KESETIMBANGAN KIMIA

BAB VIII

KESETIMBANGAN KIMIA

A. Keadaan Kesetimbangan

Fakta menunjukkan bahwa banyak reaksi yang dapat berlangsung secara reversibel atau bolak balik.

Misalnya campuran antara Nitrogen, N₂ dan hidrogen, dengan perbandingan 1 : 3 pada suhu kamar tidak dapat berlangsung, tetapi bila campuran tersebut dipanaskan pada 200^oC dan tekanan 30,4 kPa serta adanya katalisator ternyata N₂ dan H₂ dapat bereaksi dengan cepat membentuk NH₃.

N_2(g) ® 3H_2(g) + 3NH_3(g)

Demikian juga pada suhu kamar NH₃ tidak dapat diuraikan N₂ dan H₂, tetapi NH₃ dipanaskan 200^oC dan tekanan 30,4 kPa serta adanya katalisator akan teruraikan menjadi N₂ dan H₂.

2NH_3(g) ® N_2(g) + 3H_2(g)

berdasarkan hasil percobaan baik reaksi antara N₂ dan H₂ maupun peruraian NH₃ pada kondisi tersebut konsentrasi reaktan dan produk menjadi konstan setelah campuran mengandung 67,6% NH₃ dan 32,4% terdiri dari N₂ dan H₂. Kemudian timbul pertanyaan apakah kedua reaksi tersebut berhenti setelah campuran mengandung NH₃ sebanyak 67,6%?.

Mengingat bahwa pada suhu dan tekanan tersebut N₂ dan H₂ dapat bereaksi menjadi NH₃ dan sebaliknya NH₃ juga dapat terurai menjadi N₂ dan H₂, fakta tersebut menunjukkan bahwa reaksi antara N₂ dan H₂ pada kondisi tertentu dapat berlangsung bolak balik. Hal ini dapat diterangkan bahwa pada reaksi antara N₂ dan H₂ mula-mula berlangsung cepat dan konsentrasi N₂ dan H₂ makin berkurang, sedang konsentrasi NH₃ makin bertambah. Oleh karena itu NH₃ yang terbentuk mula-mula akan terurai kembali dengan lambat dan lama kelamaan menjadi cepat hingga pada suatu saat setelah campuran mengandung NH₃ sebanyak 67,6% kecepatan terbentuknya NH₃ sama dengan kecepatan terbentuknya kembali N₂ dan H₂ sehingga banyaknya masing-masing komponen menjadi tetap.

Demikian juga pada fakta kedua, kecepatan terurainya NH₃ mula-mula cepat tetapi lama kelamaan makin berkurang karena konsentrasi NH₃ makin berkurang. Sebaliknya N₂ dan H₂ yang terbentuk makin banyak, maka N₂ dan H₂ akan bereaksi kembali membentuk NH₃ dengan kecepatan yang makin bertambah. Pada suatu saat kecepatan terurainya NH₃ sama dengan kecepatan terbentuknya kembali NH₃ sehingga banyaknya masing-masing komponen menjadi tetap.

Jadi reaksi tersebut dapat berlangsung bolak-balik atau reversibel yang pada suatu ketika kecepatan terbentuknya produk sama dengan kecepatan terbentuknya kembali reaktan, sehingga konsentrasi produk dan reaktan kelihatan tetap.

Suatu reaksi kimia dimana kecepatan terbentuknya produk sama dengan kecepatan terbentuknya kembali reaktan dikatakan reaksi tersebut dalam keadaan setimbang.

Hubungan antara kecepatan reaksi dan waktu pada sistem kesetimbangan kimia N_2(g) + 3H_2(g) Û 2NH_2(g) dapat digambarkan sebagai berikut:

Gambar .8.1. Hubungan antara kecepatan dan waktu reaksi

3H_2(g) + N_2(g) Û 2NH_3(g)

B.     Hukum Kesetimbangan san Tetapan Kesetimbangan

Harga tetapan kesetimbangan suatu reaksi kimia ditentukan dari hasil percobaan. Misalnya tetapan kesetimbangan reaksi:

3H_2(g) + N_2(g) Û 2NH_3(g)

Ditentukan dengan mencapurkan N₂ dan H₂ dengan berbagai perbandingan pada suhu 500^oC. Dari hasil percobaan diketahui bahwa setelah reaksi tersebut mencapai kesetimbangan konsentrasi masing-masing gas seperti tertera pada tabel berikut:

Tabel 1. Hasil reaksi kesetimbangan

N_2(g) + 3H_2(g) Û 2NH_3(g) pada 500^oC

Percobaan	Konsentrasi (mol dm-3)
	(H2)	(N2)	(NH3)
1 2 3 4 5	1,150 0,500 1,35 2,43 1,47	0,70 1,00 1,15 1,85 0,750	1,23 x 10-2 8,66 x 10-2 4,12 x 10-2 1,27 3,76 x 10-2	5,98 x 10-2 6,00 x 10-2 6,00 x 10-2 6,08 x 10-2 5,93 x 10-2
Rata-rata				66,00 x 10-2

Sumber:     Brady J.E dan Humiston, G.R, General Chemistry Principle and Structure, 1986, hal. 513.

Data tersebut menunjukkan  bahwa konsentrasi NH₃ pangkat dua dibagi dengan hasil kali konsentrasi N₂ dan konsentrasi H₂ pangkat tiga pada berbagai percobaan pada suhu tetap adalah tetap.

Berdasarkan data tersebut dapat disimpulkan bahwa pada reaksi kesetimbangan yang berlangsung pada suhu tetap hasil kali konsentrasi produk pangkat koefisien reaksi dibagi dengan hasil kali reaktan pangkat koefisien reaksi mempunyai harga yang tetap.

Untuk reaksi secara umum:

aA + bB Û cC + dD

Pada keadaan setimbangan dapat dinyatakan:

Persamaan tersebut disebut hukum kesetimbangan dan karena K_C pada suhu yang tetap harganya tetap maka disebut ketetapan kesetimbangan.

Untuk reaksi pada fase gas banyaknya reaktan dan produk dapat dinyatakan dengan tekanan parsial, karena tekanan parsial sebanding dengan konsentrasi molar maka untuk reaksi tersebut dinyatakan:

PCl_3(g) + Cl_2(g) Û PCl_5(g)

1. Hubungan K_C dan K_P

Untuk gas ideal berlaku PV = nRT.

Karena  = kosentrasi, maka jika

Konsentrasi = = C, sehingga

P = CRT

Untuk reaksi:

aA + bB Û cC + dD

Apabila A, B, C dan D dianggap gas ideal, maka:

K_P = K_C x (RT)^{(c+d) – (a-b)}

atau

K_P = K_C x (RT)^{D ng}

dimana:

ng =     jumlah koefisien produk-jumlah koefisien reaktan pada fase gas

Misalnya untuk reaksi:

H_2(g) + Cl_2(g) Û 2HCl_(g)

K_P = K_C

1. Makna tetapan kesetimbangan

Secara kuatitatif tetap kesetimbangan dapat ditentukan dengan percobaan. Salah satu cara yaitu dengan mengukur konsentrasi reaktan dan produk pada suhu tertentu.

Sebaliknya tanpa mengukur besarnya konsentrasi reaktan maupun produk jika harga K_C dan K_P untuk reaksi kesetimbangan tertentu pada suhu tertentu diketahui, harga tersebut secara kualitatif dapat memberikan informasi apakah reaksi tersebut berlangsung secara sempurna. Misalnya untuk reaksi:

2H₂O_(g) Û 2H_2(g) + O_2(g)

Pada suhu 25^oC mempunyai harga K_C = 1,1.10^-81. Harga K_C tersebut menunjukkan bahwa pada suhu 25^oC H₂O_(g) yang terurai sangat tak terhingga sedikitnya, sehingga jumlah produk sangat jauh lebih kecil daripada reaktan atau boleh dikatakan pada suhu 25^oC H₂O_(g) tidak mengalami peruraian.

Sedangkan untuk reaksi:

2SO_2(g) + O_2(g) Û2SO_2(g)

Pada suhu 25^oC mempunyai harga K_C = 7,0.10²³. harga K_C tersebut menunjukkan bahwa pada suhu 25^oC SO₂ dapat bereaksi sempurna dengan O₂ membentuk SO₃.

C.     Termodinamika dan kesetimbangan kimia

Secara teoritis reaksi kimia dapat berlangsung ke arah balik, namun gaya penggerak reaksi dapat cenderung untuk menuju ke suatu arah saja karena ke arah balik sangat tak terhingga kecilnya sehingga tidak dapat diukur. Gaya penggerak reaksi kimia disebut perubahan energi bebas yang menyertai reaksi tersebut. Jadi perubahan energi bebas yang menyertai suatu reaksi kimia merupakan ukuran kecenderungan ke arah mana reaksi tersebut akan berlangsung.

Menurut hukum Termodinamika suatu proses akan berjalan secara spontan apabila perubahan energi bebasnya (DG) adalah negatif.

Hubungan antara  perubahan antara energi bebas (DG^o) dengan posisi kesetimbangan kimia dapat digambarkan sebagai berikut:

Gambar tersebut menunjukkan bahwa pada posisi kesetimbangan energi bebas reaktan sama dengan bebas produk, sehingga perubahan energi bebas (DG) = 0.

Gambar 8.2. Hubungan DG^o dengan posisi kesetimbangan

Kemudian hubungan antara DG dengan kesetimbangan dapat dijabarkan sebagai berikut:

DG = DG^o + RT ln Q

Dimana Q untuk reaksi fase gas adalah hasil kali tekanan parsial produk pangkat koefisien reaksi dengan hasil kali parsial reaktan pangkat koefisien reaksi, sedang untuk reaksi dalam larutan Q adalah hasil kali konsentrasi produk pangkat koefisien reaksi dengan hasil kali konsentrasi reaktan pangkat koefisien reaksi.

Untuk reaksi secara umum:

aA + bB Û cC + dD

DG =

Pada saat kesetimbangan reaktan dan produk mempunyai energi bebas sama atau DG = 0, sehingga:

0 =

DG^o =

Karena pada saat kesetimbangan:

= K_P

Maka:

DG^o = RT ln K_P

Untuk larutan dalam larutan:

DG^o = RT ln K_C

Harga K_P dan K_C pada persamaan tersebut disebut tetapan kesetimbangan termodinamika.

Contoh soal:

1. Tentukan harga tetapan kesetimbangan termodinamika untuk reaksi:

2NO_(g) + O_2(g) Û 2NO_2(g)

Pada suhu 25^oC jika diketahui DG^o NO_(g) = 86,8 kJ mol^-1 dan DG^o_f NO_2(g) = 51,9 kJ mol^-1

Penyelesaian:

Pada keadaan setimbang

DG^o = RT ln K_P

DG^o = 2DG^o_f NO_2(g) – 2DG^o_f NO_(g) – 2DG^o_f O_2(g)

DG^o = 2 mol x 51,9 kJ mol^-1 – 2 mol x 86,8 kJ mol^-1

DG^o = -69,8 kJ

ln K_P =

ln K_P = 28,2

K_P = 1,866 x 10¹²

Harga K_P yang jauh lebih besar daripada 0 tersebut juga menunjukkan bahwa reaksi pada suhu 25^oC NO beraksi sempurna dengan O₂ membentuk NO₂.

1. Apabila pada reaksi kesetimbangan

2NO_2(g) Û N₂O_4(g)

DH^o = -56,9 kJ dan DS^o = -175 J^oK^-1

Tentukan harga K_p pada suhu 125^oC!

Penyelesaian:

Menurut hukum termodinamika pada suhu 25^oC

DG^o = DH^o – TDS^o

pada suhu selain 25^oC dinyatakan:

DG^’ = DH^’ – TDS^’

Karena harga DH dan DS sedikit sekali terpengaruh oleh suhu, maka dengan asumsi bahwa DH dan DS tidak tergantung pada suhu DH’ = DH^o dan DS’ = DS^o sehingga:

DG^o = DH^o – TDS^o

DG^’ = -56900 J – (398 ^oK)(-175 J^oK^-1)

DG^’ = 12750 J

ln K_P =

ln K_P =

K_P = 2,12 x 10^-1

Harga K_P tersebut lebih kecil dari 1 menunjukkan bahwa pada suhu 125^oC reaksi tersebut cenderung berlangsung ke arah terbentuknya NO₂.

D.    Kesetimbangan Heterogen

Reaksi kesetimbangan yang telah dibahas sebelumnya adalah merupakan kesetimbangan homogen karena zat terselibat dalam reaksi tersebut mempunyai fase sama. Suatu sistem kesetimbangan kimia di mana zat-zat yang terlibat dalam reaksi mempunyai fase yang berbeda disebut sistem kesetimbangan heterogen.

Misalnya reaksi dekomposisi NaHCO_3(g) merupakan kesetimbangan sebagai berikut:

2NaHCO_3(g) Û Na₂CO_3(s) + CO_2(s) + CO_2(g) + H₂O_(g)

Hukum kesetimbangan reaksi tersebut dapat dijabarkan sebagai berikut:

Karena konsentrasi Na₂ CO_3(s) dan NaHCO_3(s) tetap maka:

Atau

(CO_2(g))(H₂O_(g)) x (RT)⁺²

Jadi pada kesetimbangan heterogen harga tetapan kesetimbangan tidak mengekspresikan zat dalam fase padat.

Apabila kesetimbangan dinyatakan dengan K_P

K_P = PCO_2(g) x PH₂O_(g)

Atau

K_P = (CO_2(g)) (H₂O_(g)) x (RT)⁺²

Contoh soal:

Tentukan harga K_C dan K_P untuk kesetimbangan

H₂O_(g) Û H₂O_(g)

Pada suhu 25^oC, jika tekanan uap air di udara pada suhu 25^oC = 3,17 kPa.

Penyelesaian:

K_P = P H₂O_(g) = 3,17 kPa

K_C = K_P x (RT)^-ng

K_C = 3,17 kPa x (8,314 dm³ kPa mol^{-1 o}K^-1) (298^oK^-1)

K_C = 1,28 x 10^-3 mol dm^-3

Contoh kesetimbangan heterogen yang lain:

CaCO_3(s) Û CaO_(s) + CO_2(g)

C_(s) + O_2(g) Û 2CO_(g)

CuSO₄.5H₂O_(s) Û CuSO₄.3H₂O_(s) + 2H₂O_(g)

Pada suhu 25^oC dekomposisi CuSO₄.5H₂O mengalami kesetimbangan pada tekanan 7,8 mmHg. Karena tekanan uap air di udara sekitar 8 – 12 mmHg, maka jika hidrat tersebut dibiarkan di udara tidak akan kehilangan air, tetapi sebaliknya CuSO₄.3H₂O dibiarkan di udara akan mengikat uap air di udara sehingga mencapai kesetimbangan.

E.     Faktor-Faktor Yang Mempengaruhi Kesetimbangan Kimia

Menurut prinsip Chatelier apabila pada sistem kesetimbangan dinamis ada daktor yang mempengaruhi maka untuk mengurangi pengaruh tersebut, sistem kesetimbangan akan berubah hingga mencapai kesetimbangan kembali.

1. Pengaruh perubahan konsentrasi reaktan atau produk

Misalnya pada sistem kesetimbangan:

H_2(g) + I_2(g) Û2HI_(g)

Setiap perubahan konsentrasi reaktan maupun konsentrasi reaktan terhadap kesetimbangan tersebut akan menyebabkan sistem menjadi tidak setimbang, sehingga akan terjadi pergeseran kesetimbangan hingga sistem menjadi setimbang kembali.

Apabila ke dalam sistem kesetimbangan tersebut ditambahkan H₂ maka I₂ dalam sistem akan bereaksi dengan H₂ hingga HI menjadi lebih banyak. Setelah terjadi kesetimbangan kembali konsentrasi HO menjadi lebih besar dari semula, oleh karena itu dapat dikatakan bahwa penambahan konsentrasi reaktan pada sistem kesetimbangan tersebut menyebabkan kesetimbangan bergeser ke arah kanan atau ke arah produk.

Sebaliknya apabila ke dalam sistem tersebut ditambahkan HI maka kesetimbangan akan bergeser ke arah kiri atau ke arah reaktan.

Pengaruh perubahan konsentrasi terhadap sistem kesetimbangan kimia ditinjau dari hukum kesetimbangan dapat diterangkan sebagai berikut:

Misalnya untuk sistem kesetimbangan:

2SO_2(g) + O_2(g) Û2SO_3(g)

Apabila ke dalam sistem tersebut ditambah SO₂ maka (SO_2(g)) menjadi lebih besar, sehingga apabila setelah ditambah SO₂:

Maka :

K_C’ < K_C

Karena pada suhu tetap harga K_C juga tetap maka agar K_C’ = K_C konsentrasi SO­₂ harus diperkecil atau kesetimbangan digeser ke arah pembentukan SO₃.

Proses demineralisasi dan remineralisasi Ca₅(PO₄)₃OH_(s) yang terdapat pada email gigi merupakan salah satu contoh penggunaan hukum de Chatelier.

Pada gigi yang sehar terdapat kesetimbangan zat seperti di atas, tetapi apabila gigi mengabsorbsi dan gula mengalami fermentasi, maka kesetimbangan akan terganggu karena H⁺ akan beraksi dengan OH^– membentuk H₂O dan ion PO₄^3- akan menyebabkan HPO₄². Berkurangnya ion OH^– dan ion PO₄^3- akan menyebabkan Ca₅(PO₄)₃OH^– yang larut lebih banyak, sehingga gigi menjadi rusak. Fluorida dapat mencegah kerusakan gigi karena dapat menggantikan OH^– dalam Ca₅(PO₄)₃OH terbentuknya Ca₅(PO₄)₃F,  sangat resisten terhadap asam.

1. Pengaruh perubahan suhu

Telah dijelaskan bahwa harga tetapan kesetimbangan adalah tetap pada suhu tetap, sehingga perubahan suhu dapat mempengaruhi sistem kesetimbangan.

Berdasarkan prinsip de Chatelier apabila dalam sistem kesetimbangan suhu dinaikkan maka kesetimbangan akan bergeser ke arah bagian yang menyerap panas.

Misalnya apda isstem ksetimbangan:

N_2(g) + 2O_2(g) Û 2NO_(g) – 10 ,397 kJ

Apabila suhu dinaikkan kesetimbangan akan bergeser ke arah pembentukan NO.

Secara umum apabila pada sistem kesetimbangan endoterms suhu dinaikkan kesetimbangan akan bergeser ke arah terbentuknya produk, sebaliknya bila pada kesetimbangan eksoterm suhu dinaikkan kesetimbangan akan bergeser ke arah reaktan.

Hubungan antara tetapan kesetimbangan dengan suhu dapat dinyatakan dengan persamaan:

Untuk reaksi yang berlangsung eksoterm misalnya:

N_2(g) + 3H_2(g) Û 2NH_3(g) DH^o = -92 kJ

2SO_2(g) + O_2(g) Û 2SO_3(g) DH^o = -198 kJ

Kenaikkan suhu akan menyebabkan kesetimbangan bergeser ke arah kiri. Atau harga K akan turun jika suhu naik sedang untuk reaksi endotermis harga K akan naik jika suhu dinaikkan.

Contoh soal:

Perubahan entalpi standar, DH^o pada reaksi berikut:

2NO_2(g) + O_2(g) Û 2NO_2(g)

Adalah –113 kJmol^-1 dan tetapan kesetimbangan pada suhu 25^oC = 1,6.10¹². tentukan harga K_P pada suhu 125^oC.

Penyelesaian:

K_P = 1,9254 x 10^-8

1. Pengaruh perubahan tekanan dan volume

Pada suhu tetap perubahan volume sistem akan menyebabkan perubahan tekanan. Menurut hukum Boyle kenaikan tekanan eksternal sistem akan menyebabkan volume sistem berkurang.

Karena tekanan gas disebabkan oleh tumbukan molekul-molekul gas terhadap dinding vesel, maka bila jumlah molekul lebih banyak tekanan akan lebih besar.

Sehingga pada kesetimbangan:

N_2(g) + 3H_2(g) Û 2NH_3(g)

Apabila tekanan gas diperbesar kesetimbangan akan bergeser ke arah kanan (ke arah yang jumlah molekulnya leih kecil). Atau bila para kesetimbangan kimia volume dikecilkan kesetimbangan akan bergeser ke arah yang jumlah molekulnya lebih kecil. Secara matematika dapat dibuktikan akan sistem kesetimbangan seperti berikuti:

N_2(g) + I_2(g) Û 2HI_(g)

Baik perubahan tekanan maupun perubahan volume tidak akan merubah letak kesetimbangan.

1. Pengaruh penambahan katalisator

Pada bab sebelumnya dijelaskan bahwa pengaruh katalisator pada reaksi kimia adalah menurunkan energi pengaktivan atau mengurangi rintangan energi yang harus dilampaui agar reaksi berlangsung lebih cepat.

Pada sistem kesetimbangan adanya penambahan katalisator tidak mempengaruhi posisi kesetimbangan, melainkan hanya mempercepat tercapainya kesetimbangan.

1. F. Beberapa Contoh Perhitungan

1. Pada suhu 25^oC suatu campuran kesetimbangan:

N_2(g) O₄ Û 2NO_2(g)

Tentukan harga: K_P, K_C dan DG^o 298.

Bila pada saat kesetimbangan tekanan total = 85,5 kPa dan tekanan parsial N₂O₄ = 57,0 kPa.

Penyelesaian:

1. Tekanan parsial NO₂ = P_NO2 = P_total – P_N2O4

= 14,25 kPa

1. K_C = K_P x (RT)^–Dng = K_P x (RT)^-1

K_C = 5,75 x 10^-3 mol dm^-3

1. Pada saat kesetimbangan DG = 0, sehingga:

DG^o = -RT ln K_P

DG^o = -8,314 k Pa dm³ mol^-1K^-1 x (298^oK) ln 14,25

DG^o = -8,314 k Pa dm³ mol^-1 x 298 ln 14,25

DG^o = -2477,572 k Pa dm³ mol^-1 x ln 14,25

DG^o = -6582,306 k Pa dm³ mol^-1

DG^o = -6,582 kJ

1. Suatu sistem kesetimbangan kimia

H_2(g) + CO_2(g) Û CO_(g) + H₂O_(g)

Pada suhu 750^oC mempunyai harga K_C = 0,771. Bila 1 mol H₂ dan 1 mol CO₂ dimasukkan dalam vesel yang volumenya 5,0 dm³ kemudian dibiarkan beraksi, tentukan konsentrasi masing-masing komponen pada keadaan setimbang.

Penyelesaian:

Misalnya perubahan konsentrasi H₂ = x M

	Konsentrasi Mula-mula	Perubahan Konsentrasi	Konsentrasi Kesetimbangan
(H2(g))	0,2 M	x M	(0,2 – x) M
(CO2(g))	0,2 M	x M	(0,2 – x) M
(CO(g))	0	x M	x M
(H2O(g))	0	x M	x M

=

K_C = 0,771

x -0,87807 x + 0,175614

x = 0,0935

Jadi pada saat kesetimbangan

(CO_(g))  = 9,35.10^-2 M

(H₂O_(g)) = 9,35.10^-2 M

(H_2(g))    = 1,065.10^-1 M

(CO_2(g)) = 1,065.10^-1 M

1. Dalam ruang yang volumenya 1 dm³ pada suhu 25^oC terdapat kesetimbangan:

H_2(g) + I_2(g) Û 2HI_(g)

Dengan konsentrasi pada kesetimbanga:

(H₂) = 0,001 M

(I₂) = 0,025 M

(HI) = 0,022 M

Tentukan konsentrasi H₂, I₂ dan HI yang baru bila ke dalam sistem tersebut ditambahkan 0,0005 mol I₂!

Penyelesaian:

	Konsentrasi Mula-mula	Perubahan Konsentrasi	Konsentrasi Kesetimbangan
(H2(g))	0,001 M	x M	(0,001 – x) M
(I2(g))	(0,025+0,0065)M	x M	(0,0255 – x) M
(HI(g))	0,022 M	x M	(0,022 + 2 x) M

Setelah kesetimbangan yang baru K_C harus = 19,36.

Sehingga:

0,000484 + 0,088 + 4x² = 19,36 (x² – 0,0265x + 0,0000255)

0,000484 + 0,088 x + 4x² = 19,36 x² – 0,51304 + 0,00049368

15,36 x² – 0,60104 x + 0,00000968 = 0

x² – 0,0391 x + 0,00000063 = 0

x₁ = 0,039085 (tidak mungkin)

x₂ = 0,000015

Setelah tercapai kesetimbangan yang baru:

(H_2(g))   = (0,001 – 0,000015) = 0,000985 M

(I_2(g))    = (0,0255 – 0,000015) = 0,025485 M

(HI_(g))   = (0,022 – 0,000030) = 0,02203 M

DAFTAR PUSTAKA

Brady, J.E Dan G.E. Humiston, General Chemistry Priciples And Structure. John Wiley & Sons, New York, 1986.

Hiskia Achmad. Wujud Zat Cair dan Kesetimbangan. ITB, Bandung. 1983.

____________, Stokiometri Energitika Kimia. ITB, Bandung. 1983.

Keenan, Kleinfelter. University Chemistry. Addison Wesley Publishing, Inc, Amsterdam.

Mahan, B.H. University Chemistry. Addison Wesley Publishing. Company, Amsterdam, 1976.

Narsito, dkk. Kimia Dasar. FPMIPA-UGM, Yogyakarta. 1986.

Partington. J.J, MBE Dsc Em Prof. A Text Book Of In Organic Chemistry. Mac Millan And Co, Limt, London, 1953.

Pudjaatmaka. A.H. Kimia Untuk Universitas. Terjemahan, Penerbit Erlangga, Jakarta. 1989.

Sandi Setiawan. Theory Of Everything. Andi Offset, Yogyakarta. 1991.

Satya Prakash Et All. Advanched In Organic Chemistry. S Chand & Company, Ltd, New Delhi, 1980.

pick 2

kesetimbangan kimia

pkn mid

DEMOKRASI

• Hakikat Demokrasi
• Demokratisasi
• Demokrasi di Indonesia
• Sistem Politik Demokrasi
• Pendidikan Demokrasi

Hakikat Demokrasi

1. Secara etimologis

Demokrasi berasal dari bahasa Yunani

demos : rakyat

cratos/cratein : pemerintahan/kekuasaan

pemerintahan rakyat/kekuasaan rakyat/rakyat berkuasa

2. Secara terminologis

a. Abraham Lincoln : pemerintahan dari rakyat, oleh rakyat, dan untuk rakyat (government of the people, by the people, and for the people)

b. M. Durverger : cara pemerintahan dimana golongan yang memerintah dan yang diperintah adalah sama dan tidak terpisah-pisah (suatu sistem pemerintahan negara, yang dalam pokoknya semua orang/rakyat berhak sama untuk memerintah dan juga untuk diperintah

• Konsep demokrasi lahir di Yunani kuno antara abad ke-4 SM hingga abad ke-6 M. Demokrasi yang dipraktekkan waktu itu adalah demokrasi langsung (dirrect democracy), dimana hak rakyat untuk membuat keputusan-keputusan politik dijalankan secara langsung oleh seluruh rakyar. Hal ini dimungkinkan karena pada waktu itu penduduknya terbatas pada sebuah kota (polis) berpenduduk sekitar 300.000 orang

• Pada masa sekarang, demokrasi langsung sulit unrruk dipraktekkan karena :

1. Tidak ada tempat untuk menampung selutuh waarga yang jumlahnya cukup banyak
2. Masalah yang dihadapi negara semakin kompleks

• Untuk menghindari kesulitan tersebut, agar rakyat tetap memegang kedaulatan tertinggi, dibentuklah badan perwakilan rakyat. Badan inilah yang menjalankan demokrasi sehingga mulai dikenal demokrasi tidak langsung atau demokrasi perwakilan

• Jadi demokrasi atas dasar penyaluran kehendak rakyaat ada dua macam, yaitu :

1. Demokrasi langsung

paham demokrasi yang mengikut sertakan setiap  warga negaranya dalam permusyawaratan untuk menentukan kebijaksanaan umum dan undang-undang

1. Demokrasi tidak langsung

paham demokrasi yang dilaksanakan melalui sistem perwakilan

Demokratisasi

v        Penerapan kaidah atau prinsip   demokrasi pada setiap kegiatan politik kenegaraan

Demokratisasi juga  berarti proses menegakkan nilai-nilai demokrasi sehingga sistem politik demokratis dapat terbentuk secara bertahap

v       Nilai-nilai demokrasi : nilai yang diperlukan untuk mengembangkan pemerintahan yang demokratis : kebebasan ( berpendapat, berkelompok, berpartisipasi), menghormati, kesetaraan, kerja sama, persaingan, dan kepercayaan

v       Tahapan demokratisasi :

1. Penggantian dari penguasa nondemokratis ke penguasa demokratis

2. Pembentukan lembaga-lembaga dan tertib politikdemokrasi

3. Konsolidasi demokrasi

4. Praktik demokrasi sebagai budaya politik bernegara

Ciri Demokratisasi :

1. Berlangsung secara evolusioner
2. Proses perubahan secara persuasif bukan koersif
3. Proses yang tidak pernah selesai

Demokrasi Di Indonesia

• Demokrasi Desa

Bangsa Indonesia sejak dahulu sesungguhnya telah mempraktikkan demokrasi meskipun masih sangat sederhana dan bukan pada tingkat kenegaraan.

Misalnya : pemilihan kepala desa dan dengan adanya rembug desa

Demokrasi desa memiliki 5 (lima) unsur, yaitu :

1. Rapat

2. Mufakat

3. Gotong-royong

4. Hak mengadakan protes

5. Hak menyingkir dari kekuasaan raja absolut

• Demokrasi Pancasila

Bersumber pada ideologinya, demokrasi yang berkembang di  Indonesia adalah demokrasi Pancasila.

Demokrasi Pancasila dapat diartikan secara luas maupun sempit, sebagai berikut :

1. Secara luas demokrasi Pancasila berarti kedaulatan rakyat yang didasarkan pada sila-sila Pancasila dalam bidang politik, ekonomi, dan sosial
2. Secara sempit demokrasi Pancasila berarti kedaulayan rakyat yang dilaksanakan menurut hikmat kebijaksanaan dalam permusyawaratan perwakilan

Perkembangan demokrasi di Indonesia

Pelaksanaan demokrasi di Indonesia dapat dibagi dalam periode berikut :

1. Pelaksanaan demokrasi masa revolusi tahun 1945-1950

2.  Pelaksanaan demokrasi masa orde lama yang terdiri dari

a. masa demokrasi liberal tahun 1950-1959

b. masa demokrasi terpimpin tahun 1959-1965

4. Pelaksanaan demokrasi masa transisi tahun 1998 sampai tahun 1999

5. Pelaksanaan demokrasi masa reformasi tahun 1999 sampai sekarang

Sistem Politik Demokrasi

ü        Landasan

1. 1. Pembukaan UUD 1945 alinea ke-   4….berkedaulatan rakyat

2. Pasal 1 ayat (2) UUD 1945 ….kedaulatan di tangan rakyat dan dilakukan menurut ketentuan UUD

ü        Sendi-sendi Pokok Sistem Politik Demokrasi di Indonesia

1. Ide kedaulatan rakyat

2. Negara berdasar atas hukum

3. Bentuk republik

4. Pemerintahan berdasarkan konstitusi

5. Pemerintahan yang bertanggung jawab

6. Sistem perwakilan

7. Sistem pemerintahan presidensiil

Pendidikan Demokrasi

Pendidikan Demokrasi dalam praktek nyata telah di kembangkan disekolah-sekolah.

Kurikulum pendidikan demokrasi menyangkut dua hal yaitu : penataan dan isi materi. Penataa menyangkut pemuatan pendidikan demokrasi dalam suatu kegiatan kurikuler dan isi materi berkenaan dengan kajian atau bahan apa saja yang layak dari pendidikan demokrasi

Pendidikan Demokrasi dimasukan dalam Pembelajaran Pendidikan Kewarganegaraan

pmdk um

JADWAL KEGIATAN SELEKSI MAHASISWA BARU (SMB)
UNIVERSITAS NEGERI MALANG TAHUN AKADEMIK 2009/2010

I. PROGRAM DIPLOMA REGULER
A. Program Studi Pilihan
1. D3 Game Animasi
2. D3 Manajemen Pemasaran
3. D3 Akuntansi
4. D3 Teknik Mesin
5. D3 Teknik Sipil dan Bang.
6. D3 Teknik Elektro
7. D3 Teknik Elektronika
8. D3 Tata Boga
9. D3 Tata Busana
II. PROGRAM DIPLOMA DAN SARJANA MANDIRI I
A. Program Studi Pilihan
1. D3 Game Animasi
2. D3 Teknik Mesin
3. D3 Teknik Sipil dan Bangunan
4. D3 Teknik Elektro
5. D3 Teknik Elektronika
6. D3 Tata Boga
7. D3 Tata Busana
8. S1 Bimbingan dan Konseling
9. S1 Teknologi Pendidikan
10. S1 Administrasi  Pendidikan
11. S1 Pendidikan Luar Sekolah
12. S1 Pendidikan Pancasila dan Kn
13. S1 Pendidikan Guru SD
14. S1 Pendidikan Anak Usia Dini
15. S1 Pend. Jasmani, Kesh. & Rekr.
16. S1 Pend. Bhs, Sas.Ind. & Daerah
17. S1 Pendidikan Bahasa Inggris
18. S1 Pendidikan Bahasa Arab
19. S1 Pendidikan Bahasa Jerman
20. S1 Pendidikan Seni Rupa
B. Persyaratan Umum
Lulusan SMA, MA, SMK; tidak ada pembatasan tahun STTB/
Ijazah.
C. Jadwal Kegiatan
1. Pendaftaran: 8—19 Juni 2009 3. Tes Khusus: 24—25 Juni 2009
2. Tes Tulis: 23 Juni 2009 4. Hasil Seleksi: 6 Juli 2009
III. PROGRAM DIPLOMA DAN SARJANA MANDIRI II
A. Program Studi Pilihan
1. D3 Game Animasi
2. D3 Teknik Mesin
3. D3 Teknik Sipil dan Bangunan
4. D3 Teknik Elektro
5. D3 Teknik Elektronika
6. D3 Tata Boga
7. D3 Tata Busana
8. S1 Bimbingan dan Konseling
9. S1 Teknologi Pendidikan
10. S1 Administrasi  Pendidikan
11. S1 Pendidikan Luar Sekolah
12. S1 Pendidikan Pancasila dan Kn
13. S1 Pendidikan Guru SD
14. S1 Pendidikan Anak Usia Dini
15. S1 Pend. Jasmani, Kesh. & Rekr.
16. S1 Pend. Bhs, Sas.Ind. & Daerah
17. S1 Pendidikan Bahasa Inggris
18. S1 Pendidikan Bahasa Arab
19. S1 Pendidikan Bahasa Jerman
20. S1 Pendidikan Seni Rupa
21. S1 Pendidikan Seni Tari
22. S1 Pendidikan Sejarah
23. S1 Pendidikan Matematika
Lanjutan Program Diploma/Sarjana Mandiri II
B. Persyaratan Umum
Lulusan SMA, MA, SMK; tidak ada pembatasan
tahun STTB/Ijazah.
C. Jadwal Kegiatan
1. Pendaftaran: 2—17 Juli 2009
2. Tes Tulis: 22 Juli 2009
3. Tes Khusus: 23—24 Juli 2009
4. Hasil Seleksi: 7 Agustus 2009
IV. JALUR PRESTASI KHUSUS
(PROGRAM SARJANA/DIPLOMA)
A. Persyaratan Umum
1. Lulusan SMA tahun 2009
2. Peraih Danun SMA ranking I-III tingkat
Propinsi Jawa Timur (dibuktikan dengan Surat
Keterangan dari Kepala Dinas Pendidikan
Propinsi Jawa Timur).
B. Program Studi Pilihan
Calon dapat memilih salah satu program studi
sebagaimana yang tercantum pada Panduan
PMDK UM 2009.
C. Jadwal Kegiatan
1. Pendaftaran: 15 Juni—27 Juli 2009.
2. Pengumuman penerimaan: 30 Juli 2009
D. Fasilitas
1. Bebas semua biaya antara lain DKPMB, SPSA,
jaket almamater, SPP, biaya praktik, dan Hotma
selama satu tahun.
2. Jika prestasi akademik sebagai mahasiswa
pada tahun pertama sangat memuaskan, maka
dapat diusulkan memperoleh beasiswa.
INFORMASI :
BAAKPSI UM, Gedung A3 Lantai 1
Jl. Surabaya 6 Malang 65145
Telp. (0341) 551312 psw. 415, 416, 131,
130 dan (0341) 556720, 552114
Fax. (0341) 556720, 552114
B. Persyaratan Umum
Lulusan SMA, MA, SMK
tahun 2007, 2008, dan 2009.
C. Jadwal Kegiatan
1. Pendaftaran: 8—19 Juni 2009
2. Tes Tulis: 23 Juni 2009
3. Tes Khusus: 24—25 Juni 2009
4. Hasil Seleksi: 6 Juli 2009
21. S1 Pendidikan Seni Tari
22. S1 Pendidikan Sejarah
23. S1 Pendidikan Geografi
24. S1 Pendidikan Tata Niaga
25. S1 Pend. Adm. Perkantoran
26. S1 Pendidikan Ekonomi
27. S1 Pendidikan Ekonomi
(kelas bilingual)
28. S1 Pend. Teknik Mesin
29. S1 Pend. Teknik Otomotif
30. S1 Pend. Teknik Bangunan
31. S1 Pend. Teknik Informatika
32. S1 Pendidikan Tata Boga
33. S1 Pendidikan Tata Busana
34. S1 Psikologi
35. S1 Ilmu Keolahragaan
36. S1 Desain Komunikasi Visual
37. S1 Manajemen
38. S1 Akuntansi
39. S1 Ekonomi & Studi Pemb.
24. S1 Pendidikan Fisika
25. S1 Pendidikan Kimia
26 S1 Pendidikan Biologi
27. S1 Pendidikan Geografi
28. S1 Pendidikan Tata Niaga
29. S1 Pend. Adm. Perkantoran
30. S1 Pendidikan Ekonomi
31. S1 Pend. Teknik Mesin
32. S1 Pend. Teknik Otomotif
33. S1 Pend. Teknik Bangunan
34. S1 Pend. Teknik Informatika
35. S1 Pendidikan Tata Boga
36. S1 Pendidikan Tata Busana
37. S1 Psikologi
38. S1 Ilmu Keolahragaan
39. S1 Desain Komunikasi Visual
40. S1 Matematika
41. S1  Fisika
42. S1 Kimia
43. S1 Biologi
44. S1 Manajemen
45. S1 Akuntansi
46. S1 Ekonomi & Studi Pemb

kesetimbangan kimia quiz .

BAB VIII
KESETIMBANGAN KIMIA

A. Keadaan Kesetimbangan
Fakta menunjukkan bahwa banyak reaksi yang dapat berlangsung secara reversibel atau bolak balik.
Misalnya campuran antara Nitrogen, N2 dan hidrogen, dengan perbandingan 1 : 3 pada suhu kamar tidak dapat berlangsung, tetapi bila campuran tersebut dipanaskan pada 200oC dan tekanan 30,4 kPa serta adanya katalisator ternyata N2 dan H2 dapat bereaksi dengan cepat membentuk NH3.
N2(g)  3H2(g) + 3NH3(g)
Demikian juga pada suhu kamar NH3 tidak dapat diuraikan N2 dan H2, tetapi NH3 dipanaskan 200oC dan tekanan 30,4 kPa serta adanya katalisator akan teruraikan menjadi N2 dan H2.
2NH3(g)  N2(g) + 3H2(g)
berdasarkan hasil percobaan baik reaksi antara N2 dan H2 maupun peruraian NH3 pada kondisi tersebut konsentrasi reaktan dan produk menjadi konstan setelah campuran mengandung 67,6% NH3 dan 32,4% terdiri dari N2 dan H2. Kemudian timbul pertanyaan apakah kedua reaksi tersebut berhenti setelah campuran mengandung NH3 sebanyak 67,6%?.
Mengingat bahwa pada suhu dan tekanan tersebut N2 dan H2 dapat bereaksi menjadi NH3 dan sebaliknya NH3 juga dapat terurai menjadi N2 dan H2, fakta tersebut menunjukkan bahwa reaksi antara N2 dan H2 pada kondisi tertentu dapat berlangsung bolak balik. Hal ini dapat diterangkan bahwa pada reaksi antara N2 dan H2 mula-mula berlangsung cepat dan konsentrasi N2 dan H2 makin berkurang, sedang konsentrasi NH3 makin bertambah. Oleh karena itu NH3 yang terbentuk mula-mula akan terurai kembali dengan lambat dan lama kelamaan menjadi cepat hingga pada suatu saat setelah campuran mengandung NH3 sebanyak 67,6% kecepatan terbentuknya NH3 sama dengan kecepatan terbentuknya kembali N2 dan H2 sehingga banyaknya masing-masing komponen menjadi tetap.
Demikian juga pada fakta kedua, kecepatan terurainya NH3 mula-mula cepat tetapi lama kelamaan makin berkurang karena konsentrasi NH3 makin berkurang. Sebaliknya N2 dan H2 yang terbentuk makin banyak, maka N2 dan H2 akan bereaksi kembali membentuk NH3 dengan kecepatan yang makin bertambah. Pada suatu saat kecepatan terurainya NH3 sama dengan kecepatan terbentuknya kembali NH3 sehingga banyaknya masing-masing komponen menjadi tetap.
Jadi reaksi tersebut dapat berlangsung bolak-balik atau reversibel yang pada suatu ketika kecepatan terbentuknya produk sama dengan kecepatan terbentuknya kembali reaktan, sehingga konsentrasi produk dan reaktan kelihatan tetap.
Suatu reaksi kimia dimana kecepatan terbentuknya produk sama dengan kecepatan terbentuknya kembali reaktan dikatakan reaksi tersebut dalam keadaan setimbang.
Hubungan antara kecepatan reaksi dan waktu pada sistem kesetimbangan kimia N2(g) + 3H2(g)  2NH2(g) dapat digambarkan sebagai berikut:

Gambar .8.1. Hubungan antara kecepatan dan waktu reaksi
3H2(g) + N2(g)  2NH3(g)

B. Hukum Kesetimbangan san Tetapan Kesetimbangan
Harga tetapan kesetimbangan suatu reaksi kimia ditentukan dari hasil percobaan. Misalnya tetapan kesetimbangan reaksi:
3H2(g) + N2(g)  2NH3(g)
Ditentukan dengan mencapurkan N2 dan H2 dengan berbagai perbandingan pada suhu 500oC. Dari hasil percobaan diketahui bahwa setelah reaksi tersebut mencapai kesetimbangan konsentrasi masing-masing gas seperti tertera pada tabel berikut:
Tabel 1. Hasil reaksi kesetimbangan
N2(g) + 3H2(g)  2NH3(g) pada 500oC
Percobaan Konsentrasi (mol dm-3)

(H2) (N2) (NH3)
1
2
3
4
5 1,150
0,500
1,35
2,43
1,47 0,70
1,00
1,15
1,85
0,750 1,23 x 10-2
8,66 x 10-2
4,12 x 10-2
1,27
3,76 x 10-2 5,98 x 10-2
6,00 x 10-2
6,00 x 10-2
6,08 x 10-2
5,93 x 10-2
Rata-rata 66,00 x 10-2

Sumber: Brady J.E dan Humiston, G.R, General Chemistry Principle and Structure, 1986, hal. 513.
Data tersebut menunjukkan bahwa konsentrasi NH3 pangkat dua dibagi dengan hasil kali konsentrasi N2 dan konsentrasi H2 pangkat tiga pada berbagai percobaan pada suhu tetap adalah tetap.
Berdasarkan data tersebut dapat disimpulkan bahwa pada reaksi kesetimbangan yang berlangsung pada suhu tetap hasil kali konsentrasi produk pangkat koefisien reaksi dibagi dengan hasil kali reaktan pangkat koefisien reaksi mempunyai harga yang tetap.
Untuk reaksi secara umum:
aA + bB  cC + dD
Pada keadaan setimbangan dapat dinyatakan:

Persamaan tersebut disebut hukum kesetimbangan dan karena KC pada suhu yang tetap harganya tetap maka disebut ketetapan kesetimbangan.
Untuk reaksi pada fase gas banyaknya reaktan dan produk dapat dinyatakan dengan tekanan parsial, karena tekanan parsial sebanding dengan konsentrasi molar maka untuk reaksi tersebut dinyatakan:
PCl3(g) + Cl2(g)  PCl5(g)

1. Hubungan KC dan KP
Untuk gas ideal berlaku PV = nRT.
Karena = kosentrasi, maka jika
Konsentrasi = = C, sehingga
P = CRT
Untuk reaksi:
aA + bB  cC + dD

Apabila A, B, C dan D dianggap gas ideal, maka:

KP = KC x (RT)(c+d) – (a-b)
atau
KP = KC x (RT) ng
dimana:
ng = jumlah koefisien produk-jumlah koefisien reaktan pada fase gas

Misalnya untuk reaksi:
H2(g) + Cl2(g)  2HCl(g)

KP = KC
2. Makna tetapan kesetimbangan
Secara kuatitatif tetap kesetimbangan dapat ditentukan dengan percobaan. Salah satu cara yaitu dengan mengukur konsentrasi reaktan dan produk pada suhu tertentu.
Sebaliknya tanpa mengukur besarnya konsentrasi reaktan maupun produk jika harga KC dan KP untuk reaksi kesetimbangan tertentu pada suhu tertentu diketahui, harga tersebut secara kualitatif dapat memberikan informasi apakah reaksi tersebut berlangsung secara sempurna. Misalnya untuk reaksi:
2H2O(g)  2H2(g) + O2(g)
Pada suhu 25oC mempunyai harga KC = 1,1.10-81. Harga KC tersebut menunjukkan bahwa pada suhu 25oC H2O(g) yang terurai sangat tak terhingga sedikitnya, sehingga jumlah produk sangat jauh lebih kecil daripada reaktan atau boleh dikatakan pada suhu 25oC H2O(g) tidak mengalami peruraian.
Sedangkan untuk reaksi:
2SO2(g) + O2(g) 2SO2(g)
Pada suhu 25oC mempunyai harga KC = 7,0.1023. harga KC tersebut menunjukkan bahwa pada suhu 25oC SO2 dapat bereaksi sempurna dengan O2 membentuk SO3.

C. Termodinamika dan kesetimbangan kimia
Secara teoritis reaksi kimia dapat berlangsung ke arah balik, namun gaya penggerak reaksi dapat cenderung untuk menuju ke suatu arah saja karena ke arah balik sangat tak terhingga kecilnya sehingga tidak dapat diukur. Gaya penggerak reaksi kimia disebut perubahan energi bebas yang menyertai reaksi tersebut. Jadi perubahan energi bebas yang menyertai suatu reaksi kimia merupakan ukuran kecenderungan ke arah mana reaksi tersebut akan berlangsung.
Menurut hukum Termodinamika suatu proses akan berjalan secara spontan apabila perubahan energi bebasnya (G) adalah negatif.
Hubungan antara perubahan antara energi bebas (Go) dengan posisi kesetimbangan kimia dapat digambarkan sebagai berikut:
Gambar tersebut menunjukkan bahwa pada posisi kesetimbangan energi bebas reaktan sama dengan bebas produk, sehingga perubahan energi bebas (G) = 0.

Gambar 8.2. Hubungan Go dengan posisi kesetimbangan

Kemudian hubungan antara G dengan kesetimbangan dapat dijabarkan sebagai berikut:
G = Go + RT ln Q
Dimana Q untuk reaksi fase gas adalah hasil kali tekanan parsial produk pangkat koefisien reaksi dengan hasil kali parsial reaktan pangkat koefisien reaksi, sedang untuk reaksi dalam larutan Q adalah hasil kali konsentrasi produk pangkat koefisien reaksi dengan hasil kali konsentrasi reaktan pangkat koefisien reaksi.
Untuk reaksi secara umum:
aA + bB  cC + dD
G =
Pada saat kesetimbangan reaktan dan produk mempunyai energi bebas sama atau G = 0, sehingga:
0 =
Go =
Karena pada saat kesetimbangan:
= KP
Maka:
Go = RT ln KP
Untuk larutan dalam larutan:
Go = RT ln KC
Harga KP dan KC pada persamaan tersebut disebut tetapan kesetimbangan termodinamika.
Contoh soal:
a. Tentukan harga tetapan kesetimbangan termodinamika untuk reaksi:
2NO(g) + O2(g)  2NO2(g)
Pada suhu 25oC jika diketahui Go NO(g) = 86,8 kJ mol-1 dan Gof NO2(g) = 51,9 kJ mol-1
Penyelesaian:
Pada keadaan setimbang
Go = RT ln KP
Go = 2Gof NO2(g) – 2Gof NO(g) – 2Gof O2(g)
Go = 2 mol x 51,9 kJ mol-1 – 2 mol x 86,8 kJ mol-1
Go = -69,8 kJ
ln KP =
ln KP = 28,2
KP = 1,866 x 1012
Harga KP yang jauh lebih besar daripada 0 tersebut juga menunjukkan bahwa reaksi pada suhu 25oC NO beraksi sempurna dengan O2 membentuk NO2.
b. Apabila pada reaksi kesetimbangan
2NO2(g)  N2O4(g)
Ho = -56,9 kJ dan So = -175 JoK-1
Tentukan harga Kp pada suhu 125oC!
Penyelesaian:
Menurut hukum termodinamika pada suhu 25oC
Go = Ho – TSo
pada suhu selain 25oC dinyatakan:
G’ = H’ – TS’
Karena harga H dan S sedikit sekali terpengaruh oleh suhu, maka dengan asumsi bahwa H dan S tidak tergantung pada suhu H’ = Ho dan S’ = So sehingga:
Go = Ho – TSo
G’ = -56900 J – (398 oK)(-175 JoK-1)
G’ = 12750 J
ln KP =
ln KP =
KP = 2,12 x 10-1

Harga KP tersebut lebih kecil dari 1 menunjukkan bahwa pada suhu 125oC reaksi tersebut cenderung berlangsung ke arah terbentuknya NO2.

D. Kesetimbangan Heterogen
Reaksi kesetimbangan yang telah dibahas sebelumnya adalah merupakan kesetimbangan homogen karena zat terselibat dalam reaksi tersebut mempunyai fase sama. Suatu sistem kesetimbangan kimia di mana zat-zat yang terlibat dalam reaksi mempunyai fase yang berbeda disebut sistem kesetimbangan heterogen.
Misalnya reaksi dekomposisi NaHCO3(g) merupakan kesetimbangan sebagai berikut:
2NaHCO3(g)  Na2CO3(s) + CO2(s) + CO2(g) + H2O(g)

Hukum kesetimbangan reaksi tersebut dapat dijabarkan sebagai berikut:

Karena konsentrasi Na2 CO3(s) dan NaHCO3(s) tetap maka:

Atau
(CO2(g))(H2O(g)) x (RT)+2
Jadi pada kesetimbangan heterogen harga tetapan kesetimbangan tidak mengekspresikan zat dalam fase padat.
Apabila kesetimbangan dinyatakan dengan KP
KP = PCO2(g) x PH2O(g)
Atau
KP = (CO2(g)) (H2O(g)) x (RT)+2

Contoh soal:
Tentukan harga KC dan KP untuk kesetimbangan
H2O(g)  H2O(g)
Pada suhu 25oC, jika tekanan uap air di udara pada suhu 25oC = 3,17 kPa.
Penyelesaian:
KP = P H2O(g) = 3,17 kPa
KC = KP x (RT)-ng
KC = 3,17 kPa x (8,314 dm3 kPa mol-1 oK-1) (298oK-1)
KC = 1,28 x 10-3 mol dm-3
Contoh kesetimbangan heterogen yang lain:
CaCO3(s)  CaO(s) + CO2(g)
C(s) + O2(g)  2CO(g)
CuSO4.5H2O(s)  CuSO4.3H2O(s) + 2H2O(g)

Pada suhu 25oC dekomposisi CuSO4.5H2O mengalami kesetimbangan pada tekanan 7,8 mmHg. Karena tekanan uap air di udara sekitar 8 – 12 mmHg, maka jika hidrat tersebut dibiarkan di udara tidak akan kehilangan air, tetapi sebaliknya CuSO4.3H2O dibiarkan di udara akan mengikat uap air di udara sehingga mencapai kesetimbangan.

E. Faktor-Faktor Yang Mempengaruhi Kesetimbangan Kimia
Menurut prinsip Chatelier apabila pada sistem kesetimbangan dinamis ada daktor yang mempengaruhi maka untuk mengurangi pengaruh tersebut, sistem kesetimbangan akan berubah hingga mencapai kesetimbangan kembali.
1. Pengaruh perubahan konsentrasi reaktan atau produk
Misalnya pada sistem kesetimbangan:
H2(g) + I2(g) 2HI(g)
Setiap perubahan konsentrasi reaktan maupun konsentrasi reaktan terhadap kesetimbangan tersebut akan menyebabkan sistem menjadi tidak setimbang, sehingga akan terjadi pergeseran kesetimbangan hingga sistem menjadi setimbang kembali.
Apabila ke dalam sistem kesetimbangan tersebut ditambahkan H2 maka I2 dalam sistem akan bereaksi dengan H2 hingga HI menjadi lebih banyak. Setelah terjadi kesetimbangan kembali konsentrasi HO menjadi lebih besar dari semula, oleh karena itu dapat dikatakan bahwa penambahan konsentrasi reaktan pada sistem kesetimbangan tersebut menyebabkan kesetimbangan bergeser ke arah kanan atau ke arah produk.
Sebaliknya apabila ke dalam sistem tersebut ditambahkan HI maka kesetimbangan akan bergeser ke arah kiri atau ke arah reaktan.
Pengaruh perubahan konsentrasi terhadap sistem kesetimbangan kimia ditinjau dari hukum kesetimbangan dapat diterangkan sebagai berikut:
Misalnya untuk sistem kesetimbangan:
2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g)

Apabila ke dalam sistem tersebut ditambah SO2 maka (SO2(g)) menjadi lebih besar, sehingga apabila setelah ditambah SO2:

Maka :
KC’ < KC
Karena pada suhu tetap harga KC juga tetap maka agar KC’ = KC konsentrasi SO¬2 harus diperkecil atau kesetimbangan digeser ke arah pembentukan SO3.
Proses demineralisasi dan remineralisasi Ca5(PO4)3OH(s) yang terdapat pada email gigi merupakan salah satu contoh penggunaan hukum de Chatelier.

Pada gigi yang sehar terdapat kesetimbangan zat seperti di atas, tetapi apabila gigi mengabsorbsi dan gula mengalami fermentasi, maka kesetimbangan akan terganggu karena H+ akan beraksi dengan OH- membentuk H2O dan ion PO43- akan menyebabkan HPO42. Berkurangnya ion OH- dan ion PO43- akan menyebabkan Ca5(PO4)3OH- yang larut lebih banyak, sehingga gigi menjadi rusak. Fluorida dapat mencegah kerusakan gigi karena dapat menggantikan OH- dalam Ca5(PO4)3OH terbentuknya Ca5(PO4)3F, sangat resisten terhadap asam.

2. Pengaruh perubahan suhu
Telah dijelaskan bahwa harga tetapan kesetimbangan adalah tetap pada suhu tetap, sehingga perubahan suhu dapat mempengaruhi sistem kesetimbangan.
Berdasarkan prinsip de Chatelier apabila dalam sistem kesetimbangan suhu dinaikkan maka kesetimbangan akan bergeser ke arah bagian yang menyerap panas.
Misalnya apda isstem ksetimbangan:
N2(g) + 2O2(g)  2NO(g) – 10 ,397 kJ
Apabila suhu dinaikkan kesetimbangan akan bergeser ke arah pembentukan NO.
Secara umum apabila pada sistem kesetimbangan endoterms suhu dinaikkan kesetimbangan akan bergeser ke arah terbentuknya produk, sebaliknya bila pada kesetimbangan eksoterm suhu dinaikkan kesetimbangan akan bergeser ke arah reaktan.
Hubungan antara tetapan kesetimbangan dengan suhu dapat dinyatakan dengan persamaan:

Untuk reaksi yang berlangsung eksoterm misalnya:
N2(g) + 3H2(g)  2NH3(g) Ho = -92 kJ
2SO2(g) + O2(g)  2SO3(g) Ho = -198 kJ
Kenaikkan suhu akan menyebabkan kesetimbangan bergeser ke arah kiri. Atau harga K akan turun jika suhu naik sedang untuk reaksi endotermis harga K akan naik jika suhu dinaikkan.
Contoh soal:
Perubahan entalpi standar, Ho pada reaksi berikut:
2NO2(g) + O2(g)  2NO2(g)
Adalah –113 kJmol-1 dan tetapan kesetimbangan pada suhu 25oC = 1,6.1012. tentukan harga KP pada suhu 125oC.
Penyelesaian:

KP = 1,9254 x 10-8
3. Pengaruh perubahan tekanan dan volume
Pada suhu tetap perubahan volume sistem akan menyebabkan perubahan tekanan. Menurut hukum Boyle kenaikan tekanan eksternal sistem akan menyebabkan volume sistem berkurang.
Karena tekanan gas disebabkan oleh tumbukan molekul-molekul gas terhadap dinding vesel, maka bila jumlah molekul lebih banyak tekanan akan lebih besar.
Sehingga pada kesetimbangan:
N2(g) + 3H2(g)  2NH3(g)
Apabila tekanan gas diperbesar kesetimbangan akan bergeser ke arah kanan (ke arah yang jumlah molekulnya leih kecil). Atau bila para kesetimbangan kimia volume dikecilkan kesetimbangan akan bergeser ke arah yang jumlah molekulnya lebih kecil. Secara matematika dapat dibuktikan akan sistem kesetimbangan seperti berikuti:
N2(g) + I2(g)  2HI(g)
Baik perubahan tekanan maupun perubahan volume tidak akan merubah letak kesetimbangan.
4. Pengaruh penambahan katalisator
Pada bab sebelumnya dijelaskan bahwa pengaruh katalisator pada reaksi kimia adalah menurunkan energi pengaktivan atau mengurangi rintangan energi yang harus dilampaui agar reaksi berlangsung lebih cepat.
Pada sistem kesetimbangan adanya penambahan katalisator tidak mempengaruhi posisi kesetimbangan, melainkan hanya mempercepat tercapainya kesetimbangan.

F. Beberapa Contoh Perhitungan
1. Pada suhu 25oC suatu campuran kesetimbangan:
N2(g) O4  2NO2(g)
Tentukan harga: KP, KC dan Go 298.
Bila pada saat kesetimbangan tekanan total = 85,5 kPa dan tekanan parsial N2O4 = 57,0 kPa.
Penyelesaian:
a. Tekanan parsial NO2 = PNO2 = Ptotal – PN2O4

= 14,25 kPa

b. KC = KP x (RT)-ng = KP x (RT)-1

KC = 5,75 x 10-3 mol dm-3
c. Pada saat kesetimbangan G = 0, sehingga:
Go = -RT ln KP
Go = -8,314 k Pa dm3 mol-1K-1 x (298oK) ln 14,25
Go = -8,314 k Pa dm3 mol-1 x 298 ln 14,25
Go = -2477,572 k Pa dm3 mol-1 x ln 14,25
Go = -6582,306 k Pa dm3 mol-1
Go = -6,582 kJ

2. Suatu sistem kesetimbangan kimia
H2(g) + CO2(g)  CO(g) + H2O(g)
Pada suhu 750oC mempunyai harga KC = 0,771. Bila 1 mol H2 dan 1 mol CO2 dimasukkan dalam vesel yang volumenya 5,0 dm3 kemudian dibiarkan beraksi, tentukan konsentrasi masing-masing komponen pada keadaan setimbang.
Penyelesaian:
Misalnya perubahan konsentrasi H2 = x M
Konsentrasi
Mula-mula Perubahan
Konsentrasi Konsentrasi
Kesetimbangan
(H2(g)) 0,2 M x M (0,2 – x) M
(CO2(g)) 0,2 M x M (0,2 – x) M
(CO(g)) 0 x M x M
(H2O(g)) 0 x M x M

=
KC = 0,771

x -0,87807 x + 0,175614
x = 0,0935
Jadi pada saat kesetimbangan
(CO(g)) = 9,35.10-2 M
(H2O(g)) = 9,35.10-2 M
(H2(g)) = 1,065.10-1 M
(CO2(g)) = 1,065.10-1 M
3. Dalam ruang yang volumenya 1 dm3 pada suhu 25oC terdapat kesetimbangan:
H2(g) + I2(g)  2HI(g)
Dengan konsentrasi pada kesetimbanga:
(H2) = 0,001 M
(I2) = 0,025 M
(HI) = 0,022 M
Tentukan konsentrasi H2, I2 dan HI yang baru bila ke dalam sistem tersebut ditambahkan 0,0005 mol I2!
Penyelesaian:
Konsentrasi
Mula-mula Perubahan
Konsentrasi Konsentrasi
Kesetimbangan
(H2(g)) 0,001 M x M (0,001 – x) M
(I2(g)) (0,025+0,0065)M x M (0,0255 – x) M
(HI(g)) 0,022 M x M (0,022 + 2 x) M

Setelah kesetimbangan yang baru KC harus = 19,36.
Sehingga:

0,000484 + 0,088 + 4×2 = 19,36 (x2 – 0,0265x + 0,0000255)
0,000484 + 0,088 x + 4×2 = 19,36 x2 – 0,51304 + 0,00049368
15,36 x2 – 0,60104 x + 0,00000968 = 0
x2 – 0,0391 x + 0,00000063 = 0

x1 = 0,039085 (tidak mungkin)
x2 = 0,000015
Setelah tercapai kesetimbangan yang baru:
(H2(g)) = (0,001 – 0,000015) = 0,000985 M
(I2(g)) = (0,0255 – 0,000015) = 0,025485 M
(HI(g)) = (0,022 – 0,000030) = 0,02203 M

DAFTAR PUSTAKA

Brady, J.E Dan G.E. Humiston, General Chemistry Priciples And Structure. John Wiley & Sons, New York, 1986.

Hiskia Achmad. Wujud Zat Cair dan Kesetimbangan. ITB, Bandung. 1983.

____________, Stokiometri Energitika Kimia. ITB, Bandung. 1983.

Keenan, Kleinfelter. University Chemistry. Addison Wesley Publishing, Inc, Amsterdam.

Mahan, B.H. University Chemistry. Addison Wesley Publishing. Company, Amsterdam, 1976.

Narsito, dkk. Kimia Dasar. FPMIPA-UGM, Yogyakarta. 1986.

Partington. J.J, MBE Dsc Em Prof. A Text Book Of In Organic Chemistry. Mac Millan And Co, Limt, London, 1953.

Pudjaatmaka. A.H. Kimia Untuk Universitas. Terjemahan, Penerbit Erlangga, Jakarta. 1989.

Sandi Setiawan. Theory Of Everything. Andi Offset, Yogyakarta. 1991.

Satya Prakash Et All. Advanched In Organic Chemistry. S Chand & Company, Ltd, New Delhi, 1980.

matdas

belum di post . sabar

baroo . . hohoho

Hello world!

Welcome to WordPress.com. This is your first post. Edit or delete it and start blogging!