesuai

E_a forward = 8 kJ, E_a reverse = 74 kJ. Manakah kurva yang sesuai?

Analisis arah energi

\[\begin{aligned} \Delta H_{\text{reaksi}} &= E_a(\text{maju}) - E_a(\text{balik}) \\[4pt] &= 8\ \text{kJ} - 74\ \text{kJ} = -66\ \text{kJ} \end{aligned}\]

ΔH < 0 → reaksi eksoterm: produk berada pada energi lebih rendah dari reaktan.

Profil eksoterm: reaktan (tinggi) → puncak transisi → produk (rendah). Tinggi dari reaktan ke puncak = 8 kJ (kecil). Tinggi dari produk ke puncak = 74 kJ (besar).

i

Jenis Reaksi dan Nilai ΔH

Tentukan sifat reaksi HBr + Cl₂ dan nilai ΔH_reaksi.

Hubungan E_a dan ΔH

\[\begin{aligned} \Delta H_{\text{reaksi}} &= E_a(\text{maju}) - E_a(\text{balik}) \\[4pt] &= 8\ \text{kJ} - 74\ \text{kJ} = -66\ \text{kJ} \end{aligned}\]

Karena ΔH < 0, reaksi melepaskan energi ke lingkungan → reaksi eksoterm.

Secara intuitif: energi pengaktifan maju (8 kJ) jauh lebih kecil dari energi pengaktifan balik (74 kJ), artinya produk jauh lebih stabil dari reaktan — ciri khas reaksi eksoterm.

Reaksi bersifat eksoterm dengan ΔH_reaksi = −66 kJ

j

Bentuk Keadaan Transisi

Tentukan bentuk keadaan transisi (transition state) reaksi Cl₂ + HBr → HCl + Br₂.

Analisis mekanisme dasar

Reaksi ini merupakan reaksi transfer atom halogen. Salah satu atom Cl dari Cl₂ menyerang atom H dari HBr:

\[\text{Cl}_2 + \text{H{-}Br} \;\longrightarrow\; [\text{Cl}{\cdots}\text{H}{\cdots}\text{Br}]^\ddagger \;\longrightarrow\; \text{HCl} + \text{Br}\cdot\]

Atau untuk reaksi keseluruhan, keadaan transisi menggambarkan kondisi di mana ikatan lama (H−Br dan Cl−Cl) sedang putus dan ikatan baru (H−Cl) sedang terbentuk secara bersamaan:

\[\text{Cl{-}Cl} + \text{H{-}Br} \;\longrightarrow\; [\text{Cl}{\cdots}\text{Cl}{\cdots}\text{H}{\cdots}\text{Br}]^\ddagger \;\longrightarrow\; \text{HCl} + \text{BrCl}\]

Struktur keadaan transisi

Keadaan transisi yang paling sederhana untuk transfer atom H dari HBr ke Cl:

\[\overset{\delta-}{\text{Cl}} \;\cdots\; \text{H} \;\cdots\; \overset{\delta-}{\text{Br}}\]

(Cl mulai berikatan dengan H; ikatan H−Br mulai melemah. Ikatan parsial ditandai dengan ···)

Struktur ini bersifat linear (geometri segitiga tak mungkin untuk transfer atom H antara dua atom diatomik).

Keadaan transisi berbentuk kompleks teraktivasi linear [Cl···H···Br]^‡, di mana ikatan Cl−H sedang terbentuk dan ikatan H−Br sedang putus secara bersamaan pada puncak energi.

Notasi ‡ (double dagger) adalah simbol standar untuk keadaan transisi. Muatan parsial δ− pada Cl dan Br menggambarkan distribusi elektron yang berubah selama transfer H berlangsung.