MACAM-MACAM SISTEM PERIODIK

1.	TRIADE DOBEREINER DAN HUKUM OKTAF NEWLANDS TRIADE DOBEREINER Dobereiner menemukan adanya beberapa kelompok tiga unsur yang memiliki kemiripan sifat, yang ada hubungannya dengan massa atom. Contoh kelompok-kelompok triade: - Cl, Br dan I - Ca, Sr dan Ba - S, Se dan Te HUKUM OKTAF NEWLANDS Apabila unsur disusun berdasarkan kenaikan massa atom, maka unsur kesembilan mempunyai sifat-sifat yang mirip dengan unsur pertama, unsur kesepuluh mirip dengan unsur kedua dan seterusnya. Karena setelah unsur kedelapan sifat-sifatnya selalu terulang, maka dinamakan hukum Oktaf. (+8) Contoh: Li (nomor atom 3) akan mirip sifatnya dengan Na (nomor atom 11) 3 ® 11
2.	SISTEM PERIODIK MENDELEYEV - Disusun berdasarkan massa atomnya dengan tidak mengabaikan sifat-sifat unsurnya. - Lahirlah hukum periodik unsur yang menyatakan bahwa apabila unsur disusun menurut massa atomnya, maka unsur itu akan menunjukkan sifat-sifat yang berulang secara periodik. - Beberapa keunggulan sistem periodik Mendeleyev, antara lain: - Ada tempat bagi unsur transisi. - Terdapat tempat-tempat kosong yang diramalkan akan diisi dengan unsur yang belum ditemukan pada waktu itu. - Kekurangan sistem periodik ini: - Adanya empat pasal anomali, yaitu penyimpangan terhadap hukum perioditas yang disusun berdasarkan kenaikan massa atomnya. Keempat anomali itu adalah: Ar dengan K, Te dengan I, Co dengan Ni dan Th dengan Pa.
3.	SISTEM PERIODIK BENTUK PANJANG Sistem ini merupakan penyempurnaan dari gagasan Mendeleyev, disusun berdasarkan nomor atomnya. Sistem ini terdiri dari dua deret, deret horisontal disebut periodik dan deret vertikal disebut golongan.
4.	SISTEM PERIODIK DAN HUBUNGANNYA DENGAN KONFIGURASI ELEKTRON A. HUBUNGAN ANTARA PERIODA DENGAN KONFIGURASI ELEKTRON Dalam sistem periodik, perioda menunjukkan banyaknya kulit yang telah terisi elektron di dalam suatu atom. Sehingga sesuai dengan banyaknya kulit yaitu K, L, M, N, O, P, Q maka sistem periodik mempunyai 7 perioda. B. HUBUNGAN ANTARA GOLONGAN DENGAN KONFIGURASI ELEKTRON Unsur yang terletak pada satu golongan mempunyai sifat-sifat kimia yang mirip (hampir sama). Unsur-unsur golongan A disebut golongan utama, sedangkan unsur-unsur golongan B disebut unsur transisi (peralihan), semua unsur transisi diberi simbol B kecuali untuk triade besi, paladium dan platina disebut "golongan VIII''. - LAMBANG UNSUR-UNSUR GOLONGAN A Lambang Golongan Nama Golongan Konfigurasi Elektron Orbital Terluar I - A Alkali ns1 II - A Alkali tanah ns2 III - A Boron ns2 - np1 IV - A Karbon - Silikon ns2 - np2 V - A Nitogen - Posphor ns2 - np3 VI - A Oksigen ns2 - np4 VII - A Halogen ns2 - np5 VIII - A Gas mulia ns2 - np6 - LAMBANG UNSUR-UNSUR GOLONGAN B Konfigurasi Elektron Lambang Golongan (n - 1) d1 ns2 III - B (n - 1) d2 ns2 IV - B (n - 1) d3 ns2 V - B (n - 1) d4 ns2 VI - B (n - 1) d5 ns2 VII - B (n - 1) d6-8 ns2 VIII (n - 1) d9 ns2 I - B (n - 1) d10 ns2 II - B - GOLONGAN LANTANIDA DAN AKTINIDA, DIBERI LAMBANG nS2 (n-2)f1-14 Jika : n = 6 adalah lantanida n = 7 adalah aktinida C. CARA PENENTUAN PERIODA DAN GOLONGAN SUATU UNSUR 1. Unsur dengan nomor atom 11, konfigurasinya : 1s2 2s2 2p6 3s1 - n = 3, berarti periode 3 (kulit M). - elektron valensi (terluar) 3s sebanyak 1 elektron, berarti termasuk golongan IA. 2. Unsur Ga dengan nomor atom 31, konfigurasinya : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p1 - n = 4, berarti perioda 4 (kulit N). - elektronvalensi 4s2 4p1, berarti golongan IIIA. 3. Unsur Sc dengan nomor atom 21, konfigurasinya : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1 - n = 4, berarti perioda 4 (kulit N). - 3d1 4s2 berarti golongan IIIB. 4. Unsur Fe dengan nomor atom 26, konfigurasinya : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 - n = 4, berarti perioda 4 (kulit N). - 3d6 4s2 , berarti golongan VIII. D. BEBERAPA SIFAT PERIODIK UNSUR-UNSUR 1. Jari jari atom adalah jarak dari inti atom ke lintasan elektron terluar. - Dalam satu perioda, dari kiri ke kanan jari jari atom berkurang. - Dalam satu golongan, dari atas ke bawah jari-jari atom bertambah. - Jari-jari atom netral lebih besar daripada jari-jari ion positifnya tetapi lebih kecil dari jari-jari ion negatifnya. Contoh: jari-jari atom Cl <>- jari-jari atom Ba > jari-jari ion Ba2+ 2. Potensial ionisasi adalah energi yang diperlukan untuk melepaskan elektron yang paling lemah/luar dari atom suatu unsur atau ion dalam keadaan gas. - Dalam satu perioda, dari kiri ke kanan potensial ionisasi bertambah. - Dalam satu golongan, dari atas ke bawah potensial ionisasi berkurang. 3. Affinitas elektron adalah besarnya energi yang dibebaskan pada saat atom suatu unsur dalam keadaan gas menerima elektron. - Dalam satu perioda, dari kiri ke kanan affinitas elektron bertambah. - Dalam satu golongan, dari atas ke bawah affinitas elektron berkurang. 4. Keelektronegatifan adalah kemampuan atom suatu unsur untuk menarik elektron ke arah intinya dan digunakan bersama. SECARA DIAGRAMATIS SIFAT-SIFAT INI DAPAT DISAJIKAN SEBAGAI BERIKUT 1. Jari-jari atom 2. Sifat logam 3. Sifat elektropositif 4. Reduktor 5. Sifat basa/oksida basa makin besar/kuat 1. Sifat elektronegatif 2. Oksidator 3. Potensial ionisasi 4. Affinitas elektron 5. Keelektronegatifan Keterangan: tanda-tanda panah di atas mempunyai arti sebagai berikut ® : artinya, dalam satu periode dari kiri ke kanan ¬ : artinya, dalam satu periode dari kanan ke kiri ¯ : artinya, dalam satu golongan dari atas ke bawah á : artinya, dalam satu golongan dari bawah ke atas

Disosiasi adalah penguraian suatu zat menjadi beberapa zat lain yang lebih sederhana.

Derajat disosiasi adalah perbandingan antara jumlah mol yang terurai dengan jumlah mol mula-mula.

Contoh:

2NH₃(g) « N₂(g) + 3H₂(g)

besarnya nilai derajat disosiasi (a):

Harga derajat disosiasi terletak antara 0 dan 1, jika:

a = 0 berarti tidak terjadi penguraian
a = 1 berarti terjadi penguraian sempurna
0 < a <>

Contoh:

Dalam reaksi disosiasi N₂O₄ berdasarkan persamaan

N₂O₄(g) « 2NO₂(g)

banyaknya mol N₂O4 dan NO₂ pada keadaan setimbang adalah sama.

Pada keadaan ini berapakah harga derajat disosiasinya ?

Jawab:

Misalkan mol N₂O₄ mula-mula = a mol
mol N₂O₄ yang terurai = a a mol ® mol N₂O₄ sisa = a (1 - a) mol
mol NO₂ yang terbentuk = 2 x mol N₂O₄ yang terurai = 2 a a mol

Pada keadaan setimbang:

mol N₂O₄ sisa = mol NO₂ yang terbentuk

a(1 - a) = 2a a ® 1 - a = 2 a ® a = 1/3

PENGARUH KATALISATOR TERHADAP KESETIMBANGAN

Fungsi katalisator dalam reaksi kesetimbangan adalah mempercepat tercapainya kesetimbangan dan tidak merubah letak kesetimbangan (harga tetapan kesetimbangan K_c tetap), hal ini disebabkan katalisator mempercepat reaksi ke kanan dan ke kiri sama besar.

HUBUNGAN ANTARA HARGA K_c DENGAN K_p

Untuk reaksi umum:

a A(g) + b B(g) « c C(g) + d D(g)

Harga tetapan kesetimbangan:

K_c = [(C)^c . (D)^d] / [(A)^a . (B)^b]

K_p = (P_C^c x P_D^d) / (P_A^a x P_B^b)

dimana: P_A, P_B, P_C dan P_D merupakan tekanan parsial masing-masing gas A, B. C dan D.

Secara matematis, hubungan antara K_c dan K_p dapat diturunkan sebagai:

K_p = K_c (RT) ^Dn

dimana Dn adalah selisih (jumlah koefisien gas kanan) dan (jumlah koefisien gas kiri).

Contoh:

Jika diketahui reaksi kesetimbangan:

CO₂(g) + C(s) « 2CO(g)

Pada suhu 300^o C, harga K_p= 16. Hitunglah tekanan parsial CO₂, jika tekanan total dalaun ruang 5 atm!

Jawab:

Misalkan tekanan parsial gas CO = x atm, maka tekanan parsial gas CO₂ = (5 - x) atm.

K_p = (PCO)² / PCO₂ = x² / (5 - x) = 16 ® x = 4

Jadi tekanan parsial gas CO2 = (5 - 4) = 1 atm

Azas Le Chatelier menyatakan: Bila pada sistem kesetimbangan diadakan aksi, maka sistem akan mengadakan reaksi sedemikian rupa sehingga pengaruh aksi itu menjadi sekecil-kecilnya.

Perubahan dari keadaan kesetimbangan semula ke keadaan kesetimbangan yang baru akibat adanya aksi atau pengaruh dari luar itu dikenal dengan pergeseran kesetimbangan.

Bagi reaksi:

KEMUNGKINAN TERJADINYA PERGESERAN

1.	Dari kiri ke kanan, berarti A bereaksi dengan B memhentuk C dan D, sehingga jumlah mol A dan Bherkurang, sedangkan C dan D bertambah.
2.	Dari kanan ke kiri, berarti C dan D bereaksi membentuk A dan B. sehingga jumlah mol C dan Dherkurang, sedangkan A dan B bertambah.

FAKTOR-FAKTOR YANG DAPAT MENGGESER LETAK KESETIMBANGAN ADALAH :

a. Perubahan konsentrasi salah satu zat
b. Perubahan volume atau tekanan
c. Perubahan suhu

A. PERUBAHAN KONSENTRASI SALAH SATU ZAT

Apabila dalam sistem kesetimbangan homogen, konsentrasi salah satu zat diperbesar, maka kesetimbangan akan bergeser ke arah yang berlawanan dari zat tersebut. Sebaliknya, jika konsentrasi salah satu zat diperkecil, maka kesetimbangan akan bergeser ke pihak zat tersebut.

Contoh: 2SO₂(g) + O₂(g) « 2SO₃(g)

- Bila pada sistem kesetimbangan ini ditambahkan gas SO₂, maka kesetimbangan akan bergeser ke kanan.
- Bila pada sistem kesetimbangan ini dikurangi gas O₂, maka kesetimbangan akan bergeser ke kiri.

B. PERUBAHAN VOLUME ATAU TEKANAN

Jika dalam suatu sistem kesetimbangan dilakukan aksi yang menyebabkan perubahan volume (bersamaan dengan perubahan tekanan), maka dalam sistem akan mengadakan berupa pergeseran kesetimbangan.

Contoh:

N₂(g) + 3H₂(g) « 2NH₃(g)

Koefisien reaksi di kanan = 2
Koefisien reaksi di kiri = 4

-	Bila pada sistem kesetimbangan tekanan diperbesar (= volume diperkecil), maka kesetimbangan akan bergeser ke kanan.
-	Bila pada sistem kesetimbangan tekanan diperkecil (= volume diperbesar), maka kesetimbangan akan bergeser ke kiri.

C. PERUBAHAN SUHU

Menurut Van't Hoff:

-	Bila pada sistem kesetimbangan subu dinaikkan, maka kesetimbangan reaksi akan bergeser ke arah yang membutuhkan kalor (ke arah reaksi endoterm).
-	Bila pada sistem kesetimbangan suhu diturunkan, maka kesetimbangan reaksi akan bergeser ke arah yang membebaskan kalor (ke arah reaksi eksoterm). Contoh: 2NO(g) + O2(g) « 2NO2(g) ; DH = -216 kJ
-	Jika suhu dinaikkan, maka kesetimbangan akan bergeser ke kiri.
-	Jika suhu diturunkan, maka kesetimbangan akan bergeser ke kanan.

Hukum Guldberg dan Wange:

Dalam keadaan kesetimbangan pada suhu tetap, maka hasil kali konsentrasi zat-zat hasil reaksi dibagi dengan hasil kali konsentrasi pereaksi yang sisa dimana masing-masing konsentrasi itu dipangkatkan dengan koefisien reaksinya adalah tetap.

Pernyataan tersebut juga dikenal sebagai hukum kesetimbangan.
Untuk reaksi kesetimbangan: a A + b B « c C + d D maka:

K_c adalah konstanta kesetimbangan yang harganya tetap selama suhu tetap.

BEBERAPA HAL YANG HARUS DIPERHATIKAN

-	Jika zat-zat terdapat dalam kesetimbangan berbentuk padat dan gas yang dimasukkan dalam, persamaan kesetimbangan hanya zat-zat yang berbentuk gas saja sebab konsentrasi zat padat adalah tetap den nilainya telah terhitung dalam harga Kc itu. Contoh: C(s) + CO2(g) « 2CO(g) Kc = (CO)2 / (CO2)
-	Jika kesetimbangan antara zat padat dan larutan yang dimasukkan dalam perhitungan Kc hanya konsentrasi zat-zat yang larut saja. Contoh: Zn(s) + Cu2+(aq) « Zn2+(aq) + Cu(s) Kc = (Zn2+) / (CO2+)
-	Untuk kesetimbangan antara zat-zat dalam larutan jika pelarutnya tergolong salah satu reaktan atau hasil reaksinya maka konsentrasi dari pelarut itu tidak dimasukkan dalam perhitungan Kc. Contoh: CH3COO-(aq) + H2O(l) « CH3COOH(aq) + OH-(aq) Kc = (CH3COOH) x (OH-) / (CH3COO-)

Contoh soal:

1. Satu mol AB direaksikan dengan satu mol CD menurut persamaan reaksi:

AB(g) + CD(g) « AD(g) + BC(g)

Setelah kesetimbangan tercapai ternyata 3/4 mol senyawa CD berubah menjadi AD dan BC. Kalau volume ruangan 1 liter, tentukan tetapan kesetimbangan untuk reaksi ini !

Jawab:

Perhatikan reaksi kesetimbangan di atas jika ternyata CD berubah (bereaksi) sebanyak 3/4 mol maka AB yang bereaksi juga 3/4 mol (karena koefsiennya sama).
Dalam keadaan kesetimbangan:

(AD) = (BC) = 3/4 mol/l
(AB) sisa = (CD) sisa = 1 - 3/4 = 1/4 n mol/l

K_c = [(AD) x (BC)]/[(AB) x (CD)] = [(3/4) x (3/4)]/[(1/4) x (1/4)] = 9

2. Jika tetapan kesetimbangan untuk reaksi:

A(g) + 2B(g) « 4C(g)

sama dengan 0.25, maka berapakah besarnya tetapan kesetimbangan bagi reaksi:
2C(g) « 1/2A(g) + B(g)

Jawab:

- Untuk reaksi pertama: K₁ = (C)⁴/[(A) x (B)²] = 0.25
- Untuk reaksi kedua : K₂ = [(A)^1/2 x (B)]/(C)²
- Hubungan antara K1 dan K2 dapat dinyatakan sebagai:
K₁ = 1 / (K₂)² ® K₂ = 2

Reaksi yang dapat berlangsung dalam dua arah disebut reaksi dapat balik. Apabila dalam suatu reaksi kimia, kecepatan reaksi ke kanan sama dengan kecepatan reaksi ke kiri maka, reaksi dikatakan dalam keadaan setimbang. Secara umum reaksi kesetimbangan dapat dinyatakan sebagai:

ADA DUA MACAM SISTEM KESETIMBANGAN, YAITU :

1.	Kesetimbangan dalam sistem homogen a. Kesetimbangan dalam sistem gas-gas Contoh: 2SO2(g) + O2(g) « 2SO3(g) b. Kesetimbangan dalam sistem larutan-larutan Contoh: NH4OH(aq) « NH4+(aq) + OH- (aq)
2.	Kesetimbangan dalam sistem heterogen a. Kesetimbangan dalam sistem padat gas Contoh: CaCO3(s) « CaO(s) + CO2(g) b. Kesetimbangan sistem padat larutan Contoh: BaSO4(s) « Ba2+(aq) + SO42- (aq) c. Kesetimbangan dalam sistem larutan padat gas Contoh: Ca(HCO3)2(aq) « CaCO3(s) + H2O(l) + CO2(g)

Beberapa faktor yang mempengaruhi kecepatan reaksi antara lain konsentrasi, sifat zat yang bereaksi, suhu dan katalisator.

A. KONSENTRASI

Dari berbagai percobaan menunjukkan bahwa makin besar konsentrasi zat-zat yang bereaksi makin cepat reaksinya berlangsung. Makin besar konsentrasi makin banyak zat-zat yang bereaksi sehingga makinbesar kemungkinan terjadinya tumbukan dengan demikian makin besar pula kemungkinan terjadinya reaksi.

B. SIFAT ZAT YANG BEREAKSI

Sifat mudah sukarnya suatu zat bereaksi akan menentukan kecepatan berlangsungnya reaksi.

Secara umum dinyatakan bahwa:

-	Reaksi antara senyawa ion umumnya berlangsung cepat. Hal ini disebabkan oleh adanya gaya tarik menarik antara ion-ion yang muatannya berlawanan. Contoh: Ca2+(aq) + CO32+(aq) ® CaCO3(s) Reaksi ini berlangsung dengan cepat.
-	Reaksi antara senyawa kovalen umumnya berlangsung lambat. Hal ini disebabkan karena untuk berlangsungnya reaksi tersebut dibutuhkan energi untuk memutuskan ikatan-ikatan kovalen yang terdapat dalam molekul zat yang bereaksi. Contoh: CH4(g) + Cl2(g) ® CH3Cl(g) + HCl(g) Reaksi ini berjalan lambat reaksinya dapat dipercepat apabila diberi energi misalnya cahaya matahari.

C. SUHU

Pada umumnya reaksi akan berlangsung lebih cepat bila suhu dinaikkan. Dengan menaikkan suhu maka energi kinetik molekul-molekul zat yang bereaksi akan bertambah sehingga akan lebih banyak molekul yang memiliki energi sama atau lebih besar dari Ea. Dengan demikian lebih banyak molekul yang dapat mencapai keadaan transisi atau dengan kata lain kecepatan reaksi menjadi lebih besar. Secara matematis hubungan antara nilai tetapan laju reaksi (k) terhadap suhu dinyatakan oleh formulasi ARRHENIUS:

dimana:

k : tetapan laju reaksi
A : tetapan Arrhenius yang harganya khas untuk setiap reaksi
E : energi pengaktifan
R : tetapan gas universal = 0.0821.atm/mol^oK = 8.314 joule/mol^oK
T : suhu reaksi (^oK)

D. KATALISATOR

Katalisator adalah zat yang ditambahkan ke dalam suatu reaksi dengan maksud memperbesar kecepatan reaksi. Katalis terkadang ikut terlibat dalam reaksi tetapi tidak mengalami perubahan kimiawi yang permanen, dengan kata lain pada akhir reaksi katalis akan dijumpai kembali dalam bentuk dan jumlah yang sama seperti sebelum reaksi.

Fungsi katalis adalah memperbesar kecepatan reaksinya (mempercepat reaksi) dengan jalan memperkecil energi pengaktifan suatu reaksi dan dibentuknya tahap-tahap reaksi yang baru. Dengan menurunnya energi pengaktifan maka pada suhu yang sama reaksi dapat berlangsung lebih cepat.

Dalam suatu reaksi kimia berlangsungnya suatu reaksi dari keadaan semula (awal) sampai keadaan akhir diperkirakan melalui beberapa tahap reaksi.

Contoh: 4 HBr(g) + O₂(g) ® 2 H₂O(g) + 2 Br₂(g)

Dari persamaan reaksi di atas terlihat bahwa tiap 1 molekul O₂ bereaksi dengan 4 molekul HBr. Suatu reaksi baru dapat berlangsung apabila ada tumbukan yang berhasil antara molekul-molekul yang bereaksi. Tumbukan sekaligus antara 4 molekul HBr dengan 1 molekul O₂ kecil sekali kemungkinannya untuk berhasil. Tumbukan yang mungkin berhasil adalah tumbukan antara 2 molekul yaitu 1 molekul HBr dengan 1 molekul O₂. Hal ini berarti reaksi di atas harus berlangsung dalam beberapa tahap dan diperkirakan tahap-tahapnya adalah :

Tahap 1:	HBr + O2	® HOOBr	(lambat)
Tahap 2:	HBr + HOOBr	® 2HOBr	(cepat)
Tahap 3:	(HBr + HOBr	® H2O + Br2) x 2	(cepat)
	------------------------------------------------------ +
	4 HBr + O2	--> 2H2O + 2 Br2

Dari contoh di atas ternyata secara eksperimen kecepatan berlangsungnya reaksi tersebut ditentukan oleh kecepatan reaksi pembentukan HOOBr yaitu reaksi yang berlangsungnya paling lambat.

Rangkaian tahap-tahap reaksi dalam suatu reaksi disebut "mekanisme reaksi" dan kecepatan berlangsungnya reaksi keselurahan ditentukan oleh reaksi yang paling lambat dalam mekanisme reaksi. Oleh karena itu, tahap ini disebut tahap penentu kecepatan reaksi.

Teori tumbukan didasarkan atas teori kinetik gas yang mengamati tentang bagaimana suatu reaksi kimia dapat terjadi. Menurut teori tersebut kecepatan reaksi antara dua jenis molekul A dan B sama dengan jumiah tumbukan yang terjadi per satuan waktu antara kedua jenis molekul tersebut. Jumlah tumbukan yang terjadi persatuan waktu sebanding dengan konsentrasi A dan konsentrasi B. Jadi makin besar konsentrasi A dan konsentrasi B akan semakin besar pula jumlah tumbukan yang terjadi.

TEORI TUMBUKAN INI TERNYATA MEMILIKI BEBERAPA KELEMAHAN, ANTARA LAIN :

-	tidak semua tumbukan menghasilkan reaksi sebab ada energi tertentu yang harus dilewati (disebut energi aktivasi = energi pengaktifan) untak dapat menghasilkan reaksi. Reaksi hanya akan terjadi bila energi tumbukannya lebih besar atau sama dengan energi pengaktifan (Ea).
-	molekul yang lebih rumit struktur ruangnya menghasilkan tumbukan yang tidak sama jumlahnya dibandingkan dengan molekul yang sederhana struktur ruangnya.

Teori tumbukan di atas diperbaiki oleh tcori keadaan transisi atau teori laju reaksi absolut. Dalam teori ini diandaikan bahwa ada suatu keadaan yang harus dilewati oleh molekul-molekul yang bereaksi dalam tujuannya menuju ke keadaan akhir (produk). Keadaan tersebut dinamakan keadaan transisi. Mekanisme reaksi keadaan transisi dapat ditulis sebagai berikut:

A + B ® T^* --> C + D

dimana:

- A dan B adalah molekul-molekul pereaksi
- T^* adalah molekul dalam keadaan transisi
- C dan D adalah molekul-molekul hasil reaksi

SECARA DIAGRAM KEADAAN TRANSISI INI DAPAT DINYATAKAN SESUAI KURVA BERIKUT

Dari diagram terlibat bahwa energi pengaktifan (E_a) merupakan energi keadaan awal sampai dengan energi keadaan transisi. Hal tersebut berarti bahwa molekul-molekul pereaksi harus memiliki energi paling sedikit sebesar energi pengaktifan (Ea) agar dapat mencapai keadaan transisi (T^*) dan kemudian menjadi hasil reaksi (C + D).

Catatan :
energi pengaktifan (= energi aktivasi) adalah jumlah energi minimum yang dibutuhkan oleh molekul-molekul pereaksi agar dapat melangsungkan reaksi.

Orde reaksi adalah banyaknya faktor konsentrasi zat reaktan yang mempengaruhi kecepatan reaksi.
Penentuan orde reaksi tidak dapat diturunkan dari persamaan reaksi tetapi hanya dapat ditentukan berdasarkan percobaan.

Suatu reaksi yang diturunkan secara eksperimen dinyatakan dengan rumus kecepatan reaksi :

v = k (A) (B) ²

persamaan tersebut mengandung pengertian reaksi orde 1 terhadap zat A dan merupakan reaksi orde 2 terhadap zat B. Secara keselurahan reaksi tersebut adalah reaksi orde 3.

Contoh soal:

Dari reaksi 2NO(g) + Br₂(g) ® 2NOBr(g)

dibuat percobaan dan diperoleh data sebagai berikut:

No.	(NO) mol/l	(Br2) mol/l	Kecepatan Reaksi mol / 1 / detik
1.	0.1	0.1	12
2.	0.1	0.2	24
3.	0.1	0.3	36
4.	0.2	0.1	48
5.	0.3	0.1	108

Pertanyaan:

a. Tentukan orde reaksinya !
b. Tentukan harga k (tetapan laju reaksi) !

Jawab:

a.

Pertama-tama kita misalkan rumus kecepatan reaksinya adalah V = k(NO)x(Br2)y : jadi kita harus mencari nilai x den y. Untuk menentukan nilai x maka kita ambil data dimana konsentrasi terhadap Br2 tidak berubah, yaitu data (1) dan (4). Dari data ini terlihat konsentrasi NO naik 2 kali sedangkan kecepatan reaksinya naik 4 kali maka : 2x = 4 ® x = 2 (reaksi orde 2 terhadap NO) Untuk menentukan nilai y maka kita ambil data dimana konsentrasi terhadap NO tidak berubah yaitu data (1) dan (2). Dari data ini terlihat konsentrasi Br2 naik 2 kali, sedangkan kecepatan reaksinya naik 2 kali, maka : 2y = 2 ® y = 1 (reaksi orde 1 terhadap Br2) Jadi rumus kecepatan reaksinya : V = k(NO)2(Br2) (reaksi orde 3)

b.

Untuk menentukan nilai k cukup kita ambil salah satu data percobaan saja misalnya data (1), maka: V = k(NO)2(Br2) 12 = k(0.1)2(0.1) k = 12 x 103 mol-212det-1