Molekularitas

Molekularitas dalam kimia merupakan jumlah molekul yang bereaksi bersama dalam suatu reaksi elementer (satu tahap)^[1] dan sama dengan jumlah koefisien stoikiometri reaktan dalam reaksi elementer ini.^[2] Bergantung pada seberapa banyak molekul yang bereaksi bersama, reaksi dapat terjadi secara unimolekuler, bimolekuler atau trimolekuler.

Orde kinetika dari setiap reaksi elementer atau reaksi bertahap sama dengan molekularitasnya, dan persamaan laju reaksi elementer oleh karenanya dapat ditentukan dari molekularitas.^[1]

Orde kinetika dari reaksi kompleks (banyak tahap), tetapi, tidak dapat disamakan dengan molekularitasnya karena molekularitas hanya menggambarkan reaksi atau tahapan elementer (dasar).

Reaksi unimolekuler

Dalam suatu reaksi unimolekuler, suatu molekul tunggal menata ulang atom-atomnya sehingga membentuk molekul yang berbeda.^[1] Reaksi ini diilustrasikan melalui persamaan

A ⟶ P {\displaystyle {\ce {A -> P}}} ${\mathrm {A} {}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {P} }$

dan dijelaskan oleh hukum laju orde pertama

d [ A ] d t = − k r [ A ] {\displaystyle {\frac {d\left[{\ce {A}}\right]}{dt}}=-k_{r}\left[{\ce {A}}\right]\,} ${\frac {d\left[{\ce {A}}\right]}{dt}}=-k_{r}\left[{\ce {A}}\right]\,$

di mana [A] adalah konsentrasi spesi A, t adalah waktu, dan k_r merupakan konstanta laju reaksi.

Seperti dapat disimpulkan dari persamaan hukum laju, jumlah molekul A yang meluruh sebanding dengan jumlah molekul A yang ada. Contoh reaksi unimolekuler, adalah isomerisasi siklopropana menjadi propena:

Izomerization_of_cyclopropane.jpg?utm_source=id.wikipedia.org&utm_campaign=parser&utm_content=thumbnail_unscaled

Reaksi unimolekuler dapat dijelaskan oleh mekanisme Lindemann-Hinshelwood

Reaksi bimolekuler

Dalam suatu reaksi bimolekuler, dua molekul bertumbukan dan saling bertukar energi, atom atau gugus atom.^[1]

Reaksi ini dapat dijelaskan melalui persamaan

A + B ⟶ P {\displaystyle {\ce {A + B -> P}}} ${\mathrm {A} {}+{}\mathrm {B} {}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {P} }$

yang merujuk pada reaksi orde kedua: d [ A ] d t = − k r [ A ] [ B ] {\displaystyle {\frac {d[{\ce {A}}]}{dt}}=-k_{r}{\ce {[A][B]}}} ${\frac {d[{\ce {A}}]}{dt}}=-k_{r}{\ce {[A][B]}}$ .

Di sini, laju reaksi ini sebanding dengan laju ketika reaktan berada bersama. Contoh dari reaksi bimolekuler adalah substitusi nukleofilik tipe-S_N2 pada metil bromida oleh ion hidroksida:^[3]

CH 3 Br + OH − ⟶ CH 3 OH + Br − {\displaystyle {\ce {CH3Br + OH^- -> CH3OH + Br^-}}} ${\mathrm {CH} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}\mathrm {Br} {}+{}\mathrm {OH} {\vphantom {A}}^{-}{}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {CH} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}\mathrm {OH} {}+{}\mathrm {Br} {\vphantom {A}}^{-}}$

Reaksi termolekuler

Suatu reaksi termolekuler^[4]^[5] (atau trimolekuler)^[6] dalam larutan atau campuran gas melibatkan tiga molekul reaktan yang bertumbukan secara simultan.^[4] Namun istilah termolekuler juga digunakan untuk merujuk pada tiga reaksi asosiasi spesi pada jenis tersebut

A + B → M C {\displaystyle {\ce {A + B ->[{\ce {M}}] C}}} ${\mathrm {A} {}+{}\mathrm {B} {}\mathrel {\xrightarrow {\mathrm {M} } } {}\mathrm {C} }$

Di mana M diatas panah menyatakan bahwa untuk menjaga energi dan momentum suatu reaksi kedua dengan spesi ketiga diperlukan. Setelah tumbukan bimolekuler awal antara A dan B suatu zat antara yang tereksitas secara energetika terbentuk, kemudian, ia bertumbukan dengan spesi M, dalam suatu reaksi bimolekuler kedua, memindahkan energi berlebih kepadanya.^[7]

Reaksi diatas dapat dijelaskan dalam dua runtutan reaksi:

A + B ⟶ AB ∗ {\displaystyle {\ce {A + B -> AB}}^{*}} ${\mathrm {A} {}+{}\mathrm {B} {}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {AB} }^{*}$

AB ∗ + M ⟶ C + M {\displaystyle {\ce {AB}}^{*}{\ce {+ M -> C + M}}} ${\mathrm {AB} }^{*}{{}+{}\mathrm {M} {}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {C} {}+{}\mathrm {M} }$

Reaksi ini sering memiliki daerah ketergantungan tekanan dan suhu transisi antara kinetika orde kedua dan ketiga.^[8]

Perbedaan molekularitas dan orde reaksi

Penting untuk membedakan molekularitas dari orde reaksi. Orde reaksi adalah kuantitas empiris yang ditentukan oleh eksperimen dari hukum laju reaksi. Orde reaksi merupakan jumlah eksponen dalam persamaan hukum laju.^[9] Molekulular, di sisi lain, disimpulkan dari mekanisme reaksi elementer, dan hanya digunakan dalam konteks reaksi elementer. Molekularitas merupakan jumlah molekul yang berperan dalam reaksi ini.

Perbedaan ini dapat diilustrasikan pada reaksi antara nitrat oksida dan hidrogen:

2 NO + 2 H 2 ⟶ N 2 + 2 H 2 O {\displaystyle {\ce {2NO + 2H2 -> N2 + 2H2O}}} ${2\,\mathrm {NO} {}+{}2\,\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {N} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}2\,\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} }$ .^[10]

Hukum laju yang teramati adalah v = k [ NO ] 2 [ H 2 ] {\displaystyle v=k{\ce {[NO]^2[H2]}}} $v=k{[\mathrm {NO} ]{\vphantom {A}}^{2}[\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}]}$ , sehingga reaksi memiliki orde ketiga. Karena orde tidak sama dengan jumlah koefisien stoikiometri reaktan, reaksi tersebut pasti melibatkan lebih dari satu tahapan. Mekanisme dua-tahap yang diajukan^[10] yaitu

2 NO + H 2 ⟶ N 2 + H 2 O 2 {\displaystyle {\ce {2 NO + H2 -> N2 + H2O2}}} ${2\,\mathrm {NO} {}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {N} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}}$

H 2 O 2 + H 2 ⟶ 2 H 2 O {\displaystyle {\ce {H2O2 + H2 -> 2H2O}}} ${\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}\mathrel {\longrightarrow } {}2\,\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} }$

Di sisi lain, molekularitas reaksi ini tidak terdefinisi, karena melibatkan mekanisme lebih dari satu tahapan. Namun, molekularitas reaksi elementer individu yang membentuk mekanisme ini dapat dipertimbangkan sebagai berikut:

Tahap pertama adalah termolekuler karena melibatkan tiga molekul reaktan, sedangkan tahap kedua adalah bimolekuler karena melibatkan dua molekul reaktan.

Lihat pula

Referensi

1 2 3 4 Atkins, P.; de Paula, J. Physical Chemistry. Oxford University Press, 2014
↑ Temkin, O. N. State-of-the-Art in the Theory of Kinetics of Complex Reactions. In Homogeneous Catalysis with Metal Complexes: Kinetic Aspects and Mechanisms, John Wiley and Sons, ltd, 2012
↑ Morrison R.T. and Boyd R.N. Organic Chemistry (4th ed., Allyn and Bacon 1983) p.215 ISBN 0-205-05838-8
1 2 J.I. Steinfeld, J.S. Francisco and W.L. Hase Chemical Kinetics and Dynamics (2nd ed., Prentice Hall 1999) p.5, ISBN 0-13-737123-3
↑ IUPAC Gold Book: Molecularity
↑ Salah satu buku teks yang memuat baik termolekuler dan trimolekuler sebagai nama alternatif adalah J.W. Moore dan R.G. Pearson, Kinetics and Mechanism (3rd ed., John Wiley 1981) p.17, ISBN 0-471-03558-0
↑ Teks yang membahas konstanta laju reaksi termolekuler
↑ Definisi IUPAC mengenai Ekspresi Troe, suatu ekspresi semiempiris untuk konstanta laju reaksi termolekuler
↑ Rogers, D. W. Chemical Kinetics. In Concise Physical Chemistry, John Wiley and Sons, Inc. 2010.
1 2 Keith J. Laidler, Chemical Kinetics (3rd ed., Harper & Row 1987), p.277 ISBN 0-06-043862-2

l b s Mekanisme reaksi dasar
Substitusi nukleofilik	Substitusi nukleofilik unimolekul (S_N1) Substitusi nukleofilik bimolekul (S_N2) Substitusi nukleofilik aromatik (S_NAr) Substitusi nukleofilik internal (S_Ni) Substitusi asil nukleofilik
Reaksi eliminasi	Eliminasi unimolekul (E1) Reaksi eliminasi-E1cB Eliminasi bimolekul (E2)
Reaksi adisi	Adisi elektrofilik Adisi nukleofilik Adisi radikal bebas Sikloadisi
Topik terkait	Reaksi elementer Molekularitas Stereokimia Katalisis Teori tumbukan Efek pelarut Dorongan panah
Kinetika kimia	Persamaan laju Tahap penentu laju