KECEPITAN REAKSI

8. KECEPATAN REAKSI

Reaksi-reaksi kimia berlangsung dengan kecepatan yang beraneka ragam. Ada reaksi yang lambat dan ada pula reaksi yang cepat. Perkaratan besi, reaksi-reaksi kimia dalam tubuh, dan reaksi antara bahan cat dan oksigen merupakan contoh reaksi yang berlangsung lambat. Reaksi antara larutan asam dan basa atau reaksi pembakaran campuran bensin dan udara di dalam mesin kendaraan bermotor merupakan contoh reaksi yang sangat cepat. Hal apa yang dijadikan ukuran untuk menentukan kecepatan reaksi dan mengapa ada reaksi yang cepat dan lambat? Konsep kecepatan reaksi dan faktor-Iaktor yang mempengaruhi kecepatan reaksi akan menjawab pertanyaan itu. Selanjutnya, teori kecepatan reaksi akan memberikan gambaran tentang jalannya reaksi dan akan menjelaskan alasan-alasan mengapa berbagai faktor dapat mempengaruhi kecepatan reaksi.A. Konsep Kecepatan Reaksi

Kata kecepatan mempunyai hubungan dengan selang waktu. Apabila waktu yang diperlukan singkat, berarti kecepatannya besar. Sebaliknya, jika selang waktunya panjang, dikatakan bahwa kecepatannya kecil. Jadi, kecepatan berbanding terbalik dengan waktu. Reaki kimia menyatakan perubahan suatu zat menjadi zat lain, yaitu perubahan suatu pereaksi menjadi hasil reaksi. Perubahan ini dinyatakan dalam sebuah persamaan reaksi. Di dalam sebuah persamaan reaksi, jumlah relatif zat-zat pereaksi dan hasil reaksi dapat dilihat dan koefisien reaksinya. Misalnya, reaksi antara nitrogen dan hidrogen menghasilkan amonia dinyatakan dalam persamaan reaksi sebagai berikut.

N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)Dalam persamaan reaksi tersebut, tiap mol nitrogen yang bereaksi dengan 3 moI hidrogen akan menghasilkan 2 mol amonia. Pada saat reaksi itu berIangsung, setiap saat jumlah nitrogen dan hidrogen berkurang, sedangkan amonianya bertambah. Berkaitan dengan waktu dan pengertian persamaan reaksi di atas, maka kecepatan reaksi didefinisikan sebagai perubahan konsentrasi pereaksi atau hasil reaksi tiap setuan waktu. Definisi ini mempunyai keuntungan sebab kecepatan reaksi tidak bergantung pada volume campuran reaksi, artinya kecepatan yang diukur dalam volume 100 mililiter sama dengan yang diukur dalam volume 10 liter. Berdasarkan definisi di atas, satuan kecepatan reaksi dapat ditentukan sebagai berikut.

Konsentrasi satuannya molar atau mol per liter atau mol per dm3 dan waktu satuannya sekon. Jadi, satuan kecepatan reaksi dapat dinyatakan dengan:

mol L-1.s-1 atau mol dm-3 s-1Perhatikan reaksi berikut ini!

N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)Secara matematis, kecepatan reaksi tersebut dapat dirumuskan sebagai berikut.

Kecepatan berkurangnya konsentrasi N2 : Kecepatan berkurangnya konsentrasi H2 : atau

Kecepatan bertambahnya konsentrasi NH3 :

Tanda negatif yang digunakan sesuai dengan perjanjian bahwa besaran kecepatan reaksi selalu diberikan sebagai bilangan positif. Misalnya, pada rumus kecepatan reaksi terhadap N2 selama selang waktu (t, konsentrasi N2 telah berkurang sebanyak ([N2]. Jadi ([N2] = [N2] akhir - [N2] awal.

OIeh karena [N2] berkurang, maka [N2] akhir - [N2] awal sehingga ([N2] menjadi negatif. Agar kecepatan reaksi (v) tidak berharga negatif, maka digunakan tanda negatif pada ([N2]. Sebaliknya, pada rumus kecepatan reaksi terhadap NH3 tidak perlu digunakan tanda negatif sebab [NH3] bertambah menurut waktu sehingga [NH3] akhir - [NH3] awal berharga positif.

Dalam contoh reaksi tersebut, v, v, dan v tidak sama besar. Hubungan ketiga besaran ini adalah v = 1/3 v = v".Selama reaksi berlangsung, konsentrasi zat-zat dalam campuran reaksi selalu berubah sehingga kecepatan reaksi tidaklah tetap, misalnya reaksi penguraian hidrogen iodida pada suhu 508C.

2HI ( H2 + I2Perubahan konsentrasi HI setiap saat diberikan sesuai grafik di samping. Kurva yang berbentuk garis lengkung menyatakan perubahan konsentrasi HI dalam tiap selang waktu. Selama 50 detik pertama, konsentrasi HI turun dengan tajam. Reaksi berlangsung cepat karena konsentrasi HI masih cukup besar. Akan tetapi, antara selang waktu detik ke-300 dan 350, perubahan konsentrasi HI kecil, berarti kecepatan reaksi penguraian HI menjadi berkurang. Oleh karena itu, ada dua pengertian tentang kecepatan reaksi, yaitu kecepatan rata-rata dan kecepatan seketika.Apabila pada waktu t1 konsentrasi suatu pereaksi C1 mol per liter dan pada waktu t2 konsentrasinya berkurang menjadi C2 mol per liter, maka kecepatan reaksi rata-rata sebagai berikut.

Misalnya, pada detik ke-50 konsentrasi HI = 0,075 mol per liter dan pada detik ke-100 konsentrasinya menjadi 0,057 mol per liter, maka kecepatan rata-rata penguraian HI antara detik ke-50 dan 100 adalah:

= 3,6 x 10 mol L-1 detik-1Apabila selang waktu (t diambil semakin kecil, yaitu t2 semakin mendekati t1, maka kecepatan rata-rata mendekati kecepatan seketika pada t1. Kecepatan seketika pada t1 dapat ditentukan dan kemiringan garis singgung yang melalui titik t pada kurva. Misalnya, akan ditentukan kecepatan seketika (v), pada saat reaksi penguraian HI tepat berlangsung 100 detik. Mula-mula dibuat garis singgung yang melalui titik t = 100 detik pada kurva, kemudian kemiringan garis singgung itu dihitung dari tangen sudut yang dibentuk oleh garis singgung dengan sumbu t (tangen (). Atau dihitung dari pembagian konsentrasi yang merupakan titik potong garis singgung dengan sumbu [HI] dengan waktu yang merupakan titik potong garis singgung dengan sumbu t.

= 246 x 10-4 mol L-1 sekon-1B. Faktor-Faktor yang Mempengaruhi Kecepatan Reaksi

Ada lima faktor yang dapat niempengaruhi kecepatan reaksi, yaitu luas permukaan sentuhan antara zat-zat yang bereaksi, sifat kimia pereksi, konsentrasi, suhu, dan katalis.

1. Luas Permukaan

Luas permukaan sentuhan antara zat-zat yang bereaksi merupakan suatu faktor yang mempengaruhi kecepatan reaksi bagi campuran pereaksi yang heterogen, misalnya antara zat padat dan gas, zat padat dengan larutan, dan dua macam zat cair yang tak dapat campur. Reaksi kimia dapat berlangsung jika molekul-molekul, atom-atom, atau ion-ion dan zat-zat pereaksi terlebih dahulu bertumbukan. Hal ini terjadi jika antara zat-zat yang akan bereaksi terjadi kontak. Semakin luas permukaan sentuhan antara zat-zat yang bereaksi, semakin banyak molekul-molekul yang bertumbukan dan semakin cepat reaksinya.

Pada reaksi antara zat padat dan gas atau antara zat padat dan larutan, kontak terjadi di permukaan zat padat itu. Adapun kontak yang terjadi antara dua zat cair yang tidak dapat bercampur terjadi pada bidang batas antara kedua macam zat cair tersebut.

Untuk membuktikan pengaruh luas permukaan sentuhan antara zat-zat yang bereaksi terhadap kecepatan reaksinya, dapat diambil contoh reaksi antara pualam dan larutan HCI yang berlangsung menurut persamaan sebagai berikut.

CaCO3(S) + 2HCI(aq) ( CaCI2(aq) + H2O(l) + CO2(aq)Pada percobaan pertama digunakan CaCO3 berbentuk butiran dan pada percobaan kedua digunakan CaCO3 berupa serbuk. Harus diperhatikan bahwa pada kedua percobaan itu massa CaCO3 dan konsentrasi larutan HCI yang digunakan harus sama. Perbedaan kecepatan reaksi tersebut dapat diketahui dengan membandingkan volum gas CO2 yang terbentuk selama selang waktu tertentu yang sama. Ternyata volume CO2 yang dihasilkan pada percobaan pertama lebih sedikit daripada yang diperoleh pada percobaan kedua. Hal ini membuktikan bahwa kecepatan reaksi yang menggunakan serbuk CaCO3 lebih besar daripada yang menggunakan butiran CaCO3.

Perhatikan sebutir CaCO3 yang berbentuk kubus seperti terlihat pada Gambar 10.2. Apabila panjang tiap-tiap rusuk 2 sentimeter, maka luas permukaan kubus itu adalah 6 x 4 cm2 = 24 cm2. Permukaan seluas itulah daerah persentuhan antara CaCO3 dan larutan HCI jika butiran itu dimasukkan seluruhnya ke dalam larutan HCI. Apabila butiran CaCO3 di atas dibagi menjadi 8 buah kubus kecil yang sama ukurannya, maka luas permukaan kedelapan kubus itu adalah 8 x 6 x 1 cm2 = 48 cm2. Selanjutnya, jika tiap-tiap kubas kecil itu dibagi menjadi 8 bagian lagi, maka luas permukaannya menjadi 8 x 2 x 48 cm2. Mudah dibayangkan bahwa makin diperkecil butiran CaCO3 itu, makin luas jumlah seluruh permukaannya. Itulah sebabnya, serbuk CaCO3 bereaksi lebih cepat dari pada CaCO3 berbentuk butiran.

Dalam sistem homogen tidak terdapat bidang batas antara zat-zat yang bereaksi. Persentuhan antara partikel-partikel zat yang bereaksi terjadi secara merata dalam fase cair atau gas. Oleh karena itu, dalam sistem homogen tidak ada pengaruh faktor luas permukaan terhadap kecepatan reaksinya.

2. Sifat Kimia Pereaksi

Apabila sekeping logam natrium dimasukkan kedalam air, segera terjadi reaksi yang hebat. Reaksi antara logam natrium dan air berlangsung sangat cepat disertai ledakan dan nyala berwama kuning. Lain halnya jika logam magnesium yang dimasukkan ke dalam air. Gelembung-gelembung gas hidrogen yang terjadi dalam reaksi antara logam magnesium dan air itu hampir tidak terlihat karena reaksinya berlangsung lambat. Perbedaan kecepatan reaksi antara air dan kedua jenis logam itu disebabkan oleh perbedaan kemampuan melepaskan elektron dari tiap-tiap jenis atom logam. Atom natrium lebih mudah memberikan elektronnya kepada air daripada atom magnesium. Perbedaan jenis ikatan kimia yang ada pada berbagai macam senyawa juga menentukan perbedaan kecepatan reaksi yang terjadi jika senyawa-senyawa itu bereaksi. Pada umumnya senyawa-senyawa ion bereaksi lebih cepat daripada senyawa-senyawa kovalen. Misalnya, reaksi antara larutan AgNO3 dan larutan HCl berlangsung lebih cepat daripada reaksi antara larutan Na2S2O3 dan larutan HCI. Pada reaksi antara larutan AgNO3 dan larutan HCI, ion-ion Ag+ dan Cl- segera saling berikatan membentuk endapan putih AgCI. Hal ini karena antara ion-ion yang berlawanan muatan itu terdapat gaya tarik-menarik listrik yang membantu terjadinya tumbukan. Pada reaksi antara larutan Na2S2O3 dan larutan HCl, terjadinya endapan putih dan belerang berlangsung lambat. Reaksi antara ion H+ dan S2O32- menjadi H2S2O3 berlangsung cepat, tetapi endapan yang terjadi tidak dihasilkan dari reaksi antara ion-ion itu. Endapan belerang tenjadi karena reaksi pemutusan ikatan kovalen dalam molekul H2S2O3 yang berlangsung labat.

Ag+(aq) + Cl-(aq) ( AgCI(s) (cepat)

2H+(aq) + S2O32-(aq) ( H2S2O3(aq) (cepat)

H2S2O3(aq) ( H2O(l) + SO2(g) + S(s) (lambat)

Reaksi senyawa-senyawa kovalen berlangsung lebih lambat daripada senyawa-senyawa ion karena pada senyawa kovalen tidak terdapat gaya tarik-menarik listrik antara partikel-partikelnya. Selain itu, juga diperlukan sejumlah energi untuk memutuskan ikatan kovalen dan senyawa yang bereaksi tersebut.

Dari kedua contoh di atas, dapat disimpulkan bahwa sifat-sifat kimia seperti, perbedaan keelektronegatifan dan perbedaan jenis ikatan kimia dari zat-zat yang bereaksi turut menentukan kecepatan reaksi yang terjadi. Reaksi antara zat-zat yang perbedaan keelektronegatifannya besar, biasanya berlangsung lebih cepat daripada reaksi antara zat-zat yang memiliki perbedaan keelektronegatiIan lebih kecil.

3. Konsentrasi

Kecepatan reaksi dipengaruhi oleh konsentrasi zat-zat yang bereaksi, meskipun pengaruh itu tidak selalu sama untuk setiap zat dan untuk setiap reaksi. Pada umumnya, kenaikan konsentrasi akan menaikkan kecepatan reaksi, misalnya reaksi antara CaCO3 dan larutan HCI.

CaCO3(s) + 2HCl(l) ( CaCI2(aq) + H2O(aq) + CO2(g)Kecepatan reaksi tersebut akan menjadi dua kali lebih besar jika konsentrasi larutan HCI dijadikan dua kali semula. Akan tetapi, dalam reaksi antara larutan Na2S2O3 dan larutan HCI, perubahan konsentrasi HCl tidak mempengaruhi kecepatan reaksi. Pada reaksi itu, kecepatan reaksi tersebut hanya dipengaruhi oleh konsentrasi larutan Na2S2O3. Bertambahnya kecepatan reaksi karena pembesaran konsentrasi zat-zat yang bereaksi dapat dipahami karena semakin besarnya konsentrasi dan kemungkinan terjadinya tumbukan antara partikel-partikel zat yang bereaksi semakin besar. Akan tetapi, tidak selalu setiap tumbukan akan menjamin berlangsungnya reaksi. Oleh karena itu, penjelasan tentang kecepatan reaksi tidak sesederhana itu.

4. Suhu

Zat-zat akan saling bereaksi jika masing-masing mempunyai energi yang cukup. Apabila arang dibiarkan di udara pada suhu kamar, arang tidak akan terbakar. Demikian pula minyak tanah, bensin, kertas, atau kayu tidak akan terbakar atau bereaksi dengan oksigen di udara tanpa dibakar terlebih dahulu. Tampaknya ada suatu penghalang untuk terjadinya reaksi. Penghalang itu dapat diatasi dengan menaikkan suhu pereaksi, misalnya dengan menyulut bahan-bahan itu. Menyulut arang kayu, berarti memberikan energi yang cukup pada oksigen dan arang kayu untuk mengatasi penghalang tersebut. Setelah reaksi berlangsung, kalor yang dibebaskan membantu reaksi untuk mengatasi penghalang tersebut sehingga terus berjalan.

Kadang-kadang reaksi kimia dapat berlangsung tanpa menaikkan suhu pereaksi terlebih dahulu. Hal ini mungkin disebabkan campuran reaksi itu telah memiliki energi yang cukup untuk mengatasi penghalang pada suhu rendah atau zat-zat itu memiliki kemampuan untuk mengatasi hambatan itu. Meskipun demikian, reaksi akan berlangsung lebih cepat jika diberikan energi dari luar dengan menaikkan suhu. Hal ini disebabkan semakin tinggi suhu, kecepatan gerak partikel semakin bertambah sehingga tumbukan-tumbukan yang terjadi lebih efektif untuk menghasilkan reaksi. Pada umumnya kecepatan reaksi bertambah menjadi dua kali setiap kenaikan suhu 10C.

Untuk mengetahui pengaruh perubahan suhu terhadap kecepatan reaksi, dapat dilakukan kegiatan sebagai berikut.

Buat tanda silang yang sama tebalnya pada dua helai kertas kecil dan tempelkan kertas itu pada dua gelas kimia dengan tanda silang menghadap ke dalam. Masukkan 100 mililiter larutan Na2S2O3 0,1 M ke dalam gelas kimia I, ukur suhunya dan catat. Tambahkan 10 mililiter larutan HCI 3 M. Catat waktu sejak penambahan itu sampai tanda silang tepat tidak terlihat lagi. Catat suhu dan waktu selama berlangsungnya reaksi. Masukkan 100 muliliter larutan Na2S2O3 0,1 M ke dalam gelas kimia Il dan panaskan hingga 10C di atas suhu kamar, catat suhu itu. Tambahkan 10 mlliliter larutan HCI 3 M dan catat waktu seperti di atas. Catat suhu dan waktu selama berlangsungnya reaksi. Bagaimana pengaruh perubahan suhu terhadap kecepatan reaksi pada larutan Na2S2O3 dengan HCI?

5. Katalis

Pada beberapa peristiwa kimia yang terjadi dalam kehidupan sehari-hari, sering dijumpai zat-zat yang dapat mempercepat terjadinya reaksi. Akan tetapi tampaknya zat itu sendiri tidak ikut bereaksi. Zat ini disebut katalis. Besi yang disimpan di tempat kering tidak cepat berkarat, sedangkan di tempat yang lembap besi akan cepat berkarat. Air yang terdapat di udara lembap mempercepat reaksi antara besi dan oksigen yang ada di udara. Tablet yang mengandung campuran natrium bikarbonat dan asam sitrat dalam keadaan kering tidak akan cepat rusak. Akan tetapi, begitu tablet itu dimasukkan ke dalam air, tablet segera hancur karena natrium bikarbonat dan asam sitrat yang ada di dalamnya bereaksi secara cepat.

Katalis memegang peranan yang sangat penting, baik dalam proses biologi maupun industri. Reaksi-reaksi kimia yang berlangsung di dalam tubuh makhluk hidup akan berjalan sangat lambat jika tanpa katalis. Katalis dalam tubuh makhluk hidup disebut enzim. Hampir semua bahan makanan yang diproses di dalam alat-alat pencernaan merupakan senyawa kovalen (senyawa karbon). CO2 dan H2O yang diproses oleh tumbuhan menjadi karbohidrat melalui fotosintesis juga merupakan senyawa kovalen. Telah dibicarakan pada bagian terdahulu bahwa reaksi-reaksi senyawa kovalen berjalan lambat. Oleh karena itu, enzim sangat diperlukan untuk mempercepat reaksi senyawa-senyawa kovalen. Dalam industri margarin, nikel digunakan sebagai katalis untuk mengubah minyak menjadi lemak buatan. Pembuatan amonia dari hidrogen dan nitrogen melalui proses Haber menggunakan besi sebagai katalis.

N2(g) + 3H2(g) ( 2NH3(g)Katalis dapat dibedakan menjadi dua golongan, yaitu katalis homogen dan katalis heterogen. Katalis homogen adalah katalis yang dapat bercampur dengan pereaksi secara homogen atau mempunyai fase yang sama dengan pereaksi, misalnya campuran gas NO dan NO2 yang bekerja mempercepat reaksi pada proses pembuatan asam sulfat dengan cara Bilik Timbal.

2SO2 + O2 ( 2SO3Contoh lainnya larutan kobalt (II) klorida; CoCl2 atau larutan besi (III) klorida; FeCl3 yang mempercepat reaksi penguraian hydrogen peroksida,

2H2O2 ( 2H2O + O2Katalis heterogen adalah katalis yang mempunyai fase berbeda dengan fase pereaksi, misalnya besi pada reaksi pembuatan amonia melalui proses Haber, batu kawi; MnO2 pada reaksi penguraian kalium klorat; KCIO3, dan vanadiumpentoksida; V2O5 pada reaksi pembuatan asam sulfat melalui proses kontak.

2SO2 + O2 ( 2SO3Selain katalis, ada pula zat-zat yang dapat memperlambat reaksi. Zat itu disebut inhibitor. Penggunaan inhibitor antara lain untuk memperlambat proses perkaratan besi dan untuk menghentikan reaksi-reaksi tertentu dalam proses industri atau reaksi-reaksi tertentu dalam tubuh makhluk hidup. Salah satu contoh inhibitor adalah Na2C2O4 yang dapat menghambat proses perkaratan besi. Dalam tubuh manusia terdapat bermacam-macam hormon yang berfungsi sebagai penghambat reaksi tertentu.C. Konsentrasi dan Kecepatan Reaksi

Pada pembicaraan tentang konsep kecepatan reaksi telah diketahui bahwa kenaikan konsentrasi pereaksi akan memperbesar kecepatan reaksi. Bagaimana hubungan antara besarnya konsentrasi pereaksi dan kecepatan reaksi dan bagaimana cara menentukan hubungan itu akan dibahas pada bagian berikut.

1. Hukum Kecepatan ReaksiMenurut Guldberg dan Waage (1867) kecepatan reaksi pada waktu tertentu (kecepatan seketika) berbanding lurus dengan konsentrasi molar zat-zat pereaksi pada saat itu. Ketentuan ini sebagai Hukum Aksi Massa, yang menyatakan bahwa untuk suatu reaksi, kecepatan reaksi (v), berbanding lurus dengan konsentrasi molar pereaksi.

Contoh

A + B ( C + D

v [A][B] atau v = k.[A].[B]

k disebut tetapan kecepatan reaksi. Harga k bergantung pada jenis reaksi, satuan waktu, dan temperatur. Rumus umum kecepatan reaksi untuk reaksi di bawah ini sebagai berikut.

pA + qB ( rC + sDv = k [A]p. [B]qApakah rumus kecepatan reaksi dari setiap reaksi kimia dapat diturunkan langsung dari persamaan stoikiometrinya, seperti pada kedua contoh di atas? Jawabnya tidak! Hal ini disebabkan hukum Guldberg dan Waage tidak berlaku secara umum, tetapi hanya dapat digunakan pada reaksi sederhana saja, yaitu reaksi yang berjalan satu tahap. Kecepatan reaksi ada pula yang bergantung pada konsentrasi hasil reaksi.

Pada umumnya, hubungan kecepatan reaksi dengan konsentrasi zat-zat dalam campuran reaksi yang ungkapan matematiknya disebut hukum kecepatan reaksi, hanya dapat diturunkan dari data eksperimen.

2. Orde Reaksi atau Tingkat ReaksiDari reaksi pA + qB ( rC + sD diketahui rumus kecepatan reaksinya, yaitu:

V = k. [A]m. [B]n,Dengan demikian, dikatakan bahwa reaksi ini adalah tingkat m terhadap A dan tingkat n terhadap B atau orde ke-m terhadap A dan orde ke-n terhadap B. Perhatikan bahwa m dan n tidak sama atau tidak selalu sama dengan p dan q karena rumus kecepatan reaksi hanya dapat diturunkan dari data eksperimen. Tingkat reaksi keseluruhan atau tingkat reaksi total dari reaksi itu adalah (m + n) atau dengan kata lain, reaksi tersebut berorde ke-(m + n). Orde reaksi dapat berupa bilangan positif, bilangan negative, nol, bilangan bulat, dan bilangan pecahan.

Contoh:

a. H2+ I2 ( 2 HI v = k. [H2].[I2]

Reaksi H2 + I2 mempunyai orde pertama terhadap H2 dan orde pertama terhadap I2, keseluruhan reaksi orde kedua.

b. CH3I + OH- ( CH3OH + I-

v = k.[CH3I].[OH-]

Reaksi CH3I + OH- mempunyai orde pertama tenhadap CH3I dan orde pertama terhadap OH-, keseluruhan reaksi orde kedua.

c.2N2O5 ( 4NO2 + O2

v = k [N2O5]

Reaksi N2O5 mempunyai orde pertama.

d. S2O32- + 2H+ ( H2O + SO2 + S v = k [S2O3=][H]0 atau V = k [S2O3=]

Reaksi S2O3=O + 2H+ mempunyai orde pertama terhadap S2O3= dan orde kenol terhadap H+ keseluruhan reaksi orde pertama.

e. 2O3 ( 3O2 v = k[O3]2/[O2]Reaksi O3 mempunyai orde kedua dan orde pertama terhadap O2 keseluruhan reaksi orde pertama.

f. 2NO + O2 ( 2NO2 v = k [NO]2 [O2]Reaksi 2NO + O2 mempunyai orde kedua terhadap NO dan orde pertama terhadap O2, keseluruhan reaksi orde ketiga.

g. BrO3- + 5Br- + 6H+ ( 3Br2 + 3H2O v = k.[BrO3-].[Br-].[H+]2Reaksi BrO3- + 5Br- + 6H+ mempunyai orde pertama terhadap BrO3- orde pertama terhadap Br-, dan orde kedua terhadap H+, keseluruhan reaksi orde keempat.

h. C2H6 ( C2H4 + H2 v = k. [C2H6]3/2Reaksi C2H6 mempunyai orde ke-3/2I.C6H6 + HNO3 ( C6H5NO2 + H2O v = k [C6H6] [HNO3], atau V = k

Reaksi C6H6 + HNO3 mempunyai orde kenol.

J. H2 + Br2 ( 2HBr

Reaksi H2 + Br2 tidak mempunyai orde.

Pada reaksi ini, pada awal reaksi mempunyai orde tertentu, tetapi setelah reaksi berjalan beberapa waktu, reaksi tidak lagi memperlihatkan orde tersebut. Salah satu sebab dari gejala ini adalah bahwa hasil reaksi turut mempengaruhi kecepatan reaksi.

3. Penentuan Tingkat ReaksiMenentukan tingkat reaksi atau orde reaksi dari suatu reaksi kimia pada prinsipnya menentukan seberapa besar pengaruh perubahan konsentrasi pereaksi terhadap kecepatan reaksinya. Pada beberapa reaksi, kecepatannya dipengaruhi pula oleh hasil reaksi sehingga mempunyai persamaan kecepatan reaksi yang cukup rumit. Seperti telah dibicarakan pada bagian terdahulu, rumus kecepatan reaksi hanya dapat diturunkan melalui data ekspenimen. Oleh sebab itu, orde atau tingkat reaksi hanya dapat diketahui setelah dilakukan suatu percobaan. Dalam percobaan itu dilakukan pengamatan atau perhitungan konsentrasi suatu pereaksi pada setiap saat selama reaksi berlangsung. Dapat pula dilakukan beberapa kali percobaan dengan mengubah-ubah konsentrasi salah satu pereaksi sambil dicatat waktu yang diperlukan untuk berjalannya reaksi pada tiap-tiap pemakaian konsentrasi yang berbeda itu. Dalam melakukan percobaan itu perlu diperhatikan bahwa faktor-faktor yang dapat mempengaruhi kecepatan reaksi, selain konsentrasi, yaitu suhu, jenis zat, dan luas permukaan serta perlakuan yang dapat menyebabkan kesalahan pengamatan pada percobaan itu harus dijaga agar selalu tetap. Misalnya, akan ditentukan tingkat reaksi sebagai berikut.

Na2S2O3(aq) + 2HCl(aq) ( 2NaCI(aq) + H2O(l) + SO2(g) + S(s)Pada reaksi tersebut dianggap bahwa kecepatan reaksinya dipengaruhi baik oleh konsentrasi Na2S2O3 maupun oleh konsentrasi HCI. Untuk mengetahui tingkat reaksi terhadap Na2S2O3, maka dilakukan beberapa kali percobaan dengan mereaksikan larutan Na2S2O3 dengan konsentrasi yang berbeda dan larutan HCl yang konsentrasinya tetap. Selanjutnya, untuk mengetahui tingkat reaksi terhadap HCl, dilakukan lagi beberapa percobaan dengan mereaksikan larutan HCI dengan konsentrasi berbeda-beda dan larutan Na2S2O3 yang konsentrasinya tetap. Pengamatan terhadap selesainya reaksi dilakukan dengan mengamati endapan belerang; S yang tenjadi, yaitu dengan mencatat waktu yang diperlukan sejak pereaksi dicampurkan sampai tanda silang yang ada di belakang campuran reaksi tepat tidak terlihat lagi. Agar lebih jelas, dapat dilakukan kegiatan berikut.

Buatlah tanda silang dengan tinta hitam pada sehelai kertas putih. Masukkan 10 mililiter larutan HCI 2 M ke dalam gelas kimia dan letakkan gelas kimia itu di atas tanda silang. Tambahkan 20 mililiter larutan Na2S2O3 0,2 M dan catat waktu sejak penambahan itu sampai tanda silang tepat tidak terlihat lagi dari atas. Ulangi kegiatan di atas dengan menggunakan larutan Na2S2O3 yang lebih encer seperti tercantum dalam Tabel 10.1. Ulangi lagi kegiatan dengan menggunakan larutan HCI yang diencerkan dengan berbagai volume seperti tercantum dalam Tabel 10.2. Dan kegiatan di atas dapat diperoleh tabel, sebagai benikut.

Tabel 1. Percobaan dengan Na2S2O3 (tio) encer

NoVolume (mL)Konsentrasi (mol/L) tio pada Rx awalWaktu (detik)1/waktu

HClTioAirJumlah

1

2

3

410

10

10

1020

15

10

5-

5

10

1530

30

30

300,133

0,100

0,067

0,05015

22

32

450,067

0,045

0,031

0,022

Tabel 2. Percobaan dengan HCI encer

NoVolume (mL)Konsentrasi (mol/L) tio pada Rx awalWaktu (detik)1/waktu

HClTioAirJumlah

1

2

3

420

20

20

2010

7,5

5,0

2,5-

2,5

5,0

7,530

30

30

300,667

0,500

0,333

0,25015

15

16

170,067

0,067

0,063

0,059

Dari tabel tersebut, dapat dibuat perhitungan sebagai berikut;a. Data pada Tabel 1 digunakan untuk menentukan rumus kecepatan reaksi terhadap Na2S2O3. Misalnya, rumus kecepatan reaksinya V =k [Na2S2O3]x. Dengan menggantikan v dan Na2S2O3 dari tiap-tiap kegiatan kemudian membandingkannya, maka x dapat ditentukan.

Perhatikan bahwa harga k pada kegiatan ini tetap sebab suhunya tetap.

Dari data (1) : 0,067 = k(0,133)x

(2) : 0,045 = k (0,100)x (3) : 0,031 = k (0,067)x

(4) : 0,022 = k (0,050)x Dengan membandingkan (1) dan (2), diperoleh:

( 1,489 =(1,33)x ( x = 1,39 Dengan niembandingkan (1) dan (3), diperoleh:

( 61 = (1,985) x ( x = 1,12

Dengan membandingkan U) dan

( 3,045 = (2,66 x ( x = 1,14

Dengan membandingkan (2) dan

( 1,452 = (1,493 x ( x = 1,07 Dengan membandingkan (2) dan (4), diperoleh:

( 2,045 =(2,000) x ( x = 1,00

Dengan membandingkan (3) dan (4), diperoleh:

( 1,409 = (1,340)x ( x = 1,17

Harga x rata-rata = 1,15 dibulatkan menjadi 1.

Rumus kecepatan reaksi terhadap Na2S2O3: v = k. [Na2S2O3]b. Data pada Tabel 2 digunakan untuk menentukan rumus kecepatan reaksi terhadap HCl.

Misalnya, rumus kecepatan reaksinya v = k[HCI]y Dengan cara yang sama seperti perhitungan pada a, dapat dihitung harga rata-rata y.

Ternyata y mendekati 0, maka rumus kecepatan reaksi untuk HCI:

v = k [HCI] atau v = k

Jadi, reaksi tersebut merupakan orde pertama terhadap Na2S2O3 dan orde kenol terhadap HClPersamaan, kecepatan reaksi keseluruhan:

v = k k [Na2S2O3].[HCI] atau v = k.[Na2S2O3]Tingkat reaksi keseluruhan adalah tingkat 1.

Selain dengan perhitungan, tingkat reaksi dapat ditentukan dengan membuat grafik konsentrasi terhadap kecepatan (1/waktu). Agar lebih teliti, jumlah kegiatan yang dilakukan harus cukup banyak, misalnya 10 kali. Apabila kurva yang dihasilkan merupakan garis lurus, maka reaksinya tingkt 1 dan jika kurvanya parabola, maka reaksinya tingkat 2. Apabila kurva yang dihasilkan merupakan garis lurus sejajar dengan sumbu konsentrasi, maka reaksi tingkat not.

Selain cara tersebut, penentuan tingkat reaksi dapat pula dilakukan. dengan mengukur konsentrasi pereaksi pada setiap selang waktu tertentu. Kemudian, dibuat grafik dengan sumbu x yang menyatakan waktu dan sumbu y menyatakan konsentrasi. Selanjutnya, dihitung kecepatan reaksi pada tilap waktu tertentu. Tingkat reaksi terhadap pereaksi ditentukan dengan membandingkan persamaan kecepatan reaksi yang diperoleh pada tiap waktu tartentu tadi. Atau dapat pula dengan membuat grafik kecepatan reaksi terhadap konsentrasi, kemudian dilihat bentuk kurvanya. Cara ini digunakan pada penentuan tingkat reaksi dari reaksi kimia dengan satu macam pereaksi, misalnya pada reaksi,

2HI ( H2 + I2 dan N2O4 ( 2NO2Misalnya, pada reaksi penguralan HI; 2HI ( H2 + I2 (suhu tetap 508C) diperoleh data sebagai berikut,Waktu (detik)Konsentrasi HI (mol/L)Waktu (detik)Konsentrasi HI (mol/L)

0

50

100

1500,1000

0,0716

0,0558

0,0457200

250

300

3500,0387

0,0336

0,0296

0,0265

Grafik konsentrasi HI terhadap waktu berdasarkan data tersebut sebagai berikut.

Kecepatan reaksi tiap waktu tertentu dihitung seperti contoh berikut.

Untuk kecepatan reaksi pada waktu 100 detik, maka:

1. Tentukan titik potong antara garis vertikal yang melalui t = 100 dengan kurva!

2. Tarik garis singgung pada kurva melalui titik tersebut!

3. Tentukan tangen sudut (! 4. Ternyata tg ( = - 2,46 x 10-4Dari data tersebut diperoleh kecepatan reaksi pada t = 100, atau v100 = - tg ( = 2,46 x 10-4 mol/L.s

Dan perhitungan seperti di atas, diperoleb data seperti tercantum da!am tabel berikut.

Konsentrasi HI (mol/L)Kecepatam Rx (mol/L.s)Konsentrasi HI (mol/L)Kecepatam Rx (mol/L.s)

0,0716

0,0558

0,0457

0,03874,06 x 10-42,46 x 10-41,65 x 10-41,18 x 10-40,0336

0,0296

0,02658,93 x 10-56,93 x 10-55,55 x 10-5

Dengan memasukkan harga-harga tersebut dalam rumus v = k.[HI]x dan membandingkan tiap-tiap persamaan yang diperoleh, maka dapat ditentukan harga x, yaitu tingkat reaksi terhadap HI.

Apabila pada hasil perhitungan diperoleh x sama dengan 2, maka rumus kecepatan reaksi atau reaksi penguraian HI, adalah, v = k.[HI]2Untuk menentukan harga tetapan kecepatan reaksi, (k) dapat diambil salah satu harga v dan [HI] dan memasukkannya ke dalam rumus kecepatan reaksi yang telah didapat, misalnya;4,06 x 10-2 mol/L.s = k . (0,0716 mol/L)2k = 7,920 x 10-2 L/mol.sDari perhitungan diperoleh harga k sebagai berikut;Konsentrasi HI (mol/L)Kecepatan Rx (mol/L.s)k

(L/mol.s)Konsentrasi HI (mol/L)Kecepatan Rx (mol/L.s)k

(L/mol.s)

0,0716

0,0558

0,0457

0,03874,06 x 10-42,46 x 10-41,65 x 10-41,18 x 10-47,920 x 10-27,901 x 10-27,900 x 10-27,879 x 10-20,0336

0,0296

0,02658,93 x 10-56,93 x 10-55,55 x 10-57,910 x 10-27,910 x 10-27,903 x 10-2

Satuan k bergantung pada tingkat reaksi atau orde reaksi. Untuk reaksi orde kenol, v = k sehingga satuan k = satuan v = mol/L.waktu.Untuk reaksi orde pertama, v = k.[ ] sehingga satuan k adalah

Untuk reaksi orde kedua, v = k. [ ]2 sehingga satuan k adalah

Untuk menentukan harga k tidak dapat dilakukan dengan cara menghitung seperti pada kecepatan reaksi sebab pada perhitungan tersebut, kecepatan reaksi (v) dianggap sama dengan 1/waktu.Dengan demikian, hasil perhitungan tersebut tidak menyatakan kecepatan reaksi yang sesungguhnya.

Perhitungan sederhana untuk menentukan tingkat reaksi dari suatu reaksi yang konsentrasi pereaksi dan kecepatannya diketahui dapat dilakukan seperti contoh berikut.

Contoh soal:

1. Dari suatu reaksi A + B + C ( D + E + F, diketahui kecepatan reaksi untuk berbagai konsentrasi awal zat A, B dan C seperti tercantum dalam tabel berikut.

Percobaan[A]

(mol/L)[B]

(mol/L)[C]

(mol/L)Kecepatan Rx (mol/L.s)

1

2

3

40,1

0,2

0,2

0,20,2

0,2

0,4

0,40,3

0,3

0,3

0,62,0 x 10-24,0 x 10-21,6 x 10-11,6 x 10-1

Dari data tersebut, tentukan:

a. orde reaksi,

b. persarnaan kecepatan reaksi,

c. tetapan kecepatan reaksi (k), dan

d. kecepatan reaksi jika konsentrasi awal A, B dan C masing-masing 0,5 mol.L-1Jawab:

Misalnya, persamaan kecepatan reaksinya v =k [A]p. [B]q. [C]rUntuk menentukan orde reaksi terhadap A, lihat data (1) dan (2), [B] dan [C] tetap.

Untuk menentukan orde reaksi terhadap B, lihat data (2) dan (3), [A] dan [C] tetap.

Untuk menentukan orde reaksi terhadap C, lihat data (3) dan (4), [A] dan [B] tetap.

a. Orde reaksi = p + q + r = 3

b. Persamaan kecepatan reaksi v = k [A] [B]2 [C] atau V=k.[A][B]c. Tetapan kecepatan reaksi

[A] dan [B] dapat diambil dari data nomor berapa saja, misal dari data (1),

Catatan:

Apabila konsentrasi sebanding dengan kecepatan, misalnya konsentrasi dijadikan 2x menyebabkan kecepatan menjadi 2x, maka orde reaksi terhadap zat itu adalah orde pertama.

Apabila konsentrasi dijadikan 2x, kecepatan menjadi 4x atau jika konsentrasi dijadikan 3x, kecepatan menjadi 9x atau jika konsentrasi dijadikan nx, kecepatan menjadi n2x, maka orde reaksi terhadap zat itu adalah orde kedua.

Apabila konsentrasi diubab-ubah, tetapi kecepatannya relatif tetap, maka orde reaksi terhadap zat itu adalah orde kenol.

2. Tabel berikut merupakan data pengamatan konsentrasi NO, O2, dan kecepatan reaksi, 2NO + O2 ( 2NO2Percobaan [NO]

(mol/L)[O2]

(mol/L)Kecepatan Rx (mol/L.s)

1

2

30,01

0,02

0,030,20

0,20

0,305,0

20,5

7,6

Tentukan orde reaksinya!

Jawab:

Data pertama dan kedua untuk menentukan tingkat reaksi terhadap NO. Apabila [NO] dijadikan 2x, kecepatan reaksi kira-kira menjadi 4x berarti terhadap NO merupakan reaksi orde kedua. Data pertama dan ketiga untuk menentukan tingkat reaksi terhadap O2. Apabila [O2] dijadikan 1 kali, kecepatan reaksi kira-kira menjadi 1 kali juga. Berarti terhadap O2 merupakan reaksi orde pertama. Jadi, orde reaksi = 2 + 1 = 3.

3. Untuk reaksi X + Y ( P + Q diperoleh data eksperimen sebagai berikut;Percobaan[X]

(mol/L)[Y]

(mol/L)Waktu (sekon)

1

2

30,1

0,1

0,30,05

0,20

0,0560

15

20

Tentukan orde reaksinya!

Jawab:

Perhatikan dan data bahwa yang diketahui adalah waktu.

Ingat! Kecepatan benbanding terbalik dengan waktu.

Misalkan persamaan kecepatan reaksinya, v = k.[X]m.[Y]nTingkat reaksi terhadap X ditentukan dari 1 dan 3:

m = 1Tingkat reaksi terhadap Y ditentukan dari data 1 dan 2:

n = 1

Orde resaksi m + n = 2

4. Dari percobaan diketahui bahwa untuk reaksi A + B ( C diperoleh data sebagai berikut.

[A] awal

(mol/L)[Y] awal

(mol/L)1/Waktu (menit-1)

0,1

0,1

0,20,1

0,3

0,23

27

24

Tentukan rumus kecepatan reaksinya!

Jawab:

Misalnya, rumus kecepatan reaksi v = k [A]x.[B]y Dari data (1) dan (2) dapat ditentukan orde reaksi terhadap B.

Untuk menentukan orde reaksi terhadap A, harus digunakan rumus V = k [A]x.[B]y dengan harga y yang telah diketahui (y = 2) sebab tidak ada konsentrasi B yang sama. Data yang dibandingkan dapat (1) dengan (3), atau (2) dengan (3).

Misalkan digunakan data (1) dan (3),

Jadi, rumus kecepatan reaksi, persamaan reaksi di atas adalah v = k. [A].[B]25. Untuk reaksi C + D ( E didapat data eksperimen sebagai berikut,

PercobaanC awal

(mol/L)D awal

(mol/L)Kecepatan (mol/L.s)

1

2

30,1

0,2

0,40,20

0,40

0,1010

40

20

Tentukan orde reaksi dan rumus kecepatan reaksinya !

Jawab:

Dari data tidak terdapat konsentrasi C dan D yang tetap. Untuk itu, perhatikan data yang pembagian konsentrasinya sama, yaitu nomor 1 dan 2.

Gunakan rumus, v = k [C]m[D]n dan masukkan harga-harganya dari data 1 dan 2.

Jadi, orde reaksi di atas = 2.

Untuk menentukan masing-masing harga m dan n, bandingkan data nomor 1 dan 3 atau nomor 2 dan 3. Misalnya, nomor 2 dan 3.

Jadi rumus kecepatan reaksinya v = k.[C].[D]D. Suhu dan Kecepatan Reaksi

Apabila suhu dan campuran reaksi dinaikkan, maka gerakan molekul bertambah cepat. Hal ini menimbulkan peningkatan jumlah tumbukan antarmolekul tiap satuan waktu. Demikian pula jumlah molekul yang memiliki energi cukup untuk memulai reaksi semakin bertambah. Oleh karena itu, kenaikan suhu akan memperbesar kecepatan reaksi. Dengan memperhatikan hukum kecepatan reaksi dan suatu reaksi, perubahan suhu akan mempengaruhi balk konsentrasi zat-zat dalam campuran reaksi maupun tetapan kecepatan reaksi. Dengan demikian, perubahan suhu akan mempengaruhi pula kecepatan reaksi. Perubahan suhu menyebabkan perubahan volume, selanjutnya perubahan konsentrasi. Akan tetapi, perubahan suhu terhadap peruhahan konsentrasi ini tidak begitu berarti jika dibandingkan terhadap perubahan harga tetapan kecepatan reaksi sehingga biasanya diabaikan.

Dari berbagai percobaan diketahui bahwa sekitar suhu kamar, kenaikan temperatur 10C menimbulkan kenaikan kecepatan reaksi dua kali semula. Hal ini terutama disebabkan oleh perubahan harga k. Berikut ini sebuah tabel yang menunjukkan hasil pengukuran tetapan kecepatan (k) dari reaksi penguraian orde pertama asam aseton bikarboksilat; CO(CH2COOH)2 dalam larutan air.

CO(CH2COOH)2 ( CH3COCH3 + 2CO2

Tabel 3 Harga k dari Reaksi Penguralan Asetor BikarboksilatSuhu ((C)k x 105 (detik-1)Suhu ((C)k x 105 (detik-1)

O

10

20

302,46

10,8

47,5

16340

50

60576

1850

5480

Pada suhu rendah banyak reaksi yang tidak berlangsung atau benjalan sangat lambat. Berdasarkan suatu teori kecepatan reaksi yang disebut teori kompleks teraktivasi yang menyatakan bahwa sebelum terjadi reaksi, molekul-molekul pereaksi terlebih dahulu membentuk suatu senyawa yang merupakan keadaan peralihan sebelum terjadi hasil reaksi. Senyawa transisi ini disebut kompleks teraktivasi yang keberadaannya sangat sementara karena begitu tenbentuk segera berubah menjadi hasil reaksi atau kembali lagi menjadi pereaksi. Kompleks ini mempunyai enengi yang lebih tinggi daripada pereaksi dan hasil reaksi. 0leh karena itu, diperlukan energi untuk mengubah molekul-molekul pereaksi menjadi kompleks teraktivasi yang selanjutnya akan berubah menjadi hasil reaksi. Energi minimum yang diperlukan oleh suatu pereaksi untuk membentuk kompleks teraktivasi agar reaksi dapat berlangsung disebut energi pengaktifan atau energi aktivasi.

Misalnya, reaksi H2 + I2 ( 2HI

H I H..I( H I

+ ( ( +

H I H..I H I

Jalannya reaksi dan pereaksi ke hasil reaksi melalui keadaan peralihan dapat digambarkan dengan suatu diagram energi sebagai berikut (Gambar 4).

Puncak kurva menunjukkan keadaan peralihan sebelum pereaksi berubah menjadi hasil reaksi. Untuk dapat mencapai puncak ini, molekul-molekul pereaksi harus mempunyai energi pengaktifan E1. Untuk reaksi sebaliknya, yaitu 2HI ( H2 + I2, maka energi pengaktifannya E2. Selisih dari kedua energi pengaktifan ini adalah (E = Ehasil reaksi Epereaksi yaitu kalor reaksi pada volume tetap. Untuk reaksi endoterm, energi pengaktifan hasil reaksi lebih rendah daripada energi pengaktifan pereaksi, sedangkan pada reaksi eksoterm berlaku sebaliknya. Apabila pada reaksi endoterm entalpi ((H) hasil reaksi lebih tinggi daripada H pereaksi dan pada reaksi eksoterm (H hasil reaksi lebih rendah daripada (H pereaksi, maka selisih energi pengaktifan hasil reaksi dan energi pengaktifan pereaksi adalah sebaliknya.

Gambar 4. Diagram energi pada reaksi H2 + I2 ( 2HI

Apabila (H > 0 (reaksi endoterm), maka (E < 0 Apabila (H < 0 (reaksi eksoterm), maka (E > 0.

Energi pengaktifan dapat dipandang sebagai semacam penghalang bagi berlangsungnya reaksi. Oleh karena itu, semakin besar energi pengaktifan, semakin sukar reaksi berlangsung atau semakin rendah kecepatan reaksinya. Sebaliknya, campuran pereaksi yang memiliki energi pengaktifan rendah akan lebih memudahkan reaksi berlangsung, berarti kecepatan reaksinya lebih besar. Energi pengaktifan harganya selalu positif dan bergantung pada jenis reaksi. Ada reaksi yang energi pengaktifannya sama dengan nol, misalnya reaksi antar ion dan reaksi antara atom-atom bebas.

H+ + OH- (,H2O, Ag+ + Cl- ( AgCI, Cl + Cl ( Cl2 H + F ( HF.

Pada kedua reaksi tersebut tidak ada ikatan pada zat-zat pereaksi yang perlu diputuskan terlebih dahulu sebelum terjadi ikatan baru dari zat hasil reaksi. Oleh karena itu, reaksi akan berlangsung cepat. Apabila ikatan yang harus diputuskan banyak atau kuat, maka energi yang diperlukan cukup banyak. Hal ini berarti bahwa reaksi yang bersangkutan mempunyai energi pengaktifan yang besar sehingga reaksinya akan berlangsung lambat.

E. Katalis

Kecepatan suatu reaksi dapat ditingkatkan dengan menambahkan sejumlah kecil suatu zat yang disebut katalis. Peristiwa peningkatan kecepatan reaksi oleh katalis disebut katalisis. Bagaimanakah kerja katalis dan mengapa zat itu dapat mempercepat reaksi?

Pernah dikemukakan suatu hipotesis yang mengatakan bahwa katalis bekerja dengan mengadakan suatu gaya terhadap campuran reaksi. Akan tetapi hipotesis ini tidak dapat diterima karena tidak menerangkan lebih lanjut apakah gaya ajaib itu. Untuk menjawab pertanyaan tadi, terlebih dahulu dapat dilakukan kegiatan berikut.

Gambar 5 Diagram energi tinggi reaksi tanpa dan dengan katalis

Timbang 2,5 gram natriumkaliumtatrat dan larutkan ke dalam 25 mililiter air di dalam gelas kimia. Panaskan larutan ini sampai kira-kira 40C. Padamkan api dan tuangkan 5 mililiter larutan H2O2 20% ke dalam gelas kimia itu. Amati apa yang terjadi. Tambahkan 10 tetes larutan kobalt (II) klorida 1 M. Amati perubahan-perubahan yang terjadi dan catat!

Terjadinya reaksi pada kegiatan tersebut dapat diamati dengan timbulnya gelembung-gelembung gas oksigen karena penguraian hidrogenperoksida yang reaksinya sebagai berikut.

2H2O2(aq) ( 2H2O(l) + O2(g)Tanpa ion Co2+, gelembung gas O2 yang terbentuk sedikit karena reaksi penguraian H2O2 berlangsung lambat. Setelah ditambahkan larutan CoCl2, terjadi dua perubahan penting sebagai berikut. Gelembung-gelembung O2 yang terjadi semakin banyak dan pada puncaknya larutan seperti mendidih.

Mula-mula warna larutan merah muda karena adanya CO2, lalu bersamaan dengan semakin banyaknya gelembung gas O2 yang terbentuk, warna larutan berubah kecokelatan. Kemudian, hijau dan akhimya setelah reaksi mereda, berangsung-angsur warna hijau berubah menjadi merah muda lagi seperti semula.

Pengamatan pada kegiatan di atas menunjukkan bahwa Co2+ mempercepat reaksi penguraian H2O2. Selama reaksi berlangsuhg, Co2+ turut bereaksi. Hal ini terlihat dari perubahan warnanya. Setelah reaksi selesai, Co2+ terbentuk kembali seperti semula. Dari fakta ini, dapat didefinisikan bahwa katalis adalah zat yang mempercepat reaksi, ikut bereaksi, tetapi tidak mengalarni perubahan yang kekal dalam reaksi itu.

Katalis bekerja mempercepat reaksi dengan membentuk tahap-tahap baru bagi jalannya reaksi dengan energi pengaktifan lebih rendah daripada energi pengaktifan reaksi tanpa katalis. Pada tahap terakhir, katalis dihasilkan lagi seperti semula dalam jumlah sama banyak. Secara sederhana, kerja katalis dapat diterangkan dengan contoh reaksi berikut,

1. AB + C ( AC + B

Reaksi ini berlangsung tanpa katalis.

Energi pengaktilan tinggi.

Reaksi berlangsung lambat.

2. AB + C AC + B

Jalannya reaksi:

AB + X ( ABX

Tahap-tahap reaksi iniABX + C ( AC + BX mempunyai energi pengaktifan rendah BX ( B + X +Reaksi berlangsung cepat.

AB + C ( AC + B

Apabila hanya dilihat dari keadaan awal dan akhir, baik reaksi yang tanpa katalis maupun reaksi yang menggunakan katalis menunjukkan keadaan yang sama. Dengan demikian, seolah-olah katalis tidak ikut bereaksi. Oleh karena keadaan awal dan akhir pada kedua reaksi itu sama, maka kalor reaksi yang menyertai kedua reaksi itu pun sama (Hukum Hess). Gambar 5 memperlihatkan diagram energi dari campuran reaksi tanpa katalis dan dengan katalis.

Dilihat dari fase campuran katalis dengan pereaksi, katalis dibedakan atas katalis homogen dan katalis heterogen. Katalis homogen bercampur dengan pereaksi dalam satu fase, misalnya dalam larutan atau dalam fase gas. CoCI2 dalam reaksi penguraian H2O2 merupakan satu contoh katalis homogen dalarn larutan. Contoh lainnya, sebagai berikut.

a. Ion H+ (asam) yang mengatalisis reaksi aseton dengan l2CH3COCH3 + I2 CH3COCH2I + HI

b. Ion Mn2+ yang mengatalisis reaksi oksidasi berbagai zat oleh ion Mn04-(permanganat).

2 MnO4- + 16 H+ + 5C2O4- ( 2Mn2+ + 8H20 + 10 CO2Mula-mula reaksi berlangsung lambat, tetapi setelah terbentuk Mn2+ yang merupakan hasil reaksi, sedikit ion Mn2+ akan mempercepat reaksi selanjutnya. Dalam hal seperti ini, proses katalisisnya disebut autokatalisis. Salah satu zat hasil reaksi mempercepat reaksi itu sendiri. Salah satu contoh katalis homogen dalam sistern gas adalah gas NO atau campuran NO dan NO2 yang mengatalisis reaksi oksidasi SO2 menjadi SO3 dalam proses pembuatan asam sulfat yang disebut proses bulk timbal.2SO2 + O2 ( 2SO3

(lambat)2SO2 + 2NO2 ( 2SO3 + 2NO cepat

2NO + O2 ( 2NO2 +

2SO2 + O2 ( 2SO3

Katalis heterogen mempunyai fase berbeda dongan carnpuran pereaksi. Katalis yang biasanya digunakan dalam katalis heterogen adalah zat padat yang berupa logam atau oksida logam. Oleh karena reaksi terjadi pada permukaan katalis, diusahakan supaya permukaan itu luas. Hal itu dapat dicapai dengan cara menambahkan katalis berupa serbuk atau digunakan katalis yang permukaannya kasar. Pada permukaan katalis padat yang terpenting adalah adanya pusat-pusat aktif karena reaksi terjadi pada pusat-pusat ini. Pusat-pusat aktif dapat terjadi karena adanya ketidakseragaman permukaan katalis yang dapat disebabkan oleh adanya ketidakmurnian zat, adanya retakan, dan ketidakteraturan kisi kristal. Adanya ujung dan pinggiran menghasilkan titik-titik yang mampu menarik partikel-partikel pereaksi yang dikatalisis.

OIeh karena katalis selalu dibentuk kembali dalam reaksi, maka jumlahnya yang sedikit sudah dapat mempengaruhi reaksi dalam jumlah yang banyak. Akan tetapi, dalam praktik sering terdapat zat-zat yang dalam jumlah kecil dapat mengurangi atau meniadakan sama sekali kerja katalis. Zat-zat ini disebut racun katalis. Zat ini dapat terserap pada pusat-pusat aktif dari katalis sehingga menghalangi proses katalisis. Karbonmonoksida, CO dan hidrogensulfida, H2S adalah racun katalis yang sangat kuat.

Kecuali zat-zat yang dapat mengurangi keaktifati katalis, ada pula, zat-zat yang dapat memperbesarnya. Zat semacam ini disebut promotor, yang tidak mompunyai keaktifan katalis sendiri dan biasanya dicampurkan pada zat-zat katalis dalam jumlah kecil. Bagaimana kerja promotor yang sebenarnya masih belum jelas.

Gambar 6. Proses katalisis pembentukan ammonia pada permukaan katalis besi

Di dalam industri, katalis memainkan peranan yang sangat penting. Reaksi-reaksi yang tanpa katalis berjalan terlampau lambat untuk dikerjakan secara ekonomis, dapat dipercepat dengan penambahan katalis. Beberapa contoh katalis heterogen dalam industri sebagai berikut.

1. Besi; Fe pada reaksi pembuatan amonia dengan proses Haber.

N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) (Gambar 6)

2. Nikel; Ni sebagai katalis pada reaksi hidrogenasi minyak menjadi lemak dalam pembuatan margarin. Pada molekul minyak terdapat ikatan-ikatan rangkap CH = CH . Ikatan rangkap ini terputus menjadi ikatan tunggal dan atom-atom hidrogen terikat pada atom-atom C yang tadinya berikatan rangkap.

Pada reaksi hidrogenasi ini, serbuk Ni menyerap sejumlah besar gas hidrogen dan mengubah molekul hidrogen menjadi atom-atom hidrogen sehingga terjadi reaksi sebagai berikut.

H2 + 2Ni ( 2NiH

Kemudian atom-atom H pada permukaan nikel menyerang atom C yang berikatan rangkap sehingga ikatan rangkap terputus dan akhirnya atom-atom H itu terikat dan membentuk senyawa karbon jenuh berupa lemak.

F. Teori Tabrakan

Teori ini didasarkan atas teori kinetik molekul yang beranggapan bahwa molekul-molekul zat berupa bola-bola kaku yang senantiasa bergerak. Agar dua molekul dapat bereaksi, maka kedua molekul harus saling bertabrakan. Pada saat terjadi tabrakan, kedua molekul itu harus mempunyai sejumlah energi minimum (E) di atas energi rata-rata molekul. Hanya dalam situasi demikian dapat diharapkan terjadi reaksi. Tabrakan yang dapat menghasilkan reaksi disebut tabrakan yang efektif. Selain diperlukan energi tabrakan yang cukup, ternyata orientasi tabrakan molekul turut menentukan keberhasilan reaksi. Gambar 7 menunjukkan beberapa contoh tabrakan yang menghasilkan dan yang tidak menghasilkan reaksi. Berdasarkan teori tabrakan dapat dijelaskan bahwa berbagai faktor dapat mempengaruhi kecepatan reaksi antara lain sebagai berikut.

Tambarakan yang menghasilkan reaksi

Tabrakan yang tidak menghasilkan reaksi

Gambar 7 Tabrakan molekul yang menghasilkan dan yang tidak menghasilkan reaksi.

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 sebab tidak ada energi tumbukan yang diperlukan untuk memutuskan ikatan terlebih dahulu. Lain halnya dengan reaksi antara senyawa-senyawa kovalen yang tidak setiap tumbukan dapat menghasilkan reaksi.

3. Konsentrasi

Dalam konsentrasi yang besar, jumlah partikel per satuan volume juga besar. Kemungkinan terjadinya tumbukan antar partikel di dalamnya lebih besar jika 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 kecepatan reaksinya. Pada beberapa jenis reaksi, perbesaran konsentrasi pereaksi tidak selalu mempercepat reaksi atau perbesaran konsentrasi tidak sebanding dengan perbesaran kecepatan reaksinya. Hal ini dijelaskan dengan teori tumbukan sebagai berikut.

Agar pereaksi dapat 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 jika konsentrasi A dijadikan 2 kali dan konsentrasi B tetap, maka kecepatan reaksi akan menjadi 2 kali pula. Demikian pula, jika konsentrasi B dijadikan 2 kali dan konsentrasi A tetap. Pada reaksi yang tidak sederhana, tumbukan antara partikel-partikel pereaksi tidak langsung rnenghasilkan hasil akhir. Reaksi ini dapat terjadi pada reaksi yang melibatkan satu jenis pereaksi atau lebih. Reaksi yang melibatkan lebih dari dua partikel seperti dalam reaksi, 2H2 + 2NO ( N2 + 2H2O tidak mungkin terjadi karena tabrakan sekaligus antara 4 partikel pada satu titik dan satu saat yang sama. Tabrakan hanya mungkin terjadi antara dua partikel. Oleh karena itu, diperkirakan bahwa reaksi yang tidak sederhana benjalan tahap dermi tahap yang pada setiap tahap hanya terjadi tumbukan antara dua partikel. Pada contoh reaksi di atas, diperkirakan reaksi berjalan melalui tahap-tahap sebagai benikut.Tahap 1 : NO + NO ( N2O2 (cepat)

Tahap 2 : N2O2 + H2 ( N2O + H3O (cepat)

Tahap 3 : N2O + H2 ( N2 + H2O (lambat) +

2NO + 2H2 ( N2 + H2O (reaksi stoikiometri)

Tiap-tiap tahap merupakan reaksi sederhana. Rangkaian tahap-tahap yang menerangkan jalannya suatu reaksi dari awal hingga akhir disebut mekanisme reaksi. Setiap tahap mermpunyai kecepatan reaksi yang berbeda. Seringkali ditemukan bahwa di antara tahap-tahap reaksi dalam mekanisme reaksi terdapat satu tahap dengan kecepatan yang relatif rendah. Dalam hal ini, kecepatan reaksi secara keseluruhan ditentukan oleh tahap yang lambat atau dengan kata lain tahap yang paling lambat dalam suatu mekanisme reaksi merupakan tahap penentu kecepatan reaksi.

Pada mekanisme reaksi tersebut, tahap ketiga merupakan tahap yang menentukan kecepatan reaksi keseluruhan. V = k [N2O][H2]Oleh karena N2O tidak terdapat dalam reaksi stoikiometri, maka konsentrasi N2O pada persamaan kecepatan reaksi harus dieliminir. Hal ini dapat dilakukan dengan memperhatikan tahap I. Reaksi tahap 1 merupakan reaksi yang berjaian dua arah dengan kecepatan yang sma (reaksi kesetimbangan).

Vke kanan= Vke kiri Vke kanan = k [NO]2 Vke kiri = k [N2O2] k [NO]2= k [N2O2]

Dari stoikiometri reaksi tahap 2, dapat dilihat bahwa [N2O2] sama dengan [N2O].

k [NO]2= k [N2O]

[N2O] = k/k. [NO]2

Jadi, v = k. k/k.[NO]2.[H2] atau jika k. k/k = K, maka V = K. [NO]2.[H2]Reaksi merupakan orde ketiga dan ini sesuai dengan hasil eksperimen.

4. Suhu

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

5. Katalis

Telah diketahui bahwa katalis mempercepat reaksi dengan menyediakan jalan baru bagi reaksi itu yang mempunyai energi pengaktifan lebih rendah. Partikel-partikel pereaksi terserap pada permukaan katalis dan ikatannya direnggangkan atau diputuskan oleh katalis. Kemudian, atom-atom atau molekul-molekul yang ikatannya sudah renggang itu dipertemukan oleh katalis sehingga reaksi menjadi Iebih mudah terjadi. Jadi, katalis berfungsi mempermudah terjadinya pertemuan atau tabrakan sambil membantu persiapan agar tabrakan yang terjadi berlangsung secara efektif. Dalam kenyataan, tenlihat bahwa reaksi yang menggunakan katalis berlangsung jauh lebih cepat daripada reaksi tanpa katalis.

Rangkuman

1. Kecepatan reaksi menyatakan berkurangnya konsentrasi pereaksi atau bertambahnya konsentrasi hasil reaksi tiap satuan waktu dalam suatu reaksi.

2. Satuan kecepatan reaksi mol.Iiter-1.waktu-1 (waktu dapat dinyatakan dalam detik, menit, dan jam)

3. Misalnya, reaksi: A + 3B ( 2C, kecepatan reaksi (V) dapat dinyatakan sebagai berikut.

a. Berkurangnya

b. Berkurangnya

c. Bertambahnya Hubungan antara ketiga kecepatan tersebut,

4. Ada dua pengertian kecepa tan reaksi, yaitu:a. kecepatan reaksi rata-rata =

b.kecepatan reaksi seketika = yang hasil reaksi (t mendekati nol.(Iimit(0)

5. Kecepatan seketika pada suatu saat t dapat diketahui dan kemiringan garis singgung yang ditarik melalui titik potong antara sumbu tegak yang melalui t dan kurva (t, [ ]).

6. Kecepatan reaksi dipengaruhi oleh beberapa faktor sebagai berikut.

a. Luas permukaan sentuhan antara zat-zat yang bereaksi. Faktor ini hanya ada pada sistem yang heterogen.

b.Sifat kimia pereaksi.

c. Konsentrasi. d.Suhu.

e. Katalis.

7 Makin luas permukaan sentuhan antara yang bereaksi, makin besar kecepatan reaksinya. Zat berbentuk serbuk mempunyai luas permukaan lebih besar daripada butiran. OIeh karena itu, zat berbentuk serbuk Iebih cepat bereaksi daripada zat berbentuk butiran.

8. Perbedaan sifat kimia, misalnya perbedaan selisih keelektronegatifan dan perbedaan jenis ikatan kimia dapat mempengaruhi kecepatan reaksi. Senyawa-senyawa ion bereaksi lebih cepat daripada senyawa-senyawa kovalen.

9.Makin besar konsentrasi pereaksi, makin besar kecepatan reaksi suatu reaksi.

10. Makin tinggi suhu, makin besar kecepatan reaksi suatu reaksi.

11 Katalis adalah zat yang dapat mempercepat reaksi tanpa menglami perubahan yang tetap pada reaksi itu. Ada dua macam katalis, yaitu katalis homogen dan katalis heterogen. Zat yang memperlambat reaksi disebut inhibitor.

12. Rumus kecepatan reaksi atau hukum kecepatan reaksi atau persamaan kecepatan reaksi merupakan suatu ungkapan matematik yang menyatakan kebergantungan kecepatan reaksi pada konsentrasi zat-zat dalam campuran reaksi pada temperatur tetap. Pada umumnya rumus kecepatan reaksi hanya dapat diturunkan dari data eksperimen, kecuali bagi reaksi sederhana.

Contoh: pA + qB ( rC + sD, Rumus kecepatan reaksi pada reaksi di atas, V = k.[A]m. [B]nV = kecepatanreaksi

k = tetapan kecepatan reaksi

m = tingkat reaksi atau orde reaksi terhadap A

n = tingkat reahi atau orde reaksi terhadap B

tingkat reaksi keseluruhan = m + n, atau dikatakan bahwa reaksi merupakan orde ke-(m + n).

13. Tetapan kecepatan reaksi (k)

a. Merupakan besaran yang bergantung kepada suhu dan jenis zat yang bebeaksi.

b. Faktor k ini merupakan kecepatan reaksi dengan semua zat dalam campuran reaksi berada pada konsentrasi 1 molar.

c. Satuan k bergantung pada orde reaksi, misalnya pada reaksi orde pertama (tingkat 1), satuan k = detik-1 pada reaksi orde kedua, satuan k = mol.L-1.s-1.14. Penentuan orde reaksi terhadap suatu zat dalam reaksi dilakukan dengan eksperimen, yaitu dengan mengukur kecepatan (1/waktu) dan reaksi dengan menggunakan berbagai konsentrasi zat itu. Percobaan dilakukan dengan kondisi tetap. Dari data (konsentrasi dan kecepatan) dapat ditentukan tingkat reaksi melalui:

a. perhitungan, yaitu dengan membandingkan kecepatan reaksi pada berbagai konsentrasi yang berbeda dan

b. grafik (konsentrasi, kecepatan).

Apabila kurva berbentuk garis sejajar sumbu konsentrasi, maka reaksinya tingkat nol.

Apabila kurva berbentuk garis lurus, maka reaksinya tingkat satu.

Apabila kurva berbentuk parabola, maka reaksinya tingkat dua.

15. Energi aktivasi atau energi pengaktifan adalah energi minimum yang diperlukan oleh suatu pereaksi agar reaksi mulai dapat benlangsung. Menurut teori kompleks teraktivasi, reaksi akan berlangsung dengan terlebih dahulu terbentuk senyawa peralihan yang disebut kompleks teraktivasi, yaitu senyawa yang memiliki energi cukup dan dalam keadaan siap untuk bereaksi membentuk hasil reaksi.

Reaksi yang memiliki energi pengaktifan rendah berlangsung lebih cepat daripada reaksi yang energi pengaktifannya tinggi.16. Reaksi dengan katalis mempunyai energi pengaktifan lebih rendah daripada tanpa katalis. Oleh karena itu, katalis dapat mempercepat reaksi. Katalis bekerja dengan ikut bereaksi, membentuk tahap-tahap baru bagi jalannya reaksi dengan energi pengaktifan lebih rendah, dan pada akhir reaksi terbentuk kembali.

17. Menurut teori tabrakan, reaksi dapat terjadi jika partikel-partikel zat yang akan bereaksi bertabrakan. Pada saat terjadi tabrakan, kedua partikel harus mempunyai sejumlah energi minimum di atas energi rata-rata partikel.

Tabrakan antara dua partikel yang menghasilkan reaksi disebut tabrakan efektif.

Makin banyak tabrakan efektif yang terjadi, reaksi makin cepat berlangsung.

Berdasarkan teori tabrakan, pengaruh luas permukaan, jenis zat, konsentrasi, suhu, dan katalis terhadap kecepatan reaksi dapat dijelaskan.

18. Berdasarkan teori tabrakan, tabrakan sekaligus antara lebih dari dua partikel hampir tidak mungkin terjadi. OIeh karena itu, diperkirakan bahwa reaksi berlangsung secara bertahap. Pada setiap tahap hanya terjadi tumbukan antara 2 partikel. Rangkaian tahap-tahap reaksi yang menerangkan jalannya reaksi dari awal hingga terjadinya hasil akhir disebut mekanisrne reaksi.

Tahap reaksi yang paling lambat dalam mekanisme reaksi disebut tahap penentu kecepatan reaksi.

Soal-Soal Latihan

Jawablah dengan singkat dan jelas!

1. Tulislah rumus kecepatan reaksi terhadap HI, terhadap H2 dan terhadap I2 pada reaksi penguraian HI. Bagaimana hubungan ketiga kecepatan reaksi itu?

2. Reaksi oksidasi hidrogen bromida berlangsung menurut persamaan reaksi sebagai berikut; 4HBr + O2 ( 2H2O + Br2 Apabila mula-mula terdapat 0,10 mol/L HBr lalu setelah reaksi berlangsung 50 sekon konsentrasinya menjadi 0,08 mol/L, berapakah kecepatan rata-rata reaksi oksidasi hidrogen bromida itu?

3. Apabila dalam reaksi N2O4 ( 2NO2 kecepatan pembentukan NO2 adalah 0,01 mol/L.s, berapakah kecepatan reaksi penguraian N2O4?

4.Dalam reaksi penguraian N2O4 menjadi NO2, perubahan konsentrasi N2O4 setiap saat dinyatakan oleh kurva berikut. Gambarlah kurva yang menyatakan perubahan konsentrasi NO2 setiap saat!

5. Sebutkan lima faktor yang mempengaruhi kecepatan reaksi!

6. Mengapa reaksi antara sebatang paku besi dan larutan HCI berlangsung lebih lambat daripada reaksi antara serbuk besi dan larutan HCI yang sama konsentrasinya?

7. Jelaskan mengapa reaksi perkaratan besi lebih cepat daripada perkaratan tembaga!

8. Mengapa reaksi antara senyawa-senyawa kovalen berlangsung lebih lambat daripada reaksi antara senyawa-senyawa ion?

9. Reaksi antara pualam; CaCO3 dan larutan HCl 1 M mula-mula berlangsung cepat, tetapi lamakelamaan kecepatan reaksinya semakin berkurang. Jelaskan mengapa demikian!

10. Kecepatan reaksi pada umumnya menjadi dua kali setiap kenaikan suhu sebesar 10C. Berapa kali kecepatan reaksi yang berlangsung pada 60C jika dibandingkan dengan reaksi yang berlangsung pada 20C?

11. Apakah fungsi enzim dalam tubuh manusia? Mengapa reaksi-reaksi kimia yang terjadi di dalam tubuh memerlukan enzim?Jelaskan!12. Sebutkan dua golongan katalis dan sebutkan masing-masing satu contoh!

13. Apakah yang dimaksud inhibitor? Sebutkan dua kegunaan inhibitor

14. Untuk reaksi sederhana A + B ( C tulislah rumus atau persamaan kecepatan reaksinya!

15.Tentukan orde reaksi 2Br- + H2O2 + 2H+( Br2 + 21-120 jika diketahui persamaan kecepatan reaksi untuk reaksi tersebutV = k [Br] [H202] [WI!

16. Mengapa reaksi S20 + 2H ( SO2 + H20 + S mempunyai orde kenol terhadap H?

17. Suatu reaksi X + 2Y ( XY2 merupakan reaksi orde pertama terhadap X dan orde kedua terhadap Y.

a. Tulislah rumus kecepatan reaksi pada reaksi di atas!

b. Bagaimana satuan tetapan kecepatan reaksi (k) tersebut?

C. Apabila konsentrasi X = 0,1 M, konsentrasi Y = 0,2 M dan kecepatan reaksi pada reaksi di atas = 0,05 Mol./L.s, berapakah harga k?

d.Apabila setelah beberapa saat konsentrasi X pada soal c berubah menjadi 0,05 M, berapakah kecepatan reaksinya?

18. Diketahui reaksi brom dengan asam metanoat dalam air yang diasamkan sebagai berikut; Br2(aq) + HCOOH(aq) ( 2Br-(aq) + 2H+(aq) + CO2(g)Reaksi tersebut merupakan reaksi tingkat pertama terhadap Br2(aq) dan tingkat pertama terhadap HCOOH(aq).Apabila pada konsentrasi awal Br2(aq) dan HCOOH(aq) masing-masing 0,1 mo/L reaksi berlangsung selama 10 detik, berapakah waktu yang diperlukan seandainya konsentrasi awal Br2(aq) dan HCOOH(aq) mating-masing 0,2 mol/L?19. Gambar - gambar berikut menunjukkan salah satu langkah dalam cara kerja percobaan pengukuran kecepatan reaksi.

Na2S2O3(s) + 2HCI(aq) ( 2NaCl(aq) + H2O(l) + SO2(g) + S(s)Dalam percobaan itu, baik pengamat A maupun pengamat B menggunakan larutan-larutan yang sama konsentasinya. Akan tetapi, hasil pengukuran yang diperoleh oleh A berbeda dengan yang diperoleh B. Di manakah letak penyebab perbedaan itu? Jelakan!

20. Dan eksperimen untuk raksi A t B , C diperoleh data seperti dalam tabel berikut,

Tentukan,

a. orde reaksi terhadap A,

b. orde reaksi terhadap B,

c. persamaan kecepatan reaksi,

d. orde reaksi total, dan

e. harga dan satuan tetapan kecepatan reaksi (k)!

21. Dan eksperimen untu,k reaksi X + 2Y . XY2 diperoleh data sebagai berikut.

Tentukan.

a. tingkat reaksi terhada X,

b. tingkat reaksi terhadap Y,

c. rumus kecepatan reaksi, dan

d. satuan k

22. Untuk reaksi C + D + E (, hasil reaksi diperoleh data eksperirnen sebagai berikut.

Tentukan

a. ordereaksi,

b. rumus kecepatan reaksi, dan c. harga dan satuan tetapan k!

23. Dan reaksi penguraian dinitrogenpentaoksida.

2N205 ( 4N2 + 502 yang merupakan reaksi orde pertama, diketahui bahwa tetapan kecepatan reaksi pada 450 C k = 0,04 menir1. Apabila konsentrasi awal N205 2,5 mol dan selama satu menit pertama kecepatannya dianggap konstan, berapakah konsentrasi N205 setelah reaksi berjalan 1 menit?

24. Mengapa kenaikan suhu dapat mempercepat reaksi?

25. Dipandang dan pengaruh kenaikan suhu terhadap perubahan konsentrasi, bagaimanakah pengaruh kenaikan suhu terhadap kecepatan reaksi? Jelaskan!

26. Jelaskan tentang teori kompleks teraktivasi!

27. Apakah yang dimaksud energi pengaktifan atau energi aktivasi?

28. Bagaimanakah pengaruh besar energi pengakfifan terhadap kecepatan reaksi? Jelaskan!

29. Gambarkan diagram energi yang menyatakan jalannya sebuah reaksi endoterm A + B ( C. Jelaskan bagian-bagian penting dalam diagram itu, misalnya energi pengaktifan, kalor reaksi, harga (E (perubahan energi pengaktifan), dan harga (H!

30. Jelaskan mengapa campuran KCIO3, MnO2, dan serbuk belerang sangat berbahaya jika tidak disimpan secara hati-hati. Gunakan gambar diagram berikut untuk memberikan penjelasan!

31. Apakah yang dimaksud katalis?

32. Mengapa katalis dapat mempercepat reaksi?

33.Jelaskan tentang katalis homogen, katalis heterogen, autokatalis, racun katalis dan promotor.

34. Berikan dua contoh penggunaan katalis dalam industri!

35. Sebutkan dasar teori tabrakan!

36. Apakah yang dimaksud tabrakan yang efektif?

37. Jelaskan mengapa makin luas permukaan sentuhan zat-zat yang bereaksi, makin besar kecepatan, reaksinya!

38. Jelaskan mengapa reaksi antara senyawa-senyawa kovalen pada umumnya berlangsung lambat!

39. Diketahui mekanisme reaksi penguraian N2O5 sebagai berikut.

(1) : N2O5 ( NO2 + NO3 (cepat)

(2) : NO2 + NO3 ( NO + O2 + NO2 (lambat)

(3) : NO + NO3 ( 2NO2 (cepat) +

2N2O5 ( 4NO2 + O2 Pada mekanisme reaksi tersebut, manakah yang disebut tahap penentu kecepatan reaksi?

40. Jelaskan mengapa reaksi penguraian N2O5 merupakan reaksi orde pertama, V = k [N2O5]!

KECEPATAN REAKSI

1. Pada reaksi 2N2H4 + 2NO2 ( 3N2 + 4H2O, diketahui bahwa kecepatan reaksi terhadap berkurangnya [N2H4] = 0,1 mol/Ls, maka kecepatan reaksi terbentuknya N2 adalah....

a. 0,1 mol/Ls

b. 0,15 mol/Ls

c. 0,3 mol/Ls

d. 0,6 mol/Ls

e. 1,5 mol/Ls

2. Kondisi yang tepat agar reaksi Fe(S) + 2HCI(aq) ( FeCl2(aq) + H2(g) berlangsung paling cepat adalah....

a. suhu rendah, Fe berupa lempeng, [HCI] kecil

b. suhu tinggi, Fe berupa lempeng, [HCl] kecil

C. suhu tinggi, Fe berupa serbuk, [HCI] kecil

d. suhu tinggi, Fe berupa serbuk, [HCI] besar

e. suhu tinggi, Fe brupa lempeng, [HCI] besar

3.Reaksi 2H2 + 2NO ( N2 + 2H2O mempunyai rumus kecepatan V = k[H2] .[NO]2. Reaksi itu merupakan.

a. reaksi orde kenol terhadap H2

b. reaksi orde kedua

c. reaksi orde ketiga

d. reaksi orde keempat

e. reaksi yang tak mempunyai orde

4. Satuan tetapan kecepatan (k) pada soal nomor 53 adalah....

a. mol L-1s-1

b. mol2 L-2s-1c. mol-2 L-2s-1

d. mol-2 L2s-1

e. mol3 L-3s-15. Reaksi C6H6 + HNO3 ( C6H5NO2 + H2O mempunyai rumus kecepatan, V = k.[C6H6].[HNO3]. Hal ini menunjukkan bahwa.

a. reaksi berlangsung sangat lambat

b. kecepatan reaksi dipengaruhi oleh hasil reaksi

c. kecepatan reaksi tetap, meskipun konsentrasi pereaksi berubah

d. reaksi tidak mempunyai orde

e. tetapan k tidak mempunyai satuan

6. Pada reaksi X + Y ( XY, jika konsentrasi X dijadikan 2 kali dan Y tetap, kecepatan menjadi 2 kali Iebih besar. Apabila konsentrasi X dan Y masing-masing dijadikan 2 kali, kecepatan menjadi 4 kali lebih besar. Persamaan kecepatan untuk reaksi-reaksi di atas adalah....

a. V = k.[X]

b. V = k.[Y]

c. V = k.[X].[Y]

d. V = k.[X]2.[Y]

e. V = k.[X]2.[Y]27. Dari eksperimen terhadap reaksi A + B ( AB diperoleh data sebagai berikut.

Orde reaksi terhaclap A dan B berturut-turut adalah

a. 1 dan 2

b. 2 dan 1c. 3 dan 1d. 1 dan 3e. 2 dan 3

8. Suatu reaksi berlangsung 2 kali lebih cepat jika suhu dinaikkan sebesar 10C. Apabila pada suhu 20C reaksi berlangsung selama 120 sekon, maka pada 60C, reaksi itu akan berlangsung selama.

a. 40 sekon

b. 30 sekonc. 20 sekon

d. 15 sekon

e. 7,5 sekon

9.Berikut ini menggambarkan grafik energi terhadap koordinat reaksi.

Energi pengaktifan dinyatakan oleh.

a. a

b. b

c. c

d. d

e. (a + b)

10. Entalpi reaksi pada soal nomor 59 ditunjukkan oleh....

a. a

b. b

c. c

d. d

e. (a + b) - c

11. Dalam grafik berikut, kurva dengan garis penuh menunjukkan reaksi tanpa katalis. Kurva yang menunjukkan reaksi dengan katalis adalah....

a. p

b. q

c. r

d. s

e. t

12. Dalam mekanisme reaksi, tahap penentu kecepatan reaksi adalah.

a. tahap yang paling cepat

b. tahap yang paling lambat

c. tahap yang merupakan reaksi dua arah d. tahap yang terakhir

e. tahap yang pertama

13. Grafik berikut yang menunjukkan reaksi tingkat satu adalah

14. Dalam praktik, reaksi A + B ( C dapat dibedakan dari reaksi D + B ( F sebab reaksi yang disebut belakangan ini berakhir dengan.

a. tidak adanya perubahan yang dapat diamati

b. perubahan yang dapat diamati terus-menerus

C. D bersisa, E habis

d. D habis, E bersisa

e. sebagian dan D dan E masih tetap ada

EMBED Equation.3

EMBED Equation.3

Keadaan awal (pereaksi)

Keadaan peralihan (kompleks teraktivasi)

Keadaan akhir (hasil reaksi)

Energi

Kompleks teraktivasi [H2I2]

H2 + I2

E1

E2

2HI

(E

Koordinat reaksi

Tanpa katalis

Dengan katalis

Kalor Rx

PAGE 144Kimia dasar/Abdul Majid

_1268156355.unknown

_1268156749.unknown

_1268156805.unknown

_1268157148.unknown

_1268157158.unknown

_1268157174.unknown

_1268157178.unknown

_1268157169.unknown

_1268157152.unknown

_1268156812.unknown

_1268156771.unknown

_1268156777.unknown

_1268156755.unknown

_1268156641.unknown

_1268156683.unknown

_1268156688.unknown

_1268156740.unknown

_1268156644.unknown

_1268156657.unknown

_1268156634.unknown

_1268156637.unknown

_1268156630.unknown

_1223971997.unknown

_1223972546.unknown

_1224124657.unknown

_1268156226.unknown

_1268156289.unknown

_1224125109.unknown

_1224225279.unknown

_1224096359.unknown

_1224102848.unknown

_1224096258.unknown

_1223972344.unknown

_1223972398.unknown

_1223972163.unknown

_1223935419.unknown

_1223963935.unknown

_1223971920.unknown

_1223935601.unknown

_1223934739.unknown

_1223934744.unknown

_1223934724.unknown