tiologi sains: LAJU REAKSI KIMIA

Definisi Laju Reaksi

Ada reaksi yang berlangsung dalam waktu yang sangat singkat (cepat), misalnya reaksi pembakaran gas spritus, ada pula reaksi yang berlangsung dalam waktu yang relatif lama (lambat), misalnya perkaratan logam. 

Dalam setiap reaksi terjadi perubahan jumlah zat setiap saat. Jumlah zat dalam kimia dinyatakan sebagai konsentrasi larutan dengan satuan Molar (mol/liter).

Laju reaksi didefinisikan sebagai perubahan konsentrasi pereaksi atau produk per satuan waktu dan satuannya adalah M/s (Molar per detik).

Dalam suatu reaksi, Pereaksi (Reaktan) selalu mengalami pengurangan sementara produk mengalami pertambahan. 

Dalam reaksi berikut:

N2(g)+3H2(g)→2NH3(g)

Laju reaksi dapat dinyatakan sebagai laju pengurangan konsentrasi gas nitrogn (N2) atau pengurangan konsentrasi gas hidrogen (H2) tiap satuan waktu. Selain berdasarkan pengurangan konsentrasi nitrogen dan hidrogen, laju reaksi dapat pula dinyatakan sebagai laju pertambahan konsentrasi gas amonia (NH3) tiap satuan waktu.

Hubungan Laju Reaksi Dengan Persamaan Reaksi

Karena laju reaksi adalah perubahan konsentrasi (M=mol/liter) sementara koefisien dalam persamaan reaksi menyatakan mol zat, perbandingan koefisien juga menyatakan perbandingan laju reaksi. Sehingga, jika laju reaksi salah satu zat diketahui, kita bisa menentukan laju reaksi terhadap zat yang lain dalam persamaan itu berdasarkan perbandingan koefisiennya. 

Perhatikan reaksi berikut!

N2(g)+3H2(g)→2NH3(g)

Perbandingan koefisien adalah 1 : 3 : 2. Bila laju terhadap N2, H2, dan NH3 secara berurutan adalah VA, VB, dan VC, perbandingan VA:VB:VC=1 : 3 : 2.

Andaikan diketahui laju reaksi terhadap N2=2,5×10-3 M/s, kita bisa menghitung laju reaksi terhadap H2 dan NH3 sesuai perbandingan koefisien reaksinya.

Laju suatu reaksi kimia sangat dipengaruhi oleh besarnya konsentrasi reaktan yang digunakan dalam reaksi. Semakin besar konsentrasi reaktan yang digunakan, laju reaksi akan meningkat. Di samping itu, laju reaksi juga dipengaruhi oleh nilai konstanta laju reaksi (k). Konstanta laju reaksi (k) adalah perbandingan antara laju reaksi dengan konsentrasi reaktan

Hukum laju reaksi (The Rate Law) menunjukkan korelasi antara laju reaksi (v) terhadap konstanta laju reaksi (k) dan konsentrasi reaktan yang dipangkatkan dengan bilangan tertentu (orde reaksi). Hukum laju reaksi dapat dinyatakan dalam persamaan berikut :

Reaksi :aA + bB →  cC + dD

v  =  k [A]x [B]y

Nilai x dan y adalah orde (tingkat) reaksi yang hanya dapat ditentukan melalui eksperimen. Nilai x maupun y tidak sama dengan koefisien reaksi a dan bNilai x dan y menyatakan seberapa besar pengaruh perubahan konsentrasi reaktan A dan B terhadap laju reaksi. Orde total (orde keseluruhan) atau tingkat reaksi adalah jumlah orde reaksi reaktan secara keseluruhan. Dalam persamaan di atas, orde reaksi adalah x + y.

Untuk menentukan orde reaksi masing-masing reaktan, berikut ini diberikan data hasil eksperimen reaksi antara F2 dan ClO2.

F2(g) +  2 ClO2(g) → 2 FClO2(g)

No. [F2] (M) [ClO2] (M) laju reaksi (M/s)
1 0,10 0,010 1,2 x 10-3
2 0,10 0,040 4,8 x 10-3
3 0,20 0,010 2,4 x 10-3

Sementara, dari data percobaan 1 dan 2, terlihat bahwa peningkatan konsentrasi ClO2 sebesar empat kali saat konsentrasi F2 tetap menyebabkan peningkatan laju reaksi sebesar empat kali pula. Hal ini menunjukkan bahwa peningkatan konsentrasi ClO2 juga berbanding lurus (sebanding) dengan peningkatan laju reaksi. Oleh karena itu, orde reaksi ClO2adalah satu. Persamaan laju reaksi berdasarkan percobaan di atas dinyatakan dalam bentuk persamaan berikut :Dengan membandingkan data percobaan nomor 1 dan 3, terlihat bahwa peningkatan konsentrasi F2 sebesar dua kali saat konsentrasi ClO2 tetap menyebabkan peningkatan laju reaksi sebesar dua kali. Ini menunjukkan bahwa peningkatan konsentrasi F2 sebanding dengan peningkatan laju reaksi. Dengan demikian,orde reaksi F2 adalah satu.

v  =  k [F2] [ClO2]

Konstanta laju reaksi (k) dapat diperoleh dengan mensubstitusikan salah satu data percobaan ke dalam persamaan laju reaksi. Dalam hal ini, saya menggunakan data nomor 1. Persamaan laju reaksi setelah disubstitusikan dengan data eksperimen akan berubah menjadi sebagai berikut :

1,2 x 10-3 =  k (0,10) (0,010)

k = 1,2 / M.s

Hukum laju reaksi dapat digunakan untuk menghitung laju suatu reaksi melalui data konstanta laju reaksi dan konsentrasi reaktan. Hukum laju reaksi juga dapat digunakan untuk menentukan konsentrasi reaktan setiap saat selama reaksi kimia berlangsung. Kita akan mempelajari laju reaksi dengan orde reaksi satu, dua, dan nol.

Reaksi Orde Satu

Reaksi dengan orde satu adalah reaksi dimana laju bergantung pada konsentrasi reaktan yang dipangkatkan dengan bilangan satu. Secara umum, reaksi dengan orde satu dapat diwakili oleh persamaan reaksi berikut :

A → B

Laju reaksi dapat dinyatakan dalam persamaan :  v  =  – ∆ [A]/∆ t

Laju reaksi juga dapat dinyatakan dalam persamaan :  v  =  k [A]

Satuan k dapat diperoleh dari persamaan :  k  = v/[A]  =  M.s-1/M  =  s-1 atau  1/s

Dengan menggabungkan kedua persamaan laju reaksi :  – ∆[A]/∆ t  =  k [A]

Penyelesaian dengan kalkulus, akan diperoleh persamaan berikut :

ln  { [A]t / [A]0 }=  – kt               atau

ln [A]t =  – kt  + ln [A]0

ln  =  logaritma natural (logaritma dengan bilangan pokok e)

[A]0 =  konsentrasi saat t = 0 (konsentrasi awal sebelum reaksi)

[A]t =  konsentrasi saat t = t (konsentrasi setelah reaksi berlangsung selama t detik)

Reaksi Orde Dua

Reaksi dengan orde dua adalah reaksi dimana laju bergantung pada konsentrasi satu reaktan yang dipangkatkan dengan bilangan dua atau konsentrasi dua reaktan berbeda yang masing-masing dipangkatkan dengan bilangan satu. Kita hanya akan membahas tipe satu reaktan yang dipangkatkan dengan bilangan dua. Persamaan reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

A →B

Laju reaksi juga dapat dinyatakan dalam persamaan :  v  =  k [A]2

Satuan k dapat diperoleh dari persamaan :  k  = v / [A]2 =  M.s-1/M2 =  s-1/M atau  1/M.s

Dengan menggabungkan kedua persamaan laju reaksi :  – ∆[A]/∆ t  =  k [A]2

Penyelesaian dengan kalkulus, akan diperoleh persamaan berikut :

1 /  [A]t =  kt   +   1 / [A]0

Reaksi Orde Nol

Reaksi dengan orde nol adalah reaksi dimana laju tidak bergantung pada konsentrasi reaktan. Penambahan maupun mengurangan konsentrasi reaktan tidak mengubah laju reaksi. Persamaan reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

A →B

Laju reaksi juga dapat dinyatakan dalam persamaan :  v  =  k [A]0 atau  v  =  k

Satuan k dapat diperoleh dari persamaan :  k  = v / [A]0 =  v  =  M.s-1 atau  M / s

Dengan menggabungkan kedua persamaan laju reaksi :  – ∆[A]/∆ t  =  k [A]0

Dengan menggabungkan kedua persamaan laju reaksi :  – ∆[A]/∆ t  =  k

Penyelesaian dengan kalkulus, akan diperoleh persamaan berikut:

[A]t =  -kt  +  [A]0

Selama reaksi kimia berlangsung, konsentrasi reaktan berkurang seiring peningkatan waktu reaksi. Salah satu metode yang dapat digunakan untuk membedakan reaksi orde nol, orde satu, dan orde dua adalah melalui waktu paruh. Waktu paruh (t1/2) adalah waktu yang dibutuhkan agar konsentrasi reaktan menjadi setengah dari konsentrasi semula. Persamaan waktu paruhuntuk masing-masing orde reaksi adalah sebagai berikut :

Orde Satu

t1/2 =  ln 2 / k = 0,693 /k   (waktu paruh tidak bergantung pada konsentrasi awal reaktan)

Orde Dua:  

t1/2 =  1 / k.[A]0 (waktu paruh berbanding terbalik dengan konsentarsi awal reaktan)

Orde Nol:  

t1/2 =  [A]0 / 2k   (waktu paruh berbanding lurus dengan konsentrasi awal reaktan)

Teori Tumbukan dan Faktor-Faktor Yang Memengaruhi Laju Reaksi

Menurut teori tumbukan, reaksi kimia adalah tumbukan tumbukan antar partikel yang bereaksi. Tumbukan ini memindahkan energi kinetik (energi gerak) dari satu molekul ke molekul lainnya, sehingga masing-masing molekul teraktifkan. Tumbukan antarmolekul memberikan energi yang diperlukan untuk memutuskan ikatan sehingga ikatan baru dapat terbentuk.

Saat tumbukan antarmolekul terjadi, sejumlah energi kinetik akan digunakan untuk memutuskan ikatan. Jika energi kinetik molekul besar, tumbukan yang terjadi mampu memutuskan sejumlah ikatan. Selanjutnya, akan terjadi pembentukan kembali ikatan baru. Sebaliknya, jika energi kinetik molekul kecil, tidak akan terjadi tumbukan dan pemutusan ikatan.

Dengan kata lain, untuk memulai suatu reaksi kimia, tumbukan antarmolekul harus memiliki total energi kinetik minimum sama dengan atau lebih dari energi aktivasi (Ea), yaitu jumlah energi minimum agar reaksi terjadi. Saat molekul bertumbukan, terbentuk spesi kompleks teraktifkan (keadaan transisi), yaitu spesi yang terbentuk sementara sebagai hasil tumbukan antarmolekul sebelum pembentukan produk.

A  +  B       →        AB*         →     C  +  D

reaktan                        keadaan transisi produk

Konstanta laju reaksi (k) bergantung pada temperatur (T) reaksi dan besarnyaenergi aktivasi (Ea). Hubungan k, T, dan Ea dapat dinyatakan dalam persamaan Arrhenius sebagai berikut :

k  =  A e –Ea / RT atau       ln k  =  ln A  –   Ea / R.T

k  =  konstanta laju reaksi

Ea =  energi aktivasi (kJ/mol)

T  =  temperatur mutlak (K)

R  =  konstanta gas ideal (8,314 J/mol.K)

e =  bilangan pokok logaritma natural (ln)

A  =  konstanta frekuensi tumbukan (faktor frekuensi)

Dari persamaan Arrhenius terlihat bahwa laju reaksi (dalam hal ini diwakili konstanta laju reaksi) semakin besar saat reaksi terjadi pada temperatur tinggi yang disertai dengan energi aktivasi rendah.

Kadang-kadang, walaupun telah terjadi tumbukan dengan energi kinetik yang cukup, reaksi tetap tidak menghasilkan produk. Hal ini disebabkan oleh molekul yang tidak mengalami tumbukan pada titik yang tepat. Tumbukan yang efektif untuk menghasilkan produk berkaitan erat dengan faktor orientasi dan sisi aktif molekul bersangkutan. Dengan demikian, molekul harus bertumbukan pada arah yang tepat atau dipukul pada titik yang tepat agar reaksi dapat terjadi. Sebagai contoh, reaksi antara molekul A-B dengan C membentuk molekul C-A dan B.

A-B  +  C → C-A  +  B

Terlihat bahwa untuk menghasilkan produk molekul C-A, zat C harus bertumbukan dengan molekul A-B pada ujung A. Jika zat C menumbuk molekul A-B pada ujung B, tidak aka ada produk yang dihasilkan. Ujung A dari molekul A-B dikenal dengan istilah sisi aktif, yaitu tempat pada molekul dimana tumbukan harus terjadi agar reaksi dapat menghasilkan produk. Saat zat C menumbuk ujung A pada molekul A-B, akan ada kesempatan untuk memindahkan cukup energi untuk memutus ikatan A-B. Setelah ikatan A-B putus, ikatan C-A dapat terbentuk. Persamaan untuk proses tersebut dapat digambarkan dengan cara berikut :

C∙∙∙∙∙∙∙A∙∙∙∙∙B →  C-A  +  B

Jadi, agar reaksi ini dapat terjadi, harus terdapat tumbukan antara zat C dengan molekul A-B pada sisi aktifnya. Tumbukan antara zat C dengan molekul A-B harus memindahkan cukup energi untuk memutuskan ikatan A-B (pemutusan ikatan memerlukan energi) sehingga memungkinkan ikatan C-A terbentuk (pembentukan ikatan melepaskan energi).

Laju reaksi berkaitan dengan frekuensi tumbukan efektif yang terjadi antarmolekul. Apabila frekuensi tumbukan efektif semakin besar, tumbukan antarmolekul semakin sering terjadi, mengakibatkan produk terbentuk dalam waktu yang singkat. Dengan meningkatkan frekuensi tumbukan efektif antarmolekul, produk dalam jumlah besar dapat dihasilkan dalam waktu yang singkat.

Beberapa faktor yang dapat mengubah jumlah frekuensi tumbukan efektif antarmolekul , antara lain :

  1. Sifat reaktan:Agar reaksi dapat terjadi, harus terdapat tumbukan antarmolekul pada sisi aktif molekul. Semakin besar dan kompleks molekul reaktan, semakin kecil pula kesempatan terjadinya tumbukan di sisi aktif. Kadang-kadang, pada molekul yang sangat kompleks, sisi aktifnya seluruhnya tertutup oleh bagian lain dari molekul, sehingga tidak terjadi reaksi.
  2. Luas Permukaan Sentuhan: Laju reaksi akan lebih lambat bila reaktannya berupa molekul yang besar dan kompleks (bongkahan maupun lempengan). Sebaliknya, laju reaksi akan lebih cepat bila reaktan berupa serbuk dengan luas permukaan kontak yang besar. Semakin luas permukaan sentuhan, semakin cepat reaksinya.
  3. Konsentrasi:Menaikkan jumlah tumbukan akan mempercepat laju reaksi. Semakin banyak molekul reaktan yang bertumbukan, semakin cepat reaksi tersebut. Sepotong kayu dapat terbakar di udara (yang mengandung gas oksigen 20%), tetapi kayu tersebut akan terbakar dengan jauh lebih cepat di dalam oksigen murni. Dengan mempelajari efek konsentrasi terhadap laju reaksi, kita dapat menentukan reaktan mana yang lebih mempengaruhi laju reaksi (ingat tentang orde reaksi).
  4. Suhu : Menaikkan suhu menyebabkan laju reaksi meningkat. Pada kimia organik, ada aturan umum yang mengatakan bahwa menaikkan suhu 10°C akan menyebabkan kelajuan reaksi menjadi dua kali lipat. Kenaikan suhu dapat meningkatkan jumlah tumbukan antarmolekul. Menaikkan suhu menyebabkan molekul bergerak dengan lebih cepat, sehingga terdapat peningkatan kesempatan bagi molekul untuk saling bertumbukan dan bereaksi.
  5.  Volume dan TekananTekanan pada reaktan yang berupa gas pada dasarnya mempunyai pengaruh yang sama dengan konsentrasi. Semakin tinggi tekanan reaktan, semakin cepat laju reaksinya. Hal ini disebabkan adanya kenaikan jumlah tumbukan.  Peningkatan tekanan dapat memperkecil volume ruang sehingga molekul semakin mudah bertumbukan satu sama lainnya.
  6. Katalis: Katalis adalah zat yang menaikkan laju reaksi tanpa dirinya sendiri berubah di akhir reaksi. Hal ini berarti katalis terbentuk kembali setelah reaksi berakhir.Katalis dapat menaikkan laju reaksi dengan memilih mekanisme reaksi lain yang energi aktivasinya lebih rendah dari mekanisme semula.

Tanpa katalis

C2H4  + H2 →  C2H6 (lambat)       

Dengan katalis

H2  +  Ni →  Ni + 2H        

2H+C2H4→ C2H6

________________

C2H4+H2+Ni→C2H6 + Ni (Cepat)

Laju reaksi akan lebih cepat jika puncak energi aktivasinya lebih rendah. Hal ini berarti reaksi akan lebih mudah terjadi. Total energi reaktan dan produk tidak dipengaruhi oleh katalis. Hal ini berarti entalpi (∆H) reaksi tidak dipengaruhi oleh katalis.

Katalis dapat menurunkan energi aktivasi reaksi dengan satu dari dua cara berikut :

1. Memberikan permukaan dan orientasi

Terjadi pada katalis heterogen. Katalis ini hanya mengikat satu molekul pada permukaan sambil memberikan orientasi yang sesuai untuk memudahkan jalannya reaksi. Katalis heterogen adalah katalis yang berada pada fasa yang berbeda dengan reaktan. Katalis ini umumnya merupakan logam padat yang terbagi dengan halus atau oksida logam, sedangkan reaktannya adalah gas atau cairan. 

2. Memberikan jalan pada reaksi lain yang memilki energi aktivasi lebih rendah

Terjadi pada katalis homogen, yaitu katalis yang mempunyai fasa sama dengan reaktannya. Katalis ini memberikan mekanisme alternatif atau  jalur reaksi yang memiliki energi aktivasi yang lebih rendah dari reaksi aslinya. Dengan demikian, reaksi dapat berlangsung dalam waktu yang lebih singkat.

Posted in tiologi KARAKTER.

Tinggalkan Balasan