LAJU REAKSI -BELAJAR KIMIA

LAJU REAKSI

PEMBELAJARAN KIMIA 

(FENOMENA CHEMILUMINESCENCE)

Video 1.  Faktor-faktor yang mempengaruhi Laju reaksi

A.     Pengertian Laju Reaksi

Suatu reaksi :     A     →     B

Dari reaksi tersebut A adalah pereaksi (reaktan) sedangkan B adalah hasil reaksi (produk). Dapat dinyatakan dalam persamaan sebagai berikut :

 

Pereaksi (reaktan)    →    Hasil reaksi (produk)

Seperti halnya reaksi tersebut, laju reaksi dapat dinyatakan sebagai “berkurangnya jumlah zat pereaksi untuk setiap satuan waktu atau bertambahnya jumlah zat hasil reaksi untuk setiap satuan waktu.”

Ukuran jumlah zat dalam reaksi kimia umumnya dinyatakan sebagai konsentasi molar atau Kemolaran (M). Sehingga pernyataan laju reaksi dapat disimpulkan sebagai “bekurangnya konsentrasi zat pereaksi atau bertambahnya konsentrasi zat hasil reaksi setiap satuan waktu (detik)”. Sehingga satuan dari laju reaski adalah mol/liter.detik.

Dan dari pernyataan tersebut dapat disimpulkan bahwa:

 

Catatan :

Tanda negatif ∆[A] menunjukkan bahwa konsentrasi zat A bekurang dan tanda positif ∆[B] menunjukkan bahwa konsentrasi B bertambah.

 

Gambar 1.  Perubahan A  →  B diamati setiap 10 detik

Gambar 2.  Grafik Laju reaksi  A  →  B 

Secara umum untuk reaksi:   aA  +  bB  →  cC  +  dD

 

Contoh :

Laju reaksi pada reaksi :  4NO₂(g)  +  O₂(g)  →  2N₂O₅(g)  diukur berdasarkan berkurangnya konsentrasi gas oksigen setiap detik. Jika pada suhu tertentu laju reaksinya adalah 0,024 Molar/detik, hitunglah laju reaksi jika diukur berdasarkan ;

a.         Berkurangnya gas NO₂ setiap detik

b.        Bertambahnya gas N₂O₅ setiap detik

Pembahasan :

B.     Hukum Laju Reaksi

       Hukum Laju Reaksi adalah hubungan antara laju reaksi dengan konsentrasiawal zat-zat pereaksi. 

       Untuk reaksi :      

                        aA  +  bB  →  cC  +  dD

Hukum laju reaksinya dinyatakan sebagai :

Laju reaksi =  k [A]^x [B]^y

 Catatan: 

  k         :  tetapan laju reaksi nilainya tetap pasa suhu tetap

[A]        :  konsentrasi awal zat A

[B]        :  konsentrasi awal zat B

  x         :  orde reaksi/tingkat reaksi untuk zat A

  y         :  orde reaksi/tingkat reaksi untuk zat B

(x+y)   =  orde reaksi total / tingkat reaksi total

 

Untuk memahami bagaimana hukum laju reaksi ditentukan melalui eksperimen, berikut contoh reaksi :

2H₂(g)   +   2NO(g)   →   2H₂O(g)   +   N₂(g)

Tabel 1. Hasil percobaan penentuan persamaan laju reaksi antar

 gas NO dan gas H₂ pada suhu 800 ^oC. 

            

Pada percobaan 1 dan 2 konsentrasi gas NO dibuat tetap (variabel kontrol) untuk mengetahui pengaruh konsentrasi gas H₂ terhadap laju reaksi (sebagai variabel manipulasi). 

Sebaliknya pada percobaan 3 dan 4 konsentrasi gas H₂ sebagai variabel kontrol dan gas NO sebagai variabel manipulasi.

Pada percobaan 1 dan 2, jika konsentrasi gas H₂ dinaikkan dua kali lipat pada saat konsentrasi awal gas NO tetap, maka laju reaksi menjadi dua kali lebih cepat. Sehingga didapat persamaan perbandingan :

                             Laju reaksi =  [H₂]

Sedangkan pada percobaan 3 dan 4, padaa saat konsentrasi gas H₂ tetap dan konsentrasi gas NO dinaikan dua kali lipat, maka laju reaksi meningkat empat kali lebih cepat. Persamaan kesebandingannya menjadi :

                             Laju reaksi =  [NO]²

Persamaan hukum laju reaksi menjadi :

            r  =  k [H₂]^x [NO]^y

Dari percobaan 1 diperoleh :      r₁  =  k (0,001)^x  (0,006)^y

Dari percobaan 2 diperoleh :      r₁  =  k (0,002)^x  (0,006)^y

Jika pecobaan 1 dan 2 dibandingkan maka akan didapatkan 

Dari percobaan 3 diperoleh :      r₃  =  k (0,006)^x  (0,001)^y

Dari percobaan 4 diperoleh :      r₄  =  k (0,006)^x  (0,002)^y

Jika pecobaan 3 dan 4 dibandingkan maka akan didapatkan 

Sehingga hukum laju reaksinya menjadi :

r  =  k [H₂] [NO]² 

Untuk menentukan harga k dapat dengan cara menghitung salah satu percobaan,

Nilai k dihitung dengan menggunakan percobaan 1

r₁  =  k [H₂] [NO]² 

0,0030  =  k (0,001) (0,006)²  

Dapat disimpulkan bahwa orde reaksi totalnya adalah

x + y  =  1 + 2  =  3
Berikut kurva orde reaksi dalam bentuk grafik

 

Gambar 1. Kurva konsentrasi terhadap laju reaksi orde ke- 0

   

Gambar 2. Kurva konsentrasi terhadap laju reaksi orde ke- 1 

     

Gambar 3. Kurva konsentrasi terhadap laju reaksi orde ke- 2

Catatan :

1.      Hukum Laju reaksi dhanya dapat ditentukan melalui percobaan

2.      Tingkat reaksi (orde reaksi) merupakan pangkat dari konsentrasi awal pereaksi, bukan dari hasil reaksi

3.      Tingkat reaksi tidak ada hubungannya dengan koefisen persamaan reaksi

Contoh soal :

  Berikut adalah tabel data laju reaksi :

                             2NO(g)   +   Br₂(g)   →   2NOBr(g)

Rumus laju reaksinya adalah...

a.       𝑣  =  k [NO] [Br₂]

b.      𝑣  =  k [NO]² [Br₂]²

c.       𝑣  =  k [NO]² [Br₂]

d.      𝑣  =  k [NO]²

e.       𝑣  =  k [NO] [Br₂]²

  

       Jawabannya : C
 

Pembahasan :

 

Persamaan laju reaksi : 

𝑣  =  k [NO]^x .  [Br₂]^y

a.       Menentukan orde reaksi gas NO

 Perc. 1 dan 4

 

 

 

b.      Menentukan orde reaksi gas Br₂

Perc. 1 dan 2

 

 

 

Sehingga persamaan menjadi :

𝑣  =  k [NO]² .  [Br₂]¹

       Video 2.  Cara Menuliskan Persamaan Hukum Laju Reaksi

C.     Faktor-faktor yang Mempengaruhi Laju Reaksi 

          Reaksi yang terjadi ada yang terjadi dengan cepat misalnya reaksi yang terjadi pada kembang api yang dibakar, ada juga reaksi yang berlangsung secara lambat misalnya proses perkaratan pada besi dan memudarnya warna pada baju. Reaksi tersebut di pengaruhi oleh beberapa faktor. Faktor-faktor yang mempngaruhi laju reaksi diantaranya adalah sebagai berikut :

1.      Luas Permukaan

          Luas permukaan sentuh memiliki peranan yang sangat penting dalam proses tumbukan antar partikel, sehingga semakin besar luas pemukaan sentuh menyebabkan laju reaksi semakin cepat. Begitu juga, apabila semakin kecil luas permukaan bidang sentuh, maka semakin kecil tumbukan yang terjadi antar partikel, sehingga laju reaksi pun semakin kecil. Karakteristik kepingan yang direaksikan juga turut berpengaruh, yaitu semakin halus kepingan itu, maka semakin cepat waktu yang dibutuhkan untuk bereaksi; sedangkan semakin kasar kepingan itu, maka semakin lama waktu yang dibutuhkan untuk bereaksi.

          Sebagai contoh, gula halus akan lebih cepat larut ke dalam air daripada gula batu atau gula kasar, karena benda dengan bentuk butiran lebih luas bidang sentuhnya sehingga kemungkinan tumbukan antar partikel semakin besar.

2.      Konsentrasi

          Persamaan laju reaksi didefinisikan dalam bentuk konsentrasi reaktan oleh sebab itu dengan naiknya konsentrasi pereaksi maka laju reaksinyapun akan semakin cepat. Semakin tinggi konsentrasi, maka semakin banyak molekul pereaksi yang tersedia, dan kemungkinan untuk bertumbukan antar partikel akan semakin banyak juga sehingga kecepatan reaksi meningkat. Jadi semakin tinggi konsentrasi, semakin cepat pula laju reaksinya.

         Seperti pada percobaan hukum laju reaksi pada reaksi orde nol konsentrasi tidak langsung berpengaruh pada laju reaksi. Untuk reaksi orde pertama (orde-1) pada percobaan 1 dan 2 laju reaksi berbanding lurus dengan konsentrasi awal pereaksi, jika konsentrasi dinaikkan dua kali maka laju reaksi akan meningkat dua kali lebih cepat. Sedangkan pada reaksi orde kedua (orde-2) di percobaan 3 dan 4, laju reaksi berbanding dengan kuadrat konsentrasi awal pereaksi, jika konsentrasi awal dinaikkan dua kali maka laju reaksi akan meningkat empat kali lebih cepat.

3.      Suhu (Temperatur)

          Suhu pada suatu reaksi yang sedang berlangsung dinaikkan, akan menyebabkan partikel semakin aktif bergerak sehingga tumbukan yang terjadi semakin sering, menyebabkan laju reaksi semakin besar. Sebaliknya, apabila suhu diturunkan, maka partikel semakin tidak aktif, sehingga laju reaksi semakin kecil.

Sebagai contoh, pada reaksi chemiluminescence, apabila glow stick dimasukkan ke dalam air panas maka cahayanya akan menyala lebih terang dibandingkan dengan cahaya pada glow stick yang dimasukkan ke dalam air dingin.

4.      Katalis

          Beberapa reaksi kimia yang berlangsung lambat dapat dipercepat dengan menambahkan suatu zat ke dalamnya, akan tetapi zat tersebut tidak ikut bereaksi. Katalis adalah zat yang dapat mempercepat laju reaksi, tanpa terkonsumsi di dalam reaksi tersebut. Katalis menyediakan alternatif jalur reaksi dengan energi aktivasi yang lebih rendah dibanding jalur reaksi tanpa katalis sehingga reaksinya menjadi semakin cepat.

Contoh pada reaksi peruraian hidrogen peroksida (H₂O₂) seperti pada reaksi berikut

                       2H₂O₂(g)       →     H₂O(l)   +   O₂(g)

Reaksi peruarain hidrogen peroksida berlangsung secara spontan dan lambat. Jika pada reaksi tersebut ditambahkan larutan FeCl₃ (ion Fe³⁺) maka reaksi peruaraian akan berlangsung cepat. Pada akhir reaksi tidak terjadi perubahan warna menandakan bahwa ion Fe³⁺ tidak ikut bereaksi.

2H₂O₂(g)      →    H₂O(l)   +   O₂(g)

                          Fe³⁺

                                               

D.     Teori Tumbukan

          Berdasarkan pada percobaan-percobaan bahwa laju reaksi dipengaruhi oleh beberapa faktor diantaranya adalah luas permukaan bidang sentuh, konsentrasi, suhu dan katalis. Mengapa faktor-faktor tersebut dapat mempercepat laju reaksi, hal ini dapat dijelaskan dengan menggunakan teori tumbukan.

          Partikel-partikel yang terdapat dalam zat yang berwujud gas, cair atau larutan selalu bergerak secara acak. Pergerakan yang acak ini akan mengakibatkan terjadinya tumbukan antar partikel. Tumbukan antar partikel ini akan menghasilkan energi yang dapat menyebabkan terjadinya reaksi.

1.      Teori tumbukan dan Luas permukaan Sentuh

          Semakin luas permukaan sentuh suatu zat semakin banyak kemungkinan terjadinya tumbukan antar partikel pada zat pereaksi. Semakin banyak tumbukan yang terjadi mengakibatkan semakin besarnya energi yang dihasilkan sehingga semakin besar pula kemungkinan terjadinya reaksi. Oleh sebab itu laju reaksi dapat meningkat lebih cepat.

 

2.     Teori tumbukan dan Konsentrasi awal pereaksi

          Semakin besar konsentrasi awal zat pereaksi maka jumlah partikel pereaksi akan semakin banyak, mengakibatkan semakin besarnya peluang untuk terjadi tumbukan antara partikel zat peraksi. Semakin besar peluang tumbukan antara partikel menyebabkan semakin cepatnya laju reaksi, karena menghasilkan energi tumbukan semakin besar.

 

3.     Teori tumbukan dan Suhu

          Pada suhu tinggi partikel-partikel yang terdapat dalam suatu zat akan bergerak secara acak dan lebih cepat. Apabila partikel-partikel bergerak lebih cepat maka energi kinetik yang dihasilkan partikel yang bergerak akan semakin besar, sehingga energi kemungkinan tumbukan pun akan semakin besar. Oleh sebab itu apabila suhu dinaikkan maka laju reaksi pun akan semakin cepat.

 

4.     Energi aktivasi dan Katalis

          Energi minimal yang diperlukan untuk berlangsungnya suatu reaksi disebut energi pengaktifan atau energi aktivasi. Setiap reaksi mempunyai energi aktivasi berbeda-beda. Jika reaksi aktivasi reaksi rendah maka reaksi akan lebih mudah terjadi. Sehingga semakin rendah energi aktivasi maka semakin mudah reaksi berlangsung.

Untuk reaksi eksoterm (reaksi yang menghasilkan kalor) ada energi yang menghalangi sebesar energi aktivasi. Hal ini dapat digunakan untuk menjelaskan mengapa pada reaksi eksoterm yang melepaskan kalor, tetap dibutuhkan enegi aktivasi untuk memicu terjadinya reaksi. 

Begitupun halnya dengan dengan reaksi endoterm yang membutuhkan kalor, dibutuhkan energi aktivasi untuk mencapai kondisi transisi.

Gambar 4.  Kurva Hubungan antar Energi Aktivasi dengan ∆H menggunakan katalis  

Sumber : Wikipedia

Gambar 5.  Kurva Hubungan antar Energi Aktivasi dengan ∆H

pada reaksi Endoterm

Gambar 6.  Kurva Hubungan antar Energi Aktivasi dengan ∆H

pada reaksi Eksoterm

Channel Education