modul 1 termokimia - · pdf fileunindra |modul kimia dasar ii 1 modul 1 termokimia...
Post on 30-Jan-2018
387 Views
Preview:
TRANSCRIPT
UNINDRA |Modul Kimia Dasar II 1
MODUL 1
TERMOKIMIA
Termokimia adalah ilmu yang mempelajari hubungan antara energi panas
dan energi kimia. Sebagai prasyarat untuk mempelajari termokimia, kita harus
mengetahui tentang perbedaan kalor (Q) dan kerja (W).
Kalor (Q) adalah energi yang dipindahkan melalui batas-batas sistem,
sebagai akibat langsung dari perbedaan sushu yang terdapat antara sistem dan
lingkungan. Besarnya kalor tergantung pada proses. Q positif bila kalor masuk ke
dalam sistem, sebaliknya Q negatif bila kalor keluar dari sistem.
Kerja (W) adalah setiap energi yang bukan kalor, yang dipertukarkan antara
sistem dengan lingkungan. Kerja dapat berupa kerja mekanik, kerja listrik dsb. W
positif bila sistem menerima kerja (lingkungan melakukan kerja terhadap sistem),
sebaliknya W negatif bila sistem melakukan kerja terhadap lingkungan.
A. Hukum Pertama Termodinamika
Hubungan kalor dan kerja dalam suatu sistem dan lingkungan
dideskripsikan sebagai berikut : sejumlah tertentu kalor dimasukkan dalam suatu
sistem dari sekitarnya. Tetapi didapatkan bahwa kerja yang dilakukan oleh sistem
lebih kecil dari nilai kalor yang dimasukkan, maka ada suatu energi yang
tersimpan dala sistem yang besarnya sama dengan jumlah aljabar dari kalor dan
kerja. Energi yang tersimpan tersebut disebut energi dalam, dirumuskan :
ΔU = Q + W dimana: ΔU : perubahan energi dalam
W : kerja
Q : kalor
B. Kalor Reaksi
Kalor reaksi adalah energi yang dipindahkan dari atau ke sistem, sehingga
suhu zat-zat hasil reaksi menjadi sama dengan suhu campuran zat-zat pereaksi.
UNINDRA |Modul Kimia Dasar II 2
Panas reaksi dapat diukur dalam kalorimeter dan tergantung pada kondisi reaksi
yaitu: reaksi pada volume tetap (Qv) dan reaksi pada tekanan tetap (Qp).
Pengukuran kalor reaksi umumnya dilakukan pada udara terbuka dengan tekanan
yang dapat dianggap tetap, maka dalam kimia kebanyakan dipakai entalpi (H).
Kalor reaksi = kalor yang diserap (diperlukan) atau dilepaskan (dihasilkan)
dalam reaksi.= perubahan entalpi (ΔH). Apabila perubahan entalpi reaksi negatif
(ΔH = - ), maka reaksi disebut reaksi eksoterm. Artinya reaksi tersebut
membebaskan panas sebesar ΔH. Abila reaksi menyerap panas sebesar ΔH, maka
perubahan entalpi rekasinya bernilai positif (ΔH = + ). Reaksinya disebut reaksi
endoterm.
Contoh :
2 H2 (g) + O2 (g) —→ 2 H2O (l) + 136,6 kkal
H1 H2 Q
H1 = H2 + Q
H2 – H1 = – Q
ΔH = – Q = – 136,6 kkal
Disebut reaksi eksoterm (menghasilkan kalor). Biasanya dituliskan:
2 H2 (g) + O2 (g) —→ 2 H2O (l) ΔH = – 136,6 kkal
Reaksi kebalikannya adalah reaksi endoterm (memerlukan kalor).
2 H2O (l) —→ 2 H2 (g) + O2 (g) ΔH = + 136,6 kkal
ΔH Pembentukan Standar (ΔHf 0)
Adalah ΔH untuk membentuk 1 mol suatu senyawa dari unsur-unsur
penyusunnya pada keadaan standar.
C(s) + O2 (g) —→ CO2 (g) ΔH = – 94,1 kkal
ΔH pembentukan standar CO2 (g) = – 94,1 kkal/mol.
Umumnya dituliskan ΔHf 0 CO2 (g) = – 94,1 kkal/mol.
Jika suatu senyawa tersusun/terbentuk bukan dari unsur-unsur penyusunnya,
maka ΔH-nya tidak sama dengan ΔH pembentukan standar.
CO(g) + ½ O2 (g) —→ CO2 (g) ΔH = – 26,4 kkal
≠ ΔHf 0 CO2 (g)
UNINDRA |Modul Kimia Dasar II 3
CO(g) bukan unsur. Unsur-unsur penyusun CO2 (g) pada keadaan standar adalah
C(s) dan O2 (g).
ΔH Penguraian Standar (ΔHd 0)
Adalah ΔH untuk menguraikan 1 mol suatu senyawa menjadi unsur-unsur
penyusunnya pada keadaan standar.
CO2 (g) —→ C(s) + O2 (g) ΔH = + 94,1 kkal
= ΔH penguraian standar CO2 (g)
CO2 (g) —→ CO(g) + ½ O2 (g) ΔH = + 26,4 kkal
≠ ΔH penguraian standar CO2 (g)
ΔH Pembakaran Standar (ΔHc 0)
Adalah ΔH dalam pembakaran sempurna 1 mol suatu senyawa pada keadaan
standar.
CH4 (g) + 2 O2 (g) —→ CO2 (g) + 2 H2O (l) ΔH = – 212,4 kkal
= ΔH pembakaran CH4 (g)
CH4 (g) + 3/2 O2 (g) —→ CO (g) + 2 H2O (l) ΔH = – 135,1 kkal
≠ ΔH pembakaran CH4 (g)
C. Hukum-hukum dalam Termokimia
1. Hukum Laplace
Hukum ini dikemukakan oleh Marquis de Laplace (1749 – 1827), yang
berbunyi : jumlah kalor yang dilepaskan pada pembentukan suatu
senyawa dari unsur-unsurnya sama dengan jumlah kalor yang diperluka
untuk menguraikan senyawa itu menjadi unsur-unsurnya.
ΔH reaksi ke kiri = – ΔH reaksi ke kanan
Sehingga: ΔH penguraian = – ΔH pembentukan
Pada contoh di atas, ΔH pembentukan standar CO2 (g) = – 94,1 kkal/mol.
ΔH penguraian standar CO2 (g) = – (– 94,1 kkal/mol) = + 94,1 kkal/mol.
UNINDRA |Modul Kimia Dasar II 4
2. Hukum Hess
Germain Hess (1840) mengemukakan:
Bila suatu perubahan kimia dapat dibuat menjadi beberapa jalan/cara
yang berbeda, jumlah energi keseluruhannya (total) adalah tetap, tidak
bergantung pada jalan/cara yang ditempuh.
ΔH reaksi hanya bergantung pada keadaan awal (sebelum reaksi) dan
keadaan akhir (setelah reaksi).
Contoh:
A -----> Z ΔH1
Bila reaksi dibagi menjadi beberapa jalan, misalnya:
A -----> B ΔH2
B -----> E ΔH3 atau A -----> C ΔH5
E -----> Z ΔH4 C -----> Z ΔH6
Maka perubahan entalpi total = ΔH2 + ΔH2 + ΔH4
= ΔH5 + ΔH6
= ΔH1
Dengan demikian hukum Hess dapat digunakan untuk menghitung ΔH
reaksi-reaksi lain yang ΔH sudah diketahui.
Sesuai hukum Laplace, maka :
ΔH penguraian pereaksi = – ΔH pembentukan pereaksi.
Dalam reaksi, dianggap bahwa pereaksi terurai menjadi unsur-unsur
penyusunnya. Kemudian unsur-unsur tersebut bereaksi membentuk
produk reaksi.
Jadi,
ΔH reaksi = ∑ ΔH penguraian pereaksi + ∑ ΔH pembentukan produk
= – ∑ ΔH pembentukan pereaksi + ∑ ΔH pembentukan produk
= – ∑ ΔHf 0 pereaksi + ∑ ΔHf
0 produk
= ∑ ΔHf 0 produk – ∑ ΔHf
0 pereaksi (reaktan)
ΔH pembentukan (ΔHf 0) unsur-unsur bebas adalah nol (ΔH = 0).
Contohnya: N2 (g) —→ N2 (g) ΔH = 0
O2 (g) —→ O2 (g) ΔH = 0
C (s) —→ C (s) ΔH = 0
UNINDRA |Modul Kimia Dasar II 5
Contoh 1.1
Diketahui: ΔH pembentukan C3H8 (g) = – 24,8 kkal/mol.
ΔH pembentukan CO2 (g) = – 94,7 kkal/mol.
ΔH pembentukan H2O (l) = – 68,3 kkal/mol.
Hitunglah berapa ΔH pembakaran C3H8 (g)?
Jawab: reaksinya adalah:
C3H8 (g) + 5 O2 (g) —→ 3 CO2 (g) + 4 H2O (l)
ΔH = [3 ΔHf 0 CO2 (g) + 4 ΔHf
0 H2O (l)] – [ΔHf 0 C3H8 (g) + 5 ΔHf
0 O2 (g)]
= [3 x (– 94,7) + 4 x (– 68,3)] – [(– 24,8) + 5 x 0] = – 532,5 kkal/mol
Cara yang lain, dihitung dengan hukum Hess adalah seperti berikut:
C3H8 (g)
—→ 3 C (s) + 4 H2 (g) ΔH = + 24,8 kkal
3 C(s) + 3 O2 (g) —→ 3 CO2 (g) ΔH = – 94,7 kkal x 3
4 H2 (g) + 2 O2 (g) —→ 4 H2O (l) ΔH = – 68,3 kkal x 4
——————————————————————————————— +
C3H8 (g) + 5 O2 (g) —→ 3 CO2 (g) + 4 H2O (l) ΔH = – 532,5 kkal
Jadi ΔH pembakaran C3H8 (g) = – 532,5 kkal/mol.
Contoh 1.2
Panas pembakaran etanol(C2H5OH) adalah -330 kkal. Bila panas pembentukan
CO2 dan H2O adalah -94,3 kkal dan -68,5 kkal, hitunglah panas pembentukan
etanol!
Jawab:
Reaksi yang diketahui:
a. C2H5OH + 3 O2 -----> 2 CO2 + 3 H2O ΔH = -330 kkal/mol
b. C + O2 -----> CO2 ΔH = -94,3 kkal/mol
c. H2 + ½ O2 -----> H2O ΔH = -94,3 kkal/mol
Reaksi yang ditanya:
Reaksi pembentukan etanol
2C + 3H2 + ½ O2 -----> C2H5OH ΔH = ? kkal/mol
Langkah selanjutnya:
UNINDRA |Modul Kimia Dasar II 6
- reaksi a dibalik, sehingga bernilai positif
- reaksi b dikalikan 2, sehingga juga harus dikalikan 2
- reaksi c dikalikan 3, sehingga juga harus dikalikan 3
Dari angkah diatas didapat persamaan reaksi:
2 CO2 + 3 H2O -----> C2H5OH + 3 O2 ΔH = +330 kkal
2 C + 2 O2 -----> 2 CO2 ΔH = -198,6 kkal
3 H2 + 3 ½ O2 -----> 3 H2O ΔH = -205,5 kkal
______________________________________________________ +
2 C + 3 H2 + 3 ½ O2 -----> C2H5OH ΔH = -74,1 kkal
Jadi, panas pembentukan etanol = -74,1 kkal.
Contoh 1.3
Besi (III) oksida dapat diubah menjadi besi menurut reaksi :
Fe2O3 + 2 Al -----> 2 Fe + Al2O3
Bila diketahui:
ΔH pembentukan Fe2O3 = -198,9 kkal
ΔH pembentukan Al2O3 = -398,7 kkal
Tentukan ΔH reaksi untuk 5 kg Fe2O3 !
Jawab:
Misal ΔH reaksinya = X kkal
Reaksi = produk – reaktan
X = (2 x ΔHf 0Fe + ΔHf
0Al2O3) – (ΔHf 0Fe2O3 + 2 ΔHf
0Al)
X = (0 – 398,7) – (-198,9 + 0) kkal
X = -398, 7 + 198,9 kkal
X = - 199,8 kkal
Panas reaksi tersebut berlaku untuk 1 mol Fe2O3
5 kg Fe2O3 = 5000
(𝑀𝑟)160 𝑥 1 𝑚𝑜𝑙 Fe2O3
= 31,25 mol Fe2O3
Jadi untuk 5 kg Fe2O3, panas reaksinya = (-199,8 x 31,25) = 6243,75 kkal.
UNINDRA |Modul Kimia Dasar II 7
D. Energi Ikatan
Adalah energi yang diperlukan untuk memutuskan 1 mol ikatan senyawa dalam
wujud gas pada keadaan standar menjadi atom-atom gasnya.
H2 (g) —→ 2 H (g) ΔH = + 435 kJ
Energi ikatan H—H = + 435 kJ/mol
Tabel 1.1 Energi Ikatan (kJ mol-1
)
CH4 (g) —→ C (g) + 4 H (g) ΔH = + 1656 kJ
H
│
H—C—H —→ C (g) + 4 H (g) ΔH = + 1656 kJ
│
H (g)
Energi ikatan C—H = + 1 656 kJ : 4 mol = 414 kJ/mol
UNINDRA |Modul Kimia Dasar II 8
Sesuai dengan hukum Laplace, maka:
ΔH pembentukan ikatan = – ΔH pemutusan ikatan = – Energi Ikatan
Dalam reaksi gas-gas, dapat dianggap bahwa ikatan dalam pereaksi diputuskan,
kemudian atom- atom gasnya akan membentuk ikatan produk reaksi.
Sehingga:
ΔH reaksi = ∑ ΔH pemutusan ikatan reaktan + ∑ ΔH pembentukan ikatan produk
= ∑ ΔH pemutusan ikatan reaktan – ∑ ΔH pemutusan ikatan produk
= ∑ Energi ikatan reaktan – ∑ Energi ikatan produk.
Contoh 1.4.
Jika diketahui:
energi ikatan N≡N = 946 kJ/mol,
energi ikatan N—N = 163 kJ/mol,
energi ikatan N—H = 389 kJ/mol,
energi ikatan O—O = 144 kJ/mol, dan
energi ikatan O—H = 464 kJ/mol,
maka hitunglah berapa ΔH reaksi berikut:
N2H4 (g) + 2 H2O2 (g) —→ N2 (g) + 4 H2O (g)
Jawab: reaksinya dapat dituliskan:
H H
│ │
N—N + 2 H—O—O—H (g) —→ N≡N (g) + 4 H—O—H (g)
│ │
H H (g)
ΔH reaksi = [( Ei N—N ) + ( 4 x Ei N—H ) + ( 2 x Ei O—O ) + ( 4 x Ei O—H )]
– [( Ei N≡N ) + ( 8 x Ei O—H )]
= [(163) + (4 x 389) + (2 x 144) + (4 x 464)] – [(946) + (8 x 464)]
= – 795 kJ
Contoh 1.5
Hitung untuk reaksi :
CH4(g) + 4 Cl2(g) -----> CCl4(g) + 4 HCl(g)
UNINDRA |Modul Kimia Dasar II 9
Jawab:
ΔH pemutusan ikatan : (ΔH1)
4 mol C – H = 4 mol x (+ 414 kJ/mol) = + 1656 kJ
4 mol Cl – Cl = 4 mol x (+ 243 kJ/mol) = + 972 kJ
ΔH pembentukan ikatan: (ΔH2)
4 mol C – Cl = 4 mol x (- 326 kJ/mol) = - 1304 kJ
4 mol H – Cl = 4 mol x (- 431 kJ/mol) = - 1724 kJ
Panas reaksi = ΔH1 + ΔH2
= (+ 1656 + 976 ) + (- 1304 – 1724)
= 400 kJ
Catatan: ΔH reaksi yang dapat dihitung dengan energi ikat hanyalah reaksi di
mana reaktan dan produk reaksinya semuanya berwujud gas.
E. Arah Proses
Berdasarkan kespontanannya, suatu proses reaksi dapat dibagi menjadi 2,
yaitu:
a. Proses Spontan
Suatu proses yang berlangsung satu arah, sistem dan lingkungan tidak
berada dalam kesetimbangan.
Contoh:
- air mengalir dari tempat yang tinggi ke tempat yang rendah
- spiritus terbakar
b. Proses tidak spontan
Suatu proses yang dapat berangsung karena ada pengaruh dari luar
sistem. Sistem dan lingkungan berada pada sistem kesetimbangan.
Contoh:
- air membeku
- memperoleh aluminium dari oksidanya
Suatu reaksi kimia berlangsung spontan atau tidak spontan dapat ditentukan
dengan melihat fungsi 3 keadaan yaitu:
UNINDRA |Modul Kimia Dasar II 10
Spontan jika: Tidak spontan jika:
ΔH < 0 ΔH > 0 ΔS > 0 ΔS < 0
ΔG < 0 ΔG > 0
H = entalpi = energi yang dikandung dalam sistem
S = entropi = derajad ketidakaturan sistem.
G = energi bebas (energi yang tidak digunakan untuk kerja). ΔG = ΔH – T . ΔS
SOAL LATIHAN
1. Diketahui:
ΔH pembentukan N2H4 (l) = + 50,63 kJ/mol,
ΔH pembentukan H2O2 (l) = – 187,78 kJ/mol,
ΔH pembentukan H2O (l) = – 285,85 kJ/mol.
Hitunglah berapa ΔH reaksi berikut:
N2H4 (l) + 2 H2O2 (l) → N2 (g) + 4 H2O (l)
2. Diketahui:
ΔH pembakaran C6H12O6 (s) = – 2820 kJ/mol,
ΔH pembakaran C2H5OH (l) = – 1380 kJ/mol.
Hitunglah berapa ΔH reaksi berikut:
C6H12O6 (s) → 2 C2H5OH (l) + 2 CO2 (g)
3. Diketahui:
Energi Ikat C=C = 611 kJ/mol,
Energi Ikat C—C= 347 kJ/mol,
Energi Ikat C—H =414 kJ/mol,
Energi Ikat H—H = 435 kJ/mol,
ΔH pembentukan C2H6 (g) = – 84,68 kJ/mol,
ΔHpembentukan CO2 (g) = – 393,5 kJ/mol,
ΔH pembakaran C2H6 (g) = – 1559,7 kJ/mol.
a) Berapa ΔH reaksi berikut: C2H4 (g) + H2 (g) → C2H6 (g)
b) Berapa ΔH pembentukan 2,8 gram C2H4 (g)
c) Berapa ΔH pembakaran 2,8 gram C2H4 (g)
UNINDRA |Modul Kimia Dasar II 11
MODUL 2
KESETIMBANGAN KIMIA
A. Keadaan Kesetimbangan
Untuk memahami apa dan bagaimana kesetimbangan reaksi, coba kita
cermati peristiwa reaksi dibawah ini. Jika kita hembuskan uap panas kedalam
sebuah tabung yang berisi besi yang juga dipanaskan akan dihasilkan feri fero
oksida atau besi magnetit, dengan persamaan reaksi :
H2O(g) + Fe → Fe3O4 + H2(g)
Gambar 2.1. Pengaliran uap panas kedalam tabung yang berisi besi panas
Di lain pihak, jika kita mengalirkan gas hidrogen (H2) kedalam tabung yang berisi
besi magnetit yang dipanaskan, maka akan dihasilkan besi dan uap panas, dengan
reaksi :
H2(g) + Fe3O4 → Fe + H2O(g)
Gambar 2.2. Pengaliran gas H2 kedalam tabung yang berisi besi magnetit panas
Dari kedua reaksi tersebut, masing-masing reaksi berlangsung satu arah.
Bagaimana jika kedua reaksi tersebut kita kondisikan dalam satu wadah tertutup.
Pada ruang tertutup, tidak memungkinkan mengambil atau menambahkan zat,
panas yang dimasukan kedalam ruang dijaga agar tidak keluar dari ruang tersebut,
UNINDRA |Modul Kimia Dasar II 12
demikian pula dengan gas-gas yang dihasilkan dihasilkan dan dipergunakan
kembali. Ruang dengan kondisi seperti ini dikatakan sebagai sistem tertutup.
Reaksi bolak-balik dapat terjadi pada sistem tertutup.
Gambar 2.3. Menghubungkan dua sistem reaksi seperti pada
Gambar 1 dan Gambar 2
Dari Gambar 2.3, tampak bahwa, reaksi dapat berlangsung dalam dua arah, yaitu
reaksi pembentukan magnetit dari uap panas dengan besi dan reaksi penguraian
besi magnetit oleh gas hidrogen menghasilkan besi dan uap panas kembali. Reaksi
semacam ini kita sebut dengan reaksi bolak-balik atau reaksi reversibel.
Kedua reaksi tersebut adalah:
H2O(g) + Fe → Fe3O4 + H2(g)
H2(g) + Fe3O4 → Fe + H2O(g)
Penulisan reaksi diatas tidak lazim dipergunakan, dan disederhanakan dengan
memberi dua tanda panah yang berlawanan H2O(g) + Fe ⇄ Fe3O4 + H2(g)
B. Kesetimbangan Dinamis
Umumnya reaksi yang ada di alam merupakan reaksi-reaksi bolak-balik
(reversible), hanya sebagian kecil saja yang merupakan reaksi dalam satu arah
atau reaksi berkesudahan.
Pada awal proses reaksi reversibel, reaksi berlangsung ke arah pembentukan
produk, setelah terbentuknya molekul produk, maka molekul tersebut mulai
bereaksi kearah sebaliknya (arah penguraian). Pada saat yang sama tetap terjadi
UNINDRA |Modul Kimia Dasar II 13
reaksi pembentukan, dan pada suatu saat jumlah zat-zat yang berekasi dan hasil
reaksi tetap, kondisi dikatakan sebagai keadaan kesetimbangan. Pada saat
kesetimbangan, reaksi tidak berhenti, reaksi tetap berjalan baik ke arah
pembentukan maupun ke arah penguraian.
Namun baik zat-zat yang bereaksi maupun hasil reaksinya tetap konstan,
keadaan kesetimbangan semacam ini yang dikatakan sebagai kesetimbangan
dinamis.
Pada saat kesetimbangan jumlah zat yang bereaksi maupun hasil reaksi
tetap. Untuk memahami kondisi ini perhatikan Gambar 2.4. Pada awalnya produk
belum terbentuk, ketika zat yang bereaksi mulai berkurang konsentrasinya,
bersamaan dengan itu pula produk mulai terbentuk. Demikian seterusnya zat yang
bereaksi terus berkurang dan produk, sampai dengan satu saat, dimana konsentrasi
zat yang bereaksi maupun produk sudah tidak berubah atau tetap, maka saat
tersebut telah berada dalam kesetimbangan.
Gambar 2.4. Penurunan dan peningkatan konsentrasi dari zat yang berekasi
dan hasil reaksi pada saat menuju kesetimbangan.
Penjelesan diatas belum menjelaskan bahwa pada saat kesetimbangan reaksi
tetap berjalan. Untuk hal tersebut, kita dapat mencermati grafik, pada Gambar 2.5.
Pada Gambar 2.5. tampak bahwa kecepatan reaksi pembentukan (kekanan) v1 dan
kecepatan reaksi penguraian (ke kiri) v2. Kecepatan reaksi v1 sangat tergantung
UNINDRA |Modul Kimia Dasar II 14
pada jumlah zat yang bereaksi dan kecepatan reaksi v2 bergantung pada
konsentrasi produk.
Gambar 2.5. Proses pencapaian keadaan kesetimbangan ditinjau dari
kecepatan reaksi
Pada awal reaksi, v1 mempunyai nilai maksimum, sedangkan v2 = 0 (karena
produk belum ada). Dengan berkurangnya konsentrasi zat yang bereaksi maka v1
juga semakin kecil. Sebaliknya dengan bertambahnya konsentrasi produk maka
kecepatan v2 semakin membesar.
Pada saat tertentu, kecepatan reaksi pembentukan (v1) menjadi sama dengan
kecepatan reaksi penguraian (v2). Dalam kondisi v1 = v2, jumlah masing masing
zat tidak berubah terhadap waktu oleh karena itu tidak ada perubahan yang dapat
diamati terhadap waktu atau kecepatan reaksi tetap dan keadaan ini tercapai ketika
reaksi mencapai kesetimbangan.
C. Jenis Reaksi Kesetimbangan
Reaksi kesetimbangan dapat digolongkan berdasarkan fasa dari zat yang
bereaksi dan hasil reaksinya, sehingga dikenal dua jenis reaksi kesetimbangan
yaitu reaksi kesetimbangan homogen dan heterogen.
UNINDRA |Modul Kimia Dasar II 15
Reaksi kesetimbangan homogen merupakan reaksi kesetimbangan dimana
semua fasa senyawa yang bereaksi sama.
1. Kesetimbangan dalam fasa gas
Contoh:
N2(g) + 3 H2(g) ⇄ 2 NH3(g)
2 SO (g) + O (g) ⇄ 2 SO (g)
2. Kesetimbangan dalam fasa larutan
Contoh:
CH3COOH(aq) ⇄ CH3COO-(aq) + H
+(aq)
NH4OH(aq) ⇄ NH4+ (aq) + OH
-(aq)
Reaksi kesetimbangan heterogen terjadi jika fasa dari senyawa yang
bereaksi berbeda.
1. Kesetimbangan dalam sistem padat gas
Contoh:
CaCO3(s) ⇄ CaO (s) + CO2 (g)
2. Kesetimbangan padat larutan
Contoh:
BaSO4(s) ⇄ Ba2+
(aq) + SO42-
(aq)
3. Kesetimbangan padat larutan gas
Contoh:
Ca(HCO3)2(aq) ⇄ CaCO3(s) + H2O (l) + CO2(g)
D. Tetapan Kesetimbangan Kimia
Dalam sistem tertutup, dimana tekanan dan suhu dijaga, maka energi bebas
Gibbs adalah nol.
Dalam keadaan kesetimbangan reaksi berlangsung dalam dua arah yaitu ke
arah pembentukan dan ke arah penguraian. Kita ambil contoh reaksi berikut:
N2 + 3 H2 ⇄ 2 NH3
UNINDRA |Modul Kimia Dasar II 16
Dari persamaan kesetimbangan di atas nampak bahwa gas nitrogen bereaksi
dengan gas hidrogen membentuk gas amoniak, ditandai dengan arah reaksi ke
kanan. Sedangkan reaksi ke arah kiri merupakan reaksi penguraian dari gas
amoniak menjadi gas nitrogen dan gas hidrogen.
Pada saat kesetimbangan, ke tiga zat ada di dalam campuran, dimana
komposisi zat tidak sama atau tidak sesuai dengan persamaan reaksinya.
Komposisi zat yang ada dalam kesetimbangan dicerminkan oleh harga tetapan
kesetimbangan, perhatikan Gambar 2.6.
Gambar 2.6 Kesetimbangan gas dari pembentukan senyawa NH3 dari gas N2 dan
H2 dalam sistem tertutup
Reaksi umum dari kesetimbangan;
a A + b B ⇄ c C + d D
dan berlaku energi bebas Gibbs ΔG = 0, dimana
Kp = Tetapan kesetimbangan (dalam fasa gas)
pC = tekanan gas C, dengan koofisien reaksi c
pD = tekanan gas D dengan koofisien reaksi d
UNINDRA |Modul Kimia Dasar II 17
pA = tekanan gas A dengan koofisien reaksi a
pB = tekanan gas B dengan koofisien reaksi b.
Selanjutnya, Guldenberg dan Waage, mengembangkan kesetimbangan
dalam fasa larutan, dan mereka menemukan bahwa dalam keadaan kesetimbangan
pada suhu tetap, maka hasil kali konsentrasi zat-zat hasil reaksi dibagi dengan
hasil kali konsentrasi pereaksi yang sisa dimana masing-masing konsentrasi itu
dipangkatkan dengan koefisien reaksinya adalah tetap. Pernyataan ini dikenal
dengan Hukum Guldberg dan Wange, dan disederhanakan ke dalam persamaan
Kc = Tetapan kesetimbangan (dalam fasa gas)
[C] = tekanan gas C, dengan koofisien reaksi c
[D]= tekanan gas D dengan koofisien reaksi d
[A] = tekanan gas A dengan koofisien reaksi a
[B] = tekanan gas B dengan koofisien reaksi b
Persamaan tetapan kesetimbangan di atas, dapat memberikan informasi
bahwa harga K kecil menunjukan bahwa zat-zat hasil reaksi (zat C dan D) lebih
sedikit dibandingkan dengan zat-zat yang bereaksi (zat A dan B).
Jika kita mengukur harga K dan besarnya belum mencapai harga K pada
saat kesetimbangan, berarti reaksi yang dilakukan belum mencapai
kesetimbangan.
Contoh 2.1
Tulis persamaan kesetimbangan untuk kesetimbangan kimia fasa ga berikut:
a. 2 NOCl(g) ⇄ 2 NO(g) + Cl2(g)
b. CO(g) + ½ O2(g) ⇄ CO2(g)
Jawab:
a. Kp =(P NO )2 (P Cl2)
(P NOCL )2
b. Kp =(P CO 2)
P CO 2 P O2 1/2
UNINDRA |Modul Kimia Dasar II 18
E. Pergeseran Kesetimbangan
Dari sebuah eksperimen kesetimbangan air dan uap air dalam bejana
tertutup (Gambar 2.7), diketahui bahwa penambahan beban menyebabkan adanya
tambahan tekanan yang berdampak pada penurunan volume bejana. Adanya
reaksi diikuti oleh sistem kesetimbangan untuk mengembalikan tekanan ke
keadaan semula, yakni dengan menambah jumlah molekul yang berubah ke fasa
uap. Setelah tercapai kesetimbangan yang baru, jumlah air lebih sedikit dan uap
air terdapat lebih banyak. Hal ini mengindikasikan telah terjadi pergeseran
kesetimbangan.
Gambar 9.8. Perubahan tekanan pada kestimbangan air dan uap air dalam
sistem tertutup
Le Cathelier mencoba mencermati proses pergeseran kesetimbangan, dan
dia menyatakan; jika suatu sistem berada dalam keadaan setimbang, dan ke
dalamnya diberikan sebuah aksi, maka sistem tersebut akan memberikan reaksi.
Dalam kesetimbangan reaksi tersebut dilakukan oleh sistem dengan menggeser
kesetimbangan.
Faktor-faktor yang dapat mempengaruhi keadaan kesetimbangan kimia
adalah perubahan konsentrasi, volume, tekanan dan suhu.
1. Pengaruh Konsentrasi
Dalam keadaan kesetimbangan, jika konsentrasi salah satu zat
ditingkatkan maka kesetimbangan akan bergeser kearah yang berlawanan dari
zat tersebut. Untuk lebih jelasnya, kita perhatikan contoh reaksi dibawah ini:
N2 + 3 H2 ⇄ 2 NH3
Jika dalam keadaan kesetimbangan konsentrasi gas NH3 kita tambah. Hal ini
menyebabkan reaksi peruraian NH3 meningkat atau NH3 berubah menjadi gas
UNINDRA |Modul Kimia Dasar II 19
N2 dan H2, sehingga mencapai kesetimbangan kembali. Sebaliknya jika gas
NH3 kita kurangi, akan menyebabkan gas N2 dan gas H2 bereaksi lagi
membentuk NH3 sampai mencapai kesetimbangan.
2. Pengaruh Volume dan Tekanan
Untuk reaksi dalam fasa cair perubahan volume menyebabkan perubahan
konsentrasi. Peningkatan volume menyebabkan penurunan konsentrasi, ingat
satuan konsentrasi zat adalah mol/L, banyaknya zat dibagi berat molekulnya di
dalam 1 Liter larutan.
Demikian pula reaksi dalam fasa gas, volume gas berbanding terbalik
terhadap tekanan, peningkatan volume menyebabkan penurunan tekanan. Di
sisi lain, tekanan berbanding lurus terhadap mol gas, seperti yang ditunjukan
dalam persamaan gas ideal :
dimana,
p = tekanan,
V = Volume
N = mol gas
R = tetapan gas
T = Suhu dalam K
Dari persamaan di atas akan tampak bahwa dengan memperkecil tekanan
sama dengan memperbesar volume, dan perubahan tekanan sama dengan
perubahan konsentrasi (n/V).
Sedangkan untuk tekanan gas total:
Dalam sistem kesetimbangan peningkatan volume gas tidak
mempengaruhi kesetimbangan jika jumlah koofisien reaksi sebelum dan
sesudah adalah sama.
H2(g) + I2(g) ⇄ 2 HI(g)
UNINDRA |Modul Kimia Dasar II 20
Koofisien gas H2 dan I2 adalah 1 (satu), total sebelah koofisien sebelah kiri
adalah 2 (dua). Koofisien untuk gas HI adalah 2 (dua), sehingga koofisien
sebelah kiri dan kanan tanda panah adalah sama. Peningkatan volume 2 kali
lebih besar tidak memberikan perubahan terhadap rasio konsentrasi antara
sebelah kanan dan sebelah kiri tanda panah, mula konsentrasi :
H2(g) + I2(g) ⇄ 2 HI(g)
n/V n/V 2n/V
V diperbesar n/2V n/2V 2n/2V
Oleh karena rasio koefisien tetap sehingga tekananpun memiliki rasio yang
tetap. Untuk lebih mudahnya perhatikan contoh soal dibawah ini:
Perhitungan harga Kp untuk pembentukan asam iodida dari H2 dan I2,
dimana komposisi konsentrasi adalah 1 mol/L, 1 mol/L dan 2 mol/L, dimana
tekanan totalnya 2 atm dan Volume diperbesar menjadi 2 liter.
Dalam kasus yang berbeda, jika dalam kesetimbangan koofisien sebelum
dan sesudah reaksi tidak sama, maka penurunan volume dapat menyebabkan
reaksi bergeser menuju koofisien yang lebih kecil dan sebaliknya jika volume
diperbesar kesetimbangan akan bergerak ke arah jumlah koofisien yang lebih
besar sesuai dengan persamaan reaksi di bawah ini:
N2 + 3 H2 ⇄ 2 NH3
Jika volume diperkecil komposisi konsentrasi di sebelah kiri tanda panah
menjadi lebih besar sehingga (atau konsentrasi lebih pekat), dan reaksi
bergeser ke arah pembentukan gas amoniak. Demikian pula sebaliknya jika
volume diperbesar, terjadi reaksi peruraian dari amoniak menghasilkan gas
Nitrogen dan Hidrogen atau dengan kata lain reaksi kesetimbangan bergeser ke
kiri yaitu penguraian NH3 menjadi N2 dan H2.
UNINDRA |Modul Kimia Dasar II 21
3. Pengaruh Suhu
Secara kualitatif pengaruh suhu dalam kesetimbangan kimia terkait
langsung dengan jenis reaksi eksoterm atau reaksi endoterm. Jika pada reaksi
kesetimbangan kita naikan suhunya, maka reaksi kimia akan bergeser kearah
reaksi yang membutuhkan panas.
Kita ambil contoh di bawah ini:
CO + 2 H2 ⇄ CH3OH ΔH = -22 kkal.
Jika pada reaksi kesetimbangan pada pembentukan Metanol, suhu kita
naikan, maka reaksi akan berubah ke arah peruraian metanol menjadi gas CO
dan gas Hidrogen. Mengingat reaksi peruraian metanol membutuhkan panas
atau endoterm.
CH3OH ⇄ CO + 2 H2 ΔH = +22 kkal
Menaikan suhu, sama artinya kita meningkatkan kalor atau menambah
energi ke dalam sistem, kondisi ini memaksa kalor yang diterima sistem akan
dipergunakan, oleh sebab itu reaksi semakin bergerak menuju arah reaksi
endoterm.
SOAL LATIHAN
1. Pada suhu tertentu terdapat kesetimbangan antara 0,4 mol H2, 0,3 mol I2, dan
0,2 mol HI dalam wadah bervolume 2 liter. Hitunglah tetapan kesetimbangan
reaksi: H2(g) + I2(g) ⇄ 2 HI(g)
2. Reaksi N2O4(g) ⇄ 2NO2(g) Memiliki nilai K = 4,66 x 10-3, jika0,80 mol N2O4
dimasukkan kedalam botol 1 liter. Hitung
(a) Konsentrasi gas pada kesetimbangan
(b) Konsentrasi masing-masing gas bila volume menjadi separuhnya
3. Pada suhu 454 K, Al2Cl6(g) bereaksi membentuk Al3Cl9(g)
3 Al2Cl6(g) ⇄ 2 Al3Cl9(g)
Dalam percobaan pada suhu ini, tekanan parsial kesetimbangan untuk Al2Cl6(g)
danAl3Cl9(g) berturut-turutadalah1,00 atm dan 1,02 x 10-2. Hitung tetapan
kesetimbangan reaksi tersebut.
UNINDRA |Modul Kimia Dasar II 22
top related