Kecepatan reaksi kimia

Kinetika adalah bagian dari kimia yang mempelajari kecepatan reaksi, di mana dengan meningkatnya suhu kecepatannya meningkat.

Ada faktor-faktor yang mempengaruhi kecepatan seperti “suhu”, “permukaan” dan “konsentrasi reagen”.

Kecepatan reaksi

Kecepatan reaksi adalah variasi konsentrasi reaktan dengan variasi satuan waktu. Laju reaksi kimia umumnya dinyatakan dalam molaritas per detik (M/s).

Laju rata-rata pembentukan produk reaksi diberikan oleh:

Vm = variasi konsentrasi produk / variasi waktu

Laju reaksi menurun seiring waktu. Laju pembentukan produk sama dengan laju konsumsi reagen.

Laju reaksi = perubahan konsentrasi reagen / perubahan waktu.

Kecepatan reaksi kimia dapat terjadi pada skala waktu yang sangat lama. Misalnya, ledakan bisa terjadi dalam waktu kurang dari satu detik, memasak makanan bisa memakan waktu beberapa menit atau jam, korosi bisa memakan waktu bertahun-tahun, dan erosi batu bisa terjadi dalam ribuan atau jutaan tahun.

Faktor-faktor yang mempengaruhi laju reaksi

* Permukaan kontak: Semakin besar permukaan kontak, semakin tinggi kecepatan reaksi

* Suhu: Semakin tinggi suhu, semakin cepat kecepatan reaksi

* Konsentrasi reagen: Meningkatkan konsentrasi reagen akan meningkatkan laju reaksi.

Dalam reaksi kimia, tahap paling lambat adalah tahap yang menentukan kecepatannya. Mari kita lihat contoh di bawah ini: Hidrogen peroksida (hidrogen peroksida) bereaksi dengan ion iodida, membentuk air dan gas oksigen.

I – H2O2 + I- ——> H2O + IO- (Lambat)

II – H2O2 + IO- ——> H2O + O2 + I- (Cepat)

Persamaan yang disederhanakan: 2 H2O2 ——> 2 H2O + O2.

Persamaan yang disederhanakan sesuai dengan jumlah persamaan I dan II. Karena tahap I adalah tahap yang lambat, untuk meningkatkan laju reaksi, itu harus ditindaklanjuti. Apakah akan menambah atau mengurangi laju reaksi, tahap II (cepat) tidak akan mempengaruhi, tahap I menjadi yang paling penting.

Hukum Guldberg-Waage:

Perhatikan reaksi berikut: a A + b B ———-> c C + d D

Menurut hukum Guldberg-Waage; V = k [A] a [B] b.

Di mana:

V = laju reaksi;

[] = Konsentrasi zat dalam mol / L;

k = Konstanta kecepatan spesifik untuk setiap suhu.

Orde reaksi adalah jumlah eksponen dari konsentrasi persamaan laju. Dengan menggunakan persamaan di atas, kita menghitung orde reaksi tersebut dengan jumlah (a + b)

Teori tabrakan

Menurut teori tumbukan, agar ada reaksi, perlu:

* Molekul reagen bertabrakan satu sama lain;

* Tabrakan terjadi dengan geometri yang mendukung pembentukan kompleks teraktivasi

* Energi molekul yang saling bertumbukan sama dengan atau lebih besar dari energi aktivasi.

Tumbukan efektif atau efisien adalah tumbukan yang menghasilkan reaksi, yaitu yang sesuai dengan dua syarat terakhir dari teori tumbukan. Jumlah tumbukan efektif atau efisien dan sangat kecil dibandingkan dengan pertambahan total tumbukan yang terjadi antar molekul reaktan.

Semakin rendah energi aktivasi suatu reaksi, semakin tinggi kecepatannya.

Kenaikan suhu meningkatkan kecepatan reaksi karena meningkatkan jumlah molekul reaktan dengan energi lebih besar daripada aktivasi.

Aturan Van’t Hoff – Kenaikan 10 ° C menggandakan kecepatan reaksi.

Ini adalah aturan yang sangat terbatas dan kasar.

Meningkatkan konsentrasi reagen meningkatkan laju reaksi

Energi aktivasi

Ini adalah energi minimum yang diperlukan untuk reaktan untuk diubah menjadi produk. Semakin tinggi energi aktivasi, semakin lambat laju reaksi.

Setelah mencapai energi aktivasi, kompleks teraktivasi terbentuk. Kompleks teraktivasi memiliki entalpi yang lebih besar daripada reaktan dan produk, karena cukup tidak stabil; dengan ini, kompleks dibatalkan dan menimbulkan produk reaksi. Mari kita lihat grafiknya:

Jalur Reaksi

Di mana:

CA = Kompleks diaktifkan

Makan. = Energi aktivasi

jam = Entalpi reaktan

Hp. = Entalpi hasil kali

DH = Variasi entalpi.

Katalisator:

Katalis adalah zat yang meningkatkan laju reaksi, tanpa dikonsumsi selama proses tersebut.

Fungsi utama katalis adalah menurunkan energi aktivasi, memfasilitasi transformasi reaktan menjadi produk. Perhatikan grafik yang menunjukkan reaksi dengan dan tanpa katalis:

Kurva biru tanpa katalis

Kurva merah dengan katalis

Inhibitor : zat yang memperlambat laju reaksi

Racun : itu adalah zat yang membatalkan efek katalis.

Tindakan katalis adalah untuk menurunkan energi aktivasi, memungkinkan jalur baru untuk reaksi. Penurunan energi aktivasi inilah yang menentukan peningkatan laju reaksi.

* Katalisis homogen: Katalis dan reagen merupakan fase tunggal

* Katalisis heterogen: Katalis dan reagen merupakan dua fase atau lebih (sistem polifase atau campuran heterogen).

Enzim

Enzim adalah protein yang berperan sebagai katalis dalam reaksi biologis. Hal ini ditandai dengan tindakan spesifiknya dan oleh aktivitas katalitiknya yang besar. Ia memiliki suhu optimal, umumnya sekitar 37 ° C, di mana ia memiliki aktivitas katalitik maksimum.

Promotor reaksi atau aktivator katalis adalah zat yang mengaktifkan katalis, tetapi dalam isolasi tidak memiliki aksi katalitik dalam reaksi.

Racun katalis atau inhibitor adalah zat yang mengurangi bahkan menghancurkan kerja katalis, tanpa ikut serta dalam reaksi.

Autokatalisis

Autocatalysis – Ketika salah satu produk reaksi bertindak sebagai katalis. Pada awalnya, reaksinya lambat dan ketika katalis (produk) terbentuk, kecepatannya meningkat.

Scroll to Top