Energi Kinetika

ENERGI KINETIKA

Kinetika Reaksi Kimia

            

            Penggabungan atom‐atom unsur (ikatan kimia) terjadi dengan berbagai cara, seperti ikatan ionik, ikatan kovalen – telah dijelaskan pada Bab II‐, dan ikatan logam. Ikatan logam terjadi ketika atom‐atom logam terhimpun banyak. Tiap‐tiap atom akan melepaskan elektron valensinya agar konfigurasinya lebih stabil. Sehingga akan terbentuk lautan elektron yang meliputi ion‐ion logam. Gaya ini begitu kuat sehingga ion‐ion logam menjadi rigid (sulit bergerak) dan mampat. Adanya lautan elektron ini menjadikan logam bersifat konduktor yang baik. Elektron dari luar akan dengan mudah mendorong lautan elektron ini sehingga timbul aliran (arus listrik). Seluruh penggabungan atom‐atom ini dalam tujuan kimia bisa dikatakan membentuk molekul, bagian diskrit terkecil dari zat.

            Dalam kajian selanjutnya, molekul‐molekul dan atom‐atom dapat melakukan fungsi kimia melalui berbagai reaksi kimia yang dijalaninya. Reaksi kimia secara alamiah berlangsung karena kecenderungan seluruh komponen alam (termasuk) molekul, atom dan zat, ingin mencapai kemapanan (kondisi yang lebih stabil). Salah satu syarat agar tercapai kestabilan yang lebih baik adalah dicapainya keadaan dengan tingkat energi terendah. Maka, beberapa molekul atau atom dengan tingkat energi tinggi saling bergabung dengan melepaskan energi yang dimilikinya agar diperoleh bentuk dan kondisi yang lebih stabil. Reaksi dengan melepaskan energi ini dinamakan reaksi eksotermis dan berlangsung spontan. Sedangkan beberapa reaksi lain harus dipaksa dengan berbagai upaya penambahan energi agar dapat berlangsung. Reaksi semacam ini dinamakan reaksi endotermis dan tidak spontan.

            Berbagai contoh reaksi mungkin akan menjadi bahan kajian untuk melihat betapa pentingnya reaksi kimia dan bagaimana pengendaliannya. Selain bisa diketahui bagaimana atom dan molekul melakukan reaksi, spontan atau tidak spontan, juga sangat perlu untuk dipelajari seberapa cepat reaksi itu terjadi. Bubuk dinamit dan bahan peledak lain, bereaksi eksotermis dan meledak dalam waktu kurang dari 1 detik; sementara garam dan gula perlahan‐lahan melarut, fermentasi buah ‐ umbi berlangsung beberapa hari. Berbagai usaha dilakukan manusia, mempercepat proses pembersihan lingkungan, menghambat korosi, mempercepat produksi, menghambat kerusakan produk dan lain‐lain. Usaha‐usaha tersebut, adalah bagian dari penerapan pengetahuan tentang laju reaksi kimia dalam kinetika kimia.

Laju reaksi

            Laju Reaksi adalah berkurangnya jumlah pereaksi untuk satuan waktu atau bertambahnya jumlah hasil reaksi untuk setiap satuan waktu.Ukuran jumlah zat dalam reaksi kimia umumnya dinyatakan sebagai konsentrasi molar atau molaritas (M), dengan demikian maka laju reaksi menyatakan berkurangnya konsentrasi pereaksi atau bertambahnya konsentrasi zat hasil reaksi setiap satu satuan waktu (detik). Satuan laju reaksi dinyatakan dalam satuan mol dmˉ³ detˉ¹ atau mol /liter detik.

            Radikal oksigen yang dihasilkan pada reaksi pertama, ‐reaksi pertama disebut juga reaksi inisiasi (awal pembentukan radikal bebas)‐, akan mempropagasi gas‐gas oksigen disekitarnya membentuk ozon. Reaksi ini berlangsung cepat. Setiap radikal oksigen terbentuk maka dengan

cepat akan bergabung dengan O2 membentuk ozon. Sehingga keseluruhan kecepatan reaksi ini sebenarnya hanya tergantung reaksi penguraian NO2. Laju reaksi dikendalikan oleh seberapa cepat NO2 terurai menjadi radikal O dan NO. Dalam kinetika reaksi, disebutkan bahwa untuk reaksi yang berkesinambungan lebih dari 1 tahap, maka tahap reaksi yang paling lambat akan menjadi penentu laju keseluruhan tahap reaksi tersebut.

Di atmosfer pada lapisan bagian bawah, banyak reaksi yang dikatalisis oleh cahaya matahari (fotokatalitik), salah satunya adalah penguraian NO2. Adanya foton (cahaya matahari) menyebabkan NO2 memperoleh energi yang cukup sehingga 1 oksigennya lepas menjadi oksigen bebas yang bersifat radikal.

            NO2 →NO + O

            O + O2 →O3

            Secara umum reaksi di atas, reaksi penguraian dari 1 molekul, dinamakan reaksi orde satu (hanya melibatkan 1 molekul, melalui mekanisme penguraian). Reaksi‐reaksi lain banyak terjadi baik alamiah maupun dengan rekayasa. Namun demikian setelah dikelompokkan mungkin reaksi‐reaksi yang terjadi, adalah melalui salah satu dari mekanisme reaksi berikut:

            1. Reaksi orde pertama, irreversibel (tidak berbalik)

                        A → produk

            2. Reaksi orde kedua, irreversibel

                        2 A → produk

                        A + B → produk

            3. Reaksi orde ketiga, irreversibel

                        3 A → produk

                        2 A + B → produk

            4. Reaksi orde ke‐n, irreversibel

                        n A  →produk

            5. Reaksi orde pertama, reversibel

                        A B

            6. Reaksi orde pertama‐/kedua‐, reversibel

                        A B + C

            7. Reaksi simultan irreversibel

                        A �� produk

                        A + B �� produk

                        3 A �� produk

            8. Reaksi bersambung (consecutive), irreversibel

                        A �� B

                        B �� C

            Nampak bahwa orde reaksi menyatakan banyaknya molekul reaktan yang terlibat dalam setiap satu reaksi. Mekanisme ini dinyatakan sebagai banyak molekul yang terlibat dalam tumbukan sehingga terjadi pertukaran komposisi atom dalam molekul‐molekul reaktan menjadi produk. Sebagai contoh reaksi sederhana orde kedua irreversibel,

            A + B �� AB

                 Proses tumbukan molekul dalam reaksi ini, sangat dipengaruhi oleh kuantitas molekul atau tekanan parsial, dinamakan probabilitas tumbukan. Dalam volume reactor yang sama, penambahan salah satu komponen (misal dengan penambahan A, B tetap) akan meningkatkan probabilitas tumbukan karena makin kecil jarak antar molekul (berdesakan). Sehingga laju reaksi dipengaruhi konsentrasi. Namun tidak semua tumbukan molekul menghasilkan reaksi, yang menghasilkan reaksi hanyalah tumbukan yang disebut tumbukan efektif. Rasio tumbukan efektif terhadap tumbukan total adalah konstan pada temperature yang dijaga tetap. Peningkatan temperature akan menaikkan energi kinetic molekul‐molekul, sehingga pada reaksi endotermis akan meningkatkan tumbukan efektif dan mempercepat reaksi.Dengan demikian laju reaksi akan sebanding dengan laju tumbukan efektif (dalam formula dinyatakan dengan k, konstanta laju) dan berbanding lurus dengan total probabilitastumbukan (dinyatakan dengan jumlah molekul yang terlibat reaksi, konsentrasi), diformulakan sebagai berikut (untuk reaksi di atas):

             r = ‐rA = ‐rB = +rAB = ‐k [A] [B]

                 

             Tumbukan yang menghasilkan reaksi kita sebut tumbukan efektif. Molekul pereaksi dalam wadahnya selalu bergerak kesegala arah, dan berkemungkinan besar bertumbukan satu sama lain, baik dengan molekul yang sama maupun berbeda. Tumbukan itu dapat memutuskan ikatan dalam molekul pereaksi dan kemudian membentuk ikatan baru yang menghasilkan molekul hasil reaksi.

Sebagai contoh, reaksi antara atom kalium (K) dan metil iodida (CH₃I) dengan reaksi 

berikut: K + CH₃I → KI + CH₃

Maka, tumbukan yang efektif akan terjadi bila kedaaan molekul sedemikian rupa sehingga antara atom-atom yang berukuran sama saling bertabrakan (Gambar 1a). Sedangkan tumbukan tidak efektif jika yang bertabrakan adalah atomatom dengan ukuran berbeda

            Beberapa hal penting berkaitan dengan tumbukan efektif molekul dalam reaksi kimia adalah sebagai berikut:

            1. tumbukan efektif akan makin besar jika probabilitas tumbukan makin besar, konsentrasi yang lebih besar mengindikasikan jumlah molekul yang lebih banyak dalam volume tertentu akan memberikan probablilitas timbukan lebih besar

            2. energi kinetic molekul yang lebih besar akan menaikkan jumlah tumbukan efektif. Energi kinetic akan mempercepat laju molekul dan memperbanyak frekuensi bertumbukan. Beberapa reaksi dipercepat dengan pemanasan

            3. orientasi tumbukan yang tepat akan meningkatkan jumlah tumbukan efektif. Bagian molekul yang berkutub positif akan efektif jika bertemu dengan bagian molekul lain yang berkutub negative.

            4. energi tambahan yang cukup untuk melakukan tumbukan efektif, dinamakan energi aktivasi. Suatu tumbukan akan efektif jika energi total dalam tumbukan mampu digunakan untuk melampaui energi aktivasi reaksi. Jika tidak maka reaksi tidak terjadi dan kembali ke keadaan semula. Faktor energi aktivasi ini merupakan penentu apakah suatu reaksi dapat berlangsung atau tidak. Jika dalam tumbukan A‐‐‐B mempunyai energi yang cukup untuk melampaui energi aktivasi (melampaui puncak pada gambar grafik di bawah), maka selanjutnya dengan serta merta (spontan) reaksi terus berlanjut menghasilkan AB dengan tingkat energi yang lebih rendah dari A + B (sebelum reaksi). Reaksi ini melepaskan energi sebesar DE = Ei – Ef (eksotermis).

                 Banyak reaksi yang bisa berlangsung spontan tetapi memerlukan waktu yang sangat lama, karena energi aktivasi reaksinya yang terlalu besar sehingga molekul‐molekul ketika bertumbukan jarang bisa mencapai atau melampauinya. Untuk reaksi‐reaksi semacam ini, biasanya dapat dipercepat dengan suatu katalis. Katalis adalah suatu zat yang ditambahkan pada reaksi untuk mempercepat laju, dan zat tersebut akan didapatkan kembali seperti semula pada akhir reaksi. Diduga cara kerja katalis zat ini adalah dengan menurunkan energi aktivasi reaksi, sehingga molekul‐molekul yang terlibat dalam reaksi dapat melakukan tumbukan lebih efektif dan lebih banyak.

               

            Suatu contoh, reaksi dekomposisi NO berlangsung sangat lama di atmosfer

menghasilkan N2 dan O2. Lambatnya reaksi ini sangat tidak sebanding dengan masuknya gas NO sebagai polutan dari pembakaran bahan bakar fosil. Sehingga kualitas udara akan menjadi buruk dengan makin banyaknya mesin kendaraan ataupun industri. Reaksi dekomposisi NO adalah sebagai berikut:

                        2NO → N2 + O2

            Reaksi ini bisa dipercepat dengan menggunakan logam platinum, rodium dan paladium yang digunakan untuk media reaksi dan mengikat N—O , dan menurunkan energi aktivasi reaksi yang akan dijalani. Dengan demikian logam‐logam ini dapat secara bersama‐sama digunakan sebagai katalis dalam konversi gas NO menjadi N2 dan O2, dan dinamakan katalitik konverter yang dapat dipasang pada mesin mobil untuk mempercepat proses detoksifikasi.

            Laju reaksi adakalanya tidak bisa ditentukan secara perhitungan berdasarkan reaksi stoikiometri yang tertulis. Penentuan laju reaksi yang tepat adalah dengan melakukan pengukuran konsentrasi komponen‐komponen yang terlibat reaksi, jadi laju reaksi sebenarnya hanya bisa ditentukan lewat suatu percobaan laboratirium. Persamaan reaksi stoikiometri biasanya hanya menyatakan jumlah mol komponen‐komponen yang terlibat reaksi, tetapi jarang sekali menggambarkan mekanisme tumbukan efektif yang mungkin bisa terjadi. Suatu contoh reaksi berikut:

            NO2 + O2 �� NO + O3

            Dari persamaan kedua reaksi di atas, reaksi pertama sepertinya menjalani reaksi orde ke dua (ada 2 molekul yang terlibat dalam reaksi yaitu 1 molekul NO2 dan 1 molekul O2); sedangkan reaksi kedua sepertinya menjalani reaksi orde ketiga (ada 3 molekul yang terlibat yaitu 1 molekul ion S2O8 2‐ dan 2 molekul ion I‐). Namun dalam kenyataannya reaksi pertama adalah reaksi orde pertama dan reaksi ke dua adalah reaksi orde kedua. Kedua reaksi diatas adalah reaksi multi tahap sebagai berikut :

            NO2 �� NO + O                      (reaksi tahap 1, lambat)

            O + O2 �� O3                          (reaksi tahap 2, cepat)

            NO2 + O2 �� NO + O3           (reaksi keseluruhan)

            

Menghitung laju reaksi

            Laju reaksi hanya dapat ditentukan jika reaksi stoikiometri telah diketahui dan ada data percobaan terhadap perubahan komponen‐komponen yang terlibat reaksi setiap waktu. Berdasarkan percobaan‐percobaan yang telah dilakukan, laju reaksi kimia dipengaruhi (fungsi dari):

1. konsentrasi komponen‐komponen yang terlibat dalam reaksi

2. temperatur reaksi

3. tekanan sistem reaksi

4. katalis

            secara matematika sederhana dapat dituliskan ke dalam bentuk

                                    r = f (Ci, T, P, katalis)

dan jika reaksi berlangsung dalam suhu‐tekanan dijaga (konstan) dan dengan kehadiran katalis

tertentu, maka laju reaksi hanya tergantung pada perubahan konsentrasi komponenkomponen

yang terlibat dalam reaksi, dengan konstanta spesifik yang hanya sesuai dengan

kondisi yang dijaga tersebut. Dan persamaan laju bisa disederhanakan menjadi:

rA = + f(T,P,katalis) f (Ci)

rA= + ks f(Ci) ; dengan ks = f(T,P,katalis)

            dengan ks adalah konstanta laju reaksi yang spesifik yang merupakan fungsi kondisi suhutekanan dan katalis yang dijaga. Artinya jika suhu‐tekanan atau keberadaan katalis, ada salah satu atau beberapa berubah maka nilai ks juga akan berubah. Untuk reaksi‐reaksi eksotermis, penambahan suhu reaksi akan menurunkan nilai ks, sedangkan untuk reaksi‐reaksi yang endotermis penambahan suhu akan menaikkan nilai ks. Peningkatan nilai ks berarti reaksi berjalan lebih cepat kearah produk sesuai dengan persamaan laju reaksi yang didapatkan

Teori Asam Basa

Teori Asam Basa

Pengertian Asam Basa

Asam dan basa sudah dikenal sejak zaman dulu. Istilah asam (acid) berasal dari bahasa Latin acetum yang berarti cuka. Istilah basa (alkali) berasal dari bahasa Arab yang berarti abu. Basa digunakan dalam pembuatan sabun. Juga sudah lama diketahui bahwa asam dan basa saling menetralkan. Di alam, asam ditemukan dalam buah-buahan, misalnya asam sitrat dalam buah jeruk berfungsi untuk memberi rasa limun yang tajam. Cuka mengandung asam asetat, dan asam tanak dari kulit pohon digunakan untuk menyamak kulit. Asam mineral yang lebih kuat telah dibuat sejak abad pertengahan, salah satunya adalah aqua forti (asam nitrat) yang digunakan oleh para peneliti untuk memisahkan emas dan perak.

Sifat Umum Asam Basa

            Menurut arhenius mendefinisikan asam sebagai zat yang mengion dalam air member ion H⁺ sedangkan basa member ion OH^- dalam air

            Asam memiliki sifat umum :

·         Asam memiliki rasa masam contohnya pada cuka yang rasa masam dari asam asetat dan pada buah – buahan  

·         Asam dapat memberikan warna perubahan contoh asam memberikan warna merah pada lakmus biru

·         Asam bereaksi pada logam

·         Asam bereaksi pada bikarbonat dan karbonat

·         Larutan asam menghantarkan arus listrik

Basa memiliki sifat umum

·         Basa memiliki rasa pahit

·         Basa terasa licin

·         Larutan basa menghantarkan arus listrik dalam air

 Teori asam dan basa Bronsted-Lowry

               

Teori Bronsted-Lowry tidak berlawanan dengan teori Arrhenius – Teori Bronsted-Lowry merupakan perluasan teori Arrhenius. Ion hidroksida tetap berlaku sebagai basa karena ion hidroksida menerima ion hidrogen dari asam dan membentuk air.Asam menghasilkan ion hidrogen dalam larutan karena asam bereaksi dengan molekul air melalui pemberian sebuah proton pada molekul air.

Ketika gas hidrogen klorida dilarutkan dalam air untuk menghasilkan asam hidroklorida, molekul hidrogen klorida memberikan sebuah proton (sebuah ion hidrogen) ke molekul air. Ikatan koordinasi (kovalen dativ) terbentuk antara satu pasangan mandiri pada oksigen dan hidrogen dari HCl. Menghasilkan ion hidroksonium, H₃O⁺.

H₂O + HCl → H₃O⁺ + Cl^-

Ketika asam yang terdapat dalam larutan bereaksi dengan basa, yang berfungsi sebagai asam sebenarnya adalah ion hidroksonium. Sebagai contoh, proton ditransferkan dari ion hidroksonium ke ion hidroksida untuk mendapatkan air.

Adalah sesuatu hal yang penting untuk mengatakan bahwa meskipun anda berbicara tentang ion hidrogen dalam suatu larutan, H⁺_(aq), sebenarnya anda sedang membicarakan ion hidroksonium.

Permasalahan hidrogen klorida / amonia

Hal ini bukanlah suatu masalah yang berlarut-larut dengan menggunakan teori Bronsted-Lowry. Apakah anda sedang membicarakan mengenai reaksi pada keadaan larutan ataupun pada keadaan gas, amonia adalah basa karena amonia menerima sebuah proton (sebuah ion hidrogen). Hidrogen menjadi tertarik ke pasangan mandiri pada nitrogen yang terdapat pada amonia melalui sebuah ikatan koordinasi.

Pasangan konjugasi

                                                

Ketika hidrogen klorida dilarutkan dalam air, hampir 100% hidrogen klorida bereaksi dengan air menghasilkan ion hidroksonium dan ion klorida. Hidrogen klorida adalah asam kuat, dan kita cenderung menuliskannya dalam reaksi satu arah:

                    H₂O +HCl → H₃O⁺ + Cl^-

   

                Pada faktanya, reaksi antara HCl dan air adalah reversibel, tetapi hanya sampai pada tingkatan yang sangat kecil. Supaya menjadi bentuk yang lebih umum, asam dituliskan dengan HA, dan reaksi berlangsung reversibel.

                    HA + H₂O  ←→ H₃O⁺ + A­­­^-

            

        Perhatikan reaksi ke arah depan:

·         HA adalah asam karena HA mendonasikan sebuah proton (ion hidrogen) ke air.

·         Air adalah basa karena air menerima sebuah proton dari HA.

Akan tetapi ada juga reaksi kebalikan antara ion hidroksonium dan ion A^-:

·         H₃O⁺ adalah asam karena H₃O⁺ mendonasikan sebuah proton (ion hidrogen) ke ion A^-.

·         Ion A^- adalah basa karena A^- menerima sebuah proton dari H₃O⁺.

 Reaksi Asam Basa Menurut Lewis

Asam Lewis

Asam Lewis adalah akseptor pasangan elektron. Pada contoh sebelumnya, BF₃ berperilaku sebagai asam Lewis melalui penerimaan pasangan elektron mandiri milik nitrogen. Pada teori Bronsted-Lowry, BF₃ tidak sedikitpun disinggung menganai keasamannya. Inilah tambahan mengenai istilah asam dari pengertian yang sudah biasa digunakan. Bagaimana dengan reaksi asam basa yang lebih pasti – seperti, sebagai contoh, reaksi antara amonia dan gas hidrogen klorida ?

                                  NH₃ + HCl → NH₄⁺  + Cl^-

                 

                Pastinya adalah penerimaan pasangan elektron mandiri pada nitrogen. Buku teks sering kali menuliskan hal ini seperti jika amonia mendonasikan pasangan elektron mandiri yang dimilikinya pada ion hidrogen – proton sederhana dengan tidak adanya elektron disekelilingnya.

Ini adalah sesuatu hal yang menyesatkan! anda tidak selalu memperoleh ion hidrogen yang bebas pada sistem kimia. Ion hidogen sangat reaktif dan selalu tertarik pada yang lain. Tidak terdapat ion hidrogen yang tidak bergabung dalam HCl.Tidak terdapat orbital kosong pada HCl yang dapat menerima pasangan elektron. Mengapa, kemudian, HCl adalah suatu asam Lewis?

Klor lebih elektronegatif dibandingkan dengan hidrogen, dan hal ini berarti bahwa hidrogen klorida akan menjadi molekul polar. Elektron pada ikatan hidrogen-klor akan tertarik ke sisi klor, menghasilkan hidrogen yang bersifat sedikit positif dan klor sedikit negatif.

           Pasangan elektron mandiri pada nitrogen yang terdapat pada molekul amonia tertarik ke arah atom hidrogen yang sedikit positif pada HCl. Setelah pasangan elektron mandiri milik nitrogen mendekat pada atom hidrogen, elektron pada ikatan hidrogen-klor tetap akan menolak ke arah klor.

Akhirnya, ikatan koordinasi terbentuk antara nitrogen dan hidrogen, dan klor terputus keluar sebagai ion klorida.Hal ini sangat baik ditunjukkan dengan notasi "panah melengkung" seperti yang sering digunakan dalam mekanisme reaksi organik.

Basa Lewis

                Hal yang paling mudah untuk melihat hubungan tersebut adalah dengan meninjau dengan tepat mengenai basa Bronsted-Lowry ketika basa Bronsted-Lowry menerima ion hidrogen. Tiga basa Bronsted-Lowry dapat kita lihat pada ion hidroksida, amonia dan air, dan ketianya bersifat khas.

                Teori Bronsted-Lowry mengatakan bahwa ketiganya berperilaku sebagai basa karena ketiganya bergabung dengan ion hidrogen. Alasan ketiganya bergabung dengan ion hidrigen adalah karena ketiganya memiliki pasangan elektron mandiri – seperti yang dikatakan oleh Teori Lewis. Keduanya konsisten.

Jadi bagaimana Teori Lewis merupakan suatu tambahan pada konsep basa? Saat ini belum – hal ini akan terlihat ketika kita meninjaunya dalam sudut pandang yang berbeda.

Tetapi bagaimana dengan reaksi yang sama mengenai amonia dan air, sebagai contohnya? Pada teori Lewis, tiap reaksi yang menggunakan amonia dan air menggunakan pasangan elektron mandiri-nya untuk membentuk ikatan koordinasi yang akan terhitung selama keduanya berperilaku sebagai basa.

Berikut ini reaksi yang akan anda temukan pada halaman yang berhubungan dengan ikatan koordinasi. Amonia bereaksi dengan BF₃ melalui penggunaan pasangan elektron mandiri yang dimilikinya untuk membentuk ikatan koordinasi dengan orbital kosong pada boron.

               Sepanjang menyangkut amonia, amonia menjadi sama persis seperti ketika amonia bereaksi dengan sebuah ion hidrogen – amonia menggunakan pasangan elektron mandiri-nya untuk membentuk ikatan koordinasi. Jika anda memperlakukannya sebagai basa pada suatu kasus, hal ini akan berlaku juga pada kasus yang lain.

Pertanyaan

1.Bagaimana proses sewaktu ionisasi air merupakan basa konjugasi ion H₃O⁺ ?