Ringkasan Materi Laju Reaksi

Reaksi-reaksi kimia berlangsung dengan kecepatan yang beragam. Ada reaksi yang berlangsung cepat sekali, seperti bom atau petasan meledak atau raksi antara ion H⁺ dan ion OH^– dalam larutan. Ada juga reaksi yang sangat lambat, seperti perkaratan besi atau perubahan sisa organisme menjadi fosil atau reaksi antara gas hidrogen dan gas oksigen tanpa katalis pada suhu kamar.

Ditinjau dari teknologi, masalah laju reaksi penting sekali. Setiap reaksi kimia dalam industri perlu dilakukan pada kondisi optimum sehingga produknya dihasilkan dalam waktu singkat. Oleh karena itu penting sekali mempelajari faktor-faktor yang mempengaruhi laju reaksi. Pengetahuan tersebut dapat kita gunakan untuk mengendalikan laju suatu reaksi sehingga sesuai dengan keinginan kita.

Definisi Laju Reaksi

Istilah “laju” atau “kecepatan” menunjukkan perubahan sesuatu yang terjadi tiap satuan waktu. Dalam reaksi kimia terjadi proses perubahan zat-zat pereaksi menjadi produk. Jadi pada saat reaksi berlangsung, jumlah zat pereaksi akan berkurang sedangkan jumlah produk bertambah.

Laju reaksi didefnisikan sebagai perubahan konsentrasi zat pereaksi atau produk per satuan waktu. Laju reaksi juga biasa dinyatakan sebagai laju pengurangan konsentrasi molar salah satu pereaksi atau laju pertambahan konsentrasi molar salah satu produk dalam satuan waktu. Laju reaksi dirumuskan sebagai persamaan 7.1 berikut:

Reaksi: R —————> P

v =

atau

v =

dengan

R = pereaksi (reaktan)

P = hasil reaksi (produk)

v = laju reaksi

t = waktu reaksi

Δ[R] = perubahan konsentrasi pereaksi

Δ[P] = perubahan konsentrasi produk

= laju pengurangan konsentrasi salah satu pereaksi dalam satu satuan waktu

= laju penambahan konsentrasi salah satu produk dalam satu satuan waktu

Berdasarkan definisi di atas, maka laju reaksi mempunyai satuan (konsentrasi) (waktu)^-1. Konsentrasi biasanya dinyatakan dalam molar, sedangkan satuan waktu dapat digunakan detik atau menit bagi reaksi yang berlangsung relatif cepat, dan jam bagi reaksi yang lambat.

Ada dua pengertian laju reaksi, yaitu laju rata-rata dan laju seketika. Laju reaksi rata-rata menyatakan perubahan konsentrasi yang terjadi pada selang waktu tertentu. Laju reaksi seketika menyatakan perubahan konsentrasi pada suatu waktu tertentu.

Untuk mencegah kesukaran yang dihadapi siswa dalam menentukan laju reaksi dan menghindari adanya miskonsepsi tentang 2 pengertian laju reaksi, berilah contoh dan bandingkan kedua pengertian tersebut dengan kehidupan sehari-hari. Misalnya untuk reaksi:

2N₂O_{5 (g)} → 4 NO_{2 (g)} + O_{2 (g)}

laju reaksi dapat dinyatakan sebagai laju pengurangan konsentrasi molar N₂O₅atau laju pertambahan konsentrasi molar NO₂ atau laju pertambahan konsentrasi molar O₂:

^VN₂O₅ =

^VN₂ =

^VO₂ =

Sesuai dengan perbandingan koefisien reaksinya, laju pembentukan O₂ adalah setengah dari laju penguraian N₂O₅ atau seperempat dari laju pembentukan NO₂. Oleh karena itu dapat ditulis :

Laju reaksi yang dihitung dengan persamaan 7.1 adalah laju rata-rata untuk selang waktu tertentu. Laju seketika dapat diperoleh jika selang waktu (Δt) dibuat kecil mendekati nol. Perbedaan antara laju rata-rata dan laju seketika atau laju sesaat dapat diandaikan dengan laju kendaraan. Misal suatu kendaraan menempuh jarak 200 km dalam 4 jam, maka laju rata-rata kendaraan itu adalah 200 km / 4 jam = 50 km / jam. Namun, tentunya laju kendaraan selama perjalanan tidak selalu 50 km/jam, kadang-kadang lebih kadang-kadang kurang, seperti yang ditunjukkan oleh speedometer kendaraan itu. Speedometer menunjukkan laju seketika pada setiap saat. Perbedaan laju kendaraan dengan laju reaksi adalah bahwa laju reaksi tidak bervariasi naik turun seperti speedometer tetapi makin lama makin menurun (lihat Gambar 7.1).

Gambar 7.1. Laju pembentukan gas O₂pada penguraian N₂O₅

Gambar 7.1 memperlihatkan laju pembentukan gas O₂ pada penguraian N₂O₅ yang diukur dengan selang waktu 600 detik. Berdasarkan data pada gambar tersebut dapat dihitung laju rata-rata pembentukan O₂ selang waktu 600 detik pertama (dari t=0 detik hingga t=600 detik) sebagai berikut:

^VO₂      =

                        =

=

Laju rata-rata selang waktu 600 detik yang kedua (dari t=600 detik hingga t=1200 detik) adalah sebagai berikut:

^VO₂      =

=

Sementara itu laju penguraian N₂O₅ataupun laju pembentukan NO₂ dapat ditentukan berdasarkan laju pembentukan O₂ dengan menggunakan perbandingan koefisien reaksi:

^VN₂O₅ = 2 x ^VO₂

^VNO₂ = 4 x ^VO₂

Untuk selang waktu dari 0 hingga 600 detik yang pertama:

^VN₂O₅ =

=

^VNO₂   =

=

Menentukan Laju Reaksi

Laju reaksi dapat ditentukan melalui percobaan, yaitu dengan mengukur konsentrasi salah satu pereaksi atau salah satu produk pada selang waktu tertentu selama reaksi berlangsung.

Ada dua cara umum untuk menentukan konsentrasi zat dalam campuran reaksi, yaitu cara kimia dan cara fisika. Pada cara kimia diambil sejumlah volum campuran reaksi (misalnya 25 mL) pada waktu-waktu tertentu dan konsentrasi salah satu zat di dalamnya ditentukan dengan suatu metode analisis kimia (misalnya titrasi). Karena metoda analisa ini memakan waktu yang cukup lama, maka sebelum melakukan analisis, reaksi dalam cuplikan yang diambil itu harus dihentikan atau diperlambat terlebih dahulu. Cara untuk menghentukan atau memperlambat reaksi dapat dilakukan dengan membekukan reaksi pada suhu rendah, atau menetralkan salah satu zat yang ada dalam cuplikan. Dengan cara kimia konsentrasi zat dapat diketahui secara langsung.

Pada cara fisika, yang disebut juga cara tidak langsung, diukur suatu sifat fisika dari campuran reaksi pada waktu-waktu tertentu. Sifat fisika yang banyak diukur adalah tekanan (pada reaksi gas yang mengalami perubahan jumlah mol zat), daya hantar listrik (pada reaksi yang mengalami perubahan jumlah ion), atau absorpsi cahaya, keuntungan dari cara fisika ialah tidak perlu diambil cuplikan dan pengukuran dapat dilakukan pada campuran reaksi. Kerugiannya ialah bahwa perubahan sifat fisika yang diukur itu harus dapat dikonversi sebagai perubahan konsentrasi. Hal ini hanya mungkin jika diketahui hubungan antara sifat fisika itu dengan konsentrasi.

Untuk reaksi hidrolisis etil asetat berikut ini,

CH₃COOC₂H₅ + H₂O → CH₃COOH + C₂H₅OH

etil asetat                                 asam asetat      etanol

laju reaksi dapat ditentukan secara kimia dengan memberikan basa berlebih, yang diketahui konsentrasinya, kepada cuplikan yang diambil, untuk menetralkan asam asetat yang terbentuk. Kelebihan basa dapat dititrasi dengan larutan asam standar, sehingga konsentrasi asam asetat dapat dihitung dari perbedaan konsentrasi basa.

Untuk reaksi penguraian dinitrogen pentaoksida membentuk nitrogen dioksida dan oksigen,

2N₂O_{5 (g)} → 4NO_{2 (g)} + O_{2 (g)}

laju reaksinya dapat ditentukan secara fisika dengan mengukur perubahan tekanan yang terjadi karena perubahan jumlah mol gas. Gambar 7.2 memperlihatkan bagan alat yang dapat mengukur perubahan tekanan pada reaksi gas.

Gambar 7.2 Alat Pengukur Perubahan Tekanan pada Suatu Reaksi Gas

Penambahan jumlah mol gas sebagai hasil reaksi menyebabkan penambahan tekanan, yang dapat dibaca melalui manometer. Semakin banyak N₂O₅ yang terurai semakin besar tekanan. Bila reaksi berlangsung pada volume dan suhu tetap, maka pertambahan tekanan dapat dikaitkan dengan penambahan jumlah mol. Dengan demikian laju penguraian N₂O₅ itu dapat ditentukan.

Idealnya cara penentuan laju reaksi dilakukan dengan percobaan di laboratorium, agar siswa tidak mengalami kesukaran dalam memahami konsep cara menentukan laju reaksi. Jika praktikum di laboratorium tidak dapat dilakukan, siswa diberi pemahaman yang lebih mendalam mengenai perbedaan antara sifat fisika dan sifat kimia agar mereka tidak mengalami kerancuan dalam menentukan cara fisika atau cara kimia yang digunakan dalam menentukan laju reaksi.

Faktor-faktor yang Mempengaruhi Laju Reaksi

Laju reaksi dapat dipengaruhi oleh beberapa faktor yaitu: konsentrasi, suhu, luas permukaan dan katalisator.

1. Pengaruh Konsentrasi Terhadap Laju Reaksi

Laju reaksi bergantung pada jumlah tumbukan antara molekul-molekul pereaksi yang terjadi tiap satuan waktu. Makin besar jumlah tumbukan ini, makin besar pula laju reaksi. Salah satu cara untuk memperbesar jumlah tumbukan ialah dengan menaikkan konsentrasi zat-zat pereaksi. Menaikkan konsentrasi berarti menaikkan jumlah molekul per satuan volum, sehingga kemungkinan terjadinya tumbukkan antara molekul-molekul akan bertambah besar pula. Jadi dapat dikatakan bahwa kenaikkan konsentrasi pereaksi akan memperbesar kecepatan reaksi.

Hubungan kuantitatif antara konsentrasi dan laju reaksi dinyatakan oleh rumus laju reaksi atau hukum laju reaksi. Untuk reaksi:

mA + nB → pC + qD

rumus laju reaksinya dinyatakan dengan persamaan:

v = k . [A]^x . [B]^y

Berarti, reaksi berorde x terhadap pereaksi A dan berorde y terhadap pereaksi B. Orde reaksi total adalah (x + y). Faktor k pada persamaan laju reaksi disebut tetapan laju reaksi. Harga k khas untuk setiap reaksi dan hanya dipengaruhi oleh suhu dan katalisator.

Pada umumnya orde reaksi berupa bilangan bulat sederhana (1, 2, atau 3), tetapi kadang-kadang berupa bilangan pecahan, misalnya 1/2. Perhatikan persamaan laju beberapa reaksi berikut ini:

• 2N₂O_{5 (g)} → 4NO_{2 (g)} + O_{2 (g)}

v = k . [N₂O₅]

• CHCl_{3 (g)} + Cl_{2 (g)} → Ccl_{4 (g)} + HCl _(g)

v = k. [CHCl₃] . [Cl₂]^1/2

• H_{2 (g)} + I_2(g) → 2HI _(g)

v = k . [H₂] . [I₂]

• CH₃COOC₂H_{5 (aq)} + H₂O _(l) → CH₃COOH_(aq)

v = k.[CH₃COOC₂H₅]

Pada contoh nomor 4 di atas, persamaan laju reaksi tidak dipengaruhi oleh salah satu pereaksi, yaitu H₂O. Hal itu berarti konsentrasi H₂O tidak mempengaruhi laju reaksi. Reaksi dikatakan berorde nol terhadap H₂O.

Penentuan persamaan laju reaksi ni sering membuat rancu siswa, karena mereka sering menganggap persamaan laju reaksi ditentukan oleh koefisien reaksi. Padahal koefisien reaksi digunakan pada penentuan konstanta kesetimbangan, yang akan kita bicarakan pada bagian akhir modul ini. Dengan memahami cara menentukan persamaan laju reaksi berikut ini diharapkan siswa tidak akan mengalami miskonsepsi tentang pengaruh konsentrasi reaktan terhadap laju reaksi yang tidak selalu ditentukan oleh koefisiennya.

Menentukan Persamaan Laju Reaksi

Persamaan laju reaksi tidak dapat diturunkan hanya dari persamaan stoikiometri reaksi, tetapi ditentukan melalui percobaan. Salah satu cara adalah metode laju awal. Dalam metode ini persamaan laju reaksi ditentukan dengan melakukan serangkaian percobaan dengan konsentrasi awal pereaksi yang bervariasi. Sebagai contoh, perhatikanlah Tabel 7.1 yang berisi data hasil percobaan antara ion amonium (NH₄⁺) dengan ion nitrit (NO₂^–)_.

Tabel 7.1 Data Laju Reaksi Ion Amonium dengan Ion Nitrit pada 25 ^oC

Nomor Percobaan	Konsentrasi awal ion NO2– (M)	Konsentrasi awal ion NH4– (M)	Laju awal (M det–1)
1	0,0100	0,2000	5,4 x 10-7
2	0,0200	0,2000	10,8 x 10-7
3	0,0400	0,2000	21,5 x 10-7
4	0,2000	0,0202	10,8 x 10-7
5	0,2000	0,0404	21,6 x 10-7
6	0,2000	0,0606	32,4 x 10-7

Percobaan nomor 1, 2 dan 3 digunakan untuk menentukan orde reaksi terhadap ion NO₂^–. Dalam ketiga percobaan itu konsentrasi ion NO₂^– dibuat bervariasi, sementara konsentrasi ion NH₄⁺dibiarkan tetap. Dengan demikian perubahan laju reaksi hanya disebabkan oleh perubahan konsentrasi ion NO₂^–.

Percobaan 4, 5 dan 6 dimaksudkan untuk menentukan orde reaksi terhadap ion NH₄⁺. Pada ketiga percobaan terakhir konsentrasi ion NO₂^– yang dibuat tetap sedangkan konsentrasi ion NH₄^– dibuat bervariasi. Perubahan laju reaksi semata-mata disebabkan oleh perubahan konsentrasi ion NH₄⁺. Dari persamaan reaksi :

NH₄⁺_(aq) + NO₂^– _(aq) → N_{2 (g)} + 2H₂O _(l)

Dapat ditulis persamaan laju reaksi sebagai :

v = k. [NH₄⁺]^x.[NO₂^–]^y ……………………………. (7.3)

Orde reaksi terhadap NH₄⁺, yaitu x, dapat ditentukan dengan membandingkan percobaan 5 dengan percobaan 4, atau percobaan 6 dengan percobaan 4:

2 = 2^x

x = 1

Orde reaksi terhadap NO₂^–, yaitu y, dapat ditentukan dengan membandingkan percobaan 2 dengan percobaan 1, atau percobaan 3 dengan percobaan 1:

2 = 2^x

x = 1

Jadi persamaan laju reaksinya adalah :

v = k.[NH₄⁺].[NO₂^–] …………………………. (7,4)

Orde 1 untuk masing-masing reaktan tidak perlu ditulis. Selanjutnya harga tetapan laju reaksi (k) dapat ditentukan dengan memasukkan salah satu data percobaan dari Tabel 7.1 ke dalam persamaan laju reaksi (persamaan 7.4). Misalnya data percobaan 1 yang dipilih, maka harga k dapat dihitung sebagai berikut:

5,4 x 10^-7 M det^-1 = k x 0,200 M x 0,0100 M

k =

k =

Data percobaan manapun yang digunakan akan menghasilkan harga k yang sama. Jadi, persamaan laju reaksi antara ion amonium dan ion nitrit pada suhu 25 ^oC secara lengkap dapat dituliskan sebagai berikut:

v = 2,7 x 10⁴ [NH₄⁺]^x.[NO₂^–]

1. Pengaruh Suhu Terhadap Laju Reaksi

Kecuali dengan menaikkan konsentrasi zat-zat pereaksi, reaksi kimia juga cenderung lebih cepat pada suhu yang lebih tinggi. Sebagai contoh, kita memasak makanan dengan menaikkan suhu untuk mempercepat reaksi. Sebaliknya, reaksi pembusukan makanan diperlambat dengan mendinginkan atau membekukan makanan.

Untuk mencegah keracunan yang akan dialami siswa dalam memahami pengaruh suhu terhadap laju reaksi, maka siswa harus diberi pemahaman yang cukup mengenai proses terjadinya suatu reaksi kimia, dengan menerangkan mengenai teori tumbukan di bawah ini.

Teori Tumbukan

Peningkatan suhu akan meningkatkan jumlah tumbukan antara molekul-molekul zat-zat pereaksi. Menurut teori tumbukan, reaksi berlangsung sebagai hasil tumbukan antar partikel zat-zat pereaksi. Akan tetapi, tidak setiap tumbukan menghasilkan reaksi, melainkan hanya tumbukan antar partikel yang memiliki energi minimum tertentu. Tumbukan yang menghasilkan reaksi disebut tumbukan efektif, sedangkan energi minimum yang diperlukan untuk menghasilkan tumbukan efektif disebut energi aktivasi = Ea.

Akibat kenaikan suhu, energi kinetik dari molekul-molekul akan bertambah besar, berarti molekul-molekul akan bergerak dengan kecepatan yang lebih tinggi, sehingga memperbesar jumlah tumbukan tiap satuan waktu. Jadi, jika suhu reaksi dinaikkan, maka reaksi akan berjalan lebih cepat.

Menurut teori kinetik gas, molekul-molekul gas dalam suatu wadah tidak mempunyai energi kinetik yang sama, tetapi bervariasi menurut suatu kurva seperti terlihat pada Gambar 7.3.

Gambar 7.3. Distribusi Molekul-molekul Gas menurut Energi Kinetiknya

Pada suhu yang lebih rendah (T₁), fraksi molekul yang mencapai energi aktivasi sebesar y₁. Jika suhu dinaikkan (T₂) maka energi rata-rata molekul-molekul bertambah besar dan fraksi molekul yang mencapai energi aktivasi juga bertambah (y₂B). Karena itu, reaksi akan berlangsung lebih cepat. Jika suatu reaksi berlangsung 2 kali lebih cepat bila suhunya dinaikkan 10 ^oC, artinya fraksi molekul yang mencapai energi aktivasi menjadi 2 kali lebih besar dengan kenaikan suhu 10 ^oC. Seperti reaksi :

Na₂S₂O_{3 (aq)} + 2HCl_(aq) → 2NaCl _(aq) + H₂O _(l) + S_(s) + SO_{2 (aq)}

Reaksi antara larutan natrium tiosulfat (Na₂S₂O₃) 0,2 M dengan larutan HCl 2M pada suhu kamar memiliki kecepatan reaksi sekitar setengah dari kecepatan reaksinya pada saat suhunya dinaikkan 10^oC.

Contoh.

Suatu reaksi berlangsung dua kali lebih cepat setiap kali suhu dinaikkan 10 ^oC. Jika laju reaksinya pada suhu 25 ^oC adalah x M det^-1, berapakah laju reaksinya pada 55 ^oC?

Jawab.

Kenaikan suhu dari 25 ^oC menjadi 55 ^oC adalah 30 ^oC = 3 x 10 ^oC

Maka laju reaksi menjadi:

= 2 x 2x 2 x x M det ^-1

= 2³x M det^-1

= 8 x M det^-1

Untuk jelasnya dapat diuraikan sebagai berikut:

Suhu                : 25 ^oC          35 ^oC              45 ^oC                55 ^oC

Laju reaksi      : x M det^-1     2 x M det^-1        4 x M det^-1          8 x M det^-1

Energi aktivasi bergantung padajenis zat pereaksi. Reaksi-reaksi yang dapat berlangsung pada suhu kamar berarti mempunyai energi aktivasi yang rendah. Sebaliknya, reaksi yang tidak berlangsung pada suhu kamar berarti mempunyai energi aktivasi yang lebih tinggi. Grafik perubahan energi pada reaksi eksoterm, seperti pembakaran metana, ditunjukkan pada Gambar 7.4.

Gambar 7.4. Grafik Perubahan Energi Potensial dari Reaksi Eksoterm

1. Perubahan energi pada batu X yang didorong dari lembah A ke lembah B
2. Perubahan energi pada pembakaran metana

Berdasarkan susunan kimianya campuran gas metana dan oksigen berada pada tingkat energi yang lebih tinggi daripada campuran gas karbon dioksida dengan air. Akan tetapi, CH₄tidak terbakar (bereaksi dengan O₂) membentuk campuran CO₂ sebelum diberi sejumlah energi yakni energi aktivasi (Ea). Energi aktivasi mendorong sebagian pereaksi (CH₄ dan O₂) sampai apda keadaan yang aktif sehingga siap bereaksi, yang disebut sebagai kompleks teraktivasi. Setelah sebagian molekul-molekul CH₄ terbakar, dibebaskan sejumlah energi yang jumlahnya lebih besar daripada energi aktivasi. Energi yang dibebaskan ini akan mengaktifkan molekul-molekul lain yang belum terbakar. Selanjutnya pembakaran metana berlangsung dengan sendirinya.

Perubahan energi potensial pada reaksi endoterm merupakan kebalikan dari reaksi eksoterm, seperti terlihat pada Gambar 7.5.

Gambar 7.5. Grafik Perubahan Kandingan Energi pada Penguraian Air

Reaksi endoterm yang diambil sebagai contoh pada Gambar 7.5. adalah penguraian air yang dapat dituliskan sebagai:

H₂O _(l) → H_{2 (l)} + ½ O_{2 (g)}         ΔH = 285,85 kJ

Pereaksi memperlukan energi aktivasi yang lebih besar daripada energi yang dibebaskan. Karena energi yang dibebaskan tidak cukup untuk mengaktifkan molekul-molekul lain yang belum bereaksi, maka reaksi terus menerus memerlukan tambahan energi.

Energi aktivasi suatu reaksi sangat penting dalam mempelajari kinetika kimia atau laju reaksi. Energi ini merupakan energi minimum, di atas energi rata-rata, yang harus dimiliki oleh molekul-molekul pereaksi agar dapat menghasilkan reaksi jika saling bertumbukan. Jika molekul-molekul pereaksi tidak mempunyai energi ini, maka tumbukan tidak akan menghasilkan reaksi, artinya tumbukan tidak efektif.

Energi aktivasi selalu bernilai positif dan besarnya bergantung pada jenis reaksi. Ada reaksi dengan energi aktivasi yang besarnya hampir nol, misalnya reaksi:

H₃O⁺ + OH^– → 2H₂O

CH₃ + CH₃ → C₂H₆

Reaksi pertama adalah reaksi ion dan yang kedua adalah reaksi radikal bebas. Pada kedua raksi ini tidak ada ikatan kimia pada molekul-molekul pereaksi yang harus diputuskan terlebih dahulu sebelum terjadi ikatan baru pada pembentukan zat hasil reaksi. Jika ada banyak ikatan kimia yang harus diputuskan atau jika ikatan kimia yang harus diputuskan kuat sekali, maka diperlukan banyak energi yang berarti energi aktivasi untuk reaksi tersebut besar. Dapat dikatakan reaksi dengan energi aktivasi rendah akan berjalan lebih cepat dibandingkan dengan raksi yang mempunyai energi aktivasi lebih tinggi.

1. Pengaruh Luas Permukaan Bidang Sentuh Terhadap Laju Reaksi

Reaksi dapat terjadi antara pereaksi dengan fasa yang sama maupun dengan fasa yang berbeda. Reaksi dengan pereaksi berbeda fasa disebut reaksi heterogen, misalnya reaksi antara pereaksi cair dan padat. Reaksi heterogen ini berlangsung pada bidang sentuh, yaitu bidang persentuhan antara 2 fasa yang berbeda. Laju reaksi heterogen dapat deperbesar dengan memperluas bidang sentuh.

Contoh reaksi yang heterogen adalah reaksi antara batu pualam (CaCO₃) dengan larutan asam klorida, yang persamaan reaksinya dapat ditulis sebagai berikut:

CaCo_{3 (g)} + 2HCl _(aq) → CaCl_{2 (aq)} + CO_{2 (g)}+ H₂O _(l)

Reaksi serbuk pualam dengan HCl 2 M berlangsung lebih cepat daripada reaksi keping pualam dengan HCl 2 M. Hal ini disebabkan oleh CaCO₃ dengan massa yang sama, dalam bentuk serbuk mempunyai luas permukaan yang lebih besar daripada dalam bentuk keping.

Untuk lebih memperdalam pemahaman siswa tentang pengaruh luas permukaan bidang sentuh terhadap laju reaksi dalam reaksi heterogen ini, siswa dapat melakukan praktikum di laboratorium dengan mereaksikan HCl 2 M ditambah 1 gram pualam. Bentuk pualam yang direaksikan bervariasi, mulai dari keping, lalu butiran, lalu serbuk. Kecepatan reaksi diamati dari pembentukan gas CO₂ yang terbentuk. Jika praktikum tidak mungkin dilakukan, Anda sebagai guru dapat memberikan contoh yang lebih konkrit, seperti pembahasan berikut ini.

Dalam kehidupan sehari-hari maupun dalam industri, memperbesar luas permukaan untuk mempercepat laju reaksi sering dilakukan. Contohnya, pada sistem pencernaan makanan dikunyah dulu untuk memperluas permukaan makanan agar mudah dan cepat penguraiannya secara kimia. Contoh lain adalah proses peragian, sebelum digunakan ragi digerus untuk memperluas permukaan bidang sentuhnya dengan singkong atau ketan yang akan dibuat tape.

1. Pengaruh Katalisator terhadap Laju Reaksi

Laju reaksi seringkali dapat ditingkatkan jika ditambahkan zat-zat tertentu, biasanya dalam jumlah kecil, pada campuran reaksi. Zat-zat ini disebut katalisator dan peristiwa peningkatan laju reaksi disebut katalisis. Katalisator tidak ditulis pada persamaan stoikiometri reaksi dan konsentrasinya dalam campuran reaksi tidak berubah.

Bagaimana katalisator dapat memperbesar laju reaksi dapat dijelaskan sebagai berikut. Telah kita bahas di atas bahwa reaksi terjadi sebagai hasil tumbukan antar partikel pereaksi. Perhatikanlah reaksi berikut ini:

N_{2 (g)} + 3H_{2 (g)} → 2 NH_{3 (g)}

Persamaan di atas menyatakan bahwa 1 molekul N₂ bereaksi dengan 3 molekul H₂ membentuk 2 molekul NH₃. Bagaimanakah molekul-molekul pereaksi tersebut bertumbukan? Apakah reaksi berlangsung sebagai hasil tumbukan sekaligus antara 1 molekul N₂denga 3 molekul H₂?

Sulit dibayangkan terjadi tumbukan sekaligus antara 4 molekul. Kemungkinan terjadinya tumbukan seperti itu sangat kecil. Yang paling mungkin adalah suatu tumbukan beruntun yang setiap kali melibatkan 2 partikel. Jadi dapat dipastikan bahwa suatu reaksi akan berlangsung dalam beberapa tahap. Tahap-tahap yang dilalui suatu reaksi disebut mekanisme reaksi, yang menggambarkan detil reaksi, yakni urut-urutan tumbukan dalam suatu reaksi.

Reaksi antara aseton dan yod, yang persamaan stoikiometrinya:

CH₃COCH₃ + I₂ → CH₃COCH₃I + HI

diduga berjalan menurut mekanisme 3 tahap:

…………..(1) (2) (3)

Tahap (1) merupakan tahap yang lambat karena mempunyai energi aktivasi yang besar. Katalisator berperan mengubah mekanisme reaksi dengan membuat tahap-tahap reaksi yang memiliki energi aktivasi lebih rendah. Reaksi di atas dapat dipercepat dengan penambahan asam, karena proton bertindak sebagai katalisator bagi reaksi ini. Mekanisme reaksi antara aseton dengan yod menggunakan katalisator asam diperkirakan sebagai berikut:

………..(1a)(1b)(2)(3)

Pada mekanisme ini tahap yang lambat, pada reaksi tanpa katalisator, dipecah menjadi 2 tahap, masing-masing dengan energi aktivasi yang rendah. Sehingga pembentukan isomer aseton dapat berjalan lebih cepat. Perhatikan bahwa proton (katalisator) bereaksi pada tahap (1a) dan dihasilkan kembali pada tahap (1b).

Gambar 7.6 memperlihatkan penurunan energi aktivasi suatu reaksi karena adanya katalisator.

Gambar 7.6. Skema Penurunan Energi Aktivasi oleh Katalisator

Contoh lain dari peningkatan laju reaksi dengan adanya katalisator adalah penguraian N₂O menjadi N₂ dan O₂ yang menggunakan katalisator Cl₂, dengan mekanisme reaksi sebagai berikut:

• Cl₂                                 →     2Cl
• Cl +       N₂O        →     N₂         +           ClO

Cl       +       N₂O        →     N₂         +           ClO

• ClO +       ClO        →     Cl₂        +           O₂ +

Total           2N₂O      →     2N₂       +           O₂

Contoh-contoh tersebut menggambarkan peristiwa katalis homogen, yaitu reaksi yang menggunakan katalisator yang satu fase dengan zat yang dikatalisis. Pada katalisis heterogen, katalisator yang digunakan biasanya berfasa padat atau campuran zat-zat dalam bentuk yang sangat halus. Katalisator heterogen banyak ditemukan dalam proses industri, salah satu contohnya adalah proses pembuatan margarin. Serbuk nikel digunakan sebagai katalisator untuk menghidrogenasi minyak tak-jenuh menjadi minyak jenuh dengan maksud untuk menaikkan titik bekunya. Secara sederhana reaksi hidrogenasi ini dapat diterangkan sebagai berikut:

Ni

H₂C = CH₂ + H₂ → H₃C – CH₃

Serbuk Ni dapat menyerap sejumlah besar gas hidrogen dan mengubah molekul hidrogen menjadi atom hidrogen:

H₂ + 2Ni → 2Ni.H

Reaksi hidrogenasi kemudian berlangsung antara etena dan atom H pada permukaan nikel:

H₂C=CH₂ + 2Ni.H → H₃C-CH₃ + 2Ni

Pada contoh ini logam nikel menyediakan jalan baru bagi reaksidengan energi aktivasi yang lebih rendah, yaitu dengan mengubah molekul hidrogen menjadi atom hidrogen yang jauh lebih reaktif.

Pengaruh katalisator dalam meningkatkan laju reaksi dapat lebih mudah dipahami jika siswa mempunyai kesempatan untuk praktikum di laboratorium, dengan mengamati perbedaan laju suatu reaksi tanpa katalisator dan dengan katalisator.

Latihan

Untuk lebih memahami materi Kegiatan Belajar 1 di atas, kerjakanlah soal-soal berikut ini sebagai latihan!

1. Apakah yang dimaksud dengan energi aktivasi? Jelaskan!
2. Mengapa reaksi berlangsung lebih cepat pada suhu yang lebih tinggi?
3. Serbuk pualam dapat bereaksi lebih cepat daripada keping pualam masing-masing dengan HCl 3M. Bagaimana Anda menjelaskan hal ini?
4. Bagaimana katalisator mempercepat laju reaksi?
5. Apakah setiap tumbukan antar molekul pereaksi menghasilkan suatu reaksi? Jelaskan!

Petunjuk Jawaban Latihan

1. Untuk menjawab hal ini para siswa sering rancu antara energi reaksi dan energi aktivasi. Energi reaksi adalah selisih antara energi potensial reaktan terhadap energi potensial produk reaksi. Jadi energi reaksi adalah energi yang dihasilkan atau dibutuhkan oleh suatu reaksi. Sedangkan energi aktivasi adalah energi minimum yang diperlukan untuk menghasilkan tumbukan efektif, yaitu tumbukan yang menghasilkan reaksi.
2. Dalam menjawab pertanyaan mengenai pengaruh suhu terhadap laju reaksi, sebaiknya siswa diberi pengertian yang cukup jelas mengenai mekanisme reaksi. Anda sebagai guru dapat menerangkan mekanisme reaksi dengan teori tumbukan. Jika siswa sudah memahami mekanisme reaksi dengan jelas, maka mereka akan dapat menjawab bahwa kenaikan suhu akan mempercepat laju reaksi. Karena pada suhu tinggi pergerakan molekul akan semakin cepat dan kemungkinan terjadinya tumbukan efektif akan lebih besar dibandingkan dengan pada suhu rendah.
3. Reaksi antara pualam dengan HCl merupakan reaksi yang melibatkan 2 fasa yang berbeda, yaitu padat dan cair. Dalam reaksi heterogen ini laju reaksi dipengaruhi oleh luas permukaan bidang sentuh, makin besar kemungkinan terjadinya kontak atau tumbukan antar molekul-molekul reaktan sehingga mempercepat laju reaksi. Dalam menjelaskan pengaruh luas permukaan bidang sentuh terhadap laju reaksi, kembali lagi siswa harus terlebih dahulu memahami mekanisme reaksi.
4. Katalisator dapat mempercepat laju reaksi dengan menurunkan energi aktivasi suatu reaksi. Untuk lebih memperjelas cara kerja katalisator diharapkan pada guru dapat memberikan contoh tahap-tahap reaksi sebelum dan sesudah ditambahkan katalisator, sehingga siswa dapat lebih memahami fungsi katalisator dalam suatu reaksi kimia.
5. Tumbukan yang terjadi antara molekul-molekul reaktan dalam suatu reaksi kimia belum tentu menghasilkan produk. Hal ini dapat lebih mudah diterangkan untuk tumbukan yang melibatkan lebih dari dua melikul (partikel) reaktan. Sangat kecil kemungkinan terjadinya tumbukan 4 partikel reaktan sekaligus. Jadi adakalanya tumbukan antar partikel pereaksi tidak langsung menghasilkan produk, tetapi bertahap. Tahapan reaksi tidak perlu dihafalkan oleh siswa, tetapi mereka lebih ditekankan untuk memahami adanya mekanisme reaksi tersebut. Tumbukan antar partikel pereaksi yang lansung menghasilkan produk disebut tumbukan efektif.

Rangkuman

Dalam kegiatan belajar pertama dari modul ini Anda telah mempelajari definisi laju reaksi, cara menentukan laju reaksi serta faktor-faktor yang mempengaruhi laju reaksi. Faktor-faktor yang mempengaruhi konsentrasi, suhu, luas permukaan bidang sentuh dan katalisator. Sebelum mempelajari secara detail mengenai faktor-faktor yang mempengaruhi laju reaksi, dibahas mengani teori tumbukan dan mekanisme reaksi. Setiap bagian dalam kegiatan belajar ini mempertimbangkan kemungkinan adanya kesukaran dan miskonsepsi yang dialami oleh siswa, serta apa yang sebaiknya Anda lakukan sebagai guru untuk mencegah atau meminimalkan hal tersebut.

Tes Formatif 1

Pilihlah satu jawaban yang paling tepat menurut pendapat Anda dan lingkari jawaban A, B, C dan D sesuai dengan pilihan Anda!

• Satuan tetapan laju reaksi (k) tergantung pada tingkat reaksi. Satuan k untuk reaksi tingkat kedua adalah …
  1. M² detik²
  2. M^-2 detik²
  3. M detik^-1
  4. M^-1 detik^-1
• Untuk menentukan persamaan laju reaksi, dapat dilakukan dengan cara …
  1. mengubah konsentrasi salah satu reaktan
  2. meningkatkan suhu reaksi
  3. menambah katalisator
  4. memperbesar luas permukaan bidang sentuh
• Faktor yang tidak mempengaruhi laju reaksi adalah pada …
  1. suhu tetap ditambahkan katalisator
  2. suhu tetap volume diperbesar
  3. volume tetap jumlah pereaksi diperbesar
  4. volume tetap suhu diperbesar
• Reaksi hidrolisis etil asetat

CH₃COOC₂H₅ + H₂O → CH₃COOH + C₂H₅OH

berorde nol terhadap air, artinya …

1. laju awal reaksi = nol
2. laju reaksi berbanding lurus dengan konsentrasi air
3. konsentrasi air tidak mempengaruhi laju reaksi
4. reaksi akan berlangsung terus sampai konsentrasi air = nol

• Di antara pasangan reaksi berikut ini yang diharapkan bereaksi paling cepat adalah …
  1. 20 mL HCl 0m2 M + 20 mL Na₂S₂O₃0,1 M pada 30^oC
  2. 20 mL HCl 0m2 M + 20 mL Na₂S₂O₃0,1 M + 20 mL air pada 30^oC
  3. 20 mL HCl 0m2 M + 20 mL Na₂S₂O₃0,1 M pada 40^oC
  4. 20 mL HCl 0m2 M + 20 mL Na₂S₂O₃0,1 M + 20 mL air pada 40^oC
• Untuk reaksi A + B → AB, diperoleh data, jika konsentrasi A dinaikkan dua kali pada konsentrasi B tetap, laju reaksi menjadi dua kali lebih besar. Jika konsentrasi A dan B masing-masing dinaikkan dua kali, laju reaksi menjadi delapan kali lebih besar. Maka persamaan laju reaksi tersebut adalah …
  1. k [A]² [B]²
  2. k [A] [B]²
  3. k [A]² [B]
  4. k [A] [B]
• Kenaikan suhu akan memperbesar laju reaksi, karena kenaikan suhu akan …
  1. mempertinggi energi aktivasi
  2. memperbesar energi kinetik molekul reaktan
  3. memperbesar luas permukaan bidang sentuh
  4. memperbesar tekanan
• Katalisator dapat memperbesar laju reaksi, karena katalisator …
  1. memperbesar tahapan reaksi
  2. menurunkan energi aktivasi
  3. memperbesar entalpi reaksi
  4. menurunkan energi kinetik
• Setiap kenaikan suhu 20^oC laju suatu reaksi menjadi 3 kali lebih cepat dari semula. Jika pada suhu 20^oC reaksinya berlangsung dalam 9 menit, maka pada 80^oC reaksi akan berlangsung dalam waktu…
  1. 1/3 menit
  2. 1/6 menit
  3. 2/3 menit
  4. 1/9 menit
• Untuk reaksi 2A + B → A₂B mempunyai orde pertama terhadap A dan orde pertama terhadap B. Jika konsentrasi awal A dan B masing-masing adalah 0,1 M dan diketahui k adalah tetapan laju reaksi, maka laju reaksi apda saat konsentrasi A telah berkurang menjadi 0,06 M adalah …
  1. 0,0006 k
  2. 0,0036 k
  3. 0,0048 k
  4. 0,0060 k

Cocokkanlah jawaban Anda dengan Kunci Jawaban Tes Formatif 1 yang terdapat di bagian akhir Modul ini. Hitunglah jawaban Anda yang benar, kemudian gunakan rumus di bawah ini untuk mengetahui tingkat penguasaan Anda terhadap materi Kagiatan Belajar 1.

Rumus:

Tingkat penguasaan = x 100%

Arti tingkat penguasaan yang Anda capai:

90 % – 100 % = baik sekali

80 % – 89 % = baik

70 % – 79 % = cukup

< 70 % = kurang

Apabila tingkat penguasaan Anda mencapai 80% ke atas, Anda dapat meneruskan dengan Modul berikutnya. Bagus! Tetapi bila tingkat penguasaan Anda masih di bawah 80%, Anda harus mengulangi Kegiatan Belajar 2, terutama bagian yang belum Anda kuasai.
Kesetimbangan Kimia

Pada reaksi-reaksi kimia yang tidak balik (irreversible) hasil reaksi tidak dapat diubah menjadi zat pereaksi, seperti pada reaksi pembakaran dan perkaratan atau korosi. Kertas atau kayu yang sudah terbakar dan menjadi abu tidak dapat diubah kembali menjadi kayu atau kertas seperti semula. Selain itu, banyak juga reaksi yang dapat balik (reversible), artinya hasil reaksi dapat bereaksi kembali membentuk zat-zat pereaksi. Beberapa contoh reaksi yang dapat balik adalah:

H_{2 (g)} + I_{2 (g)}       ↔ 2HI _(g)

N_{2 (g)} + 3H_{2 (g)}  ↔ 2NH_{3 (g)}

2C _(s) + O_{2 (g)}    ↔ 2CO _(g)

PbSO_{4 (s)} + 2NaI _(aq) ↔ PbI_{2 (s)} + 2Na₂SO_{4 (aq)}

Tanda panah bolak-balik (↔) menyatakan reaksi dapat berlangsung dua arah yaitu reaksi ke kanan yang disebut reaksi maju dan reaksi ke kiri yang disebut reaksi balik.

Pada umumnya reaksi kimia merupakan reaksi kesetimbagan, yaitu reaksi yang akan mencapai keadaan dinamis dimana laju reaksi dalam dua arah yang berlawanan adalah sama. Keadaan setimbang ditandai oleh sifat makroskopik (yaitu sifat-safat yang dapat diamati/diukur) yang konstan pada suhu tetap dalam sistem tertutup (sistem yang reaktan maupun produknya tidak ada yang meninggalkan wadah. Jadi pada keadaan setimbang tidak ada perubahan yang dapat diamati, reaksi seolah-olah berhenti. Akan tetapi secara mikroskopik (yaitu keadaan pada tingkat molekuler) reaksinya tetap berlangsung.

Untuk lebih jelasnya perhatikan penguraian batu kapur dalam wadah tertutup, seperti terlihat pada Gambar 7.7 di bawah ini.

Gambar 7.7. Penguraian CaCO₃ dalam Sistem Tertutup

Pada keadaan awal (Gambar 7.7a) belum ada CaCO₃ yang terurai =0. Gambar 7.7b menunjukkan keadaan pada suhu konstan 800 ^oC, mula-mula tekanan CO₂dari waktu ke waktu naik terus, tetapi setelah mencapai 190 mmHg tekanan dari CO₂ tidak berubah lagi. Tekanan yang tidak berubah lagi ini menunjukkan keadaan kesetimbangan, atau dengan kata lain reaksi kesetimbangan dalam sistem tertutup pada suhu tertentu ditandai oleh sifat makroskopik (dalam conoh ini tekanan) yang konstan.

Contoh lain dari keadaan kesetimbangan adalah peristiwa pelarutan kristal yod dalam air. Kristal I₂ mula-mula larut membentuk larutan berwarna kuning. Makin lama warna larutan makin kecoklatan akhirnya berwarna coklat tua, sementara dalam larutan masih ada kristal I₂ yang jumlahnya tetap. Warna larutan yang coklat tua tidak berubah lagi, artinya kesetimbangan telah tercapai.

Dari dua contoh di atas dapat disimpulkan bahwa kesetimbangan dalam sistem tertutup pada suhu tertentu mempunyai sifat makroskopik yang konstan. Jadi apa yang setimbang dalam contoh reaksi di atas? Untuk menerangkan kesetimbangan harus diamati gejala molekulernya, apa yang terjadi pada molekul-molekul dalam reaksi kesetimbangan.

Ke dalam larutan jenuh yod (I₂) di atas ditambahkan kristal I₂ yang radioaktif (I₂^*). Beberapa saat kemudian diamati, ternyata bukan kristal saja yang radioaktif, tetapi juga larutannya. Fakta ini menunjukkan bahwa ada I₂^* dari kristal yang larut dan ada I₂ dari larutan yang mengendap dengan kecepatan yang sama mengingat bahwa warna larutan tidak berubah.

Jadi, kesetimbangan kimia adalah suatu keadaan dinamik, artinya proses molekuler tetap berlangsung tetapi diimbangi dengan tidak terjadinya perubahan makroskopik. Secara umum konsep kesetimbangan yang dinamis dapat diibaratkan sebagai suatu gedung yang berisi 100 orang pengunjung. Di gedung ini ada pengunjung yang datang dan pergi. Kita misalkan pengunjung yang datang dan pergi jumlahnya sama pada satuan waktu tertentu. Maka seolah-olah pengunjung dalam gedung ini jumlahnya tidak berubah walaupun terjadi aliran keluar dan aliran masuk pengunjung.

Konstanta Kesetimbangan Kimia

Kesetimbangan antara dua fasa yang berbeda dalam senyawa yang sama, disebut kesetimbangan fisik karena perubahan yang terjadi adalah proses fisik. Misalnya suatu sistem yang mengandung fasa cair dan fasa gas, seperti air yang ditempatkan pada wadah yang tertutup pada suhu tertentu, maka akan didapatkan air dan uap air.

Suatu reaksi reversible dinitrogen tetraoksida sangat mudah dideteksi karena gas N₂O₄ merupakan gas yang tidak berwarna

N₂O_{4 (g)} ↔ 2NO_{2 (g)}

sedangkan gas NO₂ merupakan gas berwarna coklat tua. Kita misalkan sejumlah gas N₂O₄ dimasukkan dalam tabung, dalam beberapa waktu timbul warna coklat yang menunjukkan pembentukan molekul NO₂. Intensitas warna akan bertambah selama disosiasi N₂O₄ berlangsung, sampai terjadinya suatu kesetimbangan. Setelah itu tidak ada perubahan intensitas warna yang terdeteksi.

Suatu eksperimen dengan gas NO₂ atau campuran gas NO₂ dan N₂O₄ pada awal reaksi. Dapat kita lihat pembentukan gas NO₂ dengan intensitas warna yang makin pekat, atau pengurangan warna pada campuran gas NO₂ dan N₂O₄ karena pembentukan gas N₂O₄. Akhirnya pada suatu waktu warna gas NO₂ tidak lagi berubah. Pada waktu inilah keadaan kesetimbangan terjadi. Suatu sistem pada keadaan kesetimbangan berbeda dengan keadaan lainnya tergantung suhu suatu sistem yang beraksi, jumlah tekanan mula-mula gas NO₂ atau N₂O₄.

Pada Tabel 7.2 terlihat suatu sistem yang berlangsung pada 25 ^oC, konsentrasi gas NO₂ dan N₂O₄ dalam molaritas (mol/Liter) pada keadaan awal dan keadaan kesetimbangan.

Tabel 7.2. Perbandingan Konsentrasi Gas NO₂ dan N₂O₄ pada 25 ^oC

Analisa data pada kesetimbangan memperlihatkan perbandingan [NO₂]/[N₂O₄] memberikan harga yang acak, sedang perbandingan [NO₂]²/[N₂O₄] menunjukkan nilai yang konstan, yaitu yaitu rata-rata 4,63.10³. Karena nilai konstan ini menunjukkan keadaan kesetimbangan, kita sebut konstanta kesetimbangan pada reaksi 25 ^oC.

…………………. (7.5)

Eksponen 2 untuk [NO₂] sama dengan koefisien stoikiometri untuk NO₂ pada persamaan reaksi reversibel. Dalam menentukan konstanta kesetimbangan ini, siswa sering rancu dengan penentuan laju reaksi yang tidak bergantung pada koefisien stoikiometeri suatu reaksi. Perubahan konsentrasi antara N₂O₄ dan NO₂ dalam reaksi di atas dapat dilihat pada Gambar 7.8.

Gambar 7.8. Perubahan [NO₂] dan [N₂O₄] terhadap waktu dalam 3 keadaan

1. Pada awal hanya ada NO₂
2. Pada awal hanya ada N₂O₄
3. Pada awal terdapat campuran NO₂ dan N₂O₄

Pada Gambar 7.8a terlihat bahwa pada keadaan awal (waktu = 0) hanya ada NO₂, kemudian dengan bertambahnya waktu terjadi peningkatan konsentrasi N₂O₄disertai penurunan konsentrasi NO₂. Akhirnya pada selang waktu tertentu konsentrasi NO₂ dan N₂O₄ tidak lagi berubah, kondisi ini disebut keadaan kesetimbangan.

Sebaliknya pada Gambar 7.8b pada keadaan awal hanya ada N₂O₄, dengan bertambahnya waktu konsentrasi N₂O₄akan berkurang dan terurai menjadi NO₂. Pada keadaan ini konsentrasi ini NO₂akan bertambah, akhirnya akan dicapai suatu keadaan setimbang di mana konsentrasi N₂O₄ dan NO₂ tetap.

Pada Gambar 7.8c kedua zat yang terlibat dalam reaksi yaitu N₂O₄ (reaktan) dan NO₂ (produk) ada pada awal reaksi. Maka mula-mula reaksi akan berlangsung dengan berkurangnya konsentrasi NO₂(produk) dan penambahan konsentrasi N₂O₄ (reaktan). Sampai dicapai keadaan setimbang dimana konsentrasi reaktan dan produk tetap.

Dari Gambar 7.8 diperoleh kesimpulan bahwa perbandingan konsentrasi raktan dan produk akan tetap selama reaksi berada dalam keadaan kesetimbangan. Untuk mendapatkan harga perbandingan konsentrasi yang tetap seperti pada persamaan 7.5 secara umum, marilah kita misalkan suatu reaksi reversibel

aA + Bb ↔ Cc + dD

variabel a, b, c dan d merupakan koefisien stoikiometri pada persamaan untuk molekul A, B, C dan D. Konstanta/tetapan kesetimbangan untuk reaksi di atas pada suhu tertentu adalah

………….. (7.6)

Persamaan 7.6 ini sama dengan rumus matematika dari huku, aksi massa (law of mass action). Hukum aksi massa dapat dituliskan sebagai:

Hukum aksi massa pertama kali dikemukakan oleh Cato Guldberg dan Peter Waage dari Norwegia pada tahun 1864. Hukum ini berhubungan dengan konsentrasi reaktan dan konsentrasi produk pada keadaan kesetimbangan. Penulisannya ternyata sama dengan penulisan besaran yang disebut konstanta kesetimbangan.

Konstanta kesetimbangan, K dapat ditulis dengan K_c bila perbandingan produk dan reaktan dalam konsentrasi. Pada reaksi fasa gas, tekanan parsial reaktan dan produk sebanding dengan konsentrasi. Konstanta kesetimbangan dari reaksi gas dapat ditulis dengan menggunakan tekanan parsial, menggantikan konsentrasi dari konstanta kesetimbangannya dinotasikan dengan K_P.

Pada reaksi berikut ini

N_{2 (g)} + 3H_{2 (g)} ↔ 2NH_{3 (g)}

ekspresi hukum aksi massanya dapat ditulis sebagai

…………….(7.7)

dan konstanta kesetimbangannya dapat berupa

atau ……….. (7.8)

Ekspresi hukum aksi massa dapat ditulis juga dalam konsentrasi atau tekanan parsial dari produk sebagai pembilang dan reaktan sebagai penyebut.

Menentukan harga konstanta kesetimbangan, K

Suatu sistem kimia dalam keadaan kesetimbangan biasanya menggunakan konstanta kesetimbangan, K yang bentuknya ditentukan oleh persamaan perubahan kimia. Untuk suatu sistem pada suhu tertentu, harga K adalah pasti. Bila kita akan menentukan harga K untuk suatu sistem, langkah pertama dan terpenting adalah menulis persamaan reaksi kimia yang benar dan seimbang antara komponen yang saling bereaksi.

Langkah-langkah dalam menentukan K antara lain adalah:

1. Bentuk ekspresi K tergantung bagaimana kita menulis suatu reaksi. Umumnya K adalah fraksi dari produk sebagai pembilang dan reaktan sebagai penyebut.
2. Ekspresi K berlaku untuk senyawa fasa gas dan senyawa fasa cair.

Konstanta kesetimbangan K dalam gas ditulis dalam tekanan parsial, gas (atmosfir), walau kadang ditulis dalam konsentrasi gas (mol/L atau M). Sedang K dalam cairan menggunakan konsentrasi (mol/L atau M) larutan.

3. Pernyataan untuk cairan murni dan padatan murni tidak masuk dalam rumusan konstanta kesetimbangan K. Konsentrasi suatu cairan murni pada suhu tertentu adalah konstan; yang berarti jumlah mol padatan per liter padatan atau jumlah mol cairan per liter cairan itu sendiri adalah sama, tidak masalah seberapa banyak padatan atau cairan yang ada.
4. Pembilang dari konstanta kesetimbangan K adalah konsentrasi produk semua zat yang tertulis pada bagian kanan suatu persamaan kimia. Sedang penyebut merupakan konsentrasi semua senyawa yang tertulis pada bagian kiri persamaan kimia atau konsentrasi reaktan.
5. Koefisien dari reaksi juga berpengaruh pada harga K.

Tekanan gas atau konsentrasi larutan untuk ekspresi K, koefisien stoikiometri merupakan pangkat untuk konsentrasi atau tekanan suatu senyawa dalam konstanta kesetimbangan K.

Nilai atau harga suatu konstanta kesetimbangan tergantung pada sifat kimia dari reaksi dan pada suhu suatu reaksi. Pada suhu tetap kita akan mendapatkan harga K yang sangat bervariasi dari satu rreaksi dengan satu reaksi lainnya. Sebaliknya untuk reaksi yang sama harga K juga sangat bervariasi jika reaksinya dilakukan pada suhu yang berbeda-beda. Harga K dapat memberikan informasi berapa banyak reaktan yang sisa atau produk yang terbentuk pada keadaan kesetimbangan. Marilah kita perhatikan 3 keadaan yang menyataan posisi reaktan atau produk yang lebih disenangi, yaitu:

1. Bila harga K sangat besar bila dibanding 1.

Di sini setiap angka >10 dikatakan jauh lebih besar dari satu. Pada sistem berikut yang terjadi pada suhu 2300 ^oC.

2O_{3 (g)} ↔ 3O_{2 (g)}

Jadi pada keadaan kesetimbangan campuran O₂ dan O₃ pada suhu tersebut akan mengandung O₃ sangat sedikit dibanding O₂. Bila kita misalkan [O₂] = 0,500 M pada kesetimbangan maka

[O₃]²    =

= = 4,92 x 10^-14

[O₃]²    =

= 2,22 x 10^-7 mol / liter

2. Bila harga K sangat kecil dibanding 1.

Setiap bilangan < 0,1 kita anggap jauh lebih kecil dari 1.

Misalnya pada sistem di bawah ini yang terjadi pada suhu 25 ^oC.

Cl_{2 (g)} ↔ 2Cl _(g)            K = = 1,4 . 10^-38

Keadaan kesetimbangan pada suhu ini akan mempunyai sejumlah besar molekul Cl₂ dan beberapa atom Cl. Bila kita anggap [Cl₂] pada kesetimbangan adalah 0,76 M, maka kita dapatkan

[Cl]²     = [Cl₂] . K

= (0,76)(1,4 . 10^-38)

= 1,1 . 10^-38

[Cl]      = 1,0 x 10^-19 M

Seperti yang terlihat [Cl] sangat kecil dibanding [Cl₂].

3. Bila harga K tidak terlalu besar atau tidak terlalu kecil, maka besar dari reaktan dan produk pada keadaan setimbang sebanding. Pada sistem di bawah ini berlangsung pada suhu 83 ^o

CO _(g) + H₂O _(g) ↔ H_{2 (g)} + CO_{2 (g)}

Bila [CO] = 0,200 M, [H₂O] = 0,400 M, [H₂] = 0,30 M pada kesetimbangan maka

[CO₂] =

Suatu konstanta kesetimbangan K sangat penting, karena merupakan kunci persoalan-persoalan stoikiometri pada sistem kesetimbangan. Dalam menggunakan konstanta kesetimbangan, kita harus mengerti bagaimana untuk menulis atau mengekspresikan konstanta tersebut dengan konsentrasi reaktan dan konsentrasi produk.

Dalam mengekspresikan konstanta kesetimbangan ada tiga macam kesetimangan, yaitu:

1. Kesetimbangan Homogen

Suatu kesetimbangan homogen berlaku untuk reaksi yang fasa semua senyawa yang ikut dalam reaksi sama. Misalnya kesetimbangan fasa gas pada disosiasi N₂O₄.

N₂O_{4 (g)} ↔ 2 NO_{2 (g)}

Konstanta kesetimbangannya adalah

merupakan bentuk konstanta kesetimbangan konsentrasi dari semua senyawa yang ikut dalam reaksi dengan satuan molaritas (mol/L atau M). Konsentrasi raktan dan produk dalam reaksi fasa gas dapat pula ditulis dalam bentuk tekanan parsialnya. Dari persamaan gas ideal kita melihat pada suhu konstan, hubungan antara tekanan dari gas dengan konsentrasi, adalah:

PV = nRT

P = RT

Pada keadaan kesetimbangan

n₂O_{4 (g)} ↔ 2 NO_{2 (g)}

kita dapat menulis Kp =

dan merupakan tekanan parsial (dengan satuan atm) gas NO₂ dan N₂O₄ dalam keadaan kesetimbangan. Umumnya harga K_C dan K_P tidak sama karena tekanan parsial (atm) tidak sama dengan konsentrasi (mol/L) reaktan dan produk.

Hubungan K_C dan K_P

Suatu reaksi a A_(g) ↔ b B_(g)

a, b merupakan koefisien stoikiometri persamaan reaksi. Maka akan didapat konstanta kesetimbangan

atau

P_A dan P_B merupakan tekanan parsial A dan B. Bila dianggap gas yang bereaksi mempunyai sifat gas ideal, maka

P_AV = n_A RT      , P_A = RT

P_BV = n_B RT      , P_B = RT

V merupakan volume wadah dalam satuan Liter. Jika P_A dan P_Bdisubstitusikan pada harga K_p maka akan didapat

K_P =

=

dan mempunyai satuan mol?L dan dapat kita tulis dengan [A] dan [B] jadi

K_P =

K_P = K_C . (RT)^Δn ……………….(7.9)

Δn = b -a

= selisih jumlah mol produk dan jumlah mol reaktan.

Tekanan biasanya dihitung dalam satuan atmosfir (atm) dan besarnya konstanta gas R = 0,0821 : atm/mol K, maka kita dapat menulis hubungan antara K_p dan K_c sebagai:

K_p = K_c . (0,0821 T)^Δn

Umumnya K_p = K_c, kecuali untuk kasus tertentu, yaitu jika Δn = 0. Pada keadaan ini

K_p = K_c . (0,0821 T)^Δn

K_p = K_c . (0,0821 T)

dapat ditulis K_p = K_c.

Contoh lain dari kesetimbangan homogen adalah ionisasi asam asetat di dalam air

CH₃COOH_(aq) + H₂O_(l) ↔ CH₃COO^–_(aq) + H₃O⁺_(aq)

didapatkan konstanta kesetimbangan sementara (K’_C) adalah:

…………………

Bila konsentrasi asam rendah (≤ 1M) atau konstanta kesetimbangan kecil (≤1), maka pada keadaan ini jumlah air yang dipakai dalam reaksi dapat diabaikan terhadap jumlah total air yang ada. Jadi kita anggap H₂O sebagai konstanta dan kita dapat tulis kembali konstanta kesetimbangan.

……………………..

Pada umumnya konstanta kesetimbangan tidak mempunyai satuan. Dalam termodinamika K tidak diberikan satuan karena setiap konsentrasi (molaritas) atau tekanan (atmosfir) merupakan suatu perbandingan. Jadi keadaan ini menghilangkan semua satuan tanpa merubah angka dari konsentrasi atau tekanan.

Contoh 1

Tuliskan K_c atau K_p untuk reaksi-reaksi reversibel berikut ini pada keadaan kesetimbangan.

…………………….

Jawab.

1. Karena fasa gas tidak ada maka kita menuliskan ekspresi konstanta kesetimbangan K_c
2. …….
3. ……….
4. …………..

……………….

Karena air yang dihasilkan pada reaksi ini kecil sekali dibandingkan dengan pelarut air, maka [H₂O] dapat diabaikan, sehingga konstanta kesetimbangannya adalah:

………….

Contoh 2

Suatu proses kesetimbangan berikut ini terjadi pada suhu 230 ^oC_.

2NO_(g) + O_2(g) ↔ 2NO_{2 (g)}

Dalam penelitian didapatkan konsentrasi pada keadaan setimbang.

[NO] = 0,0542 M; [O₂] = 0,127 M dan [NO₂] = 15,5 M

Hitunglah K_c pada suhu ini!

Jawab.

………………….

2. Kesetimbangan Heterogen

Suatu reaksi reversibel yang mempunyai fasa reaktan dan fasa produk berbeda akan menuju ke keadaan kesetimbangan heterogen. Misalnya kalsium karbonat yang dipanaskan dalam wadah tertutup.

…………..

Pada keadaan setimbang seharusnya mempunyai harga

………………

Bagaimana kita menghitung konsentrasi padatan suatu senyawa?

Misalnya: Tembaga pada suhu 20 ^oC dengan berat jenis 8,96 g/cm³ akan mempunyai konsentrasi molar sama walaupun tembaga itu beratnya 1 gram atau 1 ton.

………………….

Jadi konsentrasi padatan murni tidak berubah. Kembali pada reaksi di atas, CaCO₃ dan CaO adalah padatan murni, maka konsentrasinya tidak berubah selama proses reaksi. Karena konsentrasi molar dari padatan murni atau cairan murni adalah konstan pada setiap suhu, tidak tergantung pada banyaknya. Dan konstanta kesetimbangannya dapat ditulis sebagai:

…………..

karena [CaCO₃] dan [CaO] konstan selama perubahan terjadi, K’_C juga merupakan konstanta kesetimbangan, sehingga bagian kiri persamaan adalah konstanta, jadi

…………..

Karena CO₂ berfasa gas, maka lebih tepat konstanta kesetimbangannya dituliskan sebagai K_P yang sebanding dengan tekanan parsial CO₂.

jadi dalam penulisan untuk konstanta kesetimbangan yang dilihat adalah senyawa dalam fasa gas saja atau fasa cair. Sedangkan untuk senyawa yang merupakan padatan murni atau cairan murni dapat diabaikan dalam penulisan ekspresi konstanta kesetimbangan.

Contoh 3.

Hitunglah K_p dan K_C untuk reaksi

H₂O _(l) ↔ H₂O _(g)

pada suhu 25 ^oC dan tekanan uap air sama dengan 23,8 torr.

Jawab.

Karena air merupakan cairan murni, maka dapat kita tulis

dan Kc = [H₂O]_(g)

= 0,0313 atm

Jadi = 3,13 x 10^-2

Untuk mencari K_P kita gunakan rumus

K_P = K_C (RT)^Dn

untuk reaksi di atas Δn bukan nol karena yang dilihat hanya [H₂O]_(g), jadi

K_P = K_c (RT)¹

K_c == – = 1,28 x 10^-3

Contoh 4

Tuliskan konstanta kesetimbangan K_catau K_P kalau ada untuk sistem heterogen di bawah ini.

1. ……….
2. ………..
3. …………

Jawab

…………..

3. Kesetimbangan Ganda

Reaksi yang telah kita bahas sebelumnya merupakan reaksi yang simpel. Ada reaksi yang lebih rumit, yaitu molekul produk pada satu sistem kesetimbangan ikut pada proses kesetimbangan lain, seperti:

……………

Reaksi total merupakan jumlah dari dua reaksi tersebut.

…………………

dan konstanta kesetimbangan K_C untuk reaksi keseluruhan.

…………..

Kita akan mendapatkan hasil yang sama dengan menggunakan K’_C dan K”_C, yaitu

………………..

Jadi suatu reaksi total dapat ditulis dari hasil penjumlahan dua atau lebih reaksi elementer dan konstanta kesetimbangan reaksi keseluruhannya merupakan hasil kali konstanta kesetimbangan reaksi elementer.

Contoh.

Suatu ionisasi asam diprotik dalam pelaruh air. Konstanta kesetimbangan berikut ini ditentukan untuk asam karbonat pada suhu 25 ^oC.

………….

Reaksi keseluruhan: …………………

dan konstanta kesetimbangan

…………….

menggunakan persamaan 7.10 kita dapatkan

……………………

Kegunaan konstanta kesetimbangan reaksi

Keterangan apa yang dapat kita peroleh dari konstanta kesetimbangan? Dari bahasan sebelumnya konstanta kesetimbangan untuk suatu reaksi dapat dicari dari konsentrasi pada keadaan kesetimbangan yang telah diketahui. Sebaliknya konstanta kesetimbangan dapat juga digunakan untuk mendapatkan konsentrasi pada kesetimbangan. Harga K juga dapat membantu untuk meramalkan arah reaksi dalam mencapai kesetimbangan. Dua kegunaan kesetimbangan reaksi tersebut akan dibahas berikut ini.

1. Meramalkan arah reaksi

Konstanta kesetimbangan K_C untuk reaksi

H_{2 (g)} + I_{2 (g)} ↔ 2HI _(g)

adalah 54,3 pada 430 ^oC. Misalkan dalam penelitian didapat 0,243 ml H₂, 0,146 mol I₂ dan 1,98 mol HI dalam wadah 1 liter pada suhu 430 ^oC. Apakah akan terjadi lagi reaksi pembentukan HI atau sebaliknya?

Dari ekspresi konstanta kesetimbangan, dapat ditulis

…………..

Notasi Q menunjukkan ekspresi hukum aksi massa untuk suatu reaksi, sedangkan tanda o kecil menandakan konsentrasi awal. Karena Q jauh lebih besar dari harga K_c maka sistem tidak dalam kesetimbangan, akibatnya molekul HI akan bereaksi membentuk H₂dan I₂. Jadi arah reaksi bergerak dari kanan ke kiri dalam mencapai kesetimbangan.

Bila kita bandingkan harga Q dan K_c, ada 3 keadaan yang mungkin terjadi, yaitu:

1. Q > K_C, perbandingan konsentrasi awal produk dan reaktan sangat besar. Untuk mencapai kesetimbangan reaksi berjalan dari arah produk ke reaktan atau dari arah kanan ke kiri.
2. Q = K_C, konsentrasi awal adalah konsentrasi kesetimbangan, maka sistem dalam keadaan setimbang
3. Q < K_C, perbandingan konsentrasi awal produk dan reaktan terlalu kecil. Untuk mencapai kesetimbangan sistem bergerak dari kiri ke kanan atau reaktan akan berubah menjadi produk.

Ketiga keadaan di atas sebaiknya diterangkan secara gamblang kepada siswa, karena ketiga kondisi tersebut akan selalu menjadi acuan dalam mengevaluasi arah kesetimbangan seuatu reaksi. Dalam buku-buku Kimia di SMA pada umumnya, hukum aksi massa hanya dibahas secara sepintas tanpa menunjukkan hubungannya terhadap kesetimbangan reaksi.

Dengan mempelajari modul ini diharapkan Anda sebagai guru dapat menerangkan lebih detail kepada siswa mengenai ketiga kondisi dalam reaksi kesetimbangan yang telah diterangkan di atas, dan hubungannya terhadap hukum aksi massa. Di bawah ini diberikan contoh agar Anda lebih mendalami fungsi konstanta kesetimbangan dalam meramalkan arah reaksi.

Contoh.

Pada awal reaksi ada 0,243 mol N₂, 3,21 x 10^-2 mol H₂ dan 6,42 x 10^-4 mol NH₃dalam wadah 3,5 liter pada suhu 200 ^oC.

Bila konstanta kesetimbangan K_c untuk reaksi

N_{2 (g)} + 3H_{2 (g)} ↔ 2 H_{3 (g)}

adalah 0,65 pada suhu ini, tentukan apakah sistem dalam keadaan setimbang? Kalau tidak, reaksi berjalan ke arah mana?

Jawab.

Konsentrasi awal senyawa dalam reaksi

………………

sehingga dapat ditulis

……………….

karena Q lebih kecil dari K_C = 0,65 sistem tidak dalam kesetimbangan. Maka reaksi akan berjalan ke arah kanan sampai terjadi kesetimbangan.

2. Menghitung Konsentrasi Kesetimbangan

Bila diketahui harga K_C untuk suatu reaksi, kita dapat menghitung konsentrasi senyawa yang ikut dalam reaksi berdasarkan dari konsentrasi awal. Misalnya suatu reaksi dengan konsentrasi kesetimbangan K_C 24,0 pada suhu tertentu, dan persamaan reaksinya:

A ↔ B

Kita misalkan konsentrasi A awal = 0,850 mol/L. Bagaimana menghitung konsentrasi A dan B pada keadaan setimbang? Coba kita perhatikan contoh berikut ini.

Contoh.

Contoh campuran 0,50 mol H₂ dan 0,50 mol I₂ diletakkan dalam wadah 1 Liter pada suhu 430 ^oC. Hitung konsentrasi H₂, I₂ dan HI pada keadaan kesetimbangan. Konstanta kesetimbangan K_C untuk reaksi.

H_{2 (g)} + I_{2 (g)} ↔ 2HI _(g)

adalah 54,3 pada suhu ini.

Jawab:

Dari koefisien stoikiometri reaksi kita dapat menyatakan 1 mol H₂ bereaksi dengan 1 mol I₂ menghasilkan 2 mol HI. Misalkan x adalah pengurangan konsentrasi (mol/L) dari H₂ dan I₂ pada kesetimbangan, maka konsentrasi kesetimbangan HI harus 2x.

…………………

Faktor-faktor yang mempengaruhi kesetimbangan kimia

Suatu kesetimbangan kimia merupakan keadaan yang setimbang dari suatu reaksi dan reaksi sebaliknya pada proses reversibel. Dalam banyak kasus keadaan setimbang adalah keadaan yang sulit dicapai. Perubahan-perubahan kondisi eksperimen dapat mengganggu kesetimbangan, sehingga akan memperkecil atau memperbesar produk yang diharapkan.

Dalam eksperimen variabel-variabel yang mengontrol keadaan kesetimbangan adalah konsentrasi, tekanan volume dan suhu. Dalam uraian berikut akan kita lihat pengaruh variabel-variabel ini dalam sistem kesetimbangan, juga efek adanya katalisator.

Prinsip Le Chatelier

Seorang ahli kimia Perancis, Henry Le Chatelier (1850 – 1936) mengemukakan suatu aturan atau prinsip yang dapat menolong kita untuk meramalkan arah pergerakan suatu reaksi kesetimbangan bila terjadi perubahan konsentrasi, tekanan, volume atau suhu. Prinsip terkenal sebagai prinsip Le Chatelier, yaitu:

“Bila suatu sistem diberi gangguan, maka sistem akan mengatur sedemikian rupa sehingga pengaruh gangguan menjadi sekecil mungkin”

Gangguan di sini dapat berupa perubahan tekanan, konsentrasi, volume atau suhu yang dapat merubah sistem yang setimbang. Dengan prinsip Le Chatelier kita akan dapat memperkirakan pengaruh dari perubahan variabel konsentrasi, tekanan, volume dan suhu.

1. Perubahan Konsentrasi

Dalam suatu sistem reaksi

H_{2 (g)} + I_{2 (g)} ↔ 2HI _(g)

Suatu perubahan dalam konsentrasi reaktan atau konsentrasi produk akan mengubah sistem dari keadaan setimbang. Akibatnya reaksi kimia akan terjadi untuk mengembalikan sistem ke keadaan kesetimbangan. Kita ingat dasar prinsip Le Chatelier adalah suatu sistem yang terganggu akan mengalami perubahan-perubahan dalam usaha meminimalkan efek atau pengaruh dari gangguan tersebut.

Misalnya penambahan gas H₂, pada reaksi di atas akan mengakibatkan makin banyak molekul H₂ bereaksi dengan molekul Yod membentuk molekul HI. Sehingga reaksi akan berjalan ke arah kanan untuk mencapai keadaan setimbang.

……………..

Contoh lain Besi (III) thiosianat [Fe(SCN)₃] akan larut dalam air menghasilkan larutan berwarna merah tanda adanya ion FeSCN²⁺.

……………………

Apa yang akan terjadi bila natrium thiosianat (NaSCN) ditambahkan dalam larutan? Penambahan ion SCN akan memberi pengaruh pada sistem. Untuk menghilangkan pengaruh gangguan dari ion SCN^– maka ion Fe³⁺ akan bereaksi dengan ion SCN^– sehingga akan membuat arah terbentuknya FeSCN²⁺yang makin banyak.

Sekarang kita coba dengan memberi gangguan kepada sistem dengan menambahkan aasam oksalat (H₂C₂O₄) ke larutan. Asam oksalat ini dalam air akan terionisasi menjadi ion oksalat, yang akan bereaksi secara kuat dengan ion Fe³⁺ membentuk Fe(C₂O₄)₃^3- yang berwarna kuning. Akibatnya ion Fe³⁺akan berkurang karena bereaksi dengan ion oksalat. Dan sistem berusaha mengurangi akibat gangguan ini, dengan makin banyak FeSCN²⁺ berdisosiasi yang sehingga kesetimbangan bergerak ke arah kanan.

……….

Sehingga larutan yang semula berwarna merah berubah menjadi kuning karena terbentuknya ion Fe(C₂O₄)₃^3-.

Dari percobaan di atas memperlihatkan bahwa pada keadaan setimbang semua reaktan dan produk ada di dalam sistem reaksi. Penambahan konsentrasi pada reaktan akan mengubah kesetimbangan bergerak ke arah produk, sebaliknya penambahan konsentrasi pada produk akan mengubah kesetimbangan bergerak ke arah reaktan.

Bila konsentrasi reaktan dikurangi akan membuat reaksi bergerak ke arah yang konsentrasinya yang dikurangi yaitu ke arah reaktan. Juga bila konsentrasi produk dikurangi, maka kesetimbangan akan bergerak ke arah produk sendiri.

Siswa sering mengalami miskonsepsi dalam memahami perubahan konsentrasi pada reaksi kesetimbangan, karena biasanya sesuatu yang ditambahkan akan bertambah banyak. Sedangkan dalam reaksi kesetimbangan, jika produknya ditambah maka reaksinya akan bergeser ke arah reaktan, yang artinya reaktannya akan bertambah banyak. Dengan memperbanyak contoh dan latihan soal diharapkan siswa akan lebih memahami pengaruh perubahan konsentrasi terhadap arah kesetimbangan reaksi.

Contoh.

Pada 350 ^oC konstanta kesetimbangan K_cuntuk reaksi

N_{2 (g)} + 3H_{2 (g)} ↔ 2NH_{3 (g)}

adalah 2,7 x 10^-3. Dalam percobaan, konsentrasi pada kesetimbangan adalah [N₂] = 0,683 M, [H₂] = 8,80 M dan [NH₃] = 1,05 M. Bila ditambahkan NH₃ ke dalam sistem sehingga [NH₃] bertambah menjadi 3,65 M.

1. Ramalkan arah kesetimbangan yang baru menurut prinsip Le Chatelier
2. Pastikan perkiraan tersebut dengan menghitung perbandingan konsentrasi produk dan reaktan Q dibandingkan dengan harga K_c.

Jawab:

……………………….

[NH₃] ditambahkan maka arah kesetimbangan akan bergerak ke arah kiri, sehingga makin banyak [NH₃] akan makin banyak N₂ dan H₂ terbentuk.

……………………….

Pada penambahan NH₃ sistem menjadi tidak seimbang lagi.

Hasil bagi reaksi = Q

………………..

Didapat nilai Q_c > K_c, karena K_c = 2,37 x 10^-3. Jadi arah reaksi bergerak dari kanan ke kiri sampai harga Q_c sama dengan harga K_C.

2. Perubahan Volume dan Tekanan

Pada suatu sistem dengan suhu konstan, perubahan volume akan menyebabkan perubahan tekanan. Dapat dibayangkan penambahan tekanan luar ke arah sistem akan menyebabkan volume mengecil (ingat PV = konstan). Perubahan tekanan diharapkan tidak memberikan dampak pada posisi kesetimbangan dalam reaksi dimana semua reaktan dan produk berbentuk padatan atau cairan karena kedua fasa ini sebenarnya tidak dapat ditekan. Biasanya perubahan tekanan juga tidak mempengaruhi konsentrasi dari senyawaan yang ikut bereaksi karena sifat cairan/padatan yang tidak dapat ditekan. Tetapi perubahan tekanan akan memberi efek pada kesetimbangan atau pada konsentrasi bila reaktan dan produk berfasa gas. Coba kita perhatikan persamaan:

PV = n RT

P = RT

P dan V berhubungan satu sama lain, makin besar tekanan, makin kecil volume dan sebaliknya. Perhatikan bahwa adalah konsentrasi gas dalam mol/L. Coba kita lihat reaksi

N_{2 (g)} + 3H_{2 (g)} ↔ 2NH_{3 (g)}

Misalkan mula-mula 1 mol N_{2 (g)} dan 3 mol hidrogen diletakkan dalam suatu wadah, maka akan terdapat 4 mol gas. Dengan adanya reaksi membentuk 2 mol NH₃ maka reaksi bergerak dari arah kiri ke kanan yang mengakibatkan penurunan jumlah mol gas dalam wadah. Karena makin kecil jumlah mol gas, maka tekanannya makin rendah.

Bila kita lihat sistem kesetimbangan

N₂O_{4 (g)} ↔ 2 NO_{2 (g)}

dalam sebuah silinder yang dilengkapi dengan piston. Apa yang terjadi bila tekanan gas diperbesar dengan menekan piston pada suhu tetap?

Karena volume menjadi semakin kecil maka konsentrasi dari NO₂ dan N₂O₄akan bertambah. Dengan nilai yang semakin besar sedang n tetap, maka V makin kecil. Lihat hasil bagi Q.

………………..

Konsentrasi NO₂ dipangkatkan dengan 2, sehingga penambahan P akan memperbesar pembilang daripada penyebut, sehingga sistem tidak lagi dalam keadaan kesetimbangan. Jadi Q_c > K_C, karena K_c konstan selama tidak ada perubahan suhu. Dengan Q_c > K_c berarti arah reaksi bergerak ke kiri sehingga harga Q_c = K_C. Sebaliknya pengurangan tekanan (memperbesar volume) akan memberi hasil Q_C < K_c, berarti arah reaksi bergerak ke arah kanan sehingga Q_c = K_c.

Jadi dapat disimpulkan bahwa:

1. Penambahan tekanan (pengecilan volume) akan membuat sistem reaksi bergerak ke arah jumlah mol gas yang kecil. Misalnya pada reaksi di atas, reaksi bergeser ke arah kiri.
2. Pengurangan tekanan (memperbesar volume) akan membuat sistem reaksi bergerak ke arah jumlah molgas yang lebih besar. Misalnya pada reaksi di atas reaksi akan bergeser ke kanan.
3. Untuk reaksi dimana tidak ada perubahan jumlah mol gas, perubahan tekanan atau gas tidak memberi pengaruh pada posisi kesetimbangan.

Dalam memahami perubahan volume atau tekanan terhadap kesetimbangan reaksi siswa sering mengalami kesukaran jika mereka belum mengerti tentang sifat-sifat gas ideal. Untuk menghindari hal tersebut, sebaiknya materi mengenai sifat-sifat gas dapat diberikan sebelum mempelajari kesetimbangan reaksi.

Perubahan tekanan sistem dapat dilakukan tanpa merubah volume atau wadahnya. Kita dapat merubah tekanan total dalam wadah dengan menambah sejumlah gas yang tidak bereaksi atau gas inert seperti gas Helium. Penambahan tekanan semacam ini tidak akan mempengaruhi kesetimbangan karena tekanan parsial dan konsentrasi dari tiap senyawa tidak berubah.

Contoh.

Pada sistem kesetimbangan berikut

1. 2Pb_{8 (s)} + 3O_{2 (g)} ↔ 2 PbO_(s) + 2 SO_2(g)
2. Pcl_{5 (g)} ↔ Pcl_{3 (g)} + Cl_{2 (g)}
3. H_{2 (g)} + CO_{2 (g)} ↔ H₂O _(g) + CO_{2 (g)}

Perkirakan ke arah mana reaksi akan bergerak bila tekanan diperbesar (volume diperkecil) pada sistem dengan suhu konstan.

Jawab.

1. Jumlah mol reaktan 5 mol dan jumlah mol produk 4 mol. Karena jumlah mol produk lebih kecil maka rekasi akan bergerak ke arah kanan (produk) bila P diperbesar.
2. Jumlah mol reaktan adalah 1 mol dan jumlah mol produk 2 mol. Maka arah reaksi bergerak ke arah reaktan atau ke kiri.
3. Karena jumlah mol reaktan = jumlah mol produk sehingga tidak ada pengaruhnya terhadap kesetimbangan.

…….

3. Perubahan Suhu

Perubahan konsentrasi, tekanan atau volume dapat mengubah posisi kesetimbangan, tetapi tidak akan mengubah harga konstanta kesetimbangan. Konstanta kesetimbangan akan berubah bila tejadi perubahan suhu.

Pembentukan NO₂ dari N₂O₄ adalah suatu proses endotermis.

N₂O_{4 (g)} → 2NO_{2 (g)}          ΔH^o = 58 kJ

dan reaksi sebaliknya: 2 NO_{2 (g)} → N₂O_{4 (g)}         ΔH^o = – 58 kJ

Pada keadaan kesetimbangan pengaruh panas total adalah nol karena tidak ada reaksi keseluruhan, yaitu:

……………….

Bila kedua reaksi dijumlahkan maka tidak ada reaksi total, demikian juga dengan harga ΔH^o total akan sama dengan nol.

Apa yang terjadi bila suatu kesetinbangan

N₂O_{4 (g)} ↔ 2NO_{2 (g)}

dipanaskan pada volume tetap? Karena proses endotermis ΔH^o = +, artinya proses mengabsorpsi panas dari lingkungan. Maka persamaan akan cenderung terjadi pada reaksi disosiasi N₂O₄ menjadi molekul NO₂. Akibatnya konstanta kesetimbangan:

……………..

akan bertambah besar bila suhu dinaikkan, karena arah reaksi akan bergerak ke arah kanan sehingga jumlah molekul [NO₂] makin besar. Karena jumlah molekul NO₂ dalam konstanta kesetimbangan bertindak sebagai pembilang maka peningkatan akan menyebabkan harga [NO₂] makin besar.

Pada reaksi

……………

Pembentukan CoCl₄^2- merupakan proses endotermis. Pada pemanasan mengakibatkan arah reaksi bergeser ke kiri sehingga larutan akan terlihat berubah menjadi warna biru. Pendingingan akan menyukai reaksi eksotermis, sehingga reaksi bergerak ke arah pembentukan Co(H₂O)₆²⁺ dan larutan akan berubah menjadi merah jambu.

Dapat kita simpulkan bahwa bila suhu dinaikkan reaksi akan menyukai reaksi yang endotermis, sedang penurunan suhu akan menggeser reaksi ke arah reaksi eksoterm. Dari kesimpulan ini, dapat dipahami jika siswa sering mengalami miskonsepsi tentang pengaruh suhu terhadap reaksi kesetimbangan terutama bila mereka belum mempelajari termodinamika kimia.

Dalam kurikulum 1994, materi termodinamika kimia (termo kimia) seharusnya dipelajari siswa sebelum materi laju reaksi. Karena itu siswa disarankan untuk membaca kembali materi termokimia agar mereka tidak rancu membedakan reaksi yang eksotermis atau endotermis. Anda sebagai guru diharapkan mampu menerangkan kepada siswa mengenai keterkaitan antara satu bab dengan bab lainnya dalam mempelajari kimia.

4. Pengaruh Katalisator

Dalam mempelajari laju reaksi (kinetika kimia) dikatakan bahwa katalisator akan mempengaruhi reaksi kimia dengan jalan menurunkan energi aktivasi, akibatnya makin banyak molekul dapat melampaui batas tersebut untuk terjadinya reaksi. Jadi katalisator dapat mempercepat reaksi kimia.

Katalisator akan menurunkan energi aktivasi baik reaksi yang berjalan ke kanan atau reaksi sebaliknya. Ini berarti kedua kecepatan reaksi dipengaruhi oleh katalisator dengan derajat yang sama. Dapat dikatakan bahwa dengan adanya katalisator tidak mengubah konstanta kesetimbangan ataupun mengubah arah posisi kesetimbangan.

Miskonsepsi yang sering dialami siswa adalah adanya pengaruh katalisator pada reaksi kesetimbangan, seperti pengaruh katalisator pada laju reaksi. Padahal, penambahan katalisator pada sistem campuran reaksi yang tidak setimbang hanya akan mempercepat reaksi baik yang ke arah kanan atau reaksi sebaliknya untuk mencapai kesetimbangan. Sehingga secara total kecepatan reaksi ke kanan dan ke kiri akan berubah dengan tingkat kecepatan yang sama, dan kesetimbangan reaksi tidak berubah.

Latihan

Untuk lebih memahami materi Kegiatan Belajar 2 di atas, kerjakanlah soal-soal berikut sebagai latihan!

1. Mengapa ekspresi konstanta kesetimbangan berikut ini dinyatakan tidak benar?
2. Jika diketahui suatu reaksi 2SO_{3 (g)} ↔ 2 SO_{2 (g)} + O_{2 (g)} maka tuliskanlah ekspresi konstanta kesetimbangannya.
3. Mengapa katalisator tidak mempengaruhi kesetimbangan reaksi, tetapi mempengaruhi laju reaksi?
4. Pada reaksi kesetimbangan 3O_{2 (g)} ↔ 2O_{3 (g) Δh}^o = 284 kJ. Apakah posisi kesetimbangan akan berubah bila ditambahkan gas Helium pada volume tetap?
5. Mengapa pada reaksi kesetimbangan 2 NO _(g) + Cl_{2 (g)} ↔ 2 NOCl _(g) posisi kesetimbangan akan bergerak ke arah kanan bila konsentrasi NO diperbesar?

Kunci Jawaban Latihan

1. Siswa yang belum memahami konsep tentang kesetimbangan reaksi sering megnalami kesulitan untuk menentukan persamaan konstanta kesetimbangan, terutama untuk reaksi heterogen seperti soal ini. Siswa yang sudah mengetahui bahwa konstanta kesetimbangan suatu reaksi sangat bergantung pada konsentraso pereaksi dan produk, dan konsentrasi zat padat dan cairan murni adalah konstan akan dapat menjawab bahwa ekspresi konstanta kesetimbangan untuk reaksi di atas hanya bergantung pada konsentrasi atau tekanan gas CO₂.
2. Ada beberapa kemungkinan mengekspresikan konstanta kesetimbangan reaksi dalam soal ini, yaitu:
   1. ………
   2. ……….
   3. ……….

Makin tinggi pemahaman siswa terhadap konsep kesetimbangan akan makin mudah baginya mengekspresikan konstanta kesetimbangan suatu reaksi. Anda sebagai guru harus lebih berhati-hati dalam membuat soal dengan materi ini. Terutama dalam membuat soal pilihan berganda, jangan sampai ada lebih dari satu alternatif jawaban yang benar.

3. Katalisator dapat mempercepat suatu sistem untuk menuju ke keadaan setimbangnya, tetapi tidak mengubah posisi kesetimbangan. Karena katalisator mempercepat laju reaksi ke kiri dan ke kanan sama besar, sehingga katalisator sangat berperan dalam perhitungan laju reaksi tetapi tidak berpengaruh dalam perhitungan konstanta kesetimbangan reaksi.
4. Penambahan gas Helium pada reaksi kesetimbangan dalam soal ini tidak akan mempengaruhi posisi kesetimbangan, karena gas Helium adalah gas yang inert (gas yang tidak mudah bereaksi). Sehingga penambahan gas Helium tidak akan mempengaruhi tekanan parsial dari reaktan (gas O₂) maupun produk (gas O3).
5. Bila konsentrasi NO diperbesar akan ada sejumlah Cl₂ yang bereaksi dengan NO membentuk (NOCl), sehingga reaksi akan bergeser ke kanan untuk kembali mencapai keadaan setimbang.

Rangkuman

keadaan kesetimbangan adalah keadaan yang selalu diharapkan oleh semua proses reaksi. Suatu keadaan kesetimbangan terjadi pada reaksi reversibel dan pada kondisi ini kecepatan reaksi dan kecepatan reaksi sebaliknya mempunyai kecepatan reaksi yang sama.

Dalam suatu reaksi

aA + bB ↔ cC + dD

maka konsentrasi produk dan reaktan (mol/L atau M) pada keadaan kesetimbangan akan berhubungan dengan ekspresi konstanta kesetimbangan

…………..

Konstanta kesetimbangan ini akan sama dengan ekspresi hukum aksi massa yaitu

…………..

Konstanta kesetimbangan dapat juga ditulis dalam bentuk tekanan parsial (atmosfir) gas dalam keadaan kesetimbangan yang dinotasikan dengan dengan K_P. Yang perlu diingat di sini adalah bahwa koefisien reaksi menjadi eksponen dalam konsentrasi atau tekanan parsial zat-zat yang ikut dalam reaksi.

Pada keadaan kesetimbangan bila semua fasa reaktan dan fasa produk sama dikatakan reaksi dalam kesetimbangan homogen. Bila reaktan dan produk tidak mempunyai fasa yang sama maka kesetimbangan disebut sebagai kesetimbangan heterogen. Konsentrasi dari padatan, cairan/larutan murni adalah konstan sehingga konsentrasi tersebut tidak muncul pada ekspresi konstanta kesetimbangan suatu reaksi.

Perbandingan konsentrasi produk terhadap konsentrasi reaktan yang kita notasi Q yang mempunyai bentuk yang sama dengan ekspresi konstanta kesetimbangan.

• Bila harga Q = K, maka reaksi dalam keadaan setimbang
• Bila harga Q > K, maka reaksi akan berjalan dari arah kanan ke kiri untuk mencapai kesetimbangan.
• Dan bila Q < K, maka reaksi berjalan dari arah kiri (reaktan) ke arahkanan (produk) untuk mencapai keadaan kesetimbangan.

Pergeseran yang arah reaksi untuk mencapai keadaan setimbang dinyatakan dengan prinsip Le Chatelier, yaitu “bila suatu gangguan terjadi dari luar sistem pada keadaan setimbang, maka sistem akan berubah sedemikian rupa sehingga pengaruh gangguan sekecil mungkin”.

Faktor-faktor yang mempengaruhi keadaan setimbang suatu reaksi adalah konsentrasi, tekanan, volume dan temperatur. Yang perlu diingat adalah bahwa hanya perubahan temperatur yang dapat merubah harga konstanta kesetimbangan K_C atau K_P. Sedangkan perubahan pada konsentrasi, tekanan maupun volume dapat merubah komposisi konsentrasi ataupun tekanan parsial senyawa pada keadaan setimbang, tetapi tidak merubah konstanta kesetimbangan.

Katalisator adalah suatu senyawa yang dapat membantu sistem mencapai keadaan kesetimbangan lebih cepat, tetapi tidak merubah konstanta kesetimbangan atau konsentrasi senyawa yang ikut bereaksi pada keadaan setimbang.

Pilihlah satu jawaban yang paling tepat dengan melingkari jawaban A, B, C dan D yang sesuai dengan pilihan Anda.

1. Konstanta kesetimbangan K_P untuk reaksi PCl_{5 (g)} ↔ PCl_{3 (g)} + Cl_{2 (g)} adalah 1,05 pada temperatur 250^o Pada temperatur ini terdapat tekanan PCl₅, PCl₃ dan Cl adalah 0,177 atm, 0,223 atm dan 0,111 atm, maka keadaan sistem adalah …
   1. dalam keadaan setimbang
   2. reaksi berjalan ke arah kanan, tidak dalam keadaan setimbang
   3. reaksi berjalan ke arah kiri, tidak dalam keadaan setimbang
   4. jawaban semua salah
2. Bila konstanta kesetimbangan untuk reaksi

CO_(g) + H₂O _(g) ↔ CO_{2 (g)} + H_{2 (g)}

adalah 0,629 pada temperatur 1260 K, maka harga konstanta kesetimbangan untuk reaksi CO_(g) + H₂O _(g) ↔ CO_{2 (g)} + H_{2 (g)} adalah

1. 1,59
2. 0,629
3. 0,3149
4. 0,793

3. Reaksi 2 CO₂ ↔ 2 CO + O₂ mempunyai harga K_C = 6,4 x 10^-7 pada temperatur 2000 ^o Bila pada temperatur ini dimasukkan 1 x 10^-3 mol CO₂ dalam 1 l wadah, maka konsentrasi CO dan konsentrasi O₂ pada kesetimbangan adalah….
   1. 2,52 x 10^-5 M dan 1,76 x 10^-3 M
   2. 1,08 x 10^-4 M dan 5,43 x 10^-5 M
   3. 9,75 x 10^-4 M dan 4,87 x 10^-4 M
   4. 9,75 x 10^-4 M dan 1,76 x 10^-5 M
4. Berdasarkan kesetimbangan 2 A + B ↔ A₂B, mempunyai konstanta kesetimbangan K_C = 1,26 pada temperatur tertentu, bila K₂ = 5,1 x 10^-2maka didapat harga K₁ adalah …
   1. 247,06
   2. 103,03
   3. 6,43 x 10^-1
   4. 4,05 x 10^-3
5. Suatu reaksi kesetimbangan heterogen pada temperatur 700 ^o

C_(g) + CO_{2 (g)} ↔ 2 CO _(g)

Tekanan awal parsial CO₂ 4,50 atm, bila konstanta kesetimbangan K_p = 1,52, maka didapat harga …

1. = 3,305 atm dan P_CO = 2,259 atm
2. = 1,5 atm dan P_CO = 3 atm
3. = 3,3705atm dan P_CO = 3 atm
4. = 1,5 atm dan P_CO = 2,259 atm

6. Reaksi-reaksi reversibel di bawah ini bila telah mencapai kesetimbangan yang akan terpengaruh oleh perubahan tekanan adalah …
   1. N_{2 (g)} + O_{2 (g)} ↔ 2 NO _(g)
   2. 2HF _(g) ↔ H_{2 (g)} + F_{2 (g)}
   3. 2 NO_(g) + Cl_{2 (g)} ↔ 2 NOCl_{2 (g)}
   4. 2 HI_(g) ↔ H_{2 (g)} + I_{2 (g)}
7. Bila pada suhu 1100 K suatu reaksi CO_(g) ↔ CO_{2 (g)} + C_(g) didapatkan hasil 0,340 atm gas CO dan 0,106 atm CO₂dan 0,250 mol C, maka harga K adalah …
   1. 0,312
   2. 0,917
   3. 3,20
   4. 1,60
8. Variabel yang dapat mengubah harga konstanta kesetimbangan K pada suatu reaksi kesetimbangan reversibel adalah …
   1. tekanan
   2. konsentrasi
   3. suhu
   4. katalisator
9. Phosgene COCl₂ dipanaskan 600 K, akan terdekomposisi sebagian menjadi CO dan Chlor

COCl_{2 (g)} ↔ CO _(g) + Cl_{2 (g)}

Harga K_C = 4,1 x 10³, bila mula-mula tekanan phosgene 0,124 atm didapat harga

1. CO = 0,225 atm dan Cl₂ = 0,0225 atm
2. CO = 0,124 atm dan Cl₂ = 0,124 atm
3. CO = 0,2 atm dan Cl₂ = 0,02 atm
4. CO = 0,01 atm dan Cl₂ = 0,01 atm

1. Konstanta kesetimbangan untuk reksi F_{2 (g)} ↔ 2F_(g) adalah 6,3 x 10^-2 pada suhu 1100 K. Bila tekanan F_{2 (g)} pada sistem kesetimbangan 0,87 atm, maka didapat tekanan F_(g) adalah …
   1. 0,234 atm
   2. 1,74 atm
   3. 0,055 atm
   4. 0,87 atm

Cocokkanlah jawaban Anda dengan Kunci Jawaban Tes Formatif 2 yang terdapat di bagian akhir Modul ini. Hitunglah jawaban Anda yang benar, kemudian guanakan rumus di bawah ini untuk mengetahui tingkat penguasaan Anda terhadap materi Kegiatan Belajar 2.

Rumus:

Tingkat penguasaan = x 100%

Arti tingkat penguasaan yang Anda capai:

90 % – 100 % = baik sekali

80 % – 89 % = baik

70 % – 79 % = cukup

< 70 % = kurang

Apabila tingkat penguasaan Anda mencapai 80% ke atas, Anda dapat meneruskan dengan Modul berikutnya. Bagus! Tetapi bila tingkat penguasaan Anda masih di bawah 80%, Anda harus mengulangi Kegiatan Belajar 2, terutama bagian yang belum Anda kuasai.

Kunci Jawaban Tes Formatif

Tes Formatif 1

1. D Misalkan persamaan reaksi aA + bB → cC + dD, maka persamaan laju reaksi adalah v = k [A]^x . [B]^y. Reaksi tingkat kedua atau berorde 2 artinya x + y = 2. Satuan kecepatan (v) adalah M det^-1, maka satuan k adalah M det^-1/M² = M^-1 det^-1.
2. A Suhu, katalisator dan luas permukaan bidang sentuh adalah faktor-faktor yang mempengaruhi laju reaksi. Dalam menentukan persamaan laju reaksi yang ingin diketahui adalah pengaruh konsentrasi suatu reaktan terhadap laju reaksi, sehingga suhu, katalisator dan luas permukaan bidang sentuh tidak diperhitungkan dalam persamaan laju reaksi.
3. B Volume atau tekanan bukan merupakan faktor yang mempengaruhi laju reaksi, terutama reaksi yang melibatkan fasa cair, karena volume atau tekanan tidak akan mempengaruhi kecepatan tumbukan efektif antar molekul reaktan.
4. C Konsentrasi air sangat berlebih dibandingkan dengan konsentrasi pereaksi lainnya, maka konsentrasi air dapat dianggap konstan dan dapat disatukan dengan konstanta laju reaksi, sehingga konsentrasi air tidak mempengaruhi laju reaksi.
5. D Suhu yang tinggi meningkatkan laju reaksi, karena kenaikan suhu akan menaikkan energi kinetik molekul-molekul reaktan yang akan bertumbukan untuk menghasilkan produk. Adanya air akan mempermudah penguaraian (disosiasi) HCl dan Na₂S₂O₃ yang bersifat polar, sehingga keberadaan air akan meningkatkan laju reaksi.
6. B Misal: v = k [A]^x . [B]^y

mula-mula laju = v

konsentrasi A = p

konsentrasi B = q

v = k. p^x . Q^y