Kesetimbangan kimia 1 ppt x
Referensi : “Prinsip-prinsip Kimia Modern”
Penulis : Oxtoby, Gillis, Nachtrieb
Prinsip dan Penerapan Dasar untuk Reaksi
Fasa Gas
KESETIMBANGAN KIMIA
Tetapan kesetimbangan
Ketergantungan kesetimbangan pada
kondisi
Peranan dalam mengubah hasil reaksi
1. SIFAT-SIFAT KESETIMBANGAN
KIMIA
PENDEKATAN KESETIMBANGAN
Ilustrasi ion kobalt (II) dalam pelarut air
yang juga mengandung ion klorida. Ion
kobalt (II) dapat membentuk ion kompleks
yang berbeda-beda, tergantung pada jumlah
ion klorida yang ada
CoCl2.6H2O dilarutkan dalam air murni
sehingga konsentrasinya 0.08 M akan
dihasilkan larutan merah muda pucat yang
berasal dari ion kompleks heksaaquakobalt
(II) [Co(H2O)6]2+
Jika CoCl2.6H2O dilarutkan ke dalam 10
M HCl sehingga konsentrasinya menjadi
0.08 M larutan akan berwarna biru
gelap akibat adanya ion kompleks
tetraklorokobalt (II) [CoCl4)2-
Kompleks heksaaqua dapat diubah
menjadi kompleks tetrakloro atau
sebaliknya
[Co(H2O)6]2+ + 4 Cl[CoCl4)2- +
6HO
Jika ditambahkan konsentrat HCl ke
dalam larutan merah muda [Co(H2O)6]2+
sampai mencapai konsentrasi kobalt (II)
mencapai 0.044 M dan konsentrasi HCl
menjadi 5.4 M maka hasilnya adalah
larutan berwarna lembayung muda,
mengandung 98% [Co(H2O)6]2+ dan 2 %
[CoCl4)2-
Jika ditambahkan konsentrat HCl ke
dalam larutan biru gelap [CoCl4)2sampai mencapai konsentrasi kobalt (II)
mencapai 0.044 M dan konsentrasi HCl
menjadi 5.4 M maka hasilnya adalah
larutan berwarna lembayung muda,
mengandung 98% [Co(H2O)6]2+ dan 2 %
[CoCl4)2-
KARAKTERISTIK KEADAAN KESETIMBANGAN
A+B
C+D
Kesetimbangan kimia bukanlah
keadaan statis, meskipun sifat
makroskopik seperti konsentrasi
berhenti berubah
Laju pembentukan produk (C dan D)
dari reaktan (A dan B) sama besar
dengan laju pembentukan reaktan dari
produk
Ada 4 aspek dasar keadaan kesetimbangan
1. Keadaan kesetimbangan tidak menunjukkan
perubahan makroskopik yang nyata
2. Keadaan kesetimbangan dicapai melalui
proses yang berlangsung spontan
3. Keadaan kesetimbangan menunjukkan
keseimbangan dinamik antara proses maju
atau balik
4. Keadaan keseimbangan adalah sama
walaupun arah pendekatannya berbeda
HUKUM EMPIRIS AKSI MASSA
aA + bB cC + dD
Berapapun konsentrasi awal reaktan yang dipilih pada
awal percobaan, nilai nisbah:
[C]ceq [D]deq
[A]aeq [B]beq
yang dihitung pada kesetimbangan hampir selalu sama
Nisbah ini disebut tetapan kesetimbangan empiris
dengan lambang Kc
Dimensi Kc = (konsentrasi )c+d-a-b dan tidak berdimensi
bila c+d = a+b
Persamaan ini juga terangkum dalam hukum aksi
massa
Untuk fasa gas, jumlah reaktan dan
produk dihitung dengan tekanan parsial
Px
Kp =
[PC]ceq [PD]deq
[PA]aeq [PB]beq
Kp mempunyai dimensi (tekanan)c+d-a-b
dan tidak berdimensi untuk reaksireaksi dimana a + b = c + d
Hukum aksi massa empiris bermakna
1. Nilai KC atau KP merupakan sifat hakiki yang
sudah melekat pada reaksi kimia itu sendiri, dan
tidak tergantung pada konsentrasi awal spesifik
dari reaktan dan produk
2. Magnitudo KC atau KP memberikan informasi
langsung tentang sifat dasar keadaan atau posisi
kesetimbangan reaksi. Jika tetapan
kesetimbangan amat besar, maka pada
kesetimbangan, konsentrasi/tekanan parsial
produk akan lebih besar daripada
konsentrasi/tekanan parsial reaktan
2. GAMBARAN TERMODINAMIKA
KEADAAN KESETIMBANGAN
Termodinamika memandang reaksi
kimia sebagai “aliran” spontan atom
dari reaktan menuju produk yang
berlangsung pada T dan P tetap dan
mengharuskan ∆G < 0 agar proses
dapat terjadi
Pada keadaan kesetimbangan, ∆G = 0;
artinya, tidak akan ada lagi
kecendrungan untuk reaksi berjalan ke
depan atau sebaliknya
REAKSI ANTARA GAS IDEAL
Ketergantungan Energi Bebas Gibss dari
suatu gas pada Tekanan
∆G = ∆(H – TS) = ∆H - T∆S = -T∆S pada T
tetap (sehingga ∆H = 0)
∆S = nR ln(V2/V1) = nR ln(P1/P2) = nR ln(P2/P1)
sehingga ∆G = nRT ln(P2/P1)
bila P1 = Pref = 1 atm sebagai keadaan
acuan untuk gas, maka
∆G = nRT ln(P/Pref) = nRT ln P
Persamaan Kesetimbangan untuk Reaksi dalam Fasa
Gas
3 NO(g)
N2O(g) + NO2(g)
Jika semua tekanan parsialnya 1 atm, maka ∆G untuk
reaksi ini hanya ∆G0 pada 25oC
Jika tekanannya bukan 1 atm, maka ∆G harus
dihitung menggunakan 3 langkah
pertama, tekanan parsial reaktan (3 mol NO) diubah
dari nilai awalnya (PNO) ke tekanan acuan Pref = 1 atm
∆G1 = 3 RT ln (Pref/PNO) = RT ln (Pref/PNO)3
kedua, reaksi berlangsung dengan
semua reaktan dan produk berada
pada tekanan parsial Pref = 1 atm
∆G2 = ∆G0
ketiga, tekanan parsial produk diubah
dari Pref = 1 atm menjadi PN2O dan PNO2
∆G3 = RT ln (PN2O/Pref) + RT ln (PNO2/Pref)
∆G3 = RT ln [(PN2O/Pref) (PNO2/Pref)]
perubahan energi bebas Gibbs keseluruhan ∆G
adalah jumlah untuk ketiga langkah ini
∆G = ∆G1 + ∆G2 +∆G3
∆G = ∆G0 + RT ln [
(PN2O/Pref) (PNO2/Pref)
]
(PNO/Pref)
ketika reaksi mencapai keseimbangan, ∆G = 0,
sehingga
-∆G0
= RT ln [
(PN2O/Pref) (PNO2/Pref)
(PNO/Pref)
]
Nisbah tekanan parsial dilambangkan oleh
K(T) dan dinamakan tetapan kesetimbangan
termodinamik untuk reaksi sehingga
-∆G0 = RT ln K(T)
untuk rumus umum aA +bB
cC + dD
-∆G0 = RT ln [
(PC/Pref) (PD/Pref)
(PA/Pref) (PB/Pref)
-∆G0 = RT ln K
]
REAKSI DALAM LARUTAN IDEAL
Perubahan energi Gibbs untuk n mol
zat terlarut sebagai larutan ideal yang
konsentrasinya berubah dari c1 menjadi
c2
∆G = nRT ln (c2/c1)
0
∆G= ∆G + RT ln [
(PC/Pref) (PD/Pref)
]
(PA/Pref) (PB/Pref)
jika ∆G = 0 maka ∆G0 = -RT ln K
3. PERHITUNGAN KESETIMBANGAN
UNTUK REAKSI FASA GAS
MENGEVALUASI TETAPAN KESETIMBANGAN DARI DATA
REAKSI
Lihat contoh 9.3
CO(g) + Cl2(g)
COCl2(g)
tekanan parsial awal
0
perubahan tekanan parsial
?
tekanan parsial kesetimbangan
?
0.06
1.10
?
?
?
?
Lihat contoh 9.3
CO(g) + Cl2(g)
COCl2(g)
tekanan parsial awal
0
perubahan tekanan parsial
+0.10
tekanan parsial kesetimbangan
0.10
0.06
1.10
-0.10
-0.10
0.50
1.00
HUBUNGAN ANTARA PERSAMAAN KESETIMBANGAN
Lihat halaman 271
2 H2(g) + O2(g)
2 H2O(g)
2
P H2O
= K1
P2H
2
PO
2
2 H2O(g)
2
P H2PO2
P2
= K2
2 H2(g) + O2(g) )
HUBUNGAN ANTARA PERSAMAAN KESETIMBANGAN
Lihat halaman 271
2 H2(g) + O2(g)
2 H2O(g)
2
P H2O
= K1
P2H
2
PO
2
2 H2O(g)
2
P H2PO2
P2
= K2
2 H2(g) + O2(g) )
Lihat halaman 271
2 H2(g) + O2(g)
2 H2O(g)
2
P H2O
= K1
P2H
2
PO
2
H2(g) + ½ O2(g)
H2O(g)
PH2O
= K3
PH
P½
2
Lihat halaman 271
2 BrCl(g)
Cl2(g) + Br2(g)
PBr2 PCl2 = K1 =
0.45
P2BrCl
Br2(g) + I2(g)
2 IBr(g)
P2IBr
= K2 =
0.051
PBr2 PI2
BrCl(g) + I2(g)
2 IBr(g) + Cl2(g)
P2IBr PI2 = K3 = 0.023
PBrCl PI2
reaksi 3 = reaksi 1 + reaksi 2
K3 = K1*K2
PERHITUNGAN KOMPOSISI KESETIMBANGAN BILA K
DIKETAHUI
Lihat contoh 9.5
P0H2 = 1.320 atm x (600/400 K) = 1.980 atm
P0I2 = 1.320 atm x (600/400 K) = 1.980 atm
H2(g) + I2(g)
2HI2(g)
tekanan parsial awal
1.980
1.710
perubahan tekanan parsial
-x
-x
tekanan parsial kesetimbangan 1.980-x 1.710-x
0
+2x
2x
2x
= 92.6
(1.980 – x) (1.710 – x)
88.6x2 – 341.694x + 313.525 = 0
dihitung dengan rumus kuadrat
x=
-b√b2-4ac
2(a)
x = 1.5044 atm atau 2.3522 atm
yang berarti fisik hanya akar 1
PHI = 2x = 3.0088 = 3.01 atm
PH2 = 1.980 – x = 0.4756 = 0.48 atm
PI2 = 1.710 – x = 0.2056 = 0.21 atm
persentase yang tidak bereaksi
0.2056 x 100% = 12 %
1.710
yang bereaksi = 88%
=
PERHITUNGAN KESETIMBANGAN YANG MELIBATKAN
KONSENTRASI GAS
Hubungan tekanan dengan kosentrasi
n
P
[A] = A = A
V
RT
PA = RT [A]
Pada persamaan aA(g) + bB(g)
(RT[C]/Pref)c (RT[D]/Pref)d = K
(RT[A]/Pref)a (RT[B]/Pref)b
[C]c [D]d = K (RT/P )a+b-c-d
ref
[A]a [B]b
cC(g) + dD(g)
4. MAGNITUDO K DAN ARAH
PERUBAHAN
K >> 1 reaksi bergerak jauh ke arah
produk
K 0) dan
menurunnya entalpi (∆H0 < 0) akan menyebabkan
nilai K besar. Jika ∆H0 dan ∆S0 mempunyai nilai yang
sama, nilai K merupakan kompromi antara satu
pengaruh yang menaikkan K dan pengaruh lainnya
yang menurunkannya. Dengan demikian, faktor yang
sama yang menyebabkan reaksi spontan dengan
membuat ∆G0 negatif juga menyebabkan nilai K
besar jika dapat membuat nilai ∆G 0 besar dan
bertanda negatif
ARAH PERUBAHAN DAN KUOSIEN
REAKSI
K= [
(PC/Pref) (PD/Pref)
]
(PA/Pref) (PB/Pref)
Jika tekanan diukur pada keadaan
kesetimbangan. Jika diukur jauh dari
keadaan kesetimbangan, disebut dengan
kuosien reaksi, dilambangkan dengan Q
Q= [
(PC/Pref) (PD/Pref)
]
(PA/Pref) (PB/Pref)
kondisi ketidakseimbangan
Hubungannya dengan tetapan Gibbs
dan tetapan kesetimbangan
∆G = ∆G0 + RT ln Q
∆G = -RT ln K + RT ln Q
∆G = RT ln (Q/K)
Jika Q < K, sehingga ∆G < 0 sehingga
reaksi akan berlangsung spontan kiri ke
kanan. Jika Q > K, maka ∆G > 0 dan
reaksi kanan ke kiri
PENGARUH LUAR PADA K: PRINSIP LE CHÂTELIER
Prinsip Henri Le Châtelier
Sebuah sistem dalam kesetimbangan
yang mengalami suatu tegangan akan
bereaksi sedemikian rupa sehingga
cenderung melawan pengaruh tersebut
Pengaruh perubahan konsentrasi reaktan
dan produk
Pengaruh perubahan volume
Pengaruh perubahan suhu
Pengaruh perubahan konsentrasi reaktan dan
produk (lihat gambar 9.6)
Penambahan reaktan menurunkan kuosien reaksi
dan netto berlangsung ke arah maju, dengan
mengubah sebagian reaktan menjadi produk,
sampai Q menjadi sama kembali dengan K. Sistem
secara parsial melawan pengaruh luar (kenaikan
jumlah salah satu reaktan) dan mencapai keadaan
kesetimbangan baru. Jika produk ditambahkan ke
dalam campuran dalam keadaan kesetimbangan, Q
untuk sementara akan lebih besar dari K dan reaksi
balik netto berlangsung, sebagian melawan
pengaruh tegangan dengan mengurangi
konsentrasi produk
Reaksi pembentuk HI
H2(g) + I2(g) 2 HI(g)
Ketika HI dibuat dari unsur-unsurnya, iodin
adalah reaktan yang jauh lebih mahal dari pada
hidrogen. Oleh karena itu ditambahkan hidrogen
ke campuran untuk menjamin agar reaksi iodin
berlangsung sempurna. Jika produk diambil pada
keadaan seimbang, reaksi juga akan bergerak
maju untuk mengkompensasi secara parsial
dengan menaikkan tekanan parsial produk.
Pengaruh Pengubahan Volume
2 P2(g) P4(g)
Penurunan volume sistem gas akan menaikkan
tekanan total, dan sistem menanggapi, sedemikian
rupa dengan menurunkan tekanan total. Kenaikan
volume cenderung menghasilkan reaktan.
Jika tidak ada perubahan dalam jumlah total
molekul-molekul fasa gas di dua ruas persamaan,
maka perubahan volume tidak berpengaruh pada
kesetimbangan
Pengaruh Perubahan Suhu
Menaikkan suhu campuran kesetimbangan dengan
menambahkan panas menyebabkan reaksi
berlangsung sedemikian rupa sehingga menyerap
panas yang ditambahkan. Kesetimbangan dalam
reaksi endotermik bergeser dari kiri ke kanan,
sedangkan reaksi endotermik bergeser dari kanan ke
kiri dengan produk yang bereaksi untuk menghasilkan
reaktan.
tetapan kesetimbangan untuk reaksi endotermik naik
dengan naiknya suhu, sedangkan untuk reaksi
eksotermik turun dengan naiknya suhu
Memaksimalkan Hasil Reaksi
5. KETERGANTUNGAN TETAPAN KESETIMBANGAN
TERHADAP SUHU: PENJELASAN TERMODINAMIKA
Ketergantungan tetapan
kesetimbangan terhadap suhu
ditentukan oleh persamaan
-RT ln K = ∆G0 = ∆H0 - T ∆S0
Jika ∆H0 dan ∆S0 tidak tergantung,
maka semua ketergantungan suhu dari
K terletak pada faktor T.
ln K = -
∆G0
=-
RT
∆H0
+
RT
∆S0
R
Persamaan van’t Hof
0
K
∆H
2
ln [
] =[ 1 – 1 ]
K1
R
T 2 T1
Pengaruh perubahan suhu terhadap tetapan
kesetimbangan tergantung pada tanda ∆H 0. Jika
∆H0 negatif (reaksi eksotermik, melepaskan
energi berupa panas), maka menaikkan suhu
akan menurunkan K. Jika ∆H0 positif (reaksi
endotermik, dengan mengambil energi berupa
panas), maka menaikkan suhu akan menaikkan K
TERIMA KASIH
Tugas
Kesetimbangan
Kimia
Hal 286 – 289
Nomor 7, 9, 11, 15,
17, 19, 25, 27, 33,
35, 37, 39, 41, 43
Tugas Proses
Spontan
Hal 254 – 256
Nomor 1, 2, 13, 15,
17, 19, 21, 23, 25,
27, 31, 33, 35, 37
SEKALI LAGI TERIMA KASIH
Tugas Proses
Termodinamika dan
Termokimia
Hal 218 – 221
Latihan kumulatif
metanol sebagai
pengganti bahan
bakar
3, 5, 11, 12, 23, 24,
25
Tugas Larutan
Hal 182-183
Nomor 33, 35, 37,
41, 43, 47
ONES MORE
Tugas Wujud Gas
Hal 122 – 124
Nomor 13, 15, 19,
20, 21, 25, 27, 29,
31, 37, 39
Tugas Ikatan Kimia
Hal 84 – 85
Konsep dan
keterampilan Nomor
1, 2, 4, 5, 9, 10, 11
TERAKHIR MI INI
KASIH
Slide PPT dan Hasil
Diskusi (Pertanyaan
dan Jawabannya
secara lengkap +
pustaka)
TERIMA
Penulis : Oxtoby, Gillis, Nachtrieb
Prinsip dan Penerapan Dasar untuk Reaksi
Fasa Gas
KESETIMBANGAN KIMIA
Tetapan kesetimbangan
Ketergantungan kesetimbangan pada
kondisi
Peranan dalam mengubah hasil reaksi
1. SIFAT-SIFAT KESETIMBANGAN
KIMIA
PENDEKATAN KESETIMBANGAN
Ilustrasi ion kobalt (II) dalam pelarut air
yang juga mengandung ion klorida. Ion
kobalt (II) dapat membentuk ion kompleks
yang berbeda-beda, tergantung pada jumlah
ion klorida yang ada
CoCl2.6H2O dilarutkan dalam air murni
sehingga konsentrasinya 0.08 M akan
dihasilkan larutan merah muda pucat yang
berasal dari ion kompleks heksaaquakobalt
(II) [Co(H2O)6]2+
Jika CoCl2.6H2O dilarutkan ke dalam 10
M HCl sehingga konsentrasinya menjadi
0.08 M larutan akan berwarna biru
gelap akibat adanya ion kompleks
tetraklorokobalt (II) [CoCl4)2-
Kompleks heksaaqua dapat diubah
menjadi kompleks tetrakloro atau
sebaliknya
[Co(H2O)6]2+ + 4 Cl[CoCl4)2- +
6HO
Jika ditambahkan konsentrat HCl ke
dalam larutan merah muda [Co(H2O)6]2+
sampai mencapai konsentrasi kobalt (II)
mencapai 0.044 M dan konsentrasi HCl
menjadi 5.4 M maka hasilnya adalah
larutan berwarna lembayung muda,
mengandung 98% [Co(H2O)6]2+ dan 2 %
[CoCl4)2-
Jika ditambahkan konsentrat HCl ke
dalam larutan biru gelap [CoCl4)2sampai mencapai konsentrasi kobalt (II)
mencapai 0.044 M dan konsentrasi HCl
menjadi 5.4 M maka hasilnya adalah
larutan berwarna lembayung muda,
mengandung 98% [Co(H2O)6]2+ dan 2 %
[CoCl4)2-
KARAKTERISTIK KEADAAN KESETIMBANGAN
A+B
C+D
Kesetimbangan kimia bukanlah
keadaan statis, meskipun sifat
makroskopik seperti konsentrasi
berhenti berubah
Laju pembentukan produk (C dan D)
dari reaktan (A dan B) sama besar
dengan laju pembentukan reaktan dari
produk
Ada 4 aspek dasar keadaan kesetimbangan
1. Keadaan kesetimbangan tidak menunjukkan
perubahan makroskopik yang nyata
2. Keadaan kesetimbangan dicapai melalui
proses yang berlangsung spontan
3. Keadaan kesetimbangan menunjukkan
keseimbangan dinamik antara proses maju
atau balik
4. Keadaan keseimbangan adalah sama
walaupun arah pendekatannya berbeda
HUKUM EMPIRIS AKSI MASSA
aA + bB cC + dD
Berapapun konsentrasi awal reaktan yang dipilih pada
awal percobaan, nilai nisbah:
[C]ceq [D]deq
[A]aeq [B]beq
yang dihitung pada kesetimbangan hampir selalu sama
Nisbah ini disebut tetapan kesetimbangan empiris
dengan lambang Kc
Dimensi Kc = (konsentrasi )c+d-a-b dan tidak berdimensi
bila c+d = a+b
Persamaan ini juga terangkum dalam hukum aksi
massa
Untuk fasa gas, jumlah reaktan dan
produk dihitung dengan tekanan parsial
Px
Kp =
[PC]ceq [PD]deq
[PA]aeq [PB]beq
Kp mempunyai dimensi (tekanan)c+d-a-b
dan tidak berdimensi untuk reaksireaksi dimana a + b = c + d
Hukum aksi massa empiris bermakna
1. Nilai KC atau KP merupakan sifat hakiki yang
sudah melekat pada reaksi kimia itu sendiri, dan
tidak tergantung pada konsentrasi awal spesifik
dari reaktan dan produk
2. Magnitudo KC atau KP memberikan informasi
langsung tentang sifat dasar keadaan atau posisi
kesetimbangan reaksi. Jika tetapan
kesetimbangan amat besar, maka pada
kesetimbangan, konsentrasi/tekanan parsial
produk akan lebih besar daripada
konsentrasi/tekanan parsial reaktan
2. GAMBARAN TERMODINAMIKA
KEADAAN KESETIMBANGAN
Termodinamika memandang reaksi
kimia sebagai “aliran” spontan atom
dari reaktan menuju produk yang
berlangsung pada T dan P tetap dan
mengharuskan ∆G < 0 agar proses
dapat terjadi
Pada keadaan kesetimbangan, ∆G = 0;
artinya, tidak akan ada lagi
kecendrungan untuk reaksi berjalan ke
depan atau sebaliknya
REAKSI ANTARA GAS IDEAL
Ketergantungan Energi Bebas Gibss dari
suatu gas pada Tekanan
∆G = ∆(H – TS) = ∆H - T∆S = -T∆S pada T
tetap (sehingga ∆H = 0)
∆S = nR ln(V2/V1) = nR ln(P1/P2) = nR ln(P2/P1)
sehingga ∆G = nRT ln(P2/P1)
bila P1 = Pref = 1 atm sebagai keadaan
acuan untuk gas, maka
∆G = nRT ln(P/Pref) = nRT ln P
Persamaan Kesetimbangan untuk Reaksi dalam Fasa
Gas
3 NO(g)
N2O(g) + NO2(g)
Jika semua tekanan parsialnya 1 atm, maka ∆G untuk
reaksi ini hanya ∆G0 pada 25oC
Jika tekanannya bukan 1 atm, maka ∆G harus
dihitung menggunakan 3 langkah
pertama, tekanan parsial reaktan (3 mol NO) diubah
dari nilai awalnya (PNO) ke tekanan acuan Pref = 1 atm
∆G1 = 3 RT ln (Pref/PNO) = RT ln (Pref/PNO)3
kedua, reaksi berlangsung dengan
semua reaktan dan produk berada
pada tekanan parsial Pref = 1 atm
∆G2 = ∆G0
ketiga, tekanan parsial produk diubah
dari Pref = 1 atm menjadi PN2O dan PNO2
∆G3 = RT ln (PN2O/Pref) + RT ln (PNO2/Pref)
∆G3 = RT ln [(PN2O/Pref) (PNO2/Pref)]
perubahan energi bebas Gibbs keseluruhan ∆G
adalah jumlah untuk ketiga langkah ini
∆G = ∆G1 + ∆G2 +∆G3
∆G = ∆G0 + RT ln [
(PN2O/Pref) (PNO2/Pref)
]
(PNO/Pref)
ketika reaksi mencapai keseimbangan, ∆G = 0,
sehingga
-∆G0
= RT ln [
(PN2O/Pref) (PNO2/Pref)
(PNO/Pref)
]
Nisbah tekanan parsial dilambangkan oleh
K(T) dan dinamakan tetapan kesetimbangan
termodinamik untuk reaksi sehingga
-∆G0 = RT ln K(T)
untuk rumus umum aA +bB
cC + dD
-∆G0 = RT ln [
(PC/Pref) (PD/Pref)
(PA/Pref) (PB/Pref)
-∆G0 = RT ln K
]
REAKSI DALAM LARUTAN IDEAL
Perubahan energi Gibbs untuk n mol
zat terlarut sebagai larutan ideal yang
konsentrasinya berubah dari c1 menjadi
c2
∆G = nRT ln (c2/c1)
0
∆G= ∆G + RT ln [
(PC/Pref) (PD/Pref)
]
(PA/Pref) (PB/Pref)
jika ∆G = 0 maka ∆G0 = -RT ln K
3. PERHITUNGAN KESETIMBANGAN
UNTUK REAKSI FASA GAS
MENGEVALUASI TETAPAN KESETIMBANGAN DARI DATA
REAKSI
Lihat contoh 9.3
CO(g) + Cl2(g)
COCl2(g)
tekanan parsial awal
0
perubahan tekanan parsial
?
tekanan parsial kesetimbangan
?
0.06
1.10
?
?
?
?
Lihat contoh 9.3
CO(g) + Cl2(g)
COCl2(g)
tekanan parsial awal
0
perubahan tekanan parsial
+0.10
tekanan parsial kesetimbangan
0.10
0.06
1.10
-0.10
-0.10
0.50
1.00
HUBUNGAN ANTARA PERSAMAAN KESETIMBANGAN
Lihat halaman 271
2 H2(g) + O2(g)
2 H2O(g)
2
P H2O
= K1
P2H
2
PO
2
2 H2O(g)
2
P H2PO2
P2
= K2
2 H2(g) + O2(g) )
HUBUNGAN ANTARA PERSAMAAN KESETIMBANGAN
Lihat halaman 271
2 H2(g) + O2(g)
2 H2O(g)
2
P H2O
= K1
P2H
2
PO
2
2 H2O(g)
2
P H2PO2
P2
= K2
2 H2(g) + O2(g) )
Lihat halaman 271
2 H2(g) + O2(g)
2 H2O(g)
2
P H2O
= K1
P2H
2
PO
2
H2(g) + ½ O2(g)
H2O(g)
PH2O
= K3
PH
P½
2
Lihat halaman 271
2 BrCl(g)
Cl2(g) + Br2(g)
PBr2 PCl2 = K1 =
0.45
P2BrCl
Br2(g) + I2(g)
2 IBr(g)
P2IBr
= K2 =
0.051
PBr2 PI2
BrCl(g) + I2(g)
2 IBr(g) + Cl2(g)
P2IBr PI2 = K3 = 0.023
PBrCl PI2
reaksi 3 = reaksi 1 + reaksi 2
K3 = K1*K2
PERHITUNGAN KOMPOSISI KESETIMBANGAN BILA K
DIKETAHUI
Lihat contoh 9.5
P0H2 = 1.320 atm x (600/400 K) = 1.980 atm
P0I2 = 1.320 atm x (600/400 K) = 1.980 atm
H2(g) + I2(g)
2HI2(g)
tekanan parsial awal
1.980
1.710
perubahan tekanan parsial
-x
-x
tekanan parsial kesetimbangan 1.980-x 1.710-x
0
+2x
2x
2x
= 92.6
(1.980 – x) (1.710 – x)
88.6x2 – 341.694x + 313.525 = 0
dihitung dengan rumus kuadrat
x=
-b√b2-4ac
2(a)
x = 1.5044 atm atau 2.3522 atm
yang berarti fisik hanya akar 1
PHI = 2x = 3.0088 = 3.01 atm
PH2 = 1.980 – x = 0.4756 = 0.48 atm
PI2 = 1.710 – x = 0.2056 = 0.21 atm
persentase yang tidak bereaksi
0.2056 x 100% = 12 %
1.710
yang bereaksi = 88%
=
PERHITUNGAN KESETIMBANGAN YANG MELIBATKAN
KONSENTRASI GAS
Hubungan tekanan dengan kosentrasi
n
P
[A] = A = A
V
RT
PA = RT [A]
Pada persamaan aA(g) + bB(g)
(RT[C]/Pref)c (RT[D]/Pref)d = K
(RT[A]/Pref)a (RT[B]/Pref)b
[C]c [D]d = K (RT/P )a+b-c-d
ref
[A]a [B]b
cC(g) + dD(g)
4. MAGNITUDO K DAN ARAH
PERUBAHAN
K >> 1 reaksi bergerak jauh ke arah
produk
K 0) dan
menurunnya entalpi (∆H0 < 0) akan menyebabkan
nilai K besar. Jika ∆H0 dan ∆S0 mempunyai nilai yang
sama, nilai K merupakan kompromi antara satu
pengaruh yang menaikkan K dan pengaruh lainnya
yang menurunkannya. Dengan demikian, faktor yang
sama yang menyebabkan reaksi spontan dengan
membuat ∆G0 negatif juga menyebabkan nilai K
besar jika dapat membuat nilai ∆G 0 besar dan
bertanda negatif
ARAH PERUBAHAN DAN KUOSIEN
REAKSI
K= [
(PC/Pref) (PD/Pref)
]
(PA/Pref) (PB/Pref)
Jika tekanan diukur pada keadaan
kesetimbangan. Jika diukur jauh dari
keadaan kesetimbangan, disebut dengan
kuosien reaksi, dilambangkan dengan Q
Q= [
(PC/Pref) (PD/Pref)
]
(PA/Pref) (PB/Pref)
kondisi ketidakseimbangan
Hubungannya dengan tetapan Gibbs
dan tetapan kesetimbangan
∆G = ∆G0 + RT ln Q
∆G = -RT ln K + RT ln Q
∆G = RT ln (Q/K)
Jika Q < K, sehingga ∆G < 0 sehingga
reaksi akan berlangsung spontan kiri ke
kanan. Jika Q > K, maka ∆G > 0 dan
reaksi kanan ke kiri
PENGARUH LUAR PADA K: PRINSIP LE CHÂTELIER
Prinsip Henri Le Châtelier
Sebuah sistem dalam kesetimbangan
yang mengalami suatu tegangan akan
bereaksi sedemikian rupa sehingga
cenderung melawan pengaruh tersebut
Pengaruh perubahan konsentrasi reaktan
dan produk
Pengaruh perubahan volume
Pengaruh perubahan suhu
Pengaruh perubahan konsentrasi reaktan dan
produk (lihat gambar 9.6)
Penambahan reaktan menurunkan kuosien reaksi
dan netto berlangsung ke arah maju, dengan
mengubah sebagian reaktan menjadi produk,
sampai Q menjadi sama kembali dengan K. Sistem
secara parsial melawan pengaruh luar (kenaikan
jumlah salah satu reaktan) dan mencapai keadaan
kesetimbangan baru. Jika produk ditambahkan ke
dalam campuran dalam keadaan kesetimbangan, Q
untuk sementara akan lebih besar dari K dan reaksi
balik netto berlangsung, sebagian melawan
pengaruh tegangan dengan mengurangi
konsentrasi produk
Reaksi pembentuk HI
H2(g) + I2(g) 2 HI(g)
Ketika HI dibuat dari unsur-unsurnya, iodin
adalah reaktan yang jauh lebih mahal dari pada
hidrogen. Oleh karena itu ditambahkan hidrogen
ke campuran untuk menjamin agar reaksi iodin
berlangsung sempurna. Jika produk diambil pada
keadaan seimbang, reaksi juga akan bergerak
maju untuk mengkompensasi secara parsial
dengan menaikkan tekanan parsial produk.
Pengaruh Pengubahan Volume
2 P2(g) P4(g)
Penurunan volume sistem gas akan menaikkan
tekanan total, dan sistem menanggapi, sedemikian
rupa dengan menurunkan tekanan total. Kenaikan
volume cenderung menghasilkan reaktan.
Jika tidak ada perubahan dalam jumlah total
molekul-molekul fasa gas di dua ruas persamaan,
maka perubahan volume tidak berpengaruh pada
kesetimbangan
Pengaruh Perubahan Suhu
Menaikkan suhu campuran kesetimbangan dengan
menambahkan panas menyebabkan reaksi
berlangsung sedemikian rupa sehingga menyerap
panas yang ditambahkan. Kesetimbangan dalam
reaksi endotermik bergeser dari kiri ke kanan,
sedangkan reaksi endotermik bergeser dari kanan ke
kiri dengan produk yang bereaksi untuk menghasilkan
reaktan.
tetapan kesetimbangan untuk reaksi endotermik naik
dengan naiknya suhu, sedangkan untuk reaksi
eksotermik turun dengan naiknya suhu
Memaksimalkan Hasil Reaksi
5. KETERGANTUNGAN TETAPAN KESETIMBANGAN
TERHADAP SUHU: PENJELASAN TERMODINAMIKA
Ketergantungan tetapan
kesetimbangan terhadap suhu
ditentukan oleh persamaan
-RT ln K = ∆G0 = ∆H0 - T ∆S0
Jika ∆H0 dan ∆S0 tidak tergantung,
maka semua ketergantungan suhu dari
K terletak pada faktor T.
ln K = -
∆G0
=-
RT
∆H0
+
RT
∆S0
R
Persamaan van’t Hof
0
K
∆H
2
ln [
] =[ 1 – 1 ]
K1
R
T 2 T1
Pengaruh perubahan suhu terhadap tetapan
kesetimbangan tergantung pada tanda ∆H 0. Jika
∆H0 negatif (reaksi eksotermik, melepaskan
energi berupa panas), maka menaikkan suhu
akan menurunkan K. Jika ∆H0 positif (reaksi
endotermik, dengan mengambil energi berupa
panas), maka menaikkan suhu akan menaikkan K
TERIMA KASIH
Tugas
Kesetimbangan
Kimia
Hal 286 – 289
Nomor 7, 9, 11, 15,
17, 19, 25, 27, 33,
35, 37, 39, 41, 43
Tugas Proses
Spontan
Hal 254 – 256
Nomor 1, 2, 13, 15,
17, 19, 21, 23, 25,
27, 31, 33, 35, 37
SEKALI LAGI TERIMA KASIH
Tugas Proses
Termodinamika dan
Termokimia
Hal 218 – 221
Latihan kumulatif
metanol sebagai
pengganti bahan
bakar
3, 5, 11, 12, 23, 24,
25
Tugas Larutan
Hal 182-183
Nomor 33, 35, 37,
41, 43, 47
ONES MORE
Tugas Wujud Gas
Hal 122 – 124
Nomor 13, 15, 19,
20, 21, 25, 27, 29,
31, 37, 39
Tugas Ikatan Kimia
Hal 84 – 85
Konsep dan
keterampilan Nomor
1, 2, 4, 5, 9, 10, 11
TERAKHIR MI INI
KASIH
Slide PPT dan Hasil
Diskusi (Pertanyaan
dan Jawabannya
secara lengkap +
pustaka)
TERIMA