Bab 6 Laju Reaksi

 Bab : Laju Reaksi

Daftar Isi

1. Laju Reaksi

1. pengukuran laju reaksi

2. grafik konsentrasi reaktan dan produk terhadap waktu

3. ordo reaksi dan waktu untuk menyelesaikan reaksi

2. Persamaan Laju

1. ordo reaksi

2. satuan konstanta laju

3. penentuan eksperimental persamaan laju

4. Uji untuk reaksi ordo satu

3. Mekanisme reaksi

1. Pengaruh Konsentrasi terhadap laju reaksi

2. Tahap penentu laju

3. Energi aktivasi

4. Pengaruh suhu terhadap laju reaksi

4. Katalis

1. Sifat katalis

2. Cara kerja katalis

3. Katalis Homogen

4. Katalis Heterogen

5. Enzim

1. LAJU REAKSI

1. PENGUKURAN LAJU REAKSI DARI GARDIEN PADA GRAFIK

• Laju reaksi adalah laju perubahan konsentrasi reaktan dan produk.

• Satuan laju reaksi adalah mol dm-3s-1.

• Gambar 10.1 menunjukkan grafik jumlah produk dalam suatu reaksi terhadap waktu.

• Laju reaksi setiap saat sama dengan gradien grafik pada waktu itu. Misalnya, laju reaksi pada waktu t (Gbr 10.1)

= gradien grafik pada waktu t

= tan θ

= y/x

• Semakin curam gradien grafik, semakin cepat reaksinya.

• Ketika grafik horisontal (yaitu gradien adalah nol), laju reaksi adalah nol. Reaksi telah berhenti (bagian P pada Gambar 10.1).

2. GRAFIK KONSENTRASI REAKTAN DAN PRODUK TERHADAP WAKTU

• Gambar 10.2 (a) menunjukkan grafik konsentrasi reaktan terhadap waktu. Grafik ini diperoleh untuk sebagian besar reaksi kimia.

1. Gradien grafik berkurang seiring waktu. Oleh karena itu laju reaksi berkurang seiring waktu.

2. Laju reaksi berkurang seiring waktu karena konsentrasi reaktan berkurang ketika reaksi berlangsung. Dalam sebagian besar reaksi, laju reaksi sebanding dengan konsentrasi reaktan.

• Gambar 10.2 (b) menunjukkan grafik konsentrasi produk terhadap waktu. Grafik ini diperoleh untuk sebagian besar reaksi kimia.

Gradien grafik berkurang seiring waktu karena laju reaksi berkurang seiring waktu, karena reaktan habis dan lebih sedikit produk yang terbentuk.

• Gambar 10.3 menunjukkan grafik konsentrasi reaktan terhadap waktu. Grafik ini tidak biasa dan hanya diperoleh untuk beberapa reaksi kimia.

1. Grafik menunjukkan bahwa konsentrasi reaktan berkurang dengan waktu, tetapi gradiennya konstan.

2. Gradien konstan berarti bahwa laju reaksi adalah konstan.

3. Ini menunjukkan bahwa laju reaksi tidak terpengaruh oleh konsentrasi reaktan (ini adalah reaksi orde nol; lihat Ordo Reaksi).

3. ORDO REAKSI DAN WAKTU UNTUK PENYELESAIAN REAKSI

• Laju reaksi berbanding terbalik dengan waktu yang dibutuhkan supaya reaksi berjalan sempurna.

Misalnya, jika reaksi A membutuhkan waktu 10 detik untuk selesai, dan reaksi B membutuhkan 20 detik untuk menyelesaikannya, maka

Maka laju reaksi A = 2 x laju reaksi B

2. PERSAMAAN LAJU

• Untuk reaksi umum

aA + bB + ... 🡪 dD + eE + ...

laju reaksi diberikan oleh persamaan laju:

rate = k.[A]m.[B]n

di mana [ ] berarti konsentrasi,

k adalah konstanta laju,

m dan n adalah angka (biasanya bilangan bulat).

• Persamaan laju diperoleh dari percobaan,

• Angka m dan n diperoleh dari percobaan. Angka-angka ini tidak diperoleh dari jumlah mol yang ditulis dalam persamaan kimia. Misalnya, untuk reaksi

2I-(aq) + S2O82-(aq) 🡪 I2(aq) + 2SO42-(aq)

persamaan laju adalah   →  laju = k[I-][ S2O82-]

dan bukan                      →  laju = k[I-]2[ S2O82-]

• Persamaan laju mungkin tidak mencakup semua (atau apa pun) reaktan yang ditulis dalam persamaan kimia.

Misalnya, untuk reaksi:   (CH3)3C-Cl(aq) + OH-(aq) 🡪 (CH3)3C-OH(aq) + Cl-(aq)

persamaan laju adalah   →  laju = k [(CH3)3C-Cl]

Ion OH- dalam persamaan kimia tidak muncul dalam persamaan laju.

• Persamaan laju dapat mencakup zat yang bukan reaktan dalam persamaan kimia. Misalnya, untuk reaksi

2N(g) 🡪 N2(g)

persamaan laju telah ditemukan secara eksperimental menjadi

                                    →  laju = k [N]2[N2]

meskipun N2 adalah produk dalam persamaan kimia.

1. ORDO REAKSI

• Untuk persamaan laju

→  laju = k.[A]n[B]m

jumlah (n + m) adalah ordo reaksi.

Jika (n + m) = 1, ordo reaksinya adalah satu. Kami mengatakan bahwa reaksinya adalah ordo pertama .

Jika (n + m) = 2, ordo reaksinya dua dan reaksinya adalah 'ordo kedua'.

Jika (n + m) = 3, ordo reaksinya tiga dan reaksinya adalah ordo ketiga'.

• Ordo reaksi dapat berupa pecahan, meskipun ini tidak biasa.

• Ordo reaksi bisa nol. Reaksi orde nol artinya laju reaksi tidak tergantung pada konsentrasi reaktan; reaksi berjalan pada laju yang konstan/tetap. 

2. SATUAN DARI KONSTANTA LAJU

• Satuan konstanta laju tergantung pada ordo reaksi

1. First order reactions

• Contoh reaksi orde pertama adalah reaksi

(CH3)3C-Br(aq) + OH-(aq) 🡪 (CH3)3C-OH(aq) + Br-(aq) 

• Secara eksperimental, persamaan laju adalah

                        →  laju = k.[(CH3)3C-Br]

• Mengatur ulang persamaan laju

• Oleh karena itu satuan k

Satuan konstanta laju untuk semua reaksi orde pertama adalah s-1.

2. Reaksi orde kedua

• Contoh reaksi orde kedua adalah reaksi

HCOOCH3 + NaOH 🡪 HCOONa + CH3OH 

• Secara eksperimental, persamaan laju adalah

                 →  laju = k [HCOOCH3] [NaOH]

• Mengatur ulang persamaan laju

• Oleh karena itu satuan k

Satuan konstanta laju untuk semua reaksi orde kedua adalah dm3 mol-1 s-1.

3. Third order reactions

• Contoh reaksi orde ketiga adalah reaksi

2NO + Cl2 🡪 2NOC1 

• Secara eksperimental, persamaan laju adalah

Rate = k[NO]2[Cl2]

• Oleh karena itu satuan k 

Satuan konstanta laju untuk semua reaksi orde ketiga adalah dm6 mol-2 s-1.

3. PENENTUAN EKSPERIMENTAL LAJU REAKSI

Untuk persamaan umum: a A + bB + cC 🡪dD + eE

• Cari tahu bagaimana konsentrasi A memengaruhi laju reaksi.

1. Lakukan dua percobaan dan ukur laju reaksi awal pada keduanya.

2. Dalam percobaan pertama, gunakan konsentrasi A, B, dan C. yang diketahui.

3. Dalam percobaan kedua gunakan dua kali lipat konsentrasi A, tetapi pertahankan konsentrasi B dan C tetap sama. Karenanya setiap perubahan dalam laju reaksi hanya dapat disebabkan oleh perubahan konsentrasi A.

4. Misalnya, jika laju dalam percobaan kedua dua kali lipat, maka laju reaksi ≈ [A]. Jika laju reaksi meningkat empat kali, maka laju reaksi ≈ [A]2. 

• Dengan cara yang sama, cari tahu bagaimana konsentrasi B dan C mempengaruhi laju reaksi.

4. UJI UNTUK REAKSI ORDO SATU

• Waktu supaya konsentrasi reaktan menjadi setengahnya disebut waktu-paruh.

• Dalam reaksi orde pertama, waktu paruh adalah konstan untuk percobaan terpisah.

• Contoh reaksi orde pertama adalah dekomposisi katalitik hidrogen peroksida.

2H2O2(aq) 🡪 2H2O(l) + O2(g)

• Grafik konsentrasi H2O2 terhadap waktu, untuk percobaan tertentu, ditunjukkan pada Gambar 10.4.

• Konsentrasi awal H2O2 = 0.4 mol dm-3 (pada waktu = 0). Setelah sepuluh menit pertama (yaitu satu waktu-paruh), konsentrasi adalah 0,2 mol dm-3 (setengah nilai awal). Setelah 10 menit lebih lanjut (yaitu setelah 20 menit) konsentrasi adalah 0,1 mol dm-3 (menjadi setengahnya lagi).

• Untuk percobaan khusus ini, waktu yang diperlukan untuk mengurangi separuh konsentrasi H2O2 adalah konstan (= 10 menit). Ini menunjukkan bahwa reaksi adalah ordo pertama.

• Untuk ordo lain, waktu paruh tidak konstan. Itu berubah sepanjang percobaan.

1. Tes untuk Reaksi Ordo Nol

• Jika suatu reaksi ordo nol untuk salah satu reaktan, laju tetap konstan ketika konsentrasi reaktan itu berubah.

• Grafik konsentrasi reaktan terhadap waktu adalah garis lurus jika reaksinya ordo nol untuk reaktan. Ini ditunjukkan pada Gambar 10.3. Untuk ordo lainnya, grafik adalah kurva seperti Gambar 10.2 (a).

2. Penentuan Nilai Konstanta Laju

• Jika persamaan laju diketahui, konstanta laju dapat dihitung dari laju reaksi yang diketahui pada konsentrasi yang diberikan.

• Untuk persamaan laju, laju = k [A] [B] grafik laju reaksi terhadap | A]. [B] adalah garis lurus. Gradien grafik = konstanta laju k.

3. MEKANISME REAKSI

1. PENGARUH KONSENTRASI TERHADAP LAJU REAKSI

• Reaksi terjadi ketika molekul atau ion bertabrakan. Semakin tinggi konsentrasi molekul atau ion, semakin tinggi laju tumbukan sehingga laju reaksi biasanya lebih tinggi.

2. TAHAP PENENTU LAJU DAN PERSAMAAN LAJU

• Sebagian besar reaksi kimia terjadi secara bertahap. Reaksi keseluruhan terdiri dari dua atau lebih tahapan reaksi reaksi yang berurutan.

• Biasanya salah satu tahap/langkah lebih lambat dari yang lain. Langkah lambat ini disebut tahapan penentuan laju. Laju reaksi keseluruhan tergantung pada laju di tahapan penentu laju ini.

• Persamaan laju untuk keseluruhan reaksi diperoleh dari langkah penentuan laju. Partikel yang bertabrakan bersama dalam langkah penentuan laju adalah zat yang muncul dalam persamaan laju.

•  Contoh reaksi satu tahap adalah

CH3CH2CH2CH3—Br + OH- 🡪 CH3CH2CH2CH3—OH + Br-

1. Ikatan C-Br terpolarisasi dengan dipol positif (δ+) pada atom karbon, karena bromin lebih elektronegatif daripada karbon. Ion OH- tertarik pada dipol positif pada atom karbon. Ion OH- membentuk ikatan dengan atom karbon, dan pada saat yang sama, ikatan C-Br terputus (Gbr: 10.5).  

2. Reaksi ini terdiri dari satu langkah. Laju reaksi tergantung pada laju tumbukan antara ion OH- dan CH3CH2CH2CH3—Br. Laju tumbukan tergantung pada konsentrasi ion OH- dan konsentrasi CH3CH2CH2CH3—Br. Oleh karena itu persamaan laju adalah

rate = k.[CH3CH2CH2CH3—Br].[OH-] 

• Contoh reaksi multi-tahap adalah

(CH3)3C—Br + OH- 🡪 (CH3)3C—OH + Br-

1. Meskipun ion OH- tertarik pada dipol positif  pada atom karbon yang berikatan dengan atom brom, ion OH- dicegah dari menyerang atom karbon ini oleh gugus metil besar (hambatan sterik/ruang) (Gambar 10.6).

Karenanya mekanisme reaksi berbeda dari hidrolisis 1-bromobutane.

2. Mekanisme yang sebenarnya adalah reaksi dua langkah/tahap:

Ion Br- pertama-tama harus melepaskan diri dari molekul. 

 (CH3)3C—Br 🡪 (CH3)3C+ + Br- langkah 1 (lambat)

Ion OH- kemudian dapat menyerang atom karbon.

(CH3)3C+ + OH- 🡪 (CH3)3C—OH      langkah 2 (cepat)

3. Langkah lambat (pertama) adalah langkah penentuan laju. Laju reaksi keseluruhan tergantung pada langkah lambat ini. Satu-satunya reaktan dalam langkah lambat ini adalah (CH3)3C—Br, jadi persamaan laju untuk keseluruhan reaksi adalah

rate = k.[ (CH3)3C—Br]

4. OH- tidak muncul dalam persamaan laju karena tidak mengambil bagian dalam langkah penentuan laju yang lambat.

3. ENERGI AKTIVASI. Ea

• Dalam reaksi kimia, molekul bereaksi bersama jika

1. mereka bertabrakan dan

2. molekul-molekul yang bertabrakan memiliki energi minimum tertentu.

• Energi minimum supaya terjadi reaksi ketika molekul bertabrakan disebut energi aktivasi (Ea).

• In practice, only a very small fraction of colliding molecules have energy 5 the activation energy. This is shown on the Boltzmann Distribution diagram in Fig 10.7.

• Dalam praktiknya, hanya sebagian kecil dari molekul yang bertabrakan yang memiliki energi ≥ energi aktivasi. Ini ditunjukkan pada diagram Distribusi Boltzmann pada Gambar 10.7.

• Energi aktivasi digunakan untuk memutus ikatan dalam molekul yang bereaksi, sehingga ikatan baru dapat terbentuk dalam produk.

• Misalnya dalam reaksi

H2(g) + I2(g) 🡪 2HI(g)

1. energi aktivasi sekitar 170 kj per mol;

2. ketika molekul H2 bertabrakan dengan molekul I2, reaksi terjadi jika molekul memiliki energi ≥ 170 kJ;

3. ketika suatu reaksi terjadi, 170 kj energi kinetik, panas dan energi lain diserap dan digunakan untuk memutus ikatan H — H dan I — I;

4. saat ikatan H — H dan I — saya putus; ikatan H — I baru terbentuk. Energi diberikan ketika ikatan baru terbentuk. Perubahan energi secara keseluruhan dirangkum dalam Gambar 10.8.

• Perbandingan perubahan energi dalam reaksi endotermik dan eksotermik ditunjukkan pada Gambar 10.9.

• Contoh diagram energi potensial untuk reaksi dua langkah/tahap ditunjukkan pada Gambar 10.10. Dua langkah itu adalah:

X + Y 🡪 Z; ΔH = positif

Z 🡪 P + Q; ΔH = negatif

4. PENGARUH SUHU TERHADAP LAJU REAKSI

• Ketika suhu reaktan dinaikkan sebesar 10°C,

1. laju tabrakan meningkat sekitar 2% dan

2. laju reaksi meningkat sekitar 100%.

Dari fakta-fakta ini, peningkatan laju reaksi tidak dapat disebabkan oleh peningkatan laju tumbukan saja, karena peningkatan laju reaksi adalah 50 kali peningkatan laju tumbukan.

• Peningkatan suhu akan meningkatkan energi rata-rata molekul yang bereaksi. Oleh karena itu pada suhu yang lebih tinggi, jumlah atau fraksi molekul yang bertabrakan dengan energi ≥ energi aktivasi, meningkat. Itulah sebabnya laju reaksi meningkat pada suhu yang lebih tinggi (Gbr 10.11).

4. KATALIS

1. SIFAT KATALIS

• Katalis meningkatkan laju reaksi.

• Laju reaksi sebanding dengan jumlah katalis yang digunakan.

• Katalis dapat mengubah urutan reaksi dan persamaan laju.

• Katalis umumnya meningkatkan konstanta laju, k, untuk suatu reaksi.

• Katalis biasanya diperlukan dalam jumlah kecil.

• Katalis biasanya tidak berubah secara kimiawi pada akhir reaksi.

• Katalis tidak memengaruhi perubahan entalpi reaksi, ΔH.

• Jika tidak ada reaksi yang terjadi, penambahan katalis tidak akan menyebabkan reaksi apa pun untuk dilanjutkan.

2. BAGAIMANA KATALIS BEKERJA

• Katalis bekerja dengan memberikan mekanisme alternatif untuk suatu reaksi. Mekanisme alternatif memiliki energi aktivasi yang lebih kecil (Gambar 10.12).

• Because ol the lower activation energy in Ihe catalvsed mechism, a larger numberor fraction of molecules have energy greater than the activation energy, therefore more molecules react when thev collide (Fig 10.13).

• Karena katalis membuat energi aktivasi turun, maka jumlah molekul yang memiliki energi lebih besar daripada energi aktivasi akan semakin banyak, oleh karena itu lebih banyak molekul bereaksi ketika mereka bertabrakan (Gbr 10.13).

• Ada dua jenis katalis:

1. Katalis homogen, di mana katalis dan reaktan berada dalam keadaan fisik yang sama (biasanya dalam larutan).

2. Katalis heterogen, di mana katalis berada dalam keadaan fisik berbeda dari reaktan (biasanya katalis padat dan reaktan adalah cairan, larutan atau gas).

Molekul-molekul yang bereaksi diserap pada permukaan katalis padat di mana ikatan mereka terputus dan ikatan baru terbentuk. Molekul produk kemudian meninggalkan permukaan katalis.

3. KATALIS HOMOGEN

• Banyak katalis homogen adalah ion logam transisi, yang bertindak sebagai katalis dengan memvariasikan bilangan oksidasi mereka.

• Contoh katalis homogen adalah reaksi antara ion I- danS2O82- :

2I-(aq) + S2O82-(aq) 🡪 I2(aq) + 2SO42-(aq)

Dalam reaksi, elektron ditransfer dari I- ke S2O82-. Reaksi lambat karena tolakan antara dua ion negatif.

• Reaksi dikatalisis oleh ion Fe3+ dalam dua langkah:

Katalis besi bekerja dengan mengubah bilangan oksidasi dari +3 menjadi +2 dan kembali ke +3. Sulfur dioksida menyebabkan hujan asam. Sulfur dioksida bereaksi dengan air di atmosfer untuk membentuk asam sulfat. Reaksi dikatalisis oleh nitrogen dioksida.

• Sulfur dioksida menyebabkan hujan asam. Sulfur dioksida bereaksi dengan air di atmosfer untuk membentuk asam sulfat. Reaksi dikatalisis oleh nitrogen dioksida.

Langkah 1: Belerang dioksida bereaksi dengan nitrogen dioksida, NO2, (dari kebakaran dan knalpot mobil).

SO2 + NO2 🡪 SO3 + NO

Langkah 2: SO3 bereaksi dengan air untuk membentuk asam sulfat.

SO3 + H2O 🡪 H2SO4

Langkah 3: NO dari langkah 1 bereaksi dengan oksigen atmosfer untuk menghasilkan lebih banyak NO2.

2NO + O2 🡪 2NO2

Nitrogen bertindak sebagai katalis dalam reaksi dengan memvariasikan bilangan oksidasi dari +4 ke +2 dan kembali ke +4.

4. KATALIS HETEROGEN

• Contoh katalis heterogen adalah penggunaan besi sebagai katalis dalam Proses Haber (lihat proses Haber di Bab 8). Pelat besi padat mengkatalisasi reaksi

3H2(g)+H2(g) 🡪 2NH3(g)

• Katalis mengadsorpsi molekul H2 dan N2 di permukaannya, membentuk ikatan lemah dengan molekul. Ini melemahkan ikatan dalam molekul H2 dan N2, yang kemudian dapat lebih mudah putus untuk membentuk ikatan baru satu sama lain dan membentuk NH3. Karena ikatan dalam molekul H2 dan N2 melemah, energi aktivasi menurun, dan laju reaksi meningkat. Molekul NH3 kemudian lepas dari permukaan katalis.

• Katalitik Konverter yang dipasang pada knalpot mobil adalah contoh lain dari reaksi katalis yang heterogen. Katalitik Konverter mengandung lapisan tipis campuran platinium/ rhodium yang tersebar di atas penahan keramik. Gas-gas dari mesin mobil mengandung polutan, termasuk karbon monoksida dan nitrogen dioksida. Dua polutan ini bereaksi bersama dengan sangat cepat pada permukaan katalis alloy, menurut reaksi:

• N2 dan CO2 relatif tidak berbahaya dan dilepaskan ke atmosfer.

5. Enzymes

• Enzim mengkatalisasi reaksi pada organisme hidup dan dikenal sebagai katalis biologis.

• Enzim adalah molekul polipeptida, terdiri dari sejumlah besar molekul asam amino yang terkondensasi bersama (lihat Protein pada Bab 23).

• Enzim hanya bekerja dengan baik dalam kisaran pH sempit (sekitar 5-8) dan dalam kisaran suhu sempit (sekitar 20°C - 40°C).

• Sebagian besar enzim hanya mengkatalisasi reaksi biokimia yang sangat spesifik yang tidak akan dikatalisis oleh enzim lain.

• Enzim adalah katalis yang sangat efektif dibandingkan dengan katalis non-enzim. Sebagai contoh, enzim nitrogenase mengkatalisis konversi gas N2 menjadi senyawa nitrogen dalam bakteri fiksasi nitrogen pada suhu kamar. Sebagai perbandingan, katalis besi dalam Proses Haber membutuhkan suhu 500°C untuk mengubah N2 dan H2 menjadi amonia.

Sumber : A Level Chemistry, JGR Brigs