Bab ini membedah dua aspek utama reaksi anorganik: Termodinamika (mengapa reaksi terjadi, spontanitas) dan Kinetika (seberapa cepat reaksi terjadi, mekanisme).

1. Termodinamika Anorganik: Spontanitas Reaksi

Termodinamika menentukan apakah suatu proses kimia mungkin terjadi pada kondisi tertentu.

1.1 Energi Bebas Gibbs ($\Delta G$)

Kriteria utama untuk spontanitas reaksi pada suhu dan tekanan konstan adalah perubahan Energi Bebas Gibbs ($\Delta G$):

$$\Delta G = \Delta H – T\Delta S$$

• $\Delta G < 0$ (negatif): Reaksi spontan (dapat terjadi).
• $\Delta G > 0$ (positif): Reaksi non-spontan (memerlukan energi dari luar).
• $\Delta G = 0$: Reaksi berada dalam kesetimbangan.

Kondisi ΔH dan ΔS	Spontanitas (ΔG)	Keterangan
$\Delta H < 0$ dan $\Delta S > 0$	Selalu Spontan ($\Delta G < 0$)	Didorong oleh entalpi (eksoterm) dan entropi (peningkatan ketidakrapian).
$\Delta H > 0$ dan $\Delta S < 0$	Tidak Spontan ($\Delta G > 0$)	Tidak disukai secara termodinamika.
$\Delta H < 0$ dan $\Delta S < 0$	Spontan pada Suhu Rendah	Entalpi menang pada $T$ kecil.
$\Delta H > 0$ dan $\Delta S > 0$	Spontan pada Suhu Tinggi	Entropi menang pada $T$ besar.

1.2 Termodinamika Redoks: Potensial Sel

Dalam reaksi anorganik yang melibatkan transfer elektron (Redoks), spontanitas diukur menggunakan Potensial Reduksi Standar ($E^\circ$).

• Hubungan dengan $\Delta G$:$$\Delta G^\circ = -nFE^\circ$$Di mana $n$ adalah jumlah mol elektron yang ditransfer dan $F$ adalah konstanta Faraday ($96.485 \text{ C/mol}$).
• Implikasi: Karena $\Delta G^\circ$ dan $E^\circ$ berlawanan tanda, reaksi redoks akan spontan jika $E_{sel}^\circ$ bernilai positif. Potensial ini sangat penting untuk memprediksi stabilitas ion logam pada berbagai bilangan oksidasi.

1.3 Termodinamika Padatan Ionik: Energi Kisi

Konsep termodinamika diterapkan pada kestabilan senyawa ionik melalui Energi Kisi ($U$).

• Siklus Born-Haber: Untuk menghitung energi kisi ($U$) dari padatan ionik (misalnya $\text{NaCl}$), digunakan siklus termodinamika yang mengaitkan $U$ dengan data yang dapat diukur:$$\Delta H_{f}^\circ (\text{MX}) = \Delta H_{sub} (\text{M}) + \text{IE} (\text{M}) + \frac{1}{2} \Delta H_{diss} (\text{X}_2) + \text{EA} (\text{X}) + U$$(di mana $\Delta H_{f}^\circ$ adalah entalpi pembentukan, $\Delta H_{sub}$ sublimasi, $\text{IE}$ energi ionisasi, $\Delta H_{diss}$ disosiasi, dan $\text{EA}$ afinitas elektron).
• Persamaan Kapustinskii: Persamaan ini memungkinkan estimasi Energi Kisi dengan cepat berdasarkan muatan ion ($z_+$ dan $z_-$) dan jari-jari ion ($r_+$ dan $r_-$), menunjukkan bahwa muatan tinggi dan jari-jari kecil meningkatkan $U$ dan stabilitas.

---

2. Kinetika Anorganik: Laju dan Mekanisme Reaksi

Kinetika mengabaikan spontanitas dan hanya berfokus pada kecepatan suatu reaksi. Reaksi yang sangat spontan ($\Delta G$ sangat negatif) mungkin sangat lambat (kinetikanya buruk).

2.1 Laju dan Hukum Laju

Laju reaksi anorganik sering bergantung pada konsentrasi reaktan dan suhu, dijelaskan melalui hukum laju:

$$\text{Laju} = k [\text{A}]^x [\text{B}]^y$$

• Konstanta Laju ($k$): Bergantung pada energi aktivasi ($E_a$) dan suhu ($T$)—dijelaskan oleh Persamaan Arrhenius.
• Energi Aktivasi ($E_a$): Energi minimum yang diperlukan agar reaksi dapat berlangsung. Semakin tinggi $E_a$, semakin lambat laju reaksi.

2.2 Kinetika Senyawa Koordinasi (Substitusi Ligan)

Kinetika sangat krusial dalam memahami reaktivitas kompleks logam transisi.

• Stabilitas (Termodinamika) vs. Labilitas (Kinetika):
  • Stabil: Kompleks yang memiliki $K_{f}$ (konstanta pembentukan) besar dan $\Delta G$ negatif.
  • Labil: Kompleks yang mengalami substitusi ligan dengan cepat (laju reaksi cepat).
  • Inert (Tidak Labil): Kompleks yang mengalami substitusi ligan dengan sangat lambat.
  Contoh: $[\text{Ni}(\text{CN})_4]^{2-}$ secara termodinamika sangat stabil, tetapi kinetikanya labile (cepat bereaksi). $[\text{Co}(\text{NH}_3)_6]^{3+}$ stabil dan inert.
• Mekanisme Substitusi Ligan (Khusus Oktahedral):
  • Mekanisme Disosiatif (D): Langkah penentu laju adalah putusnya ikatan ligan yang meninggalkan atom pusat, menghasilkan zat antara dengan bilangan koordinasi yang lebih rendah.$$\text{Laju} = k [\text{Kompleks}]$$
  • Mekanisme Asosiatif (A): Langkah penentu laju adalah pembentukan ikatan dengan ligan yang masuk, menghasilkan zat antara dengan bilangan koordinasi yang lebih tinggi.$$\text{Laju} = k [\text{Kompleks}][\text{Ligan Masuk}]$$
  • Mekanisme Pertukaran (I): Pertukaran ligan terjadi serempak dalam keadaan transisi. Dibagi menjadi $I_d$ (lebih disosiatif) dan $I_a$ (lebih asosiatif).

2.3 Katalisis Anorganik

Logam transisi adalah katalis yang paling efektif karena kemampuannya berganti bilangan oksidasi dan membentuk kompleks sementara.

• Katalisis Homogen: Katalis dan reaktan dalam fase yang sama (cair).
  • Contoh: Katalis Wilkinson $\text{Rh}(\text{PPh}_3)_3\text{Cl}$ untuk hidrogenasi alkena. Mekanisme melibatkan langkah-langkah koordinasi, adisisi oksidatif (peningkatan bilangan oksidasi logam), dan eliminasi reduktif (penurunan bilangan oksidasi logam).
• Katalisis Heterogen: Katalis dan reaktan dalam fase berbeda (padat/gas).
  • Contoh: Katalis $\text{Fe}$ dalam proses Haber-Bosch. Reaksi terjadi pada permukaan katalis padat, melibatkan adsorpsi dan desorpsi.

---

Kesimpulan Hubungan Kinetika dan Termodinamika

Kedua cabang ini saling melengkapi:

Aspek	Termodinamika	Kinetika
Fokus Pertanyaan	Apakah mungkin? (Spontanitas)	Seberapa cepat? (Laju)
Kuantitas Kunci	$\Delta G, E^\circ$	$E_a$, $k$ (konstanta laju)
Prediksi	Kesetimbangan produk/reaktan	Mekanisme dan hambatan energi

Suatu reaksi harus spontan (secara termodinamika) dan memiliki energi aktivasi rendah (secara kinetika) untuk menjadi reaksi yang layak secara praktis.