Pengertian Laju Reaksi Kimia, Rumus, Contoh Soal, Faktor-faktor yang Mempengaruhi

Pengertian Laju Reaksi Kimia, Rumus, Contoh Soal, Faktor-faktor yang Mempengaruhi, Orde, Praktikum, Pembahasan, Grafik, Katalis, Persamaan - Laju reaksisama dengan kecepatan reaksi. Langit di malam hari, saat perayaan tahun baru atau hari-hari istimewa lainnya, menjadi lebih indah ketika nyala kembang api mulai kelihatan di angkasa. Tampak nyalanya gemerlapan menambah terang sinar rembulan. Sekejap kemudian, langit nampak redup kembali, cahaya gemerlap dari nyala kembang api tidak lagi kelihatan. Begitu cepatnya nyala itu hilang, berbeda tatkala kita menyalakan kayu bakar pada api unggun, membutuhkan waktu cukup lama. Cepat dan lambatnya nyala api ini menunjukkan cepat atau lambatnya reaksi kimia dalam kembang api maupun dalam kayu bakar. Cepat dan lambatnya proses reaksi kimia yang berlangsung dinyatakan dengan laju reaksi. Lantas, apakah pengertian laju reaksi itu? Bagaimana cara mengukurnya? Apa saja faktor-faktor yang mempengaruhinya? Apa manfaat mempelajarinya bagi kehidupan kita? Kalian akan memperoleh jawabannya setelah mempelajari bab ini.

Cepatnya reaksi kimia dari kembang api dapat kita amati dari menyalanya kembang api hingga matinya. Begitu pula dengan beberapa reaksi kimia yang kita laksanakan di laboratorium. Selesainya sebuah reaksi ditandai dengan terbentuknya produk yang sebagian besar dapat kita amati. Nah, untuk mengetahui berapa kecepatan reaksi kimia yang kita lakukan, kita bisa mengetahui dari konsentrasi pereaksinya atau hasil reaksinya. Konsentrasi ini biasa dinyatakan dengan satuan molaritas.

Ada beberapa faktor yang memberikan pengaruh pada laju reaksi kimia. Faktor-faktor tersebut adalah konsentrasi, luas permukaan, suhu, dan katalis. Bagaimana masing-masing faktor mempengaruhi laju suatu reaksi, dan bagaimana cara kita menganalisis faktor tersebut akan kita pelajari pula dalam bab ini. Selain hal-hal di atas, kita juga akan mempelajari tentang persamaan laju reaksi, waktu reaksi, dan orde reaksinya.

A. Pengertian Laju Reaksi

Laju reaksi adalah laju penurunan reaktan (pereaksi) atau laju bertambahnya produk (hasil reaksi). Laju reaksi ini juga menggambarkan cepat lambatnya suatu reaksi kimia, sedangkan reaksi kimia merupakan proses mengubah suatu zat (pereaksi) menjadi zat baru yang disebut sebagai produk. Reaksi kimia digambarkan seperti pada bagan berikut.

Beberapa reaksi kimia ada yang berlangsung cepat. Natrium yang dimasukkan ke dalam air akan menunjukkan reaksi hebat dan sangat cepat, begitu pula dengan petasan dan kembang api yang disulut. Bensin akan terbakar lebih cepat daripada minyak tanah. Namun, ada pula reaksi yang berjalan lambat. Proses pengaratan besi, misalnya, membutuhkan waktu sangat lama sehingga laju reaksinya lambat. Cepat lambatnya proses reaksi kimia yang berlangsung dinyatakan dengan laju reaksi. Dalam mempelajari laju reaksi digunakan besaran konsentrasi tiap satuan waktu yang dinyatakan dengan molaritas. Apakah yang dimaksud molaritas? Simak uraian berikut.

1.1. Molaritas sebagai Satuan Konsentrasi dalam Laju Reaksi

Molaritas menyatakan jumlah mol zat dalam 1 L larutan, sehingga molaritas yang dinotasikan dengan M, dan dirumuskan sebagai berikut.

M = n/V

Keterangan :

n = jumlah mol dalam satuan mol atau mmol

V = volume dalam satuan L atau mL

Bagaimana cara menggunakan dan menghitung molaritas? Kalian akan mengetahuinya dari contoh-contoh soal berikut.

Contoh Soal Molaritas (1) :

Sebanyak 17,1 g sukrosa (Mr = 342) dilarutkan dalam air hingga volume larutan 500 mL. Tentukan kemolaran sukrosa.

Penyelesaian:

Diketahui : 

Mr sukrosa = 342

Massa (m) sukrosa = 17,1 g

Volume larutan = 500 mL

Ditanyakan :

Molaritas sukrosa.

Jawaban :

n sukrosa = massa/Mr = 171/342 = 0,05 mol = 50 mmol

M sukrosa = n/V = 50 mmol / 500 mL = 0,1 M

Jadi, molaritas sukrosa tersebut adalah 0,1 M.

Contoh Soal Molaritas (2) :

Berapa gram soda kue (NaHCO₃) yang diperlukan untuk membuat 150 mL larutan NaHCO₃ 0,5 M? (Ar Na = 23, H = 1, C = 12, 0 = 16)

Pembahasan :

Diketahui :

Molaritas NaHCO₃ = 0,5 M= 0,5 mol/L

Volume larutan = 150 mL = 0,15 L

Ditanyakan :

Massa NaHCO₃ ?

Jawaban :

n =M xV = 0,5 mol/L x 0,15 L = 0,075 mol

massa = mol x Mr = 0,075 x 84 = 6,3 g

Jadi, massa soda kue tersebut adalah 6,3 g.

Pembuatan suatu larutan dapat juga dilakukan dengan mengencerkan larutan yang sudah ada, dengan catatan molaritas larutan yang akan dibuat lebih rendah dari molaritas larutan yang sudah ada. Misalnya di laboratorium hanya ada larutan HCl 1 M, sedangkan kita memerlukan larutan HCl 0,5 M sebanyak 100 mL, bagaimana kita mendapatkannya?

Gambar 1. Pengenceran.

Pada gambar 1 (a) :

sebelum pengenceran

V = V₁

M = M₁

n = n₁

Pada gambar 1 (a) :

sebelum pengenceran

V = V₂

M = M₂

n = n₂

Dalam pengenceran, jumlah zat terlarut tidak berubah sehingga jumlah molnya tetap. Jadi, n₁ = n2 atau M₁ x V₁ = M₂ x V₂. Rumus ini biasa disebut sebagai rumus pengenceran.

Dari gambaran cara tcrsebut, maka larutan HC1 0,5 M sebanyak 100 mL dapat dibuat dengan mengencerkan larutan HC1 1M. Volume HC1 1 M yang dibutuhkan dicari melalui rumus pengenceran.

V₁ x M₁ = V₂ x M₂

V₁ x 1 = 100 x 0,5

V₁ = 50 mL

Jadi, kita bisa mclakukannya dengan mengambil 50 mL HC1 1M, kemudian kin masukkan ke dalam labu ukur 100 mL lalu ditambahi air hingga tanda batas, dan 100 ml Larutan HCl 0,5 M telah selesai dibuat.

Gambar 2. Larutan asam sulfat 97%.

Apabila yang tersedia di laboratorium hanya larutan pekat yang diketahui massa jenis dan kadarnya tanpa diketahui konsentrasinya, misalnya larutan asam sulfat dengan kadar 97% dan massa jenisnya 1,8 kg/L, maka molaritas H₂SO₄ tersebut dapat ditentukan dengan rumusan berikut.

Untuk menghitung molaritas larutan H₂SO₄ dengan kadar 97% dan massa jenis 1,8 kg/L, kita tinggal memasukkan data ke dalam rumus hingga diperoleh molaritas asam sulfat tersebut sebesar 17,82 M seperti pada perhitungan berikut.

1.2. Rumus Laju Reaksi

Laju reaksi kimia bukan hanya sebuah teori, namun dapat dirumuskan secara matematis untuk memudahkan pembelajaran. Pada reaksi kimia: A → B, maka laju berubahnya zat A menjadi zat B ditentukan dari jumlah zat A yang bereaksi atau jumlah zat B yang terbentuk per satuan waktu. Pada saat pereaksi (A) berkurang, hasil reaksi (B) akan bertambah. Perhatikan diagram perubahan konsentrasi pereaksi dan hasil reaksi pada Gambar 3.

Gambar 3. Diagram perubahan konsentrasi pereaksi dan hasil reaksi.

Berdasarkan gambar tersebut, maka rumusan laju reaksi dapat kita definisikan sebagai:

a. berkurangnya jumlah pereaksi (konsentrasi pereaksi) per satuan waktu, atau : , dengan r = laju reaksi, - d[R] = berkurangnya reaktan (pereaksi), dan dt = perubahan waktu. Untuk reaksi : A → B, laju berkurangnya zat A adalah : 

b. bertambahnya jumlah produk (konsentrasi produk) per satuan waktu, atau : , dengan +Δ[P] = bertambahnya konsentrasi produk (hasil reaksi). Untuk reaksi : A → B, laju bertambahnya zat B adalah : .

Bagaimana untuk reaksi yang lebih kompleks, semisal : pA + qB → rC.

Untuk reaksi demikian, maka :

Dalam perbandingan tersebut, tanda + atau – tidak perlu dituliskan karena hanya menunjukkan sifat perubahan konsentrasi. Oleh karena harga dt masing-masing sama, maka perbandingan laju reaksi sesuai dengan perbandingan konsentrasi. Di sisi lain, konsentrasi berbanding lurus dengan mol serta berbanding lurus pula dengan koefisien reaksi, sehingga perbandingan laju reaksi sesuai dengan perbandingan koefisien reaksi. Perbandingan tersebut dapat dituliskan sebagai berikut.

rA : rB : rC = p : q : r

Perhatikan contoh soal berikut.

Contoh Soal Laju Reaksi (3) :

Pada reaksi pembentukan gas SO₃ menurut reaksi: 2SO₂(g) + O₂(g) → 2SO₃(g), sehingga diperoleh data sebagai berikut.

No.	[SO3] mol/L	Waktu (s)
1	0,00	0
2	0,25	20
3	0,50	40

Tentukanlah:

a. Laju bertambahnya SO₃

b. Laju berkurangnya SO₂

c. Laju berkurangnya O₂

Penyelesaian :

Diketahui :

Persamaan reaksi : 2SO₂(g) + O₂(g) → 2SO₃(g)

Data konsentrasi (pada tabel).

Ditanyakan :

a. r SO₃.

b. r SO₂.

c. r O₂.

Jawaban :

a. Δ[SO₃] = [SO₃]₃ – [SO₃]₂ = 0,50 – 0,25 = 0,25 M

Δt = t₃ – t₂ = 40 – 20 = 20 s

r SO₃ =  =  = 0,0125 M/s

Jadi, laju bertambahnya SO³ sebesar 1,25 x 10^–2 M/s.

b. Karena koefisien SO₂ = koefisien SO₃, maka:

r SO₂ = – r SO₃ = – 0,0125 M/s

Jadi, laju berkurangnya SO₂ sebesar –1,25 x 10^–2 M/s

c. r O₂ = - ½ x r SO₃ = - ½ x 0,0125 = - 0,00625 M/s

Jadi, laju berkurangnya O₂ sebesar – 6,25 x 10^–3 M/s

Setelah kalian mempelajari apa itu laju reaksi dan bagaimana menentukan besarnya laju reaksi zat dalam persamaan reaksi, maka dapat kalian simpulkan bagaimana cepat lambatnya suatu reaksi kimia berdasarkan laju reaksi zat tersebut. Jika laju reaksi zat itu besar, maka reaksi berlangsung cepat, dan sebaliknya, jika laju reaksi zat kecil, maka reaksi berlangsung lambat. Nah, sebenarnya apa yang mempengaruhi cepat lambatnya laju reaksi kimia? Berikut ini akan kalian pelajari faktor-faktor yang mempengaruhi laju reaksi, termasuk di dalamnya teori tumbukan.

B. Faktor-faktor yang Mempengaruhi Laju Reaksi

Laju reaksi suatu reaksi kimia dipengaruhi oleh beberapa faktor, yaitu konsentrasi pereaksi, luas permukaan zat yang bereaksi, suhu pada saat reaksi kimia terjadi, dan ada tidaknya katalis. Sehubungan dengan proses reaksi kimia, maka ada satu hal penting yang harus dipelajari untuk menentukan berjalan tidaknya sebuah reaksi kimia, yakni tumbukan. Suatu reaksi kimia dapat terjadi bila ada tumbukan antara molekul zat-zat yang bereaksi. Apakah setiap tumbukan pasti menyebabkan berlangsungnya reaksi kimia? Akan kita ketahui jawabannya dengan mempelajari teori tumbukan dahulu sebelum melangkah pada pembahasan faktor-faktor yang mempengaruhi laju reaksi.

Gambar 4. Konsentrasi reaktan sangat berpengaruh pada laju reaksi seng dengan asam sulfat. Laju reaksi lambat dalam larutan berkonsentrasi rendah (kiri) dan cepat dalam larutan berkonsentrasi tinggi.

2.1. Tumbukan sebagai Syarat Berlangsungnya Reaksi Kimia

Tumbukan yang menghasilkan reaksi hanyalah tumbukan yang efektif. Tumbukan efektif harus memenuhi dua syarat, yaitu posisinya tepat dan energinya cukup. Bagaimanakah posisi tumbukan yang efektif? Dalam wadahnya, molekul-molekul pereaksi selalu bergerak ke segala arah dan sangat mungkin bertumbukan satu sama lain. Baik dengan molekul yang sama maupun dengan molekul berbeda. Tumbukan tersebut dapat memutuskan ikatan dalam molekul pereaksi dan kemudian membentuk ikatan baru yang menghasilkan molekul hasil reaksi. Contoh tumbukan antarmolekul yang sama terjadi pada pereaksi hidrogen iodida berikut.

HI(g) + HI(g) → H₂(g) + I₂(g)

Secara umum, dituliskan:

AB + AB → A₂ + B₂

Tumbukan yang efektif terjadi bila keadaan molekul sedemikian rupa sehingga antara A dan B saling bertabrakan (Gambar 5(a)). Jika yang bertabrakan adalah atom yang sama, yaitu antara A dan A (Gambar 5(b)) atau atom A dan B namun hanya bersenggolan saja (Gambar 5(c)), maka tumbukan tersebut merupakan tumbukan yang tidak efektif.

Gambar 5. (a) tumbukan yang efektif karena posisi tumbukan tepat, (b) tumbukan tidak efektif karena molekul yang bertabrakan sama (c) tumbukan tidak efektif karena posisinya tidak tepat.

Selanjutnya apa yang dimaksud energi tumbukan harus cukup? Jika kalian melemparkan batu pada kaca dan kacanya tidak pecah, berarti energi kinetik batu tidak cukup untuk memecahkan kaca. Demikian juga tumbukan antarmolekul pereaksi, meskipun sudah terjadi tumbukan dengan posisi tepat, namun apabila energinya kurang, maka reaksi tidak akan terjadi. Dalam hal ini diperlukan energi minimum tertentu yang harus dipunyai molekul-molekul pereaksi untuk dapat menghasilkan reaksi.

Energi tersebut dinamakan energi aktivasi atau energi pengaktifan (Ea).

Perhatikan Gambar 6. tentang tumbukan dengan energi yang cukup dan tidak cukup.

Gambar 6. (a) energi cukup menghasilkan reaksi dan (b) energi tidak cukup tidak menghasilkan reaksi.

Bila gerakan molekul AB dan C lambat, maka tidak akan terjadi ikatan antara B dan C saat bertumbukan. Akibatnya, keduanya terpental tanpa ada perubahan (Gambar 6(a)). Dengan mempercepat gerakan molekul, maka akan membuat tumpang tindih B dan C serta membuat ikatan, dan akhirnya terjadi ikatan kimia (Gambar 6(b)).

Dalam suatu reaksi terdapat tiga keadaan yaitu keadaan awal (pereaksi), keadaan transisi, dan keadaan akhir (hasil reaksi). Keadaan transisi disebut juga komplek teraktivasi. Pada keadaan ini ikatan baru sudah terbentuk namun ikatan lama belum putus. Keadaan tersebut hanya berlangsung sesaat dan tidak stabil. Keadaan transisi ini selalu mempunyai energi lebih tinggi daripada keadaan awal dan akhir, sedangkan energi keadaan awal dapat lebih tinggi atau lebih rendah daripada energi keadaan akhir.

Bila keadaan awal lebih tinggi energinya, reaksi mcnghasilkan kalor atau dinamakan reaksi eksoterm, dan bila yang terjadi adalah sebaliknya, dinamakan reaksi endoterm. Perhatikan Gambar 7. yang menggambarkan tentang energi aktivasi pada reaksi eksoterm dan reaksi endoterm.

Gambar 7. (a) Diagram potensial reaksi eksoterm dan, (b) Diagram potensial reaksi endoterm.

Dengan mengetahui teori tumbukan ini, kalian akan lebih mudah memahami penjelasan tentang faktor-faktor yang memengaruhi laju reaksi. Percepatan gerakan molekul akan memperbesar kemungkinan tumbukan efektif karena percepatan gerakan memberikan energi lebih besar. Percepatan gerakan molekul berarti percepatan laju reaksi. Dengan dipercepatnya laju reaksi menggunakan salah satu faktor-faktor berikut, diharapkan energi yang dibutuhkan untuk tumbukan dapat tercukupi sehingga bisa menghasilkan tumbukan yang efektif. Faktor-faktor tersebut akan segera diuraikan dalam penjelasan berikut ini.

2.2. Pengaruh Konsentrasi terhadap Laju Reaksi

Jika konsentrasi suatu larutan makin besar, larutan akan mengandung jumlah partikel semakin banyak sehingga partikel-partikel tersebut akan tersusun lebih rapat dibandingkan larutan yang konsentrasinya lebih rendah. Susunan partikel yang lebih rapat memungkinkan terjadinya tumbukan semakin banyak dan kemungkinan terjadi reaksi lebih besar. Makin besar konsentrasi zat, makin cepat laju reaksinya. Perhatikan Gambar 8. tentang pengaruh konsentrasi berikut.

Gambar 8. (a) tumbukan yang terjadi pada konsentrasi kecil, (b) tumbukan yang terjadi pada konsentrasi besar.

Apabila dibuat sebuah grafik yang menunjukkan hubungan antara konsentrasi dengan laju reaksi, maka dihasilkan grafik seperti pada Gambar 9. Grafik menunjukkan bahwa semakin besar konsentrasi, semakin cepat pula laju reaksinya.

Gambar 9. Grafik pengaruh konsentrasi terhadap laju reaksi.

2.3. Pengaruh Luas Permukaan terhadap Laju Reaksi

Pada saat zat-zat pereaksi bercampur, maka akan terjadi tumbukan antar partikel pereaksi di permukaan zat. Laju reaksi dapat diperbesar dengan memperluas permukaan bidang sentuh zat yang dilakukan dengan cara memperkecil ukuran zat pereaksi. Perhatikan Gambar 10.

Gambar 10. Tumbukan antar partikel pada (a) permukaan kecil dan (b) permukaan besar.

Semakin luas permukaan bidang sentuh zat, semakin besar laju reaksinya, seperti yang ditunjukkan oleh grafik hubungan luas permukaan dengan laju reaksi pada Gambar 11.

Gambar 11. Grafik pengaruh luas permukaan terhadap laju reaksi.

2.4. Pengaruh Suhu terhadap Laju Reaksi

Partikel-partikel dalam zat selalu bergerak. Jika suhu zat dinaikkan, maka energi kinetik partikel-partikel akan bertambah sehingga tumbukan antar partikel akan mempunyai energi yang cukup untuk melampaui energi pengaktifan. Hal ini akan menyebabkan lebih banyak terjadi tumbukan yang efektif dan menghasilkan reaksi (Gambar 12).

Gambar 12. (a) tumbukan antarpartikel pada suhu rendah, (b) tumbukan antarpartikel pada suhu tinggi.

Pada umumnya, setiap kenaikan suhu sebesar 10 ^oC, reaksi akan berlangsung dua kali lebih cepat. Dengan demikian, apabila laju reaksi awalnya diketahui, kita dapat memperkirakan besarnya laju reaksi berdasarkan kenaikan suhunya. Lebih mudahnya, lihat perumusan berikut.

Karena besarnya laju berbanding terbalik dengan waktu yang ditempuh, maka perumusan di atas dapat dituliskan sebagai berikut.

Keterangan :

∆r = kenaikan laju reaksi

∆T = kenaikan suhu = T₂ –T₁

T₂ = suhu akhir

T₁ = suhu awal

t₀ = waktu reaksi awal

t_t = waktu reaksi akhir

Agar lebih memahami perumusan di atas, perhatikanlah contoh soal berikut.

Contoh Soal Pengaruh Suhu terhadap Laju Reaksi (4) :

Suatu reaksi berlangsung dua kali lebih cepat setiap suhu dinaikkan 10 ^oC . Apabila pada suhu 25 ^oC laju reaksi suatu reaksi adalah 2y M/s. Berapa laju reaksi pada suhu 75 ^oC?

Penyelesaian :

Diketahui :

r₀ = 2y

∆r = 2

T₁ = 25 °C

T₂ = 75 °C

Ditanyakan:

r_t = .... ?

Jawab:

= (2)^50/10 x 2y

= 2⁵ x 2y = 32 . 2y

= 64y

Jadi, laju reaksinya adalah 64y.

Untuk lebih mudahnya, dapat kita buat dalam bentuk tabel.

Suhu (°C)	25	35	45	55	65	75
Laju reaksi (M/s)	2y	4y	8y	16y	32y	64y

Jadi, laju reaksinya sama, yaitu 64y.

Apabila pengaruh suhu terhadap laju reaksi ini dibuat grafik, akan tampak seperti pada Gambar 13. Dari grafik tersebut dapat disimpulkan bahwa makin tinggi suhu, laju reaksi semakin besar.

Gambar 13. Grafik perubahan suhu terhadap laju reaksi.

2.5. Pengaruh Katalis terhadap Laju Reaksi

Reaksi yang berlangsung lambat dapat dipercepat dengan memberi zat lain tanpa menambah konsentrasi atau suhu reaksi. Zat tersebut disebut katalis. Katalis dapat mempercepat laju reaksi, tetapi tidak mengalami perubahan kimia secara permanen sehingga pada akhir reaksi zat tersebut dapat diperoleh kembali.

Fungsi katalis dalam reaksi adalah menurunkan energi aktivasi sehingga jumlah molekul yang dapat melampaui energi aktivasi menjadi lebih besar. Gambar 14 menunjukkan peranan katalis dalam menurunkan energi aktivasi.

Gambar 14. Diagram energi potensial reaksi tanpa katalis dan dengan katalis. Energi aktivasi reaksi dengan katalis (EaK) lebih kecil dari reaksi tanpa katalis.

Katalis memiliki beberapa sifat, di antaranya:

1. Katalis tidak bereaksi secara permanen.
2. Jumlah katalis yang diperlukan dalam reaksi sangat sedikit.
3. Katalis tidak mempengaruhi hasil reaksi.
4. Katalis tidak memulai suatu reaksi, tetapi hanya mempengaruhi lajunya.
5. Katalis hanya bekerja efektif pada suhu optimum, artinya di atas atau di bawah suhu tersebut kerja katalis berkurang.
6. Suatu katalis hanya mempengaruhi laju reaksi secara spesifik, artinya suatu katalis hanya mempengaruhi laju satu jenis reaksi dan tidak dapat untuk reaksi yang lain.
7. Keaktifan katalis dapat diperbesar oleh zat lain yang disebut promotor.
8. Hasil suatu reaksi dapat bertindak sebagai katalis, sehingga zat tersebut disebut autokatalis.
9. Katalis dalam senyawa organik disebut enzim.
10. Terdapat katalis yang dapat memperlambat suatu reaksi, sehingga katalis itu disebut katalis negatif atau inhibitor.

Gambar 15. Dekomposisi H₂O₂ dengan katalis MnO₂ menjadi air dan oksigen.

Berdasarkan wujudnya, katalis dapat dibedakan dalam dua golongan, yaitu:

1. Katalis homogen adalah katalis yang mempunyai wujud sama dengan pereaksi. Katalis ini dapat berada dalam dua wujud:

a. dalam wujud gas, contoh:

	NO(g)
2CO(g) + O2(g)	→	2CO2(g)

b. dalam wujud larutan, contoh:

	H+
C12H22O11(aq) + H2O(l)	→	C6H12O6(aq) + C6H12O6(aq)

2. Katalis heterogen adalah katalis yang mempunyai wujud berbeda dengan pereaksi. Biasanya katalis ini berwujud padat dan pereaksinya cair atau gas. Contohnya:

	Fe(s)
N2(g) + 3H2(g)	→	2NH3(g)
	Ni(s)
C2H4(g) + H2(g)	→	C6H6(g)

Beberapa faktor yang memengaruhi laju reaksi telah usai kalian pelajari.

Untuk menganalisis lebih dalam kecenderungan peranan masingmaing faktor, lakukanlah aktivitas berikut.

Praktikum Kimia Menganalisis Faktor-Faktor yang Mempengaruhi Laju Reaksi (1) :

A. Dasar Teori

Suatu reaksi kimia berlangsung apabila terjadi tumbukan yang efektif antar partikel pereaksi. Cepat lambatnya suatu reaksi kimia dinyatakan dengan laju reaksi. Kecepatan laju reaksi ini dapat dikendalikan karena ada beberapa faktor yang memengaruhinya, yaitu konsentrasi pereaksi, luas permukaan partikel dari pereaksi, suhu saat reaksi, dan keberadaan katalis.

Konsentrasi pereaksi sebanding dengan laju reaksi. Artinya, semakin besar konsentrasi pereaksi, maka laju reaksi akan semakin cepat. Begitu pula dengan luas permukaan dari partikel-partikel pereaksi. Semakin luas permukaan partikelnya, maka semakin cepat laju reaksinya. Mengenai suhu saat reaksi juga sebanding dengan laju reaksi. Jadi, semakin tinggi suhu reaksi, maka laju reaksinya semakin cepat. Adapun keberadaan katalis akan mempercepat laju reaksi tanpa bereaksinya katalis tersebut.

Sumber : Syukri S, 1999, hlm. 472, 495, 502 (dengan pengembangan)

B. Tujuan Percobaan

1. Mengetahui pengaruh konsentrasi pada laju reaksi.
2. Mengetahui pengaruh luas permukaan pada laju reaksi.
3. Mengetahui pengaruh suhu pada laju reaksi.
4. Mengetahui pengaruh katalis pada laju reaksi penguraian H₂O₂ .

C. Alat dan Bahan Percobaan

Alat :

1. tabung reaksi
2. stop watch
3. gelas kimia
4. alat pemanas
5. termometer
6. gelas ukur
7. kertas kosong yang diberi tanda silang (X)

Bahan :

1. pita magnesium
2. batu pualam, CaCO₃ (bongkahan dan serbuk)
3. larutan HCI 1M, 2M, 3M
4. larutan Na₂S₂O₃ 0,1M
5. larutan hydrogen peroksida (H₂O₂) 5%
6. larutan besi (III) klorida (FeCI₃) 0,1M
7. larutan natrium klorida (Nod) 0,1M

D. Langkah Percobaan

1. Mengetahui pengaruh konsentrasi pada laju reaksi

a. Isilah 3 buah tabung reaksi masing-masing dengan 10 mL HCI 1 M, 10 mL HCI 2 M, dan 10 mL HCI 3 M.

b. Masukkan 1 cm pita magnesium ke tabung 1 dan catat waktunya mulai dari pita Mg dimasukkan sampai pita Mg habis bereaksi.

c. Ulangi langkah b untuk tabung 2 dan 3.

2. Mengetahui pengaruh luas permukaan terhadap laju reaksi

a. Isilah 2 tabung reaksi masing-masing dengan 10 mL HCI 2 M.

b. Masukkan 1 g serbuk CaCO₃ ke dalam tabung dan catat waktunya mulai CaCO₃ dimasukkan sampai CaCO₃ habis bereaksi dengan HCI.

c. Masukkan 1 g bongkahan CaCO₃ ke dalam tabung dan catat waktunya mulai dari CaCO₃ dimasukkan sampai CaCO₃ habis bereaksi dengan HCI.

3. Pengaruh suhu terhadap laju reaksi

a. Isilah 4 gelas kimia masing-masing dengan 20 mL larutan Na₂S₂O₃ . Ukurlah suhunya masing-masing.

b. Letakkan gelas 1 di atas kertas bertanda silang. Masukkan 10 mL HCl 1 M dalam gelas kimia. Catat waktu saat HCl dimasukkan dalam gelas kimia sampai tanda silang pada kertas tidak kelihatan dari atas gelas.

c. Panaskan gelas 2, 3, dan 4 di atas pemanas sampai suhu larutan naik 10 ^oC (gelas 2), 20 ^oC (untuk gelas 3), dan 30 ^oC (untuk gelas 4). Turunkan gelas dari pemanas dan letakkan di atas kertas bertanda silang. Segera masukkan 10 mL HCl 1M ke dalam gelas dan catat waktu mulai dari HCl dimasukkan sampai tanda silang pada kertas tidak kelihatan dari atas gelas.

Gambar 16.Langkah kerja untuk menganalisis faktor suhu yang mempengaruhi laju reaksi.

4. Pengaruh katalis terhadap laju reaksi H₂O₂

a. Isilah 3 buah gelas kimia masing-masing dengan 50 mL H₂O₂

b. Gelas 1 dibiarkan saja.

c. Pada gelas 2, tambahkan 20 tetes NaCl.

d. Pada gelas 3, tambahkan 20 tetes FeCI₃.

e. Amati reaksi yang terjadi pada setiap gelas dan catat hasilnya.

Tabel 1. Pengaruh Katalis terhadap Laju Reaksi

Tabung reaksi	Pita Mg	Konsentrasi HCl	Waktu (s)
1	1 cm	1 M
2	1 cm	2 M
3	1 cm	3 M

Tabel 2. Pengaruh Luas Permukaan terhadap Laju Reaksi

Tabung	CaCO3 1 gram	Konsentrasi HCl	Waktu (s)
1	serbuk	2 M
2	bongkahan	2 M

Tabel 3. Pengaruh Suhu terhadap Laju Reaksi

Gelas Kimia	Suhu ( C)	V HCl 2 M	V Na2S2O3 0,1 M	Waktu (s)
1	x =	10 mL	20 mL
2	x + 10 =	10 mL	20 mL
3	x + 20 =	10 mL	20 mL
4	x + 30 =	10 mL	20 mL

Tabel 4. Pengaruh Katalis terhadap Laju Reaksi

Gelas Kimia	Larutan	Pengamatan
1	H2O2
2	H2O2 + NaCI
3	H2O2 + FeCI,

F. Pembahasan

Buatlah pembahasan tentang hasil percobaan dengan menjawab beberapa pertanyaan berikut.

1. Mengetahui pengaruh konsentrasipada laju reaksi.

a. Reaksi pada tabung mana yang paling cepat?

b. Reaksi pada tabung mana yang paling lambat?

c. Mengapa kecepatan reaksi keduanya berbeda?

d. Tentukanlah variabel bebas dan variabel kontrolnya.

e. Buatlah grafik fungsi konsentrasi vs waktu dari hasil percobaan kalian.

2. Mengetahui pengaruh luas permukaan pada laju reaksi.

a. Reaksi pada tabung manakah yang lebih cepat selesai?

b. Faktor apakah yang mempengaruhi cepat lambatnya reaksi-reaksi tersebut?

c. Tentukanlah variabel bebas dan variabel kontrolnya.

d. Buatlah grafik fungsi antara bentuk partikel zat vs waktu dari hasil percobaan kalian.

3. Mengetahui pengaruh suhu pada laju reaksi.

a. Reaksi pada gelas manakah yang lebih cepat menghasilkan endapan belerang? (ditandai dengan larutan yang keruh dan tanda silang tidak kelihatan)

b. Faktor apa yang mempengaruhi cepat lambatnya reaksi?

c. Tentukanlah variabel bebas dan variabel kontrolnya.

d. Buatlah grafik fungsi suhu Vs waktu dari hasil percobaan.

e. Berapa kalikah laju reaksi pada tabung 2 dibandingkan dengan tabung 1?

4. Mengetahui pengaruh katalis pada laju reaksi.

a. Apa yang terjadi pada gelas kimia 1, 2, dan 3?

b. Apa yang berperan sebagai katalis?

G. Kesimpulan

Buatlah kesimpulan tentang faktor-faktor yang mempengaruhi laju reaksi dan kecenderungan pengaruh faktor-faktor tersebut terhadap laju reaksi.

C. Persamaan Laju Reaksi dan Orde Reaksi

Laju reaksi dalam suatu reaksi sangat bergantung pada konsentrasi pereaksi. Besarnya laju reaksi akan berkurang karena konsentrasi pereaksi makin kecil. Hubungan antara konsentrasi pereaksi dan laju reaksi tersebut dinyatakan dalam persamaan reaksi. Bagaimana kita menuliskan persamaan laju reaksi? Pelajari persamaan laju reaksi dan orde reaksi berikut.

3.1. Persamaan Laju Reaksi

Persamaan laju reaksi hanya dipengaruhi oleh konsentrasi pereaksi. Untuk reaksi secara umum: 

pA + qB → rC + sD 

maka laju reaksinya ditulis : 

r = k [A]^m [B]ⁿ 

Dalam rumusan tersebut, r merupakan laju reaksi dengan satuan mol/Ls atau M/s, k adalah konstanta laju reaksi, lambang [A] dan [B] merupakan konsentrasi molar zat A dan B, sedangkan pangkat m dan n merupakan angka-angka bilangan bulat ( 0, 1, 2,...) dan disebut sebagai orde reaksi atau tingkat reaksi. m merupakan orde reaksi terhadap A, n orde reaksi terhadap B, dan m + n merupakan orde reaksi total. Besarnya m dan n tersebut tidak berhubungan dengan koefisien reaksi. Jika ternyata besarnya sama, maka itu suatu kebetulan saja karena orde reaksi hanya dapat ditentukan dan data percobaan.

Contoh beberapa persamaan reaksi dan cara menuliskan persamaan laju reaksinya serta tingkat reaksinya dapat dilihat pada Tabel 1.

3.2. Penentuan Orde Reaksi

Pada Tabel 1. terlihat bahwa tingkat (orde) reaksi tidak berhubungan dengan koefisien pereaksi. Adapun langkah-langkah dalam penulisan persamaan laju reaksi dan pencntuan orde reaksinya adalah sebagai berikut.

Langkah pertama, menuliskan persamaan laju reaksi secara umum, disesuaikan dengan jumlah pereaksinya.

Jika pereaksinya tunggal : A → hasil, maka, v = k[A]^m

Jika pereaksinya dua : A + B → hasil, maka, v = k[A]^m [B]ⁿ

Jika pereaksinya tiga : A + B + C→ hasil, maka, v = k [A]^m[B]ⁿ[C]°

Gambar 17.Grafik Reaksi Orde 0 (Nol).

Langkah kedua, menentukan m, n, dan o dari data percobaan. Untuk menentukan orde reaksi, perhatikanlah contoh berikut.

Contoh Soal Orde Reaksi (5) :

Dalam ruang tertutup, direaksikan gas SO₂ dan gas H₂ dengan persamaan reaksi berikut.

SO₂(g) + 2 H₂(g) → S(s) + 2 H₂O(g)

Berikut adalah data yang diperoleh dari percobaan.

Percobaan	[SO2] M	[H2] M	r (M/s)
1	0,03	0,12	1 x 10–2
2	0,06	0,12	2 x 10–2
3	0,06	0,24	8 x 10–2

Tentukanlah:

a. Persamaan laju reaksinya

b. Konstanta laju reaksinya

Jawaban :

Penulisan persamaan laju reaksinya: r = k[SO₂]^m [H₂]ⁿ

Untuk menentukan m dan n dapat dilakukan beberapa cara, yaitu:

Cara 1 :

a. Menentukan orde reaksi terhadap SO₂ atau m. Kita ambil data pada konsentrasi H₂ yang konstan, yaitu data 1 dan 2.

Percobaan	[SO2] M	v (M/s)
1	0,03	1 x 10–2
2	0,06	2 x 10–2

Pada data tersebut, jika [SO₂] dinaikkan 2 kali ternyata laju reaksi juga naik 2 kali. Jadi laju reaksi berbanding lurus dengan konsentrasi A, ditulis r = k [A]. Konsentrasi A berpangkat satu atau orde reaksi terhadap A adalah 1. Jika dibuat grafik fungsi laju reaksi terhadap [A], maka grafiknya berupa garis lurus, seperti terlihat pada Gambar 18.

Gambar 18. Grafik Reaksi Orde 1.

b. Menentukan orde reaksi terhadap H₂ atau n. Kita ambil data pada konsentrasi SO₂ yang konstan, yaitu data 2 dan 3.

Percobaan	[H2] M	v (M/s)
2	0,12	2 x 10–2
3	0,24	8 x 10–2

Dari data tersebut, jika [H₂] dinaikkan 2 kali ternyata laju reaksinya naik 4 kali. Jadi, laju reaksi berbanding lurus dengan konsentrasi H₂ pangkat 2, ditulis r = k [H₂]². Grafik fungsi laju reaksi terhadap [B] berupa parabola, seperti tampak pada Gambar 19.

Gambar 19.Grafik Reaksi Orde 2.

c. Selanjutnya, persamaan laju reaksi secara keseluruhan dituliskan: r = k [A] [B]². Orde reaksi totalnya adalah m + n yaitu 1 + 2 = 3. 

Cara 2 :

Cara yang kedua ini dilakukan dengan membandingkan persamaan reaksi pada data satu dengan data lainnya. Berikut penyelesaiannya.

a. Menentukan orde reaksi terhadap SO₂ pada data [H₂] yang konstan, yaitu data 2 dan 1.

Jadi, orde reaksi terhadap SO₂ adalah 1.

b. Menentukan orde reaksi terhadap H₂ pada data [SO₂] yang konstan, yaitu data 3 dan 2.

Jadi, orde reaksi terhadap hidrogen adalah 2.

c. Persamaan laju reaksinya adalah r = k [SO₂] [H₂]²

Untuk menentukan harga k dapat digunakan salah satu data, kemudian dimasukkan dalam persamaan laju reaksi yang sudah dituliskan tersebut. Misalnya kita ambil data 1.

r₁ = k [SO₂] [H₂]²

1 x 10^–2 M/s = k (0,03 M) (0,12 M)²

1 x 10^–2 M/s = 4,32 x l0^–4 k M^–3

k = 

k = 23,15 M^-2/s

Jadi, konstanta laju reaksinya adalah 23,15 M^-2/s.

D. Penerapan Laju Reaksi

Kalian pernah melarutkan gula dalam air bukan? Mungkin sewaktu kalian membuat teh manis, kopi, atau minuman lainnya. Bagaimana kira-kira larutnya gula dalam air jika yang dilarutkan bongkahan gula batu atau serbuk? Tentulah lebih cepat larut yang dalam bentuk serbuk. Itulah pengaruh luas permukaan pada laju reaksi yang kita jumpai dalam kehidupan sehari-hari. Dalam bidang industri, reaksi-reaksi yang terjadi selalu diusahakan berlangsung lebih cepat. Faktor laju reaksi yang sering digunakan adalah katalis. Seperti yang telah kalian pelajari tentang uraian katalis di depan, katalis merupakan zat yang mempercepat laju reaksi tetapi pada akhir reaksi didapatkan kembali seperti semula. Contoh industri yang menggunakan katalis adalah pembuatan amonia (NH₃) dan asam sulfat (H₂SO₄).

Amonia merupakan bahan untuk membuat asam nitrat, pupuk, dan bahan peledak. Proses pembuatan amonia dikenal dengan nama Proses Haber-Bosch sesuai dengan nama penemunya, yaitu Fritz Haber dan Karl Bosch. Reaksi pembuatan amonia dari gas nitrogen dan gas hidrogen sebagai berikut:

N₂(g) + 3 H₂(g) ↔ 2 NH₃(g)       ∆H= - 92kJ/mol

Ternyata reaksi tersebut sangat lambat pada suhu kamar, sehingga perlu dilakukan usaha-usaha untuk mempercepat laju reaksinya. Usaha itu harus dilakukan agar segera didapatkan hasil sebanyak-banyaknya dalam waktu sesingkat-singkatnya, sesuai prinsip ekonomi. Salah satu usaha yang dilakukan adalah dengan menambahkan katalis besi. Pada proses pembuatan asam sulfat yang sering dikenal dengan nama proses kontak, juga diperlukan katalis yaitu Vanadium pentoksida, V₂O₅.

Silakan tonton video mengenai Faktor-faktor yang mempengaruhi laju reaksi disini.

Posted in: