Materi Laju Reaksi Teks – isukimia.site

Materi Laju Reaksi Lengkap

Sebelum memulai investigasi, pastikan kamu telah memahami konsep dasar laju reaksi. Apabila masih memerlukan penguatan materi, kamu dapat mempelajari sumber belajar berikut sesuai kebutuhanmu.

BAB 1: Laju Reaksi dan Teori Tumbukkan

A. Laju Reaksi

LAJU REAKSI

Mengapa kita perlu mengukur "kecepatan" reaksi kimia?

Dalam kehidupan sehari-hari, kita mengenal reaksi yang berlangsung sangat cepat (kembang api meledak dalam sepersekian detik) dan reaksi yang berlangsung sangat lambat (besi berkarat perlu berbulan-bulan). Dalam kasus investigasi kita sendiri, ini juga relevan: reaksi pembentukan nitrosamin dari nitrit di dalam sosis berlangsung lebih cepat saat dibakar dibanding direbus. Untuk membandingkan reaksi-reaksi seperti ini secara ilmiah — bukan sekadar “cepat” atau “lambat” secara kasar — kimia membutuhkan besaran terukur yang disebut laju reaksi.

Definisi:

Laju reaksi adalah besaran yang menyatakan perubahan konsentrasi zat pereaksi (reaktan) atau produk terhadap waktu, selama suatu reaksi kimia berlangsung. Karena reaksi kimia pada dasarnya adalah proses reaktan diubah menjadi produk, ada dua sisi yang bisa diamati:

Konsentrasi reaktan akan terus berkurang seiring waktu, karena diubah menjadi produk
Konsentrasi produk akan terus bertambah seiring waktu, karena terus terbentuk dari reaktan

Laju reaksi menangkap seberapa cepat perubahan ini terjadi.

Bentuk Umum:

				
					v = −Δ[reaktan] / Δt = +Δ[produk] / Δt

Tanda negatif pada reaktan menunjukkan konsentrasinya berkurang, sedangkan tanda positif pada produk menunjukkan konsentrasinya bertambah. Kedua sisi persamaan ini secara prinsip mengukur kecepatan reaksi yang sama, hanya dilihat dari zat yang berbeda.

Satuan

Laju reaksi dinyatakan dalam satuan konsentrasi per waktu, umumnya M/s (molaritas per detik), karena mengukur perubahan konsentrasi (mol/L) terhadap perubahan waktu (detik).

B. Laju Reaksi Rata-rata dan Laju Reaksi Sesaat

Kenapa perlu dibedakan?

Pada kenyataannya, laju reaksi tidak selalu konstan sepanjang waktu — biasanya reaksi berlangsung cepat di awal (saat konsentrasi reaktan masih tinggi), lalu melambat seiring waktu (karena reaktan makin berkurang). Karena itu, kita perlu membedakan dua cara mengukur laju reaksi: laju rata-rata dan laju sesaat.

Laju Reaksi Rata-Rata:

Laju reaksi rata-rata adalah laju yang dihitung dalam selang waktu tertentu, dari waktu t₁ ke t₂:

v rata-rata = −Δ[A] / Δt = −([A]₂ − [A]₁) / (t₂ − t₁)

Nilai ini menggambarkan laju “secara umum” dalam interval tersebut, tapi tidak menunjukkan seberapa cepat reaksi pada satu titik waktu spesifik.

Contoh perhitungan:

Waktu (s)	Konsentrasi [A] (M)
0	1,00
10	0,80
20	0,65
30	0,55

Laju rata-rata antara t = 0 s dan t = 10 s:

v rata-rata = −(0,80 − 1,00) / (10 − 0) = 0,20 / 10 = 0,020 M/s
Laju rata-rata antara t = 20 s dan t = 30 s:
v rata-rata = −(0,55 − 0,65) / (30 − 20) = 0,10 / 10 = 0,010 M/s

Perhatikan: laju rata-rata di awal (0,020 M/s) lebih besar dibanding di akhir (0,010 M/s) — inilah bukti bahwa laju reaksi melambat seiring waktu.

Laju Reaksi Sesaat:

Laju reaksi sesaat adalah laju pada satu titik waktu tertentu, bukan dalam suatu interval. Ini didapat dengan membuat selang waktu (Δt) sekecil mungkin, mendekati nol:

v sesaat = lim (Δt → 0) [−Δ[A] / Δt]

Secara grafis, laju sesaat pada suatu titik waktu adalah kemiringan garis singgung (garis yang menyentuh kurva tepat di satu titik) pada grafik konsentrasi terhadap waktu, di titik tersebut.

Point Penting:

Semakin kecil interval waktu yang diambil, laju rata-rata akan semakin mendekati nilai laju sesaat pada titik itu. Dalam praktik laboratorium (termasuk saat mengukur laju pembentukan senyawa hasil reaksi seperti nitrosamin dari nitrit), yang biasanya diukur adalah laju rata-rata dalam interval waktu tertentu (misalnya tiap 5 atau 10 menit pemanasan), karena mengukur laju sesaat secara langsung membutuhkan instrumen yang lebih canggih.

C. Teori Tumbukan

B. Laju Reaksi Rata-rata dan Laju Reaksi Sesaat

Pengantar:

Kita sudah tahu bahwa laju reaksi bisa cepat atau lambat, dan bisa diukur secara rata-rata maupun sesaat. Tapi pertanyaan yang lebih mendasar adalah: mengapa suatu reaksi bisa berlangsung cepat atau lambat? Jawabannya dijelaskan oleh teori tumbukan (collision theory) — teori yang menjadi dasar untuk memahami semua faktor yang memengaruhi laju reaksi.

Teori tumbukan menyatakan bahwa reaksi kimia terjadi ketika partikel-partikel pereaksi (atom, ion, atau molekul) saling bertumbukan. Namun, tidak semua tumbukan menghasilkan reaksi. Agar suatu tumbukan menghasilkan reaksi (disebut tumbukan efektif), diperlukan dua syarat:

Partikel harus bertumbukan dengan orientasi/posisi yang tepat
Partikel harus bertumbukan dengan energi kinetik yang cukup

1. Posisi / Oriental Molekul

Molekul memiliki bentuk dan struktur tertentu, sehingga bagian tertentu dari molekul harus bertemu dengan bagian tertentu dari molekul lain agar ikatan baru bisa terbentuk. Jika dua molekul bertumbukan dari sisi yang salah, tumbukan tersebut tidak akan menghasilkan reaksi, meskipun energinya cukup.

Contoh: pada reaksi antara molekul hidrogen (H₂) dan molekul iodin (I₂) menghasilkan hidrogen iodida (HI):

H₂ + I₂ → 2HI

Reaksi ini hanya terjadi jika atom-atom H dan I dalam kedua molekul bertumbukan dengan orientasi yang memungkinkan ikatan H–I baru terbentuk, sambil memutus ikatan H–H dan I–I yang lama.

Energi Kinetik Tumbukan:

Selain orientasi yang tepat, partikel yang bertumbukan juga harus memiliki energi kinetik minimum agar ikatan lama bisa putus dan ikatan baru bisa terbentuk. Energi minimum ini disebut energi aktivasi (Ea).

Jika energi tumbukan lebih kecil dari energi aktivasi, partikel akan saling memantul tanpa bereaksi — sama seperti dua bola yang bertabrakan lalu memantul, bukan menyatu.

Proses menuju reaksi dapat digambarkan dalam tahapan berikut:

Partikel reaktan bergerak saling mendekat karena energi kinetiknya
Saat energi tumbukan cukup, terbentuk kompleks teraktivasi (keadaan transisi sementara, di mana ikatan lama sedang putus dan ikatan baru sedang terbentuk)
Ikatan lama pada reaktan putus
Ikatan baru terbentuk, menghasilkan produk

Hubungan Dengan Laju Reaksi

Sesuai teori tumbukan, laju reaksi berbanding lurus dengan jumlah tumbukan efektif per satuan waktu:

Semakin sering tumbukan efektif terjadi → semakin besar laju reaksi
Semakin jarang tumbukan efektif terjadi → semakin kecil laju reaksi

Semua faktor yang memengaruhi laju reaksi (konsentrasi, luas permukaan, suhu, katalis) pada dasarnya bekerja dengan cara yang sama: mengubah frekuensi atau proporsi tumbukan efektif yang terjadi antar partikel reaktan.

Berkas 2: Faktor-Faktor Laju Reaksi

1. Konsentrasi

Konsentrasi

Konsentrasi menyatakan banyaknya partikel zat terlarut dalam suatu volume larutan. Semakin tinggi konsentrasi suatu pereaksi, semakin banyak jumlah partikel yang terdapat dalam volume yang sama.

Berdasarkan teori tumbukan, semakin banyak partikel dalam suatu ruang, semakin sering partikel-partikel tersebut saling bertemu dan bertumbukan. Semakin sering tumbukan terjadi, semakin besar pula peluang terjadinya tumbukan efektif — sehingga laju reaksi menjadi lebih besar.

[GAMBAR: dua wadah berisi partikel pereaksi, satu dengan konsentrasi rendah (partikel jarang) dan satu dengan konsentrasi tinggi (partikel rapat), untuk membandingkan frekuensi tumbukan]

Hubungan konsentrasi dan laju reaksi

				
					
Semakin besar konsentrasi pereaksi → semakin besar frekuensi tumbukan → semakin besar laju reaksi.

Contoh dalam Kehidupan Sehari-hari:

Reaksi korosi (perkaratan) besi berlangsung lebih cepat di udara dengan kelembapan tinggi, karena konsentrasi uap air (H₂O) di udara lebih tinggi, sehingga reaksi antara besi dan oksigen berlangsung lebih cepat:

4Fe + 3O₂ + 6H₂O → 4Fe(OH)₃

2. Luas Permukaan

Luas permukaan sentuh berkaitan dengan reaksi yang melibatkan zat padat bereaksi dengan zat cair atau gas (reaksi heterogen — reaktan berbeda wujud/fasa). Pada reaksi seperti ini, tumbukan hanya dapat terjadi di bidang batas antar fasa, yaitu permukaan zat padat yang bersentuhan langsung dengan zat cair/gas di sekelilingnya.

Jika suatu zat padat dipecah menjadi bagian-bagian yang lebih kecil, luas permukaan totalnya menjadi lebih besar dibanding saat masih berbentuk satu bongkahan besar, meskipun massa totalnya sama. Semakin besar luas permukaan sentuh, semakin banyak titik kontak yang tersedia untuk tumbukan antar partikel, sehingga laju reaksi menjadi lebih besar.

Hubungan Luas Permukaan dengan Laju Reaksi

				
					Semakin kecil ukuran partikel zat padat (semakin besar luas permukaannya) → semakin banyak titik kontak untuk tumbukan → semakin besar laju reaksi.

Contoh dalam kehidupan sehari-hari

Kayu gelondongan lebih sulit dan lebih lama terbakar dibanding kayu yang sudah dipotong menjadi balok-balok kecil atau serpihan, karena luas permukaan kayu yang dipotong kecil jauh lebih besar dibanding kayu utuh dengan massa yang sama.

3. Suhu

Suhu berkaitan langsung dengan energi kinetik partikel. Ketika suhu suatu zat dinaikkan, partikel-partikel di dalamnya bergerak lebih cepat, sehingga energi kinetik rata-rata partikel tersebut meningkat.

Berdasarkan teori tumbukan, kenaikan suhu memberikan dua efek sekaligus:

Partikel bergerak lebih cepat → tumbukan antar partikel terjadi lebih sering
Lebih banyak partikel yang memiliki energi kinetik melebihi energi aktivasi (Ea) → proporsi tumbukan yang efektif (menghasilkan reaksi) menjadi lebih besar

Efek kedua ini jauh lebih besar pengaruhnya dibanding efek pertama. Artinya, kenaikan suhu tidak hanya membuat partikel lebih sering bertumbukan, tetapi terutama membuat proporsi tumbukan yang berhasil menjadi reaksi meningkat tajam.

Hubungan Suhu dengan Laju Reaksi

				
					Semakin tinggi suhu → semakin besar energi kinetik partikel → semakin besar proporsi tumbukan efektif → semakin besar laju reaksi.

Contoh dalam kehidupan sehari-hari

Makanan disimpan di dalam kulkas agar tahan lebih lama, karena suhu rendah memperlambat laju reaksi penguraian oleh enzim maupun aktivitas mikroorganisme yang menyebabkan pembusukan. Sebaliknya, makanan yang dibiarkan di ruang terbuka bersuhu tinggi akan lebih cepat rusak, karena laju reaksi pembusukannya meningkat.

4. Katalis

Katalis adalah zat yang dapat mempercepat laju reaksi tanpa ikut bereaksi secara permanen — di akhir reaksi, katalis akan diperoleh kembali dalam jumlah dan bentuk yang sama seperti semula.

Katalis bekerja dengan cara menyediakan jalur reaksi alternatif yang memiliki energi aktivasi (Ea) lebih rendah dibanding jalur reaksi tanpa katalis. Karena energi aktivasi yang dibutuhkan lebih rendah, lebih banyak partikel yang memiliki energi kinetik cukup untuk melewati batas energi aktivasi tersebut, sehingga proporsi tumbukan efektif meningkat dan laju reaksi menjadi lebih besar.

Penting dipahami: katalis tidak mengubah hasil akhir reaksi (produk yang terbentuk tetap sama) dan tidak mengubah ΔH (perubahan energi) reaksi — katalis hanya mempercepat reaksi mencapai kesetimbangan atau hasil akhirnya.

Jenis katalis berdasarkan fasa

Sesuai peta konsep Anda, katalis dibedakan menjadi dua jenis berdasarkan kesamaan fasa/wujud dengan zat yang direaksikan:

Katalis homogen — katalis yang memiliki fasa/wujud sama dengan zat-zat yang bereaksi (misalnya sama-sama larutan). Contoh: ion H⁺ sebagai katalis dalam reaksi hidrolisis ester, keduanya berada dalam fasa larutan.
Katalis heterogen — katalis yang memiliki fasa/wujud berbeda dengan zat-zat yang bereaksi (misalnya katalis padat untuk reaktan berwujud gas). Contoh: serbuk platina (Pt) atau nikel (Ni) sebagai katalis padat dalam reaksi hidrogenasi gas.

Hubungan Katalis dengan Laju Reaksi

				
					Adanya katalis → menurunkan energi aktivasi → semakin besar proporsi tumbukan efektif → semakin besar laju reaksi.

Contoh dalam kehidupan sehari-hari

Enzim dalam tubuh manusia adalah katalis biologis (biokatalis) yang mempercepat berbagai reaksi metabolisme, misalnya enzim amilase dalam air liur yang mempercepat penguraian pati menjadi gula sederhana.

Berkas 3: Hukum Laju Reaksi

A. Hukum Laju

1. Hukum Laju dan Orde Reaksi

Hukum laju adalah persamaan matematis yang menyatakan hubungan antara laju reaksi dengan konsentrasi masing-masing pereaksi. Untuk reaksi umum:

aA + bB → cC + dD

Hukum lajunya dituliskan:

v = k [A]ᵐ [B]ⁿ

Keterangan:

v = laju reaksi
k = tetapan laju reaksi (konstanta laju), nilainya khas untuk setiap reaksi pada suhu tertentu
[A], [B] = konsentrasi molar pereaksi A dan B
m = orde reaksi terhadap A
n = orde reaksi terhadap B

Poin paling penting untuk dipahami: nilai m dan n tidak selalu sama dengan koefisien reaksi a dan b pada persamaan reaksi setara. Orde reaksi hanya dapat ditentukan melalui data hasil percobaan, bukan ditebak dari koefisien reaksinya.

Jenis-jenis orde reaksi

Orde nol (0) — laju reaksi tidak bergantung pada konsentrasi pereaksi tersebut. v = k (konstan, berapa pun konsentrasinya).
Orde satu (1) — laju reaksi berbanding lurus dengan konsentrasi pereaksi. v = k[A]. Jika konsentrasi dinaikkan 2 kali, laju reaksi naik 2 kali.
Orde dua (2) — laju reaksi berbanding lurus dengan kuadrat konsentrasi. v = k[A]². Jika konsentrasi dinaikkan 2 kali, laju reaksi naik 4 kali (2²).

Orde reaksi total adalah jumlah seluruh orde reaksi terhadap semua pereaksi yang terlibat (m + n).

Contoh

Diketahui hukum laju suatu reaksi adalah v = k[A]¹[B]². Maka:

Orde reaksi terhadap A = 1
Orde reaksi terhadap B = 2
Orde reaksi total = 1 + 2 = 3

Satuan tetepan laju (k)

Satuan k bergantung pada orde reaksi totalnya, karena satuan v harus tetap M/s (molaritas per detik):

Orde total 0 → satuan k = M/s
Orde total 1 → satuan k = /s (atau s⁻¹)
Orde total 2 → satuan k = /M·s (atau M⁻¹s⁻¹)

2. Menentukan Hukum Laju dengan Metode Laju Reaksi Awal

Karena orde reaksi tidak bisa ditebak dari koefisien persamaan reaksi, orde reaksi harus ditentukan melalui percobaan. Salah satu metode yang paling umum digunakan adalah metode laju reaksi awal (initial rate method).

Prinsip Metode Ini

Dilakukan beberapa kali percobaan dengan mengubah konsentrasi salah satu pereaksi, sementara konsentrasi pereaksi lain dibuat tetap. Kemudian dibandingkan bagaimana laju reaksi awal berubah akibat perubahan konsentrasi tersebut, untuk menentukan orde reaksi terhadap pereaksi yang diubah.

Langkah-langkah menentukan orde reaksi:

Pilih dua percobaan di mana hanya konsentrasi satu pereaksi yang berubah, sementara pereaksi lainnya tetap.
Hitung perbandingan konsentrasi dan perbandingan laju reaksi dari kedua percobaan tersebut.
Tentukan pangkat (orde) yang membuat perbandingan konsentrasi, jika dipangkatkan, sama dengan perbandingan laju reaksi.
Ulangi untuk pereaksi lainnya.
Setelah semua orde diketahui, hitung nilai tetapan laju (k) dengan memasukkan salah satu data percobaan ke dalam persamaan hukum laju.

Contoh:

Reaksi antara gas nitrogen monoksida (NO) dan gas hidrogen (H₂):
2NO + 2H₂ → N₂ + 2H₂O
Data hasil percobaan:
Percobaan [NO] (M) [H₂] (M) Laju awal (M/s)
1 0,10 0,10 1,23 × 10⁻³
2 0,10 0,20 2,46 × 10⁻³
3 0,20 0,10 4,92 × 10⁻³

Percobaan	[NO] (M)	[H₂] (M)	Laju awal (M/s)
1	0,10	0,10	1,23 × 10⁻³
2	0,10	0,20	2,46 × 10⁻³
3	0,20	0,10	4,92 × 10⁻³

Langkah 1 — Menentukan orde terhadap H₂ (bandingkan percobaan 1 dan 2, [NO] tetap):

[H₂] naik dari 0,10 ke 0,20 (naik 2 kali)
Laju naik dari 1,23×10⁻³ ke 2,46×10⁻³ (naik 2 kali)

2ⁿ = 2 → n = 1 (orde 1 terhadap H₂)

Langkah 2 — Menentukan orde terhadap NO (bandingkan percobaan 1 dan 3, [H₂] tetap):

[NO] naik dari 0,10 ke 0,20 (naik 2 kali)
Laju naik dari 1,23×10⁻³ ke 4,92×10⁻³ (naik 4 kali)

2ᵐ = 4 → m = 2 (orde 2 terhadap NO)

Langkah 3 — Menuliskan hukum laju:

v = k [NO]² [H₂]¹

Orde reaksi total = 2 + 1 = 3

Langkah 4 — Menghitung tetapan laju (k), menggunakan data percobaan 1:

1,23 × 10⁻³ = k (0,10)² (0,10)
1,23 × 10⁻³ = k (0,001)
k = 1,23 M⁻²s⁻¹

Hukum laju lengkap reaksi ini:

v = 1,23 [NO]² [H₂]

3. Hukum Laju dalam Bentuk Diferensial dan Integral

Hukum Laju dalam Bentuk Diferensial dan Integral

Bentuk diferensial

Hukum laju yang sudah dibahas sebelumnya (v = k[A]ᵐ[B]ⁿ) sebenarnya adalah bentuk diferensial, karena laju reaksi dinyatakan sebagai laju perubahan konsentrasi terhadap waktu:

v = −d[A]/dt = k[A]ⁿ

Bentuk ini memberi tahu seberapa cepat konsentrasi berubah pada suatu saat, tetapi tidak langsung memberi tahu berapa konsentrasi zat pada waktu tertentu. Untuk mendapatkan hubungan antara konsentrasi dan waktu secara langsung, persamaan diferensial ini perlu diintegralkan — hasilnya disebut hukum laju terintegrasi (integrated rate law).

Reaksi Orde 0

Bentuk diferensial: −d[A]/dt = k

Diintegralkan terhadap waktu, menghasilkan bentuk integral:

[A]ₜ = [A]₀ − kt

Keterangan: [A]ₜ = konsentrasi A pada waktu t, [A]₀ = konsentrasi A mula-mula.

Persamaan ini berbentuk garis lurus jika [A]ₜ diplot terhadap t, dengan kemiringan (slope) = −k.

Reaksi Orde Satu

Bentuk diferensial: −d[A]/dt = k[A]

Diintegralkan, menghasilkan bentuk integral:

ln[A]ₜ = ln[A]₀ − kt

atau dapat ditulis dalam bentuk eksponensial:

[A]ₜ = [A]₀ e^(−kt)

Persamaan ini berbentuk garis lurus jika ln[A]ₜ diplot terhadap t, dengan kemiringan = −k.

Reaksi Orde Dua

Bentuk diferensial: −d[A]/dt = k[A]²

Diintegralkan, menghasilkan bentuk integral:

1/[A]ₜ = 1/[A]₀ + kt

Persamaan ini berbentuk garis lurus jika 1/[A]ₜ diplot terhadap t, dengan kemiringan = +k.

Kegunaan hukum laju terintegrasi

Selain metode laju reaksi awal (dibahas sebelumnya), hukum laju terintegrasi memberi cara kedua untuk menentukan orde reaksi: dengan mengambil data konsentrasi pada berbagai waktu dari satu kali percobaan saja, lalu memeriksa plot mana ([A] vs t, ln[A] vs t, atau 1/[A] vs t) yang menghasilkan garis lurus. Bentuk yang menghasilkan garis lurus menunjukkan orde reaksi yang sesuai.

Contoh:

Suatu zat meluruh mengikuti reaksi orde satu dengan k = 0,0347 /menit. Konsentrasi awal zat tersebut adalah 0,80 M.

Maka, Waktu paruhnya:

t½ = 0,693 / 0,0347 = 19,97 menit ≈ 20 menit.

Artinya, setiap 20 menit, konsentrasi zat tersebut akan berkurang menjadi setengah dari konsentrasi sebelumnya:

Waktu	Konsentrasi tersisa
0 menit	0,80 M
20 menit	0,40 M
40 menit	0,20 M
60 menit	0,10 M

Contoh penerapan waktu paruh dalam kehidupan nyata

Konsep waktu paruh tidak hanya dipakai dalam reaksi kimia biasa, tetapi juga dalam peluruhan zat radioaktif (menentukan usia fosil lewat karbon-14) dan dalam farmakologi (menentukan berapa lama obat bertahan di dalam tubuh sebelum kadarnya berkurang setengahnya, yang menentukan jadwal minum obat berikutnya).

4. Konsep Paruh Waktu

Konsep Waktu Paruh

Waktu paruh (t½) adalah waktu yang dibutuhkan agar konsentrasi suatu reaktan berkurang menjadi setengah dari konsentrasi awalnya. Konsep ini banyak digunakan untuk membandingkan seberapa cepat suatu zat terurai atau bereaksi, tanpa perlu menyebutkan konsentrasi awal secara spesifik.

[GAMBAR: grafik konsentrasi vs waktu, dengan garis putus-putus menunjukkan titik saat konsentrasi mencapai setengah dari awal, ditandai sebagai t½]

Rumus Waktu Paruh

A. Orde nol

t½ = [A]₀ / 2k

Pada orde nol, waktu paruh bergantung pada konsentrasi awal — semakin besar konsentrasi awal, semakin lama waktu paruhnya.

B. Orde satu

t½ = ln 2 / k = 0,693 / k

Pada orde satu, waktu paruh tidak bergantung pada konsentrasi awal — nilainya selalu tetap untuk suatu reaksi pada suhu tertentu, berapa pun konsentrasi awalnya. Ini sifat khas yang membedakan reaksi orde satu dari orde lainnya.

C. Orde dua

t½ = 1 / (k [A]₀)

Pada orde dua, waktu paruh berbanding terbalik dengan konsentrasi awal — semakin besar konsentrasi awal, semakin singkat waktu paruhnya.

Sifat khusus reaksi orde satu

Karena waktu paruh reaksi orde satu selalu konstan, konsentrasi zat akan berkurang menjadi setengahnya secara berkala dalam interval waktu yang sama:

Setelah 1× t½ → tersisa 1/2 dari konsentrasi awal
Setelah 2× t½ → tersisa 1/4 dari konsentrasi awal
Setelah 3× t½ → tersisa 1/8 dari konsentrasi awal
Setelah n× t½ → tersisa (1/2)ⁿ dari konsentrasi awal

Contoh:

Suatu zat meluruh mengikuti reaksi orde satu dengan k = 0,0347 /menit. Konsentrasi awal zat tersebut adalah 0,80 M.

Maka, Waktu paruhnya:

t½ = 0,693 / 0,0347 = 19,97 menit ≈ 20 menit.

Artinya, setiap 20 menit, konsentrasi zat tersebut akan berkurang menjadi setengah dari konsentrasi sebelumnya:

Waktu	Konsentrasi tersisa
0 menit	0,80 M
20 menit	0,40 M
40 menit	0,20 M
60 menit	0,10 M

Contoh penerapan waktu paruh dalam kehidupan nyata

5. Persamaan Arrhenius

Persamaan Arrhenius

Sebelumnya kita sudah membahas secara kualitatif bahwa suhu memengaruhi laju reaksi melalui energi kinetik partikel. Svante Arrhenius, ahli kimia asal Swedia, merumuskan hubungan ini secara matematis, menghubungkan tetapan laju (k) dengan suhu (T) dan energi aktivasi (Ea).

Persamaan Arrhenius

k = A e^(−Ea/RT)

Keterangan:

k = tetapan laju reaksi
A = faktor frekuensi (faktor pra-eksponensial), berkaitan dengan frekuensi tumbukan dan orientasi molekul
e = bilangan Euler (≈ 2,718)
Ea = energi aktivasi (J/mol)
R = tetapan gas ideal (8,314 J/mol·K)
T = suhu mutlak (Kelvin)

Bentuk logaritma (lebih praktis untuk perhitungan dan grafik)

Persamaan Arrhenius dapat diubah ke bentuk logaritma natural:

ln k = ln A − (Ea/R)(1/T)

Bentuk ini berupa persamaan garis lurus jika ln k diplot terhadap 1/T, dengan kemiringan (slope) = −Ea/R dan titik potong sumbu-y = ln A.

Kegunaan persamaan Arrhenius

Menentukan energi aktivasi (Ea) suatu reaksi dari data k pada beberapa suhu berbeda.
Memprediksi nilai k pada suhu tertentu jika Ea dan A sudah diketahui.
Membandingkan dua kondisi suhu berbeda menggunakan bentuk dua-titik:

ln (k₂/k₁) = −(Ea/R) (1/T₂ − 1/T₁)

Bagian 4: Mekanisme Reaksi

Mekanisme Reaksi

Persamaan reaksi setara yang biasa kita tulis (misalnya A + B → C) hanya menunjukkan zat awal dan zat akhir, tetapi tidak menunjukkan bagaimana proses reaksi itu sebenarnya terjadi secara detail. Pada kenyataannya, banyak reaksi kimia tidak berlangsung dalam satu tahap tunggal, melainkan melalui serangkaian tahap-tahap kecil yang disebut mekanisme reaksi.

Mekanisme reaksi adalah rangkaian tahap-tahap reaksi sederhana (elementary steps) yang menggambarkan proses molekuler sesungguhnya, mulai dari reaktan hingga terbentuk produk akhir.

Tahap reaksi sederhana (elementary step)

Setiap tahap dalam mekanisme reaksi disebut tahap reaksi sederhana — reaksi yang terjadi persis seperti yang tertulis, dalam satu langkah tumbukan tunggal.

Molekularitas

Molekularitas menyatakan jumlah partikel (molekul, atom, atau ion) yang terlibat dalam satu tahap reaksi sederhana:

Reaksi unimolekuler — melibatkan 1 partikel (misalnya penguraian suatu molekul menjadi dua bagian)
Reaksi bimolekuler — melibatkan 2 partikel yang bertumbukan (paling umum terjadi)
Reaksi termolekuler — melibatkan 3 partikel bertumbukan bersamaan (sangat jarang terjadi, karena peluang tiga partikel bertumbukan tepat bersamaan sangat kecil)

Zat Antara

Dalam mekanisme reaksi yang terdiri dari beberapa tahap, sering terbentuk zat yang dihasilkan pada satu tahap, lalu habis digunakan pada tahap berikutnya. Zat seperti ini disebut zat antara (intermediate) — zat ini tidak muncul pada persamaan reaksi keseluruhan (karena terbentuk dan habis di tengah proses), berbeda dengan katalis yang justru tidak berubah jumlahnya dari awal sampai akhir.

Zat Antara

Tahap penentu laju (rate-determining step)

Jika suatu reaksi berlangsung melalui beberapa tahap, laju keseluruhan reaksi tersebut ditentukan oleh tahap yang paling lambat — disebut tahap penentu laju (rate-determining step). Ibaratnya seperti rantai produksi: sekalipun sebagian besar tahap berlangsung cepat, keseluruhan proses tetap akan secepat tahap yang paling lambat.

Contoh mekanisme reaksi

Reaksi keseluruhan:

2NO₂ + F₂ → 2NO₂F

Hukum laju hasil percobaan menunjukkan reaksi ini berorde satu terhadap NO₂ dan berorde satu terhadap F₂ (bukan orde dua terhadap NO₂ seperti dugaan awal dari koefisiennya) — ini menjadi petunjuk bahwa reaksi ini tidak berlangsung dalam satu tahap tunggal, melainkan melalui mekanisme dua tahap:

Tahap 1 (lambat, tahap penentu laju): NO₂ + F₂ → NO₂F + F
Tahap 2 (cepat): NO₂ + F → NO₂F

Pada mekanisme ini, atom F yang terbentuk di tahap 1 adalah zat antara — terbentuk di tahap 1, lalu habis digunakan di tahap 2, sehingga tidak muncul di persamaan reaksi keseluruhan.

Karena tahap 1 adalah tahap penentu laju, dan tahap 1 melibatkan 1 molekul NO₂ dan 1 molekul F₂, hukum laju keseluruhan reaksi menjadi:

v = k [NO₂] [F₂]

Ini sesuai dengan hasil percobaan (orde satu terhadap masing-masing), dan menjelaskan mengapa orde reaksi terhadap NO₂ bukan 2 seperti koefisiennya di reaksi keseluruhan.

Point Penting:

Mekanisme reaksi yang diusulkan harus memenuhi dua syarat:

Jumlah seluruh tahap sederhana, jika dijumlahkan, harus menghasilkan persamaan reaksi keseluruhan yang setara.
Hukum laju yang diturunkan dari tahap penentu laju harus sesuai dengan hukum laju hasil percobaan.