Mata Kuliah : Kapita Selekta Kimia
MODUL PEMBELAJARAN
LAJU REAKSI
Disusun Oleh: KELOMPOK 5
MURNIYATI
(4151131027)
NURMIAN SARI PURBA
(4152131011) (4152131011)
JURUSAN KIMIA FAKULTAS MATEMATIKA DAN ILMU PENGETAHUAN ALAM
UNIVERSITAS NEGERI MEDAN 2018
A.
LAJU REAKSI Reaksi kimia berjalan pada tingkat yang berbeda. Beberapa diantaranya berjalan
sangat lambat, misalnya penghancuran kaleng aluminium oleh udara atau penghancuran botol plastik oleh sinar matahari yang memerlukan waktu bertahun-tahun bahkan berabad-abad. Beberapa reaksi lain berjalan sangat cepat misalnya nitrogliserin yang mudah meledak. Selain itu beberapa reaksi dapat berjalan cepat atau lambat bergantung pada kondisinya, misalnya besi mudah berkarat pada kondisi lembab, tetapi di lingkungan yang kering, misalnya di gurun besi berkarat cukup lambat.
(a)
(b)
Gambar 1 Perkaratan besi merupakan contoh reaksi lambat (a) sedangkan ledakan merupakan contoh reaksi cepat (b).
1.
Pengertian Laju Reaksi
Laju menyatakan seberapa cepat atau seberapa lambat suatu proses berlangsung. Laju atau kecepatan didefinisikan sebagai jumlah suatu perubahan tiap satuan waktu. Satuan waktu dapat berupa detik, menit, jam, hari atau tahun. Kecepatan (v) =
∆ ∆
Bagaimanakah cara menyatakan laju dari suatu reaksi? Dalam reaksi kimia, perubahan yang dimaksud adalah perubahan konsentrasi pereaksi atau produk. Seiring dengan bertambahnya waktu reaksi, maka jumlah zat pereaksi akan makin sedikit, sedangkan produk makin banyak. Laju reaksi dinyatakan sebagai berkurangnya jumlah konsentrasi pereaksi atau bertambahnya jumlah konsentrasi produk untuk setiap satuan waktu. Satuan konsentrasi yang digunakan adalah molaritas (M) atau mol per liter (mol. L -1). Satuan waktu
yang digunakan biasanya detik (dt). Sehingga laju reaksi mempunyai satuan molaritas per detik ( M / detik atau mol / L.detik )
= ∆[] = ℎ ℎ ∆
Gambar 2 Laju reaksi A → B, ditunjukkan dengan berkurangnya molekul A dan bertambahnya molekul B dalam satu satuan waktu. maka : Laju reaksi ( v ) =
[ A] t
atau v =
[ B ] t
Pendefinisian laju reaksi lebih lanjut dapat kita perhatikan pada persamaan stoikiometri berikut. a A + b B → c C + d D Bila laju reaksi diungkapkan sebagai berkurangnya pereaksi A atau B dan bertambahnya produk C atau D tiap satuan waktu, maka persamaan lajunya adalah
∆[] = ∆[] = ∆[∆ ] = ∆[] = ∆ ∆ ∆ Keterangan : Tanda minus (-) menunjukkan konsentrasi pereaksi makin berkurang, tanda positip (+) menunjukkan konsentrasi produk makin bertambah dan ∆ menunjukkan perubahan konsentrasi pereaksi atau produk. Sebagai contoh, untuk reaksi: 2H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (l)
Laju reaksinya dapat dinyatakan sebagai laju berkurangnya konsentrasi H 2 dan O2 atau laju bertambahnya H2O, dan ditulis:
= ∆∆[] ] = ∆[ ∆ = ∆[∆] 2.
Hubungan Laju Reaksi dan Koefisien Reaksi
Dalam suatu reaksi kimia, laju reaksi suatu zat berbanding lurus dengan perbandingan koefisien suatu zat. Untuk reaksi pA + qB → r C + sD laju reaksi (v) dapat dinyatakan sebagai
−∆[] , −∆[] , ∆[] atau ∆[] . ∆ ∆ ∆ ∆
Contoh pada reaksi : 2H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (l) Sesuai dengan persamaan reaksi diatas, setiap 2 mol H 2 yang bereaksi (habis), maka bereaksi pula 1 mol O2. Artinya laju berkurangnya H 2 adalah dua kali laju berkurangnya O 2. Oleh karena itu, laju reaksi dinyatakan sebagai berikut.
∆[] = 2 ∆[] 1 ∆[] = ∆[] ∆ ∆ 2 ∆ ∆ = 12 ∆[∆] = ∆[∆] = 12 ∆[∆] 3.
Persamaan Laju Reaksi dan Orde Reaksi
a. Persamaan Laju Reaksi
Persamaan yang menghubungkan antara reaksi dan konsentrasi reaktan dengan konstanta laju dapat dituliskan dalam bentuk persamaan reaksi persamaan laju reaksi . Persamaan ini hanya dapat dinyatakan berdasarkan data hasil percobaan. Berdasarkan data tersebut ,dapat ditentukan orde reaksi dan konstanta laju reaksi. Persamaan laju reaksi dapat dituliskan sebagai konsentrasi awal setiap zat, dipangkatkan orde reaksinya. Orde reaksi bukanlah koefisien reaksi (walaupun keduanya mungkin memiliki nilai yang sama). Perhatikan persamaan reaksi berikut :
pA + qB → r C + sD Dimana A dan B adalah pereaksi, C dan D adalah produk dan a,b,c,d adalah koefisien penyetaraan reaksi, maka hukum lajunya dapat dituliskan sebagai berikut: Laju reaksi
= [ ][]
dengan, k
= tetapan laju, dipengaruhi suhu dan katalis (jika ada)
x
= orde (tingkat) reaksi terhadap pereaksi A
y
= orde (tingkat) reaksi terhadap pereaksi B
[A],[B] = konsentrasi pereaksi A dan pereaksi B (M)
= laju reaksi (M s-1)
Pangkat x dan y ditentukan dari data eksperimen, biasanya harganya kecil dan tidak selalu sama dengan koefisien p dan q. Semakin besar harga
‘k ’ reaksi
akan berlangsung lebih
cepat. Kenaikan suhu dan penggunaan katalis umumnya memperbesar harga k. Secara formal hukum laju adalah persamaan yang menyatakan laju reaksi v sebagai fungsi dari konsentrasi semua komponen spesies yang menentukan laju reaksi.
b. Orde Reaksi
Salah satu faktor yang dapat mempercepat laju reaksi adalah konsentrasi, namun seberapa cepat hal ini terjadi? Menemukan orde reaksi merupakan salah satu cara memperkirakan seberapa besar konsentrasi zat pereaksi mempengaruhi laju reaksi tertentu. Orde reaksi atau tingkat reaksi terhadap suatu komponen merupakan pangkat dari
konsentrasi komponen tersebut dalam hukum laju. Sebagai contoh,
= [ ][] , bila
x=1 kita katakan bahwa reaksi tersebut adalah orde pertama terhadap A. Jika y=3, reaksi tersebut orde ketiga terhadap B. Orde total adalah jumlah orde semua komponen dalam persamaan laju: n + m + ... Pangkat x dan y ditentukan dari data eksperimen, biasanya harganya kecil dan tidak selalu sama dengan koefisien p dan q. Hal ini berarti, tidak ada hubungan antara jumlah pereaksi dan koefisien reaksi dengan orde reaksi. Secara garis besar, beberapa macam orde reaksi diuraikan sebagai berikut: 1. Reaksi Orde Nol
Reaksi dikatakan berorde nol terhadap salah satu pereaksinya apabila perubahan konsentrasi pereaksi tersebut tidak mempengaruhi laju reaksi. Artinya, asalkan terdapat
dalam jumlah tertentu, perubahan konsentrasi pereaksi itu tidak mempengaruhi laju reaksi. Contohnya pada persamaan reaksi :
2 → + 3 Oleh karena itu, persamaan laju dapat dinyatakan dengan = [ ] . Artinya, laju reaksi tidak bergantung pada konsentrasi . Hal ini dapat digambarkan pada grafik reaksi orde nol pada gambar berikut :
2. Reaksi Orde Satu
Apabila besarnya laju reaksi berbanding lurus dengan besarnya konsentrasi pereaksi maka reaksi kimia tersebut dikatakan memiliki orde satu. Contohnya pada persamaan reaksi :
2 →2 + Maka persamaan lajunya dapat dinyatakan dengan :
= []
Artinya, jika konsentrasi pereaksi
dinaikkan dua kali dari konsentrasi semula maka laju
reaksi akan meningkat dua kali semula. Hal ini dapat digambarkan pada grafik reaksi orde satu pada gambar berikut :
3. Reaksi Orde Dua
Apabila besarnya laju reaksi merupakan pangkat dua dari peningkatan konsentrasi pereaksi maka reaksi kimia tersebut dikatakan memiliki orde dua.
Contohnya pada persamaan reaksi :
2 → + Maka persamaan lajunya dapat dinyatakan dengan :
= [] Artinya, jika konsentrasi pereaksi HI dinaikkan dua kali semula maka laju reaksi akan meningkat empat kali semula. Hal ini dapat digambarkan pada grafik reaksi orde satu pada gambar berikut :
4.
Penentuan Orde Reaksi dan Persamaan Laju Reaksi Berdasarkan Data Percobaan
Pengaruh konsentrasi terhadap laju reaksi secara kuantitatif hanya dapat diketahui dari hasil eksperimen. Sebagai contoh, penentuan persamaan laju dengan metode laju awal. Mari kita perhatikan reaksi antara hidrogen (gas) dengan nitrogen mono oksida (gas) yang secara kinetika dapat diamati dari perubahan tekanan campuran yang berkurang, karena empat molekul pereaksi menghasilkan tiga molekul produk menurut reaksi. Contoh soal 1
2H2 (g) + 2 NO
(g)
→ 2 H2O (g) + N2 (g)
Dari reaksi pada suhu 800 0C diperoleh data sebagai berikut: Tabel 2. Laju reaksi NO dan H2 pada suhu Eksperimen
Konsentrasi molar awal
Laju awal
NO
H2
1
0,006
0,001
0,025
2
0,006
0,002
0,050
3
0,006
0,003
0,075
4
0,001
0,009
0,0063
5
0,002
0,009
0,025
6
0,003
0,009
0,056
Dari data eksperimen 1 dan 2 terlihat, bahwa pada konsentrasi NO konstan (0,006M), jika konsentrasi H2 dilipat duakan, laju reaksi juga naik dua kali lipat. Bila konsentrasi H2 dinaikan tiga kali, laju reaksi juga bertambah menjadi tiga kali lipat (eksperimen 1 dan 3). Dengan demikian, perubahan laju semata-mata disebabkan oleh perubahan konsentrasi H2. Eksperimen 4, 5, dan 6 menunjukkan bahwa pada konsentrasi H2 konstan (0,009M), jika konsentrasi NO dinaikan dua kali dan tiga kali lipat, maka laju reaksi naik menjadi empat kali dan sembilan kali lebih besar. Jadi, perubahan laju reaksi semata-mata disebabkan perubahan konsentrasi NO. Bagaimana cara menentukan persamaan laju reaksi dari datapercobaan di atas? Dari persamaan reaksi 2H2 (g) + 2 NO
(g)
→ 2 H2O (g) + N2 (g) dapat ditulis persamaan lajunya
sebagai:
= [] [] Orde reaksi terhadap H2, yaitu x dapat ditentukan dengan membandingkan percobaan 1 dan 2, atau percobaan 2 dan 3, atau percobaan 1 dan 3:
= (0,002) (0,006) = 0,050 0,001 0,006 0,025 2 = 2 =1 Jadi, laju reaksi sebanding dengan konsentrasi H 2 pangkat satu. Orde reaksi terhadap H 2 = 1
Orde reaksi terhadap NO, yaitu y dapat ditentukan dengan membandingkan percobaan 4 dan 5, atau percobaan 4 dan 6, atau percobaan 5 dan 6:
= ,9 , = , ,9 , ,
2 = 4 =2
Jadi, laju reaksi sebanding dengan konsentrasi NO pangkat dua. Orde reaksi t erhadap NO= 2. Secara matematis, persamaan laju reaksi dapat dituliskan:
= [][] Contoh soal 2
Gas nitrogen monoksida dan gas brom bereaksi pada 0 0 C menurut persamaan reaksi 2NO (g) + Br 2(g) → 2NOBr (g)
Laju reaksinya diikuti dengan mengukur pertambahan konsentrasi NOBr dan diperoleh data sebagai berikut: Percobaan
[NO] M
[Br2] M
ke
Kecepatan awal pembentukan NOBr (M detik-1)
1
0,1
0,1
1,2 x 10-3
2
0,1
0,2
2,4 x 10-3
3
0,2
0,1
4,8 x 10-3
4
0,3
0,1
1,08 x 10 -4
Tentukan: a. Orde reaksi terhadap gas NO b. Orde reaksi terhadap gas Br 2 c. Orde reaksi total d. Rumus laju reaksinya e. Tetapan kecepatan laju reaksi Penyelesaian :
= [] []
a.
Pada percobaan ke 1 dan 3, [Br 2] tetap; 2x = 4 , maka x = 2 Orde reaksi terhadap gas NO = 2
b. Pada percobaan ke 1 dan 2, [NO] tetap; 2y = 2, maka y = 1 Orde reaksi terhadap gas Br 2 = 1 c. Orde reaksi total = 2 + 1 = 3 d. Rumus laju reaksi 2NO (g) + Br 2(g) → 2NOBr (g)
= [] [] e. Pada percobaan ke 1
= [] [] − 1,2 ×10− − 1,2 ×10 = [] [] = 0,1 0,1 = 10−− = 1,2 −−
B. TEORI TUMBUKAN Suatu zat dapat bereaksi dengan zat lain jika partikel-partikelnya saling bertumbukan. Tumbukan yang terjadi akan menghasilkan energi untuk memulai terjadinya reaksi. Terjadinya tumbukan tersebut disebabkan karena partikel-partikel zat selalu bergerak dengan arah yang tidak teratur. Tumbukan antar partikel yang bereaksi tidak selalu menghasilkan reaksi. Hanya tumbukan yang menghasilkan energi yang cukup serta arah tumbukan yang tepat, yang dapat menghasilkan reaksi. Tumbukan seperti ini disebut tumbukan yang efektif. Jadi, laju reaksi tergantung pada 3 hal : a.
Frekuensi tumbukan
b.
Energi partikel reaktan
c.
Arah tumbukan
Tidak semua tumbukan terjadi walaupun orientasi molekulnya tepat karena partikel partikel memerlukan suatu energi minimum untuk bereaksi. Energi minimum yang harus dimiliki oleh partikel reaktan, sehingga menghasilkan tumbukan yang efektif disebut energi pengaktifan atau energi aktivasi ( Ea ) .Semua reaksi, baik eksoterm maupun endoterm
memerlukan Ea. Reaksi yang dapat berlangsung pada suhu rendah berarti memiliki Ea yang rendah. Sebaliknya, reaksi yang dapat berlangsung pada suhu yang tinggi, berarti memiliki Ea yang tinggi. Ea ditafsirkan sebagai energi penghalang ( barrier ) antara reaktan dengan produk. Reaktan harus didorong agar dapat melewati energi penghalang tersebut sehingga dapat berubah menjadi produk.
Energi
Ea
P
Produk
H R
Reaktan
Reaksi Endoterm
Jalan reaksi
1.
Energi aktivasi
Kita telah mengetahui bahwa zat-zat di alam ini terdiri atas partikel-partikel (atom, molekul atau ion). Secara teoritis, partikel-partikel suatu zat selalu bergerak secara acak atau tidak teratur. Selain itu, kita uga telah mengetahui bahwa suatu zat dapat bereaksi dengan zat lain yang akan membentuk zat baru. Bagaimana hubungan gerakan partikel-partikel zat dengan reaksi kimia zat tersebut? Alasan bagaimana zat-zat dapat mengalami reaksi kimia dapat dijelaskan dengan menggunakan teori tumbukan. Menurut teori tumbukan tersebut ketika dua buah zat kimia bereaksi, maka partikel-partikelnya harus bertumbukan satu sama lain dengan energi yang cukup untuk berlangsungnya reaksi tersebut. Dengan kata lain, agar suatu reaksi kimia berlangsung, maka harus terjadi tumbukan yang efektif antara partikel-partikel zat-zat yang bereaksi. Tumbukan yang efektif tersebut dapat terjadi apabila partikel-partikel tersebut mempunyai energi kinetik yang cukup besar, sehingga kemungkinan terjadinya perombakan (perubahan) pada struktur ikatan antaratom zat. Energi kinetik minimum yang harus dimiliki partikel untuk menghasilkan tumbukan efektif yang dapat menghasilkan suatu reaksi kimia disebut energi aktivasi. Jika pertikel-partikel suatu zat memiliki energi aktivasi (Ea) yang kecil, maka zat tersebut mudah bereaksi, sebaliknya jika partikel-partikel suatu zat memiliki energi aktivasi yang besar, maka zat tersebut sukar bereaksi. 2.
Hubungan antara teori tumbukan dan faktor-faktor yang mempengaruhi laju reaksi a.
Konsentrasi
Larutan pekat memiliki konsentrasi yang besar. Molekul-molekul dalam larutan pekat berjumlah lebih banyak, susunannya lebih rapat sehingga lebih mudah bertumbukan. Hal ini mengakibatkan tumbukan yang terjadi semakin banyak. Pada larutan encer yang memiliki konsentrasi kecil, letak antar molekul lebih longgar sehingga tumbukan antar molekul tidak semudah pada larutan pekat. Selain itu, pada larutan encer jumlah molekulnya lebih sedikit sehingga jumlah molekul yang bertumbukan lebih sedikit. b.
Suhu reaksi
Jika suatu zat dipanaskan, partikel-partikel zat tersebut menyerap kalor. Pada suhu yang lebih tinggi, molekul bergerak lebih cepat sehingga energi kinetiknya bertambah. Peningkatan energi kinetik menyebabkan kompleks teraktivasi lebih cepat terlampaui. Dengan demikian reaksi berlangsung lebih cepat.
c.
Luas permukaan bidang sentuh
Semakin kecil ukuran suatu zat, dalam jumlah massa yang sama luas bidang sentuhnya semakin besar dan semakin besar luas permukaan pereaksi, laju reaksi semakin besar. d.
Katalis
Katalis adalah zat yang dapat mempercepat laju reaksi dengan cara menurunkan energi aktivasi sehingga kompleks teraktivasi lebih mudah terbentuk. Adapun zat yang keberadaannya dapat memperlambat laju reaksi disebut inhibitor (katalis negatif). Dalam suatu reaksi kimia, katalis tidak ikut bereaksi secara tetap sehingga dianggap tidak ikut bereaksi. Secara umum, katalis yang digunakan dalam reaksi kimia ada tiga jenis, yaitu katalis homogen, katalis heterogen, dan biokatalis. Katalis homogen memiliki fase yang sama dengan zat pereaksi. Contoh, gas NO yang digunakan untuk mengkatalisis reaksi antara gas SO2 dan gas O2. Adapun katalis heterogen memiliki fase yang berbeda dengan zat pereaksi. Contoh, logam Ni(padatan) dipakai sebagai katalis reaksi gas C2H4 dan H2 membentuk C2H6. Biokatalis adalah katalis yang mempercepat reaksi-reaksi kimia dalam tubuh makhluk hidup. Biokatalis dikenal dengan nama enzim.
C.
FAKTOR-FAKTOR YANG MEMPENGARUHI LAJU REAKSI BERDASARKAN TEORI TUMBUKAN Dengan menggunakan teori tumbukan dapat dijelaskan faktor-faktor yang dapat mempercepat
laju
reaksi.
Laju
reaksi dipengaruhi oleh berbagai faktor, seperti ukuran partikel/zat atau luas permukaan sentuh, suhu, ada
tidaknya
katalisastor,
dan
konsentrasi. Dengan demikian ada reaksi yang memerlukan waktu sangat
singkat
seperti
meledaknyadinamit. Tetap ada pula yang memerlukan waktu yang relatif lama seperti susu menjadi asam. Proses perkaratan besi yang memerlukan waktu lebih dari sebulan. Perkaratan akan lebih cepat terjadi pada keadaan lembab karena lebih banyak persediaan oksigen dan uap air untuk membentuk karat (besi III) oksida terhidrat). Sedangkan dinamit dapat meledak sendiri jika terjadi pemanasan.
1.
Luas Permukaan
Suatu zat padat yang berbentuk serbuk mempunyai permukaan yang lebih luas, yang lebih luas jika dibandingkan dengan zat tersebut dalam bentuk kepingan yang besar. Dalam suatu reaksi, bentuk serbuk memiliki bidang sentuhan yang lebih luas bertabrakan dengan suatu zat lain. Akibatnya, reaksi zat dalam bentuk serbuk akan lebih cepat dari reaksi zat dalam bentuk kepingan, sebab molekul-molekul dibagian dalam kepingan harus “menunggu” sebelum bagian luar habis bereaksi, sedangkan molekul-molekul dari serbuk banyak yang bertabrakan dalam waktu yang bersamaan. Semakin kecil ukuran materi, jumlah materi semakin banyak maka reaksi akan makin cepat. Hal ini disebabkan ukuran materi yang kecil menyebabkan luas permukaan sentuh pada materi semakin luas, sehingga kemungkinan terjadi interaksi/tumbukan antar partikel yang bereaksi semakin mudah akibatnya reaksi semakin cepat. Contoh ilustrasi: seandainya ada ruangan yang luasnya sama ruangan A dan B. Ruangan A diisi 10 orang, ruangan B diisi 20 orang. Jika berlari bersamaan tentu akan lebih sering terjadi tumbukan di ruangan B.
2.
Konsentrasi Pereaksi (Molaritas)
Suatu larutan yang pekat (konsentrasi besar) sudah tentu mengandung molekulmolekul yang lebih rapat (letaknya lebih berdekatan), jika dibandingkan dengan larutan encer (konsentrasi kecil). Molekul-molekul yang letaknya berdekatan memiliki kemungkinan yang lebih besar (lebih mudah dan lebih sering) untuk saling bertabrakan daripada molekul yang letaknya berjauhan. Itu sebabnya, makin besar konsentrasi suatu larutan yang kita reaksikan, makin besar pula kecepatan reaksinya. Jika konsentrasi makin besar makin banyak zat terlarut maka tumbukan antar partikel lebih sering terjadi karena konsentrasi besar maka partikel akan banyak dan tumbukan antara partikel akan sering terjadi sehingga energi kinetik semakin besar dan reaksi makin cepat berlangsung. 3.
Suhu
Harga tetapan laju reaksi (k) akan berubah bila suhu rendah berubah. Kenaikan sekitar 100C akan menyebabkan harga tetapan laju reaksi menjadi dua atau tiga kali. Dengan naiknya harga tetapan laju reaksi (k), maka reaksi akan menjadi lebih cepat. Sebagai data percobaan setiap kenaikan 100C maka laju akan dua kali lebih cepat dibuat rumus:
V = V .2 1
t0 = t1.
0
2
Dimana : V = laju T = waktu T = suhu 4.
Katalis
Beberapa reaksi kimia yang berlangsung lambat dapat dipercepat dengan menambahkan suatu zat ke dalamnya, tetapi zat tersebut setelah reaksi selesai ternyata tidak berubah. a.
Katalis ikut bereaksi tetapi pada akhir reaksi akan kembali ke bentuk semula dan massa awalnya sama dengan massa akhir.
b.
Katalis menurunkan harga energi aktivasi atau energi minimal agar reaksi dapat berlangsung
c.
Katalisator negatif adalah memperlambat reaksi atau inhibitor.
DAFTAR PUSTAKA Anwar, B., (2013), Bimbingan Pemantapan Kimia untuk SMA/MA, Yrama Widya, Bandung. Kleinfelter, W., (1989), Kimia Untuk Universitas Jilid 1, Erlangga, Jakarta.
Purba, M dan Sunardi., (2012), Kimia Untuk SMA/MA Kelas XI , Erlangga, Jakarta.
Petruucci, R. H., (1992), Kimia Dasar Edisi 4 Jilid I , Erlangga, Jakarta.
Sutresna, N, Dindin, S, dan Tati, H., (2007), Aktif dan Kreatif Belajar Kimia, Grafindo Media Pratama, Jakarta.
