Laju Reaksi

Laju reaksi atau kecepatan reaksi menyatakan banyaknya reaksi kimia yang berlangsung per satuan waktu. Laju reaksi menyatakan molaritas zat terlarut dalam reaksi yang dihasilkan tiap detik reaksi. Perkaratanbesi merupakan contoh reaksi kimia yang berlangsung lambat, sedangkan peledakan mesiu atau kembang api adalah contoh reaksi yang cepat.

Untuk reaksi kimia

dengan a, b, p, dan q adalah koefisien reaksi, dan A, B, P, dan Q adalah zat-zat yang terlibat dalam reaksi, laju reaksi dalam suatu sistem tertutup adalah

dimana [A], [B], [P], dan [Q] menyatakan konsentrasi zat-zat tersebut.

Faktor yang mempengaruhi laju reaksi

Luas permukaan sentuh

Luas permukaan sentuh memiliki peranan yang sangat penting dalam 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 reaksi 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.

Suhu merupakan properti fisik dari materi yang kuantitatif mengungkapkan gagasan umum dari panas dan dingin.

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:

 ... (1)

 ... (2)

Meskipun katalis (C) termakan oleh reaksi 1, namun selanjutnya dihasilkan kembali oleh reaksi 2, sehingga untuk reaksi keseluruhannya menjadi :

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 amonia menggunakan besi biasa sebagai katalis. Konverter katalitik yang dapat menghancurkan produk emisi kendaraan yang paling sulit diatasi, terbuat dari platina dan rodium.

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.

Konsentrasi

Karena persamaan laju reaksi didefinisikan dalam bentuk konsentrasi reaktan maka dengan naiknya konsentrasi maka naik pula kecepatan reaksinya. Artinya semakin tinggi konsentrasi, maka semakin banyak molekul reaktan yang tersedia, dengan demikian kemungkinan bertumbukan akan semakin banyak juga sehingga kecepatan reaksi meningkat. Jadi semakin tinggi konsentrasi, semakin cepat pula laju reaksinya

Read More

Termokimia

Termokimia

A. Hukum Termokimia

• Azas kekekalan energi menyatakan bahwa energi tidak dapat diciptakan maupun dimusnahkan tetapi energi dapat diubah dari satu bentuk ke bentuk lain.
• Jumlah energi yang dimiliki sistem dinyatakan dengan energi dalam (E).
• Jika sistem menyerap kalor, maka E > 0 sedangkan jika sistem membebaskan kalor, maka E < 0
• Hubungan antara energi dalam. kalor dan keda diumuskan dalam hukum termodinamika.
  • ΔE = q + W

Keterangan:

ΔE = perubahan energi dalam

q    = jumlah kalor yang diserap atau dilepas sistem

q    =+ jika sistem menyerap / menerima kalor

q    = – jika sistem melepaskan kalor

w    = jumlah kalor yang diterima/dRakukan sistem

w    =+ jika sistem menerima kera

w    = – jika sistem melakukan kerja

B. Sistem dan Lingkungan

• Sistem adalah sejumlah zat atau campuran yang di pelajari sifat-sifat dan perilakunya (bagian dari alam semesta yang sedang jadi pusat perhatian). Sedangkan lingkungan adalah segala sesuatu di luar sistem.
• Interaksi antara sistem dan lingkungan dapat berupa pertuakaran materi dan energi.

C. Reaksi Ekeoterm dan Endoterm

Tabel 7.1 Perbedaan Reaksi Eksotem dan Endoterm

D. Entalpi Reaksi

Perubahan entalpi (ΔH) diukur pada keadaan standar yaitu perubahan entalpi diukur pada suhu 25°C dan tekanan 1 atm yang disebut dengan perubahan entalpi standar (H^o).

Persamaan reaksi yang mengikutsertakan H reaksi disebut persamaan termokimia, contohnya:

2 H₂ + O₂ → H₂O

H= -404 kJ/mol

Artinya: 2 mol gas H₂, bereaksi dengan 1 mol gas O₂, menghasilkan 2 mol H₂O dengan melepas kalor sebesar 404 kl/mol.

E. Perubahan Entalpi Reaksi standar

1. Entalpi Pembentukan Standar (Hof)

Merupakan kalor reaksi yang diperlukan atau dilepaskan pada pembentukan 1 mol senyawa dari unsur-unsurnya pada keadaan standar.

H2 + 1/2 O2 → H2O

H= -285,8 kJ/mol

Artinya: 1 mol gas H₂ bereaksi dengan 1/2 mol gas O₂  menghasilkan 1 mol H₂O dengan melepas kalor sebesar 285,8 kJ/mol

2. Entalpi Penguraian Standar (Hod)

Merupakan kalor yang dilepaskan atau diserap pada penguraian 1 mol senyawa menjadi unsur-
unsurnya pada keadaan standar. Contoh:

H₂O → H₂ + 1/2 O₂
H = +285,8 kJ/mol

Artinya: Untuk menguraikan 1 mol H₂O menjadi 1 mol gas H₂ dan mol gas O₂ dibutuhkan kalor sebesar 285,8 kJ/mol.

3. Entalpi Pembakaran Standar (Hoc)

Merupakan kalor yang dilepaskan pada pembakaran 1 mol zat pada keadaan standar. Pada reaksi pembakaran selalu dihasilkan gas CO₂ dan H₂O yang dikenal juga dengan pembakaran sempurna.

Sedangkan pembakaran tidak sempurna menghasilkan gas CO₂ dan H₂O.

4. Entalpi Pelarutan Standar (H^o_s)

Merupakan kalor yang dilepaskan atau diserap pada pelarutan 1 mol senyawa pada keadaan standar.

F. Kalorimeter

Kalorimeter adalah alat yang mengukur kalor yang dilepas ataupun diserap sistem. Pada kalorimeter tidak terjadi perpindahan kalor antara sistem dan lingkungan sehingga berlaku:

Qreaksi = -(Qsistem + Qkalorimeter)

Jumlah kalor yang diserap (ditandai dengan suhu yang turun) atau dibebaskan (ditandai dengan suhu naik) larutan dapat ditemukan dengan pengukur perubahan suhunya. Jumlah kalor yang yang diserap atau dibebaskan dapat dirumuskan:

Q = m.c.ΔT

Keterangan:

Q  = kalor yang diserap/dibebaskan (Joule)

m  = massa zat (gr)

C  = kalor jenis (J/gr^oC)

Δt = perubahan suhu (t2 – t1) ^oC

G. Hukum Hess

“Kalor reaksi yang dibebaskan ataupun yang diserap tidak tergantung pada jalannya reaksi tetapi tergantung pada keadaan awal dan keadaan akhir reaksi” Artinya perubahan entalpi suatu reaksi tetap sama baik berlangsung dalam satu tahap maupun beberapa tahap. Skema dari hukum Hess:

H. Entalpi Reaksi Berdasarkan Data Perubahan

p A + q B → r C + s D

ΔHreaksi = ΔH^o_fhasil – ΔH^o_f pereaksi

ΔHreaksi = (r.ΔH^o_fC + s.ΔH^o_fD) – (p.ΔH^o_fA + q.ΔH^o_fB)

I. Energi Ikatan

Energi Ikatan adalah energi yang diperlukan untuk memutuskan 1 mol senyawa dalam keadaan gas menjadi atom atom gas. Secara Umum :

ΔHreaksi = ΔH^o_fpereaksi – ΔH^o_fhasil

Read More

Bilangan Kuantum

Read More