Laju Reaksi (kinetika Kimia)

Kinetika Kimia (Chemical Kinetics) adalah salah satu cabang ilmu kimia yang mengkaji mengenai seberapa cepat suatu reaksi kimia berlangsung. Dari berbagai jenis reaksi kimia yang telah dipelajari para ilmuwan, ada yang berlangsung dalam waktu yang sangat singkat (reaksi berlangsung cepat), seperti reaksi pembakaran gas metana. Di sisi lain, ada pula reaksi yang berlangsung dalam waktu yang lama (reaksi berlangsung lambat), seperti reaksi perkaratan (korosi) besi. Cepat lambatnya suatu reaksi kimia dapat dinyatakan dalam besaran laju reaksi.
Laju reaksi didefinisikan sebagai perubahan konsentrasi reaktan atau produk per satuan waktu. Satuan laju reaksi adalah M/s (Molar per detik). Sebagaimana yang kita ketahui, reaksi kimia berlangsung dari arah reaktan menuju produk. Ini berarti, selama reaksi kimia berlangsung, reaktan digunakan (dikonsumsi) bersamaan dengan pembentukan sejumlah produk. Dengan demikian, laju reaksi dapat dikaji dari sisi pengurangan konsentrasi reaktan maupun peningkatan konsentrasi produk.
Secara umum, laju reaksi dapat dinyatakan dalam persamaan sederhana berikut :
A  ——->   B
laju reaksi  =  - ∆ [A] / ∆ t               atau
laju reaksi  =  + ∆ [B] / ∆ t


Tanda – (negatif) menunjukkan pengurangan konsentrasi reaktan
Tanda + (positif) menunjukkan peningkatan konsentrasi produk
Laju reaksi berhubungan erat dengan koefisien reaksi. Untuk reaksi kimia dengan koefisien reaksi yang bervariasi, laju reaksi harus disesuaikan dengan koefisien reaksi masing-masing spesi. Sebagai contoh, dalam reaksi 2A ——-> B, terlihat bahwa dua mol A dikonsumsi untuk menghasilkan satu mol B. Hal ini menandakan bahwa laju konsumsi spesi A adalah dua kali laju pembentukan spesi B. Dengan demikian, laju reaksi dapat dinyatakan dalam persamaan berikut :
laju reaksi  =  - 1 ∆ [A] / 2.∆ t                  atau
laju reaksi  =  + ∆ [B] / ∆ t
Secara umum, untuk reaksi kimia dengan persamaan reaksi di bawah ini,
aA + bB  ——->  cC + dD
laju reaksi masing-masing spesi adalah sebagai berikut :
laju reaksi  =  - 1 ∆ [A] / a.∆ t =  – 1 ∆ [B] / b.∆ t  =  + 1 ∆ [C] / c.∆ t  =  + 1 ∆ [D] / d.∆ t
Laju suatu reaksi kimia sangat dipengaruhi oleh besarnya konsentrasi reaktan yang digunakan dalam reaksi. Semakin besar konsentrasi reaktan yang digunakan, laju reaksi akan meningkat. Di samping itu, laju reaksi juga dipengaruhi oleh nilai konstanta laju reaksi (k). Konstanta laju reaksi (k) adalah perbandingan antara laju reaksi dengan konsentrasi reaktan. Nilai k akan semakin besar jika reaksi berlangsung cepat, walaupun dengan konsentrasi reaktan dalam jumlah kecil. Nilai k hanya dapat diperoleh melalui analisis data eksperimen, tidak berdasarkan stoikiometri maupun koefisien reaksi.
Hukum laju reaksi (The Rate Law) menunjukkan korelasi antara laju reaksi (v) terhadap konstanta laju reaksi (k) dan konsentrasi reaktan yang dipangkatkan dengan bilangan tertentu (orde reaksi). Hukum laju reaksi dapat dinyatakan dalam persamaan berikut :
aA + bB  ——->  cC + dD
v  =  k [A]^x [B]^y
x dan y adalah bilangan perpangkatan (orde reaksi) yang hanya dapat ditentukan melalui eksperimen. Nilai x maupun y tidak sama dengan koefisien reaksi a dan b.
Bilangan perpangkatan x dan y memperlihatkan pengaruh konsentrasi reaktan A dan B terhadap laju reaksi. Orde total (orde keseluruhan) atau tingkat reaksi adalah jumlah orde reaksi reaktan secara keseluruhan. Dalam hal ini, orde total adalah x + y.
Untuk menentukan orde reaksi masing-masing reaktan, berikut ini diberikan data hasil eksperimen reaksi antara F₂ dan ClO₂.
F_2(g) +  2 ClO_2(g) ——-> 2 FClO_2(g)

No.	[F2] (M)	[ClO2] (M)	laju reaksi (M/s)
1	0,10	0,010	1,2 x 10-3
2	0,10	0,040	4,8 x 10-3
3	0,20	0,010	2,4 x 10-3

Dengan mempelajari data nomor 1 dan 3, terlihat bahwa peningkatan konsentrasi F₂ sebesar dua kali saat konsentrasi ClO₂ tetap menyebabkan peningkatan laju reaksi sebesar dua kali. Ini menunjukkan bahwa peningkatan konsentrasi F₂ sebanding dengan peningkatan laju reaksi. Dengan demikian, orde reaksi F₂ adalah satu. Sementara, dari data nomor 1 dan 2, terlihat bahwa peningkatan konsentrasi ClO₂ sebesar empat kali saat konsentrasi F₂ tetap menyebabkan peningkatan laju reaksi sebesar empat kali pula. Hal ini menunjukkan bahwa peningkatan konsentrasi ClO₂ juga berbanding lurus (sebanding) dengan peningkatan laju reaksi. Oleh karena itu, orde reaksi ClO₂ adalah satu. Orde total reaksi tersebut adalah dua. Persamaan laju reaksi dapat dinyatakan dalam bentuk berikut :
v  =  k [F₂] [ClO₂]
Konstanta laju reaksi (k) dapat diperoleh dengan mensubstitusikan salah satu data percobaan ke dalam persamaan laju reaksi. Dalam hal ini, saya menggunakan data nomor 1. Persamaan laju reaksi setelah disubstitusikan dengan data eksperimen akan berubah menjadi sebagai berikut :
1,2 x 10^-3 =  k (0,10) (0,010)
k = 1,2 / M.s
Hukum laju reaksi dapat digunakan untuk menghitung laju suatu reaksi melalui data konstanta laju reaksi dan konsentrasi reaktan. Hukum laju reaksi juga dapat digunakan untuk menentukan konsentrasi reaktan setiap saat selama reaksi kimia berlangsung. Kita akan mempelajari laju reaksi dengan orde reaksi satu, dua, dan nol.
Reaksi Orde Satu
Reaksi dengan orde satu adalah reaksi dimana laju bergantung pada konsentrasi reaktan yang dipangkatkan dengan bilangan satu. Secara umum, reaksi dengan orde satu dapat diwakili oleh persamaan reaksi berikut :
A ——->  Produk
Laju reaksi dapat dinyatakan dalam persamaan :  v  =  – ∆ [A]/∆ t
Laju reaksi juga dapat dinyatakan dalam persamaan :  v  =  k [A]
Satuan k dapat diperoleh dari persamaan :  k  = v/[A]  =  M.s^-1/M  =  s^-1 atau  1/s
Dengan menggabungkan kedua persamaan laju reaksi :  – ∆[A]/∆ t  =  k [A]
Penyelesaian dengan kalkulus, akan diperoleh persamaan berikut :
ln  { [A]_t / [A]₀ }=  – kt               atau
ln [A]_t =  – kt  + ln [A]₀
ln  =  logaritma natural (logaritma dengan bilangan pokok e)
[A]₀ =  konsentrasi saat t = 0 (konsentrasi awal sebelum reaksi)
[A]_t =  konsentrasi saat t = t (konsentrasi setelah reaksi berlangsung selama t detik)
Reaksi Orde Dua
Reaksi dengan orde dua adalah reaksi dimana laju bergantung pada konsentrasi satu reaktan yang dipangkatkan dengan bilangan dua atau konsentrasi dua reaktan berbeda yang masing-masing dipangkatkan dengan bilangan satu. Kita hanya akan membahas tipe satu reaktan yang dipangkatkan dengan bilangan dua. Persamaan reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :
A ——-> Produk
Laju reaksi dapat dinyatakan dalam persamaan :  v  =  – ∆ [A]/∆ t
Laju reaksi juga dapat dinyatakan dalam persamaan :  v  =  k [A]²
Satuan k dapat diperoleh dari persamaan :  k  = v / [A]² =  M.s^-1/M² =  s^-1/M atau  1/M.s
Dengan menggabungkan kedua persamaan laju reaksi :  – ∆[A]/∆ t  =  k [A]²
Penyelesaian dengan kalkulus, akan diperoleh persamaan berikut :
1 /  [A]_t =  kt   +   1 / [A]₀
Reaksi Orde Nol
Reaksi dengan orde nol adalah reaksi dimana laju tidak bergantung pada konsentrasi reaktan. Penambahan maupun mengurangan konsentrasi reaktan tidak mengubah laju reaksi. Persamaan reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :
A  ——->  Produk
Laju reaksi dapat dinyatakan dalam persamaan :  v  =  – ∆ [A]/∆ t
Laju reaksi juga dapat dinyatakan dalam persamaan :  v  =  k [A]⁰ atau  v  =  k
Satuan k dapat diperoleh dari persamaan :  k  = v / [A]⁰ =  v  =  M.s^-1 atau  M / s
Dengan menggabungkan kedua persamaan laju reaksi :  – ∆[A]/∆ t  =  k [A]⁰
Dengan menggabungkan kedua persamaan laju reaksi :  – ∆[A]/∆ t  =  k
Penyelesaian dengan kalkulus, akan diperoleh persamaan berikut :
[A]_t =  -kt  +  [A]₀
Selama reaksi kimia berlangsung, konsentrasi reaktan berkurang seiring peningkatan waktu reaksi. Salah satu metode yang dapat digunakan untuk membedakan reaksi orde nol, orde satu, dan orde dua adalah melalui waktu paruh. Waktu paruh (t_1/2) adalah waktu yang dibutuhkan agar konsentrasi reaktan menjadi setengah dari konsentrasi semula. Persamaan waktu paruh untuk masing-masing orde reaksi adalah sebagai berikut :
Orde Satu :  t_1/2 =  ln 2 / k  =  0,693 / k   (waktu paruh tidak bergantung pada konsentrasi awal reaktan)
Orde Dua :   t_1/2 =  1 / k.[A]₀ (waktu paruh berbanding terbalik dengan konsentarsi awal reaktan)
Orde Nol :   t_1/2 =  [A]₀ / 2k   (waktu paruh berbanding lurus dengan konsentrasi awal reaktan)

Agar reaksi kimia dapat terjadi, reaktan harus bertumbukan. Tumbukan ini memindahkan energi kinetik (energi gerak) dari satu molekul ke molekul lainnya, sehingga masing-masing molekul teraktifkan. Tumbukan antarmolekul memberikan energi yang diperlukan untuk memutuskan ikatan sehingga ikatan baru dapat terbentuk.
Kadang-kadang, walaupun terjadi tumbukan, energi kinetik yang tersedia tidak cukup untuk dipindahkan sehingga molekul tidak dapat bergerak dengan cukup cepat. Kita dapat mengatasi hal ini dengan memanaskan campuran reaktan. Suhu adalah ukuran energi kinetik rata-rata dari molekul tersebut; menaikkan suhu akan meningkatkan energi kinetik yang ada untuk memutuskan ikatan-ikatan ketika tumbukan.
Saat tumbukan antarmolekul terjadi, sejumlah energi kinetik akan digunakan untuk memutuskan ikatan. Jika energi kinetik molekul besar, tumbukan yang terjadi mampu memutuskan sejumlah ikatan. Selanjutnya, akan terjadi pembentukan kembali ikatan baru. Sebaliknya, jika energi kinetik molekul kecil, tidak akan terjadi tumbukan dan pemutusan ikatan. Dengan kata lain, untuk memulai suatu reaksi kimia, tumbukan antarmolekul harus memiliki total energi kinetik minimum sama dengan atau lebih dari energi aktivasi (E_a), yaitu jumlah energi minimum yang diperlukan untuk memulai suatu reaksi kimia. Saat molekul bertumbukan, terbentuk spesi kompleks teraktifkan (keadaan transisi), yaitu spesi yang terbentuk sementara sebagai hasil tumbukan antarmolekul sebelum pembentukan produk.
A  +  B         ——->         AB*          ——->       C  +  D
reaktan                        keadaan transisi produk
Konstanta laju reaksi (k) bergantung pada temperatur (T) reaksi dan besarnya energi aktivasi (E_a). Hubungan k, T, dan E_a dapat dinyatakan dalam persamaan Arrhenius sebagai berikut :
k  =  A e ^{–Ea / RT} atau       ln k  =  ln A  -   E_a / R.T
k  =  konstanta laju reaksi
E_a =  energi aktivasi (kJ/mol)
T  =  temperatur mutlak (K)
R  =  konstanta gas ideal (8,314 J/mol.K)
e =  bilangan pokok logaritma natural (ln)
A  =  konstanta frekuensi tumbukan (faktor frekuensi)
Dari persamaan Arrhenius terlihat bahwa laju reaksi (dalam hal ini diwakili konstanta laju reaksi) semakin besar saat reaksi terjadi pada temperatur tinggi yang disertai dengan energi aktivasi rendah.
Kadang-kadang, walaupun telah terjadi tumbukan dengan energi kinetik yang cukup, reaksi tetap tidak menghasilkan produk. Hal ini disebabkan oleh molekul yang tidak mengalami tumbukan pada titik yang tepat. Tumbukan yang efektif untuk menghasilkan produk berkaitan erat dengan faktor orientasi dan sisi aktif molekul bersangkutan. Dengan demikian, molekul harus bertumbukan pada arah yang tepat atau dipukul pada titik yang tepat agar reaksi dapat terjadi. Sebagai contoh, reaksi antara molekul A-B dengan C membentuk molekul C-A dan B.
A-B  +  C  ——->  C-A  +  B
Terlihat bahwa untuk menghasilkan produk molekul C-A, zat C harus bertumbukan dengan molekul A-B pada ujung A. Jika zat C menumbuk molekul A-B pada ujung B, tidak aka ada produk yang dihasilkan. Ujung A dari molekul A-B dikenal dengan istilah sisi aktif, yaitu tempat pada molekul dimana tumbukan harus terjadi agar reaksi dapat menghasilkan produk. Saat zat C menumbuk ujung A pada molekul A-B, akan ada kesempatan untuk memindahkan cukup energi untuk memutus ikatan A-B. Setelah ikatan A-B putus, ikatan C-A dapat terbentuk. Persamaan untuk proses tersebut dapat digambarkan dengan cara berikut :
C∙∙∙∙∙∙∙A∙∙∙∙∙B  ——->  C-A  +  B
Jadi, agar reaksi ini dapat terjadi, harus terdapat tumbukan antara zat C dengan molekul A-B pada sisi aktifnya. Tumbukan antara zat C dengan molekul A-B harus memindahkan cukup energi untuk memutuskan ikatan A-B (pemutusan ikatan memerlukan energi) sehingga memungkinkan ikatan C-A terbentuk (pembentukan ikatan melepaskan energi).
Laju reaksi berkaitan dengan frekuensi tumbukan efektif yang terjadi antarmolekul. Apabila frekuensi tumbukan efektif semakin besar, tumbukan antarmolekul semakin sering terjadi, mengakibatkan produk terbentuk dalam waktu yang singkat. Dengan meningkatkan frekuensi tumbukan efektif antarmolekul, produk dalam jumlah besar dapat dihasilkan dalam waktu yang singkat. Beberapa faktor yang dapat mengubah jumlah frekuensi tumbukan efektif antarmolekul , antara lain :
1. Sifat reaktan dan ukuran partikel reaktan
Agar reaksi dapat terjadi, harus terdapat tumbukan antarmolekul pada sisi aktif molekul. Semakin besar dan kompleks molekul reaktan, semakin kecil pula kesempatan terjadinya tumbukan di sisi aktif. Kadang-kadang, pada molekul yang sangat kompleks, sisi aktifnya seluruhnya tertutup oleh bagian lain dari molekul, sehingga tidak terjadi reaksi. Secara umum, laju reaksi akan lebih lambat bila reaktannya berupa molekul yang besar dan kompleks (bongkahan maupun lempengan). Laju reaksi akan lebih cepat bila reaktan berupa serbuk dengan luas permukaan kontak yang besar. Semakin luas permukaan untuk dapat terjadi tumbukan, semakin cepat reaksinya.
2. Konsentrasi reaktan
Menaikkan jumlah tumbukan akan mempercepat laju reaksi. Semakin banyak molekul reaktan yang bertumbukan, semakin cepat reaksi tersebut. Sepotong kayu dapat terbakar di udara (yang mengandung gas oksigen 20%), tetapi kayu tersebut akan terbakar dengan jauh lebih cepat di dalam oksigen murni. Dengan mempelajari efek konsentrasi terhadap laju reaksi, kita dapat menentukan reaktan mana yang lebih mempengaruhi laju reaksi (ingat tentang orde reaksi).
3. Tekanan pada reaktan yang berupa gas
Tekanan pada reaktan yang berupa gas pada dasarnya mempunyai pengaruh yang sama dengan konsentrasi. Semakin tinggi tekanan reaktan, semakin cepat laju reaksinya. Hal ini disebabkan adanya kenaikan jumlah tumbukan.  Peningkatan tekanan dapat memperkecil volume ruang sehingga molekul semakin mudah bertumbukan satu sama lainnya.
4. Suhu
Secara umum, menaikkan suhu menyebabkan laju reaksi meningkat. Pada kimia organik, ada aturan umum yang mengatakan bahwa menaikkan suhu 10°C akan menyebabkan kelajuan reaksi menjadi dua kali lipat. Kenaikan suhu dapat meningkatkan jumlah tumbukan antarmolekul. Menaikkan suhu menyebabkan molekul bergerak dengan lebih cepat, sehingga terdapat peningkatan kesempatan bagi molekul untuk saling bertumbukan dan bereaksi. Menaikkan suhu juga menaikkan energi kinetik rata-rata molekul. Energi kinetik minimum yang dimiliki molekul harus sama atau lebih besar dari energi aktivasi agar reaksi dapat berlangsung. Reaktan juga harus bertumbukan pada sisi aktifnya. Kedua faktor inilah yang menentukan apakah suatu reaksi berlangsung atau tidak.
5. Katalis (Katalisator)

Katalis adalah zat yang menaikkan laju reaksi tanpa dirinya sendiri berubah di akhir reaksi. Hal ini berarti katalis terbentuk kembali setelah reaksi berakhir. Katalis dapat menaikkan laju reaksi dengan memilih mekanisme reaksi lain yang energi aktivasinya lebih rendah dari mekanisme semula.
A  +  B  ——->   C  +  D        (tanpa katalis)
A  +  B  ——->   C  +  D        (dengan katalis)
k_{dengan katalis} > k_{tanpa katalis} sehingga v_{dengan katalis} > v_{tanpa katalis}
Laju reaksi akan lebih cepat jika puncak energi aktivasinya lebih rendah. Hal ini berarti reaksi akan lebih mudah terjadi. Total energi reaktan dan produk tidak dipengaruhi oleh katalis. Hal ini berarti entalpi (∆H) reaksi tidak dipengaruhi oleh katalis. Katalis dapat menurunkan energi aktivasi reaksi dengan satu dari dua cara berikut :
1. Memberikan permukaan dan orientasi
Terjadi pada katalis heterogen. Katalis ini hanya mengikat satu molekul pada permukaan sambil memberikan orientasi yang sesuai untuk memudahkan jalannya reaksi. Katalis heterogen adalah katalis yang berada pada fasa yang berbeda dengan reaktan. Katalis ini umumnya merupakan logam padat yang terbagi dengan halus atau oksida logam, sedangkan reaktannya adalah gas atau cairan. Katalis heterogen cenderung menarik satu bagian dari molekul reaktan karena adanya interaksi yang cukup kompleks yang belum sepenuhnya dipahami. Setelah reaksi terjadi, gaya yang mengikat molekul ke permukaan katalis tidak ada lagi, sehingga produk terlepas dari permukaan katalis. Katalis dapat siap melakukannya lagi.
2. Mekanisme alternatif
Terjadi pada katalis homogen, yaitu katalis yang mempunyai fasa sama dengan reaktannya. Katalis ini memberikan mekanisme alternatif atau  jalur reaksi yang memiliki energi aktivasi yang lebih rendah dari reaksi aslinya. Dengan demikian, reaksi dapat berlangsung dalam waktu yang lebih singkat.
Referensi:
Chang, Raymond. 2007. Chemistry Ninth Edition. New York: Mc Graw Hill.
Moore, John T. 2003. Kimia For Dummies. Indonesia:Pakar Raya.

Posted in: Materi Kimia SMA XI