FAKTOR-FAKTOR YANG MEMPENGARUHI LAJU REAKSI

TEORI LAJU REAKSI

  Secara etimologis laju reaksi dapat diartikan sebagai perubahan konsentrasi pereaksi (reaktan) atau hasil reaksi (produk) dalam satuan waktu. Laju reaksi dapat dinyatakan sebagai laju berkurangnya konsentrasi reaktan atau laju bertambahnya konsentrasi produk.

  Pengetahuan tentang laju reaksi sangat penting dalam penetuan kondisi yang diperlukan untuk membuat suatu produk secara cepat dan ekonomis. Agar suatu reaksi kimia berlangsung, partikel-partikel dari zat yang bereaksi harus bertumbukan satu dengan yang lainnya. Energi kinetik minimum yang harus dimiliki atau yang harus diberikan kepada partikel agar tumbukan mereka menghasilkan reaksi disebut energi pengaktifan (energi aktivasi) dengan lambang E Makin rendah atau kecil E makin mudah suatu reaksi terjadi

  a.

  a, sehingga makin cepat reaksi itu berlangsung.

FAKTOR-FAKTOR YANG MEMPENGARUHI LAJU REAKSI

  1. Konsentrasi Dalam suatu reaksi semakin besar konsentrasi zat reaktan, akan semakin mempercepat laju reaksinya. Dengan bertambahnya konentrasi zat reaktan jumlah partikel- partikel reaktan semakin banyak sehingga peluang untuk bertumbukan semakin besar. Sebagai contoh suatu larutan yang pekat mengandung partikel yang lebih rapat jika dibandingkan dengan larutan yang encer, sehingga lebih mudah dan lebih sering bertumbukan.

  2. Suhu Laju reaksi akan semakin meningkat dengan meningkatnya suhu reaksi. Kenaikan suhu akan menambah energi kinetik molekul-molekul, akibatnya molekul-molekul yang bereaksi menjadi lebih aktif mengadakan tabrakan. Hal ini terjadi karena gerakan-gerakan molekul semakin cepat pada temperatur yang lebih tinggi.

  o

  Berdasarkan penelitian, pada umumnya setiap kenaikan suhu 10 C laju reaksi akan meningkat menjadi dua kali lipat. Secara matematis hubungan laju reaksi dengan suhu reaksi dapat dirumuskan sebagai berikut: V = Laju reaksi yang baru

  ∆T = Kenaikan suhu

  3. Luas permukaan bidang sentuh Pada pembahasan sebelumnya dijelaskan bahwa reaksi kimia terjadi karena tumbukan yang efektif antar partikel zat reaktan. Terjadi tumbukan berarti adanya bidang yang bersentuhan (bidang sentuh).Jika permukaan bidang sentuh semakin luas, akan sering terjadi tumbukan dan menghasilkan zat produk yang semakin banyak sehingga laju reaksi semakin besar. Oleh karena itu untuk meningkatkan laju reaksi salah satu caranya dengan menambah luas permukaan bidang sentuh zat reaktan.

  Untuk menambah luas permukaan bidang sentuh zat reaktan adalah dengan mengubah ukuran zat reaktan menjadi lebih kecil. Misalnya saja kapur dalam bentuk serbuk lebih cepat bereaksi dengan HCl encer, dibandingkan kapur dalam bentuk bongkahan. Kapur dalam bentuk serbuk mempunyai luas permukaan bidang sentuhyang lebih besar dibandingkan dengan kapur berbentuk bongkahan.

  4. Katalis Katalis adalah zat yang dapat mempercepat laju reaksi tetapi tidak mengalami perubahan kimia yang permanen.Dalam skala industri kimia katalis akan mempercepat laju reaksi tanpa menimbulkan produk yang tidak diinginkan. Salah satu eksperimen di laboratorium kimia adalah pembuatan gas O

  2 dengan cara memenaskan kalium klorat

  (KCLO ) menurut reaksi :

  3

  2 KClO + 3O

  3 (s) (s) 2 (g)

  → 2 KCl Jika hanya KClO saja yang dipanaskan, maka gas O lambat terbentuk dan harus

  3

  2

  pada suhu yang cukup tinggi. Tetapi jika sedikit batu kawi (MnO

  2 ) ditambahkan ke dalam

  KClO , baru kemudian dipanaskan, ternyata gas O cepat terbentuk pada suhu yang relatif

  3

  2

  rendah. MnO sama sekali tidak menyumbangkan oksigen sebab gas O yang terbentuk

  2 2 semata-mata berasal dari penguraian KClO .

  3 Pada akhir reaksi MnO 2 tetap ditemukan dalam tabung dengan jumlah yang tidak

  berubah. Contoh penggunaan katalis yang lainnya adalah pada proses kontak (pembuatan asam sulfat) digunakan katalis V O (vanadium) dan pada proses Haber-Bosch ( pembuatan

  2

  5 amonia) digunakan katalis serbuk Fe (besi).

ORDE REAKSI/TINGKAT REAKSI

  Telah kita ketahui bersama bahwa makin besar konsentrasi (kepekatan) suatu larutan, makin besar pula laju reaksinya. Bilangan pangkat eksponensial yang menyatakan bertambahnya laju reaksi akibat naiknya konsentrasi disebutorde reaksi (tingkat reaksi). Harga orde reaksi hanya bisa ditentukan melalui eksperimen atau percobaan. Jika konsentrasi suatu zat dinaikkan sebanyak a kali, dan ternyata laju reaksi

  x

  bertambah sebanyak b kali, maka orde reaksi terhadap zat itu adalah a = b dengan x adalah orde reaksinya. Perhatikan contoh-contoh berikut : a. Jika konsentrasi zat A dinaikkan 2 kali dan laju reaksi meningkat 8 kali maka orde reaksi

  3

  terhadap zat A adalah 3 karena 2 = 8

  b. Jika konsentrasi zat B dinaikkan 3 kali dan laju reaksi meningkat 9

  2

  kali maka orde reaksi terhadap zat B adalah 2 karena 3 = 9

  c. Jika konsentrasi zat C dinaikkan 4 kali dan laju reaksi meningkat 2

  1

  kali, maka orde reaksi terhadap zat C adalah /

  2 karena = 2

  d. Jika konsentrasi zat D dinaikkan 6 kali dan ternyata laju reaksi tetap, maka orde reaksi terhadap zat D adalah 0 D. PERSAMAAN LAJU REAKSI Perhatikan reaksi A + B

  → C + D Laju reaksi ditentukan oleh konsentrasi pereaksi, yaitu konsentrasi A dan konsentrasi B. Persamaan laju reaksinya dapat kita tuliskan sebagai berikut :

  x y

  V=k [A] [B] Keterangan : V = laju reaksi k = tetapan laju reaksi [A] = konsentrasi A [B] = konsentrasi B x = orde reaksi terhadap A y = orde reaksi terhadap B Orde reaksi total = x + y

  Konsentrasi suatu zat dinyatakan dalam satuan molar (M), yaitu jumlah mol zat terlarut

  3

  dalam setiap liter (dm ) larutan. Jika dalam 5 liter larutan terlarut 2 mol zat, maka konsentrasi larutan adalah molar atau 0,4 molar (0,4 M).

  Cara menghitung orde reaksi :

  1. Jika tahap reaksi diketahui atau dapat diamati, maka orde reaksi terhadap masing-masing zat adalah koefisien dari tahap yang paling lambat.

  2. Sebagian besar reaksi kimia sukar diamati tahap-tahapnya sehingga orde reaksi terhadap suatu zat hanya dapat ditentukan melalui eksperimen, yaitu dengan menaikkan konsentrasi zat tersebut sedangkan konsentrasi zat yang lain dibuat tetap. Data eksperimen harus pada suhu tetap untuk mendapatkan harga k yang tetap. Metode mencari orde reaksinya dengan cara membandingkan persamaan laju reaksi.

  Harga k = k dan konsentrasi zat yang sama bisa dicoret. Dengan demikian maka

  1

  2

  perbandingan jumlah konsentrasi zat yang berubah pangkat orde reaksi sama dengan perbandingan laju reaksi.

TEORI TUMBUKAN DAN TEORI KEADAAN TRANSISI

  Teori tumbukan didasarkan pada teori kinetik gas yang mengamati tentang mekanisme suatu reaksi kimia terjadi. Menurut teori tumbukan laju reaksi antara dua jenis molekul A dan B sama dengan jumlah tumbukan (sebanding dengan konsentrasi A dan B) yang terjadi per satuan waktu antara kedua jenis molekul tersebut. Jadi makin besar konsentrasi A dan B akan semakin besar pula jumlah tumbukan yang terjadi. Teori tumbukan ini ternyata memiliki kelemahan, yaitu tidak semua tumbukan menghasilkan reaksi karena hanya tumbukan efektif yang terjadi pada reaktan yang dapat menghasilkan reaksi. Energi yang diperlukan untuk menghasilkan tumbukan yang efektif disebut energi pengaktifan (E a ). Reaksi hanya akan terjadi apabila energi tumbukannya lebih besar atau sama dengan energi pengaktifan. Molekul yang rumit struktur ruangnya menghasilkan tumbukan yang tidak sama jumlahnya dibandingkan dengan molekul yang sederhana

  Teori keadaan transisi atau teori laju absolut kemudian hadir untuk memperbaiki teori tumbukan. Dalam teori ini diandaikan bahwa ada suatu keadaan yang harus dilewati oleh molekul-molekul yang bereaksi sebelum sampai pada keadaan akhir (produk), yaitu keadaan transisi. Mekanisme reaksinya adalah :

• A + B → T → C + D dengan keterangan sebagai berikut : A dan B adalah molekul-molekul reaktan
• T adalah molekul-molekul dalam keadaan transisi C dan D adalah molekul-molekul hasil reaksi Energi pengaktifan merupakan energi yang diperlukan dari keadaan awal sampai dengan keadaan transisi. Hal itu berarti molekul-molekul reaktan harus memiliki energi paling sedikit sebesar energi pengaktifan agar dapat mencapai keadaan transisi intuk selanjutnya akan dihasilkan suatu hasil reaksi (C + D).

Hitung laju reaksi, faktor frekuensi, dan konstanta laju pada 700 K dan 1 atm (1.02325 x 10

  Soal-soal Latihan teori laju reaksi 1.

• 2

5 Nm

• 5
• 1
• 9
• 9
• 27 T/K.

  1 b.

  −23 kg)

  s

  3

  dm

  =92,412X10

  1/2

  )

  (4.1,38 x 10 −

^23T

_K

.700 K) (3,14.127,9x1,667.10

  2

  (

  2

  m)

  =3,14(0,35 x 10

  1/2

  )

  K = d

  (

  (

  =171,794 x 10

  5 Nm

  . Berapakah temperature dimana 0.15 %, 0.25 % dan 0.40 % kolisi bola-boa keras antara molekul-molekul reaktan terjadi dengan energi kinetik yang relative cukup sepanjang garis pusat? 3. Hitunglah konstanta laju untuk reaksi berikut pada 300 K dan 1 atm ( 1.103 x 10

  Energi pengaktivasi untuk suatu reaksi bimolekuler A + B2  AB + B adalah 20.90 kj mol

  s

  3

  m

  . e

  4

  s

  3

  dm

  =92,412X10

  e

  1/2

  )

  4

  2

  ) untuk penguraian hydrogen iodida jika garis tengah kolisinya dianggap sampai 0.35 nm. Energi pengaktivasi ialah 184 kj/mol Diket : T = 700 K

  2KI H

  4

  (

  2

  r = d(H)

  2

  2 + I

  c. K jawab : a.

  1/2

  b. A

  Dit : a. r

  m Ea = 184 kj/mol

  d = 0,35 Nm= 0,35 x 10

  Nm

  P = 1,02325 x 10

  )

  ( )

  A = d

  (1,0325 x 10

  s-

  37

  =1,03686 x10

  1/2

  700 K)

  5 Nm/1,38x10

  1/2

  2

  )

  −23 kg)

  (4.1,38 x 10 −

^23T

_K

.700 K) (3,14.127,9x1,667.10

  (

  2

  m)

  = 3,14(0,35 x 10

• 9
• 15
• 1 c.
• Ea/RT
• 15
• 1
• 184 kj/mol/8,314/kmol.700K
• 32
• 1 2.
• 1
• 2

  2NO

  2NO + O

  2

  2 NO+ Cl NOCl + Cl

  2 Garis tengah bulatan keras untuk reaktan di atas adalah ClO (0.18 nm), NO2 ( 0.19

  nm), NO (0.14 nm) dan Cl

  2 ( 0.24 nm), sedangkan energy pengaktivasi untuk reaksi-

  reaksi di atas adalah 10.45 kj/mol , 111.19 kj/mol, dan 84.86 kj/mol Jawab:

  a. + O

  2

2 ClO + ClO Cl

  4 2 1/2 − / k = ( ) .

  d _{10 ,45 8,314}

  −23 / 4,138

• 9

  2 1/2 .300

  10 300 − k = 3,14 (0,18 x 10 m) ( ) .

  −27 3,14 87 1,667.10

  3 -1 −21

  k = 9,3176 x 10 m s

  4 2 1/2 − / b. ( ) .

  k = d _{111 ,19 8,314}

  −23 / 4,138

• 9 2 1/2 10 300 .300 − = 3,14 (0,1 x 10 m) ( ) .

  −27 3,14 92 1,667.10

  3 -1 −39

  = 3,706 x 10 m s

  8 2 1/2

• 2 − / c. ( ) .

  NO-Cl2

  k = d

  2

• 9

  2

  = 3,14 (1/2 (0,14+0,24) x _{84860 8,314} 10 m)

  8,139 .300 10−23 30 1,667 10−27 +71 1,667 10−27 1/2 .300

  −

  ( ) .

  3,14

  30 1,667 10−27 71 1,667 10−27

  4. Teori laju absolut menghubungkan ketergantungan dari faktor frekuensi terhadap temperature (A~Tn). Hitung harga eksponen n untuk reaksi berikut : Reaktan reaktan kompleks teraktivasi A + B AB a atom + atom linear b atom + molekul linear linear c atom + molekul non linear non linear d molekul linear + molekul linear non linear n qAqB

  3

  = kt x ft x fv x fr

  3

  3

  n ft x ft

  2

  = kt x fv x fr

  3

  n ft

  1/2

  2

  = kt x T (T )

  ½ 3-1

  n (T )

  1/2

  A = k - T n

  ½

  = T  n = ½ b.

  A = kt x qAB n qAqB

  3

  3

  2

  = kt x ft x fv x fr

  3

  3

  2

  n ft x ft x fv x fr

  2

  = kt x fv

  3

  2

  n ft x fv

  2

  = kt x ( T )

  ½

  3

  n (T ) A = kT - 1

  1/2

  3

  n (T )

  1/2

  3

  = kT/ n (T )

  3/2

   n = 3/2 = T 5.

  Jika dianggap bahwa harga fungsi partisi translasi, rotasi, dan vibrasi untuk sistem- sistem yang berbeda adalah sama, hitung harga faktor pra-eksponensial untuk

  13

  masing-masing reaksi pada soal no.4 diatas, jika harga kT/h = 10 detik-1. Hitung

  12 -1 faktor ruang (P) jika teori koisi memberikan harga umtuk A sebagai 10 dm3 detik .

  Jika diketahui q trans = 108, q rot = 10 dan q vib = 1 6. Teori Arrhenius menganggap bahwa fajtor frekuensi adalah konstan, tidak terga ntung pada temperature, sedangkan teori koisi meramalkan ketergantungan faktor diabaikannya temperatur tersebut. Garis tengah kolisi o = 0.4 nm, M = 150 g/mol dan Ea = 100 kj/mol. Perhatikanlah kisaran temperature 200 C sampai 400 C