Kemolaran
Kemolaran adalah satuan konsentrasi larutan yang menyatakan banyaknya mol zat terlarut
dalam 1 liter larutan
Kemolaran (M) sama dengan jumlah mol (n) zat terlarut dibagi volume (v) larutan
Kemolaran (Molaritas) dinyatakan dengan lambang M, adalah jumlah mol zat terlarut dalam
setiap liter larutan.
M=nv
M= grMr
x1000V
M= gramMr x V (L)
Pengenceran larutan
Larutan pekat (mempunyai kemolaran besar) dapat diencerkan dengan menambah volum
pelarut, sehingga akan diperoleh larutan yang lebih encer (kemolarannya kecil).
pada pengenceran berlaku rumus :
V1 M1 = V2 M2 V1 = volum sebelum pengenceran
M1 = kemolaran sebelum pengenceran
V2 = volum sesudah pengenceran
M2 = kemolaran sesudan pengenceran
dimana:
V1M1 : volume dan konsentrasi larutan asal
V2 M2 : volume dan konsentrasi hasil pengenceran
M=% x ρ x 10M
Volum pelarut yang ditambahkan = V2 – V1
pada pengenceran hanya terjadi pertambahan volum, sedang jumlah zat terlarut tetap,
maka M2 < M1
Pencampuran larutan sejenis dengan konsentrasi berbeda menghasilkan konsentrasi baru,
dengan rumusan :
Konsep Laju Reaksi
Laju reaksi menyatakan laju perubahan konsentrasi zat-zat komponen reaksi setiap satuan
waktu:
• Laju pengurangan konsentrasi pereaksi per satuan waktu
• Laju penambahan konsentrasi hasil reaksi per satuan waktu
• Perbadingan laju perubahan masing-masing komponen sama dengan perbandingan
koefisien reaksinya
Pada reaksi :
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)
Laju reaksi :
- laju penambahan konsentrasi NH3
- laju pengurangan konsentrasi N2 dan H2.
Pengertian Laju Reaksi
Laju reaksi adalah perbandingan perubahan konsentrasi pereaksi atau hasil reaksi
terhadap perubahan waktu.
M campuran=V 1M 1+V 2M 2+. ..+V nM n
V 1+V 2+ .. .+V n
V=Δ [M ]t
Pada reaksi : A (Reaktan) B (Produk)
Laju Reaksi didefinisikan sebagai :
Berkurangnya konsentrasi A(reaktan) tiap satuan waktu
Bertambahnya konsentrasi B(produk) tiap satuan waktu
Dirumuskan :
V=−Δ [ A ](reak tan )
Δt
V=+Δ [B ]( produk )
Δt
Laju Reaksi =
PerubahanKonsentrasiWaktu
=mol /liters
Untuk persamaan reaksi: pA + qB mC + nD
V = k [A]x[B]y
Keterangan :
V = Laju Reaksi
K = tetapan laju reaksi
[ ] = konsentrasi zat
X = orde/tingkat reaksi terhadap A
Y = orde/tingkat reaksi terhadap B
x + y = orde/tingkat reaksi keseluruhan
Faktor-faktor yang mempengaruhi laju reaksi
Laju reaksi dipengaruhi oleh :
Luas permukaan sentuhan/ Ukuran partikel
“Luas permukaan mempercepat laju reaksi karena semakin luas permukaan zat,
semakin banyak bagian zat yang saling bertumbukan dan semakin besar peluang
adanya tumbukan efektif menghasilkan perubahan”.
“Semakin luas permukaan zat, semakin kecil ukuran partikel zat. Jadi semakin kecil
ukuran partikel zat, reaksi pun akan semakin cepat”.
Konsentrasi
Konsentrasi mempengaruhi laju reaksi, karena banyaknya partikel memungkinkan
lebih banyak tumbukan, dan itu membuka peluang semakin banyak tumbukan efektif
yang menghasilkan perubahan.
“Hubungan kuantitatif perubahan konsentrasi dengan laju reaksi tidak dapat
ditetapkan dari persamaan reaksi, tetapi harus melalui percobaan”.
Dalam penetapan laju reaksi ditetapkan yang menjadi patokan adalah laju perubahan
konsentrasi reaktan.
Ada reaktan yang perubahan konsentrasinya tidak mempengaruhi laju reaksi:
Suhu
Kenaikan suhu dapat mempercepat laju reaksi karena dengan naiknya suhu energi
kinetik partikel zat-zat meningkat sehingga memungkinkan semakn banyaknya
tumbukan efektif yang menghasilkan perubahan
Hubungan Kuntitatif perubahan suhu terhadap laju reaksi:
Hubungan ini ditetapkan dari suatu percobaan, misal diperoleh data sebagai berikut:
Δ [ reaktan ]≈ΔVΔ [ reaktan ]=x ≈ΔV=1xn=1n=o
Suhu (oC) Laju reaksi (M/detik)
10
20
30
40
t
0,3
0,6
1,2
2,4
Vt
Dari data diperoleh hubungan:
Setiap kenaikan suhu 10 oC, maka laju mengalami kenaikan 2 kali semula, maka
secara matematis dapat dirumuskan
Dimana :
Vt = laju reaksi pada suhu t
Vo = laju reaksi pada suhu awal (to)
Katalis
V t=V 0 .2
t−t010
Katalis adalah suatu zat yang mempercepat laju reaksi kimia pada suhu tertentu,
tanpa mengalami perubahan atau terpakai oleh reaksi itu sendiri. Suatu katalis
berperan dalam reaksi tapi bukan sebagai pereaksi ataupun produk. Katalis
memungkinkan reaksi berlangsung lebih cepat atau memungkinkan reaksi pada suhu
lebih rendah akibat perubahan yang dipicunya terhadap pereaksi. Katalis
menyediakan suatu jalur pilihan dengan energi aktivasi yang lebih rendah. Katalis
mengurangi energi yang dibutuhkan untuk berlangsungnya reaksi. Katalis dapat
dibedakan ke dalam dua golongan utama: katalis homogen dan katalis heterogen.
Katalis heterogen adalah katalis yang ada dalam fase berbeda dengan pereaksi
dalam reaksi yang dikatalisinya, sedangkan katalis homogen berada dalam fase yang
sama. Satu contoh sederhana untuk katalisis heterogen yaitu bahwa katalis
menyediakan suatu permukaan di mana pereaksi-pereaksi (atau substrat) untuk
sementara terjerat. Ikatan dalam substrat-substrat menjadi lemah sedemikian
sehingga memadai terbentuknya produk baru. Ikatan atara produk dan katalis lebih
lemah, sehingga akhirnya terlepas. Katalis homogen umumnya bereaksi dengan satu
atau lebih pereaksi untuk membentuk suatu perantarakimia yang selanjutnya
bereaksi membentuk produk akhir reaksi, dalam suatu proses yang memulihkan
katalisnya. Berikut ini merupakan skema umum reaksi katalitik, di mana C
melambangkan katalisnya:
A + C → AC (1)
B + AC → AB + C (2)
Meskipun katalis (C) termakan oleh reaksi 1, namun selanjutnya dihasilkan kembali
oleh reaksi 2, sehingga untuk reaksi keseluruhannya menjadi :
A + B + C → AB + C
Beberapa katalis yang pernah dikembangkan antara lain berupa katalis Ziegler-Natta
yang digunakan untuk produksi masal polietilen dan polipropilen. Reaksi katalitis
yang paling dikenal adalah proses Haber, yaitu sintesis amoniak menggunakan besi
biasa sebagai katalis. Konverter katalitik yang dapat menghancurkan produk emisi
kendaraan yang paling sulit diatasi, terbuat dari platina dan rodium. 4. Molaritas
Molaritas adalah banyaknya mol zat terlarut tiap satuan volum zat pelarut.
Hubungannya dengan laju reaksi adalah bahwa semakin besar molaritas suatu zat,
maka semakin cepat suatu reaksi berlangsung. Dengan demikian pada molaritas
yang rendah suatu reaksi akan berjalan lebih lambat daripada molaritas yang tinggi.
Hubungan antara laju reaksi dengan molaritas adalah: V = k [A]m [B]n dengan: • • •
• V = Laju reaksi k = Konstanta kecepatan reaksi m = Orde reaksi zat A n = Orde
reaksi zat B
Ada 2 jenis katalis :
1. Katalis aktif yaitu katalis yang ikut terlibat reaksi dan pada akhir rekasi terbentuk
kembali.
2. Katalis pasif yaitu katalis yang tidak ikut bereaksi, hanya sebagai media reaksi saja.
Persamaan Laju
Merubah konsentrasi dari suatu zat di dalam suatu reaksi biasanya merubah juga laju reaksi.
Persamaan laju menggambarkan perubahaan ini secara matematis. Order reaksi adalah
bagian dari persamaan laju. Halaman ini memperkenalkan dan menjelaskan berbagai istilah
yang perlu diketahui.
Mengukur laju reaksi
Ada beberapa cara untuk mengukur laju dari suatu reaksi. Sebagai contoh, jika gas
dilepaskan dalam suatu reaksi, kita dapat mengukurnya dengan menghitung volume gas
yang dilepaskan per menit pada waktu tertentu selama reaksi berlangsung.
Definisi Laju ini dapat diukur dengan satuan cm3s-1
Bagaimanapun, untuk lebih formal dan matematis dalam menentukan laju suatu reaksi, laju
biasanya diukur dengan melihat berapa cepat konsentrasi suatu reaktan berkurang pada
waktu tertentu.
Sebagai contoh, andaikan kita memiliki suatu reaksi antara dua senyawa A dan B. Misalkan
setidaknya salah satu mereka merupakan zat yang bisa diukur konsentrasinya-misalnya,
larutan atau dalam bentuk gas.
Untuk reaksi ini kita dapat mengukur laju reaksi dengan menyelidiki berapa cepat
konsentrasi, katakan A, berkurang per detik.
Kita mendapatkan, sebagai contoh, pada awal reaksi, konsentrasi berkurang dengan laju
0.0040 mol dm-3 s-1.
Hal ini berarti tiap detik konsentrasi A berkurang 0.0040 mol per desimeter kubik. Laju ini
akan meningkat seiring reaksi dari A berlangsung.
Kesimpulan
Untuk persamaan laju dan order reaksi, laju reaksi diukur dengan cara berapa cepat
konsentrasi dari suatu reaktan berkurang. Satuannya adalah mol dm-3 s-1
Order reaksi
Order reaksi selalu ditemukan melalui percobaan. Kita tidak dapat menentukan apapun
tentang order reaksi dengan hanya mengamati persamaan dari suatu reaksi.
Jadi andaikan kita telah melakukan beberapa percobaan untuk menyelidiki apa yang terjadi
dengan laju reaksi dimana konsentrasi dari satu reaktan, A, berubah, Beberapa hal-hal
sederhana yang akan kita temui adalah ;
Kemungkinan pertama : laju reaksi berbanding lurus dengan konsentrasi A
Hal ini berarti jika kita melipatgandakan konsentrasi A, laju reaksi akan berlipat ganda pula.
JIka kita meningkatkan konsentrasi A dengan faktor 4, laju reaksi pun akan menjadi 4 kali
lipat.
Kita dapat mengekspresikan persamaan ini dengan simbol :
v α [A]
Adalah cara yang umum menulis rumus dengan tanda kurung persegi untuk menunjukkan
konsentrasi yang diukur dalam mol per desimeter kubik (liter).
Kita juga dapat menulis tanda berbanding lurus dengan menuliskan konstanta (tetapan), k.
v = k[A]
Kemungkinan lainnya : Laju reaksi berbanding terbalik dengan kuadrat
konsentrasi A
Hal ini berarti jika kita melipatgandakan konsentrasi dari A, laju reaksi akan bertambah 4
kali lipat (22). Jika konsentras dari Ai ditingkatkan tiga kali lipat, laju reaksi akan bertambah
menjadi 9 kali lipat (32). Dengan simbol dapat dilambangkan dengan:
v α [A]2
V = [A]2
Secara umum,
Dengan melakukan percobaan yang melibatkan reaksi antara A dan B, kita akan
mendapatkan bahwa laju reaksi berhubugngan dengan konsentrasi A dan B dengan cara :
v = [A]x [B]y
Hubungan ini disebut dengan persamaan laju reaksi :
Kita dapat melihat dari persamaan laju reaksi bahwa laju reaksi dipengaruhi oleh pangkat
dari konsentrasi dari A dan B. Pangkat-pangkat ini disebut dengan order reaksi terhadap A
dan B
Jika order reaksi terhadap A adalah 0 (no), berarti konsentrasi dari A tidak mempengaruhi
laju reaksi.
Order reaksi total (keseluruhan), didapat dengan menjumlahkan tiap-tiap order. Sebagai
contoh, di dalam reaksi order satu terhadap kedua A dan B (a = 1 dan b = 1), order reaksi
total adalah 2. Kita menyebutkan order reaksi total dua.
Beberapa contoh
Tiap contoh yang melibatkan reaksi antara A dan B, dan tiap persamaan laju didapat dari
ekperimen untuk menentukan bagaimana konsentrasi dari A dan B mempengaruhi laju
reaksi.
Contoh 1:
v = k [A] [B]
Dalam kasus ini, order reaksi terhadap A dan B adalah 1. Order reaksi total adalah 2,
didapat dengan menjumlahkan tiap-tiap order.
Contoh 2:
v = k [B]2
Pada reaksi ini, A berorder nol karena konsentrasi A tidak mempengaruhi laju dari reaksi. B
berorder 2 , sehingga order reaksi total adalah dua.
Contoh 3:
v = k [A]
Pada reaksi ini, A berorder satu dan B beroder nol, karena konsentrasi B tidak
mempengaruhi laju reaksi. Order reaksi total adalah satu.
Bagaimana bila kita memiliki reaktan-reaktan lebih dari dua lainnya?
Tidak menjadi masalah berapa banyak reaktan yang ada. Konsentasi dari tiap reaktan akan
berlangsung pada laju reaksi dengan kenaikan beberapa pangkat. Pangkat-pangkat ini
merupakan order tersendiri dari setiap reaksi. Order total (keseluruhan) dari reaksi didapat
dengan menjumlahkan tiap-tiap order tersebut.
Ketetapan laju
Hal yang cukup mengejutkan, Ketetapan laju sebenarnya tidak benar-benar konstan.
Konstanta ini berubah, sebagai contoh, jika kita mengubah temperatur dari reaksi,
menambahkan katalis atau merubah katalis.
Tetapan laju akan konstan untuk reaksi yang diberikan hanya apabila kita mengganti
konsentrasi dari reaksi tersebut. Anda akan mendapatkan efek dari perubahaan suhu dan
katalis pada laju konstanta pada halaman lainnya.
Kalkulasi yang melibatkan order reaksi
Anda akan dapat menghitung order dari reaksi dan tetapan laju dari data yang diberikan
maupun dari hasil percobaan yang Anda lakukan.
Penentuan Orde reaksi berdasarkan data
Contoh:
Reaksi nitrat oksida dengan hidrogen pada 12800C ialah
2NO(g) + 2H2(g) N2(g) + 2H2O(g)
Dari data yang dikumpulkan pada suhu tersebut tentukan hukum laju dan hitunglah
konstanta lajunya.
Percobaan [NO] [H2] Laju Awal (M/det)
1 5,0 x 10-3 2,0 x 10-3 1,3 x 10-5
2 10,0 x 10-3 2,0 x 10-3 5,0 x 10-5
3 10,0 x 10-3 4,0 x 10-3 10,0 x 10-5
Penjelasan dan Penyelesiaan :
Kita anggap bahwa hukum laju memiliki bentuk
Laju = k[NO]x[H2]y
Percobaan 1 dan 2 untuk mencari orde [NO] (x) 2
Percobaan 2 dan 3 untuk mencari orde [H2] (y) 1
Sehingga, Laju = k[NO]2[H2]
Dengan orde keseluruhan ialah (2 + 1) atau orde ketiga
Konstanta laju dapat dihitung dengan :
k= laju
[NO]2[H ¿¿2]¿
… percobaan 2 k = 5,0 x 10-5 M/det
(10,0x10-3M)2(2,0x10-3M)
= 2,5 x 10-2 /M2.det
Contoh tersebut mengungkapkan tidak ada hubungan antara pangkat x dan y dengan
koefisien stoikiometri dalam persamaan yang sudah setara.
Proses Penentuan Orde Reaksi
Reaksi Orde-Pertama
Ialah reaksi yang lajunya bergantung pada konsentrasi reaktan dipangkatkan satu.
Persamaan laju reaksinya :
Laju = −∆ [A ]∆ t
; Laju = k[A]
−∆ [A ]∆ t
=k [ A] ∆ [A][ A]
=−k ∆ t ln[ A]{A ¿o
=−kt ¿ ln [ A ]−ln [A ]o=−kt
ln [ A ]=−kt+ ln [A ]o
Grafik ln[A] terhadap t untuk reaksi orde-pertama
ln [ A ]=−kt+ ln [A ]o
Plot ln[A]t terhadap t akan menghasilkan garis lurus dengan slope –k. Jadi, dapat
menggunakan grafik untuk menentukan reaksi orde-pertama.
Reaksi Orde-Kedua
Ialah reaksi yang lajunya bergantung pada konsentrasi salah satu reaktan dipangkatkan dua
atau pada konsentrasi dua reaktan berbeda yang masing-masing dipangkatkan satu.
Persamaan laju reaksinya :
Dengan reaksi: A produk
Laju = −∆ [A ]∆ t
; Laju = k[A]2
Dengan reaksi: A + B produk]
Laju = k[A][B]
Pada reaksi “A produk”, dengan menggunakan kalkulus dapat diperoleh rumus:
1
[A ]= 1
[ A]o+kt
Grafik 1
[A ] terhadap t untuk reaksi orde-kedua
1[A ]
= 1[ A]o
+kt
Plot 1
[A ] terhadap t akan menghasilkan garis lurus dengan slope k. Jadi, dapat
menggunakan grafik untuk menentukan reaksi orde-kedua.
Waktu Paruh
Ialah waktu yang diperlukan agar konsentrasi reaktan turun menjadi setengah dari
konsentrasi awalnya.
Definisi waktu paruh bila, t = t1/2 ; dan [A] = [A]o/2
Reaksi Orde-Pertama
Rumus waktu paruh dari reaksi orde-pertama:
t 12
=1k
ln[A ]o
[ A]o/2 t 1
2
=1k
ln 2 t 12
=0,693k
Reaksi Orde-Kedua
Rumus waktu paruh dari reaksi orde-kedua:
1[A ]0 /2
= 1[ A]o
+k t 12
t 12
= 1k [A ]o
Daftar Pustaka
Chang, Raymond (2004). Kimia Dasar. Ed. ke-3. Jakarta: Penerbit Erlangga.
Keenan, Kleinfelter, Wood. (1979). Kimia Untuk Universitas Jilid 1. Jakarta: Erlangga.
Ratcliff, Brian., et al. (2007). Chemistry. New York: Cambridge University Press.
Top Related