Kesetimbangan Kimia

Pembahasan kesetimbangan kimia kali ini terdiri atas 3 pokok bahasan utama yaitu reaksi reversibel dan reaksi nonreversibel,  reaksi setimbang, dan kesetimbangan homogen dan heterogen


A. Reaksi Reversible dan Reaksi Nonreversibel

Pada umumnya reaksi-reaksi kimia tersebut berlangsung dalam arah bolak-balik (reversible), dan hanya sebagian kecil saja yang berlangsung satu arah. Pada awal proses bolak-balik, reaksi berlangsung ke arah pembentukan produk, segera setelah terbentuk molekul produk maka terjadi reaksi sebaliknya, yaitu pembentukan molekul reaktan dari molekul produk. Ketika laju reaksi ke kanan dan ke kiri sama dan konsentrasi reaktan dan produk tidak berubah maka kesetimbangan reaksi tercapai.

Ketika suatu reaksi kimia berlangsung, laju reaksi dan konsentrasi pereaksipun berkurang. Beberapa waktu kemudian reaksi dapat berkesudahan, artinya semua pereaksi habis bereaksi. Namun banyak reaksi tidak berkesudahan dan pada seperangkat kondisi tertentu, konsentrasi pereaksi dan produk reaksi menjadi tetap. Reaksi yang demikian disebut reaksi reversibel dan mencapai kesetimbangan. Pada reaksi semacam ini produk reaksi yang terjadi akan bereaksi membentuk kembali pereaksi. ketika reaksi berlangsung laju reaksi ke depan (ke kanan), sedangkan laju reaksi sebaliknya kebelakang (ke kiri) bertambah, sebab konsentrasi pereaksi berkurang dan konsentrasi produk reaksi semakin bertambah.

Contoh :
Jika campuran gas nitrogen dan hidrogen dipanaskan akan menghasilkan amonia, dengan reaksi: N_2(g) + 3H_2(g)  → 2NH_3(g)  Sebaliknya, jika amonia (NH3) dipanaskan akan terurai membentuk nitrogen dan hidrogen, dengan reaksi: 

2NH_3(g) → N_2(g) + 3H_2(g)

Apabila diperhatikan ternyata reaksi pertama merupakan kebalikan dari reaksi kedua. Kedua reaksi itu dapat digabung sebagai berikut :

N_2(g) +  3H_{2(g)  ⇄}2NH_3(g)

Tanda dimaksudkan untuk menyatakan reaksi dapat balik. Reaksi ke kanan disebut reaksi maju, reaksi ke kiri disebut reaksi balik.

B. Reaksi Setimbang

Keadaan kesetimbangan dinamis akan dicapai apabila dua proses yang berlawanan arah berlangsung dengan laju reaksi yang sama dan konsentrasi tidak lagi mengalami perubahan atau tidak ada gangguan dari luar. Sebagai contoh keadaan kesetimbangan dinamis, kita perhatikan reaksi penguraian (dissosiasi) gas N₂O₄ sebagai berikut :

N₂O_{4 (g)       ⇄}      2NO_{2 (g)}

Tak berwarna             merah-coklat

Andaikan sejumlah mol gas N₂O₄ dimasukkan ke dalam suatu bejana tertutup. Mula-mula dengan segera gas N₂O₄ yang tidak berwarna tersebut terdisosiasi menjadi NO₂ yang berwarna merah-coklat. Akan tetapi setiap dua molekul NO₂ dengan mudah bergabung  menjadi molekul zat N₂O₄ kembali. Mula–mula  reaksi pembentukan N₂O₄. Namun laju reaksi pembentukan N₂O₄ juga makin lama makin bertambah besar sesuai dengan pertambahan jumlah NO₂ yang terbentuk. Pada suatu saat laju reaksi disosiasi N₂O₄ sama dengan laju reaksi pembentukan N₂O₄. maka Keadaan inilah yang disebut Keadaan kesetimbangan. Pada keadaan kesetimbangan, jumlah molekul NO₂ dan N₂O₄ tetap. Akan tetapi reaksi penguraian dan pembentukan N₂O₄ tetap berlangsung secara terus menerus tidak kunjung berhenti. Contoh lain dari reaksi kesetimbangan dinamis misalnya dalam dunia industri, amonia dibuat dari gas nitrogen dan gas hidrogen menurut persamaan adalah:

N_2(g) + 3H_2(g)  ⇄ 2NH_3(g)   ∆H = -92 kJ

Stokiometri reaksi menunjukkan bahwa dalam suatu ruangan tertutup 1 mol gas nitrogen dipanaskan bersama 3 mol gas hidrogen. Membentuk 2 mol amonia. Akan tetapi, dari percobaan diketahui bahwa hasil seperti itu tidak pernah dicapai. Pada awalnya, hanya terjadi satu reaksi yaitu pembentukan amonia. Mengapa hal itu terjadi, ternyata reaksi berlangsung tidak tuntas. Reaksi “seperti berhenti“ setelah sebagian nitrogen dan hidrogen bereaksi. Reaksi berakhir dengan suatu campuran yang mengandung NH₃, N₂, dan H₂. Keadaan seperti itu disebut keadaan setimbang.

Seperti telah disebutkan di atas, amonia dapat pula terurai membentuk nitrogen dan hidrogen. Oleh karena itu, segera setelah terbentuk sebagian amonia akan terurai kembali gas nitrogen dan gas hidrogen seperti pada persamaan reaksi:

2NH_3(g) ⇄ N_2(g) +  3H_2(g)

Selanjutnya, kedua reaksi tersebut akan berlangsung secara bersamaan (simultan) menurut reaksi dapat terjadi dua arah sebagai berikut :

N_2(g) + 3H_2(g) ⇄ 2NH_3(g)

Misalkan laju reaksi kekanan v₁ dan laju reaksi balik v₂. Sebagaimana telah dipelajari dalam bab sebelumnya yaitu laju reaksi, bahwa nilai v₁ bergantung pada konsentrasi N₂ dan H₂, sedangkan nilai v₂ bergantung pada konsentrasi NH₃. pada awal reaksi, v₁ mempunyai nilai maksimum, sedangkan v₂ = 0 (karena NH₃ belum ada). Selanjutnya seiring dengan berkurangnya konsentrasi N₂ dan H₂, nilai v₁ makin lama makin kecil. Sebaliknya, dengan bertambahnya konsentrasi NH₃, nilai v₂ makin lama makin besar. Pada suatu saat, laju reaksi maju (v₁) menjadi sama dengan laju reaksi balik (v₂). Hal itu berarti bahwa laju menghilangnya suatu komponen sama dengan laju pembentukan komponen itu. Berarti, sejak v₁ = v₂, jumlah masing-masing komponen tidak berubah terhadap waktu oleh karena itu tidak ada perubahan yang dapat diamati terhadap waktu. Oleh karena itu tidak ada perubahan yang dapat diamati atau diukur (sifat makroskopis tidak berubah), reaksi seolah-olah telah berhenti. Keadaan seperti itu disebut keadaan setimbang (kesetimbangan). Akan tetapi, percobaan menunjukkan bahwa dalam keadaan setimbang reaksi tetap berlangsung pada tingkat molekul (tingkat mikroskopis). Oleh karena itu, keseimbangan kimia disebut Kesetimbangan dinamis. Perubahan v₁ dan v₂ terhadap waktu ditunjukkan. Pada kondisi ini konsentrasi N₂ dan H₂ (pereaksi) turun, konsentrasi NH₃ (hasil reaksi) naik. Pada keadaan setimbang konsentrasi masing-masing zat tetap.

Akan tetapi ada banyak reaksi yang memerlukan waktu lebih lama untuk mencapai keadaan setimbang. Misalnya, reaksi gas nitrogen dengan gas hidrogen membentuk amonia: N_2(g) + 3H_2(g) ⇄ 2NH_3(g) memerlukan waktu berhari-hari untuk mencapai kesetimbangan, meskipun dilakukan pada suhu 500^oC. Cepat lambatnya suatu reaksi mencapai kesetimbangan bergantung pada laju reaksinya. Semakin besar laju reaksi, semakin cepat kesetimbangan tercapai.

1)        Pada awal konsentrasi berubah dengan cepat

2)      Pada waktu t, konsentrasi tidak berubah karena sistem berada dalam keadaan kesetimbangan.

3)      Laju perubahan konsentrasi berkurang ketika reaksi berlangsung sampai mencapai nol, ketika sistem mencapai kesetimbangan.

Secara garis besar Kesetimbangan kimia hanya dapat berlangsung dalam sistem tertutup. Sementara itu, pada umumnya proses alami berlangsung dalam sistem terbuka. Sebagaimana kita saksikan, berbagai proses alami, seperti perkaratan logam, pembusukan, dan pembakaran merupakan reaksi yang berlangsung searah. Akan tetapi, jika sistemnya kita perbesar misalnya mencakup atmosfir secara keseluruhan, kita dapat melihat berbagai keseimbangan. Misalnya kesetimbangan yang mengatur komposisi atmosfir yang relatif konstan dari waktu ke waktu.

C. Kesetimbangan homogen dan Heterogen

Reaksi dapat diibedakan menjadi dua macam yaitu reaksi kesetimbangan homogen dan reaksi kesetimbangan heterogen. Reaksi Kesetimbangan Homogen merupakan reaksi kesetimbangan dimana semua fasa senyawa yang bereaksi sama.

Contoh :

a.  N_2(g) + 3H_2(g) ⇄ 2NH_3(g)

b.  H₂O_(l) ⇄ H⁺_(aq) + OH^-_(aq)

c.  CH₃COOH_(aq) ⇄ CH₃COO^-_(aq) + H⁺_(aq)

Sedangkan reaksi kesetimbangan heterogen dimana reaktan dan produk yang berbeda fasa.

Contoh :

a.  CaCO_3(s) ⇄ CaO_(s) + CO_3(g)

b.  Ag₂CrO_4(s) ⇄ Ag²⁺_(aq) + CrO₄^2-_(aq)

c.  2 C_(s) +  O_2(g)  ⇄ 2CO_(g)

d.  2 NaHCO_3(s)  ⇄ Na₂CO_3(s) + CO_2(g) + H₂O_(g)

Tetapan Kesetimbangan

A.        Hukum kesetimbangan

Pada tahun 1864, Cato Maximilian Guldberg dan Peter Waage menemukan hubungan sederhana antara konsentrasi zat-zat pereaksi dan produk reaksi sewaktu reaksi kimia mencapai kesetimbangan dinamis. Jika reaksi dapat balik dinyatakan sebagai:

aA  +  bB  ↔  cC   +  dD

maka hubungan antara konsentrasi pereaksi dan produk reaksinya dapat dirumuskan sebagai berikut:

Rumus ini dikenal sebagai Rumus Aksi Massa dimana Q adalah kuotion reaksi yang merupakan perbandingan hasil kali konsentrasi produk reaksi yang dipangkatkan dengan koefisien reaksinya, terhadap hasil kali konsentrasi pereaksi yang dipangkatkan dengan koefisien reaksinya.

Pada keadaan setimbang, nilai Q adalah tetap dan inilah yang dikenal sebagai tetapan kesetimbangan (Kc).( Subskrib c menyatakan konsentrasi)

Q = K_c

Jadi, tetapan kesetimbangan Kc dapat ditulis sebagai berikut:

Persamaan ini dikenal sebagai persamaan tetapan kesetimbangan. Hubungan antara konsentrasi zat-zat pereaksi dan produk reaksi ini dalam persamaan tetapan kesetimbangan disebut Hukum Kesetimbangan yang dirumuskan sebagai berikut:

 "Pada keadaan setimbang, perbandingan hasil kali konsentrasi produk reaksi yang dipangkatkan dengan koefisiennya terhadap hasil kali konsentrasi pereaksi yang dipangkatkan dengan koefisiennya adalah tetap."

Untuk memahami hukum kesetimbangan ini, ambil contoh penentuan Kc pada reaksi antara gas H₂ dan gas I₂ membentuk gas HI pada suhu 440⁰C

H_2(g)  +  I_2(g)   ↔   2 HI_(g)

Persamaan tetapan kesetimbangannya adalah:

B.        Tetapan Kesetimbangan yang Dinyatakan Sebagai Konsentrasi Molar (K_c)

Hubungan kuantitatif antara zat pereaksi dan zat hasil reaksi dapat dinyatakan sebagai konsentrasi molar. Karena sebagian besar reaksi kimia terjadi dalam larutan, perbandingan banyaknya zat hasil reaksi dan banyaknya zat pereaksi pada saat kesetimbangan dinyatakan sebagai K_c. Perhatikan contoh penggunaan K_c berikut.

2HI_(g)     ⇄ H_2(g) + I_2(g)

Ø   Sebanyak 0,1 mol HI dimasukkan dalam labu 1 liter. Lalu terurai menurut reaksi 2HI_(g) ⇄ H_2(g) + I_2(g)

Jika I₂ yang terbentuk adalah 0,02 mol. Hitunglah tetapan kesetimbangan

1)      Tentukan persamaan tetapan kesetimbangannya

2)      Tentukan nilai tetapan kesetimbangannya

Jawab :

1)      Persamaaan tetapan kesetimbangan :

C.        Tetapan Kesetimbangan Yang Dinyatakan Sebagai tekanan parsial (K_p)

Untuk kesetimbangan yang melibatkan fase gas, tetapan kesetimbangan sering dinyatakan sebagai tekanan parsial, K_p. Pada saat gas terdiri atas campuran berbagai gas, tekanan total gas merupakan jumlah tekanan masing-masing gas penyusun. Contohnya, udara terdiri dari Nitrogen, oksigen, karbon dioksida, argon dan uap air bertekanan 760 mmHg. Tekanan total (760 mmHg) tersebut merupakan jumlah tekanan masing-masing gas penyusunnya.

Tetapan kesetimbangan yang dinyatakan sebagai tekanan parsial (K_p) untuk reaksi :

a A_(g) + b B_(g) ⇄ c C_(g) + d D_(g)

                 dinyatakan sebagai :

                 K_p = tetapan kesetimbangan

D.        Hubungan Kp dengan Kc

Tekanan parsial gas bergantung pada konsentrasi. Dari persamaan gas ideal, yaitu:

PV ­= nRT

          Maka tekanan gas,                        

Jadi, K_p = 3,26 x 10^-2 (0,08205 x 464) atm = 1,24 atm

Laju Reaksi

Mengapa daging  ayam yang disimpan di dalam kulkas lebih tahan lama dibandingkan dengan daging ayam yang dibiarkan pada suhu ruangan? Bagaimana seorang teknisi dapat merobohkan suatu bangunan menggunakan dinamit secara teratur tanpa mencelakakan orang banyak?. Jawaban untuk pertanyaan-pertanyaan tersebut akan kita bahas pada bab laju reaksi.

Bab laju reaksi akan dibahas dalam 3 postingan berbeda. Postingan kali ini akan membahas tentang kemolaran dan apa itu laju reaksi.

DAFTAR MATERI LAJU REAKSI
1. Kemolaran dan Pengertian Laju reaksi
2. Persamaan laju reaksi, orde reaksi, dan faktor-faktor yang mempengaruhi laju reaksi
3. Teori tumbukan dan penggunaan katalis di bidang industri

A. Kemolaran

Untuk menyatakan kadar zat terlarut dalam larutan dinyatakan dengan konsentrasi larutan.

1.  Pengertian Kemolaran

        Kemolaran adalah satuan konsentrasi larutan yang menyatakan jumlah mol zat terlarut dalam 1 liter larutan. Kemolaran sama dengan jumlah mol (n) zat terlarut dibagi dengan volume (v) larutan. 

Keterangan:

M  =molaritas (mol/L atau mmol/mL)

n   = molzat terlarut (mol atau mmol)

V = volume larutan (L atau mL)

g = massa zat terlarut (gram)

2. Pengenceran
Pengenceran adalah menurunkan atau memper kecil konsentrasi larutan dengan menambahkan pelarut.   Dalam hal ini konsentrasi   yang  digunakan adalah molaritas   (M).   Pada   proses   pengenceran   volume   dan molaritas berubah, sedangkan jumlah molnya tetap. 

V₁M₁ = V₂M₂

Keterangan:

V₁ = volume larutan sebelum diencerkan (L atau mL)

M₁ = molaritas larutan sebelum diencerkan

V₂ = volume larutan setelah diencerkan (L atau mL)

M₂ = molaritas larutan setelah diencerkan

3. Pencampuran

          Pencampuran adalah campuran dari dua atau lebih zat  yang  jenisnya sama,  tetapi konsentrasi berbeda.  Dalam hal ini konsentrasi  yang  digunakan adalah molaritas (M). Pada proses pencampuran beberapa zat yang sejenis berlaku rumus:

Untuk pencampuran 2 jenis zat yang sejenis berlaku rumus: 

  Keterangan:

M_c = molaritas larutan setelah dicampurkan

V₁ = volume larutan pertama yang dicampurkan (L atau mL)

M₁ = molaritas larutan pertama

V₂ = volume larutan kedua yang dicampurkan (L atau mL)

M₂  = molaritas larutan kedua

B.    Pengertian Laju Reaksi

          Laju menyatakan seberapa cepat atau seberapa lambat suatu proses berlangsung. Perhatikan beberapa contoh dalam gambar dibawah ini :

           Dari contoh-contoh diatas dapat disimpulkan bahwa laju menyatakan besarnya perubahan yang terjadi dalam satuan waktu. Satuan waktu dapat berupa detik, menit, jam, hari, atau tahun.

          Mengingat kembali bahwa Reaksi kimia menyangkut perubahan dari suatu pereaksi (reaktan) menjadi hasil reaksi (produk) yang ditanyakan dengan persamaan reaksi: 

  Pereaksi (reaktan) à hasil reaksi (produk)

Berdasarkan persamaan diatas, laju reaksi dapat dinyatakan sebagai berkurangnya jumlah pereaksi untuk setiap satuan waktu atau bertambahnya jumlah hasil reaksi untuk setiap satuan waktu. Ukuran jumlah zat dalam reaksi kimia umumnya dinyatakan sebagai konsentrasi molar atau kemolaran (M). Dengan demikian, laju reaksi menyatakan berkurangnya konsentrasi pereaksi atau bertambahnya konsentrasi hasil reaksi setiap satuan waktu (detik). Satuan mol dm^-3 atau kemolaran (M) adalah satuan konsentrasi larutan.

Berkurangnya jumlah molekul A dan bertambahnya molekul B diamati setiap selang waktu 10 detik. Hal ini menyebabkan molekul A akan berkurang setiap 10 detik mengakibatkan bertambahnya molekul B setiap 10 detik. Dengan demikian, laju reaksi dapat dinyatakan :