Nafiun.com

Jurnal, Artikel Ilmiah, Referensi, Sains, Teknologi, Materi Pelajaran, Cerita Rakyat, Dongeng.

Thursday, June 6, 2013

Pengertian Kecepatan Reaksi Kimia, Rumus, Contoh Soal, Faktor, Tingkat, Teori Tumbukan, Energi Pengaktifan, Aplikasi, Pembahasan

Pengertian Kecepatan Reaksi Kimia, Rumus, Contoh Soal, Faktor, Tingkat, Teori Tumbukan, Energi Pengaktifan, Aplikasi, Pembahasan - Salah satu kajian utama dalam ilmu Kimia setelah termodinamika (termokimia) dan struktur (bentuk molekul dan sifat-sifatnya) adalah kinetika reaksi (kecepatan reaksi). Jika dalam termokimia mempelajari hubungan energi dan reaksi maka kinetika mengkaji mekanisme reaksi (proses). Mekanisme reaksi sifatnya teoritis, yang perlu dibuktikan kebenarannya melalui kajian kecepatan reaksi. Kecepatan reaksi sendiri mengkaji hubungan antara reaksi dan waktu untuk menentukan orde reaksi. Berdasarkan orde reaksi ini, mekanisme suatu reaksi dapat diterima kebenarannya.

Apakah pengertian kecepatan reaksi? Kecepatan reaksi sama dengan laju reaksi. Faktor-faktor apa sajakah yang mempengaruhi kecepatan reaksi? Apakah faktor-faktor penentu kecepatan dan orde reaksi? Anda bisa menjawab pertanyaan-pertanyaan tersebut jika Anda mempelajari bab ini secara seksama.

A. Kecepatan Reaksi

Sifat-sifat suatu materi dapat dipelajari berdasarkan strukturnya (bentuk molekul). Besarnya energi yang terlibat dalam suatu reaksi dapat diketahui dari kajian termokimia. Bagaimana dengan tingkat reaksi? Berapakah lama waktu yang diperlukan oleh suatu reaksi? Ini hanya dapat diketahui dengan mempelajari kecepatan reaksi (rate of reaction).

1.1. Kemolaran (Konsentrasi Larutan)

Sebelum membahas kecepatan reaksi, terlebih dahulu Anda akan dikenalkan dengan satuan konsentasi larutan yang digunakan dalam kecepatan reaksi. Satuan yang dimaksud adalah kemolaran. Kemolaran adalah satuan konsentrasi larutan untuk menyatakan jumlah mol zat terlarut per liter larutan, dilambangkan dengan M. Secara matematika, kemolaran dapat diungkapkan dengan persamaan berikut.

Kemolaran larutan (M) = jumlah mol zat terlarut / jumlah liter larutan = mol / liter

Contoh Soal Menghitung Kemolaran Larutan :

Sebanyak 58,5 g NaCl dilarutkan dalam air sehingga volume larutan menjadi 500 mL. Berapakah kemolaran larutan NaCl?

Diketahui Mr NaCl = 58,5

Pembahasan :

Ubah satuan berat (g) ke dalam mol, kemudian hitung kemolaran larutannya.

Jumlah mol NaCl = 58,5g / 58,5 gmol-1 = 1 mol

Kemolaran larutan = (1 mol / 500 mL) x (1.000 mL / liter) = 2 mol L–1

Jika pembilang dan penyebut pada persamaan tersebut dibagi oleh faktor 1.000, nilai kemolaran larutan tidak berubah, tetapi satuannya yang berubah. Satuan mol/1.000 adalah milimol (mmol) dan satuan liter/ 1.000 adalah mililiter (mL). Jadi, kemolaran dapat dinyatakan sebagai berikut.

Kemolaran = mol / liter = mmol / mL

1.2. Pengertian Kecepatan Reaksi

Anda tentu pernah mendengar bom meledak atau besi berkarat. Ledakan bom berlangsung begitu cepat hingga orang-orang di sekitarnya tidak sempat menghindar. Sebaliknya, pengaratan besi sukar diamati secara langsung disebabkan reaksinya berlangsung sangat lambat.

Apakah yang dimaksud dengan kecepatan reaksi? Dalam ilmu Fisika (kinematika), Anda telah belajar kecepatan, yaitu perubahan jarak per satuan waktu, v = Δx/Δt, . Dalam ilmu Kimia, kecepatan reaksi didefinisikan sebagai perubahan konsentrasi molar pereaksi atau hasil reaksi per satuan waktu.

Jika Anda melakukan reaksi, akan tampak bahwa konsentrasi molar pereaksi berkurang, sedangkan konsentrasi molar hasil reaksi bertambah sampai semua pereaksi habis. Perubahan konsentrasi molar pereaksi dan hasil reaksi akan tampak seperti pada Gambar 1. jika dialurkan ke dalam bentuk grafik. Baik pereaksi maupun hasil reaksi berubah secara eksponensial.
Kurva perubahan konsentrasi terhadap waktu.
Gambar 1. Kurva perubahan konsentrasi terhadap waktu.
Perhatikan reaksi berikut.

A + B  X

Laju reaksinya dapat dinyatakan dalam rumus berikut.

Kecepatan = 

Δ[A] dan Δ[B] menyatakan perubahan konsentrasi molar pereaksi; Δ[X] menyatakan perubahan konsentrasi molar hasil reaksi; Δt menyatakan rentang waktu reaksi. Tanda negatif menunjukkan bahwa konsentrasi pereaksi berkurang, tanda positif menunjukkan konsentrasi hasil reaksi bertambah.

Satuan untuk kecepatan reaksi yaitu kemolaran per satuan waktu (M M s–1). Untuk sistem gas, kecepatan reaksi dapat dinyatakan dalam satuan tekanan parsial per satuan waktu, yaitu atm s–1 atau mmHg s–1.

1.3. Jenis Perubahan Konsentrasi Reaksi per Satuan Waktu (Rate of Reaction)

Dalam ilmu Fisika dikenal kecepatan (velocity) dan laju (speed). Dalam ilmu Kimia, juga dikenal dua jenis rate of reaction, yaitu laju reaksi dan kecepatan reaksi. Laju reaksi adalah perubahan konsentrasi molar zat-zat yang bereaksi pada setiap waktu (laju reaksi sesaat), sedangkan kecepatan reaksi adalah perubahan konsentrasi molar zat-zat yang bereaksi pada selang waktu tertentu (laju reaksi rata-rata).

Untuk dapat membedakan kecepatan reaksi dan laju reaksi, Anda dapat menyimak data hasil penguraian N2O5 pada Tabel 1. Reaksinya:

2N2O5(g) → 4NO2(g) + O2(g)

Tabel 1 Data Penguraian N2O5

t(s, detik)
N2O5 Terurai (mol L–1)
Laju Reaksi (mol L–1 s–1)
Kecepatan Reaksi (mol L–1 s–1)
0
2,33
1,42 × 10–3
1,44 × 10–3
180
2,07
1,27 × 10–3
320
1,90
1,17 × 10–3
1,07 × 10–3
525
1,68
1,02 × 10–3
860
1,35
0,83 × 10–3
0,71 × 10–3
1200
1,11
0,68 × 10–3

a. Laju Reaksi

Dalam ilmu Kimia laju reaksi memberikan informasi tentang perubahan konsentrasi reaksi setiap waktu. Perubahan konsentrasi pereaksi atau hasil reaksi dapat diukur setiap saat, misalnya setiap detik, setiap menit, setiap jam, dan seterusnya. Jika data pada Tabel 1. diubah ke dalam bentuk grafik, laju reaksi membentuk kurva eksponensial (lihat Gambar 2).
Contoh kurva perubahan konsentrasi N2O5 terhadap waktu.
Gambar 2. Contoh kurva perubahan konsentrasi N2O5 terhadap waktu.
b. Kecepatan Reaksi

Reaksi penguraian N2O5 dapat diungkapkan dalam bentuk kecepatan reaksi sebagai berikut:

Kecepatan = 

Oleh karena konsentrasi pereaksi menurun sejalan dengan waktu maka {[N2O5]2 – [N2O5]1} berharga negatif, tetapi karena persamaan berharga negatif maka kecepatan reaksi menjadi positif. Simak Tabel 4.1, kecepatan reaksi antara rentang waktu ke-320 detik dan ke-525 detik dengan konsentrasi [N2O5] masing-masing 1,90 M dan 1,68 M sebagai berikut.

Kecepatan = 

Kecepatan reaksi penguraian N2O5 dan pembentukan O2 dapat dihubungkan melalui rasio stoikiometri.

Contoh:

Jika dua mol N2O5 terurai membentuk satu mol O2 maka kecepatan penguraian N2O5 dua kali pembentukan O2. Untuk menyetarakannya, kecepatan penguraian N2O5 harus dibagi dua.


c. Variabel-Variabel Kecepatan Reaksi

Untuk mengukur kecepatan reaksi, Anda harus menetapkan dulu variabel-variabel penyelidikannya, seperti variabel bebas (besaran yang akan diselidiki), variabel terikat (besaran yang bergantung pada variabel bebas), dan variabel kontrol (besaran yang harus dikendalikan).

Contoh:

Anda berencana menyelidiki pengaruh suhu terhadap laju penguraian H2O2, contoh set alat percobaan dapat dilihat pada Gambar 3. 
Percobaan sederhana untuk mengukur reaksi penguraian H2O2 pada suhu kamar.
Gambar 3. Percobaan sederhana untuk mengukur reaksi penguraian H2O2 pada suhu kamar.
Persamaan reaksinya :

H2O2(l) → H2O(l) + ½ O2(g)

Manakah variabel bebas, variabel terikat, dan variabel kontrolnya?

Oleh karena Anda ingin mengetahui pengaruh suhu terhadap penguraian H2O2 maka suhu ditetapkan sebagai variabel bebas. Dalam hal ini, Anda bebas menentukan suhu reaksi, misalnya reaksi dilakukan pada 30 °C, 40 °C, 60 °C, dan seterusnya. Besaran lainnya, seperti jumlah mol H2O2 dan konsentrasi molar H2O2 harus dikendalikan atau dibuat tetap. Besaran-besaran ini dinamakan sebagai variabel kontrol.

Bagaimana menentukan variabel terikat? Variabel terikat adalah besaran yang dapat diamati dan terukur, nilainya bergantung pada variabel bebas. Untuk dapat menentukan variabel terikat, Anda harus mengetahui jenis dan sifat reaksi yang terjadi agar dapat menentukan indikator terjadinya reaksi dan dijadikan sebagai variabel terikat.

Dalam reaksi kimia, ada beberapa fenomena yang dapat dijadikan indikator, seperti perubahan warna, perubahan suhu, pembentukan gas, dan pembentukan endapan. Dalam reaksi penguraian H2O2, terbentuk gas O2 maka pembentukan gas O2 dapat dijadikan sebagai indikator. Oleh karena indikator terjadinya reaksi berupa gas maka tekanan atau volume gas O2 dapat dijadikan variabel terikat.

Setelah semua variabel ditetapkan, selanjutnya Anda membuat tabel untuk menuliskan data hasil pengamatan (lihat Tabel 2). Dalam tabel tersebut, dapat juga dicantumkan konsentrasi H2O2 terurai, yang ditentukan melalui perhitungan.
Contoh kurva penguraian H2O2 pada 40 °C
Gambar 4. Contoh kurva penguraian H2O2 pada 40 °C.
Untuk tujuan analisis, data tersebut dapat dikonversikan ke dalam bentuk grafik yang menyatakan hubungan antara waktu reaksi dan konsentrasi molar O2 yang terbentuk atau konsentrasi H2O2 yang terurai seperti pada Gambar 4.

Tabel 2. Contoh Data Pengamatan Reaksi Penguraian H2O2 pada 40 °C


t/detik

Vo2 (mL)

[H2O2]

0
0
2,5 M

30
10
60
18
90

B. Faktor-Faktor yang Mempengaruhi Kecepatan Reaksi

Perubahan konsentrasi pereaksi per satuan waktu dapat dimanipulasi agar lebih cepat atau lebih lambat, bahkan reaksi dihentikan. Untuk melakukan manipulasi kecepatan reaksi, Anda perlu mengetahui faktor-faktor apa yang dapat memengaruhi kecepatan sutau reaksi. Faktor-faktor tersebut adalah konsentrasi pereaksi, luas permukaan zat-zat yang bereaksi, suhu reaksi, dan katalisator.

2.1. Konsentrasi Pereaksi

Jika dalam suatu reaksi, konsentrasi molar salah satu pereaksi diperbesar atau diperkecil, bagaimana pengaruhnya terhadap kecepatan reaksi? Untuk menjawab kasus ini, Anda dapat melakukan penyelidikan sebagai berikut.

Praktikum Kimi Mengetahui Pengaruh Konsentrasi terhadap Kecepatan Reaksi :

Tujuan :

Mempelajari pengaruh konsentrasi terhadap kecepatan reaksi.

Pengaruh Konsentrasi terhadap Kecepatan Reaksi
Alat :
  1. Erlenmeyer 
  2. Gabus 
  3. Timbangan 
  4. Gelas ukur 250 mL
  5. Selang karet
  6. Stopwatch
  7. Alat suntik 20 mL
Bahan :
  1. Na2CO3
  2. Larutan HCl 0,5 M
Langkah Kerja :
  1. Susunlah peralatan seperti pada gambar di atas.
  2. Masukkan 100 mL HCl 0,5 M ke dalam erlenmeyer.
  3. Masukkan 1 gram Na2CO3 ke dalam erlenmeyer, segera tutup erlenmeyer dan mulailah menghitung waktu reaksi.
  4. Hentikan pengukuran waktu setelah terkumpul 10 mL gas.
  5. Ulangi percobaan dengan menggunakan 2 g, 3 g, dan 4 g Na2CO3.
  6. Masukkan data ke dalam tabel berikut.
Berat Na2CO3 (gram)
Konsentrasi Na2CO3 (M)
Waktu
1. …
2. …
3. …
.................................
.................................
.................................
.................................
.................................
.................................

Pertanyaan :
  1. Apakah yang dapat dijadikan indikator reaksi?
  2. Apakah yang menjadi variabel bebas, variabel terikat, dan variabel kontrol pada reaksi?
  3. Komposisi manakah yang membebaskan 10 mL gas tercepat?
  4. Apakah yang dapat Anda simpulkan dari percobaan ini? Diskusikan dengan teman sekelas Anda.
2.2. Luas Permukaan Sentuh

Apakah yang dimaksud dengan luas permukaan? Untuk mengetahui ini, Anda dapat mencitrakan luas permukaan bola. Berbeda dengan luas permukaan bola, yang dimaksud dengan luas permukaan dalam reaksi kimia adalah luas permukaan zat-zat pereaksi yang bersentuhan untuk menghasilkan reaksi (perhatikan Gambar 5).
Bidang sentuh butiran zat padat dalam larutan.
Gambar 5. Bidang sentuh butiran zat padat dalam larutan.
Dalam reaksi kimia, tidak semua luas permukaan zat yang bereaksi dapat bersentuhan hingga terjadi reaksi, hal ini bergantung pada bentuk partikel zat-zat yang bereaksi. Untuk mengetahui pengaruh luas permukaan pereaksi suatu zat padat terhadap kecepatan reaksi dapat dilakukan penyelidikan berikut.

Praktikum Kimia Mengetahui Pengaruh Luas Permukaan terhadap Kecepatan Reaksi :

Tujuan :

Mempelajari pengaruh konsentrasi terhadap kecepatan reaksi.

Alat :
  1. Gelas Kimia 500 mL 
  2. Gelas ukur 250 mL 
  3. Stopwatch 
  4. Timbangan
  5. Pisau
  6. Batang pengaduk
Bahan :
  1. Kapur tulis (CaCO3)
  2. Larutan HCl 0,5 M
Langkah Kerja :
  1. Masukkan masing-masing 250 mL HCl 0,5 M ke dalam dua gelas kimia.
  2. Ke dalam gelas kimia pertama masukkan 2 gram CaCO3 dalam bentuk batangan. Hitung waktu yang diperlukan agar semua CaCO3 larut.
  3. Ke dalam gelas kimia kedua masukkan 25 gram CaCO3 yang telah dihaluskan (dipotong-potong). Hitung waktu yang diperlukan agar semua CaCO3 larut.
Pertanyaan :
  1. Bentuk CaCO3 manakah yang luas permukaannya lebih besar?
  2. Pada gelas manakah CaCO3 lebih mudah larut?
  3. Apakah yang dapat Anda simpulkan dari percobaan ini? Diskusikan dengan teman sekelas Anda.
Simak kubus pada Gambar 6. yang panjang sisinya 5 cm, kemudian Anda pecah-pecah menjadi delapan buah kubus dengan ukuran masing-masing sama, yaitu panjang sisinya 2,5 cm. Berapakah luas permukaan kubus sebelum dan sesudah dipecah-pecah?
Untuk total volume yang sama, semakin kecil kubus semakin besar luas permukaannya.
Gambar 6. Untuk total volume yang sama, semakin kecil kubus semakin besar luas permukaannya.
Sebelum dipecah, luas permukaan kubus sebesar 6 muka × luas muka (150 cm2). Setelah dipecah menjadi 8 bagian, luas permukaan kubus menjadi 8 kubus × 6 muka × luas muka (300 cm2). Jadi, semakin kecil (halus) ukuran butiran zat padat, semakin besar luas permukaannya. Akibatnya, peluang untuk terjadinya reaksi semakin besar.

2.3. Suhu Sistem Reaksi

Apakah suhu berpengaruh terhadap kecepatan reaksi? Untuk mengetahui hal ini, lakukanlah penyelidikan berikut.

Praktikum Kimia Mengetahui Pengaruh Suhu Reaksi terhadap Kecepatan Reaksi :

Tujuan

Mempelajari pengaruh suhu reaksi terhadap kecepatan reaksi.

Pengaruh Suhu Reaksi terhadap Kecepatan Reaksi
Alat :
  1. Tabung reaksi
  2. Pembakar spiritus/alkohol
  3. Gelas kimia 500 mL
  4. Gelas ukur 250 mL
  5. Termometer
  6. Kawat kassa
  7. Kaki tiga dan kasa
Bahan :
  1. Larutan KMnO4 0,01 M
  2. Larutan C2H2O4 0,5 M
  3. Air
Langkah Kerja :
  1. Panaskan 250 mL air dalam gelas kimia hingga 30°C (penangas air).
  2. Dalam tabung reaksi, campurkan 5 mL larutan C2H2O4 0,5 M dengan 1 mL larutan KMnO4 0,05 M.
  3. Masukkan tabung reaksi tersebut ke dalam penangas air.
  4. Amati perubahan yang terjadi dan catat semua data .
  5. Ulangi percobaan menggunakan penangas air dengan suhu 40 °C dan 50 °C.
Suhu Uji (°C)
Indikator Reaksi
Waktu Reaksi (detik)
Kecepatan Reaksi (kualitatif)
30
40
50
....................
....................
....................
......................
......................
......................
.........................
.........................
.........................

Pertanyaan :
  1. Perubahan apakah yang terjadi dalam reaksi tersebut?
  2. Pada percobaan tersebut, besaran apakah yang dapat dijadikan variabel bebas, variabel terikat, dan variabel kontrolnya?
  3. Dari ketiga reaksi, reaksi manakah yang memiliki kecepatan reaksi terbesar?
  4. Jika data hasil percobaan Anda dibuat ke dalam grafik yang menyatakan hubungan suhu dan laju, perkirakan kecepatan reaksi pada suhu 60°C.
  5. Apakah yang dapat Anda simpulkan dari percobaan tersebut? Diskusikan dengan teman sekelas Anda.
Reaksi asam oksalat (C2H2O4) dan KMnO4 merupakan reaksi redoks.

Persamaan reaksinya:

3C2H2O4(aq) + 2KMnO4(aq) → 2MnO2(s)+2H2O(l) + 6CO2(g) + 2KOH

Sebagai indikator terjadinya reaksi, dapat diukur dari pembentukan gas atau perubahan warna larutan KMnO4, tetapi yang paling mudah diamati adalah perubahan warna dari ungu menjadi tidak berwarna. Berdasarkan data hasil penyelidikan, dapat disimpulkan bahwa semakin tinggi suhu, reaksi berlangsung semakin cepat. Umumnya, kenaikan suhu 10 °C dapat mempercepat reaksi dua kali lipat.

Contoh Soal (UNAS 2005) :

Di antara data kondisi reaksi berikut.

No.
Seng
[HCl]
Suhu
1
Serbuk
0,1 M
35
2
Serbuk
0,1 M
45
3
Lempeng
0,2 M
25
4
Serbuk
0,2 M
45
5
Lempeng
0,2 M
45

Manakah yang laju reaksinya paling rendah?

A. 1 
B. 2 
C. 3
D. 4
E. 5

Pembahasan :

Laju reaksi dipengaruhi oleh faktor:
  1. luas permukaan: zat berupa serbuk lajunya semakin besar.
  2. konsentrasi: konsentrasi semakin tinggi lajunya semakin besar.
  3. suhu: suhu semakin tinggi lajunya semakin besar.
Jadi, laju reaksi paling rendah adalah zat yang berupa lempeng dengan suhu yang paling rendah. Jadi, jawabannya (C)

2.4. Katalisator

Untuk mempercepat laju reaksi, dapat dilakukan dengan cara meningkatkan konsentrasi pereaksi atau suhu reaksi, tetapi kadang-kadang cara ini kurang efisien. Misalnya, sintesis gas NH3 dari gas N2 dan gas H2, reaksi ini berlangsung pada suhu sekitar 450 °C. Jika suhu terlalu rendah, reaksi berlangsung sangat lambat.
Reaksi yang terlalu lama dapat membosankan sehingga perlu ditambah katalis.
Gambar 7. Reaksi yang terlalu lama dapat membosankan sehingga perlu ditambah katalis.
Reaksi pada suhu tinggi kurang menguntungkan secara ekonomi sebab memerlukan peralatan khusus dan pemeliharaannya sukar. Adakah cara lain selain metode yang telah dibahas sebelumnya? Jawabannya ada, yaitu dengan menambahkan katalisator.

Apa dan bagaimana kerja katalis dalam mempercepat reaksi? Katalis adalah zat yang ditambahkan dalam jumlah sedikit ke dalam suatu sistem reaksi untuk mempercepat reaksi. Pada akhir reaksi, katalis diperoleh kembali dalam bentuk zat semula. Katalis bekerja dengan cara turut terlibat dalam setiap tahap reaksi, tetapi pada akhir tahap, katalis terbentuk kembali.

Jika suatu campuran zat tidak dapat bereaksi, penambahan katalispun tidak akan membuat reaksi terjadi. Dengan kata lain, katalis tidak dapat memicu reaksi, tetapi hanya membantu reaksi yang berlangsung lambat menjadi lebih cepat.

Katalis bekerja secara khusus. Artinya, tidak semua reaksi dapat dipercepat dengan satu macam katalis. Dengan kata lain, katalis bekerja hanya pada satu atau dua macam reaksi, tetapi untuk reaksi yang lain tidak dapat digunakan. Untuk mengetahui peranan katalis dalam mempercepat reaksi dapat dilakukan penyelidikan sebagai berikut.

Praktikum Kimia Mengetahui Pengaruh Katalis terhadap Kecepatan Reaksi :

Tujuan :

Mempelajari pengaruh penambahan terhadap kecepatan reaksi penguraian H2O2.

Pengaruh Katalis terhadap Kecepatan Reaksi
Alat :
  1. Tabung reaksi
  2. Gelas ukur 10 mL
  3. Pipet tetes
Bahan :
  1. Larutan H2O2 3%
  2. MnO2
  3. Larutan sabun
Langkah Kerja :
  1. Campurkan 4 mL larutan H2O2 3% dan 1 tetes sabun cair ke dalam tabung reaksi. Kocok dan amati perubahan yang terjadi.
  2. Lakukan seperti cara sebelumnya, sekarang tambahkan sedikit serbuk MnO2. Amati perubahan yang terjadi.
Pertanyaan :
  1. Apakah terjadi perubahan setelah reaksi berlangsung? Apakah yang bisa dijadikan indikator berlangsungnya reaksi.
  2. Bandingkan hasil pengamatan antara reaksi dengan MnO2 dan tanpa MnO2. Manakah reaksi yang berlangsung lebih cepat?
  3. Apakah yang dapat Anda simpulkan dari percobaan tersebut?
Contoh Soal SPMB 2005 :

Percobaan yang dilakukan untuk mempelajari kinetika kimia dari reaksi A + B  C + D. Memperhatikan hasil reaksi berikut:

Dari hasil percobaan tersebut dapat disimpulkan bahwa persamaan kecepatan reaksi yang sesuai adalah ....

A. laju = k [A] [B]
B. laju = k [A]2 [B]
C. laju = k [A] [B]2
D. laju = k [A]1
E. laju = k [B]2

Penyelesaian :

Mencari orde A, percobaan 1 dan 3


m = 0
mencari orde B, percobaan 3 dan 4
4n = 16
n = 2

Jadi, persamaan kecepatan reaksinya:

v = k [B]2

Jadi, jawabannya (E).

2.5. Jenis Katalis

Berdasarkan jenis fasanya, katalis digolongkan ke dalam katalis homogen dan katalis heterogen. Katalis homogen adalah katalis yang memiliki fasa yang sama dengan pereaksi. Katalis heterogen adalah katalis yang berbeda fasa dengan pereaksi. Katalis homogen bekerja melalui interaksi dengan partikel pereaksi membentuk keadaan transisi. Selanjutnya, keadaan transisi bergabung dengan pereaksi lain membentuk produk, dan setelah produk dihasilkan katalis melakukan regenerasi menjadi zat semula.

Katalis heterogen biasanya berupa padatan yang bekerja pada pereaksi berupa gas atau cairan, dan reaksi katalisis terjadi pada permukaan katalis. Untuk alasan ini, katalis biasanya dipecah-pecah menjadi butiran halus. Mengapa demikian? Coba jelaskan dengan kalimat sendiri.

C. Kecepatan Reaksi dan Tingkat Reaksi

Persamaan kecepatan reaksi selalu ditentukan secara eksperimen. Orde reaksi selalu ditentukan dari konsentrasi pereaksi (bukan konsentrasi produk).

Persamaan kecepatan reaksi yang diungkapkan sebelumnya masih dalam bentuk persamaan diferensial, yaitu:

ΔC/Δt   atau   dx/dt

Persamaan ini dapat dinyatakan dalam bentuk sederhana yang menunjukkan hubungan kecepatan reaksi dan konsentrasi molar pereaksi.

3.1. Persamaan Kecepatan Reaksi

Berdasarkan hasil penyelidikan, diketahui bahwa kecepatan reaksi dipengaruhi oleh konsentrasi pereaksi. Semakin tinggi konsentrasi pereaksi, semakin cepat reaksi berlangsung. Bagaimana hubungan konsentrasi pereaksi dan kecepatan reaksi?

Jika terjadi reaksi: xA + yB  zC maka kecepatan reaksi berbanding lurus dengan konsentrasi pereaksi dipangkatkan dengan bilangan tertentu yang sama dengan koefisien reaksinya. Oleh karena itu, kecepatan reaksi tersebut dapat dinyatakan dengan persamaan berikut.

v = [A]m [B]n

atau,

v = k [A]m [B]n

[A] dan [B] menyatakan konsentrasi molar pereaksi, k menyatakan tetapan kesetaraan, eksponen m dan n dinamakan orde atau tingkat reaksi. 

Persaman tersebut dinamakan persamaan kecepatan reaksi atau hukum kecepatan reaksi, yaitu persamaan yang menyatakan hubungan antara kecepatan reaksi dan konsentrasi molar pereaksi dipangkatkan tingkat reaksi atau orde reaksinya.

Tetapan kesetaraan (k) bergantung pada macam pereaksi dan suhu reaksi. Untuk reaksi yang sama, harga k tetap selama suhu reaksi tidak berubah. Jika suhu atau pereaksi berubah, harga k juga berubah.

Kecepatan reaksi digolongkan menurut tingkat reaksinya. Untuk reaksi tersebut, tingkat reaksi untuk zat A adalah m dan tingkat reaksi untuk B adalah n. Tingkat reaksi keseluruhan adalah (m + n). Sebagaimana dinyatakan sebelumnya, tingkat reaksi tidak ada hubungannya dengan koefisien reaksi. Oleh karena itu, tingkat reaksi tidak dapat ditentukan dari koefisien reaksi, tetapi harus ditentukan dari hasil penyelidikan. Beberapa persamaan kecepatan dan tingkat reaksi yang diperoleh dari data hasil penyelidikan ditunjukkan pada Tabel 3.

Tabel 3. Beberapa Persamaan Kecepatan Reaksi

Persamaan Reaksi
Persamaan Kecepatan
Orde Reaksi
Penjelasan
2NH3(g) → N2(g) + 3H2(g)
v = k [NH3]0
Nol
Laju reaksi tidak bergantung pada konsentrasi NH3
2CO2(g) → 2CO(g) + O2(g)
v = k [CO2]
Satu
Koefisien reaksi ≠ orde reaksi
2HI (g) → H2(g) + I2(g)
v = k [HI]2
Dua
Koefisien reaksi = orde reaksi
2NO(g) + 2H2(g) → N2(g) + 2H2O(g)
v = k [NO]2 [H2]
Tiga
Koefisien reaksi ≠ orde reaksi
2SO2(g) + O2(g) → 2SO3(g)
v= k [SO2] [O2] ½
Satu setengah
Koefisien reaksi ≠ orde reaksi

3.2. Penentuan Persamaan Kecepatan Reaksi

Terdapat dua metode yang dapat dikembangkan untuk menentukan perubahan konsentrasi pereaksi per satuan waktu, yaitu metode diferensial dan metode integral. Metode diferensial berguna untuk menentukan tingkat reaksi, sedangkan metode integral berguna untuk mengevaluasi tingkat reaksi.

Metode integral didasarkan pada pengukuran reaksi setiap saat. Data yang terkumpul selanjutnya dievaluasi dengan persamaan integral yang dimodifikasi ke dalam bentuk grafik. Kemudian, ditentukan apakah reaksi tersebut tingkat satu, tingkat dua, atau tingkat tertentu. Mengingat metode integral memerlukan pemahaman matematika, khususnya integral yang memadai maka tidak diberikan di sini.

Metode diferensial disebut juga metode laju awal atau metode laju rata-rata. Metode ini didasarkan pada perubahan konsentrasi pereaksi dalam selang waktu tertentu. Dengan kata lain, metode diferensial adalah metode untuk menentukan tingkat reaksi atau kecepatan reaksi. Dalam praktiknya, penentuan kecepatan reaksi didasarkan pada konsentrasi awal pereaksi yang berbeda secara beraturan, sedangkan selang waktu reaksi dibuat tetap. Simak reaksi berikut: A  produk.

Persamaan kecepatan reaksinya dapat ditulis: v = k [A]x. Nilai x ditentukan dari hasil penyelidikan menggunakan metode laju awal. Untuk menentukan tingkat reaksi diperlukan sekurang-kurangnya tiga kali pengukuran dengan konsentrasi awal berbeda dalam selang waktu yang dibuat tetap. Data hasil pengukuran kemudian ditabulasikan ke dalam tabel, misalnya sebagai berikut.

Tabel 4. Contoh Data Hasil Pengukuran Kecepatan Reaksi Hipotetik A  Produk

Percobaan
[A] awal
(mol L–1)
Waktu Reaksi
(detik)
Kecepatan Reaksi
(mol L–1 s–1)
1
a
30
v
2
2a
30
4v
3
4a
30
16v

Setelah data ditabulasikan ke dalam tabel, selanjutnya masing-masing kecepatan dibandingkan, misalnya : , atau  .

Contoh :


Jadi, tingkat reaksinya sama dengan 2. Oleh karena itu, persamaan untuk kecepatan reaksi hipotetik di atas dapat ditulis sebagai: v = k [A]2 .

Contoh Soal Menentukan Persamaan Kecepatan Reaksi :

Kalium iodida direaksikan dengan natrium hipoklorit menurut persamaan:

KI(aq) + NaOCl(aq) → KIO(aq) + NaCl(aq)

Pada setiap reaksi, konsentrasi awal KI dan NaClO diubah dan kecepatan reaksi diukur pada selang waktu tertentu. Hasilnya ditabulasikan ke dalam tabel:

Percobaan
[KI]0 (mol L–1)
[NaOCl]0 (mol L–1)
Kecepatan (M s–1)
1
0,12
0,18
7,90 × 10–2
2
0,06
0,18
3,95 × 10–2
3
0,12
0,09
3,95 × 10–2

Tentukan tingkat reaksi masing-masing pereaksi dan persamaan kecepatan reaksinya.

Jawaban :

Persamaan kecepatan reaksinya adalah

v = k [KI]x [NaClO]y

Perhatikan percobaan ke-1 dan ke-2. Konsentrasi KI diturunkan dua kali, sementara konsentrasi NaClO dibuat tetap. Oleh karena [NaClO] tetap, NaClO tidak berpengaruh terhadap kecepatan reaksi.

Dengan demikian, percobaan ke-1 dan ke-2 dapat digunakan untuk menentukan tingkat reaksi KI.

 maka x = 1

Jadi, tingkat reaksi terhadap KI adalah orde 1.

Tinjau percobaan ke-1 dan ke-4. Konsentrasi KI dibuat tetap, sementara konsentrasi NaClO diturunkan dua kali. Oleh karena itu, percobaan ke-1 dan ke-4 dapat digunakan untuk menentukan tingkat reaksi terhadap NaClO.


(2) = (2)y maka y = 1.

Jadi, tingkat reaksi terhadap NaClO adalah orde 1.

Dengan demikian, persamaan kecepatan untuk reaksi tersebut adalah

v = k [KI] [NaClO]

Tingkat reaksi keseluruhan adalah orde 2.

Contoh Soal UNAS 2005 :

Data percobaan untuk reaksi A + B  AB adalah ....

No.
[A]
[B]
Laju
1
0,1
0,05
20
2
0,3
0,05
180
3
0,1
0,2
320

Orde reaksi terhadap A dan B berturut-turut adalah ....

A. 2 dan 4
B. 2 dan 2
C. 2 dan 1
D. 1 dan 2
E. 1 dan 1

Pembahasan :

orde reaksi terhadap A (data 1,2)


3x = 9
x = 2
orde reaksi terhadap B (data 1,3)


4y = 16
y = 2

Jadi, jawabannya (B)

Contoh Soal UNAS 2005 :

Data eksperimen untuk reaksi :

2A(g) + B(g)  2AB(g)

Perc.
[A]
[B]
Laju
1
0,1
0,1
6
2
0,1
0,2
12
3
0,1
0,3
18
4
0,2
0,1
24
5
0,3
0,1
54

Dari data tersebut dapat disimpulkan bahwa persamaan laju reaksinya adalah ....

A. v = k [A]2
B. v = k [B]
C. v = k [A] [B]
D. v = k [A] [B]2
E. v = k [A]2 [B]

Pembahasan :

• Orde reaksi terhadap A, percobaan 4 dan 5


• Orde reaksi terhadap B, percobaan 1 dan 2


Persamaan laju reaksinya:

v = k . [A]2 [B]

Jadi, jawabannya (E).

D. Teori Tumbukan dan Energi Pengaktifan

Mengapa kecepatan reaksi dipengaruhi oleh konsentrasi, suhu, katalis, dan luas permukaan zat-zat yang bereaksi? Semua ini dapat dijelaskan dengan teori tumbukan dan energi pengaktifan. Asumsi dasar teori tumbukan adalah bahwa suatu reaksi akan terjadi jika partikel-partikel pereaksi bertumbukan satu sama lain secara efektif.

4.1. Teori Tumbukan

Menurut teori tumbukan, kecepatan reaksi ditentukan oleh faktor frekuensi tumbukan efektif (f) dan orientasi tumbukan (p). Kedua faktor tersebut terkandung dalam tetapan pada kecepatan reaksi, yaitu:

k = p f

Oleh karena tetapan berbanding lurus dengan kecepatan reaksi maka faktor-faktor tersebut berbanding lurus dengan kecepatan reaksi. Dengan kata lain, jika frekuensi tumbukan tinggi maka kecepatan reaksi akan meningkat, sebaliknya jika frekuensi tumbukan rendah maka kecepatan reaksi akan menurun.

Frekuensi tumbukan dipengaruhi oleh konsentrasi pereaksi. Jika konsentrasi pereaksi diperbesar maka peluang untuk bertumbukan juga semakin besar. Akibatnya, tumbukan semakin sering terjadi sehingga reaksi berlangsung lebih cepat. Hal ini berhubungan dengan jumlah molekul, semakin tinggi konsentrasi, jumlah molekul semakin besar sehingga kemungkinan terjadi tumbukan efektif semakin besar.

Selain dipengaruhi konsentrasi, frekuensi tumbukan juga dipengaruhi suhu reaksi. Jika suhu reaksi dinaikkan, partikel-partikel pereaksi bergerak lebih cepat sehingga tumbukan lebih sering terjadi. Setiap kenaikan suhu 10 °C dapat meningkatkan frekuensi tumbukan sekitar 2%. Faktor orientasi berhubungan dengan luas permukaan bidang sentuh zat-zat yang bereaksi. Orientasi yang tepat dari partikel-partikel pereaksi akan menghasilkan tumbukan yang efektif, seperti digambarkan pada reaksi antara NO dan Cl2 berikut.
Model representasi orientasi tumbukan.
Gambar 8. Model representasi orientasi tumbukan. N=O + Cl Cl  O=N Cl + Cl. Orientasi pada mekanisme A menghasilkan tumbukan efektif sehingga reaksi lebih mudah terjadi.
Pada Gambar 8. menunjukkan bahwa mekanisme A, molekul NO dan Cl2 saling mendekat dengan orientasi atom N mengarah pada molekul Cl2. Selain itu, sudut orientasi berada pada posisi pembentukan ikatan O=N–Cl. Orientasi seperti ini tepat untuk terjadinya reaksi. Sebaliknya, pada mekanisme B, molekul NO dan Cl saling mendekat dengan atom O mengarah pada molekul Cl2. Oleh karena orientasinya tidak tepat untuk membentuk ikatan antara atom N dan Cl maka orientasi seperti ini tidak efektif untuk terjadinya reaksi.

4.2. Energi Pengaktifan (Ea)

Molekul-molekul pereaksi selalu bergerak dan peluang terjadinya tumbukan selalu ada. Akan tetapi, tumbukan yang terjadi belum tentu menjadi reaksi jika energi yang dimiliki oleh masing-masing pereaksi tidak cukup untuk menghasilkan tumbukan efektif, meskipun orientasi molekul sudah tepat untuk menghasilkan tumbukan efektif. Agar tumbukan antar molekul pereaksi efektif dan menjadi reaksi maka fraksi molekul yang bertumbukan harus memiliki energi lebih besar daripada energi pengaktifan. Apakah energi pengaktifan itu?

Energi pengaktifan adalah energi minimum yang diperlukan untuk menghasilkan tumbukan efektif agar terjadi reaksi. Energi pengaktifan dilambangkan oleh Ea. Menurut Arrhenius, hubungan antara fraksi tumbukan efektif dan energi pengaktifan bersifat eksponensial sesuai persamaan berikut.


Keterangan :

f = frekuensi molekul yang bertumbukan secara efektif
R = tetapan gas
Ea = energi pengaktifan
T = suhu reaksi (K)

Persamaan tersebut menunjukkan bahwa reaksi dengan energi pengaktifan kecil memiliki harga f yang besar. Akibatnya, nilai tetapan laju (k) besar dan reaksi berlangsung lebih cepat. Jika suhu dinaikkan, harga f menjadi besar dan tetapan laju (k) juga besar sehingga reaksi berlangsung lebih cepat.

Energi pengaktifan untuk setiap reaksi (misalnya: A + B  C) umumnya memiliki bentuk grafik seperti pada Gambar 9. 
Hubungan energi potensial dan koordinat reaksi.
gambar 9. Hubungan energi potensial dan koordinat reaksi. Agar suatu pereaksi dapat menjadi hasil reaksi, pereaksi harus memiliki energi yang dapat melampaui energi pengaktifan. Setiap reaksi memiliki nilai energi pengaktifan yang berbeda.
Pada Gambar 9, energi pengaktifan diungkapkan sebagai energi penghalang yang harus diatasi oleh setiap molekul pereaksi agar menjadi produk.

Jika Anda perhatikan grafik tersebut, energi pengaktifan ada hubungannya dengan perubahan entalpi reaksi. Dapatkah Anda menunjukkan hubungan tersebut? Apakah reaksinya eksoterm atau endoterm? Oleh karena energi hasil reaksi lebih rendah dari energi pereaksi maka nilai ΔH untuk reaksi tersebut negatif. Dengan kata lain, reaksinya eksoterm. Sebaliknya, jika arah reaksi dibalikkan, yakni: C  A + B maka produk reaksi (A + B) memiliki energi lebih besar dari pereaksi C. Besarnya energi pengaktifan untuk reaksi kebalikannya, Ea(balik) = Ea(maju) + ΔHreaksi. Jadi, selisih energi pengaktifan untuk kedua reaksi adalah sebesar ΔHreaksi.
Grafik energi untuk reaksi kebalikan: C → A + B
Gambar 10. Grafik energi untuk reaksi kebalikan: C → A + B.
Pada pembahasan sebelumnya, Anda sudah mengetahui bahwa katalis dapat mempercepat reaksi dengan jalan turut serta dalam tahap-tahap reaksi dan pada akhir reaksi katalis diperoleh kembali. Bagaimana mekanisme kerja katalis dihubungkan dengan energi pengaktifan? Sebagaimana diuraikan sebelumnya, reaksi penguraian hidrogen peroksida akan lebih cepat jika pada reaksi ditambahkan katalis MnO2. Persamaan reaksinya:


MnO2

H2O2(l)
H2O(l) + O2(g)

Kerja katalis dalam mempercepat reaksi adalah dengan cara membuat jalan alternatif (jalan pintas) bagi pereaksi dalam membentuk produk (perhatikan Gambar 11), yaitu dengan cara menurunkan energi pengaktifannya, seperti ditunjukkan pada Gambar 12. berikut.
Katalis memberikan jalan alternatif sehingga reaksi dapat berlangsung lebih cepat.
Gambar 11. Katalis memberikan jalan alternatif sehingga reaksi dapat berlangsung lebih cepat.
Mekanisme reaksi yang ditempuh oleh katalis adalah dengan cara menurunkan energi pengaktifan reaksi.
Gambar 12. Mekanisme reaksi yang ditempuh oleh katalis adalah dengan cara menurunkan energi pengaktifan reaksi.
Jalan atau tahap-tahap reaksi yang ditempuh oleh pereaksi menjadi hasil reaksi dapat dijelaskan. Misalnya, reaksi penguraian H2O2 dengan katalisator MnO2 adalah sebagai berikut.

Tahap 1
:
2H2O2 + MnO2 → 2H2O + 2MnO3
Tahap 2
:
2MnO3 + 2H2O2 → 2H2O + 2O2 + MnO2
Reaksi total
:
4H2O2 → 4H2O + 2O2

Katalis dapat menurunkan energi pengaktifan reaksi, baik ke arah pereaksi maupun ke arah produk dengan selisih energi sama besar, tetapi ΔHreaksi tidak berubah.

E. Aplikasi Kecepatan Reaksi

Semua proses kimia yang terjadi di alam maupun yang dikembangkan di industri memiliki kecepatan yang berbeda. Seringkali kecepatan reaksi ini tidak sesuai dengan keinginan manusia. Pada umumnya, manusia akan mempercepat reaksi-reaksi yang dianggap menguntungkan. Sebaliknya reaksi-reaksi yang merugikan diupayakan untuk diperlambat.

5.1. Peranan Luas Permukaan

Di Indonesia, banyak sekali industri-industri kecil, seperti industri keramik, batubata, dan penyaring zeolit. Pernahkah Anda berkunjung ke industri kecil pembuatan tembikar atau keramik tradisional? Untuk membuat keramik, bahan-bahan perlu dihaluskan dengan ukuran tertentu, disebut mesh. Ukuran material atau luas permukaan berperan penting dalam industri keramik. Jika luas permukaan sentuhan dari bahan keramik kecil atau butirannya kasar, akan terjadi rongga-rongga yang menyebabkan keramik mudah retak dan terjadi pengerutan.

Luas permukaan juga berperan penting pada pembuatan semen. Jika material semen semakin halus maka luas permukaan kontak semakin besar dan hasilnya menjadi padat dan kompak sehingga bangunan menjadi kuat. Berbagai merek dagang jamu, umumnya dikemas dalam bentuk serbuk halus. Hal ini dimaksudkan agar pada saat diseduh, senyawa yang terkandung di dalam jamu mudah terekstrak dan mudah larut dalam air panas. Jika diminum akan cepat dicerna dan diserap oleh sistem pencernaan.

4.2. Peranan Katalis Heterogen

Umumnya, katalis heterogen dibuat dari unsur-unsur logam transisi sebab memiliki sifat pengadsorpsi gas yang baik. Sejumlah pereaksi berupa gas terkonsentrasi pada permukaan katalis heterogen dan reaksi berlangsung pada permukaan katalis heterogen. Pada prinsipnya, mekanisme kerja katalis heterogen melibatkan empat tahap sebagai berikut:
  1. adsorpsi pereaksi pada permukaan katalis heterogen;
  2. migrasi pereaksi teradsorpsi pada permukaan katalis heterogen;
  3. reaksi zat-zat teradsorpsi di permukaan katalis heterogen;
  4. proses desorpsi hasil reaksi, produk reaksi meninggalkan permukaan katalis heterogen.
Contoh mekanisme kerja katalis dapat dilihat pada Gambar 13.
Mekanisme kerja katalis heterogen pada hidrogenasi etena, C2H4 + H2 → C2H6
Gambar 13. Mekanisme kerja katalis heterogen pada hidrogenasi etena, C2H4 + H2 → C2H6.
Dalam proses di industri, walaupun dimungkinkan menerapkan suhu tinggi untuk mempercepat reaksi, tetapi biaya operasional dan pemeliharaan akan sangat mahal. Oleh sebab itu, penggunaan katalis heterogen bagi industri kimia merupakan aspek yang sangat penting. Hampir semua industri kimia (nasional maupun internasional) menggunakan katalis heterogen di dalam prosesnya. Beberapa di antaranya adalah industri pembuatan amonia, asam sulfat, dan asam nitrat.

Pada sintesis amonia, katalis heterogen yang digunakan adalah besi(II) oksida dengan promotor ganda, yaitu penambahan sekitar 4% kalium oksida dan 0,8% aluminium oksida. Promotor ini berfungsi untuk meningkatkan aktivitas katalitik dari besi oksida. Promotor adalah bahan yang menjadikan katalis lebih efektif. Dalam katalis padat, sejumlah kecil promotor dapat menyebabkan pembentukan kerusakan kisi kristal, yang menimbulkan bagian aktif pada permukaan katalis.

Dalam industri asam sulfat yang dikembangkan melalui proses kontak, untuk mempercepat pembentukan gas SO3 dari gas SO2 dan gas O2 digunakan katalis vanadium (V) oksida (V2O5). Tahap-tahap reaksi pembuatan asam sulfat sebagai berikut.

S(s) + O2(g) → SO2(g)

V2O5

SO2(g) + O2(g)
SO3(g)
SO3(g) + H2SO4(aq) → H2S2O7 (aq)
H2S2O7(aq) + H2O(l) → H2SO4(aq)

Dalam industri asam nitrat yang dikembangkan melalui proses Ostwald digunakan katalis Pt–Rh. Tahap-tahap reaksi pembuatan asam nitrat adalah sebagai berikut.


Katalis

4NH3(g) + 5O2(g)
4NO(g) + 6H2O(l)

Katalis

2NO(g) + O2(g)
2NO2(g)

Katalis

4NO2(g) + O2(g) + 2H2O(l)
4HNO3(aq)

Pada proses pembakaran yang tidak sempurna, selain gas karbon dioksida (CO2) dihasilkan juga gas karbon monoksida (CO). Berbeda dengan CO2, karbon monoksida berbahaya bagi manusia karena bersifat racun sehingga perlu diubah menjadi senyawa yang lebih aman. Salah satu caranya adalah dengan mereaksikan CO dan H2 menggunakan katalis.

Beberapa jenis katalis yang digunakan pada reaksi antara gas CO dan H2 dengan berbagai kondisi reaksi ditunjukkan pada Tabel 5. berikut.

Tabel 5. Beberapa Katalis untuk Reaksi CO dengan H2

Katalis
Kondisi
Reaksi
Ni
100–200 °C, 1–10 atm
CO + H2 → CH4 + H2O
ZnO, Cr2O3
400 °C, 500 atm
CO + H2 → CH2OH + H2O
CO, ThO2
190 °C, 1–20 atm
CO + H2 → H2O + CH4, C2H6, sampai C6H14
Ru
200 °C, 200 atm
CO + H2 → Hidrokarbon dengan massa molekul tinggi dan air
ThO2
400 °C, 200 atm
CO + H2 → Hidrokarbon rantai bercabang dan air
Sumber: Chemistry with Inorganic Qualitative Analysis, 1989

Logam nikel dapat juga digunakan sebagai katalis dalam pembuatan mentega dari minyak nabati atau lemak takjenuh melalui proses hidrogenasi. Pada reaksi ini, ikatan-ikatan rangkap dua karbon (C=C) dalam lemak takjenuh diubah menjadi ikatan tunggal.
ikatan rangkap dua karbon (C=C) dalam lemak takjenuh diubah menjadi ikatan tunggal
Katalis heterogen juga digunakan dalam konverter katalitik pada sistem pembuangan gas kendaraan bermotor seperti pada Gambar 14. 
Konverter katalitik
Gambar 14. Konverter katalitik yang dipakai pada kendaraan bermotor.
Gas buang yang mengandung senyawa NO, CO, dan CHx dilewatkan melalui konverter yang berisi katalis padat.


Katalis

CO(g)
CO2(g)

Katalis

NO(g)
N2(g)

Katalis

CHx
CO2(g) + H2O(g)

Katalis tersebut mengakibatkan cepatnya pengubahan CO menjadi CO2, CHx menjadi CO2 dan H2O, serta NO menjadi gas N2, yang semuanya relatif ramah lingkungan. Oleh karena sifat reaksi yang rumit dalam konverter, biasanya digunakan campuran katalis. Material katalitik yang efektif adalah oksida logam unsur transisi dan logam mulia seperti platina dan paladium.

Salah satu kendala dalam penggunaan katalis heterogen adalah hampir semua katalis teracuni. Maksudnya, pengotor-pengotor dalam pereaksi melapisi permukaan katalis atau memodifikasi permukaan katalis sehingga aktivitas katalitiknya berkurang.

Kerja katalis dapat dihambat oleh suatu inhibitor dengan cara mengikat katalis atau mengikat pereaksi. Contoh, bau tengik pada mentega disebabkan oleh adanya ion tembaga yang masuk ketika pengemasan. Ion tembaga ini berperan sebagai katalis sehingga mentega cepat teroksidasi. Bau tengik dapat dikurangi dengan menambahkan sejumlah kecil zat organik tertentu. Penambahan zat ini dapat mengikat ion tembaga sehingga efek katalitik dari ion tembaga hilang.

5.3. Enzim

Pada umumnya reaksi kimia berlangsung lebih cepat dalam suhu tinggi, tetapi bagaimana dengan reaksi yang berada dalam sel makhluk hidup? Dapatkah kita meningkatkan suhu reaksinya? Tentu tidak, untuk itu Tuhan telah melengkapi makhluk hidup dengan katalis biologi yang dikenal sebagai enzim. Enzim adalah molekul protein berukuran besar yang dapat meningkatkan kecepatan reaksi biokimia dengan faktor 105 sampai dengan 1018. Selain itu, enzim bekerja dengan sangat spesifik seperti anak kunci yang hanya cocok untuk kunci tertentu. Pada enzim terdapat situs aktif tempat berlangsungnya reaksi biokimia. Skema kerja enzim adalah sebagai berikut.
Skema kerja enzim

Rangkuman :
  1. Kemolaran adalah satuan konsentrasi yang menyatakan jumlah mol per liter larutan.
  2. Perubahan konsentrasi pereaksi atau produk per satuan waktu dinamakan kecepatan reaksi.
  3. Ada dua macam kecepatan reaksi, yaitu laju reaksi rata-rata dan laju reaksi sesaat. Laju reaksi rata-rata disebut juga kecepatan reaksi.
  4. Untuk mengukur kecepatan reaksi dapat dilakukan melalui pengukuran variabel terikat, variabel yang ingin diketahui dinamakan variabel bebas, sedangkan variabel yang lain dibuat tetap (variabel kontrol).
  5. Ada beberapa faktor yang memengaruhi kecepatan reaksi, yaitu konsentrasi pereaksi, suhu, luas permukaan bidang sentuh, dan katalis.
  6. Kecepatan reaksi dapat ditentukan dengan metode laju awal dan sederetan percobaan dilakukan dengan konsentrasi awal berbeda, sedangkan rentang waktu reaksi dibuat tetap.
  7. Hukum laju reaksi adalah persamaan yang menunjukkan hubungan antara kecepatan reaksi dan konsentrasi pereaksi dipangkatkan orde reaksinya. Persamaan: v = k [X]a [Y]b [Z]c, k adalah tetapan laju, [X], [Y], [Z] adalah konsentrasi pereaksi, dan a, b, c adalah orde reaksi.
  8. Orde reaksi tidak ada hubungan dengan koefisien reaksi. Orde reaksi hanya dapat ditentukan melalui percobaan.
  9. Menurut teori tumbukan, reaksi dapat terjadi jika partikel-partikel pereaksi bertumbukan secara efektif.
  10. Energi pengaktifan adalah energi minimum yang harus dilewati oleh pereaksi agar terjadi reaksi.
  11. Kerja katalis dalam meningkatkan laju reaksi adalah dengan turut terlibat dalam beberapa tahap reaksi, tetapi pada akhir reaksi katalis diregenerasi kembali.
  12. Dalam hubungannya dengan energi pengaktifan, katalis berfungsi untuk menurunkan energi pengaktifan dengan cara membuat tahap-tahap reaksi yang memiliki energi pengaktifan rendah.
  13. Katalis berperan penting dalam proses di industri kimia sebab dapat mempercepat produksi secara efektif dan efisien.
Anda sekarang sudah mengetahui Kecepatan Reaksi. Terima kasih anda sudah berkunjung ke Perpustakaan Cyber.

Referensi :

Sunarya, Y. dan A. Setiabudi. 2009. Mudah dan Aktif Belajar Kimia 2 : Untuk Kelas XI Sekolah Menengah Atas/Madrasah Aliyah Program Ilmu Pengetahuan Alam. Pusat Perbukuan, Departemen Pendidikan Nasional, Jakarta. p. 250.

Share on Facebook
Share on Twitter
Share on Google+
Tags :

0 komentar:

Post a Comment

Berkomentarlah secara bijak. Komentar yang tidak sesuai materi akan dianggap sebagai SPAM dan akan dihapus.
Aturan Berkomentar :
1. Gunakan nama anda (jangan anonymous), jika ingin berinteraksi dengan pengelola blog ini.
2. Jangan meninggalkan link yang tidak ada kaitannya dengan materi artikel.
Terima kasih.