Materi Laju Reaksi

LAJU REAKSI

A. Laju Reaksi

Pada sebuah reaksi kimia, baik yang terjadi di laboratorium maupun di alam dipastikan melibatkan suatu laju. Kinetika kimia merupakan disiplin ilmu yang salah satunya mempelajari laju reaksi dan mekanismenya. Setiap reaksi kimia mengalami suatu laju yang terbatas di bawah pengaruh suatu keadaan. Beberapa reaksi berlangsung sangat cepat dan juga ada yang berjalan sangat lambat. Sebagai contoh, reaksi antara larutan perak nitrat dengan natrium klorida berlangsung sangat spontan. Reaksi ionik yang terjadi adalah sebagai berikut:

Ag⁺ + NO₃^- + Na⁺ + Cl^- → AgCl + Na⁺ + NO₃^-

Berbeda dengan reaksi ionik, reaksi molekul berlangsung sangat lambat. Sebagai contoh adalah reaksi esterifikasi antara asam asetat dengan etanol membentuk etil asetat berikut ini:

CH₃COOH + C₂H₅OH → CH₃COOC₂H₅ + H₂O

Ketika reaksi berjalan, dapat dibandingkan kecepatan reaksi yang dipengaruhi oleh kondisi tertentu. Laju reaksi dihitung sebagai fungsi perubahan konsentrasi reaktan atau produk. Laju reaksi secara kuantitatif pertama kali diamati oleh L. Wilhemly pada tahun 1850 dengan mengamati reaksi hidrolisis sukrosa.

1.     Pengertian Laju Reaksi

Untuk mengetahui definisi laju reaksi, perhatikan reaksi berikut ini:

H₂ + I₂ → 2 HI

            Ketika hidrogen dan iodin direaksikan, molekul-molekul dengan energi kinetik yang cukup akan bertumbukan disertai dengan pembentukan asam iodida. Seiring berjalannya waktu, konsentrasi hidrogen dan iodin akan berkurang dan konsentrasi asam iodida bertambah. Dengan demikian, dapat disimpulkan bahwa pengertian laju reaksi adalah perubahan konsentrasi reaktan atau produk per satuan waktu.

Laju reaksi di atas dapat dituliskan sebagai sebuah persamaan sebagai berikut:

Laju = Δ[H₂] / Δt

Karena konsentrasi gas hidrogen berkurang, persamaan di atas akan bernilai negatif. Karena laju reaksi tidak dapat dituliskan dalam bilangan negatif, maka persamaanlah yang ditulis dengan menggunakan tanda negatif. Jadi, persamaan laju reaksi di atas dituliskan sebagai:

- Δ[H₂] / Δt = - Δ[I₂] / Δt = 1/2 Δ[HI] / Δt

2.     Satuan Laju Reaksi

Laju reaksi mempunyai satuan konsentrasi dibagi waktu. Maka yang paling mudah untuk satuan laju reaksi adalah M/detik.

3.     Konstanta Laju Reaksi

Pada suhu tetap, laju reaksi tergantung pada konsentrasi reaktan. Hubungan yang pasti antara konsentrasi dan laju reaksi ditentukan dengan mengukur laju reaksi dengan perbedaan konsentrasi awal reaktan. Maka dapat disimpulkan bahwa laju reaksi berbanding lurus dengan konsentrasi reaktan.

Laju reaksi ∞ [A]n

B. Faktor yang Mempengaruhi Laju Reaksi

Sangat penting untuk memprediksi apakah sebuah perlakuan akan mempengaruhi laju suatu reaksi kimia. Ada beberapa faktor yang dapat berpengaruh terhadap laju reaksi. Secara umum, sebuah faktor yang meningkatkan jumlah tumbukan antara partikel akan meningkatkan laju reaksi; sebaliknya faktor yang menurunkan jumlah tumbukan antara partikel akan menurunkan laju reaksi.

1.     Konsentrasi Reaktan

Konsentrasi reaktan yang lebih tinggi menyababkan tingginya tumbukan efektif per satuan waktu, yang secara otomatis akan meningkatkan laju reaksi (kecuali dalam konsep orde reaksi nol). Secara sama, konsentrasi produk yang lebih tinggi akan menurunkan laju reaksi.

2.     Temperatur

Biasanya kenaikan temperatur diiringi dengan naiknya laju reaksi. Temperatur sangat mempengaruhi  energi kinetik suatu sistem. Jadi semakin tinggi temperatur berimbas pada tingginya energi kinetik rata-rata molekul dan jumlah tumbukan antar molekul per satuan waktu menjadi lebih tinggi. Aturan umum untuk sebagian besar reaksi kimia adalah laju reaksi meningkat dua kali lipat dengan kenaikan suhu sebesar 10^oC, walaupun tidak semuanya mengikuti aturan ini. Seteah temperatur mencapai titik tertentu, beberapa spesies kimia mengalami perubahan. Sebagai contoh adalah protein yang dapat terdenaturasi pada suhu tinggi.

3.     Medium

Laju reaksi kimia tergantung pada medium dimana reaksi berlangsung. Suatu reaksi kimia mungkin bisa berbeda jika dilakukan pada medium larutan organik, polar atau non polar, atau cair, padat, dan gas.

4.     Katalis dan Kompetitor

Katalis menurunkan energi aktivasi suatu reaksi kimia dan meningkatkan laju reaksi. Katalis bekerja dengan meningkatkan frekuensi tumbukan antar reaktan, mengubah orientasi reaktan sehingga memperbanyak tumbukan efektif, menurunkan ikatan intermolekuler dengan antara molekul reaktan atau mendonorkan densitas elektron kepada reaktan. Adanya katalis membantu reaksi untuk berlangsung lebih cepat menuju kesetimbangan.

Selain katalis, beberapa spesies kimia juga dapat mempengaruhi laju reaksi. Jumlah ion hidrogen (pH larutan) dapat mengubah laju reaksi. Zat kimia lain boleh jadi berkompetisi dengan reaktan atau mengubah orientasi, ikatan, densitas elektron, dsb, yang akhirnya menurunkan laju reaksi.

5.     Sifat Alami Reaktan

Secara umum, reaksi anorganik berlangsung cepat dan spontan. Sedangkan reaksi organik berlangsung lambat. Reaksi anorganik melibatkan reaksi antara ion yang berlawanan muatan yang bisa langsung tarik menarik membentuk produk.

C. Orde Reaksi

1.     Pengertian Orde Reaksi

Orde reaksi terhadap suatu komponen merupakan pangkat dari konsentrasi komponen itu, dalam hukum laju. Contohnya, reaksi dengan hukum laju persamaan v = k[A][B] merupakan orde pertama dalam A dan orde pertama dalam B.

Orde keseluruhan reaksi merupakan penjumlahan orde semua komponennya. Jadi, secara keseluruhan hukum laju dalam persamaan tersebut adalah orde kedua.

2.     Penerapan Orde Reaksi

Reaksi tidak harus mempunyai orde bilangan bulat. Demikian halnya dengan reaksi fase-fase. Contohnya, jika reaksi mempunyai hukum laju:

v = k[A]^1/2[B]

maka reaksi ini mempunyai orde setengah dalam A, orde pertama dalam B, dan secara keseluruhan mempunyai orde satu setengah. Jika hukum laju tidak berbentuk [A]^x[B]^y[C]^z . . ., maka reaksi itu tidak mempunyai orde. Hukum laju yang ditentukan secara eksperimen untuk reaksi fase gas:

H₂ + Br₂ 2 HBr  

adalah v = {k[H₂][Br₂]^3/2} / { [Br₂] + k'[HBr]}

Walaupun reaksi ini mempunyai orde pertama dalam H₂, tetapi ordenya terhadap Br₂, HBr dan keseluruhan, tidak tertentu (kecuali pada kondisi yang disederhanakan, seperti jika [Br₂] >> k' [HBr]).

Hukum laju berasal dari eksperimen, dan umumnya tidak dapat diduga dari persamaan reaksi. Contohnya, reaksi hidrogen dengan brom mempunyai stoikiometri sangat sederhana, tetapi hukum lajunya sangat rumit. Demikian pula dengan dekomposisi termal dari nitrogen(V) oksida:

2 N₂O₅ (g) 4 NO₂ (g) + O₂ (g)                v = k[ N₂O₅]

dan reaksinya merupakan orde pertama. Walaupun demikian, dalam beberapa kasus, hukum lajunya menggambarkan stoikiometri reaksi. Inilah halnya dengan oksidasi nitrogen(II) oksida, yang pada kondisi tertentu mempunyai hukum laju orde ketiga:

2 NO (g) + O₂ (g) 2 NO₂ (g)                  v = k[ NO]²[O₂]

Beberapa reaksi mentaati laju reaksi ke nol, dan karenanya mempunyai laju yang tidak bergantung pada konsentrasi reaktan (selama masih ada sejumlah reaktan). Jadi, dekomposisi katalitik dari fosfin pada wolfram panas tekanan tinggi mempunyai hukum laju: PH₃ terdekomposisi pada laju tetap sampai habis seluruhnya. Pada saat itulah reaksi berhenti dngan tiba-tiba. Hanya reaksi heterogen yang dapat mempunyai hukum laju dengan orde ke nol secara keseluruhan

v = k

Pernyataan itu menunjukkan adanya tiga masalah. Pertama harus mencari cara menentukan hukum laju dan mendapatkan konstanta laju dari data eksperimen. Kedua harus mencari cara untuk menyusun mekanisme reaksi yang konsisten dengan hukum laju. Ketiga harus menjelaskan tentang nilai konstanta laju dan tentang ketergantungan konstanta laju itu pada temperatur.