KIMIA

Kesetimbangan Kimia

         Dalam tulisan ini, kita akan mempelajari pengertian kesetimbangan kimia, contoh aplikasi kesetimbangan kimia dalam industri, menentukan dan menghitung besarnya konstanta kesetimbangan kimia, mempelajari berbagai jenis kesetimbangan kimia, memanipulasi persamaan kesetimbangan kimia, serta mengkaji faktor-faktor yang dapat menggeser kesetimbangan kimia.

Salah satu proses yang sangat berguna dalam industri kimia adalahproses Haber, yaitu sintesis gas amonia dari gas nitrogen dan gas hidrogen. Reaksi kimia yang terjadi dalam proses Haber adalah sebagai berikut :

N2(g) +  3 H2(g) ——-> 2 NH3(g)

Dengan cara penulisan ini, reaksi kimia menunjukkan bahwa gas hidrogen dan gas nitrogen bereaksi untuk menghasilkan gas amonia, dan hal ini akan terus berlangsung sampai salah satu atau kedua reaktannya habis. Tetapi, sesungguhnya, hal ini tidak sepenuhnya benar.

Apabila reaksi ini dilakukan dalam ruang tertutup (sebab reaktan maupun gas sama-sama berbentuk gas), gas nitrogen dan gas hidrogen akan bereaksi membentuk gas amonia. Namun, sebagian dari gas amonia tersebut akan segera terurai menjadi gas nitrogen dan gas hidrogen kembali, seperti yang ditunjukkan dalam persamaan reaksi berikut :

2 NH3(g) ——-> N2(g) +  3 H2(g)

Oleh sebab itu, di dalam ruang tertutup tersebut, sesungguhnya terjadi dua reaksi yang saling berlawanan, yaitu gas nitrogen dan gas hidrogen bergabung menghasilkan gas amonia dan gas amonia terurai menghasilkan gas nitrogen dan gas hidrogen. Kedua reaksi tersebut dapat dituliskan secara bersamaan dengan menggunakan dua mata anak panah sebagai berikut :

N2(g) +  3 H2(g) <——>  2 NH3(g)

Gas nitrogen dan gas hidrogen diletakkan di sisi kiri karena bahan itulah yang mula-mula dimasukkan ke dalam tempat reaksi. Kedua reaksi tersebut terjadi dengan kecepatan yang berbeda. Namun, cepat atau lambat, kecepatan kedua reaksi tersebut akan sama dan jumlah relatif dari gas nitrogen, gas hidrogen, dan gas amonia menjadi tetap (konstan). Ini merupakan contoh kesetimbangan kimia.

Kesetimbangan kimia dinamis tercapai pada saat dua reaksi kimia yang berlawanan terjadi pada tempat dan waktu yang sama dengan laju reaksi yang sama. Ketika sistem mencapaikesetimbangan, jumlah masing-masing spesi kimia menjadi konstan (tidak perlu sama).

Kadang-kadang, terdapat banyak produk (spesi kimia yang ada di sisi kanan tanda panah bolak-balik) ketika reaksi mencapaikesetimbangan. Tetapi, kadang-kadang, produknya justru sangat sedikit. Jumlah relatif dari produk dan reaktan dalamkesetimbangan dapat ditentukan dengan menggunakankonstanta kesetimbangan kimia (K) untuk reaksi tersebut.

Secara umum, untuk reaksi kesetimbangan hipotetis berikut :

a A  +  b B  <——>  c C  +  d D

Huruf besar menunjukkan spesi kimia dalam kesetimbangan kimiadan huruf kecil menyatakan koefisien reaksi pada reaksi kimia setara. Konstanta kesetimbangan kimia (Keq) secara matematis dapat dinyatakan dalam persamaan berikut :

Keq =  [C]c [D]d / [A]a [B]b

Persamaan Keq dirumuskan oleh dua ahli kimia berkebangsaan Norwegia, yaitu Cato Guldberg dan Peter Waage, pada tahun 1864. Persamaan ini merupakan pernyataan matematis dari hukum aksi massa (law of mass action), yang menyatakan bahwa pada reaksi reversibel (bolak-balik, dua arah) yang mencapai keadaankesetimbangan pada temperatur tertentu, perbandingan konsentrasi reaktan dan produk memiliki nilai tertentu (konstan), yaitu Keq (konstanta kesetimbangan kimia).

Bagian pembilang mengandung produk dari kedua spesi kimia yang berada di sisi kanan persamaan dengan masing-masing spesi kimia dipangkatkan dengan koefisien reaksinya dalam persamaan reaksi berimbang. Penyebutnya juga sama, tetapi digunakan spesi kimia yang berada di sebelah kiri persamaan reaksi. Oleh karena satuan yang digunakan dalam konstanta kesetimbangan kimia adalahkonsentrasi (molaritas), para ahli kimia menggunakan notasi  Kcsebagai pengganti Keq.

Nilai angka dari konstanta kesetimbangan kimia memberikan petunjuk tentang jumlah relatif dari produk dan reaktan. Nilai Kcjuga memberikan petunjuk apakah kesetimbangan cenderung ke arah reaktan atau produk. Apabila nilai Kc jauh melebihi satu (Kc>> 1), kesetimbangan akan cenderung ke kanan (produk), sehingga jumlah produk lebih besar dibandingkan reaktan. Sebaliknya, apabila nilai Kc jauh di bawah satu (Kc << 1),kesetimbangan akan cenderung ke kiri (reaktan), sehingga jumlah reaktan lebih besar dibandingkan reaktan.

Konsep kesetimbangan kimia sangat berguna dalam ilmu kimia.Konstanta kesetimbangan kimia digunakan dalam menyelesaikan berbagai permasalahan stoikiometri yang melibatkan sistemkesetimbangan. Dalam menggunakan Kc, konsentrasi reaktan dan produk saat kesetimbangan dilibatkan. Berdasarkan fasa spesi kimia yang terlibat dalam reaksi, sistem kesetimbangan dapat dibedakan menjadi dua, antara lain :

1. Kesetimbangan Homogen

Semua spesi kimia berada dalam fasa yang sama. Salah satu contoh kesetimbangan homogen fasa gas adalah sistemkesetimbangan N2O4/NO­2. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

N2O4(g) <——> 2 NO2(g)

Kc =   [NO2]2 / [N2O4]

Konsentrasi reaktan dan produk dalam reaksi gas dapat dinyatakan dalam bentuk tekanan parsial masing-masing gas (ingat persamaan gas ideal, PV=nRT). Dengan demikian, satuan konsentrasi yang diganti dengan tekanan parsial gas akan mengubah persamaan Kc menjadi Kp sebagai berikut :

Kp =   (PNO2)2 / (PN2O4)

PNO2 dan PN2O4 adalah tekanan parsial masing-masing gas pada saat kesetimbangan tercapai. Nilai Kp menunjukkan konstanta kesetimbangan yang dinyatakan dalam satuan tekanan (atm). Kphanya dimiliki oleh sistem kesetimbangan yang melibatkan fasa gas saja.

Secara umum, nilai Kc tidak sama dengan nilai Kp, sebab besarnya konsentrasi reaktan dan produk tidak sama dengan tekanan parsial masing-masing gas saat kesetimbangan. Dengan demikian, terdapat hubungan sederhana antara Kc dan Kp yang dapat dinyatakan dalam persamaan matematis berikut :

Kp =  Kc (RT)∆n

Kp =  konstanta kesetimbangan tekanan parsial gas

Kc =  konstanta kesetimbangan konsentrasi gas

R  =  konstanta universal gas ideal (0,0821 L.atm/mol.K)

T  =  temperatur reaksi (K)

∆n  =  Σ koefisien gas produk -  Σ koefisien gas reaktan

Selain kesetimbangan homogen fasa gas, terdapat pula sejumlah kesetimbangan homogen fasa larutan. Salah satu contoh kesetimbangan homogen fasa larutan adalah kesetimbangan ionisasi asam asetat (asam cuka) dalam air. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

CH3COOH(aq) <——>  CH3COO-(aq) +  H+(aq)

Kc =   [CH3COO-] [H+] / [CH3COOH]

2. Kesetimbangan Heterogen

Kesetimbangan ini melibatkan reaktan dan produk dalam fasa yang berbeda. Sebagai contoh, saat padatan kalsium karbonat dipanaskan dalam wadah tertutup, akan terjadi reaksi berikut :

CaCO3(s) <——>  CaO(s) +  CO2(g)

Dalam reaksi penguraian padatan kalsium karbonat, terdapat tiga fasa yang berbeda, yaitu padatan kalsium karbonat, padatan kalsium oksida, dan gas karbon dioksida. Dalam kesetimbangan kimia, konsentrasi padatan dan cairan relatif konstan, sehingga tidak disertakan dalam persamaan konstanta kesetimbangan kimia. Dengan demikian, persamaan konstanta kesetimbanganreaksi penguraian padatan kalsium karbonat menjadi sebagai berikut :

Kc =  [CO2]

Kp =  PCO2

Baik nilai Kc maupun Kp tidak dipengaruhi oleh jumlah CaCO3 dan CaO (jumlah padatan).

Beberapa aturan yang berlaku dalam penentuan nilai konstanta kesetimbangan kimia saat reaksi kesetimbangan dimanipulasi (diubah) antara lain :

1. Jika reaksi dapat dinyatakan dalam bentuk penjumlahan dua atau lebih reaksi, nilai konstanta kesetimbangan reaksi keseluruhan adalah hasil perkalian konstanta kesetimbangan masing-masing reaksi.

A  +  B  <——>  C  +  D                               Kc’

C  +  D  <——>  E  +  F                               Kc’’

A  +  B  <——>  E  +  F                       Kc =  Kc’ x Kc’’

2. Jika reaksi ditulis dalam bentuk kebalikan dari reaksi semula, nilai konstanta kesetimbangan menjadi kebalikan dari nilaikonstanta kesetimbangan semula.

A  +  B  <——>  C  +  D           Kc’  =   [C] [D] / [A] [B]

C  +  D  <——>  A  +  B          Kc =   [A] [B] / [C] [D]   =   1 / Kc’

3. Jika suatu reaksi kesetimbangan dikalikan dengan faktor n, nilai konstanta kesetimbangan menjadi nilai konstanta kesetimbangan semula dipangkatkan dengan faktor n.

A  +  B  <——>  C  +  D                     Kc’  =   [C] [D] / [A] [B]

2 A  +  2 B  D  2 C  +  2 D             Kc =  [C]2 [D]2 / [A]2 [B]2 =  {  [C] [D] /  [A] [B] }2 =  (Kc’)2

Salah satu kegunaan konstanta kesetimbangan kimia adalahmemprediksi arah reaksi. Untuk mempelajari kecenderungan arah reaksi, digunakan besaran Qc, yaitu hasil perkalian konsentrasiawal produk dibagi hasil perkalian konsentrasi awal reaktan yang masing-masing dipangkatkan dengan koefisien reaksinya. Jika nilaiQc dibandingkan dengan nilai Kc, terdapat tiga kemungkinan hubungan yang terjadi, antara lain :

1. Qc < Kc

Sistem reaksi reversibel kelebihan reaktan dan kekurangan produk. Untuk mencapai kesetimbangan, sejumlah reaktan diubah menjadi produk. Akibatnya, reaksi cenderung ke arah produk (ke kanan).

2. Qc =  Kc

Sistem berada dalam keadaan kesetimbangan. Laju reaksi, baik ke arah reaktan maupun produk, sama.

3. Qc > Kc

Sistem reaksi reversibel kelebihan produk dan kekurangan reaktan. Untuk mencapai kesetimbangan, sejumlah produk diubah menjadi reaktan. Akibatnya, reaksi cenderung ke arah reaktan (ke kiri).

Kesetimbangan kimia dapat diganggu oleh beberapa faktor eksternal. Sebagai contoh, pada pembahasan proses Habersebelumnya, telah diketahui bahwa nilai Kc pada proses Haberadalah 3,5.108 pada suhu kamar. Nilai yang besar ini menunjukkan bahwa pada kesetimbangan, terdapat banyak gas amonia yang dihasilkan dari gas nitrogen dan gas hidrogen. Akan tetapi, masih ada gas nitrogen dan gas hidrogen yang tersisa padakesetimbangan. Dengan menerapkan prinsip ekonomi dalam dunia industri, diharapkan sebanyak mungkin reaktan diubah menjadi produk dan reaksi tersebut berlangsung sempurna. Untuk mendapatkan produk dalam jumlah yang lebih banyak,kesetimbangan dapat dimanipulasi dengan menggunakan prinsip Le Chatelier.

Seorang kimiawan berkebangsaan Perancis, Henri Le Chatelier, menemukan bahwa jika reaksi kimia yang setimbang menerima perubahaan keadaan (menerima aksi dari luar), reaksi tersebut akan menuju pada kesetimbangan baru dengan suatu pergeserantertentu untuk mengatasi perubahan yang diterima (melakukanreaksi sebagai respon terhadap perubahan yang diterima). Hal ini disebut Prinsip Le Chatelier.

Ada tiga faktor yang dapat mengubah kesetimbangan kimia, antara lain :

1.      Konsentrasi reaktan atau produk

2.      Suhu

3.      Tekanan atau volume pada sistem yang mengandung fasa gas

Untuk memproduksi gas amonia sebanyak mungkin, dapat dilakukan manipulasi kesetimbangan kimia dari segi konsentrasi reaktan maupun produk, tekanan ruangan, volume ruangan, dan suhu reaksi. Berikut ini adalah pembahasan mengenai masing-masing faktor.

1. Mengubah konsentrasi

Jika ke dalam sistem kesetimbangan ditambahkan gas nitrogen maupun gas hidrogen berlebih (reaktan berlebih), nilai Qc menjadi lebih kecil dibandingkan Kc. Untuk mengembalikan ke kondisisetimbang, reaksi akan bergeser ke arah produk (ke kanan). Akibatnya, jumlah produk yang terbentuk meningkat. Hal yang sama juga akan terjadi jika gas amonia yang terbentuk langsung diambil. Reaksi akan bergeser ke arah kanan untuk mencapai kembali kesetimbangan.

Dapat disimpulkan bahwa jika dalam sistem kesetimbanganditambahkan lebih banyak reaktan atau produk, reaksi akan bergeser ke sisi lain untuk menghabiskannya. Sebaliknya, jika sebagian reaktan atau produk diambil, reaksi akan bergeser ke sisinya untuk menggantikannya.

2.Mengubah suhu

Reaksi pada proses Haber adalah reaksi eksotermis. Reaksi tersebut dapat dinyatakan dalam persamaan reaksi berikut :

N2(g) +  3 H2(g) <——>  2 NH3(g) +  Kalor

    Jika campuran reaksi tersebut dipanaskan, akan terjadi peningkatan jumlah kalor dalam sistem kesetimbangan. Untuk mengembalikan reaksi ke kondisi setimbang, reaksi akan bergeser dari arah kanan ke kiri. Akibatnya, jumlah reaktan akan meningkat disertai penurunan jumlah produk. Tentu saja hal ini bukanlah sesuatu yang diharapkan. Agar jumlah amonia yang terbentuk meningkat, campuran reaksi harus didinginkan. Dengan demikian, jumlah kalor di sisi kanan akan berkurang sehingga reaksi akan bergeser ke arah kanan.

    Secara umum, memanaskan suatu reaksi menyebabkan reaksi tersebut bergeser ke sisi endotermis. Sebaliknya, mendinginkancampuran reaksi menyebabkan kesetimbangan bergeser ke sisieksotermis.

3. Mengubah tekanan dan volume

Mengubah tekanan hanya mempengaruhi kesetimbangan bila terdapat reaktan dan/atau produk yang berwujud gas. Padaproses Haber, semua spesi adalah gas, sehingga tekanan dapat mempengaruhi kesetimbangan.

Reaksi pada proses Haber terjadi dalam ruangan tertutup. Tekanan pada ruangan terjadi akibat tumbukan gas hidrogen, gas nitrogen, serta gas amonia terhadap dinding ruangan tersebut. Saat sistem mencapai keadaan setimbang, terdapat sejumlah gas nitrogen, gas hidrogen, dan gas amonia dalam ruangan. Tekanan ruang dapat dinaikkan dengan membuat tempat reaksinya menjadi lebih kecil (dengan memampatkannya, misal dengan piston) atau dengan memasukkan suatu gas yang tidak reaktif, seperti gas neon. Akibatnya, lebih banyak tumbukan akan terjadi pada dinding ruangan bagian dalam, sehingga kesetimbangan terganggu. Untuk mengatasi pengaruh tersebut dan memantapkan kembalikesetimbangan, tekanan harus dikurangi.

Setiap kali terjadi reaksi maju (dari kiri ke kanan), empat molekul gas (satu molekul gas nitrogen dan tiga molekul gas hidrogen) akan membentuk dua molekul gas amonia. Reaksi ini mengurangi jumlah molekul gas dalam ruangan. Sebaliknya, reaksi balik (dari kanan ke kiri), digunakan dua molekul gas amonia untuk mendapatkan empat molekul gas (satu molekul gas nitrogen dan tiga molekul gas hidrogen). Reaksi ini menaikkan jumlah molekul gas dalam ruangan.

Kesetimbangan telah diganggu dengan peningkatan tekanan. Dengan mengurangi tekanan, gangguan tersebut dapat dihilangkan. Mengurangi jumlah molekul gas di dalam ruangan akan mengurangi tekanan (sebab jumlah tumbukan akan berkurang). Oleh sebab itu, reaksi maju (dari kiri ke kanan) lebih disukai, sebab empat molekul gas akan digunakan dan hanya dua molekul gas yang akan terbentuk. Sebagai akibat dari reaksi maju ini, akan dihasilkan gas amonia yang lebih banyak.

Secara umum, meningkatkan tekanan (mengurangi volume ruangan) pada campuran yang setimbang menyebabkan reaksinya bergeser ke sisi yang mengandung jumlah molekul gas yang paling sedikit. Sebaliknya, menurunkan tekanan(memperbesar volume ruangan) pada campuran yang setimbang menyebabkan reaksinya bergeser ke sisi yang mengandung jumlah molekul gas yang paling banyak. Sementara untuk reaksi yang tidak mengalami perubahan jumlah molekul gas (mol reaktan = mol produk), faktor tekanan dan volume tidak mempengaruhi kesetimbangan kimia.

Katalis meningkatkan laju reaksi dengan mengubah mekanisme reaksi agar melewati mekanisme dengan energi aktivasi  terendah.  Katalis tidak dapat menggeser kesetimbangan kimia. Penambahan katalis hanya mempercepat tercapainya keadaansetimbang.

Dari beberapa faktor di atas, hanya perubahan temperatur(suhu) reaksi yang dapat mengubah nilai konstanta kesetimbangan (Kc maupun Kp). Perubahan konsentrasi, tekanan, dan volume hanya mengubah konsentrasi spesi kimia saatkesetimbangan, tidak mengubah nilai K. Katalis hanya mempercepat tercapainya keadaan kesetimbangan, tidak dapat menggeser kesetimbangan kimia.

Termokimia

Termokimia dengan Termodinamika

Termokimia merupakan penerapan hukum pertama termodinamika terhadap peristiwa kimia yang membahas tentang kalor yang menyertai reaksi kimia. Untuk memahami termokimia perlu dibahas tentang:

(a) Sistem, lingkungan, dan alam semesta.

(b) Energi yang dimiliki setiap zat.

(c) Hukum kekekalan energi.

Sistem, Lingkungan, Alam Semesta — Termokimia

Jika sepotong pita magnesium kita masukkan ke dalam larutan asam klorida, maka pita magnesium akan segera larut atau bereaksi dengan HCl disertai pelepasan kalor yang menyebabkan gelas kimia beserta isinya menjadi panas. Campuran pita magnesium dan larutan HCl itu kita sebut sebagai Sistem. Sedangkan gelas kimia serta udara sekitarnya kita sebut sebagai Lingkungan. Jadi, sistem adalah bagian dari alam semesta yang sedang menjadi pusat perhatian. Bagian lain dari alam semesta yang berinteraksi dengan sistem kita sebut lingkungan.

Pada umumnya (termokimia) sebuah sistem jauh lebih kecil dari lingkungannya.Di alam ini terjadi banyak kejadian atau perubahan sehingga alam mengandung sistem dalam jumlah tak hingga, ada yang berukuran besar (seperti tata surya), berukuran kecil (seorang manusia dan sebuah mesin), dan berukuran kecil sekali (seperti sebuah sel dan satu atom).Akibatnya, satu sistem kecil dapat berada dalam sistem besar, atau satu sistem merupakan lingkungan bagi sistem yang lain. Akan tetapi bila sebuah sistem dijumlahkan dengan lingkungannya,akan sama besarnya dengan sebuah sistem lain dijumlahkan dengan lingkungannya, yang disebut alam semesta. Termokimia kelas XI

Alam semesta adalah sistem ditambah lingkungannya.Oleh sebab itu, alam semesta hanya ada satu, tiada duanya. Interaksi antara sistem dan lingkungan dapat berupa pertukaran materi dan atau pertukaran energi. Berkaitan dengan itu maka sistem dibedakan menjadi tiga , yaitu sistem terbuka, sistem tertutup, dan sistem terisolasi.

Sistem dalam termokimia dikatakan terbuka jika antara sistem dan lingkungan dapat mengalami pertukaran materi dan energi. Pertukaran materiartinya ada hasil reaksi yang dapat meninggalkan sistem (wadahreaksi), misalnya gas, atau ada sesuatu dari lingkungan yang dapat memasuki sistem. Sistem pada gambar 1 tergolong sistem terbuka. Selanjutnya sistem dikatakan tertutup jika antara sistem dan lingkungan tidak dapat terjadi pertukaran materi, tetapi dapat terjadi pertukaran energi. Pada sistem terisolasi, tidak terjadi pertukaran materi maupun energi dengan lingkungannnya.

Pertukaran energi antara sistem dan lingkungan dapat berupa kalor (q) atau bentuk-bentuk energi lainnya yang secara kolektif kita sebut kerja (w). Adanya pertukaran energi tersebut akan mengubah jumlah energi yang terkandung dalam sistem. Kerja adalah suatu bentuk pertukaran energi antara sistem dan lingkungan di luar kalor.