Hukum Laju Reaksi

Hukum Laju Reaksi - Secara eksperimen terbukti bahwa pada suhu tetap laju reaksi keseluruhan sebanding dengan perkalian molaritas reaktan-reaktan yang bereaksi dengan pangkat tertentu. Misal, reaksi :
aA + bB $\rightarrow$ cC
Persamaan laju reaksi (V) dapat dituliskan sebagai berikut.

keterangan :
$k$ = tetapan laju reaksi
$x$ = orde atau tingkat reaksi terhadap zat A
$y$ = orde atau tingkat reaksi terhadap zat B

       Persamaan laju reaksi menyatakan hubungan kuantitatif antara laju reaksi dengan molaritas reaktan. Persamaan laju reaksi dikenal sebagai hukum laju reaksi. Coba kalian perhatikan persamaan laju reaksi. Tahukah kalian, apa yang dimaksud dengan tetapan laju reaksi dan orde reaksi?

       Tetapan laju reaksi disimbolkan dengan $k$. Harga $k$ bergantung pada jenis reaksi dan suhu. Setiap jenis reaksi mempunyai harga $k$ tertentu. Jika reaksi berlangsung cepat, maka harga $k$ besar. Begitu pula sebaliknya. Jika reaksi berlangsung lambat, maka harga $k$ kecil.

       Selain harga $k$, pada persamaan laju reaksi juga ada orde reaksi. Apa orde reaksi itu? Orde reaksi adalah pangkat molaritas pada persamaan laju reaksi. Orde reaksi disebut juga tingkat reaksi. Berarti $x$ merupakan orde reaksi A dan y merupakan orde reaksi B. Penjumlahan masing-masing reaktan merupakan orde reaksi total, yaitu $x + y$.

       Orde reaksi tidak dapat dituliskan dari persamaan reaksi, melainkan harus dari data eksperimen. Orde reaksi biasanya adalah bilangan bulat positif sederhana (1 atau 2), tetapi ada yang berorde 0, $\frac{1}{2}$, atau bilangan negatif. Misal reaksi memiliki persamaan laju reaksi sebagai berikut:
$ \begin{align} r = k[A][B]^\frac{1}{2} \end{align} $
maka memiliki orde 1 terhadap A dan orde $\frac{1}{2}$ terhadap B. Berapa orde totalnya? Ya, benar sekali orde totalnya adalah penjumlahan orde A dan orde B yaitu $1 + \frac{1}{2} = \frac{3}{2} $ .

Penentuan Hukum Laju Reaksi

       Sebagaimana telah dijelaskan sebelumnya, bahwa orde reaksi tidak dapat ditentukan dari bentuk persamaan reaksi. Orde reaksi hanya dapat ditentukan dari hasil eksperimen. Cara menentukan orde reaksi perlu dilakukan beberapa eksperimen dengan mengubah-ubah variabel tekanan (khusus untuk reaksi berwujud gas) atau molaritas (untuk reaksi berupa larutan atau dapat pula gas).

Pada reaksi A + B $\rightarrow$ C
orde reaksi terhadap A dapat ditentukan dengan cara melakukan eksperimen. Molaritas A dibuat tetap, sedangkan molaritas B diubah-ubah, kemudian waktu atau laju reaksi diukur dengan cara tertentu. Demikian pula sebaliknya, untuk menentukan laju reaksi terhadap B, maka molaritas B dibuat tetap molaritas A diubah-ubah. Perhatikan contoh berikut.

Contoh Soal:

Persamaan laju dari reaksi aA $\rightarrow$ bB, dapat dituliskan $r = k[A]^a$. Dari eksperimen diperoleh data sebagai berikut.

Dari data eksperimen tersebut carilah :
a. orde reaksi,
b. tetapan laju reaksi (k),
c. persamaan laju reaksi.

Jawab:
a. Orde reaksi
Jika reaksi tersebut memiliki orde reaksi terhadap a = 1, maka laju reaksi sebanding dengan molaritas [A] , yaitu $r = k[A]$
Hal ini tidak mungkin, karena pada molaritas awal nomor 2 ketika molaritas awal dinaikan 2 kali, laju awal 4 kali lebih besar. Orde reaksi dapat dicari dengan cara membandingkan laju reaksi dari masing-masing eksperimen sebagai berikut.
$r = k [A]^a$
Perbandingan laju reaksi 2 dengan laju reaksi 1
$ \begin{align} \frac{r_2}{r_1} & = \frac{k[A]^a}{k[A]^a} \\ \frac{12 \times 10^{-4}}{3 \times 10^{-4}} & = \frac{[0,1]^a}{[0,05]^a} \\ 4 & = 2^a \\ a & = 2 \end{align} $
Perbandingan laju reaksi 3 dengan laju reaksi 2
$ \begin{align} \frac{r_3}{r_2} & = \frac{k[A]^a}{k[A]^a} \\ \frac{48 \times 10^{-4}}{12 \times 10^{-4}} & = \frac{[0,2]^a}{[0,1]^a} \\ 4 & = 2^a \\ a & = 2 \end{align} $
Perbandingan laju reaksi 3 dengan laju reaksi 1
$ \begin{align} \frac{r_3}{r_1} & = \frac{k[A]^a}{k[A]^a} \\ \frac{48 \times 10^{-4}}{3 \times 10^{-4}} & = \frac{[0,2]^a}{[0,05]^a} \\ 16 & = 4^a \\ a & = 2 \end{align} $
Karena dari 3 perbandingan tersebut nilai $a$ tetap 2, maka dapat disimpulkan bahwa orde reaksi terhadap A adalah 2.

b. Tetapan laju reaksi Harga tetapan reaksi dapat dihitung dengan cara memasukkan nilai orde reaksi yang telah ditemukan ke dalam salah satu persamaan hasil eksperimen. Misal dari eksperimen nomor 1.
$ \begin{align} r_1 & = k[A]^a \\ 3 \times 10^{-4} & = k[0,05]^2 \\ 3 \times 10^{-4} & = k \times 25 \times 10^{-4} \\ k & = \frac{3 \times 10^{-4}}{25 \times 10^{-4} } \\ & = 0,12 \end{align} $
Misal dari eksperimen nomor 3.
$ \begin{align} r_3 & = k[A]^a \\ 48 \times 10^{-4} & = k[0,2]^2 \\ 48 \times 10^{-4} & = k \times 4 \times 10^{-2} \\ k & = \frac{48 \times 10^{-4}}{4 \times 10^{-2} } \\ & = 0,12 \end{align} $
Jadi, harga tetapan laju reaksinya adalah $ k = 0,12 \, [mol \, L^{-1}]^{-1}det^{-1} $.

c. persamaan laju reaksi
Karena orde reaksi terhadap A = 2 dan $ k = 0,12 \, [mol \, L^{-1}]^{-1}det^{-1} $ , maka persamaan reaksi aA $\rightarrow$ bB mempunyai persamaan laju reaksi :
$ \begin{align} r = 0,12[A]^2 \end{align} $
Jadi, persamaan laju reaksinya adalah $ \begin{align} r = 0,12[A]^2 \end{align} $.

 Demikian pembahasan materi Hukum Laju Reaksi dan Penentuannya dan contohnya.

Cara Menentukan Persamaan Laju Reaksi Berdasarkan Mekanisme Reaksi (1)

Bahasan laju reaksi di SMA biasanya belum terlalu rumit kecuali memang untuk pengayaan saja. Salah satu cara menentukan persamaan laju reaksi adalah dengan mengamati persamaan reaksi pada tahap tambat. Tahap lambat ini biasa sudah ditentukan pada soal. Tahap lambat memang sering disebut tahap penentu laju reaksi. Ketika ingin menentukan persamaan laju reaksi cukup memperhatikan zat-zat di ruas kiri tanda panah, atau zat-zat pereaksi pada reaksi tahap lambat. Hanya zat-zat inilah yang akan mempengaruhi laju reaksi. Reaksi tahap lambat yang dapat digunakan secara langsung untuk menentukan persamaan laju reaksi seperti pada tulisan ini merupakan reaksi berkesudahan, bukan reaksi kesetimbangan.

Soal #1
Berikut ini adalah reaksi bersifat hipotetik. Reaksi fase gas: A + 2B → AB₂ berlangsung dalam dua tahap:
Tahap lambat: A + B → AB
Tahap cepat: AB + B → AB₂

Persamaan laju reaksi yang tepat adalah
A. laju = k [B]
B. laju = k [B]²
C. laju = k [A][B]
D. laju = k [AB][B]
E. laju = k [AB]

Pembahasan Soal #1
Persamaan laju reaksi secara keseluruhan ditentukan dari tahap lambat (sebagai tahap penentu). Karena satu molekul A dan satu molekul B yang terlibat dalam tahap lambat ini, maka persamaan laju adalah laju = k [A][B] atau boleh ditulis detil menjadi laju = k [A]¹[B]¹
Jawaban yang sesuai adalah C.


Soal #2
Hidrolosis (CH₃)₃CBr berlangsung sebagai berikut.
(CH₃)₃CBr → (CH₃)₃C⁺ + Br^– (tahap lambat)
(CH₃)₃C⁺ + OH^– → (CH₃)₃COH (tahap tahap cepat)

Persamaan laju reaksi yang manakah yang sesuai dengan mekanisme di atas?
A. laju = k [(CH₃)₃CBr][ OH^–]
B. laju = k [(CH₃)₃CBr]
C. laju = k [(CH₃)₃CBr]²
D. laju = k [(CH₃)₃C⁺][ OH^–]
E. laju = k [OH^–]

Persamaan laju reaksi secara keseluruhan diperoleh dari tahap lambat (sebagai tahap penentu). jadi persamaannya laju = k [(CH₃)₃CBr] karena hanya (CH₃)₃CBr yang terlibat dalam tahap lambat
Jawaban yang sesuai adalah B.

Soal #3
Mekanisme reaksi halogenasi propanon dalam larutan asam melibatkan beberapa tahap reaksi
CH₃COCH₃ + I₂ → CH₃COCH₂I + HI

Mekanisme:

Manakah kesimpulan yang tidak benar berdasarkan informasi di atas.
A. Asam berperan sebagai katalis
B. Iodin tidak terlibat dalam tahap penentu reaksi
C. Laju reaksi tidak dipengaruhi oleh perubahan konsentrasi iodin.
D. Orde reaksi total adalah 3
E. Orde reaksi terhadap asam adalah 1

Pembahasan soal #3:
Katalis adalah zat yang mempercepat reaksi, dan pada akhir reaksi ia akan muncul kembali. Pada mekanisme reaksi [H⁺] tidak muncul, HI merupakan hasil reaksi bukan asam yang semula sebagai katalis. Dari tahap lambat laju reaksi hanya bergantung pada [CH₃COCH₃] dan [H⁺]. Pada tahap lambat iodin (I₂) tidak terlibat. Karena ia tidak terlibat dalam tahap penentu laju reaksi maka perubahan konsentrasi iodin tidak mempengaruhi laju reaksi.

Persamaan laju reaksi, r = k [CH₃COCH₃][H⁺]. Tampak bahwa orde reaksi terhadap [CH₃COCH₃] dan [H⁺] masing-masing adalah 1, jadi orde reaksi total adalah 3.
Jawaban yang tepat D.


Soal #4
Perhatikan data berikut.

No	Persamaan laju reaksi	Mekanisme yang disarankan
1	r = k1[HBr][O2]	2HBr(g) + O2(g)→ 2HBrO(g) (tahap lambat)
		2HBrO(g) + HBr(g)→ H2O(g) + Br2(g) (tahap cepat)
2	r = k2[NO]2[H2]	2NO(g) + H2(g)→ N2O(g) + H2O(g) (tahap lambat)
		N2O(g) + H2(g)→ 2N2(g) + H2O(g) (tahap cepat)
3	r = k3[H2][I2]	H2 (g)→ 2H(g) (tahap lambat)
		2H(g) + I2(g)→ 2HI (g)(tahap cepat)

Manakah saran mekanisme secara eksperimen yang sesuai dengan persamaan laju reaksi?
A. 1 dan 2
B. 2 dan 3
C. 1 dan 3
D. 2 saja
E. Tidak ada yang sesuai.

Pembahasan Soal #4:
Laju reaksi hanya ditentukan oleh reaksi pada tahap lambat.
Makna pada persamaan laju reaksi yang diberikan soal punya arti:
1. r = k₁[HBr][O₂]
→ 1 molekul HBr dan 1 molekul H₂ yang terlibat pada tahap lambat

2. r = k₂[NO]²[H₂]
→ 2 molekul NO dan 1 molekul H₂ yang terlibat pada tahap lambat

3. r = k₃[H₂][I₂]
→ 1 molekul H₂ dan 1 molekul I₂ yang terlibat pada tahap lambat

Berikut ini adalah laju reaksi yang benar berdasar data eksperimen dengan hanya memperhatikan tahap lambat saja.

No	Mekanisme yang disarankan	Persamaan laju reaksi
1	2HBr(g) + O2(g)→ 2HBrO(g) (tahap lambat)	r = k1[HBr]2[O2]
2	2NO(g) + H2(g)→ N2O(g) + H2O(g) (tahap lambat)	r = k2[NO]2[H2]
3	H2 (g)→ 2H(g) (tahap lambat)	r = k3[H2][I2]0

Jawaban yang tepat adalah D, 2 saja.

Tahap reaksi pada contoh soal adalah mekanisme reaksi dengan tahap pertama semua merupakan tahap lambat (tahap penentu laju rekasi). Untuk tahap cepat tidak lagi diperhatikan lagi. Bagaimana bila ada mekanisme reaksi dimana tahap awalnya adalah tahap cepat? Bagaimana bila pada salah satu tahap reaksinya merupakan reaksi kesetimbangan (reaksi bolak-balik/reversibel)? Keduanya akan dibahas pada tulisan tersediri. Namun ini hanya sekadar untuk pengayaan saja untuk pelajaran kimia di SMA.

Soal diambil dari berbagai sumber.

Cara Menentukan Persamaan Laju Reaksi Berdasar Mekanisme Reaksi (3)

Pada tulisan sebelumnya telah dibahas cara menentukan persamaan laju reaksi berdasar mekanisme (1) yaitu mekanisme reaksi dengan tahap awal merupakan tahap lambat atau tahap penentu laju reaksi dan cara menentukan persamaan laju reaksi berdasar mekanisme (2) yaitu persamaan laju reaksi dengan tahap awalnya merupakan tahap cepat. Tulisan kali ini dibahas cara menentukan persamaan laju reaksi dengan tahap awalnya merupakan tahap cepat berlangsung dalam kesetimbangan. Ada terdapat perbedaan mendasar untuk menentukan persamaan laju reaksi dengan dua mekanisme yang dibahas sebelumnya.

Beberapa contoh persamaan reaksi yang akan ditentukan persamaan laju reaksinya.

---

Reaksi Dekomposisi (Penguraian) Ozon:
2O₃ → 3O₂
Tentukan persamaan laju reaksi (hukum laju reaksi) berdasar mekanisme reaksi:
1. O₃ ⇌ O₂ + O (tahap cepat)
2. O₃ + O → 2O₂ (tahap lambat)

Pembahasan Reaksi Penentuan Hukum Laju Dekomposisi (Penguraian) Ozon:
r = k [O₃]^y
Berdasar reaksi 2 (reaksi pada tahap lambat) diperoleh:
r = k [O₃][O] ......(persamaan 1a)
O ini merupakan zat antara (intermediet) yang tidak muncul pada reaksi total maka perlu dicarikan persamaannya, dan ini didapat dari reaksi kesetimbangan.
Berdasar reaksi 1 (reaksi kesetimbangan)
k_eq = ([O₂][O])/[O₃]
→ k_eq [O₃] = [O₂][O]
→ [O] = k_eq [O₃]/[O₂] .....(persamaan 1b)
Substitusi persamaan 1b ke dalam persamaan 1a:
r = k [O₃][O]
r = k.[O₃] k_eq [O₃]/[O₂]
r = k. k_eq [O₃][O₃]/[O₂]
r = k. k_eq [O₃]²/[O₂]
r = k. k_eq [O₃]².[O₂]^–1
Bila k₁ = k . k_eq
→ r = k₁ [O₃]².[O₂]^–1
⸫ x = 2
orde reaksi total = 2 + (–1)
orde reaksi total = 1

---

Reaksi Dekomposisi (Penguraian) Dinitrogen Pentaoksida:
N₂O₅ → 2NO₂ + ½ O₂
Tentukan persamaan laju reaksi (hukum laju reaksi) berdasar mekanisme reaksi:
1. N₂O₅ ⇌ NO₂ + NO₃ (tahap cepat)
2. NO₂ + NO₃ → NO₂ + NO + O₂ (tahap lambat)
3. NO + NO₃ → 2 NO₂ (tahap cepat)

Pembahasan Penentuan Hukum Laju Reaksi Dekomposisi (Penguraian) Dinitrogen Pentaoksida:
Dari persamaan reaksi total: N₂O₅ → 2NO₂ + ½ O₂ 
diperoleh: r = k [N₂O₅]^x

Berdasar reaksi 2 (reaksi pada tahap lambat) diperoleh:
r = k [NO₂][NO₃] ......(persamaan 2a)

NO₂ dan NO₃ ini merupakan zat antara (intermediet) yang tidak muncul pada reaksi total maka perlu dicarikan persamaannya, dan ini didapat dari reaksi kesetimbangan.

Berdasar reaksi 1 (reaksi kesetimbangan)
k_eq = ([NO₂][NO₃])/[N₂O₅]
→ [NO₂][NO₃] = k_eq [N₂O₅].....(persamaan 2b)

Substitusi persamaan 2b ke dalam persamaan 2a:
r = k [NO₂][NO₃]
r = k.k_eq [N₂O₅]

Bila k₁ = k.k_eq
r = k₁ [N₂O₅]
⸫ x = 1
orde reaksi total = 1

---

Reaksi Hipotetical (Tidak Nyata):
A₂ + B₂ → 2AB
Tentukan persamaan laju reaksi (hukum laju reaksi) berdasar mekanisme reaksi:
1. A₂ ⇌ A + A (tahap cepat)
2. A + B₂ → AB + B (tahap lambat)
3. A + B → AB (tahap cepat)

Pembahasan Penentuan Hukum Laju Reaksi Hipotetical (Tidak Nyata):
Dari persamaan reaksi total: 
A₂ + B₂ → 2AB
diperoleh: r = k [A₂]^x[B₂]^y

Berdasar reaksi 2 (reaksi pada tahap lambat) diperoleh:
r = k [A][B₂] ......(persamaan 3a)

A ini merupakan zat antara (intermediet) yang tidak muncul pada reaksi total maka perlu dicarikan persamaannya, dan ini didapat dari reaksi kesetimbangan.

Berdasar reaksi 1 (reaksi kesetimbangan)
k_eq = ([A][A])/[A₂]
→ k_eq = [A]²/[A₂]
→ [A]² = k_eq [A₂]
→ [A] = (k_eq [A₂])^½ .....(persamaan 3b)

Substitusi persamaan 3b ke dalam persamaan 3a:
r = k [A][B₂]
→ r = k (k_eq [A₂])^½ [B₂]
→ r = k . k_eq^½ [A₂]^½ [B₂]

Bila k₁ = k . k_eq^½
→ r = k₁ [A₂]^½ [B₂]
⸫ x = ½; y = 1
orde reaksi total = x + y
orde reaksi total = ½ + 1
orde reaksi total = 1½

---

Soal dan Pembahasan Orde Reaksi, Laju Reaksi, dan Perubahan Konsentrasi Reaktan

Pembahasan soal tentang laju reaksi (r), orde reaksi dan pengaruh dari perubahan konsentrasi reaktan/pereaksi. Soal-soal pada kiriman ini akan diperbaharui manakala diperoleh soal baru agar dapat dijadikan contoh penyelesaian soal khusus pokok bahasan kimia di SMA. Kunjungi blog ini secara berkala agar dapat mengikuti pembaharuan.

Soal #1
Suatu reaksi A → B merupakan reaksi orde kedua terhadap A. Bagaimana pengaruh terhadap laju reaksi bila konsentrasi A diduakalilipatkan dan bila konsentrasi A di buat menjadi setengah dari keadaan semula?

Penyelesaian Soal #1:
Hukum laju reaksi yang berlaku pada reaksi tersebut r = k [A]²
[A] diduakalilipatkan
→ r₂ = k [2A]²
→ r₂ = 2² k [A]² ← ingat k [A]² = r
→ r₂ = 4 r
Laju reaksi setelah [A] diduakalilipatkan menjadi 4 kali laju mula-mula.

[A] dijadikan ½ konsentrasi mula-mula
→ r₃ = k [½ A]²
→ r₃ = (½)² k [A]² ← ingat k [A]² = r
→ r₃ = ¼ r
Laju reaksi setelah [A] ½ konsentrasi mula-mula menjadi ¼ kali laju mula-mula.

Soal #2
Untuk reaksi A + B → C, diperoleh bahwa laju reaksi akan menjadi 2 kali ketika konsentrasi A diduakalilipatkan dan laju reaksi menjadi 16 kali ketika konsentrasi A dan B keduanya diduakalilipatkan. Tuliskan ungkapan laju reaksi dan hitung orde total untuk reaksi tersebut.

Penyelesaian Soal #2:
Dimisalkan order reaksi terhadap A adalah a dan orde reaksi terhadap B adalah b, kemudian ungkapan laju reaksi adalah r = k [A]^a[B]^b

Laju reaksi akan menjadi 2 kali ketika konsentrasi A diduakalilipatkan, diubah ke dalam persamaan
→ 2r = k [2A]^a[B]^b
Karena a dan b adalah suatu bilangan bulat maka
→ 2r = 2^a k [A]^a[B]^b ← ingat k [A]^a[B]^b = r
→ 2r = 2^a r
→ 2 = 2^a
→ a = 1

Laju reaksi menjadi 16 kali ketika konsentrasi A dan B keduanya diduakalilipatkan,
diubah ke dalam persamaan
→ 16r = k [2A]^a[2B]^b
Karena a dan b adalah suatu bilangan bulat maka
→ 16r = 2^a 2^b k [A]^a[B]^b ← ingat k [A]^a[B]^b = r
→ 16r = 2^a 2^b r
→ 16 = 2^a 2^b
→ 16 = 2¹ 2^b ← sebelumnya diperolah a = 1
→ 16 = 2 × 2^b
→ 16/2 = 2^b
→ 8 = 2^b
→ b = 3
Jadi orde keseluruhan reaksi tersebut = 1 + 3 = 4

Soal #3
Reaksi antara A dan B merupakan reaksi orde pertama terhadap A dan orde nol terhadap B. Tentukan nilai X, Y dan Z data pada tabel berikut:

Percobaan	[A] (M)	B (M)	r awal (M/menit)
1	0,1	0,1	0,02
2	X	0,2	0,04
3	0,4	0,4	Z
4	Y	0,2	0,02

Penyelesaian Soal #3:
Hukum laju reaksi r = k [A]
Dari percobaan-1 diperoleh tetapan laju
r = k [A]
→ k = r/[A]
→ k = (0,02 M/menit) : 0,1 M
→ k = 0,2/menit

Dari percobaan-2, X dapat ditentukan:
r = k [A]
r = k X
→ X = r/k
→ X = 0,04 M/menit : 0,2/menit
→ X = 0,02 M

Dari percobaan-3, X dapat ditentukan:
r = k [A] ; Z = r
Z = k [A]
→ Z = 0,2/menit × 0,4 M
→ Z = 0,08 M/menit

Dari percobaan-4, Y dapat ditentukan:
r = k [A]
r = k Y
→ Y = r/k
→ Y = 0,02 M/menit : 0,2/menit
→ Y = 0,1 M

Laju Reaksi

Dari manakah asal minyak bumi? Apakah muncul dengan sendirinya? Tentu saja jawabnya tidak. Minyak bumi berasal dari sisa-sisa makhluk hidup kecil-kecil yang tertimbun jutaan tahun di dalam perut bumi. Makhluk hidup kecil-kecil disebut plankton. Oleh adanya tekanan dan suhu yang tinggi plankton-plankton akan mengalami reaksi kimia sehingga berubah menjadi minyak bumi. Reaksi pembentukan minyak bumi merupakan reaksi yang berjalan lambat.

         Ledakan bom, petasan, dan pembakaran zat organik merupakan reaksi kimia yang berjalan sangat cepat.

Gambar: Ledakan bom yang berjalan cepat

         Di alam, ada reaksi kimia yang berjalan cepat dan ada pula yang berjalan lambat atau bahkan sangat lambat. Reaksi peluruhan zat radioaktif merupakan salah satu contoh reaksi yang berjalan sangat lambat sampai jutaan tahun. Faktor-faktor apa yang mempengaruhi kecepatan reaksi dan bagaimana logikanya? Hal ini akan dapat kalian jawab setelah mempelajari artikel ini dengan seksama.

         Sebelum membahas tentang laju reaksi, ada baiknya kita membahas tentang kecepatan reaksi. Karena, banyak yang tidak tahu bahwa laju reaksi dan kecepatan reaksi tidaklah sama. Apa yang dimaksud dengan kecepatan reaksi? Kata kecepatan berhubungan erat dengan waktu tempuh ($t$). Mobil dikatakan bergerak cepat jika dalam waktu singkat dapat menempuh jarak yang cukup jauh. Pesawat terbang bergerak lebih cepat dibandingkan dengan mobil, sedangkan mobil relatif bergerak lebih cepat dibandingkan sepeda. Sepeda dapat bergerak lebih cepat dari pada orang jalan kaki.

         Secara fisika definisi dari kecepatan adalah jarak yang ditempuh benda pada waktu tertentu. Kecepatan disimbolkan dengan $v$ dan dapat dituliskan rumusnya sebagai berikut:
$ \begin{align} v =\frac{s}{t} \end{align} $
Keterangan :
$v$ = kecepatan (meter detik$^{-1}$)
$s$ = jarak (meter)
$ t $ = waktu (detik)

         Masih ingatkah kalian dengan persamaan reaksi? Persamaan reaksi terdiri atas reaktan dan produk. Reaksi berjalan mulai dari reaktan menuju produk. Reaktan terletak di sebelah kiri anak panah, sedangkan produk terletak di sebelah kanan. Dalam hal ini jika diandaikan reaksi berjalan terus, maka secara logika terlihat jumlah molaritas reaktan akan semakin berkurang, sedangkan jumlah molaritas produk akan semakin bertambah. Karena dalam reaksi tidak ada jarak yang harus ditempuh, maka jumlah molaritas reaktan berkurang setiap saat atau jumlah molaritas produk bertambah setiap saat. Hal ini dapat dianalogikan sebagai jarak yang ditempuh.

         Dengan analogi tersebut, maka kecepatan reaksi dapat didefinisikan sebagai "kecepatan berkurangnya molaritas reaktan tiap satuan waktu". Atau jika ditinjau dari produk kecepatan reaksi dapat didefinisikan sebagai "kecepatan bertambahnya molaritas produk tiap satuan waktu".
Secara matematika dapat dituliskan sebagai berikut.

Keterangan :
$v$ = kecepatan reaksi (Molar detik$^{-1}$)
[reaktan] = molaritas reaktan (Molar)
[produk] = molaritas produk (Molar)
$t$ = waktu yang dibutuhkan (detik)

         Satuan waktu yang digunakan adalah detik dan dapat disingkat det. Tanda minus pada persamaan pertama perlu diberikan, karena setiap saat molaritas reaktan berkurang. Jika molaritas reaktan berkurang, maka selisih ($\Delta$) menjadi negatif, sedangkan kecepatan reaksi tidak mungkin berharga negatif. Simbol [ ] merupakan simbol molaritas zat dengan satuan molar dan disimbolkan M.

Contoh soal :

Diketahui persamaan reaksi
A + 3B $\rightarrow $ 2C + 2D
Molaritas B mula-mula 0,9986 M dan dalam waktu 13,2 menit molaritas B berubah menjadi 0,9746 M. Berapa kecepatan reaksi rata-rata selama waktu tersebut dalam M per detik?

Jawab:
Molaritas B berubah selama reaksi berlangsung 13,2 menit dapat dihitung sebagai berikut:
$\Delta$[B] = 0,9746 M - 0,9986 M = -0,0240 M
$\Delta$t = 13,2 menit = 792 detik
$\begin{align} \text{Kecepatan reaksi } & = -\frac{1}{3} \times \frac{\Delta B}{\Delta t} \\ & = -\frac{1}{3} \times \frac{-0,0240 \, M}{792 \, detik} \\ & = \frac{1}{3} \times (3,03 \times 10^{-5} ) \, Mdetik^{-1} \\ & = 1,01 \times 10^{-5} \, M \, detik^{-1} \end{align} $
Jadi, kecepatan reaksinya sebesar $ 1,01 \times 10^{-5} $ M det$^{-1}$

         Ada hal yang membedakan kata kecepatan dan laju reaksi. Ditinjau dari fisika kecepatan merupakan besaran vektor, sehingga memiliki besar dan arah, sedangkan laju merupakan besaran skalar yang hanya memiliki besar. Perbedaan pemakaian ini karena ada dua tinjauan yang berbeda.

         Jika ditinjau dari jalannya reaksi yang berjalan dari reaktan menjadi produk, maka dapat dikatakan bahwa reaksi tersebut memiliki arah dan besar. Hal ini sesuai dengan hukum yang dikemukakan oleh Gulberg dan Waage yang hanya meninjau persamaan kecepatan reaksi dari segi reaktan saja, sehingga istilah kecepatan sesuai. Dari definisi yang berbunyi "perubahan molaritas pada setiap waktu tertentu", tidak terlihat adanya arah reaksi, karena definisi ini menunjukkan bahwa perubahan molaritas dapat dilihat baik dari reaktan maupun produk. Jika ditinjau dari reaktan, maka molaritas reaktan akan semakin berkurang. Sedangkan jika ditinjau dari produk, maka molaritas produk akan semakin besar. Dari definisi tersebut istilah laju lebih tepat digunakan. Buku ini akan menggunakan istilah laju reaksi, karena istilah ini memiliki arti lebih luas. Laju reaksi disimbolkan dengan $r$ yang artinya rate reaction.

Misal reaksi zat A menjadi B dapat dituliskan sebagai berikut.
A $\rightarrow$ B
Laju reaksi A adalah:
$ \begin{align} r_A = -\frac{\Delta [A]}{\Delta t} \end{align} $
Laju reaksi B adalah:
$ \begin{align} r_B = \frac{\Delta [B]}{\Delta t} \end{align} $
Sehingga,laju persamaan reaksi tersebut dapat ditulis:
$ \begin{align} r_A = -\frac{\Delta [A]}{\Delta t} = \frac{\Delta [B]}{\Delta t} \end{align} $

Untuk persamaan reaksi dengan koefisien berbeda berikut:
$aA \rightarrow bB $
Persamaan laju reaksinya dapat ditulis:

       Demikian pembahasan materi Laju Reaksi dan contoh-contohnya.

Faktor Faktor yang Mempengaruhi Laju Reaksi

Coba kalian perhatikan, mengapa ketika ibu membuat teh harus dengan air mendidih? Mengapa tidak menggunakan air yang sudah dingin? Atau mengapa ketika kalian membuat minuman teh manis, gula yang dimasukkan ke dalam larutan teh harus kalian aduk? Mengapa tidak dibiarkan saja melarut dengan sendirinya. Mengapa makanan seperti daging, tempe, ketika dimasukkan lemari es menjadi lebih awet dibandingkan jika ditaruh di lemari biasa? Dan masih banyak pertanyaan lain dalam kehidupan sehari-hari yang berhubungan dengan kecepatan berlangsungnya reaksi suatu zat. Pada artikel ini kita akan membahas materi Faktor-faktor yang Mempengaruhi Laju Reaksi.

Larutan teh biasanya dibuat dalam air panas, karena jika dibuat dalam air dingin, maka sari teh tidak dapat atau sukar larut dalam air. Pengadukan gula ketika membuat teh manis bertujuan agar gula cepat larut. Penyimpanan makanan dalam lemari es atau frezeer bertujuan agar reaksi berjalan lambat atau bahkan berhenti. Makanan yang ditaruh di dalam lemari es mengakibatkan reaksi pembusukan menjadi berjalan lambat sehingga makanan dapat lebih awet.

Gambar: makanan yang ditaruh di dalam kulkas lebih awet

Reaksi kimia dapat dipercepat atau diperlambat dengan cara memberi perlakuan tertentu. Beberapa perlakuan yang dapat mempengaruhi kecepatan terjadinya reaksi dinamakan factor-faktor yang berpengaruh terhadap laju reaksi. Banyak faktor yang dapat mempengaruhi cepat lambatnya reaksi. Faktor-faktor tersebut antara lain ukuran materi, suhu, pengadukan, tekanan gas, molaritas, katalisator, inhibitor, dan sebagainya. Dalam bab ini akan dibahas beberapa faktor saja seperti ukuran partikel, luas permukaan, suhu, molaritas/konsentrasi, dan katalis.

Pengaruh Ukuran Partikel pada Laju Reaksi

Mengapa ketika ibu memasak daging sapi, daging tersebut harus dipotong-potong terlebih dahulu? Mengapa adik kalian yang masih kecil ketika minum obat, obatnya dalam bentuk serbuk (puyer) bukan berupa pil? Contoh lain adalah pada proses peragian singkong untuk pembuatan tape. Ragi gelondong harus dihancurkan dahulu kemudian ditaburkan pada singkong. Beberapa peristiwa tersebut, semua menggambarkan perbedaan ukuran partikel dari zat yang bereaksi. Tujuan dari pengunyahan, pemotongan daging, bentuk obat serbuk, dan penghalusan ragi untuk memperkecil ukuran partikel. Jika ukuran partikel semakin kecil, maka reaksi akan berjalan semakin cepat. Pada artikel ini kita akan membahas materi Pengaruh Ukuran Partikel pada Laju Reaksi.

         Dengan semakin kecil ukuran suatu materi, maka mengandung arti memperluas permukaan sentuh materi tersebut. Bayangkan. Jika kalian mempunyai benda berbentuk kubus dengan ukuran rusuk panjang, lebar, dan tinggi sama, yaitu 1 cm. Berapa luas permukaan kubus tersebut? Secara matematika dapat dihitung bahwa luas permukaan kubus sebesar 6 kali luas sisinya. Karena kubus mempunyai 6 sisi yang sama, maka jumlah luas permukaannya adalah 6 $\times$ 1 cm $\times$ 1 cm = 6 cm$^2$. Sekarang jika kubus tersebut dipotong sehingga menjadi 8 buah kubus yang sama besar, maka keempat kubus akan mempunyai panjang, lebar, dan tinggi masing-masing 0,5 cm. Luas permukaan untuk sebuah kubus menjadi 6 $\times$ 0,5 cm $\times$ 0,5 cm = 1,5 cm$^2$. Jumlah luas permukaan kubus menjadi 8 $\times$ 1,5 cm$^2$ = 12 cm$^2$. Jadi, dengan memperkecil ukuran kubus, maka luas permukaan total menjadi semakin banyak. Hitunglah jika kubus diperkecil menjadi kubuskubus yang lebih kecil sehingga ukuran rusuknya menjadi 1 mm.

Gambar: jika ukuran kubus diperkecil, luas permukaan total semakin besar

         Jika ukuran partikel suatu benda semakin kecil, maka akan semakin banyak jumlah total permukaan benda tersebut. Oleh karena itu, luas permukaan semakin banyak maka kemungkinan terjadinya tumbukan antar permukaan partikel akan semakin sering. Hal ini dapat mempercepat terjadinya reaksi.

         Jika kita gunakan padatan dalam bentuk serbuk biasanya hasil reaksi akan lebih cepat diperoleh.  Hal itu dikarenakan zat dalam bentuk serbuk memiliki luas permukaan yang lebih besar. Memperbesar luas permukaan padatan akan meningkatkan peluang terjadinya tumbukan. Bayangkan sebuah reaksi antara logam magnesium dan asam klorida encer. Reaksi akan mencakup tumbukan antara atom magnesium dan ion hydrogen.
$Mg(s) + 2 H^+(aq) \rightarrow Mg^{2+}(aq) + H_2(g) $

Gambar: pengaruh luas permukaan terhadap laju reaksi

Pengaruh Suhu pada Laju Reaksi

Pada umumnya reaksi akan berlangsung dengan semakin cepat jika dilakukan dengan pemanasan. Pemanasan berarti penambahan energi kinetik partikel sehingga partikel akan bergerak lebih cepat, akibatnya tumbukan yang terjadi akan semakin sering Tumbukan akan menghasilkan hasil reaksi jika partikel yang bertumbukan memiliki energi yang cukup untuk melakukannya. Energi minimum ini disebut sebagai energi aktivasi untuk bereaksi. Hal itu digambarkan sebagaimana pada gambar berikut ini:

         Hanya partikel pada daerah energi tinggi (daerah hijau) yang dapat mengatasi energi aktivasi sehingga mengalami tumbukkan efektif. Partikel tidak dapat bereaksi karena tidak memiliki energi yang cukup, sehingga setelah bertumbukan kembali berpisah. Untuk mempercepat reaksi, jumlah partikel dengan energi yang cukup untuk bereaksi harus ditingkatkan. Meningkatkan temperatur berarti menambah energi sehingga bentuk grafik pada gambar di atas akan berubah menjadi seperti pada Gambar di bawah ini:

       Alasan lainnya mengapa dengan semakin tinggi suhu, laju reaksi semakin cepat? Suhu mempunyai hubungan linear dengan gerakan molekul. Jika suhu semakin tinggi, maka molekul-molekul dalam materi akan semakin cepat bergerak. Akibatnya frekuensi terjadinya tumbukan semakin besar. Hal ini dapat mempercepat laju reaksi.

Pengaruh Konsentrasi pada Laju Reaksi

Contoh reaksi antara asam klorida yang ditambahkan pada natrium tiosulfat, endapan kuning terbentuk yang menunjukkan pembentukkan belerang.
$ Na_2S_2O_3(aq) + 2 HCl(aq) \rightarrow 2 NaCl(aq) + H_2O(l) + S(s) + SO_2(g) $

         Jika larutan natrium tiosulfat dibuat semakin encer, pembentukkan endapan semakin membutuhkan waktu yang lama. Dengan asumsi bahwa reaksi terjadi antara dua partikel karena terjadinya tumbukan, tumbukan yang menghasilkan reaksi disebut tumbukan efektif. Ini berlaku untuk reaksi pada fasa apapun, baik untuk fasa gas, cair atau pun padat. Jika konsentrasi tinggi maka kemungkinan terjadinya tumbukan semakin banyak.

         Anggaplah pada suatu waktu kalian punya satu juta partikel yang memiliki cukup energi untuk mengatasi energi aktivasinya sehingga dapat bereaksi, atau E > E$_a$. Jika kamu punya 100 juta maka akan bereaksi 100 juta, maka hasil reaksi biasanya mengikuti kelipatan zat pereaksi yang ditambahkan.

Gambar: pengaruh konsentrasi terhadap laju reaksi

Pengaruh Katalis pada Laju Reaksi

Katalis adalah zat yang dapat mempercepat suatu reaksi, tetapi secara kimia zat tersebut tidak berubah dan kita dapat memperoleh kembali ada akhir reaksi bahkan dengan jumlah massa yang sama. Beberapa reaksi yang dibantu dengan penambahan katalis diantaranya adalah :

         Untuk meningkatkan laju reaksi kamu perlu meningkatkan jumlah tumbukan yang efektif sehingga menghasilkan reaksi. Selain dengan meningkatkan energi kinetiknya melalui pemanasan, adalah dengan menempuh jalan alternatif dalam bereaksi, dimana jalan tersebut lebih mudah dicapai atau membutuhkan energi yang relatif lebih kecil dari jalan reaksi yang biasa. Tumbukaan akan lebih efektif jika memiliki arah orientasi yang tepat, dengan energi aktivasi yang lebih kecil atau lebih mudah untuk membentuk ikatan dibanding dengan arah orientasi yang lain. Contoh untuk reaksi pembentukan CH$_3$CH$_2$Cl berikut:

Gambar: arah orientasi tidak efektif

akan lebih efektif dan energi aktivasinya lebih rendah dibandingkan dengan jika bertumbukan dengan arah orientasi seperti berikut:

Gambar: arah orientasi dengan efektivitas lebih tinggi

Dengan kata lain untuk mengerakkan energi aktivasi dalam gambar berikut ini.

Penambahan katalis memiliki pengaruh pada energi aktivasi. Sebuah katalis memberikan jalan reaksi yang lain dengan energi aktivasi lebih rendah. Seperti ditunjukkan dalam gambar ini:

Contoh reaksi pemutusan ikatan rangkap pada etena untuk membentuk etana yang sangat sulit dilakukan dapat dilakukan dengan menempuh cara lain jika ada katalis logam nikel, gambaran reaksi yang berlangsung bisa dilihat seperti pada gambar di bawah ini:

Gambar: reaksi katalisis pada pembentukan etana dari etena

 Logam nikel hanya menjadi mediator terjadinya pemutusan ikatan kovalen antara molekul diatomik hidrogen dan menjadi sarana terjadinya tumbukan antara hidrogen yang sudah pecah dengan etena. Logam nikel sedikit pun tidak berubah. Ini hanya membutuhkan energi yang lebih kecil dalam bereaksi karena hidrogen dibuat diam di permukaan logam sampai terjadinya tumbukan dengan etena.

Dalam tubuh mahluk hidup sudah tersedia katalis tertentu untuk mempercepat reaksi yang biasanya merupakan suatu enzim, seperti enzim yang membantu proses pencernaan.

Memahami Grafik tentang Laju Reaksi Dan Variasi Soal

Laju reaksi pada beberapa kesempatan dijelaskan dengan menggunakan grafik atau diagram atau kurva dengan berbagi pasangan variabel. Untuk cara memahami profil diagram energi aktivasi yang dikaitkan dengan laju reaksi dapat dibaca di sini. Berikut ini beberapa grafik yang paling sering digunakan pada soal-soal ujian nasional maupun ujian lain.

Grafik Orde Nol
Ketika satu pereaksi, misal [A] diubah konsentrasinya ternyata tidak mempengaruhi laju reaksi (besarnya laju reaksi tidak berubah, maka orde reaksi terhadap pereaksi tersebut bernilai nol.

Grafik Orde Satu
Ketika satu pereaksi, misal [A] diubah konsentrasinya maka laju reaksi juga berubah berbanding lurus terhadap perubahan konsentrasi pereaksi tersebut.

Grafik Orde Dua
Ketika satu pereaksi, misal [A] diubah konsentrasinya maka laju reaksi meningkat setara pangkat dua dari laju konsentrasi sebelumnya.

Berikut ini contoh soal yang diambil dari Soal UN tahun 2018.
Diketahui data percobaan reaksi 2A + B₂ → 2AB

Percobaan	[A] M	[B] M	Waktu (detik)	v (M/detik)
(1)	a	b	288	16
(2)	2a	b	72	64
(3)	3a	2b	16	72

Grafik yang menunjukkan orde reaski dari A adalah ....

Pembahasan:
Penentuan orde reaksi terhadap A.
Pilih data 2 dan 1, untuk menentukan orde reaksi dari A, karena konsentrasi B tetap (sama)
([A₂]/[A₁])ⁿ = v₂/v₁
(2a/a)ⁿ = 64/16
2ⁿ = 4
2ⁿ = 2²
n = 2
Karena orde terhadap A adalah 2 maka grafik yang sesuai adalah grafik pada pilihan C

Soal #2
Manakah grafik yang benar yang menunjukkan laju penguraian X dengan orde satu dari konsentrasi X?

Coba mana pilihan yang benar? 😊

Cek Jawaban...Grafik D, ...ih hebat bener

Soal #3
Pada reaksi A + B → C berlangsung dengan orde total 2, manakah grafik yang memperlihatkan perubahan hasil kali [A][B] lawan waktu, t? Keterangan [A] = konsentrasi A, [B] = konsentrasi B.

Pembahasan Soal #3:
Grafik konsentrasi lawan waktu itu sebenarnya sama dengan grafik konsentrasi lawan 1/v atau  boleh dituliskan v = 1/t. Bila v = [A][B] → 1/t = [A][B] . Reaksi berorde 2 jadi grafik yang sesuai adalah grafik A.

Soal #4
Suatu percobaan reaksi larutan tertentu dengan asam sangat encer ternyata ber-orde satu terhadap asam pada konsentrasi rendah, tetapi ber-orde nol terhadap asam ketika asam tersebut konsentrasinya tinggi.
Manakah grafik yang benar sesuai hasil percobaan di tersebut?

Pembahasan Soal #4
Pilihan pada soal ini menempatkan laju reaksi di sumbu X sedangkan [asam] disumbu Y, kebalikan yang biasa ditampilkan pada banyak referensi. Perlu kehati-hatian memahaminya.

Karena terdapat dua orde reaksi maka perlu analisis dua macam bentuk grafik.

• Saat asam konsentrasi rendah reaksi berode satu terhadap asam, grafiknya akan miring dengan kemiringan positif. Seperti reaksi berode satu pada umumnya, ketika konsentrasi dinaikkan laju juga akan naik sebanding dengan laju reaksi.
• Saat asam konsentrasi tinggi ternyata berorde nol artinya konsentrasi tidak lagi mempengaruhi laju reaksi. Artinya perubahan konsentrasi berikutnya laju tidak berubah.

Jawaban yang tepat adalah C.

Mohon koreksi bila ada hal kurang tepat dengan menuliskannya pada kotak komentar pada kiriman ini. Terima kasih.

Grafik Orde Reaksi

Grafik Berdasarkan Orde Reaksi. Beberapa grafik orde reaksi yang umum terdapat dalam persamaan reaksi kimia beserta maknanya sebagai berikut:

Grafik Orde reaksi nol

       Suatu reaksi kimia dikatakan mempunyai orde nol, jika besarnya laju reaksi tersebut tidak dipengaruhi oleh konsentrasi pereaksi. Artinya, seberapapun peningkatan konsentrasi pereaksi tidak akan mempengaruhi besarnya laju reaksi. Secara grafik, reaksi yang mempunyai orde nol dapat dilihat pada gambar berikut ini:

Grafik Orde reaksi Satu

       Suatu reaksi kimia dikatakan mempunyai orde satu, apabila besarnya laju reaksi berbanding lurus dengan besarnya konsentrasi pereaksi. Artinya, jika konsentrasi pereaksi dinaikkan dua kali semula, maka laju reaksi juga akan meningkat besarnya sebanyak (2)$^1$ atau 2 kali semula juga. Secara grafik, reaksi orde satu dapat digambarkan seperti terlihat pada gambar berikut:

Grafik Orde reaksi dua

       Suatu reaksi dikatakan mempunyai orde dua, apabila besarnya laju reaksi merupakan pangkat dua dari peningkatan konsentrasi pereaksinya. Artinya, jika konsentrasi pereaksi dinaikkan 2 kali semula, maka laju reaksi akan meningkat sebesar (2)$^2$ atau 4 kali semula. Apabila konsentrasi pereaksi dinaikkan 3 kali semula, maka laju reaksi akan menjadi (3)$^2$ atau 9 kali semula. Secara grafik, reaksi orde dua dapat digambarkan pada gambar berikut:

Grafik Orde reaksi negatif

       Suatu reaksi kimia dikatakan mempunyai orde negatif, apabila besarnya laju reaksi berbanding terbalik dengan konsentrasi pereaksi. Artinya, apabila konsentrasi pereaksi dinaikkan atau diperbesar, maka laju reaksi akan menjadi lebih kecil. Dan grafiknya menyesuaikan terhadap besarnya konsentrasi pereaksi.

 Demikian pembahasan materi Grafik Berdasar Orde Reaksi dan contoh-contohnya.

Soal Laju Reaksi Dekomposisi dan Pembahasannya

Soal #1
Dekomposisi dinitrogen pentaoksida (N₂O₅) menjadi NO₂ dan O₂ adalah reaksi orde pertama. Pada temperatur 60 ^oC konstanta laju reaksinya adalah 2,8×10^–3 menit^-1. Jika pada wadah tertutup mula-mula hanya ada N₂O₅ pada tekanan 125 kPa, berapa lama ia akan mencapai tekanan 176 kPa?

A. 182 menit
B. 129 menit
C. 113 menit
D. 83 menit
E. 62 menit

Pembahasan Soal #1:
Reaksi orde-1 berlaku → ln[A]_t = -kt + ln[A]₀
Dalam soal ini → ln[N₂O₅]_t = -kt + ln[N₂O₅]₀

Dihitung tekanan N₂O₅ saat t dengan menggunakan persamaan seperti tabel berikut.

Reaksi	2N2O5	→	4NO2	+	O2
Awal (kPa)	125		-		-
Bereaksi (kPa)	-2x		+4x		x
Akhir (kPa)	125 – 2x		4x		x

Saat mencapai tekanan 176 kPa akan terdapat: gas N₂O₅ sebanyak (125 – 2x)kPa, gas NO₂ sebanyak 4x, dan gas O₂ sebanyak x.

176 = (125 – 2x) + 4x + x
176 – 125 = 3x
3x = 51
x = 17

Jadi tekanan N₂O₅ saat t atau [N₂O₅]_t adalah 125 – 2x = 125 – 2(17) = 91 kPa

ln[N₂O₅]_t = -kt + ln[N₂O₅]₀
ln (91) = -2,8×10^–3 menit^-1 × t + ln(125)
ln (91) – ln(125) = -2,8×10^–3 menit^-1 × t
4.51086 – 4.828314 = -2,8×10^–3 menit^-1 × t
-0.31745 = = -2,8×10^–3 menit^-1 × t
t = -0.31745 : -2,8×10^–3
t = 113.3765 menit

---

Soal #2a
Dekomposisi termal asetaldehid, CH₃CHO → CH₄ + CO, merupakan reaksi orde kedua. Data berikut diperoleh untuk mempelajari reaksi dekomposisi tersebut pada 518 ^oC.

Waktu (detik)	Tekanan CH3CHO (mmHg)
0	364
42	330
105	290
720	132

Berdasarkan data di atas, tetapan laju reaksi dekomposisi termal asetaldehid sebesar...
A. 2,2 × 10^–3 s^-1
B. 7,0 × 10^–1 mmHg.s^-1
C. 2,2 × 10^–3 mmHg^-1.s^-1
D. 6,7 × 10^–6 mmHg^-1.s^-1
E. 5,2 × 10^–5 mmHg^-1.s^-1

Pembahasan Soal #2a:
Reaksi orde 2 berlaku
kt = 1/[A]_t – 1/[A]₀
menggunakan data t=0 dan t=42
k (42) = 1/330 – 1/364
k . 42 = 0,000283
k = 0,000283/42
k = 6,7 × 10^–6 mmHg^-1.s^-1

Soal #2b:
Berapakah t_½ dari soal di atas?

Pembahasan Soal #2b
t_½ = 1/(k[A]₀)
t_½ = 1/(6,7 × 10^–6 ×364)
t_½ = 410,0377

---

Soal #3:
Berapakah konstanta laju reaksi orde pertama yang waktu paruhnya adalah 3,50 menit?
A. 3,3×10–3 detik^-1
B. 1,65×10–2 detik^-1
C. 1,98×10–1 detik^-1
D. 6,93×10–1 detik^-1
E. 1,98 detik^-1

Pembahasan Soal #3:
Waktu paruh (t_½) untuk reaksi orde pertama = ln 2 / k = 0,693/k
Diketahui k = 3,50 menit. Karena satuan waktu yang diminta sebagaimana yang tersedia adalah detik sebaiknya dikonversi satuan menit ke detik lebih dulu → 3,50 menit × 60 detik/1 menit = 210 detik
t_½ = 0,693/k
t_½ = 0,693/210 detik
t_½ = 0,0033/detik
t_½ = 3,3×10–3 detik^-1

---

Soal #4
Perhatikan reaksi orde pertama berikut: A → produk
Setelah 24 detik proses reaksi zat berkurang sebanyak 25%, berapakah waktu paruh untuk reaksi tersebut?
A. 12 detik
B. 36 detik
C. 40 detik
D. 48 detik
E. 58 detik

Pembahasan Soal#4
Pada reaksi dengan orde pertama maka berlaku:
Waktu paruh (t_½) = 0,693/k
ln[A]_t = -kt + ln[A]₀

[A]_t = jumlah zat semula – jumlah zat berkurang
[A]_t = 100% – 25%
[A]_t = 75%

ln (75) = -k(24) + ln(100)
4,317 = -24k + 4,605
24k = 4,605 – 4,317
24k = 0,288
k = 0,012 detik^-1

t_½ = 0,693/k
t_½ = 0,693/0,012 detik^-1
t_½ = 57,75 detik ~ 58 detik

---

Soal #5:
Berdasar reaksi 2N₂O (g) → 2N₂ (g) + O₂ (g)
Persamaan laju reaksi = k [N₂O]

Hitunglah waktu yang diperlukan agar konsentrasi N₂O (g) berkurang dari 0,75 M ke 0,33 M. Diketahui konstanta laju reaksi k = 6,8×10^–3 detik^–1
A. 0,87 menit
B. 0,92 menit
C. 1,70 menit
D. 2,01 menit
E. 2,70 menit

Pembahasan Soal #5
Reaksi pada soal ini adalah reaksi orde pertama, dapat dilihat dari persamaan laju reaksinya [N₂O] pangkat 1, pangkat 1 → orde 1.

Pada reaksi dengan orde pertama maka berlaku:
Waktu paruh (t_½) = 0,693/k
ln[A]_t = -kt + ln[A]₀

Diketahui:
[N₂O]_t = 0,33
[N₂O]₀ = 0,75
k = 6,8×10^–3 detik^–1

ln[N₂O]_t = -kt + ln[N₂O]₀
ln 0,33 = -(6,8×10^–3 detik^–1)t + ln 0,75
-1.109 = -(6,8×10^–3 detik^–1)t – 0,288
-(6,8×10^–3 detik^–1)t = -0,821
t = 120.74 detik

Konversi satuan detik ke menit
t = 120,74 detik × 1 menit/60 detik
t = 2,01 menit

---

Soal #6:

2 NO₂Br (g) → 2 NO₂ (g) + Br₂ (g), adalah reaksi orde kedua, mempunyai waktu paruh 15,12 menit pada 500 K. Berapakah waktu (dalam jam) akan diperlukan sehingga konsentrasi NO₂Br tersisa 32% dari keadaan awalnya?

Diketahui:
t_½ = 15,12 menit,
[A]₀ = 100 (ini dari 100%),
[A]_t = 32 (ini dari 32%)

Pembahasan Soal #6:
t_½ = 1/(k.[A]₀)
→ k = 1/( t_½.[A]₀)
→ k = 1/( 15,12×100)
→ k = 1/( 1512 menit)
→ k = 0,000661/menit

kt = 1/[A]_t - 1/[A]₀
0,000661(t) = 1/32 - 1/100
0,000661(t) = 0,03125 – 0,01
0,000661(t) = 0,02125
t = (0,02125/0,000661)menit
t = 32,15 menit
→ t = 32,15 menit × 1 jam/60 menit
→ t = 0,536 jam

---

Soal #7:
Asetaldehid terurai jika dipanaskan sesuai reaksi
CH₃CHO → CH₄ + CO.
Dari suatu percobaan reaksi penguraian asetaldehid, diperoleh data sebagai berikut

No	[CH3CHO] (M)	Laju reaksi (M s–1)
1	1,75 × 10-3	2,06 × 10-11
2	3,50 × 10-3	8,24 × 10-11
3	7,00 × 10-3	3,30 × 10-10

1. tuliskan persamaan laju reaksi dan tetapan laju reaksi.
2. hitung laju reaksi jika diketahui [CH₃CHO] = 1,0 × 10^–2 M

Pembahasan Soal #7:
a. Penentuan persamaan laju reaksi dan tetapan laju reaksi
Gunakan pasangan data 2 dan 1 untuk menentukan orde reaksi.
$\bigg (\dfrac{[CH_3CHO]_2}{[CH_3CHO]_1} \bigg )^x=\dfrac{v_2}{v_1}$
$\bigg (\dfrac{3,50 \times 10^{-3}}{1,75 \times 10^{-3}} \bigg )^x=\dfrac{8,24 \times 10^{-11}}{2,06 \times 10^{-11}}$
$(2)^x=4$
$(2)^x=2^2$
$x=2$
Persamaan laju reaksi:
v = k [CH₃CHO]²

Perhitungan k:
Gunakan salah satu data, di sini menggunakan data 1.
v = k [CH₃CHO]²
2,06 × 10^-11 M.s^–1 = k . (1,75 × 10^-3 M)²
k = 2,06 × 10^-11 /(1,75 × 10^-3)² M²
k = 2,06 × 10^-11 /3,0625 × 10^-6 M^–1.s^–1
k = 6,727 × 10^-6 M^–1.s^–1

b. Laju reaksi jika diketahui [CH₃CHO] = 1,0 × 10^–2 M
v = k [CH₃CHO]²
v = 6,727 × 10^-6 M^–1.s^–1 × (1,0 × 10^–2 M)²
v = 6,727 × 10^-6 M^–1.s^–1 × 1,0 × 10^–4 M²
v = 6,727 × 10^-10 M.s^–1

Penurunan Rumus Orde Reaksi

Penurunan rumus untuk orde reaksi 1 dan orde reaksi 2.

Reaksi orde satu

Misalnya reaksi A $\rightarrow$ B Menurut definisi laju reaksi dapat dituliskan:
$ \begin{align} r = - \frac{d[A]}{dt} \end{align} $
Menurut persamaan laju reaksi, karena reaksi adalah tingkat satu, maka dapat ditulis
$ r = k[A] $
Hubungan antara persamaan laju reaksi dengan definisi laju reaksi dapat ditentukan sebagai berikut.
$\begin{align} - \frac{d[A]}{dt} & = k[A] \\ \frac{d[A]}{[A]} & = - k \, dt \end{align} $
Jika diintegralkan maka akan dihasilkan:
$\begin{align} \int \limits_{awal}^{akhir} \frac{d[A]}{[A]} & = \int \limits_{awal}^{akhir} - kdt \\ \ln [A]_{awal}^{akhir} & = -kt ]_{awal}^{akhir} \end{align} $
Jadi, hubungan yang diperoleh dapat dituliskan sebagai berikut:
$ \begin{align} \ln \frac{[A_0]}{[A_t]} = kt \end{align} $
dengan :
$[A_0] = \, $ molaritas pada waktu $ t = 0 $ (M)
$ [A_t] = \, $ molaritas setelah $ t = t $ detik (M)

Reaksi orde dua

Misalnya reaksi A $\rightarrow$ B
Menurut definisi laju reaksi dapat dituliskan:
$ \begin{align} r = - \frac{d[A]}{dt} \end{align} $
Menurut persamaan laju reaksi, karena reaksi adalah tingkat dua, maka dapat ditulis
$ r = k[A]^2 $
Hubungan antara persamaan laju reaksi dengan definisi laju reaksi dapat ditentukan sebagai berikut.
$\begin{align} - \frac{d[A]}{dt} & = k[A]^2 \\ \frac{d[A]}{[A]^2} & = - k \, dt \\ \int \, \frac{d[A]}{[A]^2} & = \int \, - k \, dt \\ \int \, \frac{d[A]}{[A]^2} & = - \int \, k \, dt \end{align} $
Jika keadaan awal pada $ t = 0 $ dan keadaan akhir pada $ t = t $ , maka hubungan yang diperoleh dapat dituliskan sebagai berikut.
$\begin{align} \frac{1}{[A_t]} - \frac{1}{[A_0]} = kt \end{align} $

Waktu paruh (t $\frac{1}{2}$)

       Waktu paruh merupakan waktu yang diperlukan agar molaritas zat sisa menjadi setengah molaritas zat awal. Misal mula-mula molaritas zat A adalah $a$ mol, setelah waktu t$\frac{1}{2}$, maka molaritas zat A sisa sebesar $\frac{1}{2} a$ mol. Waktu paruh sering digunakan untuk perhitungan dalam reaksi peluruhan radioaktif. Selain itu dengan mengetahui waktu paruh laju reaksi dapat dicari dengan lebih cepat.

Untuk reaksi orde satu diperoleh rumus:

$ \begin{align} \ln \frac{[A_0]}{[A_t]} = kt \end{align} $
Sehingga, pada waktu paruh (t$\frac{1}{2}$ ) molaritasnya menjadi $[A_t] = \frac{1}{2}[A_0]$, dan masukkan ke rumus di atas:
$ \begin{align} \ln \frac{[A_0]}{[A_t]} & = kt \\ \ln \frac{[A_0]}{\frac{1}{2}[A_0]} & = kt\frac{1}{2} \\ \ln 2 & = kt\frac{1}{2} \\ t\frac{1}{2} & = \frac{\ln 2}{k} \\ t\frac{1}{2} & = \frac{0,693}{k} \end{align} $
Jadi, waktu paruh untuk reaksi orde satu dapat dirumuskan sebagai berikut:
$ \begin{align} t\frac{1}{2} = \frac{0,693}{k} \end{align} $

       Waktu paruh dapat ditentukan dari hubungan persamaan laju reaksi dengan definisi laju reaksi. Berdasarkan hubungan tersebut dan penjelasan sebelumnya, Untuk reaksi orde dua diperoleh rumus:
$\begin{align} \frac{1}{[A_t]} - \frac{1}{[A_0]} = kt \end{align} $
Seperti pada reaksi orde satu molaritasnya menjadi $[A_t] = \frac{1}{2} [A_0]$, lalu masukkan ke rumus di atas:
$\begin{align} \frac{1}{[A_t]} - \frac{1}{[A_0]} & = kt \\ \frac{1}{\frac{1}{2} [A_0]} - \frac{1}{[A_0]} & = kt\frac{1}{2} \\ \frac{2}{ [A_0]} - \frac{1}{[A_0]} & = kt\frac{1}{2} \\ \frac{1}{[A_0]} & = kt\frac{1}{2} \\ t\frac{1}{2} & = \frac{1}{[A_0]k} \end{align} $
Jadi, waktu paruh untuk reaksi orde 2 dapat ditentukan dengan rumus berikut:
$\begin{align} t\frac{1}{2} & = \frac{1}{[A_0]k} \end{align} $

Contoh:
Reaksi penguraian : A $\rightarrow$ B + C merupakan reaksi orde satu, setelah 20 menit, 40% dari zat A bereaksi.
a. Bagaimana susunan campuran setelah 40 menit?
b. Setelah berapa menit campuran mengandung ketiga zat tersebut dalam jumlah mol yang sama?
Jawab:
*). Perlu diperjelas ini merupakan reaksi orde satu, sehingga rumus-rumus yang akan digunakan untuk menjawab soal adalah mengenai orde satu saja.
*). Waktu saat $t = 20$ menit
*). Zat A yang bereaksi hanya 40% jika diasumsikan mula-mula sebanyak A maka 40%A = 0,4A, sehingga

Rumus reaksi orde satu:
$ \begin{align} \ln \frac{[A_0]}{[A_t]} = kt \end{align} $
Sehingga pada $t = 20$ menit dapat diperoleh:
$ \begin{align} \ln \frac{[A_0]}{[A_t]} & = kt \\ \ln \frac{A }{ A - 0,4A } & = k \times 20 \\ \ln \frac{10A }{ 10A - 4A } & = 20k \\ \ln \frac{10A }{ 6A } & = 20k \\ \ln \frac{5 }{ 3} & = 20k \\ k & = frac{1}{20} \ln \frac{5 }{ 3} \end{align} $

a). Pada $ t = 40 $ menit
$ \begin{align} \ln \frac{[A_0]}{[A_t]} & = kt \\ \ln \frac{A}{A - x} & = \left( frac{1}{20} \ln \frac{5 }{ 3} \right) \times 40 \\ \ln \frac{A}{A - x} & = 2 \ln \frac{5 }{ 3} \\ \ln \frac{A}{A - x} & = \ln \left( \frac{5 }{ 3} \right)^2 \\ \frac{A}{A - x} & = \left( \frac{5 }{ 3} \right)^2 \\ \frac{A}{A - x} & = \frac{25 }{ 9} \\ 9A & = 25A - 25x \\ 25x & = 16A \\ x & = \frac{16A}{25} = 0,64A \end{align} $
Zat yang bereaksi setelah t = 40 adalah 0,64 A mol.
Zat A yang tinggal sebanyak = A mol - 0,64 A mol = 0,36A mol
Zat B dan zat C yang terbentuk masing-masing adalah 0,64 A mol.

Susunan campuran dapat ditentukan dengan cara berikut.
$ \begin{align} \text{Zat A } & = \frac{\text{jumlah mol A yang tinggal}}{\text{jumlah mol keseluruhan}} \times 100\% \\ & = \frac{0,36A \, mol }{(0,36A+0,64A+0,64A) \, mol} \times 100\% \\ & = \frac{0,36A \, mol }{1,64A \, mol} \times 100\% \\ & = 21,95\% \end{align} $
Zat B dan zat C mempunyai komposisi sama, yaitu 39,03%. Jadi, susunan campuran setelah 40 menit adalah zat A 21,95%; zat B 39,03%; dan zat C 39,03%.

b). Campuran mengandung ketiga zat dalam jumlah mol yang sama, berarti
mol A = mol B = mol C atau
$ \begin{align} (A - x) & = x \\ A & = 2x \\ x & = \frac{1}{2}A \end{align} $
Sehingga :
$ \begin{align} \ln \frac{A}{A - x} & = \left( \frac{1}{20} \ln \frac{5 }{ 3} \right) \times t \\ \ln \frac{A}{A - \frac{1}{2}A } & = \left( \frac{1}{20} \ln \frac{5 }{ 3} \right) \times t \\ \ln \frac{A}{ \frac{1}{2}A } & = \left( \frac{1}{20} \ln \frac{5 }{ 3} \right) \times t \\ \ln 2 & = \left( \frac{1}{20} \ln \frac{5 }{ 3} \right) \times t \\ \frac{t}{20} & = \frac{\ln 2}{\ln \frac{5 }{ 3} } \\ \frac{t}{20} & = \frac{\ln 2}{\ln 5 - \ln 3 } \\ \frac{t}{20} & = \frac{0,693}{1,609 - 1,098 } \\ \frac{t}{20} & = \frac{0,693}{0,511} \\ t & = \frac{0,693}{0,511} \times 20 \\ t & = 27,1 \, \text{ menit} \end{align} $
atau $ t = \, $ 27 menit 6 detik.
Jadi, campuran mengandung ketiga zat dengan jumlah mol yang sama dalam waktu 27,1 menit.

       Demikian pembahasan materi Penurunan Rumus Orde Reaksi dan contohnya.

Contoh Soal Laju Reaksi & Pembahasannya

Laju reaksi itu dapat dinyatakan sebagai satu per koefisien dari laju masing-masing komponen atau zat-zat yang terlibat dalam reaksi kimia. Koefisien tersebut diperoleh setelah persamaan reaksi setara. Laju reaksi tiap-tiap komponen tersebut merupakan perubahan konsentrasinya setiap satuan waktu. Bila tinjauan laju reaksi dari pereaksi maka disebut laju pengurangan konsentrasi (diberi tanda minus), bila ditinjau dari hasil reaksi maka disebut laju pertambahan/peningkatan konsentrasi (diberi tanda plus).

Misal untuk laju reaksi dalam konsentrasi reaktan dan produk untuk reaksi:
2N₂O₅(g) → 4NO₂(g) + O₂(g) adalah

$r = -\dfrac{1}{2} \dfrac{\Delta[N_2O_5]}{\Delta t} =+\dfrac{1}{4} \dfrac{\Delta[NO_2]}{\Delta t} = +\dfrac{\Delta[O_2]}{\Delta t}$

$r$ = laju reaksi secara keseluruhan,
$- \dfrac{\Delta[N_2O_5]}{\Delta t}$ = laju pengurangan konsentrasi N₂O₅(g) persatuan waktu
$+ \dfrac{\Delta[NO_2]}{\Delta t}$ = laju pertambahan konsentrasi NO₂(g)  persatuan waktu
$ +\dfrac{\Delta[O_2]}{\Delta t}$ = laju pertambahan konsentrasi O₂(g)  persatuan waktu

Tinjauan perpasang zat dalam reaksi dapat dituliskan:
Perbandingan laju pengurangan N₂O₅(g)  terhadap laju pertambahan NO₂(g)
$-\dfrac{1}{2} \dfrac{\Delta[N_2O_5]}{\Delta t} =+\dfrac{1}{4} \dfrac{\Delta[NO_2]}{\Delta t} $

→ $-2 \dfrac{\Delta[N_2O_5]}{\Delta t} =+ \dfrac{\Delta[NO_2]}{\Delta t} $

Perbandingan laju pengurangan N₂O₅(g)  terhadap laju pertambahan O₂(g)
$ -\dfrac{1}{2} \dfrac{\Delta[N_2O_5]}{\Delta t} = +\dfrac{\Delta[O_2]}{\Delta t}$

→$ -\dfrac{\Delta[N_2O_5]}{\Delta t} = +2\dfrac{\Delta[O_2]}{\Delta t}$

Perbandingan laju pertambahan NO₂(g)  terhadap laju pertambahan O₂(g)
$+\dfrac{1}{4} \dfrac{\Delta[NO_2]}{\Delta t} = +\dfrac{\Delta[O_2]}{\Delta t}$

$+ \dfrac{\Delta[NO_2]}{\Delta t} = +4\dfrac{\Delta[O_2]}{\Delta t}$

---

Soal #1:
Reaksi penguraian gas N₂O₅ dalam larutan karbon tetraklorida (CCl₄ ) telah dipelajari pada temperatur 320 K dengan mengamati konsentrasi gas N₂O₅ dalam larutan. Konsentrasi awal N₂O₅ adalah 2,50 M dan setelah 160 menit berkurang menjadi 2,10 M. Reaksi berlangsung seperti reaksi berikut. 2N₂O₅(g) → 4NO₂(g) + O₂(g).
a. Hitunglah laju reaksi rata-rata reaksi tersebut dalam satuan waktu jam, menit dan detik.
b. Berapakah laju pembentukan gas NO₂ dan O₂ selama waktu tersebut?

Penyelesaian Soal #1:
$r = -\dfrac{1}{2} \dfrac{\Delta[N_2O_5]}{\Delta t} =+\dfrac{1}{4} \dfrac{\Delta[NO_2]}{\Delta t} = +\dfrac{\Delta[O_2]}{\Delta t}$

$r = \dfrac{1}{2} \dfrac{\Delta[N_2O_5]}{\Delta t}$

$r=\dfrac{1}{2} [\dfrac{2,50-2,10}{160}] $

$r=\dfrac{1}{2} [\dfrac{0,40}{160}] $

$r=\dfrac{1}{2} \times 0,0025~M~L^{-1}~menit^{-1} $

$r=0,00125~M~L^{-1}~menit^{-1}$

$r=1,25\times 10^{-3}~M~L^{-1}~menit^{-1}$

Konversi ke dalam satuan per jam:
$r=1,25\times 10^{-3}~M~L^{-1}~menit^{-1} \times \dfrac{60~menit}{jam}$
$r=7,5\times 10^{-2}~M~L^{-1}~jam^{-1}$

Konversi ke dalam satuan per detik:
$r=1,25\times 10^{-3}~M~L^{-1}~menit^{-1} \times \dfrac{1~menit}{60~detik}$
$r=2,083\times 10^{-5}~M~L^{-1}~detik^{-1}$

Laju pembentukan gas NO₂ 
Perbandingan laju pengurangan N₂O₅(g)  terhadap laju pertambahan NO₂(g)
$+\dfrac{1}{4} \dfrac{\Delta[NO_2]}{\Delta t} = -\dfrac{1}{2} \dfrac{\Delta[N_2O_5]}{\Delta t}$

Ingat tanda plus dan minus itu hanya sebagai penanda jadi dalam proses hitung perbandingan itu boleh ditiadakan.

→ $\dfrac{\Delta[NO_2]}{\Delta t} = 2 \dfrac{\Delta[N_2O_5]}{\Delta t}$

→ $\dfrac{\Delta[NO_2]}{\Delta t}=2 [\dfrac{2,50-2,10}{160}] $

→ $\dfrac{\Delta[NO_2]}{\Delta t}= 2 [\dfrac{0,40}{160}] $

→ $\dfrac{\Delta[NO_2]}{\Delta t}= 2 \times 0,0025 ~M~L^{-1}~menit^{-1} $

→ $\dfrac{\Delta[NO_2]}{\Delta t}= 0,005 ~M~L^{-1}~menit^{-1}$

→ $\dfrac{\Delta[NO_2]}{\Delta t}= 5 \times 10^{-3}~M~L^{-1}~menit^{-1} $

Laju pembentukan gas O₂ 
Perbandingan laju pengurangan N₂O₅(g)  terhadap laju pertambahan O₂(g)
$ +\dfrac{\Delta[O_2]}{\Delta t}= -\dfrac{1}{2} \dfrac{\Delta[N_2O_5]}{\Delta t} $

Ingat tanda plus dan minus itu hanya sebagai penanda jadi dalam proses hitung perbandingan itu boleh ditiadakan.

$ \dfrac{\Delta[O_2]}{\Delta t}= \dfrac{1}{2} \dfrac{\Delta[N_2O_5]}{\Delta t} $

$ \dfrac{\Delta[O_2]}{\Delta t}= \dfrac{1}{2} \times 0,0025 \times 10^{-3}~M~L^{-1}~menit^{-1} $

$ \dfrac{\Delta[O_2]}{\Delta t}= 0,00125~M~L^{-1}~menit^{-1} $

$ \dfrac{\Delta[O_2]}{\Delta t}= 1,25\times 10^{-3}~M~L^{-1}~menit^{-1} $

---

Soal #2
Konsentrasi suatu reaktan berubah dari 0,05 M ke 0,03 M selama 20 menit. Hitunglah laju reaksi rata-rata-rata dengan menggunakan satuan waktu menit dan detik.

Penyelesaian Soal #2:
$r=\dfrac{-\Delta[R]}{\Delta t} $

$r=\dfrac{-[0,03-0,05]}{20}$

$r=\dfrac{0,02}{20}$
$r=0,001~M~menit^{-1}$
$r=1 \times 10^{-3}~M~menit^{-1}$

Konversi ke satuan detik:
$r=1 \times 10^{-3}~M~menit^{-1} \times \dfrac{1~menit}{60~detik}$
$r=1,67 \times 10^{-5}~M~detik^{-1} $

---

Soal #3
Dalam reaksi 5Br^–(aq) + BrO₃^– + 6H⁺(aq) → 3Br₂(aq) + 2H₂O(l)
Tentukan ungkapan laju hilangnya ion Br^– terhadap laju pembentukan Br₂

Penyelesaian Soal #3:
r = 1/5 laju hilangnya Br^– = 1/3 × laju pembentukan Br₂
laju hilangnya Br^– = 5/3 × laju pembentukan Br₂
laju hilangnya Br^– = 5/3 × $\dfrac{\Delta[Br_2]}{\Delta t}$

---

Soal #4
Manakah ungkapan laju reaksi yang benar dari persamaan reaksi:
N₂ + 3H₂ → 2NH₃

a. $\dfrac{\Delta [N_2]}{\Delta t} = 3\dfrac{\Delta H_2}{\Delta t}$

b. $-\dfrac{\Delta [N_2]}{\Delta t} = +\dfrac{1}{3}\dfrac{\Delta H_2}{\Delta t}$

c. $-\dfrac{2}{3}\dfrac{\Delta [H_2]}{\Delta t} = +\dfrac{\Delta NH_3}{\Delta t}$

d. $-3\dfrac{\Delta [H_2]}{\Delta t} = 2\dfrac{\Delta NH_3}{\Delta t}$

e. tidak satupun yang benar dari 4 opsi yang diberikan

Penyelesaian Soal #4:

$r = -\dfrac{\Delta [N_2]}{\Delta t} = -\dfrac{1}{3}\dfrac{\Delta H_2}{\Delta t}=+\dfrac{1}{2}\dfrac{\Delta NH_3}{\Delta t}$

$-\dfrac{\Delta [N_2]}{\Delta t} = -\dfrac{1}{3}\dfrac{\Delta H_2}{\Delta t}$
atau $-3\dfrac{\Delta [N_2]}{\Delta t} = -\dfrac{\Delta H_2}{\Delta t}$


$ -\dfrac{\Delta [N_2]}{\Delta t} = +\dfrac{1}{2}\dfrac{\Delta NH_3}{\Delta t}$
atau $ -2\dfrac{\Delta [N_2]}{\Delta t} = +\dfrac{\Delta NH_3}{\Delta t}$


$ -\dfrac{1}{3}\dfrac{\Delta H_2}{\Delta t}=+\dfrac{1}{2}\dfrac{\Delta NH_3}{\Delta t}$

atau $ -\dfrac{2}{3}\dfrac{\Delta H_2}{\Delta t}=+\dfrac{\Delta NH_3}{\Delta t}$

atau $ -\dfrac{\Delta H_2}{\Delta t}=+\dfrac{3}{2}\dfrac{\Delta NH_3}{\Delta t}$

Jawaban yang tepat adalah C.