Konsentrasi Dan Kecepatan Reaksi
A. Definisi Laju Reaksi
Laju Reaksi atau kecepaan reaksi adalah laju atau kecepatan berkurangnya pereaksi atau terbentuknya produk reaksi yang dapat dinyatakan dalam satuan (konsentrasi per waktu) mol/L/s (untuk zat berwujud cair dan padat), atau atm/s (untuk zat berwujud gas).
Untuk reaksi :
, atau , atau
Secara umum dituliskan: , dimana tanda negative digunakan jika X
adalah pereaksi dan tanda positif digunakan jika X adalah produk reaksi.Kecepatan reaksi adalah banyaknya mol/liter suatu zat yang dapat berubah menjadi zat lain dalam setiap satuan waktu.
Untuk reaksi: aA + bB ® mM + nN
maka kecepatan reaksinya adalah:
| 1 (dA) | 1 d(B) | 1 d(M) | 1 d(N) | |
| V = – | ——- = – | ——- = + | ——– = + | ———- |
| a dt | b dt | m dt | n dt |
| – 1/a . d(A) /dt | = rA | = kecepatan reaksi zat A = pengurangan konsentrasi zat A per satuan wakru. |
| – 1/b . d(B) /dt | = rB | = kecepatan reaksi zat B = pengurangan konsentrasi zat B per satuan waktu. |
| – 1/m . d(M) /dt | = rM | = kecepatan reaksi zat M = penambahan konsentrasi zat M per satuan waktu. |
| – 1/n . d(N) /dt | = rN | = kecepatan reaksi zat N = penambahan konsentrasi zat N per satuan waktu. |
B. Tetapan Laju Reaksi
Tetapan Laju reaksi disebut juga koefisien laju atau laju reaksi jenis, dengan lambing k (konstanta). Tetapan laju adalah tetapan perbandingan antara laju reaksi dan hasi kali konsentrasi spesi yang mempengaruhi laju reaksi. Tetapan laju juga merupakan perubahan konsentrasi pereaktan atau produk reaksi per satuan waktu dalam suatu reaksi jika konsentrasi semua pereaksi sama dengan satu.
C. Hukum Laju Reaksi
Laju kseseluruhan dari suatu reaksi kimia pada umumnya bertambah jika konsentrasi suatu pereaksi atau lebih dinaikan. Hubungan antara laju dan konsentrasi dapat diperoleh dari data eksperimen.
Untuk reaksi:
,
Laju reaksinya dapat berbanding lurus dengan [A]x dan [B]y.Hukum Laju reaksi yaitu persamaan yang mengaitkan laju reaksi dengan konsentrasi molar atau tekanan parsial pereaksi dengan pangkat yang sesuai.
Laju = suatu tetapan dikalikan dengan suatu fungsi konsentrasi atau tekanan parsial pereaksi.untuk contoh reaksi di atas dapat dituliskan dalam bentuk hokum laju reaksi atau persamaan laju reaksi sebagai berikut:
,
Dimana,v = Laju reaksi,
k = tetapan/konstanta laju,
[A] = konsentrasi zat A
[B] = konsentrasi zat B
x = orde reaksi terhadap A dan
y = orde reaksi terhadap B,
(x + y) = orde reaksi total.
x dan y merupakan bil bulat, pecahan atau nol.
Persamaan Laju reaksi diperoleh secara eksperimen dan tidak bergantung pada persamaan stoikiometri. Misal untuk reaksi:
Secara umum kecepatan reaksi dapat dirumuskan sebagai berikut:
V = k(A) x (B) y
dimana:
V = kecepatan reaksi
k = tetapan laju reaksi
x = orde reaksi terhadap zat A
y = orde reaksi terhadap zat B
(x + y) adalah orde reaksi keseluruhan
(A) dan (B) adalah konsentrasi zat pereaksi.
D. Orde Reaksi
Orde reaksi adalah jumlah pangkat konsentrasi dalam hokum laju bentuk diferensial. Secara teoritis orde reaksi merupakan bilangan bukat kecil, namun dari hasil experiment hal tertentu orde reaksi merupakan pecahan atau nol.
Orde reaksi dapat ditentukan dengan cara:
1. Jika tahap reaksi diketahui atau diamati, maka orde reaksi terhadap masing – masing zat adalah koefisien dari tahap yang paling lambat.
Contoh:
Reaksi : , berlangsung dalam dua tahap, yaitu:
Tahap I :
Tahap II :
Maka orde reaksi ditentukan dari koefisien tahap yang lambat yaitu, tahap I:
Orde reaksi terhadap NO = 2
Orde reaksi terhadap H2 = 1
Orde reaksi total = 2 + 1 = 3
Persamaan lajunya adalah,
2. Melalui experiment, dengan cara konsentrasi zat tersebut dinaikan, sedangkan konsentrasi zat yang lain dibuat tetap.
Contoh :
Pada reaksi : , diperoleh hasil percobaan sebagai berikut:
|
Percobaan
|
[A] (M)
|
[B] (M)
|
[C] (M)
|
Laju (M.s-1)
|
|
1
|
0,1
|
0,1
|
0,2
|
3
|
|
2
|
0,1
|
0,1
|
0,6
|
9
|
|
3
|
0,2
|
0,1
|
0,2
|
12
|
|
4
|
0,2
|
0,6
|
0,2
|
12
|
a) Orde reaksi
b) Persamaan laju reaksi
c) Tetapan laju reaksi (k)
d) Laju reaksi jika [A] = 0,5 M , [B] = 0,5 M dan [C] = 0,5 M.
Jawab:
Persamaan laju sementara:
Orde reaksi terhadap [A] = x , untuk mencari harga x kita ambil data dimana harga [B] dan [C], tidak berubah, yaitu percobaan 1 dan 3,
Orde reaksi terhadap [B] = y, ambil data dimana harga [A] dan [C] tetap, yaitu data percobaan 3 dan 4
Orde reaksi terhadap [C] = z, ambil data dimana harga [A] dan [B] tetap, yaitu data percobaan 1 dan 2
0rde reaksi total = x + y + z = 2 + 0 + 1 = 3
b) Persamaan laju reaksi
c) Tetapan laju reaksi (k)
Untuk mencari k, masukan data salah satu percobaan di atas, missal data 1.
d) Laju reaksi jika [A] = 0,5 M , [B] = 0,5 M dan [C] = 0,5 M.
Orde reaksi adalah banyaknya faktor konsentrasi zat reaktan yang mempengaruhi kecepatan reaksi.
Penentuan orde reaksi tidak dapat diturunkan dari persamaan reaksi tetapi hanya dapat ditentukan berdasarkan percobaan.
Suatu reaksi yang diturunkan secara eksperimen dinyatakan dengan rumus kecepatan reaksi :
v = k (A) (B) 2
persamaan tersebut mengandung pengertian reaksi orde 1 terhadap zat A dan merupakan reaksi orde 2 terhadap zat B. Secara keselurahan reaksi tersebut adalah reaksi orde 3.
Contoh soal:
Dari reaksi 2NO(g) + Br2(g) ® 2NOBr(g)
dibuat percobaan dan diperoleh data sebagai berikut:
|
No.
|
(NO) mol/l
|
(Br2) mol/l
|
Kecepatan Reaksi
mol / 1 / detik |
|
1.
|
0.1
|
0.1
|
12
|
|
2.
|
0.1
|
0.2
|
24
|
|
3.
|
0.1
|
0.3
|
36
|
|
4.
|
0.2
|
0.1
|
48
|
|
5.
|
0.3
|
0.1
|
108
|
a. Tentukan orde reaksinya !
b. Tentukan harga k (tetapan laju reaksi) !
Jawab:
|
a.
|
Pertama-tama kita misalkan rumus kecepatan reaksinya adalah V = k(NO)x(Br2)y : jadi kita harus mencari nilai x den y. Untuk menentukan nilai x maka kita ambil data dimana konsentrasi terhadap Br2 tidak berubah, yaitu data (1) dan (4). Dari data ini terlihat konsentrasi NO naik 2 kali sedangkan kecepatan reaksinya naik 4 kali maka : 2x = 4 ® x = 2 (reaksi orde 2 terhadap NO) Untuk menentukan nilai y maka kita ambil data dimana konsentrasi terhadap NO tidak berubah yaitu data (1) dan (2). Dari data ini terlihat konsentrasi Br2 naik 2 kali, sedangkan kecepatan reaksinya naik 2 kali, maka : 2y = 2 ® y = 1 (reaksi orde 1 terhadap Br2) Jadi rumus kecepatan reaksinya : V = k(NO)2(Br2) (reaksi orde 3) |
|
b.
|
Untuk menentukan nilai k cukup kita ambil salah satu data percobaan saja misalnya data (1), maka:
V = k(NO)2(Br2) 12 = k(0.1)2(0.1) k = 12 x 103 mol-212det-1 |
Teori Tumbukan Dan Teori Keadaan Transisi
Teori tumbukan didasarkan atas teori kinetik gas yang mengamati tentang bagaimana suatu reaksi kimia dapat terjadi. Menurut teori tersebut kecepatan reaksi antara dua jenis molekul A dan B sama dengan jumiah tumbukan yang terjadi per satuan waktu antara kedua jenis molekul tersebut. Jumlah tumbukan yang terjadi persatuan waktu sebanding dengan konsentrasi A dan konsentrasi B. Jadi makin besar konsentrasi A dan konsentrasi B akan semakin besar pula jumlah tumbukan yang terjadi.
TEORI TUMBUKAN INI TERNYATA MEMILIKI BEBERAPA KELEMAHAN, ANTARA LAIN :
|
–
|
tidak semua tumbukan menghasilkan reaksi sebab ada energi tertentu yang harus dilewati (disebut energi aktivasi = energi pengaktifan) untak dapat menghasilkan reaksi. Reaksi hanya akan terjadi bila energi tumbukannya lebih besar atau sama dengan energi pengaktifan (Ea). |
|
–
|
molekul yang lebih rumit struktur ruangnya menghasilkan tumbukan yang tidak sama jumlahnya dibandingkan dengan molekul yang sederhana struktur ruangnya. |
A + B ® T* –> C + D
dimana:
– A dan B adalah molekul-molekul pereaksi
– T* adalah molekul dalam keadaan transisi
– C dan D adalah molekul-molekul hasil reaksi
SECARA DIAGRAM KEADAAN TRANSISI INI DAPAT DINYATAKAN SESUAI KURVA BERIKUT
Dari diagram terlibat bahwa energi pengaktifan (Ea) merupakan energi keadaan awal sampai dengan energi keadaan transisi. Hal tersebut berarti bahwa molekul-molekul pereaksi harus memiliki energi paling sedikit sebesar energi pengaktifan (Ea) agar dapat mencapai keadaan transisi (T*) dan kemudian menjadi hasil reaksi (C + D).
Catatan :
energi pengaktifan (= energi aktivasi) adalah jumlah energi minimum yang dibutuhkan oleh molekul-molekul pereaksi agar dapat melangsungkan reaksi.
Tahap Menuju Kecepatan Reaksi
Dalam suatu reaksi kimia berlangsungnya suatu reaksi dari keadaan semula (awal) sampai keadaan akhir diperkirakan melalui beberapa tahap reaksi.
Contoh: 4 HBr(g) + O2(g) ® 2 H2O(g) + 2 Br2(g)
Dari persamaan reaksi di atas terlihat bahwa tiap 1 molekul O2 bereaksi dengan 4 molekul HBr. Suatu reaksi baru dapat berlangsung apabila ada tumbukan yang berhasil antara molekul-molekul yang bereaksi. Tumbukan sekaligus antara 4 molekul HBr dengan 1 molekul O2 kecil sekali kemungkinannya untuk berhasil. Tumbukan yang mungkin berhasil adalah tumbukan antara 2 molekul yaitu 1 molekul HBr dengan 1 molekul O2. Hal ini berarti reaksi di atas harus berlangsung dalam beberapa tahap dan diperkirakan tahap-tahapnya adalah :
| Tahap 1: | HBr + O2 | ® HOOBr | (lambat) |
| Tahap 2: | HBr + HOOBr | ® 2HOBr | (cepat) |
| Tahap 3: | (HBr + HOBr | ® H2O + Br2) x 2 | (cepat) |
| —————————————————— + | |||
| 4 HBr + O2 | –> 2H2O + 2 Br2 | ||
Rangkaian tahap-tahap reaksi dalam suatu reaksi disebut “mekanisme reaksi” dan kecepatan berlangsungnya reaksi keselurahan ditentukan oleh reaksi yang paling lambat dalam mekanisme reaksi. Oleh karena itu, tahap ini disebut tahap penentu kecepatan reaksi.
Faktor-Faktor Yang Mempengaruhi Kecepatan Reaksi
Beberapa faktor yang mempengaruhi kecepatan reaksi antara lain konsentrasi, sifat zat yang bereaksi, suhu dan katalisator.
A. KONSENTRASI
Dari berbagai percobaan menunjukkan bahwa makin besar konsentrasi zat-zat yang bereaksi makin cepat reaksinya berlangsung. Makin besar konsentrasi makin banyak zat-zat yang bereaksi sehingga makinbesar kemungkinan terjadinya tumbukan dengan demikian makin besar pula kemungkinan terjadinya reaksi.
B. SIFAT ZAT YANG BEREAKSI
Sifat mudah sukarnya suatu zat bereaksi akan menentukan kecepatan berlangsungnya reaksi.
Secara umum dinyatakan bahwa:
|
–
|
Reaksi antara senyawa ion umumnya berlangsung cepat. Hal ini disebabkan oleh adanya gaya tarik menarik antara ion-ion yang muatannya berlawanan. Contoh: Ca2+(aq) + CO32+(aq) ® CaCO3(s) Reaksi ini berlangsung dengan cepat. |
|
–
|
Reaksi antara senyawa kovalen umumnya berlangsung lambat. Hal ini disebabkan karena untuk berlangsungnya reaksi tersebut dibutuhkan energi untuk memutuskan ikatan-ikatan kovalen yang terdapat dalam molekul zat yang bereaksi. Contoh: CH4(g) + Cl2(g) ® CH3Cl(g) + HCl(g) Reaksi ini berjalan lambat reaksinya dapat dipercepat apabila diberi energi misalnya cahaya matahari. |
C. SUHU
Pada umumnya reaksi akan berlangsung lebih cepat bila suhu dinaikkan. Dengan menaikkan suhu maka energi kinetik molekul-molekul zat yang bereaksi akan bertambah sehingga akan lebih banyak molekul yang memiliki energi sama atau lebih besar dari Ea. Dengan demikian lebih banyak molekul yang dapat mencapai keadaan transisi atau dengan kata lain kecepatan reaksi menjadi lebih besar. Secara matematis hubungan antara nilai tetapan laju reaksi (k) terhadap suhu dinyatakan oleh formulasi ARRHENIUS:
|
k = A . e-E/RT
|
k : tetapan laju reaksi
A : tetapan Arrhenius yang harganya khas untuk setiap reaksi
E : energi pengaktifan
R : tetapan gas universal = 0.0821.atm/moloK = 8.314 joule/moloK
T : suhu reaksi (oK)
D. KATALISATOR
Katalisator adalah zat yang ditambahkan ke dalam suatu reaksi dengan maksud memperbesar kecepatan reaksi. Katalis terkadang ikut terlibat dalam reaksi tetapi tidak mengalami perubahan kimiawi yang permanen, dengan kata lain pada akhir reaksi katalis akan dijumpai kembali dalam bentuk dan jumlah yang sama seperti sebelum reaksi.
Fungsi katalis adalah memperbesar kecepatan reaksinya (mempercepat reaksi) dengan jalan memperkecil energi pengaktifan suatu reaksi dan dibentuknya tahap-tahap reaksi yang baru. Dengan menurunnya energi pengaktifan maka pada suhu yang sama reaksi dapat berlangsung lebih cepat.
sumber :
https://edukatindo.wordpress.com/materi-kimia-smk/kimia-smk-kelas-xii/laju-reaksi/
Tidak ada komentar:
Posting Komentar