Di dalam ilmu kimia, energi aktivasi merupakan sebuah istilah yang diperkenalkan oleh Svante Arrhenius,[1] yang didefinisikan sebagai energi yang harus dilampaui agar reaksi kimia dapat terjadi. Energi aktivasi bisa juga diartikan sebagai energi minimum yang dibutuhkan agar reaksi kimia tertentu dapat terjadi.[2] Energi aktivasi sebuah reaksi biasanya dilambangkan sebagai Ea, dengan satuan joule (J) atau kilojoule per mol (kJ/mol) atau kilokalori per mol (kkal/mol).[3]
Energi aktivasi dapat dianggap sebagai besarnya penghalang potensial (kadang-kadang disebut penghalang energi) yang memisahkan minima dari energi potensial permukaan yang berkaitan dengan keadaan termodinamika awal dan akhir. Agar reaksi kimia[4] dapat berlangsung pada laju yang masuk akal, suhu sistem harus cukup tinggi sehingga terdapat sejumlah molekul dengan energi translasi yang sama dengan atau lebih besar dari energi aktivasi.
Terkadang suatu reaksi kimia membutuhkan energi aktivasi yang teramat sangat besar, maka dari itu dibutuhkan suatu katalis agar reaksi dapat berlangsung dengan pasokan energi yang lebih rendah.
Artikel utama: Persamaan Arrhenius
Persamaan Arrhenius menyediakan dasar kuantitatif bagi hubungan antara energi aktivasi dan laju ketika suatu reaksi berlangsung. Dari persamaan ini, energi aktivasi dapat dinyatakan melalui hubungan
k = A e − E a / ( R T ) {\displaystyle k=Ae^{{-E_{\textrm {a}}}/{(RT)}}}yang dalam persamaan ini, A adalah faktor pra-eksponensial bagi reaksi, R adalah konstanta gas semesta, T adalah suhu mutlak (biasanya dalam kelvin), dan k adalah koefisien laju reaksi. Meski nilai A tidak diketahui, Ea dapat ditentukan dari variasi dalam koefisien laju reaksi sebagai fungsi suhu (di dalam keabsahan persamaan Arrhenius).
Artikel utama: Katalisis
Hubungan antara energi aktivasi ( E a {\displaystyle E_{\textrm {a}}} ) dan entalpi pembentukan (ΔH) dengan dan tanpa katalis, diplot bersama koordinat reaksi. Posisi energi tertinggi (posisi puncak) mewakili keadaan transisi. Dengan katalis, energi yang dibutuhkan untuk memasuki keadaan transisi berkurang, sehingga mengurangi energi yang diperlukan untuk memulai reaksi.
Zat yang mengubah keadaan transisi untuk menurunkan energi aktivasi disebut katalis; sebuah katalis yang hanya terdiri dari protein dan (jika ada) kofaktor molekul kecil disebut enzim. Katalis meningkatkan laju reaksi tanpa dikonsumsi dalam reaksi.[5] Selain itu, katalis menurunkan energi aktivasi, tetapi tidak mengubah energi reaktan atau produk awalnya, sehingga tidak mengubah kesetimbangan.[6] Sebaliknya, energi reaktan dan energi produk tetap sama dan hanya energi aktivasi yang diubah (diturunkan).
- Kinetika kimia
- Suhu swasulut
- Suhu kinetik rata-rata
- Penerowongan kuantum
- Teori kinetika gas
- ^ "Activation Energy and the Arrhenius Equation – Introductory Chemistry- 1st Canadian Edition". opentextbc.ca (dalam bahasa Inggris). Diarsipkan dari versi asli tanggal 2017-07-08. Diakses tanggal 2018-04-05.
- ^ "Activation Energy". www.chem.fsu.edu. Diarsipkan dari versi asli tanggal 2016-12-07. Diakses tanggal 2017-01-13.
- ^ Pratt, Thomas H. "Electrostatic Ignitions of Fires and Explosions" Wiley-AIChE (15 Juli 1997) Center for Chemical Process Safety[halaman dibutuhkan]
- ^ Terracciano, Anthony C; De Oliveira, Samuel; Vazquez-Molina, Demetrius; Uribe-Romo, Fernando J; Vasu, Subith S; Orlovskaya, Nina (2017). "Effect of catalytically active Ce 0.8 Gd 0.2 O 1.9 coating on the heterogeneous combustion of methane within MgO stabilized ZrO 2 porous ceramics". Combustion and Flame. 180: 32. doi:10.1016/j.combustflame.2017.02.019.
- ^ "General Chemistry Online: FAQ: Chemical change: What are some examples of reactions that involve catalysts?". antoine.frostburg.edu. Diakses tanggal 2017-01-13.
- ^ Bui, Matthew. "The Arrhenius Law: Activation Energies". Chemistry LibreTexts. UC Davis. Diakses tanggal 17 Februari 2017.
Wikimedia Commons memiliki media mengenai Activation energy.
Diperoleh dari "//id.wikipedia.org/w/index.php?title=Energi_aktivasi&oldid=19976973"
Membaca diagram pada bahasan kimia bagi siswa kadang bukan hal yang mudah. Kemampuan membaca diagram [data dalam bentuk diagram/kurva] yang tersaji pada pokok bahasan tertentu dalam pelajaran kimia menjadi suatu keharusan agar siswa dapat mempelajari gejala pada suatu proses hingga dapat menarik kesimpulan. Pada tulisan ini akan sedikit diulas tentang bagaimana membaca diagram-diagram yang biasa digunakan untuk pokok bahasan termokimia dan laju reaksi dan juga penerapan pada soal-soal.
Energi aktivasi secara singkat dapat diartikan sebagai energi yang diperlukan untuk memulainya reaksi kimia, pada diagram, energi aktivasi adalah energi yang diperlukan untuk mencapai "puncak bukit". Energi potensial pereaksi adalah energi yang terdapat dalam pereaksi saat reaksi dimulai. ΔH adalah energi yang dilepaskan atau diperlukan ketika reaksi terjadi. ΔH [entalpi] = H produk - H pereaksi. Bila ΔH = + [endotermis] Bila ΔH = - [eksotermis] Kompleks teraktivasi adalah puncak kurva yaitu energi maksimal pada reaksi Energi aktivasi reaksi balik adalah energi yang diperlukan untuk reaksi arah sebaliknya.
Energi potensial produk adalah energi yang dikandung produk ketika reaksi selesai.
Profil Diagram Energi Reaksi Eksoterm Dua Tahap
Profil Diagram Energi Reaksi Endoterm Dua Tahap
Soal #1.
Soal #2. Berikut ini adalah profil energi reaksi yang berlangsung dengan katalis dan tanpa katalis. Manakah pernyataan yang sesuai dengan diagram profil energi?
D. E4 adalah energi aktivasi untuk reaksi katalisis balik
$pereaksi \underset{k_{-1}}{\stackrel{k_1}{\rightleftharpoons}} produk$
Perubahan yang menyebabkan konstanta laju reaksi k1 dan k-1 menjadi meningkat: 1. Penambahan katalis 2. Pemanasan pada sistem kesetimbangan 3. Menambah konsentrasi pereaksi. Alternatif jawaban yang benar adalah? A. 1 saja B. 2 saja C. 3 saja D. 1 dan 2 E. 2 dan 3
C. Penambahan sedikit 0,1 M H2O2
Soal diadaptasi dari berbagai sumber. CMIIW.
Perubahan entalpi yang terjadi dalam suatu reaksi dapat digambarkan dalam sebuah diagram perubahan entalpi reaksi [diagram tingkat energi]. Hukum Hess menerangkan bagaimana hubungan perubahan entalpi [ΔH] pada reaksi yang dapat terjadi dalam dua tahap atau lebih. Di mana, fungsi keadaan yang hanya bergantung pada keadaan awal dan akhir dari pereaksi [reaktan] dan hasil reaksi [produk]. Sedangkan jalannya perubahan zat pereaksi menjadi hasil reaksi tidak akan mempengaruhi besar perubahan entalpi.
Misalnya pada suatu reaksi yang mengubah pereaksi A menjadi produk C dengan perubahan entalpi ΔH1. Di mana reaksi A → C dapat berlangsung dalam 2 tahap yaitu A → B dan B → C. Perubahan entalpi untuk reaksi A→B adalah ΔH2 dan perubahan entalpi untuk reaksi B→C adalah ΔH3. Menurut percobaan yang dilakukan Germain Hess diperoleh hubungan ΔH1 = ΔH2 + ΔH3.
Bagaimana bunyi Hukum Hess? Bagaimana penerapan Hukum Hess untuk menyelesaikan sutau permasalahan? Sobat idschool dapat mencari tahu jawabannya melalui ulasan di bawah.
Baca Juga: Hukum Gay Lussac [Hukum Perbandingan Volume]
Bunyi Hukum Hess
Germain Henry Hess adalah seorang ahli kimia Jerman. Melalui sebuah percobaan, Hess menyimpulkan sebuah pernyataan yang disebut Hukum Hess. sPercobaan yang dilakukan Hess melalui manipulasi persamaan termokimia untuk menghitung perubahan entalpi [ΔH].
Hukum Hess:
Perubahan entalpi standar suatu reaksi kimia hanya ditentukan oleh keadaan awal dan akhir reaksi, tidak tergantung dari jalan untuk mencapai keadaan akhir.
Dengan Hukum Hess, perubahan entalpi suatu reaksi mungkin untuk dihitung dari perubahan entalpi reaksi lain yang nilainya sudah diketahui. Dalam penerapannya, ada beberapa prinsip yang peru diperhatikan untuk menentukan nilai perubahan entalpi. Beberapa prinsip perhitungan persamaan termokimia menurut Hukum Hess meliputi poin-poin berikut.
- Jika suatu persamaan reaksi harus dibalik maka tanda ΔH juga dibalik.Contoh:
Reaksi:
Reaksi yang dibalik:
H2 [g] + O2 [g] → H2O [l] ΔH = –187,8 kJH2O [l] → H2 [g] + O2 [g] ΔH = +187,8 kJ
- Jika pada penjumlahan reaksi terdapat zat yang muncul pada kedua persamaan dengan fase zat yang sama maka zat tersebut dapat dihilangkan.
Contoh:
- Jika ada perkalian koefisien pada suatu reaksi maka nilai perubahan AH juga dikalikan dengan bilangan yang sama.Contoh:
Rekasi:
Reaksi dengan perkalian koefisien:
KCl [s] + H2O [l] → HCl [g] + KOH [s] ΔH = +203,6 kJ2KCl [s] + 2H2O [l] → 2HCl [g] + 2KOH [s] ΔH = +407,2 kJ
Baca Juga: Persamaan Laju Reaksi dan Cara Menentukan Nilai Orde Reaksi
Contoh Penggunaan Hukum Hess
Diketahui perubahan entalpi untuk dua persamaan termokimia berikut.[1] C [s] + O2 [g] → CO2 [g] ΔH = –393,5 kJ
[2] CO [g] + 1/2O2 [g] → CO2 [g] ΔH = –283,0 kJ
Tentukan perubahan entalpi untuk reaksi C [s] + 1/2Os [g] → CO [g]!
Penyelesaian:
Langkah 1: susun persamaan reaksi sehingga akan menghasilkan persamaan zat-zat pereaksi di sebelah kiri dan zat-zat produk di sebelah kanan.
Pada reaksi yang akan ditentukan gas CO berada di ruas kanan sedangkan pada reaksi [2] persamaan reaksi diketahui untuk gas CO berada di ruas kiri. Sehingga, susunan reaksi 2 perlu dibalik begitu juga tanda ΔH juga perlu dibalik.
[1] C [s] + O2 [g] → CO2 [g] ΔH = –393,5 kJ
[3] CO2 [g] → CO [g] + 1/2O2 [g] ΔH = +283,0 kJ
Langkah 2: menggabungkan reaksi dan menjumlahkan perubahan entalpi.
Penjumlahan persamaan reaksi [1] dan [3] kemudian dapat diperoleh reaksi C [s] + 1/2Os [g] → CO [g] dengan ΔH = –110,5 kJ.
Baca Juga: Rumus Kadar Zat/Unsur dalam Suatu Senyawa/Larutan
Diagram Perubahan Entalpi Reaksi
Diagram perubahan entalpi reaksi atau yang sering juga disebut dengan diagram tingkat energi menunjukkan perubahan entalpi pada suatu reaksi kimia. Pada diagram perubahan entalpi reaksi umumnya terdapat keterangan pereaksi, produk, dan bersar perubahan entalpi. Antara pereaksi dan produk dihubungkan oleh sebuah anak panah dan disertai keterangan nilai perubahan entalpi.
Letak pereaksi pada diagram tingkat energi berada di pangkah anak panah. Sedangkan hasil reaksi [produk] berada di ujung arah anak panah. Arah anak panah pada reaksi eksoterm menuju ke bawah [ΔH < 0], sedangkan pada arah anak panah pada reaksi endoterm menuju ke atas [ΔH < 0].
Dalam diagram tingkat energi dapat memuat persamaan reaksi untuk dua tahap atau lebih. Misalnya pada pembakaran metana [CH4] untuk menghasilkan gas H2O dan kemudian pengembunan gas H2O untuk keadaan cair.
Perubahan entalpi untuk reaksi CH4 [g] + 2O2 [g] → CO2 [g] + 2H2O [l] adalah ΔH1 = –980 kJ. Tahapan reaksi dapat terjadi dengan CH4 [g] + 2O2 [g] → CO2 [g] + 2H2O [g] dengan ΔH2 = –802 kJ, kemudian reaksi CO2 [g] + 2H2O [g] – CO2 [g] + 2H2O [l] dengan ΔH3 = –88 kJ.
Perhatikan nilai perubahan entalpi pada diagram tingkat energi yang diberikan di atas. Bahwa nilai ΔH1 = ΔH2 + ΔH3 di mana kondisi ini sesuai dengan pernyataan dalam Hukum Hess.
Baca Juga: Senyawa Hidrokarbon [Alkana, Alkena, dan Alkuna]
Contoh Soal dan Pembahasan
Beberapa contoh soal di bawah dapat sobat idshcool gunakan untuk menambah pemahaman bahasan di atas. Setiap contoh soal yang diberikan dilengkapi dengan pembahasannya. Sobat idschool dapat menggunakan pembahasan tersebut sebagai tolak ukur keberhasilan mengerjakan soal. Selamat Berlatih!
Contoh 1 – Soal Diagram Perubahan Entalpi Reaksi Hukum Hess
Perhatikan diagram entalpi reaksi berikut!
Besarnya perubahan entalpi [ΔH1] adalah ….A. +789,6 kJB. +347,6 kJC. +173,8 kJD. –394,8 kJ
E. –789,6 kJ