Teori Tumbukan Pada Laju Reaksi, Energi Aktivasi, Kecepatan, Contoh, Grafik, Kimia

TEORI TUMBUKAN

Teori Tumbukan Pada Laju Reaksi, Energi Aktivasi, Kecepatan, Contoh, Grafik, Kimia - 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 seperti ditampilkan pada gambar 1. di bawah ini.

Gambar 1. Distribusi energi molekul-molekul gas.

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) → 2AB(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 2. ditunjukkan bahwa anggapan itu tidak selamanya berlaku untuk setiap tumbukan.

Gambar 2. Tumbukan molekul dan reaksi kimia (a) Tumbukan yang tidak memungkinkan terjadinya reaksi. (b) Tumbukan yang memungkinkan terjadinya reaksi.

Molekul-molekul harus mempunyai orientasi tertentu agar tumbukan efektif untuk menghasilkan reaksi kimia. Pada gambar 2. 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 dihasilkan 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 antar partikel 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 2H₂ + 2NO → N₂ + 2H₂O 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.

Tahap 1	:	NO(g) + NO(g) ↔ N2O2(g) (cepat)
Tahap 2	:	N2O2(g) + H2(g) → N2O(g) + H2O(l) (cepat)
Tahap 3	:	N2O(g) + H2(g) → N2(g) + H2O(l) (lambat)	+
		2NO(g) + 2H2(g) → N2(g) + 2 H2O(l) (reaksi stoikiometri)

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).

r_{ke kanan} = r_{ke kiri}

r_{ke kanan} = k" [NO]²

r_{ke kiri} = k" [N₂O₂]

k' [NO]² = k" [N₂O₂]

Berdasarkan stoikiometri reaksi tahap 2, dapat dilihat bahwa [N₂O₂] sama dengan [N₂O]

k’ [NO]² = k” [N₂O]

[N₂O] = k’/ k” [NO]₂

Jadi, r = k . k’/ k” [NO]² [H₂] atau jika k . k’/ k” = K, maka,

r = K [NO]² [H₂]

Reaksi merupakan orde ketiga dan ini sesuai dengan hasil eksperimen.

4. Suhu / Temperatur

Kenaikan suhu mempercepat reaksi karena dengan kenaikan 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, partikel-partikel 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 : 2N₂O(g) → 2N₂(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 : 2HI(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 3.

Gambar 3. Katalis menurunkan energi pengaktifan sehingga memperbesar laju reaksi.

6. 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.

7. Hubungan Faktor-Faktor yang Mempercepat Laju Reaksi dengan Teori Tumbukan

Tumbukan antara pereaksi ada yang menghasilkan reaksi dan tidak, sebagai contoh amati gambar reaksi antara hidrogen dan iodium berikut.

1. Tumbukan dengan energi yang tidak cukup.	2. Molekul terpisah kembali tumbukan tidak berhasil.
1. Tumbukan dengan energi yang cukup. Ikatan-ikatan akan putus dan terbentuk ikatan baru.	2. Molekul HI terbentuk. Tumbukan berhasil.
Sumber: Lewis, Thinking Chemistry

Bagaimana teori tumbukan menjelaskan faktor-faktor yang mempengaruhi laju reaksi? Perhatikan Tabel 1.

Tabel 1. Hubungan faktor-faktor yang mempercepat laju reaksi dengan teori tumbukan

Fakta	Uraian Teori
Peningkatan konsentrasi pereaksi dapat mempercepat laju reaksi.	Peningkatan konsentrasi berarti jumlah partikel akan bertambah pada volume tersebut dan menyebabkan tumbukan antar partikel lebih sering terjadi. Banyaknya tumbukan memungkinkan tumbukan yang berhasil akan bertambah sehingga laju reaksi meningkat.
Peningkatan suhu dapat mempercepat laju reaksi.	Suhu suatu sistem adalah ukuran dari rata-rata energi kinetik dari partikel-partikel pada sistem tersebut. Jika suhu naik maka energi kinetik partikel-partikel akan bertambah, sehingga kemungkinan terjadi tumbukan yang berhasil akan bertambah dan laju reaksi meningkat.
Penambahan luas permukaan bidang sentuh akan mempercepat laju reaksi.	Makin besar luas permukaan, menyebabkan tumbukan makin banyak, karena makin banyak bagian permukaan yang bersentuhan sehingga laju reaksi makin cepat.
Katalis dapat mempercepat reaksi.	Katalis dapat menurunkan energi aktivasi (Ea), sehingga dengan energi yang sama jumlah tumbukan yang berhasil lebih banyak sehingga laju reaksi makin cepat.
Sumber: Lewis, Thinking Chemistry

Berdasarkan teori tumbukan, suatu tumbukan akan menghasilkan suatu reaksi jika ada energi yang cukup. Selain energi, jumlah tumbukan juga berpengaruh. Laju reaksi akan lebih cepat, jika tumbukan antara partikel yang berhasil lebih banyak terjadi.

8. Energi Aktivasi [2]

Pada kenyataannya molekul-molekul dapat bereaksi jika terdapat tumbukan dan molekul-molekul mempunyai energi minimum untuk bereaksi. Energi minimum yang diperlukan untuk bereaksi pada saat molekul bertumbukan disebut energi aktivasi. Energi aktivasi digunakan untuk memutuskan ikatan-ikatan pada pereaksi sehingga dapat membentuk ikatan baru pada hasil reaksi.

Misalnya energi aktivasi pada reaksi gas hidrogen dan iodium dengan

persamaan reaksi : H₂(g) + I₂(g) → 2HI(g), digambarkan pada grafik sebagai berikut.

Gambar 4. Grafik energi potensial dan waktu pada reaksi H₂ dan I₂.

Energi aktivasi pada reaksi tersebut adalah 170 kJ per mol. Untuk terjadi tumbukan antara H₂ dan I₂ diperlukan energi ≥ 70 kJ. Pada saat reaksi terjadi energi sebesar 170 kJ diserap dan digunakan untuk memutuskan ikatan H – H dan I – I selanjutnya ikatan H – I terbentuk. Pada saat terbentuk H – I ada energi yang dilepaskan sehingga reaksi tersebut termasuk reaksi eksoterm.

Bagaimana kerja katalis sehingga dapat mempercepat reaksi?

Perhatikan Gambar 5.

Gambar 5. Grafik energi potensial reaksi tanpa katalis dan dengan bantuan katalis.

Pada Gambar 5, proses reaksi tanpa katalis digambarkan dengan satu kurva yang tinggi sedangkan dengan katalis menjadi kurva dengan dua puncak yang rendah sehingga energi aktivasi pada reaksi dengan katalis lebih rendah daripada energi aktivasi pada reaksi tanpa katalis. Berarti secara keseluruhan katalis dapat menurunkan energi aktivasi dengan cara mengubah jalannya reaksi atau mekanisme reaksi sehingga reaksi lebih cepat.