KECEPATAN REAKSI

Kelompok 3

• Calvin Febryand• Esa Aditya Anugrah

• Fitriana Eka Setyaningrum• Quina Fathonah• Riva Aprilia

TEORI TUMBUKAN

REAKSI PENENTU

PENERAPAN KONSEP KECEPATAN REAKSI

FAKTOR-FAKTOR YANG MEMPENGARUHI KECEPATAN REAKSI

TEORI TUMBUKAN

Reaksi terjadi karena adanya tumbukan antara partikel-partikel zat yang bereaksi. Tetapi tidak semua tumbukan akan menghasilkan reaksi karena tumbukan yang terjadi harus mempunyai energi yang cukup untuk memutuskan ikatan-ikatan pada zat yang bereaksi.

Tumbukan antara pereaksi ada yang menghasilkan reaksi dan tidak, sebagai contoh amati gambar reaksi antara hidrogen dan iodium berikut:

Gambar : Tumbukan hidrogen dan iodium yang menghasilkan reaksi

Gambar : Tumbukan hidrogen dan iodium yang menghasilkan reaksi

Gambar : Tumbukan hidrogen dan iodium yang tidak menghasilkan reaksi

Gambar : Tumbukan hidrogen dan iodium yang tidak menghasilkan reaksi

Tumbukan yang dapat menghasilkan reaksi disebut tumbukan efektif. Sebelum tumbukan terjadi, partikel-partikel memerlukan suatu energi minimal yang dikenal sebagai energi pengaktifan atau energi aktivasi (Ea). Jadi, energi pengaktifan adalah energi minimal yang diperlukan untuk berlangsungnya suatu reaksi. Contohnya reaksi antara hidrogen (H2) dengan oksigen (O2) menghasilkan air (H2O). Gambar disamping merupakan energi pengaktifan untuk reaksi pembentukan air (H2O)

Ketika reaksi sedang berlangsung akan terbentuk zat kompleks teraktivasi. Zat kompleks teraktivasi berada pada puncak energi, jika reaksi berhasil maka zat kompleks teraktivasi akan terurai menjadi hasil reaksi.

Hubungan antara energi pengaktifan dengan energi yang diserap atau dilepaskan selama reaksi berlangsung dapat dilihat pada gambar berikut:

TAHAP PENENTU KECEPATAN REAKSI

Kecepatan reaksi adalah banyaknya mol/liter suatu zat yang dapat berubah menjadi zat lain dalam setiap satuan waktu.Secara umum kecepatan reaksi dapat dirumuskan sebagai berikut:

V = k[A]x [B]y

dimana:

V = kecepatan reaksi (M/s)k = tetapan laju reaksi x = orde reaksi terhadap zat A y = orde reaksi terhadap zat B(x + y) adalah orde reaksi keseluruhan[A] dan [B] adalah konsentrasi zat pereaksi. (M)

Tahapan penentu laju adalah tahapan yang berlangsung paling lambat. Untuk reaksi banyak langkah (reaksi kompleks) maka tiap tahap reaksi dipandang sebagai proses elementer. Untuk proses ele-menter maka laju reaksi sebanding dengan konsentrasi reaktan dipangkatkan dengan koefisien yang secara umum umum ditulis.

R = k Aa + Bb

Laju reaksi kompleks ditentukan berdasarkan eksperimen de¬ngan mengikuti tiga pedoman sebagai berikut.

1.Proses elementer dengan peruraian molekul tunggal (um-molekuler) atau tumbukan dua molekul (bimolekuler) lebih mung-kin dibandingkan dengan tiga molekul bertumbukan secara serentak (tennolekulaer).

2.Semua proses elementer dipandang sebagai proses dapat balik (reversibel) dan akan mencapai kondisi keadaan tetap (steady state) yaitu laju ke kiri dan ke kanan sama sehingga konsentrasi konstan

3.Proses elementer yang berlangsung paling lambat adalah me-rupakan laju penentu kecepatan reaksi (RDS).

Contoh: 4 HBr(g) + O2(g) → 2 H2O(g) + 2 Br2(g)

Dari persamaan reaksi di atas terlihat bahwa tiap 1 molekul O2 bereaksi dengan 4 molekul HBr. Suatu reaksi baru dapat berlangsung apabila ada tumbukan yang berhasil antara molekul-molekul yang bereaksi. Tumbukan sekaligus antara 4 molekul HBr dengan 1 molekul O2 kecil sekali kemungkinannya untuk berhasil. Tumbukan yang mungkin berhasil adalah tumbukan antara 2 molekul yaitu 1 molekul HBr dengan 1 molekul O2. Hal ini berarti reaksi di atas harus berlangsung dalam beberapa tahap dan diperkirakan tahap-tahapnya adalah :

Tahap 1 : HBr + O2 HOOBr (lambat)

Tahap 2 : HBr + HOOBr 2HOBr (cepat)

Tahap 3 : HBr + HOBr H2O + Br2 (cepat)

4HBr + O2 2H2O + 2Br2

Dari contoh di atas ternyata secara eksperimen kecepatan berlangsungnya reaksi tersebut ditentukan oleh kecepatan reaksi pembentukan HOOBr yaitu reaksi yang berlangsungnya paling lambat.

Rangkaian tahap-tahap reaksi dalam suatu reaksi disebut “mekanisme reaksi” dan kecepatan berlangsungnya reaksi keselurahan ditentukan oleh reaksi yang paling lambat dalam mekanisme

reaksi. Oleh karena itu, tahap ini disebut tahap

penentu kecepatan reaksi.

FAKTOR-FAKTOR YANG MEMPENGARUHI KECEPATAN REAKSI

Ada beberapa hal yang mempengaruhi kecepatan reaksi berdasarkan teori tumbukan, diantaranya:

Konsentrasi

Luas Permukaan Bidang Sentuh

Temperatur

Katalis

Pengaruh KonsentrasiUntuk mengetahui pengaruh konsentrasi

terhadap kecepatan reaksi, kita bisa menyimpulkan dari kegiatan percobaan berikut.

HCl 1 M

HCl 2 M

HCl 3 M

MgMg MgMgMgMg

Tabung 1Tabung 1 Tabung 2Tabung 2 Tabung 3Tabung 3

Persamaan reaksi yang terjadi adalah:Mg(s) + 2 HCl(aq) = MgCl2(aq) + H2(g)

Data percobaan reaksi pita Mg dengan Larutan HCl

Dari data tersebut kita dapat mengetahui bahwa semakin besar konsentrasi HCl, semakin cepat Mg habis bereaksi.

Tabung Reaksi

Pita Logam Mg

10 mL HCl Waktu Reaksi (detik)

1 5 cm 1 M 30

2 5 cm 2 M 15

3 5 cm 3 M 10

Zat yang konsentrasinya besar mengandung jumlah partikel yang lebih banyak, sehingga partikel-partikelnya tersusun lebih rapat dibanding zat yang konsentrasinya rendah.

Partikel yang susunannya lebih rapat akan lebih sering bertumbukan dibanding dengan partikel yang susunannya renggang, sehingga kemungkinan terjadinya reaksi makin besar.

Kesimpulan:Semakin besar konsentrasi, semakin cepat reaksi sehingga semakin besar kecepatan reaksi.

Kesimpulan:Semakin besar konsentrasi, semakin cepat reaksi sehingga semakin besar kecepatan reaksi.

Pengaruh Luas Permukaan Bidang Sentuh

Untuk mengetahui pengaruh luas permukaan terhadap kecepatan reaksi, kita bisa menyimpulkan dari kegiatan percobaan berikut.

CaCO3

SerbukCaCO3

KepinganCaCO3

Butiran

HCl 2M HCl 2M HCl 2M HCl 2M HCl 2M HCl 2M

Tabung 1Tabung 1 Tabung 3Tabung 3Tabung 2Tabung 2

Persamaan reaksi yang terjadi adalah:

CaCO3(s) + 2 HCl(aq) ―> CaCl2(aq) + H2O(l) + CO2(g)

Laju reaksi CaCO3 dan HCl

Berdasarkan data pada tabel dapat disimpulkan bahwa:

Percobaan CaCO3 1 gram Konsentrasi HCl

Waktu Reaksi (detik)

1 Serbuk 2 M 5

2 Butiran 2 M 15

3 Kepingan 2 M 39

• Untuk massa CaCO3 yang sama (1 gram), tetapi bentuknya berbeda (serbuk, butiran, kepingan), waktu reaksi yang diperlukan akan berbeda

• Semakin halus bentuk CaCO3, artinya semakin luas permukaan bidang sentuh, semakin singkat waktu reaksi, berarti semakin cepat reaksinya.

Kesimpulan:Semakin luas permukaan bidang sentuh, semakin besar kecepatan reaksinya.

Kesimpulan:Semakin luas permukaan bidang sentuh, semakin besar kecepatan reaksinya.

Pengaruh Temperatur

Untuk mengetahui pengaruh temperatur terhadap kecepatan reaksi, kita bisa menyimpulkan dari kegiatan percobaan berikut.

HCl 2M HCl 2M HCl 2M HCl 2M HCl 2M HCl 2M

Tabung 3Tabung 3Tabung 1Tabung 1 Tabung 2Tabung 2

Na2S2O3 0,2 M, 27⁰C

Na2S2O3 0,2 M, 27⁰C

Na2S2O3 0,2 M, 47⁰C

Na2S2O3 0,2 M, 47⁰C

Na2S2O3 0,2M, 37⁰C

Na2S2O3 0,2M, 37⁰C

Persamaan reaksi yang terjadi adalahNa2S2O3(aq) + 2 HCl(aq) ―> 2 NaCl(aq) + H2O(l) + SO2(g) + S(s)

Data percobaan waktu reaksi Na2S2O3 dan HCl

Dari hasil percobaan diatas, ternyata setiap kenaikan temperatur 10 ⁰C reaksi berlangsung 2 kali lebih cepat.

Percobaan Temperatur (⁰C)

10 mL HCl 20 mL Na2S2O3

Waktu Reaksi (detik)

1 27 2 M 0,2 M 18

2 37 2 M 0,2 M 9

3 47 2 M 0,2 M 4

Pada umumnya, kecepatan reaksi menjadi 2 kali lebih besar jika temperatur dinaikkan 10 ⁰C. Jika kecepatan reaksi pada t1⁰C = v1 dan pada t2⁰C = v2 maka dapat dirumuskan:

Setiap partikel selalu bergerak. Dengan menaikkan temperatur energi gerak atau energi kinetik molekul akan bertambah, sehingga tumbukan lebih sering terjadi. Itulah sebabnya reaksi kimia berlangsung lebih cepat pada temperatur yang lebih tinggi.

V2 = 2(Δt/10) . v1V2 = 2(Δt/10) . v1

Temperatur juga memperbesar energi potensial dari suatu zat. Zat-zat yang energi potensialnya kecil jika bertumbukan sukar menghasilkan reaksi karena sukar melampaui energi pengaktifan. Dengan naiknya temperatur, energi potensial zat akan menjadi lebih besar sehingga jika bertumbukan akan menghasilkan reaksi.

Kesimpulan:Semakin tinggi temperatur, semakin besar kecepatan reaksinya.

Kesimpulan:Semakin tinggi temperatur, semakin besar kecepatan reaksinya.

Contoh soal:

Suatu reaksi berlangsung dua kali lebih cepat setiap temperatur dinaikkan 10 ⁰C. Jika kecepatan suatu reaksi pada temperatur 30 ⁰C adalah x Ms-1, berapakah kecepatan reaksi pada 70 ⁰C?

Jawab:

Δt = (70 – 30) ⁰C = 40 ⁰C

v2 = 2(40/10) . x

= 24 . x = 16 x

Pengaruh Katalis

Katalis adalah zat yang dapat memperbesar kecepatan reaksi, tetapi tidak mengalami perubahan kimia secara permanen (kekal), sehingga pada akhir reaksi zat tersebut dapat diperoleh kembali.

Kecepatan reaksi akan semakin cepat jika pada reaktan ditambahkan katalis. Katalis akan menurunkan energi pengaktifan. Jika energi pengaktifan kecil maka akan banyak tumbukan yang berhasil, sehingga reaksi lebih cepat terjadi. Jika energi pengaktifan tinggi maka banyak tumbukan yang tidak berhasil, karena tidak mempunyai energi yang cukup untuk terjadinya reaksi, sehingga reaksi berlangsung lambat.

Pada suatu reaksi, katalis berfungsi menurunkan energi pengaktifan (energi aktivasi) dengan cara mengubah mekanisme reaksi, yaitu menambah tahap-tahap reaksi. Katalis ikut serta dalam suatu tahap reaksi dan terbentuk kembali dalam satu satu tahap reaksi berikutnya. Misalkan, tanpa katalis reaksi terjadi dalam satu tahap.

P + QR ―> PQ + R (energi pengaktifan tinggi)

Dengan katalis, tahap-tahap reaksi tersebut menjadi bertambah.

Katalis + QR ―> Q katalis + R (EP rendah)

Q katalis + P ―> PQ + katalis +(EP rendah)

P + QR ―> PQ + R

O2(g) + 2 SO2(g) ―> 2 SO3(g) (EP tinggi)

Setelah ditambahkan gas NO yang berfungsi sebagai katalis tahap-tahap reaksi menjadi:

2 NO(g) + O2(g) ―> 2 NO2(g)

2 NO2(g) + 2 SO2 ―> 2 SO3(g) + 2 NO(g)

O2(g) + 2 SO2(g) ―> 2 SO3(g)

Energi pengaktifan suatu reaksi menjadi lebih rendah jika menggunakan katalis, sehingga persentase partikel yang mempunyai energi lebih besar daripada energi pengaktifan lebih banyak. Tumbukan yang menghasilkan reaksi atau tumbukan efektif menjadi lebih sering terjadi, sehingga reaksi lebih cepat.

Jenis – Jenis Katalis

Berdasarkan wujudnya, katalis dapat dibedakan menjadi dua macam, yaitu katalis homogen dan katalis heterogen.

1. Katalis Homogen

Katalis homogen adalah katalis yang dapat bercampur secara homogen dengan zat pereaksinya karena mempunyai wujud yang sama.

Contoh:

1. Katalis dan pereaksi berwujud gas

2 SO2(g) + O2(g) ―> 2 SO3(g)

2. Katalis dan pereaksi berwujud cair

C12H22O11(aq) + H2O(l) ―> C6H12O6(aq) + C6H12O6(aq)

Penguraian H2O2(g) berlangsung lambat, tetapi dengan adanya katalis NaBr(aq). Pembentukan O2(g) lebih cepat terjadi.

2 H2O2(aq) ―> 2 H2O(l) + O2(g)

2. Katalis Heterogen

Katalis heterogen adalah katalis yang tidak dapat bercampur secara homogen dengan pereaksinya karena wujudnya berbeda.

Contoh:

Katalis berwujud padat, sedangkan pereaksi berwujud gas.

2 SO2(g) + O2(g) ―> 2 SO3(g)

C2H4(g) + H2(g) ―> C2H6(g)

Untuk mengurangi emisi pencemaran hidrokarbon yang tidak terbakar, karbon monoksida, dan nitrogen oksida, dapat digunakan katalis. Katalis tersebut dikenal dengan konverter katalitik, yang dirancang sekaligus dapat mengoksidasi hidrokarbon dan karbon monoksida serta dapat mereduksi nitrogen oksida.

CO(g), CxHy(g), O2(g) ―> CO2(g), H2O(g)

NO(g), NO2(g) ―> N2(g) + O2(g)

Di samping dua macam katalis di atas dikenal juga katalis lain, seperti biokatalis dan autokatalis.

a) Biokatalis

Enzim dikenal sebagai biokatalis karena bertindak sebagai katalis pada proses metabolisme. Enzim adalah molekul protein besar (biasanya dengan massa molar 20.000 gram mol-1 atau lebih) yang dengan strukturnya mampu melakukan reaksi spesifik. Satu atau lebih molekul reaktan (yang disebut subtrat) melekat pada daerah aktif enzim. Daerah aktif merupakan daerah pada permukaan enzim yang struktur dan sifat kimianya menyebabkan subtrat tertentu dapat melekat padanya, lalu transformasi kimia dapat terjadi.

Banyak enzim sangat spesifik pada daerah aktifnya.

Contoh

1. Enzim urease, mengkatalis hidrolisis urea ((NH2)2CO).

H3O+(aq) + (NH2)2CO(aq) + H2O(l) ―> 2 NH4

+(aq) + HNO3

-(aq)

2. Enzim hidrolase, mempercepat pemecahan bahan makanan melalui reaksi hidrolisis.

3. Enzim oksidase, mempercepat reaksi oksidasi.

b) Autokatalis

Autokatalis adalah zat hasil reaksi yang bertindak sebagai katalis.

Contoh:

1. CH3COOH yang dihasilkan dari reaksi metil asetat dengan air merupakan autokatalis reaksi tersebut.

CH3COOCH3(aq) + H2O(l) ―> CH3COOH(aq) + CH3OH(aq)

Dengan terbentuknya CH3COOH reaksi menjadi bertambah cepat.

2. MnSO4 yang dihasilkan dari reaksi kalium permanganat dengan asam oksalat yang diasamkan merupakan autokatalis reaksi tersebut.

2 KMnO4(aq) + 5 H2C2O4(aq) + 3 H2SO4(aq) ―> 2 MnSO4(aq) + K2SO4(aq) + 8 H2O(l) + 10 CO2(g)

Selain itu terdapat juga zat yang sifatnya berlawanan dengan katalis, yang disebut dengan antikatalis karena memperlambat suatu reaksi, yaitu inhibitor dan racun katalis.

Inhibitor

Inhibitor adalah zat yang dapat memperlambat reaksi atau menghentikan reaksi.

Contoh:

1. I2 atau CO yang bersifat inhibitor pada reaksi:

2 H2(g) + O2(g) ―> 2 H2O(l)

2. SnCl2 bersifat inhibitor pada reaksi:

H2SO3(l) + udara ―> H2SO4(l)

Racun Katalis

Racun katalis adalah zat yang dalam jumlah sedikit dapat menghambat kerja katalis.

Contoh:

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

2 H2(g) + O2(g) ―> 2 H2O(l)

2. Senyawa-senyawa arsen merupakan racun katalis pada reaksi:

2 SO2(g) + O2(g) ―> 2 SO3(g)

PENERAPAN KECEPATAN REAKSI DALAM KEHIDUPAN SEHARI-HARI• Kaporit (CaOCl2) digunakan untuk membersihkan kuman-

kuman yang ada dalam kolam renang. Konsentrasi larutan kaporit yang digunakan sangat menentukan kebersihan kolam renang. Apabila konsentrasinya terlalu rendah, maka larutan kaporit tidak cukup kuat untuk mematikan kuman-kuman dalam kolam renang.

• Padatan vanadium oksida (V2O5) pada produksi asam sulfat dan besi pada proses Haber-Bosch (pembuatan amoniak) yang dapat mempercepat kesetimbangan

• Serta platinum pada industri konversi amonium ke asam nitrat

• Pada industri pembuatan mesin mobil untuk mengurangi mesin pencemar.

DAFTAR PUSTAKA

• Rahayu, Sri, N., dkk. 2007. Sains Kimia 2 SMA/MA. Jakarta: Bumi Aksara.

• http://www.batalyonchamistr.blogspot.com• http://www.forumsains.blogspot.com• http://www.zonakimia.web.id

THANK YOU