Penjelasan Lengkap Tentang Teori Tumbukan ( 22-27 )
Reaksi kimia terjadi sebagai akibat tumbukan antara molekul-molekul. Jumlah
tumbukan antara molekul-molekul per satuan waktu disebut frekuensi
tumbukan. Besar frekuensi tumbukan ini dipengaruhi oleh berbagai faktor
antara lain:
1. konsentrasi;
2. suhu, dan
3. luas permukaan bidang sentuh.
Semakin besar konsentrasi suatu larutan, semakin banyak molekul yang
terkandung di dalamnya. Dengan demikian, semakin sering terjadi tumbukan di
antara molekul-molekul tersebut. Hal itu berarti hanya sebagian dari
tumbukan molekul yang menghasilkan reaksi. Keadaan itu didasarkan pada 2
faktor, yaitu:
1. hanya molekul-molekul yang lebih energik yang akan menghasilkan reaksi
sebagai hasil tumbukan;
2. kemungkinan suatu tumbukan tertentu untuk menghasilkan reaksi kimia
tergantung dari orientasi molekul yang bertumbukan.
Energi minimum yang harus dimiliki molekul untuk dapat bereaksi disebut
energi pengaktifan (Ea). Berdasarkan teori kinetik gas, molekul-molekul gas
dalam satu wadah tidak mempunyai energi kinetik yang sama, tetapi
bervariasi.
Pada suhu yang lebih tinggi (T2), fraksi molekul yang mencapai energi
pengaktifan sebesar x2, distribusi energi melebar. Energi kinetik molekul
rata-rata meningkat dengan kenaikkan suhu sehingga lebih banyak molekul
yang memiliki energi lebih besar dari energi pengaktifan. Akibatnya, reaksi
makin sering terjadi dan laju reaksi juga semakin meningkat. Laju reaksi
kimia tergantung pada hasil kali frekuensi tumbukan dengan fraksi molekul
yang memiliki energi sama atau melebihi energi pengaktifan. Karena fraksi molekul yang teraktifkan
biasanya sangat kecil, maka laju reaksi jauh lebih kecil daripada frekuensi
tumbukannya sendiri. Semakin tinggi nilai energi pengaktifan, semakin kecil fraksi molekul yang teraktifkan dan
semakin lambat reaksi berlangsung.
Perhatikan contoh reaksi berikut.
A2(g) + B2(g) → 2 AB(g)
Menurut pengertian teori tumbukan, selama tumbukan antara molekul A2 dan B2
(dianggap) ikatan A–A dan B–B putus dan terbentuk ikatan A–B. Pada gambar
3.7 ditunjukkan bahwa anggapan itu tidak selamanya berlaku untuk setiap tumbukan.
Molekul-molekul harus mempunyai orientasi tertentu agar tumbukan efektif untuk menghasilkan reaksi kimia. Pada gambar 3.7 ditunjukkan bahwa jumlah tumbukan yang orientasinya tidak
memungkinkan terjadi reaksi umumnya lebih banyak daripada jumlah tumbukan yang memungkinkan terjadinya reaksi. Hal itu berarti peluang suatu tumbukan tertentu untuk menghasilkan reaksi umumnya kecil.
1. Luas permukaan sentuhan
Makin luas permukaan sentuhan antara zat-zat pereaksi, makin banyak molekul-molekul pereaksi yang bertumbukan. Dengan demikian, kemungkinan terjadi reaksi semakin besar sehingga reaksi lebih cepat berlangsung.
2. Sifat kimia pereaksi
Senyawa-senyawa ion lebih cepat bereaksi daripada senyawa-senyawa kovalen. Pada setiap tumbukan yang terjadi antara ion positif dan ion negatif selalu dihasil-kan reaksi sebab tidak ada energi tumbukan yang diperlukan untuk memutuskan ikatan terlebih dahulu. Lain halnya dengan reaksi antara senyawa-senyawa kovalen yang tidak setiap tumbukan dapat menghasilkan reaksi.
3. Konsentrasi
Dalam konsentrasi yang besar, jumlah partikel per satuan volume juga besar. Kemungkinan terjadinya tumbukan antarpartikel di dalamnya lebih besar jika dibandingkan dengan yang terjadi pada konsentrasi yang rendah. Dengan demikian makin besar konsentrasi zat yang bereaksi, makin banyak partikel yang bereaksi per satuan waktu dan makin besar laju reaksinya.
Pada beberapa jenis reaksi, perbesaran konsentrasi pereaksi tidak selalu mempercepat reaksi atau perbesaran konsentrasi tidak sebanding dengan perbesaran laju reaksinya. Hal ini dijelaskan dengan teori tumbukan sebagai berikut.
Agar pereaksi dapat bereaksi, terlebih dahulu harus terjadi tumbukan antara partikel-partikel zat pereaksi tersebut. Pada reaksi sederhana, yaitu reaksi yang berlangsung satu tahap, perubahan konsentrasi pereaksi sebanding dengan perubahan kecepatan reaksinya. Misalnya, pada reaksi sederhana A + B → C jika konsentrasi A dijadikan 2 kali dan konsentrasi B tetap, maka laju reaksi akan menjadi 2 kali pula.
Demikian pula, jika konsentrasi B dijadikan 2 kali dan konsentrasi A tetap. Pada reaksi yang tidak sederhana, tumbukan antara partikel-partikel pereaksi tidak langsung menghasilkan hasil akhir. Reaksi ini dapat terjadi pada reaksi yang melibatkan satu jenis pereaksi atau lebih. Reaksi yang melibatkan lebih dari dua partikel seperti dalam reaksi 2 H2 + 2 NO → N2 + 2 H2O tidak mungkin terjadi karena tumbukan sekaligus antara 4 partikel pada satu titik dan satu saat yang sama.
Tumbukan hanya mungkin terjadi antara dua partikel. Oleh karena itu, diperkirakan bahwa reaksi yang tidak sederhana berjalan tahap demi tahap yang pada setiap tahap hanya terjadi tumbukan antara dua partikel.
Pada contoh reaksi di atas, diperkirakan reaksi berjalan melalui tahap-tahap sebagai berikut.
Tiap-tiap tahap merupakan reaksi sederhana. Rangkaian tahap-tahap yang menerangkan jalannya suatu reaksi dari awal hingga akhir disebut mekanisme reaksi. Setiap tahap mempunyai laju reaksi yang berbeda.
Seringkali ditemukan bahwa di antara tahap-tahap reaksi dalam mekanisme reaksi terdapat satu tahap dengan laju yang relatif rendah. Dalam hal ini, laju reaksi secara keseluruhan ditentukan oleh tahap yang lambat atau dengan kata lain tahap yang paling lambat dalam suatu mekanisme reaksi merupakan tahap penentu laju reaksi. Pada mekanisme reaksi tersebut, tahap ketiga merupakan tahap yang menentukan laju reaksi keseluruhan.
r = k . [N2O] . [H2]
Oleh karena N2O tidak terdapat dalam reaksi stoikiometri, maka konsentrasi N2O pada persamaan laju reaksi harus dieliminasi. Hal ini dapat dilakukan dengan memperhatikan reaksi tahap 1. Reaksi tahap 1 merupakan reaksi yang berjalan dua arah dengan laju yang sama (reaksi kesetimbangan).
Berdasarkan stoikiometri reaksi tahap 2, dapat dilihat bahwa [N2O2] sama dengan [N2O]
4. Suhu
Kenaikkan suhu mempercepat reaksi karena dengan kenaikkan suhu gerakan partikel semakin cepat. Energi kinetik partikel-partikel semakin bertambah sehingga makin banyak terjadi tumbukan yang efektif. Dengan demikian, makin banyak partikel-partikel yang bereaksi.
5. Katalis
Katalis adalah zat yang dapat meningkatkan laju reaksi tanpa mengakibatkan perubahan kimia yang kekal bagi zat itu sendiri. Setelah reaksi kimia berlangsung, katalis terdapat kembali dalam keadaan dan jumlah yang sama dengan sebelum reaksi. Telah dijelaskan bahwa agar terjadi reaksi, partikelpartikel zat harus memiliki energi minimum tertentu yang disebut energi pengaktifan. Dalam hal ini, katalis berfungsi untuk menurunkan sejumlah energi pengaktifan agar reaksi dapat berlangsung.
Berikut ini diberikan contoh pengaruh katalis terhadap energi pengaktifan suatu reaksi.
a. Reaksi: 2 N2O(g) → 2 N2(g) + O2(g)
Reaksi ini membutuhkan energi pengaktifan sebesar 247 kJ jika tanpa katalis. Akan tetapi, dengan memberikan logam platina (Pt) sebagai katalis, energi pengaktifannya berkurang menjadi 138 kJ.
b. Reaksi: 2 HI(g) → H2(g) + I2(g)
Reaksi ini membutuhkan energi pengaktifan sebesar 184 kJ jika tanpa katalis. Akan tetapi, dengan memberikan logam emas (Au) sebagai katalis, energi pengaktifannya berkurang menjadi 59 kJ.
Peranan katalis dalam menurunkan energi pengaktifan ditunjukkan pada gambar
Jenis katalis
Katalis digolongkan sebagai katalis homogen dan heterogen. Katalis homogen adalah katalis yang memiliki fase yang sama dengan pereaksi dan bekerja melalui penggabungan dengan molekul atau ion pereaksi membentuk keadaan ‘antara’. Keadaan antara ini bergabung dengan pereaksi lainnya membentuk produk dan setelah produk dihasilkan, katalis melakukan regenerasi sebagai zat semula.
Suatu katalis heterogen adalah katalis yang berbeda fase dengan pereaksi dan produk. Katalis ini biasanya padatan dalam pereaksi gas atau cairan, dan reaksi terjadi pada permukaan katalis heterogen. Untuk alasan ini, katalis biasanya dipecah-pecah menjadi butiran halus.
Socar de Lahoya !
0 komentar:
Posting Komentar