Selasa, 26 April 2011

MATERI

LAJU REAKSI

Standar Kompetensi         

  • Memahami kinetika reaksi, kesetimbangan kimia, dan faktor-faktor yang mempengaruhinya, serta penerapannya dalam kehidupan sehari-hari dan industri

Kompetensi Dasar


  • Mendeskripsikan pengertian laju reaksi dengan melakukan percobaan tentang faktor-faktor yang mempengaruhi laju reaksi
  • Memahami teori tumbukan (tabrakan) untuk menjelaskan faktor-faktor penentu laju dan orde reaksi serta terapannya dalam kehidupan sehari-hari

Kegiatan Belajar 1
Kompetensi Dasar

  • Mendeskripsikan pengertian laju reaksi dengan melakukan percobaan tentang faktor-faktor yang mempengaruhi laju reaksi

Indikator Pembelajaran


  • Menghitung konsentrasi larutan (molaritas larutan)Menghitung konsentrasi larutan (molaritas larutan).






A. KEMOLARAN
1. Pengertian Kemolaran
Kemolaran adalah salah satu cara menyatakan kepekatan larutan. Kemolaran menyatakan jumlah zat terlarut dalam setiap liter larutan (ingat : setiap liter larutan, bukan pelarut). Kemolaran dinyatakan dengan lambang M dan satuannya adalah mol L-1.


Contoh : Larutan HCl 1 M artinya tiap liter larutan mengandung 1 mol HCl yang terlarut.
Disini kita akan mempelajari cara membuat larutan dengan kemolaran tertentu. Sebagaimana anda ketahui, zat kimia diperdagangkan kebanyakan berupa zat padat atau berupa larutan pekat. Kita akan mempelajari cara membuat larutan dari kedua jenis bahan tersebut.
Contoh soal :
Sebanyak 2 gram NaOH (Ar Na = 23, O = 16, H = 1) dilarutkan dalam air hingga volume larutan 500 mL. Hitung kemolaran ( M ) larutan tersebut!
Jawab :
Dik : gram NaOH = 2 gram
         Ar NaOH = 23, O = 16, H = 1
         Volume = 500 mL = 0,5 L
Dit : Kemolaran ( M ) =             ?
Penyelesaian :
M = massa / (Mr x Volume)
     = 2 / (40 x 0,5)
     = 2 / 20
     = 0,1 M
Jadi, molaritas dari larutan di atas adalah 0, 1 M.

2.    Hubungan Kemolaran dengan Kadar Larutan
Kadar menyatakan massa zat terlarut dalam 100 gram larutan, sedangkan kemolaran menyatakan jumlah mol zat terlarut dalam setiap liter larutan. Oleh karena massa merupakan hasil kali volume dengan massa jenis, maka kemolaran larutan dapat ditentukan jika kadar dan massa jenisnya diketahui. Perhatikanlah contoh berikut :
 Contoh soal :
Menghitung kemolaran asam sulfat pekat yang mengandung 96% H2SO4 dengan massa jenis 1,8 kg L-1.
Kemolaran menyatakan jumlah mol ( n ) zat terlarut dalam 1 liter larutan. Jadi, kita harus menentukan jumlah mol asam sulfat dalam 1 liter larutan tersebut.

Massa 1 liter asam sulfat = V x ρ
                                        = 1 L x 1, 8 kg L-1
                                              = 1, 8 kg = 1, 8 x 1000 g
                                              = 1800 g
           s   ( = ρ x 1000 g )
       Massa H2SO4 96%, m = 96 / 100  x 1800 g
                                            = 18 x 96 g     ( = ρ x 10 x kadar )
       Jumlah mol H2SO4,     n  = massa / massa molekul relatif
                                                = (18 x 96) / 98
                                                = 17, 63 mol atau
                                               ( = ρ x 10 x kadar / mm  )
       Kemolaran asam sulfat, M   = jumlah mol / volume (liter)
                                                  = 17, 63 mol / 1 L
                                                  = 17, 63 mol L-1 atau
                                              M = (ρ x 10 x kadar) / mm  

Dari contoh di atas, dapat dituliskan hubungan antara kemolaran dengan kadar dan massa jenis larutan sebagai berikut :
          

Dengan, M        = kemolaran
                        p         = massa jenis
                      Kada r  = % massa
                      mm       = massa molar

3.    Pengenceran
Pengenceran menyebabkan volume dan kemolaran larutan berubah, tetapi jumlah mol zat terlarut tidak berubah.
Oleh karena pengenceran tidak mengubah jumlah mol zat terlarut maka :
 n1 = n2 atau V1 M1 = V2 M2
                               
       
         Untuk lebih memahami rumus di atas, perhatikanlah contoh soal berikut :
  
·      Berapa ml air harus dicampur dengan 100 ml larutan NaOH 0,5 M sehingga menjadi    0,2M ?
                          Jawab :
 Misal volume air yang harus ditambah = x mL, maka volume akhir larutan  = (100 + x) mL.
V1 M1   =  V2 M2
       100 . 0, 5   =  (100 + x) 0,2
       50  = 20 + 0,2 x
          x = 30 / 0,2 = 150
  Jadi volume air yang harus ditambahkan adalah 150 mL.

4.    Pengertian Konsentrasi Dalam Sistem Gas
Gas selalu mengisi ruangan secara homogen. Konsentrasi atau kerapatan gas juga dinyatakan dengan kemolaran.

Dengan C = konsentrasi gas
              n = jumlah mol gas
             V = volume ruangan

Untuk lebih jelasnya, perhatikan contoh berikut :
Kedalam suatu ruang 5 L dimasukkan 16 gr oksigen dan 28 gr nitrogen. Hitunglah konsentrasi masing-masing gas tersebut ( N = 14 , O = 16 )!
Jawab :
Mol O2 = 16  / 32 
               
                         = 0,5 mol

Konsentrasi O2 (CO2)  = 0,5 mol / 5 L
                                               = 0,1 mol L-1

Mol N2  = 28 / 28
                       
                          = 1 mol

Konsentrasi N2 (CN2)  = 1 mol / 5 L
                                               = 0,2 mol L-1

5.    Membuat larutan Dengan Kemolaran Tertentu
a.    Pelarutan padatan murni
Membuat larutan dari padatan murni dilakukan dengan mencampurkan zat terlarut dan pelarut dalam jumlah tertentu. Untuk lebih jelasnya, perhatikan contoh berikut :
Membuat 500 mL larutan NaOH 1M dari Kristal NaOH murni.
Prosedurnya melalui beberapa tahap sebagai berikut :
1.      Menyiapkan alat dan bahan yang diperlukan yaitu neraca, botol timbang, labu ukur 500 mL, sendok stainless stel, Kristal NaOH dan aquades.
2.      Menghitung jumlah NaOH yang diperlukan
Mol NaOH = 500 mL x 1 mmol mL-1
       = 500 mmol = 0,5 mol
3.      Menimbang 20 gr Kristal NaOH
4.      Melarutkan NaOH itu dengan kira-kira 300 mL aquades dalam labu ukur 500 mL. setelah Kristal NaOH itu larut seluruhnya, ditambahkan lagi aquades hingga volume larutan tepat 500 mL

b.     Pengenceran larutan pekat
Di antara zat yang tersedia dalam bentuk larutan pekat adalah berbagai jenis asam dan ammonia. Misalnya, asam sulfat biasanya diperdagangkan berupa larutan dengan kadar 98 % dan massa jenis 1,8 kg L-1.
Contoh :
Membuat 200 mL H2SO4 4 M dari asam sulfat 98 % massa jenis 1,8 kg L-1. Cara kerja pembuatan larutan sebagai berikut :
1.      Menyiapkan alat dan bahan yang diperlukan yaitu labu ukur 200 mL, gelas kimia 200 mL, pipet ukur, asam sulfat pekat dan aquades.
2.      Menghitung volume asam sulfat pekat yang diperlukan. Dari perhitungan di atas diketahui kemolaran asam sulfat pekat adalah 18 mol L-1. Volume asam sulfat pekat yang diperlukan dapat dihitung dengan menggunakan rumus pengenceran.

V1 . M1 = V2 . M2
V1 . 18 = 200 . 4
V1 = 44,44 mL
3.      Mengambil 44,44 mL asam sulfat pekat menggunakan pipet ukur.
4.      Melarutkan asam sulfat pekat itu kedalam kira-kira 100 mL air dalam gelas kimia ukuran 200 mL secara hati-hati.
5.      Setelah campuran agak dingin, dipindahkan kedalam labu ukur ukuran 200 mL, kemudian ditambahkan aquades hingga volume tepat 200 mL.


B. KONSEP LAJU REAKSI
Reaksi kimia berjalan pada tingkat yang berbeda. Beberapa diantaranya berjalan sangat lambat, misalnya penghancuran kaleng aluminium oleh udara atau penghancuran botol plastic oleh sinar matahari, yang memerlukan waktu bertahun-tahun bahkan berabad-abad. Beberapa reaksi lain berjalan sangat cepat misalnya nitrogliserin yang mudah meledak. Selain itu beberapa reaksi dapat berjalan cepat atau lambat bergantung pada kondisinya, misalnya besi mudah berkarat pada kondisi lembab, tetapi di lingkungan yang kering, misalnya di gurun besi berkarat cukup lambat.

(a)
(b)


       








   Gambar 1.    Perkaratan besi merupakan contoh reaksi lambat (a) sedangkan ledakan merupakan contoh reaksi cepat (b)


  Pengertian Laju Reaksi
Laju atau kecepatan didefinisikan sebagai jumlah suatu perubahan tiap satuan waktu. Satuan waktu dapat berupa detik, menit, jam, hari atau tahun. Sebagai contoh, seseorang lari dengan kecepatan 10 km/jam. Artinya orang tersebut telah berpindah tempat sejauh 10 km dalam waktu satu jam.
Bagaimanakah cara menyatakan laju dari suatu reaksi? Dalam reaksi kimia, perubahan yang dimaksud adalah perubahan konsentrasi pereaksi atau produk. Seiring dengan bertambahnya waktu reaksi, maka jumlah zat pereaksi akan makin sedikit, sedangkan produk makin banyak. Laju reaksi dinyatakan sebagai laju berkurangnya pereaksi atau laju bertambahnya produk. Satuan konsentrasi yang digunakan adalah molaritas (M) atau mol per liter (mol. L-1). Satuan waktu yang digunakan biasanya detik (dt). Sehingga laju reaksi mempunyai satuan mol per liter per detik (mol. L-1. dt-1 atau M.dt-1).


Gambar 2 :Laju reaksi A → B, ditunjukkan dengan berkurangnya molekul A dan bertambahnya molekul B dalam satu satuan waktu

Tabel 1. Persamaan Laju Integrasi dari Orde  0, 1, dan 2

Orde
Persamaan Laju
Hukum Laju Integrasi
Garis Kurva
Slope
Satuan
0
k [ A ]0 = k
[A]t = -kt + [A0]
[A]t vs t
-k
Kons. Waktu -1
1
k [ A ]
ln [A]t = -kt + ln[A 0]
ln [A]t vs t
-k
Waktu -1
2
k [ A ] 2
 = k t =
 vs t
k
Kons.-1 waktu -1


C. Persamaan Laju Reaksi  
Tujuan dari mempelajari laju reaksi adalah untuk dapat memprediksi laju suatu reaksi. Hal tersebut dapat dilakukan dengan hitungan matematis melalui hukum laju. Sebagai contoh, pada reaksi:


Dimana A dan B adalah pereaksi, C dan D adalah produk dan a,b,c,d adalah koefisien penyetaraan reaksi, maka hukum lajunya dapat dituliskan sebagai berikut:


dengan,                 k  = tetapan laju, dipengaruhi suhu dan katalis (jika ada)
          m  = orde (tingkat) reaksi terhadap pereaksi A
           n  = orde (tingkat) reaksi terhadap pereaksi B
            [A], [B]  = konsentrasi dalam molaritas.

Pangkat m dan n ditentukan dari data eksperimen, biasanya harganya kecil dan tidak selalu sama dengan koefisien a dan b. Semakin besar harga ‘k’ reaksi akan berlangsung lebih cepat. Kenaikan suhu dan penggunaan katalis umumnya memperbesar harga k. Secara formal hukum laju adalah persamaan yang menyatakan laju reaksi v sebagai fungsi dari konsentrasi semua komponen spesies yang menentukan laju reaksi.
Perhatikan gambar 3, reaksi antara bromin dengan asam formiat yang ditunjukkan dengan persamaan reaksi berikut :

Br2 (aq) + HCOOH (aq)   →  2H+ (aq) + 2 Br- (aq) + CO2 (g)

Awal reaksi bromin berwarna coklat kemerahan, lama kelamaan menjadi tidak berwarna.

Gambar 3 :   Berkurangnya konsentrasi bromin dalam satu satuan waktu yang ditandai dengan hilangnya warna dari coklat kemerahan menjadi tidak berwarna (dari kiri ke kanan).

Orde Reaksi
Salah satu faktor yang dapat mempercepat laju reaksi adalah konsentrasi, namun seberapa cepat hal ini terjadi? Menemukan orde reaksi merupakan salah satu cara memperkirakan sejauh mana konsentrasi zat pereaksi mempengaruhi laju reaksi tertentu.
Orde reaksi atau tingkat reaksi terhadap suatu komponen merupakan pangkat dari konsentrasi komponen tersebut dalam hukum laju. Sebagai contoh, v = k [A]m [B]n, bila m=1 kita katakan bahwa reaksi tersebut adalah orde pertama terhadap A. Jika n=3, reaksi tersebut orde ketiga terhadap B.
Orde total adalah jumlah orde semua komponen dalam persamaan laju: n + m + ... Pangkat m dan n ditentukan dari data eksperimen, biasanya harganya kecil dan tidak selalu sama dengan koefisien a dan b. Hal ini berarti, tidak ada hubungan antara jumlah pereaksi dan koefisien reaksi dengan orde reaksi. Secara garis besar, beberapa macam orde reaksi diuraikan sebagai berikut:

  1. Orde nol

Reaksi dikatakan berorde nol terhadap salah satu pereaksinya apabil perubahan konsentrasi pereaksi tersebut tidak mempengaruhi laju reaksi. Artinya,nasalkan terdapat dalam jumlah tertentu, perubahan konsentrasi pereaksi itu tidak mempengaruhi laju reaksi. Bila kita tulis laju reaksinya: k A k




           

                     
                                              Gambar  4  : Grafik Orde Reaksi Nol

  1. Orde Satu

Suatu reaksi dikatakan berorde satu terhadap salah satu pereaksinya jika laju reaksi berbanding lurus dengan konsentrasi pereaksi itu. Misalkan, konsentrasi pereaksi itu dilipat tigakan maka laju reaksi akan menjadi 31 atau 3 kali lebih besar.
Bila kita tinjau reaksi orde satu berikut: A → produk, maka persamaan lajunya: ] [ Integrasinya adalah ln [A]t = -kt + ln[A 0] Bila persamaan ln [A]t = -kt + ln[A0] dibuat grafik ln [A] lawan t, maka diperoleh garis lurus dengan kemiringan = -k, sedang jelajahnya (intersep) = ln[A]0.           


                                             Gambar  5  : Grafik Orde Reaksi  Satu

  1. Orde Dua
Suatu reaksi dikatakan berorde dua terhadap salah satu pereaksi jika laju reaksi merupakan pangkat dua dari konsentrasi pereaksi itu. Apabila konsentrasi zat itu dilipatigakan, maka laju pereaksi akan menjadi 32 atau 9 kali lebih besar.

                                              Gambar  6  : Grafik Orde Reaksi Dua

  1. Orde Negatif
Suatu reaksi berorde negatif jika laju reaksi berbanding terbalik dengan konsentrasi pereaksi itu. Jika konsentrasi pereaksi itu diperbesar, maka laju reaksi kan semakin kecil.

    Penentuan Persamaan Laju Reaksi

 Pengaruh konsentrasi terhadap laju reaksi secara kuantitatif hanya dapat   diketahui dari hasil eksperimen. Sebagai contoh, penentuan persamaan laju dengan metode laju awal. Mari kita perhatikan reaksi antara hydrogen (gas) dengan nitrogen mono oksida (gas) yang secara kinetika dapat diamati dari perubahan tekanan campuran yang berkurang, karena empat molekul pereaksi menghasilkan tiga molekul produk menurut reaksi.
2H2 (g) + 2 NO (g) → 2 H2O (g) + N2 (g)

     Dari reaksi pada suhu 8000C diperoleh data sebagai berikut:

Tabel 2. Laju reaksi NO dan H2  pada suhu
Eksperimen
Konsentrasi molar awal
Laju awal
NO
H2
1
0,006
0,001
0,025
2
0,006
0,002
0,050
3
0,006
0,003
0,075
4
0,001
0,009
0,0063
5
0,002
0,009
0,025
6
0,003
0,009
0,056

Dari data eksperimen 1 dan 2 terlihat, bahwa pada konsentrasi NO konstan (0,006M), jika konsentrasi H2 dilipat duakan, laju reaksi juga naik dua kali lipat. Bila konsentrasi H2 dinaikan tiga kali, laju reaksi juga bertambah menjadi tiga kali lipat (eksperimen 1 dan 3). Dengan demikian, perubahan laju semata-mata disebabkan oleh perubahan konsentrasi H2.
 Eksperimen 4, 5, dan 6 menunjukkan bahwa pada konsentrasi H2 konstan (0,009M), jika konsentrasi NO dinaikan dua kali dan tiga kali lipat, maka laju reaksi naik menjadi empat kali dan sembilan kali lebih besar. Jadi, perubahan laju reaksi semata-mata disebabkan perubahan konsentrasi NO.

Bagaimana cara menentukan persamaan laju reaksi dari data percobaan di atas?
Dari persamaan reaksi: 2H2 (g) + 2 NO (g) → 2 H2O (g) + N2 (g)
dapat ditulis persamaan lajunya sebagai:


Orde reaksi terhadap H2, yaitu x dapat ditentukan dengan membandingkan percobaan 1 dan 2, atau percobaan 2 dan 3, atau percobaan 1 dan 3:

                     =  =       →    2x = 2, maka x = 1

Jadi, laju reaksi sebanding dengan konsentrasi H2 pangkat satu.

Orde reaksi terhadap NO, yaitu y dapat ditentukan dengan membandingkan percobaan 4 dan 5, atau percobaan 4 dan 6, atau percobaan 5 dan 6:

                          =  =       →    2x = 4, maka x = 2
Jadi, laju reaksi sebanding dengan konsentrasi NO pangkat dua.

Secara matematis, persamaan laju reaksi dapat dituliskan:




      Contoh soal 2
1.    Gas nitrogen monoksida dan gas brom bereaksi pada 00 C menurut persamaan reaksi :   2NO (g) + Br2(g) → 2NOBr (g)
Laju reaksinya diikuti dengan mengukur pertambahan konsentrasi NOBr dan diperoleh data sebagai berikut:

Percobaan ke
[ NO ]
[ Br2 ] M
Kecepatan awal pembentukan NOBr (M detik -1)
1
0,1
0,1
1,2 x 10 -3
2
0,1
0,2
2,4 x 10 -3
3
0,2
0,1
4,8 x 10 -3
4
0,3
0,1
1,08 x 10 -4


Tentukan:
a. Orde reaksi terhadap gas NO
b. Orde reaksi terhadap gas Br2
c. Orde reaksi total
d. Rumus laju reaksinya
e. Tetapan kecepatan laju reaksi

Penyelesaian :
a. v = k . [NO]x [Br2]y
Pada percobaan ke 1 dan 3, [Br2] tetap; 2x = 4 = 22 → x = 2
Jadi, orde reaksi terhadap gas NO = 2
b. Pada percobaan ke 1 dan 2, [NO] tetap; 2y = 2 → y = 1
Jadi, Orde reaksi terhadap gas Br2 = 1
c. Orde reaksi total = 2 + 1 = 3
d. Rumus laju reaksi 2NO (g) + Br2(g) → 2NOBr (g)
v = k . [NO]2 [Br2]
e. Pada percobaan ke 1
v = k . [NO]2 [Br2]
k =  =  =  = 1,2 M -2 det -1

LATIHAN :
1.    Suatu reaksi dari nitrogen monoksida dengan hidrogen pada temperatur 12800 C adalah :
2 NO (g) + 2H2 (g) → N2 (g) + 2 H2O (g)
berdasarkan reaksi, diperoleh data seperti dalam tabel berikut.
Eksperimen
Konsentrasi molar awal
Laju awal
( M / det )
NO
H2
1
5,0 x 10-3
(2,0 x 10-3 M)
1,3 x 10-5
2
10,0 x 10-3
2,0 x 10-3
5,0 x 10-5
3
10,0 x 10-3
4,0 x 10-3
10,0 x 10-5
            Tentukan hukum laju dan hitung konstanta laju
2. Suatu reaksi dari ion peroksida sulfat dengan ion iodida adalah :
    S2O8 2- (aq) + 3 I- (aq) → 2 SO4 2- (aq) + I3 - (aq)
berdasarkan reaksi, diperoleh data seperti dalam tabel berikut.
Eksperimen
Konsentrasi molar awal
Laju awal
(M/s)
[S2O82-]
[I-]
1
0,080
0,034

2,2 x 10-4
2
0,080

0,017

1,1 x 10-4
3
0,160

0,017

2,2 x 10-4

Tentukan hukum laju dan hitung konstanta laju
3. Reaksi A + B, mempunyai persamaan laju reaksi, v = k [A]2 [B]
Hitung:
a. orde reaksi
b. bila konsentrasi A dan B keduanya diperbesar dua kali semula, berapa kali semulakah laju reaksi?
4. Tentukan persamaan laju reaksi dan konstanta laju reaksi, dari percobaan terhadap reaksi:
     2 NO2 (g) → 2 NO (g) + O2 (g), dan didapat data sebagai berkut :

Percepatan
Konsentrasi NO2
(mol L-1)
Laju pembentukan NO
(mol L-1 det -1)
1
0,1 x 10-2
2
2
0,3 x 10-2
18
3
0,6 x 10-2
72

5. Tentukan persamaan laju reaksi dan konstantan laju reaksi dari percobaan pada reaksi:
P + Q → PQ, dan didapat data sebagai berikut :
Percepatan
Konsentrasi awal (mol L-1)
Laju pembentukan PQ
(mol L-1 det -1)
P
Q
1
0,010
0,020
0,05
2
0,090
0,020
0,15
3
0,190
0,040
0,30



D. Faktor-faktor Yang Mempengaruhi Laju Reaksi
1.    Konsentrasi
Telah diuraikan dalam teori tumbukan, perubahan jumlah molekul pereaksi dapat berpengaruh pada laju suatu reaksi. Kita telah tahu bahwa jumlah mol spesi zat terlarut dalam 1 liter larutan dinamakan konsentrasi molar. Bila konsentrasi pereaksi diperbesar dalam suatu reaksi, berarti kerapatannya bertambah dan akan memperbanyak kemungkinan tabrakan sehingga akan mempercepat laju reaksi.
Bila partikel makin banyak, akibatnya lebih banyak kemungkinan partikel saling bertumbukan yang terjadi dalam suatu larutan, sehingga reaksi bertambah cepat. Perhatikan Gambar 7, apa yang terjadi bila dalam suatu kolam makin banyak perahu yang berjalan? Pasti akan terjadi banyak kemungkinan saling bertabrakan.

           
Gambar 7 : Makin banyak perahu dalam kolam, makin banyak terjadi tabrakan

2.    Luas Permukaan Sentuhan
Suatu reaksi mungkin banyak melibatkan pereaksi dalam bentuk padatan. Perhatikan Gambar 8, bila kita mempunyai kubus dengan ukuran panjang, lebar dan tinggi masing-masing 1cm. Luas permukaan kubus bagian depan 1 cm x 1 cm = 1 cm2. Luas permukaan bagian belakang, kiri, kanan, atas dan bawah, masing-masing juga 1cm2 . Jadi luas permukaan seluruhnya 6 cm2.
Kemudian kubus tersebut kita pecah jadi dua, maka luas permukaan salah satu kubus hasil pecahan tadi adalah 2(1 cm x 1 cm) + 4 (0,5 cm x 1 cm) = 4 cm2. Berarti luas dua kubus hasil pecahan adalah 8 cm2. Apa yang dapat Anda simpulkan mengenai hal ini? Jadi makin kecil pecahan tersebut, luas permukaannya makin besar.



Gambar 8 Bila kubus 1 cm3 dipecah menjadi dua, maka luas permukaan sentuh meningkat dua kalinya, dan permukaan sentuh tadi bereaksi dengan cairan atau gas. Hal ini merupakan contoh bagaimana penurunan ukuran partikel dapat memperluas permukaan sentuh zat.

Bagaimana pengaruh ukuran kepingan zat padat terhadap laju reaksi? Misalkan, kita mengamati reaksi antara batu gamping dengan larutan asam klorida (HCl). Percobaan dilakukan sebanyak dua kali, masing-masing dengan ukuran keping batu gamping yang berbeda, sedangkan faktor-faktor lainnya seperti massa batu gamping, volume larutan HCl, konsentrasi larutan HCl dan suhu dibuat sama. Dengan demikian, perubahan laju reaksi semata-mata sebagai akibat perbedaan ukuran kepingan batu gamping (kepingan halus dan kepingan kasar). Dalam hal ini, ukuran keping batu gamping kita sebut variabel manipulasi, perubahan laju reaksi (waktu reaksi) disebut variable respon, dan semua faktor lain yang dibuat tetap (sama) disebut variable kontrol.
Mengapa kepingan yang lebih halus bereaksi lebih cepat? Pada campuran pereaksi yang heterogen, reaksi hanya terjadi pada bidang batas campuran yang selanjutnya kita sebut bidang sentuh. Oleh karena itu, makin luas bidang sentuh makin cepat bereaksi. Jadi makin halus ukuran kepingan zat padat makin luas permukaannya.
Pengaruh luas permukaan banyak diterapkan dalam industri, yaitu dengan menghaluskan terlebih dahulu bahan yang berupa padatan sebelum direaksikan. Ketika kita makan, sangat dianjurkan untuk mengunyah makanan hingga lembut, agar proses reaksi di dalam lambung berlangsung lebih cepat dan penyerapan sari makanan lebih sempurna.
Apa hubungannya dengan tumbukan? Makin luas permukaan gamping, makin luas bidang sentuh dengan asam klorida makin besar, sehingga jumlah tumbukannya juga makin besar. Artinya makin kecil ukuran, makin luas permukaannya, makin banyak tumbukan, makin cepat terjadinya reaksi.

3.    Suhu
Umumnya kenaikan suhu mempercepat reaksi, dan sebaliknya penurunan suhu memperlambat reaksi. Bila kita memasak nasi dengan api besar akan lebih cepat dibandingkan api kecil. Bila kita ingin mengawetkan makanan (misalnya ikan) pasti kita pilih lemari es, mengapa? Karena penurunan suhu memperlambat proses pembusukan.
Laju reaksi kimia bertambah dengan naiknya suhu. Bagaimana hal ini dapat terjadi? Ingat, laju reaksi ditentukan oleh jumlah tumbukan. Jika suhu dinaikkan, maka kalor yang diberikan akan menambah energi kinetik partikel pereaksi. Sehingga pergerakan partikel-partikel pereaksi makin cepat, makin cepat pergerakan partikel akan menyebabkan terjadinya tumbukan antar zat pereaksi makin banyak, sehingga reaksi makin cepat.
Umumnya kenaikan suhu sebesar 100C menyebabkan kenaikan laju reaksi sebesar dua sampai tiga kali. Kenaikan laju reaksi ini dapat dijelaskan dari gerak molekulnya. Molekul-molekul dalam suatu zat kimia selalu bergerak-gerak. Oleh karena itu, kemungkinan terjadi tabrakan antar molekul yang ada. Tetapi tabrakan itu belum berdampak apa-apa bila energi yang dimiliki oleh molekul-molekul itu tidak cukup untuk menghasilkan tabrakan yang efektif. Kita telah tahu bahwa, energi yang diperlukan untuk menghasilkan tabrakan yang efektif atau untuk menghasilkan suatu reaksi disebut energi pengaktifan.
Energi kinetik molekul-molekul tidak sama. Ada yang besar dan ada yang kecil. Oleh karena itu, pada suhu tertentu ada molekul-molekul yang bertabrakan secara efektif dan ada yang bertabrakan secara tidak efektif. Dengan perkataan lain, ada tabrakan yang menghasilkan reaksi kimia ada yang tidak menghasilkan reaksi kimia. Meningkatkan suhu reaksi berarti menambahkan energi. Energi diserap oleh molekul-molekul sehingga energy kinetik molekul menjadi lebih besar. Akibatnya, molekul-molekul bergerak lebih cepat dan tabrakan dengan dampak benturan yang lebih besar makin sering terjadi. Dengan demikian, benturan antar molekul yang mempunyai energi kinetik yang cukup tinggi itu menyebabkan reaksi kimia juga makin banyak terjadi. Hal ini berarti bahwa laju reaksi makin tinggi.

4.    Katalis
Salah satu cara lain untuk mempercepat laju reaksi adalah dengan jalan menurunkan energi pengaktifan suatu reaksi. Hal ini dapat dilakukan dengan menggunakan katalis. Katalis adalah zat yang dapat meningkatkan laju reaksi tanpa dirinya mengalami perubahan kimia secara permanen. Katalis dapat bekerja dengan membentuk senyawa antara atau mengabsorpsi zat yang direaksikan.
Suatu reaksi yang menggunakan katalis disebut reaksi katalis dan prosesnya disebut katalisme. Katalis suatu reaksi biasanya dituliskan di atas tanda panah, misalnya.
2 KClO3 (g)    2 KCl (s) + 3 O2 (g)
H2 (g) + Cl2 (g)    2 HCl (g)

Secara umum proses sustu reaksi kimia dengan penambahan katalis dapat dijelaskan sebagai berikut. Perhatikan zat A dan zat B yang direaksikan membentuk zat AB dengan zat C sebagai katalis.

Bila tanpa katalis diperlukan energi pengaktifan yang tinggi dan terbentuknya AB lambat. Namun, dengan adanya katalis C, maka terjadilah reaksi: A + C → AC (reaksi cepat).  Energi pengaktifan diturunkan, AC terbentuk cepat dan seketika itu juga AC bereaksi dengan B membentuk senyawa ABC.

                   
Energi pengaktifan reaksi ini rendah sehingga dengan cepat terbentuk ABC yang kemudian mengurai menjadi AB dan C.



Energi pengaktifan reaksi zat A dan zat B tanpa dan dengan katalis ditunjukkan dalam Gambar 9.


Gambar 9Katalis menyebabkan energi pengaktifan reaksi lebih rendah

Ada dua macam katalis, yaitu katalis positif (katalisator) yang berfungsi mempercepat reaksi, dan katalis negatif (inhibitor) yang berfungsi memperlambat laju reaksi. Katalis positif berperan menurunkan energi pengaktifan, dan membuat orientasi molekul sesuai untuk terjadinya tumbukan. Sedangkan katalisator dibedakan atas katalisator homogen dan katalisator heterogen.

¬ Katalisator homogen
Katalisator homogen adalah katalisator yang mempunyai fasa sama dengan zat yang dikatalisis. Contohnya adalah besi (III) klorida pada reaksi penguraian hidrogen peroksida menjadi air dan gas oksigen menurut persamaan :

                               2 H2O2 (l)  2 H2O (l) + O2 (g)

¬ Katalisator heterogen
Katalisator heterogen adalah katalisator yang mempunyai fasa tidak sama dengan zat yang dikatalisis. Umumnya katalisator heterogen berupa zat padat. Banyak proses industri yang menggunakan katalisator heterogen, sehingga proses dapat berlangsung lebih cepat dan biaya produksi dapat dikurangi.
Banyak logam yang dapat mengikat cukup banyak molekul-molekul gas pada permukannya, misalnya Ni, Pt, Pd dan V. Gaya tarik menarik antara atom logam dengan molekul gas dapat memperlemah ikatan kovalen pada molekul gas, dan bahkan dapat memutuskan ikatan itu. Akibatnya molekul gas yang teradborpsi pada permukaan logam ini menjadi lebih reaktif daripada molekul gas yang tidak terabsorbsi. Prinsip ini adalah kerja dari katalis heterogen, yang banyak dimanfaatkan untuk mengkatalisis reaksi-reaksi gas.
Di beberapa negara maju, kendaraan bermotor telah dilengkapi dengan katalis dari oksida logam atau paduan logam pada knalpotnya sehingga dapat mempercepat reaksi antara gas CO dengan udara. Dalam industri banyak dipergunakan nikel atau platina sebagai katalis pada reaksi hidrogenasi terhadap asam lemak tak jenuh.
               
Gambar 10 : Katalis platina, digunakan pada proses Oswald dalam industri asam nitrat,pengubah katalitik pada knalpot kendaraan bermotor

¬ Katalisator enzim
Katalis sangat diperlukan dalam reaksi zat organik, termasuk dalam organisme. Reaksi-reaksi metabolisme dapat berlangsung pada suhu tubuh yang realtif rendah berkat adanya suatu biokatalis yang disebut enzim. Enzim dapat meningkatkan laju reaksi dengan faktor 106 hingga 1018, namun hanya untuk reaksi yang spesifik.
Dalam tubuh kita terdapat ribuan jenis enzim karena setiap enzim hanya dapat mengkatalisis satu reaksi spesifik dalam molekul (substrat) tertentu, seperti yang ditunjukkan pada Gambar 11.



Gambar 11 : Dalam proses katalisis enzim yang digunakan harus sesuai dengan substratnya

Salah satu contoh adalah enzim protease yang dapat digunakan sebagai katalis dalam proses penguraian protein (Gambar 12), namun tidak dapat mengkatalisis penguraian skharosa.


Gambar 12: Gelatin dibuat dari buah nanas. Buah nanas mengandung enzim aktif protease yang dapat menguraikan molekul protein dalam gelatin


Mekanisme Reaksi
Beberapa reaksi berlangsung melalui pembetukan zat antara, sebelum diperoleh produk akhir. Reaksi yang demikian berlangsung tahap demi tahap. Mekanisme reaksi ialah serangkaian reaksi tahap demi tahap yang terjadi berturut-turut selama proses perubahan reaktan menjadi produk. Sebagai contoh, reaksi:
                           
 AB + CD → AC + BD

AB dan CD adalah keadaan awal, sedangkan AC dan BD adalah keadaan akhir. Dalam reaksi ini terjadi pemutusan ikatan A-B dan C-D, dan kemudian terbentuk ikatan A-C dan B-D. Proses ini tidak serentak, dapat melalui beberapa tahap, yaitu:




Setiap tahap mekanisme reaksi diatas, mempunyai laju tertentu. Tahap yang paling lambat (tahap 2) disebut tahap penentu laju reaksi, karena tahap ini merupakan penghalang untuk laju reaksi secara keseluruhan. Artinya, tidak ada pengaruh kenaikan laju tahap 1, 3, dan 4 terhadap reaksi total.

Contoh Soal :
Tentukan persamaan laju reaksi
2H2 (g) + SO2 (g) → 2 H2O (g) + S (p)
yang mempunyai tahap:
H2 (g) + SO2 (g) → SO2H2      (lambat)
SO2H2 → H2O + SO              (cepat)
SO + H2O →SOH2                      (cepat)
SOH2 → H2O + S                   (cepat)
Penyelesaian :
Tahap penentu laju reaksi adalah tahap 1, yang bergantung pada konsentrasi H2 dan SO2, sehingga v = k [H2] [SO2]



E. Teori Tumbukan

Pengaruh dari berbagai faktor tersebut terhadap laju reaksi dapat dijelaskan dengan teori tumbukan. Menurut teori ini, reaksi berlangsung sebagai hasil tumbukan antar partikel pereaksi. Akan tetapi, tidaklah setiap tumbukan menghasilkan reaksi, melainkan hanya tumbukan antar partikel yang memiliki energi cukup serta arah tumbukan yang tepat. Jadi laju reaksi akan bergantung pada tiga hal berikut:
§  Frekuensi tumbukan.
§  Freaksi tumbukan yang melibatkan partikel dengan energi cukup.
§  Freaksi partikel dengan energi cukup yang bertumbukan dengan arah yang tepat.

Berikut akan diuraikan syarat-syarat terjadinya suatu reaksi, meliputi tumbukan efektif dan energi tumbukan yang cukup :

1. Tumbukan efektif
Tumbukan yang menghasilkan reaksi kita sebut tumbukan efektif. Molekul pereaksi dalam wadahnya selalu bergerak kesegala arah, dan berkemungkinan besar bertumbukan satu sama lain, baik dengan molekul yang sama maupun berbeda. Tumbukan itu dapat memutuskan ikatan dalam molekul pereaksi dan kemudian membentuk ikatan baru yang menghasilkan molekul hasil reaksi.
Sebagai contoh, reaksi antara atom kalium (K) dan metil iodide (CH3I) dengan reaksi berikut: K + CH3I KI + CH3. Maka, tumbukan yang efektif akan terjadi bila kedaaan molekul sedemikian rupa sehingga antara atom-atom yang berukuran sama saling bertabrakan (Gambar 13a). Sedangkan tumbukan tidak efektif jika yang bertabrakan adalah atom-atom dengan ukuran berbeda (Gambar 13b).



Gambar 13 : Tumbukan yang efektif terjadi bila atom K bertumbukan dengan atom I, karena ukuran atomnya sama.

Supaya terjadi banyak tumbukan, maka terjadi penambahan molekul pereaksi. Karena dengan bertambahnya molekul pereaksi, dimungkinkan banyak tumbukan efektif yang terjadi untuk menghasilkan molekul hasil reaksi. Kedaaan tersebut divisualisasikan dalam Gambar 14.
    

                 Gambar 14 : Makin banyak molekul yang bereaksi, makin banyak kemungkinan terjadi  tumbukan  untuk menghasilkan molekul hasil reaksi.

2. Energi Tumbukan yang Cukup
Bila kaca dilempar dengan batu tetapi tidak pecah, berarti energy kinetik batu tidak cukup untuk memecahkan kaca. Demikian pula, bila telah terjadi tabrakan molekul pereaksi, walaupun sudah bertabrakan langsung dengan posisi yang efektif, tetapi ternyata energi kurang tidak akan menimbulkan reaksi. Energi minimum yang harus dimiliki oleh partikel pereaksi sehingga menghasilkan tumbukan efektif disebut energy pengaktifan (Ea = energi aktivasi).
Semua reaksi, eksoterm atau endoterm, memerlukan energy pengaktifan. Reaksi yang dapat berlangsung pada suhu rendah berarti memiliki energi pengaktifan yang rendah. Sebaliknya, reaksi yang memiliki energi pengaktifan besar hanya dapat berlangsung pada suhu tinggi.
Energi pengaktifan ditafsirkan sebagai energi penghalang (barier) antara pereaksi dan produk. Pereaksi harus didorong sehingga dapat melewati energi penghalang tersebut baru kemudian dapat berubah menjadi produk. Profil diagram energi pada reaksi eksoterm dan endoterm diberikan pada Gambar 15.


     
                                 (a)                                                                  (b)
                Gambar 15 : Energi pengaktifan untuk reaksi eksoterm (a) dan reaksi endoterm (b)

Menurut hukum mekanika, bahwa energi total (jumlah energy kinetik dan energi potensial) harus konstan. Berdasarkan Gambar 15, pada saat terbentuknya ikatan baru (C-D), masih terdapat ikatan lama (A -B).
Berarti pada saat itu, terdapat dua ikatan (A -B dan C-D). Kedaan seperti itu hanya sesaat dan tidak stabil, maka keadaan tersebut disebut keadaan transisi atau kompleks teraktivasi yang mempunyai tingkat energi lebih tinggi daripada keadaan awal.
Terbentuknya ikatan baru (C-D) adalah akibat gaya tarik (energy potensial), dan proses ini akan melepaskan sejumlah energi. Energi tersebut sebagian atau seluruhnya akan dipakai untuk memutuskan ikatan lama (A -B). Selama proses pemutusan, terjadi penurunan tingkat energy sistem, karena terbentuk ikatan baru yang energinya lebih rendah.
Dengan demikian, dalam suatu reaksi terdapat tiga keadaan yaitu keadaan awal (pereaksi), kedaaan transisi, dan keadaan akhir (hasil reaksi). Keadaan transisi selalu lebih tinggi daripada dua keadaan yang lain, tetapi kedaan awal dapat lebih tinggi atau lebih rendah daripada keadaan akhir. Bila keadaan awal lebih tinggi, reaksi menghasilkan kalor atau eksoterm (Gambar 15a). Dan bila sebaliknya, reaksi adalah menyerap kalor atau endoterm (Gambar 15b).

LATIHAN :
1. Mengapa suhu dapat memepercepat laju reaksi?
2. Jelaskan karakteristik dari katalis pada suatu reaksi kimia!
3. Data hasil percobaan, untuk reaksi: A + B → hasil

Percepatan
Massa / bentuk zat A
Konsentrasi B (mol. L-1)
Waktu (detik)
Suhu (0C)
1
5 g serbuk
0,1
2
25
2
5 g larutan
0,1
3
25
3
5 g padat
0,1
5
25
4
5 g larutan
0,2
1,5
30
5
5 g larutan
0,1
1,5
35

Tentukan:
·         Faktor yang mempengaruhi laju reaksi pada percobaan 1 dan 3.
·         Laju reaksi percobaan 2 dan 5, bila suhu dinaikkan sebesar 100 C.
4. Dari rumus reaksi yang diperoleh dari suatu eksperimen diperoleh bahwa dalam reaksi: H2O2 (g) + 2 H+ (g) → 2 H2O (l) + I2 (aq) terhadap satu tahap lambat yaitu tahap pertama H2O2 (aq) + I- (aq) → H2O (l) + I- (aq)
Tentukan:
a. Bagaimana rumus kecepatan reaksi itu?
b. Bagaimana perubahan kecepatan reaksi, bila:
- Konsentrasi H2O2 diperbesar 2 kali?
- Konsentrasi ion iodida diperbesar 2 kali?
- Konsentrasi H2O2 maupun konsentrasi I- diperbesar 2 kali?

Tidak ada komentar:

Poskan Komentar