laju reaksi

A.A.

B.B.

C.C.

LAJU REAKSI

E.E.

D.D.

KEMOLARAN (MOLARITAS)

LAJU REAKSI

PERSAMAAN LAJU REAKSI dan ORDE REAKSI

TEORI TUMBUKAN dan FAKTOR yang MEMPENGARUHI LAJU REAKSI

PENERAPAN LAJU REAKSI dalam KEHIDUPAN SEHARI-HARI

A. Kemolaran

Kemolaran adalah satuan konsentrasi larutan yang menyatakan banyaknya mol zat terlarut dalam 1 liter larutanKemolaran (M) sama dengan jumlah mol (n) zat terlarut dibagi volume (v) larutan

V

nM

Vx

Mr

grM

1000atau

Kemolaran

Pengenceran larutan menyebabkan konsentrasi berubah dengan rumusan :

2211 MVMV

dimana:V1M1 : volume dan konsentrasi larutan asalV2M2 : volume dan konsentrasi hasil pengenceran

Kemolaran

Pencampuran larutan sejenis dengan konsentrasi berbeda menghasilkan konsentrasi baru, dengan rumusan :

n

nncampuran VVV

MVMVMVM

...

...

21

2211

B. Laju Reaksi

Pengertian laju reaksiReaksi kimia berlangsung dengan kecepatan yang

berbeda-beda. Meledaknya petasan, adalah contoh reaksi yang berlangsung dalam waktu singkat. Proses perkaratan besi, pematangan buah di pohon, dan fosilisasi sisa organisme merupakan peristiwa-peristiwa kimia yang berlangsung sangat lambat.

Reaksi kimia selalu berkaitan dengan perubahan dari suatu pereaksi (reaktan) menjadi hasil reaksi (produk).

Pereaksi (reaktan) → Hasil reaksi (produk)Pereaksi (reaktan) → Hasil reaksi (produk)

Laju reaksi menyatakan laju perubahan konsentrasi zat-zat komponen reaksi setiap satuan waktu:

• Laju pengurangan konsentrasi pereaksi per satuan waktu

• Laju penambahan konsentrasi hasil reaksi per satuan waktu

• Perbadingan laju perubahan masing-masing komponen sama dengan perbandingan koefisien reaksinya

Laju Reaksi

t

MV

][

Laju Reaksi

produk

pereaksi

Waktu (t)

konsentrasi

Grafik hubungan perubahan konsentrasi terhadap waktu

Laju Reaksi

Berdasarkan grafik diatas, maka:

v pereaksi = v produk

Di mana:[R] = konsentrasi pereaksi (mol/Liter)[P] = konsentrasi produk (mol/Liter)Δ t = perubahan waktu (detik)v = laju reaksi (m/detik)

(Tanda negatif menunjukkan bahwa konsentrasi pereaksi berkurang, sedangkan tanda positif menunjukkan bahwa konsentrasi produk bertambah)

t

Rv

][

t

Pv

][

Pada reaksi :

N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g),

Laju reaksi :

- laju penambahan konsentrasi NH3

- laju pengurangan konsentrasi N2 dan H2.

Laju Reaksi

C. Teori Tumbukan

Reaksi antara molekul-molekul pereaksi terjadi apabila terjadi tumbukan. Untuk saling bertumbukan, molekul-molekul pereaksi harus mempunyai energi kinetik minimum tertentu. Energi minimum yang diperlukan agar tumbukan terjadi dan reaksi dapat berlangsung disebut Energi Aktisi (Ea).

Gambar: energi aktivasi

Laju reaksi dipengaruhi oleh :

Faktor-faktor yang mempengaruhi Laju Reaksi

Suhu

Luas permukaan sentuhan/ Ukuran partikel

Konsentrasi

Katalis

Konsentrasi

Konsentrasi mempengaruhi laju reaksi, karena banyaknya partikel memungkinkan lebih banyak tumbukan, dan itu membuka peluang semakin banyak tumbukan efektif yang menghasilkan perubahan.

Ilustrasi

Mana yang lebih mungkin terjadi tabrakan, di jalan lenggang atau dijalanan padat?

?

Konsentrasi

Hubungan kuantitatif perubahan konsentrasi dengan laju reaksi tidak dapat ditetapkan dari persamaan reaksi, tetapi harus melalui percobaan.

Dalam penetapan laju reaksi ditetapkan yang menjadi patokan adalah laju perubahan konsentrasi reaktan.

Ada reaktan yang perubahan konsentrasinya tidak mempengaruhi laju reaksi:

on

1x

1V x [reaktan]

V reaktan][

n

Suhu

Kenaikan suhu dapat mempercepat laju reaksi karena dengan naiknya suhu energi kinetik partikel zat-zat meningkat sehingga memungkinkan semakin banyaknya tumbukan efektif yang menghasilkan perubahan

Suhu

Hubungan Kuntitatif perubahan suhu terhadap laju reaksi:

Hubungan ini ditetapkan dari suatu percobaan, misal diperoleh data sebagai berikut:

Suhu (oC) Laju reaksi (M/detik)

10

20

30

40

t

0,3

0,6

1,2

2,4

Vt

Suhu

Hubungan Kuntitatif perubahan suhu terhadap laju reaksi:

Dari data diperoleh hubungan:Setiap kenaikan suhu 10 oC, maka laju mengalami kenaikan 2 kali semula, maka secara matematis dapat dirumuskan

100

0

2.tt

t VV

Dimana :Vt = laju reaksi pada suhu tVo = laju reaksi pada suhu awal (to)

Suhu

0

0

xVvV T

TT

0

0

1xt

vt

T

TT

Ket: V = laju reaksi akhirV0 = laju reaksi awalt = waktu akhirt0 = waktu awalΔv = kenaikkan laju reaksiT = suhu pada laju reaksi akhirTo = suhu pada laju reaksi awalΔT = kenaikkan suhu

Rumus nilai peningkatan laju reaksi

Luas Permukaan

Luas permukaan mempercepat laju reaksi karena semakin luas permukaan zat, semakin banyak bagian zat yang saling bertumbukan dan semakin besar peluang adanya tumbukan efektif menghasilkan perubahan

Semakin luas permukaan zat, semakin kecil ukuran partikel zat. Jadi semakin kecil ukuran partikel zat, reaksi pun akan semakin cepat.

Luas Permukaan

Suatu zat akan bereaksi apabila bercampur dan bertumbukan. Pada

pencampuran reaktan yang terdiri dari dua fasa atau lebih, tumbukan

berlangsung pada bagian permukaan zat. Padatan berbentuk serbuk

halus memiliki luas permukaan bidang sentuh yang lebih besar

daripada padatan berbentuk lempeng atau butiran.

Semakin luas permukaan partikel, maka frekuensi tumbukan

kemungkinan akan semakin tinggi sehingga reaksi dapat

berlangsung lebih cepat.

Laju reaksi berbanding lurus dengan luas permukaan reaktan

Katalis

Katalis adalah zat yang dapat memperbesar laju reaksi, tetapi tidak

mengalami perubahan kimia secara permanen, sehingga pada akhir

reaksi zat tersebut dapat diperoleh kembali. Katalis mempercepat

reaksi dengan cara menurunkan harga energiaktivasi (Ea).

Katalisis adalah peristiwa peningkatan laju reaksi sebagai akibat

penambahan suatu katalis. Meskipun katalis menurunkan energi

aktivasi reaksi, tetapi ia tidak mempengaruhi perbedaan energi antara

produk dan pereaksi. Dengan kata lain, penggunaan katalis tidak akan

mengubah entalpi reaksi.

Katalis

Katalis adalah zat yang dapat mempercepat laju reaksi.Ada 2 jenis katalis :1. Katalis aktif yaitu katalis yang ikut terlibat reaksi dan

pada akhir rekasi terbentuk kembali.2. Katalis pasif yaitu katalis yang tidak ikut bereaksi, hanya

sebagai media reaksi saja.

Katalis

Katalis

------------------------------------

Ea tanpa katalis

Ea dengan adanya katalis

Ene

rgi p

erea

ksi

Grafik energi pengaktifan berkurang dengan adanya katalis

KatalisBerdasarkan wujudnya, katalis dapat dibedakan menjadi dua macam :

a. Katalis homogenKatalis homogen adalah katalis yang berada dalam fasa yang sama dengan molekulpereaksi. Banyak contoh dari katalis jenis ini baik dalam fasa gas maupun dalam fasacair atau larutan.

Contoh:• Katalis dan pereaksi berwujud cair 2H2O2(aq) H2O(l) + O2(g)

Katalis

b. Katalis heterogenKatalis heterogen berada dalam fasa yang berbeda dengan pereaksi; biasanya ada dalam bentuk padatan. Katalis heterogen biasanya melibatkan pereaksi fasa gas yang terserap pada permukaan katalis padat.Terdapat dua jenis proses penyerapan gas pada permukaan padat, yaitu adsorpsi (penyerapan zat pada permukaan benda) dan absorpsi (penyerapan zat ke seluruh bagian benda).

Contohnya adalah reaksi antara H2 dan O2 pada permukaan logam. Logam berfungsi sebagai permukaan adsorben dimana H2 dan O2 akan menempel dan bereaksi.

Katalis

Autokatalis

Autokatalis adalah zat hasil reaksi yang dapat berperan sebagai katalis.

Contoh:

MnSO4 yang dihasilkan dari reaksi kalium permanganat dengan asam

oksalat dalam suasana asam merupakan autokatalis reaksi tersebut.

2KMnO4(aq) + 5H2C2O(aq) + 3H2SO4(aq) → 2 MnSO4(aq) + K2SO4(aq) +

8H2O(l) + 10 CO2(g)

Disamping itu, ada beberapa zat yang dapat memperlambat suatu reaksi.

Zat tersebut dinamakan antikatalis, karena sifatnya berlawanan

dengan katalis.

Katalis• Inhibitor

Inhibitor adalah zat yang memperlambat atau menghentikan jalannya

reaksi.

Contoh:

SnCl2 bersifat inhibitor pada reaksi : H2SO3 + udara H2SO4

• Racun katalis

Racun katalis adalah zat yang dalam jumlah sedikit dapat

menghambat kerja katalis.

Contoh:

CO2,CS2, atau H2S merupakan racun katalis pada reaksi :

2H2 (g) + O2(g) 2H2O(l)

Hubungan antara teori tumbukan dengan faktor-faktor yang mempengaruhi laju reaksi

• KonsentrasiKonsentrasi besar, molekulnya akan tersusun lebih

rapat sehingga mudah terjadi tumbukan, laju reaksi akan semakin cepat.

• Suhu Suhu tinggi, molekul bergerak cepat, sehingga energi kinetik bertambah menyebabkan energi aktivasi

cepat terlampaui, laju reaksi akan semakin cepat.

• Luas permukaanSemakin kecil ukuran suatu zat, dalam jumlah massa

yang sama, luas bidang sentuhnya semakin besar dan semakin besar luas permukaan pereaksi, laju reaksi semakin besar.

• Katalis

D. Persamaan Laju Reaksi dan Orde Reaksi

Reaksi kimia:

A2 + B2 → 2 AB

Persamaan laju reaksi: V = k [A2]x[B2]

y

Dimana: V = laju reaksi (Ms-1)

k = konstanta laju reaksi

[A2] = konsentrasi zat A (M)

[B2] = konsentrasi zat B (M)

x = orde reaksi zat A

y = orde reaksi zat B

x + y = orde reaksi total

Orde Reaksi

Pangkat perubahan konsentrasi terhadap perubahan laju disebut orde reaksi

Ada reaksi berorde O, dimana tidak terjadi perubahan laju reaksi berapapun perubahan konsentrasi pereaksi.

Ada reaksi berorde 1, dimana perubahan konsentrasi pereaksi 2 kali menyebabkan laju reaksi lebih cepat 2 kali.

Ada reaksi berorde 2, dimana laju perubahan konsentrasi pereaksi 2 kali menyebabkan laju reaksi lebih cepat 4 kali, dst.

Orde Reaksi

Tingkat reaksi (orde reaksi) tidak sama dengan koefisien reaksi. Orde

reaksi hanya dapat ditentukan melalui percobaan. Tingkat reaksi total

adalah jumlah tingkat reaksi untuk setiap pereaksi.

Orde reaksi total = m + n

Orde reaksi menunjukkan hubungan antara perubahan konsentrasi

pereaksi dengan perubahan laju reaksi. Hubungan antara kedua

besaran ini dapat dinyatakan dengan grafik orde reaksi.

Orde Reaksi

1.Orde reaksi 0

laju reaksi tidak bergantung pada konsentrasi

Persamaan reaksi yang berorde 0 : V = k [A]0

Orde ReaksiPada reaksi orde nol, kecepatan reaksi tidak tergantung pada konsentrasi reaktan.Persamaan laju reaksi orde nol dinyatakan sebagai :

dt

dA

Keterangan :A = konsentrasi zat pada waktu tA0 = konsentrasi zat mula – mula

Contoh reaksi orde nol ini adalah reaksi heterogen pada permukaan katalis.

k0

A - A0 = - k0 . t

Orde Reaksi

2. Orde reaksi 1laju reaksi berbanding lurus dengan konsentrasi

pereaksiJika konsentrasi dinaikkan dua kali, maka laju reaksinya pun akan dua kali lebih cepat dari semula, dst.Persamaan laju reaksi: V = k [A]

Orde Reaksi

dt

dA

][A

dA

][

]0[

A

A

Pada reaksi prde satu, kecepatan reaksi berbanding lurus dengan konsentrasi reaktan.Persamaan laju reaksi orde satu dinyatakan sebagai :

k1 [A]

k1 dt

ln k1 (t – t0)

Bila t = 0 A = A0

ln [A] = ln [A0] - k1 t [A] = [A0] e-k

1t

Orde Reaksi

3. Orde reaksi 2

Pada reaksi orde dua, kenaikan laju reaski

akan sebanding dengan kenaikan konsentrasi

pereaksi pangkat dua. Bila konsentrasi pereaksi

dinaikkan dua kali maka laju reaksinya akan naik

menjadi empat kali lipat dari semula.

Persamaan laju reaksi :

V = k [A]1 [B]1 ; V = k [A]2 ; V = k [B]2

Orde Reaksi

Dengan demikian, jika konsentrasi suatu zat dinaikkan a

kali, maka laju reaksinya menjadi b kali; sehingga orde reaksi terhadap zat tersebut adalah :

dimana x = orde reaksi

Orde Reaksi

dt

dA

2][A

dA

]0[

1

][

1

AA

laju reaksi untuk orde dua dinyatakan sebagai :

k2 (t – t0)

k2 [A]2

k2 t

Orde Reaksi

Rumusan laju reaksi tersebut diperoleh dari percobaan.

Misalkan diperoleh data percobaan untuk reaksi :NO(g) + Cl2(g) NOCl2(g) Diperoleh data sebagai berikut :

Perc [NO] M [Cl2] M V M/s

1

2

3

4

0,1

0,1

0,2

0,3

0,1

0,2

0,1

0,3

4

16

8

?

Orde Reaksi

1

22

4

8

1,0

2,0

][

][

][

1

3

1

3

m

V

V

NO

NO

VNO

m

m

m

m

Rumusan laju reaksi untuk reaksi tersebut adalah :

V = k.[NO]m.[Cl2]n

Orde NO = m Orde Cl2 = nPercobaan 1 dan 3 Percobaan 1 dan 2

2

42

4

16

1,0

2,0

][

][

][

1

2

12

22

2

n

V

V

Cl

Cl

VCl

n

n

n

n

Orde Reaksi

Maka rumusan laju reaksinya adalah :

V=k.[NO]1.[Cl2]2

Harga k diperoleh dengan memasukan salah satu data percobaan

123

2

22

10.4

1,0.1,0

4

]].[[

sMk

k

ClNO

Vk

Orde Reaksi

Maka laju reaksi pada percobaan 4 adalah :

V= k.[NO].[Cl2]2

V= 4.103.0,3. 0,32

V= 108 Ms-1

E. Penerapan laju Reaksi dalam kehidupan Sehari-hari

1. Peranan katalis dalam mahluk hidup

Telah diketahui bahwa laju reaksi akan meningkat secara tajam

dengan naiknya suhu. Jika reaksi tertentu tidak cukup cepat pada

Suhu normal, kita dapat mempercepat lajunya dengan meningkatkan

suhu reaksi. Namun demikian, terkadang upaya ini tidak layak

dilakukan. Misalnya, sel mahluk hidup dirancang untuk beroperasi

pada suhu sekitar 37oC. Akan tetapi, banyak reaksi biokimia dalam

tubuh yang akan berlangsung terlalu lambat pada suhu ini bila tidak

ada campur tangan zat lain.

Peranan Katalis dalam Makhluk Hidup

Dalam tubuh kita, berbagai proses biokimia dipercepat oleh katalis

yang disebut enzim (biokatalis). Enzim-enzim ini selalu bekerja

secara spesifik; suatu reaksi hanya dapat dipercepat oleh enzim

tertentu, ibarat lubang kunci dengan anak kuncinya. Enzim

membentuk kompleks dengan substrat (zat yang akan dipercepat

reaksinya), lalu kompleks itu terurai menghasilkan zat yang

diinginkan, sedangkan enzim dikembalikan lagi ke bentuknya semula.

Contoh:

• Enzim oksidase mempercepat reaksi oksidasi

• Enzim hidrolase mempercepat pemecahan bahan makanan melalui

reaksi hidrolisis.

Peranan Katalis dalam Makhluk Hidup

Pembentukan suatu zat dengan menggunakan katalis enzim

Peranan Katalis dalam Industri

2. Peranan katalis dalam industri

Dalam proses industri, penggunaan suhu yang lebih tinggi

untuk mempercepatreaksi seperti proses Haber untuk sintesis

ammonia bisa saja dilakukan, akan tetapi biaya operasionalnya

akan menjadi sangat mahal. Di dalam indutsri kimia,

meningkatkan suhu berarti menambah biaya untuk pasokan

energi. Oleh karena itu, diperlukan suatuzat yang mampu

mempercepat reaksi tanpa harus meningkatkan suhu atau

tekanan sehingga biaya produksi menjadi lebih murah. Zat

tersebut adalah katalis.


a. Proses kontak (pembuatan asam sulfat)Reaksi pembuatan asam sulfat dilakukan melaui beberapa tahap:1) S + O2 → SO2

2) 2SO2 + O2 2SO3

3) SO3 + H2O H2SO4

Reaksi tahap (2) berlangsung sangat lambat, sehingga perlu ditambahkan katalis vanadium (V) oksida, V2O5


b. Proses Haber-Bosch (pembuatan amonia)

Amonia adalah salah satu senyawa yang sangat dibutuhkan

dalam industri pupuk. Senyawa ini dibuat melalui reaksi antara

gas nitrogen dan gas hidrogen. N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)

Reaksi tersebut berjalan sangat lambat pada suhu rendah,

sedangkan pada suhu tinggi gas NH3 yang dihasilkan

cenderung terurai kembali menjadi gas nitrogen dan gas

hidrogen. Atas dasar itulah, diperlukan suatu kondisi yang

memungkinkan agar reaksi dapat berlangsung cepat pada suhu

rendah.


Setelah melakukan penelitian yang cukup lama, pada

tahun 1905 Fritz Haber berhasil menemukan cara

membuat gas NH3 yang efisien, yaitu dengan

menambahkan katalis berupa serbuk besi (besi plus).

Katalisator ini dibuat dari besi yang dicampur dengan

sedikit kalium oksida dan alumunium. Penambahan

katalisator Fe tersebut menyebabkan produksi gas

amonia dapat berlangsung efektif pada suhu 500oC.

Proses ini selanjutnya dikenal dengan Proses Haber.

laju reaksi

Documents