PRINSIP KESETIMBANGAN KIMIA

KESETIMBANGAN

KIMIA

Keadaan reaksi bolak-balik dimana laju reaksi reaktan dan produk sama dan konsentrasi keduanya tetap. Kesetimbangan kimia hanya terjadi pada reaksi bolak-balik dimana laju terbentuknya reaktan sama dengan laju terbentuknya produk.

KESETIMBANGAN KIMIA

BERSIFAT DINAMIS

Kesetimbangan dinamis adalah suatu reaksi bolak-balik pada saat keadaan konsentrasi tetap tapi sebenarnya tetap terjadi reaksi (terus-menerus). Kesetimbangan dinamis tidak terjadi secara makroskopis melainkan secara mikroskopis (partikel zat).

CIRI-CIRI KEADAAN SETIMBANG

    Ciri-ciri keadaan suatu reaksi bolak-balik dikatan setimbang sebagai berikut.
Terjadi dalam wadah tertutup, pada suhu dan tekanan tetap.
Reaksinya berlangsung terus-menerus (dinamis) dalam dua arah yang berlawanan.
Laju reaksi ke reaktan sama dengan laju reaksi ke produk.
Konsentrasi produk dan reaktan tetap.Terjadi secara mikroskopis pada tingkat partikel zat.
Pergeseran kesetimbangan kimia dipengaruhi
beberapa faktor :

1. KONSENTRASI ZAT
2. TEMPERATUR
3. TEKANAN ATAU VOLUME

PENGARUH KONSENTRASI ZAT TERHADAP KESETIMBANGAN KIMIA

Jika konsentrasi salah satu zat ditambah, maka reaksi kesetimbangan akan bergeser dari arah (menjauhi) zat yang ditambah konsentrasinya.

Jika konsentrasi salah satu zat dikurangi, maka reaksi kesetimbangan akan bergeser ke arah zat dikurangi konsentrasinya.

Contoh : Pada persamaan reaksi berikut.
N2(g)+ 3H2(g) <==> 2NH3(g) H = -92 Kj

PENGARUH TEMPERATUR TERHADAP KESETIMBANGAN KIMIA

Apabila temperatur sistem dinaikkan maka reaksi kesetimbangan bergeser ke arah reaksi yang membutuhkan kalor (endoterm).

—Apabila temperatur sistem dikurangi maka rekasi kesetimbangan akan bergeser ke arah zat yang

melepaskan kalor (eksoterm). 

Contoh : Pada persamaan reaksi

—[A] + [B] <==> [C] H = -X

[C] merupakan reaksi eksoterm (melepaskan kalor) dan [A] + [B] merupakan reaksi endoterm (membutuhkan kalor).

PENGARUH TEKANAN DAN VOLUME TERHADAP KESETIMBANGAN KIMIA

Apabila tekanan pada sistem ditambah/volume diperkecil maka reaksi kesetimbangan akan bergeser ke arah jumlah molekul yang lebih kecil. Apabila tekanan pada sistem

 diperkecil/volume ditambah maka reaksi kesetimbangan akan

bergeser ke arah jumlah molekul yang lebih besar.

"Tekana: Pada persamaan reaksi berikut

N2(g)+ 3H2(g) <==> 2NH3(g) H = -92 kJ

Jumlah mol reaktan = 1 + 3 = 4
Jumlah mol produk = 2

KATALISATOR

Untuk mempercepat proses kesetimbangan kimia,sering dipergunakan zat tambahan lain yaitu katalisator. Dalam sistem kesetimbangan, katalisator tidak mempengaruhi letak kesetimbangan, katalisator hanya berperan mempercepat reaksi yang berlangsung, mempercepat terjadinya keadaan setimbang, pada akhir reaksi katalisator akan terbentuk kembali. Katalis tidak dapat menggeser kesetimbangan kimia.
Perhatikan reaksi dibawah ini :
N2(g) + 3H2(g) 2 NH3(g)

Apakah pengaruhnya jika suatu reaksi yang sudah dalam keadaan stimbang ditambahkan katalus ke dalamnya. Katalis akan mempercepat laju pembentukan NH3, tetapi juga akan sekaligus mempercepat laju penguraian menjadi gas N2 dan gas H2. Pengaruh ini sama kuatnya. Katalisator dalam dunia industri umumnya logam, namun dalam makhluk hidup katalisator didapat dari dalam tubuhnya yang dikenal dengan dengan biokatalisator atau enzimn dan Volume berbanding terbalik"
Contoh Katalis dalam Reaksi Kimia
Hidrogen peroksida akan terurai menjadi air dan gas oksigen. Dua molekul hidrogen peroksida akan menghasilkan dua molekul air dan satu molekul oksigen. Katalis kalium permanganat dapat digunakan untuk mempercepat proses ini. Menambahkan kalium permanganat dengan hidrogen peroksida akan menimbulkan reaksi yang menghasilkan panas, dan uap air akan keluar.
Konverter katalitik pada mobil mengandung platinum, yang berfungsi sebagai katalis untuk mengubah karbon monoksida, yang beracun, menjadi karbon dioksida.
Jika Anda menyalakan korek di sebuah ruangan yang mengandung gas hidrogen dan gas oksigen, akan ada ledakan dan sebagian besar hidrogen dan oksigen akan bergabung untuk menciptakan molekul air.

Aplikasi Kesetimbangan Kimia Dalam Kehidupan Sehari-hari

1.Aplikasi pada industri - Manfaat Kesetimbangan Kimia

Pada industri kimia, pengontrolan dengan teliti dari pengaruh laju reaksi dan konsentrasikesetimbangan berperan penting dalam metode produksi untuk mendapatkan keuntungan.Kimia dan teknik kimia mencoba untuk menemukan kombinasi antara proses reaksi dankondisi dimana memproduksi produk dalam jumlah besar tetapi dengan biaya kecil. Dengankata lain, metode produksi yang ditemukan harus memperhitungkan persoalan penting sepertikeselamatan dan pertimbangan lingkungan.

2.Faktor laju reaksi - Manfaat Kesetimbangan Kimia

Pada umumnya, untuk memproduksi beberapa jenis zat dalam jumlah banyak,laju reaksi perlu diperhatikan. Faktor yang mempengaruhi laju reaksi antara lain kenaikan suhu,kenaikan konsentrasi dari reaktan serta penggunaan katalis.Secara sekilas, bahwa pabrik kimia harus dioperasikan pada suhu tinggi denganmenggunakan konsentrasi reaktan yang tinggi pula sehingga laju reaksi dapat tercapai.Pengaruh faktor kesetimbangan kimia dan factor ekonomi juga perlu dipertimbangkan oleh pabrik – pabrik kimia.

3.Faktor kesetimbangan - Manfaat Kesetimbangan Kimia

Faktor yang mempengaruhi laju reaksi perlu dipertimbangkan karena merekamenentukan seberapa cepatnya produk akan terbentuk. Itu juga factor sangat penting untukmempengaruhi jumlah dari pembentukan produk pada kesetimbangan kimia. Jumlah darireaksi adalah jumlah / persentase dari produk yang diperoleh dengan membandingkannyadengan jumlah maksimal yang seharusnya terbentuk dari reaksi komplit dari reaktan. Sebagaicontoh, jika massa produk yang terbentuk adalah 5% maka dikatakan produk yang dihasilkansedikit. Tetapi, jika massa yang terbentuk 95%, maka dikatakan produk yang dihasilkan besar. Kondisi suhu dan temperature harus dimanipulasi untuk mendapatkan produk.Kondisi – kondisi agar mendapatkan jumlah produk yang maksimal yaitu kesetimbanganharus berlawanan dengan laju reaksi maksimal. Sebagai contoh, perubahan sulfur dioksidamenjadi sulfur trioksida.

SO2 (g) + 0,5 O2 SO3 + 99 Kj

Prinsip Le’ Chaterier mengindikasikan bahwa jumlah produk dari reaksi eksoterm seperti
ini akan diperoleh pada sushu rendah. Tetapi, kecepatan laju maksimal akan diperolehdengan suhu tinggi. Denga reaksi seperti ini, para ilmuan harus memilih konisi reaksi yangmenghasilkan kesetimbangan terbaik antara kecepatan laju dan jumlah maksimal. Pada kasusumum dari reaksi oksidasi SO2
, katalis seperti vanadium pentaooksida dapat digunakan untuk
mempercepat reaksi. Itu sama halnya bahwa laju reaksi maksimal dapat diperoleh pada suhusekitar 600 C dengan kesetimbangan terbesar dari SO3
yang didapatkan dengan suhu tinggi.

4.Faktor ekonomi - Manfaat Kesetimbangan Kimia

Pertimbangan lain yang lebih penting dalam memilih kondisi reaksi adalah biaya dari penyediaan kondisi tersebut. Sebagai contoh, untuk menjaga suhu reaksi agar tetap tinggi,memerlukan biaya yang dalam hal ini berupa energy yang dibutuhkan. Jika katalis yangmurah dan cocok dapat ditemukan untuk proses reaksi dan dapat digunakan dalam jumlah banyak, maka akan menekan biaya produksi.Penyedia tekanan tinggi untuk reaksi gas juga diperhitungkan karena tersedia ruangan pada bangunan dan menjaga peralatan. Tekanan tinggi kadang– kadang digunakan untukmempercepat laju reaksi dan saat dimana ketersediaan jumlah produk pada kesetimbangan.Sebagai contoh, salah satu jenis polietilena dapat dibentuk dengan menekan gas etilena padatekanan antara 1500– 2000 atm, pada suhu 200 C. suhu ini dibutuhkan karena reaksi akanterjadi dengan laju yang wajar.Proses alternatif menggunakan katalis special yaitu Ziegler yang dapat membentuk polietilena pada tekanan lebih rendah sehingga jelas membutuhkan biaya yang lebih sedikit.
5.Suhu - Manfaat Kesetimbangan Kimia
Karena reaksi berlangsung secara eksotermik, penerapan prinsip Le’ Chaterier
memprediksikan bahwa banyaknya ammonia yang terbentuk dapat berlangsung pada suhuyang rendah. Tetapi, pada suhu rendah, laju reaksi berjalan sangat lambat untukmemproduksi ammonia. Untuk mendapatkan hasil yang layak dengan laju reaksi yangmaksimal, suhu yang digunakan adalah sekitar 500 C.

6.Tekanan - Manfaat Kesetimbangan Kimia

Produksi ammonia didapatkan dengan penurunan jumlah dari molekul gas sehingga hasilmeningkat pada tekanan yang lebih tinggi. Tekanan tinggi juga menaikkan laju reaksi.Karena factor tersebut, proses pembentukan ammonia secara modern pada suhu tinggi adalahdengan menggunakan tekanan sekitar 350 atm.

7.Katalis

Seperti yang telah disebutkan sebelumnya, suhu yang wajar dapat digunakan dalam proses Haber karena katalis tersedia, sehingga membuat laju yang wajar berjalan pada suhu500 C. pada Fe/ FeO, katalis tersedian dalam jumlah sedikit yaitu kalium oksida dan
aluminium oksida adalah katalis yang sering digunakan. Dengan menggunakan kondisi ini,dimungkinkan untuk menghasilkan ammonia dalam jumlah besar pada laju biasa dan biayayang wajar.Selain konisi ini, hasil yang diperoleh antara 30– 40%. Ammonia yang dihasilkanterpecah menjadi nitrogen dan hydrogen dengan mencairkannya pada tekanan rendah. Nitrogen dan hydrogen kemudian berekasi kembali.
Kesetimbangan Kimia Dalam Industri
Konsep reaksi kesetimbangan banyak di terapkan dalam bidang industri. Beberapa industriyang menerapkan konsep reaksi kesetimbangan adalah industri amonia, asam sulfat, dan asamnitrat.

1.Industri amonia (NH3)

Amonia (NH3) merupakan gas yang tidak berwarna dengan bau menyengat dan sangatmudah larut dalam air. Amonia ini biasanya di gunakan dalam refrigerator dan dalam pembuatan pupuk, bahan peledak,
dan plastik serta bahan kimia lainnya. Selainitu,amonia juga di gunakan sebagai pelarut.

2.Pembuatan H2SO4(aq)

(Asam sulfat)Proses kontak dilakukan untuk membuat H2SO4(aq) yang dapat digunakan sebagai bahan dasar pembuatan cat, pupuk, zat warna , detergen, dan larutan elektrolit dalam aki.

3.Pembuatan HNO3(Asam Nitrat)

Senyawa HNO3 merupakan bahan kimia penting yang digunakan sebagai bahan bakuuntuk peledak. Bahan peledak yang memakai bahan baku HNO3 dapat menimbulkan ledakan dahsyat. Contoh bahan peledak yang menggunakan HNO3, yaitu TNT

KONSEP STOKIOMETRI

MASSA ATOM

          Massa atom (ma) adalah massa suatu atom pada keadaan diam, umumnya dinyatakan dalam satuan massa atom. Massa atom sering disinonimkan dengan massa atom relatif, massa atom rata-rata, dan bobot atom. Terdapat sedikit perbedaan karena nilai-nilai tersebut dapat berupa rata-rata berbobot dari massa semua isotop unsur, atau massa dari satu isotop saja. 

•MASSA ATOM RELATIF

Massa suatu atom jika dibandingkan dengan massa atom acuan. Awalnya penentuan

massa atom relatif suatu unsur kimia menggunakan pembanding atom hidrogen.

Kemudian sejak 62 tahun yang lalu tepatnya tahun 1961 posisi hidrogen sebagai

pembanding oleh IUPAC (International Union for Pure and Applied Chemistry) diganti

oleh atom karbon C12. Dipilihanya atom karbon karena atom dari karbon lebih stabil.

Massa atom relatif dilambangkan dengan Ar dengan satuan sma (satuan massa atom).

•Cara menentukan massa atom relatif dengan menggunakan rumus massa atom relatif:

•MASSA MOLEKUL RELATIF

•Unsur dan senyawa yang partikelnya berupa molekul, massanya dinyatakan dalam

massa molekul relatif (Mr), yaitu perbandingan massa rata-rata  satu molekul unsur

atau senyawa dengan 1/12  massa rata-rata  satu atom karbon-12.Massa molekul

relatif dapat dihitung dengan menjumlahkan massa atom relatif atom-atom pembentuk

molekulnya.

•Mr = ∑Ar

•Untuk senyawa yang partikelnya bukan berbentuk molekul, melainkan pasangan ion,

senyawa tersebut disebut massa rumus relatif yang dihitung dengan cara yang sama 

seperti perhitungan massa molekul relatif .

•MOL

•Mol berasal dari bahasa yunani yakni “moles” berarti masa. Maka definisi mol (mol

eng) adalah satuan SI u/ menghitung jumlah zat.

•Satu mol zat menyatakan banyaknya zat yang mengan-dung  jumlah partikel yang

sama dengan jumlah partikeldalam 12,0 gram isotop C-12.

•Misalnya:

•1. 1 mol unsur Na mengandung 6,02 x 1023 atom Na.

•2. 1 mol senyawa air mengandung 6,02 x 1023 molekul air.

•3. 1 mol senyawa ion NaCl mengandung 6,02 x 1023 ion        Na+ dan 6,02 x 1023ion

Cl–.

1. Hubungan Mol dengan Massa Zat
Untuk unsur

Untuk senyawa

Keterangan:
m = massa (gram)
n = mol
Ar = massa atom relatif
Untuk senyawa Mr = massa molekul relatif

Contoh soal
1. Tentukan massa dari 2 mol amoniak (Mr NH3 = 17)
Jawab:
m= n x Mr = 2 x 17 = 28 gram
2. Hitunglah jumlah mol dari besi dengan massa 28 gram ( Ar Fe = 56)
Jawab:
n = m / Ar = 28/56 = 0,5 mol

2. Hubungan Mol dengan partikel
Jumlah partikel dalam 1 mol (12 gram C-12) yang ditetapkan melalui eksperimen dan didapatkan
6,02 x 10 23. Selanjutnya bilangan 6,02 x 10 23 disebut sebagai tetapan Avogadro dengan lambang L




Keterangan:
n = mol
N = Jumlah partikel/atom/molekul
NA = konstanta Avogadro(6,02 x 1023)

Contoh soal :
1. Tentukan jumlah atom tembaga dalam 2 mol tembaga!
Jawab:
N = n x NA= 2 x 6,02 .10 23 = 12,04. 1023 atom
2. Hitunglah jumlah mol dalam 3,01 x 1025 molekul O2!
Jawab:

= 50 mol

3. Hubungan Mol dengan Volume
"Pada suhu dan tekanan yang sama, gas-gas yang volumenya sama mengandung jumlah mol yang sama. Dari pernyataan ini ditentukan bahwa pada keadaan STP (0o C 1 atm) 1 mol setiap gas volumenya 22.4 liter volume ini disebut sebagai volume molar gas.

Keterangan
V STP (liter)= volume pada kondisi STP (0o C 1 atm)
n = mol

Pada suhu dan tekanan yang bukan standar (suhu ≠ 00 C , tekanan ≠ 1atm), maka volume dapat dihitung dengan persamaan gas ideal


Keterangan :
P = tekanan gas (atm)
V = volume gas
n = jumlah mol
R = tetapan gas 0,082 L atm/mol K
T = Suhu mutlak gas (Kelvin )
0 Kelvin = 273 0C

Contoh:
1. Berapa volume 8.5 gram amoniak (NH3) pada suhu 273o C dan tekanan 1 atm ?
(Ar: H = 1 ; N = 14)
Jawab:
mol amoniak = m/Mr = 8,5/ (Ar N +3 Ar H) = 8,5 / 14+ 3 = 8,5 /17 = 0,5 mol
Volume amoniak (STP) = 0.5 x 22.4 = 11.2 liter

2. Berapa liter volume 9 gram uap air (Mr =18) yang diukur pada keadaan 270 C dan tekanan 1 atmosfer?
Jawab:
Mol air = m/Mr = 9/18 = 0,5 mol
T = 27 + 273 = 300 Kalvin
PV = nRT

KONSEP TERMODINAMIKA

TERMOKIMIA

    Termokimia adalah Bagian dari ilmu kimia yang mempelajari perubahan kalor atau panas suatu zat yang menyertai suatu reaksi atau proses kimia dan fisika disebut termokimia.

Energi yang menyertai reaksi kimia dinyatakan dalam bentuk entalpi dengan simbol H.

Selisih antara entalpi reaktan dan entalpi hasil pada suatu reaksi disebut perubahan entalpi reaksi. Perubahan entalpi reaksi diberi simbol ΔH.

Termokimia merupakan penerapan hukum pertama termodinamika terhadap peristiwa kimia yang membahas tentang kalor yang menyertai reaksi kimia.

TERMODINAMIKA

  Termodinamika kimia dapat didefenisikan sebagai cabang kimia yang menangani hubungan kalor, kerja dan bentuk lain energi, dengan kesetimbangan dalam reaksi kimia dan dalam perubahan keadaan.

Penerapan hukum termodinamika pertama dalam bidang kimia merupakan bahan kajian dari termokimia.

“Energi tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan, tetapi dapat diubah dari satu bentuk ke bentuk yang lain, atau energi alam semesta adalah konstan.”

REAKSI EKSOTERM & ENDOTERM

Contoh Reaksi Eksoterm & Endoterm

Contoh Reaksi : Eksoterm

Contoh Reaksi : Endoterm

Grafik Reaksi Eksoterm dan Endoterm

ENTALPI

• —  Setiap materi mengandung energi yang disebut energi internal (U).
• —  Besarnya energi ini tidak dapat diukur, yang dapat diukur hanyalah perubahannya.
• —  Perubahan energi internal ditentukan oleh keadaan akhir dan keadaan awal ( ΔU =  Uakhir – Uawal).
•   —Perubahan energi internal dalam bentuk panas dinamakan kalor.
•      Kalor adalah energi panas yang ditransfer (mengalir) dari satu materi ke materi lain.
•   —Jika perubahan energi terjadi pada tekanan tetap, misalnya dalam wadah terbuka (tekanan atmosfer) maka kalor yang terbentuk dinamakan perubahan entalpi (ΔH).
•   —Entalpi dilambangkan dengan H (berasal dari kata ‘Heat of Content’).
•      Dengan demikian, perubahan entalpi adalah kalor yang terjadi pada tekanantetap, atau Δ H = QP (Qp menyatakan kalor yang diukur pada tekanan tetap)

PENENTUAN KAPASITAS KALOR DENGAN KALORIMETER

  

   dimana, Qkalorimeter = kalor yang diserap atau                dilepaskan oleh kalorimeter (J)

  Ck       =  kapasitas kalor kalorimeter (J/0C)

         ΔT      = perubahan  suhu (0C)

           Dalam reaksi eksoterm, kalor yang dilepaskan oleh sistem reaksi akandiserap oleh lingkungan (kalorimeter dan media reaksi). Jumlah kalor yangdiserap oleh lingkungan dapat dihitung berdasarkan hukum kekekalan energi.Secara matematik dirumuskan sebagai berikut:

Contoh :

Penentuan Kapasitas Kalor Kalorimeter :

Ke dalam kalorimeter dituangkan 50 g air dingin (25°C), kemudian ditambahkan 75 g air panas(60°C) sehingga suhu campuran menjadi 35°C. Jika suhu kalorimeter naik sebesar 7°, tentukankapasitas kalor kalorimeter? Diketahui kalor jenis air = 4,18 J/g0C .

Jawab :

Kalor yang dilepaskan air panas sama dengan kalor yang diserap air dingin dan kalorimeter.

Menghitung kalor  yang dilepas oleh air panas :

QAir panas   = QAir dingin + QKalorimeter

QAir panas  = mair panas x cair x ΔT

QAir panas  = 75 g × 4,18 J/g0C × (35 – 60)°c

QAir panas  = – 7.837,5 J

PERSAMAAN TERMOKIMIA

Persamaan termokimia adalah persamaan kimia yang sudah setara.

2Na(s) + 2H2O(l)   2NaOH(aq) + H2(g)  ∆H =-367,5 kj

 Persamaan ini menyatakan bahwa dua mol natrium bereaksi dengan dua mol air meghasilkan dua mol natrium hidroksida dan 1 mol hidrogen

FAKTOR - FAKTOR  YANG  MEMPENGARUHI

NILAI  PERUBAHAN  ENTALPI  REAKSI

Ø Jumlah mol zat, yang dinyatakan dengan koefisien pada persamaan termokimia.

 ØWujud fisik zat, yang dinyatakan dengan index, s (solid), l (liquid), g (gas),aq (larutan).

Contoh Persamaan Termokimia:

Ø2H2(g) + O2(g)  2H2 O(l)  DH = - 571,1 kJ

Ø 2H2(g) + O2(g) 2H2 O(g)DH = - 483,7 kJ

PENENTUAN PERUBAHAN ENTALPI

Entalpi bergantung pada keadaan, sehingga perlu ditetapkan kondisi saat pengukuran

PERUBAHAN ENTALPI STANDAR (DH0)

Perubahan entapi pada keadaan standar adalah kalor yang diukur pada tekanan tetap 1 atm dan 298 K (250C)

Entalpi Pembentukan Standar (DH0f)

Nilai Beberapa Entalpi Pembentukan Standar pada 298 K

Entalpi Penguraian Standar (DH0d)

CONTOH :

Diketahui DH°f CO2(g) adalah -393,5 kJ/mol, maka entalpi penguraian CO2(g) adalah +393,5 kJ/mol.

Tuliskan persamaan reaksinya!

CO2(g)  → C(grafit) + O2(g)       DH = +393,5 kJ/mol

Entalpi Pembakaran Standar (DH0c)

Contoh :

Berapa kJ kalor yang dihasilkan oleh 1 tangki kendaraan bermotor yang memiliki volume 3,5 L, jika massa jenis bensin adalah 0,7 kg/L ? Anggap bensin terdiri dari isooktana, maka:

DH0c isooktana = -5460 kJ/mol, massa jenis = 114 g/mol)

Jawab:

Massa tangki kendaraan = 3,5 L ´ 0,7 kg/L = 2,45 kg = 2450 gram

n isooktana = (2450 gram)

                            (114 g/mol)

                      = 21,49 mol

Jadi, kalor yang dibebaskan pada pembakaran 3,5 L bensin adalah:

= 21,49 mol ´ (-5460) kJ/mol

= - 117,335,4 kJ