A. KONSEP KESETIMBANGAN
Reaksi kesetimbangan adalah reaksi yang berjalan dalam dua arah, dimana zat-zat hasil reaksi (produk) dapat bereaksi kembali membentuk zat sebelum reaksi (reaktan).
\(\ce{A + B <=> C}\)
Ciri-ciri reaksi kesetimbangan:
- reaksi berjalan dalam sistem tertutup
- bersifat reversible (reaksi berjalan dalam dua arah dengan laju reaksi yang sama)
- bersifat dinamis (reaksi berjalan terus walaupun posisi kesetimbangan sudah tercapai)
- saat kesetimbangan tercapai, jumlah zat-zat tidak berubah lagi (konstan)
Grafik Konsentrasi vs Waktu
Grafik Laju Reaksi vs Waktu
Mula-mula hanya ada zat A dan B. Dengan berjalannya reaksi, konsentrasi A dan B semakin berkurang, sehingga laju reaksinya bertambah kecil.
Sebaliknya untuk zat C, mula-mula belum ada. Dengan berjalannya reaksi, konsentrasi C bertambah banyak, sehingga laju reaksinya bertambah besar.
Pada suatu waktu, laju reaksi A dan B sama dengan laju reaksi C. Pada titik ini, posisi kesetimbangan tercapai, dan konsentrasi setiap zatnya tidak berubah.
B. TETAPAN KESETIMBANGAN
Perhatikan reaksi berikut:
\(\ce{2 NO2 (g) <=> N2O4(g)}\)
Reaksi terdiri atas dua bagian, reaksi ke arah kanan (forward) dan reaksi ke arah kiri (reverse). Persamaan laju reaksi masing-masing ditunjukkan di bawah ini:
Reaksi forward
\(\ce{2 NO2 (g) -> N2O4(g)}\)
Persamaan laju reaksi di atas adalah \(v_f = k_f \:.\: [\ce{NO2}]^2\)
dimana \(k_f\) adalah konstanta laju reaksi forward
Reaksi reverse
\(\ce{N2O4 (g) -> 2 NO2(g)}\)
Persamaan laju reaksi di atas adalah \(v_r = k_r \:.\: [\ce{N2O4}]\)
dimana \(k_r\) adalah konstanta laju reaksi reverse
Saat kesetimbangan tercapai, laju reaksi pada kedua arah sama besar, sehingga \(v_f = v_r\).
\begin{equation*} \begin{split} & v_f = v_r \\\\ & k_f \:.\: [\ce{NO2}]^2 = k_r \:.\: [\ce{N2O4}] \\\\ & \frac {k_f}{k_r} = \frac {[\ce{N2O4}]}{[\ce{NO2}]^2} \end{split} \end{equation*}
\(\dfrac {k_f}{k_r}\) disebut sebagai tetapan kesetimbangan dan diberi simbol K, sehingga pada reaksi di atas nilai \(\text{K} = \dfrac {[\ce{N2O4}]}{[\ce{NO2}]^2}\).
Nilai K tidak memiliki satuan.
Karena \(\bbox[10px, border: 2px solid red]{\text{K} = \dfrac {[\text{Produk}]}{[\text{Reaktan}]}}\), maka dapat disimpulkan bahwa:
Semakin besar nilai K, semakin banyak jumlah produk dibanding reaktan.
Semakin kecil nilai K, semakin sedikit jumlah produk dibanding reaktan.
Pada reaksi kesetimbangan dengan nilai K lebih besar dari 1000 dapat dianggap hanya terdapat produk saja (karena reaktan sangat sedikit), dan nilai K lebih kecil dari 0,001 dapat dianggap hanya terdapat reaktan saja (karena produk sangat sedikit). Jika nilai K di antara 0,001 dan 1000, jumlah produk dan reaktan cukup signifikan.
Tetapan Kesetimbangan Berdasarkan Konsentrasi (Kc)
Pada reaksi:
\(\ce{p A(aq) + q B(l) <=> r C(g) + s D(s)}\)
Tetapan kesetimbangan berdasarkan konsentrasi zat adalah \(K_c = \dfrac {[C]^r}{[A]^p}\)
Tetapan kesetimbangan berdasarkan konsentrasi hanya dihitung dari zat-zat berwujud larutan (aq) dan gas.
Nilai tetapan kesetimbangan tidak dipengaruhi oleh perubahan tekanan dan volume zat, namun dipengaruhi oleh perubahan suhu.
Kc dan Perubahan Suhu
Perhatikan reaksi di bawah ini:
\(\ce{A (g) + B (g) <=> C (g) \quad \Delta H = + 100 \text{ kJ}}\)
\(K_c = \dfrac {[C]}{[A] \: [B]}\)
Reaksi di atas menunjukkan bahwa reaksi ke arah kanan merupakan reaksi endoterm dan reaksi ke arah kiri merupakan reaksi eksoterm.
Saat suhu dinaikkan, reaksi akan bergeser ke arah endoterm (ke arah kanan) sehingga konsentrasi zat C akan bertambah dan konsentrasi zat A dan B akan berkurang, yang menyebabkan nilai Kc akan semakin besar.
Sebaliknya, saat suhu diturunkan, reaksi akan bergeser ke arah eksoterm (ke arah kiri) sehingga konsentrasi zat C akan berkurang dan konsentrasi zat A dan B akan bertambah, yang menyebabkan nilai Kc akan semakin kecil.
Menentukan Apakah Suatu Reaksi Sudah Mencapai Kesetimbangan
Diketahui suatu reaksi yang sedang berlangsung \(\ce{A (g) + B (g) <=> C (g) \quad Kc = K}\)
Pada suatu waktu, jumlah zat A, B dan C adalah [A], [B] dan [C]. Apakah pada saat ini zat-zat sudah berada dalam kesetimbangan?
Kita dapat menghitung nilai tetapan sementara \(Q_c = \dfrac {[C]}{[A] \: [B]}\)
(1) Jika \(Q_c = K_c\) maka reaksi sudah mencapai kesetimbangan.
(2) Jika \(Q_c < K_c\) maka reaksi belum mencapai kesetimbangan, nilai \(Q_c\) akan meningkat untuk mencapai nilai \(K_c\) sehingga reaksi masih berlangsung ke arah kanan.
(3) Jika \(Q_c > K_c\) maka reaksi belum mencapai kesetimbangan, nilai \(Q_c\) akan menurun untuk mencapai nilai \(K_c\) sehingga reaksi masih berlangsung ke arah kiri.
Kc dan Manipulasi Reaksi
1. Reaksi yang dibalik
\(\ce{A (g) + B (g) <=> C (g) \quad Kc = K}\)
\(\ce{C (g) <=> A (g) + B (g) \quad Kc = \dfrac {1}{K}}\)
Pembuktian
Pada reaksi \(\ce{A (g) + B (g) <=> C (g) \rightarrow Kc = \dfrac {[C]}{[A] \: [B]} = K}\)
Pada reaksi \(\ce{C (g) <=> A (g) + B (g) \rightarrow Kc = \dfrac {[A] \: [B]}{[C]} = \dfrac {1}{K}}\)
2. Reaksi yang dikali n
\(\ce{A (g) + B (g) <=> C (g) \quad Kc = K}\)
\(\ce{n A (g) + n B (g) <=> n C (g) \quad Kc = K^n}\)
Pembuktian
Pada reaksi \(\ce{A (g) + B (g) <=> C (g) \rightarrow Kc = \dfrac {[C]}{[A] \: [B]} = K}\)
Pada reaksi \(\ce{n A (g) + n B (g) <=> n C (g)}\)
\begin{equation*} \begin{split} Kc = \frac {[C]^n}{[A]^n \: [B]^n} = \left(\frac {[C]}{[A] \: [B]}\right)^n = K^n \end{split} \end{equation*}
3. Dua reaksi yang dijumlahkan
\begin{equation*} \begin{split} \ce{A (g) + B (g) & <=> C (g) \quad Kc = K_1} \\\\ \ce{C (g) + D (g) & <=> E (g) \quad Kc = K_2} \quad (+) \\\\ \hline \\ \ce{A (g) + B (g) + D (g) & <=> E (g) \quad K_3 = K_1 \:.\: K_2} \end{split} \end{equation*}
Pembuktian
Pada reaksi \(\ce{A (g) + B (g<=> C (g) \rightarrow Kc = \dfrac {[C]}{[A] \: [B]} = K_1}\)
Pada reaksi \(\ce{C (g) + D (g) <=> E (g) \rightarrow Kc = \dfrac {[E]}{[C] \: [D]} = K_2}\)
Pada reaksi \(\ce{A (g) + B (g) + D (g) <=> E (g) \rightarrow Kc = \dfrac {[E]}{[A] \: [B] \: [D]} = K_3}\)
\begin{equation*} \begin{split} K_1 \:.\: K_2 & =\frac {[C]}{[A] \: [B]} \:.\: \frac {[E]}{[C] \: [D]} \\\\ K_1 \:.\: K_2 & = \dfrac {[E]}{[A] \: [B] \: [D]} \\\\ K_1 \:.\: K_2 & = K_3 \end{split} \end{equation*}
Tetapan Kesetimbangan Berdasarkan Tekanan (Kp)
Pada reaksi:
\(\ce{p A(g) + q B(aq) <=> r C(g) + s D(s)}\)
Tetapan kesetimbangan berdasarkan tekanan adalah \(K_p = \dfrac {[P_C]^r}{[P_A]^p}\)
Tetapan kesetimbangan berdasarkan tekanan hanya dihitung dari zat-zat berwujud gas.
Hubungan Kc dan Kp
Hubungan antara nilai Kc dan Kp adalah:
\(\bbox[10px, border: 2px solid red]{K_p = K_c \: (R \:.\: T)^{\Delta n}}\)
R = 0,082
T = suhu dalam K = ºC + 273
\(\Delta n = \Sigma \text{(Koefisien reaksi produk}) - \Sigma \text{(Koefisien reaksi reaktan)}\)
C. PERGESERAN KESETIMBANGAN
Reaksi yang sudah mencapai kesetimbangan memiliki laju reaksi yang sama dalam dua arah. Jumlah zat-zat juga sudah tidak berubah.
Bila terjadi perubahan pada kondisi tertentu yang menyebabkan laju reaksi berubah, maka kesetimbangan zat-zat juga akan berubah. Reaksi akan mengalami pergeseran, terjadi penyusunan ulang jumlah zat-zat hingga kesetimbangan yang baru tercapai kembali.
Le Chatelier's Principle
Bila kondisi pada reaksi kesetimbangan berubah,
posisi kesetimbangan akan berubah untuk melawan perubahan kondisi tersebut
Berdasarkan Le Chatelier's Principle, faktor-faktor yang mempengaruhi pergeseran kesetimbangan:
1. Perubahan konsentrasi zat
Apabila konsentrasi A diperbesar, maka posisi kesetimbangan akan bergeser sehingga konsentrasi A mengecil kembali (namun tidak mencapai jumlah semula). Maka reaksi akan bergeser ke arah kanan.
\(\ce{A(g) + 2 B(g) <=> C(g) + D(g)}\)
Pergeseran kesetimbangan saat konsentrasi A ditambah
Sebaliknya, apabila konsentrasi A dikurangi, maka posisi kesetimbangan akan bergeser sehingga konsentrasi A membesar (namun tidak mencapai jumlah semula). Maka reaksi akan bergeser ke arah kiri.
\(\ce{A(g) + 2 B(g) <=> C(g) + D(g)}\)
Pergeseran kesetimbangan saat konsentrasi A dikurangi
2. Perubahan tekanan
Apabila tekanan diperbesar, maka posisi kesetimbangan akan bergeser sehingga tekanan akan mengecil kembali.
Tekanan gas merupakan tumbukan molekul-molekul gas pada dinding tabung (wadah). Pada reaksi di bawah ini, terdapat 3 molekul di sisi kiri dan 2 molekul di sisi kanan. Untuk memperkecil tekanan, reaksi akan bergeser ke arah yang jumlah molekulnya lebih sedikit (ke arah kanan).
Kesimpulan, apabila tekanan diperbesar, maka posisi kesetimbangan akan bergeser ke arah dimana jumlah molekul (jumlah koefisien reaksi) yang lebih kecil.
\(\ce{A(g) + 2 B(g) <=> C(g) + D(g)}\)
Pergeseran kesetimbangan saat tekanan diperbesar
Sebaliknya, apabila tekanan diperkecil, maka posisi kesetimbangan akan bergeser ke arah dimana jumlah molekul (jumlah koefisien reaksi) yang lebih besar.
\(\ce{A(g) + 2 B(g) <=> C(g) + D(g)}\)
Pergeseran kesetimbangan saat tekanan diperkecil
3. Perubahan volume
Karena volume berbanding terbalik dengan tekanan, maka pergeseran posisi kesetimbangan juga kebalikan dari tekanan.
Apabila volume diperbesar, posisi kesetimbangan akan bergeser ke arah dimana jumlah molekul (jumlah koefisien reaksi yang besar).
Sebaliknya, apabila volume diperkecil, posisi kesetimbangan akan bergeser ke arah dimana jumlah molekul (jumlah koefisien reaksi yang kecil).
4. Perubahan suhu
Apabila suhu dinaikkan, posisi kesetimbangan akan bergeser ke arah dimana suhu turun kembali. Untuk menurunkan suhu kembali, posisi kesetimbangan akan bergeser ke arah reaksi endoterm (menyerap kalor).
Sebaliknya, apabila suhu diturunkan, posisi kesetimbangan akan bergeser ke arah yang mengusahakan suhu naik kembali, dengan cara posisi kesetimbangan akan bergeser ke arah reaksi eksoterm (melepas kalor).
\(\ce{A(g) + 2 B(g) <=> C(g) + D(g)} \quad \Delta H = - 100 \text { kJ}\)
Suhu dinaikkan, reaksi akan bergeser ke arah endoterm
\(\ce{A(g) + 2 B(g) <=> C(g) + D(g)} \quad \Delta H = - 100 \text { kJ}\)
Suhu diturunkan, reaksi akan bergeser ke arah eksoterm
Peran Katalis
Katalis adalah zat yang terlibat dalam suatu reaksi namun tidak mempengaruhi hasil akhir reaksi.
Katalis digunakan untuk:
-
- mempercepat laju reaksi
- membuat reaksi mungkin terjadi
Katalis tidak menggeser posisi kesetimbangan.
D. DERAJAT DISOSIASI
Derajat disosiasi (\(\alpha\)) adalah persentase jumlah zat yang terurai dibandingkan dengan jumlah zat mula-mula.
\(\bbox[10px, border: 2px solid red]{\alpha = \dfrac{\text{zat yang terurai}}{\text{zat mula-mula}}}\)
Strategi pemecahan masalah
Jika dimisalkan jumlah zat mula-mula = \(a\), maka jumlah zat yang terurai = \(a \:.\: \alpha\)
\begin{equation*} \begin{array} & & \ce{A(g)} & \ce{<=>} & \ce {B(g)} & + & \ce{C(g)} \\\\ \text{Mula-mula} & a & & - & & - \\\\ \text{Reaksi} & a \: \alpha & & a \: \alpha & & a \: \alpha \\\\ \text{Akhir} & a(1 - \alpha) & & a \: \alpha & & a \: \alpha \end{array} \end{equation*}
D. PROSES HABER DAN PROSES KONTAK
1. Proses Haber
Proses Haber merupakan proses industri pembuatan zat amonia dari gas nitrogen dan gas hidrogen.
\(\ce{N2(g) + 3 H2 (g) <=> 2 NH3(g)} \quad \Delta \text{H} = -92 \text{ kJ/mol}\)
Kondisi yang diperlukan dalam proses Haber:
-
- Menggunakan katalis \(\ce{Fe}\) dan \(\ce{KOH}\) untuk mempercepat reaksi dan efisiensi
- Tekanan sekitar 200 atm. Dengan tekanan besar, maka posisi kesetimbangan lebih banyak membentuk \(\ce{NH3}\)
- Suhu 400ºC − 450ºC
Berdasarkan prinsip Le Chatelier, suhu yang tinggi sesungguhnya akan menggeser posisi kesetimbangan ke arah kiri (mengurangi jumlah \(\ce{NH3}\)). Namun suhu yang tinggi diperlukan agar reaksi dapat berjalan lebih cepat. Jumlah optimal \(\ce{NH3}\) diperoleh pada suhu 400ºC − 450ºC.
Gas hidrogen murni didapat dari penguraian gas metana, sedangkan gas nitrogen didapat dari udara. Setelah gas amonia terbentuk, gas tersebut dialirkan ke tempat lain untuk didinginkan sehingga didapat amonia dalam wujud cair.
2. Proses Kontak
Proses Kontak merupakan proses dalam industri untuk pembuatan asam sulfat.
Proses kontak terdiri atas 3 tahap:
A. Pembuatan \(\ce{SO2}\)
Belerang dioksida dapat dibuat dengan 2 cara:
(1) \(\ce{S(s) + O2(g) -> SO2(g)}\)
(2) \(\ce{4 FeS2(s) + 11 O2(g) -> 2 Fe2O3(s) + 8 SO2(g)}\)
\(\ce{SO2}\) yang terbentuk digunakan untuk membuat \(\ce{SO3}\)
B. Pembuatan \(\ce{SO3}\)
\(\ce{2 SO2(g) + O2(g) <=> 2 SO3(g) \quad \Delta H = - 196 kJ}\) (reaksi kesetimbangan)
Kondisi yang dibutuhkan untuk reaksi di atas:
− Menggunakan katalis vanadium (V) oksida \(\ce{(V2O5)}\)
− Tekanan sekitar 1 − 2 atm. Dengan tekanan besar, maka posisi kesetimbangan lebih banyak membentuk \(\ce{SO3}\)
− Suhu 400ºC − 450ºC. Suhu yang tinggi akan mempercepat reaksi.
C. Pembuatan asam sulfat
Pembuatan asam sulfat dari \(\ce{SO3}\) membutuhkan asam sulfat awal untuk melarutkan \(\ce{SO3}\)
\(\ce{H2SO4(aq) + SO3(g) -> H2S2O7(aq)}\)
\(\ce{H2S2O7(aq) + H2O(l) -> 2 H2SO4(aq)}\)
\(\ce{H2SO4}\) yang dihasilkan dua kali lebih banyak daripada \(\ce{H2SO4}\) yang digunakan di saat awal.