3.1. Pengertian Laju Reaksi - Laju reaksi
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
Ko
ns
en
tra
si
waktu
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
Untuk reaksi : A + 2B → 3C + 4D
Berlaku :
Laju berkurangnya B = 2 x laju berkurangnya A
Laju berkurangnya A :
jadi untuk reaksi : A + 2 B → 3 C + 4 D dapat dinyatakan :
=½ kali laju berkurangnya B
= 1/3 kali laju bertambahya C
Laju Reaksi = - laju berkurangnya konsentrasi A
1
= ¼ kali laju bertambahnya D
2
=laju berkurangnya konsentrasi B
Laju
berkurangnya B :
1
=
2
kali laju berkurangnya A
= + 3 laju bertambahnya konsentrasi C
1
= 2/3 kali laju bertambahnya C
= + 4 laju bertambahnya konsentrasi D
= 2/4 kali laju bertambahnya D
atau :
Laju pembentukan C :
Δ[ A ]
1 Δ[ B ]
1 Δ[C ]
1 Δ [ D ]= 3 kali laju berkurangnya A
2
3
4 Δt = 3/2 kali laju berkurangnya B
VA = - Δt
,
VB = - Δt
, VC = + Δt
, VD = +
= ¾ kali laju bertambahmya D
atau dapat ditulis :
Laju pembentukan D :
Δ[ A ] 1 Δ[ B] 1 Δ[ C ] 1 Δ[ D ]
= 4 kali laju berkurangnya A
=2
=3
=4
= 4/2 kali laju berkurangnya B
Δt
Δt
Δt
Δt
= 4/3 kali laju bertambahnya C
Laju Reaksi – N. Marpaung
e-mail : n.marpaung@yahoo.co.id
sehingga :
VA : VB : VC : VD = 1 : 2 : 3 : 4
Secara Umum untuk Reaksi : p A + q B → r C + s D
berlaku :
VA = -
1 Δ[A]
p Δt
Sehingga :
Contoh soal 3.: 1
, VB =
1 Δ [ B]
q Δt
, VC =
1 Δ [C ]
r Δt ,
dan VD =
1 Δ[ D ]
s Δt .
VA : VB : VC : VD = p : q : r : s
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 =
1
2
1
2
x VH2O
=
x 0,2 M det-1
= 0.1 M det-1
Contoh soal 3. 2
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
2,4 g
Ar Mg = 24
= 0,1 mol
mol
L
[Mg] yang bereaksi =
Δt = 2 x 60 det = 120 det
VMg =
Contoh soal 3. 3
=
0,1
0,05 = 2
Satuan laju reaksi
kan.. M / det ...??
M
Δ [ Mg ] 2 M
=
= 0,0167 Mdet−1
Δt
120 det
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
0,2
2
2
0,4
4
3
0,8
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
Δ [ XY 3 ]
Δt
0,2 M
= 0,00167 Mdet−1
120 det
V XY3 = +
=
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
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.
d[ A]
= k [ A] ,
dt
Menurut persamaan diferensial : sehingga untuk reaksi : pA + qB → rC + sD
x
y
berlaku : V =
k [ A] [B]
suhu
= Tetapan laju reaksi, harga
dan katalis
k
[ A]
[B]
x
(
y
x
dimana
dan
k
-
d[B]
= k [ B]
dt
bersifat khas dan hanya bergantung pada
= konsentrasi molar zat A
= konsentrasi molar zat B
= orde (tingkat) reaksi terhadap A
= orde (tingkat) reaksi terhadap B
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
y=2
x=2
,
reaksi merupakan reaksi orde ke dua terhadap zat A, dan jika
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
x = p dan y = q, maka reaksi seperti ini disebut
dengan koefisien reaksinya, artinya
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
1
2
3
4
5
4
4
4
2
1
[ NO ]
[H 2 ]
(M)
(M)
x
x
x
x
x
10-2
10-2
10-2
10-2
10-2
1,5
3,0
6,0
6,0
6,0
x
x
x
x
x
10-2
10-2
10-2
10-2
10-2
Laju reaksi
M det-1
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 [H 2] 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 H 2 dibuat tetap, sedangkan konsentrasi NO diturunkan/
diperkecil sebesar dua kali dari semula, ternyata laju reaksi turun sebesar 4 kali. Jadi pada [H 2]
tetap maka laju reaksi berbanding lurus dengan kwadrat [NO]. Jadi laju reaksi (V) ≈ k [NO]2
Maka untuk reaksi stoikhiometris ; 2 NO + 2 H 2 → 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
−5
k=
3,2 x 10
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.
Contoh soal 3. 4
Untuk reaksi : S2O82- + 3I - → 2SO42- + I3- , diperoleh data sebagai
berikut
Perc
Konsentrasi
Laju reaksi
Laju Reaksi – N. Marpaung
e-mail : n.marpaung@yahoo.co.id
o
S2O82- (M)
I – (M)
(v)
baan
M det-1
1
0,038
0,060
1,4 x 10-5
2
0,076
0,060
2,8 x 10-5
3
0,076
0,030
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 :
v2
v1
=
k2
k1
.
−5
2,8 x 10
1,4 x 10−5
=
[
( S 2 O 82− )II
( S 2 O 82− )I
k2
k1
2 = 2x . 1Y
(S2O82-)
x
( I − )II
(I − )I
] [ ]
x
0,076
X [ 0,038 ]
y
0,060
[ 0,060 ]
X
y
x
X = 1 Jadi reaksi merupakan orde pertama terhadap
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 :
v2
v3
k2
k3
=
−5
2,8x 10
1,4 x 10−5
.
[
( S2 O 8 2− )II
( S 2 O 82− )III
k2
k3
[
x
( I − )II
( I − )III
] [ ]
( 0 ,076 )
( 0 ,076 )
.
x
] [
y
( 0,060 )
( 0,030 )
]
y
=
2 = 1x . 2y ↔ y = 1
Orde reaksi total (x + y ) adalah : ( 1 + 1 ) = 2
Contoh soal 3. 5
55.
Suatu percobaan tentang laju reaksi yang dilakukan terhadap reaksi : 2P +
Q → P2Q diperoleh data sebagai berikut :
Percobaan
[P] (mol
[Q] (mol
ke
L-1)
L-1)
1
0,10
0,01
2
0,10
0,02
3
0,20
0,03
Tentukan : a. Orde reaksi terhadap P
b. Orde reaksi terhadap Q
c. Orde reaksi total
Ingat.. V = 1/T
d. Persamaan Laju reaksi
Waktu
(det)
7,2
1,8
0,2
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 =
sehingga tabel di atas dapat kita buat menjadi :
1
dt
),
Percobaan
[P] (mol
[Q] (mol V ( 1/det )
ke
L-1)
L-1)
1
0,10
0,01
1/7,2
2
0,10
0,02
1/1,8
3
0,20
0,03
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
v1
v2
0,10
0,10
k1
k2
=
x
x
[ ] [ ]
(P )( 1)
(Q )( 1)
( P )( 2)
0,1
0,2
[ ] [ ]
1
18
[ 2]
72
y
y
y
1/7,2
1/1,8
(Q )( 2)
1
4
1
2
[]
=
k1
k2
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
v2
v3
0,10
0,20
k2
k3
=
x
0,02
0,03
y
x
[ ] [ ]
(P )2
( P )3
[ ] [ ]
1
2
2
[ 2] [ 3]
18
( harga y = 2 )
x
(Q )2
(Q )3
y
1/1,8
1/0,2
2
1
9
=
1
2
[]
x
2.
=
1
9
x
9
4
1
2
[]
x
=
=
1
4
1
2
x
=
k2
k3
4
9
[] []
maka x =
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.
V
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 A0 = k
A
Orde satu
V
A
Orde dua
V
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 A1 = k A
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 A2
A
Orde reaksi -2
V
Laju Reaksi – N. Marpaung
A
Pada reaksi orde negatif dua, persamaan laju reakasi
berbanding terbalik dengan kuadrat konsentrasi zat
e-mail : n.marpaung@yahoo.co.id
Persamaan laju reaksi : v = k
1
2
[ A]
Orde reaksi ½
V
A
Orde reaksi setengah merupakan kebalikan dari reaksi orde
dua, dimana harga laju reaksi merupakan akar dari
konsentrasi zat
Persamaan laju reaksi : v = k A½
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
1
2
3
4
5
6
Konsentrasi awal ( mol/L )
NO
H2
6 x 10-3
1 x 10-3
-3
6 x 10
2 x 10-3
-3
6 x 10
3 x 10-3
-3
1 x 10
6 x 10-3
2 x 10-3
6 x 10-3
-3
3 x 10
6 x 10-3
Laju reaksi awal gas N 2 yang
dihasilkan dalam M/dtk
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 :
−Ea/RT
k=A e
, persamaan ini dapat diubah dengan mengalikan logaritma natural (ln) di
kedua sisi, sehingga diperoleh :
ln k = ln A-
Ea
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
Laju Reaksi – N. Marpaung
e-mail : n.marpaung@yahoo.co.id
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
Anorgani
k
Katalis
Organik
katalis
Kegunaan
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)
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 A 2 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 Cl 2 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.
Semakin besar dan semakin rumit molekul yang bertumbukan makin kecil faktor sterik P,
sebab semakin sedikit fraksi tumbukan efektif yang menghasilkan reaksi
Laju Reaksi – N. Marpaung
e-mail : n.marpaung@yahoo.co.id
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 Kinetik
Energi minimum untuk
Tumbukan Efektif
Pada suhu yang lebih tinggi distribusi
energi melebar . Energi kinetik molekul rata-rata meningkat dan lebih
banyak molekulyang memiliki energi
lebih besare dari energi aktivasi
Rata-rata
Energi Kinetik
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 dinamakan 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
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 O 2 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 O 2.
Hal ini berarti reaksi di atas harus berlangsung dalam beberapa tahap dan diperkirakan
tahap-tahapnya adalah :
Tahap 1:
Tahap 2:
Tahap 3:
HBr + O2 HOOBr
HBr + HOOBr 2HOBr
HBr + HOBr H2O + Br2) x 2
(lambat)
(cepat)
(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.
Jadi laju = k[HBr][O2]
Laju Reaksi – N. Marpaung
e-mail : n.marpaung@yahoo.co.id
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.
Laju Reaksi – N. Marpaung
e-mail : n.marpaung@yahoo.co.id
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
Ko
ns
en
tra
si
waktu
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
Untuk reaksi : A + 2B → 3C + 4D
Berlaku :
Laju berkurangnya B = 2 x laju berkurangnya A
Laju berkurangnya A :
jadi untuk reaksi : A + 2 B → 3 C + 4 D dapat dinyatakan :
=½ kali laju berkurangnya B
= 1/3 kali laju bertambahya C
Laju Reaksi = - laju berkurangnya konsentrasi A
1
= ¼ kali laju bertambahnya D
2
=laju berkurangnya konsentrasi B
Laju
berkurangnya B :
1
=
2
kali laju berkurangnya A
= + 3 laju bertambahnya konsentrasi C
1
= 2/3 kali laju bertambahnya C
= + 4 laju bertambahnya konsentrasi D
= 2/4 kali laju bertambahnya D
atau :
Laju pembentukan C :
Δ[ A ]
1 Δ[ B ]
1 Δ[C ]
1 Δ [ D ]= 3 kali laju berkurangnya A
2
3
4 Δt = 3/2 kali laju berkurangnya B
VA = - Δt
,
VB = - Δt
, VC = + Δt
, VD = +
= ¾ kali laju bertambahmya D
atau dapat ditulis :
Laju pembentukan D :
Δ[ A ] 1 Δ[ B] 1 Δ[ C ] 1 Δ[ D ]
= 4 kali laju berkurangnya A
=2
=3
=4
= 4/2 kali laju berkurangnya B
Δt
Δt
Δt
Δt
= 4/3 kali laju bertambahnya C
Laju Reaksi – N. Marpaung
e-mail : n.marpaung@yahoo.co.id
sehingga :
VA : VB : VC : VD = 1 : 2 : 3 : 4
Secara Umum untuk Reaksi : p A + q B → r C + s D
berlaku :
VA = -
1 Δ[A]
p Δt
Sehingga :
Contoh soal 3.: 1
, VB =
1 Δ [ B]
q Δt
, VC =
1 Δ [C ]
r Δt ,
dan VD =
1 Δ[ D ]
s Δt .
VA : VB : VC : VD = p : q : r : s
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 =
1
2
1
2
x VH2O
=
x 0,2 M det-1
= 0.1 M det-1
Contoh soal 3. 2
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
2,4 g
Ar Mg = 24
= 0,1 mol
mol
L
[Mg] yang bereaksi =
Δt = 2 x 60 det = 120 det
VMg =
Contoh soal 3. 3
=
0,1
0,05 = 2
Satuan laju reaksi
kan.. M / det ...??
M
Δ [ Mg ] 2 M
=
= 0,0167 Mdet−1
Δt
120 det
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
0,2
2
2
0,4
4
3
0,8
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
Δ [ XY 3 ]
Δt
0,2 M
= 0,00167 Mdet−1
120 det
V XY3 = +
=
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
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.
d[ A]
= k [ A] ,
dt
Menurut persamaan diferensial : sehingga untuk reaksi : pA + qB → rC + sD
x
y
berlaku : V =
k [ A] [B]
suhu
= Tetapan laju reaksi, harga
dan katalis
k
[ A]
[B]
x
(
y
x
dimana
dan
k
-
d[B]
= k [ B]
dt
bersifat khas dan hanya bergantung pada
= konsentrasi molar zat A
= konsentrasi molar zat B
= orde (tingkat) reaksi terhadap A
= orde (tingkat) reaksi terhadap B
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
y=2
x=2
,
reaksi merupakan reaksi orde ke dua terhadap zat A, dan jika
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
x = p dan y = q, maka reaksi seperti ini disebut
dengan koefisien reaksinya, artinya
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
1
2
3
4
5
4
4
4
2
1
[ NO ]
[H 2 ]
(M)
(M)
x
x
x
x
x
10-2
10-2
10-2
10-2
10-2
1,5
3,0
6,0
6,0
6,0
x
x
x
x
x
10-2
10-2
10-2
10-2
10-2
Laju reaksi
M det-1
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 [H 2] 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 H 2 dibuat tetap, sedangkan konsentrasi NO diturunkan/
diperkecil sebesar dua kali dari semula, ternyata laju reaksi turun sebesar 4 kali. Jadi pada [H 2]
tetap maka laju reaksi berbanding lurus dengan kwadrat [NO]. Jadi laju reaksi (V) ≈ k [NO]2
Maka untuk reaksi stoikhiometris ; 2 NO + 2 H 2 → 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
−5
k=
3,2 x 10
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.
Contoh soal 3. 4
Untuk reaksi : S2O82- + 3I - → 2SO42- + I3- , diperoleh data sebagai
berikut
Perc
Konsentrasi
Laju reaksi
Laju Reaksi – N. Marpaung
e-mail : n.marpaung@yahoo.co.id
o
S2O82- (M)
I – (M)
(v)
baan
M det-1
1
0,038
0,060
1,4 x 10-5
2
0,076
0,060
2,8 x 10-5
3
0,076
0,030
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 :
v2
v1
=
k2
k1
.
−5
2,8 x 10
1,4 x 10−5
=
[
( S 2 O 82− )II
( S 2 O 82− )I
k2
k1
2 = 2x . 1Y
(S2O82-)
x
( I − )II
(I − )I
] [ ]
x
0,076
X [ 0,038 ]
y
0,060
[ 0,060 ]
X
y
x
X = 1 Jadi reaksi merupakan orde pertama terhadap
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 :
v2
v3
k2
k3
=
−5
2,8x 10
1,4 x 10−5
.
[
( S2 O 8 2− )II
( S 2 O 82− )III
k2
k3
[
x
( I − )II
( I − )III
] [ ]
( 0 ,076 )
( 0 ,076 )
.
x
] [
y
( 0,060 )
( 0,030 )
]
y
=
2 = 1x . 2y ↔ y = 1
Orde reaksi total (x + y ) adalah : ( 1 + 1 ) = 2
Contoh soal 3. 5
55.
Suatu percobaan tentang laju reaksi yang dilakukan terhadap reaksi : 2P +
Q → P2Q diperoleh data sebagai berikut :
Percobaan
[P] (mol
[Q] (mol
ke
L-1)
L-1)
1
0,10
0,01
2
0,10
0,02
3
0,20
0,03
Tentukan : a. Orde reaksi terhadap P
b. Orde reaksi terhadap Q
c. Orde reaksi total
Ingat.. V = 1/T
d. Persamaan Laju reaksi
Waktu
(det)
7,2
1,8
0,2
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 =
sehingga tabel di atas dapat kita buat menjadi :
1
dt
),
Percobaan
[P] (mol
[Q] (mol V ( 1/det )
ke
L-1)
L-1)
1
0,10
0,01
1/7,2
2
0,10
0,02
1/1,8
3
0,20
0,03
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
v1
v2
0,10
0,10
k1
k2
=
x
x
[ ] [ ]
(P )( 1)
(Q )( 1)
( P )( 2)
0,1
0,2
[ ] [ ]
1
18
[ 2]
72
y
y
y
1/7,2
1/1,8
(Q )( 2)
1
4
1
2
[]
=
k1
k2
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
v2
v3
0,10
0,20
k2
k3
=
x
0,02
0,03
y
x
[ ] [ ]
(P )2
( P )3
[ ] [ ]
1
2
2
[ 2] [ 3]
18
( harga y = 2 )
x
(Q )2
(Q )3
y
1/1,8
1/0,2
2
1
9
=
1
2
[]
x
2.
=
1
9
x
9
4
1
2
[]
x
=
=
1
4
1
2
x
=
k2
k3
4
9
[] []
maka x =
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.
V
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 A0 = k
A
Orde satu
V
A
Orde dua
V
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 A1 = k A
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 A2
A
Orde reaksi -2
V
Laju Reaksi – N. Marpaung
A
Pada reaksi orde negatif dua, persamaan laju reakasi
berbanding terbalik dengan kuadrat konsentrasi zat
e-mail : n.marpaung@yahoo.co.id
Persamaan laju reaksi : v = k
1
2
[ A]
Orde reaksi ½
V
A
Orde reaksi setengah merupakan kebalikan dari reaksi orde
dua, dimana harga laju reaksi merupakan akar dari
konsentrasi zat
Persamaan laju reaksi : v = k A½
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
1
2
3
4
5
6
Konsentrasi awal ( mol/L )
NO
H2
6 x 10-3
1 x 10-3
-3
6 x 10
2 x 10-3
-3
6 x 10
3 x 10-3
-3
1 x 10
6 x 10-3
2 x 10-3
6 x 10-3
-3
3 x 10
6 x 10-3
Laju reaksi awal gas N 2 yang
dihasilkan dalam M/dtk
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 :
−Ea/RT
k=A e
, persamaan ini dapat diubah dengan mengalikan logaritma natural (ln) di
kedua sisi, sehingga diperoleh :
ln k = ln A-
Ea
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
Laju Reaksi – N. Marpaung
e-mail : n.marpaung@yahoo.co.id
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
Anorgani
k
Katalis
Organik
katalis
Kegunaan
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)
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 A 2 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 Cl 2 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.
Semakin besar dan semakin rumit molekul yang bertumbukan makin kecil faktor sterik P,
sebab semakin sedikit fraksi tumbukan efektif yang menghasilkan reaksi
Laju Reaksi – N. Marpaung
e-mail : n.marpaung@yahoo.co.id
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 Kinetik
Energi minimum untuk
Tumbukan Efektif
Pada suhu yang lebih tinggi distribusi
energi melebar . Energi kinetik molekul rata-rata meningkat dan lebih
banyak molekulyang memiliki energi
lebih besare dari energi aktivasi
Rata-rata
Energi Kinetik
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 dinamakan 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
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 O 2 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 O 2.
Hal ini berarti reaksi di atas harus berlangsung dalam beberapa tahap dan diperkirakan
tahap-tahapnya adalah :
Tahap 1:
Tahap 2:
Tahap 3:
HBr + O2 HOOBr
HBr + HOOBr 2HOBr
HBr + HOBr H2O + Br2) x 2
(lambat)
(cepat)
(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.
Jadi laju = k[HBr][O2]
Laju Reaksi – N. Marpaung
e-mail : n.marpaung@yahoo.co.id
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.
Laju Reaksi – N. Marpaung
e-mail : n.marpaung@yahoo.co.id