Tetapan Laju dan Persamaan Arrhenius
Kita ingat bahwa persamaan laju dari suatu reaksi antara dua senyawa A
dan B ditulis seperti dibawah ini :
Persamaan laju menunjukkan pengaruh
dari perubahaan konsentrasi reaktan terhadap laju reaksi. Bagaimana dengan
faktor-faktor lainnya (seperti suhu, katalis) yang juga mempengaruhi laju
reaksi? Bagaimana hal ini dapat berlaku dalam persamaan laju ini?
Seluruh faktor-faktor ini termasuk
didalam tetapan laju dimana sebenarnya tetap bila kita hanya mengubah
konsentrasi dari reaktan. Ketika kita mengubah suhu maupun katalis, sebagai
contoh, tetapan laju akan berubah.
Perubahaan ini digambarkan secara
matematis oleh persamaan Arrhenius.
Persamaan Arrhenius
Apa arti dari berbagai simbol ini ?
Mulai dari yang sederhana …
Temperatur atau suhu, T
Agar berlaku dalam persamaan, suhu
harus diukur dalam kelvin.
Konstanta atau tetapan gas, R
Tetapan ini datang dari persamaan,
pV=nRT, yang berhubungan dengan tekanan, volume dan suhu dalam jumlah tertentu
dari mol gas.
Energi aktivasi, EA
Ini merupakan energi minimum yang
diperlukan bagi reaksi untuk berlangsung. Agar berlaku dalam persamaan, kita
harus mengubahnya menjadi satuan Joule per mole, bukan kJ mol-1
Lalu beberapa yang cukup rumit …
e
Harga dari satuan ini adalah 2.71828
… dan ini merupakan satuan matematis seperti layaknya pi. Anda tidak perlu
terlalu bingung untuk mengerti apa artinya ini, untuk menghitung persamaan
Arrhenius.
Ekspresi, e-(EA/RT)
Ekspresi ini menghitung fraksi dari
molekul yang berada dalam keadaan gas dimana memiliki energi yang sama atau
lebih dari energi aktivasi pada suhu tertentu.
Faktor frekwensi, A
Kita juga dapat menyebut ini sebagai
faktor pre-eksponensial atau faktor sterik.
A merupakan istilah yang meliputi
faktor seperti frekwensi tumbukan dan orentasinya. A sangat bervariasi
bergantung pada suhu walau hanya sedikit. A sering dianggap sebagai konstanta
pada jarak perbedaan suhu yang kecil.
Pada saat ini mungkin Anda lupa
dengan persamaan Arrhenius semula. Persamaan Arrhenius didefinisikan sebagai:
Kita dapat mengalikan kedua sisinya
dengan “ln” sehingga menjadi persamaan:
“ln” merupakan salah satu bentuk
logaritma.
Menggunakan persamaan Arrhenius
Pengaruh pengubahaan suhu
Kita dapat menggunakan persamaan
Arrhenius untuk menggambarkan pengaruh dari perubahaan suhu pada tetapan reaksi
– dan tentunya laju reaksi. Jika misalkan tetapan laju berlipatganda, maka juga
laju reaksi akan berlipatganda. Lihat kembali ke persamaan pada awal dari
halaman ini bila Anda tidak yakin dengan pernyataan ini.
Apa yang terjadi ketika kita
menaikkan suhu sebesar 10oC ke, misalkan, dari 20oC ke 30oC
(293 K ke 303 K)?
Faktor frekwensi, A, dalam persamaan
ini kurang lebih konstan untuk perubahaan suhu yang kecil. Kita perlu melihat
bagaimana perubahaan e-(EA/RT) – energi dari
fraksi molekul sama atau lebih dengan aktivasi energi.
Mari kita ansumsikan energi aktivasi
50 kJ mol-1. Dalam persamaan, kita perlu menulisnya sebagai 50000 J
mol-1. Harga dari konstanta gas, R, adalah 8.31 J K-1 mol-1.
Pada 20oC(293 K) harga
dari fraksi adalah:
Dengan menaikkan suhu walau hanya
sedikit (ke 303 K), peningkatannya:
Kita dapat melihat bahwa fraksi
molekul-molekul mampu untuk bereaksi dua kali lipat dengan peningkatan suhu
sebesar 10oC. Hal ini menyebabkan laju reaksi hampirmenjadi
berlipatganda.
Pengaruh dari katalis
Katalis akan menyediakan rute agar
reaksi berlangsung dengan energi aktivasi yang lebih rendah. Andaikan
keberadaan katalis menurunkan energi aktivasi sebesar 25 kJ mol-1.
Kita ulangi perhitungan pada 293 K :
Jika kita membandingkan ketika harga
dari aktivasi energi sebesar 50 kJ mol-1, kita dapat melihat terjadi
peningkatan yang luar biasa pada fraksi molekul-molekul untuk dapat bereaksi.
Hampir lebih dari 30000 lipat molekul-molekul dapat bereaksi dengan keberadaan
katalis dibandingkan tanpa katalis. Sesuatu hal yang sangat luar biasa!
Order Reaksi dan Mekanisme Reaksi
Halaman ini menitikberatkan pada
hubungan antara order reaksi dan mekanisme dalam beberapa kasus sederhana.
Halaman ini menyelidiki apa itu mekanisme, dan konsep tentang langkah penentuan
laju reaksi. Halaman ini juga menjelaskan perbedaan antara beberapa istilah
yang membingungkan antara “order reaksi” dan “molekularitas reaksi”.
Mekanisme Reaksi
Apa itu mekanisme reaksi?
Dalam perubahaan kimia, beberapa
ikatan-ikatan diceraikan dan ikatan-ikatan baru dibentuj. Tidak jarang,
perubahan-perubahaan ini begitu rumit untuk dilangsungkan dalam satu langkah
sederhana. Melainkan, reaksi sering berlangsung dalam beberapa tahap
perubahaan-perubahaan kecil.
Mekanisme reaksi menjelaskan satu
atau lebih langkah yang terjadi di reaksi sehingga mampu menggambarkan
bagaimana beberapa ikatan tercerai dan terbentuk. Contoh-contoh berikut ini
berdasar dari kimia organik yang mudah dimengerti walaupun misalnya Anda tidak
terbiasa dengannya.
Reaksi dibawah ini merupakan reaksi
2-bromo-2-metilpropan dengan ion hidroksi dari larutan natrium hidroksi.
Reaksi keseluruhan adalah pergantian
atom brom dalam senyawa organik dengan gugus OH.
Hal pertama yang terjadi ialah
ikatan karbon-brom dalam komposisi sedikit bercerai menjadi ion-ion:
Ikatan karbon-brom cukup kuat,
sehingga reaksi ini berlangsung lambat. Jika ion-ion inti bertumbukan satu
dengan yang lainnya, ikatan kovalen akan terbentuk kembali. Tanda anak panah
dalam persamaan menunjukkan perpindahan dari sepasang elektron.
Jika terdapat ion hidroksi dalam
konsentrasi pekat, ion positif akan memiliki kemungkinan tinggi untuk ditumbuk
oleh ion-ion hidroksi. Langkah keseluruhan reaksi akan berlangsung cepat.
Ikatan kovalen baru akan dibentuk antara karbon dan oksigen, menggunakan satu
dari sepasang elektron kosong dari atom oksigen.
Karena ikatan karbon-oksigen kuat,
sekali gugus OH berdempet dengan atom karbon, mereka akan cenderung untuk terus
berdempet.
Mekanisme menunjukkan reaksi
berlangsung dalam dua langkah dan mengdeskripsikan secara jelas bagaimana
langkah-langkah itu berlangsung dalam ikatan-ikatan yang tercerai dan
terbentuk. Mekanisme juga menggambarkan bahwa langkah-langkah laju reaksi
berbeda -satu lambat dan satunya cepat.
Langkah penentuan laju reaksi
Laju reaksi keseluruhan (dimana
pengukurannya diperlukan beberapa eksperimen) dikontrol oleh laju reaksi yang
paling lambat. Dalam contoh diatas, ion hidroksi tidak dapat berinteraksi
dengan ion positif sampai ion positif terbentuk. Lankah kedua dapat diandaikan
dengan reaksi yang menunggu langkah laju reaksi pertama terbentuk.
Langkah reaksi lambat ini disebut
juga dengan langkah penentuan laju reaksi.
Sepanjang terdapat beberapa macam
laju yang berbeda dari langkah-langkah, ketika kita mengukur laju suatu reaksi,
sebenarnya kita mengukur langkah penentuan laju reaksi.
Mekanisme reaksi dan order reaksi
Contoh-contoh yang kita gunakan pada
halaman ini merupakan contoh yang sederhana dimana reaksi berlangsung dalam
order 0, 1 atau 2. Dimana langkah reaksi lambat berlangsung sebelum
langkah-langkah reaksi cepat lainnya.
Contoh 1
Mekanisme dibawah ini merupakan
mekanisme yang telah kita bahas. Bagaimana kita tahu mekanisme berlangsung
seperti ini?
Dengan melakukan eksperimen laju
reaksi, kita dapat menemukan persamaan laju sebagai berikut :
Reaksi ini berorder satu terhadap
senyawa organik dan beroder nol terhadap ion hidrokis. Konsentrasi dari ion
hidroksi tidak mempengaruhi laju reaksi keseluruhan.
Bila ion hidroksi mengambil bagian
dalam langkah reaksi lambat, peningkatan dari konsentrasi akan mempercepat
reaksi. Namun peningkatan konsentrasi ini tidak memiliki perubahaan yang
berarti, sehingga konsentrasi ion hidroksi berada dalam bagian langkah reaksi
cepat.
Peningkatan konsentrasi ion hidroksi
akan mempercepat langkah reaksi cepat, tetapi hal ini tidaklah memberikan
pengaruh yang berarti pada laju reaksi keseluruhan. Dimana reaksi keseluruhan
ditentukan oleh cepatnya laju reaksi lambat.
Dalam kasus sederhana seperti ini,
dimana langkah reaksi lambat merupakan langkah pertama, persamaan laju
memberitahukan apa saja yang mengambil bagian dalam laju reaksi lambat. Dalam
kasus ini, reaksi berorder satu terhadap senyawa organik.
Hal ini memberikan gambaran terhadap
kita bagaimana menentukan kemungkinan mekanisme. Apabila kita ingin menentukan
suatu mekanisme, kita perlu mencari lebih banyak bukti-bukti untuk
memastikannya. Sebagai contoh, dalam kasus ini kita perlu mendeteksi keberadaan
ion positif yang dibentuk pada langkah pertama.
Contoh 2
Sekilas reaksi di bawah ini tampak
mirip dengan reaksi di atas. Atom brom digantikan dengan gugus OH pada senyawa
organik.
Walaupun begitu, persamaan laju dari
reaksi yang terlihat mirip ini cukup berbeda. Dimana mekanisme reaksinya
berlainan.
Reaksi ini berorder satu terhadap
senyawa organik maupun ion hidroksi. Kedua darinya haruslah mengambil bagian
dalam langkah laju reaksi lambat. Reaksi haruslah berlangsung dalam keadaan
tumbukan langsung diantara mereka.
Atom karbon yang ditumbuk oleh ion
hidroksi memiliki muatan positif dan atom brom memiliki muatan negatif yang
dikarenakan oleh perbedaan elektronegatifas diantaranya.
Ketika ion hidroksi mendekat, brom
akan tertolak dalam suatu langkah yang mulus.
Molekularitas reaksi
Jika kita mengetahui mekanisme dari
suatu reaksi, kita dapat menuliskan persamaan dari suatu rangkaian
langkah-langkah yang membentuk reaksi tersebut. Tiap langkah-langkah tersebut
memiliki molekularitas.
Molekularitas dari sebuat langkah
dapat ditentukan dengan menghitung jumlah dari partikel (molekul, ion , atom
atau radikal bebas) yang terlibat dalam langkah tersebut. Sebagai contoh, mari
kita lihat mekanisme yang telah kita bahas sebelumnnya:
Langkah ini melibatkan satu molekul
yang tercerai menjadi ion-ion. Karena hanya ada satu jenis partikel yang
terlibat didalam reaksi, maka reaksi ini memiliki molekularitas 1. Ini dapat
dideskripsikan sebagai reaksi unimolekular.
Langkah kedua dari mekanisme melibatkan dua ion yang berinteraksi bersama.
Langkah ini memiliki molekularitas 2 atau disebut juga dengan reaksi
bimolekular.
Reaksi lainnya yang telah kita bahas
terjadi dalam satu langkah yaitu :
Karena dua jenis partikel terlibat
(satu molekul dan satu ion), reaksi ini juga merupakan reaksi bimolekular.
Kecuali reaksi keseluruhan yang
terjadi dalam satu langka (seperti reaksi terakhir diatas), kita tidak dapat
menentukan molekularitasnya. Kita perlu mengetahui mekanisme dan tiap-tiap
langkah reaksi memilki molekuralitasnya sendiri.
Satu hal yang perlu diingat dan
sering sekali kita dibingungkan adalah konsep molekularitas tidak sama dengan
dengan konsep order reaksi
Order Reaksi dan Persamaan Laju Reaksi
Merubah konsentrasi dari suatu zat
di dalam suatu reaksi biasanya merubah juga laju reaksi. Persamaan laju
menggambarkan perubahaan ini secara matematis. Order reaksi adalah bagian dari
persamaan laju. Halaman ini memperkenalkan dan menjelaskan berbagai istilah
yang perlu Anda tahu.
Persamaan Laju
Mengukur laju reaksi
Ada beberapa cara untuk mengukur
laju dari suatu reaksi. Sebagai contoh, jika gas dilepaskan dalam suatu reaksi,
kita dapat mengukurnya dengan menghitung volume gas yang dilepaskan per menit
pada waktu tertentu selama reaksi berlangsung.
Definisi Laju ini dapat diukur
dengan satuan cm3s-1
Bagaimanapun, untuk lebih formal dan
matematis dalam menentukan laju suatu reaksi, laju biasanya diukur dengan
melihat berapa cepat konsentrasi suatu reaktan berkurang pada waktu tertentu.
Sebagai contoh, andaikan kita
memiliki suatu reaksi antara dua senyawa A dan B. Misalkan setidaknya
salah satu mereka merupakan zat yang bisa diukur konsentrasinya-misalnya,
larutan atau dalam bentuk gas.
Untuk reaksi ini kita dapat mengukur
laju reaksi dengan menyelidiki berapa cepat konsentrasi, katakan A, berkurang
per detik.
Kita mendapatkan, sebagai contoh,
pada awal reaksi, konsentrasi berkurang dengan laju 0.0040 mol dm-3
s-1.
Hal ini berarti tiap detik
konsentrasi A berkurang 0.0040 mol per desimeter kubik. Laju ini akan
meningkat seiring reaksi dari A berlangsung.
Kesimpulan
Untuk persamaan laju dan order
reaksi, laju reaksi diukur dengan cara berapa cepat konsentrasi dari suatu
reaktan berkurang. Satuannya adalah mol dm-3 s-1
Order reaksi
Halaman ini tidak akan
mendefinisikan apa arti order reaksi secara langsung, tetapi mengajak kita
untuk mengerti apa itu order reaksi.
Order reaksi selalu ditemukan
melalui percobaan. Kita tidak dapat menentukan apapun tentang order reaksi
dengan hanya mengamati persamaan dari suatu reaksi.
Jadi andaikan kita telah melakukan
beberapa percobaan untuk menyelidiki apa yang terjadi dengan laju reaksi dimana
konsentrasi dari satu reaktan, A, berubah, Beberapa hal-hal sederhana
yang akan kita temui adalah ;
Kemungkinan pertama : laju reaksi
berbanding lurus dengan konsentrasi A
Hal ini berarti jika kita melipatgandakan
konsentrasi A, laju reaksi akan berlipat ganda pula. JIka kita
meningkatkan konsentrasi A dengan faktor 4, laju reaksi pun akan menjadi
4 kali lipat.
Kita dapat mengekspresikan persamaan
ini dengan simbol :
Adalah cara yang umum menulis rumus
dengan tanda kurung persegi untuk menunjukkan konsentrasi yang diukur dalam mol
per desimeter kubik (liter).
Kita juga dapat menulis tanda
berbanding lurus dengan menuliskan konstanta (tetapan), k.
Kemungkinan lainnya : Laju reaksi
berbanding terbalik dengan kuadrat konsentrasi A
Hal ini berarti jika kita
melipatgandakan konsentrasi dari A, laju reaksi akan bertambah 4 kali
lipat (22). Jika konsentras dari Ai ditingkatkan tiga kali
lipat, laju reaksi akan bertambah menjadi 9 kali lipat (32). Dengan
simbol dapat dilambangkan dengan:
Secara umum,
Dengan melakukan percobaan yang
melibatkan reaksi antara A dan B, kita akan mendapatkan bahwa
laju reaksi berhubugngan dengan konsentrasi A dan B dengan cara :
Hubungan ini disebut dengan persamaan
laju reaksi :
Kita dapat melihat dari persamaan
laju reaksi bahwa laju reaksi dipengaruhi oleh pangkat dari konsentrasi dari A
dan B. Pangkat-pangkat ini disebut dengan order reaksi terhadap A
dan B
Jika order reaksi terhadap A
adalah 0 (no), berarti konsentrasi dari A tidak mempengaruhi laju
reaksi.
Order reaksi total (keseluruhan),
didapat dengan menjumlahkan tiap-tiap order. Sebagai contoh, di dalam reaksi
order satu terhadap kedua A dan B (a = 1 dan b = 1), order reaksi
total adalah 2. Kita menyebutkan order reaksi total dua.
Beberapa contoh
Tiap contoh yang melibatkan reaksi
antara A dan B, dan tiap persamaan laju didapat dari ekperimen
untuk menentukan bagaimana konsentrasi dari A dan B mempengaruhi
laju reaksi.
Contoh 1:
Dalam kasus ini, order reaksi terhadap
A dan B adalah 1. Order reaksi total adalah 2, didapat dengan
menjumlahkan tiap-tiap order.
Contoh 2:
Pada reaksi ini, A berorder
nol karena konsentrasi A tidak mempengaruhi laju dari reaksi. B
berorder 2 , sehingga order reaksi total adalah dua.
Contoh 3:
Pada reaksi ini, A berorder
satu dan B beroder nol, karena konsentrasi B tidak mempengaruhi
laju reaksi. Order reaksi total adalah satu.
Bagaimana bila kita memiliki
reaktan-reaktan lebih dari dua lainnya?
Tidak menjadi masalah berapa banyak reaktan
yang ada. Konsentasi dari tiap reaktan akan berlangsung pada laju reaksi dengan
kenaikan beberapa pangkat. Pangkat-pangkat ini merupakan order tersendiri dari
setiap reaksi. Order total (keseluruhan) dari reaksi didapat dengan
menjumlahkan tiap-tiap order tersebut.
Ketetapan laju
Hal yang cukup mengejutkan,
Ketetapan laju sebenarnya tidak benar-benar konstan. Konstanta ini berubah,
sebagai contoh, jika kita mengubah temperatur dari reaksi, menambahkan katalis
atau merubah katalis.
Tetapan laju akan konstan untuk
reaksi yang diberikan hanya apabila kita mengganti konsentrasi dari reaksi
tersebut. Anda akan mendapatkan efek dari perubahaan suhu dan katalis pada laju
konstanta pada halaman lainnya.
Kalkulasi yang melibatkan order
reaksi
Anda akan dapat menghitung order
dari reaksi dan tetapan laju dari data yang diberikan maupun dari hasil
percobaan yang Anda lakukan.
Efek dari Katalis
Halaman ini menjelaskan bahwa
penambahan katalis mempengaruhi laju reaksi. Halaman ini mengansumsikan bahwa
Anda telah mengerti prinsip dasar dari teori tumbukan dan distribusi energi
molekular Maxwell-Boltzmann pada gas.
Fakta-fakta
Apa itu katalis?
Katalis adalah suatu zat yang
mempercepat suatu laju reaksi, namun ia sendiri, secara kimiawi, tidak berubah
pada akhir reaksi. Ketika reaksi selesai, kita akan mendapatkan massa katalasis
yang sama seperti pada awal kita tambahkan.
Beberapa contoh
Beberapa katalis umum yang digunakan
:
|
reaksi
|
katalis
|
|
Dekomposisi hidrogen peroxide
|
mangan(IV)oksida, MnO2
|
|
Nitrasi benzena
|
asam sulfur pekat
|
|
Produksi amonia dengan proses
Haber
|
besi
|
|
Konversi dari SO2 ke SO3
melalui proses Kontak untuk memproduksi asam sulfur
|
vanadium(V)oxida,V2O5
|
|
Hidrogenasi C=C ikatan rangkap
|
@
|
Penjelasan
Pentingnya aktivasi energi
Tumbukan-tumbukan akan menghasilkan
reaksi jika partikel-partikel bertumbukan dengan energi yang cukup untuk
memulai suatu reaksi. Energi minimum yang diperlukan disebut dengan reaksi
aktivasi energi.
Kita dapat menggambarkan keadaan
dari energi aktivasi pada distribusi Maxwell-Boltzmann seperti ini:
Hanya partikel-partikel yang berada
pada area di sebelah kanan dari aktivasi energi yang akan bereaksi ketika
mereka bertumbukan. Sebagian besar dari partikel tidak memiliki energi yang
cukup dan tidak menghasilkan reaksi.
Katalis dan aktivasi energi
Untuk meningkatkan laju reaksi kita
perlu untuk meningkatkan jumlah tumbukan-tumbukan yang berhasil. Salah satu
cara alternatif untuk mewujudkannya adalah dengan menurunkan energi aktivasi.
Dengan kata lain, menggeser energi
aktivasi seperti diagram dibawah ini :
Menambahkan katalis memberikan
perubahaan yang berarti pada energi aktivasi. Katalis menyediakan satu rute
alternatif bagi reaksi. Rute alternatif ini memiliki energi aktivasi yang
rendah. Diagram dibawah ini merupakan gambaran keadaan energi.
Ingat, katalais hanya mempengaruhi
laju pencapaian kesetimbangan, bukan posisi keseimbangan (misalnya :
membalikkan reaksi). Katalis tidak menggangu gugat hasil suatu reaksi
kesetimbangan dan konsentrasi atau massanya setelah reaksi selesai sama dengan
konsentrasi atau massa reaksi sebelum reaksi dilangsungkan.
Efek dari Suhu
Halaman ini menjelaskan bahwa
perubahaan suhu memperngaruhi laju reaksi. Halaman ini mengansumsikan bahwa
Anda telah mengerti prinsip dasar dari teori tumbukan dan distribusi energi
molekular Maxwell-Bpltzmann pada gas.
Fakta-fakta
Apa yang sebenarnya terjadi ?
Ketika Anda meningkatkan temperatur
laju reaksi akan meningkat. Sebagai perkiraan kasar, sebagian reaksi
berlangsung dalam temperatur ruangan, laju reaksi akan berlipatganda setiap
kenaikan 10oC suhu.
Perkiraan ini bukan keadaan yang
mutlak dan tidak bisa diterapkan pada seluruh reaksi. Bahkan bilapun mendekati
benar, laju reaksi akan berlipat ganda tiap 9oC atau 11oC
atau tiap suhu tertentu. Angka dari derajat suhu yang diperlukan untuk
melipatgandakan laju reaksi akan berubah secara bertahap seiring dengan
meningkatnya temperatur.
Beberapa contoh
Beberapa reaksi pada hakekatnya
sangat cepat – sebagai contoh, reaksi pernafasan melibatkan ion yang terlarut menjadi
zat padat yang tidak larut, atau reaksi antara ion hidrogen dengan asam dan ion
hidroksi dari alkali di dalam larutan. Sehingga memanaskan salah satu dari
contoh ini tidak memperoleh perbedaan laju reaksi yang cukup bereaksi.
Hampir sebagian besar reaksi yang
terjadi baik di labotarium maupun industri akan berlangsung lebih cepat apabila
kita memanaskannya.
Penjelasan
Peningkatan frekwensi tumbukan
Partikel hanya dapat bereaksi ketika
mereka bertumbukan. Jika Anda memanaskan suatu benda, maka partikel-partikelnya
akan bergerak lebih cepat sehingga frekwensi tumbukan akan semakin besar. Hal
ini mempercepat laju dari reaksi.
Mari kita lihat lebih jauh secara
matematis.
Frekwensi dari tumbukan dua partikel
gas berbanding lurus dengan akar dari temperatur kelvin. Jika kita meningkatkan
suhu dari 293 K ke 303 K (20oC ke 30oK)
Kita akan memperoleh 1.7 %
peningkatan dari tiap kenaikan 10o. Laju reaksi akan meningkat
kurang lebih dua kali pada tiap kenaikan suhu – dengan kata lain peningkatan
sekitar 100%. Efek dari peningkatan frekwensi tumbukan pada laju reaksi
sangatlah kecil. Namun efek yang dihasilkannya sangat berbeda.
Pentingnya aktivasi energi
Tumbuka-tumbukan akan menghasilkan
reaksi jika partikel-partikel bertumbukan dengan energi yang cukup untuk
memulai suatu reaksi. Energi minimum yang diperlukan disebut dengan reaksi
aktivasi energi.
Kita dapat menggambarkan keadaan
dari energi aktivasi pada distribusi Maxwell-Boltzmann seperti ini:
Hanya partikel-partikel yang berada
pada area di sebelah kanan dari aktivasi energi yang akan bereaksi ketika
mereka bertumbukan. Sebagian besar dari partikel tidak memiliki energi yang
cukup dan tidak menghasilkan reaksi.
Untuk mempercepat reaksi, kita perlu
untuk meningkatkan jumlah dari partikel-partikel energik – partikel-partikel
yang memiliki energi sama atau lebih besar dari aktivasi energi. Peningkatan
suhu memberi pengaruh yang tepat – merubah bentuk dari diagram.
Diagram berikut, grafik yang
berlabel T merupakan suhu awal. Grafik yang berlabelkan T+t adalah
suhu yang lebih tinggi.
Jika kita memperhatikan posisi dari
aktivasi energi, kita dapat melihat walaupun kurva tidak bergeser terlalu
banyak, ada peningkatan yang cukup berarti pada pertikel-partikel energik untuk
bertumbukkan dengan energi yang cukup untuk bereaksi.
Ingat bahwa luas dibawah kurva
merupakan jumlah dari partikel-partikel. Diagram diatas menggambarkan luas
dibawah kurva pada sebelah kanan energ i aktivasi menjadi kurang lebih dua kali
lipat lebih luas, oleh karena itu laju reaksi pun berlipatganda.
Kesimpulan
Peningkatan suhu meningkatkan laju
reaksi karena bertambahnya jumlah energi tumbukan aktif.
Ilustrasi (Thinkstock)
