Sebuah senyawa Kimia yang berada dalam wadah selalu bergerak dan bertumpukan sehingga memungkinkan terjadinya reaksi. Bila ditinjau dari kemajuan teknologi dan industri serta pengetahuan tentang konsep laju reaksi sangat penting dalam penentuan kondisi yang diperlukan untuk melaksanakan suatu reaksi secara cepat dan ekonomis. Maka dari itu kita perlu membakar faktor-faktor yang dapat mempengaruhi laju reaksi. Dalam pembelajaran sains (Kimia) materi laju reaksi dapat memanfaatkan sarana laboratorium dengan model pembelajaran tertentu sehingga siswa terlibat secara aktif dalam proses ilmiah sehingga terbentuk sikap ilmiah.
a. Konsep Laju Reaksi
Pada umumnya reaksi-reaksi berlangsung dengan dengan kecepatan yang berbeda-beda. Ada reaksi yang berjalan sangat cepat dan ada pula yang berlangsung sangat lambat, sehingga seakan-akan tidak berjalan sama sekali.
Untuk dapat menyatakan lambat atau cepatnya suatu reaksi dikemukakan konsep-konsep laju reaksi. Laju reaksi menunjukkan perubahan konsentrasi zat pereaksi (reaktan) atau zat hasil reaksi (produk) dalam satu satuan waktu. Laju reaksi dapat didefinisikan pula sebagai laju kurangnya konsentrasi zat reaksi atau laju bertambahnya konsentrasi suatu produk setiap satuan waktu. Laju reaksi disimbolkan dengan v. Untuk menyatakan laju reaksi dari zat reaktan atau produk kita lihat contoh reaksi berikut : A+B® AB
vA adalah laju pengurangan konsentrasi zat A tiap satuan waktu =
[ ]
t A D D
-v adalah laju pengurangan konsentrasi zat A tiap satuan waktu = B
[ ]
-vAB adalah laju pertambahan konsentrasi zat AB tiap satuan waktu =
[ ]
t AB D D +
( Parning, Horale, Tiopan, 2006 : 99) Perhatikan reaksi ini R®P
Laju reaksinya digambarkan dengan grafik seperti ditunjukkan pada Gambar 2.4
Konsentrasi P Pada awal reaksi yang ada hanya reaktan (R) karena zat produk (P) belum
terbentuk. Setelah reaksi berjalan, zat P mulai terbentuk, semakin lama konsentrasi zat P semakin bertambah, sedangkan konsentrasi zat R semakin berkurang.
b. Teori Tumbukan dan Energi Aktivasi
Suatu reaksi Kimia dapat berlangsung apabila terjadi tumbukan antara molekul-molekul pereaksi. Tetapi tidak semua tumbukan antar molekul pereaksi akan menghasilkan zat hasil reaksi Hanya tumbukan efektif yang akan
menghasilkan zat penghasil reaksi. Keefektifan suatu tumbukan bergantung pada posisi molekul dan energi kinetik yang dimilikinya.
Energi yang diperlukan untuk menghasilkan tumbukan yang efektif atau untuk menghasilkan suatu reaksi disebut reaksi pengaktifan (energi aktivasi) disimbolkan dengan Ea. Jika suhu reaksi dinaikkan, maka energi kinetik pertikel yang bertumbukan akan semakin besar. Peningkatan energi kinetik pertikel yang bertumbukan akan semakin besar. Peningkatan energi kinetik sama dengan peningkatan fraksi partikel yang memiliki energi melebihi aktivasi. Jika masing-masing partikel zat reaktan sudah memiliki energi melebihi energi aktivasi , maka setiap partikel yang bertumbukan akan menghasilkan zat produk. Energi aktivasi (Ea) adalah energi kinetik minimum yang harus dimiliki molekul-molekul agar tumbukannya antar molekul menghasilkan zat hasil reaksi.
Teori tumbukan dan energi aktivasi berguna untuk menjelaskan faktor-faktor yang mempengaruhi laju reaksi. Laju reaksi suatu reaksi Kimia dapat dipercepat dengan cara memperbesar harga energi kinetik molekul atau menurunkan harga energi aktivasi. (Muchtaridi 2006: 91).
c. Faktor-Faktor yang Mempengaruhi Laju Reaksi
Laju suatu reaksi dapat ditentukan dengan suatu percobaan. Laju reaksi sangat dipengaruhi oleh beberapa faktor, luas permukaan sentuh, konsentrasi, suhu dan katalis.
1) Luas permukaan bidang sentuh.
Laju rekasi dipengaruhi luas permukaan bidang sentuh antara zat-zat yang bereaksi. Suatu zat padat akan lebih cepat kereaksi jika permukaannya
diperluas dengan cara mengubah bentuk kepingan menjadi serbuk (ukuran terkecil). Dalam bentuk serbuk, ukurannya menjadi lebih kecil tapi lebih banyak, sehingga luas permukaan bidang tumbukan antar zat pereaksi akan semakin besar (Muchtaridi, 2006 : 93).
Untuk memahami pengaruh luas permukaan bidang sentuh terhadap laju reaksi, dapat dilihat dari percobaan berikut. Reaksi antara batu pualam dengan larutan asam klorida.
Persamaan reaksi yang terjadi adalah:
CaCO3(s) +2HCl(aq) ®CaCl2(aq) +H2O(l) +CO2(g) Waktu yang diperlukan untuk terjadinya reaksi pada masing-masing percobaan dapat dilihat pada Tabel 2.3.
Tabel 2.3. Laju Reaksi CaCO3 dan HCl
Percobaan CaCO3 ( 1 gram ) HCl ( 10 ml ) Waktu Reaksi
1 Serbuk 2 M 5 menit
2 Butiran 2 M 15 menit
3 Kepingan 2 M 39 menit
( Tine Maria K, 2005 : 84 ) Berdasarkan data pada Tabel 2.3 dapat disimpulkan : a) Untuk massa CaCO3
yang sama (1 gram), tetapi bentuk CaCO3 yang berbeda (serbuk butiran dan kepingan), waktu reaksi yang diperlukan berbeda. b) Semakin halus bentuk CaCO3 semakin singkat waktu reaksi, berarti semakin cepat laju reaksi. c) Semakin besar luas permukaan reaktan laju reaksi semakin cepat.
2) Konsentrasi.
Suatu larutan yang pekat (konsentrasi tinggi) sudah tentu mengandung molekul-molekul yang lebih rapat dari pada larutan yang encer (konsentrasi rendah). Molekul yang rapat (letaknya berdekatan) tentu lebih mudah dan sering terjadi tumbukan jika dibandingkan dengan molekul yang letaknya agak berjauhan. Itulah sebabnya makin besar konsentrasi larutan yang kita reaksikan makin besar pula laju reaksinya.
Pengaruh konsentrasi pada larutan dapat ditunjukkan sengan percobaan. Pengaruh konsentrasi pada laju reaksi dapat dilihat dari hasil data percobaan, reaksi antara gas nitrogen monoksida dengan gas hitrogen dalam Tabel 2.4.
Persamaan reaksi yang terjadi adalah : 2NO(g)+2H2(g) ®N2(g)+2H2O(g)
Tabel 2.4. Laju Reaksi
Percobaan Konsentrasi Mula-Mula(M) [ NO ]
Konsentrasi Mula-Mula(M) [ H2 ]
Laju Reaksi M / det
1 4 X 10 -3 1,5 X 10 -3 32 X 10 -7
2 4 X 10 -3 3 X 10 -3 64 X 10 -7
3 4 X 10 -3 6 X 10 -3 130 X 10-7
4 2 X 10 -3 6 X 10 -3 32 X 10 -7
5 1 X 10 -3 6 X 10 -3 7,9 X 10 -7
( Parning, 2006 : 113 ) Berdasarkan data hasil percobaan tersebut dapat disimpulkan: a) Apabila konsentrasi gas NO tetap dan konsentrasi gas H2 semakin pekat laju reaksi semakin besar. b) Apabila konsentrasi gas H2 tetap dan konsentrasi gas NO semakin encer laju reaksi semakin kecil. c) Laju reaksi dipengaruhi oleh
konsentrasi dari zat-zat reaktan, semakin tinggi konsentrasi reaktan laju reaksi semakin cepat.
3) Suhu.
Molekul-molekul dalam suatu wadah selalu dalam keadaan bergerak.
Jika suhu dinaikkan laju reaksi makin besar. Hal ini disebabkan karena dengan menaikkan suhu reaksi akan meningkatkan energi kinetik dari partikel zat reaktan yang bertumbukan sehingga menghasilkan zat produk yang makin besar, berarti laju reaksi makin besar. Dengan kata lain kenaikkan suhu reaksi mengakibatkan bertambahnya energi kinetik molekul-molekul pereaksi sehingga energi kinetiknya melebihi harga energi aktivasi. Oleh karena itu reaksi akan berlangsung lebih cepat.
Alasan menaikkan suhu suatu reaksi menyebabkan nilai energi aktivasi (Ea) menjadi turun dijelaskan oleh Svante Arrhenius dengan menggunakan persamaan hubungan suhu dengan energi aktivasi, yaitu :
Keterangan : K = tetapan Arrhenius.
R = tetapan gas ( 0,0082 atm K -1 ).
T = suhu ( dalam Kelvin ).
Ea = energi aktivasi ( dalam Joule ).
Dalam persamaan Arrhenius diatas, dapat disimpulkan bahwa:
”kenaikan suhu berbanding terbalik dengan energi aktivasi” (Muchtaridi, 2006: 95 ). Pada umumnya setiap kenaikkan suhu 100C, maka laju reaksi
RT
Ae
EaK =
- /menjadi dua kali lebih besar dari laju reaksi mula-mula. Untuk menentukan hubungan laju reaksi pada suhu yang lebih tinggi dengan laju reaksi pada suhu acuan adalah sebagai berikut: ”Jika pada suhu mula-mula T0 mempunyai laju v0, kemudian suhu dinaikkan menjadi T1 sehingga laju reaksinya menjadi VT, maka hubungan V0 dengan VT adalah sebagai berikut”.
C hubungan laju reaksi dengan suhu reaksi dapat dirumuskan sebagai berikut :
Keterangan : vT = laju reaksi suhu T 0C.
Katalis adalah suatu zat yang dapat mempercepat atau memperlambat suatu reaksi tanpa mengalami perubahan yang kekal. Katalis yang dapat
mempercepat laju reaksi disebut katalisator, sedangkan katalis yang dapat memperlambat laju reaksi disebut inhibitor.
Katalisator dapat mempercepat laju reaksi karena dapat menurunkan energi pengaktifan dari zat reaktan. Untuk menurunkan energi pengaktifan zat reaktan, katalisator memberikan jalan alternatif terhadap zat reaktan agar reaksi dapat berlangsung. Katalisator berperan dalam mempengaruhi laju reaksi melalui dua cara, yaitu dengan pembentukan senyawa antara ( katalis homogen ) dan dengan adsorpsi ( katalis heterogen)
a) Pembentukan senyawa antara ( katalis homogen ).
Cara kerja katalis melalui pembentukan senyawa antara supaya laju reaksi berlangsung lebih cepat maka dicari katalis yang dapat bereaksi baik dengan partikel zat yang miskin energi maupun pertikel yang kaya energi untuk membentuk senyawa antara, kemudian bereaksi membentuk zat yang diinginkan.
Misalnya secara umum reaksi :A+B® AB dengan C sebagai katalisator.
Reaksi : A+B® AB ( laju reaksinya sangat lambat ).
Mekanisme reaksi dengan menggunakan katalisator :
Reaksi : A+C® AC (laju reaksinya cepat ), AC merupakan senyawa antara. AC+B® AB+C( laju reaksi cepat ). Pada mekanisme reaksi tersebut kita melihat bahwa pada akhir reaksi, katalisator C ditemukan kembali, sehingga dapat dinyatakan bahwa katalisator tidak ikut bereaksi membentuk zat produk. Selanjutnya secara umum penurunan energi
pengaktifan (Ea) dengan pembentukan senyawa antara digambarkan dengan grafik pada gambar 2.5.
__________
= Reaksi tanpa katalis.
--- = Reaksi dengan katalis.
Gambar 2. 5. Grafik Penurunan Ea dengan Pembentukan Senyawa Antara.
b) Katalisator dengan proses adsorpsi (katalis heterogen).
Dalam hal ini katalisator berwujud padat yang mampu mengikat sejumlah gas atau cairan dari partikel zat reaktan pada permukaan katalisator.
Misalnya nikel dalam bentuk bubuk halus atau platinum dalam bubuk halus mampu mengadsorpsi sejumlah besar aneka ragam gas. Patikel yang teradsorpsi pada permukaan katalisator menjadi lebih reaktif daripada partikel yang tidak teradsorpsi. Dalam beberapa hal, naiknya kereaktifan ini dapat disebabkan oleh naiknya konsentrasi partikel yang teradsorpsi sehingga partikel-partikel tersebut berjejalan pada permukaan katalisator tersebut. Hal lain yang membuat naiknya kereaktifan dari partikel zat reaktan adalah karena gaya tarik antara zat padat (katalisator) dengan partikel gas atau cairan teradsorpsi. Hal ini mengakibatkan partikel zat reaktan yang teradsorpsi
menjadi aktif secara kimiawi sehingga reaksi antar partikel zat reaktan yang berlangsung pada permukaan katalisator lebih cepat daripada tanpa katalisator ( Parning, Horale, Tiopan, 2006 : 117 – 118).
c) Orde reaksi.
Persamaan laju reaksi atau hukum laju reaksi adalah bentuk persamaan yang variabelnya adalah konsentrasi zat reaktan. Makin besar zat reaktan yang direaksikan, laju reaksi makin cepat. Akan tetapi, hubungan laju reaksi dengan dengan zat reaktan berbeda-beda. Ada reaksi yang jika konsentrasinya diubah beberapa kali ternyata laju reaksinya tetap. Hal ini dapat dikatakan laju reaksi sebanding dengan konsentrasi zat reaktan pangkat nol (v ~ [reaktan]0). Ada juga reaksi yang jika konsentrasi zat raktan dinaikkan dua kali lebih besar, maka laju reaksinya menjadi dua kali lebih besar. Hal ini dapat dikatakan laju reaksi sebanding dengan konsentrasi zat reaktan pangkat satu (v ~ [reaktan]
1). Bahkan ada reaksi yang jika konsentrasinya dinaikkan dua kali lebih besar, maka laju reaksinya menjadi empat kali lebih besar. Hal ini dapat dikatakan laju reaksi sebanding dengan konsentrasi zat reaktan pangkat dua (v ~ [reaktan} 2). Bilangan pangkat yang menyatakan hubungan konsentrasi zat reaktan dengan laju reaksi disebut orde reaksi (Parning, 2006: 120).
Orde reaksi tidak dapat ditentukan dengan harga koefisien reaksi, tetapi ditentukan berdasarkan eksperimen ( Tine Maria Kuswati, 2005 : 92 ).
Secara umum reaksi
sS rR qQ
pP+ ® +
Persamaan laju reaksi adalah sebagai berikut :
Keterangan : v = laju reaksi.
m = orde / tingkat reaksi terhadap zat P.
n = orde / tingkat reaksi terhadap zat Q.
m + n = orde reaksi total (orde reaksi) k = tetapan (konstanta) laju reaksi.
[ P ] = konsentrasi pereaksi P.
[ Q ] = konsentrasi pereaksi Q.
Harga k hanya bergantung pada suhu dari katalis untuk reaksi (Anshory, 1985: 106-107). Untuk lebih jelasnya dalam menentukan orde reaksi dapat dilihat dari data hasil percobaan, reaksi antara gas hidrogen (H2) dengan gas nitrogen
Untuk mencari harga m (orde reaksi terhadap H2), diambil data konsentrasi NO tetap yaitu data 1 dan 2 (Tabel 2.5). Jika [H2] dinaikkan lima kali ternyata laju reaksi naik lima kali: 5 m = 5, maka m = 1.
Untuk mencari harga n (orde reaksi terhadap NO), diambil data konsentrasi H2 tetap yaitu data 1 dan 3 (Tabel 2.5.). Jika [NO] dinaikkan tiga kali ternyata laju reaksi naik sembilan kali : 3 n = 9 ; 3 n = 3 2 ; n = 2.
Orde total reaksinya = 1 + 2 = 3.
Persamaan laju reaksinya :
Untuk mencari harga k (tetapan laju reaksi pada Tabel 2.5), misalnya untuk data 1 dimasukkan ke dalam persamaan laju reaksinya :
30 = k ( 0,1 ) ( 0,1 ) 2. 30 = k ( 0,1 ) 3. K = 30.000.
B. Penelitian yang Relevan