• Tidak ada hasil yang ditemukan

3.1. Pengertian Laju Reaksi - Laju reaksi

N/A
N/A
Protected

Academic year: 2018

Membagikan "3.1. Pengertian Laju Reaksi - Laju reaksi"

Copied!
10
0
0

Teks penuh

(1)

Ko ns en tra si

waktu

Dalam kehidupan sehari-hari kita selalu berhadapan dengan berbagai reaksi kimia. Reaksi – reaksi tersebut ada yang berlangsung dengan sangat cepat seperti reaksi antara logam Natrium (Na) dengan air, dan ada juga yang berlangsung dengan sangat lambat seperti perkaratan logam besi. Dari reaksi-reaksi itu dapat juga kita amati bahwa suatu zat tidak dapat bereaksi dengan zat lain pada suhu biasa seperti karbon (arang kayu) dengan oksigen, tetapi bila dipanaskan maka reaksi akan segera terjadi. Demikian juga bila kita campurkan gas hidrogen dengan gas oksigen tidak segera bereaksi, tetapi bila campuran itu diberi panas atau kedalamnya ditambahkan serbuk Platina maka reaksi akan segera terjadi dan menimbulkan ledakan.

Dari peristiwa-peristiwa di atas jelas bahwa reaksi-reaksi dipengaruhi beberapa faktor seperti : suhu, sifat zat yang bereaksi, katalis dan lain-lain.

Pengetahuan tentang laju reaksi dan faktor-faktor yang mempengaruhinya sangat penting karena dapat diterapkan dalam berbagai hal, misalnya : Pada industri pupuk, pengetahuan faktor-faktor yang mempengaruhi laju reaksi sangat diperlukan untuk menghemat biaya pada proses pembuatan ammoniak (NH3) yang merupakan bahan baku industri pupuk tersebut.

3.1. Pengertian Laju Reaksi

Laju (kecepatan) menunjukkan sesuatu yang terjadi dalam selang waktu tertentu, misalnya pada gerak sesuatu yang terjadi adalah perubahan jarak dalam selang waktu tertentu.

Apa yang terjadi pada Reaksi kimia ?

Sesuatu yang dapat kita amati adalah perubahan jumlah partikel pereaksi dan hasil reaksi, yaitu makin berkurangnya jumlah partikel pereaksi dan makin bertambahnya jumlah partikel hasil reaksi. Jumlah partikel pereaksi dan hasil reaksi dalam hal ini dinyatakan dalm satuan Konsentrasi Molar.

Jadi Laju Reaksi adalah : Berkurangnya konsentrasi pereaksi atau bertambahnya konsentrasi hasil reaksi per satuan waktu.

Untuk reaksi : A + 2 B → 3 C + 4 D, laju reaksi dapat diartikan sebagai laju berkurangnya konsentrasi A dan B atau laju bertambahnya konsentrasi C dan D dalam satuan waktu.

Perubahan konsentrasi A dan B menjadi produk C dan D dapat dilihat pada grafik di bawah ini

Gambar 1 : Perubahan Konsentrasi Pereaksi Dan hasil reaksi terhadap waktu Untuk reaksi : A + 2B → 3C + 4D

Pada reaksi di atas : Laju berkurangnya konsentrasi A tidak sama dengan laju berkurangnya konsentrasi B, demikian juga laju bertambahnya konsentrasi C tidak sama dengan laju bertabahnya konsentrasi D.

Dari koefisien reaksi nampak bahwa setiap kebutuhan 1 mol A, maka B yang dibutuhkan harus 2 mol untuk menghasilkan 3 mol C dan 4 mol D

Jadi B berkurang dengan laju dua kali berkurangnya A atau Laju berkurangnya B = 2 x laju berkurangnya A

jadi untuk reaksi : A + 2 B → 3 C + 4 D dapat dinyatakan :

Laju Reaksi = - laju berkurangnya konsentrasi A = - 12 laju berkurangnya konsentrasi B = + 13 laju bertambahnya konsentrasi C

= + 14 laju bertambahnya konsentrasi D atau :

VA =

[

A

]

Δt

, VB = -1 2

Δ

[

B

]

Δt

, VC = +

1 3

Δ

[

C

]

Δt

, VD = +

1 4

Δ

[

D

]

Δt

atau dapat ditulis :

Δ

[

A

]

Δt

=

12

Δ

[

B

]

Δt

=

31

Δ

[

C

]

Δt

=

14

Δ

[

D

]

Δt

Untuk reaksi : A + 2B → 3C + 4D

Berlaku :

Laju berkurangnya A :

=½ kali laju berkurangnya B = 1/3 kali laju bertambahya C = ¼ kali laju bertambahnya D

Laju berkurangnya B :

= 2 kali laju berkurangnya A = 2/3 kali laju bertambahnya C = 2/4 kali laju bertambahnya D

Laju pembentukan C :

= 3 kali laju berkurangnya A = 3/2 kali laju berkurangnya B = ¾ kali laju bertambahmya D

Laju pembentukan D :

(2)

Satuan laju reaksi kan.. M / det ...??

sehingga : VA : VB : VC : VD = 1 : 2 : 3 : 4

Secara Umum untuk Reaksi : p A + q B → r C + s D

berlaku : VA = -1

p

Δ

[

A

]

Δt

, VB =

1

q

Δ

[

B

]

Δt

, VC =

1

r

Δ

[

C

]

Δt

,

dan VD =

1

s

Δ

[

D

]

Δt .

Sehingga :

: Pada reaksi : 2 H2O2(aq) → 2H2O(l) + O2(g)

Jika laju pengurangan H2O2 adalah 0,2 M per detik, berapakah laju bertambahnya gas O2 ?

Jawab :

Untuk reaksi di atas dapat ditulis : VH2O2 : VH2O : VO2 = 2 : 2 : 1

VH2O2 : VO2 = 2 : 1

Jadi VO2 = 12 x VH2O

=

1

2 x 0,2 M det-1 = 0.1 M det-1

Seorang siswa melakukan praktikum dengan menambahkan 10 gram logam Magnesium ke dalam 50 mL larutan HCl 1 M. Setelah 2 menit reaksi berlangsung siswa menimbang logam magnesium yang tersisa, ternyata massanya tinggal 7,6 gram.Berapakah laju pengurangan logam magnesium tersebut ?

Jawab :

Massa Mg yang bereaksi = 10 g – 7,6 g = 2,4 g

mol Mg =

g

Ar Mg

=

2,424g

=

0,1

mol

[Mg] yang bereaksi = mol

L

=

0,1 0,05

=

2

M

Δt = 2 x 60 det = 120 det

VMg =

Δ

[

Mg

]

Δt

=

120 det

2

M

=

0,0167 Mdet

−1

Pada pembentukan senyawa XY2 dari peruraian X2Y5 menurut persamaan reaksi :

2 X2Y5 → 4 XY2 + Y2, diperoleh data sebagai berikut

No [XY2] (M) Waktu

(menit) 1

2 3

0,2 0,4 0,8

2 4 8 Tentukan laju pembentukan XY2 Jawab :

Dari data 1 dan 2 diperoleh Δ[XY2] = [XY2](2) - [ XY2](1) = 0,4 M – 0,2 M = 0,2 M

Δt = t2 – t1 = 4 menit – 2 menit = 2 menit = 120 detik

V XY3 = +

Δ

[

XY

3

]

Δt

=

0,2

M

120 det

=

0,00167 Mdet

−1

Jadi laju pembentukan XY3 adalah 0,00167 M det-1

3.2. Persamaan Laju Reaksi dan Orde Reaksi :

Laju reaksi sangat dipengaruhi oleh konsentrasi pereaksi. Hasil pengamatan menunjukkan makin besar konsentrasi pereaksi maka laju reaksi semakin besar dan sebaliknya makin kecil konsentrasi pereaksi makin kecil laju reaksinya.

Laju Reaksi – N. Marpaung e-mail : n.marpaung@yahoo.co.id

V

A

: V

B

: V

C

: V

D

= p : q : r : s

Contoh soal 3. 1

Contoh soal 3. 2

(3)

Dengan demikian dapt disimpulkan bahwa : laju reaksi berbanding lurus dengan konsentrasi pereaksi.

Laju reaksi dapat dinyatakan dengan persamaan matematika yang disebut Hukum Laju Reaksi atau Persamaan laju Reaksi.

Menurut persamaan diferensial :

-d

[

A

]

dt

=

k

[

A

]

,

dan -

d

[

B

]

dt

=

k

[

B

]

sehingga untuk reaksi : pA + qB → rC + sD

berlaku : V =

k

[

A

]

x

[

B

]

y dimana

k

= Tetapan laju reaksi, harga

k

bersifat khas dan hanya bergantung pada

suhu dan katalis

[

A

]

= konsentrasi molar zat A

[

B

]

= konsentrasi molar zat B

x

= orde (tingkat) reaksi terhadap A

y

= orde (tingkat) reaksi terhadap B (

x

+

y

) = orde reaksi total

Orde (tingkat) reaksi adalah tingkat ketergantungan laju reaksi terhadap perubahan konsentrasi. Jika

x

=

1

, menunjukkan reaksi orde pertama terhadap zat A, jika

x

=

2

, reaksi merupakan reaksi orde ke dua terhadap zat A, dan jika

y

=

2

berarti reaksi adalah reaksi orde ke dua terhadap zat B dan seterusnya. Orde reaksi dapat berupa bilangan bulat positif,nol ataupun bilangan pecahan, namun umumnya reaksi kimia selalu memiliki orde reaksi yang berupa bilangan bulat positif.

Orde reaksi tidak ada hubungannya dengan koefisien reaksi. Jika kebetulan orde reaksi sama dengan koefisien reaksinya, artinya

x

=

p dan

y

=

q, maka reaksi seperti ini disebut Reaksi Elementer

Orde reaksi hanya dapat ditentukan melalui data percobaan.

Contoh : Data hasil percobaan reaksi gas Nitrogen oksida dengan gas Hidrogen pada suhu 800oC diperoleh sebagai berikut :

Percobaa n ke

[

NO

]

(M)

[

H

2

]

(M)

Laju reaksi M det-1

1 2 3 4 5

4 x 10-2 4 x 10-2 4 x 10-2 2 x 10-2 1 x 10-2

1,5 x 10-2 3,0 x 10-2 6,0 x 10-2 6,0 x 10-2 6,0 x 10-2

32 x 10-5 64 x 10-5 130 x 10-5

32 x 10-5 7,9 x 10-5

Dari percobaan 1, 2 dan 3, [NO] dibuat tetap sedangkan [H2] diperbesar sebesar 2 kali dari semula, ternyata laju reaksi naik dua kali, berarti laju reaksi berbanding lurus dengan [H2] Jadi pada [NO] tetap, laju reaksi (V) ≈ k [H2]1

Pada percobaan 3, 4 dan 5, konsentrasi H2 dibuat tetap, sedangkan konsentrasi NO diturunkan/ diperkecil sebesar dua kali dari semula, ternyata laju reaksi turun sebesar 4 kali. Jadi pada [H2] tetap maka laju reaksi berbanding lurus dengan kwadrat [NO]. Jadi laju reaksi (V) ≈ k [NO]2 Maka untuk reaksi stoikhiometris ; 2 NO + 2 H2 → N2 + 2 H2O ungkapan persamaan laju reaksi adalah :

V = k [NO]2 [H2]

k adalah tetapan laju reaksi yang dapat dihitung sebagai berikut : V = k [NO]2 [H2]

3,2 x 10-5 = k (4 x 10-2)2 (1,5 x 10-2) 3,2 x 10-5 = k 2,4 x 10-6

k =

3,2

x

10

−5

24

x

10

−6

Pangkat dari kosentrasi pada ungkapan persamaan laju reaksi menunjukkan orde (tingkat) reaksi. Jadi reaksi tersebut adalah orde 2 terhadap NO dan orde 1 terhadap H2

Jadi orde (tingkat) reaksi total adalah (2 + 1) = 3.

Untuk reaksi : S2O82- + 3I - 2SO42- + I3- , diperoleh data sebagai berikut

Perc Konsentrasi Laju reaksi

(4)

o

baan S2O8 M det(v)-1

2- (M) I (M)

1 2 3 0,038 0,076 0,076 0,060 0,060 0,030

1,4 x 10-5 2,8 x 10-5 1,4 x 10-5 Tentukan :

a. Orde reaksi terhadap S2O82–

b. Orde reaksi terhadap I–

c. Orde reaksi total Jawab :

Dari data percobaan dapat dilihat bahwa [I ] tetap, sedangkan [S2O82-] dinaikkan dua kali, ternyata laju reaksi juga naik sebesar dua kali jadi [I ]2 = [I]1 , [S2O82–]2 = 2 x [S2O82-]1 dan V2 = 2 x V1 data ini menunjukkan x = 1

Atau dapat dilakukan dengan cara :

v

2

v

1 =

k

2

k

1 .

[

(

S

2

O

82

)

II

(

S

2

O

82

)

I

]

x

x

[

(

I

)

II

(

I

)

I

]

y

2,8

x

10

−5

1,4

x

10

−5

=

k

2

k

1 X

[

0

0

,

,

076

038

]

X

x

[

0

,

060

0

,

060

]

y

2 = 2x . 1Y X = 1 Jadi reaksi merupakan orde pertama terhadap (S2O82-)

Untuk menentukan orde reaksi terhadap I- dapat dilakukan dengan membandingkan percobaan 2 terhadap 3, dimana [S2O82-] tetap, [I-]2 = 2 x [I-]3,dan v2 =2 x v3 maka y = 1

Atau dapat dilakukan dengan cara :

v

2

v

3 =

k

2

k

3 .

[

(

S

2

O

82

)

II

(

S

2

O

82

)

III

]

x

.

[

(

I

)

II

(

I

)

III

]

y

2,8

x

10

−5

1,4

x

10

−5

=

k

2

k

3

[

(

0

,

076

)

(

0

,

076

)

]

x

[

(

0

,

060

)

(

0

,

030

)

]

y

2 = 1x . 2y y = 1

Orde reaksi total (x + y ) adalah : ( 1 + 1 ) = 2

Suatu percobaan tentang laju reaksi yang dilakukan terhadap reaksi : 2P + Q → P2Q diperoleh data sebagai berikut :

Percobaan

ke [P] (molL-1) [Q] (molL-1) Waktu(det)

1 2 3 0,10 0,10 0,20 0,01 0,02 0,03 7,2 1,8 0,2 Tentukan : a. Orde reaksi terhadap P

b. Orde reaksi terhadap Q c. Orde reaksi total

d. Persamaan Laju reaksi

Jawab :

Data yang diberikan pada kolom 4 adalah data waktu bukan laju reaksi, oleh karena itu data tersebut harus kita ubah menjadi data laju reaksi,

dimana Laju reaksi berbanding terbalik dengan waktu ( v = 1dt ),

sehingga tabel di atas dapat kita buat menjadi :

Percobaan

ke [P] (molL-1) [Q] (molL-1) V ( 1/det )

1 2 3 0,10 0,10 0,20 0,01 0,02 0,03 1/7,2 1/1,8 1/0,2

a. orde reaksi terhadap Q, dapat dicari dengan membandingkan data [Q] yang sama ( data 1 dan 2 )

Laju Reaksi – N. Marpaung e-mail : n.marpaung@yahoo.co.id Contoh soal 3. 5

55.

(5)

A V A V V A V

v

1

v

2 =

k

1

k

2

[

(

P

)

(1)

(

P

)

(2)

]

x

[

(

Q

)

(1)

(

Q

)

(2)

]

y

1

/

7,2

1

/

1,8

=

k

1

k

2

[

0

0

,

,

10

10

]

x

[

0,1

0,2

]

y

18

72

=

[

1

2

]

y

1

4

=

[

1

2

]

y

maka y = 2. orde reaksi terhadadap Q = 2

b. Orde reaksi terhadap P dapat dicari dengan membandingkan data 1 dan 3 atau data 2 dan 3

v

2

v

3 =

k

2

k

3

[

(

P

)

2

(

P

)

3

]

x

[

(

Q

)

2

(

Q

)

3

]

y

1

/

1,8

1

/

0,2

=

k

2

k

3

[

0

0

,

,

10

20

]

x

[

0

0

,

,

03

02

]

y

( harga y = 2 )

2

18

=

[

1

2

]

x

[

2

3

]

2

1

9

=

[

1

2

]

x

[

4

9

]

[

1

2

]

x =

1

9

x

9

4

[

1

2

]

x

=

1

4

maka x = 2.

Orde reaksi terhadap P =2

c. Orde reaksi total adalah : ( x + y ) = 2 + 2 = 4 d. Persamaan Laju reaksi adalah : v = k [P]2 [Q]2

3.3. Grafik Orde Reaksi.

Orde Nol.

Pada reaksi orde nol, perubahan konsentrasi tidak

mempengaruhi laju reaksi. Dengan demikian harga laju reaksi sama dengan konstanta laju reaksi (k)

Persamaan laju reaksi : v = k A0 = k

Orde satu

Pada reaksi orde satu, persamaan laju reaksi adalah bentuk persamaan linier , sehingga setiap perubahan konsentrasi satu kali, laju reaksi naik sebesar satu kali dan setiap perubahan konsentrasi dua kali, laju reaksi juga naik dua kali

Persamaan laju reaksi : v = k A1 = k A

Orde dua

Pada reaksi orde dua, persamaan laju reaksi merupakan

persamaan kuadrat sehingga setiap perubahan konsentrasi satu kali, laju reaksi naik satu kali, perubahan konsentrasi dua kali, laju reaksi akan naik sebesar empat kali dan seterusnya.

Persamaan laju reaksi : v = k A2

Orde reaksi -2

Pada reaksi orde negatif dua, persamaan laju reakasi berbanding terbalik dengan kuadrat konsentrasi zat

(6)

A

V

Persamaan laju reaksi : v = k

1

[

A

]

2

Orde reaksi ½

Orde reaksi setengah merupakan kebalikan dari reaksi orde dua, dimana harga laju reaksi merupakan akar dari

konsentrasi zat

Persamaan laju reaksi : v = k A½

3.4. FAKTOR-FAKTOR YANG MEMPENGARUHI LAJU REAKSI

Reaksi Kimia dapat berlangsung dengan laju yang berbeda-beda, ada yang cepat dan ada yang lambat tergantung pada jenis pereaksi, situasi dan kondisi reaksi kimia itu sendiri.

Ada beberapa faktor yang dapat mempengaruhi laju reaksi yaitu : a. Sifat zat Pereaksi

Pada kondisi yang sama, Besi labih mudah mengalami perkaratan dibanding Tembaga, Alkohol sangat mudah terbakar sedangkan Air tidak dapat terbakar. Dari uraian di atas jelas bahwa laju reaksi sangat tergantung pada sifat zat pereaksi.

b. Konsentrasi.

Pada umumnya reaksi berlangsung lebih cepat jika konsentrasi pereaksi lebih besar, dan sebaliknya reaksi akan lebih lambat jika konsentrasi pereaksi lebih kecil. sebagai contoh hasil percobaan antara reaksi gas Hidrogen dengan gas Nitrogen monoksida menurut persamaan reaksi :

2H2(g) + 2NO → 2H2O(g) + N2(g), diperoleh data sebagai berikut :

Eksperimen NOKonsentrasi awal ( mol/L )H2 Laju reaksi awal gas N2 yangdihasilkan dalam M/dtk 1

2 3 4 5 6

6 x 10-3 6 x 10-3 6 x 10-3 1 x 10-3 2 x 10-3 3 x 10-3

1 x 10-3 2 x 10-3 3 x 10-3 6 x 10-3 6 x 10-3 6 x 10-3

3,19 x 10-3 6,36 x 10-3 9,56 x 10-3 0,48 x 10-3 1,92 x 10-3 4,30 x 10-3

Berdasarka data hasil eksperimen di atas dapat dilihat bahwa laju reaksi bertambah dengan pertambahan konsentrasi gas Hidrogen pada konsentrasi gas NO yang tetap, demikian juga pada konsentrasi gas H2 yang tetap, laju reaksi bertambah pada setiap pertambahan konsentrasi gas NO

c. Temperatur

Pengaruh temperatur sangat besar terhadap laju reaksi. Umumnya setiap kenaikan temperatur 100C akan menyebabkan laju reaksi bertambah besar 2 atau 3 kali. Kenaikan temperatur 1000C menyebabkan laju reaksi bertambah sebesar 210 kali, namun keadaan ini bukan merupakan aturan baku, pengaruh kuantitatif dari perubahan temperatur terhadap laju reaksi hanya dapat diketahui melalui eksperimen.

Sebagai contoh, Gula akan lebih mudah larut dalam air panas tetapi agak sukar larut dalam air yang dingin.

Arrhenius menyatakan ketergantungan konstanta laju reraksi terhadap suhu dengan suatu persamaan yang dikenal sebagai persamaan Arrhenius yaitu :

k = A

e

−Ea/RT , persamaan ini dapat diubah dengan mengalikan logaritma natural (ln) di kedua sisi, sehingga diperoleh :

ln k = ln

A-E

a

RT

d. Luas permukaan.

Reaksi dalam sistim heterogen dapat terjadi pada bidang permukaan zat-zat yang bereaksi. Oleh karena itu semakin halus zat-zat yang bereaksi ( semakin luas bidang permukaannya ), akan semakin cepat reaksinya. Sebagai contoh, dalam jumlah yang sama

(7)

+ +

garam halus akan lebih cepat larut dalam air bila dibandingkan dengan garam kasar yang dilarutkan dalam air yang sama

e. Katalis.

Katalis adalah zat yang dapat mengubah laju reaksi tanpa mengalami perubahan secara kimiawi di akhir reaksi. Katalis yang mempercepat laju reaksi disebut katalis positif atau lebuh umum disebut Katalis, sedangkan katalis yang memperlambat laju reaksi disebut

katalis negatif atau lebih umum disebut Inhibitor. Katalis dapat dibedakan atas katalis Anorganik dan Katalis Organik yang disebut Biokatalis atau Enzim.beberapa contoh katalis dan kegunaannya :

Jenis

Katalis katalis Kegunaan

Katalis Anorgani

k

V2O5 MnO2

Platunum (Pt) Nikel (Ni) Besi (Fe)

Platinum (Pt) dan Rhodium (Rh) Gel Alumina silika

Pada pembuatan asam sulfat melalui proses kontak Pembuatan Oksigen dari reaksi pirolisis Kalium klorat Pembuatan Asam Nitrat pada proses Ostwald

Pembuatan margarin dari minyak (proses Hidrogenasi) Pembuatan Ammoniak pada proses Haber-Bosch Katalitik konverter pada kendaraan bermotor untuk mengurangi kadar gas buangan seperti CO dan NO Pada kilang minyak untuk perengkahan (cracking)

Katalis Organik

Tripsin Renin

Enzim dari ragi

Pada pencernaan awal makanan bayi Penggumpalan susu pada pembuatan keju Pada industri makanan dan industri minuman bir

3.5. TEORI TUMBUKAN.

Pada fase gas atau cair, molekul-molekul zat pada mediumnya akan bergerak bebas. Bila kita campurkan dua jenis zat yang berbeda ( misalnya zat A2 dan B2 ), maka akibat gerakan molekul-molekul zat A2 dan B2 yang bebas suatu saat akan menimbulkan tumbukan dan tumbukan ini akan mengakibatkan putusnya ikatan-ikatan pada molekul A2 dan B2, dan kemudian terbentuk kembali ikatan yang baru.

Jadi reaksi kimia terjadi karena adanya tumbukan antar molekul-molekul pereaksi, namun

tidak semua tumbukan dapat menghasilkan reaksi, hanya tumbukan yang efektif dapat

menghasilkan reaksi.

Agar tumbukan efektif maka molekul-molekul pereaksi harus memenuhi syarat yaitu : 1. Posisi ( orientasi ) molekul-molekul yang bertumbukan

Untuk reaksi elementer : 2 NOCl(g) → 2 NO(g) + Cl2(g)

Diperoleh harga tetapan laju reaksi hasil pengukuran sebesar 0,16 kali tetapan laju reaksi hasil perhitungan. ini membuktikan bahwa tidak semua tumbukan menghasilkan reaksi, meskipun molekulnya memiliki energi yang cukup. Orientasi molekul-molekul yang bertumbukan sangat berperan dalam menentukan apakah setiap tumbukan dapat menghasilkan reaksi atau tidak. Agar molekul Cl2 dapat terpisah maka dua molekul NOCl harus saling mendekat sedemikian rupa sehingga atom klorin dari kedua molekul NOCl berdekatan. Dengan demikian frekuensi tumbukan harus memperhitungkan faktor sterik P ( dalam hal ini 0,16 ) sebab hanya tumbukan yang terjadi dengan orientasi yang benar yang akan menghasilkan reaksi.

+ → Tidak ada reaksi

Perhitungan tetapan laju reaksi berdasarkan teori tumbukan dapat diperluas ke reaksi bimolekuler dari dua unsur A dan B. Perbandingan tetapan laju reaksi hasil perhitungan dan yang diperkirakan menghasilkan nilai-nilai seperti dalam tabel di bawah ini.

(8)

Energi Kinetik

E

ne

rg

i K

in

eti

k

Rata-rata

Tabel faktor sterik (ruang) untuk reaksi fasa gas

Reaksi Faktor sterik P

2 NOCl → NO + Cl2 2 NO2 → 2 NO + O2 2 ClO → Cl2 + O2 H2 + C2H4 → C2H6

0,16 5,0 x 10-2 2,5 x 10-3 1,7 x 10-6

2. Molekul-molekul yang bertumbukan ( pereaksi ) harus memiliki energi yang cukup.

Molekul-molekul pereaksi mengalami gaya tolak dari awan-awan elektron molekul pereaksi yang lain, sehingga untuk mengimbangi gaya tolak ini masing-masing molekul harus memiliki energi yang cukup agar dapat menembus awan elektron molekul tersebut.

Energi minimum yang diperlukan molekul untuk melakukan tumbukan efektif disebut Energi Aktifasi (Ea)

Bila suatu reaksi tidak berlangsung pada suhu tertentu, berarti tumbukan yang terjadi belum efektif, dengan menaikkan suhu maka energi kinetik partikel-partikel pereaksi akan bertambah sehingga tumbukan akan menjadi efektif. Setiap molekul-molekul mempunyai energi kinetik yang berbeda, pada

suhu yang lebih tinggi fraksi molekul yang mencapai energi minimum tertentu akan bertambah, akibatnya reaksi akan lebih cepat berlangsung.

T1 T2

Energi minimum untuk Tumbukan Efektif

Harga energi aktivasi sangat erat hubungannya dengan tetapan jenis reaksi (k), makin besar energi aktivasi, makin kecil tetapan jenis reaksi (k) berarti semakin sukar reaksi berlangsung

Teori tumbukan didasarkan atas teori kinetik gas yang mengamati tentang bagaimana suatu reaksi kimia dapat terjadi. Menurut teori tersebut kecepatan reaksi antara dua jenis molekul A dan B sama dengan jumiah tumbukan yang terjadi per satuan waktu antara kedua jenis molekul tersebut. Jumlah tumbukan yang terjadi persatuan waktu sebanding dengan konsentrasi A dan konsentrasi B.

Jadi makin besar konsentrasi A dan konsentrasi B akan semakin besar pula jumlah tumbukan yang terjadi.

TEORI TUMBUKAN INI TERNYATA MEMILIKI BEBERAPA KELEMAHAN, ANTARA LAIN :

- tidak semua tumbukan menghasilkan reaksi sebab ada energi tertentu yang harus dilewati (disebut energi aktivasi = energi pengaktifan) untak dapat menghasilkan reaksi. Reaksi hanya akan terjadi bila energi tumbukannya lebih besar atau sama dengan energi pengaktifan (Ea).

- molekul yang lebih rumit struktur ruangnya menghasilkan tumbukan yang tidak sama jumlahnya dibandingkan dengan molekul yang sederhana struktur ruangnya.

Teori tumbukan di atas diperbaiki oleh teori keadaan transisi atau teori laju reaksi absolut. Dalam teori ini diandaikan bahwa ada suatu keadaan yang harus dilewati oleh molekul-molekul yang bereaksi dalam tujuannya menuju ke keadaan akhir (produk). Keadaan tersebut dinama-kan keadaan transisi.

Mekanisme reaksi keadaan transisi dapat ditulis sebagai berikut: A + B → T* --> C + D

dimana:

- A dan B adalah molekul-molekul pereaksi - T* adalah molekul dalam keadaan transisi - C dan D adalah molekul-molekul hasil reaksi

SECARA DIAGRAM KEADAAN TRANSISI INI DAPAT DINYATAKAN SESUAI KURVA BERIKUT

Laju Reaksi – N. Marpaung e-mail : n.marpaung@yahoo.co.id

(9)

Dari diagram terlibat bahwa energi pengaktifan (Ea) merupakan energi keadaan awal sampai dengan energi keadaan transisi. Hal tersebut berarti bahwa molekul-molekul pereaksi harus memiliki energi paling sedikit sebesar energi pengaktifan (Ea) agar dapat mencapai keadaan transisi (T*) dan kemudian menjadi hasil reaksi (C + D).

Catatan :

energi pengaktifan (= energi aktivasi) adalah jumlah energi minimum yang dibutuhkan oleh molekul-molekul pereaksi agar dapat melangsungkan reaksi.

3.6. MEKANISME REAKSI DAN HUKUM LAJU

Persamaan reaksi setara tidak dapat dijadikan sebagai informasi tentang bagaimana reaksi sesungguhnya terjadi. Dalam banyak hal persamaan rekais ini menyatakan jumlah dari sederetan reaksi sederhana yang sering disebut tahapan reaksi, karena reaksi-reaksi sederhana tersebut mempresentasikan jalannya reaksi keseluruhan pada tingkat molekul. Urutan tahapan-tahapan reaksi yang mengarah pada pembentukan hasil reaksi disebut mekanisme reaksi.sebagai contoh mrkanismer reaksi mari kita lihat reaksi antara nitrogen monoksida dengan oksigen.

2NO(g) + O2 → 2NO2(g)

Berdasarkan penelitian diketahui bahwa hasil reaksi tidak terbentuk langsungdari tumbukan dua molekul NO dengan satu molekul O2, karena N2O2 terdeteksi selama reaksi berlangsung, oleh karena itu kita dapat menganggap bahwa reaksi yang sebenarnya berlangsung dalam dua tahap reaksi elementer seperti berikut ini :

Tahap 1. NO + NO → N2O2

Tahap 2. N2O2 + O2 → 2NO2

Reaksi keseluruhan : 2NO + N2O2 + O2 → N2O2 + 2NO2

Jadi dalam suatu reaksi kimia, berlangsungnya suatu reaksi dari keadaan semula (awal) sampai keadaan akhir diperkirakan melalui beberapa tahap reaksi.

Contoh: 4 HBr(g) + O2(g) → 2 H2O(g) + 2 Br2(g)

Dari persamaan reaksi di atas terlihat bahwa tiap 1 molekul O2 bereaksi dengan 4 molekul HBr.

Suatu reaksi baru dapat berlangsung apabila ada tumbukan yang berhasil antara molekul- molekul yang bereaksi. Tumbukan sekaligus antara 4 molekul HBr dengan 1 molekul O2 kecil sekali kemungkinannya untuk berhasil. Tumbukan yang mungkin berhasil adalah tumbukan antara 2 molekul yaitu 1 molekul HBr dengan 1 molekul O2. Hal ini berarti reaksi di atas harus berlangsung dalam beberapa tahap dan diperkirakan tahap-tahapnya adalah :

Tahap 1: HBr + O2

HOOBr (lambat)

Tahap 2: HBr + HOOBr

2HOBr (cepat)

Tahap 3: HBr + HOBr

H2O + Br2) x 2 (cepat)

--- +

4 HBr + O2 --> 2H2O + 2 Br2

Dari contoh di atas ternyata secara eksperimen kecepatan berlangsungnya reaksi tersebut ditentukan oleh kecepatan reaksi pembentukan HOOBr yaitu reaksi yang berlangsungnya paling lambat.

(10)

Rangkaian tahap-tahap reaksi dalam suatu reaksi disebut "mekanisme reaksi" dan kecepatan berlangsungnya reaksi keselurahan ditentukan oleh reaksi yang paling lambat dalam mekanisme reaksi. Oleh karena itu, tahap ini disebut tahap penentu kecepatan reaksi.

Gambar

Tabel faktor sterik (ruang) untuk reaksi fasa gas

Referensi

Dokumen terkait

In the light of René Girard‟s theory of desire, revenge, and scapegoating, this study aims (1) to show the inter-relationship among the texts in question; and (2) placing this novel

Data partisipasi diperoleh melalui hasil observasi, hasil belajar siswa diperoleh dari nilai hasil pre-test dan post-test siswa, dan tanggapan siswa yang diperoleh melalui angket

Para elite desa dalam hal ini tokoh masyarakat dan lain sebagainya tidak hanya sebagai pengembira dan pelengkap, akan tetapi dengan segala potensi yang

Ü÷ŕƉÜ ǝŕǀ ƐƪƉƪ ƉŕŕƪĦŇĊ ǝŕǀƉ ŮĠŕŇÜÊ ĦƪƆƐ ĊŕŕÏ ĦÏÜ ƪŕ łĴÜ ®¾ĴǀŮ ŕ÷ ĦƪƐ ƐǝƐƪÜł ŮƉƪĦƪĦŕŇƐÊ Ɛŕ ǝŕǀ ¾Ň ǀƐÜ ƪĠÜ fw\Z ƉܾŕǖÜƉǝ ƪŕ Ůǀƪ Ħƪ ®¾Ĵ ƪĠÜ Ǘǝ Ħƪ ǗƐŶ *ŕ ®¾Ĵ

Kegiatan yang dilakukan dalam proses preparasi dengan metoda riffle splitter , yaitu : - Conto pasir hasil pemboran atau sumur uji ditampung pada suatu wadah dan.. diaduk

Hasil penelitian berdasarkan studi literatur menunjukkan bahwa lima variable eksternal dimensi budaya memiliki hubungan positif perceived usefulness dan perceived ease of use

Reaktivitas : Tidak ada data tes khusus yang berhubungan dengan reaktivitas tersedia untuk produk ini atau bahan

Dengan dibuatnya pakaian wanita siap pakai dengan inspirasi motif dari tenun Sumba, kemudian motif Sumba yang dikembangkan dengan teknik cukil kayu, merupakan suatu bentuk