Energi Aktivasi

Pengertian Energi Aktivasi

Energi aktivasi adalah energi minimum yang harus ada pada sistem kimia untuk melangsungkan reaksi kimia. Energi aktivasi diperkenalkan oleh saintis dari Swedia bernama Svante Arrhenius pada tahun 1889. Energi aktivasi juga dapat didefinisikan sebagai energi minimum yang diperlukan untuk memulai reaksi kimia. Energi aktivasi suatu reaksi biasanya dilambangkan dengan E_a dalam satuan kilojoule per mol (kJ/mol).

Energi aktivasi dapat dianggap sebagai penghalang potensial (hambatan energi) yang memisahkan energi potensial reaktan dan produk dari reaksi. Untuk melangsungkan reaksi, setidaknya harus ada energi yang sama atau lebih dari energi aktivasi.

Energi Aktivasi Negatif

Dalam beberapa kasus, laju reaksi menurun seiring meningkatnya suhu. Hal ini menyebabkan adanya energi aktivasi negatif. Reaksi seperti ini disebut dengan reaksi tak berhalangan. Dalam kasus seperti ini, peningkatan suhu justru menyebabkan menurunnya kemungkinan tumbukan molekul satu sama lain.

Persamaan Arrhenius

Persamaan Arrhenius menyatakan hubungan antara energi aktivasi dan laju reaksi. Dari persamaan Arrhenius, energi aktivasi dapat dinyatakan sebagai:

k = Ae^-E_a/RT

dimana A adalah faktor frekuensi untuk reaksi, R adalah konstanta gas universal, T adalah suhu (dalam Kelvin), dan k adalah koefisien laju reaksi. Persamaan ini menunjukkan bahwa energi aktivasi tergantung pada suhu.

Katalisis

Katalis adalah suatu zat yang dapat menurunkan energi aktivasi. Di dalam biologi, ada zat katalis yang disebut enzim . Penting untuk dicatat bahwa katalis meningkatkan laju reaksi, namun pada akhir reaksi katalis tetap seperti keadaan awalnya (seakan-akan tidak ikut bereaksi). Walaupun katalis menurunkan energi aktivasi, hal itu tidak mengubah energi asli dari suatu reaktan maupun produk.