Pintar Pelajaran Pengertian Dan Proses Metabolisme Karbohidrat, Glikolisis, Dekarboksilasi Oksidatif, Siklus Krebs, Asam Sitrat, Transfer Elektron

Pengertian dan Proses Metabolisme Karbohidrat, Glikolisis, Dekarboksilasi Oksidatif, Siklus Krebs, Asam Sitrat, Transfer Elektron - Keseluruhan reaksi kimia di dalam badan organisme yang melibatkan perubahan energi disebut metabolisme. Sebagai makhluk hidup, energi dapat dihasilkan dari sebuah proses, atau suatu proses justru memerlukan energi. Pada umumnya, energi dilepaskan saat badan organisme mencerna molekul kompleks menjadi molekul yang sederhana. Proses tersebut dinamakan katabolisme. Adapun proses pembentukan senyawa kompleks dari unsur-unsur penyusunnya dan reaksi tersebut memerlukan energi dinamakan anabolisme.

I. Katabolisme Karbohidrat

Katabolisme merupakan reaksi penguraian atau pemecahan senyawa kompleks menjadi senyawa yang lebih sederhana untuk menghasilkan energi. Proses katabolisme yang terjadi pada makhluk hidup dibedakan menjadi respirasi aerob dan respirasi anaerob. Apakah yang membedakan respirasi aerob dengan respirasi anaerob?

Berdasarkan perubahan energinya, reaksi kimia sanggup dibedakan menjadi reaksi eksergonik dan reaksi endergonik. Pada reaksi eksergonik, terjadi pelepasan energi. Katabolisme merupakan reaksi eksergonik. Jika energi yang dilepaskan berupa panas, disebut reaksi eksoterm. Adapun pada reaksi endergonik, terjadi peresapan energi dari lingkungan. Anabolisme termasuk reaksi endergonik lantaran memerlukan energi. Jika energi yang digunakan dalam bentuk panas, disebut reaksi endoterm.

1.1. Respirasi Aerob

Respirasi bertujuan menghasilkan energi dari sumber nutrisi yang dimiliki. Semua makhluk hidup melaksanakan respirasi dan tidak hanya berupa pengambilan udara secara langsung. Respirasi dalam kaitannya dengan pembentukan energi dilakukan di dalam sel. Oleh lantaran itu, prosesnya dinamakan respirasi sel. Organel sel yang berfungsi dalam menjalankan tugas pembentukan energi ini ialah mitokondria. Respirasi termasuk ke dalam kelompok katabolisme lantaran di dalamnya terjadi penguraian senyawa kompleks menjadi senyawa yang lebih sederhana, diikuti dengan pelepasan energi. Energi yang kita gunakan dapat berasal dari hasil metabolisme tumbuhan. Oleh lantaran itu, tumbuhan merupakan organisme autotrof, yang berarti sanggup memproduksi makanan sendiri. Adapun konsumen, menyerupai binatang dan manusia, yang tidak dapat menyediakan kuliner sendiri disebut organisme heterotrof. Proses respirasi akrab kaitannya dengan pembakaran materi bakar berupa makanan menjadi energi. Kondisi optimal akan tercapai dalam kondisi aerob (ada oksigen). Secara singkat, proses yang terjadi sebagai berikut.

Pembentukan energi siap pakai akan melalui beberapa tahap reaksi dalam sistem respirasi sel pada mitokondria. Menurut Campbell, et al, (2006: 93) reaksi-reaksi tersebut, yaitu:

1. Glikolisis, ialah proses pemecahan glukosa menjadi asam piruvat;
2. Dekarboksilasi oksidatif asam piruvat, adalah perombakan asam piruvat menjadi asetil Co-A;
3. Daur asam sitrat, yakni siklus perombakan asetil Ko-A menjadi akseptor elektron dan terjadi pelepasan sumber energi;
4. Transfer elektron, adalah mekanisme pembentukan energi terbesar dalam proses respirasi sel yang menghasilkan produk sampingan berupa air.

1.1.1. Glikolisis

Tahap ini merupakan awal terjadinya respirasi sel. Molekul glukosa akan masuk ke dalam sel melalui proses difusi. Agar sanggup bereaksi, glukosa diberi energi aktivasi berupa satu ATP. Hal ini menimbulkan glukosa dalam keadaan terfosforilasi menjadi glukosa-6-fosfat yang dibantu oleh enzim heksokinase. Secara singkat, glukosa-6-fosfat dipecah menjadi 2 buah molekul gliseraldehid-3-fosfat (PGAL) dengan dukungan satu ATP dan enzim fosfoheksokinase. Proses selanjutnya merupakan proses eksergonik. Hasilnya adalah 4 molekul ATP dan hasil tamat berupa 2 molekul asam piruvat (C3). Secara lengkap, proses glikolisis yang terjadi sebagai berikut (Gambar 1).

Gambar 1. Tahap reaksi sistem respirasi sel pada mitokondria.

Walaupun empat molekul ATP dibuat pada tahap glikolisis, namun hasil reaksi keseluruhan ialah dua molekul ATP. Ada dua molekul ATP yang harus diberikan pada fase awal glikolisis. Tahap glikolisis tidak memerlukan oksigen.

1.1.2. Dekarboksilasi Oksidatif

Setiap asam piruvat yang dihasilkan kemudian akan diubah menjadi Asetil-KoA (koenzim-A). Asam piruvat ini akan mengalami dekarboksilasi sehingga gugus karboksil akan hilang sebagai CO₂ dan akan berdifusi keluar sel. Dua gugus karbon yang tersisa kemudian akan mengalami oksidasi sehingga gugus hidrogen dikeluarkan dan ditangkap oleh penerima elektron NAD⁺. Perhatikan Gambar 2. 

Gambar 2. Proses glikolisis berlangsung dalam sembilan tahap.

Gugus yang terbentuk, kemudian ditambahkan koenzim-A sehingga menjadi asetil-KoA. Hasil tamat dari proses dekarboksilasi oksidatif ini akan menghasilkan 2 asetil-KoA dan 2 molekul NADH. Pembentukan asetil-KoA memerlukan kehadiran vitamin B1. Berdasarkan hal tersebut, sanggup diketahui betapa pentingnya vitamin B dalam badan binatang maupun tumbuhan.

Gambar 3. Dekarboksilasi oksidatif asam piruvat menghasilkan CO₂, 2 asetil- KoA, dan 2 molekul NADH.

1.1.3. Siklus Krebs / Asam Sitrat

Proses selanjutnya ialah daur asetil-KoA menjadi beberapa bentuk sehingga dihasilkan banyak penerima elektron. Selain disebut sebagai daur asam sitrat, proses ini disebut juga daur Krebs. Hans A. Krebs ialah orang yang pertama kali mengamati dan menjelaskan fenomena ini pada tahun 1930. Setiap tahapan dalam daur asam sitrat dikatalis oleh enzim yang khusus.

Berikut ialah beberapa tahapan yang terjadi dalam daur asam sitrat. (Gambar 4).

Gambar 4. siklus asam sitrat / krebs.

1. Asetil-KoA akan menyumbangkan gugus asetil pada oksaloasetat sehingga terbentuk asam sitrat. Koenzim A akan dikeluarkan dan digantikan dengan penambahan molekul air.
2. Perubahan deretan asam sitrat menjadi asam isositrat akan disertai pelepasan air.
3. Asam isositrat akan melepaskan satu gugus atom C dengan dukungan enzim asam isositrat dehidrogenase, membentuk asam α-ketoglutarat. NAD⁺ akan mendapatkan donor elektron dari hidrogen untuk membentuk NADH. Asam α-ketoglutarat selanjutnya diubah menjadi suksinil KoA.
4. Asam suksinat tiokinase membantu pelepasan gugus KoA dan ADP mendapatkan donor fosfat menjadi ATP. Akhirnya, suksinil-KoA berubah menjadi asam suksinat.
5. Asam suksinat dengan dukungan suksinat dehidrogenase akan berubah menjadi asam fumarat disertai pelepasan satu gugus elektron. Pada tahap ini, elektron akan ditangkap oleh penerima FAD menjadi FADH2.
6. Asam Fumarat akan diubah menjadi asam malat dengan dukungan enzim fumarase.
7. Asam malat akan membentuk asam oksaloasetat dengan dukungan enzim asam malat dehidrogenase. NAD⁺ akan mendapatkan sumbangan elektron dari tahap ini dan membentuk NADH.
8. Dengan terbentuknya asam oksaloasetat, siklus akan sanggup dimulai lagi dengan sumbangan dua gugus karbon dari asetil KoA.

1.1.4. Transfer Elektron

Selama tiga proses sebelumnya, dihasilkan beberapa reseptor elektron yang bermuatan akhir penambahan ion hidrogen. Reseptor-reseptor ini kemudian akan masuk ke transfer elektron untuk membentuk suatu molekul berenergi tinggi, yakni ATP. Reaksi ini berlangsung di dalam membran mitokondria. Reaksi ini berfungsi membentuk energi selama oksidasi yang dibantu oleh enzim pereduksi. Transfer elektron merupakan proses kompleks yang melibatkan NADH (Nicotinamide Adenine Dinucleotide), FAD (Flavin Adenine Dinucleotide), dan molekul-molekul lainnya. Dalam pembentukan ATP ini, ada akseptor elektron yang akan memfasilitasi pertukaran elektron dari satu sistem ke sistem lainnya.

1. Enzim dehidrogenase mengambil hidrogen dari zat yang akan diubah oleh enzim (substrat). Hidrogen mengalami ionisasi sebagai berikut : 2H → 2H⁺ + 2e (Elektron).
2. NADH dioksidasi menjadi NAD+ dengan memindahkan ion hidrogen kepada flavoprotein (FP), flavin mononukleotida (FMN), atau FAD yang bertindak sebagai pembawa ion hidrogen. Dari flavoprotein atau FAD, setiap proton atau hidrogen dikeluarkan ke matriks sitoplasma untuk membentuk molekul H₂O.
3. Elektron akan berpindah dari ubiquinon ke protein yang mengandung besi dan belerang (FeSa dan FeSb) → sitokrom b → koenzim quinon → sitokrom b2 sitokrom o → sitokrom c → sitokrom a → sitokrom a3, dan terakhir diterima oleh molekul oksigen sehingga terbentuk H2O perhatikan Gambar 5.

Gambar 5. Sistem transfer elektron membentuk energi selama oksidasi yang dibantu oleh enzim pereduksi. 

Di dalam rantai pernapasan, 3 molekul air (H₂O) dihasilkan melalui NADH dan 1 molekul H₂O dihasilkan melalui FAD. Satu mol H₂O yang melalui NADH setara dengan 3 ATP dan 1 molekul air yang melalui FAD

setara dengan 2 ATP.

Tabel 1 Tahap Reaksi pada Respirasi

Walaupun ATP total yang tertera pada Tabel 1 ialah 38 ATP, jumlah total yang dihasilkan pada proses respirasi ialah 36 ATP. Hal tersebut disebabkan 2 ATP dipakai oleh elektron untuk masuk ke mitokondria.

No	Proses	Akseptor	ATP
1.	Glikolisis → 2 asam piruvat	2 NADH	2 ATP
2.	Siklus Krebs
	2 asam piruvat → 2 asetil KoA + 2CO2	2 NADH	2ATP
	2 asetil KoA → 4CO2	6 NADH
3.	Rantai transfer elektron 10NADH + 502 → 10NAD+ + 10H2O 2 FADH2 + O2 → 2 FAD + 2H2O		30 ATP  4 ATP	34 ATP

1.2.. Respirasi Anaerob

Setelah berolahraga atau mengerjakan suatu pekerjaan berat, napas Anda menjadi terengah-engah lantaran suplai oksigen yang masuk badan menjadi berkurang. Tubuh mengatasi keadaan ini dengan memperpendek jalur pembentukan energi melalui proses respirasi anaerob. Cara ini ditempuh agar badan tidak kekurangan pasokan energi saat melaksanakan suatu aktivitas berat. Respirasi anaerob dikenal juga dengan istilah fermentasi. Fermentasi ialah perubahan glukosa secara anaerob yang meliputi glikolisis dan pembentukan NAD. Fermentasi menghasilkan energi yang relatif kecil dari glukosa. Glikolisis berlangsung dengan baik pada kondisi tanpa oksigen. Fermentasi dibedakan menjadi dua tipe reaksi, yakni fermentasi alkohol dan fermentasi asam laktat.

Fermentasi alkohol maupun fermentasi asam laktat diawali dengan proses glikolisis. Pada glikolisis, diperoleh 2 NADH + H⁺ + 2 ATP + asam piruvat. Pada reaksi aerob, hidrogen dari NADH akan bereaksi dengan O₂ pada transfer elektron. Pada reaksi anaerob, ada penerima hidrogen permanen berupa asetildehida atau asam piruvat.

1.2.1. Fermentasi Alkohol

Pada fermentasi alkohol, asam piruvat diubah menjadi etanol atau etil alkohol melalui dua langkah reaksi. Langkah pertama ialah pembebasan CO₂ dari asam piruvat yang kemudian diubah menjadi asetaldehida. Langkah kedua ialah reaksi reduksi asetaldehida oleh NADH menjadi etanol. NAD yang terbentuk akan dipakai untuk glikolisis (Gambar 6).

Gambar 6. Tahapan fermentasi alkohol.

Sel ragi dan basil melaksanakan respirasi secara anaerob. Hasil fermentasi berupa CO₂ dalam industri roti dimanfaatkan untuk berbagi adonan roti sehingga pada roti terdapat pori-pori.

1.2.2. Fermentasi Asam Laktat

Fermentasi asam laktat ialah fermentasi glukosa yang menghasilkan asam laktat. Fermentasi asam laktat dimulai dengan glikolisis yang menghasilkan asam piruvat, kemudian berlanjut dengan perubahan asam piruvat menjadi asam laktat (Gambar 7). 

Gambar 7. Fermentasi asam laktat diawali dengan proses glikolisis yang menghasilkan asam piruvat.

Pada fermentasi asam laktat, asam piruvat bereaksi secara pribadi dengan NADH membentuk asam laktat. Fermentasi asam laktat sanggup berlangsung saat pembentukan keju dan yoghurt. Pada sel otot insan yang bersifat fakultatif anaerob, terbentuk ATP dari fermentasi asam laktat kalau kondisi kandungan oksigen sangat sedikit. Pada pembentukan ATP yang berlangsung secara aerob, oksigennya berasal dari darah. Sel mengadakan perubahan dari respirasi aerob menjadi fermentasi. Hasil fermentasi berupa asam laktat akan terakumulasi dalam otot sehingga otot menjadi kejang. Asam laktat dari darah akan diangkut ke dalam hati yang kemudian diubah kembali menjadi asam piruvat secara aerob. Fermentasi pada sel otot terjadi kalau kandungan O₂ rendah dan kondisi dapat pulih kembali sehabis berhenti melaksanakan olahraga.

II. Anabolisme Karbohidrat

Anabolisme merupakan proses penyusunan zat dari senyawa sederhana menjadi senyawa yang kompleks. Proses tersebut berlangsung di dalam tubuh makhluk hidup. Anabolisme merupakan kebalikan dari katabolisme. Proses anabolisme memerlukan energi, baik energi panas, cahaya, atau energi kimia. Anabolisme yang memakai energi cahaya disebut fotosintesis, sedangkan anabolisme yang memakai energi kimia disebut kemosintesis.

Berikut ini akan dijelaskan mengenai fotosintesis dan kemosintesis.

2.1. Fotosintesis

Jika Anda pernah memasuki suatu kawasan hutan atau jalanan yang memiliki pepohonan rindang, tentu Anda akan merasa segar pada siang hari yang panas. Akan tetapi, kalau Anda melewati belahan yang telah gundul atau tidak terdapat pepohonan, Anda akan lebih gampang merasa gerah. Semua itu mungkin terjadi begitu saja tanpa Anda sadari. Proses apakah yang sebenarnya sedang terjadi? Mengapa hal tersebut sanggup tejadi? Tumbuhan di sekitar kita mungkin hanyalah suatu makhluk tanpa daya bagi sebagian orang. Akan tetapi, kalau Anda telah mengetahui peristiwa menakjubkan di dalamnya, Anda mungkin akan berubah pikiran mengenai betapa pentingnya pepohonan dan hutan bagi kehidupan insan di bumi.

Dari cahaya matahari yang menyinari bumi, dimulailah suatu proses transfer energi di alam. Melalui daun-daunnya, tumbuhan hijau menangkap cahaya tersebut sebagai materi bakar pembuatan makanan. Air dan gas CO₂ yang ditangkap, diolah menjadi sumber energi bagi kita dan konsumen lainnya di planet bumi ini. Produk itu sanggup berupa buah yang kita makan, daun-daunan, ataupun belahan lain dari tumbuhan, menyerupai umbi dan bunga. Satu hal yang tidak kalah pentingnya ialah tumbuhan menghasilkan oksigen dalam proses fotosintesis (Gambar 8).

Gambar 8. Cahaya matahari merupakan sumber energi terbesar yang dibutuhkan oleh organisme.

2.1.1. Perangkat Fotosintesis

Perangkat fotosintesis terdiri atas kloroplas, cahaya matahari dan klorofil. Bagaimanakah kiprah ketiga perangkat fotosintesis tersebut?

a. Kloroplas

Seluruh belahan dari tumbuhan, termasuk batang dan buah, memiliki kloroplas. Akan tetapi, daun merupakan tempat utama berlangsungnya fotosintesis pada tumbuhan. Warna pada daun disebabkan adanya klorofil, pigmen berwarna hijau yang terletak di dalam kloroplas. Klorofil dapat menyerap energi cahaya yang mempunyai kegunaan dalam sintesis molekul kuliner pada tumbuhan. Kloroplas banyak ditemukan pada mesofil. Setiap sel mesofil dapat mengandung 10 hingga 100 butir kloroplas.

Kloroplas sebagai tempat klorofil berada, merupakan organel utama dalam proses fotosintesis. Jika dilihat memakai mikroskop SEM (Scanning Electrone Microscope), sanggup diketahui bentuk kloroplas yang berlembar-lembar dan dibungkus oleh membran. Bagian di sebelah dalam membran dinamakan stroma, yang berisi enzim-enzim yang diharapkan untuk proses fotosintesis. Di belahan ini, terdapat lembaran-lembaran datar yang saling berhubungan, disebut tilakoid. Beberapa tilakoid bergabung membentuk suatu tumpukan yang disebut grana. Perhatikan gambar berikut.

Gambar 9. Proses fotosintesis terjadi di kloroplas.

Seperti halnya respirasi sel, reaksi dari fotosintesis ini merupakan reaksi reduksi dan oksidasi. Reaksi umum yang terjadi pada proses fotosintesis sebagai berikut.

Gambar 10. Reaksi umum proses fotosintesis

b. Cahaya Matahari

Sumber energi alami yang dipakai pada fotosintesis ialah cahaya matahari. Cahaya matahari mempunyai aneka macam spektrum warna. Setiap spektrum warna mempunyai panjang gelombang tertentu. Setiap spektrum warna mempunyai efek yang berbeda terhadap proses fotosintesis (perhatikan Gambar 10). 

Gambar 10. Setiap spektrum warna memiliki efek yang berbeda  terhadap proses fotosintesis

Sinar yang efektif dalam proses fotosintesis adalah merah, ungu, biru, dan oranye. Sinar hijau tidak efektif dalam fotosintesis. Daun yang terlihat hijau oleh mata lantaran spektrum warna tersebut dipantulkan oleh pigmen fotosintesis. Sinar infra merah berperan dalam fotosintesis dan berfungsi juga meningkatkan suhu lingkungan.

c. Klorofil

Proses fotosintesis terjadi pada pigmen fotosintesis. Tanpa pigmen tersebut, tumbuhan tidak bisa melaksanakan fotosintesis. Secara keseluruhan, fotosintesis terjadi pada kloroplas yang mengandung pigmen klorofil. Pada tubuh tumbuhan, fotosintesis sanggup terjadi pada batang, ranting, dan daun yang mengandung kloroplas. Klorofil merupakan pigmen fotosintesis yang paling utama. Klorofil dapat menyerap cahaya merah, oranye, biru, dan ungu dalam jumlah banyak. Adapun cahaya kuning dan hijau diserap dalam jumlah sedikit. Oleh lantaran itu, cahaya kuning dan hijau dipantulkan sehingga klorofil tampak berwarna hijau. Terdapat beberapa jenis klorofil, yakni klorofil a, b, c, dan d. Dari semua jenis klorofil tersebut, klorofil a merupakan pigmen yang paling utama dan hampir terdapat di semua tumbuhan yang melaksanakan fotosintesis.

Pada tumbuhan, terdapat dua pusat reaksi fotosintesis yang berbeda, yakni fotosistem I dan fotosistem II. Keduanya dibedakan berdasarkan kemampuannya dalam menyerap cahaya dengan panjang gelombang yang berbeda. Perbedaan kemampuan tersebut disebabkan oleh perbedaan kombinasi antara klorofil a dan klorofil b. Perbedaan kombinasi antara klorofil a dan klorofil b kuat terhadap panjang gelombang yang diterima oleh klorofil. Fotosistem I sanggup mendapatkan cahaya dengan panjang gelombang antara 680–700 nm, sedangkan fotosistem II sanggup menerima cahaya dengan panjang gelombang antara 340–680 nm.

2.1.2. Mekanisme Fotosintesis

Fotosintesis mencakup dua tahap reaksi, yakni tahap reaksi terang yang diikuti dengan tahap reaksi gelap. Reaksi terang membutuhkan cahaya matahari, sedangkan reaksi gelap tidak membutuhkan cahaya. Secara keseluruhan, fotosintesis berlangsung dalam kloroplas.

a. Reaksi Terang

Reaksi terang merupakan salah satu langkah dalam fotosintesis untuk mengubah energi matahari menjadi energi kimia. Reaksi terang ini berlangsung di dalam grana. Perlu diingat bahwa cahaya juga mempunyai energi yang disebut foton. Jenis pigmen klorofil berbeda-beda lantaran pigmen tersebut hanya sanggup menyerap panjang gelombang dengan besar energi foton yang berbeda.

Klorofil berfungsi menangkap foton dari cahaya matahari dan mengubahnya menjadi energi pencetus elektron. Pada proses ini, terjadi pemecahan molekul air oleh cahaya sehingga dilepaskan elektron, hidrogen dan oksigen. Proses ini dinamakan fotolisis.

(1) Reaksi Siklik

Pada fotosistem I (P700), terjadi perputaran elektron yang dihasilkan dan ditangkap oleh penerima sebagai hasil dari reaksi reduksi dan oksidasi. Elektron yang dieksitasikan oleh P700 akan dipindahkan ke setiap penerima hingga hasilnya kembali ke sistem P700. Beberapa penerima elektron yang terlibat dalam fotosistem ialah feredoksin (fd), plastoquinon (pq), sitokrom (cyt), dan plastosianin (pc). Proses ini menghasilkan ATP sebagai hasil penambahan elektron pada ADP atau dikenal dengan nama fotofosforilasi. Perputaran elektron pada fotosistem I ini disebut sebagai fotofosforilasi siklik. Fotosistem I ini umumnya ditemukan pada bakteri dan mikroorganisme autotrof lainnya. Sistem fotosintesis dengan menggunakan fotofosforilasi siklik diduga sebagai awal berkembangnya proses fotosintesis yang lebih kompleks (Gambar 11).

Gambar 11. Reaksi siklik hanya memiliki fotosistem I.

(2) Reaksi Nonsiklik

Reaksi nonsiklik ini memerlukan embel-embel berupa fotosistem II (P680). Sumber elektron utama diperoleh dari fotolisis air yang akan digunakan oleh klorofil pada fotosistem II (P680). Reaksi ini menghasilkan dua elektron dari hasil fotolisis air. Elektron ini akan diterima oleh beberapa akseptor elektron, yakni plastoquinon (pq), sitokrom (cyt), dan plastosianin (pc). Akhirnya, pompa elektron menggerakan satu elektron H⁺ yang akan digunakan pada pembentukan ATP dari ADP atau fotofosforilasi. Pembentukan ATP ini dibantu dengan adanya perbedaan elektron pada membran tilakoid. Beberapa penerima elektron juga terlibat dalam fotosistem II, seperti ferodoksin (fd) untuk menghasilkan NADPH dari NADP. Dengan demikian, pada proses ini akan dihasilkan energi berupa satu ATP dan satu NADPH (Gambar 12).

Gambar 12. Reaksi nonsiklik diawali dari fotosistem II dan terjadi fosforilasi fotosintesis.

b. Reaksi Gelap (Fiksasi CO₂)

Reaksi gelap merupakan tahap bekerjsama dalam pembuatan bahan makanan pada fotosintesis. Energi yang telah dihasilkan selama reaksi terang akan dipakai sebagai materi baku utama pembentukan karbohidrat proses fiksasi CO₂ di stroma. Tumbuhan mengambil karbon dioksida melalui stomata. Anda tentu masih ingat fungsi utama stomata dalam pertukaran gas pada tumbuhan. Karbondioksida diikat oleh suatu molekul kimia di dalam stroma yang bernama ribulosa bifosfat (RuBP). Karbon dioksida akan berikatan dengan RuBP yang mengandung 6 gugus karbon dan menjadi materi utama dalam pembentukan glukosa yang dibantu oleh enzim rubisko. Reaksi ini pertama kali diamati oleh Melvin Calvin dan Andrew Benson sehingga reaksi ini disebut juga dengan siklus Calvin-Benson.

RuBP yang berikatan dengan karbon dioksida akan menjadi molekul yang tidak stabil sehingga akan membentuk fosfogliserat (PGA) yang mempunyai 3 gugus C. Energi yang berasal dari ATP dan NADPH akan dipakai oleh PGA menjadi fosfogliseraldehid (PGAL) yang mengandung 3 gugus C. Dua molekul PGAL ini akan menjadi materi utama pembentukan glukosa yang merupakan produk utama fotosisntesis, sedangkan sisanya akan kembali menjadi RuBP dengan dukungan ATP. Jadi, reaksi gelap terjadi dalam tiga tahap, yakni fiksasi CO₂, reduksi, dan regenerasi. Perhatikan Gambar 13.

Gambar 13. Reaksi gelap terjadi dalam tiga tahap.

2.1.3. Faktor-Faktor yang Mempengaruhi Fotosintesis

Dengan mengetahui beberapa faktor yang terlibat dalam proses fotosintesis ini, sanggup diketahui beberapa hal yang menjadi faktor pembatas fotosintesis, menyerupai faktor hereditas dan lingkungan.

a) Faktor Hereditas

Faktor hereditas merupakan faktor yang paling memilih terhadap aktivitas fotosintesis. Tumbuhan mempunyai kebutuhan yang berbeda terhadap kondisi lingkungan untuk menjalankan kehidupan normal. Tumbuhan yang berbeda jenis dan hidup pada kondisi lingkungan sama, mempunyai perbedaan faktor genetis atau hereditas. Ada beberapa jenis tumbuhan tidak mampu membentuk kloroplas albino. Hal tersebut disebabkan adanya faktor genetis yang tidak mempunyai potensi untuk membentuk kloroplas.

b) Faktor Lingkungan

Aktivitas fotosintesis sangat dipengaruhi oleh faktor lingkungan, seperti temperatur, intensitas cahaya matahari, kandungan air dan mineral, serta kandungan CO₂ dan O2.

(1) Pengaruh Temperatur terhadap Fotosintesis

Aktivitas fotosintesis merupakan reaksi yang memakai enzim, sedangkan kerja enzim dipengaruhi oleh temperatur. Aktivitas fotosintesis tidak berlangsung pada suhu di bawah 5 °C dan di atas 50 °C. Mengapa demikian? Temperatur optimum fotosintesis sekitar 28–30 °C. Tumbuhan yang hidup di kawasan tropis mempunyai enzim yang bekerja secara optimum karena tumbuh di lingkungan yang mempunyai kisaran suhu optimum.

(2) Intensitas Cahaya Matahari dan Lama Pencahayaan

Semakin tinggi intensitas cahaya matahari, semakin tinggi pula aktivitas fotosintesis. Hal ini terjadi kalau ditunjang oleh tersedianya CO₂  H₂O, dan temperatur yang sesuai. Kenaikan acara fotosintesis tidak akan terus berlanjut, tetapi akan berhenti hingga batas keadaan tertentu karena tumbuhan mempunyai batas toleransi. Lama pencahayaan sangat berpengaruh terhadap fotosintesis. Pada animo hujan, usang pencahayaan menjadi pendek sehingga acara fotosintesis akan berkurang.

(3) Kandungan Air dalam Tanah

Air merupakan materi dasar pembentukan karbohidrat (C₆H₁₂O₆). Air merupakan media tanam, penyimpan mineral dalam tanah, dan mengatur temperatur tumbuhan. Berkurangnya air dalam tanah akan menghambat pertumbuhan tumbuhan. Kurangnya air juga akan mengakibatkan kerusakan pada klorofil sehingga daun menjadi berwarna kuning.

(4) Kandungan Mineral dalam Tanah

Mineral berupa Mg, Fe, N, dan Mn merupakan unsur yang berperan dalam proses pembentukan klorofil. Tumbuhan yang hidup pada lahan yang kekurangan Mg, Fe, N, Mn, dan H₂O akan mengalami klorosis atau

penghambatan pembentukan klorofil yang mengakibatkan daun berwarna pucat. Rendahnya kandungan klorofil dalam daun akan menghambat terjadinya fotosintesis.

(5) Kandungan CO₂ di Udara

Kandungan CO₂ di udara, sekitar 0,03%. Peningkatan konsentrasi CO₂ hingga 0,10% meningkatkan laju fotosintesis beberapa tumbuhan hingga dua kali lebih cepat. Akan tetapi, laba ini terbatas lantaran stomata akan menutup dan fotosintesis terhenti kalau konsentrasi CO₂ melebihi 0,15%.

(6) Kandungan O₂

Rendahnya kandungan O₂ di udara dan dalam tanah akan menghambat respirasi dalam badan tumbuhan. Rendahnya respirasi akan menyebabkan rendahnya penyediaan energi. Hal ini menimbulkan acara metabolisme akan terlambat khususnya fotosintesis.

2.2. Kemosintesis

Selain melalui fotosintesis, reaksi pembentukan (anabolisme) molekul berenergi pada beberapa makhluk hidup sanggup juga terjadi melalui kemosintesis. Hal ini terutama dilakukan oleh basil kemoautotrof. Berbeda

dengan fotosintesis yang mendapatkan energi dari sinar matahari, kemosintesis mendapatkan energi dari reaksi molekul anorganik. Beberapa organisme kemosintesis mereaksikan CO₂ dengan H₂ berenergi tinggi untuk menghasilkan metana dan air melalui reaksi sebagai berikut.

CO₂ + 4H₂ → CH₄ + 2H₂O

Hasil reakasi ini berupa energi ikatan H₂ yang dilepaskan dan dapat digunakan sebagai sumber energi bagi sel. Reaksi yang menghasilkan energi lainnya, memakai belerang untuk melepaskan energi ikatan H₂. Hal ini

dilakukan oleh basil belerang yang terdapat di kawah-kawah gunung. Reaksi ini menghasilkan gas hidrogen sulfida (H₂S). Berikut ini rangkuman reaksi yang terjadi.

 H₂ + S → H₂S + energi

Pertumbuhan makhluk hidup kemoautotrof terjadi secara lambat, karena reaksi ini hanya menghasilkan sedikit energi. Tempat hidup bakteri kemoautotrof lebih banyak dilingkungan yang sulit ditempati makhluk lain, seperti di kawah-kawah gunung dan rekahan dasar laut.

Anda kini sudah mengetahui Metabolisme Karbohidrat. Terima kasih anda sudah berkunjung ke Perpustakaan Cyber.

---

Referensi :

Fiktor Ferdinand P. dan Moekti Ariwibowo. 2009. Mudah Belajar Biologi 1 : untuk kelas 12 Sekolah Menengah Atas / Madrasah Aliyah Program Ilmu Pengetahuan Alam. Pusat Perbukuan, Departemen Pendidikan Nasional, Jakarta, p. 194.

Pintar Pelajaran Pengertian Kecepatan Reaksi Kimia, Rumus, Referensi Soal, Faktor, Tingkat, Teori Tumbukan, Energi Pengaktifan, Aplikasi, Pembahasan

Pengertian Kecepatan Reaksi Kimia, Rumus, Contoh Soal, Faktor, Tingkat, Teori Tumbukan, Energi Pengaktifan, Aplikasi, Pembahasan - Salah satu kajian utama dalam ilmu Kimia setelah termodinamika (termokimia) dan struktur (bentuk molekul dan sifat-sifatnya) yaitu kinetika reaksi (kecepatan reaksi). Jika dalam termokimia mempelajari kekerabatan energi dan reaksi maka kinetika mengkaji prosedur reaksi (proses). Mekanisme reaksi sifatnya teoritis, yang perlu dibuktikan kebenarannya melalui kajian kecepatan reaksi. Kecepatan reaksi sendiri mengkaji kekerabatan antara reaksi dan waktu untuk memilih orde reaksi. Berdasarkan orde reaksi ini, prosedur suatu reaksi sanggup diterima kebenarannya.

Apakah pengertian kecepatan reaksi? Kecepatan reaksi sama dengan laju reaksi. Faktor-faktor apa sajakah yang menghipnotis kecepatan reaksi? Apakah faktor-faktor penentu kecepatan dan orde reaksi? Anda sanggup menjawab pertanyaan-pertanyaan tersebut kalau Anda mempelajari belahan ini secara seksama.

A. Kecepatan Reaksi

Sifat-sifat suatu materi sanggup dipelajari berdasarkan strukturnya (bentuk molekul). Besarnya energi yang terlibat dalam suatu reaksi sanggup diketahui dari kajian termokimia. Bagaimana dengan tingkat reaksi? Berapakah usang waktu yang diharapkan oleh suatu reaksi? Ini hanya sanggup diketahui dengan mempelajari kecepatan reaksi (rate of reaction).

1.1. Kemolaran (Konsentrasi Larutan)

Sebelum membahas kecepatan reaksi, terlebih dahulu Anda akan dikenalkan dengan satuan konsentasi larutan yang digunakan dalam kecepatan reaksi. Satuan yang dimaksud yaitu kemolaran. Kemolaran yaitu satuan konsentrasi larutan untuk menyatakan jumlah mol zat terlarut per liter larutan, dilambangkan dengan M. Secara matematika, kemolaran sanggup diungkapkan dengan persamaan berikut.

Kemolaran larutan (M) = jumlah mol zat terlarut / jumlah liter larutan = mol / liter

Contoh Soal Menghitung Kemolaran Larutan :

Sebanyak 58,5 g NaCl dilarutkan dalam air sehingga volume larutan menjadi 500 mL. Berapakah kemolaran larutan NaCl?

Diketahui M_r NaCl = 58,5

Pembahasan :

Ubah satuan berat (g) ke dalam mol, kemudian hitung kemolaran larutannya.

Jumlah mol NaCl = 58,5g / 58,5 gmol^-1 = 1 mol

Kemolaran larutan = (1 mol / 500 mL) x (1.000 mL / liter) = 2 mol L^–1

Jika pembilang dan penyebut pada persamaan tersebut dibagi oleh faktor 1.000, nilai kemolaran larutan tidak berubah, tetapi satuannya yang berubah. Satuan mol/1.000 yaitu milimol (mmol) dan satuan liter/ 1.000 yaitu mililiter (mL). Jadi, kemolaran sanggup dinyatakan sebagai berikut.

Kemolaran = mol / liter = mmol / mL

1.2. Pengertian Kecepatan Reaksi

Anda tentu pernah mendengar bom meledak atau besi berkarat. Ledakan bom berlangsung begitu cepat hingga orang-orang di sekitarnya tidak sempat menghindar. Sebaliknya, pengaratan besi sukar diamati secara pribadi disebabkan reaksinya berlangsung sangat lambat.

Apakah yang dimaksud dengan kecepatan reaksi? Dalam ilmu Fisika (kinematika), Anda telah mencar ilmu kecepatan, yaitu perubahan jarak per satuan waktu, v = Δx/Δt, . Dalam ilmu Kimia, kecepatan reaksi didefinisikan sebagai perubahan konsentrasi molar pereaksi atau hasil reaksi per satuan waktu.

Jika Anda melaksanakan reaksi, akan tampak bahwa konsentrasi molar pereaksi berkurang, sedangkan konsentrasi molar hasil reaksi bertambah hingga semua pereaksi habis. Perubahan konsentrasi molar pereaksi dan hasil reaksi akan tampak menyerupai pada Gambar 1. kalau dialurkan ke dalam bentuk grafik. Baik pereaksi maupun hasil reaksi berubah secara eksponensial.

Gambar 1. Kurva perubahan konsentrasi terhadap waktu.

Perhatikan reaksi berikut.

A + B → X

Laju reaksinya sanggup dinyatakan dalam rumus berikut.

Kecepatan = 

Δ[A] dan Δ[B] menyatakan perubahan konsentrasi molar pereaksi; Δ[X] menyatakan perubahan konsentrasi molar hasil reaksi; Δt menyatakan rentang waktu reaksi. Tanda negatif memperlihatkan bahwa konsentrasi pereaksi berkurang, tanda positif memperlihatkan konsentrasi hasil reaksi bertambah.

Satuan untuk kecepatan reaksi yaitu kemolaran per satuan waktu (M M s^–1). Untuk sistem gas, kecepatan reaksi sanggup dinyatakan dalam satuan tekanan parsial per satuan waktu, yaitu atm s^–1 atau mmHg s^–1.

1.3. Jenis Perubahan Konsentrasi Reaksi per Satuan Waktu (Rate of Reaction)

Dalam ilmu Fisika dikenal kecepatan (velocity) dan laju (speed). Dalam ilmu Kimia, juga dikenal dua jenis rate of reaction, yaitu laju reaksi dan kecepatan reaksi. Laju reaksi yaitu perubahan konsentrasi molar zat-zat yang bereaksi pada setiap waktu (laju reaksi sesaat), sedangkan kecepatan reaksi yaitu perubahan konsentrasi molar zat-zat yang bereaksi pada selang waktu tertentu (laju reaksi rata-rata).

Untuk sanggup membedakan kecepatan reaksi dan laju reaksi, Anda sanggup menyimak data hasil penguraian N₂O₅ pada Tabel 1. Reaksinya:

2N₂O₅(g) → 4NO₂(g) + O₂(g)

Tabel 1 Data Penguraian N₂O₅

t(s, detik)	N2O5 Terurai (mol L–1)	Laju Reaksi (mol L–1 s–1)	Kecepatan Reaksi (mol L–1 s–1)
0	2,33	1,42 × 10–3	1,44 × 10–3
180	2,07	1,27 × 10–3
320	1,90	1,17 × 10–3	1,07 × 10–3
525	1,68	1,02 × 10–3
860	1,35	0,83 × 10–3	0,71 × 10–3
1200	1,11	0,68 × 10–3

a. Laju Reaksi

Dalam ilmu Kimia laju reaksi memperlihatkan gosip ihwal perubahan konsentrasi reaksi setiap waktu. Perubahan konsentrasi pereaksi atau hasil reaksi sanggup diukur setiap saat, contohnya setiap detik, setiap menit, setiap jam, dan seterusnya. Jika data pada Tabel 1. diubah ke dalam bentuk grafik, laju reaksi membentuk kurva eksponensial (lihat Gambar 2).

Gambar 2. Contoh kurva perubahan konsentrasi N₂O₅ terhadap waktu.

b. Kecepatan Reaksi

Reaksi penguraian N₂O₅ dapat diungkapkan dalam bentuk kecepatan reaksi sebagai berikut:

Kecepatan = 

Oleh lantaran konsentrasi pereaksi menurun sejalan dengan waktu maka {[N₂O₅]₂ – [N₂O₅]₁} berharga negatif, tetapi lantaran persamaan berharga negatif maka kecepatan reaksi menjadi positif. Simak Tabel 4.1, kecepatan reaksi antara rentang waktu ke-320 detik dan ke-525 detik dengan konsentrasi [N₂O₅] masing-masing 1,90 M dan 1,68 M sebagai berikut.

Kecepatan = 

Kecepatan reaksi penguraian N₂O₅ dan pembentukan O₂ dapat dihubungkan melalui rasio stoikiometri.

Contoh:

Jika dua mol N₂O₅ terurai membentuk satu mol O₂ maka kecepatan penguraian N₂O₅ dua kali pembentukan O₂. Untuk menyetarakannya, kecepatan penguraian N₂O₅ harus dibagi dua.

c. Variabel-Variabel Kecepatan Reaksi

Untuk mengukur kecepatan reaksi, Anda harus memutuskan dulu variabel-variabel penyelidikannya, menyerupai variabel bebas (besaran yang akan diselidiki), variabel terikat (besaran yang bergantung pada variabel bebas), dan variabel kontrol (besaran yang harus dikendalikan).

Contoh:

Anda berencana menyidik imbas suhu terhadap laju penguraian H₂O₂, referensi set alat percobaan sanggup dilihat pada Gambar 3. 

Gambar 3. Percobaan sederhana untuk mengukur reaksi penguraian H₂O₂ pada suhu kamar.

Persamaan reaksinya :

H₂O₂(l) → H₂O(l) + ½ O₂(g)

Manakah variabel bebas, variabel terikat, dan variabel kontrolnya?

Oleh lantaran Anda ingin mengetahui imbas suhu terhadap penguraian H₂O₂ maka suhu ditetapkan sebagai variabel bebas. Dalam hal ini, Anda bebas memilih suhu reaksi, contohnya reaksi dilakukan pada 30 °C, 40 °C, 60 °C, dan seterusnya. Besaran lainnya, menyerupai jumlah mol H₂O₂ dan konsentrasi molar H₂O₂ harus dikendalikan atau dibentuk tetap. Besaran-besaran ini dinamakan sebagai variabel kontrol.

Bagaimana memilih variabel terikat? Variabel terikat yaitu besaran yang sanggup diamati dan terukur, nilainya bergantung pada variabel bebas. Untuk sanggup memilih variabel terikat, Anda harus mengetahui jenis dan sifat reaksi yang terjadi biar sanggup memilih indikator terjadinya reaksi dan dijadikan sebagai variabel terikat.

Dalam reaksi kimia, ada beberapa fenomena yang sanggup dijadikan indikator, menyerupai perubahan warna, perubahan suhu, pembentukan gas, dan pembentukan endapan. Dalam reaksi penguraian H₂O₂, terbentuk gas O₂ maka pembentukan gas O₂ dapat dijadikan sebagai indikator. Oleh lantaran indikator terjadinya reaksi berupa gas maka tekanan atau volume gas O₂ dapat dijadikan variabel terikat.

Setelah semua variabel ditetapkan, selanjutnya Anda menciptakan tabel untuk menuliskan data hasil pengamatan (lihat Tabel 2). Dalam tabel tersebut, sanggup juga dicantumkan konsentrasi H₂O₂ terurai, yang ditentukan melalui perhitungan.

Gambar 4. Contoh kurva penguraian H₂O₂ pada 40 °C.

Untuk tujuan analisis, data tersebut sanggup dikonversikan ke dalam bentuk grafik yang menyatakan kekerabatan antara waktu reaksi dan konsentrasi molar O₂ yang terbentuk atau konsentrasi H₂O₂ yang terurai menyerupai pada Gambar 4.

Tabel 2. Contoh Data Pengamatan Reaksi Penguraian H₂O₂ pada 40 °C

t/detik	Vo2 (mL)	[H2O2]
0	0	2,5 M
30
	10
60
	18
90

B. Faktor-Faktor yang Mempengaruhi Kecepatan Reaksi

Perubahan konsentrasi pereaksi per satuan waktu sanggup dimanipulasi biar lebih cepat atau lebih lambat, bahkan reaksi dihentikan. Untuk melaksanakan manipulasi kecepatan reaksi, Anda perlu mengetahui faktor-faktor apa yang sanggup memengaruhi kecepatan sutau reaksi. Faktor-faktor tersebut yaitu konsentrasi pereaksi, luas permukaan zat-zat yang bereaksi, suhu reaksi, dan katalisator.

2.1. Konsentrasi Pereaksi

Jika dalam suatu reaksi, konsentrasi molar salah satu pereaksi diperbesar atau diperkecil, bagaimana pengaruhnya terhadap kecepatan reaksi? Untuk menjawab kasus ini, Anda sanggup melaksanakan penyelidikan sebagai berikut.

Praktikum Kimi Mengetahui Pengaruh Konsentrasi terhadap Kecepatan Reaksi :

Tujuan :

Mempelajari imbas konsentrasi terhadap kecepatan reaksi.

Alat :

1. Erlenmeyer 
2. Gabus 
3. Timbangan 
4. Gelas ukur 250 mL
5. Selang karet
6. Stopwatch
7. Alat suntik 20 mL

Bahan :

1. Na₂CO₃
2. Larutan HCl 0,5 M

Langkah Kerja :

1. Susunlah peralatan menyerupai pada gambar di atas.
2. Masukkan 100 mL HCl 0,5 M ke dalam erlenmeyer.
3. Masukkan 1 gram Na₂CO₃ ke dalam erlenmeyer, segera tutup erlenmeyer dan mulailah menghitung waktu reaksi.
4. Hentikan pengukuran waktu setelah terkumpul 10 mL gas.
5. Ulangi percobaan dengan memakai 2 g, 3 g, dan 4 g Na₂CO₃.
6. Masukkan data ke dalam tabel berikut.

Berat Na2CO3 (gram)	Konsentrasi Na2CO3 (M)	Waktu
1. … 2. … 3. …	................................. ................................. .................................	................................. ................................. .................................

Pertanyaan :

1. Apakah yang sanggup dijadikan indikator reaksi?
2. Apakah yang menjadi variabel bebas, variabel terikat, dan variabel kontrol pada reaksi?
3. Komposisi manakah yang membebaskan 10 mL gas tercepat?
4. Apakah yang sanggup Anda simpulkan dari percobaan ini? Diskusikan dengan teman sekelas Anda.

2.2. Luas Permukaan Sentuh

Apakah yang dimaksud dengan luas permukaan? Untuk mengetahui ini, Anda sanggup mencitrakan luas permukaan bola. Berbeda dengan luas permukaan bola, yang dimaksud dengan luas permukaan dalam reaksi kimia yaitu luas permukaan zat-zat pereaksi yang bersentuhan untuk menghasilkan reaksi (perhatikan Gambar 5).

Gambar 5. Bidang sentuh butiran zat padat dalam larutan.

Dalam reaksi kimia, tidak semua luas permukaan zat yang bereaksi sanggup bersentuhan hingga terjadi reaksi, hal ini bergantung pada bentuk partikel zat-zat yang bereaksi. Untuk mengetahui imbas luas permukaan pereaksi suatu zat padat terhadap kecepatan reaksi sanggup dilakukan penyelidikan berikut.

Praktikum Kimia Mengetahui Pengaruh Luas Permukaan terhadap Kecepatan Reaksi :

Tujuan :

Mempelajari imbas konsentrasi terhadap kecepatan reaksi.

Alat :

1. Gelas Kimia 500 mL 
2. Gelas ukur 250 mL 
3. Stopwatch 
4. Timbangan
5. Pisau
6. Batang pengaduk

Bahan :

1. Kapur tulis (CaCO₃)
2. Larutan HCl 0,5 M

Langkah Kerja :

1. Masukkan masing-masing 250 mL HCl 0,5 M ke dalam dua gelas kimia.
2. Ke dalam gelas kimia pertama masukkan 2 gram CaCO₃ dalam bentuk batangan. Hitung waktu yang diharapkan biar semua CaCO₃ larut.
3. Ke dalam gelas kimia kedua masukkan 25 gram CaCO₃ yang telah dihaluskan (dipotong-potong). Hitung waktu yang diharapkan biar semua CaCO₃ larut.

Pertanyaan :

1. Bentuk CaCO₃ manakah yang luas permukaannya lebih besar?
2. Pada gelas manakah CaCO₃ lebih gampang larut?
3. Apakah yang sanggup Anda simpulkan dari percobaan ini? Diskusikan dengan teman sekelas Anda.

Simak kubus pada Gambar 6. yang panjang sisinya 5 cm, kemudian Anda pecah-pecah menjadi delapan buah kubus dengan ukuran masing-masing sama, yaitu panjang sisinya 2,5 cm. Berapakah luas permukaan kubus sebelum dan sehabis dipecah-pecah?

Gambar 6. Untuk total volume yang sama, semakin kecil kubus semakin besar luas permukaannya.

Sebelum dipecah, luas permukaan kubus sebesar 6 muka × luas muka (150 cm²). Setelah dipecah menjadi 8 bagian, luas permukaan kubus menjadi 8 kubus × 6 muka × luas muka (300 cm²). Jadi, semakin kecil (halus) ukuran butiran zat padat, semakin besar luas permukaannya. Akibatnya, peluang untuk terjadinya reaksi semakin besar.

2.3. Suhu Sistem Reaksi

Apakah suhu besar lengan berkuasa terhadap kecepatan reaksi? Untuk mengetahui hal ini, lakukanlah penyelidikan berikut.

Praktikum Kimia Mengetahui Pengaruh Suhu Reaksi terhadap Kecepatan Reaksi :

Tujuan

Mempelajari imbas suhu reaksi terhadap kecepatan reaksi.

Alat :

1. Tabung reaksi
2. Pembakar spiritus/alkohol
3. Gelas kimia 500 mL
4. Gelas ukur 250 mL
5. Termometer
6. Kawat kassa
7. Kaki tiga dan kasa

Bahan :

1. Larutan KMnO₄ 0,01 M
2. Larutan C₂H₂O₄ 0,5 M
3. Air

Langkah Kerja :

1. Panaskan 250 mL air dalam gelas kimia hingga 30°C (penangas air).
2. Dalam tabung reaksi, campurkan 5 mL larutan C₂H₂O₄ 0,5 M dengan 1 mL larutan KMnO₄ 0,05 M.
3. Masukkan tabung reaksi tersebut ke dalam penangas air.
4. Amati perubahan yang terjadi dan catat semua data .
5. Ulangi percobaan memakai penangas air dengan suhu 40 °C dan 50 °C.

Suhu Uji (°C)	Indikator Reaksi	Waktu Reaksi (detik)	Kecepatan Reaksi (kualitatif)
30 40 50	.................... .................... ....................	...................... ...................... ......................	......................... ......................... .........................

Pertanyaan :

1. Perubahan apakah yang terjadi dalam reaksi tersebut?
2. Pada percobaan tersebut, besaran apakah yang sanggup dijadikan variabel bebas, variabel terikat, dan variabel kontrolnya?
3. Dari ketiga reaksi, reaksi manakah yang mempunyai kecepatan reaksi terbesar?
4. Jika data hasil percobaan Anda dibentuk ke dalam grafik yang menyatakan kekerabatan suhu dan laju, perkirakan kecepatan reaksi pada suhu 60°C.
5. Apakah yang sanggup Anda simpulkan dari percobaan tersebut? Diskusikan dengan teman sekelas Anda.

Reaksi asam oksalat (C₂H₂O₄) dan KMnO₄ merupakan reaksi redoks.

Persamaan reaksinya:

3C₂H₂O₄(aq) + 2KMnO₄(aq) → 2MnO₂(s)+2H₂O(l) + 6CO₂(g) + 2KOH

Sebagai indikator terjadinya reaksi, sanggup diukur dari pembentukan gas atau perubahan warna larutan KMnO₄, tetapi yang paling gampang diamati yaitu perubahan warna dari ungu menjadi tidak berwarna. Berdasarkan data hasil penyelidikan, sanggup disimpulkan bahwa semakin tinggi suhu, reaksi berlangsung semakin cepat. Umumnya, kenaikan suhu 10 °C sanggup mempercepat reaksi dua kali lipat.

Contoh Soal (UNAS 2005) :

Di antara data kondisi reaksi berikut.

No.	Seng	[HCl]	Suhu
1	Serbuk	0,1 M	35
2	Serbuk	0,1 M	45
3	Lempeng	0,2 M	25
4	Serbuk	0,2 M	45
5	Lempeng	0,2 M	45

Manakah yang laju reaksinya paling rendah?

A. 1 

B. 2 

C. 3

D. 4

E. 5

Pembahasan :

Laju reaksi dipengaruhi oleh faktor:

1. luas permukaan: zat berupa serbuk lajunya semakin besar.
2. konsentrasi: konsentrasi semakin tinggi lajunya semakin besar.
3. suhu: suhu semakin tinggi lajunya semakin besar.

Jadi, laju reaksi paling rendah yaitu zat yang berupa lempeng dengan suhu yang paling rendah. Jadi, jawabannya (C)

2.4. Katalisator

Untuk mempercepat laju reaksi, sanggup dilakukan dengan cara meningkatkan konsentrasi pereaksi atau suhu reaksi, tetapi adakala cara ini kurang efisien. Misalnya, sintesis gas NH₃ dari gas N₂ dan gas H₂, reaksi ini berlangsung pada suhu sekitar 450 °C. Jika suhu terlalu rendah, reaksi berlangsung sangat lambat.

Gambar 7. Reaksi yang terlalu usang sanggup membosankan sehingga perlu ditambah katalis.

Reaksi pada suhu tinggi kurang menguntungkan secara ekonomi alasannya yaitu memerlukan peralatan khusus dan pemeliharaannya sukar. Adakah cara lain selain metode yang telah dibahas sebelumnya? Jawabannya ada, yaitu dengan menambahkan katalisator.

Apa dan bagaimana kerja katalis dalam mempercepat reaksi? Katalis yaitu zat yang ditambahkan dalam jumlah sedikit ke dalam suatu sistem reaksi untuk mempercepat reaksi. Pada selesai reaksi, katalis diperoleh kembali dalam bentuk zat semula. Katalis bekerja dengan cara turut terlibat dalam setiap tahap reaksi, tetapi pada selesai tahap, katalis terbentuk kembali.

Jika suatu adonan zat tidak sanggup bereaksi, penambahan katalispun tidak akan menciptakan reaksi terjadi. Dengan kata lain, katalis tidak sanggup memicu reaksi, tetapi hanya membantu reaksi yang berlangsung lambat menjadi lebih cepat.

Katalis bekerja secara khusus. Artinya, tidak semua reaksi sanggup dipercepat dengan satu macam katalis. Dengan kata lain, katalis bekerja hanya pada satu atau dua macam reaksi, tetapi untuk reaksi yang lain tidak sanggup digunakan. Untuk mengetahui peranan katalis dalam mempercepat reaksi sanggup dilakukan penyelidikan sebagai berikut.

Praktikum Kimia Mengetahui Pengaruh Katalis terhadap Kecepatan Reaksi :

Tujuan :

Mempelajari imbas penambahan terhadap kecepatan reaksi penguraian H₂O₂.

Alat :

1. Tabung reaksi
2. Gelas ukur 10 mL
3. Pipet tetes

Bahan :

1. Larutan H₂O₂ 3%
2. MnO₂
3. Larutan sabun

Langkah Kerja :

1. Campurkan 4 mL larutan H₂O₂ 3% dan 1 tetes sabun cair ke dalam tabung reaksi. Kocok dan amati perubahan yang terjadi.
2. Lakukan menyerupai cara sebelumnya, kini tambahkan sedikit serbuk MnO₂. Amati perubahan yang terjadi.

Pertanyaan :

1. Apakah terjadi perubahan setelah reaksi berlangsung? Apakah yang sanggup dijadikan indikator berlangsungnya reaksi.
2. Bandingkan hasil pengamatan antara reaksi dengan MnO₂ dan tanpa MnO₂. Manakah reaksi yang berlangsung lebih cepat?
3. Apakah yang sanggup Anda simpulkan dari percobaan tersebut?

Contoh Soal SPMB 2005 :

Percobaan yang dilakukan untuk mempelajari kinetika kimia dari reaksi A + B → C + D. Memperhatikan hasil reaksi berikut:

Dari hasil percobaan tersebut sanggup disimpulkan bahwa persamaan kecepatan reaksi yang sesuai yaitu ....

A. laju = k [A] [B]

B. laju = k [A]² [B]

C. laju = k [A] [B]²

D. laju = k [A]¹

E. laju = k [B]²

Penyelesaian :

Mencari orde A, percobaan 1 dan 3

m = 0

mencari orde B, percobaan 3 dan 4

4n = 16

n = 2

Jadi, persamaan kecepatan reaksinya:

v = k [B]²

Jadi, jawabannya (E).

2.5. Jenis Katalis

Berdasarkan jenis fasanya, katalis digolongkan ke dalam katalis homogen dan katalis heterogen. Katalis homogen yaitu katalis yang mempunyai fasa yang sama dengan pereaksi. Katalis heterogen yaitu katalis yang berbeda fasa dengan pereaksi. Katalis homogen bekerja melalui interaksi dengan partikel pereaksi membentuk keadaan transisi. Selanjutnya, keadaan transisi bergabung dengan pereaksi lain membentuk produk, dan setelah produk dihasilkan katalis melaksanakan regenerasi menjadi zat semula.

Katalis heterogen biasanya berupa padatan yang bekerja pada pereaksi berupa gas atau cairan, dan reaksi katalisis terjadi pada permukaan katalis. Untuk alasan ini, katalis biasanya dipecah-pecah menjadi butiran halus. Mengapa demikian? Coba jelaskan dengan kalimat sendiri.

C. Kecepatan Reaksi dan Tingkat Reaksi

Persamaan kecepatan reaksi selalu ditentukan secara eksperimen. Orde reaksi selalu ditentukan dari konsentrasi pereaksi (bukan konsentrasi produk).

Persamaan kecepatan reaksi yang diungkapkan sebelumnya masih dalam bentuk persamaan diferensial, yaitu:

ΔC/Δt   atau   dx/dt

Persamaan ini sanggup dinyatakan dalam bentuk sederhana yang memperlihatkan kekerabatan kecepatan reaksi dan konsentrasi molar pereaksi.

3.1. Persamaan Kecepatan Reaksi

Berdasarkan hasil penyelidikan, diketahui bahwa kecepatan reaksi dipengaruhi oleh konsentrasi pereaksi. Semakin tinggi konsentrasi pereaksi, semakin cepat reaksi berlangsung. Bagaimana kekerabatan konsentrasi pereaksi dan kecepatan reaksi?

Jika terjadi reaksi: xA + yB → zC maka kecepatan reaksi berbanding lurus dengan konsentrasi pereaksi dipangkatkan dengan bilangan tertentu yang sama dengan koefisien reaksinya. Oleh lantaran itu, kecepatan reaksi tersebut sanggup dinyatakan dengan persamaan berikut.

v = [A]^m [B]ⁿ

atau,

v = k [A]^m [B]ⁿ

[A] dan [B] menyatakan konsentrasi molar pereaksi, k menyatakan tetapan kesetaraan, eksponen m dan n dinamakan orde atau tingkat reaksi. 

Persaman tersebut dinamakan persamaan kecepatan reaksi atau aturan kecepatan reaksi, yaitu persamaan yang menyatakan kekerabatan antara kecepatan reaksi dan konsentrasi molar pereaksi dipangkatkan tingkat reaksi atau orde reaksinya.

Tetapan kesetaraan (k) bergantung pada macam pereaksi dan suhu reaksi. Untuk reaksi yang sama, harga k tetap selama suhu reaksi tidak berubah. Jika suhu atau pereaksi berubah, harga k juga berubah.

Kecepatan reaksi digolongkan berdasarkan tingkat reaksinya. Untuk reaksi tersebut, tingkat reaksi untuk zat A yaitu m dan tingkat reaksi untuk B yaitu n. Tingkat reaksi keseluruhan yaitu (m + n). Sebagaimana dinyatakan sebelumnya, tingkat reaksi tidak ada hubungannya dengan koefisien reaksi. Oleh lantaran itu, tingkat reaksi tidak sanggup ditentukan dari koefisien reaksi, tetapi harus ditentukan dari hasil penyelidikan. Beberapa persamaan kecepatan dan tingkat reaksi yang diperoleh dari data hasil penyelidikan ditunjukkan pada Tabel 3.

Tabel 3. Beberapa Persamaan Kecepatan Reaksi

Persamaan Reaksi	Persamaan Kecepatan	Orde Reaksi	Penjelasan
2NH3(g) → N2(g) + 3H2(g)	v = k [NH3]0	Nol	Laju reaksi tidak bergantung pada konsentrasi NH3
2CO2(g) → 2CO(g) + O2(g)	v = k [CO2]	Satu	Koefisien reaksi ≠ orde reaksi
2HI (g) → H2(g) + I2(g)	v = k [HI]2	Dua	Koefisien reaksi = orde reaksi
2NO(g) + 2H2(g) → N2(g) + 2H2O(g)	v = k [NO]2 [H2]	Tiga	Koefisien reaksi ≠ orde reaksi
2SO2(g) + O2(g) → 2SO3(g)	v= k [SO2] [O2] ½	Satu setengah	Koefisien reaksi ≠ orde reaksi

3.2. Penentuan Persamaan Kecepatan Reaksi

Terdapat dua metode yang sanggup dikembangkan untuk memilih perubahan konsentrasi pereaksi per satuan waktu, yaitu metode diferensial dan metode integral. Metode diferensial mempunyai kegunaan untuk memilih tingkat reaksi, sedangkan metode integral mempunyai kegunaan untuk mengevaluasi tingkat reaksi.

Metode integral didasarkan pada pengukuran reaksi setiap saat. Data yang terkumpul selanjutnya dievaluasi dengan persamaan integral yang dimodifikasi ke dalam bentuk grafik. Kemudian, ditentukan apakah reaksi tersebut tingkat satu, tingkat dua, atau tingkat tertentu. Mengingat metode integral memerlukan pemahaman matematika, khususnya integral yang memadai maka tidak diberikan di sini.

Metode diferensial disebut juga metode laju awal atau metode laju rata-rata. Metode ini didasarkan pada perubahan konsentrasi pereaksi dalam selang waktu tertentu. Dengan kata lain, metode diferensial yaitu metode untuk memilih tingkat reaksi atau kecepatan reaksi. Dalam praktiknya, penentuan kecepatan reaksi didasarkan pada konsentrasi awal pereaksi yang berbeda secara beraturan, sedangkan selang waktu reaksi dibentuk tetap. Simak reaksi berikut: A → produk.

Persamaan kecepatan reaksinya sanggup ditulis: v = k [A]^x. Nilai x ditentukan dari hasil penyelidikan memakai metode laju awal. Untuk memilih tingkat reaksi diharapkan sekurang-kurangnya tiga kali pengukuran dengan konsentrasi awal berbeda dalam selang waktu yang dibentuk tetap. Data hasil pengukuran kemudian ditabulasikan ke dalam tabel, contohnya sebagai berikut.

Tabel 4. Contoh Data Hasil Pengukuran Kecepatan Reaksi Hipotetik A → Produk

Percobaan	[A] awal (mol L–1)	Waktu Reaksi (detik)	Kecepatan Reaksi (mol L–1 s–1)
1	a	30	v
2	2a	30	4v
3	4a	30	16v

Setelah data ditabulasikan ke dalam tabel, selanjutnya masing-masing kecepatan dibandingkan, contohnya : , , atau  .

Contoh :

Jadi, tingkat reaksinya sama dengan 2. Oleh lantaran itu, persamaan untuk kecepatan reaksi hipotetik di atas sanggup ditulis sebagai: v = k [A]² .

Contoh Soal Menentukan Persamaan Kecepatan Reaksi :

Kalium iodida direaksikan dengan natrium hipoklorit berdasarkan persamaan:

KI(aq) + NaOCl(aq) → KIO(aq) + NaCl(aq)

Pada setiap reaksi, konsentrasi awal KI dan NaClO diubah dan kecepatan reaksi diukur pada selang waktu tertentu. Hasilnya ditabulasikan ke dalam tabel:

Percobaan	[KI]0 (mol L–1)	[NaOCl]0 (mol L–1)	Kecepatan (M s–1)
1	0,12	0,18	7,90 × 10–2
2	0,06	0,18	3,95 × 10–2
3	0,12	0,09	3,95 × 10–2

Tentukan tingkat reaksi masing-masing pereaksi dan persamaan kecepatan reaksinya.

Jawaban :

Persamaan kecepatan reaksinya adalah

v = k [KI]^x [NaClO]^y

Perhatikan percobaan ke-1 dan ke-2. Konsentrasi KI diturunkan dua kali, sementara konsentrasi NaClO dibentuk tetap. Oleh lantaran [NaClO] tetap, NaClO tidak besar lengan berkuasa terhadap kecepatan reaksi.

Dengan demikian, percobaan ke-1 dan ke-2 sanggup digunakan untuk memilih tingkat reaksi KI.

 maka x = 1

Jadi, tingkat reaksi terhadap KI yaitu orde 1.

Tinjau percobaan ke-1 dan ke-4. Konsentrasi KI dibentuk tetap, sementara konsentrasi NaClO diturunkan dua kali. Oleh lantaran itu, percobaan ke-1 dan ke-4 sanggup digunakan untuk memilih tingkat reaksi terhadap NaClO.

(2) = (2)y maka y = 1.

Jadi, tingkat reaksi terhadap NaClO yaitu orde 1.

Dengan demikian, persamaan kecepatan untuk reaksi tersebut adalah

v = k [KI] [NaClO]

Tingkat reaksi keseluruhan yaitu orde 2.

Contoh Soal UNAS 2005 :

Data percobaan untuk reaksi A + B → AB yaitu ....

No.	[A]	[B]	Laju
1	0,1	0,05	20
2	0,3	0,05	180
3	0,1	0,2	320

Orde reaksi terhadap A dan B berturut-turut yaitu ....

A. 2 dan 4

B. 2 dan 2

C. 2 dan 1

D. 1 dan 2

E. 1 dan 1

Pembahasan :

orde reaksi terhadap A (data 1,2)

3x = 9

x = 2

orde reaksi terhadap B (data 1,3)

4y = 16

y = 2

Jadi, jawabannya (B)

Contoh Soal UNAS 2005 :

Data eksperimen untuk reaksi :

2A(g) + B(g) → 2AB(g)

Perc.	[A]	[B]	Laju
1	0,1	0,1	6
2	0,1	0,2	12
3	0,1	0,3	18
4	0,2	0,1	24
5	0,3	0,1	54

Dari data tersebut sanggup disimpulkan bahwa persamaan laju reaksinya yaitu ....

A. v = k [A]²

B. v = k [B]

C. v = k [A] [B]

D. v = k [A] [B]²

E. v = k [A]² [B]

Pembahasan :

• Orde reaksi terhadap A, percobaan 4 dan 5

• Orde reaksi terhadap B, percobaan 1 dan 2

Persamaan laju reaksinya:

v = k . [A]² [B]

Jadi, jawabannya (E).

D. Teori Tumbukan dan Energi Pengaktifan

Mengapa kecepatan reaksi dipengaruhi oleh konsentrasi, suhu, katalis, dan luas permukaan zat-zat yang bereaksi? Semua ini sanggup dijelaskan dengan teori tumbukan dan energi pengaktifan. Asumsi dasar teori tumbukan yaitu bahwa suatu reaksi akan terjadi kalau partikel-partikel pereaksi bertumbukan satu sama lain secara efektif.

4.1. Teori Tumbukan

Menurut teori tumbukan, kecepatan reaksi ditentukan oleh faktor frekuensi tumbukan efektif (f) dan orientasi tumbukan (p). Kedua faktor tersebut terkandung dalam tetapan pada kecepatan reaksi, yaitu:

k = p f

Oleh lantaran tetapan berbanding lurus dengan kecepatan reaksi maka faktor-faktor tersebut berbanding lurus dengan kecepatan reaksi. Dengan kata lain, kalau frekuensi tumbukan tinggi maka kecepatan reaksi akan meningkat, sebaliknya kalau frekuensi tumbukan rendah maka kecepatan reaksi akan menurun.

Frekuensi tumbukan dipengaruhi oleh konsentrasi pereaksi. Jika konsentrasi pereaksi diperbesar maka peluang untuk bertumbukan juga semakin besar. Akibatnya, tumbukan semakin sering terjadi sehingga reaksi berlangsung lebih cepat. Hal ini bekerjasama dengan jumlah molekul, semakin tinggi konsentrasi, jumlah molekul semakin besar sehingga kemungkinan terjadi tumbukan efektif semakin besar.

Selain dipengaruhi konsentrasi, frekuensi tumbukan juga dipengaruhi suhu reaksi. Jika suhu reaksi dinaikkan, partikel-partikel pereaksi bergerak lebih cepat sehingga tumbukan lebih sering terjadi. Setiap kenaikan suhu 10 °C sanggup meningkatkan frekuensi tumbukan sekitar 2%. Faktor orientasi bekerjasama dengan luas permukaan bidang sentuh zat-zat yang bereaksi. Orientasi yang tepat dari partikel-partikel pereaksi akan menghasilkan tumbukan yang efektif, menyerupai digambarkan pada reaksi antara NO dan Cl₂ berikut.

Gambar 8. Model representasi orientasi tumbukan. N=O + Cl Cl → O=N Cl + Cl. Orientasi pada prosedur A menghasilkan tumbukan efektif sehingga reaksi lebih gampang terjadi.

Pada Gambar 8. memperlihatkan bahwa prosedur A, molekul NO dan Cl₂ saling mendekat dengan orientasi atom N mengarah pada molekul Cl₂. Selain itu, sudut orientasi berada pada posisi pembentukan ikatan O=N–Cl. Orientasi menyerupai ini tepat untuk terjadinya reaksi. Sebaliknya, pada prosedur B, molekul NO dan Cl saling mendekat dengan atom O mengarah pada molekul Cl₂. Oleh lantaran orientasinya tidak tepat untuk membentuk ikatan antara atom N dan Cl maka orientasi menyerupai ini tidak efektif untuk terjadinya reaksi.

4.2. Energi Pengaktifan (Ea)

Molekul-molekul pereaksi selalu bergerak dan peluang terjadinya tumbukan selalu ada. Akan tetapi, tumbukan yang terjadi belum tentu menjadi reaksi kalau energi yang dimiliki oleh masing-masing pereaksi tidak cukup untuk menghasilkan tumbukan efektif, meskipun orientasi molekul sudah tepat untuk menghasilkan tumbukan efektif. Agar tumbukan antar molekul pereaksi efektif dan menjadi reaksi maka fraksi molekul yang bertumbukan harus mempunyai energi lebih besar daripada energi pengaktifan. Apakah energi pengaktifan itu?

Energi pengaktifan yaitu energi minimum yang diharapkan untuk menghasilkan tumbukan efektif biar terjadi reaksi. Energi pengaktifan dilambangkan oleh Ea. Menurut Arrhenius, kekerabatan antara fraksi tumbukan efektif dan energi pengaktifan bersifat eksponensial sesuai persamaan berikut.

Keterangan :

f = frekuensi molekul yang bertumbukan secara efektif

R = tetapan gas

Ea = energi pengaktifan

T = suhu reaksi (K)

Persamaan tersebut memperlihatkan bahwa reaksi dengan energi pengaktifan kecil mempunyai harga f yang besar. Akibatnya, nilai tetapan laju (k) besar dan reaksi berlangsung lebih cepat. Jika suhu dinaikkan, harga f menjadi besar dan tetapan laju (k) juga besar sehingga reaksi berlangsung lebih cepat.

Energi pengaktifan untuk setiap reaksi (misalnya: A + B → C) umumnya mempunyai bentuk grafik menyerupai pada Gambar 9. 

gambar 9. Hubungan energi potensial dan koordinat reaksi. Agar suatu pereaksi sanggup menjadi hasil reaksi, pereaksi harus mempunyai energi yang sanggup melampaui energi pengaktifan. Setiap reaksi mempunyai nilai energi pengaktifan yang berbeda.

Pada Gambar 9, energi pengaktifan diungkapkan sebagai energi penghalang yang harus diatasi oleh setiap molekul pereaksi biar menjadi produk.

Jika Anda perhatikan grafik tersebut, energi pengaktifan ada hubungannya dengan perubahan entalpi reaksi. Dapatkah Anda memperlihatkan kekerabatan tersebut? Apakah reaksinya eksoterm atau endoterm? Oleh lantaran energi hasil reaksi lebih rendah dari energi pereaksi maka nilai ΔH untuk reaksi tersebut negatif. Dengan kata lain, reaksinya eksoterm. Sebaliknya, kalau arah reaksi dibalikkan, yakni: C → A + B maka produk reaksi (A + B) mempunyai energi lebih besar dari pereaksi C. Besarnya energi pengaktifan untuk reaksi kebalikannya, Ea(balik) = Ea(maju) + ΔH_reaksi. Jadi, selisih energi pengaktifan untuk kedua reaksi yaitu sebesar ΔH_reaksi.

Gambar 10. Grafik energi untuk reaksi kebalikan: C → A + B.

Pada pembahasan sebelumnya, Anda sudah mengetahui bahwa katalis sanggup mempercepat reaksi dengan jalan turut serta dalam tahap-tahap reaksi dan pada selesai reaksi katalis diperoleh kembali. Bagaimana prosedur kerja katalis dihubungkan dengan energi pengaktifan? Sebagaimana diuraikan sebelumnya, reaksi penguraian hidrogen peroksida akan lebih cepat kalau pada reaksi ditambahkan katalis MnO₂. Persamaan reaksinya:

	MnO2
H2O2(l)	→	H2O(l) + O2(g)

Kerja katalis dalam mempercepat reaksi yaitu dengan cara menciptakan jalan alternatif (jalan pintas) bagi pereaksi dalam membentuk produk (perhatikan Gambar 11), yaitu dengan cara menurunkan energi pengaktifannya, menyerupai ditunjukkan pada Gambar 12. berikut.

Gambar 11. Katalis memperlihatkan jalan alternatif sehingga reaksi sanggup berlangsung lebih cepat.

Gambar 12. Mekanisme reaksi yang ditempuh oleh katalis yaitu dengan cara menurunkan energi pengaktifan reaksi.

Jalan atau tahap-tahap reaksi yang ditempuh oleh pereaksi menjadi hasil reaksi sanggup dijelaskan. Misalnya, reaksi penguraian H₂O₂ dengan katalisator MnO₂ adalah sebagai berikut.

Tahap 1	:	2H2O2 + MnO2 → 2H2O + 2MnO3
Tahap 2	:	2MnO3 + 2H2O2 → 2H2O + 2O2 + MnO2
Reaksi total	:	4H2O2 → 4H2O + 2O2

Katalis sanggup menurunkan energi pengaktifan reaksi, baik ke arah pereaksi maupun ke arah produk dengan selisih energi sama besar, tetapi ΔH_reaksi tidak berubah.

E. Aplikasi Kecepatan Reaksi

Semua proses kimia yang terjadi di alam maupun yang dikembangkan di industri mempunyai kecepatan yang berbeda. Seringkali kecepatan reaksi ini tidak sesuai dengan impian manusia. Pada umumnya, insan akan mempercepat reaksi-reaksi yang dianggap menguntungkan. Sebaliknya reaksi-reaksi yang merugikan diupayakan untuk diperlambat.

5.1. Peranan Luas Permukaan

Di Indonesia, banyak sekali industri-industri kecil, menyerupai industri keramik, batubata, dan penyaring zeolit. Pernahkah Anda berkunjung ke industri kecil pembuatan tembikar atau keramik tradisional? Untuk menciptakan keramik, bahan-bahan perlu dihaluskan dengan ukuran tertentu, disebut mesh. Ukuran material atau luas permukaan berperan penting dalam industri keramik. Jika luas permukaan sentuhan dari materi keramik kecil atau butirannya kasar, akan terjadi rongga-rongga yang mengakibatkan keramik gampang retak dan terjadi pengerutan.

Luas permukaan juga berperan penting pada pembuatan semen. Jika material semen semakin halus maka luas permukaan kontak semakin besar dan alhasil menjadi padat dan kompak sehingga bangunan menjadi kuat. Berbagai merek dagang jamu, umumnya dikemas dalam bentuk serbuk halus. Hal ini dimaksudkan biar pada dikala diseduh, senyawa yang terkandung di dalam jamu gampang terekstrak dan gampang larut dalam air panas. Jika diminum akan cepat dicerna dan diserap oleh sistem pencernaan.

4.2. Peranan Katalis Heterogen

Umumnya, katalis heterogen dibentuk dari unsur-unsur logam transisi alasannya yaitu mempunyai sifat pengadsorpsi gas yang baik. Sejumlah pereaksi berupa gas terkonsentrasi pada permukaan katalis heterogen dan reaksi berlangsung pada permukaan katalis heterogen. Pada prinsipnya, prosedur kerja katalis heterogen melibatkan empat tahap sebagai berikut:

1. adsorpsi pereaksi pada permukaan katalis heterogen;
2. migrasi pereaksi teradsorpsi pada permukaan katalis heterogen;
3. reaksi zat-zat teradsorpsi di permukaan katalis heterogen;
4. proses desorpsi hasil reaksi, produk reaksi meninggalkan permukaan katalis heterogen.

Contoh prosedur kerja katalis sanggup dilihat pada Gambar 13.

Gambar 13. Mekanisme kerja katalis heterogen pada hidrogenasi etena, C₂H₄ + H₂ → C₂H₆.

Dalam proses di industri, walaupun dimungkinkan menerapkan suhu tinggi untuk mempercepat reaksi, tetapi biaya operasional dan pemeliharaan akan sangat mahal. Oleh alasannya yaitu itu, penggunaan katalis heterogen bagi industri kimia merupakan aspek yang sangat penting. Hampir semua industri kimia (nasional maupun internasional) memakai katalis heterogen di dalam prosesnya. Beberapa di antaranya yaitu industri pembuatan amonia, asam sulfat, dan asam nitrat.

Pada sintesis amonia, katalis heterogen yang digunakan yaitu besi(II) oksida dengan promotor ganda, yaitu penambahan sekitar 4% kalium oksida dan 0,8% aluminium oksida. Promotor ini berfungsi untuk meningkatkan acara katalitik dari besi oksida. Promotor yaitu materi yang menjadikan katalis lebih efektif. Dalam katalis padat, sejumlah kecil promotor sanggup mengakibatkan pembentukan kerusakan kisi kristal, yang menimbulkan belahan aktif pada permukaan katalis.

Dalam industri asam sulfat yang dikembangkan melalui proses kontak, untuk mempercepat pembentukan gas SO₃ dari gas SO₂ dan gas O₂ digunakan katalis vanadium (V) oksida (V₂O₅). Tahap-tahap reaksi pembuatan asam sulfat sebagai berikut.

S(s) + O2(g) → SO2(g)
	V2O5
SO2(g) + O2(g)	→	SO3(g)
SO3(g) + H2SO4(aq) → H2S2O7 (aq)
H2S2O7(aq) + H2O(l) → H2SO4(aq)

Dalam industri asam nitrat yang dikembangkan melalui proses Ostwald digunakan katalis Pt–Rh. Tahap-tahap reaksi pembuatan asam nitrat yaitu sebagai berikut.

	Katalis
4NH3(g) + 5O2(g)	→	4NO(g) + 6H2O(l)
	Katalis
2NO(g) + O2(g)	→	2NO2(g)
	Katalis
4NO2(g) + O2(g) + 2H2O(l)	→	4HNO3(aq)

Pada proses pembakaran yang tidak sempurna, selain gas karbon dioksida (CO₂) dihasilkan juga gas karbon monoksida (CO). Berbeda dengan CO₂, karbon monoksida berbahaya bagi insan lantaran bersifat racun sehingga perlu diubah menjadi senyawa yang lebih aman. Salah satu caranya yaitu dengan mereaksikan CO dan H₂ menggunakan katalis.

Beberapa jenis katalis yang digunakan pada reaksi antara gas CO dan H₂ dengan banyak sekali kondisi reaksi ditunjukkan pada Tabel 5. berikut.

Tabel 5. Beberapa Katalis untuk Reaksi CO dengan H₂

Katalis	Kondisi	Reaksi
Ni	100–200 °C, 1–10 atm	CO + H2 → CH4 + H2O
ZnO, Cr2O3	400 °C, 500 atm	CO + H2 → CH2OH + H2O
CO, ThO2	190 °C, 1–20 atm	CO + H2 → H2O + CH4, C2H6, hingga C6H14
Ru	200 °C, 200 atm	CO + H2 → Hidrokarbon dengan massa molekul tinggi dan air
ThO2	400 °C, 200 atm	CO + H2 → Hidrokarbon rantai bercabang dan air
Sumber: Chemistry with Inorganic Qualitative Analysis, 1989

Logam nikel sanggup juga digunakan sebagai katalis dalam pembuatan mentega dari minyak nabati atau lemak takjenuh melalui proses hidrogenasi. Pada reaksi ini, ikatan-ikatan rangkap dua karbon (C=C) dalam lemak takjenuh diubah menjadi ikatan tunggal.

Katalis heterogen juga digunakan dalam konverter katalitik pada sistem pembuangan gas kendaraan bermotor menyerupai pada Gambar 14. 

Gambar 14. Konverter katalitik yang digunakan pada kendaraan bermotor.

Gas buang yang mengandung senyawa NO, CO, dan CH_x dilewatkan melalui konverter yang berisi katalis padat.

	Katalis
CO(g)	→	CO2(g)
	Katalis
NO(g)	→	N2(g)
	Katalis
CHx	→	CO2(g) + H2O(g)

Katalis tersebut menjadikan cepatnya pengubahan CO menjadi CO₂, CH_x menjadi CO₂ dan H₂O, serta NO menjadi gas N₂, yang semuanya relatif ramah lingkungan. Oleh lantaran sifat reaksi yang rumit dalam konverter, biasanya digunakan adonan katalis. Material katalitik yang efektif yaitu oksida logam unsur transisi dan logam mulia menyerupai platina dan paladium.

Salah satu hambatan dalam penggunaan katalis heterogen yaitu hampir semua katalis teracuni. Maksudnya, pengotor-pengotor dalam pereaksi melapisi permukaan katalis atau memodifikasi permukaan katalis sehingga acara katalitiknya berkurang.

Kerja katalis sanggup dihambat oleh suatu inhibitor dengan cara mengikat katalis atau mengikat pereaksi. Contoh, bau tengik pada mentega disebabkan oleh adanya ion tembaga yang masuk ketika pengemasan. Ion tembaga ini berperan sebagai katalis sehingga mentega cepat teroksidasi. Bau tengik sanggup dikurangi dengan menambahkan sejumlah kecil zat organik tertentu. Penambahan zat ini sanggup mengikat ion tembaga sehingga imbas katalitik dari ion tembaga hilang.

5.3. Enzim

Pada umumnya reaksi kimia berlangsung lebih cepat dalam suhu tinggi, tetapi bagaimana dengan reaksi yang berada dalam sel makhluk hidup? Dapatkah kita meningkatkan suhu reaksinya? Tentu tidak, untuk itu Tuhan telah melengkapi makhluk hidup dengan katalis biologi yang dikenal sebagai enzim. Enzim yaitu molekul protein berukuran besar yang sanggup meningkatkan kecepatan reaksi biokimia dengan faktor 105 hingga dengan 1018. Selain itu, enzim bekerja dengan sangat spesifik menyerupai anak kunci yang hanya cocok untuk kunci tertentu. Pada enzim terdapat situs aktif daerah berlangsungnya reaksi biokimia. Skema kerja enzim yaitu sebagai berikut.

Rangkuman :

1. Kemolaran yaitu satuan konsentrasi yang menyatakan jumlah mol per liter larutan.
2. Perubahan konsentrasi pereaksi atau produk per satuan waktu dinamakan kecepatan reaksi.
3. Ada dua macam kecepatan reaksi, yaitu laju reaksi rata-rata dan laju reaksi sesaat. Laju reaksi rata-rata disebut juga kecepatan reaksi.
4. Untuk mengukur kecepatan reaksi sanggup dilakukan melalui pengukuran variabel terikat, variabel yang ingin diketahui dinamakan variabel bebas, sedangkan variabel yang lain dibentuk tetap (variabel kontrol).
5. Ada beberapa faktor yang memengaruhi kecepatan reaksi, yaitu konsentrasi pereaksi, suhu, luas permukaan bidang sentuh, dan katalis.
6. Kecepatan reaksi sanggup ditentukan dengan metode laju awal dan sederetan percobaan dilakukan dengan konsentrasi awal berbeda, sedangkan rentang waktu reaksi dibentuk tetap.
7. Hukum laju reaksi yaitu persamaan yang memperlihatkan kekerabatan antara kecepatan reaksi dan konsentrasi pereaksi dipangkatkan orde reaksinya. Persamaan: v = k [X]^a [Y]^b [Z]^c, k yaitu tetapan laju, [X], [Y], [Z] yaitu konsentrasi pereaksi, dan a, b, c yaitu orde reaksi.
8. Orde reaksi tidak ada kekerabatan dengan koefisien reaksi. Orde reaksi hanya sanggup ditentukan melalui percobaan.
9. Menurut teori tumbukan, reaksi sanggup terjadi kalau partikel-partikel pereaksi bertumbukan secara efektif.
10. Energi pengaktifan yaitu energi minimum yang harus dilewati oleh pereaksi biar terjadi reaksi.
11. Kerja katalis dalam meningkatkan laju reaksi yaitu dengan turut terlibat dalam beberapa tahap reaksi, tetapi pada selesai reaksi katalis diregenerasi kembali.
12. Dalam hubungannya dengan energi pengaktifan, katalis berfungsi untuk menurunkan energi pengaktifan dengan cara menciptakan tahap-tahap reaksi yang mempunyai energi pengaktifan rendah.
13. Katalis berperan penting dalam proses di industri kimia alasannya yaitu sanggup mempercepat produksi secara efektif dan efisien.

Anda kini sudah mengetahui Kecepatan Reaksi. Terima kasih anda sudah berkunjung ke Perpustakaan Cyber.

Referensi :

Sunarya, Y. dan A. Setiabudi. 2009. Praktis dan Aktif Belajar Kimia 2 : Untuk Kelas XI Sekolah Menengah Atas/Madrasah Aliyah Program Ilmu Pengetahuan Alam. Pusat Perbukuan, Departemen Pendidikan Nasional, Jakarta. p. 250.