Selasa, 22 November 2011

Laju reaksi

Laju reaksi atau kecepatan reaksi menyatakan banyaknya reaksi yang berlangsung per satuan waktu. Laju reaksi menyatakan konsentrasi zat terlarut dalam reaksi yang dihasilkan tiap detik reaksi.

 

Faktor yang mempengaruhi laju reaksi

Laju reaksi dipengaruhi oleh beberapa faktor, antara lain:

Luas permukaan sentuh

Luas permukaan sentuh memiliki peranan yang sangat penting dalam laju reaksi, sebab semakin besar luas permukaan bidang sentuh antar partikel, maka tumbukan yang terjadi semakin banyak, sehingga menyebabkan laju reaksi semakin cepat. Begitu juga, apabila semakin kecil luas permukaan bidang sentuh, maka semakin kecil tumbukan yang terjadi antar partikel, sehingga laju reaksi pun semakin kecil. Karakteristik kepingan yang direaksikan juga turut berpengaruh, yaitu semakin halus kepingan itu, maka semakin cepat waktu yang dibutuhkan untuk bereaksi ; sedangkan semakin kasar kepingan itu, maka semakin lama waktu yang dibutuhkan untuk bereaksi.

Suhu

Suhu juga turut berperan dalam mempengaruhi laju reaksi. Apabila suhu pada suatu rekasi yang berlangusng dinaikkan, maka menyebabkan partikel semakin aktif bergerak, sehingga tumbukan yang terjadi semakin sering, menyebabkan laju reaksi semakin besar. Sebaliknya, apabila suhu diturunkan, maka partikel semakin tak aktif, sehingga laju reaksi semakin kecil.

Katalis

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.






Orde Reaksi



Salah satu faktor yang dapat mempercepat laju reaksi adalah konsentrasi, namun seberapa cepat hal ini terjadi? Menemukan orde reaksi merupakan salah satu cara memperkirakan sejauh mana konsentrasi zat pereaksi mempengaruhi laju reaksi tertentu.



Orde reaksi atau tingkat reaksi terhadap suatu komponen merupakan pangkat dari konsentrasi komponen tersebut dalam hukum laju. Sebagai contoh, v = k [A]m [B]n, bila m=1 kita katakan bahwa reaksi tersebut adalah orde pertama terhadap A. Jika n=3, reaksi tersebut orde ketiga terhadap B.



Orde total adalah jumlah orde semua komponen dalam persamaan laju: n+m+….



Pangkat m dan n ditentukan dari data eksperimen, biasanya harganya kecil dan tidak selalu sama dengan koefisien a dan b. Hal ini berarti, tidak ada hubungan antara jumlah pereaksi dan koefisien reaksi dengan orde reaksi. Secara garis besar, beberapa macam orde reaksi diuraikan sebagai berikut:



1. Orde nol



Reaksi dikatakan berorde nol terhadap salah satu pereaksinya apabila perubahan konsentrasi pereaksi tersebut tidak mempengaruhi laju reaksi. Artinya, asalkan terdapat dalam jumlah tertentu, perubahan konsentrasi pereaksi itu tidak mempengaruhi laju reaksi. Bila kita tulis laju reaksinya:



Integrasinya diperoleh: [A]t = -kt + [A0] Dengan membuat plot [A] terhadap t akan diperoleh garis lurus dengan kemiringan (slope) = -k



2. Orde Satu



Suatu reaksi dikatakan berorde satu terhadap salah satu pereaksinya jika laju reaksi berbanding lurus dengan konsentrasi pereaksi itu. Misalkan, konsentrasi pereaksi itu dilipat tigakan maka laju reaksi akan menjadi 31 atau 3 kali lebih besar. Bila kita tinjau reaksi orde satu berikut: produk,maka persamaan lajunya: A  produk,maka persamaan lajunya:



Integrasinya adalah ln [A]t = -kt + ln[A 0]



Bila persamaan ln [A]t = -kt + ln[A0] dibuat grafik ln [A] lawan t, maka diperoleh garis lurus dengan kemiringan = -k, sedang jelajahnya (intersep) = ln[A]0. .



 



3. Orde Dua



Suatu reaksi dikatakan berorde dua terhadap salah satu pereaksi jika laju reaksi merupakan pangkat dua dari konsentrasi pereaksi itu. Apabila konsentrasi zat itu dilipat tigakan, maka laju reaksi akan menjadi 32 produk, maka persamaan lajunya: ?atau 9 kali lebih besar. Misalnya, A produk, maka persamaan lajunya:



Integrasinya adalah:



Bila persamaan dibuat grafik lawan t, maka



diperoleh garis lurus dengan kemiringan = k



Penentuan Persamaan Laju Reaksi



Pengaruh konsentrasi terhadap laju reaksi secara kuantitatif hanya dapat diketahui dari hasil eksperimen. Sebagai contoh, penentuan persamaan laju dengan metode laju awal. Mari kita perhatikan reaksi antara hydrogen (gas) dengan nitrogen mono oksida (gas) yang secara kinetika dapat diamati dari perubahan tekanan campuran yang berkurang, karena empat molekul pereaksi menghasilkan tiga molekul 2 H2O (g) + N2 (g) produk menurut reaksi. 2H2 (g) + 2 NO (g) ———-



Dari reaksi pada suhu 8000C diperoleh data sebagai berikut:



Tabel 2. Laju reaksi NO dan H2 pada suhu



Dari data eksperimen 1 dan 2 terlihat, bahwa pada konsentrasi NO konstan (0,006M), jika konsentrasi H2 dilipat duakan, laju reaksi juga naik dua kali lipat. Bila konsentrasi H2 dinaikan tiga kali, laju reaksi juga bertambah menjadi tiga kali lipat (eksperimen 1 dan 3). Dengan demikian, perubahan laju semata-mata disebabkan oleh perubahan konsentrasi H2.



Eksperimen 4, 5, dan 6 menunjukkan bahwa pada konsentrasi H2 konstan (0,009M), jika konsentrasi NO dinaikan dua kali dan tiga kali lipat, maka laju reaksi naik menjadi empat kali dan sembilan kali lebih besar. Jadi, perubahan laju reaksi semata-mata disebabkan perubahan konsentrasi NO.



Bagaimana cara menentukan persamaan laju reaksi dari data percobaan di atas?



Dari persamaan reaksi: 2H2 (g) + 2 NO (g) ———-2 H2O (g) + N2 (g)



dapat ditulis persamaan lajunya sebagai:



v = k [H2]x [NO]y



Orde reaksi terhadap H2, yaitu x dapat ditentukan dengan membandingkan percobaan 1 dan 2, atau percobaan 2 dan 3, atau percobaan 1 dan 3:



Jadi, laju reaksi sebanding dengan konsentrasi H2 pangkat satu.



Orde reaksi terhadap NO, yaitu y dapat ditentukan dengan membandingkan percobaan 4 dan 5, atau percobaan 4 dan 6, atau percobaan 5 dan 6:



Jadi, laju reaksi sebanding dengan konsentrasi NO pangkat dua. Secara matematis, persamaan laju reaksi dapat dituliskan:



v = k [H2][NO]2



 



Faktor-faktor Yang Mempengaruhi Laju Reaksi



Konsentrasi



Telah diuraikan dalam teori tumbukan, perubahan jumlah molekul pereaksi dapat berpengaruh pada laju suatu reaksi. Kita telah tahu bahwa jumlah mol spesi zat terlarut dalam 1 liter larutan dinamakan konsentrasi molar. Bila konsentrasi pereaksi diperbesar dalam suatu reaksi, berarti kerapatannya bertambah dan akan memperbanyak kemungkinan tabrakan sehingga akan mempercepat laju reaksi.



Bila partikel makin banyak, akibatnya lebih banyak kemungkinan partikel saling bertumbukan yang terjadi dalam suatu larutan, sehingga reaksi bertambah cepat. Perhatikan Gambar 8, apa yang terjadi bila dalam suatu kolam makin banyak perahu yang berjalan? Pasti akan terjadi banyak kemungkinan saling bertabrakan.



Gambar 8



Makin banyak perahu dalam kolam, makin banyak terjadi tabrakan



Luas Permukaan Sentuhan



Suatu reaksi mungkin banyak melibatkan pereaksi dalam bentuk padatan. Perhatikan Gambar 9, bila kita mempunyai kubus dengan ukuran panjang, lebar dan tinggi masing-masing 1cm. Luas permukaan kubus bagian depan 1 cm x 1 cm = 1 cm2. Luas permukaan bagian belakang, kiri, kanan, atas dan bawah, masing-masing juga 1cm2 . Jadi luas permukaan seluruhnya 6 cm2.



Kemudian kubus tersebut kita pecah jadi dua, maka luas permukaan salah satu kubus hasil pecahan tadi adalah 2(1 cm x 1 cm) + 4 (0,5 cm x 1 cm) = 4 cm2. Berarti luas dua kubus hasil pecahan adalah 8 cm2. Apa yang dapat Anda simpulkan mengenai hal ini? Jadi makin kecil pecahan tersebut, luas permukaannya makin besar. Gambar 9



Bila kubus 1 cm3 dipecah menjadi dua, maka luas permukaan sentuh meningkat dua



kalinya, dan permukaan sentuh tadi bereaksi dengan cairan atau gas. Hal ini merupakan contoh bagaimana penurunan ukuran partikel dapat memperluas permukaan sentuh zat.



Bagaimana pengaruh ukuran kepingan zat padat terhadap laju reaksi? Misalkan, kita mengamati reaksi antara batu gamping dengan larutan asam klorida (HCl). Percobaan dilakukan sebanyak dua kali, masing-masing dengan ukuran keping batu gamping yang berbeda, sedangkan faktor-faktor lainnya seperti massa batu gamping, volume larutan HCl, konsentrasi larutan HCl dan suhu dibuat sama. Dengan demikian, perubahan laju reaksi semata-mata sebagai akibat perbedaan ukuran kepingan batu gamping (kepingan halus dan kepingan kasar). Dalam hal ini, ukuran keping batu gamping kita sebut variabel manipulasi, perubahan laju reaksi (waktu reaksi) disebut variable respon, dan semua faktor lain yang dibuat tetap (sama) disebut variable kontrol.



Mengapa kepingan yang lebih halus bereaksi lebih cepat? Pada campuran pereaksi yang heterogen, reaksi hanya terjadi pada bidang batas campuran yang selanjutnya kita sebut bidang sentuh. Oleh karena itu, makin luas bidang sentuh makin cepat bereaksi. Jadi makin halus ukuran kepingan zat padat makin luas permukaannya.



Pengaruh luas permukaan banyak diterapkan dalam industri, yaitu dengan menghaluskan terlebih dahulu bahan yang berupa padatan sebelum direaksikan. Ketika kita makan, sangat dianjurkan untuk mengunyah makanan hingga lembut, agar proses reaksi di dalam lambung berlangsung lebih cepat dan penyerapan sari makanan lebih sempurna.



Apa hubungannya dengan tumbukan? Makin luas permukaan gamping, makin luas bidang sentuh dengan asam klorida makin besar, sehingga jumlah tumbukannya juga makin besar. Artinya makin kecil ukuran, makin luas permukaannya, makin banyak tumbukan, makin cepat terjadinya reaksi



Suhu



Umumnya kenaikan suhu mempercepat reaksi, dan sebaliknya penurunan suhu memperlambat reaksi. Bila kita memasak nasi dengan api besar akan lebih cepat dibandingkan api kecil. Bila kita ingin mengawetkan makanan (misalnya ikan) pasti kita pilih lemari es, mengapa? Karena penurunan suhu memperlambat proses pembusukan.



Laju reaksi kimia bertambah dengan naiknya suhu. Bagaimana hal ini dapat terjadi? Ingat, laju reaksi ditentukan oleh jumlah tumbukan. Jika suhu dinaikkan, maka kalor yang diberikan akan menambah energi kinetik partikel pereaksi. Sehingga pergerakan partikel-partikel pereaksi makin cepat, makin cepat pergerakan partikel akan menyebabkan terjadinya tumbukan antar zat pereaksi makin banyak, sehingga reaksi makin cepat.



Umumnya kenaikan suhu sebesar 100C menyebabkan kenaikan laju reaksi sebesar dua sampai tiga kali. Kenaikan laju reaksi ini dapat dijelaskan dari gerak molekulnya. Molekul-molekul dalam suatu zat kimia selalu bergerak-gerak. Oleh karena itu, kemungkinan terjadi tabrakan antar molekul yang ada. Tetapi tabrakan itu belum berdampak apa-apa bila energi yang dimiliki oleh molekul-molekul itu tidak cukup untuk menghasilkan tabrakan yang efektif. Kita telah tahu bahwa, energi yang diperlukan untuk menghasilkan tabrakan yang efektif atau untuk menghasilkan suatu reaksi disebut energi pengaktifan.



Energi kinetik molekul-molekul tidak sama. Ada yang besar dan ada yang kecil. Oleh karena itu, pada suhu tertentu ada molekul-molekul yang bertabrakan secara efektif dan ada yang bertabrakan secara tidak efektif. Dengan perkataan lain, ada tabrakan yang menghasilkan reaksi kimia ada yang tidak menghasilkan reaksi kimia. Meningkatkan suhu reaksi berarti menambahkan energi. Energi diserap oleh molekul-molekul sehingga energi kinetik molekul menjadi lebih besar. Akibatnya, molekul-molekul bergerak lebih cepat dan tabrakan dengan dampak benturan yang lebih besar makin sering terjadi. Dengan demikian, benturan antar molekul yang mempunyai energi kinetik yang cukup tinggi itu menyebabkan reaksi kimia juga makin banyak terjadi. Hal ini berarti bahwa laju reaksi makin tinggi.



Katalis



Salah satu cara lain untuk mempercepat laju reaksi adalah dengan jalan menurunkan energi pengaktifan suatu reaksi. Hal ini dapat dilakukan dengan menggunakan katalis. Katalis adalah zat yang dapat meningkatkan laju reaksi tanpa dirinya mengalami perubahan kimia secara permanen. Katalis dapat bekerja dengan membentuk senyawa antara atau mengabsorpsi zat yang direaksikan.



Suatu reaksi yang menggunakan katalis disebut reaksi katalis dan prosesnya disebut katalisme. Katalis suatu reaksi biasanya dituliskan di atas tanda panah, misalnya.



2 KClO3 (g) ———- MnO 2 KCl (s) + 3 O 2 (g)



 H2 (g) + Cl2 (g) ——–arang 2 HCl (g)



Secara umum proses sustu reaksi kimia dengan penambahan katalis dapat dijelaskan sebagai berikut. Perhatikan zat A dan zat B yang direaksikan membentuk zat AB dengan zat C sebagai katalis.



AB (reaksi lambat) A + B ——–



Bila tanpa katalis diperlukan energi pengaktifan yang tinggi dan terbentuknya AB lambat. AC Namun, dengan adanya katalis C, maka terjadilah reaksi: A + C— (reaksi cepat).



Energi pengaktifan diturunkan, AC terbentuk cepat dan seketika itu juga AC bereaksi dengan B membentuk senyawa ABC.



ABC (reaksi cepat) AC + B ——



Energi pengaktifan reaksi ini rendah sehingga dengan cepat terbentuk ABC yang kemudian mengurai menjadi AB dan C.



AB + C (reaksi cepat) ABC ——–



Energi pengaktifan reaksi zat A dan zat B tanpa dan dengan katalis ditunjukkan dalam Gambar 10.



Gambar 10



Katalis menyebabkan energi pengaktifan reaksi lebih rendah



Ada dua macam katalis, yaitu katalis positif (katalisator) yang berfungsi mempercepat reaksi, dan katalis negatif (inhibitor) yang berfungsi memperlambat laju reaksi. Katalis positif berperan menurunkan energi pengaktifan, dan membuat orientasi molekul sesuai untuk terjadinya tumbukan.



Sedangkan katalisator dibedakan atas katalisator homogen dan katalisator heterogen.



 Katalisator homogen



Katalisator homogen adalah katalisator yang mempunyai fasa sama dengan zat yang dikatalisis. Contohnya adalah besi (III) klorida pada reaksi penguraian hidrogen peroksida menjadi air dan gas oksigen menurut persamaan : 2 H2O2 (l)– FeCl—2 H2O (l) + O2 (g)



 Katalisator heterogen



Katalisator heterogen adalah katalisator yang mempunyai fasa tidak sama dengan zat yang dikatalisis. Umumnya katalisator heterogen berupa zat padat. Banyak proses industri yang menggunakan katalisator heterogen, sehingga proses dapat berlangsung lebih cepat dan biaya produksi dapat dikurangi.



Banyak logam yang dapat mengikat cukup banyak molekul-molekul gas pada permukannya, misalnya Ni, Pt, Pd dan V. Gaya tarik menarik antara atom logam dengan molekul gas dapat memperlemah ikatan kovalen pada molekul gas, dan bahkan dapat memutuskan ikatan itu. Akibatnya molekul gas yang teradborpsi pada permukaan logam ini menjadi lebih reaktif daripada molekul gas yang tidak terabsorbsi. Prinsip ini adalah kerja dari katalis heterogen, yang banyak dimanfaatkan untuk mengkatalisis reaksi-reaksi gas.



Di beberapa negara maju, kendaraan bermotor telah dilengkapi dengan katalis dari oksida logam atau paduan logam pada knalpotnya sehingga dapat mempercepat reaksi antara gas CO dengan udara. Dalam industri banyak dipergunakan nikel atau platina sebagai katalis pada reaksi hidrogenasi terhadap asam lemak tak jenuh.



Katalis platina, digunakan pada proses Oswald dalam industri asam nitrat, pengubah katalitik pada knalpot kendaraan bermotor



 Katalisator enzim



Katalis sangat diperlukan dalam reaksi zat organik, termasuk dalam organisme. Reaksi-reaksi metabolisme dapat berlangsung pada suhu tubuh yang realtif rendah berkat adanya suatu biokatalis yang disebut enzim. Enzim dapat meningkatkan laju reaksi dengan faktor 106 hingga 1018, namun hanya untuk reaksi yang spesifik.



Dalam tubuh kita terdapat ribuan jenis enzim karena setiap enzim hanya dapat mengkatalisis satu reaksi spesifik dalam molekul (substrat) tertentu, Dalam proses katalisis enzim yang digunakan harus sesuai dengan substratnya



Salah satu contoh adalah enzim protease yang dapat digunakan sebagai katalis dalam proses penguraian protein (Gambar 13), namun tidak dapat mengkatalisis penguraian skharosa.



Mekanisme Reaksi



Beberapa reaksi berlangsung melalui pembetukan zat antara, sebelum diperoleh produk akhir. Reaksi yang demikian berlangsung tahap demi tahap. Mekanisme reaksi ialah serangkaian reaksi tahap demi tahap yang terjadi berturut-turut selama proses perubahan reaktan menjadi produk.



AC + BD ?Sebagai contoh, reaksi: AB + CD



AB dan CD adalah keadaan awal, sedangkan AC dan BD adalah keadaan akhir. Dalam reaksi ini terjadi pemutusan ikatan A-B dan C-D, dan kemudian terbentuk ikatan A-C dan B-D. Proses ini tidak serentak, dapat melalui beberapa tahap, yaitu:



A + B (cepat) ?Tahap 1 : AB



ACD (lambat) ?Tahap 2 : A + CD



AC + D (cepat) ?Tahap 3 : ACD



BD (cepat) ?Tahap 4 : B + D



Setiap tahap mekanisme reaksi diatas, mempunyai laju tertentu. Tahap yang paling lambat (tahap 2) disebut tahap penentu laju reaksi, karen tahap ini merupakan penghalang untuk laju reaksi secara keseluruhan.



Gelatin dibuat dari buah nanas. Buah Nanas mengandung enzim aktif protease yang dapat menguraikan molekul protein dalam gelatin Artinya, tidak ada pengaruh kenaikan laju tahap 1, 3, dan 4 terhadap reaksi total.






 



Pengertian Laju Reaksi



Laju atau kecepatan didefinisikan sebagai jumlah suatu perubahan tiap satuan waktu. Satuan waktu dapat berupa detik, menit, jam, hari atau tahun. Sebagai contoh, seseorang lari dengan kecepatan 10 km/jam. Artinya orang tersebut telah berpindah tempat sejauh 10 km dalam waktu satu jam.



Bagaimanakah cara menyatakan laju dari suatu reaksi? Dalam reaksi kimia, perubahan yang dimaksud adalah perubahan konsentrasi pereaksi atau produk. Seiring dengan bertambahnya waktu reaksi, maka jumlah zat pereaksi akan makin sedikit, sedangkan produk makin banyak. Laju reaksi dinyatakan sebagai laju berkurangnya pereaksi atau laju bertambahnya produk. Satuan konsentrasi yang digunakan adalah molaritas (M) atau mol per liter (mol. L-1). Satuan waktu yang digunakan biasanya detik (dt). Sehingga laju reaksi mempunyai satuan mol per liter per detik (mol. L-1. dt-1 atau M.dt-1).



c C + d D ---Pendefinisian laju reaksi lebih lanjut dapat kita perhatikan pada persamaan stoikiometri berikut. a A + b B



Bila laju reaksi diungkapkan sebagai berkurangnya pereaksi A atau B dan bertambahnya produk C atau D tiap satuan waktu,



Dengan tanda minus (-) menunjukkan konsentrasi pereaksi makin berkurang, tanda positip (+) menunjukkan konsentrasi produk makin bertambah dan ? menunjukkan perubahan konsentrasi pereaksi atau produk. Sebagai contoh, untuk reaksi:



2 H2O (l) ----2H2 (g) + O2 (g)



Laju reaksinya dapat dinyatakan sebagai laju berkurangnya konsentrasi H2 dan O2 atau laju bertambahnya H2O, dan ditulis:



Sesuai dengan persamaan reaksi diatas, setiap 2 mol H2 yang bereaksi (habis), maka bereaksi pula 1 mol O2. Artinya laju berkurangnya H2 adalah dua kali laju berkurangnya O2 Oleh karena itu, laju reaksi dinyatakan sebagai berikut.



Dengan demikian dari persamaan diatas diperoleh



Dengan cara yang sama, persamaan umum (1) dapat berlaku



Dimensi (satuan) bagi laju reaksi adalah konsentrasi/waktu, sehingga umumnya berlaku satuan laju reaksi = mol/liter. Menit atau satuan lain. Untuk fasa gas, satuan konsentrasi akan lebih tepat bila menggunakan tekanan.



Perhatikan Gambar 3, reaksi antara bromin dengan asam formiat yang ditunjukkan dengan persamaan reaksi berikut.



Br2 (aq) + HCOOH (aq) ——- 2H+ (aq) + 2 Br – (aq) + CO2 (g)



Awal reaksi bromin berwarna coklat kemerahan, lama kelamaan menjadi tidak berwarna.



Berkurangnya konsentrasi bromin dalam satu satuan waktu yang ditandai dengan hilangnya warna dari coklat kemerahan menjadi tidak berwarna (dari kiri ke kanPersamaan Laju Reaksi



Tujuan dari mempelajari laju reaksi adalah untuk dapat memprediksi laju suatu reaksi. Hal tersebut dapat dilakukan dengan hitungan matematis melalui hukum laju. Sebagai contoh, pada reaksi:



c C + d D ----a A + b B



Dimana A dan B adalah pereaksi, C dan D adalah produk dan a,b,c,d adalah koefisien penyetaraan reaksi, maka hukum lajunya dapat dituliskan sebagai berikut:



Laju reaksi = k [A]m [B]n ……………………….(3)



dengan,



k = tetapan laju, dipengaruhi suhu dan katalis (jika ada)



m = orde (tingkat) reaksi terhadap pereaksi A



n = orde (tingkat) reaksi terhadap pereaksi B



[A], [B] = konsentrasi dalam molaritas.



Pangkat m dan n ditentukan dari data eksperimen, biasanya harganya kecil dan tidak selalu sama dengan koefisien a dan b. Semakin besar harga ‘k’ reaksi akan berlangsung lebih cepat. Kenaikan suhu dan penggunaan katalis umumnya memperbesar harga k. Secara formal hukum laju adalah persamaan yang menyatakan laju reaksi v sebagai fungsi dari konsentrasi semua komponen spesies yang menentukan laju reaksi.






 



 



Kinetika kimia



Dalam kimia fisik, kinetika kimia atau kinetika reaksi mempelajari laju reaksi dalam suatu reaksi kimia. Analisis terhadap pengaruh berbagai kondisi reaksi terhadap laju reaksi memberikan informasi mengenai mekanisme reaksi dan keadaan transisi dari suatu reaksi kimia. Pada tahun 1864, Peter Waage merintis pengembangan kinetika kimia dengan memformulasikan hukum aksi massa, yang menyatakan bahwa kecepatan suatu reaksi kimia proporsional dengan kuantitas zat yang bereaksi.



 



 



Related Article:

 
Copyright 2010 ARTIKEL. All rights reserved.
Themes by Bonard Alfin l Home Recording l Distorsi Blog