Home / Kimia / laju reaksi

Laju Reaksi

  • 15 min read

Penulis : Yoga Romdoni, Departemen Kimia, FMIPA Universitas Indonesia 2016

Pengertian Laju Reaksi

Laju reaksi dapat dinyatakan sebagai konsentrasi reaktan yang bereaksi atau konsentrasi produk yang terbentuk per satuan waktu. Satuan dari laju reaksi adalah mol per volume per waktu yang biasa dilambangkan sebagai M/s, M/min, atau M/h.

Pengukuran laju reaksi dilakukan dengan mengukur konsentrasi reaktan dan produk pada variasi waktu yang berbeda ketika reaksi berlangsung. Hal ini bertujuan agar kita dapat memplot konsentrasi sebagai fungsi waktu dan dapat menghitung perubahan konsentrasi per satuan waktu.

Grafik perubahan jumlah molekul A dan B dalam reaksi sebagai fungsi waktu selama 1 menit
Gambar 1. Grafik perubahan jumlah molekul A dan B dalam reaksi sebagai fungsi waktu selama 1 menit

Proses reaksi (A → B) pada Gambar 1 awalnya hanya mengandung molekul A (ungu). Seiring waktu, jumlah molekul A menurun dan lebih banyak molekul B (hijau) terbentuk. Oleh karena itu, laju reaksi dapat diartikan sebagai perubahan konsentrasi reaktan atau produk selama periode waktu tertentu. Konsentrasi A akan menurun dan konsentrasi B akan meningkat seiring waktu. Persamaan laju reaksi untuk (aA → bB) digambarkan berdasarkan persamaan:

1

dimana nilai a dan b merupakan koefisien dari reaksi. Tanda negatif menunjukkan berkurangnya reaktan dan tanda positif menunjukkan bertambahnya produk.

Sebagai contoh reaksi pembuatan amonia NH3 dari N2 dan H2 sesuai dengan persamaan reaksi:

N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)

Dari reaksi tersebut dapat digambarkan persamaan laju perubahan konsentrasi terhadap waktu reaktan dan produk yaitu sebagai berikut.

2

Laju Rata-Rata dan Laju Sesaat

Laju rata-rata adalah rerata laju pada selang waktu tertentu. Laju reaksi rata-rata untuk interval waktu tertentu dapat dihitung dari konsentrasi reaktan atau produk pada awal interval (waktu = t0) dan pada akhir interval (t1). Sebagai contoh jika pengukuran konsentrasi terhadap waktu reaksi hidrolisis aspirin menjadi asam salisilat digambarkan pada tabel kinetika berikut.

Waktu (h)

[Aspirin] (M)

[Asam Salisilat] (M)

0

5.55 × 10−3

0

2.0

5.51 × 10−3

0.040 × 10−3

5.0

5.45 × 10−3

0.10 × 10−3

Maka laju reaksi rata-rata untuk interval antara t = 0 jam dan t = 2 jam melalui konsentrasi asam salisilat adalah

3

Laju reaksi rata-ratanya juga dapat ditentukan melalui konsentrasi aspirin yaitu

4

Laju reaksi sesaat adalah laju reaksi pada titik waktu tertentu. Laju reaksi pada umumnya akan semakin kecil seiring dengan bertambahnya waktu. Oleh karena itu, plot laju terhadap waktu akan berbentuk garis lengkung. Laju sesaat dapat ditentukan dengan menghitung gradien atau kemiringan dari garis singgung pada saat t tertentu.

Persamaan Laju Reaksi

Hukum laju reaksi menjelaskan hubungan antara laju reaksi dengan dengan konsentrasi reaktan. Bentuk persamaan laju reaksi untuk reaksi (mA + nB → pC + qD) dinyatakan sebagai berikut:

4

dengan k merupakan konstanta laju reaksi dan x, y merupakan orde reaksi masing-masing reaktan. Nilai k laju reaksi:

  1. Berbanding terbalik dengan perubahan waktu. Semakin cepat reaksi berlangsung, nilai k semakin besar
  2. Berbanding lurus dengan perubahan suhu. Peningkatan suhu akan menyebabkan nilai k semakin besar.

Nilai k yang besar menunjukkan laju reaksi yang cepat sedangkan nilai k yang kecil reaksi cenderung berlangsung lambat. Satuan dari k laju reaksi berbeda-beda bergantung orde reaksinya.

Pengertian Orde Reaksi

Orde reaksi merupakan pangkat konsentrasi reaktan pada persamaan laju reaksi. Pada reaksi sebelumnya memiliki orde x terhadap A dan berorde y terhadap B. Orde keseluruhan adalah x + y. Nilai x dan y diperoleh dari pengukuran eksperimental perubahan konsentrasi reaktan dari waktu ke waktu bukan berdasarkan koefisien reaksi setara. Sebagai contoh reaksi nitrogen dioksida dengan karbon monoksida berdasarkan reaksi:

NO2(g) + CO(g) → NO(g) + CO2(g)

Eksperimen untuk menentukan laju pembentukan nitrogen monoksida menunjukkan bahwa orde reaksi NO2 yaitu orde dua dan orde nol untuk CO pada 100°C. Maka persamaan laju reaksinya yaitu

5

Contoh Orde Reaksi

Sebelumnya telah diketahui bahwa orde reaksi menggambarkan pengaruh konsentrasi pereaksi terhadap laju reaksi. Orde reaksi biasanya merupakan bilangan positif sederahana (1 atau 2) tetapi ada juga yang bernilai 1, ½ atau bilangan negatif seperti -1. Pada bagian ini akan dibahas makna dari beberapa orde reaksi.

Orde Nol

Reaksi orde nol adalah reaksi yang laju reaksinya tidak bergantung pada konsentrasi. Hukum lajunya adalah sebagai berikut.

6

Jika persamaan tersebut di integralkan maka persamaannya menjadi

7

dimana untuk satuan dari nilai k adalah

8

Beberapa contoh dari reaksi orde nol adalah

  1. Reaksi oksidasi etanol (dari minuman beralkohol) pada konsentrasi tinggi menjadi asetaldehida yang dikatalisis oleh enzim alkohol dehidrogenase.
  2. Dekomposisi N2O menghasilkan N2 dan O2 dengan katalis Pt yang terjadi pada suhu mulai dari 200°C hingga 400°C.

Orde Satu

Dalam reaksi orde pertama, laju reaksi berbanding lurus dengan konsentrasi salah satu reaktan. Reaksi orde pertama sering memiliki bentuk umum (A → Produk). Laju reaksi untuk reaksi orde pertama adalah sebagai berikut:

15

Jika persamaan tersebut di integralkan maka persamaannya menjadi

14

dimana untuk satuan dari nilai k adalah

13

Jika konsentrasi A dilipatgandakan, laju reaksi akan berlipat ganda pula. Misalnya jika konsentrasi A meningkat sebesar 10 kali, maka laju reaksinya meningkat 10 kali besar, dan seterusnya. Beberapa contoh reaksi orde satu adalah

  1. Hidrolisis aspirin
  2. Reaksi t-butil bromida dengan air menghasilkan t-butanol
  3. Hidrolisis cisplatin (obat antikanker) pada pH 7 dan suhu ruang.

Orde Dua

Pada reaksi orde dua umumnya terdapat dua bentuk yaitu

A. Bentuk 2A → produk

Jenis reaksi orde dua ini merupakan bentuk paling sederhana. Bentuk ini dapat diartikan sebagai laju reaksi yang sebanding dengan kuadrat konsentrasi suatu reaktan. Laju reaksi untuk reaksi orde kedua adalah sebagai berikut:

12

Jika persamaan tersebut di integralkan maka persamaannya menjadi

11

dimana untuk satuan dari nilai k adalah

10

Jika konsentrasi zat dilipatgandakan menjadi 3 kalinya maka laju reaksinya menjadi 32 atau 9 kali lebih besar. Contoh reaksi orde dua bentuk ini adalah

  1. Reaksi dimerisasi, di mana dua molekul yang lebih kecil, masing-masing disebut monomer, bergabung membentuk molekul yang lebih besar (dimer).
  2. Dekomposisi NO2 menjadi NO dan O2 dan dekomposisi HI menjadi I2 dan H2

B. Bentuk A + B → produk

Bentuk ini memiliki arti yaitu laju reaksi yang sebanding dengan produk dari konsentrasi dua reaktan. Laju reaksi untuk reaksi orde kedua adalah sebagai berikut:

9

dimana untuk satuan dari nilai k adalah

8
Grafik perubahan konsentrasi terhadap laju reaksi berbagai orde
Gambar 2. Grafik perubahan konsentrasi terhadap laju reaksi berbagai orde

Penentuan Orde Reaksi dan Laju Reaksi

Persamaan laju dan orde reaksi pada dasarnya tidak dapat diturunkan dari stoikiometri tetapi melalui percobaan. Salah satu cara untuk menentukan laju reaksi adalah dengan “metode laju awal”. Metode laju awal merupakan metode pengukuran laju reaksi awal dengan konsentrasi yang berbeda-beda. Sebagai contoh adalah penentuan persamaan laju reaksi pembentukan dinitrogen oksida dari nitrogen oksida dan hidrogen.

2NO(g) + H2(g) → N2O(g) + H2O(g)

Percobaan

[NO] (M)

[H2] (M)

Laju Reaksi Awal (M/s)

1

5 x 10-3

2 x 10-3

1,3 x 10-5

2

10 x 10-3

2 x 10-3

5 x 10-5

3

10 x 10-3

4 x 10-3

10 x 10-5

Berdasarkan data tersebut, percobaan 1 dan 2 dimaksudkan untuk menentukan orde reaksi NO. Pada kedua percobaan tersebut, konsentrasi NO diubah-ubah, sementara konsentrasi H2 dibuat tetap. Dengan demikian, perubahan laju reaksi semata-mata disebabkan oleh perubahan konsentrasi NO. Percobaan 2 dan 3 dimaksudkan untuk menentukan orde reaksi H2. Pada kedua percobaan tersebut, konsentrasi H2 diubah-ubah, sementara konsentrasi NO dibuat tetap. Sehingga perubahan laju reaksi semata-mata disebabkan oleh perubahan konsentrasi H2

Persamaan laju reaksi:

16

Orde reaksi terhadap NO, x, dapat ditentukan dengan membandingkan dua percobaan dengan konsentrasi H2 tetap yaitu percobaan 1 dan 2.

17

Orde reaksi terhadap H2, y, dapat ditentukan dengan membandingkan dua percobaan dengan konsentrasi NO tetap yaitu percobaan 2 dan 3.

18

Jadi persamaan laju reaksinya adalah v = k [NO]2 [H2]

Selanjutnya, nilai tetapan laju reaksi dapat ditentukan dengan memasukkan salah satu data percobaan. Sebagai contoh percobaan 1 yang dipilih.

19

Persamaan laju lengkapnya adalah v = 2,6 x 102 [NO]2 [H2]

Faktor yang mempengaruhi laju reaksi

Laju reaksi dapat menjadi lebih cepat karena pengaruh dari perubahan konsentrasi, luas permukaan, suhu dan penambahan katalis. Faktor-faktor tersebut dapat dapat dijelaskan dengan teori tumbukan. Teori tumbukan menyatakan bahwa laju reaksi sebanding dengan jumlah tumbukan antar molekul reaktan.

Semakin sering molekul reaktan bertumbukan, semakin sering mereka bereaksi satu sama lain, dan semakin cepat laju reaksi. Pada kenyataannya, hanya sebagian kecil dari tumbukan yang merupakan tumbukan yang efektif. Tumbukan efektif adalah yang menghasilkan reaksi kimia.

Untuk menghasilkan tumbukan yang efektif, partikel reaktan harus memiliki sejumlah energi minimum. Energi aktivasi adalah energi minimum yang dibutuhkan agar terjadi reaksi. Energi aktivasi juga dapat diartikan sebagai energi penghalang (barrier) antara pereaksi dan produk. Pereaksi yang mampu mengatasi energi barrier akan dapat bereaksi dan membentuk kompleks teraktivasi pada keadaan transisi. Kompleks teraktivasi merupakan spesi yang sangat tidak stabil dengan energi potensial yang tinggi.

Diagram energi potensial untuk reaksi (a) eksoterm dan (b) endoterm
Gambar 3. Diagram energi potensial untuk reaksi (a) eksoterm dan (b) endoterm

Pada gambar 3 menunjukkan bahwa semua reaksi baik eksoterm maupun endoterm memiliki energi aktivasi. Jika produk lebih stabil daripada reaktan, maka reaksi akan disertai dengan pelepasan panas; yaitu, reaksinya adalah eksoterm sedangkan jika produknya kurang stabil daripada reaktan, maka panas akan diserap oleh lingkungan yaitu reaksi endoterm.

Konsentrasi reaktan

Meningkatknya konsentrasi suatu reaktan akan meningkatkan laju reaksi. Hal ini terjadi karena konsentrasi reaktan yang lebih tinggi akan menyebabkan lebih banyak tumbukan antar reaktan dalam periode waktu tertentu. Misalnya jika suatu konsentrasi reaktan digandakan, jumlah tumbukan juga akan berlipat ganda.

Luas permukaan

Jika molekul reaktan memiliki fase yang berbeda (contohnya campuran heterogen), laju reaksi akan terbatas oleh luas permukaan atau bidang sentuh permukaan. Partikel yang kecil memiliki luas permukaan besar. Luas permukaan yang besar menyebabkan peningkatan tumbukan antar reaktan, sehingga laju reaksinya semakin cepat. Sebagai contoh keping padat kasar seperti berbentuk balok memiliki luas permukaan yang kecil sedangkan keping padat halus seperti serbuk memiliki luas permukaan yang besar.

Tekanan

Jika molekul reaktan memiliki fase gas, laju reaksi akan sangat dipengaruhi oleh tekanan. Penambahan tekanan dengan memperkecil volume akan memperbesar konsentrasi sehingga laju reaksinya meningkat.

Katalis

Katalis dapat diartikan sebagai zat yang mempercepat reaksi tetapi zat tersebut tidak ikut bereaksi. Penambahan katalis dapat meningkatkan laju reaksi dengan cara menurunkan energi aktivasinya tanpa mengubah entalpi reaksi. Penurunan energi aktivasi terjadi akibat pembentukan alur atau mekanisme reaksi yang berbeda. Adanya katalis mampu menurunkan energi barrier yang harus dilalui reaktan untuk membentuk produk.

Diagram energi potensial dengan dan tanpa katalis
Gambar 4. Diagram energi potensial dengan dan tanpa katalis

Suhu

Peningkatan suhu akan meningkatkan laju reaksi. Ketika suhu meningkat, kecepatan rata-rata partikel meningkat dan energi kinetik rata-rata dari partikel juga meningkat. Hasilnya adalah partikel akan lebih sering bertumbukan. Banyaknya partikel yang bertumbukan akan membutuhkan energi untuk mencapai tumbukan yang efektif.

Persamaan Arrhenius

Ketergantungan konstanta laju reaksi terhadap suhu dapat dinyatakan dengan persamaan berikut, yang dikenal sebagai persamaan Arrhenius:

21

di mana Ea adalah energi aktivasi reaksi (dalam kJ / mol), R konstanta gas (8.314 J / K. mol), T suhu dalam kelvin. Nilai A mewakili frekuensi tumbukan atau disebut faktor frekuensi. Berdasarkan persamaan tersebut diketahui bahwa konstanta laju berbanding lurus dengan frekuensi tumbukan partikel. Selain itu, karena tanda minus dari eksponen Ea / RT maka konstanta laju akan menurun dengan meningkatnya energi aktivasi dan konstanta laju akan meningkat dengan meningkatnya suhu.

Sebagai contoh jika diketahui konstanta laju reaksi orde pertama adalah 3,46 x 10-2 s-1 pada suhu 298 K. Tentukan konstanta laju reaksi pada suhu 350 K jika energi aktivasi reaksi adalah 50,2 kJ/mol.

22

Pertanyaan Umum

Apakah yang dimaksud dengan laju reaksi? Faktor apa yang mempengaruhi cepatnya laju reaksi suatu reaksi?

Laju reaksi adalah perubahan konsentrasi reaktan atau produk per satuan waktu. Faktor yang mempengaruhi laju reaksi adalah konsentrasi, luas permukaan, suhu dan penambahan katalis.

Apakah yang dimaksud dengan orde reaksi? Bagaimana cara menentukan orde reaksi?

Orde reaksi adalah pangkat konsentrasi reaktan pada persamaan laju reaksi. Orde reaksi tidak dapat ditentukan dengan koefisien persamaan reaksi, melainkan ditentukan secara eksperimental. Salah satu caranya dengan menggunakan metode laju awal yaitu membandingkan laju reaksi awal beberapa percobaan dengan salah satu reaktan konsentrasinya dibuat tetap dan konsentrasinya berbeda-beda.

Apakah yang dimaksud dengan katalis? Bagaimana katalis dapat meningkatkan laju reaksi?

Katalis adalah zat yang mempercepat reaksi tetapi zat tersebut tidak ikut bereaksi. Katalis dapat meningkatkan laju reaksi dengan menurunkan energi aktivasi melalui (1) mengorientasikan partikel yang bereaksi sedemikian rupa sehingga tumbukan terjadi dan (2) pembentukan alur atau mekanisme reaksi yang berbeda sehingga menurunkan energi barrier dalam pembentukan kompleks teraktivasi hingga terbentuk produk akhir.

Apa perbedaan katalis homogen dan katalis heterogen?

Katalis homogen merupakan katalis yang memiliki fasa yang sama antar molekul pereaksi. Sifat dari katalis homogen adalah mudah larut dan memiliki aktivitas katalitik yang baik. Sedangkan katalis heterogen merupakan katalis yang memiliki fasa yang berbeda antar molekulnya. Sifat dari katalis heterogen adalah kemudahan dalam pemisahan, pemulihan katalis yang baik dan stabilitasnya yang tinggi.

Contoh Soal Latihan

  1. Diketahui percobaan reaksi dekomposisi dinitrogen pentaoksida menjadi nitrogen dioksida dan gas oksigen berdasarkan tabel berikut

2N2O5(g)→ 4NO2(g)+O2(g)

Waktu (s)

[N2O5] (M)

[NO2] (M)

[O2] (M)

240

0.0388

0.0314

0.00792

600

0.0197

0.0699

0.0175

Tentukan

a. Persamaan laju perubahan konsentrasi terhadap waktu reaktan dan produk

b. Laju reaksi masing-masing

Jawab:

a. Persamaan laju perubahan konsentrasi terhadap waktu

b. Laju reaksi masing-masing

2. Gas NO diproduksi dalam tubuh oleh beberapa enzim yang berbeda dan bertindak sebagai sinyal yang mengontrol tekanan darah, memori jangka panjang, dan fungsi-fungsi penting lainnya. Rute utama untuk mengeluarkan NO dari cairan biologis adalah melalui reaksi dengan O2 untuk menghasilkan NO2, yang kemudian bereaksi cepat dengan air untuk menghasilkan asam nitrat:

Berikut data kinetika untuk reaksi NO dengan O2 pada 25°C

2NO(g) + O2(g)→ 2NO2(g)

Eksperimen

[NO]0 (M)

[O2]0 (M)

Laju Awal (M/s)

1

0.0235

0.0125

7.98 × 10−3

2

0.0235

0.0250

15.9 × 10−3

3

0.0470

0.0125

32.0 × 10−3

4

0.0470

0.0250

63.5 × 10−3

Tentukan

a. Orde reaksi NO dan O2

b. Orde total

c. Persamaan laju reaksi

d. Konstanta laju

Jawab:

a. Persamaan lajunya: v = k [NO]x [O2]y

Orde reaksi terhadap NO, x, dapat ditentukan dengan membandingkan dua percobaan dengan konsentrasi O2 tetap yaitu percobaan 1 dan 3.

25

Orde reaksi terhadap O2, y, dapat ditentukan dengan membandingkan dua percobaan dengan konsentrasi NO tetap yaitu percobaan 1 dan 2.

24

Orde reaksi NO adalah 2 dan orde reaksi O2 adalah 1

b. Orde total = 2 +1 = 3

c. Persamaan lajunya: v = k [NO]2 [O2]

d. Tetapan atau konstanta lajunya yaitu

26

3. Pada temperatur tinggi, nitrogen dioksida terdekomposisi menjadi NO dan gas oksigen berdasarkan persamaan sebagai berikut

2NO2 (g) 2NO (g) dan O2 (g)

Jika labu yang awalnya mengandung 0,056 M NO2 dipanaskan pada 300°C, berapakah konsentrasi NO2 setelah 1,0 jam? Berapa lama konsentrasi NO2 menurun hingga 10% dari konsentrasi awal? Diketahui k = 0,54 M-1 s-1 dan reaksi berorde dua

Jawab:

a. Diketahui [NO2] = 0,056 M, t = 1 jam atau 3600 s, k = 0,54 M-1 s-1

b. Diketahui [NO2]1 = 10% [NO2]0 = 0,1 x 0,056 M = 0,0056 M

Daftar Pustaka

  • Brown, T.L., LeMay, H. E., Bursten, B. E., Murphy, C.J., & Woodward, P. M. (2012). Chemistry: The Central Science. (12th Ed). Upper Saddler River, NJ: Pearson Prentice Hall
  • Chang, Raymond. (2010). Chemistry. (10th Ed). New York: McGraw-Hill.

Baca juga