5 Kinetika Reaksi Kimia (1)

 
 

5 Kinetika Reaksi Kimia

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 
melepaskan  energi  ini  dinamakan  reaksi  eksotermis  dan  berlangsung  spontan.  Sedangkan 

66 

 

 
 

5 Kinetika Reaksi Kimia

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. Reaksi orde ketiga, irreversibel 
67 

 

 
 

5 Kinetika Reaksi Kimia

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 = ‐rA = ‐rB = +rAB, 
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 
reaksi.Dengan  demikian  laju  reaksi  akan  sebanding  dengan  laju  tumbukan  efektif  (dalam 
68 

 

 
 

5 Kinetika Reaksi Kimia

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 = ‐rA = ‐rB = +rAB = ‐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). 
 
A‐‐‐‐B
 
 

Ei 

Ea 

A  + B 

 
DE 

 
 

Ef 

AB

Gambar 5.1 Proses tumbukan efektif dan profil energi aktivasi, pada reaksi eksotermis 
69 

 

 
 

5 Kinetika Reaksi Kimia

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 
A‐‐‐‐B

 

Ea1 

                                                              Reaksi dengan katalis 
A  + B 
Ei 

Ea2 

 
 

 

DE 
Ef 

AB

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 
70 

 

 
 

5 Kinetika Reaksi Kimia

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) 
 
 
 
 (reaksi tahap 2, sangat cepat) 
I‐ + I‐   Æ I2 + 2 e 
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 = ‐rNO2 = ‐k[NO2] 
merupakan  reaksi  orde  pertama.  Demikian  juga  dengan  reaksi  antara  ion  iodida  dengan 
peroksidisulfat,  laju  reaksinya,‐tergantung  pada  efektifitas  tumbukan  1  molekul 
peroksidisulfat dan 1 molekul iodida dalam tiap reaksinya‐, adalah: 

71 

 

 
 

5 Kinetika Reaksi Kimia

r = −rS O 2− = −rI − = −k[ S 2O8 ] × [ I − ]  
2−

2

8

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 (Ci, 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: 

rA = + f(T,P,katalis) f (Ci) 
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 
berjalan lebih cepat kearah produk sesuai dengan persamaan laju reaksi yang didapatkan 

72