5 Kinetika Reaksi Kimia (1)

(1)

Bab V

Kinetika Reaksi Kimia

Seperti yang telah dipelajari, atom‐atom unsur cenderung untuk bergabung dengan

atom‐atom unsur yang lain baik yang sejenis maupun tidak, dalam upaya untuk mencapai

kestabilan konfigurasi elektronnya. Target kestabilannya adalah meniru konfigurasi elektron

golongan gas mulia (seluruh orbital kulitnya terisi penuh dengan elektron berpasangan)..

Atom‐atom unsur golongan logam cenderung untuk melepaskan elektron valensinya, sehingga

membentuk kation (ion positif), dan golongan logam ini dinamakan elektropositif. Atom‐atom

ini biasanya ada pada golongan I dan II. Sedangkan atom‐atom dari unsur non logam

cenderung menerima elektron tambahan untuk menggenapi elektron valensinya, sehingga

membenetuk ion negative (anion), dan golongan non logam ini disebut elektronegatif. Atom‐

atom ini utamnya ada pada golongan VII. Diantara golongan logam dan non logam ada

golongan metalloid, yang bersifat ambivalen, bisa menerima atau melepas elektron untuk

mencapai kestabilannya.

Penggabungan atom‐atom unsur (ikatan kimia) terjadi dengan berbagai cara, seperti

ikatan ionik, ikatan kovalen – telah dijelaskan pada Bab II‐, dan ikatan logam. Ikatan logam

terjadi ketika atom‐atom logam terhimpun banyak. Tiap‐tiap atom akan melepaskan elektron

valensinya agar konfigurasinya lebih stabil. Sehingga akan terbentuk lautan elektron yang

meliputi ion‐ion logam. Gaya ini begitu kuat sehingga ion‐ion logam menjadi rigid (sulit

bergerak) dan mampat. Adanya lautan elektron ini menjadikan logam bersifat konduktor yang

baik. Elektron dari luar akan dengan mudah mendorong lautan elektron ini sehingga timbul

aliran (arus listrik). Seluruh penggabungan atom‐atom ini dalam tujuan kimia bisa dikatakan

membentuk molekul, bagian diskrit terkecil dari zat.

Dalam kajian selanjutnya, molekul‐molekul dan atom‐atom dapat melakukan fungsi

kimia melalui berbagai reaksi kimia yang dijalaninya. Reaksi kimia secara alamiah berlangsung

karena kecenderungan seluruh komponen alam (termasuk) molekul, atom dan zat, ingin

mencapai kemapanan (kondisi yang lebih stabil). Salah satu syarat agar tercapai kestabilan

yang lebih baik adalah dicapainya keadaan dengan tingkat energi terendah. Maka, beberapa

molekul atau atom dengan tingkat energi tinggi saling bergabung dengan melepaskan energi

yang dimilikinya agar diperoleh bentuk dan kondisi yang lebih stabil. Reaksi dengan

(2)

beberapa reaksi lain harus dipaksa dengan berbagai upaya penambahan energi agar dapat

berlangsung. Reaksi semacam ini dinamakan reaksi endotermis dan tidak spontan.

Berbagai contoh reaksi mungkin akan menjadi bahan kajian untuk melihat betapa

pentingnya reaksi kimia dan bagaimana pengendaliannya. Selain bisa diketahui bagaimana

atom dan molekul melakukan reaksi, spontan atau tidak spontan, juga sangat perlu untuk

dipelajari seberapa cepat reaksi itu terjadi. Bubuk dinamit dan bahan peledak lain, bereaksi

eksotermis dan meledak dalam waktu kurang dari 1 detik; sementara garam dan gula

perlahan‐lahan melarut, fermentasi buah ‐ umbi berlangsung beberapa hari. Berbagai usaha

dilakukan manusia, mempercepat proses pembersihan lingkungan, menghambat korosi,

mempercepat produksi, menghambat kerusakan produk dan lain‐lain. Usaha‐usaha tersebut,

adalah bagian dari penerapan pengetahuan tentang laju reaksi kimia dalam kinetika kimia.

5.1 Laju reaksi

Di atmosfer pada lapisan bagian bawah, banyak reaksi yang dikatalisis oleh cahaya

matahari (fotokatalitik), salah satunya adalah penguraian NO2. Adanya foton (cahaya

matahari) menyebabkan NO2 memperoleh energi yang cukup sehingga 1 oksigennya lepas

menjadi oksigen bebas yang bersifat radikal.

NO2 Æ NO + O O + O2 Æ O3

Radikal oksigen yang dihasilkan pada reaksi pertama, ‐reaksi pertama disebut juga reaksi

inisiasi (awal pembentukan radikal bebas)‐, akan mempropagasi gas‐gas oksigen disekitarnya

membentuk ozon. Reaksi ini berlangsung cepat. Setiap radikal oksigen terbentuk maka dengan

cepat akan bergabung dengan O2 membentuk ozon. Sehingga keseluruhan kecepatan reaksi

ini sebenarnya hanya tergantung reaksi penguraian NO2. Laju reaksi dikendalikan oleh

seberapa cepat NO2 terurai menjadi radikal O dan NO. Dalam kinetika reaksi, disebutkan

bahwa untuk reaksi yang berkesinambungan lebih dari 1 tahap, maka tahap reaksi yang paling

lambat akan menjadi penentu laju keseluruhan tahap reaksi tersebut.

Secara umum reaksi di atas, reaksi penguraian dari 1 molekul, dinamakan reaksi orde

satu (hanya melibatkan 1 molekul, melalui mekanisme penguraian). Reaksi‐reaksi lain banyak

terjadi baik alamiah maupun dengan rekayasa. Namun demikian setelah dikelompokkan

mungkin reaksi‐reaksi yang terjadi, adalah melalui salah satu dari mekanisme reaksi berikut:

1. Reaksi orde pertama, irreversibel (tidak berbalik) A Æ produk

2. Reaksi orde kedua, irreversibel 2 A Æ produk

A + B Æ produk

(3)

3 A Æ produk 2 A + B Æ produk

4. Reaksi orde ke‐n, irreversibel n A Æ produk

5. Reaksi orde pertama, reversibel A B

6. Reaksi orde pertama‐/kedua‐, reversibel A B + C

7. Reaksi simultan irreversibel A Æ produk

A + B Æ produk 3 A Æ produk

8. Reaksi bersambung (consecutive), irreversibel A Æ B

B Æ C

Nampak bahwa orde reaksi menyatakan banyaknya molekul reaktan yang terlibat dalam

setiap satu reaksi. Mekanisme ini dinyatakan sebagai banyak molekul yang terlibat dalam

tumbukan sehingga terjadi pertukaran komposisi atom dalam molekul‐molekul reaktan

menjadi produk. Sebagai contoh reaksi sederhana orde kedua irreversibel,

A + B Æ AB

Setiap 1 molekul A bertumbukan dengan 1 molekul B menghasilkan produk. Jika A dan B

melakukan tumbukan efektif menghasilkan produk (AB) maka laju reaksi bisa dihitung

berdasar pada laju berkurangnya A yang sekaligus sama dengan laju berkurangnya B dan sama

pula dengan laju pembentukan AB, atau

r

₌ ‐

r

A ₌ ‐

r

B ₌ ₊

r

_AB_,

dengan r adalah lambang untuk laju reaksi. Tanda (‐) pada r menyatakan laju pengurangan

komponen dalam indek dan tanda (+) menyatakan bahwa komponen dalam indek bertambah.

Proses tumbukan molekul dalam reaksi ini, sangat dipengaruhi oleh kuantitas

molekul atau tekanan parsial, dinamakan probabilitas tumbukan. Dalam volume reactor yang

sama, penambahan salah satu komponen (misal dengan penambahan A, B tetap) akan

meningkatkan probabilitas tumbukan karena makin kecil jarak antar molekul (berdesakan).

Sehingga laju reaksi dipengaruhi konsentrasi. Namun tidak semua tumbukan molekul

menghasilkan reaksi, yang menghasilkan reaksi hanyalah tumbukan yang disebut tumbukan

efektif. Rasio tumbukan efektif terhadap tumbukan total adalah konstan pada temperature

yang dijaga tetap. Peningkatan temperature akan menaikkan energi kinetic molekul‐molekul,

sehingga pada reaksi endotermis akan meningkatkan tumbukan efektif dan mempercepat

(4)

formula dinyatakan dengan k, konstanta laju) dan berbanding lurus dengan total probabilitas

tumbukan (dinyatakan dengan jumlah molekul yang terlibat reaksi, konsentrasi), diformulakan

sebagai berikut (untuk reaksi di atas):

r

₌_‐

r

_A₌_‐

r

_B₌₊

r

_AB₌_‐_k_[A]_[B]

Beberapa hal penting berkaitan dengan tumbukan efektif molekul dalam reaksi kimia

adalah sebagai berikut:

1. tumbukan efektif akan makin besar jika probabilitas tumbukan makin besar,

konsentrasi yang lebih besar mengindikasikan jumlah molekul yang lebih banyak

dalam volume tertentu akan memberikan probablilitas timbukan lebih besar

2. energi kinetic molekul yang lebih besar akan menaikkan jumlah tumbukan efektif.

Energi kinetic akan mempercepat laju molekul dan memperbanyak frekuensi

bertumbukan. Beberapa reaksi dipercepat dengan pemanasan

3. orientasi tumbukan yang tepat akan meningkatkan jumlah tumbukan efektif.

Bagian molekul yang berkutub positif akan efektif jika bertemu dengan bagian

molekul lain yang berkutub negative.

4. energi tambahan yang cukup untuk melakukan tumbukan efektif, dinamakan

energi aktivasi. Suatu tumbukan akan efektif jika energi total dalam tumbukan

mampu digunakan untuk melampaui energi aktivasi reaksi. Jika tidak maka reaksi

tidak terjadi dan kembali ke keadaan semula. Faktor energi aktivasi ini merupakan

penentu apakah suatu reaksi dapat berlangsung atau tidak. Jika dalam tumbukan

A‐‐‐B mempunyai energi yang cukup untuk melampaui energi aktivasi (melampaui

puncak pada gambar grafik di bawah), maka selanjutnya dengan serta merta

(spontan) reaksi terus berlanjut menghasilkan AB dengan tingkat energi yang lebih

rendah dari A + B (sebelum reaksi). Reaksi ini melepaskan energi sebesar DE = Ei –

Ef (eksotermis).

Gambar 5.1 Proses tumbukan efektif dan profil energi aktivasi, pada reaksi eksotermis

A + B

A‐‐‐‐B

AB

Ea

DE Ei

(5)

Banyak reaksi yang bisa berlangsung spontan tetapi memerlukan waktu yang sangat

lama, karena energi aktivasi reaksinya yang terlalu besar sehingga molekul‐molekul ketika

bertumbukan jarang bisa mencapai atau melampauinya. Untuk reaksi‐reaksi semacam ini,

biasanya dapat dipercepat dengan suatu katalis. Katalis adalah suatu zat yang ditambahkan

pada reaksi untuk mempercepat laju, dan zat tersebut akan didapatkan kembali seperti

semula pada akhir reaksi. Diduga cara kerja katalis zat ini adalah dengan menurunkan energi

aktivasi reaksi, sehingga molekul‐molekul yang terlibat dalam reaksi dapat melakukan

tumbukan lebih efektif dan lebih banyak.

Reaksi tanpa katalis

Reaksi dengan katalis

Gambar 5.2 Pengaruh katalis pada energi aktivasi reaksi

Suatu contoh, reaksi dekomposisi NO berlangsung sangat lama di atmosfer

menghasilkan N2 dan O2. Lambatnya reaksi ini sangat tidak sebanding dengan masuknya gas

NO sebagai polutan dari pembakaran bahan bakar fosil. Sehingga kualitas udara akan menjadi

buruk dengan makin banyaknya mesin kendaraan ataupun industri. Reaksi dekomposisi NO

adalah sebagai berikut:

2NO Æ N2 + O2

Reaksi ini bisa dipercepat dengan menggunakan logam platinum, rodium dan paladium yang

digunakan untuk media reaksi dan mengikat N—O , dan menurunkan energi aktivasi reaksi

yang akan dijalani. Dengan demikian logam‐logam ini dapat secara bersama‐sama digunakan

sebagai katalis dalam konversi gas NO menjadi N2 dan O2, dan dinamakan katalitik konverter

yang dapat dipasang pada mesin mobil untuk mempercepat proses detoksifikasi.

Laju reaksi adakalanya tidak bisa ditentukan secara perhitungan berdasarkan reaksi

stoikiometri yang tertulis. Penentuan laju reaksi yang tepat adalah dengan melakukan

pengukuran konsentrasi komponen‐komponen yang terlibat reaksi, jadi laju reaksi sebenarnya A + B

A‐‐‐‐B

AB

Ea1

DE Ei

Ef

(6)

hanya bisa ditentukan lewat suatu percobaan laboratirium. Persamaan reaksi stoikiometri

biasanya hanya menyatakan jumlah mol komponen‐komponen yang terlibat reaksi, tetapi

jarang sekali menggambarkan mekanisme tumbukan efektif yang mungkin bisa terjadi. Suatu

contoh reaksi berikut:

NO2 + O2 Æ NO + O3 atau reaksi lainnya

S2O82‐ + 2 I‐ Æ 2 SO42‐ + I2

Dari persamaan kedua reaksi di atas, reaksi pertama sepertinya menjalani reaksi orde ke dua

(ada 2 molekul yang terlibat dalam reaksi yaitu 1 molekul NO2 dan 1 molekul O2); sedangkan

reaksi kedua sepertinya menjalani reaksi orde ketiga (ada 3 molekul yang terlibat yaitu 1

molekul ion S2O82‐ dan 2 molekul ion I‐). Namun dalam kenyataannya reaksi pertama adalah

reaksi orde pertama dan reaksi ke dua adalah reaksi orde kedua. Kedua reaksi diatas adalah

reaksi multi tahap sebagai berikut :

NO2 Æ NO + O (reaksi tahap 1, lambat)

O + O2 Æ O3 (reaksi tahap 2, cepat)

NO2 + O2 Æ NO + O3 (reaksi keseluruhan)

S2O82‐ + I‐ + 2e Æ 2 SO42‐ + I‐ (reaksi tahap 1, lambat)

I‐ + I‐ Æ I2 + 2 e (reaksi tahap 2, sangat cepat) S2O82‐ + 2 I‐ Æ 2 SO42‐ + I2 (reaksi keseluruhan)

Reaksi‐reaksi di atas, laja dapat dihitung dan terbatasi dengan reaksi pertama yang

berlangsung lambat. Setiap terbentuk produk dari reaksi tahap 1, maka dengan cepat reaksi

tahap 2 berlangsung. Sehingga secara keseluruhan kecepatan reaksi mengikuti atau

ditentukan oleh reaksi tahap 1. Maka dengan demikian persamaan laju reaksi mempunyai

orde reaksi sesuai mekanisme reaksi yang berpengaruh yaitu reaksi tahap 1. Dengan demikian

laju reaksi NO2 dengan O2,‐ hanya dipengaruhi kecepatan penguraian NO2 dalam keadaan O2

yang cukup‐, adalah:

r

₌_‐

r

_NO₂₌_‐

_k

_[NO₂_]

merupakan reaksi orde pertama. Demikian juga dengan reaksi antara ion iodida dengan

peroksidisulfat, laju reaksinya,‐tergantung pada efektifitas tumbukan 1 molekul

(7)

]

[

]

[

2 82

2 8 2

− −

_×

−

=

−

=

−

=

r

−

r

−

k

S

O

I

r

_S_O _I

merupakan reaksi orde kedua.

5.2 Menghitung laju reaksi

Laju reaksi hanya dapat ditentukan jika reaksi stoikiometri telah diketahui dan ada

data percobaan terhadap perubahan komponen‐komponen yang terlibat reaksi setiap waktu.

Berdasarkan percobaan‐percobaan yang telah dilakukan, laju reaksi kimia dipengaruhi (fungsi

dari):

1. konsentrasi komponen‐komponen yang terlibat dalam reaksi

2. temperatur reaksi

3. tekanan sistem reaksi

4. katalis

secara matematika sederhana dapat dituliskan ke dalam bentuk

r

₌ _f _(C_i_, _T, _P, _katalis)

dan jika reaksi berlangsung dalam suhu‐tekanan dijaga (konstan) dan dengan kehadiran katalis

tertentu, maka laju reaksi hanya tergantung pada perubahan konsentrasi komponen‐

komponen yang terlibat dalam reaksi, dengan konstanta spesifik yang hanya sesuai dengan

kondisi yang dijaga tersebut. Dan persamaan laju bisa disederhanakan menjadi:

r

_A₌₊_{f(T,P,katalis)}_f_(C_i₎

rA= + ks f(Ci) ; dengan ks = f(T,P,katalis)

dengan ks adalah konstanta laju reaksi yang spesifik yang merupakan fungsi kondisi suhu‐

tekanan dan katalis yang dijaga. Artinya jika suhu‐tekanan atau keberadaan katalis, ada salah

satu atau beberapa berubah maka nilai ks juga akan berubah. Untuk reaksi‐reaksi eksotermis,

penambahan suhu reaksi akan menurunkan nilai ks, sedangkan untuk reaksi‐reaksi yang

endotermis penambahan suhu akan menaikkan nilai ks. Peningkatan nilai ks berarti reaksi