Pintar Pelajaran Teori Tumbukan Pada Laju Reaksi, Energi Aktivasi, Kecepatan, Contoh, Grafik, Kimia

Teori Tumbukan Pada Laju Reaksi, Energi Aktivasi, Kecepatan, Contoh, Grafik, Kimia - Reaksi kimia terjadi sebagai tanggapan tumbukan antara molekul-molekul. Jumlah tumbukan antara molekul-molekul per satuan waktu disebut frekuensi tumbukan. Besar frekuensi tumbukan ini dipengaruhi oleh banyak sekali faktor antara lain:

1. konsentrasi;
2. suhu, dan
3. luas permukaan bidang sentuh.

Semakin besar konsentrasi suatu larutan, semakin banyak molekul yang terkandung di dalamnya. Dengan demikian, semakin sering terjadi tumbukan di antara molekul-molekul tersebut. Hal itu berarti hanya sebagian dari tumbukan molekul yang menghasilkan reaksi. Keadaan itu didasarkan pada 2 faktor, yaitu:

1. hanya molekul-molekul yang lebih energik yang akan menghasilkan reaksi sebagai hasil tumbukan;
2. kemungkinan suatu tumbukan tertentu untuk menghasilkan reaksi kimia tergantung dari orientasi molekul yang bertumbukan.

Energi minimum yang harus dimiliki molekul untuk sanggup bereaksi disebut energi pengaktifan (Ea). Berdasarkan teori kinetik gas, molekul-molekul gas dalam satu wadah tidak mempunyai energi kinetik yang sama, tetapi bervariasi ibarat ditampilkan pada gambar 1. di bawah ini.

Gambar 1. Distribusi energi molekul-molekul gas.

Pada suhu yang lebih tinggi (T₂), fraksi molekul yang mencapai energi pengaktifan sebesar x₂, distribusi energi melebar. Energi kinetik molekul rata-rata meningkat dengan kenaikkan suhu sehingga lebih banyak molekul yang mempunyai energi lebih besar dari energi pengaktifan. Akibatnya, reaksi makin sering terjadi dan laju reaksi juga semakin meningkat.

Laju reaksi kimia tergantung pada hasil kali frekuensi tumbukan dengan fraksi molekul yang mempunyai energi sama atau melebihi energi pengaktifan. Karena fraksi molekul yang teraktifkan biasanya sangat kecil, maka laju reaksi jauh lebih kecil daripada frekuensi tumbukannya sendiri. Semakin tinggi nilai energi pengaktifan, semakin kecil fraksi molekul yang teraktifkan dan semakin lambat reaksi berlangsung. Perhatikan teladan reaksi berikut.

A₂(g) + B₂(g) → 2AB(g)

Menurut pengertian teori tumbukan, selama tumbukan antara molekul A₂ dan B₂ (dianggap) ikatan A–A dan B–B putus dan terbentuk ikatan A–B. Pada gambar 2. ditunjukkan bahwa anggapan itu tidak selamanya berlaku untuk setiap tumbukan.

Gambar 2. Tumbukan molekul dan reaksi kimia (a) Tumbukan yang tidak memungkinkan terjadinya reaksi. (b) Tumbukan yang memungkinkan terjadinya reaksi.

Molekul-molekul harus mempunyai orientasi tertentu biar tumbukan efektif untuk menghasilkan reaksi kimia. Pada gambar 2. ditunjukkan bahwa jumlah tumbukan yang orientasinya tidak memungkinkan terjadi reaksi umumnya lebih banyak daripada jumlah tumbukan yang memungkinkan terjadinya reaksi. Hal itu berarti peluang suatu tumbukan tertentu untuk menghasilkan reaksi umumnya kecil.

1. Luas permukaan sentuhan

Makin luas permukaan sentuhan antara zat-zat pereaksi, makin banyak molekul-molekul pereaksi yang bertumbukan. Dengan demikian, kemungkinan terjadi reaksi semakin besar sehingga reaksi lebih cepat berlangsung.

2. Sifat kimia pereaksi

Senyawa-senyawa ion lebih cepat bereaksi daripada senyawa-senyawa kovalen. Pada setiap tumbukan yang terjadi antara ion positif dan ion negatif selalu dihasilkan reaksi lantaran tidak ada energi tumbukan yang dibutuhkan untuk memutuskan ikatan terlebih dahulu. Lain halnya dengan reaksi antara senyawa-senyawa kovalen yang tidak setiap tumbukan sanggup menghasilkan reaksi.

3. Konsentrasi

Dalam konsentrasi yang besar, jumlah partikel per satuan volume juga besar. Kemungkinan terjadinya tumbukan antar partikel di dalamnya lebih besar kalau dibandingkan dengan yang terjadi pada konsentrasi yang rendah. Dengan demikian makin besar konsentrasi zat yang bereaksi, makin banyak partikel yang bereaksi per satuan waktu dan makin besar laju reaksinya.

Pada beberapa jenis reaksi, perbesaran konsentrasi pereaksi tidak selalu mempercepat reaksi atau perbesaran konsentrasi tidak sebanding dengan perbesaran laju reaksinya. Hal ini dijelaskan dengan teori tumbukan sebagai berikut.

Agar pereaksi sanggup bereaksi, terlebih dahulu harus terjadi tumbukan antara partikel-partikel zat pereaksi tersebut. Pada reaksi sederhana, yaitu reaksi yang berlangsung satu tahap, perubahan konsentrasi pereaksi sebanding dengan perubahan kecepatan reaksinya. Misalnya, pada reaksi sederhana A + B → C kalau konsentrasi A dijadikan 2 kali dan konsentrasi B tetap, maka laju reaksi akan menjadi 2 kali pula. Demikian pula, kalau konsentrasi B dijadikan 2 kali dan konsentrasi A tetap. Pada reaksi yang tidak sederhana, tumbukan antara partikel-partikel pereaksi tidak eksklusif menghasilkan hasil akhir. Reaksi ini sanggup terjadi pada reaksi yang melibatkan satu jenis pereaksi atau lebih. Reaksi yang melibatkan lebih dari dua partikel ibarat dalam reaksi 2H₂ + 2NO → N₂ + 2H₂O tidak mungkin terjadi lantaran tumbukan sekaligus antara 4 partikel pada satu titik dan satu ketika yang sama. Tumbukan hanya mungkin terjadi antara dua partikel. Oleh lantaran itu, diperkirakan bahwa reaksi yang tidak sederhana berjalan tahap demi tahap yang pada setiap tahap hanya terjadi tumbukan antara dua partikel. Pada teladan reaksi di atas, diperkirakan reaksi berjalan melalui tahap-tahap sebagai berikut.

Tahap 1	:	NO(g) + NO(g) ↔ N2O2(g) (cepat)
Tahap 2	:	N2O2(g) + H2(g) → N2O(g) + H2O(l) (cepat)
Tahap 3	:	N2O(g) + H2(g) → N2(g) + H2O(l) (lambat)	+
		2NO(g) + 2H2(g) → N2(g) + 2 H2O(l) (reaksi stoikiometri)

Tiap-tiap tahap merupakan reaksi sederhana.

Rangkaian tahap-tahap yang menunjukan jalannya suatu reaksi dari awal sampai simpulan disebut prosedur reaksi. Setiap tahap mempunyai laju reaksi yang berbeda. Seringkali ditemukan bahwa di antara tahap-tahap reaksi dalam prosedur reaksi terdapat satu tahap dengan laju yang relatif rendah. Dalam hal ini, laju reaksi secara keseluruhan ditentukan oleh tahap yang lambat atau dengan kata lain tahap yang paling lambat dalam suatu prosedur reaksi merupakan tahap penentu laju reaksi.

Pada prosedur reaksi tersebut, tahap ketiga merupakan tahap yang memilih laju reaksi keseluruhan.

r = k [N₂O] [H₂]

Oleh karena N₂O tidak terdapat dalam reaksi stoikiometri, maka konsentrasi N₂O pada persamaan laju reaksi harus dieliminasi. Hal ini sanggup dilakukan dengan memperhatikan reaksi tahap 1. Reaksi tahap 1 merupakan reaksi yang berjalan dua arah dengan laju yang sama (reaksi kesetimbangan).

r_{ke kanan} = r_{ke kiri}

r_{ke kanan} = k" [NO]²

r_{ke kiri} = k" [N₂O₂]

k' [NO]² = k" [N₂O₂]

Berdasarkan stoikiometri reaksi tahap 2, sanggup dilihat bahwa [N₂O₂] sama dengan [N₂O]

k’ [NO]² = k” [N₂O]

[N₂O] = k’/ k” [NO]₂

Jadi, r = k . k’/ k” [NO]² [H₂] atau kalau k . k’/ k” = K, maka,

r = K [NO]² [H₂]

Reaksi merupakan orde ketiga dan ini sesuai dengan hasil eksperimen.

4. Suhu / Temperatur

Kenaikan suhu mempercepat reaksi lantaran dengan kenaikan suhu gerakan partikel semakin cepat. Energi kinetik partikel-partikel semakin bertambah sehingga makin banyak terjadi tumbukan yang efektif. Dengan demikian, makin banyak partikel-partikel yang bereaksi.

5. Katalis

Katalis ialah zat yang sanggup meningkatkan laju reaksi tanpa menjadikan perubahan kimia yang baka bagi zat itu sendiri. Setelah reaksi kimia berlangsung, katalis terdapat kembali dalam keadaan dan jumlah yang sama dengan sebelum reaksi.

Telah dijelaskan bahwa biar terjadi reaksi, partikel-partikel zat harus mempunyai energi minimum tertentu yang disebut energi pengaktifan. Dalam hal ini, katalis berfungsi untuk menurunkan sejumlah energi pengaktifan biar reaksi sanggup berlangsung.

Berikut ini diberikan teladan dampak katalis terhadap energi pengaktifan suatu reaksi.

a. Reaksi : 2N₂O(g) → 2N₂(g) + O₂(g)

Reaksi ini membutuhkan energi pengaktifan sebesar 247 kJ kalau tanpa katalis. Akan tetapi, dengan menawarkan logam platina (Pt) sebagai katalis, energi pengaktifannya berkurang menjadi 138 kJ.

b. Reaksi : 2HI(g) → H₂(g) + I₂(g)

Reaksi ini membutuhkan energi pengaktifan sebesar 184 kJ kalau tanpa katalis. Akan tetapi, dengan menawarkan logam emas (Au) sebagai katalis, energi pengaktifannya berkurang menjadi 59 kJ.

Peranan katalis dalam menurunkan energi pengaktifan ditunjukkan pada gambar 3.

Gambar 3. Katalis menurunkan energi pengaktifan sehingga memperbesar laju reaksi.

6. Jenis katalis

Katalis digolongkan sebagai katalis homogen dan heterogen. Katalis homogen ialah katalis yang mempunyai fase yang sama dengan pereaksi dan bekerja melalui penggabungan dengan molekul atau ion pereaksi membentuk keadaan ‘antara’. Keadaan antara ini bergabung dengan pereaksi lainnya membentuk produk dan sesudah produk dihasilkan, katalis melaksanakan regenerasi sebagai zat semula.

Suatu katalis heterogen ialah katalis yang berbeda fase dengan pereaksi dan produk. Katalis ini biasanya padatan dalam pereaksi gas atau cairan, dan reaksi terjadi pada permukaan katalis heterogen. Untuk alasan ini, katalis biasanya dipecah-pecah menjadi butiran halus.

7. Hubungan Faktor-Faktor yang Mempercepat Laju Reaksi dengan Teori Tumbukan

Tumbukan antara pereaksi ada yang menghasilkan reaksi dan tidak, sebagai teladan amati gambar reaksi antara hidrogen dan iodium berikut.

1. Tumbukan dengan energi yang tidak cukup.	2. Molekul terpisah kembali tumbukan tidak berhasil.
1. Tumbukan dengan energi yang cukup. Ikatan-ikatan akan putus dan terbentuk ikatan baru.	2. Molekul HI terbentuk. Tumbukan berhasil.
Sumber: Lewis, Thinking Chemistry

Bagaimana teori tumbukan menjelaskan faktor-faktor yang mempengaruhi laju reaksi? Perhatikan Tabel 1.

Tabel 1. Hubungan faktor-faktor yang mempercepat laju reaksi dengan teori tumbukan

Fakta	Uraian Teori
Peningkatan konsentrasi pereaksi sanggup mempercepat laju reaksi.	Peningkatan konsentrasi berarti jumlah partikel akan bertambah pada volume tersebut dan menimbulkan tumbukan antar partikel lebih sering terjadi. Banyaknya tumbukan memungkinkan tumbukan yang berhasil akan bertambah sehingga laju reaksi meningkat.
Peningkatan suhu sanggup mempercepat laju reaksi.	Suhu suatu sistem ialah ukuran dari rata-rata energi kinetik dari partikel-partikel pada sistem tersebut. Jika suhu naik maka energi kinetik partikel-partikel akan bertambah, sehingga kemungkinan terjadi tumbukan yang berhasil akan bertambah dan laju reaksi meningkat.
Penambahan luas permukaan bidang sentuh akan mempercepat laju reaksi.	Makin besar luas permukaan, menimbulkan tumbukan makin banyak, lantaran makin banyak pecahan permukaan yang bersentuhan sehingga laju reaksi makin cepat.
Katalis sanggup mempercepat reaksi.	Katalis sanggup menurunkan energi aktivasi (Ea), sehingga dengan energi yang sama jumlah tumbukan yang berhasil lebih banyak sehingga laju reaksi makin cepat.
Sumber: Lewis, Thinking Chemistry

Berdasarkan teori tumbukan, suatu tumbukan akan menghasilkan suatu reaksi kalau ada energi yang cukup. Selain energi, jumlah tumbukan juga berpengaruh. Laju reaksi akan lebih cepat, kalau tumbukan antara partikel yang berhasil lebih banyak terjadi.

8. Energi Aktivasi [2]

Pada kenyataannya molekul-molekul sanggup bereaksi kalau terdapat tumbukan dan molekul-molekul mempunyai energi minimum untuk bereaksi. Energi minimum yang dibutuhkan untuk bereaksi pada ketika molekul bertumbukan disebut energi aktivasi. Energi aktivasi dipakai untuk memutuskan ikatan-ikatan pada pereaksi sehingga sanggup membentuk ikatan gres pada hasil reaksi.

Misalnya energi aktivasi pada reaksi gas hidrogen dan iodium dengan

persamaan reaksi : H₂(g) + I₂(g) → 2HI(g), digambarkan pada grafik sebagai berikut.

Gambar 4. Grafik energi potensial dan waktu pada reaksi H₂ dan I₂.

Energi aktivasi pada reaksi tersebut ialah 170 kJ per mol. Untuk terjadi tumbukan antara H₂ dan I₂ diperlukan energi ≥ 70 kJ. Pada ketika reaksi terjadi energi sebesar 170 kJ diserap dan dipakai untuk memutuskan ikatan H – H dan I – I selanjutnya ikatan H – I terbentuk. Pada ketika terbentuk H – I ada energi yang dilepaskan sehingga reaksi tersebut termasuk reaksi eksoterm.

Bagaimana kerja katalis sehingga sanggup mempercepat reaksi?

Perhatikan Gambar 5.

Gambar 5. Grafik energi potensial reaksi tanpa katalis dan dengan pinjaman katalis.

Pada Gambar 5, proses reaksi tanpa katalis digambarkan dengan satu kurva yang tinggi sedangkan dengan katalis menjadi kurva dengan dua puncak yang rendah sehingga energi aktivasi pada reaksi dengan katalis lebih rendah daripada energi aktivasi pada reaksi tanpa katalis. Berarti secara keseluruhan katalis sanggup menurunkan energi aktivasi dengan cara mengubah jalannya reaksi atau prosedur reaksi sehingga reaksi lebih cepat.

Anda kini sudah mengetahui Pengaruh Katalis Terhadap Laju Reaksi. Terima kasih anda sudah berkunjung ke Perpustakaan Cyber.

Referensi :

Harnanto, A dan Ruminten. 2009. Kimia 2 : Untuk SMA/MA Kelas XI. Pusat Perbukuan, Departemen Pendidikan Nasional, Jakarta, p. 294.

Referensi Lainnya :

[1] Kalsum, S., P. K. Devi, Masmiami, dan H. Syahrul. 2009. Kimia 2 : Kelas XI Sekolah Menengan Atas dan MA. Pusat Perbukuan, Departemen Pendidikan Nasional, Jakarta, p. 294.

Pintar Pelajaran Faktor-Faktor Yang Mempengaruhi Laju Reaksi, Praktikum Kimia, Referensi Soal, Pembahasan

Faktor-faktor yang Mempengaruhi Laju Reaksi, Praktikum Kimia, Contoh Soal, Pembahasan - Laju reaksi menyatakan laju berkurangnya jumlah reaktan atau laju bertambahnya jumlah produk dalam satuan waktu. Satuan jumlah zat bermacam-macam, contohnya gram, mol, atau konsentrasi. Sedangkan satuan waktu dipakai detik, menit, jam, hari, ataupun tahun. Dalam reaksi kimia banyak dipakai zat kimia yang berupa larutan atau berupa gas dalam keadaan tertutup, sehingga dalam laju reaksi dipakai satuan konsentrasi (molaritas) (James E. Brady, 1990). Perhatikan reaksi berikut.

Pada awal reaksi, reaktan ada dalam keadaan maksimum sedangkan produk ada dalam keadaan minimal. Setelah reaksi berlangsung, maka produk akan mulai terbentuk. Semakin usang produk akan semakin banyak terbentuk, sedangkan reaktan semakin usang semakin berkurang. Laju reaksi tersebut sanggup digambarkan menyerupai pada gambar 1.

Gambar 1. Grafik laju reaksi perubahan konsentrasi produk dan konsentrasi reaktan.

Dari gambar 1. terlihat bahwa konsentrasi reaktan semakin berkurang, sehingga laju reaksinya yaitu berkurangnya konsentrasi R setiap satuan waktu, dirumuskan sebagai :

dengan : 

Δ[R] = perubahan konsentrasi reaktan (M)

Δt = perubahan waktu (detik)

v = laju reaksi (M detik^–1)

Tanda (–) artinya berkurang.

Berdasarkan gambar 1. terlihat bahwa produk semakin bertambah, sehingga laju reaksinya yaitu bertambahnya konsentrasi P setiap satuan waktu, dirumuskan sebagai:

dengan : 

Δ[P] = perubahan konsentrasi reaktan (M)

Δt = perubahan waktu (detik)

v = laju reaksi (M detik^–1)

Tanda (+) artinya bertambah.

Contoh Soal Laju Reaksi (1) :

Berdasarkan reaksi :

2 N₂O₅(g) → 4 NO₂(g) + O₂(g)

diketahui bahwa N₂O₅ berkurang dari 2 mol/liter menjadi 0,5 mol/liter dalam waktu 10 detik. Berapakah laju reaksi berkurangnya N₂O₅?

Pembahasan :

 

v _N2O5 = 0,15 M/detik

Contoh Soal Laju Reaksi (2) :

Ke dalam ruang yang volumenya 2 liter, dimasukkan 4 mol gas HI yang kemudian terurai menjadi gas H₂ dan I₂. Setelah 5 detik, dalam ruang tersebut terdapat 1 mol gas H₂ . Tentukan laju reaksi pembentukan gas H₂ dan laju reaksi peruraian gas HI!

Jawaban :

Persamaan reaksi	:	2 HI(g)	→	H2(g)	+	I2(g)
Mula-mula	:	4 mol		-		-
Setelah 5 detik	:	2 mol		1 mol		1 mol

a. Laju reaksi pembentukan H₂

Karena mol H₂ yang terbentuk = 1 mol,

maka molaritas H₂ = 1/2 = 0,5 mol/liter

Jadi, laju pembentukan H₂ = 0,5/5 = 0,1 M/detik

b. Laju reaksi penguraian HI

2 mol HI 1 mol H₂

maka gas HI yang terurai = (2/2) x 1 = 2 mol

Molaritas HI yang terurai = 2/2 = 1 mol/liter

Jadi, laju peruraian HI = 1/5 = 0,2 M/detik

1. Faktor-faktor yang Mempengaruhi Laju Reaksi

Dari hasil percobaan ternyata laju reaksi dipengaruhi oleh konsentrasi, luas permukaan, temperatur, dan katalis (James E. Brady, 1990).

1.1. Konsentrasi

Pada umumnya, reaksi akan berlangsung lebih cepat kalau konsentrasi pereaksi diperbesar. Zat yang konsentrasinya besar mengandung jumlah partikel yang lebih banyak, sehingga partikel-partikelnya tersusun lebih rapat dibanding zat yang konsentrasinya rendah. Partikel yang susunannya lebih rapat, akan lebih sering bertumbukan dibanding dengan partikel yang susunannya renggang, sehingga kemungkinan terjadinya reaksi makin besar. (Baca juga : Pengaruh konsentrasi terhadap laju reaksi)

1.2. Luas Permukaan

Salah satu syarat biar reaksi sanggup berlangsung yaitu zat-zat pereaksi harus bercampur atau bersentuhan. Pada adonan pereaksi yang heterogen, reaksi hanya terjadi pada bidang batas campuran. Bidang batas adonan inilah yang dimaksud dengan bidang sentuh. Dengan memperbesar luas bidang sentuh, reaksi akan berlangsung lebih cepat. (Baca juga : Pengaruh luas permukaan terhadap laju reaksi)

1.3. Suhu atau Temperatur

Setiap partikel selalu bergerak. Dengan menaikkan temperatur, energi gerak atau energi kinetik partikel bertambah, sehingga tumbukan lebih sering terjadi. Dengan frekuensi tumbukan yang semakin besar, maka kemungkinan terjadinya tumbukan efektif yang bisa menghasilkan reaksi juga semakin besar. Suhu atau temperatur ternyata juga memperbesar energi potensial suatu zat. Zat-zat yang energi potensialnya kecil, kalau bertumbukan akan sukar menghasilkan tumbukan efektif. Hal ini terjadi lantaran zat-zat tersebut tidak bisa melampaui energi aktivasi. Dengan menaikkan suhu, maka hal ini akan memperbesar energi potensial, sehingga saat bertumbukan akan menghasilkan reaksi. (Baca juga : Pengaruh Suhu terhadap Laju Reaksi)

1.4. Katalis

Katalis yaitu suatu zat yang berfungsi mempercepat terjadinya reaksi, tetapi pada selesai reaksi sanggup diperoleh kembali. Fungsi katalis yaitu menurunkan energi aktivasi, sehingga kalau ke dalam suatu reaksi ditambahkan katalis, maka reaksi akan lebih gampang terjadi. Hal ini disebabkan lantaran zatzat yang bereaksi akan lebih gampang melampaui energi aktivasi. (Baca juga : Pengaruh Katalis terhadap Laju Reaksi)

2. Teori Tumbukan

Reaksi kimia terjadi lantaran adanya tumbukan yang efektif antara partikel-partikel zat yang bereaksi. Tumbukan efektif yaitu tumbukan yang memiliki energi yang cukup untuk memutuskan ikatan-ikatan pada zat yang bereaksi (James E. Brady, 1990). 

Gambar 2. Tumbukan antara molekul hidrogen (A) dengan iodin (B) dan membentuk molekul HI(AB)

Contoh tumbukan yang menghasilkan reaksi dan tumbukan yang tidak menghasilkan reaksi antara molekul hidrogen (H₂) dan molekul iodin (I₂), sanggup dilihat pada gambar 2.

H₂(g) + I₂(g) → 2 HI(g)

Sebelum suatu tumbukan terjadi, partikel-partikel memerlukan suatu energi minimum yang dikenal sebagai energi pengaktifan atau energi aktivasi (Ea). Energi pengaktifan atau energi aktivasi yaitu energi minimum yang diharapkan untuk berlangsungnya suatu reaksi. Sebagai referensi yaitu reaksi antara hidrogen (H₂) dengan oksigen (O₂) menghasilkan air, sanggup dilihat pada gambar 3.

Gambar 3. Energi pengaktifan untuk reaksi pembentukan air (H₂O).

Ketika reaksi sedang berlangsung akan terbentuk zat kompleks teraktivasi. Zat kompleks teraktivasi berada pada puncak energi. Jika reaksi berhasil, maka zat kompleks teraktivasi akan terurai menjadi zat hasil reaksi. Hubungan antara energi pengaktifan dengan energi yang diserap atau dilepaskan selama reaksi berlangsung sanggup dilihat pada gambar 4.

Gambar 4. Energi pengaktifan dan energi yang dilepas (eksoterm) atau energi yang diserap (endoterm).

Anda kini sudah mengetahui Faktor-faktor yang Mempengaruhi Laju Reaksi. Terima kasih anda sudah berkunjung ke Perpustakaan Cyber.

Referensi :

Utami, B. A. Nugroho C. Saputro, L. Mahardiani, S. Yamtinah, dan B. Mulyani. 2009. Kimia 2 : Untuk SMA/MA Kelas XI, Program Ilmu Alam. Pusat Perbukuan, Departemen Pendidikan Nasional, Jakarta, p. 274.

Pintar Pelajaran Pengertian Laju Reaksi Kimia, Rumus, Pola Soal, Faktor-Faktor Yang Mempengaruhi, Orde, Praktikum, Pembahasan, Grafik, Katalis, Persamaan

Pengertian Laju Reaksi Kimia, Rumus, Contoh Soal, Faktor-faktor yang Mempengaruhi, Orde, Praktikum, Pembahasan, Grafik, Katalis, Persamaan - Laju reaksi sama dengan kecepatan reaksi. Langit di malam hari, ketika perayaan tahun gres atau hari-hari istimewa lainnya, menjadi lebih indah ketika nyala kembang api mulai kelihatan di angkasa. Tampak nyalanya gemerlapan menambah terang sinar rembulan. Sekejap kemudian, langit nampak redup kembali, cahaya gemerlap dari nyala kembang api tidak lagi kelihatan. Begitu cepatnya nyala itu hilang, berbeda tatkala kita menyalakan kayu bakar pada api unggun, membutuhkan waktu cukup lama. Cepat dan lambatnya nyala api ini memperlihatkan cepat atau lambatnya reaksi kimia dalam kembang api maupun dalam kayu bakar. Cepat dan lambatnya proses reaksi kimia yang berlangsung dinyatakan dengan laju reaksi. Lantas, apakah pengertian laju reaksi itu? Bagaimana cara mengukurnya? Apa saja faktor-faktor yang mempengaruhinya? Apa manfaat mempelajarinya bagi kehidupan kita? Kalian akan memperoleh jawabannya sehabis mempelajari belahan ini.

Cepatnya reaksi kimia dari kembang api sanggup kita amati dari menyalanya kembang api hingga matinya. Begitu pula dengan beberapa reaksi kimia yang kita laksanakan di laboratorium. Selesainya sebuah reaksi ditandai dengan terbentuknya produk yang sebagian besar sanggup kita amati. Nah, untuk mengetahui berapa kecepatan reaksi kimia yang kita lakukan, kita sanggup mengetahui dari konsentrasi pereaksinya atau hasil reaksinya. Konsentrasi ini biasa dinyatakan dengan satuan molaritas.

Ada beberapa faktor yang menawarkan imbas pada laju reaksi kimia. Faktor-faktor tersebut ialah konsentrasi, luas permukaan, suhu, dan katalis. Bagaimana masing-masing faktor mempengaruhi laju suatu reaksi, dan bagaimana cara kita menganalisis faktor tersebut akan kita pelajari pula dalam belahan ini. Selain hal-hal di atas, kita juga akan mempelajari ihwal persamaan laju reaksi, waktu reaksi, dan orde reaksinya.

A. Pengertian Laju Reaksi

Laju reaksi ialah laju penurunan reaktan (pereaksi) atau laju bertambahnya produk (hasil reaksi). Laju reaksi ini juga menggambarkan cepat lambatnya suatu reaksi kimia, sedangkan reaksi kimia merupakan proses mengubah suatu zat (pereaksi) menjadi zat gres yang disebut sebagai produk. Reaksi kimia digambarkan ibarat pada denah berikut.

Beberapa reaksi kimia ada yang berlangsung cepat. Natrium yang dimasukkan ke dalam air akan memperlihatkan reaksi andal dan sangat cepat, begitu pula dengan petasan dan kembang api yang disulut. Bensin akan terbakar lebih cepat daripada minyak tanah. Namun, ada pula reaksi yang berjalan lambat. Proses pengaratan besi, misalnya, membutuhkan waktu sangat usang sehingga laju reaksinya lambat. Cepat lambatnya proses reaksi kimia yang berlangsung dinyatakan dengan laju reaksi. Dalam mempelajari laju reaksi dipakai besaran konsentrasi tiap satuan waktu yang dinyatakan dengan molaritas. Apakah yang dimaksud molaritas? Simak uraian berikut.

1.1. Molaritas sebagai Satuan Konsentrasi dalam Laju Reaksi

Molaritas menyatakan jumlah mol zat dalam 1 L larutan, sehingga molaritas yang dinotasikan dengan M, dan dirumuskan sebagai berikut.

M = n/V

Keterangan :

n = jumlah mol dalam satuan mol atau mmol

V = volume dalam satuan L atau mL

Bagaimana cara memakai dan menghitung molaritas? Kalian akan mengetahuinya dari contoh-contoh soal berikut.

Contoh Soal Molaritas (1) :

Sebanyak 17,1 g sukrosa (Mr = 342) dilarutkan dalam air hingga volume larutan 500 mL. Tentukan kemolaran sukrosa.

Penyelesaian:

Diketahui : 

Mr sukrosa = 342

Massa (m) sukrosa = 17,1 g

Volume larutan = 500 mL

Ditanyakan :

Molaritas sukrosa.

Jawaban :

n sukrosa = massa/Mr = 171/342 = 0,05 mol = 50 mmol

M sukrosa = n/V = 50 mmol / 500 mL = 0,1 M

Jadi, molaritas sukrosa tersebut ialah 0,1 M.

Contoh Soal Molaritas (2) :

Berapa gram soda camilan bagus (NaHCO₃) yang dibutuhkan untuk menciptakan 150 mL larutan NaHCO₃ 0,5 M? (Ar Na = 23, H = 1, C = 12, 0 = 16)

Pembahasan :

Diketahui :

Molaritas NaHCO₃ = 0,5 M= 0,5 mol/L

Volume larutan = 150 mL = 0,15 L

Ditanyakan :

Massa NaHCO₃ ?

Jawaban :

n =M xV = 0,5 mol/L x 0,15 L = 0,075 mol

massa = mol x Mr = 0,075 x 84 = 6,3 g

Jadi, massa soda camilan bagus tersebut ialah 6,3 g.

Pembuatan suatu larutan sanggup juga dilakukan dengan mengencerkan larutan yang sudah ada, dengan catatan molaritas larutan yang akan dibentuk lebih rendah dari molaritas larutan yang sudah ada. Misalnya di laboratorium hanya ada larutan HCl 1 M, sedangkan kita memerlukan larutan HCl 0,5 M sebanyak 100 mL, bagaimana kita mendapatkannya?

Gambar 1. Pengenceran.

Pada gambar 1 (a) :

sebelum pengenceran

V = V₁

M = M₁

n = n₁

Pada gambar 1 (a) :

sebelum pengenceran

V = V₂

M = M₂

n = n₂

Dalam pengenceran, jumlah zat terlarut tidak berubah sehingga jumlah molnya tetap. Jadi, n₁ = n2 atau M₁ x V₁ = M₂ x V₂. Rumus ini biasa disebut sebagai rumus pengenceran.

Dari citra cara tcrsebut, maka larutan HC1 0,5 M sebanyak 100 mL sanggup dibentuk dengan mengencerkan larutan HC1 1M. Volume HC1 1 M yang dibutuhkan dicari melalui rumus pengenceran.

V₁ x M₁ = V₂ x M₂

V₁ x 1 = 100 x 0,5

V₁ = 50 mL

Jadi, kita sanggup mclakukannya dengan mengambil 50 mL HC1 1M, kemudian kin masukkan ke dalam labu ukur 100 mL kemudian ditambahi air hingga tanda batas, dan 100 ml Larutan HCl 0,5 M telah selesai dibuat.

Gambar 2. Larutan asam sulfat 97%.

Apabila yang tersedia di laboratorium hanya larutan pekat yang diketahui massa jenis dan kadarnya tanpa diketahui konsentrasinya, contohnya larutan asam sulfat dengan kadar 97% dan massa jenisnya 1,8 kg/L, maka molaritas H₂SO₄ tersebut sanggup ditentukan dengan rumusan berikut.

Untuk menghitung molaritas larutan H₂SO₄ dengan kadar 97% dan massa jenis 1,8 kg/L, kita tinggal memasukkan data ke dalam rumus hingga diperoleh molaritas asam sulfat tersebut sebesar 17,82 M ibarat pada perhitungan berikut.

1.2. Rumus Laju Reaksi

Laju reaksi kimia bukan hanya sebuah teori, namun sanggup dirumuskan secara matematis untuk memudahkan pembelajaran. Pada reaksi kimia: A → B, maka laju berubahnya zat A menjadi zat B ditentukan dari jumlah zat A yang bereaksi atau jumlah zat B yang terbentuk per satuan waktu. Pada ketika pereaksi (A) berkurang, hasil reaksi (B) akan bertambah. Perhatikan diagram perubahan konsentrasi pereaksi dan hasil reaksi pada Gambar 3.

Gambar 3. Diagram perubahan konsentrasi pereaksi dan hasil reaksi.

Berdasarkan gambar tersebut, maka rumusan laju reaksi sanggup kita definisikan sebagai:

a. berkurangnya jumlah pereaksi (konsentrasi pereaksi) per satuan waktu, atau : , dengan r = laju reaksi, - d[R] = berkurangnya reaktan (pereaksi), dan dt = perubahan waktu. Untuk reaksi : A → B, laju berkurangnya zat A ialah : 

b. bertambahnya jumlah produk (konsentrasi produk) per satuan waktu, atau : , dengan +Δ[P] = bertambahnya konsentrasi produk (hasil reaksi). Untuk reaksi : A → B, laju bertambahnya zat B ialah : .

Bagaimana untuk reaksi yang lebih kompleks, semisal : pA + qB → rC.

Untuk reaksi demikian, maka :

Dalam perbandingan tersebut, tanda + atau – tidak perlu dituliskan sebab hanya memperlihatkan sifat perubahan konsentrasi. Oleh sebab harga dt masing-masing sama, maka perbandingan laju reaksi sesuai dengan perbandingan konsentrasi. Di sisi lain, konsentrasi berbanding lurus dengan mol serta berbanding lurus pula dengan koefisien reaksi, sehingga perbandingan laju reaksi sesuai dengan perbandingan koefisien reaksi. Perbandingan tersebut sanggup dituliskan sebagai berikut.

rA : rB : rC = p : q : r

Perhatikan teladan soal berikut.

Contoh Soal Laju Reaksi (3) :

Pada reaksi pembentukan gas SO₃ menurut reaksi: 2SO₂(g) + O₂(g) → 2SO₃(g), sehingga diperoleh data sebagai berikut.

No.	[SO3] mol/L	Waktu (s)
1	0,00	0
2	0,25	20
3	0,50	40

Tentukanlah:

a. Laju bertambahnya SO₃

b. Laju berkurangnya SO₂

c. Laju berkurangnya O₂

Penyelesaian :

Diketahui :

Persamaan reaksi : 2SO₂(g) + O₂(g) → 2SO₃(g)

Data konsentrasi (pada tabel).

Ditanyakan :

a. r SO₃.

b. r SO₂.

c. r O₂.

Jawaban :

a. Δ[SO₃] = [SO₃]₃ – [SO₃]₂ = 0,50 – 0,25 = 0,25 M

Δt = t₃ – t₂ = 40 – 20 = 20 s

r SO₃ =  =  = 0,0125 M/s

Jadi, laju bertambahnya SO³ sebesar 1,25 x 10^–2 M/s.

b. Karena koefisien SO₂ = koefisien SO₃, maka:

r SO₂ = – r SO₃ = – 0,0125 M/s

Jadi, laju berkurangnya SO₂ sebesar –1,25 x 10^–2 M/s

c. r O₂ = - ½ x r SO₃ = - ½ x 0,0125 = - 0,00625 M/s

Jadi, laju berkurangnya O₂ sebesar – 6,25 x 10^–3 M/s

Setelah kalian mempelajari apa itu laju reaksi dan bagaimana memilih besarnya laju reaksi zat dalam persamaan reaksi, maka sanggup kalian simpulkan bagaimana cepat lambatnya suatu reaksi kimia berdasarkan laju reaksi zat tersebut. Jika laju reaksi zat itu besar, maka reaksi berlangsung cepat, dan sebaliknya, kalau laju reaksi zat kecil, maka reaksi berlangsung lambat. Nah, tolong-menolong apa yang mempengaruhi cepat lambatnya laju reaksi kimia? Berikut ini akan kalian pelajari faktor-faktor yang mempengaruhi laju reaksi, termasuk di dalamnya teori tumbukan.

B. Faktor-faktor yang Mempengaruhi Laju Reaksi

Laju reaksi suatu reaksi kimia dipengaruhi oleh beberapa faktor, yaitu konsentrasi pereaksi, luas permukaan zat yang bereaksi, suhu pada ketika reaksi kimia terjadi, dan ada tidaknya katalis. Sehubungan dengan proses reaksi kimia, maka ada satu hal penting yang harus dipelajari untuk memilih berjalan tidaknya sebuah reaksi kimia, yakni tumbukan. Suatu reaksi kimia sanggup terjadi bila ada tumbukan antara molekul zat-zat yang bereaksi. Apakah setiap tumbukan niscaya menyebabkan berlangsungnya reaksi kimia? Akan kita ketahui jawabannya dengan mempelajari teori tumbukan dahulu sebelum melangkah pada pembahasan faktor-faktor yang mempengaruhi laju reaksi.

Gambar 4. Konsentrasi reaktan sangat kuat pada laju reaksi seng dengan asam sulfat. Laju reaksi lambat dalam larutan berkonsentrasi rendah (kiri) dan cepat dalam larutan berkonsentrasi tinggi.

2.1. Tumbukan sebagai Syarat Berlangsungnya Reaksi Kimia

Tumbukan yang menghasilkan reaksi hanyalah tumbukan yang efektif. Tumbukan efektif harus memenuhi dua syarat, yaitu posisinya sempurna dan energinya cukup. Bagaimanakah posisi tumbukan yang efektif? Dalam wadahnya, molekul-molekul pereaksi selalu bergerak ke segala arah dan sangat mungkin bertumbukan satu sama lain. Baik dengan molekul yang sama maupun dengan molekul berbeda. Tumbukan tersebut sanggup tetapkan ikatan dalam molekul pereaksi dan kemudian membentuk ikatan gres yang menghasilkan molekul hasil reaksi. Contoh tumbukan antarmolekul yang sama terjadi pada pereaksi hidrogen iodida berikut.

HI(g) + HI(g) → H₂(g) + I₂(g)

Secara umum, dituliskan:

AB + AB → A₂ + B₂

Tumbukan yang efektif terjadi bila keadaan molekul sedemikian rupa sehingga antara A dan B saling bertabrakan (Gambar 5(a)). Jika yang bertabrakan ialah atom yang sama, yaitu antara A dan A (Gambar 5(b)) atau atom A dan B namun hanya bersenggolan saja (Gambar 5(c)), maka tumbukan tersebut merupakan tumbukan yang tidak efektif.

Gambar 5. (a) tumbukan yang efektif sebab posisi tumbukan tepat, (b) tumbukan tidak efektif sebab molekul yang bertabrakan sama (c) tumbukan tidak efektif sebab posisinya tidak tepat.

Selanjutnya apa yang dimaksud energi tumbukan harus cukup? Jika kalian melemparkan kerikil pada beling dan kacanya tidak pecah, berarti energi kinetik kerikil tidak cukup untuk memecahkan kaca. Demikian juga tumbukan antarmolekul pereaksi, meskipun sudah terjadi tumbukan dengan posisi tepat, namun apabila energinya kurang, maka reaksi tidak akan terjadi. Dalam hal ini dibutuhkan energi minimum tertentu yang harus dipunyai molekul-molekul pereaksi untuk sanggup menghasilkan reaksi.

Energi tersebut dinamakan energi aktivasi atau energi pengaktifan (Ea).

Perhatikan Gambar 6. ihwal tumbukan dengan energi yang cukup dan tidak cukup.

Gambar 6. (a) energi cukup menghasilkan reaksi dan (b) energi tidak cukup tidak menghasilkan reaksi.

Bila gerakan molekul AB dan C lambat, maka tidak akan terjadi ikatan antara B dan C ketika bertumbukan. Akibatnya, keduanya terpental tanpa ada perubahan (Gambar 6(a)). Dengan mempercepat gerakan molekul, maka akan menciptakan tumpang tindih B dan C serta menciptakan ikatan, dan akibatnya terjadi ikatan kimia (Gambar 6(b)).

Dalam suatu reaksi terdapat tiga keadaan yaitu keadaan awal (pereaksi), keadaan transisi, dan keadaan selesai (hasil reaksi). Keadaan transisi disebut juga komplek teraktivasi. Pada keadaan ini ikatan gres sudah terbentuk namun ikatan usang belum putus. Keadaan tersebut hanya berlangsung sesaat dan tidak stabil. Keadaan transisi ini selalu mempunyai energi lebih tinggi daripada keadaan awal dan akhir, sedangkan energi keadaan awal sanggup lebih tinggi atau lebih rendah daripada energi keadaan akhir.

Bila keadaan awal lebih tinggi energinya, reaksi mcnghasilkan kalor atau dinamakan reaksi eksoterm, dan bila yang terjadi ialah sebaliknya, dinamakan reaksi endoterm. Perhatikan Gambar 7. yang menggambarkan ihwal energi aktivasi pada reaksi eksoterm dan reaksi endoterm.

Gambar 7. (a) Diagram potensial reaksi eksoterm dan, (b) Diagram potensial reaksi endoterm.

Dengan mengetahui teori tumbukan ini, kalian akan lebih gampang memahami klarifikasi ihwal faktor-faktor yang memengaruhi laju reaksi. Percepatan gerakan molekul akan memperbesar kemungkinan tumbukan efektif sebab percepatan gerakan menawarkan energi lebih besar. Percepatan gerakan molekul berarti percepatan laju reaksi. Dengan dipercepatnya laju reaksi memakai salah satu faktor-faktor berikut, diharapkan energi yang dibutuhkan untuk tumbukan sanggup tercukupi sehingga sanggup menghasilkan tumbukan yang efektif. Faktor-faktor tersebut akan segera diuraikan dalam klarifikasi berikut ini.

2.2. Pengaruh Konsentrasi terhadap Laju Reaksi

Jika konsentrasi suatu larutan makin besar, larutan akan mengandung jumlah partikel semakin banyak sehingga partikel-partikel tersebut akan tersusun lebih rapat dibandingkan larutan yang konsentrasinya lebih rendah. Susunan partikel yang lebih rapat memungkinkan terjadinya tumbukan semakin banyak dan kemungkinan terjadi reaksi lebih besar. Makin besar konsentrasi zat, makin cepat laju reaksinya. Perhatikan Gambar 8. ihwal imbas konsentrasi berikut.

Gambar 8. (a) tumbukan yang terjadi pada konsentrasi kecil, (b) tumbukan yang terjadi pada konsentrasi besar.

Apabila dibentuk sebuah grafik yang memperlihatkan kekerabatan antara konsentrasi dengan laju reaksi, maka dihasilkan grafik ibarat pada Gambar 9. Grafik memperlihatkan bahwa semakin besar konsentrasi, semakin cepat pula laju reaksinya.

Gambar 9. Grafik imbas konsentrasi terhadap laju reaksi.

2.3. Pengaruh Luas Permukaan terhadap Laju Reaksi

Pada ketika zat-zat pereaksi bercampur, maka akan terjadi tumbukan antar partikel pereaksi di permukaan zat. Laju reaksi sanggup diperbesar dengan memperluas permukaan bidang sentuh zat yang dilakukan dengan cara memperkecil ukuran zat pereaksi. Perhatikan Gambar 10.

Gambar 10. Tumbukan antar partikel pada (a) permukaan kecil dan (b) permukaan besar.

Semakin luas permukaan bidang sentuh zat, semakin besar laju reaksinya, ibarat yang ditunjukkan oleh grafik kekerabatan luas permukaan dengan laju reaksi pada Gambar 11.

Gambar 11. Grafik imbas luas permukaan terhadap laju reaksi.

2.4. Pengaruh Suhu terhadap Laju Reaksi

Partikel-partikel dalam zat selalu bergerak. Jika suhu zat dinaikkan, maka energi kinetik partikel-partikel akan bertambah sehingga tumbukan antar partikel akan mempunyai energi yang cukup untuk melampaui energi pengaktifan. Hal ini akan menyebabkan lebih banyak terjadi tumbukan yang efektif dan menghasilkan reaksi (Gambar 12).

Gambar 12. (a) tumbukan antarpartikel pada suhu rendah, (b) tumbukan antarpartikel pada suhu tinggi.

Pada umumnya, setiap kenaikan suhu sebesar 10 ^oC, reaksi akan berlangsung dua kali lebih cepat. Dengan demikian, apabila laju reaksi awalnya diketahui, kita sanggup memperkirakan besarnya laju reaksi berdasarkan kenaikan suhunya. Lebih mudahnya, lihat perumusan berikut.

Karena besarnya laju berbanding terbalik dengan waktu yang ditempuh, maka perumusan di atas sanggup dituliskan sebagai berikut.

Keterangan :

∆r = kenaikan laju reaksi

∆T = kenaikan suhu = T₂ –T₁

T₂ = suhu akhir

T₁ = suhu awal

t₀ = waktu reaksi awal

t_t = waktu reaksi akhir

Agar lebih memahami perumusan di atas, perhatikanlah teladan soal berikut.

Contoh Soal Pengaruh Suhu terhadap Laju Reaksi (4) :

Suatu reaksi berlangsung dua kali lebih cepat setiap suhu dinaikkan 10 ^oC . Apabila pada suhu 25 ^oC laju reaksi suatu reaksi ialah 2y M/s. Berapa laju reaksi pada suhu 75 ^oC?

Penyelesaian :

Diketahui :

r₀ = 2y

∆r = 2

T₁ = 25 °C

T₂ = 75 °C

Ditanyakan:

r_t = .... ?

Jawab:

= (2)^50/10 x 2y

= 2⁵ x 2y = 32 . 2y

= 64y

Jadi, laju reaksinya ialah 64y.

Untuk lebih mudahnya, sanggup kita buat dalam bentuk tabel.

Suhu (°C)	25	35	45	55	65	75
Laju reaksi (M/s)	2y	4y	8y	16y	32y	64y

Jadi, laju reaksinya sama, yaitu 64y.

Apabila imbas suhu terhadap laju reaksi ini dibentuk grafik, akan tampak ibarat pada Gambar 13. Dari grafik tersebut sanggup disimpulkan bahwa makin tinggi suhu, laju reaksi semakin besar.

Gambar 13. Grafik perubahan suhu terhadap laju reaksi.

2.5. Pengaruh Katalis terhadap Laju Reaksi

Reaksi yang berlangsung lambat sanggup dipercepat dengan memberi zat lain tanpa menambah konsentrasi atau suhu reaksi. Zat tersebut disebut katalis. Katalis sanggup mempercepat laju reaksi, tetapi tidak mengalami perubahan kimia secara permanen sehingga pada selesai reaksi zat tersebut sanggup diperoleh kembali.

Fungsi katalis dalam reaksi ialah menurunkan energi aktivasi sehingga jumlah molekul yang sanggup melampaui energi aktivasi menjadi lebih besar. Gambar 14 memperlihatkan peranan katalis dalam menurunkan energi aktivasi.

Gambar 14. Diagram energi potensial reaksi tanpa katalis dan dengan katalis. Energi aktivasi reaksi dengan katalis (EaK) lebih kecil dari reaksi tanpa katalis.

Katalis mempunyai beberapa sifat, di antaranya:

1. Katalis tidak bereaksi secara permanen.
2. Jumlah katalis yang dibutuhkan dalam reaksi sangat sedikit.
3. Katalis tidak mempengaruhi hasil reaksi.
4. Katalis tidak memulai suatu reaksi, tetapi hanya mempengaruhi lajunya.
5. Katalis hanya bekerja efektif pada suhu optimum, artinya di atas atau di bawah suhu tersebut kerja katalis berkurang.
6. Suatu katalis hanya mempengaruhi laju reaksi secara spesifik, artinya suatu katalis hanya mempengaruhi laju satu jenis reaksi dan tidak sanggup untuk reaksi yang lain.
7. Keaktifan katalis sanggup diperbesar oleh zat lain yang disebut promotor.
8. Hasil suatu reaksi sanggup bertindak sebagai katalis, sehingga zat tersebut disebut autokatalis.
9. Katalis dalam senyawa organik disebut enzim.
10. Terdapat katalis yang sanggup memperlambat suatu reaksi, sehingga katalis itu disebut katalis negatif atau inhibitor.

Gambar 15. Dekomposisi H₂O₂ dengan katalis MnO₂ menjadi air dan oksigen.

Berdasarkan wujudnya, katalis sanggup dibedakan dalam dua golongan, yaitu:

1. Katalis homogen ialah katalis yang mempunyai wujud sama dengan pereaksi. Katalis ini sanggup berada dalam dua wujud:

a. dalam wujud gas, contoh:

	NO(g)
2CO(g) + O2(g)	→	2CO2(g)

b. dalam wujud larutan, contoh:

	H+
C12H22O11(aq) + H2O(l)	→	C6H12O6(aq) + C6H12O6(aq)

2. Katalis heterogen adalah katalis yang mempunyai wujud berbeda dengan pereaksi. Biasanya katalis ini berwujud padat dan pereaksinya cair atau gas. Contohnya:

	Fe(s)
N2(g) + 3H2(g)	→	2NH3(g)
	Ni(s)
C2H4(g) + H2(g)	→	C6H6(g)

Beberapa faktor yang memengaruhi laju reaksi telah usai kalian pelajari.

Untuk menganalisis lebih dalam kecenderungan peranan masingmaing faktor, lakukanlah kegiatan berikut.

Praktikum Kimia Menganalisis Faktor-Faktor yang Mempengaruhi Laju Reaksi (1) :

A. Dasar Teori

Suatu reaksi kimia berlangsung apabila terjadi tumbukan yang efektif antar partikel pereaksi. Cepat lambatnya suatu reaksi kimia dinyatakan dengan laju reaksi. Kecepatan laju reaksi ini sanggup dikendalikan sebab ada beberapa faktor yang memengaruhinya, yaitu konsentrasi pereaksi, luas permukaan partikel dari pereaksi, suhu ketika reaksi, dan keberadaan katalis.

Konsentrasi pereaksi sebanding dengan laju reaksi. Artinya, semakin besar konsentrasi pereaksi, maka laju reaksi akan semakin cepat. Begitu pula dengan luas permukaan dari partikel-partikel pereaksi. Semakin luas permukaan partikelnya, maka semakin cepat laju reaksinya. Mengenai suhu ketika reaksi juga sebanding dengan laju reaksi. Jadi, semakin tinggi suhu reaksi, maka laju reaksinya semakin cepat. Adapun keberadaan katalis akan mempercepat laju reaksi tanpa bereaksinya katalis tersebut.

Sumber : Syukri S, 1999, hlm. 472, 495, 502 (dengan pengembangan)

B. Tujuan Percobaan

1. Mengetahui imbas konsentrasi pada laju reaksi.
2. Mengetahui imbas luas permukaan pada laju reaksi.
3. Mengetahui imbas suhu pada laju reaksi.
4. Mengetahui imbas katalis pada laju reaksi penguraian H₂O₂ .

C. Alat dan Bahan Percobaan

Alat :

1. tabung reaksi
2. stop watch
3. gelas kimia
4. alat pemanas
5. termometer
6. gelas ukur
7. kertas kosong yang diberi tanda silang (X)

Bahan :

1. pita magnesium
2. batu pualam, CaCO₃ (bongkahan dan serbuk)
3. larutan HCI 1M, 2M, 3M
4. larutan Na₂S₂O₃ 0,1M
5. larutan hydrogen peroksida (H₂O₂) 5%
6. larutan besi (III) klorida (FeCI₃) 0,1M
7. larutan natrium klorida (Nod) 0,1M

D. Langkah Percobaan

1. Mengetahui imbas konsentrasi pada laju reaksi

a. Isilah 3 buah tabung reaksi masing-masing dengan 10 mL HCI 1 M, 10 mL HCI 2 M, dan 10 mL HCI 3 M.

b. Masukkan 1 cm pita magnesium ke tabung 1 dan catat waktunya mulai dari pita Mg dimasukkan hingga pita Mg habis bereaksi.

c. Ulangi langkah b untuk tabung 2 dan 3.

2. Mengetahui imbas luas permukaan terhadap laju reaksi

a. Isilah 2 tabung reaksi masing-masing dengan 10 mL HCI 2 M.

b. Masukkan 1 g serbuk CaCO₃ ke dalam tabung dan catat waktunya mulai CaCO₃ dimasukkan sampai CaCO₃ habis bereaksi dengan HCI.

c. Masukkan 1 g bongkahan CaCO₃ ke dalam tabung dan catat waktunya mulai dari CaCO₃ dimasukkan sampai CaCO₃ habis bereaksi dengan HCI.

3. Pengaruh suhu terhadap laju reaksi

a. Isilah 4 gelas kimia masing-masing dengan 20 mL larutan Na₂S₂O₃ . Ukurlah suhunya masing-masing.

b. Letakkan gelas 1 di atas kertas bertanda silang. Masukkan 10 mL HCl 1 M dalam gelas kimia. Catat waktu ketika HCl dimasukkan dalam gelas kimia hingga tanda silang pada kertas tidak kelihatan dari atas gelas.

c. Panaskan gelas 2, 3, dan 4 di atas pemanas hingga suhu larutan naik 10 ^oC (gelas 2), 20 ^oC (untuk gelas 3), dan 30 ^oC (untuk gelas 4). Turunkan gelas dari pemanas dan letakkan di atas kertas bertanda silang. Segera masukkan 10 mL HCl 1M ke dalam gelas dan catat waktu mulai dari HCl dimasukkan hingga tanda silang pada kertas tidak kelihatan dari atas gelas.

Gambar 16.Langkah kerja untuk menganalisis faktor suhu yang mempengaruhi laju reaksi.

4. Pengaruh katalis terhadap laju reaksi H₂O₂

a. Isilah 3 buah gelas kimia masing-masing dengan 50 mL H₂O₂

b. Gelas 1 dibiarkan saja.

c. Pada gelas 2, tambahkan 20 tetes NaCl.

d. Pada gelas 3, tambahkan 20 tetes FeCI₃.

e. Amati reaksi yang terjadi pada setiap gelas dan catat hasilnya.

Tabel 1. Pengaruh Katalis terhadap Laju Reaksi

Tabung reaksi	Pita Mg	Konsentrasi HCl	Waktu (s)
1	1 cm	1 M
2	1 cm	2 M
3	1 cm	3 M

Tabel 2. Pengaruh Luas Permukaan terhadap Laju Reaksi

Tabung	CaCO3 1 gram	Konsentrasi HCl	Waktu (s)
1	serbuk	2 M
2	bongkahan	2 M

Tabel 3. Pengaruh Suhu terhadap Laju Reaksi

Gelas Kimia	Suhu ( C)	V HCl 2 M	V Na2S2O3 0,1 M	Waktu (s)
1	x =	10 mL	20 mL
2	x + 10 =	10 mL	20 mL
3	x + 20 =	10 mL	20 mL
4	x + 30 =	10 mL	20 mL

Tabel 4. Pengaruh Katalis terhadap Laju Reaksi

Gelas Kimia	Larutan	Pengamatan
1	H2O2
2	H2O2 + NaCI
3	H2O2 + FeCI,

F. Pembahasan

Buatlah pembahasan ihwal hasil percobaan dengan menjawab beberapa pertanyaan berikut.

1. Mengetahui imbas konsentrasipada laju reaksi.

a. Reaksi pada tabung mana yang paling cepat?

b. Reaksi pada tabung mana yang paling lambat?

c. Mengapa kecepatan reaksi keduanya berbeda?

d. Tentukanlah variabel bebas dan variabel kontrolnya.

e. Buatlah grafik fungsi konsentrasi vs waktu dari hasil percobaan kalian.

2. Mengetahui imbas luas permukaan pada laju reaksi.

a. Reaksi pada tabung manakah yang lebih cepat selesai?

b. Faktor apakah yang mempengaruhi cepat lambatnya reaksi-reaksi tersebut?

c. Tentukanlah variabel bebas dan variabel kontrolnya.

d. Buatlah grafik fungsi antara bentuk partikel zat vs waktu dari hasil percobaan kalian.

3. Mengetahui imbas suhu pada laju reaksi.

a. Reaksi pada gelas manakah yang lebih cepat menghasilkan endapan belerang? (ditandai dengan larutan yang keruh dan tanda silang tidak kelihatan)

b. Faktor apa yang mempengaruhi cepat lambatnya reaksi?

c. Tentukanlah variabel bebas dan variabel kontrolnya.

d. Buatlah grafik fungsi suhu Vs waktu dari hasil percobaan.

e. Berapa kalikah laju reaksi pada tabung 2 dibandingkan dengan tabung 1?

4. Mengetahui imbas katalis pada laju reaksi.

a. Apa yang terjadi pada gelas kimia 1, 2, dan 3?

b. Apa yang berperan sebagai katalis?

G. Kesimpulan

Buatlah kesimpulan ihwal faktor-faktor yang mempengaruhi laju reaksi dan kecenderungan imbas faktor-faktor tersebut terhadap laju reaksi.

C. Persamaan Laju Reaksi dan Orde Reaksi

Laju reaksi dalam suatu reaksi sangat bergantung pada konsentrasi pereaksi. Besarnya laju reaksi akan berkurang sebab konsentrasi pereaksi makin kecil. Hubungan antara konsentrasi pereaksi dan laju reaksi tersebut dinyatakan dalam persamaan reaksi. Bagaimana kita menuliskan persamaan laju reaksi? Pelajari persamaan laju reaksi dan orde reaksi berikut.

3.1. Persamaan Laju Reaksi

Persamaan laju reaksi hanya dipengaruhi oleh konsentrasi pereaksi. Untuk reaksi secara umum: 

pA + qB → rC + sD 

maka laju reaksinya ditulis : 

r = k [A]^m [B]ⁿ 

Dalam rumusan tersebut, r merupakan laju reaksi dengan satuan mol/Ls atau M/s, k ialah konstanta laju reaksi, lambang [A] dan [B] merupakan konsentrasi molar zat A dan B, sedangkan pangkat m dan n merupakan angka-angka bilangan lingkaran ( 0, 1, 2,...) dan disebut sebagai orde reaksi atau tingkat reaksi. m merupakan orde reaksi terhadap A, n orde reaksi terhadap B, dan m + n merupakan orde reaksi total. Besarnya m dan n tersebut tidak berafiliasi dengan koefisien reaksi. Jika ternyata besarnya sama, maka itu suatu kebetulan saja sebab orde reaksi hanya sanggup ditentukan dan data percobaan.

Contoh beberapa persamaan reaksi dan cara menuliskan persamaan laju reaksinya serta tingkat reaksinya sanggup dilihat pada Tabel 1.

3.2. Penentuan Orde Reaksi

Pada Tabel 1. terlihat bahwa tingkat (orde) reaksi tidak berafiliasi dengan koefisien pereaksi. Adapun langkah-langkah dalam penulisan persamaan laju reaksi dan pencntuan orde reaksinya ialah sebagai berikut.

Langkah pertama, menuliskan persamaan laju reaksi secara umum, diubahsuaikan dengan jumlah pereaksinya.

Jika pereaksinya tunggal : A → hasil, maka, v = k[A]^m

Jika pereaksinya dua : A + B → hasil, maka, v = k[A]^m [B]ⁿ

Jika pereaksinya tiga : A + B + C→ hasil, maka, v = k [A]^m[B]ⁿ[C]°

Gambar 17.Grafik Reaksi Orde 0 (Nol).

Langkah kedua, memilih m, n, dan o dari data percobaan. Untuk memilih orde reaksi, perhatikanlah teladan berikut.

Contoh Soal Orde Reaksi (5) :

Dalam ruang tertutup, direaksikan gas SO₂ dan gas H₂ dengan persamaan reaksi berikut.

SO₂(g) + 2 H₂(g) → S(s) + 2 H₂O(g)

Berikut ialah data yang diperoleh dari percobaan.

Percobaan	[SO2] M	[H2] M	r (M/s)
1	0,03	0,12	1 x 10–2
2	0,06	0,12	2 x 10–2
3	0,06	0,24	8 x 10–2

Tentukanlah:

a. Persamaan laju reaksinya

b. Konstanta laju reaksinya

Jawaban :

Penulisan persamaan laju reaksinya: r = k[SO₂]^m [H₂]ⁿ

Untuk memilih m dan n sanggup dilakukan beberapa cara, yaitu:

Cara 1 :

a. Menentukan orde reaksi terhadap SO₂ atau m. Kita ambil data pada konsentrasi H₂ yang konstan, yaitu data 1 dan 2.

Percobaan	[SO2] M	v (M/s)
1	0,03	1 x 10–2
2	0,06	2 x 10–2

Pada data tersebut, kalau [SO₂] dinaikkan 2 kali ternyata laju reaksi juga naik 2 kali. Kaprikornus laju reaksi berbanding lurus dengan konsentrasi A, ditulis r = k [A]. Konsentrasi A berpangkat satu atau orde reaksi terhadap A ialah 1. Jika dibentuk grafik fungsi laju reaksi terhadap [A], maka grafiknya berupa garis lurus, ibarat terlihat pada Gambar 18.

Gambar 18. Grafik Reaksi Orde 1.

b. Menentukan orde reaksi terhadap H₂ atau n. Kita ambil data pada konsentrasi SO₂ yang konstan, yaitu data 2 dan 3.

Percobaan	[H2] M	v (M/s)
2	0,12	2 x 10–2
3	0,24	8 x 10–2

Dari data tersebut, kalau [H₂] dinaikkan 2 kali ternyata laju reaksinya naik 4 kali. Jadi, laju reaksi berbanding lurus dengan konsentrasi H₂ pangkat 2, ditulis r = k [H₂]². Grafik fungsi laju reaksi terhadap [B] berupa parabola, ibarat tampak pada Gambar 19.

Gambar 19.Grafik Reaksi Orde 2.

c. Selanjutnya, persamaan laju reaksi secara keseluruhan dituliskan: r = k [A] [B]². Orde reaksi totalnya ialah m + n yaitu 1 + 2 = 3. 

Cara 2 :

Cara yang kedua ini dilakukan dengan membandingkan persamaan reaksi pada data satu dengan data lainnya. Berikut penyelesaiannya.

a. Menentukan orde reaksi terhadap SO₂ pada data [H₂] yang konstan, yaitu data 2 dan 1.

Jadi, orde reaksi terhadap SO₂ adalah 1.

b. Menentukan orde reaksi terhadap H₂ pada data [SO₂] yang konstan, yaitu data 3 dan 2.

Jadi, orde reaksi terhadap hidrogen ialah 2.

c. Persamaan laju reaksinya ialah r = k [SO₂] [H₂]²

Untuk memilih harga k sanggup dipakai salah satu data, kemudian dimasukkan dalam persamaan laju reaksi yang sudah dituliskan tersebut. Misalnya kita ambil data 1.

r₁ = k [SO₂] [H₂]²

1 x 10^–2 M/s = k (0,03 M) (0,12 M)²

1 x 10^–2 M/s = 4,32 x l0^–4 k M^–3

k = 

k = 23,15 M^-2/s

Jadi, konstanta laju reaksinya ialah 23,15 M^-2/s.

D. Penerapan Laju Reaksi

Kalian pernah melarutkan gula dalam air bukan? Mungkin sewaktu kalian menciptakan teh manis, kopi, atau minuman lainnya. Bagaimana kira-kira larutnya gula dalam air kalau yang dilarutkan bongkahan gula kerikil atau serbuk? Tentulah lebih cepat larut yang dalam bentuk serbuk. Itulah imbas luas permukaan pada laju reaksi yang kita jumpai dalam kehidupan sehari-hari. Dalam bidang industri, reaksi-reaksi yang terjadi selalu diusahakan berlangsung lebih cepat. Faktor laju reaksi yang sering dipakai ialah katalis. Seperti yang telah kalian pelajari ihwal uraian katalis di depan, katalis merupakan zat yang mempercepat laju reaksi tetapi pada selesai reaksi didapatkan kembali ibarat semula. Contoh industri yang memakai katalis ialah pembuatan amonia (NH₃) dan asam sulfat (H₂SO₄).

Amonia merupakan materi untuk menciptakan asam nitrat, pupuk, dan materi peledak. Proses pembuatan amonia dikenal dengan nama Proses Haber-Bosch sesuai dengan nama penemunya, yaitu Fritz Haber dan Karl Bosch. Reaksi pembuatan amonia dari gas nitrogen dan gas hidrogen sebagai berikut:

N₂(g) + 3 H₂(g) ↔ 2 NH₃(g)       ∆H= - 92kJ/mol

Ternyata reaksi tersebut sangat lambat pada suhu kamar, sehingga perlu dilakukan usaha-usaha untuk mempercepat laju reaksinya. Usaha itu harus dilakukan biar segera didapatkan hasil sebanyak-banyaknya dalam waktu sesingkat-singkatnya, sesuai prinsip ekonomi. Salah satu perjuangan yang dilakukan ialah dengan menambahkan katalis besi. Pada proses pembuatan asam sulfat yang sering dikenal dengan nama proses kontak, juga dibutuhkan katalis yaitu Vanadium pentoksida, V₂O₅.

Silakan tonton video mengenai Faktor-faktor yang mempengaruhi laju reaksi. Jika bermanfaat, berikan santunan dengan cara klik suka video ini di YouTube di http://goo.gl/OKlWZ. Klik suka yang anda berikan, akan menawarkan motivasi bagi pembuat video ini untuk terus berkarya.

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

Referensi :

Premono, S. A. Wardani, dan N. Hidayati. 2009. Kimia : SMA/ MA Kelas XI. Pusat Perbukuan, Departemen Pendidikan Nasional, Jakarta, p. 282.