PETA KONSEP

Berkaitan dengan ditentukan melalui

Dipengaruhi oleh

dari

menentukan membentuk mengadakan

LAJU REAKSI

Percobaan Waktu

perubahan

Hasil reaksi Pereaksi

Luas

permukaan

Suhu Konsentrasi

pereaksi

Katalis

Senyawa

antara

Orde reaksi Adsorpsi

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

A. KEMOLARAN

LAJU REAKSI

Reaksi oksidasi korek api dan kembang api berlangsung dengan laju reaksi yang cepat

Kemolaran menyatakan jumlah mol zat terlarut dalam tiap liter

larutan

M = V

n M =

Mr

gramx

mL

1000

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.

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

V1 x M1 = V2 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:

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 = 21

2211..

VV

MVMV

= mLmL

MxmLMxmL

150100

2,01501,0100

= 0,16 M

Mc = 21

2211..

VV

MVMV

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

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 :

atau

t

Q

qt

P

pt

B

bt

A

a

1111

QPBAv

qv

pv

bv

a

1111

V = t

R V =

t

P

Grafik Laju Reaksi

P

R

waktu

ko

nse

ntr

asi

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 :

Diketahui : 3NH

v = 0,05 mol L-1 det-1

Ditanya : a. Perbandingan laju reaksi ketiga zat

b. Laju pengurangan pereaksi N2

c. Laju pengurangan pereaksi H2

Jawab :

Laju perubahan konsentrasi zat-zat tersebut dapat dirumuskan sebagai berikut :

322

2

1

3

1

2

1

3

1322

NHHNvvvatau

t

NH

t

H

t

N

Laju pengurangan pereaksi N2 (2N

v ) adalah :

2Nv =

3

2

1NH

v

= 2

1 x 0,005 mol L-1 det-1

= 0,025 mol L-1 det-1

Laju pengurangan pereaksi H2 (2H

v ) adalah :

32

2

1

3

1NHHvv

2Hv =

2

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 molekul-

molekul 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 C berlangsung melalui dua tahap :

TahapI : A + B AB* (AB* senyawa antara)

TahapII : AB* C

Apabila dalam reaksi tersebut ditambahkan katalisator (Z) maka, tahapan reaksi

berlangsung sebagai berikut :

TahapI : A + Z AZ* (AZ* senyawa antara yang dibuat katalisator)

TahapII : AZ* + B C + Z

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 :

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.

v = k[A]x[B]y

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 dilipat-

tigakan, 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

percobaan

Konsentrasi awal

Ion NO2- (M)

Konsentrasi awal

Ion NH4- (M)

Laju awal

(M s-1)

1 0,0100 0,200 5,4 x 10-7

2 0,0200 0,200 10,8 x 10-7

3 0,0400 0,200 21,5 x 10-7

4 0,200 0,0202 10,8 x 10-7

5 0,200 0,0404 21,6 x 10-7

6 0,200 0,0606 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. 0,53 0,53 0,062

2. 1,06 0,53 0,124

3. 0,53 1,06 0,124

4. 1,06 1,06 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) 2NH3(g)

b. Dalam 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 4NO + 6H2O

2NO + O2 2NO2

2SO2 + NO + NO2 + H2O + O2 2HSO4.NO

asam nitrosulfonat

2HSO4.NO + H2O 2H2SO4 + NO + NO2